Химия_1 / 5

1.Реакции окисления-восстановления,их уравнения,их уравнения

3.Металлотермия.Восстановление металлов из их соединений другими

2.Основные способы получения металлов. Руды:

методами электронного или электронно-ионного баланса.

металлами называется металлотермией. Наиболее часто используют

1)карбонатные(мрамор,мел,известняк,малахит) 2)сульфидные(свинцовый

Химические реакции,в которых происходит переход электронов от

металлы высокой химической активности: натрий, кальций, магний,

блеск PbS,цинковая обманка-ZnS,киноварь-HgS) 3)галидные(поваренная

одних атомов к другим, называют окислительно-

алюминий. Если восстановителем является алюминий,то процесс

соль,сильвин-KCl) 4)оксидные(гематит-Fe2O3,магнетит-Fe3O4,боксит-

восстановительными.(ОВР).Процесс,в котором атомы или группы

называется алюминотермией: 2Al+Cr2O3=Al2O3+2Cr Основное

Al2O3·xH2O,гаусманит-Mn3O4) Руда-источник получения металлов. Ее

отдают электроны(-е),называют окислением. Ах-ne→Ax+n при

колиество титана получается магнийтермическим

разделяют на пустую и полную(по плотности) Методы получения:

окислении заряды атомов или групп возрастают. Частицы.отдающие

способом:TiCl4+2Mg=Ti+2MgCl2 Для извлечения металлов из

1)пирометаллургические 2)гидрометаллургические

сови электроны,называются восстановителем. Процесс,в котором

карбонатных и сульфидных руд их сначала переводят в оксиды. При

3)электрометаллургическиеполучение металлов путем электролиза растворов

атомы или группы присоединяют электроны (+е),называют

получении цинка из цинковой обманки эту руду сначала подвергают

солей, а также расплавов солей и оксидов.Используется для получения

восстановлением. Ах+ne→Ax-n При восстановлении заряды атомов или

обжигу: 2ZnS+3O2=2SO2↑+2ZnO полученный оксид восстанавливают

металлов высокой хим.активности (натрия, калия, магния, кальция,алюминия).

групп уменьшаются. Частицы,присоединяющие электроны,-

углеродом или оксидом углерода(II).

Металлы восстанавливаются на катоде. Например натрий получают

окислители. Степеь окисления-это условный заряд,который образуется

элетролизом расплава хлорида натрия: катод Na+ + 2e= Na ; анод Cl- - e=Cl

на атоме элемента в результате смещения электронной плотности от

4.Гидротермия.Этот метод используется,если исходная порода

Cl+Cl=Cl2 Алюминий получают электролизом раствора оксида алюминия в

одного атома к другому. Н-Н Н20 Нδ+→Clδ- Максимальное значение

содержит небольшое количество нужного металла. Металлы

расплавленном криолите Na3AlF6 c добавкой CaF2(на катоде :Al3++3e=Al)

степени окисления совпадает с номером групп периодической

извлекаются из руд в виде соединений водными растворами различных

Пример к 1) Восстановление оксидов железа в доменной печи:

системы,в которой находится атом. Элементы с максимальной

реагентов с последующим выделением металла из раствора.Этим

Fe2O3+3C=2Fe+3CO Fe2O3+3CO=2Fe+3CO2 … 2Fe2O3+3O= 4Fe+3CO2

степенью окисления проявляют только окислительные свойства.

методом получают золото: 4Au+8KCN(0,1-

Получение вольфрама: Me+2CO=MeC+CO2 Me+C=MeC (реакция

Элементы с минимальной степенью окисления проявляют только

0,2%)+2H2O+O2=4K[Au(CN)2]+4KOH из полученного раствора золото

восстановления углеродом не применима) В качестве восстановителя

восстановительные свойства. Минимальные значения степени

восстанавливают цинком: 2[Au(CN)2]-+Zn= [Zn(CN)4]2-+2Au↓

применяют водород: WO3+3H2=W+3H2O

окисления: у металлов=0,у неметаллов=(№группы-8). Составление

ОВР: метод электронного баланса: 1)определим степени окисления

7.Расчет эквивалентности металла по реакции с кислородом или

всех атомов в уравнении реакции: K+Mn7+O42- + Na2+S4+O32- +H2+S6+O42-

кислотой. Эквивалент – это реальная или условная частица, которая в

5.Связь физических свойств металлов с электронным строением их

→Mn2+(SO4)2-+K2+S6+O42-+Na2+S6+O42- +H2+O2- 2)составим электронные

кислотно-основных реакциях присоединяет (или отдает) один ион Н+

кристаллов. К отличительным физическим свойствам металла можно отнести

уравнения процессов окисления и восстановления. окисление: S4+ -

или ОН–, в окислительно-восстановительных реакциях принимает (или

твердое агрегатное состояние(за искл.ртути),высокую электропроводность,

2e→S6+ |·5 восстановление: Mn7+ +5e→Mn2+ |·2 3)уравняем число

отдает) один электрон, реагирует с одним атомом водорода или с одним

теплопроводность,металлический блеск, цвет, магнитные свойства. Всю

отданных и принятых электронов. 4)запишем суммарный ОВ процесс:

эквивалентом другого вещества. Все щелочные металлы соединяются с

специфику можно объяснить на основе внутреннего строения металлов.

5S4+ +2Mn7+ ±10e→5S6+ +2Mn2+ 5)поставим коэффециенты из

кислородом. Литий образует нормальный оксид:LiO2,остальные

1)простейшей формой кристалла является кубическая форма; 2)в металлах

суммарного окислительно-восстановительно процесса в исходную

щелочные металлы превращаются в более сложные соединения:

электроны вследствие теплового движения могут переходить из валентной

реакцию 2KMnO4+ 5Na2SO3 +3H2SO4

Na2O2,KO2,RbO2,CsO2. Другие металлы взаимодействуют с кислотой

зоны на нижнее уровни зоны проводимости(что объясняет высокую

→2Mn(SO4)+K2SO4+5Na2SO4+3H2O 6)проставим оставшиеся

менее активно,,образующиеся при этом оксиды во многих случаях

теплопроводность металлов).Аналогичное перемещение электронов

коэффециенты в ОВР в последовательности: металлы,

придают химическую устойчмвость изделиям из металла.(оксидные

происходит под действием электрического поля,что обеспечивает

неметаллы(S),водород. Проверим число атомов кислорода:

пленки). С кислотой: чем активнее металл и чем разбавленнее

электропроводность металлов.Таким образом электроны,осуществляющие

2·4+5·3+3·4=2·4+1·4+5·4+3·1 35=35

кислота,тем больше в смеси продуктов более высокого восстановления.

связь,принадлежат всему кристаллу металла-металлическая связь.

метод электронно-ионного баланса: K2Cr2O7+NaNO2+H2SO4→

Cr2(SO4)3+NO2+Na2SO4+K2SO4+H2O 1)запишем ионно-молекулярное

6.Закономерности ряда напряжения металлов.В соответствии с химической

уравнение:

11.Реакции металлов с азотной кислотой в зависимости от ее

активностью-восстановительной способностью металлы располагаются в ряд в

2K++Cr2O72- +Na++NO2-+2H++SO42-→

концентрации и активности металла. С концентрированной азотной

порядке убывания способности атома металла терять валентные электроны. В

2Cr3++SO42-+NO20+2Na++SO42-+2K++SO42-+H2O0 2)сократим не

кислотой: активные металлы взаимодействуют с выделением N2O или

левой части ряда-самые активные щелочные металлы(Rb,K,Na,Li),в правой-

изменяющиеся ионы 3)запишем сокращенное уравнение:

NO; малоактивные – с выделением NO2;(Fe,Cu,Ni,Al не

пассивные и благородные металлы(Сu,Ag,Pt,Au). этот ряд почти соответствует

Cr2O72- +NO2-+2H+-→2Cr3++NO20+H2O0 4)выпишем ионы,изменившие

взаимодействуют при нагревании и без нагревания)-явление

ряду напряжений металлов,а в самом ряде металлы располагаются в порядке

состав и/или заряд(кроме Н2О,Н+ и ОН-):

пассивации. 3Zn+8HNO3(конц)=Zn(NO3)2+4H2O+ 2N0↑ C разбавленной

их химич.активности.

окисление: N+3O2--1е→N+4O20 |·6 всстановление:

кислотой: активные металлы -с выделением NH4,N2,N2O,NO,

восстан.хар-р.: Ni,Sn.Pb,..H2,Cu,Hg,Pt,Au… окислит.характер.

Cr26+O72-+14H++6e→2Cr3+ +7H2O0 |·1 5)уравняем число элементов в

малоактивные-с выделением NO:

Этот ряд соответствует ряду напряжений.

