Характеристика переходных элементов

Особенности переходных элементов определяются, прежде всего, электронным строением их атомов, во

внешнем электронном слое которых содержатся, как

правило, два s-электрона (у палладия в невозбужденном атоме нет 6s-электронов).

Невысокие значения энергии ионизации этих

атомов указывают на сравнительно слабую связь внешних электронов с ядром.

Именно поэтому переходные элементы в образуемых ими соединениях имеют положительную

окисленность и выступают в качестве характерных металлов, проявляя тем самым сходство с металлами главных подгрупп.

Характеристика переходных элементов

Однако между металлами главных и побочных

подгрупп есть и существенные различия.

Они также связаны с особенностями электронного

строения переходных элементов, а именно с тем, что

во втором снаружи электронном слое их атомов

имеется неполностью занятый электронами d-подуровень.

Для образования химических связей атомы переходных элементов могут использовать, не только

внешний электронный слой (как это имеет место у

элементов главных подгрупп), но также d-электроны и свободные d-орбитали предшествующего слоя.

Характеристика переходных элементов

Поэтому для переходных элементов значительно более характерна переменная валентность, чем

для металлов главных подгрупп.

Возможность создания химических связей с

участием d-электронов и свободных d-орбиталей

обусловливает и ярко выраженную способность

переходных элементов к образованию устойчивых

комплексных соединений.

С этим же связана характерная окраска многих соединений переходных элементов, тогда как

соединения металлов главных подгрупп в

большинстве случаев бесцветны.

Характеристика переходных элементов

Почти все элементы главных подгрупп IV – VII групп

периодической системы представляют собой неметаллы, в то время как элементы побочных

подгрупп – металлы.

Поэтому в правой части периодической системы

различия в свойствах элементов главных и побочных подгрупп проявляются особенно резко.

Однако в тех случаях, когда элементы главной и

побочной подгруппы находятся в высшей степени окисленности, их аналогичные соединения проявляют существенное сходство.

Так, хром, расположенный в побочной подгруппе VI группы, образует кислотный оксид СгО3, близкий по свойствам к триоксиду серы SО3.

Характеристика переходных элементов

Оба эти вещества в обычных условиях находятся в

твердом состоянии и образуют при взаимодействии с

водой кислоты состава Н2ЭО4.

Точно также оксиды марганца и хлора,

соответствующие высшей степени окисленности этих элементов, – Мn2O7 и CI2O7 – обладают сходными cвойствами и представляют собой ангидриды сильных кислот, отвечающих общей формуле НЭO4.

Подобная близость свойств объясняется тем, что в высшей степени окисленности атомы элементов

главных и побочных подгрупп приобретают сходное электронное строение.

Например, атом хрома имеет электронную структуру ls22s22p63s23p63d54s1.

Характеристика переходных элементов

Когда Хром находится в степени окисленности +6 (например, в оксиде СгО3), шесть электронов его атома (пять 3d- и один 4s-электрон) вместе с валентными электронами соседних атомов (в случае СгО3 – атомов кислорода) образуют общие электронные пары.

Остальные электроны, непосредственно не

участвующие в образовании связей, имеют конфигурацию ls22s22p63s23p6, отвечающую электронной структуре благoродного газа.

Аналогично у атома серы, находящегося в степени окисленности +6 (например, в триоксиде серы SO3),

шесть электронов участвуют в образовании

ковалентных связей, а конфигурация остальных (ls22s22p6) также соответствует электронной структуре

благородного газа.

Характеристика переходных элементов

Мы знаем, что в пределах одного периода у

элементов главных подгрупп, т. е. у s- и р-элементов,

с возрастанием их порядкового номера число

электронов во внешнем электронном слое атомов возрастает, что приводит к довольно быстрому

переходу от типичных металлов к типичным неметаллам.

У переходных элементов возрастание порядкового номера не сопровождается существенным

изменением структуры внешнего электронного слоя.

Поэтому химические свойства этих элементов изменяются в периоде хотя и закономерно, но гораздо менее резко, чем у элементов главных

подгрупп.

Характеристика переходных элементов

В пределах одной декады переходных элементов

(например, от скандия до цинка) максимальная

устойчивая степень окисленности элементов сначала возрастает (благодаря увеличению числа

d-электронов, способных участвовать в образовании

химических связей), а затем убывает (вследствие усиления взаимодействия d-электронов с ядром по мере увеличения его заряда).

