Подготовка к ЕГЭ по химии
В этом разделе представлены материалы для подготовки к ЕГЭ
Скачать:
Вложение | Размер |
---|---|
ege_2019.zip | 2.5 МБ |
materialy_po_organike.doc | 2.61 МБ |
materialy_organika.docx | 20.51 КБ |
povedenie_okisliteley_vosstanoviteley_1.doc | 838 КБ |
elektroliz_i_korroziya.docx | 18.81 КБ |
250920132020tipichnye20zatrudneniya2020himiya201.pdf | 532.29 КБ |
variant1_1.pdf | 203.57 КБ |
variant_3.pdf | 243.54 КБ |
variant_4.pdf | 185.97 КБ |
variant_5.pdf | 203.19 КБ |
variant_8.pdf | 195.85 КБ |
variant_9.pdf | 210.62 КБ |
variant_10.pdf | 199.06 КБ |
varint_7.pdf | 205.38 КБ |
Предварительный просмотр:
Предварительный просмотр:
Алканы: 1) замещение (R0, + Q, в 3 стадии) + галоген(не бромная вода); + азотная кислота
2) разложение
-крекинг (+ термический крекинг метана до ацетилена)
-дегидрирование
3) изомеризация (AlCl3) – c бутана
4) окисление на кат-ре (метан + О2 до формальдегида, бутан до уксусной кислоты)
Алкены: 1) присоединение (по ионному механизму с образованием карбокатиона)
+ галоген, + галогеноводород, + вода (по правилу Марковникова для несимметричных алкенов)
2) полимеризация –R
3) окисление с KMnO4
-в нейтральной среде при комнатной t до двухатомных спиртов
-при повышенной t и в кислой среде до карбоновых кислот (кетонов) или СО2 (с разрывом цепи по двойной связи)
-в щелочной среде до солей
4) замещение по R при 500ºС
Алкины: 1) присоединение
+галоген, + галогеноводород, + вода (до этаналя и кетонов!)
димеризация до винилацетилена
тримеризация до бензола и его гомологов
2) окисление – ацетилен до щавелевой кислоты или её соли, остальные до карбоновых кислот и СО2 (или солей)
3) замещение для НС≡С−R + Na, + [Ag(NH3)2]OH , +[Cu(NH3)2]Cl
Арены: 1) замещение
+ галоген – в присутствии kat в кольце (монохлорбензол или 2,4,6-для гомологов); на свету для гомологов – в боковой цепи (но не с бромной водой!)
+ азотная кислота
+ монохлоралкан (алкилирование)
2) р-ии присоединения
+ водород, + хлор на свету для бензола, + алкен (алкилирование в кислой среде)
3) р-ии окисления только для гомологов бензола до бензойной кислоты или солей.
Спирты: 1) + акт. Ме до алкоголятов (метилат,этилат) (О – Н)
2) + галогеноводород (С – О)
3) дегидратация до алкена (С – О) или до простого эфира (С – О и О – Н)
4) этерификация с карбоновыми кислотами и HNO3, H2SO4 (О – Н)
5) окисление оксидом меди (II) до альдегида (первичный спирт) или кетона (вторичный спирт)
6) для многоатомных спиртов + Cu(OH)2
Фенол: 1) + акт. Ме 2) + щёлочь в отличие от спиртов! 3) + бромная вода 4) + HNO3 5) FeCl3 6) + формальдегид; легко окисляется.
