- •Номенклатура
- •Химические свойства [править] Основные оксиды
- •[Править] Кислотные оксиды
- •[Править] Амфотерные оксиды
- •[Править] Получение
- •§5. Электронные облака - орбитали
- •Правило Хунда
- •[Править] Мнемоническое правило
- •Валентность
- •[Править] История возникновения понятия «валентность»
- •[Править] Современные представления о валентности
- •Химическая связь в молекулах и новая теория химической связи. Виды химической связи.
- •Химическая связь в молекулах объясняется только электрическим притяжением и отталкиванием.
- •Виды химической связи
- •При нашем способе расположения электронов отпадает необходимость в теории гибридизации орбиталей (да и вообще в самих орбиталях).
- •Откуда берётся деление химических элементов по периодам?
- •Новая теория химической связи, вытекающая непосредственно из устройства атомов
- •Химическая связь в металлах
- •Атом бора. Гидриды бора.
- •Строение молекулы бензола
- •Комплексные соединения платины
- •Функциональные группы и способ соединения в них атомов
- •Химические связи в группах. Карбоксильная группа и гидроксильная группа.
- •Химическая связь - история (то, что пишут в учебниках)
- •Важнейшие свойства химической связи
- •Тайна крещенской воды
- •3.2.4 Гибридизация атомных орбиталей
- •Силы Ван-дер-Ваальса
- •[Править] Классификация ван-дер-ваальсовых сил
- •Типы кристаллических решеток
- •Металлическая связь
- •[Править] Механизм металлической связи
- •[Править] Характерные кристаллические решётки
- •Водородная связь
- •[Править] Природа водородной связи
- •[Править] История
- •[Править] Свойства
- •[Править] Водородная связь в воде [править] Механизм Гротгуса
- •[Править] Водные кластеры
- •[Править] Водородная связь в нуклеиновых кислотах и белках
- •[Править] Водородная связь в полимерах
- •Структура воды
- •5) Термодинамическая фаза
- •[Править] Основные понятия
- •[Править] Термодинамические фазы на фазовой диаграмме
- •[Править] Термодинамические фазы и агрегатные состояния вещества
- •[Править] Выделение фаз
- •[Править] См. Также Внутренняя энергия
- •[Править] Идеальные газы
- •Термодинамика
- •[Править] Разделы термодинамики
- •[Править] Физический смысл термодинамики [править] Необходимость термодинамики
- •[Править] Законы — начала термодинамики
- •[Править] Основные формулы термодинамики [править] Условные обозначения
- •[Править] Формулы термодинамики идеального газа
- •[Править] Термодинамика сплошных сред
- •Закон Гесса
- •[Править] Следствия из закона Гесса
- •Термодинамическая энтропия
- •[Править] Термодинамическое определение энтропии
- •[Править] Статистическое определение энтропии: принцип Больцмана
- •[Править] Понимание энтропии как меры беспорядка
- •[Править] Границы применимости понимания энтропии как меры беспорядка
- •[Править] Энтропия в открытых системах
- •[Править] Измерение энтропии
- •[Править] Построение графика изменения энтропии
- •4.5. Энтропия
- •Энергия Гиббса
- •[Править] Определение
- •[Править] Связь с термодинамической устойчивостью системы
- •[Править] Применение в химии [править] Связь с химическим потенциалом
- •[Править] Энергия Гиббса и направление протекания реакции
- •2 Химическая кинетика и химическое равновесие
- •2.1 Кинетика химических реакций
- •Закон действующих масс
- •[Править] Закон действующих масс в химической кинетике
- •[Править] Закон действующих масс в химической термодинамике
- •6.1.3. Зависимость скорости реакции от температуры
- •Энергия активации
- •[Править] Математическое описание
- •[Править] Переходное состояние
- •5.2.Обратимые и необратимые процессы
- •Релаксация (физика)
- •[Править] Свойства и виды
- •[Править] Описание процесса релаксации [править] Для одноатомных газов
- •[Править] Для многоатомных газов
- •[Править] Для смесей газов
- •[Править] Для жидкостей
- •[Править] Для твёрдых тел и квантовых жидкостей
- •Динамические равновесия
- •Принцип Ле Шателье — Брауна
- •[Править] Влияние температуры
- •[Править] Влияние давления
- •Влияние инертных газов
- •5.1. Химическое равновесие в гомогенных системах
- •6. Растворы
