Elektrokemični sistemi

Splošne značilnosti

elektrokemija - veja kemije, ki proučuje procese nastanka potencialnih razlik in pretvorbo kemijske energije v električno energijo (galvanski členi) ter izvajanje kemijskih reakcij zaradi porabe električne energije (elektroliza). Ta dva procesa, ki imata skupno naravo, se pogosto uporabljata v sodobni tehnologiji.

Galvanski členi se uporabljajo kot avtonomni in majhni viri energije za stroje, radijske naprave in krmilne naprave. Z elektrolizo pridobivamo različne snovi, obdelujemo površine in ustvarjamo izdelke želene oblike.

Elektrokemični procesi ne koristijo vedno ljudem, včasih pa povzročajo veliko škodo, povzročajo večjo korozijo in uničenje kovinskih konstrukcij. Da bi lahko spretno uporabljali elektrokemične procese in se borili proti nezaželenim pojavom, jih je treba proučiti in jih znati regulirati.

Vzrok za nastanek elektrokemičnih pojavov je prenos elektronov ali sprememba oksidacijskega stanja atomov snovi, ki sodelujejo v elektrokemičnih procesih, to je redoks reakcije, ki se pojavljajo v heterogenih sistemih. Pri redoks reakcijah se elektroni neposredno prenesejo z redukcijskega sredstva na oksidacijsko sredstvo. Če so procesi oksidacije in redukcije prostorsko ločeni, elektroni pa so usmerjeni vzdolž kovinskega prevodnika, bo tak sistem predstavljal galvanski člen. Vzrok za nastanek in potek električnega toka v galvanskem členu je potencialna razlika.

Potencial elektrode. Merjenje elektrodnih potencialov

Če vzamete ploščo katere koli kovine in jo spustite v vodo, se ioni površinske plasti pod vplivom polarnih molekul vode odcepijo in hidrirajo v tekočino. Zaradi tega prehoda se tekočina nabije pozitivno, kovina pa negativno, saj se na njej pojavi presežek elektronov. Kopičenje kovinskih ionov v tekočini začne zavirati raztapljanje kovine. Vzpostavi se mobilno ravnovesje

Me 0 + mH 2 O = Me n + × m H 2 O + ne -

Stanje ravnotežja je odvisno tako od aktivnosti kovine kot od koncentracije njenih ionov v raztopini. Pri aktivnih kovinah v napetostnem nizu do vodika se interakcija s polarnimi molekulami vode konča z ločitvijo pozitivnih kovinskih ionov s površine in prehodom hidratiranih ionov v raztopino (slika b). Kovina postane negativno nabita. Postopek je oksidacija. Z večanjem koncentracije ionov ob površini postane verjeten obratni proces – redukcija ionov. Elektrostatična privlačnost med kationi v raztopini in presežnimi elektroni na površini tvori dvojno električno plast. To vodi do pojava določene potencialne razlike ali potencialnega skoka na vmesniku med kovino in tekočino. Potencialna razlika, ki nastane med kovino in okoliškim vodnim okoljem, se imenuje potencial elektrode. Ko kovino potopimo v raztopino soli te kovine, se ravnotežje premakne. Povečanje koncentracije ionov določene kovine v raztopini olajša proces prehoda ionov iz raztopine v kovino. Kovine, katerih ioni imajo pomembno sposobnost prehajanja v raztopino, bodo v taki raztopini pozitivno nabite, vendar v manjši meri kot v čisti vodi.

Pri neaktivnih kovinah je ravnotežna koncentracija kovinskih ionov v raztopini zelo majhna. Če takšno kovino potopimo v raztopino soli te kovine, se pozitivno nabiti ioni sproščajo na kovino hitreje kot prehod ionov iz kovine v raztopino. Površina kovine bo dobila pozitiven naboj, raztopina pa negativen naboj zaradi presežka anionov soli. In v tem primeru se na vmesniku kovina-raztopina pojavi električna dvojna plast, torej določena potencialna razlika (slika c). V obravnavanem primeru je potencial elektrode pozitiven.

riž. Postopek prehoda iona iz kovine v raztopino:

a – ravnovesje; b – raztapljanje; c – odlaganje

Potencial vsake elektrode je odvisen od narave kovine, koncentracije njenih ionov v raztopini in temperature. Če kovino potopimo v raztopino njene soli, ki vsebuje en mol kovinskega iona na 1 dm 3 (katere aktivnost je 1), bo potencial elektrode konstanten pri temperaturi 25 o C in tlaku 1 bankomat Ta potencial se imenuje standardni potencial elektrode (E o).

Kovinski ioni s pozitivnim nabojem, ki prodrejo v raztopino in se gibljejo v potencialnem polju vmesnika kovina-raztopina, porabijo energijo. Ta energija se kompenzira z delom izotermnega raztezanja od višje koncentracije ionov na površini do nižje v raztopini. Pozitivni ioni se kopičijo v površinski plasti do koncentracije z O, nato pa gredo v raztopino, kjer je koncentracija prostih ionov z. Delo električnega polja EnF je enako izotermnemu delu raztezanja RTln(с o /с). Z enačenjem obeh izrazov dela lahko izpeljemo velikost potenciala

En F = RTln(s o /s), -E = RTln(s/s o)/nF,

kjer je E kovinski potencial, V; R – univerzalna plinska konstanta, J/mol K; T – temperatura, K; n – naboj iona; F – Faradayevo število; с – koncentracija prostih ionov;

с о – koncentracija ionov v površinski plasti.

Vrednosti potenciala ni mogoče neposredno izmeriti, saj je vrednosti potenciala nemogoče eksperimentalno določiti. Vrednosti elektrodnih potencialov se eksperimentalno določijo glede na vrednost druge elektrode, katere potencial običajno velja za nič. Takšna standardna ali referenčna elektroda je normalna vodikova elektroda (n.v.e.) . Struktura vodikove elektrode je prikazana na sliki. Sestavljen je iz platinaste plošče, prevlečene z elektrolitsko naneseno platino. Elektrodo potopimo v 1 M raztopino žveplove kisline (aktivnost vodikovih ionov je 1 mol/dm3) in jo speremo s tokom plinastega vodika pod tlakom 101 kPa in T = 298 K. Ko je platina nasičena z vodik se vzpostavi ravnovesje na kovinski površini, celoten proces je izražen z enačbo

2Н + +2е ↔ Н 2 .

Če kovinsko ploščo, potopljeno v 1 M raztopino soli te kovine, z zunanjim vodnikom povežemo s standardno vodikovo elektrodo, raztopini pa povežemo z elektrolitskim ključem, dobimo galvanski člen (slika 32). Elektromotorna sila tega galvanskega člena bo količina standardni potencial elektrode dane kovine (E O ).

Shema za merjenje standardnega elektrodnega potenciala

glede na vodikovo elektrodo

Če vzamemo cink v 1 M raztopini cinkovega sulfata kot elektrodo in jo povežemo z vodikovo elektrodo, dobimo galvansko celico, katere vezje bo zapisano na naslednji način:

(-) Zn/Zn 2+ // 2H + /H 2, Pt (+).

Na diagramu ena črta označuje vmesnik med elektrodo in raztopino, dve črti pa vmesnik med raztopinama. Na levi je napisana anoda, na desni katoda. V takem elementu poteka reakcija Zn o + 2H + = Zn 2+ + H 2 in elektroni prehajajo skozi zunanji tokokrog od cinkove do vodikove elektrode. Standardni potencial elektrode za cinkovo ​​elektrodo (-0,76 V).

Če za elektrodo vzamemo bakreno ploščo, pod določenimi pogoji v kombinaciji s standardno vodikovo elektrodo dobimo galvanski člen

(-) Pt, H 2 /2H + //Cu 2+ /Cu (+).

V tem primeru pride do reakcije: Cu 2+ + H 2 = Cu o + 2H +. Elektroni se premikajo skozi zunanji tokokrog od vodikove elektrode do bakrene elektrode. Standardni elektrodni potencial bakrene elektrode (+0,34 V).

Razpon standardnih elektrodnih potencialov (napetosti). Nernstova enačba

Z razporeditvijo kovin v naraščajočem vrstnem redu njihovih standardnih elektrodnih potencialov dobimo niz napetosti Nikolaja Nikolajeviča Beketova (1827-1911) ali niz standardnih elektrodnih potencialov. Številčne vrednosti standardnih elektrodnih potencialov za številne tehnično pomembne kovine so podane v tabeli.

Območje kovinske napetosti

Nekatere lastnosti kovin označujejo številne napetosti:

1. Nižji kot je potencial elektrode kovine, bolj je kemično aktivna, lažje oksidira in težje se obnovi iz njenih ionov. Aktivne kovine v naravi obstajajo le v obliki spojin Na, K, ..., v naravi jih najdemo tako v obliki spojin kot v prostem stanju Cu, Ag, Hg; Au, Pt - samo v prostem stanju;

2. Kovine, ki imajo bolj negativen elektrodni potencial kot magnezij, izpodrivajo vodik iz vode;

3. Kovine, ki so v napetostnem nizu pred vodikom, izpodrivajo vodik iz raztopin razredčenih kislin (katerih anioni nimajo oksidativnih lastnosti);

4. Vsaka kovina v seriji, ki ne razgradi vode, izpodriva kovine, ki imajo bolj pozitivne vrednosti elektrodnih potencialov iz raztopin njihovih soli;

5. Bolj ko se kovine razlikujejo v vrednostih elektrodnih potencialov, večja je vrednost emf. bo imel iz njih sestavljen galvanski člen.

Odvisnost elektrodnega potenciala (E) od narave kovine, aktivnosti njenih ionov v raztopini in temperature je izražena z Nernstovo enačbo

E Me = E o Me + RTln(a Me n +)/nF,

kjer je E o Me standardni elektrodni potencial kovine, Men + pa aktivnost kovinskih ionov v raztopini. Pri standardni temperaturi 25 o C za razredčene raztopine, z zamenjavo aktivnosti (a) s koncentracijo (c), naravnega logaritma z decimalnim in nadomestitvijo vrednosti R, T in F, dobimo

E Me = E o Me + (0,059/n) logс.

Na primer, za cinkovo ​​elektrodo, postavljeno v raztopino njene soli, je koncentracija hidratiranih ionov Zn 2+ × mH 2 O Okrajšajmo ga torej kot Zn 2+

E Zn = E o Zn + (0,059/n) log[ Zn 2+ ].

Če je = 1 mol/dm 3, potem je E Zn = E o Zn.

Galvanski členi, njihova elektromotorna sila

Dve kovini, potopljeni v raztopino svojih soli, povezani z vodnikom, tvorita galvanski člen. Prvi galvanski člen je izumil Alexander Volt leta 1800. Celica je bila sestavljena iz bakrenih in cinkovih plošč, ločenih s krpo, namočeno v raztopino žveplove kisline. Ko je veliko število plošč zaporedno povezanih, ima element Volta pomembno elektromotorno silo (emf).

Pojav električnega toka v galvanskem členu je posledica razlike v elektrodnih potencialih vzetih kovin in ga spremljajo kemične transformacije, ki se pojavljajo na elektrodah. Oglejmo si delovanje galvanskega člena na primeru bakreno-cinkovega člena (J. Daniel - B. S. Jacobi).

Diagram bakreno-cinkovega Daniel-Jacobijevega galvanskega člena

Na cinkovi elektrodi, potopljeni v raztopino cinkovega sulfata (c = 1 mol/dm 3), pride do oksidacije cinka (raztapljanja cinka) Zn o - 2e = Zn 2+. Elektroni vstopijo v zunanje vezje. Zn je vir elektronov. Za vir elektronov se šteje negativna elektroda – anoda. Na bakreni elektrodi, potopljeni v raztopino bakrovega sulfata (c = 1 mol/dm3), pride do redukcije kovinskih ionov. Atomi bakra se nanesejo na elektrodo Cu 2+ + 2e = Cu o. Bakrena elektroda je pozitivna. To je katoda. Hkrati nekaj ionov SO 4 2- preide skozi solni most v posodo z raztopino ZnSO 4 . Če seštejemo enačbe procesov, ki potekajo na anodi in katodi, dobimo skupno enačbo

ali v molekularni obliki

To je pogosta redoks reakcija, ki se pojavi na meji med kovino in raztopino. Električna energija galvanskega člena se pridobiva s kemično reakcijo. Obravnavani galvanski člen lahko zapišemo v obliki kratkega elektrokemijskega vezja

(-) Zn/Zn 2+ //Cu 2+ /Cu (+).

Nujen pogoj za delovanje galvanske celice je potencialna razlika, imenovana elektromotorna sila galvanskega člena (emf) . E.m.f. vsak delujoč galvanski element ima pozitivno vrednost. Za izračun emf. galvanskega členka, je potrebno vrednost manj pozitivnega potenciala odšteti od vrednosti bolj pozitivnega potenciala. Torej e.m.f. baker-cinkov galvanski člen pri standardnih pogojih (t = 25 o C, c = 1 mol/dm 3, P = 1 atm) je enaka razliki med standardnima elektrodnima potencialoma bakra (katoda) in cinka (anoda), tj. je

e.m.f. = E o C u 2+ / Cu - E o Zn 2+ / Zn = +0,34 V – (-0,76 V) = +1,10 V.

V kombinaciji s cinkom se ion Cu 2+ zmanjša.

Razliko v elektrodnih potencialih, potrebnih za delovanje, je mogoče ustvariti z isto raztopino različnih koncentracij in enakimi elektrodami. Takšen galvanski člen imenujemo koncentracija , deluje pa tako, da izenači koncentracije raztopine. Primer bi bila celica, sestavljena iz dveh vodikovih elektrod

Pt, H 2 / H 2 SO 4 (s`) // H 2 SO 4 (s``) / H 2, Pt,

kjer je c` = `; c`` = ``.

Če je p = 101 kPa, s`< с``, то его э.д.с. при 25 о С определяется уравнением

E = 0,059lg(s``/s`).

Pri s` = 1 mol-ion/dm 3 emf. element je določen s koncentracijo vodikovih ionov v drugi raztopini, to je E = 0,059lgс`` = -0,059 pH.

Določanje koncentracije vodikovih ionov in posledično pH medija z merjenjem emf. ustrezen galvanski element imenujemo potenciometrija.

Baterije

Baterije se imenujejo galvanski členi večkratnega in reverzibilnega delovanja. Sposobni so pretvoriti akumulirano kemično energijo v električno med praznjenjem in električno energijo v kemično ter ustvariti rezervo med polnjenjem. Ker je e.m.f. baterije so majhne, ​​med delovanjem so običajno povezane v baterije.

Svinčev akumulator . Svinčeno-kislinska baterija je sestavljena iz dveh perforiranih svinčenih plošč, od katerih ena (negativna) po polnjenju vsebuje polnilo - gobast aktivni svinec, druga (pozitivna) pa - svinčev dioksid. Obe plošči potopimo v 25 - 30% raztopino žveplove kisline (slika 35). Baterijski krog

(-) Pb/ p -p H 2 SO 4 / PbO 2 / Pb(+) .

Pred polnjenjem v pore svinčenih elektrod vmažemo pasto, ki vsebuje poleg organskega veziva še svinčev oksid PbO. Kot posledica interakcije svinčevega oksida z žveplovo kislino se v porah elektrodnih plošč tvori svinčev sulfat.

PbO + H 2 SO 4 = PbSO 4 + H 2 O .

Baterije se polnijo s prehajanjem električnega toka

Postopek praznjenja

Skupaj lahko procese, ki se pojavijo pri polnjenju in praznjenju baterije, predstavimo na naslednji način:

Pri polnjenju akumulatorja se gostota elektrolita (žveplove kisline) poveča, pri praznjenju pa zmanjša. Gostota elektrolita določa stopnjo izpraznjenosti baterije. E.m.f. svinčena baterija 2,1 V.

Prednosti svinčeno-kislinska baterija - visoka električna kapaciteta, stabilno delovanje, veliko število ciklov (praznjenje-polnjenje). Napake- velika masa in s tem majhna specifična kapaciteta, nastajanje vodika med polnjenjem, neprepustnost v prisotnosti koncentrirane raztopine žveplove kisline. Alkalne baterije so v tem pogledu boljše.

Alkalne baterije. Sem spadajo kadmij-nikelj in železo-nikelj baterije T. Edison.

Edisonova baterija in svinčena baterijska vezja

Med seboj so podobni. Razlika je v materialu plošč negativne elektrode. V prvem primeru so to kadmij, v drugem pa železo. Elektrolit je raztopina KOH ω = 20 % . Največ praktičnega pomena imajo nikelj-kadmijeve baterije. Diagram kadmij-nikelj baterije

(-) Cd / raztopina KOH / Ni 2 O 3 / Ni (+).

Delovanje kadmij-nikljeve baterije temelji na redoks reakciji, ki vključuje Ni 3+

E.m.f. napolnjene nikelj-kadmijeve baterije je 1,4 V.

Tabela prikazuje značilnosti Edisonove baterije in svinčene baterije.

elektrokemija - veja kemije, ki proučuje procese nastanka potencialnih razlik in pretvorbo kemijske energije v električno energijo (galvanski členi) ter izvajanje kemijskih reakcij zaradi porabe električne energije (elektroliza). Ta dva procesa, ki imata skupno naravo, se pogosto uporabljata v sodobni tehnologiji.

Galvanski členi se uporabljajo kot avtonomni in majhni viri energije za stroje, radijske naprave in krmilne naprave. Z elektrolizo pridobivamo različne snovi, obdelujemo površine in ustvarjamo izdelke želene oblike.

Elektrokemični procesi ne koristijo vedno ljudem, včasih pa povzročajo veliko škodo, povzročajo večjo korozijo in uničenje kovinskih konstrukcij. Da bi lahko spretno uporabljali elektrokemične procese in se borili proti nezaželenim pojavom, jih je treba proučiti in jih znati regulirati.

Vzrok za nastanek elektrokemičnih pojavov je prenos elektronov ali sprememba oksidacijskega stanja atomov snovi, ki sodelujejo v elektrokemičnih procesih, to je redoks reakcije, ki se pojavljajo v heterogenih sistemih. Pri redoks reakcijah se elektroni neposredno prenesejo z redukcijskega sredstva na oksidacijsko sredstvo. Če so procesi oksidacije in redukcije prostorsko ločeni, elektroni pa so usmerjeni vzdolž kovinskega prevodnika, bo tak sistem predstavljal galvanski člen. Vzrok za nastanek in potek električnega toka v galvanskem členu je potencialna razlika.

Potencial elektrode. Merjenje elektrodnih potencialov

Če vzamete ploščo katere koli kovine in jo spustite v vodo, se ioni površinske plasti pod vplivom polarnih molekul vode odcepijo in hidrirajo v tekočino. Zaradi tega prehoda se tekočina nabije pozitivno, kovina pa negativno, saj se na njej pojavi presežek elektronov. Kopičenje kovinskih ionov v tekočini začne zavirati raztapljanje kovine. Vzpostavi se mobilno ravnovesje

Me 0 + mH 2 O = Me n + × m H 2 O + ne -

Stanje ravnotežja je odvisno tako od aktivnosti kovine kot od koncentracije njenih ionov v raztopini. Pri aktivnih kovinah v napetostnem nizu do vodika se interakcija s polarnimi molekulami vode konča z ločitvijo pozitivnih kovinskih ionov s površine in prehodom hidratiranih ionov v raztopino (slika b). Kovina postane negativno nabita. Postopek je oksidacija. Z večanjem koncentracije ionov ob površini postane verjeten obratni proces – redukcija ionov. Elektrostatična privlačnost med kationi v raztopini in presežnimi elektroni na površini tvori dvojno električno plast. To vodi do pojava določene potencialne razlike ali potencialnega skoka na vmesniku med kovino in tekočino. Potencialna razlika, ki nastane med kovino in okoliškim vodnim okoljem, se imenuje potencial elektrode. Ko kovino potopimo v raztopino soli te kovine, se ravnotežje premakne. Povečanje koncentracije ionov določene kovine v raztopini olajša proces prehoda ionov iz raztopine v kovino. Kovine, katerih ioni imajo pomembno sposobnost prehajanja v raztopino, bodo v taki raztopini pozitivno nabite, vendar v manjši meri kot v čisti vodi.

Pri neaktivnih kovinah je ravnotežna koncentracija kovinskih ionov v raztopini zelo majhna. Če takšno kovino potopimo v raztopino soli te kovine, se pozitivno nabiti ioni sproščajo na kovino hitreje kot prehod ionov iz kovine v raztopino. Površina kovine bo dobila pozitiven naboj, raztopina pa negativen naboj zaradi presežka anionov soli. In v tem primeru se na vmesniku kovina-raztopina pojavi električna dvojna plast, torej določena potencialna razlika (slika c). V obravnavanem primeru je potencial elektrode pozitiven.

riž. Postopek prehoda iona iz kovine v raztopino:

a – ravnovesje; b – raztapljanje; c – odlaganje

Potencial vsake elektrode je odvisen od narave kovine, koncentracije njenih ionov v raztopini in temperature. Če kovino potopimo v raztopino njene soli, ki vsebuje en mol kovinskega iona na 1 dm 3 (katere aktivnost je 1), bo potencial elektrode konstanten pri temperaturi 25 o C in tlaku 1 bankomat Ta potencial se imenuje standardni potencial elektrode (E o).

Kovinski ioni s pozitivnim nabojem, ki prodrejo v raztopino in se gibljejo v potencialnem polju vmesnika kovina-raztopina, porabijo energijo. Ta energija se kompenzira z delom izotermnega raztezanja od višje koncentracije ionov na površini do nižje v raztopini. Pozitivni ioni se kopičijo v površinski plasti do koncentracije z O, nato pa gredo v raztopino, kjer je koncentracija prostih ionov z. Delo električnega polja EnF je enako izotermnemu delu raztezanja RTln(с o /с). Z enačenjem obeh izrazov dela lahko izpeljemo velikost potenciala

En F = RTln(s o /s), -E = RTln(s/s o)/nF,

kjer je E kovinski potencial, V; R – univerzalna plinska konstanta, J/mol K; T – temperatura, K; n – naboj iona; F – Faradayevo število; с – koncentracija prostih ionov;

с о – koncentracija ionov v površinski plasti.

Vrednosti potenciala ni mogoče neposredno izmeriti, saj je vrednosti potenciala nemogoče eksperimentalno določiti. Vrednosti elektrodnih potencialov se eksperimentalno določijo glede na vrednost druge elektrode, katere potencial običajno velja za nič. Takšna standardna ali referenčna elektroda je normalna vodikova elektroda (n.v.e.) . Struktura vodikove elektrode je prikazana na sliki. Sestavljen je iz platinaste plošče, prevlečene z elektrolitsko naneseno platino. Elektrodo potopimo v 1 M raztopino žveplove kisline (aktivnost vodikovih ionov je 1 mol/dm3) in jo speremo s tokom plinastega vodika pod tlakom 101 kPa in T = 298 K. Ko je platina nasičena z vodik se vzpostavi ravnovesje na kovinski površini, celoten proces je izražen z enačbo

2Н + +2е ↔ Н 2 .

Če kovinsko ploščo, potopljeno v 1 M raztopino soli te kovine, z zunanjim vodnikom povežemo s standardno vodikovo elektrodo, raztopini pa povežemo z elektrolitskim ključem, dobimo galvanski člen (slika 32). Elektromotorna sila tega galvanskega člena bo količina standardni potencial elektrode dane kovine (E O ).

Shema za merjenje standardnega elektrodnega potenciala

glede na vodikovo elektrodo

Če vzamemo cink v 1 M raztopini cinkovega sulfata kot elektrodo in jo povežemo z vodikovo elektrodo, dobimo galvansko celico, katere vezje bo zapisano na naslednji način:

(-) Zn/Zn 2+ // 2H + /H 2, Pt (+).

Na diagramu ena črta označuje vmesnik med elektrodo in raztopino, dve črti pa vmesnik med raztopinama. Na levi je napisana anoda, na desni katoda. V takem elementu poteka reakcija Zn o + 2H + = Zn 2+ + H 2 in elektroni prehajajo skozi zunanji tokokrog od cinkove do vodikove elektrode. Standardni potencial elektrode za cinkovo ​​elektrodo (-0,76 V).

Če za elektrodo vzamemo bakreno ploščo, pod določenimi pogoji v kombinaciji s standardno vodikovo elektrodo dobimo galvanski člen

(-) Pt, H 2 /2H + //Cu 2+ /Cu (+).

V tem primeru pride do reakcije: Cu 2+ + H 2 = Cu o + 2H +. Elektroni se premikajo skozi zunanji tokokrog od vodikove elektrode do bakrene elektrode. Standardni elektrodni potencial bakrene elektrode (+0,34 V).

Če iz celotnega niza standardnih elektrodnih potencialov izberemo samo tiste elektrodne procese, ki ustrezajo splošni enačbi

potem dobimo niz kovinskih napetosti. Poleg kovin bo ta serija vedno vključevala vodik, kar vam omogoča, da vidite, katere kovine so sposobne izpodriniti vodik iz vodnih raztopin kislin.

Tabela 19. Niz kovinskih napetosti

Številne napetosti za najpomembnejše kovine so podane v tabeli. 19. Položaj določene kovine v nizu napetosti označuje njeno sposobnost, da je podvržena redoks interakcijam v vodnih raztopinah pod standardnimi pogoji. Kovinski ioni so oksidanti, kovine v obliki enostavnih snovi pa reducenti. Še več, dlje kot je kovina v napetostnem nizu, močnejši oksidant v vodni raztopini so njeni ioni, in obratno, bližje kot je kovina začetku niza, močnejše so redukcijske lastnosti enostavnega snov - kovina.

Procesni potencial elektrode

v nevtralnem okolju je enako B (glej stran 273). Aktivne kovine na začetku serije, ki imajo potencial bistveno negativnejši od -0,41 V, izpodrivajo vodik iz vode. Magnezij izpodriva vodik samo iz vroče vode. Kovine, ki se nahajajo med magnezijem in kadmijem, na splošno ne izpodrivajo vodika iz vode. Na površini teh kovin se tvorijo oksidni filmi, ki imajo zaščitni učinek.

Kovine, ki se nahajajo med magnezijem in vodikom, izpodrivajo vodik iz kislinskih raztopin. Hkrati se na površini nekaterih kovin tvorijo tudi zaščitni filmi, ki zavirajo reakcijo. Tako oksidni film na aluminiju naredi to kovino stabilno ne samo v vodi, ampak tudi v raztopinah nekaterih kislin. Svinec se ne topi v žveplovi kislini pri spodnji koncentraciji, saj je sol, ki nastane, ko svinec reagira z žveplovo kislino, netopna in ustvari zaščitno folijo na kovinski površini. Pojav globoke inhibicije oksidacije kovine zaradi prisotnosti zaščitnih oksidnih ali solnih filmov na njeni površini imenujemo pasivnost, stanje kovine v tem primeru pa pasivno stanje.

Kovine se lahko izpodrivajo iz solnih raztopin. Smer reakcije je določena z njunim relativnim položajem v nizu napetosti. Pri obravnavi posebnih primerov takšnih reakcij je treba zapomniti, da aktivne kovine izpodrivajo vodik ne samo iz vode, ampak tudi iz katere koli vodne raztopine. Zato se medsebojno izpodrivanje kovin iz raztopin njihovih soli praktično zgodi le pri kovinah, ki se nahajajo v nizu za magnezijem.

Beketov je bil prvi, ki je podrobno proučil izpodrivanje kovin iz njihovih spojin z drugimi kovinami. Kot rezultat svojega dela je razporedil kovine glede na njihovo kemijsko aktivnost v niz premikov, ki je prototip niza kovinskih napetosti.

Relativni položaj nekaterih kovin v seriji napetosti in v periodnem sistemu na prvi pogled ne ustreza drug drugemu. Na primer, glede na položaj v periodnem sistemu mora biti kemijska aktivnost kalija večja od natrija in natrija - večja od litija. V nizu napetosti je litij najbolj aktiven, kalij pa zavzema srednji položaj med litijem in natrijem. Cink in baker bi morala imeti glede na položaj v periodnem sistemu približno enako kemijsko aktivnost, vendar se v napetostnem nizu cink nahaja veliko prej kot baker. Razlog za tovrstno nedoslednost je naslednji.

Pri primerjavi kovin, ki zasedajo eno ali drugo mesto v periodnem sistemu, se ionizacijska energija prostih atomov vzame kot merilo njihove kemijske aktivnosti - redukcijske sposobnosti. Dejansko se pri premikanju, na primer od zgoraj navzdol vzdolž glavne podskupine I. skupine periodičnega sistema, ionizacijska energija atomov zmanjša, kar je povezano s povečanjem njihovih polmerov (tj. Z večjo razdaljo zunanjih elektronov iz jedra) in z naraščajočim zaslonom pozitivnega naboja jedra z vmesnimi elektronskimi plastmi (glej § 31). Zato kalijevi atomi izkazujejo večjo kemično aktivnost - imajo močnejše redukcijske lastnosti - kot natrijevi atomi, natrijevi atomi pa kažejo večjo aktivnost kot litijevi atomi.

Pri primerjavi kovin v seriji napetosti se kot merilo kemijske aktivnosti vzame delo pretvorbe kovine v trdnem stanju v hidratirane ione v vodni raztopini. To delo je mogoče predstaviti kot vsoto treh členov: atomizacijske energije - transformacija kovinskega kristala v izolirane atome, ionizacijske energije prostih kovinskih atomov in hidratacijske energije nastalih ionov. Energija atomizacije označuje trdnost kristalne mreže dane kovine. Energija ionizacije atomov - odstranitev valenčnih elektronov iz njih - je neposredno določena s položajem kovine v periodnem sistemu. Energija, ki se sprosti pri hidraciji, je odvisna od elektronske strukture iona, njegovega naboja in radija.

Litijevi in ​​kalijevi ioni, ki imajo enak naboj, vendar različne radije, bodo okoli sebe ustvarili neenaka električna polja. Polje, ki nastane v bližini majhnih litijevih ionov, bo močnejše od polja v bližini velikih kalijevih ionov. Iz tega je jasno, da bodo litijevi ioni hidrirali s sproščanjem več energije kot kalijevi ioni.

Tako se med obravnavano transformacijo energija porabi za atomizacijo in ionizacijo, energija pa se sprosti med hidratacijo. Manjša kot je skupna poraba energije, lažji bo celoten proces in bližje začetku niza napetosti se bo dana kovina nahajala. Toda od treh členov splošne energetske bilance je samo eden - ionizacijska energija - neposredno določen s položajem kovine v periodnem sistemu. Posledično ni razloga za pričakovanje, da bo relativni položaj določenih kovin v nizu napetosti vedno ustrezal njihovemu položaju v periodnem sistemu. Tako se za litij izkaže, da je skupna poraba energije manjša kot za kalij, po kateri je litij v napetostnem nizu pred kalijem.

Za baker in cink sta poraba energije za ionizacijo prostih atomov in dobiček energije med hidratacijo ionov blizu. Toda kovinski baker tvori močnejšo kristalno mrežo kot cink, kot je razvidno iz primerjave tališč teh kovin: cink se tali pri , baker pa le pri . Zato je porabljena energija za atomizacijo teh kovin bistveno drugačna, zaradi česar so skupni stroški energije za celoten proces pri bakru veliko večji kot pri cinku, kar pojasnjuje relativno lego teh kovine v nizu napetosti.

Pri prehodu iz vode v nevodna topila se lahko relativni položaji kovin v napetostnem nizu spremenijo. Razlog za to je, da se solvatacijska energija različnih kovinskih ionov pri prehodu iz enega topila v drugo spreminja različno.

Zlasti bakrov ion se precej močno solvatira v nekaterih organskih topilih; To vodi do dejstva, da se v takih topilih baker nahaja v napetostnem nizu pred vodikom in ga izpodriva iz kislinskih raztopin.

Tako v nasprotju s periodičnim sistemom elementov vrsta kovinskih napetosti ni odraz splošnega vzorca, na podlagi katerega je mogoče podati celovito značilnost kemijskih lastnosti kovin. Niz napetosti označuje le redoks sposobnost elektrokemijskega sistema "kovina - kovinski ion" pod strogo določenimi pogoji: vrednosti, navedene v njem, se nanašajo na vodno raztopino, temperaturo in enoto koncentracije (aktivnosti) kovinskih ionov.

Grosse E., Weissmantel H.

Kemija za radovedneže. Osnove kemije in zabavni eksperimenti.

MALI TEČAJ ELEKTROKEMIJE KOVIN

METALS STRESS SERIES

POGLEJMO V ZAKULISJE

Jaz 1 + Jaz 2 2+ = Jaz 1 2+ + Jaz 2

Še več, za prvi poskus Me 1 = Fe, Me 2 = Cu.
Torej je proces sestavljen iz izmenjave nabojev (elektronov) med atomi in ioni obeh kovin. Če ločeno upoštevamo (kot vmesni reakciji) raztapljanje železa ali obarjanje bakra, dobimo:

Fe = Fe 2+ + 2 e --

Cu 2+ + 2 e-- = Cu

Zdaj razmislite o primeru, ko je kovina potopljena v vodo ali raztopino soli, s kationom katere izmenjava ni mogoča zaradi njegovega položaja v nizu napetosti. Kljub temu se kovina nagiba k temu, da gre v raztopino v obliki iona. V tem primeru atom kovine odda dva elektrona (če je kovina dvovalentna), površina kovine, potopljena v raztopino, postane negativno nabita glede na raztopino in na meji se tvori dvojna električna plast. Ta potencialna razlika prepreči nadaljnje raztapljanje kovine, tako da se proces kmalu ustavi.
Če dve različni kovini potopimo v raztopino, se bosta obe nabili, vendar bo manj aktivna nekoliko šibkejša, saj so njeni atomi manj nagnjeni k izgubi elektronov.
Povežimo obe kovini z vodnikom. Zaradi potencialne razlike bo tok elektronov stekel od bolj aktivne kovine k manj aktivni, ki tvori pozitivni pol elementa. Pride do procesa, pri katerem bolj aktivna kovina preide v raztopino, kationi iz raztopine pa se sprostijo na plemenitejši kovini. Naj zdaj z več poskusi ponazorimo zgoraj navedeno nekoliko abstraktno razmišljanje (ki poleg tega predstavlja veliko poenostavitev).
250 ml čašo najprej do sredine napolnimo z 10 % raztopino žveplove kisline in vanjo potopimo ne premajhne koščke cinka in bakra. Na obe elektrodi spajkamo ali zakovičimo bakreno žico, katere konci se ne smejo dotikati raztopine.
Dokler konca žice nista povezana med seboj, bomo opazovali raztapljanje cinka, ki ga spremlja sproščanje vodika. Cink je, kot izhaja iz napetostne serije, bolj aktiven kot vodik, zato lahko kovina izpodrine vodik iz ionskega stanja. Na obeh kovinah se oblikuje električna dvojna plast. Razliko potencialov med elektrodama najlažje zaznamo z voltmetrom. Takoj po priključitvi naprave na vezje bo puščica pokazala približno 1 V, nato pa bo napetost hitro padla. Če na element priključite majhno žarnico, ki porabi 1 V, bo zasvetila - sprva precej močno, nato pa bo sij postal šibek.
Glede na polarnost sponk naprave lahko sklepamo, da je bakrena elektroda pozitivni pol. To je mogoče dokazati brez naprave z upoštevanjem elektrokemije procesa. V majhni čaši ali epruveti pripravimo nasičeno raztopino kuhinjske soli, dodamo približno 0,5 ml alkoholne raztopine indikatorja fenolftaleina in v raztopino potopimo obe z žico zaprti elektrodi. V bližini negativnega pola bo opazna šibka rdečkasta barva, ki je posledica tvorbe natrijevega hidroksida na katodi.
V drugih poskusih lahko v celico postavimo različne pare kovin in določimo posledično napetost. Na primer, magnezij in srebro bosta dala posebno veliko potencialno razliko zaradi velike razdalje med njima in vrsto napetosti, medtem ko bosta cink in železo, nasprotno, dala zelo majhno, manj kot desetinko volta. Z uporabo aluminija zaradi pasivizacije ne bomo prejeli praktično nobenega toka.
Vsi ti elementi ali, kot pravijo elektrokemiki, vezja, imajo to pomanjkljivost, da pri merjenju toka napetost na njih zelo hitro pade. Zato elektrokemiki vedno merijo pravo vrednost napetosti v breznapetostnem stanju z metodo napetostne kompenzacije, to je s primerjavo z napetostjo drugega tokovnega vira.
Oglejmo si nekoliko podrobneje procese v elementu baker-cink. Na katodi gre cink v raztopino po naslednji enačbi:

Zn = Zn 2+ + 2 e --

Vodikovi ioni žveplove kisline se odvajajo na bakreni anodi. Pritrdijo elektrone, ki prihajajo skozi žico iz cinkove katode in posledično nastanejo vodikovi mehurčki:

2H + + 2 e-- = N 2

Po kratkem času bo baker prekrit s tanko plastjo vodikovih mehurčkov. V tem primeru se bo bakrena elektroda spremenila v vodikovo in potencialna razlika se bo zmanjšala. Ta proces se imenuje polarizacija elektrode. Polarizacijo bakrene elektrode lahko odpravimo tako, da po padcu napetosti celici dodamo malo raztopine kalijevega dikromata. Po tem se bo napetost spet povečala, saj bo kalijev dikromat oksidiral vodik v vodo. Kalijev dikromat v tem primeru deluje kot depolarizator.
V praksi se uporabljajo galvanska vezja, katerih elektrode niso polarizirane, ali vezja, katerih polarizacijo lahko odpravimo z dodajanjem depolarizatorjev.
Kot primer nepolarizacijskega elementa upoštevajte Danielov element, ki je bil v preteklosti pogosto uporabljen kot tokovni vir. To je tudi element bakra in cinka, vendar sta obe kovini potopljeni v različne raztopine. Cinkova elektroda je postavljena v porozno glineno celico, napolnjeno z razredčeno (približno 20 %) žveplovo kislino. Glinena celica je suspendirana v velikem kozarcu, ki vsebuje koncentrirano raztopino bakrovega sulfata, na dnu pa je plast kristalov bakrovega sulfata. Druga elektroda v tej posodi je valj iz bakrene pločevine.
Ta element je lahko izdelan iz steklenega kozarca, komercialne glinene celice (v skrajnem primeru uporabimo cvetlični lonček, zapremo luknjo na dnu) in dveh elektrod primerne velikosti.
Med delovanjem elementa se cink raztopi in nastane cinkov sulfat, na bakreni elektrodi pa se sproščajo bakrovi ioni. Toda hkrati bakrena elektroda ni polarizirana in element proizvaja napetost približno 1 V. Pravzaprav je teoretično napetost na sponkah 1,10 V, vendar pri zbiranju toka izmerimo nekoliko nižjo vrednost zaradi električnega odpornost celice.
Če elementu ne odvzamemo toka, moramo iz raztopine žveplove kisline odstraniti cinkovo ​​elektrodo, ker se drugače raztopi in nastane vodik.
Na sliki je prikazan diagram preproste celice, ki ne potrebuje porozne pregrade. Cinkova elektroda se nahaja na vrhu steklenega kozarca, bakrena elektroda pa blizu dna. Celotna celica je napolnjena z nasičeno raztopino kuhinjske soli. Na dno kozarca položite pest kristalov bakrovega sulfata. Nastala koncentrirana raztopina bakrovega sulfata se bo zelo počasi mešala z raztopino kuhinjske soli. Zato se bo med delovanjem celice baker sproščal na bakreni elektrodi, cink pa se bo raztopil v obliki sulfata ali klorida v zgornjem delu celice.
Dandanes baterije uporabljajo skoraj izključno suhe celice, ki so bolj priročne za uporabo. Njihov prednik je element Leclanche. Elektrodi sta cinkov valj in ogljikova palica. Elektrolit je pasta, ki je v glavnem sestavljena iz amonijevega klorida. Cink se v pasti raztopi, vodik pa se sprošča na premog. Da bi se izognili polarizaciji, je ogljikova palica potopljena v laneno vrečko, ki vsebuje mešanico premogovega prahu in piroluzita. Ogljikov prah poveča površino elektrode, piroluzit pa deluje kot depolarizator in počasi oksidira vodik.
Res je, da je depolarizacijska sposobnost piroluzita šibkejša kot pri prej omenjenem kalijevem dikromatu. Zato, ko tok prejme v suhih celicah, napetost hitro pade, ti " utrudi se"zaradi polarizacije. Šele čez nekaj časa pride do oksidacije vodika s piroluzitom. Tako elementi " počivanje", če nekaj časa ne prenašate toka. To preverimo na bateriji svetilke, na katero priključimo žarnico. Vzporedno s svetilko, to je neposredno na sponke, priključimo voltmeter.
Sprva bo napetost približno 4,5 V. (Najpogosteje imajo takšne baterije tri zaporedno povezane celice, vsaka s teoretično napetostjo 1,48 V.) Čez nekaj časa bo napetost padla in sij žarnice oslabijo. Na podlagi odčitkov voltmetra lahko ocenimo, koliko časa mora baterija počivati.
Posebno mesto zavzemajo regeneracijski elementi, znani kot baterije. Podvržene so reverzibilnim reakcijam in jih je mogoče ponovno napolniti po izpraznitvi celice s povezavo na zunanji vir enosmernega toka.
Trenutno so najpogostejši svinčevi akumulatorji; Elektrolit v njih je razredčena žveplova kislina, v katero sta potopljeni dve svinčeni plošči. Pozitivna elektroda je prevlečena s svinčevim dioksidom PbO 2, negativna je kovinski svinec. Napetost na sponkah je približno 2,1 V. Pri praznjenju se na obeh ploščah tvori svinčev sulfat, ki se pri polnjenju spet spremeni v kovinski svinec in svinčev peroksid.

NANAŠANJE GALVANSKIH PREVLEK

Kovina se odlaga s tokom

Po upognjenih koncih dveh bakrenih plošč iz tanke pločevine ju obesimo na nasprotni steni čaše ali, še bolje, majhnega steklenega akvarija. Žice pritrdimo na plošče s sponkami.
elektrolit Pripravimo po naslednjem receptu: 125 g kristalnega bakrovega sulfata, 50 g koncentrirane žveplove kisline in 50 g alkohola (denaturiranega alkohola), ostalo je voda do 1 l. Če želite to narediti, najprej raztopite bakrov sulfat v 500 ml vode, nato previdno dodajte žveplovo kislino v majhnih delih ( Ogrevanje! Tekočina lahko brizga!), nato dodajte alkohol in dodajte vodo do prostornine 1 litra.
Kulometer napolnimo s pripravljeno raztopino in v tokokrog priključimo spremenljivi upor, ampermeter in svinčeno baterijo. Z uporom prilagodimo tok tako, da je njegova gostota 0,02-0,01 A/cm 2 površine elektrode. Če ima bakrena plošča površino 50 cm2, mora biti tok v območju 0,5-1 A.
Čez nekaj časa se bo na katodi (negativni elektrodi) začel obarjati svetlo rdeč kovinski baker, na anodi (pozitivna elektroda) pa se bo raztopil. Za čiščenje bakrenih plošč bomo spuščali tok skozi kulometer približno pol ure. Nato vzamemo katodo, jo previdno osušimo s filtrirnim papirjem in natančno stehtamo. V celico namestimo elektrodo, sklenemo vezje z reostatom in vzdržujemo konstanten tok, na primer 1 A. Po eni uri odpremo vezje in ponovno stehtamo posušeno katodo. Pri toku 1 A se bo njegova masa povečala za 1,18 g na uro delovanja.
Zato lahko količina elektrike, enaka 1 amperski uri, ki prehaja skozi raztopino, sprosti 1,18 g bakra. Ali na splošno: količina sproščene snovi je premo sorazmerna s količino elektrike, ki prehaja skozi raztopino.
Za izolacijo 1 ekvivalenta iona je treba skozi raztopino prepustiti količino elektrike, ki je enaka produktu naboja elektrode e in Avogadrovega števila. n A:
e*N A = 1,6021 * 10 -19 * 6,0225 * 10 23 = 9,65 * 10 4 A * s * mol -1 Ta vrednost je označena s simbolom F in se imenuje po odkritelju kvantitativnih zakonov elektrolize Faradayevo število(natančna vrednost F- 96,498 A*s*mol -1). Zato izolirati dano število ekvivalentov iz rešitve n e Skozi raztopino je treba prenesti količino električne energije, ki je enaka F*n e A*s*mol -1 . Z drugimi besedami,
I*t =F*n uh tukaj jaz- trenutni, t- čas prehoda toka skozi raztopino. V razdelku " Osnove titracije»Dokazano je že, da število ekvivalentov snovi n e je enako zmnožku števila molov in ekvivalentnega števila:
n e = n*Z Zato:

jaz*t = F*n*Z

V tem primeru Z- ionski naboj (za Ag + Z= 1, za Cu 2+ Z= 2, za Al 3+ Z= 3 itd.). Če izrazimo število molov kot razmerje med maso in molsko maso ( n = m/M), potem dobimo formulo, ki nam omogoča izračun vseh procesov, ki se pojavljajo med elektrolizo:

I*t =Ž*m*Z/M

S to formulo lahko izračunate tok:

jaz = F*m*Z/(t*M)= 9,65*10 4 *1,18*2 / (3600*63,54) A*s*g*mol/(s*mol*g) = 0,996 A

Če uvedemo relacijo za električno delo W el

W el = U*I*t in W e-pošta/ U = I*t

Potem, poznavanje napetosti U, lahko izračunate:

W el = F*m*Z*U/M

Možno je tudi izračunati, koliko časa traja, da se določena količina snovi elektrolitsko sprosti oziroma koliko snovi se sprosti v določenem času. Med poskusom je treba vzdrževati gostoto toka v določenih mejah. Če je manjši od 0,01 A/cm2, se bo sprostilo premalo kovine, saj bodo delno nastali bakrovi(I) ioni. Če je gostota toka previsoka, bo oprijem prevleke na elektrodo šibak in ko elektrodo odstranite iz raztopine, se lahko zdrobi.
V praksi se galvanske prevleke na kovinah uporabljajo predvsem za zaščito pred korozijo in za pridobitev zrcalnega sijaja.
Poleg tega se kovine, zlasti baker in svinec, očistijo z anodnim raztapljanjem in kasnejšim ločevanjem na katodi (elektrolitsko rafiniranje).
Za prevleko železa z bakrom ali nikljem morate najprej temeljito očistiti površino predmeta. To storite tako, da ga zloščite s oprano kredo in zaporedoma razmastite z razredčeno raztopino kavstične sode, vode in alkohola. Če je predmet pokrit z rjo, ga morate vnaprej lužiti v 10-15% raztopini žveplove kisline.
Očiščen izdelek obesimo v elektrolitsko kopel (majhen akvarij ali čašo), kjer bo služil kot katoda.
Raztopina za nanašanje bakrenega premaza vsebuje 250 g bakrovega sulfata in 80-100 g koncentrirane žveplove kisline v 1 litru vode (Pozor!). V tem primeru bo bakrena plošča služila kot anoda. Površina anode mora biti približno enaka površini predmeta, ki ga premazujemo. Zato morate vedno zagotoviti, da bakrena anoda visi v kopeli na isti globini kot katoda.
Postopek bo potekal pri napetosti 3-4 V (dve bateriji) in gostoti toka 0,02-0,4 A/cm 2. Temperatura raztopine v kopeli naj bo 18-25 °C.
Bodimo pozorni na to, da sta ravnina anode in površina, ki jo premazujemo, vzporedni. Bolje je, da ne uporabljate predmetov s kompleksnimi oblikami. S spreminjanjem trajanja elektrolize je mogoče dobiti bakrene prevleke različnih debelin.
Pogosto se zatečejo k predhodnemu bakrenju, da na to plast nanesejo trajno prevleko druge kovine. To se še posebej pogosto uporablja pri kromiranju železa, nikljanju cinka in v drugih primerih. Res je, da se v ta namen uporabljajo zelo strupeni cianidni elektroliti.
Za pripravo elektrolita za nikljanje raztopite 25 g kristalnega nikljevega sulfata, 10 g borove kisline ali 10 g natrijevega citrata v 450 ml vode. Natrijev citrat lahko pripravite sami, tako da raztopino 10 g citronske kisline nevtralizirate z razredčeno raztopino natrijevega hidroksida ali raztopino sode. Anoda naj bo nikljeva plošča čim večje površine, za vir napetosti pa vzemimo baterijo.
Z uporabo spremenljivega upora bomo vzdrževali gostoto toka enako 0,005 A/cm 2 . Na primer, s površino predmeta 20 cm2 morate delati pri jakosti toka 0,1 A. Po pol ure dela bo predmet že ponikljan. Vzamemo iz kopeli in obrišemo s krpo. Vendar pa je bolje, da postopka nikljanja ne prekinete, saj se lahko plast niklja pasivizira in kasnejša prevleka iz niklja se ne bo dobro prijela.
Da bi dosegli zrcalni sijaj brez mehanskega poliranja, v galvansko kopel dodamo ti aditiv za sijaj. Takšni dodatki vključujejo na primer lepilo, želatino, sladkor. Kopeli z nikljem lahko na primer dodate nekaj gramov sladkorja in preučujete njegov učinek.
Za pripravo elektrolita za kromiranje železa (po predhodnem bakrenju) v 100 ml vode raztopite 40 g kromovega anhidrida CrO 3 (Pozor! Strup!) in natančno 0,5 g žveplove kisline (v nobenem primeru več!). . Postopek poteka pri gostoti toka približno 0,1 A / cm 2, kot anoda pa se uporablja svinčena plošča, katere površina mora biti nekoliko manjša od površine kromirane površine.
Nikelj in krom kopeli je najbolje rahlo segreti (na približno 35 ° C). Upoštevajte, da elektroliti za kromiranje, zlasti med dolgotrajnim procesom in visokim tokom, oddajajo hlape, ki vsebujejo kromovo kislino, ki je zelo škodljiva za zdravje. Zato je treba kromiranje izvajati pod vleko ali na prostem, na primer na balkonu.
Pri kromiranju (in v manjši meri pri nikljanju) se ves tok ne uporabi za nanašanje kovin. Ob tem se sprošča vodik. Glede na vrsto napetosti bi pričakovali, da se kovine pred vodikom iz vodnih raztopin sploh ne bi sproščale, ampak nasprotno, manj aktiven vodik. Vendar pa je tukaj, tako kot pri anodnem raztapljanju kovin, katodno razvijanje vodika pogosto zavrto in ga opazimo samo pri visoki napetosti. Ta pojav imenujemo vodikova prenapetost, še posebej velik pa je na primer na svincu. Zahvaljujoč tej okoliščini lahko svinčena baterija deluje. Pri polnjenju akumulatorja bi se moral namesto PbO 2 na katodi pojaviti vodik, vendar se zaradi prenapetosti sproščanje vodika začne, ko je akumulator skoraj popolnoma napolnjen.

Elektrokemična korozija kovin. Katodna zaščita. Anodna zaščita. Pasivna zaščita. Potenciali elektrod - tabela.

V veliki večini primerov se kovinska korozija nanaša na oksidacijo materiala. V praksi največ škode povzročajo t.i. elektrokemična korozija, ki jo spremlja aktivni prenos snovi. Kovinske površine so dovzetne za elektrokemično uničenje (korozija), ko pridejo v stik z elektroliti (sredstvi za korozijo). Takšna sredstva so lahko atmosferski plini, kot je morski, mestni ali industrijski zrak (tj. žveplov dioksid, vodikov klorid in sulfit itd.) ali aktivne tekočine - slanice, alkalije, morska voda itd. (na primer prepoteni odtisi rok).

Če nastane galvanski par kot posledica stika korozijskega sredstva s kovinskimi površinami, se prenos snovi z ene elektrode para na drugo večkrat poveča. Hitrost korozije je določena z razliko v elektrodnih potencialih para. Ta proces je običajno mišljen, ko govorimo o elektrokemična korozija.

Zaradi težnje po oddaji elektronov zaradi negativnega elektrodnega potenciala večina kovin med korozijskim procesom oksidira. Če se na zaščiteni objekt uporabi določen dodatni pozitivni potencial = na njem se vzdržuje določen negativni potencial reda desetinke volta, potem verjetnost oksidacijske reakcije pade skoraj na nič. Ta način zaščite je običajno impliciran, ko govorimo o katodna zaščita.

Če na mesto verjetne korozije položimo določeno količino snovi z nižjim elektrodnim potencialom (na primer cink ali magnezij za zaščito železa), se bo na njem zgodila oksidacijska reakcija. Med tem dodatnim elementom mora biti zagotovljen dober električni stik zaščitna anoda(žrtvovalna anoda) in zaščitena kovina. Ste uganili, zakaj so cevi pocinkane? Kaj pa železne pločevine za kritino? Seveda, ko se zaščitna anoda popolnoma raztopi, bo vse potekalo kot običajno.

Pod pasivna zaščita razumeti prevleko zaščitenega vzorca z dielektrikom za preprečitev nastanka galvanskega kroga. Na primer, kovinsko konstrukcijo lahko pobarvate z oljno barvo itd.

Tabela. Standardni elektrodni potenciali nekaterih snovi: