Практическое занятие №1 Основные понятия и законы химии

Практическое занятие №1
Основные понятия и законы химии
Атомно-молекулярное учение дает объяснение основным понятиям и законам химии.
 Атом –
электронейтральная система, состоящая из элементарных
частиц,
наименьшая частица вещества.
 Химический элемент – вид атомов, характеризующихся одинаковым зарядом ядра.
 Молекула – устойчивая совокупность атомов, удерживаемых силами при- тяжения
(химическими связями), наименьшая частица вещества, обладающая всеми его
свойствами.
 Простое вещество – состоит из атомов одного элемента, например, Fe,O2.
 Сложное вещество – состоит из атомов разных элементов, например, Н2О, СН4.
Масса атома (ma(Х)) выражается в килограммах, граммах, например,
ma (H) =
– 24
1,67·10
г. Пользоваться такими числами при расчетах неудобно, поэтому применяют не
абсолютные значения масс атомов, а относительные.
За единицу атомной массы в химии и в физике принята
атомная единица
массы.
 Атомная единица массы (а.е.м.) равна 1/12 массы атома изотопа
углерода 12С:
2,0  10 23
1
1 а.е.м. =
 1,667  10 24 ã ;
m a C =
12
12
 Относительная атомная масса (Аr) – величина, равная отношению средней массы
атома естественного изотопического состава (ma(Х)) к атомной единице массы (
а.е.м.):
m X 
Ar (X) = a
;
a.e.ì .
2,67  10 23 ã
= 16;
1,667  10 24 ã
Относительная молекулярная масса (Мr (Х))– величина, равная отношению средней
массы молекулы естественного изотопического состава вещества к атомной единице
массы:
Например, Ar (О) =

Мr (Х)=
m Ì (X)
;
à.å.ì .
3,00  10 26 êã
 18 ;
1,667  10 27 êã
Таким образом, относительная атомная и относительная молекулярная масса
показывают, во сколько раз масса атома данного элемента и масса молекулы данного
вещества больше одной а.е.м.
 Количество вещества – физическая величина, определяемая числом его структурных
единиц- атомов, молекул, ионов.
Количество вещества обозначается ν (Х). Единицей измерения количества вещества
является моль.
 Моль (ν)- количество вещества, содержащее столько структурных единиц
(атомов, молекул, ионов и др.), сколько атомов содержится в углероде 12С массой 0,012
кг.
Число частиц в 1 моле любого вещества равно 6,03·10-23 и называется постоянной
Авогадро, обозначается NA:
Например, Мr (Н2О) =
NA = 6,03 · 10–23 моль–1;
 Молярной массой М (Х) называется масса одного моль вещества.
Она равна отношению массы (m) вещества к соответствующему количеству вещества
(ν):
m (X)
М (Х) =
;
 (X)
откуда можно определить m (X) и ν (Х):
m (X)= Ì (Õ)  (Õ) ;
m( Õ )
( Õ) 
M( Õ)
Молярная масса устанавливает связь между количеством вещества и его массой и
обозначается кг/моль или г/моль.
Например, М (NaOH) = 40 г : 1 моль = 40 г/моль.
 Молярная масса численно равна относительной молекулярной массе.
Например, Мr (О2) = 32; М (О2) = 32 г/моль.
 Молярный объем (VM) – это отношение объема газообразного вещества к количеству
вещества в этом объеме при любых условиях:
V
;
 X 
 При нормальных условиях (н.у.) объем 1 моль любого газа равен 22,4 л/
Постоянная VM , равная 22,4 л/моль, называется молярным объемом газа при
нормальных условиях.
 Относительная плотность газов (D) – это отношение масс равных объемов
различных газов при одинаковых условиях (p,Т) одинаковы для обоих газов:
m
D= 1 , при V1 = V2.
m2
При этих условиях, согласно закону Авогадро, в данных газах содержится одинаковое
число молекул. Но, массы взятых газов окажутся неодинаковыми, следовательно, они
будут относиться друг к другу как их молярные массы:
m 1 M1 M r1

 D и,
=
m 2 M 2 M r2
М1
если плотность измерена по водороду (D (Н2)): Мr2 = 2, то
Мr1 = 2 D (Н2);
Если плотность измерена по воздуху: (D возд..): Mr2= 29, то
Мr1 = 29 D возд.
где 29– средняя молекулярная масса воздуха.
VM =
Задачи для самостоятельного решения
1. Определите, во сколько раз тяжелее воздуха:
а) Н2S
б)CO2,
в)HCl
2. Определите плотность по водороду и по воздуху паров следующих
веществ, молекулярную массу воздуха принять равной 29:
а) О2
б)N2
в)Cl2 г) СО
3. Плотность газа по кислороду равна 2. Определите плотность этого газа
по водороду.
4. Найдите молекулярную массу газа, если его плотность по гелию равна 20.
5. Чему равна масса газов объемом 1м3 при н.у.:
а) N2
б) He
в) SO2?
6. Сколько атомов содержится :
а) в 5 моль фосфора (Р);
б) 80 г кальция (Са)?
7. Сколько молекул содержится:
а) в NaCl массой 5,85 кг
д) в Na2CO3 массой 106 кг
б) в CuO массой 0,8 т
е) в кислороде (О2) массой 8 г
в) в 80 г оксида железа (III);
г) в кислороде (О2) и в оксиде серы (IV) массой по 32 г каждого
вещества?
8. В каком количестве вещества заключено:
а) 12·10 23 молекул б) 3·10 21 молекул в) 6·10 25 молекул?
9. Где больше число атомов:
а) в водороде (Н2) массой 1 г или в кислороде (О2) массой 8 г
б) в углероде (С) массой 12 г, или в магнии массой 12 г
в) в углероде (С) или магнии (Mg) массой 1г
г) в магнии (Mg) массой 3 г или в кислороде (О2) массой 2 г
д) в углероде (С) массой 6 г или в сере (S) массой 8 г?
10. Где больше молекул:
а) в 3 г H2O или в 4 г СО2 г) в 0,5 г Н2 или в 8 г SO2
б в 3,2 г О2 или в 2,8 г N2 д) в 2 г СО или в 2 г N2
в) в 4 г СО2 или 8 г SO2?
11. Определите массу:
а) 0,1 моль NaOH
е) 0,2 моль ортофосфорной кислоты;
б) 1 моль H2SO4
ж) 2,24 л (при н.у.) оксида углеродa (IV)
в) 5 моль Н2;
з) 0,01 моль N2
г) 2 моль HCl;
д) 2 моль О2
12. Какое количество вещества составляют:
а) азот массой 14 г
д) кислород массой 48 г
б) железо массой 112 г
е) фосфор массой 31г
в) 4,9г Cu(OH)2
ж) 0,2 кг NaOH
г) 0,056 т KOH
з) хлорид натрия массой 234 г?
13. Какова масса алюминия в оксиде алюминия массой 10,2 г?
14. Вычислите относительные молекулярные массы следующих веществ:
а) NaCl; HNO3; CaO; H3PO4; CaCl2;
б) Al2(SO4)3; Al2O3; AgNO3;Fe2O3;Ca(NO3)2;
в) H2SO4; Ca3(PO4)2; H2CO3; K2CO3; Na2CO3;
г) H2S; CaO; Na2S; NH3; CO2;
д) MgO; Fe2O3; H2O; CaCl2; CO;
е) H2S; CO2; CH4 ; FeO; AgNO3 ;
15. Какой объём (при н.у.) займут:
а) 11 г оксида углерода (IV)
и) 4 г кислорода
б) 14 г азота
к) 2 г метана (СН4)
в) водород (Н2) массой 4 г
л) оксид серы (IV) массой 9,6 г
г) 11 г CO2
м) 4 г CH4
д) 71 г Cl2
н) 8 г O2
е) SO2 массой 16 г
о) 15 г Н2S
23
з) какой объём займут 3,01·10 молекул газа при н.у.?
Химические формулы соединений
Химическая формула соединения указывает его качественный состав, т.е. какие
химические элементы содержатся в нем, и количественный состав, т.е. в каком
соотношении находятся атомы разных элементов.
Пример
Формула диоксида углерода СО2 указывает, что в этом соединении на каждый атом
углерода приходится два атома кислорода, а учитывая молярные массы этих элементов,
что на 12 г углерода приходится 2·16 = 32 г кислорода.
Под эмпирической формулой понимают простейшую формулу данного вещества,
которую устанавливают на основании результатов химического анализа. Эмпирическая
формула может не соответствовать истинной молекулярной формуле.
Пример
Эмпирическая формула бензола СН, а пероксида водорода НО, в то время как
истинные формулы этих соединений соответственно С6Н6 и Н2О2 .
Для определения истинной формулы помимо химического анализа необходимо
одним из существующих методов определить молярную массу
вещества.
Пример.
По результатам анализа соединение содержит 82,98 % калия и 17,02 % кислорода.
Необходимо преобразовать массовые соотношения элементов и мольные. Для этого
разделим процентное содержание каждого элемента на его молярную массу:
 (Ê ) 
82,98( ìàññà Ê )
 2,12
39,1 ( ìîëÿðíàÿ ìàññà Ê )
17,2 ( ìàññà Î )
 1,06
16,0 ( ìîëÿðíàÿ ìàññà Î )
К : О = 2,12 : 1,06 = 2 : 1 . Эмпирическая формула соединения – К2О.
 (Î ) 
По химической формуле соединения можно рассчитать массовую долю ω (%)
компонентов по формуле:
n  A r ýëåìåíòà 
ω % (элемента в соединении) =
· 100 %;
Ì r ñîåäèíåíèÿ 
Задачи для самостоятельного решения
16. Вычислите массовую долю (в %) металла в следующих соединениях:
а) Fe2O3
б) Fe3O4
в) 2Fe2O3 ·3H2O
г) FeCO3
17. Вычислите массовую долю (в %) кислорода в следующих соединениях:
а) HNO3
б) Ag2O
в) KOH
г) Ca3(PO4)2
д) NaOH
е) CO2
ж) KHCO3
з) FeOHSO4
18. Определите массовую долю (в %) азота в следующих соединениях:
а) в NH4OH
б) в NH4NO3 в) в N2O
19. Определите состав следующих соединений (%):
а) фосфорной кислоты
б) гидрокарбоната кальция
в) гидроксида кальция
г) карбоната кальция
д) карбоната натрия
20. Какова массовая доля:
а) водорода в метане CH4
б) водорода и кислорода в воде?
21. Каково отношение масс кальция, углерода и кислорода в карбонате кальция (CaCO3)?
22. Каково массовое отношение элементов в следующих соединениях меди:
а) оксид меди (II)
г) оксид меди (I)
б) в медном колчедане CuFeS2
д) в малахите (CuOH)2CO3
в) медном блеске Cu2S
23. Каково массовое отношение элементов в следующих соединениях, используемых как
удобрения:
а) хлориде калия
б) сульфате калия;
в) нитрате калия?
24. Вычислите массовую долю (в %) серы в:
а) оксиде серы (IV);
б) оксиде серы (VI);
25. Какой из оксидов – HgO или Ag2O содержит больше кислорода? Ответ подтвердите
расчетами.
Расчеты по химическим уравнениям
Задачи для самостоятельного решения
26. Какова масса гидроксида натрия, образующаяся в результате взаимодействия с водой
натрия, количеством вещества 0,1 моль?
27. Каково число молей гидроксида натрия, получающееся при взаимодействии с водой
металлического натрия массой 2,3 г?
28. Какой объём водорода (н.у.) выделится при действии на воду металлов, взятых
количеством вещества:
а) 1 моль натрия;
б) 1 моль кальция?
29. Какой объём водорода (н.у.) получится при взаимодействии с избытком серной
кислоты магния массой 1,2 г?
30. Сколько молей меди вытеснит из раствора сульфата меди (II) цинк, количеством
вещества 0,2 моль.
31. Какое число молей сульфата железа (III) требуется для получения гидроксида железа
(III) массой 214 г?
32. Какой массой можно восстановить оксид железа (III) водородом, объёмом 11,2 л (н.у.)
до железа?
33. При взаимодействии цинка с хлороводородной кислотой выделился водород объёмом
4,48 л (н.у.). Вычислите массу растворившегося цинка.
34. При соединении железа массой 2,1 г с серой выделилось 3,58 кДж теплоты. Вычислите
теплоту образования сульфида железа (II).
35. При взаимодействии алюминия массой 9 г с кислородом выделилось 274,44 кДж
теплоты. Вычислите теплоту образования оксида алюминия.
36. Какова масса йода, вытесняемого из раствора йодида натрия хлором объёмом 3 л
(н.у.)?
37. Сколько граммов оксида алюминия образуются при окислении:
а) алюминия массой 0,54 г;
б) алюминия, количеством вещества 4 моль?
38. Какой объём воздуха (при н.у.) нужен для сжигания серы массой 4 г до SO2
(содержание кислорода в воздухе принять равным 1/5 по объёму)?
39. Сколько граммов гидроксида натрия требуется для превращения
сульфата меди
(II) массой 16 г в гидроксид меди (II)?
40. Сколько литров кислорода, взятого при нормальных условиях, расходуется при
сжигании алюминия массой 9 г?
41. Сколько литров водорода выделится при взаимодействии железа массой 2,8 г с серной
кислотой при нормальных условиях?
42. Сколько молей оксида алюминия образуются при сжигании в кислороде алюминия
массой 51 г?
43. Сколько литров СО2 (н.у.) надо пропустить в раствор Са(ОН)2, чтобы получить:
а) карбонат кальция СаСО3 количеством вещества 0,5 моль;
б) СаСО3 массой 200 г;
в) СаСО3 массой 1 т.
44. Сколько молей оксида цинка получится при сжигании цинка в кислороде объёмом 5,6
л (при н.у.)?
45. Вычислите массу оксида кальция, необходимую для получения гидроксида кальция
массой 3,7 г?
46. Оксид углерода (II) можно получить при взаимодействии углерода с оксидом железа
(III). Составьте уравнение реакции и вычислите, сколько литров оксида углерода (II)
образуется из оксида железа (III) массой 8 г.
47. Сколько граммов оксида серы (VI) пошло на образование сульфата калия массой 270
г?
Практическое занятие №2
Строение атома. Химическая связь.
1
0
1s
0
1
±1/2
максимальное
число
электронов
на
на
подуровне
уровне
2
2
2
0
1
0
1
2
0
1
2
3
2s
2р
3s
3р
3d
4s
4р
4d
4f
0
-1; 0; +1
0
-1; 0; +1
-2; -1;0;+1;+2
0
-1; 0; +1
-2; -1;0;+1;+2
-3; -2;-1; 0;+1;+2
1
3
1
3
5
1
3
5
7
±1/2
±1/2
±1/2
±1/2
±1/2
±1/2
±1/2
±1/2
±1/2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
n
3
4
ml
число
орбиталей
(ячеек)
l
обозначение
Таблица 1– Распределение электронов по уровням, подуровням и орбиталям
ms
8
18
32
Заполнение электронных орбиталей многоэлектронных атомов определяется
некоторыми закономерностями. К ним относятся: принцип наименьшей энергии, принцип
Паули, правило Хунда и правило Клечковского.
Принцип наименьшей энергии: этот принцип заключается в том, что
последовательность размещения электронов по уровням и подуровням атома должна
соответствовать наименьшей энергии электрона и атома в целом. В этом случае
устойчивость электронной системы будет максимальной и связь электронов с ядром–
наиболее прочной.
Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов, для которых одинаковы
значения всех четырех квантовых чисел. Следовательно, на одной атомной орбитали,
описываемой числами n, l, ml, ms причем, эти электроны должны отличаться ориентацией
спина.
Правило Хунда: электроны при данных значениях главного и орбитального квантовых
чисел стремятся расположиться в атоме так, чтобы суммарный спин был максимальным.
Это означает, что в пределах данного подуровня атома электроны заполняют
максимальное количество орбиталей.
Правило Клечковского:
заполнение подуровней электронами происходит в
последовательности увеличения суммы главного и побочного квантовых чисел (n+l),
причем, при одинаковом значении суммы (n+l), заполнение подуровней идет в
направлении увеличения n (или уменьшения l).
Последовательность заполнения подуровней, найденная исходя из правила Клечковского,
имеет вид:
1s 2s2p 3s 3p  4s3d 4p 5s  4d 5p 6s  4f 5d 6p 7s  5f 
6 и т.д.
Для
описания атомных электронных структур обычно используют так называемые
электронные формулы. Этими формулами обозначают состояние электронов в атоме.
Составить электронную формулу – это значит распределить все имеющиеся в атоме
электроны по уровням, подуровням и орбиталям.
Для этого необходимо знать:
 число электронов в атоме (оно равно порядковому номеру элемента в
периодической таблице);
 какие в атоме есть орбитали (число энергетических уровней равно номеру периода,
в котором расположен элемент в периодической таблице);
 какова электроноемкость орбителей (таблица 1);
 порядок заполнения орбиталей электронами (правило Клечковского);
Пример
Построим электронные формулы трех элементов: лития, хлора и марганца.
3Li
Число электронов в атоме – 3
Электронная формула – 1s2 2s1 (цифра справа вверху указывает, сколько
электронов находится на данных орбиталях)
17Сl
Число электронов в атоме – 17
Электронная формула – 1s2 2s2 2р6 3 s23 р5 3d
25 Мn
Число электронов в атоме – 25
Электронная формула – 1s2 2s2 2р6 3 s23р63d54 s2 4р 4d, т.е. указыва
ются все электроны с n=3, а затем электроны четвертого уровня.
При составлении электронно-графических формул электроны с положительными спинами
1
1
(ms =  ) и отрицательными спинами (ms = – ) изображают стрелками, направленными
2
2
соответственно вверх (↑) или вниз (↓) и помещенными в квадрат (ячейку), условно
изображающий орбиталь.
s-орбиталь изображается одной ячейкой, в которой может находиться не более 2-х
электронов:
↑↓
р- орбиталь изображается тремя ячейками :
↑↓ ↑↓ ↑↓
d- орбиталь изображается пятью ячейками :
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
Например, электронно-графические формулы атомов лития и хлора:
1s2 2s1
3Li
2s ↑
1s ↑↓
1s2 2s2 2р6 3 s23 р5 3d
17Сl
3
↑↓
↑↓
↑↓
↑
2
1
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
р
↑↓
d
s
Задачи для самостоятельного решения
1. Составьте электронную формулу элемента с порядковым номером 8 в основном и
возбужденном состоянии (если возможно). Покажите распределение электронов по
квантовым ячейкам. Укажите: валентные электроны, электронный остов, число
неспаренных электронов.
2. Выполните задание №1 для элемента с порядковым номером 9.
3. Выполните задание №1 для элемента с порядковым номером 15.
4. Выполните задание №1 для элемента с порядковым номером 16.
5. Выполните задание №1 для элемента с порядковым номером 17.
6. Выполните задание №1 для элемента с порядковым номером 18.
7. Выполните задание №1 для элемента с порядковым номером 19.
8. Выполните задание №1 для элемента с порядковым номером 20.
9. Выполните задание №1 для элемента с порядковым номером 33.
10. Выполните задание №1 для элемента с порядковым номером 34.
11. Выполните задание №1 для элемента с порядковым номером 35.
12. Выполните задание №1 для элемента с порядковым номером 49.
13. Выполните задание №1 для элемента с порядковым номером 50.
14. Выполните задание №1 для элемента с порядковым номером 51.
15. Выполните задание №1 для элемента с порядковым номером 52.
16. Изобразите распределение электронов по квантовым ячейкам в атомах кремния,
фтора, криптона.
17. Назовите элементы, атомы которых имеют электронные формулы:
а) 1s22s22p3
б)1s22s22p63s23p6
в) 1s22s22p63s23p63d34s2
г) 1s22s22p63s23p63d104s1.
18. Назовите элементы, электронные формулы которых имеют окончание:
а) …2s22p63s23p4
б) …3s23p63d34s2
в) …3s23p63d104s24p5
г) …4s24p64d75s1.
19. Определите порядковый номер элемента, находящегося:
а) в 4 периоде, 4 ряду, III группе в) в 6 периоде, 8 ряду, V группе
б) в 3 периоде, IV группе
г) в 5 периоде, 6 ряду, II группе.
Составьте электронные формулы этих элементов.
Практическое занятие №4
Способы выражения концентрации раствора. Физико-химические свойства
растворов.
Количества растворенного вещества и растворителя могут измеряться в разных
единицах. В связи с этим существует несколько способов выражения состава раствора.
1. Массовая доля растворенного вещества (ω%) показывает, какая масса растворенного
вещества содержится в 100 г раствора. Выражается в процентах от массы раствора.
Чтобы рассчитать массовую долю растворенного вещества в растворе, необходимо
разделить массу растворенного вещества на массу раствора и выразить это отношение в
процентах:
 âåùåñòâà âðàñòâîðå  
m ð. âåù  âà
 100 % ,
m ð  ðà
где ω вещества – массовая доля растворенного вещества в растворе, %;
в растворе
m р. вещ-ва – масса растворенного вещества, г;
m р-ра
– масса раствора, г;
2. Молярная концентрация раствора (СМ) показывает количество растворенного вещества
(ν) в моль, которое содержится в 1л раствора. Выражается в моль/л
Расчет можно произвести по формуле:

CM  ,
V
где
СМ
– молярная концентрация раствора, моль/л;
ν
– количество вещества, моль;
V
– объем раствора, л.
Если количество растворенного вещества (ν) выразить формулой:
ν
m ð. âåù  âà
Ì ð. âåù  âà
и подставить в формулу СМ, то получим:
CM 
m ð. âåù  âà
,
Ìð . âåù  âà  Vð  ðà
где
СМ
– молярная концентрация раствора, моль/л (М);
m р. вещ-ва – масса растворенного вещества, г;
М р. вещ-ва – молярная масса растворенного вещества, г/моль;
V р-ра
– объем раствора, л.
3. Эквивалентная( нормальная ) концентрация (СH
или Cэкв.) показывает число
эквивалентов растворенного вещества в 1литре (дм3) раствора. Выражается в моль/л.
Расчет можно произвести по формуле:
m ð.âåù  âà
,
CH 
Ý ð.âåù  âà  V ð  ðà
где
СН – нормальная или эквивалентная концентрация раствора, моль/л (н)
Э р.вещ-ва – эквивалентная масса растворенного вещества, г/моль;
V р-ра
– объем раствора в л (дм3);
Эквивалентные массы сложных веществ рассчитываются по следующим формулам:
Ì (êèñëîòû )
,
îñíîâíîñòü êèñëîòû
где
Э (ислоты)
– эквивалентная масса кислоты, моль/л;
М (кислоты)
– молярная масса кислоты, г/моль;
основность кислоты – число атомов водорода в молекуле кислоты;
Э (ислоты) =
Э (соли ) =
где
Э (соли )
М (соли)
÷èñëî àòîìîâ
Ì (ñîëè )
,
ìåòàëëà  âàëåíòíîñò ü ìåòàëëà
– эквивалентная масса соли, моль/л;
– молярная масса соли, г/моль;
Ì îñíîâàíèÿ 
,
êèñëîòíîñò ü îñíîâàíèÿ
– эквивалентная масса основания, г/моль;
– молярная масса соли, г/моль;
– число гидроксильных групп в молекуле основания;
Э(основания) =
где
Э(основания)
М (основания)
кислотность снования
5. Титр –-показывает содержание растворенного вещества(в г) в 1 см3 раствора.
Выражается в г/см3.
Расчет можно произвести по формуле:
T
CH ð  ðà  Ý ð. âåù  âà
,
1000
где Т – титр раствора, г/см3;
СН – нормальная или эквивалентная концентрация раствора, моль/л (н.)
Э р. в-ва – эквивалентная масса растворенного вещества, г/моль;
Свойства разбавленных растворов неэлектролитов
В этой главе рассматриваются коллигативные свойства растворов, т.е. свойства, которые
зависят от количества частиц растворенного вещества и не зависят от их природы.
1. Давление пара над раствором
Ф. Рауль установил закон: давление насыщенного пара растворителя над раствором
всегда меньше, чем над чистым растворителем, т.е. Р<Р0, ,
n
,
nN
где
Р
– давление пара растворителя над раствором, Па;
Р0
– давление пара над чистым растворителем, Па;
ΔР = Р0 – Р – понижение давления пара над раствором;
n
– количество растворенного вещества в растворе, моль;
N
– количество вещества растворителя в растворе, моль;
n
– мольная доля растворенного вещества в растворе;
nN
Р0 – Р = Р0
При этом чем больше концентрация растворенного вещества, тем больше понижается
давление пара над раствором.
2. Повышение температуры кипения
Закон Рауля:
Температура кипения раствора Т2 выше температуры кипения чистого растворителя
Т1, при этом, чем выше концентрация раствора, тем выше температура его кипения.
Повышение температуры кипения раствора, т.е. разность между температурами кипения
раствора и чистого растворителя (ΔТкип) = Т2 – Т1. Для разбавленных растворов
повышение температуры кипения пропорционально концентрации раствора:
ΔТкип = Е · Сm,,
где
ΔТкип – повышение температуры кипения раствора, К;
Е
– коэффициент пропорциональности, эбулиоскопическая
постоянная, равна повышению температуры кипения при
растворении 1 моль вещества в 1 кг растворителя,
К·кг·моль–1;
Сm
– моляльная концентрация раствора, моль/кг;
Вспомнив определение моляльности раствора (Сm) , выражение можно записать:
m ( р.вещ  ва )  1000
ΔТкип = Е ·
,
M ( р.вещ  ва )  L
где
m (р. вещ-ва)
– масса растворенного вещества, г
М (р. вещ-ва)
– молярная масса растворенного вещества, г/моль;
L
– масса растворителя, г;
Измерение повышение температуры кипения часто используют для определения
молярной массы вещества.
Е  m ( р.вещ  ва )  1000
;
Т кип  L
Этот метод определения молярной массы называется эбуллиоскопией.
М (р. вещества) =
3. Понижение температуры замерзания
Растворы замерзают при более низкой температуре, чем чистый растворитель. При
этом чем выше концентрация растворенного вещества, тем ниже температура замерзания
раствора.
Понижение температуры замерзания раствора: (ΔТзам) = Т1 – Т2,
где Т1 – температура замерзания растворителя; Т2 – температура замерзания раствора.
Понижение температуры замерзания раствора пропорционально моляльности раствора:
где ΔТзам
К
Сm
ΔТзам = К · Сm,,
– понижение температуры замерзания раствора, К;
– коэффициент пропорциональности, криоскопическая
постоянная, равна понижению температуры замерзания
при растворении 1 моль вещества в 1 кг растворителя,
К·кг·моль–1;
– моляльная концентрация раствора, моль/кг;
Вспомнив определение моляльности раствора(Сm), можно записать:
m ( р.вещ  ва )  1000
ΔТкип = К ·
,
M ( р.вещ  ва )  L
где
m (р. вещ-ва ) – масса растворенного вещества, г;
М (р. вещ-ва) – молярная масса растворенного вещества, г/моль;
L
– масса растворителя, г;
Измерение понижения температуры замерзания так же используют для определения
молярной массы вещества.
К  m ( р.вещ  ва )  1000
М (вещества) =
(г/моль);
Т зам  L
Этот метод определения молярной массы называется криоскопией.
4. Осмос и осмотическое давление
 Осмос – самопроизвольный переход растворителя в раствор, отделенный от него
полупроницаемой мембраной.
 Осмотическое давление равно такому давлению, которое нужно приложить к
раствору для предотвращения проникновения в него растворителя.
Величина осмотического давления рассчитывается по уравнению
Вант-Гоффа:
Росм (π) = См · R · T ,
где
Росм (π) – осмотическое давление, Па;
СМ – молярная концентрация растворенного вещества, моль/л;
R
– газовая постоянная, равная 8,31 Дж· К–1·моль–1;
Т
– абсолютная температура, К;
V
– объем раствора, л;
Вспомнив определение молярности раствора (Cм) можно записать:
  RT
Росм (π) =
,
М ( р.вещ  ва )  V
где
ν
– количество растворенного вещества, моль;
m (р. вещ-ва) – масса растворенного вещества, г;
М (р. вещ-ва) – молярная масса растворенного вещества, г/моль;
Измерение осмотического давления так же используют для определения молярной массы
вещества.
RT
М (вещества) =
(г/моль);
Ðîñì  V
Задачи для самостоятельного решения
1. Из 700 г 60%-ной серной кислоты выпариванием удалили 200 г воды. Чему равна
процентная концентрация оставшегося раствора?
2. Из 400 г 50%-ного (по массе) раствора H2SO4 выпариванием удалили 100г воды.
Чему равна массовая доля H2SO4 в оставшемся растворе?
3. Из 10 кг 20%-ного раствора при охлаждении выделилось 400 г соли. Чему равна
процентная концентрация охлажденного раствора?
4. Найти массовую долю глюкозы в растворе, содержащем 280 г воды и 40 г
глюкозы.
5.Сколько граммов Na2SO3 потребуется для приготовления 5 л 8%-ного (по массе)
раствора (ρ = 1,075 г/мл)?
6. 1 мл 25%-ного (по массе) раствора содержит 0,458 г растворенного вещества.
Какова плотность этого раствора?
7. Смешали 300 г 20%-ного раствора и 500 г 40%-ного раствора NaCl. Чему равна
процентная концентрация полученного раствора?
8. Смешали 247 г 62%-ного и 145 г 18%-ного раствора серной кислоты. Какова
процентная концентрация полученного раствора?
9. В какой массе воды надо растворить 67,2 л НС1 (объем измерен при нормальных
условиях), чтобы получить 9%-ный (по массе) раствор НС1?
10. Смешали 10 см3 10%-ного раствора HNO3 (ρ =1,056 г/ см3) и 100 см3 30%-ного
раствора HNO3(пл. 1,184 г/
см3). Вычислите процентную концентрацию
полученного раствора.
11. Определить массовую долю вещества в растворе, полученном смещением 300 г
25%-ного и 400 г 40%-ного (по массе) растворов этого вещества.
12. Из 400 г 20%-ного (по массе) раствора при охлаждении выделилось 50 г
растворенного вещества. Чему равна массовая доля этого вещества в оставшемся
растворе?
13. К 500 мл 32%-ной (по массе) HNO3 (ρ = 1,20 г/мл) прибавили 1 л воды. Чему равна
массовая доля HNO3 в полученном растворе?
14. Найти массовую долю азотной кислоты в растворе, в 1 л которого содержится 224г
HNO3 (ρ = 1,12 г/мл)?
15. Плотность 26%-ного (по массе) раствора КОН равна 1,24 г/мл. Сколько молей КОН
находится в 5 л раствора?
16. Сколько граммов SО3 надо растворить в 400 г Н2О, чтобы получить 15%-ный (по
массе) раствор H2SО4?
17. Найти массу NaNO3, необходимую для приготовления 300 мл 0,2 М раствора.
18. Найти молярность 36,2%-ного (по массе) раствора НС1, плотность которого 1,18
г/мл.
19. Сколько миллилитров 0,5 М раствора H2SO4 можно приготовить из 15 мл 2,5 М
раствора?
20. В каком объеме 1 М раствора и в каком объеме 1 н. раствора содержится 114 г
A12(S04)3?
21. Плотность 40%-нога (по массе) раствора HNO3 равна 1,25 г/мл. Рассчитать
молярность раствора.
22. Сколько граммов Na2CO3 содержится в 500 мл 0,25 н. раствора?
23. В каком объеме 0,1 н. раствора содержится 8 г CuSО4?
24. Какой объем 0,1 М раствора Н3РО4 можно приготовить из 75 мл 0,75 н. раствора?
25. Сколько миллилитров 96%-ного (по массе) раствора H2SO4 (ρ = 1,84 г/мл) нужно
взять для приготовления 1 л 0,25 н. раствора?
26. Вычислить массовую долю гидроксида натрия в 9,28 н. растворе NaOH
(ρ = 1,310 г/мл).
27. Вычислите молярную концентрацию 20%-ного раствора
хлорида кальция
3
плотностью 1,178 г/см .
28. В 1 кг воды растворено 667 г КОН; плотность раствора равна 1,395 г/мл. Найти: а)
массовую долю КОН; б) молярность;
29. Плотность 15%-ного (по массе) раствора H2SO4 равна 1,105 г/мл. Вычислить: а)
нормальность; б) молярность;
30. Плотность 9%-ного (по массе) раствора сахарозы C12H22O11 равна
1,035 г/мл.
Вычислить: а) концентрацию сахарозы в г/л; б) молярность;
31. К 100 мл 96%-ной (по массе) H2SO4 (ρ = 1,84 г/мл) прибавили 400 мл воды.
Получился раствор плотностью 1,220 г/мл. Вычислить массовую
долю H2SO4.
32. Какой объем 10%-ной (по массе) серной кислоты (ρ = 1,07 г/мл) потребуется для
нейтрализации раствора, содержащего 16,0 г NaOH?
33. Вычислите эквивалентную концентрацию 20,8%-ного раствора HNO3 плотностью
1,12 г/см3. Сколько граммов кислоты содержится в 4 л этого раствора?
34. Вычислите молярную, эквивалентную концентрации 16%-ного раствора хлорида
алюминия плотностью 1,149 г/см3.
35. Сколько и какого вещества останется в избытке, если к 75 см3 0,3 н раствора H2SO4
прибавить 125 см3 0,2 н раствора КОН?
36. Для осаждения в виде AgCl всего серебра, содержащегося в 100 см3 раствора
AgNO3 потребовалось 50 см3 0,2 н раствора НCl. Какова нормальность раствора
AgNO3? Какая масса AgCl выпала в осадок?
37. Раствор, содержащий 0,512 г неэлектролита в 100 г бензола, кристаллизуется при
5,296С. Температура кристаллизации бензола 5,5 С. Криоскопическая константа
равна 5,1. Вычислите мольную массу растворенного вещества.
38. Вычислите процентную концентрацию водного раствора сахара С12Н22О11,зная, что
температура кристаллизации раствора –0,93 С. Криоскопическая константа воды
1,86
39. Вычислите температуру кристаллизации раствора мочевины (NH2)2CO,
содержащего 5 г мочевины в 150 г воды. Криоскопическая константа воды 1,86.
40. Раствор, содержащий 3,04 г камфары С10H16O в 100 г бензола, кипит при 80,714 С.
Температура кипения бензола 80,2 С . Вычислите эбуллиоскопическую константу
бензола .
41. Вычислите процентную концентрацию водного раствора глицерина C3H5(OH)3
,зная, что этот раствор кипит при 100,39 С. Эбуллиоскопическая константа воды
0,52.
42. Вычислите мольную массу неэлектролита, зная, что раствор, содержащий 2,25 г
этого вещества в 250 г воды, кристаллизуется при –0,279 С. Криоскопическая
константа воды 1,86.
43. Вычислите температуру кипения 5%-ного раствора нафталина С10H8 в бензоле.
Температура кипения бензола 80,2 С. Эбуллиоскопическая константа его 2,57
44. Раствор, содержащий 25,65 г некоторого неэлектролита в 300 г воды,
кристаллизуется при –0,465 С. Вычислите мольную массу растворенного
вещества. Криоскопическая константа воды 1,86.
45. Вычислите криоскопическую константу уксусной кислоты, зная, что раствор,
содержащий 4,25 г антрацена С14H10 в 100 г уксусной кислоты кристаллизуется
при 15,718 С. Температура кристаллизации уксусной кислоты 16,65 С.
46. При растворении 4,86 г серы в 60 г бензола температура кипения его повысилась на
0,81. Сколько атомов содержит молекула серы в этом растворе.
Эбуллиоскопическая константа бензола 2,57.
47. Температура кристаллизации раствора, содержащего 66,3 г некоторого
неэлектролита в 500 г воды равна –0,558 С. Вычислите мольную массу
растворенного вещества. Криоскопическая константа воды 1,86.
48. Какую массу анилина C6H5NH2 следует растворить в 50 г этилового эфира, чтобы
температура кипения раствора была выше температуры кипения этилового эфира
на 0,53 Эбуллиоскопическая константа этилового эфира 2,12.
49. Вычислите температуру кристаллизации 2%-ного раствора этилового спирта
C2H5OH. Криоскопическая константа воды 1,86.
50. Сколько граммов мочевины (NH2)2CO следует растворить в 75 г воды, чтобы
температура кристаллизации понизилась на 0,465? Криоскопическая константа
воды 1,86.
51. Вычислите процентную концентрацию водного раствора глюкозы C6H12O6, зная,
что этот раствор кипит при 100,26 С. Эбуллиоскопическая константа воды 0,52.
52.
1
64. Сколько граммов фенола C6H6OH следует растворить в 125 г бензола, чтобы
температура кристаллизации раствора была ниже температуры кристаллизации
бензола на 1,7. Криоскопическая константа бензола 5,1.
53. Сколько граммов мочевины (NH 2) 2CO следует растворить в 250 г воды, чтобы
температура кипения повысилась на 0,26? Эбуллиоскопическая константа воды
0,52.
54. При растворении 2,3 г некоторого неэлектролита в 125 г воды температура
кристаллизации понижается на 0,372.Вычислите мольную массу растворенного
вещества. Криоскопическая константа воды 1,86.
55. Вычислите температуру кипения 15%-ного водного раствора пропилового спирта
C3H7OH. Эбуллиоскопическая константа воды 0,52.
56. Вычислите процентную концентрацию водного раствора метанола CH3OH,
температура кристаллизации которого –2,79С. Криоскопическая константа воды
1,86.
Практическое занятие№5
Энергетика химических процессов. Термохимические расчеты
Термохимия изучает тепловые эффекты химических реакций.
 Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты, называются
экзотермическими.
 Реакции, которые сопровождаются поглощением теплоты, называются
эндотермическими.
Химические уравнения, в которых указаны агрегатные состояния реагирующих
веществ, а также величина и знак теплового эффекта, называются термохимическими
уравнениями. При составлении термохимических уравнений стехиометрические
коэффициенты могут быть дробными, агрегатное состояние каждого вещества
обозначается: (г) – газообразное, (ж) – жидкое, (к) – кристаллическое.
Пример
½ Н2 (г) + ½ Сl2 (г) = HCl (г);
ΔН = – 92,25 кДж/моль,
где ΔН – тепловой эффект реакции при постоянном давлении.
Закон Гесса:
 Если из данных веществ можно разными способами получить заданные продукты,
то тепловой эффект во всех случаях будет одним и тем же.
Иными словами:

Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути, по которому она
протекает, а определяется только природой и состоянием продуктов реакции и
исходных веществ.
Следствие из закона Гесса:
 Тепловой эффект химической реакции при стандартных условиях равен сумме
стандартных теплот образования продуктов реакции, умноженных на
стехиометрические коэффициенты, минус теплоты образования исходных веществ,
умноженных на стехиометрические коэффициенты.
ΔНр = ∑ ΔНо298 (прод. р–ции) – ∑ ΔНо 298 (исх. вещ–в);
Теплоты образования сложных веществ, приведенные к стандартным условиям (298 К, 1
атм.) называют стандартными (ΔНо298) и
приводят в таблицах стандартных
термодинамических величин (смотри приложение …)
Теплоты образования простых веществ равны 0.
Суммирование стандартных энтальпий производится с учетом стехиометрических
коэффициентов.
Стандартные энтропии (ΔSо298) простых и сложных веществ приводят в таблицах
стандартных термодинамических величин (Дж/моль·К).
Так как энтропия – это функция состояния системы, то ее изменение подчиняется
следствию из закона Гесса:
ΔSр = ∑ ΔSо298 (прод. р–ции) – ∑ ΔSо 298 (исх. вещ–в);
Суммирование производится с учетом стехиометрических коэффициентов.
Для выяснения возможности самопроизвольного протекания изобарно- изотермических
процессов применяется термодинамическая функция G, называемая свободной энергией
Гиббса.
 При постоянной температуре и давлении самопроизвольно могут протекать только
процессы, сопровождающиеся уменьшением G, пределом их протекания, т.е.
условием равновесия является достижение некоторого минимального значения G.
Т.е. возможно самопроизвольное протекание в прямом направлении только тех реакций, у
которых Δ G<0 ; при Δ G>0 самопроизвольно может протекать только обратный процесс.
Для различных практических расчетов пользуются уравнением:
Δ G = ΔНр – Т ΔSр
Cтандартные значения энергии Гиббса (ΔGо298 ) приводятся в таблицах стандартных
термодинамических величин (кДж/моль).
Изменение стандартной энергии Гиббса (ΔGо298) в ходе химической реакции может быть
вычислено по уравнению:
ΔGр = ∑ Δ Gо298 (прод. р–ции) – ∑ Δ Gо298 (исх. вещ–в);
Задачи для самостоятельного решения
1. Вычислите, какое количество теплоты выделится при восстановлении Fe2O3
металлическим алюминием, если было получено 335,1 г железа.
Ответ: 2543,1 кДж.
2. Газообразный этиловый спирт C2H5OH можно получить при взаимодействии
этилена C2H4 (г) и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой
реакции, вычислив ее тепловой эффект.
Ответ: -45,76 кДж.
3. При взаимодействии газообразных сероводорода и диоксида углерода образуются
пары воды и сероуглерод СS2(г). Напишите термохимическое уравнение этой
реакции, вычислив ее тепловой эффект.
Ответ: +65,43 кДж.
4. Напишите термохимическое уравнение реакции между CO (г) и водородом, в
результате которой образуются СН4 (г) и Н2О(г). Сколько теплоты выделится при
этой реакции, если было получено 67,2 метана в пересчете на нормальные условия.
Ответ: 618,48 кДж.
5. Тепловой эффект какой реакции равен теплоте образования метана? Вычислите
теплоту образования метана исходя из следующих термохимических уравнений:
Н2 (г) + Ѕ O2 (г) = Н2О (ж);
 Н = – 285,84 кДж.
С (к)
+ O2 (г) = СO2 (г);
 Н = – 393,51 кДж.
СН4 (г) + 2 O2 (г) = 2Н2О (ж) + СO2 (г);  Н = – 890,31 кДж.
Ответ: –74,88 кДж.
6. Тепловой эффект реакции сгорания жидкого бензола с образованием паров воды и
диоксида углерода равен –35,58 кДж. Составьте термохимическое уравнение этой
реакции и вычислите теплоту образования С6 Н6 (ж).
Ответ: +49,03 кДж.
7. Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 165 л (н.у.) ацетилена С 2Н2,
если продуктами сгорания являются диоксид углерода и пары воды?
Ответ: 924,88 кДж.
8. При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и оксид азота.
Сколько теплоты выделится при этой реакции, если было получено 44,8 л NО в
пересчете на нормальные условия?
Ответ: 452,37 кДж.
9. При сгорании 11,5 г жидкого этилового спирта выделилось 308,71 кДж теплоты.
Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются
пары воды и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования C2H5ОН (ж).
Ответ: - 277,67 кДж/моль.
10. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции
горения 1 моль этана C2H6 (г), в результате которой образуются пары воды и
диоксид углерода. Сколько теплоты выделиться при сгорании 1 м3 этана в
пересчете на нормальные условия?
Ответ: 63742,86 кДж.
11. Реакция горения аммиака выражается термохимическим уравнением:
12. 4NН3 (г) + 3O2 (г) = 2N2 (г) + 6 Н2О (ж)  Н = – 1530,28 кДж.
Вычислите теплоту образования NН3 (г).
Ответ: -46,19 кДж/моль.
13. При взаимодействии 6,3 г железа с серой выделилось 11,31 кДж теплоты.
Вычислите теплоту образования сульфида железа FeS.
Ответ: -100,26 кДж/моль.
14. При сгорании 1 л ацетилена (н.у.) выделяется 56,053 кДж теплоты. Напишите
термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды
и диоксид углерода. Вычислите теплоту образования C2H2 (г).
Ответ: 226,75 кДж/моль
о
15. Вычислите G 298 для следующих реакций:
а) 2 NaF (к) + Cl2 (г) = 2 NaCl (к) + F2 (г)
б) PbO2 (к) + 2 Zn (к ) = Pb (к) + 2 ZnO (к)
Можно ли получить фтор по реакции (а) и восстановить PbO2 цинком по ракции
(б)?
Ответ:+313,94кДж;417,4кДж.
16. При какой температуре наступит равновесие системы:
4 HCl (г) + O2 (г) → 2 H2O (г) + 2 Cl2 (г) ; H= – 114,42 кДж?
Хлор или кислород в этой системе является более сильным окислителем и при
каких температурах?
Ответ: 891o К.
17. Восстановление окислом углерода идет по уравнению:
Fe3O4 (к) + CO (г) = 3 FeO (к) + CO2 (г)
о
Вычислите G 298 и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания
этой реакции при стандартных условиях. Чему равно Sо298 в этом процессе?
Ответ: +24,19 кДж; +31,34 Дж/ моль·К.
18. Реакция горения ацетилена идет по уравнению:
C2H2 (г) + 5/2 O2 (г) → 2 CO2 ( г) + H2O (ж)
Вычислите Gо298 и Sо298. Объясните уменьшение энтропии в результате этой
реакции.
Ответ: -1235,15 кДж; -215,15 Дж/моль·К.
19. Уменьшается или увеличивается энтропия при переходах: а) воды в пар;
б) графита в алмаз? Почему? Вычислите Sо298 для каждого превращения.
Сделайте вывод о количественном изменении энтропии при фазовых и
аллотропических превращениях.
Ответ: а) 118,78 Дж/(моль·К); б) –3,25 Дж/(моль·К).
20. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая
реакция:
H2 (г) + CO2 (г) = CO (г) + H2O (ж) ;
H= –2,85 кДж?
Зная
тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии
соответствующих веществ, определите Gо298 этой реакции.
Ответ: +19,91 кДж.
21. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в
системе:
2 NO (г) + O2 (г) → 2 NO2 (г)
Ответ мотивируйте, вычислив Gо298 прямой реакции.
Ответ: -69,70 кДж.
22. Исходя из значений стандартных теплот образования и абсолютных стандартных
энтропий соответствующих веществ, вычислите Gо298 реакции, протекающей по
уравнению:
NH3 (г) + HCl (г) → NH4Cl (к)
Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно?
Ответ: – 92,08 кДж.
23. При какой температуре наступит равновесие системы:
CO (г) + 2 H2 (г) → CH3OH (ж)
H= –128,05 кДж?
Ответ:  385,50К.
24. При какой температуре наступит равновесие системы:
CH4 (г) + CO2 (г) = 2 CO (г) + 2 H2 (г)
H = 247,37 кДж?
Ответ:  961,90К
25. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных
энтропий соответствующих веществ вычислите Gо298 реакции, протекающей по
уравнению:
4 NH3 (г) + 5 O2 (г) = 4 NO (г) + 6 H2O (г)
Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?
Ответ: –957,77 кДж.
26. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных
энтропий соответствующих веществ вычислите Gо298 реакции, протекающей по
уравнению:
СО2 (г) + 4 Н2 (г) = СН4 (г) + 2 Н2О (ж)
Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?
Ответ: –130,89 кДж.
27. Вычислите Но; Sо;и Gо реакции, протекающей по уравнению:
Fe2O3 (к) + 3 H2 (г) = 2 Fe (к) + 3 H2O(г)
Возможна ли реакция восстановления водородом при температурах 500 и 2000о К?
Ответ: + 96,61 кДж; 138,83 Дж/К; –181,05 кДж.
28. Какие из карбонатов: BeCO3 или
BaCO3 можно получить по реакции
взаимодействия соответствующих оксидов с СО2? Какая реакция идет наиболее
энергично? Вывод сделайте, вычислив Gо298 реакций.
Ответ: +31,24 кДж; -130,17 кДж; -216,02 кДж.
29. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных
энтропий соответствующих веществ вычислите Gо298 реакции, протекающей по
уравнению:
СО (г) + 3 Н2 (г) = СН4 (г) + Н2О (г)
Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?
Ответ: -142,16 кДж.
о
о
о
30. Вычислите Н , S и G реакции, протекающей по уравнению:
TiO2 (к) + 2 C (к) =Ti (к) + 2 CO (г)
Возможна ли реакция восстановления углеродом при температурах 1000 и 3000оК?
Ответ: +722,86 кДж; 364,84 Дж/К; -371,66 кДж.
31. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных
энтропий соответствующих веществ вычислите Gо298 реакции, протекающей по
уравнению:
С2Н4 (г) + 3 О2 (г) = 2 СО2 (г) + 2 Н2О (ж)
Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?
Ответ: -1331,21 кДж.
32. Определите, при какой температуре начнется реакция восстановления Fe3O4,
протекающая по уравнению:
Fe3O4(к)+CO(г)=3 FeO(к)+CO2(г); H=34,55 кДж.
Ответ: 1102,4 К.
33. . Вычислите, при какой температуре начнется диссоциация пентахлорида фосфора,
протекающая по уравнению:
PCl5 (г) = PCl3 (г) + Cl2 (г); H = + 92,59 кДж.
Ответ: 509 К.
34. Вычислите изменение энтропии для реакций, протекающих по уравнениям:
2 СН2 (г) = С2Н2 (г ) + 3 Н2 (г)
N2 (г) + 3 H2 (г ) = 2 NH3 (г)
C (графит) + O2 (г) = CO2 (г)
Объясните ответ.
Ответ: 220,21 Дж/К; 2198,26 Дж/К; 2,93 Дж/К.
Пратическое занятие №6.
Реакции ионного обмена. pH растворов. Гидролиз солей.
Причиной электролитической диссоциации является интенсивное взаимодействие
растворенного вещества с молекулами растворителя (сольватация, гидратация). Именно
гидратация ионов препятствует обратному соединению ионов в нейтральные молекулы.
1. Сильные и слабые электролиты.
Сильные электролиты при растворении в воде полностью распадаются на ионы. В
растворе сильного электролита много ионов, но мало молекул, поэтому раствор хорошо
проводит электрический ток. К сильным электролитам, если растворителем является вода,
относятся:
1. Все соли;
2. Кислоты– НСl, HBr, HI, HClO4, Y2SO4, HNO3 ;
3. Основания – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2;
Остальные кислоты и основания относят к слабым электролитам.
В растворах этих соединений присутствует много нераспавшихся молекул и совсем мало
ионов.

Силу электролита характеризует степень диссоциации (α) и константа
диссоциации (кд).
2. Диссоциация кислот, оснований и солей
Сильные электролиты диссоциируют нацело (в одну ступень), слабые – ступенчато.
 Кислоты – электролиты, диссоциирующие с образованием катионов Н+:
HNO3  H  NO3
Многоосновные слабые кислоты диссоциируют ступенчато:
I ступень H3PO4  H  H2PO4
II ступень H2PO4  H  HPO24 
III ступень H2PO24   H  PO34
 Основания – электролиты, диссоциирующие с образованием гидроксид-ионов ОН–:
NaOH  Na  OH
Если основание содержит в молекуле несколько групп ОН–, то может происходить
ступенчатая диссоциация:

I ступень BaOH2  BaOH  OH
II ступень BaOH2  Ba 2  OH
Вначале отщепляется один гидроксид-ион, а последующие ионы ОН– только в сильно
разбавленных растворах.
Уравнение полной диссоциации имеет следующий вид:

BaOH2  Ba 2  2 OH
3. Обменные реакции в водных растворах электролитов
Реакции протекают необратимо в случае образования:
 малорастворимого вещества;
 летучего вещества;
 слабого электролита.
При взаимодействии ионов
в растворе электролита соединяются только
противоположно заряженные ионы. Если при этом образуется новое вещество в виде
осадка, газа, слабого электролита или комплексного иона, то такие реакции можно
считать необратимыми, т.е. практически идущими «до конца». Такие реакции называют
ионными и записывать их следует ионно-молекулярными уравнениями..
Ионно-молекулярные уравнения показывают сущность реакций в растворах
электролитов.
Правила составления таких реакций состоит в следующем: осадок, газ и
малодиссоциируемые соединения всегда записывают в молекулярной форме, а сильные
электролиты, легкорастворимые – в виде ионов.

Реакции с образованием осадков
Пример
Полное молекулярное уравнение реакции между хлоридом бария и сульфатом натрия:
BaCl2 + Na2SO4  BaSO4 ↓+ 2 NaCl ;
Полное ионное уравнение показывает все ионы, входящие в состав реагентов.

Ba+2 + 2Cl– + 2Na+ + SO4–2  BaSO4 ↓ + 2Na+ + 2Cl–
Сокращенное ионное уравнение показывает только взаимодействующие ионы:
Ba+2 + SO4–2  BaSO4 ↓

Реакции, идущие с образованием газа
Пример 1
FeS + 2 HCl  FeCl2 + H2S↑, или в ионной форме:
FeS + 2H+  Fe2+ + H2S↑
Пример 2
CaCO3 + 2 HCl  CaCl2 + CO2↑, или в ионной форме:
CaCO3 + 2H+ Ca2+ + H2O + CO2↑

Реакция с образованием слабых электролитов
К слабым электролитам относятся вещества со степенью диссоциации меньше 2%,
например, вода, слабые кислоты, труднорастворимые осадки, соли и др.
Пример
Ca(HCO3) + 2 HBr  CaBr2 + 2 H2O + 2 CO2↑, или а ионном виде:
HСO3– + H+  H2O + CO2↑
В чистой воде и во многих водных растворах если:
СН+ = СОН– = 1014 = 10–7 моль/л, растворы называют нейтральными;
СН+ > СОН–, т.е. СН+ > 10–7 моль/л, а СОН– < 10–7моль/л , говорят, что реакция
среды кислая.
 СН+ < СОН– , т.е. СН+ <10–7моль/л, а СОН– > 10–7моль/л , говорят, что реакция
среды щелочная.
Для количественной характеристики реакции среды растворов введены величины
водородного показателя рН и гидроксильного показателя рОН :
рН= – lg СН+
рОН= – lgСОН–
рН + рОН = 14
В нейтральных растворах рН = рОН = 7
В кислых растворах рН<7, а рОН > 7
В щелочных растворах рН>7, а рОН < 7.



Гидролиз соли – это реакция обмена ионов соли с ионами воды, в результате которой
образуется слабый электролит.
При растворении солей в воде происходит процесс диссоциации. Во многих случаях
образующиеся катионы и анионы взаимодействуют с водой с образованием кислот,
оснований и других солей. Такое химическое взаимодействие солей с водой и называется
гидролизом.
При гидролизе смещается равновесие диссоциации воды вследствие связывания
одного из её ионов в слабый электролит соли.
В результате гидролиза реакция среды в растворе может изменяться. Так как при
связывании ионов Н+ в растворе накапливаются ионы ОН–, реакция среды будет щелочная
(рН >7), а при связывании ионов ОН– накапливаются ионы Н+ – среда кислая (рН<7).
Характер процесса гидролиза зависит от природы кислоты и основания из которых
образована соль.
Разберём различные случаи гидролиза, пользуясь понятиями «слабый» и «сильный»
электролит.
1. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз протекает по
аниону). Примеры солей: КF, NaClO, Na2SO3, K3PO4 , СН3СООК.
Пример 1 Гидролиз СН3СООК
Ионы соли СН3СОО– и К+ взаимодействуют с ионами Н+ и ОН– из воды. При этом
ацетат-ионы (СН3СОО–) связываются с ионами водорода (Н+) в молекулы слабого
электролита – уксусной кислоты (СН3СООН), а ионы ОН– накапливаются в растворе,
сообщая ему щелочную реакцию, так как ионы К+ не могут связать ионы ОН– (КОН
является сильным электролитом).
Уравнение гидролиза соли СН3СООК будет иметь следующий вид:
в молекулярной форме:
CH3COOK  H2O  KOH  CH3COOH
в полной ионной форме:
K   CH3COO  HOH  K   OH  CH3COOH
в сокращённой ионной форме:
CH3COO  HOH  OH  CH3COOH
Пример 2 Гидролиз соли Na2S
Гидролиз соли Na2S протекает ступенчато. Соль образована сильным основанием и
слабой кислотой. В этом случае анион соли S2– связывает ионы Н+ воды и в растворе
накапливаются ионы ОН–, тогда уравнение в ионной форме по первой ступени примет
вид:
(среда щелочная, рН > 7).
S2   HOH  HS  OH
При написании молекулярного уравнения получаем:
Na2S  H2O  NaHS  NaOH ;
Вторая ступень (гидролиз соли NaHS) в сокращённой ионной форме:
HS  HOH  H2S  OH ;
В молекулярной форме:
NaHS  H2O  NaOH  H2S ;
Вторая степень гидролиза практически не проходит при обычных условиях, так как,
накапливаясь, ионы ОН– сообщают раствору сильнощелочную реакцию, что приводит к
реакции нейтрализации и сдвигу равновесия влево.
При написании уравнения гидролиза можно исходить из сокращённого ионного
уравнения с переходом к молекулярному, минуя полное ионное уравнения гидролиза.
Вывод: в результате гидролиза соли, образованной сильным однокислотным основанием и
слабой одноосновной кислотой образуются основание и кислота, реакция среды
щелочная.
2. Соль образованна слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз протекает по
катиону). Примеры солей: NH4Cl
Пример 1 Гидролиз соли NH4Cl .
Отбросим ион Cl–, так как он с катионом воды даёт сильный электролит, тогда в
сокращённой ионной форме уравнение гидролиза примет следующий вид:
NH4  HOH  NH4OH  H ;
В молекулярной форме:
NH4Cl  HOH  NH4OH  HCl ;
–
Ионы ОН связываются в слабый электролит, а ионы Н+ накапливаются в растворе
среда кислая (рН < 7).
Пример 2 Гидролиз соли Zn(NO3)2 протекает ступенчато.
Отбрасываем ион NO3–сильного электролита, тогда первая ступень гидролиза в
сокращённой форме примет вид:
Zn2   HOH  ZnOH  H
–
Ионы ОН связаны, а ионы Н+ накапливаются. Среда раствора кислая (рН<7).
При написании уравнения гидролиза в молекулярной форме прибавляем тот ион,
который отбросили вначале т.е. NO3– :
ZnNO3 2  H2O  ZnOHNO3  HNO3 .
Вторая ступень гидролиза в сокращённой ионной форме будет иметь вид:
ZnOH  HOH  ZnOH2  H ;
в молекулярной форме:
ZnOHNO3  H2O  ZnOH2  HNO3 .
Вторая ступень гидролиза практически не происходит при обычных условиях, так как в
результате накопления ионов Н+ создаётся сильнокислая среда и гидроксид цинка
растворяется.
Вывод: в результате гидролиза соли, образованной слабым однокислотным основанием
и сильной одноосновной кислотой образуются кислота и основание, реакция среды кислая
3. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой (гидролиз протекает по
катиону и аниону). Примеры солей: СН3СООNН4; Fe(CN)3; Al2S3
Пример 1 Гидролиз соли СН3СООNН4
Запишем уравнение в ионной форме:
NH4  CH3COO  HOH  NH4OH  CH3COOH .
Образуется слабое основание и слабая кислота, степень диссоциации которых
приблизительно одинаково, поэтому при наличии гидролиза среда будет приблизительно
нейтральная (рН ~7).
Пример 2
Гидролиз соли Al2S3 протекает плотно и необратимо, так как в результате реакции
продукты реакции выделяются из её среды виде осадка и газа:
Al2S3  6H 2O  3H 2S  2AlOH 3 
2 Al3  3 S2   6 HOH  3 H2S  2 AlOH3 
Вывод: для того, чтобы предсказать, какой будет реакция среды, необходимо сравнить
константы диссоциации кислоты и основания.
4. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой (гидролизу не подвергается)
При растворении в воде нитрата калия в присутствии индикатора окраска лакмуса не
изменяется.
Уравнение реакции в молекулярной и ионной формах имеет вид:
KNO3  H2O  KOH  HNO3
K   NO3-  HOH  K   OH  H  NO3
Среда раствора – нейтральная (рН ~7).
Вывод: Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой гидролизу не
подвергаются. Реакция среды в растворах нейтральная.
Однако, если требуется более точно указать реакцию среды в этом варианте, то
необходимо сравнить величины Кд продуктов гидролиза
Разбавление и нагревание растворов усиливает гидролиз. Например, гидролиз
Fe(CH3COO)3 на холоде протекает с образованием FeОН(CH3COO)2, а при кипячении
получается осадок Fe(ОН)2CH3COO↓ и даже Fe(ОН)3↓.
В правой части уравнения два слабых электролита, поэтому гидролиз протекает в
значительной степени.
Задачи для самостоятельного решения
1.Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия
в растворах между:
а) NaHCO3 и NaOH е) K2SiO3 и HCl
л) BaCl2 и Na2SО4
б) K2S и HCl
ж) FeSO4 и (NH2) 2S
м) Cr(OH) 3 и KOH
в) KHCO3 и H2SO4
г) CuSO4 и H2S
a.
) Sn(OH)2и HCl
з) Zn(OH)2 и NaOH
и) BaCO3 и HNO3
к) BeSO4 и KOH
н) CaCl2 и AgNO3
о) FeCl3 и KOH
д
п) NH4Cl и Ba (OH) 2
2.Какое из веществ: Al(OH) 3, H2SO4, Ba(OH) 2– будет взаимодействовать с
гидроксидом калия? Выразите эти
реакции молекулярными и ионномолекулярными уравнениями.
3.Какое из веществ:KHCO3, CH3COOH, NiSO4, Na2S - взаимодействует с раствором
серной кислоты? Запишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения этих
реакций.
4.Какое из веществ: NaCl, NiSO4, Be(OH)2, KHCO2 - взаимодействует с раствором
гидроксида натрия? Запишите молекулярные и ионно5.Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций в растворах
между:
а) AgNO3 и K2CrO4
д) Pb(NO3) 2 и KI
з) CdSO4 и Na2S
б) Be(OH) 2 и NaOH
е) Cu(OH) 2 и HNO3
и) ZnOHNO3 и HNO3
в) Na3PO4 и CaCl2
ж) K2CO3 и BaCl2
к) Zn(OH) 2 и KOH.
+
3+
г) Fe(OH) 3 + 3H = Fe + 3H2O
л) Cd2+ + 2OH–=Cd(OH) 2
6.Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций
7.взаимодействия в растворах между:
а) CdS и HCl
б) Cr(OH) 3 и NaOH
в) Ba(OH) 2 и CoCl2
8.Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия
в растворах между:
а) Н2SO4 и Ba (OH) 2
б) FeCl2 и NH4OH
в) CH3COONa и HCl
г) FeCl3 и KOH
д ) NiSO4 и (NH4)2 S
е) MgCO3 и HNO3
9.Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионномолекулярными уравнениями:
а) Be(OH) 2 + 2OH– = BeO2 + 2H2O
г) CH3COO– + H+ = CH3COOH
2–
2–
б) Ba + SO4 = BaSO4
д) Ag+ + Cl- = AgCl
в) Zn2+ + H2S = ZnS + 2H+
е) HCO3 + H+ = H2O + CO2
10. Составьте по три молекулярных уравнения реакций, которые выражаются ионномолекулярными уравнениями:
а) Mg2+ + CO32– = MgCO3
е) CaCO3 + 2H+ = Ca2++H2O+CO2
–
б) Al (OH) 3 + OH = AlO2 + 2H2O
ж) Pb2++ 2I– = PbI2
в) H+ +OH– = H2O.
з) Cu2+ + S2– = CuS
2–
+
г) SiO3 + 2H = H2SiO3
и) CaCO3 +2H+ = Ca2++H2O+CO2
д) Al(OH) 3 + OH– = AlO2 + 2H2O
к) Pb2++ 2I– = PbI2
11. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, при помощи
которых можно осуществить следующие превращения:
а) ZnSO4  Zn(OH)2  ZnCl2  Zn
б) AlCl3 Al (NO3)3  Al (OH)3NaAlO3
в) Pb (NO3)2 Pb(OH)2 PbO Na2 PO2
г) Fe (SO4 )3 FeCl3 Fe (OH)3 FeOH(NO3)2
д) Ca Ca(OH)2  CaCl2  Ca(NO3)2 CaSO4
е) Cu  Cu(NO3)2  Cu(OH)2 CuSO4 Al2(SO4)3
ж)Mg MgSO4 ZnCl2 NaZn2 Zn(OH)2
з) Hg(NO3)2 Al(NO3)3 NaAlO3 Al(OH)3 AlOHCl2
и) ZnSO4  Zn(OH)2  ZnCl2 AlCl3 Al(OH)
12. Найти молярную концентрацию ионов Н+ в водных растворах, в которых
концентрация гидроксид-ионов(в моль/л) составляет: а) 10–4; б) 3,2∙10–6; в) 7,4∙10–11.
13. Найти молярную концентрацию ионов ОН– в водных растворах, в которых
концентрация ионов водорода (в моль/л) равна: а) 10–3; б) 6,6∙10–8; в) 1,4∙10–12.
14. Вычислить рН растворов, в которых концентрация ионов Н+ (в моль/л) равна: a)
2∙10–7; б) 8,1∙10–3; в) 2,7∙10–10.
15. Вычислить рН растворов, в которых концентрация ионов ОН– (в моль/л) равна:а)
4,6∙10–4; б) 5∙10–6; в) 9,3∙10–9.
16. Вычислить рН 0,01 н. раствора уксусной кислоты, в котором степень диссоциации
кислоты равна 0,042.
17. Определить рН раствора, в 1 л которого содержится 0,1 г NaOH. Диссоциацию
щелочи считать полной.
18. Во сколько раз концентрация ионов водорода в крови (рН = 7,36) больше, чем в
спинномозговой жидкости (рН = 7,53) ?
19. Определить [Н+] и [ОН–] в растворе, рН которого равен 6,2.
20. Чему равна концентрация раствора СН3СООН, рН которого равен 5,2
21. Вычислить рН следующих растворов слабых электролитов:
а) 0,02 М NH4OH б) 0,1 М HCN в) 0,05 н НСООН г) 0,01 М СН3СООН
22. Указать, какие из рядов перечисленных ниже кислот соответствуют возрастанию
рН в растворах одинаковой молярной концентрации:
а) HCN, HF, HOCI, НСООН, СН2С1СООН;
б) HNO3, HNO2, CH3COOH, HCN;
в) НС1, СН2С1СООН, HF, Н3ВО3.
23. Как надо изменить концентрацию ионов водорода в растворе, чтобы рН раствора
увеличился на единицу: а) увеличить в 10 раз; б) увеличить на 1 моль/л; в)
уменьшить в 10 раз; г) уменьшить на 1 моль/л?
24. Сколько ионов водорода содержится в 1 мл раствора, рН которого
равен 13:
13
13
7
10
а) 10 ; б) 6,02∙10 ; в) 6,02∙10 ; г) 6,02∙I0 ?
25. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения совместного гидролиза,
происходящего при смешивании растворов K2S и CrCl3.Каждая из взятых солей
гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания
и кислоты.
26. Какие из солей Al2(SO4)3 ;K2S; Pb(NO3) 2; KCl подвергаются гидролизу? Составьте
ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
Какое значение pH (>7<) имеют растворы этих солей?
27. Какое значение pH (>7<) имеют растворы солей Na2S; AlCl3 ; NiSO4? Составьте
ионно-молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
28.
Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей:
Pb(NO3)2, Na2CO3 , Fe2(SO4)3.
29. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей:
СН3СООК, ZnSO4, Al(NO3) 3.
30. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?
31. Какое значение рН (>7<) имеют растворы солей Na3PO4 , K2S, CuSO4? Составьте
ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
32. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей
CuCl2,Cs 2CO3, Cr(NO3)3. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?
33.
Какие из солей RbCl, Cr2(SO4)3 , Ni(NO3)2 , Na2SO3 подвергаются гидролизу?
Составьте
ионно-молекулярные
и
молекулярные
уравнения
гидролиза
соответствующих солей. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?
34. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается
гидролизу: Na2CO3 или Na2SO3; FeCl3 или FeCl2? Почему? Составьте ионномолекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
35. Какие из солей NaBr, Na2S, K2CO3, CoCl2 подвергаются гидролизу? Составьте
ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?
36.
Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнние гидролиза соли, раствор
которой имеет: а) щелочную реакцию; в) кислую реакцию.
37.
Какое значение рН (>7<) имеют растворы следующих солей: K3PO4, Pb(NO3)2,
Na2S? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих
солей.
38. Какие из солей K2CO3, FeCl3, K2SO4, ZnCl2 подвергаются гидролизу? Составьте
ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?
39. 205. Раствор NaH2PO4 имеет слабокислую, а раствор, Na3PO4 сильнощелочную
реакцию. Объяснить эти факты и мотивировать их соответствующими ионномолекулярными уравнениями.
40. 206. Почему раствор NaHCO3 имеет слабощелочную, а раствор NaHSO3 –
слабокислую реакцию?
41. 207. Указать, какой порядок расположения растворов равной молекулярной
концентрации соответствует возрастанию рН:
а) NH4C1 – NaNO3 –CH2ClCOONa – NaF –CH3COONa –NaCN;
б) NaCN –CH3COONa –NaF – CH2ClCOONa –NaNO3 – NH4C1.
42. 208. Добавление каких из перечисленных ниже реагентов к раствору FeCl3 усилит
гидролиз соли: а) НС1; б) NaOH; в) ZnCl2; r) Na2CО3; д) NH4C1; e) Zn; ж) Н2О?
43. 209. Какие из перечисленных ниже солей, подвергаясь частичному гидролизу,
образуют основные соли a) Cr2(SО4)3; б) Na2CO3; в) AgNO3; г) А1Сl?
Практическое занятие №7
Электролиз в водных растворах электролитов
Электролиз – это суммарный электрохимический процесс, охватывающий
раздельное, но одновременно протекающее на электродах электролизера окисление и
восстановление ионов, атомов или молекул, происходящее под действием постоянного
электрического тока, подаваемого от внешнего источника. При электролизе происходит
превращение электрической энергии в химическую.
Ячейка для электролиза, называемая электролизером, состоит из двух электродов и
электролита.
 Электрод, на котором идет реакция восстановления (катод), у электролизера
подключен к отрицательному полюсу внешнего источника тока (К +).
 Электрод, на котором идет реакция окисления (анод), подключен к
положительному полюсу источника тока (А–).
При электролизе могут быть использованы активные (растворимые) и инертные
(нерастворимые) аноды. Активный анод окисляется (растворяется) и подает в раствор
собственные ионы. Инертный анод является лишь проводником электронов, а сам
химически не изменяется.
В качестве инертных анодов обычно используют графит и платину, а так же золото,
иридий и их сплавы.
Пример:
4.
электролиз расплавленного хлорида натрия.
Расплав NaCl диссоциирует с образованием ионов Na + и Cl- :
NaCl  Na+ + Cl–На катоде электролизера идет процесс восстановления катионов Na+ электронами
внешнего источника тока:
Na+ + e–  Na0
катион
металлический
натрия
натрий
Одновременно с этим на аноде электролизера протекает окисление анионов хлора,
причем отрыв электрона от Cl– осуществляется за счет внешнего источника тока:
К (-)
А (+)
Cl – – е–  Cl 0
анион
атом
хлора
хлора
Выделяющиеся
электронейтральные
атомы
хлора
во
вторичном
(неэлектрохимическом) процессе соединяются попарно, образуя молекулярный
(газообразный) хлор:
Cl 0 + Cl 0  Cl2
Этот процесс используется в промышленности для получения активных металлов:
щелочных, щелочноземельных, бериллия, магния, алюминия.
Количественная характеристика процессов электролиза определяется законами,
установленными Фарадеем. Им можно дать следующую общую формулировку: масса
электролита, подвергшаяся превращению при электролизе, а также масса образующихся
на электродах веществ прямопропорциональны количеству электричества, прошедшему
через раствор или расплав электролита и эквивалентным массам соответствующих
веществ.
Закон Фарадея выражается следующим уравнением:
m = ЭIt / F ,
где m – масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества;
Э – его эквивалентная масса;
I – сила тока;
t – время;
F – число Фарадея (96500 Кл/моль), т.е. количество электричества, необходимое для
осуществления электрохимического превращения одного эквивалента
вещества.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Задачи для самостоятельного решения
Составить уравнения процессов, протекающих при электролизе расплавов NaOH и
NiCl2 с инертными электродами.
Составить схемы электролиза водных растворов LiSO4, CuCl2, Pb(NO3)2 с
платиновыми электродами.
Написать уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе
водных растворов ВаСl2 и Pb(NO3)2 с угольными электродами.
Написать уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе
водных растворов FeCl3 и Ca(NO3)2 с инертным анодом.
Составить схемы электролиза водного раствора хлорида цинка, если: а) анод
цинковый; б) анод угольный.
Составить схемы электролиза водного раствора сульфата меди, если: а) анод
медный; б) анод угольный.
В какой последовательности будут выделяться металлы при электролизе раствора,
содержащего в одинаковой концентрации сульфаты никеля, серебра, меди?
Раствор содержит ионы Fe2+, Ag+, Bi3+ и Pb2+ в одинаковой концентрации. В какой
последовательности эти ионы будут выделяться при электролизе, если напряжение
достаточно для выделения любого металла?
9. Составить схему процессов, происходящих на медных электродах при электролизе
водного раствора КNО3.
10. Неочищенная медь содержит примеси серебра и цинка. Что произойдет с этими
примесями при электролитическом рафинировании меди?
11. При электролизе растворов СиС12 на аноде выделилось 560 мл газа (условия
нормальные). Найти массу меди, выделившейся на катоде,
12. Вычислить массу серебра, выделившегося на катоде при пропускании тока силой 6
А через раствор нитрата серебра в течение 30 мин.
13. Сколько времени потребуется для полного разложения 2 молей воды током силой 2
А?
14. Найти объем кислорода (условия нормальные) который выделится при
пропускании тока силой 6А в течение 30 мин через водный раствор КОН.
15. Найти объем водорода (условия нормальные), который выделится при пропускании
тока силой в 3 А в течение 1 ч через водный раствор H2SO4.
16. Какое количество электричества потребуется для выделения из раствора: а) 2 г
водорода; б) 2 г кислорода?
17. При электролизе водного раствора Cr2(SO4)3 током силой 2 А масса катода
увеличилась на 8 г. В течение какого времени проводили электролиз?
18. При электролизе водного раствора SnCl2 на аноде выделилось 4,48 л хлора
(условия нормальные). Найти массу выделившегося на катоде олова.
19. При прохождении через раствор соли трехвалентного металла тока силой 1,5 А в
течение 30 мин на катоде выделилось 1,071 г металла. Вычислить атомную массу
металла.
20. Электролиз раствора Na2SO4 проводили в течение 5 ч при силе тока 7А. Составьте
электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса воды
при этом разложилась и чему равен объём газов (н.у.), выделившихся на катоде и
аноде?
21. Электролиз раствора нитрата серебра проводили при силе тока 2А в течение 4 ч.
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая
масса серебра выделилась на катоде, и каков объём газа (н.у.), выделившегося на
аноде?
22. Электролиз раствора сульфата некоторого металла проводили при силе тока 6А в
течение 45 мин, в результате чего на катоде выделилось
5,49 г металла.
Вычислите эквивалентную массу металла.
23. Насколько уменьшится масса серебряного анода, если электролиз раствора AgNO3
проводить при силе тока 2А в течение 38 мин 20 с? Составьте электронные
уравнения процессов, происходящих на графитовых электродах.
24. Электролиз раствора сульфата цинка проводили в течение 5 ч, в результате чего
выделилось 6 л кислорода (н.у.). Составьте уравнения электродных процессов и
вычислите силу тока.
25. Электролиз раствора CuSO4 проводили с медным анодом в течение 4 ч при силе
тока 50А. При этом выделилось 224 г меди. Вычислите выход по току (отношение
массы выделившегося вещества к теоретически возможной).Составьте
электронные уравнения процессов, происходящих на электродах в случае медного
и угольного анода.
26. Электролиз раствора NaI проводили при силе тока 6А в течение 2,5 ч.
27. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных
электродах, и вычислите массу вещества, выделившегося на катоде
и аноде.
28. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных
электродах при электролизе раствора AgNO3. Если электролиз проводить с
серебряным анодом, то его масса уменьшается на 5,4 г. Определите расход
электричества при этом.
29. Электролиз раствора CuSO4 проводили в течение 15 мин при силе тока 2,5 А,
выделилось 0,72 г меди. Составьте электронные уравнения процессов,
происходящих на электродах в случае медного и угольного анода. Вычислите
выход по току (отношение массы выделившегося вещества к теоретически
возможной).
30. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых
электродах при электролизе расплавов и водных растворов NaCl и КОН. Сколько
литров (н.у.) газа выделится на аноде при электролизе гидроксида калия, если
электролиз проводить в течение 30 мин при силе тока 0,5 А?
31. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых
электродах при электролизе раствора KBr.Какая масса вещества выделяется на
катоде и аноде, если электролиз проводить в течение 1 ч 35 мин при силе тока 15А?
32. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных
электродах при электролизе раствора
CuCl2 .Вычислите массу меди,
выделившейся на катоде, если на аноде выделилось 560 мл газа (н.у.).
33. При электролизе соли трёхвалентного металла при силе тока 1,5 А в течение 30
мин на катоде выделилось 1,071 г металла. Вычислите атомную массу металла.
34. При электролизе растворов MgSO4 и ZnCl2, соединённых последовательно с
источником тока, на одном из катодов выделилось 0,25 г водорода. Какая масса
вещества выделится на другом катоде? на анодах?
35. Составьте схему электролиза раствора Na2SO4. Вычислите массу вещества,
выделяющегося на катоде, если на аноде выделяется 112 л газа (н.у.). Какая масса
H2SO4 образуется при этом возле анода?
36. При электролизе раствора соли кадмия израсходовано 3434 Кл электричества.
Выделилось 2 г кадмия. Чему равна эквивалентная масса кадмия?
37. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при
электролизе раствора КОН. Чему равна сила тока, если в течение 1 ч 15 мин 20 с на
аноде выделилось 6,4 г газа? Сколько литров газа (н.у.) выделилось при этом на
катоде?
Практическое занятие №8
Коррозия металлов и сплавов.
 Самопроизвольное разрушение металлических и других конструкционных
материалов под химическим воздействием окружающей среды называется
коррозией (от лат. korrosio – разъедание).
Коррозия представляет собой гетерогенный окислительно-восстановительный
процесс, протекающий на границе раздела фаз: металл – окружающая среда (газ или
жидкость). Металл окисляется, а компоненты окружающей среды восстанавливаются.
По механизму коррозионного процесса различают два основных вида коррозии –
химическую и электрохимическую.
Химической коррозией называют разрушение металла в окружающей среде без
возникновения электрического тока в системе. В этом случае металл взаимодействует с
агрессивными газами (газовая коррозия) или с жидкими неэлектролитами: нефтью,
нефтепродуктами и др. (коррозия в неэлектролитах).
Газовой коррозии подвергаются детали и узлы машин, работающие в атмосфере
кислорода при высоких температурах, например, лопатки газовых турбин, сопла
авиационных и ракетных двигателей, элементы электронагревателей, арматура печей.
Другими агрессивными газами могут быть Н2S, SO2 SO3 галогены, СО, Н3, оксиды азота.
В результате газовой коррозии образуются различные продукты. Практически наиболее
важными из них являются оксиды металлов. Механически прочная, плотная (без пор),
хорошо сцепляющаяся с поверхностью металла оксидная пленка затрудняет диффузию
кислорода к поверхности раздела фаз оксид – металл и тем самым предохраняет металл от
дальнейшей коррозии. Подобные защитные пленки образуются на алюминии, тантале,
никеле и других металлах. В случае рыхлой структуры оксидов (оксиды натрия, кальция,
магния) кислород беспрепятственно продолжает поступать к поверхности раздела и
коррозионный процесс протекает с высокой скоростью, почти не зависящей от толщины
поверхностного слоя оксида.
Электрохимической коррозией называют разрушение металла в среде электролита с
возникновением в системе электрического тока.
Электрохимическая коррозия – наиболее распространенный вид корро-зии металлов.
Ей подвержены изделия и сооружения, эксплуатируемые в са-мых разнообразных
условиях: в речных, морских, почвенных и грунтовых водах, в растворах кислот, щелочей
или солей, в атмосфере под адсорби-рованными пленками влаги и др. Объектами
коррозии могут быть корпуса морких и речных судов, подводные части гидротехнических
сооружений. Весьма интенсивно разрушаются цистерны и трубопроводы для хранения и
транспортировки кислот, а также других химических продуктов, например жидких
комплексных удобрений, сернокислотного мелиоранта. В корро-зионно опасных условиях
работают сельскохозяйственные машины для внесения твердых минеральных удобрений,
мелиорантов, гербицидов и ядо-химикатов. Поверхностные частицы этих веществ,
растворяясь в атмо-сферной влаге, образуют электролиты, вызывающие сильную
коррозию.
Механизм электрохимической коррозии
Теория коррозии рассматривает разрушение металлов в растворах электролитов как
результат окислительно-восстановительного взаимодействия, которое слагается из двух
самостоятельных и пространственно разделенных электродных процессов – анодного и
катодного. Анодный процесс – это переход металла в раствор в виде гидратированных
ионов; при этом на поверхности металла остается эквивалентное число электронов:
М + mН2О = М n+(Н2О) m + e–.
Катодный процесс – ассимиляция (связывание) появившихся в металле избыточных
электронов атомами, ионами или молекулами электролита, которые называются
деполяризаторами:
Е– + D = De–
Без деполяризации анодный процесс, т.е. растворение металла, прекратился бы, как
только сформировался двойной электрический слой и установилось динамическое
равновесие на поверхности раздела фаз:
М0(металл) <=> М n+ (раствор).
Наличие электронной проводимости у металла и ионной проводимости у
электролитов позволяет протекать анодным и катодным процессам раздельно на разных
участках металла. При этом потенциал анодного участка всегда должен иметь более
отрицательное значение по сравнению с потенциалом катодного участка.
Важнейшими деполяризаторами служат ионы водорода (в кислой среде) и
растворенный кислород (в нейтральной и щелочной средах). Восстановление их
происходит согласно уравнениям:
2Н+ + 2е– = H2 (водородная деполяризация);
О2 + 2H20 + 4е– = 4ОН-- (кислородная деполяризация).
В случае электрохимической коррозии движущей силой процессов является
возникновение на поверхности металла гальванических микроэлементов, каждый из
которых состоит из участков с различными электродными потенциалами.
Электрохимическая неоднородность поверхности обусловлена рядом факторов:
неравномерным распределением остаточных деформаций в металле после термической и
механической обработки, структурной неоднородностью защитных пленок, но чаще всего
химической и структурной неоднородностью за счет включений разного рода.
Применительно к железу и стали, такими включениями могут быть примеси (вкрапления)
другого металла, например, медь, шлаки, зерна графита, оксиды железа и, наконец,
углеродсодержащая фаза в виде цементита FetC. В конечном итоге в металле возникает
множество гальванических микроэлементов с электродами очень малых размеров.
Пример: механизм разрушения железной пластинки с поверхностным включением.
В качестве электролита служит водопроводная или техническая вода, достаточно
насыщенная кислородом воздуха. Такая система представляет собой гальванический
элемент, во внутренней цепи которого железо ( Е0Fe = – 0,44 В) является анодом, а
включения катодом; стандартные электродные потенциалы для примесной меди равны
+0,34 В, для цементита – 0,11 В, для шлаков и графита значения Е° находятся в
положительной области. Атомы железа, оставляя на поверхности металла по два
электрона, переходят в раствор:
Fe – 2е– = Fe 2+ (анодный процесс).
Освободившиеся электроны движутся к более положительно заряженному участку
поверхности металла – к включению. Здесь в присутствии кислорода происходит их
ассимиляция с подщелачиванием воды:
О2 + 2Н2О + 4е = 4ОН – (катодный процесс)
Гидроксид-ионы образуют с ионами Fe2+гидроксид железа (II), который затем
окисляется в Fe(OH)3:
4Fe(OH)2 + 2H2O + O2= 4Fe(OH)3
Последний отщепляет воду и переходит в соединение, соответствующее
по химическому составу бурой ржавчине:
Fe (OH)3 = FeOOH + H2O.
При погружении пластинки в другой электролит – соляную кислоту – анодный
процесс остается прежним, а на катоде происходит водородная деполяризация:
2Н+ + е– = H2.
Ионы железа переходят в раствор и с хлорид-ионами среды дают дихлорид железа.
Аналогично протекает электрохимическая коррозия и при контакте разнородных
металлов, т.е. за счет гальванических элементов сравнительно больших размеров.
Скорость коррозии будет тем выше, чем больше отличаются друг от друга
стандартные электродные потенциалы металлов, образующих гальванический элемент.
Коррозионный процесс интенсифицируется также с ростом температуры.
Примеры электрохимической коррозии
К распространенным случаям электрохимической коррозии относятся атмосферная,
грунтовая и электрическая.
Атмосферная коррозия – это коррозия металлических конструкций и изделий в
условиях влажного воздуха при обычной температуре.
Поверхность металла покрывается пленкой воды, в которой растворен кислород.
Особенностью атмосферной коррозии является большая зависимость ее скорости от
толщины слоя влаги на поверхности металла, от степени увлажнения образовавшихся
продуктов и от состояния поверхности (наличие трещин и шероховатостей,
способствующих конденсации паров воды). Установлено, что темпы разрушения металлов
возрастают при повышении содержания в воздухе оксидов серы, азота и углерода, а также
копоти и пыли.
Интенсификация сельскохозяйственного производства, в частности создание
высокомеханизированных животноводческих ферм и комплексов, расширяет сферу
применения различных видов металлических конструкций, работающих в жестких в
коррозийном отношении условиях (высокая влажность воздуха в помещениях и
значительное содержание в нем агрессивных газов – сероводорода, аммиака, диоксида
углерода).
Грунтовая коррозия представляет опасность для подземных сооружений:
металлических опор, свай, мачт электропередач, трубопроводов, оболочек кабелей,
металлических труб оросительных систем. В этом случае металлы соприкасаются с
почвенным раствором или грунтовыми водами, содержащими кислород. Скорость
коррозии зависит от состава грунтовых вод, а также от структуры, минералогического
состава, степени увлажнения и электрической проводимости грунта. Особенно
коррозионно-активные подзолистые и болотные почвы с характерными для них кислой
реакцией и избыточным увлажнением.
Электрическая коррозия вызывается блуждающими токами. Они исходят от
электрифицированных железных дорог, метро, трамваев и различных установок,
работающих на постоянном токе.
Механизм действия блуждающих токов.
Электрический ток по воздушному проводу поступает в силовую установку
локомотива от положительного полюса тяговой подстанции и возвращается по рельсам к
отрицательному полюсу. Вследствие повышенного электрического сопротивления стыков
рельсовые пути неоднородны, так что при прохождении тока формируются зоны с
неодинаковым потенциалом – анодный и катодный участки. Достаточная проводимость
грунта делает возможной утечку постоянного тока с анодного участка в землю и
возвращение его в рельс на катодном участке (блуждание тока). Если на пути движения
блуждающего тока встретится трубопровод, обладающий меньшим сопротивлением, то
ток входит в него (образуя катодный участок), проходит по нему некоторое расстояние, а
затем выходит из трубопровода (образуя анодный участок) в грунт и направляется на
катодный участок рельса. Коррозия обусловлена одновременным протеканием анодного
(растворение рельса и трубопровода: Fe = Fe2+ + 2e–) и катодного (водородная
деполяризация: 2Н+ + 2е – = Н2) процессов. Блуждающие токи действуют в радиусе
нескольких десятков километров и на всей этой территории могут нанести ущерб всем
подземным сооружениям.
Существует широкий спектр инженерных сооружений и металлоконструкций,
которые контактируют с водой или работают в условиях повышенной влажности. К ним
относятся гидроэлектростанции, судоходные шлюзы, рыбоходные и рыбозащитные
сооружения, подводные части морских и речных судов, причалы, пирсы, морские вышки
и платформы и т.п. Интенсивная коррозия гидротехнических металлоконструкций
заставляет производить трудоемкий и дорогостоящий ремонт их через 2–4 года.
Развитие процесса разрушения металлов на различных гидросооружениях во многом
зависит от условий эксплуатации последних. Часть конструкций – шлюзовые ворота,
затворы, очистные решетки и другие – подвергаются в ходе работы периодическому
смачиванию водой. Аналогичный режим эксплуатации характерен и для трубчатых
оросительных сетей, дождевальных машин и установок, водопроводных сетей.
Экспериментально установлено, что периодически смачиваемые конструкции
разрушаются намного быстрее, чем конструкции, погруженные в воду на длительное
время. При извлечении металла из воды резко облегчается доступ кислорода к его
поверхности вследствие уменьшения толщины диффузионного слоя, и катодная реакция –
кислородная деполяризация – значительно ускоряется. Наибольшая скорость коррозии
наблюдается при толщине пленки воды 120–180 мкм. При полном высыхании этот
процесс замедляется.
Неравномерность поступления кислорода к отдельным частям металлоконструкций,
погруженных в воду, приводит к образованию анодных и катодных участков на
поверхности металла. Участок с более легким доступом кислорода (лучше аэрируемый)
становится катодом. Плохо проваренные, неплотные швы, закрытые узкие полости
(карманы), куда затруднен доступ кислорода, образуют анодные участки, на которых
происходит интенсивное растворение металла.
Условия диффузии кислорода к поверхности металла часто оказываются тем
фактором, который определяет скорость коррозии и подземных сооружений, в ча2耀ности
трубопроводов как основного элемента оросительной и водопроводной сети. Грунтовая
коррозия в этом случае может быть обусловлена не только высокой кислотностью грунта,
но и неодинаковой проницаемостью последнего по отношению к кислороду воздуха.
Плотные глинистые грунты, а также грунты с повышенной влажностью аэрируются хуже,
чем песчаные или менее влажные. В условиях затрудненного доступа воздуха находятся
также трубопроводы, проложенные под шоссейными и асфальтированными дорогами.
Поэтому, когда один и тот же трубопровод оказывается в разных грунтах или когда он
пересекает дороги, из двух отдельных участков его формируется гальванический элемент
большого размера с определенной разностью электродных потенциалов. Благодаря
хорошей электрической проводимости грунта (или почвы), между такими участками
начинает протекать ток, т.е. происходит коррозионный процесс.
Коррозия металлических конструкций и в грунтах, и в природных водах нередко
осложняется жизнедеятельностью микроорганизмов, в частности сульфатредуцирующих
бактерий. Для развития последних необходимо наличие сульфатов и отсутствие кислорода
(что характерно, например, для плохо аэрируемых заболоченных почв и грунтов).
Сульфатредукция протекает с участием водорода:
SO42– + 8Н+ = S2– +4Н2О.
Источником водорода могут стать локальные гальванические элементы,
вызывающие коррозию с водородной деполяризацией:
Н2О = Н+ + ОН – (в среде);
Fe = Fe2+ + 2е– (анодная реакция);
2Н+ + 2е– = Н2
(катодная реакция).
Непрерывное удаление водорода с поверхности металла и ассимиляция его в
сульфатредуцирующей стадии процесса интенсифицирует электрохимическую коррозию
в присутствии бактерий (микробиологическую коррозию).
Появившиеся ионы Fe2+ связываются в малорастворимый сульфид
железа:
2+
2–
Fe + S = FeS.
Сульфид железа при контакте с железом образует новую гальваническую пару
Fe/FeS, в которой железо служит анодом и, следовательно, подвергается усиленной
коррозии.
Защита металлов и сплавов от коррозии
Масштабы потерь от коррозии металлов очень велики. Согласно оценкам
специалистов, наша страна ежегодно теряет в результате коррозии около 7 млн. т металла.
Кроме того, под влиянием коррозии разрушаются изделия из металла, детали механизмов
и машин, преждевременно выходит из строя различное оборудование. Причем общие
затраты на ремонт и замену вышедших из строя отдельных узлов и аппаратов неизмеримо
выше стоимости разрушенного металла. Поэтому борьба с коррозией является одной из
важнейших технических проблем в народном хозяйстве.
В настоящее время применяют различные способы защиты металлов от коррозии с
учетом характера агрессивных сред и условий эксплуатации металлоконструкций. К
наиболее важным из них относятся защита поверхности металлов покрытиями,
протекторная защита и электрозащита, воздействие на агрессивную среду.
Защита поверхности металла покрытиями. Такие покрытия изолируют от
агрессивной среды и могут быть металлическими и неметаллическими.
В качестве металлических покрытий чаще всего применяют медь, олово, цинк,
никель, хром, тантал, реже – серебро и золото. В зависимости от соотношения
электродных потенциалов защищаемого и покрывающего металлов различают анодные и
катодные покрытия. В соответствии со своим местом в гальванической паре более
электроотрицательные покрытия являются анодными. Они действуют даже в случае
нарушения целостности покрытия.
Пример. Оцинкованное железо, в котором катодом служит железо (Е 0 = – 0,44 В),
анодом – цинк (Е0 Zn =– 0,76 В), продолжает хорошо сопротивляться атмосферной
коррозии и при частичном повреждении цинкового покрытия. В растворе электролита
будет окисляться цинк, т. е. анод, предохраняя тем самым железо от коррозии.
 Покрытия, электродный потенциал которых более положителен, чем
потенциал защищаемого металла, называются катодными. Они предохраняют
изделие до тех пор, пока покрытие остается сплошным.
Пример: в луженом железе анодом служит железо (Е0Fe = –0,44В), а катодом – слой
олова (Е0Sn = –0,14 В). Даже незначительное разрушение оловянного слоя приводит к
быстрому развитию коррозии железа. В этих условиях олово не только не предохраняет от
коррозии, а напротив, интенсифицирует ее. Однако достоинством луженых изделий
является возможность применения их в пищевой промышленности. Соединения олова не
ядовиты в отличие от весьма токсичных соединений цинка и свинца. Поэтому
металлические консервные банки изготавливают исключительно из луженой жести.

Покрытия, электродный потенциал которых менее положителен, чем потенциал
защищаемого металла, называются анодными. В ходе коррозии разрушается само
анодное покрытие.
Пример: в оцинкованном железе анодом служит цинк (Е0Zn = –0,76В), а катодом –
слой железа (Е0Fe = –0,44 В). При нарушении целостности анодного покрытия
разрушается само покрытие. Защищаемый металл сохраняет целостность до тех пор, пока
сохраняется покрытие.
Для защиты сельскохозяйственной техники, ирригационного оборудования,
насосных станций и гидротехнических сооружений от атмосферной коррозии применяют
лаки и краски. Широко используют и другие неметаллические покрытия: эмали, смазки,
масла, воск, битум, различного рода полимеры (полиэтилен, полистирол, полиамиды,
фторопласты, эпоксидные смолы). Последние весьма эффективны для защиты деталей
машин, работающих в контакте с особо агрессивными средами, например, машин для
химической обработки растений гербицидами, туковысевающих аппаратов, машин для
внесения жидких комплексных удобрений или мелиорантов.
Многослойные битумные покрытия надежно предохраняют подводные и подземные
сооружения, включая водоводы и водопроводные сети, от воздействия речной воды,
почвенных или грунтовых вод.
Протекторная защита и электрозащита. Это – электрохимические приемы
защиты, основанные на том, что защищаемая конструкция становится катодным участком
гальванической системы.
В случае протекторной защиты анодом (протектором) служит более активный
металл или сплав (например, цинк, магний или их сплавы) с более отрицательным
электродным потенциалом, чем потенциал металла защищаемой конструкции.
Соединенные электрическим проводником с конструкцией протекторы в процессе
эксплуатации разрушаются, предохраняя последнюю от коррозии. Эффективность
протекторной защиты зависит от способов размещения протекторов и их размеров.
Катодная защита отличается от протекторной тем, что защищаемую конструкцию
искусственно делают катодом, присоединяя ее к внешнему источнику тока. В каждом
отдельном случае подбирают и постоянно поддерживают оптимальное напряжение.
Описанные способы применяют для защиты от коррозии подземных водопроводных
сетей, а также гидротехнических металлоконструкций (затворов, шлюзовых ворот,
водоводов, сороудерживающих решеток и др.).
Воздействие на агрессивную среду. Для замедления коррозии металла в агрессивную
среду вводят вещества, называемые ингибиторами коррозии. Ингибиторы бывают
неорганические (силикаты, нитраты, хроматы, фосфаты) и органические (формальдегид,
уротропин, различные эфиры моно- и дикарбоновых кислот и др.). Защитное действие
этих веществ связано либо с окислением поверхности металлов (хроматы, нитриты), либо
с образованием пленки труднорастворимого продукта (фосфаты), либо с адсорбционными
явлениями (органические соединения). При этом ингибиторы чаще всего изменяют
потенциал металла (пассивируют) в растворе электролита, приближая его к потенциалу
малоактивных металлов. Ингибиторы коррозии используются при хранении и перевозке
минеральных кислот, при консервации сезонно эксплуатируемых дождевальных
агрегатов, комплектов ирригационного оборудования и другой сельскохозяйственной
техники.
Характер воздействия на агрессивную среду может быть иным. Например, при
борьбе с коррозией подземных сооружений среду, т.е. агрессивный грунт, химически
нейтрализуют и частично заменяют на менее агрессивный или на специальную засыпку.
При этом одновременно решаются и вопросы защиты от микробиологической коррозии.
Например, хорошая гравийная изоляция вокруг труб в грунте обеспечивает доступ
кислорода и потому тормозит развитие сульфатредуцирующих бактерий.
Надежным приемом в борьбе с микробиологической коррозией является
использование бактерицидов – химических средств уничтожения бактерий. Их добавляют
в цикл оборотного водоснабжения или ими обрабатывают грунт в местах прокладки
трубопроводов и других подземных металлоконструкций. К наиболее распространенным
бактерицидам относятся сульфат меди, хлор, формальдегид, металло- и сероорганические
соединения.
Задачи для самостоятельного решения
1.
Как происходит атмосферная коррозия луженого железа и луженой меди при
нарушении покрытия? Составьте электронные уравнения катодного и анодного
процессов.
2. Если пластинку из чистого цинка опустить в разбавленную кислоту, на последней
начинается
бурное выделение водорода. Дайте этому объяснение, составив
электронные уравнения анодного и катодного процессов. Напишите уравнение
протекающей химической реакции.
3. Железное изделие покрыли никелем. Какое это покрытие - анодное или катодное?
Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов
коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе и
хлороводородной (соляной) кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом
и во втором случаях?
4. Почему химически чистое железо более стойко против коррозии, чем техническое
железо? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов,
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
происходящих при коррозии технического железа во влажном воздухе и в кислой
среде.
Какое покрытие металла называется анодным, и какое - катодным? Назовите
несколько металлов, которые могут служить для анодного и катодного покрытия
железа. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов,
происходящих при коррозии железа, покрытого медью, во влажном воздухе и кислой
среде.
Железное изделие покрыли кадмием. Какое это покрытие – анодное или катодное?
Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов
коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе и
хлороводородной (соляной) кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом
и во втором случаях?
Железное изделие покрыли свинцом. Какое это покрытие – анодное или катодное?
Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов
коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе и
хлороводородной (соляной) кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом
и во втором случаях?
Две железные пластинки, частично покрытые одна оловом, другая медью, находятся
во влажном воздухе. На какой из этих пластинок быстрее образуется ржавчина?
Почему? Составьте электронные уравнения анодного
и катодного процессов
коррозии этих пластинок. Каков состав продуктов коррозии железа?
Какой металл целесообразней выбрать для протекторной защиты от коррозии
свинцовой оболочки кабеля: цинк, магний или хром? Почему? Составьте
электронные уравнения анодного и катодного процессов атмосферной коррозии.
Каков состав продуктов коррозии?
Если опустить в разбавленную серную кислоту пластинку из чистого железа, то
выделение на ней водорода идёт медленно и со временем практически прекращается.
Однако, если цинковой палочкой прикоснуться к железной пластинке, то на
последней начинается бурное выделение водорода. Почему? Какой металл при этом
растворяется? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
Цинковую и железную пластинку опустили в раствор сульфата меди. Составьте
электронные и ионно-молекулярные уравнения реакций, происходящих на каждой из
этих пластинок. Какие процессы будут проходить на пластинках, если наружные
концы их соединить проводником?
Как влияет рН среды на скорость коррозии железа и цинка? Почему? Составьте
электронные уравнения анодного и катодного процессов атмосферной коррозии этих
металлов.
В раствор электролита, содержащего растворённый кислород, опустили цинковую
пластинку и цинковую пластинку, частично покрытую медью. В каком случае
процесс коррозии цинка проходит интенсивнее? Составьте электронные уравнения
анодного и катодного процессов.
Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с кислородной и
водородной деполяризацией при коррозии пары алюминий – железо. Какие продукты
образуются в первом и во втором случаях?
Как протекает атмосферная коррозия железа, покрытого слоем никеля, если
покрытие нарушено? Составьте электронные уравнения анодного и катодного
процессов. Каков состав продуктов коррозии?