Шпоры по химии
СОДЕРЖАНИЕ: Гидролиз Виды сред. 1. [Н]=[ОН]=1Е-7 нейтралная среда(рН=7); 2. [Н]>[ОН] кислая среда(рН Соли по отношению к гидролизу делятся на 4 группы:Гидролиз
Виды сред.
1. [Н]=[ОН]=1Е-7 нейтралная среда(рН=7); 2. [Н][ОН] кислая среда(рН7); 3. [Н][ОН] щелочная(рН7)
Соли по отношению к гидролизу делятся на 4 группы:
| 1.Соли образ. сильн. и сл. кисл. | 2.Соли обр. сл. осн. и сиьн. кисл. | 3.Соли обр. сл. осн. и сл. кисл. (полн. или совместный гидролиз) | 4.Соли обр. сильн. осн. и сильн. кисл. |
К2 S2K+S pH7 Ступень I. S+HOH(HS)+OH 2K+S+HOH(HS)+OH+2K К2 S+HOHKHS+KOH Ступень II. (HS)+HOHH2 S+OH K +(HS)+HOHH2 S+OH+K KHS+HOHH2 S+KOH |
MgCl2 Mg+2Cl pH7 Ступень I. Mg+HOH(MgOH)+H 2Cl+ Mg+HOH(MgOH)+H+2Cl MgCl2 +HOHMgOHCl+HCl Ступень II. (MgOH)+HOHMg(OH)2 +H Cl+ MgOH+HOHMg(OH)2 +H+Cl MgOHCl+HOHMg(OH)2 +HCl |
MgSMg+S pH7 Mg+S+2HOHMg(OH)2 +H2 S MgCl2 +Na2 S+2H2 O |
Na2 SO4 2Na+SO4 pH=7 |
Ионные уравнения.
В ионн. виде в молекулярной форме записываются: 1. Не электролиты; 2. Слабые электролиты; 3. Из числа сильных электролитов – нерастворимые осадки.
Случаи необратимых реакций: 1. Образование осадка AgNO3 +HClAgCl+HNO3
Ag+ClAgCl - белого цвета
2. Образование сл. элекр. HCl+NaOHNaCl+H2 O
H+OHH2 O – слабый электролит
3. Образование газа K2 CO3 +2HCl2KCl+CO2 +H2 O
CO3 +2H CO2 +H2 O
Амфотерные гидрооксиды.
Be(OH)2 , Zn(OH)2 , Pb(OH)2 , Sn(OH)2 , Sn(OH)4 , Cr(OH)3 , Al(OH)3
Доказательсво амфотерности:
| Основные свойства | Кислотные свойства |
Be(OH)2 +2HClBeCl2 +2H2 O Be(OH)2 +2HBe+2H2 O,иливкомпл.в: Be(OH)2 +2HCl+2H2 O[Be(H2 O) 4 ]Cl2 Be(OH)2 +2H+2H2 O[Be(H2 O) 4 ] |
Be(OH)2 +2NaOHNa2 BeO2 +2H2 O Be(OH)2 +2ОНBeO2 +2H2 O Be(OH)2 +2NaOHNa2 [Be(OH)4 ] Be(OH)2 +2ОН[Be(OH)4 ] |
Взаимодействие Ме с окислит (кисл., щел., вода).
