Блок 1. Теоретические основы химии
1.4. Химическая реакция
1.4.8. Реакции окислительно-восстановительные. Коррозия металлов и способы защиты от нее
Окислительно-восстановительные реакции протекают с изменением степеней окисления элементов. Каждая окислительно-восстановительная реакция состоит из двух полуреакций — окисления и восстановления. В рамках электронной теории окисление — это потеря электронов. Элемент, который теряет электроны и тем самым увеличивает свою степень окисления, называют восстановителем. Вещество, которое содержит элемент-восстановитель, также называют восстановителем. Восстановитель в процессе реакции окисляется.
Аналогично, восстановление — это приобретение электронов. Элемент, который получает электроны и поэтому понижает свою степень окисления, называют окислителем. Вещество, которое содержит элемент-окислитель, также называют окислителем. Окислитель в процессе реакции восстанавливается.
| Окислитель |
Восстановитель |
| принимает электроны |
отдает электроны |
| понижает степень окисления |
повышает степень окисления |
| восстанавливается |
окисляется |
Любая окислительно-восстановительная реакция состоит из процессов окисления и восстановления.
Окисление – это отдача электронов элементом, т. е. повышение его степени окисления.
Восстановителем называется вещество, в состав которого входит элемент, повышающий степень окисления. К типичным восстановителям относятся простые вещества, имеющие малую электроотрицательность (металлы, водород и др.), катионы и анионы, атомы которых находятся в низких или низших степеней окисления. Низшая степень окисления для неметаллов равна номеру группы - 8.
Восстановление – принятие электронов элементом или понижение его степени окисления.
Окислителем называется вещество, в состав которого входит элемент, понижающий степень окисления. Типичными окислителями являются простые вещества, атомы которых имеют высокую электроотрицательность (галогены, кислород), катионы и анионы, атомы которых имеют высокую или высшую степень окисления. Высшая степень окисления атома равна номеру группы, в которой он находится.
Многие вещества, в зависимости от партнера и условий проведения реакции могут быть как восстановителями, так и окислителями. В этом случае говорят об окислительно-восстановительной двойственности.
Уравнения окислительно-восстановительных реакций представляет иногда сложную задачу, поэтому для облегчения уравнивания предложено несколько методов. Наиболее часто используются метод полуреакций, электронного баланса и по изменению степени окисления.
Рассмотрим правила определения степеней окисления в соединениях.
1. Степень окисления элемента в простых соединениях (состоят из одного типа химических элементов: Н2, Р4, Fe) равна нулю.
2. Водород в большинстве соединений имеет степень окисления +1, но в соединениях с металлами (гидридах: NaH, CaH2) она равна –1.
3. Кислород имеет степень окисления –2, за исключением пероксидов (Н2О2 и др.), где степень окисления равна –1.
4. Фтор во всех соединениях имеет степень окисления –1.
5. Металлы в соединениях имеют положительную степень окисления. Кроме того:
первая группа, главная подгруппа (щелочные металлы) +1;
вторая группа вся, кроме ртути +2;
алюминий +3.
6. Алгебраическая сумма степеней окисления в нейтральной молекуле равна нулю, а в сложном ионе – заряду иона.
Степень окисления указывается над символом атома со знаком плюс или минус впереди.
Пример.
Определить степени окисления в соединениях Са(ClO2)2 и NH4NO3.
Решение.
В Са(ClO2)2 известны степени окисления кальция (II группа) +2 и кислорода –2. Обозначив степень окисления хлора за «х», составляем уравнение и находим неизвестную степень окисления.
2 + 2.(х + 2(–2)) = 0; 2 + 2х – 8 = 0; х = +3. Хлор в этом соединении имеет степень окисления +3.
NH4NO3 – нитрат аммония является солью азотной кислоты HNO3, в которой азот имеет степень окисления +5 (1 + х + 3(–2) = 0); х=+5. В NH4NO3 х + 4.(+1) + 5 + 3.(–2) = 0; х = –3.
В этом соединении азот имеет две степени окисления +5 в нитрат ионе и –3 в катионе аммония.
Рассмотрим составление уравнения окислительно-восстановительной реакции по методу электронного баланса на примере реакции
Fe2O3 + Br2 + KOH = K2FeO4 + KBr + H2O
1. Расставим степени окисления у элементов в данном уравнении, согласно правилам, изложенным выше.
2. Видим, что у железа степень окисления повышается (это полуреакция окисления), а у брома – понижается (полуреакция восстановления). Запишем эти две полуреакции с указанием электронов, отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем.
Необходимо, чтобы число отданных и принятых электронов было равно, поэтому первую полуреакцию умножим на 2, а вторую на 3.
Расставим коэффициенты в основном уравнении. должно быть 2 моль. ВFe2O3 уже есть 2 моль железа, поэтому коэффициент перед этой молекулой равен единице. Br2 должно быть 3 моль; – 2 моль, аKBr – 6 моль.
Fe2O3 + 3Br2 + KOH = 2K2FeO4 + 6KBr + H2O
Метод электронного баланса позволяет расставить коэффициенты только перед окислителем и восстановителем, остальные расставляются методом подбора. Сначала уравнивается калий, потом водород, а кислород в последнюю очередь.
В правой части 10 калия, ставим 10 перед КОН. Стало 10 моль водорода в левой части, ставим 5 перед водой. Количество кислорода при правильной расстановке оказывается уравнено самостоятельно.
Fe2O3 + 3Br2 + 10KOH = 2K2FeO4 + 6KBr + 5H2O
Fe2O3 в этой реакции будет восстановителем, а Br2 – окислителем.
Так как окислитель и восстановитель находятся в разных соединениях, то тип ОВР называется межмолекулярный.
| Типичные восстановители |
Типичные окислители |
| Металлы |
Галогены |
| Водород |
Перманганат калия(KMnO4) |
| Уголь С |
Манганат калия (K2MnO4) |
| Окись углерода (II) (CO) |
Оксид марганца (IV) (MnO2) |
| Сероводород (H2S) |
Дихромат калия (K2Cr2O7) |
| Оксид серы (IV) (SO2) |
Хромат калия (K2CrO4) |
| Сернистая кислота H2SO3 и ее соли |
Азотная кислота (HNO3) |
| Галогеноводородные кислоты и их соли |
Серная кислота (H2SO4) конц. |
| Катионы металлов в низших степенях окисления (SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3) |
Оксид меди(II) (CuO) |
| Азотистая кислота HNO2 |
Оксид свинца(IV) (PbO2) |
| Аммиак NH3 |
Оксид серебра (Ag2O) |
| Оксид азота(II) (NO) |
Хлорид железа(III) (FeCl3) |
| пероксид водорода (H2O2) |
| Бертоллетова соль (KClO3) |
| Катод при электролизе |
Анод при электролизе |
Могут быть и окислителями, и восстановителями вещества, содержащие атомы в промежуточных степенях окисления, способны как повышать, так и понижать степень окисления. Являются восстановителями при действии более сильного чем они окислителя; окислителями - при действии более активного, чем они, восстановителя. Это KNO2, SO2, H2O2, Na2SO3 и др.
Самые известные полуреакции
восстановления окислителей |
Самые известные полуреакции
окисления восстановителей
|
Хромат КCrO4 и дихромат калия К2Cr2O7 выступают в качестве окислителей в кислой среде, восстанавливаясь до иона Сr+3:
Cr2O72- + H+→ Cr3+
CrO42- + H+→ Cr3+ |
2Cl- - 2 e- → Cl2
2Br- - 2 e- → Br2
2I- - 2 e- → I2
H2S→ S
Na2SO3 →Na2SO4
S → SO2
SO2 → SO42-
NH3 → N2
NO2- + H2O → NO3-
Cr3+ + OH- → CrO42-
Mn2+ + H2O → MnO4-
Sn2+ → Sn4+
Fe2+ → Fe3+
H2O2 → O2 |
КМnО4 проявляет окислительные свойства за счет Мп+7 и восстанавливается: в кислой среде - до Мn+2, в нейтральной - до МnО2, в щелочной среде до манганат-иона - МnО22-:
MnO4- + 5e- + H+→ Mn2+ (в кислой среде)
MnO4- + 3e- + H2O→ MnO2 (в нейтральной среде)
MnO4- + 3e- +OH- → MnO4 2- (в щелочной среде)
О2 + 4 e- →2О-2
Cl2 + 2 e- → 2Cl-
Br2 + 2 e- →2Br-
I2 + 2 e- →2I-
HClO → HCl
KClO3 → KCl
ClO4-→ Cl-
IO3- → I2
H2SO4 → H2S, S, SO2
HNO3 → N2, NO, N2O, NO2, NH3, NH4NO3
NO3- →NO2- + H2O
NO2- + H+→ NO
PbO2 + H+→ Pb2+
MnO2 + H+→ Mn2+
Sn4+ → Sn2+
Fe3+ → Fe2+ |
Коррозия – это разрушение металлов и сплавов в результате воздействия на них окружающей среды. По механизму протекания разрушений различают 2 типа коррозии: химическую и электрохимическую.
