Общая химия для поступающих в вузы. Учебное пособие

В расплаве КОН диссоциирует по схеме КОН К+ + ОН– .

Под действием электрического тока образующиеся катионы перемещаются к отрицательно заряженному электроду (катоду К(-)) и принимают электроны (восстанавливаются)

К (-): К+ + 1e → К0.

Отрицательно заряженные ионы ОН- перемещаются к (+) заряженному электроду (аноду А (+)) и отдают электроны, т.е. окисляются:

А(+): 4ОН– – 4 e → О2↑+ 2 Н2О.

Суммируем эти два процесса, умножив каждое из них на соответствующий коэффициент, чтобы уравнять число электронов, участвующих в катодном и анодном процессах

4К+ + 4ОН– → 4К0 + О2↑ + 2Н2О В молекулярном виде 4КОН ¾электролиз¾ ¾¾® 4К + О2↑ + 2Н2О.

Задача 4. При электролизе расплава NaCl на катоде выделилось 4,6 г Na. Какой объем хлора выделился на аноде? Составьте схему электролиза.

Решение:

Запишем уравнение диссоциации и схему электролиза

71

Ответ. 2,24 л хлора.

Задача 5. Составьте схему электролиза водного раствора сульфата натрия с инертными электродами.

Решение:

Запишем уравнение диссоциации Na2SO4 в водном растворе Na2 SO4 2Na+ + SO 24−

Это водный раствор, следовательно, у катода (-) кроме ионов Na+ и у анода (+) кроме ионов SO 24− будут находиться молекулы воды. Так как это соль активного металла, то на катоде будут восстанавливаться ионы водорода из молекул воды. Кроме того, это соль кислородсодержащей кислоты, следовательно, на аноде будет выделяться кислород из молекул воды.

Составим схему электролиза.

Na+ + OH– → NaOH 2H+ + SO 24− → H2SO4

Суммарный процесс электролиза запишется следующим образом: Na2SO4 +4H2O ¾электролиз¾ ¾¾® 2Н2↑ +О2↑ +2NaOH + Н2SO4.

Задача 6. Сколько граммов серебра образуется при электролизе водного раствора нитрата серебра, если при этом выделилось 2,8 л кислорода? Составьте схему электролиза.

Решение:

Так как это кислородсодержащая соль неактивного металла, то

72

Составим пропорцию:

Ответ: 54 г серебра.

Задача 7. Составьте схему электролиза водного раствора сульфата меди с медным анодом.

Решение:

Так как это соль неактивного металла, то на катоде восстанавливаются ионы металла. Кроме того, анод выполнен из меди, следовательно, будет окисляться (растворяться) сам анод, т.е. медь. Таким образом, схема электролиза будет выглядеть так:

Осуществляется перенос ионов меди с анода на катод. Это процесс электролиза с растворимым анодом, который используется для рафинирования (очистки) металлов.

ГЛАВА 2.3. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ

Коррозия – это самопроизвольный процесс разрушения металлов при взаимодействии их с окружающей средой (O2, CO2, SO2, H2O). По механизму коррозию делят на химическую и электрохимическую.

Химическая коррозия – это взаимодействие металлов с сухими газами или жидкостями, которые не проводят электрический ток (бензин, керосин и т.д.). Этой коррозии подвергаются детали и узлы двигателей газовых турбин, ракетных установок, а также металлы в процессе обработки при высоких температурах:

2Fe0 + 2H2S + O2 ¾¾t® 2Fe+2S + 2H2O; 2Fe0 + 3SO2 + 3O2 ¾¾t® Fe 3+2 (SO4)3.

73

Большинство металлов окисляются кислородом воздуха, образуя на поверхности оксидные пленки:

4Al + 3O2 → 2Al2O3.

Если пленка прочно связана с металлом и не имеет механических повреждений, то она защищает металл от дальнейшего окисления, например, хром, цинк, никель, алюминий.

Электрохимическая коррозия – это разрушение металла, находящегося в контакте с другим металлом или содержащего примеси других металлов в присутствии воды или другого электролита, проводящего ток.

Рассмотрим разрушение железного образца с примесями меди. На железе как более активном металле в среде электролита происходит окисление (растворение) металла и переход его катионов в слой электролита:

Fe0 – 2 е → Fe2+.

Железная пластинка служит анодом.

Поток электронов перемещается к меди (менее активному металлу). На меди создается избыточное количество электронов, на ней возможен процесс восстановления. Медь служит катодом.

