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)
| | скачать работу |
Химия |