Программа по химии для абитуриентов - конспект - Химия - Часть 2, Рефераты из Химия
zaycev_ia
zaycev_ia21 июня 2013 г.

Программа по химии для абитуриентов - конспект - Химия - Часть 2, Рефераты из Химия

PDF (492 KB)
20 страница
447Количество просмотров
Описание
I.M. Sechenov Moscow Medical Academy. Реферат по химии. Классификация химических реакций по различным оценкам. Типы химических реакций: соединения, разложения, замещения, обмена. Тепловой эффект химической реакции. Терм...
20 баллов
Количество баллов, необходимое для скачивания
этого документа
Скачать документ
Предварительный просмотр3 страница / 20

Это только предварительный просмотр

3 страница на 20 страницах

Скачать документ

Это только предварительный просмотр

3 страница на 20 страницах

Скачать документ

Это только предварительный просмотр

3 страница на 20 страницах

Скачать документ

Это только предварительный просмотр

3 страница на 20 страницах

Скачать документ

6

реагентами, но после каждого цикла восстанавливающие свой химический состав. Различают положительные катализаторы, которые ускоряют реакцию, и отрицательные катализаторы (ингибиторы), замедляющие ее. Ускоряющее действие катализаторов заключается в уменьшении энергии активации. Различают два вида катализа: гетерогенный (1) – катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах, и гомогенный (2) – катализатор и вещества находятся в одной фазе: 1. MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O 2. 2NO + O2 → 2NO2 2NO2 + 2SO2 → 2SO2 + 2NO.

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие и условия, которые влияют на смещение химического равновесия.

Химическая реакция – процесс, при котором из одних веществ получаются другие. Как известно, по признаку процесса различают несколько типов реакций: разложения, замещения и т. д. По характеру обратимости реакции делятся на обратимые и необратимые. Реакции, протекающие в одном направлении и приводящие к полному превращению исходных веществ в продукты реакции, называются необратимыми:

K2CO3 + 2HCl → 2KCl + CO2 + H2O. Обратимыми называются реакции, которые одновременно идут в двух взаимно

противоположных направлениях: слева направо – прямая, справа налево – обратная. Обе реакции идут с определенной скоростью. В ходе обратимой реакции концентрация исходных веществ уменьшается, а концентрация продуктов реакции увеличивается. Соответственно скорость прямой реакции будет уменьшаться, а обратной – увеличиваться до тех пор, пока эти скорости не станут равными. Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной, называется химическим равновесием. При состоянии химического равновесия реакция не прекращается, а обе реакции идут с равными скоростями Выразим скорости прямой и обратной реакций:

К – константа химического равновесия.

6

Полученное уравнение выражает закон “Действующих масс” для химического равновесия. При установившемся химическом равновесии отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ есть величина постоянная при определенных условиях. Физический смысл константы химического равновесия состоит в том, что она показывает во сколько раз прямая реакция идет быстрее обратной. Если K>1, то преобладает прямая реакция, если K<1 – обратная. Это положение дает возможность не только определить направление реакции, но и регулировать любой химический процесс, смещая его в ту или иную сторону.

При изменении температуры, давления или концентрации регентов равновесие может сместиться. Изменения, происходящие в системе в результате внешних воздействий, определяются принципом «подвижного равновесия» или принципом Ле-Шателье:

Внешние воздействия на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, приводят к смещению этого равновесия в направлении, при котором ослабевает эффект произведенного воздействия. [c]: при увеличении концентрации одного из реагирующих веществ равновесие сместится в сторону расхода вводимого вещества, при уменьшении концентрации равновесие сместится в сторону образования этого вещества. [t]: при повышении температуры равновесие сместится в стороны эндотермической реакции, при понижении – в сторону экзотермической реакции. [p]: при увеличении давления равновесие сместится в сторону уменьшения газообразных веществ, при уменьшении – в сторону увеличения газообразных веществ. Если реакция протекает без изменения числа молекул газообразного вещества, то давление не влияет на химическое равновесие.

Растворы. Растворимость веществ. Зависимость растворимости от их природы, температуры и давления. Массовая доля растворенного

вещества в растворе. Раствором называют гомогенную систему переменного состава, состоящую из

двух и более компонентов. Каждый из компонентов раствора равномерно распределен в массе другого в виде молекул, атомов или ионов. Растворы бывают газообразные, жидкие и твердые. Практически наиболее важны жидкие растворы. Условно компоненты раствора делятся на растворенные вещества и растворитель. Если раствор образуется при смешивании компонентов одинакового агрегатного состояния, растворителем считается компонент, которого в растворе больше. В остальных случаях растворителем является тот компонент, агрегатное состояние которого не меняется при образовании раствора. При растворении происходит взаимодействие растворенного вещества и растворителя, называемое сольватацией, в случае водных растворов – гидратацией. Растворение в жидкостях газов и жидкостей сопровождается обычно выделением теплоты (ΔH<0);

6

растворение твердых веществ в большинстве случаев – процесс эндотермический (ΔH>0). Энтропия при растворений твердых веществ, как правило, увеличивается (ΔS>0), газов – уменьшается (ΔS<0).

