Bei Aufgabe 20 der OGE in Chemie müssen Sie eine vollständige Lösung liefern. Lösung für Aufgabe 20 – Aufstellung einer chemischen Reaktionsgleichung mit der Methode der elektronischen Waage.

Theorie zur Aufgabe Nr. 20 OGE in Chemie

Über Redoxreaktionen haben wir bereits in gesprochen. Schauen wir uns nun die Methode der elektronischen Waage anhand eines typischen Beispiels an, aber vorher erfahren wir, was diese Methode ist und wie man sie verwendet.

Elektronische Waage-Methode

Elektronische Waage-Methode – Ausgleichsmethode chemische Reaktionen, basierend auf Änderungen der Oxidationsstufen von Atomen in chemischen Verbindungen.

Der Algorithmus unserer Aktionen ist wie folgt:

• Wir berechnen die Änderung des Oxidationszustands jedes Elements in der chemischen Reaktionsgleichung
• Wir wählen nur die Elemente aus, die ihren Oxidationszustand geändert haben
• Für die gefundenen Elemente erstellen wir eine elektronische Bilanz, die darin besteht, die Anzahl der aufgenommenen oder abgegebenen Elektronen zu zählen
• Ermitteln des kleinsten gemeinsamen Vielfachen der übertragenen Elektronen
• Die resultierenden Werte sind die Koeffizienten in der Gleichung (mit seltenen Ausnahmen)

Ordnen Sie mithilfe der Methode der elektronischen Waage die Koeffizienten in der Reaktionsgleichung an, deren Diagramm

HI + H2SO4 → I2 + H2S + H2O

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

Erstellen wir also eine elektronische Waage. Bei dieser Reaktion ändern wir die Oxidationsstufen Schwefel Und Jod .

Schwefel hatte die Oxidationsstufe +6 und in den Produkten -2. Jod hatte eine Oxidationsstufe von -1, wurde aber zu 0.

Wenn Sie Schwierigkeiten mit der Berechnung haben, denken Sie daran.

1 | S +6 + 8ē → S –2
4 | 2I –1 – 2ē → I 2

Schwefel nimmt 8 Elektronen auf, Jod gibt jedoch nur zwei ab – insgesamt ein Vielfaches von 8 und zusätzlich die Faktoren 1 und 4!

Wir ordnen die Koeffizienten in der Reaktionsgleichung entsprechend den erhaltenen Daten an:

8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O

Vergessen Sie nicht darauf hinzuweisen, dass Schwefel die Oxidationsstufe +6 hat Oxidationsmittel , A Jod im Oxidationszustand –1 – Reduktionsmittel.

1. Vervollständigen Sie die Reaktionsgleichungen (sofern erforderlich) und wählen Sie die Koeffizienten mithilfe der Methode der elektronischen Waage aus. Berechnen Sie die äquivalente Masse des Oxidationsmittels.

a) Cr 2 (SO 4) 3 + KClO 3 + NaOH = KCl + ...

b) Cu 2 S + O 2 + CaCO 3 = CuO + CaSO 3 + CO 2

c) Zn + H 2 SO 4 (konz.) = H 2 S + ...

d) FeS + O 2 = Fe 2 O 3 + ...

e) NaMnO 4 + HI = I 2 + NaI + ...

e) NaMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 = ...

g) KMnO 4 + S = K 2 SO 4 + MnO 2

h) Cr(OH) 3 + Ag 2 O + NaOH → Ag + …

i) Cr(OH) 3 + Br 2 + NaOH → NaBr + ...

j) NH 3 + KMnO 4 + KOH → KNO 3 + ...

2. Vervollständigen Sie die ORR-Gleichung, wählen Sie die Koeffizienten mit der Elektron-Ionen-Methode aus und berechnen Sie MolmassenÄquivalente von Oxidationsmittel und Reduktionsmittel in der Reaktion:

a) K 2 Cr 2 O 7 +H 2 S+H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4)+S+…

b) Na 3 AsO 3 +KMnO 4 +KOH→Na 3 AsO 4 +K 2 MnO 4 + ...

c) NaNO 2 +KJ+H 2 SO 4 →J 2 +NO+…

d) KMnO 4 +H 2 O 2 +H 2 SO 4 →MnSO 4 +…

e)H 2 O 2 +KJO 3 +H 2 SO 4 →J 2 +O 2 +…

e) Cr 2 (SO 4) 3 + KClO 3 + NaOH → Na 2 CrO 4 + KCl + ...

g) FeCl 2 + HClO 4 + HCl → Cl 2 + ...

h) NaNO 2 +K 2 Cr 2 O 7 +H 2 SO 4 → NaNO 3 + ...

i) KMnO 4 + MnSO 4 + H 2 O → H 2 SO 4 + ...

j) KMnO 4 +HCl → Cl 2 + ...

l) KMnO 4 + H 2 SO 4 + H 2 C 2 O 4 → CO 2 + ...

m) H 2 O 2 + CrCl 3 + KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O + ...

3. Berechnen Sie die EMF des Prozesses und bestimmen Sie, in welche Richtung diese ORR spontan auftritt:

H 2 SO 4 +2HCl ↔ Cl 2 +H 2 SO 3 +H 2 O?

(φ o (Cl 2 /2Cl ―)=+1,36 V, φº(SO 4 2― /SO 3 2―) = +0,22 V)

4. In welche Richtung verläuft dieser OVR spontan:

CuSO 4 + Zn ↔ ZnSO 4 + Cu?

(φ o (Zn 2+ /Zn) = -0,76 V, φº(Cu 2+ /Cu) = +0,34 V)

5. In welche Richtung verläuft dieser OVR spontan:

2NaCl+Fe 2 (SO 4) 3 ↔2FeSO 4 +Cl 2 +Na 2 SO 4

φº(Cl 2 /2Cl –)=+1,36 V, φº(Fe 3+ /Fe 2+)=+0,77 V.

6. In welche Richtung verläuft dieser OVR spontan:

2KMnO 4 + 5SnSO 4 + 8H 2 SO 4 ↔ 2MnSO 4 + 5Sn(SO 4) 2 + K 2 SO 4 + 8H 2 O?

φº(MnO 4 - /Mn 2+)=+1,51 V, φº(Sn 4+ /Sn 2+)=+0,15 V. Rechtfertige deine Antwort.

7. Ist es zulässig, einem Patienten gleichzeitig FeSO 4 und NaNO 2 oral zu verabreichen, da das Milieu im Magen sauer ist?

φºFe 3+ /Fe 2+ =+0,77 V, φºNO 2 ─ /NO=+0,99 V. Rechtfertige deine Antwort.

8. Bestimmen Sie die Redoxeigenschaften von H 2 O 2, die es bei der Wechselwirkung mit K 2 Cr 2 O 7 in einer sauren Umgebung zeigt. φº(O 2 /H 2 O 2) = +0,68 V, φº(Cr 2 O 7 2– /2Cr 3+) = +1,33 V. Rechtfertige deine Antwort.

9. Welche Halogene oxidieren Fe 2+ zu Fe 3+? Welche Halogenidionen können Fe 3+ reduzieren? Schreiben Sie die Gleichungen für die entsprechenden Reaktionen. Berechnen Sie die EMK jeder Reaktion und bestimmen Sie das Vorzeichen von DG. Verwenden Sie bei der Berechnung die folgenden Werte der Redoxpotentiale:

φºFe 3+ /Fe 2+ =+0,77 V;

φº(F 2 /2F –)=+2,87V;

φº(Cl 2 /2Cl –)=+1,36V;

φº(Br 2 /2Br –)=+1,07V;

φº(I 2 /2I –)=+0,54V.

10. Wie viele Gramm KMnO 4 werden benötigt, um 100 ml einer 0,04 N-Lösung für die Titration in einem sauren Medium herzustellen?

12. Der Titer von H 2 C 2 O 4 2H 2 O beträgt 0,0069 g/ml. Um 30 ml dieser Lösung zu titrieren, werden 25 ml KMnO 4 -Lösung verbraucht. Berechnen Sie die Normalität dieser Lösung.

13. 1 Liter Eisensulfatlösung enthält 16 g (FeSO 4 · 7H 2 O). Welches Volumen dieser Lösung kann durch 25 ml 0,1 N Lösung von KMnO 4 in einem sauren Medium oxidiert werden?

321–340 . Wählen Sie für diese Reaktion die Koeffizienten mithilfe der Methode der elektronischen Waage aus. Geben Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel an.

321. KClO 3 + Na 2 SO 3 + = KCl + Na 2 SO 4.

322. Au + HNO 3 + HCl = AuCl 3 + NO + H 2 O.

323. P + HNO 3 + H 2 O = H 3 PO 4 + NO.

324. Cl 2 + I 2 + H 2 O = HCl + HIO 3.

325. MnS + HNO 3 = MnSO 4 + NO 2 + H 2 O.

326. HCl + HNO 3 = Cl 2 + NO + H 2 O.

327. H 2 S + HNO 3 = S + NO + H 2 O.

328. HClO 4 + SO 2 + H 2 O = HCl + H 2 SO 4.

329. As + HNO 3 = H 3 AsO 4 + NO 2 + H 2 O.

330. KI + KNO 2 + H 2 SO 4 = I 2 + NO + K 2 SO 4 + H 2 O.

331. KNO 2 + S = K 2 S + N 2 + SO 2.

332. HI + H 2 SO 4 = I 2 + H 2 S + H 2 O.

333. H 2 SO 3 + H 2 S = S + H 2 O.

334. H 2 SO 3 + H 2 S = S + H 2 O.

335. Cr 2 (SO 4) 3 + Br 2 + KOH = K 2 CrO 4 + KBr + K 2 SO 4 + H 2 O.

336. P + H 2 SO 4 = H 3 PO 4 + SO 2 + H 2 O.

337. H 2 S + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + HCl.

338. P + HIO 3 + H 2 O = H 3 PO 4 + HI.

339. NaAsO 2 + I 2 + NaOH = Na 3 AsO 4 + HI.

340. K 2 Cr 2 O 7 + SnCl 2 + HCl = CrCl 3 + SnCl 4 + KCl + H 2 O.

341. Erstellen Sie einen galvanischen Schaltkreis aus Cu, Pb, CuCl 2 und Pb(NO 3) 2. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMK dieses Elements (Lösungskonzentrationen betragen 1 mol/l).

Antwort: EMF = 0,463 V.

342. Zeichnen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle, die aus Eisen- und Zinnplatten besteht, die in Lösungen von Eisen(II)- bzw. Zinn(II)-chloriden getaucht sind. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMK dieses Elements (Lösungskonzentrationen betragen 1 mol/l).

Antwort: EMF = 0,314 V.

343. Die galvanische Zelle ist nach dem Schema zusammengesetzt: Ni | NiSO 4 (0,1 M) || AgNO 3 (0,1 M) | Ag. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antwort: EMF =1,019 V.

344. Zeichnen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle, die aus Eisen- und Quecksilberplatten besteht, die in Lösungen ihrer Salze eingetaucht sind. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMK dieses Elements (Lösungskonzentrationen betragen 1 mol/l).

Antwort: EMF =1,294 V.

345. Wählen Sie aus den vier Metallen Ag, Cu, Al und Sn diejenigen Paare aus, die die niedrigste und höchste EMK der aus ihnen bestehenden galvanischen Zelle ergeben.

Antwort: ein Paar aus Cu und Ag hat eine minimale EMK,

Paar aus Al und Ag – maximale EMK.

346. Zeichnen Sie ein Diagramm von zwei galvanischen Zellen, von denen Blei in einer die Kathode und in der anderen die Anode wäre. Schreiben Sie Gleichungen für Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMK jedes Elements.

347. Zeichnen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle, die aus Blei- und Zinkplatten besteht, die in Lösungen ihrer Salze eingetaucht sind, wobei = = 0,01 mol/l. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antwort: EMF = 0,637 V.

348. Zeichnen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle, die aus Aluminium- und Zinkplatten besteht, die in Lösungen ihrer Salze getaucht sind, wobei = = 0,1 mol/l. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antwort: EMF = 0,899 V.

349.

Antwort: EMF =0,035 V.

350. Zeichnen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle, bestehend aus einer Zinkplatte, die in eine 0,1 M Zinknitratlösung getaucht ist, und einer Bleiplatte, die in eine 1 M Bleinitratlösung getaucht ist. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antwort: EMF = 0,666 V.

351. Zeichnen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle, in der eine Elektrode aus Nickel mit = 0,1 mol/l und die zweite aus Blei mit = 0,0001 mol/l besteht. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antwort: EMF = 0,035 V.

352. Zeichnen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle, die aus einer Cadmiumplatte, die in eine 0,1 M Cadmiumsulfatlösung getaucht ist, und einer Silberplatte, die in eine 0,01 M Silbernitratlösung getaucht ist, besteht. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antwort: EMF = 1,113 V.

