Химическая и электрохимическая коррозия металлов.

Химическая коррозия - самопроизвольное разрушение металлических материалов вследствие их взаимодействия с коррозионной средой, при котором окисление металла и восстановление окислителя - пространственно неразделенные процессы.

Процесс химической коррозии можно описать реакцией вида:

.

Химическая коррозия наблюдается при помещении металлических материалов в атмосферу раскаленных газов или в жидкость,не являющуюся электролитом (нефть, бензин и т.д.). Наиболее распространенный вид химической коррозии - газовая коррозия.

Электрохимическая коррозия – самопроизвольное разрушение металлических материалов вследствие их электрохимического взаимодействия с окружающей, электролитически проводящей средой.

Главная особенность электрохимической коррозии состоит в том, что в процессе ее течения, ионизациия атомов металла и восстановление окислителя, содержащегося в коррозионной среде – пространственно разделенные акции, а их скорости определяются величинами электродных потенциалов. Кроме того, процесс электрохимической коррозии сопровождается наличием электрического тока в корродирующем металле.

Этот тип коррозии наиболее распространен. Он реализуется при взаимодействии металлических материалов с электролитами: водными растворами солей, кислот, щелочей, расплавами солей и щелочей.

 

 

Вопрос 12. Водородные соединения неметаллов. Закономерности в изменении их свойств, в связи с положением элементов в периодической системе Д. И. Менделеева.

Вопрос 13. Высшие оксиды и гидроксиды химических элементов третьего периода. Закономерности в изменении их свойств, в связи с положением элементов в периодической системе.

Вопрос 14. Кислоты: классификация, свойства на основе теории электролитической диссоциации, практическое применение.

Кислоты

Уравнения диссоциации кислот можно записать более точно, с учетом гидратации ионов

НCl(газ.) Н⁺ (водн.) + Cl^- (водн.)

СН₃СООН(водн.) Н⁺(водн.) + CH₃COO-(водн.)

Как видно, кислоты в воде диссоциируют на ионы водорода и кислот­ные остатки - анионы. Никаких других катионов, кроме ионов водоро­да, кислоты не образуют. Механизм диссоциации кислот: вокруг полярных молекул ориентируются диполи воды и в результате взаимодействия полярные молекулы превраща­ются в ионные, а последние - в гидратированные ионы.

Различают кислородные и бескислородные кислоты. Как показывает само название, первые содержат кислород (например, Н₂SО₄, НNО₃, Н₃РО₄), вторые его не содержат (например, НСl, НВr, НI, Н₂S).

Названия кислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний –ная, -вая, если степень окисления его соответствует номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая:

+7 HClO4 - хлорная кислота   +5 HClO3 - хлорноватая кислота   +3 HClO2 - хлористая кислота   +1 HClO - хлорноватистая кислота

+5 H3AsO4 - мышьяковая кислота   +5 HNO3 - азотная кислота   +3 HNO2 - азотистая кислота   +6 H2SO4 - серная кислота   +4 H2SO3 - сернистая кислота

Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляется префикс «мета», при наибольшем числе - префикс «орто»:

НВО2 - метаборная кислота	Н2n(SiO3)n- полиметакремниевая кислота
Н3ВО3- ортоборная кислота	H4SiO4 - ортокремниевая кислота

Названия бескислородных кислот производятся от названия неме­талла с окончанием о и прибавлением слова водородная:

НF - фтороводородная, или плавиковая, кислота

НCl - хлороводородная, или соляная, кислота

НBr - бромоводородная кислота

НI - йодоводородная кислота

Н₂S - сероводородная кислота

Свойства:

Большинство кислородных кислот получают при взаимодействии оксидов неметаллов (в высокой степени окисления) с водой. Например:

SO₃ + H₂O H₂SO₄; N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃

Если такие оксиды нерастворимы в воде, то соответствующие им кислоты получают косвенным путем, а именно, действием другой кислоты (чаще всего серной) на соответствующую соль. Например:

Na₂SiO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂SiO₃↓

Бескислородные кислоты получают путем соединения водорода с неметаллом с последующим растворением водородного соединения в воде. Таковы НF, НСl, НВr, НI, H₂S.

Свойства.

Кислоты представляют собой жидкости (Н₂SO₄, НNO₃ и др.) или твердые вещества (Н₃PO₄ и др.). Многие кислоты хорошо растворимы в воде. Растворы их имеют кислый вкус, разъедают расти­тельные и животные ткани, изменяют синий цвет лакмуса на красный.

Кислоты реагируют с основаниями (а также с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами) с образованием солей. Например:

HCl + NaOH = NaCl + H₂O

H₂SO₄ + Fe(OH)₂ = FeSO₄ + 2H₂O

2HNO₃ + ZnO = Zn(NO₃)₂ + H₂O

Кислоты классифицуируются по следующим признакам:

по силе (как электролиты) - на сильные (например HCl, HNO₃, H₂SO₄) и слабые (H₂S, HNO₂, HCN и т.д.)

по наличию кислорода в составе кислоты - на кислородные (HClO₃, H₃PO₄) и бескислородные (HCN, H₂S). При этом элемент, входящий в состав кислородной кислоты называется кислотообразующим.

по основности (т.е. по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться на металл) на одноосновные (HCl, HNO₃), двухосновные (H₂SO₃, H₂S), трехосновные (H₃PO₄) и т.д.

по окислительным свойствам - на обычные кислоты, у которых в окислительно-восстановительных реакциях, например с металлами, восстанавливаются ионы водорода (например, HCl), и кислоты-окислители, у которых происходит восстановление кислотообразующего элемента (например, HNO₃).

Кислоты имеют общие химические свойства:

Взаимодейcтвуют с металлами. Обычные кислоты (неокислители) взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода:

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂

Zn + H₂SO₄(разб) = ZnSO₄ + H₂

Кислоты окислители могут реагировать как с металлами, расположенными в ряду напряжений левее водорода, например:

Zn + HNO₃(разб) = Zn(NO₃)₂ + H₂O + N₂

Так и правее его:

Ag + HNO₃(конц) = AgNO₃ + H₂O + NO₂

Вопрос 15. Основания: классификация, свойства на основе теории электролитической диссоциации, практическое применение.

Основания.

Гидроксидами металлов называются вещества, содержащие ион металла и одну или несколько гидроксильных групп. Гидроксиды делятся на основные (основания) и амфотерные. Основные гидроксиды, в свою очередь, делятся на сильные основания – щелочи, и слабые основания. В состав щелочей входят катионы щелочных и щелочноземельных металлов, например КОН, NaOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂. Слабыми основаниями являются гидроксиды переходных металлов в низших степенях окисления, например Fe(OH)₂, Mn(OH)₂, Cu(OH)₂. Число гидроксильных групп в основании называется кислотностью основания. Амфотерные гидроксиды включают в свой состав катионы металлов III группы Периодической системы, катионы переходных металлов в промежуточных степенях окисления, например Al(OH)₃, Cr(OH)₃, Fe(OH)₃. К амфотерным также относятся Be(OH)₂, Zn(OH)₂.

Основные гидроксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды, например:

Сu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O

Щелочи реагируют с кислотными и амфотерными оксидами:

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O

2NaOH + Fe₂O₃ = 2NaFeO2 + H₂O

Амфотерные гидроксиды реагируют и с кислотами (в этом случае они ведут себя как основания), и со щелочами (как кислоты), например:

Al(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Al(OH)6]

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O

Cлабые основания и амфотерные гидроксиды при нагревании разлагаются:

Cu(OH)2 = CuO + H2O

2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3H₂O

Для получения слабых оснований и амфотерных гидроксидов используют реакцию их вытеснения из солей щелочами:

CuCl₂ + 3NaOH = Cu(OH)₂ + 3NaCl

Fe₂(SO₄)₃ + 6KOH = Fe(OH)₃ + 3K₂SO₄

Щелочи можно получить взаимодействием металла с водой:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂

соответствующего оксида с водой:

СаО + Н₂О = Са(ОН)₂

или электролизом водного раствора соли соотвествующего металла:

2KCl + 2H₂O = 2KOH + H₂ + Cl₂

Вопрос 16. Соли: классификация, свойства на основе теории электролитической диссоциации, возможное их применение в вашей профессии.

Соли

Соли можно рассматривать как продукт взаимодействия основания и кислоты. При этом может происходить как полное, так и неполное замещение ионов водорода в кислоте катионами металла (или аммония) или гидроксильных групп в основании кислотными остатками.

Соли, не содержащие ионов водорода или гидроксильных групп, называются средними, например NaCl, CuSO₄, Ca₃(PO₄)₂.

Соли, содержащие ионы водорода – кислые, например: KH₂PO₄ – дигидрофосфат калия, NaHCO₃ – гидрокарбонат натрия.

Соли, содержащие ионы гидроксила, называются основными: Mg(OH)Cl – гидроксихлорид магния, (CuOH)₂CO₃ – гидроксикарбонат меди (II).

Соли, содержащие два катиона, называются двойными: Fe(NH₄)₂(SO₄)₂ 12H₂O – двойной сульфат железа(II)-аммония (соль мора), KCr(SO₄)₂ 12H₂O – двойной сульфат хрома (III) - калия (хромокалиевые квасцы).

Соли, содержащие комплексные ионы, называются комплексными: K₃[Fe(CN)₆] - гексацианоферрат (III) калия (красная кровяная соль), [Co(NH₃)₆]Cl₂ - хлорид гесаамминокобальта (II).

Солями называются электролиты, дающие при диссоциации в водном расторе катиона металла или аммония (и водорода в случае кислых солей) и анионы кислотного остатка (и гидроксила в случае основных солей). Ионы, входящие в состав соли могут быть комплексными.

Соли реагируют с металлами, эти реакции всегда окислительно-восстановительные:

Fe + CuSO₄ = Cu + FeSO₄

Cu + FeCl₃ = CuCl + FeCl₂

C неметаллами, это также окислительно-восстановительные реакции:

S + Na₂SO₃ = Na₂S₂O₃ - при кипячении

С водой, образуя кристаллогидраты:

CuSO₄ + 5Н₂О = CuSO₄ 5H₂O

Na₂SO₄ + 10Н₂О = Na₂SO₄ 10H₂O

или необратимо гидролизуясь:

Al₂S₃ + 6Н₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S

Соли реагируют со щелочами:

NH₄Cl + NaOH = NH₃ + NaCl + H₂O

CuCl ₄ + NaOH = NaCl + Cu(OH)₂

и кислотами:

K₂CO₃ + HCl = KCl + CO₂ + H₂O

NaNO₃(тв) + H₂SO₄(конц) = NaHSO₄ + HNO₃ - при нагревании

Ca₃(PO₄)₂ + H₃PO₄ = 3CaHPO₄

Соли реагируют с солями:

NaCl + AgNO₃ = NaNO₃ + AgCl

Соли кислородных кислот при нагревании разлагаются:

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂

2NaNO₃ = 2NaNO₂ + O₂