Главная    Почта    Новости    Каталог    Одноклассники    Погода    Работа    Игры     Рефераты     Карты
  
по Казнету new!
по каталогу
в рефератах

Химия

реакции.

ОВР – реакции идущие с изменением степени окисления элементов при переходе
электронов.
Окислители.                           1.Простые или сл. в которых элем.
наход. в макс. степ. окислен. MgІ?, Mg??O4 ,(CrO4)І?
           2. F2 , O2

Восстановители.                      1.Прост. или сложн. частицы в котор.
элемент находится в мин. cтеп. окислен. NH3 , S

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)І?, Fe , (NO2)?



                  Направления ОВР. Электродные потенциалы.
Гальванические элементы. Самрпоизв. электроны идут от вост. к окислит.,
когда ? окисл.>? вост., ? = ? окисл.-- ? 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
          ?(Н?2/2Н?), а второй измеряемый.
        Возникающая при этом ЭДС и есть величина потенциала.      ? = ?
        измер. -- ?(Н?2/2Н?) –эталонный
            Устройство медно-цинкового гальванического элемента.
                    ?(Zn?/Zn)=-0.76 В
                    ?(Сu?/CuІ?)=+0.34 B
                    ? = ? окисл.-- ? вост=1.1 В
                    Анодный процесс:  Zn?-2?>ZnІ?                      анод
                    – восстановитель
                    Катодный процесс: CuІ? +2?>Сu?
                    катод – окислитель
                                      Zn?+ CuІ?= ZnІ?+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:
                    ?(OX/Red)=??(OX/Red)+(RT/nF)*ln([OX]/[Red])
                    OX – окисл. форма, Red – вост. форма, RT/F=0.059, n –
                    число электронов
                    ?(Ме??/Ме)= ??( Ме??/Ме)+(0.059/n)*lg[Ме??]     Пример.
                    Ag|AgNO3 ;1M|| AgNO3 ;0.01M|Ag
                                          ?(Ag?/Ag)=0.8+(0.059/1)*lg
                                          10?І=0.692 B
              Взаимодействие Ме с окислит (кисл., щел., вода).
|Взаимодействие Ме с|Взаимодействие Ме|Взаимодействие Ме с     |
|водой.             |с раств. щелочью.|кислотами.              |
|Вост. воды         |В ратворах       |кислоты по отношению к  |
|2H2O+2?>H2+2OH?    |щелочей          |Ме дел. на 2-е          |
|Mg+H2O>            |окислителем явл. |группы(какой ион явл.   |
|?(Mg(OH)2/Mg)=-2.36|вода.            |окислит.)               |
|                   |Al+NaOH+H2O>     |                        |
|?(H2O/H2)=-0.413  ?|?(AlO2?/Al)=-2.36|                        |
|окисл.>? вост –    |                 |                        |
|реакция идёт       |?(Al2O/H2)=-0.827|                        |
|1|Mg?+2H2O -       |? окисл.>? вост –|                        |
|2?>Mg(OH)2+2H?     |ре-акция идёт    |                        |
|1|2H2O+2?>H2+2OH?  |2|Al?+4OH? - 3?> |                        |
|_                  |AlO2?+2H2O       |                        |
|Mg+4H2O>Mg(OH)2+H2+|3|2H2O+2?>H2+2OH?|                        |
|2H?+2OH?           |_                |                        |
|Mg+2H2O>Mg(OH)2+H2 |2Al+8OH?+6H2O    |                        |
|Нек. активн. Ме    |>2AlO2?+4H2O+3H2+|                        |
|находятся в        |6OH?             |                        |
|пассивир. сост.,   |2Al+2NaOH+2H2O   |                        |
|т.к. их поверхность|>2NaAlO2+3H2     |                        |
|покрыта прочным    |                 |                        |
|продуктом окислен. |                 |                        |
|Пассивацией наз.   |                 |                        |
|явлен. глубок.     |                 |                        |
|торможен. реакции  |                 |                        |
|окислен. над       |                 |                        |
|действием продукта |                 |                        |
|этого окисления.   |                 |                        |
|                   |                 |H?   |Кислотный остаток |
|                   |                 |     |– окислит.        |
|                   |                 |HCl  |H2SO4 к. , HNO3 р.|
|                   |                 |,H2SO|, HNO3 к.         |
|                   |                 |4 р. |                  |
|                   |                 |1.   |1.Ме+H2SO4        |
|                   |                 |Ме+H2|к.>МеSO4+         |
|                   |                 |SO4  |H2O+прод.вост.кисл|
|                   |                 |р.   |.ост.             |
|                   |                 |>МеSO|Li-Zn (H2S)       |
|                   |                 |4+Н2 |Cr-H(S?)     после|
|                   |                 |?(H/2|Н(SO2)            |
|                   |                 |H?)=0|?(SO4І?/S)>1      |
|                   |                 |?(Ме)|SO4І?> H2S        |
|                   |                 |<0   |SO4І?>S           |
|                   |                 |     |SO4І?>SO2         |
|                   |                 |     |2. Ме+HNO3        |
|                   |                 |     |р>МеNO3+H2O+пр.   |
|                   |                 |     |вост. кисл. ост.  |
|                   |                 |     |Li-Zn             |
|                   |                 |     |(NH4?,NH4NO3)     |
|                   |                 |     |Cr-H(N2O)         |
|                   |                 |     |после Н(NO)       |
|                   |                 |     |?(NO3?)>1         |
|                   |                 |     |3. Ме+HNO3 к >    |
|                   |                 |     |МеNO3 + H2O + пр. |
|                   |                 |     |в кисл.ост.       |
|                   |                 |     |Li-Zn (NO)        |
|                   |                 |     |Zn-(NO2)          |
|                   |                 |     |Пример. Au+3V     |
|                   |                 |     |HCl+HNO3>AuCl3+NO2|
|                   |                 |     |+H2O              |


Нек. Ме пассивируют под действием холодных кислот: H2SO4  - Fe , Ti   ;
HNO3  - Cr
Коррозия Ме – самопроизв. разрушен. Ме под дейсвием агрессивной окружающей
среды.
 По элементам разрушен. различают:
|хим. коррозию                |эл.-хим. коррозию       |
|Под действ. с сухими газами  |При взаимод. Ме с жидк. |
|при t?(газовая) или с жидк.  |электрол., с влажн.     |
|не электролитами             |Воздухом и почвой       |
|Ме+О2 , CO2 , CO , SO3 ,     |Поверхность Ме покрыта  |
|Гг(галогены) >разр.          |коррозионными гальвано  |
|Ме+неэлектролиты             |парами (КГП)            |
|Скорость хим. коррозии       |                        |
|зависит от природы Ме,       |                        |
|свойств продукта окислен., t?|                        |

 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 ? ме.> ?
 окисл.
            2.наличие деполяризатора(окислителя)
Процесс деполяризации – отвод электронов с катодных участков при эл.-хим.
коррозии веществами деполяризаторами.
 Водородная деполяризация     2H?+2?>H2                   в кисл. среде
      
            2H2O+2?>H2+2OH?        нейтр., щелочной   / - вод. деп.

 Кислотная деполяризация       O2 +2H2O+2?>4OH?      нейтр., щелочной   

            O2 +4H?+4?>2H2O        кисл.                      /  -кис. деп.



                        Методы защиты Ме от коррозии.
   1. Покрытия(защитные)
     1. Металлические
        1.1.1     Катодные             ? защ.ме.< ? покр. (? Fе ? покр. (? Fе>? Au)
     2. Неметаллические покрытия
        1. Хим. покрытие (обраб. спец. реагентом с образ.защитной плёнки)
        2. Неорганическое покрытие
        3. Органическое покрытие

   2. Электрохимические методы (искусственно созд. коррозийной гальвано
      пары)
      2.1       Протекторная защита       ? ме.< ? прот.
     2. Электролизация
   3. Ингибиторная защита (замедление процесса)
   4. Создание спец сплавов (антикоррозийных сплавов Cr, Ni,Ti)

12
скачать работу

Химия

 

Отправка СМС бесплатно

На правах рекламы


ZERO.kz
 
Модератор сайта RESURS.KZ