Сильные и слабые электролиты

ЭЛЕКТРОЛИТЫ – вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ – вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток.

Диссоциация – распад соединений на ионы.

Степень диссоциации – отношение числа продиссоциированных на ионы молекул к общему числу молекул в растворе.

 

СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы.

При написании уравнений диссоциации сильных электролитов ставят знак равенства.

К сильным электролитам относятся:

· Растворимые соли

· Многие неорганические кислоты: HNO₃, H₂SO₄, HClO₃, HClO₄, HMnO₄, HCl, HBr, HI;

· Основания щелочных (LiOH, NaOH,KOH) и щелочноземельных (Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂) металлов

 

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы.

При написании уравнений диссоциации слабых электролитов ставят знак обратимости.

К слабым электролитам относятся:

· Почти все органические кислоты и вода (Н₂О);

· Некоторые неорганические кислоты: H₂S, H₃PO₄, HClO₄, H₂CO₃, HNO₂, H₂SiO₃

· Нерастворимые гидроксиды металлов (Mg(OH)₂, Fe(OH)₂, Zn(OH)₂)

Диссоциация электролита количественно характеризуется степенью диссоциации.

Степень диссоциации a – это отношение числа молекул, диссоциированных на ионы n_., к общему числу молекул растворенного электролита N:

n

α = — * 100%

N

 

a – доля молекул электролита, распавшихся на ионы.

Степень диссоциации электролита зависит от многих факторов: природы электролита, природы растворителя, концентрации раствора, температуры.

44.Константа диссоциации слабых электролитов.

Константа диссоциации электролита не зависит от концентрации раствора, но зависит от температуры, а также от природы растворенного вещества и растворителя и при данных условиях является постоянной величиной. Кдисс показывает отношение концентрации ионов в растворе слабого электролита к концентрации недиссоциированных молекул. У сильных электролитов константа диссоциации отсутствует.

Константа диссоциации слабых электролитов является мерой их силы: чем меньше значение константы, тем слабее электролит.

 

45.Состояние сильных электролитов в растворах

В водных растворах сильные электролиты обычно полностью диссоциированы. Поэтому число ионов в них больше, чем в растворах слабых электролитов той же концентрации. И если в растворах слабых электролитов концентрация ионов мала, расстояния между ними велики и взаимодействие ионов друг с другом незначительно, то в не очень разбавленных растворах сильных электролитов среднее расстояние между ионами вследствие значительной концентрации сравнительно мало.

 

 

46.Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации

 

Основания, которые хорошо растворяются в воде, называются щелочами, К ним относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. С точки зрения теории электролитической диссоциации основания - это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием анионов одного вида - гидроксид - ионов ОН^-.
В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид:
Основание -> Катион основания + Гидроксид – ион

Кислоты. С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты - это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов одного вида - катионов водорода Н⁺.
В общем виде уравнение электролитической диссоциации кислоты имеет вид:
Кислота -> Катион водорода + Анион кислотного остатка

 

Соли. С точки зрения теории электролитической реакции соли - это вещества, которые в водном растворе диссоциируют с образованием катионов основания и анионов кислотного остатка.
В общем виде уравнение электролитической диссоциации солей имеет следующий вид:
Соль -> Катион основания + Анион кислотного остатка

 

47.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды.

Одним из важнейших растворителей является вода. Являясь слабым электролитом, вода в незначительной степени диссоциирует на ионы:

H₂O H⁺ + OH^-.

В чистой воде концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны:

[H⁺]=[OH^-].

произведение равновесных концентраций:

[H⁺][OH^-] = 10^-14 = K_w.

При данной температуре величина K_w является постоянной и называется ионным произведением воды.

Постоянство величины K_w позволяет утверждать, что при увеличении в растворе концентрации ионов водорода H⁺ (растворение кислоты) происходит уменьшение концентрации гидроксид-ионов, и наоборот.

Если [H⁺]=[OH^-]=10^-7 моль/л, то среда раствор нейтральная;

если [H⁺]>10^-7 моль/л, то раствор кислый;

если [OH^-]>10^-7 моль/л, то раствор щелочной.

 

 

48.Гидролиз солей.

В водных растворах соли полностью диссоциируют на катионы и анионы. Кроме них в растворе есть ионы H⁺ и OH^–, образующиеся вследствие диссоциации молекул воды. Если эти ионы при взаимодействии с ионами соли образуют плохо диссоциирующие соединения, то идет гидролиз соли – разложение соли водой с образованием слабого электролита. Возможность и характер протекания гидролиза определяется природой соли:

различные случаи гидролиза солей:

а) Соль образована слабой кислотой и сильным основанием

гидролиз соли преимущественно ограничивается первой ступенью с образованием кислой соли, щелочная реакция среды в растворе (рН>7)

б) Соль образована слабым основанием и сильной кислотой

В данном случае продуктами гидролиза являются основная соль и кислота.

кислая реакция среды в растворе (рН<7)

в) Соль образована слабой кислотой и слабым основанием

В этом случае образуются два малодиссоциированных соединения, и pH раствора зависит от относительной силы кислоты и основания. Если продукты гидролиза могут удаляться из раствора, то гидролиз протекает до конца.

г) Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием

гидролизу не подвергаются, т.к. единственным малодиссоциирующим соединением является H₂O (рН=7). Растворы этих солей имеют нейтральную среду.

 

49.Химическая связь в комплексных соединениях

 

 

53.Методы составления уравнений окислительно восстановительных реакций

 

Используют два метода: электронного баланса и полуреакций (электронно-ионный). При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций с использованием метода электронного баланса следует:

 

1. В левой части записать формулы исходных веществ, а в правой - продуктов реакции.

Для удобства и единообразия принято сначала в исходных веществах записать восстановитель, затем окислитель и среду (если это необходимо); в продуктах реакции - сначала продукт окисления восстановителя, продукт восстановления окислителя, а затем другие вещества.

2. Определить степень окисления элементов до и после реакции

3. Определить окислитель и восстановитель.

4. Составить электронный баланс, для этого записать в левой части начальное состояние серы и марганца, а в правой - конечное и определить число потерянных S+4 и принятых Mn+7 электронов:

Общее число электронов, отданных всеми атомами восстановителя, должно быть равно общему числу электронов, принятых всеми атомами окислителя.

Определить общее число потерянных и принятых электронов (общее наименьшее кратное).

5. Перенести эти коэффициенты в уравнение реакции к окисленным и восстановленным формам восстановителя и окислителя:

6. Подобрать и расставить коэффициенты для молекул других соединений, участвующих в реакции.

Правильность расстановки коэффициентов проверить по равенству числа атомов кислорода в левой и правой частях уравнения.

 

 

При составлении уравнений ОВР с применением метода полуреакций следует:

 

1. Составить схему реакции с указанием исходных веществ и продуктов реакции, найти окислитель и восстановитель.

 

2. Составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся реально существующих в условиях реакции ионов или молекул.

3. Уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций; при этом следует помнить, что в водных растворах в реакциях могут участвовать молекулы H2O, ионы Н+ или ОН-.

4. Уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции; для этого прибавить к левой или правой части полуреакции необходимое число электронов.

5. Подобрать множители (основные коэффициенты) для полуреакций так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении.

6. Сложить уравнения полуреакций с учетом найденных основных коэффициентов.

7. Расставить коэффициенты в уравнении реакции.

 

Метод полуреакций (электронно-ионный)

Следует иметь в виду, что в водных растворах связывание избыточного кислорода и присоединение кислорода восстановителем происходят по-разному в кислой, нейтральной и щелочной средах. В кислых растворах избыток кислорода связывается ионами водорода с образованием молекул воды, а в нейтральных и щелочных - молекулами воды с образованием гидроксид-ионов.

Присоединение кислорода восстановителем осуществляется в кислой и нейтральной средах за счет молекул воды с образованием ионов водорода, а в щелочной среде - за счет гидроксид-ионов с образованием молекул воды, например

 

ОВР в кислой среде

1. Рассчитывают степени окисления тех атомов элементов, которые ее изменяют, определяют окислитель, восстановитель и среду

2. Разбивают реакцию на две полуреакции. Уравнивают количество атомов элементов, изменяющих степень окисления. При необходимости уравнивают количество кислорода и водорода:

3. По изменению степени окисления подсчитывают количество отданных или принятых электронов:

4. Исходя из того, что количество отданных и принятых электронов должно быть равно, находим общее наименьшее кратное.

5. Составляют суммарное ионное уравнение реакции: складывают левые и правые части обеих полуреакций, предварительно умножив каждый член на коэффициенты:

6. При необходимости приводят подобные - сокращают одинаковые частицы в левой и правой частях равенства.

7. Составляют суммарное молекулярное уравнение реакции с найденными коэффициентами

 

 

54.Понятие об электродных потенциалах

Как известно, электрическим потенциалом называют величину, соответствующую энергии, которую нужно затратить (положительный потенциал) или которую можно получить (отрицательный потенциал) при переносе единицы электричества из бесконечности в данную точку.

Электродным потенциалом называют скачок потенциала, возникающий под влиянием ряда факторов, о которых будет рассказано далее, на границе металл — раствор электролита. В металле существует подвижное равновесие, которое можно выразить уравнением

Me = Men+ + ne- (1)

где Ме — атом металла, Меn+ — ион металла в электроде, n — заряд иона, n - число электронов, е- — электрон.

Переход ионов металла в раствор можно выразить следующим уравнением:

Меn++mН2О=Меn+*mН2О (2)

где Меn+*mН2О — гидратированный ион металла в растворе.

Равновесия (1) и (2) могут быть представлены в суммированном виде так:

Me +mН2О = Меn+*mН2О + ne- (3)

Уравнение (3) показывает, что переход ионов металла в раствор сопровождается потерей электронов атомами металлов, т. е. является процессом окисления. Обратный процесс превращения гидратированных ионов металла в атомы является процессом восстановления. Состояние равновесия зависит как от энергии ионизации атома металла, так и от концентрации его ионов растворе. Если концентрация ионов металла в растворе меньше равновесной, то при погружении металла в раствор равновесие (3) смещается вправо, и ионы металла переходят в раствор; электроны же остаются в поверхностном слое металла, обуславливая его отрицательный заряд по отношению к раствору. По мере дальнейшего перехода ионов металла в раствор отрицательный заряд металла увеличивается. Растёт и скачок потенциала на границе металл - раствор электролита.

Увеличение концентрации ионов металла в растворе смещает равновесие (3) влево, пока состояние равновесия не установится при иных концентрациях ионов в растворе и носителей электричества в металле, с соответствующим потенциалом на границе раздела фаз металл-раствор.

Гидратированные ионы металла, испытывающие электростатическое притяжение отрицательно заряженного металла, сосредотачиваются у его поверхности. в результате образуется двойной электрический слой.

Для неактивных металлов равновесная концентрация ионов металла в растворе невелика. Если погрузить такой металл в раствор с концентрацией ионов большей, чем равновесная, то будет наблюдаться обратный процесс осаждения ионов из раствора на поверхность металла. В результате металл приобретёт положительный заряд, а раствор – отрицательный, за счёт избыточного количества анионов, оставшихся в растворе.

При достижении равновесия скоростей прямой и обратной реакции (3), на фазовой границе между металлом и раствором устанавливается т.н. равновесный потенциал.

Очевидно, равновесие (3) тем более смещено вправо, чем меньше потенциал ионизации металла. При этом металл будет иметь больший отрицательный заряд. Для неактивных металлов равновесие (3) смещено влево, и им сообщается тем больший положительный заряд, чем выше потенциал ионизации атома (меньше активность металла). Реальные процессы установления равновесия на границе металл - раствор часто осложняются образованием окисных плёнок и иных поверхностных соединений.

55.Зависимость величины электродных потенциалов от природы электродов и растворителей

Факторы, влияющие на величину электродного потенциала:

1) Природа металла (чем большей химической активностью обладает металл, тем легче он растворяется, тем отрицательнее потенциал)

2) Концентрация ионов металла в растворе (чем больше концентрация катионов в растворе, тем положительнее потенциал)

3) Температура (с повышением температуры потенциал становится более положительным)

 

56.Ряд стандартных электродных потенциалов

Электрохимический ряд активности металлов (ряд напряжений, ряд стандартных электродных потенциалов) — последовательность, в которой металлы расположены в порядке увеличения их стандартных электрохимических потенциалов φ0, отвечающих полуреакции восстановления катиона металла.

Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях в водных растворах.

Ряд стандартных электродных потенциалов позволяет решать вопрос о направлении самопроизвольного протекания окислительно-восстановительных реакций. Как и в общем случае любой химической реакции, определяющим фактором служит здесь знак изменения энергии Гиббса реакции. Но это означает, что первая из этих систем будет выступать в качестве восстановителя, а вторая - в качестве окислителя. При непосредственном взаимодействии веществ возможное направление реакции будет, конечно, таким же, как и при ее осуществлении в гальваническом элементе. Ряд стандартных электродных потенциалов характеризует химические свойства металлов. Он используется для определения последовательности разряда

ионов при электролизе, а также для описания общих свойств металлов. При этом величины стандартных электродных потенциалов количественно характеризуют восстановительную способность металлов и окислительную способность их ионов.

Поясним, как образуется ряд стандартных электродных потенциалов. Погружение металла в раствор одноименной соли приводит к процессам перехода ионов металла с поверхности металла в раствор - растворение металла, или из раствора в металл - осаждение металла. Вследствие этих процессов поверхность металла (электрода) приобретает положительный или отрицательный заряд, причем его величина и знак будут определяться природой металла, концентрацией соли в растворе и температурой. Гидратированные катионы и анионы, находящиеся в растворе, притягиваются заряженными поверхностями металлов, в результате чего на поверхности раздела металл-раствор образуется два слоя с противоположными зарядами - так называемый двойной электрический слой. Разность потенциалов этого слоя носит название электродного потенциала.

57.Гальванические элементы. Электродвижущая сила гальванического элемента.

Электрохимическим (или гальваническим) элементом называется устройство для получения электрического тока за счет электрохимических реакций. Простейший электрохимический элемент состоит из двух металлических электродов (проводников первого рода), погруженных в электролит (проводник второго рода) и соединенных между собой металлическим контактом. Несколько электрохимических элементов, соединенных последовательно, образуют электрохимическую цепь.

Важнейшей количественной характеристикой электрохимического элемента является электродвижущая сила (ЭДС, Е), которая равна разности потенциалов правильно разомкнутого элемента (такого, у которого к конечным электродам элемента присоединены проводники первого рода из одного и того же материала).

Если при прохождении электрического тока в разных направлениях на поверхности электрода протекает одна и та же реакция, но в противоположных направлениях, то такие электроды, а также элемент или цепь, составленные из них, называются обратимыми. ЭДС обратимых элементов является их термодинамическим свойством, то есть зависит только от Т, р, природы веществ, составляющих электроды и растворы, и концентрации этих растворов.

ЭДС электрохимического элемента является величиной положительной, так как она соответствует определенному самопроизвольно протекающему процессу, дающему положительную работу. Обратному процессу, который не может протекать самостоятельно, отвечала бы отрицательная ЭДС.

При составлении цепи электрохимических элементов процесс в одном из элементов можно направить так, чтобы он сопровождался затратой работы извне (несамопроизвольный процесс), используя для этого работу другого элемента цепи, в котором идет самопроизвольный процесс. Суммарная ЭДС любой цепи равна алгебраической сумме положительных и отрицательных величин. Поэтому очень важно при записи схемы цепи учитывать знаки ЭДС, пользуясь принятыми правилами.

ЭДС электрохимической цепи считается положительной, если при записи цепи правый электрод заряжен положительно относительно левого (катионы при работе цепи проходят в растворе от электрода, записанного слева, по направлению к электроду, записанному справа, и в этом же направлении движутся во внешней цепи электроны).

 

58.Сущность электролиза. Анодное окисление и катодное восстановление.

Электролиз - это окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролитов. Для осуществления электролиза к отрицательному полюсу внешнего источника постоянного тока присоединяют катод, а к положительному полюсу - анод, после чего погружают их в электролизер с раствором или расплавом электролита.

 

59.Вторичные процессы при электролизе.

Вторичные процессы, связанные со смешением образующихся на электродах продуктов - хлора и каустической соды. Характер и значение этих процессов меняются в зависимости от способа разделения электродных пространств и режима работы электролиза. Как отмечалось ранее, в электролизерах с неподвижным электролитом эти процессы в основном определяются электролитическим переносом гидроксильных ионов в анодное пространство. При электролизе с противотоком электролита, в зависимости от условий ведения процесса, необходимо учитывать возможность смешения получаемых продуктов вследствие растворения хлора в проточном электролите, а также потери продуктов, обусловленные диффузией и переносом ионов ОН в анодное пространство и ионов Н в катодное пространство.

Вторичные процессы за счет изменения электродов наблюдаются очень часто, если материал электродов достаточно активный.

60.Электролиз с нерастворимым и растворимым анодами. Закон Фарадея. Выход по току.

Характер окислительных процессов зависит также от материала электродов. Различают нерастворимые (инертные) и растворимые (активные) электроды.

Инертные электроды изготавливаются обычно из графита, угля, платины; в процессе электролиза они химически не изменяются, а служат лишь для передачи электронов во внешнюю цель.

При использовании инертных анодов следует учитывать следующее:

В первую очередь окисляются простые анионы в порядке возрастания их Ео, не превышающих + 1,5 В (S2-, J-, Br-, Cl-).

При электролизе водных растворов, содержащих анионы кислородосодержащих кислот (CO32-, NO3-, SO42-, PO43- и др.), на аноде окисляются не эти анионы, а молекулы воды.

В щелочных растворах на аноде окисляются ионы ОН-:

При использовании растворимых анодов (из Cu, Zn, Ag, Ni и др. металлов) электроны во внешнюю цель посылает сам анод за счет окисления атомов металла, из которого сделан анод.

Количественные характеристики электролитических процессов устанавливаются двумя законами Фарадея:

Первый закон Фарадея: количество вещества, превращенного на электроде при электролизе, пропорционально количеству электричества, прошедшего через электролит.

Второй закон Фарадея: массы веществ, испытавших превращения на электродах при прохождении одного и того же количества электричества, относятся между собой как молярные массы их эквивалентов

Экспериментально установлено, что для выделения на электроде одной молярной массы эквивалента вещества необходимо затратить одно и то же количество электричества, равное ~96500 Кл. Оно получило название постоянной Фарадея F.

 

61.Основыные виды коррозии. Классификация коррозионных процессов.

· Коррозия – это с химической точки зрения процесс окислительно-восстановительный.

· Коррозия – это самопроизвольный процесс, возникающий по причине неустойчивости термодинамической системы металл – компоненты окружающей среды.

· Коррозия – это процесс, который развивается в основном на поверхности металла. Однако, не исключено, что коррозия может проникнуть и вглубь металла.

Виды коррозии металлов

Наиболее часто встречаются следующие виды коррозии металлов:

1. Равномерная – охватывает всю поверхность равномерно

2. Неравномерная

3. Избирательная

4. Местная пятнами – корродируют отдельные участки поверхности

5. Язвенная (или питтинг)

6. Точечная

7. Межкристаллитная – распространяется вдоль границ кристалла металла

8. Растрескивающая

9. Подповерхностная

По механизму протекания коррозионного процесса, зависящему от характера внешней среды, с которой взаимодействует металл, различают химическую и электрохимическую коррозию. ^ Химическая коррозия характерна для сред, не проводящих электрический ток. При химической коррозии происходит прямое гетерогенное взаимодействие металла с окислителем окружающей среды. По условиям протекания коррозионного процесса различают:

а) газовую коррозию—в газах и парах без конденсации влаги на поверхности металла, обычно при высоких температурах. Примером газовой коррозии может служить окисление металла кислородом воздуха при высоких температурах;

б) коррозию в неэлектролитах — агрессивных органических жидкостях, таких, как сернистая нефть и др. Электрохимическая коррозия характерна для сред, имеющих ионную проводимость. При электрохимической коррозии процесс взаимодействия металла с окислителем включает анодное растворение металла и катодное восстановление окислителя. Электрохимическая коррозия может протекать: а) в электролитах — в водных растворах солей, кислот, щелочей, в морской воде; б) в атмосфере любого влажного газа;

