Свойства и генетическая связь основных классов неорганических соединений

СОДЕРЖАНИЕ
1 Окислительно-восстановительные процессы 3
2 Гальванический элемент. Ряд напряжений металлов. 10
3 Электролиз. Законы Фарадея 17
4 Коррозия. Виды и способы защиты 20
5 Электрохимические методы получения чистых металлов 28Литература 31
1. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ
Любая химическая реакция, протекающая с выделением энергии, может служить источником электрической энергии, но непосредственно в электрическую энергию можно преобразовать только энергию, выделяющуюся в результате окислительно-восстановительных реакций.
Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называются такие, которые протекают с изменением степеней окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ.
Степень окисления – число электронов, смещенных от атома данного элемента или к атому данного элемента в соединении. Положительная степень окисления обозначает число электронов, которые смещаются от данного атома, отрицательная степень окисления – число электронов, которые смещаются к данному атому.
Для определения степени окисления атомов в свободном состоянии и химических соединениях следует руководствоваться следующими положениями:
1. Алгебраическая сумма степеней окисления в соединении равна нулю, а в сложном ионе – заряду иона:
+1 −1 , +1 +6 −2 ) , +1 +5 −2 ) Na I K 2  (S  O4 H 3  (P  O4   Fe+3 + e = Fe+2 .2. Степень окисления атомов в простых веществах (H2°, O2 °, Zn°, Cu° и
т.д.) равна нулю, т.к. в данном случае нет смещения электронов к какому-либо из атомов.
3. Степень окисления атомов простых ионных соединений по знаку и величине равна заряду ионов ( Na +Cl− , K+I− и т.д.).
4. Атомы кислорода в соединениях проявляют степень окисления «-2» (исключение – фторокислород O+2 F2 и пероксиды Me2О2; атомы водорода «+1» (исключение – гидриды металлов МеHn −1 ); щелочные металлы во всех соединениях проявляют степень окисления «+1» (Li, К, Na и т.д.), щелочно-земельные – «+2» (Mg, Zn, Cd), алюминий – «+3».
5. Для элементов, проявляющих переменную степень окисления, высшая положительная степень окисления численно равна номеру группы в периодической системе, низшая отрицательная степень окисления у элементов групп IVА – VIIA равна разности 8 – № группы. Любая ОВР состоит из процессов окисления и восстановления. Окисление – процесс отдачи атомом, молекулой или ионом электронов, степень окисления при этом повышается, например: Zn −2e = Zn+2 , H2 −2e = 2H+ , 2Cl− −2e = Cl2,
Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями, проявляют восстановительные свойства, являются восстановленной формой (ВФ) данной реакции и переходят в окисленную форму (ОФ).
Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, степень окисления при этом понижается, например:
S + 2e = S−2 , Cl2 +2e = 2Cl− ,
Атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями, проявляют окислительные свойства в данной ОВР, являются окисленной формой (ОФ) и переходят в восстановленную (ВФ).
В ходе ОВР процессы окисления и восстановления могут протекать только одновременно. Таким образом, в ОВР всегда участвуют две сопряженные пары. Одна из них соответствует переходу окислителя ОФ1 → ВФ1, другая переходу восстановителя ВФ2 → ОФ2, например:
Cl2 + 2I− → 2Сl − + I2
ОФ1   ВФ2   ВФ1   ОФ2
(окислитель)   (восстановитель)        
Если обозначить ВФ через Red (reducer – восстановитель, англ.), а ОФ через ОХ (oxidizer – окислитель, англ.), то любую ОВР можно представить схематически:
Red1 = OX1 + n e (окисление),
OX1 + n e = Red1 (восстановление).
Поскольку электроны в окислительно-восстановительных реакциях переходят только от восстановителя к окислителю, а молекулы исходных веществ и продуктов реакции электронейтральны, то число электронов, отданных восстановителем, всегда должно быть равно числу электронов, принятых окислителем. Это положение называется принципом электронного баланса и лежит в основе нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций.
Атомы с минимальными значениями степени окисления могут быть только восстановителями.
 Атомы с максимальными значениями степени окисления могут быть только окислителями.
 Атомы с промежуточными значениями степени окисления могут быть и окислителями, и восстановителями.
Пример:
атомы серы в степени окисления –2 в окислительно-восстановительных реакциях всегда являются восстановителями (H2S).
Атомы серы в степени окисления +6 могут быть только окислителями (H2SO4).
Если степень окисления серы +4, то её атомы могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства (SO2).
 Важнейшие восстановители:
металлы;
водород H2;
уголь C;
оксид углерода(II) CO;
сероводород H2S, сульфиды K2S;
галогеноводороды HI, HBr;
аммиак NH3.
Важнейшие окислители:
галогены F2, Cl2;
кислород O2, озон O3;
соединения марганца KMnO4;
азотная кислота HNO3 и её соли KNO3;
концентрированная серная кислота H2SO4;
ионы металлов.
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
Согласно принципу электронного баланса, при составлении уравнений ОВР должно соблюдаться равенство числа одних и тех же атомов до и после реакции и равенство суммы зарядов исходных и конечных веществ. Коэффициенты в уравнениях ОВР могут быть найдены методом электронного баланса и ионно-электронным методом.
При использовании метода электронного баланса число отданных или принятых электронов определяется по разности степеней окисления элементов в исходном и конечном состояниях.
Для нахождения коэффициентов в уравнении реакции записываются отдельно уравнения процессов окисления и восстановления. Указывается число отданных и принятых электронов, затем уравнивается общее число электронов путем подбора дополнительных множителей по правилу наименьшего общего кратного, суммируются уравнения обеих полуреакций:
Zn°−2e = Zn 2+ |1
Fe3+ + e = Fe2+ |2
Zn + 2Fe3+ = Zn2+ + 2Fe2+ (полное ионное уравнение)
Zn + 2FeCl3 = ZnCl2 + 2FeCl2 (полное молекулярное уравнение)
Для определения направления и полноты протекания реакций между окислительно-восстановительными системами в водных растворах используются значения электродных потенциалов этих систем.
В основе работы электрохимических систем лежат гетерогенные окислительно-восстановительные (электрохимические) реакции, в которых ВФ и ОФ находятся в разных фазах: металл (ВФ, твердая фаза) – раствор или расплав электролита (ОФ, жидкая фаза). Процессы окисления и восстановления в этих системах пространственно разделены и происходят в двойном электрическом слое у электродов, находящихся в замкнутом контуре.
Метод полуреакций или метод электронно-ионного баланса(ЭИБ) позволяет предсказать продукты, образующиеся в ходе окислительно-восстановительной реакции. Тип продукта зависит от среды: кислой, нейтральной или шелочной, поэтому важно понимать в какой среде протекает реакция. При подборе коэффициентов методом ЭИБ отпадает необходимость нахождения степеней окисления элементов, легко определяются стехиометрические коэффициенты в молекулярном уравнении.
Этот метод основан на составлении ионных уравнений для процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение. 
При уравнивании ОВР таким способом рекомендуем запомнить поведение типичных окислителей и восстановителей в разных средах.
Метод электронно-ионного баланса складывается из следующих этапов:
а) записывают формулы реагентов данной реакции
K2Cr2O7 + H2SO4 + H2S
и устанавливают химическую функцию каждого из них (здесь K2Cr2O7 − окислитель, H2SO4 − кислотная среда реакции, H2S − восстановитель);
б) записывают (на следующей строчке) формулы реагентов в ионном виде, указывая только те ионы (для сильных электролитов), молекулы (для слабых электролитов и газов) и формульные единицы (для твердых веществ), которые примут участие в реакции в качестве окислителя (Cr2O72− ), среды (Н+ − точнее, катиона оксония H3O+) и восстановителя (H2S):
Cr2O72− + H+ + H2S
в) определяют восстановленную форму окислителя и окисленную форму восстановителя, что должно быть известно или задано (так, здесь дихромат-ион переходит катионы хрома(III), а сероводород − в серу); эти данные записывают на следующих двух строчках, составляют электронно-ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций:
полуреакция восстановления Cr2O72− + 14H+ + 6e− = 2Cr3+ + 7H2O     * 1
полуреакция окисления H2S − 2e− = S(т) + 2H+     * 3
г) суммируя уравнения полуреакций, составляют ионное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись (б):
Cr2O72− + 8H+ + 3H2S = 2Cr3+ + 7H2O + 3S(т)
д) на основе ионного уравнения составляют молекулярное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись (а), причем формулы катионов и анионов, отсутствующие в ионном уравнении, группируют в формулы дополнительных продуктов (K2SO4):
K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2S = Cr2(SO4)3 + 7H2O + 3S(т) + K2SO4
е) проводят проверку подобранных коэффициентов по числу атомов элементов в левой и правой частях уравнения (обычно достаточно только проверить число атомов кислорода).
Окисленная и восстановленная формы окислителя и восстановителя часто отличаются по содержанию кислорода (сравните Cr2O72− и Cr3+). Поэтому при составлении уравнений полуреакций методом электронно-ионного баланса в них включают пары Н+/Н2О (для кислотной среды) и ОН−/Н2О (для щелочной среды).
Если при переходе от одной формы к другой исходная форма (обычно − окисленная) теряет свои оксид-ионы (ниже показаны в квадратных скобках), то последние, так как они не существуют в свободном виде, должны быть в кислотной среде соединены с катионами водорода, а в щелочной среде − с молекулами воды, что приводит к образованию молекул воды (в кислотной среде) и гидроксид-ионов (в щелочной среде):
кислотная среда [O2−] + 2H+ = H2O
щелочная среда [O2−] + H2О = 2 ОН−
Недостаток кислорода в исходной форме (чаще − в восстановленной) по сравнению с конечной формой компенсируется добавлением молекул воды (в кислотной среде) или гидроксид-ионов (в щелочной среде):
кислотная среда H2O = [O2−] + 2H+
щелочная среда 2 ОН−= [O2−] + H2О
Другие примеры подбора коэффициентов:
а) 2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 = 2MnSO4 + 3H2O + 5Na2SO4 + K2SO42MnO4− + 6H+ + 5SO32− = 2Mn2+ + 3H2O + 5SO42−
MnO4− + 8H+ + 5e− = Mn2+ + 4H2O   * 2
SO32− + H2O − 2e− = SO42− + 2H+     * 5
(продукт восстановления перманганат-иона MnO4− в сильнокислотной среде − катион Mn2+)
б) Na2SO3 + 2KOH + 2KMnO4 = Na2SO4 + H2O + 2K2MnO4
SO32− + 2 OH− + 2MnO4− = SO42− + H2O + 2MnO42−
MnO4− + 1e− = MnO42−     * 2
SO32− + 2 OH− − 2e− = SO42− + H2О     * 1
(продукт восстановления перманганат-иона MnO4− в сильнощелочной среде − манганат-ион MnO42−)
в) 2KMnO4 + H2О + 3Na2SO3 = 2MnО2(т) + 3Na2SO4 + 2КОН
MnO4− + H2О + 3SO32− = 2 MnО2(т) + 3SO42- + 2ОН-
MnO4− + 2 H2О + 3e− = MnО2(т) + 4 ОН−     * 2
SO32− + H2O − 2e− = SO42− + 2H+     * 3
8ОН− + 6Н+ = 6Н2О + 2 ОН−
(если перманганат-ион используется в качестве окислителя в слабокислотной среде или в слабощелочной среде, то продукт восстановления − MnО2. Часто слабокислотную и слабощелочную среду условно называют нейтральной, при этом в уравнения полуреакций слева вводят только молекулы воды. В этом случае при составлении уравнения приходится после подбора дополнительных множителей записывать дополнительное уравнение, отражающее образование воды из ионов Н+ и ОН−).
2. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ. РЯД НАПРЯЖЕНИЙ МЕТАЛЛОВ
Электрод – это электрохимическая система, состоящая минимум из двух контактирующих фаз: материала с электронной проводимостью, проводника I рода (металл или полупроводник) и ионного проводника, проводника II рода (раствор или расплав электролита).
Рассмотрим систему: металл – раствор электролита (вода или водный раствор соли металла). Все металлы характеризуются свойством в большей или в меньшей степени растворяться в воде. Под действием полярных молекул (диполей) воды ионы поверхностного слоя металла отрываются в гидратированном состоянии переходят в жидкость:
Me +mH2O → Men + m H2O +n e
Растворение металла – это процесс окисления. При этом пластина металла заряжается отрицательно (из-за появления в ней избыточных электронов), а слой электролита у ее поверхности – положительно. В результате электростатического притяжения противоположных зарядов на границе металл – раствор возникает двойной электрический слой. С увеличением концентрации катионов у поверхности металла становится вероятным обратный процесс – восстановление ионов металла:
Men+ m H2O + n e → Me +m H2O
Когда скорости указанных процессов сравняются, в системе устанавливается подвижное равновесие.
Для упрощения гидратационную воду в уравнение реакции не включают, и оно записывается в виде
Me = Men+ + n e (1)
Электродным потенциалом (ϕ, В) называется разность (скачок) потен-
циалов, возникающая в двойном электрическом слое между металлом и жидкой фазой.
Количественной характеристикой равновесия является величина константы равновесия. Для гетерогенной реакции (1) при Р = constКP =КC =СMen+ (2)
Состояние равновесия зависит от активности металла и концентрации его ионов в растворе.
При погружении металла не в воду, а в раствор его соли равновесие (1) смещается. Повышение концентрации ионов данного металла в растворе облегчает процесс перехода ионов из раствора в металл, и равновесие установится при другом потенциале металла.
Активные металлы (Zn, Cd, Fe и др.) легче растворяются в воде (окисляются). Равновесие (1) смещается вправо (КС>1). Например, Zn =Zn2+ + 2e (KС =CZn2+ =1019). В растворах собственных солей такие металлы также будут заряжаться отрицательно, но в меньшей степени, чем в чистой воде.
Для малоактивных металлов (Сu, Ag, Hg и др.) равновесная концентрация ионов металла в растворе очень мала. Равновесие (1) смещается влево (Кс < 1).
В этом случае имеющиеся в растворе ионы адсорбируются на металле с большей скоростью, чем происходит переход ионов из металла в раствор. При этом поверхность металла заряжается положительно, а раствор отрицательно (избыток анионов соли).
Схематическое изображение электродов отражает участников электродного равновесия. Например:
Zn  ZnSO4 ; Cu  CuSO 4 –молекулярная форма,
Zn  Zn2+ ; Cu    Cu 2+ – ионная форма.
    Вертикальная черта обозначает границу раздела фаз, на которой протекает электродный процесс.
Во всех случаях причиной возникновения двойного электрического слоя на границе раздела фаз и скачка потенциала в нем является окислительновосстановительный процесс на поверхности электрода:
a Red →окисление вОх +ne, ← восстановление (3)
где Red – восстановленная, форма участников электродного процесса, Ох – окисленная форма участников электродного процесса, а и в – стехиометрические коэффициенты.
Следовательно, электродный потенциал является количественной характеристикой окислительно-восстановительных свойств системы.
Электродный потенциал зависит не только от природы электрода, но и от концентрации ионов в растворе, температуры. Поэтому сопоставить свойства электрохимических систем по их потенциалам можно тогда, когда они находятся в сходных условиях. Для этого пользуются понятием стандартного электродного потенциала.
Стандартным электродным потенциалом называется потенциал,
измеренный при стандартных условиях (давление газообразных веществ 101,325 кПа, температура 298 К, концентрация потенциал определяющих ионов, равная 1 моль/л) относительно другого электрода – электрода сравнения.
Основным электродом сравнения является водородный электрод (Pt, H2 2H+) в растворе H2SO4 с CH+ =1 моль/л. При давлении Р = 101,325 кПа. Потенциал водородного электрода в стандартных условиях принят равным нулю.
Располагая металлы в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов, получают электрохимический ряд металлов – ряд напряжений металлов.
Ряд напряжений характеризует:
1.Чем выше находится металл (чем меньше значение его потенциала), тем он химически активнее, легче окисляется и труднее восстанавливается из своих ионов и наоборот.
2.Каждый металл этого ряда, не разлагающий воду, вытесняет (восстанавливает) все следующие за ним металлы из растворов солей.
3.Все металлы, стоящие в ряду выше водорода, вытесняют (восстанавливают) его из разбавленных кислот.
4.Из двух металлов активнее тот, потенциал которого меньше, поэтому условием протекания окислительно-восстановительных реакций в водных растворах электролитов является неравенство
ϕок > ϕвос , (4)
где ϕок и ϕвос – электродные потенциалы окислителя и восстановителя соответственно.
Электродный потенциал любой окислительно-восстановительной системы (3), находящийся в не стандартных условиях, можно рассчитать по уравнению Нернста:
(5)
где ϕOк / Re d – равновесный электродный потенциал;  
ϕ°Oк/ Re d – стандартный электродный потенциал, В; R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/ моль·К; Т – температура, К; F – постоянная Фарадея, равная 96500 Кл;
n – число электронов, участвующих в данной электродной реакции;
СOxb и CaRed – концентрации окисленной и восстановленной форм
электродов, в степенях стехиометрических коэффициентов в уравнении электродной реакции (3).
Электроды, обратимые относительно своих ионов в растворе электролита, называются электродами l-го рода. К ним относятся металлические и газовые электроды: водородный, кислородный.
Для расчета потенциалов указанных электродов уравнение Нернста (5) можно упростить. Учитывая, что в реальных условиях температура близка к 298 К, при подстановке значений в уравнение (5) считаем Т = 298 К, R = 8,314 Дж/ моль·К, F = 96500 Кл и, введя множитель 2,3, (переход к десятичным логарифмам), получим
Гальванический элемент – электрохимическое устройство, в котором самопроизвольно протекает окислительно-восстановительная реакция; при этом процессы окисления и восстановления пространственно разделены и происходят в двойном электрическом слое у электродов, находящихся в замкнутом контуре.
Всякий гальванический элемент состоит из двух электродов и ионного проводника между ними. Электроды замыкаются металлическим проводником. Ионным проводником служат растворы или расплавы электролитов, а также твердые электролиты. Электрод, на котором в ходе реакции происходит процесс окисления, называется анодом; электрод, на котором осуществляется восстановление – катодом.
Зависимость величин электродных потенциалов от природы электродов и концентрации потенциалоопределяющих ионов обусловливает существование химических и концентрационных
гальванических элементов.
Химическим называется гальванический элемент, состоящий из двух электродов различной химической природы. Примером химического гальванического элемента может служить элемент Даниэля-Якоби. Он состоит из цинкового (Zn Zn2+) и медного (Cu Cu2+) электродов (цинковая и медные пластинки погружены в 1М растворы ZnSO4 и CuSO4 соответственно). Для предотвращения прямого взаимодействия окислителя и восстановителя, и замыкания внутренней цепи растворы электролитов соединяются проводником II рода (электролитический мостик или пористая перегородка). Если соединить пластинки во внешней цепи металлическим проводником, то вследствие разности потенциалов цинка и меди (ϕ°Zn2+ / Zn =−0,76В < ϕ°Cu2+ /Cu =+0,34В) часть электронов с цинковой пластинки перейдет на медную. Это нарушит равновесие в двойном электрическом слое у цинка (потенциал его повышается) и у меди (потенциал ее понижается).
Обе системы стремятся снова к равновесию за счет окисления цинка Zn −2e = Zn2+ и восстановления ионов меди Cu 2+ +2e = Cu на медном электроде. Этими процессами сохраняется разность потенциалов пластинок, обеспечивающая постоянный переход электронов по внешней цепи от цинка к меди – электрический ток в цепи. Во внутреннем участке цепи анионы SO4 2− перемещаются в растворе от медного электрода к цинковому (аноду), а катионы Zn2+ и Cu 2+ – к медному (катоду). Суммарное уравнение токообразующей реакции данного элемента имеет вид:
Zn +Cu 2+ = Zn2+ +Cuили Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu
Указанные процессы, описывающие работу гальванического элемента, представляются в виде схемы.
Правила схематической записи гальванического элемента
1.Запись электрохимического элемента, состоящего из стандартного водородного и данного электрода, начинается с водородного электрода.
2.Следует строго различать знаки электродов и их названия.
Названия электродам даются в соответствии с процессами, которые на них протекают: анод – процессы окисления; катод – процессы восстановления.
Для внешней цепи гальванического элемента электрод с меньшим значением электродного потенциала (выше расположен в табл. приложения) будет отрицательным полюсом (концентрация электронов больше), электрод с большим значением электродного потенциала будет положительным полюсом (концентрация электронов меньше).
ϕк > ϕа 
3.Одна вертикальная черта в записи обозначает границу раздела фаз меж-
ду проводником I рода и проводником II рода. Двойная черта в записи (||) указывает на границу раздела между проводниками II рода – между растворами электролитов.
Фазы записываются в той последовательности, в которой они соприкасаются друг с другом.
4. Самопроизвольному протеканию электрохимической реакции в гальваническом элементе соответствует запись слева активного электрода (анода), так как электроны самопроизвольно могут переходить только от электродов с высокой концентрацией электронов (электродов с меньшим ϕ) на электроды, где их концентрация ниже (электроды с большим ϕ).
5. Схема гальванического элемента обязательно предусматривает указанные раздельно процессы, идущие на электродах, и токообразующую реакцию данного элемента.
В соответствии с указанными правилами схема элемента Даниэля-Якоби имеет вид
А(-) Zn1M ZnSO4     1M CuSO4 Cu (+)К
или      
А(-) Zn  Zn2+       Cu2+   Cu (+)К
A : Zn − 2e = Zn2+ ;
K : Cu2+ + 2e =Cu;
Zn + Cu2+ = Zn2+ +Cu.
3. ЭЛЕКТРОЛИЗ. ЗАКОНЫ ФАРАДЕЯ
Электролиз – это окислительно — восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита. Электролиз – дословно: «лизис» – разложение, «электро» – электрическим током.
1)      Катод К (-), к нему перемещаются катионы, катод отдаёт электроны катионам, катионы разряжаются, идёт процесс восстановления.
2)      Анод А (+), к нему перемещаются анионы, анионы отдают электроны аноду и разряжаются, идёт процесс окисления.
3)      Электролиз растворов отличается от электролиза расплавов тем, что процессы протекают сложнее из-за непосредственного участия воды.
Сущность электролиза состоит в том, что за счёт электрической энергии осуществляется химическая реакция, которая не может протекать самопроизвольно. Процессы, протекающие на электродах при электролизе расплавов (не зависят от материала электродов и природы ионов).
1. На аноде разряжаются анионы (Am-; OH-), превращаясь в нейтральные атомы или молекулы:
Am- - mē → A°;  4OH- - 4ē → O2↑ + 2H2O (процессы окисления).
2. На катоде разряжаются катионы (Men+, H+), превращаясь в нейтральные атомы или молекулы:
Men+ + nē → Me°;   2H+ + 2ē → H20↑    (процессы восстановления).
Процессы, протекающие на электродах при электролизе растворов
КАТОД (-)
Не зависят от материала катода; зависят от положения металла в ряду напряжений                               АНОД (+)
Зависят от материала анода и природы анионов.
Анод нерастворимый (инертный), т.е. изготовлен из угля, графита, платины, золота. Анод растворимый (активный), т.е. изготовлен из Cu, Ag, Zn, Ni, Fe и др. металлов (кроме Pt, Au)
1.В первую очередь восстанавливаются катионы металлов, стоящие в ряду напряжений после H2:
Men+ +nē → Me° 1.В первую очередь окисляются анионы бескислородных кислот(кроме F- ):
Am- - mē → A° Анионы не окисляются.
Идёт окисление атомов металла анода:
Me° - nē → Men+
Катионы Men+ переходят в раствор. Масса анода уменьшается.
2.Катионы металлов средней активности, стоящие между Al иH2, восстанавливаются одновременно с водой:
Men+ + nē →Me°
2H2O + 2ē → H2↑ + 2OH- 2.Анионы оксокислот
(SO42-, CO32-,..) и F- не окисляются, идёт окисление молекул H2O:
 2H2O - 4ē → O2↑ +4H+ 3.Катионы активных металлов от Li до Al (включительно) не восстанавливаются, а восстанавливаются молекулы H2O:
2H2O + 2ē →H2↑ + 2OH- 3.При электролизе растворов щелочей окисляются ионы OH-:
4OH- - 4ē → O2↑ +2H2O 4.При электролизе растворов кислот восстанавливаются катионы H+:
2H + + 2ē → H20↑ Количественные характеристики процессов электролиза устанавливаются законами Фарадея.
1 закон Фарадея. Для любого данного электродного процесс, а масса превращенного вещества прямо пропорциональна количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита:
  m = k Q = k J τ или V = k Q = k J τ (6)
где m – масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества, г;
V – объем вещества, выделившегося на электродах, л;  
Q – количество электричества, Кл (ампер-секунда);  
k – электрохимический эквивалент вещества, выражающий число его
граммов, превращенное одним кулоном электричества;  
J – сила тока, A;    
τ – время прохождения тока, с.  
Физическое обоснование закона согласуется с теорией электролитической диссоциации: каждый ион данного вида связан с определенным количеством электричества, он или отдает, или принимает в ходе электролиза определенное число электронов. Общее их число, а, следовательно, и общее количество прошедшего электричества пропорционально числу прореагировавших ионов, т.е. количеству прореагировавшего вещества.
II закон Фарадея. При прохождении одинакового количества электричества через растворы (расплавы) различных электролитов массы (объемы) выделяющихся веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам), причем для выделения массы (объема) одного эквивалента любого вещества требуется пропустить 96500 Кл электричества:
m1 = Э1 или m1 = Vэ1 (3.22)
m2 Э2 m2 Vэ2        
где m1, m2 или V1, V2 – массы (объемы) веществ, выделившихся на электродах, г(л); Э1, Э2 или Vэ1, Vэ2 – эквивалентные массы и эквивалентные объемы выделившихся веществ, г/ моль (л/ моль).
4. КОРРОЗИЯ. ВИДЫ И СПОСОБЫ ЗАЩИТЫ
Материалы из металлов под химическим или электрохимическим воздействием окружающей среды подвергаются разрушению, которое называется коррозией. Коррозия металлов вызывается  HYPERLINK "http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/okislitelno-vosstanovitelnye-reakcii" окислительно-восстановительными реакциями, в результате которых металлы переходят в окисленную форму и теряют свои свойства, что приводит в негодность металлические материалы.
Можно выделить 3 признака, характеризующих коррозию:
Коррозия – это с химической точки зрения процесс окислительно-восстановительный.
Коррозия – это самопроизвольный процесс, возникающий по причине неустойчивости термодинамической системы металл – компоненты окружающей среды.
Коррозия – это процесс, который развивается в основном на поверхности металла. Однако, не исключено, что коррозия может проникнуть и вглубь металла.
Виды коррозии металлов
Наиболее часто встречаются следующие виды коррозии металлов:
Равномерная – охватывает всю поверхность равномерно
Неравномерная
Избирательная
Местная пятнами – корродируют отдельные участки поверхности
Язвенная (или питтинг)
Точечная
Межкристаллитная – распространяется вдоль границ кристалла металла
РастрескивающаяПодповерхностная
Основные виды коррозии
 С точки зрения механизма коррозионного процесса можно выделить два основных типа коррозии: химическую и электрохимическую.
Химическая коррозия металлов  — это результат протекания таких химических реакций, в которых после разрушения металлической связи, атомы металла и атомы, входящие в состав окислителей, образуют химическую связь. Электрический ток между отдельными участками поверхности металла в этом случае не возникает. Такой тип коррозии присущ средам, которые не способны проводить электрический ток – это газы, жидкие неэлектролиты.
Химическая коррозия металлов бывает газовой и жидкостной.
 Газовая коррозия металлов – это результат действия агрессивных газовых или паровых сред на металл при высоких температурах, при отсутствии конденсации влаги на поверхности металла. Это, например, кислород, диоксид серы, сероводород, пары воды, галогены. Такая коррозия в одних случаях может привести к полному разрушению металла (если металл активный), а в других случаях на его поверхности может образоваться защитная пленка (например, алюминий, хром, цирконий).
 Жидкостная коррозия металлов– может протекать в таких неэлектролитах, как нефть, смазочные масла, керосин и др. Этот тип коррозии при наличии даже небольшого количества влаги, может легко приобрести электрохимический характер.
 При химической коррозии скорость разрушения металла пропорциональна скорости химической реакции и той скорости с которой окислитель проникает сквозь пленку оксида металла, покрывающую его поверхность. Оксидные пленки металлов могут проявлять или не проявлять защитные свойства, что определяется сплошностью.
Сплошность такой пленки оценивают величине фактора Пиллинга—Бэдвордса: (α = Vок/VМе) по отношению объема образовавшегося оксида или другого какого-либо соединения к объему израсходованного на образование этого оксида металла
α = Vок/VМе = Мок·ρМе/(n·AMe·ρок),
где Vок — объем образовавшегося оксида
VМе — объем металла, израсходованный на образование оксида
Мок – молярная масса образовавшегося оксида
ρМе – плотность металла
n – число атомов металла
AMe — атомная масса металла
ρок — плотность образовавшегося оксида
 Оксидные пленки, у которых α <1, не являются сплошными и сквозь них  кислород легко проникает к поверхности металла. Такие пленки не защищают металл от коррозии. Они образуются при окислении кислородом щелочных и щелочно-земельных металлов (исключая бериллий).
Оксидные пленки, у которых 1 <α < 2,5 являются сплошными и способны защитить металл от коррозии.
При значениях α> 2,5 условие сплошности уже не соблюдается, вследствие чего такие пленки не защищают металл от разрушения.
 Ниже представлены значения α для некоторых оксидов металлов
металл оксид α металл оксид α
K K2O 0,45 ZnZnO1,55
NaNa2O 0,55 AgAg2O 1,58
LiLi2O 0,59 ZrZrO2 1.60
CaCaO0,63 NiNiO1,65
SrSrO0,66 BeBeO1,67
BaBaO0,73 CuCu2O 1,67
MgMgO0,79 CuCuO1,74
PbPbO1,15 TiTi2O3 1,76
CdCdO1,21 CrCr2O3 2,07
AlAl2O2 1,28 FeFe2O3 2,14
SnSnO2 1,33 W WO3 3,35
NiNiO1,52 Электрохимическая коррозия металлов – это процесс  разрушения металлов в среде различных электролитов, который сопровождается возникновением внутри системы электрического тока.
При таком типе коррозии атом удаляется из кристаллической решетки результате двух сопряженных процессов:
Анодного – металл в виде ионов переходит в раствор.
Катодного – образовавшиеся при анодном процессе электроны, связываются деполяризатором (вещество — окислитель).
Сам процесс отвода электронов с катодных участков называется деполяризацией, а вещества, способствующие отводу – деполяризаторами.
 Наибольшее распространение имеет коррозия металлов с водородной и кислородной деполяризацией.
 Водородная деполяризация осуществляется на катоде при электрохимической коррозии в кислой среде
2H++2e— = H2 разряд водородных ионов
2H3O++2e— = H2 + 2H2O
 Кислородная деполяризация осуществляется на катоде при электрохимической коррозии в нейтральной среде
O2 + 4H++4e— = H2O восстановление растворенного кислорода
O2 + 2H2O + 4e— = 4OH—
 Все металлы, по их отношению к электрохимической коррозии, можно разбить на 4 группы, которые определяются величинами их стандартных электродных потенциалов:
Активные металлы (высокая термодинамическая  нестабильность) – это все металлы, находящиеся в интервале щелочные металлы — кадмий (Е0 = -0,4 В). Их коррозия возможна даже в нейтральных водных средах, в которых отсутствуют кислород или другие окислители.
Металлы средней активности (термодинамическая нестабильность) – располагаются между кадмием и водородом (Е0 = 0,0 В). В нейтральных средах, в отсутствии кислорода, не корродируют, но подвергаются коррозии в кислых средах.
Малоактивные металлы (промежуточная термодинамическая  стабильность) – находятся между водородом  и родием (Е0 = +0,8 В). Они устойчивы к коррозии в нейтральных и кислых средах, в которых отсутствует кислород или другие окислители.
Благородные металлы (высокая термодинамическая стабильность) – золото, платина, иридий, палладий. Могут подвергаться коррозии лишь в кислых средах при наличии в них сильных окислителей.
Электрохимическая коррозия может протекать в различных средах. В зависимости от характера среды выделяют следующие виды электрохимической коррозии:
Коррозия в растворах электролитов — в растворах кислот, оснований, солей, в природной воде.
Атмосферная коррозия – в атмосферных условиях и в среде любого влажного газа. Это самый распространенный вид коррозии.
Например, при взаимодействии железа с компонентами окружающей среды, некоторые его участки служат анодом, где происходит окисление железа, а другие – катодом, где происходит восстановление кислорода:
А: Fe – 2e— = Fe2+
K: O2 + 4H+ + 4e— = 2H2O
Катодом является та поверхность, где больше приток кислорода.
Почвенная коррозия – в зависимости от состава почв, а также ее аэрации, коррозия может протекать более или менее интенсивно. Кислые почвы наиболее агрессивны, а песчаные – наименее.
Аэрационная коррозия — возникает при неравномерном доступе воздуха к различным частям материала.
Морская коррозия – протекает в морской воде, в связи с наличием в ней растворенных солей, газов и органических веществ.
Биокоррозия – возникает в результате жизнедеятельности бактерий и других организмов, вырабатывающих такие газы как CO2, H2S и др., способствующие коррозии металла.
Электрокоррозия – происходит под действием блуждающих токов на подземных сооружениях, в результате работ электрических железных дорог, трамвайных линий и других агрегатов.
Методы защиты от коррозии металла
Основной способ защиты от коррозии металла – э