Вопрос 1

Электрохимический ряд активности (напряжения) металлов показывает их сравнительную активность в реакциях окисления-восстановления (сверху вниз восстановительная активность уменьшается)Химическая коррозияХимическая коррозия — взаимодействие поверхности металла с (коррозионно-активной) средой, не сопровождающееся возникновением электрохимических процессов на границе фаз. В этом случае взаимодействия окисление металла и восстановление окислительного компонента коррозионной среды протекают в одном акте. Например, образование окалины при взаимодействии материалов на основе железа при высокой температуре с кислородом:4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃При электрохимической коррозии ионизация атомов металла и восстановление окислительного компонента коррозионной среды протекают не в одном акте и их скорости зависят от электродного потенциала металла (например, ржавление стали в морской воде).Электрохимическая коррозияРазрушение металла под воздействием возникающих в коррозионной среде гальванических элементов называют электрохимической коррозией. При электрохимической коррозии (наиболее частая форма коррозии) всегда требуется наличие электролита (Конденсат, дождевая вода и т. д.) как, например, при ржавлении железа во влажной атмосфере:4Fe + 3O₂ + 6H₂O → 4FeO(OH)•H₂OЭлектроды образуют либо различные элементы структуры материала, либо два различных соприкасающихся материала. Если в воде растворены ионы солей, электропроводность ее повышается, и скорость процесса увеличивается. Особо сильно действуют хлорид-ионы (содержащиеся, например в морской воде или в воде, образовавшейся при таянии снега зимой, когда дороги посыпают солью), так как они катализируют процесс коррозии. С получающимися в процессе коррозии Fe³⁺-ионами ионы хлора образуют растворимые комплексы (FeCl₄^-), что способствует ускорению окисления металла.При соприкосновении двух металлов с различными окислительно-восстановительными потенциалами и погружении их в раствор электролита, например, дождевой воды с растворенным углекислым газом CO₂, образуется гальванический элемент, так называемый, коррозионный элемент. Он представляет собой ни что иное, как замкнутую гальваническую ячейку. В ней происходит медленное растворение металлического материала с отрицательным окислительно-восстановительным потенциалом. Этот вид коррозии особо присущ металлам с высокими отрицательными потенциалами. Так, совсем небольшого количества примеси на поверхности металла с большим редокспотенциалом уже достаточно для возникновения коррозионного элемента. Особо подвержены риску места соприкосновения металлов с различными потенциалами, например, сварочные швы или заклёпки.Коррозия приводит ежегодно к миллиардным убыткам, и разрешение этой проблемы является важной задачей. Основной ущерб, причиняемый коррозией, заключается не в потере металла как такового, а в огромной стоимости изделий, разрушаемых коррозией. Вот почему ежегодные потери от неё в промышленно развитых странах столь велики. Истинные убытки от неё нельзя определить, оценив только прямые потери, к которым относятся стоимость разрушившейся конструкции, стоимость замены оборудования, затраты на мероприятия по защите от коррозии. Ещё больший ущерб составляют косвенные потери. Это простои оборудования при замене прокорродировавших деталей и узлов, утечка продуктов, нарушение технологических процессов.

Идеальная защита от коррозии на 80 % обеспечивается правильной подготовкой поверхности, и только на 20 % качеством используемых лакокрасочных материа­лов и способом их нанесения. ^[1]. Наиболее производительным и эффективным методом подготовки поверхности перед дальнейшей защитой субстрата является абразивоструйная очистка^[2].Обычно выделяют три направления методов защиты от коррозии:КонструкционныйАктивныйПассивныйДля предотвращения коррозии в качестве конструкционных материалов применяют нержавеющие стали, кортеновские стали, цветные металлы.В качестве защиты от коррозии может применяться нанесение какого-либо покрытия, которое препятствует образованию коррозионного элемента (пассивный метод).

Вопрос 2 Ине́ртные или благоро́дные газы — химические элементы главной подгруппы VIII группы, у которых s- и p- оболочки полностью заполнены. К ним относятся:ГелийНеонАргонКриптонКсенонРадонУнуноктийХимические свойства Инертные газы отличаются крайне низкой химической активностью (отсюда и название). Тем не менее, все они при определенных условиях могут образовывать соединения (особенно охотно со фтором). Наиболее «инертны» неон и гелий: чтобы заставить их вступить в реакцию, нужно очень постараться, искусственно ионизируя каждый атом. Ксенон же, наоборот, слишком активен (для инертных газов) и реагирует даже при нормальных условиях, демонстрируя чуть ли не все возможные степени окисления (+1, +2, +4, +6, +8)Физические свойстваИнертные газы бесцветны и не имеют запаха. В небольшом количестве они присутствуют в воздухе и некоторых горных породах, а также в атмосферах некоторых планет-гигантов.В природе образуются в результате разл. ядерных процессов. Воздух содержит 5,24*10^-4% по объему Не, 1,82*10^-3% Ne, 0,934% Аr, 1,14-10-⁴% Кг, 8,6*10^-6% Хе, 6*10^-20% Rn. Космос более богат благородными газами, чем атмосфера Земли. Благородные газы содержатся также в прир. газах и нек-рых минералах.Благородные газы (кроме Не) образуют неустойчивые соед. включения (клатраты) с водой и орг. р-рителями. Степень заполнения атомами благородных газов полостей кристаллич. решеток соответствующих соединений определяет состав образующегося клатрата, напр. Аr*4У, Кr*5,6У, Хе*3У (У = С₆Н₅ОН). Получены гидраты типа Х*5,75Н₂О, У*2Х*17Н₂О, где Х - атом благородного газа (кроме Не), У-СН₃СОСН₃, СНС1₃, СН₃СООН, СС1₄ и др. С фенолом и гидрохиноном выше 313 К образуются клатраты, близкие по составу к Х*3У [X = Аr, Кr, Хе; У = = С₆Н₄(ОН)₂]. Разработан метод получения клатратов при невысоких давлениях газа - изоморфное соосаждение благородных газов с его аналогами в кристаллохим. отношении - H₂S, НВr, СО₂, НС1, SO₂, CH₄. Таким путем получены Х*6Н₂О (X = Ne, Ar, Rn), X*2С₆Н₅СН₃ (X = Хе, Rn), Rn -3C1C₆H₄OH и др. Различная способность благородных газов к образованию клатратов м.б. использована для их разделения и выделения из смесей.

Вопрос 3 Железо (II)Оксид железа (II) FeO – черное кристаллическое вещество, нерастворимое в воде. Оксид железа (II) получают восстановлением оксида железа(II,III) оксидом углерода (II) Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2(.Оксид железа (II) – основной оксид, легко реагирует с кислотами, при этом образуются соли железа(II):FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O, FeO + 2H+ = Fe2+ + H2O Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 – порошок белого цвета, не растворяется в воде. Получают его из солей железа (II) при взаимодействии их со щелочами:FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2( + Na2SO4, Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2(. Гидроксид железа () Fe(OH)2 проявляет свойства основания, легко реагирует с кислотами: Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O, Fe(OH)2 + 2H+ = Fe2+ + 2H2O. При нагревании гидроксид железа (II) разлагается: Fe(OH)2 = FeO + H2O.Соединения со степенью окисления железа +2 проявляют восстановительные свойства, так как Fe2+ легко окисляются до Fe+3: Так, свежеполученный зеленоватый осадок Fe(OH)2 на воздухе очень быстро изменяет окраску – буреет. Изменение окраски объясняется окислением Fe(OH)2 в Fe(OH)3 кислородом воздуха: 4Fe+2(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe+3(OH)3. Восстановительные свойства проявляют и соли двухвалентного железа, особенно при действии окислителей в кислотной среде. Например, сульфат железа (II) восстанавливает перманганат калия в сернокислотной среде до сульфата марганца (II): 10Fe+2SO4 + 2KMn+7O4 + 8H2SO4 = 5Fe+32(SO4)3 + 2Mn+2SO4 + K2SO4 + 8H2O Качественная реакция на катион железа (II).Реактивом для определения катиона железа Fe2+ является гексациано (III)феррат калия (красная кровяная соль) K3[Fe(CN)6]: 3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2( + 3K2SO4 При взаимодействии ионов [Fe(CN)6]3- с катионами железа Fe2+ образуетс темно-синий осадок – турнбулева синь: 3Fe2+ +2[Fe(CN)6]3- = Fe3[Fe(CN)6]2Железо(0)В реакциях железо является восстановителем. Однако при обычнойтемпературе оно не взаимодействует даже с самыми активными окислителями(галогенами, кислородом, серой), но при нагревании становится активным иреагирует с ними: 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 Хлорид железа (III)3Fe + 2O2 = Fe3O4(FeO ( Fe2O3) Оксид железа (II,III) Fe + S = FeS Сульфид железа (II) При очень высокой температуре железо реагирует с углеродом, кремнием ифосфором:3Fe + C = Fe3C Карбид железа (цементит)3Fe + Si = Fe3Si Силицид железа3Fe + 2P = Fe3P2 Фосфид железа (II)Железо реагирует со сложными веществами Во влажном воздухе железо быстро окисляется (корродирует): 4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3,Железо находится в середине электрохимического ряда напряжений металлов, поэтому является металлом средней активности. Восстановительнаяспособность у железа меньше, чем у щелочных, щелочноземельных металлов и у алюминия. Только при высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой:3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2( Железо реагирует с разбавленными серной и соляной кислотами, вытесняя из кислот водород Fe + 2HCl = FeCl2 + H2( Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2(При обычной температуре железо не взаимодействует с концентрированнойсерной кислотой, так как пассивируется ею. При нагревании концентрированнаяH2SO4 окисляет железо до сульфита железа (III): 2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2( + 6H2O.Разбавленная азотная кислота окисляет железо до нитрата железа (III) Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO( + 2H2O.Концентрированная азотная кислота пассивирует железо.Из растворов солей железо вытесняет металлы, которые расположены правее его в электрохимическом ряду напряжений:Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu, Fe0 + Cu2+ = Fe2+ + Cu0.