| Признаки сравнения |
Химическая коррозия |
Электрохимическая коррозия |
| Определение |
Это разрушение металлов в результате взаимодействия их с сухими газами или жидкостями, не проводящими электрический ток. |
Это разрушение как одного, так и металлов в контакте, которое сопровождается возникновением электрического тока в воде или среде другого электролита. Наряду с химическими процессами (отдачей электронов) протекают и электрические – перенос электронов от одного участка к другому, т. е. от анода к катоду.
При контакте двух металлов появляется электрический ток тем большей силы, чем дальше стоят друг от друга металлы в ряду напряжений. При этом поток электронов идет от более активного металла к менее активному; более активный металл в этом случае разрушается. |
| Агрессивные реагенты |
O2, пары H2O, CO2, SO2,Cl2 |
Растворы электролитов |
| Примеры |
3Fe + 2O2 = Fe3O4 |
Железо во влажном воздухе или воде:
4Fe + 3O2 + 6H2O = 4 Fe(OH)3
При контакте железа с цинком коррозии подвергается цинк:
А (+) на цинке К (-) на железе
Zn0 - 2e- = Zn2+; 2H+ + 2e- = H2
При контакте алюминия с магнием коррозии подвергается магний:
А(+) на магнии К (-) на алюминии
Mg 0 - 2e- = Mg2+; 2H+ + 2e- = H2 |
Защита металлов от коррозии
1. Создание рациональных конструкций, способствующее предотвращению коррозии. Необходимо, чтобы при выпадении осадков не происходило скапливание атмосферной воды на агрегатах и приборах, что приводит к «точечной» коррозии. Очень важна также термическая обработка изделий, подвергающихся различным деформациям, чтобы избежать «ножевой» коррозии.
2. Изменение свойств коррозионной среды.
Для снижения агрессивности среды уменьшают концентрацию компонентов, опасных в коррозионном отношении.
Например, удаление кислорода из воды кипячением. Восстановление окислителей сульфитами, гидразином и др.. Удаляют галогены, так как они чаще всего ускоряют коррозию.
Вводят ингибиторы, при добавлении которых резко уменьшается скорость коррозии по разным причинам.
Легирование (пассивация) металлов – эффективный, но дорогой метод повышения коррозионной стойкости металлов. В качестве компонентов, вызывающих пассивацию металлов применяют хром, никель вольфрам и некоторые другие металлы.
3. Защитные покрытия.
Защитными покрытиями являются искусственно создаваемые слои на поверхности металлов, предохраняющие их от коррозии.
Различают катодные и анодные покрытия.
В качестве катодного покрытия используют неактивный металл (золото и др.), электродный потенциал металла-покрытия больше чем у защищаемого металла.
При разрушении покрытия образуется коррозионный гальванический элемент. Металл покрытия является катодом, а защищаемый металл – анодом.
В качестве анодного покрытия используются металлы, электродный потенциал которых меньше, чем у защищаемого металла, но эти металлы в природных условиях покрыты прочной оксидной пленкой, которая защищает их от разрушения под действием окружающей среды (цинк, хром и другие металлы).
При разрушении покрытия образуется коррозионный гальванический элемент. Металл покрытия является анодом, а защищаемый металл – катодом.
Для получения металлических и неметаллических защитных покрытий существуют различные способы их нанесения.
А. Металлизация.
Б. Термодиффузия.
В. Химические способы (лакирование, окраска, покрытие полимерами, оксидирование, фосфатирование и другие).
Г. Электрохимические методы (гальванические покрытия).
«Метод внешнего потенциала».
В этом методе защищаемое изделие подключается к отрицательному полюсу внешнего источника постоянного тока, поэтому оно становится катодом, а в качестве анода обычно стальной электрод, который заземляется.
Этот метод используется, если нет контакта с человеком или животными. |
Меню сайта
Категории раздела
Вход
Поиск
Друзья сайта
Наш опрос
Статистика
