Справочник по гальванопокрытиям в машиностроении
Внимание! эта страница распознана автоматически, поэтому мы не гарантируем, что она не содержит ошибок. Для того, чтобы увидеть оригинал, Вам необходимо
Если Вы являетесь автором данной книги и её распространение ущемляет Ваши авторские права или если Вы хотите внести изменения в данный документ или опубликовать новую книгу свяжитесь с нами по по .
Страницы: 1 2 3... 13 14 15 16 17 18 19... 147 148 149
|
|
|
|
чеством прореагировавших веществ иа эдектродах определяется законами Фа-радея, которые составляют основу гальваностегии. Первый закон гласит 0том, что между количеством прошедшего через электролит электричества Q и количеством прореагировавшего в электрохимической реакции вещества или количества выделившихся на электродах продуктов реакции Am существует зависимость: Am = qQ = qlt, где q — коэффициент пропорциональности; / — сила тока; t — время. При / = 1 А и ( = 1 с Am = q. Коэффициент q называют электрохимическим эквивалентом или количеством вещества, выделившегося на электродах, при прохождении через систему 1Кл электричества. Второй закон говорит о том, что при прохождении через электролиты одного и того же количества электричества массы прореагировавших веществ на электродах прямо пропорциональны их химическим эквивалентам: Ах А2А, —'= =.....—= const = F, 4i qi1i где F — константа Фарадея. Ее значение, например, для серебра равно 96 500 Кл. Следовательно, для превращения 1 г-экв любого вещества необходимо пропустить через электролит 96 500 Кл электричества. Для определения влияния побочных электрических реакций применяется понятие выхода по току, которое выражается уравнением: г, =^100% = -^100%, где Шц — практически прореагировавшее количество вещества; щ — теоретически подсчитанное количество вещества, которое должно было прореагировать в соответствии с законом Фарадея: Qr — количество прошедшего электричества, вычисленное по закону Фарадея; ()п — практически израсходованное количество электричества. Толщину покрытия, продолжительность электролиза и плотность тока вычисляют по формуле Айч т = — 100 где Л — электрохимический эквивалент; Т) — выход по току. Так как масса т = Кр (где V— объем выделившегося металла; р — плотность металла), а У= дй, где д — общая площадь гальванопокрытия; Л — его толщина, толщину (в мкм) находят по формуле й = А^Щ 60 р По этой же формуле можно определить катодную плотность тока ;'к (в А/дм2) и г (в мин). Во время электродных реакций, вызываемых электрическим током, электроны на аноде освобождаются, а на катоде связываются. Вследствие этого на аноде происходят электрохимические реакции окисления, а на катоде — восстановления. При погружении металла в электролит, содержащий ионы данного металла, на границе фаз металл — электролит возникает разность потенциалов, называемая электродным потенциалом. Этот потенциал обусловлен зарядами ионов, которые имеются как в электролите, так и в металле. При отсутствии внешнего электрического поля переход ионов из металла в электролит и обратно быстро достигается равновесие ионов и устанавливается постоянный потенциал (гальвани-потенциал). Абсолютное значение гальвани-потенциала любого электрода определяется относительно другого, вспомогательного электрода, например относительно нормального водородного электрода, гальвани-потенциал которого условно обозначен 0,0000 В (при активности водородных ионов 1 и давлении газа 1 кгс/см2). Электродный потенциал зависит от температуры, валентности и концентрации (или активности) ионов металла в электролите. При переходе ионов на электрод изменяется свободная энергия системы металл-электролит АР. Эта энергия определяется осмотической работой, получаемой при переходе иона от активного состояния а0 к состоянию активности а: АР = ЯПа а где Л — газовая постоянная; Т — абсолютная температура. Значение АР можно приравнять к максимальной электрической работе при постоянном объеме — АР = грф (где 2 — валентность иона; Р — константа Фарадея). Тогда получим КГ.КГ, Ф =--рг'па0 +—— 1па. ТР2р При К = 8,31 Дж, Г = 96 500 Кл, Г= 298 К это уравнение примет следующий вид: 0,0591 ,0,0591 , гг Первый член правой стороны уравнения состоит из постоянных величин, и его можно обозначить константой Фо, тогда 0,0591 2 ф = фо + lgfl. Эта формула называется уравнением Нерста и выражает потенциал любого металла, погруженного в раствор своих ионов, активность которых равна а (при а = 1 ф = фо). Величину ф0 называют нормальным, или стандартным, потенциалом электрода. При динамическом равновесии между металлом и электролитом основные ионы, определяющие потенциал электрода, с одинаковой скоростью переходят к электроду и от него, поэтому скорость анодного и катодного процес сов равна /к = 1а = ;0, где ;0 — ток обмена, характеризующий скорость процессов на электроде при равновесном значении электродного потенциала, т. е. при отсутствии внешнего тока. Ток обмена зависит от вида, состава и концентрации электролита. При поляризации электрода (пропускание внешнего тока, например плотностью ;') его потенциал приобретает значение Ф;, отличное от потенциала фе (без тока). Отклонение электродного потенциала от него равновесного значения называется перенапряжением т) = ф; — фе. Анодная поляризация электрода (;' 0) вызывает положительное перенапряжение, а катодная (;' 0) — отрицательное. Если при отсутствии внешнего тока одновременно происходит несколько электродных реакций, например ионизация и осаждение металла (Ме Та Ме2+), ионизация и разряд ионов водорода (Н2 — 2е=* 2Н+), тогда образуется средний, так называемый компромиссный электродный потенциал фкп. При анодной и катодной поляризации электрода аналогично равновесному изменяется и компромиссный потенциал. В этом случае отклонение электродного потенциала от значений равновесных потенциалов приводимых реакций называется не перенапряжением, а поляризацией г| = фп — фкп, где Фп — потенциал поляризации. Поляризация, как и перенапряжение, есть функция плотности тока /. Если при одновременном течении нескольких электродных реакций ток обмена одной реакции значительно выше тока обмена другой, то компромиссный потенциал приближается к равновесному потенциалу более быстрой электродной реакции. Простая катодная реакция может быть расчленена на следующие четыре последовательные ступени, или процесса. Миграция ионов из массы раствора к внешней границе диффузионного слоя под действием электрического ПОЛЯ.
Карта
|
|
|
|
|
|
|
|
Страницы: 1 2 3... 13 14 15 16 17 18 19... 147 148 149
Внимание! эта страница распознана автоматически, поэтому мы не гарантируем, что она не содержит ошибок. Для того, чтобы увидеть оригинал, Вам необходимо скачать книгу |