Так, максимальная степень окисленности скандия,

титана, ванадия, хрома и марганца совпадает с

номером группы, тогда как для железа она равна шести, для кобальта, никеля и меди – трем, а для

цинка – двум.

Характеристика переходных элементов

В соответствии с этим изменяется и устойчивость соединений.

Например, оксиды TiO и VO, содержащие титан и ванадий в степени окисленности +2, – сильные восстановители, а аналогичные оксиды меди и цинка (СuО и ZnO) восстановительных свойств не проявляют.

В главных подгруппах устойчивость соединений, в которых элемент проявляет высшую степень

окисленности с увеличением порядкового номера элемента, как правило, уменьшается.

Так, соединения, в которых степень окисленности

углерода или кремния равна +4, вполне устойчивы,

тогда как аналогичные соединения свинца (например, РbO2) мало устойчивы и легко восстанавливаются.

Характеристика переходных элементов

В побочных подгруппах проявляется обратная

закономерность: с возрастанием порядкового

номера элемента устойчивость высших

окислительных состояний повышается.

Так, соединения хрома (VI) – сильные окислители, а для соединений молибдена (VI) и вольфрама (VI) окислительные свойства не характерны.

В пределах каждой побочной подгруппы отмечается

значительное сходство в свойствах элементов

пятого и шестого периода.

Это связано с явлением лантаноидного сжатия.

Общая характеристика платиновых металлов

Под общим названием платиновых металлов

объединяются элементы второй и третьей триад восьмой группы периодической системы: рутений,

родий, палладий, осмий, иридий и платина.

Эти элементы образуют группу довольно редких металлов, по своим свойствам сходных друг с другом, так что разделение их представляет

значительные трудности.

В природе платиновые металлы встречаются почти исключительно в самородном состоянии, обычно все вместе, но никогда не встречаются в железных рудах.

Будучи сильно распылены по различным горным породам, платиновые металлы стали известны человечеству сравнительно недавно.

Общая характеристика платиновых металлов

Раньше других, в 1750 году, было установлено существование платины.

Затем, в начале XIX века были открыты палладий,

родий, осмий и иридий.

Последний платиновый металл рутений был открыт

только в 1844 году профессором Казанского университета К.К. Клаусом, назвавшим его в честь нашей страны (Ruthenia – Россия).

Платиновые металлы малоактивны и весьма стойки к химическим воздействиям.

Некоторые из них не растворяются не только в кислотах, но и в царской водке.

Общая характеристика платиновых металлов

Рутений, родий, осмий и иридий тугоплавки.

Несмотря на малую доступность и дороговизну, эти

металлы, наряду с платиной, имеют разностороннее,

год от года возрастающее техническое применение.

Хотя платиновые металлы могут проявлять в соединениях различные степени окисленности, но особенно типичны для них соединения, в которых их степень окисленности равна +4.

Для осмия и рутения характерны также соединения

со степенью окисленности этих элементов +8.

Оксид осмия (VIII), или тетраоксид осмия, OsО4 –

наиболее стойкий из оксидов этого элемента.

Общая характеристика

платиновых металлов

Он медленно образуется уже при хранении осмия на

воздухе и представляет собой легкоплавкие кристаллы (температура плавления 41°С) бледножелтого цвета.

Пары OsО4 обладают резким запахом и весьма

ядовиты.

Тетраоксид осмия довольно хорошо растворяется в воде, с сильными щелочами образует непрочные комплексные соединения.

Обладая резко выраженными окислительными свойствами, энергично реагирует с органическими веществами, восстанавливаясь при этом до черного

диоксида осмия OsО2.

На этом основано применение OsО4 для окрашивания

микроскопических препаратов.

Общая характеристика платиновых металлов

Оксид рутения (VIII), или тетраоксид рутения,

RuО4 – твердые кристаллы золотисто-желтого цвета, плавящиеся при 25,4 °С и растворимые в воде.

Тетраоксид рутения значительно менее устойчив, чем OsО4 и при температуре около 108°С (ниже температуры кипения) разлагается со взрывом на RuO2 и кислород.

Фторид осмия (VIII), или октафторид осмия,

OsF8 получается путем прямого соединения осмия с фтором при 250 °С в виде бесцветных паров, сгущающихся при охлаждении в лимонно-желтые

кристаллы с температурой плавления –34,4°С.

