Программа для поступающих в вузы (ответы) 
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:
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 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)3v+ 3H2S^
Количественно гидролиз соли характеризуется степенью гидролиза:
[pic]
Для гидролиза по аниону в общем виде А– + НОН ? НА + ОН– , согласно
закону действующих масс, приближенно справедливо
[pic].
Используя соотношение [pic], получаем
[pic].
Для гидролиза по катиону К+ + НОН ? КОН + Н+ аналогично
[pic].
Для гидролиза по катиону и аниону К+ + А– + НОН ? КОН + НА
[pic]
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. Металл > соль:
2Na + Cl2 > 2NaCl (t);
2. Соль > металл:
NiSO4 + 2H2O > Ni + O2 + H2 + H2SO4 (электролиз);
2AgNO3 > 2Ag + 2NO2 + O2 (t);
3. Неметалл > соль:
2Na + Cl2 > 2NaCl (t);
4. Соль > неметалл:
SiCl4 + 2Zn > Si + 2ZnCl2;
5. Металл > оксид металла:
2Mg + O2 > 2MgO;
6. Оксид металла > металл:
2Fe2O3 + 3C > 4Fe + 3CO2 (t);
7. Неметалл > оксид неметалла:
4Р + 5О2 > 2Р2О5;
8. Оксид неметалла > неметалл:
SiO2 + 2Mg > Si + 2MgO (t);
9. Оксид металла > соль:
CuO + 2HCl > CuCl2 + H2O;
10. Соль > оксид металла:
СаСО3 > СаО + СО2 (t);
11. Оксид неметалла> соль:
СО2 + 2NaOH > Na2CO3 + H2O;
12. Соль > оксид неметалла:
СаСО3 > СаО + СО2 (t);
13. Оксид металла > основание:
CaO + H2O > Ca(OH)2;
14. Основание > оксид металла:
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-
Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11, 12
|
