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 + H₂SO_{4 (конц)} "

Red Ox

Al + H₂SO_{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 H₂SO_{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 + HNO_{3 (разб.)} "

Red Ox

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

Zn – 2ē = Zn2+ 2 NO3– + 10ē + 12H+ = N2 + 6 H2O

5 Zn + 2 NO₃^– + 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: