Главная страница Случайная страница
Разделы сайта
АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника
Где I — сварочный ток, а;
|
|
Uд — напряжение дуги, в, а 0, 24 коэффициент перевода электрических величин, кал/вт*сек
Количество тепла, вводимое дугой в свариваемый металл в единицу времени, называется эффективной тепловой мощностью дуги. Она меньше полной тепловой мощности дуги и слагается из следующего: тепла, выделяющегося в пятне дуги на свариваемом металле; тепла, вводимого в металл за счет теплообмена со столбом дуги и ее пятном на свариваемом металле; тепла, вносимого в свариваемый металл с каплями расплавленного металла электрода, электродного покрытия и флюса. Эффективную тепловую мощность дуги q можно подсчитать по формуле
q = 0, 24I * Uд * n дж/сек.
Здесь буквой n рбозначен эффективный коэффициент полезного действия нагрева металла дугой. Коэффициент n равен:
Тепловой режим сварки характеризуется количеством тепла, вводимого в металл на единицу длины шва. Эта величина называется погонной энергией сварки и выражается отношением:
где v — скорость сварки, см/сек.
Величина погонной энергии имеет большое значение при определении рационального режима сварки легированных термообрабатываемых сталей.
Примерные балансы использования тепла сварочных дуг приведены в табл. 1.
Из табл. 1 видно, что при сварке под флюсом тепло дуги используется более полно, так как эффективная мощность дуги выше.
Перенос металла в дуге. Дуга расплавляет электрод с довольно большой скоростью; например, стальной электрод длиной 450 мм расплавляется за 1, 5—2 мин. Расплавленный электродный металл переносится в сварочную ванну в виде капель разного размера — от тысячных долей мм до 5—6 мм диаметром. Размер капель определяется в первую очередь плотностью тока в электроде, а также зависит от состава электрода и покрытия, электромагнитных явлений в дуге и других факторов, определяемых способом сварки. При ручной дуговой сварке в виде капель переносится до 90% электродного металла, остальные 10%—это брызги и пары, значительная часть которых теряется. В зависимости от диаметра капли в секунду может переноситься: при диаметре 1 мм — до 150, при 2 мм — до 20, при 5—6 мм — от 1 до 2 капель.
Перенос металла в виде крупных капель с кратковременным замыканием дугового промежутка характерен для сварки электродами с тонким (меловым или др.) стабилизирующим покрытием и сварки в защитных газах, при плотностях тока до 50 а/мм2 на обратной полярности, а при сварке на прямой полярности — даже и при более высоких плотностях тока в электроде, но при низком напряжении дуги.
Перенос металла в виде потока мелких капель без замыкания ими дугового промежутка характерен для сварки толстопокрытыми электродами и сварки под флюсом. В этом случае большинство капель заключено в оболочку из шлака. Так же переносится металл и в процессе сварки в защитных газах при плотности тока в электроде от 50 до 100 а/мм2. И наконец, металл переносится в виде очень мелких, часто отделяющихся от электрода капель. Капли образуют сплошную струю жидкого металла: поэтому такой перенос называется струйным переносом металла и характерен для сварки в аргоне плавящимся электродом из нержавеющей стали при высоких плотностях тока.
В момент прохождения через дуговой промежуток металл нагревается до 2100—2300° С и при этой температуре протекают все металлургические процессы и химические реакции в капле.
Производительность процесса плавления металла. Количество электродного металла, расплавленного за определенное время, подсчитывают по формуле
Gp = KP*I*t,
где Gp — количество расплавленного металла электрода, г;
Кр— коэффициент расплавления, г/а-ч; I — величина сварочного тока, а; t — время горения дуги, ч.
Из формулы следует, что чем больше ток и длительнее горит дуга, тем большее количество металла будет расплавлено.
Коэффициентом расплавления КР называется количество расплавленного электродного металла в граммах в течение одного часа, приходящееся на один ампер сварочного тока, т. е.
Коэффициент расплавления зависит от материала электродного стержня, состава покрытия, а также от рода и полярности тока.
Для стальных электродов коэффициент расплавления может колебаться в пределах от 5 до 20 г/а*ч, составляя в среднем 8— 12 г/а * ч.
При сварке, вследствие частичного окисления, испарения и разбрызгивания, часть жидкого электродного металла теряется и не переходит в наплавленный металл шва.
Для подсчета количества наплавленного металла нужно в приведенной выше формуле коэффициент расплавления КР заменить величиной Кн, называемой коэффициентом наплавки. Коэффициент наплавки Кн равен
где GH — количество наплавленного металла, г.
При сварке на переменном токе электродами с толстым покрытием значения коэффициента наплавки могут быть в пределах Кн = 6-18 г/а*ч, составляя в среднем Кн= 7- 10 г/а * ч (см. табл. 5).
Коэффициент наплавки Кн меньше коэффициента расплавления КР на величину потерь электродного металла при сварке. Эти потери выражаются коэффициентом потерь, представляющим отношение разности количеств расплавленного и наплавленного электродного металла к количеству расплавленного. Коэффициент потерь обозначают буквой и выражают в процентах, определяя его по формуле 
Величина коэффициента потерь ψ в % составляет: при сварке тонкопокрытыми электродами 10—20, толстопокрытыми 5—10, в защитных газах 3—6, под флюсом 1—3.
Пример. Сварка производится толстопокрытыми электродами током 300 а. Кн =11 г/а*ч. За 1 ч горения дуги сварщик может наплавить металла:
11 • 300=3300 г, или 3, 3 кг.
Знать величину коэффициента наплавки важно для нормирования сварочных работ. Обозначим через v — скорость сварки, см/ч; F — площадь поперечного сечения шва, см2. Тогда скорость сварки можно подсчитать по формуле
где число 7, 85 обозначает массу 1 см3 наплавленного металла (стали), г.
Следовательно, скорость сварки будет тем выше, чем выше коэффициент наплавки Кн и чем больше ток I.
Пример: Кн =11 г/а*ч; I = 300 а; F=l, l см2. Скорость сварки составит:
Электро́ лиз — физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, который возникает при прохожденииэлектрического тока через раствор, либо расплав электролита.
Упорядоченное движение ионов в проводящих жидкостях происходит в электрическом поле, которое создаётся электродами — проводниками, соединёнными с полюсами источника электрической энергии. Анодом при электролизе называется положительный электрод, катодом — отрицательный[1]. Положительные ионы — катионы — (ионы металлов, водородные ионы, ионы аммония и др.) — движутся к катоду, отрицательные ионы — анионы — (ионы кислотных остатков и гидроксильной группы) — движутся к аноду.
Реакции, происходящие при электролизе на электродах называются вторичными. Первичными являются реакции диссоциации в электролите. Разделение реакций на первичные и вторичные помогло Майклу Фарадею установить законы электролиза (см. ниже).
Применение[править | править вики-текст]
Явление электролиза широко применяется в современной промышленности. В частности, электролиз является одним из способов промышленного полученияалюминия, водорода, а также гидроксида натрия, хлора, хлорорганических соединений[ источник не указан 2270 дней ], диоксида марганца[2], пероксида водорода. Большое количество металлов извлекается из руд и подвергается переработке с помощью электролиза (электроэкстракция, электрорафинирование). Также электролиз является основным процессом, благодаря которому функционирует химический источник тока.
Электролиз находит применение в очистке сточных вод (процессы электрокоагуляции, электроэкстракции, электрофлотации). Применяется для получения многих веществ (металлов, водорода, хлора и др.), при нанесении металлических покрытий (гальваностегия), воспроизведении формы предметов (гальванопластика).
Первый закон Фарадея[править | править вики-текст]
Основная статья: Законы электролиза Фарадея
В 1832 году Фарадей установил, что масса m вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна электрическому заряду q, прошедшему через электролит:
, если через электролит пропускается в течение времени t постоянный ток с силой тока I. Коэффициент пропорциональности 
называется электрохимическим эквивалентом вещества. Он численно равен массе вещества, выделившегося при прохождении через электролит единичного электрического заряда, и зависит от химической природы вещества.
Вывод закона Фарадея [править | править вики-текст]
(1)
(3)
(4)
, где z — валентность атома (иона) вещества, e — заряд электрона (5)
Подставляя (2)-(5) в (1), получим
,
где 
— постоянная Фарадея.
Второй закон Фарадея[править | править вики-текст]
Электрохимические эквиваленты различных веществ пропорциональны их молярным массам и обратно пропорциональны числам, выражающим их химическую валентность.
Химическим эквивалентом иона называется отношение молярной массы A иона к его валентности z. Поэтому электрохимический эквивалент
,
где 
— постоянная Фарадея.
Второй закон Фарадея записывается в следующем виде:
,
где 
— молярная масса данного вещества, образовавшегося (однако не обязательно выделившегося — оно могло и вступить в какую-либо реакцию сразу после образования) в результате электролиза, г/моль; 
— сила тока, пропущенного через вещество или смесь веществ (раствор, расплав), А; 
— время, в течение которого проводился электролиз, с; — постоянная Фарадея, Кл·моль− 1; 
— число участвующих в процессе электронов, которое при достаточно больших значениях силы тока равно абсолютной величине заряда иона (и его противоиона), принявшего непосредственное участие в электролизе (окисленного или восстановленного). Однако это не всегда так; например, при электролизе раствора соли меди(II) может образовываться не только свободная медь, но и ионы меди(I) (при небольшой силе тока).
Изменение электролизом веществ[править | править вики-текст]
Не все вещества будут электролизироваться при пропускании электрического тока. Существуют некоторые закономерности и правила.
| Катионы активных металлов | Катионы менее активных металлов | Катионы неактивныхметаллов | |
| Li+, Cs+, Rb+, K+, Ba2+, Sr2+, Ca2+, Na+, Mg2+, Be2+, Al3+ | Mn2+, Cr3+, Zn2+, Ga3+, Fe2+, Cd2+, In3+, Tl+, Co2+, Ni2+, Mo4+, Sn2+, Pb2+ | Bi3+, Cu2+, Ag+, Hg2+, Pd3+, Pt2+, Au3+ | |
| Тяжело разряжаются (только из расплавов), в водном растворе электролизу подвергается вода с выделением водорода | В водном растворе восстанавливается металл (при малой концентрации катионов в растворе — металл и водород) | Легко разряжаются, и восстанавливается только металл | |
| Анионы кислородсодержащих кислот и фторид-ион | Гидроксид-ионы; анионы бескислородных кислот(кроме F− ) |
| PO43− , CO32− , SO42− , NO3− , NO2− , ClO4− , F− | OH− , Cl− , Br− , I− , S2− |
| Тяжело разряжаются (только из расплавов), в водном растворе электролизу подвергается вода с выделением кислорода | Легко разряжаются |
Примеры[править | править вики-текст]
Расплавы [править | править вики-текст]
I. Активные металлы
1. Соль активного металла и бескислородной кислоты
NaCl ↔ Na+ + Cl−
K" катод" (-): Na+ + 1e = Na0
A" анод" (+): Cl− — 1e = Cl0; Cl0+Cl0=Cl2
Вывод: 2NaCl → (электролиз) 2Na + Cl2
2. Соль активного металла и кислородосодержащей кислоты
Na2SO4↔ 2Na++SO42−
K(-): 2Na+ +2e =2Na0
A(+): 2SO42− − 4e =2SO3+O2
Вывод: 2Na2SO4 → (электролиз) 4Na + 2SO3 + O2
3. Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион
NaOH ↔ Na+ + OH−
K(-): Na+ +1e =Na0
A(+): 4OH− − 4e =2H2O + O2
Вывод: 4NaOH → (электролиз) 4Na + 2H2O + O2
II. Менее активные металлы
Точно так же
III. Неактивные металлы
Точно так же
Растворы [править | править вики-текст]
I. Активные металлы
1. Соль активного металла и бескислородной кислоты
NaCl ↔ Na+ + Cl−
K" катод" (-): 2H2O + 2e = H2 + 2OH−
A" анод" (+): Cl− — 1e = Cl0; Cl0+Cl0=Cl2
Вывод: 2NaCl + 2H2O(электролиз) → H2 + Cl2 +2NaOH
2. Соль активного металла и кислородсодержащей кислоты
Na2SO4↔ 2Na++SO42−
K(-): 2H2O + 2e = H2 + 2OH−
A(+): 2H2O — 4e = O2 + 4H+
Вывод: 2H2O (электролиз) → 2H2 + O2
3. Гидроксид: активный металл и гидроксид-ион
NaOH ↔ Na+ + OH−
K(-): 2H2O + 2e = H2 + 2OH−
A(+): 2H2O — 4e = O2 + 4Н+
Вывод: 2H2O (электролиз) → 2H2 + O2
II. Менее активные металлы
1. Соль менее активного металла и бескислородной кислоты
ZnCl2 ↔ Zn2+ + 2Cl−
K" катод" (-): Zn2+ + 2e = Zn0
A" анод" (+): 2Cl− — 2e = 2Cl0
Вывод: ZnCl2 (электролиз) → Zn + Cl2
2. Соль менее активного металла и кислородсодержащей кислоты
ZnSO4 ↔ Zn2++SO42−
K(-): Zn2+ + 2e = Zn0
A(+): 2H2O — 4e = O2 + 4Н+
Вывод: 2ZnSO4 + 2H2O(электролиз) → 2Zn + 2H2SO4 + O2
3. Гидроксид: невозможно (нерастворим)
III. Неактивные металлы
Точно так же
Мнемоническое правило[править | править вики-текст]
Для запоминания катодных и анодных процессов в электрохимии существует следующее мнемоническое правило:
У анода анионы окисляются.
На катоде катионы восстанавливаются.
В первой строке все слова начинаются с гласной буквы, во второй — с согласной.
Или проще:
· КАТод — КАТионы (ионы у катода)
· АНод — АНионы (ионы у анода)
Электролиз в газах[править | править вики-текст]
Электролиз в газах, при наличии ионизатора, объясняется тем, что при прохождении через них постоянного электрического тока наблюдается выделение веществ на электродах. Законы Фарадея в газах не действительны, но существуют несколько закономерностей;
1) При отсутствии ионизатора электролиз проводиться не будет даже при высоком напряжении.
2) Электролизу подвергаются только бескислородные кислоты в газообразном состоянии и некоторые газы.
3) Уравнения электролиза как в электролитах, так и в газах всегда остаются постоянными.
|
|