Меню

Электрохимический ряд напряжений составлен по алгебраической



Электрохимический ряд напряжений металлов.

date image2015-09-06
views image327

facebook icon vkontakte icon twitter icon odnoklasniki icon

Металлы, расположенные в порядке возрастания алгебраической величины их электродных потенциалов, образует ряд электрохимической активности металлов, называемый «рядом активности» (рис. 5.5)

Усиление восстановительной активности металлов MgAlMnZnFeCoNiSnPbHCuAgAu Mg 2+ Al 3+ Mn 2+ Zn 2+ Fe 2+ Co 2+ Ni 2+ Sn 2+ Pb 2+ H + Cu 2+ Ag + Au 3+ Усиление окислительной активности ионов металлов

Рис. 5.5 ─ Ряд активности металлов

Чем отрицательнее значение электродного потенциала, тем более активным восстановителем является металл.

Ряд стандартных электродных потенциалов характеризует восстановительную способность металлов в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водной среде при стандартных условиях. Металл может быть восстановителем, т.е. вступать в химическое взаимодействие в том случае, если его потенциал более отрицателен (или менее положителен), чем потенциал окислителя, находящегося в среде.

Типы электродов

Электрохимическими называются окислительно-восстановительные процессы, протекающие на границе раздела: электрод ─ раствор и сопровождающиеся переносом заряда через эту границу.

В строительной отрасли значение данных процессов связано, прежде всего, с электрохимической коррозией металлов, которая наносит миллиардные убытки народному хозяйству. Поэтому знание сущности коррозионных процессов и факторов, влияющих на характер и скорость их протекания, имеет большое значение для выбора рациональных методов защиты строительных конструкций от коррозии.

Источник

Стандартные электродные потенциалы металлов. Ряд напряжений

Стандартный электродный потенциал металла — электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственной соли с концентрацией ионов металла, равной 1 моль/л, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при 25 0 С и давлении 1 атм условно принят равным нулю.

Для определения относительного значения электродного потенциала какого-либо металла составляют гальванический элемент, одним электродом которого является электрод из данного металла, погруженный в раствор его соли, другим — стандартный водородный электрод. Электродвижущую силу такого гальванического элемента легко измерить. Она и будет величиной стандартного потенциала металла, так как стандартный потенциал водородного электрода равен нулю.

Стандартный электродный потенциал — мера электрохимической активности металла.

Располагая металлы в ряд по мере возрастания алгебраической величины их стандартных электродных потенциалов, получаем так называемый « Ряд стандартных потенциалов»

Читайте также:  Снижение эмоционального напряжения у детей

Положение металла в ряду стандартных потенциалов характеризует его восстановительную способность, а также окислительные свойства его ионов в водных растворах при стандартных условиях. Чем меньше значение алгебраической величины стандартного электродного потенциала, тем большими восстановительными свойствами обладает данный металл в виде простого вещества, и тем меньше окислительные способности проявляют его ионы и наоборот.

Величина электродного потенциала металла зависит не только от природы металла, но и от концентрации ионов металла в растворе и температуры (зависимость выражается уравнением Нернста):

0,059lg CMe n +

Е Ме/Ме n + = Е 0 Ме/Ме n + +

n

Из уравнения видно, что при С =1 моль/л ЕМе/Ме n + = Е 0 Ме/Ме n + , т.е равновесный электродный потенциал равен его стандартному потенциалу.

3. Гальванический элемент— это устройство, и котором химическая энергия окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую (возникает электрический ток).

Электроды в гальваническом элементе две металлические пластинки: на электроде из более активного металла происходит окисление атомов металла в ионы (растворение металла), при этом электроны поступают во внешнюю цепь; на электроде из менее активного металла происходит восстановление его ионов из раствора в атомы, которые осаждаются на электроде.

Одновременно часть анионов в растворе переходит по электролитическому ключу в сосуд с раствором соли более активного металла. Поскольку электроны восстановителя передаются окислителю по проводнику, то химическая энергия реакции превращается в электрическую.

Электрический ток в гальваническом элементе обусловлен направленным движением электронов (во внешней цепи) и анионов (во внутренней цепи).

Следует различать знаки электродов и их названия. Название электродам дается в соответствии с процессами, которые на них протекают: электрод, на котором происходит процесс окисления называется анодом, а электрод на котором происходит процесс восстановления — катодом.

Анод в гальваническом элементе принято считать отрицательным, а катод — положительным.

Гальванический элемент (рис.2) обычно изображают краткой электрохимической схемой или в ионном виде.

Краткая электрохимическая схема этого гальванического элемента:

Ионный вид схемы: А(-) Mg Mg 2+ Zn 2+ Zn (+) К

Читайте также:  Преобразователь напряжения как устроен

Одна вертикальная линия означает границу между электродом и раствором, две вертикальные линии — границу между растворами, в скобках указаны знаки электродов.

