Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Основы общей химии. Методические рекомендации к лабораторным работам
.pdf
102
Н
О
е
О
Н 4
4
2
2
2
О
Н
О
е
ОН
2
4
4
2
2
_
Cu
е
Cu
2
2
Ag
e
Ag
0
1
Н
О
е
О
Н 4
4
2
2
2
ОН
Н
е
О
Н
2
2
2
22
Cl
e
Cl
2
2
2
(в кислой среде)
(в щелочной или
нейтральной средах)
В случае активного анода (Cu, Fe, Zn, Cd и др.) окисляется сам анод.
Например, если анод медный:
Примеры:
1. Электролиз водного раствора AgNО3 на угольных электродах:
AgNO3Ag++NO
Катод (-):
-
3
; Анод(+):
2. Электролиз водного раствора KCl на угольных электродах:
2KCl2K++2Cl-
Катод (-):
; Анод (+):
Согласно законам электролиза (законам Фарадея):
1. Масса образующегося на электроде вещества пропорциональна количе-
ству прошедшего через раствор электричества.
2. Равные количества электричества образуют при электролизе различных
химических соединений эквивалентные количества веществ.
103
Окисленная
форма
Восстановленная
форма
Уравнение реакции
φ
0
, в
К+ K К++1е=К
-2,92
Ca2+
Ca
Са2++2е=Са
-2,87
Na+
Na
Na++1e=Na
-2,71
Mg2+
Mg
Mg2++2e=Mg
-2,36
Al3+
Al
Al3++3e=Al
-1,66
Mn2+
Mn
Mn2++2e=Mn
-1,18
Zn2+
Zn
Zn2++2e=Zn
-0,76
Cr3+
Cr
Cr3++3e=Cr
-0,74
Fe2+
Fe
Fe2++2e=Fe
-0,44
Cd2+
Cd
Cd2++2e=Cd
-0,40
Co2+
Co
Co2++2e=Co
-0,28
Ni2+
Ni
Ni2++2e=Ni
-0,25
Pb2+
Pb
Pb2++2e=Pb
-0,13
Sn2+
Sn
Sn2++2e=Sn
-0,136
2H+
H2
2H++2e=H2
0,00
Cu2+
Cu
Cu2++2e=Cu
+0,34
J2
2J-
J2+2e=2J-
+0,54
Fe3+
Fe2+
Fe3++1e=Fe2+
+0,77
Ag+
Ag
Ag++1e=Ag
+0,78
Hg2+
Hg
Hg2++2e=Hg
+0,85
Cr2O
7
2-
2Cr3+
Cr2O
7
2-
+14H++6e=2Cr3++7H2O
+1,33
Cl2
2Cl-
Cl2+2e=2Cl-
+1,36
Au3+
Au
Au3++3e=Au
+1,50
MnO
4
-
Mn2+
MnO
4
-
+8H++5e=Mn2++4H2O
+1,51
H2O2
H2O
H2O2+2H++2e=2H2O
+1,78
S2O
8
2-
2SO
4
2-
S2O
8
2-
+2e=2SO
4
2-
+2,01
Экспериментальная часть
Таблица 6. Значения электродных потенциалов некоторых окислитель-
но-восстановительных систем.
104
Опыт №2. Изучение работы гальванического элемента с водородной деполяризацией. Соберите гальванический элемент (рис.5), записываемый
схемой:
Zn / ZnSO4 // CuSO4 / Cu
Один из микростаканчиков заполняют на ¾ раствором ZnSO4 (1м), а
другой – таким же объемом CuSO4 (1м). Опускают в раствор ZnSО4 цинковую пластинку, а в раствор CuSO4 –медную. Оба стакана соедините
электролитическим ключом (U-образной трубкой, заполненной насыщенным раствором NaCl или KCl) и подсоедините к вольтметру. Наблюдается
отклонение стрелки вольтметра, обусловленное возникновением электрического тока. Напишите уравнения химических реакций, происходящих на
электродах гальванического элемента, и суммарное уравнение химической
реакции, в результате которой возникает электрический ток в данном элементе. В каком направлении перемещаются электроны во внешней цепи?
Извлеките электролитический ключ из установки и поместите его в
склянку с концентрированным раствором KCl. Отсоедините цинковую и
медную пластинки и промойте их водопроводной водой.
Влажные электроды протрите фильтровальной бумагой, очистите
наждачной бумагой и уберите на место. Раствор перелейте в соответствующие склянки. Микростаканчики ополосните дистиллированной водой.
105
Рис.5. Схема гальванического элемента.
Опыт №3. Изучение работы концентрационного гальванического элемента.
Соберите гальванический элемент согласно схемы:
Cu / CuSO4 // CuSO4 /Cu или
0,01м 2м
Zn /ZnSO4 // ZnSO4 // Zn
0,01м 2м
Для проведения опыта №3 используйте те же сосуды и металлы, что
и в опыте №2.
В таком же порядке, как и в опыте №2, изучите работу концентра-
ционного гальванического элемента и сделайте соответствующие выводы.
Опыт №4. Электролиз водных растворов с инертным анодом.
а) Электролиз раствора иодида калия.
В электролизер наливают на 1/3 объема раствор KJ (1м) и добавляют
несколько капель раствора фенолфталеина. Раствор перемешивают. Опускают в него графитовые электроды и присоединяют их к источнику тока.
Наблюдается изменение окраски растворов у электродов.
106
Напишите уравнение катодного и анодного процессов. Почему окрасились
растворы в катодном и анодном пространствах?
б) Электролиз раствора сульфата натрия.
В электролизер наливают на 1/3 объема раствора Na2SO4 (1,0м) и
добавляют 5-6 капель нейтрального раствора лакмуса или метилоранжа.
Раствор перемешивают. Опускают в него графитовые электроды. Пропускают через раствор электрический ток и отмечают изменение окраски в
обоих коленах электролизера.
Напишите уравнение катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе Na2SO4. Какие вещества выделяются на катоде и
аноде? Объясните изменение окраски индикатора в катодном и анодном
пространствах.
Опыт №5. Электролиз водных растворов с активным анодом.
Наливают в электролизер 1,0м раствор CuSO4, опускают в него гра-
фитовые электроды и пропускают через раствор электрический ток. Через
несколько минут прекращают электролиз и отмечают на катоде красный
налет меди. Напишите уравнение катодного и анодного процессов. Какой
газ в небольших количествах выделяется на аноде?
Не отключая электролизер от источника, поменяйте местами электроды в коленах электролизера, вследствие чего электрод, покрытый вначале медью, окажется анодом. Снова пропускают электрический ток. Что
происходит с медью на аноде? Какое вещество выделяется на катоде? Напишите уравнения катодного и анодного процессов, протекающих при
электролизе CuSO4 с медным анодом.
107
Лабораторная работа №11
Коррозия металлов и защита металлов от коррозии.
Теоретическая часть
Коррозией металлов называют самопроизвольное разрушение ме-
таллов под воздействием окружающей среды. По механизму процессов
различают:
1. Химическую 2. Электрохимическую
Химическая коррозия возникает при взаимодействии металлов с
сухими газами или растворами неэлектролитов.
Электрохимическая коррозия – это разрушение металлов в контак-
те с другими металлами или примесями в электролитически проводящей
среде. Этот тип коррозии наиболее распространен. При электрохимической коррозии происходит работа непрерывно действующих гальванических элементов.
Многоэлектродный коррозионный элемент может быть как макротак и микроэлементом. Основные моменты работы такого элементов:
1. Процесс анодного окисления /анодные участки металла разрушаются/.
Роль анода всегда выполняет более активный металл:
0
Ме
Меn++пе
2. Переход электронов с анодного участка на катодный.
3. Перемещение ионов в электролитически проводящей среде.
4. Процесс катодного восстановления или катодной деполяризации
Д+е[Де]
108
Анод (+) Fe
2Fe0-4e2Fe2+
- первичные
продукты реакции
Катод (-) Cu
O2+4e+2H2O4OH-
Роль деполяризаторов выполняют окислители – атомы, молекулы,
ионы, способные принимать электроны. Наиболее распространенными видами деполяризации являются:
1. водородная деполяризация 2Н++2еН
0
2
2. кислородная деполяризация О2+4е+2Н2О4ОН Таким образом, электрохимическая коррозия – это также окислительно-восстановительный процесс.
Примером электрохимической коррозии может служить атмосферная коррозия железных (стальных) изделий, находящихся в контакте с
медными частями.
Fe2++2OH-Fe(OH)2, 4Fe(OH)2+O2+2H2O4Fe(OH)3 - вторичные продукты
реакции
Fe(OH)3 FeO(OH) +H2O
Основные способы защиты от коррозии
Для защиты металлов от коррозии применяют следующие основные методы:
1. Легирование – введение добавок, повышающих коррозийную стой-
кость металлов.
2. Обработка коррозийной среды:
109
а) уменьшение содержания деполяризатора, нейтрализация кислых сред,
удаление из воды кислорода;
б) введение замедлителей коррозии – ингибиторов.
3. Защитные покрытия, в частности, металлические. Они делятся
на анодные и катодные:
а) анодные – покрытия металлами, электродные потенциалы которых от-
рицательнее потенциала защищаемого металла /Zn, Cd, Cr/;
б) катодные – покрытия металлами, электродные потенциалы которых в
данных условиях более положительны, чем потенциал защищаемого металла /Au, Ag, Cu, Ni…/ (а), б) относительно Fe).
4. Электрохимическая защита:
а) катодная протекторная защита, которая состоит в том, что к защищае-
мому металлу присоединяются протектор – какой-либо металл или
сплав, имеющий более отрицательный электродный потенциал и
выполняющий при коррозии роль анода;
б) катодная защита внешним током, заключающаяся в том, что защищае-
мый металл присоединяют к отрицательному полюсу внешнего источника постоянного тока, т.е. превращают его в катод.
5. Рациональное конструирование – ликвидация неблагоприятных
металлических контактов, устранение застойных и напряженных
участков, уменьшение числа зазоров. Экономически более выгодным является применение комбинации этих методов.
Экспериментальная часть
Цель работы: экспериментальное изучение процессов, протекаю-
щих при химической и электрохимической коррозии. Знакомство с различными методами защиты от коррозии.
110
Приборы и реактивы: штатив с пробирками, стеклянная палочка,
железная пластинка, железная, медная, алюминиевая проволока, алюминиевый и цинковый стержень, цинк и олово (гранулы).
Растворы: серной кислоты (2 моль/л); хлорида натрия (3%); суль-
фата и хлорида меди (III); сульфата железа (II); гексацианоферрата (III)
калия (0,5 моль/л); фенолфталеина.
Опыт №1. Активирующее действие ионов.
Ионы, разрушающие защитные пленки металлов и тем самым спо-
собствующие их коррозии, называется активаторами коррозии. Наиболее
заметно активирующее действие ионов хлора. Поместить в две пробирки
по кусочку Al – проволоки и прилить к ним раствор CuSO4 /4-5 капель/,
слегка подкисленный серной кислотой /1-2 капли/. В одну из пробирок
добавить несколько капель раствора NaCl. В каком случае реакция протекает более интенсивно? Составьте схему действия образовавшихся гальванопар.
Опыт №2. Коррозия оцинкованного и луженого железа.
В две пробирки налить на ´ их объема дистиллированной воды и
добавить по 2-3 капли растворов разбавленной серной кислоты и красной
кровяной соли K3[Fe(CN)6]. Последняя является реактивом на ионы Fe2+, с
которыми дает интенсивное синее окрашивание. Растворы перемешать
стеклянной палочкой. В одну пробирку опустить полоску оцинкованного
железа, в другую – луженого железа. В какой пробирке появляется синее
окрашивание по краям металлической пластинки? Объяснить причину появления ионов Fe2+ в растворе в этом случае. Почему в растворе с парой
железо-цинк окрашивание не появляется? Составить схемы действия гальванопар Fe-Zn и Fe-Sn с водородной деполяризацией. Для сравнения со-
111
ставить схему действия гальванопары Fe-Sn с кислородной деполяризацией.
Опыт №3. Протекторная защита.
а) В стакан с разбавленной уксусной кислотой, к которой прибавлено несколько капель раствора KJ, поместить цинк и свинец в контакте
друг с другом. Другой образец свинца для сравнения поместить в пробирку с тем же раствором. Где скорее появится желтое окрашивание иодистого свинца? Составить схему действия гальванопары. Какой металл играет
роль протектора?
б) Наполнить на 2/3 по объему стаканчик раствором электролита
(NaCl, 3%). Добавить к раствору ¾ капли фенолфталеина. Погрузить в
электролит на 5 мин. соединенную проводником пару электродов: железоцинк (алюминий). Возникает гальванический элемент, в котором один из
электродов является положительным электродом, а другой – отрицательным. При коррозии в нейтральной среде у отрицательного полюса образуется ОН- ионы и в присутствии фенолфталеина появляется малиновая окраска. Установите: какой электрод является положительным полюсом.
Электроды из раствора вынуть, промыть водой и насухо вытереть.
Изобразить схему коррозионного гальванического элемента.
Написать уравнения реакций, протекающих на электродах. Установить: какой из электродов является протектором и объяснить причину.
Опыт №4. Коррозия железных стержней при отсутствии защиты.
Внести в стаканчик на 2/3 объема раствор электролита (NaCl, 3%) и
добавить в него 2 капли водного раствора соли K4[Fe(CN)6], которая является индикатором на ионы Fe3+ . Погрузить в раствор два железных стержня. Через 5 мин. У поверхности обоих стержней появляется синяя окраска
(образуется берлинская лазурь - Fe4[(CN)6]3). Объясните причину. Раствор
вылить. Промыть водой стакан и стержни.
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]