ЕН+/Н = Е0Н+/Н + 0,059 lg H+ = 0 + 0,059lg10-7 = -0,41 В,
объясните, почему водород может быть восстановлен из воды перечисленными металлами. Почему алюминий взаимодействует с водой только при нагревании? Напишите реакции взаимодействия каждого металла с водой.
В три пробирки налейте по 2 – 3 мл раствора соляной кислоты, опустите в каждую по кусочку одного из металлов: цинка, железа и меди. Если реакции не идут, растворы осторожно нагрейте на спиртовке. Что наблюдаете? Для установления степени окисления железа содержимое пробирки, куда погружено железо, разделите на две части. К одной из них добавьте 1 – 2 капли роданида калия КСNS, который в присутствии Fe+3 окрашивает раствор в красный цвет согласно реакции
Fe+3 + 3КСNS = Fe(СNS)3 + 3 К+,
к другой части добавьте 1 – 2 капли красной кровяной соли К3 Fe (СN)6, которая при наличии ионов Fe+2 образует осадок темно-синего цвета «турнбулевой сини»:
3Fe+2 + 2 К3 Fe (СN)6 = Fe3 Fe (СN)62 + 6К+.
Запишите уравнения металлов с кислотой, укажите окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления.
Сделайте вывод о том, какие металлы способны вытеснять водород из разбавленных соляной и серной кислот. В чем состоит пожарная опасность кислот?
1. Электродные потенциалы, механизм возникновения и факторы, влияющие на их величину;
2. Ряд напряжений и основные закономерности, вытекающие из него;
3. Гальванические элементы – химические источники электрической энергии.
Какие из перечисленных ниже металлов: железо, медь, алюминий, ртуть могут взаимодействовать с соляной кислотой? Напишите уравнения реакций. Составьте схемы для процессов окисления и восстановления, укажите восстановитель и окислитель.
В один сосуд с раствором Pb(NO3)2 поместили пластинку из цинка, в другой сосуд с таким же раствором – медную пластинку. Почему один металл взаимодействует с раствором соли Pb(NO3)2, а другой – нет? Ответ подтвердите уравнением реакции, составив схемы окисления и восстановления и указав восстановитель и окислитель.
Рассчитайте электродные потенциалы магниевого электрода, помещённого в раствор MgSO4 c концентрацией 0,1 моль/л.
4. При работе гальванического элемента, состоящего из кобальтового и оловянного электродов, помещённых в 0,1 М растворы своих солей, на аноде протекает реакция:
1) Sn0 − 2e‾ → Sn2+ 2) Cо0 −2e‾ → Cо2+
3) Sn2+ + 2e‾ → Sn0 4) Cо2+ +2e‾ → Cо0
Ответ подтвердите, вычислив значения электродных потенциалов, величину ЭДС и составив схемы процессов на аноде и катоде и гальванического элемента. Запишите токообразующую реакцию.
Примерный вариант контрольного собеседования 1. Составьте схему, напишите уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из железной и никелевой пластин, опущенных в растворы собственных солей с концентрацией С(Fe2+) = 10-1 моль/л; С(Ni2+) = 10-2моль/л. 2. Какие из перечисленных ниже металлов могут взаимодействовать с соляной кислотой: железо, медь, алюминий, ртуть? Напишите уравнения реакций. Составьте схемы для процессов окисления и восстановления. Укажите окислитель и восстановитель. 3. В один сосуд с раствором Pb(NO3)2 поместили пластинку из цинка, в другой (такой же раствор) - медную пластинку. Оба ли металла будут взаимодействовать с нитратом свинца? Почему? Подтвердите уравнением реакции. Составьте схемы процессов окисления и восстановления. Укажите окислитель и восстановитель. 4. Наибольшую величину ЭДС в стандартных условиях будет иметь гальванический элемент, составленный 1) из Ag и Cu 2) из Al и Ag 3) из Fe и Al 4) из Ni и Fe. Правильность ответа подтвердите расчётом.
|
Задача 1. Сталь (в первом приближении – железо) содержит примеси кобальта и находится во влажной атмосфере (Н2О + О2). Запишите схему возникающего коррозионного элемента, а также анодный и катодный процесс.
Решение. Значения стандартных электродных потенциалов: Е0Fe2+/Fe0 = –0.44 В; Е0 Со2+/Со0 = – 0.28 В. Следовательно, в коррозионном элементе более активный металл железо будет анодом, а кобальт – катодом.
Схема коррозионного элемента:
(анод) Fe │ H2O + O2 │Co (катод).
Процессы на электродах коррозионного элемента:
анод: 2Fe0 - 4e → 2Fe2+, окисление;
катод: 2Н2О + О2 + 4е → 4ОН‾, восстановление.
Внесите в тигель несколько кристаллов йода. Медную проволоку зачистите наждачной бумагой и прикрепите к крышке тигля. Закройте тигель крышкой, поставьте на кольцо штатива и слегка нагрейте. Через 2-3 мин. прекратите нагревание, дайте тиглю остыть и снимите с него крышку. Пронаблюдайте изменение поверхности медной проволоки в результате химической коррозии, протекающий по реакции
2Cu + J2 Cu2J2.
Укажите окислитель и восстановитель и составьте электронные уравнения происходящих процессов.
Возьмите две канцелярские скрепки, в одну из них закрепите пластинку меди, в другую – гранулу цинка. В две пробирки налейте по 2-3 мл серной кислоты и 2-3 капли красной кровяной соли K3[Fe(CN)6] и опустите в одну пробирку скрепку с медью, в другую – с цинком.
Укажите, какой из металлов корродирует (окисляется) в первом и втором случаях, имея в виду, что только присутствие ионов Fe2+ окрашивают раствор в синий цвет вследствие образования «турнбулевой сини» Fe3[Fe(CN)6]2 по уравнению
3 Fe2+ + 2 K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2 + 6К+.
Запишите схемы двух коррозионных элементов и уравнения процессов, протекающих на аноде и катоде. Укажите механизм коррозии.
А) Влияние хлорид - иона на коррозию алюминия
В две пробирки налейте по 2-3 мл сульфата меди и в каждую из них поместите по кусочку алюминия. В одну из пробирок добавьте немного кристаллического хлорида натрия. В какой пробирке быстрее окисляется алюминий? Напишите реакцию взаимодействия алюминия с сульфатом меди. Как влияет присутствие хлорид-иона на коррозию алюминия? Напишите электронные уравнения коррозионных процессов.
Б) Влияние ОН- иона на скорость коррозии (активаторы и ингибиторы коррозии)
Возьмите две пробирки, налейте в них по 2–3 мл соляной кислоты. В одну опустите гранулу алюминия, в другую – железную скрепку. Нагрейте обе пробирки до равномерного выделения пузырьков водорода. Запишите уравнения происходящих реакций. Затем в обе пробирки добавьте около 0, 5 мл концентрированного раствора NaOH. Что происходит? Запишите наблюдения в тетрадь. Какую роль играет ион ОН – в каждом рассмотренном случае?
1. Сущность коррозии металлов и ущерб, наносимый коррозионными процессами.
2. Химическая и электрохимическая коррозия.
3. Скорость коррозии и факторы, влияющие на неё.
4. Методы защиты металлов и сплавов от коррозии.
1. По какому механизму будет протекать коррозия железа с примесью цинка, если образец находится в электропроводящей среде? Напишите уравнения электродных процессов для образца, контактирующего с влажной атмосферой и раствором, имеющим слабокислую среду.
2. Будут ли защищать железо от коррозии металлические покрытия из хрома, никеля, кадмия при нарушении их целостности? Ответ поясните, написав уравнения электродных процессов (среда кислая). Какое из указанных покрытий будет более длительное время защищать железо от коррозии, если покрытия не нарушены? Почему?
3. Можно ли проводить клепку стальных листов медью? Дайте ответ, приведя уравнения электродных процессов, проходящих при нахождении образца во влажном воздухе, содержащем СО2. (Электродный потенциал стали можно считать равным стандартному электродному потенциалу железа).
Примерный вариант контрольного собеседования 1. На два стальных изделия с целью защиты от коррозии нанесены металлические покрытия, первое изделие покрыто цинком, второе – оловом. Почему не корродируют изделия в том случае, если покрытия не нарушены, и почему сталь корродирует только в одном случае, если покрытия нарушены? Для доказательства составьте схемы коррозионных элементов и запишите анодные и катодные процессы. 2. Сталь содержит примеси никеля и находится в водопроводной воде, имеющей слабокислую реакцию среды. Основной металл или примесь будет корродировать? Напишите схему коррозионного элемента и процессы на электродах, если в данных условиях Е Fe2+/Fe0 = – 0,35 B; E Ni2+/Ni0 = + 0,12 B.
1) Ag 2) Ni 3) Cr 4) Sn Напишите электронные уравнения процессов, происходящих при нарушении выбранного покрытия (среда кислая). По какому механизму протекает коррозионный процесс?
1) 2H2O – 4e‾ → O2 + 4H+ 2) Fe0 – 2e‾ → Fe2+ 3) 2H2O + 2e‾ → H2 + 2OH‾ 4) 4OH‾ – 4e‾ → O2 + 2H2O Напишите уравнение катодного процесса.
|
Литература: [1- гл. 10, § 10.1 – 10.4]; [2- гл. 16, § 196]; [3- гл.5, § 21].
Основным элементом, входящим в состав органических соединений, является углерод. Поэтому А.М.Бутлеров определил органическую химию как химию соединений углерода. Однако существуют простые вещества, содержащие углерод (СО; CО2, CS2, соли синильной кислоты и др.), которые относят к неорганическим соединениям и изучают в курсе общей или "неорганической химии. Учитывая это, более точно органическую химию следует определять как химию углеводородов и их производных, в состав которых могут входить почти все элементы периодической системы.
Органические соединения очень многочисленны, отличаются большим многообразием превращений и имеют большее значение в жизни и хозяйственной деятельности человека (пластмассы, каучуки, химические волокна, моторное топливо, ионообменные смолы, смазочные масла, красители, лекарственные препараты, моющие вещества и т.д.).
Коррозией называется самопроизвольное разрушение металлов и сплавов в результате взаимодействия их с агрессивной окружающей средой. Данный процесс протекает самопроизвольно (ΔGкоррозии < 0), следствием чего является термодинамическая неустойчивость металлов. В результате коррозии металл окисляется, окислитель в окружающей среде восстанавливается.
По механизму протекания процесса различают химическую и электрохимическую коррозию. Сущность химической коррозии сводится к непосредственному взаимодействию металла с окислителем окружающей среды, в результате электроны от металла переходят к окислителю. Процессы окисления и восстановления происходит на одних и тех же участках поверхности металла. Коррозия по химическому механизму протекает в неэлектропроводящих средах: атмосфере сухих газов, растворах неэлектролитов.
Коррозия по электрохимическому механизму протекает в средах, проводящих электрический ток: влажной атмосфере, почве, растворах электролитов. Сущность электрохимической коррозии сводится к возникновению и работе коррозионных (короткозамкнутых гальванических) элементов. При этом процессы окисления и восстановления идут на различных участках поверхности металла, что сопровождается движением электронов внутри металла.
На анодных участках поверхности металла идет его окисление:
Ме0 – ne‾ → Меn+, (9.1)
где Ме0 – металл в виде простого вещества;
Меn+ – металл в окисленном состоянии;
на катодных – восстановление окислителя:
Ox + nе‾ → Red, (9.2)
где Ox – молекула (например, О2) или ион (например, Н+) окислителя;
Red – частица окислителя в восстановленной форме.
Катодный процесс чаще всего сводится в нейтральной и щелочной среде к восстановлению кислорода, растворенного в воде:
О2+ 2Н2О + 4е‾ → 4ОН‾, (9.3)
и в кислой среде к восстановлению ионов водорода:
2Н+ + 2е‾ → Н20, (9.4)
или кислорода:
О2 + 4Н+ + 4е‾ → 4ОН‾ . (9.5)
На скорость коррозии влияют как внутренние факторы (неоднородность сплава по химическому и фазовому составам, дефекты кристаллической решетки, наличие примесей и др.), так и внешние (реакция среды, наличие ионов – активаторов коррозии, агрессивных газов и др.).
К важнейшим методам защиты металлов от коррозии относятся следующие:
1. Защита поверхности металлов покрытиями, изолирующими металл от окружающей среды. Покрытия могут быть металлические и неметаллические и образованные в результате химической и электрохимической обработки металлов.
2. Электрохимические методы защиты – протекторный, анодный и катодный.
Протекторный метод основан на присоединении к защищаемому металлу протекторов – листов более активного металла или сплава.
При анодной защите защищаемый металл при растворении покрывается пассивной пленкой.
При катодной защите защищаемая конструкция присоединяется к отрицательному полюсу источника постоянного тока и становится катодом.
3. Воздействие на окружающую среду – введение ингибиторов – органических и неорганических веществ, замедляющих коррозию; удаление из среды агрессивных газов (О2, SO2, HCl,СО2) физическими и химическими методами.
4. Легирование металлов – в состав сплава вводят компоненты, вызывающие пассивность металла.