Химические свойства водорода, кислорода, азота, природного газа. Классификация окислов. Коррозия металла
Химические и физические свойства водорода, кислорода, азота и природного газа. Классификация окислов в зависимости их химических свойств. Сущность процесса коррозии. Виды коррозии металлов (химическая и электрохимическая), меры её предупреждения.
| Рубрика | Химия |
| Вид | курсовая работа |
| Язык | русский |
| Дата добавления | 12.09.2013 |
| Размер файла | 55,3 K |
Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
Размещено на http://www.allbest.ru/
План
- Химические свойства водорода, кислорода, азота, природного газа
- Свойства водорода
- Свойства кислорода
- Свойства азота
- Свойства природного газа
- Окислы, классификация окислов. Окислы железа
- Классификация
- Коррозия металла. Классификация
- Защита от коррозии
Химические свойства водорода, кислорода, азота, природного газа
Свойства водорода
Содержание водорода в земной коре, составляет 0,15 %. Этот элемент входит в состав многих минералов, всех органических соединений, а также воды, которая покрывает почти 3/4 поверхности Земного шара. В свободном состоянии водород встречается в небольших количествах в верхних слоях атмосферы и некоторых природных горючих газах.
Физические свойства. При обычных условиях водород - газ без цвета и запаха. Водород - самый легкий из всех элементов: в 14,5 раза легче воздуха, слабо растворим в воде (в 100 объемах воды при комнатной температуре растворяются 2 объема водорода). При температуре - 253 С и атмосферном давлении водород переходит в жидкое состояние, а при - 259 С затвердевает. Из-за малой молекулярной массы он легко диффундирует (проходит) через пористые перегородки и даже через нагретую металлическую перегородку. Вот почему резиновые шарики, наполненные водородом и очень тщательно завязанные, спустя некоторое время сдуваются. При повышенной температуре водород хорошо растворим во многих металлах (никеле, платине, палладии).
В природе водород существует в виде трех изотопов: протий - с массовым числом 1, дейтерий - с массовым числом 2 и тритий - с массовым числом 3.99,98 % природного водорода составляет протий.
Химические свойства. Атом водорода имеет всего один электрон, поэтому при образовании химических соединений может легко отдавать его, либо образовывать одну общую электронную пару, либо присоединять еще один электрон, образуя двухэлектронную внешнюю оболочку, как у гелия.
Из-за малого заряда ядра атом водорода сравнительно слабо притягивает электроны и может присоединять их только в том случае, когда другой элемент легко их отдает. Такими элементами являются щелочные и щелочноземельные металлы, которые при нагревавши в атмосфере водорода образуют солеобразные соединения - гидриды:
2 К+ Н2 = 2 КН (гидрид калия)
Са + Н2 = СаН2 (гидрид кальция)
Для водорода более характерны соединения, в которых он проявляет положительную степень окисления. Он взаимодействует со многими неметаллами. В зависимости от активности неметаллов реакция может протекать с различной скоростью. Так, со фтором водород взаимодействует всегда со взрывом:
F2 + H2 = 2 НF (фтороводород)
Хлор взаимодействует с водородом значительно спокойнее: в темноте и без нагревания реакция протекает довольно медленно, на свету - значительно быстрее, а при наличии инициатора (искра, нагревание) - моментально и со взрывом. Поэтому смесь хлора и водорода является гремучей и требует чрезвычайной осторожности в обращении. Водород хорошо горит в атмосфере хлора. Во всех случаях реакция водорода с хлором протекает по уравнению
Н2 + С12 = 2 НС1 (хлороводород)
С бромом и иодом водород реагирует очень медленно.
Так же активно, как с хлором, водород реагирует и с кислородом
2 Н2 + О2 = 2 Н2О
Смесь водорода с кислородом тоже является гремучей и при наличии инициатора взрывается.
С другими неметаллами водород реагирует либо при высокой температуре, либо при высоких. температуре и давлении. Например, с серой водород реагирует только при нагревании, а с азотом - при нагревании и высоком давлении:
Н2 + S = Н2S (сероводород)
3 H2 + N2 = 2 NН3 (аммиак)
Водород может отнимать кислород или галогены от многих металлов и неметаллов. В этом случае он выступает как восстановитель:
СuО + Н2 = Сu + Н2О
СuСl2 + Н2 = Сu + 2 НС1
Эти реакции используются в металлургии для получения свободных металлов. Они, как правило, протекают при высоких температурах. Чем активнее металл, тем более высокая температура требуется для его восстановления.
Атомарный водород более активен, чем молекулярный, поэтому все характерные для водорода реакции с атомарными водородом протекают более энергично. Если молекулярный водород восстанавливает металлы из солей только при нагревании, то атомарный водород может восстанавливать многие металлы из их солей даже в водных растворах.
Образование молекулы водорода из его атомов сопровождается выделением большого количества теплоты:
Н + Н = Н2 + 435 кДж
Если направить ток газа, содержащего атомарный водород, на твердое тело, то за счет. теплоты, выделяющейся вследствие образовании молекул водорода из атомов, температура поверхности тела повысится до 4000 С. Эту реакцию используют при сварочных работах.
Получение. В лабораторных условиях водород получают:
1) взаимодействием металла (чаще всего цинка) с соляной или разбавленной серной кислотой:
Zn + 2 НСl = ZnСl2 + Н2
В ионной форме уравнение имеет следующий вид:
2) взаимодействием со щелочами металлов, гидроксиды которых обладают амфотерными свойствами (алюминий, цинк):
Zn + 2 КОН + 2 Н2О = К2 [Zn (ОН) 4] + Н2
2 А1 + 6 КОН + 6 Н2О = 2 К3 [А1 (ОН) 6] + 3 Н2
3) электролизом воды, к которой для увеличения электроводности прибавляют электролит - щелочь или сульфат щелочного металла. Хлориды для этой цели менее пригодны, так как при их электролитическом разложении на аноде выделяется хлор.
В промышленности водород получают другими способами:
1) обработкой раскаленного угля водяным паром в специальных аппаратах - газогенераторах. В результате взаимодействия водяного пара с углеродом образуется так называемый водяной газ, состоящий из водорода и монооксида углерода:
С + Н2О = СО + Н2
При обработке водяного газа водяным паром в присутствии железного катализатора монооксид углерода превращается в диоксид, который легко растворяется в воде при повышенном давлении или в растворах щелочей:
СО + Н2О = СО2 + Н2
СО2 + Н2О = Н2СО3
СО2 + 2 КОН = К2СО3 + Н2О
2) конверсией (превращением) метана с водяным паром, углекислым газом или смесью водяного пара и углекислого газа:
СН4 + Н2О = СО + 3 Н2
СН4 + СО2 = 2 СО + 2 Н2
3 СН4 + СО2 + 2 Н2О = 4 СО + 8 Н2
Эти процессы протекают при температуре около 1000 С в присутствии катализатора на основе никеля с добавками оксидов магния, алюминия и других металлов. Полученная смесь может использоваться как сырье для производства различных органических веществ (метанола, альдегидов, углеводородов и др.) или получения водорода (смесь обрабатывают водяным паром, как показало выше);
3) как побочный продукт производства хлора и гидроксидов щелочных металлов электролизом растворов их хлоридов.
Применение. Водород - ценное сырье для химической промышленности. Он, используется для получения аммиака, метанола, альдегидов, углеводородов, превращения жидких жиров в твердые (гидрогенизация), производства жидкого топлива гидрогенизацией углей и мазута. В металлургии водород используют как восстановитель оксидов или хлоридов для получения металлов и неметаллов (германия, кремния, галлия, циркония, гафния, молибдена, вольфрама и др.). Благодаря высокой температуре горения в кислороде водород применяют также при резке и сварке металлов (автоген).
Свойства кислорода
Физические свойства Кислорода. Кислород бесцветный газ, сгущающийся при - 182,9°С и нормальном давлении в бледно-синюю жидкость, которая при - 218,7°С затвердевает, образуя синие кристаллы. Плотность газообразного Кислорода (при 0°С и нормальном давлении) 1,42897 грамм/л. Критическая температура Кислорода довольно низка (Ткрит = - 118,84°С. Кислород мало растворим в воде: при 20°С и 1 ат в 1 м3 воды растворяется 0,031 м3, а при 0°С - 0,049 м3 Кислорода. Хорошими твердыми поглотителями Кислорода являются платиновая чернь и активный древесный уголь.
Химические свойства Кислорода. Кислород образует химические соединения со всеми элементами, кроме легких инертных газов. Будучи наиболее активным (после фтора) неметаллом, Кислород взаимодействует с большинством элементов непосредственно; исключение составляют тяжелые инертные газы, галогены, золото и платина; их соединения с Кислородом получают косвенным путем. Почти все реакции Кислорода с других веществами - реакции окисления экзотермичны, то есть сопровождаются выделением энергии. С водородом при обычных температурах Кислород реагирует крайне медленно, выше 550°С эта реакция идет со взрывом:
2Н2 + О2 = 2Н2О.
С серой, углеродом, азотом, фосфором Кислород взаимодействует при обычных условиях очень медленно. При повышении температуры скорость реакции возрастает и при некоторой, характерной для каждого элемента температуре воспламенения начинается горение. Реакция азота с Кислородом благодаря особой прочности молекулы N2 эндотермична и становится заметной лишь выше 1200°С или в электрическом разряде: N2 + О2 = 2NO. Кислород активно окисляет почти все металлы, особенно легко - щелочные и щелочноземельные. Активность взаимодействия металла с Кислородом зависит от многих факторов - состояния поверхности металла, степени измельчения, присутствия примесей.
В процессе взаимодействия вещества с Кислородом исключительно важна роль воды. Например, даже такой активный металл, как калий, с совершенно лишенным влаги Кислородом не реагирует, но воспламеняется в Кислороде при обычной температуре в присутствии даже ничтожных количеств паров воды. Подсчитано, что в результате коррозии ежегодно теряется до 10% всего производимого металла.
Оксиды некоторых металлов, присоединяя Кислород, образуют перекисные соединения, содержащие 2 или более связанных между собой атомов Кислорода. Так, пероксиды Na2O2 и ВаО2 включают пероксидный ион О22-, надпероксиды NaO2 и КО2 - ион О2-, а озониды NaO3, КО3, RbO3 и CsO3 - ион О3-. Кислород экзотермически взаимодействует со многими сложными веществами. Так, аммиак горит в Кислороде в отсутствии катализаторов. Окисление аммиака кислородом в присутствии катализатора дает NO (этот процесс используют при получении азотной кислоты). Особое значение имеет горение углеводородов (природного газа, бензина, керосина) - важнейший источник тепла в быту и промышленности. Взаимодействие углеводородов с Кислородом лежит в основе многих важнейших производственных процессов - такова, например, так называемая конверсия метана, проводимая для получения водорода: 2СН4+ О2 + 2Н2О = 2СО2 + 6Н2. Многие органические соединения (углеводороды с двойной или тройной связью, альдегиды, фенолы, а также скипидар, высыхающие масла и другие) энергично присоединяют Кислород. Окисление Кислородом питательных веществ в клетках служит источником энергии живых организмов.
Получение Кислорода. Существует 3 основных способа получения Кислорода: химический, электролизный (электролиз воды) и физический (разделение воздуха).
Химический способ изобретен ранее других. Кислород можно получать, например, из бертолетовой соли КClОз, которая при нагревании разлагается, выделяя О2 в количестве 0,27 м3 на 1 кг соли. Оксид бария ВаО при нагревании до 540°С сначала поглощает Кислород из воздуха, образуя пероксид ВаО2, а при последующем нагревании до 870°С ВаО2 разлагается, выделяя чистый Кислород. Его можно получать также из KMnO4, Ca2PbO4, К2Сг2О7 и других веществ при нагревании и добавлении катализаторов. Химический способ получения Кислорода малопроизводителен и дорог, промышленного значения не имеет и используется лишь в лабораторной практике.
Электролизный способ состоит в пропускании постоянного электрического тока через воду, в которую для повышения ее электропроводности добавлен раствор едкого натра NaOH. При этом вода разлагается на Кислород и водород. Кислород собирается около положительного электрода электролизера, а водород - около отрицательного. Этим способом Кислород добывают как побочный продукт при производстве водорода. Для получения 2 м3 водорода и 1 м3Кислорода затрачивается 12-15 кВт·ч электроэнергии.
Разделение воздуха является основным способом получения Кислорода в современной технике. Осуществить разделение воздуха в нормальном газообразном состоянии очень трудно, поэтому воздух прежде сжижают, а уже затем разделяют на составные части. Такой способ получения Кислорода называется разделением воздуха методом глубокого охлаждения. Сначала воздух сжимается компрессором, затем, после прохождения теплообменников, расширяется в машине-детандере или дроссельном вентиле, в результате чего охлаждается до температуры 93 К (-180°С) и превращается в жидкий воздух. Дальнейшее разделение жидкого воздуха, состоящего в основном из жидкого азота и жидкого Кислород, основано на различии температуры кипения его компонентов [Ткип О2 90,18 К (-182,9°С), tкип N2 77,36 К (-195,8°С)]. При постепенном испарении жидкого воздуха сначала выпаривается преимущественно азот, а остающаяся жидкость все более обогащается Кислородом. Повторяя подобный процесс многократно на ректификационных тарелках воздухоразделительных колонн, получают жидкий Кислород нужной чистоты (концентрации). Газообразный Кислород хранят и транспортируют в стальных баллонах и ресиверах при давлении 15 и 42 Мн/м2 (соответственно 150 и 420 бар, или 150 и 420 ат), жидкий Кислород в металлических сосудах Дьюара или в специальных цистернах-танках. Для транспортировки жидкого и газообразного Кислорода используют также специальные трубопроводы. Кислородные баллоны окрашены в голубой цвет и имеют черную надпись "кислород".
Свойства азота
Физические свойства Азота. Азот немного легче воздуха; tпл - 209,86°С, tкип-195,8°С. Азот сжижается с трудом: его критическая температуpa довольно низка (-147,1°С), плотность жидкого Азота 808 кг/м3. В воде Азот менее растворим, чем кислород: при 0°С в 1 м3 Н2О растворяется 23,3 г Азота. Лучше, чем в воде, Азот растворим в некоторых углеводородах.
Химические свойства Азота. Только с такими активными металлами, как литий, кальций, магний, Азот взаимодействует при нагревании до сравнительно невысоких температур. С большинством других элементов Азот реагирует при высокой температуре и в присутствии катализаторов. Хорошо изучены соединения Азота с кислородом N2O, NO, N2O3, NO2 и N2O5. Из них при непосредственном взаимодействии элементов (4000°С) образуется оксид NO, который при охлаждении легко окисляется далее до оксида (IV) NO2. В воздухе оксиды Азота образуются при атмосферных разрядах. Их можно получить также действием на смесь Азота с кислородом ионизирующих излучений. При растворении в воде азотистого N2O3 и азотного N2O5 ангидридов соответственно получаются азотистая кислота HNO2 и азотная кислота HNO3, образующие соли - нитриты и нитраты. С водородом Азот соединяется только при высокой температуре и в присутствии катализаторов, при этом образуется аммиак NH3. Кроме аммиака, известны и другие многочисленные соединения Азота с водородом; большинство соединений Азота с водородом выделено только в виде органических производных.
При действии на обычный Азот электрических разрядов [давление 130-270 н/м2 (1-2 мм рт. cт.)] или при разложении нитридов В, Ti, Mg и Са, а также при электрических разрядах в воздухе может образоваться активный Азот, представляющий собой смесь молекул и атомов Азота, обладающих повышенным запасом энергии. В отличие от молекулярного, активный Азот весьма энергично взаимодействует с кислородом, водородом, парами серы, фосфором и некоторыми металлами.
Азот входит в состав очень многих важнейших органических соединений (амины, аминокислоты, нитросоединения и других).
Получение Азота. В лаборатории Азот легко может быть получен при нагревании концентрированного раствора нитрита аммония: NH4NO2 = N2 + 2H2O. Технический способ получения Азот основан на разделении предварительно сжиженного воздуха, который затем подвергается разгонке.
Применение Азота. Основная часть добываемого свободного Азота используется для промышленного производства аммиака, который затем в значительных количествах перерабатывается на азотную кислоту, удобрения, взрывчатые вещества и т.д. Помимо прямого синтеза аммиака из элементов, промышленное значение для связывания Азот воздуха имеет разработанный в 1905 году цианамидный метод, основанный на том, что при 1000°С карбид кальция (получаемый накаливанием смеси извести и угля в электрической печи) реагирует со свободным Азотом: СаС2 + N2 = CaCN2 + С. Образующийся цианамид кальция при действии перегретого водяного пара разлагается с выделением аммиака: CaCN2 + 3H2O = CaCO3+ 2NH3.
Свободный Азот применяют во многих отраслях промышленности: как инертную среду при разнообразных химических и металлургических процессах, для заполнения свободного пространства в ртутных термометрах, при перекачке горючих жидкостей и т.д. Жидкий Азот находит применение в различных холодильных установках. Его хранят и транспортируют в стальных сосудах Дьюара, газообразный Азот в сжатом виде - в баллонах. Широко применяют многие соединения Азота. Производство связанного Азот стало усиленно развиваться после 1-й мировой войны и сейчас достигло огромных масштабов.
Азот в организме. Азот один из основных биогенных элементов, входящих в состав важнейших веществ живых клеток - белков и нуклеиновых кислот. Однако количество Азота в организме невелико (1-3% на сухую массу). Находящийся в атмосфере молекулярный азот могут усваивать лишь некоторые микроорганизмы и сине-зеленые водоросли.
Значительные запасы азота сосредоточены в почве в форме различных минеральных (аммонийные соли, нитраты) и органических соединений (азот белков, нуклеиновых кислот и продуктов их распада, то есть еще не вполне разложившиеся остатки растений и животных). Растения усваивают азот из почвы как в виде неорганических, так и некоторых органических соединений.
Белки во всех организмах подвергаются ферментативному распаду, конечными продуктами которого являются аминокислоты. На следующем этапе в результате дезаминирования органический азот аминокислот вновь превращается в неорганический аммонийный азот. У микроорганизмов и, особенно у растений аммонийный азот может использоваться для нового синтеза амидов и аминокислот. У животных обезвреживание аммиака, образующегося при распаде белков и нуклеиновых кислот, осуществляется путем синтеза мочевой кислоты (у пресмыкающихся и птиц) или мочевины (у млекопитающих, в том числе и у человека), которые затем выводятся из организма. С точки зрения обмена азота растения, с одной стороны, и животные (и человек), с другой, отличаются тем, что у животных утилизация образующегося аммиака осуществляется лишь в слабой мере - большая часть его выводится из организма; у растений же обмен азота "замкнут" - поступивший в растение азот возвращается в почву лишь вместе с самим растением.
Свойства природного газа
У природных газов отсутствует цвет, запах, вкус.
К основные показателям природных газов относятся: состав, теплота сгорания, плотность, температура горения и воспламенения, границы взрываемости и давление при взрыве.
Природные газы чисто газовых месторождений в основном состоят из метана (82-98 %) и других углеводородов.
В составе горючего газа имеются горючие и негорючие вещества. К горючим газам относятся: углеводороды, водород, сероводород. К негорючим относятся: углекислый газ, кислород, азот и водяной пар. После добычи из газа извлекают токсичный газ сероводород, содержание которого на том момент не должно превышать 0,02 г/м3.
Теплота сгорания - это количество тепла, выделяемое при полном сгорании 1 м3 газа. Измеряется теплота сгорания в ккал/м3, кДж/м3 газа.
Плотность природного газа полностью зависит от его состава и находится в пределах с = 0,73-0,85 кг/м3.
Важнейшей особенностью любого горючего газа является жаропроизводительность, т.е. максимальная температура достигаемая при полном сгорании газа, если необходимое количество воздуха для горения, точно следует химическим формулам горения, а изначальная температура газа и воздуха равняется нулю.
Жаропроизводительность природных газов составляет около 2 000-2 100°С, метана - 2 043°С. Действительная температура горения в топках значительно ниже жаропроизводительности и зависит от условий сжигания.
Температурой воспламенения называется температура топливовоздушной смеси, смесь при которой загорается без источника воспламенения. Для природного газа она находится в пределах 645-700°С.
Границы взрываемости.
Газовоздушная смесь, имеющая в составе количество газа:
до 5 % - не горит;
от 5 до 15 % - взрывается;
больше 15 % - горит при подаче воздуха.
Давление при взрыве природного газа составляет 0,8-1,0 МПа.
У природного газа отсутствует запах. Для того чтобы определить утечку газ одоризируют (т.е. придают ему специфический запах). Проведение одоризации осуществляется путем использования этилмеркаптана. Норма одоризации 16 г на 1 000 м3 газа. Осуществляют одоризацию на газораспределительных станциях (ГРС). При попадании в воздух 1 % природного газа начинает ощущаться его запах. Практика показывает, что средняя норма этилмеркаптана для одоризации природного газа, который поступает в городские сети, должна составлять 16 г на 1 000 м3 газа.
По сравнению с твердым и жидким топливом природный газ выигрывает по многим параметрам:
- относительная дешевизна, которая объясняется более легким способом добычи и транспорта;
- отсутствие золы и выноса твердых частичек в атмосферу;
- высокая теплота сгорания;
- не требуется подготовки топлива к сжиганию;
- облегчается труд обслуживающих работников и улучшение санитарно-гигиенических условий его работы;
- облегчаются условия автоматизации рабочих процессов.
Из-за возможных утечек через неплотности в соединениях газопровода и в местах присоединения арматуры использование природного газа требует особой внимательности и осторожности.
Проникновение в помещение более 20 % газа может привести к удушью, а при наличии его в закрытом объеме от 5 до 15 % может вызвать взрыв газовоздушной смеси. При неполном сгорании образуется токсичный угарный газ СО, который даже при небольших концентрациях приводит к отравлению обслуживающего персонала.
Окислы, классификация окислов. Окислы железа
Оксимд (омкисел, омкись) - это соединение химического элемента с кислородом, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Химический элемент кислород по электроотрицательности второй после фтора, поэтому к оксидам относятся почти все соединения химических элементов с кислородом. К исключениям относятся, например, дифторид кислорода OF2.
Оксиды - весьма распространённый тип соединений, содержащихся в земной коре и во вселенной вообще. Примерами таких соединений являются ржавчина, вода, песок, углекислый газ, ряд красителей. Окислами называется класс минералов, представляющих собой соединения металла с кислородом.
Оксиды, соединения элементов с кислородом. В оксидах степень окисления атома кислорода - 2. К оксидам относятся все соединения элементов с кислородом, кроме содержащих атомы О, соединенные друг с другом (пероксиды, надпероксиды, озониды), и соединения фтора с кислородом (OF2 и др.). Последние следует называть не оксидами, а фторидами кислорода, т.к. степень окисления кислорода в них положительная.
Классификация
В зависимости от химических свойств различают:
а) солеобразующие оксиды
Большинство оксидов - солеобразующие; при солеобразовании, протекающем обычно при нагревании, степени окисления элементов не изменяются.
основные оксиды (например, оксид натрия Na2O, оксид купрума (II) CuO); оксиды металлов, валентность которых I-II, кроме ZnO. Основными называются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами. Основным оксидам соответствуют основания.
кислотные оксиды (например, оксид серы (VI) SO3, оксид азота (IV) NO2); оксиды металлов с валентностью V-VII и оксиды неметаллов. Кислотными называются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с основаниями или основными оксидами. Им соответствуют кислоты. Например, оксиду серы (IV) соответствует сернистая кислота H2SO3.
амфотерные оксиды (например, оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al2О3); оксиды металлов с валентностью III-IV и ZnO. Оксиды, гидратные соединения которых проявляют свойства как кислот, так и оснований, называются амфотерными. Например: оксид алюминия Al2O3, оксид марганца (IV) MnO2.
б) несолеобразующие оксиды (например, оксид углерода (II) СО, оксид азота (I) N2O, оксид азота (II) NO, оксид кремния (II) SiO).
Сложные оксиды можно рассматривать как товар соединения двух или более простых оксидов друг с другом, при этом кислотно-основные свойства соединяющихся оксидов должны быть близкими. В противном случае, чем выше различия кислотно-основных свойств соединяющихся простых оксидов, тем в большей степени образовавшееся соединение будет близко к типичным кислородным солям (оксосолям). Таким образом, сложные оксиды и оксосоли связаны постепенным переходом, поэтому резкую границу между сложными оксидами и оксосолями провести невозможно.
В промышленности в больших количествах получают СаО, Аl2О3, MgO, SO3, CO, CO2, NO и другие оксиды. Используют оксиды как огнеупоры (SiO2, MgO, Al2O3 и др.), адсорбенты (SiO2-сшгака-гель, Аl2О3 и др.), Катализаторы (V2O5, Al2O3 и др.), в производстве строительных материалов, стекол, фарфора, фаянса, магнитных материалов, пьезоэлектриков и др. Оксиды металлов (Fe, Ni, Al, tin metal и др.) - сырье в производстве металлов, оксиды неметаллов (например, S, Р, N) - в производстве соответствующих кислот.
В литосфере содержится оксид кремния - песок, оксид алюминия - глина. Они незаменимы в строительстве. Из глины делают керамическую посуду. Оксид железа - красный железняк и Fe3O4 - магнетит используют для получения железа. Оксид кальция необходим для получения гашеной извести, которая используется для побелки.
Коррозия металла. Классификация
Металлы и сплавы могут разрушаться под действием химического (химическая коррозия), электрохимического (электрохимическая коррозия) и механического (эрозия) воздействий внешней среды.
Способность металла сопротивляться коррозионному воздействию среды называют коррозионной стойкостью.
Коррозия металла или сплава происходит, как правило, на границе раздела фаз, т.е. на границе соприкосновения твердого вещества с газом или жидкостью.
Коррозионные процессы подразделяются на следующие виды: по механизму взаимодействия металла со средой; по виду коррозионной среды; по виду коррозионных разрушений поверхности; по объему разрушенного металла; по характеру дополнительных воздействий, которым подвергается металл одновременно с действием коррозионной среды.
По механизму взаимодействия металла со средой различают химическую и электрохимическую коррозию.
Химическая коррозия - это процесс взаимодействия металла с коррозионной средой, при котором окисление металла и восстановление окислительного компонента среды протекают единовременно в одном акте. Продукты взаимодействия пространственно не разделены.
химическое свойство коррозия кислород
Электрохимическая коррозия - это процесс взаимодействия металла с коррозионной средой (раствором электролита), при котором ионизация атомов металла и восстановление окислительного компонента коррозионной среды протекают не в одном акте и их скорости зависят от электродного потенциала.
Коррозию, протекающую под влиянием жизнедеятельности микроорганизмов, относят к биологической коррозии, а протекающую под действием радиоактивного излучения - к радиационной коррозии.
По виду коррозионной среды, участвующей в коррозионном разрушении металла или сплава, различают коррозию в жидкостях-неэлектролитах, коррозию в растворах и расплавах электролитов, газовую, атмосферную, подземную (почвенную) коррозию, коррозию блуждающим током и др.
По характеру изменения поверхности металла или сплава или по степени изменения их физико-механических свойств, в процессе коррозии независимо от свойств, среды коррозионные разрушения бывают нескольких видов.
1. Если коррозия охватывает всю поверхность металла, то такой вид разрушения называется - сплошной коррозией. К сплошной коррозии относится разрушение металлов и сплавов под действием кислот, щелочей, атмосферы. Сплошная коррозия может быть равномерной, т.е. разрушение металла происходит с одинаковой скоростью по всей поверхности, и неравномерной, когда скорость коррозии на отдельных участках поверхности неодинакова. Примером равномерной коррозии может служить коррозия при взаимодействии меди с азотной, железа - с соляной, цинка - с серной кислотами, алюминия - с растворами щелочей. В этих случаях продукты коррозии не остаются на поверхности металла. Аналогично коррозируют железные трубы на открытом воздухе. Это легко увидеть, если удалить слой ржавчины; под ним обнаруживается шероховатая поверхность металла, равномерно распределенная по всей трубе.
2. Сплавы некоторых металлов подвержены - избирательной коррозии, когда один из элементов или одна из структур сплава разрушается, а остальные практически остаются без изменений. При соприкосновении латуни с серной кислотой происходит компонентно-избирательная коррозия - коррозия цинка, а сплав обогащается медью. Такое разрушение легко заметить, так как происходит покраснение поверхности изделия за счет увеличения концентрации меди в сплаве. При структурно-избирательной коррозии происходит преимущественно разрушение какой-либо одной структуры сплава, так, например, при соприкосновении стали с кислотами феррит разрушается, а карбид железа остается без изменений. Этому виду коррозии особенно подвержены чугуны.
3. При местной коррозии на поверхности металла обнаруживаются поражения в виде отдельных пятен, язв, точек. В зависимости от характера поражений местная коррозия бывает в виде пятен, т.е. поражений, не сильно углубленных в толщу металла; язв - поражений, сильно углубленных в толщу металла; точек, иногда еле заметных глазу, но глубоко проникающих в металл. Коррозия в виде язв и точек очень опасна для таких конструкций, где важно поддерживать условия герметичности и непроницаемости (емкости, аппараты, трубопроводы, применяемые в химической промышленности).
4. Подповерхностная коррозия начинается с поверхности металла в тех случаях, когда защитное покрытие (пленки, оксиды и т.п.) разрушено на отдельных участках. В этом случае разрушение идет преимущественно под покрытием, и продукты коррозии сосредотачиваются внутри металла. Подповерхностная коррозия часто вызывает вспучивание и расслоение металла. Определить ее возможно только под микроскопом.
5. Щелевая коррозия - разрушение металла под прокладками, в зазорах, резьбовых креплениях, в клепаных соединениях и т.п. Она чаще развивается на участке конструкции, находящейся в зазоре (щели).
6. Межкристаллитная коррозия - разрушение металла по границам кристаллитов (зерен) с потерей его механической прочности, внешний вид металла при этом не меняется, но он легко разрушается на отдельные кристаллики под механическим воздействием. Объясняется это образованием между зернами металла или сплава рыхлых, малопрочных продуктов коррозии. Этому виду коррозии подвержены хромистые и хромоникелевые стали, никелевые и алюминиевые сплавы. Чтобы избежать межкристаллитной коррозии, в последние годы широко используют нержавеющие стали с пониженным содержанием углерода или в их состав вводят карбидообразователи - титан, тантал, ниобий (в 5-8 - кратном количестве от содержания углерода).
При одновременном воздействии на металл или сплав сильно агрессивных сред и механических растягивающих напряжений возможно коррозионное растрескивание, или транскристаллитная коррозия. В этом случае разрушение происходит не только по границам кристаллитов, но разделяется на части сам кристаллит металла. Это очень опасный вид коррозии, особенно для конструкций, несущих механические нагрузки (мосты, оси, тросы, рессоры, автоклавы, паровые котлы, двигатели внутреннего сгорания, водяные и паровые турбины и др.).
Коррозионное растрескивание зависит от конструкции аппаратуры, характера агрессивной среды, строения и структуры металла или сплава, температуры и т.д. Например, коррозионное растрескивание углеродистых сталей очень часто происходит в щелочных средах при высоких температурах; нержавеющих сталей - в растворах хлоридов, медного купороса, ортофосфорной кислоты; алюминиевых и магниевых сплавов - под действием морской воды; титана и его сплавов - под действием концентрированной азотной кислоты и растворов йода в метаноле.
Следует отметить, что в зависимости от природы металла или сплава и свойств агрессивной среды существует критическое напряжение, выше которого коррозионное растрескивание наблюдается часто.
По характеру дополнительных воздействий, которым подвергается металл, одновременно с воздействием агрессивной среды можно выделить коррозию под напряжением, коррозию при трении и кавитационную.
7. Коррозия под напряжением - это коррозия при одновременном воздействии коррозионной среды и постоянных или временных напряжений. Одновременное воздействие циклических растягивающих напряжений и коррозионной среды вызывает коррозионную усталость, т.е. Происходит преждевременное разрушение металла. Этот процесс можно представить следующим образом: сначала на поверхности изделия возникает местная коррозия в виде язв, которые начинают действовать в качестве концентратора напряжений, максимальное значение напряжения будет на дне язв, которое имеет более отрицательный потенциал, чем стенки, в результате чего разрушение металла будет идти вглубь, а язва будет переходить в трещину. Этому виду коррозии подвержены валы гребных винтов. Рессоры автомобилей, канаты, охлаждаемые валки прокатных станов и др.
8. Коррозия при трении - разрушение металла, вызываемое одновременным воздействием коррозионной среды и трения. При колебательном перемещении двух поверхностей относительно друг друга в условиях воздействия коррозионной среды происходит коррозия истиранием, или фреттинг-коррозия. Устранить коррозию при трении или вибрации возможно правильным выбором конструкционного материала, снижением коэффициента трения, применением покрытий и т.д.
9. Газовая коррозия - это химическая коррозия металлов в газовой среде при минимальном содержании влаги (как правило не более 0,1%) или при высоких температурах. В химической и нефтехимической промышленности такой вид коррозии встречается часто. Например, при получении серной кислоты на стадии окисления диоксида серы, при синтезе аммиака, получении азотной кислоты и хлористого водорода, в процессах синтеза органических спиртов, крекинга нефти и т.д.
10. Атмосферная коррозия - это коррозия металлов в атмосфере воздуха или любого влажного газа.
11. Подземная коррозия - это коррозия металлов в почвах и грунтах.
12. Контактная коррозия - это вид коррозии, вызванный контактом металлов, имеющих разные стационарные потенциалы в данном электролите.
Защита от коррозии
Так как коррозия возникает при взаимодействии металла с окружающей средой, то и сущность защиты от коррозии состоит в том, чтобы отделить металл от воздействия этой среды. Хорошее защитное покрытие, пригодное для практического применения, должно удовлетворять многочисленным требованиям.
Прежде всего, необходимо, чтобы оно противостояло химическим воздействиям окружающей среды, т.е. не корродировало само или, по крайней мере, корродировало значительно медленнее, чем сама металлическая основа. Покрытие должно быть сплошным и хорошо держаться на металле как в спокойном состоянии, так и при нагрузках в процессе эксплуатации (изгибах, сотрясениях, изменении температуры). Во многих случаях невозможно найти такое покрытие, которое удовлетворяло бы всем требованиям - тогда его делают многослойным. Против коррозии применяют химически или электрохимически нанесенные на металл оксидные или металлические покрытия, покрытия из эмали, нанесение красок, лаков и т.д.
При защите от коррозии во многих случаях целесообразно искусственно улучшать самопроизвольно образующуюся на поверхности металла защитную пленку. Эффективным также может оказаться нанесение на поверхность металла покрытий иного химического состава. Например, хорошей защитой железных и стальных изделий от коррозии являются фосфатные пленки. При фосфатировании металлический предмет погружают в раствор Mn (H2PO4) 2 или Zn (H2PO4) 2. В результате ряда химических процессов на поверхности металла образуется плотная пленка фосфата железа, прочно связанная с подложкой. Она хорошо противостоит как физическим, так и химическим воздействиям, а также препятствует коррозии и в случае повреждения. Даже под поврежденной пленкой коррозия не распространяется, а напротив, продукты начавшейся здесь коррозии быстро закрывают поврежденное место и защищают его от дальнейшего разрушения.
Защитное действие оксидной пленки, образующейся на поверхности алюминия, можно существенно улучшить искусственным путем, погружая алюминий в кипящий содовый раствор, содержащий хромат натрия. Самую лучшую защитную пленку на алюминии и его сплавах получают анодным окислением алюминиевых изделий в хромовокислом растворе. Для уменьшения пористости пленки ее обрабатывают кипящим раствором жидкого стекла, хромата, ацетата и т.д. Используя органические красители, которые взаимодействуют с оксидной пленкой, можно создавать покрытия различных цветов.
С целью защиты против коррозии и для декоративных целей давно используются металлические покрытия. Железо обычно покрывают слоем олова (лудят), оцинковывают, наносят никелевые и хромовые покрытия, а металлические украшения отделывают золотом и серебром. Если покрытие не имеет пор, то защитное действие полностью определяется химической стойкостью металла покрытия. Однако практически покрытие всегда повреждается при эксплуатации, и его защитное действие можно оценивать лишь с учетом процессов, идущих на поврежденных участках.
В отношении коррозии, возникающей на местах повреждений, металлические покрытия можно разделить на две группы - анодные и катодные. Тип покрытия зависит от того, какую функцию оно выполняет в гальваническом элементе, состоящем из основного металла, покрытия и электролита (или адсорбированной на поверхности пленки влаги). При отсутствии посторонних воздействий более благородный металл будет катодом, менее благородный - анодом. Однако на практике определенные обстоятельства, например, более быстрая пассивация первого металла, могут изменить положение. По отношению к железу анодом в обычных условиях являются цинк, кадмий, катодом - медь, никель, а часто также олово и свинец. Алюминий по отношению к железу выполняет роль анода, но, более легко пассивируясь, может стать и катодом.
Если покрытие по отношению к основному металлу является анодным, то в местах повреждения в процессе коррозии окисляется покрытие (например, цинк на железе). Степень защищенности зависит от плотности катодного тока, она тем выше, чем больше плотность тока. Например, в растворе хлорида натрия цинковое покрытие очень хорошо защищает железо, но цинк корродирует в местах повреждения чрезвычайно быстро, поэтому его защитное действие быстро снижается. Алюминиевое покрытие в этих условиях обеспечивает более длительную защиту, потому что оно корродирует более медленно, чем цинковое. Но скорость коррозии все же достаточно велика, поэтому под большими трещинами поверхность железа не повреждается. В жесткой воде цинковое покрытие корродирует достаточно медленно и длительное время защищает железо. Коррозия алюминия в этих условиях протекает слишком медленно и локальные токи на месте значительных повреждений слабо защищают железо (хотя сплошная плотная алюминиевая пленка и в этой среде была бы более эффективной).
Если покрытие выполняет роль катода (например, медь или никель по отношению к железу), то на месте повреждений корродирует основной металл, а покрытие не подвергается электрохимическому разрушению. Сохранность всего изделия зависит от ряда обстоятельств. Так, если железный предмет находится на воздухе и кислород хорошо подходит к поверхности, то на оголенном месте образуется ржавчина. Если к тому же покрытие не очень хорошо пристает к основе, ржавчина, которая по сравнению с железом имеет больший удельный объем, отрывает покрытие от основы. Коррозия распространяется под покрытием, которое постепенно отслаивается. При хорошем сцеплении отслаивания не происходит, а продукты коррозии даже могут забить поры и царапины и замедлить процесс разрушения. В воде из-за ограниченного доступа кислорода образующиеся ионы двухвалентного железа могут образовать гидроксид трехвалентного железа только на достаточном удалении от места повреждения. Ржавчина в этом случае образуется над покрытием и закрывает его, не вызывая отслаивания. Поэтому после удаления хотя и толстого, но рыхлого слоя ржавчины металлическое покрытие может оказаться почти невредимым, а общая коррозия замедленной.
Защитные металлические покрытия наносят различным путем. Одним из самых старых способов является нанесение расплавленного металла покрытия на основной металл. Изготавливают также покрытия путем напыления металла или нагревания металлического порошка на поверхности металлического предмета. Однако преобладающее большинство металлических покрытий в настоящее время наносится гальваническим способом. При этом необходимо особо тщательная предварительная подготовка поверхности изделия и строгое соблюдение режима электролиза, чтобы обеспечить необходимое качество защитного покрытия.
Защитить металл от коррозии можно и электрохимическим путем, связывая его проводником с другим металлом, корродирующим более быстро. Действие локальных гальванических элементов, вызывающих коррозию, можно подавить, если, например, железный предмет, контактирующий с влажной почвой, водой или раствором соли, соединить проводником с цинковыми или магниевыми листами. Эти металлы имеют отрицательный, больший по абсолютной величине по сравнению с железом, стандартный электрохимический потенциал. При соединении образуется гальванический элемент, катодом которого является железо, а анодом - цинк или магний. Так как напряжение на таком гальваническом элементе значительно больше, чем на локальных элементах на поверхности железа, то их действие прекращается и вся поверхность изделия становится катодом. Одновременно, конечно, происходит растворение защитного металла. Для электрохимической защиты крупных предметов необходимо и значительное количество корродирующего металла, поэтому металлические конструкции большой протяженности (трубы, кабели) таким образом обычно не защищаются. Но этот способ успешно применяется для усиления защиты, осуществляемой с помощью покрытий, на особо чувствительных участках, а также в тех случаях, когда покрытия не могут быть достаточно эффективными, например, для защиты от коррозии в морской воде корабельных винтов, металлических платформ, мачт электропередач.
Замедления процессов коррозии можно также достичь применением ингибиторов. Ингибиторами являются органические и неорганические вещества различного химического состава, которые существенно уменьшают скорость растворения металла. Различные ингибиторы действуют различными способами. Одни из них, адсорбируясь на поверхности металла, сильно влияют на электродные процессы локальных гальванических элементов, тормозя их дальнейшее действие. Другие ингибиторы вследствие своего окисляющего действия образуют на поверхности металла плотную оксидную пленку. К ингибиторам принадлежат и упоминавшиеся ранее пассивирующие вещества (фосфаты, хроматы). Известны многочисленные органические соединения, которые являются хорошими ингибиторами. К ним относятся некоторые алкалоиды, производные пиридина, органические амины и соли, двухосновные органические кислоты (например, адипиновая кислота), бензоат натрия и др.
Используются также летучие (парофазные) ингибиторы, которые из пара адсорбируются на поверхности металла. Обычно это амины с небольшой молекулярной массой, молекулы которых содержат некоторые группы (NO2, CO2). Их особенно удобно использовать при транспортировке и хранении изделий, вводя их в контейнеры или пропитывая упаковочный материал. Незаменимы летучие ингибиторы для защиты различных машин и механизмов, которые работают в агрессивной атмосфере, но по техническим причинам не могут быть покрашены (например, точные измерительные и регулирующие приборы, детали часов и т.п.).
Часто для предупреждения коррозии применяют комбинированные методы, объединяющие два или больше разных способов защиты. Результирующий эффект комбинированной защиты обычно выше суммарного эффекта индивидуальных способов.
Размещено на Allbest.ru
...Подобные документы
Положение водорода в периодической системе химических элементов и особенности строения его атома. Свойства газа, распространенность и нахождение в природе. Химические реакции получения водорода в промышленности и лабораторным путем и способы применения.
презентация [2,2 M], добавлен 13.02.2011Процессы разрушения металлов в результате взаимодействия с окружающей средой, виды коррозионных разрушений. Процесс химической коррозии. Электрохимическая коррозия под действием внутренних макро- и микрогальванических пар. 3ащита металлов от коррозии.
реферат [303,4 K], добавлен 16.10.2011Сущность и состав кислот, их классификация по наличию кислорода и по числу атомов водорода. Определение валентности кислотных остатков. Виды и структурные формулы кислот, их физические и химические свойства. Результаты реакции кислот с другими веществами.
презентация [1,7 M], добавлен 17.12.2011Общая характеристика процессов коррозии, их классификация. Условия возникновения коррозионного процесса. Основы кинетической теории коррозии и ее приложение к коррозии идеально чистых металлов. Коррозия технических металлов. Методы защиты металлов.
курсовая работа [4,8 M], добавлен 08.12.2010История открытия азота, его формула и свойства, нахождение в природе и химические реакции, которые происходят непосредственно в природе при участии азота. Методы связывания, получение и свойства нескольких важнейших соединений, области применения азота.
курсовая работа [896,1 K], добавлен 22.05.2010Основные закономерности процесса коррозии металла и исследование методов, защищающих автомобили от коррозии. Химическая коррозия металлов. Превращение гидроксида железа (III) в гидратируемый оксид железа (III) или "ржавчину". Межкристаллитная коррозия.
курсовая работа [2,3 M], добавлен 30.03.2016Характеристика азота – элемента 15-й группы второго периода периодической системы химических элементов Д. Менделеева. Особенности получения и применения азота. Физические и химические свойства элемента. Применение азота, его значение в жизни человека.
презентация [544,3 K], добавлен 26.12.2011Рассмотрение причин и механизмов химической коррозии металлов и сплавов. Изучение влияния аэрации кислорода на скорость разрушения меди в кислотах. Оценка эффективности применения изолирующих (битумных) покрытий для защиты от подземной коррозии.
контрольная работа [710,7 K], добавлен 30.06.2011Причины возникновения коррозии металла. Теоретическое исследование вопроса о защите металла от коррозии средствами бытовой химии. Экспериментальное исследование освежителя воздуха как средства защиты металла от коррозии в различных химических средах.
научная работа [23,4 K], добавлен 15.05.2015Определение и классификация коррозионных процессов, защита металлов. Химическая и электрохимическая коррозия, скорость и термодинамика процессов. Безвозвратные потери металлов от коррозии, трагедии, возникающие по причине коррозионных процессов.
лекция [403,2 K], добавлен 02.03.2009Открытие, физические и химические свойства азота. Круговорот азота в природе. Промышленный и лабораторный способы получения чистого азота. Химические реакции азота в нормальных условиях. Образование природных залежей полезных ископаемых, содержащих азот.
презентация [226,7 K], добавлен 08.12.2013Конверсия метана природного газа с водяным паром — основной промышленный способ производства водорода. Виды каталитических конверсий. Схема устройства трубчатого контактного аппарата. Принципиальная технологическая схема конверсии метана природного газа.
курсовая работа [3,2 M], добавлен 20.11.2012Сущность и механизм коррозии металла; ее виды - общая, местная, межкристаллитная и химическая. Главные проблемы окраски по ржавчине с точки зрения физической химии. Фосфатирование и "холодное цинкование" как средства антикоррозийной защиты поверхностей.
презентация [4,3 M], добавлен 23.04.2012Английский естествоиспытатель, физик и химик Генри Кавендиш - первооткрыватель водорода. Физические и химические свойства элемента, его содержание в природе. Основные методы получения и области применения водорода. Механизм действия водородной бомбы.
презентация [4,5 M], добавлен 17.09.2012Классификация коррозионных процессов по виду разрушений на поверхности или в объеме металла; потенциал питтингообразования. Методы предупреждения коррозии металлов: выбор стойких материалов, введение ингибирующих анионов; электрохимическая защита.
реферат [231,5 K], добавлен 11.10.2011Положение металлов в периодической системе Д.И. Менделеева. Строение атомов металлов и их кристаллических решеток. Физические свойства металлов и общие химические свойства. Электрохимический ряд напряжения и коррозия металлов. Реакции с другими веществами
презентация [1,8 M], добавлен 29.04.2011Термодинамическая возможность электрохимической коррозии металлов. Катодные процессы. Гомогенный и гетерогенный пути протекания электрохимической коррозии металлов. Коррозионные гальванические элементы и причины их возникновения. Методы защиты металлов.
курсовая работа [635,9 K], добавлен 14.04.2016Нахождение азота в природе, его физические и химические свойства. Выделение азота из жидкого воздуха. Свойство жидкого азота при испарении резко понижать температуру. Получение аммиака и азотной кислоты. Образование и скопление селитры в природе.
реферат [490,6 K], добавлен 20.11.2011Причины почвенной коррозии - разрушения металла под воздействием агрессивной почвенной среды. Факторы, определяющие коррозионную агрессивность почвы, методы защиты. Подверженность коррозии различных металлов. Схема коррозии подземного трубопровода.
презентация [210,1 K], добавлен 16.05.2016Основные состояния природного газа, залегающего в земных недрах и в виде газогидратов в океанах и зонах вечной мерзлоты материков. Химический состав и физические свойства природного газа, его месторождения и добыча. Утилизация попутного нефтяного газа.
презентация [109,0 K], добавлен 08.03.2011
