Тема 1.7 Металлы и неметаллы

Элементы IА и IIА подгрупп, у которых заполняется внешний ns-уровень, относятся к s-элементам: ns¹ – Li, Na, K, Rb, Cs, Fr называют щелочными, а ns² – Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra – щелочноземельными.

Основные характеристики:

1) Степени окисления элементов ns¹ и ns² всегда равны номеру группы (+1 и +2).

2) В основном состоянии атомы ns²-элементов не имеют неспаренных электронов, поэтому образованию ковалентной связи в соединениях этих элементов предшествует возбуждение ns² → ns¹np¹ с последующей гибридизацией sp-типа, определяющей линейное строение трехатомных молекул ЭX₂.

3) Для ns¹-элементов характерно образование двухатомных молекул Э₂(σ^св)²(σ^*)⁰; для ns²-элементов образование Э₂ невозможно из-за равной заселенности связывающих и разрыхляющих σ-орбиталей.

4) Величины E^°s-элементов предопределяют их восстановительные свойства, увеличиваясь при движении в подгруппе сверху вниз. Все s-элементы вытесняют водород из воды и кислот, восстанавливают оксиды металлов и неметаллов до простых веществ.

5) Ионность связи Э–Х возрастает в подгруппе сверху вниз, а в случае оснований удлинение связи Э–OH ведет к увеличению основности.

6) В соединениях LiX и BeX₂ связь Э–Х преимущественно ковалентная (малополярная).

s-Металлы хранят в инертной атмосфере или под слоем жидких углеводородов, а получают обычно электролизом расплавов. Соли s-элементов окрашивают пламя в цвета: лития – в алый, натрия – в желтый, калия – в сине-фиолетовый, рубидия – в темно-красный, цезия – в бледно-голубой, кальция – в оранжево-красный, стронция – в темно-красный, бария – в светло-зеленый.

Большинство солей растворимо в воде. К нерастворимым относят LiCO₃, KClO₄, ЭCO₃, ЭSO₄, Э₃(PO₄)₂ (Э = Ca, Sr, Ba), некоторые ЭF₂.

При сжигании в атмосфере кислорода щелочных металлов образуются пероксиды M₂O₂. Только литий при обычных условиях сгорает в кислороде до Li₂O. Начиная с калия, наряду с M₂O₂, образуются надпероксиды (KO₂, RbO₂, CsO₂) и озониды (KO₃, CsO₃).

Щелочноземельные элементы при взаимодействии с кислородом при аналогичных условиях дают оксиды, пероксиды получаются труднее, чем для щелочных элементов. Так, пероксид бария BaO₂ получают нагреванием на воздухе оксида бария при 700 ºC. Пероксиды остальных металлов этой группы получают «мокрым» способом при действии пероксида водорода на гидроксиды:

Оксиды s-элементов имеют основной характер, что подтверждается характером их взаимодействия с кислотными оксидами:

Исключение, как и следует ожидать, составляет BeO – он амфотерен:

Пероксиды проявляют окислительно-восстановительную двойственность за счет пероксид-иона :

Окислительные свойства пероксидов выражены сильнее, чем восстановительные. Пероксиды и надпероксиды, как сильные окислители, легко разлагаются разбавленными кислотами и водой:

Последняя реакция используется для получения кислорода в подводных лодках и космических кораблях.

Гидроксиды s-элементов получают при взаимодействии оксидов с водой. Большой ионный радиус s-элементов делает их гидроксиды сильными основаниями, а увеличение радиуса в группе сверху вниз приводит к усилению основности гидроксидов от Li к Cs и от Mg к Ba; амфотерен только Be(OH)₂.

Из-за малого радиуса атома энергия связи в молекуле водорода наибольшая из всех атомных гомонуклеарных молекул VIIА и IА групп:

H2 F2 Cl2 Br2 I2 Li2 Na2 K2 Eсв, кДж∙моль–1

Водород следует рассматривать как не имеющий полных аналогов химический элемент, поэтому его помещают либо в первую, либо в седьмую группу. К группе галогенов водород можно отнести из-за легкой замещаемости водорода галогенами в органических соединениях и способности к образованию аниона H^– (гидрид-иона).

