Примеры решения и оформления заданий к разделу 9

Пример 1

Рассмотрите возможность растворения кальция в воде. Составьте электронно – ионную схему ионное и молекулярное уравнения.

Ca + H₂O →

Red Ox

· Восстановителем в данном процессе является металл – Са.

φ_Са²⁺_{/ Ca} = –2,84 В;

· Окислитель - Н₂О. φ_2Н2О/H2 = - 0,41 В.

· Реакция теоретически возможна, так как разность потенциалов окислителя и восстановителя Dφ_2Н2О/H2 - φ_Са²⁺_{/ Ca} = – 0,41 – (– 2,84) = 2,43 В > 0. В воде практически растворяются щелочные и щелочно- земельные металлы, гидроксиды которых являются растворимыми соединениями.

· Электронно – ионная схема, ионное и молекулярное уравнения:

Ca – 2ē = Ca2+ 2Н2О + 2ē = Н2 + 2ОН -

Ca + 2Н₂О = Ca²⁺ + 2ОН ^- + Н₂

Ca + 2Н₂О = Ca(OH)₂ + Н₂

 

Пример 2.

Рассмотрите возможность растворения цинка и меди в соляной кислоте.

· Восстановителем в рассматриваемых окислительно-восстановительных реакциях могут быть Zn и Cu.

φ_Zn²⁺ _/Zn = – 0,76 В, φ_Cu²⁺ _/Cu = + 0,34 B.

_· Окислителем является Н⁺. φ_2Н⁺_{/ H2} = 0.

· медь не растворяется в соляной, а также серной кислоте разбавленной, так как разность потенциалов Dφ = φ_2Н⁺_{/ H2} – φ_Cu²⁺ _/Cu = 0 – 0,36 = – 0,36 В меньше нуля.

· Цинк растворяется в растворах разбавленных кислот, так как в этом случае Dφ = φ_2Н⁺_{/ H2} – φ_Zn²⁺ _/Zn = 0 – (– 0,76) = + 0,76 В больше нуля.

· Электронно – ионная схема, ионное и молекулярное уравнения:

1	Zn – 2ē = Zn2+ 2Н+ + 2ē = Н2

Zn + 2Н⁺ = Zn²⁺ + Н₂

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + Н₂

Пример 3

Рассмотрите возможность растворения алюминия в растворе щелочи.

Al + NaOH + H₂O

Red среда Ox

· Восстановитель – Al. φ _AlO2–_{/ Al} = – 2,36 B.

Окислитель – Н₂О. φ _2Н2О/H2 = – 0,41 B.

· Возможность протекания процесса:

Dφ = Е_2Н2О/H2 – φ _AlO2–_{/ Al} = – 0,41– (– 2,36) = 1,95 В. Разность потенциалов больше нуля, следовательно, реакция теоретически возможна. Практически она также осуществима, так как гидроксид алюминия проявляет амфотерные свойства.

· Электронно – ионная схема, ионное и молекулярное уравнения:

Al – 3ē + 4OH– = AlO2– + 2 Н2О 2Н2О + 2ē = Н2 + 2ОН -

 

2 Al + 8OH^– + 6Н₂О = 2AlO₂^– + 3 Н₂ + 4Н₂О + 6 OH^–

2 Al + 2OH^– + 2Н₂О = 2AlO₂^– + 3 Н₂

2 Al + 2NaOH + 2Н₂О = 2NaAlO₂ + 3 Н₂

Пример 4

Допишите правую часть предполагаемого взаимодействия, используя схемы предложенные выше, запишите электронно-ионные уравнения полуреакций, ионное и молекулярное уравнения реакции:

Al + H₂ SO_{4 (конц)} "

Red Ox

Al + H₂ SO_{4 (конц)} " Al₂(SO₄)₃ + H₂S + H₂O

Al – 3ē = Al3+ SO42– + 8ē + 10H+ = H2S + 4 H2O

8Al + 3 SO₄^2– + 30H⁺ = 8 Al³⁺ + 3 H₂S + 12 H₂O

8Al + 15 H₂ SO_{4 (конц)} = 4 Al₂(SO₄)₃ + 3 H₂S + 12 H₂O

 

Пример 5

Допишите правую часть предполагаемого взаимодействия, используя схемы предложенные выше, запишите электронно-ионные уравнения полуреакций, ионное и молекулярное уравнения реакции:

Zn + H NO _{3 (разб.)} "

Red Ox

Zn + HNO_{3 (разб.)} " Zn(NO₃)₂ + N₂ + H₂O

Zn – 2ē = Zn2+ 2 NO 3 – + 10ē + 12H+ = N2 + 6 H2O

 

5 Zn + 2 NO ₃ ^– + 12H⁺ = 5 Zn²⁺ + N₂ + 6 H₂O

5 Zn + 12 HNO_{3 ( разб.)} = 5 Zn(NO₃)₂ + N₂ + 6 H₂O

 

Тема № 10: «Электрохимическая коррозия металлов»

Задание 3. Используя потенциалы (см. таблицу на с. 43), укажите анод и катод гальванопары, направление движения электронов, рассчитайте ЭДС,

Задание 4. Напишите уравнения анодного и катодного процессов, молекулярное уравнение коррозии:

Гальванопары

 

Коррозионная среда
H2O + O2	NaOH + H2O	H2O
1. Zn/Sn	11. Al/Cu	21. Pb/Sn
2. Pb/Zn	12. Cu/Zn	22. Fe/Mg
3. Fe/Zn	13. Zn/Fe	23. Ni/Zn
4. Fe/Cu	14. Fe/Cr	24. Cu/Pb
5. Fe/Ni	15. Co/Al	25. Zn/Sn
6. Zn/Cu	16. Cr/Ni	26. Mg/Cd
7. Pb/Fe	17. Al/Fe	27. Cr/Bi
8. Bi/Ni	18. Zn/Al	28. Co/Mg
9. Mg/Fe	19. Cr/Bi	29. Mg/Fe
10. Ni/Mg	20. Co/Cu	30. Sn/Bi

 

Примеры решения и оформления заданий к разделу 10.

Пример 1. Гальванопара алюминий - железо в воде (среда нейтральная). В воде растворен кислород.

Решение

1. Схема гальванопары: Al / H₂O, O₂ / Fe

2. Потенциалы: = - 1,88 B; = - 0,46B;

= + 0,814B.

Восстановитель – Al, окислитель - О₂.

3. Al(-): 4 Al - 3ē + 3Н₂О = Al(OH)₃+ 3Н⁺ - процесс окисления;

Fe(+): 3 О₂ + 4ē + 2Н₂ О = 4ОН^- - процесс восстановления

4Al + 3О ₂ + 6Н₂О = 4Al(OH)₃

4. Направление движения электронов от участка с меньшим потенциалом к участку с большим потенциалом:

 

ē

(-) Al/ Fе (+) ē

О₂, Н₂О

Пример 2. Определить процессы, протекающие при коррозии луженого железа (среда - влажный воздух, содержащий кислород, пары воды и ионы Н⁺), если нарушена сплошность покрытия.

Решение

1. Схема гальванопары

Fe / Н₂ О, О₂, Н⁺ / Sn

2. Потенциалы = - 0,44 B; = - 0,136 B;

= + 1,228 B.

Восстановитель – железо, окислитель – кислород.

 

3. Fe(-): 2 Fe - 2ē = Fe ²⁺ – процесс окисления

Sn(+): 1 О₂ + 4ē + 4Н⁺ =2Н₂О – процесс восстановления

2Fe + О₂ + 4Н⁺ = 2Fe²⁺ + 2Н₂О

2Fe + О₂ + 4НCl = 2FeCl₂ + 2Н₂О

При нарушении целостности покрытия будет разрушаться Fe.

4. Электроны движутся от участка с меньшим потенциалом к участку с большим потенциалом: ē

(-) Fe/ Sn (+) ē

О₂, Н⁺

Пример 3. Рассмотреть коррозию детали из железа и алюминия в щелочной среде (КОН), если растворенный кислород отсутствует.

Решение

1. Схема гальванопары:

Al / КОН/ Fe

2. Потенциалы: = - 2,36 B; = - 0,874 B;

= - 0,827 B.

Восстановитель - алюминий, окислитель - вода.

3. Al(-):

Al(-):		Al - 3ē + 4OH – = AlO2– + 2H2O – процесс окисления
Fe(+):		2 H2O + 2ē = 2 OH – + H2 – процесс восстановления
		2 Al + 8 OH – + 2H2O = 2 AlO2– + 3 H2

2 Al + 8 КOH + 2H₂O = 2КAlO₂ + 3 H₂

Разрушается алюминий.

4. Направление перемещения электронов в системе:

ē

(-) Al/ Fe (+) ē

H₂O, KOH

Тема №11. «Электролиз растворов»

Задание 1. Рассмотрите катодные и анодные процессы при электролизе водных растворов веществ с инертными электродами. Значения электродных потенциалов металлов приведены в таблице. Рассчитайте массу или объем (при нормальных условиях для газов) продуктов, выделяющихся на электродах при пропускании через раствор в течение 1 часа тока силой 1 А:

 

1. LiBr	11. Al2(SO4)3	21. NaOH
2. K3PO4	12. Ca(NO3)2	22. ZnSO4
3. Ba(NO3)2	13. K2SO4	23. Na2CO3
4. CuCl2 (с Сu анодом)	14. KMnO4	24. Ba(NO2)2
5. FeBr2	15. ZnCl2	25. MgCl2
6. K2CO3	16. NiSO4	26. CoBr2
7. СоCl2	17. BeSO4	27. NiSO4 (c Ni анодом)
8. AgNO3	18. Mg(NO3)2	28. NaNO2
9. BaCl2	19. KOH	29. KI
10. Bi(NO3)3	20. CaI2	30. NaCl