Электрохимические способы защиты от коррозии

К электрохимическим способам защиты металлов от коррозии относятся протекторная и катодная защиты:

1) Протекторная защита.

По механизму защитного действия этот вариант аналогичен анодному покрытию. К защищаемой конструкции, находящейся в среде электролита, присоединяется более активный металл. В образующейся гальванопаре, за счет коррозии более активного металла, происходит поляризация электронами защищаемой конструкции. В качестве металла-протектора применяются Мg, Zn, Аl и другие активные металлы или их сплавы. Необходимым условием протекторной защиты является электропроводящий контакт конструкции с металлом-протектором.

Химизм протекторной защиты железа цинком в нейтральной среде:

Анодный процесс: Zn = Zn²⁺ + 2e.

Катодный процесс: O₂ + 2H₂O + 4e =4ОH^-.

Суммарное уравнение: 2Zn + O₂ +2H₂O = 2Zn(ОH)₂.

2) Катодная защита.

Сущность данного способа защиты от коррозии заключается в том, что защищаемый металл, находящийся в среде электролита, подключается к катоду(–) внешнего источника тока. В качестве анода можно использовать любой металлический лом. В результате окислители окружающей среды восстанавливаются на защищаемом металле электронами от внешнего источника тока, а окисляется металлический лом. Такой способ защиты чаще всего применяют для крупных конструкций, находящихся в среде электролита.

ТЕМА 5

ОСНОВНЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССВ

ЛЕКЦИЯ № 12

«ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА»

Науку о взаимных превращениях различных видов энергии называют термодина­микой. Термодинамика устанавливает законы этих превращений, а также направление самопроизвольного протекания различных процессов.

1 Энергетика химических процессов.

Внутренняя энергия и энтальпия

Химические реакции сопровождаются выделением или поглощением тепла. Тепловой эффект реакции в основном определяется разницей между энергиями разрыва химических связей исходных веществ и образования связей в продуктах реакции.

В любом процессе соблюдается закон сохранения энергии. Теплота (Q), погло­щенная системой, идет на изменение её внутренней энергии(DU) и на совершение работы (А):

Q = ΔU + A.

Внутренняя энергия системы U – это общий запас энергии системы. Абсолютные значения внутренней энергии веществ неизвестны, так как нельзя привести систему в состояние, лишенное энергии, поэтому на практике пользуются её изменени­ем ΔU. Внутренняя энергия является функцией состояния, то есть её изменение однозначно определяется начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути перехода, по которому протекает процесс. Изменение внутренней энергии системы измеряют при постоянном давлении, то есть в изохорно-изотермическом процессе (v – const, T – const).

ΔU = U2 - U1,

где ΔU - измене­ние внутренней энергии системы,

U₂ – энергия продуктов реакции, U₁ – энергия исходных веществ.

Теплота и работа функциями состояния не являются, т.к. они служат формами пе­редачи энергии и связаны с процессом, а не с состоянием системы.

Энтальпия (Н) применяется случае проведения процесса при постоянном давлении, то есть в изобарно-изотермических (p – const, T – const) и является функцией состояния. На практике пользуются также изменением энтальпии

ΔH = H₂ - H₁.

Стандартные условия: Т – 298 К, р– 1атм, n – 1моль, агрегатное состояние и кристаллическая модификация – наиболее устойчивые при стандартных условиях. Стандартные условия для изменения энтальпии обозначаются . Для простых веществ в стандартных условиях условно приняли равным 0.

Примеры:

1) (Н₂О_Ж) = -285,8 кДж/моль, т.е. при стандартных условия образование жидкой воды из простых веществ (Н₂ и О₂) сопровождается выделением 285,8 кДж энергии.

2) (Н_2Г) = 0 кДж/моль.

В термодинамике в уравнениях химических реакций наряду с указанием теплового эффекта реакции, указываются агрегатные состояния веществ и допускаются дробные коэффициенты. В такой форме записи уравнения называются термохимическими.

Пример:

Н_2(г) + ½ О_2(г) = Н₂О_(ж), = -285,8 кДж/моль.