Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования
«Тюменский государственный нефтегазовый университет»
Институт транспорта
Кафедра ОиСХ
к контрольным заданиям по дисциплине «Химия»
для студентов нехимических специальностей
заочной формы обучения.
Часть III
Тюмень 2003
Утверждено редакционно-издательским советом
Тюменского государственного нефтегазового университета
Составители: доцент к. х. н. Андрианова Л. И.
доцент к. х. н. Пнёва А. П.
доцент, к. х. н., Обухов В. М.
© Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования
«Тюменский государственный нефтегазовый университет»
2003 г.
1.1 Cтепень окисленности. Окисление и восстановление
Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, в которых изменяется степень окисленности атомов, входящих в состав реагирующих веществ.
Степень окисленности (или окисления) - это тот условный заряд, который приобрел бы элемент, если предположить, что он принял или отдал то или иное число электронов.
Для определения степени окисленности (с.о.) элемента в соединении пользуются следующими правилами:
1) с.о. элемента в простом веществе равна нулю, например, в металле Cu0 ,или в H20 ,O20 ,N20 ,O30;
2) атомы кислорода в соединениях проявляют с.о. равную -2 (исключение составляют OF2 , где с.о. равно +2, пероксиды, где с.о. равна -1 надпероксиды, где с.о. равна -0.5);
3) для водорода с.о. равна +1 (исключение - гидриды активных металлов, где с. о. равна -1);
4) для фтора с.о. равна -1;
5) во всех соединениях атомы металлов имеют только положительную с.о. При этом металлы главных подгрупп 1,2,3 групп имеют постоянную с.о. равную номеру группы;
6) алгебраическая сумма с.о. всех атомов в молекуле равна нулю, а в сложном ионе равна заряду иона. Например, определим с.о. серы в H2SO4. С.о. водорода равна +1, с.о. кислорода равна -2, тогда с.о. серы определяется из уравнения: 2(+1)+х+3(-2), отсюда х равно +4.
Таким образом можно определить с.о. элемента в любых соединениях.
Степень окисления иногда не совпадает с валентностью. Валентность определяет число связей, образованных данным атомом, поэтому знака не имеет. Степень окисления имеет знак: плюс или минус, который ставится перед числом. Например, в молекуле аммиака NH3 валентность азота равна 3, а с.о. равна -3, в молекуле метана СН4 валентность углерода равна 4, а с.о. равна -4.
Степень окисления позволяет охарактеризовать химические свойства вещества и определить, будет ли частица отдавать либо принимать электроны.
Если идет переход электронов с орбитали одной частицы на орбиталь другой, то процесс такой называется отдачей электронов или окислением (с.о. повышается). Присоединение электронов, сопровождающееся понижением степени окисления, называется восстановлением.
Частицы, отдающие электроны, называются восстановителями, а частицы, принимающие электроны - окислителями.
Например:
Cl--e = Cl0 2Cl--2e- = Cl2 - процесс окисления
Cl0 +Cl0 = Cl2 восстановитель
Cu 2+ +2e = Cu0 - процесс восстановления
окислитель
В каждой окислительно-восстановительной реакции имеется окислитель и восстановитель. К типичным восстановителям относятся:
Окислителями могут быть простые вещества, атомы которых характеризуются высокой электроотрицательностью, например, кислород, катионы и анионы , содержащие атомы с высокой степенью окисления, например Fe3+ ,Pb4+ ,Au3+ , NO3- ,SO42- ,CrO42-. Соединения, содержащие элементы в высшей степени окисления, равной номеру группы, могут быть только окислителями. Соединения, содержащие элементы в низшей степени окисления, равной (№группы –8) (числу электронов, которые атом может присоединить на внешний энергетический уровень), могут быть только восстановителями. Если же вещество содержит элемент в промежуточной степени окисления, то в зависимости от условий проведения реакции, оно может быть и окислителем, и восстановителем. Например, нитрит калия KNO2 , содержащий азот в с.о. равной +3, может как принимать электроны, так и отдавать их, пероксид водорода Н2О2 содержащий кислород в с.о. равной -1, может быть и восстановителем, и окислителем.
В химических окислительно-восстановительных реакциях окисление и восстановление взаимосвязаны. В ходе реакции восстановитель отдает свои электроны, а окислитель принимает. Число отданных электронов должно быть равно числу принятых электронов.
Если окислители и восстановители являются разными веществами, то такие реакции называются межмолекулярными. Например,
0 0 +4 -2
C + O2 = CO2
восстановитель окислитель
Если в реакциях окислитель и восстановитель представляют атомы одной и той же молекулы, то такие реакции называются внутримолекулярными. Например,
-3 +3 0
NH4NO2 = N2 + 2H2O;
+5 -2 -1 0
2KClO3 = 2KCl- + 3O2.
В некоторых реакциях происходит одновременное увеличение и уменьшение степени окисления атомов одного и того же элемента. Такие реакции называют реакциями диспропорционирования (самоокисления, самовосстановления), например:
+6 +7 +4
+6
где Мп является окислителем и восстановителем.
Характер окислительно-восстановительной реакции зависит от среды, в которой они протекают. Для создания кислой среды используют серную кислоту, а для создания щелочной среды – раствор гидроксида натрия.
1.2 Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР)
Применяют два метода составления уравнений ОВР: метод электронного баланса и метод полуреакций.
Метод электронного баланса.
В методе электронного баланса сравнивают степени окисления исходных и конечных веществ, отражая их изменения в электронных уравнениях. Чтобы уравнять число отданных и принятых электронов, находят наименьшее общее кратное, с помощью которого получают коэффициенты для окислителя и восстановителя. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют степени окисления, находят подбором.
Например.
Составим уравнение реакции свинца с раствором нитрата серебра.
Запишем формулу исходных и конечных веществ реакции и найдём степени окисления элементов
0 +1 +5 -2 +2 +5 -2 0
Pb + AgNO3 Pb(NO3)2 + Ag .
Свинец, образуя ион свинца, отдаёт два электрона, его степень повышается от 0 до +2. Свинец - восстановитель. Ион серебра, присоединяя электрон, изменяет степень окисления от +1 до 0. Серебро - окислитель. Эти изменения выражаются электронными уравнениями:
0 +2
Pb – 2е- = Pb 1 процесс окисления
+1 0 2
Ag + 1е- = Ag 2 процесс восстановления
Учитывая, что число электронов, теряемых восстановителем, должно быть равно числу электронов, присоединяемых окислителем, находим коэффициенты 1 и 2 при восстановителе и окислителе. Найденные коэффициенты позволяют перейти от схемы к уравнению реакции:
Pb + 2AgNO3 = Pb(NO3)2 + Ag .
Метод полуреакций или ионно-электронный метод.
Этот метод основан на составлении ионных уравнений для процессов окисления восстановителя и для реакций восстановления окислителя с последующим суммированием обеих уравнений в общее ионное уравнение.
Степень окисления при этом определять не нужно, так как рассматривается участие в реакции не отдельного атома, а реального иона.
Чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции методом полуреакций, необходимо: 1)составить ионно-молекулярную схему реакции, помня, что сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые электролиты, газы, осадки - в виде молекул. В ионную схему включаются только те частицы (ионы, атомы, молекулы), которые подвергаются изменению, т.е. окислитель, восстановитель, а также ионы Н+ и ОН-, характеризующие среду, или молекула воды; 2)составить электронно-ионные уравнения отдельно для процессов восстановления и окисления, руководствуясь следующими правилами:
На основании закона сохранения массы и энергии должно быть равенство числа частиц (ионов, атомов, молекул) в левой и правой частях уравнения. Суммарное число и знак электрических зарядов слева и справа от знака равенства должны быть одинаковы.
Пример.
Рассмотрим реакцию восстановления перманганата калия по схеме
KMnO4 +Na2SO4 + H2SO4 MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O :
1)в кислой среде. Запишем:
K++(MnO4)-+2Na++(SO3)2-+2H++(SO4)2-
Mn2++(SO4)2-+2Na++(SO4)2-+2K++(SO4)2-+H2O
Составляем ионно-молекулярную схему реакции, показывающую ионы, претерпевшие изменения и ионы среды.
(MnO4)- + (SO3)2- + H+ Mn2+ + (SO4)2- + H2O
Составляем схемы превращений ионов.
(SO3)2- (SO4)2- (MnO4)- (Mn)2+
Недостаток кислорода восполним молекулой воды, т. к. среда кислая, и уравняем число атомов водорода:
(SO3)2- + H2O = (SO4)2- +2H+
(MnO4)- + 8H+ = Mn2+ + 4H2O
Сосчитаем заряды в левой и правой частях схемы и найдем число отданных и принятых электронов.
5 (SO3)2- + H2O - 2e- = (SO4)2- + 2 H+ процесс окисления
10 -2 0
восстановитель
2 (MnO4)- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O процесс восстановления
+7 +2
окислитель
Уравниваем число отданных и принятых электронов, найдя множители 2 и 5. Умножаем каждое уравнение на соответствующий множитель и почленно складываем их (кроме электронов), получаем:
5(SO3)2- + 5H2O +2(MnO)- +16H+ = 5(SO4)2- +10H+ + 2Mn2+ +8H2O
Приводим подобные члены:
5(SO3)2- + 2(MnO4)- + 6H+ = 5(SO4)2- + 2Mn2+ + 3H2O .
От полученного ионно-молекулярного уравнения переходим к полному молекулярному уравнению, приписывая противоионы и не нарушая общего равенства уравнения:
5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O
KMnO4 + Na2SO3 + H2O MnO2 + KOH + Na2SO3
K+ +(MnO4)- +2Na+ +(SO3)2 +H2O MnO2 +K+ +OH- +2Na+ +(SO3)2-
(MnO4)- +(SO3)2 +H2O MnO2 + OH +(SO3)2-
2 (MnO4)- + 2H2O +3e = (MnO2)- + 4OH- процесс восстановления
6 -1 -4
3 (SO3)2- + H2O – 2e = (SO4)2- + 2H+ процесс окисления
-2 0
2MnO4- + 4H2O + 3SO32- + 3H2O = 2MnO2 + 8OH- + 3SO42- + 6H+
2MnO4- + 7H2O + 3SO32- = 2MnO2 + 6H2O + 3SO42- + 2OH-
2MnO4- + H2O + 3SO32- = 2MnO2 + 3SO42- + 2OH-
В молекулярном виде:
2KMnO4 + H2O + 3Na2SO3 = 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH .
3)в щелочной среде:
KMnO4 + Na2SO3 + KOH K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
K++(MnO4)-+2Na++(SO3)2- + K+ + OH- 2K+ +(MnO4)2- +2Na+ + +(SO3)2-+H2O
(MnO4)-+(SO3)2-+OH- (MnO4)2- +(SO3)2-+H2O
2 (MnO4)- + 1e = (MnO4)2- процесс восстановления
2 -1 -2
1 (SО3)2- + 2OH- – 2e = (SO4)2- + H2O процесс окисления
-4 -2
2(MnO4)- + (SO3)2- + 2OH- = 2(MnO4)2- + (SO3)2- + H2O
В молекулярном виде:
2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
1. Найдите окислитель и восстановитель, расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, идущих по схемам:
Al + HNO3 Al (NO3)3 + N2O + H2O
Cu + H2SO4конц. CuSO4 + H2O + SO2
2. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисление или восстановление – происходит при следующих превращениях:
а)Cl0 Cl+7 б)Cr+3 Cr+6 в)S+6 S-2
На основании электронно-ионного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
H2SO4конц + Zn ZnSO4 + H2O + H2S
Укажите окислитель и восстановитель.
3. Реакции выражаются схемами:
P + H JO3 + H2O H3PO + HJ
H2S + Cl2 + H2O H2SO4 + HCl
Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций на основании электронно-ионного баланса. Для каждой реакции укажите, какое вещество окисляется, какое - восстановляется, что является окислителем, а что – восстановителем.
4. В каких превращениях происходит восстановление исходных ионов:
а) MnO4- Mn+2 г) VO3 V3+
б) Cl- ClO4- д) CrO2- CrO42-
в) Cr2O72- Cr3+ е) NH3 NO
На основании электронно-ионных уравнений расставьте коэффициенты в уравнениях реакции:
а) FeSO4 + KClO3 + H2SO4 б) Fe2 (SO4)3 + KCl + H2O
5. Исходя из степени окисления хлора в соединениях HCl, HClO3 , HClO4 , определите, какое из них является только окислителем, какое – только восстановителем, какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
K2MnO4 + H2O KMnO4 + MnO2 + KOH
6. Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? На основании электронно-ионного баланса расставьте коэффициенты в уравнениях, идущих по схемам:
KI + NaNO2 + H2SO4 NO + I2 + H2O + K2SO4 + Na2SO4
KNO2 + KMnO4 + H2SO4 MnSO4 + KNO3 + K2SO4 + H2O
7. Найдите окислитель и восстановитель, расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, идущих по схемам:
FeSO4 + KMnO4 +H2SO4 Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
KCrO2 + Br2 + KOH K2CrO4 + KBr + H2O
8. Найдите окислитель и восстановитель, расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, идущих по схемам:
K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 + H2O
K2MnO4 + Cl2 KMnO4 + KCl
9. Найдите окислитель и восстановитель, расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, идущих по схемам:
J2 + NaOH NaJO + NaJ
Cu + H2SO4 CuSO4 + SO2 + H2O
10. Найдите окислитель и восстановитель, расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, идущих по схемам:
HNO3 + Zn N2O + Zn(NO3)2 + H2O
Cr2O3 + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + H2O
11. Найдите окислитель и восстановитель, расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, идущих по схемам:
J2 + Cl2 + H2O HJO3 + HCl
HNO3 + Ca NH4NO3 + Ca(NO3)2 + H2O
12. Составьте электронно-ионные уравнения и укажите, какой процесс – окисление или восстановление – происходит при следующих превращениях:
а) Cu0 Cu+2 б) N02 N+2 в) S+6 S+2
На основании электронно-ионного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
SO2 + NaJO3 + H2O NaJ + H2SO4
13. Oпределите степень окисления элементов в следующих соединениях: сульфат железа (III), нитрат алюминия, карбонат натрия. Расставьте коэффициенты методом полуреакций в уравнении реакции, идущей по схеме:
PbS + HNO3 S + Pb (NO3)2 + NO + H2O
14. Как меняется число электронов в атомах при следующих степенях окисления:
а) S+4 S-2 б) S-2 S+6 в) Mn+4 Mn+7
В каких случаях идет окисление, а в каких восстановление? На основании электронно-ионных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
H3AsO3 + KMnO4 + H2SO4 H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
15. Почему сернистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? На основании электронно-ионных уравнений расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, идущих по схемам:
Na2SO3 + KClO3 KCl + Na2SO4
H2SO3 + H2S H2O + S
16. Исходя из степени окисления фосфора, хрома, серы в соединениях PH3, K2Cr2O7, H2SO3 , определите, какое из них окислитель, какое восстановитель, а какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? Расставьте коэффициенты в уравнениях реакции, идущей по схеме:
Na2Cr2O7 + NaNO2 +H2SO4 Cr2(SO4)3 +NaNO3 + Na2SO3 + H2O
17. Завершите составление уравнений следующих реакций и расставьте коэффициенты:
NaNO3 + NaJ + H2SO4 NO + J2 +…
Cr2(SO4)3 + FeSO4 + H2SO4 Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + …
18. Завершите составление уравнений следующих реакций и расставьте коэффициенты:
Zn + HNO3 N2 + Zn(NO3)2 + …
Cr2(SO4)3 +NaOH + Cl2 NaCl + Na2CrO4 + …
19. Составьте уравнение следующих окислительно-восстановительных реакций, если известны конечные степени окисления элементов:
C + H NО3конц. (C+4 , N+2 )
PH3 + KMnO4 + H2SO4 (Mn+2 , P+5)
20. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами:
а) NH3 и KMnO4 б) HNO2 и HJ в) HCl и H2Se
Почему? На основании электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении, идущей по схеме:
NaCrO2 + PbO2 + NaOH Na2CrO4 + Na2 PbO2 + H2O
21. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами?
а) PH3 и HBr б) K2Cr2O7 и H3PO3 в) HNO3 и H2S
Почему? На основании электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении, идущем по схеме:
Au + HNO3 + HCl AuCl3 + NO + H2O
22. Серебряные предметы чернеют под действием сероводорода, содержащегося во влажном воздухе по схеме:
Ag + H2S + O2 Ag2S + H2O
Расставьте коэффициенты на основании электронно-ионного баланса, укажите окислитель и восстановитель.
23. Какие функции могут выполнять в реакциях окисления-восстановления атомы металлов?
Исходя из степени окисления азота в соединениях NH3, HNO2, HNO3, объясните, какое из них может быть только окислителем, какое только восстановителем, а какое может проявлять как те так и другие свойства?
Составьте уравнение реакции, идущей по схеме:
KMnO4 + H3PO3 + H2SO4 MnSO4 + H3PO4 + K2SO4 + H2O
24. В чем состоит сущность процессов окисления и восстановления? Как называются вещества, отдающие электроны, принимающие электроны? Исходя из степени окисления хлора в соединениях HClO4, KClO3, HClO ,HCl , объясните, какое из них проявляет только окислительные, а какое только восстановительные свойства. Составьте уравнение реакции, идущей по схеме:
Cr2O3 + KNO3 + KOH K2CrO4 + KNO2 + H2O
25. Что называется степенью окисления? Чему равна степень окисления простого вещества?
Исходя из степени окисления серы в соединениях H2SO4, K2SO3, H2S , объясните, какие из них могут быть только окислителями, а какие только восстановителями, а также какие могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства?
Составьте уравнение реакции, идущей по схеме:
P + HNO3 + H2O H3PO4 + NO
26. Как изменяются восстановительные свойства элементов в периодах периодической системы Д.И. Менделеева? Исходя из степени окисления фосфора в соединениях PH3, H3PO4, H3 PO3 , объясните, какие из них могут быть только окислителями, а какие только восстановителями, а также какие могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
PbS + HNO3 S + Pb(NO3)2 + NO + H2O
27. Какие химические реакции относятся к окислительно-восстановительным? Какими признаками это определяется? Чем объясняется их «двойное» название?
Составьте электронно-ионные уравнения и укажите, какой процесс (окисление или восстановление) происходит при следующих превращениях:
а) Mn2+ Mn+6 б) Cl+5 Cl- в) N-3 N+5
На основании электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении, идущем по схеме:
NaCrO2 + PbO2 + NaOH Na2CrO4 + Na2PbO2 + H2O
В реакциях окисления-восстановления электроны хаотично переходят от восстановителя к окислителю. Если эти процессы пространственно разделить так, чтобы переход электронов совершался направленно по металлическому проводнику, то получим электрический ток. Окислительно-восстановительные реакции, протекающие с образованием электрического тока или под действием электрического тока, называются электрохимическими процессами.
Рассмотрение электрохимических процессов начнем с электродных потенциалов.
При погружении металла в раствор его соли происходит окисление металла и его гидратированные ионы переходят в раствор, заряжая последний положительно. Электроны, остающиеся в металле, заряжают его отрицательно.
Разность потенциалов, возникающая между поверхностью металла и раствором, называется электродным потенциалом, а система металл-раствор называется электродом. Так как процесс ионизации металла обратимый процесс, то через некоторое время возникает равновесие: сколько ионов переходит в раствор за единицу времени, столько же их на металле теряют заряд.
Ме + mH2O Me (H2O)mn+ + ne
В условиях равновесия образующийся между металлом и раствором потенциал наывается равновесным потенциалом и обозначается е.
Определить абсолютное значение потенциалов невозможно. Однако можно определить значение потенциала относительно другого электрода. В качестве такого электрода сравнения используется стандартный водородный электрод, потенциал которого принимается равным нулю. Данный электрод состоит из платиновой пластинки, погруженной в раствор серной кислоты, где концентрация СН+ равна 1моль/л. Через раствор пропускается водород (давление 1 атм.), который адсорбируется пластиной. Часть водорода становится атомами и ионизируется:
Н2 = 2Н+
Н Н+ + е-
Образуется водородный электрод, который обозначается
Pt (H2)/2H+
При определении стандартного потенциала металла, его электрод соединяется с водородным электродом и измеряется значение разности потенциалов.
Электродный потенциал растворения металла, погружённого в раствор его соли, измеренный в стандартных условиях по отношению к потенциалу стандартного водородного электрода, называется стандартным потенциалом.
Стандартные условия: С = 1 моль/л, t = 23 – 25oC , P = 1 атм.
Расположив металлы в ряд по мере увеличения их стандартных электродных потенциалов (e0), получим ряд, называемый рядом стандартных электродных потенциалов металлов. Положение металла в этом ряду характеризует его химическую активность в растворе.
В начале ряда помещены активные металлы с малым значением потенциала. Малоактивные металлы располагаются после водорода и имеют положительные значения потенциалов. Между активными металлами и мало активными располагаются металлы средней активности (условно от марганца e0Mn2+/Mn = -1.18В до H.
Стандартные потенциалы металлических электродов приводятся в таблице (t=25оС).
Таблица 1.
|
Электрод |
Е0,В |
Электрод |
Е0,В |
|
Li / Li+ Rb / Rb+ K / K+ Cs / Cs+ Ba / Ba2+ Sr / Sr2+ Ca / Ca2+ Na / Na+ La / La3+ Mg / Mg2+ Sc / Sc3+ Be / Be2+ U / U3+ Al / Al3+ Ti / Ti2+ Ti / Ti4+ Mn / Mn2+ V / V 2+ Cr / Cr2+ |
-3.05 -2.93 -2.92 -2.92 -2.91 -2.89 -2.87 -2.71 -2.52 -2.36 -2.08 -1.85 -1.80 -1.66 -1.63 -1.23 -1.18 -1.17 -0.91 |
Zn / Zn2+ Cr / Cr3+ Fe / Fe2+ Cd / Cd2+ Tl / Tl+ Co / Co2+ Ni / Ni2+ Sn / Sn2+ Pb / Pb2+ Fe / Fe3+ H2 / 2H+ Bi / Bi3+ Cu / Cu2+ Cu / Cu+ Ag / Ag+ Hg / Hg2+ Pt / Pt2+ Au / Au3+ Au / Au+ |
-0.76 -0.74 -0.44 -0.40 -0.34 -0.28 -0.25 -0.14 -0.13 -0.04 -0.00 +0.21 +0.34 +0.52 +0.80 +0.85 +1.19 +1.50 +1.70 |
Из этой таблицы следует:
1) чем меньше е0, тем металл химически активнее, тем он легче окисляется и труднее восстанавливается из своих ионов.
2) металлы, имеющие е0< 0 В вытесняют водород из разбавленных кислот, анионы которых не проявляют окислительных свойств (H2SO4,HCL и др.).
3) металлы вытесняют (восстанавливают ) все другие металлы, имеющие более высокое значение е0 из растворов их солей.
4) чем больше разность потенциалов у двух металлов, тем больше величина ЭДС.
Пример.
Будет ли взаимодействовать алюминий с раствором сульфата никеля?
Решение: по таблице находим
e0Al+3/Al = -1.66В
е0Ni2+/Ni = - 0.25В
Потенциал Al меньше, следовательно, алюминий более сильный восстановитель, чем никель, от него электроны будут переходить к ионам никеля:
2Al + 3NiSO4 = Al2(SO4)3 + 3Ni
Фактически протекает реакция:
2Al0 + 3Ni2+ = 2Al+3 + 3Ni
Пример.
Цинк может вытеснять водород из растворов кислот, так как e0Zn2+/Zn равен -0,76В и меньше, чем потенциал водорода.
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Zn – 2e- = Zn2+
2H+ + 2e- = H2
Медь не может вытеснять водород из растворов кислот, так как имеет потенциал +0,34, больше нуля.
Электродный потенциал зависит от природы металла температуры, концентрации ионов металла в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:
, где
е0 –стандартный эдектродный потенциал;
n – число e-,принимающих участие в процессе;
СMen+ - концентрация ионов металла в растворе.
Из формулы следует, что чем больше разбавленный раствор, тем более отрицательно значение потенциала металла.
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
28. В два сосуда с голубым раствором CuSO4 поместили в первый цинковую пластинку, во второй – серебряную пластинку. В каком сосуде цвет раствора постепенно пропадает? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующей реакции.
29. Увеличивается, уменьшается или остается без изменения масса кадмиевой пластинки при взаимодействии ее с растворами: a)AgNO3; b)ZnSO4; c) NiSO4? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
30. Увеличивается, уменьшается или остается без изменения масса цинковой пластинки при взаимодействии с растворами: a) CuSO4; b)MgSO4; c)Pb(NO3)2 ? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
31. Рассчитайте электродные потенциалы магния в растворе его соли при концентрациях иона Mg2+ 0,1, 0,01, 0,001 моль/л
32. Вычислите потенциал водородного электрода погруженного в чистую воду; в раствор с PH=10,7
33. При какой концентрации ионов Zn2+ (в моль/л) потенциал цинкового электрода будет на 0.015 В меньше его стандартного электродного потенциала?
34. Стандартный электродный потенциал никеля больше, чем кобальта. Измениться ли это соотношение, если изменить потенциал никеля в растворе его ионов с концентрацией 0.001 моль/л, а потенциал кобальта – в растворе с концентрацией 0.1 моль/л?
35. Магниевую пластинку опустили в раствор его соли. При этом электродный потенциал магния оказался равен –2,41 В. Вычислить концентрацию ионов магния (в моль/л).
36. Потенциал серебряного электрода в растворе нитрата серебра составил 95% от значения его стандартного электродного потенциала. Чему равна концентрация ионов серебра (в моль/л)?
37. При какой концентрации ионов Cu2+ (моль/л) значение потенциала медного электрода становится равным стандартному потенциалу водородного электрода.
38. В каком случае происходит реакция при внесении цинковой, железной и свинцовой пластинок в раствор сульфата олова (II). Напишите молекулярные и электронные уравнения реакций.
39. В какой пробирке происходит реакция при внесении цинковых пластинок в пробирки с растворами сульфата меди и сульфата магния. Напишите молекулярные и электронные уравнения реакций.
40. В какой пробирке происходит реакция при внесении цинковых пластинок в разбавленные растворы серной кислоты гидроксида калия сульфата магния? Напишите молекулярные и электронные уравнения реакций.
41. Увеличится, уменьшится, или останется без изменений масса железной пластинки при внесении ее в раствор сульфата меди (II) , сульфата калия. Почему? Напишите молекулярные и электронные уравнения реакций.
42. Какова масса технического железа, содержащего 18% примесей, требуется для вытеснения из раствора сульфата никеля (II) 7,42 г. никеля.
43. В раствор нитрата серебра опущена медная пластинка массой 28г. По окончании реакции пластинка была вынута из раствора, обмыта, высушена и взвешена. Масса ее оказалась 32,75 г. Какая масса нитрата серебра была в растворе.
44. Потенциал водородного электрода равен –0,145 В. определите рН раствора.
45. С какими из перечисленных ниже веществ будет реагировать железо: а) Хлороводородная кислота б) сульфат цинка в) нитрат серебра. Напишите молекулярные и электронные уравнения реакций.
46. Потенциал водородного электрода в некотором водном растворе равен –118мВ. Вычислить концентрацию ионов водорода в этом растворе.
47. В два сосуда с розовым раствором сульфата кобальта (II) опустили железную и медную проволоки. В каком сосуде цвет раствора постепенно изменяется и почему? Напишите молекулярные и электронные уравнения реакций.
Если разделить пространственно процессы окисления и восстановления, то окислительно-восстановительную реакцию можно использовать для получения электрической энергии.
Цинковая пластинка опущена в раствор сульфата цинка, медная - в раствор сульфата меди. Пластинки соединены проводом, растворы разделены пористой перегородкой, чтобы не происходило смешение растворов. Электроны по внешней цепи идут от анода к катоду, а по внутренней цепи анионы SO42- перемещаются в растворе от меди к цинку, замыкая электрическую цепь гальванического элемента.
Гальванический элемент записывается в виде электрохимической схемы:
A(-) Zn | ZnSO4 || CuSO4 | Cu (+)K
Так как электродный потенциал цинка меньше электродного потенциала меди то цинк будет анодом, а медь – катодом. Цинковая пластинка окисляется, а на поверхности медной пластинки идёт восстановление меди из раствора.
Процессы, протекающие при работе гальванического элемента, следует записать:
A Zn – 2e = Zn2+
K Cu2+ + 2e = Cu0
Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu
Максимальная разность потенциалов электродов, которая может быть получена при работе гальванического элемента, называется электродвижущей силой (ЭДС) элемента. Она равна разности равновесных потенциалов катода и анода:
ЭДС= еK - еA
Для медно-цинкового гальванического элемента в стандартных условиях:
ЭДС = 0,34-(-0,76)=1,1 В
Разность потенциалов образуется не только между разными, но и между одноименными металлами, прогруженными в растворы своих солей с разными концентрациями. Такой гальванический элемент называется концентрационным. Например, никелевый концентрационный гальванический элемент.
(-)Ni | NiSO4 || NiSO4 | Ni (+)
0,01моль 0,1моль
Запишем работу такого концентрационного гальванического элемента.
еNi2+/Ni = е0 + (0,058/n)lg( 1*10-2) = -0.25 + (0,058/2)(-2) = -0.308 В
еNi2+/Ni = е0 + (0,058/n)lg( 1*10-1) = -0.25 + (0,058/2)(-1) = -0.28 В
ЭДС = -0,28 – ( -0,308) = 0,028 В
Процессы на электродах:
А: Ni0 - 2е- = Ni2+
К: Ni2++ 2е- = Ni0
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
48. Вычислить ЭДС кадмиево – серебряного гальванического элемента, если концентрация ионов серебра в растворе равна 0,1 моль/л, а ионов кадмия 0,001 моль/л. Напишите уравнения реакций протекающих на электродах.
49. Составьте схемы двух гальванических элементов в одном из которых никель – катод, а в другом анод. Напишите уравнения реакций протекающих при работе этих элементов.
50. Рассчитайте ЭДС гальванического элемента, составленного из железной и свинцовой пластинок, опущенных в 0,1М растворы их солей. Напишите уравнения реакций.
51. Рассчитайте ЭДС концентрационного никелевого гальванического элемента. Концентрация ионов металла в растворах равна 1 моль/л и 0,0001 моль/л. Написать процессы, протекающие на аноде и катоде.
52. Какие процессы происходят у электродов медного коцентрированного гальванического элемента, еслиу одного из электродов концентрация ионов металла равна 1 моль/л, а у другого 0,001 моль/л. в каком направлении движутся электроны во внешней цепи. Чему равна ЭДС?
53. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из пластин Zn и Fe погруженных в растворы их солей. Напишите уравнения процессов, протекающих на ионы железа, чтобы ЭДС элемента стала равной нулю при концентрации ионов цинка 0,0001 моль/л.
54. Железная и серебряная пластины соединены внешним проводником и погружены в раствор серной кислоты. Составьте схему данного гальванического элемента, напишите уравнения реакций, протекающих на пластинах.
55. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из серебряного электрода, погруженного в 1М раствор нитрата серебра и стандартного водородного электрода. Напишите урaвнения электродных процессов. Чему равна ЭДС элемента?
56. В каком направлении будут перемещаться электроны во внешней цепи следующих гальванических элементов
а) Mg | Mg2+ | | Pb2+ | Pb
б) Pb | Pb2+| |Cu2+ | Cu
в) Cu | Cu2+| | Ag2+| Ag
если все растворы электролитов одномолярные? Какой металл будет растворяться в каждом из этих случаев.
57. Составьте схему гальванического элемента в основе которого лежит реакция, протекающая по уравнению:
Ni + Pb(NO3 )2= Ni(NO3 )2 + Pb .
Напишите электронные уравнения анодного и катодного процессов, вычислите ЭДС этого элемента при стандартных условиях.
58. ЭДС гальванического элемента, образованного медной пластинкой, погруженной в раствор ее соли с концентрацией ионов меди , равной 0,001 моль/л и хромом, погруженным в раствор его соли равна 1,05 В. определите концентрацию ионов хрома в растворе его соли. Составьте схему гальванического элемента и напишите электронные уравнения электродных процессов.
59. Составьте схему, напишите уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из пластин кадмия и магния, опущенные в растворы своих солей с концентрацие ионов металлов , равной 1 моль/л. изменится ли ЭДС этого гальванического элемента, если концентрацию каждого из ионов уменьшить до 0,01 моль / л.
60. ЭДС гальванического элемента, состоящего из стандартного водородного электрода и свинцового электрода, погруженного в 1М раствор соли свинца равна 126мВ. При замыкании элемента электроны во внешней цепи перемещаются от свинцового к водородному электроду. Чему равен потенциал свинцового электрода. Составьте схему гальванического элемента и напишите процессы, протекающие на электродах.
61. Какие процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке свинцового аккумулятора.
62. Какие процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке кадмиево-никелевого аккумулятора.
63. Какие процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке железно-никелевого аккумулятора.
64. Составьте схемы двух гальванических элементов в одном из которых хром был бы анодом, а в другом – катодом. Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на электродах.
65. Составьте схему гальванического элемента , состоящего из алюминиевого электрода, погруженного в 1М раствор нитрата алюминия и стандартного водородного электрода. Напишите уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента.
66. В каком направлении будут перемещаться электроны во внешней цепи алюминий – цинкового гальванического элемента. Концентрации ионов в растворах равны 0,1 моль/л. Составьте схему гальванического элемента, напишите уравнения процессов, протекающих на электродах, вычислите ЭДС.
67. В серебряно-цинковом элементе, применяемом для питания различной аппаратуры, протекает реакция
Ag2O+Zn=2Ag+ZnO
рассчитать стандартную ЭДС, написать уравнение процесса.
Электролизом называется совокупность процессов, протекающих при прохождении постоянного электрического тока через систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита. Во время электролиза положительно заряженные ионы перемещаются к катоду, который соединяется с отрицательным полюсом внешнего источника постоянного тока, а отрицательно заряженные ионы перемещаются к аноду, который соединяется с положительным полюсом источника постоянного тока. На поверхности катода идет процесс восстановления, на аноде – окисление.
Рассмотрим электролиз расплава хлорида натрия.
При погружении в расплав, состоящий из ионов Na+ и Cl-, двух графитовых электродов, подключенных к источнику тока, в электролите начнется направленное движение ионов, и на электродах будут протекать окислительно-восстановительные процессы.
Схема электролиза расплава натрия:
NaCl = Na+ + Cl-
катод (-) (+) анод
Na + + e- = Na0 2Cl- - 2e- = Cl2
Суммарное уравнение реакции:
2Na+ + 2Cl- электролиз 2 Na + Cl2
2NaCl электролиз 2Na + Cl2
При электролизе водных растворов электролитов полярные молекулы воды притягиваются и к катоду, и к аноду, и также могут участвовать в процессах на электродах.
4.1. Процессы на катоде
Последовательность восстановления ионов на катоде при электролизе растворов зависит от значений стандартных электродных потенциалов. Чем больше величина электродного потенциала элемента, тем легче его восстановление.
Первыми на катоде восстанавливаются ионы тех металлов, потенциал которых самый положительный. Например, раствор с ионами Ag+ и H+ . Первым восстанавливается Ag:
Ag+ + e- = Ag0 e0 = +0,8 B
Водород не восстанавливается, так как его потенциал меньше.
Потенциалы металлов и водорода зависят от их концентрации в электролите. Поэтому по значениям стандартного потенциала судить о восстановлении ионов Н+ не всегда можно. В нейтральном расторе концентрация ионов водорода равна10-7 моль/л. и по формуле Нернста:
Следовательно водород может выделяться из нейтральных растворов только при потенциале меньше –0,41В, а металлы на катоде будут выделяться лишь те, потенциал которых положительнее потенциала –0,41В.
На практике из водородных растворов выделяется немало металлов (Zn, Fe, Cr и др.), значение электродных потенциалов которых менее –0,41В.
Это объясняется перенапряжением водорода, т.е. на поверхности большинства металлов водород выделяется с затруднениями. Величина перенапряжения водорода зависит от свойств металла, плотности тока и температуры электролита. Перенапряжение – зто разница потенциалов между практическим потенциалом выделением водорода и теоретическим.
Пример.
Потенциал выделения цинка в нейтральном электролите –0.76В, водорода –0.41В. перенапряжение водорода на цинке около –0.72В. Таким образом, водород на цинке будет выделяться лишь при потенциале –0.41+(-0.72)=-1.13В. Если сравнить потенциал разряда цинка (-0.76 В) с потенциалом разряда водорода на цинке (-1.13В), ясно, что будет выделяться цинк. На деле так и есть, при электролизе нейтрального раствора соли цинка выделяется цинк и малое количество водорода.
При обобщенном процессе на катоде, в зависимости от нахождения металла в ряду стандартных электродных потенциалов, выделяются три случая:
1) ионы металлов, электродный потенциал которых менее –1.18В (от Li до Mn). Восстанавливаются ионы водорода:
2 Н+ + 2е- = Н2 РН < 7
2 Н2О + 2е- = Н2 + 2ОН- РН >= 7
2) ионы металлов, электродный потенциал которых от –1.18В до 0.00В (от Mn до Н) В этом случае восстанавливаются как ионы металлов, так и ионы водорода одновременно:
Men+ + ne- = Me0
2H+ + 2e- = H2 PH<7
2H2O + 2e- = H2 + 2OH- PH>=7
3) ионы металлов, электродный потенциал которых больше 0.0В (от H до Au). В этом случае восстанавливаются только ионы металлов
Меn+ + ne- = Me0
4.2. Процессы на аноде
Для электролиза используют растворимые (активные) и нерастворимые (инертные) аноды. Во время электролиза растворимые аноды растворяются и ионы металла – анода переходят в раствор. Обычно растворимые аноды изготавливаются из того металла, соль которого подвергается электролизу.
Нерастворимые аноды в окислительно-восстановительных реакциях не участвуют. Обычно это аноды из графита, золота, платины. На их поверхности окисляются анионы с более отрицательными потенциалами. Это ионы не содержащие кислорода, такие как J- , Br- , Cl- , S2- и др. (исключение F-)
Если в растворе имеются ионы Cl-, Br-, то окисляться на инертном аноде будут ионы Br-.
e0Br = +1,07B
e0Cl = +1,36B
2Br- - 2e- = Br2
Кислородсодержащие кислотные остатки на аноде в водных растворах не окисляются. Вместо них окисляются молекулы воды:
2H20 - 4e- = O2 +4H+ (PH<=7)
4OH - 4e- = 2H2O + O2 (PH>7)
Рассмотрим несколько случаев электролиза водных растворов.
Пример.
Схема электролиза водного раствора хлорида меди с инертным анодом CuCl2 = Cu2+ +2Cl-
H2O = H+ = OH-
катод(-) Cu2+ H+(H2O) Cl-, OH- (H2O) (+)анод
Cu2+ + 2e- = Cu0 2Cl- -2e- = Cl2
У меди потенциал больше 0, поэтому на катоде восстанавливается металл, на аноде окисляется бескислородный кислотный остаток.
Пример.
Схема электролиза раствора сульфата калия с инертным анодом. K2SO4 = 2K+ + SO42
H2O = H+ + OH-
катод(-) 2K+,H+(H2O) SО42-, OH(H2O) (+)анод
2H2O + 2e- = H2 + 2OH- 2H2O – 4e- = O2 + 4H+
K+ + OH- = KOH 2H+ + SO42- = H2SO4
Так как калий в ряду стандартных электродных потенциалов стоит значительно раньше водорода, то на катоде идет восстановление водорода и накопление ионов ОН-
У анода будет идти окисление молекул воды и накопление ионов Н+. Таким образом, в катодном пространстве вторичным продуктом будет щелочь, а в анодном – кислота.
Пример.
Электролиз водного раствора сульфата никеля с активным анодом. Ni SO4 = Ni2+ = SO42-
H2O H+ + OH-
катод(-) Ni2+, H+(H2O) SO42- , OH-(H2O) (+)анод
Ni2+ +2e- = Ni0 Ni – 2e- = Ni2+
e0Ni = -0.25B больше потенциала восстановления ионов водорода из воды(-0,41В), поэтому восстанавливается металл, а на аноде происходит окисление анода-металла, так как потенциал никеля намного меньше потенциала окисления воды (+1,23В).
Масса электролита, подверженная химическому превращению, а также массы веществ, выделившихся на электродах по законам Фарадея прямо пропорциональны количеству прошедшего через электролит электричества и молярным массам эквивалентов веществ:
, где
m -масса электролита, подвергшаяся электролизу или масса веществ, выделившаяся на электродах, г;
J -сила тока, А;
э-молярная масса эквивалентов вещества, г/моль;
F-число Фарадея – 96500 Кл;
t-время электролиза, с;
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
68. Составьте уравнения процессов, протекающих при электролизе расплавов NaOH и NiCl2 с инертными электродами.
69. Составьте схемы электролиза водных растворов серной кислоты, хлорида меди, нитрата свинца с платиновыми электродами.
70. Напишите уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе водных растворов хлорида бария и хлорида железа (II) с угольными электродами.
71. Составьте схемы электролиза водного раствора хлорида цинка, если а) анод цинковый; б) анод угольный.
72. Какой объем водорода выделится при пропускании тока силой в 3 А в течение 1 часа через водный раствор серной кислоты.
73. При электролизе водного раствора SnCl2 на аноде выделилось 4,48 л. хлора (условия нормальные). Какое вещество и в каком количестве выделилось на катоде.
74. В какой последовательности будут выделяться металлы при электролизе раствора, содержащего в одинаковой концентрации сульфаты никеля, серебра, меди. Напишите уравнения процессов на электродах.
75. Составьте схему процессов, происходящих на медных электродах при электролизе водного раствора нитрата калия.
76. Неочищенная медь содержит примеси серебра и цинка. Что происходит с этими примесями при электролитическом рафинировании меди. Напишите уравнения процессов на электродах.
77. Сколько времени потребуется для полного разложения 2 молей воды током силой 2А.
78. Через растворы поваренной соли и фосфата натрия пропустили в течение некоторого времени постоянный ток. Изменится ли от этого количество соли в том и в другом случае. Ответ мотивируйте, составив электронные уравнения процессов идущих на катоде и аноде.
79. При электролизе раствора сульфата меди (II) на аноде выделилось 0,168 л газа (нормальные условия) составьте электронные уравнения процессов и вычислите, какая масса меди выделится на катоде.
80. Составьте электронные уравнения процессов происходящих при электролизе раствора и расплава КОН.
81. Какие вещества и в каком количестве выделятся на угольных электродах при электролизе раствора NaI в течении 2,5 часов если сила тока равна 6 А.
82. Сколько граммов серной кислоты образуется возле анода при электролизе раствора сульфата натрия, если на аноде выделится 1,12л кислорода (н.у.) вычислить массу вещества, выделившегося на катоде.
83. При электролизе раствора нитрата серебра на аноде выделилось 0,28 л кислорода. Сколько граммов серебра выделилось на катоде.
84. В воде растворены соли алюминия, цинка и меди с концентрацией катионов 1 моль/л. составьте электронные уравнения процессов на электродах и укажите последовательность реакций на катоде.
85. Какие продукты могут быть получены при электролизе раствора NaNO3 , если анодное и катодное пространства:
а) разделены пористой перегородкой;
б) не разделены и раствор перемешивается.
86. Какие продукты будут выделяться на катоде и аноде в первую очередь при электролизе водных растворов с графитовыми электродами, если в электролите находится смесь сульфата меди (II) и хлорида калия.
87. В водный раствор нитрата серебра опущены медная и серебряная пластинки. К какому полюсу источника тока должна быть присоединена медная пластинка для покрытия ее серебром. Напишите схему процесса электролиза.
5 КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ
Коррозией называется самопроизвольное разрушение металла под действием окружающей среды. Коррозия представляет собой окислительно-восстановительный гетерогенный процесс, происходящий на поверхности раздела фаз. По механизму протекания коррозионного процесса различают химическую и электрохимическую коррозию. Химической коррозией называется окисление металла, не сопровождающееся возникновением электрического тока в системе. Такой механизм наблюдается при взаимодействии металлов с агрессивными газами при высокой температуре (газовая коррозия) и с органическими жидкостями – неэлектролитами (коррозия в неэлектролитах).
Электрохимической коррозией называется разрушение металла в среде электролита, сопровождающееся возникновением внутри системы электрического тока.
Металлы, применяемые в технике, содержат примеси других металлов, поэтому при соприкосновении с раствором электролита на их поверхности получается большое количество непрерывно действующих микрогальванических элементов. Более активный металл – анод окисляется с образованием катионов металла или нерастворимых продуктов, например, ржавчины. Освобождающиеся электроны перемещаются к катоду, на котором происходит восстановление окислителя. Растворенный кислород и ионы водорода – важнейшие окислители вызывающие коррозию, называют катодными деполяризаторами. Какой именно процесс восстановления будет протекать на катоде зависит от состава электролита.
Пример.
При контакте железа и меди находящихся в растворе хлороводородной кислоты образуется микрогальванический элемент:
A Fe| HCl | Cu K
e0 Fe/Fe2+ = -0,44B
e0 Cu/Cu2+ = +0,34B
Железо - более активный металл будет анодом, а медь – катодом. Реакции, протекающие на аноде и катоде, могут быть выражены:
1 A: Fe -2e = Fe2+
1 K: 2H+ + 2e = H2
Суммирую анодные и катодные процессы, получим окислительно-восстановительную реакцию, самопроизвольное протекание которой обуславливает коррозию металла:
Fe + 2H+ = Fe2+ + H2
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Пример.
При коррозии в нейтральной среде, в отсутствие растворенного в воде кислорода происходит так же водородная деполяризация катода, как и в предыдущем примере.
Запишем схему гальванического элемента и уравнения реакций, протекающих в этом гальваническом элементе:
A Fe|H2O| Cu K
1 A: Fe – 2e = Fe2+
1 K: 2H2O + 2e = H2 + 2OH-
Fe + 2H20 = Fe2+ + H2 + 2OH-
Или в молекулярном виде: Fe + 2H2O = Fe(OH)2 + H2
Пример.
При контакте железа с медью во влажном воздухе процессы образуется гальванический элемент
A Fe| H2O + O2 | Cu K
И процесс коррозии выражается следующими уравнениями:
A: Fe – 2e = Fe2+
K: O2 + 2H2O + 4e = 4OH-
2Fe + O2 + 2H2O = 2Fe(OH)2
Под влиянием кислорода воздуха, гидроксид железа(2) окисляется дальше по уравнению
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3
Как видно из примера, в этом случае происходит кислородная деполяризация катода.
Возможность протекания самопроизвольного окислительно-восстановительного процесса рассчитывается по ЭДС
ЭДС= е восстановителя – е окислителя
Если ЭДС процесса больше нуля, то процесс возможен.
6 МЕТОДЫ ЗАЩИТЫ МЕТАЛЛОВ ОТ КОРРОЗИИ
Все методы защиты условно делятся на следующие группы:
а)легирование металлов;
б) защитные покрытия;
в) электрохимическая защита;
г) изменение свойств коррозионной среды;
д) рациональное конструирование изделия.
При легировании в состав сплава вводят компоненты, вызывающие пассивность металла. Легирующими добавками в сталь являются Cr, Ni, W и другие.
Защитные покрытия исключают контакт металла с атмосферой и электролитом. Покрытия могут быть органическими (лаки, краски, эмали, полимерные пленки), металлическими. Последние подразделяются на катодные и анодные. К катодным относятся покрытия, потенциал которых имеет более положительное значение, чем потенциал основного металла. Например, для стали катодными покрытиями могут служить медь, никель, серебро.
При повреждении покрытия возникает гальванический элемент, в котором защищаемый металл служит анодом и окисляется, а материал покрытия – катодом, на котором выделяется водород или поглощается кислород.
Рассмотрим процессы, протекающие на электродах при нарушении катодного покрытия в случае «луженого» железа.
A Fe|H2O + O2| Sn K
e0 Fe/Fe2+ = -0.44B e0 Sn/Sn2+ = -0,14B
2 A: Fe –2e = Fe2+
1 K: 2H2O + O2 + 4e = 4OH-
2Fe + 2H2O = O2 = 2Fe(OH)2
Электроны переходят от железа к олову, где связываются молекулами кислорода в присутствии молекул воды.
В случае анодных покрытий материал покрытия имеет более отрицательный потенциал, чем потенциал основного металла. Примером анодного покрытия для железа могут быть такие металлы, как цинк, алюминий, хром, титан. При нарушении анодного покрытия в случае «оцинкованного» железа защищаемый металл не разрушается, разрушается само покрытие.
A Zn | H2O + O2 | Fe K
2 A Zn – 2e = Zn2+
1 K 2H2O + O2 + 4e = 4OH-
2Zn + 2H2O + O2 = 2Zn(OH)2
Методы электрохимической защиты основаны на создании гальванического элемента, в котором роль катода выполняет защищаемый металл (деталь, конструкция). Если к защищаемой конструкции присоединить кусок более активного металла (например, магния ), то в среде электролита конструкция будет выполнять роль катода, а магний (протектор) – функцию анода (протекторная защита).
Катодная защита исключает возможность разрушения конструкции за счет подключения ее к катоду (отрицательному полюсу) внешнего источника тока, а анодом служит металлоломом.
Для снижения агрессивности среды уменьшают концентрацию кислорода, ионов водорода.
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
88. Как протекает коррозия цинка, находящегося в контакте с кадмием, в нейтральном и кислотном растворах. Составить электронные уравнения анодного и катодного процессов. Каков состав продуктов коррозии.
89. Серебро не вытесняет водород из разбавленных кислот. Почему? Если к серебру опущенному в кислоту прикоснуться цинковой палочкой то на нем начинается бурное выделение водорода. Объяснить это явление. Составить уравнения происходящей при этом реакции.
90. Какой из металлов является катодом, а какой анодом в паре Fe-Al. Составьте уравнение электродных процессов протекающих при коррозии в случае кислородной и водородной деполяризации.
91. Какое покрытие металлов называется анодным. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих при коррозии железа, покрытого цинком во влажном воздухе. Что является продуктом реакции.
92. Какое покрытие является катодным. Назовите несколько металлов которые могут служить для катодного покрытия железа. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих при коррозии железа, покрытого медью в серной кислоте. Что является продуктом реакции.
93. Как происходит коррозия луженного железа: а) во влажном воздухе; б) в кислоте. составить электронные уравнения реакций на аноде и катоде.
94. Магнитная пластинка, соединенная с оловянной опущена в хлороводородную кислоту. Составить электронные уравнения реакций на аноде и катоде протекающих при коррозии пластинки.
95. В чем заключается принцип применения прожекторной защиты от коррозии? Составить электронные уравнения реакций на аноде и катоде протекающих при прожекторной защите никеля в воде, содержащей растворенный кислород.
96. Изделие из технического железа находятся под дождем. Составить электронные уравнения реакций на аноде и катоде протекающих при коррозии, а также схему коррозийного микрогальванического элемента.
97. Два кусочка цинка одинаковой массы находятся в контакте с медью и свинцом в растворе хлороводородной кислоты. Какой из них растворится быстрее. Составить электронные уравнения процессов протекающих при коррозии и схемы образовавшихся коррозийных гальванических элементов.
98. Никелевую деталь покрыли свинцом. Какое это покрытие? Составить электронные уравнения процессов протекающих при коррозии этой детали во влажном воздухе при повреждении покрытия.
99. Составить электронные уравнения анодного и катодного процессов протекающих при протекторной защите стали в морской воде в помощью цинкового состава.
100. Сравните химическую стойкость железа в контакте с алюминием и оловом.
101. Алюминиевая деталь находится в постоянном контакте с медным токопроводом причем все устройство работает в условиях повышенной влажности в воздушной среде. Определить анод и катод, написать электродные процессы.
102. К какому типу покрытий относятся олово на стали и на меди. Какие процессы будут протекать при атмосферной коррозии луженной стали и меди. Напишите уравнения анодных и катодных процессов.
103. В раствор электролита, содержащего растворенный кислород, опустили цинковую пластинку и цинковую пластинку, частично покрытую медью. В каком случае процесс коррозии цинка идет интенсивнее. Напишите уравнения анодных и катодных процессов.
104. Магний в контакте с хромом находится во влажном воздухе. Какой металл будет коррозировать? Напишите уравнения анодных и катодных процессов.
105. Как происходит коррозия алюминия в контакте с цинком в растворе хлороводородной кислоты. Напишите уравнения анодных и катодных процессов.
106. Хром находится в контакте с медью. Какой из металлов будет окисляться при коррозии если эта пара попадет в кислую среду (HCl). Дайте схему образующегося при этом гальванического элемента.
107. Олово спаяно с серебром. Какой из металлов будет коррозировать если эта пара попадет в щелочную среду. Напишите уравнения анодных и катодных процессов и составьте схему образующегося при этом гальванического элемента.
|
№ варианта |
Номера задач |
№ варианта |
Номера задач |
|||||||||
|
01 |
1 |
28 |
48 |
68 |
88 |
51 |
24 |
38 |
59 |
78 |
89 |
|
|
02 |
2 |
29 |
49 |
69 |
89 |
52 |
25 |
39 |
60 |
79 |
90 |
|
|
03 |
3 |
30 |
50 |
70 |
90 |
53 |
26 |
40 |
61 |
80 |
91 |
|
|
04 |
4 |
31 |
51 |
71 |
91 |
54 |
27 |
41 |
62 |
81 |
92 |
|
|
05 |
5 |
32 |
52 |
72 |
92 |
55 |
1 |
42 |
63 |
82 |
93 |
|
|
06 |
6 |
33 |
53 |
73 |
93 |
56 |
2 |
43 |
64 |
83 |
94 |
|
|
07 |
7 |
34 |
54 |
74 |
94 |
57 |
3 |
44 |
65 |
84 |
95 |
|
|
08 |
8 |
35 |
55 |
75 |
95 |
58 |
4 |
45 |
66 |
85 |
96 |
|
|
09 |
9 |
36 |
56 |
76 |
96 |
59 |
5 |
46 |
67 |
86 |
97 |
|
|
10 |
10 |
37 |
57 |
77 |
97 |
60 |
6 |
47 |
49 |
87 |
98 |
|
|
11 |
11 |
38 |
58 |
78 |
98 |
61 |
7 |
28 |
50 |
68 |
99 |
|
|
12 |
12 |
39 |
59 |
79 |
99 |
62 |
8 |
29 |
51 |
69 |
100 |
|
|
13 |
13 |
40 |
60 |
80 |
100 |
63 |
9 |
30 |
52 |
70 |
101 |
|
|
14 |
14 |
41 |
61 |
81 |
101 |
64 |
10 |
31 |
53 |
71 |
102 |
|
|
15 |
15 |
42 |
62 |
82 |
102 |
65 |
11 |
32 |
54 |
72 |
103 |
|
|
16 |
16 |
43 |
63 |
83 |
103 |
66 |
12 |
33 |
55 |
73 |
104 |
|
|
17 |
17 |
44 |
64 |
84 |
104 |
67 |
13 |
34 |
56 |
74 |
105 |
|
|
18 |
18 |
45 |
65 |
85 |
105 |
68 |
14 |
35 |
57 |
75 |
106 |
|
|
19 |
19 |
46 |
66 |
86 |
106 |
69 |
15 |
36 |
58 |
76 |
107 |
|
|
20 |
20 |
47 |
67 |
87 |
107 |
70 |
16 |
37 |
59 |
77 |
88 |
|
|
21 |
21 |
28 |
49 |
68 |
89 |
71 |
17 |
38 |
60 |
78 |
89 |
|
|
22 |
22 |
29 |
50 |
69 |
90 |
72 |
18 |
39 |
61 |
79 |
90 |
|
|
23 |
23 |
30 |
51 |
70 |
91 |
73 |
19 |
40 |
62 |
80 |
91 |
|
|
24 |
24 |
31 |
52 |
71 |
92 |
74 |
20 |
41 |
63 |
81 |
92 |
|
|
25 |
25 |
32 |
53 |
72 |
93 |
75 |
21 |
42 |
64 |
82 |
93 |
|
|
26 |
26 |
33 |
54 |
73 |
94 |
76 |
22 |
43 |
65 |
83 |
94 |
|
|
27 |
27 |
34 |
55 |
74 |
95 |
77 |
23 |
44 |
66 |
84 |
95 |
|
|
28 |
1 |
35 |
56 |
75 |
96 |
78 |
24 |
45 |
67 |
85 |
96 |
|
|
29 |
2 |
36 |
57 |
76 |
97 |
79 |
25 |
46 |
49 |
86 |
97 |
|
|
30 |
3 |
37 |
58 |
77 |
98 |
80 |
26 |
47 |
50 |
87 |
98 |
|
|
31 |
4 |
38 |
59 |
78 |
99 |
81 |
27 |
28 |
51 |
68 |
99 |
|
|
32 |
5 |
39 |
60 |
79 |
100 |
82 |
1 |
29 |
52 |
69 |
100 |
|
|
33 |
6 |
40 |
61 |
80 |
101 |
83 |
2 |
30 |
53 |
70 |
101 |
|
|
34 |
7 |
41 |
62 |
81 |
102 |
84 |
3 |
31 |
54 |
71 |
102 |
|
|
35 |
8 |
42 |
63 |
82 |
103 |
85 |
4 |
32 |
55 |
72 |
103 |
|
|
36 |
9 |
43 |
64 |
83 |
104 |
86 |
5 |
33 |
56 |
73 |
104 |
|
|
37 |
10 |
44 |
65 |
84 |
105 |
87 |
6 |
34 |
57 |
74 |
105 |
|
|
38 |
11 |
45 |
66 |
85 |
106 |
88 |
7 |
35 |
58 |
75 |
106 |
|
|
39 |
12 |
46 |
67 |
86 |
107 |
89 |
8 |
36 |
59 |
76 |
107 |
|
|
40 |
13 |
47 |
48 |
87 |
98 |
90 |
9 |
37 |
60 |
77 |
88 |
|
|
41 |
14 |
28 |
49 |
68 |
99 |
91 |
10 |
38 |
61 |
78 |
89 |
|
|
42 |
15 |
29 |
50 |
69 |
100 |
92 |
11 |
39 |
62 |
79 |
90 |
|
|
43 |
16 |
30 |
51 |
70 |
101 |
93 |
12 |
40 |
63 |
80 |
91 |
|
|
44 |
17 |
31 |
52 |
71 |
102 |
94 |
13 |
41 |
64 |
81 |
92 |
|
|
45 |
18 |
32 |
53 |
72 |
103 |
95 |
14 |
42 |
65 |
82 |
93 |
|
|
46 |
19 |
33 |
54 |
73 |
104 |
96 |
15 |
43 |
66 |
83 |
94 |
|
|
47 |
20 |
34 |
55 |
74 |
105 |
97 |
16 |
44 |
67 |
84 |
95 |
|
|
48 |
21 |
35 |
56 |
75 |
106 |
98 |
17 |
45 |
49 |
85 |
96 |
|
|
49 |
22 |
36 |
57 |
76 |
107 |
99 |
18 |
46 |
50 |
86 |
97 |
|
|
50 |
23 |
37 |
58 |
77 |
88 |
100 |
19 |
47 |
51 |
87 |
98 |
Методические указания
к контрольным заданиям по дисциплине Химия
для студентов нехимических специальностей
заочной формы обучения. Часть III.
Составители: доцент к. х. н. Андрианова Л. И.
доцент к. х. н. Пнева А. П.
доцент, к. х. н., Обухов В. М.
Подписано к печати Бум. Писч. № 1
Заказ № Уч. издл. л.
Формат 60/90 1/16 Тираж экз.
Отпечатано на RISO GR 3750
Издательство «Нефтегазовый университет»
Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования
«Тюменский государственный нефтегазовый университет»
625000, г. Тюмень, ул. Володарского, 38
Отдел полиграфии издательства «Нефтегазовый университет»
625000, г. Тюмень, ул. Володарского, 38