Лабор. роб

а) В пробірку з 5-6 краплями розчину купрум сульфату занурити залізний цвях. Через 2-3 хвилини відмітити зміну поверхні металу. Користуючись рядом напруг, вказати, які метали можуть витискати купрум з розчинів її солей. Зробити такі досліди. Написати рівняння реакцій. Який елементарний іон є окисником?

б) До 5-6 краплин розчину калій йодиду прилити такий же об’єм хлорної води. Чим пояснити зміну забарвлення розчину? Скласти рівняння реакції.

Дослід 3. Вплив рН середовища на окисно-відновний процес

Втри пробірки внести 3-4 краплі розчину калій перманганату. В одну пробірку додати 2-3 краплі розбавленого розчину сульфатної кислоти, в другу – стільки ж води, в третю – 2-3 краплі розбавленого розчину лугу. В усі три пробірки внести 0,5 мл розчину натрій нітриту або сульфіту; перемішати розчин. Відзначити зміну забарвлення розчинів (в усіх трьох випадках).

Скласти рівняння реакцій та вказати перехід електронів, враховуючи, що

фіолетове забарвлення характерне для йону МnО4-, зелене – для МnО42-, безбарвний розчин свідчить про утворення Mn2+; осад бурого кольору свідчить

про наявність манган (IV) оксиду MnO2.

Дослід 3. Реакції диспропорціонування

Помістити у пробірку маленький кристалик йоду і 8-10 крапель 2 М розчину натрій гідроксиду. Перемішати вміст пробірки до повного розчинення і знебарвлення йоду. Написати рівняння реакції, враховуючи, що в результаті диспропорціонування йоду утворюється натрій йодид NaI та натрій гіпойодит

NaIO.

Дослід 4. Реакція внутримолекулярного окислення-відновлення

Вфарфорову чашку помістити невелику кількість кристалічного амоній

біхромату (NH4)2Cr2O7 і запалити суміш. Через декілька секунд спостерігати розкладання солі. Написати рівняння реакції, враховуючи, що утворюється хром (ІІІ) оксид, азот і пари води. Вказати окислювач і відновник.

Лабораторна робота №7. Загальні властивості металів

Мета роботи: ознайомлення з хімічними властивостями металів, а також експериментальне порівняння активності різних металів.

Дослід 1. Взаємодія металів з кислотами

а) В три пробірки налити по 2 мл розведеної хлоридної кислоти і внести по гранулі кожного з металів: алюмінію, цинку і міді. Що відбувається при кімнатній температурі і при нагріванні? Аналогічний дослід провести з розведеною сульфатною кислотою. Написати рівняння реакцій.

б) В три пробірки налити по 1 мл концентрованої нітратної кислоти, додати до кожної з них гранули алюмінію, цинку та міді. Який метал стає пасивним? Нагріти цю пробірку. Написати рівняння реакцій.

Досліди (1, а, б) виконувати у витяжній шафі!

Дослід 2. Взаємодія металів з лугами

В пробірку налити 15–20 %-вий розчин NaOH або KOH і додати гранулу цинку або алюмінію. Обережно нагріти. Спостерігати утворення газу. Написати

рівняння реакції. Чому відбуваються ці реакції? Дослід виконувати у витяжній шафі.

Дослід 3. Взаємодія лужних металів з водою (демонструє лаборант)

Крихту натрію обережно вийняти з гасу і перенести до кристалізатора з водою. Спостерігати дослід. До утвореного розчину додати 1 краплю фенолфталеїну. Яке середовище розчину? Написати рівняння реакції.

Дослід 4. Визначення активності металів

Встановити відносну активність деяких металів: Zn, Cu, Fe, Sn, Pb. Для цього необхідно взяти пробірки і в кожну з них внести по 1 мл розчину солі одного з металів. В усі розчини, за винятком солі Феруму, занурити по залізному цвяху. В яких розчинах цвях вкрився шаром іншого металу? Провести аналогічні досліди з пластинами або гранулами інших металів, наприклад, цинку, олова. Спостерігати, в яких пробірках відбувається витиснення металу з розчину його солі. Пояснити відмінності в поведінці металів у досліді, спираючись на значення електродних потенціалів металів (дивись табл.5). Написати рівняння реакцій.

Таблиця 5. Cтандартні електродні потенціали металів

Дослід 5. Пасивація заліза

Зачистити наждачним папером дві сталеві пластини. Одну пластину пасивувати, зануривши її в пробірку з концентрованою HNO3. Записати свої спостереження. Після пасивації пластину промити і занурити в пробірку з розведеним розчином H2SO4. Відмітити процес утворення водню.

Для порівняння внести в розчин розведеної H2SO4 необроблену пластину. На якому зразку швидше утворюється водень?

Тема 7. Елементи електрохімії

Гальванічні елементи. Електрорушийна сила гальванічного елемента. Електроліз. Анодне окислення та катодне відновлення. Закони Фарадея. Практичне застосування електрохімічних процесів в машинобудівних технологіях та техниці.

Основні види корозії металів. Типи корозійних руйнувань. Хімічна та електрохімічна корозія. Анодні і катодні процеси. Катодна деполяризація. Залежність корозії від зовнішних умов. Захист від корозії.

Тема 8. Полімерні матеріали

Загальна характеристика полімерних матеріалів. Реакції полімеризації. Основні типи зв`язків і атомних груп, що визначають здатність до полімеризації, або до поліконденсації. Ступінь полімеризації. Фізико-хімічні властивості полімерів. Термопластичні та

термореактивні полімери. Лінійні і просторові полімери. Фізико-хімічні характеристики окремих полімерів, їх застосування в техніці.

Лабораторна робота 8. Електрохімічні властивості розчинів

Мета роботи: ознайомлення з роботою гальванічних елементів. Вивчення процесів електролізу розчинів солей та корозії металів.

Дослід 1. Гальванічний елемент Даніеля-Якобі

Водну склянку налити до половини її об’єму 1 М розчин цинк сульфату, а

вдругу – 1 М розчин купрум сульфату. В першу склянку опустити цинкову пластину, до якої прикріплено дріт, у другу – аналогічний цинковому мідний електрод. Дроти від металевих пластинок приєднати до гальванометра. Розчини солей у склянках з’єднати електролітним містком. Чим пояснити відхилення стрілки гальванометра? Користуючись таблицею стандартних потенціалів, обчислити стандартну ЕРС цього гальванічного елемента.

Дослід 2. Електроліз водних розчинів солей з інертними електродами

Налити в U – подібний електролізер 5 %-вий розчин CuCl2 і занурити в нього графітові електроди. Приєднати прилад до джерела струму напругою 10 – 20 В (або до акумулятора), приєднати також реостат (на 10–20 Ом) та амперметр. Включити електричний струм. Сила струму повинна бути ~ 2 А. Електроліз продовжити 5–10 хвилин. Скласти рівняння катодного і анодного процесів. До анодного простору додати 2–3 краплі йодкрохмального розчину. Які процеси відбуваються на електродах?

Аналогічний дослід можна провести з розчином солі Na2SO4, або КІ. Записати спостереження та реакції, які відбуваються на електродах.

Дослід 3. Корозія при контакті різних металів

В зігнуту під прямим кутом скляну трубку налити розбавленої H2SO4. З протилежних боків внести пластини (або дроти) цинку та міді. На якому металі утворюються бульбашки водню? Що спостерігається при контакті металів? При порушенні контакту між ними? Скласти схему гальванопари.

Дослід 4. Електрохімічна корозія заліза

Налити в дві пробірки по 1/2 їх об’єму розбавленого розчину сульфатної кислоти. Додати в кожну по три краплі розчину K3[Fe(CN)6]. В двох канцелярських залізних скріпках закріпити шматочок олова та шматочок цинку. Занурити по одній з цих скріпок в кожну пробірку. Спостерігати за дослідом декілька хвилин. На основі теоретичних передумов зробити висновок, який з цих металів захищає залізо від електрохімічної корозії. В якій з цих пробірок з’являється синє забарвлення? При цьому треба враховувати, що синє забарвлення виникає в процесі взаємодії K3[Fe(CN)6] з солями двовалентного феруму за реакцією:

6FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] = 3K2SO4 + Fe3[Fe(CN)4]2

Пояснити, чому в розчині з’явилися іони заліза Fe2+. Яке залізо більш стійке: оцинковане чи луджене?