Как видно из представленных уравнений, в реакции (1) окислитель и восстановитель - разные элементы в молекулах двух разных веществ, значит, данная реакция относится к типу межмолекулярных окислительно-восстановительных реакций. В реакции (2) окислитель (хлор) и восстановитель (кислород) содержатся в одной молекуле, следовательно, реакция внутримолекулярная. В реакции (3) роль окислителя и восстановителя выполняет один и тот же элемент ? марганец, значит, это реакция диспропорционирования.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

11.1. а). Исходя из степени окисления серы в веществах S, H2S, Na2SO3, H2SO4, определить, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какие могут быть и окислителем, и восстановителем. Ответ обосновать.

б). На основании электронных уравнений подобрать коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:

NaI + NaIO3+ H2SO4 I2+ Na2SO4 + H2O.

Определить тип окислительно-восстановительной реакции.

11.2. Реакции выражаются схемами:

Zn + HNO3 (разб) Zn(NO3)2 + N2O + H2O;

SnCl2 + K2Cr2O7 + H2SO4 Sn(SO4)2 + CrCl3 + K2SO4 + H2O.

Составить электронные уравнения, подобрать коэффициенты, указать, какое вещество в каждой реакции является окислителем, какое восстановителем.

11.3. а). Составить электронные уравнения и указать, какой процесс (окисление или восстановление) происходит при следующих превращениях:

P-3 P+5; N+3 N-3; Cl- (ClO3)-; (SO4)2? S-2.

б). Реакция выражается схемой

KMnO4 + H2S + H2SO4 MnSO4 + S + K2SO4 + H2O.

Определить окислитель и восстановитель, на сновании электронных уравнений расставить коэффициенты в уравнении реакции.

11.4. а). Могут ли протекать окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) Cl2 и H2S; б) KBr и KBrO; в) HI и NH3? Ответ обосновать.

б). На основании электронных уравнений подобрать коэффициенты, определить тип окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме

NaCrO2 + PbO2 + NaOH Na2CrO4 + Na2PbO2 + H2O.

11.5. а). Возможные степени окисления железа в соединениях +2, +3, +6. Определить, какое из веществ может быть только восстановителем, только окислителем и какое - и окислителем и восстановителем: FeSO4, Fe2O3, K2FeO4. Ответ обосновать.

б). На основании электронных уравнений подобрать коэффициенты для веществ в уравнении реакции, идущей по схеме

CrCl3 + Br2 + NaOH Na2CrO4 + NaBr + NaCl + H2O.

11.6. а). Составить электронные уравнения и указать, какой процесс (окисление или восстановление) происходит при следующих превращениях:

As+3 As+5; (CrO4)2- (CrO2)-; (MnO4)- (MnO4)2-; Si+4 Si0.

б). На основании электронных уравнений расставить коэффициенты в реакции, идущей по схеме H2S + H2SO3 S + H2O.

11.7. Реакции выражаются схемами:

NaNO3 NaNO2 + O2;

MnSO4 + KClO3 + KOH K2MnO4 + KCl + K2SO4 + H2O.

Составить электронные уравнения, расставить коэффициенты, определить окислитель и восстановитель в каждой реакции. К какому типу относится каждая из приведенных реакций?

11.8. См. условие задания 11.7.

KBr + KBrO3 + H2SO4 Br2 + K2SO4 + H2O;

NH4NO3 N2O + H2O.

11.9. См. условие задания 11.7.

H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2 O;

NaBrO NaBrO3 + NaBr.

11.10. а). Исходя из степени окисления хлора определить и дать мотивированный ответ, какое из соединений Cl2, HCl, HClO4 является только окислителем, только восстановителем и какое из них может иметь функцию и окислителя, и восстановителя.

б). На основании электронных уравнений расставить коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме HNO3 + Bi NO + Bi(NO3)3 + H2O.

11.11. См. условие задания 11.7.

H3AsO3 + KMnO4 + H2SO4 H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;

AgNO3 Ag + NO2 + O2.

11.12. а). Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) H2S и Br2; б) HI и HIO3; в) KMnO4 и K2Cr2O7? Ответ обосновать.

б). На основании электронных уравнений расставить коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме

H2O2 + KMnO4 + H2SO4 O2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.

11.13. а). Составить электронные уравнения и указать, какой процесс (окисление или восстановление) происходит при следующих превращениях:

(BrO4)- Br2; Bi (BiO3)-; (VO3)-V; Si-4 Si+4.

б). На основании электронных уравнений подобрать коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме

Al + KMnO4 + H2SO4 Al2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.

11.14. См. условие задания 11.7.

Na2SO3 + Na2S + H2SO4 S + Na2SO4 + H2O;

KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2.

11.15. а). Могут ли идти окислительно-восстановительные реакции между следующими веществами: а) PbO2 и KBiO3; б) Н2S и Н2SO3; в) H2SO3 и HClO4? Ответ обосновать.

б). На основании электронных уравнений расставить коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме S + KOH K2SO3 + K2S + H2O.

Определить тип окислительно-восстановительной реакции.

11.16. См. условие задания 11.7.

(NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + H2O;

P + HNO3 + H2O H3PO4 + NO.

11.17. См. условие задания 11.7.

Ba(OH)2 + I2 Ba(IO3)2 + BaI2 + H2O;

MnSO4 + PbO2 + HNO3 HMnO4 + Pb(NO3)2 + PbSO4 + H2O.

11.18. См. условие задания 11.7.

AgNO3 + H2O2 + KOH Ag + O2 + KNO3 + H2O;

Ni(NO3)2 NiO + NO2 + O2.

11.19. На основании электронных уравнений расставить коэффициенты в уравнениях реакций, идущих по схемам

HNO2 HNO3 + NO + H2O;

Cr2O3 + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + H2O.

Указать окислитель и восстановитель в каждой реакции, определить ее тип.

11.20. См. условие задания 11.7.

Si + O2 + NaOH Na2SiO3 + H2O;

NH4NO2 N2 + H2O.

Лабораторная работа 12. Коррозия металлов

Цель работы: изучить понятия «коррозия металлов», «химическая и электрохимическая коррозия», способы защиты металлов от коррозии.

Задание: провести опыты и выявить влияние образования гальванической пары на процесс растворения металла в кислоте; роль оксидной пленки в ослаблении коррозии; защитные свойства катодных и анодных покрытий. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Коррозией называется самопроизвольное разрушение металлов под воздействием окружающей среды. По механизму протекания коррозионного процесса различают химическую и электрохимическую коррозию.

Химической коррозией называется окисление металла, не сопровождающееся возникновением в системе электрического тока. Такой механизм наблюдается при взаимодействии металлов с агрессивными газами при высокой температуре (газовая коррозия) и жидкими неэлектролитами (коррозия в неэлектролитах).

Электрохимической коррозией называется разрушение металла в среде электролита, сопровождающееся возникновением внутри системы электрического тока. Электрохимическая коррозия протекает по механизму действия гальванического элемента. На поверхности металла одновременно протекают два процесса:

анодный - окисление металла:

М - nз > Mn+ ,

катодный - восстановление окислителя:

Ox + nз > Red.

Наиболее распространенными окислителями при электрохимической коррозии являются молекулы O2 воздуха и ионы H+ электролита. Восстановление на катоде молекул О2 и ионов Н+ протекает по уравнениям:

O2 + 2H2O + 4 = 4OH? ? в щелочной или нейтральной среде,

2H+ + 2 = H2 ? в кислой среде.

Металлы, применяемые в технике, содержат примеси других металлов, поэтому при соприкосновении с раствором электролита на их поверхности образуется большое количество непрерывно действующих микрогальванических элементов. Разрушается более активный металл. Например, при контакте железа с медью в присутствии электролита - соляной кислоты - возникает гальванический элемент:

(анод) (?) Fe | HCl | Cu (+) (катод)

и происходит электрохимическая коррозия.

На аноде идет процесс окисления: Fe0 ? 2з = Fe2+

На катоде - процесс восстановления: 2H+ + 2з = H2

В результате железо разрушается в месте контакта, а на меди выделяется водород.

При контакте железа с медью во влажном воздухе образуется гальванический элемент (?) Fe | H2O, О2 | Cu (+) и процесс коррозии выражается уравнениями:

на аноде Fe0 ? 2з = Fe2+

на катоде O2 + 2H2O + 4з = 4OH?

2Fe + O2 + 2H2O = 2Fe(OH)2.

Под влиянием кислорода воздуха гидроксид железа (II) окисляется по уравнению: 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3. Далее Fe(OH)3 частично теряет воду и превращается в ржавчину.

Одним из важнейших методов защиты металлов от коррозии являются защитные покрытия металлов, которые изолируют металл от внешней среды и могут быть неметаллическими (лаки, краски, эмали) и металлическими. Различают катодные и анодные металлические покрытия. Покрытие защищаемого металла менее активным металлом называется катодным, например, луженое железо. Покрытие защищаемого металла более активным называется анодным, например, оцинкованное железо. В случае нарушения целостности покрытий и наличия раствора электролита разрушается более активный металл. Так, в случае хромированного железа (анодное покрытие) будет разрушаться хром: (?) Cr | HCl | Fe (+)

на аноде Cr0 ? 3з = Cr3+

на катоде 2H+ + 2з = H2.

В случае никелированного железа (катодное покрытие) разрушается железо: (?) Fe | HCl | |Ni (+)

на аноде Fe0 ? 2з = Fe2+

на катоде 2H+ + 2з = H2.

Выполнение работы

Опыт 1. Влияние образования гальванической пары на процесс растворения металла в кислоте

В пробирку налить 2?3 мл разбавленной соляной кислоты и бросить в нее кусочек цинка. Что наблюдается? В этот раствор поместить медную проволоку, не дотрагиваясь до кусочка цинка. Выделение водорода на меди не происходит (почему?). Ввести медную проволоку глубже, до соприкосновения с цинком. На поверхности меди появляются пузырьки водорода.

Требования к результатам опыта

1. Написать уравнение реакции взаимодействия цинка с соляной кислотой.

2. Составить схему гальванической пары, возникающей при контакте цинка с медью. Написать уравнения электродных и токообразующей реакций.

3. Сделать вывод, как влияет образование гальванопары на процесс растворения цинка в кислоте.

Опыт 2. Роль защитной пленки в ослаблении коррозии

В пробирку налить 1-2 мл концентрированного раствора щелочи и опустить туда алюминиевую проволоку. Примерно через минуту оксидная пленка растворится, после чего ополоснуть проволоку водой и поместить в раствор нитрата ртути. Алюминий как более активный металл вытесняет ртуть и образует с ней амальгаму (сплав алюминия с ртутью), препятствующую возникновению защитной пленки на поверхности алюминия.

Амальгамированный алюминий ополоснуть водой и оставить на воздухе. Через некоторое время наблюдать образование продукта коррозии - рыхлых хлопьев гидроксида алюминия.

Требования к результатам опыта

1. Написать уравнение реакции взаимодействия алюминия с Hg(NO3)2.

2. Составить схему гальванопары (металлы - Al, Hg, электролит - Н2О, О2), написать уравнения анодного и катодного процессов и токообразующей реакции. Указать продукт коррозии алюминия.

3. Сделать вывод о роли защитной пленки в ослаблении коррозии.

Опыт 3. Защитные свойства металлических покрытий

Налить в пробирку 2-3 мл раствора сульфата железа (II) и прибавить несколько капель гексацианоферрата (III) калия, который является реактивом на катион Fe2+. Наблюдать образование синего осадка КFeFe(CN)6.

В две пробирки налить по 2-3 мл раствора серной кислоты и по две капли раствора K3Fe(CN)6. В одну из пробирок опустить полоску оцинкованного железа, в другую - луженого железа. Через несколько минут в одной из пробирок (какой?) наблюдается интенсивное синее окрашивание.

Требования к результатам опыта

1. Составить уравнение качественной реакции на ион Fe2+:

FeSO4 + К3Fe(CN)6 =… .

2. Составить схемы образующихся гальванопар (Fe - Zn; Fe - Sn) в кислой среде и написать уравнения электродных и токообразующих реакций.

3. Сделать вывод, какой металл разрушается в случае нарушения анодного и катодного покрытия.

Примеры решения задач

В узлах кристаллической решетки металлов расположены атомы и положительно заряженные ионы. Между узлами перемещаются валентные электроны. Эти электроны не имеют связи с отдельными ионами, а являются общими, принадлежащими всем ионам металла.

Если погрузить металл в воду или раствор его соли, то часть ионов металла, находящихся на поверхности, взаимодействует с полярными молекулами воды и переходит в раствор в виде гидратированных ионов. Вследствие этого раствор вблизи поверхности металла заряжается положительно, а на самом металле создается избыток электронов, придающих металлу отрицательный заряд.

Таким образом, на границе металл - раствор образуется двойной электрический слой и возникает определенный скачок потенциала. Разность потенциалов, которая возникает на границе металл - раствор, называется электродным потенциалом. Абсолютное значение электродного потенциала измерить невозможно. Поэтому электродные потенциалы определяют относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого условно принят за ноль.

Разность потенциалов между металлом, погруженным в раствор своей соли с концентрацией ионов металла 1 моль/л, и стандартным водородным электродом называется стандартным электродным потенциалом металла. Обозначается 0, измеряется в вольтах (В). Значения некоторых стандартных электродных потенциалов приведены в табл. Б.4.

Расположенные в порядке увеличения стандартного электродного потенциала металлы образуют ряд напряжений металлов. Положение металла в ряду напряжений определяет относительную окислительно-восстановительную способность металла и его ионов. Чем меньшее значение имеет стандартный электродный потенциал металла, тем более сильным восстановителем он является. Чем больше потенциал металлического электрода, тем более высокой окислительной способностью обладают его ионы. Каждый металл способен вытеснять из растворов солей только те металлы, которые имеют большее значение электродного потенциала - более активный металл замещает менее активный.

Последовательность металлов в ряду напряжений сохраняется только для стандартной температуры (25 °С) и концентрации ионов металла в растворе 1 моль/л. При других концентрациях электролита электродный потенциал рассчитывается по уравнению Нернста:

= ° + lg C,

где ° ? стандартный электродный потенциал, n - число электронов, участвующих в электродной реакции; C - концентрация ионов металла в растворе, моль/л.

Если два электрода, погруженные в растворы электролитов, соединить металлическим проводником, образуется гальванический элемент. Гальваническими элементами называют устройства, в которых химическая энергия окислительно-восстановительных процессов преобразуется в электрическую энергию.

Так, реакция CuSO4 + Zn = Cu + ZnSO4 в электрохимическом варианте является основой гальванического элемента Даниэля - Якоби, схема которого

(-) Zn | ZnSO4 || CuSO4 |Cu (+)

отражает систему обозначений для гальванических элементов. Слева записывается анод Zn | Zn2+ - электрод, имеющий меньшее значение электродного потенциала, отрицательный полюс (-), на нем протекает процесс окисления - анодная реакция: Zn -2з = Zn2+. Справа - катод Cu2+| Cu - электрод, имеющий большее значение электродного потенциала, положительный полюс (+), на нем протекает процесс восстановления - катодная реакция: Cu2+ + 2з = Cu. Одна вертикальная черта изображает фазовый раздел между металлом и раствором электролита. Двойная вертикальная линия отделяет анодное и катодное пространство.

Суммарная реакция, протекающая в гальваническом элементе, называется токообразующей. В случае элемента Даниэля - Якоби токообразующая реакция имеет вид

Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+.

Максимальная разность потенциалов электродов, которая может быть получена при работе гальванического элемента, называется электродвижущей силой (ЭДС). Обозначается E, измеряется в вольтах. ЭДС элемента равна разности потенциалов катода и анода:

E = к - а.

Стандартная ЭДС равна разности стандартных электродных потенциалов катода и анода: E° = °к- °а Так, для элемента Даниэля - Якоби стандартная ЭДС равна E° = °Сu2+/Cu - °Zn2+/Zn = +0,337 - (-0,763) = +1,100 В.

Окислительно-восстановительная реакция, характеризующая работу гальванического элемента, протекает в направлении, в котором ЭДС имеет положительное значение. В этом случае G°х.р. < 0, так как энергия Гиббса химической реакции и ЭДС связаны соотношением

G° = - nE°F,

где n - число электронов, участвующих в электродной реакции; F - постоянная Фарадея, равная 96500 Кл; E° - стандартная ЭДС.

Гальванический элемент, состоящий из двух электродов одного и того же металла, погруженных в растворы его соли разной концентрации, представляет собой концентрационный элемент. В этом случае электрод, погруженный в раствор электролита с меньшей концентрацией ионов металла, будет анодом. В качестве катода будет выступать электрод, опущенный в электролит с большей концентрацией ионов металла.

Пример 12.1. Определить ЭДС концентрационного серебряного элемента с концентрациями ионов серебра, равными 10-1 моль/л у одного электрода и

10-4 моль/л у другого при 298 К.

Решение. Схема такого гальванического элемента AgAg+||Ag+Ag. По уравнению Нернста рассчитываем потенциалы двух серебряных электродов.

Для первого электрода

Ag+/Ag = °Ag+/Ag + 0,059 lg10-1 = 0,799 + 0,059(-1) = 0,74 В.

Для второго электрода

Ag+/Ag = °Ag+/Ag + 0,059 lg10-4 = 0,799 + 0,059(-4) = 0,563 В.

Первый электрод с большим значением потенциала в данном элементе является катодом, второй - анодом. ЭДС рассчитываем по формуле

E = к - а = 0,74 - 0,563 = 0,177 В.

Пример 12.2. Рассчитать ЭДС элемента CdCd2+ || Ni2+Ni при концентрации ионов Cd2+ и Ni2+, равных соответственно 0,1 и 0,001 моль/л.

Решение. Используя уравнения Нернста и данные таблицы стандартных электродных потенциалов, рассчитываем электродные потенциалы Cd и Ni:

Сd2+/Cd = ° Сd2+/Cd + lg10-3 = -0,403 + 0,0295(-3) = -0,4915 В;

Ni2+/Ni = °Ni2+/Ni + lg10-1 = -0,250 + 0,0295(-1) = -0,2795 В.

Так как Сd2+/Cd < Ni2+/Ni , то токообразующей в этом гальваническом элементе является реакция Cd0 + Ni2+ = Cd2+ + Ni0. Рассчитываем ЭДС элемента

E = Ni2+/Ni - Сd2+/Cd = -0,2795 - (-0,4915) = 0,212 В.

Пример 12.3. Исходя из значений стандартных электродных потенциалов и G°х.р., указать, можно ли в гальваническом элементе осуществить реакцию Pb2+ + Ti = Pb + Ti2+. Составить схему гальванического элемента, написать уравнения электродных реакций.

Решение. В соответствии с уравнением реакции схему гальванического элемента можно представить следующим образом:

(-) TiTi2+|| Pb2+Pb (+).

Уравнения электродных реакций имеют вид:

на аноде Ti0 - 2з Ti2+

на катоде Pb2++ 2з Pb0

Рассчитываем стандартное значение ЭДС:

E° = °к - °а = ° Pb2+/Pb - ° Ti2+/Ti = -0,126 - (-1,628) = 1,502 B.

Энергию Гиббса рассчитываем по уравнению G = -nE°F = -21,50296500 = = -289,9 кДж. Так как G° < 0, токообразующая реакция возможна.

Пример 12.4. Как изменится масса цинковой пластинки при взаимодействии ее с растворами: а) CuSO4; б) MgSO4; в) Pb(NO3)2? Почему? Составить молекулярные и ионные уравнения соответствующих реакций.

Решение. В соответствии со значениями стандартных электродных потенциалов ионы меди и свинца по отношению к цинку будут проявлять окислительную активность. При контакте с растворами CuSO4 и Pb(NO3)2 будут протекать реакции растворения цинка и осаждения соответствующего металла:

а) CuSO4 + Zn = Cu + ZnSO4, Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+;

б) Pb(NO3)2 + Zn = Pb + Zn(NO3)2, Pb2+ + Zn = Pb + Zn2+.

Один моль эквивалентов цинка (32,69 г/моль) будет замещаться на один моль эквивалентов меди (31,77 г/моль) или свинца (103,6 г/моль). Учитывая молярные массы эквивалентов этих элементов, в растворе CuSO4 масса цинковой пластины будет незначительно уменьшаться, а в растворе Pb(NO3)2 - заметно увеличиваться.

Стандартный потенциал магния имеет меньшее значение, чем потенциал цинка. Это означает, что ионы магния не могут окислять цинковую пластинку. Поведение цинка в таком растворе аналогично окислению цинковой пластинки в воде: Zn - 2з = Zn2+. Протекание такого процесса приведет к малозаметному снижению массы цинковой пластинки.

Пример 12.5. Как происходит коррозия цинка, находящегося в контакте с кадмием, во влажном воздухе и в кислом растворе (НСl)? Составить уравнения анодного и катодного процессов. Привести схемы образующихся при этом гальванических элементов. Определить состав продуктов коррозии.

Решение. Цинк имеет меньшее значение потенциала (-0,763 В), чем кадмий

(-0,403 В), поэтому он является анодом, а кадмий - катодом. Следовательно, цинк растворяется, а на поверхности кадмия идет восстановление: в кислом растворе - ионов водорода, во влажном воздухе - растворенного в воде кислорода.

Анодный процесс Zn - 2з = Zn2+.

Катодный процесс 2Н+ + 2з Н2 (в кислом растворе);

О2 + 2Н2О + 4з 4ОН- (во влажном воздухе).

Схема образующегося гальванического элемента во влажном воздухе:

(-) Zn | O2, H2OCd (+).

Схема образующегося гальванического элемента в кислом растворе:

(-) ZnHClCd (+).

Во влажном воздухе ионы Zn2+ с гидроксильными группами, выделяющимися на катоде, образуют малорастворимый гидроксид цинка Zn(ОН)2, который и является продуктом коррозии.

В кислой среде на поверхности кадмия выделяется газообразный водород. В раствор переходят ионы Zn2+.

Пример 12.6. Хром находится в контакте с медью. Какой из металлов будет окисляться при коррозии, если эта пара металлов попадает в кислую среду (HCl)? Привести уравнения анодного и катодного процессов, схему образующегося гальванического элемента. Каков состав продуктов коррозии?

Решение. По положению в ряду напряжений металлов видно, что хром более активный металл (°Сr3+/Cr = -0,744 В), чем медь (°Сu2+/Cu = 0,337 В). В образованной гальванической паре Cr - анод, он окисляется, а Cu - катод, на ее поверхности выделяется (восстанавливается) водород из HCl.

Анодный процесс: Cr -3з = Cr3+

Катодный процесс в кислой среде: 2Н+ + 2з Н2

Схема гальванического элемента: (-) CrHClCu (+)

Появляющиеся ионы Cr3+ образуют с хлорид-анионами (из HCl) растворимое соединение - CrC13, на поверхности меди выделяется Н2.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

12.1. а). Чему равна величина ЭДС гальванического элемента, составленного из стандартных цинкового и серебряного электродов, погруженных в растворы их солей? Привести схему гальванического элемента и реакции, протекающие на электродах при его работе. (Ответ: 1,562 В).

б). Возможна ли электрохимическая коррозия алюминия, контактирующего со свинцом в нейтральном водном растворе, содержащем растворенный кислород? Если да, то написать уравнения реакций анодного и катодного процессов. Составить схему образующегося гальванического элемента.

12.2. а). Чему равна величина ЭДС цинкового концентрационного элемента, составленного из двух цинковых электродов, опущенных в растворы с концентрациями ионов Zn2+, равными 10-2 и 10-6 моль/л? Привести схему такого элемента и реакции, протекающие на электродах при его работе.

(Ответ: 0,118 В).

б). Как происходит атмосферная коррозия луженого и оцинкованного железа при нарушении покрытия? Составить уравнения анодного и катодного процессов. Привести схемы образующихся гальванических элементов.

12.3. а). Имеется гальванический элемент, в котором протекает токообразующая реакция Ni + Cu2+ = Cu + Ni2+. Привести схему такого элемента, написать уравнения электродных процессов.

б). Изделие из алюминия склепано с медью. Какой из металлов будет подвергаться коррозии, если эти металлы попадут в кислую среду (HCl)? Составить уравнения происходящих при этом процессов, привести схему образующегося гальванического элемента. Определить продукты коррозии.

12.4. а). Составить схему, написать уравнения токообразующей и электродных реакций для гальванического элемента, у которого один из электродов кобальтовый (СCо2+ = 10-1 моль/л), а другой - стандартный водородный. Рассчитать ЭДС элемента при 298 К. Как изменится ЭДС, если концентрация ионов Со2+ уменьшить в 10 раз? (Ответ: 0,307 В; 0,336 В).

б). Составить уравнения анодного и катодного процессов при коррозии пары магний - свинец в кислой среде и во влажном воздухе. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?

12.5. а). Каково значение ЭДС элемента, состоящего из медного и свинцового электродов, погруженных в растворы солей этих металлов с концентрациями их ионов 1 моль/л? Изменится или нет ЭДС этого элемента и почему, если концентрации ионов металлов будут составлять 0,001 моль/л? Составить уравнения электродных и токообразующей реакций. Привести схему гальванического элемента. (Ответ: 0,463 В).

б). Привести по одному примеру катодного и анодного покрытия для кобальта. Составить уравнения катодных и анодных процессов во влажном воздухе и в растворе соляной кислоты при нарушении целостности покрытия.

12.6. а). Составить схему, привести уравнения электродных процессов и вычислить ЭДС концентрационного гальванического элемента, состоящего из медных электродов, опущенных в растворы СuSO4 с концентрациями 0,01 и 0,1 моль/л. (Ответ: 0,0295 В).

б). К какому типу покрытий относятся олово на меди и на железе? Какие процессы будут протекать при атмосферной коррозии указанных пар в нейтральной среде? Написатьуравнения катодных и анодных реакций.

12.7. а). После нахождения в растворах каких из приведенных солей масса кадмиевой пластинки увеличится или уменьшится: а) MgCl2; б) Hg(NO3)2; в) CuSO4; г) AgNO3; д) CaCl2? Ответ обосновать.

б). Медное изделие покрыли серебром. К какому типу относится такое покрытие - к анодному или катодному? Составить уравнения электродных процессов коррозии этого изделия при нарушении целостности покрытия во влажном воздухе и в растворе соляной кислоты. Привести схемы образующихся при этом гальванических элементов.

12.8. а). Составить схему, привести уравнения электродных процессов и вычислить ЭДС гальванического элемента, состоящего из свинцовой и магниевой пластин, которые опущены в растворы своих солей с концентрацией ионов Pb2+ и Mg2+, равных 1 моль/л. Изменится ли значение ЭДС, если концентрацию каждого из ионов понизить в 100 раз? Ответ обосновать. (Ответ: 2,237 В).

б). В воду, содержащую растворенный кислород, опустили никелевую пластинку и никелевую пластинку, частично покрытую медью. В каком случае процесс коррозии никеля происходит интенсивнее? Почему? Составить уравнения анодного и катодного процессов для пластинки покрытой медью.

12.9. а). В два сосуда с голубым раствором сульфата меди поместили в первый хромовую пластинку, а во второй платиновую. В каком сосуде цвет раствора постепенно исчезает? Почему? Составить электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.

б). Какой металл целесообразнее выбрать для протекторной защиты железного изделия: цинк, никель или кобальт? Почему? Составить уравнения анодного и катодного процессов атмосферной коррозии таких изделий. Каков состав продуктов коррозии?

12.10. а). Составить схемы двух гальванических элементов, в одном из которых оловянная пластинка была бы катодом, а в другом анодом. Написать для каждого из этих элементов уравнения электродных (катодных и анодных) процессов и токообразующих реакций.

б). Железо покрыто хромом. Какой из металлов будет корродировать в случае нарушения поверхностного слоя покрытия при атмосферной коррозии? Какое это покрытие катодное или анодное? Составить схему процессов, происходящих на электродах образующегося гальванического элемента.

12.11. а). Составить схему гальванического элемента, в основе работы которого лежит реакция: Ni + Pb(NO3)2 = Ni(NO3)2 + Pb. Написать уравнения электродных (катодных и анодных) процессов. Вычислить ЭДС этого элемента, если СNi2+ = 0,01 моль/л, а СPb2+ = 0,0001 моль/л. (Ответ: 0,065 В).

б). Рассчитать энергию Гиббса реакции 2Ме + 2Н2О (ж) + О2 = 2Ме(ОН)2

и определить, какой из металлов - магний или медь, интенсивнее будет корродировать во влажном воздухе. Стандартные энергии Гиббса образования G° Mg(OH)2, Cu(OH)2, H2O (ж) соответственно равны -833,7;

-356,9; -237,3 кДж/моль.

12.12. а). Вычислить электродный потенциал цинка в растворе ZnCl2, в котором концентрация Zn2+ составляет 0,1 моль/л. Как изменится значение потенциала при разбавлении раствора в 100 раз? (Ответ: -0,79 В; -0,85 В).

б). Какой из металлов - алюминий или золото, будет подвергаться коррозии во влажном воздухе по уравнению: 4Ме + 6Н2О (ж) + 3О2 = 4Ме(ОН)3.

Ответ обосновать, рассчитав энергию Гиббса реакции. Стандартные энергии Гиббса образования G° Al(OH)3, Au(OH)3, H2O (ж) соответственно равны

-1139,7; -289,9; -237,3 кДж/моль.

12.13. а). Составить схему гальванического элемента, электродами в котором служат пластинки из олова и меди. Исходя из величин стандартных электродных потенциалов, рассчитать значения Е° и G°. Определить направление протекания токообразующей реакции. (Ответ: 0,473 В; -91,3 кДж).

б). Какие из перечисленных металлов могут быть использованы для протекторной защиты железного изделия в присутствии электролита, содержащего растворенный кислород в нейтральной среде: алюминий, хром, серебро, кадмий? Привести уравнения анодного и катодного процессов атмосферной коррозии таких изделий. Каков состав продуктов коррозии?

12.14. а). Составить схему гальванического элемента, образованного железом и свинцом, погруженными в растворы их солей с концентрациями ионов металлов 0,01 моль/л. Привести уравнения токообразующих реакций и электродных процессов. Рассчитать ЭДС. (Ответ: 0,314 В).

б). Изделие из хрома спаяно свинцом. Какой из металлов будет корродировать при попадании такого изделия в кислотную среду (HCl)? Привести уравнения анодного и катодного процессов и образующиеся продукты коррозии.

12.15. а). Исходя из величин стандартных электродных потенциалов, рассчитать значения ЭДС и G° и определить, будет ли работать гальванический элемент, в котором на электродах протекают реакции:

Hg0 - 2з = Hg2+,

Pb2+ + 2з = Pb0.

(Ответ: -0,98 В; +189,1 кДж).

б). Составить уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии железа, покрытого серебром, во влажном воздухе и в кислой среде. Определить тип покрытия - анодное или катодное? Какие продукты образуются в результате коррозии?

12.16. а). Исходя из величин стандартных электродных потенциалов, рассчитать значения ЭДС и G° и сделать вывод о возможности протекания реакции Cu + 2Ag+ Cu2+ + 2Ag в прямом направлении.

(Ответ: 0,462 В; -89,2 кДж).

б). Какие металлы могут быть использованы в качестве анодного покрытия сплава Zn - Cd? Привести уравнения анодного и катодного процессов при коррозии такого сплава во влажном воздухе в отсутствие анодного покрытия.

12.17. а). Как изменится масса хромовой пластинки после нахождения в растворах солей: а) CuSO4; б) MgCl2; в) AgNO3; г) CaCl2? Ответ обосновать.

б). Привести уравнения анодного и катодного процессов при коррозии сплава Fe - Sn во влажном воздухе и в кислой среде. Определить продукты коррозии.

12.18. а). Составить схемы двух гальванических элементов, в одном из которых цинк - отрицательный электрод, а в другом - положительный. Привести уравнения токообразующих реакций и электродных процессов.

б). Привести уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии сплава Al - Ni в атмосфере влажного воздуха и в кислой среде (НС1). Определить продукты коррозии.

12.19. а). Электродные потенциалы железа и серебра соответственно равны -0,44 и +0,799 В. Какая реакция самопроизвольно протекает в железо-серебряном гальваническом элементе

Fe0 + 2Ag+ = Fe2+ + 2Ag0 или 2Ag0 + Fe2+ = Fe0 + 2Ag+?

Ответ обосновать, рассчитав энергию Гиббса каждой из приведенных реакций.

б). Хромовую пластинку и пластинку из хрома, частично покрытую серебром, поместили в раствор соляной кислоты. В каком случае процесс коррозии хрома протекает более интенсивно? Почему? Привести уравнения соответствующих процессов.

12.20. а). Вычислить ЭДС гальванического элемента, состоящего из водородного электрода, опущенного в чистую воду, и оловянного электрода, опущенного в раствор с концентрацией ионов олова (II) 1 моль/л. (Ответ: 0,16 В).

б). Составить уравнения самопроизвольно протекающих реакций при атмосферной коррозии цинка и олова, находящихся в контакте. Привести схему образующегося гальванического элемента.

Лабораторная работа 13. Электролиз

Цель работы: изучить понятие «электролиз», рассмотреть анодные и катодные процессы при электролизе растворов различных солей.

Задание: провести электролиз водных растворов солей. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Электролизом называется совокупность процессов, протекающих при прохождении постоянного электрического тока через электрохимическую систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита.

Если в раствор электролита погрузить электроды и подключить их к внешнему источнику постоянного тока, то ионы в растворе получают направленное движение. К аноду (положительному электроду) движутся анионы (кислотные остатки, OH?). К катоду (отрицательному электроду) движутся катионы (Мn+, H+). Достигнув электродов, ионы разряжаются: у анода восстановитель отдает электроны (в сеть) и окисляется; у катода окислитель присоединяет электроны (из сети) и восстанавливается.

При электролизе водных растворов, кроме ионов электролита в окислительно-восстановительном процессе принимают участие молекулы воды. Молекулы воды сильно полярны и поэтому притягиваются и к катоду и к аноду. На катоде молекулы воды могут восстанавливаться:

2Н2О + 2з = Н2 + 2ОН- ( = -0,41 В),

а на аноде - окисляться:

2Н2О - 4з = 4Н+ + О2 ( = +1,23 В).

Характер катодного процесса при электролизе водных растворов определяется величиной стандартного электродного потенциала металла. На катоде в первую очередь восстанавливаются катионы, имеющие наибольшее значение электродного потенциала. Если катионом электролита является металл, электродный потенциал которого значительно более отрицательный, чем -0,41 В, то на катоде металл восстанавливаться не будет, а произойдет восстановление молекул воды. Эти металлы расположены в ряду напряжений от Li по Al включительно. Если катионом электролита является металл, электродный потенциал которого значительно положительнее, чем -0,41 В, то из нейтрального раствора такого электролита на катоде будет восстанавливаться металл. Такие металлы находятся в ряду напряжений вблизи водорода (примерно от олова и после него). В случае ионов металлов, имеющих значения потенциала близкие к -0,41 В (Zn, Cr, Fe, Cd, Ni), в зависимости от концентрации электролита и условий электролиза, возможно как восстановление металла, так и выделение водорода, а нередко и их совместный разряд.

На аноде в первую очередь окисляются анионы с наименьшим значением электродного потенциала. Различают электролиз с нерастворимым (инертным) и растворимым (активным) анодами. Инертным называется анод, материал которого в ходе электролиза не окисляется (графит, уголь, платина). Активным называется анод, материал которого может окисляться в ходе электролиза.

На инертном аноде при электролизе водных растворов щелочей, растворов электролитов с кислородсодержащими анионами (SO42?, PO43?, NO3?), а также фторид-ионами F? на аноде происходит электрохимическое окисление воды:

2H2O ? 4з > 4H+ + O2.

Если анионы электролита бескислородны (Cl?, Br?, I?, S2?), то они и разряжаются на аноде в ходе электролиза.

Активный (растворимый) анод при электролизе окисляется - переходит в раствор в виде ионов.

Рассмотрим несколько случаев электролиза водных растворов солей.

Э л е к т р о л и з р а с т в о р а CuCl2 c и н е р т н ы м а н о д о м

Электродный потенциал меди (+0,337 В) значительно больше потенциала восстановления ионов водорода из воды (-0,41 В). Поэтому на катоде происходит процесс восстановления ионов Cu2+. У анода будут окисляться хлорид-ионы.

Схема электролиза раствора хлорида меди (II)

CuCl2 = Cu2+ + 2Cl?

Катод (?) < Cu2+, H2O Анод (+) < Cl?, H2O

Cu2+ + 2з > Cu0 2Cl? ? 2з > Cl2

Суммарное уравнение реакции, протекающей при электролизе, имеет вид:

CuCl2 > Cu + Cl2.

Продукты электролиза - Cu и Cl2.

Э л е к т р о л и з р а с т в о р а KNO3 с и н е р т н ы м а н о д о м

Электродный потенциал калия (?2,924 В) значительно меньше потенциала восстановления ионов водорода из воды (-0,41 В), поэтому катионы K+ не будут восстанавливаться на катоде. Кислородсодержащие анионы NO3? не будут окисляться на аноде. В этом случае на катоде и аноде восстанавливаются и окисляются молекулы воды. При этом в катодном пространстве будут накапливаться ионы OH?, образующие с ионами K+ щелочь KOH, а в анодном пространстве накапливаются ионы H+, образующие с ионами NO3? кислоту HNO3.

Схема электролиза раствора нитрата калия

KNO3 = K+ + NO3?

Катод (?) < K+, H2O Анод (+) < NO3?, H2O

2H2O + 2з > H2 + 2OH?; 2H2O ? 4з > O2 + 4H+;

у катода 2K+ + 2OH? > 2KOH; у анода 2H+ + 2NO3? > 2HNO3.

Суммарное уравнение реакции электролиза раствора KNO3

2KNO3 + 4H2O > 2H2 + О2 + 2КОН + 2HNO3.

Продукты электролиза - Н2 и О2. У катода образуется щелочь КОН

(рН > 7); у анода ? кислота HNO3 и рН < 7.

Э л е к т р о л и з р а с т в о р а NiSO4 с н и к е л е в ы м а н о д о м

В этом случае сам анод окисляется, а на катоде восстанавливаются ионы никеля.

Схема электролиза раствора сульфата никеля

Катод (?) < Ni2+, H2O Анод никелевый < SO42?, H2O

Ni2+ + 2з > Ni0 Ni0 - 2з > Ni2+

Выполнение работы

Опыт 1. Электролиз раствора иодида калия

В U-образную трубку налить приблизительно до половины раствора иодида калия. Вставить в оба колена трубки угольные электроды и подключить прибор к источнику постоянного электрического тока. Наблюдать окрашивание раствора у анода и выделение газа на катоде. Почему на катоде не выделяется металлический калий? Отключить ток и прибавить 2-3 капли раствора фенолфталеина в катодное пространство. Что наблюдается?

Требования к результатам опыта

1. Составить схему электролиза водного раствора KI . Написать уравнения электродных и суммарной реакций. Указать продукты электролиза.

2. Появление каких ионов в процессе электролиза обусловливает окраску индикатора в катодном пространстве? Указать рН раствора.

Опыт 2. Электролиз раствора сульфата натрия

В U-образную трубку налить раствор сульфата натрия. Погрузить электроды, включить ток и наблюдать выделение пузырьков газа на электродах. Через 1-2 мин отключить ток и добавить в оба колена трубки по несколько капель раствора лакмуса. Обратить внимание на различную окраску лакмуса в анодном и катодном пространстве.

Требования к результатам опыта

1. Составить схему электролиза водного раствора Na2SO4. Написать уравнения электродных и суммарной реакций. Указать продукты электролиза.

2. Указать вещества, которые образуются у катода и анода и изменяют окраску индикатора. Каково значение рН в анодном и катодном пространстве?

Опыт 3. Электролиз раствора сульфата меди

Налить в U-образную трубку раствор сульфата меди. Пользуясь угольными электродами, пропускать ток в течение 4-5 мин. Какое вещество выделяется на катоде? Выделяется ли газ на аноде?

Требования к результатам опыта

1. Составить схему электролиза водного раствора CuSO4. Написать уравнения электродных и суммарной реакций. Указать продукты электролиза.

2. Назвать вещество, которое образуется у анода (в анодном пространстве) и указать рН среды.

Опыт 4. Электролиз с растворимым анодом

Присоединить электрод с отложившейся в предыдущем опыте медью к положительному полюсу источника тока, а другой электрод - к отрицательному полюсу, пропускать электрический ток. Наблюдать растворение меди с анода и выделение ее на катоде.

Требование к результатам опыта

Составить схему электролиза раствора сульфата меди с медным анодом. Написать уравнения электродных реакций.

Примеры решения задач

Пример 13.1. Сколько граммов никеля выделится на катоде при пропускании через раствор сернокислого никеля NiSO4 тока силой 5 А в течение 10 мин? Привести схемы электродных процессов, протекающих при электролизе с инертным анодом. Определить продукты электролиза.

Решение. В водном растворе сульфат никеля (II) диссоциирует:

NiSO4 = Ni2+ + SO42-. Стандартный электродный потенциал никеля (-0,250 В) выше значения потенциала восстановления ионов водорода из воды (-0,41 В). Поэтому на катоде будет происходить разряд ионов Ni2+ и выделение металлического никеля. При электролизе сернокислых солей на инертном аноде происходит электрохимическое окисление воды с выделением кислорода.

Катод (?) Ni2+, Н2О Анод (+) SO42-, Н2О

Ni2+ + 2з = Ni 2Н2О - 4з = 4Н+ + О2;

у анода 4Н+ + 2SO42- = 2Н2SO4.

Продукты электролиза - Ni и О2.

Масса вещества, выделившегося на электроде при электролизе, определяется по законам Фарадея, математическое выражение которых имеет вид

, (1)

где m - масса вещества, выделившегося на электроде, г; Мэк - молярная масса эквивалентов этого вещества, г/моль; Q - количество электричества, прошедшего через электролит, Кл; F - постоянная Фарадея, равная 96500 Кл/(моль•экв).

Q = I•t, где I - сила тока, А; t - время, электролиза, с. Подставляя в формулу (1) вместо Q его значение, получаем

(2).

Молярная масса эквивалентов никеля (молярная масса атомов никеля - 58,71 г/моль) равняется 58,71/2 = 29,36 г/моль. Подставляя это значение, а также силу тока и время электролиза (в секундах) в формулу (2), получаем искомую массу никеля: m = (29,365600)/96500 = 0,91 г.

Пример 13.2. Сколько времени нужно пропускать через раствор кислоты ток силой 10 А, чтобы получить 5,6 л водорода при нормальных условиях?

Решение. Продукт электролиза представляет собой газообразное вещество, поэтому для решения воспользуемся уравнением

.

Так как 1 моль эквивалентов водорода занимает при нормальных условиях объем 11,2 л, то искомое количество времени прохождения тока

4825 c =1ч 20мин 25 с.

Пример 13.3. При проведении электролиза водного раствора хлорида двухвалентного металла затрачено 3561 Кл электричества. В результате процесса на катоде выделилось 2,19 г этого металла. Определить металл, водный раствор хлорида которого подвергли электролизу. Привести схему электродных процессов. Определить продукты электролиза.

Решение. Находим молярную массу эквивалентов металла: Мэк = 59,347 г/моль. Умножая эту величину на 2 (валентность металла) получаем 118,69 г/моль, что соответствует молярной массе атомов олова. Следовательно, электролизу подвергли раствор SnCl2. В водном растворе хлорид олова (II) диссоциирует: SnС12 = Sn2+ + 2С1-. Стандартный электродный потенциал олова (II) (-0,136 В) существенно выше значения потенциала восстановления ионов водорода из воды (-0,41 В). Поэтому на катоде будет происходить разряд ионов Sn2+ и выделение металлического олова. На аноде будут окисляться анионы хлора.

Катод (?) Sn2+, Н2О Анод (+) Сl-, Н2О

Sn2+ + 2з = Sn 2Сl? - 2з = С12.

Продукты электролиза - Sn и С12.

Пример 13.4. При электролизе раствора CuSO4 на угольном аноде выделилось 350 мл кислорода при нормальных условиях. Сколько граммов меди выделилось на катоде? Привести уравнения электродных процессов, определить продукты электролиза.

Решение. В водном растворе сульфат меди (II) диссоциирует по схеме: CuSO4 = Cu2+ + SO42?. Электродный потенциал меди (+0,337 В) значительно больше потенциала восстановления ионов водорода из воды (-0,41 В). Поэтому на катоде происходит процесс восстановления ионов Cu2+. При электролизе водных растворов сульфат-анионы не окисляются на аноде. На нем происходит окисление воды.

Катод (?) Cu2+, Н2О Анод (+) SO42-, Н2О

Cu2+ + 2з = Сu 2Н2О - 4з = 4Н+ + О2;

у анода 4Н+ + 2SO42- = 2Н2SO4.

Продукты электролиза - Сu и О2.

Один моль эквивалентов кислорода при нормальных условиях занимает объем 5,6 л. Следовательно, 350 мл составляют 0,35/5,6 = 0,0625 моль. Столько же молей эквивалентов выделилось на катоде. Отсюда масса меди

m = 0,0625 = 1,98 г.

Пример 13.5. Будут ли, и в какой последовательности, восстанавливаться на катоде одновременно присутствующие в растворе (в равных концентрациях) ионы А13+, Ni2+, Sn2+, Au3+ и Mg2+? Напряжение достаточно для выделения любого металла.

Решение. На катоде сначала восстанавливаются катионы, имеющие большее значение электродного потенциала (табл. Б. 4). Поэтому, в первую очередь, на катоде будут восстанавливаться ионы Au3+ (+1,498 В), далее Sn2+ (-0,136 В) и, наконец, Ni2+ (-0,250 В). Ионы А13+ (-1,662 В) и Mg2+ (-2,363 В), имеющие значения электродного потенциала значительно отрицательнее потенциала восстановления ионов Н+ из воды (-0,41 В), при электролизе водных растворов не восстанавливаются на катоде. При электролизе их солей протекает восстановление молекул воды:

2Н2О + 2з = Н2 + 2ОН-.

Задачи и упражнения для самостоятельного решения

13.1. Водный раствор, содержащий смесь нитратов серебра, калия, цинка с одинаковыми концентрациями, подвергли электролизу. Указать значение молярной массы вещества, которое будет восстанавливаться на катоде в первую очередь. Привести уравнения электродных процессов, происходящих на графитовых электродах для всех солей.

13.2. При электролизе водных растворов каких из приведенных ниже веществ на катоде выделяется только металл: хлорид бария, хлорид меди (II), иодид калия, нитрат серебра, сульфид натрия? Привести соответствующие уравнения электродных процессов.

13.3. При электролизе водных растворов каких из приведенных ниже веществ на катоде выделяется только водород: хлорид калия, хлорид никеля (II), бромид кальция, нитрат серебра, иодид натрия? Привести соответствующие уравнения электродных процессов.

13.4. Среди приведенных ниже соединений указать вещества, продукты электролиза которых одинаковы как для растворов, так и для расплавов: фторид серебра, хлорид меди (II), иодид калия, гидроксид натрия. Привести соответствующие уравнения электродных процессов.

13.5. Определить время, необходимое для получения 1 кг металлического натрия при электролизе расплава гидроксида натрия при силе тока 2500 А. Выход по току равен 35 %. Какой объм кислорода (условия нормальные) был выделен? Привести схему электролиза расплава гидроксида натрия.

(Ответ: 1 ч 20 мин; 243,5 л).

13.6. Для выделения 1,75 г некоторого металла из раствора его соли потребовалось пропускать ток силой 1,8 А в течение 1,5 ч. Вычислить молярную массу эквивалентов металла. (Ответ: 17,37 г/моль).

13.7. При электролизе раствора CuCl2 на аноде выделилось 560 мл газа (условия нормальные). Найти массу меди, выделившейся на катоде. Привести уравнения электродных процессов. (Ответ: 1,59 г).

13.8. При электролизе в течение 1 ч водного раствора нитрата висмута Bi(NO3)3 на катоде выделилось 14 г висмута. Выход по току составляет 94 %. Вычислить силу тока. (Ответ: 5,73 А).

13.9. Через электролизеры с водными растворами нитрата ртути (II) и нитрата серебра пропустили одинаковое количество электричества. При этом выделилась ртуть массой 401,2 г. Чему равна масса выделившегося серебра? Привести уравнения электродных процессов. (Ответ: 432 г).

13.10. При электролизе водного раствора SnCl2 на аноде выделилось 4,48 л хлора (условия нормальные). Найти массу выделившегося на катоде олова. Привести уравнения электродных процессов. (Ответ: 23,74 г).

13.11. Сколько минут следует пропускать ток силой 0,5 А через раствор нитрата серебра для выделения 0,27 г серебра? Привести уравнения электродных процессов. (Ответ: 8 мин).

13.12. Через раствор нитрата никеля Ni(NO3)2 в течение 2,45 ч пропускали ток силой 3,5 А. Определить, на сколько граммов за это время уменьшилась масса никелевого анода. (Ответ: 9,39 г).

13.13. Раствор содержит ионы Fe3+, Cu2+, Sn2+ в одинаковой концентрации. В какой последовательности эти ионы будут выделяться при электролизе, если напряжение достаточно для выделения любого металла? Ответ обосновать.

13.14. При электролизе раствора AgNO3 в течение 50 мин при силе тока 3 А на катоде выделилось 9,6 г серебра. Определить выход серебра в процентах от теоретически возможного. Привести уравнения электродных процессов.

(Ответ: 95,4 %).

13.15. Какие вещества и в каком объеме можно получить при нормальных условиях на нерастворимом аноде при электролизе водного раствора КОН, если пропустить ток силой 13,4 А в течение 2 ч? Привести уравнения электродных процессов. (Ответ: 1,2 л; 5,6 л).

13.16. Сколько времени потребуется для выделения на катоде 4 г вещества при электролизе расплава хлорида кальция при токе силой 1 А? Привести уравнения электродных процессов. (Ответ: 5,36 ч).

13.17. Через водный раствор сульфата цинка пропущено 8407 Кл электричества. При этом на катоде выделилось 1,9 г цинка. Рассчитать катодный выход цинка по току. Привести уравнения электродных процессов. (Ответ: 67 %).

13.18. Вычислить объем кислорода (условия нормальные), выделившегося у анода при электролизе водного раствора сульфата меди, если сила тока составляла 5 А, а продолжительность электролиза 1 ч. (Ответ: 1,04 л).

13.19. Вычислить количество электричества, которое необходимо пропустить через раствор хлорида натрия, чтобы получить 1 т гидроксида натрия. Привести схемы электродных процессов. (Ответ: 2412,5109 Кл).

13.20. При электролизе водного раствора СuCl2 с медным анодом масса анода уменьшилась на 1,4 г. Определить расход электричества при этом, если выход

по току составляет 73 %. Составить уравнения электродных процессов, определить продукты электролиза. (Ответ: 5825 Кл).

Лабораторная работа 14. Химические свойства металлов

Цель работы: изучить химические свойства металлов научиться составлять уравнения реакций взаимодействия металлов с водой, кислотами, щелочами.

Задание: провести реакции взаимодействия металлов с водой, щелочами, разбавленными и концентрированными растворами серной и азотной кислот. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Металлы, имея низкие потенциалы ионизации, легко отдают валентные электроны и образуют положительно заряженные ионы:

M ? nз = Mn+ .

Поэтому металлы в химических реакциях являются восстановителями и способны взаимодействовать с различными веществами ? окислителями.

Рассмотрим некоторые типичные случаи такого взаимодействия.

1. Металлы высокой химической активности могут разлагать воду с вытеснением водорода при комнатных температурах:

2K + 2H2O = 2KOH + H2.

2. С кислотами металлы реагируют различно в зависимости от активности самого металла и окислительных свойств кислоты:

- В разбавленной серной кислоте и в растворах галогеноводородов окислителем является ион H+, поэтому в них растворяются металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода:

Cd + H2SO4 (разб.) = CdSO4 + H2;

Ni + 2HCl = NiCl2 + H2.

- Концентрированная серная кислота является окислителем за счет S+6 и может при нагревании окислять металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода. Продукты ее восстановления могут быть различными в зависимости от активности металла. При взаимодействии с малоактивными металлами кислота восстанавливается до SO2: