MnO₄^- + 8H⁺ + 5з =Mn²⁺ + 4H₂O.

Здесь nз = 5, z =5 , эквивалентная масса Мэ ( KMnO₄) = 158,0/5 = 31,6 г \моль.

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют два метода: метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций).

1. Метод электронного баланса:

5Na₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + 3H₂SO₄ = 5Na₂S⁺⁶O₄ + 2Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

S⁺⁴ - 2з = S⁺⁶ 5 процесс окисления

Mn⁺⁷ +5з = Mn⁺² 2 процесс восстановления

2. Ионно-электронный метод.

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах, удобно использовать ионно-электронный метод (метод полуреакций). Этот метод основан на составлении уравнений полуреакций восстановления иона (молекулы) - окислителя и окисления иона (молекулы) - восстановителя с последующим суммированием этих полуреакций.

SO₃^2? + H₂O - 2з = SO₄^2? + 2Н⁺ 5 процесс окисления

MnO₄^? + 8Н⁺ + 5з = Mn²⁺ + 4H₂O 2 процесс восстановления

5SO₃^2? + 5H₂O + 2MnO₄^? + 16Н⁺ = 5SO₄^2? + 10Н⁺ + 2Mn²⁺ +8H₂O

сложив подобные члены, получают ионное уравнение:

5SO₃^2? + 2MnO₄^? + 6Н⁺ = 5SO₄^2? + 2Mn²⁺ +3H₂O,

по которому составляют молекулярное уравнение реакции (для этого к каждому аниону приписывают соответствующий катион, а к каждому катиону - соответствующий анион с учетом подобранных коэффициентов):

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O.



Вопросы к защите работы:

1. Среди веществ - хлорид железа (II), хлорид железа (III), металлическое железо сероводород, сульфит натрия, серная кислота - укажите восстановитель, окислитель и вещество с окислительно-восстановительной двойственностью.

2. Подберите стехиометрические коэффициенты в уравнения реакций:

Н₂S + KMnO₄ + H₂SO₄ = S + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

FeSO₄ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

MnO₂ + KClO₃ + KOH = K₂MnO₄ + KCl + H₂O

Укажите в них окислитель, восстановитель и реакцию среды (рН).

3. Укажите уравнения реакций: межмолекулярной, внутримолекулярной и диспропорционирования (самоокисления самовосстановления); в уравнения следующих реакций подберите стехиометрические коэффициенты:

Cl₂ + NaOH > NaCl + NaClO₃ + H₂O

Cl₂ + K₂MnO₄ > KCl + KMnO₄

KClO₃ > KCl + O₂

Zn + HNO₃ > Zn(NO₃)₂ + N₂ + H₂O

Ш Учебная литература: /1/, с. 259-266; /2/, с.18-33; /3/, с.251.



Лабораторная работа № 11

Получение и исследование свойств комплексных соединений

Цель работы: Исследовать анионные, катионные комплексы.

Разрушение комплексных ионов. Комплексные соединения в окислительно-восстановительных реакциях и в реакциях ионного обмена. Двойные соли.

Задание по работе: В опытах № 1 - 4 написать уравнения электролитической диссоциации полученных комплексных соединений. В опыте № 1 записать выражение константы нестойкости полученного комплексного иона. Учитывая результаты опыта № 6, написать уравнение электролитической диссоциации соли Мора.

Методические указания по выполнению работы

Опыт № 1. Анионные комплексы.

Получение тетрайодовисмутата (III) калия

В пробирку к одной капле раствора нитрата висмута (III) Bi(NO₃)₃ прибавлять по каплям раствор иодида калия KI до выпадения темно - бурого осадка йодида висмута (III) BiI₃. Растворить этот осадок в избытке раствора иодида калия. Каков цвет полученного раствора?

Опыт № 2. Катионные комплексы. Комплексное основание никеля.

Получить осадок гидроксида никеля (II), внеся в пробирку 4 капли раствора сульфата никеля (II) NiSO₄ и такой же объём раствора щелочи NaOH. К осадку добавить 6 капель 25 % -ного раствора аммиака NH₃· H₂O. Сравнить окраску ионов Ni²⁺ в растворе сульфата никеля (II) с окраской полученного раствора

Опыт № 3. Комплексные соединения в реакциях обмена.

Взаимодействие гексацианоферрата (II) калия с сульфатом меди (II).

(Качественная реакция на ион Cu²⁺)

В пробирку с 5 каплями раствора сульфата меди СuSO₄ добавить такой же объём комплексной соли К₄[Fe(CN)₆]. Отметить цвет образовавшегося осадка гексацианоферрата (II) меди (II). Написать уравнение реакции.

Опыт № 4. Разрушение комплексных ионов при осаждении комплексообразователя.

В две пробирки с 0,5 н раствором сульфата меди (II) добавить: в одну раствор 0,5 н (NH₄)₂C₂O₄ оксалата аммония, в другую - 0,5 н раствор (NH₄)₂S сульфида аммония. Написать уравнения реакций и отметить цвета выпавших осадков. В двух других пробирках получить комплексное соединение меди, добавив к 2 каплям 0,5 н раствора CuSO₄ сульфата меди (II) 2 н раствор аммиака NH₃•H₂O до растворения выпадающего вначале осадка основной соли (CuOH)₂SO₄. Отметить цвет полученного комплексного соединения [Cu(NH₃)₄]SO₄. Написать уравнение реакции взаимодействия сульфата меди (II) с аммиаком, учитывая, что координационное число меди равно четырем.

Испытать действие растворов оксалата аммония и сульфида аммония на полученный раствор комплексной соли меди. От действия, какого реактива выпадает осадок? На присутствие, каких ионов в растворе комплексной соли указывает появление этого осадка?

Описать наблюдаемые явления. Ответить на поставленные по ходу опыта вопросы. Написать уравнения проведенных реакций, уравнение электролитической диссоциации комплексной соли меди и её комплексного иона. Как влияет добавление(NH₄)₂S на диссоциацию комплексного иона? Сравнить табличные значения, произведения растворимости соответствующих солей меди

(ПР(CuC₂O₄) = 3•10^?8; ПР(CuS) = 6•10^?36 ) и объяснить, почему одна из солей не выпадает в осадок из комплексного соединения.

[Cu(NH₃)₄]SO₄ + (NH₄)₂S = CuSv + 4NH₃^ + (NH₄)₂SO₄



Опыт № 5. Окисление гексацианоферрата (II) калия.

В пробирку внести 5 капель раствора перманганата калия KMnO₄, подкислить

2 н серной кислотой и добавить по каплям раствор гексацианоферрата (II) калия. Наблюдать обесцвечивание раствора вследствие восстановления перманганат - иона в ион двухвалентного марганца.

KMnO₄ + H₂SO₄ + К₄[Fe(CN)₆] > MnSO₄ + К₃[Fe(CN)₆] + К₂SO₄ + H₂O

Опыт№ 6. Двойные соли.

В трех пробирках приготовить раствор двойной соли (NH₄)₂SO₄·FeSO₄·6H₂O (соль Мора), внеся в каждую пробирку по несколько кристалликов соли и по 4 капли дистиллированной воды. Затем в 1-ю пробирку к раствору соли Мора добавить 2 капли 0,5 н раствора сульфида аммония (NH₄)₂S, во 2-ю пробирку 2 капли 0,5 н раствора хлорида бария BaCl₂. Отметить цвет осадков и написать ионные уравнения реакций их образования. На присутствие, каких ионов в растворе двойной соли указывают эти реакции? В 3-ю пробирку добавить 3 капли 2 н раствора едкого натра NaOH и подогреть на водяной бане. Подержать над пробиркой полоску универсальной индикаторной бумаги, предварительно смоченную дистиллированной водой. По изменению окраски индикаторной бумаги и по запаху, определить какой газ выделяется из пробирки. На присутствие, каких ионов в растворе двойной соли указывают эта реакция

Справочный (теоретический) материал, необходимый для понимания задания и выполнения работы.

Комплексными соединениями называются определенные химические соединения, образованные сочетанием отдельных компонентов и представляющие собой сложные ионы или молекулы у которых имеются ковалентные связи, образованные по донорно-акцепторному механизму.

В большинстве комплексных соединений различают внутреннюю и внешнюю сферы: K₄[Fe(CN)₆]

Ионы калия - внешняя сфера

[Fe(CN)₆]^4- - внутренняя сфера (комплексный ион). В центре молекулы комплексного соединения находится центральный ион - комплексообразователь. Ионами - комплексообразователями являются ионы металлов. Вокруг центрального иона - комплексообразователя находятся противоположно заряженные ионы или нейтральные молекулы, которые называются лигандами или аддендами. Ион- комплексообразователь и лиганды составляют внутреннюю сферу. Число лигандов (аддендов), которое координирует вокруг себя центральный ион -

комплексообразователь, называют координационным числом.

Fe²⁺- центральный ион - комплексообразователь

CN^- - лиганды (адденды)

Координационное число [Fe(CN)₆]^4- в нашем примере равно шести.

Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов иона - комплексообразователя и лигандов.

Комплексное соединение анионного типа содержит комплексный ион с отрицательным зарядом, а катионного типа - с положительным. Например:

К₄[Fe(CN)₆]; К[BiI₄] -комплексные соединения анионного типа;

[Cu(NH₃)₄]SO₄ - комплексное соединение катионного типа

[Co(NH₃)₃Cl₃]⁰ - нейтральное комплексное соединение

У нейтральных комплексных соединений внешняя сфера отсутствует и заряд их равен нулю.

Диссоциация анионных и катионных комплексных соединений в водных растворах:

К₄[Fe(CN)₆] - 4К⁺ + [Fe(CN)₆]^4-

[Cu(NH₃)₄]SO₄ - [Cu(NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2-



В свою очередь комплексный ион, который является слабым электролитом, может частично распадаться на ион-комплексообразователь и лиганды:

[Fe(CN)₆]^4- - Fe²⁺ + 6 CN^-;

[Cu(NH₃)₄]²⁺ - Cu²⁺ + 4 NH₃⁰

Прочность комплексных ионов характеризуется величиной константы нестойкости (константа равновесия) К_НЕСТ которая в свою очередь есть ничто иное, как константа равновесия процесса диссоциации комплексного иона на ион-комплексообразователь и лиганды. Константа нестойкости равна произведению равновесных концентраций иона-комплексообразователя и лигандов, деленному на концентрацию комплексного иона.

К_НЕСТ = [Fe²⁺] • [CN^-]⁶/ [[Fe(CN)₆]^4-]= 1• 10^-37 .

Константа нестойкости, как любая константа равновесия, зависит от природы вещества, от температуры и не зависит от концентрации.

Двойные соли - комплексные соединения с очень большой константой нестойкости. Двойные соли распадаются в одну ступень на катионы обоих металлов (или катион аммония) и анионы кислотного остатка:

KAl(SO₄)₂ - K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2?

NH₄Fe(SO₄)₂ - NH₄⁺ + Fe³⁺ + 2SO₄^2? .



Вопросы к защите работы

1. Классификация комплексных соединений.

2. Что характеризует константа нестойкости?

Ш Учебная литература: /1/, с. 354-378; /2/, с.16,17,122,446; /3/, с.71 -81.



Лабораторная работа № 12

Изучение процессов электролиза в растворах электролитов

Цель работы: Изучение процессов электролиза с инертными электродами и с растворимым анодом

Задание по работе: В опытах № 1- 4 напишите уравнения анодного и катодного процессов, протекающих на электродах. Отметьте изменения окраски растворов. В опытах № 3 и 4 наблюдайте осаждение меди на катоде и окисление - на аноде (в опыте № 4).

Методические указания по выполнению работы

Опыт № 1. Электролиз раствора хлорида натрия.

В электролизер налить раствор хлорида натрия, добавить фенолфталеин в оба колена, опустить графитовые электроды и подключить прибор к источнику тока. Отметить изменения цвета у катода и анода, наблюдать выделение хлора в анодном пространстве и водорода и щелочи - в катодном.

Опыт № 2. Электролиз раствора сульфата натрия.

В электролизер налить раствор сульфата натрия, погрузить в электролит графитовые электроды и подключить прибор к источнику постоянного тока. Через минуту отключить электролизер от источника тока, убрать электроды и внести в каждое колено прибора по 2 капли лакмуса. Отметить изменения цвета лакмуса у катода и анода. Зная, что в кислой среде лакмус приобретает красный цвет, а в щелочной - синий цвет, определите в какое колено электролизера, был погружен катод, а в какое - анод.

Опыт № 3. Электролиз раствора сульфата меди (с инертным анодом).

В электролизер налить раствор сульфата меди, вставить графитовые электроды и подключить прибор к источнику тока. Наблюдать процессы, происходящие на катоде и аноде.

Опыт № 4. Электролиз раствора сульфата меди (с растворимым анодом).

Не отключая электролизер от источника тока (опыт № 3), поменять местами электроды в коленях электролизера, вследствие чего электрод, покрывшийся вначале медью, окажется анодом. Какое вещество выделяется на катоде? Написать уравнения катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе сульфата меди с медным анодом.

