Лабораторные работы по химии. Плакидкин А. А, Стась Н. Ф. 13 основных лабораторных работ по общей химии. Томск, 2006. 60 с. Лабораторный
 Скачать 1.22 Mb.
|
|
Физико-химический способ умягчения воды основан на использовании ионообменных смол (ионообменников, в которых ионы натрия или водорода закрепленные на твердой полимерной матрице, способны замещаться на катионы, содержащиеся вводе, где R 2- – радикал полимерной цепи. Через колонку, заполненную гранулами катионита, сверху подают жесткую воду, которая, проходя слой катионита, обменивает катионы, в результате чего снижается как временная, таки постоянная жесткость. Оценка жесткости воды и категории жесткости, согласно табл. I0, производится, если известны значения хотя бы одного из экспериментальных данных 1) масса содержащихся вводе солей 2) объем реактива, пошедшего на титрование воды 3) количество или масса реагента, необходимого для устранения жесткости. Рассмотрим на примерах расчет жесткости воды с использованием этих данных. Пример 1. Вычислить временную жесткость, если водном литре воды содержится мг ионов Ca 2+ и 28,37 мг ионов Mg 2+ 53 Решение Число ммоль эквивалентов ионов кальция вычисляем из соотношения ммоль Ca 2+ — 20,04 мг Ca 2+ x — 60,12 мг Ca 2+ x = 6012 20 04 3 = ммоль Число ммоль эквивалентов Mg 2+ определяем аналогично 1 ммоль Mg 2+ 12,15 мг Mg 2+ x — 28,37 мг Mg x = = 28 37 1215 2 5 ммоль Общее число ммоль эквивалентов ионов Ca 2+ ив расчете на один литр воды составляет Ж = 3 + 2,5 = 5,5 ммоль/л, следовательно, вода умеренно жесткая. Пример 2. Определить временную жесткость воды, если на титрование 100 мл воды , содержащей гидрокарбонат магния, израсходовано млн. раствора соляной кислоты. Решение При титровании жесткой воды соляной кислотой происходит следующая химическая реакция Mg(HCO 3 ) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2CO 2 ↑ + 2H 2 O В соответствии с законом эквивалентов, количества эквивалентов всех участвующих в реакции веществ должно быть одинаковыми, следовательно НО эк эк где V(H 2 O) – объем титруемой жесткой воды, V(HCl) – объем раствора НС, израсходованный на титрование, С эк (НСl) – эквивалентная концентрация НС С эк (Н 2 О) – эквивалентная концентрация солей жесткости вводе. Из этой формулы НО моль л ммоль л эк 3 3 8 10 0 1 0 1 8 10 8 = ⋅ ⋅ = следовательно, вода жесткая. Экспериментальная часть Цель работы. Определить жесткость водопроводной воды. Опыт 1. Определение временной жесткости Временная жесткость воды определяется титрованием исследуемой воды децинормальным раствором соляной кислоты (в присутствии индикатора метилоранжа, при котором протекают реакции Ca(HCO 3 ) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O + 2CO 2 ↑ Mg(HCO 3 ) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2H 2 O + 2CO 2 ↑ 54 Ход опыта 1. В большой химический стакан налить воду из водопроводного крана, дать отстояться 10 минут. 2. Отмерить мерной пипеткой 50 мл исследуемой воды. Операцию повторить три раза, набрав по 50 мл воды в три конические колбы. 3. Добавить в каждую колбу по 2 – 3 капли метилоранжа. 4. Заправить бюретку 0,1 н. раствором соляной кислоты. Для этой цели ополоснуть ее раствором кислоты и заполнить им до верхнего (нулевого) деления бюретки, предварительно заполнив титрованным раствором нижний оттянутый конец бюретки. В момент отсчета показания бюретки, глаза экспериментатора должны находиться на уровне мениска. Перед каждым титрованием бюретку заполнять кислотой до нулевого значения. 5. Провести три титрования жесткой воды соляной кислотой до исчезновения желтой окраски и появления оранжевого (ноне розового) цвета раствора. Для этого в колбу для титрования медленно (по капле) вводить раствор из бюретки, нажимая на бусинку в резиновой трубочке бюретки большими указательным пальцами левой руки, а правой непрерывно перемешивая содержимое колбы. При появлении оранжевого цвета индикатора титрование прекратить и записать объем пошедшей на титрование кислоты. Результаты занести в таблицу № опыта Объем жесткой воды НО, мл Объем раствора кислоты, мл Средний объем кислоты, V(HCl), мл 2 3 6. Определить временную жесткость воды, пользуясь примером 2, и сделать вывод о том, к какой категории жесткости она относится. Опыт 2. Определение общей жесткости Общую жесткость воды определяют комплексонометрическим методом с применением реактива ЭДТА (этилендиамминтетрауксусная кислота. Заполнить бюретку раствором ЭДТА (0,02 н. Отмерить пипеткой указанный преподавателем объем анализируемой воды и перенести ее в коническую колбу для титрования. Долить дистиллированной воды до общего объема 100 мл. Добавить 5 мл буферного раствора (ОН + NH 4 Cl) для поддержания рН в интервале 9 - 10 и 2 - 3 капли индикатора эриохрома черного, при котором раствор окрасится в красный цвет. Перемешать раствори сразу титровать из бюретки раствором ЭДТА до перехода красной окраски в синюю. Титрование повторить три раза, как в предыдущем опыте. Результаты записать в таблицу, которая по форме подобна таблице в опыте 1. Рассчитать общую жесткость по такой же формуле, что и временную, только вместо объема и эквивалентной концентрации соляной кислоты брать объем ЭДТА и ее концентрацию. Постоянную жесткость определить из соотношения Ж пост = Ж общ – Ж врем Сделать вывод по работе, указав категорию жесткости воды. 55 Работа 13. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ Введение Коррозией называется разрушение металлов вследствие химического воздействия внешней среды при этом металл окисляется и теряет присущие ему свойства. Коррозия приводит к большим материальным потерям, происходящим в результате нарушения целостности трубопроводов, цистерн, металлических частей машин, корпусов судов, морских сооружений и т.п. Безвозвратные потери металлов от коррозии составляют 8 - 10 % от ежегодного их выпуска. По механизму протекания коррозия подразделяется на два типа 1) химическую, которая наблюдается при взаимодействии металлов с сухими газами и жидкостями, не проводящими ток (неэлектролитами); 2) электрохимическую, которая наблюдается при взаимодействии металлов с растворами электролитов. К электролитам относится вода обычная и морская, растворы солей, кислот и щелочей, влажные газы. Во влажных газах ив воздухе содержатся пары воды, которые адсорбируются на поверхности металлов, образуя тонкую невидимую пленку жидкой воды, в которой растворяются кислород, СО, SO 2 , NO 2 и другие газы, присутствующие в атмосфере таким образом, во влажном воздухе на металл действует раствор электролита. 1. Коррозионные микрогальванические элементы Электрохимическая коррозия является следствием возникновения коррозионных гальванических микроэлементов (коррозионных гальванических пар, состоящих из катодных и анодных участков. Появление катодных и анодных участков на поверхности металла происходит последующим причинам неоднородность поверхности металла вследствие включений иной природы, ударов и изгибов, накопления примесей на границах зерен, участков с разной степенью термической и механической обработки и т.п.; неоднородность жидкой фазы, в которой происходит коррозия, из-за различия концентрации ионов, рН среды, неравномерного доступа кислорода или других окислителей различие внешних условий температуры, давления, действие электрического поля и т.п. При возникновении коррозионной гальванической пары процесс электрохимической коррозии можно представить как состоящий из четырёх стадий. 1) Окисление части металла, которая имеет меньшее значение электродного потенциала эта часть в коррозионной гальванической паре является анодом. 2) Перенос заряда электронами по металлу от анодного к катодному участку. 3) Перенос заряда ионами в электролите. 4) Восстановление окислителя на катодном участке поверхности металла. При электрохимической коррозии наиболее распространенными окислителями являются растворенный вводе и щелочных растворах кислород, восстанавливающийся по схеме О + е + НО = ОН, 56 и катионы водорода в кислых растворах (кислород в кислой среде не растворяется, восстанавливающиеся по схеме Не Н 2 Катодные и анодные участки в металлах чередуются и имеют очень малые размеры, те. речь идет о микроанодах и микрокатодах и, соответственно, о коррозионных микроэлементах. Таким образом, электрохимическая коррозия заключается в работе огромного числа микрогальванических элементов, при которой происходит анодное окисление металлов. Коррозионный гальванический элемент, в отличие от обычного, является короткозамкнутым микроэлементом. Форма его записи не отличается от обычного элемента, но для сокращения в ней не указывают окисленную форму. Например, коррозия железа в контакте с углеродом (обычная углеродистая сталь) во влажной атмосфере происходит в результате возникновения микрогальвани- ческих элементов, анодным участком которых является металла катодом – включения углерода (рис. 1). Fe 2+ H + H 2 H + Fe 2+ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ FF Fe e - C e - Fe Рис. 1. Схема коррозионных гальванических пар в углеродистой стали, находящейся в растворе кислоты Полная и сокращенная форма записи такого элемента имеют вид ) ( C OH 4 , O , O H 2 Fe Fe ) ( 2 2 2 + − − + - полная 2 + − - сокращенная Коррозия железа является результатом работы этого элемента. При коррозии железа идут следующие процессы анодное окисление Fe - 2e - = катодное восстановление O 2 + 2H 2 O + 4e - = 4OH - общее уравнение коррозии Fe + O 2 + 2H 2 O = Fe(OH) 2 2. Контактная коррозия Коррозия металла ускоряется или замедляется при его контакте с другими металлами. Ускорение коррозии происходит при контакте металла с менее активным металлом, расположенном в ряду электрохимической активности правее, так как в этом случае данный металл в коррозионной гальванической паре становится анодом (риса. При контакте металла с более активным металлом коррозия основного металла наоборот замедляется, так как в коррозионной гальванической паре этот металл является катодом (рис. б. Именно по этой причине кровельное железо покрывают более активным металлом цинком, а не оловом или медью. 57 Fe 2+ H + H 2 H + Fe 2+ H 2 H + Zn 2+ H + H 2 ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ Fe e - Cu e - Fe Fe e - Zn e - Fe Рис. 2. Схема коррозии железа в кислой среде при контакте с менее активным (аи более активным (б) металлом 3. Защита от коррозии Ввиду больших экономических потерь, происходящих в результате коррозии, применяются разнообразные методы предупреждения коррозии и защиты от нее. Важнейшими являются следующие методы. Легирование металлов Легированием металлов называется процесс введения в их состав других металлов, те. получение сталей и сплавов, обладающих высокой устойчивостью против коррозии. Наиболее распространено легирование хромом, никелем и титаном. Металлические покрытия. Для покрытия малостойких против коррозии металлов применяют металлы, образующие на своей поверхности защитные пленки. К таким металлам относятся хром, никель, алюминий, цинк, кадмий, олово и др. Покрытия наносят распылением расплавленного металла, электролизом, химическим осаждением и другими методами. Неметаллические покрытия. Неметаллические покрытия подразделяются на неорганические и органические. Распространенными неорганическими покрытиями являются оксидные, фосфатные и нитридные пленки на поверхности металлов, а органические – лаки, краски, пленки полимеров и резины. Электрохимическая защита. Она применяется в тех случаях, когда защищаемая конструкция находится в среде электролита корпус морского судна, трубопровод на дне реки и т.д. Защищаемая конструкция присоединяется кот- рицательному полюсу внешнего источника постоянного тока, ион становится катодом. В качестве анодов используются куски железа. На защищаемом изделии повышается поверхностная концентрация электронов, на поверхности происходит восстановление окислителя, а процесс окисления (коррозия) идет на аноде. Применение ингибиторов коррозии. Ингибиторами называются вещества, добавление которых в коррозионную среду в незначительных количествах заметно снижает скорость коррозии. Ингибиторами являются различные неорганические соединения (нитрит натрия, хромат и дихромат калия, фосфат и гид- рофосфаты натрия) и многие органические вещества. Защитное действие ингибиторов обусловлено тем, что их молекулы или ионы адсорбируются на поверхности металлов, замедляя или прекращая процесс анодного окисления. 58 Экспериментальная часть Цель работы. Исследовать влияние природы металла, среды и внешних условий на процессы химической и электрохимической коррозии металлов и ознакомиться со способами их защиты от коррозии. Опыт 1. Химическая и электрохимическая коррозия цинка В пробирку с 8 - 10 каплями серной кислоты опустить гранулу цинка. Отметить образование пузырьков газа на поверхности гранулы. Записать уравнение- реакции цинка с кислотой. В туже пробирку опустить медную проволоку и коснуться ею гранулы цинка. Что изменилось в процессе Какую функцию выполняет медная проволока Записать схему коррозионного медно-цинкового гальванического элемента написать схемы анодного и катодного процессов. Опыт 2. Влияние концентрации окислителя на скорость коррозии В пробирку с 5 каплями серной кислоты добавить 5 капель воды, те. уменьшить концентрацию Н в два раза. Проделать опыт, аналогичный опыту 1. Сделать вывод о влиянии концентрации Н + -ионов на скорость коррозии. Опыт 3. Влияние природы защитного покрытия на коррозионные процессы Две пробирки наполнить на 1 / 2 их объема дистиллированной водой. Добавить в каждую из них по 2 - 3 капли серной кислоты и по 2 - 3 капли раствора гексацианоферрата(III) калия К. Последний является качественным реактивом на ионы Fe 2+ , с которыми он дает интенсивное синее окрашивание. В одну пробирку опустить железную полоску, в которой зажата гранула цинка, а в другую – железную полоску, в которой зажата гранула олова. Первая пробирка имитирует коррозию оцинкованного железа, а вторая – лужёного. Отметить, в какой пробирке появляется синее окрашивание. Составить схемы коррозионных гальванических элементов и написать уравнения анодных и катодных процессов. Объяснить причину окрашивания одного из растворов в синий цвет. Какую роль выполняет серная кислота Какое из покрытий является катодным, а какое – анодным В выводе указать, какое из двух покрытий и почему защищает железо от коррозии, а какое и почему не защищает. Опыт 4. Защита металла от коррозии с помощью протектора В две пробирки с разбавленным раствором уксусной кислоты прибавить несколько капель раствора КВ одну из них опустить пластинку свинца, а в другую пластинку свинца с зажатой в ней гранулой цинка. Отметить, в какой пробирке раньше появляется малорастворимое соединение PbI 2 . Учитывая, что качественным реактивом на катионы свинца) является раствор К, объяснить причину появления катионов Pb 2+ в растворе. Написать уравнение взаимодействия свинца с уксусной кислотой, схему коррозионного гальванического элемента, схемы анодного и катодного процессов. В выводе указать, какую роль выполняет прижатая к свинцу гранула цинка в процессе коррозии свинца. 59 Опыт 5. Сравнение коррозии железа и нержавеющей стали В химическом машиностроении широко применяется нержавеющая сталь Х18Н9Т, в состав которой входит 18 % хрома, 9 % никеля, около 1 % титана, остальное – железо. На поверхности этой стали образуется тонкая пленка сложного оксида NiO·Cr 2 O 3 со структурой шпинели, обладающая высокой устойчивостью к действию кислот. В две пробирки с серной кислотой опустить в одну полоску обычной стали, в другую – нержавеющей. Сравнить скорость коррозии. Опыт 6. Защита металла от коррозии химическим пассивированием Очистить наждачной бумагой две стальные проволочки (разогнутые канцелярские скрепки. Одну из них опустить в пробирку сконцентрированным раствором азотной кислоты на одну-две минуты. Записать наблюдения. Вынуть проволоку из пробирки с азотной кислотой, ополоснуть водой и опустить в пробирку с разбавленной серной кислотой. Для сравнения опустить вторую необработанную проволоку в тот же раствор серной кислоты. Сравнить скорость выделения водорода на проволочках. В выводе отметить роль оксидной пленки, образовавшейся при обработке железа азотной кислотой. Опыт 7. Защита металла от коррозии пленкой оксида, полученной при термообработке Очистить наждачной бумагой две стальные проволочки. Одну из них нагреть в пламени спиртовки до появления оксидной пленки цвета воронова крыла. Эта операция в технике называется воронением. Опустить обе проволоки в пробирки с раствором сульфата меди. Описать наблюдения и составить уравнения реакции железа с раствором CuSO 4 . Оценить защитные свойства оксидной пленки, полученной при воронении. Опыт 8. Коррозия алюминия при удалении снегозащитной оксидной пленки Некоторые активные металлы, например Al, Cr, Mn, устойчивы к коррозии из-за существования на их поверхности оксидных пленок. При нарушении прочности оксидной пленки такие металлы активно взаимодействуют с окислителями. Разрушить оксидную пленку на поверхности алюминия можно, обработав её раствором соли ртути. Ионы ртути из раствора частично восстанавливаются до металла. Образовавшаяся металлическая ртуть растворяет поверхностный слой алюминия, образуя амальгаму алюминия (раствор алюминия в ртути. Амальгама алюминия приобретает положительный электрический потенциал по отношению к чистому алюминию. Таким образом, образуется коррозионная гальваническая пара, в которой анодом служит алюминий, а катодом амальгама алюминия. В результате происходит интенсивная коррозия алюминия, которую можно наблюдать как вводе, таки на воздухе. Вводе наблюдается выделение водорода, а на воздухе образуется рыхлый оксид алюминия. Ход опыта. Полоску алюминиевой фольги на несколько секунд поместить в раствор соли двухвалентной ртути (хлорида или нитрата, затем сполоснуть водой и просушить с помощью фильтровальной бумаги. Наблюдать, как происходит коррозия алюминия на воздухе. Затем опустить полоску вводу и наблюдать за процессом коррозии алюминия вводе. В отчете написать уравнения реакций 1) алюминия с солью ртути 2) окисления алюминия на воздухе 3) взаимодействия алюминия с водой. ЛИТЕРАТУРА 1. Практикум по неорганической химии. Под ред. А.Ф. Воробьева и СИ. Дракина. - М Химия, 1984, - 246 с. 2. Ф.Ю. Рачинский, М.Ф. Рачинская. Техника лабораторных работ. - Л Химия с. 3. АИ. Дорофеев, МИ. Федотова. Практикум по неорганической химии. - Л Химия, 1990, - 240 с. 4. Практикум по общей и неорганической химии. Под ред. М.Х. Карапеть- янца, СИ. Дракина. - М Высшая школа, 1969, - 287 с. 5. ОС. Зайцев. Исследовательский практикум по общей химии. - М Изд-во Московского университета, 1994, - 480 с. 6. НС. Ахметов, М.К. Азизова, ЛИ. Бадыгина. Лабораторные и семинарские занятия по неорганической химии. - М Высшая школа, - 303 с. 7. З.Г. Васильева, А.А. Грановская, А.А. Таперова. Лабораторные работы по общей и неорганической химии, - Л Химия, 1986, - 287 с. 8. Практикум по общей и неорганической химии. Под ред. Н.Н. Павлова, СВ. Петрова. - М Высшая школа, - 298 с. СОДЕРЖАНИЕ Введение 2 Техника выполнения лабораторных работ 3 Работа 1. Основные классы неорганических веществ 5 Работа 2. Установление формулы кристаллогидрата 12 Работа 3. Определение эквивалентной и атомной массы металла 14 Работа 4. Окислительно-восстановительные реакции 18 Работа 5. Тепловой эффект химической реакции 23 Работа 6. Скорость химической реакции 26 Работа 7. Приготовление и определение концентрации растворов. 31 Работа 8. Ионообменные реакции 34 Работа 9. Гидролиз солей 34 Работа 10. Комплексные соединения 39 Работа 11. Качественные реакции 41 Работа 12. Жесткость воды 50 Работа 13. Коррозия металлов 55 Александр Анатольевич Плакидкин Николай Федорович Стась 12 основных лабораторных работ по общей химии Учебное пособие 61 |