2. Если в результате реакции выделяется нерастворимое в воде вещество.

Молекулярное уравнение реакции растворимой соли со щелочью:

C uCl₂ + 2KOH = 2KCl + Cu(OH)₂.

Полное ионное уравнение реакции:

Cu²⁺ + 2Cl^– + 2K⁺ + 2OH^– = 2K⁺ + 2Cl^– + Cu(OH)2.

Cокращенное ионное уравнение реакции:

Cu²⁺ + 2OH– = Cu(OH)2.

3. Если в результате реакции выделяется газообразное вещество.

Молекулярное уравнение реакции растворимой соли (сульфида) с кислотой:

K 2S + 2HCl = 2KCl + H2S.

Полное ионное уравнение реакции:

2 K⁺ + S^2– + 2H⁺ + 2Cl^– = 2K⁺ + 2Cl^– + H2S.

Cокращенное ионное уравнение реакции:

S^2– + 2H⁺ = H2S.

3 Нахождение в природе: в земной коре железо распространено достаточно широко — на его долю приходится около 4,1% массы земной коры (4-е место среди всех элементов, 2-е среди металлов). Известно большое число руд и минералов, содержащих железо. Наибольшее практическое значение имеют красные железняки (руда гематит, Fe2O3; содержит до 70% Fe), магнитные железняки (руда магнетит, Fe3О4; содержит 72,4% Fe), бурые железняки (руда гидрогетит НFeO2·nH2O), а также шпатовые железняки (руда сидерит, карбонат железа, FeСО3; содержит около 48% Fe). В природе встречаются также большие месторождения пирита FeS2 (другие названия — серный колчедан, железный колчедан, дисульфид железа и другие), но руды с высоким содержанием серы пока практического значения не имеют.

Получение железа:

Восстановление оксидов железа Fe2O3 и Fe3O4 при алюминотермии:

8Al + 3Fe3O4 = 9Fe + 4Al2O3

Чистое металлическое железо может быть получено путем восстановления оксида железа Fe2O3 водородом при нагревании. В настоящее время разработаны методы, которые позволяют получить железо, содержащее 10-6% примесей. Однако на практике железо в основном используется не в чистом виде, а в виде сплавов с углеродом и другими компонентами (чугуны и стали).

Стали – железоуглеродные сплавы, содержащие меньше 2,14 % углерода.

Чугуны – железоуглеродные сплавы, содержащие больше 2,14 % углерода.

Промышленным производством чугунов и сталей занимается черная металлургия, которая перерабатывает руды железа. При переработке руд сначала получают чугун, а затем чугун переводят в сталь.

Восстановление железных руд и получение чугуна осуществляют в доменных печах.

Процесс, протекающий в доменной печи при получении сплавов железа, основан на восстановлении оксидов железа при нагревании:

3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2

Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2

FeO + CO = Fe + CO2

FeO + C = Fe + CO

Очистку технического железа проводят карбонильным методом. При температуре 100-200°:

Fе + 5СО = Fе(СО)5 (пентакарбонил)

Пентакарбонил железа - жидкость, которую можно легко отделить от примесей перегонкой. При температуре около 250° карбонил разлагается, образуя порошок железа:

Fе(СО)5 = Fе + 5СО

Если полученный порошок подвергнуть спеканию в вакууме или атмосфере водорода, то получится металл, содержащий 99,98- 99,999% железа. Еще более глубокой степени очистки железа (до 99,9999%) можно достичь методом зонной плавки.

Свойства железа и его соединений:

Химические свойства железа:

1) взаимодействует с кислородом при высоких температурах;

2) оксиды в низшей степени окисления MO;

3) при взаимодействии с галогенами образует галогениды, дигалогениды;

4) образует комплексные соединения;

5) образует карбонилы – соединения, в которых переходный металл образует связь с ионом металла или водорода и координированными карбониловыми группами (пентакарбонил кобальта [Co(CO)5]);

6) взаимодействуют с серой и сероводородом при нагревании, образуя сульфиды.

Применение

Чистое железо имеет довольно ограниченное применение. Его используют при изготовлении сердечников электромагнитов, как катализатор химических процессов, для некоторых других целей. Но сплавы железа — чугун и сталь — составляют основу современной техники. Находят широкое применение и многие соединения железа. Так, сульфат железа(III) используют при водоподготовке, оксиды и цианид железа служат пигментами при изготовлении красителей и так далее.

Железо и его сплавы, важнейшие конструкционные материалы в технике и промышленном производстве. Из сплавов железа с углеродом изготавливаются почти все конструкции в машиностроении и тяжелой промышленности. Легковые, грузовые автомобили, станки, железные дороги, корпуса и силовые установки судов – все это делается в основном из стали.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 11

1. Химические источники электрической энергии. Электродвижущая сила. Концентрационный элемент.

2. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.

3. Основы термодинамики. Классификация систем. Энтальпия. Тепловые эффекты реакций.

4. Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций. Укажите окислитель и восстановитель.

5. Сколько воды и соли надо взять для приготовления раствора?

1 К источникам электрической энергии для питания цепей постоянного тока относятся гальванические или первичные элементы и аккумуляторы.

а) Гальванические (первичные) элементы. Между электродом и электролитом, в который он погружен, всегда возникает некоторая разность потенциалов, зависящая от материала электрода и состава электролита.

б) Аккумуляторы (вторичные элементы). Гальванические элементы, у которых после их разрядки возможен обратный процесс зарядки с преобразованием электрической энергии в химическую, называются аккумуляторами или вторичными элементами.(щелочной и кислотный)

Электродвижущая сила (ЭДС) — физическая величина, характеризующая работу сторонних (непотенциальных) сил в источниках постоянного или переменного тока. В замкнутом проводящем контуре ЭДС равна работе этих сил по перемещению единичного положительного заряда вдоль контура.

ЭДС можно выразить через напряжённость электрического поля сторонних сил (Eex). В замкнутом контуре (L) тогда ЭДС будет равна:

, где dl — элемент длины контура.

ЭДС так же, как и напряжение, измеряется в вольтах. Можно говорить об электродвижущей силе на любом участке цепи. Это удельная работа сторонних сил не во всем контуре, а только на данном участке. ЭДС гальванического элемента есть работа сторонних сил при перемещении единичного положительного заряда внутри элемента от одного полюса к другому. Работа сторонних сил не может быть выражена через разность потенциалов, так как сторонние силы непотенциальны и их работа зависит от формы траектории.

Концентрационные элементы, концентрационные цепи, один из видов гальванических элементов. Различают концентрационные элементы двух типов: с переносом ионов и без переноса ионов. Концентрационные элементы с переносом ионов получают погружением двух одинаковых электродов (например, серебряных) в разделённые полупроницаемой перегородкой растворы одного и того же электролита (например, нитрата серебра) различной концентрации. Электродвижущая сила в таких концентрационных элементах возникает в результате непосредственного переноса электролита из более концентрированного раствора в менее концентрированный. В концентрационных элементах второго типа выравнивание концентраций электролита происходит в результате химических процессов, происходящих на двух различных электродах.

2 Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

H2O + H2O ↔ H3O+ + OH−

или

H2O ↔ H+ + OH−

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:, (1)

где:

[H+] — концентрация ионов гидроксония (протонов);

[OH−] — концентрация гидроксид-ионов;

[H2O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л.

При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8·10−16моль/л. Уравнение (1) можно переписать как:, (2)

Обозначим произведение K·[H2O] = Kв = 1,8·10−16 моль/л·55,56 моль/л = 10−14моль²/л² = [H+]·[OH−] (при 25 °C).

Константа Kв, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и Kв, при понижении температуры — наоборот.

Водородный показатель (рН) величина, характеризующая активность или концентрацию ионов водорода в растворах. Водородный показатель

pH=-lg[ H+ ]

В воде концентрация ионов водорода определяется электролитической диссоциацией воды по уравнению

H2O=H++OH-

Константа диссоциации при 22° С составляет

Пренебрегая незначительной долей распавшихся молекул, можно концентрацию недиссоциированной части воды принять равной обшей концентрации воды, которая составляет: С[H2O ]=1000/18=55,55моль/л.

Тогда:

C[ H+ ] ·C[ OH- ]=K·C[H2O]=1,8·10-16·55,55=10-14

Для воды и ее растворов произведение концентраций ионов Н+ и ОН- величина постоянная при данной температуре. Она называется ионным произведением воды КВ и при 25° С составляет 10-14.

Постоянство ионного произведения воды дает возможность вычислить концентрацию ионов H+ если известна концентрация ионов OH-

и наоборот: .

Понятия кислая, нейтральная и щелочная среда приобретают количественный смысл.

В случае, если [ H+ ] =[ OH- ]эти концентрации (каждая из них) равны моль/л, т.е [ H+ ] =[ OH- ]=10-7моль/л и среда нейтральная, в этих растворах

pH=-lg[ H+ ]=7 и рОН=-lg[ OH-]=7

Если [ H+ ]>10-7моль/л, [ OH-]<10-7моль/л -среда кислая; рН<7.

Если [ H+ ]<10-7 моль/л, [ OH-]>10-7моль/л -среда щелочная; рН>7.

рОН - гидроксильный показатель.

В любом водном растворе рН + рОН =14, где рОН=-lg[ OH-]

3 Термодинамическая система — это некая физическая система, состоящая из большого количества частиц, способная обмениваться с окружающей средой энергией и веществом. Так же обычно полагается, что такая система подчиняется статистическим закономерностям. Для термодинамических систем справедливы законы термодинамики.

Для описания термодинамической системы вводят так называемые термодинамические величины — набор физических величин, значения которых определяют термодинамическое состояние системы. Примерами термодинамических величин являются:

-температура

-давление

-объем

-внутренняя энергия

-энтропия

-энтальпия

-свободная энергия Гельмгольца

-энергия Гиббса

Если термодинамическое состояние системы не меняется со временем, то говорят, что система находится в состоянии равновесия. Строго говоря, термодинамические величины, приведённые выше, могут быть определены только в состоянии термодинамического равновесия.

Классификация

Термодинамические системы подразделяются на однородные по составу (например, газ в сосуде) и неоднородные (вода и пар или смесь газов в сосуде).

Выделяют также изолированные системы, то есть системы, которые не обмениваются с окружающей средой ни энергией, ни веществом, и замкнутые системы, которые обмениваются со средой только энергией, но не обмениваются веществом. Если же в системе происходят обменные процессы с окружающей средой, то её называют открытой.

Энтальпи́я— термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц.

H = E = U + pV

Таким образом, энтальпия в данном состоянии представляет собой сумму внутренней энергии тела и работы, которую необходимо затратить, чтобы тело объёмом V ввести в окружающую среду, имеющую давление р и находящуюся с телом в равновесном состоянии.

Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции — отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов.

Чтобы тепловой эффект являлся величиной, зависящей только от характера протекающей химической реакции, необходимо соблюдение следующих условий:

Реакция должна протекать либо при постоянном объёме Qv(изохорный процесс), либо при постоянном давлении Qp(изобарный процесс).

В системе не совершается никакой работы, кроме возможной при P = const работы расширения.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 12

1. Окислительно-восстановительные системы. Окислительно-восстановительные потенциалы (ОВП). Измерение ОВП. Платиновый измерительный электрод.

2. Зависимость скорости реакции от температуры. Теория активных молекул.

3. Жесткость воды. Виды жесткости. Классификация вод по величине жесткости.

4. Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций. Укажите окислитель и восстановитель.