Второй элемент первого периода – гелий – формально входит в VIIIА подгруппу. Гелий – типичный инертный элемент, его неспособность вступать в химическое взаимодействие с другими элементами предопределена устойчивостью его электронной конфигурации . К типично химическим соединениям можно отнести лишь молекулярный ион и гидрид гелия HeH с электронной формулой и кратностью связи 0,5.

p-Элементы имеют общую электронную конфигурацию ns²np^1–6 и образуют подгруппы IIIА, IVА, VА, VIА, VIIА и VIIIА периодической системы.

В подгруппе IIIА рассматривают отдельно B, Al и подгруппу галлия (Ga, In, Tl), в IVА – C, Si и подгруппу германия (Ge, Sn, Pb), в VА – N, P и подгруппу мышьяка (As, Sb, Bi), в VIА – O и подгруппу халькогенов (S, Se, Te, Po), в VIIА – галогены (F, Cl, Br, I, At), в VIIIА – Ne, Ar и подгруппу криптона (Kr, Xe, Rn).

В отличие от s-элементов, p-элементы поливалентны (табл. 8.5). Высшие положительные степени окисления равны номеру группы, отрицательные – числу неспаренных электронов для элементов IVА–VIIА подгрупп. Для элементов подгруппы Kr возможны только формально положительные четные степени окисления.

При переходе сверху вниз в подгруппах возрастает разница энергий s- и p-подуровней, поэтому легким элементам свойственны высшие степени окисления, тяжелым – низшие. Так, в подгруппе IVА стабильность соединений Э²⁺ возрастает в ряду Ge²⁺ < Sn²⁺ < Pb²⁺. В той же последовательности уменьшается устойчивость соединений Э⁴⁺.

Восстановительные свойства p -элементов в группе сверху вниз усиливаются, а окислительные ослабевают.

Кислотно-основные свойства соединений, содержащих группировку Э–O–H, определяются относительной прочностью связей Э–О и О–Н. Если связь Э–О прочнее связи О–Н, то гидроксид диссоциирует по кислотному типу Э–О–Н = Э–О^– + H⁺. Если прочнее связь О–Н, то соединение диссоциирует как основание Э–О–Н = Э⁺ + OH^–. Связь Э–О тем прочнее, чем больше заряд и меньше радиус иона элемента. Увеличение заряда и уменьшение радиуса Э усиливает связь Э–О, делает ее более ковалентной, а следовательно, более ионной и менее прочной связь О–Н.

На основании этих представлений можно сформулировать некоторые закономерности в изменении кислотно-основных свойств гидроксидов p-элементов:

1) При одинаковой степени окисления кислотные свойства гидроксидов в группе сверху вниз уменьшаются вследствие роста эффективного радиуса иона Эⁿ⁺.

Так, в IIIА группе происходит усиление основных свойств: H₃BO₃ – кислота, Al(OH)₃ и Ga(OH)₃ – амфотерные соединения, In(OH)₃ – амфотерный гидроксид с преобладанием основной ионизации, Tl(OH)₃ – основание.

В IVА группе Ge(OH)₂, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂ – амфотерные соединения, их основность растет от Ge к Pb; у Ge(OH)₂ преобладает кислотная ионизация, у Pb(OH)₂ – основная.

В VА группе также наблюдается общая закономерность: HNO₂ и H₃PO₃ – слабые кислоты, H₃AsO₃ – амфотерная кислота, Sb(OH)₃ – амфотерное основание, Bi(OH)₃ – основание. Все гидроксиды p-элементов VIА и VIIА групп являются кислотами. Сила кислот уменьшается сверху вниз в каждой группе. Так, H₂SO₄ и H₂SeO₄ – сильные кислоты, теллуровая H₂TeO₄ – слабая кислота. В ряду слабых кислот SO₂ · H₂O – H₂SeO₃ – H₂TeO₃ у теллуристой кислоты проявляется амфотерность. Кислотные свойства также ослабевают от Cl к I, например, HClO и HBrO – слабые кислоты, а HIO – амфотерное соединение.

2) С увеличением положительной степени окисления элемента уменьшается эффективный радиус, поэтому кислотные свойства гидроксидов усиливаются. Так, SO₂ · H₂O и HNO₂ – слабые кислоты, а H₂SO₄ и HNO₃ – сильные; TlOH – сильное основание, Tl(OH)₃ – слабое; Pb(OH)₂ – гидроксид основного характера, PbO₂ · nH₂O – кислотного.

3) Кислотные свойства гидроксидов в периоде возрастают с ростом Z. Это объясняется тем, что в результате увеличения заряда растет ковалентность связи Э–О и, как следствие этого, ионность связи О–Н.

Как известно, p-элементы второго периода по свойствам мало похожи на своих аналогов третьего и последующего периодов. Примером тому могут служить диоксиды углерода CO₂ и кремния SiO₂.

Трудно найти другие два электронных аналога, обладающими такими различиями: диоксид углерода CO₂ – газ, диоксид кремния (кремнезем) SiO₂ – очень твердое вещество, плавящееся при 1710 °C. Диоксид углерода существует в мономерном состоянии в виде молекул с двойными связями между углеродом и кислородом (О=С=О). Диоксид кремния образует непрерывную сетку, в которой нет двойных связей: каждый атом кремния связан с четырьмя атомами кислорода, и каждый атом кислорода в свою очередь связан с двумя атомами кремния.

Резко отличаются свойства соединений других аналогов – азота и фосфора, кислорода и серы. Если N₂ и O₂ – газообразные вещества, молекулы которых имеют кратные связи, (N≡N, O=O), то простые соединения фосфора и серы – полимерные кристаллические вещества. Наиболее устойчивы четырехатомные молекулы P₄, имеющие форму тетраэдра, и циклические молекулы S₈.

Наблюдаемые отличия в химических свойствах p -элементов третьего периода от свойств их аналогов второго периода связаны с появлением в третьем периоде свободного d -подуровня, способного участвовать в образовании химических связей. Влияние свободных d -орбиталей проявляется в следующем:

1) Возбужденные p -электроны занимают d -орбитали, увеличивая тем самым валентные возможности элементов. Так, в отличие от кислорода (2 s ²2 p ⁴), у серы (3 s ²3 p ⁴3 d ⁰) осуществляется переход двух электронов на 3 d -подуровень. Степень окисления серы достигает шести, а sp ³ d ²-гибридизация определяет октаэдрическое строение SF₆. Степень окисления фосфора в соединениях PCl₅ и KPCl₆ равна +5, а координационное число – пяти (sp ³ d -гибридизация) и шести (sp ³ d ²-гибридизация).

2) Благодаря d -орбиталям в соединениях элементов третьего периода связи упрочняются. Так, в ионах кроме σ-связей, образованных sp ³-гибридными орбиталями центрального атома и p -орбиталями кислорода, возникает дополнительное связывание за счет свободных 3 d -орбиталей кремния, фосфора, серы и неподеленных электронных пар кислорода. Это связывание стабилизирует основные σ-связи. Поэтому, несмотря на увеличение радиуса кремния по сравнению с углеродом, связи Si–O (445 кДж), Si–F (567 кДж), Si–Cl (382 кДж) прочнее связей С–О (359 кДж), C–F (487 кДж) и C–Cl (340 кДж). Однако связь Si–H (319 кДж) слабее связи C–H (414 кДж) из-за отсутствия не поделенных электронных пар у водорода, так же как связь Si–Si (222 кДж) слабее связи С–С (348 кДж) из-за увеличения ковалентного радиуса кремния.

Благородные газы имеют электронную конфигурацию ns²np⁶ (у гелия 1s²) и составляют VIIIА группу. По мере возрастания порядкового номера растут радиусы атомов и их поляризуемость. Это приводит к усилению межмолекулярных взаимодействий, к повышению температур плавления и кипения, к увеличению растворимости газов в воде и других растворителях. Для благородных газов известны следующие группы соединений: молекулярные ионы, соединения включения и валентные соединения.

К d -элементам относят те элементы, атомы которых содержат валентные электроны на (n – 1)d ns-уровнях и составляют побочные (IIIВ–VIIВ, IВ, IIВ) подгруппы, занимая промежуточное положение между типичными s-металлами (IА, IIА) и p-элементами. Из 109 элементов периодической системы 37 относятся к d-элементам; из них последние 7 радиоактивны и входят в незавершенный седьмой период. Электронное строение атомов d-элементов определяет их химические свойства. 3d-Элементы по химическим свойствам существенно отличаются от 4d- и 5d-элементов. При этом элементы IVВ–VIIВ подгрупп очень схожи по многим химическим свойствам. Это сходство обусловлено лантаноидным сжатием, которое из-за монотонного уменьшения радиусов при заполнении 4f-орбиталей приводит к практическому совпадению радиусов циркония и гафния, ниобия и тантала, молибдена и вольфрама, технеция и рения. Элементы этих пар очень близки по физическим и особенно по химическим свойствам; первые шесть элементов встречаются в одних рудных месторождениях, трудно разделяются; их иногда называют элементами-близнецами.

Атомы d-элементов характеризуются общей электронной формулой (n – 1)d^1–10ns^0–2. Некоторые из тяжелых d-элементов не являются полными электронными аналогами.

Отличительной особенностью переходных элементов является образование фаз переменного состава. Это, во-первых, твердые растворы внедрения и замещения и, во-вторых, соединения переменного состава. Твердые растворы образуются элементами с близкими электроотрицательностями, атомными радиусами и одинаковыми кристаллическими решетками. Чем больше отличаются элементы по своей природе, тем менее они растворяются друг в друге и тем более склонны к образованию химических соединений. Такие соединения могут иметь как постоянный, так и переменный состав. В отличие от твердых растворов, в которых сохраняется решетка одного из компонентов, для соединений характерно образование новой решетки и новых химических связей. Другими словами, к химическим соединениям относят лишь те фазы переменного состава, которые резко отличаются по строению и свойствам от исходных.

Для соединений переменного состава характерны следующие особенности:

а) Состав этих соединений зависит от способа получения. Так, в зависимости от условий синтеза оксиды титана имеют состав TiO_1,2–1,5 и TiO_1,9–2,0; карбиды титана и ванадия – TiC_0,6–1,0 и VС_0,58–1,09, нитрид титана TiN_0,45–1,00.

б) Соединения сохраняют свою кристаллическую решетку при значительных колебаниях количественного состава, то есть имеют широкую область гомогенности. Так, TiC_0,6–1,0, как следует из формулы, сохраняет решетку карбида титана при недостатке в ней до 40 % атомов углерода.

в) Природа связи в таких соединениях определяется степенью заполнения d -орбиталей металла. Электроны внедренного неметалла заселяют вакантные d -орбитали, что приводит к усилению ковалентности связей. Именно поэтому доля металлической связи в соединениях начальных элементов d -рядов (IV–V групп) понижена.

Наличие ковалентной связи в них подтверждается большими положительными энтальпиями образования соединений, более высокими твердостью и температурой плавления, меньшей электропроводностью по сравнению с образующими их металлами

f-Элементы делятся на лантаноиды и актиноиды.

Лантаноиды - семейство из 14 элементов (4f-элементы), следующих за La, общий символ Ln. Электронные конфигурации Ln отражают внутреннюю периодичность, проявляющуюся в некоторых свойствах Ln³⁺, у которых 4f-орбитали заполняются сначала по одному (подсемейство церия: Ce – Gd), а потом по второму электрону (подсемейство тербия: Tb – Lu). Уменьшение атомных и ионных радиусов приводит к лантаноидному сжатию, вследствие которого элементы, следующие за Lu, по своим свойствам оказываются очень похожими на своих предшественников по группам (Zr и Hf, Nb и Ta, Mo и W, Tc и Re). Cеребристо-белые металлы, тускнеющие во влажном воздухе, при нагревании разлагают воду, взаимодействуют со всеми кислотами (кроме H₃PO₄ и HF), образуя преимущественно ионы Ln³⁺, другие степени окисления свойственны Ce, Pr, Tb, Dy (4+), Sm, Eu, Tm, Yb (2+). С H, B, C, N, O, халькогенами, галогенами образуют вполне устойчивые соединения. По химическим свойствам достаточно схожи, разделяют ионообменной хроматографией и экстракцией. Разделенные Ln³⁺ используют для получения химических соединений с нужными люминесцентными, спектроскопическими и магнитными свойствами, изготовления неодимовых стекол (лазеры), люминесцентных преобразователей (приборы ночного видения), изготовления постоянных магнитов (SmCo₅). Основная доля используется в виде смесей металлов или оксидов и других соединений с природным содержанием Ln для изготовления катализаторов, легирующих добавок в металлургии, полировочных паст, аккумуляторов газообразного водорода (LnNi₅) и др.

Актиноиды - семейство из 14 элементов, следующих за Ac, (5f-семейство), общий символ An. Первые три – Th, Pa, U – встречаются в природе, их наиболее долгоживущие изотопы – ²³²Th (T_1/2 = 1,4·10¹⁰ лет), ²³¹Pa (T_1/2 = 3,43·10⁴ лет), ²³⁸U (T_1/2 = 4,5·10⁹ лет). Остальные An были получены ядерным синтезом в лабораториях США и России, все радиоактивны. Делятся на два подсемейства Th – Cm (цискюриды) и Bk – Lr (транскюриды). Первое подсемейство во многом отличается от соответствующих лантаноидов, проявляя помимо An³⁺ и более высокие степени окисления An⁴⁺ (Th, Pa, Am, Cm), An^{4+, 5+, 6+} (U, Np, Pu) и даже Pu⁷⁺. Второе подсемейство по химическим свойствам ближе к соответствующим лантаноидам, хотя для менделевия известны соединения Md¹⁺, а для лоуренсия – Lr⁴⁺.

Лантаноиды – элементы, у которых к электронной конфигурации лантана последовательно добавляются 14 4f-электронов. Общая электронная конфигурация лантаноидов – 4f^2–145d^0–16s². Электронные конфигурации и степени окисления 4 f -элементов (лантаноидов) представлены в Приложении В.

Периодический характер заполнения 4 f -орбиталей сначала по одному, а потом по два электрона предопределяет внутреннюю периодичность свойств лантаноидов. Периодически изменяются металлические радиусы, степени окисления, температуры плавления и кипения, величины магнитных моментов, окраска и другие свойства

Электрохимический ряд напряжений металлов позволяет определить химическую активность металлов. Чем ниже значение стандартного окислительно-восстановительного потенциала, тем активнее металл и сильнее его восстановительные свойства.

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы представлены в Приложении Б.

Если процессы окисления и восстановления пространственно разделить, то любую окислительно-восстановительную реакцию можно использовать для получения электрической энергии. Такие устройства называют химическими источниками тока (ХИТ). Простейший ХИТ – гальваническая ячейка (рис. 9) – представляет собой сосуды, в которых два электрода, помещенные в раствор соответствующих электролитов, соединены солевым мостиком, представляющим собой стеклянную трубку, заполненную раствором такого электролита, катионы и анионы которого характеризуются одинаковой подвижностью.

Рисунок 9 - Гальванический элемент Даниэля–Якоби

При замыкании внешней цепи начинается окислительно-восстановительная реакция, о чем свидетельствует возникновение электродвижущей силы (ЭДС).

Реакция CuSO₄ + Zn = Cu + ZnSO₄ в электрохимическом варианте является основой гальванического элемента Даниэля–Якоби, схема которого

(–)Zn¦Zn²⁺||Cu²⁺¦Cu(+)

отражает современную систему обозначений для гальванических элементов. Слева записывается анод Zn¦Zn²⁺, на котором возникает избыток электронов и происходит процесс окисления – отрицательный полюс (–). Справа – катод Cu²⁺¦Cu – электрод с недостатком электронов, положительный полюс (+). Одна вертикальная черта изображает фазовый раздел между металлом и раствором электролита. Двойная вертикальная линия отделяет анодное пространство от катодного.

Электроны по внешнему участку цепи, металлическому проводнику, переходят от отрицательного полюса к положительному. Внешнюю цепь на схеме не изображают. В круглых скобках знаками плюс и минус обозначают полюсы электродов.

Если малоактивный металл погружен в раствор соли с концентрацией больше равновесной, то происходит переход ионов из раствора на металл, заряженный положительно). В любом случае возникает двойной электрический слой, и появляется разность электрических потенциалов, или гальвани-потенциал.

Система, состоящая из металла, погруженного в раствор электролита, называется электродом, то есть электроды в электрохимии – это системы из двух токопроводящих тел.

Потенциал электрода зависит от активности ионов . Разность потенциалов стандартного водородного электрода и какого-нибудь другого электрода, измеренная при стандартных условиях, называется стандартным электродным потенциалом и обозначается E ^°.

Каждый гальванический элемент состоит из двух электродов (окислительно-восстановительных пар), один из которых является поставщиком электронов (анод), а другой их принимает (катод). В гальванических элементах источником электрического тока является химическая реакция.

Любая химическая реакция термодинамически разрешена, если ΔG < 0. Из соотношений ΔG = –nFE и ΔG^° = –nFE^° следует, что электрохимическая реакция, а в общем случае любая окислительно-восстановительная реакция может протекать самопроизвольно, если E > 0 или для стандартных условий E^° > 0.

ЭДС гальванического элемента равна разности электродных потенциалов составляющих его электродов. В соответствии с принятой формой записи гальванического элемента его ЭДС равна электродному потенциалу правого электрода (окислителя) минус электродный потенциал левого электрода (восстановителя).

Пользуясь этими соотношениями и таблицей стандартных электродных потенциалов, можно предсказать возможность осуществления многих окислительно-восстановительных реакций.

В случае элемента Даниэля–Якоби (–)Zn¦Zn²⁺||Cu²⁺¦Cu(+)

Для нестандартных условий ЭДС элемента Даниеля–Якоби находится из разности электродных потенциалов, вычисленных по уравнению Нернста:

Для реакции

осуществляемой в элементе

Величины электродных потенциалов определяются концентрациями (активностями) всех ионов, участвующих в окислительно-восстановительной реакции. Так, в элементе

протекает реакция

и уравнение Нернста для этого элемента имеет вид:

Вуравнении Нернста для реакции под знаком логарифма в числителе стоят концентрации исходных веществ, а в знаменателе – продуктов реакции в степенях стехиометрических коэффициентов.

Итак, сопоставляя электродные потенциалы соответствующих систем, можно заранее определить направление, в котором будет протекать окислительно-восстановительная реакция при любых (нестандартных) условиях. Окисленная форма вещества с более высоким потенциалом является окислителем для восстановленных форм с более низким потенциалом.

Однако в большинстве случаев о направлении реакции можно судить по разности стандартных электродных потенциалов – В случае, когда эта разность близка к нулю, для определения направления реакции используют разность не стандартных, а реальных (с учетом активности ионов) потенциалов, вычисленных по уравнению Нернста.

Равновесное состояние любой окислительно-восстановительной реакции характеризуется нулевой ЭДС (Δ G _равн = 0). Тогда из уравнения Нернста следует

то есть представляется возможность определить константу равновесия из электрохимических данных.

При

Следовательно, реакция 2Fe³⁺ + Sn²⁺ = 2Fe²⁺ + Sn⁴⁺ будет самопроизвольно протекать слева направо, поскольку константа равновесия ее очень велика (K = 1 · 10²¹).

В общем виде связь ЭДС с K выражается уравнением

Электрохимическая коррозия. В основе коррозийных процессов лежат окислительно-восстановительные реакции металлов с окружающей средой, сопровождающиеся переходом металлов в более термодинамически устойчивое состояние.

Рассмотрим коррозию железа как электрохимический процесс. Ржавление железа есть не что иное, как анодная реакция

Катодная реакция – восстановление атмосферного кислорода:

Водородные ионы поставляет вода. Если бы в воде не было растворенного кислорода, то коррозия была бы невозможна. Следовательно, железо корродирует в слое воды, насыщенном кислородом. Таким образом, начальную стадию коррозии железа можно передать реакцией

2Fe + O₂ + 4H⁺ → 2FeO + 2H₂O

На скорость коррозии существенное влияние оказывает концентрация ионов H⁺. Повышение pH приводит к замедлению коррозии, поскольку восстановление O₂ из H₂O замедляется. При pH = 9–10 коррозия железа практически прекращается.

Известно, что в водной среде ионы Fe²⁺ в присутствии кислорода окисляются до Fe³⁺. Вторая стадия коррозии соответствует реакции образования гидратированного оксида железа (ржавчины) Fe₂O₃∙nH₂O (рис. 10):

4Fe²⁺ + O₂ + 4H₂O + xH₂O = 2Fe₂O₃∙xH₂O + 8H⁺

Рисунок 10 - Коррозия железа кислородом воздуха, растворенным в воде

Для защиты железа от коррозии используются всевозможные покрытия: краска, слой металла (олова, цинка). При этом краска и олово предохраняют от коррозии до тех пор, пока защитный слой цел.

Появление в нем трещин и царапин способствует проникновению влаги и воздуха к поверхности железа, и процесс коррозии возобновляется, причем в случае оловянного покрытия он даже ускоряется, поскольку олово служит катодом в электрохимическом процессе (рис. 11).

Рисунок 11 - Коррозия «белой жести»

Оцинкованное железо ведет себя иначе. Поскольку цинк выполняет роль анода, то его защитная функция сохраняется и при нарушении цинкового покрытия (рис12).

Рисунок 12 - Катодная защита в оцинкованном железе

Катодная защита широко используется для уменьшения коррозии подземных и подводных трубопроводов и стальных опор высоковольтных передач, нефтяных платформ и причалов.