Коррозия металлов подготовка к егэ - Помощь в подготовке к экзаменам и поступлению

Коррозия – это процесс разрушения металлов и металлических конструкций под воздействием различных факторов окружающей среды – кислорода, влаги, вредных примесей в воздухе.

Коррозионная стойкость металла зависит от его природы, характера среды и температуры.

Благородные металлы не подвергаются коррозии из-за химической инертности.
Металлы Al, Ti, Zn, Cr, Ni имеют плотные газонепроницаемые оксидные плёнки, которые препятствуют коррозии.
Металлы с рыхлой оксидной плёнкой – Fe, Cu и другие – коррозионно неустойчивы. Особенно сильно ржавеет железо.

Различают химическую и электрохимическую коррозию.

Химическая коррозия сопровождается химическими реакциями. Как правило, химическая коррозия металлов происходит при действии на металл сухих газов, её также называют газовой.

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄

При химической коррозии также возможны процессы:

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂

2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃

Как правило, такие процессы протекают в аппаратах химических производств.

Электрохимическая коррозия – это процесс разрушения металла, который сопровождается электрохимическими процессами. Как правило, электрохимическая коррозия протекает 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.

При этом 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 олову, при этом железо (анод) растворяется, т.е. подвергается коррозии:

Fe –2e = Fe ²⁺

На поверхности олова (катод) идёт процесс восстановления водорода из воды или растворённого кислорода:

2H⁺ + 2e → H₂

O₂ + 2H₂O + 4e → 4OH^–

Например, 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

При этом образуется ржавчина.

Методы защиты от коррозии

Защитные покрытия

Защитные покрытия предотвращают контакт поверхности металла с окислителями.

Катодное покрытие – покрытие менее активным металлом (защищает металл только неповреждённое покрытие).
Покрытие краской, лаками, смазками.
Создание на поверхности некоторых металлов прочной оксидной плёнки химическим путём (анодирование алюминия, кипячение железа в фосфорной кислоте).

Создание сплавов, стойких к коррозии

Физические свойства сплавов могут существенно отличаться от свойств чистых металлов. Добавление некоторых металлов может приводить к повышению коррозионной стойкости сплава. Например, нержавеющая сталь, новые сплавы с большой коррозионной устойчивостью.

Изменение состава среды

Коррозия замедляется при добавлении в среду, окружающую металлическую конструкцию, ингибиторов коррозии. Ингибиторы коррозии — это вещества, подавляющие процессы коррозии.

Электрохимические методы защиты

Протекторная защита: при присоединении к металлической конструкции пластинок из более активного металла – протектора. В результате идёт разрушение протектора, а металлическая конструкция при этом не разрушается.

Источник

Курс

Меня зовут Быстрицкая Вера Васильевна.
Я репетитор по Химии

Вам нужны консультации по Химии по Skype?
Если да, подайте заявку. Стоимость договорная.
Чтобы закрыть это окно, нажмите «Нет».

Теоретический материал по определению степеней окисления в пункте 4(Б)

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Это реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов.

ОКИСЛИТЕЛИ — это атомы, ионы или молекулы, которые ПРИНИМАЮТ электроны. Окислитель принимает электроны – это процесс ВОССТАНОВЛЕНИЯ.

1) Оксиды, кислоты, соли с максимально положительной степенью окисления входящего в них элемента.

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

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

оксиды –PbO2, Mn2O7, CrO3, N2O5

2) Самые активные неметаллы – фтор, кислород, озон

ВОССТАНОВИТЕЛИ — это атомы, ионы или молекулы, которые ОТДАЮТ электроны.Восстановитель отдает электроны — это процесс окисления.

ВОССТАНОВИТЕЛИ:

1.Bсе металлы (они могут только отдавать электроны);

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

Например: водородные соединения – РН3, 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.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

ОСНОВНОЕ ТРЕБОВАНИЕ

Число электронов, отданных восстановителем =

числу электронов, принятых окислителем

МЕТОДЫ СОСТАВЛЕНИЯ ОВР

1. Метод электронного баланса
2. Метод электронно-ионного баланса

СОСТАВЛЕНИЕ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ УРАВНЕНИЙ МЕТОДОМ ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА

1.Указываем степени окисления каждого элемента

2.Находим
элементы, изменившие степень окисления

3.Составляем электронный баланс.
Выписываем элементы, изменившие степень окисления.

4.Определяем количество отданных и присоединенных электронов (элемент, отдающий электроны увеличивает степень окисления, присоединяющий – уменьшает).

5.Уравниваем количество отданных и присоединенных электронов, т.е. находим коэффициенты, которые необходимо поставить у элементов, изменивших степень окисления (справа).

6. Указываем окислитель и восстановитель, или процесс окисления и восстановления

7.Устанавливаем найденные коэффициенты.

8. Остальные коэффициенты находим методом подбора.

Сначала уравнивают элементы, повторяющиеся один раз, затем те, у которых стоят коэффициенты, затем водород и кислород.

КОРРОЗИЯ – это разрушение металлов и сплавов в результате воздействия на них окружающей среды.

Это окислительно-восстановительный процесс, при котором атомы металлов переходят в ионы (идёт процесс окисления):

ТИПЫ КОРРОЗИИ

ХИМИЧЕСКАЯ КОРРОЗИЯ – разрушение металлов в результате взаимодействия с сухими газами или жидкостями, не проводящими электрический ток.

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКАЯ КОРРОЗИЯ – разрушение металла в присутствии воды и кислорода, либо в растворах электролитов.

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).

УСЛОВИЯ, СПОСОБСТВУЮЩИЕ ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКОЙ КОРРОЗИИ:

Положение металлов в ряду напряжения. Чем дальше расположены металлы друг от друга в ряду, тем быстрее происходит коррозия.
Чистота металла (с примесями металлы быстрее подвергаются коррозии)
Неровность поверхности металла, трещины.
Блуждающие токи.
Грунтовые воды.
Среда электролита (наличие раствора сильного электролита, например, морская вода, усиливает коррозию)
Повышение температуры.
Действие микроорганизмов (бактерий и грибов)

МЕРЫ ЗАЩИТЫ

1. Защитные покрытия: металлические, лаки, краски, пленки, смазки и т. п.

Уменьшают скорость коррозии как в результате затруднения выхода металла в окружающую среду, так и в результате затруднения доступа окислителя к поверхности металла.

2.Электрохимическая защита

Достигают либо подключением защищаемого металла к отрицательному полюсу источника тока (катод, катодная зашита), либо соединяя защищаемое металлическое изделие с более активным металлом («жертвенный анод»). Гораздо реже применяют анодную защиту: при этом потенциал корродирующего металла специальными способами сдвигают в область пассивации.

3. Использование специальных (легированных) сплавов, состав которых подбирают таким образом, чтобы скорость коррозии в данной коррозионно-активной среде была наименьшей

4. Использование ингибиторов коррозии. Уменьшают скорость разрушения металла. Ингибиторы коррозии можно добавлять в агрессивную среду, например, при перевозке кислот по железной дороге или транспортировке газа по газопроводам, так и вводить в состав защитного покрытия (ингибированные смазки и др.).

28(П) Тесты ЕГЭ ФИПИ 2015 по теме «Окислительно-восстановительные реакции»

ДОПОЛНИТЕЛЬНЫЙ МАТЕРИАЛ

ЭЛЕКТРОННО- ИОННЫЙ МЕТОД (МЕТОД ПОЛУРЕАКЦИЙ)

Преимущество:

при составлении полуреакций рассматриваются реально существующие в растворе ионы и наглядно видна роль среды. В ионном виде записываются восстановитель, окислитель и продукты их взаимодействия:

СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ записывают в виде ионов.
СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ: газы↑, нерастворимые вещества↓ — в виде молекул.

При составлении полуреакций окисления и восстановления следует учитывать следующее:

1. Если исходное вещество содержит БОЛЬШЕ АТОМОВ КИСЛОРОДА, чем продукт реакции, то освобождающийся кислород в форме О-2 связывается

в кислых растворах ионами водорода (Н+) – в воду О-2 + 2Н+ = Н2О

в нейтральных и щелочных растворах — в гидроксид-ионы. В нейтральных растворах: О-2 + Н+ (НОН) = ОН- В щелочных растворах : О-2 + НOH = 2ОН-

2. Если исходное вещество содержит МЕНЬШЕ АТОМОВ КИСЛОРОДА, чем продукты реакции, то недостаток их восполняется в кислых и нейтральных растворах за счёт молекул воды ,

в кислых растворах : Н2О = О-2 + 2Н+

В нейтральных растворах: Н2О = О-2 + 2 Н+

в щелочных — за счёт гидроксид-анионов. 2ОН- = О-2 + Н2О

АЛГОРИТМ РАССТАНОВКИ КОЭФФИЦИЕНТОВ МЕТОДОМ ПОЛУРЕАКЦИЙ

1. Записать схему реакции в молекулярной форме:

2. Составить схему реакции в полной ионной форме, подчеркнув восстановитель и окислитель

3. Составить сокращенную молекулярно-ионную схему

4. Определить характер среды – кислая, щелочная, нейтральная

Наличие Н+ – среда кислая

5. Выписать частицы, изменившие состав и заряд:

6. Составить молекулярно-ионные уравнения для процессов окисления и восстановления с учетом характера среды

-Проверьте число атомов (О) в левой и правой частях уравнений

— Проверьте число атомов каждого элемента

7. Проверить суммы зарядов ионов в левой и правой частях молекулярно-ионных уравнений:

Если сумма зарядов исходных частиц больше суммы зарядов продуктов реакции, то к левой части надо добавить соответствующее число электронов, если меньше — вычесть

8. Найти коэффициенты восстановителя, окислителя и продуктов их превращения.

Умножить левую и правую части обоих уравнений на найденные коэффициенты

9. Составить сокращенное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции.

ДЛЯ ЭТОГО:
1.сложить уравнения полуреакций

2. сократить, если имеются, одинаковые частицы

3. добавить в левую часть уравнения необходимое число сопутствующих противоположно заряженных ионов (см. стрелки)

4. то же число тех же ионов добавьте в правую часть уравнения

10. Составить полное молекулярно-ионное уравнение

11. По полному молекулярно-ионному уравнению составьте полное молекулярное уравнение

Источник

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⁺⁴4 –
окислитель, восстанавливается

C⁰ – 4 е à С⁺⁴1 – 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

Окислительно-восстановительные
процессы зависят от реакции среды:

Чаще
всего окислитель или восстановитель является таковым только в определенной
среде. Иногда влияние среды определяет направление протекания реакции, а
также, продукты восстановления или окисления.

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⁺³à+ 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⁺⁶K₂MnO₄ – 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)
NOили 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 высшейстепени окисления.

Сульфаты:

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

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

Сульфаты тяжелых металлов – разлагаются с образованием
соответствующего металла.

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⁺⁵à 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 Na⁰2

анод: 2Cl^— — 2e à Cl₂⁰1

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 Na⁰4

анод: 4ОН^—
— 4e à O₂ + 2H₂O1

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: S^2- >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:

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

Пример:

СuF₂ + MnCl₂
(раствор)^{-(эл. ток)}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.

Источник

1.4.8. Реакции окислительно-восстановительные. Коррозия металлов и способы защиты от нее.

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — такие реакции, которые протекают с изменением степеней окисления элементов.

Изменение степеней окисления происходит из-за полной или частичной передачи электронов от одних атомов к другим:

Поскольку электроны имеют заряд «-1» , следовательно, понижение степени окисления атома химического элемента происходит в результате приобретения им дополнительных электронов.

Процесс приобретения атомом дополнительных электронов называется восстановлением:

Вещество, которое содержит восстанавливающиеся атомы, называют окислителем.

В примере выше окислителем является азотная кислота HNO₃.

Аналогично повышение степени окисления происходит в том случае, когда атом элемента теряет некоторое количество своих электронов. Процесс потери атомом электронов называют окислением:

Химическое вещество, которое содержит окисляющиеся атомы, называют восстановителем. В указанном примере восстановителем является фосфин PH₃.

Виды окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные ОВР

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции — такие реакции, в которых атомы окислителя и атомы восстановителя находятся в разных веществах. Например:

Внутримолекулярные ОВР

Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции — такие реакции, в которых атомы восстановителя и атомы окислителя содержатся в одном веществе. Например:

Реакции диспропорционирования

Реакциями диспропорционирования называют такие реакции, в которых атомы одного химического элемента, являются окислителями и восстановителями и при этом находятся в одном веществе. Такие реакции также называют реакциями самоокисления-самовосстановления. Например, к таким реакциям относятся все реакции взаимодействия галогенов с растворами щелочей:

Расстановка коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях

Метод электронного баланса

Метод электронного баланса — метод расстановки коэффициентов в окислительно-восстановительной реакции, основанный на том, что количество электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, полученных окислителем.

Алгоритм расстановки коэффициентов данным методом выглядит следующим образом:

1) Следует записать схему реакции, указав формулы всех реагентов и продуктов. Например, при взаимодействии концентрированной серной кислоты с фосфором образуется фосфорная кислота, диоксид серы и вода:

2) Далее следует расставить все степени окисления и найти те элементы, у которых изменилось значение степени окисления.

3) После расстановки степеней окисления химических элементов находят те элементы, которые изменили свои степени окисления. Далее записывают уравнения полуреакций окисления и восстановления. В нашем случае они имеют вид:

4) Поскольку количество отдаваемых электронов восстановителем должно быть равно количеству принимаемых электронов окислителем, далее следует подобрать дополнительные множители к записанным полуреакциям:

5) Подобранные к полуреакциям множители переносятся в схему реакции:

6) Отталкиваясь от тех коэффициентов, которые уже известны из электронного баланса, оставшиеся коэффициенты расставляют методом подбора:

Примечание:

Следует отметить, что если в одной структурной единице какого-либо участника реакции содержится не один атом химического элемента, изменившего степень окисления, а 2 или больше, то это обязательно следует учитывать при записи уравнений полуреакций. Обратите внимание на составление электронного баланса для реакции горения этана в кислороде:

Как можно видеть в первом уравнении полуреакции, мы учли то, что в левой части уравнения уже сразу содержится не менее двух атомов углерода, поскольку одна формульная единица C₂H₆ содержит два атома C. По этой причине мы поставили коэффициент 2 перед атомами углерода в левой и правой частях полуреакции, а также удвоили количество «уходящих» электронов (14 вместо 7-ми).

Во второй полуреакции мы также учли, что в левой части уравнения реакции не может быть менее двух атомов кислорода, поскольку 2 атома O содержатся в одной молекуле O₂. Однако как вы могли заметить, в случае простого вещества кислорода мы не стали писать 2O, а записали O₂. Также следует поступать и в случае других простых молекулярных веществ, например, O₂, F₂, Cl₂, N₂, H₂ и т.д.

Очевидно, что электронный баланс — не самая сложная часть в процессе составления уравнения окислительно-восстановительной реакции. Часто трудности возникают в том, какие продукты записывать в правой части схемы реакции.

Для того чтобы записывать уравнения ОВР, не нужно пытаться выучить все возможные реакции, тем более, что это невозможно в принципе. Надо учиться их составлять. В первую очередь, что действительно следует выучить, так это формы существования окислителей и восстановителей до и после реакции в зависимости от среды раствора. Среда раствора определяется по наличию или отсутствию среди реагентов кислоты или щелочи. Также всегда нужно помнить, что в качестве возможных продуктов не следует писать формулы веществ, реагирующих с остальными продуктами и/или со средой. Так, например, в продуктах не может быть кислоты, если изначально среда раствора щелочная и наоборот. В общем, говоря более простыми словами, все продукты должны быть химически «безразличны» друг к другу, а также к среде раствора (исключение — электролиз).

Ниже представлены основные окислительно-восстановительные переходы окислителей и восстановителей в зависимости от среды. Во многих случаях указаны не целые формулы веществ, а формулы ионов, входящих в их состав. В таком случае для записи уравнения реакции в молекулярном виде формулу иона требуется дополнить противоионами. Катионы металлов, чаще всего, объединяют с кислотными остатками, если среда кислая, а анионы с катионами металлов (если среда щелочная) или водорода, если среда кислая или нейтральная.

Окислители

Восстановители

Коррозия металлов и способы защиты от нее

Коррозией металла называют процесс его самопроизвольного разрушения в результате контакта с окружающей средой.

Коррозия бывает химическая и электрохимическая.

Химическая коррозия — вид коррозии, при котором металл разрушается из-за его взаимодействия с газами или жидкостями, не проводящими электрический ток. Так, например, к химической коррозии относится образование окалины при взаимодействии железа с кислородом при высоких температурах, а также разрушение металлического оборудования под действием нефтяных фракций, содержащих сернистые соединения.

Электрохимической коррозией называют разрушение металла в растворе электролита вследствие возникновения в данной системе электрических токов. Электрические токи, способствующие коррозии, возникают в тех случаях, когда в растворе электролита изделие из металла контактирует с другим менее активным металлом. Также такие токи могут появляться из-за химической неоднородности металлического материала, из которого выполнено изделие.

Так, например, из-за электрохимической коррозии страдают подводные части судов, паровые котлы, трубопроводы, металлические конструкции в почве и т.д.

Способы защиты металлов от коррозии

1) Контроль условий, в которых эксплуатируется металлическое оборудование. Например, хранение и использование изделий из стали на открытом воздухе нежелательно и этого, по возможности, следует избегать. Эксплуатация металлического оборудования в помещениях с низкой влажностью существенно продлит его срок службы.

2) Создание защитных покрытий, изолирующих металлоконструкцию от контакта с окружающей средой. Среди таких покрытий различают:

— неметаллические покрытия — всевозможные краски, лаки, эмали, а также пленки из таких полимеров, как полиэтилен, поливинилхлорид и т.д.;

— химические покрытия (оксидные, нитридные, фосфатные и т.д.) (Такие покрытия получают специальной химической обработкой поверхности металла.);

— металлические покрытия.

Металлические покрытия получают нанесением на защищаемую металлическую конструкцию тонкого слоя другого металла (чаще всего с помощью процесса электролиза).

При этом, если в качестве покрытия используется менее активный металл, то такое покрытие будет защищать металлоконструкцию только при условии его целостности. В случае, если целостность такого покрытия будет нарушена, защищаемый металл будет ускоренно корродировать.

Также широко используется покрытие металлоконструкций более активным металлом. Например, распространено использование так называемого оцинкованного железа. Такое покрытие защищает металлические объекты даже при нарушении его целостности, поскольку пока практически полностью не исчезнет слой покрытия из более активного металла, коррозия металла, из которого сделан защищаемый объект, не начнется.

3) Электрохимические методы защиты:

— катодная защита — вид защиты, при котором металлический объект подключается с помощью проводников к катоду внешнего источника тока либо же приводится в контакт с более активным металлом.

Частный случай катодной защиты, при котором металлическая конструкция приводится в контакт с более активным металлом, называют протекторной защитой.

4) Изменение химических свойств среды, в которой эксплуатируется металлическое изделие, в частности:

— добавление в среду веществ, замедляющих коррозию (ингибиторов коррозии).

— дегазация среды (удаление растворенных в ней газов, в частности, кислорода). Например, такой метод работает для защиты от ржавления железа, поскольку в процессе ржавления железа активное участие принимает не только вода, но и кислород:

4Fe + 6H₂O + 3O₂ = 4Fe(OH)₃

Источник

Окислительно-восстановительные реакции

Процесс приобретения атомом дополнительных электронов называется восстановлением:

Вещество, которое содержит восстанавливающиеся атомы, называют окислителем.

В примере выше окислителем является азотная кислота HNO₃.