Страница 112 - гдз по химии 11 класс учебник Рудзитис, Фельдман

1. Чем химическая коррозия отличается от электрохимической?

Химическая и электрохимическая коррозия — это два основных типа разрушения металлов под воздействием окружающей среды. Ключевое различие между ними заключается в механизме протекания процесса и условиях, в которых он происходит.

Химическая коррозия

Это процесс разрушения металла в результате его прямого химического взаимодействия с коррозионной средой, которая не проводит электрический ток (является неэлектролитом).

• Среда: сухие газы (особенно при высоких температурах), нефтепродукты, органические жидкости (спирты, бензол и т.д.), расплавленная сера.

• Механизм: Процесс представляет собой гетерогенную химическую реакцию. Акты окисления атомов металла и восстановления окислителя из окружающей среды происходят одновременно и в одной точке. Нет разделения на анодные и катодные участки, и, следовательно, не возникает электрического тока.

• Пример: образование окалины на стали при нагревании на воздухе (газовая коррозия).

  $3Fe + 2O_2 \rightarrow Fe_3O_4$

  Или взаимодействие железа с сухим хлором:

  $2Fe + 3Cl_2 \rightarrow 2FeCl_3$

Электрохимическая коррозия

Это процесс разрушения металла, который протекает в среде, проводящей электрический ток (в электролите), и сопровождается возникновением электрических токов внутри системы.

• Среда: вода и ее растворы (растворы солей, кислот, щелочей), влажная атмосфера, почва, морская вода.

• Механизм: на поверхности металла образуются многочисленные микроскопические гальванические элементы. Это происходит из-за неоднородности самого металла (примеси, разные фазы сплава) или неравномерности контакта с электролитом. В этих гальванических элементах процессы окисления металла (анодный процесс) и восстановления окислителя из среды (катодный процесс) пространственно разделены.

  Анодный процесс (окисление металла): более активные участки металла (аноды) разрушаются, отдавая электроны. Например, для железа:

  $Fe^0 - 2e^- \rightarrow Fe^{2+}$

  Катодный процесс (восстановление окислителя): электроны перемещаются к менее активным участкам (катодам), где они восстанавливают компонент электролита. В нейтральной или щелочной среде (например, при ржавлении на воздухе) это кислород:

  $O_2 + 2H_2O + 4e^- \rightarrow 4OH^-$

  В кислой среде это ионы водорода:

  $2H^+ + 2e^- \rightarrow H_2 \uparrow$

• Пример: ржавление железа во влажном воздухе, коррозия корпуса судна в морской воде, коррозия трубопроводов в почве.

Сводная таблица различий

Ответ: Основное отличие заключается в механизме и среде протекания процесса. Химическая коррозия — это прямое окисление металла в среде, не проводящей ток (неэлектролите), где акты окисления и восстановления происходят в одной точке. Электрохимическая коррозия протекает в среде, проводящей ток (электролите), и представляет собой работу множества микрогальванических пар на поверхности металла, где процессы окисления (на аноде) и восстановления (на катоде) пространственно разделены, что сопровождается возникновением электрического тока.

2. Какой металл будет подвергаться коррозии при контакте $Fe$ с $Sn$:

а) в воде;

б) в растворе соляной кислоты?

Составьте уравнения химических реакций и объясните, какие процессы будут идти на поверхности железа и олова.

Для определения того, какой из металлов будет корродировать, необходимо сравнить их стандартные электродные потенциалы в ряду активности металлов. У железа и олова они следующие:

$E^0(Fe^{2+}/Fe) = -0.44$ В

$E^0(Sn^{2+}/Sn) = -0.14$ В

Поскольку электродный потенциал железа более отрицательный, чем у олова ($E^0_{Fe} < E^0_{Sn}$), железо является более активным металлом. При контакте этих двух металлов в присутствии электролита образуется гальваническая пара, в которой более активный металл (железо) будет выполнять роль анода и подвергаться окислению (коррозии), а менее активный металл (олово) — роль катода, на котором будут протекать процессы восстановления.

а) в воде

При контакте железа и олова в воде, которая содержит растворенный кислород, возникает электрохимическая коррозия с кислородной деполяризацией.

Железо, как более активный металл, является анодом и будет разрушаться. Олово — катод.

На поверхностях металлов протекают следующие процессы:

• На аноде (поверхность железа) происходит процесс окисления железа:
  $Fe - 2e^- \rightarrow Fe^{2+}$
• На катоде (поверхность олова) происходит процесс восстановления растворенного в воде кислорода. Электроны для этого процесса поступают от атомов железа:
  $O_2 + 2H_2O + 4e^- \rightarrow 4OH^-$

Суммарное уравнение реакции, протекающей в гальванической паре, можно получить, уравняв число электронов в анодном и катодном процессах:

$2Fe + O_2 + 2H_2O \rightarrow 2Fe(OH)_2$

Образовавшийся гидроксид железа(II) $Fe(OH)_2$ является нестойким и в присутствии кислорода воздуха окисляется до гидроксида железа(III) $Fe(OH)_3$, который является основным компонентом ржавчины:

$4Fe(OH)_2 + O_2 + 2H_2O \rightarrow 4Fe(OH)_3 \downarrow$

Ответ: При контакте в воде коррозии будет подвергаться железо.

б) в растворе соляной кислоты

В кислой среде, такой как раствор соляной кислоты, также образуется гальваническая пара Fe-Sn. Коррозия протекает с водородной деполяризацией, и ее скорость значительно выше, чем в нейтральной среде.

Железо снова выступает в роли анода, а олово — в роли катода.

На поверхностях металлов протекают следующие процессы:

• На аноде (поверхность железа) происходит интенсивное растворение (окисление) железа:
  $Fe - 2e^- \rightarrow Fe^{2+}$
• На катоде (поверхность олова) происходит восстановление ионов водорода из кислоты. Олово при этом не растворяется, так как защищено катодно, а лишь предоставляет свою поверхность для реакции:
  $2H^+ + 2e^- \rightarrow H_2 \uparrow$

Суммарное ионное уравнение процесса коррозии:

$Fe + 2H^+ \rightarrow Fe^{2+} + H_2 \uparrow$

В молекулярной форме уравнение реакции выглядит так:

$Fe + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2 \uparrow$

В данном случае коррозия железа будет протекать очень быстро, так как в кислой среде высокая концентрация деполяризатора (ионов $H^+$).

Ответ: При контакте в растворе соляной кислоты коррозии будет подвергаться железо.

3. Требуется скрепить железные детали. Какими заклёпками следует пользоваться — медными или цинковыми, чтобы замедлить коррозию деталей? Ответ обоснуйте.

Решение

Для решения этой задачи необходимо обратиться к понятию электрохимической коррозии, которая возникает при контакте двух различных металлов в присутствии электролита, например, влажного воздуха. В таких условиях образуется гальванический элемент, где один металл выступает в роли анода, а другой — катода.

Коррозии (разрушению) подвергается более химически активный металл, который является анодом в данной гальванической паре. Менее активный металл становится катодом, и его коррозия замедляется или прекращается. Этот принцип лежит в основе протекторной защиты металлов.

Чтобы определить, какой металл активнее, нужно сравнить их положение в электрохимическом ряду напряжений металлов или их стандартные электродные потенциалы ($E^0$). Чем меньше (более отрицателен) электродный потенциал, тем активнее металл.

Стандартные электродные потенциалы для рассматриваемых металлов:

Потенциал цинка: $E^0(Zn^{2+}/Zn) = -0,76$ В.

Потенциал железа: $E^0(Fe^{2+}/Fe) = -0,44$ В.

Потенциал меди: $E^0(Cu^{2+}/Cu) = +0,34$ В.

Сравнивая потенциалы, видим, что цинк является более активным металлом, чем железо, а медь — менее активным.

Рассмотрим два варианта:

1. Пара "железо – цинк" ($Fe-Zn$). Поскольку цинк активнее железа ($E^0_{Zn} < E^0_{Fe}$), в этой паре цинковая заклёпка будет анодом, а железная деталь — катодом. Это означает, что корродировать будет цинк, защищая тем самым железо. Этот процесс называется протекторной защитой.

2. Пара "железо – медь" ($Fe-Cu$). Поскольку железо активнее меди ($E^0_{Fe} < E^0_{Cu}$), в этой паре анодом будет уже железная деталь, а катодом — медная заклёпка. В результате коррозия железной детали в месте контакта с медью будет протекать даже интенсивнее, чем без контакта.

Таким образом, для замедления коррозии железных деталей необходимо использовать заклёпки из более активного металла.

Ответ: Следует пользоваться цинковыми заклёпками. Цинк является более активным металлом, чем железо, поэтому в образующейся гальванической паре цинк будет анодом и станет корродировать, защищая тем самым железную деталь, которая будет играть роль катода.

4. Почему многие детали машин быстрее корродируют вблизи промышленных объектов?

Решение

Ускоренная коррозия деталей машин вблизи промышленных объектов — это прямое следствие загрязнения атмосферы специфическими химическими веществами, которые являются продуктами производственной деятельности. Эти вещества катализируют и интенсифицируют электрохимические процессы, лежащие в основе ржавления металлов. Основные причины можно свести к нескольким ключевым факторам.

1. Кислотные осадки

Промышленные предприятия, особенно металлургические, химические заводы и теплоэлектростанции, сжигающие ископаемое топливо (уголь, мазут), выбрасывают в атмосферу большие количества оксидов серы ($SO_2$) и азота ($NO_x$). Взаимодействуя с атмосферной влагой (дождь, туман, роса), эти оксиды образуют кислоты:

• Оксид серы(IV) образует сернистую кислоту, которая затем может окисляться до серной:
  $SO_2 + H_2O \rightarrow H_2SO_3$
  $2SO_2 + O_2 \rightarrow 2SO_3$
  $SO_3 + H_2O \rightarrow H_2SO_4$ (серная кислота)
• Оксиды азота образуют азотную и азотистую кислоты:
  $2NO_2 + H_2O \rightarrow HNO_3 + HNO_2$ (азотная и азотистая кислоты)

Эти кислоты выпадают на поверхность автомобиля в виде кислотных дождей или оседают с туманом. Кислая среда значительно ускоряет коррозию железа. Во-первых, ионы водорода ($H^+$) выступают в качестве деполяризатора в катодном процессе, облегчая восстановление и ускоряя весь электрохимический цикл. Во-вторых, кислота растворяет защитные оксидные пленки на поверхности металла, обнажая его для дальнейшего разрушения.

2. Увеличение электропроводности влаги

Коррозия — это электрохимический процесс, который протекает в присутствии электролита. Чистая вода является слабым электролитом. Однако растворенные в атмосферной влаге промышленные выбросы (кислоты, соли, например, хлориды и сульфаты) резко увеличивают концентрацию ионов. В результате влага на кузове автомобиля превращается в сильный электролит. Это способствует более быстрому переносу ионов между анодными (где металл окисляется) и катодными (где происходит восстановление окислителя) участками на поверхности металла, что приводит к многократному увеличению скорости коррозии.

3. Наличие агрессивных ионов и твердых частиц

Помимо кислотообразующих газов, промышленные зоны насыщены другими агрессивными веществами.

• Ионы хлора ($Cl^-$): Выбросы некоторых химических производств могут содержать хлориды. Хлорид-ионы чрезвычайно агрессивны по отношению к стали, так как они способны разрушать пассивный (защитный) слой оксидов на поверхности металла, вызывая интенсивную локальную (питтинговую) коррозию.
• Твердые частицы (сажа, пыль): Промышленная пыль и сажа оседают на деталях машин. Эти частицы гигроскопичны, то есть притягивают и удерживают влагу на поверхности, продлевая время контакта металла с электролитом. Кроме того, под слоем таких частиц создаются условия недостатка кислорода, что приводит к образованию так называемых дифференциальных аэрационных пар. Участок под частицей становится анодом и активно корродирует, в то время как окружающая его, богатая кислородом поверхность, служит катодом.

Таким образом, сочетание повышенной кислотности, высокой электропроводности влаги и присутствия специфических агрессивных загрязнителей в атмосфере промышленных районов создает идеальные условия для быстрой и интенсивной коррозии металлических деталей автомобилей.

Ответ: Многие детали машин быстрее корродируют вблизи промышленных объектов из-за высокого содержания в атмосфере агрессивных химических веществ. Промышленные выбросы, такие как оксиды серы и азота, образуют с атмосферной влагой кислоты (кислотные дожди), которые разрушают защитные пленки на металле. Растворенные в воде соли и кислоты превращают влагу в сильный электролит, ускоряя электрохимические процессы коррозии. Кроме того, твердые частицы (пыль, сажа) и специфические ионы (например, хлориды) дополнительно способствуют удержанию влаги и локальному разрушению металла.

5. При взаимодействии 11,2 г железа с соляной кислотой выдели-лось 4,45 л водорода (н. у.). Вычислите объёмную долю (в процентах) выхода водорода от теоретически возможного.

Дано:

$m(\text{Fe}) = 11,2 \text{ г}$

$V_{\text{практ.}}(\text{H}_2) = 4,45 \text{ л (н. у.)}$

Единицы измерения соответствуют используемым в расчетах константам (молярная масса в г/моль, молярный объем в л/моль), поэтому перевод в систему СИ не требуется.

Найти:

$\eta(\text{H}_2) - ?$

Решение:

1. Составим уравнение химической реакции взаимодействия железа с соляной кислотой. Железо реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида железа(II) и выделением водорода.

$\text{Fe} + 2\text{HCl} \rightarrow \text{FeCl}_2 + \text{H}_2\uparrow$

2. Найдем количество вещества (в молях) железа, которое вступило в реакцию. Для этого используем его массу и молярную массу. Молярная масса железа $M(\text{Fe})$ составляет приблизительно $56 \text{ г/моль}$.

$\nu(\text{Fe}) = \frac{m(\text{Fe})}{M(\text{Fe})} = \frac{11,2 \text{ г}}{56 \text{ г/моль}} = 0,2 \text{ моль}$

3. По уравнению реакции определим теоретически возможное количество вещества водорода. Из уравнения видно, что из 1 моль железа образуется 1 моль водорода, то есть их количества соотносятся как 1:1.

$\nu_{\text{теор.}}(\text{H}_2) = \nu(\text{Fe}) = 0,2 \text{ моль}$

4. Рассчитаем теоретический объем водорода, который должен был выделиться при нормальных условиях (н. у.). Молярный объем любого газа при н. у. ($V_m$) равен $22,4 \text{ л/моль}$.

$V_{\text{теор.}}(\text{H}_2) = \nu_{\text{теор.}}(\text{H}_2) \cdot V_m = 0,2 \text{ моль} \cdot 22,4 \text{ л/моль} = 4,48 \text{ л}$

5. Вычислим объемную долю выхода водорода ($\eta$), которая представляет собой отношение практически полученного объема к теоретически возможному объему, выраженное в процентах.

$\eta(\text{H}_2) = \frac{V_{\text{практ.}}(\text{H}_2)}{V_{\text{теор.}}(\text{H}_2)} \cdot 100\% = \frac{4,45 \text{ л}}{4,48 \text{ л}} \cdot 100\% \approx 99,33\%$

Ответ: объемная доля выхода водорода от теоретически возможного составляет 99,33%.

6. Вычислите, какое количество вещества хлорида алюминия образовалось при взаимодействии алюминия с соляной кислотой, если в результате реакции выделилось 89,6 л водорода (н. у.). Выход хлорида алюминия составляет 75 % от теоретически возможного.

Дано:

Объем водорода $V(H_2) = 89,6$ л

Выход хлорида алюминия $\eta(AlCl_3) = 75\%$

Условия: нормальные (н. у.)

Молярный объем газа при н. у. $V_m = 22,4$ л/моль

Перевод в систему СИ:

$V(H_2) = 89,6 \text{ л} = 89,6 \cdot 10^{-3} \text{ м}^3 = 0,0896 \text{ м}^3$

$\eta(AlCl_3) = 75\% = 0,75$ (безразмерная величина)

Найти:

$n_{практ.}(AlCl_3)$ — ?

Решение:

1. Запишем уравнение реакции взаимодействия алюминия с соляной кислотой и расставим коэффициенты:

$2Al + 6HCl \rightarrow 2AlCl_3 + 3H_2$

2. Рассчитаем количество вещества выделившегося водорода ($H_2$). Поскольку газ находится при нормальных условиях, для расчета используем молярный объем газа $V_m = 22,4$ л/моль.

$n(H_2) = \frac{V(H_2)}{V_m} = \frac{89,6 \text{ л}}{22,4 \text{ л/моль}} = 4 \text{ моль}$

3. По уравнению реакции определим теоретически возможное количество вещества хлорида алюминия ($n_{теор.}(AlCl_3)$). Согласно уравнению, из 3 моль водорода образуется 2 моль хлорида алюминия. Составим пропорцию:

$\frac{n_{теор.}(AlCl_3)}{n(H_2)} = \frac{2}{3}$

Отсюда выразим теоретическое количество вещества хлорида алюминия:

$n_{теор.}(AlCl_3) = \frac{2}{3} \times n(H_2) = \frac{2}{3} \times 4 \text{ моль} = \frac{8}{3} \text{ моль}$

4. Вычислим практическое количество вещества хлорида алюминия ($n_{практ.}(AlCl_3)$), зная, что его выход ($\eta$) составляет 75% (или 0,75 в долях от единицы).

Формула для расчета практического выхода:

$\eta = \frac{n_{практ.}}{n_{теор.}}$

Следовательно, практическое количество вещества равно:

$n_{практ.}(AlCl_3) = n_{теор.}(AlCl_3) \times \eta = \frac{8}{3} \text{ моль} \times 0,75 = \frac{8}{3} \text{ моль} \times \frac{3}{4} = \frac{8 \times 3}{3 \times 4} \text{ моль} = 2 \text{ моль}$

Ответ: 2 моль.

1. Коррозию железа ускоряют

1) контакт с алюминием

2) контакт с кислотой

3) контакт с золотом

4) повышение температуры

Коррозия железа — это самопроизвольный процесс его разрушения в результате химического или электрохимического взаимодействия с окружающей средой. Рассмотрим каждый из предложенных факторов, чтобы определить, какие из них ускоряют этот процесс.

1) контакт с алюминием

При контакте двух разных металлов во влажной среде (электролите) образуется гальванический элемент, что приводит к электрохимической коррозии. Чтобы определить, какой из металлов будет разрушаться, необходимо сравнить их стандартные электродные потенциалы ($E^\circ$).

Для пары железо-алюминий потенциалы равны:

• Железо (Fe): $E^\circ(Fe^{2+}/Fe) = -0,44$ В
• Алюминий (Al): $E^\circ(Al^{3+}/Al) = -1,66$ В

Металл с более отрицательным (более низким) потенциалом является более активным и в гальванической паре выступает в роли анода, то есть окисляется (корродирует). Алюминий ($E^\circ = -1,66$ В) более активен, чем железо ($E^\circ = -0,44$ В). Поэтому в контакте с железом корродировать будет алюминий, защищая при этом железо. Этот метод защиты называется протекторной или катодной защитой. Следовательно, контакт с алюминием замедляет коррозию железа.

Ответ: не ускоряет.

2) контакт с кислотой

Кислая среда значительно ускоряет коррозию железа. Это происходит по двум причинам. Во-первых, железо напрямую реагирует с кислотами (неокислителями) с выделением водорода, что является процессом его прямого растворения: $Fe + 2H^+ \rightarrow Fe^{2+} + H_2$. Во-вторых, в электрохимическом процессе коррозии в кислой среде катодный процесс (восстановление) идет значительно быстрее за счет восстановления ионов водорода ($2H^+ + 2e^- \rightarrow H_2$) по сравнению с медленным процессом восстановления растворенного кислорода в нейтральной среде ($O_2 + 2H_2O + 4e^- \rightarrow 4OH^-$). Оба механизма ведут к интенсивному разрушению железа.

Ответ: ускоряет.

3) контакт с золотом

Рассмотрим гальваническую пару железо-золото. Сравним их стандартные электродные потенциалы:

• Железо (Fe): $E^\circ(Fe^{2+}/Fe) = -0,44$ В
• Золото (Au): $E^\circ(Au^{3+}/Au) = +1,50$ В

В этой паре железо является гораздо более активным металлом (имеет значительно более низкий потенциал). Поэтому железо будет выступать в роли анода и подвергаться ускоренной коррозии. Золото, как менее активный (благородный) металл, будет катодом. Большая разница потенциалов между железом и золотом ($1,50 - (-0,44) = 1,94$ В) создает сильную движущую силу для процесса коррозии, что приводит к очень быстрому разрушению железа в месте контакта.

Ответ: ускоряет.

