Неорганічна хімія. Хімічні властивості металів Швидкість розвитку корозії

1 тема «Загальні властивості металів» (2 години)

Урок 2.

ТЕМА УРОКА:

Хімічні властивості металів. Поняття про корозію металів та способи захисту від неї (оглядово) Повторення та узагальнення знань.

НРК.«Способи боротьби з корозією – захисні покриття іншими металами та добавки з метою одержання нержавіючих сплавів»

Місце уроку у темі: 2 урок

Тип уроку:вивчення нового матеріалу із використанням презентацій.

Вигляд уроку:комбінований.

Цілі уроку:

· Забезпечити сприйняття та осмислення учнями основних понять теми «метал як елемент» та «метал як проста речовина».

· Підвести учнів до усвідомлення хімічних властивостей металів та реакцій, що лежать у їх основі.

· Удосконалювати знання учнів про метали, їх сполуки, властивості;

· Створити умови для розвитку вміння усвідомлено працювати з джерелами інформації та з хімічними термінами.

Завдання:

Навчальна:

· Узагальнити знання учнів, отримані раніше, під час розгляду загальних хімічних властивостей металів.

· Повторити особливості перебігу реакцій металів із розчинами електролітів.

· Розвивати логічне мислення під час узагальнення знань та конкретизації загальних властивостей металів для окремих представників цього класу простих речовин.

· Спираючись на раніше отримані знання учнів, підвести їх до розуміння відмінностей у уявленнях про метали як хімічні елементи і метали як прості речовини.

· Продовжити відпрацювання умінь та навичок у складанні рівнянь, електронних балансів в окисно-відновних реакціях, умінь зіставляти, аналізувати та робити висновки.

· Створити умови для отримання учнями знань хімічних властивостей металів і реакцій, що лежать в їх основі;

· Пояснити явище корозії металів, з'ясувати, що таке корозія, її види, механізм (на прикладі корозії заліза), способи захисту від корозії.

розвиваюча:

· сприяти розвитку в учнів логічного мислення, вміння аналізувати та порівнювати, працювати з додатковою інформацією при виконанні повідомлень.

яка виховує:

· Формувати інтерес до предмета через мультимедійні можливості комп'ютера.

· сприяти формуванню уявлень про причинно-наслідкові зв'язки та відносини,

· Виробляти прагнення до колективізму;

· Формувати світоглядне поняття про пізнання природи.

Заплановані результати навчання:

Знати:

· Хімічні властивості металів.

· Визначення корозії металів, її види та способи захисту від неї.

· Умови, що сприяють та перешкоджають корозії.

Вміти:

· Доводити хімічні властивості металів: записувати рівняння хімічних реакцій у молекулярному та окисно-відновному вигляді.

· Пояснювати сутність хімічної та електрохімічної корозії.

Засоби навчання:

· Комп'ютер,

· мультимедійний супровід,

· Періодична система хімічних елементів.

Презентації на тему "Хімічні властивості металів"

«Корозія металів»

Хід уроку:I. Вступна частина. Організаційний момент.

1. Привітання учнів.

2. Визначення відсутніх на уроці.

3. Перевірка готовності до початку уроку.

4. Організація уваги, постановка мети уроку.

II. Актуалізація та перевірка знань.

1 ФРОНТАЛЬНА БЕСІДА.

Запитання та завдання для роботи учнів:

· Де розташовані метали в ПС хімічних елементів?

· Що спільного є у будові атомів усіх металів?

· Які окисно-відновні властивості металів?

· Що таке металевий зв'язок?

· Що таке металеві кристалічні ґрати?

· У якому вигляді зустрічаються у природі? Чому більшість металів зустрічаються у вигляді сполук?

· У чому особливість фізичних властивостей? По можливості це пояснити.

· Електропровідність, теплопровідність(пояснюється наявністю у металевих ґратах вільних електронів, здатних легко переміщатися);

· Ковкість, пластичність металів(Здатність так званого «електронного газу», тобто вільних електронів пов'язувати будь-які зміни атомів металів)

· Крихкість металів(На прикладі хрому і марганцю)

При цьому йде окислювально-відновна реакція, в ході якої метал окислюється, а присутній у середовищі окислювач відновлюється, електрони переходять від металу до окислювача без виникнення в ланцюгу електричного струму.

Демонстрація:Наприклад, прожаримо мідний дріт на повітрі. Що спостерігаєте? (імовірна відповідь: спостерігаємо зміну забарвлення – поява чорного нальоту, отже, пройшла хімічна реакція).

При взаємодії міді з киснем йде реакція:

2С u + О2 = 2 С u О (запис у зошити та на дошці, біля дошки працює викликаний учень)

Більшість металів окислюється киснем повітря, утворюючи на поверхні оксидну плівку. Якщо ця плівка щільна, добре пов'язана з поверхнею, вона захищає метал від подальшого руйнування. Наприклад, при корозії алюмінію в кисні йде реакція:

4Al + 3O2 = 2Al2О3. (запис у зошити та на дошці)

Оксидна плівка щільно прилягає до металу, і немає подальшого допуску кисню до металу. Можна сказати, що для алюмінію таке покриття сприятливе, оскільки подальшої руйнації не відбувається. Щільна оксидна плівка у цинку, нікелю, хрому, олова, свинцю та ін.

У разі хімічної корозії заліза йде реакція:

3 Fe + 2О2 = Fe 3 О4 ( FeO Fe 2 О3)

Оксидна плівка заліза дуже пухка (згадайте якийсь іржавий предмет - як тільки ви берете його в руки, залишаються сліди іржі) і не прилягає щільно до поверхні металу, тому кисень проникає все далі і далі, корозія йде до повного руйнування предмета.

Електрохімічна корозія (Запис у зошити)(Слайд 7)

Цей вид корозії поширений набагато ширше, їй піддаються парові котли, підводні частини суден, металеві споруди та конструкції під водою та в атмосфері, прокладені у ґрунті трубопроводи, оболонки кабелів тощо.

При електрохімічній корозії виникає електричний ланцюг. Корозії можуть піддаватися як один метал, так і метали в контакті один з одним. Розглянемо, що відбувається, якщо цинк покласти у розведений розчин соляної кислоти (Демонстрація досвіду)Питання до класу:

Що спостерігаєте? (Відповідь: цинк реагує із кислотою, при цьому виділяється газ)

У кислому середовищі цинк віддає 2 електрони. При цьому окислюється і перетворюється на розчин у вигляді іонів:

Zn – 2 e - = Zn 2+ (запис на дошці та у зошиті)

Катіони водню відновлюються, утворюється газ – водень:

2 Н+ + 2 е - = Н2 (запис на дошці та зошити)

Рівняння реакції в іонному вигляді:

Zn + 2 Н + = Н2 + Zn 2+ (запис на дошці та у зошиті)

Помічено, що надчисті метали є стійкими до корозії. Наприклад, надчисте залізо набагато менше кородує проти звичайним залізом. Знаменита Кутубська колона в Індії поблизу Делі вже майже півтори тисячі років стоїть і не руйнується, незважаючи на спекотний та вологий клімат. Зроблено її із заліза, в якому майже немає домішок. Як вдалося давнім металургам отримати такий чистий метал, досі залишається загадкою.

СПОСОБИ ЗАХИСТУ ВІД КОРОЗІЇ.

· Протекторний захист

· Захист менш активним металом

· Пасивація

· Електрозахист

· Створення сплавів, стійких до корозії

· Додавання інгібіторів

· Різні покриття.

ПОВІДОМЛЕННЯ УЧНІВ. НРК.

1. «Способи боротьби з корозією – захисні покриття іншими металами та добавки з метою одержання нержавіючих сплавів»

2. «Сучасні досягнення в галузі створення нових сплавів, їх застосування у різних галузях промисловості та господарства»

МАТЕРІАЛ ДЛЯ ПОВІДОМЛЕНЬ.

Повідомлення 1. Протекторний захист.Метал, який необхідно захистити від корозії, покривають більш активним металом. Той метал, який свідомо руйнуватиметься в парі, називається протектором. Приклади такого захисту – оцинковане залізо (залізо – катод, цинк – анод), контакт магнію та заліза (магній – протектор).

Залізо часто покривають іншим металом, наприклад, цинком або хромом, щоб захистити від корозії. (Слайд 10, і навіть таблиця «Методи захисту від корозії).

Оцинковане залізо одержують, покриваючи його тонким шаром цинку. Цинк захищає залізо від корозії навіть після порушення цілісності покриття. У цьому випадку залізо в процесі корозії відіграє роль катода, тому що цинк окислюється легше залізо:

Zn -2е- = Zn 2+ (запис на дошці та у зошиті)

На залізі, що захищається, йдуть процеси:

2 H + + 2 e - = H 2 (У кислому середовищі)

або

O 2 + 2 H 2 Про + 4 e - = 4 OH - (У нейтральному середовищі)

Zn 2+ + 2 ВІН- = Zn (ОН)2 (запис на дошці та в зошиті)

Магнієвий анод оточують сумішшю гіпсу, сульфату натрію та глини, щоб забезпечити провідність іонів. Труба відіграє роль катода в гальванічному елементі (рис. 5. Захист металевих водопровідних труб).

Повідомлення 2. Захист металу менш активним металом. Так звану «білу жерсть» одержують, покриваючи тонким шаром олова листове залізо. Олово захищає залізо доти, доки захисний шар залишається непошкодженим. Варто його пошкодити, як на залізо починають впливати повітря та волога, олово навіть прискорює процес корозії, бо служить катодом у електрохімічному процесі.

Тому залізо служить у разі анодом і окислюється.

Електрозахист.Конструкція, що знаходиться в середовищі електроліту, з'єднується з іншим металом (зазвичай шматком заліза, рейкою тощо), але через зовнішнє джерело струму. При цьому конструкцію, що захищається, підключають до катода, а метал - до анода джерела струму. В цьому випадку електрони віднімаються від анода джерелом струму, анод (що захищає метал) руйнується, а на катоді відбувається відновлення окислювача. Електрозахист має перевагу перед протекторним захистом: радіус дії першої близько 2000 м, другий 50

3. Створення сплавів, стійких до корозії. Якщо метал, наприклад хром, створює щільну оксидну плівку, його додають у залізо і утворюється сплав – нержавіюча сталь. Такі сталі називаються легованими. Великим досягненням металургів у захисті від корозії стало створення корозійностійкої сталі. Внаслідок зниження вмісту вуглецю в нержавіючій сталі до 0,1 % стало можливим виготовляти з неї листовий прокат. Типова «нержавіюча сталь» містить 18% хрому і 8% нікелю. Перші тонни нержавіючої сталі нашій країні виплавили ще 1924 р. в Златоусті. Наразі створено широкий асортимент сталей, стійких до корозії. Це і сплави на залізохромонікелевій основі, і особливо нікелеві корозійностійкі, леговані молібденом і вольфрамом. Ці сплави виробляють і нашому комбінаті.

Багато сплавів, які містять незначну кількість добавок дорогих і рідкісних металів, набувають чудової стійкості до корозії та чудових механічних властивостей. Наприклад, добавки родію або іридію до платини так сильно підвищують її твердість, що вироби з неї – лабораторний посуд, деталі машин для отримання скловолокна – стають практично вічними.

Повідомлення 4 Пасивація металу. Пасивація - це утворення на поверхні металу оксидного шару, що щільно прилягає, захищає від корозії. Поверхню металу обробляють так, щоб утворилася тонка та щільна плівка оксиду, яка перешкоджає руйнуванню основної речовини. Наприклад, концентровану сірчану кислоту можна перевозити в сталевих цистернах, оскільки вона утворює на поверхні металу тонку, але дуже міцну плівку. Пасивація викликається іншими сильними окислювачами. Наприклад, зберігання лез безпечних бритв у розчині хромату калію дозволяє довше зберегти їх гострими. В іншому випадку, підлога дією вологого повітря, залізо окислюється і його поверхня іржавіє.

V. Закріплення нового матеріалу. Підбиття підсумків. Рефлексія.

Вправа 10. стор. 112 підручника усно.

Виставлення оцінок.

ВИСНОВОК.

VI. Домашнє завдання.

§ 37, записи у зошити. Повторити § 36. Узагальнити матеріал на тему «Загальні властивості металів»

Підготовка до наступного уроку.

1 група: «Лужні метали»

2 група: «Лужно-земельні метали»

3 група: "Метали III A групи"

Омський державний технічний університет
Кафедра «Хімія»
Новгородцева Л.В.
ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ
Хімічні властивості металів.
Корозія металів.
Лекція
Мультимедійна слайд-лекція
©ОмДТУ, 2014

Поширення металів у природі

МЕТАЛИ В ПРИРОДІ. Кларк.

Клааркове число (або кларки елементів, ще частіше говорять
просто кларк елемента) - числа, що виражають середнє
вміст хімічних елементів у земній
кора, гідросфера, Земля, космічні
тілах, геохімічних або космохімічних системах та ін.
по відношенню до загальної маси цієї системи.
Виражається у % або г/кг.
Найбільш
поширені з
металів у земній
корі
Алюміній
Al –
8,45% (мас.)
Залізо
Fe -
4,4% (мас.)
Кальцій
Ca -
3,3% (мас.)
Натрій
Na -
2,6% (мас.)
Магній
Mg -
2,1% (мас.)
Титан
Ti -
0,61% (мас.)

Найбільш поширені поєднання металів у природі

З природних сполук металів найбільше
Найпоширенішими є оксиди.
Fe2O3 – гематит; Fe3O4 – магнітний залізняк, магнетит;
Cu2O - куприт; Al2O3 – корунд; TiO2 – рутил, анатаз, брукіт;
MnO2 – піролюзит; SnO2 - каситерит та ін.
Широко поширені сульфіди малоактивних
металів: NiS; CuS; ZnS; PbS; FeS2.
У вигляді галидів: - фторидів, хлоридів - зустрічаються лужні та
лужноземельні метали.
У вигляді карбонатів – легкі метали – Mg, Ca (CaCO3).
У вигляді сульфатів активні метали Na, Ca, Ba, Mg (Na2SO4).
Розчинні солі металів зустрічаються у воді океанів, морів, озер.

Одержання металів

Видобування металів із руд

Більшість металів знаходяться у природі у вигляді
з'єднань з іншими елементами, переважно у вигляді руд.
У вільному стані (самородки)
зустрічаються золото та платина, а
срібло та мідь – частково; іноді
трапляється самородна ртуть
деякі інші метали.
Au і Pt видобувають за допомогою
механічного відділення від породи,
в якій вони укладені (наприклад
промиванням), або шляхом вилучення
їх із породи різними реагентами
з наступним виділенням з
розчину

ПІРОМЕТАЛУРГІЯ

Одержання металів із руд їх
відновленням при високих
температурах
Відновлювачі
Вуглець (кокс)
PbO + C = Pb + CO
Оксид вуглецю
(II)
Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2
Водень
MnO2 + 2H2 = Mn + 2H2O
гідротермія
Більш активний
метал
(металотермія)
Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al2O3
алюмотермія
TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2
магнієтермія
карботермія

ГІДРОМЕТАЛУРГІЯ

Розчинення природного
сполуки у вигляді водних
розчинів за допомогою різних
реагентів з наступним
виділенням металу з
розчину. Процес йде за
нормальних температурах.
Відновлювачі – активні
метали чи електрони
З руд золото витягують за допомогою ціаніду калію, а
потім відновлюють порошкоподібним цинком
2K + Zn → K2 + 2Au
Метал отримують у дрібнороздробленому стані

ЕЛЕКТРОМЕТАЛУРГІЯ

Електрометалургія – одержання металів із водних
розчинів або розплавів за допомогою електричного струму
(Електролізом)
Електроліз водних розчинів: для одержання малоактивних металів
CuSO4 + H2O → Cu0 + H2SO4 + O2
Катод (-): Cu2+ + 2e- → Cu0
Анод (+): 2H2O - 4e- → O2 + 4Н+
Електроліз розплавів: для
отримання активних металів
2NaClрозплав→ 2Na0 + Cl20
Катод (-): Na+ + 1e- → Na0
Анод (+): 2Cl- - 2e- → Cl20

ФЛОТАЦІЙНИЙ МЕТОД

Флотація - метод заснований на
різної змочуваності поверхні
мінералу водою.
Приклад: руду, що складається з сірчистого металу та порожній
породи, подрібнюють, заливають водою, додаючи малополярне
органічна речовина (для утворення піни) та невелика
кількість реагенту «колектора», який адсорбується
поверхнею мінералу. Через суміш знизу пропускають струмінь
повітря. В результаті частинки мінералу із шаром молекул
«колектора» прилипають до бульбашок повітря, а частинки порожній
породи, змочені водою, опускаються на дно. Потім піну
збирають, віджимають та отримують руду з великим вмістом
металу.

МАГНІТНИЙ СПОСІБ

Магнітна сепарація застосовується для збагачення руд, що містять
мінерали з відносно високою магнітною сприйнятливістю. До них
відносяться магнетит, франклініт, ільменіт і пірротин, а також
деякі інші мінерали заліза, поверхні яких можуть бути
надано необхідних властивостей шляхом низькотемпературного випалу.
Сепарація проводиться як у водній,
так і в сухому середовищі. Суха сепарація
більше підходить для великих зерен,
мокра - для тонкозернистих пісків та
шламів. Звичайний магнітний сепаратор
являє собою пристрій, в якому
шар руди завтовшки в кілька зерен
переміщається безперервно в магнітному
поле. Магнітні частки витягуються
з потоку зерен стрічкою і збираються для
подальшої переробки; немагнітні
частинки залишаються у потоці.

Природа хімічного зв'язку у металах

ЗАГАЛЬНІ ФІЗИЧНІ ВЛАСТИВОСТІ

Висока електропровідність, висока теплопровідність,
пластичність, тобто. здатність піддаватися деформації при
нормальних і підвищених температурах, не руйнуючись.
Завдяки цій властивості метали
піддаються ковці, прокатці,
витягуванню в дроту (волоченню),
штампування.
Металам властиві
також металевий
блиск, обумовлений
їхньою здатністю
добре відбивати світло.

МЕТАЛИ. НАПІВПРОВІДНИКИ. ДІЕЛЕКТРИКИ. ЗОННА ТЕОРІЯ.

МЕТАЛЕВИЙ ЗВ'ЯЗОК

Здатність електронів вільно пересуватися кристалом
і переносити енергію з однієї її частини до іншої служить
причиною високої тепло- та електропровідності металів
Валентні електрони, що здійснюють хімічний зв'язок,
належать не двом або декільком певним атомам,
а всьому кристалу металу. При цьому валентні електрони
здатні вільно переміщатися обсягом кристала.
Утворену таким чином
хімічний зв'язок називають
металевим зв'язком.
Сукупність «вільних»
електронів у металі електронним газом

Хімічні властивості металів

Стандартний водневий електрод

Для побудови чисельної шкали електродних
потенціалів потрібно потенціал якогось електродного
процесу прийняти рівним нулю. Як зразок для
створення такої шкали прийнято електродний процес:
2Н+ +2е- = Н2
Водневий електрод
Платинова пластина,
електролітично покрита
губчастою платиною та занурена
в 1М розчин сірчаної кислоти,
через який барботується
газоподібний водень по
тиском 1 атмосфера.
На поверхні зіткнення
платини з розчином кислоти
встановлюється рівноважний
процес:
2Н+ +2е- ⇆ Н2

ЕЛЕКТРОХІМІЧНИЙ РЯД НАПРУГИ МЕТАЛІВ

Потенціал водневого електрода відтворюється з дуже високою
точністю. Тому водневий електрод і прийнятий як
зразка під час створення шкали електродних потенціалів.
Для визначення потенціалу того
або іншого електродного процесу
потрібно скласти гальванічний
елемент
з
випробуваного
і
стандартного
водневого
електрода та виміряти його ЕРС.
Оскільки потенціал стандартного
водневого електрода дорівнює нулю,
то
вимір
ЕРС
буде
представляти
собою
потенціал
електродного процесу.
Таким чином одержують електрохімічний ряд напруги.
металів. Т.к. вимірювання проводять щодо водневого
електрода цей ряд називають водневою шкалою.

ВІДНОВЛЮВАЛЬНІ ВЛАСТИВОСТІ. ЕНЕРГІЯ ІОНІЗАЦІЇ

Ослаблення відновлювальних властивостей, активності
Цей ряд називається електрохімічним рядом напруги.
металів. Енергія іонізації, визначається положенням
металу у періодичній системі. В електрохімічному
ряду напруги метал, що стоїть ліворуч, може витісняти
з розчинів або розплавів солей метал, що стоїть правіше.

Користуючись цим рядом, можна передбачити, як буде метал
поводитися в парі з іншим.
У електрохімічний ряд напруги включено також
водень. Це дозволяє зробити висновок про те, які
метали можуть витіснити водень із розчинів кислот.
Так, наприклад, залізо витісняє водень із розчинів
кислот, оскільки знаходиться ліворуч від нього;
мідь не витісняє водень, оскільки знаходиться правіше
його у ряді напруги металів.

АКТИВНІСТЬ МЕТАЛІВ У ВІДПОВІДНОСТІ З РЯДОМ НАПРУГИ МЕТАЛІВ

Li, K, Ba, Na, La, Mg, Lu, Be, Sc, Ti, Hf, Al, Zr, V, Mn, Cr, Zn, Fe, Cd,
Co, Mo, Sn, W, Pb, H
Ge, Sb, Bi, Cu, Re, Ag, Pd, Hg, Pt, Au.
Усі метали можна розділити на групи:
активні метали стоять у ряду активності перед Cd;
середньої активності - знаходяться в ряду від Cd до Н;
малоактивні метали стоять у ряду активності після Н.

ЗАГАЛЬНІ ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ МЕТАЛІВ

Хімічні властивості металів визначаються:
будовою їх атомів,
типом кристалічних ґрат.
Головна та найбільш загальна властивість металів – хороші
відновлювачі, тобто. легко віддають електрони:
Ме0 - ne-→ Меn+
На основі ряду стандартних електродних потенціалів
можна зробити висновок про хімічну активність металів
З солями активніший метал (стоящий ліворуч у ряду)
напруги металів) витісняє менш активний з його
солі: Zn + CuCl2 → ZnCl2 + Cu

ЗАГАЛЬНІ ВЛАСТИВОСТІ МЕТАЛІВ. ВЗАЄМОДІЯ З ПРОСТИМИ РЕЧОВИНАМИ

МЕТАЛ
кисень
оксиди, пероксиди,
надпероксиди
галогени
фториди, хлориди,
броміди, йодиди
сірка
сульфіди
азот
нітриди
фосфор
фосфіди
водень
гідриди
вуглець
карбіди
кремній
силіциди

Взаємодія металів із водою

Взаємодія металів з водою з термодинамічної точки зору

Взаємодія металів з водою йде за реакцією:
Ме0 + Н2О = МеОН + 1/2 H2

Ϥ0Red
Окислювач:
2H+ + 2e- → H2
Ϥ0Ох
Е = Ϥ0Ох - Ϥ0Red > 0
Ϥ0Ох > Ϥ0Red
Стандартний електродний потенціал іонів водню у воді
(РН = 7):
Ϥ0Ох = -0,59. рН = -0,41 В
Тому умову відновлення металу водою можна
записати у вигляді:
Ϥ0Red< -0,41 В
Тобто. з водою, витісняючи з неї водень, взаємодіють усі
метали, що стоять до Сd, стандартний електродний
потенціал яких нижче –0,41 В.

ВЗАЄМОДІЯ МЕТАЛІВ З ВОДОЮ

Активні метали (метали від початку низки активності до Mg) з
водою дають гідроксиди та водень:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
Метали середньої активності (від Mg до Н2) дають оксиди та
водень (при нагріванні):
З гарячою водою реагують метали, що стоять у ряді від Mg до Cd:
Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2
3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2
Температура реакції t = 100 °С
Температура реакції t = 700 °С
Деякі з металів, розташовані
між Mg та Cd, наприклад, Zn, Al покриті захисними окисними
плівками (ZnO, Al2O3) і розчиняються у питній воді, тобто. метал не
активний (пасивний). Явище називається пасивацією металу.
Неактивні метали із водою не реагують.

Взаємодія металів із кислотами

ВЗАЄМОДІЯ З КИСЛОТАМИ

Розведені кислоти є окислювачами за рахунок
водню
Відновник: Ме0 - ne-→ Меn+
Ϥ0Red
Окислювач:
2H+ + 2e- → H2
Ϥ0Ох = Ϥ0 2H+/H2 = 0
Е = Ϥ0Ох - Ϥ0Red > 0
Ϥ0Ох > Ϥ0Red
Ϥ0Red< 0 В
Mg0 + 2HСl → МgCl2 + H2
Метали, що знаходяться в ряді напруги металів до
водню витісняють його з кислот (виключення:
концентрована сірчана кислота, азотна кислота будь-який
концентрації).

ПАСИВАЦІЯ МЕТАЛІВ КИСЛОТАМИ

Іноді утворюються нерозчинні або малорозчинні
продукти, що гальмують реакцію.
Наприклад, свинець Pb не розчиняється в розведеній сірчаній
кислоті та соляної, т.к. утворюються PbSO4 і PbCl2, які не
розчиняються у воді та гальмують окислення.
Pb + 2HCl = PbCl2 + H2
Ефект пасивації через утворення захисної плівки на
поверхні, що призводить до уповільнення реакції,
спостерігаються в деяких інших металів.
Найчастіше продукти утворюються при взаємодії зі
наступними кислотами: H3PO4, H2SO3, H2CO3, HCN, HF.

ТАБЛИЦЯ РОЗТВОРНОСТІ

ВЗАЄМОДІЯ МЕТАЛІВ З КОНЦЕНТРОВАНОЮ СІРНОЮ КИСЛОТОЮ

У концентрованій сірчаній кислоті в ролі окислювача
виступає сірка в ступені окислення +6, що входить до
склад сульфат-іону SO42-.
Концентрована сірчана кислота окислює все
метали, стандартний електродний потенціал яких
менше 0,36 В, максимального значення електродного
потенціалу в електродних процесах за участю сульфатіону SO42-.
Концентрована сірчана кислота відновлюється до
наступних продуктів
H2S+6O4 (к) → S+4O2 → S0 → H2S2-

ВПЛИВ АКТИВНОСТІ МЕТАЛІВ ПРИ ВЗАЄМОДІЇ З КОНЦЕНТРОВАНОЮ СІРНОЮ КИСЛОТОЮ

Активні метали реагують із кислотою, відновлюючи її
до сірководню
5H2S6+O4(k) + 4Zn = 4ZnSO4 + H2S +4H2O
Малоактивні метали реагують із кислотою, відновлюючи
її до SO2
2H2S6+O4(k) + Cu0 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Концентрована сірчана кислота пасивує метали
середньої активності: Fe, Be, Cr, Co, Al. На поверхні
металу утворюються щільні плівки оксиду:
3H2SO4(k) +2Fe = Fe2O3 + 3H2O +3SO2
Метали Re, Mo, Tc, Ti, V взаємодіють відповідно до
рівнянням
2V +5H2SO4(k) =2HVO3+5SO2 + 4H2O

ОКИСЛЮВАЛЬНА ЗДАТНІСТЬ АЗОТНОЇ КИСЛОТИ

Кислотний залишок азотної кислоти (будь-якої концентрації)
має високу окисну здатність.
В азотній кислоті в ролі окислювача виступає азот у
ступеня окиснення +5.
Відновлюється кислота до наступних продуктів:
HN5+O3 → N4+O2 → N2+O → N+2O → N20 → N3-H3
Ступінь відновлення зростає
Чим концентрована кислота тим глибше
вона відновлюється.
Характер продуктів реакції залежить як від концентрації
кислоти, так і від активності металу

ВАЖКІ МЕТАЛИ

Відомо
близько
сорока
різних
визначень
терміну важкі метали, і неможливо вказати на одне з
них як найбільш прийняте.
Використовуваним критерієм може бути атомна вага згори
50,
до важких металів відносять понад 40 металів
періодичної системи Д.І. Менделєєва: V, Cr, Mn, Fe, Co,
Ni, Cu, Zn, Mo, Cd, Sn, Hg, Pb, Bi та ін.
Іншим часто використовуваним критерієм є щільність,
приблизно рівна або велика щільність заліза (8 г/см3),
класифікація Н. Реймерса: Pb, Cu, Zn, Ni, Cd, Co, Sb, Sn,
Bi, Hg.
Існують класифікації, засновані та на інших
значення порогової щільності або атомної ваги. Деякі
класифікації роблять винятки для шляхетних та
рідкісних металів, не відносячи їх до важких, деякі
виключають некольорові метали (залізо, марганець).

ВЗАЄМОДІЯ ТЯЖКИХ МЕТАЛІВ З АЗОТНОЮ КИСЛОТОЮ

У разі взаємодії важких металів з
концентрованою азотною кислотою найчастіше
виділяється оксид азоту (IV) NO2, з розведеної – оксид
азоту (ІІ) NO.
HNO3(розб) + Cu0 → Cu(NO3)2 + NO + H2O
HNO3(Конц) + Cu0 → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
У разі концентрованої азотної кислоти найчастіше
виділяється оксид азоту (IV) NO2, у разі розведеної –
оксид азоту (ІІ) NO.

ВЗАЄМОДІЯ лужних і лужно-земельних металів з азотною кислотою

Концентрована азотна кислота при взаємодії з
лужними (елементи 1 групи головної підгрупи: Li, Na,
K, Rb, Cs, Fr) та лужноземельними металами (елементи 2
групи головної підгрупи (крім Be, Mg): Ca, Sr, Ba, Ra)
відновлюється до оксиду азоту (I) N2O
HNO3(конц) + Ca0 → Ca+2(NO3)2 + N+2O + H2O
HNO3(розб) + Ca0 → N-3H4NO3 + Ca(NO3)2+ H2O
Розведена азотна кислота при взаємодії з
лужними, лужноземельними металами, Zn, Fe
відновлюється до нітрату амонію NH4NO3.

ВПЛИВ СТУПЕНЯ ОКИСЛЕННЯ МЕТАЛУ. ПАСИВАЦІЯ

Залежно від хімічної природи металу зазначено такі
закономірності:
метали, у яких стійкий низький ступінь окислення,
утворюють відповідні іони:
Mg0 + HNO3 (розб) → Mg(NO3)2 + NO + H2O
метали (W, Ti, V, Re, Tc), для яких найбільш характерна
високий ступінь
кислоти:
окислення,
утворюються
кисневмісні
W0 + 2HNO3 (розб) → H2WO4 + NO
W0 + 6HNO3 (конц) → H2WO4 + 6NO2 + 2H2O
3Tc + 7HNO3 (розб) → 3HTcO4 +7NO + 2H2O
Азотна кислота будь-якої концентрації пасивує
метали: Fe, Cr, Al, Be, Bi, Ni на холоді.

Окислювальна здатність азотної кислоти посилюється
додаванням до неї фтороводородної
або хлороводневої кислоти.
Ці суміші розчиняють малоактивні метали.
21HF + 5HN+5O3 + Ta → 3H2-2 + 5NO + 10H2O

«Царська горілка» – суміш
концентрованих кислот HNO3
та HCl у співвідношенні 1:3.
Уявляє собою рідину
жовтого кольору із запахом хлору та
оксидів азоту

ВЗАЄМОДІЯ З СУМІШЯМИ КИСЛОТ

«Царська горілка» розчиняє золото та платину. Дія її
пояснюється тим, що азотна кислота окислює соляну
з
виділенням вільного хлору та утворенням хлористого
нітрозилу N+3OCl:
HN+5O3 + 3HCl = Cl2 + N+3OCl + 2H2O
Хлористий нітрозил є проміжним продуктом реакції та
розкладається:
2N+3OCl = 2NO + Cl2
Хлор у момент виділення складається з атомів, що й зумовлює

Високу окисну здатність царської горілки.
Au+ HN+5O3 + 3HCl → AuCl3 + NO + 2H2O
3Pt+ 4HN+5O3 + 12HCl →3PtCl3 + 4NO + 8H2O
З надлишком HCl хлорид золота (III) та хлорид платини (IV)
утворюють комплексні сполуки H та H2
Au+ HN+5O3 + 4HCl → H + NO + 2H2O

Взаємодія металів із водними розчинами лугів

ВЗАЄМОДІЯ МЕТАЛІВ З ВОДНИМИ РОЗЧИНАМИ луг

З розчинами лугів взаємодіють метали
схильні до освіти аніонних комплексів, тобто. ті
метали, у яких оксиди та гідроксиди мають
амфотерний характер:
Це амфотерні метали Zn, Al, Be, Ga, Sn, Pb.
Механізм перебігу реакції (окислення йде
за рахунок молекул води):
Zn +2 H2O = Zn(OH)2↓ + H2
Zn(OH)2↓ +2 NaOH = Na2-2.

СТІЙКІСТЬ АНІОННИХ КОМПЛЕКСІВ

Чим стійкішими комплексні аніони типу [Е(ОН)n]x-,
тим легше йде реакція. Помічено, що такі аніони
найбільш
стійкі
у
таких
металів
як
цинк,
алюміній, берилій, тому вони легко розчиняються
у водних розчинах лугів. Для заліза, кобальту,
титану,
марганцю
комплекси
повільно.
не
і
ряду
стійкі
інших
і
металів
взаємодія
такі
йде

ВЗАЄМОДІЯ МЕТАЛІВ З ВИСОКИМИ СТУПЕНЯМИ ОКИСЛЕННЯ З ВОДНИМИ РОЗЧИНАМИ лугів

Взаємодіють з лугами деякі d-елементи,
які у присутності окислювачів утворюють сполуки з
високими ступенями окиснення. Ванадій, вольфрам, хром,
наприклад,
в
розплавлених
лугах
окислюються
киснем у ванати – Me3VO4, у вольфрамати – Me2WO4
і хромати – Me2СrO4, відповідно:
2W + 4NaOH + 3O2 = 2Na2WO4 + 2 H2O

Розчин алюмінію у водному розчині луги

Алюміній із водою не взаємодіє, хоча є активним
металом. Причиною інертності алюмінію є утворення
на його поверхні під дією кисню повітря у звичайних
умовах оксидної плівки Al2O3, що володіє дуже сильним
захисною дією. Доданий луг розчиняє оксидну
плівку з утворенням гідроксоалюмінату та створює можливість
безпосередньої взаємодії алюмінію із водою.
Реакція йде за схемою:
1.Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na
2. 2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2
3. Al(OH)3 + NaOH → Na

Корозія металів

КОРОЗІЯ МЕТАЛІВ.

Корозія – це
мимоволі
протікаючий
процес руйнування
металу в
результаті
взаємодії з
довкіллям.

МАТЕРІАЛЬНІ ВТРАТИ.

Матеріальні втрати при
корозії:
Руйнування трубопроводів,
металевих частин машин,
корпусів суден, морських
споруд (понад 10 %
щорічної виплавки металів
губиться через корозію).
Вартість втраченого
продукту через
прокородовану систему
труб.
Простои підприємств на
період заміни
металевих конструкцій
корозії.

МЕХАНІЗМ ПРОЦЕСУ КОРОЗІЇ.

Процес йде з виділенням енергії та розсіювання речовини
(Ентропія системи зростає ∆S > 0).
Одержання металів у чистому вигляді завжди супроводжується
витратою енергії.
Ця енергія накопичується в них як вільна енергія
Гіббса і робить їх хімічно активними речовинами.
Металургійний процес:
_
Корозійний процес:
_
Меn+ + ne → Me0
Me0 - ne → Меn+
∆G0х.р. >0
∆G0х.р.< 0
(Йде з витратою енергії)
(мимовільний процес)

КЛАСИФІКАЦІЯ ПРОЦЕСІВ КОРОЗІЇ.

КОРОЗІЯ МЕТАЛІВ

Хімічна корозія металів

СУТНІСТЬ ХІМІЧНОЇ КОРОЗІЇ.

Хімічна корозія характерна для середовищ, які не проводять
електричний струм.
Сутність процесу хімічної корозії зводиться до
окисно-відновним
реакцій,
причому
спостерігається безпосередній перехід електронів металу
на окислювач.
Вона є мимовільною руйнацією
металів у середовищі окисного газу (O2, SO2, H2S,
галогени) або рідких неелектролітах (органічні
рідини – сірчиста нафта).

ХІМІЧНА КОРОЗІЯ У ГАЗОВОМУ СЕРЕДОВИЩІ

Загалом для газової корозії:
1.2Ме0 (т) + О2 (г) ⇄ 2 Ме+2О (т)
Утворення оксиду на поверхні металу
внаслідок взаємодії з киснем повітря.
2. МеО (т) → [МеО] (р)
Розчинення оксидної плівки в самому металі,
рівновага буде зрушено праворуч, т.к. оксиди більшості
металів здатні розчинятися в металі та йти з
системи рівноваги.
Механізм такої корозії зводиться до дифузії іонів
металу крізь плівку продуктів корозії з одного боку,
та з іншого боку зустрічної дифузії атомів кисню
углиб плівки.

ПРИКЛАД ХІМІЧНОЇ КОРОЗІЇ У РІДКОМУ СЕРЕДОВИЩІ.

ШВИДКІСТЬ ОКИСЛЕННЯ

Визначається властивостями оксидної плівки на
поверхні металу:
суцільність плівки;
дифузійна здатність плівки;
будова оксидної плівки.
Суцільність плівки () оцінюється відношенням обсягу
оксиду, що утворився, до обсягу металу,
витраченого на утворення цього оксиду (фактор
Піллінга-Бедвордса)
Значення для
металів наведено у довідниках.

СПЛОШНІСТЬ ПЛІВКИ

Якщо
< 1, то образующаяся пленка не сплошная. Толщина
оксидної плівки зростає пропорційно до часу окислення.
З підвищенням температури процес корозії різко
прискорюється через погане відведення тепла, йде розігрів металу
та швидкість реакції зростає.
Якщо
= 1,2 – 1,6, то оксидна плівка, що утворюється
Суцільна. Така плівка гальмує дифузію окислювача. І по
мірою потовщення плівки її подальше зростання весь час буде
сповільнюватися. Суцільні плівки утворюються на поверхні
таких металів як Со, Ni, Mn, Ti.
При
> 1,6 оксидні плівки
також не суцільні та легко
відокремлюються
від
поверхні
металу (залізна окалина)

ВОРОНЕННЯ СТАЛИ

Воронеа́нія
сталі (оксидування, чорніння,
синіння) -
процес
отримання
на
поверхні
вуглецевої
або
низьколегованої сталі або чавуну шару
оксидів
заліза завтовшки 1-10 мкм. Від товщини цього шару залежить його
колір - так звані кольори втечі, що змінюють друг
друга в міру зростання плівки (жовтий, бурий, вишневий,
фіолетовий, синій, сірий).
Структура покриття дрібнокристалічна,
мікропориста. Для надання блиску, а також
покращення захисних властивостей окисної плівки
її також просочують олією (мінеральною
або рослинним).
Зараз вороніння застосовується
переважно як декоративна
обробки, а раніше - в основному - для
зменшення корозії металу.

ВПЛИВ БУДУВАННЯ ОКСИДНОЇ ПЛІВКИ НА ШВИДКІСТЬ КОРОЗІЇ

Для металів із змінним ступенем окислення будова
плівки по товщині буде різне, так, наприклад, при
воронення сталі утворюються такі оксидні шари:
Fe|дифузний шар|FeO|дифузний шар|Fe3O4
Така будова оксидної плівки
забезпечує міцний зв'язок
оксидного шару з поверхнею
металу.
Експериментально доведено, що
оксидні плівки зі структурою
шпинелі RO.R2O3 (FeO.Cr2O3 або
NiO.Cr2O3) служать надійною
захист від корозії.

КІЛЬКОВА ОЦІНКА ШВИДКОСТІ КОРОЗІЇ

Кількісно швидкість будь-якого виду корозії вимірюється в
одиницях маси втраченого металу (∆m) з одиниці
площі (S) в одиницю часу (t):
Швидкість корозії може вимірюватися і завтовшки шару
втраченого металу за одиницю часу.
Для визначення швидкості корозії використовують вагові,
об'ємні та фізичні методи.

АГРЕСИВНІ СЕРЕДОВИЩА І СТІЙКІСТЬ РІЗНИХ МЕТАЛІВ

Крім кисню сильну агресивну властивість мають
та інші гази. Найбільш активними є фтор (F),
діоксид сірки (SO2), хлор (Cl2), сірководень (Н2S). Їх
агресивність по відношенню до металів, а отже і
швидкість корозій, однакова.
Наприклад, алюміній та його сплави,
хром та сталі з високим вмістом
хрому, нестійкі в атмосфері,
містить
хлор,
хоча
по
відношенню
до
кисню
вони
стійкі.
Нікель не стійкий у атмосфері
діоксиду сірки (SO2), а мідь цілком
стійка.

Електрохімічна корозія металів

ЕЛЕКТРОХІМІЧНА КОРОЗІЯ

Електрохімічна корозія характерна для середовищ, що мають
іонну провідність, тобто. для електролітів
У цьому випадку реакція взаємодії металу з
окислювачем протікає у кілька стадій:
1. Анодне
окислення
металу.
Метал у вигляді іонів переходить у
розчин,
а
еквівалентне
кількість електронів залишається в
_
металі: Me0 - ne → Меn+
2. Катодний процес – асиміляція
(утримування)
надлишкових
електронів у металі.
3. Рух іонів у розчині.

УМОВИ, що сприяють електрохімічній корозії

Положення металу серед активності металів: чим
далі розташовані один від одного, тим швидше
відбувається корозія.
Чистота металу: домішки пришвидшують корозію.
Нерівність поверхні металу, тріщини.
Грунтові води, морська вода, розчин електроліту
(іони: Н+, Сl-, Br-, I-, для амфотерних металів ОН-).
Підвищення температури.
Дія
мікроорганізмів
(грибів,
бактерій,
лишайників): впливають на метали з високою
корозійною стійкістю.

МЕХАНІЗМ ЕЛЕКТРОХІМІЧНОЇ КОРОЗІЇ. АНОДНИЙ ПРОЦЕС.

Механізм
електрохімічної
корозії
визначається
різницею потенціалів катодних та анодних ділянок та
зводиться до роботи газового електричного елемента.
Основною відмінністю процесів електрохімічної корозії
від процесів гальванічним елементом є відсутність
зовнішнього кола. Електрони в цьому випадку не виходять із
кородиючого металу, а рухаються всередині металу.
Оскільки будь-який метал завжди містить домішки інших
металів, то на його поверхні в середовищі електроліту
утворюється багато короткозамкнених мікрогальванічних
елементів.
Анодом у них буде основний метал, який окислюється по
_
реакції: Me0 - ne → Меn+

КАТОДНИЙ ПРОЦЕС ДЕПОЛЯРИЗАЦІЇ.

Катодний процес, найчастіше, йде з кисневою або
водневою деполяризацією.
Деполяризатор – це речовина, що утримує електрони.
Киснева деполяризація відбувається за участю
розчиненого кисню, який є
деполяризатором:
при
: О2 + 2Н2О + 4е- → 4ОНпрі
: О2 + 2Н+ + 4е- → 2Н2О
Воднева деполяризація відбувається за участю катіонів
водню середовища (деполяризатор – водень):
при
: 2Н+ + 2е- → Н20

ЕЛЕКТРОХІМІЧНА КОРОЗІЯ

Анод (-) Fe / О2, Н2О, NaCl / Sn (+) Катод
A: Fe
0
_
- 2e → Fe
2+
_

СХЕМА КОРОЗІЙНОЇ МІКРОГАЛЬВАНОПАРИ ПРИ КОНТАКТІ Zn - Cu

Анод (-) Zn / середа / Су (+) Катод
Анод (-) Zn/О2, Н2О, NaCl/Сu(+) Катод
Zn
0
_
- 2e → Zn
2+
_
О2 + 2Н2О + 4е → 4ОНкиснева деполяризація
Анод (-) Zn / Н2SO4 / Су (+) Катод
_
2Н+ + 2е → Н20
воднева деполяризація

СХЕМА МІКРОГАЛЬВАНОПАРИ ЕЛЕКТРОХІМІЧНОЇ КОРОЗІЇ ПРИ КОНТАКТІ ЗАЛІЗУ ЦИНКУ

Анод (-) Zn/О2, Н2О, NaCl/Fe(+) Катод

АЕРАЦІЙНА КОРОЗІЯ

Процеси окислення та відновлення йдуть на різних
ділянках поверхні металу та супроводжуються появою
електричний струм.
При неоднаковому доступі кисню
до
поверхні
металу
на
ній
виникають
гальванічна
пара
особливого
роду:
ділянка
більше
адсорбуючий кисень є
катодом, а менш адсорбуючий
анодом.
Внаслідок
сферичній
сплющеності краплі води кільцева
зона під її краями виявиться катодом,
а під центральною частиною – анодом.
Анод (-) Fe (центр) / О2, Н2О, NaCl / Fe (край) (+) Катод
А: Fe2+ + K3 = 3K+ + Fe2+
гексаціаноферрат (III) калію
«турнбулева синь»

ПАСИВАЦІЯ МЕТАЛІВ ПРИ КОРОЗІЯ

Іноді швидкість корозії може лімітуватись анодним
процесом. Це характерно для металів, здатних
пасивуватися (Cr, Al, Ti, Ni, Zr, Ta та ін.)
Пасивність металу називається
стан його підвищеної
корозійної стійкості,
викликане гальмуванням
анодного процесу.
Пасивування пов'язане з утворенням на поверхні
металу адсорбованих або фазових шарів (іноді тих і
інших), які гальмують процес розчинення металу.
Сильні окислювачі зазвичай сприяють пасивуванню
металу.

∆G = -nFE< 0
Е = Ϥ0Ох - Ϥ0Red > 0
Ϥ0Ох > Ϥ0Red
Ϥ0Ох > Ϥ0Me+n/Me0

УМОВИ ПРОТЕКАННЯ КОРОЗІЇ З КИСНЕВОЇ ТА ВОДОРОДНОЇ ДЕПОЛЯРИЗАЦІЇ

Якщо E0Me+n/Me0< E0Н+/Н2 меньше потенциала водородного
електрода (область 1), можлива корозія та з поглинанням
кисню, і з виділенням водню (лужні та лужноземельні метали, цинк, алюміній)
Якщо E0Me+n/Me0 менше потенціалу кисневого електрода,
але більше потенціалу водневого електрода (область 2),
тоді корозія можлива лише з участю кисню.
_
E0Н+/Н2< E0Me+n/Me0 < E0О2/ОН-
А (-): Ме0 - ne → Me+n
_
К (+): О2 + 2Н2О + 4е → 4ОН-

УМОВИ ПРОТЕКАННЯ КОРОЗІЇ З КИСНЕВОЇ ТА ВОДОРОДНОЇ ДЕПОЛЯРИЗАЦІЇ

Якщо E0Me+n/Me0 > E0О2/ОН- потенціалу кисневого електрода
(область 3), то корозія металу неможлива.
Приклад: золото - без комплексоутворювача не
корродує із поглинанням кисню або виділенням
водню.
Потенціали багатьох металів лежать у другій області.

Методи захисту металів від корозії

МЕТОДИ ЗАХИСТУ МЕТАЛІВ ВІД КОРОЗІЇ

Усі методи захисту умовно поділяються на такі групи:
1.Легування металів;
2.Захисні покриття (металеві та неметалічні);
3.Електрохімічний захист;
4.Зміна властивостей корозійного середовища.
Вибір того чи іншого способу захисту від корозії
визначається:
з одного боку його ефективністю,
з іншого боку, його економічною доцільністю.

ЛЕГУВАННЯ МЕТАЛІВ

Це метод захисту, пов'язаний з
зміною властивостей кородируючого
металу. Ефективний, хоча зазвичай
дорогий спосіб захисту. При
легуванні до складу сплаву зазвичай
вводять компоненти, що викликають
пасивування металу (введення
хрому, нікелю, вольфраму і т.д.)
Для жаростійких сплавів легуючими
добавками є хром, алюміній,
нікель, кремній – вони покращують властивості
захисних плівок, що утворюються при
окиснення металів.

ЗАХИСНІ ПОКРИТТЯ. МЕТАЛЕВІ ПОКРИТТЯ

Захисні покриття - це шари, що штучно створюються
на поверхні металу для запобігання корозії.
Металеві покриття
Матеріалами для покриття можуть
бути як чисті метали (Zn, Cd,
Al, Ni, Cu, Cr, Ag), так і їх сплави
(бронза, латунь).
За характером поведінки ці
покриття діляться
на катодні та анодні

КАТОДНІ МЕТАЛЕВІ ПОКРИТТЯ

До катодних покриттів відносяться покриття, електродні.
потенціали яких у цьому середовищі мають більше
позитивне значення, ніж потенціал основного металу.
Для сталі (Fe) катодним покриттям буде мідне,
нікелеве, срібне.
Анод (-) Fe/О2, Н2О, NaCl/Сu(+) Катод
_
A: Fe 0 - 2e → Fe 2+
_
К: О2 + 2Н2О + 4е → 4ОН-
При пошкодженні катодного
покриття виникає
киснева деполяризація
гальванічний елемент в
_
+
0
2Н + 2е → Н2
якому йде окислення
воднева деполяризація
основного матеріалу
Отже, катодне покриття може захищати вироби
лише за відсутності пір і тріщин, тобто. коли не порушена
цілісність покриття.

АНОДНІ МЕТАЛЕВІ ПОКРИТТЯ

Анодні покриття мають більш негативний потенціал,
чим потенціал основного металу
Наприклад: покриття
сталі (Fe) цинком – основний метал у цьому випадку буде
катодом і кородувати не буде.
Анод (-) Zn/О2, Н2О, NaCl/Fe(+) Катод
_
A: Zn 0 - 2e → Zn 2+
_
К: О2 + 2Н2О + 4е → 4ОН киснева деполяризація
_
2Н+ + 2е → Н20
воднева деполяризація
При
пошкодження
анодного
покриття
виникає
гальванічний елемент у якому йде окислення
покриття, а основний матеріал залишається без зміни до
повного розчинення покриття.

СПОСОБИ ОТРИМАННЯ МЕТАЛЕВИХ ЗАХИСНИХ ПОКРИТТІВ

Електрохімічні (гальванічні покриття).
Металізація (Занурення у розплавлений метал).
Термодифузійний
спосіб
(для
отримання
жаростійких покриттів: Al – алітування, Si –
силікування, Cr - хромування, Ti - титанування).
При підвищеній температурі виріб занурюють у
порошок
металу,
Котрий
є
покриттям.
Відбувається дифузія металу, що наноситься в основний
метал.
Хімічний.
Виріб
поміщають
в
розчин,
містить іони металу-покриття та відновник. У
результаті
окисно-відновної
реакції
йде відновлення іонів металу до вільного
металу. Таким чином на метали та неметали наносять
покриття зі срібла, міді, нікелю та паладію.

НЕМЕТАЛІЧНІ ПОКРИТТЯ

Захисні властивості неметалічних покриттів зводяться до
ізоляції металу від довкілля.
Як такі покриття можуть
бути:
неорганічні емалі,
лакофарбові покриття,
покриття смолами,
пластмасами,
полімерними плівками,
гумою.

ЕЛЕКТРОХІМІЧНИЙ ЗАХИСТ. ПРОТЕКТОРИ

Метод заснований на гальмуванні анодних чи катодних
корозійних процесів.
Катодний захист – виріб підключається до (-) зовнішнього
джерела струму, воно стає катодом, а анодом зазвичай
служить допоміжний електрод (найчастіше сталевий).
Якщо допоміжний анод виготовлений із металу,
має
більше
негативний
потенціал,
чим
метал, що захищається, тоді струм не підключають. У
отриманому гальванічному елементі розчиняється анод, а
виріб не піддається корозії.
Такі електроди називаються протекторами (магній та його
метали, цинк, алюміній).
Анодний захист – полягає у створенні анодної поляризації
за рахунок прикладеного ззовні струму (захист нержавіючий
сталі у сірчаній кислоті).

ЗМІНА ВЛАСТИВОСТЕЙ КОРОЗІЙНОГО СЕРЕДОВИЩА

З
метою
зниження
корозійної
активності
середи
проводять її опрацювання.
Наприклад:
видалення
кисню
(кип'ятіння
розчину;
барботаж інертним газом; відновлення його за допомогою
відповідних відновників – сульфіти, гідразин);
зниження концентрації іонів Н+
- підлужуванням
розчину
В останні роки для захисту від корозії широко
застосовують інгібітори.

ІНГІБІТОРИ

Інгібітором – називається речовина, що знижує швидкість
корозії.
Інгібітори використовуються в системах, що працюють з
постійним або малозмінним обсягом.
Найбільш чітко інгібуюча дія виражена у
наступних типів сполук: аміни, азотовмісні
гетероциклічні сполуки, сульфіди, альдегіди,
меркаптани.
За умов застосування інгібітори поділяються на:
інгібітори для водних розчинів (кислотні, лужні
і для нейтрального середовища);
«летючі інгібітори» - для захисту від атмосферної
корозії (сполуки амінів з азотистою, вугільною або
хромовою кислотами.)

МЕХАНІЗМ ДІЇ ІНГІБІТОРІВ

Механізм дії інгібіторів полягає в адсорбції
їх на поверхні, що корродує, і подальшому
гальмуванні катодних та анодних процесів.
Анодні інгібітори-окислювачі (NO2-, NO3-, CrO42-, PO43-).
Метал при цьому переходить у стійке пасивне
стан.
Катодні інгібітори - знижують швидкість катодного
процесу або скорочують площу катодних ділянок.
Належать органічні речовини, що містять сірку, азот і
кисень (діетиламін, уротропін, гідразин).

При взаємодії металів з речовинами довкілля з їхньої поверхні утворюються сполуки, які мають зовсім інші властивості, ніж самі метали. У звичайному житті ми часто повторюємо слова «іржа», «іржавіння», бачачи коричнево-жовтий наліт на виробах із заліза та його сплавах.
Іржавіння - це окремі випадки корозії.
Корозія - це процес мимовільного руйнування металів під впливом довкілля.
Однак руйнуванню піддаються практично всі метали, в результаті чого багато їхніх властивостей погіршуються (або зовсім губляться): зменшуються міцність, пластичність, блиск, знижується електропровідність, а також зростає тертя між деталями машин, що рухаються, змінюються розміри деталей і т. д.
За своєю хімічною природою корозія - це окисно-відновний процес. Залежно від середовища, в якому він протікає, розрізняють два види корозії.

Види корозії

1.Хімічна корозіявідбувається в середовищі, що не проводить електричний струм.
Такий вид корозії проявляється у разі взаємодії металів із сухими газами або рідинами-неелектролітами (бензином, гасом та ін.). Такому руйнуванню зазнають деталі та вузли двигунів, газових турбін, ракетних установок. Хімічна корозія часто спостерігається у процесі обробки металів за високих температур.

3 Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4
4 Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3

Більшість металів окислюється киснем повітря, утворюючи на поверхні оксидні плівки. Якщо ця плівка міцна, щільна, добре пов'язана з металом, вона захищає метал від подальшого руйнування. Такі захисні плівки з'являються у Zn, AI, Сг, Ni, Sn, Pb, Nb, Та та ін У заліза вона пухка, пориста, легко відокремлюється від поверхні і тому не здатна захистити метал від подальшого руйнування.

ІІ. Електрохімічна корозіявідбувається в струмопровідному середовищі (в електроліті) із виникненням усередині системи електричного струму. Електрохімічної корозії піддаються підводні частини суден, парові казани, підземні трубопроводи, металеві конструкції, що у вологому повітрі. Як правило, метали та сплави неоднорідні, містять включення різних домішок. При контакті з електролітами одні ділянки поверхні починають виконувати роль анода (віддають електрони), інші - роль катода (беруть електрони).

Для захисту заліза від корозії застосовуються різні покриття: фарба, шар металу (олова, цинку). При цьому фарба та олово оберігають від корозії доти, доки захисний шар цілий. Поява в ньому тріщин і подряпин сприяє проникненню вологи та повітря до поверхні заліза, і процес корозії відновлюється, причому у разі олов'яного покриття він навіть пришвидшується, оскільки олово є катодом в електрохімічному процесі.
Оцинковане залізо поводиться інакше. Оскільки цинк виконує роль анода, його захисна функція зберігається і за порушення цинкового покриття. Катодний захист широко використовується для зменшення корозії підземних та підводних трубопроводів та сталевих опор високовольтних передач, нафтових платформ та причалів.

Елементи з металевимивластивостями розташовані в IA – VIAгрупах періодичної системи (табл. 7).

Металами є також всі елементи, розташовані в ІБ - VIIIБ‑групах ( перехідні метали).

В даний час у Періодичній системі 92 метали.

Типовимиметалами є sелементи (елементи IA-групи від Li до Fr, елементи IIA-групи від Mg до Ra). Загальна електронна формула їх атомів ns1–2. Їх характерні ступеня окислення +I і +II відповідно.

Невелика кількість електронів (1–2) на зовнішньому енергетичному рівні атомів типових металів передбачає легку втрату цих електронів та прояв сильних відновлювальних властивостей, що відбивають низькі значення електронегативності. Звідси випливає обмеженість хімічних властивостей та способів одержання типових металів.

Характерною особливістю типових металів є прагнення їх атомів утворювати катіони та іонні хімічні зв'язки з атомами неметалів. Сполуки типових металів з неметалами – це іонні кристали «катіон металааніон неметалу», наприклад, К + Br ‑ , Са 2+ O 2‑ . Катіони типових металів входять також до складу сполук зі складними аніонами – гідроксидів та солей, наприклад Mg 2+ (OH ‑ ) 2 , (Li +) 2 CO 3 2‑ .

Метали А-груп, що утворюють діагональ амфотерності в Періодичній системі Be-Al-Ge-Sb-Po, а також метали, що примикають до них (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) не виявляють типово металевих властивостей. Загальна електронна формула їх атомів ns 2 np 0-4передбачає більшу різноманітність ступенів окислення, більшу здатність утримувати власні електрони, поступове зниження їх відновлювальної здатності і поява окислювальної здатності, особливо у високих ступенях окислення (характерні приклади – сполуки Тl III, Pb IV, Bi v). Подібна хімічна поведінка характерна і для більшості d-елементів, тобто елементів Б-груп Періодичної системи (типові приклади – амфотерні елементи Cr та Zn).

Це прояв двоїстості (амфотерності) властивостей, одночасно металевих (основних) та неметалічних, обумовлено характером хімічного зв'язку. У твердому стані з'єднання нетипових металів з неметалами містять переважно ковалентні зв'язки (але менш міцні ніж зв'язки між неметалами). У розчині ці зв'язки легко розриваються, а сполуки дисоціюють на іони (повністю або частково). Наприклад, метал галій складається з молекул Ga 2 у твердому стані хлориди алюмінію та ртуті (II) AlCl 3 і HgCl 2 містять сильно ковалентні зв'язки, але в розчині AlCl 3 дисоціює майже повністю, a HgCl 2 – дуже мало (та й то на іони HgCl + і Cl -).

У вільному вигляді всі метали – тверді речовини, крім однієї – ртуті Hg, яка за звичайних умов є рідиною. У кристалах металів переважає особливий вид зв'язку ( металевазв'язок); валентні електрони слабо пов'язані з конкретним атомом у ґратах, і всередині металу існує так званий електроннийгаз. Всі метали мають високу електропровідність (найбільша y Ag, Cu, Аі, Al, Mg) і теплопровідність. Зустрічаються низькоплавкі метали (цезій Cs із температурою плавлення 28,7 °C плавиться від тепла руки) і, навпаки, дуже тугоплавкі (вольфрам W плавиться лише за 3387 °C). Відмінною властивістю металів служить їхня пластичність (ковкість), внаслідок чого вони можуть бути прокатані в тонкі листи – фольгу (Sn, Al, Au) або витягнуті в дріт (Cu, Al, Fe), проте зустрічаються і дуже тендітні метали (Zn, Sb , Bi).

У промисловості часто використовують не чисті метали, які суміші – сплави,у яких корисні властивості одного металу доповнюються корисними властивостями іншого. Так, мідь має невисоку твердість і малопридатна для виготовлення деталей машин, сплави ж міді з цинком ( латунь) є вже досить жорсткими і широко використовуються в машинобудуванні. Алюміній має високу пластичність і достатню легкість (малу щільність), але занадто м'який. На його основі готують сплав з магнієм, міддю та марганцем – дуралюмін (дюраль), який, не втрачаючи корисних властивостей алюмінію, набуває високої твердості та стає придатним в авіабудуванні. Сплави заліза з вуглецем (і добавками інших металів) – це широко відомі чавуні сталь.

Метали у вільному вигляді є відновниками. Однак реакційна здатність деяких металів невелика через те, що вони покриті поверхневою оксидною плівкою,різною мірою стійкою до дії таких хімічних реактивів, як вода, розчини кислот та лугів.

Наприклад, свинець завжди покритий оксидною плівкою, для його переходу в розчин потрібно не тільки вплив реактиву (наприклад, розведеної азотної кислоти), а й нагрівання. Оксидна плівка на алюмінії перешкоджає реакції з водою, але під дією кислот і лугів руйнується. Пухка оксидна плівка (іржа), що утворюється на поверхні заліза у вологому повітрі, не заважає подальшому окисленню заліза.

Під дією концентрованихкислот на металах утворюється стійкаоксидна плівка. Це явище називається пасивацією.Так, у концентрованій сірчаної кислотипасивуються (і після цього не реагують з кислотою) такі метали, як Be, Bi, Со, Fe, Mg і Nb, а концентрованої азотної кислоти– метали Al, Be, Bi, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th та U.

При взаємодії з окислювачами в кислих розчинах більшість металів переходить в катіони, заряд яких визначається стійким ступенем окислення даного елемента в сполуках (Na + Са 2+ Al 3+ Fe 2+ і Fe 3+).

Відновлювальна активність металів у кислому розчині передається рядом напруг. Більшість металів переводиться в розчин соляної та розведеної сірчаною кислотами, але Cu, Ag та Hg – лише сірчаною (концентрованою) та азотною кислотами, a Pt та Аі – «царською горілкою».

Небажаною хімічною властивістю металів є їх корозія, тобто активна руйнація (окислення) при контакті з водою та під впливом розчиненого в ній кисню (киснева корозія).Наприклад, широко відома корозія залізних виробів у воді, у результаті утворюється іржа, і вироби розсипаються на порошок.

Корозія металів протікає у воді також із-за присутності розчинених газів 2 і 2 ; створюється кислотне середовище, і катіони Н + витісняються активними металами у вигляді водню Н 2 (воднева корозія).

Особливо корозійно-небезпечним може бути місце контакту двох різнорідних металів (Контактна корозія).Між одним металом, наприклад Fe, та іншим металом, наприклад Sn або Cu, поміщеними у воду, виникає гальванічна пара. Потік електронів йде від активнішого металу, що стоїть ліворуч у ряді напруг (Fe), до менш активного металу (Sn, Cu), і більш активний метал руйнується (кородує).

Саме через це іржавіє луджена поверхня консервних банок (залізо, покрите оловом) при зберіганні у вологій атмосфері та недбалому поводженні з ними (залізо швидко руйнується після появи хоча б невеликої подряпини, що допускає контакт заліза з вологою). Навпаки, оцинкована поверхня залізного відра довго не іржавіє, оскільки навіть за наявності подряпин корродує не залізо, а цинк (активніший метал, ніж залізо).

Опір корозії для даного металу посилюється при його покритті активнішим металом або при їх сплавленні; так, покриття заліза хромом чи виготовлення сплаву заліза з хромом усуває корозію заліза. Хромоване залізо та сталь, що містить хром (нержавіюча сталь),мають високу корозійну стійкість.

Загальні способи отриманняметалів у промисловості:

електрометалургія,тобто одержання металів електролізом розплавів (для найбільш активних металів) або розчинів солей;

пірометалургія,тобто відновлення металів із руд при високій температурі (наприклад, отримання заліза в доменному процесі);

гідрометалургія,тобто виділення металів з розчинів їх солей активнішими металами (наприклад, отримання міді з розчину CuSO 4 дією цинку, заліза або алюмінію).

У природі іноді зустрічаються самородні метали(характерні приклади – Ag, Au, Pt, Hg), але найчастіше метали перебувають у вигляді сполук ( металеві руди).За поширеністю у земній корі метали різні: від найпоширеніших – Al, Na, Са, Fe, Mg, До, Ti до рідкісних – Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.

Що робитимемо з отриманим матеріалом:

Якщо цей матеріал виявився корисним для Вас, Ви можете зберегти його на свою сторінку в соціальних мережах:

Твітнути

Всі теми цього розділу:

Поширені елементи. будова атомів. Електронні оболонки. Орбіталі
Хімічний елемент – певний вид атомів, що позначається назвою та символом і характеризується порядковим номером та відносною атомною масою. У табл. 1 суперечки

У кожній орбіталі може розміститися не більше двох електронів
Один електрон на орбіталі називається неспареним, два електрони - електронною парою:

Властивості елементів знаходяться в періодичній залежності від порядкового номера
Характер зміни складу електронної оболонки атомів елементів, що періодично повторюється, пояснює періодичну зміну властивостей елементів при русі за періодами і групами Пе

Молекули. Хімічний зв'язок. Будова речовин
Хімічні частинки, утворені з двох або кількох атомів, називаються молекулами (реальними або умовними формульними одиницями багатоатомних речовин). Атоми в мол

Кальцій
Кальцій – елемент 4-го періоду та IIA-групи Періодичної системи, порядковий номер 2O. Електронна формула атома 4s2, ступеня окислений

Алюміній
Алюміній – елемент 3-го періоду та IIIA-групи Періодичної системи, порядковий номер 13. Електронна формула атома 3s23p1,

Марганець
Марганець – елемент 4-го періоду та VIIB-групи Періодичної системи, порядковий номер 25. Електронна формула атома 3d54s2;

Водень
Водень є першим елементом Періодичної системи (1-й період, порядковий номер 1). Не має повної аналогії з іншими хімічними елементами і не належить ні до якої

Хлор. Хлороводень
Хлор – елемент 3-го періоду та VII А-групи Періодичної системи, порядковий номер 17. Електронна формула атома 3s23p5, ха

Хлориди
Хлорид натрію NaCl. Безкиснева сіль. Побутова назва кухонна сіль. Білий, слабогігроскопічний. Плавиться та кипить без розкладання. Помірно розчини

Гіпохлорити. Хлорати
Гіпохлорит кальцію Са(СlO)2. Сіль хлорнуватистої кислоти HClO. Білий при нагріванні розкладається без плавлення. Добре розчинний у холодній воді (обр

Броміди. Йодіди
Бромід калію КBr. Безкиснева сіль. Білий, негігроскопічний, плавиться без розкладання. Добре розчинний у воді, гідролізу немає. Відновник (слабший, год

Кисень
Кисень – елемент 2-го періоду та VIA-групи Періодичної системи, порядковий номер 8, відноситься до халькогенів (але частіше розглядається окремо). Електронна фо

Сірка. Сірководень. Сульфіди
Сірка – елемент 3-го періоду та VIA-групи Періодичної системи, порядковий номер 16, відноситься до халькогенів. Електронна формула атома 3s

Диоксид сірки. Сульфіти
Діоксид сірки SO2. Кислотний оксид. Безбарвний газ із різким запахом. Молекула має будову незавершеного трикутника [: S(O)2] (sр

Сірчана кислота. Сульфати
Сірчана кислота H2SO4. Оксокислота. Безбарвна рідина, дуже в'язка (маслоподібна), гігроскопічна. Молек

Азот. Аміак
Азот – елемент 2-го періоду та VA-групи Періодичної системи, порядковий номер 7. Електронна формула атома 2s22p3, характер

Оксиди азоту. Азотна кислота
Монооксид азоту NO. Несолетворний оксид. Безбарвний газ. Радикал, що містить ковалентний σπ-зв'язок (N=O), у твердому стані димер N2

нітрити. Нітрати
Нітрит калію KNO2. Оксосоль. Білий, гігроскопічний. Плавиться без розкладання. Стійкий у сухому повітрі. Дуже добре розчинний у воді (утворюється бесцв

Вуглець у вільному вигляді
Вуглець – елемент 2-го періоду та IVA-групи Періодичної системи, порядковий номер 6. Хімія вуглецю – це в основному хімія органічних сполук; неорганічно

Оксиди вуглецю
Монооксид вуглецю. Несолетворний оксид. Безбарвний газ, без запаху, легший за повітря. Молекула слабополярна, містить ковалентну потрійну σππ

Карбонати
Карбонат натрію Na2CO3. Оксосоль. Технічна назва - кальцинована сода. Білий, при нагріванні плавиться та розкладається. Почуття

Кремній
Кремній – елемент 3-го періоду та IVA-групи Періодичної системи, порядковий номер 14. Електронна формула атома 3s23p2. Х

Алканів. Циклоалкани
Алкани (парафіни) – це сполуки вуглецю з воднем, у молекулах яких атоми вуглецю з'єднані між собою одинарним зв'язком (граничні вуглеводні)

Алкени. Алкадієни
Алкени (олефіни) – це вуглеводні, в молекулах яких містяться атоми вуглецю, з'єднані між собою подвійним зв'язком (ненасичені вуглеводні ряд)

Спирти. Прості ефіри. Феноли
Спирти - похідні вуглеводнів, що містять функціональну групу ВІН (гідроксил). Спирти, в яких є одна група ВІН, називаються одно

Альдегіди та кетони
Альдегіди та кетони – це похідні вуглеводнів, що містять функціональну карбонільну групу СО. В альдегідах карбонільна група пов'язана з а

Карбонові кислоти. Складні ефіри Жири
Карбонові кислоти – це похідні вуглеводнів, що містять функціональну групу СООН (карбоксил). Формули та назви деяких поширених як

Вуглеводи
Вуглеводи (цукри) - найважливіші природні сполуки, що складаються з вуглецю, водню та кисню. Вуглеводи поділяються на моносахариди, дисахариди та поліс.

Нітросполуки. Аміни
Дуже важливі в народному господарстві азотовмісні органічні речовини. Азот може входити в органічні сполуки у вигляді нітрогрупи NO2, аміногрупи NH2 та а

амінокислоти. Білки
Амінокислоти – органічні сполуки, що містять у своєму складі дві функціональні групи – кислотну СООН та амінну NH2

Швидкість реакцій
Кількісною характеристикою швидкості перебігу хімічної реакції А + B → D + E є її швидкість, тобто швидкість взаємодії частинок реагентів А

Швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку молярних концентрацій реагентів
якщо для реакції необхідне зіткнення двох молекул, що реагують. Ця залежність зветься кінетичного закону діючих мас (К. Гулльберг, П. Вог

Енергетика реакцій
Будь-яка реакція супроводжується виділенням чи поглинанням енергії у формі теплоти. У вихідних речовинах хімічні зв'язки розриваються, і це енергія витрачається (т. е. вона за це

Оборотність реакцій
Хімічна реакція називається оборотною, якщо в даних умовах протікає не тільки пряма реакція (→), але також і зворотна реакція, тобто з вихідних речовин утворюються

При дії на рівноважну систему хімічна рівновага зміщується у бік, що протидіє цьому впливу
Розглянемо докладніше вплив таких чинників, як температура, тиск, концентрація, на зміщення рівноваги. 1. Температура. Підвищення температури суміші

Розчинність речовин у воді
Розчин – це гомогенна система, що складається із двох або більше речовин, зміст яких можна змінювати у певних межах без порушення однорідності.

Електролітична дисоціація
Розчинення будь-якої речовини у воді супроводжується утворенням гідратів. Якщо при цьому в розчині не відбувається формульних змін у частинок розчиненої речовини, то такі речовини

дисоціація води. Середовище розчинів
Сама вода – це дуже слабкий електроліт:

Реакції іонного обміну
У розведених розчинах електролітів (кислот, основ, солей) хімічні реакції протікають зазвичай з участю іонів. При цьому всі елементи реагентів можуть зберігати

Гідроліз солей
Гідроліз солі - це взаємодія її іонів з водою, що призводить до появи кислотного або лужного середовища, але не супроводжується утворенням осаду або газу (нижче

Окислювачі та відновники
Окисно-відновні реакції протікають з одночасним підвищенням і зниженням ступенів окислення елементів і супроводжуються передачею електронів:

Підбір коефіцієнтів методом електронного балансу
Метод складається із кількох етапів. 1. Записують схему реакції; знаходять елементи, що підвищують і знижують свої ступені окислення, і випи

Ряд напруг металів
У ряді напруг металів стрілка відповідає зменшенню відновлювальної здатності металів та збільшенню окисної здатності їх катіонів у водному розчині (кислотне середовище):

Електроліз розплаву та розчину
Електролізом називається окислювально-відновний процес, що протікає на електродах при проходженні постійного електричного струму через розчини або

Масова частка розчиненої речовини. Розведення, концентрування та змішування розчинів
Масова частка розчиненої речовини (ω в) – це відношення маси речовини (т в) до маси розчину (m (р)

Об'ємне відношення газів
Для хімічної реакції a A + b B = c C + d D виконується співвідношення

Маса (обсяг, кількість речовини) продукту по реагенту в надлишку або з домішками
Надлишок та нестача реагентів. Кількості, маси та обсяги (для газів) реагентів не завжди беруться стехіометричними, тобто відповідно до рівнянь реакції. Ч

Знаходження молекулярної формули органічної сполуки
При виведенні формул речовин, особливо в органічній хімії, часто використовують відносну густину газу. Відносна щільність газу X - відношення абсолютної пло

До хімічних властивостей слід віднести здатність металів чинити опір окисленню або вступати в сполуки з різними речовинами: киснем повітря, вологою (метали, з'єднуючись з киснем і водою, утворюють основи (луги)), вуглекислотою, та ін. Чим краще метал вступає у з'єднання з іншими елементами, тим легше він руйнується. Хімічне руйнування металів під дією навколишнього середовища при звичайній температурі називається корозією металів .

До хімічних властивостей металів відноситься здатність утворювати окалину при нагріванні в окислювальній атмосфері, а також розчинятися у різних хімічно активних рідинах: кислотах, лугах тощо. Метали, стійкі до окиснення при сильному нагріванні, називаються жаростійкими (окалиностійкими).

Здатність металів зберігати за умов високих температур свою структуру, не розм'якшуватися і деформуватися під впливом навантаження називається жаростійкістю.

Опір металів корозії, окалиноутворення та розчинення визначається за зміною ваги зразків на одиницю поверхні за одиницю часу.

Корозія металів . Словом «корозія» (латиною – «роз'їдання») прийнято позначати широко відомі явища, що полягають у іржавінні заліза, покриття міді зеленим шаром окису і тому подібних змін металів.

Внаслідок корозії метали частково або повністю руйнуються, якість виробів погіршується, і вони можуть виявитися непридатними для використання.

Більшість металів зустрічається у природі у вигляді сполук з іншими елементами, наприклад, залізо – у вигляді Fe 2 O 3 , Fe 3 O 4 , FeCO 3 , мідь – у вигляді CuFeS 2 , Cu 2 S, алюміній – у вигляді Al 2 O 3 , і т.д. В результаті металургійних процесів стійкий зв'язок металів з речовинами, що була в природному стані, порушується, але він відновлюється в умовах з'єднання металів з киснем та іншими елементами. У цьому полягає причина корозії.

Розробка теорії корозії є нагородою російських учених В.А.Кистяковського, Г.В.Акімова, Н.А.Ізгаришева та д.р. на думку дослідників явищ корозії, існують два види корозії: електрохімічна та хімічна корозія.

Електрохімічна корозія (Рис.13.) називається процес руйнації металів при зіткненні з рідинами, які проводять електричний струм (електролітами), тобто. з кислотами, лугами, розчинами солей у воді, водою з розчиненим у ній повітрям. Події, що тут відбуваються, подібні до тих, які можна спостерігати в гальванічному елементі. У сталі, наприклад, гальванічний елемент утворює карбід заліза та ферит. У електролітах карбід залишається незмінним, ферит розчиняється і дає з речовиною електроліту іржу – продукт корозії.

Про поведінку різних металів в електролітах можна судити за місцем, яке вони займають у ряді напруг: калій, кальцій, магній, алюміній, марганець, цинк, хром, залізо, кадмій, кобальт, нікель, олово, свинець, водень, сурма, вісмут, мідь, ртуть, срібло, золото. У наведеному ряду метали розташовані за величиною нормального електричного потенціалу (тобто отриманого при зануренні металу нормальний розчин його солі) по відношенню до водню. Кожен метал цього ряду в парі з іншим електролітах утворює гальванічний елемент, причому руйнуватися буде той метал, який в ряді розташовується ліворуч. Так, у парі мідь – цинку руйнується цинк. Ряд напруг має дуже велике практичне значення: він вказує на небезпеку розташовувати в безпосередньому зіткненні різнорідні метали, так як цим створюються умови для утворення гальванічного елемента і руйнування одного з металів, що лівіше розташовується в ряді напруг.

Рис.13. Схема, що ілюструє процес електрохімічної корозії. На одному полюсі розчиняється (кородує) неблагородний метал, на іншому виділяється водень.

Хімічною корозією називається руйнування металів і сплавів у сухих газах при високій температурі та в рідинах, що не мають властивостей електролітів, наприклад, в маслі, бензині, розплавлених солях та д.р. При хімічній корозії під впливом кисню повітря метали покриваються тонким шаром оксидів. При хімічній корозії метал не завжди піддається поверхневому руйнуванню, але корозія проникає і в глибину металу, утворюючи вогнища або розташовуючись по межах зерен. (Приклад. Срібні предмети з часом темніють, тому що в повітрі містяться газоподібні сполуки сірки, які вступають у хімічну реакцію зі сріблом. Утворюється при цьому сульфід срібла залишається на поверхні виробів у вигляді коричневої або чорної плівки.)

Заходи боротьби з корозією металів.

металеві покриття – це нанесення на металі тонкого шару іншого металу, що має велику антикорозійну стійкість. Металеві покриття наносять такими способами: гарячим, гальванічним, дифузійним, металізацією та д.р.

При гарячому способівиріб занурюють у ванну з розплавленим металом: цинком (цинкування), оловом (лудіння), свинцем (свинцювання).

Гальванічний спосібполягає в тому, що на поверхню виробу наносять тонкий шар (від 0,005 до 0,03 мм) металу при електролізі розчину солей цинку, олова, нікелю, хрому та д.р.

Дифузійний спосібполягає у поглинанні поверхнею металу захисного металу, що проникає в нього при високих температурах.

Металізація(Розпилення) – нанесення тонкого шару розплавленого металу на виріб спеціальним пістолетом – електрометалізатором.

Плакування –покриття листів металу в процесі прокатки тонким шаром іншого металу, більш стійкого щодо корозії.

Хімічні покриття(оксидування або фосфотування) полягають у тому, що на поверхні металу штучно створюють оксидні щільні плівки, корозії, що добре опираються, з подальшим покриттям маслами або фарбами.

Забарвлення(покриття фарбами, лаками та емалями) – найпростіший та найпоширеніший спосіб запобігання виробам від корозії.

Змащенняоберігає металеві вироби від корозії. Мастило маслом широко застосовують для захисту від корозії обертових і рухомих частин верстатів і машин.

Електрохімічний захист(Мал.14.) (Катодний захист).Корозійний захист одного металу за допомогою «жертвенного» анода-протектора з іншого металу (заснований на положенні металу в електрохімічному ряду напруги металів).

Рис.14. Методи катодного захисту від корозії: з «жертвовим» анодом – протектором (а); з допоміжним анодом та зовнішнім джерелом струму (б).