Экспериментальная часть

Опыт 1. Гальванический элемент

Якоби-Даниэля

В химические стаканы налейте 1/3 объема 1 М раствора ZnSO₄ и CuSO₄. В раствор ZnSO₄ опустите цинковый электрод, а в раствор CuSO₄ медный. Растворы соедините электролитическим ключом. Измерьте напряжение элемента с помощью вольтметра. Включите в цепь на 5 мин вместо вольтметра сопротивление. Отключите сопротивление и снова измерьте напряжение ГЭ. Изменилось ли оно? Почему? Вычислите теоретическое значение напряжения. Сделайте рисунок элемента и запишите его электрохимическую схему. Напишите уравнения реакций на катоде и аноде и суммарное уравнение реакции.

Опыт 2. Элемент марганцевой

деполяризации

2.1. В химический стакан налейте 1/3 объема раствора NH₄Cl и опустите в него цинковый и угольный электроды. Схема ГЭ:

А (-) Zn  NH₄Cl С (+) К.

Электродный процесс на аноде А: Zn = Zn²⁺ + 2ē.

В растворе: Zn²⁺ + 4NH₄⁺ = [Zn(NH₃)₄]²⁺ + 4Н⁺.

Образующиеся ионы Н⁺ восстанавливаются на катоде с выделением газообразного водорода:

К : 2Н⁺ + 2ē = Н₂.

Химическая природа катода изменяется, его потенциал уменьшается, стремясь к нулю, так как Е^о (Н₂2Н⁺) = 0. В процессе работы напряжение ГЭ уменьшается. Данный ГЭ является поляризующимся. Убедитесь в этом, проведя измерения напряжения ГЭ по методике, описанной в опыте 1.

2.2. Замените угольный электрод на другой, тоже угольный, но окруженный чехлом с двуокисью MnO₂. Проведите измерения напряжения по методике, описанной в опыте 1. Схема элемента:

А (–) Zn  NH₄Cl  MnO₂, С (+) К.

В этом случае на катоде будет восстанавливаться Мn ⁴⁺ до Мn ³⁺ с образованием марганца оксидгидроксида: 2МnO₂ + 2H⁺ + 2ē = = 2МnООН. Газообразный водород на катоде не выделяется, поэтому потенциал катода не меняется Е^о(МnООН/МnO₂, H⁺) = = 0,8 В). Напряжение ГЭ, равное

E_ГЭ = Е^о(МnООН/ МnO₂, H⁺) – Е^о(Zn/ Zn²⁺ ) =

= 0,8 – (–0,76) = 1,56 В,

остается неизменным. Данный ГЭ не поляризуется. МnO₂ – деполяризатор.

В отчете для первого и второго элементов напишите схемы, электродные процессы, значения напряжения ГЭ. Объясните явления поляризации и деполяризации.

Опыт 3. Электролиз раствора динатрия сульфата

с угольными электродами

В электролизную ячейку (U-образная трубка) налейте 0,5 М раствора Na₂SO₄. В катодное пространство введите 3…4 капли фенолфталеина, а в анодное – метилоранж. Вставьте в оба колена трубки угольные электроды. Электрод, маркированный минусом, погрузите в катодное пространство, а плюсом – в анодное. Включите ток и пропускайте в течение 2…3 минут. Наблюдайте выделение пузырьков газа на электродах и изменение окраски индикаторов. В отчете сделайте рисунок электролизной ячейки. Напишите уравнения электродных процессов, происходящих при электролизе. Объясните причину изменения окраски индикаторов.

Опыт 4. Электролиз раствора меди дихлорида

с угольными электродами

Налейте в U-образную трубку 0,5 М раствора меди дихлорида. Вставьте в оба колена угольные электроды. Включите ток и пропускайте в течение 2…3 минут. Затем выключите ток. Рассмотрите катод, убедитесь, что на нем выделилась медь. Замкните электроды на вольтметр, измерьте напряжение, образовавшееся в результате электролиза гальванической цепи. В отчете напишите уравнения реакций, протекающих на электродах при электролизе, схему образовавшегося в результате электролиза гальванического элемента, электродные реакции при его работе, рассчитайте теоретическое значение напряжения образовавшегося ГЭ.

9. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ И ЗАЩИТА МЕТАЛЛОВ

ОТ КОРРОЗИИ

Цель работы

Изучение сущности процессов электрохимической коррозии и основных методов защиты от нее.

Теоретическое введение

Коррозией называется самопроизвольное разрушение металлов вследствие химического или электрохимического взаимодействия их с окружающей средой.

По механизму протекания коррозионного разрушения различают химическую и электрохимическую коррозию.

Химическая коррозия наблюдается при взаимодействии металлов с газами (газовая коррозия) или с органическими жидкостями – неэлектролитами (жидкостная коррозия). Процессы окисления металла и восстановления окислителя протекают при непосредственном их соприкосновении. В результате химической коррозии металл покрывается слоем продуктов своего окисления, чаще всего пленкой оксида или гидроксида. Пленка считается защитной, если значение отношения объема продуктов коррозии к объему прокорродировавшего металла (коэффициент сплошности покрытия) равно 1…2.

Под электрохимической коррозией понимают разрушение металла в среде электролита (влажный воздух, влажная почва, раствор электролита). В случае гальванокоррозии на поверхности металла появляются анодные и катодные участки, возникает короткозамкнутый гальванический элемент. На анодных участках протекает окисление (растворение) металла

Ме = Меⁿ⁺ + n ē .

На катодных участках – восстановление окислителя:

при рН < 7 2Н⁺ + 2ēН₂;

при рН = 7 2Н₂О + О₂ + 4 ē  4ОН^-.

В случае электрокоррозии окисляющийся металл является анодом электролизной системы, самопроизвольно возникающей под влиянием источника постоянного тока.

С учетом характера металла, условий его эксплуатации и экономических показателей применяют самые разнообразные способы защиты от коррозии. Основные из них:

1) защитные покрытия (металлические, неметаллические, химические и др.);

2) электронная защита (протекторная защита и электрозащита);

3) антикоррозийное легирование металла;

4) дезактивирующая обработка среды, снижающая ее агрессивность.

Опыт 1. Коррозия, возникающая

при контакте двух металлов Zn – Cu

Известно, что чистые металлы слабо подвергаются коррозии. Если же к кусочку цинка, опущенному в кислоту или щелочь, прикоснуться медной проволочкой, то скорость процесса коррозии возрастает и будет наблюдаться активное выделение водорода. При контакте цинка с медью возникает макрогальваноэлемент, в котором медь является катодом (Е^о(Сu/Cu²⁺) = + 0,34 В), а цинк – анодом (в кислой среде Е^о(Zn/Zn ²⁺) = – 0,76 В, в щелочной среде Е^о(Zn(ОН)₄^2-/ Zn ) = – 1,22 В). На аноде идет растворение цинка

Zn  Zn ²⁺ + 2ē,

причем в щелочной среде происходит также реакция

Zn + 4ОН^- = ZnО₂^2- + 2Н₂О + 2ē.

На катоде в кислой среде восстанавливаются ионы водорода

2Н⁺ + 2ē  Н₂,

а в щелочной среде возможны две реакции:

2Н₂О + 2ē = Н₂ + 2ОН^-;

О₂ + 2Н₂О + 4ē  4ОН^- .

Первая реакция протекает, если потенциал анода меньше –0,83 В, вторая – если потенциал больше –0,83 В.

Налейте в пробирку 0,01 н раствор кислоты и опустите кусочки цинка. В отчете напишите уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

Внесите в пробирку с кислотой медную проволочку, не дотрагиваясь до цинка. Наблюдается ли выделение водорода на меди? Погрузите проволочку так, чтобы она контактировала с цинком. Запишите схему макрогальванопары, процессы на цинке и меди.

