Окислительно-восстановительные реакции. Составить уравнение реакции окисления сероводорода хлорной водой

Типовая задача

Составить уравнение реакции окисления сероводорода хлорной водой. Реакция протекает по схеме:

H₂S + Cl₂ + H₂O → H₂SO₄ + HCl

Определить тип окислительно-восстановительной реакции. Рассчитать эквивалентные массы окислителя и восстановителя. Определить возможность протекания реакции в указанном направлении.

Решение. 1. Определяем степени окисления атомов элементов, которые входят в состав молекул веществ участников реакции.

+1 -2 0 +1 -2 +1+6 -2 +1-1

H₂S + Cl₂+ H₂O → H₂SO₄ + HCl

В ходе процесса атомы двух элементов - серы и хлора - изменили степень окисления. Сера повысила степень окисления с -2 до +6, отдав при этом восемь электронов:

S²⁻ – 8e^-→ S⁶⁺,

В данном процессе атом серы является восстановителем

Хлор понизил степень окисления с 0 до -1, принимая два электрона (поскольку атомов два):

Cl₂⁰ + 2 e^- → 2Cl ⁻

Атомы хлора выступают в роли окислителя.

Применяя метод электронно-ионного баланса, составляем соответствующие полуреакции.

При составлении уравнения полуреакции окисления серы исходим из схемы: H₂S→SO₄²⁻. Сероводород записываем в молекулярном виде, поскольку это соединение является слабым электролитом. Серная кислота – сильный электролит при диссоциации, которого в растворе, образуются анионы SO₄²⁻.

В ходе процесса атом серы связывается с четырьмя атомами кислорода, источниками которых являются четыре молекулы воды. При этом образуются восемь ионов водорода. Еще два иона водорода высвобождаются из молекулы сероводорода.

H₂S + 4H₂O – 8e^- → SO₄²⁻ + 10H⁺

Записываем две полученные полуреакции, указываем окислитель и восстановитель и уравниваем количество электронов отданных серой и принятых хлором:

 

	Cl20 + 2 e- → 2Cl−				восстановление
	H2S + 4H2O – 8e- → SO42−+ 10H+			окисление

4Cl₂⁰ + H₂S + 4H₂O → 8Cl^- + SO₄²⁻ + 10H⁺

 

Полученные коэффициенты расставляем в схеме реакции:

 

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCl

 

Данная реакция относится к реакциям межмолекулярного окисления-восстановления, поскольку элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят в состав молекул разных соединений.

 

2. Рассчитываем молярную массу химического эквивалента (эквивалентную массу) окислителя:

 

, где

m_Э –молярная масса химического эквивалента (эквивалентная масса), г/моль

М(окисл) – молярная масса окислителя, г/моль;

n – число электронов, участвующих в полуреакции.

 

 

Аналогично рассчитываем молярную массу эквивалента восстановителя:

 

 

3. Чтобы сделать вывод о возможности протекания реакции в указанном направлении, необходимо рассчитать величину ее ЭДС.

В реакции участвуют две электрохимические системы; пользуясь данными таблицы П.2, в приложении запишем значения их стандартных потенциалов:

 

Cl20 + 2 e- → 2Cl−	φ0=1,36 В
H2S + 4H2O – 8e- → SO42− + 10H+	φ0= 0,31 В

 

Е⁰_{реакции}= φ⁰_окисл – φ⁰_восст=1,36 – 0,31 = 1,05 В

 

Величина стандартной ЭДС реакции больше нуля. Реакция будет протекать в рассматриваемом направлении.

 

 

Варианты заданий

Таблица 9

№	Схема реакции
1.	KMnO4 + KOH → K2MnO4 + O2 + H2O
2.	H2SO3 + H2S → S + H2O
3.	NH4NO2 → N2 + H2O
4.	H2O2 → H2O + O2
5.	Cl2 + NaOH → NaClO + NaCl + H2O
6.	KClO3 → KCl + KClO4
7.	K2Cr2O7 + K2SO3 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
8.	PbO2 + MnSO4 + HNO3 → PbSO4 +HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O
9.	NaI + KMnO4 + KOH → I2 + K2MnO4 + NaOH
10.	S + KClO3 + H2O → Cl2 + K2SO4 + H2SO4
11.	KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
12.	I2 + KOH → KIO3 + KI + H2O
13.	AgNO3 → Ag + NO2 + O2
14.	H2S + KMnO4 + H2SO4 → S + Mn SO4 + K2SO4 + H2O
15.	KI + HNO3 + H2SO4 → K2SO4 + I2 + NO2 + H2O
16.	Zn + K2Cr2O7 + H2SO4 → ZnSO4 + Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O
17.	HNO3 → NO2 + H2O + O2
18.	KMnO4 + Na2SO3 + KOH → K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
19.	FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
20.	KI + H2SO4 + H2O2 → I2 + K2SO4 + H2O
21.	NaNO3 → NaNO2 + O2
22.	K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O
23.	MnO2 + K2CO3 + KNO3 → K2MnO4 + KNO2 + CO2
24.	HNO3 + HCl → NOCl + Cl2 + H2O
25.	KMnO4 + Na2SO3 + H2O → MnO2 + Na2SO4 + KOH
Продолжение табл.9
26.	HClO3 → HCl + HClO4
27.	P + KOH + H2O → PH3 + KH2PO2
28.	KMnO4 + MnSO4 + H2O → MnO2 + K2SO4 + H2SO4
29.	P + HNO3 → H3PO4 + NO
30.	SO2 + Br2 + H2O → HBr + H2SO4

 

Гальванические элементы

Типовая задача

Рассчитать ЭДС гальванического элемента состоящего из электродов: а) Zn/ZnSO₄ (0,1М) и Ni/NiSO₄ (0,01M);

б) Ag/AgNO₃ (1M) и Ag/AgNO₃ (0,1M). Составить схемы гальванических элементов, описать процессы, протекающие на катоде и аноде.

 

Решение. а) Рассматриваемый гальванический элемент является химическим, т.е. разница потенциалов достигается за счет разной химической природы электродов. ЭДС гальванического элемента определяется разницей потенциалов катода и анода. Пользуясь значениями таблицы П.2, в приложении находим значения стандартных потенциалов цинкового и никелевого электродов:

φ⁰(Zn²⁺/Zn⁰) = -0,76 В

φ⁰(Ni²⁺/Ni⁰) = - 0,25 В

Рассчитываем реальные потенциалы рассматриваемых электродов при указанных в условии задачи концентрациях, используя уравнение Нернста:

 

 

, где

 

n – количество электронов, участвующих в электродной полуреакции;

[Zn²⁺] и [Ni²⁺] – концентрации катионов цинка и никеля в растворе, составляющем электрод.

Рассчитав потенциалы электродов, составляющих гальванический элемент, можем сделать вывод, что цинковый электрод в данном элементе является анодом, а никелевый – катодом, т.к. φNi²⁺/Ni⁰ > φZn²⁺/Zn⁰

 

Записываем уравнения процессов, протекающих на катоде и аноде:

на никелевом электроде будет происходить восстановление

(+) К: Ni²⁺ + 2е^- = Ni⁰

на цинковом электроде – окисление

(-) А: Zn⁰ = Zn²⁺+ 2е^-

Токообразующая реакция:

Ni²⁺ + Zn⁰ = Ni⁰ + Zn²⁺

 

Рассчитываем ЭДС:

 

ε = φ_к - φ_а = φNi²⁺/Ni⁰ - φZn²⁺/Zn⁰ = -0,31 – (-0,79) = 0,48 В

 

Составляем схему гальванического элемента:

 

(-) Zn | ZnSO₄ (0,1М) || NiSO₄ (0,01M) | Ni (+)

 

б) Рассматриваемый гальванический элемент является концентрационным, т.е. разница потенциалов достигается за счет разницы концентраций растворов соли в составе электродов.

ЭДС рассчитывается аналогично ЭДС химического гальванического элемента.

Пользуясь таблицей П.2, находим значение стандартного потенциала серебряного электрода:

φ⁰Ag⁺/Ag⁰ = 0,80 В

Используя уравнение Нернста, определяем потенциалы электродов при заданных концентрациях. Обозначим потенциал электрода Ag/AgNO₃ (1M) – φ₁, а электрода Ag/AgNO₃ (0,1M) – φ₂.

Потенциал φ₁ будет равен стандартному потенциалу серебряного электрода, т.к. [Ag⁺] = 1 моль/л

φ₁ = 0,80 В

Для второго электрода потенциал рассчитываем, используя уравнение Нернста:

 

 

Электрод Ag/AgNO₃ (1M) в данном элементе является катодом, Ag/AgNO₃(0,1M) –анодом, т.к. φ₁ > φ₂

На первом электроде будет происходить восстановление:

(+) К: Ag⁺ + е^- = Ag⁰

на втором – окисление:

(-) А: Ag⁰ = Ag⁺ + е^-

Рассчитываем ЭДС гальванического элемента

 

ε = φ_к - φ_а = φ₁ - φ₂= 0,80 - 0,74 = 0,06 В

и составляем его схему

 

(-) Ag | AgNO₃ (0,1M) || AgNO₃ (1M) | Ag (+)

 

 

Варианты заданий

Таблица 10

№ п/п	1-ая пара электродов	2-ая пара электродов
1.	Sn | SnCl2 (0,1M); Cr | CrCl3 (1M)	Co | CoSO4 (0,1M); Co | CoSO4 (0,01M);
2.	Ni | NiSO4 (1M); Co | CoSO4 (0,01M)	Сu | CuCl2 (0,001M); Сu | CuCl2 (0,1M);
3.	Сu | CuCl2 (0,1M); Zn | ZnCl2 (1M)	Cr | CrCl3 (1M); Cr | CrCl3 (0,1M)
4.	Cr | CrCl3 (0,01M); Pb | PbCl2 (1M)	Fe | FeCl2 (1M); Fe| FeCl2 (0,1M)
5.	Cd | CdSO4 (0,1M); Bi | Bi2(SO4)3(0,1M)	Au | Au(NO3)3 (0,1M); Au | Au(NO3)3 (1M);
6.	Ag | AgNO3 (0,1M); Hg | Hg(NO3)2 (1M)	Ni | NiCl2 (0,01M); Ni | NiCl2 (0,1M);
7.	Fe | FeSO4 (0,1M); Zn | Zn SO4 (0,01M)	Pb | Pb (NO3)2 (0,1M); Pb | Pb (NO3)2 (1M)
8.	Cr | CrCl3 (0,1M); Fe| FeCl2 (1M)	Sn | Sn(NO3)2 (0,01M); Sn | Sn(NO3)2 (0,1M)
9.	Mg | Mg(NO3)2 (0,01M); Zn | Zn(NO3)2 (1M)	Hg | Hg(NO3)2 (0,1M); Hg | Hg(NO3)2 (1M)
10.	Ni | NiCl2 (0,1M); Zn | ZnCl2 (0,1M)	Mg | MgCl2 (0,1M); Mg | MgCl2 (0,01M)
11.	Au | Au(NO3)3 (0,1M); Zn | Zn(NO3)2 (1M)	Ag | AgNO3 (0,1M); Ag | AgNO3 (0,01M);
12.	Cr | CrCl3 (0,01M); Zn | ZnCl2 (0,1M)	Cd | CdSO4 (1M); Cd | CdSO4 (0,1M);
13.	Ni | Ni(NO3)2 (1M); Cu | Cu(NO3)2 (0,1M)	Zn | ZnCl2 (0,1M); Zn | ZnCl2 (0,001M)
14.	Cr | CrCl3 (0,001M); Ni | NiCl2 (1M)	Zn | Zn(NO3)2 (0,1M); Zn | Zn(NO3)2 (1M)
15.	Ag | AgNO3 (0,1M); Ni | Ni(NO3)2 (0,01M)	Mg | Mg(NO3)2 (1M); Mg | Mg(NO3)2 (0,1M);
16.	Au | Au(NO3)3 (0,01M); Ag | Ag NO3 (1M)	Sn | SnCl2 (0,001M); Sn | SnCl2 (0,1M);
17.	Ni | NiCl2 (0,1M); Fe | FeCl2 (1M)	Pb | PbCl2 (0,1M); Pb | PbCl2 (0,01M)
18.	Fe | Fe(NO3)2 (1M); Ag| AgNO3 (0,01M)	Zn | Zn SO4 (0,01M); Zn | Zn SO4 (0,1M)
19.	Fe | FeCl3 (0,1M); Co | CoCl2 (1M)	Ni | Ni(NO3)2 (1M); Ni | Ni(NO3)2 (0,1M);
20.	Cr | CrCl3 (0,1M); Fe| FeCl2 (1M)	Cu | Cu(NO3)2 (1M); Cu | Cu(NO3)2 (0,1M)
21.	Fe | Fe(NO3)2 (0,1M); Zn | Zn(NO3)2 (0,1M)	Ni | NiCl2 (0,1M); Ni | NiCl2 (0,001M);
22.	Cu | CuCl2 (1M); Fe| FeCl2 (0,01M)	Pb | Pb (NO3)2 (0,01M); Pb | Pb (NO3)2 (1M)
23.	Fe | Fe(NO3)2 (0,01M); Cd| Cd (NO3)2 (1M)	Hg | Hg(NO3)2 (0,1M); Hg | Hg(NO3)2 (1M)
24.	Cu | Cu(NO3)2 (0,1M); Ag | Ag NO3 (1M)	Fe | FeCl3 (0,1M); Fe | FeCl3 (0,001M);
25.	Cu | Cu(NO3)2 (1M); Hg | Hg(NO3)2 (0,1M)	Fe | Fe(NO3)2 (1M); Fe | Fe(NO3)2 (0,01M);
26.	Au | Au(NO3)3 (0,1M); Cu | Cu(NO3)2 (1M)	Fe | FeSO4 (1M); Fe | FeSO4 (0,001M);
27.	Mg | MgCl2 (0,01M); Fe | FeCl2 (0,1M)	Cd | CdSO4 (0,01M); Cd | CdSO4 (0,1M);
28.	Pb | PbCl2 (0,1M); Mg | MgCl2 (0,01M)	Ag | AgNO3 (0,1M); Ag | AgNO3 (0,01M);
29.	Mg | Mg(NO3)2 (0,1M); Sn | Sn(NO3)2 (1M)	Cr | CrCl3 (0,001M); Cr | CrCl3 (0,1M)
30.	Ni | Ni(NO3)2 (0,1M); Pb | Pb (NO3)2 (1M)	Co | CoSO4 (0,01M); Co | CoSO4 (0,001M);

 

Электролиз

Типовая задача

Через раствор сульфата натрия Na₂SO₄ пропустили ток силой 2,5 А в течение 30 минут. Написать уравнения электродных процессов, происходящих при электролизе (инертный анод) и указать какие продукты и в каком количестве были получены.

Решение. 1. Описываем электродные процессы.

Катод. На этом электроде осуществляется процесс восстановления. Катод при электролизе заряжен отрицательно, поэтому при наложении разницы потенциалов в пространство у катода будут поступать катионы натрия Na⁺, помимо них там будут присутствовать молекулы растворителя – воды.

 

Если система, в которой проводят электролиз, содержит несколько окислителей, то на катоде будет восстанавливаться тот, у которого значение электродного потенциала больше.

Воспользовавшись данными таблицы П.2, в приложении сравним электродные потенциалы возможных окислителей:

Na⁺ + e^- = Na φ⁰= - 2,71 B

2H₂O + 2 e^- = H₂ + 2OH⁻ φ⁰= - 0,41B

Потенциал первой системы значительно отрицательнее потенциала второй, поэтому на катоде будет происходить восстановление молекул воды с образованием водорода. Помимо этого, образовавшиеся гидроксид - ионы будут ассоциироваться с накопившимися в пространстве у катода катионами натрия.

Анод. На этом электроде идет процесс окисления. Анод при электролизе заряжен положительно, поэтому в ходе процесса в пространство у анода будут поступать сульфат - ионы SO₄²⁻, помимо них там будут присутствовать молекулы растворителя – воды.

На аноде окисляется тот из восстановителей, стандартный электродный потенциал которого наименьший.

Сравним электродные потенциалы, которые характеризуют две рассматриваемые системы:

2H₂O = O₂ ↑+ 4H⁺ + 4e^- φ⁰=1,23 B

2SO₄²⁻ = S₂O₈^2- + 2e^- φ⁰=2,01 B

Исходя из этих значений, делаем вывод, что на аноде будет происходить окисление воды с образованием кислорода. Образующиеся протоны водорода будут ассоциироваться с накопившимися в пространстве у анода сульфат - ионами.

Таким образом, процессы, протекающие на электродах при электролизе раствора сульфата натрия, будут описываться следующими уравнениями:

 

(-) К: 2H2O + 2 e- = H2 ↑+ 2OH−	2
(+) А: 2H2O = O2 ↑+ 4H+ + 4e-	1
6 H2O = 2H2 ↑ + O2 ↑ + 4OH−- + 4H+

 

Записываем суммарное уравнение электролиза:

2Na⁺+SO₄²⁻ + 6 H₂O = 2H₂ ↑ + O₂ ↑ + 4Na⁺ + 4OH⁻ + 4H⁺ + 2SO₄²⁻

2. Количественное описание процесса электролиза выполняем с использованием математического выражения закона Фарадея:

 

или , где

 

m и V – масса и объем образовавшегося или подвергшегося превращению вещества, г, л;

m_Э и V_э – эквивалентная масса и эквивалентный объем этого вещества, г/моль, л/моль;

I – сила тока при электролизе, А;

t – время электролиза, с;

F – постоянная Фарадея, 96500 Кл/моль или 26,8 А·ч.

 

Основными продуктами электролиза являются кислород и водород; определим объемы поученных газов.

 

 

Ответ:

Варианты заданий

Таблица 11

№	Раствор соли	Сила тока, А	Время электролиза, мин
1.	CrCl3	3,5
2.	FeCl2	2,5
3.	Na3PO4	2,0
4.	Cu(NO3) 2	2,0
Продолжение табл.11
5.	Cr2(SO4)3	1,5
6.	Pb(NO3)2	2,0
7.	MnCl2	4,0
8.	AgNO3	4,5
9.	Mn SO4	4,0
10.	K2SO4	2,5
11.	Zn(NO3) 2	6,0
12.	CuCl2	2,0
13.	NiCl2	5,5
14.	FeCl3	4,5
15.	ZnCl2	3,0
16.	Ni(NO 3) 2	1,5
17.	K2CO3	1,5
18.	FeSO4	9,0
19.	KNO2	6,0
20.	Al(NO3) 3	2,5
21.	AlCl3	8,5
22.	SnCl2	3,5
23.	CoSO4	2,5
24.	Li 2 SO 3	1,0
25.	KI	2,5
26.	BaCl2	4,0
27.	NaI	6,5
28.	Cr(NO3) 3	5,0
29.	Ni SO4	7,0
30.	Na NO3	1,5

 

 

Коррозия металлов

Типовая задача

Стальную металлоконструкцию покрыли медью. Укажите тип покрытия. Опишите процессы, которые будут протекать при нарушении целостности медного покрытия при нахождении конструкции в кислой или нейтральной среде.

Решение. Основным компонентом стали является железо. Содержание других составляющих сталь компонентов настолько невелико, что можно пренебречь их влиянием на коррозионные процессы.

Чтобы определить тип гальванопокрытия необходимо воспользоваться таблицей П.2, в которой даны значения стандартных электродных потенциалов:

φ⁰_Fe²⁺_{/ Fe} = -0,44 B

φ⁰_Cu²⁺_{/ Cu} = 0,34 B

Поскольку φ⁰_Cu²⁺_/Cu > φ⁰_Fe²⁺_/Fe, можем сделать вывод, что медь по отношению к железу является катодом. Соответственно медное покрытие на стальном изделии будет покрытием катодного типа.

При нарушении целостности такого покрытия начинает работать гальванический элемент Fe – Cu, где железо будет служить анодом, а медь – катодом. Механизм коррозии – электрохимический: железо, являясь анодом, растворяется (корродирует), а на поверхности меди будет проходить восстановление частиц деполяризатора. В кислой среде в качестве деполяризатора имеем ионы гидроксония H₃O⁺:

 

кислая среда

Сu (+) К: 2H3O+ + 2e- = 2H2O + H2 Fe (-) A: Fe = Fe2+ + 2e-

 

В нейтральной среде деполяризаторами служат молекулы воды (деаэрированная среда) или помимо них еще и молекулы кислорода (аэрированная среда):

 

нейтральная деаэрированная среда	Сu (+) К: 2H2O + 2e- = H2 + 2OH− Fe (-) A: Fe = Fe2+ + 2e-
нейтральная аэрированная среда	Сu (+) К: O2 + 2H2O + 4e- = 4OH− Fe (-) A: Fe = Fe2+ + 2e-

Варианты заданий

Таблица 12

№ п/п	Металл основы	Металл покрытия
первый	Второй
1.	Олово	Медь	Кадмий
2.	Кобальт	никель	Цинк
3.	Хром	серебро	Цинк
4.	Свинец	золото	Железо
5.	Железо	кадмий	Магний
6.	Железо	Цинк	Платина
7.	Цинк	железо	Магний
8.	Кадмий	магний	Олово
9.	Золото	свинец	Платина
10.	Серебро	Хром	Золото
11.	Никель	кобальт	Медь
12.	Медь	Олово	Серебро
продолжение табл.12
13.	Олово	платина	Кадмий
14.	Серебро	никель	Платина
15.	Хром	золото	Цинк
16.	Свинец	Цинк	Медь
17.	Медь	магний	Золото
18.	Железо	Хром	Никель
19.	Цинк	Олово	Магний
20.	Кадмий	никель	Хром
21.	Серебро	золото	Никель
22.	Никель	Цинк	Серебро
23.	Медь	магний	Платина
24.	Олово	Хром	Свинец
25.	Хром	Олово	Цинк
26.	Кобальт	платина	Железо
27.	Железо	кобальт	Хром
28.	Железо	свинец	Цинк
29.	Хром	железо	Магний
30.	Никель	кадмий	серебро

 

Общие свойства металлов

Типовая задача

Написать уравнения реакций взаимодействия олова (II) со следующими неметаллами: а) хлор; б) азот; в) кислород; г) углерод. Назвать полученные соединения. Составить уравнения окслительно-восстановительных реакций взаимодействия олова с разбавленной азотной кислотой и гидроксидом натрия.

Решение.

1. а) Sn + Cl₂ = SnCl ₂ – хлорид олова (II)

б) 3Sn + N₂ = Sn ₃N ₂ – нитрид олова (II)

в) 2Sn + O₂ = 2SnO – оксид олова (II)

г) 2Sn + C = Sn ₂C – карбид олова (II)

 

2. 3Sn + 8 HNO ₃ (р) = Sn(NO ₃) ₂ + 2 NO + 4 H₂O

восстановитель	Sn0 – 2e- → Sn2+	3	окисление
окислитель	N5+ + 3e- → N2+		восстановление

 

восстановитель	Sn0 – 2e- → Sn2+	1	окисление
окислитель	2H+ + 2e- → H2	1	восстановление

 

 

3. Sn + 2NaOH + 2 H₂O = Na ₂[Sn(OH)₄] + H₂

 

 

Варианты заданий

Таблица 13

№ п/п	Металл	Кислота	Щелочь
1.	Цинк	серная конц.	гидроксид калия
2.	Никель	азотная разб.	гидроксид натрия
3.	Алюминий	серная разб.	гидроксид калия
4.	Олово	азотная разб.	гидроксид натрия
5.	Свинец	азотная конц.	----------------------
6.	Медь	серная конц.	----------------------
7.	Серебро	азотная конц.	----------------------
8.	Железо	серная разб.	----------------------
9.	Магний	азотная конц.	----------------------
10.	Кальций	серная разб.	гидроксид калия
11.	Олово	серная конц.	гидроксид калия
12.	Свинец	азотная конц.	гидроксид натрия
13.	Цинк	серная конц.	-----------------------
14.	Медь	азотная конц.	-----------------------
15.	Кадмий	азотная конц.	-----------------------
16.	Марганец	азотная разб.	-----------------------
17.	Хром	азотная конц.	-----------------------
18.	Кобальт	азотная разб.	-----------------------
19.	Серебро	азотная разб.	-----------------------
20.	Ртуть	азотная разб.	-----------------------
21.	Железо	соляная разб.	-----------------------
22.	Железо	соляная конц.	-----------------------
23.	Медь	серная разб.	-----------------------
24.	Кадмий	азотная разб.	-----------------------
25.	Кальций	серная разб.	-----------------------
26.	Кальций	серная конц.	-----------------------
27.	Магний	азотная разб.	-----------------------
28.	Магний	серная конц.	-----------------------
29.	Свинец	азотная разб.	гидроксид натрия
30.	Медь	серная конц.	гидроксид натрия

 

14. Полимерные материалы (СЭ, ЭА, КС выполнять не надо)

 

Типовая задача

Написать реакцию получения поливинилхлорида. Описать физические, химические свойства полимера и указать области его применения.

Решение

n · СН₂=СН-Сl → n · [CH₂—CHCl] → [—CH₂—CHCl—] _n

Поливинилхлорид, преимущественно линейный термопластичный полимер винилхлорида, формула [—CH₂—CHCl—] _n. Пластик белого цвета, молекулярная масса 6000—160 000, степень кристалличности 10—35%, плотность 1,35—1,43 г/см³ (20°С); физиологически безвреден. Поливинилхлорид достаточно прочен (при растяжении 40—60 Мн/м², или 400—600 кгс/см², при изгибе 80—120 Мн/м², или 800—1200 кгс/см²), обладает хорошими диэлектрическими свойствами. Он ограниченно растворим в кетонах, сложных эфирах, хлорированных углеводородах; устойчив к действию влаги, кислот, щелочей, растворов солей, промышленных газов (например, NO₂, Cl₂, Cl₃, HF), бензина, керосина, жиров, спиртов; совмещается со многими пластификаторами (например, фталатами, фосфатами, себацинатами); стоек к окислению и практически негорюч. Поливинилхлорид обладает невысокой теплостойкостью (50—80 °С) и при нагревании выше 100 °C заметно разлагается с выделением HCl, вследствие чего может приобретать окраску (от желтоватой до чёрной). Разложение ускоряется в присутствии O₂, HCl, некоторых солей, а также под действием УФ-облучения ив результате сильных механических воздействий. Для повышения теплостойкости и улучшения растворимости поливинилхлорид подвергают хлорированию.

В промышленности поливинилхлорид получают свободно радикальной полимеризацией мономера в массе, эмульсии или суспензии. Способ полимеризации определяет основные свойства поливинилхлорида и области его применения. Так поливинилхлорид, полученный в массе или суспензии, используется для производства жёстких, а также полумягких и мягких, т. е. пластифицированных пластических масс, перерабатываемых прессованием, литьём под давлением. Эмульсионный поливинилхлорид (пастообразующие сорта) применяют в производстве изделий (главным образом искусственной кожи и пенопластов) из пластизолей, органозолей и др.

Поливинилхлорид перерабатывают всеми известными методами переработки пластмасс как в жесткие (винипласт), так и в мягкие, или пластифицированные (пластикат), материалы и изделия.

Винипласт-продукт переработки поливинилхлорида. Винипласт выпускают в виде листов, плит, труб, прутков, а также гранул, из которых под давлением формуют различные изделия. Винипласт легко поддается механической обработке, сваривается и склеивается. Его используют как конструкционный коррозион-ностойкий материал для изготовления химической аппаратуры и коммуникаций, вентиляционных воздуховодов, труб, фиттингов, а также для покрытия полов, облицовки стен, тепло- и звукоизоляции (пенополивинилхлорид), изготовления плинтусов, оконных переплетов и др. строит. деталей. Из прозрачного винипласта изготовляют объемную тару для пищевых продуктов, бутылки и др.

Пластикат-продукт переработки поливинилхлорида, содержащего помимо компонентов, используемых при получении винипласта, 30-90 массовых частей пластификатора (например, эфиров фталевой, фосфорной, себациновой или адипиновой кислот). Пластификатор существенно снижает температуру стеклования П., что облегчает переработку композиции, снижает хрупкость материала и повышает его относит. удлинение. Однако одновременно снижаются прочностные и диэлектрические показатели, химическая стойкость. Пластикат перерабатывают преимущественно в виде паст. Используют его для изготовления изоляции и оболочек для электропроводов и кабелей, для производства шлангов, линолеума и плиток для полов, материалов для облицовки стен и обивки мебели, погонажно-профильных изделий, искусственной кожи. Прозрачные гибкие трубки из пластиката применяют в системах переливания крови и жизнеобеспечения в медицинской технике.

 

Варианты заданий

Таблица 14

№ п/п	Полимеры и сополимеры	Поликонденсаты
	Полипропилен	Капрон
	Поливинилхлорид	Лавсан
	Полиметилметакрилат	Перлон
	Полиэтилен	Фенопласт
	Полиакрилонитрил	Нейлон
	Полиизопрен	анилин-формальдегидная смола
	бутадиен-стирольный каучук	мочевино-формальдегидная смола
	Полистирол	Полиэтилентерефталат
	Поликарбонат	Капрон
	Политетрафторэтилен	Перлон
	сополимер метилакрилата и стирола	Нейлон
	Полибутадиен	мочевино-формальдегидная смола
продолжение табл.14
	Полипропилен	полиэтилентерефталат
	Полиметилметакрилат	Нейлон
	Полиакрилонитрил	Фенопласт
	бутадиен-стирольный каучук	Перлон
	Поликарбонат	Лавсан
	сополимер метилакрилата и стирола	Капрон
	Полибутадиен	полиэтилентерефталат
	Политетрафторэтилен	мочевино-формальдегидная смола
	Полистирол	анилин-формальдегидная смола
	Полиизопрен	Перлон
	Полиэтилен	Фенопласт
	Поливинилхлорид	Капрон
	Полипропилен	Лавсан
	сополимер метилакрилата и стирола	Перлон
	Поликарбонат	Фенопласт
	Полистирол	анилин-формальдегидная смола
	бутадиен-стирольный каучук	полиэтилентерефталат
	Полибутадиен	Нейлон

ПРИЛОЖЕНИЕ

Стандартные энтальпии образования ΔH⁰₂₉₈, энтропии S⁰₂₉₈ и энергии Гиббса ΔG⁰₂₉₈ образования некоторых веществ при 298 К

Таблица П.1

Вещество	Δ Н0298 кДж/моль		Δ G0298 кДж/моль	S 0298 Дж/(моль×К)
Al2(SO4)3 (т)	–3444		–3103
Al2O3 (т)	–1676		–1580	50,9
BaCO3 (т)	–1235		–1134
BaO (т)	–548		–518	70,4
C (графит)				5,74
C 2H 2 (г)	226,8		209,2	200,8
C2H4 (г)				219,4
C2H5OH (ж)	–277		–175	160,7
C6H6(ж)	82,9		129,7	269,2
CaCO3 (т)	–1207		–1128
CaO (к)	–636		–603
CH3OH (ж)	–239		–166,2	126,8
CH4 (г)	–74,85		–50,79	186,19
Cl2 (г)				222,96
CO (г)	–110,5		–137,14	197,54
CO2 (г)	–394		–394,4
Cu(к)				33,3
CuO(к)	-162,0		-129,9	42,6
Fe (т)				27,3
FeO (к)	-264,8		-244,3	60,8
Fe2O3 (т)	–823		–740	87,9
Fe3O4 (к)	-1117,1		-1014,2	146,2
H2 (г)
H2O (г)	–242		–229
H2O (ж)	–286		–237
H2O2(г)	-187,9		-220,6	109,6
H2S (г)	–21		–33,8
HСl (г)	–93		–95,3
KCl(к)	-435,9		-408,0	82,6
KClO3(к)	-391,2		-289,9	143,0
N2O (г)
Na2CO3 (т)	–1138		–1048
Na2O (т)	–416		–378	75,5
продолжение табл. П.1
NaOH (т)	–427,8		–381,1	64,16
N 2 (г)				191,5
NH3 (г)	–46		–16,7
NH4Cl (т)	–314		–203
NH4NO3 (т)	–365		–184
NO (г)	90,37		86,71	210,62
NO2 (г)			51,5	240,2
N2O(г)	82,0		104,1	219,9
N2O5 (г)	-42,7		114,1	178,0
O2 (г)
2O3(г)	142,7		70,8	238,9
PCl 5 (к)	-399,1		-445,6	166,5
P2O5 (т)	–1492		–1348,8	114,5
SiO2 (т)	–908,3		–854,2	42,7
SO2 (г)	–297		–300
SO3 (г)	–395,2		–370,4	256,23
Zn (т)				41,59
ZnO (т)	–349		–318,2	43,5