- •Н.М. Тетерина Учебное пособие по неорганической химии
- •Введение
- •Глава 1. Классы неорганических соединений
- •Основания
- •Двойственность амфотерных гидроксидов
- •Номенклатура кислот
- •Взаимодействие кислот с металлами
- •Классификация и номенклатура солей
- •Номенклатура кислот и солей
- •Контрольные задания №1 Тема: «Классы неорганических соединений»
- •Глава 2. Строение атома. Периодическая система элементов д.И. Менделеева
- •Размещение электронов по энергетическим уровням
- •Электронная формула
- •Общая характеристика элементов по семействам
- •Характеристика элементов по классам, исходя из электронной конфигурации атома
- •Контрольное задание №2 Тема: «Строение атома. Периодическая система элементов д.И. Менделеева »
- •Глава 3. Химическая связь. Комплексные соединения.
- •Пример образования химической связи в соединении
- •Рекомендуемая литература: [1], с. 97-167; [2], с. 35-64.
- •Контрольное задание №3 Тема: «Химическая связь»
- •Тема: «Комплексные соединения»
- •Глава 4. Кинетика химических реакций. Химическое равновесие
- •Примеры кинетических расчетов
- •Химическое равновесие
- •Пример расчета
- •Рекомендуемая литература: [1], с.186-210; [2], с. 149-203. Контрольные задания № 4 Тема: «Кинетика химических реакций. Химическое равновесие»
- •Глава 5. Термодинамика химических процессов
- •Пример термодинамических расчетов
- •Рекомендуемая литература: [1], с.168-185; [2], с.116-148. Контрольные задания № 4 Тема :«Термодинамика химических процессов»
- •Глава 6. Способы выражения концентраций растворов
- •Рекомендуемая литература: [1], с.216-221 контрольные задания №6 Тема: «Способы выражения концентрации растворов»
- •Глава 7. Теория электролитической диссоциации. Ионные реакции
- •Характеристика электролитов
- •Диссоциация солей
- •Рекомендуемая литература: [1], с.231-246; [2], с.218-224. Контрольные задания №7 Тема «Теория электролитической диссоциации. Ионные реакции»
- •Глава 8. Водородный показатель. Гидролиз солей
- •Цвет универсального индикатора в зависимости от рН
- •Примеры расчетов рН и концентрации растворов веществ
- •Гидролиз солей
- •Рекомендуемая литература: [1], с.249-258;[2], с.224-242. Контрольное задание № 8 Тема : «Водородный показатель. Гидролиз солей»
- •Глава 9. Коллигативные свойства растворов
- •Рекомендуемая литература: [1], с.225-230; [2], с.205-208. Контрольное задание №9 Тема: «Коллигативные свойства растворов»
- •Глава 10. Окислительно-востановительные реакции
- •Окислительно-восстановительные свойства веществ
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса
- •Пример составления овр
- •Особенности взаимодействия металлов с кислотами и щелочами
- •Рекомендуемая литература: [1], с.259-267;[2], с.251-278. Контрольное задание № 10 Тема : «Окислительно-востановительные реакции»
- •Глава 11. Электрохимия. Гальванические элементы
- •Пример расчета эдс медно-цинкового гальванического элемента
- •Рекомендуемая литература: [1], с.273-280, с. 681-685;[2], с. 300-310. Контрольное задание №11 Тема: «Электрохимия. Гальванические элементы»
- •Глава 12. Электролиз
- •Приближенные значения перенапряжения водорода и кислорода на различных материалах.
- •Примеры электролиза водных растворов электролитов
- •Пример расчета количества выделившихся веществ при электролизе
- •Рекомендуемая литература:[1], с.281-288, с. 677-681; [2],с.279-299. Контрольное задание №12 Тема: «Электролиз»
- •Глава 13. Коррозия металлов
- •Механизм электрохимической коррозии
- •Пример расчета коррозии Ме в результате образования гальванического элемента.
- •Рекомендуемая литература: [1], с.685-693; [2], с.311-340. Контрольное задание №13 Тема: «Коррозия металлов»
- •Глава 14. Свойства металлов
- •Контрольное задание №14 Тема: «Свойства металлов»
- •Глава 15. Синтетические высокомолекулярные соединения
- •III. По химическому составу:
- •IV. По структуре макромолекулы:
- •V. По пространственному строению:
- •VI. По физическим свойствам:
- •Рекомендуемая литература: [1], с.603-616; л.2, с.450-474 контрольное задание №15 Тема: «Синтетические высокомолекулярные соединения»
- •Словарь терминов и персоналий
- •Рекомендуемая литература
- •Приложения
- •Растворимость солей, кислот и оснований в воде*
- •Термодинамические константы некоторых веществ*
- •Плотность растворов кислот, щелочей, аммиака различных концентраций при 150с
- •Константы диссоциации кислот
- •Константы нестойкости комплексных ионов
- •Степени диссоциации кислот, оснований и солей в 0,1 н водных растворах (при 180с)*
- •Криоскопические константы некоторых растворителей
- •Эбуллиоскопические константы некоторых растворителей
- •Электрохимический ряд напряжений металлов
- •Стандартные окислительно-востановительные потенциалы в водных растворах по отношению к нормальному водородному электроду
- •Содержание
Глава 13. Коррозия металлов
После изучения этой темы вы должны знать:
понятия: коррозия металлов и ее виды (химическая и электрохимическая).
химизм электрохимической коррозии
способы защиты металлов от коррозии
Коррозия – самопроизвольно протекающий необратимый процесс разрушения металлов вследствие химического или электрохимического взаимодействия с окружающей средой:
Ме + окислитель (среды) Меn+ + ne
По механизму коррозионного процесса выделяют два основных типа коррозии:
1.Химическая коррозия – окисление металлов в среде неэлектролитов. Она включает в себя:
- газовую коррозию, протекающую при высокой температуре в среде агрессивных газов (SO2, Cl2, F2, O2, NO2 и др.);
- жидкостную коррозию, протекающую под действием жидких неэлектролитов (нефть, бензин, керосин, смазочные масла и др.)
2.Электрохимическая коррозия – окисление металлов в среде электролита. Она включает в себя:
гальванокоррозию – окисление металлов вследствие образования гальванической пары;
электрокоррозию, протекающую под воздействием электрического тока от внешнего источника (блуждающие токи).
Наиболее распространена гальванокоррозия. Гальванокоррозия может возникать при нарушении гальванического покрытия в агрессивной среде, например влажном воздухе или в кислой среде.
Механизм электрохимической коррозии
Анодный процесс- процесс окисления. Анодом является более активный металл (с более низким электродным потенциалом), который и будет окисляться.
Катодный процесс- процесс восстановления. Катодом может служить менее активный металл (с более высоким электродным потенциалом) или графит.
На катоде восстанавливается растворенный в воде кислород:
К: О2+ 4е+2Н2О 4ОН- в нейтральных и щелочных средах
К: О2+4Н++4е Н2О в кислой среде
или идет восстановление ионов водорода и выделение водорода:
К: 2Н+ +2еН2
Коррозия с участием кислорода называется коррозией с поглощением кислорода или коррозия с кислородной деполяризацией. Коррозия с участием ионов водорода называется коррозией с выделением водорода или коррозией с водородной деполяризацией.
Пример расчета коррозии Ме в результате образования гальванического элемента.
Рассмотрим коррозию Mg - Fe сплава при рН = 5.
1.Определим анод (А) и катод (К), исходя из стандартных электродных потенциалов металлов: ЕоMg+2/Mg = -2,37(A), E0Fe2+/Fe = -0,44(K)
2.Напишем возможные электродные процессы в данных условиях (рН=5)
1)А: Mg0 –2eMg2+ (Fe)K: О2+4Н++4еН2О |
2) А: Mg0 –2eMg2 + (Fe)К: 2Н+ +2еН2 |
Е о2/2о-2 = 1,23 - 0,059рН Величина О2(Fe) = 0,25 В Еp о2/2о-2 = 1,23 – 0,059рН + О2(Fe)= 1,23 – 0,059·5 + 0,25 = 0,69 B |
Е2Н+/Н2 = -0,059рН Величина Н2(Fe)=0,08 В Ер2Н+/Н2 = -0,059рН – Н2(Fe) = -0,059·5 – 0,08 =-0,38 В |
ЭДС1= Е о2/2о-2 – ЕMg+2/Mg = 0,69 –(-2,37) = 1,68 В > 0 |
ЭДС2 = Е2Н+/Н2 – ЕMg+2/Mg = =-0,38– (-2,37) 2 В 0 |
Вывод ЭДС1 ЭДС2 наиболее сильным окислителем является ионы водорода. Коррозия Mg протекает как с кислородной деполяризацией, так и с водородной деполяризацией, так как ЭДС обоих процессов положительна.