353. Zeichnen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle, die aus zwei Aluminiumplatten besteht, die in Lösungen ihres Salzes mit einer Konzentration von = 1 mol/l an einer Elektrode und = 0,1 mol/l an der anderen Elektrode eingetaucht sind. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antwort: EMF = 0,029 V.

354. Zeichnen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle, die aus zwei Silberelektroden besteht, die in 0,0001 mol/L und 0,1 mol/L AgNO 3 -Lösungen eingetaucht sind. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antwort: EMF = 0,563 V.

355. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und der Gesamtreaktion auf und berechnen Sie die EMF der galvanischen Zelle Ni | NiSO 4 (0,01 M) || Cu(NO 3) 2 (0,1 M) | Cu.

Antwort: EMF = 0,596 V.

356. Zeichnen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle, die aus einer Cadmiumplatte, die in eine 0,1 M Lösung von Cadmiumnitrat getaucht ist, und einer Silberplatte, die in eine 1 M Lösung von Silbernitrat getaucht ist, besteht. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antwort: EMF = 1,233 V.

357. Zeichnen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle, die aus zwei Aluminiumplatten besteht, die in Lösungen ihres Salzes mit einer Konzentration von = 1 mol/l an einer Elektrode und = 0,01 mol/l an der anderen Elektrode eingetaucht sind. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antwort: EMF = 0,059 V.

358. Erstellen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle, die aus zwei Kupferelektroden besteht, die in 0,001 M- und 0,1 M-Lösungen von Cu(NO 3) 2 eingetaucht sind. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antwort: EMF = 0,059 V.

359. Zeichnen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle, die aus zwei Nickelplatten besteht, die in Lösungen von Nickelsalz mit einer Konzentration von = 1 mol/l an einer Elektrode und = 0,01 mol/l an der anderen Elektrode getaucht sind. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antwort: EMF = 0,059 V.

360. Zeichnen Sie ein Diagramm einer galvanischen Zelle, die aus zwei Bleielektroden besteht, die in 0,001 mol/l- und 1 mol/l-Lösungen von Pb(NO 3) 2 eingetaucht sind. Schreiben Sie die Gleichungen der Elektrodenprozesse und berechnen Sie die EMF dieses Elements.

Antwort: EMF = 0,088 V.

361. Beim 5-stündigen Durchleiten von Strom durch eine wässrige Zinksulfatlösung wurden 6 Liter Sauerstoff freigesetzt. Bestimmen Sie die aktuelle Stärke. Schreiben Sie die Gleichungen für die Reaktionen auf, die an inerten Elektroden während der Elektrolyse von ZnSO 4 ablaufen.

Antwort: Ich= 5,74 A.

362. In welcher Reihenfolge werden Metallionen an der Kathode bei der Elektrolyse geschmolzener Salzmischungen KCl, ZnCl 2, MgCl 2 entladen? Erkläre deine Antwort.

Antwort: ZnCl2(D E=2,122 B), MgCl 2 (D E= 3,72 V),

KCl(D E= 4,28 V).

363. Als Ergebnis des einstündigen Durchleitens eines Stroms von 1,2 A durch eine wässrige Lösung eines zweiwertigen Metallsalzes wurden 2,52 g Metall freigesetzt. Definieren Atommasse dieses Metall.

Antwort: M(Cd) = 112,5 g/mol.

364. Wie viele Gramm Kupfer werden an der Kathode abgeschieden, wenn ein Strom von 5 A 10 Minuten lang durch eine Kupfersulfatlösung geleitet wird?

Antwort: m(Cu) = 0,987 g.

365. Schreiben Sie die Gleichungen für die Reaktionen, die an inerten Elektroden während der Elektrolyse von Kaliumchlorid ablaufen, die sich befinden: a) in der Schmelze; b) in Lösung.

366. Bei der Elektrolyse einer Kupfersulfatlösung mit Kupferelektroden erhöhte sich die Masse der Kathode um 40 g. Welche Strommenge (in Coulomb) wurde durch die Lösung geleitet?

Antwort: F= 121574,8 Cl.

367. Welche Cadmiummasse wird an der Kathode freigesetzt, wenn ein Strom von 3,35 A eine Stunde lang durch eine Cadmiumsulfatlösung geleitet wird?

Antwort: m(Cd) = 7 g.

368. Welche Silbermasse wird an der Kathode freigesetzt, wenn Silbernitrat durch eine Lösung geleitet wird? elektrischer Strom mit einer Kraft von 0,67 A für 20 Stunden?

Antwort: m(Ag) = 53,9 g.

369. Schreiben Sie die Gleichungen für die Reaktionen auf, die während der Elektrolyse an den Elektroden ablaufen wässrige Lösung CuCl 2: a) mit einer inerten Anode; b) mit einer Kupferanode.

370. Schreiben Sie die Gleichungen für die Reaktionen, die an den Elektroden während der Elektrolyse einer wässrigen Lösung von Zn(NO 3) 2 ablaufen: a) mit einer inerten Anode; b) mit einer Zinkanode.

371. Welche Menge Chlor wird an der Anode freigesetzt, wenn ein Strom von 5 A eine Stunde lang durch eine Silberchloridlösung geleitet wird?

Antwort: V(Cl 2) = 2 l.

372. Welche Menge Nickel wird freigesetzt, wenn ein Strom von 5 A 5,37 Stunden lang durch eine Lösung von Nickelnitrat geleitet wird? Schreiben Sie die Gleichungen für die Reaktionen auf, die an inerten Elektroden ablaufen.

Antwort: m(Ni) = 29,4 g.

373. Bei der Elektrolyse einer Nickelsulfatlösung werden 4,2 Liter Sauerstoff (n.o.) freigesetzt. Wie viel Gramm Nickel werden an der Kathode abgeschieden?

Antwort: m(Ni) = 22 g.

374. Wie viel Strom wird benötigt, um durch Elektrolyse einer wässrigen Kaliumchloridlösung 44,8 Liter Wasserstoff herzustellen? Schreiben Sie die Gleichungen für die Reaktionen auf, die an inerten Elektroden ablaufen.

Antwort: F= 386000 Cl.

375. Berechnen Sie die Silbermasse, die an der Kathode freigesetzt wird, wenn ein Strom von 7 A 30 Minuten lang durch eine Silbernitratlösung geleitet wird.

Antwort: m(Ag) = 14 g.

376. Wie lange dauert es, 2 Mol Wasser bei einer Stromstärke von 2 A vollständig zu zersetzen?

Antwort:53,6 Stunden

377. Ermitteln Sie das Sauerstoffvolumen (Nr.), das freigesetzt wird, wenn ein Strom von 6 A 30 Minuten lang durch eine wässrige KOH-Lösung geleitet wird.

Antwort: V(O 2) = 627 ml.

378. Ermitteln Sie das Wasserstoffvolumen (n.s.), das freigesetzt wird, wenn ein Strom von 3 A eine Stunde lang durch eine wässrige Lösung von H 2 SO 4 geleitet wird.

Antwort: V(H 2) = 1,25 l.

379. Bei der Elektrolyse einer wässrigen Lösung von SnCl 2 an der Anode wurden 4,48 Liter Chlor (Nr.) freigesetzt. Finden Sie die an der Kathode freigesetzte Zinnmasse.

Antwort: m(Sn) = 23,7 g.

380. Wenn ein Strom von 1,5 A 30 Minuten lang durch eine Lösung eines dreiwertigen Metallsalzes geleitet wurde, wurden an der Kathode 1,071 g Metall freigesetzt. Berechnen Sie die Atommasse des Metalls.

Antwort: A r(In) = 114,8 amu

Kontrollfragen

1. Wie nennt man eine galvanische Zelle? Beschreiben Sie das Funktionsprinzip.

2. Was ist das Standardelektrodenpotential?

3. Was ist die elektromotorische Kraft einer galvanischen Zelle? Wie wird die EMK einer galvanischen Zelle für Standardbedingungen und andere als die Standardbedingungen berechnet?

4. Was ist der Unterschied zwischen Metall- und Konzentrationsgalvanikzellen?

5. Welche Prozesse laufen beim Betrieb einer galvanischen Zelle ab, die aus Eisen- und Silberelektroden besteht, die in Lösungen ihrer Salze eingetaucht sind?

6. Erstellen Sie Diagramme galvanischer Zellen, in denen die Quecksilberelektrode Folgendes ist: a) die Anode; b) Kathode.

7. Was ist Elektrolyse?

8. Nennen Sie die Produkte der Elektrolyse einer wässrigen Kupfernitratlösung an einer unlöslichen Anode.

9. Definieren Sie das Phänomen der Überspannung. Wann tritt es auf?

Metallkorrosion

Korrosion – ist ein spontaner Prozess der Zerstörung von Materialien und daraus hergestellten Produkten infolge physikalischer und chemischer Einwirkung der Umwelt, bei dem das Metall in einen oxidierten (ionischen) Zustand übergeht und seine inhärenten Eigenschaften verliert.

Kontakt mit Metallen und Legierungen Umfeld(gasförmig oder flüssig) unterliegen der Zerstörung. Die Korrosionsrate von Metallen und Metallbeschichtungen unter atmosphärischen Bedingungen wird durch den komplexen Einfluss einer Reihe von Faktoren bestimmt: das Vorhandensein adsorbierter Feuchtigkeit auf der Oberfläche, Luftverschmutzung mit korrosiven Substanzen, Änderungen der Luft- und Metalltemperaturen, die Art der Korrosion Produkte usw.

Gemäß den Gesetzen chemische Thermodynamik Korrosionsprozesse entstehen und laufen nur dann spontan ab, wenn die Gibbs-Energie des Systems abnimmt (∆). G<0).

91.1. Klassifizierung von Korrosionsprozessen

1. Nach Art der Zerstörung Korrosion kann kontinuierlich oder lokal auftreten. Wenn Korrosionsschäden gleichmäßig verteilt sind, stellen sie keine Gefahr für Bauwerke und Anlagen dar, insbesondere wenn die Metallverluste technisch begründete Standards nicht überschreiten. Lokale Korrosion ist viel gefährlicher, obwohl der Metallverlust gering sein kann. Die Gefahr besteht darin, dass durch die Verringerung der Festigkeit einzelner Abschnitte die Zuverlässigkeit von Strukturen, Strukturen und Geräten stark verringert wird.

2. Je nach Strömungsverhältnissen unterscheiden: Atmosphären-, Gas-, Flüssigkeits-, Untergrund-, Meeres-, Bodenkorrosion, Korrosion durch Streuströme, Korrosion unter Spannung usw.

3 . Nach dem Mechanismus des Korrosionsprozesses unterscheiden chemisch Und elektrochemisch Korrosion.

Chemische Korrosion kann bei Wechselwirkung mit trockenen gasförmigen Oxidationsmitteln und Lösungen von Nichtelektrolyten auftreten. Die meisten Metalle interagieren bei erhöhten Temperaturen mit Gasen. In diesem Fall laufen an der Oberfläche zwei Prozesse ab: Metalloxidation und Ansammlung von Oxidationsprodukten, die manchmal eine weitere Korrosion verhindern. Im Allgemeinen lautet die Reaktionsgleichung für die Oxidation von Metallen mit Sauerstoff wie folgt:

X M+ j/2 O 2 = M XÖ j. (1)

Die Gibbs-Energie der Metalloxidation ist gleich der Gibbs-Energie der Oxidbildung, da ∆ G Bildung einfacher Stoffe ist gleich 0. Für die Oxidationsreaktion (1) ist es gleich

∆G=∆G 0 – ln P O2,

wo ∆ G 0 – Standard-Gibbs-Energie der Reaktion; P O 2 – relativer Sauerstoffdruck.

Methoden zum Schutz vor Gaskorrosion: Metalle legieren, Schutzschichten auf der Oberfläche erzeugen und die Eigenschaften der Gasumgebung verändern.

Elektrochemische Korrosion von Metallen entsteht, wenn Metall mit Elektrolytlösungen in Kontakt kommt (alle Fälle von Korrosion in wässrigen Lösungen, da selbst reines Wasser ein schwacher und Meerwasser ein starker Elektrolyt ist). Die wichtigsten Oxidationsmittel sind Wasser, gelöster Sauerstoff und Wasserstoffionen.

Ursache elektrochemischer Korrosion liegt darin, dass die Oberfläche eines Metalls aufgrund des Vorhandenseins von Verunreinigungen in den Metallen, Unterschieden in der chemischen und Phasenzusammensetzung der Legierung usw. immer energetisch inhomogen ist. Dies führt in einer feuchten Atmosphäre zur Bildung mikrogalvanischer Elemente auf der Oberfläche. In Bereichen des Metalls, die einen negativeren Potentialwert haben, findet der Oxidationsprozess dieses Metalls statt:

M 0 + ne– =M N+ (anodischer Prozess).

Oxidationsmittel, die an der Kathode Elektronen aufnehmen, werden kathodische Depolarisatoren genannt. Die kathodischen Depolarisatoren sind: Wasserstoffionen (Wasserstoffdepolarisation), Sauerstoffmoleküle (Sauerstoffdepolarisation).