Напишите уравнения реакций (по две для каждого варианта) и составьте к ним электронно-ионные схемы.

Напишите уравнения реакций (по две для каждого варианта) и составьте к ним электронно-ионные схемы. Для реакций металлов с H2SO4 и концентрированной HNO3 значение потенциала окислителя примите равным более 1 В. Оцените практическую устойчивость металлов в данной среде. 8. Fe + H2O + O2 HNO3(конц.) + Pb

Условие самопроизвольного протекания реакции в стандартных условиях: ∆G2980<0
Величина ∆G2980 рассчитывается по формуле:
∆G2980= -n∙F∙∆E , где ∆E – ЭДС окислительно-восстановительной реакции. Таким образом, самопроизвольное протекание ОВР возможно при ∆E>0.
а) Fe + H2O + O2 – железо в нейтральной среде в присутствии кислорода.
Рассмотрим потенциалы железа и кислорода в нейтральной среде по справочным данным:
EFe(OH)2/Fe0= -0,46 В
EО2/4OH-0= +0,81 В
∆E= Eок - Евосст= EО2/4OH-0 - EFe(OH)2/Fe0 = 0,81 -(-0,46)= 1,27 В > 0
Термодинамическое условие взаимодействия выполняется.
Электронно-ионные схемы:
2 | Fe0 + 2OH- - 2e- → Fe(OH)2 – восстановитель, процесс окисления
1 | O20 + 2H2O + 4e- → 4OH- – окислитель, процесс восстановления
Суммарное уравнение реакции с учетом подобранных коэффициентов:
2Fe + 4OH- + O2 + 2H2O → 2Fe(OH)2 + 4OH-
Подобные члены уравнения сокращаем и получаем:
2Fe + O2 + 2H2O = 2Fe(OH)2
Таким образом, во влажной среде в присутствии кислорода железо подвергается коррозии с образованием нерастворимого гидроксида железа (II), который в течение времени окисляется до гидроксида железа (III) (ржавчины)