в) в почве. Особым видом электрохимической коррозии следует считать коррозию за счет внешнего электрического тока. В качестве примеров подобного рода разрушений можно привести коррозию трубопроводов с токопроводящими жидкостями, нерастворимых анодов в электролитических ваннах, подземных металлических сооружений. Хотя механизм протекания коррозионного процесса в разных условиях различен, по характеру разрушения поверхности металла коррозию можно разделить на равномерную и местную. Равномерная, или общая, коррозия распределяется более или менее равномерно по всей поверхности металла, в то время как местная коррозия сосредоточена на отдельных участках и проявляется в виде точек, язв или пятен. Местная коррозия, как правило, более опасная, чем равномерная коррозия, так как процесс проникает на большую глубину. Особыми видами коррозии являются межкристаллитная коррозия (коррозия по границам зерен), избирательная коррозия (растворение одного из компонентов сплава) и коррозионное растрескивание (коррозия при одновременном воздействии химических реагентов и высоких механических напряжений). Данные виды коррозии особенно опасны, так как могут привести к быстрому разрушению машины, аппарата или конструкции.

 

62. Электрохимическая коррозия металлов

Электрохимическая коррозия металлов – это процесс разрушения металлов в среде различных электролитов, который сопровождается возникновением внутри системы электрического тока.

При таком типе коррозии атом удаляется из кристаллической решетки результате двух сопряженных процессов:

· Анодного – металл в виде ионов переходит в раствор.

· Катодного – образовавшиеся при анодном процессе электроны, связываются деполяризатором (вещество — окислитель).

Сам процесс отвода электронов с катодных участков называется деполяризацией, а вещества способствующие отводу – деполяризаторами.

Наибольшее распространение имеет коррозия металлов с водородной и кислородной деполяризацией.

Водородная деполяризация осуществляется на катоде при электрохимической коррозии в кислой среде

2H++2e— = H2 разряд водородных ионов

2H3O++2e— = H2 + 2H2O

Кислородная деполяризация осуществляется на катоде при электрохимической коррозии в нейтральной среде

O2 + 4H++4e— = H2O восстановление растворенного кислорода

O2 + 2H2O + 4e— = 4OH—

Все металлы, по их отношению к электрохимической коррозии, можно разбить на 4 группы, которые определяются величинами их стандартных электродных потенциалов:

1. Активные металлы (высокая термодинамическая нестабильность) – это все металлы, находящиеся в интервале щелочные металлы — кадмий (Е0 = -0,4 В). Их коррозия возможна даже в нейтральных водных средах, в которых отсутствуют кислород или другие окислители.

2. Металлы средней активности (термодинамическая нестабильность) – располагаются между кадмием и водородом (Е0 = 0,0 В). В нейтральных средах, в отсутствии кислорода, не корродируют, но подвергаются коррозии в кислых средах.

3. Малоактивные металлы (промежуточная термодинамическая стабильность) – находятся между водородом и родием (Е0 = +0,8 В). Они устойчивы к коррозии в нейтральных и кислых средах, в которых отсутствует кислород или другие окислители.

4. Благородные металлы (высокая термодинамическая стабильность) – золото, платина, иридий, палладий. Могут подвергаться коррозии лишь в кислых средах при наличии в них сильных окислителей.

Электрохимическая коррозия может протекать в различных средах. В зависимости от характера среды выделяют следующие виды электрохимической коррозии:

· Коррозия в растворах электролитов — в растворах кислот, оснований, солей, в природной воде.

· Атмосферная коррозия – в атмосферных условиях и в среде любого влажного газа. Это самый распространенный вид коррозии.

· Почвенная коррозия – в зависимости от состава почв, а также ее аэрации, коррозия может протекать более или менее интенсивно. Кислые почвы наиболее агрессивны, а песчаные – наименее.

· Аэрационная коррозия — возникает при неравномерном доступе воздуха к различным частям материала.

· Морская коррозия – протекает в морской воде, в связи с наличием в ней растворенных солей, газов и органических веществ.

· Биокоррозия – возникает в результате жизнедеятельности бактерий и других организмов, вырабатывающих такие газы как CO2, H2S и др., способствующие коррозии металла.

· Электрокоррозия – происходит под действием блуждающих токов на подземных сооружениях, в результате работ электрических железных дорог, трамвайных линий и других агрегатов.

 

63.Защита металлов от коррозии

Коррозия металлов и способы защиты от нее существует много. Чтобы предохранить металл от ржавчины, используют промышленные методы. В бытовых условиях применяются различные силиконовые эмали, лаки, краски, полимерные материалы.

Промышленные

Защиту железа от коррозии можно подразделить на несколько основных направлений. Способы защиты от коррозии:

1)Пассивация. При получении стали добавляют другие металлы (хром, никель, молибден, ниобий и другие). Они отличаются повышенными качественными характеристиками, тугоплавкостью, устойчивостью к агрессивным средам и т.д. В результате образуется оксидная пленка. Такие виды стали называют легированными.

2)Покрытие поверхности другими металлами. Методы защиты металлов от коррозии используются разные: гальваника, погружение в расплавленный состав, нанесение на поверхность с помощью специального оборудования. В результате образуется металлическая защитная пленка. Чаще всего применяются для этих целей хром, никель, кобальт, алюминий и другие. Используют и сплавы (бронзу, латунь).

3)Использование металлических анодов, протекторов, чаще из магниевых сплавов, цинка или алюминия. В результате соприкосновением с электролитом (водой), начинается электрохимическая реакция. Протектор разрушается и образует на поверхности стали защитную пленку. Эта методика хорошо зарекомендовала себя для подводных деталей судов и буровых установок в море.

4)Ингибиторы кислотного травления. Использование веществ, которые снижают уровень воздействия окружающей среды на металл. Они применяются для консервации, хранения изделий. А также в нефтеперерабатывающей промышленности.

5)Коррозия и защита металлов, биметаллы (плакирование). Это покрытие стали слоем другого металла или композитным составом. Под воздействием давления и высоких температур происходит диффузия и склеивание поверхностей. К примеру, всем известные радиаторы отопления из биметалла.

64.Химические свойства металлов и их восстановительная способность

65.Взаимодействие металлов с простыми веществами

1)Взаимодействие с простыми веществами

Металлы способны реагировать с простыми веществами, такими как кислород (реакция горения), галогены, азот, сера, водород, фосфором и углеродом. В реакцию взаимодействия с кислородом вступают все металлы (исключение составляют Au, Pt), в результате чего возможно образование трех различных продуктов — пероксидов, оксидов и надпероксидов:

Металлы средней активности (начиная с Al) и неактивные металлы реагируют с кислородом только при нагревании:

В реакцию взаимодействия с азотом способны вступать только активные металлы, в результате чего образуются азиды, причем при н.у. с азотом реагирует только литий, остальные активные металлы – только при нагревании:

Только активные металлы способны взаимодействовать с углеродом и водородом, причем в случае реакции с водородом – это только щелочные и щелочноземельные металлы:

С серой реагируют все металлы кроме Au и Pt:

Также металлы способны взаимодействовать с галогенами и фосфором:

Все реакции взаимодействия с простыми веществами носят окислительно-восстановительный характер, металлы в них окисляются, проявляя свойства восстановителей, т.е. демонстрируют способность отдавать электроны:

2)Взаимодействие металлов друг с другом

Металлы взаимодействуют друг с другом, образуя интерметаллические соединения:

3Cu + Au = Cu3Au

3)Взаимодействие металлов с водой

Активные металлы (щелочные и некоторые щелочноземельные металлы — Ca, Sr, Ba) способны взаимодействовать с водой с образованием гидроксидов:

Ba + 2H2O = Ba(OH)2 + H2↑

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑

Металлы, характеризующиеся средней активностью (начиная с Al) вступают в реакцию с водой в более жестких условиях (наличие щелочной или кислотной среды и др. условия); при этом образуется соответствующий оксид и выделяется водород:

Pb + H2O = PbO + H2↑

Неактивные металлы с водой не реагируют.

Реакции взаимодействия металлов с водой также относятся к ОВР и металлы в них являются восстановителями. Взаимодействие металлов с кислотами

4)Металлы, стоящие в ряду активности до водорода способны реагировать с кислотами:

Неактивные металлы взаимодействуют с кислотами при особых условиях. Так, концентрированная серная кислота способна растворять медь (1), а при взаимодействии меди с концентрированной азотной кислотой в зависимости от её концентрации (60% или 30%) образуются различные продукты реакции

5)Взаимодействие металлов с солями

Более активные металлы способны взаимодействовать с солями, образованными менее активными металлами, и вытеснять их (металлы) из солей