Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химия. Учебное пособие с заданиями к самостоятельной работе
.pdf
41
OHHAn
OHAn
k
aa
aa
K
2
3
, при
12
OH
a
HAn
OHAn
k
a
aa
K
3
.
OHHAnОНАn
2
.
OH
An
OH
HA
осн
aa
aa
K
2
, при
12
OH
a
An
OH
HA
осн
a
aa
K
.
Перемножив константы сопряженных кислот и оснований, получим:
OHOH
AnHAn
OH
HA
OHAn
оснk
aa
aa
aaaa
KK
3
3
.
Заменив активности
OH
a
3
и
OH
a
на равновесные концентрации,
получим
Bоснk
KОННKK
Произведения констант диссоциации сопряженных кислот и оснований
в водных растворах равно ионному произведению воды. По известным
k
K
и
осн
K
можно найти значения сопряженных
B
K
.
Электронная теория Льюиса допускает, что участие в кислотно-
основном равновесии протона необязательно, поэтому ее называют
апротонной. Согласно апротонной (электронной) теории, кислотой
называется вещество, способное присоединять электронную пару, а
основанием вещество, способное отдавать электронную пару.
При взаимодействии донора электронной пары: NF
3
(кислота) и
акцептора электронной пары BF
3
(основание) образуется более устойчивое
электронное окружение (октет) за счет донорно-акцепторной
(двухэлектронной двухцентровой) связи (рис. 8). Кислота и основание
протонов не содержат. Эта концепция расширяет границы веществ,
проявляющих кислотно-основные свойства, включая в себя
протонотдающие и протонприсоединяющие системы.
Рис. 8. Образование устойчивого электронного окружения
за счет донорно-акцепторной связи
42
В периоде сила кислородсодержащей кислоты растет с увеличением
заряда и с уменьшением радиуса иона кислотообразующего элемента:
Н
4
SiO4 Н3PO4 Н2SO4 HClO
4.
Для одного и того же элемента константа диссоциации различных
кислот возрастает по мере увеличения степени окисления
кислотообразующего элемента примерно на пять порядков каждый раз.
НClO НClO2 НClO3 НClO4, SO
2·Н2
O Н2SO4.
В пределах одной группы элементов сила кислоты уменьшается по
мере увеличения радиуса кислотообразующего элемента:
НClO
3 ˃
НBrO
3 ˃
НIO3.
Для многоосновных кислот способность к депротонизации
уменьшается по мере увеличения отрицательного заряда аниона:
Н
3PO4
˃ Н
2PO4-
˃ НPO
4
2-
.
При этом константа диссоциации каждой последующей ступени
уменьшается примерно на пять порядков:
K1 : K2 : K3 = 1 : 10–5 : 10
–10
.
На состояние динамического равновесия, в котором находится раствор
слабого электролита, сильно влияет присутствие одноименного иона. Так,
диссоциация уксусной кислоты протекает по схеме
CН3COOH CН3COO- + H
+.
и для этой реакции
СООНСН
НСООСН
K
3
3
.
Прибавление к раствору уксусной кислоты ее соли
(CH
3
COONa → CH
3
COO– + Na+)
резко увеличивает концентрацию ионов CH
3
COO– и смещает равновесие в
сторону образования недиссоциированных молекул кислоты. Ее
диссоциация теперь пренебрежимо мала, и концентрация
недиссоциированных молекул почти равна концентрации кислоты, тогда
при [CH3COOH] = [кислота], и [CH
3
COO
–
] = [соль] концентрация H
+
равна
соль
кислота
KН
k
или
соль
кислота
рKрН
k
lg
.
Следовательно, концентрация ионов H
+
этого раствора будет
определяться соотношением концентраций кислоты и соли, взятых для его
приготовления.
Аналогично, можно вывести уравнения для раствора слабого
основания и его соли (NH3∙H2O и NH
4
Cl):
соль
основание
KOН
осн
или
основание
соль
K
K
Н
осн
B
.
Из выражений видно, что концентрация ионов водорода при
разбавлении сохраняется, так как отношения [кислота] : [соль], [соль] :
[основание] остаются постоянными. Добавление к такой смеси кислоты
43
или щелочи приводит к связыванию избыточных ионов H
+
анионами, а
OH– катионами. Это смещает равновесие диссоциации слабого
электролита, в результате чего концентрация H
+
практически не меняется.
