egc-4.4· Глава 4: Неорганическая химия· ~14 мин

Электролиз и коррозия металлов

Электролиз расплавов и растворов, катодно-анодные процессы, расчёты по закону Фарадея, химическая и электрохимическая коррозия и защита металлов

Электролиз — это окислительно-восстановительный процесс, протекающий при прохождении постоянного тока через расплав или раствор электролита. На отрицательном электроде (катоде) идёт восстановление — катион принимает электроны; на положительном электроде (аноде) идёт окисление. В растворах солей участие воды меняет процесс: катионы активных металлов (до K, Na, Ca, Al) не восстанавливаются на катоде — вместо них из воды выделяется водород; металлы, стоящие после водорода в ряду активности (Cu, Ag), осаждаются на катоде в виде свободного металла. На аноде кислотные остатки-галогениды (Cl−\text{Cl}^-) дают свободный галоген, кислородсодержащие остатки (SO42−\text{SO}_4^{2-}, NO3−\text{NO}_3^-) — кислород. Коррозия — это самопроизвольное разрушение металлов под действием окружающей среды; химическая коррозия протекает в сухих газах, электрохимическая — в электролитной (влажной) среде при контакте двух разных металлов. Для защиты металлов используют покрытия, сплавы и протектор (более активный металл).

📌Пример

Например: при электролизе раствора NaCl\text{NaCl} на катоде из воды выделяется H2\text{H}_2, на аноде Cl−\text{Cl}^- окисляется до Cl2\text{Cl}_2, а в растворе накапливается NaOH\text{NaOH}.

Ключевые термины

Электролиз — Окислительно-восстановительный процесс, протекающий при прохождении постоянного тока через расплав или раствор электролита.
Катод (−)(-) — Отрицательный электрод; здесь идёт восстановление, катион принимает электроны.
Анод (+)(+) — Положительный электрод; здесь идёт окисление, анион отдаёт электроны.
Коррозия — Самопроизвольное разрушение металлов под действием окружающей среды.
Электрохимическая коррозия — Коррозия, протекающая в электролитной (влажной) среде при контакте двух разных металлов.
Протекторная защита — Присоединение к защищаемому металлу более активного металла; активный металл разрушается как анод, менее активный — защищается.
Продукты на катоде и аноде при электролизе раствора
Тип солиНа катодеНа аноде
Активный металл + галогенид (NaCl\text{NaCl})из воды H2\text{H}_2галоген Cl2\text{Cl}_2
Активный металл + кислородный остаток (K2SO4\text{K}_2\text{SO}_4)из воды H2\text{H}_2из воды O2\text{O}_2
Малоактивный металл + галогенид (CuCl2\text{CuCl}_2)металл Cuгалоген Cl2\text{Cl}_2
Малоактивный металл + кислородный остаток (CuSO4\text{CuSO}_4)металл Cuиз воды O2\text{O}_2

Катионы K–Al в растворе не осаждаются; Cl−\text{Cl}^-, Br−\text{Br}^-, I−\text{I}^- дают галоген, SO42−\text{SO}_4^{2-} и NO3−\text{NO}_3^- — O2\text{O}_2.

Сравнение химической и электрохимической коррозии
ПризнакХимическая коррозияЭлектрохимическая коррозия
Средасухая газовая средаэлектролитная (влажная) среда
Условиеодин металл, без водыконтакт двух разных металлов
Разрушаемый металлсам металлболее активный металл (анод)

Наличие воды (электролита) в среде делает коррозию электрохимической.

✎Если при электролизе раствора CuSO4\text{CuSO}_4 осадилось 6,46{,}4 г Cu, объём O2\text{O}_2 на аноде (Cu=64)(\text{Cu}=64)
  1. 1Находим n(Cu)n(\text{Cu}): n=mM=6,464=0,1n = \frac{m}{M} = \frac{6{,}4}{64} = 0{,}1 моль
  2. 2Число электронов: Cu2++2e−→Cu\text{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Cu}, значит n(e−)=2⋅0,1=0,2n(e^-) = 2 \cdot 0{,}1 = 0{,}2 моль
  3. 3Находим n(O2)n(\text{O}_2): 2H2O−4e−→O2+4H+2\text{H}_2\text{O} - 4e^- \rightarrow \text{O}_2 + 4\text{H}^+, n(O2)=0,24=0,05n(\text{O}_2) = \frac{0{,}2}{4} = 0{,}05 моль
  4. 4Объём (н.у.): V=n⋅22,4=0,05⋅22,4=1,12V = n \cdot 22{,}4 = 0{,}05 \cdot 22{,}4 = 1{,}12 л
✎При электролизе раствора NaCl\text{NaCl} на аноде выделилось 2,242{,}24 л Cl2\text{Cl}_2; масса H2\text{H}_2 на катоде (H=1)(\text{H}=1)
  1. 1Находим n(Cl2)n(\text{Cl}_2): n=V22,4=2,2422,4=0,1n = \frac{V}{22{,}4} = \frac{2{,}24}{22{,}4} = 0{,}1 моль
  2. 2Уравнение: 2NaCl+2H2O→2NaOH+H2↑+Cl2↑2\text{NaCl} + 2\text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\text{NaOH} + \text{H}_2{\uparrow} + \text{Cl}_2{\uparrow}
  3. 3Находим n(H2)n(\text{H}_2): По уравнению n(H2)=n(Cl2)=0,1n(\text{H}_2) = n(\text{Cl}_2) = 0{,}1 моль
  4. 4Масса: m=n⋅M=0,1⋅2=0,2m = n \cdot M = 0{,}1 \cdot 2 = 0{,}2 г
🚫Частая ошибка

Если в CuCl2\text{CuCl}_2 осадилось 0,20{,}2 моль Cu, то на аноде выделится 0,20{,}2 моль Cl2\text{Cl}_2. И Cu, и Cl2\text{Cl}_2 связаны с 2 электронами, поэтому n(Cl2)=n(Cu)n(\text{Cl}_2) = n(\text{Cu}) — делить пополам ошибочно.

⚠️Внимание

Не путайте расплав и раствор: при электролизе расплава NaCl\text{NaCl} на катоде получается Na, а при электролизе раствора NaCl\text{NaCl} — из-за наличия воды на катоде выделяется H2\text{H}_2.

⚠️Внимание

Для выделения O2\text{O}_2 на аноде требуется 4 электрона (2H2O−4e−→O22\text{H}_2\text{O} - 4e^- \rightarrow \text{O}_2). n(O2)=n(e−)4n(\text{O}_2) = \frac{n(e^-)}{4} — не забывайте этот коэффициент.

💡Заметка

Выбор аниона на аноде: галогениды (Cl−\text{Cl}^-, Br−\text{Br}^-, I−\text{I}^-) дают свободный галоген, кислородсодержащие остатки (SO42−\text{SO}_4^{2-}, NO3−\text{NO}_3^-) — O2\text{O}_2.

💡Заметка

В протекторе разрушается БОЛЕЕ АКТИВНЫЙ металл: в оцинкованном железе — Zn, в паре Mg–Fe — Mg; рядом с малоактивной Cu разрушается само Fe.

Правила

  1. 1На катоде (−)(-) — восстановление, на аноде (+)(+) — окисление.
  2. 2При электролизе раствора катионы K–Al на катоде не восстанавливаются; вместо них из воды выделяется H2\text{H}_2; малоактивные металлы (Cu, Ag) осаждаются.
  3. 3На аноде галогенид-ионы (Cl−\text{Cl}^-, Br−\text{Br}^-) дают свободный галоген, кислородсодержащие остатки (SO42−\text{SO}_4^{2-}, NO3−\text{NO}_3^-) — O2\text{O}_2.
  4. 4Химическая коррозия протекает в сухой среде (газах), электрохимическая — в электролитной среде при контакте двух металлов.
  5. 5При электрохимической коррозии более активный металл разрушается как анод, менее активный — защищается (протекторная защита).

Тренировка

15 лёгких · 15 средних · 15 сложных

В каждом тесте — 10 случайных вопросов

ЛёгкийСреднийСложныйМикс