Понедельник, 23.10.2017, 09:07Главная | Регистрация | Вход

Вход

  Поиск

Новости биологии

Наш опрос

Каких материалов вы бы хотели больше увидеть на сайте?
Всего ответов: 819

  Статистика


Онлайн всего: 18
Гостей: 18
Пользователей: 0

Теория к ОГЭ и ЕГЭ
Главная » 2017 » Июнь » 26 » Блок 1. Теоретические основы химии (часть 16)
17:10
Блок 1. Теоретические основы химии (часть 16)
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.
Категория: ЕГЭ по химии | Просмотров: 21 | Добавил: konechnoya | Рейтинг: 0.0/0
Лотоцкая Елена © 2017 | Используются технологии uCoz
Некоторые файлы и информация, находящиеся на данном сайте, были найдены в сети ИНТЕРНЕТ, как свободно распространяемые, присланы пользователями сайта или найдены в альтернативных источниках, также использованы собственные материалы. Автор сайта не претендует на авторство ВСЕХ материалов. Если Вы являетесь правообладателем той или иной продукции или информации, и условия, на которых она представлена на данном ресурсе, не соответствуют действительности, просьба немедленно сообщить с целью устранения правонарушения.
Каталог@Mail.ru - каталог ресурсов интернет Наш сайт в каталоге manyweb.ru Союз образовательных сайтов Каталог сайтов Всего.RU GlavBoard.ru Top 100: Учеба, образование и науки Rambler's Top100 "YandeG" - рейтинг сайтов 3500 разработок для учителя Metodichka.org Банк Интернет-портфолио учителей