ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 01.03.2019
Просмотров: 1617
Скачиваний: 2
Zn CO = 0
Цинк – элемент II группы, следовательно, высшая степень окисления его +2, цинк – металл, низшая степень окисления 0. В окислительно-восстановительных реакциях Zn может быть только восстановителем (Red).
H2S 2·(-1) + х = 0 CO = -2
Сера – элемент VI группы, значит, его высшая степень окисления +6, низшая степень окисления серы 6 – 8 = -2, следовательно, в окислительно-восстановительных реакциях H2S может быть только восстановителем (Red).
Ox
и
Red
Ox
Red
Red
Пример 2. Составьте уравнение полуреакций в заданной среде:
Cr2O72– ® Cr3+ (кислая);
Cr2O3 ® CrO42– (щелочная);
Br2 ® BrO– (нейтральная);
MnO4– ® MnO2 (нейтральная).
Алгоритм составления уравнения полуреакции.
1. Рассчитывают степени окисления атомов элементов, которые ее изменяют.
2. Уравнивают их количество (при необходимости).
3. В соответствии с правилами среды уравнивают количество атомов кислорода и водорода.
4. Указывают количество отданных или принятых электронов.
Cr2O72– ® Cr3+
1. Степень окисления изменяет хром: с +6 в Cr2O72– до +3 в Cr3+;
2. Уравнивают количество атомов хрома:
Cr2O72– ® 2 Cr3+
3. В правую часть для восполнения недостатка 7 атомов кислорода запишем 7 Н2О; в левую часть для уравнивания водорода запишем 14 Н+:
Cr2O72– + 14 Н+ ® 2 Cr3+ + 7 Н2О
4. Степень окисления изменяет хром с +6 до +3, принимая 3ē, учитывая что в полуреакции участвует 2 атома хрома, принимается 6ē:
Cr2O72– + 14 Н+ + 6ē ® 2 Cr3+ + 7 Н2О
Cr2O3 ® CrO42–
1. Степень окисления изменяет хром: с +3 в Cr2O3 до +6 в CrO42–;
2. Уравнивают количество атомов хрома:
Cr2O3 ® 2 CrO42–
3. В левой части недостаток 5 атомов кислорода, добавим 10 ОН –;
в правую часть для уравнивания водорода и кислорода запишем 5 Н2О:
Cr2O3 + 10 ОН –® 2 CrO42– + 5 Н2О
4. Степень окисления изменяет хром с +3 до +6, отдавая 3ē, учитывая, что в полуреакции участвует 2 атома хрома, отдается 6ē:
Cr2O3 + 10 ОН – – 6ē ® 2 CrO42– + 5 Н2О
Br2 ® BrO–
1. Степень окисления изменяет бром: с 0 в Br2 до +1 в BrO–;
2. Уравнивают количество атомов брома:
Br2 ® 2 BrO–;
3. Разница по кислороду в обеих частях (с учетом коэффициента) составляет 2 атома, следовательно, в левую часть необходимо записать 2 Н2О, при этом кислород в обеих частях уравнивается, следовательно, необходимо уравнять в правой части водород, добавив 4Н+:
Br2 + 2 Н2О ® 2 BrO– + 4Н+;
4. Степень окисления изменяет бром с 0 до +1, отдавая 1ē, учитывая, что в полуреакции участвует 2 атома брома, отдается 2ē:
Br2 + 2 Н2О – 2ē ® 2 BrO– + 4Н+;
MnO4– ® MnO2
1. Степень окисления изменяет марганец: с +7 в MnO4– до +4 в MnO2;
2. Количество атомов марганца в обеих частях одинаково, коэффициенты не требуются.
3. Разница по кислороду в обеих частях составляет 2 атома, следовательно, в левую часть необходимо записать 2 Н2О, при этом кислород в обеих частях не уравнялся, следовательно, необходимо уравнять его, добавив в правой части 4 ОН–:
MnO4– + 2 Н2О ® MnO2 + 4 ОН–;
4. Степень окисления изменяет марганец с +7 до +4, принимая 3ē:
MnO4– + 2 Н2О + 3ē ® MnO2 + 4 ОН–;
Пример 2. Запишите электронно-ионные уравнения полуреакций, ионное и молекулярное уравнения реакции, соответствующее данному превращению:
+5 +4 0 +6
КIO3 + Na2SO3 + Н2SO4 ® I2, SO42–
Ox Red среда
К+ + IO3– + 2 Na+ +SO32– + 2 Н+ + SO42– ® I2, SO42–
2
IO3–
+ 12Н +
+ 10ē
®
I2
+ 6Н2О
2 1
S
O32–
+ Н2О
-
2ē
®
SO42–
+ 2Н +
10 5
2 IO3– + 12Н + + 5SO32– + 5Н2О ® I2 + 6Н2О + 5SO42– + 10Н +
2 IO3– + 2Н + + 5SO32– ® I2 + Н2О + 5SO42–
2K+ SO42– 10Na+ 10Na+ 2K+ SO42-
2КIO3 + 5Na2SO3 + Н2SO4 ® I2 + H2O + 5Na2SO4 + K2SO4.
6.5. ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ ПОДГОТОВКИ
1. Рассчитайте и укажите степень окисления (СО) атомов подчеркнутых элементов в предложенных частицах. Объясните, какую роль могут выполнять предложенные частицы в окислительно-восстановительных реакциях: только окислитель (Ox), только восстановитель (Red), окислитель и восстановитель (Ox и Red).
|
1 |
CrO33–, MnO2, PbO2, Cr2O72– |
16 |
P2O3, CO, AlO2–, NO3– |
|
2 |
Сd, AlO2–, N2O, NO3– |
17 |
Zn, H2SO3, HNO3, ClO4– |
|
3 |
Al2O3, MnO4–, Br –, CrO42– |
18 |
VO3–, NO2, Mn2+, Al |
|
4 |
CO2, MnO2, MnO42–, Cl- |
19 |
H2S, Cl2, SO42–, Cr2O72– |
|
5 |
20 |
SO32–, NO2–, ClO4–, Br – |
|
|
6 |
BrO–, Br –, Cd2+, CrO42– |
21 |
CrO2–, ReO4–, PbO2, CrO42– |
|
7 |
N2, Cl–, CrO2–, B4O72– |
22 |
NO2–, MnO2, NO2, Cu |
|
8 |
TiO2+, ClO–, ClO–, MnO4– |
23 |
SO42–, Cl2, Mn2+, ClO– |
|
9 |
MnO42–, NO3–, NH4+, ClO3– |
24 |
ClO4–, Cl–, CrO2–, F2 |
|
10 |
NH4OH, VO2+, Cl2, VO3– |
25 |
Ca, NO3–, BrO–, NO2– |
|
11 |
NO2, H3PO4, HCl, CrO42– |
26 |
SO42–, CO, H2S, MnO42– |
|
12 |
NO3–, ClO3–, Mn, S2– |
27 |
CO2, Cr2O72–, BrO–, SeO42– |
|
13 |
Sn2+, CH4, SeO42–, ClO3– |
28 |
SeO32–, AlO2–, Br –, ClO3– |
|
14 |
SnO2, N2O, MnO2, SO32– |
29 |
ClO3–, SO42–, TiO+, MnO4– |
|
15 |
Cl2O, I2, N2O3, Cr2O72– |
30 |
I2, NO, H2Se, Cr2O72– |
2. Запишите электронно-ионные уравнения полуреакций, ионное и молекулярное уравнения реакции, соответствующей данному превращению.
|
1 |
KMnO4 + KI + H2SO4 ®Mn2+, I2 |
|
Na2SeO3 + KВrO + H2O ® Br2, SeO42– |
|
|
2 |
FeSO4 + Br2 + H2SO4 ® Fe3+, Brˉ |
|
KMnO4 + KI + H2O ® MnO2, I2 |
|
|
3 |
KCrO2 + Br2 + KOH ® Br–, CrO42– |
|
FeCl2 + KMnO4 + H2SO4 ® Fe3+, Mn2+ |
|
|
4 |
Na2MnO4 + Na2SO3 + H2O ® MnO2, SO42– |
|
K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 ® Cr3+, Fe3+ |
|
|
5 |
KClO3 + KCrO2 + NaOH ® Cl–, CrO42– |
|
CrO3 + HCl ® Cl2, Cr3+ |
|
|
6 |
C + HNO3 ® CO2, NO2 |
|
Cr2(SO4)3 + NaClO + NaOH ® Cl–, CrO42– |
|
|
7 |
KCrO2 + Cl2 + KOH ® CrO42–, Cl– |
|
Ni(OH)2 + NaClO + H2O ® Cl–, Ni(OH)3↓ |
|
|
8 |
KMnO4 + Na2SO3 + H2O ® SO42–, MnO2 |
|
BiCl3 + SnCl2 + KOH ® SnO32–, Bi |
|
|
9 |
Cr2(SO4)3 + Cl2 + KOH ® CrO42–, Cl– |
|
I2 + Cl2 + H2O ®IO3–, Cl– |
|
|
10 |
KClO3 + MnO2 + KOH ® MnO42–, Cl– |
|
Na3AsO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 ® AsO43–, Cr3+ |
|
|
11 |
HCl + HNO3 ® Cl2 , NO |
|
KMnO4 + KI + NaOH ® MnO42–, IO3– |
|
|
12 |
I2 + Na2SO3 + H2O ® I–, SO42– |
|
FeSO4 + KClO3 + H2SO4 ®Cl–, Fe3+ |
|
|
13 |
KClO3 + I2 + H2O ® IO3–, Cl– |
|
H2S + HNO3 ® SO42–, NO2 |
|
|
14 |
Na3AsO3 + I2 + H2O ® AsO43– , I – |
|
Mn(NO3)2 + NaBiO3 + HNO3 ® Bi3+, MnO4– |
|
|
15 |
KI + HNO3 ® NO, I2 |
|
KMnO4 + V2(SO4)3 + H2O ® MnO2, VO2+ |
|
|
16 |
FeCl2 + HNO3 + HCl ®Fe3+, N2O |
|
К2S + K2MnO4 + H2O ® S, MnO2 |
|
|
17 |
MnSO4 + Cl2 + KOH ® MnO42–, Cl– |
|
H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 ® Cr3+, S |
|
|
18 |
K2Cr2O7 + Na2SO3 + H2SO4 ® Cr3+, SO42– |
|
MnO2 + KNO3 + KOH ®MnO42–, NO2 |
|
|
19 |
Fe(NO3)2 + HNO3 ® Fe3+, NO2 |
|
Cl2 + FeCl3 + KOH ® Cl–, FeO42– |
|
|
20 |
K2Cr2O7 + HCl ®Cr3+, Cl2 |
|
FeCl2 + NaBiO3 + NaOH ® Fe(OH)3, BiO+ |
|
|
21 |
SnCl2 + Na3AsO3 + HCl® Sn4+, As |
|
S + KOH® SO32–, S2– |
|
|
22 |
SO2 + NaIO3 + H2O ® I–, SO42– |
|
H2S + HNO3 ® S, NO |
|
|
23 |
KBrO + MnCl2 + KOH ® Br –, MnO42– |
|
K2Cr2O7+ FeSO4 + H2SO4 ® Cr3+ , Fe3+ |
|
|
24 |
NaCrO2 + NaClO + KOH ® CrO42–, Cl– |
|
KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 ®Mn2+, NO3– |
|
|
25 |
SnCl2 + K2Cr2O7 + H2SO4 ® Sn4+, Cr3+ |
|
Cr2O3 + KNO3 + KOH ® CrO42–, N2 |
|
|
26 |
К2S + KMnO4 + H2SO4 ® Mn2+, SO42– |
|
H2S + Cl2 + H2O ® SO42–, Cl– |
|
|
27 |
HNO3 + Ni ® N2O, Ni2+ |
|
MnO2 + НCl ®Mn2+, Cl2 |
|
|
28 |
FeCl3 + Na2SO3 + H2O ® Fe2+, SO42– |
|
HCl + Ni(OH)3 ® Ni2+, Cl2 |
|
|
29 |
KMnO4 + NaNO2 + H2O ® MnO2, NO3– |
|
SnCl2 +KBrO3 + HCl ® Sn4+, Br – |
|
|
30 |
KMnO4 + H2S + H2SO4 ® Mn2+, SO42– |
|
(BiO)2SO4 + Br2 + NaOH ® BiO3– , Br – |
6.6 Взаимодействие металлов с кислотами, водой и растворами щелочей
Реакции взаимодействия металлов с растворами кислот, щелочей и водой относятся к окислительно-восстановительным процессам. В указанных реакциях металлы являются восстановителями. Химическую активность металла характеризует величина стандартного электродного потенциала. При погружении металла в раствор его соли между металлом и раствором возникает разность потенциалов, которая называется электродным потенциалом. Стандартный электродный потенциал металла – это его электродный потенциал, устанавливающийся при погружении металла в раствор его соли с концентрацией (точнее, активностью) ионов металла 1 моль/л, измеренный при 25 0С относительно стандартного водородного электрода.
Металлы, расположенные в ряд в порядке возрастания значений их стандартных электродных потенциалов (табл. П 6), образуют ряд стандартных электродных потенциалов (ряд напряжений металлов):
Li K Ba Ca Na Mg Be Al Mn Zn Cr Fe Co Ni Sn Pb H2 Cu Ag Hg.
В зависимости от среды процессах окисления металлов окислителями могут быть:
-
в нейтральной и щелочной – вода:
2Н2О + 2ē = Н2 + 2ОН -
-
в растворах разбавленных кислот (HCl, H2SO4) окислитель – Н+:
2Н + + 2ē = Н2.
В присутствии кислорода процесс восстановления протекает по следующим схемам:
-
в кислой среде
O2 + 4ē + 4Н + = 2Н2О
-
в щелочной и нейтральной средах
О2 + 4ē + 2Н2О = 4ОН -.
При рассмотрении данных процессов следует учитывать, что реакция термодинамически возможна, если Е 0(ох.) > Е 0(red.)
В H2SO4 КОНЦ и HNO3 РАЗБ, КОНЦ окислителем являются анионы кислот. Продукты восстановления анионов определяются активностью металла:
H2SO4 КОНЦ + Me (активный Li - Mn) ® сульфат Ме + H2S + Н2О
H2SO4 КОНЦ + Me (средней активн. Zn - Н) ® сульфат Ме +S + Н2О
H2SO4 КОНЦ + Me (малоактивный Н - Au) ® сульфат Ме + SO2+ Н2О
HNO3 РАЗБ + Me (активный Li - Mn) ® нитрат Ме + NH4NO3 + Н2О
HNO3 РАЗБ + Me (средней активн. Zn - Н) ® нитрат Ме +N2, N2O + Н2О
HNO3 РАЗБ + Me (малоактивный Н - Au) ® нитрат Ме + NO + Н2О
HNO3 КОНЦ + Me (любой активности) ® нитрат Ме + NO2 + Н2О
6.7. Примеры решения и оформления заданий
Допишите правую часть схемы предлагаемого взаимодействия, используя данные табл. П. 5, П. 6, запишите электронно-ионные уравнения полуреакций, ионное и молекулярное уравнения реакции:
Be + H2SO4(КОНЦ.) →
При взаимодействии металлов с HNO3 РАЗБ, HNO3 КОНЦ, H2SO4(КОНЦ.) составляют схему реакции, учитывая концентрацию кислоты и активность металла (см. стр. 73)
B
e
+ H2SO4(КОНЦ.)
= BeSO4
+ H2S
+ H2O
Be – 2 ē = Be2+ 8 4
SO42– + 10 H+ + 8 ē = H2S + 4 H2O 2 1
4 Be + SO42– + 10 H+ = 4 Be2+ + H2S + 4 H2O
Расставляют коэффициенты в исходной схеме рнеакции (коэффициент перед кислотой удобно поставить в соответствии с количеством ионов H+):
4 Be + 5 H2SO4(КОНЦ.) = 4 BeSO4 + H2S + 4H2O
Sn + NaOH + H2O →
При составлении уравнения реакции взаимодействия металла с раствором щелочи, разбавленной серной, соляной (и некоторыми другими) кислотами или водой требуется привести и сравнить значения потенциалов металла (восстановителя) и окислителя (является компонентом среды, в которую помещен металл):
Е0 SnO22–/Sn = –0,91 B (восстановитель)
Е0 2H2O /H2 = –0,83 B (окислитель)
Е 0(ок.) > Е 0(вс.)
Составляют схемы полуреакций:
-
в качестве восстановителя в реакцию вступает металл Sn, который в соответствии с данными потенциала окисляется до SnO22–;
-
в качестве окислителя в ракцию вступает H2O, которая в соответствии с данными потенциала восстанавливается до H2.
Sn → SnO22–
H2O → H2
В соответствии правилами среды составляют уравнения полуреакций, молекулярное урвнение и расставляют коэффициенты:
Sn
+ 4OH–
– 2 ē = SnO22–
+ 2 H2O
2 1
2H2O + 2 ē = H2 + 2 OH– 2 1
Sn + 4OH– + 2H2O = SnO22– + 2 H2O + H2 + 2 OH–
Sn + 2 NaOH = Na2SnO2 + H2.
6.8. Задания для самостоятельной подготовки
Допишите правую часть схемы предлагаемого взаимодействия, используя данные табл. П. 5, П. 6, запишите электронно-ионные уравнения полуреакций, ионное и молекулярное уравнения реакции.
|
1 |
Be + HNO3(РАЗБ.) |
16 |
Sr + H2O |
|
2 |
Be + HNO3(КОНЦ.) |
17 |
Zn + HCl + O2 |
|
3 |
Zn + HNO3(РАЗБ.) |
18 |
Sn + H2SO4(КОНЦ.) |
|
4 |
Mg + H2O |
19 |
Al + NaOH + H2O + O2 |
|
5 |
Cu + HNO3(КОНЦ.) |
20 |
Zn + H2SO4(КОНЦ.) |
|
6 |
Sn + HCl + O2 |
21 |
Mn + HNO3(КОНЦ.) |
|
7 |
Cr + NaOH + H2O + O2 |
22 |
Zn + NaOH + H2O + O2 |
|
8 |
Ca + H2O |
23 |
Pb + HNO3(КОНЦ.) |
|
9 |
Sn + H2SO4(РАЗБ.) + O2 |
24 |
Cd + H2SO4(РАЗБ.) + O2 |
|
10 |
Cr + NaOH + H2O |
25 |
Mg + HNO3(РАЗБ.) |
|
11 |
Pb + NaOH + H2O + O2 |
26 |
Zn + NaOH + H2O |
|
12 |
Cu + HNO3(РАЗБ.) |
27 |
Pb + HNO3(РАЗБ.) |
|
13 |
Zn + H2SO4(РАЗБ.) + O2 |
28 |
Сu + H2SO4(КОНЦ.) |
|
14 |
Al + NaOH + H2O |
29 |
Sn + NaOH + H2O + O2 |
|
15 |
Ba + H2O |
30 |
Al + HCl + O2 |
6.9. Электрохимическая коррозия
Коррозия – разрушение металла в результате его физико-химического взаимодействия с окружающей средой.
Электрохимическая коррозия протекает при контакте металла с растворами электролитов. В результате чего на поверхности металла образуются участки с различными значениями электродных потенциалов.
Наиболее часто разность потенциалов возникает при контакте различных металлов в среде электролита, в этом случае речь идет о гальванокоррозии.
При электрохимической коррозии протекают два взаимосвязанных, но пространственно разделенных процесса – анодный и катодный.
Анодный процесс – окисление металла (восстановителя), протекает на участках с меньшим значением потенциала. Анодный участок растворяется.
Катодный процесс – восстановление окислителя (является компонентом среды), протекает на участке с бóльшим потенциалом. Катодный участок химически не изменяется.
Окислители (деполяризаторы):
– ионы водорода (коррозия с водородной деполяризацией); уравнения катодных процессов:
2Н + + 2ē = Н 2 (в кислой среде),
2Н2О + 2ē = Н2 + 2ОН - (в нейтральной и щелочной средах);
– молекулы кислорода, растворенные в различных средах; уравнения катодных процессов:
O2 + 4ē + 4Н + = 2Н2О (в кислой среде);
О2 + 4ē + 2Н2О = 4ОН - (в щелочной и нейтральной средах).
Описание процесса гальванокоррозии
1. Выписать стандартные потенциалы металлов в данной среде (табл. П. 7), определить анод (металл – с меньшим значением электродного потенциала) и катод (металл – с бóльшим значением потенциала).
2. Выписать значения потенциалов возможных окислителей (деполяризаторов). Окислителем будет частица с наибольшим потенциалом (наиболее сильный окислитель).
3. Записать электронно-ионные уравнения полуреакций:
– анодного процесса – окисления материала анода;
– катодного процесса – восстановления окислителя.
4. Записать суммарные ионное и молекулярное уравнения окислительно-восстановительной реакции, протекающей при гальванокоррозии.
5. Указать на схеме анод (А), катод (К), направление движения электронов.
6.10. Примеры решения заданий
Пример 1. Гальванопара алюминий-железо в воде (среда нейтральная). В воде растворен кислород.
Al / H2O, O2 / Fe
1. Потенциалы металлов:
=
-1,88
B;
=
-
0,46B.
2. Потенциалы возможных окислителей (деполяризаторов):
=
– 0,41 В;
=
+ 0,814 B.
Al – анод (А); Fe – катод (К)$ окислитель - О2.
3. Электронно-ионные уравнения полуреакций анодного и катодного процессов:
A
(Al): 4 Al -
3ē + 3Н2О
= Al(OH)3+
3Н+
-
процесс
окисления;
K
(Fe): 3 О2
+ 4ē + 2Н2
О = 4ОН–
-
процесс
восстановления
4. Суммарные ионное и молекулярное уравнения:
4
Al + 12 Н2О
+ 3 О2
+ 6 Н2О
= 4 Al(OH)3+
12 Н+
+ 12 ОН–
12 Н2О
4 Al + 3 О 2 + 6 Н2О = 4 Al(OH)3.
5. Направление движения электронов от участка с меньшим потенциалом к участку с большим потенциалом (от анода к катоду):
ē
А–
Al │ Fe К+
ē
O2, H2O .
Пример 2. Определить процессы, протекающие при коррозии луженого железа (в растворе HCl), если нарушена сплошность покрытия:
Fe / Н2О, НCl / Sn.
1. Потенциалы металлов:
=
-
0,44 B;
=
-
0,136 B.
2. Потенциалы возможных окислителей (деполяризаторов):
=
– 0,00 В
Fe – анод (А); Sn – катод (К); окислитель - H+.
3. Электронно-ионные уравнения полуреакций анодного и катодного процессов:
A
(Fe): 1
Fe -
2ē = Fe 2+
–процесс окисления
K (Sn): 1 2Н+ + 2ē = Н2 – процесс восстановления.
4. Суммарные ионное и молекулярное уравнения:
Fe + 2Н+ = Fe2+ + Н2
Fe + 2НCl = FeCl2 + Н2.
5. Направление движения электронов от участка с меньшим потенциалом к участку с большим потенциалом (от анода к катоду):
ē
А–
Fe
│ Sn
К+
ē
Н2О, НCl .
Пример 3. Рассмотреть коррозию детали из железа и алюминия в щелочной среде (КОН), если растворенный кислород отсутствует.
Al / КОН, H2O / Fe
1. Потенциалы металлов:
=
-2,36
B;
=
-
0,874 B.
2. Потенциал окислителя (деполяризатора):
=
-
0,827 B.
Al – анод (А); Fe – катод (К); окислитель - Н2О.
3
.
Электронно-ионные
уравнения
полуреакций
анодного и катодного
процессов: