Химия конспекты

51

Так, например:

1)при электролизе в водных растворах, которые содержат ионы от K+ до Al3+ (включительно) в ряду напряжений разряжаются лишь ионы H+.

2)при электролизе в водных растворах, которые содержат ионы от Al3+ до Н+ - одновременно восстанавливаются как ионы металла, так и молекулы воды (ионы H+)

3)при электролизе в водных растворах, которые содержат катионы металлов, которые имеют стандартный электродный потенциал больше нуля (водород), эти катионы полностью восстанавливаются на катоде.

Если водный раствор содержит катионы разных металлов, то во время электролиза

выделение их на катоде происходит в порядке уменьшения алгебраической величины электродного потенциала (φ). Так, из смеси ионов Ag+, Cu2+,Fe2+ сначала восстанавливаются катионы серебра (φAg=0,80 B), потом - катионы меди (φCu=0,34 B) и последними - катионы железа (φFe=-0,44 B).

Реакции на аноде:

Характер реакции, которая происходит на аноде, зависит как от наличия молекул воды, так и от вещества, из которого сделан анод.

Нерастворимый анод:

Если в растворе помещаются ионы безкислородных кислот (S2-, I-, Br -: Cl-), то выделяются S↓; Cl2; Br2; I2; в случае кислородосодержащих кислот (SO42-;NO3-; CO32-;PO43-) - на аноде окисляются не эти ионы, а молекулы воды с выделением кислорода

2H2O - 4e == O2 + 4H+

Растворимый анод:

Me – ne  Men+ окисляется анод, растворяется и переходит в раствор.

Примеры электролиза.

Электролиз осуществляется в водной среде с нерастворимым анодом.

А) Электролиз раствора хлорида калия:

выделяется H2(на катоде) и Cl2(аноде ), остается в растворе KOH.

Б) Электролиз раствора сульфата натрия:

Остаются в прикатодном просторные ионы Na+ , а в прианодном – ионы SO42-

Вода электролитически раскладывается с образованием H2 и O2. В электролитическом пространстве концентрируется раствор Na2SO4.

В) Электролиз раствора сульфата цинка:

Pb SO4 2 4H2O Pb OH 4 2H2SO4

Далее протекает реакция гидролиза

Pb OH 4 PbO2 2H2SO4

54

Лекция 13

Элементы II группы. Кальций, магний и их соединения. Жесткость воды.

1. Элементы II группы главной подгруппы – это s-элементы : степень окисления всегда +2. Эту подгруппу составляют бериллий, магний и щелочноземельные элементы. Последние так называются потому, что их гидроксиды имеют щелочные свойства, растворимые в воде и есть сильными электролитами, а окиси по своей тугоплавкости похожи на окиси тяжелых металлов.

По своей плотности все они (за исключением Ra) являются легкими металлами и имеют высокие температуры плавления и кипения.

Mg и Ca относятся к наиболее распространенным элементам земной коры (3,6%), другие распространены значительно меньше. Поскольку элементы этой подгруппы очень активные, то они встречаются в природе только в виде соединений - в минералах, в воде морей и соленых озер.

Пар этих металлов окрашивает пламеня в разные цвета: Ca – оранжевый, Ra-красный, Sr - кармино-красный, Ba – желто-зеленый. Все растворимые соединения Be и Ba токсичные.

Наиболее распространенные минералы Be, Ca, и Mg :

Be: 3BeО* Al2O3* 6SiО2 – берилл (голубые аквамарины, зеленые изумруды (примесь

Cr)).

Mg, Ca: CaО*3MgО*4SiО2 – асбест 3MgО*4SiО2*H2O – тальк

CaF2 - плавиковый шпат (флюорит) Ca3(PO4)2 - фосфорит

3Ca3(PO4)2*Ca(F,Cl)2 – апатит

MgCO3 – магнезит

MgCl2*6H2O – бишофит MgCO3*CaCO3 – доломит

CaCO3 – мел, известняк, мрамор

CaSO4*2H2O – гипс

CaSO4 – ангидрит

Добывают Mg и Ca в промышленности электролизом MgCl2 и CaCl2 соответственно. Применение – для изготовления легких сплавов.