Альдегиды: 1) окисление + Cu(OH)2 ; + [Ag(NH3)2]OH; + KMnO4
2) присоединение + Н2; + спирт; + вода; + гидросульфит натрия
3) замещение по R
4) поликонденсация – формальдегид + фенол; 5) полимеризация для метаналя и этаналя
Карбоновые кислоты: 1) общие свойства кислот + Ме до Н; + МеО; + МеОН; + аммиак; + соли более слабых кислот (карб, силик, фенолят)
2) + спирт (этерификация)
3) замещение по R с галогенами (не с бромной водой) 4) – Н2О → ангидрид
Муравьиная кислота + окисление + Cu(OH)2 ; + [Ag(NH3)2]OH; + KMnO4
+ разложение до СО и Н2О в присутствии конц. серной кислоты
+Сl2 → HCl + CO
Олеиновая кислота +H2; +Br2; + KMnO4
Щавелевая кислота под действием H2SO4 разлагается до СО, СО2, Н2О
Амины (основные свойства): 1) + вода для низших аминов
2) + кислота, ZnCl2 (кислая среда)
3) + монохлоралкан
4) + HNO2 → спирт + азот + вода (для низших аминов)
Анилин (очень слабое основание-нейтральная среда) + бромная вода, HNO3; легко окисляется
Аминокислоты (амфотерные свойства): 1) + кислота 2) + щёлочь +Ме до Н; + МеОН; + соль более слабых кислот; + аммиак
3) + спирт
4) + аминокислота → пептиды (поликонденсация)
Глюкоза (свойства альдегидов и многоатомных спиртов): 1) окисление + Cu(OH)2 при нагревании ; +[Ag(NH3)2]OH;
2) присоединение + водород → сорбит
3) + кислота карбоновая, ангидрид уксусной кислоты, серная; азотная 4) + спирт
5) брожение – спиртовое, молочнокислое, маслянокислое
6) качественная реакция на многоатомные спирты с Cu(OH)2 без нагревания!
Сахароза: 1) + Н2О (гидролиз)
2) + Cu(OH)2 как многоатомный спирт без нагревания! 3) + Cа(OH)2
4) + кислота карбоновая, серная, азотная
Целлюлоза и крахмал: 1) + вода (гидролиз)
2) + карбоновая кислота или ангидрид, + серная кислота, + азотная кислота
3) крахмал + йод → синее окрашивание
Белки: 1) гидролиз; 2) ксантопротеиновая реакция с HNO3 – жёлтое окрашивание; 3) биуретовая реакция с CuSO4 и NaOH – фиолетовое окрашивание
Предварительный просмотр:
Поведение важнейших окислителей и восстановителей.
Прогнозирование продуктов окислительно-восстановительных реакций.
Прогнозирование продуктов окислительно-восстановительных реакций – одно из самых сложных умений, которое базируется не только на знаниях, но и на опыте. Именно поэтому учащимся трудно предполагать продукты ОВР. Кроме того, продукты окислительно-восстановительных реакций зависят от ряда факторов: температуры, концентрации реагентов, рН среды, мольного соотношения реагирующих веществ и т.д. В одной и той же реакции может получаться смесь продуктов (например, при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с металлами), в таком случае нужно считать правильным любой из возможных вариантов.
Задача нашего занятия – выяснить, какие окислители и восстановители используются в заданиях ЕГЭ наиболее часто, и рассмотреть их поведение.
Напомню, что вещества, содержащие элемент в высшей степени окисления, выступают окислителями, в низшей – восстановителями, а остальные могут проявлять окислительно-восстановительную двойственность.
Наиболее часто встречающиеся в ЕГЭ окислители: KMnO4, K2Cr2O7, HNO3, нитраты, H2SO4, галогены и их кислородные соединения, феррат.
СОЕДИНЕНИЯ МАРГАНЦА В ОВР
Перманганат-ион выступает окислителем в любой среде, от рН среды зависит продукт восстановления перманганата-иона. Кислую среду создают серная, азотная, соляная и другие сильные кислоты, раствор сернистого газа. Азотная кислота помимо создания кислой среды будет проявлять окислительные свойства, а соляная (и другие галогеноводородные кислоты, кроме HF) – восстановительные свойства. Щелочная среда создается растворами щелочей и аммиака, сульфидов щелочных металлов. Тот или иной продукт восстановления объясняется его устойчивостью в данной среде. Надо заметить, что в некоторых заданиях С1 в качестве продукта восстановления KMnO4 в щелочной среде указывается оксид марганца (IV). Это объясняется тем, что манганат (K2MnO4) в принципе неустойчивое вещество и в растворе самопроизвольно диспропорционирует на оксид марганца(IV) и перманганат.
Схема 1. Поведение перманганат-иона в ОВР
Приведем примеры, следуя выше указанной схеме:
KMnO4 + К2SO3 + H2SO4 →
Окислитель восстановитель создает кислую среду,
Следовательно перманганат превратится в сульфат марганца (II), сульфит окислится до сульфата, ионы калия свяжутся сульфат-ионами, ионы водорода превратятся в воду.
2KMnO4 + 5К2SO3 + 3H2SO4 = 6К2SO4+ 2MnSO4+ 3H2O
KMnO4 + К2SO3 + H2O →
Окислитель восстановитель среда близка к нейтральной (слабо щелочная из-за гидролиза сульфита) , следовательно перманганат превратится в оксид марганца (IV), сульфит окислится до сульфата, ионы калия свяжутся с гидроксид-ионами.
2KMnO4 + 3К2SO3 + H2O = 3К2SO4+ 2MnO2+2KOH
KMnO4 + К2SO3 + KOH →
Окислитель восстановитель создает щелочную среду,
Следовательно перманганат превратится в манганат калия, сульфит окислится до сульфата, побочный продукт - вода:
2KMnO4 +К2SO3 + 2KOH = К2SO4+ 2 K2MnO4+ H2O
2KMnO4 + 5SO2 + 2H2O = К2SO4+ 2MnSO4+ 2H2 SO4
Создает кислую среду
Манганат-ион также может выступать окислителем (в нейтральной и кислой среде):
Схема 2. Поведение манганат-иона в ОВР
Оксид марганца (IV) выступает окислителем в кислой среде с образованием солей манганца (II):
Нужно заметить, что соли марганца (II), оксид марганца (IV) и манганаты могут выступать восстановителями, при этом продукт их окисления также зависит от среды: в нейтральной среде получится оксид марганца (IV), в щелочной – манганат, в кислой – перманганат.
Примеры:
MnCl2 + O3 + H2O = MnO2 + O2 + 2HCl
восстановитель окислитель нейтральная среда продукт окисления
Mn(OH)2 + 2Cl2 + 6KOH = K2MnO4 + 4H2O + 4KCl
восстановитель окислитель щелочная среда продукт окисления
MnO2 + KNO3 + 2KOH = K2MnO4 + H2O + K NO2
восстановитель окислитель щелочная среда продукт окисления
2MnSO4+ 5NaBiO3 +16HNO3 = 2HMnO4 + 2Na2SO4 + 7H2O + NaNO3+5Bi (NO3)3
Восст-ель окис-ль кислая среда продукт окисления
СОЕДИНЕНИЯ ХРОМА В ОВР
Продукты восстановления хроматов и дихроматов также зависят от среды. Хроматы могут существовать в нейтральной и щелочной среде, дихроматы – в кислой и нейтральной. В кислой среде, как правило, продуктом восстановления является соль хрома +3, в нейтральной – гидроксид хрома (III), в щелочной – комплексная соль, гексагидроксохромат.
Схема 3. Поведение хрома +6 в ОВР
Приведем примеры:
K2Cr2O7 + К2SO3 + H2SO4→
Окислитель восстановитель создает кислую среду,
Следовательно дихромат превратится в сульфат хрома (III), сульфит окислится до сульфата, ионы калия свяжутся сульфат-ионами, ионы водорода превратятся в воду.
K2Cr2O7 + 3К2SO3 + 4H2SO4 = 4К2SO4+ Cr2(SO4)3+ 4H2O
K2Cr2O7 + К2SO3 + H2O→
Окислитель восстановитель среда близка к нейтральной (слабо щелочная из-за гидролиза сульфита) , следовательно дихромат превратится в гидроксид хрома (III), сульфит окислится до сульфата, ионы калия свяжутся с гидроксид-ионами.
K2Cr2O7 + 3К2SO3 + 4H2O = 3К2SO4+ 2Cr(OH)3+2KOH
K2CrO4 + К2SO3 + KOH →
Окислитель восстановитель создает щелочную среду,
Следовательно хромат превратится в гексагидроксохромат (III) калия, сульфит окислится до сульфата, побочный продукт - вода, при расставлении коэффициентов оказывается, что воду нужно перенести в левую часть уравнения:
2K2CrO4 + 3К2SO3 + 2KOH + 5H2O = 3К2SO4+ 2K3[Cr(OH)6]
K2CrO4 + К2S + H2O →
Окислитель восстановитель за счет гидролиза создает щелочную среду,
Следовательно хромат превратится в гексагидроксохромат (III) калия, сульфид окислится до серы, побочный продукт - вода:
2K2CrO4 + 3К2S + 8H2O = 3S+ 2K3[Cr(OH)6] + 4KOH
Соответственно, все соединения хрома (III) можно окислить в кислой среде до дихромата, в щелочной – до хромата. Наример:
2Cr(OH)3 + 3Cl2 + 10KOH = 2K2CrO4 + 6КCl + 8H2O
восстановитель окислитель щелочная среда продукт окисления
2CrCl3 + HClO3 + 4H2O = H2Cr2O7 + 7HCl
восстановитель окислитель кислая среда продукт окисления
АЗОТНАЯ КИСЛОТА В ОВР
Азотная кислота может окислять металлы, неметаллы, сложные вещества. При окислении неметаллов и сложных веществ концентрированная азотная кислота, как правило восстанавливается до оксида азота (IV), разбавленная – до оксида азота (II)
Довольно проблематичным является вопрос о продуктах взаимодействия металлов с азотной кислотой. Предлагаю вам ознакомиться с таблицей, приведенной в статье В.А. Красицкого «Окислительные свойства азотной кислоты» (Химия в школе, 2007 г, № 4, с.59
Таблица 1.
Схема 4. Поведение концентрированной азотной кислоты в ОВР
Cхема 5. Поведение разбавленной азотной кислоты в ОВР
Особенночасто в ЕГЭ встречаются уравнения реакций окисления сульфидов азотной кислотой. Концентрированная азотная кислота окисляет соединения серы до сульфатов, разбавленная – окисляет сульфиды до свободной серы.
Рассмотрим примеры:
CuS + 8HNO3 (к) = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O
3H2S + 2HNO3 (р) = 3S + 2NO + 4H2O
НИТРАТЫ
Нитраты могут быть использованы как окислители в кристаллическом виде, так как при их нагревании выделяется кислород, в атмосфере которого сгорает восстановитель, наример: 5KNO3 + 2P = P2O5 + 5KNO2
Использование нитрата как окислителя в растворе приводит к образованию нитрита, однако атомарный водород в щелочной среде может восстановить нитрат до аммиака. В приведенных ниже реакциях при взаимодействии цинка с кислотой и щелочью выделяется атомарный водород, восстанавоивающий нитрат- ион:
Zn + 2HCl + KNO3 = ZnCl2 + H2O + KNO2
4Zn + 7KOH + KNO3 + 6H2O = 4K2[Zn(OH)4] + NH3
СЕРНАЯ КИСЛОТА
Схема 6. Поведение концентрированной серной кислоты в ОВР
Приведем примеры:
H2SO4 + 2HBr = Br2 + SO2 + 2H2O (бромоводород – слабый восстановитель)
H2SO4 + 8HI = 4I2 + H2 S+ 4H2O (йододород – сильный восстановитель)
Галогены и их кислородные соединения восстанавливаются до галогенид-анионов:
KClO3 +3KNO2 = KCl + 3KNO3
Ферраты восстанавливаются до солей железа (III):
2K2FeO4 + 16HCl = 3Cl2 + 2FeCl3 + 4KCl + 8H2O
Наиболее часто встречающиеся в ЕГЭ восстановители: сероводород, сульфиды, сульфиты, нитриты, галогениды, аммиак, невысшие оксиды (марганца, фосфора, серы), соли железа (II), марганца (II), хрома (II) и (III), металлы.
Наибольшее разнообразие продуктов дают соединения серы:
Схема 7. Окисление соединений серы
С остальными восстановителями всё достаточно однозначно:
Нитриты окисляются до нитратов,
Галогениды окисляются до свободных галогенов (в случае очень сильных окислителей – до галогенат-анионов ГалО3 – ).
Аммиак окисляется, как правило, до азота.
Невысшие оксиды фосфора и серы в безводной среде – до высших оксидов, в водной нейтральрой и кислой среде – до высших кислот, в щелочной среде – до солей высших кислот.
Оксид марганца (IV) – до манганата в щелочной среде, перманганата – в кислой среде.
Соли железа (II) – до солей железа (III) в кислой среде, до гидроксида железа (III) – в нейтральной и щелочной среде, очень сильные окислители в щелочной среде приводят к окислению до феррата.
Соли марганца (II) – в нейтральной среде до оксид марганца (IV), в щелочной среде – до манганата, в кислой в присутствии очень сильного окислителя – до перманганата.
Соли хрома (II) окисляются до солей хрома (III), соли хрома (III) - в щелочной среде до хроматов, в кислой – до дихроматов.
