7


  • Учителю
  • Конспект теоретического занятия в рамках подготовки к ЕГЭ по химии на тему ОВР, электролиз, коррозия

Конспект теоретического занятия в рамках подготовки к ЕГЭ по химии на тему ОВР, электролиз, коррозия

Автор публикации:
Дата публикации:
Краткое описание:
предварительный просмотр материала

Занятие 11.1.Окислительно-восстановительные процессы.

2.Электролиз растворов и расплавов электролитов.

3. Коррозия металлов и способы защиты от коррозии.

4. Задачи на электролиз и пластинку.

Теория.Окислительно-восстановительные процессы



Все процессы неорганической химии можно разбить на две группы:

  • Процессы, идущие без изменения степени окисления атомов элементов в составе реагирующих веществ. К ним относятся различные случаи обмена атомами или ионами: так называемые реакции обмена.

  • Процессы, идущие с изменением степеней окисления атомов элементов в составе реагирующих веществ. Такие химические реакции принято называть окислительно-восстановительными реакциями.



Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют окислительно-восстановительными реакциями.



В окислительно-восстановительных реакциях электроны не уходят из сферы реакции, а переносятся от одного элемента к другому.

В окислительно-восстановительных реакциях идут два процесса: процесс окисления - потеря электронов окисляющимся веществом, и процесс восстановления - присоединении электронов восстанавливающимся веществом.



В данном случае несущественно, переходят ли электроны с одного атома на другой (ионная связь) или же только более или менее оттягиваются (ковалентная полярная связь). Поэтому мы говорим об отдаче или присоединении электронов независимо от действительного типа химической связи в веществе.



Вещества, участвующие в окислительно-восстановительных реакциях, и у которых изменились степени окисления, являются либо окислителями, либо восстановителями.



Окислитель - это атомы, ионы или молекулы, которые принимают электроны.

Восстановитель - это атомы, ионы или молекулы, которые отдают электроны.



Пример1:

Zn0 + 2H+1Cl = Zn+2Cl2 + H20

Мы видим, что степень окисления цинка меняется от 0 до +2, а степень окисления водорода от +1 до 0. Следовательно, в ходе этой реакции атом цинка теряет два электрона, т.е. окисляется (восстановитель), а водород принимает два электрона, т.е. восстанавливается (окислитель).



Задание 1:

  • 5HClO3+6 P +9 H2O=6H3PO4+ 5HCl

  • Cu+2H2SO4= CuSO4+ SO2+2H2O

Определите степени окисления элементов. Назовите окислитель и восстановитель.



Типичные восстановители и окислители.

Окислители:

1) вещества (оксиды, кислоты, соли) с максимально положительной или высокой степенью окисления входящего в них элемента.

Например: кислоты - HNO3, H2SO4, HClO4, H2Cr2O7;

соли - KСlO4, KClO3, KNO3, KMnO4, K2Cr2O7;

оксиды -PbO2, Mn2O7, CrO3, N2O5

2) Активные неметаллы - фтор, кислород, озон

Восстановители:

1) Bсе металлы в нулевой степени окисления!!! (они могут только отдавать электроны);

2) Bещества с минимально возможной (отрицательной) степенью окисления неметалла.

Например: водородные соединения - РН3, NH3, HI, HBr, H2S;

соли - KI, NaBr, K2S.



Все остальные вещества в зависимости от условий могут быть как окислителями, так и восстановителями: Н2О2, KNO2, Cl2, простые вещества-неметаллы могут как принимать, так и отдавать электроны.

Задание 2: Укажите, какую роль в окислительно-восстановительных реакциях могут играть следующие вещества:

  • H2S, P, HCl, Cu, H2SO4, SO2, H2O2, HNO3, Mg, F2, MnO4-, Cr+3.

Уравнения окислительно-восстановительных реакций составляют, пользуясь методом ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА: число отданных и принятых электронов должно быть одинаково.

Пример: Н N+5O3 + C0

Азотная кислота - типичный окислитель. Восстанавливается до N+4O2, углерод в этой реакции будет восстановителем, окислится до С+4О2.

HN+5O3 + C0  С+4О2 + N+4O2+ Н2О

Конспект теоретического занятия в рамках подготовки к ЕГЭ по химии на тему ОВР, электролиз, коррозияСоставляем электронный баланс:

N+5 + 1е  N+4 4 - окислитель, восстанавливается

C0 - 4 е  С+4 1 - восстановитель, окисляется.

Таким образом, в уравнении реакции перед оксидом азота и азотной кислотой должен стоять коэффициент 4, а перед углеродом и углекислым газом - 1. Остаётся уравнять воду.

4HNO3 + C à СО2 + 4NO2+ 2Н2О

Задание 3:

Поставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель.

  • Ca3( PO4)2 + Al → Ca3P2 + Al2O3

  • KI + KNO2 + H2SO4 → NO + I2 + K2SO4 + H2O

  • NH3+ CuO = Cu+ N2+ H2O

  • NH3+ Na = NaNH2 + H2

Окислительно-восстановительные процессы зависят от реакции среды:

Чаще всего окислитель или восстановитель является таковым только в определенной среде. Иногда влияние среды определяет направление протекания реакции, а также, продукты восстановления или окисления.

Пример:

  • Направление

____в щелочной среде___

3I2+ 3H2O = HIO3+ 5HI

В кислой среде__

  • Среда определяет продукты реакции:

Сa3P2+KMnO4+H2SO4= MnSO4+ CaSO4+ H3PO4+ K2SO4+ H2O

среда

Сa3P2+KMnO4+H2O= MnO2+ Ca3(PO4)2+KOH

среда

Главные схемы окислительно-восстановительных переходов

KMnO4

(малиновый раствор)

Конспект теоретического занятия в рамках подготовки к ЕГЭ по химии на тему ОВР, электролиз, коррозияКонспект теоретического занятия в рамках подготовки к ЕГЭ по химии на тему ОВР, электролиз, коррозия + восстановитель



кислая среда:

Mn2+

(MnCl2, MnSO4)

Обесцвечивание

нейтральная среда:

Mn +4

(MnO2↓ бурый осадок)

щелочная среда:

Mn+6

(K2MnO4,

зеленый раствор)

Задание 4: Написать уравнения реакций, указав продукт восстановления марганца. Поставьте коэффициенты методом электронного баланса:

KMnO4+ KNO2 + H2SO4 K2SO4 + KNO3 + H2O + …

KMnO4+ KNO2 + KOH  KNO3 + H2O + …

KMnO4+ KNO2 + H2O  KNO3 + КОН + …

2. Дихромат и хромат как окислители.K2Cr2O7 (кислая и нейтральная среда),

K2CrO4 (щелочная среда) + восстановители  всегда получается Cr+3

кислая среда

нейтральная среда

щелочная среда

Соли тех кислот, которые участвуют в реакции:

CrCl3, Cr2(SO4)3

Cr(OH)3

K3[Cr(OH)6] в растворе,

K3CrO3 или KCrO2 в расплаве

Задание 5: Написать уравнения реакций, указав продукт восстановления хрома. Поставьте коэффициенты методом электронного баланса:

K2Cr2O7 + KJ + H2SO4 J2 + K2SO4 + H2O + …

K2CrO4+ KJ +КОН J2 + H2O + …





Схема 3: Повышение степеней окисления хрома и марганца+3 + очень сильные окислители: (всегда независимо от среды!) Cr+6

Cr2O3, Cr(OH)3, соли, гидроксокомплексы

+ очень сильные окислители:

а)KNO3, кислородсодержащие соли хлора (в расплаве)

б) Cl2, Br2, H2O2 (в растворе)

Щелочная среда: образуется хромат K2CrO4

Cr(OH)3, соли

+ очень сильные окислители: PbO2, KBiO3

Кислая среда: образуется дихромат K2Cr2O7 или дихромовая кислота H2Cr2O7



KNO3, кислородсодержащие соли хлора (в расплаве)

Щелочная среда: Mn+6 K2MnO4 - манганат

Mn+2 - соли



+ очень сильные окислители:PbO2, KBiO3

Кислая среда: Mn+7: KMnO4- перманганат HMnO4 - марганцевая кислота

Задание 6: Написать уравнения реакций, указав продукт окисления хрома и марганца. Поставьте коэффициенты методом электронного баланса:

CrCl3 + Cl2 + KOH → ... + KCl + H2O

MnO2 + KNO3 + KOH → ... + KNO2 + H2O



Схема 4: Азотная кислота.







Разложение нитратов (по ряду активности).KNO3  КNO2 + O2

нитрит

металла + кислород

2. От магния

до меди + литий

Mg(NO3) 2 MgO + NO2 + O2

оксид

металла* + NO2 + O2

3. После меди

AgNO3  Ag + NO2 + O2

металл + NO2 + O2

*оксид металла в наиболее устойчивой степени окисления





Задание 7:

Написать уравнения реакций. Поставьте коэффициенты методом электронного баланса:

а) реакции концентрированной азотной кислоты с Р, С, Cu, Mg

b) реакции разбавленной азотной кислоты с Al, Fe, Cu.

Задание 8:

Написать уравнения реакций разложения нитратов калия, меди(2), свинца, серебра



Схема 5. Серная кислота.- SO2 + сульфат металла



 сульфат металла





(в минимально возможной степени окисления)





+ Н2

Железо

только при нагревании

 SO2 + сульфат металла (+3)

Алюминий

Хром

Не реагирует

бериллий

Не реагирует

щелочные

 Н2S + сульфат металла

щелочноземельные и магний

 S + сульфат металла

неметаллы

SO2 + неметалл в высшей степени окисления.



Сульфаты:

  1. Сульфаты щелочных металлов - плавятся без разложения.

  2. Сульфаты металлов средней активности - при нагревании разлагаются с образованием соответствующего оксида.

Конспект теоретического занятия в рамках подготовки к ЕГЭ по химии на тему ОВР, электролиз, коррозия

  1. При разложении сульфата переходного металла в низкой степени окисления - образуется оксид (с более высокой степенью окисления)

Конспект теоретического занятия в рамках подготовки к ЕГЭ по химии на тему ОВР, электролиз, коррозия

  1. Сульфаты тяжелых металлов - разлагаются с образованием соответствующего металла.

Конспект теоретического занятия в рамках подготовки к ЕГЭ по химии на тему ОВР, электролиз, коррозия

  1. Сульфаты металлов при прокаливании с углем - восстанавливаются до сульфидов.

BaSO4+2C = BaS + 2CO2



Задание 9: Написать уравнения реакций. Поставьте коэффициенты методом электронного баланса:

а) реакции концентрированной серной кислоты с C, Cu, Ca.

b) реакции разбавленной серной кислоты с Al, Cr.



Задание 10: Написать уравнения возможных реакций разложения сульфатов калия, железа(2), железа(3), ртути



Схема 6: Диспропорционирование

Реакции диспропорционирования - это реакции, в которых один и тот же элемент является и окислителем, и восстановителем, одновременно и повышая, и понижая свою степень окисления.

Простые вещества:S0  S-2

и S+4

Фосфор + щелочь  фосфин РН3 и соль ГИПОФОСФИТ КН2РО2 (реакция идёт при кипячении)

Р0  Р-3

и Р+1

Хлор, бром, иод + вода (без нагревания) 2 кислоты, HCl, HClO

Хлор, бром, иод + щелочь (без нагревания) 2 соли, КCl и КClO и вода

Cl20  Cl-1

и Cl+1

Хлор, бром, иод + вода (при нагревании) 2 кислоты, HCl, HClO3

Хлор, бром, иод + щелочь (при нагревании) 2 соли, КCl и КClO3 и вода

Cl20  Cl-1

и Cl+5

Пример: Сl2 + KOH = KCl + KClO + H2O (холодный раствор)

Задание 11: Написать уравнения реакций взаимодействия серы с раствором гидроксида натрия (при кипячении). Поставьте коэффициенты методом электронного баланса:



Оксиды, солиNO2 + вода 2 кислоты, азотная и азотистая

NO2 + щелочь  2 соли, нитрат и нитрит

N+4  N+3

и N+5

K2SO3 -(t) сульфид и сульфат

S+4  S-2

и S+6

KClO3 -(t)  2 соли, хлорид и перхлорат КСlO4

В присутствии катализатора разлагается на кислород и хлорид калия.

Cl+5  Cl-1

и Cl+7



Задание 12: Написать уравнения реакций взаимодействия оксида азота (IV) с раствором гидроксида бария. Поставьте коэффициенты методом электронного баланса:

6. Запомните особенности поведения некоторых окислителей и восстановителей:

а) кислородсодержащие соли и кислоты хлора обычно переходят в хлориды:

Пример: КClO3 + P = P2O5 + KCl

б) если в реакции участвуют вещества, в которых один и тот же элемент имеет степени окисления отрицательную и положительную - они встречаются в нулевой степени окисления (выделяется простое вещество).

Пример: H2S + SO2 = S + H2O

Восстановители + KMnO4 или K2Cr2O7:

а) S2-, I-, Br-, Cl-  переходят в Э0

б) Р-3, As-3  +5

в) N+3,S+4, P+3, и т.п.  в высшую степень окисления (соль или кислота)

7. Вещества с двойственной природой:

Н2О2 + окислитель  O2

+ восстановитель  Н2О или ОН-

КNO2 + окислитель  KNO3

+ восстановитель  NO

Чётко запомните, как отличаются активности неметаллов, какой из неметаллов более активен, а какой менее.

Более активный неметалл будет окислителем, а менее активный будет довольствоваться ролью восстановителя, если они реагируют друг с другом.H, As, I, Si, P, Se, C, S, Br, Cl, N, O, F

-------------------------------------------------->

увеличение электроотрицательности

Электролиз

Электролиз - это процесс разложения расплавов и растворов электролитов под действием электрического тока.

В раствор или расплав какого-либо электролита опускают электроды: катод (-) и анод (+).

Пропускание электрического тока через раствор или расплав вызывает разрядку на электродах частиц, из которых он состоит.

На катоде происходит восстановление катионов,

на аноде - окисление анионов.

Электролиз расплавов.

1) Расплав хлорида натрия. Он содержит катион натрия и анион хлора.



На катоде: восстанавливается КАТИОН натрия, на аноде окисляется АНИОН хлора:

Конспект теоретического занятия в рамках подготовки к ЕГЭ по химии на тему ОВР, электролиз, коррозиякатод: Na+ + 1e  Na0 2

анод: 2Cl- - 2e  Cl20 1

Cуммарное уравнение электролиза: 2 NaCl(расплав) -(эл. ток) 2Na + Cl2



2) Расплав гидроксида натрия.

4NaOH (расплав) -(эл. ток)à 4Na + O2 + 2H2O

Конспект теоретического занятия в рамках подготовки к ЕГЭ по химии на тему ОВР, электролиз, коррозиякатод: Na+ + 1e  Na0 4

анод: 4ОН- - 4e  O2 + 2H2O 1



3) Расплав оксида алюминия в криолите.

(Криолит - Na3[AlF6], в нем температура плавления оксида алюминия меньше). Электролиз проводится на графитовых электродах, при этом часть электрода сгорает в выделяющемся кислороде, выделяются оксиды углерода.

2Al2O3 (расплав) -(эл. ток)à4 Al + 3O2

Электролиз растворов электролитов (с инертными электродами)

(в процессе могут участвовать молекулы воды, материал электродов - не участвует).1. Металлы после Н:

восстанавливаются на катоде

Меn++ne-  Ме0

На катоде выделяется металл.

1. Анионы бескислородных кислот (кроме F-) - окисляются до простого вещества: S2- >I- >Br ->Cl-

2. Металлы после Al до Н:

идёт два параллельных процесса:

а) восстановление металла

Меn++ne-  Ме0

б) восстановление воды:

2H2O + 2e- Н20↑+2ОН-

На катоде выделяется металл и водород.

2. Анионы кислородсодержащих кислот и F- не окисляются, идёт окисление воды:

2H2O-4e- О20↑+4H+

3. Металлы до алюминия (включительно) - НЕ восстанавливаются, идёт восстановление воды:

2H2O + 2e- Н20↑+2ОН-

На катоде выделяется водород.

3. Если есть ОН-:

он окисляется с выделением О2↑:





Примеры:

1) раствор хлорида натрия.

NaCl + H2O -(эл. ток)à

катод: около катода Na+ и H2O. Натрий находится в ряду левее Al,

Конспект теоретического занятия в рамках подготовки к ЕГЭ по химии на тему ОВР, электролиз, коррозияпоэтому идёт восстановление воды.

2О +2е-  H20 + OH- 1

анод: около анода хлорид-анион

и вода. Окисляется ион Cl-

2Cl- + 2e  Cl2 1

Cуммарное уравнение электролиза:

2NaCl + 2H2O -(эл. ток)à Сl2 + H2 + 2NaOH

На электродах выделяются газообразные продукты - хлор и водород, в растворе накапливается гидроксид натрия.



2) раствор сульфата меди (II)

CuSO4 + H2O -(эл. ток)

катод: около катода Cu2+ и H2O.

Медь находится в ряду после Н, поэтому она сама будет восстанавливаться на катоде:

Конспект теоретического занятия в рамках подготовки к ЕГЭ по химии на тему ОВР, электролиз, коррозия Cu2+ +2е  Cu 1

анод: около анода - сульфат- анион

и вода. Окисляется вода.

2H2O + 2e  O2 + 4H+ 1

Cуммарное уравнение электролиза:

CuSO4 + H2O -(эл. ток)àCu + O2 + H2SO4

На катоде выделяется металл - медь, на аноде - газообразный кислород, в растворе накапливается серная кислота.



Таким образом, сравнивая активность тех молекул и ионов, которые находятся у каждого электрода, мы можем определить, какое вещество выделяется на каждом электроде в первую очередь.



Задание 13: Написать уравнения реакций электролиза растворов следующих солей: K2SO4, AgNO3, CuI2



Электролиз с растворимыми электродами.

В случае, если электроды НЕинертны, то происходит окисление материала анода

Пример: Электролиз раствора хлорида меди с медными электродами.

CuCl2 + H2O -(эл. ток)

катод: около катода Cu2+ и H2O.

Медь находится в ряду после Н, поэтому она сама будет восстанавливаться на катоде:

Конспект теоретического занятия в рамках подготовки к ЕГЭ по химии на тему ОВР, электролиз, коррозия Cu2+ +2е  Cu0 1

анод: около анода - хлорид- анион,

вода и сам материал анода (медь).

Окисляется материал анода.

Cu0 - 2e-Cu2+ 1

на аноде - происходит растворение материала анода (окисление), на катоде - восстановление катионов меди, в растворе - хлорид меди (II). Масса катода растет, масса анода уменьшается.



Электролиз смеси веществ:

  1. На катоде восстанавливается в первую очередь более электроотрицательный элемент. (стоящий в ряду напряжений правее)

  2. На аноде окисляется менее электроотрицательный элемент.

Пример:

СuF2 + MnCl2 (раствор)-(эл. ток)Cu0+ Cl2+ MnF2



катод: около катода Cu2+, Mn2+ и H2O.

Медь находится в ряду после Н и после Mn, поэтому она сама будет восстанавливаться на катоде:

Конспект теоретического занятия в рамках подготовки к ЕГЭ по химии на тему ОВР, электролиз, коррозия Cu2+ +2е  Cu0 1

анод: около анода - хлорид- анион, F-

вода. Окисляется Сl-

2Cl- - 2e-Cl20 1



В растворе: накапливается MnF2.





Задание 14: Написать уравнения реакций протекающих при электролизе раствора нитрата серебра на серебряных электродах.







Коррозия металлов.



Коррозия - это разрушение металлов и металлических конструкций под воздействием различных факторов окружающей среды - кислорода, влаги, вредных примесей в воздухе.

Коррозионная стойкость металла зависит от его природы, характера среды и температуры.

  1. Благородные металлы не подвергаются коррозии из-за химической инертности;

  2. Металлы Al, Ti, Zn, Cr, Ni имеют плотные газонепроницаемые оксидные плёнки, которые препятствуют коррозии;

  3. Металлы с рыхлой оксидной плёнкой - Fe, Cu и другие - коррозионно неустойчивы. Особенно сильно ржавеет железо.

Различают химическую и электрохимическую коррозию.

Химическая коррозия происходит при воздействии на металл сухих газов, её называют газовой.

3Fe + 2O2  Fe3O4

В аппаратах химических производств возможны процессы:

Fe + 2HCl  FeCl2 + H2

2 Fe + 3Cl2  2FeCl3



Электрохимическая коррозия - разрушение металла в присутствии воды и кислорода, либо в растворах электролитов. В таких растворах на поверхности металла возникают процессы переноса электронов от металла к окислителю, которым является либо кислород, либо кислота, содержащаяся в растворе:

Электродами являются сам металл (например, железо) и содержащиеся в нем примеси (обычно менее активные металлы, например, олово).



В таком загрязнённом металле идёт перенос электронов от железа к меди, при этом железо (анод) растворяется, т.е. подвергается коррозии:

Fe -2e = Fe 2+,

а на поверхности олова (катод) идёт процесс восстановления водорода из воды или растворённого кислорода:

а) 2H+ + 2e = H2;

б) O2 + 2H2O + 4e=4OH-

Конспект теоретического занятия в рамках подготовки к ЕГЭ по химии на тему ОВР, электролиз, коррозия

Пример: при контакте железа с оловом в растворе соляной кислоты происходят процессы:

анод: Fe -2e = Fe 2+,

катод: 2H+ + 2e = H2

Суммарная реакция:

Fe + 2H+ = H2 + Fe2+ ,

Если реакция проходит в атмосферных условиях в воде, в ней участвует кислород и происходят процессы:

анод: Fe -2e = Fe 2+,

катод: O2 + 2H2O + 4e=4OH-

Суммарная реакция:

Fe 2+ + 2OH - = Fe(OH)2

4Fe(OH)2 + O2+ 2H2O = 4Fe(OH)3

Образуется ржавчина.





Методы защиты от коррозии.а) Катодное покрытие - покрытие менее активным металлом (защищает металл только неповреждённое покрытие).

б) Покрытие краской, лаками, смазками.

в) Создание на поверхности некоторых металлов прочной оксидной плёнки химическим путём (анодирование алюминия, кипячение железа в фосфорной кислоте)

Нержавеющая сталь, новые сплавы с большой коррозионной устойчивостью.

Добавление в среду, окружающую металлическую конструкцию, ингибиторов коррозии (веществ, подавляющих процессы коррозии)

Протекторная защита: присоединение к металлической конструкции пластинок из более активного металла - протекторов.





 
 
X

Чтобы скачать данный файл, порекомендуйте его своим друзьям в любой соц. сети.

После этого кнопка ЗАГРУЗКИ станет активной!

Кнопки рекомендации:

загрузить материал