шпора_химия_50 вопросов

12. Основные понятия и определения химической термодинамики (термодинамические системы, параметры, функции .Термодинамика-наука, изучающая связи между превращениями в-ва и превращениями энергии.Термодинамика изучает возможность или невозможность самопроизвольного перехода системы из одного состояния в другое и энерг эффекты этих переходов. Знание хим.термодинамики позволяет: 1)предсказать условия устойчивости веществ и возможность их взаимодействия; 2)рассчитать тепловые балансы ф-х процессов; 3) раскрыть закономерности наблюдаемые при равновесии; 4) выбрать оптимальные режимы процесса Т, Р, С и др. хар.; 5) определить пути подавления или полного прекращения нежелательных реакций. Основное различие термодинамики и кинетики состоит в том, что: 1.среди понятий термодинамики отсутствует понятие времени, т.е. термодинамика изучает состояние, а не процесс, в то время как кинетика изучает только изменяющиеся во времени системы. 2. Равновесные свойства системы определяются состоянием как исходных в-в, так и продуктов р-ции. Скорость р-ции определяется только состоянием исх. в-в. 3. т/д свойства системы определяются т/д активностью в-в, кинетические свойства-их концентрацией.Объект изучения – макроскопические системы, состоящие из очень большого числа частиц. Это означает, что т-д рассматривает общие свойства системы в целом, например давление, объем, температуру и не интересуется поведение отдельных частиц, структурой вещества и механизмом различных превращений.Изменение состояния системы связаны с изменением свойств или т-д параметров, которые можно разделить на 2 группы: 1) экстенсивные – прямопропорциональны кол-ву вещества или массе системы (V, теплоёмкость, внутренняя энергия…) 2) интенсивные :не зависящие от массы, а определяемые только природой системы (T, p, удельные величины).Функции состояния: т-д состояние систему описывается функциями состояния, которые определяются через параметры состояния P, T, V. Изменение хотя бы одного из них влечет изменение всех функций состояния. Функции состояния не зависят от пути и времени процесса, приводящие систему в данное состояние, а определяются только начальным и конечным состоянием системы.К функциям состояния относят: U внутренняя энергия; Н энтальпия; S энтропия; G энергия Гиббса.

13. Первый закон т/д. Внутренняя энергия, энтальпия: определение, физический смысл. Первый закон т-д: Теплота и работа – это два различных и единственно возможных способа обмена внутренней энергией между системой и средой при условиях, что переход вещества через границу системы отсутствует. ∆U=Q-A. Первый закон т-д: Теплота, подведенная к системе, расходуется на увеличение внутренней энергии и на совершение системой механической работы. Q=∆U+A , A=p∆V+Amax, Q=∆U+p∆V+Amax p∆V – работа расширения или работа против сил внешнего давления, необходимая для удержания системы в состоянии равновесия. Amax – максимально полезная работа, которую может совершить система при протекании в ней самопроизвольных процессов. Для химической реакции наиболее характерна работа расширения, т.е. Amax=0 Q=∆U+p∆V. U внутренняя энергия: любая система, состоящая их большого числа частиц, находящихся в постоянном движении, характеризуется определенным запасом энергии. E=K+П+U (полная энергия системы). В т-д рассматриваются системы, находящиеся в покое (К=0) и пренебрегают действием силовых полей (П=0). Тогда Е=U. Внутренняя энергия системы – это ее полная энергия, состоящая из кинетической и потенциальной энергии всех частиц системы. Величина экстенсивная. Учет всех состояний при определении U невозможен, поэтому при т-д изучении системы достаточно знать изменение ее внутренней энергии при переходе из состояния U1 в U2. ∆U=U2-U1. Теплота. Работа: Изменение внутренней энергии может происходить за счет обмена энергией между системами или системой и средой в двух формах: теплоты и работы. Теплота – мера переданной энергии за счет хаотического столкновения молекул соприкасающихся тел. Теплота стимулирует хаотическое движение. Работа – мера переданной энергии путем упорядоченного перемещения вещества от одной системы к другой под действием каких-либо сил. Работа стимулирует организованное движение. Теплота и работа относятся не к состоянию системы, а к какому-то процессу, т.е. являются функциями процесса. Энтальпия(теплосодержание системы)-сумма внутр энергии системы и работы,которую она производит против силы внешнего давления( есть полная энергия расширенной системы):это ф-ция состояния: H=U+PV [Дж] Физический смысл энтальпии:полная энергия расширенной системы в изобарно-изотермических условиях: ∆H=∆U+P∆U 14. Тепловые эффекты реакций. Применение первого закона т/д к изохорным и изобарным процессам. Стандартные энтальпии образования веществ. Тепловой эффект хим р-ции: изменение энергии системы при протекании в ней хим р-ции, при условии, что система не совершает никакой другой работы кроме работы расширения. В большинстве случаев хим р-ции протекают при пост давлении, значит тепловой эффект р-ции при пост давл и температуре соответсвует изменению энтальпии системы в ходе р-ции. Применение первого закона т-д к :1)Изохорные процессы V=const, p∆V=0, Q=∆U. Вся поглощенная теплота расходуется на увеличение внутренней энергии системы.2)Изобарные процессы P=const, Q=U2-U1+pV2-pV1=(U2+pV2)-(U1+pV1); Н=U+pV, Н-энтальпия. Q=H2-H1=∆H. Кол-во теплоты измеряется изменением энтальпии.Изменение энтальпии не зависит от пути процесса, т.е. как и внутренняя энергии – это функция состояния. Абсолютное значение энтальпии определить нельзя, т.к. она не имеет точки отсчета, определяют ее изменением в ходе процесса.Стандартная энтальпия образования соединения ∆H^оf,298 –энтальпия р-ции образования 1 моля этого соединения в ст.условиях из простых в-в, находящихся в станд состоянии.Размерность кДж/моль. Стандартные условия Р=101.3кПа Т=298 Стандартные состояния вещества – физическое состояние, в котором чистое вещество наиболее стабильно при стандартных условиях. Энтальпия образования простых веществ в стандартном состоянии принята равной 0.

15. Законы термохимии (Лавуазье-Лапласа, Гесса). Расчет тепловых эффектов химических процессов. Уравнение Кирхгофа. Для расчета тепловых эффектов используются основные законы т-х.: 1)Закон Лавуазье-Лапласа: теплота которая выделяется при образования хим соединения равна теплоте поглощаемой при его разложении на исходные в-ва(тепловой эффект прямой р-ции равен и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной р-ции. 2) Закон Гесса – тепловой эффект реакции не зависит от пути процесса, определяется только начальным и конечным состояниями веществ при условии что система совершает только механическую работу. Следствие: стандартная энтальпия реакции равна разности стандартных энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции. Характеристика индивидуального вещества – ∆H^of,298 Характеристика процесса – ∆H^o298 Численное значение теплового эффекта любой р-ции зависит от:природы реаг в-в и их агрегатного состояния.от числа молей. От температуры. Для расчета теплового эффекта при любой исходной температуре используется уравнение Кирхгофа: ∆H^оT =∆H^o298+∆C^op,298*(T-298) C^op - Молярная изобарная теплоемкость кол-ва теплоты, необходимой для нагревания 1 моля вещества на 1К при постоянном давлении. Условно принято, что теплоемкость не зависит от температуры, поэтому можно рассмотреть изменение теплоемкости в ходе процесса. Изменении энтальпии характеризует вещество и процесс, но тепловой эффект нельзя использовать в качестве критерия осуществимости процесса. 16. Второй закон т/д. Энтропия системы, физ смысл. Зависимость ее от различных факторов. Второй закон термодинамики определяет направленность превращения энергии при переходе системы из одного состояния в другое и имеет несколько эквивалентных формулировок в зависимости от группы явлений, к которым применяется. 1)Теплота не может самопроизвольно переходить от менее нагретого тела к более нагретому.(Клаузиус) 2)Невозможно всю теплоту превратить в полную работу, часть ее непременно теряется. (Кельвин-Планк) Q=T∆S (Q – рассеянная энергия, та часть теплоты, которая не может быть превращена в работу и определяет меру беспорядка в системе, ∆S – изменение энтропии). Термодинамический смысл энтропии – мера связанной энергии, отнесенная к 1К, т.е. мера перехода энергии в такую форму, из которой она не может самостоятельно переходить в другие формы. 3)Естественные процессы развиваются необратимо в направлении увеличения беспорядка (Больцман). S=К ln W – уравнение Больцмана. К- постоянная Больцмана, W- термодинамическая вероятность состояния системы – число микросостояний системы, которым можно реализовать данное макросостояние. Статистический смысл энтропии – мера неупорядоченности системы, количественная мера хаотического движения и взаимного расположения частиц системы. В изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса возрастает, в случае неизолрованных систем энтропия в ходе процесса может как увеличиваться так и уменьшаться: Увеличение-расширение газов,фазовые превражение (т-ж-г),растворение кристалических в-в Уменьшение-сжатие газов,конденсация и кристализация в-в (г-ж-т) В отличие от других т-д функций для любого вещества можно определить абсолютное значение энтропии, т.к каждое вещество в определенном агрегатном состоянии имеет свой собственный «беспорядок», обусловленный его природой.

17. Энтропия системы и ее изменение при протекании физико-химических процессов. Расчет ΔSх.р. при стандартных условиях и заданной температуре. Q=T∆S, ∆S – изменение энтропии. Термодинамический смысл энтропии – мера связанной энергии, отнесенная к 1К, т.е. мера перехода энергии в такую форму, из которой она не может самостоятельно переходить в другие формы. Статистический смысл энтропии – мера неупорядоченности системы, количественная мера хаотического движения и взаимного расположения частиц системы. В отличие от других т-д функций для любого вещества можно определить абсолютное значение энтропии, т.к каждое вещество в определенном агрегатном состоянии имеет свой собственный «беспорядок», обусловленный его природой. Третий закон т-д: Энтропия как характеристика индивидуальных веществ абсолютна. Для определения энтропии есть начало отсчет а- гипотетическое состояние, при котором она равна 0 : при Т =0 конкретное макросостояние системы может быть реализовано только 1 способом, только одним распределением молекул, обмен местами молекул невозможен (W=1). Третий закон т-д (постулат Планка): Любое вещество имеет некоторую положительную энтропию, но при Т абсолютного 0 энтропия чистого вещества в виде идеального кристалла равна нулю. Стандартная энтропия вещества ( S^o298) – это энтропия 1 моля вещества в его стандартном состоянии при стандартных условиях. Значения в таблице.[Дж/мольК] Зависит от: природы; агрегатного состоянии Sг>Sж>Sт; числа частиц; Т. Особенно резко, скачкообразно возрастает энтропия при температурах плавления, испарения. _______________________________________________ В реакциях с участием газа ∆S можно определить ориентировочно по изменению объема: при увеличении объема (числа молей газа) энтропия возрастает. Расчет ∆S хим.реакции Стандартные условия_____________________________________________ При заданной температуре _________________________________________ Факторы, определяющие направленность процесса 1)Направление, в котором самопроизвольно протекает хим.реакция определяется совместным действием двух факторов: 1) тенденцией системы к переходу в более устойчивое состояние с наименьшей энергией, для которого характерна большая упорядоченность и компактность; 2) тенденцией к достижению наиболее вероятного максимально разупорядоченного состояния. 2)Функцией состояния, одновременно отражающей влияние обеих тенденций на направление протекания хим.реакции служит энергия Гиббса, связанная с энтальпией и энтропией соотношением G=H-TS

18. Уравнение, объединяющее первый и второй законы т/д. Свободная энергия Гиббса или изобарно-изотермический потенциал (G) и его изменение (ΔG) в физико-химических процессах при стандартных условиях и заданной температуре Т. Вывод основного уравнения т-д Первый закон Q=∆U+p∆V+Amax Второй закон Q=T∆S T∆S=∆U+p∆V+Amax=∆H+Amax Amax= T∆S-∆H= (TS2-TS1)-(H2-H1)= (H1-TS1)-(H2-TS2) Функция (H-TS) – энергия Гиббса Amax= G1-G2= -(G2-G1)= - ∆G Основное уравнение т-д ∆G=∆H-T∆S Физический смысл ∆G – это та часть энергетического эффекта реакции, которую можно превратить в работу в обратном процессе при P,T=const Свободная энергия Гиббса: Из основного уравнения т-д следует 2-ой подход в определении физического смысла энергии Гиббса. Разность между полной энергией расширенной системы и ее связанной энергией есть свободная энергия системы ∆G. Расчет ∆G в ходе реакции: стандартные условия _________________________________ ______________________________ При любой заданной Т ___________________________________________ 22. Определение понятий: электролиты, электролитическая диссоциация, кислоты, основания, соли. Степень диссоциации (α), классификация электролитов по величине α. Электролиты – вещества, которые в растворах и расплавах полностью или частично состоят из ионов и проводят электрический ток. К электролитам относятся водные растворы кислот, оснований и солей, а также расплавы многих солей, оснований, оксидов, гидроксидов s-элементов. Электропроводность электролитов обусловлена направленным движением ионов в электрическом поле. Растворы (расплавы) электролитов являются ионными проводниками, или проводниками второго рода. Проводниками первого рода называются проводники с электронным типом проводимости. Электролитическая диссоциация – процесс распада молекул электролита на ионы(катионы и анионы). В растворах диссоциация происходит под действием молекул растворителя. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы: положительно заряженные – катионы и отрицательно заряженные – анионы. При этом раствор остается в целом электронейтральным: алгебраическая сумма зарядов ионов равняется нулю. С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотами называют вещества, которые диссоциируют в воде на ионы водорода и кислотный остаток, основания – вещества, диссоциирующие на гидроксид-ионы и ионы металла, солями – соединения, образующие при диссоциации катионы металлов и анионы кислотных остатков. Количественно процесс диссоциации электролита характеризуется степенью диссоциации (а). Степень диссоциации – это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита. a=N/N° Степень диссоциации показывает долю молекул вещества, распавшихся на ионы и , таким образом, характеризует силу электролита. Электрическая проводимость раствора электролитов тем выше, чем больше ионов в растворе, т.е больше степень диссоциации. Численное значение а зависит от природы растворенного вещества, температуры, концентрации раствора и принимает значение, меньше или равное единице. По значению а все электролиты делят на сильные (а→1) и слабые (а<<1). Сильными электролитами являются хорошо растворимые соли, кислоты (галогеноводородные, серная, азотная), основания щелочных и щелочно-земельных металлов). Слабыми электролитами являются почти все карбоновые кислоты, некоторые минеральные соли, многие основания, малорастворимые соли, гидроксид аммония и вода.

20. Термодинамические условия наступления равновесия. Расчет температуры наступления равновесия. Уравнение изотермы химической реакции. Термодинамическое условие равновесия Пределом убыли свободной энергии Гиббса при самопроизвольном протекании процесса является ее минимальное значение, отвечающее состоянию равновесия. Такое состояние системы наиболее устойчиво, всякое отклонение от него требует затрат энергии. ∆G=0, ∆H-T∆S=0 В состоянии термодинамического равновесия оба процесса в системе равновероятны. Пренебрегая зависимостью ∆H и ∆S от температуры можно приближенно определить температуру наступления равновесия : Tравн=∆H^o298/∆S^o298 Связь между ∆G и Kp Взаимосвязь между константой равновесия и изобарным потенциалом выражается уравнением изотермы хим р-ции. ____________________________________ Зная ∆G можно по уравнению изотермы рассчитать Kp, а значит установить предел протекания процесса должном направлении. 21. Уравнение изобары химической реакции и использование его в расчетах тепловых эффектов реакций (ΔН). Связь между ∆H и Kp Взаимосвязь между ∆G и Kp выражается уравнением изобары хим.реакции: ___________________________________ Уравнение изобары является математическим выражением принципа Ле Шателье для температурного фактора. Очевидно, что знак производной зависит только от знака ∆Н, поэтому при ∆Н>0 ( Q<0) температура возрастает, что приводит к увеличению Kp, т.е. равновесие смещается в строну эндотермической реакции подтверждая справедливость принципа Ле Шателье. Уравнение изобары Чтобы определить изменение Kp при изменении температуры на конечную величину, уравнение интегрируют в предел от Kp1 до Kp2 и от Т1 до Т2 при этом считают, что ∆H не равно f(T) _______________________ Приближенное уравнение изобары, где Kp1 и Kp2 – константы равновесия при Т1<Т2 19. Взаимосвязь энтальпийного и энтропийного факторов в определении т/д условий протекания самопроизвольных процессов. Критерий самопроизвольного протекания любого процесса : ∆G<0, ∆H-T∆S<0. Любая хим.реакция протекает самопроизвольно в направлении, которому соответствует убыль свободной энергии Гиббса. Направленность самопроизвольных процессов Неравенство ∆G<0 и ∆H-T∆S<0 определяют принципиальную возможность реакции при P,T =const. Для реального осуществления процесса выполнение не только т-д условий, но и учет кинетических факторов: из двух т-д процессов протекает тот, который идет с большей скоростью. В зависимости от температуры влияния энтальпийного и энропийного фактора на значение и знак ∆G <0 может быть определяющим, что позволяет классифицировать реакции по возможности и условиям их протекания. Например: если ∆H<0 и ∆S>0 неравенства выполняются при любых значениях T: процесс возможен при любой температуре.

23. Обратимость диссоциации слабых электролитов. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Расчет концентраций ионов в слабом электролите. В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо. Уравнение реакции диссоциации можно в общем виде представить как: AmBn ↔mA+ +nB‾ Константа равновесия для процесса диссоциации слабого электролита называется константой диссоциации (Kд). На основании ЗДМ выражение для константы равновесия имеет вид _____________________ Константа диссоциации зависит от природы диссоциирующего вещества, растворителя, температцры и не зависит от концентрации раствора. Она характеризует способность электролита распадаться на ионы. Чем больше численное значение Кд, тем в большей степени диссоциирует электролит. Закон Оставльда ______________________________ Для слабых электролитов выражение ________________ Для сильных электролитов С=n*a*Cm При уменьшении концентрации степень диссоциации увеличивается. Концентрация ионов в растворе слабого электролита определяется по формуле _________________________ Основным фактором, позволяющим смещать положение равновесия в растворах слабых электролитов, является изменение концентрации ионов. В соответствии с принципом Ле Шателье введение в раствор слабого электролита одноименных ионов смещает равновесие в сторону недиссоциированных молекул, степень диссоциации про этом уменьшается. 24. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели. Вода является слабым электролитом, поэтому в любом растворе существует равновесие Н2O ↔ H+ + OH‾ которое количественно характеризуется константой диссоциации: _____________________ Численное значение Кд воды определено экспериментально по данным электропроводности воды. Равновесие концентрации недиссоциированных молекул воды практически равна ее молярной концентрации, которая для воды объемом 1л составляет 55.56 моль/л. И является постоянной величиной. Произведение двух постоянных Кд и Сн2о дает новую постоянную, называемую константой воды Кн2о или ионным произведение воды: Кн2о=Кд*Сн2о=1.86*10^(-16)*55.56=Сн+*Сон-=1*10^(-14) Величина ионного произведения воды остается постоянной при неизменной температуре (298 К) не только в истой воде, но и в любом водном растворе электролита. В чистой воде Сн+=Сон-=1*10^(-7) Для практической оценки характера среды в водных растворах используют водородный показатель pH. Водородный показатель (рН) – отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода в растворе рН=-lgСн+ (кислая среда <7, щелочная >7). Гидроксильный показатель(рОН) – отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации гидроксид-ионов в растворе. рОН=- lgСон-. рН+рОН=14

Топливные водородно-кислородные элементы Если окислитель и восстановить хранятся вне элемента и в процессе работы подаются к электродам, которые не расходуются, то элемент может работать длительное время. Такие элементы получили название топливных элементов. Топливными элементами - устройства, в которых химическая энергия восстановителя (топлива) и окислителя, непрерывно и раздельно подаваемых к электродам, непосредственно превращается в электрическую энергию. Происходит превращение химической энергии реакции окисления водорода H2 +1/2O2 = H20 в электрическую энергию. К аноду подводят топливо (восстановитель) – водород, к катоду (окислитель) – чистый кислород или кислород воздуха. Между электродами находится ионный проводник (щелочь). Н2, М \ КОН \ М, О2 (М - проводник 1 рода, играющий роль катализатора электродного процесса и токоотвода). А: Н2 + 20Н‾ - 2е‾ = 2Н2О К: ½ О2 + Н2О + 2е‾ = 2ОН‾. Суммарное уравнение: Н2 + 1/2 О2 = Н2. В результате протекания этой реакции в цепи генерируется постоянный ток, и химическая энергия непосредственно превращается в электрическую энергию.

46. Химическая и электрохимическая коррозия. Причины э/х коррозии. По механизму протеканию различают: Химическая коррозия – окисление металла, не сопровождающееся возникновением электрического тока в системе. Газовая коррозия – в газах или парах без конденсации влаги на поверхности конструкционных материалов. Жидкостная коррозия – в растворах неэлектролитов. Самая распространенная в технике – коррозия в органическом топливе. Электрохимическая коррозия – процесс самопроизвольного анодного окисления металла и катодного восстановления окислителя среды в результате образования на поверхности металла короткозамкнутых гальванических элементов (гальванопар). Причин э/х коррозии 1)контакт двух металлов: Me (1) /электролит/ Me(2). Приводит к образованию макрогальванопары коррозии. Чем больше ∆φ контактирующих металлов, тем с большей скоростью будет протекать коррозия. Примечание: в случае коррозии, возникающей при контакте металла со сплавом, сплав имеет φ, соответствующий наиболее активному металлу, входящему в состав сплава. 2)Контакт примесей различных металлов в структуре конструкционного материала. Me (1) /электролит/ примесь Me(2). Антикоррозионные свойства материала существенно зависят от чистоты металла или однородности сплава. Почти все используемые в реальной практике конструкционные материалы представляют собой технические материалы, т.е содержат примеси. Наличие примесей различных металлов в присутствии проводящей жидкости приводят к образованию локальных микрогальванопар. 3)Контакт в одном изделии участка самого металла и соединения этого металла в данной среде электролита. контакт металла с включениями собственных оксидов, нитридов или карбидов приводит к образованию локальных микрогальванопар. ∆φ достигается: большинство металлов вследствие своего окисления имеют отрицательный заряд, их соединения – положительный, т.к. часть электронов проводимости металла связана: они задействованы в образовании химических связей в соединении. Например, сталь наряду с кристаллами железа содержит кристаллы цементиат, которые по отношению к железу выступают в роли катода в микрогальванопаре. Fe (1) /электролит/ примесь Fe2C. 4)Неоднородная механическая обработка различных участков одного и того же металла. ∆φ достигается обработанная часть детали по сравнению с необработанной обладает повышенным запасом энергии и большей химической активностью, потому служит анодом гальванопары: мех.обр.участок/электролит/недефор.участок. Ржавление кровельного железа в местах стыка, где листы подвергались ударам и изгибу, коррозия металлических деталей в местах сверления. 5)Различные концентрации электролита. Cоздается пара даже на одном металле, т.к. концентрация ионов в электролите влияет на величину φ: с ↓ концентрации потенциал становится более электроотрицательным. Результатом будет коррозия металла в более разбавленном растворе (анод). 6)Наличие на поверхности деталей нарушенных оксидных или солевых пленок, обладающих электрической проводимостью. 7) Неравномерная аэрация (насыщение кислородом) различных участков металла. Наиболее окисленный участок металла является э/х более пассивным и выполняет роля катода по отношению к металлу или плохо окисленному участку металла. Me/электролит/хорошо окисл.участок. например: ржавление кровельного железа, сложенного в пачке, внутри пачек; по этой же причине наблюдается ржавление проволочных тросов изнутри, а не снаружи. Коррозия стальной сваи, закопанной в речном дне. Часть конструкции в воде омывается растворенным в ней кислородом и будет катодом. Часть конструкции находится в земле – анод и подвергается разрушению.

44. Химические и электрохимические методы защиты от коррозии. Оксидирование- химическое и электрохимическое(анодирование) –образование на поверхности металлов пассивирующих оксидных плёнок.(т.к они имеют высокую твёрдость, эластичность, электросопротивляемость. Нанесение металических покрытий По своей функциональности покрытия делятся на анодные и катодные в зависимости от роли в гальванопаре с основным металлом, что определяется величиной потенциала покрытия по отношению к защищаемому металлу. Анодное – покрытие, электродный потенциал которого в данных условиях более отрицателен чем потенциал защищаемого металла. Катодное - покрытие, потенциал которого более положителен по отношению к защищаемому металлу. электрохимическая защита: протекторная, катодная. Протекторная: присоединение к защищаемой конструкции протектора – металла более активного чем защищаемый. В качестве материала для анодов-протекторов широко используются магний в виде его сплавов. Принципиальным недостатком защиты является низкая ЭДС, что ограничивает применение протекторов в плохопроводящих средах, безвозвратные потери металла и возможное загрязнение окружающей среды. Катодная защита по своей сути сводится к процессу электролиза водного раствора электролита, в котором эксплуатируется защищаемая конструкция. Защищаемую конструкцию подключают к минусу внешнего источника тока (катоду), а другой металл к плюсу (аноду) В результате создаётся электролизная система. Недостатки метода: требуют дополнительных мероприятий и дорогостоящих электрических установок. Применяется катодная защита в сочетании с некоторыми видами покрытий. В этом случае служит для защиты обнаженных участков поверхности металлов.