Аналогичным образом проделайте опыт в пробирке со щелочью и опишите процесс коррозии Zn.

Опыт 2. Коррозия стальной пластинки

при неравномерной аэрации

2.1. Обнаружение иона Fe²⁺. В пробирке растворите в небольшом количестве воды кристаллы FeSO₄, прибавьте несколько капель раствора K₃[Fe(CN)₆]. Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения образования осадка турнбулевой сини (Fe₃[Fe(CN)₆]₂).

2.2. Коррозия под каплей воды. В пробирке приготовьте 3…4 мл раствора, имеющего состав: 3%-й NaCl + 3…5 капель K₃[Fe(CN)₆] + 3…4 капли фенолфталеина. Очистите стальную пластинку наждачной бумагой, промойте и осушите фильтровальной бумагой. На чистую поверхность нанесите каплю раствора. Наблюдайте появление синего окрашивания в центре капли и малинового в его окружности.

Составьте схему действия гальванопары разностной аэрации, запишите электродные процессы, объясните появление разной окраски в центре и по краям капли.

Оставшийся раствор используйте в опыте 5.

Опыт 3. Влияние природы контактирующих

металлов на скорость коррозии

В стакан с 3 %-м раствором серной кислоты поместите закрепленные на панельке цинковую и никелевую пластинки, и с помощью миллиамперметра измерьте ток в цепи. Замените никелевую пластинку свинцовой и вновь измерьте ток. Запишите показания прибора. Составьте схемы работы гальванических элементов и уравнения процессов окисления и восстановления на электродах, обосновав их величинами электродных потенциалов. Сделайте вывод о влиянии природы катода на скорость коррозии.

Опыт 4. Взаимодействие алюминия

с растворами солей

В две пробирки положите по кусочку алюминия и добавьте в одну из них 5…10 капель раствора меди сульфата, в другую – столько же раствора меди дихлорида. Запишите процессы и отметьте активизирующее действие хлорид-иона на разрушение защитной пленки оксида алюминия.

Опыт 5. Анодные и катодные покрытия

При нарушении металлического покрытия в токопроводящей среде образуются гальванопары, в которых покрытие может выполнять роль анода и катода. Поэтому различают анодные и катодные покрытия. Если потенциал металла покрытия меньше потенциала основного металла, то покрытие будет анодным. Если потенциал основного металла меньше потенциала металла по-крытия, то покрытие будет катодным.

При нарушении анодного покрытия окисляется металл покрытия. Примером анодного покрытия может служить оцинкованное железо, при повреждении которого корродирует Zn. В нейтральной среде

А (–) Zn Н₂О, О₂, NаCl Fe (+) К.

А: Zn  Zn²⁺ + 2ē

К: О₂ + 2 Н₂О + 4 ē = 4ОН^-.

В растворе Zn²⁺ + 2 ОН^- = Zn(ОН)₂.

Примером катодного покрытия может служить луженое железо (железо, покрытое оловом). Если покрытие нарушено, то разрушается основной металл – железо.

А (–)Fe Н₂О, О₂, NаCl Sn (+) К

А: Fe  Fe ²⁺ + 2ē

К: О₂ + 2 Н₂О + 4 ē  4ОН^-;

в растворе Fe ²⁺ + 2 ОН^- = Fe (ОН)₂.

Разделите раствор, оставшийся после опыта 2 (3%-й NaCl + + K₃[Fe(CN)₆] + фенолфталеин) на две пробирки. В одну пробирку поместите образец оцинкованного железа, а в другую – луженого с предварительно сделанными на их поверхности глубокими царапинами.

Дайте постоять 5 минут. Что наблюдается? В отчете составьте электрохимические схемы гальванопар в нейтральной среде и напишите электродные процессы; отметьте, в каком случае корродирует железо и как вы это обнаружили. Сделайте вывод, какое покрытие, анодное или катодное, более эффективно для защиты от коррозии.

Опыт 6. Электронная защита

Анодное окисление металла можно приостановить, если искусственно создать поток электронов в направлении, обратном коррозионному току. Тогда электроны, получаемые защищаемым металлом извне, смещают равновесие реакции

Ме  Меⁿ⁺ + n ē

справа налево, что создает препятствие к переходу катионов металла в раствор (его разрушению). Этот способ называется электронной защитой металла от коррозии. Существуют следующие разновидности электронной защиты: протекторная защита и электрозащита.

Протекторная защита. К защищаемой металлической конструкции присоединяется протектор – металл или сплав, имеющий меньший электродный потенциал по сравнению с потенциалом металла защищаемой конструкции. В образовавшейся гальванопаре протектор служит анодом и в процессе защиты постепенно разрушается.

Электрозащита. Сущность электрозащиты заключается в том, что защищаемое сооружение присоединяют к отрицательному полюсу внешнего источника постоянного тока. В искусственно созданной электролизной ячейке защищаемое сооружение – катод. В качестве анода применяются железные или графитовые электроды.

6.1. Налейте в стакан 3 %-й раствор NaCl и добавьте к нему несколько капель раствора K₃[Fe(CN)₆]. Соберите прибор для электролиза. В качестве катода примените стальной образец, подключив его к отрицательному полюсу внешнего источника по-стоянного тока. В качестве анода используйте графитовый стер-жень, подключив его к положительному полюсу. Включите ток

на 2 минуты. Что наблюдаете? В отчете приведите схему электролиза раствора натрия хлорида с нерастворимым анодом. Выключите ток. Что наблюдаете через 5 минут? В отчете запишите схему гальванического элемента, образующегося за счет примесей стали, электродные процессы и реакции в растворе. В выводе оцените надежность данного метода защиты металлов от коррозии и сформулируйте суть электрозащиты.

6.2. В две пробирки с разбавленной уксусной кислотой добавьте раствор калия иодида (KI). В одну пробирку поместите цинк и свинец, соединенные контактно друг с другом, в другую для сравнения поместите один свинец.

Растворение свинца в уксусной кислоте идет по реакции

2Рb + 4СН₃СООН + О₂ = Рb(СН₃СОО)₂ + 2Н₂О.

Для определения ионов Рb²⁺ используется качественная реакция

Рb²⁺ + 2I^- = РbI₂  (желтого цвета)

В какой пробирке появляется осадок свинца дииодида? В отчете напишите электрохимическую схему гальванопары Zn – Pb, электродные процессы и уравнение качественной реакции на Рb²⁺ ионы. Сформулируйте суть протекторной защиты.

10. физиКО-ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

ПОЛИМЕРНЫХ МАТЕРИАЛОВ

Цель работы

Изучение физико-химических свойств полимерных мате-риалов.

Теоретическое введение

Полимеры – химические соединения, макромолекулы которых состоят из многократно повторяющихся атомных группировок (элементарных звеньев), соединенных химическими связями. Упрощенно синтез полимера можно представить уравнением

nA  (-A-)_n,

где А – мономер; -А- – элементарное звено полимера; n – степень полимеризации, т. е. число мономерных звеньев в макромолекуле полимера. Полимерные материалы можно разделить на четыре типа.

1. Пластмассы – материал, содержащий в своем составе полимер, который в период формирования находится в вязкотекучем или высокоэластичном состоянии , а при эксплуатации – в стеклообразном или кристаллическом (полиэтилен – ПЭ, полистирол – ПС, поливинилхлорид –ПВХ).

2. Эластомеры (каучуки, резины).

3. Волокна, нити, нетканые материалы (капрон, лавсан, нейлон).

4. Пленка, лаки (новолачная фенолформальдегидная смола – ФФС, эпоксидная смола).

Полимеры классифицируют по следующим признакам: