Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА И ПРОДОВОЛЬСТВИЯ РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ
Учреждение образования
БЕЛОРУССКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АГРАРНЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ
ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ
ПО КУРСУ «ОБЩАЯ ХИМИЯ»
для студентов очной и заочной форм обучения
Минск 2003
УДК 546
Лабораторный практикум предназначен для лучшего усвоения студентами программного материала общетеоретической и прикладной части курса общей химии.
Лабораторный практикум по курсу общей химии для студентов очной и заочной форм обучения рассмотрен на заседании методической комиссии агроэнергетического факультета и рекомендован к изданию на ротапринте БГАТУ.
Протокол № 6 от 20 декабря 2002 г .
Составители: доцент, к.х.н. Корнилова Н. Н.,
старший преподаватель Полушкина С. И.
Рецензенты: профессор кафедры химии БГПУ
им. М. Танка, д.х.н. Пшеничный В. Н.;
к. ф.-м. наук, доцент Новиков В. П.
Введение
В лабораторном практикуме обобщен опыт организации учебного процесса по курсу общей химии в Белорусском государственном аграрном техническом университете.
Использованы также разработки, выполненные сотрудниками кафедры химии Белорусского национального технического университета под руководством профессора, доктор химических наук Яглова В.Н.
Лабораторный практикум составлен в соответствии с рабочей программой по курсу общей химии. Он предусматривает лабораторные работы для всех специальностей, а также лабораторные работы для отдельных специальностей и специализаций с учётом специфики сельскохозяйственного вуза и межпредметных связей.
Специфика преподавания общей химии студентам нехимических специальностей состоит в том, что требуется в короткий срок научить основным приёмам экспериментальной работы, умению наблюдать и самостоятельно делать выводы, что чрезвычайно важно в плане закрепления и более глубокого осмысления теоретического материала. Правильно поставленный эксперимент позволяет проследить закономерности химических процессов, исследовать влияние различных факторов на то или другое явление, запомнить свойства веществ, а также способствует развитию творческого мышления.
При описании опытов авторы ставили перед собой целью привить студентам навыки самостоятельного теоретического толкования наблюдений и выводов, вытекающих из эксперимента. Поэтому при описании опытов поставлен ряд вопросов и даны указания: на что следует обратить внимание, в каком направлении сформулировать выводы и т.д.
Практикум предусматривает индивидуальное выполнение работ каждым студентом. Лишь в отдельных случаях, если ограничено число приборов, работы могут выполняться группами по 2–3 студента.
При работе полумикрометодом занятия становятся более организованными, т.к. каждый студент обеспечивается компактным набором всех реактивов, посуды и приборов, что позволяет сосредоточенно работать. Применение малых количеств реактивов приучает к аккуратности, резко уменьшает расход химических веществ, позволяет применять в практикуме дорогостоящие и дефицитные реактивы, способствует меньшему загрязнению воздуха в лаборатории, сводит к минимуму неблагоприятные воздействия химических веществ, обеспечивает безопасность.
При подготовке к лабораторной работе студент должен по учебнику, конспекту лекций, методическим указаниям изучить программный теоретический материал, разобраться в решении типовых задач по данной теме, чтобы выполнить задание предлабораторного контроля и получить допуск к выполнению лабораторной работы. После этого ознакомиться с целью работы, описанием опытов. Письменно в тетради для лабораторных работ оформить соответствующий протокол работы.
Протокол работы должен включать:
1) название лабораторной работы и дату выполнения,
2) цель работы,
3) наименование опыта,
4) краткое описание хода опыта и наблюдений с обязательными ответами на вопросы, имеющиеся в тексте к лабораторной работе,
5) уравнения реакций,
6) числовые данные с вычислениями,
7) рисунок прибора или схему,
8) выводы.
После окончания лабораторной работы студент приводит в порядок рабочее место. По каждой выполненной работе студент сдаёт зачёт. При этом он предъявляет свою тетрадь преподавателю с полностью оформленной лабораторной работой. При сдаче зачёта студент должен хорошо разбираться в теоретических вопросах, относящихся к выполняемой работе, ясно излагать условия опыта, описывать наблюдавшиеся явления, уметь составлять молекулярные, ионные уравнения, протекавших реакций, правильно делать соответствующие выводы.
Правила работы в химической лаборатории
1. Работайте аккуратно, без лишней торопливости; соблюдайте в лаборатории тишину.
2. Работайте всегда на одном и том же месте; желательно в халате.
3. Не загромождайте рабочее место портфелями, свертками, сумками и т.п. Для них в лаборатории отведены специальные столы.
4. Прежде, чем приступить к работе по данной теме, тщательно изучите ее описание. Необходимые приборы и реактивы представлены на рабочем столе.
5. Внимательно наблюдайте за ходом опыта, отмечая и записывая каждую его особенность (выпадение и растворение осадков, изменение окраски, температуры и т.д.).
6. Расходуйте для осуществления химических реакций то количество реактивов, которое рекомендовано в указаниях по выполнению опыта, а если нет специальных оговорок – минимальное.
7. Не уносите приборы, аппараты, реактивы общего пользования на свое рабочее место. Закрывайте склянки с реактивами соответствующими пробками, не путайте их во избежание загрязнения реактивов.
8. Работы с вредными веществами проводите только под тягой. Концентрированные кислоты и щелочи наливайте осторожно в вытяжном шкафу; не уносите их на свои рабочие столы.
9. Если случайно прольете кислоту или щелочь, то быстро смойте их интенсивной струей воды из водопроводного крана, а потом обратитесь к дежурному лаборанту и по его указанию приведите в надлежащий порядок свое рабочее место.
10. Не выливайте в раковину отработанные концентрированные кислоты и щелочи, а пользуйтесь для этого специально отведенной посудой, установленной под тягой. Отработанные металлы складировать в специальную емкость. Бумагу и остатки твердых веществ бросайте в урну.
11. При работе постоянно следите за тем, чтобы реактивы (особенно кислоты, щелочи) не попадали на лицо, руки, одежду.
12. При нагревании реактивов или жидкостей не наклоняйтесь над сосудом во избежание попадания брызг на лицо, одежду, обувь.
13. При нагревании жидкостей в колбе не держите ее отверстием к себе или в
сторону соседа.
14. Не нюхайте выделяющиеся газы, близко наклоняясь к сосуду. Если нужно понюхать газ, то следует сделать это осторожно, слегка направляя рукой поток воздуха к себе.
15. В случае ожога (пламенем горелки или горячим предметом) обожженное место смочить крепким раствором марганцовокислого калия. Можно приложить ватку, смоченную жидкостью от ожога.
16. При разбавлении щелочей, кислот и т.п. веществ, а также при мытье посуды с веществами, разъедающими кожу рук, обязательно надевать резиновые перчатки.
17. В конце работы уберите рабочее место, выключите воду, электроприборы.
Запрещается:
5. Сливать горячие растворы в толстостенную посуду.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1
Исследование соли карбоната кальция
Соли являются одним из классов неорганических соединений. Соли – это вещества, молекулы которых состоят из атомов металла и кислотных остатков. Соли бывают: средние (нормальные), кислые, основные, двойные и комплексные.
Если при образовании соли из кислоты и гидроксида все ионы водорода кислоты нейтрализованы гидроксильными группами, образщуется средняя (нормальная) соль. Например:
Н2SO4 + Вa(OH)2 = ВaSO4 + 2H2O.
В случае избытка кислоты образуется кислая соль:
2H2SO4 + Ba(OH)2 = Ba(HSO4)2 + 2H2O.
Чтобы перевести кислую соль в среднюю на нее необходимо подействовать соответствующим гидроксидом:
Ba(HSO4)2 + Ba(OH)2 = 2BaSO4 + 2H2O.
Образование основной соли в процессе нейтрализации наблюдается при избытке гидроксида:
Н2SO4 + 2Ba(OH)2 = (BaОН)2SO4 + 2H2O
Для перевода основной соли в среднюю на нее необходимо подействовать соответствующей кислотой:
(ВаОН)2SO4 + Н2SO4 = 2BaSO4 + 2H2O.
Международная номенклатура некоторых наиболее распространенных кислот и соответствующих им средних солей приведена в таблице 1.1.
Таблица 1.1.
|
Формула кислоты |
Номенклатура |
|
|
Кислоты |
соли |
|
|
HNO2 HNO3 HBr H2Cr2O7 HI H2SiO3 HMnO4 H3PO4 H2SO3 H2SO4 H2S HCl H2CO3 HClO4 HClO3 HClO HCN |
Азотистая Азотная Бромоводородная Двухромовая Иодоводородная Кремниевая Марганцовая Фосфорная Сернистая Серная Сероводородная Хлороводородная (соляная) Угольная Хлорная Хлорноватая Хлорноватистая Циановодородная (синильная) |
Нитриты Нитраты Бромиды Бихроматы (дихроматы) Иодиды Силикаты Перманганаты Фосфаты Сульфиты Сульфаты Сульфиды Хлориды Карбонаты Перхлораты Хлораты Гипохлориты Цианиды |
Кислые соли: к названию средней соли прибавляется приставка «гидро»: СаНРО4 –гидроортофосфат кальция; NaH2PO4 – дигидроортофосфат натрия.
Основные соли: к соответствующему названию средней соли прибавляется приставка «гидроксо», например: CuOHNO3 – гидроксонитрат меди (II); Al(OH)2Cl – дигидроксохлорид алюминия.
Опыт 1. Определение чистоты карбоната кальция
Цель опыта
Определить содержание чистого вещества СаСО3 в исследуемом образце карбоната кальция.
Выполнение опыта
Прибор для выполнения опыта состоит из бюретки (1), двухколенной пробирки (2) и уравнительной склянки (3) наполовину заполненной уравновешивающей жидкостью – насыщенный раствор гидрокарбоната натрия NaHCO3 (рис. 1.1). Жидкость в обоих коленах прибора должна находиться на одном уровне и приближаться к нулевому делению.
Получить у лаборанта навеску карбоната кальция. В одно колено пробирки (2) поместить навеску карбоната кальция, в другое – налить 3-4 см3 раствора соляной кислоты с массовой долей HCl равной 10 %.
Рис. 1.1. Прибор для выполения
работы
Присоединить реакционную пробирку (2) к прибору. Подготовить прибор к работе и проверить на герметичность. Для этого, не снимая пробирку (2), приподнять уравнительную склянку (3) на 20-25см выше края бюретки (1). Если уровень жидкости в бюретке не меняется – прибор герметичен. Установить на одном уровне жидкость в бюретке (1) и уравнительной склянке (3). Записать показания первоначального уровня жидкости в бюретке (1) по нижнему мениску (V1). Перелить раствор кислоты в колено пробирки, где находится карбонат кальция. Образующийся в результате реакции оксид углерода (IV) вытесняет жидкость из бюретки и ее уровень опускается.
СаСО3 + 2НСl = CaCl2 + H2CO3 (1.1)
H2O CO2
Наблюдения и выводы
Когда весь карбонат кальция прореагирует, прекратится изменение уровня жидкости в бюретке и прибор охладится до комнатной температуры, необходимо привести давление в приборе к атмосферному, совместив уровни в обоих коленах прибора (не снимая пробирку (2)). Записать положение уровня жидкости в бюретке после опыта (V2). Объем выделившегося газа будет равен:
V(CO2)= (V2 - V1) , см3 (1.2)
Определить барометрическое давление и температуру. Давление водяного пара над насыщенным раствором гидрокарбоната натрия принять равным давлению пара над водой при температуре опыта (табл.1.1).
Экспериментальные данные:
- масса навески карбоната кальция – m (обр.), г;
- объем выделившегося газа – V (СО2), см3;
- температура опыта (по термометру) – Т, К;
- атмосферное давление (по барометру) – р, мм. рт.ст.;
- давление насыщенного водяного пара
при температуре опыта – р (Н2О), мм. рт.ст.
Таблица 1.2
Зависимость давления пара над водой в зависимости от температуры
|
Температура, оС |
Давление, мм.рт.ст. |
Температура, оС |
Давление, мм.рт.ст. |
|
15 16 17 18 19 20 21 22 |
12,79 13,63 14,53 15,48 16,48 17,54 18,65 19,83 |
23 24 25 26 27 28 29 30 |
21,07 22,38 23,76 25,21 26,74 28,35 30,04 31,82 |
Полученный объем газа – V(СО2) пересчитать на нормальные условия по объединенному газовому закону
P V Po Vo
------- = --------; (1.3)
T To
V(CO2) 273 [р – р(Н2О)]
Vo(CO2) = ------------------------------- ; (1.4)
760 Т
По стехиометрии реакции (1.1) определить массу (m(СаСО3)) прореагировавшего чистого карбоната кальция.
Рассчитать чистоту (массовую долю) карбоната кальция в исследуемом образце:
m(СаСО3)
ω (СаCO3)опыт. = -------------- . (1.5)
m(обр.)
Определить абсолютную () и относительную () ошибки опыта. Теоретическое значение массовой доли СаСО3 в образце узнать у преподавателя.
= ω (СаCO3)теор. - ω (СаCO3)опыт. (1.6)
= -------------------- 100%. (1.7)
ω (СаCO3)теор.
Опыт 2.Определение молярной массы эквивалента карбоната кальция
Эквивалент – условная частица вещества (В) в ZB раз меньше, чем соответствующая ему формульная единица. Число ZB называют эквивалентным числом и опреляют по химической реакции, в которой участвует данное вещество.
Молярная масса эквивалента Мэ(В) есть отношение молярной массы вещества МВ к числу эквивалентности ZB. Единица измерения – г/моль, кг/моль.
МВ 1 16
Мэ(В) = -------; Мэ(Н) =--- = 1 г/моль; Мэ(О) =----- = 8 г/моль.
ZB. 1 2
Количество вещества эквивалентов nэ(В) (единица – моль) равно произведению числа эквивалентности ZB на количество вещества nB:
nэ(В) = ZB nB. (1.8)
Объем молярной массы эквивалентов газообразного вещества (В) при нормальных условиях VMэ(В) есть отношение молярного объема газообразного вещества к числу эквивалентности:
Vn(В)
VMэ(В) = ----------, л/моль. (1.9)
ZB
22,4 22,4
VMэ(Н2) = ------ = 11,2 л/моль; VMэ(О2) = ------ = 5,6 л/моль;
2 4
Закон эквивалентов: все вещества реагируют в равных количествах вещества эквивалентов. nэ(В1) = nэ(В2), т.е. массы реагирующих веществ пропорциональны молярным массам эквивалентов этих веществ.
mB Mэ(B1) mB Mэ(B1)
------ = ---------- ; (1.10) или ---- = ------------ , (1.11)
mB Mэ(B2) VB VMэ(В2)
если одно из реагирующих веществ – газ.
mB и mB – массы реагирующих веществ;
Mэ(B1) и Mэ(B2) – молярные массы эквивалентов реагирующих веществ;
VMэ(В2) – объем молярной массы эквивалентов газообразного вещества;
VB – объем газа при нормальных условиях.
Цель опыта
Определить молярную массу эквивалента карбоната кальция.
Выполнение опыта
Аналогично опыту 1.
Наблюдения и выводы
По закону эквивалентов рассчитать молярную массу эквивалента карбоната кальция:
m (CaCO3) Vo(CO2) m (CaCO3) Vэ(CO2)
--------------- = --------------, откуда Mэ(СаСО3)опыт. = ---------------------------,
Mэ(СаСО3) Vэ(CO2) Vo(CO2)
где Vэ(CO2) = 11200мл/моль.
Рассчитать теоретическое значение молярной массы эквивалента карбоната кальция по формуле:
М(СаСО3)
Mэ(СаСО3)теор.= ----------------,
n В
М(СаСО3) – молярная масса карбоната кальция, г/моль;
В - валентность металла в молекуле СаСО3;
n - число атомов металла в молекуле СаСО3.
Определить абсолютную () и относительную () ошибки опыта.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2
Способы выражения состава растворов
Раствором называется гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, относительные количества которых могут изменяться в определенных пределах без нарушения однородности системы.
Одной из важнейших характеристик раствора является его концентрация. Концентрацией раствора называется количество растворенного вещества, содержащееся в определенном количестве раствора или растворителя.
Основные способы выражения состава раствора:
1. Массовая доля растворенного вещества (В) – ωВ – безразмерная величина, равная отношению массы растворенного вещества mВ к массе раствора mр-ра:
mВ
ωВ = ------- . (2.1)
mр-ра
Массовая доля может быть выражена в процентах:
mВ
ωВ = -------- 100% . (2.2)
mр-ра
2. Молярная доля растворенного вещества (В) – χ – безразмерная величина, равная отношению количества этого вешества nB к суммарному количеству всех веществ, входящих в состав раствора, включая растворитель:
nB
χ = ------; ∑nі = nB + nB + nB + … + nB (2.3)
∑nі
Молярная доля может быть выражена в процентах:
nB
χ = ------- 100% . (2.4)
∑nі
Для двухкомпонентного раствора:
nB
χ = ------------ , (2.5)
nB + nр-ля
где nр-ля - число моль растворителя.
3. Молярная концентрация вещества (В) - СВ или «1М; 0,1М» (моль/м3, моль/л) – равна отношению количества растворенного вещества (В) к объему раствора:
nВ mB
СВ = --------- = -----------------. (2.6)
Vр-ра MВ Vр-ра
4. Молярная концентрация эквивалента вещества (В) – Сэ(В) или «1н.; 0,1н.» (моль/м3, моль/л) – равна отношению количества эквивалентов вещества (В) к объему раствора Vр-ра:
nэ(В) mB
Сэ(В) = ---------- = -----------------. (2.7)
Vр-ра Мэ(В) Vр-ра
5. Моляльность вещества (В) в растворе – Сm (В) (моль/кг) – равна отношению количества вещества (В) к массе растворителя (mр-ля):
nВ mB
Сm (В) = -------- = ------------ . (2.8)
mр-ля MB mр-ля
6. Титр раствора вещества (В) - ТВ (г/см3) - равен отношению массы растворенного вещества (В) к объему раствора (Vр-ра):
mB
ТВ = ------ , г/см3. (2.9)
Vр-ра
Титр связан с молярной концентрацией эквивалента вещества (В) в растворе соотношением:
Сэ(В) Мэ(В)
ТВ = --------------------- . (2.10)
1000
Если два вещества (В1 и В2) реагируют в растворе, то молярные концентрации эквивалентов веществ (В1 и В2) и их объемы связаны соотношением:
Сэ( В1) V В = Сэ( В2) V В . (2.11)
Цель работы:
Методом титрования студенты будут пользоваться при изучении свойств воды и топлива, при изучении дисциплин “Топливо и смазочные материалы, “Теплотехника” и др.
В основу метода положен закон эквивалентов. Если два вещества (В1 и В2) реагируют в растворе, то молярные концентрации эквивалентов веществ (В1 и В2) и их объемы связаны соотношением:
Сэ( В1) V В = Сэ( В2) V В . (2.11)
На лабораторных столах имеются склянки с раствором щелочи (NaOH или КОН) различной (неизвестной) концентрации, заранее приготовленным лаборантом.
Выполнение работы
Чистую бюретку, закрепленную вертикально в штативе, заполнить раствором соляной кислоты (Сэ.(НСl) = 0,1н.), приготовленным из фиксанала, выше нулевого деления. Заливать раствор следует осторожно, пользуясь воронкой, немного приподнимая её. Уровень кислоты должен быть на 0,5 - 1см выше нулевого деления. Сливая избыток кислоты, заполнить носик бюретки, чтобы в нем не было пузырьков воздуха. Затем опустить уровень кислоты в бюретке до установления нижнего мениска ее на нулевом делении. При отсчете глаз наблюдающего должен быть на одном уровне с нижним краем мениска (рис.2.1).
В три чистые конические колбы отмерить мерной пробиркой или цилиндром по 10 см3 раствора гидроксида NaOH или КОН неизвестной концентрации. Мерную пробирку или цилиндр следует предварительно ополоснуть этим раствором. К раствору гидроксида в колбах прибавить по 2-3 капли метилоранжа. Колбу поставить на покрытое белой бумагой основание штатива под носик бюретки.
Рис. 2.1. Схема опыта
для титрования
Приступить к титрованию, прибавляя небольшими порциями раствор соляной кислоты из бюретки, постоянно его перемешивая в колбе круговыми плавными движениями, не убирая колбу из-под носика бюретки. Область раствора, в которую попадает кислота, окрашивается в розовый цвет, переходящий при перемешивании в желтый. Добавлять раствор кислоты до тех пор, пока от одной капли кислоты раствор не примет неисчезающую розовую окраску. На этом титрование следует закончить.
По числу делений бюретки определить объем с точностью до 0,1 см3 раствора кислоты, израсходованной на нейтрализацию щелочи.
Повторить титрование еще два раза, начиная каждый раз отсчет от нулевого деления бюретки. Результаты титрования записать в таблицу 2.1.
По окончанию работы химическую посуду тщательно вымыть.
Наблюдения и выводы
Сэ(NaOH) VNaOH = Сэ(HCl) Vср.HCl . (2.12)
2. Сравнить полученную молярную концентрацию эквивалента NaOH в исследуемом растворе с ответом, взятым у преподавателя. Вычислить абсолютную и относительную ошибки.
Таблица 2.1
Результаты титрования
|
Среда |
Индикатор метилоранж |
|||
|
Цвет раствора |
||||
|
Кислая |
||||
|
Нейтральная |
||||
|
Щелочная |
||||
|
Объем кислоты (см3), пошедший на титрование |
V1 = |
V2 = |
V3 = |
Vср. НСl= |
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3
Энергетика химических процессов
При химических превращениях происходят глубокие качественные изменения в системе, которые сопровождаются поглощением или выделением энергии в различных формах. В большинстве случаев этой энергией является теплота.
Химические процессы, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими, а с поглощением теплоты - эндотермическими. Теплота процесса является мерой изменения свойств системы, и сведения о ее величине имеют большое значение при определении условий химического превращения.
Теплоты химических превращений, протекающих при постоянных
значениях объема и температуры (изохорно-изотермический процесс) или при постоянных значениях давления и температуры (изобарно-изотермический процесс), отнесенные к числу моль взаимодействующих веществ, соответствующих уравнению реакции, называются тепловыми эффектами реакций. Раздел химической термодинамики, изучающей тепловые эффекты реакций, называется термохимией. Термохимические расчеты проводят на основании термохимических уравнений, т.е. уравнений химических реакций с указанием теплового эффекта (∆rНо (298К)) и агрегатного состояния всех веществ, например:
Zn(к) + 2HCl(p) = ZnCl2 (p) + H2 (г) ; ∆rНо (298К) = - 153,0 кДж .
Тепловой эффект химической реакции (изменение энтальпии) ∆rНо (298 К) может быть рассчитан по уравнению как разность между суммой стандартных энтальпий образования ∆fНо(298 К) продуктов реакции и суммой стандартных энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов этих веществ в уравнении реакции (следствие из закона Гесса). Так, для реакции: аА + bB = cC + dD
∆rНо(298К) = ∑∆fНо(298К)прод. - ∑∆fНо(298К)исх. =
= [ c ∆fНо (298К, C) + d ∆fНо (298К, D) ] –
- [ a ∆fНо (298К, A) + b ∆fНо (298К, B) ] . (3.1)
Цель работы
1. Определить теплоту растворения соли.
2. Определить теплоту гидратообразования сульфата меди.
Опыт 1. Определение теплоты растворения соли
Растворение кристаллических солей представляет собой сложный процесс, зависящий от природы растворяемого вещества и растворителя, температуры и концентрации раствора.
При растворении соли в воде протекают два основных процесса: эндотермический – связанный с физическим разрушением кристаллической
решетки соли молекулами воды, и экзотермический – обусловленный химическим взаимодействием частиц растворенного вещества (молекул, ионов) с молекулами воды и образованием гидратированных частиц. В зависимости от того, энергетический эффект какого процесса преобладает по абсолютной величине при растворении соли в воде, раствор будет охлаждаться или разогреваться.
Количественно процесс растворения солей оценивается стандартной теплотой растворения (∆раст.Но (298К)) – изменением энтальпии при растворении одного моля соли в большом количестве молей растворителя.
Теплота растворения соли (∆раст.Но) представляет собой алгебраическую сумму энтальпий физического разрушения кристаллической решетки соли молекулами растворителя (∆физ.Но ) и энтальпий образования гидратированных частиц – гидратации (∆гидр.Но ):
∆раст. Но = ∆физ. Но + ∆гидр. Но. (3.2)
Выполнение опыта (опыт выполняют 2 студента)
Получить соль, записать в отчет массу соли mсоли и массу стеклянных
частей прибора mст. (указана на штативе калориметра).
Работа проводится на приборе – калориметре, схема которого изображена на рис. 3.1.
Основными частями калориметра являются три емкости (4) – стаканы, вставленные один в другой. Внутренний стакан предназначен для растворения соли, два других – для термоизоляции. В крышке калориметра имеются три отверстия: для термометра (2), воронки (6) и мешалки (7). На металлическом основании (5) калориметра установлена стойка (1) с кронштейнами для крепления термометра и электродвигателя мешалки (3).
Рис. 3.1. Схема калориметра
Отмерить цилиндром и влить через воронку во внутренний стакан калориметра 200 см3 дистиллированной воды, после чего воронку вынуть и заменить ее на воронку для сыпучих материалов.
Включить прибор в сеть. Тумблером «вкл.» включить мешалку и произвести 5 – 6 измерений температуры воды до ее постоянного значения с интервалом 0,5 мин. Продолжая измерение температуры через каждые полминуты, всыпать в воду подготовленную навеску соли и произвести 15- 20 измерений температуры.
Результаты измерений температуры во времени занести в таблицу.
|
τ, с |
||||||||||
|
t,оС |
Наблюдения и выводы
1. По полученным данным построить график t =f (τ), откладывая на оси абсцисс время τ (мин), а на оси ординат – температуру t (o C) (рис. 3.2).
Рис. 3.2. Графический метод определения изменения температуры во время калориметрического опыта: а) экзотермическоерастворение;
б) эндотермическое растворение
Весь калориметрический процесс делится на три периода:
1) предварительный;
2) главный – процесс растворения соли;
3) заключительный.
После внесения всех опытных данных при экзотермическом растворении на графике получается кривая АВДЕ, где АВ – предварительный период, ВД – главный, ДЕ – заключительный. Время главного периода разделить пополам (точка С). Из точки С восстановить перпендикуляр и произвести экстраполяцию прямолинейных участков АВ и ДЕ на этот перпендикуляр. Отрезок между точками КF, выраженный в градусах, есть изменение температуры ∆t, вызванное процессом. Аналогично строится график при эндотермическом растворении соли (рис. 3.2 б).
2. На основании полученных данных по ∆t рассчитать количество теплоты, выделившейся или поглощенной в калориметре в процессе растворения соли Q, по формуле:
Q = [ Ccт mcт + Ср-ра (mН О + mcоли) ] ∆t, (3.3)
где mcт – масса стеклянных частей прибора, г;
Ccт – удельная теплоемкость стекла, равная 0,753 Дж/г К;
mН О - масса воды, г;
mсоли – масса соли,г;
Ср-ра – удельная теплоемкость раствора, равная 4,18 Дж/г К;
∆t – изменение температуры при растворении соли.
3. Рассчитать стандартную теплоту растворения соли ∆раст. Но(298К) по формуле
Q Мсоли
∆раст. Но (298К) = - --------------- ; (кДж/моль), (3.4)
mcоли 1000
где Мсоли – молярная масса соли, г/моль.
4. Полученный результат сравнить с теоретическим значением
∆раст. Но (298К) соли и рассчитать абсолютную и относительную ошибки опыта.
Опыт 2. Определение теплоты гидратообразования сульфата меди
(опыт выполняют 2 студента)
Теплотой гидратообразования называется количество тепла, которое выделяется при образования одного моля твердого кристаллогидрата из твердой безводной соли и соответствующего количества воды.
Теплоту образования кристаллогидратов непосредственно опытным путем определить невозможно. Ее находят расчетным путем, основываясь на законе Гесса и калориметрических данных по теплотам растворения безводной соли и кристаллогидрата в больших количествах воды.
Установим связь между теплотой образования кристаллогидрата сульфата меди и теплотами растворения безводного СuSO4 и кристаллогидрата сульфата меди:
СuSO4 + nН2О = СuSO4 5Н2О aq ; ∆r Ho (298К, 1) ; (3.5)
СuSO4 5Н2О + (n – 5) Н2О = СuSO4 5Н2О aq ; ∆r Ho (298К, 2). (3.6)
Вычитая из первого уравнения второе, получим уравнение
СuSO4 + 5Н2О = СuSO4 5Н2О; ∆r Ho (298К, 3) , (3.7)
тогда
∆r Ho (298К, 3) = ∆r Ho (298К, 1) - ∆r Ho (298К, 2). (3.8)
Измерив опытным путем ; ∆r Ho(298К,1) и ∆r Ho(298К,2) (см. опыт 1), можно рассчитать теплоту гидратообразования СuSO4.
Выполнение опыта
Для проведения опыта получить две навески: первую –7,5г СuSO4 Н2О, вторую – 4,5г безводной соли СuSO4.
Для растворения безводной соли СuSO4 отмерить цилиндром 300см3 воды, а для растворения навески 7,5г СuSO4 Н2О - 297см3. Разница в 3г соответствует количеству воды, которое содержится в 7,5г кристаллогидрата.
Наблюдения и выводы
Методика работы и расчета теплот растворения безводной соли и кристаллогидрата аналогична рассмотренной в опыте 1.
Рассчитать теоретическое значение ∆rHo(298К,3) и сравнить его с опытным. Определить относительную ошибку опыта.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №4
Химическая кинетика и равновесие
Знание законов о скоростях химических реакций и равновесии позволяет управлять химическими процессами, имеющими место в самых разнообразных сферах производства, а также использовать полученные знания при изучении процессов горения топлива, электролитических реакций, коррозии металлов, биоорганических процессов и других.
Скорость химической реакции определяется числом взаимодействий в единицу времени в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице поверхности раздела фаз веществ для реакций, протекающих в гетерогенной системе.
Размерность гомогенной реакции – моль/л с, гетерогенной – моль/см2 с.
Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, присутствия катализатора. Для реакций с участием твердых веществ скорость реакции зависит также и от степени измельчения, а для газов – от давления.
Скорость реакции, протекающей при постоянной температуре в гомогенной среде, прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов согласно закону действия масс.
Так, для реакции, идущей в одну стадию и записанной в общем виде как
m A(г) + n B(г) = p C(г) + q D(г) (4.1)
закон действующих масс имеет следующее выражение:
ν = К CAm CBn, (4.2)
где ν - скорость прямой химической реакции;
К - константа скорости;
CA и CB - концентрации реагирующих веществ А и В;
m и n - стехиометрические коэффициенты реагирующих веществ А и В.
При гетерогенных реакциях концентрации веществ, находящихся в твердой фазе, обычно не изменяются в ходе реакции, поэтому их не включают в уравнение закона действующих масс.
Скорость химической реакции определяется путем изменения концентраций веществ, участвующих в лимитирующей стадии процесса (если реакция протекает в несколько стадий).
Скорость реакции является первой производной от концентрации по времени, а ее связь с концентрациями реагирующих веществ будет зависеть от порядка реакции.
Выражение для скорости реакции первого порядка (например,
АВ → А + В) запишется в следующем виде:
а-х х
dx
= ----- = K1 (a – x), (4.3)
dτ
где К1 – константа скорости реакции первого порядка при данной температуре;
а – начальная концентрация вещества АВ;
а – х - концентрация вещества АВ, прореагировавшего за время τ.
После интегрирования получаем
1 a 2,303 a
K1 = ---- ln --------- , или K1 = -------- lg -------- . (4.4)
τ a – x τ a - x
Цель работы
Опыт1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции в гомогенной системе
Взаимодействие тиосульфата натрия с серной кислотой протекает по уравнению:
Na2S2O3(aq) + H2SO4(aq) = Na2SO4(aq) + S(т) + SO2 (г) +H2O(ж) (4.5)
Выполнение опыта
Работу выполняют два студента. Предварительно проделать качественный опыт: в пробирку налить 5–10 капель 1н. раствора тиосульфата натрия Na2S2O3 и добавить 1–2 капли 2н. раствора серной кислоты. Наблюдать появление слабой опалесценции и дальнейшее помутнение раствора от выпавшей свободной серы.
Приготовить три раствора тиосульфата натрия различной концентрации. Для этого в три пробирки внести (рис. 4.1): в первую – 4 капли 1н. раствора тиосульфата натрия и 8 капель воды; во вторую – 8 капель 1н. раствора тиосульфата натрия и 4 капли воды; в третью – 12 капель 1н. раствора тиосульфата натрия.
Рис. 4.1. Схема проведения опыта
Таким образом, в одинаковых объемах будет содержаться разное число моль Na2S2O3. В первую пробирку добавить 1 каплю 2н. раствора серной кислоты и одновременно замерить время, прошедшее от момента добавления кислоты до появления в растворе заметной опалесценции. Также добавить по 1 капле 2н. раствора серной кислоты, по очереди, во вторую и третью пробирки, также замерив время до появления опалесценции.
Данные опыта внести в таблицу 4.1.
Таблица 4.1
|
№ про-бир-ки |
Объем реагентов V;число капель |
Общий объем рас-твора,Vобщ.,число капель |
Концент-рация раствора Na2S2O3, С;моль/л. |
Время реакции τ; с |
Скорость реакции ; моль/л с |
||
|
Na2S2O3. 1н. |
H2O |
H2SO4 2н. |
|||||
|
1 |
4 |
8 |
1 |
13 |
0.25 |
||
|
2 |
8 |
4 |
1 |
13 |
0.5 |
||
|
3 |
12 |
– |
1 |
13 |
1 |
Наблюдения и выводы
1. Определить скорость реакции в зависимости от концентрации. Указать физический смысл константы скорости данной реакции.
2. По полученным данным построить график зависимости скорости реакции от концентрации: на оси абсцисс откладывать концентрацию, на оси ординат – скорость реакции.
Опыт 2. Влияние изменения концентраций исходных и конечных веществ на равновесие гомогенной химической реакции
Химическое равновесие – это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны.
Для обратимой гомогенной реакции mA + nB ↔ pC + gD (4.6)
константа химического равновесия:
[C]p [D]g
КС = ------------- . (4.7)
[A]m [B]n
В обратимых химических реакциях равновесие устанавливается в тот момент, когда отношение произведения концентраций продуктов, возведенных в степень стехиометрических коэффициентов, к произведению концентраций исходных веществ, также возведенных в соответствующую степень , равно некоторой постоянной величине, называемой константой равновесия.
Константа химического равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры. Концентрации реагирующих веществ, при которых устанавливается равновесие, называются равновесными.
Изменение внешних условий (концентрации, температуры, давления) вызывает смещение химического равновесия и переход в новое равновесное состояние. Направление смещения химического равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, производить какое-либо внешнее воздействие (изменять температуру, давление, концентрацию), то в этой системе самопроизвольно возникают процессы, стремящиеся ослабить произведенное воздействие. Чем больше значение константы равновесия химической реакции, тем больше выход ее продуктов.
Смещение равновесия обратимой реакции между хлоридом железа (III) и роданидом калия KSCN.
Выполнение опыта
В четыре пробирки внести по 5–7 капель разбавленного 0,0025н. раствора хлорида железа (III) – FeCl3 и такое же количество разбавленного раствора роданида калия – KSCN. Одну пробирку с полученным раствором сохранить для сравнения результатов опыта (эталон).
В остальные пробирки добавить следующие реактивы: в первую – одну каплю концентрированного раствора роданида калия, во вторую – одну каплю концентрированного раствора хлорида железа (III), в третью – несколько кристалликов хлорида калия KCl (схема 4.2).
Сравнить интенсивность окраски полученных растворов с интенсивностью окраски эталона.
Рис.4.2. Схема опыта
Наблюдения и выводы
1.Составить уравнение соответствующей обратимой реакции.
2.Написать выражение константы равновесия данной реакции, указать её физический смысл.
3.Какие вещества находятся в исследуемом растворе в момент равновесия?
4.Какое вещество придает раствору красную окраску?
5.Как изменяется интенсивность окраски раствора и в каком направлении смещается равновесие данной системы при добавлении:
- концентрированного раствора хлорида железа (III),
- концентрированного раствора роданида калия,
- кристаллов хлорида калия?
6. Проанализируйте смещение равновесия данной реакции, используя выражение константы равновесия и принцип Ле Шателье. Сделайте вывод: соответствуют ли теоретические выводы наблюдениям в опыте?
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5
Определение температуры замерзания антифриза
Большинство промышленных и сельскохозяйственных процессов, а также обменные процессы в живых организмах протекают в водных растворах, что предопределяет необходимость знания характеристик и законов, описывающих их поведение.
Антифризы (жидкости, замерзающие при отрицательных температурах) применяются в системах охлаждения автомобильных, авиационных и
тракторных двигателей при температуре окружающего воздуха от –75 до 0оС.
Они должны удовлетворять следующим требованиям: иметь высокую емкость и теплопроводность, низкую температуру замерзания, не вызывать коррозию, быть негорючими и неядовитыми, дешевыми и распространенными.
Антифризы получают путем растворения в воде некоторых органических веществ (например, этиленгликоля, глицерина и др.) и антикоррозийных добавок: декстрина (1г/л), гидроортофосфата (Na2HPO4; 2,5-3,5г/л). Гидроортофосфат защищает от коррозии чугунные, стальные, медные и латунные детали; декстрин – свинцово-оловянные припои, алюминий и медь.
Маркировка антифризов связана с температурой их замерзания. Для зон с умеренным климатом рекомендуется антифриз А-65 и др.
Наиболее распространенным антифризом в настоящее время является водный раствор этиленгликоля НОН2С - СН2ОН с соответствующими добавками. Этиленгликоль – бесцветная вязкая жидкость с температурой кипения 198оС (при 101,3кПа), температурой замерзания -12оС.
Действие антифризов основано на криоскопическом законе Рауля, согласно которому понижение температуры замерзания (кристаллизации) раствора ∆tзам. по сравнению с чистым растворителем прямо пропорционально моляльной концентрации раствора.
mB 1000
∆t = tо - tзам. р. = Кr Cm(B) = Кr --------------, (5.1)
MB mo
где
tо - температура замерзания чистого растворителя (воды);
tзам. р. - температура замерзания раствора;
Cm(B) – моляльность растворенного вещества, моль/кг;
mB – масса растворенного вещества, г;
MB – молярная масса растворенного вещества, г/моль;
mo - масса растворителя (воды), г;
Кr - криоскопический коэффициент (для воды Кr = 1,858 К кг моль-1).
Цель работы
Определить температуру замерзания антифриза. Работу выполняют два студента.
Выполнение опыта
Для определения температуры замерзания применяют прибор, называемый криоскопом. Его схема приведена на рис.5.1.
Прибор состоит из реакционной пробирки 1, куда помещается исследуемый раствор. Пробирка закрывается пробкой, в которую вставляются термометр 2 ( с ценой деления 0,01-0,1оС) и мешалка 3 – проволока с кольцом на нижнем конце.
Реакционная пробирка с термометром и мешалкой помещается в стакан 4 с охлаждающей смесью.
Рис.5.1. Схема криоскопа
Для проведения эксперимента следует достать из прибора пробирку 1, вынуть пробку с термометром и мешалкой и налить в пробирку 10 см3 исследуемого раствора. Закрыть пробирку пробкой с термометром и мешалкой и тщательно перемешать раствор. Опустить пробирку с раствором в охладительную смесь и, непрерывно помешивая мешалкой раствор, наблюдать за изменением его температуры.
Наблюдения и выводы
1. Начиная примерно с +4оС, отмечать показания термометра через каждые 10 секунд. Полученные данные занести в таблицу 5.1, форма которой приведена ниже.
Таблица 5.1
Температурные данные
|
τ, с |
10 |
20 |
30 |
40 |
50 |
60 |
70 |
80 |
90 |
100 |
|
t,оС |
Рис. 5.2. Кривая охлаждения
3. Определить по графику температуру замерзания раствора.
4. Используя закон Рауля, рассчитать теоретическую температуру замерзания раствора антифриза. Растворенное вещество, его массу и массу воды, содержащихся в данном растворе называет преподаватель. Температуру замерзания чистой воды (растворителя) принять равной 0°С.
5. Найти абсолютную и относительную погрешности эксперимента.
Исследуемый раствор антифриза сдать лаборанту.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6
Химические реакции в растворах электролитов
Существенным свойством электролитов является то, что реакции, протекающие в их растворах, есть реакции между ионами. Если исходные вещества и продукты реакции – сильные электролиты, то между ними устанавливается ионное равновесие, не приводящее к образованию какого-либо нового вещества. Например:
Na2SO4 + 2KNO3 = K2SO4 + 2 NaNO3
(молекулярное уравнение)
2Na+ + SO42- + 2K+ + 2NO3- ↔ 2K+ + SO42- + 2Na+ + 2NO3-
(полное ионное уравнение)
Равновесие реакции сдвигается вправо, если в результате реакции образуются:
а) NaOH + HCl = NaCl + H2O
Na+ + OH- + H+ + Cl- → Na+ + Cl- + H2O
(полное ионно-молекулярное уравнение)
OH- + H+ → H2O
(краткое ионно-молекулярное уравнение)
б) CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl
CH3COO- + Na+ + H+ + Cl- → CH3COOH + Na+ + Cl-
CH3COO- + H+ → CH3COOH
в) NH4Cl + NaOH = NH4OH + NaCl
NH4+ + Cl- + Na+ + OH- → NH4OH + Na+ + Cl-
NH4+ + OH- → NH4OH
2) труднорастворимые вещества (осадки)
а) 2NaI + Pb(NO3)2 = PbI2 ↓ + 2NaNO3
2Na+ + 2I- + Pb2+ + 2NO3- → PbI2↓ + 2Na+ + 2NO3-
2I- + Pb2+ → PbI2↓
б) BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl
Ba2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO42- → BaSO4↓ + 2Na+ + 2Cl-
Ba2+ + SO42- → BaSO4↓
3) газообразное вещество
Na2S + 2HCl = H2S↑ + 2NaCl
2Na+ +S2- + 2H+ + 2Cl- → H2S↑ + 2Na+ + 2Cl-
S2- + 2H+ → H2S↑
4) комплексное соединение
KCN + AgCN = K[Ag(CN)2]
K+ + CN- + Ag+ + CN- → K+ + [Ag(CN)2]-
CN- + Ag+ + CN- → [Ag(CN)2]-
(комплексный ион)
Цель работы
1. Приобрести навык составления ионных уравнений в растворах электролитов.
2. Закрепить школьные знания по классификации и номенклатуре основных классов неорганических соединений.
Опыт 1. Получение малорастворимых гидроксидов
Выполнение опыта
В одну пробирку налить 20 капель 0,5н. раствора хлорида железа (III) или сульфата железа (III). В другую пробирку – 20 капель 0,5н. сульфата меди (II). В третью пробирку – 20 капель 0,5н. раствора хлорида аммония. В каждую пробирку по каплям прибавить 2н. раствор гидроксида натрия или гидроксида калия до появления осадков.
Наблюдения и выводы
1. Отметить цвет образовавшихся осадков.
2.Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответст-вующих реакций.
3. Взаимодействие каких ионов происходит в каждом случае?
Опыт 2. Получение малорастворимых кислот
Выполнение опыта
В пробирку налить 20 капель раствора силиката натрия (силикатный клей) с массовой долей 10%. Добавить несколько капель 1н. раствора соляной кислоты до образования осадка.
Наблюдения и выводы
1. Какая малорастворимая кислота образовалась?
2. Написать молекулярное и ионно-молекулярные уравнения данного процесса.
3. Какие ионы участвовали в образовании данной кислоты?
Опыт 3. Образование слабых кислот
Выполнение опыта
В две пробирки налить 20 капель 0,5н. раствора карбоната натрия. В третью пробирку внести 20 капель 0,5н. раствора сульфида натрия.
В первую пробирку добавить несколько капель 1н. раствора соляной кислоты до появления пузырьков газа. Во вторую пробирку – столько же капель 1н. раствора уксусной кислоты. В третью пробирку – по каплям 1н. раствор соляной кислоты до появления газа с неприятным запахом.
Наблюдения и выводы
1. Что образовалось в каждой из пробирок?
2. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения данных химических реакций.
3. Какие ионы образовали полученные вещества?
Опыт 4. Получение малорастворимых солей
Выполнение опыта.
В две пробирки налить по 20 капель 0,1н. раствора нитрата свинца, в одну добавить несколько капель 2н. раствора серной кислоты, во вторую – несколько капель 0,5н. раствора иодида калия до образования осадков. В третью пробирку налить 20 капель 0,1н. раствора хлорида железа (II) или сульфата железа (II), добавить несколько капель 0,5н. раствора сульфида натрия до образования осадка.
Наблюдения и выводы
1. Отметить цвет образовавшихся осадков.
2. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения этих реакций.
