- •Лекция № 1 основные понятия и законы химии. Классы неорганических соединений
- •1. Основные понятия химии
- •Где м(х) – мольная масса вещества х, fэкв.(х) – фактор эквивалентности вещества х.
- •2. Основные законы химии
- •3. Основные классы неорганических соединений
- •3.1. Простые вещества
- •3.2. Сложные вещества
- •3.3. Оксиды, гидроксиды и соли элементов III-периода
- •Лекция № 2 растворы
- •1. Классификация систем, состоящих из двух и более веществ
- •2. Способы выражения состава растворов
- •3. Растворы неэлектролитов
- •3. 1. Законы Рауля
- •4. Растворы электролитов
- •5. PH водных растворов
- •Лекция № 3 ионно-обменные реакции. Окислительно-восстановительные реакции
- •1. Ионно-обменные реакции
- •1.1. Необратимые ионно-обменные реакции
- •1.2. Обратимые ионно-обменные реакции
- •2. Окислительно-восстановительные реакции
- •3. Взаимодействие металлов с водой, кислотами и щелочами
- •Лекция № 4 электро-химические процессы
- •1. Гальванические элементы
- •2. Электролиз
- •2.1. Электролиз расплавов и водных растворов
- •2.2. Количественные расчёты в электролизе
- •3. Коррозия металлов
- •3.1. Виды и типы коррозии
- •3.2. Способы защиты металлов от коррозии
- •1) Протекторная защита.
- •2) Катодная защита.
- •Лекция № 5 «химия элементов»
- •2. Свойства воды
- •2.1.Строение молекулы воды
- •2.2. Физические свойства воды
- •2.3. Химические свойства воды
- •2.4. Жесткость воды
- •7. Галогены
- •9. Комплексные соединения
- •Лекция 6 «фазовые равновесия»
- •1 Общие понятия
- •2 Диаграммы состояния однокомпонентных систем
- •3 Диаграммы состояния двухкомпонентных систем
- •3.1 Диаграмма состояния двухкомпонентного хладоносителя
- •3.2 Диаграмма состояния двухкомпонентного хладагента
- •3.3 Диаграмма двух ограниченно смешивающихся жидкостей
- •«Термодинамика»
- •1 Внутренняя энергия и энтальпия. Закон Гесса
- •1) Тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных веществ (с учетом стехиометрических коэффициентов)
- •2 Энтропия. Энергия Гиббса
- •3 Уравнение Кирхгофа
- •Обобщение опытных данных по термодинамике позволило сформулировать три закона или начала термодинамики.
3. Коррозия металлов
Коррозия – процесс окисления металла под воздействием окружающей среды. Наибольший вред от коррозии приходится на долю основного конструкционного металла – железа.
3.1. Виды и типы коррозии
По характеру разрушения металла применяется следующая классификация видов коррозии:
1) равномерная, 2) пятнами, 3) точечная,
4) вглубь металла (язвенная), 5) растрескивающаяся,
6) селективная – разрушается отдельный вид кристаллической структуры металла, 7) межкристаллитная – разрушаются связи между отдельными кристаллами. Является наиболее опасным видом коррозии, так как в результате данной коррозии резко ухудшаются механические характеристики металла, но внешне это почти не обнаруживается.
В зависимости от механизма окисления металла различают следующие типы коррозии:
1) химическая, 2) гальванокоррозия, 3) электрокоррозия.
Химическая коррозия протекает в жидкостях-неэлектролитах и в газовой среде.
Гальванокоррозия – это коррозия металлов по типу гальванического элемента. Протекает тогда, когда создаются условия для работы гальванического элемента.
1) Гальванокоррозия чугуна в нейтральной среде.
Схема соответствующего гальванического элемента имеет вид:
(A)Fe | О2, Н2О | С(К).
В данной гальванопаре железо имеет меньшее значение φ, поэтому будет анодом.
Составим уравнения анодного и катодного процессов:
A) Fe - 2е = Fe2+,
К) О2 + 2Н2О + 4е = 4ОН–.
Образующиеся ионы обеспечивают проводимость во внутренней цепи по реакции Fe2+ + 2ОН– = Fe(OH)2.
В присутствии кислорода протекает следующие вторичные реакции:
4Fe(ОH)2 + О2 + 2Н2О = 4Fe(OH)3,
Fe(OH)3 = FeOOH (ржавчина) + Н2О.
2) Гальванокоррозия чугуна в кислой среде.
(A) Fe | НС1, О2, Н2О | С (К).
A) Fe- 2e = Fe2+,
К) 2Н+ + 2е = Н2 .
Fe2+ + 2Сl– = FeCl2, FeCl2 + 2Н2О = Fe(OH)2 + 2НС1 (гидролиз),
4Fe(OH)2 + О2 + 2Н2О = 4Fe(OH)3 , Fe(OH)3 = FeOOH + Н2О.
3) Контактная коррозия железа и меди в нейтральной среде.
(A)Fe | О2, Н2О | Сu(К).
В данной гальванопаре железо имеет меньшее значение φ, поэтому будет анодом.
A) Fe - 2е = Fe2+, К) О2 + 2Н2О + 4е = 4ОН–.
Fe2+ + 2ОН– = Fe(OH)2. 4Fe(ОH)2 + О2 + 2Н2О = 4Fe(OH)3,
Fe(OH)3 = FeOOH (ржавчина) + Н2О.
4) Коррозия при неравномерной аэрации возникает в том случае, когда
деталь находится в растворе электролита, но доступ кислорода к различным
частям металла неодинаков. Коррозии подвергается та часть детали, доступ кислорода к которой минимален. Химизм данной коррозии согласуется с приведенными выше схемами.
Из приведенных примеров видно, что исходным продуктом коррозии является Fe2+ , которое под действием кислорода воздуха далее окисляется до Fe3+ (Fe(OH)3). Гидроксид железа(III) термически нестоек и поэтому распадается на оксидгидроксид железа(III) и воду.
Электрокоррозия возникает, когда металлическая конструкция находится в среде электролита и расположена вблизи источника электрической энергии. Часть электрического тока вследствие утечки попадает на металлическую конструкцию и приводит к электрохимическому разрушению конструкции по типу электролиза.