АЛМАТИНСКИЙ ИНСТИТУТ ЭНЕРГЕТИКИ И СВЯЗИ

 

Кафедра промышленной теплоэнергетики

 

ХИМИЯ

 

Методические указания к выполнению лабораторных работ

для студентов всех форм обучения  специальностей 050719 – Радиотехника, электроника, телекоммуникации, 050718 – Электроэнергетика, 050702 – Автоматизация и управление, 050704 – Вычислительная техника и программное обеспечение,050703 – Информационные системы

 

СОСТАВИТЕЛИ: К.С.Идрисова, А.А.Туманова. Химия. Методические указания к выполнению лабораторных работ для студентов всех форм обучения специальностей 050719 – Радиотехника, электроника, телекоммуникации, 050718 – Электроэнергетика, 050702 – Автоматизация и управление, 050704 – Вычислительная техника и программное обеспечение, 050703 – Информационные системы.

 

Методические указания к выполнению лабораторных работ предназначены для бакалавров специальностей 050719 – Радиотехника, электроника, телекоммуникации, 050718 – Электроэнергетика, 050702 – Автоматизация и управление, 050704 – Вычислительная техника и программное обеспечение, 050703 – Информационные системы,  подготовлены в соответствии с  образовательным стандартом для технических направлений  по курсу «Химия».

 

Введение

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

Содержание методических указаний соответствует учебной программе курса химии и состоит из 6 лабораторных работ, включающих основные разделы неорганической и полимерной химии, 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 записывают: 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.

 

1 Лабораторная работа № 1. Классы неорганических  соединений

 

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

 

1.1 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, CO2,   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,

                          основной  кислота    средняя соль

                          гидроксид

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

                        основной   амфотерный      средняя соль

                        гидроксид  гидроксид

4. Получение кислых и основных солей

H3PO4        +        NaOH  =     NaH2PO4   +  H2O,

     многоосновная кислота      основание     гидросоль     вода

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

 

1.2.1 Гидратация основных оксидов (групповой опыт)

В фарфоровую чашку, наполненную на 1/3 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 1.2.7.

 

1.2.2  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.

 

1.2.3 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.

 

1.2.4 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.

 

1.2.5 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.

1.2.6 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.

 

1.2.7 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.

 

1.2.8 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.

 

1.3 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.

 

2Лабораторнаяработа №2.Окислительно- восстановительные реакции (ОВР)

 

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

 

2.1 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-, S2-, SO32- и др.), катионы, у которых степень окисления может возрастать (Fe3 + , Sn2 + 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 О72- ,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.

 

2.2 Экспериментальная часть

 

2.2.1 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 MnO42-бурый цвет имеют осадки МnO2 и Mn(OH)4.

 

2.2.2   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.

 

2.2.3  Окислительно-восстановительная двойственность перекиси водорода

I. Окислительные свойства перекиси водорода

К 2-3 каплям  раствора иодида калия с эквивалентной концентрацией 0,5 моль/л,  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.

 

2.3 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?

 

3 Лабораторная работа № 3. Ряд напряжений металлов и работа гальванических элементов

 

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

 

3.1 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= φк – φА

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

 

3.2 Экспериментальная часть

3.2.1 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.

 

3.2.2 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.     

3.2.3 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.

3.3  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+.

 

4 Лабораторная работа № 4. Электролиз

 

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

 

4.1 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 энергию.

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-, S2- (кроме F-). Если же анионы содержат кислород, например, SO42-, РО43-, 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+ + SO42-,

                                                  H2O= H+ + OH-

                                                                   

                   катод                                                                         анод

              2Н++ - = Н2                                                                       4ОН- - - = 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+ + SO42-,

                                                  H2O= H+ + OH-

                                                                   

                   катод                                                                         анод

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

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

 

4.2 Экспериментальная часть

 

4.2.1 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.

 

4.2.2 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.

 

4.2.3 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.

 

4.2.4 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.

 

4.2.5 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.

 

4.3 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?

 

5 Лабораторная работа №5. 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.

 

5.1 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

Mene-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.

 

5.2 Экспериментальная часть

 

5.2.1  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.

 

5.2.2 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.

 

5.2.3 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.

 

5.2.4  Пассивность металла

Поведение пассивного и активного металла в растворе хлорида натрия. Для активации железа стальную пластинку обрабатывают раствором  соляной кислоты с молярной концентрацией 0,5 моль/л, для пассивации — дымящей азотной кислотой.

Заполните U-образную стеклянную трубку раствором хлорида натрия с молярной концентрацией 0,5 моль/л. Зачистите наждачной бумагой и промойте проточной водой графитовый и стальной стержни (пластинки). Затем стальной стержень погрузите на 2 — 3 мин в 0,5 М раствор соляной кислоты и промойте проточной водой. В одно колено трубки поместите стальной стержень и добавьте 3 — 4 капли раствора 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 милливольтметр, замкните внешнюю цепь медным или алюминиевым проводником и наблюдайте за изменением окраски раствора в катодном и анодном пространствах вследствие работы элемента.

Вынув стальной стержень, промойте его проточной водой, погрузите на 2 — 3 мин в дымящую азотную кислоту (плотность 1,5 г/см3) и промойте проточной водой. Обработка в кислоте проводится под тягой! Вылейте раствор из U-образного сосуда и замените его свежим раствором с такими же индикаторами, как и в первой части опыта. Погрузите стальной и графитовый стержни в трубку и повторите наблюдения.

При оформлении результатов опыта:

- запишите возможные анодные процессы на стальном стержне в U-образной трубке и причину изменения окраски раствора у анода. Объясните разницу коррозионного поведения стального стержня в сосуде после обработки разбавленной соляной и концентрированной азотной кислотами;

- определите потенциалы возможных катодных процессов с учетом рН среды в начале опыта, принимая давление газов равным атмосферному. Запишите уравнения процессов, протекающих на катоде, и причину изменения окраски раствора у катода.

Объясните разное поведение катода в паре с активированным и пассивированным железом.

Запишите суммарное уравнение коррозионного процесса и приведите схему коррозионного элемента. Объясните причину различия напряжения элемента в первой и второй частях опыта.

 

5.2.5 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.

 

5.2.6 Легирование металла

В качестве легирующих добавок к железу применяют никель и хром, так как никель и хром входят в состав нержавеющей стали.

В две пробирки налейте ( объема) воды и добавьте 2 - 4 мл раствора H2SO4 и 2-4 капли раствора K3[Fe(CN)6]. В одну пробирку поместите зачищенную наждачной бумагой и промытую проточной водой стальную пластинку, во вторую пробирку — пластинку из нержавеющей стали (незачищенную). Отметьте изменение цвета раствора через 5 мин и количество выделяющихся пузырьков газа в единицу времени.

Объясните ваши наблюдения, запишите уравнения анодных и катодных процессов, предварительно рассчитав их потенциалы (рН раствора 1, активность ионов железа 10-3 моль/л). Приведите схему коррозионного процесса. Объясните причину различного поведения пластинок в растворе кислоты.

 

5.2. 7 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.

 

5.3 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 методамиих получают?

18. Что такое анодные и катодные защитные покрытия?

19. На чем основана электрохимическая защита металлов и какиеразновидности 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?

 

6 Лабораторная работа №6. Полимерные материалы

 

Цель работы: изучение ряда физико-химических свойств некоторых полимерных материалов и проведение физико-химических испытаний.

 

6.1 Теоретическое введение

Полимеры - высокомолекулярные соединения, которые характеризуются молекулярной массой от нескольких тысяч до многих миллионов. Молекулы полимеров, называемые также макромолекулами, состоят из большого числа повторяющихся звеньев. Вследствие большой молекулярной массы макромолекул полимеры приобретают некоторые специфические свойства. Поэтому они выделены в ocoбую группу химических соединений.

Исходными веществами для синтеза высокомолекулярных соединений (полимеров) являются низкомолекулярные вещества (мономеры). Полимеры получают из мономеров путем полимеризации (или сополимеризации) и поликонденсации.

Химические свойства зависят от состава, молекулярной массы и структуры полимеров. Им свойственны реакции соединения макромолекул поперечными связями, взаимодействия функциональных групп друг с другом и низкомолекулярными веществами и деструкции. Наличие у макромолекул двойных связей и функциональных групп обусловливает повышенную реакционную способность полимеров

Механические свойства полимеров определяются элементным составом, молекулярной массой, структурой и физическим состоянием макромолекул.

Большинство полимеров относится к диэлектрикам. Однако их диэлектрические свойства лежат в широких пределах и зависят от; состава и структуры макромолекул. Диэлектрические свойства в значительной степени определяются наличием, характером и концентрацией полярных групп в макромолекулах. Наличие у макромолекул галогенных, гидроксильных, карбоксильных и других полярных групп ухудшает диэлектрические свойства полимеров. Например, диэлектрическая проницаемость поливинилхлорида в 1,5 раза выше, удельное электрическое сопротивление и электрическая прочность на порядок ниже, а диэлектрические потери на два порядка выше, чем аналогичные показатели у полиэтилена. Поэтому хорошими диэлектриками являются полимеры, не имеющие полярных групп, такие, как фторопласт, полиэтилен,  полистирол. С увеличением молекулярной массы полимера улучшаются его диэлектрические свойства.

На основе полимеров получают волокна, пленки, резины, лаки, клеи, пластмассы и композиционные материалы (композиты).

 

6.2 Экспериментальная часть

 

6.2.1 Определение удельного объема порошков

Удельным объемом называют отношение объема материала к его массе (см3/г).  Удельный объем обычно определяют для порошкообразных материалов как объем (см3), занимаемый 1 г порошка при свободном насыпании его.

Порошкообразный материал тем удобнее для переработки (литья под давлением, прессования и др.), чем меньше его удельный объем. Такой порошок содержит меньше воздуха, препятствующего получению качественных изделий.

Получите у лаборанта материал (порошок) для испытания. Примерно 200 г испытуемого порошка (точность взвешивания 0,1 г) насыпьте в сухой мерный цилиндр - свободно без встряхивания или постукивания. Измерьте по градуировке на стенке цилиндра объем порошка с точностью до 1 мл (1 см3).

Результаты опыта запишите по форме:

1.Номер образца.............................   .

2.Масса  порошка,  т............. ...    (г).

3.Объем  порошка,   V.................... (см2).

4.Удельный  объем  порошка,  х.... (см3/г).

5.Усредненный       результат       двух   измерений,  хср

ср=х+х1/2)................................................(см3/г)

 (второе измерение - удельный объем, найденный вашим напарником по работе).

6.Название материала  (узнайте  у  преподавателя  или лаборанта).     

7.Удельный объем  порошка, хтеор............................      (см3/г) теор узнайте у преподавателя или у лаборанта).

 

6.2.2  Определение содержания летучих веществ

Летучие вещества и влагу удаляют из образца при нагревании его до 103 —105 °С.

В полимерах, подвергаемых переработке в изделия прессованием, литьем под давлением и другими методами, важно содержание летучих веществ, так как они вызывают появление волнистости, разводов, вздутий, пузырей, трещин и коробления изделий.

Содержание летучих веществ выражают в процентах.

Получите у лаборанта материал для определения содержания летучих примесей и бюкс с крышкой (диаметр бюкса ~40 мм).

Взвесьте на аналитических весах с точностью до 0,001 г бюкс с крышкой г). Насыпьте в бюкс примерно 5г исследуемого материала, закройте крышкой и снова взвесьте с той же точностью 2). По разности определите массу навески 3).

Поместите открытый бюкс с навеской в термошкаф (температура 103— 105°) на 30 мин, после чего охладите бюкс в эксикаторе, закройте его крышкой и вновь взвесьте 4). По разности определите массу навески после термообработки  5).

Результаты опыта запишите в таблицу по образцу:

Т а б л и ц а 1

Масса

бюкса с крышкой

m1, г

Масса бюкса с крыш­кой и навеской, г

Масса навески, г

Содержание летучих веществ, %

 

 

до термо­обработки m2

после термообра-ботки m4

 

до термо­обработки m3

после термообработки m5

 

 

 

 

 

 

 

6.2.3 Определение  огнестойкости

Характеризуя физико-химические свойства полимеров, говорят об их теплостойкости и огнестойкости.

Теплостойкость характеризует способность пластмасс сохранять механические свойства при непрерывном повышении температуры и выражается температурой, при которой под действием заданной нагрузки деформация образца достигает определенного значения. Низкой теплостойкостью (50 — 60°С) характеризуются полиметилметакрилат, полиуретан, высокой (200 —250°С) — фторопласт-4, стеклотекстолиты.

Огнестойкость характеризует устойчивость пластмасс к вос­пламенению. Для определения огнестойкости существуют различные методы. Упрощенный метод приведен ниже. По этому методу огнестойкостью условно называют способность материала гореть после пребывания его в пламени газовой горелки в течение 1 мин и характеризуют ее тремя показателями: а) образец продолжает гореть более  мин; б) образец продолжает гореть менее  мин; в) образец не загорается в пламени горелки.

Испытания на огнестойкость производят на стандартных образцах размером 120 х 15 х 10 мм.

Получите у лаборанта образец для испытания. (Опыт выполняется под тягой!). Отрегулируйте пламя газовой горелки так, чтобы его высота была ~ 10 см. Установите горелку под углом 45° к столу.

Образец испытуемого материала укрепите в штативе в горизонтальном положении и внесите его в пламя горелки на 1 мин. Следите за временем по стрелке секундомера.

По истечении минуты закройте кран горелки и, не останавливая секундомер, отметьте время горения бруска вне пламени горелки.

Запишите: название материала испытуемого образца; время горения бруска вне пламени горелки (с).

Сравните результат опыта с показателями огнестойкости.

 

6.2.4 Испытание порошкообразных полимерных материалов на однородность

Порошкообразные полимерные материалы обычно таблетируют или прессуют. Эти процессы требуют однородности материала. Однородность можно характеризовать, используя представления о дисперсности порошков (линейных размерах отдельных частичек, мм). Однородность порошка тем выше, чем меньше разница линейных размеров отдельных частичек.

Испытание порошкообразных полимерных материалов на однородность проводится путем просеивания порошка через сито с определенным размером отверстий. Содержание остатка на сите х выражают в процентах от общей массы просеянного порошка. Чем меньше х, тем однороднее испытуемый материал.

Получите у лаборанта материал для испытания и сито № 30 (900 отверстий на 1 см2). Взвесьте 20 — 30 г порошка с точностью до 0,01 г.

Просейте порошок через сито и снова взвесьте его с той же точностью.

Повторите исследование с новой порцией этого материала. Вычислите среднее арифметическое из двух определений и охарактеризуйте однородность испытуемого материала. Результаты опыта сведите в таблицу:

Название материала.

 

Т а б л и ц а 2

Взвеши-вание

Масса испытуемого материала, г

Масса остатка на сите m3, г

Содержание остатка на сите, %

до просеива-ния m1

после просеивания m2

хср

 

 

 

 

 

6.3 Контрольные вопросы и задачи

1. В каких пределах меняется плотность полимерных материалов?
Какие измерения надо провести для определения плотности?

2. Что  называют  удельным  объемом  полимерных  порошков?
Какие измерения надо провести для определения удельного объема?

3. Какие нежелательные явления могут вызывать летучие вещества
при переработке полимеров? Какие измерения надо провести для
определения содержания летучих веществ?

4. Какая условная характеристика огнестойкости материала будет
использована вами при  выполнении  настоящей лабораторной  работы?

5. Рассчитайте содержание остатка на сите в процентах по отношению к исходной массе порошка, если при испытании однородности порошкообразного полимерного материала получены результаты: масса порошка до просеивания 20,34г, масса порошка после просеивания 20,02г. Ответ. 1,57%.

 

Список рекомендуемой 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

1 Лабораторная работа №1. Классы неорганических соединений

2 Лабораторная работа №2. Окислительно-восстановительные реакции

3 Лабораторная работа №3. Ряд напряжений металлов и работа гальванических элементов

4 Лабораторная работа №4. Электролиз

5 Лабораторная работа №5. Коррозия металлов

6 Лабораторная работа №6. Полимерные материалы

Список рекомендуемой литературы