Растворимостью называется способность вещества растворяться в том или ином растворителе. Мерой растворимости вещества приданных условиях является содержание его в насыщенном растворе. Раствор называется насыщенным, если он находится в равновесии с растворяемым веществом (ΔG=0), т.е. в насыщенном растворе содержится предельное при данных условиях количество растворенного вещества. Раствор, содержащий вещества больше, чем это определяется его растворимостью, - пересыщенный, раствор, содержащий вещества меньше, чем это определяется его растворимостью, - ненасыщенный. На практике растворимость твердых веществ часто выражают величиной, называемой коэффициентом растворимости, который показывает массу безводного вещества, насыщающую 100 г растворителя при данной температуре. Растворимость вещества зависит от природы растворяемого вещества и растворителя, их агрегатного состояния, наличия в растворе посторонних веществ, температуры, а в случае газообразного растворяемого вещества – и от давления. Согласно правилу «подобное растворяется в подобном», ионные соединения и молекулярные с полярным типом связи лучше растворяются в полярных растворителях, неполярные вещества – в неполярных растворителях. При повышении температуры растворимость газов обычно уменьшается. Растворимость твердых веществ меняется по-разному, что определяется знаком теплового эффекта процесса растворения: растворение большинства твердых веществ – процесс эндотермический (ΔH>0), поэтому с повышением температуры растворимость их увеличивается. Влияние давления на растворимость газов в жидкостях выражает закон Генри:

Растворимость газа при постоянной температуре прямо пропорционально его парциальному давлению над раствором:

x = k∙p где x – молярная доля растворенного вещества в насыщенном растворе; k –

коэффициент пропорциональности, называемый константой (коэффициентом) Генри; р – парциальное давление.

Закон Генри справедлив для случая сравнительно разбавленных растворов, невысоких давлений и отсутствия химического взаимодействия между молекулами растворяемого газа и растворителя.

Присутствие посторонних веществ, как правило, уменьшает растворимость данного вещества. Уменьшение растворимости веществ в присутствии солей называется высаливанием. Растворимость малорастворимых электролитов уменьшается при введении в насыщенный раствор одноименных ионов.

На практике состав растворов выражают с помощью следующих величин: безразмерных – массовая и молярная доли и размерных – молярная концентрация вещества, молярная концентрация вещества эквивалента, моляльность и массовая концентрация вещества.

6

Массовая доля растворенного вещества w – отношение массы растворенного вещества m1 к общей массе m:

Массовая доля выражается в процентах и в долях единицы. Молярная доля i-го компонента раствора xi – отношение количества вещества

данного компонента к общему количеству вещества раствора. Для бинарного раствора:

Молярная доля также выражается в процентах и в долях единицы. Моляльность раствора b(X) – отношение количества растворенного вещества

Х к массе растворителя m:

Моляльность выражается в моль/кг. Молярная концентрация вещества в растворе частиц Х с(Х) – отношение

количества вещества к объему раствора:

Молярная концентрация выражается в моль/л. Молярная концентрация вещества эквивалента (1/z*)X в растворе c[(1/z*)X] –

отношение количества растворенного вещества эквивалента (1/z*)X к объему раствора:

Она выражается в моль/л. Массовая концентрация вещества Х в растворе Т(Х) – отношение массы

растворенного вещества Х к объему раствора:

Массовая концентрация выражается в г/л.

6

Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Химические свойства кислот,

оснований и солей в свете теории электролитической диссоциации. Реакции ионного обмена и условия их необратимости.

Взаимодействие с растворителем растворенного вещества может вызвать распад последнего на ионы. Распад растворенного вещества на ионы под действием молекул растворителя называется электролитической диссоциацией или ионизацией веществ в растворах.

Возможность и степень распада растворенного вещества на ионы определяется природой растворенного вещества и растворителя. Электролитической диссоциации подвергаются ионные соединения и молекулярные соединения с полярным типом связи в полярных растворителях. Вода относится к наиболее сильноионизирующим растворителям.

Вещества, распадающиеся в растворах или расплавах на положительно заряженные (катионы) и отрицательно заряженные (анионы) ионы, называются электролитами. Электролитами являются кислоты, основания, соли.

Ионы в растворе сольватированы (гидратированы), т.е. окружены оболочкой из молекул растворителя. Катионы К связаны с молекулами воды гидратной оболочки донорно-акцепторной связью и являются акцепторами электронных пар; доноры – атомы кислорода Н2О.

Анионы А – связаны с молекулами Н2О либо кулоновскими силами, либо водородной связью, при образовании которой они – доноры электронных пар. Схематически гидратную оболочку ионов можно изобразить следующим образом:

Обычно пользуются упрощенными уравнениями электролитической диссоциации, в которых гидратная оболочка ионов не указывается.

По степени диссоциации α в растворах электролиты подразделяют на сильные и слабые:

6

Степень диссоциации выражают в долях единицы или процентах. Электролиты, у которых α<1, относятся к слабым, у сильных электролитов α = 1.

К сильным электролитам в водных растворах принадлежат почти все соли, многие неорганические кислоты, гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов.

Сильные электролиты в водных растворах распадаются на ионы полностью. Их истинная степень диссоциации не зависит от концентрации раствора.

Диссоциация слабых электролитов - обратимый процесс. Для диссоциации слабого бинарного электролита КА

на основании ЗДМ справедливо соотношение:

Константу равновесие К в данном случае называют константой ионизации. Согласно закону разбавления Оствальда, константа диссоциации бинарного электролита связана со степенью диссоциации соотношением:

Это уравнение выражает зависимость степени диссоциации от концентрации раствора. Если α<<1, то

Иными словами, закон Оствальда гласит: с уменьшением концентрации раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается. В соответствии с принципом Ле-Шателье введение в раствор слабого электролита одноименных ионов уменьшает степень его диссоциации. При уменьшении концентрации одного из ионов диссоциация слабого электролита усиливается.

Вода является очень слабым амфотерным электролитом: К = 1,8·10-16 . В воде и разбавленных водных растворах электролитов значения концентрации и активности практически совпадают, а с(Н2О) практически постоянна. Поэтому можно считать постоянным ионное произведение воды (произведение концентраций водородных ионов и гидроксид-ионов при данной температуре для воды и разбавленных водных растворов) KW(KH2O): KW = K∙c(H2O) = c(H+)∙c(OH-).

6

При 25°С Kw = 10ˉ14 моль² /л². При увеличении температуры Kw значительно возрастает. В любом растворе одновременно присутствуют Н+ и ОН– ионы. Кислотность и щелочность среды обычно характеризуют концентрацией водородных ионов или водородным показателем рН. Он равен десятичному логарифму концентрации водородных ионов, взятому с обратным знаком: pH = - lgc(H ). Значение рН может быть больше 14 и быть отрицательным. Приближенно реакцию среды определяют с помощью специальных реактивов – индикаторов.

Оксиды. Классификация оксидов. Способы получения и свойства оксидов. Понятие об амфотерности.

Оксидами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы кислорода и какого-нибудь другого элемента.

Оксиды могут быть получены как при непосредственном взаимодействии кислорода с другим элементом, так и косвенным путем (например, при разложении солей, кислот, оснований). В обычных условиях оксиды бывают в твердом, жидком и газообразном состоянии.

В зависимости от того, будет этим другим элементом металл или неметалл, оксиды делятся на основные и кислотные.

Основными оксидами называются такие оксиды металлов, которым соответствуют гидраты, относящиеся к классу оснований.

Если в качестве второго элемента будет неметалл или металл, проявляющий высшую валентность, то такие оксиды будут кислотными. Кислотными оксидами (ангидридами кислот) называются такие оксиды, которым соответствуют гидраты, относящиеся к классу кислот.

Особую группу составляют амфотерные окисиды. Амфотерными оксидами называются оксиды, которые взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями, образуя соли.

H2O + ZnCl2 ← 2HCl + ZnO + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2 По химическим свойствам оксиды делятся на солеобразующие и

несолеобразующие. Солеобразующие оксиды – оксиды, которые в результате реакций образуют

соли. CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O;

CuO + SO3 → CuSO4 Несолеобразующие оксиды солей не образуют! Элементы, обладающие постоянной СО, образуют оксиды одной из

перечисленных групп. Элементы, проявляющие переменную СО могут образовывать различные оксиды. Как правило, в низшей степени окисления элемент образует основный оксид, в переходной СО – амфотерный, в высшей – кислотный.

Основные Кислотные

6

1. Na2O + H2O → 2NaOH 2. Na2O + SO3 → Na2SO4 3. CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

1. SO3 + H2O → H2SO4 2. CO2 + CaO → CaCO3 3. CO2 + Ba(OH)2 → BaCO2 +

H2O

Основания. Щелочи и нерастворимые основания. Способы получения и химические свойства.

Основаниями называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атома металла и одной или нескольких гидроксильных групп.

Число гидроксильных групп в молекуле основания зависит от степени скисления металла и равно ее абсолютной величине.

Все основания – твердые вещества, имеющие различную окраску. Основания щелочных и щелочноземельных металлов хорошо растворимы в воде и называются щелочами. Остальные основания плохо растворяются в воде.

Химические свойства оснований обусловливаются отношением их к кислотам, ангидридам кислот и солям.

1. CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O 2. 2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O Реакция взаимодействия основания с кислотой называется реакцией

нейтрализации, т.к. после ее окончания среда должна стать нейтральной. 3. 2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4.

Кислоты. Классификация кислот. Способы получения и общие химические свойства.

Кислотами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на металл.

По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные, двухосновные и трехосновные.

