Некоммерческое акционерное общество

алматЫ ЭНЕРГЕТИКА ЖӘНЕ  БАЙЛАНЫС УНИВЕРСИТЕТІ

Кафедра промышленной теплоэнергетики      

  

 

ХИМИЯ

Методические указания для выполнения лабораторных работ 

 (для студентов специальности 5В071600 - Приборостроение)

 

 

Алматы 2013

СОСТАВИТЕЛИ: К. С. Идрисова, А. А. Туманова. Химия. Методические указания для выполнения лабораторных работ (для студентов специальности 5В071600 – Приборостроение). – Алматы: АУЭС, 2013 – 30 с.

Методические указания к выполнению лабораторных работ по химии   предназначены для бакалавров специальности  5В071600- Приборостроение и подготовлены в соответствии с  образовательным стандартом для технических направлений  по курсу «Химия».

Ил. 1, табл.4, библиогр.- 11 назв.

 

Рецензент: канд. хим. наук, доц.  Б.М.Султанбаева

 

Печатается по плану издания НАО «Алматинский университет энергетики и связи» на  2012 г.

 

© НАО «Алматинский университет энергетики и связи», 2013 г.

 

Введение 

Методические указания к выполнению лабораторных работ предназначены для бакалавров специальностей, изучающих химию в объеме двух кредитов.   Цель - оказать помощь в  подготовке к экзамену, рубежному и текущему контролю по химии.

Содержание методических указаний соответствует учебной программе курса химии и состоит из 7 лабораторных работ, включающих основные разделы общей химии и электрохимии.

Лабораторные работы являются одной из важнейших составных частей курса химии. Для их выполнения студенту необходимо ознакомиться с лабораторным оборудованием, измерительными приборами, а также с техникой проведения основных лабораторных операций.

Поскольку в химической лаборатории находятся электроприборы, газ, ядовитые и огнеопасные вещества, студенты должны строго соблюдать правила внутреннего распорядка и техники безопасности.

Перед каждым лабораторным занятием студент должен изучить соответствующий раздел учебника, конспекта лекций и описание лабораторной работы.

При оформлении отчета по проделанной работе в лабораторном журнале необходимо записать: дату, номер, название работы и опыта; конспект экспериментальной части;  результаты, полученные при ее выполнении, ответы на контрольные вопросы.

Многие опыты выполняются студентами индивидуально: каждый получает задание и оформляет отчет по своим результатам, что развивает у студентов самостоятельность в решении поставленных задач.

 

Лабораторная работа № 1. Классы неорганических  соединений

 Цель работы: ознакомиться с классами неорганических соединений, способами  их получения и химическими свойствами.

 

1 Теоретическое введение

 Сложные  вещества  в неорганической химии разделяются на четыре класса. Это оксиды, основания, кислоты и соли.

Оксиды - сложные вещества, состоящие из двух видов химических элементов, один  из которых обязательно кислород. Оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. К несолеобразующим относятся-N₂O_, NO, CO, SiO. Все остальные оксиды относятся к солеобразующим и по химическим свойствам делятся на основные, амфотерные и кислотные.

Имеются три основных способа получения оксидов:

1) соединение простого вещества с кислородом

С + О₂ =СО₂;

2) горение сложных веществ

СН₄ + 2О₂ = СО₂ + 2Н₂О;

3) разложение при нагревании кислородных соединений: карбонатов, нитратов, оснований, кислот:

2Са(NO₃)₂ = 2СаО + 4NO₂ + О₂;

2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3Н₂О;

H₂CO₃ = CO₂ +H₂O.

Все оксиды неметаллов, кроме несолеобразующих, имеют кислотные свойства: SO₂, SO₃, CO_2,   Р₂О₃, Р₂О₅.

Оксиды металлов с окислительным числом (о.ч.) +1, +2  обладают, как правило, основными свойствами, например, Na₂О, FeO, CaO, NiO, CuO (исключение составляют BeO, ZnO, PbO- амфотерные оксиды); с окислительным числом +3, +4 обладают, как правило, амфотерными свойствами, например, Сг₂О₃, Al₂O₃, SnO₂, PbO₂  (исключение составляют Fe₂O₃, Ni₂O₃, Co₂O₃- основные  оксиды); с окислительным числом +5 и более обладают кислотными свойствами, например, MnO₃, Mn₂O₇, CrO₃, V₂O₅ и др.

Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами,  кислотными
оксидами, проявляя при этом основные свойства, а с основными оксидами и
основаниями взаимодействуют, проявляя кислотные свойства. Продукты взаимодействия оксидов с водой называются гидроксидами.  Всем солеобразующим  оксидам соответствуют гидроксиды. Основным оксидам - основания, амфотерным - амфотерные гидроксиды, кислотным оксидам – кислоты.

Основания - это сложные вещества, состоящие из анионов гидроксогрупп (ОН^-) и катионов металлов. Число групп ОН^- в основании определяет кислотность основания. Если в составе основания  имеется одна группа ОН^- -  это однокислотное основание, несколько групп ОН^- - многокислотное основание. Растворимые в воде основания называются щелочами (LiOH, NaOH, КОН, RbOH, CsOH, Са(ОН)₂ и др.).

Все остальные основания нерастворимы в воде.

Амфотерными гидроксидами называются гидраты амфотерных оксидов. Они взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями. Амфотерные гидроксиды обычно нерастворимы в воде:

А1(ОН)₃ + 3HCI = AlCl₃ + 3Н₂О;

А1(ОН)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄].

Кислоты - это сложные вещества, состоящие из катионов только водорода (Н⁺), способных замещаться только на металл, и анионов кислотного остатка. По составу различают кислородсодержащие (HNO₃,  H₂SO₄, Н₂СО₃ и др.) и  бескислородные (HCl, Н₂S и др.) кислоты. Основность кислоты определяется числом атомов водорода в кислоте: НС1 - одноосновная кислота, H₂SO₄ - двухосновная кислота.

Соль - это сложное вещество, состоящее из атома металла и кислотного остатка. В зависимости от кислотности основания и основности кислот при их взаимодействии образуются средние или нормальные соли, не содержащие ионов Н+ и ОН^-, основные или гидрооксосоли, содержащие ОН^- группы, кислые или гидросоли, содержащие ион Н⁺. Гидросолью или кислой солью называют продукт неполного замещения атомов водорода в многоосновной кислоте на металл. Гидрооксосолью или основной солью называют продукт неполного замещения гидрооксогрупп  в многокислотном основании на кислотный остаток.

Получение солей

1. Взаимодействие основных оксидов с кислотами:

СаО          + СО₂           = CaCO₃

основной   кислотный     средняя

оксид        оксид             соль    .

2.  Взаимодействие оксидов и гидроксидов:

CuO +        H₂SO₄  =      CuSO₄

основной   кислота         средняя

оксид                               соль     .

Na₂O +         Zn(OH)₂  =      Na₂ZnO₂ + Н₂О

основной    амфотерный      средняя

оксид          гидроксид             соль     .

SO₃   +            Zn(OH)₂   =   ZnSO₄ +     H₂O

кислотный       амфотерный   средняя         

оксид              гидроксид      соль       .

3. Взаимодействие гидроксидов:

2NaOH    + H₂SO₄     = Na₂SO₄            + H₂O

основание  кислота    средняя соль     .

2NaOH       + Zn(OH)₂   =      Na₂ZnO₂     + H₂O

основание   амфотерный        средняя соль   

                      гидроксид.

4. Получение кислых и основных солей:

H₃PO₄        +        NaOH  =     NaH₂PO₄   +  H₂O

многоосновная  основание   гидросоль     вода

кислота                                                              .

Cu(OH)₂          +        HCl         =        CuOHCl     +   H₂O 

многокислотное     одноосновная   гидроксосоль   вода

основание              кислота    .

Zn(OH)₂      +        HCl         =           ZnOHCl     +   H₂O

амфотерный          одноосновная        гидроксосоль   вода

гидроксид              кислота  .

Zn(OH)₂       +       NaOH         =   NaHZnO₂     +  H₂O

амфотерный         основание          гидросоль          вода

гидроксид.

 

2 Экспериментальная часть

 2.1 Гидратация основных оксидов {групповой опыт).

В пробирку, наполненную на 1/4 негашенной известью (СаО), добавьте воду. Оксид кальция заметно впитывает воду, затем  начинается реакция, идущая с сильным разогревом. Напишите уравнение реакции. Полученный гидроксид оставьте для опыта 2.7.

 

 2.2  Взаимодействие основного оксида с кислотой.

В пробирку к небольшому количеству оксида меди (II) (один мик-
рошпатель) прибавьте разбавленной соляной или серной кислоты.
Пробирку нагрейте на спиртовке. Изменение окраски раствора показывает, что образовалась растворимая в воде соль меди. Запишите уравнение реакции.

 

2.3 Взаимодействие кислотного оксида с основанием (групповой опыт).

Заполните сухую колбу оксидом углерода (IУ), полученным из аппарата Киппа. Конец газоотводной трубки опустите в сосуд с водой. Газоотводную трубку плотно закройте зажимом, откройте пробку и в колбу засыпьте 2-3 г измельченной щелочи (NaOH или КОН). Закройте колбу плотно пробкой и встряхните. Что происходит? Запишите уравнение реакции. Для доказательства взаимодействия углекислого газа со щелочью конец газоотводной трубки опустите в воду и откройте зажим. Вода энергично засасывается в колбу. Дайте объяснение  наблюдаемому эффекту.

 

2.4 Получение нерастворимого основания.

Внесите в пробирку по 3-4 капли раствора сульфата меди (II) и  раствора щелочи с эквивалентной концентрацией 2 моль/л. Напишите уравнение  реакции. Осадок полученного гидроксида меди оставьте для опыта 2.6.

 

2.5 Получение амфотерного гидроксида.

Налейте в две пробирки по 3-4 капли раствора соли цинка, а в две другие - столько же раствора соли кадмия.  В каждую пробирку добавьте по каплям  раствора едкой щелочи  концентрацией 2 моль/л до появления белых студе­нистых осадков гидроксидов. Испытайте отношение полученных гидроксидов к кислотам и щелочам. Напишите уравнения всех шести  реакций.

 

2.6 Получение средней соли.

К осадку гидроксида меди из опыта 2.4 прибавьте 5-6 капель раствора серной кислоты эквивалентной концентрацией 2 моль/л. Напишите уравнение реакции.

 

2.7 Получение кислой соли.   

Наполните пробирку на 1/3  объема известковой воды из опыта 2.1 и пропускайте в нее диоксид углерода. Отметьте появление осадка карбоната кальция. Продолжайте пропускать диоксид углерода до растворения осадка. Напишите уравнение реакции.

 

2.8 Получение основной соли.

В пробирку с 2-3 каплями сульфата меди (II) прибавьте  такое же количество раствора соды. Наблюдайте выпадение осадка карбоната гидроксомеди зелено-голубого цвета (СuОН)₂СО₃.  Почему при вза­имодействии солей меди с раствором соды не выпадает осадок карбо­ната меди? Напишите уравнение реакции взаимодействия меди с содой при участии воды.

 

3 Контрольные вопросы

 1. Какое основание является наиболее сильным?

2. Какие из указанных газов: Н₂S,  Н₂,  Сl₂,  СО₂ - будут поглощаться при пропускании их через раствор едкого натрия? Напишите уравнения соответствующих реакций.

3 . Объясните, почему при пропускании диоксида углерода через
раствор хлора или нитрата кальция осадок карбоната не образуется, а при действии диоксида углерода на известковую воду – выпадает осадок.

4 .  К раствору, содержащему соли кальция, бериллия, магния, добавили избыток раствора едкого натрия. Напишите уравнения реакций.

5 . Как практически убедиться в амфотерных свойствах гидроксида
алюминия? Напишите уравнения соответствующих реакций.

6 . При действии избытка гидроксида калия и гидроксида аммония
на раствор сульфата алюминия выпавший вначале осадок сохраняется только в одном случае. Укажите, в каком именно. Напишите уравнения реакций.

 

Лабораторная работа № 2. Определение теплоты растворения и теплоты гидратации

 Цель работы: измерение тепловых эф­фектов процессов, протекающих при растворе­нии солей в воде.

 1 Теоретическое введение

 Растворение следует рассматривать как совокупность физи­ческих и химических явлений, выделяя при этом три основ­ных процесса:

 1) разрушение межмолекулярных и химических связей в растворяющихся газах, жидкостях или твердых телах, требующее затраты энергии (∆Н₁>0);

2) химическое взаимо­действие растворяющегося вещества с растворителем, связан­ное с образованием новых соединений — гидратов или сольватов и сопровождающееся выделением энергии (∆Н₂<0);

3) самопроизвольное перемешивание раствора вследствие диф­фузии, требующее затраты энергии (∆Н₃ > 0).

Суммарный тепловой эффект процесса растворения (∆Н = ∆Н₁ + ∆Н₂ + ∆Н₃) может быть положительным (эндо­термическое растворение) и отрицательным (экзотермическое растворение). Если в воде растворяются газы или жидкости, энергия ∆Н₁, затрачиваемая на разрыв межмолекулярных связей, невелика, и процесс растворения сопровождается вы­делением теплоты (∆Н < 0). Если же в воде растворяется кристаллическое вещество, то на его дробление затрачивается значительная энергия, и поэтому часто происходит поглощение теплоты (∆Н > 0).

К числу кристаллических веществ относятся соли. Многие соли склонны к образованию кристаллогидратов, например:

Безводная соль              Кристаллогидрат

CuSО₄                             CuSО₄ ∙ 5H₂O

ВаСl₂                               ВаС1₂ ∙ 2Н₂O

Na₂SO₄                           Na₂SO₄ ∙ 10H₂O

Образование кристаллогидрата из безводной соли всегда сопровождается выделением энергии, это экзотермический процесс. В общем виде термохимическое уравнение про­цесса можно записать так:

КА(к) + nН₂O(ж) = КА∙ nН₂O(к); ∆H_гидрат < 0,

где КА(к) — кристаллическая безводная соль; n — число молей Н₂O в одном моле кристаллогидрата; ∆H_гидрат  — теплота гид­ратации, кДж/моль.

Растворение в воде безводных солей протекает обычно с выделением теплоты (∆H_раств < 0), в то время как растворение в воде кристаллогидратов чаще сопровождается поглощением теплоты  ((∆H_раств > 0).

 

2 Экспериментальная часть

 2.1 Определение теплоты гидратации сульфата меди (II).

Теплоту растворения рассчитывают по формуле

∆H_раств (кДж/моль) = qM/m,

где q - теплота, выделившаяся (поглотившаяся) в калориметре, кДж; М - масса одного моля вещества, г/моль; m — масса навески соли, г.

Теплота q определяется на основании экспериментальных данных из соотношения

q = (m_стс_ст + m_р-рас_р-ра)∆Т,

где m_ст - масса стакана, г; m_р-ра - масса раствора, равная сумме масс воды и соли в стакане, г; с_ст - удельная теплоемкость стекла 0,753 Дж/(г-К); с_р._ра - удельная тепло­емкость раствора (воды) 4,184 Дж/(г-К).

Процесс растворения в воде сульфата меди (II) можно раз­бить на две стадии:

CuSO₄(k) + 5Н₂O(ж) = CuSO₄ ∙ 5Н₂O(к);  ∆H₁, (I)

CuSO₄ ∙ 5Н₂O(к) + aq = CuS0₄ ∙ aq(as) + 5Н₂O(ж); ∆Н₂.  (II)

Первая стадия — процесс гидратации, т. е. получение кристал­логидрата сульфата меди (II), вторая стадия — растворение кристаллогидрата в воде. Суммарный тепловой эффект про­цесса ∆H₁ + ∆Н₂   равен теплоте растворения безводной соли ∆Н₃   (закон Гесса):

CuSO₄(k) + aq = CuS0₄ ∙ aq(ж); ∆Н₃.

Измерив при помощи калориметра тепловые эффекты про­цессов растворения ∆Н₂   и ∆Н₃, вычисляют теплоту гидратации ∆Н₁:

∆Н₁ = ∆Н₃ - ∆Н₂.

Взвесьте калориметрический стакан (или узнайте его массу у лаборанта). Соберите калориметрическую установку.

Для измерения тепловых эффектов реакций используют кало­риметры или калориметрические установки (см. рисунок 1). В наруж­ный сосуд (стакан на 0,8 л) вставляется калориметрический стакан меньшей вместимости (0,5 л).  Во избежание потерь теплоты   через   стенки калориметрического стакана между сосудами располагают пробковые прокладки. Калориметрический ста­кан закрывают деревянной крышкой с отверстиями для термометра (це­на деления 0,1 К), мешалки и во­ронки. Мешалку присоединяют к электромотору или приводят в дви­жение вручную.

 

1 - мешалка; 2 - воронка;

3 — калориметрический ста­кан;

4 - наружный сосуд;  5 - крышка; 6 – термометр.

Рисунок  1- Калориметрическая установка

Теплоту, выделяющуюся или поглощающуюся в калориметре, вычисляют по формуле q =∑ c(T₂ – T₁), где Т₂ и T₁ — конечная и начальная температуры жидкости в калоримет­рическом стакане; ∑ с — теплоем­кость системы, равная c₁m₁+c₂m₂ (m₁ и m₂ — массы калориметрическо­го стакана и жидкости в стакане; c₁ и c₂ — удельные теплоемкости стекла и жидкости).

Через воронку 2 налейте в стакан 3 дистил­лированную воду (300 мл) и запишите показание термометра 6 с точностью до 0,1К (T₁).

Взвесьте 7,00 — 8,00 г безводного сульфата меди с точ­ностью до 0,01 г. Быстро и аккуратно внесите навеску в калориметрический стакан 3 через воронку 2. При постоян­ном перемешивании раствора мешалкой 1 следите за пока­заниями термометра 6 и отметьте наивысшую температуру раствора (Т₂).

Данные опыта запишите в таблицу.

Таблица 1

T1, K	T2, K	∆T, K	mст, г	m, г	m, г	mр-ра, г

 

* Плотность воды считайте равной 1 г/см³.

По данным опыта рассчитайте: теплоемкость системы (m_стс_ст+ m_р-рас_р-ра ), Дж/К; теплоту, выделившуюся в калориметре q, Дж; теплоту растворения безводного сульфата меди ∆H₃, кДж/моль.

Опыт повторите с навеской кристаллогидрата CuSO₄-5H₂O (масса навески 9,00—10,00 г). Результаты опыта запишите по предложенной выше форме. При выполнении работы обратите внимание на понижение температуры при внесении кристалло­гидрата и отметьте самую низкую температуру раствора (Т₂).

По найденным теплотам растворения безводного суль­фата меди CuSO₄ (∆H₃) и кристаллогидрата CuSO₄ ∙5H₂O (∆Н₂) рассчитайте теплоту гидратации (∆Н₁) сульфата меди (II).

Вычислив теплоту гидратации сульфата меди (II) и зная формулу кристаллогидрата, составьте термохимическое урав­нение реакции гидратации CuSO₄(к).

 

2.2  Определение теплоты гидратации карбоната натрия.

Процесс растворения в воде карбоната натрия можно раз­бить на две стадии:

Na₂CО₃(к) + 10Н₂О(ж) = Na₂CО₃ • 10Н₂О(к); ∆Н₁,      (I)

Na₂CО₃ • 10Н₂О(к) + aq = Na₂CО₃ • aq (ж) + 10Н₂О(ж); ∆Н₂.   (II)

Первая стадия процесса — гидратация соли (получение кристаллогидрата), вторая — растворение кристаллогидрата. Согласно закону Гесса суммарный тепловой эффект (∆Н₁ + ∆Н₂) равен теплоте растворения безводного карбоната натрия (∆Н₃):

  

Na₂CО₃(к) + aq = Na₂CО₃ • aq (ж); ∆Н₃.

Экспериментально определив ∆Н₂ и ∆Н₃, можно вычислить теплоту гидратации карбоната натрия ∆Н₁.

Соберите калориметрическую установку, пред­варительно взвесив калориметрический стакан 3. Через воронку 2  налейте в стакан дистиллированную воду (300 мл). Из­мерьте температуру воды с точностью до 0,1 К термомет­ром 6 (Т₁).

Взвесив 6,00—7,00 г безводного карбоната натрия Na₂CО₃ (точность взвешивания 0,01 г), аккуратно (но быстро) внесите навеску в стакан 3 через воронку 2. Постоянно перемешивая раствор мешалкой 1, следите за показаниями термометра 6. Отметьте самую высокую температуру раствора с точностью до 0,1 К (Т₂).

Данные опыта запишите в таблицу.

Таблица 2

T1, K	T2, K	∆T, K	mст, г	m , г	m, г	mр-ра, г

 

По данным опыта рассчитайте теплоемкость системы (m_стс_ст + m_р-рас_р-ра ), Дж/К; теплоту, выделившуюся в калори­метре q, Дж; теплоту растворения безводного карбоната нат­рия ∆H₃, кДж/моль.

Опыт      повторите      с      навеской      кристаллогидрата

Na₂CO₃ • 10Н₂О (масса соли 14,00—15,00 г). Результаты опыта запишите по предложенной выше форме. При выполнении опыта обратите внимание на понижение температуры при внесении кристаллогидрата и отметьте самую низкую темпе­ратуру раствора (Т₂).

По найденным теплотам растворения безводного карбо­ната натрия Na₂CO₃ (∆H₃) и кристаллогидрата Na₂CO₃ • 10H₂O (∆H₂) рассчитайте теплоту гидратации карбоната натрия ∆H₁.

Вычислив теплоту гидратации карбоната натрия и зная формулу кристаллогидрата, составьте термохимическое урав­нение реакции гидратации Na₂CO₃(к).

  

3 Контрольные вопросы и задачи

 1.  Может  ли   процесс   растворения   вещества   в   воде  сопровож­даться ростом энтальпии системы?

2.   Может ли условие ∆Н < 0 характеризовать растворение веществ в воде?

3.   В каком уравнении правильно указан знак теплового эф­фекта реакции? Ответ поясните.

а)      CuSО₄(k) + 5Н₂O(ж) = CuSO₄ ∙5H₂O(k); ∆Н  > 0;

б)      CuSO₄(k) + 5Н₂O(ж) = CuSO₄ ∙ 5Н₂O(к); ∆Н < 0.

4.       Предложите ход эксперимента, по результатам которого можно
было бы вычислить теплоту гидратации хлорида бария

ВаС1₂(к) + 2Н₂O(ж) = ВаС1₂ ∙ 2Н₂O(к); ∆H_гидрат.  

5.       Пользуясь   двумя   термохимическими   уравнениями   процессов
Na₂SO₄(K) + aq* = Na₂SO₄ ∙aq(ж);  ∆Н = -2,9 кДж/моль,

Na₂SО₄ ∙10Н₂О(к) + aq = Na₂SO₄ ∙aq(ж) + 10Н₂О(ж); ∆Н = 78,8 кДж/моль,

рассчитайте теплоту гидратации сульфата натрия ∆Н.

Ответ: -81,6 кДж/моль.

^*aq — от лат. aqua — вода.

 

Лабораторная работа №3. Кинетика химических реакций. Химическое равновесие

 Цель работы: изучение скорости химической реакции и ее зависимости от различных факторов: природы реагирующих веществ, концентрации, температуры. Химическое равновесие и изучение влияния различных факторов на химическое равновесие.

 

1 Теоретическое введение

 Скоростью химической реакции называют изменение кон­центрации реагирующего вещества в единицу времени. Скорость реакции определяется природой реагирующих веществ и зависит от условий протекания процесса (концентрации реагирующих веществ, температуры, наличия катализатора и др.).

Зависимость скорости реакции от концентрации выражается законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.  Например, для реакции

2NO + O₂ →2NO₂

закон действия масс может быть записан

,

где v — скорость химической реакции; k — константа скорости;  и   — концентрации реагирующих веществ.

Реакция в гетерогенной системе [например, С(к) + О₂(г) →СО₂(г)] осуществляется на поверхности раздела между фазами. Поэтому скорость гетерогенных реакций при постоянной температуре зависит не только от концентрации веществ, но и от площади поверхности раздела. Так, для реакции

С(к) + О₂(г) →СО₂(г)

закон действия масс имеет вид

где k — константа скорости;  — концентрация кислорода; S — площадь поверхности раздела между фазами.

Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа:

где  и  — скорости реакций при  и ;  — температурный коэффициент, показывающий, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10°.

Одним из методов ускорения химической реакции является катализ, который осуществляется при помощи веществ (ката­лизаторов), увеличивающих скорость реакции, но не расхо­дующихся в результате ее протекания.

Механизм действия катализатора сводится к уменьшению величины энергии активации реакции, т. е. к уменьшению раз­ности между средней энергией активных молекул (активного комплекса) и средней энергией молекул исходных веществ. Скорость химической реакции при этом увеличивается.

Понятие «химическое равновесие» применимо только к обратимым реакциям. Химическим равновесием называют такое состояние реагирующей системы, при котором скорость прямой реакции  равна скорости обратной реакции . Равенство   является кинетическим условием химического равновесия.

Химическое равновесие характеризуется постоянством величины энергии Гиббса системы G_T. Равенство ΔG_T =0 является термодинамическим условием химического равновесия.

Химическое равновесие характеризуется постоянным для данных условий соотношением равновесных концентраций всех веществ, участвующих во взаимодействии.

Величина, равная отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов, называется константой равновесия. Для обратимой реакции

Н₂ (г) + J₂ (г) = НJ₂ (г)

константа равновесия имеет вид

Константа равновесия зависит от природы реагентов, температуры и не зависит от исходной концентрации ве­ществ в системе.

Константа равновесия связана со стандартной энергией Гиббса данной реакции () следующим соотношением:

где R — универсальная газовая постоянная [8,31 Дж/(моль∙ К)]; Т- абсолютная температура, К; К_с - константа равновесия.

Химическое равновесие остается неизменным до тех пор, пока остаются постоянными параметры, при которых оно установилось. При изменении условий равновесие нарушается. Через некоторое время в системе вновь наступает равновесие, характеризующееся новым равенством скоростей и новыми равновесными концентрациями всех веществ.

Равновесие смещается в ту или иную сторону потому, что изменение условий по-разному влияет на скорости прямой и обратной реакций. Равновесие смещается в сторону той реакции, скорость которой при нарушении равновесия становится больше. Например, если при изменении внешних условий равновесие нарушается так, что скорость прямой реакции становится больше скорости обратной реакции, то равновесие смещается вправо.

В общем случае направление смещения равновесия определяется принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия.

  

2 Экспериментальная часть

 2.1  Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ изучают на примере взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O + S.

Признаком реакции является помутнение раствора вследствие выделения серы.

Заполните три бюретки: первую —  раствором H₂SO₄ с эквивалентной концентрацией 1 моль/л, вторую —  раствором Na₂S₂O₃ с эквивалентной концентрацией 0,05 моль/л,  третью — водой. Приве­дите бюретки в рабочее положение.

Налейте в три пробирки из бюретки по 5 мл H₂SO_4.

В три конические колбы из бюреток налейте: в первую — 5 мл раствора Na₂S₂О₃ и 10 мл воды; во вторую — 10 мл раствора Na₂S₂O₃ и 5 мл воды; в третью — 15 мл раствора Na₂S₂O₃.

Заметив время, в первую колбу прилейте из пробирки 5 мл отмеренного раствора серной кислоты в быстро перемешайте полученную смесь. Отметьте время помутнения раствора.

Проделайте то же самое с двумя оставшимися колбами. Результаты опыта внесите в таблицу.

  

Таблица 3

№ колбы	Объем, мл				Общи объем, мл	Относит. концентрация	Температура опыта, 0С	Время появления мути, с	Относит. скорость реакции
	Н2SO4		Na2S2O3	H2O					vтеор	vпракт
1	5	5		10	20	1			1	1
2	5	10		5	20	2			2
3	5	15		-	20	3			3

На миллиметровой бумаге постройте кривую зависимости v_теор от концентрации Nа₂S₂О₃ (в относительных единицах). Отметьте на графике значения v_практ, полученные при вычислениях.

Напишите уравнение реакции и сделайте вывод о зависи­мости скорости реакции от концентрации Na₂S₂O₃ при данных условиях.

 

2.2  Зависимость скорости реакции от температуры.

Зависимость скорости реакции от температуры изучают на примере реакции

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O + S.

По правилу Вант-Гоффа (при γ = 1,8)

получаем, что при повышении температуры на 10° скорость реакции увеличится в 1,8 раза, на 20° - в 3,24 раза, на 30° - в 5,832 раза и т. д.

Приведите бюретки с растворами H₂SO₄, Na₂S₂O₃ и водой в рабочее положение. В две пробирки из бюретки прилейте по 5 мл H₂SO₄.

В две конические колбы из бюреток прилейте по 5 мл раствора Na₂S₂О₃ и по 10 мл воды.

Одну колбу и пробирку поместите в стакан с темпера­турой на 10° выше комнатной. Через 5- 7 мин, когда растворы нагреются до нужной температуры, смешайте их и определите время помутнения раствора, как в опыте 2.

Другую колбу и пробирку поместите в стакан с темпе­ратурой на 20° выше комнатной. Через 5 - 7 мин смешайте растворы и определите время появления мути.

Результаты опыта запишите в таблицу.

Таблица 4

№ колбы	Объем, мл				Общий объем, мл	Температура опыта, 0С	Время появления мути, с	Относит.скорость реакции
	Н2SO4		Na2S2O3	H2O				vтеор	vпракт
1	5	5		10	20			1	1
2	5	5		10	20			1,8
3	5	5		10	20			3,24

 

На миллиметровой бумаге постройте кривую зависимости v_теор от температуры. На этом же графике отметьте рассчитанные заранее значения v_практ.  Рассчитайте значение температурного коэффициента γ_практ, исходя из опытных данных.

Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от температуры.

 

2.3 Влияние концентрации веществ на химическое равновесие (полумикрометод).

В данном опыте изучают обратимую реакцию взаимодействия трихлорида железа с роданидом аммония. Трироданид железа Fe(SCN)₃ придает раствору красную окраску. По изменению интенсивности окраски можно судить об изменении концентрации Fe(SCN)₃, т. е. о смещении равновесия в ту или иную сторону.

В четыре микропробирки внесите по 5—10 капель разбавленных растворов трихлорида железа FeCl₃ и роданида аммония NH₄SCN. Легким встряхиванием пробирок размешайте растворы. Поставьте все пробирки в штатив.

В одну из пробирок микрошпателем добавьте несколько кристаллов трихлорида железа, в другую — роданида аммония, в третью — хлорида аммония, четвертую пробирку оставьте для сравнения.

Растворы размешайте энергичным встряхиванием или стеклянной палочкой.

При оформлении отчета: отметьте изменение интенсивности окраски в каждом случае; запишите уравнение реакции между FeCl₃ и NH₄SCN и выражение константы равновесия данной реакции.

В каком направлении смещается равновесие и как изменяется концентрация каждого компонента в случае добавления: а) трихлорида железа; б) роданида аммония; в) хлорида аммония?

 

3 Контрольные вопросы и задачи

 1. Что называется скоростью химической  реакции? От  каких факторов она зависит?

2. Сформулируйте закон действия масс. Запишите математическое
выражение этого закона для реакций:

а)       N₂O₄(г) → 2NO₂(г);

б)      2NO(г) + Br₂(г) →2NOBr(г);

в)       СаО(к) + СО₂(г) → СаСО₃(к).

3. Как и почему изменяется скорость химической реакции при
изменении температуры?

4. Что называют энергией активации?

5. От каких факторов зависит скорость химической реакции в
гетерогенных системах?

6. Что называют катализатором? Какое влияние и почему оказывает
катализатор на скорость химической реакции?

7. Какое состояние обратимой реакции называется химическим
равновесием?

8. Напишите уравнение константы равновесия для каждого из
следующих обратимых процессов:

а)       2NO₂(г)= 2NO(г) + О₂(г);

б)      3Н₂(г) + N₂(г) = 2NH₃ (г);

в)       Н₂(г) + СuО(к)= Н₂О(г) + Сu(к).

Как сместится равновесие в каждом из указанных случаев при увеличении давления?

9. В каком направлении сместится равновесие при повышении
температуры в следующих обратимых реакциях (тепловой  эффект
реакции рассчитайте по табличным данным):

а)       2SO₂(г) + O_:(г) = 2SO₃(г);

б)      Н₂(г) + Вr₂(г) = 2НВr(г);

в)       N₂(г) + О₂(г) = 2NO(г).

 

Лабораторная работа №4. Окислительно- восстановительные реакции (ОВР)

 Цель работы: ознакомление с окислительно-восстановительными свойствами металлов, неметаллов и их соединений; освоение методики составления уравнений окислительно-восстановительных процессов.

 

1 Теоретическое введение

 Реакции, протекание которых связано со смещением или полным переходом электронов от одних атомов или ионов к другим, называют окислительно-восстановительными. Число электронов, смещенных от атома (иона) данного элемента или к атому (иону) данного элемента в соединении, называют степенью окисления. Степень окисления может быть положительной (электроны смещены от атома или иона) и отрицательной (электроны смещены к атому или иону).

Процесс отдачи электронов, т. е. повышения степени окисления элемента, называют окислением, а вещества, отдающие электроны,—восстановителями. К типичным восстановителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются невысокой электроотрицательностью (металлы, водород, углерод), некоторые анионы (Сl^-, S^2-, SO₃^2- и др.), катионы, у которых степень окисления может возрастать (Fe^{3 +} , Sn^{2 +} и др.), некоторые соединения углерода (углероводороды, оксид углерода), азота (азотоводороды), бора (бороводороды) и др.

Процесс присоединения электронов, т. е. понижение степени окисления, называют восстановлением, а вещества, принимающие электроны, называют окислителями. К типичным окислителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются высокой электроотрицательностью (элементы VI и VII групп главных подгрупп), катионы с высокой степенью (Pb⁺⁴, Cr⁺⁶, Ce⁺⁴), анионы,  в которых электроположительный элемент имеет высокую степень окисления (N⁺⁵O₃^-, Сг₂⁺⁶ О₇^2- ,Mn⁺⁷O₄^- и др.),  высшие оксиды, а также пероксиды.

Окислительно-восстановительные реакции — это одновременно протекающие процессы окисления и восстановления. Реакции, в которых окислители и восстановители представляют собой разные вещества, называют межмолекулярными. Если окислителями и восстановителями служат атомы или ионы одной и той же молекулы, то такие реакции называют внутримолекулярными.

Направление окислительно-восстановительных реакций определяется вторым законом термодинамики. Если процесс протекает при изобарно-изотермических условиях, то прямая реакция возможна при условии, что энергия Гиббса ее ниже нуля: ΔG < 0.

Окислительно-восстановительную способность вещества определяет окислительно-восстановительный потенциал реакции (редокс-потенциал). Окислительная способность веществ тем выше, чем больше положительное значение окислительно-восстановительного потенциала реакции.

 

2 Экспериментальная часть

 2.1 Влияние рН среды на окислительно-восстановительные реакции.

В три пробирки налейте по 3 мл раствора перманганата калия. В первую пробирку прилейте 2 мл 1 М раствора Н₂SO₄,  во вторую — 2 мл Н₂О, в третью -2мл 2 М раствора КОН.

В каждую пробирку добавьте по 3 мл раствора сульфита натрия.

Запишите наблюдения, составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций и объясните результаты опыта. Учтите, что фиолетовая окраска характерна для ионов MnO₄^-,  слабо-розовая — для ионов Мn²⁺, зеленая — для ионов MnO₄^2-,  бурый цвет имеют осадки МnO₂ и Mn(OH)₄.

 

2.2   Окислительные свойства бихромата калия.

Растворите 2-3 кристаллика бихромата калия в таком количестве дистиллированной воды, чтобы получился раствор соломенно-желтого цвета. Подкислите  раствор несколькими каплями серной кислоты и бросьте в него кристаллик сульфата закиси железа. В какой цвет окрашивается раствор?

Напишите уравнение реакции. Укажите восстановитель и окислитель.

 2.3  Окислительно-восстановительная двойственность перекиси водорода.

1 Окислительные свойства перекиси водорода.

К 2-3 каплям 0,5 н раствора иодида калия, подкисленного равным объемом серной кислоты, прилейте раствор перекиси водорода. Прибавьте 1-2 капли крахмала, убедитесь в присутствии свободного иода.

Напишите уравнение реакции. Укажите окислитель и восстановитель.

2 Восстановительные свойства перекиси водорода.

Налейте в пробирку около I мл насыщенного раствора перманганата калия, подкислите раствором серной кислоты и прибавьте 1 -2 мл перекиси водорода. Тлеющей лучинкой испытайте выделяющийся газ. Какой это газ? Напишите уравнение реакции. Укажите окислитель и восстановитель.

 

3 Контрольные вопросы и задачи

 1. Определите  степень  окисления  серы  в  соединениях:  H₂S,
Na₂S₂O₃, H₂SO₃ и H₂SO₄.

2. Приведите примеры межмолекулярных и внутримолекулярных
окислительно-восстановительных реакций.

3. Определите,  возможно  ли  протекание  реакции   в   прямом
направлении при температуре 298 К:

СuО + Н₂ = Cu + Н₂О (ж).

4. Какими способами можно определить направление окислительно-восстановительных реакций?

 

Лабораторная работа № 5. Ряд напряжений металлов и работа гальванических элементов

 Цель работы: овладение методикой измерения ЭДС и напряжения гальванических элементов.

 1 Теоретическое введение

Основное химическое свойство металлов - это способность их   атомов сравнительно легко отдавать валентные электроны и превращаться в положительно заряженные ионы. Эта способность у различных металлов в соответствии с особенностями строения их электронных оболочек и кристаллической решетки проявляется по-разному. При погружении металла в воду часть его ионов переходит в раствор, вследствие чего на границе раздела фаз возникает скачок потенциала, называемый обычно потенциалом металла (φ). Непосредственно изме­рить скачок потенциала на границе раздела фаз не удается, поэтому пользуются относительными значениями потенциалов, измеренными по отношению к стандартному водородному электроду, потенциал которого условно принят за ноль (φН₂/2Н⁺= 0).

Потенциалы металлов, являющихся восстановителями по отношению к стандартному водородному берутся со знаком минус, с окислителями - со знаком плюс. Расположенные в порядке возрастания стандартных электродных потенциалов (т.е. определенных в стандартных условиях) металлы образуют так называемый ряд напряжений металлов, в который помещен и водород, образующий подобно металлам положительные ионы.

Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснять его из разбавленных растворов кислот. Чем левее в ряду напряжений находится металл, то есть чем меньше его потенциал, тем легче он окислится, и тем труднее восстанавливаются его ионы. Чем правее он находится (т.е. чем больше его потенциал), тем труднее он окисляется и тем  легче восстанавливаются его ионы.

Каждый металл, расположенный в ряду напряжений левее (т.е. ближе к началу), вытесняет из растворов солей все последующие за ним (стоящие правее) металлы. При этом первый окисляется и переходит в раствор в виде ионов, а второй восстанавливается и выделяется     из раствора в виде металла.

Система, состоящая из металла, погруженного в раствор собственной соли называется металлическим электродом. Так как потенциалы различных электродов отличаются друг от друга, то составив из них замкнутую электрическую цепь можно получить систему, позволяющую преобразовывать химическую энергию в электрическую  вследствие протекания в ней окислительно-восстановительных процессов.

Система, в которой энергия окислительно-восстановительной химической реакции преобразуется в электрический ток, называется гальваническим элементом.  Электрод, на котором происходит окисление, называется анодом, восстановление - катодом.

Анодом всегда является более активный металл, расположенный в ряду напряжений левее  (потенциал смещен в сторону отрицательных значений).

Рассмотрим в качестве примера гальванический элемент, составленный из никеля, погруженного в молярный раствор сульфата никеля (φ° = -0,25 В), и серебра, погруженного в молярный раствор азотнокислого серебра (φ° = + 0,80 В). Контакт между растворами осуществляется с помощью электрического ключа (стеклянной трубки, заполненной раствором электролита), обеспечивающего ионную электропроводность, но препятствующего смешению растворов.

Соединив электроды во внешней цепи металлическим проводником через гальванометр, можно обнаружить наличие электрического тока и определить его направление.

При работе данного гальванического элемента на электродах происходят следующие преобразования:

анод:   Ni°-2e = Ni²⁺  (окисление);

катод:  Ag⁺ + е = Ag° (восстановление).

Анод при этом заряжается отрицательно, катод - положительно. Электродвижущую силу гальванического элемента можно найти по формуле:

Е= φ_к – φ_А

или в данном случае Е = + 0,80 - (-0,25) = 1,05 В. 

 

2 Экспериментальная часть 

2.1 Вытеснение водорода из кислоты металлами.

В пять пробирок налейте по 3-4 мл раствора соляной кислоты и поместите в них порознь по кусочку магния, алюминия, цинка, железа и меди.

Какие из металлов вытесняют водород из кислоты? Напишите молекулярные, ионные и электронные уравнения реакций. 

2.2 Вытеснение одних металлов другими.

1. Налейте в пробирку 3-4 мл раствора медного купороса, опустите кусочек очищенной от ржавчины железной проволоки. Что происходит ? Повторите опыт, заменив железную проволоку цинковой пластиной. Напишите молекулярное, ионное и электронное уравнения реакций.

2. Налейте в пробирку 3-4 мл раствора уксуснокислого свинца и опустите кусочек цинка. Что происходит? Напишите молекулярное, ионное и электронное уравнения реакций.

3. На часовое стекло налейте несколько капель раствора азотнокислого серебра и погрузите в него хорошо очищенную медную проволочку. Что наблюдается? Напишите молекулярное, ионное и электронное уравнения реакций.      .

 

2.3 Медно-цинковый гальванический элемент.

Медную пластинку опустите в молярный раствор медного купороса, а цинковую пластинку - в молярный раствор цинкового купороса.

Соедините оба раствора изогнутой стеклянной трубочкой, заполненной раствором хлористого калия и примесью агар-агара и клея (чтобы раствор не выливался).

К обоим металлическим пластинкам прикрепите  медные проволочки и свободные концы их опустите в стаканчик с раствором сернокислого натрия, к которому прибавлено несколько капель раствора фенолфталеина.

Наблюдается окрашивание в малиновый цвет раствора около проволоки, прикрепленной к цинковой пластине.

Какие окислительно-восстановительные процессы происходят на аноде и на катоде?

Напишите ионное уравнение реакции, протекающей при работе построенного гальванического элемента. Вычислите э.д.с.  этого элемента.

                                                                  

3  Контрольные вопросы и задачи 

1. Что называется стандартным электродным потенциалом ?

2. Почему из раствора солей цинк вытесняет свинец, а не наоборот ?

3. Из каких растворов  железо будет вытеснять металлы: Al₂(SO₄)₃, Ag₂SO₄, SnSO₄.

4 . Влияет ли на потенциал металла концентрация его ионов в
растворе?

5 . Какие металлы - Fe, Al, Zn, Cu, Cr, Ca, Hg- будут выделять водород из раствора разбавленной серной кислоты?

6 . Составьте  схемы двух гальванических элементов, в одном из которых железо является катодом, а в другом - анодом. Напишите уравнения реакций, протекающих при работе этих элементов. 

7 . Вычислите э.д.с., напишите уравнения электродных реакций и укажите направление движения электронов в гальваническом элементе (-) Fe/Fe²⁺//Ag⁺/Ag (+) при условии, что .

8. Вычислите э.д.с. элемента (-) Cd/Cd²⁺//Cu²⁺/Cu (+), если концентрации .

9. Пользуясь данными ряда напряжения,  объясните из каких металлов надо составить гальванический элемент, чтобы он имел наибольшую э.д.с.

10. Как составить гальванический элемент, в котором протекает следующая окислительно-восстановительная реакция:

Zn + 2Fe³⁺ -> Zn²⁺ + 2Fe²⁺. 

 

Лабораторная работа № 6. Электролиз 

Цель работы: ознакомление с процессами, протекающими на растворимых и нерастворимых электродах при электролизе водных растворов электролитов.

 

1 Теоретическое введение 

Под электролизом понимают химические процессы на электродах, протекающие при прохождении постоянного тока через раствор или расплав электролита. Эти процессы сопровождаются превращением электрической энергии в химическую.

Сущность электролиза заключается в том, что под действием электрического тока на аноде происходит процесс окисления, а на катоде - процесс восстановления. При электролизе водных растворов солей щелочных и щелочно-земельных металлов на катоде разряжаются ионы водорода, а катионы металла остаются в растворе. Если подвергнуть электролизу раствор соли  металла, находящегося в ряду напряжений между алюминием и водородом, например, цинка, никеля, то на катоде выделяется не водород, а соответствующий металл, что объясняется перенапряжением выделения водорода на этих металлах.

Если анод сделан из инертного материала, например, из графита, то при электролизе на аноде разряжаются анионы электролита и при этом только те, которые не содержат в своем составе кислорода, например,Cl^-, Br^-, S^2- (кроме F^-). Если же анионы содержат кислород, например, SO₄^2-, РО₄^3-, NO₃^- и др., то они остаются в растворе, а разряжаются ионы ОН^- (из воды) с выделением свободного кислорода:

4ОН^- - 4е = 2H₂O + O₂.

При электролизе водного раствора соли  металла, находящегося в ряду напряжений до алюминия,  и кислородосодержащей кислоты, например, К₂SO₄ ионы соли не разряжаются. Процесс в этом случае сводится к электролизу воды: на катоде выделяется водород, на аноде - кислород.

 Схема электролиза водного раствора K₂SO₄:

                                              K₂SO₄= 2К⁺ + SO₄^2-

                                                  H₂O= H⁺ + OH^-

                                                                   

                   катод                                                                         анод

              2Н⁺+ 2е- = Н₂                                                                       4ОН^- - 4е^- = 2Н₂О + О₂

Вследствие уменьшения концентрации ионов водорода в катодном пространстве среда становится щелочной, а в анодном - вследствие уменьшения концентрации гидроксид-ионов - кислой.

Схема электролиза водного раствора NiSO₄:

                                               NiSO₄= Ni²⁺ + SO₄^2-

                                                  H₂O= H⁺ + OH^-

                                                                   

                   катод                                                                         анод

              Ni²⁺ + 2е- =Ni⁰                                                                       4ОН^- - 4е^- = 2Н₂О + О₂

В анодном пространстве среда становится кислой, в катодном -кислотность не меняется, так как не меняется соотношение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов. 

 

2 Экспериментальная часть

 

2.1 Электролиз раствора йодистого калия.

В U - образную трубку налейте приблизительно до половины раствор йодистого калия, к которому прибавлено несколько капель крахмального клейстера и 2-3 капли раствора фенолфталеина. Вставьте в оба колена трубки угольные электроды и включите постоянный электрический ток. Наблюдается окрашивание раствора у катода и у анода. Дайте объяснение. Составьте схему электролиза водного раствора.

 

2.2 Электролиз раствора сернокислого натрия.

В U - образную трубку для электролиза налейте раствор сернокислого натрия, к которому добавлен раствор лакмуса (индикаторная бумага). Вставьте электроды и включите постоянный электрический ток. Наблюдается изменение (через 1-2 мин) окраски раствора у электродов. Составьте схему электролиза водного раствора сернокислого натрия.

2.3 Электролиз раствора сернокислой меди.

В U - образную трубку налейте раствор сернокислой меди. Пользуясь угольными электродами, пропускайте ток в течение 4-5 минут. Что выделяется на электродах? Дайте объяснение. Составьте схему электролиза раствора.

 

2.4 Электролиз с растворимым анодом.

Присоединив электрод с отложившейся в предыдущем опыте медью к положительному полюсу источника тока,  другой электрод подключите  к отрицательному полюсу, пропускайте электрический ток.. Наблюдается растворение меди с анода. Дайте объяснение. Составьте схему электролиза водного раствора сернокислой меди при медном аноде.

 

2.5 Электролиз водного раствора хлорида цинка.

Электролизер залейте раствором хлорида цинка, опустите в него графитовые электроды, подключите их к источнику тока и проводите электролиз в течение 5 минут. По окончании опыта выньте катод и убедитесь в наличии  цинкового покрытия. Появление хлора в анодном пространстве определите по появлению синего окрашивания при добавлении нескольких капель раствора иодида калия и крахмала. Составьте схему электролиза раствора хлористого цинка.

 

3 Контрольные вопросы и задачи 

1. Составьте схемы электролиза водных растворов AgNO₃,  К₂СО₃.
Электроды угольные. Определите,  какая среда (кислая или щелочная) образуется в анодном и катодном пространствах.

2. При электролизе каких растворов на катоде будет выделяться водород?

CuSO₄, Na₂S, Al₂(SO₄)₃, Ag₂SO₄, MnSO₄, ZnSO₃.

3. При электролизе каких растворов на аноде будет  выделяться кислород?

К₃РО₄, NaJ, CaCl₂,  K₃S.

4. Какие процессы происходят на аноде и катоде при электролизе
раствора FeCl₂,  если электроды: а) угольные, б) железные?

5. Сколько меди выделится на катоде, если через раствор CuSO₄
пропускать электрический ток силой 8 А в течение 6 часов? Что при этом выделится на инертном аноде и в каком количестве? 

 

Лабораторная работа №7. Коррозия металлов 

Цель работы: изучение условий возникновения коррозионных микроэлементов, их моделей, а также влияния различных факторов на скорость электрохимической коррозии металлов, ознакомление с наиболее важными методами защиты металлов от коррозии.

 

1 Теоретическое введение 

Коррозией называют разрушение металла в результате химического или электрохимического воздействия окружающей среды. Скорость коррозии выражают либо через потерю массы образца в единицу времени на единицу площади поверхности, либо через уменьшение толщины металла в единицу времени.

По характеру разрушения металла различают равномерную и местную коррозию. Равномерная коррозия распределяется по всей поверхности металла, а местная коррозия сосредоточена на отдельных участках.

По механизму коррозионного процесса различают химическую или электрохимическую коррозию. Химическая коррозия характерна для сред, не проводящих электрический ток. В процессе химической коррозии происходит прямое взаимодействие металла с окислителем.

Электрохимическая коррозия возникает в средах, обладающих ионной проводимостью. В этом случае процесс коррозии является анодным растворением металла под влиянием катодного восстановления окислителя. Наиболее распространенными окислителями в коррозионном процессе служат ионы водорода и молекулы кислорода. Коррозия с участием ионов водорода называется коррозией с выделением водорода или коррозией с водородной деполяризацией. В наиболее простом виде электродные процессы могут быть представлены уравнениями:

Me – ne^- →Meⁿ⁺;

2Н⁺ + 2e^- →H₂.

Коррозия с выделением водорода возможна, если потенциал водородного электрода положительнее потенциала металла. Скорость коррозии в этом случае определяется скоростью реакции выделения водорода, зависящей от природы металла и вида поверхности, на которой выделяется водород. Скорость коррозии зависит также от рН и температуры раствора, с которым реагирует металл.

Коррозия с участием кислорода называется коррозией с поглощением кислорода или коррозией с кислородной деполяризацией. В наиболее простом виде электродные процессы могут быть представлены уравнениями

Me – ne^- →Meⁿ⁺;

О₂ + 2Н₂О +4e^- →4OH^-.

Коррозия с поглощением кислорода возможна, если потенциал кислородного электрода положительнее потенциала металла. Скорость коррозии в этом случае обычно определяется скоростью диффузии кислорода и возрастает при перемешивании раствора и увеличении концентрации растворенного кислорода.

В некоторых случаях скорость коррозии лимитируется анодными реакциями. Обычно это наблюдается у металлов, способных к пассивации, таких, как алюминий, титан, хром, никель, тантал и др. Пассивностью металла называют состояние повышенной коррозионной устойчивости, вызываемое торможением анодного процесса. Пассивация обычно обусловлена образованием на поверхности металла защитных пленок.

Коррозию можно затормозить пассивацией и изменением потенциала металла, уменьшением концентрации окислителя, изоляцией поверхности металла от окислителя, изменением состава металла. Выбор способа защиты определяется условиями работы металлов и экономической целесообразностью.

Коррозионные свойства, металла можно изменить путем легирования, т. е. введения в состав сплава компонента, который обеспечивает снижение скорости или даже предотвращение коррозии. Обычно в состав сплавов вводят компоненты, вызывающие пассивацию металла, т. е. образование на его поверхности защитных пленок, К числу таких компонентов относятся хром, никель, титан, вольфрам и др.

К эффективному способу снижения скорости коррозии ме­талла относится нанесение на металл защитных покрытий. В качестве защитных используются металлические, оксидные, силикатные, лакокрасочные и другие покрытия. Механизм их действия основан на изоляции металла от окислителя.

Различают катодные и анодные металлические покрытия. Если потенциал металла покрытия отрицательнее потенциала защищаемого металла, то при коррозии происходит растворение металла покрытия, а основной металл не разрушается. Такие покрытия называют анодными, например цинковое покрытие железа. Если потенциал металла покрытия положительнее потенциала основного металла, то в случае нарушения сплошности покрытия (наличия пор, трещин) может корродировать основной металл. Такие покрытия называют катодными, например, медное покрытие железа.

Скорость коррозии можно снизить путем торможения анодных или катодных реакций за счет изменения потенциала этих реакций; такой способ защиты металла называют электрохимическим. К электрохимическим методам защиты относят протекторный, катодный и анодный. При подсоединении к защищаемой металлической конструкции протектора, т. е. какого-либо металла, имеющего более отрицательный потенциал, происходит коррозия протектора, а основной металл сохраняется. Катодный метод защиты заключается в подключении защищаемого изделия к отрицательному полюсу внешнего источника тока. В этом случае на защищаемом изделии выделяется водород. При анодном методе защищаемое изделие подключают к положительному полюсу внешнего источника тока, при этом происходит пассивация защищаемого металла.

Коррозию можно замедлить, воздействуя на коррозионную среду: уменьшая концентрацию окислителя или вводя специальные ингибиторы.

 

2 Экспериментальная часть 

2.1  Электрохимическая неоднородность поверхности стали.

Вследствие электрохимической неоднородности стали и наличия окислителя у ее поверхности образуются коррозионные микроэлементы. В процессе их работы осуществляется анодное растворение железа. О растворении железа судят по появлению турнбулевой сини при взаимодействии Fc²⁺ с индикатором.

Для проведения опыта зачистите стальную пластинку наждачной бумагой, промойте проточной водой и высушите фильтровальной бумагой. Затем положите на пластинку бумажный фильтр, смоченный ферроксилиндикатором.

Через 2 — 3 мин опишите изменение цвета фильтровальной бумаги, форму и распределение пятен. Объясните наблюдения и, используя значения потенциалов электродных реакций, запишите уравнения этих реакций.

 

2.2 Коррозия железа в контакте с углеродом.

Заполните U-образную трубку на  объема 0,5 М раствором хлорида натрия. Зачистите наждачной бумагой и промойте проточной водой стальные и графитовые стержни. В одно колено трубки поместите стальной стержень и добавьте 3 — 4 капли pacтвора K₃[Fe(CN)₆], во второе колено погрузите графитовый стержень и добавьте 3 — 4 капли фенолфталеина.

Замкните внешнюю цепь через милливольтметр и запишите напряжение. Отключите вольтметр, замкните внешнюю цепь медным проводником и наблюдайте за работой элемента, а также изменением окраски раствора в катодном и анодном пространствах.

Запишите уравнения анодного процесса и значение стан­дартного потенциала электрода. Объясните причину изменения окраски раствора у анода.

Рассчитайте потенциалы возможных катодных процессов с учетом рН среды в начале опыта, принимая давление газов равным атмосферному.

Напишите уравнения процессов, протекающих на катоде, и объясните причину изменения окраски раствора у катода.

Запишите суммарное уравнение коррозионного процесса и схему коррозионного элемента.

 

2.3 Влияние природы контактирующих металлов на скорость коррозии железа.

В опыте изучается коррозия стали в паре с различными металлами. В первой части опыта железо находится в паре с никелем или медью, во второй части опыта — в паре со свинцом или кадмием.

В U-образную трубку залейте на ¹/₂ объема 0,1 М раствор H₂SO₄. Металлические пластины тщательно зачистите наждач­ной бумагой и промойте проточной водой. В одно колено трубки поместите стальную пластинку, во второе — никелевую (или медную). С помощью милливольтметра определите напряжение элемента. Повторите опыт с кадмиевой или свинцовой пластинкой.

При оформлении результатов опыта запишите: уравнения анодного и катодного процессов, а также суммарное уравнение реакции. Приведите схему коррозионного элемента.

Рассчитайте потенциал катодной реакции и объясните влия­ние природы использованных металлов на скорость коррозии и напряжение коррозионного элемента.

 

2. 4 Активирующее действие ионов хлора.

В две пробирки налейте ( объема) раствор сульфата меди, подкисленный серной кислотой. В одну из пробирок добавьте хлорид натрия. Затем в обе пробирки поместите алюминиевую проволоку. Наблюдайте, в какой из пробирок интенсивнее выделяется газ.

Запишите уравнение анодного, катодного и суммарного процессов, приведите схему коррозионного элемента. Объясните механизм влияния ионов хлора на скорость реакции.

 

2. 5 Анодные и катодные защитные покрытия.

 В две пробирки налейте ( объема) воды и добавьте по 1-2 мл H₂SO₄ и по 2-4 капли раствора K₃[Fe(CN)₆]. В одну пробирку поместите полоску оцинкованного, а в другую — луженого железа. Через 5 мин отметьте изменение цвета раствора в пробирках.

Объясните ваши наблюдения, запишите уравнения анодных и катодных процессов и приведите схемы работы коррозионных элементов. Укажите, какое из изученных покрытий было анодным и какое — катодным.

Вылейте растворы из пробирок; полоски оцинкованного и луженого железа хорошо промойте под краном проточной водой и проделайте опыт с раствором щелочи. Наблюдения запишите и объясните.

 

3 Контрольные вопросы и задачи 

1. Что называется коррозией металлов?

2. Какие виды коррозии вы знаете?

3. В чем отличие электрохимической коррозии от химической?

4. Как  можно  охарактеризовать  скорость  электрохимической коррозии?

5. Чем вызвана электрохимическая неоднородность поверхности металла?

6. Каковы  причины  возникновения  коррозионных  микрогаль­ванических элементов?

7.  Каким образом можно определить возможность протекания коррозии с выделением водорода и с поглощением кислорода?

8.  Какие факторы влияют на скорость коррозии с выделением водорода?

9.  Как можно замедлить скорость коррозии с поглощением кислорода?

10. Какое явление называется пассивацией металла?

11. Что такое активаторы коррозии?

12. Возможна ли коррозия с выделением водорода в растворе, в котором активность Си²⁺ равна 10^-3 моль/л и рН среды равен 3?

13. Возможна ли коррозия железа с выделением водорода в растворе, в котором активность ионов Fe²⁺ равна 10^-4 моль/л, а рН среды равен 2?

14. Возможна ли коррозия меди с поглощением кислорода на воздухе в растворе, в котором активность Сu²⁺ равна 10^-4 моль/л, а среда нейтральна?

15. Возможна ли коррозия золота с поглощением кислорода на воздухе в растворе, в котором активность Аu⁺ равна 10^-4 моль/л, а среда нейтральна.

16.  Как можно снизить скорость коррозии металлов?

17. Какие защитные покрытия вам известны и какими методами их получают?

18. Что такое анодные и катодные защитные покрытия?

19. На чем основана электрохимическая защита металлов и какие разновидности этой защиты вам известны?

20. В чем заключается сущность катодной защиты металлов?

21. Что такое протекторная защита металлов?

22. Как изменяют коррозионную среду для снижения скорости коррозионного процесса?

23. Какие вещества называют ингибиторами коррозии?

  

Список литературы 

1. Коровин Н.В. Общая химия.- М.: Высшая школа, 2005.

2. Харин А.Н., Катаева Н.А., Харина Л.Г. Курс  химии.- М.: Высшая школа,1983.

3. Глинка Н.Л. Общая химия.- Л.: Химия, 1999.

4. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 1998.

5. Некрасов Б.В. Основы общей химии.- М.: Химия, 1998 (т.1,2).

6. Угай А. Я. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 1997.

7. Дробашева Т.И. Общая химия. - Ростов-на-Дону: Феникс, 2004.

8. Гольбрайх З.Е., Маслов Е.И. Сборник задач и упражнений по химии.- М.: Астрель, 2004.

9. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.- М.: Интеграл-Пресс, 2004.

10. Задачи и упражнения по общей химии под ред. Коровина Н.В. - М.: Высшая школа, 2004.

11. Лидин Р.А., Молочко В.А., Андреева Л.Л. Задачи по неорганической химии.- М.: Высшая школа, 1990.

  

Содержание  

Введение                                                                                                   3

1 Лабораторная работа №1. Классы неорганических соединений              4

2 Лабораторная работа № 2. Определение теплоты растворения и

теплоты гидратации                                                                                    8  

3 Лабораторная работа №3. Кинетика химических реакций.

Химическое равновесие                                                                             12

4 Лабораторная работа №4. Окислительно-восстановительные реакции   17  

5 Лабораторная работа №5. Ряд напряжений металлов и работа

гальванических элементов                                                                            19

6 Лабораторная работа №6. Электролиз                                                       22

7 Лабораторная работа №7. Коррозия металлов                                            24

Список  литературы                                                                                     30

Сводный план 2012 г., поз 80.