SPOIWA MINERALNE

WYDZIAŁ BUDOWNICTWA ARCHITEKTURY I INŻYNIERII ŚRODOWISKA		PONIEDZIAŁEK
GRUPA VIII		11:45

1) Przebieg doświadczenia i obserwacje:

1g cementu wsypany został do kolby Erlenmeyera. Do niego dodano 80 cm³ zagotowanej wody destylowanej oraz 40 cm³ 0,5 M kwasu solnego. Zawartość była gotowana przez 3 minuty, by odpędzić dwutlenek węgla. Po 3 minutach gotowania dodane zostały 3 krople 1% roztworu fenoloftaleiny i gorąco miareczkowano 0,5 m roztworem KOH.

Przy pierwszej próbie różowawe zabarwienie zauważalne było po dodaniu 1 cm³ roztworu. Kolor intensywnie różowy uzyskano po 7,5 cm³ w pierwszej próbie, natomiast po 10 cm³ w drugiej.

2) Obliczenia:

Zawartość wolnego CaO w pierwszej próbie:

A- ilość cm³ 0,5M KOH, zużyta na zobojętnienie nadmiaru kwasu solnego, który nie przereagował z wolnym CaO, znajdującym się w 1 g cementu

A=7,5 cm³ dla intensywnie różowego zabarwienia (1 cm³ dla lekko różowego zabarwienia)

%CaO=(40-7,5)∙0,014∙100%= 45,5% [%CaO=(40-1)∙0,014∙100%=54,6%]

Zawartość wolnego CaO w drugiej próbie:

A=10 cm³

%CaO=(40-10) ∙0,014∙100%=42%

• MODUŁ HYDRAULICZNY= %CaO: (%SiO₂ + %Al₂O₃+%Fe₂O₃ )

I PRÓBA = 1,45 (1,75 przy lekkim zabarwieniu)

II PRÓBA = 1,34

• MODUŁ KRZEMIANOWY=% SiO₂: (%Al₂O₃+%Fe₂O₃ )=2,415

• MODUŁ GLINOWY=% Al₂O₃:%Fe₂O₃ =0,979

3. Wnioski:

Wartość modułu hydraulicznego powinna być zawarta w granicach 2-2,2 w przeprowadzonym doświadczeniu wartość jednak wyniosła 1,45 (1,75) w pierwszej, a 1,34 w drugiej próbie. Wpływ na tę niezgodność mógł mieć punkt doświadczenia, w którym należało wskazać ilość roztworu KOH ,który potrzebny był do uzyskania różowego zabarwienia- ilość ta determinuje moduł hydrauliczny. Jednakże należałoby sprecyzować jaki jest pożądany stopień nasycenia koloru różowego.

Niezgodna z właściwym była również wartość modułu glinowego, która wynosi 0,979, a powinna zawierać się między 1,7 a 3,5. Spowodował to niewłaściwy dobór surowców chemicznych. Skład procentowy cementu powinien być ustalony z wartościami modułów.

4. REAKCJE:

• podczas dodawania do cementu roztworu HCl

CaCO₃ +2HCl → CO₂ + H₂O + CaCl₂

• proces miareczkowania:

CaCl₂ + 2KOH → Ca(OH)₂ + 2KCl

• podczas dodawania wody:

Cząsteczki niektórych składników cementu przyłączając wodę ulegają jedynie

hydratacji. Istnieją również takie, których cząsteczki ulegają hydrolizie. Reagowanie

różnych składników cementu z wodą przebiega z różną szybkością. Główny

składnik cementu- alit, reaguje z wodą energicznie, zaraz po zarobieniu cementu

wodą.

HYDROLIZA ALITU

3CaO∙ SiO₂ + nH₂ O →2CaO∙ SiO₂ ∙(n-1) H₂ O+ Ca(OH)₂

Glinian wapniowy 3CaO∙ Al₂O₃ na początku reaguje z gipsem zawartym w cemencie:

3CaO∙ Al₂O₃+3 CaSO₄+31 H₂ O→3CaO∙ Al₂O₃∙3 CaSO₄∙31 H₂ O (produktem tej

reakcji jest sól Candela)

Glinian wapniowy, który nie przereagował z gipsem ulega hydratacji:

3CaO∙ Al₂O₃+6 H₂ O→3CaO∙ Al₂O₃∙3 CaSO₄∙6 H₂ O

Glinian wapniowy reaguje też z Ca(OH)₂ , który powstaje w wyniku hydrolizy alitu:

3CaO∙ Al₂O₃+ Ca(OH)₂ +12 H₂ O→4CaO∙ Al₂O₃∙13H₂ O (w ten sposób powstaje

uwodniny glinian czterowapniowy)

Braunmilleryt 4CaO∙ Al₂O₃∙ Fe₂O₃ gdy reaguje z H₂ O wytwarza uwodnione

gliniany i żelaziany wapniowe:

4CaO∙ Al₂O₃∙ Fe₂O₃+7 H₂ O→3CaO∙ Al₂O₃∙6 H₂ O+CaO∙ Fe₂O₃∙ H₂ O

1) Przebieg doświadczenia :

1. Zmierzyłyśmy pH roztworów HCl w zakresie stężeń 0,1 M do 0,000001M. Rozcieńczałyśmy stopniowo za pomocą wody destylowanej:do kolbki miarowej o pojemności 100ml przeniosłyśmy pipetą 10 ml 0,1 M HCl. Następnie uzupełniłyśmy wodą destylowaną do kreski, zakorkowałyśmy kolbkę wymieszałyśmy. Przygotowując kolejne roztwory postępowałyśmy w ten sam sposób. Roztwory przeniosłyśmy do naczyniek polietylenowych i za pomocą pH-metru zmierzyłyśmy pH.

2. Zmierzyłyśmy wartości pH dla kwasu solnego,octowego i szczawiowego o stężeniu 0,1M

3. W naczyńkach polietylenowych rozpuściłysmy sole:

NaCl

Na₃PO₄

CH₃COONa

NH₄Cl

NiCl₂

NaHCO₃

Następnie zmierzyłyśmy wartości pH

2. WYNIKI:

pH roztworów HCl w zakresie stężeń 0,1M do 0,000001M

0,000001 M	6,62
0,00001 M	6,06
0,0001 M	5,71
0,001 M	4,03
0,01 M	2,41
0,1 M	1,74

HCl	1,74
CH3COOH	3,34
C2H2O4	1,96

NaHCO3	7,99
CH3COONa	7,17
Na3PO4	10,86
NH4Cl	6,20
NaCl	7
NiCl2	6,04

3. REAKCJE:

NaCl +H₂O→ hydroliza nie zachodzi

Na₃PO₄+2H₂O→ H₃PO₄+ NaOH

CH₃COONa+H₂O→CH₃COOH +NaOH

NH₄Cl+H₂O→NH₄OH+HCl

NiCl₂+H₂O→Ni(OH)₂+HCl

NaHCO₃+H₂O→NaOH+H₂CO₃

Na₃PO₄→3Na⁺+ PO₄^-

H₂O → OH^-+ H⁺

↓ ↓

nie zachodzi H₃PO₄

CH₃COONa→CH₃COO⁺+ Na^-

H₂O → H⁺ +OH^-

↓ ↓

CH₃COOH nie zachodzi

NH₄Cl→NH₄⁺+ Cl^-

H₂O →OH^- + H⁺

↓ ↓

NH₄OH nie zachodzi

NiCl₂→Ni⁺+ 2Cl^-

H₂O→ OH^-+ H⁺

↓ ↓

NiOH nie zachodzi

NaHCO₃→Na⁺+HCO₃^-

H₂O → OH^-+ H⁺

↓ ↓

nie zachodzi H₂CO₃

4. WNIOSKI:

Kwas solny jest kwasem bardzo mocnym, jednak jego moc maleje w miarę rozcieńczania. Jest on najmocniejszym z kwasów mierzonych. Kwasy szczawiowy i octowy są słabymi.

Hydroliza nie zaszła dla NaCl. Roztwór przyjął odczyn obojętny=7. Stało się tak dlatego, gdyż kwas i zasada utworzone od tych pierwiastków są mocne, a w takim przypadku hydroliza nie zachodzi. Odczyn zasadowy(>7) przyjęły sole: NaHCO_{3 ,}CH₃COONa ,Na₃PO₄. Są to bowiem sole zawierające Na, którego jon nie wiąże się z jonem OH podczas hydrolizy tworząc wodorotlenek. Powoduje to większe stężenie jonów OH w roztworze, co wpływa na odczyn zasadowy.

Odczyn kwaśny(<7) maja natomiast sole :NiCl_2, NH₄Cl. HCl jest mocnym kwasem i dlatego podczas hydrolizy nie następuje jego wiązanie. Wpływa to na wzrost stężenia jonów H⁺ w roztworze i odczyn kwaśny.

Ćwiczenie 6 KOROZJA METALI II

WBAiIS Budownictwo Lądowe
Grupa VIII

Wykonanie doświadczenia:

a) Do doświadczenia użyłem dwóch płytek stalowych oczyszczonych papierem ściernym, odtłuszczonych i opłukanych wodą destylowaną. Następnie płytki zostały zanurzone do roztworu HCl na kilka minut. Po wyjęciu z kwasu zostały opłukane wodą destylowaną o osuszone bibułą.

Jedna z płytek została zanurzona do 4% roztworu dwuchromianu K₂Cr₂O₂ o temperaturze 90-95­­⁰C na czas 15 minut. Po tym czasie płytkę wyjęto z roztworu, opłukano wodą destylowaną a następnie osuszono ją bibułą.

Na każdą z tych płytek nałożono krople roztworu Akimowa (CuSO₄).

b) Do doświadczenia użyto oczyszczoną papierem ściernym i odtłuszczoną w metanolu płytkę stalową jak również płytki pokryte powłokami metalicznymi: miedziową, cynkową, niklową oraz te same o porysowanych (uszkodzonych) powłokach. Na każdą z nich naniesiono kroplę roztworu 0,1% K₃[Fe(CN)₆]. Z jonami Fe tworzy on niebieski osad.

Wyniki i obserwacje doświadczenia:

a) Na płytce, która została poddana procesowi chromowania pojawił się czarny osad. Po naniesieniu na nią kropli roztworu Akimowa ta „rozlała się” po płytce i nie zaobserwowano na płytce żadnych zmian. Gdy na drugą stalową płytkę (która nie została poddana procesowi chromowania) naniesiono krople powyższego roztworu to po upływie około 20 sekund pojawił się wyraźny osad koloru rudobrązowego, który podczas doświadczenia ciemnieje i przyjmuje żelową konsystencje

b) W tym doświadczeniu na płytkach (z powłokami metalicznymi) zaobserwowano następujące zjawiska:

- cynkowa: wytrąca się lekko białawy osad na rysach

- niklowa: wytrąca się czerwonawy osad na rysach

miedziana: wytrącił się niebieskawy osad na rysach, na częściach nieuszkodzonych tych płytek nie zaobserwowano żadnych zmian.

Natomiast na zwykłej stalowej płytce kropla

Zachodzące reakcje:

a) Pierwsza płytka został poddana procesowi chromowania czyli posiadała niemetaliczną powłokę ochronną (ciemny osad). Z tego powodu nie zaobserwowano tu żadnych zmian. Natomiast po nałożeniu kropli roztworu Cu₄SO₄ na płytkę niechromowaną zaszła następująca reakcja

Fe + CuSO₄FeSO­₄ + Cu (w elektrolicie) Cu- rudobrązowy osad

Zaszły tu następujące reakcje korozyjne:

Fe →Fe ²⁺ +2e‾ (reakcja anodowa)

Fe +Cu²⁺→ Fe ²⁺+Cu - reakcja całościowa (proces redukcji i utlenienia)

b) Powłoka cynkowa (-760mV) na płytce stalowej to przykład anodowej powłoki ochronnej. Metal chroniący jest o niższym potencjale niż metal chroniony. Powłoka taka chroni metal nawet jeżeli jest porowata. Co prawda tworzy się ogniwo korozyjne jednak rozpuszczeniu ulega metal chroniący (w tym przypadku cynk). Zachodzą znane reakcje korozyjne:

Zn Zn²⁺ + 2e^- (anoda)

^­­­ ½ O₂ + H₂O + 2e^- 2OH (katoda)

Zn²⁺ + 2OH^- Zn(OH)₂ - biały osad (elektrolit)

Płytka pokryta powłoką miedzianą (+340mV) to przykład katodowej powłoki ochronnej. Jest to jedna tylko skuteczne przy idealnej szczelności między metalami. W przypadku nieszczelności tworzy się ogniwo korozyjne i korozji ulega metal chroniony (czyli w tym przypadku żelazo).

Fe →Fe ²⁺ +2e‾ (anoda)

½ O₂ + H₂O + 2e^- 2OH^- (katoda)

Fe²⁺ + 2OH^- Fe(OH)₂ (elektrolit)

2Fe(OH)₂ + ½ O₂ + (n-2)H₂O Fe₂O₃ * nH₂O rdza.

Płytka pokryta powłoką niklową (-220mV) działa na tej samej zasadzie co poprzednia czyli katodowej powłoki ochronnej.

Wnioski:

1. Metale chromowane (posiadające niemetaliczną powłokę ochronną) wykazują odporność na korozje i nie zachodzą na ich powierzchni istotne zmiany. Natomiast metale niechromowane takiej właściwości nie wykazują. Pokazało to nasze doświadczenie. Między miedzią (+340mV),a żelazem (-440mV) istnieje różnica potencjałów i jest dzięki temu możliwa korozja. Stal pod wpływem roztworu soli miedziowej pokryła się cienką warstwą miedzi. Metaliczna miedź, wytrącona z soli, miała barwę rudawobrązową, co można było zaobserwować na zabarwieniu kropli.

2. Mamy tu do czynienia z metalicznymi powłokami ochronnymi. Powłoką anodową jest powłoka cynkowa ponieważ cynk ma mniejszy potencjał niż żelazo. Zapewnia to dodatkową ochronę katodową przez przesunięcie potencjału blaszki do obszaru odporności nawet w przypadku uszkodzenia powłoki. Powłokami katodowymi są powłoki miedziana i niklowa. Są wykonane z metali szlachetniejszych i powinny być całkowicie szczelne. W innym razie korozji zacznie ulegać żelazo.

Ćwiczenie 5 KOROZJA METALI I

WBAiIS Budownictwo Lądowe		Poniedziałek NP
Grupa VIII

1. Rdzewienie metali:

Ćwiczenie to polegało na porównaniu zachowań się dwóch różnych płytek stalowych (zwykłej i nierdzewnej) w roztworze o składzie 3% NaCl i 0,3% H₂0₂. Owe płytki zostały umieszczone na okres 45 minut we wcześniej wymienionej cieczy. Przed umieszczeniem ich w rozworach zostały oczyszczone, odtłuszczone, opłukane i osuszone. Zważono je z dokładnością do 0,001g: zwykła płytka miała 9,214g natomiast nierdzewna 14,883g.

Korozja w roztworach elektrolitów obojętnych przebiega z reguły zbyt wolno aby można ją było zaobserwować w ciągu jednego badania . Dlatego też nasze próbki metalu zostały umieszczone w roztworze o 3% stężeniu soli NaCl (odznacza się najwyższą agresywnością korozyjną). Już po kilkunastu minutach na blaszce ze stali zwykłej pojawiają się rdzawe plamy - rozpoczyna się korozja stali. Natomiast płytka ze stali nierdzewnej pozostaje w takim samym stanie jak przy rozpoczęciu doświadczenia, nie zaobserwowano żadnych zmian zewnętrznych. Po upływie 45 minut obydwie płytki zostają wyciągnięte z roztworu, opłukane wodą i osuszone. Ta ze stali zwykłej pokryła się rdzą a na nierdzewnej nie stwierdziłem jakichkolwiek zmian. Co prawda waga tej drugiej zmieniła się o 0,001g jednak tak małą różnice uważam za dopuszczalny błąd wagi czyli przyjmujemy że masa również pozostała niezmienna. Natomiast płytka ze stali zwyczajnej zmieniła swój wygląd - jej powierzchnia pokryła się lekką warstwą rdzy. Po tym doświadczeniu jej ciężar wzrósł o 0,114 grama i ostatecznie wyniósł 9,214g. Na owej próbce zaszły liczne procesy elektrochemiczne:

- anodowa: FeFe²⁺+2e^-

- katodowa: 1/2O₂+H₂O+2e^-2OH^-

• procesy w elektrolicie: CO₂+H₂O H₂CO₃ H₂CO₃H⁺+HCO₃^-

NaClNa⁺+Cl^-

Fe²⁺+2OH^-Fe(OH)₂

Fe(OH)₂+1/2O₂+(n-2) H₂OFe₂O₃*n H₂O

Związek Fe₂O₃ jest to rdza powstała po powyższych procesach na blaszce z metalu zwykłego.

2. Wykonanie oksydacyjnego (tlenowego) ogniwa stężeniowego:

Korozja elektrochemiczna żelaza polega na dwóch procesach: powstawaniu jonów Fe²⁺ w miejscach anodowych, a w miejscach katodowych - zaalkalizowaniu towarzyszącemu redukcji wody lub tlenu. Odczynnik ferroksylowy to bardzo rozcieńczony roztwór K₃Fe(CN)₆, z dodatkiem fenoloftaleiny doprowadzonej za pomocą bardzo rozcieńczonego roztworu NaOH prawie do początku zmiany barwy, dodatkowo zawierający ok. 2% NaCl - w ok. 0,5-procentowym agarze. W miejscach anodowych (właściwej korozji) powstaje ciemna plama błękitu pruskiego, natomiast miejsca katodowe barwią się na czerwono.

Pojawienie się w środkowej części niebieskiego osadu wskazuje na obecność jonów żelaza (II) które z K₃Fe(CN)₆ tworzą sześciocyjanożelazian (III) żelaza (II):

3Fe²⁺+2[Fe(CN)₆]^3- Fe^­₃[Fe(CN)₆]₂

Przebiega tu reakcja a świadczy o tym obecność jonów Fe²⁺:

Reakcja anodowa: Fe⁰ Fe²⁺+2e^-

Na zewnętrznej części kropli pojawia się kolor malinowy świadczący o obecności jonów OH^-. Powstały one na skutek redukcji tlenu atmosferycznego w środowisku wodnym:

Rekcja katodowa: 2H₂O+O₂+4e^- 4OH^-

Rozkład błekitu nietrwałego w środowisku zasadowym:

Fe₃[Fe(CN)₆]₂+6OH^- 2[Fe(CN)₆]^3- + 3Fe(OH)₂

Strąca sie wodorotlenek żelaza (III), który ulega stopniowemu utlenieniu do uwodnionego tlenku żelaza (III):

4Fe(OH)₂+O₂ 2 Fe₂O₃*H₂0 + 2 H₂0

Po oczyszczeniu i osuszeniu płytki zauważyłem iż w miejscach gdzie znajdowały się krople wskaźnika ferroksylowego pojawiła się rdza.

3. Wyznaczenie potencjałów elektrod (Fe, Cu, Ni, Al):

Po mechanicznym oczyszczeniu i odtłuszczeniu płytek Fe, Cu, Ni, Al. Zbudowano z nich koleino i z elektrody kalomelowej (+249mV) ogniwa stężeniowe i podłączono do milivoltomierza. Otrzymaną siłę elektromotoryczną (rożnice potenchjałów między elektrodą kalomelową a elektrodą mierzoną) zapisłem w poniższych tabelach a następnie na wykresach (dane w mV).

	0s	15s	30s	45s	60s	75s	90s	105s	120s	135s	150s	165s	180s	195s	210s	225s	240s
Nikiel	264	242	238	231	230	233	222	220	219	212	211	208	212	207	204	203	201
Żelazo	377	413	432	446	456	463	470	473	479	483	487	490	493	496	498	500	502
Aluminium	579	582	582	581	582	578	579	579	572	573	573	573	570	573	572	573	569
Miedź	55	56	55	56	55	56	56	56	56	56	56	56	56	57	56	57	57

dane w milivoltach mV

Przeliczenia potencjałów poszczególnych blaszek metalowych względem normalnej elektrody wodorowej (0V) (wg wzoru E=E₁-E₂, E₁-potencjał elektrody dodatniej, E₂-potencjał elektrody ujemnej)

- dla żelaza: elektrodą dodatnią jest elektroda kalomelowa (+249mV), ujemną jest zaś żelazna (wg tablic -440mV)

E = E_kalomelowa - E_żelazna

E_żelazna = E_kalomelowa - E

Podstawiając z tabeli za E otrzymuje wartości od -253mV do -128mV

- dla niklu: elektrodą dodatnią jest elektroda kalomelowa (+249mV), ujemną jest zaś niklowa (wg tablic -220mV)

E = E_kalomelowa - E_niklowa

E_niklowa = E_kalomelowa - E

Podstawiając z tabeli za E otrzymuje wartości od -15mV do -48mV

- dla aluminium: elektrodą dodatnią jest elektroda kalomelowa (+249mV), ujemną jest zaś aluminiowa (wg tablic -166mV)

E = E_kalomelowa - E_aluminiowa

E_aluminiowa = E_kalomelowa - E

Podstawiając z tabeli za E otrzymuje wartości od -334mV do -320mV

- dla miedzi: elektrodą dodatnią jest elektroda miedziana (wg tablic +340mV), ujemną jest zaś kalomelowa (+249mV)

E = E_miedziana - E_kalomelowa

E_miedziana = E_kalomelowa -(-E)

Podstawiając z tabeli za E otrzymuje wartości od +304mV do +306mV

Wnioski:

1. płytka ze stali nierdzewnej nie zmieniła swojej wagi czyli nie zaszły tu żadne reakcje między roztworem NaCl a tym metalem. Płytka ze stali rdzewnej (zwykła) stała się nieco cięższa niż przed doświadczeniem. Jej waga wrosła o 0,114 grama. Ta różnica polega na tym że pokryła się rdzą czyli żelazo zostało utlenione. Zaszły tam reakcje które są wypisane powyżej w 1 punkcie protokołu.

b) Stężenie tlenu jest większe na obrzeżach kropli niż wewnątrz, gdzie ma miejsce proces utlenienia żelaza czyli typowej korozji. Jest to mikroogniwo gdzie obszar anodowy jest wewnątrz kropli a katodowy na zewnątrz. Pod koniec doświadczenia zaobserwowałem zmiany kolory niebieskiego za brązowo-zielonkawy. Stało się to za sprawą wzrostu jonów OH^- w centralnej części. Powoduje to rozkład wcześniej otrzymanego błękitu, który jest nietrwały w środowisku zasadowym.

2. Powyższe wyniki labolatoryjne nie są zgodne z tymi zestawionymi w tablicach. Jest to spowodowane różnymi czynnikami. Np. zbyt krótkim czasem doświadczenia, niedokładnością milivoltomierza, niedokładnym oczyszczeniem powierzchni blaszek itp.

r.anodowa r. katodowa
Fe=Fe2+ + 2e- Hg2Cl2 +2e-=2Hg + 2Cl-

Al=Al3+ +3e- 3Hg2Cl2+6e-=6Hg +2Cl-

Ni=Ni2+ +2e- Hg2Cl2 +2e-=2Hg +2Cl-

2Hg +2Cl-=Hg2Cl2+2e- Cu2+ +2e-=Cu

WYDZIAŁ BUDOWNICTWA ARCHITEKTURY I INŻYNIERII ŚRODOWISKA		PONIEDZIAŁEK
GRUPA VIII		11:45

1) Przebieg doświadczenia i obserwacje:

1g cementu wsypany został do kolby Erlenmeyera. Do niego dodano 80 cm³ zagotowanej wody destylowanej oraz 40 cm³ 0,5 M kwasu solnego. Zawartość była gotowana przez 3 minuty, by odpędzić dwutlenek węgla. Po 3 minutach gotowania dodane zostały 3 krople 1% roztworu fenoloftaleiny i gorąco miareczkowano 0,5 m roztworem KOH.

Przy pierwszej próbie różowawe zabarwienie zauważalne było po dodaniu 1 cm³ roztworu. Kolor intensywnie różowy uzyskano po 7,5 cm³ w pierwszej próbie, natomiast po 10 cm³ w drugiej.

2) Obliczenia:

Zawartość wolnego CaO w pierwszej próbie:

A- ilość cm³ 0,5M KOH, zużyta na zobojętnienie nadmiaru kwasu solnego, który nie przereagował z wolnym CaO, znajdującym się w 1 g cementu

A=7,5 cm³ dla intensywnie różowego zabarwienia (1 cm³ dla lekko różowego zabarwienia)

%CaO=(40-7,5)∙0,014∙100%= 45,5% [%CaO=(40-1)∙0,014∙100%=54,6%]

Zawartość wolnego CaO w drugiej próbie:

A=10 cm³

%CaO=(40-10) ∙0,014∙100%=42%

• MODUŁ HYDRAULICZNY= %CaO: (%SiO₂ + %Al₂O₃+%Fe₂O₃ )

I PRÓBA = 1,45 (1,75 przy lekkim zabarwieniu)

II PRÓBA = 1,34

• MODUŁ KRZEMIANOWY=% SiO₂: (%Al₂O₃+%Fe₂O₃ )=2,415

• MODUŁ GLINOWY=% Al₂O₃:%Fe₂O₃ =0,979

5. Wnioski:

Wartość modułu hydraulicznego powinna być zawarta w granicach 2-2,2 w przeprowadzonym doświadczeniu wartość jednak wyniosła 1,45 (1,75) w pierwszej, a 1,34 w drugiej próbie.Wpływ na tę niezgodność mógł mieć punkt doświadczenia, w którym należało wskazać ilość roztworu KOH ,który potrzebny był do uzyskania różowego zabarwienia- ilość ta determinuje moduł hydrauliczny. Jednakże należałoby sprecyzować jaki jest pożądany stopień nasycenia koloru różowego.

Niezgodna z właściwym była również wartość modułu glinowego, która wynosi 0,979, a powinna zawierać się między 1,7 a 3,5. Spowodował to niewłaściwy dobór surowców chemicznych. Skład procentowy cementu powinien być ustalony z wartościami modułów.

6. REAKCJE:

• podczas dodawania do cementu roztworu HCl

CaCO₃ +2HCl → CO₂ + H₂O + CaCl₂

• proces miareczkowania:

CaCl₂ + 2KOH → Ca(OH)₂ + 2KCl

• podczas dodawania wody:

Cząsteczki niektórych składników cementu przyłączając wodę ulegają jedynie

hydratacji. Istnieją również takie, których cząsteczki ulegają hydrolizie. Reagowanie

różnych składników cementu z wodą przebiega z różną szybkością. Główny

składnik cementu- alit, reaguje z wodą energicznie, zaraz po zarobieniu cementu

wodą.

HYDROLIZA ALITU

3CaO∙ SiO₂ + nH₂ O →2CaO∙ SiO₂ ∙(n-1) H₂ O+ Ca(OH)₂

Glinian wapniowy 3CaO∙ Al₂O₃ na początku reaguje z gipsem zawartym w cemencie:

3CaO∙ Al₂O₃+3 CaSO₄+31 H₂ O→3CaO∙ Al₂O₃∙3 CaSO₄∙31 H₂ O (produktem tej

reakcji jest sól Candela)

Glinian wapniowy, który nie przereagował z gipsem ulega hydratacji:

3CaO∙ Al₂O₃+6 H₂ O→3CaO∙ Al₂O₃∙3 CaSO₄∙6 H₂ O

Glinian wapniowy reaguje też z Ca(OH)₂ , który powstaje w wyniku hydrolizy alitu:

3CaO∙ Al₂O₃+ Ca(OH)₂ +12 H₂ O→4CaO∙ Al₂O₃∙13H₂ O (w ten sposób powstaje

uwodniny glinian czterowapniowy)

Braunmilleryt 4CaO∙ Al₂O₃∙ Fe₂O₃ gdy reaguje z H₂ O wytwarza uwodnione

gliniany i żelaziany wapniowe:

4CaO∙ Al₂O₃∙ Fe₂O₃+7 H₂ O→3CaO∙ Al₂O₃∙6 H₂ O+CaO∙ Fe₂O₃∙ H₂ O

SUBSTANCJE BŁONOTWÓRCZE

WYDZIAŁ BUDOWNICTWA ARCHITEKTURY I INŻYNIERII ŚRODOWISKA		PONIEDZIAŁEK
GRUPA VIII		11:45

1. Przebieg doświadczenia i obserwacje:

W zlewce o pojemności 50 ml umieszczono 5 ml gliceryny.

Zlewkę z gliceryną podgrzewano do temperatury 125˚C. Utrzymując tę temperaturę dodawano stopniowo 15 g bezwodnika ftalowego mieszając, aby uniknąć zbrylenia w gęstą masę. Następnie zawartość zlewki podgrzewano do 180˚C w celu odparowania H₂O .

Utrzymując temperaturę natej wysokości po 30 minutach masa zaczęła gęstnieć. Wtedy, za pomocą bagietki naniesiono kroplę na płytkę stalową. Żywica stała się twarda i nie-lepka po upływie 4 minut.

Zawartość zlewki była dalej ogrzewana. Następna kropla( przy temperaturze 190˚C)zgęstniała po 2 minutach, następna (przy T=200˚C) po 1,5 minuty.

2. Wnioski:

Polimer ten powstał w reakcji polikondensacji. W odróżnieniu do reakcji polimeryzacji , podczas polikondensacji, powstaje druga niespolimeryzowana cząsteczka( tu H₂O) będąca produktem ubocznym.. Wiązanie merów powstało w wyniku kondensacji dwóch grup funkcyjnych zdolnych do reagowania ze sobą.

Im dłużej gotujemy- odparowujemy H₂O- tym żywica naniesiona na płytkę szybciej gęstnieje.

7. REAKCJE:

H₂ O

O O

CH₂─CH─CH₂ + ║ ║

│ │ │ ――C C ―C ―O― CH₂― CH―CH₂ ―O―

OH OH OH │ │ │ │ │

O═C C═O OH

│ │

O n

TWARDOSC WODY

WYDZIAŁ BUDOWNICTWA ARCHITEKTURY I INŻYNIERII ŚRODOWISKA		PONIEDZIAŁEK
GRUPA VIII		11:45

1. Przebieg doświadczenia i obserwacje:

a) Do kolbki stożkowej o pojemności 250 ml wprowadzone zostało 50 ml wody wodociągowej, 2ml amoniaku, 1 ml roztworu buforowego oraz odrobina wskażnika- czerni eriochromowej. Roztwór ten miareczkowany był 0,005 M roztworem wersenianiu sodowego do zmiany barwy z fiołkowego na niebieski(18 ml).

b) Do kolbki wprowadzono 50 ml wody przegotowanej. Postepowano jak w poprzednim punkcie. Roztwór zmienił zabarwienie po użyciu12 ml roztworu wersenianu sodowego.

3. Przez kolumnę z kationitem sodowym (Rna) przepuszczono ok. 100 ml wody wodociągowej. Z Uzyskanego wycieku przeniesiono 50 ml do kolby stożkowej . Dalej postępowano jak w poprzednim punkcie. Zmiana zabarwienia po 3 ml.

4. Wodę wodociągową przepuszczono przez kationit sodowy (RNa), a następnie przez ROH. Dalsze postępowanie jak w punkcie a). Zmiana zabarwienia po 1,5 ml.

2) Obliczenia:

Wzór do obliczenia twardości wody x=V*0,56 V-objętość wersenianu w mililitrach

Woda	V	X
Wodociągowa	18 ml	10,08
Przegotowana	12 ml	6,72
Przepuszczona przez Rna	3 ml	1,68
Przep. Przez RNa i ROH	1,5 ml	0,84

8. Wnioski:

Najtwardszą z wód jest woda wodociągowa- zawiera ona najwięcej związków powodujących przemijającą twardość wody( wodorowęglanów wapnia i magnezu) . Można ją usunąć przez gotowanie- woda staje się bardziej miękka, co dowiodło przeprowadzone doświadczenie. Woda przegotowana pozbawiona jest wodorowęglanów Ca i Mg, dlatego też obliczona wartość twardości ma mniejszą wartość.

Inną metodą na pozbycie się twardości jest przepuszczenie wody przez kolumny jonitowe , jak to zostało zrobione w dalszej części doświadczenia. Cząsteczki jonitu to wieloatomowe molekuły, które nie rozpuszczają się w wodzie. Część takiej cząsteczki podlega wymianie, gdyż ma charakterystyczne grupy, które wiążą kationy ( w przypadku kationitów) lub aniony ( w przypadku anionitów)

Przykładowa reakcja wymiany kationów wapniowych na sodowe:

2RNa + CaCl₂→R₂Ca +2NaCl

Po przepuszczeniu przez kationit woda pozbyła się twardości powodowanej przez kationy.

W punkcie d) wodę tę przepuszczono jeszcze przez anionit, co pozbawiło wodę twardości powodowanej przez aniony poprzez ich wymianę na jony OH^-

ROH+HCl→ RCl+H₂O

Woda przepuszczona przez anionit i kationit została uwolniona od zawartych w niej soli- otrzymano wodę zdejonizowaną o odczynie obojętnym.

→ —H₂O

---