Исходя из положения металлов в ряду стандартных потенциалов, находим , что магний является более активным металлом ( Е 0 Mg/Mg 2+ = — 2,36 В), чем цинк (Е 0 Zn/Zn 2+ = — 0,76В), следовательно, процесс окисления будет происходить на магниевом электроде, а процесс восстановления — на цинковом.

Mg 2 Zn

-_ -_ _ -_-_-_ 1 -_-_ _ _ -_-_

Рис.2 Гальванический элемент: 1 — микростаканчики;

2 — электролитный мостик; 3- гальванометр.

Процессы, происходящие на электродах при работе гальванического элемента представляют электронными уравнениями:

А (-) Mg 0 — 2 e = Mg 2+ — окисление

К (+) Zn 2+ + 2 e = Zn 0 — восстановление

Mg 0 + Zn 2+ = Mg 2+ + Zn 0

Суммируя процессы, происходящие на электродах, получим то же уравнение реакции, что и при взаимодействии магния с раствором нитрата цинка: Mg + Zn(NO3)2 = Mg(NO3)2 + Zn . Разница в том, что при взаимодействии магния с раствором нитрата цинка электроны переходят от магния к ионам цинка, т.е. от восстановителя к окислителю непосредственно , а при работе гальванического элемента — по внешнему проводнику, т.е. процессы окисления и восстановления пространственно разделены.

Причиной возникновения и протекания электрического тока в гальваническом элементе является разность электродных потенциалов.

Электродвижущую силу (Э.Д.С.) любого гальванического элемента можно вычислить по разности электродных потенциалов катода и анода. Так, для магниево-цинкового гальванического элемента находим:

Главный критерий возможности самопроизвольного протекания реакции в гальваническом элементе — положительное значение Э.Д.С.

4. Коррозия металлов — это самопроизвольный процесс разрушения металлов под воздействием окружающей среды.

По механизму протекания коррозийного разрушения различают два типа коррозии — химическую и электрохимическую.

Химической коррозией называется разрушение металла окислением его в окружающей среде без возникновения электрического тока в системе: в этом случае происходит взаимодействие металла с составными частями среды — с газами и неэлектролитами.

Электрохимической коррозией называется разрушение металла в среде электролита с возникновением внутри системы электрического тока. В этом случае наряду с химическими процессами (отдача электронов) протекают и электрические (перенос электронов от одного участка к другому).

Читайте также:  Трехфазный источник постоянного напряжения

Электрохимическую коррозию вызывают главным образом загрязнения, примеси, содержащиеся в металле, или неоднородности его поверхности, а также контакт двух металлов. В этих случаях при соприкосновении металла с электролитом (электролитом может быть влага, адсорбируемая из воздуха) на его поверхности возникает множество короткозамкнутых микрогальванических элементов, в которых анодами являются частицы металла, катодами — загрязнения , примеси. Аноды растворяются, на катодах происходит связывание электронов.

Таким образом, при электрохимической коррозии (как в случае контакта разнородных металлов, так и в случае образования гальванических микроэлементов на поверхности одного металла) поток электронов направлен от более активного металла (с меньшей величиной электродного потенциала) к менее активному проводнику (с большей величиной электродного потенциала) и более активный металл корродирует (окисляется).

Окислители, принимающие электроны у катода, называются катодными диполяризаторами. Катодными диполяризаторами служат ионы водорода Н + (в кислой среде) и кислород воздуха, всегда содержащийся в воде и ее растворах. Таким образом, в кислой среде на катоде происходит восстановление ионов водорода (выделяется молекулярный водород), в нейтральной и щелочной средах происходит восстановление кислорода, а водород не выделяется:

Пример: Какой металл будет коррозировать во влажном воздухе, если хром находиться на контакте с медью?

Составить схему гальванического элемента, работающего при коррозии металлов.

Исходя из положения металла в ряду стандартных потенциалов, находим, что хром является более активным металлом (Е 0 Cr/Cr 3+ = — 0.74 B), чем медь (Е 0 Cu/Cu 2+ = + 0,34 В), и в образующейся паре Cr будет анодом, а катодом — медь. Катодным деполяризатором является кислород. Хромовый анод растворяется, а на медном катоде идет восстановление кислорода.

Схема работающего гальванического элемента:

А (-) 4 Cr 0 — 3 e = Cr 3+ — окисление

К (+) 3 О2 + 2Н2О + 4 е = 4ОН -восстановление

4 Cr 0 + 3 O2 + 6 H2O = 4 Cr 3+ +12 OH

Cr 3+ + 3 OH = Cr (OH)3 , следовательно корродирует хром.

Источник