- •Конспект лекций по дисциплине «химия»
- •Иркутск 2012 содержание
- •Введение
- •1. Основные понятия и законы химии Основные понятия
- •Основные законы
- •2. Классы неорганических соединений
- •3 Строение атома
- •Квантовые числа
- •Принципы распределения электронов в атоме
- •4. Периодический закон и периодическая система
- •Периодические свойства элементов
- •5. Энергетика химических процессов
- •Внутренняя энергия
- •Первое начало термодинамики. Энтальпия
- •Второе начало термодинамики. Энтропия
- •Энергия Гиббса
- •6. Скорость химической реакции
- •1. Природа реагирующих веществ.
- •2. Концентрация.
- •3. Температура.
- •4. Поверхность соприкосновения реагирующих веществ.
- •5. Катализаторы.
- •7. Химическое равновесие
- •Факторы, влияющие на смещение равновесия
- •1. Давление (характерно для газов).
- •2. Температура.
- •3. Концентрация.
- •4. Катализаторы.
- •8. Растворы
- •Энергетика процесса растворения
- •Растворимость
- •1. Природа растворяемого вещества.
- •2. Природа растворителя
- •3. Температура
- •4. Давление
- •9. Способы выражения концентрации растворов
- •10. Разбавленные растворы неэлектролитов
- •Давление пара растворов. Закон Рауля
- •Замерзание и кипение растворов
- •12. Растворы электролитов
- •Степень диссоциации
- •Слабые электролиты. Константа диссоциации
- •Кислоты, основания, соли с точки зрения теории электролитической диссоциации
- •Реакции обмена в растворах электролитов
- •Диссоциация воды. Водородный показатель
- •12. Гидролиз солей
- •13. Окислительно-восстановительные реакции
- •Важнейшие окислители и восстановители
- •Составление уравнений овр
- •Типы овр
- •14. Электродные потенциалы
- •Ряд напряжений металлов
- •Гальванические элементы
- •15. Коррозия металлов
- •Защита металлов от коррозии
- •16. Электролиз
- •Электролиз раствора CuCl2 с инертным анодом
- •Электролиз раствора NiSo4 с никелевым анодом
- •Законы электролиза
- •Библиографический список
15. Коррозия металлов
Коррозия – это самопроизвольно протекающий процесс разрушения металлов в результате химического или электрохимического взаимодействия их с окружающей средой. По механизму протекания коррозионного процесса различают химическую и электрохимическую коррозию.
Химическая коррозия характерна для сред, не проводящих электрический ток. Она обусловлена взаимодействием металлов с сухими газами (О2, Cl2, F2, SO2, NO2) при высокой температуре и жидкостями-неэлектролитами, например нефтью. Коррозия в газах протекает при высокой температуре, когда конденсация влаги на поверхности металла невозможна. Газовой коррозии подвергается арматура печей, детали двигателей внутреннего сгорания, ракетные двигатели.
При химической коррозии происходит прямое гетерогенное взаимодействие металла с окислителем. Уравнение реакции окисления металлов кислородом в общем виде
nM + m/2O2 = MnOm
и, таким образом, химическая коррозия в атмосфере кислорода приводит к образованию на поверхности металла оксидной пленки. На ряде металлов образующиеся пленки тонкие, прочные, эластичные, плотно сцепляются с металлом. Они защищают металл от дальнейшего окисления. Такие пленки возникают на Al, Zn, Cr, Ti, Ta, Sn.
Химической коррозии в неводных средах подвергается, например, химико-технологическое оборудование. При этом происходит гетерогенная реакция
2R−Cl + 2M = 2MCl + R−R, где R − углеводородный радикал.
Электрохимической коррозией называется разрушение металла в среде электролита, сопровождающееся возникновением внутри системы электрического тока. Электрохимическая коррозия протекает по механизму действия гальванического элемента. На поверхности металла одновременно протекают два процесса: анодный – окисление металла М – nē ® Мn+
катодный – восстановление окислителя (Ох): Ох + nē ® Red.
Наиболее распространенными окислителями при электрохимической коррозии являются молекулы О2 влажного воздуха и ионы водорода Н+ электролита, восстановление которых на катоде протекают по уравнениям:
О2 + 2Н2О + 4ē ® 4ОН– – в нейтральной или щелочной среде
2Н+ + 2ē ® Н2 – в кислой среде.
Например, при контакте железа с медью в растворе электролита – соляной кислоты – на аноде идет процесс окисления железа: Fe – 2ē = Fe2+
на катоде – процесс восстановления ионов водорода: 2H+ + 2ē = H2
В результате железо разрушается, а на меди выделяется водород. Схема образующегося при этом гальванического элемента имеет вид:
(–) Fe½ Fe2+½HCl½H2½Cu (+)
При контакте железа с медью во влажном воздухе (O2 + Н2O) процесс коррозии выражается уравнениями:
на аноде: Fe – 2ē = Fe2+
на катоде: O2 + 2Н2O +4ē = 4OH–
Схема образующегося гальванического элемента:
(–) Fe½ Fe2+½ O2, Н2O ½OH–½Cu (+)
Возникающие в результате коррозии ионы Fe2+ соединяются с гидроксильными группами, выделяющимися на катоде: Fe2 + 2OH– = Fe(OH)2. Далее Fe(OH)2 окисляется в Fe(OH)3: 4Fe(OH)2 + O2 + 2Н2O = 4Fe(OH)3, который частично теряет воду и превращается в ржавчину.