Студопедия

КАТЕГОРИИ:

АстрономияБиологияГеографияДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника


Способы выражения концентрации растворов




Массовая доля растворённого вещества w(B) - это безразмерная величина, равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора m:w(B)= m(B) / m. Обычно выражают в долях единицы или в процентах

Молярная концентрация C(B) показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре раствора.C(B) = n(B) / V = m(B) / (M(B) · V),где М(B) - молярная масса растворенного вещества г/моль.Молярная концентрация измеряется в моль/л и обозначается "M".

Нормальность раствора обозначает число грамм-эквивалентов данного вещества в одном литре раствора или число миллиграмм-эквивалентов в одном миллилитре раствора.
Грамм - эквивалентом вещества называется количество граммов вещества, численно равное его эквиваленту. Для сложных веществ - это количество вещества, соответствующее прямо или косвенно при химических превращениях 1 грамму водорода или 8 граммам кислорода.
Эоснования = Моснования / число замещаемых в реакции гидроксильных групп
Экислоты = Мкислоты / число замещаемых в реакции атомов водорода
Эсоли = Мсоли / произведение числа катионов на его заряд

25. Коллигативные свойства – это свойства растворов, зависящие от числа частиц растворенного вещества. К коллигативным свойствам растворов относят:

1) понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором,

2) понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с температурами замерзания и кипения чистых растворителей.

3) осмотическое давление.

1 закон Рауля. Давление насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально мольной доле растворителя. , где Р – давления насыщенного пара растворителя над раствором, Па;Р0 – давления насыщенного пара над растворителем, Па;c(р-ля) – мольная доля растворителя;n(раств. в-ва) – количество растворенного вещества, моль;n(р-ля) – количество вещества растворителя, моль.

2 закон Рауля. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с таковыми для чистого растворителя пропорциональны моляльной концентрации растворенного вещества: где Dtкип – повышение температуры кипения раствора, °С;Dtзам – понижение температуры замерзания раствора, °С;Кэ – эбуллиоскопическая константы растворителя, (кг×°С)/моль;Кк – криоскопическая константы растворителя, (кг×°С)/моль;b – моляльная концентрация, моль/кг;n(раств. в-ва) – количество растворенного вещества, моль;m(р-ля) – масса растворителя, кг;m(раств. в-ва) – масса растворенного вещества, г;М(раств. в-ва) – молярная масса растворенного вещества, г/моль.

Зная температуры кипения и замерзания чистых растворителей и Dt можно рассчитать температуры кипения и замерзания растворов: tкип.(р-ра) = tкип.(р-ля) + Dtкип. tзам.(р-ра) = tзам.(р-ля) – Dtзам.

Закон Вант-Гоффа. Осмотическое давление раствора равно газовому давлению, которое производило бы растворенное вещество, находясь в газообразном состоянии и занимая объем, равный объему раствора. где Росм – осмотическое давление, кПа;

с – молярная концентрация растворенного вещества, моль/л;R – универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль×К);Т – абсолютная температура, К;V(р-ра) – объем раствора, л.

Изотонический коэффициент (также фактор Вант-Гоффа; обозначается i) — безразмерный параметр, характеризующий поведение вещества в растворе. Он численно равен отношению значения некоторого коллигативного свойства раствора данного вещества и значения того же коллигативного свойства неэлектролита той же концентрации при неизменных прочих параметрах системы: ,где solut. — данный раствор, nel. solut. — раствор неэлектролита той же концентрации, Tbp — температура кипения, а Tmp — температура плавления (замерзания).

26. Давление пара над растворами. В результате естественного процесса испарения над жидкостью образуется пар, давление которого можно измерить с помощью манометра. Эндотермический процесс испарения обратим: одновременно протекает экзотермический процесс конденсации. При определенных условиях устанавливается равновесие (∆G = 0). Равновесное состояние системы жидкость - пар при данной температуре характеризуется давлением насыщенного пара.

1 закон Рауля. Давление насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально мольной доле растворителя. , где Р – давления насыщенного пара растворителя над раствором, Па;Р0 – давления насыщенного пара над растворителем, Па;c(р-ля) – мольная доля растворителя;n(раств. в-ва) – количество растворенного вещества, моль;n(р-ля) – количество вещества растворителя, моль.

2 закон Рауля. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с таковыми для чистого растворителя пропорциональны моляльной концентрации растворенного вещества: где Dtкип – повышение температуры кипения раствора, °С;Dtзам – понижение температуры замерзания раствора, °С;Кэ – эбуллиоскопическая константы растворителя, (кг×°С)/моль;Кк – криоскопическая константы растворителя, (кг×°С)/моль;b – моляльная концентрация, моль/кг;n(раств. в-ва) – количество растворенного вещества, моль;m(р-ля) – масса растворителя, кг;m(раств. в-ва) – масса растворенного вещества, г;М(раств. в-ва) – молярная масса растворенного вещества, г/моль.

Зная температуры кипения и замерзания чистых растворителей и Dt можно рассчитать температуры кипения и замерзания растворов: tкип.(р-ра) = tкип.(р-ля) + Dtкип. tзам.(р-ра) = tзам.(р-ля) – Dtзам.

27. Ионная проводимость присуща многим химическим соединениям, обладающим ионным строением, например солям в твердом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам. В связи с этим все вещества принято условно делить по их поведению в растворах на две категории: а) вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью (электролиты); б) вещества, растворы которых не обладают ионной проводимостью (неэлектролиты). К электролитам относится большинство неорганических кислот, оснований и солей. К неэлектролитам относятся многие органические соединения, например спирты, углеводы.

В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. Электролиты со степенью диссоциации больше 30% обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 3 до 30% — средними, менее 3% — слабыми электролитами.

К сильным электролитам относятся почти все соли, некоторые кислоты (НСl, HBr, HI, НNО3, НсlO4, Н2SO4(разб.)) и некоторые основания (LiОН, NaOH, КОН, Са(ОН)2, Sr(OH)2,Ва(ОН)2). К слабым электролитам относится большинство кислот (особенно органических) и оснований.

Степень диссоциации как сильных, так и слабых электролитов зависит от концентрации раствора (степень диссоциации тем выше, чем более разбавлен раствор).

28. Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора: Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства где α — степень диссоциации.

Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных (однородных) системах.

"Степень диссоциации это есть отношения числа продиссоциируемых молекул к общему числу молекул и умноженному на 100%": числа распавшихся на ионы молекул к общему числу растворенных молекул.

Степень диссоциации равна отношению числа диссоциированных молекул к сумме , где — число недиссоциированных молекул. Часто выражают в процентах. Степень диссоциации зависит как от природы растворённого электролита, так и от концентрации раствора.

Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая характеризует склонность объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на частицы, как например когдакомплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль диссоциирует в водном растворе на ионы. В общей реакции где комплекс разбивается на x единиц A и y единиц B, константа диссоциации определяется так: где [A], [B] и [AxBy] — концентрации A, B и комплекса AxBy соответственно.

29. Реакции обмена в растворах электролитов протекают в направлении образования слабого или более слабого электролита. Количественной оценкой «слабости» электролита являются константа диссоциации - Кдис, растворимость (Р) или произведение растворимости (ПР) труднорастворимых электролитов, константа нестойкости (диссоциации) комплексного иона и др константы, о которых еще будет сказано ниже. Необратимые реакции обмена в растворах электролитов можно разделить на три типа:

1. сильный электролит + сильный электролит = сильный электролит + слабый электролит,

ионная форма ионная форма ионная форма молекулярная форма

2. сильный электролит + слабый электролит = сильный электролит + слабый электролит,

ионная форма молекулярная форма ионная форма молекулярная форма

3. слабый электролит + слабый электролит = сильный электролит + слабый электролит.

молекулярная форма молекулярная форма ионная форма молекулярная форма

Приведем пример составления уравнений реакций обмена (1 тип):

NaC1(соль (Р),сильный электролит, ионное состояние в растворе) + АgNО3 (соль (Р),сильный электролит, ионное состояние в растворе) ↔ АgСl¯ (соль (Н),слабый электролит, молекулярное состояние в растворе) + NаNО3 (соль (Р),сильный электролит, ионное состояние в растворе) - молекулярное уравнение

Na+ + C1- + Аg+ + NО3- ↔ АgСl¯ + Nа+3- полное ионно - молекулярное

Аg+ + С1‾ ↔ АgСl¯ сокращенное ионное

Сокращенное ионное уравнение отражает суть химических превращений в растворе. Для приведенного примера, сокращенное уравнение показывает, что в реакции только ионы Аg+ и С1‾ изменили свое состояние – из ионного состояния в исходном растворе (АgNО3, NaC1) перешли в молекулярное (АgСl¯). Кроме того, сокращенное уравнение говорит, что при взаимодействии любого сильного электролита, содержащего катион Аg+ с сильным электролитом, содержащим анион CI- (КCI, CaCI2, AICI3 и др.) обязательно выпадет белый творожистый осадок труднорастворимой соли АgCI↓.

30.Произведение растворимости (ПР, Ksp) — произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.

При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество. Например, в случае для CaCO3 это равновесие можно записать в виде:

Константа этого равновесия рассчитывается по уравнению:

В приближении идеального раствора с учётом того, что активность чистого компонента равна единице, уравнение упрощается до выражения:

Константа равновесия такого процесса называется произведением растворимости.

В общем виде, произведение растворимости для вещества с формулой AmBn, которое диссоциирует на m катионов An+ и n анионов Bm-, рассчитывается по уравнению: где [An+] и [Bm-] — равновесные молярные концентрации ионов, образующихся при электролитической диссоциации.

При проведении в растворе таких реакций, которые могут привести к выделению осадка, существует определенное требование к значению аналитических концентраций реагентов − условие выпадения осадка.

Образование осадка малорастворимого сильного электролита МxАy произойдет только тогда, когда после смешивания растворов реагентов в конечном объеме смеси будет соблюдаться соотношение

(сMy+)x · (сАx−)y > ПР(MxAy)

где в круглых скобках стоят выбранные (по условию проведения опыта) молярные концентрации катионов и анионов в конечном растворе (после смешивания растворов реагентов).

Если условие выпадения осадка не выполняется, т.е. (сMy+)x · (сАx−)y < ПР(MxAy ), то образование осадка происходить не будет.

Рассмотрим насыщенный раствор труднорастворимого сильного электролита, где содержится наряду с жидкой фазой и кристаллический осадок. Если удастся осуществить некоторые операции, в результате которых произведение концентраций ионов в растворе над осадком станет меньше произведения растворимости: (сMy+)x · (сАx−)y < ПР(MxAy ), то произойдет растворение осадка.

31.Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксила OH в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле: где:

[H+] — концентрация ионов гидроксония (протонов);[OH] — концентрация гидроксид-ионов;[H2O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л.

При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8·10−16моль/л. Уравнение (1) можно переписать как:

Обозначим произведение K·[H2O] = Kв = 1,8·10−16 моль/л·55,56 моль/л = 10−14моль²/л² = [H+]·[OH] (при 25 °C).

Константа Kв, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и Kв, при понижении температуры — наоборот.

Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш», английское произношение англ. pH — piː'eɪtʃ, «пи эйч») — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентнаконцентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифмактивности водородных ионов, выраженной в молях на один литр:

32. Раствор слабой кислоты pН = ½рКА – ½lgС (кислоты) где, КА константа кислотности, C - исходная концентрации этой кислоты.

Раствор слабого основания pН = 14 – ½рКВ + ½lgС(основания) где , КВ константа основности, С- исходная концентрации этого основания

Индика́тор — соединение, позволяющее визуализировать изменение концентрации какого-либо вещества или компонента, например, в растворе при титровании, или быстро определить pH. Существуют также химические индикаторы для самых различных специальных целей, например, для определения дозы облучения.

Кислотно-основные индикаторы вещества, изменяющие свою окраску при изменении водородного показателя (pH) среды. Метилоранж, фенофталеин и тд.

Окислительно-восстановительные индикаторы — вещества, способные окисляться или восстанавливаться в определённых интервалах значений окислительного потенциала и изменять при этом свою окраску. Метиленовый синий, дифениламин, крахмал.

Комплексонометрические индикаторы — вещества, образующие с определяемыми ионами окрашенные Комплексные соединения. Эриохром чёрный Т, ксиленоловый оранжевый, кислотный хром тёмно-синий.

Адсорбционные индикаторы — вещества, в присутствии которых в точке эквивалентности, устанавливаемой методом осаждения, изменяется цвет осадка. Эозин, флуоресцеин.

Хемилюминесцентные индикаторы — вещества, способные в точке эквивалентности светиться видимым светом и используемые при титровании сильно окрашенных растворов. Люминол, силоксен.

33. Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита.

Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.

Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO3), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной.

В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl2, NH4Cl, Al2(SO4)3, MgSO4) гидролизу подвергается катион:

FeCl2 + HOH =>Fe(OH)Cl + HCl
Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH- => FeOH+ + 2Cl- + Н+

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H и другие ионы. рН раствора < 7 ( раствор приобретает кислую реакцию).

Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K2SiO3, Na2CO3, CH3COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид ион и другие ионы.

K2SiO3 + НОH =>KHSiO3 + KОН
2K+ +SiO32- + Н+ + ОH- => НSiO3- + 2K+ + ОН-

рН таких растворов > 7 ( раствор приобретает щелочную реакцию).

Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой ( СН3СООNН4, (NН4)2СО3, Al2S3), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуется малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.

Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:

Аl2S3 + 6HOH =>2Аl(ОН)3 + 3Н2S
2Al3+ + 3S2- + 6H+ + 6OH- =>2Аl(ОН)3 + 6Н+ + S2-
рН =7

Гидролиз многокислотных солей и многоосновных кислот проходит ступенчато. Например, гидролиз хлорида железа (II) включает две ступени:

1-ая ступень FeCl2 + HOH =>Fe(OH)Cl + HCl
Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH- =>Fe(OH)+ + 2Cl- + H+

2-ая ступень Fe(OH)Cl + HOH =>Fe(OH)2 + HCl
Fe(OH)+ + Cl- + H+ + OH- =>Fe(ОН)2 + Н+ + Cl-

Гидролиз карбоната натрия включает две ступени:

1-ая ступень Nа2СО3 + HOH =>NаНСО3 + NаОН
СО32- + 2Na+ + H+ + OH- =>НСО3- + ОН- + 2Na+

2-ая ступень NаНСО3 + Н2О =>NаОН + Н2СО3
НСО3- + Na+ + H+ + OH- =>Н2СО3 + ОН- + Na+

Гидролиз - процесс обратимый. Повышение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов препятствует протеканию реакции до конца. Параллельно с гидролизом проходит реакция нейтрализации, когда образующееся слабое основание (Мg(ОН)2, Fe(ОН)2 ) взаимодействует с сильной кислотой, а образующаяся слабая кислота ( СН3СООН, Н2СО3 ) - со щелочью.

Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота:

Al2S3 + 6H2O =>2Al(OH)3 + 3H2S

34. Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции, ОВР, редокс (от англ. redox ← reduction-oxidation — окисление-восстановление) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.

Окисление — процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.

При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомыокислителя — акцепторами электронов.

В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см. Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель:

окислитель + e ↔ сопряжённый восстановитель.

Восстановле́нием называется процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.

При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель:

восстановитель — e ↔ сопряжённый окислитель.

Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару, а их взаимопревращения являются окислительно-восстановительными полуреакциями.

В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряжённые окислительно-восстановительные пары, между которыми имеет место конкуренция за электроны, в результате чего протекают две полуреакции: одна связана с присоединением электронов, то есть восстановлением, другая — с отдачей электронов, то есть окислением.

Важнейшие восстановаители: Металлы,Водород,Уголь,Окись углерода (II) (CO)Сероводород (H2S),Оксид серы (IV) (SO2),Cернистая 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.

Важнейшие окислители: Галогены,Перманганат калия(KMnO4),манганат калия (K2MnO4),оксид марганца (IV) (MnO2),Дихромат калия (K2Cr2O7),хромат калия (K2CrO4),Азотная кислота (HNO3),Серная кислота (H2SO4) концентрированная,Оксид меди(II) (CuO)

35. 1. Реакции межмолеулярного окисления/восстановления. Такие реации могут протекать в кислой, щелочной или нейтральной среде.

2. Реакции внутримолекулярного окисл/восстановления. Реакции, когда в одной молекуле сложного вещества один элемент проявляет свойства окислителя, а другой - восстановителя. К таким реакциям относится разложения: 2KClO3 -> 2KCl + 3O2.

3. Реакции самоокисления/самоввтановления (диспропорционирования): атомы одного и того же элемента одновременно проявляют как окислительные так и восстановительные свойства. Они протекают для элементов, имеющих промежуточную степень окисления (Cl2 + H2O -> HCl(-1) + HCl(+1)O.

К аким соединениям, проявляющим как окислительные, так и восстановытельнве, относится перекись водорода: 5Н2О2+"КMnO4+3H2SO4 -> 3MnSO4+K2SO4+O2+ H2O/восстановитель, 2MnO4+16H+5H2O2 -> 2Mn(2+)+8H2O+5O2+10H/окислитель.

СОСТАВЛЕНИЕ двумя методами:

1. Метод электронного балланса.

Mg+H2SO4->MgSO4+H2 (Mg-2e->Mg(+2) - восстановитель, 2H+2e->H2(0) - окислитель.

2. Метод полуреакций (ионно-электронный):

К2Сr2O7+3K2SO4+4H2SO4->Cr2(SO4)3+4K2SO4+4H2o (окислитель Сr2O7(2-)+14H(+)->2Cr(3+)+7H2O? восстановитель SO3(2-)+H2O->SO3(2-)+2H).

36. Качественное определение направления протекания окислительно-восстановительных процессов заключается в сравнении значений стандартных окислительно-восстановительных потенциалов различных редокс-пар. При этом исходят из следующих положений:

1. стандартные окислительно-восстановительные потенциалы являются количественной характеристикой как процесса восстановления, так и обратного ему процесса – окисления;

2. окисленная форма редокс-пары с большим значением играет роль окислителя по отношению к восстановленной форме пары с меньшим значением ;

3. чем больше , тем более четко выражена окислительная способность системы и тем меньше – ее восстановительная способность;

4. окислительно-восстановительная реакция будет протекать в прямом направлении только в том случае, если электродвижущая сила реакции (ЭДС), вычисляемая как , имеет положительное значение, причем чем больше ЭДС, тем интенсивнее протекает реакция;

5. окислительно-восстановительные процессы идут в направлении образования более слабых окислителей и восстановителей.

Окислительно-восстановительный потенциал (редокс-потенциал от англ. redox — reduction-oxidation reaction, Eh или Eh) — мера способности химического вещества присоединять электроны (восстанавливаться[1]). Окислительно-восстановительный потенциал выражают в милливольтах (мВ). Примером окислительно-восстановительного электрода: Pt/Fe3+,Fe2+ Окислительно-восстановительный потенциал определяют как электрический потенциал, устанавливающийся при погружении платины или золота (инертный электрод) вокислительно-восстановительную среду, то есть в раствор, содержащий как восстановленное соединение (Ared), так и окисленное соединение (Aox). Если полуреакцию восстановления представить уравнением: Aox + n·e → Ared,

то количественная зависимость окислительно-восстановительного потенциала от концентрации (точнее активностей) реагирующих веществ выражается уравнением Нернста.

