По лабораторной работе №7

Министерство образования и науки Российской Федерации Государственное автономное образовательное учреждение высшего образования

Санкт-Петербургский политехнический университет Петра Великого

ОТЧЕТ

По лабораторной работе №7

“Коррозия металлов в растворах щелочей и солей.”

Выполнил:

Студент группы 13231/3

____________Скрябин И.П.

Принял: ____________Марков В.А.

 

 

1. Цель

Изучение коррозии металлов в растворах щелочей и солей.

 

 

2. Теоретическое обоснование

Процесс, когда самопроизвольно разрушается металл в результате взаимодействия с окружающей средой называется коррозией. Окислительная способность воды уменьшается, когда повышают щелочную среду, ведь падает окислительно-восстановительный потенциал ее восстановления. В щелочной среде малоактивные металлы и металлы, оксиды которых амфотерны, существуют не в виде катионов, а преимущественно в форме малорастворимых гидроксидов и прочных гидрокскомплексов соответственно. Из-за этого резко возрастает восстановительная способность металла относительно его более сложной, чем свободный катион, окисленной формы. И это выражается в понижении соответствующих значений электродных потенциалов.

Окислительно–восстановительный процесс характеризуется взаимодействием металлов с водными растворами солей.

Самые активные щелочные и щелочноземельные металлы: взаимодействуют в растворе любой соли прежде всего с водой как окислителем с образованием соответствующего гидроксида и молекулярного водорода.

Менее активные металлы, для которых такая реакция в обычных условиях затруднена, будут окисляться или катионом растворенной соли, или кислотой, возникающей в процессе гидролиза катиона соли, или водой в слабощелочном растворе соли, у которой гидролизуется анион.

Когда соли, образованные катионами металлов средней активности более активные металлы не только вытесняют менее активные из растворов их солей, но и довольно заметно реагируют с кислотами, образующимися при гидролизе. 

Когда происходит взаимодействие солей, образованных катионами более активных металлов или в случае одноименных металлов восстановление катиона соли не может произойти. Но при этом происходит окисление металла кислотой, образующейся в процессе гидролиза данной соли.

При образовании щелочи гидролизуются анионы солей щелочных и щелочноземельных металлов, которые образовались слабыми кислотами. И восстановление катионов этих солей металлов невозможно, так как у них низкая окислительная способность. Но при этом возможно окисление металлов водой в щелочных растворах солей.

 

3. Описание эксперимента

Опыт 1.

Взяли и поместили в пробирку несколько стружек алюминия и прилили 3 мл раствора гидроксида натрия. После этого закрыв пробирку, слегка подогрели, чтобы началась реакция. Надели ее вертикально на капилляр, чтобы собрать выделяющийся водород в пустую пробирку. Спустя некоторое время, сняли ее, не переворачивая и не наклоняя(вертикально), закрыли ее пальцем и быстро поднесли к пламени горелки. В результате произошел небольшой хлопок.

Опыт 2.

В раствор сульфата меди (медный купорос) опустили железную стружку и нагрели раствор на газовой горелке до кипения. Наблюдали выделения меди красного цвета и посветление раствора.

Опыт 3.

В ходе опыта в растворы хлорида никеля и нитрата свинца были опущены по одной грануле металлического цинка и эти растворы нагреты на пламени газовой горелки. Обратили внимание на выделение металлических никеля и свинца, а так же наблюдали на взаимодействие цинка с соответствующими гидролизными кислотами.

Опыт 4.

Взяли 2 пробирки: в 1 пробирку, содержащую небольшой объем раствора хлорида алюминия опустили гранулу цинка, во 2 пробирку опустили стружку алюминия. Нагрели обе пробирки до кипения. В результате заметили выделение газа.

Опыт 5.

В небольшой объем раствор карбоната натрия поместили алюминиевую стружку и нагрели раствор до кипения. Наблюдали выделение газа.

 

4. Экспериментальные результаты.

Опыт 1.

В результате реакции произошла окраска в темно-серый цвет и сопровождалось хлопком.

Опыт 2.

В результате эксперимента мы получили красный осадок.

Опыт 3.

