Текущий контроль ММ-12

Текущий контроль по дисциплине «Неорганическая химия»
для группы ММ-12
ЗАЧЕТ 21.05.2013 в аудитории 407 Г
До зачета допускаются студенты со всеми выполненными заданиями.
СДАТЬ ДОЛГИ ДО 24.05.2013
С 11.00 ДО 15.00 В 407 г
Рекомендуемые источники:
1. Общая и неорганическая химия. Часть 1: Лабораторный практикум.
Составители: О.Р. Глухова, Р.М. Белкина, В.Д. Иванова Режим
доступа: Режим доступа:
http://www.sibsiu.ru/koax/files/Общая%20и%20неорганическая%20Ч.1%
20(Глухова,%20Белкина,%20Иванова).pdf
2. Химия - электронный учебник 2010. Авторы: Шулина Ж.М, Ковалик
О.Ю., Горюшкина Ю.В.
Режим доступа: http://www.sibsiu.ru/koax/index.php?show=members
3. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов /Н.Л. Глинка; под
общ. ред. А.И. Ермакова. –30-е, 28-е изд., перераб. и доп. – М.:
Интеграл-Пресс, 2006. – 728 с.
№
варианта
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
ФИО студента
Ковалев Игорь
Лаптев Дмитрий
Деев Андрей
Пинигин Евгений
Смышляев Алексей
Трунов Илья
Шуркин Алексей
Шапаров Д.
Проскуряков Алексей
Шамрай Анатолий
Степуро Антон
Попов И.
Гнатюк Сергей
Тырышкин Илья
Гаврилов Михаил
1. Домашнее задание по теме «Гидролиз»
Гидролизом солей называется взаимодействие ионов соли с
водой, приводящее к образованию слабого электролита (кислоты,
основания, кислого или основного иона). При этом изменяется рН
среды.
Если рассматривать соль как продукт взаимодействия кислоты
с основанием, то в зависимости от их силы все соли делятся на
четыре типа:
1. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием:
NaCl, K2SO4.
2. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой:
Na2CO3, K2S.
3. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой:
ZnSO4, AlCl3.
4. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой:
CH3COONH4.
Соли первого типа гидролизу не подвергаются, т.к. при их
взаимодействии с водой не могут быть получены слабые
электролиты. В системе H2O = H+ + OH– равновесия не нарушается,
поэтому в растворах этих солей рН = 7.
Соли, нерастворимые в воде, гидролизу не подвергаются.
Примеры:
1) Гидролиз Na2S идёт по аниону, т.к. NaOH – сильное
основание, а H2S – слабая кислота.
S2- + HOН = HS– + OH–
pH>7
Na2S + H2O = NaHS + NaOH
2) Гидролиз ZnCl2 идёт по катиону, т.к. Zn(OH)2 – слабое
основание, а HCl – сильная кислота.
Zn2+ + HOН = ZnOH+ + H+
pH<7
ZnCl2 + H2O = ZnOHCl + HCl
3) Гидролиз CH3COONH4 идёт и по катиону и по аниону, т.к.
CH3COOH – слабая кислота, и NH4OH – слабое основание. pH
в растворе этих солей определяется по степени диссоциации
слабых электролитов.
CH3COONH4 + H2O = CH3COOН + NH4ОН.
4) Соли, образованные сильными основаниями и сильными
кислотами, гидролизу не подвергаются, так как ни один из
ионов не будет связывать молекулы воды с образованием
слабого электролита.
КNО3 + Н2О ≠.
Для лучшего усвоения темы предлагаю просмотреть следующие видео
«Гидролиз солей»:
http://www.youtube.com/watch?v=a0bq7nR22NQ&list=PL89E9A16631F5CC
19
с №72 по № 79
Для тех студентов, которые не получили задание на занятии.
Задания по вариантам (варианты смотрим на первой странице)
Записать гидролиз соли:
1. Na2SO3
2. CuSO4
3. NH4Cl
4. KCl
5. Al2(SO4)3
6. CH3COONa
7. Na3PO4
8. FeSO4
9. Ba(CH3COO)2
10. NaBr
11. KNO2
12. Cr(NO3)3
13. NH4Cl
14. CH3COOK
15. Fe(NO3)3.
Варианты по списку в вашем журнале.
Лабораторная работа 9 «Гидролиз солей»
ОПЫТ 1. Степень кислотности среды в растворах различных солей.
В отдельные пробирки налейте по 2 мл растворов солей: в первую ацетат
натрия, во вторую – хлорид алюминия, в третью – карбонат аммония и в
четвертую хлорид натрия. Испытайте действие каждого раствора соли на
лакмус или универсальный индикатор, нанося каплю раствора соли на
лакмусовую или универсальную индикаторные бумажки стеклянной
палочкой. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций
гидролиза и укажите рН раствора.
ОПЫТ 2. Влияние температуры на степень гидролиза.
Налейте в пробирку 2 мл ацетата натрия и 2 – 3 капли фенолфталеина.
Пробирку нагрейте до кипения и наблюдайте усиление окраски раствора.
Как изменяется концентрация гидроксид-ионов в растворе, и в каком
направлении смещается равновесие реакции? Составьте уравнение
гидролиза в молекулярной и ионной форме и сделайте вывод о влиянии
температуры на степень гидролиза.
ОПЫТ 3. Совместный гидролиз двух солей.
К 2 мл раствора сульфата алюминия прилейте такой же объём карбоната
натрия. Наблюдайте выделение углекислого газа и образование осадка
гидроксида алюминия. Напишите молекулярное и ионное уравнение
совместного гидролиза взятых солей и сделайте вывод, в каком случае
гидролиз протекает до конца.
Ознакомиться с опытами на странице 30, проделать или просмотреть
видео (http://www.sibsiu.ru/koax/files/ВидеоХимия.rar ), написать отчет по
лабораторной работе.
Название файлов:
Лабораторная работа 9_Гидролиз солей_Опыт 1, 2.MOV
Лабораторная работа 9_Гидролиз солей_Опыт 3.mp4
2. Домашнее задание по теме «Окислительно-восстановительные
реакции»
Читаем, решаем:
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции
в которых элементы меняют степень окисления (СО) за счет
передачи электронов.
Схема решения ОВР:
1. Проставляем СО у каждого элемента в реакции.
2. Находим элементы, которые меняют СО.
3. Выделяем ионы или молекулы, в которых находятся элементы с
изменившейся СО.
4. Подписываем окислитель, восстановитель.
СО↓ – окислитель, принимает +ē , процесс восстановления
СО↑ – восстановитель, отдает –ē, процесс окисления
5. Записываем две полуреакции, в которых сильные электролиты пишем в
виде ионов (Mg2+, Сl–, NO 3 , SO 24  PO43– и т.д.), а слабые – в виде
молекул (оксиды (SO2, NO), Cl2, Н2S, Cu и т.д.).
6. Определяем среду реакции (если присутствует кислота – кислая среда,
гидроксид – щелочная среда).
7. Если в полуреакциях присутствует кислород, то для уравнивания
кислой среды используем Н+ и Н2О, а для щелочной – ОН– и Н2О.
Кислая среда: добавляем nН2О, где недостаток О → 2nН+
Щелочная среда: добавляем nН2О, где избыток О → 2nОН–
8. Каждую полуреакцию уравниваем (левая часть полуреакции = правой),
записываем число отданных и принятых электронов (см. п.4).
9. Находим общий знаменатель для отданных и принятых электронов,
выставляем коэффициенты перед полуреакциями.
10.Подписываем процесс окисления и процесс восстановления.
11.Записываем суммарное ионное уравнение с учетом коэффициентов
перед полуреакциями.
12.Переносим коэффициенты из ионного в молекулярное уравнение,
приводим подобные (левая часть реакции = правой )
САМОПРОВЕРКА:
а) Равна ли левая часть правой (считаем количество каждого
элемента)?
б) Все ли СО проставили у реальных ионов в полурекциях?
в) Подписаны ли окислитель и восстановитель?
г) Подписаны ли процессы окисления и восстановления?
Постоянную степень окисления имеют:
I группа главная подгруппа +1, II группа главная подгруппа +2, Н+, О–2, ОН–,
Al3+, Zn2+.
Рассчитываем степень окисления:
Степень окисления принято указывать арабской цифрой над символом
элемента со знаком плюс или минус перед цифрой. Например, если связь в
молекуле HCl ионная, то водород и хлор ионы с зарядами (+1) и (–1),
1 1
следовательно H Cl .
Для того чтобы рассчитать степень окисления любого элемента,
необходимо пользоваться следующими правилами:
1. Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю:
0
0
0
0
0
H 2 , Cl2 , O 2 , C, Me (металл в свободном состоянии).
2. Степень окисления (+1) во всех соединениях имеют щелочные металлы
(IA группа) и водород, за исключением гидридов активных металлов,
1 1
 2 1
где степень окисления водорода равна (–1), например Na H, Сa H 2 .
3. Степень окисления +2 во всех соединениях имеют щелочноземельные
металлы (IIA группа).
4. Степень окисления (–1) имеют неметаллы, расположенные в VIIA
1 1
1 1
группе F, Cl, Br, I в бескислородных кислотах и их солях: H Cl , Na I .
5. Кислород имеет степень окисления (–2), во всех соединениях, кроме
 2 1
1 1
 2 1
( H 2 O 2 , Ba O 2 )
пероксидов
и фторида кислорода O F 2 .
6. Алгебраическая сумма степеней окисления всех частиц в молекуле
раны
нулю,
а
в
ионе
–
заряду
иона
1 1
H Cl → +1–1 = 0,
7. Степень
5 2
NO 3
 ( N O 3 ) 1   5  3  (2)   1.
окисления
иона
элемента
равна
заряду
иона:
 2 1
Сa Cl2  Ca2+ + 2Cl1–.
8. Не следует путать понятия «валентность» и «степень окисления». Так в
N2, NH3, N2H4, NH2OH валентность (ковалентность) азота равна трем,
так как азот образует три ковалентные связи, а степень окисления
0
-3
-2
-1
различна: N 2 , N H 3 , N 2 H 4 , N H 2 OH .
ПРИМЕРЫ
Используя выше указанные правила, рассчитаем степени окисления
хрома в K2Cr2O7, хлора в NaClO, серы в H2SO4, азота в NH4NO2:
1
х
х
2
K 2 Cr 2 O7  K 2 Cr 2 O 7 ,
х
2(+1) + 2·х + 7(–2) = 0, х = +6;
1 х  2
Na Cl O  Na Cl O,
+1 + х + (–2) = 0,
1 х  2
H 2 S O 4  H 2 S O 4 , 2(+1) + х + 4(–2)
у
у 2
х
х 1
1
N H 4 N O 2  (N H 4 )  ( N O 2 )1 ,
х = +1;
х
х + 4(+1) = +1,
у + 2(–2) = –1,
= 0,
х = +6;
х = –3,
у = +3.
На ионы не расписываются :
оксиды в т.ч. H2O, осадки (таблица растворимости), слабодиссоциирующие
соединения: H2S; HNO2, H2SO3 → SO2 + H2O, H2CO3 → CO2 + H2O,
NH4OH → NH3 + H2O; CH3COOH; HMnO4 H2SiO3, H3PO4, H3PO3
ПРИМЕР
Реакции, в результате которых изменяются степени окисления
элементов, называются окислительно-восстановительными.
Рассмотрим пример. Вначале возьмем реакцию, в результате
которой железо окисляется до железа (II):
1
2
0
Fe0  2H Сl  FeCl 2  H 2 .
Атомы железа в ходе реакции превращаются в положительно
заряженные ионы, степень окисления (С.О.) железа повышается от
0 до+2:
Fe0  2е  Fe2  .
Такой процесс – отдача электронов (–ē), сопровождающийся
повышением степени окисления элемента называется окислением.
Электроны, отдаваемые железом, принимаются катионами
водорода, которые превращаются в атомы водорода, степень
окисления водорода изменяется от +2 до 0:

0
2H  2 е  Н 2 .
Присоединение
электронов
(+ē),
сопровождающееся
понижением
степени
окисления
элемента,
называется
восстановлением.
Таким образом, в рассматриваемой реакции железо
окисляется, а водород восстанавливается.
Вещество в состав, которого входит окисляющийся элемент,
называется
восстановителем,
а
вещество,
содержащее
восстанавливающийся элемент – окислителем.
+ē - окислитель, принимает ē, С.О.↓, процесс восстановления;
-ē - восстановитель, отдает ē, С.О.↑, процесс окисления.
Составляем уравнения полуреакций процесса окисления и
восстановления:
Fe0  2е  Fe2 
вос  ль
1
2H

0
 2 е  H2
E 0вос  ля   0,44B
E 0ок  ля  0,0B
 процесс окисления
 процесс восстановл ения
ок  ль

2
0
Fe  2H  Fe  H 2 .
Так как E 0окля > E 0восля , реакция возможна.
0
Для лучшего усвоения темы предлагаю просмотреть следующие видео
«Окислительно-восстановительные реакции»:
http://www.youtube.com/watch?v=3E_4nRxMb2k&list=PL89E9A16631F5CC
19
с №88 по № 118
Так же рекомендую просмотреть учебные фильмы
(http://www.sibsiu.ru/koax/files/ВидеоХимия.rar):
Учебный фильм 1- Окислительно-восстановительные реакции, ОВР.mp4
Учебный фильм 2 - Окислительно-восстановительные реакции №1.mp4
Учебный фильм 3 - Окислительно-восстановительные реакции №2.mp4
Учебный фильм 4 - Окислительно-восстановительные реакции №3.mp4
Задания по вариантам (варианты смотрим на первой странице)
1. HBr + H2SO4 → SO2 + Br2 + H2O.
2. Сu  HNO 3 разб  Cu( NO3 ) 2  NO  H 2 O .
3. P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO
4. Pb + HNO3 → Pb(NO3)2 + NO + H2O.
5. HI + Н2SO4 → I2 + H2S + H2O.
6. Cl2  KI  I 2  KCl .
7. Na  H2SO4 ( pазб)  Na 2SO4  H 2  .
t

CaSO4  H2S  H2O.
8. Ca  H2SO4(конц) 
t

MgSO 4  H2S  H2O.
9. Mg  H2SO4(конц) 
10. PbO 2  HCl  PbCl 2  Cl 2  H 2 O .
11.S + NaOH  Na2SO3 + Na2S + H2O
12.CoCl2 + NaClO + NaOH → NaCl + Co(OH)3 + H2O
13.KClO3 + MnSO4 + KOH → KCl + K2MnO4 + H2SO4 + H2O
14.MnO2 + Br2 + NaOH → NaBr + Na2MnO4 + H2O
15.K2MnO4 + H2O → MnO2 + KMnO4 + KOH
Лабораторная работа 10 «Окислительно-восстановительные
реакции», Лабораторная работа 11 «Направление ОВР»
Ознакомиться с теоретической частью в лабораторном практикуме:
Общая и неорганическая химия. Часть 1: Лабораторный практикум.
Составители: О.Р. Глухова, Р.М. Белкина, В.Д. Иванова. Режим доступа:
http://www.sibsiu.ru/koax/files/Общая%20и%20неорганическая%20Ч.1%20(
Глухова,%20Белкина,%20Иванова).pdf на странице 30.
Опыт 2. Изучение окислительной активности перманганата калия в
разных средах.
Налейте в три пробирки по 2 мл раствора перманганата калия (KMnO4).
Для приготовления кислой, нейтральной и щелочной реакционных сред в
первую пробирку добавьте 2 мл разбавленной серной кислоты, вторую
пробирку оставьте без изменений, в третью – добавьте 4 мл
концентрированного раствора щелочи (NaOH).
После этого проведите реакцию: добавьте в каждую пробирку небольшое
количество кристаллического нитрита натрия KNO2. Перемешайте
реакционную смесь. Если взаимодействие в нейтральной или щелочной
среде не начинается сразу, слегка подогрейте реакционную смесь на
пламени спиртовки. Отметьте изменения цвета растворов. Сравните цвет
первого раствора с цветом раствора какого-либо соединения Mn (II). В
каком случае наблюдается образование осадка?
Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления,
расставьте коэффициенты методом электронного баланса:
KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + Na2SO4 + NO2 + H2O
KMnO4 + NaNO2 + H2O → MnO2 + KOH + NaNO3
KMnO4 + NaNO2 + NaOH → K2MnO4 + NaNO3 + H2O
Рассчитать ЭДС = Еок-ль – Евос-ль
Реакция протекает при ЭДС>0
Значения ЭДС находим в таблице «Стандартные окислительновосстановительные потенциалы Е0 в водных растворах при 25 0С по
отношению
к
нормальному
водородному
электроду»
http://www.sibsiu.ru/koax/files/Справочный материал по химии.doc
Какие степени окисления приобретает атом марганца в каждой из трех
реакций? Сделайте вывод о глубине восстановления KMnO4 в
зависимости от характера среды. К какому типу принадлежат данные
окислительно-восстановительные реакции?
Опыт 4. Изучение окислительно-восстановительной двойственности
нитрита
калия или натрия.
В одну пробирку налейте 1-2 мл раствора иодида калия (KI) и равный
объем разбавленной серной кислоты, а затем прибавьте 2-3 мл
раствора нитрита натрия (NaNO2). Как изменяется окраска раствора? Какой газ
выделяется?
В другую пробирку налейте 1-2 мл раствора дихромата калия
(K2Cr2O7),
двойной объем разбавленной серной кислоты и 4-5 мл раствора
нитрита натрия
NaNO2. Чем объясняется изменение окраски раствора (сравните ее с
окраской
имеющихся в Вашем распоряжении соединений хрома)?
Какую роль выполняет нитрит натрия в каждой из реакций, чем это
можно объяснить?
Составьте
электронные
уравнения
процессов
окисления
и
восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного
баланса:
NaNO2 + KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + Na2SO4 + NO + H2O
NaNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + Na2SO4 + NO2 + H2O
К какому типу относятся данные окислительно-восстановительные
реакции?
Опыт 8. Изучение внутримолекулярного типа ОВР.
Возьмите
небольшое
количество
кристаллического
дихромата
аммония
(NH4)2Cr2O7,
насыпьте
его
горкой
на
керамическую
плитку.
Прикоснитесь горящей лучинкой к кристаллам и подержите некоторое
время (до начала бурной реакции). Отметьте происходящие явления.
Как изменяется цвет кристаллов?
Составьте
электронные
уравнения
процессов
окисления
и
восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного
баланса:
(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2 + H2O
Видео
с
проделанными
вами
опытами
размещено:
http://www.sibsiu.ru/koax/files/ВидеоХимия.rar
(скачать
архив,
распаковать).
Название файлов:
Лабораторная работа 10_ОВР_Опыт 2 Изучение окислительной
активности_Взаимодействие пермаганата калия с нитритом в различных
средах.mp4
Лабораторная работа 10_ОВР_Опыт 4 Окислительно-восстановительная
двойственность пероксида водорода.mp4
Лабораторная работа 10_ОВР_Опыт 8 Изучение внутримолекулярного
типа ОВР_Разложение бихромата аммония - вулкан.mp4
Необходимо написать отчет по лабораторной работе.
3. Домашнее задание по теме «Коррозия»
Теоретическое введение
Коррозия – это разрушение металлов под воздействием окружающей
среды. Коррозию можно разделить на следующие виды по характеру
среды: газовая, атмосферная, в расплавах и растворах, почвенная, в
морской воде.
Разрушение металлов происходит в результате их окисления окислителями
внешней среды. Таким образом, коррозия представляет собой
гетерогенный окислительно-восстановительный процесс. По механизму
протекания процесса различают химическую и электрохимическую
коррозии.
Химическую коррозию в средах, не проводящих электрический ток (сухие
газы, бензин), на практике мы наблюдаем в двигателях внутреннего
сгорания, турбореактивных двигателях, при термической обработке
металлов.
Во всех этих случаях на поверхности металла образуется плёнка продуктов
коррозии. Дальнейшее протекание коррозионного процесса зависит от
плотности и прочности плёнки, а также от её сцепления с металлом.
Скорость
роста
плёнки
подчиняется
логарифмическому
и
экспоненциальному закону. Чем плотнее и прочнее плёнка, тем меньше
скорость роста толщины плёнки. Если плёнка продуктов коррозии рыхлая
и плохо сцеплена с металлом, то дальнейшее разрушение металла
протекает с постоянной скоростью.
Чаще встречается электрохимическая коррозия, которая возможна в
электропроводных средах, протекающая за счёт образования и работы
короткозамкнутых микрогальванопар, причинами её могут быть самые
различные обстоятельства. Гальванопары образуются:
а) при контакте металлов различной активности;
б) при контакте металлов с растворами различной концентрации;
в) при наличии различных примесей в металле (графит в чугуне,
карбид в стали и т.д.)
В таких микрогальванопарах на анодных участках, xapaктepизующихся
меньшим значением потенциала, идёт окисление, а на катодных –
восстановление окислителя. Процесс приобретения электронов на
катодных участках называется деполяризацией. Наиболее часто
электрохнмическая коррозия сопровождается:
а) водородной деполяризацией (в кислой среде):
2Н+ + 2ē → Н2;
б) кислородной деполяризацией (щелочной, нейтральной средах, во
влажном воздухе):
2Н2О + О2 + 4ē → 4 ОН–.
Первая реакция встречается в кислых растворах, а вторая – в нейтральных.
Таким образом, между протеканием химической и электрохимической
коррозии существует принципиальное отличие. Оно заключается в том,
что при электрохимической коррозии элементарные акты окисления и
восстановления пространственно разделены, а при химической коррозии
осуществляется непосредственный контакт восстановителя с окислителем.
Средой же, проводящей электрический ток, может служить даже
влага, адсорбированная на поверхности металла из атмосферы воздуха.
Рассмотрим работу гальванопары Zn – Fe, погруженной в кислую среду
(см. рисунок 12.1). Участок с меньшим потенциалом (Zn) является анодом.
На нём идёт окисление:
А: Zn – 2ē → Zn2+.
Участок с большим потенциалом (Fе) – катод. Катодный процесс
представляет собой водородную деполяризацию:
К: 2Н+ + 2ē → Н2.
Внутри металлов возникают микротоки за счёт переноса электронов от
анода к катоду.
Металл
Электролит
2ē
Zn0 → Zn2+(р-р)
А(Zn)
К(Fe)
2ē + 2H+ → H2↑
Рисунок 1 – Работа гальванопары Zn – Fe
Особенно широко распространен процесс коррозии с кислородной
деполяризацией. Он наблюдается в случае коррозии металлов в воде,
почве.
Примером может служить ржавление железа во влажном воздухе, при
котором образуется гидроксид железа (II), окисляющийся постепенно до
гидроксида железа (III).
На аноде:
На катоде:
2 Fe – 4ē → 2 Fe2+
окисление
2Н2О + О2 + 4ē → 4 ОН–
восстановление
2 Fe + 2 Н2О + О2 = 2 Fе(ОН)2,
4 Fе(ОН)2 + О2 + 2 Н2О = 4 Fе(ОН)3
Такому растворению подвергаются черные металлы. Причин, вызывающих
коррозии, известно очень много. Разнообразны и способы защиты
металлов от коррозии: защитные покрытия, электрохимическая защита,
изменение коррозионных свойств среды создание коррозионноустойчивых
специальных сплавов.
Защитные покрытия предотвращают коррозию металлов за счёт их
изоляции от внешней среды. К ним относятся: лаки, краски, различные
пластмассы, металлические покрытия.
Последние делятся на катодные и анодные. Катодные покрытия
изготавливаются из менее активного металла (лужение, хромирование) и в
случае нарушения целостности покрытия разрушается защищаемое
изделие. Анодные покрытия – из более активного металла
(оцинковывание), они являются более эффективными. Изменение
коррозионных свойств среды заключается в максимальном удалении
окислителей или в применении специальных замедлителей коррозии –
ингибиторов.
Электрохимическая защита – предусматривает создание высокого
потенциала на защищаемом металлическом изделии. Достигается это
соединением защищаемого изделия проводником с более активным
металлом или подсоединением к нему отрицательного полюса источника
тока (катодная поляризация).
Специальные коррозионно-устойчивые стали и сплавы создаются путем
введения различных легирующих добавок, к которым относят: Сr, Al, Si,
Ti, Ni.
Для лучшего усвоения темы предлагаю просмотреть следующие видео
«Коррозия металлов, способы защиты от неё»:
http://www.youtube.com/watch?v=IWXJxBVisiI
Так же рекомендую просмотреть учебные фильм
http://www.youtube.com/watch?v=GFdgmCetp4c
часть1 -- часть 3
Задания по вариантам (варианты смотрим на первой странице)
Составьте уравнения анодного и
деполяризацией при коррозии пары:
01 – Co и Sn,
02 – Cu и Sn,
03 – Hg и Ni,
04 – Cu и Cd,
05 – Fe и H,
06 – Cu и Hg,
07 – Zn и Be,
08 – Al и Zn,
09 – Cu и Ag,
10 – Fe и Sb,
11 – Cu и Cd
катодного
процессов
с
водородной
12 – Hg и Ni,
13 – Mg и Cd
14 – Fe и Cr,
15 – Ag и Co
Лабораторная работа 12 «КОРРОЗИЯ И ЗАЩИТА МЕТАЛЛОВ»
ОПЫТ 1. Коррозия при контакте двух различных металлов.
В пробирку налейте 5 – 6 мл раствора серной кислоты и опустите туда
алюминиевую пластинку. Наблюдайте медленное выделение водорода.
Опустите в раствор медную пластинку и приведите в контакт с
алюминиевой пластинкой. Объясните бурное выделение водорода на меди.
Составьте уравнение проходящих реакций. Как повлиял контакт с медью
на скорость коррозии алюминия?
ОПЫТ 2. Образование микрогальванопар.
В пробирку с 3 – 4 мл разбавленной серной кислоты опустите кусочек
гранулированного цинка. Обратите внимание на медленное выделение
водорода. Добавьте несколько капель раствора сульфата меди. Чем
объясните энергичное выделение пузырьков водорода? Напишите уравнение
реакций.
ОПЫТ 3. Анодные и катодные покрытия.
В две пробирки налейте по 3 – 4 мл дистиллированной воды и 2 – 3
капли раствора серной кислоты и красной кровяной соли К3[Fе(СN)6],
являющейся реактивом на ион Fe2+. В одну из пробирок опустите железную
проволоку, соединенную с цинком, а в другую – железную проволоку,
соединенную с оловом. Наблюдайте через некоторое время посинение
раствора в одной из пробирок. Чем оно объясняется? Почему в другой
пробирке не появляется посинение? Какие гальванические пары
образовались? Составьте уравнение коррозии оцинкованного и луженого
железа в кислой среде.
Видео
с
проделанными
вами
опытами
размещено:
http://www.sibsiu.ru/koax/files/ВидеоХимия.rar
(скачать
архив,
распаковать).
Название файлов:
Лабораторная работа 12_Коррозия_Опыт1.mp4
Лабораторная работа 12_Коррозия_Опыт2.mp4
Лабораторная работа 12_Коррозия_Опыт3.mp4
Необходимо написать отчет по лабораторной работе.
СПРАВОЧНЫЙ МАТЕРИАЛ ДЛЯ РЕШЕНИЯ ЗАДАНИЙ МОЖНО
СКАЧАТЬ НА
Сайте кафедры общей и аналитической химии
http://www.sibsiu.ru/koax
Раздел студенту → Учебные материалы→Справочный материал по
химии (http://www.sibsiu.ru/koax/files/Справочный материал по химии.doc)
К зачету допускаются студенты, выполнившие все задания
Составитель:
ст.преподаватель
Светлана Витальевна Зенцова
407 Г
Вопросы можно задать по тел .8-951-164-6610, E-mail: svetozek@mail.ru
Для распечатки
ЗАДАНИЯ ПО ДИСЦИПЛИНЕ «НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»
Сайт кафедры общей и аналитической химии
http://www.sibsiu.ru/koax
Раздел студенту → Вопросы для подготовки к экзамену и зачету →
Летняя сессия:→ ВОПРОСЫ ПО ДИСЦИПЛИНЕ
"НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ" →
Текущий контроль ММ-12 (Скачать)
Видео опыты
Сайт кафедры общей и аналитической химии
http://www.sibsiu.ru/koax
Раздел студенту → Учебные материалы→Видео по химии (скачать
архив).
Для извлечения понадобится программа WinRar.
Задания по вариантам.
Составитель:
ст.преподаватель
Светлана Витальевна Зенцова
407 Г
Вопросы можно задать по тел .8-951-164-6610, E-mail: svetozek@mail.ru
ЗАДАНИЯ ПО ДИСЦИПЛИНЕ «НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»
Сайт кафедры общей и аналитической химии
http://www.sibsiu.ru/koax
Раздел студенту → Вопросы для подготовки к экзамену и зачету →
Летняя сессия:→ ВОПРОСЫ ПО ДИСЦИПЛИНЕ
"НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ" →
Текущий контроль ММ-12 (Скачать)
Видео опыты
Сайт кафедры общей и аналитической химии
http://www.sibsiu.ru/koax
Раздел студенту → Учебные материалы→Видео по химии (скачать
архив).
Для извлечения понадобится программа WinRar.
Задания по вариантам.
Составитель:
ст.преподаватель
Светлана Витальевна Зенцова
407 Г
Вопросы можно задать по тел .8-951-164-6610, E-mail: svetozek@mail.ru
ЗАДАНИЯ ПО ДИСЦИПЛИНЕ «НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»
Сайт кафедры общей и аналитической химии
http://www.sibsiu.ru/koax
Раздел студенту → Вопросы для подготовки к экзамену и зачету →
Летняя сессия:→ ВОПРОСЫ ПО ДИСЦИПЛИНЕ
"НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ" →
Текущий контроль ММ-12 (Скачать)
Видео опыты
Сайт кафедры общей и аналитической химии
http://www.sibsiu.ru/koax
Раздел студенту → Учебные материалы→Видео по химии (скачать
архив).
Для извлечения понадобится программа WinRar.
Задания по вариантам.
Составитель:
ст.преподаватель
Светлана Витальевна Зенцова
407 Г
Вопросы можно задать по тел .8-951-164-6610, E-mail: svetozek@mail.ru
ЗАДАНИЯ ПО ДИСЦИПЛИНЕ «НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»
Сайт кафедры общей и аналитической химии
http://www.sibsiu.ru/koax
Раздел студенту → Вопросы для подготовки к экзамену и зачету →
Летняя сессия:→ ВОПРОСЫ ПО ДИСЦИПЛИНЕ
"НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ" →
Текущий контроль ММ-12 (Скачать)
Видео опыты
Сайт кафедры общей и аналитической химии
http://www.sibsiu.ru/koax
Раздел студенту → Учебные материалы→Видео по химии (скачать
архив).
Для извлечения понадобится программа WinRar.
Задания по вариантам.
Составитель:
ст.преподаватель
Светлана Витальевна Зенцова
407 Г
Вопросы можно задать по тел .8-951-164-6610, E-mail: svetozek@mail.ru