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

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

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

Понятие о степени окисления (С.О.)

С.О. – основная характеристика состояния химических элементов.

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

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

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

Это позволяет находить С.О. по формулам соединений.

Сущность окислительно-восстановительных реакций

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

В этой трансформации заключается их главный и характерный признак

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

2Na0 + Cl20 = 2Na+Cl-

Приведенный пример ОВР умозрительно можно представить состоящим из двух полуреакций:

2Na0 – 2e- = 2Na – здесь идёт отдача электроотрицательных частиц (электронов) от атома натрия, являющимся в данном случае восстановителем. Происходит окисление. 

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

Усвоению этих процессов и обозначающих их терминов может помочь схема:

Сущность окислительно-восстановительных реакций

Советы для избежания путаницы в этих понятиях:

  1. Составить аббревиатуру по первым буквам терминов:

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


  2. Выучить стихотворение:

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

Типичные окислители 

  • Сильными окислителями являются неметаллы в свободном состоянии: фтор F2, хлор Cl2, бром Br2, йод I2, кислород O2, озон O3, сера S и другие.
  • группа кислородсодержащих кислот, в их числе: азотная HNO3, концентрированная серная Н2SO4, хромовая H2CrO4, а также соответствующие им оксиды N2O5, Mn2O7, CrO3.
  • к менее сильным окислителям относятся соли вышеназванных кислородосодержащих кислот, например,  KMnO(Mn+7), K2Cr2O(Cr+7).
  • Положительно заряженные частицы металлов в самой высокой степени окисления меди Cu2+, олова Sn4+, железа Fe3+, ртути Hg2+, свинца Pb4+.

Типичные восстановители

  • Простые вещества группы металлов, например, железо Fe0, цинк Zn0, алюминий Al0 и др.
  • Положительно заряженные частицы металлов в самой низкой С.О., например, олова Sn2+, железа Fe2+, свинца Pb2+ и др.
  • кислородсодержащие кислоты со своими окислами, в которых кислотообразующий элемент находится в низшей степени окисления, к примеру, сернистая кислота H2SO3, азотистая кислота HNO2 и т.д.
  • группа бескислородных кислот и их солей: иодистовородная кислота НI, иодид калия KI, сероводород Н2S, сульфид натрия Na2S и т.д.

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

Разновидности ОВР

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

    C0 + O20 = C+4CO2-2;
    N20 + 3H20 = 2N-3H3+1.

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

    2H2O2-1 = 2H2O-2 + O20;
    2H2+1O2-2 = 2H20 +O20

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

    Cl20 + H2+O-2 = H+Cl- + H+Cl+O-2 

Хлор Cl2 здесь и окисляющий и восстанавливающий элемент.

Составление ОВР методом электронного баланса

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

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

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

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

Al + C → Al4C3

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

Al+ C0 → Al4+3C3-4

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

Al0 → Al+3
1Al0 - 3e- → 1Al+3

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

C0 → C+4
1C+ 4e- → 1C-4

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

4| 1Al0-3e- → 1Al+3

3| 1C0+4e- → 1C-4

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

  • Последний этап – уравнивание количества атомов слева и справа с помощью стехиометрических коэффициентов: реакцию вступило 4·1Al0=4Al0 атома алюминия и 3·1C0=3C0 атома углерода.

Окончательно уравнение выглядит так:

4Al0+3C0 = Al4+3C3-4

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

Коррозия металлов 

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

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

  1. При химической коррозии металлы подвергаются деструкции от вредных влияний газов, жидкостей, не способных проводить электричество. Например, появление окалины на железе от контакта с кислородом при повышенных температурах. Или разрушение металлического оборудования, трубопроводов от воздействия сернистых соединений, содержащихся в нефтяных фракциях.

  2. Электрохимическая коррозия непосредственно связана с деструкцией металла в электролитном растворе под действием возникающего в нем электрического тока. Для возникновения разрушительных электрических токов необходим контакт металлов разной активности или наличие неоднородных участков на поверхности корродирующего металла. Таким электрохимическим разрушениям часто подвергаются морские корабли, котельное оборудование, заглублённые в почву металлические сооружения.

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

Защита от коррозии 

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

Значение ОВР

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

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

Но познание глубин и тайн этих сложнейших явлений природы продолжается…


 

Смотри также:

18 сентября 2020, 14:47

Комментарии

Для добавления комментариев необходимо авторизоваться.