Справочный (теоретический) материал, необходимый для понимания задания и выполнения работ.

Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита.

Сущность электролиза состоит в том, что за счет электрической энергии осуществляется химическая реакция, которая не может протекать самопроизвольно.

Электролиз расплава и раствора отличаются друг от друга.

В растворе соли кроме ионов металла и кислотного остатка присутствуют молекулы воды и ионы Н⁺ и ОН^- - продукты диссоциации воды. Поэтому при рассмотрении реакций на электродах необходимо учитывать возможность участия молекул воды в электролизе.

Рис.1. Прибор (электролизер) для проведения электролиза водных растворов солей.

Процесс на катоде не зависит от материала катода, а зависит от положения металла в электрохимическом ряду (табл 1.).

Таблица 1

Катодные процессы в водных растворах солей Электрохимический ряд напряжения металлов
Li; K; Na; Ca; Mg; Al	Mn; Zn; Fe; Ni; Sn; Pb	H2	Cu; Hg; Ag; Pt; Au
Men+ - не восстанавливается 2H2O + 2 з = H2^+ 2OH-	Men+ + n з = Me0 2H2O + 2 з = H2^+ 2OH-		Men+ + n з = Me0

Процессы, протекающие на аноде, погруженном в водный раствор электролита, зависят от материала, из которого изготовлен анод, а также и от природы аниона. Анион, который входит в состав электролита может являться остатком как бескислородной кислоты, так и кислородсодержащей кислоты. (табл.2).

Таблица 2

Анодные процессы в водных растворах солейАнод	Кислотный остаток (Асm-)
	бескислородный	кислородсодержащий
Активный (растворимый)	Окисление металла (анода) Me0 ? n з = Men+
Инертный (нераствормый)	Окисление аниона (кроме фторидов F?) Асm? ? m з = Ас0 2Cl? ? 2з > Cl2	В щелочной среде: 4ОН? ? 4з = О2^+2H2O В кислой и нейтральной среде: 2H2O ? 4з = О2^+ 4H+

Пример 1: Электролиз расплава сульфата натрия

Na₂SO₄ - 2 Na⁺ + SO₄^2?

К(-) Na⁺ + з = Na⁰ 4

А(+) 2SO₄^2? ? 4з = 2SO₃ + O₂ 1

4Na⁺ + 2SO₄^2? = 4Na⁰ + 2SO₃ + O₂

2 Na₂SO₄ = 4Na⁰ + 2SO₃ + O₂

Пример 2: Электролиз раствора хлорида калия (анод нерастворимый)

KCl - K⁺ + Cl^?

H₂O- Н⁺ + OH^?

K(-) 2H₂O + 2 з = H₂^+ 2OH^?

А(+) 2Cl^? ? 2з = Cl₂⁰^

2H₂O + 2Cl^? = H₂^+ 2OH^? + Cl₂⁰^

2 KCl +2H₂O = H₂^+ 2KOH^- + Cl₂⁰^

Пример 3:Электролиз водного раствора хлорида цинка (анод нерастворимый)

ZnCl₂ - Zn²⁺ +2Cl^-

H₂O- Н⁺ + OH^? (вода слабый электролит)

K(-) Zn²⁺ + 2з = Zn⁰

2H₂O + 2 з = H₂^+ 2OH^-

А(+) 2Cl^- - 2з = Cl₂⁰^

Суммарное уравнение реакции в данном примере написать нельзя, так как неизвестно, какая часть общего количества электричества идет на восстановление воды, а какая - на восстановление ионов цинка.

Пример 4: Электролиз раствора сульфата меди (II) (анод нерастворимый)

CuSO₄ - Cu²⁺ + SO₄^2-

H₂O - Н⁺ + OH^?

K(-) Cu²⁺ + 2з = Cu⁰ 2

А(+) 2H₂O - 4з = О₂^+ 4H⁺ 1

2Cu²⁺ +2H₂O = 2Cu⁰+О₂^+ 4H⁺

2CuSO₄ + 2H₂O = 2Cu⁰ + О₂^+2H₂SO₄

Пример 5: Электролиз водного раствора нитрата серебра с активным (растворимым) анодом из серебра

AgNO₃-Ag⁺ + NO₃^?

H₂O - Н⁺+OH^?

K(-) Ag⁺ + з = Ag ⁰

А(+)Ag ⁰ - з = Ag⁺

Составить молекулярное уравнение электролиза раствора нитрата серебра, с растворимым анодом невозможно. Это означает, что электролиз раствора нитрата серебра сводится к переносу серебра с анода на катод.



Вопросы к защите работы

Чем отличается электролиз с нерастворимым анодом от электролиза с растворимым анодом?

Есть ли отличия при проведении электролиза раствора и расплава?

Учебная литература:/1/, с.281 - 286 /2/, с.556-572; /3/, с.284-291



Лабораторная работа № 13

Исследование процессов электрохимической коррозии металлов в различных средах. Изучение влияния активаторов на процесс коррозии

Цель работы: Изучить условия возникновения коррозии и работы коррозионных гальванических пар в различных средах.

Задание по работе: В опытах № 1 и 2 составить схемы электрохимической коррозии, сопровождающиеся образованием гальванических пар. В опыте № 3 написать соответствующие уравнение реакции

Методические указания по выполнению работы

Опыт № 1. Взаимодействие цинка с серной кислотой в отсутствие и в присутствии меди.

В пробирку внести 5 капель раствора серной кислоты и кусочек цинка. Наблюдается ли вытеснение водорода из серной кислоты? Коснуться медной проволокой кусочка цинка в пробирке. Как изменяется интенсивность выделения водорода, и на каком из металлов он выделяется? Отнять медную проволоку от цинка и убедиться, что интенсивность выделения водорода снова изменяется. Указать направление перехода электронов в паре цинк - медь. Какой металл будет иметь отрицательный заряд, и являться катодом для ионов водорода, имеющихся в растворе?

Опыт №2.Электрохимическая коррозия луженого и оцинкованного железа

В две чистые пробирки внести по 3 капли раствора серной кислоты и

гексацианоферрата (ЙЙЙ)калия K₃[Fe(CN)₆].

Две железные проволоки зачистить наждачной бумагой. Эти проволоки опустить в пробирки с приготовленными растворами и прикоснуться одной проволокой к кусочку цинка, а другой - к кусочку олова. Через несколько минут наблюдайте появление синего окрашивания раствора, в который погружена железная проволока в контакте с оловом. Объясните образование ионов Fe²⁺ в этом растворе, учитывая, что железо и олово образуют гальваническую пару. На поверхности какого металла выделяется в этом случае водород?

Почему не появилась синяя окраска в растворе, в который была опущена железная проволока в контакте с цинком?

Составьте схему электрохимической коррозии луженого и оцинкованного железа, с образованием гальванических пар.

Опыт № 3. Влияние хлор - иона на коррозию металла

Ион хлора является сильным активатором коррозии. Его присутствие в растворе способствует разрушению защитной пленки оксида алюминия, вследствие чего коррозия усиливается.

В две пробирки поместить по кусочку алюминия и добавить в одну из них 5 - 6 капель раствора сульфата меди, а в другую - столько же раствора хлорида меди. Отметить различный результат в обоих случаях: в то время как в первой пробирке алюминий остается почти без изменения, во второй он быстро покрывается налетом меди. Написать уравнение реакции.

Справочный (теоретический) материал, необходимый для понимания задания и выполнения работ.

Коррозия - это разрушение металла в результате его физико-химического воздействия с окружающей средой. При этом металлы окисляются и образуют продукты, состав которых зависит от условий коррозии.

По механизму протекания различают химическую и электрохимическую коррозию.

Химическая коррозия наблюдается в среде сухих газов и не проводящих электрический ток жидкостях. Примером такой коррозии может служить образование железной окалины, имеющее место при отжиге стальных изделий, при закалке и в других процессах, протекающих при высоких температурах в воздушной среде:6 Fe + 4 O₂ = 2 Fe₃O₃

В случае химической коррозии часто бывает так, что образующееся соединение покрывает металл тонким, но плотно прилегающим слоем, который защищает металл от дальнейшего воздействия на него других веществ. Такие пленки на поверхности металлических изделий часто создают специально с целью предохранения их от коррозии; это такие процессы, как например, оксидирование, анодирование и др.

Электрохимическая коррозия характерна для сред, имеющих ионную проводимость. На поверхности металла, вследствие различных включений в металл, может быть много микроучастков, имеющих разные электродные потенциалы. Таким образом, если металл соприкасается с раствором электролита, создаются условия для возникновения микрогальванических коррозионных элементов. Электроны от мест с отрицательным электродным потенциалом (анодных участков) перемещаются к местам, имеющим менее отрицательное или положительное значение потенциала (катодным участкам). Металл, на анодных участках будет окисляться, и переходить в соединения с компонентами среды. На катодных участках будут восстанавливаться окислители, содержащиеся в растворе электролита.

Однако, если поверхность металла во всех точках имеет одинаковый потенциал, микрогальванический элемент возникать не будет. Например, если химически чистый цинк поместить в разбавленную кислоту, выделение кислорода почти отсутствует. Это объясняется тем, что на поверхности металла возникает однородный двойной электрический слой и ионы цинка, образующие один слой и находящиеся у поверхности металла, препятствуют ионам водорода подходить к поверхности металла и получать с неё электроны. Однако, если прикоснуться к поверхности цинка каким-либо менее активным металлом, например, медной проволокой, начинается усиленное растворение цинка и энергичное выделение водорода на поверхности медной проволоки. Причиной этого служит образование гальванического элемента, в котором цинк является растворимым (активным) анодом, который окисляясь, передает свои электроны катоду - меди. С поверхности меди ионы водорода легко принимают электроны, превращаясь в нейтральные атомы, а затем в молекулы водорода:

А(-) Zn⁰ - 2з = Zn²⁺

/Cu/ K (+) 2H⁺ +2з = H₂

Во всех случаях контакта более активного металла с менее активным металлом в присутствии электролита возникает гальваническая пара и усиливается коррозии активного металла.

Для защиты от коррозии, а также с декоративными целями поверхность одного металла часто покрывают другим металлом. Различают анодные и катодные металлические покрытия.

Анодные покрытия - металл покрывается более активным металлом, например, цинк по железу; олово по меди. Это надежная защита, поскольку даже в случае механического повреждения покрытия и образование гальванической пары, покрывающий металл является анодом, т.е. он принимает на себя коррозию и хорошо защищает основной металл. Таким образом, он играет роль протектора.

Катодное покрытие - металл покрывается менее активным металлом, например, олово по железу; никель по железу. Это не надежное покрытие. В случае механического повреждения покрытия и образования гальванической пары роль анода выполняет защищаемый металл (железо). В этом случае покрытие не защищает железо, а наоборот, ускоряет его коррозию.

В настоящее время имеется большое количество средств для борьбы с коррозией.



Вопросы к защите работы

1. Что такое коррозия металлов? Каковы причины возникновения электрохимической коррозии?

2. Что такое ингибиторы? В чем заключается сущность их действия?

Учебная литература: /1/, с 685-693 / /2/, с593-628/, /3/, с.311-336.



Лабораторная работа № 14

Получение электрохимическим методом металлического покрытия, как одного из способов защиты металлов от коррозии

Цель работы: Освоить методику электрохимического метода металлических покрытий.

Задание по работе: Собрать схему установки для гальванического покрытия, приготовить растворы заданной концентрации, определить выход по току, тип и толщину покрытия и написать уравнения реакции для данного процесса.

Методические указания по выполнению работы

1. Сборка установки

Собрать установку по схеме, приведенной на рис. В качестве катода - пластина из малоуглеродистой стали; анода - пластина из меди, никеля или цинка в зависимости от типа покрытия. Необходимо взять два анода, чтобы одновременно шло покрытие обоих сторон пластины (катода).

2. Приготовление электролита для гальванической ванны

· Электролит омеднения.

Состав электролита: 80 г медного купороса, 22 мл 20%раствора серной кислоты. Медный купорос растворить в 400 мл воды и в него добавить раствор серной кислоты. Приготовленный раствор вылить в гальваническую ванну (химический стакан).

· Электролит никелирования.

Состав электролита: 40г сульфата никеля, 7 г поваренной соли и 7 г борной кислоты растворить в 400 мл воды. Приготовленный раствор вылить в гальваническую ванну (химический стакан). В раствор никелирования вводят поваренную соль, чтобы не происходила пассивация анода, так как в этом случае поступление ионов никеля в раствор замедлится, или совсем прекратится; борную кислоту вводят для поддержания постоянной кислотности.

· Электролит оцинкования

Состав электролита: 80 г сульфата цинка, 12-15 г глауберовой соли, 12-15 г сульфата аммония растворить в 400 мл воды. Приготовленный раствор вылить в гальваническую ванну (химический стакан). Сульфат аммония вводят для поддержания постоянной кислотности.

3. Обработка поверхности катода.

· Процесс омеднения.

Пластину из малоуглеродистой стали поместить на 3-5 мин в 5% раствор серной или соляной кислоты и промыть в воде. Затем надо пластину обезжирить. Для обезжиривания пластину помещают в 2М раствор гидроксида натрия на 3-5 мин и затем промывают в воде. Обсушить фильтровальной бумагой и взвесить на весах.

· Процесс никелирования

Пластину из малоуглеродистой стали поместить на 3-5 мин в 5% раствор серной или соляной кислоты и промыть в воде. Затем надо пластину обезжирить. Для обезжиривания пластину помещают в горячий 10% раствор соды и затем промывают в воде. Обсушить фильтровальной бумагой и взвесить на весах.

· Процесс оцинкования

Пластину из малоуглеродистой стали поместить на 3-5 мин в 5% раствор серной или соляной кислоты и промыть в воде. Затем надо пластину обезжирить. Для обезжиривания пластину помещают в горячий 10% раствор соды и затем промывают в воде. Обсушить фильтровальной бумагой и взвесить на весах.

4. Расчет силы тока

· Для процесса омеднения

При омеднении изделий плотность тока не должна превышать 3-5А на 1дм²покрываемого изделия (катода). Для этого можно провести следующие простые расчеты: на площади в 100 см² катода сила тока должна быть 5 А, а на S(площади пластинки) сила тока ровна Ч. Отсюда

Ч=,где

Ч - сила тока; S - поверхность катода, см²

· Для процесса никелирования

При никелировании изделий плотность тока должна быть 1А на 1 дм² покрываемой поверхности, т.е.

Ч=,где

Ч - сила тока

S - поверхность катода, см²

· Для процесса оцинкования

При оцинковании изделий плотность тока рассчитывают исходя из того, на 1 дм² покрываемой поверхности необходима сила тока в 2А. Отсюда,

Ч=,где

Ч - сила тока

S - поверхность катода, см²

5. Методика проведения эксперимента

· Омеднение

Подготовленную пластину (катод) погрузить в ванну и соединить с отрицательным электродом постоянного источника тока. Во избежание покрытия изделия медью за счет простого вытеснения её из медного купороса железную пластину погружают в ванну под током. Через 15 мин ток выключить и катод вынуть из ванны, уже покрытым слоем меди. Высушить его на воздухе и взвесить на весах.

· Никелирование

Раствор в гальванической ванне нагреть до 30°С , после чего внести катод в гальваническую ванну и соединить с отрицательным электродом постоянного источника тока. Включить ток на 10 мин и наблюдать появление тонкого слоя никеля на поверхности катода. Катод высушить на воздухе и взвесить на весах.

· Оцинкование

Внести катод в гальваническую ванну и соединить с отрицательным электродом постоянного источника тока. Включить ток на 10 мин и наблюдать появление слоя цинка на поверхности катода. Катод высушить на воздухе и взвесить на весах.

6. Обработка результатов эксперимента

Запись процессов, идущих на электродах

· Омеднение

Процессы, идущие на электродах, можно записать следующим образом:

На катоде:Cu²⁺ + 2з = Cu (осаждается на изделии)

2H⁺ + 2з = H₂^

На аноде: Cu = Cu²⁺ + 2з

4ОН^- - 4з = 2H₂O + O₂^

· Никелирование

Процессы, идущие на электродах, можно записать следующим образом:

На катоде:Ni²⁺ + 2з = Ni ( осаждается на изделии)

2H⁺ + 2з = H₂^

На аноде: Ni = Ni²⁺ + 2з

4ОН^- - 4з = 2H₂O + O₂^



· Оцинкование

Процессы, идущие на электродах, можно записать следующим образом:

На катоде: Zn²⁺ + 2з = Zn( осаждается на изделии)

2H⁺ + 2з = H₂^

На аноде: Zn = Zn²⁺ + 2з

4ОН^- - 4з = 2H₂O + O₂^

7. Определение толщины покрытия

Толщина покрытия рассчитывается по формуле:

П= ,где

П- толщина покрытия, мм

с - плотность, г/см³

m - масса осажденного металла, г

10- переводной коэффициент, мм в см.

Масса осажденного металла рассчитывается по формуле:

m = m_{2 КАТОДА} - m_{1 КАТОДА}, где

m_{1 КАТОДА} - масса катода до осаждения покрытия, г

m_{2 КАТОДА}- масса катода после осаждения покрытия, г

В таблице №1 приводятся значения плотности металлов, применяемых для электролитических покрытий в данной работе:

Таблица 1

Металл	Плотность, с г/см3
Медь	8,94
Никель	8,90
Цинк	7,13

8. Расчет выхода по току

Выход по току рассчитывается по формуле:

з =, %

где: m - масса осажденного металла, г

m_TЕОР. - масса осажденного металла теоретическая, г

Теоретическая масса осажденного металла рассчитывается по законам

Фарадея:

M_ТЕОР.=, где

I - сила тока, А

t - время, сек

Эквивалентная масса металла рассчитывается по формуле:

m_Э = Атомная масса/z, z = nе (число электронов, отданных 1 молем металла).

Учебная литература:/1/, с687-693/2/, с635-642, /3/, с.318-326.

Справочный (теоретический) материал, необходимый для понимания задания и выполнения работ.

Выбор защитных покрытий.

Роль покрытия как средства защиты от коррозии большей частью сводится к тому, чтобы изолировать металл от внешней среды. Как выбрать то или иное покрытие, зависит от условий, в которых находится металл.

Металлические покрытия - наиболее старый способ защиты железных и медных изделий от коррозии. Много столетий назад было известно лужение посуды, т.е. покрытие её тонким слоем олова. Не менее широко используются покрытия изделий цинком. Оцинкованию подвергают трубы, отдельные детали машин, стальные листы и, в частности, листы кровельного железа. Цинковые покрытия стойки не только во влажном, но и в загрязненном углекислым газом воздухе.

Иногда возникает необходимость не только защищать изделия от влияния внешней среды, но и сделать его красивым, т.е. придать ему декоративный вид. В этом случае широко используют покрытия хромом, никелем, золотом, серебром. Эти покрытия в тоже время коррозионно-стойкие.

Горячие методы металлопокрытий.

Горячие методы металлопокрытий очень производительны, но сопряжены с большим расходом металла, особенно при лужении или цинковании методом неправильной формы. Поэтому за последнее время широко используют электрохимический метод покрытия, получивший название гальванотехники или электролитического покрытия.

Электрохимический метод покрытия .

Сущность электрохимического покрытия сводится к выделению металлов на катоде. При гальваническом методе покрытия можно получить весьма чистый и ровный слой любой толщины, начиная от тысячных долей миллиметра.

Гальванические покрытия отличаются мелкозернистым строением и хорошим сцеплением с основным металлом. Они почти не пористы и обладают высокими защитными свойствами. Однако защитные свойства гальванических покрытий, как и всех металлических покрытий, зависят от толщины и однородности пленки. В случае если гальваническое покрытие, полученное из металла, стоящего правее железа в электрохимическом ряду напряжения, будет пористым , то такое покрытие не только не будет защищать , а наоборот, ускорит процесс разрушения металла. Гальванический способ используют для покрытия изделий различными металлами. Так, этим способом наносят тонкие защитные пленки из цинка, кадмия, олова. Но наибольшее распространение получил гальванический метод для покрытия изделий слоем меди, хрома, никеля.

Хром и никель часто применяют не только для увеличения коррозионной стойкости железных изделий, но и для придания им красивого декоративного вида. Для некоторых покрытий используют иногда и золото. Оно занимает крайнее (справа) место в электрохимическом ряду напряжения, поэтому защищает от коррозии не только железо, медь и их сплавы, но и серебро.

Схема установки для гальванического покрытия:

1- анод 4 - источник постоянного тока (выпрямитель) 2- катод 5 - амперметр 3- электролизная ванна (химический стакан) 6 - реостат

Рис 1. Установка для гальванического покрытия



Лабораторная работа № 15

Изучение химических свойств металлов, обладающих различной активностью

Цель работы: Изучить взаимодействие металлов различной активности с разбавленными и концентрированными кислотами. Амфотерность.

Задание по работе: В опытах №1-5 необходимо написать уравнения реакций, подобрать коэффициенты. Установить выделение газов при взаимодействии металлов с разбавленными и концентрированными кислотами. В опыте № 2 отметить пассивирование алюминия под действием концентрированной азотной кислоты.

Методические указания по выполнению работы

Опыт № 1. Взаимодействие алюминия с кислотами разбавленной и концентрированной соляной, серной и азотной кислотами.

а) Взаимодействие алюминия с разбавленными кислотами.

В три пробирки опустить по маленькому кусочку металлического алюминия. Затем пробирку №1 внести 5 капель 2н раствора соляной кислоты НCl, №2 - серной кислоты H₂SO₄ и в пробирку №3 - азотной кислоты НNO₃. Во всех ли случаях протекает реакция на холоду (без изменения условий)? Нагреть пробирки на водяной бане. Что наблюдаете? Написать уравнения реакций. Какой газ выделяется при взаимодействии алюминия с разбавленной азотной кислотой? С разбавленной соляной и серной кислотами?

б) Взаимодействие алюминия с концентрированными кислотами.

В три пробирки опустить по маленькому кусочку металлического алюминия. Затем в пробирки внести по 5 капель концентрированных кислот: соляной (плотность 1,19 г/см³), серной (плотность 1,84 г/см³) и азотной (плотность 1,40 г/см³). Во всех пробирках протекает реакция на холоду? С какой кислотой алюминий не взаимодействует? Почему? Нагреть пробирки на водяной бане. Что наблюдаете? Написать уравнения реакций, учитывая, что при нагревании азотная кислота восстанавливается в основном до диоксида азота NO₂, а серная кислота до сернистого газа SO₂ на холоду и частично до свободной серы S при нагревании.

Опыт № 2. Действие концентрированной азотной кислоты на алюминий (пассивация алюминия).

В пробирку опустить маленький кусочек металлического алюминия и внести5 капель раствора соляной кислоты.

Наблюдать выделение газообразного водорода Н₂.

Вынуть алюминий из пробирки, ополоснуть дистиллированной водой и опустить на 2-3 мин в раствор концентрированной азотной кислоты (плотность 1,40 г/см³). Вынуть кусочек металлического алюминия, ополоснуть водой и снова опустить в пробирку с раствором соляной кислоты. Выделяется ли водород? Что произошло с алюминием?

Опыт № 3. Растворение алюминия в водном растворе щелочи.

Внести в пробирку маленький кусочек металлического алюминия и добавить 3 - 4 капли воды. Нагреть пробирку на водяной бане. Наблюдается ли выделение водорода? Добавить в пробирку 5 - 8 капель 2 н раствора едкого натра. Отметить интенсивное выделение водорода.

Отсутствие реакции алюминия с водой объясняется наличием на его поверхности плотной оксидной пленки, которая затрудняет доступ водородных ионов к поверхности металла. Добавленная щелочь растворяет оксидную пленку с образованием гексагидроксоалюмината натрия и создает возможность непосредственного взаимодействия алюминия с водой. Реакция протекает по схеме:

Al₂O₃ + NaOH + H₂O = Na₃[Al(OH)₆],

Al + H₂O =Al(OH)₃ +H₂,

Al(OH)₃ + NaOH = Na₃[Al(OH)₆].



Подобрать коэффициенты в уравнения данных реакций.

Опыт № 4. Растворение цинка в кислотах и щелочах.

Внести в пробирку кусочек металлического цинка и добавить 5 капель 2 н раствора серной кислоты, и слегка подогреть. Какой газ выделяется? Тоже проделать с концентрированной серной кислотой (плотность 1,84 г/см³) и по запаху определить выделение сернистого газа .

Таким же образом проверить растворимость цинка в 2 н растворе хлороводородной кислоты и в 2 н растворе едкой щелочи. Почему разбавленная и концентрированная серная кислота по - разному реагирует с цинком? Какой атом и в какой степени окисления является окислителем в том и другом случае?

Опыт № 5. Гидроксид цинка и его свойства

Налить в две пробирки по 4-5 капель раствора соли цинка и добавить в каждую из них по каплям 2н раствор NaOH до появления белых студенистых осадков гидроксидов. Испытать отношение к кислотам и щелочам, полученных гидроксидов .

Какой вывод можно сделать о свойствах гидроксида цинка? Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.

Опыт № 6. Взаимодействие меди с разбавленными и концентрированными кислотами.

В три пробирки внести по кусочку меди и прибавить по 5 капель 2 н растворов кислот: в первую - соляной, во вторую - серной, в третью - азотной. Во всех ли пробирках появилось сине-голубое окрашивание, характерное для ионов меди Cu²⁺.

Проделать аналогичный опыт с концентрированными кислотами - соляной (плотность 1,19 г/см³), серной (плотность 1,84 г/см³) и азотной (плотность 1,40 г/см³) без нагревания и при нагревании (осторожно!), во всех ли пробирках протекает реакция. Обратите внимание на резкий запах диоксида серыSO₂, выделяющейся при взаимодействии меди с серной кислотой, и на бурую окраску диоксида азотаNO₂, выделяющегося в пробирке с азотной кислотой. Почему медь не взаимодействует с хлороводородной кислотой и с разбавленной серной кислотой? Напишите уравнения протекающих реакций.

Справочный (теоретический) материал, необходимый для понимания задания и выполнения работ.

Металлы при обычных условиях - это твердые вещества (за исключением ртути), с характерным металлическим блеском, хорошей электро - и теплопроводностью.

Наружный электронный слой атомов большинства металлов содержит один или два электрона. Наиболее характерным химическим свойством металлов является способность их атомов отдавать свои наружные электроны, превращаясь при этом в положительно заряженные ионы, следовательно, свободные металлы являются восстановителями.

Большинство металлов непосредственно реагируют с кислородом, образуя оксиды. Характер оксида зависит от проявляемой металлом степени окисления: низшие оксиды носят основной или амфотерный характер, высшие оксиды - могут проявлять кислотный характер. Например, оксид марганца (ІІ)MnO является основным оксидом, оксид марганца(IV) MnO₂ проявляет амфотерные свойства, а оксид марганца (VII) Mn₂O₇ - это уже кислотный оксид, является ангидридом марганцевой кислоты НMnO₄.

Почти все металлы окисляются кислотами, превращаясь в соответствующие соли. При действии кислоты на металл роль окислителя играет либо ион водорода, либо элемент в положительной степени окисления, входящий в состав кислотного остатка кислородсодержащей кислоты.

Соляная и разбавленная серная кислоты окисляют только металлы, которые стоят в ряду напряжения до водорода, так как роль окислителя в этих случаях играют ионы водорода:

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂

Fe + H₂SO₄=FeSO₄ + H₂

Концентрированная серная кислота окисляет при нагревании почти все металлы (не окисляются золото, платина и некоторые редкие металлы). В этом случае окислителем является сера в высшей степени окисления (S⁺⁶), которая в зависимости от металла может восстанавливаться до SO₂ (малоактивными металлами), до свободной серы(S⁰) и даже до H₂S (малоактивными металлами). Например:

Cu +2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

3Fe + 4H₂SO₄= 3FeSO₄ +S + 4H₂O

4Mg + 5H₂SO₄ = 4MgSO₄ + H₂S + 4H₂O

Азотная кислота, как концентрированная, так и разбавленная, окисляет почти все металлы (за исключением золота, платины и немногих других), причем водород не выделяется даже в случае разбавленной кислоты; окислителем здесь является азот в высшей степени окисления (N⁺⁵).

Концентрированная азотная кислота восстанавливается металлами до NО₂, например:

Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Разбавленная азотная кислота восстанавливается металлами до NО; N₂О и доNH₄NO₃, в зависимости от активности металла и от степени разбавления кислоты. Чем активнее металл и чем более разбавленная кислота, тем сильнее она восстанавливается, например:

Pb + 4HNO₃ = Pb(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

4Mg + 10HNO₃ = 4Mg(NO₃)₂ +NH₄NO₃+ 3H₂O



Алюминий, хром, железо при действии на них концентрированной азотной кислоты пассивируются, покрываясь тонкой пленкой оксида, после чего эти металлы не подвергаются действию и других кислот.

Некоторые металлы, из тех, чьи гидроксиды проявляют амфотерные свойства,- Zn, Al, Sn, Pb, Cr, - подвергаются действию растворов щелочей, в результате чего образуются соли соответствующих кислот с выделением свободного водорода. Образование свободного водорода является результатом взаимодействия металла с ионами водорода воды, а не водорода, входящего в состав щелочи, например:

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂

В отсутствие щелочи образовавшийся гидроксид, как трудно растворимое вещество, покрывает поверхность металла сплошной пленкой и процесс прекращается. По этой причине названные выше металлы не растворяются в воде.

Роль щелочи заключается в растворении гидроксида, образовавшегося при взаимодействии металла с водой:

Al(OH)₃ + 3NaOH = Na₃AlO₃ +3H₂O



Вопросы к защите работы

1. Напишите уравнения реакций взаимодействия цинка: а) с соляной кислотой;

б) со щелочью. Дайте названия полученных солей в первом и во втором

случаях.

Учебная литература: /1/, с. 326-333, /2/, с.22-27;/3/, с. 361-265.



Лабораторная работа № 16.

Определение суммарной жесткости водопроводной воды методом комплексонометрического титрования

Цель работы: Проведение анализа воды на общую и постоянную жесткость.

Задание по работе: Рассчитать жесткость водопроводной и кипяченой воды и данные занести в таблицы № 1и 2

Методические указания по выполнению работы

Опыт №1 Определение суммарной жесткости водопроводной воды.

В коническую колбу вместимостью 200-250 мл налить 100 мл водопроводной воды; добавить 3 мл аммиачной буферной смеси и 7 капель индикатора хром - темно-синего кислотного. Раствор тщательно перемешать. Обратить внимание на окраску раствора, которая должна стать розовой.

Бюретку промыть дистиллированной водой, затем ополоснув рабочим раствором трилона Б, установить уровень рабочего раствора в бюретке на нуле. Титруют раствор в колбе до появления сине-фиолетового окрашивания, тщательно перемешивая содержимое колбы. Раствор трилона Б приливать медленно по каплям, и при приближении к точке конца титрования перемешивать особенно тщательно.

Изменение окраски раствора означает, что трилон Б полностью связал ионы Ca²⁺ и Mg²⁺. Записать объем трилона Б, пошедшего на титрование. Титрование проводят до трех сходящихся результатов.

Результаты определений записывают в таблицу 1.

Таблица 1

Водопроводная вода
Титрование	Объем воды, VВОДЫ, мл	Объем трилона Б, V, мл	VСР (трилон Б), мл	Жесткость воды, мэкв/л
1. 2. 3. 4.	100,00 100,00 100,00 100,00

Опыт №2.Определение жесткости умягченной воды

Получить три сходящихся результата, взяв для определения прокипяченную воду. Подготовку кипяченой воды к титрованию и титрование её проводят аналогично водопроводной воде. Результаты определений записывают в таблицу 2.

Таблица 2

Кипяченая (умягченная) вода
Титрование	Объем воды, VВОДЫ, мл ...

Подобные документы

• Определение молярной массы. Электронные формулы атомов

  Определение количества вещества. Вычисление молярной массы эквивалента, молярной и относительной атомной массы металла. Электронные формулы атомов. Металлические свойства ванадия и мышьяка. Увеличение атомных масс элементов в периодической системе.
  
  контрольная работа [130,2 K], добавлен 24.04.2013
  

• Определение молярной массы эквивалента металла методом вытеснения водорода

  Реакция, на которой основан эксперимент. Реакция металла с кислотой. Малярная масса эквивалента металла. Определение погрешности опыта. Кислотно-основные или ионно-обменные реакции. Определение объема выделившегося водорода к нормальным условиям.
  
  лабораторная работа [76,9 K], добавлен 13.10.2014
  

• Химические формулы соединений

  Составление формул соединений кальция с водородом, фтором и азотом. Определение степени окисления атома углерода и его валентности. Термохимические уравнения реакций, теплота образования. Вычисление молярной концентрации эквивалента раствора кислоты.
  
  контрольная работа [46,9 K], добавлен 01.11.2009
  

• Синтез и исследование свойств соединений клотримазола с солями d-элементов (Cu2+, Au3+)

  Комплексные соединения d-металлов с органическим лигандом группы азолов. Анализ состава солей и их характеристик. Приготовление растворов хлористоводородной кислоты. Исследование свойств соединений клотримазола с солями d-элементов (Cu2+, Au3+).
  
  курсовая работа [3,2 M], добавлен 12.05.2019
  

• Основные классы неорганических соединений

  Определение молярной массы эквивалентов цинка. Определение концентрации раствора кислоты. Окислительно-восстановительные реакции. Химические свойства металлов. Реакции в растворах электролитов. Количественное определение железа в растворе его соли.
  
  методичка [659,5 K], добавлен 13.02.2014
  

• Пожароопасные свойства 4-метил-2-этилпентанола

  Определение количества диоксида углерода, необходимого для предотвращения взрыва в помещении. Расчёт минимальной флегматизирующей концентрации азота. Определение тротилового эквивалента 4-метил-2-этилпентанола при взрыве. Расчёт температуры горения.
  
  курсовая работа [73,4 K], добавлен 03.11.2014
  

• Основные вопросы химии

  Способы вычисления эквивалентной массы металла. Рассмотрение особенностей составления формулы оксидов и гидроксидов элементов третьего периода периодической системы. Анализ этапов составления ионно-молекулярных и молекулярных уравнений гидролиза солей.
  
  контрольная работа [129,2 K], добавлен 08.09.2013
  

• Закон сохранения массы и энергии

  Закон сохранения массы как важнейшее открытие атомно-молекулярной теории. Особенности изменения массы в химических реакциях. Определение молярной массы вещества. Составление уравнения реакции горения фосфора. Решение задач на "избыток" и "недостаток".
  
  контрольная работа [14,2 K], добавлен 20.03.2011
  

• Методическое руководство к лабораторным занятиям по химии для студентов экономического факультета

  Правила техники безопасности при выполнении лабораторных работ. Приготовление растворов заданной концентрации. Электролитическая диссоциация и гидролиз солей. Окислительно-восстановительные реакции. Галогены, фосфор, азот и сера, их соединения.
  
  методичка [485,0 K], добавлен 12.07.2010
  

• Соли

  Определение и классификация солей, уравнения реакций их получения. Основные химические свойства солей, четыре варианта гидролиза. Качественные реакции на катионы и анионы. Сущность процесса диссоциации. Устойчивость некоторых солей к нагреванию.
  
  реферат [12,9 K], добавлен 25.02.2009
  

• Гидролиз солей

  Основные особенности гидролиза, который приводит к образованию слабого электролита. Характеристика гидролиза солей в водном растворе. Значение гидролиза в химическом преобразовании земной коры. Развитие гидролиза в народном хозяйстве и в жизни человека.
  
  конспект урока [124,7 K], добавлен 20.11.2011
  

• Растворы электролитов. Гидролиз солей

  Расчетные методы определения рН. Примеры уравнений реакций гидролиза солей. Понятие и формулы расчета константы и степени гидролиза. Cмещение равновесия (вправо, влево) гидролиза. Диссоциация малорастворимых веществ и константа равновесия этого процесса.
  
  лекция [21,7 K], добавлен 22.04.2013
  

• Эквивалентная масса химических соединений

  Определение эквивалентной массы металла методом вытеснения водорода. Основные физические и химические свойства магния. Расчет абсолютной и относительной погрешности опыта. Анализ и оценка влияния характера реакции и значения эквивалента сложных веществ.
  
  лабораторная работа [431,2 K], добавлен 01.06.2013
  

• Определение изменения энтальпии калориметрическим методом

  Общие правила выполнения лабораторных работ. Методы экспериментального определения молярной массы эквивалента химического элемента. Определение изменения энтальпии процессов растворения безводной соли и нейтрализации кислоты калориметрическим методом.
  
  лабораторная работа [180,0 K], добавлен 07.11.2011
  

• Константа химического равновесия

  Определение константы равновесия реакции. Вычисление энергии активации реакции. Осмотическое давление раствора. Схема гальванического элемента. Вычисление молярной концентрации эквивалента вещества. Определение энергии активации химической реакции.
  
  контрольная работа [21,8 K], добавлен 25.02.2014
  

• Общие свойства растворов

  Определение растворов, их виды в зависимости от агрегатного состояния растворителя, по величине частиц растворенного вещества. Способы выражения концентрации. Факторы, влияющие на растворимость. Механизм растворения. Закон Рауля и следствие из него.
  
  презентация [163,9 K], добавлен 11.08.2013
  

• Титриметрические методы анализа

  Классификация методов титриметрического анализа. Посуда в титриметрическом анализе и техника работы с ней. Способы выражения концентрации растворов. Взаимосвязь различных способов выражения концентрации растворов. Молярная концентрация эквивалента.
  
  реферат [40,8 K], добавлен 23.02.2011
  

• Гидролиз солей. Особенности почвенного гидролиза

  Характеристика гидролиза солей. Виды реакций нейтрализации между слабыми и сильными кислотами и основаниями. Почвенный гидролиз солей и его значение в сельском хозяйстве. Буферная способность почвы: обмен катионов и анионов в процессе минерализации.
  
  контрольная работа [56,1 K], добавлен 22.07.2009
  

• Свойства элементов и их соединений

  Периодическая система химических элементов. Строение атомов и молекул. Основные положения координационной теории. Физические и химические свойства галогенов. Сравнение свойств водородных соединений. Обзор свойств соединений p-, s- и d-элементов.
  
  лекция [558,4 K], добавлен 06.06.2014
  

• IA группа элементов Менделеева

  Исследование химических и физических свойств водорода, лития, калия, рубидия, цезия и франция. Характеристика промышленных способов получения и областей применения этих элементов системы Менделеева. Изучение процесса электролиза водных растворов солей.
  
  практическая работа [134,7 K], добавлен 08.01.2012
  

• главная
• рубрики
• по алфавиту
• вернуться в начало страницы
• вернуться к началу текста
• вернуться к подобным работам