В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах - страница 52

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46  47  48  49  50  51  52  53  54  55  56  57  58  59  60  61  62  63  64  65  66  67 

K (Sn): 2H+ + 2ё ® H2Fe + 2H+ ® Fe+2 + H2

У результаті корозії утворюються іони заліза Fe+2, що переходять в розчин, і виділяється молекулярний водень.

б) У нейтральному середовищі окисником виступає молекулярний кисень, у присутності якого потенціали металів мають такі значення

(табл.21.1): j +2 = -0,5 В і j +2 = -0,25 В. Отже, як і в кислому середовищі, анодом є залізо, а катодом - олово, а покриття є катодним

A (Fe): Fe - 2 ё ® Fe+2 2 K (Sn): O2 + 4 ё + 2 H2O ® 4 OH" 1

2Fe + O2 +2H2O ® 2Fe(OH)2 Кінцевим продуктом корозії є гідроксид феруму(Ш):

4Fe(OH)2 + O2 +2 H2O = 4Fe(OH)3в) У сильнолужному середовищі електродні потенціали заліза і олова приймають такі значення (при рН = 14): Ф  +2^ = -0,88 В і Ф  + 2 ;гі  = -0,91

Fe   /Fe                           Sn /Sn

В (розділ 20, табл.20.3). Анодом буде олово, а катодом - залізо. Тому покриття стає анодним.

При таких значеннях потенціалів даних металів в лужному середовищі окисником може бути не тільки кисень, але й молекули води

Ф       + = -0,83 В > фА = ф                       = -0,91 В.

YH2O/H +                        ТА THSnO2/Sn

Унаслідок значно більшої концентрації Н2О в порівнянні з О2 на катоді переважно відновлюється вода

2Н2О + 2ё ® Н2 + 2OH-

Електродні процеси і сумарне рівняння реакції:

A (Sn): Sn - 2ё + 3OH- ® HSnO- + Н2О 1

K (Fe): 2 H2O + 2ё ® 2 OH- + H2 1

Sn + OH- + H2O ® HSnO- + Н2

Як продукти корозії утворюються розчинний у воді станніт і газоподібний водень.

Електрохімічний захист полягає в подачі на металеву конструкцію надлишку електронів. У результаті потенціал металу знижується настільки, що він перестає грати роль анода і не руйнується. Залежно від способу подачі електронів розрізняють два типи електрохімічного захисту: протекторний і катодний.

Протекторний захист характеризується самочинним переходом електронів від активнішого металу (протектора) до виробу, що захищають

Рис.21.3. Схема протекторного захисту



(рис.21.3).Катодний захист характеризується примусовою подачею електронів на метал, який захищають, під дією зовнішнього джерела постійної напруги (рис.21.4).

 

 

neМеталевий брухт

(K) (A) Рис.21.4. Схема катодного захистуПриклад 21.6. Приведіть схеми протекторного і катодного захисту сталевої труби від грунтової корозії. Напишіть електронні рівняння катодних і анодних процесів.

Розв'язання. У реальних умовах рН грунтових вод може змінюватися від 4 до 10. В цьому випадку основним деполяризатором буде молекулярний кисень.

Рівняння катодного процесу:

(К): О2 + 4ё + 2Н2О ® 4OH-

а) Протекторний захист. Активним компонентом в сталевій трубі є залізо. Як протектор-анод можна узяти, наприклад, цинк, який активніший за залізо. Схема захисту:
e


 

Zn


 

■Zn+2(К) (А)

Залежно від рН середовища продуктами окиснення цинку є: при рН = 4-6 переважно іони Zn+2:

Zn - 2ё ® Zn+2

при рН = 6-9 переважно гідроксид Zn(OH)2:

Zn - 2ё + 2Н2О ® Zn(0ff)2 + 2Н+ при рН > 9 утворюються розчинні у воді цинкати:

Zn - 2ё + 2Н20 ® HZnO- + 3Н+
б) Катодний захист. Оскільки в цьому випадку здійснюється примусове перенесення електронів, то як анод можна узяти такий же метал, як і той, що захищають, наприклад, сталевий металобрухт . Схема захисту:

а надалі - до гідроксиду феруму(Ш):

 

4Ге(ОН)2 + О2 + 2Н2О ® 4Ге(ОН)3.

 

 

 

22. ЗАГАЛЬНА ХАРАКТЕРИСТИКА ЕЛЕМЕНТІВ

І ЇХ СПОЛУК

Перелік умінь: давати характеристику властивостей хімічних елементів і їх сполук за положенням елементу в періодичній системі; складати формули основних класів сполук елементів і рівняння реакцій за їх

участю.

 

22.1. Сімейства елементів, електронні формули їх атомів

Залежно від того, який підрівень атомів заповнюється електронами в останню чергу (тобто електронами з найбільшою енергією), всі хімічні елементи підрозділяються на чотири електронні сімейства: s, р, d і f. Як розташовуються елементи різних сімейств в періодичній системі? До s-елементів відносяться перші два елементи кожного періоду. Вони складають головні підгрупи перших двох груп періодичної системи елементів (I A і IIA). s-Елемент першого періоду Гелій розміщають у підгрупі VIIIA. Коротка електронна формула s-елементів має вигляд: nsl або ns2, де n - головне квантове число зовнішнього електронного шару, співпадаючого з номером періоду.До р-елементів відносяться останні шість елементів кожного періоду, починаючи з другого. Вони складають головні підгрупи III-VIII груп. Коротка електронна формула р-елементів має вигляд ns^np1'6.

До d-елементів відносяться елементи великих періодів, які розташовані між s- і р-елементами (у VI і VII періодах за першими ^-елементами - La і Ас - розташовані 14 /-елементів). d-Елементи складають всі побічні підгрупи, зокрема тріади елементів підгрупи VIIIB. Коротка електронна формула їх атомів має вигляд ns2(n-1)dl~l1). Зверніть увагу, що заповнення електронами підрівнів (n-1)d починається у елементів ШВ підгрупи.

До /-елементів відносяться лантаноїди і актиноїди. Вони схожі за властивостями між собою і з іншими елементами підгрупи IIIB.

Приклад 22.1. Складіть короткі електронні формули атомів Телуру Те, Цинку Zn, Осмію Об і Радію Ra. Покажіть розподіл валентних електронів за атомними орбіталями в нормальному і збудженому станах.

Розв язання. Щоб написати короткі електронні формули треба спочатку визначити, до яких сімейств відносяться ці елементи. Відповідно до положення даних елементів в періодичній системі неважко встановити, що Те - р-елемент, Zn і Os - d-елементи, а- s-елемент. Встановивши це, записуємо їх електронні формули: Те - 5s25p4; Zn - 4s23d10; Os - 6s25d6; Ra -7s2. Тепер показуємо розподіл валентних електронів за квантовими комірками у нормальному стані атомів:
Ra


7sОскільки у Те є вакантні орбіталі 5d, у Zn - 4р, у Os - 6р, у Rа - 7р, то у збудженому стані розподіл валентних електронів за квантовими комірками буде таким:
22.2. ^-Елементи і їх сполуки

Властивості елементів. s-Елементи розташовані на початку відповідних періодів. Їх атоми мають найбільші радіуси і мінімальну кількість електронів в зовнішньому шарі (один або два). Вони можуть легко віддавати свої валентні електрони і виявляють сильні відновні властивості.

Атоми Гідрогену, на відміну від інших s-елементів, можуть не тільки віддавати, але й приєднувати електрон, утворюючи гідрид-іони Н-. Тому водень проявляє як відновні, так і окисні властивості. За здатністю утворювати аніони Н- Гідроген схожий на галогени. Тому його іноді розташовують в VIIА групі періодичної системи елементів. Проте окисні властивості Гідрогену виражені значно слабше, ніж у галогенів.

Атоми Гелію, маючи повністю заповнений рівень 1s , не можуть ні віддавати, ні приєднувати електрони і тому хімічно інертні. Для Гелію невідомі сполуки з іншими елементами.

ЕН----------------------- ►              Ступінь   окиснення   s-елементів   металів у

ik red <                                  сполуках стала і дорівнює номеру групи: +1 для

Еі                           * елементів підгрупи IA і +2 для елементів підгрупи

H     He  ПА. У Гідрогену вона може бути +1 і -1.
Li     Be                   Характер зміни радіусу атомів (rA), енергії

Na Mg іонізації електронегативності (ЕН) і відновних Rb Sr властивостей (red) s-елементів показаний в Cs Ba нижченаведеній схемі (стрілки указують напрям, в Fr     Ra  якому даний параметр зростає).

Зважаючи на високу хімічну активність всі s-елементи (окрім водню і гелію) у природі знаходяться тільки у вигляді сполук.Властивості простих речовин. За звичайних умов водень і гелій ду же легкі безбарвні гази, а всі інші s-елементи - кристалічні речовини. Li,

Na, К, Rb, Cs і Fr називають лужними металами, а Са, Sr, Ва і Ra -лужноземельними. Всі s-метали легкі, м'які і легкоплавкі. Вони мають яскраво виражені металеві властивості і високу хімічну активність. Характер зміни деяких властивостей s-металів за періодами і групами показано нижче. У п е р і о д а х

 

 

 

 

Металеві властивості, химічна активністьСеред лужних металів літій займає особливе положення, що обумовлене найбільшим значенням енергії іонізації і найменшим радіусом його атомів. Тому літій помітно відрізняється за властивостями від решти лужних металів і виявляє схожість з магнієм (діагональна схожість в періодичній системі).

Слід зазначити і особливості у властивостях берилію, що відрізняють його від решти елементів НА групи. Це також пояснюється вищим значенням енергії іонізації і малим розміром атомів і, особливо, іонів цього металу. Радіус іона Ве2+ в два рази менший, ніж у Mg2+ і Li+. Тому навіть в таких сполуках як BeF2 і ВеО зв'язок переважно ковалентний, а не іонний. У берилію металеві властивості виражені значно слабкіше, ніж у літію і магнію. Берилій за рядом властивостей схожий на алюміній - ще один приклад діагональної схожості в періодичній системі. Катіони Ве2+ є комплексоутворювачами і для берилію відомі численні комплексні сполуки. Для решти s-елементів комплексоутворення не характерне.

Лужні і лужноземельні метали розкладають воду з утворенням лугу і виділенням водню2Mе + 2Н2О ® 2МеОН + Н2

 

Mе + 2Н2О ® Ме(ОН)2 + Н2

Зважаючи на високу хімічну активність лужні і лужноземельні метали зберігають під шаром гасу в герметичних судинах.

Коротка характеристика сполук. Метали !А і НА підгруп утворюють різноманітні бінарні сполуки з неметалами: оксиди, галіди, гідриди, сульфіди, нітриди, карбіди та інші. У цих сполуках утворюється переважно іонний зв'язок. З них галіди і сульфіди відносяться до класу солей.

Галіди утворюються при безпосередній взаємодії металів з галогенами або галогеноводневими кислотами. Вони є тугоплавкими кристалічними речовинами з переважно іонним зв'язком.

Галіди лужних металів, окрім LіF, добре розчиняються у воді. Фториди лужно-земельних елементів погано розчиняються у воді і не утворюють кристалогідратів, а хлориди, броміди і йодіди розчинні і з водних розчинів виділяються у вигляді кристалогідратів. Найбільше практичне значення з галідів має хлорид натрію NaCl (кам'яна сіль).

Всі s-елементи утворюють сполуки з воднем - гідриди МеН або МеН2. Гідриди берилію і магнію менш стійкі в порівнянні з гідридами решти s-елементів. Гідриди лужних і лужно-земельних металів є іонними сполуками. У розплавах вони дисоціюють на катіони металу і аніони Гідрогену Н-. Гідриди легко розкладаються водою з виділенням водню

МеН + Н2О ® МеОН + Н2

 

МеН2 + 2Н2О ® Ме(ОН)2 + 2Н2

Сульфіди Me2S або MеS можна отримати при безпосередній взаємодії s-елементів з сіркою або сірководнем. Вони є стійкими сполуками, добре розчинними у воді. Розчини сульфідів лужних і лужноземельних металів в результаті гідролізу мають лужне середовище.

При безпосередній взаємодії з вуглецем або з деякими вуглеводнями утворюються карбіди металів, наприклад Na4Q Mg2C та інші. Карбіди s-металів розкладаються водою з виділенням метану, наприклад

Mg2C + 4Н2О ® 2Mg^)2 + СН4 Кальцій і деякі інші s-елементи з вуглецем утворюють ацетиленіди (СаС2, Li^), які розкладаються водою з виділенням ацетилену:

 

СаС2 + 2Н2О ® Са(ОН)2 + С2Н2Ця реакція використовується для отримання ацетилену при різанні і зварюванні металів.

При нагріванні металів в атмосфері азоту можуть бути отримані нітриди складу Me3N або Me3N2, які легко розкладаються водою і кислотами

Na3N + ЗН2О ® 3NaOH + NH3

 

Mg3N2 + 8HC1 ® 3MgCl2 + 2NH4Cl

При безпосередній взаємодії з киснем за звичайних умов оксид утворює тільки літій Іл2О. Інші лужні метали в цьому випадку утворюють головним чином пероксиди і інші сполуки з киснем, наприклад: Na2O2, К202,

Rb202, OS202, К2О4, КО3.

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46  47  48  49  50  51  52  53  54  55  56  57  58  59  60  61  62  63  64  65  66  67 


Похожие статьи

В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах