Главная Учебники - Разные Лекции (разные) - часть 31
Гидролиз Виды сред.
1. [Н⁺]=[ОНˉ]=1Е-7 нейтралная среда(рН=7); 2. [Н⁺]>[ОНˉ] кислая среда(рН<7); 3. [Н⁺]<[ОНˉ] щелочная(рН>7) Соли по отношению к гидролизу делятся на 4 группы:
4.Соли обр. сильн. осн. и сильн. кисл. К2
S→2K⁺+S²ˉ pH>7 Ступень I. S²ˉ+H⁺OHˉ⇆(HS)ˉ+OHˉ 2K⁺+S²ˉ+HOH⇆(HS)ˉ+OHˉ+2K⁺ К2
S+HOH⇆KHS+KOH Ступень II. (HS)ˉ+HOH⇆H2
S+OHˉ K⁺ +(HS)ˉ+HOH⇆H2
S+OHˉ+K⁺ KHS+HOH⇆H2
S+KOH MgCl2
→Mg²⁺+2Clˉ pH<7 Ступень I. Mg²⁺+H⁺OHˉ⇆(MgOH)⁺+H⁺ 2Clˉ+ Mg²⁺+HOH⇆(MgOH)⁺+H⁺+2Clˉ MgCl2
+HOH⇆MgOHCl+HCl Ступень II. (MgOH)⁺+HOH⇆Mg(OH)2
+H⁺ Clˉ+ MgOH⁺+HOH⇆Mg(OH)2
+H⁺+Clˉ MgOHCl+HOH⇆Mg(OH)2
+HCl MgS→Mg²⁺+S²ˉ pH≈7 Mg²⁺+S²ˉ+2H⁺OHˉ⇆Mg(OH)2
+H2
S MgCl2
+Na2
S+2H2
O→ Ионные уравнения.
В ионн. виде в молекулярной форме записываются: 1. Не электролиты; 2. Слабые электролиты; 3. Из числа сильных электролитов – нерастворимые осадки. Случаи необратимых реакций: 1. Образование осадка AgNO3
+HCl→AgCl+HNO3
Ag⁺+Cl¯→AgCl↓ - белого цвета 2. Образование сл. элекр. HCl+NaOH→NaCl+H2
O H⁺+OH¯→H2
O – слабый электролит 3. Образование газа K2
CO3
+2HCl→2KCl+CO2
↑+H2
O CO3
¯+2H⁺→ CO2
↑+H2
O Be(OH)2
+2HCl→BeCl2
+2H2
O Be(OH)2
+2H⁺→Be²⁺+2H2
O,иливкомпл.в: Be(OH)2
+2HCl+2H2
O→[Be(H2
O) 4
]Cl2
Be(OH)2
+2H⁺+2H2
O→[Be(H2
O) 4
]²⁺ Be(OH)2
+2NaOH→Na2
BeO2
+2H2
O Be(OH)2
+2ОНˉ→BeO2
²ˉ+2H2
O Be(OH)2
+2NaOH→Na2
[Be(OH)4
] Be(OH)2
+2ОНˉ→[Be(OH)4
]²ˉ Взаимодействие Ме с окислит (кисл., щел., вода). Вост. воды 2H2
O+2ē→H2
+2OHˉ Mg+H2
O→ φ(Mg(OH)2
/Mg)=-2.36 φ(H2
O/H2
)=-0.413 φ окисл.>φ вост – реакция идёт 1|Mg˚+2H2
O - 2ē→Mg(OH)2
+2H⁺ 1|2
H
2
O
+2ē
→
H
2
+2
OH
ˉ _
Mg+4H2
O→Mg(OH)2
+H2
+2H⁺+2OHˉ Mg+2H2
O→Mg(OH)2
+H2
Нек. активн. Ме находятся в пассивир. сост., т.к. их поверхность покрыта прочным продуктом окислен. Пассивацией
наз. явлен. глубок. торможен. реакции окислен. над действием продукта этого окисления. В ратворах щелочей окислителем явл. вода. Al+NaOH+H2
O→ φ(AlO2
ˉ/Al)=-2.36 φ(Al2
O/H2
)=-0.827 φ окисл.>φ вост – ре-акция идёт 2|Al˚+4OHˉ - 3ē→AlO2
ˉ+2H2
O 3|2
H
2
O
+2ē
→
H
2
+2
OH
ˉ _
2Al+8OHˉ+6H2
O→2AlO2
ˉ+4H2
O+3H2
+6OHˉ 2Al+2NaOH+2H2
O →2NaAlO2
+3H2
кислоты по отношению к Ме дел. на 2-е группы(какой ион явл. окислит.) 1. Ме+H2
SO4
р. →МеSO4
+Н2
φ(H/2H⁺)=0 φ(Ме)<0 1.Ме+H2
SO4
к.→МеSO4
+ H2
O+прод.
вост
.
кисл
.
ост
.
Li-Zn (
H2
S) Cr-H(
S˚) после
Н
(
SO2
) φ(SO4
²ˉ/S)>1 SO4
²ˉ→ H2
S SO4
²ˉ→S SO4
²ˉ→SO2
2. Ме+HNO3
р→МеNO3
+H2
O+пр
.
вост
.
кисл
.
ост
.
Li-Zn (
NH4
⁺,NH4
NO3
) Cr-H(
N2
O) после
Н
(
NO) φ(NO3
ˉ)>1 3. Ме+HNO3
к→ МеNO3
+ H2
O + пр
.
в
кисл
.
ост
.
Li-Zn (NO)
Zn-
(NO2
) Пример. Au+3V HCl+HNO3
→AuCl3
+NO2
+H2
O Кисл.окс.+ Н О амфотерный Амфотерн+Н О амфотерный примеры Li2
O Cu2
O CuO MnO SO2
SO3
P2
O5
*нек.Me Mn2
O7
CrO3
ZnO PbO Al2
O3
Cr2
O3
LiOH CuOH Cu(OH)2
Mn(OH)2
H2
SO3
H2
SO4
H2
PO4
*нек. Ме HMnO4
H2
CrO4
Zn(OH)2
Pb(OH)2
Al(OH)3
Cr(OH)3
Na2
CO3
CuCl2
NaHCO3
гидроксокарбонат натрия CuOHCl гидроксохлорат меди Слабые электролиты КА⇆К⁺+А¯ α , К дисс. HF , H2
S , HNO2
, H2
SO3
, H2
CO3
, H2
SiO3
, HCN , HSCN , CH3
COOH , H3
PO4
HClO все нерастворимые в воде и NH4
OH–сл (NH4
– H2
O) Fe(SCN)3
– родонит железа, СdCl2
,HgJ2
H2
CO3
⇆H⁺+HCO3
¯ HCO3
¯⇆H⁺+CO3
¯ Cu(OH)2
⇆OH¯+CuOH⁺ CuOH⁺⇆OH¯+Cu²⁺ Сильные электролиты КА→К⁺+А¯ α , К дисс. все растворимые в воде кроме NH4
OH почти все. кислые – раств. основн.-нераст. Таблица для решения ОВР. Связ.изб. Oˉ² NO2
ˉ→ NO3
Внесен. недост.Oˉ² NO2
ˉ→NO3
ˉ Величины потенциалов в различных средах φ(Fe²⁺/Fe)=-0.44 B φ(Al³⁺/Al)=-1.66 φ(Mg²⁺/Mg)=-2.36 φ(2H⁺/ H2
)=0 φ(O2
/ H2
O)=+1.22 φ(Fe(OH)2
/Fe)=-0.46 φ(Al(OH)3
/Al)=-1.88 φ(Mg(OH)2
/Mg)=-2.36 φ(H2
O/H2
)=-0.413 φ(O2
/4OHˉ)=+0.814 φ(Fe(OH)2
/Fe)=-0.874 φ(AlO2
ˉ/Al)=-2.36 φ(Mg(OH)2
/Mg)=-2.69 φ(Al2
O/H2
)=-0.827 φ(O2
/4OHˉ)=+0.401 Законы термохимии.
1.З-н Гесса:
Тепловой эффект хим. реакции не зависит от стадии процесса, а завис. от нач. и конечн. сост. вещества. ∆Н х.р.=∆Н1+∆Н2 Следствия:
1. n*A+m*B=x*C+y*D , х,у – стереохимические коэффициенты, А,В – исходные вещества, С,D – продукты реакции ∆Н х.р.=∑∆Н обр.прод.р.--∑∆Н обр.ис.в. или ∆Н=(∆Н обр.С*х+∆H обр.D*y) — (∆Н обр.A*n+∆H обр.B*m) 2. ∆Н пр.р.=--∆Н обрат.р. 2.З-н Лавуазье-Лапласа:
∆Н обр.в.=--∆Н разл.в. Следствия:
1. Чем <∆Н обр.в. , тем оно более термич. устойчиво. Энтропия.
Изменение ∆S х.р.=∑S прод.р.--∑S исх.в. или ∆S=S обр.С*x—(S обр.A*n+S обр.В*m) Факторы,
влияющие на энтропию: 1. Агрегатное состояние; 2. Атомная или молекулярная масса веществ; 3.При увеличении полярности процессов энтропия #. Энтропийный и энтальпийные факторы. Энергия Гиббса.
Два фактора сводятся к единому энергии Гиббса: ∆G=∆H—T*∆S, ∆G=0-сост.равноес.,∆G<0-самопроизв.протекание прям.процесса,∆G>0-самопр.протек.обр.проц. ∆G – энергия Гиббса – критерий вероятности самопроизв. протекания процесса. ∆G образ.прост.в.=0 G[кДж.моль] ∆G х.р.=∑∆G обр.пр.р.--∑∆G обр.исх.в. с учётом коэффициентов Влияние температуры на ход реакции.
1. ∆H<0 ∆S<0 2. ∆H>0 ∆S<0 Скорости хим. реакций, хим. равновесие.
Системы протекания реакций:
1.Гомогенная (однор сист.)
сост.из одного вида фаз (нет раздела фаз, т.е. в одном агрегатном сост.). Реакции, протекающие в этой сист. тоже гомогенные, протекающие во всём объёме этой системы. V гом.р.=+
∆с/∆Т=+
∆n/(V*∆T), ∆n – кол.активных взаимодействий, ∆с – изменен.концентрации вещ-ва, ∆Т-отр.вр. V гом.р.=[моль/литр*сек]=[моль/м³*сек] 2.Гетерогенные (неоднор. сист.)
сост. из двух и более фаз, сущ. поверхность раздела фаз. Гетероген. реакции протекают на поверхн. разд. фаз. V гет.р.=+
∆с/S*∆T=[моль/литр*м²*сек] , S – площадь раздела фаз. Факторы, влияющие на скорость.
1.Концентрация
- прямая завис. Закон действующих масс (з.д.м.)
V=k*[A]ⁿ*[B] ⁿⁿ, k – константа равновесия, зависит от природы вещ-ва и температуры.В формулу не включ. конц. вещ-ва в тв. сост. 2.Давление гомоген.(для газов)
– прямая завис. При увел. давлен концентрация растёт прям пропорционально. 3.Температура
– прям. з. При небольших изменениях температуры скорость реакции рассчитывается по правилу Вант-Гоффа:
При увеличении темрературы на каждые 10° скорость реакции увеличивается от 2 до 4 раз. V т2=V т1 *γ↑((Т2-Т1)/10) 4.Площадь для гетероген
(прямая) 5. Природа веществ.
6.Катализаторы(ускор.р.) или ингибиторы(замедл.р.)
Уравнение Аррениуса
(справедливо для больших интервалов ∆ t) Еа – энергия активизации – избыток энергии по сравнению со средним уравнем энергии вещества необход. для накапливания хим. реакции. Высок. t уменш. Еа K=K0*e↑(-(Ea/R*T)) , К – константа скорости(физич. смысл. – скорость реакции при опред. концентрации(1 моль/1 литр)), К0 – пост. множитель ↑ Т => ↓ Ea => ↑ K => ↑V Гомогенный – ускорение во всём объёме Гетерогенный – на гране раздела фаз Катализатор снижает Еа Обратимые реакции
– протекающие при одних и тех же условиях в сторону прямой и обратной реакций. Для колич. оценки хим. равновесия используют константу равновесия. К х.р.=К пр./К обр.=[C] *[D] /[A]ⁿ*[B]ⁿⁿ , K х.р.=1-хим.равновес.,К х.р.>1-пр.р.,К х.р.<1-обр.р. Сдвиг хим. равновесия.
Сдвиг происходит по принципу Ле-Шателье:
Если изменить одно из условий равновесия, то оно сместится в сторону противодействия измения. 1.Изменен. концентр.
2.Изменение темпер
. ↑Т эндо ,↓Т экзо 3.Изменен. давлен
. ↑Р меньшых объема ↓Р большых объёмов 4.Катал.
ускор. обе р., но равновес. несмещ. РАСТВОРЫ.
Растворы
– однородн. или гомогенные сист. состоящие из двух и более компонентов: 1.Растворитель(то чего больше не меняющ. агр. сост. вещ-ва) 2.Растворим. вещ-ва растворитель вода – растворы гидраты , др-е растворы – саль ваты Процесс растворения
– физ.-хим. процесс. Признаки физ. – механ. смесь, химического – образование хим. связи и тепловые явления. Энергетика процесса растворения
. Процесс: 1.Разрушен. кристалич. решетки вещества ∆Н разр.>0; 2.Дифузия частиц растворён. веществ сквозь частицы раствора ∆Н диф.≈ 0; 3.Процесс гидратации ∆Н гидр.< 0. Т.о. ∆Н раствора=∆Н разр.+∆Н диф.+∆Н гидр. При растворении(расплавлении) нек. вещества диссоциируют
(распадаются на ионы). Их растворы проводят ток – электролиты
. Не электролиты
– оксиды и почти все органические вещества. Электролиты характеризуются
: 1.Степенью диссоциации
α=число продиссоц.молек./общ.число молекул - зависит от прир. электрол.,от Т(пр.проп.), концентр(обр.пр.) α>30% - сильн. эл., α<3% - сл. эл., αÎ (3%;30%) – ср.силы. 2.Константа диссоциации.
Сл. эл: КА⇆К⁺+А¯ Сил. эл: КА→ К⁺+А¯ (КА – молекула) К равновес.=К диссоц.=[ К⁺]*[ Аˉ]/[KA] К диссоц. имеет смысл только для слабого электролита(обр. процесс) Ионные уравнения.
В ионн. виде в молекулярной форме записываются: 1. Не электролиты; 2. Слабые электролиты; 3. Из числа сильных электролитов – нерастворимые осадки. Случаи необратимых реакций: 1. Образование осадка AgNO3
+HCl→AgCl+HNO3
Ag⁺+Cl¯→AgCl↓ - белого цвета 2. Образование сл. элекр. HCl+NaOH→NaCl+H2
O H⁺+OH¯→H2
O – слабый электролит 3. Образование газа K2
CO3
+2HCl→2KCl+CO2
↑+H2
O CO3
¯+2H⁺→CO2
↑+H2
O К.с.