- •6.1. Дисперсные системы. Растворы
- •Некоторые характеристики дисперсных систем
- •6.2. Процесс образования растворов. Тепловые эффекты при растворении
- •6.3. Растворимость
- •6.4. Способы выражения состава растворов
- •Способы выражения состава растворов
- •6.5. Разбавленные растворы неэлектролитов
- •6.5.1. Давление пара над растворами
- •6.5.2. Температура кипения и замерзания растворов
- •6.5.3. Осмотическое давление
- •6.6. Растворы электролитов. Основы теории электролитической диссоциации
- •6.6.1. Сильные и слабые электролиты
- •6.7. Равновесие в растворах слабых электролитов. Константа диссоциации
- •6.8. Основания, кислоты и соли в свете теории электролитической диссоциации
- •6.9. Ионное произведение воды
- •Окраска важнейших кислотно-основных индикаторов в различных средах
- •6.10. Произведение растворимости
- •6.11. Реакции обмена в растворах электролитов
- •6.12. Гидролиз солей
- •11. Химические свойства металлов
- •11.1. Общие положения
- •11.2. Физические свойства металлов
- •11.3. Получение металлов
- •11.3.1. Нахождение в природе
- •11.3.2. Общие методы получения металлов
- •11.3.3. Получение металлов высокой чистоты
- •11.4. Химические свойства металлов
- •11.4.1. Отношение металлов к окислителям - простым веществам
- •Щелочные металлы
- •[Править] Общая характеристика щелочных металлов
- •Некоторые свойства щелочных металлов
- •[Править] Химические свойства щелочных металлов
- •Окраска пламени щелочными металлами и их соединениями
- •[Править] Получение щелочных металлов
- •[Править] Соединения щелочных металлов [править] Гидроксиды
- •[Править] Карбонаты
- •[Править] Фотографии
- •[Править] Литература
- •[Править] Примечания
- •[Править] См. Также
- •[Править] Ссылки
- •13.Важнейшие классы неорганических веществ
- •13.1. Определения
- •13.2. Металлы
- •13.3. Неметаллы
- •13.4. Основные оксиды
- •13.5. Кислотные оксиды
- •13.6. Амфотерные оксиды
- •Окислительно-восстановительные реакции
- •[Править] Описание
- •[Править] Окисление
- •[Править] Восстановление
- •[Править] Виды окислительно-восстановительных реакций
- •[Править] Примеры [править] Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором
- •[Править] Окисление, восстановление
- •[Править] Мнемонические правила
- •8. Электрохимические процессы
- •8.1. Гальванический элемент
- •8.2 Коррозия металлов
- •8.3. Электролиз
- •8.1. Гальванический элемент
- •8.1.1. Понятие об электродном потенциале
- •8.1.2. Гальванический элемент (гэ) даниэля-якоби
- •8.1.3. Напряжение гальванического элемента
- •8.1.4. Водородная шкала потенциалов
- •8.1.5. Потенциалы металлических электродов
- •8.1.6. Потенциалы газовых электродов
- •8.1.7.Поляризация в электрохимических процессах
- •8.2 Коррозия металлов
- •8.2.1.Химическая коррозия
- •8.2.2. Электрохимическая коррозия
- •Основные случаи возникновения коррозионных гальванических пар
- •8.2.3 Защита металлов от коррозии
- •8.3. Электролиз
- •8.3.1. Общие понятия
- •8.3.2. Электролиз расплавов электролитов
- •8.3.3. Электролиз растворов электролитов
- •8.3.4 Электролиз с растворимыми анодами
- •8.3.5. Законы электролиза
- •8.3.6. Применение электролиза
- •Электрохимическая коррозия
- •Газовая коррозия
- •Химическая коррозия в жидкостях-неэлектролитах
- •7.1.Коррозия металлов
- •7.2.Борьба с коррозией парогенераторов во время работы
- •7.3.Борьба со стояночной (кислородной) коррозией парогенераторов, находящихся в резерве или ремонте
- •7.4.Борьба с коррозией конденсатопроводов
- •7.5.Борьба с коррозией тепловых сетей
- •7.6.Защита от коррозии водоподготовительного оборудования
- •7.7.Удаление отложений
- •§ 36. Воздушная известь
- •А. Воздушные вяжущие вещества
- •Б. Гидравлические вяжущие вещества
Основные случаи возникновения коррозионных гальванических пар
а) Коррозия при контакте двух металлов
В результате соприкосновения разных металлов в присутствии электролита возникает электрохимическая коррозия. Электролитом может быть морская или природная вода, в которой всегда присутствуют соли, растворенные газы (CO2, SO2) и т.д. Сплав эвтектического типа из двух различных металлов.
Рассмотрим возможность коррозии изделия из железа, находящегося в контакте с медью, в растворе электролита (рН = 10), содержащего O2.
На любом металле, находящемся в электролите, за счет процессов обмена возникает электродный потенциал, величина которого отражает физико-химическую природу металла и электролита. В большинстве случаев состав электролита и внешние условия отличаются от стандартных, поэтому возникающие потенциалы не будут стандартными. Однако, в первом приближении, для ответа на поставленный вопрос можно пользоваться значениями стандартных электродных потенциалов.
Так как в контакте находятся железо и медь со стандартными электродными потенциалами:
Fe/Fe2+ = -0,44 В; |
Cu/Cu2+ = +0,34 В, |
то при замыкании в электролите двух тел, имеющих различные потенциалы, пойдет электрический ток - перемещение электронов от более отрицательного электрода (железа) к более положительному электроду (меди). При этом железо будет разрушаться: ионы Fe2+ переходят из металлической решетки в электролит. Электроны, поступающие к меди, расходуются в процессе восстановления. Какой именно процесс восстановления будет протекать на поверхности меди, зависит от состава электролита.
Таким образом, при контакте железа и меди, находящихся в электролите, возникает коррозионная гальваническая пара:
(-) Fe | водный раствор электролита | Cu (+)
при работе которой возможно протекание следующих электрохимических реакций:
(-) A (Fe) : |
Fe/Fe2+ = -0,44 В |
|
(+) K (Cu) |
H2/2H+(рН = 10) = -0,59 В OH-/O2 (рН = 10) = +0,64 В |
С термодинамической точки зрения в таких условиях возможна коррозия железа только с кислородной деполяризацией, так как H2/2H+ < Fe/Fe2+. Как и для любого химического источника электрической энергии, можно, суммируя анодный и катодный процессы, получить уравнение окислительно-восстановительной реакции, самопроизвольное протекание которой обусловливает коррозию металла:
2Fe + O2 + 2H2O = 2Fe(OH)2
Образующийся гидроксид железа (II) подвергается последующему окислению:
4Fe(OH)2 + O2 + H2O = 4Fe(OH)3
При этом образуется ржавчина (xFe2O3· yH2O).
Антикоррозионные свойства существенно зависят от чистоты металла и однородности сплава. Так наличие примеси (Ме2) на поверхности основного металла (Ме1) при контакте с электролитом обусловливает возникновение гальванических микроэлементов вида:
Me1 | электролит | Me2
В этих элементах металл с меньшей величиной электродного потенциала выполняет функцию анода и разрушается.
б) Коррозия металла с токопроводящими неметаллическими примесями
Если в металле имеются включения неметаллов, оксидов, нитридов или карбидов, также протекает электрохимическая коррозия. Например, сталь наряду с кристаллами собственно железа содержит кристаллы цементита Fe3C, которые по отношению к железу выступают в роли катода в микрогальваническом элементе:
Чугун легко ржавеет в присутствии влаги из-за образования в наружном слое микроэлементов из железа и графита (в ряду электродных потенциалов углерод стоит после железа). В этих случаях микровключения как химически неактивные по сравнению с металлом образования выполняют функцию катода, а металл - анода. Схема такого микрогальванического элемента имеет вид:
металл | электролит | неметаллические включения
В ходе работы этого гальванического элемента на электродах протекают следующие электрохимические реакции:
(-) A (металл) : |
|
(+) K (неметаллические включения) : |
|
в) Разрушение металлов при неодинаковой аэрации
Коррозия металлов возможна при неодинаковом доступе воздуха (аэрации) к его различным частям. Поверхность металла, находящегося во влажном воздухе, бывает покрыта каплями воды из-за конденсации водяного пара. В этом случае возможно возникновение гальванического элемента за счет неодинакового окисления металла. По краям капли (хорошо аэрируемый участок) за счет взаимодействия с кислородом образуется оксидный слой, пассивирующий металл и выполняющий роль катода. В середине капли доступ воздуха к металлу затруднен, и этот участок (менее окисленный) выполняет функцию анода, т.е. образуется микрогальванический элемент:
Менее окисленный участок металла (анод) |
электролит |
Более окисленный участок металла (катод) |
По этой причине наблюдается ржавление проволочных тросов изнутри, а не снаружи.
г) Разрушение металлов при неодинаковой концентрации электролита
Различные концентрации электролита могут вызвать коррозию, создавая гальваническую пару даже на одном металле. При этом функцию анода выполняет участок металла, погруженный в раствор с меньшей концентрацией электролита.
д) Различный уровень механических напряжений в одной и той же детали