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 |   ...   | 3 | 4 ||

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

-- [ Страница 5 ] --

2+ Fe + 2OH = Fe(OH ) 2, 4 Fe(OH ) 2 + O2 + 2 H 2O = 4 Fe(OH )3, Fe(OH ) 2 FeO + H 2O, Fe(OH )3 Fe2O3 + H 2O.

FeO + Fe2O3 Fe3O4.

Запишем молекулярное уравнение процесса коррозии:

Fe + O2 Fe3O4.

Fe3O4.

Ответ: образовалась ржавчина Пример Получите гидроксид железа (III) и опишите его кислотно-основные свойства. Напишите ионно-молекулярные уравнения реакций.

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH )3 +3NaCl, Fe 3+ + 3OH = Fe(OH ) 3.

Это амфотерный гидроксид и взаимодействует как с кислотами, так и со щелочами:

Fe(OH ) 3 + 3HCl = FeCl3 + 3H 2O, + 3+ Fe(ОН ) 3 + 3H = Fe + 3H 2O.

Fe(OH )3 + NaOH NaFeO2 + 2 H 2O.

сплавление Пример Могут ли в растворе существовать совместно FeCl2 и K2Cr2O7. Ответ подтвердите написанием соответствующих реакций.

Известно, что соединения Fe+2 в ОВР – восстановители, а Сr+6 – окислители.

K2Cr2O7 устойчив в кислой среде (берем НСl).

+3 + +6 + К 2Сr2О7 + FeCl2 + HCl CrCl3 + FeCl3 + KCl + H 2O.

оранжевый зелёный Cr2O72 + 6e + 14 Н + = 2Cr 3+ + 7 Н 2О, в ие, 2+ 3+ Fe e = Fe, o ие.

Пример Осуществите превращения по цепочке.

Для реакций ионного обмена напишите ионно-молекулярные уравнения, а ОВР уравняйте методом электронно-ионного баланса.

1 2 FeСl2 FeCl3 FeOHCl2 FeCl3.

Чтобы изменить степень окисления Fe+2 до Fe+3, нужно применить окислитель, например K2Cr2O7.

Пример + + +6 + 1. К 2Сr2О7 + FeCl2 + HCl CrCl3 + FeCl3 + KCl + H 2O.

оранжевый зелёный Cr2O72 + 6e + 14 Н + = 2Cr 3+ + 7 Н 2О, в ие, 2+ 3+ 6 Fe e = Fe, o ие.

2. FeCl3 + NaOH = FeOHCl2 + NaCl, 3+ 2+ Fe + OH = FeOH.

3. FeOHCl2 + НCl = FeCl3 + H 2O, 2+ + 3+ FeOH + Н = Fe + H 2O.

Пример Сколько молекул железа Fe содержится в 100 граммах стали, содержащей 95 % железа.

Решение. Рассчитаем массу железа в 100 граммах стали. Составим пропорцию:

100 г стали соcтавляет 100 % Х г железа — 95 % 95 Х= = 95 ( г ).

Пример Зная молярную массу железа (56 г/моль) и число Авогадро ( N A = 6,02 10 моль ), рассчитаем число молекул железа:

56 г железа содержат NA молекул, 95 г железа — N молекул.

95 6,02 N= = 1,02 10 ( молекул ).

Ответ: 1.02·1024 молекул.

Пример Сколько граммов FeSO4·7 H2O необходимо взять, чтобы приготовить 0,5 литра 0,1М раствора FeSO4.

Решение. Рассчитаем, сколько граммов FeSO4 содержится в 0,5 литра 0,1М раствора?

В 1 литре раствора — 0,1 моля FeSO4, В 0,5 литра раствора — Х молей FeSO 0,5 0, Х= = 0,05 ( моль).

М (FeSO4) = 56 + 32 + 4·16 =152 г/моль.

m (FeSO4) = M·n = 152·0,05 = 7,6 (г).

Пример Рассчитаем, сколько граммов FeSO4·7 H2O необходимо взять, чтобы в них содержалось 7, грамма FeSO4 ?

М (FeSO4·7 H2O)=152+7(2·1+16)=278 г/моль.

в 278 г FeSO4·7 H2O содержится 152 г FeSO В Хг — 7,6 г FeSO4.

278 7, Х= = 13,9 ( г ).

Ответ:m (FeSO4·7 H2O) =13,9 грамма.

Пример Напишите уравнения электродных процессов при электролизе водного раствора FeSO4 с нерастворимым анодом.

2+ р р FeSO4 ( Fe, SO, Н 2О).

Процессы на электродах:

K () : Fe 2 +, H 2O : 2 H 2O + 2e = H 2 +2OH, в ие 2+ Fe +2e = Fe, в ие. A (+ ) : SO42, H 2O : 2 H 2O 4e = O2 +4 H +, о ие 2+ + 4 H 2O + Fe = H 2 + 2OH + Fe + O2 +4 H.

Пример Ионы водорода не взаимодействуют с ионами гидроксильной группы, так как находятся в разных электродных пространствах.

Побочные продукты:

2+ К : Fe + 2OH = Fe(OH ) 2, А : 2 SO4 + 4 H + = 2 H 2 SO4.

Молекулярное уравнение электролиза:

2 FeSO4 р р + 4 H 2O эл з Fe + Fe(OH ) 2 + H 2 + O2 + 2 H 2 SO4.

Пример Какая из реакций термодинамически предпочтительнее в стандартных условиях:

1. Fe2O3( К ) + Н 2 ( Г ) Fe( К ) + Н 2O( Г ), t 2. Fe2O3( К ) + Al( К ) Fe( К ) + Al2O3( К ) ?

t G ( Fe2O3 ( К ) ) = 741,0 кДж / моль, G ( Al2O3 ( К ) ) = 1576,4 кДж / моль, G ( Al2O3 ( К ) ) = 1576,4 кДж / моль.

Пример Для решения вопроса о предпочтительности той или иной реакции, нужно рассчитать изменение энергии Гиббса реакций rG:

Для реакции 1:

r G = ( f G ( Fe) + f G ( Н 2О)) 0 0 ( f G ( Fe2O3 ) + f G ( Н 2 )).

0 r G 0 = (0 + (237,5)) (742,0 + 0) = 504,5 (кДж ).

r G = 504,5 кДж.

Пример Для реакции 2:

r G = ( f G ( Fe) + f G ( Al2О3 )) 0 0 ( f G ( Fe2O3 ) + f G ( Al )).

0 r G = (0 1676,4) (741,0 + 0) = 935,4 (кДж ).

r G = 935,4 кДж.

Ответ. В стандартных условиях предпочтительнее вторая реакция, так как для неё rG0 0.

Пример Опишите процессы, протекающие при электрохимической коррозии железного изделия, имеющего включения меди, при атмосферной коррозии.

Предложите защиту изделия от коррозии.

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

Cu = 0,34 B, катод;

Fe = 0,44 B, анод.

2+ 2+ / Cu / Fe Запишем схему элемента:

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

Пример Процессы на электродах:

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

Пример Вторичные процессы:

Fe 2 + + 2OH = Fe(OH ) 2, 4 Fe(OH ) 2 + O2 + 2 H 2O = 4 Fe(OH )3, Fe(OH ) 2 FeO + H 2O, Fe(OH )3 Fe2O3 + H 2O.

Запишем молекулярное уравнение процесса FeO + Fe2O3 Fe3O4.

коррозии:

В результате коррозии образовалась ржавчина Fe3O4.

Для защиты можно предложить анодное покрытие цинком.

Пример Определите процентное содержание железа в железоаммонийных квасцах NH4Fe(SO4)2·H2O.

М (NH4Fe(SO4)2·H2O. ) = = 14+4·1+56+2·32+8·16+·2+16= 284 г/моль.

284 г квасцов составляют 100 %, 56 г железа — Х %.

56 Х= = 19,72 %.

Ответ: Содержание железа в квасцах – 19,72%.

Пример Напишите молекулярное и ионно молекулярное уравнения гидролиза соли FeCl3. Укажите среду раствора. Куда сместится равновесие реакции, если к раствору добавить кислоту.

Решение: слабый сильная FeСl3 ( Fe(OH )3 и HСl ).

3+ FeСl3 = Fe + 3Cl + H OH 3+ 2+ + Fe + HOH FeOH +H, рН Пример FeCl3 + H 2O FeOHCl2 + HCl.

+ Если добавить кислоту ( H ), то будет избыток ионов водорода и по принципу Ле-Шателье реакция пойдет в том направлении, чтобы уменьшить их концентрацию, т.е. в обратном направлении.

Добавление кислоты препятствует гидролизу.

Пример Сколько литров СО2 выделилось в нормальных условиях при разложении 0,5 моля FeСO3?

Напишите уравнение соответствующей реакции.

Решение. FeCO3 t FeO + CO2.

Из 1 моля FeСO3 выделяется 1 моль СО2, из 0,5 моля FeСO3 — Х молей СО2.

Х = 0,5 моля.

1 моль СO2 при н.у. занимает объем 22,4 л 0,5 моля СO2 — Х л.

Х = 11,2 л.

Ответ: выделилось 11,2 литра СО2.

Заключение Изученные разделы курса «Химия» дают будущим специалистам цело стное представление о возможностях химии как науки, как отрасли промыш ленности, как основы для научно-технического прогресса.

Полагаем, что знания, полученные по данной дисциплине позволят студенту-выпускнику учитывать их в своей будущей работе;

понимать, что современный уровень жизни просто невозможен без продуктов и методов химии, что полученные знания пригодятся ему, в любой отрасли народного хозяйства: в машиностроении, металлургии, строительстве, электротехниче ской и электронной промышленности, транспорте, горном деле, в быту. Зна ния по химии помогут ему в решении технологических и экологических про блем.

Основная литература 1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов /Н.Л. Глинка;

под общ. ред. А.И. Ермакова. –30-е, 28-е изд., перераб. и доп. – М.: Интеграл Пресс, 2006, 728с.

2. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка;

под общ. ред. В.А. Рабиновича, Х.М. Рубиной. – 25-е изд., стереотип. – М.: Интеграл-Пресс, 2006, 240 с.

3. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов / Н.С. Ахметов. – 3-е изд., перераб. и доп. – М.: Высш. шк., 1998 – 743с.

4. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для вузов / Н.В. Коровин. – М.:

Высш. шк., 2000, 1998. – 558, 559 с.

5. Лидин Р.А. Химические свойства неорганических веществ: учеб. пособие /Р.А. Лидин, В.А. Молочко, Л.П. Андреева;

под общ. ред. Р.А. Лидина. – М.: Химия, 1996. - 480 с.

6. Павлов Н.Н. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов / Н. Н.

Павлов. – 2-е изд., перераб. и доп. – М.: Дрофа. – 2002. - 447с.: ил.

Дополнительная литература 1. Химия: Большой энциклопедический словарь. – 2-е изд. - Большая Рос.

энцикл., 1198. – 791 с.

2. Крылов В.К. Толковый химический словарь для всех/ В.К. Крылов, Кукушнин Ю.Н., Панина Н.С.;

под общ. ред. Ю.Н..Кукушнина. – М.:

Высш. шк., 1999. – 400 с.

3. Свойства металлов: Справочник: в 2-х кн./ М.Е. Дрич, П.Б. Будберг, Н.Т.

Кузнецов и др. ;

под общ. ред. М.Е. Дрича. – 2-е изд., перераб. и доп. – М.:

Металлургия, 1997. Кн. 1. – 432 с.

Учебно-методическая литература 1. Общая и неорганическая химия. Часть 2: Лаб. практ./ Сост.: О.Р. Глухова, Р.М. Белкина, В.Д. Иванова;

СибГИУ. – Новокузнецк, 2006. – 42с.



Pages:     | 1 |   ...   | 3 | 4 ||
 





 
© 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.