Овр егэ по химии 2017

Реакции
окислительно-восстановительные (№ 10)

1)Установите
соответствие между уравнением реакции и формулой вещества, являющегося
окислителем в данной реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите
соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ	ОКИСЛИТЕЛЬ
А) SO2 + NO2 = SO3 + NO Б) 2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2 В) 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3 Г) 4NH3 + 6NO = 5N2 + 6H2O	1) NH3 2) O2 3) NO2 4) NO 5) SO2 6) Na

2) Установите
соответствие между схемой реакции и степенью окисления окислителя:

СХЕМА РЕАКЦИИ	СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ ОКИСЛИТЕЛЯ
А) H2S+Cl2+H2O→HCl+H2SO4 Б) KClO3+KCl+H2SO4→K2SO4+Cl2+H2O В) KMnO4+HCl→KCl+MnCl2+Cl2+H2O Г) H2SO3+Cl2+H2O→H2SO4+HCl	1) +4 2) +7 3) 0 4) +5 5) +3 6) -2

3)Установите
соответствие между уравнением реакции и формулой вещества, являющегося
восстановителем в данной реакции:

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ	ВОССТАНОВИТЕЛЬ
А) 2NH3 + 2K = 2KNH2 + H2 Б) H2S + 2K = K2S + H2 В) 4NH3 + 6NO = 5N2 + 6H2O Г) 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O	1) NO 2) H2S 3) O2 4) NH3 5) K

4)Установите
соответствие между уравнением реакции и изменением степени окисления окислителя
в данной реакции:

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ	ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ОКИСЛИТЕЛЯ
А) 2NH3+2Na=2NaNH2+H2 Б) H2S+2Na=Na2S+H2 В) 4NH3+6NO=5N2+6H2O Г) 2H2S+3O2=2SO2+2H2O	1) −1→0      2) 0→−1      3) +2→0       4) +1→0        5) +4→+2         6) 0→−2

5) Установите
соответствие между уравнением реакции и изменением степени окисления окислителя
в данной реакции

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ	ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ОКИСЛИТЕЛЯ
А) SO2+NO2=SO3+NO Б) 2NH3+2Na=2NaNH2+H2 В) 4NO2+O2+2H2O=4HNO3 Г) 4NH3+6NO=5N2+6H2O	1) –1→0 2) 0→–2 3) +4→+2 4) +1→0 5) +2→0          6) 0→–1

6)Установите
соответствие между схемой окислительно-восстановительной реакции и веществом,
которое является в ней восстановителем:

СХЕМА РЕАКЦИИ	ФОРМУЛА ВОССТАНОВИТЕЛЯ
А) Br2+KOH→KBr+KBrO3 Б) HBr+O2→Br2+H2O В) HBr+MnO2→Br2+MnBr2+H2O Г) CuO+NH4Cl→Cu+H2O+N2+HCl	1) Br2 2) KOH       3) HBr      4) O2        5) MnO2      6) NH4Cl      7) CuO

7)Установите
соответствие между уравнением реакции и формулой вещества, являющегося
восстановителем в данной реакции:

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ	ВОССТАНОВИТЕЛЬ
А) SO2+NO2=SO3+NO Б) 2NH3+2Na=2NaNH2+H2 В) 4NO2+O2+2H2O=4HNO3 Г) 4NH3+6NO=5N2+6H2O	1) NH3 2) O2 3) NO2 4) NO 5)SO2 6) Na

Установите
соответствие между изменением степени окисления хлора в реакции и формулами
исходных веществ, которые вступают в эту реакцию:

ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ	ФОРМУЛЫ ИСХОДНЫХ ВЕЩЕСТВ
А) Cl0→Cl– Б) Cl–→Cl0 В) Cl+5→Cl– Г) Cl0→Cl+5	1) KClO3 (нагревание) 2) Cl2 и NaOH (горячий раствор) 3) KCl и H2SO4 (конц.) 4) HCl и F2 5) KCl и O2 6) KClO4 и H2SO4 (конц.)

9)Установите
соответствие между формулой вещества и степенью окисления хрома:

ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА	СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ ХРОМА
А) NaCrO2 Б) H2Cr2O7 В) BaCrO4 Г) CrSO4	1) +7 2) +6 3) +4 4) +3 5) +2

10)Установите
соответствие между формулой вещества и степенью окисления азота:

ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА	СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ АЗОТА
А) NF3 Б) N2O5 В) NH4HCO3 Г) Ca(NO2)2	1) –3 2) +1 3) +2 4) +3 5) +4 6) +5

11) Установите
соответствие между схемой окислительно-восстановительной реакции и
коэффициентом перед формулой восстановителя:

СХЕМА РЕАКЦИИ	КОЭФФИЦИЕНТ ПЕРЕД ВОССТАНОВИТЕЛЕМ
А) NH3+CuO→Cu+N2+H2O Б) NH3+O2→NO+H2O В) HNO3+Cu→Cu(NO3)2+NO2+H2O Г) Li+N2→Li3N	1) 2 2) 6 3) 4 4) 1 5) 5

12) Установите
соответствие между схемой реакции и формулой вещества, которое в данной реакции
является окислителем:.

СХЕМА РЕАКЦИИ	ФОРМУЛА ОКИСЛИТЕЛЯ
А) H2S + Br2 → S + HBr Б) S + C → CS2 В) SO3 + HBr → Br2 + SO2 + H2O Г) S + NO2 → SO3 + NO	1) NO2 2) H2S 3) HBr 4) S 5) SO3 6) Br2

13) Установите
соответствие между схемой окислительно-восстановительной реакции и веществом,
которое является в ней окислителем:

СХЕМА РЕАКЦИИ	ФОРМУЛА ОКИСЛИТЕЛЯ
А) Cl2 + KOH → KCl + KClO3 Б) H2S + SO2 → S + H2O В) Cl2 + SO2 → SO2Cl2 Г) CuO + NH4Cl → Cu + H2O + N2 + HCl	1) Cl2 2) KOH 3) H2S 4) SO2 5) CuO 6) NH4Cl

14) Установите
соответствие между схемой реакции и степенью окисления восстановителя

СХЕМА РЕАКЦИИ	СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ ВОССТАНОВИТЕЛЯ
А) NH4Cl + CuO → N2 + Cu + H2O + HCl Б) N2 + H2 → NH3 В) NO + O2 → NO2 Г) NO2 + NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O	1) +3 2) +2 3) –3 4) +5 5) +4 6) 0

15) Установите
соответствие между изменением степени окисления хрома и уравнением реакции, в
которой это изменение происходит:

ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ	УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ
А) Cr+3 → Cr0 Б) Cr+6 → Cr0 В) Cr0 → Cr+3 Г) Cr+6 →Cr+3	1) 2Cr + 6H2SO4(КОНЦ.) = Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O 2) 2CrO3 + 3H2S(Р‑Р) = 2Cr(OH)3 + 3S 3) K2Cr2O7 + 4Al = 2Cr + Al2O3 + 2KAlO2 4) Cr2O3 + 3Ca = 2Cr + 3CaO 5) 2K2CrO4 + 2HCl = K2Cr2O7 + 2KCl + H2O

16) Установите
соответствие между изменением степени окисления хлора в реакции и формулами
веществ, которые вступают в эту реакцию

ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ	ФОРМУЛЫ ИСХОДНЫХ ВЕЩЕСТВ
А) Cl0 → Cl– Б) Cl– → Cl0 В) Cl+5 → Cl– Г) Cl0 → Cl+5	1) KClO3 (нагревание) 2) Cl2 и NaOH (горячий раствор) 3) KCl и H2SO4 (конц.) 4) HCl и F2 5) KCl и O2 6) KClO4 и H2SO4 (конц.)

17)Установите
соответствие между схемой окислительно-восстановительной реакции и формулой
вещества, которое является в ней восстановителем:

СХЕМА РЕАКЦИИ	ФОРМУЛА ВОССТАНОВИТЕЛЯ
А) Cl2 + H2O → HCl + HClO Б) HCl + O2 → H2O + Cl2 В) H2S + SO2 → S + H2O Г) NO + O2 → NO2	1) Cl2 2) NO 3) HCl 4) O2 5) H2S 6) SO2

18) Установите
соответствие между схемой реакции и свойством серы, которое она проявляет в
этой реакции:

СХЕМА РЕАКЦИИ	СВОЙСТВО СЕРЫ
А) SO3 + NaOH → Na2SO4 + H2O Б) SO3 + NaI → I2 + SO2 + Na2SO4 В) Na2S + Br2 → S + NaBr Г) H2S + O2 → SO2 + H2O	1) является окислителем 2) является восстановителем 3) является и окислителем, и восстановителем 4) не проявляет окислительно-восстановительных свойств

19) Установите
соответствие между уравнением реакции и формулой вещества, являющегося
восстановителем в данной реакции:

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ	ВОССТАНОВИТЕЛЬ
А) 2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2 Б) H2S + 2Na = Na2S + H2 В) 2NH3 + 3CuO = N2 + 3H2O + 3Cu Г) 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O	1) CuO 2) H2S 3) O2 4) NH3 5) Na

20) Установите
соответствие между формулой вещества и степенью окисления серы в нём:

ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА	СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ СЕРЫ
А) Na2S2 Б) H2S3O10 В) Ca(HSO4)2 Г) SOCl2	1) –2 2) –1 3) +1 4) +2 5) +4 6) +6

21) Установите
соответствие между уравнением реакции и изменением степени окисления
восстановителя в данной реакции:

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ	ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ВОССТАНОВИТЕЛЯ
А) 2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2 Б) H2S + 2Na = Na2S + H2 В) 4NH3 + 6NO = 5N2 + 6H2O Г) 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O	1) +2 → 0 2) -3 → 0 3) 0 →-2 4) -2 → +4 5) -3 → +3 6) 0 →+1

22) Установите
соответствие между схемой окислительно-восстановительной реакции и веществом,
которое является в ней восстановителем:

СХЕМА РЕАКЦИИ	ВОССТАНОВИТЕЛЬ
А) Cl2 + H2O → HCl + HClO Б) HCl + O2 → H2O + Cl2 В) H2S + NO → N2 + S + H2O Г) NO + O2 → NO2	1) Cl2 2) H2O 3) HCl 4) O2 5) H2S 6) NO

23) Установите
соответствие между реагентами и схемами превращения элемента азота:.

РЕАГЕНТЫ	СХЕМА ПРЕВРАЩЕНИЯ
А) азот и литий Б) аммиак и соляная кислота (раствор) В) аммиак и кислород (горение) Г) аммиак и оксид меди(II) (нагревание)	1) N0→N+3 2) N0→N–3 3) N–3→N0 4) N–3→N+2 5) N–3→N+4 6) N–3→N–3

24) Установите
соответствие между схемой реакции и степенью окисления восстановителя:

СХЕМА РЕАКЦИИ	СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ
А) HCl + MnO2 → MnCl2 + H2O + Cl2 Б) MnCl2 + Al → AlCl3 + Mn В) MnO2 + H2SO4 → MnSO4 + H2O + O2 Г) MnO2 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + H2O + O2	1) +4 2) –2 3) 0     4) –1      5) +6     6) +2

25) Установите
соответствие между схемой окислительно-восстановительной реакции и
коэффициентом перед окислителем:

СХЕМА РЕАКЦИИ	КОЭФФИЦИЕНТ ПЕРЕД ОКИСЛИТЕЛЕМ
А) NH3 + CuO → N2 + Cu + H2O Б) NH3 + O2 → NO + H2O В) HNO3 + Ag → AgNO3 + NO + H2O Г) N2 + Li → Li3N	1) 6 2) 5 3) 4 4) 3 5) 2 6) 1

26)Установите
соответствие между уравнением реакции и формулой вещества, являющегося
окислителем в данной реакции

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ	ОКИСЛИТЕЛЬ
А) SO2 + NO2 = SO3 + NO Б) 2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2 В) 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3 Г) 4NH3 + 6NO = 5N2 + 6H2O	1) NH3 2) O2 3) NO2 4) NO 5) SO2 6) Na

Материал подготовлен по материалам вебинара «Организация подготовки к ЕГЭ по химии: окислительно-восстановительные реакции»

«Мы рассматриваем организацию подготовки к успешному выполнению заданий, связанных с окислительно-восстановительными реакциями. Если мы посмотрим на спецификацию и демо-версию, то такие реакции напрямую связаны с заданиями №10 и №30, но это ключевая тема школьного курса химии. Она затрагивает самые разные вопросы, самые разные свойства химических веществ. Она очень обширная», — подчеркивает Лидия Асанова, ведущая вебинара, кандидат педагогических наук, автор методических пособий.

Задание №30, рассматривающее окислительно-восстановительные реакции, — задание высокого уровня сложности. Чтобы получить высший балл (3) за его выполнение, в ответе ученика должно быть:

• определение степени окисления элементов, которые являются окислителем и восстановителем;
• окислитель и восстановитель (элементы или вещества);
• процессы окисления и восстановления, и на их основе составленный электронный (электронно-ионный) баланс;
• определение недостающих в уравнении реакции веществ.

Однако ученики часто пропускают, не расставляют коэффициенты, не указывают окислитель и восстановитель, степени окисления. Каким же образом нужно организовать работу на уроке, чтобы достичь хороших результатов на экзамене?

---

«Линия УМК О. С. Габриеляна. Химия (10-11) (углуб.)»

Особое внимание в учебнике О. С. Габриеляна для 10 класса, предназначенного для изучения предмета в объеме 3–4 часов в неделю, уделено прикладным темам: в пособии освещаются связанные с химией вопросы экологии, медицины, биологии и культуры. В 11 классе происходит завершение и обобщение курса.

Тематическое планирование

Естествознание. Базовый уровень. 11 класс. Книга для учителя

---

1. Подготовка к экзамену должна осуществляться в процессе преподавания учебного предмета и нельзя сводить подготовку только к тренировке в выполнении заданий, аналогичных заданиям экзаменационной работы. Такое «натаскивание» не развивает мышление, не углубляет понимание. А ведь, между прочим, в экзаменационном задании указано, что допускаются иные формулировки ответа, не искажающие его смысла. Это значит, что творчески, с пониманием подойдя к решению поставленной задачи, можно получить высший балл за выполнение, даже если ответ сформулирован иначе.

Главная задача подготовки к экзамену — целенаправленная работа по повторению, систематизации и обобщению изученного материала, по приведению в систему знаний ключевых понятий курса химии. Конечно, обязателен опыт проведения реального химического эксперимента.

---

Вебинары для учителей химии

Открытые уроки по химии

---

2. Есть перечень тем и понятий, которые школьникам совсем нельзя забывать. Среди них:

• правила для определения степеней окисления атомов (в простых веществах степень окисления элементов равна нулю, высшая (максимальная) степень окисления элементов II—VII групп, как правило, равна номеру группы, в которой находится элемент в периодической таблице, низшая (минимальная) степень окисления металлов равна нулю и т.д.);
• важнейшие окислители и восстановители, а также то, что процесс окисления всегда сопровождается процессом восстановления;
• окислительно-восстановительная двойственность;
• типы ОВР (межмолекулярные, внутримолекулярные, реакции конпропорционирования, реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления)).

УМК «Химия» (углубленный уровень, линия УМК Н. Е. Кузнецовой) позволяет максимально полно подготовиться к экзамену по теме «Окислительно-восстановительные реакции». В учебном пособии подробно рассматривается, что такое степень окисления, какие реакции можно назвать окислительно-восстановительными. Расписано по пунктам, как правила вычисления степени окисления.

---

«Линия УМК Н. Е. Кузнецовой. Химия (10-11) (углуб.)»

Углубленное изучение химии в 10–11 классах предполагает проведение занятий в объеме 105 часов. Учебники ориентированы как на достижение предметных результатов в области «Естественные науки», так и на разностороннее личностное развитие школьников.

Мастер-класс доктора физико-математических наук В. В. Еремина (МГУ им. М.В. Ломоносова)

Олег Габриелян: «Химия — экспериментальный предмет»

---

В таблицу занесены типы окислительно-восстановительных реакций, факторы, влияющие на протекание реакций (фото страниц). Подробно разобраны примеры, а, кроме того, есть задания по теме «ОВР» в формате ЕГЭ.

Например:

«Используя метод электронного баланса, составьте уравнение химической реакции:

N₂O + KMnO₄ + … = NO₂ + … + K₂SO₄ + Н₂О

Укажите окислитель и восстановитель».

Впрочем, для отработки решения задач даны самые разные примеры. Например, в пособии «Химия. Углубленный уровень. 11 класс. Контрольные работы» есть такие:

«Исходя из теории окислительно-восстановительных процессов, укажите схемы невозможных реакций.

1. SO₂ + H₂S → S + H₂O

2. S + H₂SO₄ → SO₂ + H₂O

3. S + H₂SO₄ → H₂S + H₂O

4. K₂SO₃ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → K₂SO₄ + K₂CrO₄ + H₂O

5. KMnO₄ + HCl → Cl2 + MnCl₂ + KCl + H₂O

6. I₂ + SO₂ + H₂O → HIO₃ + H₂SO₄

Ответ обоснуйте. Преобразуйте схемы возможных процессов в уравнения реакций. Укажите окислитель и восстановитель»

«Составьте уравнения реакций в соответствии со схемой изменения степеней окисления атомов углерода: С⁰ → С^–4 → С^–4 → С⁺⁴ → С⁺² → С^–2».

«Даны вещества: углерод, оксид азота(IV), оксид серы (IV), водный раствор гидроксида калия. Напишите уравнения четырёх возможных реакций между этими веществами, не повторяя пары реагентов».

Все это позволяет максимально полно изучить тему окислительно-восстановительных реакций и отработать решение самых разных задач.

---

Методические пособия для учителей по химии

Технологическая карта урока

---

Смотреть вебинар «Организация подготовки к ЕГЭ по химии: окислительно-восстановительные реакции»

---

*С мая 2017 года объединенная издательская группа «ДРОФА-ВЕНТАНА» входит в корпорацию «Российский учебник». В корпорацию также вошли издательство «Астрель» и цифровая образовательная платформа «LECTA». Генеральным директором назначен Александр Брычкин, выпускник Финансовой академии при Правительстве РФ, кандидат экономических наук, руководитель инновационных проектов издательства «ДРОФА» в сфере цифрового образования (электронные формы учебников, «Российская электронная школа», цифровая образовательная платформа LECTA). До прихода в издательство «ДРОФА» занимал позицию вице-президента по стратегическому развитию и инвестициям издательского холдинга «ЭКСМО-АСТ».

Сегодня издательская корпорация «Российский учебник» обладает самым крупным портфелем учебников, включенных в Федеральный перечень — 485 наименований (примерно 40%, без учета учебников для коррекционной школы). Издательствам корпорации принадлежат наиболее востребованные российскими школами комплекты учебников по физике, черчению, биологии, химии, технологии, географии, астрономии — областям знаний, которые нужны для развития производственного потенциала страны. В портфель корпорации входят учебники и учебные пособия для начальной школы, удостоенные Премии Президента в области образования. Это учебники и пособия по предметным областям, которые необходимы для развития научно-технического и производственного потенциала России.

Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций 

(скачать pdf файл)

Существует несколько основных правил, которые сильно упрощают составление окислительно-восстановительных реакций. Более подробно эти и другие правила рассматривается на других страницах этого раздела, но для ЕГЭ достаточно знать правила из этого списка.

Правило 1. Реакции простых веществ: металлов и неметаллов с щелочами, кислотами и солями:

1.1) Из металлов только Al, Zn и Be взаимодействуют со щелочами с выделением водорода:
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2­
Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2

1.2) Из неметаллов только S, P, Si и галогены реагируют с щелочами:

3S + 6NaOH → Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O
P4 + 3NaOH + 3H2O → PH3­ + 3NaH2PO2 (t°, гипофосфит натрия)
Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O (аналогично для Br2, I2)                  
3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (при нагревании, аналогично для Br2, I2)

2.1) Металлы (стоящие в ряду активности металлов до H2) реагируют с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

2HCl + Fe → FeCl2 + H2
H2SO4(р) + Fe → FeSO4 + H2

2.2) Все металлы, кроме Pt и Au, реагируют с кислотами-окислителями без выделения водорода:
2H2SO4(к) + 2Ag → Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
6H2SO4(к) + 2Fe  →  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

2.3) Более сильные металлы вытесняют более слабые из растворов их солей:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

3) Неметаллы не реагируют с кислотами-неокислителями:
C + HCl → реакция не идет

4) Такие неметаллы, как S, C, P могут реагировать с солями, проявляющими окислительные свойства (KClO3, KNO3 в расплавленном состоянии):

6P + 5KClO3 → 3P2O5 + 5KCl
C + 2KNO3 (расплав) → CO2 + 2KNO2
S + 2KNO3 (расплав) → SO2 + 2KNO2

5) Важная реакция получения фосфора:

5C + 3SiO2 + Ca3(PO4)2 → 5CO + 2P + 3CaSiO3

6) Из неметаллов только S, C, и P реагируют с кислотами-окислителями (в рамках ЕГЭ), а также I2 с HNO3(к):

Правило 2. Фосфор

1) Наиболее устойчивая степень окисления фосфора +5, следовательно, любые другие соединения фосфора окисляются сильными окислителями до этой степени окисления (с образованием P2O5 или фосфат-иона):

PH3 + 8KMnO4 + 11KOH →  K3PO4 + 8K2MnO4 + 7H2O   
6P + 5KClO3 →  5KCl + 3P2O5        
3P2O3 + 4HNO3 + 7H2O → 6H3PO4 + 4NO

Правило 3. Азот

1) Аммиак, как правило, окисляется до азота N2:

8NH3 + 3KBrO4 → 3KBr + 4N2 + 12H2O
2NH3 + 3CuO →  3Cu + N2­ + 6H2O

Исключением является каталитическое окисление аммиака:
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (катализатор)

Обычное горение аммиака протекает с образованием N2 (как и горение любых органических азотсодержащих соединений):
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O

2) Нитрит-ионы окисляются до нитрат-ионов:

3KNO2 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O
3KNO2 + 2KMnO4 + H2O → 3KNO3 + 2MnO2 + 2KOH

3) Нитрит-ионы восстанавливаются до азота в реакциях с солями аммония:

NaNO2 + NH4Cl →  N2­­ + NaCl + 2H2O
Ca(NO2)2 + (NH4)2SO4 →  2N2­­ + CaSO4 + 4H2O

4) Нитрит-ионы восстанавливаются до оксида азота (II) в реакциях с типичными восстановителями: HI, йодидами, солями Fe⁺² и др.:

2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 →  2NO­­ + I2 + 2K2SO4 + 2H2O
HNO2 + 2HI →  2NO­­ + I2 + 2H2O

Следующий тип реакций встречается в вариантах Ю.Н. Медведева.

5) Нитрат-ионы являются сильными окислителями при сплавлении с соединениями Cr, Mn, Fe в щелочной среде и с некоторыми неметаллами (восстанавливаются до нитритов):

3NaNO3 + Cr2O3 + 4KOH → 3NaNO2 + 2K2CrO4 + 2H2O
KNO3 + MnO2 + K2CO3 → KNO2 + K2MnO4 + CO2
2NaNO3 + FeSO4 + 4NaOH → 2NaNO2 + Na2FeO4 + Na2SO4 + 2H2O

2KNO3(расплав) + C → 2KNO2 + CO2
2KNO3(расплав) + S → 2KNO2 + SO2

6) Нитрат-ионы являются сильными окислителями в кислотной среде:

2KNO3 + Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + 2NO2 + K2SO4 + 2H2O

7) Восстановление нитратов до аммиака в реакциях с такими металлами, как Al, Zn, Mg (встречается очень редко):

3NaNO3 + 8Al + 5NaOH +18H2O → 3NH3 + 8Na[Al(OH)4]
NaNO3 + 4Zn + 7NaOH + 6H2O → NH3 + 4Na2[Zn(OH)4]
KNO3 + 4Mg + 6H2O → NH3 + 4Mg(OH)2 + KOH

Взаимодействие азотной кислоты с простыми и сложными веществами

Правило 4. Кислород

1) Перекись водорода окисляется до кислорода O2 типичными окислителями:
KMnO4, K2Cr2O7, галогены, соли кислородсодержащих кислот хлора (например, KClO3) и некоторыми другими.

5H2O2 + KMnO4 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5O2 + 8H2O
3H2O2 + 2KNO3 + H2SO4 →  K2SO4 + 2NO + 3O2­ + 4H2O

2) Перекись водорода восстанавливается до H2O типичными восстановителями:
KI (HI, йодиды), K2SO3 (SO2, сульфиты), KNO2 (нитриты), PbS (H2S, сульфиды), соединения Cr⁺³ в щелочной среде, соединения Fe⁺², NH3 и некоторыми другими.

H2O2 + Na2SO3 → Na2SO4 + H2O
H2O2 + KNO2 →  KNO3 + H2O
3H2O2 + 2NaCrO2 + 2NaOH →  2Na2CrO4 + 4H2O

Свойства пероксида водорода с примерами

Правило 5. Галогены

1) Галогены диспропорционируют в щелочах:

Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O (аналогично для Br2, I2)                  
3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (при нагревании, аналогично для Br2, I2)

2) Простые вещества галогены и соединения галогенов в любой положительной степени окисления восстанавливаются, как правило, до галогенид-ионов (т.е. до ст. ок. -1) в реакциях с типичными восстановителями:

5HClO3 + 6P + 9H2O → 5HCl + 6H3PO4
KClO3 + 6Fe(OH)2 + 18HCl → 6FeCl3 + KCl + 15H2O
2Cl2 + H3PO2 + 7KOH → K3PO4 + 4KCl + 5H2O
2Br2 + CrCl2 + 8NaOH →  Na2CrO4 + 2NaCl + 4NaBr + 4H2O

Исключение: соединения йода в высоких степенях окисления могут восстанавливаться до I2, а не до йодид-иона
KIO3 + 5KI + 3H2SO4 → 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O.

3) Галогенид-ионы окисляются, как правило, до простых веществ: Cl2, Br2, I2:

14HCl + K2Cr2O7 → 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O
16HCl + 2KMnO4  → 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O

4) Йодид меди восстанавливает серную кислоту до SO2, тогда как йодиды активных металлов до H2S:

2CuI + 4H2SO4(конц.) → I2 + 2SO2 + 2CuSO4 + 4H2O
8KI + 5H2SO4(конц.) → 4I2 + H2S + 4K2SO4 + 4H2O

5) Концентрированной серной кислотой окисляются только бромид- и йодид-ионы. В первом случае образуется SO2, во втором H2S.

2KBr + 2H2SO4(конц.) → Br2 + SO2 + K2SO4 + 2H2O
8KI + 5H2SO4(конц.) → 4I2 + H2S + 4K2SO4 + 4H2O.

6) Более сильные галогены вытесняют менее сильные из галогенидов. В ряду F2, Cl2, Br2, I2 окислительные свойства ослабевают.

Cl2 + 2NaI → I2 + 2NaCl
Cl2 + NaF → реакция не идет, так как Cl2 — более слабый окислитель чем F2.

Все галогены вытесняют серу из сульфидов:
(NH4)2S + Br2 → S + 2NH4Br.

Правило 6. Сера

1) Сульфид-ионы обычно окисляются до S типичными окислителями: Br2, I2, растворами солей K2Cr2O7, KMnO4 и др.:

2) С H2SO4(к) сероводород и сульфиды реагируют с образованием SO2, аналогично реакции кислоты с серой:

S + H2SO4(конц.) → 3SO2 + 2H2O (t)
H2S + 3H2SO4(конц.) → 4SO2 + 4H2O (t)

K2S + 4H2SO4(конц.) → K2SO4 + 4SO2 + 4H2O
В этой реакции сульфид-ион окисляется до SO2: S^–2 -6e → S⁺⁴.
Часть сульфат-ионов восстанавливается также до SO2 и часть остается для образования соли K2SO4.

3) Окисление H2S и сульфидов до сульфат-ионов протекает в реакциях с такими окислителями, как Cl2 в воде, H2O2, HNO3(конц.) при нагревании:

H2S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl
H2S + 8HNO3(конц.) →  H2SO4 + 8NO2 + 4H2O (образование S будет считаться ошибкой!)
PbS + 4H2O2 → PbSO4 + 4H2O (черный сульфид свинца превращается в белый сульфат)

4) Сульфит-ионы любыми окислителями окисляются до сульфат-иона:

3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O → 2MnO2 + 2Na2SO4 + 2KOH
3K2SO3 + 2K2CrO4 + 5H2O → 2Cr(OH)3 + 3K2SO4 + 4KOH.

5) Взаимодействие серной кислоты с простыми и сложными веществами

Правило 7. Медь

1) Соединения Cu⁺² окисляют соединения S⁺⁴ и I^– (восстанавливаясь до Cu⁺¹):

2CuCl2 + SO2 + 2H2O → 2CuCl + 2HCl + H2SO4
2Cu(NO3)2 + 4KI → 2CuI + I2 + 4KNO3

В реакции с аммиаком выделяется металлическая медь:
3CuO + 2NH3 → N2 + 3Cu + 3H2O

2) Йодиды меди реагируют с H2SO4(к) с образованием SO2, тогда как йодиды щелочных металлов с образованием H2S:

2CuI + 4H2SO4 → 2CuSO4 + I2 + 2SO2 + 4H2O
8KI + 5H2SO4(конц.) → 4K2SO4 + 4I2 + H2S + 4H2O

3) Медь  по-разному реагирует с галогенами:

Cu + Cl2 → CuCl2
Cu + Br2 → CuBr2
2Cu + I2 → 2CuI (соль меди +1)

4) Медь в степени окисления +2 восстанавливается самой медью:
CuO + Cu → Cu2O (t)
CuCl2 + Cu → 2CuCl (t).

Правило 8. Железо

1) Соединения Fe⁺³ окисляют соединения S^–2, S⁺⁴, I^– и некоторые слабые металлы (восстанавливаясь до Fe⁺²):

Fe2O3 + 6HI → 2FeI2 + I2 + 3H2O
2FeCl3 + 3Na2S → 2FeS + S + 6NaCl
2FeCl3 + H2S → 2FeCl2 + S + 2HCl
2FeCl3 + Na2SO3 +H2O → 2FeCl2 + Na2SO4 + 2HCl

2FeCl3 + Cu → CuCl2 + 2FeCl2 (соль железа +2)
Fe2(SO4)3 + Cu → CuSO4 + 2FeSO4 (соль железа +2)
2Fe(NO3)3 + Fe → 3Fe(NO3)2 (соль железа +2)

2) В кислой среде соединения Fe⁺² окисляются такими окислителями, как KMnO4, K2Cr2O7, Na2O2, HNO3, H2SO4(к) и др. до солей Fe⁺³:

6FeCl2 + Na2Cr2O7 + 14HCl → 6FeCl3 + 2CrCl3 + 2NaCl + 7H2O
2FeSO4 + Na2O2 + 2H2SO4 → Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + 2H2O

3) В щелочной среде образуется гидроксид железа (III):

FeCl2 + KMnO4 + 3KOH →  K2MnO4 + Fe(OH)3 + 2KCl
2FeSO4 + 2KMnO4 + 6NaOH →  K2MnO4 + 2Fe(OH)3 + Na2MnO4 + 2Na2SO4

4) Железо  по-разному реагирует с галогенами:

2Fe + 3F2 → 2FeF3
2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3
2Fe + 3Br2 → 2FeBr3
Fe + I2 → FeI2 (соль железа +2)

5) Соединения Fe⁺², Fe⁺³ также могут быть окислены до степени окисления +6 (до ферратов, например, Na2FeO4) очень сильными окислителями, но на ЕГЭ знание этих реакций не проверяется (источник: вебинары от разработчиков экзамена):
3FeSO4 + 2NaClO3 + 12NaOH → 3Na2FeO4 + 2NaCl + 3Na2SO4 + 6H2O.

Правило 9. Марганец

1) В кислой среде образуются соли Mn⁺²:
K2MnO4 + 8HBr → MnBr2 + 2Br2 + 2KBr + 4H2O
2KMnO4 + 5SO2 + 2H2O →  2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4

2) В щелочной среде образуется манганат-ион MnO4^2– (зеленого цвета):
MnSO4 + 2Br2 + 8KOH → K2MnO4 + 4KBr + Na2SO4 + 4H2O
2KMnO4 + 2FeSO4 + 6NaOH →  K2MnO4 + 2Fe(OH)3 + Na2MnO4 + 2Na2SO4

3) В нейтральной среде образуется осадок бурого цвета MnO2:
3MnSO4 + 2KMnO4 + 2H2O → 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4
2KMnO4 + 3K2S + 4H2O →  2MnO2 + 3S + 8KOH
K2MnO4 + Na2S + 2H2O → S + MnO2 + 2NaOH + 2KOH

 Правило 10. Хром

1) Восстановление дихроматов в кислой среде протекает с образованием солей Cr⁺³:
Na2Cr2O7 + 6NaI + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4Na2SO4 + 7H2O
K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 →  Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
K2Cr2O7 + 3KNO2 + 8HNO3 → 2Cr(NO3)3 + 5KNO3 + 4H2O

2) Окисление соединений Cr⁺² в кислой среде протекает с образованием солей Cr⁺³:

6CrCl2 + K2Cr2O7 + 14HCl → 8CrCl3 + 2KCl + 7H2O
2CrCl2 + 4H2SO4(конц.) → Cr2(SO4)3 + SO2 + 4HCl + 2H2O

3) Окисление соединений Cr⁺³ очень сильными окислителями с щелочами или с карбонатами щелочных металлов протекает с образованием хроматов (типичные окислители: KNO3, Cl2, KClO3, H2O2 и др. в щел. среде):

Cr2O3 + 3KNO3 + 2K2CO3 → 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2CO2
Cr2(SO4)3 + 3Cl2 + 16KOH → 2K2CrO4 + 6KCl + 3K2SO4 + 8H2O
2Cr(OH)3 + KClO3 + 4NaOH →  2Na2CrO4 + KCl + 5H2O
2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 4KOH → 2K2CrO4 + 8H2O

4) Соединения Cr⁺⁶ в различных средах:
В щелочной среде устойчивы соли хромовой кислоты (хроматы, желтого цвета), например, Na2CrO4.
В кислой среде устойчивы соли дихромовой кислоты (дихроматы, оранжевого цвета), например, Na2Cr2O7.

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O

2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O (в кислотной среде желтая окраска переходит в оранжевую).
Na2Cr2O7 + 2NaOH → 2Na2CrO4 + H2O (в щелочной среде оранжевая окраска переходит в желтую).

Правило 11. Среда раствора

1) С карбонатами щелочных металлов реакции протекают аналогично щелочной среде реакции:

Cr2O3 + 3KNO3 + 2K2CO3 → 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2CO2
MnO2 + KNO3 + K2CO3 → K2MnO4 + KNO2 + CO2­

2) Если в реакцию вступает оксид серы (IV) SO2 в нейтральном растворе, то реакция протекает аналогично кислой среде раствора:

2KMnO4 + 5SO2 + 2H2O →  2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4.

 Поэтому очень важно не зубрить окислительно-восстановительные реакции, а знать какие соединения проявляют окислительные, а какие восстановительные свойства, и знать основные правила, приведенные выше.

Окислительно-восстановительные реакции. Коррозия металлов и способы защиты от нее

Признаки окислительно-восстановительных реакций

Многообразие классификаций химических реакций по различным признакам (числу и характеру реагирующих и образовавшихся веществ, направлению, фазовому составу, тепловому эффекту, использованию катализатора) можно дополнить еще одним признаком. Этот признак — изменение степени окисления атомов химических элементов, образующих реагирующие вещества.

Например, в реакции

${Ag}↖{+1}{N}↖{+5}{O_3}↖{-2}+{H}↖{+1}{Cl}↖{-1}={Ag}↖{+1}{Cl}↖{-1}+{H}↖{+1}{N}↖{+5}{O_3}↖{-2}$

степени окисления атомов химических элементов после реакции не изменились. А вот в реакции взаимодействия соляной кислоты с цинком

$2{H}↖{+1}{Cl}↖{-1}+{Zn}↖{0}={Zn}↖{+2}{Cl_2}↖{-1}+{H_2}↖{0}$

атомы двух элементов, водорода и цинка, изменили свои степени окисления: водород — с $+1$ на $0$, а цинк — с $0$ на $+2$. Следовательно, в этой реакции каждый атом водорода получил по одному электрону:

$2H^{+}+2e↖{-}→H_2^0,$

а каждый атом цинка отдал два электрона:

${Zn}↖{0}-2e↖{-}→Zn^{+2}.$

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

Окислитель и восстановитель. Окисление и восстановление

Под восстановлением понимают процесс присоединения электронов атомами, ионами или молекулами.

Степень окисления при этом понижается.

Например, атомы неметаллов могут присоединять электроны, превращаясь при этом в отрицательные ионы, т.е. восстанавливаясь:

${Cl^0+1ē}↙{text»атом хлора»}→{Cl^{-1}}↙{text»хлорид-ион»},$

${S^{0}+2ē}↙{text»атом серы»}→{S^{-2}}↙{text»хлорид-ион»}.$

Электроны могут присоединяться и к положительным ионам, превращая их при этом в атомы:

${Cu^{+2}+2ē}↙{text»ион меди(II)»}→{Cu^0}↙{text»атом меди»},$

${Fe^{+3}+3ē}↙{text»ион железа(III)»}→{Fe^{0}}↙{text»атом железа»}.$

Принимать электроны могут и положительные ионы, у которых при этом степень окисления понижается:

${Fe^{+3}+1ē}↙{text»ион железа(III)»}→{Fe^{+2}}↙{text»ион железа»},$

${Sn^{+4}+2ē}↙{text»ион олова(IV)»}→{Sn^{+2}}↙{text»ион олова(II)»}.$

Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, называются окислителями.

Под окислением понимают процесс отдачи электронов атомами, ионами или молекулами.

Например, атомы металлов, теряя электроны, превращаются в положительные ионы, т.е. окисляются:

${Na^{0}-1ē}↙{text»атом натрия»}→{Na^{+1}}↙{text»ион натрия»},$

${Al^{0}-3ē}↙{text»атом алюминия»}→{Al^{+3}}↙{text»ион алюминия»}.$

Отдавать свои электроны могут отрицательные ионы:

${Cl^{-1}-1ē}↙{text»хлорид-ион»}→{Cl^{0}}↙{text»атом хлора»},$

${S^{-2}-2ē}↙{text»сульфид-ион»}→{S^{0}}↙{text»атом серы»}.$

Терять электроны могут и некоторые положительные ионы с низшими степенями окисления:

${Cu^{+1}-1ē}↙{text»ион меди(I)»}→{Cu^{+2}}↙{text»ион меди(II)»},$

${Fe^{+2}-1ē}↙{text»ион железа(II)»}→{Fe^{+3}}↙{text»ион железа(III)»}.$

Можно отметить, что при этом степень окисления повышается.

Атомы, ионы или молекулы, отдающие электроны, называются восстановителями.

Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот, т.е. окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов — окисления и восстановления. Схема взаимосвязи изменения степеней окисления с процессами окисления и восстановления может быть представлена так, как это изображено на схеме ниже.

Зная формулу вещества и определив степени окисления атомов химических элементов в нем, нетрудно предсказать, какие свойства будет проявлять каждый элемент и вещество в целом. Например, азот в азотной кислоте $H{N}↖{+5}O_3$ имеет максимальное значение степени окисления $+5$, т.е. он потерял все электроны, поэтому азот и азотная кислота будут проявлять только окислительные свойства.

Азот в аммиаке ${N}↖{-3}{H_3}↖{+1}$ имеет минимальное значение степени окисления $-3$, т.е. он не сможет принять больше ни одного электрона, и поэтому аммиак будет проявлять только восстановительные свойства.

Оксид азота (II) ${N}↖{+2}{O}↖{-2}$. Азот в этом соединении имеет промежуточное значение степени окисления и поэтому может проявлять как окислительные (например, $N^{+2}+2ē→N^0$ или $N^{+2}+5ē→N^{-3}$), так и восстановительные (например, $N^{+2}-2ē→N^{+4}$) свойства.

Метод электронного баланса

В окислительно-восстановительных реакциях число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, принимаемых окислителем, т.е. соблюдается электронный баланс. Метод электронного баланса применяют для записей электронных уравнений процессов окисления и восстановления.

Например, реакция взаимодействия алюминия с хлоридом меди (II) описывается схемой:

${Cu}↖{+2}{Cl_2}↖{-1}+{Al}↖{0}→{Al}↖{+3}{Cl_3}↖{-1}+{Cu}↖{0},$

а электронные уравнения будут иметь вид:

${Cu^{+2}+2ē→Cu^0}↙{text»окислитель»}↖{text»восстановитель»}|3,$

${Al^{0}-3ē→Al^{+3}}↙{text»окислитель»}↖{text»восстановитель»}|2.$

Молекулярное уравнение этой реакции:

$3CuCl_2+2Al=2AlCl_3+3Cu$.

Покажем, как с помощью метода электронного баланса можно расставить коэффициенты в уравнении сложной окислительно-восстановительной реакции. Известно, что первое правило ряда напряжений металлов о взаимодействии металлов с растворами кислот не распространяется на концентрированную серную кислоту и азотную кислоту любой концентрации.

В отличие от соляной кислоты, в которой окислителем атомов металла были катионы водорода, в серной и азотной кислотах окислителями являются атомы серы и азота из сульфат-ионов и нитрат- ионов. Поэтому $H_2SO_4$(конц.) и $HNO_3$(любой концентрации) взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду напряжений как до водорода, так и после него, восстанавливаясь при этом до $SO_2$, $NO$ и т.д. Например, при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с медью получаются нитрат меди (II), оксид азота (II) и вода. Запишем формулы исходных и конечных веществ с указанием степеней окисления:

${H}↖{+1}{N}↖{+5}{O_3}↖{-2}+{Cu}↖{0}→{Cu}↖{+2}({N}↖{+5}{O_3}↖{-2})_{2}+{N}↖{+2}{O}↖{-2}+{H_2}↖{+1}{O}↖{-2}.$

Подчеркнем знаки химических элементов, изменивших свои степени окисления:

$H{N}↙{-}↖{+5}O_{3}+{Cu}↙{=}↖{0}→{Cu}↙{=}↖{+2}(NO_3)_2+{N}↙{-}↖{+2}O+H_2O.$

Составим электронные уравнения, т.е. отразим процессы отдачи и присоединения электронов:

${N^{+5}+3ē→N^{+2}}↙{text»окислитель»}↖{text»восстановление»}|2,$

${Cu^{0}-2ē→Cu^{+2}}↙{text»восстановитель»}↖{text»окисление»}|3.$

Ставим коэффициент $3$ перед $Cu^0$ и перед формулой нитрата меди (II), в котором $Cu^{+2}$, так как с такими значениями степеней окисления медь встречается по одному разу. Коэффициент $2$ поставим только перед формулой вещества с $N^{+2}$, так как это значение степени окисления для азота в схеме реакции встречается только один раз, а вот перед $HNO_3$ коэффициент не запишем, ибо $N^{+5}$ встречается еще раз в формуле $Cu(NO_3)_2$. Наша запись имеет вид:

$HNO_3+3Cu→3Cu(NO_3)_2+2NO+H_2O.$

Теперь уравняем число атомов азота. После реакции оно равно $3·2=6$ из $Cu(NO_3)_2$ и еще два атома из $2NO$, всего $8$.

Поэтому перед $HNO_3$ запишем коэффициент $8$:

$8HNO_3+3Cu→3Cu(NO_3)_2+2NO+H_2O.$

и уравняем число атомов водорода:

$8HNO_3+3Cu→3Cu(NO_3)_2+2NO+4H_2O.$

Проверим правильность расстановки коэффициентов, подсчитав число атомов кислорода до и после реакции: до реакции — $24$ атома и после реакции — $24$ атома. Коэффициенты расставлены правильно, поэтому заменим в уравнении стрелку на знак равенства:

$8HNO_3+3Cu=3Cu(NO_3)_2+2NO+4H_2O.$

Коррозия металлов

При взаимодействии металлов с веществами окружающей среды на их поверхности образуются соединения, обладающие совершенно иными свойствами, чем сами металлы. В обычной жизни мы часто повторяем слова «ржавчина», «ржавление», видя коричнево-желтый налет на изделиях из железа и его сплавов. Ржавление — это частный случай коррозии.

Коррозия — это процесс самопроизвольного разрушения металлов под влиянием внешней среды.

Однако разрушению подвергаются практически все металлы, в результате чего многие их свойства ухудшаются (или совсем теряются): уменьшаются прочность, пластичность, блеск, снижается электропроводность, а также возрастает трение между движущимися деталями машин, изменяются размеры деталей и т.д.

Коррозия металлов бывает сплошной и местной.

Первая не так опасна, как вторая, ее проявления могут быть учтены при проектировании конструкций и аппаратов. Значительно опаснее местная коррозия, хотя потери металла здесь могут быть и небольшими. Один из наиболее опасных ее видов — точечная. Она заключается в образовании сквозных поражений, т.е. точечных полостей — питтингов, при этом снижается прочность отдельных участков, уменьшается надежность конструкций, аппаратов, сооружений.

Коррозия металлов наносит большой экономический вред. Человечество несет огромные материальные потери в результате разрушения трубопроводов, деталей машин, судов, мостов, различного оборудования.

Коррозия приводит к уменьшению надежности работы металлоконструкций. Учитывая возможное разрушение, приходится завышать прочность некоторых изделий (например, деталей самолетов, лопастей турбин), а значит, увеличивать расход металла, что требует дополнительных экономических затрат.

Коррозия приводит к простоям производства из-за замены вышедшего из строя оборудования, к потерям сырья и продукции в результате разрушения газо-, нефте- и водопроводов. Нельзя не учитывать и ущерб природе, а значит, и здоровью человека, нанесенный в результате утечки нефтепродуктов и других химических веществ. Коррозия может приводить к загрязнению продукции, а следовательно, к снижению ее качества. Затраты на возмещение потерь, связанных с коррозией, колоссальны. Они составляют $30%$ годового производства металлов во всем мире.

Из всего сказанного следует, что очень важной проблемой является изыскание способов защиты металлов и сплавов от коррозии. Они весьма разнообразны. Но для их выбора необходимо знать и учитывать химическую сущность процессов коррозии.

По химической природе коррозия — это окислительно-восстановительный процесс. В зависимости от среды, в которой он протекает, различают несколько видов коррозии.

Виды коррозии

Наиболее часто встречающиеся виды коррозии: химическая и электрохимическая.

I. Химическая коррозия происходит в не проводящей электрический ток среде. Такой вид коррозии проявляется в случае взаимодействия металлов с сухими газами или жидкостями-неэлектролитами (бензином, керосином и др.). Такому разрушению подвергаются детали и узлы двигателей, газовых турбин, ракетных установок. Химическая коррозия часто наблюдается в процессе обработки металлов при высоких температурах.

Например:

$2{Fe}↖{0}+3{S}↖{+4}O_2+3{O_2}↖{0}→↖{t}{Fe_2}↖{+3}({S}↖{+6}{O_4}↖{-2})_3,$

$2{Fe}↖{0}+3{Cl_3}↖{0}→2{Fe}↖{+3}{Cl_3}↖{-1},$

$2{Zn}↖{0}+{O_2}↖{0}→2{Zn}↖{+2}{O}↖{-2}.$

Большинство металлов окисляется кислородом воздуха, образуя на поверхности оксидные пленки. Если эта пленка прочная, плотная, хорошо связана с металлом, то она защищает металл от разрушения. Такие защитные пленки появляются у $Zn, Al, Cr, Ni, Pb, Sn, Nb, Ta$ и др. У железа она рыхлая, пористая, легко отделяется от поверхности и поэтому не способна защитить металл от дальнейшего разрушения.

II. Электрохимическая коррозия происходит в токопроводящей среде (в электролите с возникновением внутри системы электрического тока). Как правило, металлы и сплавы неоднородны, содержат включения различных примесей. При контакте их с электролитами одни участки поверхности начинают выполнять роль анода (отдают электроны), а другие — роль катода (принимают электроны).

Рассмотрим разрушение железного образца в присутствии примеси олова.

На железе, как более активном металле, при соприкосновении с электролитом происходят процессы окисления (растворения) металла и перехода его катионов в электролит:

${Fe}↖{0}-2e=Fe^{2+}$ (анод).

Таким образом, железо (его основная часть) служит анодом. Поток электронов перемещается к олову — металлу с меньшей активностью, на нем накапливается избыточное количество электронов. Таким образом, участки олова могут «поделиться» электронами, поэтому на них возможны процессы восстановления. Примесь олова выполняет роль катода.

В зависимости от среды электролита на катоде могут идти различные процессы. В одном случае будет наблюдаться выделение газа ($Н_2$). В другом — образование ржавчины, состоящей в основном из $Fe_2O_3·nH_2O$.

Итак, электрохимическая коррозия — окислительно-восстановительная реакция, происходящая в средах, проводящих ток (в отличие от химической коррозии). Процесс происходит при соприкосновении двух металлов или на поверхности металла, содержащего включения, которые являются менее активными проводниками (это может быть и неметалл).

На аноде (более активном металле) идет окисление атомов металла с образованием катионов (растворение).

На катоде (менее активном проводнике) идет восстановление ионов водорода или молекул кислорода с образованием соответственно $Н_2↑$ или гидроксид-ионов $ОН^-$.

Катионы водорода и растворенный кислород — важнейшие окислители, вызывающие электрохимическую коррозию.

Скорость коррозии тем больше, чем сильнее отличаются металлы (металл и примеси) по своей активности (для металлов — чем дальше друг от друга они расположены в ряду напряжений). Значительно усиливается коррозия при увеличении температуры.

Электролитом может служить морская вода, речная вода, конденсированная влага и, конечно же, хорошо известные вам электролиты — растворы солей, щелочей, кислот.

Вы, очевидно, помните, что зимой для удаления снега и льда с тротуаров используют техническую соль (хлорид натрия, иногда хлорид кальция). Образующиеся растворы стекают в канализационные трубопроводы, создавая тем самым благоприятную среду для электрохимической коррозии подземных коммуникаций.

Способы защиты от коррозии

Уже при проектировании металлических конструкций и их изготовлении предусматривают меры защиты от коррозии:

1. Шлифование поверхности изделий, чтобы на них не задерживалась влага.

2. Применение легированных сплавов, содержащих специальные добавки: хром, никель, которые при высокой температуре на поверхности металла образуют устойчивый оксидный слой (например, $Cr_2O_3$). Общеизвестны легированные стали — нержавейки, из которых изготавливают предметы домашнего обихода (ножи, вилки, ложки), детали машин, инструменты.

3. Нанесение защитных покрытий. Рассмотрим их виды.

А. Неметаллические — неокисляющиеся масла, специальные лаки, краски, эмали. Правда, они недолговечны, но зато дешевы.

Б. Химические — искусственно создаваемые поверхностные пленки: оксидные, нитридные, силицидные, полимерные и др. Например, все стрелковое оружие и детали многих точных приборов подвергают воронению — это процесс получения тончайшей пленки оксидов железа на поверхности стального изделия. Получаемая искусственная оксидная пленка очень прочная (в основном состава ${Fe}↖{+2}{Fe_2}↖{+3}O_4$ и придает изделию красивый черный цвет и синий отлив. Полимерные покрытия изготавливают из полиэтилена, полихлорвинила, полиамидных смол. Наносят их двумя способами: нагретое изделие помещают в порошок полимера, который плавится и приваривается к металлу, или поверхность металла обрабатывают раствором полимера в низкокипящем растворителе, который быстро испаряется, а полимерная пленка остается на изделии.

В. Металлические — это покрытие другими металлами, на поверхности которых под действием окислителей образуются устойчивые защитные пленки. Нанесение хрома на поверхность — хромирование, никеля — никелирование, цинка — цинкование, олова — лужение и т.д. Покрытием может служить и пассивный в химическом отношении металл — золото, серебро, медь.

4. Электрохимические методы защиты.

А. Протекторная (анодная) — к защищаемой металлической конструкции присоединяют кусок более активного металла (протектор), который служит анодом и разрушается в присутствии электролита. В качестве протектора при защите корпусов судов, трубопроводов, кабелей и других стальных изделий используют магний, алюминий, цинк.

Б. Катодная — металлоконструкцию подсоединяют к катоду внешнего источника тока, что исключает возможность ее анодного разрушения.

5. Специальная обработка электролита или другой среды, в которой находится защищаемая металлическая конструкция.

А. Введение веществ-ингибиторов, замедляющих коррозию.

Известно, что дамасские мастера для снятия окалины и ржавчины пользовались растворами серной кислоты с добавлением пивных дрожжей, муки, крахмала. Эти примеси и были одними из первых ингибиторов. Они не позволяли кислоте действовать на оружейный металл, в результате растворялись только окалина и ржавчина. Уральские оружейники применяли для этих целей «травильные супы» — растворы серной кислоты с добавкой мучных отрубей.

Примеры использования современных ингибиторов: соляная кислота при перевозке и хранении прекрасно «укрощается» производными бутиламина, а серная кислота — азотной кислотой, летучий диэтиламин впрыскивают в различные емкости. Отметим, что ингибиторы действуют только на металл, делая его пассивным по отношению к среде, например, к раствору кислоты. Науке известно более $5$ тыс. ингибиторов коррозии.

Б. Удаление растворенного в воде кислорода (деаэрация). Этот процесс используют при подготовке воды, поступающей в котельные установки.

Всего: 583    1–20 | 21–40 | 41–60 | 61–80 …

Добавить в вариант

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

Всего: 583    1–20 | 21–40 | 41–60 | 61–80 …