левой и правой части,используя Н2О и Н+ 6)составим электронные

3Cu+8HNO3 (разб)=3Cu(NO3)2+4H2O+2NO↑

уравнения процессов окисления и восстановления 7)уравняем число

4Zn+10HNO3(разб)=4Zn(NO3)2+5H2O+N2O

отданных и принятых электронов. 8)запишем суммарный

окислительно-восстановительный процесс:

10.Причины различия окислительных свойств разбавленной и

Cr2O72- +6NO2-+14H+±6е→2Cr3++6NO20+?H2O0 9)проставим

концентрированной серной кислоты .Концентрированная серная

12.Расчет объема выделяющегося газа по массам реагирующих металла и

коэффециенты из суммарного процесса в исходную реакцию:

кислота не взаимодействует при обычной температуре из-за

кислоты. Горсть медных опилок массой 10г.погрузили в

K2Cr2O7+6NaNO2+7H2SO4→

образования на поверхности тонкой плотной защитной оксидной

стаканчик с горячей концентрированной серной кислотой массой 32,4

Cr2(SO4)3+6NO2+3Na2SO4+K2SO4+7H2O Для уравнения числа атомов

пленки. (Al,Cr,Fe,Ni,…). Разбавленная серная кислота проявляет все

г.Вычислить объем выделившегося при этом газа.

кислорода и водорода в измен. состав ионах используют молекулы

характерные свойства сильных кислот. Она реагирует с основными

Cu + 2H2SO4(конц). = CuSO4+SO2↑+H2O Объем выделившегося SO2

Н2О,ионы Н+(рН<7) или ОН- (рН>7).

оксидами, гидроксидами и солям, в ней растворяются металлы левее

высчитываем: 2 моль·98 г/моль H2SO4 --- 1 моль·22,4 л/моль SO2

водорода.

32,4 г H2SO4 --- X л SO4 ===== x= 3,7 л

.

8.Взаимодействие металлов с водой и кислотами. 1)активные металлы с

13.Взаимодействие металлов с растворами щелочей. С водными растворами

водой взаимодействуют в обычных условиях:

щелочей взаимодействуют металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода

2Na+2H2O= 2NaOH+H2↑ 2Ca+2H2O=Ca(OH)2+H2↑ 2)другие металлы

и которым соответствуют амфотерные оксиды. металлы,соответствующие

взаимодействуют с водой при нагревании: Mg+H2O=MgO+H2↑

амфотерным оксидам: Al,Cr,Zn,Be,Pb,Sn,Sb.

2Fe+3H2O=Fe2O3+3H2↑(при наличии примесей, при высокой

2Al+2NaOH+6H2O=2Na[Al(OH)4]+3H2↑

температуре,в соответствии с рядом химической активности металлов). с

Sn+2KOH+2H2O=K2[Sn(OH)4]+H2↑

кислотами: 1) с выделением водорода: Cr+2HCl=CrCl2+H2↑

Pb+2NaOH+2H2O=Na2[Pb(OH)4]+H2↑

Fe+H2SO4(разб)=FeSO4+H2↑ Cu+H2SO4=реакция не идет 2)без выделения

водорода Сu+4HNO3(конц)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O (не взаимодействуют

14.Расчет состава смеси металлов по количеству выделившегося газа при

без нагревания Au,Pt) Ag+2HNO3(конц)=AgNO3+NO2↑+H2O

реакции со щелочью или кислотой. Для определения содержания (масс.%)

3Ag+4HNO3(разб)=3AgNO3+NO↑+2H2O

цинка в партии технического металла его образец массой 800 мг обработали

3Zn+8HNO3(конц)=3Zn(NO3)2+2NO↑+4H2O

избытком соляной кислоты. Объем (н.у.) выделившегося водорода составил

4Zn+10HNO3(разб)=4Zn(NO3)2+N2O↑+5H2O

262 мл.Вычислить результат испытания образца.

Cu+H2SO4= CuSO4+SO2↑+2H2O(при нагревании)

Zn + HCl= ZnCl2+H2

4Mg+5H2SO4(конц)= 4MgSO4+H2S↑+4H2O

по уравнению реакции

1моль·22,4 л/моль H2 – 1 моль·65 г/моль Zn

Выделение Н происходит,есди металл стои в ряду активности до

по условию задачи

0,262 л Н2 - X г Zn

водорода.

X= 760 мг.

ω=( mZn / mобразца )·100%= 760/800·100=95%

9.Реакции металлов с концентрированной серной кислотой. Проведение

реакций с участием концентрированной серной кислоты обычно требует

нагревания. При взаимодействии неактивных металлов.а так же металлов

средней активности с концентрированной серной кислотой,продуктом

восстановления является SO2: Cu+H2SO4= CuSO4+SO2↑+2H2O(при

нагревании)

при взаимодействии с активными металлами(щелочными,щелочно-

земельными)продуктом взаимодействия является H2S:

4Mg+5H2SO4(конц)= 4MgSO4+H2S↑+4H2O цинк восстанавливает

концентрированную серную кислоту до SO2,S,H2S одновременно.