WWW.DISSERS.RU

БЕСПЛАТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ БИБЛИОТЕКА

   Добро пожаловать!


Pages:     | 1 || 3 | 4 |   ...   | 14 |

2 12 e 2Fe0 + 3Cl0 = 2Fe+3Cl31 хлорид;

6 e 0 -Zn0 + Br2 = Zn+2Br2 бромид;

2 e Fe0 + S0 = Fe+2S-2 сульфид;

2 e Ca0 + H0 = Ca+2H-1 гидрид;

2 2 e + 6Li0 + N0 = 2Li31N-3 нитрид;

6 e Ca0 + 2C0 = Ca+2C-1 карбид;

2 e + -3Mg0 + 2P0 = Mg32P2 фосфид;

6 e + 2Ca0 + Si0 = Ca22Si-4 силицид.

4 e Многие металлы способны реагировать друг с другом. Продукты взаимодействия металлов между собой относят к сплавам. Структура сплавов во многом подобна структуре чистых металлов. При плавлении и последующей кристаллизации металлы способны образовывать либо химические соединения (интерметаллиды), либо твёрдые растворы. Примером интерметаллидов могут служить соединения некоторых металлов с сурьмой: Na2Sb, Ca3Sb2, NiSb и др. В них чаще всего не соблюдаются степени окисления, характерные в соединениях с неметаллами. Химическая связь в интерметаллидах преимущественно металлическая. Ртуть с некоторыми металлами образует жидкие сплавы, называемые амальгамами.

Более разнообразный характер носят реакции металлов со сложными веществами– окислителями.

Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжения до водорода, могут взаимодействовать с водой и кислотами.

Активные металлы (щелочные и щёлочноземельные) при взаимодействии с водой образуют щёлочи в обычных условиях:

0 +1 +Ba + 2H O = H0 +Ba (OH)2.

2 Металлы средней активности реагируют с водой при нагревании с образованием различных продуктов:

Mg0 + 2H+1O = H0 +Mg+2 (OH)2 ;

2 3Fe0 + 4H2O = 4H0 +(Fe+2Fe+3)O4.

2 (пар) С кислотами металлы реагируют с образованием солей. Другие продукты реакции определяются видом кислоты. С соляной кислотой различной концентрации металлы, стоящие в ряду электрохимического напряжения до водорода, реагируют с образованием соответствующего хлорида и выделением водорода при обычных условиях.

Аналогично эти металлы, кроме свинца, реагируют и с разбавленной серной кислотой, образуя сульфаты:

Fe0 + H+1SO4 = Fe+2SO4 + H0 ;

2 2Al0 + 3H+1SO4 = Al+3(SO4 )3 + 3H0.

2 2 Концентрированная серная кислота не реагирует с Au и Pt, а также пассивирует при обычных условиях Cr, Fe, Co. С остальными металлами реакция протекает с образованием соответствующего сульфата и одного из продуктов восстановления серной кислоты:

S+4O2 S0 H2S– Активность металла Например:

Cu0 + 2H2S+6O4 = Cu+2SO4 + S+4O2 +2H2O ;

(конц.) 4Mg0 + 5H2S+6O4 = 4Mg+2SO4 + H2S-2 +4H2O.

(конц.) Ещё более сложные закономерности наблюдаются при взаимодействии азотной кислоты с металлами. Продукты восстановления азотной кислоты определяются не только активностью металла, но и концентрацией самой кислоты.

Концентрированная азотная кислота не реагирует с Au, Pt, Ir, Ta, Rh.

При обычных условиях концентрированная азотная кислота пассивирует Al, Cr, Fe, Co, Ni, но вступает с ними в реакцию при нагревании:

t Al0 + 6HN+5O3 =Al+3(NO3)3 + 3N+4O2 + 3H2O.

В общем виде взаимодействие HNO3 с металлами можно представить схемой N+4O2 N+2O N+1O N0 N-3H3(NH4 )+ 2 активность металлов концентрация HNOНапример:

Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 3Zn + 8HNO3 = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O 5Zn +12HNO3 = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O 4Zn +10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O 4Zn +10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O Металлы могут реагировать с водными растворами солей, вытесняя менее активные металлы. Обычно говорят, что каждый металл в ряду стандартных электродных потенциалов обладает способностью вытеснять все следующие за ним металлы из растворов их солей.

Однако это не означает, что вытеснение будет обязательно происходить во всех случаях. Так, например, алюминий вытесняет медь из раствора CuCl2, но практически не вытесняет её из раствора CuSO4. Это объясняется тем, что хлорид-ионы Cl- намного быстрее разрушают поверхностную плёнку на алюминии по сравнению с сульфат-ионами SO2-.

Амфотерные металлы способны реагировать со щёлочами, например, алюминий растворяется в растворах щёлочей и карбонатов щелочных металлов с образованием алюминатов:

2Al0 + 6KOH + 6H+1O = 2K3[Al+3(OH)6]+ 3H0.

2 При сплавлении со щёлочами образуются метасоединения:

Zn0 + 2NaOH+1 t Na2Zn+2O2 + H0.

метацинкат натрия 1.4. ПОЛУЧЕНИЕ МЕТАЛЛОВ Только небольшое число металлов (Cu, Hg, Ag, Pt, Au) встречается в природе в самородном виде. Большинство же находится в форме минералов. Среди наиболее распространённых природных соединений металлов – оксиды, сульфиды, карбонаты, силикаты, сульфаты.

Минералы и горные породы, содержащие металлы или их соединения и пригодные для промышленного получения металлов, называются рудами. Если руды содержат соединения двух или нескольких металлов, то они называются полиметаллическими (например, медноцинковые, свинцово-серебряные и др.) Наука о промышленных способах получения металлов из руд и соответствующая отрасль промышленности называются металлургия.

Суть металлургии – это процесс восстановления металлов. Выбор конкретного способа зависит от активности металла, характера восстановителя, технологической целесообразности, экономических и экологических факторов.

Различают пиро-, гидро- и электрометаллургию.

Пирометаллургия (процесс протекает при высокой температуре) в зависимости от вида восстановителя подразделяется на:

а) карботермию (восстановители C и CO) SnO2 + 2C = Sn + 2CO Разбавление или 2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2; ZnO + C = Zn + CO или FeO + CO = Fe + CO2.

Он используется для получения металлов, которые не образуют карбидов или образуют непрочные карбиды(Cu, Cd, Ge, Pb и др.).

Пирометаллургия занимает ведущее место в металлургии, так как карботермия является основным процессом получения чугуна и стали из железных руд.

б) металлотермию (восстановители Al, Mg, Ca, Na). Впервые способ предложил Н.Н. Бекетов (1865). Иногда в качестве восстановителя применяют и неметалл – кремний. Способ используется для получения тяжёлых металлов, которые образуют прочные карбиды (Mn, Cr, Ti, Mo, W и др.).

Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al2O3, TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2.

(алюмотермия) (магнийтермия) В вакууме при температуре 1100…1200 °С так можно получать и легкие металлы:

3CaO + 2Al = Al2O3 + 3Ca.

в) водородотермию (восстановитель – водород) WO3 + 3H2 = W + 3H2O.

Используется для получения металлов высокой чистоты.

Гидрометаллургия. Этот способ применяется при получении металлов из растворов их солей. При этом металл, входящий в состав руды, сначала переводят в раствор с помощью подходящих реагентов, а затем извлекают из этого раствора. Так, например, при обработке разбавленной серной кислотой медной руды, содержащей CuO, медь переходит в раствор:

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

Затем медь извлекают из раствора либо электролизом, либо вытеснением с помощью порошка железа:

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.

В настоящее время гидрометаллургическим методом получают до 25 % всей добываемой меди. Преимуществом этого способа является тот факт, что металл получают не извлекая руду на поверхность. Этим же методом добывают Au, Ag, Zn, Cd, Mo, U и др. Руду, содержащую самородное золото, после измельчения обрабатывают раствором KCN. Все золото переходит в раствор. Из раствора его извлекают электролизом или вытесняют металлическим цинком.

Электрометаллургия. Получение металлов из расплавов или растворов их соединений с помощью электрического тока, т.е. электролизом.

Этим способом получают главным образом легкие металлы. Электролиз расплавов:

2Na+1Cl-1 = 2Na0 + Cl0 ;

катод (–) анод (+) 2Al+3O32 t 4Al0 + 3O0.

2 катод (–) анод (+) Электролиз растворов:

2Cu+2SO4 + 2H2O-2 t 2Cu0 + O0 + 2H2SO4 ;

катод (–) анод (+) (Анод: 2Н2О + 4е = О2 + 4Н+).

1.5. ПРИМЕРЫ ЗАДАЧ С РЕШЕНИЕМ Пример 1. Предложите способ разделения смеси металлов: барий, цинк, хром, серебро.

Напишите уравнения соответствующих реакций. Укажите условия их протекания.

Ответ: Порядок действия следующий:

а) Добавить воду, барий растворяется.

б) На оставшиеся металлы подействовать раствором щёлочи, растворяется цинк.

в) На хром и серебро подействовать холодной концентрированной азотной кислотой, растворится серебро.

Металлы можно выделить из полученных растворов:

а) бария – раствор нейтрализовать соляной кислотой, выпарить BaCl2 и провести его электролиз;

б) цинка – пропустить через раствор углекислый газ до прекращения выпадения осадка.

Осадок отфильтровать, прокалить, оксид цинка восстановить водородом.

Пример 2. Смесь железа и цинка обработали избытком раствора щёлочи. При этом выделилось 5,6 л (н. у.) газа. При обработке этой же смеси металлов избытком раствора соляной кислоты выделилось 6,72 л (н. у.) газа. Определить массу исходной смеси металлов.

Ответ. Необходимо написать уравнения реакций и по ним провести расчёт.

а) Определим массу цинка в смеси:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4]+ H2, V 5,6 л n (H2)= = = 0,25 моль, Vm 22,4 л/моль n (H2) = n (Zn) = 0,25 моль;

m (Zn) = n M = 0,25 моль 65 г/моль = 16,25 г.

б) Определим объём водорода, выделившийся при растворении цинка в соляной кислоте:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2, n (Zn) = n (H2) = 0,25 моль;

V (H2) = n Vm = 0,25 моль 22,4 л/моль = 5,6 л.

в) Соответственно объём и количество водорода, выделившееся при взаимодействии железа с соляной кислотой:

Vо (H2) = 6,72 л – 5,6 л = 1,12 л, 1,12 л n (H2)= = 0,05 моль.

22,4 л/моль г) Определим количество и массу вступившего в реакцию железа:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2, n (H2) = n (Fe) = 0,05 моль, m (Fe) = 0,05 моль 56 г/моль = 2,8 г.

д) Определим массу исходной смеси:

m (Fe) + m (Zn) = 2,8 г + 16,25 г = 19,05 г.

Ответ: 19,05 г.

Пример 3. Напишите уравнения реакций согласно схеме:

(к Fe HCl H2O2 HCl KOHВ Br2Г HClонц.)Д A,, t Б Ответ. Схему описывают следующие уравнения реакции:

а) Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 ;

б) 2FeCl2 + H2O2 + 2HCl = 2FeCl3 + 2H2O;

в) FeCl3 + 3KOH = Fe(OH)3 +3KCl;

г) 2Fe(OH)3 + 3Br2 +10KOH = 2K2FeO4 +6KBr + 8H2O;

д) 2K2FeO4 +16HCl (конц) = 2FeCl3 + 4KCl + 8H2O + 3Cl2.

2. ОБЩИЙ ОБЗОР НЕМЕТАЛЛОВ 2.1. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА Атомы элементов-неметаллов имеют сравнительно маленькие радиусы. Число валентных электронов у них составляет четыре и более (кроме водорода и бора).

Для элементов-неметаллов наблюдаются следующие изменения свойств в периоде:

• заряд ядра увеличивается;

• радиус атомов уменьшается;

• число электронов на внешнем слое увеличивается;

• энергия ионизации возрастает;

• электроотрицательность увеличивается;

• окислительные свойства усиливаются;

• неметаллические свойства усиливаются.

В главных подгруппах также существуют определённые зависимости:

• заряд ядра увеличивается;

• радиус атома увеличивается;

• число электронов на внешнем энергетическом уровне не изменяется;

• электроотрицательность уменьшается;

• окислительные свойства уменьшаются;

• энергия ионизации уменьшается;

• металлические свойства усиливаются.

По уменьшению значения относительной электроотрицательности элементы-неметаллы можно расположить в следующий ряд:

F O N Cl Br S C Se I As P H Te B Si О Э О Окислительные свойства неметаллов увеличиваются в следующем порядке:

Si B H P C S I N Cl O F Окислительные свойства Таким образом, по сравнению с металлами, неметаллы характеризуются значительно большей величиной электроотрицательности, которая служит мерой неметалличности. У неметаллов преобладают окислительные свойства.

2.2. ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА По агрегатному состоянию неметаллы могут быть газообразными, жидкими и твёрдыми веществами. К газам относятся: водород, азот, кислород, хлор, фтор и благородные газы.

Бром – жидкость, остальные неметаллы – твердые вещества.

Неметаллам соответствуют простые вещества как атомного, так и молекулярного строения. В последних химическая связь имеет ковалентный неполярный характер.

Простые вещества молекулярного строения атомного строения H2, N2, O2, F2, Cl2, O3 – газы C, B, Si, Se, Te – твёрдые, 0 I2, P4, S8 – твёрдые; имеют высокую tпл и tкип Br2 – жидкость;

Общее – летучие, в твёрдом состоянии легкоплавкие. Наименьшую tпл имеют простые вещества s- и p-элементов VIII группы (благородные газы).

Многие химические элементы образуют несколько простых веществ, различных по строению и свойствам, так называемые, аллотропные модификации. Способность элемента к аллотропии обусловлена строением атома и вызывается двумя причинами: а) различным числом атомов в молекуле (например, кислород – O2 и озон – O3); б) образованием различных кристаллических форм (например, алмаз, графит, карбин, фуллерен). Аллотропия присуща следующим неметаллам: C, Si, P, As, O, S, Se и Te.

2.3. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА В отличие от металлов, неметаллы могут выступать в химических реакциях и как восстановители, и как окислители. При этом характер изменения восстановительной и окислительной активности простых веществ в группах и подгруппах существенно зависит от природы партнёра по реакции и условий осуществления реакции. Обычно в главных подгруппах проявляется общая тенденция: с увеличением порядкового номера элемента окислительные свойства неметаллов ослабевают.

Рассмотрим типичные примеры реакций, в которых неметаллы-окислители:

а) с металлами:

2Na0 + S0 = Na2+1 S–2;

2 е б) с водородом:

H20 + S0 = H2+1 S–2;

2 е в) с менее электроотрицательным неметаллом:

–2P0 + 5S0 = P2+5S5 ;

10 е г) со сложными веществами:

–2Fe+2Cl2–1 + Cl20 2Fe+3Cl3.

2 е Неметаллы-восстановители:

а) с фтором:

Si0 + 2F20 = Si+4F4–1;

4 е б) с кислородом:

C0 + O2 = C+4O2–2;

4 е в) с более электроотрицательным неметаллом:

C0 + 2S0 = C+4S2–2;

4 е г) со сложными веществами:

6P0 + 5KCl+5O3 = 5KCl–1 + 3P2+5O5;

S0 + 2HN+5O3 = H2S+6O4 + 2N+2O.

Взаимодействие неметаллов со сложными веществами весьма разнообразно, и результат реакций определяется характером неметалла.

Бор Бор реагирует с кислотами-окислителями и щёлочью:

а) 2B + 3H2SO4 t 2H3BO3 + 3SO2;

(конц.) б) B + 3HNO3 = H3BO3 + 3NO2;

(конц.) в) 2B + 2KOH + 2H2O = 2KBO2 + 2H2.

Углерод Углерод также способен реагировать с кислотами-окислителями. При высокой температуре с его участием протекают реакции карботермии, имеющие большое практическое применение при получении металлов, и взаимодействие с парами воды, в результате чего получается синтез – газ, широко применяемый в органическом синтезе:

а) C + 2H2SO4 = CO2 + 2H2O + 2SO2;

(конц.) б) С + 4HNO3 = CO2+ 2H2O + 4NO2;

(конц.) в) 3C + 4HNO3 = 3CO2 +2H2O +4NO;

(разб.) г) C + FeO t CO + Fe;

д) C + H2O t CO+ H2.

(синтез газ) Кремний Диагональное сходство в периодической системе элементов объясняет возможность растворения кремния, как и бора, в щёлочах, а нахождение в одной группе с углеродом – возможность взаимодействия с парами воды:

а) Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2;

б) Si + 2H2O t SiO2 +2H2.

(пар) Но в отличие и от углерода, и от бора, кремний не реагирует с кислотами, растворяясь только в смеси плавиковой и азотной кислот благодаря комплексообразовнию:

3Si + 18HF + 4HNO3 = 3H2 [SiF6] + 4NO + 8H2O.

Фосфор Фосфор реагирует с концентрированной азотной кислотой, при сильном нагревании – с водой, а белый фосфор с концентрированным раствором щёлочи вступает в реакцию диспропорционирования:

а) 3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO;

б) 2P + 8H2O t 2H3PO4 + 5H2;

в) P40 + 3NaOH + 3H2O t P–3H3 + 3NaH2P+1O2.

Сера Сера в реакциях со сложными веществами также склонна к диспропорционированию:

а) 3S0 + 2H2O t 2H2S–2 + S+4O2;

б) 3S0 + 6NaOH t 2Na2S–2 + Na2S+4O3 + 3H2O.

2.4. ВАЖНЕЙШИЕ БИНАРНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ НЕМЕТАЛЛОВ 2.4.1. Общая характеристика свойств бинарных соединений По типу химической связи бинарные соединения могут быть ионными, ковалентными и со смешанным типом связи.

В соответствии с закономерным развитием электронных структур атомов характер химической связи (а следовательно, структуры и свойств) однотипных соединений в периодах и группах периодической системы изменяется закономерно. На примере бинарных соединений элементов второго периода можно показать, что для любого из приведённых соединений степень полярности химической связи от II к VII группе постепенно уменьшается:

Pages:     | 1 || 3 | 4 |   ...   | 14 |






© 2011 www.dissers.ru - «Бесплатная электронная библиотека»

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.