Растворы, содержащие смесь слабого электролита и его соли,
сохраняющие характерные для него значения pH при разбавлении,
добавлении сильных кислот или щелочей, называются буферными.
Если к одному литру раствора ацетатного буфера, содержащего по
0,1 моль уксусной кислоты (K=1,86·10–5) и ее соли, имеющей [H
+
]=1,86∙10
–5
,
pH = 4,73, добавить 10 мл раствора HCl (0,01 моль), то в результате
реакции CН3COO- + H+ CН3COOH концентрация кислоты увеличится, а
соли уменьшится на 0,01 моль; тогда
01,01,0
01,01,0
1086,1
5
Н
;
64,4рН
.
Добавление такого же количества щелочи приведет к увеличению
[CH3COO–]:
CН3COOH + ОН- CН3COO- + H2О.
Тогда
01,01,0
01,01,0
1086,1
5
Н
;
82,4рН
.
Следовательно, и в том, и в другом случае pH буферного раствора
изменится на 0,09.
Добавление к 1 л воды 0,01 моль раствора HCl или NaOH изменит pH
на 5 единиц. Если pH воды равен 7, то концентрация [H+] раствора HCl
молярностью
М
с
(HCl) = 0,01 моль∙л–1, то есть pH равен 2; в растворе
NaOH молярностью (NaOH) =0,01моль∙л
–1
pOH равен 2, pH = 12.
Однако буферные растворы сохраняют постоянство pH только до
прибавления определенного количества сильной кислоты или щелочи, то
есть буферные растворы обладают определенной «буферной емкостью».
Буферная емкость определяется количеством эквивалентов сильной
кислоты или основания, которые необходимо добавить к 1 л буферного
раствора, чтобы изменить его pH на единицу. Поэтому, чем более
концентрированный буферный раствор, тем больше его буферная емкость.
Гидролиз солей
Гидролиз солей — это реакция взаимодействия ионов соли с Н+ и ОН−
ионами воды, которая ведет к распаду исходного соединения. В результате
такого ионного обмена образуется слабый электролит — кислотный,
щелочной или нейтральный. Движущей силой реакции является образование
малодиссоциирующих частиц. Поэтому, соли содержащие катионы сильного
основания и анионы сильной кислоты таких частиц образовать не могут,
следовательно, в реакцию гидролиза не вступают.
44
Соль состоит из катиона и аниона, возможно три типа гидролиза:
- гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);
- гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);
- совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион, и
анион).
Гидролиз по катиону (соль образована слабым основанием и сильной
кислотой). Катион слабого основания взаимодействует с водой:
Ионноe уравнение: Me
n+
+ H+OH- MeOH
(n-1)+
+ H+
среда раствора кислая (pH < 7).
n=1 образуются молекулы слабого основания, например, NH
4
CI,
NH4NO3.
Например, для гидролиза соли NH
4
CI ионное уравнение:
NH
4
+
+ H+OH- NH
4
OH + Н
+
Гидролиз по аниону (соль образована сильным основанием и слабой
кислотой). Анион слабой кислоты взаимодействует с водой:
Ионное уравнение: An
n–
+ H+OH- HAn
(n-1)–
+ OH–
среда раствора щелочная (pH > 7).
n=1 образуются молекулы слабой кислоты, например, NaCN, KClO,
CH3COONa.
Например, для гидролиза соли NaCN ионное уравнение:
CN- + H
+
ОН
-
HCN + OH-.
Гидролиз по катиону и аниону (соль образована слабым основанием и
слабой кислотой). Катион слабого основания и анион слабой кислоты
взаимодействует с водой: среда раствора зависит от относительной силы
кислоты и основания.
n=1 образуются молекулы слабого основания и слабой кислоты,
например, NH4СN, CH
3
COONH4.
Например, для соли NH
4
СN ионное уравнение:
NH
4
+
+ СN-+ H
+
ОН
-
NH4OH + НСN.
среда раствора будет слабощелочной, рН = 7-8, так как
Кд (NH
4
OH) = 6,3•10
-5
> Кд(НСN) = 6,2•10
-10
.
Необратимый гидролиз (соль образована слабым многокислотным
основанием и слабой многоосновной кислотой)
Если продукты гидролиза выводятся из сферы реакции (в виде осадка
или газа), то процесс может протекать до конца:
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
ионно-молекулярное уравнение:
2Al3++ 3S2-+ 6H2O = 2Al(OH)
3↓
+ 3H2S
В этом случае гидролиз протекает необратимо.
Полностью гидролизуются соли (карбонаты, сульфиды алюминия,
хрома(III), железа(III)).
Гидролиз осложняет протекание многих других реакций обмена. Так,
при взаимодействии карбоната натрия с сульфатом меди в осадок обычно
выпадает основной карбонат меди (CuOH)
2CO3
.
45
Реакции обмена, сопровождающиеся гидролизом
При взаимодействии солей трехзарядных катионов (Al
3+
, Cr3+ и Fe
3+
) с
водными растворами карбонатов и сульфидов щелочных металлов в
осадок выпадают не сульфиды и карбонаты этих катионов, а их
гидроксиды:
2AlCl3+ 3Na2CO3+ 3H2O 2Al(OH)
3
↓ + 3CO
2
+ 6NaCl.
Cr2(SO4)3 + 3Na2S + 6H2O 2Cr(OH)
3
↓ + 3H
2
S + 3Na2SO4.
В этих случаях происходит взаимное усиление гидролиза солей (AlCl
3
и Na
2
CO3 или Cr2(SO4)
3
и Na2S), связанное со смещением равновесия
вследствие образования воды (нейтрализация ионов водорода,
образующихся при гидролизе AlCl
3
, и гидроксид-ионов продуктов
гидролиза Na
2CO3
), и реакция идет до конца. При взаимодействии солей
меди (II) с растворами карбонатов натрия и калия образуются менее
растворимые основные карбонаты:
2Cu(NO3)2 + 2Na2CO3 + H2O Cu2(OH)2CO
3
↓ + 4NaNO
3
+ CO2.
При взаимодействии водных растворов, содержащих трехзарядные
ионы железа, с сульфидами щелочных металлов протекает окислительновосстановительная реакция:
2Fe
3+
+ S
2-
= 2Fe
2+
+ S0.
Вопросы для самоконтроля
1. Что называется электролитической диссоциацией?
2. Что называется степенью диссоциации?
3. Ионное произведение воды, его значение, от чего оно зависит?
4. Что такое водородный показатель?
5. Какие значения принимает рН в различных средах?
6. Какие электролиты называются сильными и слабыми?
7. Сущность протонной теории кислот и оснований Бренстеда–Лоури.
8. Какой процесс называют гидролизом?
9. Соли каких типов подвержены гидролизу?
10. Что является движущей силой гидролиза?
11. Какие три типа гидролиза вам известны?
12. Объясните, почему не подвергаются гидролизу соли, образованные
сильным основанием и сильной кислотой.
13. Реакция нейтрализации сильных кислот или оснований протекает с
выделением теплоты. Используя принцип Ле Шателье, обоснуйте, почему
при нагревании равновесие гидролиза смещается вправо.
Задания к самостоятельной работе
1. Какие из солей, формулы которых: K3PO4, Al2(SO4)3, MgSO4,
NH4NO3, Pb(NO3)2, Na2CO
3
, подвергаются гидролизу по катиону?
Составьте уравнения гидролиза этих солей, укажите реакцию среды.
2. Какие из солей, формулы которых: Na2S, AlCl3, K2SO3, Cr2(SO4)3,
(CH3COO)2Ba, AgF, Mg(NO3)2, Na2SiO3, KMnO4, Na3PO
4
, подвергаются
гидролизу по аниону? Составьте уравнения гидролиза этих солей, укажите
реакцию среды и окраску лакмуса в растворе.
46
3. Какие из приведённых солей подвергаются гидролизу и по катиону,
и по аниону: NH
4
F, (CH3COO)3Al, (CH3COO)2Cu, (NH4)2CO3, KNO2,
AgNO3, Na3PO4, CrCl
3
? Составьте уравнения гидролиза этих солей (все
реакции обратимы) в полной ионной форме.
4. Добавление каких из указанных веществ к раствору сульфата
железа(III) усилит гидролиз соли: НСl, NH
3
, HNO
3
, Н
2
O, K2CO
3
? Дайте
объяснение.
5. Напишите уравнения необратимого гидролиза солей: карбоната
алюминия, сульфида железа (III), образованных слабой летучей кислотой и
слабым малорастворимым основанием.
6. Напишите по стадиям уравнения реакций гидролиза следующих
солей: CuSO
4
, FeCl
3
. На основании чего можно утверждать, что последняя
стадия реакции гидролиза этих солей не проходит?
Тема 8. Окислительно-восстановительные свойства веществ
Окислительно-восстановительными называются реакции,
сопровождающиеся изменением степени окисления элементов. Окисление
процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом,
сопровождающийся повышением степени окисления элемента.
Восстановление процесс присоединения электронов,
сопровождающийся понижением степени окисления элемента. Окисление
и восстановление взаимосвязанные процессы, протекающие
одновременно.
Окислителями называются вещества (атомы, ионы или молекулы),
которые в процессе реакции присоединяют электроны, восстановителями
вещества, отдающие электроны. Окислителями могут быть атомы
галогенов и кислород, положительно заряженные ионы металлов (Fe3+,
Au3+, Hg2+, Cu2+, Ag
+
), сложные ионы и молекулы, содержащие атомы
металла в высшей степени окисления (KMnO4, K2Cr2O7, NaBiO3 и др.),
атомы неметаллов в положительной степени окисления (HNO3,
концентрированная H2SO4, HClO, HClO3, KClO3, NaBrO и др.).
Типичными восстановителями являются почти все металлы и
некоторые неметаллы (углерод, водород) в свободном состоянии,
отрицательно заряженные ионы неметаллов (S2−, I‾, Br‾, Cl‾ и др.),
положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления
(Sn2+, Fe2+, Cr2+, Mn2+, Cu+ и др.).
Соединения, содержащие элементы в максимальной или минимальной
степенях окисления, могут быть соответственно или только окислителями
(KMnO4, K2Cr2O7, HNO3, H2SO4, PbO2), или только восстановителями
(KI, Na2S, NH
3
). Если же вещество содержит элемент в промежуточной
степени окисления, то в зависимости от условий проведения реакции, оно
может быть либо окислителем, либо восстановителем. Например, нитрит
калия KNO
2
, содержащий азот в степени окисления +3, пероксид водорода
H2O2, содержащий кислород в степени окисления -1, в присутствии
47
сильных окислителей проявляют восстановительные свойства, а при
взаимодействии с активными восстановителями являются окислителями.
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций
нужно определить степень окисления элементов, найти окислитель и
восстановитель, составить уравнения процессов окисления и
восстановления, подобрать коэффициенты в уравнении реакции.
K2Cr
2
+6
O7 + 3H2S-2 + 4H2SO4 = Cr
2
+3
(SO4)3 + 3S0 + K2SO4 + 7H2O
S-2 – 2е → S
0
3 окисление
2Cr+6 + 6е → 2Cr 1 восстановление
Характер окислительно-восстановительных реакций зависит от среды,
в которой они протекают. Для создания кислой среды чаще всего
используют разбавленную серную кислоту, для создания щелочной
растворы гидроксидов натрия или калия.
Различают три типа ОВР. Межмолекулярные окислительновосстановительные реакции это реакции, в которых окислитель и
восстановитель находятся в составе разных веществ. Вышеприведенная
реакция относится к этому типу. К внутримолекулярным относятся
реакции, в которых атомы окислителя и восстановителя находятся в одном
и том же веществе.
2KCl+5O
3
−2
= 2KCl−1 + 3O
2
0
Сl+5 + 6е → Cl− 2 − восстановление
2O−2 – 4е → O
2
0
3 − окисление
В реакциях диспропорционирования (самоокисления-
самовосстановления) молекулы одного и того же вещества реагируют друг
с другом как окислитель и как восстановитель.
3K2Mn+6O4 + 2H2O = 2KMn+7O4 + Mn+4O2 + 4KOH
Mn+6 – е → Mn+7 2 окисление
Mn+6 + 2е → Mn+4 1 восстановление
Вопросы для самоконтроля
1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными?
2. Что называют окислителем, восстановителем?
3. Какой процесс называют окислением, восстановлением?
4. Какие типы ОВР вам известны?
5. Что характерно для межмолекулярных, внутримолекулярных
окислительно-восстановительных реакций?
6. Чем отличаются реакции диспропорционирования?
7. Какие вещества чаще всего выступают в роли окислителей, а какие в
роли восстановителей? Приведите примеры типичных окислителей и
восстановителей.
Задания к самостоятельной работе
1. Определите степень окисления каждого элемента в веществах и
распишите на ионы: Al, H
2
, МnO, H
2
O, Al2O
3
, НСl, Н
2SO4
, KOH, Al(OH)3,
CuCl2, KMnO4, K2SO3, K2Cr
2О7
, Сr
2
(SО4)3, Na[Al(OH)4].
48
Например, K
+
2
С
+4O2-
3
2К
+
+ СО
3
2-
.
2. Определите среду реакций:
2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O.
2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH = 2K2MnSO4 + K2SO4 + H2O.
3. Определите процесс (окисление, восстановление), окислитель и
восстановитель в схемах:
Mn
_+7
Mn +2, S+4 S+6, Cr+6 Cr+3, 2J-1 J
2
0
Напишите электронную схему.
Например, Fe0 Fe2+;
Fe0– 2е → Fe
+2
процесс окисления,
Fe0– восстановитель, отдает 2е.
4. Составьте полуреакцию процесса (окисление, восстановление) для
схем:
в кислой среде: MnO
4
–
(Mn7+) → Mn2+, SO
3
2–(S4+
)→ SO
4
2–(S6+
),
в щелочной среде: MnO
4
–
(Mn7+) → MnO
4
2–
(Mn6+), SO
3
2–(S4+
) → SO
4
2–(S6+
).
Например, NО
2
-
(N3+) → N2:
2 NО
2
-
+ 8Н
+
+ 6е = N2 + 4H2O
5. Определите тип реакций:
H2S + 8HNO
3
→ H
2SO4
+ 8NO2 + 4H2O
2Pb(NO3)
2
→ 2PbO + 4NO
2
+ O2
3HNO
2
→ HNO
3
+ 2NO +H2O
Тема 9. Электрохимические процессы. Коррозия. Электролиз
Коррозией называется процесс самопроизвольного разрушения
металлов под воздействием окружающей среды, это окислительно-
восстановительная реакция, сопровождающаяся переходом металла в
ионное состояние. Термин «коррозия» происходит от латинского слова
«corrodere», что означает «разъедать» что-либо. Процесс разрушения
протекает в разных средах, в основном, в газообразных и жидкостных
(грунт, вода, окружающая атмосфера и т.д.). Причиной возникновения и
протекания процессов коррозии является термодинамическая
неустойчивость материалов к определенным компонентам, находящихся в
окружающей их среде. Результатом являются продукты распада, например,
ржавчина, испорченное оборудование, разрушение конструкций.
Скорость и характер коррозии определяются, прежде всего, природой
металла и окружающей его среды. Металлы в зависимости от скорости
коррозии в данной среде разделяют на устойчивые и неустойчивые. На
основе того, с какой скоростью данная среда разрушает металл, ее
определяют как агрессивную или неагрессивную в коррозионном
отношении. Корродируют, как правило, металлы (черные и цветные),
встречающиеся в природе не в самородном состоянии, а как
соответствующие минералы и руды
Все коррозионные процессы классифицируются по:
- условиям протекания (атмосферная, морская, щелевая, фреттинг-
коррозия, контактная, жидкостная, биокоррозия, газовая, почвенная и др.);
49
Морская коррозия наносит огромный ущерб водному транспорту и
оборудованию. Почвенная коррозия является причиной разрушения
подземных трубопроводов (магистральные подземные газо-,
нефтепроводы), фундаментов зданий и других конструкций, которые
эксплуатируются в почве. Почва намного более агрессивна, чем
атмосфера. Коррозионные потери металла в результате почвенной
коррозии значительно превосходят убытки от атмосферной.
- характеру разрушений (местная, сплошная);
Сплошная коррозия, захватывает всю поверхность металла, местная
локализуется на определенных участках. К видам местной коррозии
относятся: межкристаллитная, язвенная, питтинговая и др. Очаги
разрушения в случае местной коррозии могут иметь вид пятен (пятнистая
коррозия) или точек (питтинговая коррозия). Они могут захватывать зерна
только одного из компонентов металлического сплава (избирательная
коррозия), проходить через все зерна в виде узких трещин
(транскристаллитная коррозия) или сосредоточиваться по границам зерен
(интеркристаллитная коррозия).
По механизму протекания коррозионного процесса различают
химическую и электрохимическую коррозию.
Химическая коррозия вид коррозионного разрушения металла,
связанный с взаимодействием металла и коррозионной среды, при котором
одновременно окисляется металл и происходит восстановление
коррозионной среды. Химическая коррозия не связана с образованием и
воздействием электрического тока.
По знаку изменения термодинамического потенциала можно
определить возможность самопроизвольного протекания химической
коррозии. Критерием обычно служит изобарно-изотермический потенциал
G
, или свободная энергия Гиббса. При самопроизвольном протекании
химического процесса наблюдается убыль изобарно-изотермического
потенциала G. Поэтому, если Δ
G
< 0, то процесс химической коррозии
возможен; ΔG> 0, то процесс химической коррозии невозможен; ΔG = 0,
то система находится в равновесии.
К химической коррозии относятся: газовая коррозия коррозионное
разрушение под воздействием газов при высоких температурах; коррозия в
жидкостях-неэлектролитах. Скорость протекания газовой коррозии
определяется несколькими факторами: температурой окружающей среды,
природой металла или состава сплава, характером газовой среды,
временем контакта с газовой средой, свойствами продуктов коррозии.
Процесс химической коррозии во многом зависит от характера и свойств
образовавшейся на поверхности оксидной пленки.
На первой стадии образования оксидной пленки на поверхности
металла при контакте с атмосферным воздухом адсорбируются молекулы
кислорода; между поверхностными атомами металла и кислородом
возникает ионная связь, атом кислорода забирает у металла два электрона.
50
После полного насыщения поверхности окислителем, что происходит
почти мгновенно, при низких температурах за счет ванн-дер-вальсовых
сил может наблюдаться и физическая адсорбция молекул окислителя. В
результате образуется тонкая мономолекулярная защитная пленка, которая
со временем утолщается, затрудняя подход кислорода.
На второй стадии, из-за химического взаимодействия, окислительный
компонент среды отнимает у металла валентные электроны и с ним же
реагирует, образуя продукт коррозии. Если образовавшаяся оксидная
пленка будет обладать хорошими защитными свойствами, то дальнейшее
развитие процесса химической коррозии замедляется.. Кроме того,
оксидная пленка сильно влияет на жаростойкость металла. Существует три
вида пленок, которые могут образоваться: тонкие (невидимые
невооруженным глазом); средние (дают цвета побежалости); толстые
(хорошо видны). Чтобы оксидная пленка была защитной, она должна
отвечать требованиям: не иметь пор, быть сплошной, хорошо сцепляться с
поверхностью, быть химически инертной по отношению к окружающей
среде, иметь высокую твердость, быть износостойкой. Если пленка рыхлая
и пористая, имеет плохое сцепление с поверхностью, она не будет
обладать защитными свойствами.
Сплошность способность оксида покрывать сплошным слоем всю
поверхность металла. Существует условие сплошности: молекулярный
объем оксидной пленки должен быть больше атомного объема металла.
Если это условие соблюдается, то пленка сплошная и, соответственно,
защитная. Но есть металлы, для которых условие сплошности не является
показателем. К ним относятся все щелочные, щелочно-земельные (кроме
бериллия), магний.
На скорость протекания химической коррозии оказывают влияние
внешние и внутренние факторы:
- температура, при повышении температуры процессы окисления
протекают намного быстрее, особенно сильно влияет переменный нагрев и
охлаждение; в защитной пленке вследствие появления термических
напряжений образуются трещины, сквозь трещины окислительный
компонент среды имеет непосредственный доступ к поверхности,
формируется новая оксидная пленка, а старая постепенно отслаивается;
- состав газовой среды, индивидуально для каждого металла,
изменяется с колебаниями температуры, например, медь быстро
корродирует в атмосфере кислорода, но устойчива в среде, содержащей
2
SO
; никель интенсивно корродирует при контакте с
2
SO
, но устойчив в
средах
2
O
,
2
CO
и
OH
2
; хром относительно устойчив во всех четырех
средах;
- состав сплава, например, добавки серы, марганца, фосфора и никеля
не влияют на окисление железа, а добавление кремния, хрома, алюминия к
железу замедляют процесс коррозии, бериллий, кобальт, титан и медь
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]