Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химия. Практикум
.pdf
4. Какие из указанных гидроксидов могут образовать основные соли: Сu
(ОH)2,Cd(OH)2, Zn(OH)2, Аl(ОН)3,KOH?
Решение:
а) Сu(ОН)2 — двухкислотное основание может образовать основную
соль:
Cu(OH)2+HCl=Cu(OH)Cl+H2О;
б) Cd(OH)2 — двухкислотное основание может образовать основную
соль:
2Cd(OH)2+H2SO4=[Cd(OH)]2SО4+2H2О;
в) LiOH — однокислотное основание, основную соль образовать не
может;
г) Аl(ОН)3 — трехкислотное основание, теоретически может образовать
два типа основных солей:
Аl(ОН)3 + HCl= Аl(ОН)2Сl+Н2О;
Аl(ОН)3 + 2HCl= А1(ОН)Сl
д) КОН — однокислотное основание, основную соль образовать не
может.
5. Какие кислоты могут быть получены непосредственным
взаимодействием с водой оксидов: Р
Решение:
Р2О
— как ангидрид фосфорной кислоты образует при взаимодействии с
5
+2Н
2
, СO2, N2O5, NO2, SO2
2O5
2
О.
Н
О ортофосфорную кислоту Н3РO4:
2
Р
2O5
+3Н
51
О=2Н3РО
2
.
4
СО
— как ангидрид угольной кислоты образует при взаимодействии с
2
Н
О слабую угольную кислоту Н
2
левую сторону:
реакция обратима, равновесие смещено в
2СО3
N
Н
О азотную кислоту HNO3:
2
— как ангидрид азотной кислоты образует при взаимодействии с
2О5
NО2 — кислотный оксид, при взаимодействии с Н2О образует две
кислоты — азотную HNО
3
SО2 — как ангидрид серной кислоты образует при взаимодействии с Н2О
сернистую кислоту H2SО3:
СO
2+Н2
O→Н
2СО3
N
2О5+H2
O=2HNО3.
и азотистую НNО
:
2
2NО2+H2О=HNО3+HNО2.
SO2+H2O=Н2SO3.
.
52
ПРАКТИЧЕСКОЕ ЗАНЯТИЕ № 6
Общие свойства металлов
1. Перечень вопросов, рассматриваемых на практическом занятии
1. Основные способы получения металлов.
2. Физико–химические свойства металлов.
3. Твердые растворы. Интерметаллические соединения (интерметаллиды).
2.Теоретическая часть
2.1 Основные способы получения металлов
Большинство металлов в природе находится в окисленном состоянии, по-
этому извлечение их основано на восстановлении из соединений в растворах
или расплавах. Только металлы с малой химической активностью, такие как
медь, серебро, ртуть, хлор и платина встречаются в свободном состоянии.
Химическое восстановление заключается во взаимодействии соединений
металлов с углем, водородом или металлами–восстановителями. Взаимодействием с водородом получают вольфрам, молибден, кобальт и другие металлы:
WO3+ 3H2 = W + 3H2O.
Калий, олово, хром, серебро, титан, бериллий и другие металлы получают
при взаимодействии с более активными металлами: BeF2 + Mg= Be + MgF.
Электролизом растворов солей металлов получают медь, никель, серебро,
хром, калий, индий, олово и другие металлы. Электролизом расплавов солей
металлов получают металлы — сильные восстановители: щелочные металлы:
магний, алюминий.
2.2 Физико–химические свойства металлов
Свойствами металлов обладают большинство элементов, входящих в пе-
риодическую систему Д. И. Менделеева.
К общим физическим свойствам металлов относятся их высокая электро-
проводность, высокая теплопроводность, пластичность. Металлам присущ так-
же металлический блеск.
По температурам плавления металлы разделяются на тугоплавкие с тем-
пературой плавления выше 10000С и легкоплавкие с температурой плавления
ниже 10000С. Плотность металлов изменяется в очень значительных пределах
от 0,53 г/см
3
у лития до 22,5 г/см3у осмия. Твердость является ценным свой-
ством металлов, используемых в качестве конструкционных и инструменталь-
53
ных материалов. Наиболее твердыми являются металлы подгруппы хрома,
наименее твердыми — щелочные металлы. Электрическая проводимость и теплопроводность металлов увеличивается от Hg к Ag: Hg, Pb, Fe, Zn,
Mg,Al,Au,Cu,Ag, поэтому медь и алюминий широко используется в качестве
проводников электрического тока.
В зависимости от поведения металлов в магнитном поле металлы разде-
ляются на диамагнитные, парамагнитные и ферромагнитные. Металлы с особо
высокой магнитной восприимчивостью (например, железо называют ферромаг-
нитными). Парамагнитные металлы втягиваются в магнитное поле, а диамаг-
нитные выталкиваются из него.
2.3 Твердые растворы. Интерметаллические
соединения (интерметаллиды)
Металлические сплавы — это вещества, обладающие металлическими
свойствами и состоящие из двух или более элементов, из которых хотя бы один
является металлом. Свойства сплавов отличаются от свойств исходных металлов. Различают однофазные сплавы (твердые растворы), механические смеси и
химические соединения (интерметаллиды).
Твердым раствором называют твердое вещество, в кристаллическую решетку которого входят атомы или ионы двух или нескольких компонентов.
Различают также растворы замещения и растворы внедрения.
В противоположность твердым растворам интерметаллические соедине-
ния, как правило, имеют сложную кристаллическую структуру, отличную от
структуры исходных металлов. Интерметаллиды можно рассматривать как соединения со смешанной межатомной связью (металлической, ковалентной и
ионной).
3. Литературные источники
1. Коровин Н.В. Общая химия. Учебник для технических направлений и
спец ВУЗов-М: Высш.шк., 2008. – С.341-357.
2. Тихонов Г.П., Минаева И.А., Пономарев А.Я. химия на водном транс-
порте. Учебное пособие – М: Альтаир- МГАВТ, 2012. – С. 42- 47.
4. Порядок проведения занятия и зачета по работе
В начале занятия преподаватель кратко напоминает студентам о свой-
ствах металлов и о значении металлов и их сплавов для водного транспорта в
качестве основных конструкционных материалов. Затем по теме заслушивают-
54
ся следующие самостоятельно подготовленные сообщения студентов (рефера-
ты):
1. Основные способы получения металлов;
2. Общие свойства металлов.
Далее заслушивается ход решения задач из раздела № 5.
В ходе обсуждения доложенных положений в форме взаимного диалога
между преподавателем и самими студентами в интерактивной форме рассмат-
риваются и обсуждаются следующие основные вопросы:
1. Физико-химические свойства металлов;
2. Твердые растворы;
3. Интерметаллические соединения (интерметаллиды).
По результатам доложенных рефератов, разбора решения задач из раздела
№ 5 и хода обсуждения вопросов, вынесенных на занятие преподаватель при-
нимает решение о зачете данной работы отдельно каждым студентом.
5. Задание на самостоятельную работу
4.1. Изучить по предложенным литературным источникам тему: «Общие
свойства металлов».
4.2.Решить 2-е задачи, предложенные преподавателем, из раздела 5
настоящей работы.
6. Задачи для самостоятельного решения
1. Какие из металлов (Cg, Au, Cu) могут быть окислены хлором при стан-
дартных состояниях всех веществ и 298К?
2.Какие из металлов (Mn, Ag, Fe) могут быть окислены кислородом в
водном растворе при стандартных состояниях всех веществ и 298 K?
3. Можно ли получить железо восстановлением монооксидом углерода
при стандартных состояниях всех веществ и 298К? При каких температурах
этот процесс может протекать самопроизвольно?
4. Можно ли получить железо восстановлением Fe2O3 алюминием при
298К?
5.Какие из металлов (Ni, Pt, Zn)могут быть окислены жидким бромом при
стандартных состояниях всех веществ и 298 К?
6.При растворении 4,6 г сплава алюминия с магнием в кислоте выдели-
лось 5,04 л водорода (н.у). Определите процентный состав сплава.
55
7.Известно, что интерметаллид LaNi5 может образовать соединение La-
Ni5H6. Какой объем водорода при н. у. может поглотить в результате этой реак-
ции1кгинтерметаллида? Какое количество электричества теоретически можно
получить при полном анодном окислении водорода из 1 кг интерметаллида?
8. При реакции с водой 15,6 г металла, образующего одновалентный лан-
тан, выделяется 4,48 л газа (н.у.) Определите, какой металл был взят для реакции.
9. Определите состав смеси алюминия и магния, если известно, что при
обработке ее раствором гидроксида натрия выделяется 22,4л H2 (н.у), а при обработке такого же количества смеси соляной кислотой выделяется 67,2л H2
(н.у).
10. Имеется 20г смеси сульфатов железа (II) и (III). На взаимодействие с
этой смесью в кислой среде было израсходовано 3,16 г перманганата калия —
KMnO4. Определите количественный состав смеси.
11. Из 500 кг хлористого железняка выплавлено 120 кг феррохрома, спла-
ва, состоящего из 65 % хрома и 35 % железа. Определите процентное содержание примеси в руде.
12. Какой объем раствора азотной кислоты с массовой долей HNO3 46 %
(р = 1,29 г/см3) расходуется на растворение железа, если при этом выделяется
700 мл (н.у) оксида азота (II)?
13.Определите массу железа и меди в их смеси, зная, что при взаимодействии 11,65 г ее с раствором соляной кислоты выделяется 4,48 л водорода (н.у).
7. Примеры решения задач
1. Какие из металлов (Au, Sn, Mn) могут быть окислены кислородом при
298К, PH=7 и стандартных состояниях всех веществ?
Решение:
Окисление металла возможно при условии E
ox/red>EMe
n+/ме. Потенциал
кислородного электрода при 298 К, относительном нормальном давлении кис-
лорода, равном 1, и PH =7 равен 0,8 В. Стандартные потенциалы металлов равны Е
0
+/Sn=-0.738B. E
sn
0Au3
E
+/Au=1.498B. Отсюда следует, что указанное выше условие соблю-
0
+/Mn=-1.18B
MNO
дается для олова и марганца, которые могут быть окислены кислородом при
PH =7.
56
2. Если в руде массовая доля халькопирита (CuFeS2) составляет 20 %, то
сколько теоретически можно получить меди и железа из тонны руды?
Решение:
Поскольку халькопирита в руде 20 %, следовательно, в 1 тонне руды или
1000 кг руды будет содержаться 200 кг халькопирита. Термическое разложениехалькопирита идет по реакции:
CuFeS2= Cu + Fe+ 2S
Следовательно:
184 кгCuFeS2 — 64 кг Cu
200 кгCuFeS
2 —
xкг Cu
Отсюда х= (200 х64): 184= 69,56 кг Cu
184 кгCuFeS2 — 56 кг Fe
200 кгCuFeS2 — y кг Fe
y= (200x56):184 =60,87 кг Fe
3. Можно ли получить железо восстановлением оксида FeO водородом с
образованием водяного пара при 298К и стандартных состояниях всех веществ?
Определите области температур, при которых эта реакция может протекать са-
мопроизвольно при стандартных состояниях веществ
Решение:
Реакция протекает самопроизвольно при ∆Gxp<0. Реакция восстановления
FeO водородом может быть представлена уравнением:
FeO (k) + H2 (r) = Fe(k) + H2O (r)
Расчет в соответствии с законом Гессе дает следующее значение стан-
даотной энергии Гиббса этой реакции при 298К:
[∆G
∆G
0
FeO (k)
0
= ∑∆G
xp
+ +∆G
0
обр.прод
0
H (r)
– ∑∆G
=[0+[-228.6]-[ (-244.3) +0]=+ 15,7 кДж/моль,
0
обр.исх
= [∆G
0
SFe(k)
+∆G
0
H2O (r)
] –
57
отсюда следует, что прямая реакция при указанных условиях самопроизвольно
протекать не может. Для определения возможности самопроизвольного проте-
кания реакции при других температурах рассчитаем значение стандартной энтропии реакции при 298К
0
∆S
xp
=S
0
Fe(k)
+ S
0
H2O (r)
– S
0
FeO (k)
–S
0
= 26.2 Дж (моль·К)
H2 (r)
Так как стандартная энтропия реакции выше нуля, то с увеличением тем-
пературы энергия Гиббса реакция уменьшается и при некоторой температуре
(Тр) наступает равновесие (∆Gxp=0), при котором реакция возможна, как в прямом, так и в обратном направлениях.
Расчет Тр проводится по уравнению: Tp = ∆Hxp/∆Sxp. Принимая, что эн-
тропия и энтальпия реакции не зависят от температуры, найдем температуру
равновесия при стандартных состояниях всех веществ. Для этого необходимо
сначала рассчитать стандартную энтальпию реакции ∆H
0
=+21.6 кдж/моль.
xp
Зная энтропию и энтальпию реакции, можно по вышеприведенной фор-
муле найти Tp. При стандартных состояниях всех веществ она равна
21600/26,2=824 К. Таким образом, рассматриваемая реакция может протекать
при стандартных состояниях всех веществ самопроизвольно при T> 824К.
4. Определите стандартную энергию Гиббса образование Li2S, если известно, что стандартная ЭДС элемента с токообразующей реакцией
2Li + CuS = Li2S + Cu равна 2,3 В.
Решение:
Стандартную энергию Гиббса для данной реакции можно рассчитать по
уравнению:
0
∆G
= – nFE0 = – 2· 96500 ·2,3 = – 443, 9 кдж/ моль,
xp
где n — количество электронов, участвующих в токообразующей реак-
ции;
F— число Фарадея количество электричества, необходимое для превращения (окисления или восстановления) одного моль-эквивалента вещества,
равное 96500 кулонов;
E — стандартное ЭДС элемента.
С другой стороны, энергия Гиббса этой реакции равна
58
Отсюда ∆G
кдж/моль.
0
обр.Li2S
∆G
= ∆G
0
= ∆G
xp
0
+ ∆G
xp
0
обр
0
обр.CuS
.
Li2S
- ∆G
обр. CuS
.
= – 443.9 + (– 48.9) = – 492.8
59
ПРАКТИЧЕСКОЕ ЗАНЯТИЕ № 7
Химические свойства металлов
1. Перечень вопросов, рассматриваемых на практическом занятии
1. Химические свойства s–металлов.
2. Химические свойства p–металлов.
3. Химические свойства d– металлов.
2. Теоретическая часть
2.1 Химические свойства s-металлов
Все s–металлы, кроме бериллия и магния, бурно реагируют с водой с выделением водорода:
M +2 H2O = M(OH)2 + H2.
Все s–металлы образуют оксиды, при растворении которых образуются
щелочи.
С кислотами s–металлы бурно взаимодействуют, восстанавливая их до
низшей степени окисления:
8Na + 4H2SO4= Na2S + 3Na 2SO4 +4H2O.
Реакционная способность s–металлов возрастает с увеличением атомного
номера в группе. Со многими металлами щелочные и щелочноземельные ме-
таллы образуют интерметаллиды.
2.2 Химические свойства p-металлов
Атомыp–металлов на внешнем электронном уровне имеют от одного до
трех р–электронов. Это: алюминий, галлий, индий, таллий, олово, свинец, вис-
мут.
Алюминий — амфотерныйметалл, способный растворяться в кислотах и
щелочах:
2Al +6H+ = 2Al3+ +3H2;
2Al +2OH–+6H2 O = 2 [Al(OH)4]– +3H2.
При взаимодействии с кислородом воздуха алюминий покрывается тон-
кой пленкой оксида алюминия Al2O
устойчив в атмосфере. Вследствие образования пленки Al2O
, защищающей его от коррозии, поэтому он
3
алюминий устой-
3
чив в HNO3 (конц.) и H2SO4 (конц.).
60
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]