Мы поможем в написании ваших работ!



ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Опыт 1. Влияние среды на окислительно-восстановительные реакции

Поиск

В три пробирки налить по 2-3 мл раствора перманганата калия KMnO4. В первую пробирку прилить 1-2 мл разбавленной серной кислоты, во вторую 1-2 мл воды, в третью – 1-2 мл концентрированного раствора щелочи.

В каждую пробирку добавить по 2-3 мл свежеприготовленного раствора сульфита натрия Na2SO3. Отметить наблюдения, учитывая, что фиолетовая окраска характерна для ионов MnO4, бесцветная или слабо-розовая − для ионов Mn2+, зеленая – для ионов MnO42-, бурый цвет имеет осадок MnO2.

Требования к результатам опыта:

1. Написать уравнения реакций. В каждой реакции указать окислитель, восстановитель, среду, процессы окисления и восстановления. Расставить коэффициенты.

2. Сделать вывод о характерной степени окисления марганца в кислой, щелочной и нейтральной среде.

Опыт 2. Окислительно-восстановительная двойственность нитрита калия

В две пробирки налить по 2-3 мл раствора нитрита калия KNO2. Добавить в каждую из них по 1-2 мл разбавленной серной кислоты. Затем в одну из них прилить раствор дихромата калия K2Cr2O7, в другую – раствор иодида калия KI. Что наблюдается?

Требования к результатам опыта:

1. Составить уравнения реакций. Указать в каждой реакции окислитель, восстановитель, среду, процессы окисления и восстановления. Расставить коэффициенты.

2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных функциях KNO2 в проведенных реакциях.

3. Сделать общий вывод, какие вещества могут проявлять окислительно- восстановительную двойственность.

 

Опыт 3. Реакция диспропорционирования

Поместить в пробирку 1-2 кристалла йода I2, 3-5 капель концентрированного раствора щелочи NaOH (или KOH). Как меняется цвет раствора?

Требования к результатам опыта:

1. Написать уравнение реакции, учитывая, что продуктом окисления йода в щелочной среде является йодат натрия NaIO3 (или KIO3).

2. Сделать общий вывод, какие вещества могут участвовать в реакциях диспропорционирования.

 

Опыт 4. Внутримолекулярная реакция

(групповой)

В фарфоровую чашку насыпать горкой небольшое количество дихромата аммония(NH4)2Cr2O7 и горящей спичкой нагреть его сверху. Наблюдать бурное разложение соли. Отметить цвет исходного вещества и продукта реакции.

Требования к результатам опыта:

1. Написать уравнение реакции разложения дихромата аммония, учитывая, что продуктами реакции являются Cr2O3, свободный азот N2 и вода. В реакции указать окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления. Расставить коэффициенты.

2. Сделать вывод, к какому типу ОВР относится данная реакция.

 

Примеры решения задач

Пример 6.1. Определить степень окисления хрома в молекуле К2Cr2O7 и ионе (СrО2).

Под степенью окисления (с.о.) понимают заряд элемента в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов. Определение степени окисления проводят, используя следующие положения:

1. Степень окисления элемента в простом веществе, например, в Zn, Сa, H2, Вг2, S, O2, равна нулю.

2. Cтепень окисления кислорода в соединениях обычно равна –2. Исключения составляют пероксиды H2+1O2–1, Na2+1O2–1 и фторид кислорода О+2F2.

3. Степень окисления водорода в большинстве соединений равна +1, за исключением солеобразных гидридов, например, Na+1H-1.

4. Постоянную степень окисления имеют щелочные металлы (+1); щелочноземельные металлы, бериллий и магний (+2); фтор (–1).

5. Алгебраическая сумма степеней окисления элементов в нейтральной молекуле равна нулю, в сложном ионе – заряду иона.

Решение. Чтобы рассчитать степень окисления элемента в молекуле, следует:

1) поставить степень окисления над теми элементами, для которых она известна, а искомую степень окисления обозначить через х. В нашем примере известна степень окисления калия (+1) и кислорода (-2) К2+1 Сr2 х O7 –2;

2) умножить индексы при элементах на их степени окисления и составить алгебраическое уравнение, приравняв правую часть к нулю.

К2+1 Сr2 х O7 –2 2(+1)+ 2 x + 7 (–2) = 0 x = + 6

Степень окисления элемента в ионе определяют также, только правую часть уравнения приравнивают к заряду иона:

(СrхО2−2). x + 2 (–2) = –1 x = + 3

Пример 6.2. Исходя из степени окисления азота в соединениях NH3, KNO2, KNO3, определить, какое из них может быть только восстановителем, только окислителем и какое из них может проявлять и окислительные, и восстановительные свойства.

Решение. Возможные степени окисления азота: –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3, +4, +5. В указанных соединениях с.о. азота равны: –3 (низшая), +3 (промежуточная), +5 (высшая). Следовательно, N-3H3 – только восстановитель, KN+3O2 – и окислитель и восстановитель, KN+5O3 – только окислитель.

Пример 6.3. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) HBr и H2S; б) MnO2 и HCl; в) MnO2 и NaBiO3?

Решение. а) В HBr с.о. (Br) = –1 (низшая); в H2S с.о. (S) = –2 (низшая). Так как бром и сера находятся в низшей степени окисления, то могут проявлять только восстановительные свойства, и реакция между ними невозможна; б) в MnO2 с.о. (Mn) = +4 (промежуточная); в HCl с.о. (Cl) = –1 (низшая). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем MnO2 является окислителем; в) в MnO2 с.о. (Mn) = +4 (промежуточная); в NaBiO3 с.о. (Bi) = +5 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать. MnO2 в этом случае будет восстановителем.

Пример 6.4. Составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме:

KMnO4+ KNO2+H2SO4 ® MnSO4+ KNO3 +K2SO4+H2O.

Определить окислитель и восстановитель. На основании электронных уравнений расставить коэффициенты.

Решение. Определяем степени окисления тех элементов, которые ее изменяют: KMn+7O4+ KN+3O2+H2SO4 ® Mn+2SO4+ KN+5O3 +K2SO4+H2O.

ок-ль восст-ль среда

Составляем электронные уравнения процессов окисления и восстановления, определяем окислитель и восстановитель:

N+3 – 2ē → N+5 5 окисление

Mn+7 + 5ē → Mn+2 2 восстановление

Уравниваем реакцию методом электронного баланса, суть которого заключается в том, что общее число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. Находим общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов. В приведенной реакции оно равно 10. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свои степени окисления, находим подбором.

Уравнение реакции будет иметь вид:

2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5KNO3 + K2SO4 + 3H2O.

Пример 6.5. Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций, идущих по схемам:

а) Mg + HNO3 (разб.) ® Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O;

б) KClO3 ® KCl + O2; в) К2MnO4 + H2О ® КMnO4 + MnO2 + КOН.

В каждой реакции определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты, указать тип каждой реакции.

Решение. Составляем уравнения реакций:

а) 4Mg0 + 10HN+5O3 = 4Mg+2(NO3)2 +N−3H4NO3 +3H2O

в-ль ок-ль, среда

Mg0 – 2ē → Mg+2 4 окисление

N+5 + 8ē → N–3 1 восстановление;

б) 2KCl+5O3–2 = 2KCl–1 + 3O20

ок-ль в-ль

2O–2 – 4ē → O20 3 окисление

Cl+5 + 6ē → Cl–1 2 восстановление;

в) 3K2Mn+6O4 + 2H2O = 2KMn+7O4 + Mn+4O2 + 4КОН

в-ль, ок-ль

Mn+6 –1ē →Mn+7 2 окисление

Mn+6 + 2ē → Mn+4 1 восстановление.

Как видно из представленных уравнений, в реакции (а) окислитель и восстановитель – разные элементы в молекулах двух разных веществ, значит, данная реакция относится к типу межмолекулярных окислительно-восстановительных реакций. В реакции (б) окислитель (хлор) и восстановитель (кислород) содержатся в одной молекуле, следовательно, реакция внутримолекулярная. В реакции (в) роль окислителя и восстановителя выполняет марганец, значит, то реакция диспропорционирования.

 

Задачи

6.1. а) Исходя из степени окисления серы в веществах S, H2S, Na2SO3, H2SO4, определить, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какие могут быть и окислителем, и восстановителем. Ответ обосновать.

б) На основании электронных уравнений подобрать коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:

KI + KIO3+ H2SO4 ® I2+ K2SO4 + H2O.

Определить тип окислительно-восстановительной реакции.

6.2. Реакции выражаются схемами:

Zn + HNO3 (разб) ® Zn(NO3)2 + N2O + H2O;

SnCl2 + K2Cr2O7 + H2SO4 ® Sn(SO4) 2 + CrCl3 + K2SO4 + H2O.

Составить электронные уравнения, подобрать коэффициенты, указать, какое вещество в каждой реакции является окислителем, какое восcтановителем.

6.3. а) Составить электронные уравнения и указать, какой процесс (окисление или восстановление) происходит при следующих превращениях:

P–3 ® P+5; N+3 ® N–3; Cl® (ClO3); (SO4)2− ® S–2.

б) Реакция выражается схемой:

KMnO4 + H2S + H2SO4 ® MnSO4 + S +K2SO4 + H2O.

Определить окислитель и восстановитель, на сновании электронных уравнений расставить коэффициенты в уравнении реакции.

6.4. а) Могут ли протекать окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) Cl2 и H2S; б) KBr и KBrO; в) HI и NH3? Ответ обосновать.

б) На основании электронных уравнений подобрать коэффициенты, определить тип окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме:

NaCrO2 + PbO2 + NaOH ® Na2CrO4 + Na2PbO2 + H2O.

6.5. а) Исходя из степени окисления железа, определить, какое из веществ может быть только восстановителем, только окислителем и какое – и окислителем и восстановителем: FeSO4, Fe2O3, K2FeO4. Ответ обосновать.

б) На основании электронных уравнений подобрать коэффициенты для веществ в уравнении реакции, идущей по схеме:

CrCl3 + Br2 + NaOH ® Na2CrO4 + NaBr + NaCl + H2O.

11.6. а) Составить электронные уравнения и указать, какой процесс (окисление или восстановление) происходит при следующих превращениях:

As+3 ® As+5; (CrO4)2– ® (CrO2); (MnO4) ® (MnO4)2–; Si+4 ® Si0.

б) На основании электронных уравнений расставить коэффициенты в реакции, идущей по схеме:

H2S + H2SO3 ® S + H2O.

6.7. Реакции выражаются схемами:

MnSO4 + KClO3 + KOH ® K2MnO4 + KCl + K2SO4 + H2O;

NaNO3 ® NaNO2 + O2.

Составить электронные уравнения, расставить коэффициенты, определить окислитель и восстановитель в каждой реакции. К какому типу относится каждая из приведенных реакций?

6.8. См. условие задания 6.7.

KBr + KBrO3+ H2SO4 ® Br2 + K2SO4 + H2O;

NH4NO3 ® N2O + H2O.

6.9. См. условие задания 6.7.

H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 ® S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2 O;

NaBrO ® NaBrO3 + NaBr.

6.10. а) Исходя из степени окисления хлора, определить, какое из соединений: Cl2, HCl, HClO4, является только окислителем, только восстановителем и какое из них может иметь функцию и окислителя, и восстановителя. Ответ обосновать.

б) На основании электронных уравнений расставить коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:

HNO3+ Bi ® NO + Bi(NO3)3 + H2O.

6.11. См. условие задания 6.7.

H3AsO3 + KMnO4 + H2SO4® H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;

AgNO3 ® Ag + NO2 + O2.

6.12. а) Mогут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) H2S и Br2 ; б) HI и HIO3; в) KMnO4 и K2Cr2O7? Ответ обосновать.

б) На основании электронных уравнений расставить коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:

H2O2 + KMnO4 + H2SO4 ® O2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.

6.13. а) Составить электронные уравнения и указать, какой процесс (окисление или восстановление) происходит при следующих превращениях:

(BrO4) ® Br2; Bi ® (BiO3); (VO3)®V; Si–4 ® Si+4.

б) На основании электронных уравнений подобрать коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:

Al + KMnO4 + H2SO4 ® Al2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.

6.14. См. условие задания 6.7.

Na2SO3 + Na2S + H2SO4 ® S + Na2SO4 + H2O

KMnO4 ® K2MnO4 + MnO2 + O2

6.15. а) Могут ли идти окислительно-восстановительные реакции между следующими веществами: а) PbO2 и KBiO3; б) Н2S и Н2SO3; в) H2SO3 и HClO4? Ответ обосновать.

б) На основании электронных уравнений расставить коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:

S + KOH ® K2SO3 + K2S + H2O

Определить тип окислительно-восстановительной реакции.

6.16. См. условие задания 6.7.

(NH4)2Cr2O7 ® N2 + Cr2O3 + H2O

P + HNO3 + H2O ® H3PO4 + NO

6.17. См. условие задания 6.7.

Ba(OH)2 + I2 ® Ba(IO3)2 + BaI2 + H2O

MnSO4 + PbO2 + HNO3 ® HMnO4 + Pb(NO3)2 + PbSO4 + H2O

6.18. См. условие задания 6.7.

AgNO3 + H2O2 + KOH ® Ag + O2 + KNO3 + H2O

Ni(NO3)2 ® NiO + NO2 + O2

6.19. На основании электронных уравнений расставить коэффициенты в уравнениях реакций, идущих по схемам:

HNO2 ® HNO3 + NO + H2O

Cr2O3 + KClO3 + KOH ® K2CrO4 + KCl + H2O

Указать окислитель и восстановитель в каждой реакции, определить ее тип.

6.20. См. условие задания 6.7.

Si + O2 + NaOH ® Na2SiO3 + H2O; NH4NO2 ® N2 + H2O

Лабораторная работа 17

КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ

 

Цель работы: изучить понятия «коррозия металлов», «химическая и электрохимическая коррозия», способы защиты металлов от коррозии.

Задание: провести опыты и выявить влияние образования гальванической пары на процесс растворения металла в кислоте; роль оксидной пленки в ослаблении коррозии; защитные свойства катодных и анодных покрытий. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

 

Теоретическое введение

Коррозией называется самопроизвольное разрушение металлов под воздействием окружающей среды. По механизму протекания коррозионного процесса различают химическую и электрохимическую коррозию.

Химической коррозией называется окисление металла, не сопровождающееся возникновением электрического тока в системе. Такой механизм наблюдается при взаимодействии металлов с агрессивными газами при высокой температуре (газовая коррозия) и жидкими неэлектролитами (коррозия в неэлектролитах).

Электрохимической коррозией называется разрушение металла в среде электролита, сопровождающееся возникновением внутри системы электрического тока. Электрохимическая коррозия протекает по механизму действия гальванического элемента. На поверхности металла одновременно протекают два процесса:

анодный – окисление металла:

М – n → Mn+,

катодный – восстановление окислителя:

Ox + n → Red.

Наиболее распространенными окислителями при электрохимической коррозии являются молекулы O2 воздуха и ионы H+ электролита. Восстановление на катоде молекул О2 и ионов Н+ протекает по уравнениям:

O2 + 2H2O + 4 = 4OH − в щелочной или нейтральной среде,

2H+ + 2 = H2 − в кислой среде.

Металлы, применяемые в технике, содержат примеси других металлов, поэтому при соприкосновении с раствором электролита на их поверхности образуется большое количество непрерывно действующих микрогальванических элементов. Разрушается более активный металл. Например, при контакте железа с медью в присутствии электролита – соляной кислоты – возникает гальванический элемент

(анод) (−) Fe | HCl | Cu (+) (катод)

и происходит электрохимическая коррозия.

На аноде идет процесс окисления: Fe0 − 2 = Fe2+

На катоде – процесс восстановления: 2H+ + 2 = H2

В результате железо разрушается в месте контакта, а на меди выделяется водород.

При контакте железа с медью во влажном воздухе образуется гальванический элемент (−) Fe | H2O, О2 | Cu (+) и процесс коррозии выражается уравнениями:

на аноде: Fe0 − 2 = Fe2+

на катоде: O2 + 2H2O + 4 = 4OH

 
 

2Fe + O2 + 2H2O = 2Fe(OH)2

Под влиянием кислорода воздуха гидроксид железа (II) окисляется по уравнению: 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3. Далее Fe(OH)3 частично теряет воду и превращается в ржавчину.

Одним из важнейших методов защиты металлов от коррозии являются защитные покрытия металлов, которые изолируют металл от внешней среды и могут быть неметаллическими (лаки, краски, эмали) и металлическими. Различают катодные и анодные металлические покрытия. Покрытие защищаемого металла менее активным металлом называется катодным, например, луженое железо. Покрытие защищаемого металла более активным называется анодным, например, оцинкованное железо. В случае нарушения целостности покрытий и наличия раствора электролита разрушается более активный металл. Так, в случае хромированного железа будет разрушаться хром:

(−) Cr | HCl | Fe (+)

на аноде: Cr0 − 3 = Cr3+

на катоде: 2H+ + 2 = H2

В случае никелированного железа разрушается железо:

(−) Fe | HCl | |Ni (+)

на аноде: Fe0 − 2 = Fe2+

на катоде: 2H+ + 2 = H2

 

Выполнение работы

 

Опыт 1. Влияние образования гальванической пары на процесс



Поделиться:


Последнее изменение этой страницы: 2016-04-26; просмотров: 1011; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.149.214.28 (0.01 с.)