Презентация к уроку по теме "Коррозия металлов"

коррозии бывают?
Как протекает этот процесс?
Какова роль коррозии в

жизни человеческого общества и зачем ее изучать?
Какие способы защиты от нее существуют?

это яркий пример коррозии. 
Ржавлением называют только коррозию железа и его

сплавов. Другие металлы коррозируют, но не ржавеют. 
Коррозией металлов называют самопроизвольный процесс разрушения металлов и изделий из них под воздействием окружающей среды.

поверхности металла или сплава (например, процесс ржавления сплавов железа на

воздухе или их взаимодействие с сильными кислотами).
2. локальная (местная) коррозия, охватывающая отдельные участки:
пятнами;
язвенная;
точечная
сквозная;
 
 
 

коррозию;

электрохимическую коррозию.

взаимодействия с веществами окружающей среды.

сухих газах при полном отсутствии влаги. Газообразное вещество окружающей среды

реагирует с металлом на поверхности металлического изделия и образует с ним соединения.

2Fe+3SO2+3O2→ Fe2(SO4)3
2Fe+3Cl2→2 FeCL3

зависимости от рН).
пробирка №1 -3 мл NaCl, рН=7
пробирка №2

– 3 мл NaCl +2 каплиNaOH, рН=12
пробирка №3- дист. вода + 2 капли H2SO4, рН=2
пробирка №4- вода дист., рН=7
пробирка №5- водопроводная вода, рН определить по универсальной индикаторной бумаге.
Во все пробирки добавьте по 2 капли раствора красной кровяной соли, K3[Fe(CN)6] и опустите в каждую железный гвоздь.

пробирках. 3Fe2++2[Fe(CN)6]3-→Fe3[Fe(CN)6]2 ↓

тока.

электролита (конденсат, дождевая вода и т. д.),
с которым соприкасаются

электроды —
либо различные элементы структуры материала, либо два различных соприкасающихся материала с различающимися окислительно-восстановительными потенциалами.

замкнутую гальваническую ячейку. В ней происходит медленное растворение более активного

металла,
второй электрод в паре, как правило, не корродирует.

образование гальванопар на скорость коррозии цинка. 
В две пробирки налейте по

3 мл 2 н раствора соляной кислоты и внесите по одной грануле цинка. Наблюдайте выделение газов в пробирках. Составьте химическое и электронное уравнения протекающей реакции.
В одну из пробирок введите медную проволоку, не касаясь кусочка цинка.
Взаимодействует ли медь с кислотой?
Опустите медную проволоку до соприкосновения с гранулой цинка
Что происходит? Наблюдайте выделение водорода с поверхности меди и на скорость реакции по сравнению с первой пробиркой. Что в данном случае является анодом и катодом?
Составьте электронные уравнения электродных процессов.

активный металл. При контакте с электролитом часть атомов железа, окисляясь

переходит в раствор:
Fe0-2е= Fe2+ (анод) разрушается.
В кислой среде. На олове (катод)восстанавливаются ионы водорода:
2Н+ + 2е- = Н2↑
Fe0+2Н+ → Fe2+ +Н2↑
В щелочной и нейтральной среде. На олове (катод) восстанавливается кислород, растворенный в воде
О2+2Н2О+4е→4ОН- ;
ионы железа Fe2+ реагируют с гидоксид-анионами
Fe2++2ОН- → Fe(ОН)2.
4Fe(ОН)2 + O2 + 2H2О = 4 Fe(OH)3
4Fe+ 3O2 + 6H2О = 4 Fe(OH)3
Fe(OH)3 и является ржавчиной.

Процесс происходит при соприкосновении двух металлов или на поверхности металла

, содержащего включения с большим окислительно-восстановительным потенциалом. Болле активный металл становится анодом и идет его растворение. Менее активный металл становится катодом, на котором идет восстановление ионов водорода и молекул кислорода с образованием соответственно газа водорода или гидроксид-анионов.