Электролиз

Электролиз — процесс синтеза или разложения веществ с помощью электрического тока, О-В процесс, полуреакции которого осуществляются на отдельных электродах. В процессе электролиза катионы движутся к катоду, анионы — к аноду и на нём окисляются. Отличие от ГЭ: в ГЭ протекает самопроизвольный ОВ процесс, а при электролизе происходит процесс потребления электрической энергии. Перенапряжение () — величина дополнительного потенциала (напряжения) по сравнению с равновесным, необходимая для протекания электродного процесса с определённой скоростью. Для того, чтобы пошёл электролиз, величина приложенного напряжения должна превышать стандартную ЭДС. При равновесном  в системе имеет место равновесие, электролиз не идёт. Электролиз возможен при условии, что U_{электролиза} = E_{равновесн} + . При электролизе перенапряжение представляет собой сумму  катода и анода. _кат смещает равновесный электродный потенциал в отрицательную сторону. _анодн смещает равновесный электродный потенциал в положительную сторону. Скорость электролиза — величина тока через единицу поверхности электрода D [А/см²]. Факторы, влияющие на : природа, материал электрода, концентрация электролита, v  D. Правило электролиза: при конкурирующих процессах на катоде в первую очередь выделяется тот электролит, потенциал которого больше, а на аноде — меньше. При электролизе растворов на катоде в первую очередь разряжаются те ионы, потенциал которых с учётом  больше, а на аноде — меньше. Если анод – металл, то среди конкурирующих процессов необходимо учесть возможность растворения самого анода. При электролизе водных растворов галогенов на аноде выделяются в свободном виде галоген, а не кислород, т. к. их  << (O₂).  разряда кислородосодержащих ионов с учётом перенапряжения больше 2,5 В, поэтому их водных растворов они не разряжаются на катоде. Большие величины перенапряжения выделения водорода при разряде на некоторых активных металлах используются для получения этих металлов из водных растворов. Пример: Электролит: KI, pH = 7. Катод: Cu,  = (H₂/Cu) = 0,7 V Анод: Cu,  = (H₂/Cu) = 0,7 V Характеристика электролита: KI  K⁺ + I^-. H₂O  H⁺ + OH^-, pH = 7. Вероятные процессы на катоде и аноде: На катоде: 1)K⁺ + e^-  K⁰,  = ⁰(K⁰/K) - (K/K⁰) = –2,7 – 0 = –2,7 V. 2) 2H₂O + 2e^-  H₂ + 2OH^- (из стр. 100).  = ⁰(H₂/H⁺) - (H₂/C?) = -0,4 V. ₁ < ₂  На катоде в первую очередь пойдёт процесс 2. На аноде: 3) 2I^- – 2e  I₂,  = ⁰(I₂/I) + (I₂) = 0,54. Пойдёт этот. 4) 2H₂0 – 4e  O₂ + 2H₂,  = ⁰(O₂/O^-2) + (O₂/Cu) = 0,814 + 1,1 = 1,914 V. Уравнение электролиза (2) + (3): 2H₂O + 2e + 2I^- - 2e  электролиз  H₂ + 2OH^- + I₂.

Коррозия металлов

Коррозия — разрушение металла (редко материала) в результате химического (электрохимического) воздействия. Химическая коррозия — разрушение металла под действием окислителей окружающей среды, если среда не электропроводна. Скорости химической коррозии зависит от скорости диффузии газа через поверхность плёнки к металлу, а также от встречной диффузии металла. Электрохимическая коррозия — процессы окисления и восстановления пространственно разделены. Возникает в химических средах с ионной проводимостью при наличии контакта разнородных металлов за счёт образования гальванических микроэлементов. При коррозии происходит анодное растворение металла за счёт катодного восстановления окислителя среды H⁺ (pH < 7) и O₂?(pH  7) При коррозии скорость более активного металла возрастает, а менее активного — убывает. Процесс коррозии пойдёт амопроизвольно, если _ок > _аосст. Методы защиты о коррозии: Покрытие металлом: более активный металл является защитным для основного независимо от дефектов. Покрытие железа цинком. Zn – 2e  Zn²⁺; 2H⁺ + 2e  H₂ Покрытие неметаллом: только при отсутствии дефектов.