Неорганічна хімія
Розгляд найважливіших класів неорганічних сполук. Реакції іонного обміну між розчинами електролітів. Електроліз розчинів та розплавів солей, корозія суднових конструкцій. Окисно-відновні властивості різних хімічних речовин. Методи захисту від корозії.
| Рубрика | Химия |
| Вид | методичка |
| Язык | украинский |
| Дата добавления | 26.09.2017 |
| Размер файла | 318,7 K |
Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
У другій пробірці забарвлення можна спостерігати тільки після розчинення всього цинку і стануму. Запишіть схеми корозії оцинкованого і лудженого феруму.
Контрольні питання
1. Напишіть рівняння можливих способів отримання заліза.
2. Приведіть приклади контактної корозії.
3. Що таке інгібітори. Де вони використовуються. Приведіть приклади.
4. Що таке катодний захист, приведіть приклад.
5. Що таке протектори. Приведіть приклади.
6. Класифікація типів корозії. Приведіть приклади.
7. Покажіть схему корозії Zn-Fe.
8. Покажіть схему корозії Fe-Sn.
9. Що таке деаерація, з якою метою вона проводиться.
10. Показати сумарний процес корозії заліза при контакті його з водою або вологим повітрям.
Лабораторна робота №8 Гідроліз солей Al2(SO4)3, Na2S, BaCl2, CuSO4
Мета: закріпити знання по основним положенням теорії електролітичної дисоціації, удосконалювати навики хімічного експерименту.
Обладнання та реактиви: штатив з пробірками, універсальний лакмусовий папірець, розчини CuSO4, BaCl2, Al2(SO4)3, Na2S.
Теоретичні відомості
Гідроліз - взаємодія іонів солі з іонами води, що приводить
до утворення слабкого електроліту.
Досвід показує, що розчини середніх солей мають лужну, кислу або нейтральну реакцію, хоча вони і не містять ні водневих, ні гідроксильних іонів.
Це явище пояснюється тим, що сіль можна представити як результат взаємодії кислоти та основи.
Солі - електроліти, при дисоціації яких утворюються катіони металів і аніони кислотних залишків.
таблиця 4.1
Класифікація електролітів
|
Слабкі електроліти |
Середньої сили електроліти |
Сильні електроліти |
|
|
Дисоціюють на іони частково. Кислоти H2CO3; H2S; HNO2; HClO; HCN; H2SiO3. Основи нерозчинні у воді, а також NH4OH. |
H2SO3; H3PO4 |
Дисоціюють на іони повністю. H2SO4; HNO3; HCl; HI; HBr; HClO4; HMnO4. Луги - гідроксиди лужних і лужно-земельних металів. Розчини майже усіх розчинних солей. |
Існує 3 випадки гідролізу солей:
1. Сіль утворена сильною основою та слабкою кислотою (Na2CO3)
Na2CO3 + HOH= NaOH + Na HCO3
CO32- + H2O = HCO3- + OH-
pH > 7 реакція лужна
2. Сіль утворена слабкою основою та сильною кислотою (CuCl2)
CuCl2 + HOH= HCl + CuOHCl
Cu2+ + H2O = CuOH+ + H+
рН < 7 реакція кисла
3. Сіль утворена слабкою основою та слабкою кислотою (MgS)
MgS + 2HOH = Mg (OH)2 + H2S
Mg2+ + S2- + H2O = Mg(OH)2 + H2S
рН=7 реакція нейтральна
Солі утворені сильною основою та сильною кислотою не гідролізують: KCl, NaNO3, NaCl, Na2SO4, K2SO4.
Хід роботи
Завдання 1.
У пробірку налити 2-3 мл розчину сульфату алюмінію Al2(SO4)3 і перевірити його розчином індикатору (лакмусовим папірцем). Визначити рН середовища, пояснити отриманий результат.
Завдання 2.
У пробірку налити 2-3 мл розчину сульфіду натрію Na2S і перевірити його розчином індикатору (лакмусовим папірцем). Визначити рН середовища, пояснити отриманий результат.
Завдання 3.
У дві пробірки налити по 2-3 мл розчинів хлориду барію BaCl2 та карбонату амонію (NH4)CO3 і перевірити їх розчином індикатору (лакмусовим папірцем). Визначити рН середовища, пояснити отриманий результат.
Отримані результати занести у таблицю:
|
Сіль |
рН середовища |
|||
|
кисле |
лужне |
нейтральне |
||
|
Al2(SO4)3 |
||||
|
Na2S |
||||
|
BaCl2 |
||||
|
(NH4)2CO3 |
Завдання 4.
Зробити висновок.
Контрольні питання
1. Для солей, що гідролізують, складіть іонні рівняння.
таблиця 4.2
Варіанти індивідуальних завдань
|
№ з/п |
Питання 1 |
|
|
1 |
MnCl2, Na2CO3, Ni(NO3)2. |
|
|
2 |
K2S, CrCl3, KCl. |
|
|
3 |
Al2(SO4)3, K2S, Pb(NO3)2. |
|
|
4 |
FeCl3, Na2CO3, Al2S3. |
|
|
5 |
Li2S, AlCl3, NiSO4. |
|
|
6 |
Pb(NO3)2, Na2CO3, CoCl2. |
|
|
7 |
FeCl3; NaCl; Al(NO3)3. |
|
|
8 |
FeSO3; K2SO3; Hg(NO3)2. |
|
|
9 |
ZnCl2; Na2S; CaSiO3. |
|
|
10 |
Ag3PO4; Na3PO4; NaNO3. |
|
|
11 |
KCN; K2S; CaSO3. |
|
|
12 |
BaCl2; K2CO3; K2 S. |
|
|
13 |
Na2S; NaNO3; (NH4)2 SO4. |
|
|
14 |
KCl; Cu(NO3)2; K2CO3. |
|
|
15 |
AgNO3; NaNO3; Na2SiO3. |
Питання до захисту лабораторної роботи
1. Гідроліз солей.
2. Випадки гідролізу:
§ якщо сіль утворена сильною основою і слабкою кислотою;
§ якщо сіль утворена слабкою основою і сильною кислотою;
§ якщо сіль утворена слабкою основою і слабкою кислотою;
§ якщо сіль утворена сильною основою і сильною кислотою.
3. Ступінь гідролізу.
Размещено на Allbest.ru
Подобные документы
Ступінь окиснення елементу. Поняття та класифікація окисно-відновних реакцій, методи складання їх рівнянь. Еквівалент окисника і відновника. Склад гальванічного елемента. Закони електролізу. Хімічна й електрохімічна корозія металу, засоби захисту від неї.
курс лекций [267,0 K], добавлен 12.12.2011Класифікація неорганічних сполук. Типи хімічних зв’язків у комплексних сполуках, будова молекул. Характеристика елементів: хлор, бор, свинець. Способи вираження концентрації розчинів. Масова частка розчиненої речовини, молярна концентрація еквіваленту.
контрольная работа [34,5 K], добавлен 17.05.2010Фактори, що впливають на перебіг окисно-відновних реакцій. Кількісна міра окисно-відновної здатності сполученої окисно-відновної пари. Окисно-відновні титрування: броматометричне і бромометричне. Методи редоксметрії. Редокс-індикатори. Амоній тіоціанат.
реферат [36,0 K], добавлен 28.05.2013Кількісна характеристика процесу дисоціації. Дослідження речовин на електропровідність. Закон розбавлення Оствальду. Дисоціація сполук з ковалентним полярним зв’язком. Хімічні властивості розчинів електролітів. Причини дисоціації речовин у воді.
презентация [44,5 M], добавлен 07.11.2013Перехід електронів між молекулами, зміна ступенів окиснення атомів елементів. Напрямок перебігу та продукти окисно-відновних реакцій. Визначення ступені окиснення елементів в сполуці методом електронно-іонного балансу. Правила складання хімічної формули.
презентация [258,8 K], добавлен 11.12.2013Механізм протікання хімічної та електрохімічної корозії. Властивості міді, латуней і бронз. Види корозії кольорових металів. Основні принципи їх захисту способом утворення плівки, методом оксидування, з використанням захисних мастил та інгібіторів.
курсовая работа [1,8 M], добавлен 17.01.2013Гліцин як регулятор обміну речовин, методи його отримання, фізичні та хімічні властивості. Взаємодія гліцину з водою, реакції з розчинами основ та кислот, етерифікація. Ідентифікація гліцину у інфрачервоному спектрі субстанції, випробування на чистоту.
практическая работа [68,0 K], добавлен 15.05.2009Коферменти які беруть участь у окисно-відновних реакціях. Реакції відновлення в біоорганічній хімії. Реакції відновлення у фотосинтезі та в процесі гліколізу (під час спиртового бродіння). Редокс-потенціал як характеристика окисно-відновних реакцій.
контрольная работа [639,0 K], добавлен 25.12.2013Класифікація хімічних елементів на метали і неметали. Електронні структури атомів. Електронегативність атомів неметалів. Явище алотропії. Будова простих речовин. Хімічні властивості простих речовин. Одержання неметалів. Реакції іонної обмінної взаємодії.
курс лекций [107,6 K], добавлен 12.12.2011Основи теорії атмосферної корозії. Гальванічний спосіб нанесення цинкового покриття. Лакофарбові покриття. Методи фосфатування поверхні перед фарбуванням. Методика визначення питомої маси, товщини, адгезійної міцності та пористості. Розрахунок витрат.
дипломная работа [3,4 M], добавлен 24.03.2013