Коррозия металлов егэ химия задания

В данном разделе вы найдете задачи по теме Коррозия металлов. Приведены уравнения реакций, протекающих при электрохимической коррозии металлов, а также примеры задач на определение защитных свойств оксидных пленок, определение коррозионной стойкости металлов.

Задача 1. В каком случае цинк корродирует быстрее: в контакте с никелем, железом или с висмутом? Ответ поясните. Напишите для всех случаев уравнение электрохимической коррозии в серной кислоте. Будет ли оксидная пленка, образующаяся на кальции, обладать защитными свойствами?

Задача 2. Приведите примеры двух металлов, пригодных для протекторной защиты железа. Для обоих случаев напишите уравнение электрохимической коррозии во влажной среде, насыщенной кислородом. Будет ли оксидная пленка, образующаяся на алюминии, обладать защитными свойствами?

Задача 3. Деталь сделана из сплава, в состав которого входит магний и марганец. Какой из компонентов сплава будет разрушаться при электрохимической коррозии? Ответ подтвердите уравнениями анодного и катодного процесса коррозии: а) в кислой среде; б) в кислой среде, насыщенной кислородом.  Будет ли оксидная пленка, образующаяся на олове, обладать защитными свойствами?

Задача 4. С целью защиты от коррозии цинковое изделие покрыли оловом. Какое это покрытие: анодное или катодное? Напишите уравнение атмосферной коррозии данного изделия при нарушении целостности покрытия. Оценить коррозионную стойкость алюминия в серной кислоте, если убыль массы алюминиевой пластины размером 70х20х1 мм составила после 8 суток испытания 0,0348 г.

Задача 5. Если на стальной предмет нанести каплю воды, то коррозии подвергается средняя, а не внешняя часть смоченного металла. Чем это можно объяснить? Какой участок металла, находящийся под влиянием капли, является анодным, а какой катодным? Составьте электронные уравнения соответствующих процессов. Будет ли оксидная пленка, образующаяся на никеле, обладать защитными свойствами?

Задача 7. Сплав содержит железо и никель. Какой из названных компонентов будет разрушаться при атмосферной коррозии? Приведите уравнение анодного и катодного процессов. Оценить коррозионную стойкость цинка на воздухе при высоких температурах. Образец цинка размером 50х30х1 мм после 180 часов окисления и снятия продуктов коррозии весил 10,6032 г.

Задача 8. Почему химически чистое железо является более стойким против коррозии, чем техническое железо? Составьте уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии технического железа во влажном воздухе и в азотной кислоте. Будет ли оксидная пленка, образующаяся на свинце, обладать защитными свойствами?

Задача 9. Приведите примеры двух металлов, пригодных для протекторной защиты никеля. Для обоих случаев напишите уравнение электрохимической коррозии в среде азотной кислоты. Оценить коррозионную стойкость кадмия на воздухе при высоких температурах. Образец кадмия плотностью ρ = 8,65 г/см³, размером 45х25х1 мм после 150 часов окисления и снятия продуктов коррозии весил 10,0031 г.

Коррозия металлов. Методы защиты металлов от коррозии

Задача 74

Железная пластинка погружается в разбавленный раствор . Наблюдается выделение водорода с ее поверхности. Если дотронуться до этой пластинки медной проволокой, водород начинает выделяться с поверхности медной проволоки, хотя железо продолжает растворяться, причем более интенсивно. Объяснить это явление. Написать катодный и анодный процессы электрохимической коррозии. Указать продукт коррозии.

Решение:

При погружении железной пластинки в раствор происходит гетерогенная ОВ реакция:

При касании железа медью образуется короткозамкнутый гальванический элемент, состоящий из железного и медного электродов, загруженных в раствор электролита. Медный электрод играет роль катода, так как он имеет более высокий электродный потенциал. На катоде должен протекать процесс восстановления, а на аноде — железной пластине — процесс окисления:

Таким образом, железо продолжает растворяться, причем скорость электрохимического процесса выше, чем скорость обычного окислительно-восстановительного процесса.

На катоде происходит деполяризация, т.е. процесс восстановления каких-либо частиц, называемых деполяризатором, избытком электронов.

В кислой среде роль деполяризатора играют катионы водорода:

Таким образом, водород выделяется с поверхности меди, несмотря на отсутствие взаимодействия с ней. Продукт коррозии — . Процессы, происходящие при электрохимической коррозии, представлены на рис. 5.

Задача 75

Две пластинки — одна железная, а другая магниевая -погружены раздельно в разбавленную соляную кислоту. Что изменится, если соединить обе пластинки?

Решение:

Обе пластинки, находящиеся раздельно в разбавленной , будут реагировать с ней с выделением водорода, так как находятся в ряду напряжений до водорода:

При объединении пластин образуется короткозамкнутый гальванический элемент, и протекает электрохимическая коррозия. Магний, будучи более активным металлом, играет роль анода. На аноде происходит процесс окисления:

На катоде — железной пластинке — будет происходить водородная деполяризация:

Таким образом, при соприкосновении двух пластин наблюдается усиление выделения водорода с поверхности железа, хотя разрушение железа резко уменьшается, а активизируется процесс разрушения магниевой пластины. Выделение водорода с поверхности магния резко сокращается.

Задача 76

Кладут в один стакан, содержащий солевой раствор, кусочек чистого железа, а в другой стакан, содержащий такой же солевой раствор, — кусочек железа, соединенный с кусочком свинца. В оба стакана есть доступ кислороду воздуха. Через несколько дней определяют содержание ионов железа в обоих стаканах. В каком из стаканов концентрация ионов железа будет больше ?

Решение:

Кислород растворяется в водном растворе. Железо, погруженное в солевой раствор, в присутствии растворенного кислорода будет подвергаться коррозии, хотя и медленно, так как оно чистое, а чистые металлы медленно корродируют (обычно присутствие примесей в железе (чугуне) резко увеличивает скорость коррозии).

Процесс коррозии чистого железа может быть представлен следующей схемой:

где , — один из компонентов ржавчины.

Железо в контакте с менее активным свинцом играет роль анода и подвергается электрохимической коррозии с кислородной деполяризацией на свинцовом катоде:

легко окисляется до . Таким образом, продуктом коррозии является :

Скорость электрохимической коррозии намного выше скорости химической коррозии, поэтому в стакане, содержащем железо, соединенное со свинцом, концентрация ионов железа будет выше, чем в стакане с чистым железом.

Задача 77

Описать процессы электрохимической коррозии, протекающие на оцинкованном железе при наличии трещин в защитном слое:

а) в кислой среде;

б) в нейтральной среде в присутствии кислорода.

Решение:

Покрытие железа цинком относится к анодным покрытиям, так как металл покрытия более активный, чем защищаемый металл, а значит, в случае протекания электрохимической коррозии он играет роль анода.

В кислой среде на поверхности катода, т.е. на поверхности железа, протекает водородная деполяризация (рис.6):

В нейтральной среде в присутствии кислорода на поверхности катода (железа) протекает кислородная деполяризация (рис.7):

Продукт коррозии, образующийся по реакции

— гидроксид цинка.

Задача 78

Описать процессы электрохимической коррозии,

протекающей на хромированном железе при наличии трещин в защитном слое:

а) в кислой среде;

б) в нейтральной среде в присутствии кислорода.

Решение:

Покрытие железа хромом относится к катодным покрытиям, так как металл покрытия менее активный, чем защищаемый металл, а значит, в случае протекания электрохимической коррозии он играет роль катода.

Защищаемый металл играет роль анода, т.е. подвергается разрушению.

В кислой среде на поверхности катода, т.е. на поверхности хрома, протекает водородная деполяризация (рис.8):

В нейтральной среде в присутствии кислорода на поверхности катода (хрома) протекает кислородная деполяризация (рис.9):

Продукт коррозии, образующийся по реакции

на воздухе окисляется:

Задача 79

Объяснить, почему в стальном сосуде застойная зона подвергается интенсивной коррозии (нейтральная среда в присутствии кислорода воздуха), тогда как в цинковом сосуде, наоборот, застойная зона подвергается коррозии в незначительной степени.

Решение:

Интенсивность (скорость) электрохимической коррозии зависит от ЭДС образующегося короткозамкнутого элемента: чем больше величина ЭДС, тем интенсивнее электрохимическая коррозия.

Для электрохимической коррозии ЭДС рассчитывается аналогично расчету ЭДС гальванического элемента:

где — электродный потенциал электродной полуреакции деполяризации;

— электродный потенциал металла, подвергающегося разрушению.

Для электродной полуреакции кислородной деполяризации

В зоне, подверженной воздействию кислорода, электродный потенциал катодных участков будет выше, чем в застойной зоне (концентрация кислорода в растворе находится в числителе). Таким образом, в начальный момент ЭДС микрогальваноэлементов в зоне, подверженной воздействию кислорода, будет выше, чем ЭДС микрогальваноэлементов в застойной зоне, а значит, коррозия анодных участков в зонах, подверженных воздействию кислорода, будет значительной. Эта коррозия в начальный момент приводит к накоплению анионов по реакции , а следовательно, к увеличению pH. Известно, что в щелочной среде железо пассивирует. Таким образом, в следующий момент коррозия в зонах, подверженных воздействию кислорода, прекращается, тогда как в застойных зонах (рис. 10) она продолжается. Вот почему застойные зоны стальных сосудов подвергаются интенсивной коррозии.

В сосуде из цинка коррозия зон, подверженных воздействию кислорода, всегда будет очень интенсивной, так как щелочная среда не пассивирует цинк, а наоборот, способствует его разрушению:

Поэтому застойная зона меньше подвергается коррозии, чем аэрируемая.

Задача 80

Показать необходимыми расчетами, что платина в контакте с золотом никогда не подвергается электрохимической коррозии, тогда как медь в контакте в золотом подвергается электрохимической коррозии только в присутствии кислорода в щелочной среде.

Решение:

Для процесса кислородной деполяризации

электродный потенциал определяется по формуле Нернста:

В нейтральной среде

В щелочной среде

Для того, чтобы протекала электрохимическая коррозия, необходимо следующее:

Отсюда

Таким образом, электродный потенциал металла (анода) должен быть ниже 0 В в нейтральной среде или ниже 0,401 В в сильно щелочной среде (рН=14). Если находятся в контакте золото и платина, платина играет роль анода, но ее стандартный электродный потенциал . Хотя в реальных условиях из-за низкой концентрации катионов платины электродный потенциал платины будет ниже, чем ее стандартный потенциал, однако он остается выше, чем 0,401 В, а значит, электрохимической коррозии с кислородной деполяризацией не будет.

Медь в контакте с золотом может подвергаться электрохимической коррозии с кислородной деполяризацией, особенно в щелочной среде, так как , а это ниже 0,401 В.

Остается показать отсутствие электрохимической коррозии с водородной деполяризацией для обоих случаев.

Электродный потенциал водородной деполяризации выражается уравнением:

В кислой среде

В слабокислой среде

Таким образом, металлы, имеющие электродный потенциал выше 0 В, в кислой среде не подвергаются электрохимической коррозии с водородной деполяризацией.

Эти задачи взяты со страницы решения задач по неорганической химии:

Задачи с решением по неорганической химии

Возможно эти страницы вам будут полезны:

• Курс

Пройти тестирование по этим заданиям
Вернуться к каталогу заданий

Версия для печати и копирования в MS Word

Пройти тестирование по этим заданиям

Процессы коррозии различных металлов. Интенсивность коррозии

Решение задач по химии на коррозию металлов

Задание 296
Цинковую и железную пластинки опустили в раствор сульфата меди. Составьте электронные и ионно-молекулярные уравнения реакций, происходящих на каждой из этих пластинок. Какие процессы будут проходить на пластинках, если наружные концы их соединить проводником?
Решение:
Если цинковую или медную пластинки опустить в раствор сульфата меди, то в обоих случаях будет наблюдаться выпадение осадка меди. Происходит вытеснение меди цинком и железом, потому что стандартные электродные потенциалы цинка (-0,763 В) и железа (-0,44 В) значительно электроотрицательнее, чем потенциал меди (+0,34 В). Поэтому цинк и железо будут окисляться, а ионы меди Cu²⁺ — восстанавливаться до металлической меди:

а) Электрохимические процессы при реакции цинка и сульфата меди

Уравнения электронного баланса:

Ионно-молекулярное уравнение:

Zn⁰ +  Сu²⁺  = Zn²⁺ + Cu⁰

Молекулярная форма:

 Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu

 б) Электрохимические процессы при реакции железа и сульфата меди

Уравнения электронного баланса:

Ионно-молекулярное уравнение:

Fe⁰ +  Сu²⁺  = Fe²⁺ + Cu⁰

Молекулярная форма:

 Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

Если соединить цинковую и железную пластинки, опущенные в раствор сульфата меди (II) проводником, то будет наблюдаться растворение цинковой пластинки и осаждение меди на железной пластинке. Объясняется это тем, что цинк имеет более электроотрицательный стандартный электродный потенциал, чем железо, поэтому цинк будет окисляться. На железной пластинке будут восстанавливаться ионы меди, так как стандартный электродный потенциал меди имеет большее численное значение, чем потенциал железа.

Анодный процесс: Zn⁰ -2  = Zn²⁺
Катодный процесс: Cu²⁺ + 2  = Cu⁰

---

Задание 297
Как влияет рН среды на скорость коррозии железа и цинка? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов атмосферной коррозии этих металлов.
Решение:
Стандартные электродные потенциалы железа и цинка равны соответственно -0,44 В и -0,763 В. Потенциал, отвечающий электродному процесс: 

2Н⁺ + 2  = Н₂↑

В нейтральной среде, равен приблизительно -0,41 В. Следовательно, ионы водорода, находящиеся в воде и в нейтральных водных средах, могут окислять только те металлы, потенциал которых меньше, чем -0,41 В, — это могут быть железо и цинк. Однако, эти металлы в нейтральных растворах, содержащих растворённый кислород, образуют защитную оксидную плёнку, препятствующую дальнейшему разрушению металла. Поэтому железо и цинк не могут быть окислены ионами водорода в нейтральных средах. Атмосферная коррозия – коррозия во влажном воздухе при комнатной температуре. Поверхность металла, находящегося во влажном воздухе, бывает покрыта плёнкой воды, содержащей различные газы, и в первую очередь – кислород. Скорость атмосферной коррозии зависит от рН среды. При понижении рН среды концентрация ионов водорода Н+ возрастает, что приводит к увеличению скорости коррозии металла, увеличивается восстановительный процесс на аноде:

2Н⁺ + 2  = Н₂↑

При повышении рН раствора уменьшается концентрация ионов водорода Н⁺ и, соответственно, увеличивается концентрация ионов ОН-, что, согласно принципу Ле Шателье, смещает равновесие в системах: 2Н⁺ + 2  = Н₂↑ и 1/2O₂ + H₂O + 2   = 2OH^— влево, т. е. в сторону увеличения  концентрации ионов Н⁺ и уменьшения концентрации ионов ОН^—.  

Электрохимические процессы, протекающие при контакте железа и цинка при контакте с водой с поглощением кислорода (атмосферная коррозия):

а) Схема коррозии цинка:

Анод: Zn⁰ -2   = Zn²⁺
Катод: 1/2O₂ + H₂O + 2  = 2OH^—

б) Схема коррозии железа:

 Анод: Zn⁰ -2   = Zn²⁺
Катод: 1/2O₂ + H₂O + 2 = 2OH^—

---

Задание 298
В раствор электролита, содержащего растворенный кислород, опустили цинковую пластинку и цинковую пластинку, частично покрытую медью. В каком случае процесс коррозии цинка проходит интенсивнее? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
Решение:
а) Если цинковую пластинку опустить в раствор электролита, содержащего растворенный кислород, то будет наблюдаться коррозия цинка, характеризующаяся окислением его до ионов Zn²⁺:

Zn⁰ -2   = Zn²⁺

Чрез некоторое время скорость реакции заметно замедляется, потому что чистый цинк окисляется кислородом, растворённым в воде, с образованием оксидной плёнки, которая, покрывая пластинку тонким слоем, пассивирует её. При этом протекает реакция:

Zn + 1/2 O₂ = Zn⁰

б) Если в раствор электролита опустить цинковую пластинку частично покрытую медью, процесс коррозии будет происходить значительно интенсивнее, так как образуется гальваническая пара Zn — Cu. Цинк имеет более электроотрицательный электродный потенциал (-0,763 В), чем медь (0,34 В), поэтому цинк является анодом, а медь – катодом.

Анодный процесс: Zn⁰ -2   = Zn²⁺
Катодный процесс: в кислой среде: 2Н⁺ + 2   = Н₂⁰; в нейтральной или щелочной среде: 1/2O₂ + H₂O + 2   = 2OH^—

В нейтральной среде или в щелочной ионы цинка Zn²⁺ с гидроксид-ионами ОН- образуют нерастворимое основание,  то продуктом коррозии будет Zn(OH)₂. В кислой среде ионы цинка Zn²⁺ с ионами кислотного остатка будут образовывать соль и при этом выделяется газообразный водород. Происходит интенсивное разрушение цинковой пластинки частично покрытой медью.

---

     Все
процессы неорганической химии можно разбить на две группы:

·
 Процессы,
идущие без изменения степени окисления атомов элементов в составе реагирующих
веществ. К ним относятся различные случаи обмена атомами или ионами: так
называемые реакции обмена.

·
 Процессы,
идущие с изменением степеней окисления атомов элементов в составе реагирующих
веществ. Такие химические реакции принято называть окислительно-восстановительными
реакциями.

 Химические
реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов
химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют окислительно-восстановительными
реакциями.

            
В окислительно-восстановительных реакциях электроны не уходят из сферы
реакции, а переносятся от одного элемента к другому.

        
В окислительно-восстановительных реакциях идут два процесса: процесс окисления
– потеря электронов окисляющимся веществом, и процесс восстановления
– присоединении электронов восстанавливающимся веществом.

В данном случае несущественно, переходят
ли электроны с одного атома на другой (ионная связь) или же только более или
менее оттягиваются (ковалентная полярная связь). Поэтому мы говорим об отдаче
или присоединении электронов независимо от действительного типа химической
связи в веществе.

         Вещества, участвующие в окислительно-восстановительных реакциях, и у
которых изменились степени окисления, являются либо
окислителями, либо восстановителями.

       
Окислитель — это атомы, ионы или молекулы, которые принимают
электроны.
         Восстановитель — это
атомы, ионы или молекулы, которые отдают электроны.

Пример1:

Zn⁰ +
2H⁺¹Cl = Zn⁺²Cl₂ + H₂⁰

Мы
видим, что степень окисления цинка меняется от 0 до +2, а степень окисления
водорода от +1 до 0. Следовательно, в ходе этой реакции атом цинка теряет два
электрона, т.е. окисляется (восстановитель), а водород принимает два
электрона, т.е. восстанавливается (окислитель).

Задание 1:

• 5HClO₃+6 P +9 H₂O=6H₃PO₄+
  5HCl
• Cu+2H₂SO₄= CuSO₄+ SO₂+2H₂O

Определите степени окисления элементов. Назовите  окислитель и
восстановитель.

Типичные
восстановители и окислители.

Окислители:

1)
вещества (оксиды, кислоты, соли)  с максимально положительной   или
высокой степенью окисления входящего в них элемента.

               
Например: кислоты – HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, H₂Cr₂O₇;

                                   
соли – KСlO₄,
KClO₃, KNO₃, KMnO₄, K₂Cr₂O₇;

                                   
оксиды –PbO₂,
Mn₂O₇, CrO₃, N₂O₅

2) Активные
неметаллы – фтор, кислород, озон

Восстановители:

1) Bсе металлы
в нулевой степени окисления!!! (они могут только отдавать электроны);

2) Bещества
с минимально возможной (отрицательной) степенью окисления неметалла.

  
Например: водородные соединения – РН₃, NH₃, HI, HBr, H₂S;

                      
соли – KI, NaBr, K₂S.

Все
остальные вещества в зависимости от условий могут быть как
окислителями, так и восстановителями: Н₂О₂, KNO₂, Cl₂,
простые вещества-неметаллы могут как принимать, так и отдавать электроны.    

Задание 2:  Укажите, какую роль в
окислительно-восстановительных реакциях могут играть следующие вещества:

• H₂S,
   P, HCl, Cu, H₂SO₄, SO₂, H₂O₂,
  HNO₃, Mg, F₂, MnO₄^—,
  Cr⁺³.

                
Уравнения окислительно-восстановительных реакций составляют, пользуясь
методом ЭЛЕКТРОННОГО
БАЛАНСА: число отданных и принятых электронов должно быть одинаково.

  
Пример:             Н N⁺⁵O₃ + C⁰ à

             
Азотная кислота – типичный окислитель. Восстанавливается до N⁺⁴O₂,
углерод в этой реакции будет восстановителем, окислится до С⁺⁴О₂.  

      HN⁺⁵O₃ + C⁰ à С⁺⁴О₂ 
+  N⁺⁴O₂+ Н₂О

Составляем
электронный баланс:

       N⁺⁵ + 1е à  N⁺⁴   4 –
окислитель, восстанавливается

       C⁰ – 4 е  à С⁺⁴    
1 – восстановитель, окисляется.

Таким
образом, в уравнении реакции перед оксидом азота и азотной кислотой должен
стоять коэффициент 4, а перед углеродом и углекислым газом – 1. Остаётся
уравнять воду.

        4HNO₃ + C   à СО₂ 
+  4NO₂+ 2Н₂О

Задание 3:

Поставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите
окислитель и восстановитель.

• Ca₃( PO₄)₂ + Al → Ca₃P₂
  + Al₂O₃
• KI + 
  KNO₂ +  H₂SO₄  → NO +  I₂ + 
  K₂SO₄ +  H₂O
• NH₃+ CuO = Cu+ N₂+ H₂O
• NH₃+ Na = NaNH₂ + H₂

Пример:

·        
Направление

____в щелочной среде___®

3I₂+ 3H₂O = HIO₃+ 5HI

         ¬В кислой
среде__

·        
Среда
определяет продукты реакции:

Сa₃P₂+KMnO₄+H₂SO₄=
MnSO₄+ CaSO₄+ H₃PO₄+
K₂SO₄+ H₂O

                                           
^среда

Сa₃P₂+KMnO₄+H₂O=
MnO₂+ Ca₃(PO₄)₂+KOH

                           ^среда

      Главные
схемы окислительно-восстановительных переходов

	KMnO4          (малиновый раствор)  + восстановитель
кислая среда: Mn2+ (MnCl2, MnSO4) Обесцвечивание	нейтральная среда: Mn +4 (MnO2↓ бурый осадок)	щелочная среда: Mn+6 (K2MnO4, зеленый раствор)

Задание 4: Написать уравнения реакций,
указав продукт восстановления марганца. Поставьте коэффициенты методом электронного
баланса:

KMnO₄+ KNO₂ + H₂SO₄® K₂SO₄
+ KNO₃ + H₂O + …

KMnO₄+ KNO₂ + KOH ® KNO₃ + H₂O
+ …

KMnO₄+ KNO₂ + H₂O
® KNO₃ + КОН + …

2.  Дихромат и хромат как
окислители.

K2Cr2O7 (кислая и нейтральная среда), K2CrO4 (щелочная среда) + восстановители à всегда получается Cr+3
кислая среда	нейтральная среда	щелочная среда
Соли тех кислот, которые участвуют в реакции: CrCl3, Cr2(SO4)3	Cr(OH)3	K3[Cr(OH)6] в растворе, K3CrO3 или KCrO2 в расплаве

Задание 5: Написать уравнения реакций,
указав продукт восстановления хрома. Поставьте коэффициенты методом электронного
баланса:

K₂Cr₂O₇ +
KJ + H₂SO₄® J₂ + K₂SO₄ + H₂O
+ …

K₂CrO₄+ KJ +КОН® J₂ + H₂O
+ …

Схема 3: Повышение степеней
окисления хрома и марганца

Cr+3 à+ очень сильные окислители: (всегда независимо от среды!) Cr+6
Cr2O3, Cr(OH)3, соли, гидроксокомплексы	+ очень сильные окислители: а)KNO3, кислородсодержащие соли хлора (в расплаве) б) Cl2, Br2, H2O2 (в растворе)	Щелочная среда: образуется хромат K2CrO4
Cr(OH)3, соли	+ очень сильные окислители: PbO2, KBiO3	Кислая среда: образуется дихромат K2Cr2O7 или дихромовая кислота H2Cr2O7

Mn+2,+4 – оксид, гидроксид, соли	+ очень сильные окислители: KNO3, кислородсодержащие соли хлора (в расплаве)	Щелочная среда: Mn+6  K2MnO4 – манганат
Mn+2 – соли	+ очень сильные окислители:PbO2, KBiO3	Кислая среда: Mn+7: KMnO4— перманганат HMnO4 – марганцевая кислота

Задание 6: Написать уравнения реакций, указав
продукт окисления хрома и марганца. Поставьте коэффициенты методом
электронного баланса:

CrCl₃ +  Cl₂
+ KOH  →  … + KCl +  H₂O

MnO₂ +  KNO₃
+ KOH  →  … + KNO₂ +  H₂O

Схема
4:  Азотная кислота.

Кислота HNO3	концентрированная	разбавленная	очень разбавленная
Металлы	à образуется нитрат металла + продукт восстановления азота (не водород!)
неактивные (правее Н) кроме Au, Pt	NO2	NO
цинк	NO2	N2	NH4NO3
железо	пассивация (при нагревании — NO2)	NO	N2, NH4NO3
алюминий	пассивация (при нагревании — NO2)	N2	NH4NO3
хром	не растворяется
марганец	NO2	NO
бериллий	пассивация	NO
щелочные	N2O	NH4NO3
Щелочноземельные	N2O	N2O	NH4NO3
магний	N2O
Неметаллы	à кислота неметалла в высшей степени окисления или ОКСИД (если кислота неустойчива)
NO или NO2	не реагируют!

 Разложение
нитратов (по ряду активности).

1. Металлы  левее магния кроме лития.	KNO3   à   КNO2      +     O2                 нитрит                металла    +  кислород
2. От магния до меди + литий	Mg(NO3) 2à MgO  + NO2  + O2                оксид            металла*  + NO2  + O2
3. После меди	AgNO3 à Ag   + NO2   +  O2              металл  + NO2  + O2

     *оксид
металла в наиболее устойчивой степени окисления

Задание 7:

Написать уравнения реакций. Поставьте коэффициенты методом
электронного баланса:

а) реакции концентрированной азотной
кислоты с Р, С, Cu, Mg

b)
реакции разбавленной азотной кислоты с Al, Fe, Cu.

Задание 8:

Написать уравнения реакций
разложения нитратов  калия, меди(2), свинца, серебра

Схема 5.
Серная кислота.

Кислота	концентрированная	разбавленная
неактивные металлы (после Н)	– SO2 + сульфат металла (Pt, Au – не реагируют!)	не реагируют!
Цинк	—  SO2 + сульфат металла	à сульфат металла (в минимально возможной степени окисления) + Н2
Железо	только при нагревании à SO2 + сульфат металла (+3)
Алюминий
Хром	Не реагирует
бериллий	Не реагирует
щелочные	à Н2S + сульфат металла
щелочноземельные и магний	à S + сульфат металла
неметаллы	SO2 + неметалл в высшей степени окисления.

Сульфаты:

1. Сульфаты щелочных металлов – плавятся без разложения.
2. Сульфаты металлов средней активности – при нагревании разлагаются с образованием
   соответствующего оксида.

1. При разложении сульфата переходного
   металла в низкой степени окисления – образуется оксид (с более высокой степенью
   окисления)

1. Сульфаты тяжелых металлов – разлагаются с образованием
   соответствующего металла.

1. Сульфаты металлов при прокаливании с
   углем – восстанавливаются
   до сульфидов.

BaSO₄+2C = BaS + 2CO₂

Задание 9: Написать уравнения реакций. Поставьте
коэффициенты методом электронного баланса:

а) реакции концентрированной серной
кислоты с C, Cu, Ca.

b)
реакции разбавленной серной кислоты с Al, Cr.

Задание 10: Написать
уравнения возможных реакций разложения сульфатов  калия, железа(2),
железа(3), ртути

Схема 6: Диспропорционирование

Реакции диспропорционирования –
это реакции, в которых один и тот же элемент является и окислителем, и
восстановителем, одновременно и повышая, и понижая свою степень окисления.

Простые вещества:

Сера + щёлочь à 2 соли, сульфид и сульфит металла (реакция идёт при кипячении)	S0 à S-2 и S+4
Фосфор + щелочь à фосфин РН3 и соль ГИПОФОСФИТ КН2РО2 (реакция идёт при кипячении)	Р0 à Р-3 и Р+1
Хлор, бром, иод + вода (без нагревания)à 2 кислоты, HCl, HClO Хлор, бром, иод + щелочь (без нагревания)à 2 соли, КCl и КClO и вода	Cl20 à Cl—1 и Cl+1
Хлор, бром, иод + вода (при нагревании)à 2 кислоты, HCl, HClO3 Хлор, бром, иод + щелочь (при нагревании)à 2 соли, КCl и КClO3 и вода	Cl20 à Cl-1 и Cl+5

Пример: Сl₂ + KOH = KCl + KClO +
H₂O
(холодный раствор)

Задание 11: Написать уравнения реакций
взаимодействия серы с раствором гидроксида натрия (при кипячении).  Поставьте
коэффициенты методом электронного баланса:

Оксиды,
соли

NO2 + вода à2 кислоты, азотная и азотистая NO2 + щелочь à 2 соли, нитрат и нитрит	N+4 à N+3 и N+5
K2SO3 –(t) àсульфид и сульфат	S+4 à S-2 и S+6
KClO3 –(t) à 2 соли, хлорид и перхлорат КСlO4 В присутствии катализатора разлагается на кислород и хлорид калия.	Cl+5 à Cl-1 и Cl+7

Задание 12: Написать уравнения реакций
взаимодействия оксида азота (IV) с раствором
гидроксида бария. Поставьте коэффициенты методом электронного баланса:

6. Запомните особенности поведения некоторых окислителей и
восстановителей:

а) кислородсодержащие
соли и кислоты хлора обычно переходят в хлориды:

Пример: КClO₃ + P = P₂O₅ + KCl

б) если в реакции
участвуют вещества, в которых один и тот же элемент имеет степени окисления
отрицательную и положительную – они встречаются в нулевой степени окисления
(выделяется простое вещество).

Пример: H₂S + SO₂ = S + H₂O

Восстановители
+ KMnO₄ или K₂Cr₂O₇:

         
а) S^2-, I^—, Br^—, Cl^— à переходят в Э⁰

         
б) Р^-3, As^-3 à +5

         
в) N⁺³,S⁺⁴, P⁺³, и т.п.
à в
высшую степень окисления  (соль или кислота)

7.
Вещества с двойственной природой:

        
Н₂О₂   +  окислитель        à  O₂

                      
+  восстановитель à  Н₂О
или ОН^—

         
КNO₂   +
окислитель        à  KNO₃

                       
+ восстановитель à  NO

Чётко запомните, как отличаются
активности неметаллов, какой из неметаллов более активен, а какой менее.

Более активный неметалл будет
окислителем, а менее активный будет довольствоваться ролью восстановителя,
если они реагируют друг с другом.

Ряд электроотрицательности неметаллов:

H, As, I, Si, P, Se, C, S, Br, Cl, N, O, F

—————————————————> увеличение электроотрицательности

        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 à Na⁰                     
                        2

анод:  2Cl^— — 2e à Cl₂⁰                    
                            1

  Cуммарное
уравнение электролиза:    2 NaCl(расплав) —^{(эл.
ток)}à 2Na + Cl₂

2)
Расплав гидроксида натрия.

  4NaOH
(расплав) —^{(эл. ток)}à  4Na + O₂ + 2H₂O

катод: Na⁺ + 1e à Na⁰                          
4

анод:  4ОН^—
— 4e à 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)}à4 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)}à                                      

катод: около
катода Na⁺ и H₂O. Натрий
находится в ряду левее Al,

поэтому
идёт восстановление воды.

            
2Н₂О +2е^— à H₂⁰ + OH^—       1

анод: около
анода хлорид-анион

и вода. Окисляется
ион Cl^—

             
2Cl^— + 2e à Cl₂                
 1

Cуммарное
уравнение электролиза:

               2NaCl + 2H₂O —^{(эл. ток)}à 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)à

катод: около
катода Cu²⁺ и H₂O.

Медь
находится в ряду после Н, поэтому она сама будет восстанавливаться на катоде:

            
Cu²⁺ +2е à Cu                       
                  1

анод: около
анода – сульфат- анион

и вода. Окисляется
вода.

             
2H₂O + 2e à O₂ + 4H⁺         
                  1

Cуммарное
 уравнение электролиза:

              CuSO₄
+ H₂O —^{(эл. ток)}àCu + 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)}à

катод: около
катода Cu²⁺ и H₂O.

Медь
находится в ряду после Н, поэтому она сама будет восстанавливаться на катоде:

            
Cu²⁺ +2е à Cu⁰               
       1

анод: около
анода – хлорид- анион,

вода и
сам материал анода (медь).

 Окисляется
материал анода.

             
Cu⁰ — 2e^—àCu²⁺                       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:

1. На
   катоде восстанавливается в первую очередь более электроотрицательный
   элемент. (стоящий в ряду напряжений правее)
2. На
   аноде окисляется менее электроотрицательный элемент.

Пример:

СuF₂ + MnCl₂
(раствор)^{-(эл. ток)}àCu⁰+ 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 à Cu⁰                     
                  1

анод: около
анода – хлорид- анион, F^—

вода. Окисляется
Сl^—

             
2Cl^— — 2e^—àCl₂⁰                     
                    1

В
растворе: накапливается MnF₂.

Задание 14: Написать уравнения реакций
протекающих при электролизе раствора нитрата серебра на серебряных электродах.

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.

1)       Благородные
металлы не подвергаются коррозии из-за химической инертности;

2)       Металлы Al, Ti, Zn, Cr, Ni имеют
плотные газонепроницаемые оксидные плёнки, которые препятствуют коррозии;

3)       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 à Fe₃O₄

   В
аппаратах химических производств возможны процессы:

           Fe + 2HCl
à FeCl₂
+ H₂

          2 Fe +
3Cl₂ à 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.

Примеры решения задач

Пример 1.
Вычислите ЭДС и определите направление
тока во внешней цепи данного гальванического
элемента:

Fe
│FeSO₄║AgNO₃│Ag,
учитывая,
что концентрация ионов Fe²⁺
и Ag⁺
соответственно равна 0,1моль/л и 0,01моль/л.

Р е ш е н и е. 1)
Составляем схему гальванического
элемента и указываем концентрацию ионов
Fe²⁺
и Ag⁺
в растворах электролитов:

Fe
│FeSO₄║AgNO₃│Ag

C
_Fe2+
= 10^-1
моль/л и С
_Ag+
= 10^-2
моль/л.

2) Пользуясь
уравнением Нернста, вычисляем значения
электродных потенциалов железа и
серебра в растворах заданной концентрации:

E_Fe²⁺/_Fe⁰
= E⁰
_Fe²⁺/_Fe⁰
+ (0,059/2)
lg
C_Fe²⁺
= – 0,44 + (0,059/2)
lg10^-1
= – 0,47B,

E_Ag⁺/_Ag⁰
= E⁰
_Ag⁺/_Ag⁰
+ 0,059)
lg
C_Ag⁺
= + 0,80 + 0.059

lg10^-2
= + 0,68 В

E_Fe²⁺/_Fe⁰

E_Ag⁺/_Ag⁰,
следовательно, более активным металлом
является железо, оно будет отрицательным
электродом – анодом, а серебро – катодом.

Таким образом, Fe
– анод (А) и
Fe
– восстановитель, Ag
– катод.

3) Указываем
направление движения электронов во
внешней цепи, учитывая, что электроны
движутся от анода к катоду:

(–)Fe
│FeSO₄║AgNO₃│Ag(+)

4) Составляем
электронные уравнения процессов,
протекающих на электродах, учитывая,
что на аноде происходит окисление атомов
железа, а на катоде – восстановление
ионов серебра:

(-)
(А) Fe⁰
– 2e^–
→ Fe²⁺
1–
процесс окисления

(+)
(K)
Ag⁺
+ e^–
→ Ag⁰

2 – процесс восстановления

Fe⁰
+2 Ag⁺
→ Fe²⁺
+2 Ag⁰

5) Записываем
молекулярное уравнение
окислительно-восстановительной реакции,
лежащей в основе работы гальванического
элемента:
Fe⁰
+ 2AgNO₃
→ Fe(NO₃)₂
+ 2Ag⁰↓

6) Рассчитываем
ЭДС гальванического элемента:

Е_эдс
= Е_К
– Е_А
= E
_Ag⁺/_Ag⁰
– E
_Fe²⁺/_Fe⁰
= 0,68 – (–0,47) = 1,15 В.

Пример 2.
Будет ли магний взаимодействовать с
раствором сульфата никеля.

Р
е ш е н и е. Для решения этой задачи
необходимо сравнить стандартные
электродные потенциалы магния и никеля:

E⁰_Mg2+/Mg0
= – 2,34В, E⁰_Ni2+/Ni0
= – 0,25В

Магний
– металл, имеющий более отрицательное
значение стандартного электродного
потенциала и поэтому являющийся более
сильным восстановителем. Следовательно,
магний будет подвергаться окислению
под действием ионов никеля, и электроны
от магния будут переходить к никелю:

Mg⁰
– 2e^–
→ Mg²⁺

Ni²⁺
+2e^–
→ Ni⁰

Mg⁰
+ Ni²⁺
→ Mg²⁺
+ Ni⁰

Mg
+ NiSO₄
= MgSO₄
+ Ni

1.13. Коррозия металлов

Коррозия
– разрушение
металла под воздействием окружающей
среды.

Это
самопроизвольный окислительно-восстановительный
процесс, протекающий на границе раздела
фаз. По механизму протекания коррозия
подразделяется на химическую
(протекает в средах, не проводящих
электрический ток) и
электрохимическую
(протекает
в средах, проводящих электрический
ток).

Основные причины
электрохимической коррозии (ЭХК) –
наличие в металле примесей других
металлов и контакт металла с другими
металлами, отличающимися по активности.
Согласно теории ЭХК при соприкосновении
металла с раствором электролита на его
поверхности возникает множество
гальванических микроэлементов. При
этом анодами являются частицы основного
металла, катодами – примеси, с большим
значением электродного потенциала.

Одной из особенностей
электрохимической коррозии является
ее многостадийность. Рассмотрим процесс
коррозионного разрушения металла на
примере коррозионного гальванического
элемента, возникающего при контакте
железа и меди: Fe

электролит 
Cu.
Для того, чтобы понять, какой из этих
двух металлов будет подвергаться
коррозии, необходимо сравнить значения
их стандартных электродных потенциалов:
E⁰_Fe²⁺_/Fe⁰
= – 0,44В, E⁰
_Cu²⁺_/Cu⁰
= +
0,34В.

E⁰_Fe²⁺_/Fe⁰

E⁰
_Cu²⁺_/Cu⁰,
следовательно, железо является более
активным восстановителем: Fe
– анод (А), Cu
– катод (К).

На первой стадии
происходит окисление более активного
металла (анодный процесс) и переход
образовавшихся ионов в раствор: Fe⁰
– 2e^—
=Fe²⁺

Вторая стадия
– перенос электронов от анода к катоду,
который при этом заряжается отрицательно,
т.е. поляризуется.

На третьей стадии
происходит процесс восстановления
(катодный процесс), в котором участвует
окислитель окружающей среды. Он “забирает”
электроны у катода, т.е. снимает с него
отрицательный заряд и, таким образом,
деполяризует
катод. Процесс отвода электронов с
катода называется деполяризацией, а
окислитель – деполяризатором.

Важнейшими
окислителями, вызывающими ЭХК, являются
ионы водорода и растворенный в воде
молекулярный кислород. В связи с этим
различают два вида электрохимической
коррозии: с водородной
и с кислородной
деполяризацией.

Электрохимическая
коррозия с водородной деполяризацией
протекает
в кислой среде.
Коррозионному
разрушению подвергаются металлы,
удовлетворяющие условию: Е⁰_Меⁿ⁺/_Ме⁰

Е⁰ _2Н⁺/_Н2⁰
(Е⁰
_2Н⁺/_Н2⁰
=0).

Электрохимическая
коррозия с кислородной деполяризацией
протекает
в нейтральной (влажный
воздух, морская вода, влажные почвы) или
щелочной средах. Коррозионному разрушению
подвергаются металлы, стандартный
электродный потенциал которых меньше
стандартного электродного потенциала
кислорода:
Е⁰_Меⁿ⁺/_Ме⁰

Е⁰ _О2
/_2Н2О
(Е⁰
_О2
/_2Н2О
= 1,23В).

При
рассмотрении механизма электрохимической
коррозии следует использоватьалгоритм,
приведенный в примерах решения задач.

Для защиты металлов
от коррозии используют различные виды
защитных покрытий, в том числе металлические
покрытия.
Анодное
покрытие –
покрытие основного металла более
активным металлом, т.е. Е⁰_осн.Ме

Е⁰_{покр.Ме}
(например,
покрытие железа цинком). Катодное
покрытие –
покрытие основного металла менее
активным, т.е. Е⁰_осн.
Ме 
Е⁰ _{покр.
Ме}
(например,
покрытие железа никелем).

Соседние файлы в папке Методички 2 сем

• #
• #
• #
• #