Коррозия металлов является окислительно восстановительным процессом

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

Содержание:

Среди тысяч химических превращений, которыми овладел человек, особое и самое большое место занимают окислительные и восстановительные процессы.

Они – суть самой жизни. В круговороте веществ на нашей планете, в осуществлении фотосинтеза, дыхания и метаболизма живыми организмами – всюду протекают взаимосвязанные реакции окисления и восстановления (ОВР).

Понятие о степени окисления (С.О.)

С.О. – основная характеристика состояния химических элементов.

Она условно обозначает заряд атома в химическом веществе, приобретенный этим атомом в процессе отдачи или принятия электронов от других элементов.

У элемента, отдавшего электрон, появляется положительная С.О., у принявшего электрон – отрицательная.

Важно помнить. В веществах молекулы электронейтральны, и сумма С.О. всех входящих в эти молекулы атомов будет всегда нулевой.

Это позволяет находить С.О. по формулам соединений.

Сущность окислительно-восстановительных реакций

Взаимодействия веществ с изменением С.О. атомов составляющих их элементов называют окислительно-восстановительными реакциями.

В этой трансформации заключается их главный и характерный признак

Ещё одно определение ОВ-реакций – это химическое преобразование, протекающее с переносом электронов от одних частиц (восстановителей) к другим (окислителям).

2Na 0 + Cl₂ 0 = 2Na + Cl —

Приведенный пример ОВР умозрительно можно представить состоящим из двух полуреакций:

2Na 0 – 2e — = 2Na + – здесь идёт отдача электроотрицательных частиц (электронов) от атома натрия, являющимся в данном случае восстановителем. Происходит окисление.

Во втором полупроцессе Cl₂ + 2e — = 2Cl — – окислитель хлор, принимая электрон, участвует в восстановлении.

Усвоению этих процессов и обозначающих их терминов может помочь схема:

Советы для избежания путаницы в этих понятиях:

Составить аббревиатуру по первым буквам терминов:

Окислитель – взял е — — восстановился → ОВВ
Восстановитель – отдал е — — окислился → ВОО

Восстановитель — это тот, кто электроны отдает.
Сам отдает грабителю, злодею-окислителю.
Отдает — окисляется, сам восстановителем является.

Типичные окислители

• Сильными окислителями являются неметаллы в свободном состоянии: фтор F₂, хлор Cl₂, бром Br₂, йод I₂, кислород O₂, озон O₃, сера S и другие.
• группа кислородсодержащих кислот, в их числе: азотная HNO_3, концентрированная серная Н₂SO₄, хромовая H₂CrO₄, а также соответствующие им оксиды N₂O₅, Mn₂O₇, CrO_3.
• к менее сильным окислителям относятся соли вышеназванных кислородосодержащих кислот, например, KMnO₄ (Mn +7 ), K₂Cr₂O₇ (Cr +7 ).
• Положительно заряженные частицы металлов в самой высокой степени окисления меди Cu 2+ , олова Sn 4+ , железа Fe 3+ , ртути Hg 2+ , свинца Pb 4+ .

Типичные восстановители

• Простые вещества группы металлов, например, железо Fe 0 , цинк Zn 0 , алюминий Al 0 и др.
• Положительно заряженные частицы металлов в самой низкой С.О., например, олова Sn 2+ , железа Fe 2+ , свинца Pb 2+ и др.
• кислородсодержащие кислоты со своими окислами, в которых кислотообразующий элемент находится в низшей степени окисления, к примеру, сернистая кислота H₂SO₃, азотистая кислота HNO₂ и т.д.
• группа бескислородных кислот и их солей: иодистовородная кислота НI, иодид калия KI, сероводород Н₂S, сульфид натрия Na₂S и т.д.

У веществ, содержащих атомы элементов с промежуточной С.О., может возникать окислительно-восстановительная двойственность. Так, азотистокислый натрий будет восстановителем относительно сильных окислителей (K₂Cr₂O₇) и окислителем относительно типичного восстановителя KI.

Разновидности ОВР

1. Межмолекулярные. К ним относят ОВ-реакции, в которых С.О. меняются у атомов разных соединений.

Внутримолекулярные. В этом случае и окислитель, и восстановитель являются атомами одного элемента:

Диспропорционирование. Другое название ОВ-реакция самоокисления-самовосстановления. В процессе её один и тот же элемент в одном и том же веществе выступает и как окислитель, и как восстановитель:

Cl₂ 0 + H₂ + O -2 = H + Cl — + H + Cl + O -2

Хлор Cl₂ здесь и окисляющий и восстанавливающий элемент.

Составление ОВР методом электронного баланса

При написании ОВ-реакций важно соблюдать не только закон сохранения масс веществ до и после взаимодействия, но и равенство (баланс) электрических зарядов исходных реагентов и полученных продуктов.

При способе электронного баланса производится сравнение С.О.в левой и правой части уравнения. При этом необходимо знать формулы получаемых веществ.

Правило. В уравнении ОВР слева сначала записывается восстановитель, отдающий электроны, потом окислитель, их принимающий. Справа, в первую очередь пишут продукт окисления, потом восстановления, после все остальные вещества.

Пример составления уравнения ОВР углерода (С) с алюминием (Al).

• Сначала следует определить элементы, изменившие свои С.О.

Al 0 + C 0 → Al₄ +3 C₃ -4

• Алюминий, отдав три электрона, сменил С.О. с 0 до +3

Al 0 → Al +3
1Al 0 — 3e — → 1Al +3

• Углерод, приняв четыре электрона, сменил свою С.О. с 0 на – 4

C 0 → C +4
1C 0 + 4e — → 1C -4

• Далее уравнение нужно сбалансировать, подбирая множители. Число отданных Al электронов подставить в полуреакцию углерода C, а число принятых углеродом электронов записать в схему полуреакции алюминия:

4| 1Al 0 -3e — → 1Al +3

3| 1C 0 +4e — → 1C -4

В результате алюминий лишился 4×3 = 12 электронов, а углерод принял 3×4 = 12 электронов.

• Последний этап – уравнивание количества атомов слева и справа с помощью стехиометрических коэффициентов: реакцию вступило 4·1Al 0 =4Al 0 атома алюминия и 3·1C 0 =3C 0 атома углерода.

Окончательно уравнение выглядит так:

ОКИСЛИТЕЛИ
MnO4 — в кислой среде до Mn +2 MnO4 — в щелочной среде до MnO4 -2 MnO4 — в нейтральной среде до MnO2 MnO2 в кислой среде до Mn +2 Сr2O7 — 2 в кислой среде до Cr +3	Н+ до Н2 NO2 — в кислой среде до NO NO3 — в кислой среде до NO2 SO4 -2 в кислой среде до SO2

Коррозия металлов

Разрушение металла от воздействий окружающей среды называется коррозией. По сути коррозия – химический окислительно-восстановительный процесс, зависящий от места, где он происходит.

Следует различать химическую (Х.К.) и электрохимическую (Э.Х.К.) коррозию.

1. При химической коррозии металлы подвергаются деструкции от вредных влияний газов, жидкостей, не способных проводить электричество. Например, появление окалины на железе от контакта с кислородом при повышенных температурах. Или разрушение металлического оборудования, трубопроводов от воздействия сернистых соединений, содержащихся в нефтяных фракциях.
2. Электрохимическая коррозия непосредственно связана с деструкцией металла в электролитном растворе под действием возникающего в нем электрического тока. Для возникновения разрушительных электрических токов необходим контакт металлов разной активности или наличие неоднородных участков на поверхности корродирующего металла. Таким электрохимическим разрушениям часто подвергаются морские корабли, котельное оборудование, заглублённые в почву металлические сооружения.

Справка. В мире ежегодно из-за коррозии теряется 25% произведённого человечеством железа!

