химия методичка / Конспекты по химии

г) замена фосфатов в СМС на более безопасные силикаты.

КИСЛОТЫ: СТРОЕНИЕ, КЛАССИФИКАЦИЯ, СВОЙСТВА, ПРИМЕНЕНИЕ И ПОЛУЧЕНИЕ

С точки зрения электролитической диссоциации, кислоты – это электролиты, которые при диссоциации образуют в качестве катионов только катионы водорода Н+. Также можно сказать, что кислоты это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода, соединённых с кислотными остатками.

Кислоты бывают бескислородные и кислородсодержащие.

А) Кислородные кислоты (содержат в кислотном остатке кислород).

HNO3, H2SO4, H3PO4, и др.

Б) Бескислородные (в кислотном остатке нет кислорода). HCl, HCN, H2S и др.

Кроме того, по числу катионов водорода, которые образует кислота при диссоциации, кислоты разделяют на:

А) Одноосновные HNO3; HCl; HBr; HSCN; В) Двухосновные

Н2 SO4; H2SO3; H2CrO4; H2S; С) Трёхосновные

H3PO4

Номенклатура исходит от названия характеристического атома кислоты: А) Бескислородные называют

НCl – хлороводородная (соляная) HF – фтороводородная (плавиковая) H2S – сероводородная

HCN – циановодородная (синильная) В) Кислородные называют

(характеристический атом + -ная, -евая, -овая): HNO3 - азотная

H3PO4 – фосфорная

Если один и тот же элемент образует несколько кислородных кислот, то название дают с прибавлением окончаний -ная, -оватая, -истая, -оватистая, по мере понижения степени окисления характеристического элемента:

HClO4 – хлорная HClO3 - хлорноватая HClO2 - хлористая HClO – хлорноватистая

Физические свойства: при обычных условиях кислоты являются жидкостями, часто летучими, или твёрдыми веществами. Некоторые кислоты существуют только в водных растворах, например: H2CrO4 – хромовая

41

HMnO4 – марганцевая.

Растворы кислот имеют кислый вкус.

Химические свойства: кислоты окрашивают индикаторы - лакмус, универсальный, метиловый оранжевый, - в красный цвет.

А) Реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжений левее H: 2HCl + Zn → ZnCl2 + H2↑

H2SO4 + Fe → FeSO4 + H2↑

Б) Азотная и концентрированная серная взаимодействуют с большинством металлов, но водород не выделяется

4HNO3 (конц.)+ Cu → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ +2H2O 8HNO3 (разб.) + 3Mg → 3Mg(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O 2H2SO4 + 2Ag → Ag2SO4 + SO2↑ + 2H2O

В) С основными оксидами и основаниями. 2HCl + Na2O → 2NaCl + H2O

HCl + NaOH → NaCl + H2O

2HNO3 + CuO → Cu(NO3)2 + H2O 2HNO3 + Cu(OH)2 → Cu(NO3)2 + 2H2O

Г) Реагируют с солями более слабых и более летучих кислот:

«Вытеснительный» ряд кислот

H2SO4, HCl (HNO3, H3PO4 ) , H2SO3, H2CO3, H2S, H2SiO3

--------------------------------------------------------------→ H2SO4 + CuCl2 → 2HCl + CuSO4

2HCl + K2CO3 → 2KCl + CO2 + H2O

Кислоты находят разнообразное применение в народном хозяйстве. Они служат для получения солей, минеральных удобрений, лекарств, взрывчатых веществ, для обработки металлов. Особенно большое значение имеют серная кислота («кровь» промышленности) и азотная.

Получение:

А) растворение кислотных оксидов в H2O

SO3 + H2O = H2SO4

SO2 + H2O = H2SO3

Б) вытеснение из солей с последующей отгонкой tº

H2SO4 + 2NaNO3 = 2HNO3↑ + Na2SO4 3H2SO4 + Ca3(PO4)2 = 2H3PO4 + 3CaSO4↓

В) бескислородные получаются, если растворить в воде соответствующее водородное соединение, так получают

HF, HCl, HI, H2Se, H2Te, H2S и др.

ХРОМ И ЕГО СВОЙСТВА, СОЕДИНЕНИЯ ХРОМА

Хром – d элемент 4 период VI группы. Электронная конфигурация его атома такая: 1s22s22p63s23p63d54s1

Такое строение объясняется тем, что энергетически выгоднее иметь полузаселённую 3d – орбиталь. Но степень окисления +1 для Cr не характерна. Обычные степени окисления +2; +3; +6. Причём соединения с низшей степенью окисления имеют основный характер, с промежуточной – амфотерный, с высшей – кислотный:

CrO Cr2O3 CrO3 Cr(OH)2 Cr(OH)3 H2CrO4

Основные амфотерные кислотные

Cr встречается только в связанном виде, иногда как спутник Al, Fe, Pb. Основная руда – хромистый железняк или хромит FeO . Сr2O3 .

42

Физические свойства: голубовато белый, блестящий, очень твёрдый, но относительно хрупкий металл. Устойчив к коррозии. Химические свойства: поверхность хрома в обычных условиях покрыта защитной оксидной плёнкой Cr2O3 , которая упрочняется в азотной и концентрированной серной кислоте (пассивирование). Поэтому реакции возможны при нагревании и кипячении, – при условиях, когда эта плёнка разрушается:

Cr + 2HCl → CrCl2 + H2↑

Cr + H2SO4 → CrSO4 + H2↑

2Cr + 3H2O → Cr2O3 + 3H2↑ 2Cr + 3Cl2 → 2CrCl3

2Cr + 3S → Cr2S3

2Cr + N2 → 2CrN

4Cr + 3O2 → 2Cr2O3

Получают Сr восстановлением оксида хрома алюминием

Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr Важнейшие соединения хрома:

А) CrO – черный порошок, пирофорный, легко окисляется до Cr2O3

Cr(OH)2 – желтый осадок, типичное основание, легко окисляется до Cr(OH)3

4CrO + O2 → 2Cr2O3

4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Cr(OH)3

Б) Сr2O3 – порошок зелёного цвета, очень твердый, тугоплавкий, входит в состав полирующих средств. Получается из бихромата аммония.

(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2↑+ 4H2O Проявляет амфотерные свойства: Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3H2O Cr2O3 + 2NaOH → 2NaCrO3 + H2O

В воде Cr2O3 не растворяется, но ему соответствует амфотерный Cr(OH)3

Cr(OH)3 – серо-зелёный осадок, разлагающийся при прокаливании, реагирует с кислотами и щелочами

2Cr(OH)3 → Cr2O3 + 3H2O Cr(OH)3 +3HCl → CrCl3 + 3H2O

Cr(OH)3 + 3NaOH → Na3CrO3 + 3H2O Cr(OH)3 + Na OH → Na[Cr(OH)4]

в) CrО3 – темно-красные кристаллы, расплывающиеся на воздухе, хорошо растворимы в воде, сильный окислитель:

4CrO3 + 3S → 3SO2 + 2Cr2O3 CrO3 + H2O → H2CrO4 (хромовая)

2CrO3 + H2O → H2Cr2O7(дихромовая)

Эти кислоты существуют только в растворе, но их соли – хроматы и дихроматы (бихроматы) – устойчивы, все являются сильными окислителями и ядовитыми веществами.

Взависимости от среды они могут переходить взаимно друг в друга.

Вкислой среде:

2CrО42-- + 2H + → Cr2O72-- + H2O В щелочной среде:

Cr2O72-- + 2OH-- → 2CrO42-- + H2O

Хроматы и дихроматы используют как сильные окислители для дубления кож, мытья стеклянной посуды в химических лабораториях, для получения красящих пигментов:

Na2Cr2O7 * K2Cr2O7 – хромпик (дубитель);

K2Cr2O7 + H2SO4 – хромовая смесь (мытьё стекла).

Сам металл хром используется для производства твёрдых легированных сталей и для хромирования.

43

CrO2 - оксид хрома (IV) – для изготовления видео- и аудиолент.

KCr(SO4)2 *12H2O – хромокалиевые квасцы, для дубления кож.

Cr2O3 - как полирующий материал и в производстве зелёной краски.

МОНОСАХАРИДЫ

Углеводы – важный класс соединений, объединяющий большую группу природных веществ растительного и животного происхождения. Термин углевод связан с тем, что первые известные представители этого класса соответствовали формуле Сm(H2O)n и

рассматривались как гидраты углерода, на самом деле это не так. Углеводы делят на 2 группы: простые углеводы – моносахариды, которые не могут распадаться на более простые углеводы, сложные углеводы – полисахариды, которые могут распадаться на моносахариды.

Моносахариды; по виду функциональной группы делят на альдозы – содержат альдегидную – СН = О и кетозы, содержат карбонильную или кетоногруппу =С=О Все углеводы содержат гидроксогруппы – ОН. По числу атомов углерода в молекуле различают триозы, тетрозы, пентозы, гексозы и т.д.

Наиболее важными в биологическом отношении являются пентозы и гексозы. а) Пентозы C5H10O5 – рибоза и дезоксирибоза, оба относятся к альдопентозам.

Их молекулы могут иметь открытую форму и циклическую, фуранозную (структурно соответствующую пятичленному кислородсодержащему гетероциклу фурану).

Циклическая форма образуется благодаря подвижности связи С – С и возможности реакций между гидроксогруппой и альдегидной группой.

Циклические формулы называют формулами Хеуорса. Дезоксирибоза также образует фуранозную форму.

Рибоза и дезоксирибоза в циклической форме входят в состав нуклеиновых кислот РНК и ДНК.

б) Гексозы – глюкоза и её изомеры. Важнейшими из них являются фруктоза и галактоза. Виноградный сахар (в плодах), фруктовый сахар (мёд и фрукты).

Подробнее рассмотрим глюкозу, как и другие моносахариды существует в открытой и циклической, чаще в пиранозной форме (структурно – аналогичной кислородсодержащему гетероциклу пирану . Белое кристаллическое вещество, сладкое на вкус, хорошо растворимо в воде, проявляет свойства, присущие многоатомным спиртам (образование прозрачного синего раствора со свежим осадком Сu(OH)2) и альдегидам (реакция серебряного зеркала с аммиачным раствором Ag2O).

Под действием ферментов дрожжей происходит спиртовое брожение:

C6H12O6 → 2C2H5OH + 2CO2

В живых клетках глюкоза окисляется под действием ферментов с выделением энергии, идущей на синтез АТФ, углекислого газа и воды. Суммарно эту реакцию можно написать так:

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O + Q

Глюкоза образуется в растительных клетках в процессе фотосинтеза:

6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2

далее глюкоза превращается в полисахариды: крахмал или целлюлозу, поэтому главным способом получения глюкозы (человеком) является гидролиз крахмала:

(C6H10O5)n + nH2O → nC6H12O6

44

Избыток глюкозы в организме здорового человека поступает в печень, где полимеризуется в виде животного крахмала гликогена. Глюкоза применяется в кондитерской промышленности, в медицине, в качестве восстановителя (например в производстве зеркал), в производстве лекарств.

СОЛИ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ.

Соли – это сложные вещества, которые состоят из атомов металла, соединённых с кислотными остатками.

Соли – это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и анионы кислотного остатка. Данное определение относится к нормальным или средним солям:

NaC l = Na+ + Cl-

K3PO4 = 3K+ + PO43-

Кроме них, в зависимости от состава, различают такие группы солей:

Кислые – образуются только многословными кислотами, если для реакции нейтрализации основание взято в недостатке:

H2SO4 + KOH → KHSO4+ H2O

Кислые соли диссоциируют ступенчато: KHSO4 = K+ + HSO4- = K+ + H+ + SO42-

Вназваниях кислых солей указывается число атомов водорода в анионе:

KHSO4 – гидросульфат калия Na2HPO4 – дигидрофосфат натрия Na2HPO4 – гидрофосфат натрия

Основные – образуются многокислотными основаниями, если для реакции нейтрализации кислота взята в недостатке:

Cа(ОН)2 + НСl → Ca(OH)Cl + H2 O Основные соли диссоциируют ступенчато: Ca(OH)Cl = Ca(OH)+ + Cl- =Ca2+ + OH- + Cl-

Вназвании основных солей указывается число гидроксогрупп:

Al(OH)2Cl – дигидроксохлорид алюминия Са(OH)Cl - гидроксохлорид кальция.

Двойные соли – образованы несколькими металлами и одной кислотой: KAl(SO4)2 – сульфат калия алюминия

(NH4)2Fe(SO4)2 – сульфат аммония железа (II) Диссоциируют двойные соли обычно KAl(SO4)2 =K+ + Al3+ + 2SO42-

Комплексные соли – образованы комплексными ионами: K4[ (Fe(CN)6)] – гексаферрицианид калия

K3 [(Fe(CN)6)] – гексаферроцианид калия [(Cu(NH3)4)]SO4 – сульфат тетраамминмеди Комплексные соли диссоциируют ступенчато: K3(Fe(CN)6) = 3K+ + Fe(CN)63- =3K+ + Fe3+ + 6CN-

Физические свойства: соли – вещества с ионной кристаллической решеткой, имеют разный цвет и по-разному растворяются в воде:

хорошо растворяются все нитраты, ацетаты, хлориды (крoме AgCl , Hg2Cl2)

плохо растворяется большинство фосфатов, силикатов, карбонатов, сульфидов…

На плохой растворимости этих солей основывается качественный анализ неорганических соединений:

Ag+ + Cl- → AgCl↓ ; Ba2+ + SO42- → BaSO4↓ Pb2+ + S2- → PbS↓ ; Ca2+ + CO32- → CaCO3↓

Химические свойства:

Реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжений левее металла в составе соли

45

Fe + CuSO4 → Cu + FeSO4

Cu + 2AgCl → 2 Ag + CuCl2

Со щелочами реагируют соли тяжелых металлов (а также Be, Al, Ti): 3NaOH + FeCl3 → 3NaCl + Fe(OH)3↓

2KOH + CuSO4 → K2SO4 + CuCl2

С кислотами в соответствии с «вытеснительным рядом кислот»:

H2SO4, HCl (HNO3, H3PO4 ) , H2SO3, H2CO3, H2S, H2SiO3

--------------------------------------------------------------→

H2SO4 + 2KCl → 2HCl + K2SO4

2HNO3 + CaCO3 → H2O + CO2 + Ca(NO3)2

Реакция может идти и в том случае, если новая соль выпадает в осадок: H3PO4 + AlCl3 → AlPO4 + 3HCl

Реагируют друг с другом, если при этом образуется осадок (Таблица растворимости!): AgNO3 + KCl → AgCl↓ + KNO3

3BaCl2 + Al2(SO4)3 → 3BaSO4↓ + 2AlCl3

Очень важным свойством некоторых солей является их гидролиз: ионообменная реакция соли с водой, ведущая к образованию новых малодиссоциированных ионов или веществ. Выделяют три случая гидролиза:

Соли сильных оснований и слабых кислот гидролизуются с образованием щелочной среды (карбонаты, силикаты, сульфиды):

K2CO3 = 2K+ + CO32- + HOH = H+ + OH-

H+ + CO32- → HCO3-

K2CO3 + HOH → 2K+ + HCO3- + OH-

щелочная среда Соли слабых оснований и сильных кислот гидролизуются с образованием кислотной среды

( сульфаты, хлориды, нитраты).

AlCl3 = Al3+ + 3Cl-

+ HOH = H+ + OH- Al3+ + OH- → AlOH2+

AlCl3 + HOH → AlOH2+ + H+ + 3Cl-

кислая среда

соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами, подвергаются полному гидролизу (разрушаются водой):

Al2S3 = 2Al3+ + 3S2- 6HOH = 6H+ + 6OH-

Al2S3 + 6HOH → 2Al(OH)3 + 3H2S

Гидролиз солей приходится учитывать при использовании минеральных удобрений в с/х, при получении и применении лекарств и химических реактивов.

Область применения солей очень обширна. Они используются в быту, медицине, химии, промышленности, с/хозяйстве и т.д. Вот несколько примеров:

Na2CO3 – кальцинированная сода (карбонат натрия) – производство стекла, мыла, очистка сточных вод от солей тяжелых металлов, стирка белья, смягчение воды/

NaHCO3 – пищевая сода;

NaCl – поваренная соль; AgNO3 – ляпис; CaCl2 – хлористый кальций (в медицине);

CaSO4 • 0.5H2O – алебастр, полуводный гипс (в строительстве); KClO3 - бертолетова соль; KNO3 – калиевая селитра т. д.

Для получения солей можно использовать следующие способы:

металл + неметалл: Cu + Cl2 → CuCl2

основание + кислота (нейтрализация):

46

NH3 + HNO3 → NH4NO

KOH + HNO3 → KNO3 + H2O

металл + кислота ( ряд напряжений): Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

оксид металла + кислота:

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O металл + соль:

Fe + CuCl2 → Cu + FeCl2

оксид основный + оксид кислотный: CuO + SO3 → CuSO4

соль + соль:

AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3 соль + кислота:

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2 соль + щелочь:

Al(NO3)3 + 3KOH → Al(OH)3 + 3KNO3

МЕДЬ, ЕЕ СВОЙСТВА И СОЕДИНЕНИЯ.

Медь – d- элемент 4 периода I Б группы. Электронная конфигурация такова:

1s22s22p63s23p63d104s1

Так как полностью заселенные d-орбитали энергетически выгоднее, 1 S-электрон с внешнего уровня «проваливается» на последнюю свободную d-орбиталь. В химических соединениях медь проявляет степени окисления +1 и +2.

Медь – один из первых металлов , с которым познакомилось человечество и нашло ему применение (бронза). Самородная медь встречается редко, но руды ее достаточно широко распространены:

CuFeS2 – медный колчедан (халькопирит); Cu2S – медный блеск;

Cu2O – куприт или красная медная руда; Cu2CO3(OH)2 – малахит.

Cu – блестящий красновато-розовый металл, мягкий, ρ = 8,95

г/см3, t0плавл. = 10830С. Очень хорошо куется, отливается, по тепло- и электропроводности – 2 место после Αg. В ряду напряжений стоит после Н (благородный

металл), поэтому довольно устойчива к корозии: при прокаливании чернеет:

2Cu + O2 → 2CuO

в атмосфере хлора раскаляется и плавится: Cu + Cl2 → CuCl2 + Q

Реагирует с кислотами-окислителями: Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + 2H2O +SO2 конц.

Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2 конц.

реагирует с хлорным железом (травление плат): Cu + 2FeCl3 → CuCl2 + 2FeCl2

вытесняет благородные металлы из их соединений (серебрение, золочение меди): Cu + 2AgCl → CuCl2 + 2Ag

Соединение меди (+1) обычно неустойчивы и легко окисляются.

Cu2O – оранжево-красный порошок, образуется при восстановлении альдегидами Cu(OH)2; применяется для варки стекла и эмали.

47

Соединения меди (+2) наоборот устойчивы и имеют большое значение. CuO – черный порошок, используется для варки стекла, катализатор.

CuSO4*5H2O – медный купорос (в с/х как пестицид и микроудобрение, для меднения. Cu2CO3(OH)2 – малахит, красивый поделочный камень.

Cu(OH)CH3COO – гидроксоацетат меди – производство краски ярь-медянки.

Соединения меди (+2) в водных растворах имеют голубой или зеленоватый цвет (гидратированный ион Cu2+). Медь и ее соединения окрашивают пламя в сине-зеленый цвет.

Применение металлической меди основано на ее литейных качествах, высокой тепло- и электропроводности: электроника, радиотехника, теплообменники, нагревательные емкости, сплавы (бронза Cu + Sn), латунь(Cu + Zn).

При получении меди из руд сульфиды обычно обжигают, а затем восстанавливают оксидом углерода (II) или водородом:

Cu2S + 2O2 → 2CuO + SO2 CuO + CO → Cu + CO2 CuO + H2 → Cu + H2O

ДИСАХАРИДЫ: САХАРОЗА, ЛАКТОЗА, МАЛЬТОЗА

Дисахариды или простейшие олигосахариды при гидролизе распадаются с образованием двух молекул моносахаридов, причем остатки моносахаридов в дисахаридах находятся в циклаческой форме. Важнейшими дисахаридами являются лактоза и мальтоза с общей формулой C12H22O11.

Сахароза (тростниковый или свекловичный сахар, просто сахар) – белое кристаллическое вещество сладкого вкуса, отлично растворяется в воде, при 2000С плавится и превращается в бурую массу – карамель. Выделяют сахарозу из сахарного тросника или сахарной свеклы, содержится во многих плодах и ягодах. Ценный пищевой продукт.

Молекула сахара состоит из остатка глюкозы (пиранозная форма) и фруктозы (фуранозная форма). Под действием кислот или ферментов происходит гидролиз:

C12H22O11 + HOH ↔ C6H12O6 + C6H12O6

глюкоза фруктоза

Лактоза (или молочный сахар) – белое мелкокристаллическое вещество, в 4-5 раз менее сладкое, чем сахароза; довольно плохо растворяется в воде. Содержится в молоке млекопитающих (в женском 1,5-2 раза больше, чем в коровьем). Очень ценное вещество для растущего организма человека и млекопитающих животных.

Молекула состоит из остатков галактозы и глюкозы в пиранозной форме. Также гидролизуется в присутствии ферментов.

Мальтоза (или солодовый сахар). Название связано со способом получения. Солод, который образуется в слегка запаренных и прорастающих зернах злаковых растений, содержит в своем составе ферментамилазу, в присутствии которого крахмал годролизуется до мальтозы: (C6H10O5)n + nHOH → n/2 C12H22O11

крахмал мальтоза Мальтоза – мелкокристаллическое, хорошо растворимое в воде белое вещество, но в 2 раза менее сладкое, чем сахароза.

Ее молекула состоит из 2 остатков глюкозы в пиранозной форме.

Мальтоза – промежуточный продукт гидролиза крахмала; образуется в бродильных процессах (производство кваса, пива, вина), содержится в подземных органах, плодах, листьях растений. У

48

человека в процессе пищеварения образуется уже в ротовой полости (если медленно жевать мучные продукты) и в тонком кишечнике. В некоторых странах производится в значительных количествах как пищевой продукт.

МЕТАЛЛУРГИЯ. ПРОИЗВОДСТВО ЧУГУНА И СТАЛИ

В природе металлы встречаются в самородном виде (благородные металлы, метеоритное железо) не часто; главным образом в связанном виде – металлические руды.

Металлургия – это наука о промышленных способах получения металлов из природного сырья.

Металлургией также называют металлургическую промышленность. Современная металлургия получает более 75 металлов и множество сплавов на их основе. В основе всех способов получения металлов из соединений лежат окислительно-восстановительные реакции. В зависимости от способа получения различают:

Пирометаллургия. Восстановление проводят при высокой температуре, в качестве восстановителей применяют кокс (углерод), оксид углерода (II), водород, активные, но достаточно дешёвые металлы Al, Mg:

Cu2O + C → 2Cu + CO Cu2O + CO → 2Cu + CO2 Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3 TiCl4 + 2Mg → Ti + 2MgCl2

WO3 + 3H2 → W + 3H2O Fe3O4 + 4H2 → 3Fe + 4H2O

Если руда является сульфидной, то её предварительно обжигают, а затем восстанавливают обычным способом:

2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2 ZnO + CO → Zn + CO2

Гидрометаллургия – получение металлов из растворов их солей. Металлы, входящие в состав руды переводят подходящим реагентом в раствор, а затем извлекают из раствора при помощи более активного металла или электролизом (1/4 Cu, всё Αu, V, Ag, Mo)

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu

2CuSO4 + 2H2O ток → 2Cu + 2H2SO4 + O2

Электрометаллургия – получение, главным образом, активных металлов из расплавов их оксидов или хлоридов при помощи электролиза:

2Al2O3 ток→ 4Al + 3O2 расплавы

2NaCl ток→ 2Na + Cl2

В зависимости от того, какие металлы получают, различают цветную и чёрную металлургию. Чёрные металлы – железо и его сплавы, являются основой современной техники. Например, в машиностроении 90% металлов – чёрные. Традиционный металлургический цикл включает доменный процесс и производство стали.

Доменный процесс осуществляется в специальных печах – домнах при 18500 С. В домну сверху загружают шихту (руда + кокс + флюсы), а снизу через фурмы вдувают горячий воздух, обогащенный кислородом. В процессе противоточного движения протекают следующие реакции:

C + O2 → CO2 + Q CO2 + C → 2CO

3Fe2O3 + CO → CO2 + 2Fe3O4 Fe3O4 + CO → CO2 + 3FeO

FeO + CO → CO2 + Fe

Для удаления пустой породы – тугоплавкого SiO2, в шихту вводят флюсы или плавни: CaCO3 → CaO + CO2

CaO + SiO2 → CaSiO3

Образуется легкоплавкий шлак, защищающий к тому же чугун от окисления.

49

Чугун накапливается на поде домны под слоем шлака. Это тяжелый очень твердый, хорошо отливающийся, но относительно хрупкий (не куется!) сплав, состоящий из Fe + Fe3C + Mn, C, Si, P, S.

Область применения чугуна ограничена (массивные детали машин, металлические ограды, памятники), поэтому большая его часть переделывается на сталь. Сталь содержит очень мало неметаллических примесей, зато в нее при варке добавляют легирующие присадки. Поэтому сталь более пластична (куется, прокатывается!), устойчива к коррозии (нержавеющая), по твердости превосходит зачастую чугун (инструментальные стали). Легирующие присадки: Cr, Co, V, Ni, Mo, W, Mn и др.

Производство стали осуществляется в печах различного типа (мартеновских, конверторных, электрических) при широком диапазоне температур (от 17000 С до 30000 С). Химические реакции, лежащие в основе этого процесса, можно разделить на следующие группы:

выжигание примесей (кислородное дутье!), при этом выгорает и часть железа:

С + О2 → СО2 Si + O2 → SiO2

4P + 5O2 → 2P2O5 S + O2 → SO2 2Fe + O2 → 2FeO

восстановление железа : Si + 2FeO → 2Fe + SiO2 S + 2FeO → 2Fe + SO2 2P + 5FeO → 5Fe + P2O5 Mn + FeO → Fe + MnO

образование шлака : CaCO3 → CaO + CO2 CaO + SiO2 → CaSiO3↓

3CaO + P2O5 → Ca3(PO4)2↓ MnO + SiO2 → MnSiO3↓

Легирующие металлы добавляют в конце плавки. В металлургическом производстве образуются ядовитые печные газы, которые представляют угрозу окружающей природе, здоровью людей (CO, SO2, H2S), поэтому с данным производством связана важная экологическая проблема – защита

воздуха от загрязнения.

Для её разрешения необходимо:

o создание малоотходных производств, внедрение замкнутых циклов; o H2S, SO2 → в производство серной кислоты;

o шлак→ в производство фосфорных удобрений, строительных материалов; o СО → на синтез метанола, топливо;

o новые технологии, не связанные с загрязнением среды, например прямое восстановление

железа:

Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O

oсокращение объема выплавляемого металла за счет замены его в технике современными материалами (пластики, керамика и т.д.) и лучшей защитой от коррозии.

ВОДОРОД

Водород (Hydrogenium) – первый элемент периодической системы, он имеет простейший по строению атом. В природе водород встречается в виде двух изотопов: протия – 99,98% и дейтерия – 0,02%. Искусственно получен и третий изотоп – тритий.

По распространенности во Вселенной элемент водород занимает первое место. Он находится в звездах, космическом пространстве. В земных условиях находится в составе воды, углеводородов (нефть, газ, уголь), живых организмов. В атмосферах планет – гигантов Юпитера, Сатурна, Урана, Нептуна много NH3, CH4.

Элемент водород образует одно простое вещество – газ водород Н2 .

50