4) повышение температуры

Коррозия является химическим (электрохимическим) процессом. Согласно общим принципам химической кинетики (описываемым, например, уравнением Аррениуса), скорость большинства химических реакций увеличивается с ростом температуры. Повышение температуры увеличивает энергию частиц, скорость диффузии реагентов (например, кислорода) к поверхности металла и отвода продуктов реакции, что в совокупности приводит к увеличению скорости коррозионных процессов.

Ответ: ускоряет.

Таким образом, правильными ответами являются пункты 2, 3 и 4, так как все эти факторы приводят к ускорению коррозии железа.

2. Коррозию железа замедляют

1) контакт с магнием

2) контакт с кислотой

3) контакт с серебром

4) понижение температуры

Коррозия железа — это самопроизвольный процесс его разрушения под воздействием окружающей среды. В большинстве случаев она протекает по электрохимическому механизму, для которого необходимо наличие анодных и катодных участков, а также электролита (например, влаги). Скорость коррозии зависит от ряда факторов. Проанализируем предложенные варианты.

1) контакт с магнием

При контакте двух разных металлов в присутствии электролита образуется гальванический элемент, в котором более активный металл становится анодом и разрушается, а менее активный — катодом и защищается от коррозии. Активность металлов определяется их положением в ряду стандартных электродных потенциалов.
Стандартный электродный потенциал железа: $E^0(Fe^{2+}/Fe) = -0,44 \text{ В}$.
Стандартный электродный потенциал магния: $E^0(Mg^{2+}/Mg) = -2,37 \text{ В}$.
Так как $E^0(Mg^{2+}/Mg) < E^0(Fe^{2+}/Fe)$, магний является более активным металлом. В гальванической паре Mg-Fe магний будет анодом и будет окисляться (корродировать), а железо — катодом, на котором будут протекать процессы восстановления окислителя (например, кислорода).
Анод (окисление): $Mg \rightarrow Mg^{2+} + 2e^-$
Катод (восстановление): $O_2 + 2H_2O + 4e^- \rightarrow 4OH^-$
Таким образом, магний "жертвует" собой, защищая железо от разрушения. Этот метод называется протекторной защитой. Следовательно, контакт с магнием замедляет коррозию железа.

Ответ: контакт с магнием замедляет коррозию железа.

2) контакт с кислотой

Кислая среда, наоборот, значительно ускоряет коррозию железа. Ионы водорода $H^+$, присутствующие в кислоте, являются сильным окислителем и участвуют в катодном процессе, который протекает гораздо быстрее, чем восстановление кислорода в нейтральной среде.
Анодный процесс (окисление железа): $Fe \rightarrow Fe^{2+} + 2e^-$
Катодный процесс (восстановление ионов водорода): $2H^+ + 2e^- \rightarrow H_2 \uparrow$
Кроме того, кислота растворяет любые защитные оксидные пленки, которые могли бы образоваться на поверхности железа, обнажая металл для дальнейшей коррозии.

Ответ: контакт с кислотой ускоряет коррозию железа.

3) контакт с серебром

Рассмотрим гальваническую пару железо-серебро.
Стандартный электродный потенциал железа: $E^0(Fe^{2+}/Fe) = -0,44 \text{ В}$.
Стандартный электродный потенциал серебра: $E^0(Ag^{+}/Ag) = +0,80 \text{ В}$.
Здесь железо является более активным металлом, чем серебро ($E^0(Fe^{2+}/Fe) < E^0(Ag^{+}/Ag)$). Поэтому в контакте с серебром железо будет выступать в роли анода и корродировать даже быстрее, чем в отсутствие контакта. Серебро будет катодом, на поверхности которого будет происходить восстановление окислителя, что ускоряет разрушение анода-железа.

Ответ: контакт с серебром ускоряет коррозию железа.

4) понижение температуры

Коррозия, как и любая химическая реакция, подчиняется общим кинетическим законам. Согласно уравнению Аррениуса, скорость реакции экспоненциально зависит от температуры. С понижением температуры уменьшается кинетическая энергия молекул и ионов, что приводит к снижению частоты и энергии их столкновений. В результате скорость всех стадий электрохимической коррозии (и анодной, и катодной) замедляется. Например, при замерзании воды (электролита) коррозия практически прекращается.

Ответ: понижение температуры замедляет коррозию железа.

Таким образом, из предложенных вариантов коррозию железа замедляют контакт с магнием и понижение температуры.