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

И растворами щелочей»

 

Используя потенциалы (см. таблицу «Окислительно-восстановительные потенциалы водорода, кислорода и
некоторых металлов в разных средах»), допишите уравнения реакций (по две для каждого варианта) и составьте к ним электронно-ионные схемы. Для реакций металлов с H₂SO₄ концентрированной и HNO₃ значение потенциала окислителя примите равным более 1 В. Оцените практическую устойчивость металлов в данной среде.

 

1. Al + HCl H2SO4конц. + Сu	13. Sn + H2O + O2   H2SO4конц. + Bi
2. Al + H2O + O2 H2SO4конц. + Sn	14. Co + NaOH + H2O + O2   H2SO4конц. + Co
3. Al + H2O H2SO4конц. + Zn	15. Sn + NaOH + H2O + O2   H2SO4конц. + Be
4. Al + KOH + H2O HNO3разб. + Be	16. Ni + H2O + O2   HNO3разб. + Pb
5. Al + NaOH + H2O HNO3разб. + Cd	17. Pb + KOH + H2O + O2 HNO3разб. + Cr
6. Cu + H2O + O2 HNO3разб. + Mg	18. Cr + KOH + H2O + O2   H2SO4конц., t° + Al
7. Cu + NaOH + H2O + O2 HNO3конц. + Ba	19. Pb + H2O + O2 HNO3разб. + Bi
8. Fe + H2O + O2 HNO3конц. + Pb	20. Bi + KOH + H2O + O2   HNO3конц., t° + Ni
9. Cr + H2O HNO3разб. + Fe ® Fe3+	21. Cr + HCl   H2SO4конц. + Mg
10. Zn + H2O   H2SO4конц., t° + Al ®	22. Al + HCl Zn + NaOH + H2O
11. Zn + NaOH + H2O   H2SO4конц., t° + Ni ®	23. Ti + H2SO4конц., t°   Cd + KOH + H2O + O2
12. Zn + H2SO4разб. +O2 HNO3конц., t° + Fe ® Fe3+	24. Ti + HNO3разб.   Cd + KOH + H2O
25. Cr + H2O + O2 HNO3разб. +Cu	28. Cd + HCl + O2   Be + H2SO4конц.
26. Zn + NaOH + H2O + O2   H2SO4конц., t° + Fe ® Fe3+	29. Fe + KOH + H2O + O2   Ag + HNO3 конц.
27. Cr + NaOH + H2O   HNO3разб. + Sn	30. Ni + KOH + H2O + O2   Mn + H2SO4конц.

 

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;

Окислителем является Н₂О. φ_2Н2О/H2 = - 0,41 В.

Реакция теоретически возможна, т. к. 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:

1 1	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, т. к. разность потенциалов Dφ = φ_2Н⁺_{/ H2} – φ_Cu²⁺ _/Cu =         0 – 0,36 = – 0,36 В меньше нуля.

     Цинк растворяется в растворах разбавленных кислот, т. к. 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 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:

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

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

2Al + 2OH^– + 2Н₂О = 2AlO₂^– + 3Н₂

2Al + 2NaOH + 2Н₂О = 2NaAlO₂ + 3Н₂

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

8          3

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

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

              8Al + 15H₂SO_{4 (конц)} = 4Al₂(SO₄)₃ + 3H₂S + 12H₂O

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

5 1	Zn – 2ē = Zn2+ 2 NO3– + 10ē + 12H+ = N2 + 6H2O

5Zn + 2NO₃^– + 12H⁺ = 5Zn²⁺  + N₂ + 6H₂O

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

 

 Тема 10 «Электрохимическая коррозия

Металлов»

Задание 1. Используя потенциалы (см. таблицу «Окислительно-восстановительные потенциалы водорода, кислорода и
некоторых металлов в разных средах»), укажите анод и катод гальванопары, направление движения электронов, рассчитайте ЭДС,

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

                  2Al + 8 КOH  + 2H₂O = 2КAlO₂  + 3H₂

Разрушается алюминий.

4. Направление перемещения электронов в системе:

                                                           ē

 

                                               (-) Al/ Fe (+) ē

                                                  H₂O, KOH