- •Содержание
- •Введение
- •1 Основные понятия и законы химии
- •1.1 Основные понятия химии
- •1.2 Основные законы химии
- •2 Основные классы неорганических соединений
- •2.1 Простые вещества
- •2.2 Сложные вещества
- •3 Растворы
- •3.1 Общие свойства растворов
- •3.1.2 Способы выражения состава растворов
- •3.1.3 Физико-химические процессы образования растворов
- •3.1.4 Экстракция
- •3.2 Растворы неэлектролитов
- •3.2.1 Законы Рауля
- •3.2.2 Осмос
- •3.3 Растворы электролитов
- •3.3.1 Электролитическая диссоциация
- •3.3.2 Сильные и слабые электролиты
- •3.4 PH водных растворов
- •4 Ионно-обменные реакции
- •4.1 Необратимые ионно-обменные реакции
- •4.2 Обратимые ионно-обменные реакции
- •5 Гидролиз солей
- •5.1 Различные случаи гидролиза
- •2) Гидролиз соли образованной сильным основанием и слабой кислотой
- •3) Гидролиз соли образованной слабым основанием и слабой кислотой
- •5.2 Константа гидролиза
- •5.3 Смещение равновесия при гидролизе
- •6. Окислительно-восстановительные реакции
- •6.1 Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •6.2 Прогнозирование окислительно-восстановительных свойств веществ по степеням окисления элементов
- •6.3 Основные типы окислительно-восстановительных реакций
- •6.4 Взаимодействие металлов с водой, кислотами и щелочами
- •7 Гальванические элементы
- •7.1 Принцип работы гальванического элемента
- •7.2 Водородный электрод сравнения. Электрохимический ряд
- •8 Электролиз
- •8.1 Электролиз расплавов
- •8.2 Электролиз водных растворов
- •8.3 Количественные расчёты в электролизе
- •8.4 Химические источники электрической энергии
- •9 Коррозия металлов
- •9.1 Виды и типы коррозии
- •9.2 Способы защиты металлов от коррозии
- •9.2.1 Изолирование металлов от внешней среды
- •9.2.2 Изменение состава коррозионной среды
- •9.2.3 Рациональное конструирование
- •9.2.4 Электрохимические способы защиты от коррозии
- •10 Термодинамика
- •10.1 Внутренняя энергия и энтальпия. Закон Гесса
- •Или через промежуточный продукт (со) в две реакции:
- •10.2 Энтропия
- •10.3 Энергия Гиббса
- •11 Химическая кинетика Химическая кинетика – учение о скоростях и механизмах протекания химических реакций.
- •11.1 Скорость реакции
- •Основные факторы, влияющие на скорость реакции:
- •Число частиц с энергией большей, чем Еа равно заштрихованной площади.
- •12.1.2 Модель атома по Бору
- •12.2 Современные представления о строении атома
- •13 Периодический закон и периодическая таблица д.И. Менделеева
- •14 Химическая связь и строение молекул
- •14.1 Химическая связь
- •14.1.1 Квантово-механическое описание модели молекулы водорода
- •14.1.2 Основные характеристики химической связи
- •Валентный угол–это угол между двумя химическими связями.Он отражает геометрию молекулы.
- •14.1.3 Типы химических связей Ковалентная связь –это связь между двумя атомами за счет образования общей электронной пары.
- •14.2 Состав и строение молекул
- •15 Типы кристаллических решеток
- •16.1 Общая характеристика s-элементов первой и второй групп
- •16.2 Свойства воды
- •16.2.1 Строение молекулы воды
- •16.2.2 Физические свойства воды
- •16.2.3 Химические свойства воды
- •16.3 Жесткость воды
- •18 Комплексные соединения
- •18.1 Состав комплексных соединений
- •18.2 Реакции с участием комплексных соединений
- •19.8.1 Элементы триады железа
- •19.8.2 Платиновые металлы
- •20 Органические соединения
- •20.1 Углеводороды
- •20.2 Кислородсодержащие соединения
- •20.3 Амины и аминокислоты
- •21 Полимеры
- •21.1 Классификации полимеров
- •21.2 Полимеризационные полимеры
- •21.3 Поликонденсационные полимеры
- •21.4 Структура и состояние полимеров
- •22 Рабочие вещества низкотемпературной техники
- •22.2 Хладагенты органического происхождения
- •Список использованных источников
9.2 Способы защиты металлов от коррозии
Так как наибольший ущерб наносит гальванокоррозия, для предотвращения её надо устранить хотя бы одно из условий, необходимых для работы потенциального гальванического элемента: наличие электродов с различными значениями электродного потенциала, электролита и потенциального окислителя.
Рассмотрим различные методы защиты металлов от коррозии.
9.2.1 Изолирование металлов от внешней среды
Самый простой способ – защищаемый металл изолируют от окружающей среды с помощью покрытий: лаками, красками, эмалями, пластиками, другими металлами или другими материалами. Изоляция металлов от внешней среды также достигается при оксидировании, фосфатировании, борировании, цементации, азотировании и других видах обработки поверхности металлов. Главные требования к покрытиям – необходимые механические характеристики и прочное сцепление с поверхностью металла (адгезия).
Остановимся на особенностях металлических покрытий. В случае покрытия одного металла другим контактировать с окружающей средой и окисляться будет уже металл покрытия. На практике в качестве покрытия используются Cr, Ni, Sn, Zn и другие металлы. Но в случае, если покрытие частично разрушится и изделие находится в среде электролита, создаются условия для протекания контактной гальванокоррозии. В зависимости от сравнительной активности контактирующих металлов металлическое покрытие может быть анодным или катодным. Рассмотрим данный вопрос на примере гальванокоррозии оцинкованного и луженого железа с частично разрушенными покрытиями:
1) Гальванокоррозия оцинкованного железа в нейтральной среде.
Схема гальванического элемента:
(A) Zn | О2, Н2О | Fe (К).
В данной гальванопаре цинк имеет меньшее значение φ, поэтому будет являться анодом.
Реакции на электродах:
A) Zn – 2е = Zn2+, К) О2 + 2Н2О + 4е = 4ОН–.
Реакция в растворе электролита
Zn2+ + 2ОН– =Zn(OH)2.
Из данной схемы видно, что в случае частичного разрушения анодного покрытия коррозии подвергается металл покрытия, при этом металл покрытия будет выполнять защитную функцию по типу протекторной защиты.
2) Гальванокоррозия луженого железа в кислой среде.
Схема гальванического элемента:
(A) Fe | НС1, О2, Н2О | Sn (К).
В данной гальванопаре олово имеет большее значение φ, поэтому будет являться катодом.
Реакции на электродах и в растворе электролита:
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.
Покрытие менее активным металлом является опасным покрытием, так как после его частичного разрушения возникает гальванопара, которая приводит к усилению коррозии защищаемого металла.
9.2.2 Изменение состава коррозионной среды
Изменить состав коррозионной среды возможно, если деталь находится в ограниченной небольшими размерами замкнутой системе.
Из ранее приведенных схем коррозии следует, что функцию окислителя могут выполнять кислород, вода и кислоты, а восстановителя – железо. Сравним окислительно-восстановительные потенциалы данных систем:
O2 + 4H+ + 4е = 2H2O φ0 = + 1,23 В,
O2 + 2H2O + 4е = 4ОН– φ0 = + 0,40 В,
2Н2О + 2е = H2 + 2OH– φ0 = – 0,83 В,
Fe – 2е = Fe2+ φ0 = – 0,44 В.
Из приведенных значений следует, что в отсутствие кислорода и кислот окисление железа происходить не будет.
В среде, контактирующей с металлической конструкцией, должен отсутствовать электролит и окислитель с более высоким, чем у металла, окислительно-восстановительным потенциалом. Из внешней среды должны быть удалены активаторы коррозии Cl–, Br– и др. и в случае необходимости добавлены вещества, резко замедляющие коррозию – ингибиторы.
Механизм действия ингибиторов пока не исследован полностью. Поэтому подбор ингибиторов проводится в основном экспериментальным путем. В частности, было установлено, что ингибиторами коррозии железа в кислой среде является органические амины. В литературе имеется большой справочный материал по применению ингибиторов.