авторефераты диссертаций БЕСПЛАТНАЯ БИБЛИОТЕКА РОССИИ

КОНФЕРЕНЦИИ, КНИГИ, ПОСОБИЯ, НАУЧНЫЕ ИЗДАНИЯ

<< ГЛАВНАЯ
АГРОИНЖЕНЕРИЯ
АСТРОНОМИЯ
БЕЗОПАСНОСТЬ
БИОЛОГИЯ
ЗЕМЛЯ
ИНФОРМАТИКА
ИСКУССТВОВЕДЕНИЕ
ИСТОРИЯ
КУЛЬТУРОЛОГИЯ
МАШИНОСТРОЕНИЕ
МЕДИЦИНА
МЕТАЛЛУРГИЯ
МЕХАНИКА
ПЕДАГОГИКА
ПОЛИТИКА
ПРИБОРОСТРОЕНИЕ
ПРОДОВОЛЬСТВИЕ
ПСИХОЛОГИЯ
РАДИОТЕХНИКА
СЕЛЬСКОЕ ХОЗЯЙСТВО
СОЦИОЛОГИЯ
СТРОИТЕЛЬСТВО
ТЕХНИЧЕСКИЕ НАУКИ
ТРАНСПОРТ
ФАРМАЦЕВТИКА
ФИЗИКА
ФИЗИОЛОГИЯ
ФИЛОЛОГИЯ
ФИЛОСОФИЯ
ХИМИЯ
ЭКОНОМИКА
ЭЛЕКТРОТЕХНИКА
ЭНЕРГЕТИКА
ЮРИСПРУДЕНЦИЯ
ЯЗЫКОЗНАНИЕ
РАЗНОЕ
КОНТАКТЫ


Pages:     | 1 |   ...   | 2 | 3 || 5 |

«Неорганическая химия курс лекций-презентаций Содержание Введение Глава 1. Обзор свойств неметаллов Глава 2. Водород Глава 3. ...»

-- [ Страница 4 ] --

2H 2SO 3 + O 2 = 2H 2SO 4.

Поэтому долго хранившиеся растворы сернистой кислоты всегда содержат серную кислоту.

Еще легче протекает окисление сернистой кислоты бромом и перманганатом калия:

+4 +6 H 2 S O 3 + Br + H 2 O = H 2 S O 4 + 2H Br.

+4 + H 2 S O 3 2е = S О 2 + 2Н +, окисление, Br20 + 2 e = 2Br, восстановление.

Сернистая кислота +4 +7 +6 + 5H 2 S O 3 + 2K Mn O 4 = 2H 2 S O 4 + 2 Mn SO 4 + K 2SO 4 + 3H 2 O.

+4 + 5 H 2 S O 3 2 е = S О 2 + 2Н +, окисление, + 2+ 2 MnO 4 + 5e + 8H = Mn + 4H 2 O, восстановление.

Оксид серы (IV) и сернистая кислота обесцвечивают многие красители, образуя с ними бесцветные соединения.

Обычно оксидом серы (IV) отбеливают шерсть, шелк и солому (хлорной водой эти материалы разрушаются).

Оксид серы (IV) убивает многие микроорганизмы.

Поэтому для уничтожения плесневых грибков им окуривают сырые подвалы, погреба, винные бочки и др.

В больших количествах SO2 идет для получения серной кислоты.

Бумажную массу и волокна древесины обрабатывают раствором гидросульфита кальция Са(НSO3)2 – (сульфитным щелоком).

Оксид серы (VI) Оксид (VI) – SO3 – это бесцветная жидкость, затвердевающая при температуре ниже 17° С в твердую кристаллическую массу.

Он энергично поглощает влагу, образуя серную кислоту:

SO 3 + Н 2 О Н 2SO 4.

Поэтому SO3 хранят в запаянных колбах.

Оксид серы (VI) обладает всеми свойствами кислотных оксидов.

Получают его окислением SO2.

Он является промежуточным продуктом в производстве серной кислоты.

Серная кислота. Получение Наибольшее значение имеет контактный способ получения серной кислоты.

По этому способу можно получить Н2SO4 любой концентрации, а также олеум, раствор SO3 в Н2SO4.

Процесс состоит из трех стадий:

получение SO2;

2) окисление SO2 в SO3;

3) получение Н2SO4.

SO2 получают путем обжига пирита FeS2 в специальных печах:

4FeS2 + 11O 2 t 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

+2 + Fe е = Fe окисление, 4 1 + 2 S 10e = 2S O + 4е = 2 O, восстановление.

11 Серная кислота. Получение Для ускорения обжига пирит предварительно измельчают.

Для более полного выгорания серы вводят значительно больше воздуха (кислорода), чем требуется для реакции.

Газ, выходящий из печи обжига, состоит из оксида серы (IV), кислорода, азота, соединений мышьяка (из примесей в колчедане) и паров воды.

Он называется обжиговым газом.

Обжиговый газ подвергается тщательной очистке, так как содержащиеся в нем даже ничтожные количества соединений мышьяка, а также пыль и влага отравляют катализатор.

От соединений мышьяка и пыли газ очищают, пропуская его через специальные электрофильтры и промывную башню.

Влага поглощается концентрированной серной кислотой в сушильной башне.

Серная кислота. Получение Очищенный газ, содержащий кислород, нагревается в теплообменнике до 450° С и поступает в контактный аппарат.

Внутри контактного аппарата имеются решетчатые полки, заполненные катализатором.

Раньше катализатором служила мелко раздробленная металлическая платина.

Затем она была заменена соединениями ванадия (оксидом ванадия (V) VН2O5 или сульфатом ванадила VOSO4), которые дешевле платины и медленнее отравляются.

Серная кислота. Получение Реакция окисления S02 в S03 обратима: 2SО2+О22S03.

Увеличение количества кислорода в обжиговом газе повышает выход оксида серы (VI).

При 450° С он обычно достигает 95% и выше.

Оксид серы (VI) поглощается концентрированной серной кислотой — образуется олеум.

Разбавив олеум водой, можно получить кислоту необходимой концентрации.

То, что S03 поглощается концентрированной H2SO4, а не водой, объясняется тем, что оксид серы (VI) выходит из контактного аппарата мелко распыленный и с парами воды образует туман, состоящий из мелких капелек серной кислоты, который не поглощается водой.

При поглощении S03 концентрированной серной кислотой туман не образуется.

Серная кислота.

Физические свойства Серная кислота – тяжелая бесцветная маслянистая жидкость.

Крайне гигроскопична. Поглощает влагу с выделением большого количества теплоты, поэтому нельзя воду приливать к концентрированной кислоте – произойдет разбрызгивание кислоты.

Для разбавления надо серную кислоту приливать небольшими количествами к воде.

Безводная серная кислота растворяет до 70% окси да серы (VI).

При обычной температуре она не летуча, не имеет запаха.

При нагревании отщепляет SO3 до тех пор, пока не образуется раствор, содержащий 98,3% Н2SO4.

Безводная Н2SO4 почти не проводит электрический ток.

Серная кислота.

Химические свойства Концентрированная серная кислота обугливает органические вещества: сахар, бумагу, дерево, волокна и т. д., отнимая от них воду.

При этом образуются гидраты серной кислоты.

Обугливание сахара можно выразить уравнением:

C12 H 22 O11 + H 2SO 4 = 12C + H 2SO 4 nH 2 O.

Образовавшийся уголь частично вступает во взаимодействие с кислотой:

C + 2H 2SO 4 = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O.

+ 1 C 4 е = C, окисление, +6 + 2 S + 2 e = S, восстановление.

Серная кислота.

Химические свойства Поэтому кислота, которая идет в продажу, имеет бурый цвет от случайно попавших и обуглившихся в ней частичек пыли и органических веществ.

На поглощении (отнятии) воды серной кислотой основана осушка газов.

Как сильная нелетучая кислота Н2SO4 вытесняет из сухих солей другие кислоты:

NaNO3 + H 2SO 4 = NaHSO 4 + HNO3.

Однако если Н2SO4 добавляется к растворам солей, то вытеснения кислот не происходит.

Очень важное химическое свойство серной кислоты – отношение ее к металлам.

Разбавленная и концентрированная серная кислота реагирует с ними различно.

Разбавленная серная кислота растворяет металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода.

Серная кислота.

Химические свойства У свинца на поверхности образуется пленка из РbSO4, которая защищает его от дальнейшего взаимодействия с кислотой.

Металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, с разбавленной Н2SO4 не реагируют.

Концентрированная серная кислота при обычной температуре со многими металлами не реагирует.

Поэтому безводную серную кислоту можно хранить в железной таре и перевозить в стальных циcтернах.

Однако при нагревании концентрированная H2S взаимодействует почти со всеми металлами (кроме Pt, Au и некоторых других).

При этом она выступает как окислитель, сама восстанавливается.

Водород в этом случае не выделяется, а образуется вода:

Смотрите тему «Взаимодействие металлов с кислотами».

Серная кислота обладает всеми свойствами кислот.

Серная кислота. Применение Серная кислота – важнейший продукт основной химической промышленности.

Наибольшее количество ее расходуется для получения фосфорных и азотных удобрений.

Будучи нелетучей кислотой, серная кислота используется для получения других кислот – соляной, плавиковой, фосфорной, уксусной и т. д.

Используется для очистки нефтепродуктов – бензина, керосина и смазочных масел от вредных примесей.

В машиностроении серную кислоту используют для очистки поверхности металлов oт оксидов перед покрытием (никелированием, хромированием и др.).

В производстве взрывчатых веществ, искусственного волокна, красителей, пластмасс и многих других.

Ее употребляют для заливки аккумуляторов.

В сельском хозяйстве она используется для борьбы с сорняками (гербицид).

Соли серной кислоты Серная кислота, будучи двухосновной, образует два ряда солей: средние – сульфаты и кислые – гидросульфаты.

Сульфаты получают при полной нейтрализации кислоты щелочью (на 1 моль кислоты приходится моля щелочи).

Гидросульфаты – при недостатке щелочи (на моль кислоты – 1 моль щелочи):

H 2SO 4 + 2 NaOH = Na 2SO 4 + 2H 2 O, H 2SO 4 + NaOH = NaHSO 4 + H 2 O.

Многие соли серной кислоты имеют большое практическое значение Соли серной кислоты Na2S04 — сульфат натрия. Из водных растворов кристаллизуется десятиводный гидрат Na2S0410Н2О, называемый глауберовой солью.

Глауберова соль применяется в медицине как слабительное.

Безводный сульфат натрия применяется в производстве соды и стекла.

(NH4)2SО4 — сульфат аммония, азотное удобрение.

K2SO4 – сульфат калия, калийное удобрение.

CaSО4 – сульфат кальция.

В природе встречается в виде минерала гипса CaSО42H2О.

При нагревании до 150° С теряет часть воды и переходит в гидрат состава 2CaSО4H2О, называемый жженым гипсом или алебастром.

Алебастр при замешивании с водой в тестообразную массу через некоторое время снова затвердевает, превращаясь в 2CaSО42H2О.

Соли серной кислоты При нагревании до 150° С 2CaSО42H2О теряет часть воды и переходит в гидрат состава 2CaSО4H2О, называемый жженым гипсом или алебастром.

Алебастр при замешивании с водой в тестообразную массу через некоторое время снова затвердевает, превращаясь в 2CaSО42H2О. Гипс широко применяется в строительном деле (штукатурка).

MgSО4 – сульфат магния. Содержится в морской воде, обусловливая ее горький вкус. Кристаллогидрат, называемый горькой солью, применяется как слабительное.

Соли серной кислоты Купоросы — техническое название кристаллогидратов сульфатов металлов Fe, Си, Zn, Ni, Со (обезвоженные соли купоросами называть нельзя).

СиSО45Н2О – медный купорос, ядовитое вещество синего цвета. Разбавленным раствором опрыскивают растения и протравливают семена перед посевом.

FeSO47Н2O железный купорос, светло-зеленое вещество. Применяется для борьбы с вредителями растений, приготовления чернил, минеральных красок, консервирования дерева и т. д.

ZnSO47H2O – цинковый купорос, применяется в производстве минеральных красок, в ситцепечатании, медицине.

Качественная реакция на сульфат-ион Большинство солей серной кислоты растворимо в воде и растворах кислот.

Соли CaSО4 и PbSО4 малорастворимы в воде, a BaSО практически нерастворима как в воде, так и в кислотах.

Это свойство позволяет использовать любую растворимую соль бария, например ВаСl2, как реагент на серную кислоту и ее соли (точнее, на cульфат-ион):

H 2SO 4 + BaCl2 = BaSO 4 +2HCl, Na 2SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 +2 NaCl.

В ионной форме:

SO 2- + Ba 2+ = BaSO 4.

При этом выпадает белый нерастворимый в воде и кислотах осадок сульфата бария.

Вопросы Изобразить графическую электронную формулу серы.

В виде каких соединений сера встречается в природе?

Описать физические и химические свойства серы.

Какие степени окисления проявляет сера в своих соединениях?

Как получить сероводород? Назвать его важнейшие физические и химические свойства.

Как получают серную кислоту в промышленности?

Какие предосторожности надо соблюдать при разбавлении концентрированной серной кислоты водой?

Вопросы Перечислить важнейшие физические и химические свойства серной кислоты. Где она применяется?

Почему ион Ва2+ является реагентом на серную кислоту и ее соли?

Как получить оксид серы (IV)? Каковы его физические и химические свойства?

Назвать свойства сернистой кислоты и ее солей.

Как осуществить превращения:

Nа2SO3 SO2 H2SO3?

Каковы свойства оксида серы (VI)?

Характеристика подгруппы углерода В подгруппу углерода входят углерод, кремний, германий, олово и свинец.

Атомы этих элементов на внешнем уровне содержат по 4 электрона в состоянии …s2р2, чем объясняется сходство их химических свойств.

В обычном состоянии элементы подгруппы углерода двухвалентны, так как их атомы имеют на внешнем уровне два неспаренных электрона.

В возбужденном состоянии они четырехвалентны: на внешнем уровне атомы имеют четыре неспаренных электрона.

В соединениях проявляют степень окисления, равную +4 и –4.

Характеристика подгруппы углерода В соединениях проявляют степень окисления, равную +4 и –4.

Они проявляют также степень окисления, равную +2, причем последняя с увеличением заряда ядра становится более характерной.

Элементы подгруппы относятся к р элементам.

Элементы подгруппы образуют оксиды типа RО2 и RО, а водородные соединения – типа RН4.

Характеристика подгруппы углерода Гидраты высших оксидов углерода и кремния обладают кислотными свойствами, гидраты остальных элементов амфотерны, причем кислотные свойства сильнее выражены у германия, а основные – у свинца.

От углерода к свинцу уменьшается прочность водородных соединений RН4: СН4 – прочное вещество, а РbН4 в свободном виде не выделено.

В подгруппе с ростом порядкового номера увеличивается атомный радиус, неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются:

углерод и кремний – неметаллы;

германий, олово и свинец – металлы.

Углерод.

Нахождение в природе В природе углерод встречается как в свободном состоянии (алмаз и графит), так и в соединениях (каменный и бурый угли, нефть).

В воздухе содержится в виде оксида углерода (IV).

Входит в состав природных карбонатов:

известняка, мрамора, мела СаСО3, магнезита МgСО3, доломита МgСO3СаСО3.

Является главной составной частью органических веществ.

Содержание углерода в земной коре 0,10%.

Углерод. Физические свойства Углерод в свободном состоянии известен в виде трех аллотропических модификаций:

алмаза, графита, карбина.

Алмаз — прозрачное кристаллическое вещество с очень сильной лучепреломляемостью.

Является самым твердым из всех природных веществ.

Поэтому его используют для резки стекла и для бурения горных пород.

С 1955 года налажено производство искусственных алмазов из графита.

Углерод. Физические свойства Графит – темно-серое кристаллическое вещество, жирное на ощупь.

Хорошо проводит электричество, но хуже, чем металлы.

Его применяют для производства карандашей, тиглей и электродов (для технического электролиза).

Графитовые электроды часто заменяют дорогостоящие платиновые электроды.

Налажено производство графита искусственным путем из кокса и антрацита.

Резкое различие физических свойств алмаза и графита обусловлено различием кристаллических решеток (рис. 1).

Углерод. Физические свойства а) б) Рис. 1 – Схема расположения атомов углерода в алмазе (а) и графите (б) В кристаллической решетке алмаза каждый атом углерода окружен четырьмя другими.

Атомы расположены на одинаковых расстояниях друг от друга и очень прочно связаны между собой ковалентными связями по четырем направлениям пространства.

Этим объясняется большая твердость алмаза.

Углерод. Физические свойства У графита атомы углерода расположены параллельными слоями.

Расстояние между соседними слоями гораздо больше, чем между соседними атомами в слое.

Это обусловливает малую прочность связи между слоями, а потому графит легко расщепляется.

Карбин – черный порошок с включениями более крупных кристаллов со стеклянным блеском.

Синтезирован в 60-х годах советскими учеными.

Кристаллы карбина состоят из цепочек углеродных атомов, соединенных чередующимися одинарными и тройными связями:

–СС–СС–С С– или (– С С – )n Углерод. Физические свойства По твердости карбин превосходит графит, но значительно уступает алмазу.

Обладает полупроводниковыми свойствами.

При нагревании до 2800oС без доступа воздуха превращается в графит.

Уголь. При термическом разложении органических соединений образуется черный графит, или уголь.

Он представляет собой тонкоизмельченный графит.

Наиболее важными сортами угля являются кокс, древесный уголь и сажа.

Кокс получается при нагревании каменного угля без доступа воздуха.

Применяется при выплавке чугуна в доменных печах.

Углерод. Физические свойства Древесный уголь получается при обугливании древесины (нагревании без доступа или при незначительном доступе воздуха).

Применяется в качестве топлива в доменных печах, вагранках, в кузнечных горнах;

для получения черного пороха, поглощения газов, а также в быту.

Сажа получается из углеводородов (природного газа, ацетилена, скипидара и др.) путем сжигания их при ограниченном доступе воздуха или путем термического разложения в отсутствие воздуха.

Применяется как наполнитель в производстве резины, а также для изготовления черных красок и сапожной ваксы.

Углерод. Физические свойства Углерод в виде любой аллотропической модификации не имеет запаха и вкуса. Очень трудно плавится.

Не растворяется во всех обычных растворителях, растворяется лишь в некоторых расплавленных металлах, например в железе.

При охлаждении такого раствора вновь кристаллизуется в виде графита.

Природный углерод как элемент состоит из двух изопотов:

12 С (98,892 %) и С (1,108 %).

6 Кроме того, в атмосфере обнаружены незначительные примеси радиоактивного изотопа: 14 С.

Последний получают искусственным путам, и широко применяют в научных исследованиях.

Углерод. Химические свойства Соединения углерода с металлами называются карбидами.

С железом углерод образует карбид железа Fе3С.

Большое практическое значение имеет карбид кальция СаС2, который получается нагреванием оксида кальция (извести) СаО и кокса в электропечах:

СаО + 3С = СаС 2 + СО 2.

При обработке карбида кальция водой получается ацетилен:

Са 2 С + 2Н 2 О = Са (ОН) 2 + С 2 Н 2.

Углерод. Химические свойства С водородом уголь в присутствии никелевого катализатора и при нагревании образует метан – основную составную часть природных горючих газов:

С + Н 2 = СН 4.

При высоких температурах уголь – сильный восстановитель.

Он восстанавливает железо, медь, цинк, свинец и другие металлы из их оксидов, что широко используется при получении этих металлов.

Например:

2 ZnO + C = 2 Zn + CO 2.

Уголь как адсорбент Уголь (особенно древесный) обладает, большой адсорбционной способностью.

Адсорбцией называется свойство угля и других твердых веществ удерживать на своей поверхности пары, газы и растворенные вещества.

Вещества, на поверхности которых происходит адсорбция, называются адсорбентами.

Если, например, водный раствор лакмуса хорошо перемешать с мелко растертым углем, а затем смесь профильтровать, то в фильтрате будет бесцветная жидкость – вода.

В этом случае весь растворенный краситель адсорбируется углем.

В технике в качестве адсорбентов применяются и другие вещества, например синтетические смолы, алюмосиликаты и др.

Уголь как адсорбент Адсорбция угля обусловливается его пористостью.

Чем больше пор, тем больше поверхность угля и тем больше адсорбционная способность.

Обычно поры древесного угля частично заполнены различными веществами, что снижает его адсорбционную способность.

Для усиления адсорбции уголь подвергают специальной обработке – нагревают в струе водяного пара, чтобы освободить его поры от загрязняющих веществ.

Обработанный таким образом уголь называется активированным.

Уголь как адсорбент Активированный уголь широко применяется для очистки:

сахарного сиропа от примесей, придающих ему желтый цвет;

спирта от сивушных масел, растительных масел и жиров.

В медицине таблетки из угля используются:

при желудочных заболеваниях, при отравлениях для удаления вредных веществ из организма.

Активированный уголь применяется в противогазах для поглощения отравляющих веществ.

Фильтрующий противогаз, созданный Н. Д.

Зелинским, применялся в первой мировой войне, что позволило спасти жизнь многим десяткам тысяч людей.

Оксиды углерода Наиболее известны два оксида углерода: СО и СО2.

Оксид углерода (II) СО образуется в процессе сгорания угля при недостатке кислорода.

В промышленности его получают пропусканием оксида углерода (IV) над раскаленным углем при высокой температуре:

СО 2 + С t 2СО.

В лабораторных условиях оксид углерода (II) получают действием концентрированной серной кислоты на муравьиную кислоту при нагревании (серная кислота отнимает воду):

НСООН t Н 2 О + СО.

Оксид углерода (II) – бесцветный газ, без запаха, чрезвычайно ядовитый.

Оксиды углерода Допустимое содержание СО в производственных помещениях составляет 0,03 мг в 1 л воздуха.

В количествах, опасных для жизни, он содержится в выхлопных газах автомобилей.

Поэтому гаражи должны хорошо проветриваться, особенно, при пуске двигателей.

При высоких температурах оксид углерода (II) — сильный восстановитель.

Он восстанавливает многие металлы из их оксидов:

Fe3O 3 + 4CO t 3Fe + 4CO 2.

Это свойство оксида углерода (II) используется при выплавке металлов из руд.

Оксид углерода (II) проявляет способность к реакциям присоединения.

Оксиды углерода В этих реакциях происходит изменение степени окисления углерода от +2 до +4.

При солнечном освещении он легко присоединяет хлор, образуя фосген – сильно ядовитый газ, применявшийся в первой мировой войне как отравляющее вещество:

+2 +4 C О + Сl = C О Cl 2.

В присутствии цинк-хромовых катализаторов при 400°С и давлении 30 МПа СО соединяется с водородом с образованием метилового спирта: + C О + 2Н 2 = СН 3ОН.

Оксид углерода (II) горит синим пламенем с выделением большого количества теплоты:

2СО + О 2 = 2СО 2.

Поэтому он вместе с другими газами входит в состав некоторых видов газообразного топлива – генераторного и водяного газов.

Оксиды углерода Оксид углерода (IV) СО2 образуется в природе при горении и гниении.

Содержится в воздухе (объемная доля 0,03%.), а также во многих минеральных источниках (нарзан, боржоми и др.).

Выделяется при дыхании животных и растений.

В лабораторных условиях СО2 получается действием соляной кислоты на мрамор:

СаСО 3 + H + = Ca 2+ + H 2 O + СО 2.

В промышленности оксид углерода (IV) получается при обжиге известняка:

СаСО 3 t CaO + СО 2.

Оксиды углерода Оксид углерода (IV) — бесцветное газообразное вещество.

Он в 1,5 раза тяжелее воздуха, поэтому его можно переливать из одного сосуда в другой.

Не поддерживает горения и дыхания.

Зажженная лучина в нем гаснет, а человек и животные при большой концентрации СО2 задыхаются.

СО2 сжижается при комнатной температуре под давлением МПа.

В жидком состоянии хранится и транспортируется в стальных баллонах.

При открывании вентиля баллона жидкий оксид углерода (IV) испаряется, в результате чего часть газа переходит в снегообразную массу.

Твердый оксид углерода называют сухим льдом.

Оксиды углерода При комнатной температуре в 1 объеме воды растворяется примерно 1 объем СО2.

При этом образуется угольная кислота.

Реакция – обратимая, равновесие сильно смещено влево:

СО 2 + Н 2 О Н 2 СО 3.

Оксид углерода (IV) обладает всеми свойствами кислотных оксидов.

СО2 – вещество очень прочное. Однако некоторые металлы отнимают кислород (горение Мg в СО2):

2Mg + СО 2 = 2MgO + С.

Оксид углерода (IV) применяется при производстве соды, сахара, при газировании воды, тушении пожаров (содовыми огнетушителями).

Сухой лед используется для хранения скоропортящихся продуктов.

Угольная кислота Угольная кислота весьма слабая, существует только в растворе.

При нагревании раствора она разлагается на оксид углерода (IV) и воду.

Как двухосновная, угольная кислота диссоциирует ступенчато:

Н 2 СО 3 Н + + НСО 3, I cтупень, НСО 3 H + + CO 3, II ступень.

- В соответствии с этим она образует два ряда солей:

средние – карбонаты и кислые – гидрокарбонаты.

Они проявляют общие свойства солей.

Карбонаты и гидрокарбонаты щелочных металлов и аммония хорошо растворимы в воде.

Угольная кислота. Соли В растворе соли диссоциируют на ионы:

Na 2 СО 3 = 2 Na + + СО 3, NaHCO3 = Na + + HCO 3. Соли угольной кислоты получают при взаимодействии СО2 с растворами щелочей:

СО 2 + ОН = НСО 3, СО 2 + 2ОН = СО 3 + Н 2 О.

Карбонаты щелочноземельных металлов в воде малорастворимы, гидрокарбонаты растворимы.

В природе растворимая соль гидрокарбоната кальция образуется из малорастворимого карбоната кальция, оксида углерода (IV) и воды:

СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са (НСО 3 ) 2.

Угольная кислота. Соли Наибольшее практическое значение имеют соли:

Nа2СО3 – карбонат натрия (сода, углекислая сода).

Это белый порошок, хорошо растворимый в воде.

Из водного раствора кристаллизуется в виде кристаллогидрата Nа2СО310Н2О.

Получаются также Nа2СО37Н2О и Nа2СО3Н2О.

Эти кристаллогидраты называются кристаллической содой.

При прокаливании образуется безводная, кальцинированная сода Nа2СО3 (от слова кальцинация — прокаливание).

Из кальцинированной соды получают другие ее виды:

кристаллическую, питьевую.

Сода применяется в производстве стекла, мыла, бумаги, в домашнем обиходе в качестве моющего средства и т. д.

Угольная кислота. Соли NаHСО3 – гидрокарбонат натрия (питьевая сода, двууглекислая сода).

Это белый порошок, малорастворимый в воде.

При нагревании до 100°С легко разлагается:

2 NaHCO3 = Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2.

Питьевая сода применяется:

в медицине, в домашнем обиходе, для производства искусственных минеральных вод, для снаряжения огнетушителей.

Угольная кислота. Соли К2СО3 – карбонат калия (поташ) – белый порошок, хорошо растворимый в воде.

Содержится в золе растений.

Применяется:

в производстве мыла, при изготовлении тугоплавкого стекла, в фотографии.

СаСO3 – карбонат кальция.

Встречается в природе в виде мела, мрамора и известняка, которые применяются в строительном деле.

Из известняка получают известь и оксид углерода (IV).

Качественная реакция на карбонат-ион Важнейшей реакцией на карбонат-ион СО 3 является реакция разложения карбонатов с помощью разбавленных минеральных кислот – соляной или серной.

При этом с шипением выделяются пузырьки оксида углерода (IV):

СО 3 + 2Н + = СО 2 +2Н 2 О.

При пропускании газа через раствор гидроксида кальция (известковую воду) он мутнеет в результате образования СаСO3 :

СО 2 + Са 2+ + 2ОН = СаСО 3 + Н 2 О.

При избытке СО2 помутнение исчезает:

СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са 2+ + 2НСО 3.

Твердое, жидкое и газообразное топливо В качестве топлива используются вещества, выделяющие при сгорании большое количество теплоты.

По физическому состоянию топливо бывает твердым, жидким и газообразным.

Различают также естественное и искусственное топливо.

Естественное топливо используется в том виде, в каком оно находится в природе (дрова, солома, торф, бурый и каменный уголь, сланцы, нефть, природные горючие газы).

Искусственное топливо получается из естественного путем его физико-химической переработки (древесный уголь, кокс, нефтепродукты: бензин, керосин, лигроин, мазут;

газы, получаемые из твердого топлива, – генераторный, водяной и др.).

Твердое, жидкое и газообразное топливо Основные виды твердого топлива – каменный и бурый уголь, антрацит, торф, горючие сланцы, дерево.

Ископаемые угли, антрацит и торф образовались в результате медленного разложения растений без д-ступа воздуха.

Твердое топливо в основном состоит из углерода, водорода, кислорода, азота, влаги и минеральных веществ.

Углерод и водород составляют горючую часть топлива.

Влага и минеральные вещества – негорючую часть (балласт).

Горючая часть составляет:

у антрацита 97%, каменного угля 89,4%, бурого угля 74%, торфа 64,2%, дерева 56%.

Из этих видов твердого топлива лучшим является антрацит.

Дрова как топливо потеряли свое прежнее значение.

Твердое, жидкое и газообразное топливо Основными видами жидкого топлива являются продукты переработки нефти:

бензин, керосин, лигроин, мазут.

Получают также искусственное жидкое топливо из твердых горючих ископаемых – углей и сланцев.

На жидком топливе работают самолеты, автомобили, тракторы.

Нефть состоит главным образом из смеси углеводородов.

Они легко разделяются путем перегонки.

Горючая часть нефти составляет 99,7%.

Твердое, жидкое и газообразное топливо Основные виды газообразного топлива – природный, генераторный и водяной газы.

Природный газ — это дешевый и весьма удобный вид топлива.

Он состоит из метана и небольшого количества других газов.

Газообразное топливо имеет ряд преимуществ по сравнению с жидким и твердым:

оно полнее сгорает при меньшем избытке воздуха;

позволяет достигнуть более высоких температур;

при горении не образуется зола, меньше образуется продуктов сгорания, отравляющих атмосферу;

упрощается управление процессом горения.

Твердое, жидкое и газообразное топливо Генераторный газ получают пропусканием воздуха через раскаленный уголь в печах специального устройства – газогенераторах.

Он состоит главным образом из оксида углерода (II) и азота.

Применяется для обогрева металлургических и коксовых печей.

При пропускании через раскаленный уголь водяного пара образуется водяной газ:

С + Н 2 О СО + Н 2.

Водяной газ состоит главным образом из оксида углерода (II) и водорода.

Он используется не только как топливо, но и как сырье для получения водорода при синтезе аммиака.

Из него и водорода синтезируют жидкое топливо.

При сжигании генераторный газ дает 4184 кДж/м3, а водяной – 11715кДж/м3.

Вопросы и задачи Изобразить электронное строение атома углерода и указать характерные степени окисления.

Как доказать, что алмаз, графит и карбин образованы одним и тем же элементом?

Каковы химические свойства углерода?

Что называется адсорбцией? Каково ее техническое применение?

Какие химические свойства характерны для оксида углерода (II)?

Каковы валентность и степень окисления углерода и СО и СО2?

Каково отношение солей угольной кислоты к нагреванию и действию растворов минеральных кислот? Привести соответствующие примеры.

Изобразить с помощью уравнений реакций следующие превращения:

СО2 МgСO3 Мg (НСОз)2 МgСO3.

Вопросы и задачи Какими преимуществами обладает газообразное топливо?

При пропускании 2 м3 воздуха через раствор Са(ОН)2 образовалось 3 г СаСО3. Определите содержание СО2 (%) в воздухе. (Ответ: 0,03%.) При сжигании 48 мл смеси газов СО, СО2 и избытка кислорода объем смеси уменьшился на 6 мл.

Вычислите содержание СО (%) в этой смеси.

(Ответ: 25%.) Кaкого состава образуется соль и какова ее концентрация в растворе, который образовался при пропускании всего оксида углерода (IV), получившегося при сжигании 2,24 л метана, через 19,1 мл 32%-ного раствора гидроксида натрия(пл. 1,35 г/см3)?

(Ответ: Na2СО3;

35%.) Фосфор.

Нахождение в природе В природе фосфор встречается только в виде соединений.

Важнейшее из них – фосфат кальция – минерал апатит.

Известно много разновидностей апатита, из которых наиболее распространен фторапатит ЗСа3(РО4)2СаF2.

Разновидности апатита слагают осадочные горные породы – фосфориты.

Фосфор входит в состав белковых веществ в виде различных соединений.

Содержание фосфора в тканях мозга составляет 0,38%, в мышцах – 0,27%.

Фосфор.

Нахождение в природе Самые богатые в мире залежи апатитов находятся близ г. Кировска на Кольском полуострове.

Фосфориты широко распространены на Урале, в Поволжье, в Сибири, Казахстане, Эстонии, Белоруссии и других местах.

Большие меcторождения фосфоритов имеются в Северной Африке, Сирии и США.

Общее содержание фосфора в земной каре составляет 0,08%.

Фосфор необходим для жизни растений. Поэтому почва всегда должна содержать, достаточное количество его соединений.

Фосфор. Получение Фосфор получают из апатитов или фосфоритов.

Их смешивают с углем (коксом) и песком и прокаливают в электрической печи:

Ca 3 (PO 4 ) 2 + 5C + 3SiO 2 t 3CaSiO 3 + 2P + 5CO.

+ 2 P + 5 e = P, 2+ 5 С 2e = C.

Пары фосфора сгущают и улавливают в приемнике с водой.

Фосфор. Физические свойства Известно несколько аллотропических модификаций фосфора:

белый, красный, черный и др.

Образование их объясняется различным расположением атомов относительно друг друга в кристаллических решетках.

Белый фосфор — бесцветное и очень ядовитое вещество.

Получается конденсацией паров фосфора.

Не растворятся в воде, но хорошо растворяется в сероуглероде.

При длительном слабом нагревании белый фосфор переходит в красный.

Фосфор. Физические свойства Красный фосфор – порошок красно-бурого цвета, не ядовит.

Нерастворим в воде и сероуглероде.

Установлено, что красный фосфор представляет собой смесь нескольких аллотропических модификаций, которые отличаются друг от друга цветом (от алого до фиолетового) и некоторыми другими свойствами.

Свойства красного фосфора во многом зависят от условий его получения.

Фосфор. Физические свойства Черный фосфор по, внешнему виду похож на графит, жирен на ощупь, обладает полупроводниковыми свойствами.

Получается длительным нагреванием белого фосфора при очень большом давлении (200° С и 1200 МПа).

Природный фосфор состоит из одного стабильного изотопа 15 Р.

Широкое применение нашел искусственный радиоактивный изотоп 32 Р (период полураспада 14,3 суток).

Фосфор. Химические свойства Атом фосфора на внешнем энергетическом уровне содержит 5 электронов:

2 2 6 2 Р 1s 2s 2p 3s 3p В’= В’= 3p 2p 3s Поэтому для фосфора характерны степени окисления – 3 и +5.

Он проявляет также степень окисления +3.

В жидком состоянии и в парах при температуре ниже 800°С молекула фосфора состоит из четырех атомов.

При нагревании выше 800° С она распадается:

Р 4 2Р 2.

Фосфор. Химические свойства В химическом отношении белый фосфор сильно отличается от красного.

Так, белый фосфор легко окисляется и самовоспламеняется на воздухе, поэтому его хранят под водой.

Красный фосфор не воспламеняется на воздухе, но воспламеняется при нагревании свыше 240°С.

При окислении белый фосфор светится в темноте.

Фосфор соединяется со многими простыми веществами – кислородом, галогенами, серой и некоторыми металлами:

2Р + 3Са Сa 3P2.

2Р + 3S Р 2S3, Фосфор. Химические свойства Реакции с белым фосфором протекают легче, чем с красным.

Соединения фосфора с металлами называются фосфидами.

Они легко разлагаются водой с образованием фосфина – РН 3 очень ядовитого газа с чесночным запахом:

Сa 3 P2 + 6H 2 O = 3Ca (OH) 2 + 2PH 3.

Фосфид цинка Zn 3 P2 используется как зооцид для, борьбы с грызунами.

По аналогии с NН 3 фосфин способен к реакциям присоединения:

РН 3 + HI = PH 4 I.

Фосфор. Применение Красный фосфор применяется для производства спичек.

Из красного фосфора, сульфида сурьмы (III), железного сурика (природного оксида железа (III) с примесью кварца) и клея приготовляется смесь, которую наносят на боковые поверхности спичечной коробки.

Головка спичек состоит главным образом из бертолетовой соли, молотого стекла, серы и клея.

При трении головки о намазку спичечной коробки красный фосфор воспламеняется, поджигает состав головки, а от него загорается дерево.

Белый фосфор широкого применения не имеет.

Обычно его используют в фармацевтических препаратах, а также для образования дымовых завес.

Черный фосфор применяется очень редко.

Фосфор. Оксиды Фосфор образует несколько оксидов.

Важнейшими из них являются Р 4 О 6 и Р 4 О10.

Часто их формулы упрощенно изображают как Р 2О3 и Р 2О5.

Оксид фосфора (III) Р 4 О 6 – воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5°С.

Получается сгоранием фосфора при недостатке кислорода.

Сильный восстановитель.

Очень ядовит.

Фосфор. Оксиды Оксид фосфора (V) Р 4 О10 – белый гигроскопический порошок.

Получается при горении фосфора в избытке воздуха или кислорода.

Он очень энергично соединяется с водой, а также отнимает воду от других соединений, превращая, например:

H 2SО 4 в SO 3, а HNO 3 в N 2 O 5.

Применяется как осушитель газов и жидкостей.

Фосфорная кислота и ее соли Взаимодействуя с водой, Р 4 O10 образует тетраметафосфорную кислоту (НРО3) (упрощенно ее часто пишут как НРО3).

Последняя при кипячении с избытком воды образует ортофосфорную кислоту Н3РО4.

При нагревании Н3РО4 образуется двуфосфорная, или пирофосфорная кислота Н4Р207:

P4 O10 + 2H 2 O = (HPO 3 ) 4, (HPO 3 ) 4 4H 2 O = 4H 3 PO 4, 2H 3 PO 4 = H 4 P2 O 7 + H 2 O.

Наибольшее практическое значение имеет ортофосфорная, так как ее соли – ортофосфаты используются в качестве удобрения.

Ортоосфорная кислота – белое твердое вещество. С водой смешивается в любых соотношениях.

В отличие от азотной кислоты не является окислителем.

Фосфорная кислота и ее соли В промышленности ее получают двумя способами:

экстракционным и термическим.

По первому способу измельченный фосфат кальция обрабатывают серной кислотой:

Ca 3 (PO 4 ) 2 + 3H 2SО 4 = 2H 3 PO 4 + 3Ca SO 4.

СаSO4 выпадает в виде осадка, а кислота остается в растворе.

Вместе с кислотой в раствор переходят многие примеси – сульфаты железа, алюминия и др.

Такая кислота идет на производство удобрений.

По второму способу сначала получают фосфор (восстановлением природного фосфата в электропечи).

Затем фосфор окисляется до P4O10, а последний соединяется с водой.

Получается чистая кислота (концентрация до 80%).

Фосфорная кислота и ее соли В водном растворе ортофосфорная кислота подвергается ступенчатой диссоциации.

Будучи трехосновной кислотой, она образует три ряда солей — первичные, вторичные и третичные фосфаты.

Все фосфаты щелочных металлов и аммония растворимы в воде.

Из кальциевых солей фосфорной кислоты растворяется в воде лишь дигидрофосфат кальция Са(Н2РО4)2.

Гидроортофосфат кальция СаНРО4 и ортофосфат кальция Са3(РО4)2 растворимы в органических кислотах, которые содержатся в подзолистых и торфяных почвах.

Фосфорные удобрения Фосфорные удобрения – вещества, содержащие фосфор в связанном виде относятся к важнейшим минеральным удобрениям.

Фосфор необходим для нормального развития растений.

Фосфорные удобрения составляют половину всех производимых минеральных удобрений.

Наиболее распространенными фосфорными удобрениями являются следующие.

Фосфоритная мука получается при тонком размоле фосфоритов. Так как она содержит малорастворимую соль Са3(РО4)2, то усваиваться растениями может только на кислых почвах – подзолистых и торфяных.

Усвоению благоприятствует тонкость помола, а также внесение ее в почву совместно с кислыми удобрениями, например, с (NH4)2SO4 или навозом.

Фосфорные удобрения Простой суперфосфат получается обработкой апатитов и фосфоритов серной кислотой.

Цель обработки – получить растворимую, соль, хорошо усвояемую растениями в любой почве:

Ca 3 (PO 4 ) 2 + 2H 2SО 4 = Ca (H 2 PO 4 ) 2 + 2Ca SO 4.

Смесь полученных солей Са(Н2РО4)2 и СаSO4 называется простым суперфосфатом.

Его производят в очень больших количествах как в гранулированном виде, так и в виде порошка.

Гранулированное удобрение имеет ряд преимуществ по сравнению с порошковым:

его легче хранить (не слеживается), удобнее вносить в ночву с помощью туковых сеялок, но главное — на большинстве почв оно дает более высокий прирост урожая.

Фосфорные удобрения Двойной суперфосфат — концентрированное фосфорное удобрение состава Са(Н2РО4)2.

По сравнению с простым суперфосфатом не содержит балласта СаSO4.

Получение двойного суперфосфата состоит из двух стадий.

Сначала получают фосфорную кислоту.

Затем водным раствором фосфорной кислоты обраба тывают апатит или фосфорит.

Количество исходных продуктов берется согласно уравнению реакции:

Ca 3 (PO 4 ) 2 + 4H 3 РО 4 = 3Ca (H 2 PO 4 ) 2.

Фосфорные удобрения Преципитат — концентрированное фосфорное удобрение состава СаНРО42Н2О.

Мало растворим в воде, но хорошо растворим в органических кислотах.

Получается при нейтрализации фосфорной кислоты гидроксидом кальция:

H 3 PO 4 + Ca (ОH) 2 = CaHPO 4 ) 2 2H 2 O.

Костная мука, получаемая при переработке костей домашних животных, содержит Са3(РО4)2.

Аммофос — удобрение, содержащее фосфор и азот.

Получается при нейтрализации фосфорной кислоты аммиаком.

Обычно содержит соли ( NH 4 ) 2 HPO 4 и NH 4 H 2 PO 4.

Таким образом, фосфорными удобрениями являются кальциевые и аммонийные соли фосфорной кислоты.

Минеральные удобрения Промышленность, производящая минеральные удобрения (азотные, фосфорные, калийные, и др.) называется туковой.

Производство минеральных удобрений непрерывно возрастает.

Минеральные удобрения называют промышленными, поскольку они производятся на химических заводах.

Минеральные удобрения подразделяют на простые и комплексные (сложные и смешанные).

Простые удобрения содержат один питательный элемент.

Например, натриевая селитра содержит азот, а хлорид калия — калий и т. д.

Минеральные удобрения Сложные удобрения в однородных частицах содержат два и более питательных элемента.

Например, калийная селитра содержит калий и азот, нитрофоска — азот, фосфор и калий и т. д.

Смешанные удобрения представляют собой механические смеси разных видов удобрений – простых, сложных или тех и других. Они часто называются тукосмесями.

Разработка рациональных методов производства удобрений обеспечит их удешевление и улучшение физико-химических, свойств.

Известно, что простой суперфосфат, которого ежегодно производят несколько миллионов тонн, содержит до половины балласта СаSO4.

Большой эффект дает обработка фосфатов азотной кислотой, а не серной.

Минеральные удобрения Большое внимание уделяется производству смешанных удобрений, содержащих микроэлементы.

Микроэлементы, или микроудобрения, применяются в незначительных количествах – от десятков граммов до нескольких килограммов на гектар, этим и объясняется их название.

Они благоприятствуют росту и развитию растений, улучшению качества растительных продуктов.

Вопросы и примеры Изобразить графическую электронную формулу фосфора.

Написать уравнение реакции получения простого суперфосфата.

В каком количестве нитрата аммония содержится столько же азота, сколько его содержится в 17 кг нитрата натрия?

{Ответ: 8 кг.) Сколько оксида фосфора (V) образуется при сгорании фосфина, полученного из 18,2 г фосфида кальция Са3Р2?

(Ответ: 14,2 г.) В образце суперфосфата содержится 20% Р205. Определить, какому содержанию соли Са(Н2РО4)2 (в %) отвечает такое содержание оксида фосфора (V)?

(Ответ: 33%.) Характеристика переходных элементов Особенности переходных элементов определяются, прежде всего, электронным строением их атомов, во внешнем электронном слое которых содержатся, как правило, два s-электрона (у палладия в невозбужденном атоме нет 6s-электронов).

Невысокие значения энергии ионизации этих атомов указывают на сравнительно слабую связь внешних электронов с ядром.

Именно поэтому переходные элементы в образуемых ими соединениях имеют положительную окисленность и выступают в качестве характерных металлов, проявляя тем самым сходство с металлами главных подгрупп.

Характеристика переходных элементов Однако между металлами главных и побочных подгрупп есть и существенные различия.

Они также связаны с особенностями электронного строения переходных элементов, а именно с тем, что во втором снаружи электронном слое их атомов имеется неполностью занятый электронами d-подуровень.

Для образования химических связей атомы переходных элементов могут использовать, не только внешний электронный слой (как это имеет место у элементов главных подгрупп), но также d-электроны и свободные d-орбитали предшествующего слоя.

Характеристика переходных элементов Поэтому для переходных элементов значительно более характерна переменная валентность, чем для металлов главных подгрупп.

Возможность создания химических связей с участием d-электронов и свободных d-орбиталей обусловливает и ярко выраженную способность переходных элементов к образованию устойчивых комплексных соединений.

С этим же связана характерная окраска многих соединений переходных элементов, тогда как соединения металлов главных подгрупп в большинстве случаев бесцветны.

Характеристика переходных элементов Почти все элементы главных подгрупп IV – VII групп периодической системы представляют собой неметаллы, в то время как элементы побочных подгрупп – металлы.

Поэтому в правой части периодической системы различия в свойствах элементов главных и побочных подгрупп проявляются особенно резко.

Однако в тех случаях, когда элементы главной и побочной подгруппы находятся в высшей степени окисленности, их аналогичные соединения проявляют существенное сходство.

Так, хром, расположенный в побочной подгруппе VI группы, образует кислотный оксид СгО3, близкий по свойствам к триоксиду серы SО3.

Характеристика переходных элементов Оба эти вещества в обычных условиях находятся в твердом состоянии и образуют при взаимодействии с водой кислоты состава Н2ЭО4.

Точно также оксиды марганца и хлора, соответствующие высшей степени окисленности этих элементов, – Мn2O7 и CI2O7 – обладают сходными cвойствами и представляют собой ангидриды сильных кислот, отвечающих общей формуле НЭO4.

Подобная близость свойств объясняется тем, что в высшей степени окисленности атомы элементов главных и побочных подгрупп приобретают сходное электронное строение.

Например, атом хрома имеет электронную структуру ls22s22p63s23p63d54s1.

Характеристика переходных элементов Когда Хром находится в степени окисленности + (например, в оксиде СгО3), шесть электронов его атома (пять 3d- и один 4s-электрон) вместе с валентными электронами соседних атомов (в случае СгО3 – атомов кислорода) образуют общие электронные пары.

Остальные электроны, непосредственно не участвующие в образовании связей, имеют конфигурацию ls22s22p63s23p6, отвечающую электронной структуре благoродного газа.

Аналогично у атома серы, находящегося в степени окисленности +6 (например, в триоксиде серы SO3), шесть электронов участвуют в образовании ковалентных связей, а конфигурация остальных (ls22s22p6) также соответствует электронной структуре благородного газа.

Характеристика переходных элементов Мы знаем, что в пределах одного периода у элементов главных подгрупп, т. е. у s- и р-элементов, с возрастанием их порядкового номера число электронов во внешнем электронном слое атомов возрастает, что приводит к довольно быстрому переходу от типичных металлов к типичным неметаллам.

У переходных элементов возрастание порядкового номера не сопровождается существенным изменением структуры внешнего электронного слоя.

Поэтому химические свойства этих элементов изменяются в периоде хотя и закономерно, но гораздо менее резко, чем у элементов главных подгрупп.

Характеристика переходных элементов В пределах одной декады переходных элементов (например, от скандия до цинка) максимальная устойчивая степень окисленности элементов сначала возрастает (благодаря увеличению числа d-электронов, способных участвовать в образовании химических связей), а затем убывает (вследствие усиления взаимодействия d-электронов с ядром по мере увеличения его заряда).

Так, максимальная степень окисленности скандия, титана, ванадия, хрома и марганца совпадает с номером группы, тогда как для железа она равна шести, для кобальта, никеля и меди – трем, а для цинка – двум.

Характеристика переходных элементов В соответствии с этим изменяется и устойчивость соединений.

Например, оксиды TiO и VO, содержащие титан и ванадий в степени окисленности +2, – сильные восстановители, а аналогичные оксиды меди и цинка (СuО и ZnO) восстановительных свойств не проявляют.

В главных подгруппах устойчивость соединений, в которых элемент проявляет высшую степень окисленности с увеличением порядкового номера элемента, как правило, уменьшается.

Так, соединения, в которых степень окисленности углерода или кремния равна +4, вполне устойчивы, тогда как аналогичные соединения свинца (например, РbO2) мало устойчивы и легко восстанавливаются.

Характеристика переходных элементов В побочных подгруппах проявляется обратная закономерность: с возрастанием порядкового номера элемента устойчивость высших окислительных состояний повышается.

Так, соединения хрома (VI) – сильные окислители, а для соединений молибдена (VI) и вольфрама (VI) окислительные свойства не характерны.

В пределах каждой побочной подгруппы отмечается значительное сходство в свойствах элементов пятого и шестого периода.

Это связано с явлением лантаноидного сжатия.

Общая характеристика платиновых металлов Под общим названием платиновых металлов объединяются элементы второй и третьей триад восьмой группы периодической системы: рутений, родий, палладий, осмий, иридий и платина.


Эти элементы образуют группу довольно редких металлов, по своим свойствам сходных друг с другом, так что разделение их представляет значительные трудности.

В природе платиновые металлы встречаются почти исключительно в самородном состоянии, обычно все вместе, но никогда не встречаются в железных рудах.

Будучи сильно распылены по различным горным породам, платиновые металлы стали известны человечеству сравнительно недавно.

Общая характеристика платиновых металлов Раньше других, в 1750 году, было установлено существование платины.

Затем, в начале XIX века были открыты палладий, родий, осмий и иридий.

Последний платиновый металл рутений был открыт только в 1844 году профессором Казанского университета К.К. Клаусом, назвавшим его в честь нашей страны (Ruthenia – Россия).

Платиновые металлы малоактивны и весьма стойки к химическим воздействиям.

Некоторые из них не растворяются не только в кислотах, но и в царской водке.

Общая характеристика платиновых металлов Рутений, родий, осмий и иридий тугоплавки.

Несмотря на малую доступность и дороговизну, эти металлы, наряду с платиной, имеют разностороннее, год от года возрастающее техническое применение.

Хотя платиновые металлы могут проявлять в соединениях различные степени окисленности, но особенно типичны для них соединения, в которых их степень окисленности равна +4.

Для осмия и рутения характерны также соединения со степенью окисленности этих элементов +8.

Оксид осмия (VIII), или тетраоксид осмия, OsО4 – наиболее стойкий из оксидов этого элемента.

Общая характеристика платиновых металлов Он медленно образуется уже при хранении осмия на воздухе и представляет собой легкоплавкие кристаллы (температура плавления 41°С) бледно желтого цвета.

Пары OsО4 обладают резким запахом и весьма ядовиты.

Тетраоксид осмия довольно хорошо растворяется в воде, с сильными щелочами образует непрочные комплексные соединения.

Обладая резко выраженными окислительными свойствами, энергично реагирует с органическими веществами, восстанавливаясь при этом до черного диоксида осмия OsО2.

На этом основано применение OsО4 для окрашивания микроскопических препаратов.

Общая характеристика платиновых металлов Оксид рутения (VIII), или тетраоксид рутения, RuО4 – твердые кристаллы золотисто-желтого цвета, плавящиеся при 25,4 °С и растворимые в воде.

Тетраоксид рутения значительно менее устойчив, чем OsО4 и при температуре около 108°С (ниже температуры кипения) разлагается со взрывом на RuO2 и кислород.

Фторид осмия (VIII), или октафторид осмия, OsF8 получается путем прямого соединения осмия с фтором при 250 °С в виде бесцветных паров, сгущающихся при охлаждении в лимонно-желтые кристаллы с температурой плавления –34,4°С.

Общая характеристика платиновых металлов Октафторид осмия проявляет резко выраженные окислительные свойства.

Водой он постепенно разлагается на тетраоксид осмия фтористый водород:

OsF8 + 4H 2 O = OsO 4 + 8HF.

Все платиновые металлы проявляют ярко выраженную склонность к комплексообразованию.

Общая характеристика щелочных металлов Металлы главной подгруппы первой группы — литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций называются щелочными металлами.

Это название связано с тем, что гидроксиды двух главных представителей этой группы — натрия и калия издавна были известны под названием щелочей.

Общая характеристика щелочных металлов Все щелочные металлы относятся к s-элементам.

На внешнем энергетическом уровне имеют по одному электрону в s-состоянии. При взаимодействии они легко отдают валентные электроны, проявляя постоянную степень окислений, равную +1.

Все щелочные металлы — сильные восстановители.

С ростом порядкового номера металлические свойства элементов закономерно возрастают.

Это типичные представители металлов.

Общая характеристика щелочных металлов Элементы подгруппы щелочных металлов с кислородом образуют оксиды состава К (К – элемент).

Оксиды с водой образуют гидроксиды КОН.

К2О + Н2О = 2КОН Щелочные свойства водных растворов оснований усиливаются от лития к цезию.

Водородные соединения щелочных металлов отвечают формуле КН. Это гидриды металлов — белые кристаллические вещества.

В гидридах металлов степень окисления водорода равна –1.

Натрий и калий.

Нахождение в природе В природе щелочные металлы в свободном виде не встречаются.

Натрий и калий входят в состав различных минералов и горных пород – силикатов.

Наиболее важным является соединение натрия с хлором, которое образует залежи каменной соли (Донбасс, Соликамск, Соль-Илецк и др.).

NaСl содержится в морской воде и соляных источниках.

Большие количества сульфата натрия находятся в заливе Кара-Богаз-Гол Каспийского моря.

Оба элемента относятся к числу распространенных.

Содержание натрия в земной коре составляет 2,64%, калия – 2,6%.

Натрий и калий.

Получение Натрий получают электролизом расплавленного NaCl или NaОН.

Опишем процессы на электродах при электролизерасплава NaCl :

+ ) : Na + e = Na 0, в ие K( A(+ ) : 2Cl 2e = Cl2, о ие + 2 Na + 2Cl = 2 Na + Cl. 0 Запишем молекулярное уравнение электролиза:

2 NaCl р в 2 Na + Cl.

электролиз 0 Натрий и калий.

Получение + р в NaOH ( Na, ОН ).

Процессы на электродах:

+ K ( ) : Na + e = Na, в ие A( + ) : 4OH + 4e = O2 +2 H 2O, о ие + 4 Na + 4OH = 4 Na + O 2 +2H 2 O.

Молекулярное уравнение электролиза:

эл з 4 NaOH р в 4 Na + O 2 +2H 2 O.

Натрий и калий.

Получение Из-за дороговизны исходного сырья NaОН основным современным методом получения натрия является электролиз расплава NaCl.

Для снижения температуры плавления хлорида натрия к нему обычно добавляют другие соли, например, NaF или СаС12.

Калий также можно получать электролизом расплавленных КС1 и КОН.

Однако этот способ получения калия не нашел распространения из-за технических трудностей:

низкий выход по току, трудность обеспечения техники безопасности.

Натрий и калий.

Получение В настоящее время промышленное получение калия основано на следующих процессах:

КСl + Na = NаС1 + К, (а) КОН + Na = NaОН + К. (б) В случае (а) через расплавленный хлорид калия пропускают пары натрия при 800° С. Выделяющиеся пары калия конденсируют.

В случае (б) взаимодействие между расплавленным гидроксидом калия и жидким натрием осуществляется противотоком при 440° С в реакционной колонке из никеля.

Этими же способами получают сплав калия с натрием, который применяется как жидкий металлический теплоноситель в атомных реакторах.

Сплав калия с натрием используется также как восстановитель в производстве титана.

Натрий и калий.

Физические свойства Натрий и калий — серебристо-белые металлы.

Плотность Na — 0,97 г/см3, К — 0,86 г/см3.

Мягкие, легко режутся ножом.

Натрий окрашивает пламя горелки в желтый цвет, а калий — в фиолетовый.

Na.

Природный натрий состоит из одного изотопа Калий — из двух стабильных изотопов K 93,08 % и К 6,91 % 39 41 и одного радиоактивного 19 К 0,01 %.

В исследованиях применяются радиоактивные изотопы, получаемые искусственным путем.

Натрий и калий.

Химические свойства Главное свойство всех металлов – отдавать электроны.

Натрий и калий являются сильными восстановителями, так как при взаимодействии их атомы легко отдают по одному валентному электрону, переходя в положительно заряженные ионы.

1. Отношение к кислороду.

На воздухе калий и натрий быстро окисляются, поэтому их хранят под слоем керосина.

При сгорании натрия в избытке кислорода образуется пероксид натрия:

2 Na + O 2 = Na 2 O 2.

Натрий и калий.

Химические свойства Пероксид натрия взаимодействует с влажным оксидом углерода (IV) воздуха, выделяя кислород:

2 Nа 2 O 2 + 2CO 2 = 2 Na 2 CO 3 + O 2.

На этом основано применение пероксида натрия для получения кислорода :

на подводных лодках, для регенерации воздуха в закрытых помещениях.

Натрий и калий.

Химические свойства При осторожном растворении пероксида натрия в холодной воде получается раствор, содержащий гидроксид натрия и пероксид водорода.

Взаимодействие пероксида натрия с водой представляет собой гидролиз соли, образованной слабой кислотой – пероксидом водорода и сильным гидроксидом NaOH:

Na202 + 2H20 = H202 + 2Na0H.

Натрий и калий.

Химические свойства При действии на пероксид натрия разбавленных кислот также получается пероксид водорода, например:

Na202 + H2S04 = Н202 + Na2S04.

Пероксид натрия применяется для отбеливания тканей, шерсти, шелка и т. п.

Натрий и калий.

Химические свойства 2. Отношение к воде В ряду напряжений щелочные металлы стоят далеко впереди водорода и вытесняют его из воды:

2К + 2Н2О = 2КОН + H2.

При этом образуются сильные растворимые гидроксиды - щелочи.

Химические свойства 3. Отношение к неметаллам.

Калий и натрий легко взаимодействуют со многими неметаллами: галогенами, серой, фосфором и др.

2Na + Cl 2 = 2 NaCl хлорид, 2 Na + S = Na 2S сульфид, 3Na + P = Na 3 P фосфид.

Натрий и калий.

Химические свойства 4. Отношение к кислотам Для описания этого свойства щелочных металлов смотрите тему «Взаимодействие металлов с кислотами».

Примечание: со щелочами щелочные металлы не взаимодействуют.

Гидроксиды калия и натрия Гидроксид натрия и калия – белые, непрозрачные, твердые кристаллические вещества.

В воде хорошо растворяются с выделением большого количества теплоты.

В водных растворах они нацело диссоциированы и являются сильными щелочами.

Проявляют все свойства гидроксидов.

На воздухе поглощают влагу, благодаря чему служат осушителями газов.


Из воздуха поглощают и диоксид углерода.

Диоксид углерода поглощают и водные растворы щелочей:

СО2+2NaOH = Na2CO3+H2O.

Гидроксиды калия и натрия Гидроксид натрия NaOH образует твердые белые, очень гигроскопичные кристаллы, плавящиеся при 320 °С.

Ввиду сильного разъедающего действия на ткани, кожу, бумагу и другие органические вещества он называется также едким натром («натр» - старое название оксида натрия).

В технике гидроксид натрия часто называют каустической содой.

Гидроксиды калия и натрия.

Получение Основным способом получения гидроксидов натрия и калия является электролиз водных растворов хлоридов.

В ходе электролиза на катоде разряжаются молекулы воды.

Вблизи катода накапливаются ионы металлов и гидроксид-ионы, то есть получается гидроксиды натрия или калия.

На аноде выделяется хлор.

Гидроксиды калия и натрия.

Получение В растворе соли имеем :

+ р р NaCl ( Na, Cl, Н 2О).

Процессы на электродах:

K ( ) :Na +, H 2 O : 2 H 2 O + 2e H 2 +2OH, в ие A(+ ) :Cl, H 2 O : 2Cl 2e = Cl 2, о ие 2 H 2 O + 2Cl = H 2 +2OH + Cl 2.

Гидроксиды калия и натрия.

Получение Если ионы не участвуют в процессах на электродах, то в электродных пространствах образуются побочные продукты.

В катодном пространстве имеем:

К : 2 Na + + 2OH = 2 NaOH.

В анодном пространстве нет побочных продуктов.

Молекулярное уравнение электролиза:

2 NaCl р р + 2 H 2O эл з 2 NaOH + H 2 +Cl2.

Гидроксиды калия и натрия.

Получение Очень важно, чтобы продукты электролиза не смешивались, так как гидроксид натрия легко взаимодействует с хлором.

При этом образуются хлорид и гипохлорит натрия:

2NaOH + С12 = NaCl + NaCIO + Н20.

Гидроксиды калия и натрия.

Получение Кроме электролитического способа получения гидроксида натрия иногда еще применяют более старый способ – кипячение раствора соды с гашеной известью:

Na2CО3 + Са(ОН)2 = СаСО3 + 2NaOH.

По окончании реакции раствор сливают с осадка карбоната кальция и, выпарив воду, сплавляют полученный гидроксид натрия.

Гидроксиды калия и натрия Гидроксид натрия – один из важнейших продуктов основной химической промышленности.

Он потребляется:

для очистки продуктов переработки нефти;

в мыловаренной промышленности, бумажной промышленности, текстильной промышленности, при производстве искусственного волокна и в других отраслях промышленности.

Соли калия и натрия Натрий образует соли со всеми известными кислотами.

Многие соли натрия образуют кристаллогидраты с довольно большим содержанием кристаллизационной воды, например, Na 2S2 O 3 5H 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O, Na 2SO 4 10H 2 O.

В организме человека натрий находится в виде его растворимых солей, содержится во внеклеточных жидкостях — плазме крови, лимфе, пищеварительных соках.

Осмотическое давление плазмы крови поддерживается на необходимом уровне прежде всего за счет хлорида натрия.

Соли калия и натрия Калий принадлежит к числу элементов, необходимых в значительном количестве для питания растений.

В почве много солей калия, но они уносятся с некоторыми культурными растениями. Особенно много калия уносят лен, конопля и табак.

Поэтому необходимо вносить в почву калийные удобрения.

Источником получения калийных удобрений служат естественные отложения калийных солей.

Гидроксиды калия и натрия В качестве калийных удобрений применяют как природные вещества, так и продукты их переработки.

Из природных веществ используется главным образом сильвинит.

Продуктами переработки, находящими наибольшее применение, являются хлорид и сульфат калия.

Иногда применяется также растительная зола, содержащая калий главным образом в виде карбоната.

Соли калия и натрия Как и натрий, калий содержится во всех тканях организма человека.

Но в отличие от натрия, калий в преобладающем количестве находится внутри клеток.

Ион калия играет важную роль в некоторых физиологических и биохимических процессах.

Например, он участвует в проведении нервных импульсов.

Определенная концентрация калия в крови необходима для нормальной работы сердца.

В организм калий поступает главным образом с растительной пищей.

Суточная потребность взрослого человека в нем составляет 2-3 г.

Общая характеристика подгруппы бериллия Эту подгруппу составляют бериллий и щелочноземельные металлы.

Щелочноземельные металлы – это магний, кальций, стронций, барий и радий.

Свое название они получили потому, что их оксиды («земли») дают с водой щелочные растворы.

Атомы элементов подгруппы бериллия на внешнем электронном уровне имеют по два электрона в …s2-coстоянии, они являются s-элементами.

Отдавая их, проявляют в соединениях степень окисления +2.

Все металлы этой подгруппы – сильные восстановители, однако несколько более слабые, чем щелочные металлы.

С ростом порядкового номера отдача электронов облегчается, а потому металлические свойства элементов закономерно возрастают.

Более ярко они проявляются у щелочноземельных металлов.

Общая характеристика подгруппы бериллия Металлы подгруппы бериллия химически довольно активны.

На воздухе окисляются, при этом получаются основные оксиды типа RO (R – элемент), которым отвечают основания типа R(OH)2.

Растворимость и основной характер соединений возрастают от Ве(ОН)2 к Ra(OH)2.

Be(ОН)2 – амфотерный гидроксид.

По свойствам бериллий и магний несколько отличаются от остальных металлов.

Например, Be с водой не взаимодействует, Mg взаимодействует лишь при нагревании.

Остальные металлы при обычных условиях:

R + 2H 2 O = R (OH) 2 + H 2.

Щелочноземельные металлы с водородом образуют гидриды общей формулы RH2.

Из металлов подгруппы бериллия наибольшее значение имеет кальций.

Кальций.

Нахождение в природе Кальций относится к распространенным элементам.

Общее содержание его в земной коре составляет 3,6%.

В природе наиболее широко распространены следующие соединения кальция:

минерал кальцит СаСО3 (из него образованы массивы известняка, мрамора и мела);

гипс CaSО42H2О, ангидрит CaSО4.

Кальций в виде фосфата Са3(РО4)2 входит в состав апатитов, фосфоритов и костей животных.

Он содержится в природных водах и почве.

Кальций. Получение.

Физические свойства В промышленности кальций получают электролизом смеси расплавленных солей: 6 частей хлорида кальция СаСl2 и части фторида кальция CaF2.

Последний добавляется для понижения температуры плавления хлорида кальция.

Кальций – серебристо-белый и довольно твердый металл, легкий (плотность 1,55 г/см3).

Температура плавления и кипения выше, чем у щелочных металлов.

Природный кальций состоит из смеси шести изотопов с массовыми числами 40 (основной изотоп), 42, 43, 44, 46 и 48.

В исследованиях применяется искусственный изотоп 20 Са.

Кальций.

Химические свойства Так как у кальция на внешнем энергетическом уровне содержится 2 электрона, то его степень окисления всегда равна +2.

На воздухе кальций окисляется, поэтому его хранят в закрытых сосудах, обычно в керосине.

При обычных условиях кальций реагирует с галогенами, а с серой, азотом и с углем – при нагревании:

Сa + Сl 2 = CaCl 2, 3Ca + N 2 t Ca 3 N 2, Ca + S t CaS, Ca + 2C t CaC 2.

Будучи активным металлом, он вытесняет водород из воды:

Сa + 2H 2 O = Ca (OH) 2 + H 2.

При нагревании на воздухе сгорает, образуя оксид кальция:

2Са+О2=2СаО.

Кальций с водородом образует гидрид кальция СаН2, с углем – карбид кальция СаС2.

Оксид и гидроксид кальция Оксид кальция, или негашеная известь (технические названия:

жженая известь, или кипелка), – порошок белого цвета.

В промышленности получается при обжиге известняка, мела или других карбонатных пород:

СаСО 3 СаО + СО 2, r H = 178 кДж/моль.

Эта реакция эндотермическая, проходит с поглощением теплоты.

Термическая диссоциация на оксид кальция и оксид углерода (IV) наступает при давлении 101,325 кПа уже при 900° С.

Реакция обратимая (гетерогенное равновесие) и при понижении температуры или повышении парциального давления оксида углерода (IV) может пойти в обратном направления.

Чтобы этого избежать, обжиг известняка ведется при 1000 – 1200° С с удалением оксида углерода (IV).

Оксид и гидроксид кальция Оксид кальция энергично взаимодействует с водой с образованием гидроксида кальция:

СаСО 3 СаО + СО 2, r H = 65кДж/моль.

Реакция сопровождается выделением большого количества теплоты.

Техническое название гидроксида кальция – гашеная известь.

Если гашеная известь приготовлена в виде порошка, то она называется пушонкой.

Смесь гашеной извести, песка и воды называется строительным или известковым раствором.

Он применяется в качестве штукатурки, а также для скрепления кирпичей при кладке стен, хотя в последнем случае обычно используют цементные растворы.

Затвердевание известкового раствора происходит в результате одновременного протекания двух процессов:

Оксид и гидроксид кальция 1) выпадения из пересыщенного раствора кристаллов гидроксида кальция, которые прочно связывают между собой частицы песка;

2) образования карбоната кальция в результате реакции:

Са (ОН) 2 + СО 2 (из воздуха) = СаСО 3 + Н 2 О.

Гашеная известь — твердое вещестко белого цвета, растворима в воде, однако растворимость ее невелика (при 20°С 1,6 г в 1 л воды).

Раствор гашеной извести в воде называют известковой водой.

Он обладает щелочными свойствами.

При пропускании через известковую воду оксида углерода (IV) раствор мутнеет (а), а при дальнейшем пропускании муть исчезает (а ) (б):

Са (ОН) 2 + СО 2 = СаСО 3 + Н 2 О, (б ) СаСО 3 + Н 2 О + СО 2 = Са (НСО) 2.

Соли кальция Кальций образует разнообразные соли.

Прежде всего надо назвать распространенную осадочную горную породу – известняк.

Многие горные хребты состоят из известняка и мела.

Часто встречается и мрамор, образовавшийся в далекие геологические эпохи из известняка и мела под действием большого давления и высокой температуры.

Известняк, мел и мрамор преимущественно содержат карбонат кальция СаСО3.

Он принадлежит к числу наиболее распространенных полезных ископаемых и употребляется как строительный камень, а также для получения СаО и СО2.

В больших количествах он используется в металлургической промышленности.

Соли кальция Известняк и известь применяют в сельском хозяйстве для известкования почв (с целью понижения кислотности и улучшения структуры).

Широко распространен гипс CaSО42H2О.

Обжигом гипса при 150 – 130°С получают белый порошок – жженый гипс, или алебастр CaSО40,5Н2О, который обладает способностью быстро схватываться и твердеть.

Если алебастр смешать с водой, то он быстро затвердевает, снова превращаясь в гипс:

СаSO 4 0,5H 2 O + 1,5H 2 O = CaSO 4 2H 2 O.

Соли кальция Благодаря этому свойству гипс применяется для изготовления строительных перегородочных плит и панелей, отливочных форм и слепков с различных предметов, гипсовых повязок в медицине, а также изготовления известково-гипсовых растворов для штукатурных работ.

Недостатком является некоторая растворимость гипса в воде. С повышением температуры свыше 60°С растворимость его уменьшается.

Большая роль в природе принадлежит карбонату и гидрокарбонату кальция.

Под действием воды и оксида углерода (IV) карбонаты в толщах известковых пород переходят в раствор в виде гидрокарбонатов.

При выходе на поверхность или при испарении воды гидрокарбонаты вновь обращаются в карбонаты.

Так образуются сталактиты и сталагмиты в пещерах.

Пример Осуществите превращения по цепочке.

Для реакций обмена запишите ионно молекулярные уравнения, а в ОВР расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса.

Fe Fe( NO3 ) 3 Fe(OH ) 1 Fe2O3 Fe.

3 Пример Решение:

+ + 1. H N O 3 конц. + Fe N О2 + H 2O + Fe( NO3 )3.

t + e + 2 H + = NО2 + H 2O, в е, 3 NO 3+ 1 Fe 3e = Fe, о е.

2. Fe( NO3 )3 + 3NaOH = Fe(OH )3 +3NaNO3.

3+ Fe + 3OH = Fe(OH )3.

Таблица. Взаимодействие металлов с кислотами Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Au НNO3 конц NO Н2SO4 конц SO Н2S S НNO3 разб NH4+ N2 N2O NO Пример 3. Fe(OH )3 Fe2O3 + H 2O.

t 4. Fe2O3 + СО Fe + CO2.

t 3+ 1 2 Fe + 6e = 2 Fe, в ие, +2 + 3 С 2e = С, о ие.

Пример Сколько тонн железа можно получить карботермическим методом из 10 тонн красного железняка, содержащего 60% Fe2O3. Напишите уравнение реакции.

Решение:

Fe2O3 + C Fe + CO.

t + 1 2 Fe + 6e =22 Fe, в ие, + 3 С 2е = С о ие.

Пример Составим алгоритм процесса:

1 Fe2O3 2 Fe Руда 10 тонн Х тонн 60% Fe2O 1. Сколько тонн Fe2O3, содержится в тоннах руды?

10 т руды составляют 100 %, Х т Fe2O3 — 60 %.

Пример 10 Х= = 6 (т).

2. Сколько тонн железа можно получить из 6 тонн Fe2O3?

Рассчитаем молярные массы и составим пропорцию.

М (Fe2O3) = 2·56 + 3·16 = 160г/моль.

Пример В 160 т Fe2O3 содержится 112 т Fe, а в 6 т Fe2O3 — Х т Fe.

6 Х= = 4,2 (т).

Ответ: масса железа 4,2 тонны.

Пример Как следует изменить температуру и давление, чтобы увеличить выход железа по реакции:

Fe2O3( К ) + Н 2 ( Г ) Fe( К ) + Н 2O( Г ), Н 0.

t Запишите выражение скорости реакции.

Решение. Сначала необходимо расставить коэффициенты в данной ОВР.

Запишем схему передачи электронов:

+ 1 2 Fe + 6e = 2 Fe 0, в ие, + 3 Н 2е = 2 Н, о ие.

Fe2O3( К ) + 3Н 2 ( Г ) 2 Fe( К ) + 3Н 2O( Г ).

t Пример Увеличить выход железа – значит сместить равновесие нашей реакции вправо.

В соответствии с принципом Ле Шателье с ростом температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, т.е. вправо.

Если числа молей газов до и после реакции одинаковы, то изменение давления не смещает равновесие реакции.

Пример Запишем выражение скорости реакции.

Реакция гетерогенная, поэтому в выражение скорости реакции не входят концентрации твердых фаз:

v = k c ( H ).

Ответ. Чтобы увеличить выход железа необходимо увеличить Т.

Давление не влияет.

Пример Может ли идти восстановление железа в стандартных условиях по реакции:

Fe3O4 ( К ) + СО( Г ) Fe( К ) + CO2 ( Г ), если :

t G ( Fe3O4 ( К ) ) = 1117,1 кДж / моль;

G (СO( Г ) ) = 110,5 кДж / моль;

G (СO2 ( Г ) ) = 393,5 кДж / моль ?

Пример Решение. Сначала необходимо расставить коэффициенты в данной ОВР.

Запишем схему передачи электронов:

+3 +2 +2 + Fe 2 O3( К ) Fe O( K ) + C О( Г ) Fe + C O2 ( Г ).

t (К ) + 2 Fe + 6e = 2 Fe, в ие, + Fe + 2e = Fe, в ие, +2 + С 2е = С, о ие.

Fe3O4 ( К ) + 4СО( Г ) 3Fe( К ) + 4СO2 ( Г ).

t Пример Чтобы определить направление реакции, нужно рассчитать изменение энергии Гиббса реакции rG:

r G = (3 f G ( Fe) + 4 f G (СО2 )) 0 0 ( f G 0 ( Fe3O4 ) + 4 f G 0 (CO )).

r G = (3 0 + 4 (393,5)) (1117,1 + 4(110,5)).

r G = 14,9 кДж.

Ответ. Так как rG00, то реакция в стандартных условиях протекает в прямом направлении.

Пример Рассчитайте массу одной молекулы железа.

Сколько молекул содержится в 2,8 граммах железа.

Решение. Зная молярную массу железа и число Авогадро ( N A = 6,02 10 моль ) рассчитаем массу молекулы железа:

М 56 m0 = = = 9,3 10 ( г ).

N A 6,02 10 Для расчета числа молекул N составим пропорцию и решим её.

Пример В одном моле железа содержится число Авогадро молекул:

В 56 граммах Fe — 6,02 10 молекул, а в 2,8 г Fe — Х молекул.

2,8 6,02 10 х= = 3,01 10 молекул.

m0 = 9,3 10 г, Ответ:

N = 3,01 10 молекул.

Пример Закончите уравнение реакции и оцените окислительно-восстановительные свойства FeSO4. Расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса.

+2 + + FeSO4 + KMnO4 + H 2 SO4 MnSO4 + Fe2 ( SO4 )3 + Н 2О.

...

Решение. Расставим степень окисления элементов.

Видим, что КMnO4 — окислитель, значит FeSO4— восстановитель.

2+ 3+ 5 2 Fe 2е = 2 Fe, в ль, + 2+ 2 MnO4 + 5е + 8H Mn + 4 Н 2О, о ль.

Пример Опишите катодный и анодный процессы коррозии оцинкованного железного ведра в кислой среде, если покрытие нарушено.

Решение. Если покрытие нарушено, то в кислой среде работает микрогальванический коррозионный элемент, в котором Zn — анод (0= - 0,76B);

Fe — катод (0= - 0,44В):

+ ( A) Zn | H | Fe ( K ).

HCl Пример Процессы на электродах:

2+ A : Zn 2e = Zn, о ие + K ( Fe) : 2 H + 2e = H 2, в ие + 2+ Zn + 2 H = Zn + H 2.

Вторичные процессы, (кислую среду формирует НСl):

2+ + 2Cl ZnCl 2.

Zn Молекулярное уравнение коррозии:

Zn + 2 HCl ZnCl2 + H 2.

Пример Сколько тонн красного железняка, содержащего 65 % Fe2O3, необходимо взять, чтобы получить одну тонну чугуна, содержащего 91 % (масс) железа.

Решение. Составим алгоритм процесса:

3 2 2 Fe чугун Руда Fe2O 65% Fe2O3 1т (91 % Fe) Пример 1. Найдем массу Fe в одной тонне чугуна.

1 т чугуна соcтавляет 100% Х = 0,91 т.

Х т железа — 91% 2. Сколько необходимо взять Fe2O3, чтобы получить 0,91 тонну железа?

Рассчитаем молярные массы.

М (Fe) = 56г/моль;

М (Fe2O3) =2·56+3·16=160г/моль.

Пример Составим пропорцию:

в 160 т Fe2O3 — 2·56 т Fe, а в Х т Fe2O3 — 0,91 т Fe.

160 0, Х= = 1,3 (т).

3. Сколько нужно взять руды, чтобы в ней содержалось 1,3 тонны Fe2O3 ?

1,3 1,3 т Fe2O3 составляют 65 %, Х= = 2 (т).

Х т руды — 100 %. Ответ: 2 тонны руды.

Пример Рассчитайте молярную массу эквивалентов железа в соединениях:

FeO, K2FeO4, FeCl3.

Решение. Молярная масса вещества эквивалента MЭ равна отношению массы вещества m на число эквивалентности Z.

m МЭ =.

Z Пример Z (FeO) = 2.

m ( Fe) 1 = = = 28 ( г / моль).

М Э ( Fe) FeO Z Z (K2FeO4) = 2.

m ( Fe) 1 = = = 28 ( г / моль).

М Э ( Fe) К 2 FeO Z Z (FeCl3) = 3.

m ( Fe) = = = 18,7 ( г / моль).

М Э ( Fe) FeCl Z Пример Запишите схему гальванического элемента, составленного железным и медным электродами.

Покажите уравнения электродных процессов и рассчитайте ЭДС в стандартных условиях.

Решение. Возьмем стандартные значения электродных потенциалов из ряда напряжений металлов:

= 0,44 B, Fe 2+ анод Fe Cu = 0,34 B.

0 2+ катод Cu Пример Схема гальванического элемента:

2+ 2+ ( А) Fe Fe Cu Cu ( К ) Процессы на электродах:

На аноде в электрохимии всегда идет процесс окисления, а на катоде – восстановления:

2+ 1 A : Fe 2e = Fe, о ие 2+ 1 K : Cu + 2e = Cu, в ие 2+ 2+ Fe + Cu = Fe + Cu.

0 Пример Рассчитаем ЭДС гальванического элемента в стандартных условиях:

E = К А.

E = = 0,34 (0,44) = 0,78 ( В ).

0 0 К А E = 0,78 В.

Ответ: Пример Напишите уравнения катодного и анодного процессов электрохимической коррозии никелированного железного изделия во влажной атмосфере, если покрытие нарушено.

0 для Решение. Возьмем значения металлов, образующих коррозионный микрогальванический элемент:

= 0,44 B, анод. = 0,25 B, катод;

0 Fe 2+ Ni 2+ Fe Ni Запишем схему микрогальванического элемента:

( A) Fe O2 + 2 H 2O Ni ( K ).

Пример Процессы на электродах:

2+ Fe 2е = Fe, о ие, A: K ( Ni ) : O2 + 2 H 2O + 4е = 4OH, в ие. 2+ 2 Fe + O2 + 2 H 2O = 2 Fe + 4OH.

Пример Вторичные процессы:



Pages:     | 1 |   ...   | 2 | 3 || 5 |
 





 
© 2013 www.libed.ru - «Бесплатная библиотека научно-практических конференций»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.