Программа для поступающих в вузы (ответы)

Cu(OH)2 > CuO + H2O (t);

15. Оксид неметалла > кислота:

SO3 + H2O > H2SO4;

16. Кислота > оксид 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. Кислота > соль:

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 (?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 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.

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 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 nsІnp°, 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),

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;

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

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]

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

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9