2-я ступень HS- H⁺ + S^2- 1·10^-14,

где [ ] - равновесные концентрации ионов и молекул.

Диссоциация Сu(OH)₂:

1-я ступень Сu(OH)₂ Cu(OH)⁺ + OH -

2-я ступень Cu(OH)⁺ Cu²⁺ + OH -

Амфотерные гидроксиды, например Pb(OH)_{2 ,} диссоциируют по основному типу: Pb(OH)₂ PbOH⁺ + OH -

PbOH⁺ Pb²⁺ + OH-

и кислотному: H₂PbO₂ H⁺ + HPbO₂-

HPbO₂-H⁺ + PbO₂^{2 -}

В растворах электролитов реакции протекают между ионами. Для записи ионных реакций применяют ионные уравнения. При составлении ионных уравнений реакций все слабые электролиты, газы и труднорастворимые электролиты записывают в молекулярной форме, все сильные электролиты (кроме труднорастворимых солей) в ионной форме. Примеры составления ионных уравнений реакций:

· образование труднорастворимых соединений:

Рb(NО₃)₂ + 2КI = РbI₂ + 2КNО₃ Рb²⁺ +2I - = РbI₂

· реакции с участием слабодиссоциирующих соединений:

СН₃СООNa + НС1 = СН₃COOH + NаС1

СН₃COO - + Н⁺ = СН₃COOH

НС1 + NаОН = NаС1 + Н₂O Н⁺ + ОН - = Н₂O

НС1 + NН₄OН = NН₄С1+ H₂OН⁺ + NH₄OH =NH₄⁺ + Н₂O

СН₃COOH +NН₄OН = СН₃COONH₄ + Н₂О

СН₃COOH + NН₄OН = CН₃COO - + NH₄⁺ + Н₂O

· образование газообразных веществ:

Nа₂СО₃ + 2НС1 = 2NаС1 + СО₂ + Н₂О СО₃²-+ 2Н⁺ = СO₂+ Н₂O

Пример 1. Осуществить превращения NаОН NаНSО₃ Nа₂SO₃ .

Решение.NаОН + Н₂SO₃ = NаНSO₃ + Н₂O

ОН- + Н₂SO₃ = НSО₃- +Н₂О

NаHSO₃ +NаОН = Nа₂SO₃ + Н₂O

НSО₃- + ОН - = SO₃² - + Н₂О

Пример 2. Осуществить превращения Ni(ОН)₂ (NiOH)₂SO₄ NiSO₄.

Решение. 2Ni(ОH)₂ + Н₂SO₄ = (NiOН)₂SO₄ + Н₂O

2Ni(ОН)₂ + 2Н⁺ + SO₄² - = (NiОН)₂SO₄ + Н₂O

(NiОН)₂SO₄ + Н₂SO₄ = 2NiSO₄ + 2Н₂О

(NiOН)₂SO₄ + 2Н⁺ = 2Ni ²⁺ + 2SO₄²- + 2Н₂О

Внимание! Основные соли, как правило, нерастворимы в воде, поэтому при написании ионных уравнений их не расписывают на ионы.

Задания к подразделу 3.2

Задания 121-140. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения возможных реакций предложенных оксидов с H₂O, Na₂O, KOH, HNO₃.



121. N2O3; Na2O	126. SO2; CuO	131. MnO; P2O5	136. N2O5; CuO
122. SnO; P2O5	127. Cr2O3; Cl2O7	132. BaO; Mn2O7	137. P2O5; CoO
123. SO3; CaO	128. CoO; ZnO	133. CdO; SnO	138. PbO; MgO
124. SiO2; NiO	129. P2O3; FeO	134. As2O5; CuO	139. Cl2O7; MnO
125. PbO; N2O5	130. Fe2O3; K2O	135. Al2O3; SiO2	140. SO3; TiO

Задания 141-160. Напишите для предложенных соединений уравнения диссоциации, а также в молекулярной и ионной формах уравнения возможных реакций взаимодействия их с H₂SO₄ и NaOH.

141. HCl; Cr(OH)3	151. Ca(OH)2; H3PO4
142. Cd(OH)2; H2S	152. HNO3; Be(OH)2
143. Cu(OH)2; HBr	153. H2Сr2O7; KOH
144. H2SO3; Sn(OH)2	154. HCN; Ga(OH)3
145. H2SiO3; Pb(OH)2	155. KOH; H2CO3
146. CH3COOH; Fe(OH)3	156. HF; Be(OH)2
147. H2Se; Zn(OH)2	157. NH4OH; HClO4
148. Fe(OH)2; H3AsO3	158. Pb(OH)2; HNO2
149. RbOH; HI	159. Mg(OH)2; HClO
150. H2Te; Al(OH)3	160. Ga(OH)3; HMnO4

Задания 161-180. Напишите уравнения диссоциации солей и назовите их.

161. ZnCl2, MnOHCl, Ba(HSO3)2	171. Pb(HSO4)2, NH4NO3, CoOHCl
162. K2HAsO3, AlOHCl2, Na2SO3	172. Al(OH)2NO3, Fe2(SO4)3, KHSe
163. KHSO3, (PbOH)2SO4, CrBr3	173. CsHTe, Ca3(PO4)2, MnOHBr
164. Fe(NO3)3, SnOHCl, NaHTe	174. Mn(NO3)2, Bi(OH)2Cl, KHS
165. NaHSe, CoOHNO3, MgCl2	175. Al2(SO4)3, CrOHCl2, KHSO3
166. CdOHBr, NiCl2, KH2PO4	176. NaHSe, NiOHNO3, ZnSO4
167. CaBr2, (SnOH)2SO4, K2HPO4.	177. CrOHSO4, BaBr2, CsHSO3
168. BaCl2, Ca(HCO3)2, AlOHCl2	178. Cu(NO3 )2, CoOHCl, NaHS
169. NiBr2, (CoOH)2SO4, KHCO3.	179. FeCl2, NaH2AsO4, KCrO2
170. NiOHCl, NiBr2, NaH2PO4	180. AlOHBr2, Sr(HS)2, K2SO3

Задания 181-200. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций для следующих превращений.

181. Ni(OH)₂ (NiOH)₂SO₄ NiSO₄ Ni(OH)₂;H₃PO₄ KH₂PO₄

182. CuSO₄ (CuOH)₂SO₄ Cu(OH)₂ CuOHNO₃;NaHSO₃ Na₂SO₃

183. Bi(NO₃ )₃ BiOH(NO₃)₂ Bi(OH)₃ Bi₂O₃; Ca₃(PO₄)₂ Ca₃(H₂PO₄)₂

184. Co(OH)₂ CoOHCl CoCl₂ Co(NO₃)₂; NaOH NaHSO₃

185. Pb(NO₃ )₂ PbOHNO₃ Pb(OH)₂ K₂PbO₂;Na₂Te NaHTe

186. NiCl₂ Ni(OH)₂ NiOHCl NiCl₂; Ba(HS)₂ BaS

187. CrOHCl₂ CrCl₃ Cr(OH)₃ CrOHSO₄; H₂SiO₃ NaHSiO₃

188. (SnOH)₂SO₄ SnSO₄ Sn(OH)₂ Na₂SnO₂;K₂SO₃ KHSO₃

189. NiBr₂ NiOHBr Ni(OH)₂ NiSO₄;NaHSiO₃ Na₂SiO₃

190. CoSO₄ Co(OH)₂ (CoOH)₂SO₄ Co(NO₃)₂; H₂S Ca(HS)₂

191. Cr₂(SO₄)₃ CrOHSO₄ Cr₂(SO₄)₃ CrCl₃; Mg₃(PO₄)₂ MgHPO₄

192. NiSO₄ (NiOH)₂SO₄ Ni(OH)₂ NiBr₂;NaHCO₃ Na₂CO₃

193. FeOHSO₄ Fe₂(SO₄)₃ Fe(OH)₃ FeCl₃;MgCO₃ Mg(HCO₃)₂

194. Sn(OH)₂ SnOHСl K₂SnO₂ Sn(OH)₂; H₃AsO₄ KH₂AsO₄

195. NiBr₂ Ni(OH)₂ NiOHCl NiCl₂; BaSO₃ Ba(HSO₃)₂

196. Al(OH)₃ Al(OH)₂Cl AlCl₃ Al(NO₃)₃; NaH₂AsO₃ Na₃AsO₃

197. CoCl₂ Co(OH)₂ (CoOH)₂SO₄ CoSO₄; H₂CO₃ NaHCO₃

198. Bi(OH)₃ Bi(OH)₂NO₃ Bi(OH)₃ Bi₂O₃; K₂HPO₄ H₃PO₄

199. Cu(OH)₂ CuOHCl CuCl₂ Cu(NO₃)₂;H₂Se KHSe

200. CoSO₄ (CoOH)₂SO₄ Co(OH)₂ Co(NO₃)₂; K₂SO₃ KHSO₃

3.3 Гидролиз солей

Гидролиз солей - это процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, приводящий к смещению ионного равновесия воды и изменению рН среды.

Гидролиз является обратимым процессом. В реакциях гидролиза участвуют ионы слабых электролитов: катионы слабых оснований и анионы слабых кислот. Причина гидролиза - образование слабодиссоциированных или труднорастворимых продуктов. Следствием гидролиза является нарушение равновесия в системе H₂O H⁺ + OH-- ; в результате среда становится либо кислой (рН < 7), либо щелочной (pH > 7).

· Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, подвергается гидролизу по аниону. Реакция среды щелочная (pH > 7). Первая ступень гидролиза: Na₂CO₃ + HOH NaHCO₃ + NaOH; CO₃^2-- + HOH HCO₃- + OH--

· Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, подвергается гидролизу по катиону. Реакция среды кислая (pH < 7).

Первая ступень гидролиза:

Cu(NO₃)₂ + HOH CuOHNO₃ + HNO₃Cu²⁺ + HOH CuOH⁺ + H⁺

· Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой, подвергается гидролизу по катиону и аниону. Характер среды определяется константами диссоциации образовавшихся слабых электролитов.

CH₃COONH₄ + HOH CH₃COOH + NH₄OH

CH₃COO-- + NH₄⁺ + HOH CH₃COOH + NH₄OH

· При совместном гидролизе двух солей образуются слабое основание и слабая кислота: 2FeCl₃ + 3Na₂S +6H₂O = 2Fe(OH)₃ + 3H₂S + 6NaCl

2Fe³⁺ + 2S^2-- + 6H₂O = 2Fe(OH)₃ + 3H₂S

· Соль, образованная сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергается, реакция среды нейтральная: KNO₃ + HOH

Ионы K⁺ и NO₃-- не образуют с водой слабодиссоциирующих продуктов (KOH и HNO₃ - сильные электролиты).

Задания к подразделу 3.3

Задания 201-220. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций гидролиза солей, укажите значения рН растворов этих солей (больше или меньше семи).

201. NaNO2, Cu(NO3)2	211. Na2HPO4, Mg(NO3)2
202. AlCl3, NaHCO3	212. Al2 (SO4)3, Na2SeO3
203. Na3PO4, ZnCl2	213. CuSO4, K3PO4
204. FeCl2, K2S	214. Na2SO3, Fe2 (SO4)3
205. K2SO3, ZnSO4	215. NaCN, FeSO4
206. NH4Cl, KClO	216. Ba(CH3COO)2, CoSO4
207. Na2Se, MnCl2	217. NiSO4, NaF
208. ZnSO4, BaS	218. Pb(NO3)2, Ba(NO2)2
209. Ni (NO3)2, KNO2	219. Cr2(SO4)3, Na CH3COO
210. NH4Br, Na2S	220. KHS, MgSO4

Задания 221-240. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций совместного гидролиза предложенных солей.

221. Fe2(SO4)3 + Na2CO3	231. CrCl3 + K2S
222. Na2S + Al2 (SO4)3	232. Na2CO3 + Cr (NO3)3
223. NH4Cl + Na2SiO3	233. K2SiO3 + Bi (NO3)3
224. Cr2 (SO4)3 + K2S.	234. Na2SO3 + CrCl3
225. K2CO3 + Bi (NO3)3	235. NH4NO3 + Na2SiO3
226. Na2S + AlCl3	236. AlCl3 + Na2SO3
227. BeSO4 + K2S	237. K2SO3 + CrCl3
228. Cr2 (SO4)3 + Na2SO3	238. Na2S + Al2 (SO4)3
229. K2SO3 + AlBr3	239. Fe (NO3)3 + K2CO3
230. Bi (NO3)3 + Na2CO3	240. Al2 (SO4)3 + Na2CO3

4. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ

4.1 Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительными называют реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов.

Степень окисления это тот условный заряд атома элемента, который вычисляют, исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов (как правило, обозначается арабской цифрой, заряд ставят перед цифрой).

Для нахождения степени окисления используют следующие правила:

· степень окисления атомов в простых веществах равна нулю;

· фтор во всех соединениях без исключения имеет степень окисления 1;

· степень окисления кислорода равна 2 (исключение: фториды кислорода, например, ОF₂; пероксиды, субоксиды, озониды);

· степень окисления водорода равна +1 (исключение гидриды металлов, например, NaH, СаН₂ и др.);

· степень окисления щелочных металлов в соединениях равна +1, щелочноземельных +2, алюминия +3;

· алгебраическая сумма степеней окисления частиц в молекуле равна нулю.

Для определения степени окисления атомов элементов в молекуле составляют простейшие алгебраические уравнения. Например, для MnO₂, K₂MnO₄, KMnO₄ степень окисления марганца (Х) рассчитывают следующим образом:

MnO2 Х + 2*(-2) = 0 Х = +4

K2 MnO4 2*(+1) + Х + 4*(-2) = 0 Х = +6

KMnO4 1 + Х + 4*(-2) = 0 Х = +7

При определении степени окисления атомов элементов в составе иона необходимо помнить, что заряд иона равен алгебраической сумме степеней окисления атомов элементов, входящих в состав иона.

NO3 - Х + 3*(-2)= -1 Х = +5

SO42- Х + 4*(-2) = -2 Х = +6

Cr2O7 2- 2*(Х)+7*(-2)= -2 Х = +6

Заряд иона, как правило, ставят после цифры.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

Для нахождения коэффициентов при составлении окислительно-восстановительных реакций необходимо:

· соблюдение материального баланса (число атомов данного элемента в левой и правой части должно быть одинаково);

соблюдение электронного баланса: число электронов, отданных восстановителем (Red), должно быть равно числу электронов, принятых окислителем (Ox), например:

При составлении окислительно-восстановительных реакций в водных растворах часто возникает необходимость использовать среду (Н⁺, ОН --, Н₂О). При этом, если частица в левой части полуреакции содержит кислорода больше, чем в правой (NO₃-- NO₂ -- ), то нужно связать "О^2--"; если частица в левой части полуреакции содержит кислорода меньше, чем в правой части (SO₃^2- SO₄ ^2-- ), то нужно ввести "О^2--" (представлено в табл. 4.1).

Таблица 4.1

Процессы	Среда в окислительно-восстановительных реакциях в расчете на "О2-- " в соединении
	кислая (Н+)	щелочная (ОН-)	нейтральная (Н2О)
Связать "О2-- " NO3-- NO2--	О2-- + 2Н+ = Н2О	О2-- + Н2О = 2ОН--	О2-- + Н2О = 2ОН--
Ввести "О2-" SO32-- SO42--	Н2О = О2-- + 2Н+	2ОН-- = О2- + Н2О	Н2О = О2--+ 2Н+

Для реакции К₂Cr₂O₇ + КI + Н₂SO₄ Cr₂(SO₄)₃ + I₂ + Н₂О + К₂ SO₄

ниже представлена последовательность однотипных операций, с помощью которых составляют уравнения полуреакций с использованием среды.

· Записывают исходные вещества и продукты полуреакций окисления и восстановления (сильные электролиты записывают в виде ионов, а неэлектро-литы, слабые электролиты, газы, осадки - в виде молекул):

Cr₂O₇ ^2--Cr³⁺; I-- I₂.

· Уравнивают количество атомов элемента, изменяющего степень окисления:

Cr₂O ₇ ^2--2Cr ³⁺;2I-- = I₂.

· По изменению степени окисления подсчитывают количество отданных или принятых электронов:Cr₂O₇ ^2-- + 6 з 2Cr ³⁺;2I-- 2з = I₂.

· При необходимости уравнивают кислород и водород, используя правила среды: Cr₂O₇ ^2-- + 6 з + 14Н ⁺ = 2Cr ³⁺ + 7Н₂О

· Проверяют суммарный заряд ионов и электронов левой и правой части уравнения.

· Составляют суммарное ионное уравнение реакции:

Cr₂O₇ ^2-- + 6I -- + 14Н ⁺ = 2Cr ³⁺ + 3I₂ + 7Н₂О

· Составляют суммарное молекулярное уравнение реакции:

К₂Cr₂O₇ + 6КI + 7Н₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3I₂ + 7Н₂О + 4К₂ SO₄

Пример 1. Среда кислая.

Задания к подразделу 4.1

Задания 241-260. Рассчитайте и укажите степень окисления (CO) атомов элементов в предложенных частицах. Объясните, какую роль могут выполнять указанные частицы в окислительно-восстановительных реакциях: только окислитель (Ox), только восстановитель (Red), окислитель и восстановитель.

241. NH4OH, VO2+, Ni, VO3--	251. SeO32--, AlO2--, Br --, ClO3--
242. MnO42--, NO3--, NH4+, ClO3--	252. CO2, Cr2O72--, BrO --, SeO42--
243. TiO2+, ClO --, MnO2, MnO4--	253. SO42--, CO, H2S, MnO42--
244. Cl2, Cl --, CrO2--, B4O7 2--	254. Ca, NO3--, BrO --, NO2--
245. BrO --, Br --, Cd2+, CrO42--	255. ClO4--, Cl --, CrO2--, F2
246. NO3 --, NO, Cr2O72--, SO32--	256. SO42--, Cl2, Mn2+, ClO --
247. CO2, ClO--, MnO42--, Cl--	257. NO2--, MnO2, NO2, Cu
248. Fe2O3, MnO4--, Br --, CrO42--	258. CrO2--, ReO4--, PbO2, CrO42--
249. Fe, AlO2--, N2O, NO3--	259. SO32--, NO2, ClO4--, Br --
250. CrO33--, MnO2, PbO2, Cr2O72--	260. H2S, Cl2 , SO42--, Cr2O72--

Задания 261-280. Составьте электронно-ионные схемы и молекулярные уравнения реакций. Укажите окислитель и восстановитель. Две реакции (а,б) для каждого задания.

261. а) Na₂SeO₃ + KBrO + H₂O Br₂ , SeO₄ ^2--

б) HCl + HNO₃ Cl₂ , NO

262. а) Cr₂(SO₄)₃ +Cl₂ + KOH CrO₄ ^2-- , Cl --

б) K₂Cr₂O₇ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ SO₄ ^2--, Cr ³⁺

263. а) KI + HNO₃ NO, I₂

б) NaCrO₂ +NaClO + KOH CrO₄ ^2-- , Cl --

264. а) HNO₃ + Ni N₂O , Ni²⁺

б) SnSO₄ +Ag₂O₃+ KOH SnO₃ ^2-- , AgO.

265. а) K₂Cr₂O₇ + Na₃AsO₃ + H₂SO₄AsO₄ ^3--, Cr³⁺

б) KCrO₂ +Cl₂+ KOH CrO₄ ^2-- , Cl --

266. а) K₂Cr₂O₇ +HCl Cr ³⁺ , Cl₂

б) SO₂ +NaIO₃ + H₂O SO₄ ^2-- , I--

267. а) KMnO₄ + H₂S + H₂SO₄ Mn²⁺ , SO₄ ^2--

б) I₂ + Cl₂ + H₂O IO₃-- , Cl --

268. а) Sn(NO₃)₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ Sn⁴⁺ , Cr ³⁺

б) KClO₃ +KCrO₂+ NaOH CrO₄ ^2-- , Cl --

269. а) SnCl₂ + KBrO₃ + HCl Sn⁴⁺ , Br --

б) FeSO₄ + KClO₃ + H₂SO₄ Fe³⁺, Cl --

270. а) Ni(OH)₂ +NaClO + H₂O Ni(OH)₃ , Cl --

б) KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂O SO₄ ^2-- , MnO₂

271. а) MnSO₄ + PbO₂ + H₂SO₄ Pb²⁺, MnO₄ --

б) FeCl₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ Fe³⁺, Mn²⁺

272. а) MnSO₄ +Cl₂+ KOH MnO₄ ^{2 --} , Cl --

б) H₃PO₃ + KMnO₄ +H₂SO₄ Mn²⁺ , H₃PO₄

273. а) KMnO₄ + NaNO₂ + H₂O NO₃--, MnO₂

б) Mn(NO₃)₂ + NaClO + H₂O Cl -- , MnO₂

274. а) KMnO₄ + NaNO₂ + H₂SO₄ NO₃-- , Mn²⁺

б) H₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ S , Cr ³⁺

275. а) Cr₂O₃ + KClO₃ + KOH CrO₄ ^2--, Cl --

б) FeCl₂ +HNO₃ + HCl Fe³⁺, N₂O

276. а) KClO₃ + MnO₂ + KOH MnO₄ ^2-- , Cl --

б) Na₃AsO₃ +I₂+ H₂O AsO₄ ^3-- , I --

277. а) H₂S + HNO₃ SO₄ ^2-- , NO₂.

б) I₂ + Na₂SO₃ + H₂O I-- , SO₄^2--

278. а) C + HNO₃ CO₂ , NO₂.

б) H₂S + Cl₂ + H₂O SO₄ ^2-- , Cl --

279. а) SnCl₂ + Na₃AsO₃ +HCl As , Sn⁴⁺

б) (BiO)₂SO₄ + Br₂ + NaOH BiO₃--, Br --

280. а) Mn(NO₃)₂ + NaBiO₃ + HNO₃ Bi³⁺ , MnO₄--

б) KNO₃ +Zn+ NaOH ZnO₂ ^2-- , NH₃

4.2 Взаимодействие металлов с кислотами, водой и растворами щелочей

При взаимодействии металлов с агрессивными средами металл выступает в качестве восстановителя. Химическую активность (восстановительную способность) металла характеризует величина электродного потенциала.

Стандартным электродным потенциалом называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственной соли с концентрацией =1 моль/л, измеренный по отношению к стандартному водородному электроду, потенциал которого при 25 ⁰С условно принимается равным нулю.

Чем меньше значение , тем большими восстановительными свойствами обладает данный металл.

Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных электродных потенциалов, получаем ряд стандартных окислительно-восстановительных потенциалов металлов (табл. П.6). В этом ряду все металлы условно делят на активные, средней активности и малоактивные:

В роли окислителя в растворах кислот, щелочей и в воде выступает среда (потенциалы в табл. П.8). Реакции возможны, если потенциал окислителя больше потенциала восстановителя.

В нейтральной и щелочной среде в роли окислителя выступает Н₂О:

2Н₂О + 2 з = Н₂ + 2ОН ^--

В растворах разбавленных кислот (HCl, H₂SO₄) - окислитель Н⁺:

2Н ⁺ + 2 з = Н₂

В присутствии кислорода процесс восстановления протекает с участием кислорода, так как он обладает бульшими окислительными свойствами, чем Н₂О и Н⁺ : O₂ + 4 з + 4Н ⁺ = 2Н₂О (в кислой среде);

О₂ + 4 з + 2Н₂О = 4ОН ^-- (в щелочной и нейтральной средах).

В H₂SO₄ (конц.) и HNO₃ (разб.), HNO₃ (конц.) окислителем являются анионы кислот. Степень восстановления анионов определяется активностью металла:

H₂SO₄ (конц.) + Me (активные) сульфат Ме + H₂S + Н₂О

H₂SO₄ (конц.) + Me (средней активности) сульфат Ме +S + Н₂О

H₂SO₄ (конц.) + Me (малоактивные) сульфат Ме + SO₂+ Н₂О

HNO₃ (разб.) + Me (активные) нитрат Ме + NH₄NO₃ + Н₂О

HNO₃ (разб.)+ Me (средней активности) нитрат Ме +N₂, N₂O + Н₂О

HNO₃ (разб.)+ Me (малоактивные) нитрат Ме + NO + Н₂О

HNO₃ (конц.) + Me (независимо от активности) нитрат Ме + NO₂ + Н₂О

Внимание! Три распространенных металла - Al, Cr, Fe - на холоде не растворяются в H₂SO₄(конц.) и HNO₃(конц.). В этих кислотах они пассивируются, т. е. покрываются тонкой прочной пленкой, предохраняющей их от разрушения. Реакции протекают только при повышенной температуре.

Задание к подразделу 4.2

Используя потенциалы (табл. П.6, П.7, П.8), допишите уравнения реакций (по две для каждого варианта), составив к ним электронно-ионные схемы. Для реакций металлов с H₂SO₄ (конц.) и HNO₃ значение потенциала окислителя более 1 В. Оцените практическую устойчивость металлов в данной среде.

281. а) Pb + KOH+ H2O + O2 б) Cu + H2SO4 (конц.)	291. а) Al + HNO3 (разб.) б) Cr + NaOH + О2
282. а) Al + H2O + O2 б) Mg + HNO3 (разб.)	292. а) Al + NaOH + H2O б) Cu + HNO3 (разб.)
283. а) Al + HNO3 (конц.) б) Sn + NaOH + O2 + H2O	293. а) Al + H2SO4 (конц.) б) Sn + H2O + O2
284. а) Al + NaOH + H2O + O2 б) Zn + H2SO4 (конц.)	294. а) Cr + NaOH + H2O б) Be + HNO3 (разб.)
285. а) Al+HNO3 (конц.) б) Zn + NaOH + H2O + O2	295. а) Fe + H2SO4 (конц.) Fe3+ б) Al + H2O
286. а) Mg + H2O б) Zn + H2SO4 (разб.) + O2	296. а) Zn + HNO3 (конц.) б) Al + KOH+ H2O
287. а) Fe + HNO3 (разб.) б) Zn + H2O + O2	297. а) Zn + H2SO4 (конц.) б) Co + NaOH+ H2O + O2
288. а) HNO3(разб.)+ Fe Fe3+ б) Zn + NaOH + H2O	298. а) Fe + HNO3(конц.) Fe3+ б) Al + H2O + O2
289. а) Zn + H2O + O2 б) Cu + H2SO4 (конц.)	299. а) Zn + NaOH + H2O б) Cu + HNO3 (конц.)
290. а) Zn + NaOH + H2O + O2 б) Cd + HNO3 (разб.)	310. а) Zn + HNO3 (разб.) б) Cu + NaOH+ H2O + O2

4.3 Гальванические элементы

Гальваническими элементами называют устройства, в которых энергия окислительно-восстановительных реакций преобразуется непосредственно в электрическую.

Методика рассмотрения работы гальванических элементов:

· Составляют схему гальванического элемента:

(-) Me₁ / Me₁^{n +} // Me₂ ^m+ / Me₂ (+)

· По уравнению Нернста находят потенциалы электродов.

· Указывают движение электронов во внешней цепи: от электрода с меньшим потенциалом к электроду с более высоким потенциалом.

· Записывают уравнения электродных процессов, определяют характер этих процессов.

· Составляют суммарное уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей в гальваническом элементе.

· Рассчитывают величину ЭДС гальванического элемента как разность потенциалов положительного и отрицательного электродов.

Пример 1. Гальванический элемент с водородным электродом.

· Схема Zn / ZnSO₄ // H₂SO₄ , Н₂ / Pt.

1 моль/л, 1 моль/л, Т = 298 К, P = 101,3 кПa .

· Электродные потенциалы

= 0 В , = 0,76 В (при 1 моль/л).

· Направление движения электронов во внутренней цепи от цинкового электрода к водородному, так как потенциал цинкового электрода меньше.

· Уравнения электродных процессов:

Zn (): Zn 2 з = Zn ²⁺ процесс окисления;

Pt (+): 2Н ⁺+ 2 з = Н ₂ процесс восстановления.

· Суммарное уравнение:

Zn + 2Н ⁺ = Zn ²⁺ + Н ₂ Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + Н ₂

· Расчет величины ЭДС:

ЭДС = Е⁰_Ox Е⁰_Red = 0 - ( 0,76) = 0,76 В.

Пример 2. Концентрационный гальванический элемент

Оба электрода из одного металла, но растворы солей, в которые погружены электроды, разной концентрации.

· Схема гальванического элемента:

Ni / NiSO ₄( = 10^-4 моль/л)// NiSO ₄ (=1моль/л) / Ni

Стандартный электродный потенциал = 0,25 В.

· Вычисление электродных потенциалов по уравнению Нернста:

= + · lg = 0,25 + ·lg 10 ⁴ = 0,309 B.

= = 0,25 B.

· Направление движения электронов по внешней цепи от Ni₁ электрода к Ni₂, так как >

· Уравнения электродных полуреакций:

Ni₁ (): Ni 2 з = Ni ²⁺ процесс окисления;

Ni₂ (+): Ni²⁺ + 2 з = Ni процесс восстановления.

· Расчет величины ЭДС:

ЭДС = = 0,25 ( 0,309) = 0,059 В.

Задания к подразделу 4.3

Для предложенных гальванических элементов рассчитайте электродные потенциалы и ЭДС. Если концентрация раствора не указана, потенциал примите стандартным (табл.П.6). Напишите уравнения анодного и катодного процессов, молекулярное уравнение токообразующей реакции, составьте схему и укажите направления движения электронов и ионов.

301. Al / Al₂(SO₄)₃, 0,005 M // NiSO₄, 0,01 М / Ni

302. Ni / NiSO₄, 0,1 M // H₂SO₄ / H₂ (Pt)

303. Sn / SnSO₄ // Cr₂(SO₄)₃, 0,05 M / Cr

304. (Pt) H₂ / H₂SO₄ // Al₂(SO₄)₃, 0,005 M / Al

305. Cu / CuSO₄, 0,1 M // H₂SO₄ / H₂ (Pt)

306. Ag / AgNO₃, 0,01 M // H₂SO₄ / H₂ (Pt)

307. Co / CoSO₄, 0,01 M // CoSO₄ / Co

308. Zn / ZnSO₄, 0,1 M // FeSO₄, 0,01 M / Fe

309. Ag / AgNO₃, 0,01 M // Zn(NO₃)₂ / Zn

310. (Pt) H₂ / H₂SO₄ // ZnSO₄, 0,01 M / Zn

311. Cd / Cd(NO₃)₂, 0,1 M // Cd(NO₃)₂, 0,001 M / Cd

312. Ni / NiSO₄, 0,001 M // NiSO₄ / Ni

313. Fe / FeCl₂ // FeCl₂, 0,01 M / Fe

314. Cr / Cr₂(SO₄)₃, 0,005 M // ZnSO₄ / Zn

315. Zn / Zn(NO₃)₂, 0,001 M // Zn(NO₃)₂ / Zn

316. Ag / AgNO₃ // Cr(NO₃)₃, 0,005 M / Cr

317. Cd / CdCl₂, 0,1 M // CuCl₂, 0,1 M / Cu

318. Ti / Ti₂(SO₄)₃, 0,5 M // CuSO₄ / Cu

319. Sn / SnSO₄, 0,01 M // Fe₂(SO₄)₃ / Fe

320. Ag / AgNO₃, 0,0001 M // Pb(NO₃)₂ , 0,1 M / Pb

4.4 Электрохимическая коррозия металлов

Коррозией металлов называют самопроизвольное разрушение металлов под действием различных окислителей из окружающей среды.

В реальных условиях коррозии обычно подвергаются технические металлы, содержащие примеси других металлов и неметаллических веществ.

Механизм электрохимической коррозии в таких металлах аналогичен механизму процессов, протекающих в короткозамкнутых гальванических элементах, в которых на участках с более отрицательным потенциалом идет процесс окисления (разрушение металлов), а на участках с более положительным потенциалом процесс восстановления окислителя (коррозионной среды).

Наиболее часто встречаются окислители (деполяризаторы):

· ионы водорода (коррозия с водородной деполяризацией)

2Н ⁺ + 2 з = Н ₂ (в кислой среде),

2Н₂О + 2 з = Н₂ + 2ОН ^-- (в нейтральной и щелочной средах);

· молекулы кислорода

O₂ + 4 з + 4Н ⁺ = 2Н₂О (в кислой среде);

О₂ +4 з + 2Н₂О = 4ОН ^-- (в щелочной и нейтральной средах).

Методика рассмотрения работы гальванопары при электрохимической коррозии.

· Составляют схему гальванопары:

Ме₁ / среда / Ме₂ .

· Выписывают стандартные потенциалы металлов и окислителей коррозионной среды (табл.П.7), определяют восстановитель (меньший потенциал), окислитель (больший потенциал).

· Записывают уравнения процессов окисления и восстановления и суммарное уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей при гальванокоррозии.

· Указывают направление движения электронов.

Пример 1. Гальванопара алюминий железо в воде (среда нейтральная). В воде растворен кислород.

· Схема гальванопарыAl / H₂O, O₂ / Fe

· Потенциалы = 1,88 B; = 0,46B;

= + 0,814B.

· Направление движения электронов от участка с меньшим потенциалом к участку с большим потенциалом:

Пример 2. Определить процессы, протекающие при коррозии луженого железа (среда - влажный воздух, содержащий кислород, пары воды и ионы Н⁺ ), если нарушена сплошность покрытия.

· Схема гальванопары:

Fe / Н₂ О, О₂, Н⁺ / Sn

· Потенциалы: = 0,44 B; = 0,136 B;

= + 1,228 B.

При нарушении целостности покрытия будет разрушаться Fe.

· Электроны движутся от участка с меньшим потенциалом к участку с большим потенциалом:

Пример 3. Рассмотреть коррозию детали из железа и алюминия в щелочной среде (КОН), если растворенный кислород отсутствует.

· Схема гальванопары:Al / КОН/ Fe

· Потенциалы: = 2,36 B; = 0,874 B;

Направление перемещения электронов в системе:

Задание к подразделу 4.4

Рассмотрите коррозию гальванопары, используя потенциалы (табл. П.7), укажите анод и катод соответствующей гальванопары в различной коррозионной среде, рассчитайте ЭДС, напишите уравнения анодного и катодного процессов, молекулярное уравнение реакции коррозии, укажите направление перемещения электронов в системе.

Номер задания	Коррозионная среда
	а) H2O + O2	б) NaOH + H2O	в) H2O + Н+
321.	Fe / Zn	Zn / Al	Pb / Zn
322.	Fe / Ni	Fe / Zn	Al / Cu
323.	Pb / Fe	Cd / Cr	Al / Ni
324.	Cu / Zn	Al / Cu	Sn / Cu
325.	Zn / Fe	Fe / Cr	Co / Al
326.	Zn / Al	Pb / Zn	Cr / Ni
327.	Cr / Cu	Pb / Cr	Bi / Ni
328.	Cu / Al	Cr / Zn	Fe / Mg
329.	Zn / Sn	Mg / Cd	Cr / Bi
330.	Co / Mg	Zn / Fe	Pb / Al
331.	Pb / Zn	Bi / Ni	Cd / Al
332.	Bi / Ni	Cu / Zn	Fe / Ni
333.	Fe / Mg	Fe / Cu	Co / Cd
334.	Sn / Fe	Pb / Zn	Cr / Fe
335.	Cr / Fe	Fe / Mg	Co / Cu
336.	Fe / Cr	Cr / Cu	Cr / Cu
337.	Fe / Cu	Cd/ Zn	Cd/ Zn
338.	Zn / Cu	Cr / Ni	Cr / Cd
339.	Mg / Cu	Cr / Cd	Zn / Al
340.	Sn / Cu	Bi / Ni	Bi / Ni

4.5 Электролиз растворов

Электролиз - это совокупность окислительно-восстановительных процессов, происходящих при прохождении электрического тока через электрохимическую систему, состоящую из двух электродов и электролита.

Электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом, он заряжен отрицательно. Электрод, на котором происходит окисление, называется анодом, он заряжен положительно.

При электролизе водных растворов могут протекать процессы, связанные с электролизом воды, т.е. растворителя.

Катодные процессы

На катоде возможно восстановление:

· катионов металла Ме ⁿ⁺ + nз = Me;

· катиона водорода (свободного или в составе молекул воды):

2H ⁺ + 2з = H ₂ ( в кислой среде) ;

2H₂O + 2 з =H ₂+ 2 OH -- ( в нейтральной и щелочной средах).

Для выбора приоритетного процесса следует сравнить стандартные электродные потенциалы металла и водорода (табл. П.6, П.7). Потенциал восстановления катионов водорода необходимо использовать с учетом перенапряжения, 1 В. Все металлы по своему поведению при электролизе водных растворов можно разделить на 3 группы.

1. Активные металлы (Li - Al) из-за низкой окислительной способности их ионов на катоде не осаждаются, вместо них идет восстановление ионов водорода.

2. Металлы средней активности (Mn, Zn, Fe, Sn) могут осаждаться на катоде с одновременным выделением водорода.

3. Малоактивные металлы (стоящие в ряду напряжений после водорода) из-за высокой окислительной способности их ионов осаждаются на катоде без выделения водорода.

Анодные процессы

На аноде возможны процессы окисления:

· материала анодаМе nз = Me ⁿ⁺

· молекул воды 2H₂O 4з =О ₂+ 4H ⁺

· анионов солей

2Cl -- 2з = Cl₂ NO₂-- 2з + H₂O = NO₃-- + 2H ⁺

Анионы кислородосодержащих кислот, имеющие в своем составе атом

элемента в высшей степени окисления (SO₄ ^2--, NO₃-- и др.), при электролизе водных растворов на аноде не разряжаются.

С учетом перенапряжения величину потенциала выделения кислорода нужно считать равной 1,8 В.



Количественные соотношения при электролизе определяют в соответствии с законами, открытыми М. Фарадеем (1834).

Обобщенный закон Фарадея связывает количество вещества, образовавшегося при электролизе, со временем электролиза и силой тока:

,

где m масса образовавшегося вещества , г;

М молярная масса вещества, г/ моль;

n количество электронов, участвующих в электродном процессе;

I сила тока, А;

время электролиза, с;

F константа Фарадея (96500 Кл/моль).

Для газообразных веществ, выделяющихся при электролизе, формулу используют в виде

,

где V объем газа, выделяющегося на электроде; V ⁰ объем 1 моль газообразного вещества при нормальных условиях (22,4 л/моль).

Пример 4. Рассчитать массу олова и объем хлора при нормальных условиях, выделившихся при электролизе раствора хлорида олова с инертными электродами в течение 1 часа при силе тока 4А.

Решение.

Задание к подразделу 4.5

Рассмотрите катодные и анодные процессы при электролизе водных растворов веществ. Процессы на электродах обоснуйте значениями потенциалов (табл. П.6,7,8). Составьте схемы электролиза с инертными электродами водных растворов предложенных соединений (отдельно два раствора) с инертными электродами либо растворимым анодом. 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.



341. LiBr; AgF	351. Al2(SO4)3; NaCl
342. K3PO4; Pb(NO3)2	352. Cо(NO3)2; KI
343. Ba(NO3)2; SnSO4	353. NiSO4; NaNO2
344. Cr(NO3)3 ; CuCl2 (с Сu анодом)	354. FeBr2; NaOН
345. Ca(NO3)2; NiSO4 (c Ni анодом)	355.ZnCl2; CoBr2
346. K2CO3; CoSO4	356. NiSO4; MgCl2
347. СоCl2; HNO3	357. BeSO4; Ba(NO2)2
348. AgNO3; Ti2(SO4)3	358. Mg(NO3)2; Na2CO3
349. BaCl2; Mn(NO3)2	359. KOH; ZnSO4
350. Pb(NO3)2; H2SO4	360. CaI2; Cr2(SO4)3

5. ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ. КАТАЛИЗ И КАТАЛИТИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ. ПОЛИМЕРЫ И ОЛИГОМЕРЫ

361. Какие проблемы изучает коллоидная химия?

362. По каким принципам можно классифицировать дисперсные системы?

363. Что является основным признаком коллоидного состояния вещества?

364. Какими способами можно получить дисперсные системы?

365. Какова природа поверхностной энергии?

366. Что называется поверхностным натяжением?

367. В чем состоит причина термодинамической неустойчивости дисперсных систем?

368. Что называется адсорбцией? Чем обусловлено это явление?

369. Сформулируйте правило Панета - Фаянса. Приведите примеры.

370. В чем состоит сущность агрегативной устойчивости коллоидных систем?

371. Какой процесс называется коагуляцией? Перечислите основные виды коагуляции.

372. Чем обусловлена седиментационная устойчивость коллоидных систем?

373. Какие системы называют микрогетерогенными? По каким признакам они классифицируются?

374. Охарактеризуйте особенности суспензий, эмульсий, пен, аэрозолей (их классификацию, свойства и практическое значение).

375. Перечислите известные виды катализа. В чем состоят особенности каталитических процессов?

376. Кратко охарактеризуйте важнейшие промышленные каталитические процессы (синтез аммиака, получение серной и азотной кислот, крекинг и риформинг нефти).

377. Гомогенный катализ. Приведите примеры.

378. Гетерогенный катализ. Приведите примеры.

379. Какой катализ называется ферментативным? В чем состоят особенности ферментативного катализа?

380. Охарактеризуйте применение ферментативного катализа в промышленности: хлебопечение; квашение; сыроварение; производство кисломолочных продуктов; получение этанола, бутанола, ацетона.

381. Как из карбида кальция и воды можно получить винилацетат, применив реакцию Кучерова? Напишите уравнения реакций. Составьте схему полимеризации винилацетата.

382. Как можно получить винилхлорид, имея карбид кальция, хлорид натрия, серную кислоту и воду? Напишите уравнения соответствующих реакций. Составьте схему полимеризации винилхлорида.

383. Напишите уравнения реакций получения ацетилена, превращения ацети-лена в ароматический углеводород. При взаимодействии какого вещества с ацетиленом образуется акрилонитрил? Составьте схему полимеризации акрилонитрила.

384. Какой общей формулой выражают состав этиленовых углеводородов? Какие химические свойства наиболее характерны для них? Что такое полимеризация, поликонденсация? Чем отличаются друг от друга эти реакции? Каковы различия в свойствах предельных и непредельных углеводородов? Составьте схемы образования каучука из дивинила и стирола. Что такое вулканизация?

385. Как называют углеводороды, представителем которых является изопрен? Составьте схему сополимеризации изопрена и изобутилена.