Химическая термодинамика и кинетика. Химическая связь. Растворы

а) Нередко от среды зависят продукты взаимодействия:

Mn2+ - в кислой среде

MnO MnO2 - в нейтральной среде

MnO - в щелочной среде

Для создания кислой среды используют разбавленную серную кислоту. Для создания щелочной среды берут сильные щёлочи.

б) Часто влияние среды проявляется в том, что некоторые элементы в одной и той же степени окисления могут существовать в разных формах в зависимости от среды:

K2Cr6+O4 - хромат (щелочная среда)

K2Cr26+O7 - дихромат (кислая среда).

Cr3+ - в кислой среде,

[Сr(OH)6]3- - в щелочной среде.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.

Любая окислительно-восстановительная реакция состоит из двух полуреакций: окисления и восстановления.

Условием для окислительно-восстановительной реакции является равенство числа отданных и принятых электронов.

Рассмотрим общие правила составления уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронно-ионного баланса на примере взаимодействия иодоводорода с концентрированной серной кислотой:

2HI + H2S6+O4 (к) = I20 + H2S4+O3 + H2O

1) Выявить роль участников процесса:

HI - восстановитель, H2SO 4 (к) - окислитель.

Составить электронно-ионные уравнения полуреакций:

2НI+ SO42- + 2H+ = I20 + SO32- + H2O + 2Н+

- суммарное ионное уравнение. Подобные члены в левой и правой частях уравнения сокращаем (2Н+) и переносим коэффициенты в молекулярное уравнение.

5.9 Основы электрохимии

При окислительно-восстановительных реакциях происходит переход электронов от восстановителя к окислителю, при этом один элемент окисляется, а другой восстанавливается. Можно проводить эту реакцию таким образом, чтобы процессы окисления и восстановления были пространственно разделены, а электроны перемещались от восстановителя к окислителю по внешней цепи. Такой направленный поток электронов называется электрическим током.

Устройства, при помощи которых химическая энергия превращается в электрическую, называются гальваническими элементами, или химическими источниками электрической энергии (ХИЭЭ).

Рассмотрим, например гальванический элемент Якоби - Даниэля:

1. Рассмотрим процессы, происходящие на пластинах, когда цепь разомкнута:

Zn - 2e = Zn2+, на цинковой пластинке накапливаются электроны;

Cu - 2e = Cu2+, на медной пластинке тоже накапливаются электроны,

но т.к. медь менее активный металл, то на медной пластинке электронов меньше. В системе устанавливается равновесие, т.е. скорость растворения металла равна скорости осаждения

2. При замыкании цепи электроны с цинковой пластинки перетекают на медную, т. к. на цинковой пластинке их больше, при этом равновесие нарушается и для его достижения новые порции цинка будут растворяться. На медной пластине, куда пришли дополнительные электроны с цинка, для установления равновесия начнется процесс осаждения меди.

Zn - 2e ->Zn2+, равновесие смещается в сторону растворения цинка;

Cu - 2e ->Cu2+, равновесие смещается в сторону осаждения меди.

Т.о., цинковая пластина начинает растворяться, а на медной пластине начинает осаждаться медь, пока равновесие не восстановится.

Схематично такой гальванический элемент обозначают:

А Zn / ZnSO4 CuSO4 Cu K

Электрод, на котором происходит окисление, называется анодом (здесь анод - Zn), электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом (Cu).

Электрический ток, протекающий по внешней цепи, может совершать полезную работу: Amax = nFE. Полезная работа равна произведению количества прошедшего электричества на напряжение, здесь n - число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе, F - число Фарадея (F = 96500 Кл/моль), E - электродвижущая сила гальванического элемента (ЭДС).

ЭДС гальванического элемента - это максимальное значение напряжения гальванического элемента.

E = Ек - Еа,

 где Ек - электродный потенциал катода;

Еа - электродный потенциал анода.

Электродные потенциалы возникают на границе раздела фаз - металл - электролит.

Абсолютное значение электродных потенциалов измерить невозможно, поэтому измеряют ЭДС цепи, состоящей из исследуемого электрода и электрода сравнения, потенциал которого условно равен 0. Обычно электродами сравнения служат водородный, каломельный (Hg2Cl2 - Hg) или хлорсеребряный (AgCl -Ag) электрод.

Устройство водородного электрода и электрохимической цепи для измерения ЭДС:

Исследуемый металл может оказаться анодом или катодом.

Рассмотрим два случая:

1). Активные металлы: Zn, Al, Mg.

анодный процесс:

Zn - 2e = Zn2+;

катодный процесс:

2H+ + 2e = H2 .

А Zn|ZnSO4 ||H2SO4|Pt(H2) K

E = EK - EA > 0,

если EK = 0 EA < 0, т. е. потенциалы активных металлов имеют отрицательные значения.

2). Предположим, что исследуемый металл неактивен, например медь. Тогда происходит процесс окисления водорода - анодный процесс. Водородный электрод в этом случае будет являться анодом.

А Pt(H2)|H2SO4 ||CuSO4 |Cu K

анодный процесс: H2 - 2e = 2H+;

катодный процесс: Cu2+ + 2e = Cu0.

E = EK - EА > 0,

если EA = 0 EК > 0, т. е. потенциалы неактивных металлов имеют положительные значения.

Таким образом, составляется ряд напряжения металлов. Значения электродных потенциалов относительно водородного потенциала выводятся в таблицу.

Стандартные электродные потенциалы измеряют при стандартных условиях, т.е. концентрации ионов, участвующих в реакции составляет 1 моль/л, давление газов - 101325Па, Т = 2980 К

Стандартные электродные потенциалы обозначаются так: E[B]. Значения электродных потенциалов зависят от природы металла, от концентрации веществ, участвующих в процессе и от температуры системы. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:



где: Е - стандартный электродный потенциал;

R - универсальная газовая постоянная ? 8,314;

Т - абсолютная температура;

n - число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе.

[Ox] - концентрация ионов в окисленной форме;

[Red] - концентрация ионов в восстановленной форме.

При подстановке постоянных уравнение принимает вид:

.

Для полуреакции окисления металла:

Me° - ne = Men+ Red Ox

.

Насколько же концентрация влияет на потенциал? Например, в медно-цинковом электроде, где анодом является цинк:

А Zn ZnSO4 CuSO4Cu К E0 = 0,34 - (-0,76) = 1,1B.

= + 0,34B; = - 0,76B;

Пусть [ZnSO4] = 0,1 М; [CuSO4] = 0,01 M, тогда

ЭДС = ЕK - EA=0,34 +0,3•2 + 0,76 +0,03 =1,07 В.

Электродный потенциал водородного электрода.

2H+ + 2e = H2 Ox Red

Если мы имеем дело с газами, то заменяем концентрацию парциальным давлением (P(H2) = 1атм.).

E = E° + 0,059 lg[H+]; Е° = 0; Е = 0,059 lg[H+] или Е = -0,059рН

В нейтральной среде:

[H+] = 10-7; Е = - 0,41В.

Стандартный электродный потенциал - это потенциал данного электродного процесса при Т = 298 К, р = 101325Па и концентрации всех участвующих веществ 1моль/л.

Понятие об электролизе.

Электролиз - электрохимический процесс, протекающий на электродах при наложении внешней разности потенциалов от сети, т. е. электролиз это не самопроизвольный процесс, он осуществляется за счёт подвода энергии извне (G > 0).

Электрод, который подключён к отрицательному полюсу источника тока, называется катодом, электрод, который подключён к положительному полюсу - анодом.

Существуют различные виды электролиза, в том числе с растворимым и нерастворимым анодом.

Рассмотрим электролиз с нерастворимым анодом.

Нерастворимый анод выполняют из графита или платины. Рассмотрим электролиз раствора CuCl2, если электроды графитовые.

