Техника безопасности при работе в химической лаборатории

Техника безопасности при работе в химической лаборатории

 

Первая помощь при травмах и отравлениях

При термических ожогах обожженные места обильно смачивают раствором перманганата калия или этиловым спиртом. При попадании кислот пораженное место промывают проточной водой в течение 10-15 минут, затем смачивают 3%-ным раствором гидрокарбоната натрия и снова промывают водой. При ожогах щелочами после промывания водой кожу смачивают 3%-ным раствором уксусной кислоты и затем опять промывают водой. Попавшие на тело органические вещества, не растворимые в воде, смывают большим количеством растворителя данного вещества, а затем промывают спиртом и смазывают кремом.

При ушибах, для уменьшения боли и предотвращения подкожного кровоизлияния, накладывают давящую повязку, а поверх нее лед. При повреждении тканей, особенно при порезах осколками стеклянной лаборатории посуды, помощь оказать как можно быстрее. Для этого удаляют, насколько можно полно, осколки, останавливают кровотечение, очищают поверхность кожи вокруг раны от грязи и обрабатывают края раны антисептиком, не допуская попадания этих средств внутрь раны. При внезапном возобновлении кровотечения применяют 3%-ный раствор пероксида водорода, водный раствор хлорида железа (III), которые вносят непосредственно в рану. Затем накладывают стерильную салфетку или тампон и плотно прибинтовывают, после чего пострадавшего отправляют в медпункт.

При электротравмах до прихода врача пострадавшему обеспечивают полный покой и приток свежего воздуха. Пострадавший не должен делать лишних движений. Если нарушены дыхание и сердечная деятельность, то необходимо немедленно прибегнуть к искусственному дыханию и непрямому массажу сердца и не прекращать эти операции до полного восстановления функций или до прибытия медицинских работников. Искусственное дыхание делается только в том случае, если человек дышит неритмично или не дышит совсем.

 

Контрольные вопросы и задания

 

1 Реакционную смесь, содержащую легковоспламеняющуюся жидкость нагревают в круглодонной стеклянной колбе на пламени горелки, закрытом асбестовой сеткой. К каким последствиям может привести такой «эксперимент»?

2 Что следует сделать, если в лаборатории возник очаг пожара?

3 Необходимо перегнать вещество, которое является горючей жидкостью и при кипении разлагается. Каким методом следует воспользоваться? Какие меры предосторожности надо принять?

4 Имеется кусок гидроксида натрия около 500 г. Необходимо приготовить 200 г 40%-ного раствора этого вещества в воде. Опишите последовательность действий. Какими средствами индивидуальной защиты надо воспользоваться?

5 Опишите последовательность действий при попадании на открытый участок кожи концентрированной щелочи или концентрированной кислоты.

 

 

Термохимия

Подавляющее большинство химических и физических превращений веществ сопровождается поглощением или выделением энергии, чаще всего в виде теплоты. Количество теплоты, выделяемое или поглощаемое в ходе реакции, называется тепловым эффектом реакции.

Тепловые эффекты химических реакций изучает термохимия, являющаяся разделом термодинамики – науки о взаимных превращениях различных видов энергии. Термодинамика устанавливает законы этих превращений, а также направления течения этих самопроизвольных процессов в данных условиях.

Химические реакции, при которых теплота выделяется, называются экзотермическими, при которых поглощается - эндотермическими.

Выделение теплоты при взаимодействии различных веществ заставляет признать, что эти вещества еще до реакции в скрытой форме обладали определенной энергией. Такая форма энергии, скрытая в веществах и освобождающаяся при химических, а также при некоторых физических процессах, называется внутренней энергией вещества или системы и обозначается через U. Системой называют в химии вещество или совокупность веществ, которые ограничены от внешней среды поверхностью раздела.

Предположим, что некоторая система поглощает теплоту и переходит из начального состояния 1 в конечное состояние 2. В соответствии с законом сохранения энергии, теплота Q, поглощенная системой, расходуется на изменение ее внутренней энергии U и на совершение системой работы .

В химических процессах, протекающих при постоянном давлении, есть работа расширения или уменьшения объема системы (или работа против внешнего давления), равная произведению давления Р на изменение объема системы .

Большинство химических реакций протекают либо при постоянном объеме, либо при постоянном давлении. Процессы, протекающие при постоянном объеме, называются изохорными. Процессы, протекающие при постоянном давлении, называются изобарными. Рассмотрим тепловые эффекты этих процессов.

Изохорный процесс. Объем системы не изменяется, V = const, V = 0. Работа расширения против внешнего давления не производиться. Следовательно тепловой эффект равен изменению внутренней энергии системы: .

Изобарный процесс. Давление в системе не меняется Р = const. Тогда .

Величина Н называется энтальпией. Энтальпия – свойство вещества или системы, характеризующее энергетическое состояние вещества или системы, включая энергию, затрачиваемую на преодоление внешнего давления, то есть на работу расширения. Следовательно, в случае химической реакции, протекающей при постоянном давлении, тепловой эффект равен изменению энтальпии.

При экзотермических реакциях теплота выделяется, то есть уменьшается энтальпия или внутренняя энергия системы, и значения Н и U имеют положительные значения.

Поскольку подавляющее большинство химических реакций проводится при постоянном давлении, в дальнейшем мы будем уделять основное внимание изобарным процессам, в которых тепловой эффект равен изменению энтальпии и выражается через Н.

Значение теплового эффекта выражается в калориях или джоулях. В качестве основной единицы для измерения теплоты в системе СИ принята единица работы – джоуль (Дж). Калория сохраняется как внесистемная единица. 1 калл = 4,184 Дж, 1 Дж = 0,239 калл.

Термохимические уравнения. При изучении тепловых явлений в химических реакциях принято пользоваться термохимическими уравнениями, в которых указываются тепловые изменения системы. Термохимические уравнения записываются как обычные уравнения химических реакций, но с указанием величины и знака теплового эффекта реакции. При этом в формуле у каждого вещества индексом обозначается его физическое состояние

 

 

Термохимические расчеты. Основной принцип, на котором основывают все термохимические расчеты, установлен в 1840 г. Этот принцип, известный под названием закона Гесса, является частным случаем закона сохранения энергии и формулируется следующим образом: «Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути процесса, а зависит от начального и конечного состояния исходных веществ и конечных продуктов». Необходимо отметить, что это справедливо только для изохорно-изотермических и изобарно-изотермических процессов. Из этого следует, что если химический процесс протекает в несколько стадий, то общий эффект (изменение энтальпии) процесса равен сумме тепловых эффектов промежуточных стадий. Например, непосредственно из фосфора и хлора можно получить пятихлористый фосфор:

 

кДж

 

Это же вещество можно получать в две последовательные стадии:

 

1 стадия - кДж;

2 стадия - кДж.

 

Согласно закону Гесса сумма тепловых эффектов реакции 1 и 2 стадий должна быть равна тепловому эффекту реакции, протекающей в одну стадию, что действительно имеет место = + , или 430,54 = 319,35+111,19. Из закона Гесса вытекает ряд практически важных следствий. Одно из них следующее: «Тепловой эффект реакции равен сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ, с учетом стехиометрических коэффициентов реакции» (формула 15)

 

,                       (15)

 

где - тепловой эффект реакции;  - сумма теплот образования продуктов реакции; - сумма теплот образования исходных веществ;  - стехиометрические коэффициенты соответственно продуктов реакции и исходных веществ.

При взаимодействии моль-эквивалента сильной кислоты с сильным основанием в разбавленных водных растворах выделяется почти одинаковое количество теплоты Н = -55,9 кДж/моль при 298 К. Постоянство теплот нейтрализации связано с тем, что при взаимодействии сильных кислот и оснований, полностью диссоциированных в водных растворах, из ионов Н⁺  кислоты и ОН^- основания образуются молекулы воды:

 

, т.е.

 

Нейтрализация слабых кислот сильными основаниями или сильных кислот слабыми основаниями сопровождается одновременной диссоциацией слабого электролита. При этом выделяется или поглощается теплота диссоциации , которая зависит от теплоты, поглощаемой при распаде молекулы на ионы, и теплоты гидратации ионов молекулами растворителя. Теплота диссоциации может быть как положительной, так и отрицательной. Таким образом, теплота нейтрализации слабых кислот и оснований складывается из двух величин: теплоты образования воды из ионов и теплоты диссоциации слабого электролита.

Энтальпией образования данного соединения называют тепловой эффект (изменение энтальпии) реакции образования одного моля этого соединения из простых веществ, взятых в устойчивом состоянии при данных условиях. Обычно теплоту образования относят к стандартному состоянию, то есть 298 К и 1 атм и обозначают .

Термохимические исследования применяются как для практических целей, например, для составления тепловых балансов технологических процессов, так и для решения ряда теоретических вопросов, например, дают возможность установить связь между строением вещества и его энергетическими характеристиками.

Обработка результатов опыта

 

Теплота, выделяющаяся в результате реакции нейтрализации, вычисляется по формуле 16

 

,                            (16)

      

где  - теплота, кДж;  - общий объем раствора в калориметре, см³;  - плотность раствора в калориметре, г/см³; _р – эффективная удельная теплоемкость раствора, Дж/г·К;  - разность температур до и после реакции, К; 20 – коэффициент, приводящий количество кислоты к 1 моль; 10^–3 – переводной коэффициент Дж в кДж.

Введение эффективной удельной теплоемкости раствора связано с тем, что тепловой эффект реакции нейтрализации расходуется не только на нагревание самого раствора, но и нагревании стенок внутренней части колориметра (стеклянного стакана), причем масса этой част и системы строго говоря неизвестна, на нагревание термометра, на испарение воды при росте температуры раствора и т.д. Из-за относительно малых объемов кислоты и основания влияние этих факторов значительно, и для учета этого влияния вводят так называемую «постоянную калориметра», которая в нашей случае заменена эффективной теплоемкостью растворов.

1 Рассчитать тепловой эффект первой и второй стадии реакции нейтрализации в первом опыте.

2 Рассчитать тепловой эффект реакции нейтрализации во втором опыте.

3 На основании следствия из закона Гесса рассчитать теоретический тепловой эффект реакции нейтрализации серной кислоты щелочью, если известны теплоты образования продуктов реакции и исходных веществ таблица 5.

4 Сравнить тепловой эффект реакции нейтрализации во втором опыте с теоретическим тепловым эффектом.

5 Сравнить суммарный тепловой эффект реакции нейтрализации в первом опыте с тепловым эффектом во втором опыте и сделать вывод о выполнении закона Гесса.

 

Таблица 4

Стадия опыт I (1,2) опыт II (3)	Общий объем, см3	Раствор соли		Температура, К
		Плотность, г/см3	Уд. теп., Дж/г·К	tнач	tкон	t
1	75	1,049	5,02
2	100	1,051	6,27
3	100	1,051	5,64

 

Таблица 5

Вещество	, кДж/моль
Na2SO4	-1384,60
H2SO4	-811,30
NaOH	-427,80
H2O	-285,83

 

Контрольные вопросы

 

1 Что называется тепловым эффектом химической реакции?

2 Назовите какие реакции называются экзотермическими, эндотермическими? Изобарными, изохорными?

3 Чему равен тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении, при постоянном объеме?

4 Сформулируйте закон Гесса и вытекающее из него следствие.

5 Вычислите тепловой эффект химической реакции получения этилового спирта при взаимодействии этилена и паров воды и напишите термохимическое уравнение, если известно, что (С₂Н₅ОН) = -235,31 кДж/моль; (С₂Н₄) = 52,28 кДж/моль;  (Н₂О) = -241,83 кДж/моль;

Химическая кинетика

1.1 Скорость химической реакции. Учение о скорости химических реакций называется химической кинетикой. Под скоростью реакции понимают изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени.

    Средняя скорость реакции вычисляется по формуле 1.

 

,                    (1)

 

где С₁ – начальная концентрация вещества в момент времени t₁; С₂ – концентрация вещества в момент времени t₂.

На скорость реакции влияет природа вещества, их концентрация, температура, присутствие катализатора и примесей.

    Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ выражена в законе действия масс.

    Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, при данной температуре (формула 2)

mA + nB = cD

 

,                                   (2)

 

где А и В – концентрации веществ; m и n – их стехиометрические коэффициенты; К – константа скорости.

Скоростью гомогенной реакции называют количество вещества, вступающего в реакцию или получающегося при реакции, за единицу времени в единице объёма (формула 3)

 

,                                     (3)

 

где V – объём.

Скоростью гетерогенной реакции называют количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени на единицу площади S поверхности фазы (формула 4)

 

.                                      (4)

 

Примеры: горение топлива, коррозия металлов.

Зависимость скорости реакции от температуры выражается приближенным правилом Вант – Гоффа (формула 5).

При повышении температуры реагирующей смеси на каждые 10⁰С скорость химической реакции увеличивается в 2–4 раза (применимо в области низких температур)

 

,                                     (5)

 

где  - начальная скорость;  - температурный коэффициент реакции – число, показывающее, во сколько раз возрастает скорость данной реакции при повышении температуры на 10°С.

1.2 Химическое равновесие. Под химическим равновесием понимают такое состояние химического процесса, при котором скорости прямой и обратной реакции равны между собой. Константа равновесия определяется по формуле 6.

 

mA + nB = cC + dD

 

.                                  (6)

 

Переход системы из одного состояния равновесия в другое называется смещением химического равновесия. Смещение химического равновесия подчиняется принципу Ле-Шателье, формулировка которого такова:

Если изменить одно из условий, при которых система находится в состоянии химического равновесия (концентрацию, температуру, давление), то в системе протекает процесс ослабляющий произведённое изменение, то есть равновесие смещается в направлении той реакции, которая противодействует произведённому изменению.

Равновесие смещается вследствие изменения температуры, давления, концентрации.

1 При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической, а при понижении – в направлении экзотермической реакции.

2 При увеличении концентрации веществ, участвующих в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода этих веществ, при уменьшении – в сторону образования этих веществ.

3 При увеличении давления в системе усиливаются реакции, в ходе которых уменьшается число молекул газов, что приводит к увеличению давления.

Экспериментальная часть.

Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорости реакции.

Для проведения опыта налейте в четыре нумерованные пробирки 2% раствор тиосульфата натрия: в первую - 2 мл, во вторую - 3 мл, в третью - 4 мл, в четвертую - 6 мл. После этого в первую пробирку долейте 4 мл воды, во вторую - 3 мл воды, в третью - 2 мл воды. Затем в каждую из пробирок поочередно приливайте по 6 мл раствора серной кислоты, отмечая на часах момент приливания кислоты и момент помутнения раствора. Результаты запишите в таблицу 1.

По полученным данным на миллиметровой бумаге постройте график, откладывая на оси ординат величину, характеризующую скорость реакции, на оси абсцисс - концентрацию раствора Na2S2O3  в процентах.

Опыт 2. Влияние температуры на скорость химической реакции.

В три пробирки налейте по 4 мл 2% раствора тиосульфата натрия, а в три другие пробирки по 4 мл 2% раствора серной кислоты. Поместите 2 пробирки (одну с кислотой, одну с тиосульфатом натрия) в стакан с водой, снабженный термометром. Через 3-5 мин отметьте в температуру. Затем достаньте пробирку с кислотой и, не вытаскивая вторую пробирку, аккуратно вылейте кислоту в пробирку с тиосульфатом натрия. Отметьте на часах момент приливания кислоты и момент помутнения раствора. Помойте пробирки.

После этого нагревайте воду до тех пор, пока температура не будет выше первоначальной на 10ºС. Поместите в стакан с водой снова 2 пробирки (одну с кислотой, одну с тиосульфатом натрия) выдержите пробирки при этой температуре 3-5 минут и вновь влейте раствор серной кислоты в пробирку с тиосульфатом натрия. Отметьте на часах момент приливания кислоты и момент помутнения.

Вновь нагрейте стакан с водой до температуры выше первоначальной на 200 С и вновь проделайте опыт с оставшимися двумя пробирками. Результаты опыта запишите в таблицу 2.

По данным таблицы 1 постройте график, откладывая на оси абсцисс температуру, а на оси ординат величину, характеризующую скорость реакции 1/t.

 

Таблица 1

Номер пробы	Объем, мл			Концентрация Na2S2O3, %	Время, прошедшее от приливания до помутнения	Скорость реакции усл. ед., 1/t
	Раствор Na2S2O3	Вода	Кислота
1	2	4	6	0.67
2	3	3	6	1
3	4	2	6	1.33
4	6	0	6	2

Таблица 2

Номер пробы	Температура, 0С	Время от приливания до помутнения, с	Скорость реакции усл. ед., 1/t
1 2 3

Опыт 3. Смещение химического равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ. В пробирку налейте несколько капель раствора хлорида железа (III), несколько капель раствора роданида калия (KCNS) и разбавьте водой до светло-желтого цвета. Полученную смесь разлейте равными частями в четыре пробирки. В одну пробирку добавьте раствор FeCl₃, во вторую - сухого KCl, в третью пробирку добавьте раствор KCNS. Четвертая пробирка используется в качестве эталона.

Сравните цвет растворов в этих пробирках с цветом раствора в пробирке № 4. Данные опыта занесите в таблицу 3.

Напишите уравнение реакции между FeCl₃ и KCNS.

Напишите константу химического равновесия для реакции.

Дайте объяснение наблюдаемым явлениям, пользуясь выражением константы химического равновесия и принципом Ле-Шателье.

 

Таблица 3

Номер пробы	Добавлено	Наблюдаемые изменения	Вывод: равновесие сместилось в сторону образования ...
1 2 3 4	эталон

Контрольные вопросы

1 Сформулируйте закон действия масс.

2 Что называется скоростью химических реакций?

3 Что называется химическим равновесием системы?

4 Сформулируйте закон Вант-Гоффа.

5 Напишите выражение для скорости следующей реакции

 

 

Как изменится скорость данной реакции, если объем газовой смеси изотермически уменьшить в 2 раза?

6 При помощи каких изменений концентраций реагирующих веществ можно сместить равновесие в сторону прямой реакции

 

 

7 Сформулируйте принцип Ле-Шателье

Теория растворов

Растворами называются гомогенные системы переменного состава, состоящие из двух или более компонентов, которые равномерно распределены друг в друге. Размеры частиц в растворах составляют приблизительно 10^{-8 см. В зависимости от агрегатного состояния растворы могут быть твердыми, жидкими или газообразными.}

В каждом растворе должно быть не менее двух компонентов, один из которых называется растворителем, а другие – растворенными веществами. Растворитель – это компонент раствора, находящийся в том же агрегатном состоянии, что и раствор. Например, при растворении газообразного диоксида серы в воде образуется жидкий раствор. В этом случае вода – растворитель, диоксид серы – растворенное вещество. При образовании растворов веществами, находящимися в одинаковых агрегатных состояниях, растворителем может считаться любой компонент, например тот, которого в системе больше.

В соответствии с химической теорией растворов, разработанной Д.И.Менделеевым, растворение – это сложный физико-химический процесс, приводящий к образованию химических соединений (сольватов) между растворителем и растворенными веществами.

Основной количественной характеристикой растворов является концентрация, которая отражает содержание растворенных веществ в единице массы, объема раствора или растворителя. Наиболее часто употребляют следующие способы выражения концентрации: массовая доля (процентная концентрация), молярная концентрация, молярная концентрация эквивалента, моляльность, титр.

Массовая доля растворенного вещества – это отношение массы данного компонента к массе раствора (формулы 7,8)

 

,                            (7)

,                                   (8)

 

где w(X) – массовая доля растворенного вещества Х; m(X) – масса компонента Х, г; m – масса раствора, г. Массовая доля – безразмерная величина. Она выражается в процентах или долях.

Молярная концентрация – это отношение количества растворенного вещества к объему раствора (формула 9)

 

,                                       (9)

 

где с(Х) – молярная концентрация вещества Х; n(X)- количество вещества Х, моль; V – объем раствора, м³ или л. Единица СИ молярной концентрации – моль/м³, но наиболее часто используется единица моль/л.

    Для обозначения единицы молярной концентрации раствора обычно используется буква М, например: 1 М – одномолярный раствор (с=1 моль/л).

Моляльная концентрация – это отношение количества растворенного вещества к массе растворителя.

Способность вещества образовывать раствор называется растворимостью. Раствор, в котором может быть растворено еще некоторое количество растворенного вещества при данной температуре, является ненасыщенным. При достижении предела растворимости образуется насыщенный раствор, в котором растворенное вещество находится в динамическом равновесии с избытком этого же вещества.

Количественной характеристикой растворимости является молярная концентрация насыщенного раствора данного вещества или массовая доля растворенного вещества в насыщенном растворе.

Согласно теории растворов молекулы этих систем можно рассматривать как частицы идеальных систем, поэтому физические свойства растворов зависят лишь от концентрации растворенного вещества. Согласно закону Рауля понижение давления паров растворителя над раствором определяется мольной долей растворенного вещества по формуле 10

 

,                                      (10)

 

где  - мольная доля растворенного вещества;  - уменьшение давления паров чистого растворителя соответственно над чистым растворителем и раствором.

Из этого соотношения получаются законы повышения температуры кипения растворов и понижения температуры замерзания растворов (формула 11)

 

,                                  (11)

 

где  - соответствующая криоскопическая или эбулиоскопическая константа;  - моляльность раствора.

Отсюда легко определяется молекулярная масса растворенного вещества, если известно изменение  (формула 12)

 

,                                    (12)

где  - масса растворителя в килограммах; - масса растворенного вещества в граммах.

Экспериментальная часть.

Опыт 1. Приготовление раствора заданной концентрации из навески. Этот способ применяется главным образом для приготовления растворов солей.

Получите у преподавателя задание на приготовление раствора определенной концентрации и объема.

Рассчитайте необходимое количество вещества для приготовления раствора заданной концентрации.

Взвесьте на технохимических весах с точностью до 0,01 г часовое стекло. Затем поместите на него сухую соль в количестве, примерно равном расчетному. Взвесьте часовое стекло с солью также с точностью до 0,01 г и подсчитайте массу соли.

Рассчитайте, исходя из массы соли, необходимое количество воды и отмерьте его мерным цилиндром.

Возьмите плоскодонную колбу и через воронку осторожно перенесите в нее навеску соли. Часовое стекло над воронкой обмойте небольшим количеством воды, отмеренной для растворения. Остальную отмеренную воду вылейте небольшими порциями так, чтобы всю соль с воронки смыть в колбу. Закройте колбу пробкой, встряхните ее несколько раз до полного растворения соли.

Измерьте плотность полученного раствора с помощью ареометра и проверьте правильность приготовления раствора, сравнив результаты измерения с табличными данными. Колбу с раствором сдайте лаборанту.

Опыт 2. Приготовление раствора заданной концентрации из более концентрированного раствора. Этот способ применяется главным образом для приготовления растворов кислот или аммиака.

Получите задание у преподавателя.

 

Измерьте ареометром плотность имеющегося в лаборатории концентрированного раствора заданного вещества.

Для этого налейте (под тягой) концентрированный раствор в цилиндр и опустите в него ареометр, следя затем, чтобы ареометр не касался стенок цилиндра, как показано на рисунке 1.

Запишите показания ареометра и найдите концентрацию раствора, используя табличные данные.

Если измеренное значение плотности окажется между двумя значениями в таблице, то значение процентной концентрации находят методом интерполяции по формуле 13.

 

,                                  (13)

 

где с – процентная концентрация исследуемого раствора; d – плотность этого раствора;  - ближайшее значение плотности с недостатком в таблице;  - ближайшее значение плотности с избытком в таблице;  - процентная концентрация раствора, соответствующая плотности ;  - процентная концентрация раствора, соответствующая плотности .

Используя табличные данные, найдите плотность раствора заданной концентрации и рассчитайте по формуле 14.

 

,                                  (14)

 

как будут относиться друг к другу  - объем концентрированного и  - объем разбавленного раствора. Определите объемы концентрированного раствора и воды для приготовления раствора заданной концентрации.

Отмерьте маленьким цилиндром (под тягой) подсчитанный объем концентрированного раствора. Большим цилиндром или мензуркой отмерьте необходимый объем воды.

Воду перелейте в плоскодонную колбу, затем в нее же вылейте небольшими порциями концентрированный раствор, перемешивая его встряхиванием. Ополосните цилиндр полученным раствором. Закройте колбу пробкой и перемешайте содержимое. Если раствор нагрелся, охладите его до комнатной температуры.

Измерьте ареометром плотность приготовленного раствора и определите его концентрацию, используя табличные данные, рассчитайте процент ошибки.

Колбу с раствором сдайте лаборанту.

Экспериментальная часть.

Смещение ионного равновесия в растворе слабого основания.

Налейте в две пробирки по 2-3 см³ 0,1 М раствора гидроксида аммония (NH₃^.H₂О) и по 1-2 капли раствора фенолфталеина. Объясните причину изменения окраски индикатора, напишите уравнение диссоциации гидроксида аммония.

В одну из пробирок прибавьте немного кристаллического хлорида аммония и взболтайте содержимое пробирки. Сравните окраски обеих пробирок, пользуясь уравнением диссоциации. Объясните причину смещения равновесия в сторону недиссоциированных молекул гидроксида аммония.

Опыт 4.Амфотерные электролиты.

Налейте в пробирку 2-3 см³ раствора сульфата цинка и по каплям прибавляйте к нему раствор гидроксида натрия. Образовавшийся осадок распределите в две пробирки и подействуйте на него в одном случае 2% раствором соляной кислоты, а в другом - 10%-ным раствором гидроксида натрия.

Составьте уравнения реакций. Почему гидроксид цинка ведет себя в кислом растворе как основание, а в щелочном - как кислота?

Опыт 5. Обменные реакции в растворах электролитов.

Налейте в две пробирки по 2-3 см³ сульфида натрия. В первую пробирку прилейте примерно столько же раствора сульфата железа (II), во вторую – раствор сульфата меди (II). Наблюдайте образование осадков.

Напишите уравнения происходящих реакций в молекулярной, полной и сокращенной ионной формах.

 

Лабораторная работа 5. Гидролиз солей

Цель работы. Ознакомиться с типичными случаями и условиями протекания гидролиза солей.

Экспериментальная часть.

Опыт 1. Ознакомиться с типичными случаями и условиями протекания гидролиза солей.

В четыре пробирки налейте по 2 см³ свежеприготовленных растворов карбоната натрия, хлорида цинка, нитрата натрия и ацетата натрия. Определите рН растворов при помощи универсальной индикаторной бумаги. Полученные данные внесите в таблицу 7.

 

Таблица 7

Испытуемый раствор	Уравнение реакции диссоциации соли	Катионы (нионы), образующие прочные связи с водой	Уравнение реакции гидролиза соли		Состояние среды (рН)
			Сокра-щенное	Молеку-лярное

 

Опыт 2. Зависимость гидролиза солей от различных факторов.

 К раствору ацетата натрия прилейте одну-две капли фенолфталеина. Заметьте интенсивность окраски. Нагрейте пробирку до кипения. Как меняется интенсивность окраски? Объясните полученный результат. Дайте немного остыть пробирке и охладите ее в холодной воде. Что происходит?

Налейте в пробирку 1-2 см³ раствора хлорида висмута. Постепенно разбавляйте раствор дистиллированной воды до выпадения в осадок основной соли. К полученной основной соли висмута прибавьте из пипетки несколько капель концентрированной соляной кислоты до растворения осадка.

Напишите уравнение реакции гидролиза хлорида висмута. Укажите, как смещается равновесие гидролиза при разбавлении раствора соли и при увеличении концентрации соляной кислоты.

К 2-3 см³ хлорида алюминия прибавьте по каплям раствор карбоната натрия. Образование осадка Al(OH)₃ является результатом взаимного усиления гидролиза двух солей.

Напишите уравнение реакций между хлоридом алюминия и карбонатом натрия с образованием карбоната алюминия и последующей реакцией между Аl₂(CO₃)₃ и Н₂О. Сделайте вывод о необратимости гидролиза.

 

Контрольные вопросы и задания

1 Сформулируйте, что называется процессом электролитической диссоциации, какие вещества называются электролитами?

2 Сформулируйте, что называется степенью диссоциации электролита и что называется константой диссоциации электролита?

3 Какие из приведенных веществ не являются электролитами: LiOH, CH₃COOH, SO₂, NH₄Cl, H₂S.

4 Какой из приведенных электролитов относится к амфотерным электролитам: NaOH; Mg(OH)₂; Fe(OH)₃; Al(OH)₃.

5 Какая вода является жесткой? Чем она вредна?

6 Какие соли обуславливают жесткость природной воды?

7 Какая жесткость называется карбонатной и некарбонатной?

8 В каких единицах выражают жесткость воды?

9 Напишите реакции процессов термического, химического, катионитного умягчения воды.

10 Как осуществляется регенерация катионита.

11 Какие существуют способы устранения жесткости воды? Составить уравнения реакций.

12 Жесткость воды равна 5 мг-экв/л. Рассчитать, какой это соответствует концентрации Мg²⁺ в мг/л.

13 Что называется гидролизом?

14 Какие из приведенных солей гидролизуются: ; ; ; ?

15 Что следует писать в правую часть уравнения гидролиза  по первой ступени?

16 Какая из приведенных солей имеет рН=7: ; ; ; ?

17 Гидролиз какой соли будет происходить по аниону: ; ; ; ?

Основы электрохимии

Степень окисления

Состояние атома характеризуется степенью окисления. Под степенью окисления атома понимают кажущийся заряд, возникающий в результате отдачи или присоединения электронов в ионных соединениях или за счёт притягивания электронных пар от одного атома к другому в полярных соединениях. Иначе говоря, степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.

Степень окисления имеет синонимы: окислительное число, степень окисленности, электровалентность.

Степень окисления может иметь положительное, отрицательное и нулевое значение.

При определении степени окисления атомов в соединении надо исходить из следующих положений:

1 водород в соединениях имеет степень окисления плюс один. Исключением являются гидриды активных металлов (NaH, CaH₂), в которых водород имеет степень окисления минус один;

2 кислород в соединениях проявляет степень окисления минус два. Исключение: пероксид водорода H₂O₂ и его производные, в которых кислород имеет степень окисления минус один, фторид кислорода OF₂, где степень окисления кислорода плюс два;

3 степень окисления атомов в простом веществе равна нулю: Na⁰, H₂⁰;

4 степень окисления галогенов равна минус один (за исключением кислородосодержащих соединений галогенов);

5 щелочные металлы в соединениях имеют степень окисления плюс один, щелочноземельные – плюс два.

Рассмотрим, как с помощью периодической системы элементов можно определить основные степени окисления их атомов.

    У атомов элементов 1-3 групп существуют единственные степени окисления: положительные и равные по величине номерам групп. Такая степень окисления называется высшей степенью окисления. У атомов элементов 14-17 групп, кроме высшей степени окисления, существует отрицательная степень окисления, равная разности между числом восемнадцать и номером группы, называемая низшей степенью окисления, и промежуточные степени окисления. Для 14-16 групп промежуточные степени окисления соответственно равны плюс два, плюс три, плюс четыре. Например, для серы высшая степень окисления равна плюс шесть, низшая – равна минус два, промежуточная – плюс четыре.

У галогенов существуют все степени окисления от плюс семи до минус одного. Только фтор имеет одну степень окисления - минус один. У атомов элементов 4-12 групп нет простой связи между устойчивыми степенями окисления и номером группы. В таблице 1 приведены устойчивые степени окисления некоторых элементов этих групп, их следует запомнить.

 

Таблица 1

Элемент	Степень окисления
Ag	+1
Zn	+2
Hg	+2	+1
Fe	+3	+2
Cr	+6	+3
Mn	+7	+6	+4	+2

 

Понятие «степень окисления» удобно применять при классификации различных веществ, описании их свойств и при рассмотрении окислительно-восстановительных реакций.

Гальванический элемент

Поверхностные частицы конденсированных фаз, контактируя с вакуумом, находятся в поле некомпенсированных сил, то есть по сравнению с внутренними частицами обладают повышенным запасом внутренней энергии

Если привести в соприкосновение эти частицы с частицами полярного растворителя, то некоторые из них, например, катионы металлов, начнут переход из металла в растворитель. Этот переход будет сопровождаться разделением зарядов, так как при этом протекает следующий процесс:

 

 

Металл будет заряжаться избытком валентных электронов (они не растворяются в полярном растворителе), то есть металл делается отрицательно заряженным, раствор – положительно заряженным, где в качестве носителей этой зарядности выступают гидратированные катионы металлов .

Электроны будут концентрироваться вдоль поверхности металла, катионы - также параллельно этой поверхности, но со стороны раствора. Образуется двойной электрический слой со скачком потенциала, описываемым формулой Нернста (формула 1)

,                  (1)

 

где - стандартный электродный потенциал; R – универсальная газовая постоянная; Т – температура, К; n – число моль эквивалентов в моль вещества; F – постоянная Фарадея, 96500 Кл/моль·экв;  - равновесная концентрация, моль/л.

Если образовать два таких слоя из различных металлов и соединить их проводником первого рода, то осуществится переход электронов от металла с меньшим алгебраическим потенциалом к металлу с большим алгебраическим потенциалом, то есть возникнет электрический ток. В этом устройстве, показанном на рисунке 1 и называемом гальваническим элементом, химическая энергия окислительно-восстановительной реакции

 

 

превращается в электрическую.

Максимальная разность равновесных потенциалов электродов, которая может быть получена при работе гальванического элемента, называется электродвижущей силой Е_Э (ЭДС).

ЭДС гальванического элемента рассчитывается по формуле 2

 

.                                   (2)

 

где  - потенциал катода (анода), В.

Если реакция протекает в стандартных условиях, то рассчитывают стандартную ЭДС,  по формуле 43

 

.                                   (3)

 

Коррозия

Слово коррозия происходит от латинского слова “corrodire”, что означает разъедать.

Коррозией материалов (в том числе и металлов) называют самопроизвольное разрушение вследствие физико-химического взаимодействия с окружающей средой. В результате протекания коррозийного процесса металл переходит в окисленное (ионное) состояние с образованием соответствующих соединений.

Из термодинамики известно, что условием принципиальной осуществимости самопроизвольного процесса является уменьшение изобарно-изотермического потенциала, то есть ΔG должно быть меньше нуля (ΔG < 0). Для большинства соединений металлов величины ΔG имеют отрицательные значения, например: 

ΔG₂₉₈ образов. Al (OH) ₃ = -1141,4 кДж/моль; ΔG₂₉₈ образов. Fe (OH) ₂ = -483, кДж/моль; ΔG₂₉₈ образов. FeCl₂ = -304,2 кДж/моль; ΔG₂₉₈ образов. ZnO = -318,1 кДж/моль.

Это свидетельствует о самопроизвольном протекании реакции окисления металла. Таким образом, металлическое состояние для большинства технических металлов в атмосфере или в других средах является термодинамически нестабильным. Это и определяет стремление большинства технических металлов к самопроизвольному разрушению, то есть перехода их из металлического состояния в ионное. В зависимости от пути, по которому происходит переход металла в окисленное состояние, различают два механизма коррозийного процесса: химический и электрохимический.

Химическая коррозия представляет собой самопроизвольное разрушение металлов под действием окружающей среды, когда атомы металла непосредственно взаимодействуют с молекулами агрессивной среды (кислород, вода, кислота).

Переход атомов в ионное состояние и восстановление агрессивного компонента, например, кислорода, происходит одновременно 2Fe + O₂ ® 2FeO; или в общем виде

 

то есть, химическая коррозия не сопровождается возникновением электрического тока. Примером химической коррозии является:

1 Газовая коррозия, представляющая собой взаимодействие металлов с агрессивными газами при высоких температурах (O₂, HCl, H₂S, Cl₂, SO₂ и другие).

2 Взаимодействие металла с жидкими неэлектролитами (нефть, бензин, толуол).

В результате химической коррозии на поверхности металла образуется плёнка продуктов коррозии, которая чаще всего представляет собой оксиды металлов. Если образующаяся плёнка плотная и хорошо сцепляется с поверхностью металла, то она сообщает металлу некоторую пассивность, так как затрудняет доступ агрессивных веществ к его поверхности. Если образующаяся на поверхности металла плёнка неплотная, пористая и не защищает металл от дальнейшего воздействия окружающей среды, то процесс коррозии продолжается до полного разрушения металла. Химической коррозии подвергаются цилиндры двигателей внутреннего сгорания, лопатки газовых турбин, сопла и другие элементы реактивных двигателей, элементы электронагревателей, арматура печей, режущий инструмент при большой скорости обработки металлов и другие.

Значительно чаще причиной разрушения металлов является электрохимическая коррозия.

Электрохимическая коррозия представляет собой самопроизвольное разрушение металлов под действием окружающей среды, протекающее с разделением общего процесса на два самостоятельных, но сопряжённых между собой: анодный и катодный. Она сопровождается возникновением электрического тока. Этот вид коррозии характерен для сред, проводящих ток. Электрохимическая коррозия возникает при взаимодействии металлов с различными электролитами: с водой (речной, морской, водопроводной и другой), а также с растворами кислот, солей, щелочей. Кроме того, она возникает при взаимодействии металлов с влажным воздухом. В этом случае она называется атмосферной, и такой вид коррозии имеет очень большое распространение. Во влажном воздухе металл покрывается плёнкой влаги, которая является электролитом. Особенно агрессивной становится эта плёнка, если в ней растворяются газы, загрязняющие воздух (CO₂, H₂S, SO₂ и другие), а также, если в неё попадают частицы пыли.

В основе теории электрохимической коррозии лежит представление об электрохимической неоднородности коррозирующей поверхности металла. Электрохимическая коррозия может быть вызвана самыми разнообразными факторами:

1 неоднородность металлической фазы, контакт двух различных металлов, включение интерметаллических соединений, примеси на границе зёрен, анизотропность металлических кристаллов, наличие оксидных и солевых плёнок, внутреннее напряжение в металле и так далее;

2 неравномерность пленки влаги, перемешивание, освещение и так далее.

Отличающиеся по своим свойствам участки коррозирующей поверхности металла, на которых протекают катодные и анодные процессы, можно рассматривать как короткозамкнутые микро- или макрогальванические элементы, а всю поверхность металла - как результат работы большого числа таких коррозионных гальванических элементов – гальванопар. При этом, как и в обычных гальванических элементах, разрушаться будет более активный металл (или участок с более электроотрицательным потенциалом), а катодом будет менее активный металл, на котором будет происходить восстановление деполяризатора.

Итак, анодный процесс – окисление металла, то есть непосредственный переход металла в раствор в виде ионов с оставлением в металле эквивалентного количества электронов.

Катодный процесс – восстановление деполяризатора, то есть снятие оставшихся в металле избыточных электронов какими-либо акцепторами электронов, которые и называют деполяризаторами, а процесс снятия - деполяризацией. В зависимости от того, какие вещества или ионы выполняют роль деполяризаторов, различают коррозию с водородной, кислородной или окислительной деполяризацией. На практике наиболее часто встречается коррозия с водородной и кислородной деполяризацией. При коррозии с водородной деполяризацией на катоде протекает реакция восстановления ионов водорода по схеме 2H⁺ + 2ē → 2H                2H → H₂ ↑, на аноде – сопряжённая реакция окисления металла            Me⁰ – nē → Meⁿ⁺.

С водородной деполяризацией коррозируют металлы в кислых средах pH < 3: например, аппаратура химических и нефтехимических предприятий, цистерны для перевозки кислот, оборудование травильных отделений гальванических цехов и так далее.

Так как молекулярный кислород вследствие высокой растворимости всегда присутствует в электролитах, то коррозия с кислородной деполяризацией является более распространённой, чем с водородной.

В нейтральных и щелочных растворах восстановление кислорода на катоде протекает по схеме O₂ + 4ē + 2H₂O → 4OH^-

В слабокислых растворах O₂ + 4ē + 4H⁺ → 2H₂O

С кислородной деполяризацией коррозируют металлы во влажной атмосфере, в воде, водных растворах солей, почве. Например, рассмотрим коррозию железа, покрытого медью, во влажном воздухе и сильно кислой среде.

Коррозия во влажном воздухе. В этих условиях коррозия протекает с кислородной деполяризацией. Железо, как более активный металл – анод, медь – катод.

 

На аноде (-): 2Fe⁰ - 4ē → 2Fe²⁺

На катоде (+): O₂ + 4ē + 2 H₂O = 4OH^-

 

Продукты коррозии: 2Fe²⁺ + 4OH^- = 2Fe (OH)₂,

4Fe (OH)₂ + 2H₂O + O₂ = 4Fe (OH)₃

 

Основная масса чёрных металлов разрушается вследствие протекания этих реакций.

Коррозия в сильно кислой среде. В этих условиях коррозия протекает с водородной деполяризацией.

 

На аноде (-): Fe⁰ - 2ē ® Fe²⁺

На катоде (+): (Cu) 2H⁺ + 2ē → 2H;      2H → H₂ ↑

 

Продукты коррозии: соли железа (FeCl₂, FeSO₄ и другие) и газообразный водород.

Гальванические элементы, как уже говорилось ранее, появляются на поверхности металла в условиях любой неоднородности, и очень часто в условиях неравномерного контакта с кислородом (различной аэрации). Из-за неравномерного снабжения кислородом поверхность металла становиться разнопотенциальной. Участок, куда затруднён доступ кислорода, приобретает отрицательный заряд (анод), а участки, куда кислороду проникнуть легче, под действием молекул кислорода, оттягивающего на себя электроны, становятся положительными (катод). Схематическая коррозия железа под каплей воды изображена на рисунке 2.

Около краёв капли, куда кислороду проникнуть легче возникают катодные участки, а в центре, где толщина слоя воды больше и кислороду проникнуть труднее – анодный участок.

Таким образом, с большей степенью ржавеет железо в тех массах, к которым затруднён доступ кислорода – под муфтами, гайками, уплотнителями, под слоем пыли.

Защита от коррозии. Способы борьбы с коррозией разнообразны. Наиболее простой из них - защита поверхности металла от непосредственного соприкосновения с окружающей средой, с этой целью покрывают поверхность металла слоем масляной краски, эмали, тонким слоем другого металла и тому подобное.

 

Металлические покрытия по характеру защитного действия делятся на анодные и катодные. В случае анодных покрытий применяются более активные металлы. Стандартный электродный потенциал покрывающего металла более отрицателен, чем потенциал защищаемого металла, например, оцинкованное железо как показано на рисунке 3.

В этом случае дефекты покрытия не будут опасны, активный металл – цинк и, следовательно, растворяться будет цинк, защищая собой железо. В качестве катодных покрытий используют металлы с более положительным потенциалом, чем потенциал защищаемого металла. В этом случае дефекты покрытия – трещины, поры, царапины – не допустимы, так как в гальванопаре железо – олово анодом будет железо, как схематически изображено на рисунке 4. Катодная защита достигается только покрытием, полностью

изолирующим металл от внешней среды.

Помимо поверхностных покрытий используются электрохимические методы защиты. При электрохимической защите уменьшение или полное прекращение коррозии достигается созданием на защищаемом металлическом изделии высокого электроотрицательного потенциала. Для этого защищаемое изделие или соединяют проводником с металлом, имеющим более отрицательный потенциал, или с отрицательным полюсом источника тока. В первом случае защита называется протекторной, во втором – катодной.

Часто борьба с коррозией осуществляется введением в электролит или воздух небольших количеств специальных веществ – ингибиторов, которые замедляют разрушение металлов. Изготовление коррозионно-устойчивых специальных сплавов также относится к мерам борьбы с коррозией металлов.

 

Электролиз

Одним из широко применяемых на практике процессов является электролиз. Электролиз – это окислительно-восстановительный процесс, протекающий при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита и сопровождающийся изменением состава электролита. То есть при электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую. Электролиз осуществляется в специальных сосудах-электролизёрах, которые заполняют электролитом. В электролит помещают два электрода, один из которых соединён с положительным полюсом внешнего источника тока – анодом, другой с отрицательным – катодом в соответствии с рисунком 5.

 

 

Электролиз возможен только при наложении на электроды внешнего тока достаточной величины.

Процессы, происходящие на электродах, а также состав продуктов электролизёра, зависит от состава электролита и от материала анода. На электродах из инертного материала (графит, угольные стержни, благородные металлы) восстановление катионов определяется величиной нормального электродного потенциала соответствующего ему металла.

Чем более активен металл, то есть чем более отрицательным будет его электродный потенциал, тем труднее будет происходить восстановление ионов этого металла на катоде. На основе этого общего положения все металлы подразделяются на три группы. К первой группе относятся металлы с наибольшим отрицательным значением нормальных электродных потенциалов, находящиеся в ряду напряжений от начала до алюминия (Е°<-1,18 В). При электролизе водных растворов солей эти металлы не восстанавливаются на катоде. Вместо них восстанавливается водород из молекулы воды

 

2Н₂О + 2е  Н₂ + 2ОН^-

 

Молекулярный водород выделяется в газовую фазу, а накапливающиеся гидроксид-ионы образуют с катионами металла щёлочь, в качестве второго продукта.

Ко второй группе относятся металлы средней активности, лежащие в ряду напряжений между алюминием и водородом (-1,18В <Е°<0В). При электролизе водных растворов солей этих металлов на катоде восстанавливаются одновременно и катионы металла, и водород из молекулы воды. Часто восстановление последнего затрудняется из-за большого напряжения, поэтому на катоде выделяется только металл.

К третьей группе относятся неактивные металлы и благородные металлы (Е°<0 В) расположенные в ряду напряжений за водородом (Cu, Ag, Au, Hg, Pb и др.) При электролизе водных растворов солей этих металлов на катоде восстанавливаются только катионы металлов.

Если в растворе одновременно присутствуют катионы двух металлов, то в первую очередь будут восстанавливаются катионы менее активного металла, имеющего более положительный электродный потенциал. Это даёт возможность проводить разделение смеси катионов, что широко используется в практике.

В отношении окисления анионов существуют следующие правила:

1 в первую очередь на аноде окисляются анионы безкислородных кислот с образованием простых веществ в такой последовательности I^-, Br^-, Cl^-, S^- (исключение – фторид-анион);

2 кислородсодержащие анионы, как правило, не окисляются. Вместо них окисляется кислород молекулы воды

 

2Н₂О – 4е  О₂ + 4Н⁺

 

Молекулярный кислород выделяется в газовую фазу, а у анода накапливаются катионы водорода, которые с кислородсодержащими анионами дают вторичный продукт – кислоты.

Руководствуясь правилами восстановления и окисления катионов и анионов, рассмотрим электролиз различных электролитов.

Экспериментальная часть.

Опыт 1. Коррозия цинка в присутствии меди (образование макрогальванопары).

Налейте в пробирку 2 см³ раствора серной кислоты и опустите кусочек цинка. Наблюдается ли выделение водорода? Погрузите в пробирку медную проволоку, не дотрагиваясь до цинка. Наблюдается ли выделение водорода из меди? Прикоснитесь медной проволокой к кусочку цинка. Что изменилось? Дайте объяснения происходящему. На каком металле выделяется водород? Какой из металлов разрушается и является анодом, какой является катодом. Напишите электронные уравнения анодного и катодного процессов.

Опыт 2. Коррозия оцинкованного и луженого железа.

В пробирку налейте до половины объема дистиллированной воды и добавьте 1см³ 2% серной кислоты и несколько капель раствора красной кровяной соли K₃[Fe(CN)₆]. Полученный раствор разделите на две пробирки. В первую пробирку опустите кусочек оцинкованного железа, во вторую - луженого железа (предварительно процарапанные). Через 5-10 минут наблюдайте изменение окраски раствора на поверхности металла. В каком случае железо подвергается коррозии? Напишите электронные уравнения анодного и катодного процессов в гальванических элементах цинк - железо и олово - железо.

  Опыт 3. Коррозия в результате различного доступа кислорода.

Очистите стальную пластину наждачной бумагой, промойте водой и вытрите фильтрованной бумагой. На чистую поверхность нанесите несколько капель 3 % NaCl раствора с добавлением красной кровяной соли K₃[Fe(CN)₆] и фенолфталеина. Пластинку оставьте на 10 минут. Через 10 минут проследите за появлением окрашивания в середине и по окружности капли. Объясните, чем вызвано появление окраски в середине и по центру. Напишите электронные уравнения анодного и катодного процессов.

Опыт 4. Коррозия железа в различных электролитах.

Взять пять пробирок и в каждую налейте по 4-5 см³  следующих жидкостей:

1 раствор хлорида натрия (pH~7);

2 раствор хлорида натрия и две капли раствора гидроксида натрия (pH~13);

3 дистиллированной воды и две капли раствора серной кислоты (pH~2);

4 дистиллированной воды (pH~5);

5 водопроводной воды из под крана (pH~8).

Во все пробирки добавьте по две капли раствора K₃[Fe(CN)₆]. Содержимое пробирок взболтайте и во все пять пробирок одновременно опустите по гвоздю, предварительно зачищенному наждачной бумагой. Наблюдайте через 2-5 мин, в каких пробирках произошло посинение раствора около гвоздя. Объясните, какие ионы являются ингибиторами, а какие активаторами коррозии железа.

Опыт 5. Протекторная защита.

Покажите схематически принцип протекторной защиты на примере свинец - цинк.

Налейте в пробирку около 5 см³ 0,4 М раствора уксусной кислоты, добавить пять капель раствора йодида калия. Разлейте в две пробирки. В одну пробирку поместите цинк и свинец, соединённые контактно друг с другом. В другую - только свинец. В какой из пробирок на поверхности свинца появляется желтое окрашивание вследствие образования малорастворимого PbI₂. Напишите электронные уравнения анодного и катодного процессов в гальваническом элементе цинк - свинец.

Опыт 6. Ингибиторы коррозии.

Налейте в три пробирки по 5 см³ соляной кислоты. В одну из них добавьте таблетку измельченного уротропина и сильно взболтайте, в другую - 2 см³ 40% раствора формалина. В каждую опустите по две железные стружки. Что вы наблюдаете? Напишите уравнение реакции взаимодействия железа с соляной кислотой. Ингибированная соляная кислота почти утратила свою агрессивность, но не утратила способности взаимодействовать с оксидами, гидратами оксидов, солями. Слейте ингибированную кислоту в одну пробирку и поместите в нее кусочек мрамора (CaCO₃). Что происходит? Напишите уравнения реакции.

 

Лабораторная работа 13. Электролиз солей

    Цель работы . Изучение закономерностей электролиза водных растворов электролитов.             

       Экспериментальная часть.

Опыт 1. Электролиз раствора хлорида олова.

Налейте в электролизер 0,5 М раствора SnCl₂, погрузите электроды и пропустите электрический ток, в течение нескольких минут. Рассмотрите катод, убедитесь, что на нем выделилось олово.                                                                  

Докажите образование свободного хлора в анодном пространстве. Для этого через две-три минуты пропускания тока выньте из электролизера анод и прилейте (быстро) немного йодистого калия и крахмала. Составьте схему электролиза и уравнения реакций, протекающих на электродах. Окончив опыт, погрузите электрод-катод на пять минут в 10% раствор тиосульфата натрия (Na₂S₂O₃), затем в гидросульфит калия (KHSO₃) и затем электрод промойте водой.

Опыт 2. Электролиз водного раствора иодида калия.

Налейте в электролизер раствор KI , затем опустите графитовые электроды и подключите к источнику тока. Какое вещество выделилось на катоде через несколько минут электролиза? Выделяется ли газ на аноде? Напишите уравнение катодного и анодного процессов с графитовыми электродами.

Опыт 3. Электролиз водного раствора сульфата натрия.

Заполните электролизер водным раствором сульфата натрия. Добавьте 1-2 капли метилоранжа в прианодное пространство и 1-2 капли фенолфталеина в прикатодное пространство. Раствор не перемешивать! Опустите графитовые электроды и подключите к источнику тока. Наблюдайте на обоих электродах выделение газа и изменение окраски в катодном и анодном пространствах. Какие ионы окрасили раствор в катодном пространстве в малиновый цвет цвет? Какой газ выделяется на катоде? Какие ионы раствора изменили цвет в анодном пространстве? Какой газ выделяется на аноде?

Составьте схему электролиза водного раствора Na₂SО₄, укажите электродные процессы и вторичные реакции.

Опыт 4. Электролиз раствора сульфата меди с нерастворимым анодом.     

В электролизер налейте 1М раствор CuSO₄ и опустите графитовые электроды. Включите ток, через несколько минут наблюдайте выделение газа на аноде. Подвергся ли изменениям анод? Составьте уравнения происходящих процессов на электродах.

Опыт 5. Электролиз раствора серной кислоты с растворимым анодом.

В электролизёр налейте 1М раствор Н₂SO₄. В качестве анода используйте медную пластину, катодом пусть служит графитовый стержень. Во время электролиза наблюдайте за процессом, протекающим на катоде. Обратите внимание на то, что в начале опыта на катоде выделяются пузырьки водорода, а затем по мере окрашивания раствора в голубой цвет скорость выделения водорода уменьшается и одновременно катод начинает покрываться слоем меди.

Дайте объяснение этим явлениям и составьте уравнения реакций, протекающих на катоде и аноде. Поменяйте местами электроды и проведите опыт как предыдущий. В чем отличие?

После окончания опыта погрузите угольный электрод на 3-4 минуты в 10% раствор Na₂S₂O₃ (под тягой), а затем промойте его водой.

Опыт 6. Определение полюсов.

На стеклянную пластину положите полоску фильтровальной бумаги и нанесите на нее 2-3 капли раствора хлорида или сульфата натрия и одну каплю фенолфталеина. Медные электроды, соединенные с источником тока, прижимают к влажной бумаге на 30-40 секунд.

Наблюдайте появление красного окрашивания около одного из проводов. Катод или анод обнаружился появлением красной окраски? Составьте уравнение реакции.

Возьмите раствор KI и, добавив крахмал, наблюдайте появление синего цвета. У какого полюса появилось это окрашивание? Объясните наблюдаемые изменения и составьте уравнение реакции. 

Контрольные вопросы

1 Какие вещества называются окислителями, какие восстановителями?

2 Почему все металлы проявляют только восстановительные свойства, а неметаллы могут быть и окислителями, и восстановителями?

3 Определите степень окисления азота и хлора в следующих соединениях: HNO₃, NO₂, N₂, NH₄Cl, HCl, HClO, HClO₄.

4 Почему ионы S^-2 проявляют только восстановительные свойства, атомы S⁰ - окислительные и восстановительными, а S⁺⁶ лишь окислительные свойства?

5 Укажите в каких случаях происходят отдача электронов, в каких прием:

S⁰   S^-2                          Fe⁰  Fe⁺²

Fe⁺³  Fe⁺²                      Sn⁺²   Sn⁺⁴

              S⁺⁶  S⁺⁴                          N^-3      N⁺⁵

6 Укажите в периодической системе элементы, обладающие наиболее сильными восстановительными и окислительными свойствами.

7 Напишите уравнения следующих окислительно-восстановительных реакций:

а) KМnO₄ + Zn + H₂SO₄ ® …;

б) K₂Cr₂O₇ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ ®…;

в) KMnO₄ + NaI + H₂SO₄  ® ….

8 Из каких солей Pb(NO₃)₂; AlCl₃; CuSO₄; AgNO₃; ZnSO₄ металл может быть вытеснен железом?

9 Потенциал платинового электрода в соляной кислоте равен –0,118В, чему равна концентрация кислоты?

10 Составить схемы гальванических элементов, в одном из которых медь является анодом, а в другом катодом.

11 Вычислить активность иона Н⁺ в растворе, в котором потенциал водородного электрода равен 236 мВ.

12 Потенциал электрода Pt, Н₂ (раствор с рН = х) равен –295 мВ. Чему равен х?

13 Вычислите электродный потенциал Сu  М СuSO₄, если степень диссоциации = 40%.

14 Что называется коррозией?

15 Какие причины вызывают коррозию металлов?

16 Чем отличается электрохимическая коррозия от химической?

17 Объясните процессы окисления на анодных участках металлов и процессы восстановления на катодных участках.

18 Что называется катодной деполяризацией? Как происходит водородная и кислородная деполяризация?

19 Почему химически чистый цинк очень медленно вытеснят водород из кислот, а технический интенсивно вытесняет? Ответ мотивируйте.

20 Какая из ниже приведенных схем является схемой коррозии луженного железа в кислой среде?

 

1) Fe⁰ - 2e ® Fe⁺²                          2) Sn - 2e ® Sn⁺²

2H⁺ + 2e ® H₂                                         2H⁺ + 2e ® H₂

 

3) Sn - 2e ® Sn⁺²                                   4) Fe⁰ - 2e ® Fe⁺²

2Н₂О + О₂ +4е ®4ОН^-                     2Н₂О + О₂ +4е ®4ОН^-

 

21 Какой процесс называют электролизом?

22 Какие вещества можно восстановить из водных растворов на катоде?

23 Почему нельзя восстановить ионы активных металлов из водных растворов?

24 Что такое нерастворимый, растворимый анод?

25 Для каких целей используют в технике процесс электролиза?

 

Литература

1 Ахметов Н.С., и др. Лабораторные и семинарские занятия по общей и неорганической химии. – М.: Высшая школа, 2003. – 367 с.

2 Браун Т., Лемей Г.Ю. Химия - в центре наук: В 2-х частях. Ч.1/ Пер. с англ. – М.: Мир, 1983. – 448 с.

3 Браун Т., Лемей Г.Ю. Химия - в центре наук: В 2-х частях. Ч.2/ Пер. с англ. – М.: Мир, 1983. – 520 с.

4 Коровин Н.В. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: Высшая школа, 2003. – 255 с.

5 Левант Г.Е., Райцын Г.А. Практикум по общей химии. - 4-е изд., переработ. и доп. – М.: Высшая школа, 1971. – 336 с.

6 Стромберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия. Учеб. для хим.-технол.спец.вузов / Под ред. А.Г. Стромберга. – 2-е изд., перераб. и доп. – М.: Высшая школа, 1988. – 496 с. 

7 Фримантл М. Химия в действии. В 2-х ч. Ч.1/ Пер. с англ. – М.: Мир, 1998. – 528 с.

8 Фримантл М. Химия в действии. В 2-х ч. Ч.2/ Пер. с англ. – М.: Мир, 1998. – 620 с.

9 Хаускрофт К., Констебл Э. Современный курс общей химии. В 2-х т. Т.1/ Пер. с англ. – М.: Мир, 2002. – 540 с.

10 Хаускрофт К., Констебл Э. Современный курс общей химии. В 2-х т. Т.2/ Пер. с англ. – М.: Мир, 2002. – 528 с.

11 Хомченко И.Г. Общая химия. Сборник задач и упражнений. Учеб. пособие. – М.: Новая волна, 2001. – 256 с.

 

 

Техника безопасности при работе в химической лаборатории

 

12345678910Следующая ⇒

Поделиться: