Кислоты не способные образовывать кислые соли

Виды сред.

1. [Н?]=[ОН?]=1Е-7 нейтралная среда(рН=7); 2. [Н?]>[ОН?] кислая среда(рН<7); 3. [Н?]<[ОН?] щелочная(рН>7)

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.

К2S>2K?+S?? pH>7

Ступень I. S??+H?OH??(HS)?+OH? 2K?+S??+HOH?(HS)?+OH?+2K?

К2S+HOH?KHS+KOH

Ступень II. (HS)?+HOH?H2S+OH?

K? +(HS)?+HOH?H2S+OH?+K?

KHS+HOH?H2S+KOH

MgCl2>Mg??+2Cl? pH<7

Ступень I. Mg??+H?OH??(MgOH)?+H?

2Cl?+ Mg??+HOH?(MgOH)?+H?+2Cl?

MgCl2+HOH?MgOHCl+HCl

Ступень II. (MgOH)?+HOH?Mg(OH)2+H?

Cl?+ MgOH?+HOH?Mg(OH)2+H?+Cl?

MgOHCl+HOH?Mg(OH)2+HCl

MgS>Mg??+S?? pH?7

Mg??+S??+2H?OH??Mg(OH)2+H2S

MgCl2+Na2S+2H2O>

Na2SO4>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 +HCl>AgCl+HNO3

Ag?+Cl?> AgClv - белого цвета

2. Образование сл. элекр. HCl+NaOH>NaCl+H2O

H?+OH?>H2O – слабый электролит

3. Образование газа K2CO3 +2HCl>2KCl+CO2 ^+H2O

CO3 ?+2H?> CO2 ^+H2O

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+2HCl>BeCl2+2H2O

Be(OH)2+2H?>Be??+2H2O,иливкомпл.в:

Be(OH)2+2HCl+2H2O>[Be(H2O) 4]Cl2

Be(OH)2+2H?+2H2O>[Be(H2O) 4]??

Be(OH)2+2NaOH>Na2BeO2+2H2O

Be(OH)2+2ОН?>BeO2??+2H2O

Be(OH)2+2NaOH>Na2[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 2H2O+2e>H2+2OH?

Mg+H2O>

?(Mg(OH)2/Mg)=-2.36

?(H2O/H2)=-0.413 ? окисл.>? вост – реакция идёт

1|Mg?+2H2O - 2e>Mg(OH)2+2H?

1|2H2O+2e>H2+2OH? _

Mg+4H2O>Mg(OH)2+H2+2H?+2OH?

Mg+2H2O>Mg(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+H2O>

?(AlO2?/Al)=-2.36

?(Al2O/H2)=-0.827 ? окисл.>? вост – ре-акция идёт

2|Al?+4OH? - 3e> AlO2?+2H2O

3|2H2O+2e>H2+2OH? _

2Al+8OH?+6H2O >2AlO2?+4H2O+3H2+6OH?

2Al+2NaOH+2H2O >2NaAlO2+3H2

кислоты по отношению к Ме дел. на 2-е группы(какой ион явл. окислит.)

Кислотный остаток – окислит.

HCl ,H2SO4 р.

H2SO4 к. , HNO3 р. , HNO3 к.

1. Ме+H2SO4 р. >МеSO4+Н2

?(H/2H?)=0 ?(Ме)<0

1.Ме+H2SO4 к.>МеSO4+ H2O+прод.вост.кисл.ост.

Li-Zn (H2S) Cr-H(S?) после Н(SO2)

?(SO4??/S)>1

SO4??> H2S

SO4??>S

SO4??>SO2

2. Ме+HNO3 р>МеNO3+H2O+пр. вост. кисл. ост.

Li-Zn (NH4?,NH4NO3) Cr-H(N2O) после Н(NO)

?(NO3?)>1

3. Ме+HNO3 к > МеNO3 + H2O + пр. в кисл.ост.

Li-Zn (NO) Zn-(NO2)

Пример. Au+3V HCl+HNO3>AuCl3+NO2+H2O

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

Li2O

Cu2O

CuO

MnO

SO2

SO3

P2O5

*нек.Me

Mn2O7

CrO3

ZnO

PbO

Al2O3

Cr2O3

LiOH

CuOH

Cu(OH)2

Mn(OH)2

H2SO3

H2SO4

H2PO4

*нек. Ме

HMnO4

H2CrO4

Zn(OH)2

Pb(OH)2

Al(OH)3

Cr(OH)3

Na2CO3

CuCl2

NaHCO3

гидроксокарбонат натрия

CuOHCl

гидроксохлорат меди

не электролиты

электролиты

Слабые электролиты КА?К?+А? ? , К дисс.

кислоты

основания

соли

HF , H2S , HNO2 , H2SO3 , H2CO3 , H2SiO3 , HCN , HSCN , CH3COOH , H3PO4

HClO

все нерастворимые

в воде и NH4OH–сл

(NH4 – H2O)

Fe(SCN)3 – родонит железа,

СdCl2 ,HgJ2

H2CO3 ?H?+HCO3?

HCO3??H?+CO3?

Cu(OH)2?OH?+CuOH?

CuOH??OH?+Cu??

Сильные электролиты КА>К?+А? ? , К дисс.

кислоты

основания

соли

HCl , HBr , HJ , HNO3 , H2SO4 , HMnO4 , HClO4 , H2 CrO4

все растворимые

в воде кроме NH4OH

почти все. кислые – раств.

основн.-нераст.

Na2CO3 >2Na?+CO3 ??

Таблица для решения ОВР.

среда

Кислая H?, H2О

Щел. OH?, H2О

Нейтральная H2О

Связ.изб. O??

NO2?> NO3

O??+2H?>H2О

O??+ H2О >2OH?

Внесен. недост.O??

NO2?> NO3?

H2О>O??+2H?

2OH?>O??+ H2О

H2О>O??+2H?

Таблица дана в расчёте на 1 атом кислорода.

Величины потенциалов в различных средах

Срда кислая рН<7

Нейтральная рН=7

Щелочная рН>7

?(Fe??/Fe)=-0.44 B

?(Al??/Al)=-1.66

?(Mg??/Mg)=-2.36

?(2H?/ H2)=0

?(O2/ H2O)=+1.22

?(Fe(OH)2/Fe)=-0.46

?(Al(OH)3/Al)=-1.88

?(Mg(OH)2/Mg)=-2.36

?(H2O/H2)=-0.413

?(O2/4OH?)=+0.814

?(Fe(OH)2/Fe)=-0.874

?(AlO2?/Al)=-2.36

?(Mg(OH)2/Mg)=-2.69

?(Al2O/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.,?G<0-самопроизв.протекание прям.процесса,?G>0-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. ?H<0 ?S<0 2. ?H>0 ?S<0

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 => v 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 ,vТ экзо 3.Изменен. давлен. ^Р меньшых объема vР 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., ?I (3%;30%) – ср.силы.

2.Константа диссоциации. Сл. эл: КА?К?+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.

Случаи необратимых реакций: 1. Образование осадка AgNO3 +HCl>AgCl+HNO3

Ag?+Cl?> AgClv - белого цвета

2. Образование сл. элекр. HCl+NaOH>NaCl+H2O

H?+OH?>H2O – слабый электролит

3. Образование газа K2CO3 +2HCl>2KCl+CO2 ^+H2O

CO3 ?+2H?> CO2 ^+H2O

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 H2O , 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+2HCl>BeCl2+2H2O

Be(OH)2+2H?>Be??+2H2O,иливкомпл.в:

Be(OH)2+2HCl+2H2O>[Be(H2O) 4]Cl2

Be(OH)2+2H?+2H2O>[Be(H2O) 4]??

Be(OH)2+2NaOH>Na2BeO2+2H2O

Be(OH)2+2ОН?>BeO2??+2H2O

Be(OH)2+2NaOH>Na2[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.

H2O>H?+OH? К диссоц.=[Н?]*[ОН?]/[H2 O] > К диссоц.*[H2O] =[Н?]*[ОН?]=К H2O=1Е-14 - ионное произведение воды

Виды сред.

1. [Н?]=[ОН?]=1Е-7 нейтралная среда(рН=7); 2. [Н?]>[ОН?] кислая среда(рН<7); 3. [Н?]<[ОН?] щелочная(рН>7)

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.

К2S>2K?+S?? pH>7

Ступень I. S??+H?OH??(HS)?+OH? 2K?+S??+HOH?(HS)?+OH?+2K?

К2S+HOH?KHS+KOH

Ступень II. (HS)?+HOH?H2S+OH?

K? +(HS)?+HOH?H2S+OH?+K?

KHS+HOH?H2S+KOH

MgCl2>Mg??+2Cl? pH<7

Ступень I. Mg??+H?OH??(MgOH)?+H?

2Cl?+ Mg??+HOH?(MgOH)?+H?+2Cl?

MgCl2+HOH?MgOHCl+HCl

Ступень II. (MgOH)?+HOH?Mg(OH)2+H?

Cl?+ MgOH?+HOH?Mg(OH)2+H?+Cl?

MgOHCl+HOH?Mg(OH)2+HCl

MgS>Mg??+S?? pH?7

Mg??+S??+2H?OH??Mg(OH)2+H2S

MgCl2+Na2S+2H2O>

Na2SO4>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 H2O/К дис.сл.электролитов h=v(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+H2O n NaOH=N HCl=n NaCl=n H2O c NaOH*V NaOH =c H(HCl)*V HCl

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??, Mg??O4 ,(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 ?(Н?2/2Н?), а второй измеряемый.

Возникающая при этом ЭДС и есть величина потенциала. ? = ? измер. -- ?(Н?2/2Н?) –эталонный

Устройство медно-цинкового гальванического элемента.

?(Zn?/Zn)=-0.76 В

?(Сu?/Cu??)=+0.34 B

? = ? окисл.-- ? вост=1.1 В

Анодный процесс: Zn?-2e>Zn?? анод – восстановитель

Катодный процесс: Cu?? +2e>Сu? 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 2H2O+2e>H2+2OH?

Mg+H2O>

?(Mg(OH)2/Mg)=-2.36

?(H2O/H2)=-0.413 ? окисл.>? вост – реакция идёт

1|Mg?+2H2O - 2e>Mg(OH)2+2H?

1|2H2O+2e>H2+2OH? _

Mg+4H2O>Mg(OH)2+H2+2H?+2OH?

Mg+2H2O>Mg(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+H2O>

?(AlO2?/Al)=-2.36

?(Al2O/H2)=-0.827 ? окисл.>? вост – ре-акция идёт

2|Al?+4OH? - 3e> AlO2?+2H2O

3|2H2O+2e>H2+2OH? _

2Al+8OH?+6H2O >2AlO2?+4H2O+3H2+6OH?

2Al+2NaOH+2H2O >2NaAlO2+3H2

кислоты по отношению к Ме дел. на 2-е группы(какой ион явл. окислит.)

Кислотный остаток – окислит.

HCl ,H2SO4 р.

H2SO4 к. , HNO3 р. , HNO3 к.

1. Ме+H2SO4 р. >МеSO4+Н2

?(H/2H?)=0 ?(Ме)<0

1.Ме+H2SO4 к.>МеSO4+ H2O+прод.вост.кисл.ост.

Li-Zn (H2S) Cr-H(S?) после Н(SO2)

?(SO4??/S)>1

SO4??> H2S

SO4??>S

SO4??>SO2

2. Ме+HNO3 р>МеNO3+H2O+пр. вост. кисл. ост.

Li-Zn (NH4?,NH4NO3) Cr-H(N2O) после Н(NO)

?(NO3?)>1

3. Ме+HNO3 к > МеNO3 + H2O + пр. в кисл.ост.

Li-Zn (NO) Zn-(NO2)

Пример. Au+3V HCl+HNO3>AuCl3+NO2+H2O

Нек. Ме пассивируют под действием холодных кислот: H2SO4 - 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?+2e>H2 в кисл. среде

2H2O+2e>H2+2OH? нейтр., щелочной / - вод. деп.

Кислотная деполяризация O2 +2H2O+2e>4OH? нейтр., щелочной

O2 +4H?+4e>2H2O кисл. / -кис. деп.

Методы защиты Ме от коррозии.

Покрытия(защитные)
1. Металлические

1.1.1 Катодные ? защ.ме.< ? покр. (? Fе<? Au)

1.1.2 Анодные ? защ.ме.> ? покр. (? Fе>? Au)

1. Неметаллические покрытия
  1. Хим. покрытие (обраб. спец. реагентом с образ.защитной плёнки)
  2. Неорганическое покрытие
  3. Органическое покрытие

Электрохимические методы (искусственно созд. коррозийной гальвано пары)

2.1 Протекторная защита ? ме.< ? прот.

1. Электролизация
Ингибиторная защита (замедление процесса)
Создание спец сплавов (антикоррозийных сплавов Cr, Ni,Ti)

Кислоты не способные образовывать кислые соли

Похожие курсовые работы