Общая характеристика платиновых металлов

Октафторид осмия проявляет резко

выраженные окислительные свойства.

Водой он постепенно разлагается на

тетраоксид осмия фтористый водород:

OsF8 +4H2O = OsO4 +8HF.

Все платиновые металлы проявляют ярко выраженную склонность к комплексообразованию.

Общая характеристика щелочных металлов

Металлы главной подгруппы первой группы — литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций

называются щелочными металлами.

Это название связано с тем, что

гидроксиды двух главных представителей этой группы —

натрия и калия издавна были известны под названием щелочей.

Общая характеристика щелочных металлов

Все щелочные металлы относятся к s-элементам.

На внешнем энергетическом уровне имеют по

одному электрону в s-состоянии. При

взаимодействии они легко отдают валентные

электроны, проявляя постоянную степень окислений, равную +1.

Все щелочные металлы — сильные восстановители.

С ростом порядкового номера металлические

свойства элементов закономерно возрастают.

Это типичные представители металлов.

Общая характеристика щелочных металлов

Элементы подгруппы щелочных металлов с

кислородом образуют оксиды состава К20

(К – элемент).

Оксиды с водой образуют гидроксиды КОН.

К2О + Н2О = 2КОН

Щелочные свойства водных растворов оснований усиливаются от лития к цезию.

Водородные соединения щелочных металлов

отвечают формуле КН. Это гидриды металлов —

белые кристаллические вещества.

В гидридах металлов степень окисления водорода равна –1.

Натрий и калий.

Нахождение в природе

В природе щелочные металлы в свободном виде не встречаются.

Натрий и калий входят в состав различных минералов и горных пород – силикатов.

Наиболее важным является соединение натрия с хлором, которое образует залежи каменной соли (Донбасс, Соликамск, Соль-Илецк и др.).

NaСl содержится в морской воде и соляных источниках.

Большие количества сульфата натрия находятся в заливе Кара-Богаз-Гол Каспийского моря.

Оба элемента относятся к числу распространенных.

Содержание натрия в земной коре составляет

2,64%, калия – 2,6%.

Натрий и калий.

Получение

Из-за дороговизны исходного сырья NaОН основным

современным методом получения натрия является электролиз расплава NaCl.

Для снижения температуры плавления хлорида натрия

кнему обычно добавляют другие соли, например, NaF

или СаС12.

Калий также можно получать электролизом расплавленных КС1 и КОН.

Однако этот способ получения калия не нашел распространения из-за технических трудностей:

низкий выход по току,

трудность обеспечения техники безопасности.

Натрий и калий.

Получение

В настоящее время промышленное получение калия основано на следующих процессах:

В случае (а) через расплавленный хлорид калия пропускают пары натрия при 800° С. Выделяющиеся пары калия конденсируют.

В случае (б) взаимодействие между расплавленным

гидроксидом калия и жидким натрием осуществляется противотоком при 440° С в реакционной колонке из никеля.

Этими же способами получают сплав калия с натрием, который

применяется как жидкий металлический теплоноситель в

атомных реакторах.

Сплав калия с натрием используется также как восстановитель в производстве титана.

Натрий и калий.

Физические свойства

Натрий и калий — серебристо-белые металлы.

Плотность Na — 0,97 г/см3, К — 0,86 г/см3.

Мягкие, легко режутся ножом.

Натрий окрашивает пламя горелки в желтый цвет, а калий — в фиолетовый.

В исследованиях применяются радиоактивные изотопы, получаемые искусственным путем.

Натрий и калий.

Химические свойства

Пероксид натрия взаимодействует с влажным оксидом углерода (IV) воздуха, выделяя кислород:

2Nа2O2 +2CO2 = 2Na2CO3 +O2 ↑.

На этом основано применение пероксида натрия для получения кислорода :

на подводных лодках,

для регенерации воздуха в закрытых помещениях.

Натрий и калий.

Химические свойства

При действии на пероксид натрия разбавленных кислот также получается пероксид водорода,

например:

Na202 + H2S04 = Н202 + Na2S04.

Пероксид натрия применяется для отбеливания тканей, шерсти, шелка и т. п.

Натрий и калий.

Химические свойства

2. Отношение к воде

В ряду напряжений щелочные металлы стоят далеко впереди водорода и вытесняют его из воды:

2К + 2Н2О = 2КОН + H2.