| Взаимодействие Ме с водой. | Взаимодействие Ме с раств. щелочью. | Взаимодействие Ме с кислотами. | |
Вост. воды 2H2 O+2H2 +2OH Mg+H2 O (Mg(OH)2 /Mg)=-2.36 (H2 O/H2 )=-0.413 окисл. вост – реакция идёт 1|Mg+2H2 O - 2Mg(OH)2 +2H 1|2 H 2 O +2 H 2 +2 OH _ Mg+4H2 OMg(OH)2 +H2 +2H+2OH Mg+2H2 OMg(OH)2 +H2 Нек. активн. Ме находятся в пассивир. сост., т.к. их поверхность покрыта прочным продуктом окислен. Пассивацией наз. явлен. глубок. торможен. реакции окислен. над действием продукта этого окисления. |
В ратворах щелочей окислителем явл. вода. Al+NaOH+H2 O (AlO2 /Al)=-2.36 (Al2 O/H2 )=-0.827 окисл. вост – ре-акция идёт 2|Al+4OH - 3AlO2 +2H2 O 3|2 H 2 O +2 H 2 +2 OH _ 2Al+8OH+6H2 O2AlO2 +4H2 O+3H2 +6OH 2Al+2NaOH+2H2 O 2NaAlO2 +3H2 |
кислоты по отношению к Ме дел. на 2-е группы(какой ион явл. окислит.) |
|
| H | Кислотный остаток – окислит. | ||
| HCl ,H2 SO4 р. | H2 SO4 к. , HNO3 р. , HNO3 к. | ||
1. Ме+H2 SO4 р. МеSO4 +Н2 (H/2H)=0 (Ме)0 |
1.Ме+H2 SO4 к.МеSO4 + H2 O+прод. вост . кисл . ост . Li-Zn ( H2 S) Cr-H( S) после Н ( SO2 ) (SO4 /S)1 SO4 H2 S SO4 S SO4 SO2 2. Ме+HNO3 рМеNO3 +H2 O+пр . вост . кисл . ост . Li-Zn ( NH4 ,NH4 NO3 ) Cr-H( N2 O) после Н ( NO) (NO3 )1 3. Ме+HNO3 к МеNO3 + H2 O + пр . в кисл . ост . Li-Zn (NO) Zn- (NO2 ) Пример. Au+3V HCl+HNO3 AuCl3 +NO2 +H2 O |
||
Основные классы органических соединений
 КЛАССЫ |
ОКСИДЫ | ГИДРООКСИДЫ | СОЛИ | ||||||
| Производн. от | элемент + О | оксиды + Н О | |||||||
| Классифик. класса | С мет. + О основной | С немет. +О кислотный | С двойств. св. амфотерный | Основн. + Н О основание | Кисл.окс.+ Н О амфотерный |
Амфотерн+Н О амфотерный |
Ср. соль | кислая | основная |
примеры |
Li2 O Cu2 O CuO MnO |
SO2 SO3 P2 O5 *нек.Me Mn2 O7 CrO3 |
ZnO PbO Al2 O3 Cr2 O3 |
LiOH CuOH Cu(OH)2 Mn(OH)2 |
H2 SO3 H2 SO4 H2 PO4 *нек. Ме HMnO4 H2 CrO4 |
Zn(OH)2 Pb(OH)2 Al(OH)3 Cr(OH)3 |
Na2 CO3 CuCl2 |
NaHCO3 гидроксокарбонат натрия |
CuOHCl гидроксохлорат меди |
| не электролиты | электролиты | ||||||||
Слабые электролиты КАК+А , К дисс.
| кислоты | основания | соли |
HF , H2 S , HNO2 , H2 SO3 , H2 CO3 , H2 SiO3 , HCN , HSCN , CH3 COOH , H3 PO4 HClO |
все нерастворимые в воде и NH4 OH–сл (NH4 – H2 O) |
Fe(SCN)3 – родонит железа, СdCl2 ,HgJ2 |
H2 CO3 H+HCO3 HCO3 H+CO3 |
Cu(OH)2 OH+CuOH CuOHOH+Cu |
Сильные электролиты КАК+А , К дисс.
| кислоты | основания | соли |
| HCl , HBr , HJ , HNO3 , H2 SO4 , HMnO4 , HClO4 , H2 CrO4 | все растворимые в воде кроме NH4 OH |
почти все. кислые – раств. основн.-нераст. |
| Na2 CO3 2Na+CO3 | ||
Таблица для решения ОВР.
| среда | Кислая H,H2 О | Щел. OH, H2 О | Нейтральная H2 О |
Связ.изб. O NO2 NO3 |
O+2HH2 О | O+ H2 О 2OH | O+ H2 О 2OH |
Внесен. недост.O NO2 NO3 |
H2 ОO+2H | 2OHO+ H2 О | H2 ОO+2H |
| Таблица дана в расчёте на 1 атом кислорода. | |||
Величины потенциалов в различных средах
| Срда кислая рН7 | Нейтральная рН=7 | Щелочная рН7 |
(Fe/Fe)=-0.44 B (Al/Al)=-1.66 (Mg/Mg)=-2.36 (2H/ H2 )=0 (O2 / H2 O)=+1.22 |
(Fe(OH)2 /Fe)=-0.46 (Al(OH)3 /Al)=-1.88 (Mg(OH)2 /Mg)=-2.36 (H2 O/H2 )=-0.413 (O2 /4OH)=+0.814 |
(Fe(OH)2 /Fe)=-0.874 (AlO2 /Al)=-2.36 (Mg(OH)2 /Mg)=-2.69 (Al2 O/H2 )=-0.827 (O2 /4OH)=+0.401 |
Законы термохимии.
1.З-н Гесса: Тепловой эффект хим. реакции не зависит от стадии процесса, а завис. от нач. и конечн. сост. вещества. Н х.р.=Н1+Н2
Следствия: 1. n*A+m*B=x*C+y*D , х,у – стереохимические коэффициенты, А,В – исходные вещества, С,D – продукты реакции
Н х.р.=Н обр.прод.р.--Н обр.ис.в. или Н=(Н обр.С*х+H обр.D*y) — (Н обр.A*n+H обр.B*m)
2. Н пр.р.=--Н обрат.р.
2.З-н Лавуазье-Лапласа: Н обр.в.=--Н разл.в.
Следствия: 1. Чем Н обр.в. , тем оно более термич. устойчиво.
Энтропия. Изменение S х.р.=S прод.р.--S исх.в. или S=S обр.С*x—(S обр.A*n+S обр.В*m)
Факторы, влияющие на энтропию: 1. Агрегатное состояние; 2. Атомная или молекулярная масса веществ; 3.При увеличении полярности процессов энтропия #.
Энтропийный и энтальпийные факторы. Энергия Гиббса.
Два фактора сводятся к единому энергии Гиббса: G=H—T*S, G=0-сост.равноес.,G0-самопроизв.протекание прям.процесса,G0-самопр.протек.обр.проц.
G – энергия Гиббса – критерий вероятности самопроизв. протекания процесса. G образ.прост.в.=0 G[кДж.моль]
G х.р.=G обр.пр.р.--G обр.исх.в. с учётом коэффициентов
Влияние температуры на ход реакции.
1. H0 S0 2. H0 S0
Скорости хим. реакций, хим. равновесие.
Системы протекания реакций:
1.Гомогенная (однор сист.) сост.из одного вида фаз (нет раздела фаз, т.е. в одном агрегатном сост.). Реакции, протекающие в этой сист. тоже гомогенные, протекающие во всём объёме этой системы. V гом.р.=+ с/Т=+ n/(V*T), n – кол.активных взаимодействий, с – изменен.концентрации вещ-ва, Т-отр.вр.
V гом.р.=[моль/литр*сек]=[моль/м*сек]
2.Гетерогенные (неоднор. сист.) сост. из двух и более фаз, сущ. поверхность раздела фаз. Гетероген. реакции протекают на поверхн. разд. фаз.
V гет.р.=+ с/S*T=[моль/литр*м*сек] , S – площадь раздела фаз.
Факторы, влияющие на скорость.
1.Концентрация - прямая завис.
Закон действующих масс (з.д.м.) V=k*[A]*[B] , k – константа равновесия, зависит от природы вещ-ва и температуры.В формулу не включ. конц. вещ-ва в тв. сост.
2.Давление гомоген.(для газов) – прямая завис. При увел. давлен концентрация растёт прям пропорционально.
3.Температура – прям. з. При небольших изменениях температуры скорость реакции рассчитывается по правилу Вант-Гоффа: При увеличении темрературы на каждые 10° скорость реакции увеличивается от 2 до 4 раз. V т2=V т1 *((Т2-Т1)/10)
4.Площадь для гетероген (прямая) 5. Природа веществ. 6.Катализаторы(ускор.р.) или ингибиторы(замедл.р.)
Уравнение Аррениуса (справедливо для больших интервалов t)
Еа – энергия активизации – избыток энергии по сравнению со средним уравнем энергии вещества необход. для накапливания хим. реакции. Высок. t уменш. Еа
K=K0*e(-(Ea/R*T)) , К – константа скорости(физич. смысл. – скорость реакции при опред. концентрации(1 моль/1 литр)), К0 – пост. множитель
Т = Ea = K = V
Влияние катализатора на скорость, Катализ процесс:
Гомогенный – ускорение во всём объёме Гетерогенный – на гране раздела фаз
Катализатор снижает Еа
Химическое равновесие
Обратимые реакции – протекающие при одних и тех же условиях в сторону прямой и обратной реакций.
Для колич. оценки хим. равновесия используют константу равновесия. К х.р.=К пр./К обр.=[C] *[D] /[A]*[B] , K х.р.=1-хим.равновес.,К х.р.1-пр.р.,К х.р.1-обр.р.
Сдвиг хим. равновесия. Сдвиг происходит по принципу Ле-Шателье: Если изменить одно из условий равновесия, то оно сместится в сторону противодействия измения.
1.Изменен. концентр. 2.Изменение темпер . Т эндо ,Т экзо 3.Изменен. давлен . Р меньшых объема Р большых объёмов 4.Катал. ускор. обе р., но равновес. несмещ.
РАСТВОРЫ.
Растворы – однородн. или гомогенные сист. состоящие из двух и более компонентов: 1.Растворитель(то чего больше не меняющ. агр. сост. вещ-ва) 2.Растворим. вещ-ва растворитель вода – растворы гидраты , др-е растворы – саль ваты
Процесс растворения – физ.-хим. процесс. Признаки физ. – механ. смесь, химического – образование хим. связи и тепловые явления.
Энергетика процесса растворения . Процесс: 1.Разрушен. кристалич. решетки вещества Н разр.0;
2.Дифузия частиц растворён. веществ сквозь частицы раствора Н диф. 0; 3.Процесс гидратации Н гидр. 0.
Т.о. Н раствора=Н разр.+Н диф.+Н гидр.
При растворении(расплавлении) нек. вещества диссоциируют (распадаются на ионы). Их растворы проводят ток – электролиты .
Не электролиты – оксиды и почти все органические вещества.
Электролиты характеризуются : 1.Степенью диссоциации =число продиссоц.молек./общ.число молекул - зависит от прир. электрол.,от Т(пр.проп.), концентр(обр.пр.)
30% - сильн. эл., 3% - сл. эл., (3%;30%) – ср.силы.
2.Константа диссоциации. Сл. эл: КАК+А Сил. эл: КА К+А (КА – молекула) К равновес.=К диссоц.=[ К]*[ А]/[KA]
К диссоц. имеет смысл только для слабого электролита(обр. процесс)
Ионные уравнения.
В ионн. виде в молекулярной форме записываются: 1. Не электролиты; 2. Слабые электролиты; 3. Из числа сильных электролитов – нерастворимые осадки.
Случаи необратимых реакций: 1. Образование осадка AgNO3 +HClAgCl+HNO3
Ag+ClAgCl - белого цвета
2. Образование сл. элекр. HCl+NaOHNaCl+H2 O
H+OHH2 O – слабый электролит
3. Образование газа K2 CO3 +2HCl2KCl+CO2 +H2 O
CO3 +2HCO2 +H2 O
КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕИЯ
К.с. – сложн. соед. сост. из более простых, способных к самостоятельному сущ.
Пример. HgJ2 *2KJ
Свёрнутый вид: К2 [HgJ4 ] число легандов – координационное число (к.ч.)
Лучшие компл. образователи – ионы d-элементов(эл. побочн. групп), т.к. у них малый радиус
Мианды – отрицат. Ионы или нейтральн. молек.: J, F, Cl, NO2 , OH или H2 O , NH3
Амфотерные гидрооксиды.
Be(OH)2 , Zn(OH)2 , Pb(OH)2 , Sn(OH)2 , Sn(OH)4 , Cr(OH)3 , Al(OH)3
Доказательсво амфотерности:
| Основные свойства | Кислотные свойства |
Be(OH)2 +2HClBeCl2 +2H2 O Be(OH)2 +2HBe+2H2 O,иливкомпл.в: Be(OH)2 +2HCl+2H2 O[Be(H2 O) 4 ]Cl2 Be(OH)2 +2H+2H2 O[Be(H2 O) 4 ] |
Be(OH)2 +2NaOHNa2 BeO2 +2H2 O Be(OH)2 +2ОНBeO2 +2H2 O Be(OH)2 +2NaOHNa2 [Be(OH)4 ] Be(OH)2 +2ОН[Be(OH)4 ] |
Гидролиз солей
Г. – взаимодействие ионов соли с ионами воды, в рез. котор. равновес. воды смещается и среда становится кисл. или щелочной.
H2 OH+OH К диссоц.=[Н]*[ОН]/[H2O] К диссоц.*[H2 O] =[Н]*[ОН]=К H2 O=1Е-14 - ионное произведение воды
Виды сред.
1. [Н]=[ОН]=1Е-7 нейтралная среда(рН=7); 2. [Н][ОН] кислая среда(рН7); 3. [Н][ОН] щелочная(рН7)
рH=-lg[Н] pOH=-lg[ОН] pН+pОН=14
Соли по отношению к гидролизу делятся на 4 группы:
| 1.Соли образ. сильн. и сл. кисл. | 2.Соли обр. сл. осн. и сиьн. кисл. | 3.Соли обр. сл. осн. и сл. кисл. (полн. или совместный гидролиз) | 4.Соли обр. сильн. осн. и сильн. кисл. |
К2 S2K+S pH7 Ступень I. S+HOH(HS)+OH 2K+S+HOH(HS)+OH+2K К2 S+HOHKHS+KOH Ступень II. (HS)+HOHH2 S+OH K +(HS)+HOHH2 S+OH+K KHS+HOHH2 S+KOH |
MgCl2 Mg+2Cl pH7 Ступень I. Mg+HOH(MgOH)+H 2Cl+ Mg+HOH(MgOH)+H+2Cl MgCl2 +HOHMgOHCl+HCl Ступень II. (MgOH)+HOHMg(OH)2 +H Cl+ MgOH+HOHMg(OH)2 +H+Cl MgOHCl+HOHMg(OH)2 +HCl |
MgSMg+S pH7 Mg+S+2HOHMg(OH)2 +H2 S MgCl2 +Na2 S+2H2 O |
Na2 SO4 2Na+SO4 pH=7 |
Соль гидролизу не подвергается.
Глубину гидролиза можно опред. сл. обр.:
1.Степень гидролиза – h – отношен. числа прогидролизовавшихся молекул к общ. числу молекул. Зависит от природы соли, темпер. и концентр.
Константа гидролиза К гид.=К H2 O/К дис.сл.электролитов h=(К гид./С соли)
2. Молярн. концентрация(молярность) С м=h/V=m р.в./M р.в.*V
3. Моляльная конц.(моляльность) – кол-во молей раств. вещ-ва в 1000 г. ратворит. См=n/V=m р-ва/*V , - эквивалент (или m э)
Э к-ты=М к-ты/число H Э осн-я=М осн/число ОH Э соли=М соли/число атомов Ме*степ. окислен. Ме
Закон эквивалентов : все взаимод. и получ. вещ-ва наход. в экви. колич. NaOH+HCl=NaCl+H2 OnNaOH=NHCl=nNaCl=nH2 OcNaOH*VNaOH =cH(HCl)*VHCl
Окислительно-востановительные 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. Mg, MgO4 ,(CrO4 )
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 ), 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 (Н2 /2Н), а второй измеряемый.
Возникающая при этом ЭДС и есть величина потенциала. = измер. -- (Н2 /2Н) –эталонный
Устройство медно-цинкового гальванического элемента.
(Zn/Zn)=-0.76 В
(Сu/Cu)=+0.34 B
= окисл.-- вост=1.1 В
Анодный процесс: Zn-2Zn анод – восстановитель
Катодный процесс: Cu +2 С u катод – окислитель
Zn+ Cu= Zn+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=0.692 B
Взаимодействие Ме с окислит (кисл., щел., вода).
| Взаимодействие Ме с водой. | Взаимодействие Ме с раств. щелочью. | Взаимодействие Ме с кислотами. | |
Вост. воды 2H2 O+2H2 +2OH Mg+H2 O (Mg(OH)2 /Mg)=-2.36 (H2 O/H2 )=-0.413 окисл. вост – реакция идёт 1|Mg+2H2 O - 2Mg(OH)2 +2H 1|2 H 2 O +2 H 2 +2 OH _ Mg+4H2 OMg(OH)2 +H2 +2H+2OH Mg+2H2 OMg(OH)2 +H2 Нек. активн. Ме находятся в пассивир. сост., т.к. их поверхность покрыта прочным продуктом окислен. Пассивацией наз. явлен. глубок. торможен. реакции окислен. над действием продукта этого окисления. |
В ратворах щелочей окислителем явл. вода. Al+NaOH+H2 O (AlO2 /Al)=-2.36 (Al2 O/H2 )=-0.827 окисл. вост – ре-акция идёт 2|Al+4OH - 3AlO2 +2H2 O 3|2 H 2 O +2 H 2 +2 OH _ 2Al+8OH+6H2 O2AlO2 +4H2 O+3H2 +6OH 2Al+2NaOH+2H2 O 2NaAlO2 +3H2 |
кислоты по отношению к Ме дел. на 2-е группы(какой ион явл. окислит.) |
|
| H | Кислотный остаток – окислит. | ||
| HCl ,H2 SO4 р. | H2 SO4 к. , HNO3 р. , HNO3 к. | ||
1. Ме+H2 SO4 р. МеSO4 +Н2 (H/2H)=0 (Ме)0 |
1.Ме+H2 SO4 к.МеSO4 + H2 O+прод. вост . кисл . ост . Li-Zn ( H2 S) Cr-H( S) после Н ( SO2 ) (SO4 /S)1 SO4 H2 S SO4 S SO4 SO2 2. Ме+HNO3 рМеNO3 +H2 O+пр . вост . кисл . ост . Li-Zn ( NH4 ,NH4 NO3 ) Cr-H( N2 O) после Н ( NO) (NO3 )1 3. Ме+HNO3 к МеNO3 + H2 O + пр . в кисл . ост . Li-Zn (NO) Zn- (NO2 ) Пример. Au+3V HCl+HNO3 AuCl3 +NO2 +H2 O |
||
Нек. Ме пассивируют под действием холодных кислот: H2 SO4 - 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 t(газовая) или с жидк. не электролитами Ме+О2 , CO2 , CO , SO3 , Гг(галогены) разр. Ме+неэлектролиты Скорость хим. коррозии зависит от природы Ме, свойств продукта окислен., t |
При взаимод. Ме с жидк. электрол., с влажн. Воздухом и почвой Поверхность Ме покрыта коррозионными гальвано парами (КГП) |
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+2H2 в кисл. среде \
2H2 O+2H2 +2OH нейтр., щелочной / - вод. деп.
Кислотная деполяризацияO2 +2H2 O+24OH нейтр., щелочной \
O2 +4H+42H2 O кисл. / -кис. деп.
Методы защиты Ме от коррозии.
1. Покрытия(защитные)
1.1 Металлические
1.1.1 Катодные защ.ме. покр. (FеAu)
1.1.2 Анодные защ.ме. покр. (FеAu)
1.2 Неметаллические покрытия
1.2.1 Хим. покрытие (обраб. спец. реагентом с образ.защитной плёнки)
1.2.2 Неорганическое покрытие
1.2.3 Органическое покрытие
2. Электрохимические методы (искусственно созд. коррозийной гальвано пары)
2.1 Протекторная защита ме. прот.
2.2 Электролизация
3. Ингибиторная защита (замедление процесса)
4. Создание спец сплавов (антикоррозийных сплавов Cr, Ni,Ti)