По материалам мастер-класса Денисовой В.Г. СТУ
Предварительный просмотр:
Электролиз
Электролиз – это процесс разложения расплавов и растворов электролитов под действием электрического тока.
В раствор или расплав какого-либо электролита опускают электроды: катод (-) и анод (+).
Пропускание электрического тока через раствор или расплав вызывает разрядку на электродах частиц, из которых он состоит.
На катоде происходит восстановление катионов,
на аноде – окисление анионов.
Электролиз расплавов.
1) Расплав хлорида натрия. Он содержит катион натрия и анион хлора.
На катоде: восстанавливается КАТИОН натрия, на аноде окисляется АНИОН хлора:
катод: Na+ + 1e ( Na0 2
анод: 2Cl- - 2e ( Cl20 1
Cуммарное уравнение электролиза: 2 NaCl(расплав) -(эл. ток)( 2Na + Cl2
2) Расплав гидроксида натрия.
4NaOH (расплав) -(эл. ток)( 4Na + O2 + 2H2O
катод: Na+ + 1e ( Na0 4
анод: 4ОН- - 4e ( O2 + 2H2O 1
3) Расплав оксида алюминия в криолите.
(Криолит – Na3[AlF6], в нем температура плавления оксида алюминия меньше). Электролиз проводится на графитовых электродах, при этом часть электрода сгорает в выделяющемся кислороде, выделяются оксиды углерода.
2Al2O3 (расплав) -(эл. ток)(4 Al + 3O2
Электролиз растворов электролитов (с инертными электродами)
(в процессе могут участвовать молекулы воды, материал электродов – не участвует).
Катодный процесс
Анодный процесс
1. Металлы после Н:
восстанавливаются на катоде
Меn++ne- ( Ме0
На катоде выделяется металл.
1. Анионы бескислородных кислот (кроме F-) – окисляются до простого вещества: S2- >I- >Br ->Cl-
2. Металлы после Al до Н:
идёт два параллельных процесса:
а) восстановление металла
Меn++ne- ( Ме0
б) восстановление воды:
2H2O + 2e-( Н20+2ОН-
На катоде выделяется металл и водород.
2. Анионы кислородсодержащих кислот и F- не окисляются, идёт окисление воды:
2H2O-4e-( О20+4H+
3. Металлы до алюминия (включительно) – НЕ восстанавливаются, идёт восстановление воды:
2H2O + 2e-( Н20+2ОН-
На катоде выделяется водород.
3. Если есть ОН-:
он окисляется с выделением О2
Примеры:
1) раствор хлорида натрия.
NaCl + H2O -(эл. ток)(
катод: около катода Na+ и H2O. Натрий находится в ряду левее Al,
поэтому идёт восстановление воды.
2Н2О +2е- ( H20 + OH- 1
анод: около анода хлорид-анион
и вода. Окисляется ион Cl-
2Cl- + 2e ( Cl2 1
Cуммарное уравнение электролиза:
2NaCl + 2H2O -(эл. ток)( Сl2 + H2 + 2NaOH
На электродах выделяются газообразные продукты – хлор и водород, в растворе накапливается гидроксид натрия.
2) раствор сульфата меди (II)
CuSO4 + H2O -(эл. ток)(
катод: около катода Cu2+ и H2O.
Медь находится в ряду после Н, поэтому она сама будет восстанавливаться на катоде:
Cu2+ +2е ( Cu 1
анод: около анода – сульфат- анион
и вода. Окисляется вода.
2H2O + 2e ( O2 + 4H+ 1
Cуммарное уравнение электролиза:
CuSO4 + H2O -(эл. ток)(Cu + O2 + H2SO4
На катоде выделяется металл – медь, на аноде – газообразный кислород, в растворе накапливается серная кислота.
Таким образом, сравнивая активность тех молекул и ионов, которые находятся у каждого электрода, мы можем определить, какое вещество выделяется на каждом электроде в первую очередь.
Задание 13: Написать уравнения реакций электролиза растворов следующих солей: K2SO4, AgNO3, CuI2
Электролиз с растворимыми электродами.
В случае, если электроды НЕинертны, то происходит окисление материала анода
Пример: Электролиз раствора хлорида меди с медными электродами.
CuCl2 + H2O -(эл. ток)(
катод: около катода Cu2+ и H2O.
Медь находится в ряду после Н, поэтому она сама будет восстанавливаться на катоде:
Cu2+ +2е ( Cu0 1
анод: около анода – хлорид- анион,
вода и сам материал анода (медь).
Окисляется материал анода.
Cu0 - 2e-(Cu2+ 1
на аноде – происходит растворение материала анода (окисление), на катоде – восстановление катионов меди, в растворе – хлорид меди (II). Масса катода растет, масса анода уменьшается.
Электролиз смеси веществ:
На катоде восстанавливается в первую очередь более электроотрицательный элемент. (стоящий в ряду напряжений правее)
На аноде окисляется менее электроотрицательный элемент.
Пример:
СuF2 + MnCl2 (раствор)-(эл. ток)(Cu0+ Cl2+ MnF2
катод: около катода Cu2+, Mn2+ и H2O.
Медь находится в ряду после Н и после Mn, поэтому она сама будет восстанавливаться на катоде:
Cu2+ +2е ( Cu0 1
анод: около анода – хлорид- анион, F-
вода. Окисляется Сl-
2Cl- - 2e-(Cl20 1
В растворе: накапливается MnF2.
Задание 14: Написать уравнения реакций протекающих при электролизе раствора нитрата серебра на серебряных электродах.
Коррозия металлов.
Коррозия – это разрушение металлов и металлических конструкций под воздействием различных факторов окружающей среды – кислорода, влаги, вредных примесей в воздухе.
Коррозионная стойкость металла зависит от его природы, характера среды и температуры.
Благородные металлы не подвергаются коррозии из-за химической инертности;
Металлы Al, Ti, Zn, Cr, Ni имеют плотные газонепроницаемые оксидные плёнки, которые препятствуют коррозии;
Металлы с рыхлой оксидной плёнкой – Fe, Cu и другие – коррозионно неустойчивы. Особенно сильно ржавеет железо.
Различают химическую и электрохимическую коррозию.
Химическая коррозия происходит при воздействии на металл сухих газов, её называют газовой.
3Fe + 2O2 ( Fe3O4
В аппаратах химических производств возможны процессы:
Fe + 2HCl ( FeCl2 + H2
2 Fe + 3Cl2 ( 2FeCl3
Электрохимическая коррозия – разрушение металла в присутствии воды и кислорода, либо в растворах электролитов. В таких растворах на поверхности металла возникают процессы переноса электронов от металла к окислителю, которым является либо кислород, либо кислота, содержащаяся в растворе:
Электродами являются сам металл (например, железо) и содержащиеся в нем примеси (обычно менее активные металлы, например, олово).
В таком загрязнённом металле идёт перенос электронов от железа к меди, при этом железо (анод) растворяется, т.е. подвергается коррозии:
Fe –2e = Fe 2+,
а на поверхности олова (катод) идёт процесс восстановления водорода из воды или растворённого кислорода:
а) 2H+ + 2e = H2;
б) O2 + 2H2O + 4e=4OH–
Пример: при контакте железа с оловом в растворе соляной кислоты происходят процессы:
анод: Fe –2e = Fe 2+,
катод: 2H+ + 2e = H2
Суммарная реакция:
Fe + 2H+ = H2 + Fe2+ ,
Если реакция проходит в атмосферных условиях в воде, в ней участвует кислород и происходят процессы:
анод: Fe –2e = Fe 2+,
катод: O2 + 2H2O + 4e=4OH–
Суммарная реакция:
Fe 2+ + 2OH – = Fe(OH)2
4Fe(OH)2 + O2+ 2H2O = 4Fe(OH)3
Образуется ржавчина.
Методы защиты от коррозии.
1.Защитные покрытия
2. Создание сплавов, стойких к коррозии
3. Изменение состава среды
4. Электрохимические методы защиты.
а) Катодное покрытие – покрытие менее активным металлом (защищает металл только неповреждённое покрытие).
б) Покрытие краской, лаками, смазками.
в) Создание на поверхности некоторых металлов прочной оксидной плёнки химическим путём (анодирование алюминия, кипячение железа в фосфорной кислоте)
Нержавеющая сталь, новые сплавы с большой коррозионной устойчивостью.
Добавление в среду, окружающую металлическую конструкцию, ингибиторов коррозии (веществ, подавляющих процессы коррозии)
Протекторная защита: присоединение к металлической конструкции пластинок из более активного металла – протекторов.