При этом образуются сильные растворимые гидроксиды - щелочи.

Химические свойства

3. Отношение к неметаллам .

Калий и натрий легко взаимодействуют со многими неметаллами: галогенами, серой, фосфором и др.

2Na +Cl2 = 2NaCl −хлорид, 2Na +S = Na2S −сульфид, 3Na +P = Na3P −фосфид.

Натрий и калий.

Химические свойства

4. Отношение к кислотам

Для описания этого свойства щелочных металлов смотрите тему «Взаимодействие металлов с кислотами».

Примечание: со щелочами щелочные металлы не взаимодействуют.

Гидроксиды калия и натрия

Гидроксид натрия NaOH образует твердые белые, очень гигроскопичные кристаллы, плавящиеся при 320 °С.

Ввиду сильного разъедающего действия на ткани, кожу, бумагу и другие органические

вещества он называется также едким натром («натр» - старое название оксида натрия).

В технике гидроксид натрия часто называют

каустической содой.

Гидроксиды калия и натрия. Получение

Основным способом получения гидроксидов натрия и калия является электролиз водных растворов хлоридов.

В ходе электролиза на катоде разряжаются молекулы воды.

Вблизи катода накапливаются ионы металлов и гидроксид-ионы, то есть получается гидроксиды натрия или калия.

На аноде выделяется хлор.

Гидроксиды калия и натрия. Получение

Кроме электролитического способа получения гидроксида натрия иногда еще применяют более старый способ – кипячение раствора соды с гашеной известью:

Na2CО3 + Са(ОН)2 = СаСО3 + 2NaOH.

По окончании реакции раствор сливают с осадка карбоната кальция и, выпарив воду, сплавляют полученный гидроксид натрия.

Гидроксиды калия и натрия

Гидроксид натрия – один из важнейших

продуктов основной химической

промышленности.

Он потребляется:

для очистки продуктов переработки нефти;

в мыловаренной промышленности,

бумажной промышленности,

текстильной промышленности,

при производстве искусственного волокна и в

других отраслях промышленности.

Соли калия и натрия

Натрий образует соли со всеми известными кислотами.

Многие соли натрия образуют кристаллогидраты с довольно большим содержанием

кристаллизационной воды, например,

Na2S2O3 5H2O, Na2CO3 10H2O, Na2SO4 10H2O.

В организме человека натрий находится в виде его растворимых солей, содержится во внеклеточных жидкостях — плазме крови,

лимфе, пищеварительных соках.

Осмотическое давление плазмы крови поддерживается на необходимом уровне прежде всего за счет хлорида натрия.

Соли калия и натрия

Калий принадлежит к числу элементов,

необходимых в значительном количестве для питания растений.

В почве много солей калия, но они уносятся с

некоторыми культурными растениями. Особенно много калия уносят лен, конопля и табак.

Поэтому необходимо вносить в почву калийные удобрения.

Источником получения калийных удобрений

служат естественные отложения калийных солей.

Гидроксиды калия и натрия

В качестве калийных удобрений применяют как

природные вещества, так и продукты их переработки.

Из природных веществ используется главным

образом сильвинит.

Продуктами переработки, находящими наибольшее применение, являются хлорид и сульфат калия.

Иногда применяется также растительная зола, содержащая калий главным образом в виде карбоната.

Соли калия и натрия

Как и натрий, калий содержится во всех тканях организма человека.

Но в отличие от натрия, калий в преобладающем количестве находится внутри клеток.

Ион калия играет важную роль в некоторых физиологических и биохимических процессах.

Например, он участвует в проведении нервных импульсов.

Определенная концентрация калия в крови необходима для нормальной работы сердца.

В организм калий поступает главным образом с растительной пищей.

Суточная потребность взрослого человека в нем

составляет 2-3 г.

Общая характеристика подгруппы бериллия

Эту подгруппу составляют бериллий и щелочноземельные металлы.

Щелочноземельные металлы – это магний, кальций,

стронций, барий и радий.

Свое название они получили потому, что их оксиды («земли») дают с водой щелочные растворы.

Атомы элементов подгруппы бериллия на внешнем электронном уровне имеют по два электрона в …s2-coстоянии, они являются s-элементами.

Отдавая их, проявляют в соединениях степень окисления +2.

Все металлы этой подгруппы – сильные восстановители, однако несколько более слабые, чем щелочные металлы.

С ростом порядкового номера отдача электронов облегчается, а

потому металлические свойства элементов закономерно возрастают.

Более ярко они проявляются у щелочноземельных металлов.

Общая характеристика подгруппы бериллия

Металлы подгруппы бериллия химически довольно активны.

На воздухе окисляются, при этом получаются основные оксиды типа RO (R – элемент), которым отвечают основания типа R(OH)2.

Растворимость и основной характер соединений возрастают от

Ве(ОН)2 к Ra(OH)2.

Be(ОН)2 – амфотерный гидроксид.

По свойствам бериллий и магний несколько отличаются от остальных металлов.

Например, Be с водой не взаимодействует, Mg взаимодействует лишь при нагревании.

Остальные металлы при обычных условиях:

R+2H2O = R(OH)2 +H2 ↑.

Щелочноземельные металлы с водородом образуют гидриды общей формулы RH2.

Из металлов подгруппы бериллия наибольшее значение имеет кальций.

Кальций. Нахождение в природе

Кальций относится к распространенным элементам.

Общее содержание его в земной коре составляет

3,6%.

В природе наиболее широко распространены

следующие соединения кальция:

минерал кальцит СаСО3 (из него образованы массивы известняка, мрамора и мела);

гипс CaSО4·2H2О,

ангидрит CaSО4.

Кальций в виде фосфата Са3(РО4)2 входит в состав

апатитов, фосфоритов и костей животных.

Он содержится в природных водах и почве.

Кальций. Получение. Физические свойства

В промышленности кальций получают электролизом смеси

расплавленных солей: 6 частей хлорида кальция СаСl2 и 1 части фторида кальция CaF2.

Последний добавляется для понижения температуры плавления хлорида кальция.

Кальций – серебристо-белый и довольно твердый металл, легкий (плотность 1,55 г/см3).

Температура плавления и кипения выше, чем у щелочных металлов.

Природный кальций состоит из смеси шести изотопов с массовыми числами 40 (основной изотоп), 42, 43, 44, 46 и 48.

В исследованиях применяется искусственный изотоп 2045 Са.

Кальций. Химические свойства

Так как у кальция на внешнем энергетическом уровне содержится 2 электрона, то его степень окисления всегда равна +2.

На воздухе кальций окисляется, поэтому его хранят в закрытых сосудах, обычно в керосине.

При обычных условиях кальций реагирует с галогенами, а с

серой, азотом и с углем – при нагревании:

Будучи активным металлом, он вытесняет водород из воды:

Сa +2H2O = Ca(OH)2 +H2 ↑.

При нагревании на воздухе сгорает, образуя оксид кальция:

2Са+О2=2СаО.

Кальций с водородом образует гидрид кальция СаН2, с углем –

карбид кальция СаС2.

Оксид и гидроксид кальция

Оксид кальция, или негашеная известь (технические названия:

жженая известь, или кипелка), – порошок белого цвета.

В промышленности получается при обжиге известняка, мела или других карбонатных пород:

СаСО3 СаО+СО2 , ∆r H = −178кДж/моль.

Эта реакция эндотермическая, проходит с поглощением теплоты.

Термическая диссоциация на оксид кальция и оксид углерода (IV) наступает при давлении 101,325 кПа уже при 900° С.

Реакция обратимая (гетерогенное равновесие) и при понижении температуры или повышении парциального давления оксида углерода (IV) может пойти в обратном направления.

Чтобы этого избежать, обжиг известняка ведется при 1000 – 1200° С с удалением оксида углерода (IV).

Оксид и гидроксид кальция

Оксид кальция энергично взаимодействует с водой с образованием гидроксида кальция:

СаСО3 СаО+СО2 , ∆r H = −65кДж/моль.

Реакция сопровождается выделением большого количества

теплоты.

Техническое название гидроксида кальция – гашеная известь. Если гашеная известь приготовлена в виде порошка, то она называется пушонкой.

Смесь гашеной извести, песка и воды называется строительным или известковым раствором.

Он применяется в качестве штукатурки, а также для скрепления кирпичей при кладке стен, хотя в последнем случае обычно используют цементные растворы.

Затвердевание известкового раствора происходит в результате одновременного протекания двух процессов:

Соли кальция

Кальций образует разнообразные соли.