CuCl2 = Cu2+ + 2Cl-

При подключении источника тока, ионы приобретают направленное движение и протекают два процесса:

анодный процесс: 2Cl- - 2e = Cl2

катодный процесс: Cu2+ + 2e = Cu0

Роль источника тока заключается в перекачивании электронов с анода на катод. Таким образом, происходит электролиз раствора меди с нерастворимым электродом.

2. Рассмотрим электролиз с растворимым анодом. В качестве растворимого анода используют хром, никель, железо, серебро, медь и др.

Пример:

CuCl2 = Cu2+ + 2Cl-,

оба электрода выполнены из меди. Рассмотрим процессы, происходящие при электролизе:

анодный процесс:

а) 2Cl- -2e = Cl2, при этом: = + 1,358 В.

б) Cu - 2e = Cu2+, = + 0,34 В.

 Электродный потенциал полуреакции б) ниже и, следовательно, будет преобладать этот процесс.

катодный процесс:

Cu2+ + 2e = Cu0.

Электролиз с растворимым анодом часто используется для нанесения металлических покрытий на изделия из металла (хромирования, цинкования или никелирования металлов).

Рассмотрим никелирование металлического изделия. Для этого в качестве электролита используем NiSO4.

анодный процесс: Ni - 2e = Ni2+

катодный процесс: Ni2+ + 2e = Ni0

Электролиз с растворимым анодом используют для очистки металлов, в частности, черновую медь очищают, используя её в качестве анода (рафинирование металлов).



анодный процесс: Cu - 2e = Cu2+

катодный процесс: Cu2+ + 2e = Cu0

При электролизе водных растворов анодный и катодный процессы могут быть осложнены окислением или восстановлением молекул воды или ее ионов.

Например:

анодный процесс: 2H2O - 4e = 4H+ + O2

4OH- - 4e = 2H2O + O2

катодный процесс: 2H2O + 2e = H2^ + 2OH-

2H+ + 2e = H2^

Рассмотрим случай электролиза с участием воды:

MgCl2

= - 2,37 В.

= - 0,41 В.

анодный процесс: 2Cl- -2e = Cl2

катодный процесс: Mg2+ + 2e = Mg0

2H2O + 2e = H2 + 2OH-

 Сравнив электродные потенциалы полуреакций, выясняем, что будет преобладать процесс восстановления воды. Следовательно, катионы активных металлов не восстанавливаются при электролизе водных растворов. Катион аммония (NH4+) ведет себя как ионы щелочных металлов.

При электролизе водных растворов электролитов следует помнить, что в обычных условиях не происходит анодного окисления анионов кислородсодержащих кислот (NO3-, SO42- и др.). В этом случае происходит окисление воды.

Зависимость количества вещества, образовавшегося при электролизе, от времени и силы тока описывается обобщенным законом Фарадея:

, где

m - масса образовавшегося при электролизе вещества (г)

Э - эквивалентная масса вещества (г/моль)

М - молярная масса вещества (г/моль)

n - количество отдаваемых или принимаемых электронов

I - сила тока (А)

t - продолжительность процесса (с)

F - константа Фарадея, характеризующая количество электричества, необходимое для выделения 1 эквивалентной массы вещества (F = 96500 Кл/моль)

Электрохимия и окислительно-восстановительные реакции

В гальваническом элементе можно измерить электродные потенциалы полуреакций относительно стандартного электрода.

Например:

 MnO4- + e = MnO42- ;

В таблицах приведены стандартные электродные потенциалы для полуреакций восстановления:

= +0,56В.

Значение электродного потенциала при восстановлении равно его значению при окислении.

Пример:

Вещества, обладающие более положительным или менее отрицательным электродным потенциалом, являются окислителями, вещества с менее положительным или более отрицательным потенциалом являются восстановителями.

Если эту реакцию проводить в гальваническом элементе, то работа гальванического элемента определяется так:

Amax = nFE, где E = EK - EA .

На катоде происходит восстановление окислителя, значит, Ек = Еокисл., соответственно,

Еа= Евосстан.

E = Eокисл. - Eвосстан. = 0,56 + 0,93 =1,49В.

Работа происходит за счёт убыли свободной энергии, следовательно:

Amax = - G; G = - nFE .