В результате реакции с хлоридом никеля мы получили выделение Ni на стенках пробирки, а в результате реакции с нитратом свинца мы получили выделение Pb на стенках пробирки.

Опыт 4.

В результате реакции с гранулой цинка мы зафиксировали выделение газа, но из-за неправильного метода нагревания у нас лопнула пробирка. Аналогичный результат выделения газа мы получили в результате реакции со стружкой алюминия.

Опыт 5.

В результате реакции выделился газ.

5. Обработка экспериментальных данных

Опыт 1

2Al(Al₂O₃) + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑

1.Al₂O₃ + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄]

2.2Al + 6H₂O → 2Al(OH)₃+3H₃↑

3.Al(OH)₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄]

Опыт 2

CuSO₄ + Fe → FeSO₄ + Cu↓

Fe⁰ + 2e^- → Fe⁺²  | 1  - окислитель

Cu²⁺ - 2e^- → Cu⁰ | 1 – восстановитель

∆E⁰ = 0,34 – (-0,44) = 0,78 В > 0

 

Опыт 3

1.NiCl₂ + Zn → ZnCl₂ + Ni↓

Zn⁰ – 2e^- → Zn²⁺ | 1 – восстановитель

Ni²⁺ + 2e^- → Ni⁰ | 1 - окислитель

Гидролиз:

1)NiCl₂ + H₂O ↔ NiOHCl + HCl

 Ni²⁺ + 2Cl^- + H₂O ↔ NiOH⁺ + Cl^- + H⁺ + Cl^-

Ni²⁺ + H₂O ↔ NiOH + H⁺

2)NiOHCl + H₂O ↔ Ni(OH)₂ + HCl

NiOH⁺ + Cl^- + H₂O ↔ Ni(OH)₂ + H⁺ + Cl^-

NiOH⁺ + H₂O ↔ Ni(OH)₂ + H⁺

Гидролиз протекает по 1 ступени

Взаимодействие с продуктом гидролиза:

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑

 

 

2.Pb(NO₃)₂ + Zn → Zn(NO₃)₂ + Pb↓

Гидролиз:

1) Pb(NO₃)₂ + H₂O ↔ PbOHNO3 + HNO₃

Pb²⁺ + 2NO₃^- + H₂O ↔ PbOH⁺ + NO₃^- + H⁺ + NO₃^-

Pb²⁺ + H₂O ↔ PbOH⁺ + H⁺

2) PbHNO₃ + H₂O ↔ Pb(OH)₂ + HNO₃

PbOH⁺ + NO₃^- + H₂O ↔ Pb(OH)_{2 +} H⁺ + NO₃^-

PbOH⁺+ H₂O ↔ Pb(OH)_{2 +} H⁺

Гидролиз протекает по 1 ступени

Взаимодействие с продуктом гидролиза:

3Zn + 8HNO₃ → 3Zn(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

 

Опыт 4

AlCl₃ + Zn – реакция не протекает, так как

∆E⁰ = -1,67 – (-0,76) = -0,91 < 0

Поэтому необходимо рассмотреть гидролиз:

1)AlCl₃ + H₂O ↔ (AlOH)Cl₂ + HCl

 Al­­³⁺ + 3Cl^- + H₂O ↔ AlOH²⁺ + 2Cl^- + H⁺ + Cl^-

 Al­­³⁺ + H₂O ↔ AlOH²⁺ + H⁺

2)(AlOH)Cl₂ + H₂O ↔ Al(OH)₂Cl + HCl

AlOH²⁺ + 2Cl^- + H₂O ↔ Al(OH)₂ + Cl^- + H⁺ + Cl^-

AlOH²⁺ + H₂O ↔ Al(OH)₂ + H⁺

3)Al(OH)₂Cl + H₂O ↔ Al(OH)₃ + HCl

Al(OH)₂⁺ + Cl^- + H₂O ↔ Al(OH)₃ + H⁺ + Cl^-

Al(OH)₂⁺ + H₂O ↔ Al(OH)₃ + H⁺

Гидролиз протекает по 1 ступени

 

 

Растворение металлов в одном из продуктов гидролиза, а именно HCl:

1) Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑

Zn – 2e­^- → Zn⁺² _­| 1 - восстановитель

2H⁺ + 2e^- → H₂ | 1 - окислитель

∆E⁰ = 0 – (-0,76) = 0,76 > 0 - реакция идёт

 

2) 2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂↑

Al⁰ – 3e­^- → Al⁺³ _­| 2 - восстановитель

2H⁺ + 2e^- → H₂ | 3 - окислитель

∆E⁰ = 0 – (-1,67) = 1,67 > 0 - реакция идёт

Опыт 5

Na₂CO₃ + Al – реакция не идет, так как

∆E⁰ = -2,71 + 1,67 = -1,03 < 0

Гидролиз:

1) Na₂CO₃^­ + H₂O ↔ NaHCO₃ + NaOH

2Na⁺ + CO₃^2-­ + H₂O ↔ Na⁺ + HCO₃^- + Na⁺ + OH^-

CO₃^2-­ + H₂O ↔ HCO₃ + OH^-

2) NaHCO₃ + H₂O ↔ H₂CO₃ + NaOH

Na⁺ + HCO₃^-  + H₂O ↔ H₂CO₃ ^­+ Na⁺ + OH^-

HCO₃ ^-  + H₂O ↔ H₂CO₃ ^­+ OH^-

Гидролиз протекает по 1 ступени

     

Реакции процесса растворения алюминия:

1) Al + Na₂CO₃ – реакция не идет, так как ∆E⁰ = -2,71 + 1,67 = -1,03 < 0

Гидролиз:

1. Na₂CO₃ + H₂O → NaHCO₃+ NaOH

2Na⁺ + CO₃^2-­ + H₂O ↔ Na⁺ + HCO₃^- + Na⁺ + OH^-

CO₃^2-­ + H₂O ↔ HCO₃ + OH^-

 

2. NaHCO₃ + H₂O ↔ H₂CO₃ + NaOH

Na⁺ + HCO₃^-  + H₂O ↔ H₂CO₃ ^­+ Na⁺ + OH^-

HCO₃ ^-  + H₂O ↔ H₂CO₃ ^­+ OH^-

Гидролиз протекает по 1 ступени

 

2) Al₂O₃ + 2NaOH → 2NaAlO₂ + H₂O

3) 2Al + 6H₂O → 2Al(OH)₃ + 3H₂

4) Al(OH)₃ + NaOH → Na[Al(OH)₂]

6. Выводы

В ходе данной лабораторной работы мы изучили коррозии металлов в растворах щелочей и солей. Было проведено пять опытов, в следствии которых мы поняли то, как происходит коррозия металлов и в чем их причина:

 

В опыте 1 мы видим, что продуктом коррозии алюминия в щелочной среде является Na[Al(OH)₄]. Реакция не прошла сразу, так как:

Первая стадия – растворение защитной плёнки.

Вторая стадия - растворение чистого алюминия водой.

Третья стадия – растворение в щелочи гидроксида алюминия.

В результате реакции произошла окраска в темно-серый цвет и сопровождалось хлопком.

Во 2 опыте причиной коррозии металла в р-ре является его окисление катионами менее активного Cu. Так же было посчитано стандартная электродвижущая сила: ∆E⁰ = 0,34 – (-0,44) = 0,78 В > 0 это означает, что реакция может протекать.

В 3 опыте мы увидели, что продуктом коррозии стал Zn. Так же заметили, что в результате реакции с хлоридом никеля мы получили выделение Ni на стенках пробирки, а в результате реакции с нитратом свинца мы получили выделение Pb на стенках пробирки.

В 4 опыте причиной коррозии Zn и Al являются их окисление соляной кислотой, которая образуется при гидролизе. Так же в результате реакции с гранулой цинка мы зафиксировали выделение газа и аналогичный результат выделения газа мы получили в результате реакции со стружкой алюминия.

В 5 опыте причиной коррозии Al является гидролиз соли, в результате которой в растворе образуется щелочная среда, в которой растворяется алюминий. Так же в ходе результате реакции мы зафиксировали выделение газа.