Практикум по курсу «Химия» для студентов направлений: 270800.62 «Строительство», 080100.62 «Экономика» очной и заочной форм обучения, на тему: «Окислительно - восстановительные процессы» (стр. 16 )

Электрохимическая коррозия металлов – совокупность пространст­венно разделенных процессов окисления (анодный процесс) и восстановления (катодный процесс). Этот вид коррозии происходит в токопроводящих средах, содержащих электролиты

Электрохимический ряд стандартных электродных потенциалов (ряд напряжений) металлов – последовательность, в которой металлы располо­жены в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов

Библиографический список

Основная литература:

Глинка, химия: Учебное пособие для вузов / Под ред. .  – изд. 30-е, исправленное / . – М.: Интеграл-Пресс, 2010. – 728 с. Вольхин, химия. Основной курс: Учебное пособие. 2-е изд., перераб. и доп. /. – СПб: Издательство «Лань», 2008. – 464с., ил. Коровин, химия / .  – М.: Высшая школа, 2007. – 557с.

Дополнительная литература:

Практикум по общей и неорганической химии: Пособие для студентов вузов / , , и др.; Под ред. , . – 2-е изд., перераб. и доп. – М.: Дрофа, 2002. – 304 с.: ил. Глинка, и упражнения по общей химии: Учебное пособие для вузов / . – М.: Интеграл-Пресс, 2004. – 240 с. Угай, и неорганическая химия / . –  М.: Высшая школа, 2004. – 527с.

ПРИЛОЖЕНИЕ А

Важнейшие восстановители и окислители

Восстановители	Окислители
Металлы Водород Уголь Окись углерода (II) (CO) Сероводород (H2S) Оксид серы (IV) (SO2) Сернистая кислота (H2SO3) и ее соли Галогеноводородные кислоты и их соли Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3 Азотистая кислота (HNO2) Аммиак (NH3) Гидразин   (NH2NH2) Оксид азота(II) (NO) Катод при электролизе	Галогены Перманганат калия (KMnO4) Манганат калия (K2MnO4) Оксид марганца (IV) (MnO2) Дихромат калия (K2Cr2O7) Хромат калия (K2CrO4) Азотная кислота (HNO3) Серная кислота (H2SO4), конц. Оксид меди (II) (CuO) Оксид свинца (IV) (PbO2) Оксид серебра (Ag2O) Пероксид водорода (H2O2) Хлорид железа (III) (FeCl3) Бертоллетова соль (KClO3) Анод при электролизе

ПРИЛОЖЕНИЕ Б

ОКИСЛЕННЫЕ И ВОССТАНОВЛЕННЫЕ ФОРМЫ МАРГАНЦА И ХРОМА В ЗАВИСИМОСТИ ОТ СРЕДЫ

Окисленная форма	Среда	Восстановленная форма
MnO4– Фиолетовый раствор	H+	Mn2+ Бесцветный раствор
H2O	MnO2 Бурый осадок
OH–	MnO42– Раствор зеленого цвета
Cr+6 (CrO42 – – желтый раствор или Cr2O72 –  – оранжевый раствор)	H+	Cr3+ Сине-зеленый раствор
H2O	Cr(OH)3 Серо-зеленый осадок
OH–	[Cr(OH)6]3– Светло-зеленый раствор

ПРИЛОЖЕНИЕ B

Стандартные потенциалы металлИЧЕСКИХ

И ГАЗОВЫХ ЭЛЕКТРОДОВ

Электрод	Электродный процесс	Ео, В
Li+/ Li	Li+ + з  = Li	-3,02
Rb+/ Rb	Rb+ + з  =  Rb	-2,99
K+/ K	K+  + з  = K	2,92
Ba2+/ Ba	Ba2+ + 2з  =  Ba	-2,90
Sr2+/ Sr	Sr2+ + 2з  =  Sr	-2,89
Ca2+/ Ca	Ca2+ + 2з  =  Ca	-2,87
Na+/ Na	Na+ + з  = Na	-2,71
Mg2+/ Mg	Mg2+ + 2з  =  Mg	-2,34
Ве2+ / Ве	Ве2+ + 2з  =  Ве	-1,85
Al3+/ Al	Al3+ + 3з  =  Al	-1,67
Ti2+/ Ti	Ti2+ + 2з  =  Ti	-1,63
Mn2+/ Mn	Mn2+ + 2з  =  Mn	-1,05
Zn2+/ Zn	Zn2+ + 2з  =  Zn	-0,76
Cr3+/ Cr	Cr3+ + 3з  =  Cr	-0,71
Fe2+/ Fe	Fe2+ + 2з  =  Fe	-0,44
Cd2+/ Cd	Cd2+ + 2з  =  Cd	-0,40
Co2+/ Co	Co2+ + 2з  =  Co	-0,28
Ni2+/ Ni	Ni2+ + 2з  =  Ni	-0,25
Sn2+/ Sn	Sn2+ + 2з  =  Sn	-0,14
Pb2+/ Pb	Pb2+ + 2з  =  Pb	-0,13
Fe3+/ Fe	Fe3+ + 3з  =  Fe	-0,04
2H+/ H2	2H+ + 2з  =  H2	0,00
Sb3+/ Sb	Sb3+ + 3з  =  Sb	+0,20
Bi3+/ Bi	Bi3+ + 3з  =  Bi	+0,23
Cu2+/ Cu	Cu2+ + 2з  =  Cu	+0,34
О2/ОН-	ЅО2 + Н2О + 2з  =  2ОН-	+0,40
Cu+/ Cu	Cu+ + з  =  Cu	+0,52
Ag+/ Ag	Ag+ + з  =  Ag	+0,80
Hg2+/ Hg	Hg2+ + 2з  =  Hg	+0,86
Pt2+/ Pt	Pt2+ + 2з  =  Pt	+1,20
О2/Н2О	О2 + 4Н+ + 4з  =  2Н2О	+1,23
Au3+/ Au	Au3++ 3з  =  Au	+1,42
Au+/ Au	Au+ + з  =  Au	+1,69

ПРИЛОЖЕНИЕ Г

Стандартные ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ потенциалы НЕКОТОРЫХ СИСТЕМ

Электродный процесс	Ео, В
Cu2+ + з  =  Cu+	+0,15
Fe3+ + з  =  Fe2+	+0,77
NО3- + 2Н+ + 2з  =  NО2-  + 2Н2О	+0,94
Cr2О72- + 14Н+ + 6з  =  2Cr3+ + 7Н2О	+1,33
MnО4- + 8Н+ + 5з  =  Mn2+ + 4Н2О	+1,51

ПРИЛОЖЕНИЕ Д

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ

НЕКОТОРЫХ ВЕЩЕСТВ

Вещество	Нє298, кДж/моль	Sє298, Дж/(моль · К)	Gє298, кДж/моль
Cu (к)	0	33,14	0
CuCl (к)	- 133,6	91,2	- 116,0
CuCl2 (к)	- 172,4	118,8	- 131,4
СuO (к)	- 165,0	42,64	- 127,0
Cu(OH)2 (к)	- 443,9	79,50	- 356,9
Fe (к)	0	27,15	0
Fe Cl2 (к)	- 341,0	120,1	- 301,7
Fe Cl3 (к)	- 390,8	154,4	- 328,7
FeO (к)	- 263,8	58,79	- 244,3
Н2 (г)	0	130,58	0
HCl (р)	- 166,9	56,5	- 131,2
Н2О (г)	- 241,82	188,7	- 228,61
Н2О (ж)	- 285,84	70,08	- 237,2
Н2О (к)	- 291,85	44,1	- 235,5
N2 (г)	0	191,5	0
N2H4 (ж)	50,4	121,3	149,2
О2 (г)	0	205,04	0

ПРИЛОЖЕНИЕ Е

ПРАВИЛА ЭЛЕКТРОЛИЗА	Катодные процессы:	Sn...............................Au	Восстанавливается металл: Men+ + nз = Me0	Анодные процессы (инертные аноды):	В щелочной среде:	Окисляются: 4OH– – 4з = O2 + 2H2O
Mn.................................Ni	Совместное  восстановление: Men+ + nз = Me0 в нейтральной или щелочной средах: 2H2O + 2з = H20 +2OH–	В кислой и нейтральной средах:	Не окисляются анионы: F–, SO42–, NO3–, CO32–, PO43–, а окисляются молекулы воды: 2H2O – 4з = O2 + 4H+
Li....................................Ti	Восстанавливается: в нейтральной  или щелочной средах: 2H2O + 2з = H20 +2OH– в кислой среде: 2H++ 2з = H20	Окисляются анионы: I–, Br –, Cl–, S2– Например: 2Cl– – 2з = Cl20