– сложн. соед. сост. из более простых, способных к самостоятельному сущ. Пример. HgJ2
*2KJ Свёрнутый вид: К2
[HgJ4
] число легандов
– координационное число
(к.ч.) Лучшие компл. образователи – ионы d-элементов(эл. побочн. групп), т.к. у них малый радиус Мианды –
отрицат. Ионы или нейтральн. молек.: J¯, F¯, Cl¯, NO2
¯, OH¯ или H2
O , NH3
Be(OH)2
+2HCl→BeCl2
+2H2
O Be(OH)2
+2H⁺→Be²⁺+2H2
O,иливкомпл.в: Be(OH)2
+2HCl+2H2
O→[Be(H2
O) 4
]Cl2
Be(OH)2
+2H⁺+2H2
O→[Be(H2
O) 4
]²⁺ Be(OH)2
+2NaOH→Na2
BeO2
+2H2
O Be(OH)2
+2ОНˉ→BeO2
²ˉ+2H2
O Be(OH)2
+2NaOH→Na2
[Be(OH)4
] Be(OH)2
+2ОНˉ→[Be(OH)4
]²ˉ Г.
– взаимодействие ионов соли с ионами воды, в рез. котор. равновес. воды смещается и среда становится кисл. или щелочной. H2
O→H⁺+OH¯ К диссоц.=[Н⁺]*[ОНˉ]/[H2O] → К диссоц.*[H2
O] =[Н⁺]*[ОНˉ]=К H2
O=1Е-14 - ионное произведение воды Виды сред.
1. [Н⁺]=[ОНˉ]=1Е-7 нейтралная среда(рН=7); 2. [Н⁺]>[ОНˉ] кислая среда(рН<7); 3. [Н⁺]<[ОНˉ] щелочная(рН>7) рH=-lg[Н⁺] pOH=-lg[ОНˉ] pН+pОН=14 Соли по отношению к гидролизу делятся на 4 группы:
4.Соли обр. сильн. осн. и сильн. кисл. К2
S→2K⁺+S²ˉ pH>7 Ступень I. S²ˉ+H⁺OHˉ⇆(HS)ˉ+OHˉ 2K⁺+S²ˉ+HOH⇆(HS)ˉ+OHˉ+2K⁺ К2
S+HOH⇆KHS+KOH Ступень II. (HS)ˉ+HOH⇆H2
S+OHˉ K⁺ +(HS)ˉ+HOH⇆H2
S+OHˉ+K⁺ KHS+HOH⇆H2
S+KOH MgCl2
→Mg²⁺+2Clˉ pH<7 Ступень I. Mg²⁺+H⁺OHˉ⇆(MgOH)⁺+H⁺ 2Clˉ+ Mg²⁺+HOH⇆(MgOH)⁺+H⁺+2Clˉ MgCl2
+HOH⇆MgOHCl+HCl Ступень II. (MgOH)⁺+HOH⇆Mg(OH)2
+H⁺ Clˉ+ MgOH⁺+HOH⇆Mg(OH)2
+H⁺+Clˉ MgOHCl+HOH⇆Mg(OH)2
+HCl MgS→Mg²⁺+S²ˉ pH≈7 Mg²⁺+S²ˉ+2H⁺OHˉ⇆Mg(OH)2
+H2
S MgCl2
+Na2
S+2H2
O→ Соль гидролизу не подвергается. Глубину гидролиза можно опред. сл. обр.: 1.Степень гидролиза – h – отношен. числа прогидролизовавшихся молекул к общ. числу молекул. Зависит от природы соли, темпер. и концентр. Константа гидролиза
К гид.=К H2
O/К дис.сл.электролитов h=√(К гид./С соли) 2. Молярн. концентрация(молярность)
С м=h/V=m р.в./M р.в.*V 3. Моляльная конц.(моляльность)
– кол-во молей раств. вещ-ва в 1000 г. ратворит. См=n/V=m р-ва/∋*V , ∋ - эквивалент (или m э) Э к-ты=М к-ты/число H⁺ Э осн-я=М осн/число ОH⁺ Э соли=М соли/число атомов Ме*степ. окислен. Ме Закон эквивалентов
: все взаимод. и получ. вещ-ва наход. в экви. колич. NaOH+HCl=NaCl+H2
OnNaOH=NHCl=nNaCl=nH2
OcNaOH*VNaOH =cH(HCl)*VHCl ОВР
– реакции идущие с изменением степени окисления элементов при переходе электронов. Окислители
. 1.Простые или сл. в которых элем. наход. в макс. степ. окислен. Mg²⁺, Mg⁺⁷O4
,(CrO4
)²ˉ 2. F2
, O2
Окислители и восстановители
.1.Атомы и молекулы металов (кр. O2
и F2
) Сl2
, Br2
, N2
, S˚ ,P˚ 2.Прост. и сложн. частицы в котор. элемент находится в промежут. cтеп. окислен. (SO3
)²ˉ, Fe , (NO2
)ˉ Направления ОВР. Электродные потенциалы.
Гальванические элементы.
Самрпоизв. электроны идут от вост. к окислит., когда φ окисл.>φ вост., ξ = φ окисл.-- φ вост.>0 - усл. самопроизв. протекан. ОВР. Электродный потенциал Ме.
Под действ. полярн. молек. воды и отрицат. ионов кислотн. остатка, положит. ионы Ме и сталкиваются на границе Ме – р-р. В рез. образ. двойной электронный слой с опред. раз. потенциалов наз. электродным потенциалом.
Используют относительные величины потенциалов. Измерение электродных потенциалов.
Гальванич. элементы – приборы в котор. энергия ОВР преобразуется в электрический ток. Для измерен. потенциалов металов и всех др. частиц создают гальван. элем. в котор. один электрод водородный φ(Н˚2
/2Н⁺), а второй измеряемый. Возникающая при этом ЭДС и есть величина потенциала. ξ = φ измер. -- φ(Н˚2
/2Н⁺) –эталонный Устройство медно-цинкового гальванического элемента.
φ(Zn˚/Zn)=-0.76 В φ(Сu˚/Cu²⁺)=+0.34 B ξ = φ окисл.-- φ вост=1.1 В Анодный процесс: Zn˚-2ē→Zn²⁺ анод – восстановитель Катодный процесс:
Cu
²
⁺
+2ē
→
С
u
˚
катод – окислитель Zn˚+ Cu²⁺= Zn²⁺+Сu˚ (-)(A) Zn˚| ZnSO4
;1M||CuSO4
;1M|Cu (K)(+) Потенциал зависит от t, С, от природы ок-ва. Если конц. отлич. от стандарт., то потенц. рассчит. по прав. Нернста
: φ(OX/Red)=φ˚(OX/Red)+(RT/nF)*ln([OX]/[Red]) OX – окисл. форма, Red – вост. форма, RT/F=0.059, n – число электронов φ(Меⁿ⁺/Ме)=φ˚( Меⁿ⁺/Ме)+(0.059/n)*lg[Меⁿ⁺] Пример. Ag|AgNO3
;1M|| AgNO3
;0.01M|Ag φ(Ag⁺/Ag)=0.8+(0.059/1)*lg 10ˉ²=0.692 B Взаимодействие Ме с окислит (кисл., щел., вода). Вост. воды 2H2
O+2ē→H2
+2OHˉ Mg+H2
O→ φ(Mg(OH)2
/Mg)=-2.36 φ(H2
O/H2
)=-0.413 φ окисл.>φ вост – реакция идёт 1|Mg˚+2H2
O - 2ē→Mg(OH)2
+2H⁺ 1|2
H
2
O
+2ē
→
H
2
+2
OH
ˉ _
Mg+4H2
O→Mg(OH)2
+H2
+2H⁺+2OHˉ Mg+2H2
O→Mg(OH)2
+H2
Нек. активн. Ме находятся в пассивир. сост., т.к. их поверхность покрыта прочным продуктом окислен. Пассивацией
наз. явлен. глубок. торможен. реакции окислен. над действием продукта этого окисления. В ратворах щелочей окислителем явл. вода. Al+NaOH+H2
O→ φ(AlO2
ˉ/Al)=-2.36 φ(Al2
O/H2
)=-0.827 φ окисл.>φ вост – ре-акция идёт 2|Al˚+4OHˉ - 3ē→AlO2
ˉ+2H2
O 3|2
H
2
O
+2ē
→
H
2
+2
OH
ˉ _
2Al+8OHˉ+6H2
O→2AlO2
ˉ+4H2
O+3H2
+6OHˉ 2Al+2NaOH+2H2
O →2NaAlO2
+3H2
кислоты по отношению к Ме дел. на 2-е группы(какой ион явл. окислит.) 1. Ме+H2
SO4
р. →МеSO4
+Н2
φ(H/2H⁺)=0 φ(Ме)<0 1.Ме+H2
SO4
к.→МеSO4
+ H2
O+прод.
вост
.
кисл
.
ост
.
Li-Zn (
H2
S) Cr-H(
S˚) после
Н
(
SO2
) φ(SO4
²ˉ/S)>1 SO4
²ˉ→ H2
S SO4
²ˉ→S SO4
²ˉ→SO2
2. Ме+HNO3
р→МеNO3
+H2
O+пр
.
вост
.
кисл
.
ост
.
Li-Zn (
NH4
⁺,NH4
NO3
) Cr-H(
N2
O) после
Н
(
NO) φ(NO3
ˉ)>1 3. Ме+HNO3
к→ МеNO3
+ H2
O + пр
.
в
кисл
.
ост
.
Li-Zn (NO)
Zn-
(NO2
) Пример. Au+3V HCl+HNO3
→AuCl3
+NO2
+H2
O Нек. Ме пассивируют под действием холодных кислот: H2
SO4
- Fe , Ti ; HNO3
- Cr Коррозия Ме
– самопроизв. разрушен. Ме под дейсвием агрессивной окружающей среды. По элементам разрушен. различают: Под действ. с сухими газами при t˚(газовая) или с жидк. не электролитами Ме+О2
, CO2
, CO , SO3
, Гг(галогены) →разр. Ме+неэлектролиты Скорость хим. коррозии зависит от природы Ме, свойств продукта окислен., t˚ При взаимод. Ме с жидк. электрол., с влажн. Воздухом и почвой Поверхность Ме покрыта коррозионными гальвано парами (КГП) Причины взаимодействия коразионных гальванопар
: 1.Контакт Ме разн. активн. 2.Хим. неоднородность Ме 3.Неоднородность электролита 4.Неоднородность механического напряжения внутри 5.Блуждающие эл. токи. Основные положения теории:
1.Коррозия происходит в том сл., если φ ме.> φ окисл. 2.наличие деполяризатора(окислителя) Процесс деполяризации
– отвод электронов с катодных участков при эл.-хим. коррозии веществами деполяризаторами. Водородная деполяризация
2H⁺+2ē→H2
в кисл. среде \ 2H2
O+2ē→H2
+2OHˉ нейтр., щелочной / - вод. деп. Кислотная деполяризацияO2
+2H2
O+2ē→4OHˉ нейтр., щелочной \ O2
+4H⁺+4ē→2H2
O кисл. / -кис. деп. Методы защиты Ме от коррозии.
1. Покрытия(защитные) 1.1 Металлические 1.1.1 Катодные φ защ.ме.< φ покр. (φFе<φAu) 1.1.2 Анодные φ защ.ме.> φ покр. (φFе>φAu) 1.2 Неметаллические покрытия 1.2.1 Хим. покрытие (обраб. спец. реагентом с образ.защитной плёнки) 1.2.2 Неорганическое покрытие 1.2.3 Органическое покрытие 2. Электрохимические методы (искусственно созд. коррозийной гальвано пары) 2.1 Протекторная защита φ ме.< φ прот. 2.2 Электролизация 3. Ингибиторная защита (замедление процесса) 4. Создание спец сплавов (антикоррозийных сплавов Cr, Ni,Ti) |