книги из ГПНТБ / Основы гальванотехники П. М. Вячеславов. 1960- 9 Мб
.pdfосновы
ГАЛЬВАНОТЕХНИКИ
ЛЕНИЗДАТ
19 6 0
В книге даны основные электрохимические сведе ния, необходимые для грамотного осуществления галь ванических процессов. Подробно изложены в ней про цессы подготовки и нанесения гальванических и хими ческих покрытий, а также наиболее доступные и простые в условиях цеховых лабораторий методы контроля гальванических ванн и покрытий.
Книга предназначается в качестве пособия для по вышения квалификации молодых рабочих и лаборантов гальванических цехов.
ТОО ПУБЛИЧНАЯ |
д ( Д 9 |
чУЧНЯ-ТЕХИ- чмаиа* |
Л, Q Т*» ЙЛ |
Глава I |
|
ОСНОВНЫЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЯ ОБ ЭЛЕКТРОЛИЗЕ |
|
1. Теория электролитической диссоциации. Электролиз |
|
Различные вещества по-разному воспринимают элек |
|
трический ток. Металлы |
хорошо проводят его. Вод |
ные растворы оснований, |
кислот и солей также проводят |
электрический ток, однако значительно хуже, чем |
металлы. Другие вещества, например резина, спирт, бензол, неэлектропроводны.
Вещества, проводящие электрический ток, назы ваются электролитами. Таким образом, водные растворы кислот, оснований и солей являются электролитами.
Электропроводности?водных растворов кислот, ос нований и солей объясняет теория электролитической диссоциации. Основные положения этой теории за ключаются в следующем.
Электролиты при растворении в воде частично или полностью распадаются на положительно и отрица тельно заряженные ионы. Так, например, хлористый натрий образует в растворе положительно заряжен
ный ион натрия Na+ и отрицательно заряженный ион
хлора СПИоны могут быть „простыми" и „сложными". „Про
стой" ион образуется из одного атома. Например, ион хлора С1“ является „простым" ионом. Ион, образо вавшийся из нескольких атомов, называется „сложным^. Примером „сложного" иона может служить ион NO3,
присутствующий в водном растворе азотной кислоты.
з
Ионы свободно и беспорядочно передвигаются в растворе в разных направлениях. Они обладают свойствами, отличными от свойств образовавших их атомов. Так, например, атомы натрия взаимодействуют с водой, выделяя при этом водород и образуя в рас творе едкий натр. Ионы натрия при соединении с водой не образуют указанных продуктов. Газообраз ный хлор имеет желто-зеленый цвет и резкий запах. Ионы хлора бесцветны и не обладают запахом.
Распад молекул электролита на ионы под действием растворителя называется электролитической диссоциацией.
Этот процесс происходит не только в воде, но и в некоторых других жидкостях. Исследование свойств растворов электролитов показывает, что диссоциация молекул не протекает полностью. В концентрирован ных растворах присутствуют главным образом недиссоциированные молекулы. В сильно разбавленных растворах почти все молекулы электролита диссо циированы.
Отношение числа диссоциированных молекул к общему числу растворенных молекул называется степенью диссоциа ции электролита. Так, например, если из каждых 100 молекул хлористого натрия, которые были раство рены в воде, 70 молекул распались на ионы, то степень диссоциации электролита равна 0,7, или 70%. Электро литы, хорошо диссоциирующие на ионы, называются сильными электролитами. К слабым электролитам относятся те, которые образуют в растворе лишь небольшое число ионов. Сильными электролитами являются такие кислоты, как, например, соляная, сер ная, азотная, почти все соли и щелочи (кроме NH4OH). К слабым электролитам относятся такие кислоты, как, например, угольная кислота Н2СО3, борная кислота Н3ВО3. По этой причине растворы серной кислоты хорошо проводят ток, а растворы угольной кислоты — плохо.
Вода является очень слабым электролитом. Она лишь в незначительной степени диссоциирована на ионы водорода и гидроксила по уравнению:
Н2О Z Н+ + он-
4
В химически чистой воде концентрация свободных ионов водорода и гидроксила ничтожно мала, и их присутствие может быть обнаружено только очень чувствительными приборами.
Теория электролитической диссоциации позволила объяснить сущность явлений, происходящих при про пускании электрического тока через раствор элек тролита.
Рассмотрим электролиз водного раствора хлори стого цинка ZnCl2. В водном растворе молекулы этой соли диссоциируют на положительно заряженные ионы цинка и отрицательно заряженные ионы хлора:
ZnCl2 X Zn++ 4-2С1-
Ионы цинка и ионы хлора находятся в растворе в непрерывном хаотическом движении.
При включении тока разноименно заряженные ионы начинают испытывать на себе притяжение электродов: ионы цинка передвигаются к отрицательному полюсу — катоду, а ионы хлора к положительному полюсу — аноду.
Из электротехники известно, что электрический ток в проводниках представляет собой движение электро нов от отрицательного полюса источника тока к по ложительному. Положительные ионы цинка, подойдя к катоду, будут забирать от него электроны и пре вращаться в нейтральные атомы, т. е. восстанавли ваться. Так как ион цинка имеет два положительных заряда, то он снимает с катода два электрона. Этот процесс можно изобразить следующим уравнением:
Zn++ + 2е Zn.
Отрицательные ионы хлора, соприкасаясь с анодом (имеется в виду нерастворимый анод), будут отдавать ему электроны, т. е. окисляться, и образовывать ней тральные атомы. Процесс окисления иона хлора в атом хлора выражается уравнением:
С1--> С1 + «.
Таким образом, при прохождении электрическоготока через раствор электролита
5
у электродов происходят окислительновосстановительные процессы: на катоде восстановление, а на аноде — окисление. Такой процесс и называется электроли зом.
Нейтральные атомы, образовавшиеся при разряде ионов у электродов, называются первичными продук тами электролиза. В нашем примере первичными про дуктами электролиза являются металлический цинк на катоде и газообразный хлор на аноде.
Явления электролиза нередко осложняются, и про дуктами электролиза являются не те вещества, ионы которых присутствуют в растворе. Связано это с тем обстоятельством, что образовавшиеся нейтральные атомы могут вступать в химическое взаимодействие между собой или с водой, образуя уже вторичные продукты электролиза.
Кроме того, следует иметь в виду, что помимо ионов растворенного вещества во всяком водном рас творе присутствуют еще водородные и гидроксиль ные ионы — продукты диссоциации воды. При электро лизе они также будут перемещаться к электродам:
ионы водорода —к катоду, |
а |
гидроксильные ионы— |
к аноду. Вследствие этого |
у |
катода, так же как |
и у анода, могут разряжаться два вида ионов. В галь ванической практике на катоде происходит обычно совместный разряд двух видов ионов: водорода и ме талла. Что же касается анодного процесса, то за исключением процесса хромирования вопрос упро щается применением растворимых анодов из того же металла, ионы которого разряжаются на катоде. Так, например, если в нашем примере нерастворимый гра фитовый электрод заменить цинковым, то металл анода (цинк) будет сам переходить в раствор в виде положительных ионов, оставляя на аноде свободные электроны, так как атомы цинка теряют электроны легче, чем ионы хлора. В этом случае процесс оки сления у анода будет выражаться уравнением:
Zn->Zn++4-2tf.
Электролиз сведется, следовательно, к переносу цинка с анода на катод.
2. Законы Фарадея
Английский физик Фарадей установил следующие законы электролиза.
1. Весовое количество выделяемого при электролизе вещества прямо пропорционально количеству про шедшего через раствор электричества.
Например, если при прохождении тока силой 1 а за 1 час на катоде выделится 10 г какого-либо ве щества, то при прохождении тока силой 10 а в тече ние 1 часа этого вещества должно выделиться 100 г.
Рис. 1. Схема установки для иллюстрации второго закона Фарадея.
2. При пропускании одинакового количества электри чества через растворы различных электролитов коли чества каждого из выделившихся веществ пропор циональны их химическим эквивалентам.
Для иллюстрации этого закона проделывают сле дующий опыт.
Электрический ток пропускают через ряд рас творов электролитов, например через раствор соляной кислоты, медного купороса, станната натрия и хромо вой кислоты. Растворы помещают в стаканы, в каж дый из которых погружают два электрода: катод и анод (рис. 1). Чтобы обеспечить прохождение со вершенно одинаковых количеств электричества через все растворы, электроды соединяют последовательно. Оказывается, что за время, в течение которого из раствора соляной кислоты выделяется 1 ? водорода,
7
из |
остальных |
растворов |
выделится 31,8 |
г меди, 29,7 г |
|||||
олова и 8,7 |
г |
хрома. |
|
|
количества |
металлов |
|||
|
Сопоставляя |
выделившиеся |
|||||||
с атомными |
весами тех |
же |
металлов, |
находим, что |
|||||
вес |
меди в |
п |
раза меньше ее |
|
7 63,6 \ |
веса |
(-W-) , |
||
2 |
атомного |
||||||||
вес |
олова |
соответственно в |
л |
( 118>8 \ |
а хрома |
||||
4 |
раза (—j2—). |
||||||||
а |
|
|
I |
52 \ |
|
|
|
|
|
в 6 |
раз меньше |
(-g—). |
|
|
|
|
|
Так как эквивалентный вес равен атомному весу, деленному на валентность, то нетрудно усмотреть, что выделившиеся количества равны их грамм-эквива лентам. (Грамм-эквивалентом называется число грам мов вещества, равное его эквиваленту.)
Измерение количеств выделившихся веществ у ано дов дает те же самые результаты. Так, в первом
стакане выделяется 1 грамм-эквивалент |
хлора (35,5 г), |
||
а во |
втором, третьем и четвертом |
стаканах — по |
|
1 грамм-эквиваленту кислорода (8 г). |
|
||
Для того чтобы выделить 1 |
грамм-эквивалент ве |
||
щества, |
требуется пропустить |
через электролит- |
96500 кулонов электричества (так называемое число, Фарадея). В практических расчетах трудно пользо ваться кулоном (1 ампер-секунда), так как продолжи тельность гальванического процесса исчисляется ча сами или долями часа. Ампер-час более удобная еди
ница для пользования. Так как 1 |
кулон соответствует |
||
1 ампер-секунде, |
то 96 500 кулонов |
будут соответ |
|
ствовать 96 500 |
ампер-секундам, |
или |
26,8 ампер-часа |
(сокращенно а-ч). |
электролит 26,8 а-ч |
||
Если при пропускании через |
количества электричества выделяется 1 грамм-экви валент вещества, то при прохождении 1 а-ч выделится вещества в 26,8 раза меньше. Эта величина назы вается электрохимическим эквивалентом.
Следовательно, зная атомный вес и валентность, можно определить электрохимический эквивалент, ко
торый будет равен:
_ А
а~ п-26,8’
где а — электрохимический эквивалент, в г{а-ч\ А — атомный вес; п — валентность.
8