окислительно-восстановительные реакции (овр).

по химии

Студента(ки) .......................................................................факультета

Ф.И.О………………………………………………………………..

(шифр ……………………..)

Педагог

………………………………………………………………

Журнальчик начат ………………………………… 20.....г.

Журнальчик закончен. 20.....г.


Элементы теории, примеры зачетных задач

В общем виде для гомогенной реакции: mA+nB=pD+qE закон деяния масс (ЗДМ) выражается как: v=k C(A)m C (B)n, где С(А), С(B) - молярные концентрации веществ А и В окислительно-восстановительные реакции (овр).; m, n - стехиометрические коэффициенты; k - константа быстроты реакции..

В гетерогенных процессах концентрация кристаллического вещества постоянна, потому она учитывается в константе скорости и не заходит в выражение ЗДМ.

Пример 1. Как и во сколько раз поменяется скорость гомогенной газовой реакций 2NO+Н2=N20+Н20 при увеличении концентрации NO в системе окислительно-восстановительные реакции (овр). втрое?

Решение

До роста концентрации: v1=kC(NO)2C(H2)

После роста концентрации:

v2=k{3C(NO)}2C(H2)=9kC(NO)2C(H2)=9v1

Быстроту реакции возросла в 9 раз.

Пример 2. Как и во сколько раз поменяются скорости реакций при уменьшении давления в системах втрое:

а) Для гомогенного газового процесса окислительно-восстановительные реакции (овр).: 2NO+Cl2=2NOCl?

б) Для гетерогенного процесса: СаО(к) + SO3(г) = СаSO4(к)?

Решение

а) До уменьшения давления: v1=kC(NO)2C(Cl2).

Уменьшение давления при неизменной температуре приведет к пропорциональному повышению объема системы и уменьшению концентраций газообразных веществ:

v2=k{1/3C(NO)}2•1/3C(Cl2)=1/27kC(NO)2C(Cl окислительно-восстановительные реакции (овр).2)=1/27 v1. Быстроту реакции уменьшилась в 27 раз.

б) v1=kC(SO3).

v2=k•1/3 C(SO3)=1/3 v1

Быстроту реакции уменьшилась в 3 раза.

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Катализаторы - это вещества, которые, обычно, селективно наращивают скорость хим реакций, учавствуют в промежных процессах, регенерируются в процессе реакций и не входят в состав конечных товаров.


ЛАБОРАТОРНОЕ ЗАНЯТИЕ № 1

Общие закономерности хим реакций

опыт 1. Зависимость окислительно-восстановительные реакции (овр). быстроты реакции от концентрации реагирующих веществ (закон деяния масс)

Уравнение реакции взаимодействия тиосульфата натрия и серной кислоты: Na2S2O3+ Н2SO4=S↓+Н2O+SO2+Na2SO4. Быстроту реакции выразим через изменение концентрации выпадающей в осадок серы ∆С(S): v=∆С(S)/t. Опалесценсия раствора окислительно-восстановительные реакции (овр). становится приметной при определенном ∆С(S). Потому v∞1/t, а величину v'=1/t можно принять за относительную скорость.

Выражение ЗДМ для данной реакции: ................................

Таблица измерений и расчетов:

№ измер. Объем, см3 Относ, конц. Na2S2O3 Время появлен. опалесц., t, c Условн. скорость v’=1/t, с -1 Относит, скорость v=v’/vmin окислительно-восстановительные реакции (овр).
Na2S2O3 Н2O Н2SO4 Общий
-

График теоретической и экспериментальной зависимости относительной быстроты реакции у от относительной концентрации тиосульфата натрия С (Na2S2O3):

Вывод (о выполнении закона деяния масс для данной определенной реакции):

_________________________________________________

_________________________________________________

_________________________________________________

_________________________________________________

_________________________________________________

_____________________________________________________________________

опыт 2. Зависимость скорости от катализатора

а) Реакция разложения пероксида водорода без катализатора:
…………………………………………………………………………………………

б окислительно-восстановительные реакции (овр).) Гомогенный катализ

{}


Элементы теории, примеры зачетных задач

При гомогенном катализе катализатор и реагирующие вещества образуют одну фазу (газ либо раствор).

При гетерогенном катализе катализатор находится в системе в виде самостоятельной фазы (обычно жесткое вещество). Все реакции протекают на его поверхности.

--------------------------------------------------------------------------------------------------------

Реакции, которые с приметной скоростью протекают и в прямом, и оборотном направлениях, именуются обратимыми окислительно-восстановительные реакции (овр).. Они идут не до конца, ни одно из реагирующих веществ не расходуется на сто процентов.

Состояние, при котором скорость прямой реакции равна скорости оборотной реакции именуется хим равновесием. Оно может длиться сколь угодно длительно, если не изменять наружных критерий. Концентрации участников реакции в состоянии равновесия именуются сбалансированными. Их обозначают окислительно-восстановительные реакции (овр). квадратными скобками. Равновесие характеризуется константой хим равновесия К Для обратимой гомогенной реакции mА+nВ рD+qЕ:

K=

Величина константы равновесия от концентрации не зависит. В выражение константы равновесия гетерогенных реакций не входят концентрации кристаллических веществ.

Изменение характеристик системы, приводящее ее к новенькому состоянию равновесия методом преимущественного протекания окислительно-восстановительные реакции (овр). прямого либо оборотного процессов, именуется смещением хим равновесия соответственно в прямом либо оборотном направлении.

Высококачественные задачки смещения хим равновесия могут быть решены при помощи принципа Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать какое-либо наружное воздействие, то в итоге протекания процессов в системе равновесие сместится окислительно-восстановительные реакции (овр). в направлении, приводящем к уменьшению оказанного воздействия.

Пример 3. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенного процесса: А2(Г)+2В(К) 2АВ(Г); ∆Н>0. Как повышение давления отразится на состоянии равновесия? В каком направлении сместится равновесие при уменьшении температуры?


в) Гетерогенный катализ (уравнение реакции (а) с указанием катализатора и фазовой принадлежности окислительно-восстановительные реакции (овр). участников реакции):

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

опыт 3. Смещение хим равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ

Уравнение обратимой реакции: FеС13+ЗКSСN Fe(SCN)3+ЗКСl Насыщенную красноватую расцветку имеет один из товаров реакции, роданид железа Fе(SCN)з.

Добавлено в раствор Изменение интенсивности расцветки (усиление либо ослабление) Направление смещения равновесия (на право либо на лево) Выражение окислительно-восстановительные реакции (овр). для константы равновесия данной реакции: K =
FеСl3
КSСN
КСl

Как зависит к от концентраций FеСl3, КSСN, КС1 ?

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Вывод (непосредственно о выполнении принципа Ле Шателье для данного опыта):

______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Дата: Подпись педагога


Элементы теории, примеры зачетных задач

Решение

К=[АВ]2/[А2].

По принципу Ле Шателье при увеличении давления равновесие сместится в сторону процесса, приводящего к уменьшению давления окислительно-восстановительные реакции (овр)., т.е. в сторону наименьшего количества моль газов. Так как из 1 моль газа появляется 2 моль газа, при увеличении давления равновесие сместится в оборотном направлении, на лево.

При уменьшении температуры равновесие сместится в сторону реакции, сопровождающейся повышением температуры, т.е. в сторону экзотермической реакции. Если ровная реакция эндотермическая окислительно-восстановительные реакции (овр). (∆Н>0), то оборотная - экзотермическая. Как следует, при уменьшении температуры равновесие сместится в сторону оборотной реакции, на лево.

________________________________________________________________________

Индикаторами именуются слабенькие органические кислоты (HInd) либо основания (Ind’OH), которые изменяют расцветку зависимо от рН раствора, так как их молекулярная и ионная форма в растворе имеют различную расцветку.

________________________________________________________________________

Гидролизом именуется взаимодействие ионов окислительно-восстановительные реакции (овр). соли с молекулами воды, приводящее за счет образования слабенького электролита к смещению ионного равновесия воды.

Пример 4. Гидролиз сульфата и хлорида хрома, Сr2(SO4)3 и СrС1з. Соли образованы слабеньким основанием Сr(ОН)3 и сильными кислотами Н2SО4 и НСl, соответственно. Гидролизу подвержен ион, образующий слабенький электролит. Потому гидролиз обеих окислительно-восстановительные реакции (овр). солей протекает по катиону:

Сr3++НОН СrОН2++Н+. Среда кислая, рН<7.

Молекулярные уравнения:

Сr2(SO4)3+2Н2O 2Сr(OН)SO4+Н2SO4.

СrСl3+Н2O Сr(ОН)Сl2+НСl .

Пример 5. Гидролиз фосфата калия К3РО4. Соль образована слабенькой кислотой Н3РО4 и сильным основанием КОН. Гидролиз протекает по аниону:

РО окислительно-восстановительные реакции (овр).43+HОН НРО42-+ OH-. Среда щелочная, рН>7.

Молекулярное уравнение: К3 РO4+Н2O К2Н РО4+КОН.


ЛАБОРАТОРНОЕ ЗАНЯТИЕ №2

смеси электролитов
опыт 1. Ознакомление с расцветкой индикаторов в разных средах

Расцветка индикаторов:

Заглавие индикатора Цвет индикатора в растворе:
нейтральном кислом щелочном
Лакмус Метилоранж Фенолфталеин Фиолетовый Оранжевый Тусклый! Красноватый Красноватый Тусклый! Голубий окислительно-восстановительные реакции (овр). Желтоватый Красноватый

Какую расцветку приобретает индикатор тимолфталеин:

HInd H+ + Ind-

(тусклый) (голубий)

а) в кислом растворе?

____________________________________________________________________________________________________________________________________________

б) в щелочном растворе?

____________________________________________________________________________________________________________________________________________

ОПЫТ 2. Гидролиз солей
Таблица наблюдений:

Соль Расцветка индикатора Реакция среды 7 рН 7 ? Какими основанием и кислотой образована соль (слабеньким? сильным?)
1. Nа2СO3 Н2СО3-... ……. .кислота NаОН-.... … основание
2. Аl2(SO4)3 Н2SO4-... ..............кислота окислительно-восстановительные реакции (овр). Al(OH)3-...... …….основание
3. ВаСl2 НСl-....... …. кислота Ва(ОH)2-...... … основание

1. Ионно-молекулярное уравнение:

__________________________________________________________________________________________________________________________________________

Молекулярное уравнение:

________________________________________________________________________________________________________________________________________

2. Ионно-молекулярное уравнение:

________________________________________________________________________________________________________________________________________

Молекулярное уравнение:

________________________________________________________________________________________________________________________________________


Элементы теории, примеры зачетных задач

Гидроксиды, вступающие в реакцию нейтрализации:

а) только с кислотами, именуются основными, к примеру, NаОН, Ва(OН)2, Ni(OН)2;

б) только со щелочами - кислотными, к примеру окислительно-восстановительные реакции (овр)., SO2(0Н)2 (либо в принятой форме записи - Н2SО4), NO2ОН (либо НNО3);

в) и с кислотами, и со щелочами - амфотерными, к примеру, Сr(ОН)3, Zn(ОН)2.

Пример 6. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения: а) получения гидроксида хрома Сr(ОН)3; б) растворения его в кислотах; в) взаимодействия его с смесями и расплавами окислительно-восстановительные реакции (овр). щелочей.

Решение

а) Молекулярные уравнения: Сr2(SO4)3+6КOН=2Сr(OН)3↓+3К2SO4, Сr(NО3)3+3КОН=Сr(ОН)3↓+3КNО3 либо СrСl3+3КОН=Сr(ОН)3↓+3КСl

Ионно-молекулярное уравнение: Сr3++3OH-= Сr(ОН)3↓

б)Сr(OН)з+3НСl=СrСl3+3Н2O либо 2Сr(OН)3+3Н2SO4=Сr2(SO4)3 +6Н2O

Сr(OН)3+3Н+=Сr окислительно-восстановительные реакции (овр).3++ЗН2O.

в) С смесями: Сr(ОН)3+ЗNаОН=Nа3[Сr(ОН)6],

Сr(ОН)3+3OH=[Сr(ОН)6]3-

С расплавами: Сr(OН)3+NаOН=NаСrO2+2Н2O,

Сr(OН)3+OН=СrO2-+2Н2O

---------------------------------------------------------------------------------------------------------

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) - это реакции, сопровождающиеся передачей либо смещением электронов от одних атомов к другим, в итоге чего меняются окислительно-восстановительные реакции (овр). их степени окисления.

Степень окисления (СО) - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный из догадки, что молекула состоит только из ионов. Атом более электроотрицательного элемента в соединении имеет отрицательную СО, а наименее электроотрицательного - положительную. Для обычных веществ СО равна нулю (O2, Н2, Zn и др.). В окислительно-восстановительные реакции (овр). соединениях неизменные степени окисления проявляют: F-1, O-2

+2 -1 -1 +1 -1 +2 -1

(не считая OF2 ; H2O2; Na2O2 и т.п.), H+1 ( не считая гидридов K H; Ca H2 и т.п.), металлы IA – подгруппы – Me+1 , металлы IIA- подгруппы – Me+2.


3. Ионно-молекулярное уравнение:

______________________________________________________________________

Молекулярное уравнение:

______________________________________________________________________

Опыт 3. Определение нрава гидроксидов и металлов

Получение гидроксидов (молекулярные и ионно-молекулярные окислительно-восстановительные реакции (овр). уравнения):

MgSO4 + ….NaOH = ……..…………………………………………………………….

…………………………………………………………………………………………..

Al2(SO4)3 + ….NaOH =……………………………………………………………….

…………………………………………………………………………………………..

Pb(NO3)2 + …..NaOH = ………………………………………………………………..

……………………………………………………………………………………………

Результаты опытов:

Гидроксиды Растворимость: Нрав гидроксида
в кислотах в щелочах
Мg(ОН)2
Аl(ОН)3
Рb(ОН)2

Растворение в кислотах (молекулярные ионно-молекулярные уравнения):

Мg(ОН)2↓+…HNO3 = ……………………………………………………………………

…………………………………………………………………………………………….

Аl(ОН)3↓+…HNO3 = ……………………………………………………………………

…………………………………………………………………………………………….

Рb(ОН)2↓+…HNO3 = ……………………………………………………………………

…………………………………………………………………………………………….

Растворение амфотерных гидроксидов в щелочах (молекулярные и окислительно-восстановительные реакции (овр). ионно-молекулярные уравнения)

Мg(ОН)2↓+….NaOH = ……..…………………………………………………………….

…………………………………………………………………………………………..

Аl(ОН)3↓+….NaOH = ……..…………………………………………………………….

…………………………………………………………………………………………..

Рb(ОН)2↓+….NaOH = ……..…………………………………………………………….

…………………………………………………………………………………………..

Дата: Подпись педагога


Элементы теории, примеры зачетных задач

Неведомые СО рассчитываются из условия, что сумма СО всех атомов в молекуле равна нулю, а в сложном ионе - заряду этого иона.

Пример 7. Высчитать СО: а) хрома в дихромате калия; б окислительно-восстановительные реакции (овр).) фосфора в гидрофосфат-ионе.

Решение

+1 Х1 -2 +1 Х2 -2

Обозначим СО атомов: а) К2Сr2О7; б) НРО4 2- Составим и решим уравнения баланса заряда: а) 2•1+2•Х1+7•(-2)=0; Х1=+6; б) 1+Х2+4•(-2)=-2; Х2=+5.

Окисление - это процесс увеличения степени окисления. Окисляющиеся атомы, молекулы либо ионы именуются восстановителями. Они в процессе окисления отдают электроны.

Восстановление - это процесс снижения окислительно-восстановительные реакции (овр). степени окисления. Восстанавливающиеся атомы, молекулы либо ионы именуются окислителями. Они в процессе окисления принимают электроны.

Атом элемента в высшей степени окисления может только принимать электроны, т.е. проявляет только окислительные характеристики. Атом элемента в низшей степени окисления может их только отдавать и проявляет только восстановительные характеристики. Атом элемента окислительно-восстановительные реакции (овр). в промежной степень окисления может проявлять как восстановительные характеристики (с сильными окислителями), так и окислительные характеристики (с сильными восстановителями).

Пример 8. Напишите электрическую формулу азота. Приведите примеры соединений в высшей, низшей и промежной СО.

Решение

7N 1s2 2s2 2р3

Азот может дать менее 5 валентных электронов (подчеркнуты) и принять до устойчивой конфигурации 2s22р окислительно-восстановительные реакции (овр).6 три электрона. Высшая СО = +5 (НNО3, N2О5 - только окислители). Низшая СО = -3 (NН3, NН4Сl - только восстановители). Промежная СО, к примеру, +3 (КNO2 - и окислитель, и восстановитель).


ЛАБОРАТОРНОЕ ЗАНЯТИЕ № 3

окислительно-восстановительные реакции (овр).

электрохимия

опыт 1. Окислительные и восстановительные характеристики сернистой

кислоты

а) Уравнение реакции: H2SO3 + …H2S = ….S↓ + ….H2O

Электрические уравнения окислительно-восстановительные реакции (овр).:

________________________________________________- процесс восстановления;

_________________________________________________- процесс окисления.

Окислитель -………..восстановитель -……………….

б) Уравнение реакции: ...Н2SOз + ...I2 + ... Н2O = ... Н2SО4 + ….HI

Электрические уравнения:

________________________________________________- процесс восстановления;

________________________________________________- процесс окисления.

Окислитель -........................ восстановитель -……………....

S находится в группе повторяющейся системы. Высшая степень окисления ее - ……, низшая -…... Степень окисления S в Н2SО3 -

Выводы…………………………………………………………………………….

………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………..

опыт 2. Взаимодействие азотной кислоты с медью

а) Схема окислительно-восстановительные реакции (овр). взаимодействия концентрированной НNОз с металлами:

HNОз + Ме => NO2 ↑+ Мe(NO3)п + Н2O

(Тут и в Опыте 2(б) при составлении уравнений реакций учтите, что НNO3 расходуется не только лишь на окисление металла, да и на образование соли Ме(NO3)n)


Элементы теории, примеры зачетных задач

Для составления ОВР более обычным является способ окислительно-восстановительные реакции (овр). электрического баланса. В этом способе рассматривается перераспределение электронов меж гипотетичными ионами, заряд которых равен подходящим степеням окисления. Суть способа электрического баланса заключается в том, что число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

Пример 9. ОВР протекает по схеме:

Nа2SO3 + К2Сr2O7 + Н2SO4 ®Nа2SO окислительно-восстановительные реакции (овр).4 + Сr2(SO4)3 + К2SO4 + Н2O.

Укажите: а) окислитель и восстановитель; б) какое вещество окисляется, какое вещество восстанавливается. Составьте электрические уравнения и на основании их расставьте коэффициенты в уравнении реакции.

Решение

В схеме реакции расставим изменяющиеся СО:

+4 +6 +6 +3

Nа2SO3 + К2Сr2O7 + Н2SO4 ®Nа2SO4 + Сr2(SO4)3 + К окислительно-восстановительные реакции (овр).2SO4 + Н2O.

Определим нрав процессов:

S+4 ® S+6 - повышение СО; процесс окисления;

Сr+6 ® Сr+3 - уменьшение СО; процесс восстановления.

S+4 (Nа2SO3) - восстановитель, Сr+6(К2Сr2O7) - окислитель.

Составляем электрические уравнения:

S+4 - 2ē = S+6 - процесс окисления;

Сr+6 + Зē = Сr+3 - процесс восстановления.

Так как число электронов, отдаваемых восстановителем, должно приравниваться числу электронов окислительно-восстановительные реакции (овр)., принимаемых окислителем, умножим электрические уравнения на надлежащие коэффициенты:

3| S+4 - 2ē = S+6

2 | Сr+6 + 3ē = Сr+3

Подставляем эти коэффициенты в схему реакции:

3Nа2SO3 + К2Сr2O7 + Н2SO4 ®3Nа2SO4 + Сr2(SO4)3 + К2SO4 + Н2O.

Находим подбором и расставляем другие коэффициенты:

3Nа2SO3 + К2Сr2O7 + 4Н2SO4 ®3Nа2SO4 + Сr2(SO4)3 + К окислительно-восстановительные реакции (овр).2SO4 + 4Н2O.

Окончательная проверка корректности написания уравнения проводится по балансу атомов кислорода: 3•3+7+4•4 = 3•4+4•3+4+4;

32 = 32


Уравнение реакции: ...HNO3(конц) + .... Cu = ………………………………

Электрические уравнения:

________________________________________________- процесс восстановления;

________________________________________________- процесс окисления.

Окислитель -........................ восстановитель -……………....

б) Схема взаимодействия разбавленной НNО3 с металлами:

НNО3 + Me =>

Уравнение реакции: ...HNO3(разб) + .... Cu = ……………………………………

Электрические уравнения:

________________________________________________- процесс восстановления;

________________________________________________- процесс окисления.

Окислитель -........................ восстановитель -……………....

Выводы окислительно-восстановительные реакции (овр).:

Какой элемент в HNO3 является окислителем? Укажите степень его окисления……….

Почему HNO3 проявляет только окислительные характеристики?................................................................................................................................

Может ли при восстановлении НNО3 выделяться Н2?

опыт 3. Медно-цинковый гальванический элемент

Схема гальванического элемента:

(-)………|…………………..||…………….|…………(+)

E0Cu2+/Cu=……B; E0 Zn2+/Zn=………B; C (Cu2+) = C(Zn2+) = 1 моль/л

Процессы на электродах:

(A окислительно-восстановительные реакции (овр).)……………………………………………. – процесс …………………..

(K)…………………………………………… - процесс ……………………

……………………………………………….. – ионно-молек. уравнение

……………………………………………….. – молекулярное уравнение

ЭДС = E(+) – E(-) = ………………………………………………………………..


Элементы теории, примеры зачетных задач

Устройства, в каких энергия хим реакции выделяется в виде электронной, именуются гальваническими элементами.

Пример 10. Напишите уравнения анодного и катодного процессов, суммарные ионно-молекулярное и молекулярное уравнения этих процессов, протекающих в гальваническом элементе, схема которого: Ni | NiSO4|| СuSO4| Сu, если окислительно-восстановительные реакции (овр). С(Сu2+)=С(Ni2+)=1 моль/л

Вычислите величину электродвижущей силы (ЭДС).

Решение

При концентрациях ионов металлов, равных 1 моль/л, на железных электродах инсталлируются стандартные электродные потенциалы: Е°Сu2+/Сu =+0,34В; Е°Ni2+/№=-0,25В

На электроде, имеющем наименьший потенциал, происходит отдача электронов, т.е. окисление. Этот электрод именуется анодом. Так окислительно-восстановительные реакции (овр). как ЕNi2+/Ni < ЕCu2+/Cu> анодом является никелевый электрод.

На электроде, имеющем больший потенциал, происходит принятие электронов, т.е. восстановление. Этот электрод именуется катодом. Им является медый электрод.

Процессы, протекающие в гальваническом элементе:

Анод: Ni - 2ē = Ni2+

Катод: Сu2+ + 2ē = Сu

______________________________________________________________________

Ионно-молекулярное уравнение: Ni + Сu2+ = Ni2+ + Сu;

Молекулярное уравнение: Ni + СuSO4= NiSO4+Сu.

ЭДС=Е окислительно-восстановительные реакции (овр).(Кат)-Е(Ан) = 0,34 - (-0,25) = 0,59 В.

----------------------------------------------------------------------------------------------------------

Коррозией именуется самопроизвольный процесс разрушения металлов и сплавов в итоге их окисления окружающей средой.

Так как коррозия является окислительно-восстановительным процессом, возможность ее протекания тем больше, чем больше разность потенциалов систем окислителя и восстановителя, Еок-Евосст, т.е. чем больше алгебраическое значение Еок и меньше окислительно-восстановительные реакции (овр). Евосст - Восстановителем при коррозии является металл. Корродировать сначала будет более активный металл, имеющий наименьший потенциал. Окислителем (деполяризатором) в процессе коррозии выступает тот компонент среды, который имеет больший потенциал.


опыт 4. Защитные характеристики железных покрытий

Высококачественная реакция на ион Fе 2+:

3 Fе2+ +2[Fе(СN)6]3- = Fе3[Fе(СN)6]2↓ (голубий)

При коррозии с окислительно-восстановительные реакции (овр). каким покрытием железа - цинковым либо оловянным (луженым) - высококачественной реакцией открыт ион Fе2+?

…………………………………………………………………………………………..

а) Покрытое цинком железо.

Соотношение потенциалов: (Е°Fе2+/Fе =…................... В)……………(Е°Zn2+/Zn =............................................................ ………В),

как следует, анод -........... …….., катод -…………. Процессы:

(А)..................... ………………......................... - процесс

(К)......................................... ……………….….- процесс

..................................................... ………………………ионно-молек. уравнение

........................................................ …………………..- молекулярное уравнение

б) Луженое железо.

Соотношение потенциалов: (Е°Fе2+/Fе =... В)................. (Е°Sn2+/Sn = ……В),

как окислительно-восстановительные реакции (овр). следует, анод -........... , катод -................. Процессы:

(А).................................. ……………............................... - процесс

(К)......................................... ……………………………- процесс

........................................................ - ионно-молек. уравнение

........................................... ............ - молекулярное уравнение

Выводы:

Какое из покрытий катодное, какое - анодное?.....................

Какое покрытие более надежное?.........................

Какое покрытие при неплохом качестве более долговечно?.

опыт 5. Электролиз раствора иодида калия

(+) Е°I2/2I-= +0,54 B Е°O2/2H2O= + 1,23 B


K+
(-)

Е° K+/K = ….B

H2O


Е°2H2O/H2= - 0,41B

На окислительно-восстановительные реакции (овр). катоде (-) протекает процесс восстановления, характеризующийся огромным потенциалом: ………………………………………………………………………….


Элементы теории, примеры зачетных задач

Пример 11. Какие процессы будут протекать при коррозии луженой (покрытой оловом) меди в месте нарушения покрытия? Составьте уравнения анодного и катодного процессов и результирующее (суммарное) уравнение процесса коррозии в последующих средах: а) во мокроватом воздухе; б) в растворе хлороводородной окислительно-восстановительные реакции (овр). кислоты.

Решение

Более активным восстановителем является олово, т.к. Е0Sn2+/Sn = - 0,14В < Е°Cu2+/Cu = +0.34 В, потому, сначала, корродирует олово. Покрытие анодное.

а) Во мокроватом воздухе окислителем является кислород. Олово (анод) будет окисляться, а на меди (катоде) будет восстанавливаться кислород:

(А) Sn-2е = Sn2+ |2

(К) O2+4е+2Н2O окислительно-восстановительные реакции (овр).=4OH- | 1

2Sn+O2+2Н2O=2Sn(OН)2↓

Продуктом коррозии является труднорастворимый гидроксид олова.

б) Невзирая на то, что потенциал кислорода больше, чем иона водорода в растворе кислоты, доступ кислорода к поверхности катода (меди) ограничен из-за его малой растворимости и неспешной диффузии. В кислом растворе Еокис- Е°2Н+/Н окислительно-восстановительные реакции (овр).2= 0 В > Евосст=Е°Sn2+/ Sn = -0,14 В и окислителем является ион водорода. Уравнения процессов:

(А) Sn -2е = Sn2+

(К) 2Н++2е = Н2

Sn + 2Н+ = Sn2+ + Н2, либо Sn + 2НСl = SnСl2 + Н2.

Электролиз - это совокупа процессов раздельного окисления и восстановления на электродах, осуществляемых в смесях либо расплавах электролитов за счет протекания окислительно-восстановительные реакции (овр). через их неизменного электронного тока от наружного' источника. В отличие от гальванического элемента при электролизе катод заряжен негативно, а анод - положительно.

На катоде протекают процессы восстановления, потому сначала восстанавливаются более сильные окислители, другими словами катионы, имеющие в данных критериях больший потенциал.


На аноде (+) протекает процесс окисления, характеризующийся наименьшим окислительно-восстановительные реакции (овр). потенциалом: …………………………………………………………………….

У какого электрода наблюдается буро-желтое окрашивание?

У какого электрода найдена щелочная среда? Почему?

…………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………….

опыт 6. Электролиз раствора сульфата меди

а) с угольным анодом:

(+) S+6 – высшая степень окисления Е°O2/2H2O= + 1,23 B


Cu2+
(-)

Е° Cu2+/Cu = ….B

H2O


Е°2H2O/H2= - 0,41B

Процесс на катоде: (-)... . *.... .....

Процесс на окислительно-восстановительные реакции (овр). аноде:(+)........тт.....

(На аноде окисление серы в 8О42" - ионе нереально, т.к. степень окисления серы в нем высшая ,+6).

б) с медным анодом:

S+6 – высшая степень окисления Е°O2/2H2O= + 1,23 B Е° Cu2+/Cu = ….B


Cu2+
(-)

Е° Cu2+/Cu = ….B

H2O


Cu2+
Е°2H2O/H2= - 0,41B


Процесс на катоде: (-). …………………………………………………

На аноде протекает окислительно-восстановительные реакции (овр). процесс окисления, характеризующийся наименьшим потенциалом: (+)……………………………………………………………………………….

Дата: Подпись педагога :


Элементы теории, примеры зачетных задач

На аноде протекают процессы окисления, потому сначала окисляются более сильные восстановители, имеющие в данных критериях наименьший потенциал.

Пример 12. Составьте уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе аква раствора К2SО4 в электролизерах:

а) с угольными электродами; б окислительно-восстановительные реакции (овр).) с висмутовыми электродами.

Решение

а) На катоде сначала протекает восстановление более сильных окислителей, характеризующихся огромным потенциалом. К негативно заряженному катоду движутся катионы К+, которые могли бы восстанавливаться до железного калия (Е0к+/к:=-2,92В), и полярные молекулы воды, которые могли бы восстанавливаться до водорода (Е°2H+/Н2=0,00В окислительно-восстановительные реакции (овр). при рН=0; Е02Н2O/Н2=- 0,41В при рН=7). Так как Е2H+/H2> Е0K+/K= то на катоде восстанавливается вода: 2Н20 + 2е= Н2+2OН-

К положительно заряженному аноду движутся анионы SО42- и полярные молекулы воды. В сульфат-ионе сера находится в высшей степени окисления (+6), потому предстоящее окисление серы нереально окислительно-восстановительные реакции (овр).. В данных критериях протекает единственно вероятный процесс - окисление воды до кислорода:

2Н2O - 4е = O2 + 4H+.

б) На висмутовом аноде не считая окисления воды может быть окисление висмута - материала анода. На аноде протекает, сначала, окисление более сильных восстановителей, характеризующихся наименьшим потенциалом. Так как Е0Bi3+/Bi= +0,22 В В < Е окислительно-восстановительные реакции (овр). о2/н2O=+1,23 В, то окисляться будет материал анода: Вi-3е = Вi3+.

В растворе возникают ионы Вi3+. Они и восстанавливаются на катоде, потому что их потенциал больше, чем потенциал иона калия либо иона водорода из воды: Вi3+ + 3е = Вi

________________________________________________________________________

Всеохватывающими именуются такие соединения, в узлах кристаллической решетки которых находятся сложные окислительно-восстановительные реакции (овр). всеохватывающие ионы (комплексы), способные к самостоятельному существованию в растворе.


ЛАБОРАТОРНОЕ ЗАНЯТИЕ №4

Всеохватывающие СОЕДИНЕНИЯ.

Характеристики СОЕДИНЕНИЙ d Частей

ОПЫТ 1. Диссоциация всеохватывающих и двойных солей

Высококачественная реакция иона Fе3+: Fе 3+ + 3SCN- = Fе(SCN)3 (красноватый).


okolo-1-tis-malomernih-sudov-perejdut-iz-gims-pod-kontrol-rostransnadzora-25-maya-informacionnoe-agentstvo-biznes-lenta-prajm-tovarnie-rinki-24052012.html
okolo-13-tisyach-chelovek-ostalis-bez-sveta-v-peterburge-internet-resurs-neva24ru-03102012.html
okolo-20-pozharov-proizoshlo-v-podmoskove-za-minuvshie-sutki-informacionnoe-agentstvo-ria-novosti-14032012.html