Массовая доля углерода = 100% - массовая доля водорода. Массовая доля углерода = 100% - 14,29% = 85,71%. Обозначим углеводород как СхНу. Имеем: х = 85,71/12 = 7,14 у = 14,29/1 = 14,29 х/у = 7,14/14,29 = 1/2. Молярная масса (м. м. ) углеводорода/м. м. кислорода = 2,625 М. м. углеводорода = 2,625*32 = 84 (г/моль) Обозначим м. м. углеводорода как 12п + 2п = 14п, где 12п - м. м. углерода в углеводороде, а 2п - м. м. водорода в соединении. п = 6, значит, углеводород содержит 6 атомов углерода и 12 водорода. Формула С6Н12.
К катодным покрытиям относятся те металлы, у которых потенциал выше потенциала защищаемого металла. Анодными покрытиями являются металлы, у которых электродный потенциал в данных условиях более отрицателен, чем потенциал защищаемого металла.
По таблицам найдем стандартные электродные потенциалы: Fe (-0,441 В); Ni (-0,234 B), Cr (-0,74 B), Mn (-1,18 B), Sn (-0,141 B), Cu (+0,338 B).
Так как у никеля, олова и меди электродные потенциалы выше чем у железа, то эти металлы могут выполнять для стальных изделий роль катодных покрытий.
а) Во влажном воздухе:
Анодный процесс: Fe0 -2коррозия = Fe2+
Катодный процесс: 1/2O2 + H2O + 2коррозия = 2OH–
Так как ионы Fe2+ с гидроксильной группой образуют нерастворимый гидроксид, то продуктом атмосферной коррозии железа будет Fe(OH)2. При контакте с кислородом воздуха Fe(OH)2 быстро окисляется до метагидроксида железа FeO(OH), приобретая характерный для него бурый цвет:
4Fe(OH)2 + О2 = 4FeO(OH) + 2Н2О
б) В растворе кислоты:
Анодный процесс: Fe0 -2коррозия = Fe2+
Катодный процесс: 2Н+ + 2коррозия = Н2↑
Водород будет выделяться во внешнюю среду, а ионы железа Fe2+ с кислотными ионами будут образовывать соль, т. е. железо будет разрушаться с образованием ионов железа Fe2+.
Таким образом, при покрытии железа никелем при повреждении или при образовании пор разрушается основной металл – железо. Это пример катодного покрытия металла.
Галогены являются сильными окислителями, непосредственно взаимодействуют почти со всеми металлами и неметаллами, за исключением кислорода, углерода, азота и благородных газов. Связь в галогенидах щелочных и щелочноземельных металлов ионная, в остальных - ковалентная.
Галогены образуют двухатомные непрочные молекулы. Легкость распада молекул галогенов на атомы - одна из причин их высокой химической активности.
В свободном состоянии галогены состоят из двухатомных молекул: F2, Cl2, Br2, I2. Астат - радиоактивный элемент и может быть получен только искусственным путем.
От фтора к иоду изменяются физические свойства галогенов: растет плотность, увеличиваются размеры атомов, повышаются температуры кипения и плавления.
С увеличением порядкового номера окислительная галогенов в свободном состоянии падает. Поэтому каждый предыдущий галоген вытесняет последующий из его соединений с металлами и водородом, например:
2КСl + F2 = 2КF + Cl2
Фтор - самый активный неметалл. Он проявляет только одну степень окисления -1, непосредственно реагирует почти со всеми металлами (даже с золотом и платиной) , а также с неметаллами. Раствор фтороводорода в воде называют плавиковой кислотой, а ее соли называются фторидами. Химическим путем фтор получить невозможно, поэтому используется исключительно электролиз.