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
Харківський національний університет радіоелектроніки
МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ
до лабораторних робіт з дисципліни
“ФІЗИЧНА ХІМІЯ ”
Електронне видання
Харків 2014
Харківський національний університет радіоелектроніки
МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ
до лабораторних робіт з дисципліни “ФІЗИЧНА ХІМІЯ ”
для студентів денної та заочної форм навчання
за напрямками 6.050801 – «Мікро- та наноелектроніка»
та 6.050802 – «Електронні пристрої та ситеми»
Електронне видання
Затверджено
кафедрою фізичних основ
електронної техніки.
Протокол № 7 від 16.01.14.
Харків 2014
Упорядники: О.В. Афанасьєва
Є.П. Федоренко
Рецензент к.ф.-м. наук. проф. Черняков Е.І.
ЗМІСТ
Вступ…………………………………………………......................... 3
1 Визначення концентрації розчину………………………………. 5
2 Рефрактометричне дослідження будови молекул………………. 7
3 Визначення поверхневого натягу рідини…………………….…. 10
4 Дослідження процесів адсорбційного очищення речовин............ 12
5 Дослідження електрорушійної сили гальванічних елементів....... 15
6 Електрометричне визначення рН………………………………... 22
7 Дослідження процесів корозії та методи захисту від неї ...............26
Перелік посилань……………………………………………………. 31
ВСТУП
Фізична хімія– це фундамент для ряду наступних дисциплін, які вивчають студенти денної форми навчання за напрямками 6.050801 – «Мікро- та наноелектроніка» та 6.050802 –«Електронні пристрої та системи». За програмою навчання студенти першого курсу виконують шість лабораторних робіт, по чотири години кожна. Лабораторні роботи дозволяють розширити та закріпити теоретичні знання з курсу, оволодіти навичками самостійного проведення експерименту, вчаться правильно обробляти отримані результати та проводити їх роз’яснення на базі фундаментальних законів.
Кожній лабораторній роботі повинна передувати самостійна підготовка, у процесі якої студент знайомиться з порядком проведення роботи, рекомендованими літературними джерелами.
Після загальної теоретичної підготовки необхідно оформити звіт, у якому повинні знайти відображення головні теоретичні положення, схеми експериментальної установки.
У звіті треба накреслити таблиці, куди будуть занесені результати проведених експериментів. Схеми та рисунки слід виконувати з урахуванням вимог ЄСКД.
Викладач перевіряє знання кожного студента до початку виконання експериментальної частини лабораторної роботи. Відповідаючи на запитання викладача, студент повинен викласти мету та порядок виконання роботи, показати вміння користуватися вимірювальною апаратурою, зробити теоретичні розрахунки та відповісти на контрольні запитання. При незадовільній підготовці до заняття студент може бути недопущений до виконання роботи.
Перед виконанням лабораторних робіт студенти повинні пройти інструктаж з техніки безпеки. Виконуючи експериментальні дослідження, необхідно додержуватися умов виконання роботи та вимог техніки безпеки, дбайливо ставитися до обладнання.
Отримані результати треба довести викладачу.
Перед початком наступної лабораторної роботи слід подати викладачу звіт попередньої роботи.
Залік з лабораторних робіт студент одержує у разі виконання усіх завдань.
1. ВИЗНАЧЕННЯ КОНЦЕНТРАЦІЇ РОЗЧИНУ
1.1 Мета роботи
Набути навички користування одним із методів фізико-хімічного аналізу. Визначити концентрації розчину хлористоводневої кислоти методом титрування.
1.2 Методичні вказівки з організації самостійної роботи студентів
Одна з основних задач дослідження – освоєння методики приготування розчину заданої концентрації, перевірка одержаного результату методом титрування з наступним обчисленням похибки виміру і встановленням дійсної концентрації .
До виконання роботи необхідно підготувати відповіді на контрольні запитання.
1.3 Опис лабораторної установки
Лабораторна установка складається із штатива, бюретки, лійки, склянки для титрування, піпетки та індикатора.
1.4 Порядок виконання роботи і методичні вказівки до її виконання
Для виконання роботи необхідно мати розчин лугу NaOH (гідроксид натру), нормальна концентрація якого визначена з точністю до 0,01 н. Під час визначення концентрації розчину хлористоводневої кислоти має місце реакція нейтралізації:
(1.1)
Для того, щоб зафіксувати момент нейтралізації, вливають індикатор метиловий оранжевий або фенолфталеїн.
Необхідно ознайомитись із змінюванням кольору індикаторів.
Для виконання роботи слід закріпити у штативі вертикальну бюретку, яку перед виконанням роботи необхідно ополоснути розчином лугу.
Заповнити бюретку розчином лугу вище нульової позначки. Гумову трубку із скляним наконечником відігнути наверх і, випустивши розчин, заповнити наконечник так, щоб в ньому не залишилось бульбашок повітря. Якщо необхідно, в бюретку ще додати лугу вище нуля і потім надлишок лугу із бюретки випустити в підставлену склянку, поки нижній меніск не встановиться на нульовому діленні бюретки. При відліку око спостерігача повинно бути на одному рівні з нижнім краєм меніска.
Потім треба набрати піпеткою розчин кислоти і вилити його в підготовлену склянку ємністю 100 мл. Туди ж треба додати 2 краплі індикатора, який забарвить розчин у рожевий колір. Склянку поставити на білий папір під наконечник бюретки.
Приступити до титрування: розчин лугу з бюретки випускати невеликими порціями (приблизно по 0,2 мм) у розчин кислоти, який безперервно треба перемішувати. Частина розчину, куди трапляє луг, забарвлюється в жовтий колір, який при перемішуванні стає рожевим. Коли жовтий колір почне переходити в рожевий повільно, слід додавати розчин лугу по одній краплі і так продовжувати до того моменту, поки від однієї краплі розчин у склянці матиме постійний жовтий колір. На цьому титрування закінчується.
Потім з точністю до 0,05 мм визначити у бюретці об’єм розчину лугу, який пішов на нейтралізацію кислоти. Повторити титрування ще чотири рази, починаючи кожного разу з нульової позначки бюретки.
Одержані значення об’єму записати в таблицю.
Розходження за результатами титрування не повинні перевищувати 0,1 мм. Із усіх значень об’ємів кислоти знаходять середню величину.
Нормальну концентрацію розчину кислоти визначити за формулою:
, (1.2)
де і – концентрації кислоти та лугу;
– об’єм кислоти, взятої піпеткою;
– середнє значення об’єму лугу.
Після цього зробити розрахунок титру розчину кислоти:
, (1.3)
де T – титр, тобто кількість речовини, яка міститься в 1 мм розчину;
– еквівалент хімічної сполуки.
Розрахувати помилку експерименту. Для цього треба скласти таблицю (див. табл. 1.1) , де представлена статистична обробка результатів.
