Добавил:

Gamer_Ignatev ists1808@gmail.com Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.

Вуз:

Новгородский Государственный Университет им. Ярослава Мудрого

Предмет:

Химия

Файл:

Химия сборник лабораторных работ

Скачиваний:

Добавлен:

12.12.2023

Размер:

1.23 Mб

Скачать

☆

<<< < Предыдущая 1 2 3 4 5 67 / 97 8 9 > Следующая >>>

ФИО студента _____________________________________ группа __________

существенных потерь металла не будет. Причиной энергетической неоднородности металла и сплава могут быть неоднородность сплава по химическому и фазовому составу, наличие примесей в металле, пленок на его поверхности и др. Анодные участки обычно характеризуются меньшим электродным потенциалом, а катодные – большим потенциалом в данной среде. Катодные и анодные участки чередуются и имеют очень малые размеры. Таким образом, при наличии энергетически неоднородной поверхности металла коррозионный процесс заключается в работе огромного числа коррозионных микроэлементов. Коррозионный элемент в отличие от гальванического элемента является короткозамкнутым.

Контакт двух разных металлов, неравномерный доступ окислителя к металлической поверхности, различие в условиях эксплуатации – все это приводит к появлению в работе коррозионных микроэлементов.

Коррозия как самопроизвольный процесс протекает, если энергия Гиббса реакции имеет отрицательное значение, а так как энергия Гиббса реакции непосредственно связана с ЭДС элемента Е = - G/n·F, то возможность протекания коррозии можно установить по знаку ЭДС элемента. Если Е 0, то коррозия возможна. Так как ЭДС равна разности потенциалов окислителя и восстановителя Е = окис – восст, то коррозия возможна при условии, что потенциал окислителя положительнее потенциала металла:

φокис > φ°(Men+/Me)

Зависимость потенциала кислородного электрода при 298 К от величины рН определяется уравнением:

O2 / OH , H 2 O = 1,23 – 0,059·рН,

а для водородного электрода:

H / H 2 = –0,059·рН.

Если потенциал металла положительнее потенциала кислородного электрода, то коррозия металла невозможна. Например, потенциал золота в отсутствие комплексообразования во всех областях рН положительнее потенциала кислородного электрода, поэтому золото с поглощением кислорода и выделением водорода корродировать не может. Если потенциал металла положительнее потенциала водородного электрода и отрицательнее потенциала кислородного электрода, то коррозия возможна с поглощением кислорода и невозможна с выделением водорода. Наконец, если потенциал металла отрицательнее потенциала водородного электрода, то возможна коррозия как с поглощением кислорода, так и с выделением водорода. К таким металлам относятся щелочные и щелочноземельные металлы, алюминий, цинк и др.

Итак, коррозия с кислородной деполяризацией протекает при выполнении условия:

0Me n / Me O2 / OH , H 2 O = 1,23 – 0,059·рН,

акоррозия с водородной деполяризацией:

0Me n / Me H / H 2 = –0,059·рН.

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Опыт №1. Влияние рН среды на характер восстановления перманганата калия

В три пробирки внесите по 3-4 капли 0,5н. раствора перманганата калия. В первую пробирку добавьте 2-3 капли 2н. раствора серной кислоты, во вторую пробирку – 2-3 капли воды, в третью пробирку – 4-5 капель концентрированного раствора гидроксида натрия. Во все три пробирки внесите по микрошпателю кристаллов сульфита натрия и перемешайте раствор до полного растворения кристаллов. Запишите протекающие окислительно-восстановительные реакции восстановления перманганата калия сульфитом натрия в зависимости от рН среды, расставьте коэффициенты методом электронного баланса или методом полуреакций и укажите происходящие визуальные изменения.

____________________________________________________________________

Для подтверждения образующихся продуктов и возможности протекания данных реакций рассчитайте Δφ° реакций.

____________________________________________________________________

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Опыт №2. Окислительные свойства атомов элементов в высшей степени окисления

Внесите в пробирку 3-4 капля 0,5н. раствора дихромата калия, добавьте для создания кислой среды 3-4 капли соляной кислоты, после чего прибавьте микрошпатель кристаллов сульфита натрия. Запишите протекающую окислительно-восстановительную реакцию, расставьте коэффициенты методом электронного баланса или методом полуреакций, укажите происходящие визуальные изменения, рассчитайте значение Δφ° реакции и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания реакции.

____________________________________________________________________

Опыт №3. Окислительные и восстановительные свойства атомов элементов в промежуточной степени окисления

3.1 Взаимодействие перекиси водорода с перманганатом калия

Внесите в пробирку 3-4 капли 2н. серной кислоты и 3-4 капли 3% раствора перекиси водорода. Затем по каплям добавляйте 0,5н. раствор перманганата калия. Запишите протекающую окислительно-восстановительную реакцию, расставьте коэффициенты методом электронного баланса или методом полуреакций, укажите происходящие визуальные изменения, рассчитайте значение Δφ° реакции и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания реакции.

____________________________________________________________________

3.2 Взаимодействие перекиси водорода с иодидом калия

Внесите в пробирку 5-6 капель раствора иодида калия и 2-3 капли 2н. раствора серной кислоты. Затем прибавьте 3-4 капли 3% раствора перекиси водорода. С помощью крахмального клейстера можно обнаружить свободный йод. Запишите протекающую окислительно-восстановительную реакцию, расставьте коэффициенты методом электронного баланса или методом полуреакций, укажите происходящие визуальные изменения, рассчитайте значение Δφ° реакции и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания реакции.

ФИО студента _____________________________________ группа __________

____________________________________________________________________

3.3 Взаимодействие перекиси водорода с сульфидом свинца

В пробирку с 2 каплями 0,5н. раствора нитрата свинца добавьте 2-3 капли раствора сульфида натрия. Запишите уравнение протекающей реакции в молекулярной и ионно-молекулярной форме и отметьте цвет образующегося осадка.

____________________________________________________________________

Внесите в пробирку 3-5 капель 3% раствора перекиси водорода. Запишите протекающую окислительно-восстановительную реакцию, расставьте коэффициенты методом электронного баланса или методом полуреакций, укажите происходящие визуальные изменения, рассчитайте значение Δφ° реакции и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания реакции.

____________________________________________________________________

3.4 Взаимодействие перекиси водорода с двуокисью свинца

В пробирку с 3-4 каплями 3% раствора перекиси водорода и 2-3 каплями 2% серной кислоты внесите несколько кристалликов диоксида свинца. Запишите протекающую окислительно-восстановительную реакцию, расставьте коэффициенты методом электронного баланса или методом полуреакций, укажите происходящие визуальные изменения, рассчитайте значение Δφ° реакции и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания реакции.

____________________________________________________________________

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Опыт №4. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции (выполняется в вытяжном шкафу!)

Поместите в пробирку 4-5 микрошпателей кристаллического дихромата аммония. Пробирку наклонно закрепите в штативе и нагрейте с помощью спиртовки до начала реакции, затем горелку уберите. Начавшаяся реакция протекает бурно, сопровождаясь образованием азота, воды и оксида хрома (III). Запишите протекающую окислительно-восстановительную реакцию, расставьте коэффициенты методом электронного баланса или методом полуреакций, укажите происходящие визуальные изменения, рассчитайте значение Δφ° реакции и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания реакции.

____________________________________________________________________

Опыт №5. Определение направления редокс-процесса

В две пробирки наливают по 2 см3 раствора хлорида железа (III). В одну пробирку добавляют 1 см3 раствора иодида калия, а в другую – 1 см раствора бромида калия. Запишите протекающие окислительно-восстановительные реакции, расставьте коэффициенты методом электронного баланса или методом полуреакций, укажите происходящие визуальные изменения, рассчитайте значение Δφ° реакции и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания реакции.

____________________________________________________________________

По выполненным опытам заполните таблицу 5.1.

Таблица 5.1

Вещества, обладающие	Вещества, обладающие	Вещества, обладающие
только окислительными	только восстановительными
		двойственными свойствами
свойствами	свойствами

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Таблица 5.2 Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы при 25°С

Символ	Высшая степень окисления	+ne	Низшая степень окисления	E˚, B
элемента	(окисленная форма)	+ne	(восстановленная форма)	E˚, B
элемента	(окисленная форма)		(восстановленная форма)
	HAsO2 + 3H+	+3e	As↓ + 2H2O	+0,234
As	H3AsO4 + 2H+	+2e	HAsO2 + 2H2O	+0,56
As	AsO2- + 2H2O	+3e	As↓ + 4OH-	-0,68
	AsO2- + 2H2O	+3e	As↓ + 4OH-	-0,68
	AsO43- + 2H2O	+2e	AsO2-+ 4OH-	-0,71
	Br2	+2e	2Br-	+1,087
	BrO3-+ 5H+	+4e	HBrO + 2H2O	+1,45
Br	BrO3-+ 2H2O	+4e	BrO- + 4OH-	+0,54
Br	2BrO3-+ 6H2O	+10e	Br2 + 12OH-	+0,50
	2BrO3-+ 6H2O	+10e	Br2 + 12OH-	+0,50
	BrO3-+ 6H+	+6e	Br- + 3H2O	+1,45
	BrO3- + 3H2O	+6e	Br- + 6OH-	+0,61
C	2CO2↑ + 2H+	+2e	H2C2O4	-0,49
	Cl2↑	+2e	2Cl-	+1,359
	HClO + H+	+2e	Cl- + H2O	+1,50
Cl	ClO3- + 6H+	+6e	Cl- +3H2O	+1,45
Cl	2ClO3-+ 12H+	+10e	Cl2↑ + 6H2O	+1,47
	2ClO3-+ 12H+	+10e	Cl2↑ + 6H2O	+1,47
	ClO4- + 8H+	+8e	Cl- + 4H2O	+1,38
	ClO4- + 4H2O	+8e	Cl- + 8OH-	+0,56
Cr	Cr2O72-+ 14H+	+6e	2Cr3+ + 7H2O	+1,33
Cr	CrO42- + 4H2O	+3e	Cr(OH)3↓ + 5OH-	-0,13
	CrO42- + 4H2O	+3e	Cr(OH)3↓ + 5OH-	-0,13
Cu	Cu2+	+2e	Cu↓	+0,345
Cu	Cu2+	+e	Cu+	+0,159
	Cu2+	+e	Cu+	+0,159
Fe	Fe3+	+e	Fe2+	+0,771
H	2H2O	+2e	H2↑ + 2OH-	-0,828
	I2↓	+2e	2I-	+0,536
	IO3- + 5H+	+4e	HIO + 2H2O	+1,14
	IO3- + 2H2O	+4e	IO- + 4OH-	+0,56
I	2IO3- + 12H+	+10e	I2 + 6H2O	+1,19
	2IO3- + 6H2O	+10e	I2 + 12OH-	+0,21
	IO3- + 6H+	+6e	I- + 3H2O	+1,08
	IO3- + 3H2O	+6e	I- + 6OH-	+0,26
	MnO42- + 2H2O	+2e	MnO2↓ + 4OH-	+0,60
	MnO4- + 4H+	+3e	MnO2↓ + 2H2O	+1,69
Mn	MnO4- + 8H+	+5e	Mn2+ + 4H2O	+1,51
	MnO4- + 2H2O	+3e	MnO2↓ + 4OH-	+0,60
	MnO4-	+e	MnO42-	+0,564
N	NO3- + 3H+	+2e	HNO2 + H2O	+0,94
N	NO3- + 2H+	+e	NO2↑ + H2O	+0,80
	NO3- + 2H+	+e	NO2↑ + H2O	+0,80
O	O2↑ + 2H+	+2e	H2O2	+0,682
O	H2O2 + 2H+	+2e	2H2O	+1,77
	H2O2 + 2H+	+2e	2H2O	+1,77
	H3PO4 + 2H+	+2e	H3PO3 + H2O	-0,276
Р	PO43- + 2H2O	+2e	HPO32- + 3OH-	-1,12
	H3PO4 + 4H+	+4e	H3PO2 + 2H2O	-0,39
	S4O62-	+2e	2S2O32-	+0,09
	SO42- + 4H+	+2e	H2SO3 + H2O	+0,17
	SO42- + 8H+	+6e	S↓ + 4H2O	+0,36
S	SO42-+4H2O	+6e	S↓+8OH-	-0,75
	SO42-+10H+	+8e	H2S↑+4H2O	+0,31
	SO42-+ H2O	+2e	SO3 2-+2OH-	-0,93
	S2O82-	+2e	2SO42-	+2,01
Sn	Sn4+	+2e	Sn2+	+0,15
Zn	Zn2+	+2e	Zn↓	-0,764

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Опыт №6. Гальванический элемент

Составьте схему гальванического элемента из предложенных металлических электродов, определив анод и катод по величинам стандартных электродных потенциалов металлов.

Определите, растворы каких электролитов будете использовать. Электроды предварительно зачистите наждачной бумагой и опустите в растворы выбранных электролитов. Стаканчики с электролитами соедините электролитическим ключом (U-образная стеклянная трубка, заполненная насыщенным раствором КCl).

Вольтметром измерьте рабочее напряжение гальванического элемента. Рассчитайте теоретическую величину ЭДС этого элемента.

φ°а = φ°(___/___) = _____ В φ°к = φ°(___/___) = _____ В

Схема гальванического элемента: _____ǀ__________ǀǀ__________ǀ_____

Уравнение реакции окисления на аноде: ____________________________

Уравнение реакции восстановления на катоде: ____________________________

Рабочее напряжение: _____ В Концентрации солей: С(_______) = _______ моль/дм3

С(_______) = _______ моль/дм3

Расчет ЭДС 1. Определение молярной концентрации потенциалопределяющих ионов

а) у анода:

____________________________________________________________________

б) у катода:

____________________________________________________________________

2.Расчет φа и φк по уравнению Нернста Потенциал анода:

____________________________________________________________________

Потенциал катода:

____________________________________________________________________

3.Расчет значения ЭДС

____________________________________________________________________

Ввыводе ответьте на вопросы: какой электрод разрушается и почему рабочее напряжение гальванического элемента меньше его ЭДС?

____________________________________________________________________

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Опыт №7. Коррозия в нейтральной среде

Приготовьте плотно соединенные попарно пластинки следующих металлов: 1) алюминий – медь; 2) медь – железо.

В два стаканчика налейте на высоту 2-3 см раствор KCl и прибавьте в каждый стаканчик по 2-3 капли фенолфталеина. В один стаканчик погрузите пару Al–Cu, в другой – Fe–Cu так, чтобы концы пластинок металлов, погруженных в раствор, находились на некотором расстоянии друг от друга. Место контакта металлов должно быть вне раствора. Перед погружением в раствор пластинки необходимо зачистить.

Полученные короткозамкнутые элементы моделируют коррозионные процессы при контакте железа с медью и алюминия с медью.

Через 5-10 минут отметьте появление малинового окрашивания в стаканчиках. Составьте схемы коррозионных элементов, напишите уравнения анодных и катодных процессов.

7.1 алюминий – медь
φ°а = φ°(___/___) = _____ В
φ°к = φ°(___/___) = _____ В
Схема гальванического элемента:	_____ǀ_________________ǀ_____
Уравнение реакции окисления на аноде:	____________________________

Уравнение реакции восстановления на катоде: ____________________________

Суммарное уравнение:	____________________________
7.2 медь – железо
φ°а = φ°(___/___) = _____ В
φ°к = φ°(___/___) = _____ В
Схема гальванического элемента:	_____ǀ_________________ǀ_____
Уравнение реакции окисления на аноде:	____________________________

Уравнение реакции восстановления на катоде: ____________________________

Суммарное уравнение: ____________________________

В выводе сопоставив величины стандартных электродных потенциалов металлов, сделайте вывод об интенсивности смоделированных коррозионных элементов.

____________________________________________________________________

Опыт №8. Коррозия луженого и оцинкованного железа в кислой среде

Возьмите железную скрепку для бумаги со вставленным в нее кусочком цинка и скрепку с кусочком олова. В две пробирки налейте по 5-6 см3 1н. раствора серной кислоты и добавьте 1-2 капли раствора красной кровяной соли K3[Fe(CN)6] (индикатор на ионы Fe2+). Опустите в каждую пробирку по одному образцу. При контакте образцов с электролитом возникают короткозамкнутые гальванические элементы, моделирующие коррозионные процессы, протекающие при нарушении целостности покрытия оцинкованного и луженого железа.

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Через 5-10 минут отметьте, в каком случае наблюдается интенсивное синее окрашивание и чем оно обусловлено? Где более интенсивное выделение газов? Ответ поясните электрохимическими уравнениями анодных и катодных процессов.

8.1 железо – цинк
φ°а = φ°(___/___) = _____ В
φ°к = φ°(___/___) = _____ В
Схема гальванического элемента:	_____ǀ_________________ǀ_____
Уравнение реакции окисления на аноде:	____________________________

Уравнение реакции восстановления на катоде: ____________________________

Суммарное уравнение:	____________________________
8.2 железо – олово
φ°а = φ°(___/___) = _____ В
φ°к = φ°(___/___) = _____ В
Схема гальванического элемента:	_____ǀ_________________ǀ_____
Уравнение реакции окисления на аноде:	____________________________

Уравнение реакции восстановления на катоде: ____________________________

Суммарное уравнение:	____________________________
В выводе укажите какое покрытие,	оловянное или цинковое, лучше

защищает железо от коррозии и почему.

____________________________________________________________________

			Таблица 5.3
Стандартные электродные потенциалы металлов
Уравнение электродного процесса			Стандартный потенциал при 25 С, В
Li+ + e → Li			–3,045
K+ + e → K			–2,924
Ca+2 + 2e	→ Ca		–2,866
Na+ + e → Na			–2,714
Mg2+ + 2e	→ Mg		–2,363
Al3+ + 3e	→ Al		–1,663
Mn2+ + 2e	→ Mn		–1,179
Zn2+ + 2e	→ Zn		–0,763
Cr3+ + 3e	→ Cr		–0,744
Fe2+ + 2e	→ Fe		–0,440
Cd2+ + 2e	→ Cd		–0,403
Co2+ + 2e → Co			–0,277
Ni2+ + 2e	→ Ni		–0,250
Sn2+ + 2e	→ Sn		–0,136
Pb2+ + 2e	→ Pb		–0,126
Fe3+ + 3e	→ Fe		–0,037
2H+ + 2e → H2			0,000
Bi3+ + 3e	→ Bi		0,215
Cu2+ + 2e	→ Cu		0,337
Ag+ + e → Ag			0,799
Hg2+ + 2e	→ Hg		0,850
Pt2+ + 2e	→ Pt		1,188
Au+ + e → Au			1,692
		69

ФИО студента _____________________________________ группа __________

Работа выполнена _________		_______________
	дата	подпись преподавателя
Баллы за лабораторную работу
оформление отчета	_____	_______________
	балл	подпись преподавателя
защита работы	_____	_______________
	балл	подпись преподавателя

<<< < Предыдущая 1 2 3 4 5 67 / 97 8 9 > Следующая >>>