Окислительно-восстановительный потенциал определяют электрохимическими методами с использованием стеклянного электрода с red-ox функцией и выражают в милливольтах (мВ) относительно стандартного водородного электрода в стандартных условиях.

37.Если пластинку металла погруженную в раствор его соли с концентрацией металла 1 моль/л соединить со стандартным водным электродом,то получим гальванический элемент. Гальванический элемент-устройство,которым энергия самопроизвольно протекающей ОВР превращается в электрическую энергию,такие устройства также называют химическими источниками тока,при работе гальванического элемента возникает разность потенциалов названная ЭДС ЭДС=ФИк-ФИа, Гальванический элемент Даниэля Якоби. Zn=Zn+2e. Cu=Cu+2e. после замыкания цепи,равновесие нарушается и избыток электронов с цинковой пластинки будет переходить на медную. Электрон будет переходить с цинковой пластинки на медную и тогда в реакции (1) равновесие сместится вправо, а в реакции (2) влево. Zn-окисляется, Cu-восстанавливается Zn(0)-2e=Zn(2+), Cu(2+)+2e=Cu(0) Zn+Cu(2+)=Cu+Zn(2+), Zn+CuSo4=Cu+ZnSo4. Между растворами электролитов также возникает разность потенциалов. В цинковом полуэлементе в результате растворения цинка образуется избыток ионов Zn(+2) а в медном полуэлементе в результате осаждения меди концентрация Cu(+2) уменьшается и создается избыток анионов. В результате перемещения ионов по солевому мостику создаетя направленное движение заряженных частиц,возникает эл.ток. В таком неравновесном режиме элемент Даниэля Якоби будет работать до тех пор,пока полностью не растворится цинковая пластинка или полностью не восстановятся ионы меди из раствора. Краткая схема записи: Zn/ZnSo4//CuSo4/Cu поскольку концентрация ионов меди постоянно изменяется то в соответсвии с уравнением Нернста будет уменьшаться потенциал катода,таким образом по мере работы гальванического элемента происходит выравнивание потенциалов. Система приходит в равновесие и гальванический элемент прекращает работу ФИк=ФИа,Эдс=0. При работе гальванического элемента совершается Aп=nFдФИ, дG=-A=-nFдФИ, дФИ=ФИк-ФИа

38. Стандартный водородный электрод — электрод, использующийся в качестве электрода сравнения при различных электрохимических измерениях и в гальванических элементах. Водородный электрод (ВЭ) представляет собой пластинку или проволоку из металла, хорошо поглощающего газообразный водород (обычно используют платину или палладий), насыщенную водородом (при атмосферном давлении) и погруженную в водный раствор, содержащий ионы водорода. Потенциал пластины зависит от концентрации ионов Н+ в растворе. Электрод является эталоном, относительно которого ведется отсчет электродного потенциала определяемой химической реакции. При давлении водорода 1 атм., концентрации протонов в растворе 1 моль/л и температуре 298 К потенциал ВЭ принимают равным 0 В. При сборке гальванического элемента из ВЭ и определяемого электрода, на поверхности платины обратимо протекает реакция:2Н+ + 2e? = H2 то есть, происходит либо восстановление водорода, либо его окисление — это зависит от потенциала реакции, протекающей на определяемом электроде. Измеряя ЭДС гальванического электрода при стандартных условиях (см. выше) определяют стандартный электродный потенциал определяемой химической реакции.ВЭ применяют для измерения стандартного электродного потенциала электрохимической реакции, для измерения концентрации (активности) водородных ионов, а также любых других ионов. Применяют ВЭ так же для определения произведения растворимости, для определения констант скорости некоторых электрохимических реакций.

39.Возможность и направление протекания ОВР.Формула Нерста

Направление ОВР такого, что из более сильных окислителя и восстановителя всегда получаются более слабые связи между фи0 и ФИ. ФИox/Red=фи0+RT/nF*Lg(a^aоx/a^bred - уравнение Нерста. F-число Фарадея, n число электронов принятых или отданных, aox- активная концентрация окислителя ared-активная концентрация восстановителя. а и в коэффициенты перед формулами в-в. Фиox/red=фи0+0,059/nLg[ox]^a/[Red]^в, если участвует водород, то он влияет на величину ФИ ..... Lg[ox]^a[H]/[Red]^в чем меньше величина ОВП(ФИ) тем более сильными восстановительными свойствами характеризуются окислительная форма. 1)Чем более отрицателен потенциал металла тем больше его восстановительная способность. 2)Каждый металл способен вытеснять восстанавливать из растворов солей те же металлы которые стоят в ряду напряжения после него. Все маталлы имеющие отрицательные значения потенциала и стоящие в ряду напряжений до водорода способны вытеснять его из растворов кислот. Чтобы предвидеть направление ОВР нужно найти дФИ реакции дФИ=ФИокисл-Фивосст, дФИ>0 то реакция протекает слева направо.

40. Электролиз - совокупность окислительно-восстановительных процессов, которые происходят на электродах в растворах или расплавах электролитов (разложение электролитов эл. током). Процесс электролиза происходит в электролитических ячейках (электролицерах). Потенциал разложения - минимальное напряжение, которое необходимо установить, чтобы электролиз шел с заметной скоростью (0,5-7В). U(разл) = [ϕ(ок)-ϕ(восст)]+U(перенапр). Потенциал перенапряжения находится экспериментально.

Закон электролиза Фарадея: зависимость количества вещества (m), образовавшееся припри электролизе, от силы тока, времени, природы электролита. m=Э*t*I/F, Э= M/n, m=kIt, Э - эквивалентная масса вещества, n- количество электронов, M-молекулрная масса, I-сила тока, t- время, F=96500 (постоянная Фарадея).

41. Для электролиза расплавов, в отличие от электролиза растворов, характерно протекание процесса при высоких температурах в специально подготовленных для этого электролизерах с инертными электродами. Например, как при электролизе расплава хлорида натрия. 2NaCl= Na(+) + Cl2(-), на катоде Na(+)+ē→Na(0)-восстановление, на аноде 2Cl(-)–2ē→Сl2- окисление).

Ячейка представляет сосбой 2 электрода, погруженных в раствор или в расплав соли и подключенных к источнику тока. Источник тока выполняет роль электронного насоса, нагнетающего электроны на 1 электрод (катод) и удаляющего электроны с анода.

42. Инертный (нерастворимый) анод - материал которого не участвует в электродном процессе (графит, уголь, платина)

Если анион расположен в ряду от I– до ОН–, при электролизе будут окисляться сами анионы.

Если анион стоит в ряду после ОН–, происходит электрохимическое окисление воды с выделением кислорода:

А (+): 2Н2О – 4e —> O2 + 4H(+).

В щелочной среде окисляются гидроксиданионы: 4ОН(–) – 4e —> 2Н2О + О2.

При электролизе водных растворов различают: первичные продукты электролиза (на катоде и на аноде);

вторичные продукты электролиза (продукты, которые образуются в катодном или анодном пространстве раствора).

43. Электрод (анод), материал которого может окисляться в процессе электролиза, называется активным (растворимым) электродом.

Na2SO4→2Na(+)+SO42(-), на катоде 2Н2О+2ē→Н2+2ОН(-); φ°=-0,414 В, на аноде 2Н2О–4ē→О2+4Н(+); φ°=0,815 В.

44. При выборе наиболее вероятного процесса на катоде и на аноде следует исходить из положения, что будет идти та реакция, для которй требуется наименьшая затрата энергии.

По характеру КАТОДНЫХ процессов при электролизе водных растворов солей все катионы металлов делятся на 3 группы:

1. Катионы активных металлов (Li(+)...Mn(2+)): не проявляют окислительных свойств и на катоде не восстанавливаются (ϕ(Ме)<<ϕ(Н2), К: 2Н2О+2е->Н2+2ОН(-).

2. Катионы Ме средней активности (Zn(2+)...H): проявляют окислительные свойства, сравнимые со свойствами катионов водорода (ϕ(Ме)=ϕ(H), при электролизе протекают 2 реакции К: 4Н2О+2е->Н2+2ОН(-), К: Ме(n+)+ne->Me(0).

3. Катионы неактивных металлов (Н...Аu(3+)): проявляют более сильные окислительные свойства, чем ион водорода и К: Ме(n+)+ne->Me(0).

АНИОНЫ на аноде: -> F(-), NO3(-), SO4(2-), PO4(3-)...OH(-), Cl(-), Br(-), I(-), S(2-)..

2 группы:

1. F(-) и анионы кислородсодержащих кислот - на аноде на разряжаются, А: Н2о-4е-> О2 +4Н(+).

2. Галогенид ионы разряжаются на аноде до галогенов легче, чем вода до кислорода, поэтому А: 2Cl-2e->Cl2 или 2I-2e->I2...

ОТМЕТИМ, что окисление Сl(-) противоречит взаимному расположению систем, то есть ϕ(Н2О)<ϕ(Сl) -исключение изза перенапряжения анода (материал анода оказывает тормозящее действие на процесс выделения кислорода).

45.Электролиз промышленный - процесс электролиза, применяемый для получения различных металлов, газов и т.п. в промышленных масштабах

Технологии промышленного электролиза подразделяются на несколько типов:

PFPB - технология электролиза с использованием обожженных анодов и точечных питателей

CWPB - электролиз с использованием обожженных анодов и балки продавливания по центру

SWPB - периферийная обработка электролизеров с обожженными анодами

VSS - технология Содерберга с верхним токоподводом

HSS - технология Содерберга с боковым токоподводо

Промышленный электролиз водных растворов характеризуется выходом по току порядка 80 - 90 % и коэффициентом использования электроэнергии не более 50 - 60 %, т.е. для современных электрохимических процессов характерно низкое использование электроэнергии, что повышает стоимость продуктов электролиза.

Растворимость хлора в воде и растворах хлористого натрия в зависимости от температуры при концентрации NaCl, вес. %. 1 0. 2 - 10. 3 - 20. 4 - 25. 5 - 26 4.

Промышленный электролиз водных растворов хлористого натрия осуществляют в ваннах с твердым ( железо) или с жидким ( ртуть) катодом. В обоих случаях анодом служит графит.

Применяя анодные материалы с относительно высоким перенапряжением выделения кислорода и поддерживая высокую концентрацию хлоридов и низкую концентрацию гидроксильных ионов в условиях промышленного электролиза водных растворов хлоридов щелочных металлов, направляют анодный процесс в сторону преимущественного выделения хлора на аноде. [11]

При использовании графитовых анодов происходит окисление материала анода выделяющимся кислородом с образованием дву-окюя Гуигер - бда7 Условия, благоприятствующие анодному выделению кислорода, способствуют усиленному разрушению графитовых анодов. При промышленном электролизе водных растворов хлоридов щелочных металлов при низком значении рН выделяющийся кислород расходуется в основном на окисление графита.

46.Корро́зия — это самопроизвольное разрушение металлов в результате химического или физико-химического взаимодействия с окружающей средой. В общем случае это разрушение любого материала, будь то металл или керамика, дерево или полимер. Причиной коррозии служит термодинамическая неустойчивость конструкционных материалов к воздействию веществ, находящихся в контактирующей с ними среде. Пример — кислородная коррозия железа в воде: 4Fe + 6Н2О + ЗО2 = 4Fe(OH)3. Гидратированный гидроксид железа Fe(OН)3 и является тем, что называют ржавчиной.

В повседневной жизни для сплавов железа (сталей) чаще используют термин «ржавление». Менее известны случаи коррозии полимеров. Применительно к ним существует понятие «старение», аналогичное термину «коррозия» для металлов. Например, старение резины из-за взаимодействия с кислородом воздуха или разрушение некоторых пластиков под воздействием атмосферных осадков, а также биологическая коррозия. Скорость коррозии, как и всякой химической реакции, очень сильно зависит от температуры. Повышение температуры на 100 градусов может увеличить скорость коррозии на несколько порядков

Типы коррозии

Электрохимическая коррозия - Разрушение металла под воздействием возникающих в коррозионной среде гальванических элементов называют электрохимической коррозией. Не следует путать с электрохимической коррозией коррозию однородного материала, например, ржавление железа или т. п. При электрохимической коррозии (наиболее частая форма коррозии) всегда требуется наличие электролита (Конденсат, дождевая вода и т. д.), с которым соприкасаются электроды — либо различные элементы структуры материала, либо два различных соприкасающихся материала с различающимися окислительно-восстановительными потенциалами. Если в воде растворены ионы солей, кислот, или т. п., электропроводность её повышается, и скорость процесса увеличивается.

При соприкосновении двух металлов с различными окислительно-восстановительными потенциалами и погружении их в раствор электролита, например, дождевой воды с растворенным углекислым газом CO2, образуется гальванический элемент, так называемый коррозионный элемент. Он представляет собой не что иное, как замкнутую гальваническую ячейку. В ней происходит медленное растворение металлического материала с более низким окислительно-восстановительным потенциалом; второй электрод в паре, как правило, не корродирует. Этот вид коррозии особо присущ металлам с высокими отрицательными потенциалами. Так, совсем небольшого количества примеси на поверхности металла с большим редокспотенциалом уже достаточно для возникновения коррозионного элемента. Особо подвержены риску места соприкосновения металлов с различными потенциалами, например, сварочные швы или заклёпки.

Если растворяющийся электрод коррозионно-стоек, процесс коррозии замедляется. На этом основана, например, защита железных изделий от коррозии путём оцинковки — цинк имеет более отрицательный потенциал, чем железо, поэтому в такой паре железо восстанавливается, а цинк должен корродировать. Однако в связи с образованием на поверхности цинка оксидной плёнки процесс коррозии сильно замедляется.

Водородная и кислородная коррозия - Если происходит восстановление ионов H3O+ или молекул воды H2O, говорят о водородной коррозии или коррозии с водородной деполяризацией. Восстановление ионов происходит по следующей схеме:

2H3O+ + 2e− → 2H2O + H2 или 2H2O + 2e− → 2OH− + H2

Если водород не выделяется, что часто происходит в нейтральной или сильно щелочной среде, происходит восстановление кислорода и здесь говорят о кислородной коррозии или коррозии с кислородной деполяризацией: O2 + 2H2O + 4e− → 4OH−

Коррозионный элемент может образовываться не только при соприкосновении двух различных металлов. Коррозионный элемент образуется и в случае одного металла, если, например, структура поверхности неоднородна.

Химическая коррозия — взаимодействие поверхности металла с коррозионно-активной средой, не сопровождающееся возникновением электрохимических процессов на границе фаз. В этом случае взаимодействия окисления металла и восстановление окислительного компонента коррозионной среды протекают в одном акте. Например, образование окалины при взаимодействии материалов на основе железа при высокой температуре с кислородом: 4Fe + 3O2 → 2Fe2O3

При электрохимической коррозии ионизация атомов металла и восстановление окислительного компонента коррозионной среды протекают не в одном акте и их скорости зависят от электродного потенциала металла (например, ржавление стали в морской воде, ржавление полотенцесушителей в ванной).

47.Электрохимическая коррозия - самый распространенный вид коррозии. Электрохимическая коррозия возникает при контакте металла с окружающей электролитически проводящей средой. При этом восстановление окислительного компонента коррозионной среды протекает не одновременно с ионизацией атомов металла и от электродного потенциала металла зависят их скорости. Первопричиной электрохимической коррозии является термодинамическая неустойчивость металлов в окружающих их средах. Ржавление трубопровода, обивки днища морского суда, различных металлоконструкций в атмосфере - это, и многое другое, примеры электрохимической коррозии.

К электрохимической коррозии относятся такие виды местных разрушений, как питтинги, межкристаллитная коррозия, щелевая. Кроме того процессы электрохимической коррозии происходят в грунте, атмосфере, море.

Механизм электрохимической коррозии может протекать по двум вариантам:

1) Гомогенный механизм электрохимической коррозии:

- поверхностный слой мет. рассматривается как гомогенный и однородный;

- причиной растворения металла является термодинамическая возможность протекания катодного или же анодного актов;

- К и А участки мигрируют по поверхности во времени;

- скорость протекания электрохимической коррозии зависит от кинетического фактора (времени);

- однородную поверхность можно рассматривать как предельный случай, который может быть реализован и в жидких металлах.

2) Гетерогенный механизм электрохимической коррозии:

- у твердых металлов поверхность негомогенная, т.к. разные атомы занимают в сплаве различные положения в кристаллической решетке;

- гетерогенность наблюдается при наличии в сплаве инородных включений.

Электрохимическая коррозия имеет некоторые особенности: делится на два одновременно протекающих процесса (катодный и анодный), которые кинетически зависимы друг от друга; на некоторых участках поверхности электрохимическая коррозия может принять локальный характер; растворение основного мет. происходит именно на анодах.

Поверхность любого металла состоит из множества короткозамкнутых через сам металл микроэлектродов. Контактируя с коррозионной средой образующиеся гальванические элементы способствуют электрохимическому его разрушению.

48.Коррозия приводит ежегодно к миллиардным убыткам, и разрешение этой проблемы является важной задачей. Основной ущерб, причиняемый коррозией, заключается не в потере металла как такового, а в огромной стоимости изделий, разрушаемых коррозией. Вот почему ежегодные потери от неё в промышленно развитых странах столь велики. Истинные убытки от неё нельзя определить, оценив только прямые потери, к которым относятся стоимость разрушившейся конструкции, стоимость замены оборудования, затраты на мероприятия по защите от коррозии. Ещё больший ущерб составляют косвенные потери. Это простои оборудования при замене прокорродировавших деталей и узлов, утечка продуктов, нарушение технологических процессов.

Идеальная защита от коррозии на 80 % обеспечивается правильной подготовкой поверхности, и только на 20 % качеством используемых лакокрасочных материа­лов и способом их нанесения.[3]. Наиболее производительным и эффективным методом подготовки поверхности перед дальнейшей защитой субстрата является абразивоструйная очистка[4].

Обычно выделяют три направления методов защиты от коррозии: Конструкционный Активный Пассивный

Для предотвращения коррозии в качестве конструкционных материалов применяют нержавеющие стали, кортеновские стали, цветные металлы. При проектировании конструкции стараются максимально изолировать от попадания коррозионной среды, применяя клеи, герметики, резиновые прокладки.

Активные методы борьбы с коррозией направлены на изменение структуры двойного электрического слоя. Применяется наложение постоянного электрического поля с помощью источника постоянного тока, напряжение выбирается с целью повышения электродного потенциала защищаемого металла. Другой метод — использование жертвенного анода, более активного материала, который будет разрушаться, предохраняя защищаемое изделие.

В качестве защиты от коррозии может применяться нанесение какого-либо покрытия, которое препятствует образованию коррозионного элемента (пассивный метод).

Кислородная коррозия железа, покрытого оловом

Красочное покрытие, полимерное покрытие и эмалирование должны, прежде всего, предотвратить доступ кислорода и влаги. Часто также применяется покрытие, например, стали другими металлами, такими как цинк, олово, хром, никель. Цинковое покрытие защищает сталь даже когда покрытие частично разрушено. Цинк имеет более отрицательный потенциал и корродирует первым. Ионы Zn2+ токсичны. При изготовлении консервных банок применяют жесть, покрытую слоем олова. В отличие от оцинкованной жести, при разрушении слоя олова корродировать, притом усиленно, начинает железо, так как олово имеет более положительный потенциал. Другая возможность защитить металл от коррозии — применение защитного электрода с большим отрицательным потенциалом, например, из цинка или магния. Для этого специально создаётся коррозионный элемент. Защищаемый металл выступает в роли катода, и этот вид защиты называют катодной защитой. Растворяемый электрод, называют, соответственно, анодом протекторной защиты. Этот метод применяют для защиты от коррозии морских судов, мостов, котельных установок, расположенных под землей труб. Для защиты корпуса судна на наружную сторону корпуса крепят цинковые пластинки.

Если сравнить потенциалы цинка и магния с железом, они имеют более отрицательные потенциалы. Но тем не менее корродируют они медленнее вследствие образования на поверхности защитной оксидной плёнки, которая защищает металл от дальнейшей коррозии. Образование такой плёнки называют пассивацией металла. У алюминия её усиливают анодным окислением (анодирование). При добавлении небольшого количества хрома в сталь на поверхности металла образуется оксидная плёнка. Содержание хрома в нержавеющей стали — более 12 процентов.

Система холодного цинкования предназначена для усиления антикоррозионных свойств комплексного многослойного покрытия. Система обеспечивает полную катодную (или гальваническую) защиту железных поверхностей от коррозии в различных агрессивных средах

Система холодной оцинковки бывает одно-, двух- или трехупаковочной и включает:

связующее — известны составы на хлоркаучуковой, этилсиликатной, полистирольной, эпоксидной, уретановой, алкидной (модифицированной) основе;

антикоррозионный наполнитель — цинковый порошок («цинковая пыль»), с содержанием более 95 % металлического цинка, имеющего размер частиц менее 10 мкм и минимальную степень окисления.;

отвердитель (в двух- и трех- упаковочных системах)

Одноупаковочные системы холодного цинкования поставляются готовыми к применению и требуют лишь тщательного перемешивания состава перед нанесением. Двух- и трехупаковочные системы могут поставляться в нескольких упаковках и требуют дополнительных операций по приготовлению состава перед нанесением (смешивание связующего, наполнителя, отвердителя).

После приготовления (двух- и трёхупаковочные системы), нанесения состава на защищаемую поверхность металла кистью, валиком, методом пневматического или безвоздушного распыления и высыхания на поверхности металла образуется цинкнаполненное противокоррозионное покрытие — полимерно-цинковая плёнка, сохраняющая все свойства полимерного покрытия, которое использовалось в качестве связующего, и одновременно обладающая всеми защитными достоинствами обычного цинкового покрытия.

Преимущества системы холодной оцинковки по сравнению со способом горячей гальванизации:

Простота и меньшая трудоёмкость технологии нанесения защитного цинкового покрытия. Для нанесения покрытия не требуется специальное оборудование.

Возможность антикоррозионной защиты металлоконструкций любых размеров, как в заводских так и в полевых условиях.

Возможность исправления непосредственно на месте абразивных повреждений покрытия и дефектов, возникающих при сварке металлоконструкций.

Экологически чистый процесс нанесения покрытия: нет необходимости производить работы в горячем цеху.

Создание на поверхности железа гибкого слоя цинка (не образующего микротрещин при изгибании металлоизделия).

Система холодного цинкования применяется во всех видах промышленности и в быту, где требуется надёжная и долговечная защита железных поверхностей от коррозии.

Помимо использования в качестве грунтовочного слоя в комплексном многослойном покрытии система холодной оцинковки может применяться как самостоятельное антикоррозийное покрытие металлических поверхностей.

Для борьбы с коррозией используют также методы газотермического напыления.

С помощью газотермического напыления на поверхности металла создается слой из другого металла/сплава, обладающий более высокой стойкостью к коррозии (изолирующий) или наоборот менее стойкий (протекторный). Такой слой позволяет остановить коррозию защищаемого металла. Суть метода такова: газовой струей на поверхность изделия на огромной скорости наносят частицы металлической смеси, в результате чего образуется защитный слой толщиной от десятков до сотен микрон. Газотермическое напыление также применяется для продления жизни изношенных узлов оборудования: от восстановления рулевой рейки в автосервисе до нефтедобывающих компаний[5].

Для эксплуатации металлоизделий в агрессивных средах, необходима более стойкая антикоррозионная защита поверхности металлоизделий. Термодиффузионное цинковое покрытие является анодным по отношению к чёрным металлам и электрохимически защищает сталь от коррозии. Оно обладает прочным сцеплением (адгезией) с основным металлом за счет взаимной диффузии железа и цинка в поверхностных интерметаллитных фазах, поэтому не происходит отслаивания и скалывания покрытий при ударах, механических нагрузках и деформациях обработанных изделий.

Диффузионное цинкование, осуществляемое из паровой или газовой фазы при высоких температурах (375—850 °C), или с использованием разрежения (вакуума) — при температуре от 250 °C, применяется для покрытия крепёжных изделий, труб, деталей арматуры и др. конструкций. Значительно повышает стойкость стальных, чугунных изделий в средах, содержащих сероводород (в том числе против сероводородного коррозионного растрескивания), промышленной атмосфере, морской воде и др. Толщина диффузионного слоя зависит от температуры, времени, способа цинкования и может составлять 0,01—1,5 мм. Современный процесс диффузионного цинкования позволяет образовывать покрытие на резьбовых поверхностях крепёжных изделий, без затруднения их последующего свинчивания. Микротвёрдость слоя покрытия Hμ = 4000 — 5000 МПа. Диффузионное цинковое покрытие также значительно повышает жаростойкость стальных и чугунных изделий, при температуре до 700 °C. Возможно получение легированных диффузионных цинковых покрытий, применяемое для повышения их служебных характеристик.

Цинкование — это процесс нанесения цинка или его сплава на металлическое изделие для придания его поверхности определённых физико-химических свойств, в первую очередь высокого сопротивления коррозии. Цинкование — наиболее распространённый и экономичный процесс металлизации, применяемый для защиты железа и его сплавов от атмосферной коррозии. На эти цели расходуется примерно 40 % мировой добычи цинка. Толщина покрытия должна быть тем больше, чем агрессивнее окружающая среда и чем длительнее предполагаемый срок эксплуатации. Цинкованию подвергаются стальные листы, лента, проволока, крепёжные детали, детали машин и приборов, трубопроводы и др. металлоконструкции. Декоративного назначения цинковое покрытие обычно не имеет; некоторое улучшение товарный вид приобретает после пассивирования оцинкованных изделий в хроматных, или фосфатных растворах, придающих покрытиям радужную окраску. Наиболее широко используется оцинкованная полоса, изготовляемая на автоматизированных линиях горячего цинкования, то есть методом погружения в расплавленный цинк. Методы распыления и металлизация позволяют покрывать изделия любого размера (например, мачты электропередач, резервуары, мостовые металлоконструкции, дорожные ограждения). Электролитическое цинкование ведётся в основном из кислых и щёлочно-цианистых электролитов; специальные добавки позволяют получать блестящие покрытия.

49.Мета́ллы (от лат. metallum — шахта, рудник) — группа элементов, в виде простых веществ обладающих характерными металлическими свойствами, такими как высокие тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность и металлический блеск.

Общие физические свойства

Объясняются особым строением кристаллической решетки - наличием свободных электронов ("электронного газа").

- Пластичность - способность изменять форму при ударе, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы. В ряду Au,Ag,Cu,Sn,Pb,Zn,Fe уменьшается.

- Блеск, обычно серый цвет и непрозрачность. Это связано со взаимодействием свободных электронов с падающими на металл квантами света.

- Электропроводность.Объясняется направленным движением свободных электронов от отрицательного полюса к положительному под влиянием небольшой разности потенциалов. В ряду Ag,Cu,Al,Fe уменьшается.

При нагревании электропроводность уменьшается, т.к. с повышением температуры усиливаются колебания атомов и ионов в узлах кристаллической решетки, что затрудняет направленное движение "электронного газа".

- Теплопроводность. Закономерность та же. Обусловлена высокой подвижностью свободных электронов и колебательным движением атомов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры по массе металла. Наибольшая теплопроводность - у висмута и ртути.

- Твердость. Самый твердый – хром (режет стекло); самые мягкие – щелочные металлы – калий, натрий, рубидий и цезий – режутся ножом.

- Плотность. Она тем меньше, чем меньше атомная масса металла и чем больше радиус его атома (самый легкий - литий (r=0,53 г/см3); самый тяжелый – осмий (r=22,6 г/см3).

Металлы, имеющие r < 5 г/см3 считаются "легкими металлами".

- Температуры плавления и кипения. Самый легкоплавкий металл – ртуть (т.пл. = -390C), самый тугоплавкий металл – вольфрам (t0пл. = 33900C).

Металлы с t0пл. выше 10000C считаются тугоплавкими, ниже – низкоплавкими.

50.Если в периодической таблице элементов Д.И.Менделеева провести диагональ от бериллия к астату, то слева внизу по диагонали будут находиться элементы-металлы (к ним же относятся элементы побочных подгрупп), а справа вверху – элементы-неметаллы. Элементы, расположенные вблизи диагонали (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb и др.), обладают двойственным характером.

К элементам - металлам относятся s - элементы I и II групп, все d- и f - элементы, а также p- элементы главных подгрупп: III (кроме бора), IV (Ge, Sn, Pb), V (Sb,Bi) и VI (Po). Наиболее типичные элементы – металлы расположены в начале периодов (начиная со второго).

Существуют несколько основных способов получения —металлов.

Восстановление:

— из их оксидов углем или оксидом углерода (II)

ZnО + С = Zn + СО

Fе2О3 + ЗСО = 2Fе + ЗСО2

— водородом

WO3 + 3H2 =W + 3H2O

СоО + Н2 = Со + Н2О

— алюминотермия

4Аl + ЗМnО2 = 2А12О3 + ЗМn

Обжигом сульфидов металлов и последующим восстановлением образовавшихся оксидов (например, углем)

2ZnS + ЗО2 = 2ZnО + 2SО2

ZnО + С = СО + Zn

Электролизом расплавов солей

СuСl2, — Сu2+ 2Сl

Катод (восстановление): Анод (окисление):

Сu2+ 2е- = Сu0 2Cl - 2е- = Сl°2

51.По своим химическим свойствам все металлы являются восстановителями, все они сравнительно легко отдают валентные электроны, переходят в положительно заряженные ионы, то есть окисляются. Восстановительную активность металла в химических реакциях, протекающих в водных растворах, отражает его положение в электрохимическом ряду напряжений металлов, или ряду стандартных электродных потенциалов металлов.

Чем левее стоит металл в ряду стандартных электродных потенциалов, тем более сильным восстановителем он является, самый сильный восстановитель – металлический литий, золото – самый слабый, и, наоборот, ион золото (III) – самый сильный окислитель, литий (I) – самый слабый.

Каждый металл способен восстанавливать из солей в растворе те металлы, которые стоят в ряду напряжений после него, например, железо может вытеснять медь из растворов ее солей. Однако следует помнить, что металлы щелочных и щелочно-земельных металлов будут взаимодействовать непосредственно с водой.

Металлы, стоящее в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из растворов разбавленных кислот, при этом растворяться в них.

Восстановительная активность металла не всегда соответствует его положению в периодической системе, потому что при определении места металла в ряду учитывается не только его способность отдавать электроны, но и энергия, которая затрачивается на разрушение кристаллической решетки металла, а также энергия, затрачиваемая на гидратацию ионов.

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом большинство металлов образует оксиды – амфотерные и основные: 4Li + O2 = 2Li2O, 4Al + 3O2 = 2Al2O3.

Щелочные металлы, за исключением лития, образуют пероксиды: 2Na + O2 = Na2O2.

С галогенами металлы образуют соли галогеноводородных кислот, например, Cu + Cl2 = CuCl2

С водородом самые активные металлы образуют ионные гидриды – солеподобные вещества, в которых водород имеет степень окисления -1. 2Na + H2 = 2NaH.

С серой металлы образуют сульфиды – соли сероводородной кислоты: Zn + S = ZnS.

С азотом некоторые металлы образуют нитриды, реакция практически всегда протекает при нагревании: 3Mg + N2 = Mg3N2.

С углеродом образуются карбиды: 4Al + 3C = Al3C4.

С фосфором – фосфиды: 3Ca + 2P = Ca3P2.

Металлы могут взаимодействовать между собой, образуя интерметаллические соединения: 2Na + Sb = Na2Sb, 3Cu + Au = Cu3Au.

Металлы могут растворяться друг в друге при высокой температуре без взаимодействия, образуя сплавы


Поделиться:

Дата добавления: 2015-04-18; просмотров: 96; Мы поможем в написании вашей работы!; Нарушение авторских прав





lektsii.com - Лекции.Ком - 2014-2024 год. (0.006 сек.) Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав
Главная страница Случайная страница Контакты