Химические свойства.

1.Отношение к кислороду:

Вобычных условиях Be и Mg взаимодействуют только на поверхности. Пленки оксидов Be и Mg защищают металл. Ca, Sr, Ba, Ra – сохраняют в закрытых сосудах, обычно в керосине. Они горят с выделением большого количества теплоты по уравнению:

2Me+O2=2MeО - H

2. Отношение к азоту:

При нагревании этих металлов с азотом образуются нитриды по уравнению: 3Me+N2=Me3N2

3.Отношение к другому окислителювзаимодействие с Hе, P, S

Ме + S МеS

4.Отношение к воде:

Взаимодействие с водой определяется растворимостью в ней гидроксида, который образуется. Так, Be практически не взаимодействует с водой: Mg взаимодействует очень медленно (лучше с горячей водой), все другие взаимодействуют очень бурно по реакции:

Me+2H2O=Me(OH)2+H2

55

5. Отношение к кислотам:

Все металлы растворяются в разбавленных кислотах с выделением Н2. Азотная концентрированная кислота на холоде (HNO3) на Be и Mg не действует. Бериллий (Be) растворяется и в разбавленной HNO3 лишь при нагреве.

Плавиковая кислота (HF) на Mg не действует.

6. Отношение к щелочам:

Со щелочами взаимодействует лишь Be, который растворяется в щелочах с образованием гидроксобериллата по уравнению:

Be+2H2O+2KOH=K2 Be(OH)4 +H2

Соединения кальция, магния и бериллия:

Оксиды:

BeO-амфотерный; оксиды других металлов - основные BeО + H2O = не взаимодействует;

MgО+H2O = плохо взаимодействует,

Другие металлы легко взаимодействуют (экзотермические реакции).

Гидроксиды:

1. Be(OH)2- растворяется как в кислотах так и в щелочах:

Be(OH)2+2KOH=K2 Be(OH)4

При сплавлении (спекании) Be(OH)2 или BeО со щелочами образуются бериллаты

Be(OH)2+2NaOH=Na2BeО2+2H2O

2. Гидроксид Mg не растворяется в щелочах, но растворяется в растворах солей аммония:

Mg(OH)2+2NH4Cl=MgCl2+2NH4OH

3.Все гидроксиды при нагревании теряют воду

4.Карбид кальция получается по реакции : Ca+3C=CaС2+CO2

При взаимодействии его с водой получается ацетилен по реакции:

CaС2+2H2O=Ca(OH)2+C2H2 (ацетилен)

Жесткость воды и методы ее устранения:

В природе чистой воды не бывает : она всегда содержит растворимые, или взвешенные вещества: соли, газы, твердые частицы. Если она имеет некоторые из этих примесей, то она становится непригодна для применения в промышленности и в быту.

Жесткость воды – совокупность свойств, обусловленных содержанием в воде : катионов кальция Ca2+, магния Mg2+ (и иногда катионов Fe2+).

Катионы Ca²+ предопределяют кальциевую жесткость воды. Катионы Mg²+ предопределяют магниевую жесткость воды. Общая жесткость состоит из кальциевой и магниевой.

56

Количественно жесткость воды измеряется суммарным числом миллиэквивалентов Ca²+ и Mg²+ в 1л. воды.

где: mi-масса соли, которая обусловливает жесткость воды;

mэi- эквивалентная масса ионов Ca²+ или Mg2+, или солей которые содержат эти ионы, или в соответствии с законом эквивалентов, массы и эквивалентные массы соединений, которые уменьшают жесткость воды;

V-объем воды в литрах.

Жесткость воды подразделяют на временную (карбонатную) и постоянную. Общая жесткость состоит из карбонатной и некарбонатной.

Временная жесткость воды: обусловленная гидрокарбонатами: Сa(HCO3)2 и Mg(HCO3)2 (или Fe(HCO3)2). Так она называется потому, что при кипячении пропадает, так как ионы Ca²+ и Mg²+ при этом оседают в виде соединений, которые нерастворимы в воде по уравнениям:

Сa(HCO3)2 = CaCO3+CO2+H2O

Mg(HCO3)2 = MgCO3+ CO2+H2O

Поскольку растворимость MgCO3 равняется 110 мг/л, то при продолжительном кипячении эта соль гидролизуется:

MgCO3+H2O=Mg(OH)2+CO2 (110мг/л) (8мг/л)

Это термический способ устранения жесткости воды. Кипячением устраняется частично и сульфатная жесткость воды, так как растворимость CaSO4 при этом уменьшается с повышением температуры.

Постоянная (некарбонатная) жесткость воды: Она зависит от наличия в воде других солей, кроме гидрокарбонатов растворимых солей кальция и магния, например: CaSO4, MgSO4,

Уменьшение жесткости воды называется умягчением воды.

Для умягчения воды используют такие средства:

1.Термический, что мы видели выше.

2.Реагентный.

3.Метод ионного обмена (катионитный)

Реагентный метод:

а) известково-содовый метод (известь – Са(ОН)2; сода – Nа2СО3

Сa(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3 + 2H2O

Mg(HCO3)2 + Ca(OH)2 = Mg(OH)2 + Сa(HCO3)2 устранение временной жесткости воды

CaSO4 + Na2CO3 = CaCO3 + Na2SO4

57

Сa(HCO3)2+Na2CO3=CaCO3 + 2NaHCO3

б) щелочной метод (гидроксид натрия –NаОН):

Сa(HCO3)2 + 2NaOH = CaCO3 + Na2CO3 + 2H2O

Mg(HCO3)2 + 4NaOH = Mg(OH)2 + 2Na2CO3 + 2H2O

CaSO4 + Na2CO3 = CaCO3 + Na2SO4

в) баритовый метод (соединениями бария):

Сa(HCO3)2 + Ва(OH)2 = CaCO3 + BaCO3 + H2O Mg(HCO3)2 + 2Ва(OH)2 = Mg(OH)2 + 2BaCO3 + H2O CaSO4 + Ва(OH)2 = Ca(OH)2 + BaSO4

Сa(HCO3)2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + 2H2O MgSO4 + Ва(OH)2 = Mg(OH)2 + BaSO4 CaSO4 + BaCO3 = BaSO4 + CaCO3

г) фосфатный метод ( с использованием фосфатов):

3Сa(HCO3)2 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2 + 6NaHCO3

3CaSO4 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2 + 3Na2SO4

Метод ионного обмена (катионитовый метод):

Метод базируется на применении ионитов – твердых материалов, обладающих свойствами обменивать ионы, которые входят в их состав на ионы, которые имеются в растворе. Материалы, которые обменивают катионы называются катионитами, а которые обменивают анионы – анионитами.

Для устранения жесткости воды используют катиониты, что обменивают ионы Na+ и H+ на ионы Ca2+ и Mg2+, которые содержатся в воде. Эти катионы называются смягчающими, так как соединения, которые получаются не выпадают в осадок при кипячении, т.е. не дают накипь. Для устранения жесткости воды используют катиониты– синтетические ионообменные смолы и алюмосиликаты, например Na2[Al2Si2O8• Н2O].

Схематично реакцию можно записать так: 2[Kat]Na+CaSO4↔[Kat]2Ca+Na2SO4

Если весь Na в катионите заместится на Ca, то катионит перестанет умягчать воду, но его можно легко регенерировать, выдержав в растворе хлорида натрия. Тогда происходит обратный процесс.

Во время стирки белья в жесткой воде ухудшается качество ткани и повышаются

затраты мыла, которое необходимо на связывание катионов Ca2+ и Mg2+: 2C17H35COO- + Ca2+ = (C17H35COO)2Ca

Пена получается лишь после полного осаждения всех катионов.

В жесткой воде плохо развариваются пищевые продукты, а сваренные в ней овощи невкусные.