По составу кислоты делятся на бескислородные и кислородсодержащие. Получение кислот:

1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном взаимодействии неметалла с водородом:

H2 + S → H2S 2. Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при растворении

кислотных оксидов в воде: SO3 + H2O → H2SO4

3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакции обмена между солями и другими кислотами:

6

BaBr2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HBr CuSO4 + H2S → H2SO4 + CuS

4. В некоторых случаях для получения кислот могут быть использованы ОВ процессы:

3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO Химические свойства кислот обусловлены отношением их к основаниям,

металлам, солям и основным оксидам. 1. CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O 2. 2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O 3. Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 4. CuCl2 + H2SO4 → CuSO4 + 2HCl

Соли. Состав солей и их названия. Получение и химические свойства солей. Гидролиз солей.

Солями называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов металлов и кислотных остатков.

Соль представляет собой продукт полного или частичного замещения атомов водорода кислоты металлом. Отсюда различают следующие группы солей:

1. Средние соли – все атомы водорода в кислоте замещены на металл. 2. Кислые соли – не все атомы водорода в кислоте замещены на металл.

Разумеется, кислые соли могут образовывать только двухосновные или трехосновные кислоты.

3. Двойные соли – атомы водорода кислоты замещены не одним, а несколькими металлами.

4. Основные соли – продукт неполного или частичного замещения гидроксильных групп оснований кислотными остатками.

5. Смешанные соли – в них содержится один катион и два разных аниона. Соли тесно связаны со всеми остальными классами неорганических

соединений и могут быть получены практически из любого класса. Соли бескислородных кислот, кроме того, могут быть получены при непосредственном взаимодействии металла с неметаллом.

Химические свойства: 1. 2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl 2. Ba(OH)2 + CuSO4 → BaSO4 + Cu(OH)2 3. NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 4. Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu Обменная реакция между водой и соединением называется его гидролизом.

Гидролиз солей представляет собой реакцию, обратную реакции нейтрализации слабых кислот (оснований) сильными основаниями (кислотами) или слабых кислот

6

слабыми основаниями. Гидролизу по аниону подвергаются соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты. Создается щелочная среда.

Na2SO3 → 2Na+ + SO32-

Na+ + HOH → реакция не идет SO32- + HOH ↔ HSO3- + OH-

HSO3- + HOH ↔ H2SO3 + OH-

Na2SO3 + HOH ↔ NaHSO3 + NaOH NaHSO3 + HOH ↔ H2SO3 + NaOH

Гидролизу по катиону подвергаются соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты. Создается кислая среда.

CuCl2 → Cu2+ + 2Cl-

Cl- + HOH → реакция не идет Cu2+ + HOH ↔ CuOH+ + H+

CuCl2 + HOH ↔ CuOHCl + HCl Гидролизом по второй ступени при обычных условиях можно пренебречь.

Гидролизу по катиону и аниону подвергаются соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты. Реакция среды зависит от соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований.

CuF2 → Cu2+ + 2F-

Cu2+ + HOH ↔ CuOH+ + H+

F- + HOH ↔ HF + OH-

Cu2+ + F- + HOH ↔ CuOH+ + HF CuF2 + HOH ↔ CuOHF + HF

Гидролиз в данном случае протекает довольно интенсивно. Если кислота и основание, образующие соль, не только являются слабыми электролитами, но и малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с образованием газообразных продуктов, гидролиз таких солей в ряде случаев протекает практически необратимо:

Al2S3 + 6H2O → 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ Количественно гидролиз соли характеризуется степенью гидролиза:

Для гидролиза по аниону в общем виде А– + НОН ↔ НА + ОН– , согласно закону действующих масс, приближенно справедливо

6

.

Используя соотношение , получаем

.

Для гидролиза по катиону К+ + НОН ↔ КОН + Н+ аналогично

.

Для гидролиза по катиону и аниону К+ + А– + НОН ↔ КОН + НА

В соответствии с принципом Ле Шателье гидролиз по катиону (аниону) усиливается при добавлении к раствору соли основания (кислоты).

Взаимосвязь между различными классами неорганических соединений.

1. Металлсоль: 2Na + Cl2 → 2NaCl (t);

2. Соль металл: NiSO4 + 2H2O → Ni + O2 + H2 + H2SO4 (электролиз);

6

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2 (t); 3. Неметаллсоль:

2Na + Cl2 → 2NaCl (t); 4. Соль неметалл:

SiCl4 + 2Zn → Si + 2ZnCl2; 5. Металлоксид металла:

2Mg + O2 → 2MgO; 6. Оксид металла металл:

2Fe2O3 + 3C → 4Fe + 3CO2 (t); 7. Неметаллоксид неметалла:

4Р + 5О2 → 2Р2О5; 8. Оксид неметалланеметалл:

SiO2 + 2Mg → Si + 2MgO (t); 9. Оксид металласоль:

CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O; 10. Соль оксид металла:

СаСО3 → СаО + СО2 (t); 11. Оксид неметалласоль:

СО2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O; 12. Соль оксид неметалла:

СаСО3 → СаО + СО2 (t); 13. Оксид металлаоснование:

CaO + H2O → Ca(OH)2; 14. Основаниеоксид металла:

Cu(OH)2 → CuO + H2O (t); 15. Оксид неметаллакислота:

SO3 + H2O → H2SO4; 16. Кислотаоксид неметалла:

H2SO3 → SO2 + H2O (t); 17. Основание соль:

NaOH + HCl → NaCl + H2O; 18. Соль основание:

СuSO4 + NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4; 19. Соль кислота:

NaCl + H2SO4 → HCl + NaHSO4 (t); 20. Кислотасоль:

6

NaOH + HCl → NaCl + H2O.

Металлы, их размещение в периодической системе. Физические и химические свойства. Основные способы промышленного получения

металлов. Электрохимические способы получения металлов. Электрохимический ряд напряжений металлов. Понятие о коррозии на примере ржавления железа. Значение металлов в народном хозяйстве.

В настоящее время известно 109 элементов, большинство из которых как по физическим, так и по химическим свойствам являются металлами. В природе металлы встречаются как в свободном виде, так и в виде соединений. В свободном виде существуют химически менее активные, трудно окисляющиеся кислородом металлы: платина, золото, серебро, ртуть, медь и др. все металлы, за исключением ртути, при обычных условиях твердые вещества с характерным блеском, хорошо проводят электрический ток и тепло. Большинство металлов может коваться, тянуться и прокатываться. По цвету, все металлы условно подразделяются на две группы: черные и цветные. По плотности различают металлы легкие (ρ<5) и тяжелые (ρ>5). Примером легких металлов служат калий, натрий, кальций, алюминий и др. К тяжелым металлам относятся осмий, олово, свинец, никель, ртуть, золото, платина и т.д. Температура плавления металлов также различна: от 38.9° (ртуть) до 3380° (вольфрам). Металлы могут отличаться и по твердости: самыми мягкими металлами являются натрий и калий (режутся ножом), а самыми твердыми – никель, вольфрам, хром (последний режет стекло). Тепло и электричество различные металлы проводят неодинаково: лучшим проводником электричества является серебро, худшим – ртуть.

В расплавленном состоянии металлы могут распределяться друг в друге, образуя сплавы. Большинство расплавленных металлов могут смешиваться друг с другом в неограниченных количествах. При смешивании расплавленных металлов происходит либо простое растворение расплавов одного металла в другом, либо металлы вступают в химическое соединение. Чаше всего сплавы представляют собой смеси свободных металлов с их химическими соединениями. В состав сплавов могут входить также и неметаллы (чугун – сплав железа с углеродом). Свойства металлов существенно отличаются от свойств составляющих их элементов.

Известно, что у металлов на ВЭУ имеется 1-3 валентных электрона. Поэтому они сравнительно легко отдают свои электроны неметаллам, у которых на ВЭУ 5-7 электронов. Так, металлы непосредственно реагируют с галогенами. Большинство Ме хорошо реагируют с кислородом (исключая золото, платину, серебро), образуя оксиды и пероксиды; взаимодействуют с серой с образованием сульфидов. Щелочные и щелочноземельные металлы легко реагируют с водой с образованием растворимых в ней щелочей. Ме средней активности реагируют с водой только при нагревании. Малоактивные Ме с водой вообще не реагируют. Большинство

6

металлов растворяется в кислотах. Однако химическая активность различных металлов различна. Она определяется легкостью атомов металла отдавать валентные электроны. По своей активности все металлы расположены в определенной последовательности, образуя ряд активности или ряд стандартных электродных потенциалов:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

В этом ряду каждый предыдущий металл вытесняет из соединений все последующие металлы.

Электролиз – ОВ процесс, протекающий при прохождении постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита. Анодом называется положительный электрод, на нем происходит окисление; катодом называется отрицательный электрод, на нем происходит восстановление. При электролизе расплава происходит распределение ионов соли в анодном и катодном пространстве. Ион металла восстанавливается до металла, а кислотный остаток бескислородной кислоты окисляется до соответствующего газа или элемента. Электролиз растворов солей более сложен из-за возможности участия в электродных процессах молекул воды. На катоде: 1) ионы металлов от лития до алюминия не восстанавливаются, но идет процесс восстановления водорода из воды, 2) ионы металлов от алюминия до водорода восстанавливаются до металлов вместе с восстановлением водорода из воды, 3) ионы металлов от висмута до золота восстанавливаются до металлов. На аноде: 1) анионы бескислородных кислот окисляются до соответствующих элементов, 2) при электролизе солей кислородсодержащих кислот происходит окисление не кислотных остатков, а воды с выделением кислорода, 3) в щелочных растворах происходит окисление гидроксид-ионов до кислорода и воды, 4) при использовании растворимых анодов, на них образуются катионы металла, из которого сделан анод.

Основные промышленные способы получения металлов: 1. Пирометаллургический:

1) коксотермия Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2 Fe(CO)3 → Fe + 5CO

2) алюмотермия Fe2O3 + 2Al → 2Fe + Al2O3 3) магнийтермия TiO2 + 2Mg → Ti + 2MgO 4) водородотермия CuO + H2 → Cu + H2O

2. Электрохимический: 1) электролиз расплавов: NiCl2 → Ni + Cl2 2) электролиз растворов: MgSO4 + 2H2O → Mg + O2 + H2 + H2SO4

3. Гидрометаллургический: Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O CuSO4 + Fe → Cu + FeSO4.

6

Щелочные металлы, их характеристика на основе размещения в периодической системе и строении атомов. Соединения натрия и калия

в природе, их использование. Калийные удобрения. К элементам группы 1А относятся литий, натрий, калий, рубидий, цезий,

франций. Все металлы серебристого цвета, кроме цезия (желтый). Относятся к легким металлам. Очень мягкие – режутся ножом. Все щелочные металлы сильные восстановители. Реакционная способность возрастает в ряду литий – цезий. Самым активным является цезий, т. к. у него самый низкий потенциал ионизации. Щелочные металлы энергично реагируют с большинством неметаллов, разлагают воду, бурно реагируют с растворами кислот. Комплексообразование для щелочных металлов не характерно. В природе в свободном виде не встречаются ввиду их чрезвычайной активности. Литий существенно отличается от остальных элементов группы: он не имеет р-орбиталей. По ряду свойств он ближе к магнию, чем к щелочным металлам. Наиболее промышленно важные металлы – это калий и натрий. Основные природные соединения этих металлов – поваренная соль (NaCl), мирабилит (Na2SO4·10H2O), сильвинит (NaCl·KCl), сильвин (KCl), ортоклаз (K[AlSiO3]), карналлит (KCl·MgCl2·6H2O). Основные способы получения – электролиз расплавов их солей в смеси с KCl, CaCl2 (натрий) и NaCl (калий). Применяется также восстановление их оксидов, хлоридов, карбонатов алюминием, кремнием, кальцием, магнием при нагревании в вакууме:

6KCl + 4CaO + 2Al(Si) → 6K + 3CaCl2 + CaO·Al2O3(CaO·SiO2) Химические свойства:

1. С простыми веществами: 1) 2Э + H2 →2ЭH 2) 2Э + Hal2 → 2ЭHal 3) 2Э + O2 → Э2O2 (Li2O) 4) 2Э + S → Э2S 5) 6Э + N2 → 2Э3N t 6) 3Э + P → Э3P.

2. Со сложными веществами: 1) 2Э + 2HCl(p) → 2ЭCl + H2 2) 2Э + 2H2O → 2ЭOH + H2 3) 2Э + H2SO2 → Э2SO2 + H2 4) 8Э + 10HNO3 → 8ЭNO3 + NH4NO3 + 3H2O.

Щелочные металлы и их соединения – важнейшие компоненты различных химических производств. Они используются в металлотермическом производстве различных металлов, таких как Ti, Zr, Nb, Ta. Соединения натрия и калия находят

6

применение в мыловарении (Na2CO3), производстве стекла (Na2CO3, K2CO3, Na2SO4, Li2O), используются для отбелки и дезинфекции (Na2O2), в качестве удобрений (KCl, KNO3). Из поваренной соли получают многие важные химические соединения: Na2CO3, NaOH, Cl2.

Калий улучшает водный режим растений, способствует обмену веществ и образованию углеводов, повышает морозо- и засухоустойчивость. Содержание калия выражается в пересчете на К2О. Стандартным считается удобрение, содержащее 41,6% К2О. Важнейшими калийными удобрениями являются хлорид и сульфат калия. Хлорид калия содержит 50-60% К2О и его получают из минералов, используя его особую растворимость. Сульфат калия содержит 45-52% К2О и получается следующим образом:

2KCl + 2MgSO4 → K2SO4·MgSO4 + MgCl2 K2SO4·MgSO4 + 2KCl → 2K2SO4 + MgCl2

Общая характеристика элементов главной подгруппы второй группы периодической системы. Кальций, его соединения в природе.

Жесткость воды и способы ее устранения. К 2А группе относится элементы: бериллий, кальций, стронций, барий, радий.

Строение ВЭУ этих элементов выражается общей формулой ns²np°, где n номер периода.

Бериллий, магний, кальций получают в основном электролизом расплавов их хлоридов в смеси с NaCl (Be), KCl (Mg, Ca) и CaF2 (Ca). Применяется также восстановление оксидов и фторидов металлов алюминием, магнием, углеродом, кремнием:

4ЭО + 2Al → ЭО·Al2O3 + 3Э (Э – Ca, Sr, Ba), BeF2 + Mg → MgF2 + Be,

MgO + C → CO + Mg, 2MgO + 2CaO + Si → 2CaO·SiO2 + 2Mg

Металлы группы 2А – сильные восстановители. Они довольно легко реагируют с большинством неметаллов; уже при обычных условиях интенсивно разлагают воду (кроме Be и Mg); легко растворяются в кислотах; Be реагирует и с кислотами, и со щелочами, образуя аква- и гидроксокомплексы. Химическая активность повышается от Be к Ra. По химическим свойствам Be существенно отличается от остальных элементов группы. Mg также во многих отношениях отличается от щелочноземельных металлов.

Э + H2 → ЭH2 (t; (кроме Be); Mg (p)), Э + Hal2 → ЭНal2 (t), 2Э + O2 → 2ЭO (t),

6

Э + S → ЭS (t), 3Э + N2 → Э3N2 (t), 3Э + 2P → Э3P2 (t), Э + C → ЭC2 (t). Э + 2HCl → ЭCl2 + H2 ([Вe(OH2)4]Cl2), Э + H2SO4р → ЭSO4 + H2 ([Ве(OH2)4]SO4]), Э + 2H2SO4 → ЭSO4 + H2S + H2O (кроме Be), Be + NaOH → Na2[Be(OH)4], Э + HNO3p → Э(NO3)2 + N2O + H2O, Э + HNO3 → Э(NO3)2 + NH4NO3 + H2O.

Важнейшими металлами из данной группы являются магний и кальций. Они широко используются для металлотермического получения ряда металлов; магниевые сплавы, как самые легкие, используются в авиационной промышленности. Различные соединения этих металлов находят различное применение в строительстве, для изготовления огнеупорных изделий, для осушки и очистки ряда веществ и в др. областях.

Магний и кальций важны для всех форм жизни. Главная природная функция магния связана с процессом фотосинтеза в растениях и микроорганизмах. Ионы магния принимают также участие в регулировании действия некоторых ферментов и клеточных систем. Биологические функции кальция разнообразны: он входит в состав опорных и защитных частей организма, его соединения образуют основу твердой части зубной ткани, скорлупы яйца. Ионы кальция содержаться в ряде белков, оказывают существенное влияние на работу ферментных систем, на процессы свертываемости крови, осмотическое равновесие в клетках. Соединение кальция и магния нетоксичны.

Всем известно, что в дождевой воде мыло хорошо пенится, а в криничной – обычно плохо. Поэтому такую воду принято называть жесткой. Анализ жесткой воды показывает, что в ней содержится большое количество растворимых солей кальция и магния. Эти соли образуют с мылом нерастворимые соединения. Такая вода неприменима для охлаждения двигателей внутреннего сгорания и обеспечения паровых котлов, потому что при нагревании жесткой воды на стенках охладительных систем образуется накипь. Накипь плохо проводит тепло, поэтому возможен перегрев моторов, паровых котлов, кроме того, быстрее происходит их снашивание.

Существует два вида жесткости. Карбонатная, или временная, жесткость обусловлена присутствием

гидрокарбонатов кальция и магния. Ее можно устранить следующими способами: 1. Кипячением:

Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O;

6

Mg(HCO3)2 → MgCO3 + CO2 + H2O. 2. Действием известкового молока или соды:

Ca(OH)2 + Ca(HCO3)2 → 2CaCO3 + 2H2O; Ca(HCO3)2 + Na2CO3 → CaCO3 + 2NaHCO3;

Некарбонатная, или постоянная, жесткость обусловлена присутствием сульфатов и хлоридов магния и кальция. Ее устраняют действием соды:

CaSO4 + Na2CO3 → CaCO3 + Na2SO4; MgSO4 + Na2CO3 → MgCO3 + Na2SO4.

Карбонатная и некарбонатная жесткости в сумме образуют общую жесткость воды.

Алюминий, характеристика элемента и его соединений на основе размещения в периодической системе и строения атома. Физические и химические свойства алюминия. Амфотерность оксида и гидроксида

алюминия. В периодической системе алюминий находится в третьем периоде, в

главной подгруппе третьей группы. Заряд ядра +13. Электронное строение атома 1s22s22p63s23p1. Металлический атомный радиус 0,143 нм, ковалентный - 0,126 нм, условный радиус иона Al3+ - 0,057 нм. Энергия ионизации Al – Al+ 5,99 эВ.

Наиболее характерная степень окисления атома алюминия +3. Отрицательная степень окисления проявляется редко. Во внешнем электронном слое атома существуют свободные d-подуровни. Благодаря этому его координационное число в соединениях может равняться не только 4 (AlCl4-, AlH4-, алюмосиликаты), но и 6 (Al2O3,[Al(OH2)6]3+).

Алюминий - типичный амфотерный элемент. Для него характерны не только анионные, но и катионные комплексы. Так, в кислой среде существует катионный аквакомплекс [Al(OH2)6]3+, а в щелочной - анионный гидрокомплекс и

[Al(OH)6]3-. В виде простого вещества алюминий - серебристо-белый, довольно твердый

металл с плотностью 2,7 г/см3 (т. пл. 660оС, т. кип. ~2500оС). Кристаллизуется в гранецентрированной кубической решетке. Характеризуется высокой тягучестью, теплопроводностью и электропроводностью (составляющей 0,6 электропроводности меди). С этим связано его использование в производстве электрических проводов. При одинаковой электрической проводимости алюминиевый провод весит вдвое меньше медного.

На воздухе алюминий покрывается тончайшей (0,00001 мм), но очень плотной пленкой оксида, предохраняющей металл от дальнейшего окисления и

6

придающей ему матовый вид. При обработке поверхности алюминия сильными окислителями (конц. HNO3, K2Cr2O7) или анодным окислением толщина защитной пленки возрастает. Устойчивость алюминия позволяет изготавливать из него химическую аппаратуру и емкости для хранения и транспортировки азотной кислоты.

Алюминий легко вытягивается в проволоку и прокатывается в тонкие листы. Алюминиевая фольга (толщиной 0,005 мм) применяется в пищевой и фармацевтической промышленности для упаковки продуктов и препаратов.

Основную массу алюминия используют для получения различных сплавов, наряду с хорошими механическими качествами характеризующихся своей легкостью. Важнейшие из них - дюралюминий (94% Al, 4% Cu, по 0,5% Mg, Mn, Fe и Si), силумин (85 - 90% Al, 10 - 14% Sk, 0,1% Na) и др. Алюминиевые сплавы применяются в ракетной технике, в авиа-, авто-, судо- и приборостроении, в производстве посуды и во многих других отраслях промышленности. По широте применения сплавы алюминия занимают второе место после стали и чугуна.

Алюминий, кроме того, применяется как легирующая добавка ко многим сплавам для придания им жаростойкости.

При накаливании мелко раздробленного алюминия он энергично сгорает на воздухе. Аналогично протекает и взаимодействие его с серой. С хлором и бромом соединение происходит уже при обычной температуре, с иодом - при нагревании. При очень высоких температурах алюминий непосредственно соединяется также с азотом и углеродом. Напротив, с водородом он не взаимодействует.

По отношению к воде алюминий вполне устойчив. Но если механическим путем или амальгамированием снять предохраняющее действие оксидной пленки, то происходит энергичная реакция:

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2 Сильно разбавленные, а также очень концентрированные HNO3 и H2SO4 на

алюминий почти не действуют (на холоду), тогда как при средних концентрациях этих кислот он постепенно растворяется. Чистый алюминий довольно устойчив и по отношению к соляной кислоте, но обычный технический металл в ней растворяется.

При действии на алюминий водных растворов щелочей слой оксида растворяется, причем образуются алюминаты - соли, содержащие алюминий в составе аниона:

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4] Алюминий, лишенный защитной пленки, взаимодействует с водой,

вытесняя из нее водород: 2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2

Образующийся гидроксид алюминия реагирует с избытком щелочи, образуя гидроксоалюминат:

Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]

6

Суммарное уравнение растворения алюминия в водном растворе щелочи: 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2

Алюминий заметно растворяется в растворах солей, имеющих вследствие их гидролиза кислую или щелочную реакцию, например, в растворе Na2CO3.

В ряду напряжений он располагается между Mg и Zn. Во всех своих устойчивых соединениях алюминий трехвалентен.

Оксид алюминия представляет собой белую, очень тугоплавкую (т. пл. 2050оС) и нерастворимую в воде массу. Природный Al2O3 (минерал корунд), а также полученный искусственно и затем сильно прокаленный отличается большой твердостью и нерастворимостью в кислотах. В растворимое состояние Al2O3 (т. н. глинозем) можно перевести сплавлением со щелочами.

Ввиду нерастворимости Al2O3 в воде отвечающий этому оксиду гидроксид Al(OH)3 может быть получен лишь косвенным путем из солей. Получение гидроксида можно представить в виде следующей схемы. При действии щелочей ионами OH- постепенно замещаются в аквокомплексах [Al(OH2)6]3+ молекулы воды:

[Al(OH2)6]3+ + OH- = [Al(OH)(OH2)5]2+ + H2O

[Al(OH)(OH2)5]2+ + OH- = [Al(OH)2(OH2)4]+ + H2O

[Al(OH)2(OH2)4]+ + OH- = [Al(OH)3(OH2)3]0 + H2O Al(OH)3 представляет собой объемистый студенистый осадок белого цвета,

практически нерастворимый в воде, но легко растворяющийся в кислотах и сильных щелочах. Он имеет, следовательно, амфотерный характер. Однако и основные и особенно кислотные его свойства выражены довольно слабо. В избытке NH4OH гидроксид алюминия нерастворим. Одна из форм дегидратированного гидроксида - алюмогель используется в технике в качестве адсорбента.

При взаимодействии с сильными щелочами образуются соответствующие алюминаты:

NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4] Алюминаты наиболее активных одновалентных металлов в воде хорошо

растворимы, но ввиду сильного гидролиза растворы их устойчивы лишь при наличии достаточного избытка щелочи. Алюминаты, производящиеся от более слабых оснований, гидролизованы в растворе практически нацело и поэтому могут быть получены только сухим путем (сплавлением Al2O3 с оксидами соответствующих металлов). Образуются метаалюминаты, по своему составу производящиеся от метаалюминиевой кислоты HAlO2. Большинство из них в воде нерастворимо.

комментарии (0)

Здесь пока нет комментариев

Ваш комментарий может быть первым

Это только предварительный просмотр

3 страница на 20 страницах

Скачать документ