Если при этом E > 0, то G < 0 - условие самопроизвольности окислительно-восстановительного процесса. E > 0 если Eокисл. > Eвосстан., т.о. самопроизвольность протекания процесса можно определить без проведения реакции.

Рассмотрим влияние среды на значение электродного потенциала.

Напишем уравнение Нернста для данной реакции:

= E° + = + 0,059(lg[MnO4-] - lg[MnO42-])

= E° + E° +.

Вывод: чем больше концентрация гидроксила, тем легче пойдёт окисление SO32- в SO42- , т.к. потенциал восстановителя понижается при увеличении концентрации ионов гидроксила, при этом увеличивается Е.

Рассмотрим влияние кислой среды:

KMnO4 + KNO2 + H2SO4 = 2MnSO4 + 5KNO3 + 3H2O + K2SO4

= 1,23 B = Eокисл.

= 0,8 В = Евосст. E = 0,43 В > 0, G < 0.

= E° + E° +

Вывод: чем больше концентрация ионов водорода, тем большими окислительными свойствами обладает перманганат - ион

= E° + = E° +

Таким образом, при определённых условиях (в присутствии более сильного окислителя) нитрит-анион может быть восстановителем, а может выступать и в качестве окислителя в кислой среде, т.к. повышение кислотности среды повышает электродный потенциал нитрит-аниона.

5.10 Химические свойства металлов

Металлы занимают в Периодической таблице левый нижний угол. Металлы относятся к семействам s - элементов, d - элементов, f-элементов и частично - р-элементов.

Самым типичным свойством металлов является их способность отдавать электроны и переходить в положительно заряженные ионы. Причём металлы могут проявлять только положительную степень окисления.

Ме - ne = Men+

1. Взаимодействие металлов с неметаллами.

а). Взаимодействие металлов с водородом.

С водородом непосредственно реагируют щелочные и щелочноземельные металлы, образуя гидриды. Например:

2Na + H2 = NaH

Ca + H2 = CaH2

Образуются нестехиометрические соединения с ионной кристаллической структурой.

б). Взаимодействие металлов с кислородом.

Все металлы за исключением Au, Ag, Pt окисляются кислородом воздуха. Пример:

2Na + O2 = Na2O2 (пероксид)

4K + O2 = 2K2O

2Mg + O2 = 2MgO

2Cu + O2 = 2CuO

в). Взаимодействие металлов с галогенами.

Все металлы реагируют с галогенами с образованием галогенидов. Пример:

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

В основном это ионные соединения: MeHaln

г). Взаимодействие металлов с азотом.

С азотом взаимодействуют щелочные и щелочноземельные металлы. Пример:

3Ca + N2 = Ca3N2

Mg + N2 = Mg3N2 - нитрид.

д). Взаимодействие металлов с углеродом.

Соединения металлов и углерода - карбиды. Они образуются при взаимодействии расплавов с углеродом. Активные металлы образуют с углеродом стехиометрические соединения:

4Al + 3C = Al4C3

Металлы - d-элементы образуют соединения нестехиометрического состава типа твердых растворов: WC, ZnC, TiC - используются для получения сверхтвёрдых сталей.

2. Взаимодействие металлов с водой.

С водой реагируют металлы, имеющие более отрицательный потенциал, чем окислительно-восстановительный потенциал воды.

Активные металлы более активно реагируют с водой, разлагая воду с выделением водорода.

 Na + 2H2O = H2^ + 2NaOH

Менее активные металлы медленно разлагают воду и процесс тормозится из-за образования нерастворимых веществ.

3. Взаимодействие металлов с растворами солей.

Такая реакция возможна, если реагирующий металл активнее, чем находящийся в соли:

Zn + CuSO4= Cu0v + ZnSO4

= - 0,76 B., = + 0,34 B.

Металл, обладающий более отрицательным или менее положительным стандартным электродным потенциалом, вытесняет другой металл из раствора его соли.

4. Взаимодействие металлов с растворами щелочей.

Со щелочами могут взаимодействовать металлы, дающие амфотерные гидрооксиды или обладающие высокими степенями окисления в присутствии сильных окислителей. При взаимодействии металлов с растворами щелочей, окислителем является вода.

Пример:

Металлы, обладающие высокими степенями окисления, могут взаимодействовать со щелочами при сплавлении:

4Nb +5O2 +12KOH = 4K3NbO4 + 6H2O

5. Взаимодействие металлов с кислотами.

Это сложные реакции, продукты взаимодействия зависят от активности металла, от вида и концентрации кислоты и от температуры.

По активности металлы условно делятся на активные, средней активности и малоактивные.

Кислоты условно делятся на 2 группы:

I группа - кислоты, обладающие невысокой окислительной способностью: HCl, HI, HBr, H2SO4(разб.), H3PO4, H2S, окислитель здесь H+. При взаимодействии с металлами выделяется кислород (H2^). С кислотами первой группы реагируют металлы, обладающие отрицательным электродным потенциалом.

II группа - кислоты, обладающие высокой окислительной способностью: H2SO4(конц.), HNO3(разб.), HNO3(конц.). В этих кислотах окислителями являются анионы кислоты: . Продукты восстановления аниона могут быть самыми разнообразными и зависят от активности металла.

HNO3(конц.) - NO2^ - c металлами любой активности.

Если металлы обладают переменной валентностью, то с кислотами I группы металлы приобретают низшую положительную степень окисления:

Fe > Fe2+, Cr > Cr2+.

При взаимодействии с кислотами II группы - степень окисления

+3: Fe > Fe3+, Cr > Cr3+,

при этом никогда не выделяется водород.

Некоторые металлы (Fe, Cr, Al, Ti, Ni и др.) в растворах сильных кислот, окисляясь, покрываются плотной оксидной плёнкой, которая защищает металл от дальнейшего растворения (пассивация), но при нагревании оксидная плёнка растворяется, и реакция идёт.

Малорастворимые металлы, обладающие положительным электродным потенциалом, могут растворяться в кислотах I группы, в присутствии сильных окислителей.

5.11 Коррозия металлов

Коррозия - самопроизвольное разрушение металлов, вследствие физико-химического взаимодействия их с окружающей средой.

По характеру разрушения коррозионные процессы можно разделить на сплошную коррозию и локальную (местную) коррозию. В первом случае поверхность металла окисляется с одинаковой скоростью на всех участках поверхности. Во втором случае на поверхности металла появляются участки с большей скоростью коррозии, там появляются пятна, трещины и другие повреждения.

Один из видов локальной коррозии - селективная, или избирательная, она происходит в сплавах, где разрушаются кристаллы наиболее активного металла.

Другой вид локальной коррозии - межкристаллитная коррозия, она происходит по границам кристаллитов.

По механизму действия коррозия бывает химической и электрохимической:

Химическая коррозия возникает, когда металл эксплуатируется в среде, не проводящей электрический ток: растворы неэлектролитов и сухая атмосфера воздуха (влажность менее 65%, температура менее 100°С или влажность более 65%, температура более 100°С). В сухой атмосфере воздуха происходит взаимодействие металлов с газами, такими как: O2 и Cl2:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3

При химической коррозии окисление металла и восстановление газа происходит одновременно, на одном участке поверхности, т. е. они пространственно не разделены.

Электрохимическая коррозия протекает в электропроводных средах: растворах кислот, щелочей, солей, во влажной атмосфере воздуха (влажность более 65%, температура менее 100°С). В этих условиях возможна конденсация паров воды на поверхности металлов. Электрохимическая коррозия проявляется в следующих случаях:

Два металла, взятые в виде кусков, пластин, проволоки контактируют друг с другом и раствором электролита, при этом более активный металл будет анодом, он будет окисляться, а менее активный металл будет катодом, на нём будет происходить восстановление частиц электролита.

Если поверхность металла окислена, то тоже возможна электрохимическая коррозия, при этом окисленные участки будут катодом, а не окисленные - анодом.

Причиной электрохимической коррозии могут быть и примеси других металлов, более или менее активных, чем основной.

Коррозионная гальванопара может возникнуть и за счёт разной концентрации растворов, касающихся металлической поверхности на разных участках.

Электрохимическая коррозия может протекать и тогда, когда разные части металлического изделия находятся в разных условиях, неодинаково нагреты, освещены и т. д.

Рассмотрим образование коррозионной гальванопары на примере латуни: Zn - Cu

A Zn | HCl | Cu K

анодный процесс: Zn - 2e = Zn2+ - окисление

катодный процесс: 2H+ + 2e = H2 - восстановление

Перетекание электронов с анодных участков на катодные называется катодной поляризацией. Снятие электронов с катодных участков ионами водорода называется водородной деполяризацией, а ионы водорода - деполяризаторами. В кислых средах, не содержащих растворённого кислорода, коррозия протекает только с водородной деполяризацией.

Данное уравнение будет выглядеть так:

Zn + 2H+ = Zn2+ + H2^

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2^

Продукты коррозии: ZnCl2 и H2^. Хлорид цинка - растворимая в воде соль, значит, поверхность металла она не защищает, и растворение цинка идёт до конца.

Вывод: латунные изделия нельзя эксплуатировать в кислой среде.

Рассмотрим коррозию латуни во влажной атмосфере воздуха.

A Zn | Н2O, O2 | Cu K

анодный процесс: 2 Zn - 2e = Zn2+

катодный процесс: 1 2H2O + O2 + 4e = 4OH-

2Zn + 2H2O + O2 = 2Zn2+ + 4OH-

2Zn + 2H2O + O2 = 2Zn(OH)2v

Вывод: латунные изделия можно эксплуатировать во влажной атмосфере воздуха, так как образуется нерастворимое соединение, защищающее поверхность от дальнейшей коррозии. Процесс идёт с кислородной деполяризацией.

Рассмотрим пример контакта двух металлов Al - Cu:

A Al | Н2O | Cu K

анодный процесс: 2 Al - 3e = Al3+

катодный процесс: 3 2H2O + 2e = H2 + 2OH-

2Al + 6H2O = 2Al3+ + 3H2 + 6OH-

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3v + 3H2

Процесс идёт с водородной деполяризацией.

Термодинамическая вероятность электрохимической коррозии.

Основной причиной электрохимической коррозии является термодинамическая неустойчивость металла в данной среде. Т. к. коррозия - процесс самопроизвольный, то

ДG < 0, ДG = - Amax,

Amax = nFДE, где ДE = EK - EA если ДE > 0,

то EK > EA. Т. е.

, чтобы процесс не шёл самопроизвольно, мы должны выбрать такой металл, для которого EK EA.

Классификация металлов по их термодинамической неустойчивости в наиболее распространённых коррозионных средах.

Кислая среда (без кислорода).

Катодный процесс:

2H+ + 2e = H2, EK = 0, ДE > 0, EA < 0,

т. е. в кислой среде по ряду напряженияй металлов будут подвергаться коррозии Li - W.

Нейтральная среда (без кислорода).

Катодный процесс:

H2O + 2e = H2 + 2OH-, = - 0,41 B.

Т. е. во влажной атмосфере подвергаются коррозии металлы от Li - Fe по ряду напряжений металлов.

Нейтральная среда (с растворённым кислородом).

Катодный процесс:

2H2O + O2 + 4e = 4OH-, = 0,815 B.

Т. е. в нейтральной среде будут корродировать металлы: Li - Ag по ряду напряжений металлов.

Кислая среда (с растворенным кислородом).

Катодный процесс:

4H+ + O2 + 4e = 2H2O, = 1,23 B.

Металлы, имеющие меньший электродный потенциал Li - Hg будут корродировать в кислой среде в присутствии кислорода.

Методы защиты от коррозии

Существует 4 основных метода защиты от коррозии:

Легирование

Защитные покрытия (металлические и неметаллические)

Антикоррозионная обработка среды (деаэрация, ингибиторы)

Электрохимическая защита.

Легирование.