Жесткая вода непригодна для использования в паровых котлах: растворимые в ней соли при кипячении образовывают на стенках котлов слой накипи, которая плохо проводит тепло, а иногда приводит к аварии.

Для устранения накипи используют гексаметафосфит натрия Na6P6O18. Можно использовать и фосфат, соду, но надо долго кипятить. В домашних условиях используют уксус (уксусную кислоту).

58

Лекция № 14

Алюминий и его соединения.

1.Алюминий - от латинского alumeu-галуны (квасцы) это p-элемент; в нормальном состоянии - одновалентный, в возбужденном - трехвалентный. Высшая положительная валентность +3, которую он имеет во всех устойчивых соединениях. При высоких температурах он образует одновалентные соединения.

2.Алюминий принадлежит к наиболее распространенным элементам (среди металлов занимает первое место). Общее содержание в земной коре 8.8%.

2.Важнейшие природные соединения алюминия:

Боксит: Al2O3*Н2O (примеси Al(OH);Al(OH)3)

(глинозем) биолит; гибсит Корунд: Al2O3

Криолит: AlF3·3NaF = Na3AlF6 Нефелин: (K,Na)2О*Al2O3*2H2O Слюда: CaО*Al2O3*2SiО2

Мусковит (прозрачная слюда): K2O*Al2O3*6SОi2*2H2O Полевые шпаты: альбит - Na2O*Al2O3*6SiО2;

Ортоклаз – K2O*Al2O3*6SiО2

3.Получение алюминия.

Впромышленности алюминий добывают электролизом раствора оксида алюминия в

расплавленном криолите с добавкой фторида кальция CaF2. При этом температура электролиза понижается до 950 –980оС. Примесь CaF2 повышает электрическую проводимость электролита, уменьшает его плотность и оказывает содействие выделению жидкого алюминия на дне ванны (на катоде):

При этом протекают реакции по уравнениям: Al2O3 = 2Al+3 + 3O-2

реакция на катоде: 2Al+3 + 6e = 2Alо

реакция на аноде: 3O-2 - 6e = 3Oо 2C+3O = CO+CO2

4. Химические свойства алюминия.

Алюминий имеет высокую противокоррозионную стойкость как на воздухе, так и в воде, что обусловлено плотной непористой оксидной пленкой, которая предохраняет алюминий от дальнейшего окисления. Она не боится высоких температур и имеет большое электрическое сопротивление. Для повышения антикоррозийной стойкости в наше время алюминий путем электролиза искусственно покрывают пленкой Al2O3.

При обработке алюминия холодной концентрированной азотной кислотой он пассивируется - на поверхности образуется пленка Al2O3 - и дальше Al с разбавленными кислотами не взаимодействует.

а) с водой : Al без защитной пленки (амальгированный ртутью или очищенный) очень активно реагирует с водой с выделением водорода, а с кислородом с образованием Al2O3.

б) с кислотами :

Al + (Н2SO4, HCl разбавленные) H2 + соль

Al+H2SO4 H2S + сульфат алюминия + Н2О; концент.

Al+HNO3 N2O или NH3+ сульфат алюминия + Н2О разб.

59

в) со щелочами : 2Al+2NaOH+2H2O = 2NaAlО2+3H2 Al2O3+2NaOH = 2NaAlО2+H2O (растворение пленки) 2Al+6H2O = 2Al(OH)3+3H2

AL(OH)3+NaOH = NaAlО2 + 2Н2О

Соединения алюминия:

Al2O3 - вещество, которое не растворяется в воде, очень твердое, белого цвета, встречается в природе в виде минерала - корунда. Из него вырабатываются шлифовальные круги, бруски.Если много примесей - наждак. Если имеет темно-красный цвет , то примеси (Cr2O3); красные кристаллы корунда - рубин; синие - сапфир.

Al2O3 + 6HCl = 2АlСl3 + 3Н2О

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlО2 + H2O

Al(OH)3 - получается в виде осадка при взаимодействии солей алюминия со щелочами

AlCl3+3NaOH = Al(OH)3 +3NaCl

Он растворяется как в кислотах, так и в щелочах по уравнениям:

Al(OH)3+3HCl = AlCl3+3H2O

HAlO2+NаOH = NaAlO2+2H2O

метаалюминат

H3AlО3+3NaOH = Na3AlО3+3H2O

ортоалюминат

В растворе имеет место равновесие:

Na3AlO3+H2O ↔ NaAlO2+2NaOH

AlO3-3 +H2O ↔ AlO-2+2OH-

Получаются также гидроксосоли (дигидроксооксиды)

Al2O3 + 2NaOH +7 H2O = 2 Na Al(OH)4* (H2O)2

Соли:

наиболее распространены алюмокалиевые квасцы - K2SO4*Al2(SO4)2*24H2O

Использование в строительстве:

а) для дождевых стоков, покрытия крыш, производства трехслойных (с утеплителем) панелей для стен, сантехнических изделий, декоративных и отделочных работ.

б) порошок алюминия - серебристая масляная краска.

в) при производстве особенно легких ячеистых бетонов по реакции

2Al+Ca(OH)2 + 2Н2О = 2H2 + CaО·Al2O3

г) сплавы:

дюралюминийAl, Cu(3,5-5, 5%) и незначительные примеси (0,5-0,8% Mg,Mn,Si,Fe).

Хорошо гнется, по твердости приближается к легким сталям, поддается прокату, но не способный к литью.

силуминAl, Si(12-13%) и те же самые примеси, по прочности немного хуже, чем дюралюминий.

60

Лекция № 15

Углерод, кремний и их соединения.

В соединениях элементы подгруппы углерода проявляют степени окисления +4 и -4, а также +2. Наиболее характерные соединения RO2, RO и RH4. Ионных связей ни С, ни Si не образовывают. Образуют ковалентные связи друг с другом.

Углерод (С):

1) Распространение в природе:

Всвободном состоянии углерод - алмаз, графит, карбид (футераныискусственные), сажа - аморфный углерод. При нагревании до 1000-1500 С без воздуха получается алмаз, а при 2300 С карбид переходит в графит.

Вприроде углерод входят в состав естественных карбонатов: известняка, мрамора, мела

(CaCO3), магнезита ( MgCO3), доломита (CaCO3*MgCO3), шпатов (FeCO3 - железный; MnCO3 -

марганцевый; ZnCO3 -цинковый); гидрокарбонатов (Mg(HCO3)2); Ca(HCO3)2; оксидов (CO2; CO), а также является главной составной частью органических веществ.

2)Химические свойства:

Все аллотропные формы углерода могут вступать в химические соединения лишь при больших температурах. Царская водка окисляет алмаз до CO2; уголь легко окисляется и является хорошим восстановителем. Выплавка металлов из руд это процесс восстановления оксидов металлов углем или CO (угарным газом ).

Например : CuО + C = Cu + CO.

Соединения углерода с металлами называются карбидами. Например : 4Al + 3C = Al4C3 (карбид алюминия).

Они имеют большую твердость и тугоплавкость. Наибольшее практическое значение имеет карбид кальция, который получается по уравнению:

CaО + 3C = CaС2+ CO (карбид кальция).

CaС2 + 2H2O = Ca(OH)2 + С2H2 .

Высокая температура пламени горелки при горении его в атмосфере кислорода используется для сварки и резки металлов.

С водородом углерод при нагревании образует метан – основную составную часть естественных горючих газов по уравнению:

C + 2H2 = CH4

3) Основные соединения:

а) SiС - добывают в электропечи при спекании кокса с кварцевым песком по уравнению:

SiО2 + 3C = SiС + 2CO

техническое названиекарборунд, который по твердости приближается к алмазу (2-й по твердости); используется для изготовления точильного камня и для производства огнеупорных изделий.

б) CO - оксид углерода ( ): получается в процессе сгорания угля при недостатке кислорода. В промышленности его добывают при пропускании углекислого газа над накаленным углем при высокой температуре по уравнению:

CO2 + C = 2CO