Физическая химия

Приборы и реактивы. Прибор НI 9812. Колбы мерные на 100 мл. Пипетки на 10 мл. Фильтровальная бумага. Растворы 0,1 н кислот и щелочей.

Порядок выполнения работы

1. Освоить принцип работы на НI 9812, пользуясь предложенной инструкцией.

2. Приготовить серию стандартных растворов. Для этого из 10 мл 0,1 н раствора предложенного преподавателем одного из электролитов (HCl, H₂SO₄, HNO₃, NaOH, KOH) приготовить пять растворов различной концентрации путем разведения. Для этого отбирают пипеткой 10 мл 0,1 н раствора и переносят в мерную колбу на 100 мл и доводят объем в колбе дистиллированной водой до метки.

3. Последующие четыре раствора приготовить из 10 мл предыдущих, поступая точно так же, как в п. 2.

4. Рассчитать концентрации полученных стандартных растворов. Какой способ выражения концентрации растворов использовался для приготовления стандартных растворов?

5. Определить рН полученных растворов на приборе НI 9812, начиная с более высоких концентраций.

6. Данные занести в отчетную таблицу.

Таблица 15

№ раствора	Концентрация, С, моль/л	рН
1
2
3
4
5
исследуемый

7. По полученным данным построить калибровочный график в координатах рН = f(C), где рН - водородный показатель, измеренный на НI 9812; С - концентрация раствора электролита (моль/л).

8. При помощи НI 9812 измерить рН раствора неизвестной концентрации (исследуемый раствор) и по графику определить его концентрацию.

9. По проделанной работе сделать вывод.

9.2 Лабораторная работа № 16 «Определение содержания щелочи и соды при совместном присутствии»

Цель работы. Освоить процесс титрования. Определить содержание щелочи и соды при совместном присутствии методом кислотно-основного титрования.

Приборы и реактивы. Колбы плоскодонные. Цилиндры. Пипетки. Бюретка. Раствор HCl (0,1 н). Растворы индикаторов: метилового оранжевого, фенолфталеина.

Порядок выполнения работы

1. Для анализа в коническую колбу отмерить с помощью мерного цилиндра 20 мл анализируемого раствора.

2. Добавить 2-3 капли индикатора - фенолфталеина.

3. В приготовленную заранее бюретку налить 0,1 н раствор HCl. Установить уровень на нулевое деление и по каплям приливать хлороводородную (соляную) кислоту в исследуемый раствор до изменения окраски раствора с малиновой до бесцветной.

4. Записать объем израсходованной на титрование кислоты ().

5. В раствор, после первого титрования, добавить 2-3 капли раствора метилового-оранжевого и титровать соляной кислотой до изменения цвета с желтого на розовый (). Результат занести в таблицу.

6. Титрование повторить с новыми порциями исследуемого раствора еще три раза, каждый раз не забывая доливать в бюретку кислоту до нулевого уровня.

7. Результаты титрования записать в таблицу.

Таблица 16

№ опыта	Эквивалентная конц. кислоты CЭ,НCl, моль/л	Объем анализ. р-ра V, мл	Объем р-ра HCl c ф-ф V, мл	Объем р-ра HCl с м.-ор. V, мл
1
2
3
4

Массу каждого из компонентов анализируемой смеси рассчитать по формулам:

m(NaOH) = ,

m(Na₂CO₃) = ,

m(NaOH)_общ. = ,

где m(NaOH)_общ. - общая щелочность раствора, г;

и - эквивалентные массы, г/моль;

V_к - объем всего анализируемого раствора, мл;

V_п - объем анализируемого раствора, взятый для одного титрования, мл;

C_Э,НCl - эквивалентная концентрация соляной кислоты, моль/л.

8. По проделанной работе сделать вывод.

9.3 Лабораторная работа № 17 «Построение кривой титрования»

Цель работы. Ознакомиться с методикой определения рН растворов на приборе НI 9812. Построить кривую титрования раствора кислоты, предложенного преподавателем, раствором сильного основания. По кривой титрования подобрать индикатор.

Приборы и реактивы. Прибор НI 9812. Мерная колба на 100 мл. Химические стаканы. Колбы для титрования. Цилиндр на 25 мл. Пипетки на 10 мл. Фильтровальная бумага. Растворы: NaOH (0,1 н), кислоты (0,2-0,5 н). Дистиллированная вода.

Порядок выполнения работы

1. У преподавателя получить исходный раствор кислоты и узнать величину (коэффициент) разведения. Приготовить анализируемый раствор в мерной колбе на 100 мл. Например, коэффициент разведения равен 10. Для приготовления раствора берут 10 мл предложенного раствора кислоты пипеткой или цилиндром и переносят в мерную колбу на 100 мл и доводят объем до метки дистиллированной водой.

2. В колбу для титрования или химический стакан отобрать цилиндром 20,0 мл приготовленного раствора. При помощи прибора НI 9812 определить рН раствора до начала титрования (V), пользуясь предложенной методикой.

3. Бюретку по всем правилам заполнить стандартным 0,1 н раствором NaOH.

4. К анализируемому раствору добавить из бюретки 2,0 мл стандартного раствора, смесь перемешать и определить рН.

5. Продолжить титрование, теперь добавляя по 0,2 мл раствора NaOH, не забывая перемешивать и замерять рН.

6. После резкого изменения рН прибавить еще два раза по 0,2 мл стандартного раствора, каждый раз замерив рН.

7. Все полученные данные занести в таблицу.

Таблица 17

№ п/п	Объем раствора NaOH V, мл	рН раствора
1 2 3 4 5 6 и т.д.

8. По полученным данным построить кривую титрования рН = f(V), для чего по оси абсцисс отложить объем стандартного раствора, а по оси ординат - рН. Сетка для построения кривой титрования показана на рис. 5.

Рис. 5. Сетка для построения кривой титрования

9. По кривой титрования определить:

а) точку эквивалентности, т.е. точку пересечения кривой титрования с линией эквивалентности;

б) точку нейтрализации, т.е. точку пересечения кривой титрования с линией нейтрализации;

в) скачок титрования, т.е. область резкого изменение рН. Сколько скачков титрования имеет данный раствор кислоты?

10. По величине скачка титрования подобрать подходящий индикатор (см. приложение, табл. 6). Скачок титрования по своей величине должен быть близок к интервалу перехода индикатора.

11. По работе сделать вывод.

Проведение измерений рН на приборе НI 9812

1. Подсоединить датчик к прибору, кнопкой «ON» включить прибор.

2. Снять защитный колпачок и погрузить датчик в исследуемый раствор на глубину примерно 4,5 см.

3. Нажать клавишу рН для входа в режим измерений рН.

4. Перемешать образец датчиком, слегка постукивая о стенки сосуда для удаления из-под кожуха электрода пузырьков воздуха. Подождать, пока показания на дисплее не стабилизируются.

5. Если необходимо измерить следующий образец, рекомендуется предварительно ополоснуть датчик в отдельной порции образца.

6. После измерений отключить прибор кнопкой «OFF», промыть датчик водопроводной водой и закрыть прилагаемым колпачком.

10. Электролиз

Электролиз - это совокупность процессов, протекающих в растворе или расплаве электролита при пропускании через него электрического тока.

Электролиз - дословно: «lysis» - разложение, растворение, распад и «электро» - электрическим током.

Электролиз является одним из важнейших направлений в электрохимии.

Электрический ток, проходя через растворы, вызывает в них, так же как и в расплавах, химические изменения, выражающиеся в том, что из растворов выделяются продукты разложения растворенного вещества или растворителя. Вещества, растворы которых проводят электрический ток за счет движения ионов, получили название электролитов. Электролитами являются кислоты, основания и соли. Это проводники электричества II рода.

Электролиз осуществляется в электролизёрах. Простейший электролизер - это сосуд, заполненный раствором электролита, в который погружены два электрода, соединенные с источником постоянного тока (рис. 6).

Для осуществления электролиза к отрицательному полюсу внешнего источника тока присоединяют катод, а к положительному - анод и погружают их в электролит. При прохождении тока через электролит положительно заряжённые ионы (K⁺, Cu²⁺, NH₄⁺, Fe²⁺ и другие) под действием электрического поля движутся к отрицательному электроду - катоду, называются катионами, а отрицательно заряжённые ионы (Cl-, CN-, F-, SO₄^2-, NO₃- и др.) - к положительному электроду - аноду, и называются анионами.

Рис. 6. Схема электролизера

На катоде идёт процесс восстановления катионов: Меⁿ⁺, H⁺, H₂O.

На аноде процесс окисления анионов: An^m-, OH-, H₂O.

Различают электролиз расплавов и растворов электролитов.

Электролиз расплавов. Процессы в расплавленных электролитах - наиболее простой случай электролиза, т.к. при таком виде электролиза разложению подвергается только одно исследуемое вещество - сам электролит.

Рассмотрим электродные реакции на примере электролиза расплава хлорида натрия (NaCl) и гидроксида калия (KOH).

а) Хлорид натрия как сильный электролит диссоциирует на ионы:

.

К катоду притягиваются положительно заряженные ионы Na⁺, а к аноду - отрицательно заряженные ионы Cl-.

На катоде протекает процесс восстановления из ионов натрия - натрия металлического

Na⁺ + Na^о,

а на аноде - процесс окисления, за счет которого и образуется молекулярный хлор из соответствующих ионов Cl-:

Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

Разберем еще один пример электролиза расплава гидроксида калия (KOH). В расплаве едкого калия содержатся ионы K⁺ и OH-, на катоде происходит выделение металлического калия, а у анода ионы OH- окисляются с образованием воды и кислорода.

Уравнение электролиза расплава KOH записывается следующим образом:



Если электролизу подвергается расплав, который содержит несколько катионов металлов, то в этом случае последовательность восстановления определяется электродными потенциалами металлов (см. приложение, табл. 7), причем, в первую очередь восстанавливаются катионы металлов, обладающие большими значениями электродного потенциала.

Электролиз водных растворов. Процессы в водных растворах электролитов - более сложный случай электролиза, т.к. в этом случае разложению действием тока подвергаются не только молекулы электролита, но и молекулы воды.

Характер химических реакций в водных растворах на катоде определяется положением металла в ряду стандартных электродных потенциалов.

Руководствуясь рядом стандартных электродных потенциалов металлов, последовательность восстановительных процессов на катоде можно представить в следующем виде:

Закономерности катодных процессов

1. Ионы металлов, расположенных в ряду активности после водорода, при электролизе полностью восстанавливаются до металла на катоде:

Ag⁺ + Ag^о;

Cu²⁺ + 2 Cu^о.

2. Катионы активных металлов (от Li⁺ до Al³⁺ включительно) не восстанавливаются на катоде. В этом случае в кислой среде вместо них восстанавливается водород из протонов (H⁺), а в нейтральной и щелочной средах вместо металла на катоде восстанавливается водород из молекул воды:

(кислая среда, pH < 7);

(щелочная или нейтральная среда, pH ? 7).

3. При электролизе водных растворов солей, катионы которых в ряду стандартных электродных потенциалов находятся между катионами Al³⁺ и водородом, происходит параллельное восстановление катиона металла и водорода:

Meⁿ⁺ + n Me^o;

Итак, на катоде легче всего восстанавливаются катионы того металла, которому отвечает наиболее положительный потенциал. Так, например, из смеси катионов Ag⁺, Cu²⁺, Zn²⁺ сначала будут восстанавливаться катионы Ag⁺ (E^o = + 0,80 B), катионы Cu²⁺ (E^o = + 0,34 B), а затем только катионы Zn²⁺ (E^o = - 0,763 B) вместе с водородом.

Закономерности анодных процессов

Характер реакции, протекающей на аноде, зависит как от материала, из которого сделан анод (нерастворимый или растворимый), так и от природы анионов (анионы бескислородных кислот и анионы кислородных кислот).

1. При электролизе на нерастворимом аноде происходит окисление анионов бескислородных кислот (S^2-, I-, Br-, Cl-, CN- и др.):

или окисление молекул воды или гидроксид-ионов (OH-) c выделением кислорода, если раствор содержит анионы кислородных кислот и др.):

(кислая или нейтральная среда, pH ? 7);

(щелочная среда, pH > 7).

2. При электролизе на растворимом аноде протекает окисление (растворение) анода, если в растворе находятся атомы кислородных кислот:

Cu^o - 2 Cu²⁺

или параллельное окисление анода и анионов бескислородных кислот:

Cu^o - 2 Cu²⁺;

Для распространенных анионов имеется следующая последовательность окислительных процессов на аноде:

Примеры электролиза водных растворов солей

В качестве примеров рассмотрим электролиз водных растворов электролитов, у которых катионы занимают различное положение в ряду стандартных электродных потенциалов металлов, а анионы образованы кислородными и бескислородными кислотами.

1. Электролиз водного раствора соли, образованной малоактивным металлом и бескислородной кислотой с нерастворимым анодом.

Рассмотрим электролиз водного раствора бромида меди (CuBr₂) с угольными электродами.

Схема электролиза:

Суммарное уравнение:

или

2. Электролиз водного раствора соли, образованной активным металлом и кислородной кислотой.

В качестве примера рассмотрим электролиз водного раствора сульфата калия (K₂SO₄) с угольными электродами.

Сульфат калия как сильный электролит диссоциирует на ионы:



Суммарные уравнения:

2

Следовательно, электролиз водного раствора сульфата калия сводится к электролизу воды, а количество растворенной соли остается неизменным.

3. Электролиз водного раствора соли, образованной активным металлом и бескислородной кислотой.

В качестве примера рассмотрим электролиз водного раствора хлорида калия (KCl) с угольными электродами.

Схема электролиза водного раствора хлорида калия:

Суммарное уравнение реакции:

или

4. Электролиз водного раствора соли, образованной металлом средней активности и кислородной кислотой.

К данному типу относится соль нитрата цинка (Zn(NO₃)₂). В водном растворе нитрат цинка диссоциирует на ионы:

Схема электролиза:

Суммарное уравнение реакции:

5. Электролиз водного раствора соли, образованной малоактивным металлом и кислородной кислотой с растворимым анодом.

Рассмотрим электролиз сульфата меди (CuSO₄) с анодом из неочищенной меди.

Схематически процесс можно изобразить следующим образом:

Суммарное уравнение:

6. Электролиз водного раствора соли, образованной металлом средней силы, когда анод растворим.

В качестве примера рассмотрим две соли:

а) с анионом кислородной кислоты - ZnSO₄;

б) с анионом бескислородной кислоты - ZnCl₂.

Катодные процессы в 1-м и во 2-м случаях будут одинаковы, т.к. соли образованы одним и тем же металлом средней активности (см. приложение):

На катоде происходит выделение цинка и водорода, а на аноде растворяется сам цинковый анод (пример (а)):

а для соли ZnCl₂ при высокой концентрации ионов Cl- и больших значениях их потенциалов возможно выделение еще и хлора (пример (б)).

Суммарные уравнения электролиза:

а)

б)

Законы Фарадея

Связь межу количеством выделившегося при электролизе вещества и количеством прошедшего через электролит электричества выражается законами Фарадея.

Первый закон Фарадея

Массы веществ, выделившиеся на электродах, прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через электролит.

m = k·Q = k·I·t,

где m - масса, выделившегося вещества на электроде, г;

Q - количество электричества, Кл;

k - электрохимический эквивалент вещества - это масса вещества, выделяющегося при прохождении через электролит 1Кл электричества;

I - сила тока, А;

t - продолжительность процесса, с.

Второй закон Фарадея

Массы различных веществ, выделяющихся на электродах при прохождении одинакового количества электричества, пропорциональны химическим эквивалентам этих веществ.

,

где m - массы веществ, г;

М_Э - эквивалентные массы веществ, г/моль.

Электрохимический эквивалент, эквивалентная масса связаны соотношением:

,

где F - число Фарадея, F = 96500 Кл/моль, показывающее, какое количество электричества необходимо затратить для получения или разложения 1 моля вещества при электролизе.

Из первого и второго законов вытекает объединенное уравнение законов Фарадея:

,

где М - молярная масса вещества, г/моль;

n - количество отдаваемых или принимаемых электронов.

Процессы электролиза широко применяются в различных областях народного хозяйства. Практически нет ни одной отрасли техники, где бы электролиз не использовался в той или иной мере.

Основные области применения:

- металлургия. Получение чистых металлов (литий, натрий, калий, бериллий, магний, цинк, алюминий, медь и т.д.); получение сплавов металлов; очистка металлов (медь, серебро и т.д.).

- химическая промышленность. Получение неорганических веществ (водорода, кислорода, хлора, щелочей и т.д.); получение органических веществ (анилин, нитробензол и др.).

- гальванотехника - область прикладной электрохимии, занимающаяся процессами нанесения металлических покрытий на поверхность металличечских и неметаллических изделий. Она включает в себя два направления: гальваностегию и гальванопластику.

Гальваностегия представляет процессы нанесения путем электролиза на поверхность металлических изделий тонких слоев других металлов для предохранения этих изделий от коррозии; придания изделиям красивого, нетускнеющего вида; защиты трущихся поверхностей от механического износа; сообщения поверхности изделий повышенной электропроводности, термостойкости и т.д. Гальванопластика представляет процессы получения точных копий металлических и неметаллических предметов, например, металлические сетки, фольгу, ювелирные изделия, копии скульптур, гравюр, клеше для печатания денег и др.

10.1 Лабораторная работа № 18 «Электролиз солей»

Цель работы. На конкретных примерах изучить закономерности катодных и анодных процессов при электролизе солей с растворимым и нерастворимым анодом.

Приборы и реактивы. Электролизер. Конические колбы. Фильтровальная бумага. Растворы 0,1 н иодида калия (KI), 0,5 н сульфата натрия (Na₂SO₄), 1,0 н сульфата меди (CuSO₄), тиосульфат натрия (Na₂S₂O₃). Азотная кислота (конц.) (HNO₃). Вода дистиллированная. Индикаторы: лакмус, фенолфталеин, крахмал (растворы).

Для проведения опытов воспользуйтесь одной из установок, представленных на рис. 7 и 8.

Рис. 7. Установка для электролиза: 1 - U-образная трубка; 2 - инертные электроды; 3 - штатив; 4 - источник тока

Рис. 8. Установка для электролиза: 1 - штатив; 2 - источник тока; 3 - электролизер; 4 - электроды; 5 - стеклянные пробирки; 6 - проводники

Порядок выполнения работы

Опыт 1. Электролиз иодида калия.

1. В коническую колбу налить 0,1 н раствор иодида калия и добавить 5-6 капель раствора фенолфталеина и крахмального клейстера. Раствор перемешать, вылить в электролизер, опустить в него электроды и подсоединить к источнику тока.

2. Проследить за изменением цвета раствора возле катода и анода.

3. Написать уравнения катодного и анодного процессов. Почему окрасились растворы в катодном и анодном пространствах? Окисление или восстановление йода произошло на аноде?

Примечание: по окончании опыта для полного удаления йода анод промыть раствором тиосульфата натрия, а затем водой.

Опыт 2. Электролиз сульфата натрия.

1. В конической колбе смешать 0,5 н раствор сульфата натрия с раствором лакмуса и вылить полученный раствор в электролизер. Пропустить через раствор электрический ток и отметить изменение окраски индикатора вблизи электродов.

2. Написать уравнения катодного и анодного процессов. Какие вещества выделяются на катоде и аноде? Объяснить причину изменения окраски индикатора в катодном и анодном пространствах.

Опыт 3. Электролиз сульфата меди с инертным и медным анодами.

1. Налить в электролизер 1 н раствор сульфата меди (II). Опустить в него инертные электроды и пропустить через раствор электрический ток. Через некоторое время прекратить подачу тока и наблюдать за появлением красного налета меди на катоде.

2. Написать уравнения катодного и анодного процессов. Какой газ в небольшом количестве выделяется на аноде?

3. Поменять местами электроды, вследствие чего анод окажется покрытым медью. Снова пропустить электрический ток. Что происходит с медью на аноде? Какое вещество выделяется на катоде?

4. Написать уравнения катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе сульфата меди с медным анодом.

Примечание: по окончании опыта для полного удаления меди анод промыть концентрированной азотной кислотой, а затем водой.

11. Коррозия металлов

Металл служит примером прочности. Недаром, когда хотят подчеркнуть это свойство, говорят: «прочный как сталь». С понятием «металл» связано представление о чем-то неизменном, прочном, твердом. Но это не всегда так. Под влиянием внешней среды металлы окисляются и в результате разрушаются.

Коррозия (лат. «corrosio» - разъедание) - разрушение металлов в результате химического или электрохимического воздействия окружающей среды.

Коррозия - самопроизвольный процесс, который соответственно протекает с уменьшением свободной энергии системы (ДG < 0).

При коррозии металлы окисляются и образуют продукты коррозии, состав которых зависит от условий среды.

Коррозия бывает двух видов: химическая и электрохимическая.

Химическая коррозия

Химическая коррозия является результатом воздействия на металл агрессивной среды, не проводящей электрический ток. Такой средой могут быть газы или некоторые органические вещества, например масла. На поверхности металла образуются химические соединения, чаще всего пленки оксидов.

Кислород воздуха взаимодействует с поверхностным слоем металла, при этом появляется оксидная пленка. Она образуется в условиях сухого воздуха и при комнатной температуре, и при нагревании. Пленка может быть прочной и препятствовать дальнейшему процессу коррозии. Такие прочные пленки образуются на поверхности алюминия и цинка. Но есть и рыхлые пленки, которые не предохраняют металл от разрушения, как, например, у оксидов щелочных металлов. Так, поверхность только что отрезанного кусочка натрия на глазах мутнеет, образуется рыхлая, с трещинами пленка, свободно пропускающая к поверхности металла кислород воздуха, а также другие газы и пары воды. Быстрое окисление на воздухе металлического натрия или кальция - пример химической коррозии.

Электрохимическая коррозия

Электрохимическая коррозия характерна для сред, имеющих ионную проводимость:

- в электролитах - водных растворах солей, кислот, щелочей, в морской воде;

- в атмосфере любого влажного газа;

- в почве.

Электрохимическая коррозия - это разрушение металлов в среде электролита, сопровождающееся возникновением в системе электрического тока.

При электрохимической коррозии процесс воздействия металла с окислителем состоит из анодного растворения металла и катодного восстановления окислителя:

анодный процесс: Me - n = Meⁿ⁺;

катодный процесс: а) в кислой среде (водородная деполяризация)

2H⁺ + 2 = H₂;

б) в нейтральной или слабощелочной среде (кислородная деполяризация)

2H₂O + O₂ + 4 = 4OH-.

Например, атмосферное разрушение железа происходит за счет кислородной деполяризации. Ее характеризуют следующие химические уравнения:

анодный процесс: Fe^o - 2 = Fe²⁺ Fe²⁺ - = Fe³⁺;

катодный процесс: 2H₂O + O₂ + 4 = 4OH-.

Суммарное уравнение: 2Fe^o + 2H₂O + O₂ = 2Fe(OH)₂;

4Fe(OH)₂ +2H₂O + O₂ = 4Fe(OH)₃.

Продуктом разрушения железа при атмосферной коррозии является бурая ржавчина FeOOH, продукт дегидротации гидроксида железа (III):

Fe(OH)₃ > FeOOH + H₂O.

Контактная коррозия имеет место тогда, когда соприкасаются металлы разной активности в присутствии электролита. Два металла одновременно разрушаться не могут, разрушается один из них, который является более активным. В этом случае, при написании электродных уравнений процесса электрохимической коррозии, пользуются рядом активности металлов (см. приложение, табл. 7).

В качестве примера рассмотрим процессы, происходящие при коррозии оцинкованного железа, т.е. железа, покрытого слоем цинка, в растворе соляной кислоты (рис. 9). Процессы, протекаемые в такой системе, подобны процессам, происходящим во внутренней цепи гальванического элемента. В этой паре (Zn/Fe) цинк, как более активный металл (E^o = - 0,763 В), является анодом, железо (E^o = - 0,440 В) - катодом.

Рис. 9. Схема механизма электрохимической контактной коррозии цинка с водородной (рН < 7) и кислородной (рН ? 7) деполяризацией

На аноде протекает процесс растворения окисления цинка:

анодный процесс: Zn^o - 2 = Zn²⁺.

На катоде - процесс восстановления активных ионов среды (H⁺), так как процесс протекает в кислой среде:

катодный процесс: 2H⁺ + 2 = H₂ ().

Суммарное уравнение: Zn^o + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂;

Zn^o + 2HCl⁺ = ZnCl₂ + H₂.

Схема гальванического элемента:

(-)Zn^o/Zn²⁺|HCl|2H⁺/H₂[Fe](+).

Данный пример контактной коррозии железа в паре с цинком можно рассматривать как один из методов защиты металлов от коррозии, а именно металлическое покрытие, роль которого для железа выполнял цинк. В этих условиях цинк являлся анодом и при этом разрушался, железо - пассивным электродом - катодом, оказался защищенным от разрушения. Вид защиты - металлическое, анодное покрытие.

На скорость электрохимической коррозии оказывает влияние:

- чистота металла: чем металл чище, т.е. чем меньше в нем примесей, тем он в меньшей степени подвергается разрушению;

- сплавы металлов разрушаются быстрее, чем металл в отдельности;

- среда, в которой протекает коррозионное разрушение: в кислой среде (рН < 7) быстрее, за счет легких и высокоподвижных ионов водорода (Н⁺), несколько медленнее - в нейтральной среде (рН = 7), за счет кислорода, растворенного в воде (2H₂O + O₂), и практически с нулевой скоростью - в щелочной среде (pH > 7).

Чтобы предохранить металл от коррозии, применяют следующие основные способы защиты.

1. Защитные покрытия (металлические, неметаллические, химические: органические и неорганические).

2. Воздействие на среду с целью снижения ее коррозионной активности (подщелачивание кислой среды и деаэрация сред с высоким содержанием кислорода).

3. Изменение состава или структуры металлов, ведущее к повышению их коррозионной стойкости.

4. Электрохимические методы (протекторная, катодная, анодная и дренажная защиты).

11.1 Лабораторная работа № 19 «Коррозия металлов и методы защиты»

Цель работы. Определить вид коррозионного разрушения. Установить анодные и катодные зоны при электрохимической коррозии. На конкретных примерах рассмотреть факторы, влияющие на скорость разрушения металлов.

Приборы и реактивы. Пробирки. Пипетки. Фильтровальная бумага. Образцы маталлов: железо, цинк, олово, алюминий. Растворы серной кислоты (H₂SO₄), гидроксида натрия (NaOH), сульфата и хлорида меди (CuSO₄, CuCl₂), гексацианоферрата (II) калия (K₄[Fe(CN)₆]), гексацианоферрата (III) калия (K₃[Fe(CN)₆]). Кристаллические хлорид натрия (NaCl), уротропин. Индикатор - фенолфталеин (раствор). Вода дистиллированная.

Порядок выполнения работы

Опыт 1. Определение вида коррозионного разрушения.

1. Полоску фильтровальной бумаги пропитать раствором гексацианоферрата (II) калия (K₄[Fe(CN)₆]). Раствору дать стечь и влажную бумагу приложить к чистой поверхности стальной пластины, предварительно зачищенной наждачной бумагой. Сверху положить 2-3 листа чистой фильтровальной бумаги и небольшой груз.

2. Через 15-20 минут бумагу снять. Определить вид коррозионного разрушения по синему рисунку на фильтровальной бумаге.

3. Написать уравнения анодного и катодного процессов атмосферной коррозии железа. Определить продукт коррозии.

Примечание: гексацианоферрат (II) калия (K₄[Fe(CN)₆]) является чувствительным реагентом на ионы Fe³⁺, с которым образует осадок берлинской лазури синего цвета - Fe₄[Fe(CN)₆]₃.

Опыт 2. Определение анодных и катодных зон при коррозии под каплей жидкости.

1. Железный образец зачистить наждачной бумагой, протереть раствором ацетона и нанести на поверхность металла 1-2 капли раствора гексацианоферрата (III) калия (K₃[Fe(CN)₆]) и каплю раствора фенолфталеина. Наблюдайте за окраской железа под каплей на различных участках.

2. Написать уравнения анодных и катодных процессов при элетрохимической коррозии железа во влажном воздухе.

3. Объяснить образование цветных зон на стальном образце.

Примечание: гексацианоферрат (III) калия (K₃[Fe(CN)₆]) является чувствительным реагентом на ионы Fe²⁺, с которым образует осадок турнбулевой сини - Fe₃[Fe(CN)₆]₂.

Опыт 3. Влияние на коррозию контакта металлов.

1. В две пробирки налить по 5 мл разбавленной серной кислоты, добавить по 0,5 мл раствора гексацианоферрата (III) калия (K₃[Fe(CN)₆]). В одну пробирку опустить оцинкованное железо (канцелярская скрепка со вставленным в нее кусочком цинка), в другую - луженое железо (скрепка с кусочком олова). Что наблюдается?

2. В какой пробирке раствор окрашен в синий цвет? Какие процессы происходят в каждой пробирке? Написать уравнения реакции, происходящих на аноде и катоде. Составить схемы гальванических элементов.

3. Определить, в каком из случаев защита железа является анодной, а в каком - катодной.

Опыт 4. Влияние хлорид-ионов на коррозию алюминия.

1. В две пробирки опустить по грануле алюминия, предварительно зачищенные наждачной бумагой. В одну из пробирок добавить раствор сульфата меди (CuSO₄), а в другую - хлорида меди (CuCl₂).

2. В какой из пробирок происходит реакция вытеснения меди более интенсивно? Объяснить наблюдаемое явление.

3. В пробирку с раствором сульфата меди добавить немного кристаллического хлорида натрия (NaCl). Что происходит? Как влияет введение хлорид-ионов (Cl-) на коррозию алюминия?

4. Написать все происходящие реакции, реакции анодного и катодного процессов разрушения алюминия в кислой среде.

Опыт 5. Коррозия железа в растворах электролита.

1. В три пробирки налить по 3 мл воды и добавить: в первую пробирку 2-3 мл раствора хлорида натрия (NaCl), во вторую 2-3 мл раствора серной кислоты (H₂SO₄), в третью 2-3 мл раствора щелочи (NaOH). В каждую из пробирок подлить по 0,5 мл раствора гексацианоферрата (III) калия (K₃[Fe(CN)₆]).

2. Содержимое пробирок взболтать и в каждую из них опустить по железному образцу (гвоздю, скрепке и др.). Что происходит в каждой пробирке?

3. Объяснить наблюдаемые явления. Как рН растворов сказывается на скорости разрушения металлов? Написать уравнения реакций.

Опыт 6. Действие ингибиторов.

1. В две пробирки налить по 2-3 мл 20%-ного раствора серной кислоты, в одну пробирку добавить ингибитор - уротропин (гексаметилентетрамин) и немного кристаллического хлорида натрия, перемешать до полного растворения ингибитора.

2. Опустить в обе пробирки образцы стали (канцелярские скрепки или гвозди). Наблюдать за процессами, происходящими в обеих пробирках. Сделать вывод.

3. Написать уравнения реакций происходящих процессов.

Рекомендуемая литература

1. Глинка Н.Л. Общая химия / Н.Л. Глинка. - М. : Интеграл-Пресс, 2002. - 728 с.

2. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии / Н.Л. Глинка. - М. : Интеграл-Пресс, 2003. - 240 с.

3. Зимон А.Д. Физическая химия / А.Д. Зимон. - М. : Агар, 2003. - 320 с.

4. Киреев В.А. Краткий курс физической химии : учебник для нехимических спец. вузов. Изд. 5-е / В.А. Киреев. - М. : Химия, 1978. - 620 с.

5. Коровин Н.В. Курс общей химии / Н.В. Коровин. - М.: Высш. школа, 1998. - 446 с.

6. Кудряшов И.В. Сборник примеров и задач по физической химии / И.В. Кудряшов, Г.С. Каретников. - М. : Высш. школа, 1991. - 526 с.

7. Мансуров Ю.А. Электродные потенциалы и ЭДС гальванических элементов / Ю.А. Мансуров. - Иркутск: Изд-во ИрИИТ, 1994. - 24 с.

8. Равдель А.А. Краткий справочник физико-химических величин / А.А. Равдель [и др.]. - СПб. : Спец. лит-ра, 2002. - 232 с.

9. Синеговская Л.М. Электролиз и его применение. Методические указания / Л.М. Синеговская, С.В. Ясько. - Иркутск: Изд-во ИрГУПС, 2004. - 40 с.

10. Стромберг А.Г. Физическая химия / А.Г. Стромберг, Д.П. Семченко. - М.: Высшая школа, 2001.- 528 с.

Библиографический список

1. Болдырев А.И. Физическая и коллоидная химия / А.И. Болдырев. - М. : Высш. школа, 1974. - 504 с.

2. Гамеева О.С. Сборник задач и упражнений по физической и коллоидной химии / О.С. Гамеева. - М. : Высш. школа, 1986. - 274 с.

3. Гельман М.И. Практикум по физической химии / М.И. Гельман [и др.]. - СПб. : Изд-во «Лань», 2004. - 272 с.

4. Глинка Н.Л. Общая химия / Н.Л. Глинка. - М. : Интеграл-Пресс, 2002. - 728 с.

5. Даниэлс Ф. Физическая химия / Ф. Даниэлс, Р. Олбери. - М. : Мир, 1978. - 646 с.

6. Дулицкая Р.А. Практикум по физической и коллоидной химии / Р.А. Дулицкая, Р.И. Фельдман. - М. : Высш. школа, 1978. - 296 с.

7.Еремин В.В. Задачи по физической химии / В.В. Еремин, С.И. Каргов, И.А. Успенская, Н.Е. Кузьменко, В.В. Лунин. - М. : Экзамен, 2003. - 312 с.

8. Зимон А.Д. Физическая химия / А.Д. Зимон. - М. : Агар, 2003. - 320 с.

9. Мансуров Ю.А. Коррозия и защита металлов / Ю.А. Мансуров, А.И. Янковская. - Иркутск : Изд-во ИрИИТ, 1998. - 36 с.

10. Равдель А.А. Практические работы по физической химии / А.А. Равдель, А.М. Пономарева. - СПб. : Профессия, 2002. - 286 с.

11. Равдель А.А. Краткий справочник физико-химических величин / А.А. Равдель [и др.]. - СПб. : Спец. лит-ра, 2002. - 232 с.

12. Синеговская Л.М. Электролиз и его применение. Методические указания / Л.М. Синеговская, С.В. Ясько. - Иркутск : Изд-во ИрГУПС, 2004. - 40 с.

Приложение

Таблица 1 Давление насыщенного водяного пара при различных температурах

Температура, оС	Давление, мм рт. ст.
15	12,79
16	13,63
17	14,53
18	15,48
19	16,48
20	17,53
21	18,65
22	19,83
23	21,07
24	22,88
25	23,76
26	25,00

Таблица 2 Показатели преломления жидкостей при 20 ^оС

Вещество		Вещество
Анилин	1,5861	Пиридин	1,5095
Ацетон	1,3591	1-Пропанол	1,3854
Бензол	1,5011	Тетрахлорметан	1,4603
1-Бутанол	1,3993	Толуол	1,4969
Вода	1,3330	Трихлорметан	1,4456
Гексан	1,3751	Уксусная кислота	1,3718
Гептан	1,3876	Фенол	1,5400
Глицерин	1,4744	Хлорбензол	1,5428
1,4-Диоксан	1,4224	Этиленгликоль	1,4318
Диэтиловый эфир	1,3526	Этанол	1,3613
Октан	1,3977	Этилацетат	1,3726
Пентан	1,3577	Этилформиат	1,3603

Таблица 3 Атомные рефракции R_D

Атом, группа	RD • 106, м3/моль	Атом, группа	RD • 106, м3/моль
Водород	1,100	Сера в R-SH	7,690
Углерод	2,418	Азот
СН2-группа	4,618	в алифатических аминах
Кислород		первичных	2,322
гидроксильный	1,525	вторичных	2,502
эфирный	1,643	третичных	2,840
карбонильный	2,211	в ароматических аминах	3,213
Фтор	0,997	в аммиаке	2,480
Хлор	5,967	Нитрогруппа
Хлор при карбониле	6,336	в алкилнитратах	7,590
Бром	8,865	в нитроарилах	7,300
Йод	13,900

Таблица 4 Инкрименты связей и циклов

Связь	F • 106, м3/моль	Циклы	F • 106, м3/моль
Двойная	1,733	Трехчленный	0,700
Тройная	2,398	Четырехчленный	0,460
		Циклы C8 - C15	0,550

Таблица 5 Диэлектрическая проницаемость (е) жидкостей

Вода	Трихлорметан	Этанол	Ацетон	Диэтиловый эфир	Бензол
t ,oC	е	t ,oC	е	t ,oC	е	t ,oC	е	t ,oC	е	t ,oC	е
0	87,83	0	5,19	0	27,88	0	23,3	0	1,80	0	-
10	83,86	10	5,00	10	26,41	10	22,5	10	4,58	10	2,30
20	80,08	20	4,81	20	25,00	20	21,4	20	4,38	20	2,29
25	78,25	25	4,72	25	24,25	25	20,9	25	4,27	25	2,27
30	76,47	30	4,64	30	23,52	30	20,5	30	4,15	30	2,26
40	73,02	40	4,47	40	22,16	40	19,5	40	-	40	2,25
50	69,73	50	4,31	50	20,87	50	18,7	50	-	50	2,22

Таблица 6 Кислотно-основные индикаторы

Индикатор	Интервал рH	Изменение окраски
Метиловый фиолетовый (I)*	0,13-0,5	желтая - зеленая
Крезоловый красный (I)	0,2-1,8	красная - желтая
Метиловый фиолетовый (II)	1,0-1,5	зеленая - синяя
Тимоловый синий (I)	1,2-2,8	красная - желтая
Тропеолин	1,3-3,2	красная - желтая
Метиловый фиолетовый (III)	2,0-3,0	синяя - фиолетовая
Бромфеноловый синий	3,0-4,6	желтая - синяя
Метиловый оранжевый	3,1-4,0	красная - оранжево-желтая
Бромкрезоловый синий	3,8-5,4	желтая - синяя
Метиловый красный	4,2-6,2	красная - желтая
Лакмус	5,0-8,0	красная - синяя
Бромкрезоловый пурпурный	5,2-6,8	желтая - ярко-красная
Бромтимоловый синий	6,0-7,6	желтая - синяя
Феноловый красный	6,8-8,4	желтая - красная
Крезоловый красный (II)	7,0-8,8	желтая - темно-красная
Тимоловый синий (II)	8,0-9,6	желтая - синяя
Фенолфталеин	8,2-10,0	бесцветная - красная
Тимолфталеин	9,3-10,5	бесцветная - синяя
Нильский голубой	10,1-11,1	синяя - красная
Диазофиолетовый	10,1-12,0	желтая - фиолетовая
Индигокармин	11,6-14,0	синяя - желтая

* Римские цифры в скобках отвечают номеру перехода окраски (для многоцветных индикаторов).

Таблица 7 Стандартные электродные потенциалы E^o некоторых металлов (ряд напряжений)

Электрод	Eo, B	Электрод	Eo, B
Li+/Lio	- 3,045	Cd2+/Cdo	- 0,403
Rb+/Rbo	- 2,925	Co2+/Coo	- 0,277
K+/Ko	- 2,924	Ni2+/Nio	- 0,250
Cs+/Cso	- 2,923	Sn2+/Sno	- 0,136
Ba2+/Bao	- 2,900	Pb2+/Pbo	- 0,127
Ca2+/Cao	- 2,870	Fe3+/Feo	- 0,037
Na+/Nao	- 2,714	2H+/H2o	0,000
Mg2+/Mgo	- 2,370	Sb3+/Sbo	+ 0,200
Al3+/Alo	- 1,700	Bi3+/Bio	+ 0,215
Ti2+/Tio	- 1,603	Cu2+/Cuo	+ 0,340
Zr4+/Zro	- 1,580	Cu+/Cuo	+ 0,520
Mn2+/Mno	- 1,180	Hg22+/2Hgo	+ 0,790
V2+/Vo	- 1,180	Ag+/Ago	+ 0,799
Cr2+/Cro	- 0,913	Hg2+/Hgo	+ 0,850
Zn2+/Zno	- 0,763	Pt2+/Pto	+ 1,190
Cr3+/Cro	- 0,744	Au3+/Auo	+ 1,500
Fe2+/Feo	- 0,440	Au+/Auo	+ 1,700



Рис. 10. Номограмма для расчета мольных рефракций и поляризации: ? - исходные величины; * - промежуточная точка на вспомогательной шкале; о - вычисляемая величина

Размещено на Allbest.ru

...