Легирование - создание коррозионно-стойких сплавов. Если в состав углеродной стали ввести легирующие добавки (Cr, Ni, Ti, Al, и т. д.), которые образуют прочные оксидные плёнки на поверхности металла, то, несмотря на небольшое количество добавок, на поверхности металла образуется прочная защитная пленка оксидов. Но недостатком легирования является то, что основной металл устойчив только во влажной атмосфере воздуха и в воде.

2. Защитные покрытия.

Защитные покрытия бывают металлические и неметаллические. Металлические - лужение, покрытие оловом, никелирование, хромирование, цинкование и др.

Покрытие наносят погружением детали в расплавленный металл, а так же напылением и электролизом. Метод электролиза с растворимым анодом называется гольваностегия.

Рассмотрим пример хромирования:

В электролизёр заливают электролит Cr2(SO4)3, хром делают анодом, он будет окисляться, посылая в раствор ионы хрома, а катодом делают деталь, на которую нужно нанести металлическое покрытие, на ней будут восстанавливаться ионы хрома, покрывая деталь ровным слоем хрома:

анодный процесс: Cr0 - 3e = Cr3+

катодный процесс: Cr3+ + 3e = Cr0

Механизм защитного действия металлического покрытия.

Пока металлическое покрытие не повреждено, оно защищает металл от коррозии. Существует 2 вида покрытия: анодное и катодное. Анодным называется покрытие более активным металлом, чем основной, катодным называют покрытие менее активным металлом, чем основной.

Пример: железная пластина покрыта цинковым покрытием. При повреждении покрытия возникает коррозионная гальванопара:

A Zn | H2SO4 | Fe К

анодный процесс: Zn - 2e = Zn2+

катодный процесс: 2H+ + 2e = H2^

Zn + 2H+ = Zn2+ + H2^

Вывод: анодное покрытие защищает металл как механически, так и электрохимически, так как при повреждении покрытия разрушается металл покрытия, а не основной металл.

Рассмотрим пример с лужёным железом:

A Fe | H2SO4 | Sn K

анодный процесс: Fe - 2e = Fe2+

катодный процесс: 2H+ + 2e = H2^

Fe + 2H+ = Fe2+ + H2^

Вывод: катодное покрытие только механически защищает основной металл, так как при повреждении покрытия разрушается основной металл.

Неметаллические покрытия.

Химические покрытия.

Оксидирование - покрытие изделия оксидной плёнкой. Например: железо можно поместить в раствор NaOH - 40%,нагретый до 140°С, KNO3 или K2CrO4.

термодинамика химия катализ атом

3 / Fe + 2OH- - 2e = FeO + H2O

1 / 2Fe + 6OH- -6e = Fe2O3 + H2O

3 /Fe + 2Fe + 8OH- = 3FeO + Fe2O3 + 4H2O

FeO + Fe2O3 Fe3O4(чёрн.)

Фосфатирование. Создание на поверхности изделия защитной плёнки из трудно растворимых фосфатов и гидрофосфатов марганца железа.

Лакокрасочное покрытие. Краска, содержащая олифу и красящий пигмент, препятствует процессу коррозии.

3. Антикоррозионная обработка среды.

Антикоррозионная обработка среды применяется для замкнутых объёмов. Например деаэрация - удаление кислорода из раствора, используется для паровых котлов.

Ингибиторы - замедлители коррозии, это поверхностноактивные вещества, которые адсорбируются на поверхности металлов, т. е. они покрывают изделие адсорбционной плёнкой и таким образом защищают его от коррозии. Ингибиторы бывают летучие и контактные.

4. Электрохимические методы защиты от коррозии.

Протекторная защита. К основному металлу присоединяется кусок из более активного металла и при образовании гальванопары, этот кусок будет растворяться, а основной металл останется неповреждённым.

Катодная защита. К защищаемому изделию присоединяют кусок металла и подают небольшое напряжение, так, чтобы основной металл являлся катодом, а вспомогательный - анодом, тогда будет происходить электролиз с растворимым анодом и основной металл будет защищён.

Размещено на Allbest.ru