Химия

Mg(НСО3)2 + Са(ОН)2 ® Mg(ОН)2¯ + СаСО3¯ + Н2О + СО2 Некарбонатную жесткость устраняют содой, которая вызывает образование

осадка; например:

СаCl2 + Na2СО3 ® СаСО3¯ + 2NaCl

Более глубокое удаление достигается при обработке воды солями фосфорных кислот Na3РО4:

3Са2+ + 2РО4−3 ® Са3(РО4)2¯ При ионообменном методе для удаления катионов магния и кальция

используют катиониты – природные алюмосиликаты либо синтетические – ионообменные смолы на основе полистирола или фенолформальдегида. Они содержат функциональные группы, способные обмениваться на катионы Са и Mg:

Са(НСО3)2 + Na2R ® СаR + 2NaНСО3

MgSО4 + Na2R ® MgR + Na2SО4

Здесь R – радикал сложной молекулы катионита.

Экспериментальная часть

Цель работы – экспериментальное определение карбонатной, некарбонатной, общей жесткости и ознакомление с методами устранения жесткости.

Оборудование и реактивы: колбы конические, пипетки, бюретки, капельницы для индикатора, фильтры с катионитом, воронки стеклянные, палочки стеклянные, мерные цилиндры; модельная жесткая вода; растворы трилона Б, соляной кислоты, аммиачный буферный, метилоранжа, эриохрома черного.

Опыт 1. Определение карбонатной жесткости

Для анализа в коническую колбу отбирают 50 мл исследуемой воды, добавляют 1–2 капли метилоранжа и титруют 0,1 н. НСl до появления оранжевого оттенка. Титрование определяет концентрацию анионов HCO3−, а следовательно, жесткость воды, обусловливаемую присутствием гидрокарбонатов.

Расчет карбонатной жесткости (ммоль/л) проводят по формуле

где Сн – концентрация соляной кислоты, моль/л;

Vк – объем соляной кислоты, затраченной на титрование, мл; Vпробы – объем взятой на анализ пробы воды, мл.

Опыт 2. Определение общей жесткости комплексометрическим методом

Способность аминополикарбоновых кислот, в частности, комплексона III (трилона Б), образовывать комплексные соединения с ионами щелочно-земель-

38

ных металлов и некоторых других двух-, трехвалентных металлов позволяет применять эти кислоты для определения жесткости воды.

Для определения общей жесткости используют титрованные растворы комплексона III (трилона Б). Полное связывание ионов Са2+ и Mg2+ в комплексонаты сопровождается изменением окраски индикатора.

Ход определения: в коническую колбу отбирают 20 мл исследуемой воды, приливают 50 мл дистиллированной воды, 10 мл аммиачного буферного раствора, добавляют несколько капель индикатора (эриохрома черного) и медленно титруют 0,1 н. раствором трилона Б до перехода вишневой окраски в синюю.

Расчет общей жесткости (ммоль/л) проводят по формуле

Vпробы – объем воды, взятой на титрование, мл.

Расчет некарбонатной жесткости (ммоль/л) проводят по формуле

Опыт 3. Умягчение воды методом катионирования

Через фильтр (колонку), заполненную катионитом, пропускают 150–200 мл жесткой воды (выдается преподавателем). Скорость фильтрования регулируется зажимом и не должна превышать 10–15 капель в минуту. Умягченную воду собирают в стакан и анализируют, определяя общую жесткость. Полученные результаты сравнивают с показателями исходной (неумягченной) воды. Результаты определения записывают в табл. 2.

Эффективность (Э) определяют по формуле

Э= Ждо умяг - Жпосле умяг ×100 %.

Ждо умяг

39

Контрольные вопросы

1.Дать понятие жесткости воды. Указать единицы измерения.

2.Почему жесткую воду нельзя применять для генерации пара на тепловых

иатомных электростанциях?

3.Метод определения карбонатной жесткости.

4.В чем принцип определения общей жесткости комплексометрическим методом?

5.Перечислить методы устранения жесткости, написать характерные реак-

ции.

6.Рассчитать жесткость воды, содержащей в 1 л: а) 10 ммоль СаCl2, б) 0,01 моль Са(НСО3)2.

Работа 10. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Цель работы – изучение окислительно-восстановительных свойств веществ, приобретение опыта составления окислительно-восстановительных реакций.

Реактивы: растворы с концентрацией 0,1 н.: BaCl2, SnCl2, KI, I2, H2O2, K2Cr2O7;

растворы с концентрацией 2 н.: KOH, HNO3, HCl, H2SO4; раствор KMnO4 c концентрацией 0,01 н., хлорная вода; концентрированная серная кислота (96%- ная), концентрированная азотная кислота (60%-ная); сухие вещества: цинк в гранулах, сульфит калия или натрия.

Опыт 1. Сравнение обменных и окислительно-восстановительных реакций

Налить в пробирку 1–2 мл раствора хлорида бария. Добавить туда же 0,5–1 мл раствора серной кислоты. Отметить цвет выпавшего осадка.

В другую пробирку налить 1–2 мл раствора йодида калия и такой же объем хлорной воды (это вода, содержащая растворенный хлор). Как изменилась окраска раствора?

Написать уравнения реакций. Определить, какая из них является окисли- тельно-восстановительной, а какая – нет.

Опыт 2. Влияние среды на восстановительную способность иона Mn+7

В три пробирки налить по 1–2 мл раствора KМnO4. 40

Водну из них добавить 1–2 мл раствора серной кислоты и немного

(2–3 микрошпателя) сухого K2SO3. Что происходит с цветом раствора? Следует учесть, что в этой реакции сульфит калия превращается в сульфат калия, а марганец восстанавливается до степени окисления Mn+2 и остается в растворе.

Во вторую пробирку добавить немного сухого сульфита калия (2–3 микрошпателя). Какого цвета осадок образуется? В этой реакции сульфит калия окисляется до сульфата, а марганец образует осадок оксида MnO2.

Втретью пробирку добавить 1–2 мл раствора KОН и немного сухого суль-

фита калия (2–3 микрошпателя). Отмечают образование грязно-зеленого раство-

ра, связанного с изменением степени окисления марганца Mn+7 → Mn+6 (K2MnO4). Написать уравнения окислительно-восстановительных реакций для каждо-

го случая.

Опыт 3. Влияние концентрации кислоты на ее окислительные свойства

1.Взять две пробирки. В одну из них налить 1–2 мл концентрированной серной кислоты, в другую – 1–2 мл разбавленной серной кислоты. В каждую пробирку бросить по грануле цинка. Если реакция не идет, слегка подогреть растворы на пламени спиртовки.

Отметить слабое газовыделение и легкое помутнение в первой пробирке, связанное с восстановлением S+6 до свободной серы и сероводорода. Во второй пробирке отмечают сильной газовыделение, обусловленное выделением водорода.

Написать уравнения окислительно-восстановительных реакций. Указать окислитель и восстановитель в каждой реакции. Учесть, что в первой реакции образуется три продукта реакции, одним из которых будет сероводород.

2.В две пробирки налить по 1–2 мл концентрированной и разбавленной азотной кислоты (2 н.). В каждую пробирку бросить по грануле цинка. Если реакция не идет, слегка подогреть растворы на пламени спиртовки. Какого цвета газ выделяется в каждой из пробирок? Выделение бурого газа – результат образованием

оксида азота NO2, выделение бесцветного газа – образования азота N2. Написать уравнения окислительно-восстановительных реакций. Указать

окислитель и восстановитель.

Опыт 4. Определение окислительных свойств дихромата калия

Налить в пробирку 1–2 мл раствора дихромата калия K2Cr2O7. Затем туда же добавить 1–2 мл раствора серной кислоты и немного сухого сульфита калия (2–3 микрошпателя). Что происходит с окраской раствора? Изменение окраски раствора объясняется изменением степени окисления иона хрома с Cr+6 до Cr+3.

Написать уравнение реакции. Указать окислитель и восстановитель.

Опыт 5. Определение восстановительных свойств ионов металлов в низшей степени окисления

В пробирку налить 1–2 мл раствора KMnO4. Затем добавить туда же 1–2 мл раствора соляной кислоты и 2–3 мл раствора хлорида олова SnCl2. Что происходит с окраской раствора?

41

Написать уравнение реакции, учитывая, что образуется четыре продукта реакции, причем олово окисляется до степени окисления (+4), а марганец восстанавливается до Mn+2.

Опыт 6. Изучение окислительно-восстановительной двойственности

Взять две пробирки. В одну налить 1–2 мл раствора йодида натрия, во вторую – раствор KMnO4. Затем в каждую пробирку прилить раствор пероксида водорода (Н2О2) до изменения окраски раствора. В каком случае наблюдается выделение газа? Учитывают, что одним из продуктов в первой реакции будет I2, а во второй –

MnO2.Написать уравнения реакций. Указать в каком случае пероксид водорода будет окислителем, а в каком – восстановителем.

Контрольные вопросы

1.Что называется степенью окисления элемента?

2.Что происходит с электронами при окислении, восстановлении элемента?

3.Дать определение процессу диспропорционирования.

4.Как относятся понятия «степень окисления» и «валентность» элемента?

Работа 11. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

Цель работы – изучение химических свойств металлов.

Оборудование и реактивы: пробирки, штатив-подставка, стеклянные палочки; растворы гидроксида натрия, соляной кислоты, азотной кислоты, серной кислоты (разбавленные и конц.); металлы: железо, алюминий, свинец, медь, цинк, магний; растворы солей этих металлов.

Опыт 1. Химическая активность металлов (вытеснение одних металлов другими из растворов их солей)

Исходя из активности металлов, их располагают в определенной последовательности (ряд напряжений металлов).

Более активный металл (расположенный левее в ряду напряжений) будет вытеснять менее активный из раствора его соли.

В растворы солей цинка, железа, свинца и меди опустить металлы: цинк, железо, свинец, медь (каждый металл в раствор соли, кроме своей).

Где происходит вытеснение металлов?

Соответствуют ли полученные результаты положению металлов в ряду напряжений?

Написать уравнения химических реакций.

Опыт 2. Реакции взаимодействия металлов с водой

С водой взаимодействуют металлы, стоящие в ряду активности до железа, 42

с образованием соответствующего гидроксида металла и водорода. Однако эта реакция протекает активно с металлами, стоящими до магния. Остальные металлы, как правило, покрыты оксидными пленками.

Кусочки магния или алюминия опустить в пробирку с водой. Записать наблюдения.

Положить в пробирку немного алюминия и взболтать с 3–5 мл воды. Объяснить, почему реакция не идет. Кипятить алюминиевые опилки, добавив в пробирку 2–3 мл разбавленного раствора щелочи. Слить жидкость, несколько раз промыть опилки водой для удаления щелочи и оставить опилки в воде. Через некоторое время происходит выделение пузырьков газа. Составить уравнение реакции взаимодействия алюминия с водой. Указать условие возможности протекания этой реакции.

Опыт 3. Взаимодействие металлов с растворами щелочей

Амфотерные металлы (Zn, Al, Pb, Sn,…) взаимодействуют с растворами щелочей с образованием комплексных соединений и выделением водорода.

В пробирки поместить немногоAl, Zn, Pb и осторожно прилить разбавленный раствор гидроксида натрия. Что наблюдается? Составить уравнения реакций.

Опыт 4. Получение и свойства гидроксидов амфотерных металлов

1.К раствору соли алюминия в пробирке прилить по каплям раствор гидроксида натрия до образования осадка. Что он собой представляет, каков его цвет? Составить уравнение реакции в молекулярной и ионной форме.

2.Разделить осадок, полученный в опыте, на две пробирки. В одну пробирку прибавить разбавленный раствор соляной кислоты, в другую – раствор щелочи. Что наблюдается? Сделать вывод о химическом характере гидроксида. Составить уравнение реакции в молекулярной и ионной формах, имея в виду, что алюминат образуется в форме гидроксокомплекса.

Опыт 5. Взаимодействие металлов с соляной кислотой

Разбавленная соляная кислота взаимодействует с металлами, расположенными до водорода в ряду напряжений, с выделением водорода.

Концентрированная кислота растворяет металлы, стоящие и после водорода (например, медь).

В пробирки налить по 2–3 мл 2 н. соляной кислоты. Опустить в каждую пробирку указанные преподавателем кусочки металлов.

Отметить наблюдения. Составить уравнения химических реакций.

Опыт 6. Взаимодействие металлов с серной кислотой

Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, расположенными до водорода в ряду напряжений, с выделением водорода. Концентрированная кислота взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений и после водорода (за исключением серебра, золота, платины). В зависимости от активности

43

металла может выделяться либо оксид серы (IV), либо сера, либо сероводород. Повторить предыдущий опыт, заменив соляную кислоту серной кислотой.

Сначала опыты проводить с разбавленной (2 н.) Н2SО4, затем с концентрированной*. Написать уравнения соответствующих реакций.

Опыт 7. Взаимодействие металлов с азотной кислотой

Азотная кислота взаимодействует почти со всеми металлами (за исключением золота, платины, родия, иридия).

Взависимости от природы металла и концентрации кислоты продуктами

реакции могут быть NН4NО3, азот, оксиды азота (N2О, NО, NО2). Чем более активный металл взаимодействует с кислотой, тем более глубоко протекает восстановление азота.

Вдве пробирки положить по кусочку меди. В одну из них налить 2–3 мл разбавленной азотной кислоты, в другую 2–3 мл концентрированной кислоты. Какой газ выделяется? Написать уравнения реакций.

Вдве пробирки положить по кусочку металла (цинк или магний), стоящих в ряду напряжений до водорода, прилить в одну из них 2–3 мл разбавленной азотной кислоты, в другую 2–3 мл концентрированной азотной кислоты. Сделать наблюдения. Написать уравнения реакций.

Контрольные вопросы

1.Перечислите важнейшие физические и химические свойства металлов.

2.Какие металлы относятся к группе щелочных, щелочно-земельных металлов?

3.Какие металлы относятся к группе «благородных» металлов?

4.Какие металлы называются черными и цветными металлами?

5.Какие металлы взаимодействуют со щелочами?

6.Какие металлы пассивируются в концентрированных кислотах?

7.Как изменяются металлические свойства элементов в группах и периодах

впериодической системе элементов?

8.Алюминиевая пластинка опущена в раствор хлорида никеля и хлорида меди. Какой металл осаждается? Написать уравнение реакции.

Работа 12. ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ МЕТАЛЛОВ. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ

Целью работы является изучение физико-химических основ работы гальванического элемента.

Оборудование и реактивы: милливольтметр, U-образный электролитический мостик, химические стаканы, пробирки; пластинки меди, цинка, железа, свин-

Опыты с концентрированными кислотами проводить в вытяжном шкафу.

ца; растворы: хлорида калия (насыщ.), сульфата меди (II) (1 М), сульфата цинка (1 М, 0,1 М, 0,01 М), сульфата железа (II), хлорида олова (II), хлорида кадмия – (1 М), нитрата серебра, иодида калия (0,1 М), сульфата хрома (III), сульфата калия, дихромата калия, хлорида железа (III), серной кислоты – (0,5 М), красной кровяной соли (0,05 М), йодная вода.

Опыт 1. Исследование сравнительной активности металлов

Налить в пробирки по 1 мл растворов сульфата меди (II) (1 М), сульфата цинка (1 М), сульфата железа (II) (1 М), хлорида олова (II) (1 М), хлорида кадмия (1 М), нитрата серебра (0,1 М). Опустить в растворы (кроме раствора с одноименными ионами) пластинки металлического цинка. Сделать выводы об активности металлов.

Провести аналогичные опыты с пластинками меди, железа, свинца. Из каких растворов вытесняются металлы? Почему?

Составить уравнения соответствующих реакций.

Записать металлы по убыванию их восстановительной способности, определенной экспериментально. Привести значения их стандартных электродных потенциалов (приложение, табл. 6.

Соответствует ли экспериментальный ряд металлов их положению в электрохимическом ряду напряжений?

Опыт 2. Составление гальванического элемента, измерение его ЭДС и расчет G

Заполнить один стакан раствором сульфата цинка (1 М), другой раствором сульфата меди (II) (1 М). Соединить стаканы электролитическим мостиком. Опустить в раствор сульфата цинка цинковую пластинку, а в раствор сульфата меди – медную. В результате получают гальванический элемент.

Записать уравнения химических реакций, протекающих на электродах гальванического элемента, и суммарное уравнение химической реакции, в результате которой возникает электрический ток в данном элементе. Привести схему данного гальванического элемента и указать в каком направлении перемещаются электроны во внешней цепи, какие ионы и в каком направлении перемещаются в растворе.

Для измерения ЭДС присоединить провода, отходящие от пластинок (электродов), к милливольтметру. Записать показания милливольтметра. По найденному значению ЭДС рассчитать изменение энергии Гиббса (ДG) окислительно-вос- становительной реакции.

Сравнить экспериментальные данные с теоретически вычисленными. Определить погрешность.

Результаты измерений и рассчитанные данные представить в указанной да-

Опыт 3. Исследование зависимости ЭДС гальванического элемента от концентрации раствора сульфата цинка

Работу проводят с гальваническим элементом

(−) Zn | Zn 2+ || Cu2+ | Cu (+)

В стакан налить 10–20 мл раствора сульфата меди (II) (1 М), концентрация которого в ходе измерений не изменяется. В остальные стаканы налить растворы сульфата цинка в порядке возрастания концентрации (1 М, 0,1 М, 0,01 М). Опустить в раствор сульфата меди медный электрод, а в раствор сульфата цинка наименьшей концентрации 0,01 М – цинковый электрод. Полуэлементы соединить электролитическим мостиком и измерить ЭДС с помощью милливольтметра.

Провести аналогичные опыты с 0,1 М и 1 М растворами сульфата цинка. Результаты измерений и расчета записать в табл. 1.

Какой из факторов: природа металла или концентрация его ионов в растворе – в большей мере определяет значение электродного потенциала и, следовательно, ЭДС гальванического элемента?

Опыт 4. Определение направления окислительно-восстановительных процессов

1. Определение направления окислительно-восстановительной реакции

Cr2(SO4)3 + K2SO4 + I2 + Н2О ↔ K2Cr2O7 + KI + H2SO4

Внести в пробирку по 2–3 капли сульфата хрома (III) и сульфата калия. Добавить к ним 1–2 капли йодной воды. Происходит ли окисление хрома (III) йодом, которое должно сопровождаться обесцвечиванием йода?

Вдругую пробирку внести несколько капель раствора дихромата калия

исерной кислоты, затем добавить 3–4 капли йодида калия. Почему раствор окрасился в коричневый цвет? В каком направлении протекает данная окислительновосстановительная реакция?

Составить уравнения полуреакций окисления и восстановления для протекающей окислительно-восстановительной реакции. Расставить коэффициенты

46

в уравнении реакции. Рассмотреть данную реакцию как процесс, протекающий при работе гальванического элемента. Выписать значения соответствующих окис- лительно-восстановительных потенциалов и вычислить ЭДС. Отметить положительное значение ЭДС для протекающего окислительно-восстановительного процесса, а также тот факт, что окислителем является окисленная форма гальванической пары, имеющая более высокий окислительно-восстановительный потенциал,

авосстановителем – восстановленная форма с меньшим потенциалом.

2.Определение направления окислительно-восстановительной реакции

FeCl3 + SnCl2 ↔ FeCl2 + SnCl4

Пользуясь величинами окислительно-восстановительных потенциалов, определить направление протекания этой реакции. Сделанный вывод подтвердить опытом.

Налить в пробирку 1–2 мл раствора хлорида железа (III) и добавить 1–2 капли раствора К3[Fe(СN)6], чтобы убедиться в отсутствии появления синей окраски. Во вторую пробирку налить 1–2 мл раствора хлорида железа (Ш)

иприбавить такое же количество раствора хлорида олова (II). Для обнаружения образующихся ионов Fe 2+ добавить в пробирку 2–3 капли раствора К3[Fe(СN)6]

инаблюдать появление синей окраски, вызванное образованием Fe3[Fe(СN)6]2. Составить уравнения полуреакций окисления и восстановления и расставить

коэффициенты в уравнении протекающей окислительно-восстановительной реакции.

Контрольные вопросы

1.Что называется гальваническим элементом?

2.Что называется электродным потенциалом металла и неметалла?

3.Изобразите схему водородного электрода. С какой целью он применяется?

4.Что называется стандартным электродным потенциалом?

5.Составьте схемы гальванических элементов для определения стандартных электродных потенциалов электродов Al | Al3+ и Cu | Cu2+ в паре со стандартным водородным электродом. Укажите стрелками направление движения электронов во внешней цепи.

6.Химически чистый цинк почти не реагирует с соляной кислотой. При добавлении к кислоте нитрата свинца (II) происходит энергичное выделение водорода. Объясните это явление.

Работа 13. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Цель работы – изучение химических процессов электролиза водных растворов электролитов с использованием инертных и растворимых анодов.

Оборудование и реактивы: лабораторная электролизная ячейка, пробирки, стаканы, стеклянные палочки; растворы хлорида олова, йодида калия, крахмала, сульфата натрия, сульфата меди, сульфата никеля (II), фенолфталеина.

47

Опыт 1. Электролиз раствора хлорида олова (II) с инертными электродами

Опыты проводят с помощью электролизера, представляющего собой U-об- разную трубку. Электроды присоединяются к выпрямителю. В качестве электродов используются графитовые электроды или проволока из соответствующих металлов. Электроды в электролизер помещают через резиновые пробки, которые вставлены в прибор неплотно. Во всех опытах электролизер заполнять электролитом на 1/2 его объема. Электроды перед каждым опытом тщательно промывать дистиллированной водой.

В электролизер налить раствор хлорида олова (II). В оба колена электролизера опустить графитовые электроды и соединить их с выпрямителем. Наблюдать на катоде появление блестящих кристаллов металлического олова. Сделать вывод о том, какой процесс происходит на катоде – окислительный или восстановительный. Записать уравнение катодного процесса.

Доказать образование свободного хлора на аноде, для чего через 4–5 мин после прохождения электрического тока вынуть анод из электролизера, внести в анодное пространство по 3–4 капли растворов йодида калия и крахмала, после чего наблюдать появление синего окрашивания. Записать уравнение анодного процесса.

Опыт 2. Электролиз раствора йодида калия с инертными электродами

В пробирку налить 3/4 объема йодида калия и добавить по 5–6 капель фенолфталеина и крахмального клейстера. Раствор перемешать и залить в электролизер. Опустить в электролизер графитовые электроды и присоединить к выпрямителю.

Отметить изменение цвета раствора в анодном и катодном пространстве. Записать уравнение катодного и анодного процессов. Объяснить изменение цвета растворов в катодном и анодном пространстве. Сделать вывод о характере процесса, произошедшего на аноде.

По окончании опыта анод обработать сначала тиосульфатом натрия для полного удаления йода с его поверхности, а затем дистиллированной водой.

Опыт 3. Электролиз раствора сульфата натрия с инертными электродами

Впробирку налить приблизительно 1/2 ее объема раствора сульфата натрия

и1/4 объема нейтрального раствора лакмуса, перемешать и вылить полученный раствор в электролизер. Пропустить через электролизер электрический ток и отметить изменение окраски в обоих коленах электролизера. Составить уравнение катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе сульфата натрия. Определить, какие вещества выделяются на катоде и аноде. Объяснить изменение окраски лакмуса в катодном и анодном пространствах.

48

Опыт 4. Электролиз водного раствора сульфата меди с растворимым анодом

Налить в электролизер 0,5 н. раствор сульфата меди, опустить в него графитовые электроды и пропустить через раствор электрический ток. Через 4–5 мин прекратить электролиз и отметить на катоде образование красного налета меди. Записать уравнения катодного и анодного процессов. Наблюдать, какой газ и в каких количествах выделяется на аноде.

Выключив выпрямитель, поменять полюса электродов, вследствие чего электрод, покрывшийся вначале медью, становится анодом. Вновь пропустить электрический ток. Наблюдать изменения, происходящие на аноде и катоде. Записать уравнения катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе сульфата меди с медным анодом.

Опыт 5. Электролиз водного раствора сульфата никеля с растворимым анодом

Налить в электролизер 0,5 н. раствор сульфата никеля (II), опустить в него графитовые электроды и пропустить через раствор электрический ток. Через 4–5 мин прекратить электролиз. Записать уравнения катодного и анодного процессов. Наблюдать выделение газа на аноде. Какой это газ?

Выключив выпрямитель, поменять местами полюса электродов. Электрод, покрывшийся вначале опыта никелем, становится анодом. Затем вновь пропустить через раствор электрический ток. Составить уравнения катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе сульфата никеля (II) с никелевым анодом.

Контрольные вопросы

1.Что называется электролизом?

2.Нарисуйте схему лабораторного варианта электролизера (электролитической ячейки).

3.Что называется катодом и анодом?

4.Какие процессы происходят на катоде и аноде?

5.Какой из металлов: медь, никель, кобальт, цинк – может быть использован

вкачестве материала для анода в гальваническом элементе?

6.Написать уравнение реакций катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе с графитовыми электродами водных растворов: хлорида никеля (II), нитрата кальция, гидроксида натрия, сульфата железа (II), серной кислоты, нитрата серебра.

7.Какие продукты будут выделяться на катоде и аноде на первой стадии электролиза водных растворов на угольных электродах, если в электролизере находится смесь следующих солей: CuSO4 и KCl; NiSO4 и NaCl; FeCl3 и NaSO4; SnCl2 и KI?

8.Написать уравнения реакций, протекающих на электродах при электролизе раствора: сульфата никеля с никелевыми электродами; нитрата серебра с серебряными электродами; хлорида меди с медными электродами.

49

Работа 14. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ И МЕТОДЫ ЗАЩИТЫ ОТ КОРРОЗИИ

Электрохимическая коррозия – это самопроизвольное разрушение металла при контакте с электролитами, протекающее с возникновением электрического тока.

Процесс разрушения металла – это окислительный процесс, протекающий на аноде. Восстановительный процесс происходит на катоде и называется катодной деполяризацией. В кислой среде деполяризатором является водород, в нейтральной и щелочной средах протекает кислородная деполяризация.

Например, коррозия железа в кислой среде:

А. Fe0 − 2е → Fe2+

К. 2Н+ + 2е → Н20− В щелочной и нейтральной средах процесс химической коррозии выражается

следующими превращениями:

А. Fe0 − 2e → Fe2+

K. O2 + 2H2O + 4е → 4ОН−

Анодное окисление и катодная деполяризация называются первичными коррозионными процессами. Если продукты первичных реакций образуют между собой нерастворимое соединение, происходит вторичный процесс. В данном случае

Fe2+ + 2OH− → Fe(OH)2↓

Гидроксид железа (II) легко окисляется кислородом воздуха и образующаяся смесь Fe(ОН)2 и Fe(ОН)3 представляют собой бурую ржавчину:

4 Fe(ОН)2 + О2 + 2Н2О → 4 Fe(ОН)3

Электрохимическая коррозия может быть усилена, если металл находится в контакте с другим металлом (образуется микрогальванический элемент) или металл содержит примеси других металлов (возникает большое число микрогальванических элементов). Металл с более электроотрицательным значением электродного потенциала будет являться анодом, а значит будет корродировать: Me0 – 2е → Men+. Другой металл будет катодом и на нем происходит в кислой среде водородная деполяризация, а в нейтральной и щелочной – кислородная деполяризация. В любом случае поток электронов направлен от более активного металла к менее активному. Скорость коррозии тем больше, чем больше разность электродных потенциалов металлов, образующих гальваническую пару.

Экспериментальная часть

Целью работы является ознакомление с процессами, происходящими при электрохимической коррозии металлов, и способами защиты металлов и сплавов от коррозии.

Оборудование и реактивы: пробирки, стеклянные палочки; растворы серной кислоты, соляной кислоты, сульфата меди, гексацианоферрата (III) калия,

50

дихромата калия, хлорида меди, хлорида натрия; уротропин, формалин; медная и стальная проволока, гранулы цинка и олова, стальные и алюминиевые пластинки.

Электрохимическая коррозия

Одним из факторов, влияющих на скорость электрохимической коррозии сплавов, является образование микрогальванических пар.

