- •Тема 1. Общая и неорганическая химия
- •1.1 Введение
- •1.2 Основные понятия химии
- •1.3Основные законы химии.
- •1. Закон сохранения массы веществ.
- •2. Закон постоянства состава вещества
- •1. Вычислите массовые доли элементов в соединении CuSo4
- •Вычислите, сколько граммов меди содержится в CuO массой 40г?
- •1.4.Периодический закон и периодическая система элементов д.И.Менделеева. Строение атома
- •1.5. Основные классы неорганических соединений
- •1. Определите класс соединений и назовите их:
- •Химическая связь
- •1.8 Окислительно-восстановительные реакции
- •Окисление, восстановление
- •Важнейшие восстановители и окислители
- •1.9 Растворы
- •Электролитическая диссоциация электролиты и неэлектролиты Теория электролитической диссоциации
- •Электролиты и неэлектролиты
- •Неэлектролиты
- •Степень диссоциации
- •Ионные реакции. Гидролиз
- •Условия необратимости реакций ионного обмена
- •Растворимость солей, кислот и оснований в воде
- •Величина pH используется для характеристики раствора.
- •Гидролиз по катиону и аниону
- •1.10Водород
- •Хлор и его соединения
- •Бромистый водород hBr
- •1.12 Подгруппа кислорода Общая характеристика элементов главной подгруппы VI группы (подгруппы кислорода)
- •Химические свойства
- •Горение в кислороде
- •Озон o3
- •1.13 Подгруппа серы
- •Оксид серы VI-so3 (серный ангидрид)
- •Угольная кислота и её соли h2co3
- •1.15 Подгруппа азота
- •Аммиак nh3
- •Оксиды азота
- •Соединения фосфора
- •Осуществите превращения:
- •1.17 Металлы
- •I. Реакции с неметаллами
- •II. Реакции с кислотами
- •III. Взаимодействие с водой
- •Оксиды щелочных металлов – r2o
- •Осуществите превращения:
- • Металлургия; Сплавы.
- •1.18 Щелочноземельные металлы
- •Гидроксиды щелочноземельных металлов r(oh)2
- •1.19 Подгруппа алюминия
- •1.20 Подгруппа железа
- •Получение металлов подгруппы железа
- •Соединения двухвалентного железа
- •Соединения трёхвалентного железа Оксид железа (III)
- •Гидроксид железа (III)
- •Соединения двухвалентной меди
- •Серебро и его соединения
- •1.22 Подгруппа марганца
- •2. С увеличением степени окисления усиливается кислотный характер оксидов и гидроксидов. (ro – основные; r2o7 – кислотные, им соответствуют кислоты hro4). Марганец и его соединения
- •Хром и его соединения
- •Соединения хрома
- •Физические свойства
- •Цинк и его соединения
- •Кадмий и его соединения
Соединения трёхвалентного железа Оксид железа (III)
Образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита:
4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2
или при прокаливании солей железа:
2FeSO4 –t Fe2O3 + SO2 + SO3
Fe2O3 - основной оксид, в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства
Fe2O3 + 6HCl –t 2FeCl3 + 3H2O
Гидроксид железа (III)
Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка Fe(NO3)3 + 3KOH Fe(OH)3 + 3KNO3
Fe(OH)3 – более слабое основание, чем гидроксид железа (II).
Fe(OH)3 обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей: Fe(OH)3 + 3HCl FeCl3 + 3H2O
Fe(OH)3 + NaOH Na[Fe(OH)4]
Качественные реакции на Fe3+
1) При действии гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6] (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):
4FeCl3 +3K4[Fe(CN)6] Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl
2) При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III):
FeCl3 + 3NH4CNS 3NH4Cl + Fe(CNS)3
Кобальт и его соединения
По химической активности кобальт уступает железу. Он легко растворяется в кислотах - окислителях и медленно в обычных кислотах: Co + 2HCl CoCl2 + H2
В простых соединениях у кобальта наиболее устойчива степень окисления +2, в комплесных – +3. Водные растворы солей кобальта (II) обычно окрашены в розовый цвет.
Гидроксид кобальта (II)
Образуется при действии щелочей на соли кобальта (II):
CoSO4 + 2KOH K2SO4 + Co(OH)2
На воздухе розовый осадок Co(OH)2 постепенно буреет, превращаясь в гидроксид кобальта (III):
4Co(OH)2 + O2 + 2H2O 4Co(OH)3
Сo(OH)2 - слабое основание, растворимое в сильных кислотах:
Co(OH)2 + 2HCl CoCl2 + 2H2O
При прокаливании Co(OH)2 образует оксид кобальта (II) CoO:
Co(OH)2 –t CoO + H2O
Никель и его соединения
Никель легко растворяется в разбавленной азотной кислоте и медленно в соляной и серной кислотах
Ni + 2HCl NiCl2 + H2
Ион Ni2+ в водных растворах имеет зелёную окраску. Для никеля наиболее характерна степень окисления +2. Оксид и гидроксид никеля проявляют основной характер.
NiO + H2SO4 –t NiSO4 + H2O
NiCl2 + 2NaOH –t Ni(OH)2(зелёный) + 2NaCl
Ni(OH)2 + H2SO4 NiSO4 + 2H2O
Соединения двухвалентного никеля могут давать комплексы с аммиаком:
Ni(OH)2 + 6NH2 [Ni(NH3)6](OH)2
Задачи:
Сколько килограммов железа можно восстановить алюминием из оксида железа (III) массой 3г с массовой долей примесей 10%?
Какую массу соляной кислоты с массой долей HCL 20% необходимо взять для растворения железа массой 7,4г?
При растворении в горячей азотнойц кислоте с массовой долей HNO3 65% (пл.1,4) смеси железа и золота массой 9,5г выделился оксид азота (II) объемом 2,8 л. Определите массовою долю железа в смеми и объем израсходованной кислоты.
Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Fe→ FeCl2 FeCl3 Fe(OH)3 Fe2O3
Fe Fe2(SO4)3 FeCl3 Fe (NO3)3 Fe2O3
5. Какие свойства проявляют соединения двух- и трехвалентног железа в следующих окислительно-восстановительных реакциях:
Fe2S3 + HCI → FeCl2+ H2+S
FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
Fe(OH)3+ KOH + Br2K2FeO4+ KBr + H2O
6.При растворении в соляной кислоте сплава железа, меди и алюминия массой 9г выделился водород объемом 5,6 л, измеренный при нормальных условиях, и образовался нерастворившийся остаток массой 0,7 г. Определите массовые доли смеси.
7.Смесь цинка с железом, масса железа в которой составляет 5,6г, обработана соляной кислотой (пл.1,1) с массовой долей HCI 20%. Какова масса этой смеси, если выделится газ объемом 13,44л (н.у.)? Какой объем кислоты был израсходован?
Ферросплавы; Раскисление металла при сварке; Особенности металлургических процессов при различных видах сварки.
Коррозия металлов и способы защиты
1.21 ПОДГРУППА МЕДИ
Свойства элементов подгруппы меди
Атомный номер |
Название |
Электронная конфигурация
|
г/см3 |
tпл. C |
tкип. C |
ЭО |
Атомный радиус, нм |
Удельная злектро- проводность м,мм-2,ом-1 |
Степень окисления |
29 |
Медь Cu |
[Ar] 3d104s1 |
8,96 |
1083 |
2595 |
1,9 |
0,127 |
58,1 |
+1,+2 |
47 |
Серебро Ag |
[Kr] 4d105s1 |
10,5 |
960 |
2180 |
1,9 |
0,144 |
61,0 |
+1 |
79 |
Золото Au |
[Xe]4f145d106s1 |
19,3 |
1064 |
2700 |
2,4 |
0,144 |
41,3 |
+1,+3 |
Физические свойства
1. Высокие значения плотности, температур плавления и кипения.
2. Высокая тепло- и электропроводность.
Химические свойства
Химическая активность небольшая, убывает с увеличением атомного номера.
Медь и её соединения
Получение
1. Пирометаллургия CuO + C Cu + CO
CuO + CO Cu + CO2
2. Гидрометаллургия
CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O
CuSO4 + Fe FeSO4 + Cu
электролиз:
2CuSO4 + 2H2O 2Cu + O2+ 2H2SO4 (на катоде) (на аноде)
Химические свойства
Взаимодействует с неметаллами при высоких температурах:
2Cu + O2 –t 2CuO
Cu + Ci2 –t CuCl2
Медь стоит в ряду напряжений правее водорода, поэтому не реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами, но растворяется в кислотах – окислителях:
3Cu + 8HNO3(разб.) 3Cu(NO3)2 + 2NO + 2H2O
Cu + 4HNO3(конц.) Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Cu + 2H2SO4(конц.) CuSO4 + SO2 +2H2O
Сплавы меди с оловом - бронза, с цинком - латунь.