Технологія нанесення гальванічного покриття на деталі

Мета роботи: засвоїти технологію нанесення гальванічних покрить.

 

Програма роботи: 1) теоретично вивчити фізико-хімічний процес електролізу; 2) навчитись проводити нанесення гальванічних покрить.

Необхідні відомості

Гальванічні покриття наносять на вироби в основному з метою забезпечення антикорозійних властивостей, а також отримання фізико – механічних властивостей поверхневого шару виробу і декоративних показників.

Процес нанесення шару одного металу на виріб із другого металу базується на явищі електролізу. Електроліз – це сукупність процесів, що відбуваються при проходженні постійного електричного струмі між двома електродами в розчині або в розплаві електроліту. Тобто, електроліз – це процес електрохімічного відновлення на катоді і електрохімічного окислення на аноді.

Електроліти – це речовини, які в розчинах або в розплавленому стані проводять електричний струм. При цьому у електроліті відбувається електрохімічні окислювально – відновні реакції. Наприклад, при проходженні постійного струму через розплав хлориду магнію MgCl₂ катіони магнію рухаються до негативного електрода. Тут взаємодіючи із електронами, що приходять із зовнішнього електричного кола, вони відновлюються:

Mg⁺⁺ + 2e^- → Mg.

Аніони хлору переміщуються до позитивного електроду і, віддаючи надлишкові електрони, окислюються:

2Cl^- → 2Cl + 2e^-.

Взагалі реакції окислення - це такі, в яких відбувається: приєднання кисню до речовини; втрата електронів речовиною; видалення водню із речовини. А в реакціях відновленнях відбувається: видалення кисню із речовини, приєднання водню до речовини, приєднання електронів речовиною.

Негативно заряджений електрод, на якому відбувається відновлення, називається катодом, а позитивно заряджений електрод, на якому відбувається окислення, називається анодом.

Електроліти у водяному розчині дисоціюють на іони. Електрична дисоціація належить до оборотних хімічних реакцій.

Ступінь дисоціації – це відношення кількості дисоційованих молекул до загальної кількості молекул, уведених у розчин.

Ступінь дисоціації в розчинах електролітів завжди збільшується із зменшенням концентрації електроліту, тому що при цьому іони дедалі більше віддаляються один від одного і можливість зв’язуватись в молекул зменшується.

Сильними електролітами називаються ті, які практично повністю розпадаються на іони, а слабкими – ті, що розпадаються на іони не повністю.

Більшість солей неорганічних кислот – це сильні електроліти, незалежно від того, утворені вони сильними чи слабкими кислотами і основами.

Подібно, як електроліти, різну активність мають метали. Наприклад, якщо опустити мідну дротину в розчин будь-якої солі заліза, наприклад його сульфату Fe SO₄, то ніякої реакції не відбувається: мідь не витісняє заліза із його солей. Якщо ж опустити залізний цвях у розчин солі міді, наприклад сульфат Cu SO₄, то залізо покриється червоним шаром міді. При цьому голубе забарвлення розчину, властиве гідратованим іонам міді, поступово зникатиме, заміюючись зеленуватим забарвленням гідратованих іонів заліза.

Залізо витісняє мідь із розчинів її солей:

Fe + CuSO₄ → Cu + Fe SO₄.

Залізо в цій реакції окислилось, а мідь відновилась. Реакція зумовлюється переміщенням електронів від атомів заліза до іонів міді:

Fe⁰ → Fe⁺² + 2e^-; (реакція окислення);

Cu⁺² + 2e^- → Cu⁰. (реакція відновлення).

Залізо витісняє мідь тому, що його атоми легше віддають електрони, ніж атоми міді. Чим легше метали віддають електрони, тим метал хімічно активніший. Залізо є активніше за мідь.

Реакції заміщенні металу металом у розчинах солей полягають у переміщенні електронів від атомів активнішого металу, що заміщає, до менш активного металу, який заміщається. Такі операції необоротні: якщо метал А витісняє метал В з розчину його солей, то метал В не витіснятиме метал А з розчинів його солей.

У порядку зменшення хімічної активності, яка проявляється в реакціях витіснення металів одного другим із розчинів їхніх солей, складено електрохімічний ряд напруг металів

В електрохімічний ряд металів включають і водень з нульовим потенціалом, як єдиний неметал що має з металами спільну властивість – утворювати позитивно заряджені іони. Тому водень теж може заміщати деякі метали в їхніх соліх і сам заміщатись багатьма металами в кислотах.

 

Табл. 15.1 – Електрохімічний ряд напруг металів

 

Метали	Li	K	Na	Mg	Al	Cr
Електрохімічні потенціали, В	-3,04	-2,92	-2,70	-2,37	-1,70	-0,85
Метали	Zn	Fe	Cd	Ni	Sn	Pb
Електрохімічні потенціали, В	-0,76	-0,44	-0,40	-0,23	-0,14	-0,12
Метали	Bi	Cu	Ag	Pd	Pt	Au
Електрохімічні потенціали, В	+0,32	+0,34	+0,80	+0,91	+1,19	+0,69

 

Ряд електрохімічних потенціалів дозволяє вирішити питання про напрям самовільного протікання окислювально-відновних реакцій з участю металів у електролітах.

Це означає, що при наявності двох металів у електроліті, той метал А, який розміщений лівіше в ряду електрохімічних потенціалів (Табл.1), буде окислюватись, а другий метал В, який розміщений правіше від першого, буде відновлюватись, значить, перший метал А, окислюючись, буде захищати від окислення другий метал В, який у присутності металу А буде відновлюватись.

На основі наведеного вище базується захист металів від корозії. Корозія теж є окислювально – відновним процесом, під час якого атоми металу окислюються і переходять в іони, наприклад:

Fe⁰ → Fe⁺² + 2e^-.

Для запобігання корозії достатньо до металевого виробу (наприклад, залізного) привести в контакт метал більш активний (наприклад, цинк). Тоді цинк буде в електроліті, яким є, наприклад, атмосферна волога, окислюватись, а залізо відновлюватись.

З цією метою на залізні вироби наносять цинкове покриття. Можуть наноситись на залізо захисні покриття з інших металів, які є менш активні в електрохімічному відношенні, але не кородують (нікель,золото,олово). Захисна дія останніх базується на ізоляції основного металу від взаємодії з корозійним середовищем. При наявності дірки в такому покритті буде більш швидкою корозія основного металу, ніж якби він був непокритий.

Для нанесення захисних покриттів в основному використовується гальванічний метод, тобто електроліз. Для цього у електроліт (розчин солі і металу, який наносять на виріб) опускають виріб, що під’єднується до негативного полюса джерела струму (рис.1). Анод повинен бути з металу, який наносять на виріб.

 

1 – джерело струму; 2 – реостат; 3 – амперметр; 4 – анод; 5 – посудина; 6 – електроліт; 7 – вольтметр; 8 – деталь

 

Рисунок 1 – Схема лабораторної установки для проведення елктролізу

 

На аноді завжди проходить окислювальна частина реакції, в якій аніони втрачають електрони. На катоді завжди відбувається відновлювальна частина реакції. Тут катіони приєднують електрони і розряджаються, перетворюючись в нейтральні атоми.

Електроди можуть бути активними або інертними. Наприклад електродні реакції, які протікають при електролізі водяного розчину мідного купоросу CuSO₄ , залежать від того, які електроди використовуються при цьому – активні, як, наприклад, мідь, або інертні, як графіт.

При використанні мідного аноду в електролітичній комірці протікають такі процеси.

На аноді: Cu⁰ → Cu⁺² (водн.) + 2e^-, (окислення).

На катоді: Сu⁺² (водн.) + 2e^- → Cu⁰, (твердий).

При використанні графітових електродів протікають реакції наступні.

На аноді: 4OH^- (водн.) → 2H₂O (рід.) + O₂ (газ) + 4e^- , (окислення).

На катоді: Сu⁺² (водн.) + 2e^- → Cu⁰ (тверд.), (відновлення).

При проходженні електролізу зберігаються співвідношення між масою продукту, який утворюється на електроді, і кількістю електрики, що проходить через електроліт.

Це співвідношення встановлене М.Фарадеєм у вигляді закону:

де А – атомна маса елемента, що виділяється на електроді; Z – порядковий номер хімічного елемента в періодичній таблиці Мендєлєєва; q – величина електричного заряду, що пройшов через електроліт; F=96560 Кл – число Фарадея.

 

Обладнання: потужний регульований низьковольтний блок живлення; розчин мідного купоросу, вольтметр, амперметр, хімічний посуд, мідний електрод, стальний електрод, штатив з діелектричним затискачами, лабораторна вага, набір гирьок.

 

Хід роботи.

1. Провести підготовку залізного виробу для нанесення гальванічного покриття. Для цього треба зробити механічне очищення виробу, а потім його обезжирення і промивання у чистій воді.

2. Скласти лабораторну установку за схемою приведеною на рис.1.

3. Приготовити електроліт і залити в посудину.

4. Встановити рекомендовані значення напруги і струму в колі.

5. Проводити дослід до тих пір, поки не буде візуально видно утворення шару міді на залізному виробі.

6. Оцінити після закінчення досліду якість отриманого покриття.

 

 

Контрольні питання.

1. Які речовини називаються електролітами?

2. Що таке окислювально-відновні реакції?

3. Який процес називається електролізом?

4. Які існують електроліти?

5. Що таке електро-хімічний ряд напруг?

6. Що таке корозія?

7. Які є закони електролізу?