Оксиды. Классификация. Свойства, номенклатура.

оксиды на несолеобр[NO,CO,SiO]. и солеобраз-[основные.Li2O|кислотные|CO2амфотерные.Al2O3]

ос|Na2O+H2O=2NaOH|CuO+CO2=CuCO3|K2O+H2SO4

ки|SO3+H2O=|Ba(OH)2+CO2= |NaOH+CO2=NaHCO3|

ам|ZnO+HCl|ZnO+NaOH+H2O=Na2[Zn(OH)4]|

оксид+название в-ва

Показатели коррозии (.весовой, объемный и глубинный). Методы зашиты металлов от коррозии. Количественно процесс коррозии можно оценить: Весовой показатель Km=Δm/Sτ (г/м2час) Δm-масса ме-ла преврат-ся в продукт коррозии. S-площадь τ-время коррозии. Обьёмный показатель- Kv=V/Sτ V-обьём газа м2.S- обьём газа выделивш-ся при коррозии Глубинный показатель-П=δ/τ δ-глубина проникновения коррозии мм П= Km8760/ρ1000 ρ-г/см3.8760-число часов в году. Весовой и Обьёмный показатель можно связать m/Mэк(ме)=Kv/Vэк(газа)| Mэк(ме)=Mme/z г/моль | Для защиты от электрохимической коррозии применяются следующие методы: 1)применение химически стойких сплавов-- При коррозии металла, содержащего включения другого металла, могут

 

наблюдаться, в зависимости от размеров включений, два различные случая. Включения инородного металла очень малы. Такие включения практически не изменяют величину потенциала основного металла в данном растворе..Включения инородного металла не столь малы. Если металл включения имеет больший потенциал, чем основной металл, то последний поляризуется анодно и скорость его коррозии возрастает.[Al содержащий включения Fe корродирует быстрее, чем Al высокой чистоты] Скорость коррозии металла повышается также при включении в него неметаллических примесей, потенциал которых выше потенциала основного металла.[включения оксидов или шлаков а стали снижают ее коррозионную стойкость] Примеси, находящиеся в окружающей среде, могут адсорбироваться на поверхности металла и также каталитически влиять на скорость коррозии

2) защита поверхности металла покрытиями-- В качестве металлов для покрытия обычно применяют металлы, образующие на своей поверхности пленки. К неметаллическим относятся покрытия лаками, красками, эмалями. Покрытия, создаваемые химической или электрохимической обработкой металла, представляют собой защидные или солевые пленки. Метод обработки внешней среды пригоден если защищаемое изделие эксплуатируется в ограниченном объеме жидкости. (удалении из раствора, в котором эксплуатируется защищаемая деталь, растворенного кислорода (деаэрация) или в добавлении к этому раствору веществ, замедляющих коррозию,-ингибиторов. В зависимости от природы металла и раствора применяются различные ингибиторы: нитрит натрия, хромат и бихромат калия, фосфаты натрия и другие. Покрытия, применяемые для защиты металлов, подразделяются на металлические, неметаллические и образованные в результате химической или электрохимической обработки поверхности металла. Защитное действие некоторых металлов обусловлено образованием на их поверхности весьма тонкой, но прочной оксидной пленки, препятствующей взаимодействию металла с окружающей средой

3) обработка коррозионной среды-- Заключается в устранении каррозионно активных в-в(О2,примеси) /Деэрация /O2+Na2SO4=Na2SO4/O2+NaNO2=NaNO3/Ширроко используется применение ингибиторов-это в-ва при добовлении которых в среду уменьшается скорость коррозии.Их роль заключается в блокировке анодных и катодных процессов.К анодным ингибиорам-(KNO3)К катодным орг. в-ва 4) электрохимические методы-- К электрохимическим методам защиты металлов относятся катодная защита и метод протекторов. При катодной защите защищаемая конструкция или деталь присоединяется к отрицательному полюсу источника электрической энергии и становится катодом. В качестве анодов используются куски железа. При надлежащей силе тока в цепи~ на защищаемом изделии происходит восстановление окислителя, процесс же окисления претерпевает вещество анода.

Последовательность электродных процессов на аноде и катоде при электролизе растворов. Схемы электролиза растворов и расплавов с инертными электродами и растворимым анодом. Из нескольких возможных окисл-вост. процессов на катоде и аноде идет процесс с меньший затратой энергии.Процесс э-за записв в виде схем NaClаNa++Cl- K(-)Na++e=Na A(+)2Cl—2e =Cl2 Рассмотрим случаи когда Эл-дный потенциал процесса востан-я φ0меn+/ме>0 то Men+ne = Me Восстанав-ся только ионы ме. Men+ φ0меn+/ме=0...-1,4В Men++ne=Me 2H2O+2e=H2+2OH- Одновременно восстанавливаются ионы металла Men+ и мол-лы H2O φ0меn+/ме<1,4В 2Н2О+2е=H2+20H- Восстанав-ся только мол-лы Н2О Электродный потенциал процесса окисл-я

Инертный анод φ0An-/A<+1,5В An—-ne=A Окисл-ся только анионы бескислородных кислот φ0An-/A >+1,5В 2H2O-4e=O2+4H+ Окисляются только молек. воды или ОН—ионы.Анионы кисл-содерж-х кис-т неокисл-я Растворимый метал-й анод Me-ne=Me+n Окисл-ся только ме-л анода [CuSO4аCu+2+SO4-2 K(-)Cu+2+2e=Cu H2O A(+)SO4-2 2H2OаO2+4H+]

 

Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Энергия активации.

Зависимость скорости реакц-и (или константы скорости реакц-и)от темп-ры может быть выражена уравнением: vt+10/vt= kt+10/kt=γ vt и kt- скорость и константа скорости реакц-и при темп-ре t°C; vt+10 и kt+10- те же величины при темп-ре t+10°С; v-темп-рный коэффициент скорости реакц-и, значение которого для большинства реакций лежит в пределах 2-4 (правило Вант-Гоффа). В общем случае, если темп-ра изменилась на Δt°С, последнее уравнение преобразуется к виду: vt+Δt/vt= kt+Δt/kt=γΔt/10

Пример γ=2,8 Δt=55С//v1/v2=2.8^55/10=287 v ув в 287 раз

скорость хим-кой реакц-и сильно возрастает при повышении темп-ры. Это связано с тем, что элементарный акт хим-кой реакц-и протекает не при всяком столкновении реагир-щих молекул: реагируют только те молекулы (активные молекулы), которые обладают достаточной энергий, чтобы разорвать или ослабить связи в исходных частицах и тем самым создать возможность образования новых молекул. Поэтому каждая реакция характеризуется определенным энергетическим барьером; для его преодоления необходима энергия активации-некоторая избыточная энергия (по сравнению со средней энергией молекул при данной темп-ре), которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение было эффективным, т. е. привело бы к образованию нового в-ва. С ростом темп-ры число активных молекул быстро увеличивается, что и приводит к резкому возрастанию скорости реакц-и.

Зависимость константы скорости реакц-и k от энергии активации (Eа, Дж/моль) выражается уравнением Аррениуса: k= Ae-Ea/RT Как следует из уравнения Аррениуеа, константа скорости реакц-и тем больше, чем меньше энергия активации.

Принцип Ле-Шателье.

При изменении условий протекания реакц-и (тем пературы, давления, концентрации какого-либо из участвующих в реакц-и в-в) скорости прямого я обратного процессов изменяются неодинаково, и хими ческое равновесие нарушается. В результате преимущественного протекания реакц-и в одном из возможны направлений устанавливается состояние нового химического равновесия, отличающееся от исходного. Процес перехода от одного равновесного состояния к новом равновесию называется смещением химического раем весия. Направление этого смещения подчиняемся принципу ЛеШателье:Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо воздействие, то равновесие сместится в таком направлению, что оказанное воздействие будет ослаблено.Так, повышение темп-ры приводит к смещение равновесия в направлении реакц-и, сопровождающейся поглощением теплоты, те. охлаждением системы; павышение давления вызывает смещение равновесия направлении уменьшения общего числа молей газообразных в-в, те. в направлении, приводящем к по нижению давления; удаление из системы одного из продуктов реакц-и ведет к смещению равновесия в сторону прямой реакц-и; уменьшение концентрации одного иэ исходных в-в приводит к сдвигу равновесия в направлении обратной реакц-и. СОг+СlгуСОС12г T-const/Pув/Vум

Протекание реакц-и в прямом направлении приводит к уменьшению общего числа молей газов, те. к уменьшению давления в системе. согласно принципу Ле Шателье, повышение давления вызывает смещение равновесия в сторону прямой реакц-и.

Константа равновесия Кт хим-кой реакции связана со стандартным изменением энергии Гиббса этой реакции:

Δ0GT=-2,3RTlgKT при 298 К Δ0G298=-5,69RlgK298 Δ0GT кДж/моль отриц-й знак Δ0GT возможен если lgK>0 K> 1, ”+”если lgK<0,K< 1. при “-“ значениях Δ0GT равновесие смещено ва(выход продуктов реакции велик)”+”Δ0GT равновесие смещено вЯ (выход продуктов мал). знак AG° указывает на возможность или невозможность протекания реакции только в стандартных условиях, когда все реагирующие в-ва находятся в стандартных состояниях. В общем же случае возможность или невозможность протекания реакции определяется знаком ΔG.