Опыт 1. Образование гальванической пары при химических процессах коррозии сплавов

1.В пробирку налить 1–2 мл 2 н. серной кислоты и опустить гранулу цинка. Наблюдать выделение пузырьков водорода на цинковой грануле. Коснуться медной проволокой цинка. Наблюдать, как изменяется интенсивность выделения водорода и на каком из металлов он выделяется. Убрать медную проволоку от цинка

иубедиться, что интенсивность выделения водорода снова изменяется. Записать схему гальванического элемента, образующегося при контакте Zn – Cu, и указать направление перехода электронов. Какой металл будет иметь отрицательный заряд и являться катодом для ионов водорода в растворе?

2.В две пробирки налить по 1–2 мл 2 н. серной кислоты. В одну из пробирок прибавить 0,5 мл раствора сульфата меди и в обе пробирки опустить по одной грануле цинка. Наблюдать различную интенсивность выделения водорода в пробирках. Что появилось на поверхности цинка в присутствии сульфата меди? Какова роль соли меди, в присутствии которой водород выделяется интенсивней? Записать уравнение реакции взаимодействия цинка с сульфатом меди.

Опыт 2. Коррозия оцинкованного и луженого железа

В две пробирки налить на 1/2 их объема дистиллированную воду и добавить по 2–3 капли растворов 2 н. серной кислоты и гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6]. Последний является чувствительным реактивом на ионы Fe2+, с которыми он дает синее окрашивание. Растворы перемешать стеклянной палочкой.

Очистить наждачной бумагой две стальные проволочки. Одной плотно обматать гранулу цинка, другой – гранулу олова и опустить их в приготовленные растворы. Наблюдать через несколько минут помутнение раствора, в который погружена стальная проволочка в контакте с оловом. Как объяснить появление ионов Fe+2 в растворе? Представить схемы гальванических элементов в случае контакта Fe – Zn и Fe – Sn. Указать направление движения электронов при коррозии оцинкованного и луженого железа. В каком случае при местном разрушении защитного покрытия будет происходить ржавление железа под остающимся неизменным защитным слоем?

Защитные пленки в процессе коррозии

Опыт 3. Испытание коррозийной устойчивости оксидных пленок

Стальную пластинку тщательно очистить наждачной бумагой. Один конец

51

пластинки зажать в держателе штатива, а под другим поместить пламя спиртовки. По мере нагревания пластинки на ней появляются цвета побежалости. После этого пластинку снять с огня и охладить. На охлажденную пластинку через каждые 2 см по длине пластинки налить по капле 0,1 н. раствора сульфата меди. По скорости появления медного пятна судят о защитных свойствах различных участков оксидной пленки, образующейся на металле.

Опыт 4. Оксидирование

Оксидирование стальных изделий проводят двумя способами: мокрым, или химическим, и сухим, который называется еще термическим. Для получения защитных пленок на изделиях из железа наиболее широко применяется химический способ. Химическое оксидирование проводят в растворах щелочных металлов.

Нагреть приготовленный для оксидирования раствор до кипения и опустить в него стальные пластинки до появления на изделии красивого черного цвета с синеватым оттенком, после чего пластинки вынуть из раствора, тщательно промыть и испытать на коррозионную устойчивость, как указано в опыте 3.

Сравнить защитные свойства оксидированных и неоксидированных пластинок, для чего нанести на их поверхность по капле 0,1 н. раствора сульфата меди.

Опыт 5. Пассивирование алюминия

В стаканчик с небольшим количеством насыщенного раствора дихромата калия K2Cr2O7 опустить алюминиевую пластинку, предварительно очищенную наждачной бумагой. Через 3–4 мин осторожно промыть пластинку водой. Промытую пластинку опустить во второй стаканчик с раствором хлорида меди CuCl2 (уровень раствора CuCl2 должен быть выше уровня раствора K2Cr2O7). Какая часть пластинки сразу же начинает омедняться? Омеднение какой части задерживается? Объяснить причину.

Ингибиторы и стимуляторы в процессе коррозии

Опыт 6. Ингибиторы коррозии

В три пробирки налить по 5–6 мл раствора концентрированной соляной кислоты. В первую пробирку добавить немного измельченного уротропина, во вторую – 1–2 мл формалина. Третья пробирка контрольная. В каждую из пробирок опустить по кусочку железной стружки.

Наблюдать интенсивность и время появления пузырьков в пробирках. Что называется ингибитором и каково его влияние на процесс коррозии?

Опыт 7. Активаторы, или стимуляторы, коррозии

В две пробирки положить по кусочку алюминия. В одну прилить немного раствора сульфата меди CuSO4. Отметить происходящие явления. В пробирку с раствором сульфата меди добавляют немного кристаллического хлорида натрия. Записать уравнения реакций. Какой ион в данном опыте является стимулятором? Какие стимуляторы еще знаете?

52

Контрольные вопросы

1.В чем сущность электрохимической коррозии металлов?

2.Как будет влиять на коррозию железа контакт его с алюминием и как

сникелем? Ответ мотивировать уравнениями реакций. Указать в каком случае и какой из металлов будет катодом, какой – анодом.

3.Медное изделие покрыто никелем. Будет ли сохраняться защитное действие никеля после повреждения поверхности покрытия? Ответ мотивировать уравнениями реакций.

4.Какой металл будет подвергаться электрохимической коррозии при нарушении сплошности покрытия при следующих условиях: а) цинк покрыт медью; б) железо покрыто оловом (луженое железо); в) медь – алюминием.

5.Медные листы склепаны алюминиевыми заклепками. Какой из металлов будет корродировать в нейтральной среде? Ответ мотивировать уравнениями реакций.

6.Стальные детали часто хромируют. Как влияет это покрытие на коррозионную устойчивость железных изделий? Что будет происходить при нарушении сплошности хромового покрытия? Какое это покрытие – анодное или катодное?

7.Привести примеры и объяснить сущность анодной и катодной защиты металлов от коррозии.

8.Каков механизм возникновения и протекания электрокоррозии под влиянием блуждающих токов? Каковы способы защиты от этого вида коррозии?

Работа 15. УГЛЕРОД, КРЕМНИЙ

Цель работы – изучение свойств важнейших соединений углерода и кремния.

Оборудование и реактивы: пробирки на 10 мл, широкая пробирка с газоотводной трубкой; растворы соляной кислоты, гидроксида кальция, хлорида кальция, хлорида бария, нитрата свинца, карбоната натрия, гидрокарбоната натрия, силиката натрия (разбавленный и концентрированный), уксусной кислоты, сульфата меди, сульфата никеля, сульфата кобальта, нитрата хрома (III), молибдата аммония, фенолфталеина; кусочки мела, мрамора, обычного и кварцевого стекла.

Опыт 1. Получение и свойства оксида углерода (IV)

Налить в пробирку 3–4 мл известковой воды (раствор Ca(OH)2).

В широкую пробирку с газоотводной трубкой поместить кусочки мрамора или мела. Добавить до 1/3 пробирки разбавленную соляную кислоту. Сразу же закрыть пробирку пробкой с газоотводной трубкой. Пропускать газ через известковую воду, опустив конец трубки в пробирку. Наблюдать помутнение раствора, которое при продолжении пропускания CO2 через некоторое время исчезает.

Написать уравнение реакции получения оксида углерода, реакции образования осадка и реакции растворения осадка в присутствии избытка оксида углерода.

53

Опыт 2. Свойства солей угольной кислоты

1.Налить в три пробирки по 1–2 мл растворов СаCl2, ВаCl2, Pb(NO3)2. Добавить в каждую пробирку по 1–2 мл раствора соды (Na2CO3). Что наблюдается? Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

2.В две пробирки налить по 1–2 мл раствора соды, в две другие – по 1–2 мл

раствора питьевой соды (NaНCO3). В две пробирки с разными растворами добавить по 1–2 мл раствора соляной кислоты. В две другие пробирки добавить по 1–2 мл раствора уксусной кислоты. Что наблюдается? Где реакция идет интенсивнее? Написать молекулярные и ионные уравнения всех реакций.

Опыт 3. Гидролиз солей угольной и кремниевой кислот

Втри пробирки налить по 1–2 мл раствора Na2CO3, NaНCO3 и Na2SiO3.

Вкаждую пробирку добавить по 1–2 капли раствора фенолфталеина. Какую окраску приобретают растворы? О чем это говорит? Написать уравнения гидролиза солей в молекулярной и ионной формах.

Опыт 4. Свойства нерастворимых силикатов

Налить в пять пробирок по 1–2 мл растворов CuSO4, СаCl2, CoSO4, NiSO4 и Cr(NO3)3. В каждую пробирку добавить по несколько капель разбавленного раствора силиката натрия (жидкого стекла). Написать уравнения проведенных реакций, отметив цвет выпавших осадков.

Опыт 5. Извлечение щелочей из стекла

Растереть осторожно до состояния пудры несколько кусочков обычного, а затем кварцевого стекла (можно использовать готовые тонкомолотые порошки). Стеклянные порошки насыпать в две пробирки, в каждую из которых прилить 1–2 мл дистиллированной воды и 2–3 капли раствора фенолфталеина.

Что происходит с окраской растворов? Если окраска не меняется, растворы осторожно нагреть на спиртовке. Письменно объяснить причину происходящего.

Опыт 6. Качественная реакция на кремниевую кислоту и ее соли

Налить в пробирку 2–3 мл дистиллированной воды, добавить ~ 1 мл концентрированного раствора силиката натрия, затем прилить 2–3 мл раствора молибдата аммония (NH4)2Mo3O10. Перемешать содержимое стеклянной палочкой. Дать постоять 1–2 мин. Как изменилась окраска раствора? Если окраска долго не меняется, можно в качестве катализатора добавить ~ 0,5 мл раствора соляной кислоты.

Написать уравнение реакции, учитывая, что одним из продуктов будет кремниевая гетерополикислота H4[Si(Mo3O10)4].

Контрольные вопросы

1. Изобразите электронное строение атомов углерода и кремния. Какие степени окисления они проявляют в соединениях?

54

2.Каково отношение солей угольной кислоты к нагреванию и действию кислот? Приведите примеры, напишите уравнения реакций.

3.Охарактеризуйте аллотропные модификации углерода и укажите причину различия их свойств.

4.Охарактеризуйте физические и химические свойства диоксида кремния, его отношение к воде, кислотам и щелочам.

5.Какую кислоту нельзя хранить ни в обычной стеклянной посуде, ни

впосуде из кварцевого стекла? Почему?

Работа 16. ЖЕЛЕЗО, КОБАЛЬТ, НИКЕЛЬ

Железо, кобальт, никель образуют первую триаду VIII группы элементов. В соединениях никель проявляет степень окисления почти исключительно +2; железо и кобальт +2 и +3, однако для железа известна степень окисления +6. По химическим свойствам эти металлы являются металлами средней активности.

Железо, кобальт и никель дают окрашенные соединения: растворы, содержащие Fe+2 почти бесцветны, Fe+3 – коричневые, Со+2 – розовые, Ni+2 – зеленые.

Экспериментальная часть

Цель работы – ознакомление с качественными реакциями на ионы железа, кобальта, никеля; получение и изучение свойств некоторых соединений этих металлов.

Оборудование и реактивы: пробирки на 10 мл, спиртовка; растворы хлорида железа (III), сульфата железа (II), соли кобальта (II), сульфата никеля (II), красной кровяной соли, желтой кровяной соли, диметилглиоксима, гидроксида натрия, перманганата калия, серной кислоты, сульфида аммония или натрия, роданида аммония или калия, гидроксида аммония.

Опыт 1. Характерные реакции на ионы железа

1.В пробирку налить 1–2 мл раствора сульфата железа (II). Добавить не-

сколько капель раствора красной кровяной соли (K3[Fe(CN)6]). Наблюдать выпадение осадка турбулевой сини. Отметить цвет осадка. Написать уравнение реакции в молекулярной и ионной форме. Дать систематические названия комплексным соединениям.

2.В пробирку налить 1–2 мл раствора хлорида железа (III). Добавить не-

сколько капель раствора желтой кровяной соли (K4[Fe(CN)6]). Написать уравнение реакции в молекулярной и ионной форме, отметить цвет получившегося осадка берлинской лазури. Дать систематические названия комплексным соединениям.

3.К 1–2 мл раствора хлорида железа (III) добавить несколько капель раствора красной кровяной соли. Какого цвета осадок образуется в этом случае?

4.К 1–2 мл раствора сульфата железа (II) добавить несколько капель раствора желтой кровяной соли. Что наблюдается?

55

Опыт 2. Характерные реакции на ионы никеля и кобальта

1.К 1 мл раствора соли кобальта (II) добавить 1–1,5 мл раствора гидроксида натрия. Наблюдать выпадение синего осадка основной соли. Нагреть содержимое пробирки до кипения. Как изменяется цвет осадка? В конце процесса должен получиться гидроксид кобальта (II). Написать уравнения реакций.

2.К 0,5 мл раствора соли никеля прилить такой же объем аммиачного раствора диметилглиоксима. При этом выпадает характерный красный осадок соединения никеля с диметилглиоксимом.

Записать в отчет уравнение реакции

2 С4H8N2O8 + Ni(OH)2 = Ni(С4H7N2O2)↓ + 2 H2O

Опыт 3. Получение гидроксидов Fe+2, Co+2, Ni+2

В три пробирки налить по 1 мл раствора: в первую – сульфата железа (II), во вторую – раствора соли кобальта (II), в третью – сульфата никеля (II). В каждую пробирку прилить приблизительно такой же объем раствора гидроксида натрия. Перемешать растворы стеклянной палочкой. Какого цвета образовались осадки? Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Опыт 4. Восстановительные свойства Fe+2

В пробирку налить 0,5–1 мл раствора перманганата калия (KMnO4), добавить приблизительно такой же объем раствора серной кислоты. Затем небольшими порциями добавлять раствор сульфата железа (II) до изменения цвета раствора. Каким стал цвет раствора? Написать уравнение реакции, расставить коэффициенты методом электронного баланса.

Опыт 5. Свойства солей кобальта (II) и никеля (II)

1.Опустить лучинку или палочку в разбавленный раствор соли кобальта

(II)и написать что-нибудь на бумаге. Высушить бумагу на воздухе, затем нагреть ее над пламенем спиртовки, избегая обугливания. Что наблюдается? Почему это происходит? Дать письменное объяснение.

2.В пробирку налить 1 мл раствора сульфата никеля (II), затем добавить к нему 1 мл раствора сульфида аммония или натрия. Что наблюдается? Написать уравнение реакции.

Опыт 6. Получение комплексных соединений кобальта и никеля

1.К 0,5–1 мл раствора соли кобальта (II) добавить 2 мл насыщенного ра-

створа роданида аммония или калия (NH4SCN или КSCN). Можно вместо раствора роданида добавить немного сухого вещества. Какого цвета получился раствор? Написать уравнение получения комплексного соединения кобальта, учитывая, что координационное число кобальта равно 4.

2.К 0,5–1 мл раствора сульфата никеля (II) прилить раствор гидроксида аммония до растворения образующейся в начале основной соли зеленого цвета.

Сизбытком аммиака осадок растворяется с образованием сине-фиолетового раствора комплексного соединения.

56

Написать уравнение реакции получения осадка основной соли и уравнение реакции растворения этого осадка в избытке гидроксида аммония с образованием комплексного соединения, учитывая, что координационное число никеля равно 6.

Контрольные вопросы

1.Изобразите электронное строение атомов железа, кобальта и никеля. Какие степени окисления характерны для каждого из них?

2.Привести примеры окислителей, действием которых железо (II) может быть переведено в железо (III).

3.Привести примеры восстановителей, действием которых железо (III) может быть переведено в железо (II).

4.Что получается при стоянии на воздухе раствора FeSO4? Напишите уравнения реакций.

Работа 17. ХИМИЯ ВЯЖУЩИХ СТРОИТЕЛЬНЫХ МАТЕРИАЛОВ. ОПРЕДЕЛЕНИЕ АКТИВНЫХ СаО И МgО В ИЗВЕСТИ

Суммарное содержание активных оксидов кальция и магния – одна из важнейших характеристик извести. Содержание CaO и MgO регламентируется ГОСТом 9179–77 в зависимости от вида и сорта извести. Приводимые далее методы определения активных оксидов кальция и магния основаны на гидратации исследуемой извести.

Экспериментальная часть

Цель работы – экспериментальное определение суммарного количества оксидов кальция и магния в строительной извести.

Оборудование и реактивы: колбы конические, пипетки, ступки, бюретки, воронки стеклянные, палочки стеклянные, мерные цилиндры, часовые стекла, стеклянные бусы; строительная известь; растворы соляной кислоты, гидроксида натрия, сахара, трилона Б, аммиачный буферный раствор; индикаторы: фенолфталеин, хром темно-синий, мурексид.

Опыт 1. Определение суммарного количества активных оксидов кальция и магния при содержании в строительной извести MgO менее 5%

Пробу извести в количестве 4–5 г растирают в течение 5 мин в фарфоровой или агатовой ступке. Навеску растертой извести, взвешенную на аналитических весах и равную для негашеной извести 1 г, а для гашеной 1–1,2 г, поместить в коническую колбу емкостью 250 мл, налить туда 150 мл дистиллированной воды, добавить 15–20 шт. стеклянных бус или оплавленных стеклянных палочек (длиной 5–7 мм), закрыть часовым стеклом и нагреть на электроплитке в течение 5 мин, не доводя до кипения.

57