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.
φСа2+/ Ca = –2,84 В;
· Окислитель - Н2О. φ2Н2О/H2 = - 0,41 В.
· Реакция теоретически возможна, так как разность потенциалов окислителя и восстановителя Dφ2Н2О/H2 - φСа2+/ 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:
| 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.
φZn2+ /Zn = – 0,76 В , φCu2+ /Cu = + 0,34 B.
· Окислителем является Н+. φ2Н+/ H2 = 0.
· медь не растворяется в соляной, а также серной кислоте разбавленной, так как разность потенциалов Dφ = φ2Н+/ H2 – φCu2+ /Cu = 0 – 0,36 = – 0,36 В меньше нуля.
· Цинк растворяется в растворах разбавленных кислот, так как в этом случае Dφ = φ2Н+/ H2 – φZn2+ /Zn = 0 – (– 0,76) = + 0,76 В больше нуля.
· Электронно – ионная схема, ионное и молекулярное уравнения:
| 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 = Е2Н2О/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:
| Al – 3ē + 4OH– = AlO2– + 2 Н2О 2Н2О + 2ē = Н2 + 2ОН - |
2 Al + 8OH– + 6Н2О = 2AlO2– + 3 Н2 + 4Н2О + 6 OH–
2 Al + 2OH– + 2Н2О = 2AlO2– + 3 Н2
2 Al + 2NaOH + 2Н2О = 2NaAlO2 + 3 Н2
Пример 4
Допишите правую часть предполагаемого взаимодействия, используя схемы предложенные выше, запишите электронно-ионные уравнения полуреакций, ионное и молекулярное уравнения реакции:
Al + H2SO4 (конц) "
Red Ox
Al + H2SO4 (конц) " Al2(SO4)3 + H2S + H2O
| Al – 3ē = Al3+ SO42– + 8ē + 10H+ = H2S + 4 H2O |
8Al + 3 SO42– + 30H+ = 8 Al3+ + 3 H2S + 12 H2O
8Al + 15 H2SO4 (конц) = 4 Al2(SO4)3 + 3 H2S + 12 H2O
Пример 5
Допишите правую часть предполагаемого взаимодействия, используя схемы предложенные выше, запишите электронно-ионные уравнения полуреакций, ионное и молекулярное уравнения реакции:
Zn + HNO3 (разб.) "
Red Ox
Zn + HNO3 (разб.) " Zn(NO3)2 + N2 + H2O
| Zn – 2ē = Zn2+ 2 NO3– + 10ē + 12H+ = N2 + 6 H2O |
5 Zn + 2 NO3– + 12H+ = 5 Zn2+ + N2 + 6 H2O
5 Zn + 12 HNO3 (разб.) = 5 Zn(NO3)2 + N2 + 6 H2O
Тема № 10: «Электрохимическая коррозия металлов»
Задание 3. Используя потенциалы (см. таблицу на с. 43), укажите анод и катод гальванопары, направление движения электронов, рассчитайте ЭДС,
Задание 4. 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(-):
| Al(-): | Al - 3ē + 4OH – = AlO2– + 2H2O – процесс окисления | |
| Fe(+): | 2 H2O + 2ē = 2 OH – + H2 – процесс восстановления | |
| 2 Al + 8 OH – + 2H2O = 2 AlO2– + 3 H2 |
2 Al + 8 КOH + 2H2O = 2КAlO2 + 3 H2
Разрушается алюминий.
4. Направление перемещения электронов в системе:
ē
(-) Al/ Fe (+) ē
H2O, KOH
Тема №11. «Электролиз растворов»
Задание 1. Рассмотрите катодные и анодные процессы при электролизе водных растворов веществ с инертными электродами. Значения электродных потенциалов металлов приведены в таблице. Рассчитайте массу или объем (при нормальных условиях для газов) продуктов, выделяющихся на электродах при пропускании через раствор в течение 1 часа тока силой 1 А: