Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению. 3 страница

A_ox + n·e⁻ → A_red, то количественная зависимость окислительно-восстановительного потенциала от концентрации (точнее активностей) реагирующих веществ выражается уравнением Нернста. Окислительно-восстановительный потенциал определяют электрохимическими методами с использованием стеклянного электрода с red-ox функцией и выражают в милливольтах (мВ) относительно стандартного водородного электрода в стандартных условиях. Равновесный потенциал электрода PbO₂ + 4H⁺ + 2e = Pb²⁺ + 2H₂O Рассчитывается по уравнению Нернста: jPbO₂ /H⁺ / Pb²⁺ = j⁰PbO₂ /H⁺ / Pb²⁺ + 0,059 lg [H⁺] n[Pb²⁺] Преобразуем выражение jPbO₂ /H⁺ / Pb²⁺ = j⁰PbO₂ /H⁺ / Pb²⁺ + 0,059 lg[H⁺] + 0,059 lg[Pb²⁺] = 2 2 j⁰PbO₂ /H⁺ / Pb²⁺ - 0,059 рН - + 0,059 lg[Pb²⁺] 2 2 Подставляем данные и решаем уравнение jPbO₂ /H⁺ / Pb²⁺ =1,45 - 0,059 4 - + 0,059 lg 10^-1 = 1,45 – 1,18 + 0,03 = 0,3 В 2 2 Ответ: 0,3 В № 63.В гальваническом элементе протекает реакция Cr + Cd²⁺ = Cr³⁺ + Cd Следовательно, анодом в данной гальванической паре является хром (окисляется), катодом – кадмий (восстанавливается). Схема гальванического элемента такова: анод (-) Cr |Cr³⁺| Cd²⁺ |Cd (+) катод Уравнение анодного процесса: Cr – 3e=Cr³⁺ окисление. Уравнение катодного процесса: Cd²⁺ + 2e = Cd восстановление ЭДС гальванического элемента равна разности потенциалов катодного и анодного процессов E = j_к - j_а Потенциалы катода и анода рассчитаем по уравнению Нернста, зная концентрации потенциал образующих ионов   j_к = j⁰Cd²⁺ /Cd + 0,059 ×lg[Cd²⁺]/2 j⁰Cd²⁺ /Cd = -0,40B j_к = -0,40 + 0,059 lg1 = - 0,40 B j_a = j⁰ Cr³⁺ /Cr + 0,059 ×lg[Cr³⁺]/3 j⁰ Cr³⁺ /Cr = - 0,74B j_a = - 0,74 + 0,059 lg10^-3 = - 0,74 – 0,059 = - 0,799 B Ответ: - 0,799 B № 64.Для того, чтобы никель в гальваническом элементе был анодом, в паре с ним должен быть электрод с большим значением потенциала, т.е. менее активный металл, например серебряный электрод. В этом случае схема элемента будет такова: анод (-) Ni |Ni²⁺| Ag⁺ |Ag (+) катод Анодный процесс: (-) Ni -2e = Ni²⁺ - окисление Катодный процесс: (+) Ag⁺ + e = Ag - восстановление ЭДС гальванического элемента равно: E = j_к - j_а Потенциал катода – серебряного стандартного электрода – находим по справочнику j⁰Ag⁺ / Ag = 0,80 В Потенциал анода рассчитываем по уравнению Нернста: j⁰Ni²⁺ / Ni = - 0,23 В j_к = j⁰Ni²⁺ / Ni + 0,059 ×lg[Ni²⁺]/n = -0,23 + 0,059 lg10^-2/2 = - 0,23 – 0,059 = - 0,289 В Е = 0,80 –(-0,289) = 1,089 В Для того, чтобы никель в гальваническом элементе был катодом, в паре с ним должен быть электрод с меньшим значением потенциала, т.е. более активный металл, например цинковый электрод. В этом случае схема гальванического элемента будет такова: анод (-) Zn |Zn²⁺| Ni²⁺ |Ni (+) катод Анодный процесс: (-) Zn - 2e = Zn²⁺ - окисление Катодный процесс: (+)Ni²⁺ +2e = Ni - восстановление Аналогично рассчитываем ЭДС гальванического элементаj_а = j⁰Zn²⁺ /Zn = -0,76 В Потенциалом никелевого электрода будет рассчитанное ранее E = j_к - j_а = -0,289 – (-0,76) = 0,471 В Ответ: 1,089В; 0,471 В № 65. Электролиз - это окислительно-восстановительный процесс, который происходит на электродах во время прохождения электрического тока через расплав или раствор. Электролиз - это ещё один способ получения чистых металлов и неметаллов. Электролиз расплавов солей 1) Все катионы металлов восстанавливаются на катоде: К(-): Zn²⁺ + 2e^- → Zn⁰; Na⁺ + 1e^- → Na⁰ 2) Анионы бескислородных кислот окисляются на аноде: А(+): 2Cl¯ - 2e^-→Cl₂ 3) Анионы кислородсодержащих кислот образуют соответствующий кислотный оксид и кислород: А(+): 2SO₄²ˉ - 4e^- → 2SO₃ + O₂ Электролиз водных растворов. При определении продуктов следует помнить, что: 1. На катоде восстанавливающийся продукт зависит от положения металлов в ряду стандартных электродных потенциалов. Li - Al – восстанавливается водород воды; Mn - H - восстанавливается водород воды и металл; Cu - Au - восстанавливается металл 2. На аноде получающийся продукт зависит как от материала анода, так и от природы аниона: а) инертный анод (С, Pt) – окисляются в такой последовательности: S^-2,I^-Br^-,Cl^-OH^- (H2O) анионы кислородсодержащих кислот, F^-; б) неинертный анод (Cu, Ag, Ni, Zn) – анод растворяется. В зависимости от природы катиона и аниона можно выделить 4 типа растворов, процессы которых приведены ниже. 1. Разряжается катион и анион соли. В результате электролиза концентрация соли уменьшается: CuCl₂ + (H₂O) ® Cu + Cl₂ K(+): Cu²⁺ + 2 e ® Cu⁰ A(-): 2Cl^- - 2e ® Cl₂⁰ 2. Разряжается катион металла и вода. В результате электролиза меняется состав раствора 2CuSO₄ + 2H₂O ® 2Cu + 2H₂SO₄ + O₂ K(+): Cu²⁺ + 2 e ® Cu⁰ A(-): 2H₂O - 4e ® O₂⁰ + 4H⁺ 3. Разряжается анион соли и вода. В результате электролиза меняется состав раствора 2NaCl + 2H₂O ® 2 NaOH + H₂ + Cl₂ K(+): 2H₂O + 2e ® H₂⁰ + 2OH^- A(-): 2Cl^- - 2e ® Cl₂⁰ 4. Разряжается только вода (Na₂SO₄) + 2H₂O = 2H₂ + O₂ K(+): 2H₂O + 2e ® H₂⁰ + 2OH^- A(-): 2H₂O - 4e ® O₂⁰ + 4H⁺ № 67. При электролизе водного раствора сульфата магния произойдут следующие процессы: (MgSO₄)+ 2H₂O® 2H₂ + O₂, т.е., идет электролиз воды. Масса сульфата магния останется прежней. m (O₂) = 1930 ·16/96500 = 3,2 г на аноде m (H₂) = 2 ·1930 ·1/96500 = 0,04 г на катоде В около электродном пространстве останется раствор сульфата магния более высокой концентрации, чем до начала процесса. № 66. Электролиз водного раствора NiSO₄ на угольном аноде 2NiSO₄ + 2H₂O ® 2Ni + O₂ + 2Н₂SO₄ (1) K(+): Ni²⁺ + 2 e ® Ni⁰ A(-): 2H₂O - 4e ® O₂⁰ + 4H⁺ Электролиз водного раствора NiSO₄ на никелевом аноде K(+): Ni²⁺ + 2 e ® Ni⁰ A(-): Ni⁰ - 2e ® Ni²⁺ На катоде восстанавливаются ионы никеля из раствора, анод сам растворяется. Этот процесс используют для электрохимического покрытия поверхностей никелем (хим.никель) – никелирования. Если количество электричества Q = 965 Кл, то согласно 2 закону Фарадея (расчёт по уравнению 1) m(Ni) = 2· 965 ·29,5/96500 = 0,59 г на катоде m (O₂) = 965 ·16/96500 = 0,16 г на аноде m (H₂SO₄) = 2 ·965 ·49/96500 = 0,98 г Закон Фарадея: масса m вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна электрическому заряду q, прошедшему через электролит: если через электролит пропускается в течение времени t постоянный ток с силой тока I. Коэффициент пропорциональности называется электрохимическим эквивалентом вещества. Он численно равен массе вещества, выделившегося при прохождении через электролит единичного электрического заряда, и зависит от химической природы вещества. Химическим эквивалентом иона называется отношение молярной массы A иона к его валентности z. Поэтому электрохимический эквивалент где — постоянная Фарадея. Второй закон Фарадея записывается в следующем виде: где — молярная масса данного вещества, образовавшегося (однако не обязательно выделившегося — оно могло и вступить в какую-либо реакцию сразу после образования) в результате электролиза, г/моль; — сила тока, пропущенного через вещество или смесь веществ (раствор, расплав), А; — время, в течение которого проводился электролиз, с; — постоянная Фарадея, Кл·моль⁻¹; — число участвующих в процессе электронов, которое при достаточно больших значениях силы тока равно абсолютной величине заряда иона (и его противоиона), принявшего непосредственное участие в электролизе (окисленного или восстановленного). № 68. Электролиз водного раствора NiSO₄ на угольном аноде 2NiSO₄ + 2H₂O ® 2Ni + O₂ + 2Н₂SO₄ (1) K(+): Ni²⁺ + 2 e ® Ni⁰ A(-): 2H₂O - 4e ® O₂⁰ + 4H⁺ Расчёт по закону Фарадея: где — молярная масса данного вещества, образовавшегося (однако не обязательно выделившегося — оно могло и вступить в какую-либо реакцию сразу после образования) в результате электролиза, г/моль; — сила тока, пропущенного через вещество или смесь веществ (раствор, расплав), А; — время, в течение которого проводился электролиз, с; — постоянная Фарадея, Кл·моль⁻¹; — число участвующих в процессе электронов, которое при достаточно больших значениях силы тока равно абсолютной величине заряда иона (и его противоиона), принявшего непосредственное участие в электролизе (окисленного или восстановленного). m(Ni) = 2· 1990 ·29,5/96500 = 1,2 г на катоде m (O₂) = 1990 ·16/96500 = 0,33 г на аноде m (H₂SO₄) = 2 ·1990 ·49/96500 = 2,02 г № 69. Электролиз раствора хлорида алюминия 2AlCl₃ + 6H₂O ® 3H₂ + 3Cl₂ + 2Al(OH)₃ ¯ K(+): 2H₂O + 2e ® H₂⁰ + 2OH^- A(-): 2Cl^- - 2e ® Cl₂⁰ Если известно количество электричества (1965 Кл), то расчёт по закону Фарадея: где — молярная масса данного вещества, образовавшегося (однако не обязательно выделившегося — оно могло и вступить в какую-либо реакцию сразу после образования) в результате электролиза, г/моль; — сила тока, пропущенного через вещество или смесь веществ (раствор, расплав), А; — время, в течение которого проводился электролиз, с; — постоянная Фарадея, Кл·моль⁻¹; — число участвующих в процессе электронов, которое при достаточно больших значениях силы тока равно абсолютной величине заряда иона (и его противоиона), принявшего непосредственное участие в электролизе (окисленного или восстановленного). m (Н₂) = 3 1965 ·1/96500 = 0,06 г на катоде m (Cl₂) = 3 ·1995 ·35,5/96500 = 2,17 г на аноде № 70. Чтобы с помощью электролиза нанести покрытие из цинка на изделие, надо изделие сделать катодом и поместить в раствор соли цинка. При электролизе ионы цинка на катоде будут восстанавливаться и покрывать поверхность изделия Электролиз водного раствора ZnSO₄ на угольном аноде 2ZnSO₄ + 2H₂O ® 2Zn + O₂ + 2Н₂SO₄ (1) K(+): Zn²⁺ + 2 e ® Zn⁰ A(-): 2H₂O - 4e ® O₂⁰ + 4H⁺ Решение Выход по току: h (Zn) = (m_пр / m_теор)-100 % m_теор (Zn) = (m_пр / h (Zn) по току) 100 = 32,5/0,75 = 43,3г. I = 43,3 ·96 500 / 32,5·600 =214 A. № 71. Решение Эквивалентный объем кислорода (н.у.) . Согласно закону Фарадея: , отсюда находим массу серной кислоты, образовавшегося у анода: m(H₂SO₄) = V(O₂)· M_экв(H₂SO₄) / V_экв (O₂) = 1,12 · 49/5,6 = 9,8 г № 72.Электролиз раствора NaBr Разряжается анион соли и вода. В результате электролиза меняется состав раствора 2NaBr + 2H₂O ® 2 NaOH + H₂ + Br₂ K(+): 2H₂O + 2e ® H₂⁰ + 2OH^- A(-): 2Br^- - 2e ® Br₂⁰ Электролиз расплава NaBr: 2NaBr® 2 Na + Br₂ K(+): Na⁺ + e ® Na⁰ A(-): 2Br^- - 2e ® Br₂⁰ Если масса брома 60 г, а время электролиза 3 часа (10800 с), то I = 60 ·96 500 / 80·10800 = 6,7 A   № 73. Хими́ческий исто́чник то́ка (аббр. ХИТ) — источник ЭДС, в котором энергия протекающих в нём химических реакций непосредственно превращается в электрическую энергию. Основу химических источников тока составляют два электрода (анод, содержащий окислитель, и катод, содержащий восстановитель), контактирующих с электролитом. Между электродами устанавливается разность потенциалов — электродвижущая сила, соответствующая свободной энергии окислительно-восстановительной реакции. Действие химических источников тока основано на протекании при замкнутой внешней цепи пространственно-разделённых процессов: на катоде восстановитель окисляется, образующиеся свободные электроны переходят, создавая разрядный ток, по внешней цепи к аноду, где они участвуют в реакции восстановления окислителя. В современных химических источниках тока используются:

• в качестве восстановителя (на катоде) — свинец Pb, кадмий Cd, цинк Zn и другие металлы;
• в качестве окислителя (на аноде) — оксид свинца(IV) PbO₂, гидроксооксид никеля NiOOH, оксид марганца(IV) MnO₂ и другие;
• в качестве электролита — растворы щелочей, кислот или солей.

Действие любого гальванического элемента основано на протекании в нем окислительно-восстановительной реакции. В простейшем случае гальванический элемент состоит из двух пластин или стержней, изготовленных из различных металлов и погруженных в раствор электролита. Такая система делает возможным пространственное разделение окислительно-восстановительной реакции: окисление протекает на одном металле, а восстановление - на другом. Таким образом, электроны передаются от восстановителя к окислителю по внешней цепи. Рассмотрим в качестве примера медно-цинковый гальванический элемент, работающий за счет энергии приведенной выше реакции между цинком и сульфатом меди. Этот элемент (элемент Якоби-Даниэля) состоит из медной пластины, погруженной в раствор сульфата меди (медный электрод), и цинковой пластины, погруженной в раствор сульфата цинка (цинковый электрод). Оба раствора соприкасаются друг с другом, но для предупреждения смешивания они разделены перегородкой, изготовленной из пористого материала. При работе элемента, т.е. при замкнутой цепи, цинк окисляется: на поверхности его соприкосновения с раствором атомы цинка превращаются в ионы и, гидратируясь, переходят в раствор. Высвобождающиеся при этом электроны движутся по внешней цепи к медному электроду. Вся совокупность этих процессов схематически изображается уравнением полуреакции, или электрохимическим уравнением: Zn = Zn²⁺ + 2e^- На медном электроде протекает восстановление ионов меди. Электроны, приходящие сюда от цинкового электрода, соединяются с выходящими из раствора дегидратирующимися ионами меди; образуются атомы меди, выделяющиеся в виде металла. Соответствующее электрохимическое уравнение имеет вид: Cu²⁺ + 2e^- = Cu Суммарное уравнение реакции, протекающей в элементе, получится при сложении уравнений обеих полуреакций. Таким образом, при работе гальванического элемента, электроны от восстановителя переходят к окислителю по внешней цепи, на электродах идут электрохимические процессы, в растворе наблюдается направленное движение ионов. Электрод, на котором протекает окисление, называется анодом(цинк). Электрод, на котором протекает восстановление, называется катодом (медь). В принципе электрическую энергию может дать любая окислительно-восстановительная реакция. Однако, число реакций, практически используемых в химических источниках электрической энергии, невелико. Это связано с тем, что не всякая окислительно-восстановительная реакция позволяет создать гальванический элемент, обладающий технически ценными свойствами. Кроме того, многие окислительно-восстановительные реакции требуют расхода дорогостоящих веществ. В отличие от медно-цинкового элемента, во всех современных гальванических элементах и аккумуляторах используют не два, а один электролит; такие источники тока значительно удобнее в эксплуатации. Аккумуляторы являются химическими источниками электрической энергии многоразового действия. Они состоят из двух электродов (положительного и отрицательного), электролита и корпуса. Накопление энергии в аккумуляторе происходит при протекании химической реакции окисления-восстановления электродов. При разряде аккумулятора происходят обратные процессы. Напряжение аккумулятора - это разность потенциалов между полюсами аккумулятора при фиксированной нагрузке. Для получения достаточно больших значений напряжений или заряда отдельные аккумуляторы соединяются между собой последовательно или параллельно в батареи. Существует ряд общепринятых напряжений для аккумуляторных батарей: 2; 4; 6; 12; 24 В. Ключевые электрохимические процессы в свинцово-кислотном аккумуляторе Активные вещества аккумулятора сосредоточены в электролите и положительных и отрицательных электродах, а совокупность этих веществ называется электрохимической системой. В свинцово-кислотных аккумуляторных батареях электролитом является раствор серной кислоты (H₂SO₄), активным веществом положительных пластин - двуокись свинца (PbO₂), отрицательных пластин - свинец (Pb). Основные процессы, проходящие на электродах, описывают реакции: На отрицательном электроде: Pb + HSO₄^- → PbSO₄ + H⁺ + 2e^- (разряд) PbSO₄ + H⁺ + 2e^- → Pb + HSO₄^- (заряд) На положительном электроде: PbO₂ + HSO₄^- + 3H⁺ + 2e^- → PbSO₄ + 2H₂O (разряд) PbSO₄ + 2H₂O → PbO₂ + HSO₄^- + 3H⁺ + 2e^- (заряд) Суммарная реакция в свинцовом аккумуляторе имеет вид: PbO₂ + Pb + 2H₂SO₄ → 2PbSO₄ + 2H₂O (разряд) 2PbSO₄ + 2H₂O → PbO₂ + Pb + 2H₂SO₄ (заряд) Таким образом, при разряде свинцового аккумулятора на обоих электродах формируется малорастворимый сульфат свинца (двойная сульфатация) и происходит сильное разбавление серной кислоты. Напряжение разомкнутой цепи заряженного аккумулятора равно 2,05-2,15 В, в зависимости от концентрации серной кислоты. При разряде по мере разбавления электролита напряжение разомкнутой цепи аккумулятора понижается и после полного разряда становится равным 1,95-2,03 В. При заряде свинцово-кислотного аккумулятора, как и в других аккумуляторах с водным электролитом, имеют место побочные реакции выделения газов. Выделение водорода начинается при полном заряжении отрицательного электрода. Кислород начинает выделяться гораздо раньше: в обычных условиях заряда при 50-80% заряженности (в зависимости от тока заряда), а при температуре 0 °С уже после заряда на 30-40 %. Вследствие этого отдача положительного электрода по емкости составляет 85-90 %. Для получения полной разрядной емкости при заряде аккумулятору должен быть обеспечен перезаряд на 10-20 %. Этот перезаряд сопровождается существенным выделением водорода на отрицательном электроде и кислорода - на положительном. Выделение водорода имеет место и при хранении заряженного свинцово-кислотного аккумулятора. Саморазряд его определяется преимущественно скоростью растворения свинца согласно реакции: Pb + H₂SO₄ → PbSO₄ + H₂ Скорость этого процесса зависит от температуры, объема электролита и его концентрации, но более всего от чистоты компонентов. В отсутствие примесей реакция протекает медленно из-за большого перенапряжения выделения водорода на свинце. Но на практике, на поверхности свинцового электрода всегда много примесей, среди которых наибольшее влияние оказывает сурьма, количество которой в сплаве для решеток и токоведущих деталей доходит до 6 %. На положительном электроде может также самопроизвольно проходить реакция восстановления диоксида свинца: PbO₂ + H₂SO₄ → PbSO₄ + 1/2O₂ + H₂O в результате которой выделяется кислород, но скорость ее незначительна. В процессе эксплуатации саморазряд аккумулятора может увеличиваться из-за образования дендритных мостиков из металлического свинца. Потери емкости свежеизготовленного аккумулятора за счет саморазряда как правило не превышают 2-3 % в месяц. Но при эксплуатации они быстро увеличиваются. В щелочных аккумуляторахположительный электрод изготавливается из никелевой решетки, пропитанной гелеобразным гидроксидом никеля II Ni(OH)₂; а отрицательный – из кадмия или железа. Ионным проводником служит 20%-ый раствор гидроксида калия КОН. Суммарные токообразующие и генерирующие реакции в таких аккумуляторах имеют вид: разряд 2NiOOH + Cd + 2H₂O ◄======►2Ni(OH)₂ + Cd(OH)₂; ЕЭ0 = 1,45В. заряд разряд 2NiOOH + Fe + 2H₂O ◄======►2Ni(OH)₂ + Fe(OH)₂; ЕЭ0 = 1,48В. заряд К достоинствам этих аккумуляторов относят большой срок их службы (до 10 лет) и высокую механическую прочность, а к недостаткам – невысокие КПД и рабочее напряжение. Щелочные аккумуляторы используются для питания электрокар, погрузчиков, рудничных электровозов, аппаратуры связи и электронной аппаратуры, радиоприемников. Вспомним также, что кадмий является высокотоксичным металлом, что требует соблюдения правил безопасности при утилизации отработанных устройств. В последние годы активно разрабатываются аккумуляторы с литиевым отрицательным электродом, неводным электролитом и положительным электродом, состоящим из оксидов V₂O₃; NiO; CoO; MnO₂. Они используются в электронной слаботоковой аппаратуре. № 74. Коррозия металлов – разрушение металлов и сплавов под действием окружающей среды. Это всегда окислительно-восстановительный процесс. Металл окисляется, превращаясь в положительно заряженный ион. В общем виде: Me – ne = Me⁺ⁿ Известны различные виды коррозии металлов. Одним из основных её видов является химическая, которую иногда ещё называют газовой, так как иногда она происходит под воздействием газообразных компонентов из окружающей среды при высоких температурах. Химическая коррозия может происходить и под воздействием некоторых агрессивных жидкостей. Основным этого процесса является то, что она происходит без возникновения в системе электрического тока. Ей подвергаются детали и узлы машин, работающих в атмосфере кислорода при высоких температурах, например турбинные двигатели, ракетные двигатели и некоторые другие, а также подвергаются детали узлы оборудования химического производства. Другим распространённым видом разрушения металловявляется электрохимическая коррозия - поверхностное разрушение в среде электролита с возникновением в системе электрического тока. Характер разрушения поверхности металла может быть различным и зависит от свойств этого металла и условиях протекания процесса. Теперь остановимся подробнее на электрохимической коррозии. Электрохимическая коррозия. Этот вид коррозии наиболее распространен и включает те случаи, когда процессы окисления металла и восстановления окислительного компонента протекают раздельно в среде жидкого электролита, т.е. в среде, проводящей электрический ток. Такими средами могут являться: природная вода, водные растворы солей, кислот, щелочей, а также воздух, почва и теплоизоляционные конструкции, содержащие электролит (влагу) в определенном количестве. Таким образом, процесс электрохимической коррозии представляет собой совокупность двух сопряженно протекающих реакций: анодной (окисление) Ме → Ме ^z+ + ze^- (2), и катодной (восстановление) D + ze^- → (Dze^-) (3), где D – деполяризатор (окислитель), присоединяющий к себе электроны металла. В качестве деполяризатора могут выступать: кислород, растворенный в электролите, ионы водорода (Н⁺) и некоторых металлов. Общая схема электрохимического коррозионного процесса металла приведена на рисунке 3, а частный случай ржавления железа описывается реакцией: 2Fe + 2H₂O + O₂ → 2Fe²⁺ + 4 OH^- (4). Возникновение гальванических элементов «катод – анод» на углеродистых сталях (основного конструкционного материала трубопроводов) при их контакте с электролитами происходит в основном из-за дифференциации поверхности сталей на участки с различными электродными потенциалами (теория локальных коррозионных элементов). Причины дифференциации могут быть различны: 1) неоднородность структуры металла (в углеродистых сталях присутствуют фазы – феррит и цементит, структурные составляющие – перлит, цементит и феррит, имеющие различные электродные потенциалы); 2) наличие на поверхности сталей оксидных пленок, загрязнений, неметаллических включений и т.п; 3) неравномерное распределение окислителя на границе «металл-электролит», например, различные влажность и аэрация на различных участках поверхности металла; 4) 0 неравномерность распределения температуры; 5) контакт разнородных металлов. Защита от коррозии: изоляция металлов от агрессивной среды. Защитить металл от разрушения можно путём создания на его поверхности защитной плёнки - покрытия. Пути создания защитных плёнок различны. Например, корродирующий металл покрывают слоем другого металла, который не разрушается при тех же условиях. В качестве покрытий используются неметаллические покрытия, органические материалы - плёнки высокополимерных веществ, лаки, олифа, а также композиции из высокополимерных и неорганических красящих веществ. Особое значение имеют плёнки из оксидов металлов, получаемые при действии кислорода или подходящих окислителей (азотная кислота HNO₃, дихромат калия K₂Cr₂O₇ и др.) на поверхность металлов. Часто такие оксидные плёнки образуются на поверхности металлов даже просто при соприкосновении с воздухом, что делает химически-активные металлы (алюминий, цинк) коррозионностойкими. Подобную роль играют защитные нитридные покрытия, образующиеся при действии азота или аммиака на поверхность некоторых металлов. Искусственное оксидирование, азотирование, фосфатирование - хорошая защита металлов от коррозии.