Прежде всего надо назвать распространенную осадочную горную породу – известняк.

Многие горные хребты состоят из известняка и мела.

Часто встречается и мрамор, образовавшийся в далекие

геологические эпохи из известняка и мела под действием большого давления и высокой температуры.

Известняк, мел и мрамор преимущественно содержат карбонат кальция СаСО3.

Он принадлежит к числу наиболее распространенных полезных ископаемых и употребляется как строительный камень, а также для получения СаО и СО2.

В больших количествах он используется в металлургической промышленности.

Соли кальция

Благодаря этому свойству гипс применяется для изготовления строительных перегородочных плит и панелей, отливочных форм и слепков с различных предметов, гипсовых повязок в

медицине, а также изготовления известково-гипсовых растворов для штукатурных работ.

Недостатком является некоторая растворимость гипса в воде. С повышением температуры свыше 60°С растворимость его уменьшается.

Большая роль в природе принадлежит карбонату и гидрокарбонату кальция.

Под действием воды и оксида углерода (IV) карбонаты в толщах известковых пород переходят в раствор в виде гидрокарбонатов.

При выходе на поверхность или при испарении воды гидрокарбонаты вновь обращаются в карбонаты.

Так образуются сталактиты и сталагмиты в пещерах.

Пример 1

Осуществите превращения по цепочке. Для реакций обмена запишите ионно-

молекулярные уравнения, а в ОВР расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса.

Fe →1 Fe(NO3 )3 →2 Fe(OH )3 →3

→3 Fe2O3 →4 Fe.

Пример 1

1Fe0 −3e = Fe3+, о−е.

2.Fe(NO3 )3 +3NaOH = Fe(OH)3 ↓ +3NaNO3. Fe3+ +3OH − = Fe(OH)3.

Таблица. Взаимодействие металлов с кислотами

Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Au

Пример 1

3.Fe(OH)3 t→Fe2O3 + H2O.

4.Fe2O3 +СО t→Fe +CO2 ↑.

Пример 2

Сколько тонн железа можно получить

карботермическим методом из 10 тонн

красного железняка, содержащего 60% Fe2O3. Напишите уравнение реакции.

Решение:

Fe2O3 +C t →Fe +CO ↑.

+3

1 2 Fe +6e =+22Fe0 , в−ие, 3 С0 −2е =С о−ие.

Пример 2

Х=1010060 = 6 (т).

2. Сколько тонн железа можно получить из 6 тонн Fe2O3?

Рассчитаем молярные массы и

составим пропорцию.

М (Fe2O3) = 2·56 + 3·16 = 160г/моль.

Пример 2

В 160 т Fe2O3 содержится 112 т Fe,

а в 6 т Fe2O3 — Х т Fe.

Х= 6160112 = 4,2 (т).

Ответ: масса железа 4,2 тонны.

Пример 3

Как следует изменить температуру и давление, чтобы увеличить выход железа

по реакции:

+Н2( Г) t →Fe( К) + Н2O( Г) , ∆Н > 0.( К)Fe

Запишите выражение скорости реакции.

Решение. Сначала необходимо расставить коэффициенты в данной ОВР.

Пример 3

Увеличить выход железа – значит сместить равновесие нашей реакции

вправо.

В соответствии с принципом ЛеШателье с ростом температуры

равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, т.е. вправо.

Если числа молей газов до и после реакции одинаковы, то изменение

давления не смещает равновесие реакции.

Пример 3

Запишем выражение скорости реакции.

Реакция гетерогенная, поэтому в выражение скорости реакции не входят концентрации твердых фаз:

vG = k c3 (H2 ).

Ответ. Чтобы увеличить выход железа необходимо увеличить Т.

Давление не влияет.

Пример 4

Может ли идти восстановление

железа в стандартных условиях по реакции:

Fe3O4( К) +СО( Г) t →Fe( К) +CO2( Г) , если:

∆G0 (Fe3O4( К) ) = −1117,1 кДж/ моль; ∆G0 (СO( Г) ) = −110,5 кДж/ моль;

∆G0 (СO2( Г) ) = −393,5 кДж/ моль?

Пример 4

Чтобы определить направление реакции, нужно рассчитать изменение энергии Гиббса реакции ∆rG:

∆rG0 = (3∆f G0 (Fe) +4∆f G0 (СО2 )) −

−(∆f G0 (Fe3O4 ) +4∆f G0 (CO)).

∆rG0 = (3 0 +4 (−393,5)) −(−1117,1+4(−110,5)).

∆rG0 = −14,9 кДж.

Ответ. Так как ∆rG0<0, то реакция в стандартных условиях протекает в прямом направлении .

Пример 5

Рассчитайте массу одной молекулы железа. Сколько молекул содержится в 2,8 граммах железа.

Решение. Зная молярную массу железа и число Авогадро (NA = 6,02 1023 моль−1 ) рассчитаем массу молекулы железа:

Для расчета числа молекул N составим пропорцию и решим её.

Пример 5

В одном моле железа содержится число Авогадро молекул:

В 56 граммах Fe — 6,02 1023 молекул,

х = 2,8 6,02 1023 =3,01 1022 молекул. 56

Ответ: m0 =9,3 10−23 г,

N =3,01 1022 молекул.

Пример 6

Закончите уравнение реакции и оцените окислительно-восстановительные свойства

FeSO4. Расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса.

Пример 8

Сколько тонн красного железняка,

содержащего 65 % Fe2O3, необходимо взять, чтобы получить одну тонну чугуна, содержащего 91 % (масс)

железа.

Решение. Составим алгоритм процесса:

Пример 8

1. Найдем массу Fe в одной тонне чугуна.

2. Сколько необходимо взять Fe2O3, чтобы получить 0,91 тонну железа?

Рассчитаем молярные массы.

М(Fe) = 56г/моль;

М(Fe2O3) =2·56+3·16=160г/моль.

Пример 8

Составим пропорцию:

в 160 т Fe2O3 — 2·56 т Fe,

ав Х т Fe2O3 — 0,91 т Fe.

Х=1601120,91 =1,3 (т).

3.Сколько нужно взять руды, чтобы в ней содержалось 1,3 тонны Fe2O3 ?

Ответ: 2 тонны руды.

Пример 9

Рассчитайте молярную массу эквивалентов железа в соединениях:

FeO, K2FeO4, FeCl3.

Решение. Молярная масса вещества эквивалента MЭ равна отношению массы вещества m на число эквивалентности Z.

МЭ = mZ .

Пример 9

Пример 10

Схема гальванического элемента:

( А) Fe Fe2+ Cu2+ Cu (К)

Процессы на электродах:

На аноде в электрохимии всегда идет процесс

окисления, а на катоде – восстановления:

Fe0 +Cu2+ = Fe2+ +Cu0 .

Пример 10

Рассчитаем ЭДС гальванического элемента в стандартных условиях:

E =ϕК −ϕА.

E0 =ϕК0 −ϕА0 = 0,34 −(−0,44) = 0,78(В).

Ответ: E0 = 0,78 В.

Пример 11

Напишите уравнения катодного и анодного процессов электрохимической коррозии

никелированного железного изделия во влажной атмосфере, если покрытие нарушено.

Решение. Возьмем значения ϕ0 для металлов, образующих коррозионный микрогальванический элемент:

Запишем схему микрогальванического

элемента: ( A) Fe O2 +2H2O Ni (K).

Пример 11

Процессы на электродах:

Пример 11

Вторичные процессы:

Fe2+ +2OH − = Fe(OH )2 ,

4Fe(OH )2 +O2 +2H2O = 4Fe(OH )3 ,

Fe(OH )2 → FeO + H2O,

Fe(OH )3 → Fe2O3 + H2O.

FeO + Fe2O3 → Fe3O4 .

Запишем молекулярное уравнение процесса коррозии: Fe +O2 → Fe3O4 .

Ответ: образовалась ржавчина Fe3O4 .

Пример 13

Могут ли в растворе существовать совместно FeCl2 и K2Cr2O7. Ответ

подтвердите написанием соответствующих реакций.

Известно, что соединения Fe+2 в ОВР –

восстановители, а Сr+6 – окислители.

Пример 14

Осуществите превращения по цепочке.

Для реакций ионного обмена напишите ионно-молекулярные уравнения, а ОВР

уравняйте методом электронно-ионного баланса.

FeСl2 →1 FeCl3 →2 FeOHCl2 →3 FeCl3.

Чтобы изменить степень окисления Fe+2 до Fe+3, нужно применить окислитель, например K2Cr2O7.

Пример 14

1 Cr2O72− +6e +14Н+ = 2Cr3+ +7Н2О, в−ие,

6 Fe2+ −e = Fe3+, o −ие.

2. FeCl3 + NaOH = FeOHCl2 + NaCl, Fe3+ +OH − = FeOH 2+.

3. FeOHCl2 + НCl = FeCl3 + H2O,

FeOH 2+ + Н+ = Fe3+ + H2O.

Пример 15

Сколько молекул железа Fe содержится в 100 граммах стали, содержащей

95% железа.

Решение. Рассчитаем массу железа в

100граммах стали. Составим

Х = 95100100 = 95 (г).

Пример 16

Сколько граммов FeSO4·7 H2O необходимо взять, чтобы приготовить 0,5 литра 0,1М раствора FeSO4.

Решение. Рассчитаем, сколько граммов FeSO4 содержится в 0,5 литра 0,1М раствора?

В 1 литре раствора — 0,1 моля FeSO4 ,

В 0,5 литра раствора — Х молей FeSO4

Х= 0,510,1 = 0,05 (моль).

М (FeSO4) = 56 + 32 + 4·16 =152 г/моль.

m (FeSO4) = M·n = 152·0,05 = 7,6 (г).

Пример 16

Рассчитаем, сколько граммов FeSO4·7 H2O необходимо взять, чтобы в них содержалось 7,6 грамма FeSO4 ?

М (FeSO4·7 H2O)=152+7(2·1+16)=278 г/моль.

в 278 г FeSO4·7 H2O содержится 152 г FeSO4

Х= 2781527,6 =13,9 (г).

Ответ:m (FeSO4·7 H2O) =13,9 грамма.

Пример 18

Какая из реакций термодинамически предпочтительнее в стандартных

условиях:

1.Fe2O3( К) + Н2( Г) t →Fe( К) + Н2O( Г) ,

2.Fe2O3( К) + Al( К) t →Fe( К) + Al2O3( К) ?

∆G0 (Fe2O3 ( К) ) = −741,0 кДж/ моль, ∆G0 ( Al2O3 ( К) ) = −1576,4 кДж/ моль,

∆G0 ( Al2O3 ( К) ) = −1576,4 кДж/ моль.

Пример 18

Для решения вопроса о предпочтительности той или иной реакции, нужно рассчитать

изменение энергии Гиббса реакций ∆rG:

Для реакции 1:

∆rG0 = (∆f G0 (Fe) +∆f G0 (Н2О)) −

−(∆f G0 (Fe2O3 ) +∆f G0 (Н2 )).

∆rG0 = (0 +(−237,5)) −(−742,0 +0) =504,5 (кДж).

∆rG0 =504,5 кДж.

Пример 18

Для реакции 2:

∆rG0 = (∆f G0 (Fe) +∆f G0 ( Al2О3 )) −

−(∆f G0 (Fe2O3 ) +∆f G0 ( Al)).

∆rG0 = (0 −1676,4) −(−741,0 +0) = −935,4 (кДж).

∆rG0 = −935,4 кДж.

Ответ. В стандартных условиях

предпочтительнее вторая реакция, так как для неё ∆rG0 < 0.

Пример 19

Процессы на электродах:

Fe3O4 .

Для защиты можно предложить анодное покрытие цинком.

Пример 20

Определите процентное содержание железа в железоаммонийных квасцах NH4Fe(SO4)2·H2O.

М (NH4Fe(SO4)2·H2O. ) =

= 14+4·1+56+2·32+8·16+·2+16= 284 г/моль.

284 г квасцов составляют 100 %,

Х= 56284100 =19,72 %.

Ответ: Содержание железа в квасцах – 19,72%.

Пример 21

FeCl3 + H2O FeOHCl2 + HCl.

Если добавить кислоту (H + ),

то будет избыток ионов водорода и

по принципу Ле-Шателье

реакция пойдет в том направлении, чтобы уменьшить их концентрацию, т.е. в обратном направлении.

Добавление кислоты препятствует гидролизу.

Пример 22

Сколько литров СО2 выделилось в нормальных условиях при разложении 0,5 моля FeСO3?

Напишите уравнение соответствующей реакции.

Решение. FeCO3 t →FeO +CO2 ↑.

Из 1 моля FeСO3 выделяется 1 моль СО2,

Х=11,2 л.

Ответ: выделилось 11,2 литра СО2.