437

Федеральное агентство по образованию ГОУ ВПО «Сибирская государственная автомобильно-дорожная

академия (СибАДИ)»

Кафедра инженерной экологии и химии

МЕТОДИЧЕСКИЕ МАТЕРИАЛЫ

ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К ЭКЗАМЕНУ ПО ХИМИИ

для студентов механических специальностей заочной

формы обучения

Составитель Л.П. Вивчарик

Омск

СибАДИ

4

2010

УДК 54 ББК 24

М 54

Рецензент канд. пед. наук, доц. Е.Ю.Тюменцева (ОГИС)

Работа одобрена научно-методическим советом специальности «Автомобили и автомобильное хозяйство» в качестве методических указаний для студентов механических специальной заочной формы обучения.

Методические материалы для подготовки к экзамену по химии/ сост.

Л.П.Вивчарик. – Омск: СибАДИ, 2010. – 39с.

Методические материалы предназначены для студентов механических специальностей заочной формы обучения: 190601 АТз; 190701 ОПУТз; 190702

ОДз; 190603 СМз, СНГз, СМсп, СНГсп; 190205 ДМз; 190500 ЭТСП. Данные материалы помогут разобраться студентам в следующих вопросах: правильное

составление схем гальванических элементов, расчет ЭДС; написание процессов электролиза и электрохимической коррозии. В методических указаниях приведены примеры решения задач, которые помогут студентам для подготовки к экзаменам.

Табл. 8. Ил. 8. Библиогр.:5 назв.

© ГОУ «СибАДИ», 2010

5

Учебное издание

МЕТОДИЧЕСКИЕ МАТЕРИАЛЫ

ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К ЭКЗАМЕНУ ПО ХИМИИ

для студентов механических специальностей заочной формы обучения

Составитель Лариса Пантелеевна Вивчарик

***

Редактор И.Г.Кузнецова

***

Подписано к печати 09.04.10 Формат 6090 1/16. Бумага писчая Оперативный способ печати Гарнитура Times New Roman Усл. п. л. 2,5, уч-изд. л. 1,8 Тираж 350 экз. Заказ №___

Цена договорная

***

Издательство СибАДИ 644099, г.Омск, ул. П.Некрасова, 10

_____________________________________________________

Отпечатано в подразделении ОП издательства СибАДИ

6

РЕЦЕНЗИЯ на методические указания

«Методические материалы для подготовки к экзамену» (для студентов механических специальностей заочной формы обучения)

Автор: Вивчарик Л.П.

Методические указания охватывают четыре темы: окислительно-восстановительные реакции; гальванический элемент; электролиз; коррозия металлов.

К каждой теме изложены краткие теоретические положения, подробно описываются решения задач и упражнений, в конце темы приводятся контрольные вопросы и упражнения для самостоятельной работы студента.

Перечисленные темы являются наиболее сложными, и поэтому методическая помощь призвана облегчить работу студента по усвоению программного материала.

Подготовленные рекомендации написаны в доступной форме и должны помочь в усвоении данных разделов.

Ознакомившись с текстом подготовленных методических указаний можно сделать вывод, что их изучение поможет студентам более эффективно и целенаправленно работать над усвоением перечисленных выше тем учебной программы.

Рецензент: зав. кафедрой

естественнонаучных и инженерных

дисциплин ОГИС к.п.н. Тюменцева Е.Ю.

7

ОГЛАВЛЕНИЕ

Окислительно-восстановительные реакции…………………………….4

Гальванический элемент……………………………………..................10 Электролиз……………………………………………………………….18

Коррозия…………………………………………………………………31

Библиографический список………………………………….................38

8

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Окислительно-восстановительные процессы довольно широко распространены в природе. Например, дыхание, усвоение диоксида углерода растениями, гниение, горение, коррозия металлов. Окислительно-восстановительные реакции играют важную роль в практической деятельности человека. Например, извлечение металлов и неметаллов из руд, использование химических источников тока, борьба с коррозией, производство химических продуктов и т.д.

Со времени Лавуазье окисление рассматривали как взаимодействие с кислородом, а восстановление – как его потерю. После открытия электронного строения атома понятия “окисление” и “восстановление” расширены и углублены. С электронной точки зрения окислительно-восстановительный процесс связан с перемещением электронов от одних атомов, ионов и молекул к другим атомам, ионам и молекулам.

Те молекулы, атомы и ионы, которые отдают электроны, называются восстановителями. К типичным восстановителям относятся металлы, а также неметаллы с низкой электроотрицательностью. Например: H2, C, Si. Эти вещества являются восстановителями в металлургической промышленности. Например, выплавка чугуна с использованием углерода.

Сложные вещества – это вещества, в состав которых входят

атомы с низкой степенью окисления или с наименьшей степенью окисления. Например: HCl−, HI−, HBr−, N−3H3, H2S−2.

Те молекулы, атомы и ионы, которые присоединяют электроны, называются окислителями. Окислителями являются простые вещества

– это молекулы F2, Cl2, Br2, I2, O2; сложные вещества – вещества с

максимальной или высокой степенью окисления – это KMn+7O4, K2Cr+6O4, H2S+6O4, HN+5O3.

При окислительно-восстановительной реакции восстановитель окисляется, окислитель восстанавливается. Окисление невозможно без восстановления, а восстановление – без окисления. Таким образом, окисление и восстановление – это одновременно протекающие процессы.

Процесс потери частицей электронов называется окислением, а процесс присоединения электронов – восстановлением.

Окислительно-восстановительные реакции сопровождаются изменением степени окисления. Число электронов, смещенных от

9

атома данного элемента или к атому данного элемента в соединении, называется степенью окисления атома. Окислители, присоединяя электроны, понижают степень окисления. Восстановители, отдавая электроны, повышают степень окисления.

Степень окисления атома часто не совпадает с его валентностью, которая определяется числом электронов, принимающих участие в перекрывании электронных облаков и образовании общего электронного облака связи.

Например, в молекулах Н2 и НСl каждый из атомов отдает по одному электрону на образование общего электронного облака связи и, следовательно, валентность водорода в обеих молекулах одинакова. Степени окисления его различны. В молекуле водорода максимальная плотность облака связи сосредоточена на равном расстоянии от ядер обоих атомов, т.к. они равноценны. Поэтому атомы сохраняют свой электронейтральный характер и степень окисления их равна нулю. В молекуле НСl максимальная плотность электронного облака смещена к хлору, т.к. хлор более электроотрицателен, поэтому степень окисления хлора равна −1, а водорода +1. Таким образом, степень окисления атома в отличие от его валентности характеризуется не только абсолютной величиной, но «+» или «−». Степени окисления атомов простых веществ принимаются равными нулю. Например, H20, Cl20, C0, Al0, Cu0 и т.д. Степень окисления атома в веществе, имеющем ионное строение, равна электрическому заряду этого иона. Например, Na+Cl−, заряд иона натрия +1, а заряд иона хлора −1. Они будут соответствовать степени окисления.

В ковалентном соединении степень окисления равна заряду, который возникает в результате смещения электронной пары к более электроотрицательному атому. Например, в соединении NH3 азот более электроотрицательный, чем водород (рис. 1). Он удерживает свои и притягивает три электрона трех атомов водорода (рис. 2). Образуются три пары электронов, которые сдвигаются к атому азота, вокруг атома азота возрастает электронная плотность.

Тогда степень окисления азота −3, а степень окисления водорода

+ 1, т.е. N−3 H3+1.

Для определения• степени окисления в сложных• веществах следует руководствоваться следующими положениямиН :

1.Во всех соединениях кислород (за исключением пероксидов фторида кислорода) имеет степень окисления −2.

2.Водород в подавляющем большинстве соединений, кроме гидридов металлов (например, NaH, CaH2, MgH2 и т.д.), проявляет степень окисления +1.

3.Алгебраическая сумма всех положительных и отрицательных частиц в любом веществе равна нулю (алгебраическая сумма произведений чисел атомов на их степень окисления).

Например, определим степень окисления атомов в молекуле серной кислоты (H2SO4). Степень окисления водорода +1, число атомов – два, +1 умножается на два атома водорода, получилось +2. Степень окисления кислорода −2, умножается на четыре атома кислорода, получаем −8. Пишем равенство (1) + 2 + Х – 8 = 0, где Х – степень окисления серы. Из равенства (1) получаем Х = + 8 – 2 = + 6, степень окисления серы равна +6, получаем алгебраическую сумму

+ 8 – 8 = 0. Итак, в молекуле серной кислоты запишем степени окисления H2+S+6O4−2.

В соединении K2CrO4 степень окисления калия соответствует номеру группы периодической системы, которая, как известно, определяет максимальную степень окисления. Калий находится в первой группе периодической системы, следовательно, степень окисления калия +1, число атомов калия – два. Два умножается на +1, получаем +2. Степень окисления кислорода −2, умножаем на четыре атома кислорода, получаем −8. Составляем равенство: + 2 + Х – 8 = 0, где Х – степень окисления хрома, равна +6. Получаем алгебраическую сумму + 8 – 8 = 0. Итак, в соединении K2CrO4 запишем степени окисления K2+Cr+6O4.

Рассмотрим последовательность расстановки коэффициентов в окислительно-восстановительной реакции методом электронного баланса, определим окислитель и восстановитель, а также среду.

Например:

KMnO4 + H2SO4 + Na2SO3 = K2SO4 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O.

Расстановка коэффициентов включает шесть основных действий:

1.Определяем степени окисления в исходных веществах и продуктах реакций.

2.Определяем окислитель, восстановитель и среду.

3.Уравниваем число отданных и принятых электронов, ставим коэффициенты перед окислителем и восстановителем.

11

4.Уравниваем число кислотных остатков в кислой среде.

5.Уравниваем число атомов водорода.

6.Считаем число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения, если это число равное, – коэффициенты расставлены правильно.

Окислителем в данной реакции является КMnO4, т.к. в этом соединении атом марганца в наивысшей степени окисления (+7). Восстановителем является Na2SO3. Среда кислая, т.к. берется H2SO4. Подчеркнем те атомы и ионы, которые изменили степени окисления, выпишем их. Марганец в степени +7 в кислой среде переходит в марганец +2 путем присоединения части электронов.

В соединении Na2SO3 сера в степени +4 переходит в окисленную форму в степени +6 путем отдачи двух электронов. Число отданных электронов равно числу присоединенных электронов.

На основе этого принципа определяем коэффициенты – два и пять. Число отданных электронов – десять, число присоединенных электронов – десять.

Марганец в степени +7 присоединяет электроны, является окислителем, а процесс присоединения – восстановлением. Сера в степени +4 отдает электроны, является восстановителем, а процесс отдачи – окислением.

Сначала уравниваются те вещества, у которых изменилась степень окисления. Перед соединениями марганца поставим коэффициент 2, перед соединениями серы поставим коэффициент 5. Затем уравниваем металлы. В данном уравнении металлы уравнены, но всегда следует обращать внимание на число атомов металла в уравнении.

В кислой среде уравнивается число кислотных остатков. В данном уравнении перед серной кислотой ставится коэффициент 3. Уравниваем число атомов водорода, их шесть. Следовательно, перед молекулой воды ставим коэффициент 3 (3Н2О). Считаем число атомов кислорода в правой и левой частях уравнения. В данном случае их по 35. Следовательно, коэффициенты расставлены верно.

+1 +7 −2 +1 +6 −2 +1 +4 −2 +1 +6 −2 +2 +6 −2 +1 +6 −2 +1 −2

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5Na2SO4 + 3H2O.

12