uzluga.ru
добавить свой файл
1
А25.

Реакции окислительно-восстановительные. Коррозия металлов и способы защиты от нее.

ОВР протекают с изменением степени окисления элементов. К ОВР относятся все реакции замещения и те реакции соединения и разложения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество. Все реакции обмена протекают без изменения степени окисления.

Окисление - процесс отдачи электронов, приводящий к повышению степени окисления. Вещества, атомы или ионы которых отдают электроны, называют восстановителями. Восстановитель, отдавая электроны, окисляется(отдал-окисляется-восстановитель). Например: H20 - 2ē → 2H+

Восстановление - процесс присоединения электронов, приводящий к понижению степени окисления. Вещества, атомы или ионы которых присоединяют электроны, называются окислителями. Окислитель, присоединяя электроны, восстанавливается (взял-восстанавливается -окислитель). Например: S0 + 2ē → S-2

Общее число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

Пример:

P + 5HNO3 → 5NO2 + H3PO4 + H2O

1 P0 - 5 e- → P+5 окисляется, восстановитель

1 N+5 +5 e- → N0 восстанавливается, окислитель

Типичные восстановители:

Металлы

Водород

Уголь С

Окись углерода (II) (CO)

Сероводород (H2S)

Оксид серы (IV) (SO2)

Сернистая кислота H2SO3 и ее соли

Галогеноводородные кислоты и их соли

Катионы металлов в низших степенях окисления (SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3)

Азотистая кислота HNO2

Аммиак NH3

Оксид азота(II) (NO)

Катод при электролизе.

Типичные окислители:

Галогены

Перманганат калия(KMnO4)

манганат калия (K2MnO4)

оксид марганца (IV) (MnO2)

Дихромат калия (K2Cr2O7)

хромат калия (K2CrO4)

Азотная кислота (HNO3)

Серная кислота (H2SO4) конц.

Оксид меди(II) (CuO)

оксид свинца(IV) (PbO2)

оксид серебра (Ag2O)

пероксид водорода (H2O2)

Хлорид железа(III) (FeCl3)

Бертоллетова соль (KClO3)

Анод при электролизе.



















Могут быть и окислителями, и восстановителями вещества, содержащие атомы в промежуточных степенях окисления, способны как повышать, так и понижать степень окисления. Являются восстановителями при действии более сильного чем они окислителя; окислителями - при действии более активного, чем они, восстановителя. Это KNO2, SO2, H2O2, Na2SO3 и др.

Самые известные полуреакции

восстановления окислителей:

Хромат КCrO4 и дихромат калия К2Cr2O7 выступают в качестве окислителей в кислой среде, восстанавливаясь до иона Сr+3:

Cr2O72- + H+→ Cr3+

CrO42- + H+→ Cr3+

КМnО4 проявляет окислительные свойства за счет Мп+7 и восстанавливается: в кислой среде - до Мn+2, в нейтральной - до МnО2, в щелочной среде до манганат-иона - МnО22-:

MnO4- + 5e- + H+→ Mn2+ (в кислой среде)

MnO4- + 3e- + H2O→ MnO2 (в нейтральной среде)

MnO4- + 3e- +OH- → MnO4 2- (в щелочной среде)


О2 + 4 e- →2О-2

Cl2 + 2 e- → 2Cl-

Br2 + 2 e- →2Br-

I2 + 2 e- →2I-

HClO → HCl

KClO3 → KCl

ClO4-→ Cl-

IO3- → I2

H2SO4 → H2S, S, SO2

HNO3 → N2, NO, N2O, NO2, NH3, NH4NO3

NO3- →NO2- + H2O

NO2- + H+→ NO

PbO2 + H+→ Pb2+

MnO2 + H+→ Mn2+

Sn4+ → Sn2+

Fe3+ → Fe2+

Самые известные полуреакции

окисления восстановителей:

2Cl- - 2 e- → Cl2

2Br- - 2 e- → Br2

2I- - 2 e- → I2

H2S→ S

Na2SO3 →Na2SO4

S → SO2

SO2 → SO4 2-

NH3 → N2

NO2- + H2O → NO3-

Cr3+- + OH- → CrO42-

Mn2+ + H2O → MnO4-

Sn2+ → Sn4+

Fe2+ → Fe3+

H2O2 → O2


Коррозия – это разрушение металлов и сплавов в результате воздействия на них окружающей среды. По механизму протекания разрушений различают 2 типа коррозии: химическую и электрохимическую.

Признаки сравнения

Химическая коррозия

Электрохимическая коррозия

Определение

Это разрушение металлов в результате взаимодействия их с сухими газами или жидкостями, не проводящими электрический ток.

Это разрушение как одного, так и металлов в контакте, которое сопровождается возникновением электрического тока в воде или среде другого электролита. Наряду с химическими процессами (отдачей электронов) протекают и электрические – перенос электронов от одного участка к другому, т. е. от анода к катоду.

При контакте двух металлов появляется электрический ток тем большей силы, чем дальше стоят друг от друга металлы в ряду напряжений. При этом поток электронов идет от более активного металла к менее активному; более активный металл в этом случае разрушается.

Агрессивные реагенты

O2, пары H2O, CO2, SO2 ,Cl2

Растворы электролитов

Примеры

3Fe + 2O2 = Fe3O4

Железо во влажном воздухе или воде:

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4 Fe(OH)3

При контакте железа с цинком коррозии подвергается цинк:

А (+) на цинке К (-) на железе

Zn0 - 2e- = Zn2+ 2H+ + 2e- = H2

При контакте алюминия с магнием коррозии подвергается магний:

А(+) на магнии К (-) на алюминии

Mg 0 - 2e- = Mg2+ 2H+ + 2e- = H2

Методы защиты от коррозии.

  1. Применение защитных покрытий

- Металлические изделия покрывают другим металлом, т.е. производят никелирование, хромирование, цинкование, лужение и т.д.

- Металлические изделия покрывают лаками, красками, эмалями

2) Применение легированных сплавов стойких к коррозии.

3) Электрохимическая защита

- Применение заклёпок из активного металла (протектора)

- Прикрепление пластинок из более активного металла

- Нейтрализация тока, возникающего при коррозии постоянным током, пропускаемом в обратном направлении.

4) Изменение состава среды (добавление ингибиторов).

5) Замена корродирующего металла на другие материалы керамику и пластмассу.

6) Шлифование поверхностей изделия.