План

Уравнять реакцию, используя электронно-ионный метод, указать процесс окисления, восстановления (окислитель, восстановитель).

Найти потенциалы окислителя и восстановителя указать направления протекания процесса.

Определить термодинамические характеристики (H, S, G) и возможность самопроизвольного протекания процесса.

Определить, изменение каких параметров может сместить равновесие в сторону продуктов реакции (написать кинетическое уравнение).

Написать электронную формулу всех элементов по 2 и 4 квантовым числам. Для отмеченного атома определить высшую и низшую валентность (составить формулу для гидроксидов, оксидов, солей и их химических соединений). Может ли взаимодействовать отмеченный металл с кислотами (HCL, H2SO4 (р), H2SO4 (к), HNO3 (P), HNO3 (K), растворами щелочей) (ответы обосновать). Отмеченный металл находиться в контакте с железом. Как будут протекать процессы коррозии во влажном воздухе и кислой среде. Способы защиты металла от коррозии.

Уравнять, используя электронно-ионный метод.

3Pb*O2 + Cr2 (SO4) 3 +16NaOH 3Na2PbO2+2 Na2CrO4 + 3Na2SO4+8H2O

1 Cr2 +2 - 6e 2Cr +6 - Окисление восстановителя

3 Pb+4 +2e Pb+2 - Восстановление окислителя

Метод полу-реакции

1 Cr2 +2 +16OH - 6e 2CrO4-2 +8H2O - Окисление восстановителя

3 Pb+4 +2e Pb+2 - Восстановление окислителя

PbO2+Cr2+3+16OH PbO2+2CrO4+8H2O

2. Потенциалы окислителя и восстановителя.

E0 Pb+4/Pb+2 = 2, 33 - окислитель

E0 Cr+2/CrO4-2 = 0, 53 - восстановитель

∆E= E окислителя - E восстановителя = 2,33-0,56=1,80

∆E>0, следовательно, ∆G<0 - самопроизвольное протекание процесса

3. Приведены стандартные образования  H и S при температуре 298K.

4. Определить, изменением каких параметров можно сместить равновесие в сторону продуктов реакции

Согласно принципу Ле-Шателье при повышении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции. Поскольку данная реакция является эндотермической, то для того чтобы сместить равновесие в сторону обратной реакции, необходимо понизить температуру.

5. Написать электронную формулу 2 и 4 квантовым числам

H 1s1

O 1s2 2s2 2p4

Na 1s22s22p63s1

S 1s22s22p63s23p4

Cr 1s22s22p63s23p63d54s1

Pb 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p2

6. Определить высшую и низшую валентность

Pb - химический элемент IV группы; конфигурация внешней оболочки атома 6s26p2. Наиболее характерны 2 степени окисления +2 и +4.

Pb+2 Pb+4

PbO PbO2

Оксид олова (II) Оксид олова (IV)

Основный Амфотерный

Pb (OH) 2 Pb (OH) 4=H2PbO3

KNO3 + Pb = KNO2 + PbO

1 N +5 +2e N +3 - пр. восстановление (KNO3) окислитель

1 Pb0 - 2e Pb+2 - пр. окисление (Pb) восстановитель

2РbО + РbO2 = Рb2РbO4 (Pb3O4)

Pb (NO3) 2 (конц) + Na2CO3 (конц) = PbCO3↓ + 2NaNO3

PbSO4 + Na2S = PbS↓ + Na2SO4

Pb (OH) 2 + 2NaOH (конц) = Na2 [Pb (OH) 4] (р)

7. Взаимодействие отмеченного металла с кислотами

(HCL, H2SO4 (р), H2SO4 (к), HNO3 (P), HNO3 (K) ), растворами щелочей.

PbO2 + Pb + 2H2SO4 (конц., гор) = 2PbSO4+2H2O

1 Pb0 - 2e Pb+2 - пр. Окисление (Pb) восстановитель

2 H+ +1e H0 - пр. Восстановление (H2SO4) окислитель

Pb + 2HCl = PbCl2 + H2

1 Pb0 - 2e Pb+2 - пр. Окисление (Pb) восстановитель

2 H+ +1e H0 - пр. Восстановление (HCl) окислитель

Pb + H2SO4 (р) = PbSO4 + H2

1 Pb0 - 2e Pb+2 - пр. Окисление (Pb) восстановитель

1 2H+ +2e 2H0 - пр. Восстановление (H2SO4) окислитель

Pb + 4HNO3 (р) = Pb (NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O

1 Pb 0 - 2e Pb +2 - пр. Окисление (Pb) восстановителя

2 N+5 +1e N+4 - пр. Восстановление (HNO3) окислителя

PbO2 +MnSO4 +2NaOH Na2PbO2+ Na2MnO3 +Na2SO4+H2O

8. Анодное и катодное покрытие гальвано-пары Fe/Pb. Процесс коррозии сплава железа со свинцом и способ ее устранения.

Eo pb2+ = 1,23 катод

Eo Fe2+ = - 0,44 анод

В кислой среде процесс проходит с водородной деполяризацией:

Pb/H2SO4/Fe+

Продукт коррозии: PbSO4 и H2O

В нейтральной среде для активного металла процесс идёт с водородной деполяризацией:

Pb/H2O,O2/Fe+

2Pb+2 H2O+ O2=Pb+4OH

А (Fe): Fe - 2e = Fe2+ K (Pb): O2 + H2O + 4e = 4OH-

Список литературы

1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. - / Под ред.В.А. Рабиновича. - Л.: Химия, 2006.

2. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: Учеб. пособие для вузов/ Под ред.В.А. Рабиновича и Х.М. Рубиной. - Л.: Химия, 2007

3. Блинов Л.Н., Перфилова И.Л., Чувиляев РГ. Химия. Основные понятия, реакция, законы, схемы: Учеб. Пособие. СПб. 2004.92с.

4. Химия. Классы химических соединений: Учеб. Пособие / Н.П. Танцура, А.В. Горелова, И.Н. Семенов, Л.Н. Блинов. (Серия "Школа-вуз"). СПб. 2005.67с.

5. Семенов И.Н., Перфилова И.Л. Химия. СПб.: Химия, 2000.656с.

6. Коровин Н.В. Общая химия. М.: Высшая школа, 2009.558с.