Раздел 1. Атомно-молекулярное учение (2 час.)

СТРУКТУРА И СОДЕРЖАНИЕ ТЕОРЕТИЧЕСКОЙ ЧАСТИ КУРСА

Раздел 1. Атомно-молекулярное учение (2 час.)

Тема1. Основные понятия и законы химии (2 час.)

Основные положения атомно-молекулярного учения. Основные стехиометрические и газовые законы. Понятие эквивалента. Закон эквивалентов и его практическое использование.

Раздел 2. Уровни организации вещества (3 час.)

Тема 1. Строение атома и периодический закон Д.И. Менделеева (2 час.)

Квантово-механическая модель строения атома. Квантовые числа и типы электронных орбиталей. Электронные конфигурации атомов.

Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева.

Тема 2. Химическая связь (1 час)

Виды и характеристики химической связи. Свойства соединений различных типов связей. Межмолекулярное взаимодействие. Химическая связь и структура твердых тел.

Раздел 3. Закономерности протекания процессов. (5 час.)

Тема 1. Химическая термодинамика, энергетика процесса (2 час.)

Основные понятия и определения химической термодинамики. Первое начало термодинамики и его применение к химическим системам. Энтальпия, термохимические законы и термохимические расчеты. Законы Гесса и Ломоносова-Лавуазье-Лапласа. Второе начало термодинамики. Энтропия и третье начало термодинамики. Энергия Гиббса и критерии самопроизвольного протекания процессов.

Тема 2. Скорость химических процессов и химическое равновесие (3 час.)

Понятие о скорости и механизме химической реакции. Закон действующих масс. Порядок и молекулярность реакции. Кинетические уравнения реакций с целочисленными кинетическими порядками. Влияние температуры на скорость реакции. Энергия активации. Катализ и каталитические реакции.

Химическое равновесие. Термодинамическое и кинетическое условия равновесия. Способы выражения констант химического равновесия и взаимосвязь между ними. Факторы, влияющие на сдвиг химического равновесия. Термодинамическое обоснование принципа Ле-Шателье.

Раздел 4. Химические системы (5 час.)

Тема 1. Общие свойства растворов (1 час)

Основные понятия и определения. Гомогенные и гетерогенные системы.

Жидкие системы. Термодинамика процесса растворения. Способы выражения количественного состава растворов. Коллигативные свойства растворов.

Тема 2. Основные виды равновесий в водных растворах электролитов (4 час.)

Протолитическое равновесие в водных растворах слабых электролитов. Сильные и слабые электролиты, степень и константа диссоциации, их взаимосвязь. Ионное произведение воды, водородный и гидроксильный показатели. Совмещенные протолитические равновесия.

Гетерогенное равновесие в водных растворах малорастворимых электролитов. Понятие растворимости и константа растворимости их количественное соотношение. Условия образования и растворения осадка. Совмещенные гетерогенные равновесия.

Лигандо-обменное равновесие в водных растворах, содержащих комплексные ионы. Константы устойчивости и нестойкости комплексных ионов. Факторы, влияющие на прочность и состав комплексных соединений.

Окислительно-восстановительные равновесия.

Совмещенные равновесия разных типов. Константа совмещенного равновесия.

Раздел 5. Электрохимические процессы (3 час.)

Тема 1. Электродные процессы и электродвижущие силы. Химические источники электрической энергии. Процессы электролиза, их характеристики (2 час.)

Окислительно-восстановительные процессы. Электрохимические процессы. Электродный потенциал и уравнение Нернста. Химические источники тока, гальванические элементы. Процессы электролиза растворов и расплавов,последовательность электродных реакций.

Тема 2. Металлы, коррозия и способы защиты металлов от разрушений. (1 час)

Общие свойства металлов. Коррозия, виды коррозионных разрушений и основные характеристики коррозионных процессов. Химическая коррозия. Электрохимическая коррозия, её особенности. Способы защиты металлов от коррозии.

СОДЕРЖАНИЕ ПРАКТИЧЕСКОЙ ЧАСТИ КУРСА

Практические занятия (9 час.)

Лабораторные работы

(18 часов, в том числе 18 часов с использованием методов активного обучения)

Лабораторная работа № 1. Классы неорганических соединений (2 часа)

Цель работы: познакомить студентов с правилами работы в химической лаборатории, мерами предосторожности при работе с агрессивными веществами, средствами противопожарной безопасности, правилами оформления лабораторного отчета. Исследование химических свойств основных классов неорганических соединений.

Следует уметь: составлять ионно-молекулярные уравнения реакций обмена; составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций; объяснять, какую информацию несет уравнение химической реакции.

Контрольные вопросы и задания:

1. Напишите формулы оксидов, соответствующих гидроксидам: H₂SiO₃, Cu(OH)₂, H₃AsO₄, HMnO₄, Al(OH)₃.

2. Для оксидов CrO, Cr₂O₃, CrO₃ приведите формулы соответствующих гидроксидов.

3. Охарактеризуйте свойства (основные, кислотные, амфотерные) следующих соединений: ZnO, Cr(OH)₃, Ba(OH)₂, CO₂.

4. Какие кислоты могут быть получены непосредственным взаимодействием с водой следующих оксидов: SO₂, SO₃, N₂O₅, NO₂?

5. Какие из перечисленных кислот образуют кислые соли: HBr, H₂S, H₃AsO₄?

6. Какие из приведенных оснований образуют основные соли: Cu(OH)₂, NaOH, Al(OH)₃?

7. Составьте формулы средних и основных солей для гидроксида железа (III) и гидроксида цинка.

8. Составьте уравнения реакций, приводящих к образованию солей: KHSO₃, K₂SO₃, CuOHCl, CuCl₂.

9. Приведите графические формулы следующих соединений: Mn(OH)₂, KMnO₄, H₂SeO₄, K₂HPO₄, SO₃.

Экспериментальная часть

Соли. Получение и свойства.

Опыт №6К раствору хлорида бария прибавьте небольшое количество раствора сульфата натрия до образования осадка. Напишите уравнение реакции.

Опыт №7К насыщенному раствором карбоната натрия прибавьте раствор соляной кислоты. Определите, какой газ выделяется. Напишите уравнение реакции.

Лабораторная работа №2. Определение молярной массы эквивалента металла (2 часа)

Цель работы: использование закона эквивалентов для определения молярной массы эквивалента металла.

Рекомендации: при подготовке к работе необходимо уделить внимание понятиям: эквивалент, молярная масса эквивалента и закону эквивалентов, а также обозначениям и единицам измерения физических величин.

Важнейшие понятия: атом, молекула, ион, эквивалент; относительная атомная масса, молекулярная масса, моль, фактор эквивалентности (число эквивалентности), молярная масса, молярный объем, молярная масса эквивалентов вещества, эквивалентный объем.

Следует уметь: давать определения важнейшим понятиям; формулировать стехиометрические законы: определять эквивалент вещества в кислотно-основных и окислительно-восстановительных реакциях; рассчитывать молярные массы эквивалентов веществ; пользоваться для расчетов законом эквивалентов; объяснять, какую информацию несет уравнение химической реакции.

Контрольные вопросы и задания

1. Дайте определения атому, молекуле, иону, эквиваленту.

2. Почему эквивалент является условной частицей? Поясните термин «фактор эквивалентности».

3. Определите фактор эквивалентности серной кислоты и гидроксида натрия в кислотно-основных реакциях.

4. Рассчитайте молярные массы эквивалентов в реакциях обмена, для веществ: Са(ОН)₂, Н₃BО₃, К₂Сr₂O₇.

5. Вычислите молярную массу эквивалента Н₃РО₄ в реакциях обмена, если известно, что образуются только кислые соли.

6. 4,08г металла вытесняют из кислоты 1,4л водорода, измеренного при н.у. Эта же масса металла вытесняет 12,95г свинца из растворов его солей. Вычислите молярную массу эквивалента свинца.

7. Мышьяк образует два оксида, массовая доля мышьяка в которых соответственно равна 65,2 и 75,7%. Рассчитайте молярную массу эквивалентамышьяка в каждом оксиде.

Экспериментальная часть

В работе для нахождения молярной массы эквивалента металла используется метод вытеснения водорода из кислоты с последующим измерением его объёма. Необходимо учитывать, что водород находится в смеси с парами воды, поэтому требуется ввести поправку на парциальное давление водяных паров при температуре проведения опыта.

Методика выполнения опыта

В коническую пробирку налейте 5 мл разбавленного раствора соляной кислоты при помощи дозатора. Пробирку с кислотой осторожно наклоните и положите навеску металла, следя за тем, чтобы металл преждевременно не попал в кислоту. В таком положении пробирку закройте пробкой с газоотводной трубкой, ранее присоединенной к бюретке (1). Необходимо отметить уровень жидкости в бюретке (1) до начала реакции. Встряхнув пробирку, погрузите металл в кислоту. Наблюдайте выделение водорода и вытеснение воды из рабочей бюретки в сообщающуюся с ней напорную бюретку (2). По окончание реакции определите конечный уровень воды в бюретке (1) и рассчитайте объём выделившегося водорода. Результаты эксперимента оформите в виде таблицы (таблица 1).

Экспериментальная часть

Методика проведения опыта

Тепловой эффект реакции нейтрализации определяется в простейшем калориметре. Объемы исходных веществ приведены в таблице 1 согласно варианту.

Таблица1. Объемы исходных веществ

Вариант
Объем кислоты, мл
Объем щелочи, мл

При помощи мерного цилиндра поместите раствор одного из реагирующих веществ во внутренний стакан калориметра. Термометром измерьте начальную температуру раствора Т_н. После этого через воронку прилейте второй компонент реакции, отмеренный также с помощью мерного цилиндра. После немедленного перемешивания отметьте самую высокую температуру Т_к. Результаты измерений и расчетов оформите в виде таблицы 2.

Экспериментальная часть

Таблица 2. Результаты экспериментов и расчетов

Измеренные и расчетные величины	Обозначение	Единица измерения	Значение
Объем кислоты
Объем щелочи
Концентрация кислоты
Концентрация щелочи
Начальная температура
Конечная температура
Удельная теплоемкость воды
Количество образовавшейся воды
Тепловой эффект (опытн.)*
Изменение энтальпии (опытн)**
Изменение энтальпии (расчетн)

*) Тепловой эффект рассчитывается по уравнению: Q = (m₁ + m₂) С·ΔT + W∆T, где m₁ и m₂ – массы кислоты и щелочи (ρ = 1г/см³); С – удельная теплоемкость разбавленного водного раствора (воды) 4,184 Дж/г·К; ∆T – изменение температуры, W – постоянная калориметра (140,6 Дж/К).

**) Изменение энтальпии: ΔH_опытн.=-Q/ν∙1000 кДж/моль, где Q - тепловой эффект (опытный); v - количество образовавшейся воды.

Вычисление относительной погрешности опыта, %:

∆=((ΔH⁰ - ΔH_опытн)/ΔH⁰) ∙100%

Погрешность опыта___________________________________

Вывод:

_________________________________________________________________________________________________________________________________

Приложение 1. Стандартные термодинамические величины

Вещество	ΔН0 обр., кДж/моль	S0o6р., Дж/(моль • К)
НСl	-167,46	55,10
HN03	-173,20	156,16
NaOH	-469,60	49,66
КОН	-481,15	91,96
КСl	-418,67	157,60
KN03	-457,78	248,9
NaCl	-406,12	115,30
NaN03	-446,23	206,60
H20	-285,84	70,10

Лабораторная работа № 4. Химическая кинетика (2 часа)

Цель работы: исследование зависимости скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ и температуры.

Рекомендации: познакомьтесь с теоретическими основами работы по литературным источникам.

Важнейшие понятия: истинная и средняя скорости, константа скорости, кинетическое уравнение, молекулярность и порядок реакции, энергия активации, кинетические условия самопроизвольно протекающих процессов, механизм реакции, обратимые и необратимые реакции.

Следует уметь: записывать кинетическое уравнение для гомогенной и гетерогенной реакции; рассчитывать скорость химической реакции в начальный момент и на момент, когда прореагировала часть веществ; определять изменения скорости при изменении концентрации вещества, температуры и давления; рассчитывать энергию активации и константы скорости;

Контрольные вопросы и задания

1. Какие факторы влияют на скорость химических реакций в гомогенных и гетерогенных системах?

2. Как влияет химическая природа реагирующих веществ на скорость химических реакций? Приведите примеры.

3. От каких факторов зависит константа скорости химической реакции?

4. Сформулируйте и запишите закон действующих масс для реакции:

2NO_(г) + O_2(г) = 2NO_2(г)

5. Почему температура влияет на скорость химических реакций? Какизменяется скорость гомогенной реакции при повышении температуры на 40°С, если температурный коэффициент равен 2?

6. Что называется энергией активации? В каких единицах она выражается? Какая из двух реакций протекает с большей скоростью?

СО + Н₂О = СО₂ + H₂ (энергия активации 98 кДж/моль) (1)

2HI = Н₂ + I₂ (энергия активации 186,4 кДж/моль) (2)

Экспериментальная часть

Методика выполнения опыта

Приготовьте три раствора тиосульфата натрия различной концентрации. Для этого в три пробирки налейте: в первую – 1 мл раствора Na₂S₂O₃ и 2мл Н₂О; во вторую – 2 мл Na₂S₂O₃ и 1 мл Н₂О; в третью – 3 мл того же раствора Na₂S₂O₃. Затем в каждую пробирку добавьте по 1 мл раствора H₂SO₄ и измерьте время в секундах от момента добавления кислоты до появления первых признаков помутнения вследствие образования серы. Результаты опытов занесите в таблицу 1 и постройте график зависимости скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия.

Методика выполнения опыта

В три пробирки налейте по 2 мл раствора Na₂S₂O₃, каждую поставьте в стакан с горячей водой, соблюдая интервал температур воды в 10⁰С, и через 3 – 5 минут измерьте температуру в стаканах термометром. Добавьте в каждую пробирку по 1 мл раствора H₂SO₄ и отметьте время от момента добавления кислоты до появления первых признаков помутнения. Результаты опытов внесите в таблицу 2 и постройте график, откладывая по оси абсцисс – температуру, а по оси ординат относительную скорость (величину, обратную времени).

Рассчитайте средний температурный коэффициент реакции, используя правило Вант-Гоффа в заданном интервале температур.

Для графического расчета энергии активации постройте зависимость и по тангенсу угла наклона прямой определите энергию активации данной реакции.

Химическая кинетика

Цель работы: исследование зависимости скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ и температуры.

Краткая теоретическая часть

Устойчивое равновесное состояние термодинамических систем характеризуется следующими общими условиями:

1) неизменностью равновесного состояния системы при сохранении внешних условий;

2) подвижностью равновесия (самопроизвольным восстановлением равновесия после прекращения внешнего воздействия, вызвавшего незначительное отклонение системы от положения равновесия);

3) динамическим характером равновесия, т.е. установлением и сохранением его вследствие равенства скоростей прямого и обратного процессов;

4) возможностью подхода к состоянию равновесия с двух противоположных сторон;

5) минимальным значением изменения изобарно-изотермического или изохорно-изотермического потенциалов ( ). Выражением этих условий является закон действия масс (константы равновесия).

Для химической реакции в общем виде ,

протекающей в газовой фазе в изобарно-изотермических условиях, константа равновесия имеет вид: ; ;

где C и P- равновесные значения концентраций веществ (в моль/л), парциальных давлений в кПа, соответственно.

Константа равновесия, выраженная через парциальные давления компонентов газовой смеси, связана с константой К_с соотношением: , где - изменение числа молей газа в реакции, .

В основе термодинамического расчета констант равновесия и равновесных выходов продуктов лежит уравнение изотермы химической реакции Вант-Гоффа: , где - произвольные парциальные давления и молярные концентрации начальных веществ и продуктов реакции.

Для стандартного состояния системы, уравнения химического сродства имеют вид: .

Для расчета константы равновесия можно применить уравнение изобары Вант-Гоффа .

Важнейшие понятия: химическое равновесие, константа равновесия, уравнения изобары и изотермы реакции.

Следует уметь: приводить выражения кинетической и термодинамической констант равновесия; рассчитывать и связывать константу равновесия со свободной энергией Гиббса; определять направления смещения равновесия и оптимальные условия протекания процессов, используя принцип Ле- Шателье; рассчитывать температуру равновесного состояния системы.

Контрольные вопросы и задания:

1. Что называют химическим равновесием? Укажите термодинамическое и кинетическое условия равновесия.

2. Что называют константой равновесия, и от каких факторов она зависит? Приведите примеры для гомогенных и гетерогенных систем.

3. Сформулируйте принцип Ле-Шателье. Как влияет изменение внешних условий на состояние равновесия обратимой химической реакции?

СаСО_3(т) = СаО_(т) + СО_2(г); ∆Н⁰ _х.р. = 176,1 кДж/моль.

4. Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления реакции синтеза аммиака из азота и водорода.

5. Константа равновесия реакции N₂O_{4 (г)} = 2 NO_{2 (г)} при 25⁰ С равна 4,64∙10^-3. В каком направлении будет идти реакция при следующих концентрациях веществ: С(N₂O₄) = 0,046 моль/л; С(NO₂) = 0,0095 моль/л.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Налейте в пробирку 4 – 5 мл разбавленного раствора роданида аммония (NH₄CNS) и добавьте 4 – 5 мл разбавленного раствора хлорида железа (III) (FeCl₃). Полученный раствор, характерная красная окраска которого обусловлена образующимся роданидом железа (III), разлейте поровну в четыре пробирки. Затем в первую пробирку добавьте концентрированного раствора роданида аммония, во вторую – концентрированного раствора хлорида железа (III), в третью пробирку –концентрированного раствора хлорида аммония, а раствор в четвертой пробирке оставьте для сравнения. Обратите внимание на изменение окраски растворов.

Приведите уравнение реакции в краткой ионной форме и выражение константы равновесия данной реакции. Объясните изменение окраски раствора с точки зрения закона действующих масс. Сделайте вывод о влиянии концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие.

Опыт 2. Соли хромовой кислоты – хроматы окрашены в желтый цвет (цвет иона CrO₄^-2). Соли двухромовой кислоты – бихроматы окрашены в оранжевый цвет (цвет иона Cr₂O₇^-2). В растворах хрома(VI) имеет место равновесие 2CrO₄^-2 + 2Н⁺ ↔ Cr₂O₇^-2 + Н₂О, которым можно управлять, изменяя концентрацию ионов водорода.

В пробирку поместите 3 – 4 капли 10% раствора бихромата калия и прибавляйте по каплям 2М раствор едкого кали до перехода оранжевой окраски в желтую. Затем к этому же раствору по каплям прибавляйте 2М раствор серной кислоты до появления вновь оранжевой окраски. Объясните изменение окраски раствора, анализируя уравнение изотермы Вант-Гоффа.

Лабораторная работа № 6. Гидролиз солей (2 часа)

Цель работы:изучение процесса гидролиза солей разного типа, установление количественных характеристик процесса гидролиза, изучение влияния различных факторов на степень гидролиза.

Рекомендации:по литературным источникам ознакомиться со следующими теоретическими основами - «Ионное произведение воды», «Сильные и слабые электролиты», «Гидролиз солей».

Важнейшие понятия:гидролиз солей, степень и константа гидролиза, водородный и гидроксильный показатели (PH и POH).

Следует уметь:сравнивать склонность к гидролизу иона в зависимости от его заряда и размера. Связывать склонность ионов к процессу гидролиза с силой соответствующих кислот и оснований, используя значения К_дис соответствующих ступеней ионизации кислот и оснований. Выражать процесс гидролиза с помощью ионных и молекулярных уравнений. Объяснять влияние температуры, концентрации ионов H⁺и ОН^- и одноименных ионов на смещение ионного равновесия.

Контрольные вопросы и задания

1. Что называется ионным произведением воды? Каково его значение при 298К?

2. Что называется водородным показателем (рН)? Как его величина связана с гидроксильным показателем (рОН)?

3. Определите значение рН в растворах NaOH и H₂SO₃ при их концентрации 0,001 моль/л.

4. Дайте определение процессу гидролиза.

5. Какие (по природе ионов) соли подвергаются гидролизу по катиону, а какие – по аниону? Какие соли не подвергаются гидролизу? Приведите примеры, записав уравнение реакции гидролиза в ионном и молекулярном виде.

6. Что является следствием процесса гидролиза?

7. Охарактеризуйте понятия «степень гидролиза», «константа гидролиза».

8. От каких факторов зависит степень гидролиза?

9.Рассчитайте константу и степень гидролиза соли NH₄CI, растворе с концентрацией 0,001 моль/л.

Экспериментальная часть

Методика выполнения опыта

В трех пробирках растворите несколько кристалликов каждой соли, добавьте 1 – 2 капли универсального индикатора для определения рН и сравните цвет раствора со шкалой цветности индикатора. Запишите результаты определения области значения рН и уравнения реакции гидролиза в ионном и молекулярном виде, учитывая специфику гидролиза многозарядных ионов. В выводе отметьте, правильно ли Вы определили тип соли.

Теоретические основы работы

Коллоидным раствором называется система, состоящая из частиц дисперсной фазы и дисперсионной среды, где частицы фазы являются тонко (высоко)дисперсными. Системы, имеющие размеры частиц дисперсной фазы 10^-7 – 10^-9 м, могут быть получены двумя способами: конденсацией частиц вещества в гомогенных системах и дроблением крупных частиц до нужной степени дисперсности в гетерогенных системах.

Конденсационный способ образования дисперсных систем связан с выделением новой фазы из гомогенной системы, находящейся в метастабильном состоянии. Химический потенциал вещества в новой (стабильной) фазе меньше, чем в прежней метастабильной фазе (m₂ < m₁). Этот процесс проходит через стадию образования зародышей новой фазы, отделенных от прежней фазы поверхностью раздела. Образование зародышей новой фазы в метастабильной системе происходит в областях, где возникают флуктуации плотности вещества достаточной величины. Размеры образующихся частиц зависят от условий проведения процесса конденсации, т.е. от соотношения между скоростями двух одновременно идущих процессов – образования зародышей и увеличения их размеров. Для получения частиц коллоидных размеров необходимо значительное преобладание скорости образования зародышей.

Конденсационный способ получения включает два метода:

1) Физическая конденсация – это конденсация молекул одного вещества (дисперсной фазы) в другом (дисперсионной среде). Например, метод замены растворителя добавлением спиртовых растворов веществ в воду;

2) Химическая конденсация – получение коллоидных систем в результате протекания химической реакции с образованием трудно растворимого соединения, при этом могут быть использованы реакции любого типа. При получении коллоидов данным методом должны соблюдаться некоторые условия:

а) один из продуктов реакции должен быть трудно растворимым;

б) одно из исходных реагирующих веществ – электролит-стабилизатор, должно быть в избыточном количестве, для образования на поверхности кристалла двойного электрического слоя (ДЭС) – основного фактора агрегативной устойчивости;

Размер коллоидных частиц соизмерим с длиной волны света, поэтому для них характерны оптические свойства: 1) светорассеивание (рассеивается более интенсивно коротковолновая часть спектра, поэтому в растворе под действием узконаправленного луча появляется конус Тиндаля и бесцветный раствор золя приобретает различную окраску в отраженном и прямом свете; 2) абсорбция (объемное поглощение) световой волны.

Определить знак заряда коллоидной частицы в окрашенных золях можно простейшим методом капиллярного анализа. Матрица фильтровальной бумаги заряжена отрицательно. При нанесении на фильтровальную бумагу капли золя с положительно заряженными частицами идет адсорбция золя в центре пятна, а золь с отрицательно заряженными частицами дает равномерно окрашенное пятно.

Самопроизвольное разрушение коллоидных систем данной степени дисперсности называется коагуляцией. Любая коллоидная система характеризуется двумя видами устойчивости – агрегативной (способность сохранять данную степень дисперсности) и кинетической (способность сохранять равномерное распределение частиц дисперсной фазы по всему объему системы). Процесс коагуляции состоит из двух стадий: а) в силу изменения каких - либо параметров коллоидной системы (температуры, ионного состава и т.д.) она теряет агрегативную устойчивость, степень дисперсности уменьшается, коллоидные частицы укрупняются - это стадия скрытой коагуляции; б) стадия явной коагуляции является следствием потери системой и кинетической устойчивости. Последнюю стадию можно наблюдать визуально. Скорость коагуляции определяют следующие факторы:

1. Радиус действия сил притяжения. Этот радиус очень мал (порядка размера самих частиц), но всё же различен у частиц различных коллоидов. Увеличение этого радиуса способствует процессу коагуляции.

2. Скорость броуновского движения, которая определяет число столкновений частиц в единицу времени. Отсюда же вытекает и ускоряющее действие повышения температуры на коагуляцию.

3. Концентрация коллоидного раствора. Чем больше частиц находится в единице объёма, тем больше вероятность их столкновения, приводящего к слипанию их, тем выше скорость коагуляции.

4. Концентрация электролита. Наиболее важным фактором является электролитный баланс в системе. Увеличение содержания электролитов в системе приводит к сжатию ДЭС на межфазной границе: частица дисперсной фазы – дисперсионная среда и, следовательно, понижению энергетического барьера, препятствующего слипанию частиц (укрупнению) при их столкновении. Коагуляцию золя вызывает тот ион электролита-коагулятора, у которого знак заряда одноимёнен со знаком заряда противоиона мицеллы. Порог коагуляции зависит и от валентности коагулирующего иона. Эта зависимость выражается правилом значности (правилом Шульце-Гарди).

Воздействуя на (ДЭС), можно вызвать разрушение золя т.е. коагуляцию и затем отделение фазы от среды, т.е. седиментацию. Так коагуляцию можно вызвать введением электролитов или золей противоположного знака заряда. Разрушение золя можно вызвать и путем изменения температуры, которая влияет на адсорбцию ионов и молекул растворителя коллоидными частицами. Как правило, повышение температуры ведет к разрушению золей, однако известны случаи коагуляции золей и при понижении температуры.

Экспериментальная часть

Экспериментальная часть

Теоретические основы работы

Коррозия как процесс самопроизвольный, протекает одновременно по всем возможным механизмам. Микроэлемент может возникнуть в любой точке изделия: достаточно попадания капли раствора на место соприкосновения двух металлов.

При электрохимической коррозии одни участки поверхности металла служат анодами, другие – катодами. Роль анода выполняет более активный металл, имеющий меньшую величину электродного потенциала. На анодных участках происходит окисление металла и электроны перемещаются на катодные участки, где происходит деполяризация окислителя агрессивной среды. Наиболее часто встречаются катодные процессы, связанные с деполяризацией кислорода (схемы 1 и 2) или ионов водорода, (схема 3) в зависимости от значения рH среды.

О₂ + 2Н₂О + 4е = 4ОН^-, (1)

О₂ + 4Н⁺ + 4е = 2Н₂О (2)

2Н⁺ + 2е = Н₂, (3).

Контрольные вопросы и задания:

1. Каковы особенности электрохимической коррозии? В чем ее отличие от химической коррозии? Какую роль играют оксидные пленки в поведении металлов Zn, Cr, Fe?

2. Сравните химическую стойкость железа в контактах с алюминием и оловом.

3. Алюминиевая деталь находится в постоянном контакте с медным токопроводом в условиях повышенной влажности в воздушной среде. Определите анод и катод, напишите электродные процессы.

4. В поверхностном слое стальной отливки находятся вкрапления углерода. Рассмотрите электродные процессы, протекающие в ходе коррозии изделия в нейтральной и кислой среде.

Коррозия металлов

Цель работы: изучение важнейших процессов, протекающих при коррозии металлов; защита металлов от коррозии.

Экспериментальная часть

СТРУКТУРА И СОДЕРЖАНИЕ ТЕОРЕТИЧЕСКОЙ ЧАСТИ КУРСА

Раздел 1. Атомно-молекулярное учение (2 час.)

Тема1. Основные понятия и законы химии (2 час.)

Основные положения атомно-молекулярного учения. Основные стехиометрические и газовые законы. Понятие эквивалента. Закон эквивалентов и его практическое использование.