Зпдачи и упражнения по химии

10.29. Уравнять реакцию. Указать окислитель и восстановитель.

H2SO3 + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl. Oпределить массу H2SO3, необ-

ходимую для взаимодействия с 1,12 л хлора.

10.30. Уравнять реакцию. Указать окислитель и восстановитель.

HgCl2 + FeCl2 → Hg + FeCl3. Определить направление протекания и

константу равновесия реакции при стандартных условиях.

У

10.31. Уравнять реакцию. Указать окислитель и восстановитель.

KMnO4 + Na2SO3 + KOH → K2MnO4 + Na2SO4 + H2O. Определить

Сэк (KMnO4), если на взаимодействие с 1,26 г Na2SO3

ушло 50 мл

раствора KMnO4.

Н

10.32. Уравнять реакцию. Указать окислитель и восстановитель.

KCrO2 + Br2 + KOH → KBr + K2Cr2O7 + H2O. Oпределить массу

KCrO2, необходимую для взаимодействия с 4 г брома.

Т

10.33. Уравнять реакции. Указать окислитель и восстановитель.

Какая из нижеприведенных реакций будет протекать самопроиз-

й

вольно? Ответ мотивировать расчетом ∆rG(298K) и K.

a) Snк + HClж = SnCl2(к) + H2(г);

окислитель

Б

б) Snк + HClж = SnCl4(к) + H2(г).

10.34. Уравнять реакции. Указать

и восстановитель.

р

+ Cr2(SO4)3 + H2O.

K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3

+ K2SO4

Определить массу K2Cr2O7, необходимую для взаимодействия с 10 г

FeSO4.

о

т

11. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ.

КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ

з

11.1. Гальванический элемент

электродов

Гальваническими элементами (ГЭ) называются устройства, в ко-

торых энергия окислительнои -восстановительных реакций превра-

погруженыдругом чаще всего через пористую перегородку. На каждом элек-

щается в электрическую энергию. Гальванический элемент состоит

из двух

(окислительно-восстановительных систем), со-

единенных между собой металлическим проводником. Электроды

Р72

в растворы электролитов; последние сообщаются друг с

троде происходит полуреакция (электродный процесс): на аноде –

процесс

окисления; на катоде – процесс восстановления. Гальвани-

изображается следующим образом:

У

(-)А Me1/Me1n+//Me2n+/Me2 K(+).

Т

Причем анодом является более активный, а катодом – менее ак-

тивный металл ( 0Men / Me 0Men / Me ) ;

Н

1

2

процесс на аноде: Me10 – nē = Me1n+;

процесс на катоде: Me2n+ + nē = Me20.

Б

Например, для реакции, протекающей в ГЭ

Ni + 2AgNO3 = Ni(NO3)2

+ 2Ag

( 0 Ni 2 / Ni 0,25B;

й

0 Ag / Ag

0,8B),

схема ГЭ имеет вид

(-)А Ni /Ni(NO3)2//AgNO3/ Ag К(+);

о

и2+

0

процесс на аноде: Ni

- 2ē = Ni

2

1

т

р0

2

процесс на катоде: Ag

+

1

2

+ ē = Ag

0

и

+

2+

+ 2Ag – суммарная токообразующая реакция.

Ni + 2Ag

= Ni

з

Напряжение ГЭ (ε0) при стандартных условиях рассчитывается

по

формуле

ε

0

0

0

катода

анода ,

где 0

и 0

– стандартные значения электродных потен-

Р

катода

анода

73

пциалов катода и анода.

При условиях, отличающихся от стандартных, численное значе-

ниеэлектродного потенциала определяется по уравнению Нернста:

n

0

n

0,059

lgC

n ,

Me

/ Me

/ Me

Me

Me

n

где

и

0 n

/ Ме

– соответственно электродный и стан-

Men

/ Me

Me

дартный электродный потенциалы металлов;

У

CMen

– молярная концентрация катиона металла в растворе,

моль/л.

Значение электродного потенциала водорода рассчитывается по

формуле

2H / H2

0,059pH .

Т

Условием самопроизвольного протекания химического процесса

при стандартных условиях является, как известно,

rG0(298K)Н< 0.

й

Взаимосвязь между изменением энергии Гиббса и напряжением

ГЭ выражается формулой

и

Б

rG0(298K) = -nFε0

= -2,3RTlgK.

р

Константа равновесия соответствующей окислительно-восстано-

по

вительной реакции вычисляется

формуле

n 0

K 100,059 .

называется

под

11.2.тКоррозия металлов

ипроцесс самопроизвольного разрушения

Коррозией

п

действием агрессивных сред. По механизму взаимо-

металлов

действия металлов с агрессивными средами коррозию можно разде-

вследствие

лить на два типа: химическую и электрохимическую.

Химическая коррозия представляет собой разрушение металлов

Р74

непосредственного взаимодействия их с сухими агрес-

При контакте металла с водой, растворами электролитов, влаж-

ными газами наблюдается электрохимическая коррозия – наиболее

распространенный вид коррозии металлов.

Процессы, протекающие при электрохимической коррозии:

анодные: Me0 – nē = Men+;

катодные: 2Н+ + 2ē = Н2 – водородная деполяризация;

У

-

O2 2H2O 4e 4OH

кислородная деполяризация.

O2 4H 4e 2H2O

Например, схема коррозионного ГЭ, составленного из железа

( 0Fe2 / Fe

0,44B ),

частично покрытого оловом

( 0Sn2 / Sn

Б

Т

= 0,14B ) в атмосферных условиях, имеет вид

(-)А Fe/H2O+,O2/Sn K(+):

Н

0

2+

2

процесс на аноде: Fe

- 2ē = Fe

2

процесс на катоде: O2 + 2H2O + 4ē = 4ОН-

4 4

1

и

2Fe + O2 + 2H2O =

2Fe2+ + 4ОН-

коррозии

й2Fe(OH)2

Вторичный процесс: 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3.

о

характеризуется показателями

Количественно скорость

коррозии:

и

m , г/м2· ч,

K

весовой показатель

m

S

где Δm – масса металла, превратившегося в продукт коррозии, г;

τ – продолжительность коррозии, ч;

объемный

S – площадь поверхности металла, м2;

п

зпоказатель

K

V

, см3/м2·ч,

где

V

S

V –

газа, выделяющегося и поглощающегося при корро-

Р

зии, см3;

глубинный показатель

П

, мм/год,

75

1000

где ρ – плотность металла, г/см3;

8760 – число часов в году.

Объемный и весовой показатели связаны уравнением

Т

Km

K

V

M эк (газа)

,

У

V

M эк(Ме)

где Мэк(Ме) – молярная масса эквивалента корродируемого метал-

ла, г/моль;

Б

VMэк(газа) – молярный объем эквивалента газа выделяющегося и

й

Н

поглощающегося при коррозии металла, см3/моль.

Задач

натрия

электродных

11.1. Вычислить значение

ого потенциала водородного

электрода в 0,05М растворе гидроксида

.

растворе

11.2. Составить схему коррозионного ГЭ, возникающего при

контакте меди с кобальтом в

соляной кислоты с кислоро-

дом. Написать уравнения

процессов и уравнение сум-

марной реакции процесса коррозии.

потенциала

11.3. Вычислить растворимость Ag2CrO4 (моль/л), если значение

электродного

серебра в насыщенном растворе Ag2CrO4

з

т

равно 0,59 В.

11.4. Вычислить электродный потенциал цинкового электрода, по-

груженного в раствор нитрата цинка с концентрацией CZn(NO3 )2

п

/ .

= 0,001

11.5. Составить схему коррозионного ГЭ, возникающего в атмо-

сферных

мольусловиях при контакте железа с никелем. Написать урав-

нения электродных процессов и уравнение суммарной реакции про-

Р76

11.20. Составить схему ГЭ, написать уравнения электродных про-

Mg

Н

цессов и суммарную токообразующую реакцию, вычислить напря-У

жение ГЭ, составленного из цинкового электрода, погруженного в

0,01М раствор хлорида цинка, и никелевого электрода, погруженногоТ

в 0,001М раствор хлорида никеля (II).

11.21. Напряжение ГЭ Mg/Mg2+//Zn2+/Zn при C

2

1 моль/л

й

равно 1,56 В. Рассчитать концентрацию катионов цинка в растворе.

Написать уравнения электродных процессов и уравнениеБсуммар-

ной токообразующей реакции.

написать0

2+

2+

0

р

уравнения электродных

11.22. Составить схему ГЭ и

процессов. На основании значений изменения стандартных энергий

покрытой

Гиббса образования ионов рассчитать напряжение ГЭ и константу

равновесия реакции, протекающей в ГЭ: Cd

+ Ni = Cd

+ Ni .

каком количестве

растворилсяпри коррозии, если в результате ра-

11.23. Составить схему ГЭ, возникающего при коррозии цинко-

вой пластины, частично

оловом,

находящейся в растворе

при 295 К и 750 ммНаписатьрт.ст.?

соляной кислоты.

уравнения электродных процессов и

уравнение суммарной токообразующей реакции. Какой металл и в

з

электрода

боты образовавшегося ГЭ выделилось 2,45 л водорода, измеренного

п

11.24. Гальванический элемент составлен из стандартного цин-

кового

и хромового электрода, погруженного в раствор,

е

содержащий ионы хрома (III). Определить концентрацию ионов

хрома (III), при которой напряжение ГЭ равно нулю.

Р78

11.34. Гальванический элемент состоит из стандартного водо-

родного электрода и водородного электрода, погруженного в рас-

твор с рН = 9. Составить схему ГЭ, написать уравнения электрод-

ных процессов и рассчитать напряжение ГЭ.

У

12. ЭЛЕКТРОЛИЗ

Электролиз

– совокупность

окислительно-восстановительных

Н

процессов, протекающих при прохождении постоянного электриче-

ского тока через расплавы или растворы электролитов.

При электролизе происходит превращение электрической Тэнер-

гии в химическую. Ячейка для электролиза (электролизер) состоит

из двух электродов, погруженных в расплав или раствор электроли-

й

та. Электрод, на котором идет реакция восстановления (катод), под-

ключен к отрицательному полюсу внешнего источника постоянного

реакция

окисленияБ

(анод),

тока. Электрод, на котором протекает

подключен к положительному полюсу источника постоянного тока.

расплав

электролита катионы элек-

При прохождении тока через

тролита под действием

электрического поля движутся к катоду и

ионы

восстанавливаются, анионы перемещаются к аноду и окисляются.

В водных растворах кроме ионов самого электролита находятся

также

также молекулы воды, способные восстанавливаться на катоде и

окисляться на аноде, а

Н+ и ОН-, относительная концен-

трация которых определяется средой. В этом случае при электролизе

з

возможны конкурирующие реакции. Критерием, определяющим

преимущество того

иного электрохимического процесса, служит

окисленная

величина стандартного электродного потенциала соответствующих

равновесных системили. Чем выше потенциал, тем легче восстанавлива-

ется

форма системы, а чем он ниже, тем легче окисляется

восстановленная форма. Таким образом, характер катодного процес-

са (табл. 12.1) при электролизе водных растворов определяется пре-

Р80

всего положением соответствующего металла в ряду напряже-

нийп. При рассмотрении анодных процессов (табл. 12.2) следует иметь

в виду, что материал анода в процессе электролиза может окисляться.

ждеВ связи с этим различают электролиз с инертным анодом и электро-