Защита от коррозии

1. Создание щадящих условий эксплуатации металлоконструкций и аппаратов. Размещение их в помещениях с пониженной влажностью, под навесами, защищающими от атмосферных воздействий.
2. Нанесение защищающих неметаллических покрытий: красок, лаков, эмалей, полимерных плёнок (ПЭ, ПВХ).
3. Обработка металлических изделий химическим способом для создания на них изолирующих оксидных, нитридных, фосфатных покрытий.
4. Нанесение гальваническими технологиями защитных металлопокрытий: никелевых, хромовых, цинковых, кадмиевых.
5. Оцинковывание железных листов термическим способом.
6. Антикоррозионная защита электрохимическим методом:
   • катодной защитой при подключении металлосооружения проводниками к катодному полюсу источника электротока или к куску более активного металла (протектору).
7. Легирование металлов при их выплавке специальными добавками хрома, никеля, цинка (пример нержавеющей стали).
8. Воздействие на агрессивную среду, в которой эксплуатируется металлический объект, например, добавлением в неё ингибиторов (замедлителей) коррозии или дегазацией – удаление газов, вызывающих разрушение.

Значение ОВР

В начале статьи говорилось о значении ОВ — процессов для жизни на Земле.

Люди научились применять их для своих нужд. Используют для получения металлов, необозримого количества веществ и материалов, для очистки окружающей среды от загрязняющих её продуктов своей жизнедеятельности.

Но познание глубин и тайн этих сложнейших явлений природы продолжается…

Источник

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно – восстановительными. Другими словами это реакции, связанные с передачей электронов от одних атомов к другим.

Окисление– процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, степень окисления при этом повышается.

Ca – 2e — = Ca +2 H 0 ₂ – 2e — = 2H +

Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой, ионом. Степень окисления при этом понижается.

Fe +3 + e — = Fe 2+ Cl 0 ₂ + 2e — = 2Cl —

Восстановители – молекулы или ионы отдающие электроны, сами при этом восстановители окисляются.

Окислители – молекулы или ионы, присоединяющие электроны ,во время реакции окислители восстанавливаются.

Окисление и восстановление протекают одновременно.

Восстановитель Cu 0 – 2e — = Cu +2 процесс окисления

Окислитель Hg +2 + 2e — = Hg 0 процесс восстановления

Типы окислительно-восстановительных реакций

В зависимости от того между какими атомами и в каких веществах происходит переход электронов все окислительно-восстановительные процессы можно разделить на 3 типа:

2) Дисмутационные ( диспропорционирования)

1.Межмолекулярные реакции окислителения-восстановления – это реакции, в ходе которых переход электронов происходит между частицами различных веществ. В выше рассматриваемых реакциях окислитель и восстановитель находятся в разных веществах

Mn +4 O₂ + 4HCl -1 = t Cl 0 ₂ ↑ + Mn +2 Cl₂ + 2H₂O

Mn +4 + 2e = Mn +2 1 – восстановление, окислитель

2Cl — — 2e = Cl₂ 1- окисление, восстановитель

2. Диспропорционирования – когда атомы или ионы одного и того и того же элемента , содержащиеся в одной молекуле, являются и окислителем и восстановителем.

4KCl +5 O₃ = t KCl — + 3KCl +7 O₄

Cl +5 – 2e = Cl 7+ 3 – окисление, восстановитель

Cl +5 + 6e = Cl — 1 – восстановление, окислитель

Диспропорционировать могут вещества, один из элементов которых находится в промежуточной степени окисления, т.к. степень окисления одной части атомов понижается за счет другой части таких же атомов, степень окисления которых повышается.

3.Внутримолекулярные – когда окислитель и восстановитель одно и тоже вещество, но изменяют степень окисления в нем атомы различных элементов.

Cl +5 + 6e = Cl — 1 – восстановление, окислитель

2O₃ – 6e = 3O₂ 1- окисление, восстановитель

Применяются два вида составления уравнений окислительно-восстановительных реакций:

1) Метод электронного баланса.

2) Метод полуреакций.

По методу электронного баланса сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, причем число электронов отданных восстановителем, должно ровняться числу электронов, присоединенных окислителем.

Метод полуреакций применяется для реакций между газообразными, твердыми или жидкими веществами, протекающих без электролитической диссоциации.

Метод электронного баланса

Из схемы реакции видно, что степень окисления атома мышьяка до реакции +3 , после +5, степень окисления марганца изменилась от +7 до +2.

Отражаем это изменение степени окисления в электронных уравнениях.

As +3 – 2e — = As +5 5 — окисление, восстановитель

Mn +7 +5e — = Mn +2 2 — восстановление, окислитель

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, принятых окислителем. Найдя наименьшее общее кратное определяем, что молекул восстановителя должно быть 5, а молекул окислителя 2, т.е. находим соответствующие коэффициенты в уравнении.

Источник

Коррозия металлов — Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Коррозия металлов и способы защиты от нее — ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ

При взаимодействии металлов с веществами окружающей среды на их поверхности образуются соединения, обладающие совершенно иными свойствами, чем сами металлы. В обычной жизни мы часто повторяем слова «ржавчина», «ржавление», видя коричнево-желтый налет на изделиях из железа и его сплавов. Ржавление — это частный случай коррозии.

Коррозия — это процесс самопроизвольного разрушения металлов под влиянием внешней среды.

— ЗАПОМНИ. Схема взаимосвязи изменения степеней окисления с процессами окисления и восстановления:

Однако разрушению подвергаются практически все металлы, в результате чего многие их свойства ухудшаются (или совсем теряются): уменьшаются прочность, пластичность, блеск, снижается электропроводность, а также возрастает трение между движущимися деталями машин, изменяются размеры деталей и т. д.

Коррозия металлов бывает сплошной и местной. Первая не так опасна, как вторая, ее проявления могут быть учтены при проектировании конструкций и аппаратов. Значительно опаснее местная коррозия, хотя потери металла здесь могут быть и небольшими. Один из наиболее опасных ее видов — точечная. Она заключается в образовании сквозных поражений, то есть точечных полостей — питтингов, при этом снижается прочность отдельных участков, уменьшается надежность конструкций, аппаратов, сооружений.

По своей химической природе коррозия — это окислительно-восстановительный процесс. В зависимости от среды, в которой он протекает, различают несколько видов коррозии.

— ЗАПОМНИ. Затраты на возмещение потерь, связанных с коррозией, составляют 30 % годового производства металлов в мире.

Наиболее часто встречающиеся виды коррозии: химическая и электрохимическая.

1. Химическая коррозия происходит в не проводящей электрический ток среде. Такой вид коррозии проявляется в случае взаимодействия металлов с сухими газами или жидкостями-неэлектролитами (бензином, керосином и др.). Такому разрушению подвергаются детали и узлы двигателей, газовых турбин, ракетных установок. Химическая коррозия часто наблюдается в процессе обработки металлов при высоких температурах. Например:

Большинство металлов окисляется кислородом воздуха, образуя на поверхности оксидные пленки. Если эта пленка прочная, плотная, хорошо связана с металлом, то она защищает металл от разрушения. Такие защитные пленки появляются у Zn, Al, Cr, Ni, Pb, Sn, Nb, Ta и др. У железа она рыхлая, пористая, легко отделяется от поверхности и поэтому не способна защитить металл от дальнейшего разрушения.

2. Электрохимическая коррозия происходит в токопроводящей среде (в электролите с возникновением внутри системы электрического тока). Как правило, металлы и сплавы неоднородны, содержат включения различных примесей. При контакте их с электролитами одни участки поверхности начинают выполнять роль анода (отдают электроны), а другие — роль катода (принимают электроны).

Например, на железе, как на более активном металле, при соприкосновении с электролитом происходят процессы окисления (растворения) металла и перехода его катионов в электролит:

Таким образом, железо (его основная часть) служит анодом. Поток электронов перемещается к олову — металлу с меньшей активностью, на нем накапливается избыточное количество электронов. Таким образом, участки олова могут «поделиться» электронами, поэтому на них возможны процессы восстановления. Примесь олова выполняет роль катода.

В зависимости от среды электролита на катоде могут идти различные процессы. В одном случае будет наблюдаться выделение газа (Н₂). В другом — образование ржавчины, состоящей в основном из Fe₂O₃ · nH₂O.

Катионы водорода и растворенный кислород — важнейшие окислители, вызывающие электрохимическую коррозию.

Скорость коррозии тем больше, чем сильнее отличаются металлы (металл и примеси) по своей активности (для металлов — чем дальше друг от друга они расположены в ряду напряжений). Значительно усиливается коррозия при увеличении температуры.

Электролитом может служить морская вода, речная вода, конденсированная влага и, конечно же, хорошо известные вам электролиты — растворы солей, щелочей, кислот.

Способы защиты от коррозии

Уже при проектировании металлических конструкций и их изготовлении предусматривают меры защиты от коррозии.

1. Шлифование поверхности изделий, чтобы на них не задерживалась влага.

2. Применение легированных сплавов, содержащих специальные добавки: хром, никель, которые при высокой температуре на поверхности металла образуют устойчивый оксидный слой (например, Cr₂O₃). Общеизвестны легированные стали — «нержавейки», из которых изготавливают предметы домашнего обихода (ножи, вилки, ложки), детали машин, инструменты.

3. Нанесение защитных покрытий. Рассмотрим их виды:

1) неметаллические — неокисляющиеся масла, специальные лаки, краски, эмали. Правда, они недолговечны, но зато дешевы;

2) химические — искусственно создаваемые поверхностные пленки: оксидные, нитридные, силицидные, полимерные и др.

Например, все стрелковое оружие и детали многих точных приборов подвергают воронению — это процесс получения тончайшей пленки оксидов железа на поверхности стального изделия. Получаемая искусственная оксидная пленка очень прочная (в основном состава ) и придает изделию красивый черный цвет и синий отлив. Полимерные покрытия изготавливают из полиэтилена, полихлорвинила, полиамидных смол. Наносят их двумя способами: нагретое изделие помещают в порошок полимера, который плавится и приваривается к металлу, или поверхность металла обрабатывают раствором полимера в низкокипящем растворителе, который быстро испаряется, а полимерная пленка остается на изделии;

3) металлические — это покрытия другими металлами, на поверхности которых под действием окислителей образуются устойчивые защитные пленки. Нанесение хрома на поверхность — хромирование, никеля — никелирование, цинка — цинкование, олова — лужение и т. д. Покрытием может служить и пассивный в химическом отношении металл — золото, серебро, медь.

4. Электрохимические методы защиты:

1) протекторная (анодная) — к защищаемой металлической конструкции присоединяют кусок более активного металла (протектор), который служит анодом и разрушается в присутствии электролита. В качестве протектора при защите корпусов судов, трубопроводов, кабелей и других стальных изделий используют магний, алюминий, цинк;

2) катодная — металлоконструкцию подсоединяют к катоду внешнего источника тока, что исключает возможность ее анодного разрушения.

5. Специальная обработка электролита или другой среды, в которой находится защищаемая металлическая конструкция:

1) Введение веществ-ингибиторов, замедляющих коррозию. Известно, что дамасские мастера для снятия окалины и ржавчины пользовались растворами серной кислоты с добавлением пивных дрожжей, муки, крахмала. Эти примеси и были одними из первых ингибиторов. Они не позволяли кислоте действовать на оружейный металл, в результате растворялись только окалина и ржавчина. Уральские оружейники применяли для этих целей «травильные супы» — растворы серной кислоты с добавкой мучных отрубей.

Примеры использования современных ингибиторов: соляная кислота при перевозке и хранении прекрасно «укрощается» производными бути л амина, а серная кислота — азотной кислотой, летучий диэтиламин впрыскивают в различные емкости. Отметим, что ингибиторы действуют только на металл, делая его пассивным по отношению к среде, например, к раствору кислоты. Науке известно более 5 тыс. ингибиторов коррозии.

2) Удаление растворенного в воде кислорода (деаэрация). Этот процесс используют при подготовке воды, поступающей в котельные установки.

Библиотека образовательных материалов для студентов, учителей, учеников и их родителей.

Наш сайт не претендует на авторство размещенных материалов. Мы только конвертируем в удобный формат материалы из сети Интернет, которые находятся в открытом доступе и присланные нашими посетителями.

Если вы являетесь обладателем авторского права на любой размещенный у нас материал и намерены удалить его или получить ссылки на место коммерческого размещения материалов, обратитесь для согласования к администратору сайта.

Разрешается копировать материалы с обязательной гипертекстовой ссылкой на сайт, будьте благодарными мы затратили много усилий чтобы привести информацию в удобный вид.

© 2014-2021 Все права на дизайн сайта принадлежат С.Є.А.

Источник