Вкислой среде (рН < 7) на катоде восстанавливаются ионы водорода 2Н+ + 2 е → Н2↑ – водородная деполяризация.

Внейтральной или щелочной среде (рН > 7) восстанавливается растворенный в электролите кислород:

О2 + 2Н2О + 4 е → 4ОН– – кислородная деполяризация.

Коррозия железа, протекающая в атмосферных условиях, называется ржавлением. На поверхности металла в результате конденсации создается слой влаги, выполняющий роль токопроводящей среды. На катодных участках (Fe3C) идет восстановление молекулярного кислорода во влажном воздухе (см. выше).

Катионы железа взаимодействуют с образующимися гид- роксид-ионами.

Fe2+ + 2OH– → Fe(OH)2;

4Fe(OH)2 + О2 + 2Н2О → 4Fe(OH)3.

74

Это приводит к образованию ржавчины, состоящей, в основном, из Fe(OH)3, а также продукта его разложения (HO – Fe = O).

Защита металлов от коррозии

Применяются различные способы защиты металлов от коррозии. 1. Защитные покрытия:

а) неметаллические – лаки, краски, эмали; б) химические – оксидные, фосфатные, нитридные покрытия и т.д.;

в) металлические – хромирование, цинкование, никелирование и т.д. 2. Электрохимические методы защиты:

а) протекторная защита заключается в присоединении к защищаемому металлу более активного металла, который и разрушается;

б) катодная защита заключается в присоединении металлоконструкции к катоду внешнего источника тока, что исключает возможность их разрушения.

3. Обработка среды:

а) введение ингибиторов – веществ, замедляющих коррозию; б) удаление растворенного в воде кислорода (деаэрация).

ГЛАВА 2.4. ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ

Щелочные металлы – это элементы главной подгруппы I группы:

37 Li , 1123Na , 1939 K , 3785 Rb , 13355 Cs , 22387 Fr .

Общая электронная формула ns1 (имеют по одному s-электрону на внешнем уровне). Обладают высокой химической активностью, сильные восстановители. Постоянная степень окисления +1.

Получение

1.Электролиз расплавов хлоридов щелочных металлов.

2.Восстановление оксидов, хлоридов, карбонатов щелочных металлов алюминием, кремнием, кальцием, магнием при нагревании в вакууме.

2Li2O + Si → 4Li + SiO2.

75

Химические свойства

1.Взаимодействие с простыми веществами:

– с кислородом 4Li + O2 → 2Li2O; 2Na + O2 → Na2O2 (пероксид натрия);

К + О2 → КО2 (RbO2,CsO2) (надпероксиды);

– с галогенами 2Na + Br2 → 2NaBr(КСl, LiF …);

– с водородом 2Na + H2 → 2NaH;

– с серой 2Li + S → Li2S.

2.Взаимодействие со сложными веществами:

– с водой

2Na + 2Н2О → 2NaOH + H2↑;

– с разбавленными кислотами 2К + 2НСl → 2КСl + Н2↑;

– с концентрированной Н2SO4 8Na+5Н2SO4(конц.) → 4Na2SO4+H2S↑+4Н2О;

– c разбавленной HNO3

8Na+10HNO3(разб.) → 8NaNO3+NH4NO3+3H2O;

– с солями

CaCl2 + 2Na → Ca + 2NaCl.

Соединения щелочных металлов

Оксиды – Mе2O – основные оксиды.

Только Li2O можно получить прямым взаимодействием лития с кислородом. Остальные оксиды получают косвенным путем; например:

Na2O2 + 2Na → 2Na2O.

С водой образуют основания Na2O + H2O → 2NaOH.

Гидроксиды (MеOH) – кристаллические белые вещества, легкоплавкие, очень гигроскопичны. Гидроксиды получают:

а) 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑; б) Li2O+ H2O → 2LiOH;

76

в) Na2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4↓ + 2NaOH; г) K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2KOH;

д) электролизом водных растворов хлоридов.

Щелочи – сильные электролиты, в растворах полностью диссоциированы на ионы. Гидроксид цезия – самое сильное из всех известных оснований. Водные растворы щелочей растворяют амфотерные металлы (Zn, Al, Be и др.), стекло, фарфор. Щелочи реагируют с кислотными, амфотерными оксидами, кислотами, солями.

Применение

В чистом виде щелочные металлы используются в органических синтезах, натрий – теплоноситель в атомных реакторах.

Соединения щелочных металлов применяются в мыловарении (Na2CO3), производстве стекла (Na2CO3, K2CO3, Na2SO4, Li2O). Большая часть соединений калия идет на производство калийных удобрений (КСl, КNO3).

Задача 1. Напишите уравнения реакций, характеризующих превращения Na → NaOH → NaHSO4 → Na2SO4 → NaCl → Na.

Решение:

Na как щелочной металл растворяется в воде: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑.

Добавим к NaOH серную кислоту (недостаток): NaOH + Н2SO4 → NaHSO4 + H2O.

Чтобы из кислой соли получить среднюю, добавим NaOH: NaHSO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O.

К сульфату натрия добавим BaCl2: Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4↓ + 2NaCl.

Чистый металл получают электролизом расплава NaCl: 2NaCl ¾электролиз¾ ¾¾® 2Na + Cl2↑.

Задача 2. При действии избытка соляной кислоты на раствор карбоната натрия объемом 100 мл и плотностью 1,1 г/мл выделился газ, занимающий 2,016 л (н.у.). Определите массовую долю карбоната в исходном растворе.

Решение:

77

Составим пропорцию, приняв за х массу карбоната натрия: 106 г → 22,4 л; х г → 2,016 л.

Отсюда x = 106 ×2,016 = 9,54 г Na2CO3 содержится в растворе.

22,4

Найдем массу исходного раствора Na2CO3: m = V×ρ= 100 ×1,1 = 110 (г)

Найдем массовую долю Na2CO3 в исходном растворе:

Задача 3. Имеется смесь карбоната натрия и гидрокарбоната натрия. При прокаливании образца смеси массой 60 г выделилась вода массой 2,7 г. Определите массовую долю Na2CO3 и NaНCO3 в смеси.

Решение:

Вода образуется только при прокаливании NaНCO3. Запишем

Найдем массу Na2CO3:

= 60 г − 25,2 г = 34,8 г .

Найдем массовые доли Na2CO3 и NaHCO3:

78

Задача 4. При электролизе водного раствора хлорида натрия получили гидроксид натрия массой 8 г. Найти объемы выделяющихся газов на электродах.

Решение:

Так как это соль активного металла, то при электролизе на катоде выделится водород; на аноде выделится хлор, так как это соль бескислородной кислоты. В растворе у катода образуется щелочь NaOH. Составим схему электролиза

моль

Vm=22,4 л/моль Vm= 22,4 л/моль M = 40 г/моль V= 22,4 л V= 22,4 л m = 80 г

Составим пропорцию: 22,4 л → 80 г;

хл → 8 г.

x = 22,4 л×8г = 2,24 л(H2 ) . 80 г

Так как при электролизе образуются 1 моль водорода и 1 моль хлора, то на аноде также выделится 2,24 л Сl2.

Ответ: На электродах выделится 2,24 л водорода и 2,24 л хлора.

79

ГЛАВА 2.5. ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ

В главную подгруппу II группы входят следующие металлы: 49Be , 1224Mg , 2040Ca , 3888Sr , 13756 Ba , 22688 Ra . На внешнем энергетическом уровне находятся 2 s-электрона (ns2). Они имеют постоянную степень окисления +2. Кальций, стронций, барий, радий называются щелочноземельными металлами.

Получение

Все металлы получают электролизом расплавов их хлоридов или термическим восстановлением их соединений:

ВеF2 + Mg → Be + MgF2 (магнийтермия); MgO + C → Mg + CO (карботермия); 3СаО + 2Al → 3Ca + Al2O3 (алюмотермия).

Все щелочноземельные металлы химически активные. Являются сильными восстановителями. Несколько менее активен Вe, что обусловлено образованием на поверхности этого металла защитной оксидной пленки.

Химические свойства

1.Взаимодействие с простыми веществами:

– с кислородом 2Ве + О2 → 2ВеО;

– с серой Са + S → СаS;

– с галогенами Mg + Cl2 → MgCl2;

– с водородом Са + Н2 → СаН2;

– с азотом 3Mg + N2 → Mg3N2;

– с углеродом Са + 2С → СаС2.

2.Взаимодействие со сложными веществами:

– с водой (кроме бериллия) Ca + 2Н2О → Са(ОН)2 + Н2↑;

– с разбавленными HCl, Н2SO4 Be + 2HCl → BeCl2 + H2↑;

– с разбавленной НNO3

80