Т а б л и ц я 1.1 – Статистична обробка результатів титрування
|
I |
|
|
|
|
1 |
|||
|
2 |
|||
|
... |
|||
|
n |
|
|
У таблиці прийняті такі позначення:
– кількість дослідів;
– об’єм лугу, який потрібен для кожного титрування;
– середнє значення об’єму лугу.
Потім знаходимо похибку:
(1.4)
і розраховуємо помилку:
(1.5)
де – критерій Стьюдента. Значення критерію Стьюдента для п’яти дослідів дорівнює 2,19.
1.5 Зміст звіту
Звіт повинен містити:
а) мету роботи;
б) теоретичні відомості;
в) відомості про матеріали та методику вимірювань;
г) результати досліджень;
д) результати розрахунків; таблиці, графіки;
е) висновки;
є) перелік посилань.
1.6 Контрольні запитання та завдання
1. Назвіть засоби відображення концентрації.
2. Сформулюйте закон еквівалентів.
3. Як розрахувати еквівалент кислоти, лугу та солі?
4. Чому дорівнює еквівалент водню та кисню?
2 РЕФРАКТОМЕТРИЧНЕ ДОСЛІДЖЕННЯ БУДОВИ МОЛЕКУЛ ТА КОНЦЕНТРАЦІЇ РОЗЧИНІВ
2.1 Мета роботи
Набути практичні навички роботи з рефрактометром. Закріпити теоре-тичні знання про будову молекул, а також ознайомитись з одним із способів визначення концентрації розчинів.
2.2 Методичні вказівки з організації самостійної роботи студентів
Будова молекул визначає хімічні якості речовин та їх реакційну здібність, а також сили міжмолекулярної дії, від яких залежить ряд фізичних властивостей речовини [1]. Всі молекули можна поділити на два типи: полярні і неполярні. Для визначення будови молекули треба знати їх основні електричні й оптичні характеристики – дипольний момент та поляризованість .
Однак, якщо і неполярна молекула розміщена в зовнішньому електричному полі або в електричному полі сусідньої полярної молекули або іона, то легкорухомі електрони зазнають деякого зміщення, в результаті чого з’являється наведений або індукований дипольний момент. Зміщення в
електричному полі зазнають і атоми, які входять до складу молекул. Полярні молекули орієнтуються в електричному полі, і у них також має місце зміщення атомів і електронів.
Явище зміщення електронів, атомів, орієнтації молекул в електричному полі називається поляризацією. Здатність молекул до поляризації характеризується поляризованістю.
Поляризація молекул буває електронною, атомною і орієнтаційною :
П=++. (2.1)
Поляризованість молекул дорівнює сумі електронної, атомної та орієнтаційної поляризованостей:
=++. (2.2)
Поляризація діелектрика розраховується за рівнем Дебая:
, (2.3)
де – діелектрична проникність діелектрика;
M – молекулярна маса речовини;
– густина.
Залежність поляризації від температури визначається рівнянням:
, (2.4)
де – число Авогадро;
– дипольний момент молекули;
– постійна Больцмана.
При збільшенні частоти електричного поля спочатку відпадає орієнтаційна поляризація, а потім і атомна. Електронна поляризація зберігається навіть у змінному електричному полі з частотою с-1, що відповідає частоті електромагнітних коливань видимого світла. При нескінченно великій довжині хвилі діелектрична проникність становитиме:
, (2.5)
де – показник заломлення світла при .
Із рівняння (2.5) виходить, що
, (2.6)
де – молярна рефракція, ;
– показник заломлення променя видимого світла;
– молярна маса речовини;
–густина речовини при температурі визначення показника заломлення.
Молярна рефракція є електронною поляризацією і може бути розрахована за рівнянням (2.6).
Молекулярна рефракція не залежить від агрегатного стану речовини і від температури. Рефракція молекули є адитивною речовиною:
(2.7)
де – атомна рефракція;
– рефракція циклів;
– рефракція кратних зв’язків;
m1, m2, m3 – число атомів, кратних зв’язків, циклів відповідно.
Адитивність рефракції використовується для з’ясування будови молекул органічних сполук.
2.3 Опис лабораторної установки
Лабораторна установка – це промисловий прилад, модифікований рефрактометр Аббе. Прилад призначений для визначення показника заломлення рідини в межах від 1,33 до 1,54. Принцип дії рефрактометра оснований на визначенні кута повного внутрішнього відбиття.
Під час виконання роботи треба:
1. Відкрити верхню призму.
2. Нанести краплю дослідженої рідини на нижню призму.
3. Закрити нижню призму.
4. Навести світловий пучок дзеркалом на вікно нижньої призми.
5. Переміщувати рукоятку з окуляром до того часу, поки візирна лінія не стане сумісною з границею світлого і темного полів.
6. Домогтись різкого зображення границі полів.
7. Уточнити установку візирної лінії на кордоні полів.
8. Записати показник заломлення по лівій шкалі.
2.4 Порядок виконання роботи і методичні вказівки з її виконання
Адитивність рефракції та визначення концентрації розчину за показником заломлення.
З а в д а н н я 1. Експериментальне вивчення адитивності рефракції.
Необхідно виміряти показник заломлення та густину органічної рідини.
Речовину видає викладач.
За рівнянням (2.6) обчислити мольну рефракцію і порівняти її із значенням рефракції, обчисленої за правилом адитивності.
З а в д а н н я 2. Застосування рефрактометричних вимірювань для визначення концентрації розчину.
Для цього треба приготувати ряд розчинів різної концентрації і вимірювати показник заломлення кожного з них. За отриманими результатами будують калібрувальний графік, за яким знаходять концентрацію контрольного розчину.
2.5 Контрольні запитання та завдання
1. Що таке поляризація молекул? Якою формулою вона визначається?
2. Який вид поляризації можна визначити за допомогою рефрактометра?
3. Що таке молекулярна рефракція?
4. Напишіть формулу для обчислення молекулярної рефракції.
5. Як за допомогою рефракції обчислити структуру молекули? Що таке адитивність?
6. Як визначити концентрацію розчину рефрактометричним методом?
3 ВИЗНАЧЕННЯ ПОВЕРХНЕВОГО НАТЯГУ РІДИНИ
3.1 Мета роботи
Визначити основні теоретичні положення, які пояснюють виникнення сил поверхневого натягу. Набути практичні навички визначення цих сил за допомогою сталагмометра. Порівняти одержані результати вимірювань з теоретичними.
3.2 Методичні вказівки з організації самостійної роботи студентів
Поверхневий натяг рідини пов’язаний з нерівноцінністю сил, що діють
на молекулу в поверхневому шарі і направлені в рідину та газову фазу [1,2].
А.І. Бачинський встановив зв’язок між поверхневим натягом рідини , її густиною та густиною її пари :
, (3.1)
де – постійна величина , яка залежить від природи речовини,
, (3.2)
Добуток має назву парахор – .
, (3.3)
де – молекулярна маса речовини.
При температурах, далеких від критичної, , тому
(3.4)
Парахор є адитивною функцією складу та будови молекул, тобто сумарність парахорів атомів – , парахорів зв’язків – та парахорів циклів – :
(3.5)
Визначивши дослідним шляхом поверхневий натяг речовини і обчисливши за формулою (3.4) його парахор, слід порівняти одержані дані з його теоретичним значенням (3.5) і зробити висновок щодо будови молекули речовини.
Поверхневий натяг може бути визначений різними методами: методом підняття рідини в капілярі, відриву бульбашки повітря за Ребіндером, сталагмометричним та ін.
Сталагмометричний метод полягає у визначенні величин крапель, що витікають з капіляра. В момент відриву краплини її вага зрівноважується силою поверхневого натягу. Якщо об’єм рідини, яка витікає із сталагмометра , дорівнює , кількість крапель рідини в цьому об’ємі , густина рідини , вагу однієї краплі можна визначити за формулою:
. (3.6)
Сила поверхневого натягу
, (3.7)
де – радіус нижньої частини сталагмометра. Вважаючи, що , маємо:
,
звідки
. (3.8)
Для стандартної рідини з відомим поверхневим натягом, наприклад, води, що витікає з цього сталагмометра,
, (3.9)
де – число крапель води в об’ємі ;
– густина води.
Поділивши (3.8) на (3.9) , одержимо:
. (3.10)
3.3 Порядок виконання роботи і методичні вказівки до її виконання
Сталагмометр закріплюють у вертикальному положенні і засмоктують рідину так , щоб рівень її залишався вище верхньої поділки (в капілярі не повинно бути бульбашок повітря). Рідині дають витікати з капіляра. Коли рівень рідини зійдеться з верхньою позначкою, починають відлік крапель. Припиняють його тоді, коли рівень рідини вже дійде до нижньої позначки. Дослід повторюють тричі і обчислюють середнє значення.
Спочатку визначають число крапель води в об’ємі V. Потім висушують сталагмометр, промивають його декілька разів невеликою кількістю спирту і підраховують кількість крапель спирту.
Поверхневий натяг води дорівнює при 72,75 (формула (3.10)). Температурний коефіцієнт поверхневого натягу води . Значення густини рідини беруть з довідника [3] .
Форма запису наведена у табл. 3.1
Т а б л и ц я 3.1 – Результати вимірювань поверхневого натягу
|
Речовина |
Кількість Крапель |
Густина |
Будова молекули |
||||
3.4 Контрольні запитання та завдання
1. Назвіть причину виникнення поверхневого натягу на границі розділу фаз.
2. Що таке поверхневий натяг та його розмірність?
3. Перелічити методи визначення поверхневого натягу та сформулювати суть сталагмометричного методу.
4. Що таке температурний коефіцієнт температурного натягу ?
5. Як пов’язаний поверхневий натяг з густиною рідини та густиною її пари? Рівняння Бачинського.
6. Як визначити парахор сполуки?
7. Як за значенням парахора визначити структуру молекули органічної речовини? Що означає поняття адитивність?
8. Де в електронній техніці потрібні знання поверхневого натягу рідини?
4.1 Мета роботи
Дослідити адсорбцію розчину оцтової кислоти активованим вугіллям.
За одержаними даними побудувати ізотерму адсорбції і знайти для рівняння Фрейндліха значення постійних величин і .
4.2 Методичні вказівки з організації самостійної роботи студентів
Сорбцією ( від латинського “sorbeo” – поглинати, втягувати) називається будь-який процес поглинання однієї речовини (сорбтива) іншою (сорбентом) незалежно від механізму поглинання. За механізмом розрізняють адсорбцію; абсорбцію та хемосорбцію.
Адсорбцією називається зміна концентрації речовини на границі розділу фаз. Адсорбція відбувається на будь-яких міжфазних поверхнях, і адсорбуватися можуть будь-які речовини. Є випадки, коли поглинання однієї речовини іншою не обмежується поверхневим шаром, а відбувається в усьому
об’ємі сорбенту.
Таке поглинання називається абсорбцією. Прикладом процесу абсорбції є розчинення газів у рідинах. Поглинання однієї речовини іншою, що супроводжується хімічними реакціями, називається хемосорбцією.
Поверхневі явища, зокрема адсорбція, відіграють важливу роль у різних галузях техніки. Адсорбція змінює не тільки поверхневі, а й об’ємні властивості напівпровідникових матеріалів, впливає на роботу виходу електронів з поверхні твердих тіл. Процеси адсорбції та десорбції відбуваються при хімічному і електрохімічному травленні, поліруванні напівпровідників та металів, при очищенні поверхні твердих тіл від забруднення тощо. Адсорбція використо-
вується для очищення газів та рідин, виділення залишків газів з вакуумних приладів, розділення та аналізу сумішей, витягування цінних речовин з відходів виробництва і т.д.
Адсорбція називається позитивною, якщо вона призводить до підвищення концентрації речовини у граничному шарі, і негативною, якщо концентрація речовини зменшується. Позитивна адсорбція відбувається самостійно лише в тому випадку, коли при цьому процесі зменшується величина поверхневого натягу. Адсорбція речовин на поверхні твердих та рідких тіл відбувається завдяки неповній насиченості хімічних ван-дер-ваальсових сил у молекул і атомів (іонів), що знаходяться у поверхневих шарах, де кількість сусідніх часток завжди менша, ніж в об’ємі.
Адсорбція залежить від природи адсорбенту та адсорбтиву, від концентрації розчинів, температури і тиску газу. Кількість речовини, що поглинається твердим адсорбентом, залежить також від площі його поверхні. Тому для здійснення адсорбційних процесів дуже важливим є створення високопористих адсорбентів з розвиненою внутрішньою поверхнею, яку характеризує питома поверхня, тобто поверхня 1г сорбенту. Найважливішими пористими сорбентами є активоване вугілля та силікагель. Сучасне активоване вугілля має розвинену систему пор і поверхню до 1000 м2/г. Вугілля є гідрофобним адсорбентом, тобто речовиною, що погано змочується водою. Воно адсорбує речовини, розчинені у воді. Гідрофільні адсорбенти (добре змочуються водою) поглинають водяну пару і речовини, розчинені у неполярних розчинниках – вуглеводневих рідинах. До таких сорбентів відносять силікагель, деякі типи алюмосилікатів тощо.
Адсорбція зменшується з підвищенням температури. При постійній температурі залежність адсорбції від концентрації адсорбтиву описує рівняння Фрейндлиха:
X/m=a*C n, (4.1)
де Х – загальна кількість розчиненої речовини, що адсорбована адсорбентом масою m і знаходиться у рівновазі з розчином концентрації C;
а та n – константи даного процесу, причому n<1.
Ізотерма адсорбції має такий вигляд (рис. 4.1 а):
13
а б
Рисунок 4.1 – Ізотерми адсорбції
Рівняння (4.1) після логарифмування має вигляд:
lg X/m = lg a +n lg C . (4.2)
Це рівняння прямої (рис. 4.1 б).
4.3 Опис лабораторної установки
Для проведення дослідження адсорбції твердим адсорбентом розчиненої речовини треба мати 100-міліграмові ємності, технічні терези, рівноваги, бюретки на 25 мл, конічні колби на 250 мл, лійки, активоване вугілля, фарфорову ступку з товкачиком, механічний струшувач та допоміжні матеріали і реактиви.
4.4 Порядок виконання роботи і методичні вказівки до її виконання
Розбавлянням 2н розчину оцтової кислоти готують в шістьох колбах розчин:
Таблиця 4.1 – Концентрація вихідних розчинів
|
Кількість /мл/ |
150 |
100 |
100 |
100 |
100 |
200 |
|
Приблизна Концентрація |
0,4 |
0,2 |
0,1 |
0,005 |
0,025 |
0,0125 |
Розчини готують так. В колбу №1 наливають 200 мл води, в інші по 100 мл. Потім в колбу 1 додають 50 мл початкового розчину кислоти, перемішують та відбирають 100 мл одержаного розчину приблизної концентрації 0,4 н в колбу №2. 100 мл одержаного розчину 0,2 н концентрації наливають в колбу №3 і одержують розчин 0,1 н і т.д. Поділ розчину виконують піпеткою. 50 мл кожного розчину переносять відповідно в склянки з пробками, при цьому номери склянок повинні відповідати номеру колби.
Точний склад оцтової кислоти визнають титруванням 0,1 н розчином (індикатор фенолфталеїн), при цьому із колб №1 та №2 піпеткою відбирають по 5 мл, із колб №3 та№ 4 по 10 мл, із колб № 5 та №6 по 20 мл розчину.
Титрування кожного розчину проводять два - три рази і з одержаних результатів обчислюють середнє значення.
Для проведення адсорбції в шість склянок, в яких міститься по 50 мл початкових розчинів, вносять по 2г активованого вугілля, зваженого на технічних терезах з точністю до сотих частин грама. Активоване вугілля треба спочатку розтерти у фарфоровій ступці товкачиком.
Склянки старанно збовтують протягом 20 хв. на механічному струшувачу для установки адсорбційної рівноваги, а потім фільтрують вміст кожної склянки в окремі сухі склянки.
Відібравши із фільтратів піпеткою проби в таких же кількостях, які були взяті для початкового титрування, визначають титрування кількість оцтової кислоти , поглинутої двома грамами вугілля з 50 мл розчину. Значення дорівнює різниці між підсумками початкового та кінцевого титрування (після перерахунку на 50 мл).
Титрування розчину оцтової кислоти до додавання вугілля дає її початкову концентрацію , а титрування фільтрату – її концентрацію – . Після адсорбції Х =C- C1.
Підсумки наносять на графік: по осі абсцис відкладають значення C, а по осі ординат – значення X/ m, де – вага вугілля (2 г). Отримана крива – це ізотерма адсорбції (рис. 4.1а). Для визначення постійних рівняння (4.2) і , як було показано вище, відкладають на осі абсцис значення lg C , а на осі ординат - lg X/m . Вимірюють ухил прямої до осі абсцис, що дає величину ; відрізок на осі ординат дорівнює (рис. 4.1). Одержані дані занести до табл. 4.2.
Т а б л и ц я 4.2 – Результати вимірювань та розрахунків
|
Приблизна Концентрація |
lg C |
|||||
4.5 Контрольні запитання та завдання
1. Що таке адсорбція, абсорбція, сорбція, хемосорбція? Причини виникнення.
2. Що таке адсорбент, адсорбтив? Навести приклади.
3. Рівняння Фрейндліха та його аналіз.
4. В яких одиницях вимірюється адсорбція?
5. Напишіть рівняння Лангмюра, дайте його пояснення.
6. Напишіть рівняння Гіббса та поясніть його.
7. Значення адсорбції для електроніки.
5 ВИМІРЮВАННЯ ЕЛЕКТРОРУШІЙНОЇ СИЛИ ГАЛЬВАНІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ
5.1 Мета роботи
Вивчити виникнення електродних потенціалів, набути практичні навички у складанні гальванічних елементів, розрахунку та вимірюванні електрорушійної сили, що виникає у реальних гальванічних елементах.
5.2 Методичні вказівки з організації самостійної роботи студентів
При всіх окислювально-відновних реакціях відбувається перехід електронів від відновника до окисника, тобто енергія хімічної реакції може перетворюватися на електричну.
При зануренні металу у розчин електроліту, який містить його власні іони, іони металу Меn+ переходять із металевої фази в розчин і в розчину в метал. Енергетичний стан іонів у металі та в розчині різний, тому спочатку ці процеси ідуть із різною швидкістю. Якщо потенційна енергія іонів у металі вища, ніж у розчині, то переважає вихід іонів з металу, розчин набуває позитивного заряду, а металевий електрод – негативного. Через деякий час швидкість виходу катіонів у однойменно заряджений електроліт уповільнюється і між металом та розчином встановлюється рівновага .
Якщо більша потенційна енергія іонів у розчині, то швидкість переходу катіонів в електроліт менша, ніж швидкість їх зворотного переходу. У цьому випадку між електродом і розчином також встановлюється рівновага, тільки позитивного заряду набуває метал, а негативного – електроліт.
Незалежно від того, якого заряду набувають електрод та електроліт, між металом та розчином його солі встановлюється різниця потенціалів, яка називається електродним потенціалом металу. Величина електродного потенціалу залежить від природи металу, складу електроліту та деяких інших факторів.
Виміряти абсолютну величину електродних потенціалів металів неможливо, тому значення електродних потенціалів визначають щодо електродів порівняння, потенціал яких відомий. Таким чином, електродний потенціал визначається щонайменше трьома окремими стрибками потенціалу: на границях досліджуваний метал – електроліт, досліджуваний метал – метал електрода порівняння, метал електрода порівняння – електроліт.
Електродним потенціалом металу називають електрорушійну силу елемента, що складається з даного електрода та електрода порівняння. Якщо метал знаходиться у динамічній рівновазі з розчином власної солі, то електродний потенціал називають рівноважним. Його можна не тільки вимірю- вати, а й обчислити за рівнянням Нернста:
lg, (5.1)
де φ0 – стандартний електродний потенціал металу Ме;
T – температура процесу;
n – заряд іону;
R – універсальна газова постійна;
F – число Фарадея;
[OX] , [Red] – активні концентрації іонів реагуючих речовин.
При температурі 25о С (298 К) це рівняння має вигляд:
φ = φ0+lg [Me+n], (5.2)
де φ° – стандартний електродний потенціал металу Ме;
n – заряд іону металу.
У випадку, коли електроліт містить не тільки власні іони металу, а й будь-які інші іони, найчастіше іони Н+1, утворюється нерівноважний потенціал. Обчислити такий потенціал неможливо, його можна лише виміряти.
Величину і знак стандартного потенціалу металу визначають щодо нормального водневого електрода, потенціал якого вважають рівним нулю.
Нормальний водневий електрод (рис. 5.1) – це платинова пластина, занурена в розчин сірчаної кислоти, молярна концентрація якого дорівнює 1 моль/л. Через цей розчин пропускають газоподібний водень під тиском 101325 Па.
Рисунок 5.1 – Нормальний водневий електрод
Різниця потенціалів між металом, зануреним у розчин його солі з молярною концентрацією солі 1 моль/л, і водневим електродом називається нормальним, або стандартним електродним потенціалом. Вимірюючи електродні потенціали металів, одержали ряд стандартних електродних потенціалів – електрохімічний ряд напруг, або ряд витіснення металів. За допомогою цього ряду можна визначити напрямок окислювально- відновних реакцій між окремими металами та їх іонами.
Пристрої, що застосовують для безпосереднього перетворення енергії хімічних реакцій на електричну енергію, називають гальванічними елементами або хімічними джерелами електричної енергії (ХДЕЕ). В техніці гальванічними елементами називають тільки ті ХДЕЕ, в яких протікають практично необоротні реакції. ХДЕЕ, в яких відбуваються практично оборотні реакції, називають акумуляторами. Це пристрої багаторазового використання.
Дія будь-якого гальванічного елемента заснована на протіканні в ньому окислювально-відновних реакцій. У найпростішому випадку гальванічний елемент складається з двох пластин, виготовлених із різних металів і занурених у розчин електроліту. Така система дає можливість просторово розділити
окислювально-відновні реакції: окислення відбувається на одному електроді, а відновлення – на другому. Таким чином, електрони передаються від відновника до окисника по зовнішньому ланцюгу.
Гальванічний елемент Якобі – Даніеля (рис. 5.2) складається з мідної пластини, зануреної у розчин сульфату міді (мідний електрод), та пластини з цинку, зануреної у розчин сульфату цинку (цинковий електрод). Обидва розчини стикаються один з одним, але для попередження змішування вони розділені перегородкою з пористого матеріалу. Схематично цей гальванічний елемент можна представити таким чином:
-Zn | ZnSO4 || CuSО4 | Cu+
Рисунок 5.2– Гальванічний елемент Якобі – Даніеля
У гальванічній парі метал із більш негативним потенціалом називається анодом, а більш позитивним – катодом. Таким чином, у даному гальванічному елементі анодом є цинковий електрод, а мідний – катодом.
На аноди відбувається реакція окислення, сутність якої полягає в тому, що іони цинку переходять у розчин електроліту і взаємодіють із ним з утворенням солі:
Zn + H2 SO4 = ZnSO4 + H2 ,
або в іонній формі
Zn+2 Zn0 +2e
З виходом катіонів у розчин електроліту анод набуває негативного заряду за рахунок електронів, які залишились. Якщо електрони з аноду не видаляти, то через деякий час процес розчинення аноду припиниться, тому що накопичений негативний заряд зрівноважить сили, що сприяють виходу іонів у розчин. Якщо ж забезпечити перехід електронів з анода, то процес окислення буде відбуватися до повного розчинення анода.
На катоді відбувається реакція відновлення іонів міді:
Cu+2 + 2e Cu0.
Електрони, що переходять з цинкового електрода, з’єднуються з іонами міді, що дегідратують з розчину і утворюють атоми міді, які виділяються у вигляді металу на поверхні мідного електрода.
Сумарне рівняння реакції, що відбувається при роботі гальванічного елемента, має такий вигляд:
Zn0 + CuSO4 = ZnSO4 + Cu0
Матеріал катода в цих хімічних реакціях участі не бере і тому не руйнується. Отже, катод сприяє видаленню електродів з анода й руйнуванню останнього.
Електрорушійна сила (ЕРС) гальванічного елемента дорівнює різниці потенціалів його електродів. Чим далі знаходяться метали один від одного в ряду стандартних електродних потенціалів, тим більша електрорушійна сила гальванічного елемента, який з них складається.
Е= φ°К- φ°А, (5.3)
де φ°К та φ°А– електродні потенціали металів катода та анода відповідно.
Для визначення ЕРС гальванічного елемента застосовують компенсаційний метод.
5.3 Опис лабораторної установки
Лабораторна установка призначена для вимірювання електрорушійної сили гальванічних елементів та визначення електродних потенціалів. Вона складається з вольтметра з високоомним входом типу В7-23, а також каломельного електрода, нормального елемента, напівелемента: мідного, цинкового, олов’яного, нікелевого, свинцевого, алюмінієвого, залізного та ємності для електроліту.
При вимірюванні ЕРС нерідко виникає необхідність у допоміжному елементі з відомою і стійкою ЕРС. Для цього в основному застосовують так званий нормальний елемент (або елемент Вестона) (рис. 5.3). В ньому негативний електрод являє собою амальгаму кадмію, розміщену у розчині сульфату кадмію, що насичений відносно кристалогідрату CdSO4 * 8/3 Н2О і постійно стикається з ним. Позитивний електрод являє собою пасту із ртуті і Hg2SO4, що розміщена у такому ж розчині, насиченому відносно CdSO4 * 8/3 Н2О. Під пастою розміщено невелику кількість ртуті. Позитивний електрод працює зворотно відносно іонів SO4-2. При роботі такого елемента відбувається реакція:
Cd + Hg2SO4 + 8/3 Н2О = CdSO4* 8/3 Н2О + 2 Hg (5.9)
Рисунок 5.3 – Нормальний елемент Вестона
При короткочасних замиканнях, наприклад, при застосуванні елемента для компенсаційних цілей, він працює досить зворотно і стало завдяки тому, що обидва електроди знаходяться у насиченому розчині. При 20°С його ЕРС дорівнює 1,01830 В, при 25 °С – 1,01807 В.
Для визначення потенціалів мідного та цинкового електродів складають гальванічний елемент з електрода, що досліджується, і стандартного (рис. 5.4).
Рисунок 5.4 – Схема кола для вимірювання електродного потенціалу:
ліворуч – електрод, потенціал якого досліджується, праворуч –
каломельний електрод.
Найчастіше застосовують стандартний каломельний електрод – ртуть з покриттям суспензії каломелі Hg2Cl2 у розчині KCl. Потенціал насиченого каломельного електрода відносно водневого дорівнює φ°калом. = + 0,246 В. Для вимірювання потенціалу цинкового електрода застосовують електричне коло:
¯Zn | ZnSO4|| KClнас. | Hg2Cl2| Hg+
ЕРС кола дорівнює різниці потенціалів каломельного та цинкового електродів, тому:
φ° Zn = φ°калом – Е (5.4)
Слід пам’ятати, що ЕРС може мати лише позитивні значення, а потенціал електродів – або позитивне, або негативне.
5.4 Порядок виконання роботи і методичні вказівки до її виконання
Підключити нормальний елемент до клем вольтметра і провести вимірювання. Підсумки вимірювань записати в робочий журнал. Підготувати поверхню мідного, цинкового, залізного, алюмінієвого, олов’яного електродів механічною обробкою наждачним папером з послідовним промиванням дистильованою водою. Підготовлені електроди занурити у власні електроліти, попередньо влиті до вимірних комірок.
Скласти гальванічні пари з різних елементів. З’єднувальним ключем поміж елементами використовують насичений розчин КСІ. Потім треба підключити електроди до клем вольтметра та провести вимірювання.
Повторити вимірювання для мідного та цинкового напівелементів при концентрації їх електролітів 1 н та 0,01 н.
5.5 Методичні вказівки з оформлення звіту
Звіт повинен мати теоретичні обґрунтування та розрахунки
гальванічних ланцюгів, записаних хімічними символами, схему установки та її опис.
Результати заміру та розрахунки слід оформити у вигляді таблиці
(табл. 5.1).
Таблиця 5.1 – Результати вимірювання електрорушійної сили гальванічних елементів
|
Елемент |
Електрорушійна сила, В (виміряна) |
Електрорушійна сила, В (розрахована) |
Відносна похибка |
|
-Zn | ZnSO4 || CuSО4 | Cu+ ( 1н) (1н) |
|||
|
¯Zn |ZnSO4|| KClнас. | Hg2Cl2| Hg+ ( 1н) |
|||
|
¯ Hg|KClнас.|Hg2Cl2 ||CuSО4 | Cu+ (1н) |
5.6. Контрольні запитання та завдання
1. Що називається стандартним електродним потенціалом?
2. Як залежить стандартний електродний потенціал від природи металу та активності іонів, до яких він обернений?
3. Що називається гальванічним елементом?
4. Що називається електрорушійною силою гальванічного елемента?
5. Наведіть рівняння Нернста та дайте його пояснення.
6. Що таке стандартна електрорушійна сила гальванічного елемента?
7. Який принцип дії нормального елемента Вестона?
8. Яка хімічна реакція має місце при його роботі?
9. Як побудований каломельний електрод?
10. Як залежить потенціал каломельного електрода від концентрації хлориду калію?
11. Поясніть будову водневого електрода.
6 ЕЛЕКТРОМЕТРИЧНЕ ВИЗНАЧЕННЯ рН
6.1 Мета роботи
Виміряти рН ряду буферних розчинів за допомогою хінгідронного електрода та визначити константу дисоціації оцтової кислоти.
6.2 Методичні вказівки з організації самостійної роботи студентів
Кислотність розчинів визначається активністю іонів водню, що утворився в результаті дисоціації оцтової кислоти. В наш час поширеним засобом визначення наявності іонів водню в розчині є водневий показник [1]. Останній являє собою десятковий логарифм активності іонів водню, взятий із оберненим знаком:
(6.1)
Чиста вода, хоча і в невеликою мірою, дисоціює на іони:
Застосовуючи закон діючих мас, одержимо:
, (6.2)
де , , – відповідають активності , , та , КВ – константа дисоціації води.
Внаслідок того, що ступінь дисоціації води малий, активність води практично можна вважати постійною та рівною її концентрації .
Тоді
. (6.3)
Величина має назву іонний добуток води. Нейтральний розчин має рН =7, в кислих розчинах рН<7, в лугових рН>7, тобто для чистої води .
Згідно з рівнянням (6.2)
. (6.4)
В розчині кислота дисоціює:
,
її константа дисоціації
. (6.5)
Слабкі кислоти (оцтова та ін.) характеризують дуже малими значеннями констант дисоціації (). Такі константи прийнято виражати у вигляді показника констант, тобто у вигляді від’ємного логарифма констант дисоціації:
. (6.6)
Логарифмуючи рівняння (6.5) та змінюючи знаки на обернені, одержимо:
. (6.7)
Розглянемо властивості суміші слабкої кислоти, наприклад, оцтової, з її натрієвою сіллю. На відміну від оцтової кислоти, оцтовокислий натрій повною мірою дисоціює на іони. Тому активність іона у рівнянні (6.7) практично повністю визначається коефіцієнтом активності у розчині.
Таким чином, при вимірюванні рН розчину можна розрахувати константу дисоціації кислоти – кількісну характеристику її кислотної властивості.
Активність іонів водню, отже і рН, можна визначити за допомогою різних методів. З них найбільш опрацьованим та точним є електрометричний.
Для електрометричного визначення рН необхідно зробити вимір потенціалу водневого електрода. Його потенціал має зв’язок з активністю водневих іонів:
*. (6.8)
За порівняльний треба взяти каломельний електрод.
Слід зауважити, що застосування водневого електрода досить складне, тому його замінюють хінгідронним електродом. Останній являє собою платинову пластину, занурену у досліджуваний розчин, насичений хінгідроном.
Хінгідрон – це еквімолекулярна сполука гідрохінону та хінону .
У водних розчинах він частково розпадається за рівнянням:
+.
Гідрохінон – слабка кислота, яка незначною мірою дисоціює на іони:
.
Потенціал хінгідронного електрода
. (6.9)
Нормальний електродний потенціал хінгідронного електрода при дорівнює 0,699 В та має досить великий температурний коефіцієнт:
() (6.10)
Для приготування хінгідронного електрода в досліджуваний розчин всипають невелику кількість хінгідрону, щоб після насичення частина його залишилась в осаді.
Для експериментального визначення рН складають гальванічне коло:
. (6.11)
Електрорушійна сила такого кола
, (6.12)
звідки
(6.13)
При 25 В, В.
6.3 Порядок виконання роботи і методичні вказівки до її виконання
Необхідно провести вимір електрорушійної сили кола (6.11) компенсаційним методом на потенціометрі ППТВ-1. Під час роботи на потенціометрі слід дотримуватись такого порядку вимірів:
1. До відповідних клем потенціометра підключити батарею (звернути увагу на полярність), гальванометр, нормальний та досліджуваний елемент.
2. Провести компенсацію електрорушійною силою нормального елемента Вестона при положенні “НЕ” ручки перемикача.
3. Далі ручку перемикача перевести в положення “Х” , а потім, обертаючи ручки декад “2”, “3”, “4”, “5”, “6”, провести компенсацію електрорушійної сили досліджуваного об’єкту при послідовному підвищенні чутливості. Значення вимірюваної електрорушійної сили відраховують за цифрами у віконцях декадних реостатів.
4. При виконанні роботи гальванометр ввімкнути в ланцюг послідовним натисненням кнопок “50000 Ом” при грубій компенсації та “0” при більш точній.
5. При тривалій безперервній роботі потенціометра періодично перевіряти та регулювати його робочий струм, вмикаючи в ланцюг нормальний елемент.
Для електрометричного визначення рН треба із початкових розчинів 0,2 н оцтової кислоти та ацетату натрію приготувати суміші у кількості 20 мл. Слід визначити рН кожного розчину та розрахувати рН оцтової кислоти за формулою (6.7).
Результати роботи записують в табл. 6.1.
Т а б л и ц я 6.1 – Склад розчинів
|
Розчин |
0,2 н розчин /мл/ |
0,2 н розчин /мл/ |
|
1 |
15 |
5 |
|
2 |
12 |
8 |
|
3 |
10 |
10 |
|
4 |
8 |
12 |
|
5 |
5 |
15 |
Форма запису наведена у табл. 6.2
Т а б л и ц я 6.2 – Результати вимірювань та розрахунків рН
|
Розчин |
Еi. B |
рН |
Кислота, мл |
Сіль, мл |
рК |
рК серед. |
6.4 Контрольні запитання та завдання
1. Що називається рН?
2. Що являє собою водневий електрод?
3. Як залежить потенціал водневого електрода від активності водневих іонів?
4. Що являє собою хінгідронний електрод?
5. Яка рівновага встановлюється під час роботи хінгідронного електрода?
6. Які розчини мають назву буферних?
7. Що таке активність іонів та молекул? Коефіцієнт активності?
8. Що таке рК? Виведіть зв’язок поміж рК та рН.
9. Наведіть схему гальванічного кола для визначення рН розчину за допомогою водневого електрода.
10. Наведіть схему гальванічного кола для визначення рН розчину за допомогою хінгідронного електрода.
11. Виведіть зв’язок між рН та електрорушійною силою гальванічних кіл, складених:
а) з водневого та каломельного електродів;
б) хінгідронного та каломельного електродів.
7 ДОСЛІДЖЕННЯ ПРОЦЕСІВ КОРОЗІЇ МЕТАЛІВ ТА МЕТОДІВ ЗАХИСТУ ВІД КОРОЗІЇ
7.1 Мета роботи
Вивчити корозійну стійкість ряду металів та освоїти теорію фізико-хімічного пояснення досліджуваних процесів.
7.2 Методичні вказівки з організації самостійної роботи студентів
У плівкових та напівпровідникових мікросхемах широко застосовуються різноманітні метали з високою електричною провідністю: Au, Ag, Cu, Al, причому останній здебільшого для внутрішніх сполук.
Для матеріалів резистивних плівок перевагу віддають танталу, ніхрому, хромосиліцидам та іншим сплавам на основі хрому і танталу.
Деякі з названих металів є корозійностійкими внаслідок їх високого окислювально-відновлювального потенціалу, інші – через самочинне утворення пасивуючих окислених плівок на їх поверхні (Au, Ni, Cr, Ta).
Однак при контакті резисторів з цих металів та алюмінію не можна уникнути виникнення гальванічних пар Cr-Al, Ni-Al та ін., що надзвичайно чутливі до будь-якого забруднення. Таким забрудненням можуть бути: залишок вологи, слід кисню та деякі хімічні речовини, які виділяються зі стінок корпуса та захисного покриття при технологічних операціях герметизації та захисту схеми. В результаті електрохімічної корозії алюміній в місці контакту руйнується, що призводить до розриву електричного ланцюга.
Тому особливої уваги слід надати підбору резистивних та контактних матеріалів, режиму експлуатації інтегральних мікросхем і технології їх виготовлення, з корозією пов’язано також і питання про несумісність матеріалів в електроніці.
Корозією (від лат. сorrodere – роз'їдати) називається процес руйнування металу внаслідок хімічної або електрохімічної взаємодії з навколишнім середовищем.
Класифікація корозії ведеться за такими ознаками: за механізмом процесу, умовами корозії та видами корозійного руйнування.
За механізмом протікання корозійних процесів розрізняють хімічну та електрохімічну корозію.
За умовами протікання корозія поділяється на такі види: атмосферна, ґрунтова, у морській та річковій воді, газова, корозія під напруженням тощо. Таким чином, класифікація корозії за умовами протікання характеризує те середовище, в якому працює дана металева конструкція або прилад. Деякі з названих видів корозії можуть мати різновиди, наприклад, атмосферна корозія може відбуватися в умовах помірної або високої вологості, нормальної або підвищеної температури повітря.
За видом корозійних руйнувань розрізняють суцільну та місцеву корозію. Остання, в свою чергу, поділяється на вибіркову, міжкристалічну, точкову, щілинну тощо. Місцеву корозію виявити складніше, тому вона являє більшу небезпеку.
Хімічна корозія – це руйнування металу внаслідок його взаємодії з середовищем, яке не проводить електричний струм.
Під час хімічної корозії електрони від атома металу переходять безпосередньо до окисника:
2е
2FeО + OО2 = 2Fe+2O-2
Хімічна корозія буває двох видів - газова та корозія в рідинах-неелектролітах.
Газова корозія .відбувається в газах при високих температурах.
У більшості випадків це гази, що містять кисень - сухе повітря, вуглекислий газ, чистий кисень. Газова корозія виникає в камерах згоряння, газових турбінах, при термічній обробці, у нагрівальних елементах тощо.
Під впливом гарячих газів відбувається окислення металу з утворенням на його поверхні плівки з продуктів реакції, що називається окалиною. Окалина уповільнює подальше окислення, тобто має захисні властивості.
Швидкість окислення значною мірою залежить від захисних властивостей поверхневих оксидів. Розсипчаста плівка залишає вільним доступ кисню до поверхні металу і майже не перешкоджає корозії. Щільні оксиди, що мають добре зчеплення з металом і однаковий з ним коефіцієнт лінійного розширення, мають високі захисні властивості.
Здатність металу протистояти газовій корозії називається жаростійкістю. Електрохімічною корозією називається процес взаємодії металу з корозійним середовищем (розчином електроліту), при якому іонізація атомів металу та відновлення окислювальних компонентів середовища відбувається не в одному акті, а швидкості цих процесів залежать від електродного потенціалу металу.
Для виникнення електрохімічної корозії необхідна наявність двох різних металів, що знаходяться в розчині електроліту і мають контакт між собою.
Реакції, що відбуваються при електрохімічній корозії, аналогічні процесам у гальванічному елементі: окислення і розчинення металу анода і відновлення компонентів середовища на катоді. Гальванічна пара може бути утворена не лише двома металами, а й окремими ділянками одного металу, чи сплаву. Потенціал електродів у процесі корозії не залишається постійним: потенціал анода зростає, катода - знижується. Різниця потенціалів між анодом і катодом при цьому зменшується, окислення металу анода уповільнюється.
Зміна потенціалу електрода внаслідок протікання через нього електричного струму називається поляризацією. Анодна поляризація пов'язана із зростанням концентрації катіонів металу в приелектродній зоні, утворенням на поверхні електрода шару продуктів корозії і, нарешті, різницею швидкостей руху електронів та іонів. Катодна поляризація також обумовлена різницею швидкостей заряджених часток і, крім того, накопиченням на поверхні катода реагентів, наприклад, бульбашок водню. Поляризація сприяє зниженню швидкості корозії.
Процеси, що перешкоджають поляризації, називаються деполяризацією . Відновлення іонів водню на катоді називається водневою деполяризацією, відновлення іонів кисню – кисневою.
Усі фактори, що сприяють деполяризації (розчинення атмосферного кисню в електроліті, наявність іонів водню в розчині, перемішування електроліту, механічне очищення анода від продуктів корозії, підвищення температури та ін.) посилюють процеси корозії.
Вплив зовнішніх та внутрішніх факторів на швидкість корозійного руйнування необхідно враховувати при розробці методів захисту металів від
корозії. Здатність металу протистояти корозії називається корозійною стійкістю. Високу корозійну стійкість мають благородні метали, які мають високі значення електродного потенціалу. Деякі інші метали внаслідок високої анодної поляризації утворюють на поверхні захисні оксидні плівки і переходять у пасивний стан (явище пасивації).
Здатність переходити в пасивний стан характерна для багатьох технічних металів що пасивуються в окислювальному середовищі і навіть самочинно в повітрі. Найбільш схильні до самопасивації в повітрі титан, алюміній, хром, але вони не зберігають пасивний стан у середовищах, що містять мало кисню і багато іонів хлору (вологий грунт, морська вода, неокислюючі кислоти).
У тих випадках, коли природної корозійної стійкості металів недостатньо, застосовують методи захисту від корозії. До найважливіших методів захисту металів від електрохімічної корозії належать легування, нанесення захисних покриттів, електрохімічний захист, обробка корозійного середовища, раціональне конструювання металевих виробів та комбіновані методи.
7.3 Порядок виконання роботи і методичні вказівки з її виконання
Д о с л і д 1. Вивчити витискування свинцю цинком із розчину свинцевої солі.
Крихітний шматок цинку треба опустити в розчин ацетату свинцю.
Залишити розчин в спокійному стані та спостерігати на цинку появу губчастої маси – темно-сірого кольору кристалів свинцю:
.
Д о с л і д 2. Вивчити виникнення мікрогальванічних пар.
Крихітний шматок цинку опустити в пробірку і додати сірчаної кислоти /1:4/. Звернути увагу на повільне виділення водню. Потім у пробірку долити невелику кількість розчину сульфату міді.
Спостерігати:
1. Прискорення виділення водню внаслідок утворення мікрогальванічної пари:
.
2. Виділення водню буде на міді.
У цьому процесі мають місце такі реакції:
;
;
;
.
Д о с л і д 3. Вивчити активізуючу дію іонів.
У дві пробірки треба помістити по шматочку алюмінієвого дроту і додати до них розчину сульфату міді, підкисленого сірчаною кислотою.
До другої пробірки додати кілька крапель NaCl. У цьому випадку спостерігатимемо більш інтенсивне протікання реакції, тому що іони хлору є активаторами корозії:
При проведенні досліду мають місце реакції:
;
.
Утворюється мікрогальванічна пара:
.
Д о с л і д 4. Вивчити корозію з водневою деполяризацією.
Треба скласти гальванічний елемент з цинкової та мідної пластин – електродів, занурених в 1 М розчин :
або .
Скласти зовнішній ланцюг, з’єднуючи цинковий та мідний електроди через вольтметр. Відразу після занурення пластин в розчин сірчаної кислоти записати показання вольтметра.
Через деякий час спостерігати зменшення електрорушійної сили внаслідок зміни потенціалу мідного електрода.
Цей процес має назву корозія з водневою деполяризацією:
Д о с л і д 5. Вивчити корозію з кисневою деполяризацією.
Для цього досліду треба скласти гальванічний елемент, аналогічний описаному в досліді 4, але як електроліт слід взяти 1 М розчин NaCl.
Схема гальванічного ланцюга:
.
Записати показання вольтметра і спостерігати зменшення з часом електрорушійної сили.
Механізм корозії в нейтральному середовищі має назву корозія з кисневою деполяризацією:
Д о с л і д 6. Вивчити реакції, які обумовлюють анодні та катодні покриття.
У дві пробірки з 3% розчином NaCl, до якого додано декілька крапель розчину , занурити зразки оцинкованого та вилудженого заліза, передчасно зробивши на їх поверхні в деяких місцях глибокі подряпини.
В першому випадку руйнуватиметься цинк. Схема гальванічного елемента:
.
В другому випадку руйнуватиметься залізо. Схема гальванічного елемента:
.
Залізо тут є анодом. Іони заліза будуть виявлені з допомогою червоної кров’яної солі за появою синього забарвлення:
.
Д о с л і д 7. Вивчити вплив інгібіторів корозії.
Налити в три пробірки по 2 мл 1 н розчину хлористоводневої кислоти. В одну з пробірок покласти шматочок цинку, а в другу – залізні стружки, в третю – шматочок алюмінію.
Коли виділення водню стане інтенсивним, треба додати в кожну пробірку трохи уротропіну:
.
Спостерігати ефект сповільнення корозії після розчинення інгібітора.
7.4 Контрольні запитання та завдання
1. Що таке корозія металів?
2. Сформулюйте відмінні ознаки хімічної корозії від електрохімічної.
3. Поясніть механізм корозійних руйнувань з водневою та кисневою деполяризацією.
4. Що таке анодне та катодне покриття?
5. Що являють собою інгібітори?
6. Які методи захисту від корозії ще існують?
ПЕРЕЛІК ПОСИЛАНЬ
1. Киреев В.А. Курс физической химии. – М.: Химия, 1975 – 775 с.
2. Практикум по физической химии / Под ред. С.В.Горбачева. – М.: Высшая школа, 1975. – 465 с.
3. Краткий справочник физико-химических величин / Под ред. А.А. Равделя, А.Н.Пономаревой. – Л.: Химия, 1983. – 200 с.
4. Левант Г.К., Райцын Г.А. Практикум по общей химии. – М.: Высшая школа, 1971. – 336 с.
5. Харин А.Н., Катаева Н.А., Харина Л.Т. Курс химии. – М.: Высшая школа, 1983. – 511 с.
6. Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1973. – 728 с.
Електронне видання
Методичні вказівки
до лабораторних робіт з дисципліни «ФІЗИЧНА ХІМІЯ»
для студентів денної та заочної форм навчання за напрямками:
6.050801 – «Мікро-та наноелектроніка»
та 6.050802 – «Електронні пристрої та системи»
Упорядники: АФАНАСЬЄВА Ольга Валентинівна
ФЕДОРЕНКО Євгенія Петрівна
Відповідальний випусковий Ю.П.Мачехін
Авторська редакція
EMBED Equation.3
EMBED Equation.3
EMBED Equation.3
EMBED Equation.3
EMBED Equation.3
EMBED Equation.3
EMBED Equation.3
EMBED Equation.3
Корок
Насичений розчин CdSO4
EMBED Equation.3
Cd-амальгама
EMBED Equation.3
Hg2SO4
Hg
До пристрою для вимірювання ЕРС
Розчин KCl
Паста Hg2Cl2
Hg