6.2. Экспериментальная часть

Работа № 1

ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

Порядок выполнения работы

Задание 1

Изучение отношения металлов к действию кислот.

Ряд активности металлов

а) Взаимодействие металлов с разбавленной серной или соляной кислотой.

1. В пять пробирок наливают разбавленную серную или соляную кислоту (примерно треть пробирки).

2. В пробирки опускают по кусочку металлов: магния, алюминия, цинка, железа, меди.

3. Отмечают, в какой пробирке выделение водорода происходит наиболее интенсивно, в каких − менее интенсивно, в какой не наблюдается совсем.

4. В пробирку с реагирующим железом добавляют несколько капель ( не пользуясь пипеткой) раствора соли К₃[ Fе(СN)₆]. Объясняют возникновение синего окрашивания, приводя уравнение соответствующей реакции.

5. Пишут уравнения происходящих реакций, отмечая интенсивность выделения водорода. На основании наблюдений располагают металлы в ряд по убыванию их активности.

б) Взаимодействие металлов с разбавленной азотной кислотой (опыт выполняется в вытяжном шкафу).

1. В три пробирки наливают по 2-3 мл разбавленной азотной кислоты (меньше трети пробирки).

2. Опускают в одну пробирку кусочек меди, во вторую − железа, в третью − магния. Если реакция идет слабо, слегка нагревают пробирку, соблюдая осторожность.

3. К раствору, полученному при действии на железо азотной кислоты, добавляют дистиллированную воду. Полученный раствор делят на две части. К одной добавляют 1-2 капли раствора роданида калия КСNS, а к другой − несколько капель раствора соли К₄[Fе(СN)₆]. Отмечают окрашивание растворов в каждой пробирке и объясняют его.

4. На основании наблюдений об активности металлов, сделанных в предыдущем опыте, и теоретических сведений, приведенных ранее, составляют схемы соответствующих реакций.

5. На основании электронных уравнений процессов, протекающих в каждом случае, пишут полные уравнения окислительно-восстановительных реакций.

6. Пишут уравнения проведенных качественных реакций на ион Fe^3+.

Задание 2

Изучение отношения металлов к действию щелочей

1. В три пробирки наливают, не пользуясь пипеткой, 2-3 мл 30 %-го раствора NаОН (примерно треть пробирки).

2. В одну пробирку опускают кусочек магния, в другую − алюминия, в третью − цинка.

3. Отмечают, в какой пробирке наблюдается интенсивное выделение водорода, в какой − менее интенсивное, в какой не наблюдается совсем.

4. На основании наблюдений и теоретических сведений, приведенных выше, пишут уравнения протекающих реакций.

Задание 3

Контактное выделение металлов

1. Наливают в пять пробирок (примерно, треть пробирки) раствор нитрата свинца − Рb(NO₃)₂.

2. В пробирки помещают предварительно очищенные наждачной бумагой кусочек магния, цинка, алюминия, меди, железный гвоздь (по одному металлу в пробирку). Оставляют металл в растворе соли на 3-5 минут (не встряхивая пробирки). Наблюдают, в каких пробирках на поверхности металла выделяется свинец (в виде блестящих иголочек).

3. Опыт повторяют с растворами солей СuSO₄ и Cr₂(SO₄)₃ (металлы те же). Наблюдают, в каких случаях происходит вытеснение металлами меди или хрома (в случае соли хрома о вытеснении его из раствора другим металлом свидетельствует ослабление окраски раствора. Можно осторожно поцарапать поверхность металлов, чтобы увидеть покрытие).

4. На основании наблюдений пишут уравнения протекающих реакций (в молекулярной и ионно-молекулярной форме) и располагают металлы в ряд по убыванию их активности.

Задание 4

Получение гидроксидов металлов и исследование

их отношения к кислотам и щелочам

1. В шесть пробирок наливают, не пользуясь пипеткой, по 2-3 мл раствора соли железа (III), хрома (III), алюминия, меди (II), никеля (II) и цинка.

2. К каждому раствору осторожно добавляют (по каплям) раствор гидроксида натрия − NаОН (2н) до образования осадков. Отмечают цвет образовавшегося осадка гидроксида металла.

3. Каждый осадок гидроксида делят на две части (в две пробирки). К одной части осадка приливают соляную или разбавленную серную кислоту, к другой − раствор гидроксида натрия. Каждую пробирку встряхивают.

4. Наблюдают, в каком случае происходит растворение осадка. На основании этого делают вывод о характере гидроксида (основной или амфотерный).

5. Записывают в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения реакций образования каждого гидроксида и растворения его в кислоте и щелочи, отмечая в конце характер гидроксида.

Задание 5

Пассивация металлов различными окислителями

1. В две пробирки наливают понемногу (примерно, одну четверть пробирки) разбавленную серную кислоту.

2. В пробирки с кислотой опускают проволочки: в одну − алюминиевую, в другую − железную. Наблюдают протекающие реакции и записывают их уравнения в молекулярной форме.

3. Вынутые из раствора серной кислоты проволочки промывают несколько раз водой и сушат фильтровальной бумагой.

4. В три сухие пробирки, соблюдая осторожность, наливают, не пользуясь пипетками, по 2-3 мл концентрированной азотной кислоты (I), концентрированной серной кислоты (II) и раствора перманганата калия − КМnO₄.

5. В первую пробирку помещают алюминиевую проволочку, использованную в предыдущим опыте, в третью − такую же, но не использованную алюминиевую проволочку, во второю − железную проволочку, использованную в предыдущем опыте (с концентрированными НNО₃ и H₂SO₄ работают в вытяжном шкафу).

6. Через 3-4 минуты вынимают проволочки, промывают водой и вновь опускают в разбавленную серную кислоту. Отмечают, наблюдается ли теперь выделение водорода.

7. Делают выводы о влиянии использованных окислителей (НNО_3(конц.), H₂SO_4(конц.), КMnO₄) на свойства железа и алюминия. Записывают уравнения соответствующих реакций, учитывая, что пассивация металлов вызвана образованием на их поверхности оксидных пленок (железо окисляется до трёхвалентного состояния). Продуктами восстановления кислот являются оксиды NO₂ и SO₂, соответственно. КMnO₄ восстанавливается до МnO₂ и КОН. На основании электронных уравнений процессов окисления и восстановления расставляют коэффициенты в уравнениях реакций.

Задание 6

Образование микрогальванопар

1. Помещают кусочек гранулированного цинка в пробирку с 2-3 мл раствора сульфата меди (II) – СuSO₄.

2. Через 3-4 минуты сливают раствор и осторожно промывают цинк с медным покрытием несколько раз водой.

3. В две пробирки наливают по 3-4 мл разбавленной серной кислоты (2н).

4. Опускают в одну из пробирок кусочек цинка, покрытого слоем меди, в другую − кусочек чистого цинка. Наблюдают интенсивность реакции в каждом случае.

5. Описывают опыт уравнениями проведенных реакций, отмечая интенсивность выделения водорода. Необходимо при этом учесть, что при контакте двух металлов − меди и цинка − в серной кислоте (в случае омеднённого цинка) возникает микрогальванопара. Составляют её схему, отмечают, что является анодом, что является катодом, и электронными уравнениями иллюстрируют происходящие на аноде и катоде процессы.

6. Наливают в пробирку 3-4 мл разбавленной серной кислоты).

7. Помещают в кислоту кусочек цинка. Наблюдают выделение водорода.

8. Прикасаются к цинку медной проволочкой и наблюдают выделение водорода на меди.

9. Объясняют, почему на меди, стоящей в вытеснительном ряду после водорода, наблюдается выделение водорода.

Задание 7

Защитные свойства металлических покрытий

1. В две пробирки наливают по 3-4 мл разбавленной серной кислоты.

2. Добавляют в каждую пробирку 2-3 капли раствора гексацианоферрата калия К₃[Fе(СN)₆] реактива на ион Fе²⁺.

3. В одну из пробирок помещают полоску оцинкованного железа, в другую - полоску луженого железа и оставляют на 4-5 минут.

4. Отмечают, в какой пробирке появляется синее окрашивание. Дают объяснение, приведя уравнение качественной реакции.

5. Составляют схемы образовавшихся гальванопар. Электронными уравнениями иллюстрируют анодные и катодные процессы.

6. Объясняют, в каком случае имеет место анодное, в каком − катодное покрытие железа.

Контрольные вопросы

1. Напишите полную и сокращенную электронные формулы атома железа.

2. На основании электроно-графической формулы атома железа объясните, почему для железа наиболее характерны степени окисления +2 и +3?

3. Как можно, исходя из металлического железа, получить:

а) соль железа (II); б) соль железа (III)?

4. Какие качественные реакции на ионы Fе²⁺ и Fе³⁺ Вы знаете?

5. У каких элементов периодической системы наиболее выражены металлические свойства? Почему?

6. Как изменяются металлические свойства элементов в пределах одной группы и одного периода? Почему?

7. Напишите уравнения реакций алюминия: а) с раствором щелочи; б) с разбавленной азотной кислотой; в) с концентрированной азотной кислотой (составьте электронные и полные уравнения реакций).

8. Что такое электрохимическая коррозия? Какие наблюдаемые Вами в жизни явления коррозии относятся к данному типу?

9. Что будет разрушаться быстрее: чистое железо или техническое? Почему?

10. Какое покрытие выгоднее: анодное или катодное? Что будет разрушаться при нарушении целостности покрытия в случае хромированного и никелированного железа? Составьте уравнения протекающих процессов (в кислой среде).

11. Какие еще анодные и катодные покрытия для железа Вы можете предложить?

12. Что такое пассивация металла и как ее можно достичь?

Работа №2

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКАЯ КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ С ВОДОРОДНОЙ ДЕПОЛЯРИЗАЦИЕЙ

Цель

Изучить влияние агрессивной среды, природы и концентрации примесей на величину электрохимической коррозии цинка в серной кислоте.

В качестве примесей, содержащихся в агрессивной среде, в работе взяты сульфаты металлов, имеющих более положительный потенциал, чем цинк. При контакте таких растворов с цинком происходит реакция цементации

Me²⁺ + Zn -> Zn²⁺ + Me

Выделяющийся при этом на цинковом образце металл образует катодные участки микроэлементов.

Задачи

1. Построить графики зависимости объёма выделившегося водорода от времени в координатах V – t.

2. Определить угловой коэффициент получаемых прямых dV/dt, л/с 3. Рассчитать линейную скорость коррозии j в разных электролитах.

4. Рассчитать значения коэффициентов ускорения коррозии в присутствии растворов разных электролитов.

5. Сравнить скорость коррозии с величинами перенапряжения выделения водорода на соответствующих металлах-примесях.

Приборы и реактивы

1.Три бюретки на 50 мл для сбора газа, три воронки и три пробирки, соединенных резиновыми трубками с бюретками (см. рис. 6.2). Бюретки и воронки наполнены дистиллированной водой.

2.Три стакана на 100 мл.

3. Секундомер или часы.

4. Цинковые образцы.

5.Растворы солей H₂SO₄, CuSO₄, FeSO₄, PbSO₄, NiSO₄, CdSO₄, CoSO₄, SnSO₄ (концентрации от 0.001 до 1.0 N).

Порядок выполнения работы

Для проведения опыта необходимо:

1. Проверить приборы на герметичность. Для этого нужно переместить воронку (не снимая пробирки) на несколько больших делений бюретки вниз и закрепить её (см. рис. 6.2 б). Если прибор герметичен, уровень воды в бюретке окажется постоянным. Непрерывное понижение уровня воды в бюретке означает, что прибором пользоваться нельзя. В этом случае следует устранить негерметичность прибора с помощью лаборанта.

2. Приготовить электролит в стаканах. Использовать растворы трех любых солей (концентрации солей 0.05-0.01 N) и серной кислоты (концентрации кислоты 0.001-1.0 N). Количество агрессивной жидкости составляет 20 мл на 1 см² поверхности образца металла. Состав электролита указывается преподавателем.

3. Снять пробирку и, передвигая воронку, установить уровень воды в бюретке на делении «0».

4. Отмерить градуированной пробиркой 5 мл раствора электролита, поместить металл и электролит в пробирку, плотно закрыть пробирку пробкой и включить секундомер.

5. Наблюдать выделение Н₂, сопровождающееся вытеснением Н₂O из бюретки в воронку, отмечая при этом объём выделенного Н₂ через определённые интервалы времени, указанные в таблице 6.1.

6. Записать показания барометра и термометра.

Таблица 6.1.

Кинетика коррозии в разных средах

H2SO4 (0.001-1.0 N)		H2SO4+ CuSO4 (0.05-0.01 N)		H2SO4+ FeSO4 (0.05-0.01 N)
t, сек	V, л	t, сек	V, л	t, сек	V, л
30		30		30
60		60		60	и т.д.
90		90		90

Рис. 6.2. Прибор для определения объёма выделившегося водорода

ОБРАБОТКА РЕЗУЛЬТАТОВ ЭКСПЕРИМЕНТА

1.Построить графики зависимости объёма выделившегося водорода от времени в координатах V – t.

2.Определить угловой коэффициент получаемых прямых dV/dt, л/с (см. рис.6.3).

3.Рассчитать линейную скорость коррозии j по формуле:

см/с

где Р – атмосферное давление, выраженное в атм (1 атм = 1,01· 10⁵Па = 760 мм.рт.ст.); Э_м – эквивалент металла, ρ_м – плотность металла ( ρ _Zn = 7.14 г/cм³), S – площадь образца, см², R – универсальная газовая постоянная = 0.082 л·атм/моль·К, Т – абсолютное значение комнатной температуры.

4. Рассчитать значения коэффициентов ускорения коррозии по формуле

где j – скорость коррозии в серной кислоте, j_СuSO4 – cкорость коррозии в присутствии CuSO₄.

Рис. 6.3. Типичная зависимостьV-t для коррозии металлов в кислоте

Полученные из опыта показатели коррозии интересно сопоставить с величинами перенапряжения выделения водорода на соответствующих металлах-примесях.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

1. Как происходит атмосферная коррозия луженого и оцинкованного

железа при нарушении покрытия? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.

2. Медь не вытесняет водород из разбавленных кислот. Почему? Однако если к медной пластинке, опущенной в кислоту, прикоснуться цинковой, то на меди начнется бурное выделение водорода. Дайте этому объяснение, составив электронные уравнения анодного и катодного процессов. Напишите уравнение протекающей химической реакции.

3. Как происходит атмосферная коррозия луженого железа и луженой меди при нарушении покрытия? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.

4. Если пластинку из чистого цинка опустить в разбавленную кислоту, то начинающееся выделение водорода вскоре почти прекращается. Однако при прикосновении к цинку медной палочкой на последней начинается бурное выделение водорода. Дайте этому объяснение, составив электронные уравнения анодного и катодного процессов. Напишите уравнение протекающей химической реакции.

5. В чем сущность протекторной защиты металлов от коррозии? Приведите пример протекторной защиты железа в электролите, содержащем растворенный кислород. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.

6. Железное изделие покрыли никелем. Какое это покрытие - анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе и в хлороводродной (соляной) кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?

7. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с кислородной и водородной деполяризацией при коррозии пары магний - никель. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?

8. В раствор хлороводородной (соляной) кислоты поместили цинковую пластинку и цинковую пластинку, частично покрытую медью. В каком случае процесс коррозии цинка происходит интенсивнее? Ответ мотивируйте, составив электронные уравнения соответствующих процессов.

9. Почему химически чистое железо более стойко против коррозии, чем техническое железо? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии технического железа во влажном воздухе и в кислой среде.

10. Какое покрытие металла называется анодным и какое - катодным? Назовите несколько металлов, которые могут служить для анодного и катодного покрытия железа. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии железа, покрытого медью, во влажном воздухе и в кислой среде.

11. Железное изделие покрыли кадмием. Какое это покрытие - анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе и хлороводородной (соляной) кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и втором случаях?

12. Железное изделие покрыли свинцом. Какое это покрытие - анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе и в хлороводородной (соляной) кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и втором случаях?

13. Две железные пластинки, частично покрытые одна оловом, другая медью, находятся во влажном воздухе. На какой из этих пластинок быстрее образуется ржавчина? Почему? Составьте электронные уравнений анодного и катодного процессов коррозии этих пластинок. Какой состав продуктов коррозии железа?

14. Какой металл целесообразней выбрать для протекторной защиты от коррозии свинцовой оболочки кабеля: цинк, магний или хром? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов атмосферной коррозии. Какой состав продуктов коррозии?.

15. Если опустить в разбавленную серную кислоту пластинку из чистого железа, то выделение на ней водорода идет медленно и со временем почти прекращается. Однако если цинковой палочкой прикоснуться к железной пластинке, то на последней начинается бурное выделение водорода. Почему? Какой металл при этом растворяется? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.

16. Цинковую и железную пластинки опустили в раствор сульфата меди. Составьте электронные и ионно-молекулярные уравнения реакций, происходящих на каждой из этих пластинок. Какие процессы будут проходить на пластинках, если наружные концы их соединить проводником?

17. Как влияет рН среды на скорость коррозии железа и цинка? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов атмосферной коррозии этих металлов.

18. В раствор электролита, содержащего растворенный кислород, опустили цинковую пластинку и цинковую пластинку, частично покрытую медью. В каком случае процесс коррозии цинка проходит интенсивнее? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.

19. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с кислородной и водородной деполяризацией при коррозии пары алюминий - железо. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?

20. Как протекает атмосферная коррозия железа, покрытого слоем никеля, если покрытие нарушено? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов. Каков состав продуктов коррозии?