Поможем в ✍️ написании учебной работы

Имя

Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Выберите тип работыЧасть дипломаДипломная работаКурсовая работаКонтрольная работаРешение задачРефератНаучно - исследовательская работаОтчет по практикеОтветы на билетыТест/экзамен onlineМонографияЭссеДокладКомпьютерный набор текстаКомпьютерный чертежРецензияПереводРепетиторБизнес-планКонспектыПроверка качестваЭкзамен на сайтеАспирантский рефератМагистерская работаНаучная статьяНаучный трудТехническая редакция текстаЧертеж от рукиДиаграммы, таблицыПрезентация к защитеТезисный планРечь к дипломуДоработка заказа клиентаОтзыв на дипломПубликация статьи в ВАКПубликация статьи в ScopusДипломная работа MBAПовышение оригинальностиКопирайтингДругое

Нажимая кнопку "Продолжить", я принимаю политику конфиденциальности

     При взаимодействии металлов с растворами щелочей металл также является восстановителем, вода – окислителем; щелочь создает среду.

     Стандартный потенциал восстановления водорода (из молекулы воды) в щелочной среде составляет –0,83 В. В соответствии с этим теоретически реагировать с растворами щелочей могут все металлы, потенциалы которых меньше –0,83 В. Однако в действительности в щелочных средах окисляются только металлы, оксиды и гидроксиды которых являются амфотерными – алюминий, цинк, олово, хром, свинец и др. Металлы, образующие нерастворимые гидроксиды основного характера, в водных растворах щелочей не окисляются.

Пример  Взаимодействие Al с водным раствором щелочи

Стандартный потенциал алюминия в щелочной среде ниже потенциала водорода:

j(AlO₂^-/Al) = -1,88 В,

j(2Н₂О/Н₂) = -0,83 В,

j(AlO₂^-/Al) < j(2Н₂О/Н₂).

Реакция теоретически возможна, и она осуществляется на практике, так как гидроксид алюминия амфотерен и растворяется в щелочах с образованием растворимых алюминатов МеAlO₂ или [Al(OH)₄]^–.

Уравнение реакции:

 

	0                               +3
2	Al + 4OH- -3e ® AlO2- + 2H2O
	+1                    0
3	2H2O + 2e ® H2 + 2OH-

2Al + 8OH^- + 6H₂O ® 2AlO₂^- + 4H₂O + 3H₂ + 6OH^-

2Al + 2OH^- + 2H₂O ® 2AlO₂^-+ 3H₂

2Al + 2NaOH + 2H₂O ® 2NaAlO₂+ 3H₂­

 

КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ

Коррозия металлов – самопроизвольный окислительно-восстановительный процесс разрушения металла под действием окружающей среды.

 

Коррозия
Химическая Возникает в отсутствии электролита: 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 4Al + 3O2 = 2Al2O3	Электрохимическая Происходит в присутствии электролита и сопровождается возникновением микротоков в микрогальваноэлементах

 

Пример Рассмотрим электрохимическую коррозию, происходящую при контакте цинка с медью в щелочном растворе в присутствии кислорода:

Zn	Cu
NaOH + H2O + O2

Выписываем окислительно-восстановительные потенциалы обоих металлов в щелочной среде по таблице «Стандартных окислительно-восстановительные потенциалов ряда металлов».

j(ZnO₂^2-/Zn) = -1,22 В,                     j(Cu(OH)₂/Cu) = -0,22 В.

Определяем по потенциалам более активный металл – Zn. Цинк разрушается в первую очередь, является восстановителем:

Zn⁰ – 2e + 4OH^- ® ZnO₂^2- + 2H₂O.

Второй металл (Cu) не разрушается, он является проводником электронов:

     е

 

Zn	Cu
NaOH + H2O + O2

 

Окислителем в данном примере может быть O₂ и H₂O. Выписываем потенциалы окислителей для щелочной среды из таблицы «Стандартных окислительно-восстановительные потенциалов ряда металлов»:

j(2Н₂О/Н₂) = -0,83 В

      j(О₂/4OH^-) > j(2Н₂О/Н₂).

j(О₂/4OH^-) = +0,40 В

 

Окислитель выбираем с большим потенциалом (О₂).

Процесс восстановления кислорода происходит на меди:

на Cu : O₂ + 4e + 2H₂O ® 4OH^-

Суммарный процесс при коррозии латуни в щелочной среде в присутствии кислорода записываем в следующей форме:

 

2	Zn0 – 2e + 4OH- ® ZnO22- + 2H2O
На Cu: 1	O2 + 4e + 2H2O ® 4OH-
2Zn0 + 8OH- + O2 + 2H2O ® 2ZnO22- + 4H2O + 4OH-
2Zn + 4OH- + O2 ® 2ZnO22- + 2H2O

 

Молекулярное уравнение коррозии:

2Zn + 4NaOH + O₂ ® 2Na₂ZnO₂ + 2H₂O

Более активный металл Zn – анод, Cu – катод:

     е

 

(А) - Zn	Cu + (К)
NaOH + H2O + O2

 

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ

Электролиз – это совокупность окислительно-восстановительных процессов, происходящих при прохождении электрического тока через электрохимическую систему, состоящую из двух электродов и электролита.

Электрохимия открыла принципиально новые и чрезвычайно перспективные методы получения многих веществ. При электролизе расплавов получают щелочные и щелочноземельные металлы, алюминий, бериллий, магний.

В связи с растущей потребностью в жаростойких и сверхпрочных материалах важное значение приобретает получение порошков чистых тугоплавких металлов (вольфрама, молибдена, титана, циркония, ванадия, тантала, ниобия и др.) в результате электролиза расплава соответствующих веществ.

Современная техника предъявляет большие требования к чистоте материалов, в частности металлов. В цветной металлургии для очистки металлов от примесей применяют электролиз с растворимым анодом. Электролитическому рафинированию подвергают железо, медь, серебро, золото, свинец, олово, никель и другие металлы.

Важнейшая область прикладной электрохимии – гальванотехника, которая объединяет два направления: гальваностегию – получение гальванических покрытий на металлах и гальванопластику –  электрохимическое получение точных металлических копий с рельефных поверхностей. Гальванопластика используется для нанесения металлических рисунков на полупроводники и непроводящие покрытия (например, в производстве печатных радиосхем для миниатюрных радиоприемников).

Гальванические покрытия наносят для защиты металлов от коррозии, а также в декоративных и специальных целях (увеличение отражательной способности волноводов и рефлекторов, уменьшение сопротивления электрических контактов). Покрытие осуществляют электролизом растворов как с растворимым анодом (никелирование, кадмирование, цинкование, лужение, серебрение), так и с нерастворимым (хромирование, золочение). Покрываемое изделие всегда является катодом.

Катодом называют электрод, на котором происходит восстановление; он заряжен отрицательно. Электрод, на котором происходит окисление, называется анодом; он заряжен положительно.

При электролизе водных растворов протекают процессы, связанные с электролизом воды (растворителя).

Катодные процессы

На катоде возможно восстановление:

· катионов металла Меⁿ⁺ + nē = Me ;

· катиона водорода (свободного или в составе молекул воды).

 2H⁺ + 2ē = H ₂­ ( в кислой среде) ;

 2H₂O + 2ē =H ₂­+ 2 OH ^– ( в нейтральной и щелочной средах).

 Для выбора приоритетного процесса следует сравнить стандартные электродные потенциалы металла и водорода. Потенциал восстановления катионов водорода необходимо использовать с учетом перенапряжении: » - 1 В, т.е. потенциал выделения водорода на катоде гораздо более отрицательный, чем равновесный потенциал, отвечающий рН данного раствора.

Перенапряжением называют сдвиг потенциала электрода от данного равновесного значения, вызванный замедленностью электрохимической реакции разряда или образования ионов при данной плотности тока.

Перенапряжение водорода очень сильно зависит от природы катода и состояния его поверхности. Самым незначительным оказывается перенапряжение водорода на гладкой платине. При выделении металлов на катоде, как правило, перенапряжение невелико.

Все металлы по своему поведению при электролизе водных растворов можно разделить на 3 группы:

1. Активные металлы (Li - Al) из-за низкой окислительной способности их ионов на катоде не осаждаются, вместо них идет восстановление ионов водорода.

2. Металлы средней активности (Mn, Zn, Fe, Sn) могут осаждаться на катоде с одновременным выделением водорода.

3. Неактивные металлы (стоящие в ряду напряжений после водорода) из-за высокой окислительной способности их ионов осаждаются на катоде без выделения водорода.

Анодные процессы

На аноде возможны процессы окисления:

· материала анода Ме - nē = Meⁿ⁺;

· молекул воды   2H₂O - 4ē =О ₂­+ 4H⁺ ;

· анионов солей 2Cl ^- - 2ē = Cl₂; NO₂^- - 2ē + H₂O = NO₃^- + 2H⁺.

     Анионы кислородосодержащих кислот, имеющие в своем составе атом элемента в высшей степени окисления (SO₄ ^2-, NO₃^- и др.), при электролизе водных растворов на аноде не разряжаются. С учетом перенапряжения величину  потенциала выделения кислорода нужно считать равной 1,8 В.  

ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ

Тема 1 Строение атома

Задание 1. Напишите электронные формулы атомов и ионов. Укажите валентные электроны атомов.

Задание 2. Распределите по квантовым ячейкам валентные электроны и определите какой это элемент.

Задание 3. Укажите значение главного и орбитального (побочного) квантовых чисел для подуровней

 

Номер варианта	Задание 1	Задание 2	Задание 3
1	Ag, Ba2+	2s22p2	2p
2	As, Ti4+	2s22p6	4f
3	Sr, In3+	3s23p3	3d
4	Xe, Br-	3s2	3s
5	Cs, Ga3+	2s22p1	4p
6	F, Mg2+	3s23p1	5d
7	S, Li+	6s2	4s
8	N, S2-	5s25p3	3p
9	Ne, Al3+	5s25p2	4d
10	Si, Na+	4s23d2	5p
11	O, I -	5s24d2	5s
12	P, F-	4s13d10	5f
13	Mg, Ar	6s25d2	2s
14	K, S2-	6s25d5	1s
15	Ca, Cl-	6s26p3	5d
16	Al, Te2-	5s25p1	1s
17	C, K+	6s25d4	6d
18	Se, Be2+	5s25p6	5f
19	Mn, Se2-	6s15d10	7s
20	Cl, Si4+	5s14d10	4p
21	Si, Ge4+	5s25p4	5s
22	Na, B3+	6s26p6	6s
23	Zn, Hg2+	3s23p5	2p
24	Ar, Zn2+	2s22p2	3d
25	He, Hf	3s23p3	2s
26	B, Y3+	3s23p1	3p
Номер варианта	Задание 1.	Задание 2.	Задание 3
27	Au, P5+	3s23p6	4s
28	Cd, Br-	2s22p4	4f
29	Ne, Sn2+	3s23p5	1s
30	At, Cr3+	4s1	5d

Пример решения и оформления задания раздела 1.

1. Пример. Напишите электронные формулы атомов и ионов. Подчеркните валентные электроны.

₄Ве:        1s²2s²

₉F^–:    1s²2s²2p⁶.

2. Пример. Распределите по квантовым ячейкам валентные электроны и определите какой это элемент.

     1s²2s²2p⁴ – это кислород ₈O (8-й порядковый номер)

3. Пример. Укажите значение главного и орбитального (побочного) квантовых чисел для подуровней.

6d: n = 6

  l = 2

 

Тема 2. Закономерности химических процессов

Термохимия

Задание 1. Приведите значение теплового эффекта реакции при стандартных условиях, укажите – это экзо- или эндотермическая реакция, (см. таблицу «термодинамических величин» в приложении).

Задание 2. Определите температуру, при которой устанавливается химическое равновесие реакции (см. таблицу «термодинамических величин» в приложении).

Задание 3. Сделайте вывод о возможности протекания данной реакции при стандартных условиях и при температуре 1500 К.

 

Номер варианта	Реакция
1	2SO2(г)+O2(г)Û2SO3(г)
2	4NH3(г)+5O2(г)Û4NO(г)+6H2O(ж)
3	CO2(г)+C(графит)Û2CO2(г)
4	4NO(г)Û2N2O(г)+O2(г)
5	CH4(г)ÛC(графит)+2H2(г)
6	CaO(тв)+H2(г)ÛCa(тв)+H2O(г)
7	4HCl(г)+O2(г)Û2H2O(г)+2Cl2(г)
8	N2(г)+3H2(г)Û2NH3(г)
9	2HNO3(г)ÛH2(г)+N2(г)+3O2(г)
10	2N2(г)+O2(г)Û2N2O(г)
11.	C(графит)+H2O(г)ÛCO(г)+H2(г)
12	CO(г)+H2O(г)ÛCO2(г)+H2(г)
13	2Ag2O(тв)Û4Ag(тв)+O2(г)
14	SiF4(г)ÛSi(тв)+2F2(г)
15	2CO(г)+O2(г)Û2CO2(г)
16	3S(тв)+2H2O(ж)ÛSO2(г)+2H2S(г)
17	SO2(г)+NO2(г)ÛSO3(г)+NO(г)
18	C(графит)+2F2(г)ÛCF4(г)
19	2H2S(г)+O2(г)Û2S(тв)+2H2O(г)
20	Cl2(г)+2O2(г)Û2ClO2(г)
21	2H2(г)+O2(г)Û2H2O(г)
22	2NO2(г)Û2NO(г)+O2(г)
23	O2(г)+2F2(г)Û2OF2(г)
24	H2S(г)+Cl2(г)Û2HCl(г)+S(тв)
25	CO(г)+H2(г)ÛC(графит) + H2O(г)
26	SO2(г)+2H2S(г)Û3S(тв)+2H2O(ж)
27	С(алмаз)+H2O(г)ÛCO(г)+H2(г)
28	2N2O(г)+O2(г)Û4NO(г)
29	Si(тв)+3F2(г)ÛSiF6(г)
30	CO(г)+Cl2(г)ÛCOCl2(г)

 

Пример решения и оформления задания раздела

Пример. Вычислить стандартные изменения энтальпии, энтропии, энергии Гиббса в реакции CO_2(г) + С _{(графит)} = 2CO_(г). Определить температуру, при которой устанавливается химическое равновесие реакции, и сделать вывод о возможности протекания реакции в прямом направлении.

Решение :

· Производим расчет стандартного изменения энтальпии реакции по следствию из закона Гесса:

 = å (n ) – å (m ) = 2 – (   + ) =

= 2×(–110,5) – (–393,5 + 0) = 172,5 кДж.

>0 – эндотермическая реакция.

·  Стандартное изменение энтропии реакции также определяем по следствию из закона Гесса: 

 = å (n ) – å (m ) = 2  – ( + ) = 2× 197,5 – (213,7 + 5,7) = 175,6 Дж/К = 176,5×10^-3 кДж/К.

·  Стандартное изменение энергии Гиббса реакции равно:

 = – Т×  = 172,5 –298×176,5×10^-3 = 120,2 кДж.

 > 0, при Т = 298К прямая реакция невозможна.

· Определим температуру, при которой устанавливается химическое равновесие.

Если пренебречь зависимостями DН и DS от температуры и считать их постоянными, можно рассчитать энергию Гиббса при нестандартной температуре Т:   DG = DН – Т×DS » – Т×

 = – Т× = 0 Þ Т = = .

Химическое равновесие

Задание 1. Напишите математическое выражение К_с (константы химического равновесия) для обратимых реакций.

 Задание 2. Укажите направление смещения равновесия при изменении условий:

а) при увеличении парциального давления одного из исходных газообразных веществ;

б) понижении давления;

в) повышении температуры.

Номер варианта	Уравнение реакции	DН0, кДж/моль
1	2N2O (г) + O2 (г)   4NO (г)	196
2	4NH3(г) + 5 O2 (г)     4NO (г) + 6 H2O (г)	908
3	2H2S (г) + 3 O2 (г)   2 SO2 (г)  + 2 H2O (г)	1038
4	CO2 (г)   + H2 (г)   CO(г) + H2O(г)	41
5	2 H2 (г) + O2 (г)   2 H2O (г)	– 484
6	2 SO2 (г) + O2(г)   2SO3(г)	– 196
7	2NO (г)  + O2 (г)   2 NO2 (г)	– 112
8	Fe3O4 (т) + H2 (г)   3 FeO (т)   + H2O (г)	62
9	FeO (т)  + H2 (г)   Fe (т)  + H2O (г)	– 272
10	C( графит) + H2O (г)   CO (г) + H2 (г)	131
11	CO (г)   + H2O (г)   CO2 (г) + H2(г)	– 41
12	SO3 (г)   + H2 (г)   SO2 (г)   + H2O (г)	– 144
13	H2 (г) + Cl2 (г)   2HCl (г)	– 184
14	FeO (т) + CO (г)   Fe (т)   + CO2 (г)	– 11
15	2ZnS (т) + 3 O2 (г)   2 ZnO (т) + 2SO2 (г)	– 878
16	N2 (г) + 3 H2 (г)   2 NH3 (г)	– 92
17	СaCO3 (т)   СaO (т)  + CO2 (г)	175
18	2 MgCl2 (т) + O2 (г) 2 MgO (т) + 2 Cl2 (г)	82
19	Сa(OH)2 (т)   CaO (т) + H2O (г)	48
20	H2O (г) + CO (г)   CO2 (г)   + H2 (г)	– 41
21	Si(тв) +3F2(г)   SiF6(г)	1614
22	CO (г) + H2 (г)   C( графит) + H2O (г)	– 131
23	SO2 (г)   + H2O (г)   SO3 (г)   + H2 (г)	144
24	MgO (т) + CO2 (г)   MgCO3 (т)	– 98,5
25	СaO (т)  + CO2 (г)   СaCO3 (т)	– 175
26	2 MgO (т) + 2 Cl2 (г)   2 MgCl2 (т) + O2 (г)	– 82
27	СaO (т)  + SO3 (г)   СаSO4 (т)	– 393,7
Номер варианта	Уравнение реакции	DН0, кДж/моль
28	2HCl (г)   H2 (г) + Cl2 (г)	184
29	C( графит) + 2F2 (г)   CF4 (г)	1614
30	Fe2O3 (т) + H2 (г)   2FeO (т) + H2O (г)	– 26

 

Пример решения и оформления задания раздела

Пример. Напишите математическое выражение К_с (константы равновесия) для обратимой реакции N₂ + 3H₂  2NH₃; DH ⁰_х.р = –  92 кДж  и укажите направление смещения равновесия при изменении условий:

1) при увеличении концентрации NH₃;

2) при увеличении давления;

3) при понижении температуры.

Константа равновесия записывается следующим образом:

При изменении параметров равновесие смещается: 

1) с увеличением                   (влево) в обратном направлении;

2) с увеличением общего давления         (вправо) в прямом направлении;

3) при понижении температуры         (вправо) в прямом направлении.