3. Какие ионы участвовали в их образовании?
Опыт 5. Амфотерные гидроксиды и их свойства
Выполнение опыта
В четыре пробирки налить по 20 капель следующих 0,5н. растворов: сульфата цинка, сульфата аммония, сульфата меди и сульфата марганца.
В каждую пробирку добавлять по каплям 2н. раствор гидроксида натрия или гидроксида калия до образования осадков.
Каждый из полученных осадков взболтать и разделить на 2 части. На одну часть подействовать 1н. раствором соляной кислоты, на другую – 2н. раствором гидроксида натрия или калия (по каплям).
Наблюдения и выводы
1. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций образования гидроксидов.
2. Процессы растворения гидроксидов в кислоте и в щелочи выразить молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями реакций.
3.Записать выводы в форме таблицы 6.1:
Таблица 6.1
|
Соль (формула) |
Полученный гидроксид (формула) |
Растворимость гидроксида |
Характер гидроксида (основной, кислотный, амфотерный) |
|
|
в кислоте (да, нет) |
в щелочи (да, нет) |
|||
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7
Гидролиз солей
Гидролизом солей называют процесс ообменного взаимодействия соли с водой с образованием малодиссоциированного соединения. При этом меняется реакция среды (рН).
Гидролизу подвергаются соли, образованные сильной кислотой и слабым гидроксидом, (1-я ступень):
а) диссоциация молекулы электролита на ионы
CuSO4 Cu2+ + SO42-
б) краткое ионно-молекулярное уравнение гидролиза
Cu2+ + HOH CuOH+ + H+
в) полное ионно-молекулярное уравнение
Cu2+ + SO42- + HOH CuOH+ + H+ + SO42-
г) полное молекулярное уравнение
2 CuSO4 + 2H2O (CuOH)2SO4 + H2SO4.
Гидролиз по катиону приводит к связыванию гидроксид-ионов воды и накоплению ионов водорода, образуя кислую среду (рН 7). Константа гидролиза Кг равна
КВ
Кг = ------------------- , (7.1)
К2 (Cu(OH)2)
где КВ – ионное произведение воды, равное 10-14, (моль/л)2; К2 (Cu(OH)2) – константа диссоциации слабого гидроксида по последней ступени. рН раствора можно рассчитать по формуле:
рНг = - ½ lg Kг – ½ lg CВ. (7.2)
СВ - молярная концентрация соли, моль/л.
Гидролизу подвергаются также соли, образованные слабой кислотой и сильным гидроксидом, 1 ступень:
а) К2SO3 2К+ + SO32-
б) SO32- + HOH HSO3- + OH–
в) 2К+ + SO32- + HOH HSO3- + OH – + 2К+
г) К2SO3 + НОН КHSO3 + КOH.
Гидролиз по аниону приводит к связыванию ионов водорода воды и накоплению гидроксид-ионов, создавая щелочную среду (рН 7). Константа гидролиза равна
КВ
Кг = ------------------- , (7.3)
К2 (Н2SO3)
где К2 (Н2SO3) – константа диссоциации слабой кислоты по последней ступени. рОН раствора можно рассчитать по формуле
рОНг = - ½ lg Кг – ½ lg CВ, (7.4)
рНг = 14 – рОНг. (7.5)
Гидролизу подвергаются также соли, образованные слабой кислотой и слабым гидроксидом, 1 ступень (молекулярное уравнение):
(NH4)2CO3 + H2O NH4OH + NH4 HCO3.
Ионно-молекулярное уравнение
NH4+ + CO32- + H2O NH4OH + HCO3-.
рН среды определяется относительной силой кислоты и гидроксида.
Если:
Ккисл. ≈ Кгидр. - среда нейтральная;
Ккис. > Кгидр. - среда слабокислая;
Ккисл. < Кгидр. - среда слабощелочная.
В реакцию с водой вступают катионы слабых гидроксидов и анионы слабых кислот. Если эти ионы многозарядны (Fe+3, Cu+2, CO3-2, SiO3-2 и др.), то в результате гидролиза образуется гидроксокатион (МеОН)+ или гидроанион (НR)- (первая ступень гидролиза). Гидролиз солей, как равновесный процесс, характеризуется константой гидролиза Кг и степенью гидролиза h. Степень гидролиза есть отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул соли. Степень гидролиза рассчитывается из соотношения:
Кг
h = -----. (7.6)
СВ
Глубина протекания процесса определяется природой соли. Степень гидролиза зависит от природы соли, температуры и концентрации раствора. Количественной мерой гидролиза, как и любого химического взаимодействия, является работа реакции гидролиза или изменение энергии Гиббса:
∆r Go = ∆r Ho - T ∆r So = RT ln Кг (7.7)
Кг = е или Кг = 10 (7.8)
В практической деятельности инженера сельскохозяйственного профиля необходимы знания о процессе гидролиза. Например, при внесении минеральных удобрений в почву может измениться и ее кислотность, которая оказывает большое влияние на развитие растений и почвенных микроорганизмов, на скорость и направленность химических и биохимических процессов в ней.
Установлена связь между урожаем и концентрацией ионов водорода в почве. Картофель дает хороший урожай при pH = 5,0 5,5, для овса оптимально pH = 5,3 5,8, а при pH = 4,3 он гибнет. Из кислых почв растения легко поглощают радиоактивный Cs-137 и другие радионуклиды. Реакция среды имеет важное значение в электролитических процессах, при коррозии металлов и др.
Цель работы
1. Закрепить торетические знания по химизму гидролиза.
2.Приобрести навыки определения реакции среды (рН) экспресс-методом по универсальной индикаторной бумаге и с помощью рН-метра.
Опыт 1. Определение реакции среды в результате гидролиза солей:
а) хлорида алюминия; б) карбоната натрия.
Выполнение опыта
Каплю испытуемого 0,5н. раствора нанести на универсальную индикаторную бумагу. Полученную окраску сравнить со шкалой цветов и установить величину pH.
Наблюдения и выводы
Результаты исследований занести в таблицу 7.1
Таблица 7.1
|
Испытуе-мый раст-вор соли |
Концентра-ция |
Цвет уни-версальн. индикатор.бумаги |
Величина pH |
Концентрация |
|
|
[H+] |
[OH-] |
||||
|
AlCl3 |
0,5н. |
||||
|
Na2CO3 |
0,5н. |
2. Написать молекулярные и ионно-молекулярные (полное и сокращенное) уравнения реакций гидролиза данных солей по первой ступени.
3. Назвать полученные при гидролизе (по I ступени) вещества.
Опыт 2. Совместный гидролиз двух солей
Выполнение опыта
В пробирку внести 6-8 капель 0,5н. раствора карбоната натрия, добавить столько же 0,5н. раствора хлорида алюминия.
Наблюдения и выводы
1.Отметить выделение пузырьков газа и выпадение осадка.
2.Написать молекулярное и ионные уравнения совместного гидролиза.
3.Что происходит при растворении в воде солей, образованных слабым гидроксидом и слабой кислотой?
4.Почему в таблице растворимостей напротив таких солей стоит прочерк?
5.Определить реакцию среды, используя константы диссоциации, образовавшихся слабых электролитов:
KII(H2CO3)=4,710-11; KIII(Al(OH3))=1,410-9.
Опыт 4. Определить реакцию среды (pH) в растворах солей: NH4NO3, Na3PO4, KCl, являющихся удобрениями, с помощью pH-метра
Выполнение опыта
В стакан ёмкостью 50см3 налить 40см3 0,1н. раствора нитрата аммония NH4NO3. Перед определением pH – электроды ополоснуть 2-3 раза дистиллированной водой.
Определить по шкале ориентировочное значение рН раствора, а затем перейти на более чувствительный диапазон измерений.
См. схему 7.1 установки для потенциометрического измерения рН растворов
Рис.7.1. Схема установки для потенциометрического
определения рН растворов
1 - термометр; 2 - палочка для перемешивания раствора; 3 - стеклянный электрод; 4 - хлорсеребряный электрод; 5 - стакан с раствором соли;
6 -pH-метр.
Определить таким же способом pH 0,1н. растворов фосфата натрия Na3PO4 и хлорида калия KCl.
Наблюдения и выводы
1. Записать результаты значений pH для исследуемых растворов (оформить в виде таблицы).
2. Рассчитать ошибки: абсолютную (истинное значение рН взять у преподавателя) и относительную.
3. Сделать вывод о характере реакции среды в растворах данных солей.
4. Написать молекулярные и ионно-молекулярные реакции гидролиза данных солей по I ступени. Назвать полученные при гидролизе вещества.
5. Какую из данных солей можно вносить для нейтрализации кислой почвы?
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8
Определение жёсткости воды
Жёсткость – один из технологических показателей, принятых для характеристики состава и качества воды.
Жесткость воды определяется содержанием в ней растворимых солей кальция и магния.
Различают жесткость карбонатную (временную) Жк, обусловленную содержанием в воде гидрокарбонатов Са(НСО3)2, Мg(НСО3)2, и некарбонатную (постоянную) жесткость Жн, которая определяется присутствием в природной воде сульфатов и хлоридов кальция и магния CaSO4, MgSO4, CaCl2, MgCl2.
Общая жесткость воды Жо равна сумме карбонатной и некарбонатной жесткости:
Жо = Жк + Жн . (8.1)
Жесткость воды определяется молярной концентрацией эквивалентов ионов Са2+, Mg2+ в миллимолях на литр воды (ммоль/л):
mB mB
Ж = ------------- + -------------- , (8.2)
Mэ(В1) V Mэ(В2) V
где mB1, mB2 - массы двухзарядных катионов металлов в воде, мг;
Mэ(В1), Mэ(В2) – молярные массы эквивалентов катионов металлов, ммоль/л;
V – объем воды в литрах.
По значению жесткости природную воду различают как:
Жесткость воды (Жо) хозяйственно-питьевых водопроводов не должна превышать 7ммоль/л.
Вода, содержащая большое количество солей, обусловливающих жесткость, непригодна для производственных нужд; применение жесткой воды для питания паровых котлов приводит к образованию накипи на стенках, что уменьшает теплоотдачу и приводит к аварии.
Для умягчения воды применяют следующие методы:
- термический,
- реагентный,
- ионообменный,
- комбинированные.
На первом этапе умягчения применяют методы осаждения: термический или реагентный, а на втором этапе для более глубокой очистки – методы ионного обмена. Термический метод основан на нагревании воды до кипения, при этом происходит образование осадка СаСО3.
Са(НСО3)2 СаСО3 + СО2 + Н2О.
При наличии в воде гидрокарбоната магния Mg(HCO3)2 процесс перехода в осадок при кипячении происходит в несколько стадий: вначале образуется хорошо растворимый карбонат магния:
Mg(HCO3)2 = MgCO3 + СО2 + Н2О.
Эта соль при продолжительном кипячении подвергается гидролизу с образованием малорастворимого гидроксида магния:
MgCO3 + 2 Н2О = Mg(OН)2 + СО2.
Кипячением снижается карбонатная жесткость, однако полностью ее устранить невозможно.
При умягчении с помощью реагентов вода обрабатывается веществами, связывающими ионы Са2+ и Mg2+ в практически нерастворимые вещества.
В качестве реагентов применяют гидроксид кальция (гашеную известь), карбонат натрия (кальцинированная сода), ортофосфат натрия и др.
Известь является одним из наиболее дешевых реагентов. Процесс умягчения воды известкованием основан на реакции:
Са(НСО3)2 + Са(ОН)2 2СаСО3 + 2Н2О.
Для улучшения осаждения СаСО3 в воду добавляют коагулянт: FeCl2 или FeSO4.
Находит применение известково-содовый метод (Са(ОН)2 + Na2CO3) и содово-натриевый метод (Na2CO3 + NaOН), дающие хорошие результаты.
Наиболее полное умягчение воды происходит в результате применения в качестве реагента ортофосфата натрия Na3РO4, т.е. при фосфатном методе умягчения. Фосфат-ионы РO43- связывают ионы Са2+ и Мg2+ в практически нерастворимые фосфаты:
3Са2+ + 2РO43- = Са3(РО4)2 ; 3Мg2+ + 2РO43- = Мg3(РО4)2 .
При умягчении воды методом ионного обмена используются иониты (катиониты и аниониты), способные связывать содержащиеся в воде ионы, которые необходимо удалить.
В качестве катионитов используют алюмосиликаты типа Na2Al2SiO8 nH2O (или кратко – Na2R). При пропускании жесткой воды через слой катионита ионы натрия катионита обмениваются на ионы кальция и магния жесткой воды:
Na2R + Ca2+ (Mg2+) = CaR (MgR) + 2Na+. (8.3)
Цель работы
1. Определить общую и временную жесткость исследуемой воды.
Опыт 1. Определение общей жёсткости воды методом комплексоно-метрического титрования
Общую жесткость воды определяют титрованием воды раствором трилона Б (комплексон III), который представляет собой двузамещенную натриевую соль этилендиаминтетрауксусной кислоты. Он способен образовывать прочные внутрикомплексные соединения (комплексонаты) с ионами Ca2+ и Mg2+.
Раствор комплексоната Ш окраски не имеет. Образование комплексоната кальция при титровании жёсткой воды комплексоном Ш можно представить схемой 8.1:
Схема 8.1. Образование комплексоната кальция при титровании жесткой воды комплексоном III (трилоном Б)
Образующиеся комплексонаты кальция и магния не имеют окраски. Для смещения равновесия вправо, т.е. в сторону образования комплексоната, необходимо связать образующиеся ионы водорода. Это достигается введением аммиачного буферного раствора (NH4Cl + NH4OH), имеющего pH=10.
В качестве индикатора при определении общей жёсткости применяют: эриохромчёрный Т или кислотный хром синий К (при жёсткости менее 0,05 ммоль/л).
Находящиеся в жёсткой воде, ионы Ca2+ и Mg2+ образуют с индикатором в щелочной среде (pH=8÷11) соединения розового цвета. При титровании комплексоном Ш ионы Ca2+ и Mg2+ прочно связываются с ним, образуя комплексонаты, а свободный индикатор окрашивается в голубой цвет.
Выполнение опыта
1.Заполнить бюретку, закреплённую в штативе, 0,1н. раствором комплексона Ш, приготовленным из фиксанала.
2.В коническую колбу, емкостью 250-300см3, налить 100см3 анализируемой воды, отмеренной мерным цилиндром.
3.Добавить в коническую колбу к исследуемой воде:
а) 2,5-3см3 аммиачного буферного раствора, отмеренного мерным цилиндром;
б) 3-4 капли индикатора кислотного хром синего К или несколько кристалликов (на кончике микрошпателя) эриохромчёрного Т.
4.Титрование проводить из бюретки медленно, по каплям, при постоянном перемешивании содержимого колбы, приливая к исследуемой пробе воды 0,1н. раствор комплексона Ш. Переход розовой окраски индикатора в голубую означает окончание титрования.
Наблюдения и выводы
1.Результаты титрования занести в таблицу 8.1.
Таблица 8.1
|
Объём комплексона Ш, пошедший на титрование, см3; V2 (Vср.) |
Молярная кон-центрация эквива-лента трилона Б, в растворе, моль/л; Сэ |
Объём исследуемой пробы воды, см3; V1 |
Общая жёсткость воды, ммоль/л; Жо |
Титрование провести три раза. Результаты титрований должны иметь ΔV=0,1см3. Рассчитать средний объем V2 (Vср.) трилона Б, пошедший на титрование.
2. Общую жёсткость воды рассчитать по формуле (ммоль/л):
V2 Сэ 1000
Жо = -------------------. (8.4)
V1
Результат вычисления записать в таблицу
Опыт2. Определение карбонатной (временной) жёсткости воды
Определение карбонатной жёсткости основано на связывании ионов HCO3- кислотой в присутствии метилоранжа – кислотно-основного индикатора, изменяющего свою окраску от красной при pH<3,1 до жёлтой при pH>4,4. В точке перехода метиловый оранжевый имеет оранжевую окраску. Анион HCO3- в воде гидролизуется:
HCO3- + H2O ←→ H2CO3 + OH-; (pH>7) (8.5)
Поэтому при условиях Жк > 0 вода имеет щелочную реакцию среды и метиловый оранжевый в ней окрашен в жёлтый цвет. При титровании 0,1н. раствором HCl такой воды протекает реакция нейтрализации:
OH- + H+ → H2O (8.6)
Ионы Н+ нейтрализуют количество ионов ОН- , эквивалентное концентрации иона HCO.
Молекулярное уравнение реакции при титровании:
Ме(НСО3)2 + 2НСl = MeCl2 + 2CO2 + 2H2O. (8.7)
Метилоранж в нейтральной среде имеет оранжевую окраску, поэтому титрование следует проводить до появления оранжевой (но не розовой) окраски.
Выполнение опыта
3) добавить к исследуемой пробе воды 2-3 капли метилового оранжевого.
4) титровать 0,1н. раствором HCl из бюретки до перехода жёлтой окраски в оранжевую. Титровать три раза. Результаты титрований должны иметь ΔV=0,1см3. Рассчитать средний объем V2 (Vср.) соляной кислоты, пошедший на титрование.
Наблюдения и выводы
1. Результаты титрования записать в таблицу 8.2.
Таблица 8.2
|
Объём раствора HCl, см3, V2 (Vcp) |
Молярная концент-рация эквивалента раствора HCl, моль/л, Сэ |
Объём исследуемой пробы воды, см3, V1 |
Временная жёсткость. ммоль/л, Жк |
2. Карбонатную жёсткость воды рассчитать по формуле:
V2 Сэ 1000
Жк = --------------------. (8.8)
V1
Результат записать в таблицу 8.2.
Жн = Жо – Жк . (8.9)
4. Рассчитать ошибки: абсолютную (истинные значения общей жесткости и карбонатной взять у преподавателя) и относительную.
5. На основании проведенных исследований сделать вывод о качестве исследуемой воды.
6. Записать химические реакции умягчения воды, протекающие при различных методах.
7. Рассчитать массу карбоната натрия Na2CO3 , необходимую для умягчения 20 литров воды, некарбонатная жёсткость (Жн) которой равна ….(подставить результат испытаний), и обусловлена присутствием хлорида кальция CaCl2.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 9
Определение кислотности пищевых продуктов
Пищевые продукты должны соответствовать определённому качеству, которое оценивается количественными физико-химическими показателями.
Например, в процессе хранения муки её кислотность возрастает. Чем больше
кислотность муки, тем хуже ее качество.
Для сохранения плодово-ягодных соков им сообщают необходимую кислотность. Либо эта кислотность может быть естественной, как, например, у яблочного сока.
Цель работы
1. Использовать навык техники титрования в работе, имеющей практическую направленность.
2. Определить важный химико-технологический показатель качества пищевых продуктов – кислотность.
Опыт 1. Потенциометрический метод (для окрашенных продуктов)
Метод основан на потенциометрическом титровании исследуемого раствора до рН = 8,1 раствором гидроксида натрия С (NaOH) = 0,1 моль/л.
Выполнение опыта
В мерную колбу вместимостью 250см3 внести навеску продукта (например, мякоть яблока) массой 25,0г. Прилить до половины её объёма дистиллированную воду с температурой 70-80оС. Закрыть пробкой и тщательно встряхивать в течение 5 минут. Затем долить дистиллированной водой комнатной температуры до метки, тщательно взболтать и профильтровать содержимое колбы через бумажный фильтр или вату.
Если продукт жидкий, то навеску массой 50,0г влить в мерную колбу емкостью 250см3. Довести объем до метки дистиллированной водой комнатной температуры, перемешать и отфильтровать.
Отмерить 25см3 фильтрата и перенести его в химический стакан емкостью 100см3.
Фильтрат титровать раствором гидроксида натрия С(NaOH)=0,1моль/л, измеряя его рН (рН-метр с погрешностью измерения не более +0,05 в диапазоне измерения рН от 4 до 9). По достижении рН = 7,0 титрование вести следующим образом: прилить 4 капли раствора гидроксида натрия и отметить израсходованный объем (V) и значение рН (значения записать в таблицу 9.1). Титрование закончить добавлением 4 капель раствора гидроксида натрия после достижения рН = 8,1.
Объем раствора гидроксида натрия, соответствующий точному значению рН = 8,1, определить путём интерполяции данных титрования.
Таблица 9.1
Данные титрования
|
V, см3 |
|||||||
|
рH |
7,0 |
…….. |
……… |
……… |
8,1 |
8,2 |
8,3 |
Наблюдения и выводы
1.Титруемую кислотность (Х) в расчёте на преобладающую кислоту в процентах вычислить по формуле:
V CВ Mэ V0
X = ------------------ 0,1, (9.1)
m V1
где V (Vср.)– объём раствора гидроксида натрия, израсходованный на титрование, см3;
СВ – молярная концентрация раствора гидроксида натрия, моль/л;
m – масса навески, г;
Мэ - молярная масса эквивалента, г/моль;
равная для:
яблочной кислоты Мэ (1/2 С4Н4О5) = 66,0;
винной кислоты Мэ (1/2 С4Н6О6) = 75,0;
лимонной кислоты моногидрата Мэ (1/3 С6Н8О7 Н2О) = 70,0;
уксусной кислоты Мэ (С2Н4О2) = 60,0;
щавелевой кислоты Мэ (1/2 С2Н2О4) = 45,0;
молочной кислоты Мэ (С3Н6О3) = 90,0;
V0 – объем, до которого доведена навеска, см3;
V1 – объём фильтрата, взятого для титрования, см3.
2. За окончательный результат испытания принять среднее арифметическое значение двух параллельных определений, относительное расхождение между которыми не должно превышать 0,05.
Результаты округлить до десятичного знака.
3. Рассчитать ошибки: абсолютную (истинное значение кислотности взять у преподавателя) и относительную.
Опыт 2. Визуальный метод (для неокрашенных и светлоокрашенных продуктов)
Метод основан на титровании исследуемого раствора раствором гидроксида натрия С(NaOH)=0,1моль/л в присутствии индикатора фенолфталеина.
Выполнение опыта
Отмерить 25см3 фильтрата, приготовленного по опыту 1, и перенести его в коническую колбу емкостью 250см3. В колбу с фильтратом добавить 3 капли раствора фенолфталеина и титровать раствором гидроксида натрия до получения розовой окраски, не исчезающей в течение 30 секунд. По числу делений бюретки определить объем с точностью до 0,1 см3 раствора гидроксида натрия, израсходованного на нейтрализацию фильтрата.
Опыт повторить еще 2 раза. Определить среднее значение объема раствора гидроксида натрия (Vcр.), ушедшего на титрование, и использовать это значение для расчета кислотности.
Наблюдения и выводы
1. Расчет кислотности (Х) выполнить по формуле 9.1 опыта 1.
2. Рассчитать ошибки: абсолютную (истинное значение кислотности взять у преподавателя) и относительную.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 10
Комплексные соединения и их свойства
Комплексные или координационные соединения – соединения определенного состава, образующиеся в результате координации ионов или нейтральных молекул атомом или ионом химического элемента. Комплексные соединения имеют центральный атом (комплексообразователь), вокруг которого координируются лиганды (нейтральные молекулы или анионы), причем число лигандов (координационное число центрального атома) превышает число связей, которые может образовать центральный атом за счет своих неспаренных электронов.
Центральный ион (атом) с лигандами образуют внутреннюю координационную сферу соединения, которую при написании заключают в квадратные скобки. Химическая связь между комплексообразователем и лигандами осуществляется по донорно-акцепторному механизму. Число мест во внутренней сфере комплекса, которые могут быть заняты лигандами, называют координационным числом или координационной валентностью комплексообразователя, которая чаще всего принимает значения 2,4,6,8… Ионы, расположенные на более далеком расстоянии от центрального иона (атома), образуют внешнюю координационную сферу. Так, в комплексном соединении К3 [Fe(CN)6 ] ион Fe3+ - комплексообразователь, ионы СN- - лиганды, координационное число – 6, [Fe(CN)6]3- - внутренняя сфера, 3К+ - внешняя сфера.
По знаку электрического заряда различают комплексы: катионные [Co(NH3)]3+, анионные [Fe(CN)6]3-, нейтральные [Ni(Co)4]o. Заряд комплексного иона определяется алгебраической суммой заряда комплексообразователя и зарядов всех лигандов: [Pt2+(H2O)o(NH3)2oOH-]+.
Образование комплексов происходит обычно в водном растворе путем координации лигандов (ионов, молекул) вокруг центрального атома. Например, при смешивании раствора сульфата меди(II) и водного раствора аммиака вначале образуется осадок гидроксида меди (II):
CuSO4 + 2 NH3 H2O = Cu(OH)2 + (NH4)2SO4,
В избытке аммиака он растворяется с образованием окрашенного в ярко-синий цвет аммиачного комплекса меди (II):
Cu(OH)2 + 4 NH3 H2O = [Cu(NH3)4] (OH)2 + 4 H2O.
Комплексные соединения в растворах диссоциируют как сильные электролиты, например:
[Cu(NH3)4] (OH)2 → [Cu(NH3)4]2+ + 2 OH-
Комплексные ионы в растворе диссоциируют ступенчато и обратимо, как слабые электролиты:
I ступень: [ [Cu(NH3)4]2+] ↔ [ [Cu(NH3)3]2+] + [NH3];
II ступень: [ [Cu(NH3)3]2+] ↔ [ [Cu(NH3)2]2+] + [NH3];
III ступень: [ [Cu(NH3)2]2+] ↔ [ [Cu(NH3)]2+] + [NH3];
IV ступень: [ [Cu(NH3)]2+] ↔ [Cu2+] + [NH3].
Cтупенчатая константа образования (Кn ,л/моль) – это константа равновесия какой-либо ступени реакции комплексообразования, например:
[ [Cu(NH3)]2+]
К4 = -------------------- . (10.1)
[Cu2+] [NH3]
Общая константа образования комплекса (βn, л/моль) равна отношению:
[ [Cu(NH3)4]2+]
βn = -------------------- . (10.2)
[Cu2+] [NH3]4.
Константы образования комплекса являются количественной мерой химической прочности комплекса, мерой склонности комплексообразователя и лигандов образовывать комплексы.
Комплексные соединения составляют наиболее обширный и разнообразный класс неорганических веществ. К ним принадлежат многие металлорганические соединения.
Многие комплексные соединения – витамин В12, гемоглобин, хлорофилл и другие – играют большую роль в физиологических и биохимических процессах. Комплексные соединения используются для дезактивации от радионуклидов.
Цель работы
1. Закрепить теоретический материал по данной теме.
2. Получить комплексные соединения и исследовать их свойства.
Опыт 1. Свойства аква-комплексов (кристаллогидратов)
Разрушение кристаллогидрата при нагревании
Выполнение опыта
Поместить в пробирку 1-2 микрошпателя кристаллического хлорида гексааквакобальта (II) - [Co(H2O)6]Cl2 и осторожно нагреть. Затем охладить пробирку и добавить несколько капель воды до достижения первоначальной краски.
Наблюдения и выводы
1. Наблюдать разрушение кристаллогидрата при нагревании. Отметить изменение окраски. Учесть, что процесс обратимый.
2. Записать уравнение реакции разложения хлорида гексааквакобальта (II), учесть, что при разложении образуется комплексное соединение тетрахлоридокобальтат(II) кобальта(II) –Co[CoCl4].
Опыт 2. Получение соединения с комплексным катионом
Выполнение опыта
Налить в пробирку 5-6 капель раствора сульфата меди с концентрацией С(CuSO4)= 0,5M, после чего добавить по каплям концентрированный раствор аммиака с массовой долей 25%, встряхивая каждый раз пробирку для лучшего перемешивания содержимого.
Наблюдения и выводы
1. В ходе опыта обратить внимание на первоначальное образование осадка.
2.Отметить цвет полученного раствора, обусловленный наличием комплексного иона меди.
3. Зная, что координационное число меди равно четырём, написать формулу полученного комплексного соединения меди (аммиаката). Назвать полученное комплексное соединение.
4. Записать молекулярное и ионные уравнения реакции взаимодействия сульфата меди с раствором аммиака.
5. Представить уравнение электролитической диссоциации полученной комплексной соли и комплексного иона. Выразить общую константу образования комплекса.
Опыт 3. Получение соединения с комплексным анионом (ацидокомплекс)
Выполнение опыта
К 3-4 каплям раствора нитрата висмута c концентрацией С(Bi(NO3)3) = 0,5моль/л прибавить по каплям раствор иодида калия с С(KI) = 0,1моль/л. Отметить цвет образовавшегося осадка иодида висмута. Добавить к осадку по каплям иодид калия до его полного растворения. Отметить цвет раствора.
Наблюдения и выводы
1. Зная, что состав полученного комплексного соединения, выражается эмпирической формулой KI*BiI3, написать его координационную формулу. Назвать это комплексное соединение.
2. Составить молекулярное и ионные уравнения реакции взаимодействия нитрата висмута и иодида калия.
3. Написать уравнение электролитической диссоциации полученного комплексного соединения и комплексного иона. Выразить общую константу образования комплекса.
Опыт 4. Обменная реакция в растворах комплексных соединений Взаимодействие гексацианоферрата (II) калия с сульфатом меди(II)
Выполнение опыта
В пробирку к 4-5 каплям раствора сульфата меди с С(CuSО4)=0,5моль/л добавить такой же объем раствора гексацианоферрата(II) калия с С(К4[Fe(CN)6] ) = 0,5моль/л.
Наблюдения и выводы
1. Отметить цвет образовавшегося осадка гексацианоферрата(II) меди(II).
2. Написать молекулярное и ионно-молекулярные уравнения реакции обмена.
Опыт 5. Сравнение диссоциации двойной и комплексной солей
Выполнение опыта
В две пробирки налить по 5-6 капель раствора двойной соли (NH4)2SO4 FeSO4 6H2O (соль Мора) с С(соль Мора)=0,1моль/л. В одну пробирку к раствору соли Мора добавить 5-6 капель раствора сульфида аммония с С((NH4)2S)=0,5моль/л (или сульфида калия, или натрия), во вторую – столько же раствора хлорида бария с С(ВаCl2)=0,5моль/л.
Налить в третью пробирку 5-6 капель раствора гексацианоферрата (II) калия с С(К4[Fe(CN)6] )=0,5моль/л, добавить 5-6 капель раствора сульфида аммония с С((NH4)2S)=0,5моль/л.
Наблюдения и выводы
1. Какие вещества выпадают в осадок?
2. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения их образования. На присутствие каких ионов в растворе двойной соли указывают эти реакции?
3. Учитывая результаты опыта, написать уравнение электролитической диссоциации соли Мора.
4. Имеются ли в растворе комплексной соли гексацианоферрата(II) калия ионы железа (II)? Сделать вывод на основании наблюдения за появлением осадка сульфида железа(II) - FeS.
5. Записать уравнение электролитической диссоциации комплексной соли.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №11
Грубодисперсные и коллоидные системы
Для инженеров сельскохозяйственного производства особый интерес представляют коллоиды почвы, определяющие ее агрофизические и технологические свойства. Размер, форма частиц почвы и их природа определяют водопроницаемость и поглотительную способность почвы, которые в свою очередь влияют на урожайность.
Количество коллоидных частиц в почвах неодинаково: в тяжёлых глинистых почвах – до 50% от массы почвы, в суглинистых – до 30%, в песчаных – до 3%, поэтому их способность адсорбировать из окружающей среды газы, жидкости, ионы(K+, Na+, Ca2+, H+, NO3-, PO43- и др.) разная. Важнейшие свойства почвы зависят от соотношения адсорбированных катионов. Благодаря коллоидам, почвы обладают буферным действием – способностью сохранять постоянство pH почвенного раствора при внесении удобрений, известковании и гипсовании.
В сельском хозяйстве применяют суспензии пестицидов, инсектицидов, фунгицидов. Дисперсными системами являются консистентные смазки, лаки, краски, смазочно-охлаждающие жидкости (СОЖ), шлифовальные пасты. Знания о стабилизации дисперсных систем поверхностно-активными веществами (ПАВ) позволяют понять многие технологические процессы, например: обработка и переработка молока (эмульсия), приготовление масла; обезжиривание, удаление грязи; смачивание различных поверхностей и т.д.
Важно знать свойство коллоидных частиц – коагуляцию – слипание, т.к. очистка воды и многих растворов осуществляется методом коагулирования (под действием электролита) или электрокоагуляции (под действием электрического тока). Процесс обратный коагуляции – пептизация , т.е. превращение рыхлых осадков в коллоидные растворы. Моющее свойство мыла связано с данным процессом. Молекулы мыла адсорбируются частицами грязи, сообщают им заряд и переводят их в коллоидный раствор – золь, удаляя с поверхности.
Согласно мицеллярной теории, разработанной Веймарном П.П., Думанским А.В., Песковым Н.П. и др., коллоидный раствор (золь) состоит из мицелл и интермицеллярной жидкости.
Строение мицеллы можно рассмотреть на примере бромида серебра, золь которого получается конденсационным методом при взаимодействии разбавленных растворов бромида калия (в избытке и нитрата серебра:
{ [mAgBr] nBr - (n – x)K+ }x- xK+
ядро потенциал- противоионы
определяю- диффузный
щие ионы слой ионов
адсорбционный слой ионов
г р а н у л а
м и ц е л л а
Ядро мицеллы нейтрально и состоит из m молекул бромида серебра. На поверхности ядра адсорбируются n ионов Вr-, которые являются потенциалопределяющими, так как обусловливают заряд гранулы. При формировании мицеллы на ядре, согласно правилу Пескова-Фаянса, адсорбируются потенциалопределяющие ионы, которые имеют общие с ядром ионы или ионные группировки. Адсорбированные потенциалопределяющие ионы притягивают из раствора ионы противоположного знака (противоионы), имеющиеся в избытке (в данном случае ионы К+).. Адсорбированные ионы nBr- вместе с (n-x) противоионами К+ образуют адсорбционный слой. Другая часть противоионов хК+ образуют подвижный диффузный слой. Ядро вместе с адсорбционным слоем называется гранулой, в данном случае заряженной отрицательно. Гранула вместе с противоионами диффузного слоя называется мицеллой, она – электронейтральна.
На границе фаза – среда образуется двойной электрический слой, благодаря чему коллоидная частица приобретает электрокинетический потенциал (-дзета-потенциал). - потенциал электрически уравновешивается диффузным слоем противоионов. Золи практически устойчивы при -потенциале равном 30 мВ.
Слипание коллоидных частиц называется коагуляцией. Она наступает при = 0. Коагуляция происходит при прибавлении к золю электролита или другого золя, гранулы которого имеют противоположный заряд, при нагревании. Чаще золи коагулируют под действием электролитов. Количество миллимолей электролита, которое необходимо добавить, чтобы вызвать начало коагуляции 1 литра золя, называется порогом коагуляции (). Чем выше заряд иона электролита, тем сильнее его коагулирующая способность.
Цель работы
1. Закрепить теоретические знания по данной теме.
2. Получить дисперсные системы и коллоидный раствор. Исследовать свойства полученных дисперсных систем и коллоидного раствора.
Опыт 1. Получение грубодисперсной системы: мел в воде
Выполнение опыта
Налить в пробирку до1/2 её объёма дистиллированной воды, внести в неё один микрошпатель порошка мела, закрыть отверстие и сильно взболтать.
Наблюдения и выводы
1.Наблюдать постепенное расслоение полученной грубодисперсной системы.
2.Заполнить таблицу 11.1.
Таблица 11.1
|
Название грубодисперсной системы |
Дисперсная фаза |
Дисперсионная среда |
Опыт 2. Получение грубодисперсной системы: масло в воде и её стабилизация
Выполнение опыта
В две пробирки до 1/3 их объёма налить дистиллированной воды и в каждую внести по 6-8 капель масла. В одну из пробирок добавить 6 – 8 капель раствора мыла с массовой долей 1%. Обе пробирки закрыть и сильно встряхнуть.
Наблюдения и выводы
1. Заполнить таблицу 11.2.
Таблица 11.2
|
Название грубодисперсной системы |
Дисперсная фаза |
Дисперсионная среда |
2. Наблюдать быстрое расслоение системы в одной из пробирок и образование устойчивой системы в другой пробирке.
3. Объяснить действие мыла.
4. Привести схему стабилизации мылом данной грубодисперсной системы.
Опыт 3. Получение коллоидного раствора гидроксида железа (III) при гидролизе соли железа (опыт проводят двое студентов)
Выполнение опыта
В стакан, емкостью 50см3, налить 20см3 дистиллированной воды. Нагреть воду до кипения. Снять стакан с нагревательного прибора. В приготовленную воду при перемешивании стеклянной палочкой постепенно влить 1см3 0,5н. раствора хлорида железа (III). Полученный раствор снова нагреть и кипятить в течение 1 – 2 минут. Сохранить для следующего опыта.
Наблюдения и выводы
1. Отметить цвет образовавшегося золя гидроксида железа (III).
2. Каким методом был получен данный золь?
3. Написать молекулярное и ионно-молекулярные уравнения реакций гидролиза хлорида железа (III), протекающего при нагревании до образования гидроксида железа (III).
4. Указать те ионы, которые должны адсорбироваться на поверхности частиц гидроксида железа (III). Учесть, что процесс гидролиза обратим и часть хлорида железа (III) остается в растворе.
5. Написать формулу мицеллы гидроксида железа (III). Каков знак заряда её гранулы? Обозначить составные части мицеллы золя гидроксида железа (III).
Опыт 4. Коагуляция золя гидроксида железа (III) растворами электролитов
Выполнение опыта
Отмерить в три пробирки, одинаковые объемы, полученного в опыте 3, золя гидроксида железа (III). В каждую пробирку добавлять по каплям (капли считать): в первую - 0,5н. раствор хлорида натрия - NaCl, во вторую - 0,5н. раствор сульфата натрия - Na2SO4, в третью – 0,5н. раствор фосфата натрия -Na3PO4, до помутнения растворов.
Данные записать в таблицу 11.3.
Таблица 11.3
|
Коагулирующий ион |
|||
|
Количество ка-пель электролита |
Наблюдения и выводы
1. Объяснить: почему золь гидроксида железа(III) мутнеет при добавлении растворов электролитов? Как называется данный процесс?
2. Учитывая знак заряда гранулы золя гидроксида железа (III), указать те ионы, которые вызвали коагуляцию (заполнить таблицу).
3. Какой из этих ионов проявил наибольшую коагулирующую способность? Чем это объясняется? Что такое порог коагуляции?
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 12
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)
Окислительно-восстановительными реакциями называют процессы, которые сопровождаются изменением степеней окисления атомов или ионов. Окислитель – вещество, атомы которого принимают электроны, восстановитель – вещество, атомы которого отдают электроны. Окисление – процесс отдачи электронов. Восстановление – процесс присоединения электронов.
Роль ОВР необычайно огромна. Благодаря ОВР протекают процессы: превращение химической энергии в электрическую, а также обратные, вызываемые протеканием электрического тока через растворы или расплавы электролитов (проводники второго рода); в гальванических, топливных элементах, аккумуляторах, гальванопластике и гальваностегии; при электрохимических методах обработки металлов (ЭХО); дыхания животных и человека; усвоения углекислого газа и выделения кислорода растениями; обмена веществ и ряд других биологических процессов; горения топлива; получения и рафинирования металлов; синтеза важнейших химических продуктов; коррозии металлов и др.
Цель работы
1. Приобрести навык составления окислительно-восстановительных реакций, используя метод электронного баланса.
2. Сформировать четкое представление о процессах окисления и восстановления, об окислителе и восстановителе.
Опыт 1. Окислительные свойства перманганата калия KMnO4
Перманганат калия KMnO4 (ион MnO–4) является сильным окислителем, окисляя другие вещества, он восстанавливается (таблица 12.1):
Таблица 12.1
|
Соединение |
Степень окисления |
Среда |
Продукты восстановления |
||
|
Степень оки-сления |
Соедине-ние |
||||
|
1 |
KMnO4 |
Mn+7 |
Кислая |
Mn+2 |
Mn+2A- (бесцв.) |
|
2 |
KMnO4 |
Mn+7 |
Щелочная |
Mn+6 |
K2MnO4 (зел. цв.) |
|
3 |
KMnO4 |
Mn+7 |
Нейтраль-ная |
Mn+4 |
MnO2 (бур. цв.) |
Выполнение опыта
В три пробирки налить 3 – 4 см3 0,5н. раствора перманганата калия KMnO4.
В одну пробирку добавить 2 – 3 см3 2н. раствора серной кислоты Н2SO4, во вторую – такое же количество 2н. раствора гидроксида калия KOH, в третью – столько же воды. Затем в каждую пробирку добавить по несколько кристалликов сульфита натрия Na2SO3.
Наблюдения и выводы
Через несколько секунд отметить изменения, произошедшие в каждой пробирке.
1. Написать молекулярные реакции, используя данные таблицы.
2. Для каждой реакции составить электронные уравнения (метод электронного баланса) и расставить коэффициенты в уравнениях реакций.
3. Указать: окислитель и восстановитель, процесс окисления и восстановления.
Опыт 2. Окислительно-восстановительные свойства азотистой кислоты и ее солей
Ряд химических веществ, в зависимости от того, с чем они реагируют, проявляют либо окислительные, либо восстановительные свойства. Таким веществом является азотистая кислота HNO2 и ее соли, например, NaNO2 – нитрит натрия.
Выполнение опыта
В первую пробирку налить 10 – 20 капель 0,1н. раствора нитрита натрия, подкислить его 0,2н. раствором серной кислоты - H2SO4 (2 –3 капли) и добавить 5 – 6 капель 0,1н. раствора иодида калия - KI. Во вторую пробирку налить 5 – 6 капель перманганата калия - KМnO4, подкислить его 0,2н. раствором серной кислоты (2 – 3 капли) и добавить 10 – 20 капель 0,1н. раствора нитрита натрия.
Наблюдения и выводы
В первой пробирке наблюдать выделение свободного йода (окраска).
1. Написать уравнение реакции в молекулярной форме, учитывая, что восстановление нитрита натрия происходит до NO.
2. Расставить коэффициенты методом электронного баланса, составив электронные уравнения.
3. Сделать вывод: окислителем или восстановителем является нитрит натрия?
Во второй пробирке наблюдать обесцвечивание перманганата калия (см. таблицу 12.1).
4. Написать молекулярное уравнение ОВР.
5. Составить электронные уравнения (метод электронного баланса).
6. Расставить коэффициенты в уравнении реакции.
7.Сделать вывод: окислителем или восстановителем является нитрит натрия?
8. Почему нитрит натрия способен быть окислителем и восстановителем?
Опыт 3. Окислительные свойства бихромата калия
Бихромат калия - K2Cr2O7 является сильным окислителем. В соединении с серной кислотой он носит название хромовой смеси. В кислой среде хром (VI) восстанавливается до катионов Cr3+.
Выполнение опыта
В пробирку налить 5 – 6 капель 0,5н. раствора бихромата калия, подкислить его 0,2н. раствором серной кислоты (2 – 3 капли) и добавить 10 – 20 капель 0,1н. раствора нитрита натрия. Полученную смесь слабо нагреть (соблюдать правила предосторожности).
Наблюдения и выводы
Наблюдать изменение окраски раствора. Чем это объясняется?
1. Написать уравнение реакции в молекулярном виде.
2. Составить электронные уравнения (метод электронного баланса).
3. Расставить коэффициенты в молекулярном уравнении реакции.
4. Указать: окислитель и восстановитель, процесс окисления и восстановления.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №13
Определение электродных потенциалов металлов
При погружении металла в раствор своей соли на границе металл-раствор возникает двойной электрический слой, который в равновесных условиях остается постоянным. Между металлом и электролитом возникает при этом разность электрических потенциалов, которую называют абсолютным скачком потенциала и обозначают буквой φ. Этот скачок потенциала нельзя измерить. Однако, можно измерить разность электродных потенциалов. В качестве электрода сравнения обычно используют стандартный (нормальный) водородный электрод.
Часто в качестве электрода сравнения применяют также хлорсеребряный электрод, потенциал которого по отношению к водородному электроду составляет φх.с.= 0,2В. Этот электрод сравнения удобен в работе.
Цель работы
1. Измерить потенциалы металлических электродов в растворах его соли с различной концентрацией.
2. Рассчитать теоретическое значение потенциалов металлических электродов в растворах его соли с различной концентрацией.
3.Найти абсолютную и относительную погрешности эксперимента.
Опыт 1. Измерение потенциала медного электрода при различных концентрациях раствора его соли
Выполнение опыта
Ознакомиться с работой измерительного прибора (иономера, рН-метра или вольтметра). Кнопки «анионы-катионы» («mV») и интервалы «4-1…19» должны быть нажаты. Для определения потенциала электрода следует собрать гальваническую цепь по схеме (рис. 13.1):
исследуемый электрод в растворе электролита с помощью проводника подключить к гнезду «Изм» иономера или «Пл» рН-метра; хлорсеребряный электрод подключить к гнезду «ВСП» прибора;
соединить 2 полуэлемента электролитиче-ским ключом; переключатель «род работы» установить в положение «V»; переключатель «диапазон измерений» в положение «1…19»; замерить значение потенциала.
Рис. 13.1. Схема для измерения потенциалов:
1.- исследуемый электрод; 2 – хлорсеребряный электрод сравнения;
3 – электролитический ключ; 4- стакан с раствором электролита (CuSO4 или ZnSO4); 5- стакан с раствором КСl; 6- измерительный прибор (рН-метр, ионометр, вольтметр)
Измерить потенциалы медного электрода в растворах СuSO4 (моль/л): 0,0001, 001, 0,01, 0,1.
Наблюдения и выводы
1. Результаты измерений занести в таблицу 13.1.
2. Пересчитать измеренные потенциалы на водородную шкалу по формуле:
φпо в.ш. = φизм. + φх.с (13.1)
где φпо в.ш. – потенциал по водородной шкале, В;
φизм. – измеренный потенциал, В;
φх.с. – потенциал хлорсеребряного электрода по водородной шкале, равный 0,2В.
3. Рассчитать теоретическое значение равновесного потенциала медного электрода, используя уравнение Нернста:
0,059
φ Men+/Me = φo Men+/Me + ---------- lg CMen+ (13.2)
n
4. Результаты занести в таблицу 13.1.
5. Составить электрохимическую схему цепи для измерения потенциалов металлов.
Таблица 13.1
Результаты исследований
|
Состав раст-вора (концен-трация соли) |
φизм. По х.с. элект- троду (В) |
φизм. по водород. шкале (В) |
φрас., рассчи-танное (В) по уравнению Нернста |
Абсолютная ошибка φрас.- φизм. |
Опыт 2. Измерение потенциала цинкового электрода в растворе его соли различной концентрации
Выполнение опыта аналогично описанному в опыте 1.
Измерить потенциалы цинкового электрода в растворах сульфата цинка ZnSO4 (моль/л): 0,001, 0,005, 0,01, 0,1, 1.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 14
Ряд напряжений. Гальванические элементы (ГЭ)
Гальванические элементы (ГЭ) – это химические источники тока (ХИТ) одноразового действия. Они состоят из электродов (проводники первого рода), погруженных в растворы или расплавы электролитов (проводники второго рода). В ГЭ энергия химической окислительно-восстановительной реакции непосредственно преобразуется в электрическую.
Простейшая электрохимическая схема ГЭ :
(-) электрод, / электролит 1 // электролит 2 / электрод, (+)
имеющий меньшее С1 (моль/л) С2 (моль/л) имеющий большее
значение электродного значение электродного
потенциала потенциала
Электрохимический процесс занимает важное место на пути превращения химической энергии топлива в электрическую. Электрохимические превращения находят своё воплощение и в других химических источниках
тока (топливные элементы, аккумуляторы). Мощность всех работающих в настоящее время ХИТ соизмерима с мощностью всех электростанций в мире. Они обеспечивают автономное питание радиотехнической и электронной аппаратуры, работают бесшумно, не загрязняют окружающую среду, просты в обслуживании, имеют высокий КПД.
Цель работы
1. Исследовать восстановительную способность металлов в ряду напряжений.
2. Собрать цинково-медный гальванический элемент, измерить его напряжение при различных концентрациях солей цинка и меди.
3. Рассчитать теоретическое значение напряжения гальванического элемента.
4. Определить абсолютную и относительную ошибки опыта.
Опыт №1. Вытеснение водорода из кислоты металлами
Выполнение опыта
В три пробирки налить по 2–3 мл 2н. раствора соляной кислоты HCl и поместить (порознь) по кусочку магния, цинка и меди, предварительно зачищенных наждачной бумагой с целью удаления оксидных пленок.
Наблюдения и выводы
1. Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций.
2. Какие из взятых металлов вытесняют водород из разбавленной соляной кислоты?
3. Составить электронные уравнения к ОВР.
4. Объяснить различную скорость вытеснения водорода из кислоты металлами.
5. Разместить металлы в ряд в порядке уменьшения их активности. Сравнить с рядом напряжений металлов.
Опыт №2. Вытеснение металлов из растворов их солей другими металлами
Выполнение опыта
Налить в две пробирки по 2 – 3 мл 0,5н. раствора сульфата меди CuSO4 и опустить в одну из них, очищенную от ржавчины, железную проволоку, в другую – очищенную алюминиевую проволоку. Проделать аналогичный опыт с 0,1н. раствором нитрата свинца Pb(NO3)2, опустив в одну из пробирок гранулированный цинк, в другую – медную проволоку.
Наблюдения и выводы
Таблица 14.1
Результаты наблюдений
|
Металл, опускаемый в раствор соли |
Ионы металлов в растворе. |
|
|
Cu+2 |
Pb+2 |
|
|
Fe |
||
|
Al |
||
|
Zn |
||
|
Cu |
Опыт №3. Цинково-медный гальванический элемент
Выполнение опыта
Собрать прибор, изображенный на схеме 14.2. Один из стаканов наполнить раствором сульфата меди С(CuSO4) = 1моль/л и опустить в него медную пластинку, а второй – раствором сульфата цинка С(ZnSO4)=1моль/л и опустить в него цинковую пластинку. Пластинки хорошо зачистить наждачной бумагой. Соединить растворы в стаканах электролитным мостиком, заполненным раствором хлорида калия KCl.
Использовать различные концентрации растворов: ZnSO4 (1М), CuSO4 (1М); ZnSO4 (0,1М), CuSO4 (1M); ZnSO4 (1М), CuSO4 (0,1M) и другие (по указанию преподавателя).
С помощью рН-метра, иономера или вольтметра замерить электродные потенциалы анода и катода, а затем и напряжение ГЭ (метод измерения описан в лабораторной работе №13 «Определение электродных потенциалов металлов»).
Схема 14.2. Цинково-медный гальванический элемент
Наблюдения и выводы
1.Все результаты записать в таблицу 14.2.
Таблица 14.2
|
φ к , В |
φ а, В |
ε, В |
Абсолютная ошибка |
|||
|
изм. |
рассч. |
изм. |
рассч. |
изм. |
рассч. |
ε рассч.- εизм. |
2. Пересчитать измеренные потенциалы электродов на водородную шкалу по формуле:
φ по в.ш. = φпо х.с. + 0,2, В. (14.1)
3. Значение расчетного электродного потенциала проводить по уравнению Нернста.
4. Рассчитать теоретическое значение напряжения ГЭ по формуле:
ε = φк - φа . (14.2)
5. Записать электрохимическую схему гальванического элемента; электродные процессы и суммарную реакцию, происходящие при его работе.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 15
Коррозия металлов
Коррозией металлов называется процесс химического разрушения металлов под действием окружающей среды.
Причиной коррозии является термодинамическая неустойчивость металлов в различных средах. Все коррозионные процессы протекают самопроизвольно с уменьшением свободной энергии (∆G).
По механизму протекания различают химическую и электрохимическую коррозию.
Под химической коррозией понимают окисление металла, не сопровождающееся возникновением в системе электрического тока. Процессы окисления и восстановления не разделены друг от друга в пространстве.
Электрохимическая коррозия - разрушение металла в среде электролита в результате реакций электрохимического характера. Эта коррозия обусловлена двумя протекающими раздельно процессами – анодным и катодным.
Электрохимическая коррозия протекает по двум различным механизмам и подразделяется на два типа: гальванокоррозию и электрокоррозию.
В практике часто имеют дело с контактом двух различных металлов. При наличии электролита в месте контакта самопроизвольно возникает коррозионный гальванический элемент.
При гальванокоррозии различают атмосферную коррозию (в нейтральной среде) и коррозию в кислой среде ( как в присутствии кислорода, так и в отсутствии кислорода).
Рассмотрим, например, коррозию железа, контактирующего с медью, в различных условиях.
1).Атмосферная коррозия в нейтральной среде в присутствии кислорода. Схема возникающего при этом коррозионного элемента:
(-) Fe / H2O, O2 / Cu (+)
Знаки электродов во внешней цепи указывают на меньшее (-) и большее (+) значение величин стандартных электродных потенциалов металлов:
φFe2+/Fe = -0,44B; φCu2+/Cu = 0,34B.
На аноде протекает процесс: Fe - 2e- = Fe2+,
а на катоде: 2Н2О + О2 +4е- = 4ОН- (кислородная деполяризация).
Суммарная реакция: 2Fe + 2Н2О + О2 = 2Fe(ОН)2.
Продуктом коррозии является гидроксид железа (II), который окисляется до гидроксида железа (III):
4Fe(ОН)2 + 2Н2О + О2 = 4Fe(ОН)3, который, теряя молекулу воды, превращается во ржавчину: Fe(ОН)3 → Н2О + FeООН (оксид гидроксид железа (III).
2) Коррозия в нейтральной среде в отсутствии кислорода. Схема коррозионного гальванического элемента:
(-) Fe / Н2О / Cu (+).
Анодный процесс: Fe - 2e- = Fe2+;
катодный: 2Н2О + 2е- = Н2 + 2ОН- (водородная деполяризация).
Суммарная реакция: Fe + 2H2O = H2 + 2Fe(OH)2.
Продуктом коррозии, как и в первом случае, является гидроксид железа (II), который далее превращается в гидроксид железа (III) и во ржавчину.
3). Коррозия железа в растворе серной кислоты в присутствии кислорода. Схема коррозионного гальванического элемента:
(-) Fe / Н2SО4, O2 / Cu (+).
Анодный процесс: Fe - 2e- = Fe2+;
катодный: О2 + 4Н+ + 4е- = 2Н2О.
Суммарная реакция: 2Fe + О2 + 4Н+ = 2 Fe2+ + 2Н2О.
Продуктом коррозии является соль – сульфат железа (II) FeSО4.
4). Коррозия железа в растворе хлороводородной кислоты в отсутствии кислорода. Схема коррозионного гальванического элемента:
(-) Fe / НСl / Cu (+).
На аноде протекает процесс: Fe - 2e- = Fe2+;
на катоде: 2Н+ + 2е- = Н2.
Суммарная реакция: Fe + 2Н+ = Fe2+ + Н2.
Продуктом коррозии является соль – хлорид железа (II) FeСl2.
Для оценки скорости коррозии используют показатели коррозии.
Весовой показатель коррозии:
∆m
Km = ---------; г/м2 ч, (15.1)
τ S
где ∆m - масса металла, разрушенного за время коррозии, г;
τ – время коррозии, ч,
S – площадь поверхности корродируемого металла, м2.
Объемный показатель коррозии
VГ
Kv = -----------, см3/м2 ч, (15.2)
τ S
где VГ - объем поглощенного или выделившегося с поверхности металла газа за время коррозии, см3.
Весовой показатель коррозии связан с объемным показателем коррозии следующим уравнением:
Km VМэ (Г)
Kv = -----------------, см3/м2 ч, (15.3)
Мэ(Ме)
где Мэ(Ме) – молярная масса эквивалента металла, для железа равна 28г/моль;
VМэ(Г) – объем молярной массы эквивалента поглощенного или выделившегося газа, см3/моль.
Токовый показатель коррозии
Km F B 1000
iкор. = --------------------, мА/м2, (15.4)
MMe
где В – валентность корродирующего металла;
F - постоянная Фарадея, равная 26,8 А ч/моль;
MMe - молярная масса атомов металла, г/моль.
Глубинный показатель коррозии
Кm 8,76
П = ------------------, мм/год, (15.5)
ρ
где ρ - плотность корродируемого металла, г/см3.
По величине глубинного показателя коррозии П можно определить группу коррозионной стойкости исследуемого образца стали.
Таблица 15.1
Классификация металлов по коррозионной стойкости
(ГОСТ – 13819-66)
|
№ п/п |
Группа стойкости |
Скорость коррозии, мм/год |
Балл |
|
1 2 3 4 5 6 |
Совершенно стойкие Весьма стойкие Стойкие Пониженно стойкие Мало стойкие Нестойкое |
менее 0,001 от 0,001 до 0,005 от 0,005 до 0,01 от 0,01 до 0,05 от 0,05 до 0,1 от 0,1 до 0,5 от 0,5 до 1,0 от 1,0 до 5,0 от 5,0 до 10,0 свыше 10,0 |
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 |
Во всех случаях отрицательный весовой показатель необходимо брать в
г/м2 ч.
Знание механизмов различных типов коррозии и мер борьбы с ней является непреложным атрибутом инженера любой специальности. Коррозия приводит не только к потере металла, но и ухудшает его важнейшие технические свойства: прочность, пластичность, электропроводность и др. В результате происходит аварийное разрушение деталей машин и механизмов. Для сельскохозяйственных машин и механизмов характерно сильное взаимодействие металла с агрессивной средой: растворы удобрений и других веществ, сок растений, выделение продуктов жизнедеятельности животных и др.
Поэтому ущерб, наносимый сельскохозяйственной технике и механизмам, особенно велик. Сельское хозяйство занимает 4 место среди всех отраслей народного хозяйства по экономическим потерям в результате коррозии металлов.
Химической коррозии подвергаются детали двигателей внутреннего сгорания, отопительных и нагревательных систем и т.п.
Цель работы
Опыт 1. Влияние контакта металлов на скорость коррозионного процесса.
Выполнение опыта
Налить в пробирку до ½ ее объема 1н. раствора соляной кислоты и опустить в нее гранулированный цинк.
Затем опустить в эту же пробирку, зачищенную наждачной бумагой, медную проволоку и привести ее в контакт с цинком.
Наблюдения и выводы
1.Наблюдать выделение пузырьков газа с поверхности цинка, и по интенсивности выделения газа, сделать заключение о скорости реакции (медленно, быстро).
2.Отметить, как влияет контакт металлов на скорость реакции. На каком из металлов при контакте выделяются пузырьки газа?
3. Какой металл является катодным участком и какой – анодным в образовавшейся гальванической паре?
4. Написать электрохимическую схему возникшего коррозионного гальванического элемента и уравнения катодного и анодного процессов.
Опыт 2. Влияние стимулятора и ингибитора на скорость разрушения алюминия
Ингибиторы – это вещества, которые при введении их в коррозионную среду в незначительном количестве заметно снижают скорость электрохимической коррозии металла или сплава. По механизму тормозящего действия ингибиторы подразделяются на анодные и катодные. Используемый в опыте ингибитор уротропин относится к катодным ингибиторам. Ингибиторы такого вида, адсорбируясь на катодных участках поверхности корродирующего металла, повышают перенапряжение водорода, выделяющегося при коррозии.
Выполнение опыта
Налить в три пробирки до ½ их объема 0,5н. раствора сульфата меди CuSO4. Слегка подкислить растворы, прилив одинаковое количество (см. по уровню растворов в пробирках) 0,2н. раствора серной кислоты H2SO4. Первую пробирку оставить контрольной, во вторую - микрошпателем добавить немного кристаллов хлорида натрия NaCl, а в третью – внести кристаллы уротропина и слегка взболтать растворы.
Одновременно в три пробирки поместить алюминиевые проволоки.
Наблюдения и выводы
Об интенсивности разрушения алюминия наблюдать по величине слоя меди, выделившейся на алюминиевой проволоке, и количеству выделяющихся пузырьков газа.
1.Отметить: в какой из пробирок ускоряется течение реакции и в какой -замедляется.
Сделать вывод: что является активатором, а что – ингибитором коррозии?
2.Написать уравнения реакций, отражающих работу образовавшегося коррозионного гальванического элемента:
|
3CuSO4 + 2Al = Al2(SO4)3 + 3Cu (–) Al | H2SO4 | Cu (+) |
Al – 3e– = Al3+ |
2 3 |
|
Cu2+ + 2e– = Cu |
Опыт 3. Защита от коррозии с помощью металлических покрытий (анодное и катодное)
Выполнение опыта
Проделать реакцию, которая является качественной и позволяет определить в растворе ионы железа Fe2+ . Налить в пробирку 10 – 20 капель 0,1н. раствора соли двухвалентного железа (FeCl2 или FeSO4) и добавить одну каплю 0,1н. раствора гексацианоферрата (III) калия (K3[Fe(CN)6] – красная кровяная соль). Наблюдать окрашивание раствора в синий цвет, вследствие образования комплексной соли Fe3[Fe(CN)6]2.
Налить в две пробирки до 1/3 их объема 0,2н. раствора серной кислоты и добавить по 1 капле 0.1н. раствора гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6]. В одну пробирку опустить кусочек оцинкованного железа, в другую – луженого (покрытого оловом).
Наблюдения и выводы
1. В какой пробирке наблюдается синее окрашивание на границе металл-раствор?
2. Какой металл окисляется (коррозирует) в каждой пробирке?
3. Написать электрохимические схемы, образовавшихся при коррозии гальванических элементов, и уравнения катодного и анодного процессов для рассматриваемых схем.
4. Отметить: какое покрытие является катодным, какое - анодным?
Опыт 4. Электрохимическая защита металлов от коррозии
Выполнение опыта
Налить в пробирку до 1/3 её объема 0,2н. раствора серной кислоты и добавить 1 каплю 0,1н. раствора гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6]. Опустить в пробирку кусочек луженого железа и, защищенную наждачной бумагой, алюминиевую проволоку, приведя их в контакт.
Наблюдения и выводы
1.Объяснить, почему в этом опыте не происходит окрашивания на границе металл-раствор?
2.Какой металл окисляется (коррозирует) и почему?
3.Как называется данный метод защиты?
4.Составить электрохимическую схему, образовавшегося коррозионного гальванического элемента, и записать для него электродные процессы.
Опыт 5. Определение коррозионной устойчивости стали и её покрытий (анодное и катодное)
Выполнение опыта
Для испытания применяется капельный метод Г.В.Акимова.
Каплю раствора, содержащего 40 мл 0,4М раствора сульфата меди CuSO4, 20 мл 10%-ного раствора NaCl и 0,8 мл 0,1М раствора соляной кислоты HCl, нанести на поверхности: стали, оцинкованного и луженого железа (можно оценивать разные марки стали, различные покрытия: металлические, химические).
Отметить время до изменения цвета капли от сине-голубого до красного (или черного). Продолжительность времени в минутах, между моментом нанесения капли и изменением её цвета, служит характеристикой коррозионной стойкости металла и покрытия. Время – 5 минут – является показателем хорошей коррозионной устойчивости.
Опыт повторить 2 –3 раза.
Наблюдения и выводы
1.Результаты испытаний занести в таблицу 15.2.
Таблица 15.2
|
Исследуемая поверхность |
Время, мин. |
Среднее значение, мин. |
||
|
1 |
2 |
3 |
||
|
Сталь |
||||
|
Оцинкованное железо |
||||
|
Луженое железо |
2. Сделать вывод о коррозионной устойчивости металла и его покрытий.
3. Какое покрытие более устойчиво к коррозии?
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №16
Электролиз водных растворов электролитов
Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.
При электролизе катод подключается к отрицательному полюсу источника тока и заряжен отрицательно, на нем происходит процесс восстановления (присоединение электронов) анод – к положительному полюсу и заряжен положительно, на нем происходит процесс окисления (отдача электронов).
Электролиз начинает протекать при внешнем напряжении, равном напряжению разложения Uнр. Напряжение разложения электролита рассчитывается как разность потенциалов выделения веществ на аноде (φА) и катоде (φК): Uнр.= (φА) - (φК). (16.1)
При электролизе большую роль играет электродная поляризация, так как при прохождении тока электродные потенциалы изменяются. Электрохимическую поляризацию, обусловленную замедленностью стадии присоединения или отдачи электрона, называют перенапряжением.
Потенциал выделения вещества на электроде равен сумме окислительно-восстановительного потенциала электродного процесса φК и перенапряжения выделения вещества на электроде η:
φi К = φК + η. (16.2)
Перенапряжение η - дополнительное напряжение , которое необходимо, чтобы электролиз протекал с достаточной скоростью. Значение катодной деполяризации отрицательно, а анодной – положительно, т.е. ηК – величина отрицательная, а ηА – положительная.
Перенапряжение зависит от вида материала электрода, природы выделяемого вещества, плотности тока (силы тока, приходящейся на единицу поверхности электродов). Перенапряжение выделения твердых веществ относительно невелико и составляет 0,05 – 0,15В. Перенапряжение выделения газов на электродах значительно выше. В зависимости от вида материала электрода и плотности тока оно может составлять: для водорода η=0,2 – 1,4В; для кислорода η=0,7 – 1,4В.
Из уравнения (16.1) следует, что чем меньше потенциал выделения вещества на аноде φА и больше потенциал выделения вещества на катоде φК, тем при более низком напряжении начинает протекать процесс электролиза.
Реальный электродный потенциал выделения водорода на катоде с учетом перенапряжения составляет –(1,2-1,4)В. Поэтому из водных растворов электролитов могут восстанавливаться только катионы тех металлов, для которых η > -(1,2-1,4)В. Более активные металлы, имеющие меньшее значение электродного потенциала, путем электролиза могут быть получены только из расплавов их солей.
В соответствии с последовательностью разряда катионов ряд напряжений металлов можно разбить на 3 зоны:
1 зона – Li, K, Ba, Ca,Na, Mg, Al, Ti. Ионы металлов (катионы) 1 зоны из водных растворов не восстанавливаются. В этом случае катодный процесс имеет вид: 2Н2О + 2е- = Н2 + 2ОН- .Накопление гидроксид-ионов приводит к возникновению щелочной среды (рН > 7) в прикатодном пространстве.
2 зона – Mn, Cr, Zn, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H. Ионы металлов 2 зоны из водных растворов восстанавливаются одновременно с водородом из молекул воды: Men+ + ne- = Me ; 2Н2О + 2е- = Н2 + 2ОН- .
3 зона – Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, Au. Ионы металлов 3 зоны восстанавливаются на катоде из водных растворов: Men+ + ne- = Me.
При электролизе на аноде происходит процесс окисления. Чем меньше алгебраическая величина окислительно-восстановительного потенциала аниона, тем меньше напряжение разложения электролита, тем при более низком напряжении начинается окисление аниона.
Реальный электродный потенциал выделения кислорода из водного раствора составляет +(1,5-1,9)В. Поэтому окисление анионов происходит в следующей последовательности (анод – инертный: графитовый, платиновый): 1 очередь – анионы бескислородных кислот (Cl-, Br-, I-, S2- и т.д.).
2 очередь – гидроксид-ионы (рН > 7): 4ОН- - 4е- = О2 + 2Н2О; или Н2О (рН = 7): 2Н2О - 4е- = О2 + 4Н+. Накопление ионов водорода обуславливает кислый характер среды в прианодном пространстве (рН < 7).
Анионы кислородсодержащих кислот (SO42-, NO3-, CO32-, PO43- и т.д.) имеют более высокий окислительно-восстановительный потенциал, чем потенциал выделения кислорода, и, следовательно, из водных растворах не могут окисляться на аноде.
Если анод изготовлен из металла, ионы которого могут образовывать с электролитами растворимую соль, то при электролизе электролита будет происходить окисление самого металла анода, так как электродный потенциал большинства металлов много меньше, чем окислительно-восстановительный потенциал аниона электролита, находящегося в растворе, и молекул воды. В этом случае процесс электролиза называется электролизом с металлическим (растворимым) анодом.
Масса вещества, выделяющегося на электродах или подвергшегося превращению в растворе, рассчитывается исходя из закона электролиза (объединенный закон Фарадея) по формуле:
Мэ(В) I τ
m = --------------- , (16.3)
F
где m - масса вещества,г;
Мэ(В) - молярная масса эквивалента вещества, г/моль;
I - сила тока при электролизе, А;
τ - время протекания электролиза, с;
F - постоянная Фарадея – 96500 Кл/моль или 26,8 А ч/моль (1А ч = 3600Кл).
Отношение массы вещества, фактически выделившейся на катоде или аноде mф, к теоретически возможной mт, называется выходом по току (ВТ).
mф
ВТ =------- 100%. (16.4)
mт
Процессы электролиза имеют широкое и распространенное применение. В основе их лежат законы Фарадея.
Одним из химических источников тока (ХИТ) является аккумулятор, в котором при зарядке и разрядке происходят электрохимические процессы.
Рафинированную медь (высокой степени чистоты – 99,99%) получают путем электролиза с растворимым анодом. Этот процесс широко используется для нанесения металлических покрытий (гальваностегия) с целью защиты металлов от коррозии, сообщения рабочей поверхности металлов необходимых свойств (твердости, износостойкости, электропроводности и т.д.), в ремонтном деле (железнение – нанесение необходимого слоя железа) и др.
Путем электрохимической обработки (ЭХО) производится шлифовка, заточка, придание нужной формы металлическим изделиям, не поддающимся механической обработке.
Способ электролитического покрытия позволяет получать точные металлические копии в виде листа, толщиной в несколько миллиметров с неметаллических или металлических образцов (гальванопластика).
Путем электролитического разложения воды получают водород, используемый при синтезе различных неорганических и органических веществ. Электролизом водных растворов электролитов получают щелочи, хлор, кислород, тяжелую воду, пероксиды, ряд органических соединений (электросинтез).
Электролизом расплавов получают активные металлы высокой степени чистоты (калий, литий, натрий, кальций, магний, алюминий и др.).
Цель работы
1. Ознакомиться с процессом электролиза водных растворов солей.
2. Определить выход основного продукта по току.
Опыт 1. Электролиз раствора иодида калия KI
Выполнение работы
Электролиз проводят на установке, схематически представленной на рис.16.1.
Рис.16.1. Схема установки для электролиза водных растворов
U – образную трубку – электролизер (1) заполнить (на 2 см ниже края) 0,1н. раствором иодида калия KI, добавить 3–4 капли раствора фенолфталеина (индикатор) в прикатодное пространство. Электроды – графитовые (2). Электрод, находящийся в пространстве электролизера, соединенного с бюреткой, подключается к отрицательному полюсу (катод) выпрямителя. Перед началом работы трехходовый кран (3) устанавливают таким образом, чтобы бюретка (4) и электролизер (1) были соединены между собой, но не были связаны с атмосферой.
Включить выпрямитель (6) и установить силу тока, равную одному из следующих значений: 0,3; 0,4; 0,5А. Электролиз проводить в течение 10-15 минут (время электролиза отметить точно).
Газ, выделившийся при электролизе, вытесняет из бюретки воду. Уравнительный сосуд при этом надо опускать, и во время опыта стараться держать воду в нем и бюретке на одном уровне, чтобы давление газа внутри прибора было близко к атмосферному. По окончании электролиза, когда выделилось 20-40 см3 газа, отключить электрический ток и определить точный объем газа после того, как электролизер охладится до комнатной температуры. С этой целью выровнять уровни воды в бюретке (4) и уравнительном сосуде (5), а также уровни электролита в обоих коленах электролизера (1), и по бюретке (4) определить объем выделившегося газа.
Наблюдения и выводы
1. Результаты измерений записать в следующем порядке:
- сила тока(I), А;
- время электролиза (τ), с;
- объем выделившегося газа (V), см3;
- температура (t), оС;
- атмосферное давление (по барометру) (Р), мм рт.ст. (1мм рт. ст.=133,3Па);
- давление насыщенного водяного пара (РН О) при температуре оС, мм рт.ст. или кПа (взять из таблицы 16.1).
Таблица 16.1
|
Температура, оС |
Давление, мм рт.ст. |
Температура, оС |
Давление, мм рт.ст. |
|
15 16 17 18 19 20 21 22 |
12,79 13,63 14,53 15,48 16,48 17,54 18,65 19,83 |
23 24 25 26 27 28 29 30 |
21,07 22,38 23,76 25,21 26,74 28,35 30,04 31,82 |
2. Привести объем выделившегося газа к нормальным условиям (н.у.) по уравнению:
V (P – PH O) 273
Vo = ----------------------, (16.5)
(273 + t) Po
где V – объем выделившегося газа, см3;
Р – атмосферное давление, мм рт.ст. или кПа;
РН О – давление насыщенного водяного пара, м рт.ст. или кПа;
Ро – нормальное давление (760 мм рт.ст. или 101,325кПа).
3. Используя законы электролиза, рассчитать, какой объем газа должен был выделиться. Расчет проводить по формуле:
VM э(В) I τ
Vo (теор.) = ---------------- , (16.6)
F
где Vo (теор.) – теоретический объем выделившегося газа (см3) при н.у., если бы весь ток расходовался на основной процесс;
VM э(В) – объем молярной массы эквивалента выделившегося газа, см3, для кислорода 5600см3, для водорода 11200 см3;
I – сила тока, А;
τ – время, с;
F – постоянная Фарадея, равная 96500Кл/моль или 96500А с/моль.
4. Рассчитать выход выделившегося газа по току, используя формулу:
Vo
ВТ = ------------ 100%. (16.7)
Vo (теор.)
5. Отметить и объяснить появление окраски раствора в прикатодном и прианодном пространствах.
6. Написать схему электролиза: уравнения катодного и анодного процессов. Отметить реакцию среды (рН) в прикатодном пространстве.
Опыт 2. Электролиз раствора сульфата натрия Na2SO4.
Выполнение опыта
Заполнить электролизер 0,5н. раствором сульфата натрия Na2SO4. В прикатодное пространство добавить 3–4 капли фенолфталеина, в прианодное – 3–4 капли метилоранжа (индикаторы). Электроды – графитовые. Электрод, находящийся в пространстве электролизера, соединенного с бюреткой, подключается к положительному полюсу (анод) выпрямителя.
Далее см выполнение опыта 1.
Наблюдения и выводы
См. п.1,2,3,4 по опыту 1.
5. Отметить и объяснить появление окраски в прикатодном и прианодном пространствах.
6. Написать схему электролиза: уравнения катодного и анодного процессов. Какие вещества выделяются на электродах? Как меняется характер среды (рН)?
Опыт . Электролиз раствора сульфата меди CuSO4
Выполнение опыта
Заполнить электролизёр 0,5н. раствором сульфата меди CuSO4. Электроды –графитовые. Электрод, находящийся в пространстве электролизера, соединенного с бюреткой, подключается к отрицательному полюсу (катод) выпрямителя.
Далее см. опыт 1.
Наблюдения и выводы
См. п.1,2,3,4 по опыту 1.
5. Рассчитать массу выделившейся меди на катоде.
6. Записать схему электролиза: уравнения катодного и анодного процессов.
Нанесение гальванических покрытий
Электролитические процессы (электролиз) используются для нанесения металлических покрытий с целью защиты от коррозии, в ремонтном деле (например, железнение коленчатых валов тракторов и автомобилей), для придания изделиям декоративного внешнего вида и др.
Слою наносимого покрытия можно придать рыхлость, чтобы в поры попадала смазка, и тогда, трущаяся пара - более долговечна; либо, в необходимых случаях – высокую твердость и плотность. Покрытие детали может производиться сплавом из нескольких металлов.
Гальванические покрытия получают путем электролитического осаждения металлов из растворов соответствующих солей. Покрываемую деталь соединяют с катодом внешнего источника постоянного тока, а металл, которым покрывают, делают анодом (электролиз с растворимым анодом). В качестве электролита используют раствор соли, ион металла которой одинаков с материалом анода.
Гальванические покрытия применяют в основном для защиты от коррозии железа и углеродистых сталей. Наибольшее распространение получили покрытия цинком (анодное покрытие, т.к. φoZn /Zn < φoFe /Fe), почти 40% мирового производства цинка используется для нанесения покрытий. Цинковые покрытия устойчивы в атмосфере, загрязненной агрессивными газами. В воде цинковые покрытия мало устойчивы. Кадмиевые покрытия (катодное покрытие, т.к. φoCd /Cd > φoFe /Fe), более устойчивы в морской воде, чем цинковые, и они применяются также для защиты от коррозии напряженных, закаленных изделий (например, стальные пружины), так как хрупкость кадмированных изделий меньше, чем покрытых цинком. Для усиления защитных свойств цинковые и кадмиевые покрытия обрабатывают растворами хромата и бихромата калия (химическое покрытие). При этом на поверхности покрытия образуется тонкая радужная пленка хромата цинка или кадмия, увеличивающая защитные свойства покрытия. Толщина покрытия составляет обычно 10-30мк.
Для защиты от коррозии пищевой и консервной тары широко применяют оловянные (луженое) покрытия. Олово имеет большее значение стандартного электродного потенциала (φoSn /Sn = -0,14B), чем железо (φoFe /Fe = -0,44B), и при наличии пор в покрытии не защищает железо (сталь) от коррозии. Однако в растворах органических кислот (фруктовые соки, молочнокислые продукты) олово образует прочные комплексные ионы и приобретает более отрицательный потенциал, чем железо, являясь по отношению к нему анодом в коррозионной гальванической паре. Поэтому внутренняя поверхность стальной консервной тары, покрытая тонким слоем (5-10мк) олова, на длительное время электрохимически защищена от коррозии.
Защитные покрытия должны удовлетворять ряду требований: должно быть сплошным, прочно держаться на металлической основе. Для этого необходима тщательная предварительная подготовка: поверхность покрываемого металла должна иметь ровную поверхность и быть очищена от жира, ржавчины, окалины и других загрязнений. Для этой цели детали перед гальванизацией моют, обезжиривают и сушат. Затем протравливают в кислоте, чтобы удалить оксидные пленки, либо декапируют – на некоторое время делают анодом в растворе электролита. И лишь после этого приступают к покрытию детали.
Условия гальванизации очень жестки: должна обеспечиваться постоянная концентрация ионов металла в растворе, хорошая электропроводимость электролита, постоянная кислотность среды (рН), строго определенная температура и плотность тока (А/дм2).
Цель работы
Получить металлическое защитное покрытие на стальной пластине
Опыт 1. Цинкование
Выполнение опыта
Собрать электролитическую установку по следующей схеме:
1 – электролитическая ячейка;
2 – клеммы электродов;
3 – тумблер – выключатель;
4 – батарея аккумуляторов;
R – реостат;
- вольтметр;
- амперметр;
Схема 17.1. Электролитическая установка
Электролитическая ячейка представляет собой батарейный стакан с электролитом и электродами.
Батарейный стакан заполнить на 3/4 его объема электролитом следующего
состава: ZnSO4 7H2O – 215г/дм3, Al(SO4)3 18H2O – 30г/дм3, Na2SO4 10H2O – 80 г/дм3. Роль сульфата алюминия – поддержание постоянной величины рН, сульфата натрия – увеличение электропроводности электролита.
Режим гальванизации: температура электролита – 18-20°С; рН=3,5÷4,4; плотность катодного тока ЈК= 1-2А/дм2. Продолжительность электролиза 15-20 минут.
Исходя из плотности катодного тока и площади катода (покрываемой детали), необходимо рассчитать силу тока в цепи. Получение необходимой силы тока в цепи добиться посредством реостата, увеличивая или уменьшая им внешнее сопротивление. Силу тока в цепи контролировать по амперметру.
Пример расчета силы тока
I
Ј = ----, (17.1)
S
где I – сила тока, А; S – площадь поверхности образца, дм2, Ј – плотность тока, А/дм2.
Если катод имеет форму пластинки размером 5х1,5 см, то его площадь составит 5х1,5х2 = 15см2 или 0,15дм2. При выбранной плотности тока 2 А/дм2, сила тока I составит: I = 0,15х2 = 0,30 А.
В качестве анода используется цинковая пластинка, в качестве катода – железная.
Перед нанесением покрытия железную пластинку обработать наждачной бумагой (следующая операция – шлифование – опускается). Обезжирить влажной смесью: мел + сода (Na2CO3), используя тряпку или щетку. Промыть под краном водопроводной водой, высушить тканью или промокательной бумагой. Затем протереть ватой, смоченной в ацетоне (под вытяжным шкафом!). После деталь протравить (удалить тонкие оксидные пленки) в серной кислоте с массовой долей 25% в течение 5 секунд. Закончив травление, деталь вынуть, дать стечь серной кислоте до состояния, когда невозможно падение капли, и лишь после этого внести в электролит и закрепить.
Тщательная предварительная подготовка поверхности детали (очистка от жира, ржавчины, окалины и других загрязнений) необходима для того, чтобы покрытие имело хорошее сцепление с основой (адгезионное взаимодействие).
После окончания электролиза покрытый цинком образец промыть холодной водой, высушить фильтровальной бумагой.
Наблюдения и выводы
1.Написать уравнения катодного и анодного процессов, происходящих при цинковании.
2. Отметить характер полученного покрытия.
3. Рассчитать толщину покрытия для опытов 1, 2 и 3 по формуле:
I τ Mэ(Ме) 10
h = --------------------- , (17.2)
d (Me) F S
где h - толщина покрытия, мм;
τ - время, с;
Мэ(Ме) - молярная масса эквивалента металла, г/моль;
М(Ме)
Мэ(Ме) =-----------, (17.3)
n
где М (Ме) - молярная масса металла, г/моль;
n - валентность металла;
d(Me) - плотность металла, г/см3 : dZn = 7,13г/см3; dNi = 8,91г/см3; dCu = 8,96г/см3.
I - cила тока, А;
S - площадь поверхности катода, см2;
F - постоянная Фарадея (96500 А с/моль).
Опыт 2. Никелирование
Выполнение опыта
Собрать электролитическую ячейку по схеме 17.1 опыта 1. Стакан заполнить на ¾ его объема электролитом следующего состава: NiSO4 7H2O – 150г/дм3, NaCl – 15г/дм3, Н3ВО3 – 25г/дм3. Хлорид натрия служит для увеличения электропроводности. Борная кислота – для поддержания определенной реакции среды (рН).
Анод – никелевая пластинка, катод – железная пластинка.
Режим гальванизации: температура электролита 20 - 30оС; рН=5,3-5,5; плотность тока 2А/дм2 .Продолжительность электролиза – 20 минут.
Перед нанесением покрытия железную пластинку обработать по опыту 1.
Наблюдения и выводы
1.Написать уравнения катодного и анодного процессов, происходящих при никелировании.
2. Отметить характер полученного покрытия.
3. Рассчитать толщину покрытия (по опыту 1).
Опыт 3. Меднение
Выполнение опыта
Собрать электролитическую ячейку по схеме 17.1 опыта 1. Стакан заполнить на ¾ его объема электролитом следующего состава: CuSO4 5H2O – 200г/л; H2SO4 –50г/л. Серная кислота добавляется для создания реакции среды (рН) и увеличения электропроводности электролита.
Анод – медная пластинка, катод – железная пластинка.
Режим гальванизации: температура электролита (18-20)оС; рН=1,1-1,5; плотность тока 2А/дм2; продолжительность 15 минут.
Перед нанесением покрытия железную пластинку обработать по опыту 1.
Наблюдения и выводы
1.Написать уравнения катодного и анодного процессов, происходящих при меднении.
2. Отметить характер полученного покрытия.
3.Рассчитать толщину покрытия (по опыту 1).
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 18
Приготовление электролита для свинцового аккумулятора
Наиболее распространенными аккумуляторами на автотранспорте являются кислотные (свинцовые), в которых в качестве электролита используется раствор серной кислоты Н2SO4.
Изучив способы выражения состава растворов, инженер должен уметь рассчитать необходимый объем концентрированной серной кислоты для приготовления электролита в аккумулятор.
Напряжение аккумулятора зависит от концентрации серной кислоты, которая при зарядке аккумулятора возрастает, отчего растет напряжение аккумулятора. Можно было бы увеличить напряжение аккумулятора путем заливки его концентрированной серной кислотой, однако при повышении концентрации Н2SO4, более чем на 30%, падает ее электрическая проводимость и растет растворимость свинца. Поэтому оптимальными являются 32 - 39-процентные растворы Н2SO4 (ρ = 1,24-1,30г/см3).
В зависимости от климатического пояса, в котором работают аккумуляторные батареи, времени года и вида применяемых сепараторов батареи заливают различными по плотности растворами серной кислоты (ρ = 1,240-1,270г/см3).
При разряде аккумулятора серная кислота расходуется, о чем можно судить по уменьшению плотности электролита. Связь между плотностью электролита в конце разряда аккумулятора на 25% и 50% разряда указана в таблице 18.1.
Таблица 18.1
Связь плотности раствора Н2SO4 со степенью разряда аккумулятора
|
Плотность Н2SO4 в конце заряда аккумулятора |
Плотность Н2SO4, соот-ветствующая 25%-му разряду аккумулятора |
Плотность Н2SO4, соот- ветствующая 50%-му разряду аккумулятора |
|||
|
ρ (г/см3) |
массовая доля |
ρ (г/см3) |
массовая доля |
ρ (г/см3) |
Массовая доля |
|
1,303 1,286 1,268 1,225 |
40 38 36 31 |
1,268 1,235 1,243 1,219 |
36 32 33 30 |
1,243 1,202 1,186 1,180 |
33 28 26 25 |
Батарею, разряженную более чем на 25% зимой и летом более чем на 50%, следует подзаряжать, так как в противном случае происходит разрушение электродов.
Цель работы
Приготовить один из указанных растворов (по указанию преподавателя):
а) 100 см3 26%-ой Н2SO4;
б) 90 см3 28%-ой Н2SO4;
в) 80 см3 30%-ой Н2SO4.
Выполнение опыта
Определить с помощью ареометра плотность исходного концентрированного раствора Н2SO4 (1:3). Для этого в стеклянный цилиндр налить 3/4 объема исходного раствора Н2SO4 и осторожно опустить ареометр, не выпуская его из рук до тех пор, пока не станет ясно, что он плавает, иначе можно разбить ареометр ударом о дно цилиндра. После этого дать возможность ареометру принять нужное положение: он должен находиться в центре цилиндра и не к асаться стенок и дна (рис.18.1).
Рис.18.1. Схема установки для определения
плотности раствора кислоты:
1 – ареометр; 2 – цилиндр; 3 – раствор кислоты
Наблюдения и выводы
Плотность водного раствора
|
Массовая Доля |
Плотность ρ (г/см3) |
Массовая Доля |
Плотность ρ (г/см3) |
|
20 22 24 26 28 30 32 34 36 38 |
1,139 1,155 1,170 1,186 1,202 1,219 1,235 1,252 1,268 1,286 |
40 42 44 46 48 50 52 54 56 58 |
1,303 1,321 1,338 1,357 1,376 1,395 1,415 1,435 1,456 1,472 |
3. Полученные результаты сверить с расчетом, используя правило креста: заданная концентрация раствора пишется в месте пересечения двух линий, а концентрация исходных растворов (для растворителя равная нулю) – у конца обеих линий слева. Затем на каждой линии производится вычитание одного , стоящего на ней , числа из другого, и разность записывается у свободного конца той же линии. Направление вычислений указывается стрелками. Полученные данные (числа) располагаются у концов соответствующей линии справа. Они указывают, сколько весовых частей каждого раствора следует взять, чтобы получить раствор с заданной концентрацией. Так, для получения 25%-ного раствора Н2SO4 из 50%-го следует взять на 25 весовых частей 50%-го раствора Н2SO4 25 весовых частей растворителя, то есть воды:
50 25
25 (18.1)
0 25
Приготовить этот раствор можно, отмерив с помощью цилиндра объем воды и кислоты (следует осторожно, небольшими порциями приливать кислоту в воду, а не наоборот).
4. Затем с помощью ареометра проверить плотность полученного раствора, а по нему – массовую долю кислоты.
5. Рассчитать молярную и эквивалентную концентрации и моляльность полученного раствора.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 19
Свойства свинца и свинцовый аккумулятор
Свойства атомов элементов и, образуемых ими, соединений предопределяют их применение.
Свинец применяют в свинцовом аккумуляторе – химическом источнике постоянного тока (ХИТ). Данный аккумулятор находит широкое применение для сельскохозяйственной и другой техники.
Аккумулятор – устройство, способное накапливать химическую энергию и превращать ее по мере надобности в электрическую. Аккумулирование химической энергии происходит в результате потребления электрической энергии.
Аккумуляторы характеризуются емкостью, то есть количеством электричества в ампер-часах, которое может быть отдано аккумулятором при разрядке.
Длительность работы аккумуляторов при правильной их эксплуатации составляет до 1000 и более циклов. Коэффициент отдачи аккумулятора выражается отношением количества энергии, полученной при разрядке аккумулятора, к количеству энергии, израсходованной на его зарядку.
Электродами свинцового (кислотного) аккумулятора являются свинцовые решетки, заполненные оксидом свинца РвО (К) или порошком свинца (А), которые при взаимодействии с электролитом – раствором серной кислоты, превращаются в сульфат свинца РвSO4. При зарядке и разрядке аккумулятора на одном электроде (аноде) протекают реакции, при которых степень окисления свинца меняется от +2 до 0 и обратно:
зарядка
РвSO4 + 2е- Рв + SO42- ; φоРвSO /Рв = - 0,36В, (19.1)
разрядка
а на другом (катоде) – степень окисления свинца меняется от +2 до +4 и обратно:
зарядка
РвSO4 + 2Н2О - 2е- РвО2 + SO42- + 4Н+ ; φоРвO / РвSO = 1,68В. (19.2)
разрядка
Суммарная реакция в аккумуляторе:
зарядка
2 РвSO4 + 2Н2О Рв + РвО2 + 2 Н2SO4 (19.3)
разрядка
Напряжение аккумулятора (ε), равное разности потенциалов электродов, может быть рассчитано по уравнению:
ε = φоРвO / РвSO - φоРвSO /Рв = 1,68 – ( - 0,36) = 2,04 В. (19.4)
Электрохимическая схема заряженного свинцового аккумулятора:
( - ) Рв / H2SO4 / PbO2 ( + ). (19.5)
При зарядке свинцового аккумулятора следует остерегаться его «перезарядки», т.е. того положения, когда на катоде все ионы свинца Рв2+ превратились в Рво , а пропускание тока продолжается. В этом случае начинает восстанавливаться на катоде и окисляться на аноде вода (выделяются водород и кислород) – аккумулятор «кипит»:
н/к 2Н2О + 2е- = Н2 + 2ОН-
н/а 2Н2О - 4е- = О2 + 4 Н+. (19.6)
Такой процесс вреден уже потому, что изменяется концентрация кислоты и меняются характеристики аккумулятора, и во-вторых, это может привести к воспламенению и даже взрыву смеси кислорода и водорода. Поэтому в аккумуляторных не разрешается курить и вообще пользоваться огнем.
Аккумулятор считается разряженным при снижении напряжения на электродах до 1,8 В.
Цель работы
1. Исследовать свойства свинца и его диоксида.
2. Собрать ячейку свинцового аккумулятора, зарядить ее и разобраться в принципе его работы.
Опыт 1. Амфотерные свойства свинца
Выполнение опыта
Осторожно! Проведение требует внимательного отношения.
Положить в пробирку небольшой кусочек свинца (не более 0,1г) и прилить 3см3 раствора гидроксида натрия с массовой долей NaOH 10%. Слегка (!) подогреть пробирку (выполнять под вытяжкой).
Аналогично проделать реакцию свинца с разбавленным раствором азотной кислоты С(HNO3) = 0,2моль/л.
Наблюдения и выводы
1. Наблюдать растворение свинца в щёлочи и в кислоте. Сделать вывод о его свойствах.
2. Написать уравнения: молекулярные, ионно-молекулярные, электронные.
Опыт 2. Окислительные свойства диоксида свинца – PbO2
Выполнение опыта
Налить в пробирку 10 капель раствора иодида калия с С(KI) = 0,1моль/л, 3 капли 0,2н. раствора серной кислоты H2SO4 и добавить небольшое количество диоксида свинца микрошпателем.
Смесь нагреть, соблюдая меры предосторожности.
Наблюдения и выводы
1. Наблюдать изменение цвета раствора после того, как отстоится осадок.
2. Написать уравнение окислительно-восстановительной реакции и объяснить изменение цвета раствора.
Опыт 3. Электролитическое окисление свинца и принцип работы свинцового аккумулятора
Выполнение опыта
Налить в батарейный стакан на 2/3 его объёма раствора серной кислоты с массовой долей Н2SO4 30%, плотностью 1,219г/см3 (приготовленного в лабораторной работе № 18), опустить в него две свинцовые пластинки, снабженные клеммами.
Соединить проводниками клеммы с источником постоянного тока, напряжением 12-18В (схема 19.1). Включить ток и с помощью реостата довести силу тока до 1A. Сила тока и напряжение измеряются, включёнными в цепь, амперметром и вольтметром.
Процесс электролиза продолжать до тех пор, пока на аноде не образуется заметное количество коричневого цвета диоксида свинца PbO2. После этого ток следует выключить.
Наблюдения и выводы
1. Записать процессы на катоде и аноде, происходящие при зарядке аккумулятора.
2. Записать электродные процессы, происходящие при перезарядке свинцового аккумулятора.
3. Представить электрохимическую схему заряженного аккумулятора.
4. Собрать электрическую цепь (схема 19.2), замкнуть её и наблюдать по отклонению стрелки амперметра наличие тока в цепи.
5. Записать катодный и анодный процессы, происходящие при разрядке аккумулятора.
6. Рассчитать ошибки: абсолютную и относительную.
Схема 19.1. Не заряженная аккумуляторная ячейка
1 – батарейный стакан; 2 – источник тока; 3 – вольтметр; 4 – амперметр;
5 – реостат; 6 – ключ.
Схема 19.2. Заряженная аккумуляторная ячейка
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 20
Свойства железа и алюминия
(работа выполняется в течение 4 часов)
Металл – объект, с которым постоянно соприкасается в работе инженер. Знание свойств металлов: физических, химических, конструкционных, электротехнических – непременное условие инженерной квалификации.
Металлы применяются в чистом виде и в виде сплавов.
Большая часть металлов – тяжелые. Свойства их исключительно разнообразны, что определяет сферу их применения и поведения при эксплуатации.
Наиболее широко применяемыми, являются: из тяжелых металлов – железо, из легких – алюминий, а также их сплавы: в качестве конструкционных материалов и в качестве проводников электрической энергии.
Алюминий – элемент III группы главной подгруппы, 3 периода, относится к р-электронному семейству, является металлом. Электронная формула атома алюминия: 13 Аl 1s22s22p63s23p1. Валентность алюминия в соединениях 3, а степень окисления равна +3, что свойственно возбужденному состоянию атома, который претерпевает sp2 – гибридизацию. При высоких температурах (1000оС и более) алюминий с галогенами образует моногалиды – AlF, AlCl, в которых его степень окисления равна +1.
В обычных условиях алюминий покрыт сплошной и плотной оксидной пленкой Аl2O3, которая очень прочно удерживается металлом и, несмотря на ее малую толщину (0,02-0,1мк), обладает достаточно большой прочностью, защищая металл от коррозии.
Алюминий – металл высокой химической активности (о= -1,662В). Поэтому алюминий способен вытеснять водород как из кислот, так и воды. В соляной и разбавленной серной кислоте алюминий растворяется с образованием солей алюминия и выделением водорода:
3Аl + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2 ; 2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2 .
Этим реакциям предшествует растворение оксидной пленки, например:
Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O .
На холоду концентрированная азотная и серная кислоты укрепляют оксидную пленку, пассивируя алюминий (алюминий не растворяется). При нагревании же идет бурная реакция, сопровождающаяся восстановлением кислот соответственно до NO2 и SO2.
Разбавленную азотную кислоту алюминий восстанавливает до N2O и даже до предельно возможной степени восстановления азота (-3), т.е. до NH3.
Характерным химическим свойством алюминия, его оксида и гидроксида является амфотерность, т.е. способность реагировать как с кислотами, так и со щелочами.
Алюминий растворяется в щелочах, причем сначала растворяется оксидная пленка:
Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O,
с образованием алюмината натрия. В ионной форме:
Al2O3 + 2OH- = 2AlO2- + H2O.
Ион AlO2- является анионом метаалюминиевой кислоты НAlO2 . Лишенный пленки металлический алюминий вступает в реакцию с водой, вытесняя из нее водород:
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2 .
Образовавшийся на поверхности алюминия гидроксид алюминия в воде не растворим, но со щелочью взаимодействует с образованием комплексной соли – тетрагидроксоалюмината натрия:
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4].
Гидроксид алюминия в воде не растворим и является слабым. Поэтому соли алюминия подвергаются гидролизу. Гидролиз протекает по слабому катиону и сообщает среде кислую реакцию (рН < 7). Гидролиз по 1ступени:
-молекулярное уравнение
AlCl3 + HOH ↔ AlOHCl2 + HCl,
-краткое ионное уравнение
Al3+ + HOH ↔ AlOH2+ + H+.
Присутствие катионов Аl3+ в почве отчасти обусловливает вредную для растений обменную кислотность почвенного раствора.
Малая плотность, пластичность и устойчивость к коррозии обеспечили алюминию применение в авиа- и автопромышленности. В электротехнике алюминий заменил медь при изготовлении проводов. Используется он для восстановления металлов из руд:
Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al2O3; ΔrHo = - 526 кДж.
Алюминотермию, открытую Бекетовым Н.Н. в 1959 году, применяют для сварки металлических деталей. При этом смесь порошкообразного алюминия и оксида железа (II, III) Fe3O4 , называемую термитом, поджигают с помощью запала. В результате реакции: 2Al + 3 Fe3O4 = 9Fe + 4Al2O3 , температура достигает 3000оС, получившееся железо находится в расплавленном виде и сваривает детали.
Железо – элемент VIII группы побочной подгруппы, 4 периода, относится к d-семейству, является металлом. У d-элементов идет заполнение предпоследнего энергетического уровня, поэтому валентными являются не только электроны последнего уровня, но и d-электроны предпоследнего уровня. Электронная формула атома железа:
26 Fe 1s22s22p63s23p64s23d6.
Наиболее характерные степени окисления железа: +2, +3.
Железо – металл средней активности (о= -0,440В). В электрохимическом ряду напряжений железо стоит перед водородом и способно вытеснять его из хлороводородной и разбавленной серной кислот. Железо растворяется в них с образованием солей железа (II):
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2; Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2 .
Из азотной и концентрированной серной кислот железо не вытесняет водород. Эти кислоты выступают в роли окислителей, сами претерпевая восстановление. Степень восстановления кислоты зависит от ее концентрации и температуры. Так, в разбавленной азотной кислоте на холоду железо растворяется с образованием нитрата железа (II):
4Fe + 10HNO3 = 4Fe(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
(ρ ≤ 1,034; ω (HNO3) ≤ 6%)
4Fe + 10HNO3 = 4Fe(NO3)2 + N2O + 5H2O
(ρ ≤ 1,115; ω (HNO3) ≤ 19,4%)
В растворе азотной кислоты с массовой долей 25% (ρ ≥ 1,152) и концентрированной серной кислоте при нагревании железо окисляется до Fe3+ : Fe + 6HNO3 = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O,
Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O.
Дымящая азотная и концентрированная серная с массовой долей не менее 70% на холоду пассивируют железо, покрывая его поверхность тонкой пленкой оксидов Fe3O4. При нагревании, образовавшиеся на холоду, оксиды переходят в соли.
Оксид и гидроксид железа (II) – FeO и Fe(OH)2 имеют основной характер и с кислотами образуют соли.
Поскольку железу более свойственна степень окисления +3, соли железа (II) как в твердом состоянии, так и в растворах при стоянии на воздухе легко окисляются, переходя в соли железа (III). Это окисление протекает медленнее в кислой среде, которая препятствует гидролизу солей железа (II).
Оксид и гидроксид железа (III) Fe2O3 и Fe(OH)3 проявляют слабо выраженный основной характер, еще более слабыми являются кислотные свойства. Например, гидроксид железа (III) способен растворяться не только в кислотах, но будучи свежеполученным, частично растворяется в горячих концентрированных растворах щелочей с образованием солей железистой кислоты HFeO2, называемых ферритами, например, феррит натрия NaFeO2. Из горячих концентрированных щелочей свободное железо, хотя и медленно, но способно выделять водород, тогда как в обычных условиях железо не реагирует со щелочами. Таким образом, соединения железа (III) и отчасти свободное железо обладают не резко выраженными амфотерными свойствами.
При сплавлении оксида железа (III) со щелочами и сильными окислителями образуются соединения железа (VI), в частности, соли железной кислоты Н2FeO4, называемые ферратами, например, феррат натрия Na2FeO4. Вследствие неустойчивости железная кислота в свободном виде не получена.
Характерным свойством железа является его способность к комплексообразованию, что обусловлено незавершенностью предпоследнего электронного уровня.
Соли железа имеют практическое значение. Например, сульфат железа (II) FeSO4 7H2O – сельскохозяйственный ядохимикат.
Велико биологическое значение железа, т.к. оно- составная часть гемоглобина крови. Ионы железа участвуют в процессе переноса кислорода гемоглобином от легких к клеткам тканей и органов.
Железо необходимо и растениям: оно участвует в окислительно-восстановительных процессах, в кислородном обмене. При недостатке железа в почве растения заболевают, замедляется синтез хлорофилла, задерживаются их рост и развитие.
Цель работы
1.Закрепить теоретические знания о химических свойствах тяжелых и легких конструкционных и электротехнических металлах.
2.Освоить метод количественного анализа – фотометрическое определение ионов железа (III)
Опыт 1. Отношение железа к серной кислоте разной концентрации и при различной температуре
Выполнение опыта (под вытяжкой)
Для испытания действия серной кислоты при комнатной температуре налить в одну пробирку 20 капель 2н. раствора серной кислоты H2SO4, в другую - столько же концентрированной (ρ=1,84 г/см3) H2SO4 (осторожно!).
Внести в каждую пробирку по микрошпателю железной стружки или опилок. Наблюдать за протеканием реакций. Затем нагреть пробирку с концентрированной серной кислотой H2SO4 (соблюдать осторожность!). Внести в каждую пробирку по 3 капли 0,01н. раствора роданида аммония (или роданида калия, или роданида натрия), которые образуют с ионами Fe3+ окрашенное в красный цвет соединение Fe(SCN)3 – роданид железа (III).
Наблюдения и выводы
1. В какой пробирке идет реакция взаимодействия железа при комнатной температуре: c разбавленной или концентрированной кислотой? Записать молекулярное и электронные уравнения реакции.
2. В какой из пробирок образовалось окрашивание? Чем объяснить отсутствие окрашивания в другой пробирке?
Записать молекулярное и электронные уравнения взаимодействия железа с концентрированной серной кислотой при нагревании.
Примечание: наблюдать за появлением красной окраски следует внимательно, т.к. в кислой среде роданид железа (III) быстро разлагается.
3. В чем различие действия разбавленной и концентрированной серной кислоты на железо при различных температурах?
4. Какую степень окисления проявляет железо при взаимодействии c:
- разбавленной серной кислотой при комнатной температуре;
- концентрированной серной кислотой при нагреваниии?
Опыт 2. Отношение железа к азотной кислоте разной концентрации и при различной температуре
Выполнение опыта (под вытяжкой)
Для испытания действия на железо азотной кислоты HNO3 при комнатной температуре налить в две пробирки по 20 капель растворов разбавленной с массовой долей HNO3 12% и концентрированной - 25% (соблюдать осторожность!).
Внести микрошпателем в каждую пробирку железную стружку или опилки.
Нагреть пробирку с раствором 25%-ной HNO3 (соблюдать осторожность!). Внести в каждую пробирку по 3 капли 0,01н. раствора роданида аммония NH4SCN (или KSCN, или NaSCN) (см. опыт 1).
Наблюдения и выводы.
1. Имеется ли различие в скорости течения реакций?
2. В какой пробирке образовалось окрашивание? Почему? Наблюдать за появлением окраски следует внимательно и быстро (см. опыт 1).
3. Чем объяснить отсутствие окрашивания в другой пробирке?
4. В чем различие действия на железо азотной кислоты разной концентрации при различной температуре?
5. Составить и записать уравнения реакций, сопроводив их ионными и электронными уравнениями.
Опыт 3. Пассивирование железа оксидированием концентрированной азотной кислотой
Выполнение опыта
Зачистить два железных гвоздя наждачной бумагой, обмыть их водой под краном и привязать к тонкой медной проволоке длиной 10 – 15см.
Затем налить ½ объема пробирки концентрированной HNO3 (осторожно!). Опустить на 2-3 минуты в нее один из гвоздей. По истечении времени гвоздь вынуть из кислоты, избегая соприкосновения со стенками стакана и, осторожно, не прикасаясь руками и не встряхивая, промыть водой.
Затем поместить оба гвоздя в стаканчик с 0,5н. раствором сульфата меди (II) CuSO4.
Наблюдения и выводы
1. Какие изменения претерпел гвоздь в концентрированной азотной кислоте?
2. Объяснить различие в поведении гвоздей в растворе сульфата меди (II) CuSO4.
3.Составить и записать уравнения реакций, сопроводив их ионными и электронными уравнениями.
Опыт 4. Оксидирование (воронение) железа
Воронение железа – один из способов пассивирования: образования на его поверхности химическим путем оксидной пленки Fe3O4 (FeO· Fe2O3).
Выполнение опыта (под вытяжкой)
Отмерить в химический стакан 50см3 окислительной смеси (600г NaOH и 60г NaNO2 на 1л воды), поставить его на асбестовую сетку плитки и нагреть до кипения. Тем временем, железную пластинку зачистить наждачной бумагой, обмыть в воде и прикрепить к тонкой медной проволоке. Опустить железную пластинку в раствор соляной кислоты с массовой долей 5% для растворения оксидов. Через несколько секунд железную пластинку промыть водой. Когда окислительная смесь закипит, опустить туда железную пластинку. Через различные промежутки времени: 3, 5, 10 минут, вынимать ее из раствора и наблюдать изменение окраски поверхности в результате образования оксидной пленки Fe3O4 (отсюда – оксидирование).
Наблюдения и выводы
1.Отметить цвет образовавшегося оксидного покрытия. Почему процесс носит название «воронение» стали?
2.Исследовать прочность оксидной пленки соскребанием острым предметом. Пластинку сохранить для следующего опыта.
3.Описать процесс воронения химическим уравнением, если известно, что окислителем является нитрит натрия NaNO2, восстанавливающийся до NO; гидроксид натрия – NaOH – служит для создания щелочной реакции среды. Составить электронные уравнения к данной окислительно-восстановительной реакции.
Опыт 5. Исследование оксидной плёнки Fe3O4 на устойчивость к коррозии
Выполнение опыта
Для испытания применяется капельный метод Г.В.Акимова. Нанести по капле раствора, содержащего 40см3 0,4М раствора сульфата меди CuSO4, 20см3 10%-ного раствора хлорида натрия NaCl и 0,8см3 0,1М раствора соляной кислоты HCl, на поверхность железных пластинок: вороненой, полученной в опыте 4, и не подверженной обработке.
Наблюдения и выводы.
1.Отметить время до изменения цвета капли от сине-голубого до красного (или чёрного).
Продолжительность времени в минутах между моментом нанесения капли и изменением её цвета, служит характеристикой коррозионной устойчивости металла и покрытия. Время – 5 минут - является показателем хорошей устойчивости.
Опыт повторить 2 раза. Результаты занести в таблицу 20.1.
Таблица 20.1
|
Исследуемая поверхность железа |
Время, мин |
Среднее значение, мин |
|
|
1 |
2 |
||
|
Воронёная |
|||
|
Не обработанная |
2.Сделать вывод коррозионной устойчивости металла и его оксидного покрытия(«воронёная» поверхность).
Опыт 6. Удаление нагара со стальных деталей (под вытяжкой)
В процессе эксплуатации двигателей внутреннего сгорания головки цилиндров, клапаны, выпускные трубы и др. покрываются смолистыми отложениями и нагаром, удаление которого представляет определённую трудность.
Выполнение опыта
Одним из способов удаления нагара является обработка деталей в расплаве, состоящем из гидроксида натрия (35% вес.), нитрата натрия (55% вес.) и хлорида натрия (10% вес.). Смесь химикатов (заранее взвешенную лаборантом) высыпать в неглубокую стальную ванну, ёмкостью приблизительно 1,5 литра (размер 20х10х7 см), заполнив её на 3/4 объёма. Поместить ее в муфельную печь, предварительно разогретую до 550-6000С. При температуре 4500С образуется расплав. Очищаемую от нагара деталь тигельными щипцами вносят в расплав. Идёт интенсивное разъедание и окисление смолистых веществ нагара, сопровождающееся бурлением и выделением газов (выгорание). В течение 2-10мин. процесс заканчивается (прекращается выделение газов и бурление). При этом удаляется не только нагар, но и накипь, продукты коррозии, полимерные покрытия и графит (углерод) поверхностного слоя стали.
Очищенную от нагара деталь извлечь из ванны.
Наблюдения и выводы
1. Отметить, что поверхность стальной детали очищается до такой степени, что можно производить пайку.
Происходят химические процессы:
- окисление углеводородов смолистых веществ с образованием продуктов сгорания CO2, H2O, SO2, и др.;
- окисление продуктов коррозии железа при сплавлении с гидроксидом натрия, сопровождающееся образованием ферратов:
Fe2O3 + NaOH + NaNO3 → Na2FeO4 + NaNO2 + H2O
2. Составить электронные уравнения (метод электронного баланса) и расставить коэффициенты в приведенной выше окислительно-восстановительной реакции.
Опыт 7. Фотометрическое определение ионов железа (Fe3+) в виде роданидного комплекса
Метод основан на том, что к кислому раствору, содержащему ионы трёхвалентного железа, прибавляют раствор роданида аммония (или калия). При этом образуется роданид железа (Ш) и раствор окрашивается в красный цвет. Интенсивность окраски измеряют и, по предварительно построенному калибровочному графику, находят содержание железа.
Использовать колориметр КФК-2 или другие марки.
Выполнение опыта
1. Определение оптической плотности стандартных растворов
В мерных колбах на 25см3 находятся пробы 0,20; 0,30; 0,45; 0,60; 0,90; 1,50; 2,25; 3,35; 5,00; 7,50; 10,00см3 стандартного раствора. Прилить в каждую колбу со стандартным раствором по 1см3 азотной кислоты (разведенной дистиллированной водой в соотношении 1:1) и по 4см3 роданида аммония (или калия). Долить до метки дистиллированной водой, перемешать (стандартный раствор и пробы готовит заранее лаборант).
Налить в фотоколориметрическую кювету(10мм) до метки стандартный раствор и измерить его оптическую плотность на фотоколориметре с синим светофильтром λ = 440нм.
Порядок работы на приборе следующий. После установления требуемой
длины волны ручкой 1 установить минимальную чувствительность колориметра (рис.20.1).
Для этого ручку 2 («чувствительность») установить в положение «1» черной шкалы, ручку 3 («установка 100 грубо») – в крайнее левое положение. В предварительно открытый кюветодержатель 4 установить кюветы с раство-рителем и со стандартным раствором. В световой пучок поместить кювету с растворителем. Закрыть крышку кюветного отделения. Ручками 2 и 3 установить отсчет «0» по нижней шкале колориметра 5.
Рис. 20.1.Колориметр КФК-2
Затем поворотом ручки 6 кювету с растворителем заменить кюветой со стандартным раствором. Снять отсчет по шкале оптической плотности. Измерения проводить 3-4 раза, и окончательное значение определить как среднее арифметическое из полученных значений. Результаты измерений занести в таблицу 20.2.
2. Определение оптической плотности исследуемого раствора
20 см3 исследуемого раствора (содержащего от 0,25 до 1мг железа) перенести в мерную колбу на 25 см3, подкислить 1 см3 азотной кислоты (1:1), прибавить 4 см3 роданида аммония (или калия), довести объём до метки дистиллированной водой и перемешать (исследуемый раствор готовится заранее лаборантом).
Оптическую плотность раствора измерить при тех же условиях, при которых измеряли ее для стандартных растворов (тот же светофильтр, при той же длине волны и та же толщина фотометрируемого слоя).
Наблюдения и выводы
1. Заполнить таблицу 20.2.
Выполнить соответствующие расчёты для определения содержания ионов железа Fe3+ в пробах стандартного раствора.
Таблица 20.2
Результаты измерения оптической плотности раствора
|
№ пробы |
Содержание стандартного раствора, см3 |
Содержание ионов железа Fe3+, мг |
Оптическая плот-ность раствора, D, нм |
|
1 |
0,20 |
0,020 |
|
|
2 |
0,30 |
0,030 |
|
|
3 |
0,45 |
0,045 |
|
|
4 |
0,60 |
0,060 |
|
|
5 |
0,90 |
0,090 |
|
|
6 |
1,50 |
0,150 |
|
|
7 |
2,25 |
0,225 |
|
|
8 |
3,35 |
0,335 |
|
|
9 |
5,00 |
0,500 |
|
|
10 |
7,50 |
0,750 |
|
|
11 |
10,00 |
1,000 |
2. По полученным данным построить калибровочный график: оптическая плотность D - ось ординат, содержание железа в 25см3 - ось абсцисс. Содержание железа на графике откладывать в миллиграммах.
3. По калибровочному графику определить содержание (мг) ионов железа Fe3+ в исследуемом растворе.
4. Рассчитать ошибки: абсолютную (истинное значение массы ионов железа в исследуемом растворе взять у преподавателя) и относительную.
Опыт 8.Отношение алюминия к концентрированной азотной кислоте при различной температуре
Выполнение опыта
Для испытания действия на алюминий концентрированной азотной кислоты при комнатной температуре налить в пробирку 20 капель концентрированной азотной кислоты (плотность 1,4 г/см3) и опустить туда на 3-5 минут конец алюминиевой проволоки, предварительно зачищенной наждачной бумагой и промытой водой. По истечении указанного времени алюминиевую проволоку вынуть, избегая соприкосновения со стенками пробирки и, осторожно, не прикасаясь руками и не встряхивая, промыть водой.
Пассивированный алюминий опустить в пробирку с раствором соляной кислоты, массовая доля которой 12%.
Наблюдения и выводы
1. Чем объяснить пассивность поведения алюминия в соляной кислоте?
2. Подогреть пробирку(осторожно!).Что происходит? Какой выделяется газ?
3. Записать уравнение происходящей окислительно-восстановительной реакции и сопроводить его электронными уравнениями (метод электронного баланса).
Опыт 9. Отношение алюминия к разбавленным азотной и соляной кислотам
Выполнение опыта
В одну пробирку налить 20 капель раствора соляной кислоты с массовой долей 12%, в другую – 20 капель раствора азотной кислоты с массовой долей 12%. Опустить в них алюминиевые проволоки или кусочки алюминия. Слегка подогреть пробирку с раствором разбавленной азотной кислоты (выполнять под вытяжкой).
Наблюдения и выводы
1. Что наблюдаете? Какие газы выделяются?
2. Написать уравнения происходящих окислительно-восстановительных реакций, сопроводить их электронными уравнениями (метод электронного баланса).
Опыт 10. Отношение алюминия к гидроксиду натрия (амфотерные свойства.
Выполнение опыта
К кусочку алюминия или алюминиевой проволоке, помещённой в пробирку, прилить 20 капель раствора гидроксида натрия NaOH с массовой долей 20%.
Наблюдения и выводы
1. Наблюдать выделение пузырьков водорода с поверхности металла.
2. Объяснить процесс растворения алюминия в гидроксиде натрия.
3. Написать молекулярное и электронные уравнения, характеризующие этот процесс.
Опыт 11. Получение гидроксида алюминия и изучение его амфотерных свойств
Выполнение опыта
Внести в две пробирки по 10 капель 2н. раствора хлорида алюминия AlCl3 и добавить в каждую пробирку раствор гидроксида натрия с массовой долей 10%. Добавлять надо по каплям, пока не появится студенистый осадок. Пробирку необходимо встряхивать.
В одну из пробирок, к полученному осадку, прилить разбавленный раствор соляной кислоты HCl с массовой долей 12%, в другую – избыток раствора гидроксида натрия с массовой долей 10%.
Наблюдения и выводы
1. Записать молекулярное и ионно-молекулярные (полное и сокращенное) уравнения реакции получения гидроксида алюминия.
2. Записать молекулярные ионно-молекулярные уравнения взаимодействия гидроксида алюминия с соляной кислотой и избытком гидроксида натрия.
3. Сделать вывод о свойствах, которые проявляет гидроксид алюминия.
Контрольные вопросы к лабораторным работам
№1. Исследование соли карбоната кальция:
1.Какие вещества называются солями?
2.Какие бывают соли?
3.Как перевести кислую соль в среднюю?
4.Как перевести основную соль в среднюю?
5.Как по международной номенклатуре называются соли?
6.По какому закону делается перерасчет объема газа на нормальные условия?
7.Как определяются абсолютная и относительная ошибки (погрешности) опыта?
8.Что такое эквивалент?
9.Как определяется молярная масса эквивалента вещества?
10.Как определяется объем молярной массы эквивалента газообразного вещества?
11.Как формулируется и математически записывается закон эквивалентов?
№2. Способы выражения состава растворов:
1.Что называется раствором?
2.Что такое концентрация?
3.Какие основные способы выражения состава раствора применяются?
4.Какая концентрация называется массовой долей?
5.Чему равна молярная доля растворенного вещества?
6.Какая концентрация называется молярной и каковы единицы ее измерения?
7.Что показывает молярная концентрация эквивалента вещества и каковы единицы ее измерения?
8.Какая концентрация называется моляльностью?
№3. Энергетика химических процессов:
1.Что называется системой и какие бывают системы?
2.Какими параметрами характеризуют состояние системы?
3.Что такое - внутренняя энергия системы и можно ли определить ее абсолютное значение?
4.Что такое - энтальпия?
5.Как формулируется закон Гесса и каково его значение?
6.Что называется стандартной энтальпией образования и каковы единицы ее измерения?
7.Что называется тепловым эффектом химической реакции?
8.Как определяется тепловой эффект химической реакции?
9.Что называется стандартной энтропией вещества и в каких единицах она измеряется?
10.Как определяется изменение энтропии химической реакции?
11.Каким соотношением связана свободная энергия Гиббса с энтальпией и энтропией?
12.Каково условие самопроизвольного протекания химических процессов?
13.Какие термодинамические процессы протекают при растворении кристаллических солей?
14.Что собой представляет теплота растворения соли?
15.Что называется теплотой гидратообразования?
№4. Химическая кинетика и равновесие:
1.Какие реакции называются гомогенными и гетерогенными?
2.Что называется скоростью химической реакции и от каких факторов она зависит?
3.Как формулируется и математически записывается закон действия масс?
4.Каковы особенности применения закона действия масс для гетерогенных реакций?
5.Каков физический смысл костанты скорости химической реакции и от каких факторов она зависит?
6.Как формулируется и математически записывается правило Вант-Гоффа?
7.Каков физический смысл температурного коэффициента Вант-Гоффа?
8.Какие молекулы называются активными и что такое энергия активации?
9.Какое состояние химической реакции называется равновесным?
10.Что называется константой равновесия и от каких факторов она зависит?
11.Какой принцип определяет направление смещения равновесия химической реакции?
№5. Определение температуры замерзания антифриза:
1.Что такое антифриз и каким требованиям он должен удовлетворять?
2.Каков состав наиболее распространенного антифриза?
3.На чем основано действие антифризов?
4.Как формулируется и математически записывается второй закон Рауля?
5.Почему раствор закипает при более высокой температуре, а замерзает при более низкой по сравнению с чистым растворителем?
№6. Химические реакции в растворах электролитов:
1.Какой процесс называется электролитической диссоциацией?
2.Как диссоциируют слабые многоосновные кислоты и многокислотные гидроксиды?
3.В каких случаях реакции в растворах электролитов протекают до конца?
4.Какие вещества в ионно-молекулярных уравнениях записываются в виде молекул?
5.Какие ионы участвуют в реакциях между растворами электролитов?
№7. Гидролиз солей:
1.Что называют процессом гидролиза солей?
2.Что представляет собой гидролиз по первой ступени?
2.Какие соли подвергаются гидролизу?
3.К чему приводит гидролиз по катиону?
4.Какая реакция среды создается в растворе при гидролизе по аниону и почему?
5.Что определяет реакцию среды при гидролизе солей, образованных слабым
гидроксидом и слабой кислотой?
6.Как математически определяются константы гидролиза по катиону и аниону?
7.Что такое ионное произведение воды, чему оно равно и от чего зависит?
8.Что такое рН?
9.Что такое степень гидролиза и как она рассчитывается?
10.Как определяется изменение свободной энергии Гиббса реакции гидролиза?
11.Как практически можно определить реакцию среды в результате гидролиза соли?
№8. Определение жесткости воды:
1.Что такое жесткость?
2.Чем определяется жесткость воды?
3.Какая бывает жесткость и чем она обусловлена?
4.Почему жесткую воду нельзя применять для генерации пара на тепловых и атомных электростанциях?
5.Каие методы применяют для умягчения жесткой воды?
6.Каким методом можно определить общую жесткость воды? В чем суть данного метода?
7.Как определяются жесткость карбонатная и некарбонатная?
№9. Определение кислотности пищевых продуктов:
1.Что характеризует кислотность пищевых продуктов?
2.Как влияет кислотность на качество пищевых продуктов и на их сохранность?
3.Какими методами можно определить кислотность пищевых продуктов (окрашенных и неокрашенных или светлоокрашенных)?
№10. Комплексные соединения и их свойства:
1.Что представляют собой комплексные соединения?
2.Какова структура комплексного соединения?
3.Как называется центральный атом, вокруг которого координируются лиганды?
4.Какая связь осуществляется между комплексообразователем и лигандами?
5.Что называется координационным числом и какие значения оно чаще всего принимает?
6.Что образует внутреннюю и внешнюю сферы?
7.Какие комплексы различают по знаку электрического заряда?
8.Чем определяется заряд комплексного иона?
9.Как диссоциируют комплексные соединения в растворах?
10.Как диссоциируют комплексные ионы в растворах?
11.Что выражают собой ступенчатая и общая константы образования комплекса и чем является константа образования комплекса?
12.Какова роль и значение комплексных соединений?
№11. Грубодисперсные и коллоидные системы:
1.Как классифицируются гетерогенные дисперсные системы по степени дисперсности?
2.Что такое суспензия и эмульсия и где они находят применение?
3.Какие вещества применяются в качестве стабилизаторов суспензий и эмульсий?
4.Что представляют собой прямая и обратная эмульсии?
5.Чем отличаются коллоидные системы от истинных растворов?
6.Какова роль и значение золей?
7.Какими методами можно получить коллоидные растворы?
8.Из чего состоит мицелла и как называются ее составные части?
9.Что такое электрокинетический потенциал и что он определяет?
10.Какой процесс называется каогуляцией, чем она вызывается и что такое пептизация?
11.Что такое порог коагуляции и как влияет на его величину заряд иона-коагулянта?
№12. Окислительно-восстановительные реакции:
1.Какие реакции называются окислительно-восстановительными (ОВР) и какова их роль?
2.Что такое окислительное число и как оно определяется?
3.В чем заключается сущность окисления и восстановления?
4.Какие вещества называются окислителями и какие – восстановителями?
5.Может ли одно и тоже вещество быть окислителем и восстановителем?
№13. Определение электродных потенциалов металлов:
1.Что называется абсолютным скачком потенциала и как он обозначается?
2.Какова причина его возникновения?
3.Какие факторы влияют на его величину и можно ли измерить его абсолютное значение?
4.Как определяется стандартный электродный потенциал металла и как он обозначается?
5.Как вычисляется потенциал металла в растворе его соли с нестандартной концентрацией?
№14. Ряд напряжений. Гальванические элементы:
1.Что такое ряд напряжений металлов?
2.Как изменяются восстановительные свойства металлов и окислительные свойства их ионов в ряду напряжений?
3.Что такое гальванический элемент (ГЭ)?
4.Как записывается простейшая электрохимическая схема ГЭ?
5.Какой процесс протекает на катоде во внутренней цепи ГЭ?
6.Что происходит на аноде ГЭ?
7.Чему равна ЭДС гальванического элемента?
№15. Коррозия металлов:
1.Что называется коррозией и что является ее причиной?
2.Как классифицируются процессы коррозии по механизму ее протекания?
3.В чем отличие химической коррозии от электрохимической?
4.По какому механизму протекает коррозия при контакте двух металлов в токопроводящей среде?
5.Какая деполяризация происходит при электрохимической коррозии в нейтральной среде в присутствии кислорода и что является продуктом коррозии металла?
6.Какая деполяризация происходит при электрохимической коррозии в кислой среде в отсутствии кислорода и что является продуктом коррозии металла?
7.Какие показатели используют для оценки скорости коррозии?
8.Какие изоляционные методы защиты металлов от коррозии применяют?
9.В чем суть протекторной защиты металла?
10.В чем отличие катодной защиты (электрозащита) от протекторной?
11.Для чего используется и как осуществляется электродренаж?
12.Что такое ингибиторы и каково их действие?
№16. Электролиз водных растворов электролитов:
1.Что называется электролизом и для чего он применяется?
2.Какие процессы происходят на катоде и аноде при электролизе?
3.При каких условиях начинает протекать электролиз?
4.Как рассчитывается напряжение разложения электролита?
5.Что называется перенапряжением и от чего оно зависит?
6.Чему равен потенциал выделения вещества на электроде?
7.Каково условие восстановления ионов металлов (катионов) из водных растворов электролитов?
8.Какая существует последовательность восстановления катионов металлов в зависимости от их положения в ряду напряжений?
9.Какая существует очередность окисления анионов?
10.Как рассчитывается масса вещества, выделяющегося на электродах при электролизе?
11.Что такое выход по току?
№17. Нанесение гальванических покрытий:
1.Что такое электролиз с растворимым анодом и для чего он используется?
2.Какие процессы протекают на электродах при электролизе с металлическим (растворимым) электродом?
3.Для чего и как получают гальванические покрытия?
4.Каким требованиям должны удовлетворять защитные металлические покрытия и как это достигается?
5.Какие условия гальванизации должны соблюдаться?
6.Как рассчитать силу тока для нанесения гальванического покрытия?
7.Как рассчитать толщину покрытия?
№18. Приготовление электролита для свинцового аккумулятора:
1.Какие химические источники тока (ХИТ) применяются в настоящее время?
2.Чем отличается гальванический элемент от аккумулятора?
3.Какие аккумуляторы являются наиболее распространенными?
4.От чего зависит напряжение аккумулятора?
5.Почему нельзя применять концентрированную серную кислоту в кислотном аккумуляторе?
6.Какая оптимальная плотность серной кислоты должна быть в кислотном аккумуляторе?
7.Существует ли связь плотности раствора серной кислоты со степенью разряда кислотного аккумулятора?
8.В каком случае и почему следует подзаряжать аккумулятор?
9.Каким прибором определяется плотность раствора?
№19. Свойства свинца и свинцовый аккумулятор:
1.В каком периоде и группе периодической системы находится свинец?
2.Какую валентность он проявляет в нормальном и возбужденном состояниях? Ответ мотивируйте написанием электронной и электронно-графическими формулами.
3.В чем заключаются амфотерные свойства свинца?
4.Почему диоксид свинца проявляет окислительные свойства?
5.Что такое аккумулятор?
6.Что такое емкость аккумулятора?
7.Чем выражается коэффициент отдачи аккумулятора?
8.Что является электродами свинцового (кислотного) аккумулятора?
9.Что происходит на электродах аккумулятора при зарядке и разрядке?
10.Чему равно напряжение заряженного и разряженного свинцового аккумулятора?
11.Какую электрохимическую схему имеет заряженный свинцовый аккумулятор?
12.Что такое «перезарядка»?
№20. Свойства железа и алюминия:
1.В каком периоде, в какой группе и подгруппе периодической системы находится железо и каково его значение?
2.К какому электронному семейству принадлежит железо?
3.Какие степени окисления наиболее характерны для железа?
4.Способно ли железо вытеснять водород из кислот и каких?
5.Какую степень окисления приобретает железо при взаимодействии с разбавленной и концентрированной азотной кислотой?
6.Какие кислоты и в каких условиях пассивируют железо?
7.В чем суть процесса пассивации?
8.Какой характер проявляют оксид и гидроксид железа при разных степенях окисления?
9.При каких условиях можно получить соединения железа (VI)?
10.Почему железо подвергается коррозии и как его защитить?
11.Способно ли железо к комплексообразованию?
12.В каком периоде, в какой группе и подгруппе периодической системы находится алюминий и каково его значение?
13.В каком состоянии он проявляет высшую валентность и какую гибридизацию при этом претерпевает?
14.Может ли алюминий проявлять степень окисления +1 и в каких условиях?
15.Из каких соединений алюминий способен вытеснять водород?
16.Какие кислоты и в каких условиях пассивируют алюминий?
17.Какое характерное химическое свойство проявляет алюминий, его оксид и гидроксид?
18.Способен ли алюминий к комплексообразованию?
19.Как изменяют реакцию среды при гидролизе соли алюминия?
20.Подвержен ли алюминий коррозии?
ЛИТЕРАТУРА
1.Глинка Н.Г. Общая химия.М., 2002
2.Коровин Н.В. Курс химии.М., 2002
3.Корнилова Н.Н. Ряд напряжений. Гальванические элементы. Аккумуляторы. Методические указания для самостоятельной подготовки к коллоквиуму и выполнению лаборатолрной работы по курсу «Общая химия». БГАТУ, 2002
4.Гайдым И.Л., Шаплыко О.А. Основные понятия и законы химии. Классификация и номенклатура неорганических соединений. Методические указания для самостоятельной подготовки по курсу «Общая химия». БГАТУ,2001
5.Соснина Т.В., Шаплыко О.А. Химическая кинетика и равновесие. Методические указания для самостоятельной подготовки и выполнения лабораторной работы по курсу «Общая химия». БГАТУ, 2001
6.Химия. Справочник. Харьков, 1997
7.Близнюк Н.И., Бурак Г.А., Гранщикова И.М., Яглов В.Н. и др. Методические указания к лабораторным работам по курсу общая химия. Белорусская государственная политехническая академия. 1996
8.Бесчастнов А.Г., Конопляник М.М., Полушкина С.И. Методические указания к практическому занятию, лабораторной работе и коллоквиуму по теме «Термохимия. Химическая кинетика.» БАТУ, 1993
9.Соснина Т.В. Методические указания к лабораторной работе «Определение концентрации рабочего раствора» БИМСХ,1992
10.Коноплянник М.М., Соснина Т.В., Полушкина С.И. Методические указания к лабораторным работам по теме «Электрохимия.» БИМСХ, 1990
11.Наумчик А.В., Полушкина С.И. Методические указания для самостоятельной работы студентов 1 курса факультета электрификации по изучению темы «Химия воды» курса «Общая химии». БИМСХ, 1989
12.Соснина Т.В. Методические указания к лабораторной работе, практическому занятию и коллоквиуму по теме «Растворы». БИМСХ, 1989
13.Наумчик А.В., Соснина Т.В. Окислительно-восстановительные реакции. Методические указания по курсу общей химии для студентов 1 курса. БИМСХ, 1985
14.Филиппова Т.Н. Методические указания к лабораторно-практическому занятию «Гидролиз солей. Коллоидные системы.» БИМСХ, 1984
15.Наумчик А.В., Полушкина С.И. Методические указания к лабораторной работе «Химические свойства алюминия и железа и их соединений» БИМСХ, 1984
16.Хмелевская А.В., Филиппова Т.Н. Методические указания к лабораторной работе «Комплексные соединения». БИМСХ, 1981
17.Бесчастнов А.Г. Методические указания к лабораторной работе «Защита деталей машин от коррозии электролитическим цинкованием.» БИМСХ, 1979
18.Хмелевская А.В., Полушкина С.И. Руководство к лабораторно-практическому занятию «Химические свойства железа и алюминия и методы очистки их от нагара». БИМСХ, 1970
19.Бесчастнов А.Г. Руководство к лабораторно-практическому занятию «Антифризы, их приготовление и свойства». БИМСХ,1970
20.Бесчастнов А.Г. Руководство к лабораторно-практическому занятию «Нанесение гальванических покрытий». БИМСХ, 1970
21.Бесчастнов А.Г. Инструкция к лабораторной работе «Реакции обмена в растворах электролитов. Ионные уравнения.» БИМСХ, 1968
22.Продукты переработки плодов и овощей. Методы определения титруемой кислотности. ГОСТ 25555.0-82
С о д е р ж а н и е
Введение………………………………………………………………………3
Лабораторная работа №1
Исследование соли карбоната кальция………………….……………5
Лабораторная работа №2
Способы выражения состава растворов…………………………….10
Лабораторная работа №3
Энергетика химических процессов…………………………………14
Лабораторная работа №4
Химическая кинетика и равновесие………………………………….18
Лабораторная работа №5
Определение температуры замерзания антифриза………………….23
Лабораторная работа №6
Химические реакции в растворах электролитов…………………….25
Лабораторная работа №7
Гидролиз солей………………………………………………………..28
Лабораторная работа №8
Определение жесткости воды………………………………………...33
Лабораторная работа №9
Определение кислотности пищевых продуктов…………………….38
Лабораторная работа №10
Комплексные соединения и их свойства…………………………….40
Лабораторная работа №11
Грубодисперсные и коллоидные системы…………………………...44
Лабораторная работа №12
Окислительно-восстановительные реакции…………………………47
Лабораторная работа №13
Определение электродных потенциалов металлов…………………50.
Лабораторная работа №14
Ряд напряжений. Гальванические элементы…………………………51
Лабораторная работа №15
Коррозия металлов……………………………………………………..54
Лабораторная работа №16
Электролиз водных растворов электролитов…………………………61
Лабораторная работа №17
Нанесение гальванических покрытий…………………………………66
Лабораторная работа №18
Приготовление электролита для свинцового аккумулятора…………71
Лабораторная работа №19
Свойства свинца и свинцовый аккумулятор…………………………..73
Лабораторная работа №20
Свойства железа и алюминия…………………………………………..76
Контрольные вопросы к лабораторным работам…………………………….87
Литература……………………………………………………………………...93
Составители: канд. хим. наук, доцент Корнилова Н. Н.,
старший преподаватель Полушкина С. И.
Лабораторный практикум по курсу «Общая химия»
для студентов очной и заоной форм обучения
Ответственный за выпуск:
зав.кафедрой физики и химии Малишевский В.Ф.