к.р №1 кузьмина доделанная. Контрольная работа 1 по дисциплине Теория электрометаллургических процессов

• Название: Контрольная работа 1 по дисциплине Теория электрометаллургических процессов
• Дата: 22.04.2022
• Размер: 100.42 Kb.
• Имя файла: к.р №1 кузьмина доделанная.docx
• Тип: Контрольная работа; #490167

Министерство науки и высшего образования Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего образования

ИРКУТСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ
Институт высоких технологий

Кафедра металлургии цветных металлов

Контрольная работа №1

по дисциплине «Теория электрометаллургических процессов»

Выполнил

Студент группы МЦб-19-1 _______________ В.А.Прокопьева

подпись

Принял

Должность доцент _______________ М.Ю.Кузьмина

подпись

Иркутск 2021г

Вариант 1

1. Определить формулу химического соединения, состава: N-35%, H-5%, O-60%

N :H: O:=35/14:5/1:60/16=2,5:5:3,75

Сокращаем на 1.25

2:4:3

В итоге получается формула химического соединения нитрата аммония N₂H₄O₃ = NH₄NO₃

2.Дан ряд металлов Pb, Pt , Ag, Ni, Al, Zn, K, Fe, Au, Cu. Расставить в порядке электроотрицательности , дать определение ряда напряжений металлов, значение потенциала.

Pb	Pb2++2e-= Pb	-0,126
Al	Al3++ 3e-= Al	-1,662
Pt	Pt2+ + 2e-= Pt	+0,963
Ni	Ni2+ + 2e-= Ni	-0,250
Zn	Zn2+ + 2e-= Zn	-0,763
Fe	Fe2+ + 2e-= Fe	-0,440
Au	Au3+ + 3e-= Au	+1.498
Cu	Cu2+ + 2e-= Cu	+0,337
Ag	Ag++ e-=Ag	+0,799
K	K++ e-= K	-2,925

K →Al→ Zn →Fe→ Ni → Pb →Cu→ Ag→ Pt →Au

Электрохимический ряд напряжений металлов - последовательность, в которой металлы расположены в порядке увеличения их стандартных электрохимических потенциалов φ⁰, отвечающих полуреакции восстановления катиона металла Meⁿ⁺: Meⁿ⁺ + nē → Me

Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях в водных растворах.

Значение потенциала данного вещества µ,называется величина численно равная энергии Гиббса, приходящаяся на 1 моль этого вещества при постоянных значениях температуры Т, давления Р и количеств всех других веществ m₁. Для разбавленного раcтвора концентрации вещества C равно µ= µ₀₊RTlnC
2.Определить возможность протекания процесса, посчитать, расставить коэффициенты.

1. 2Na + 2HCl =2 NaCl+ H₂

2∙(-384,03)-2∙(-95,19)= -768+190,38= -577,62 кДж/моль (реакция протекает)

2. 2Ag +2H₂SO₄ 9(конц) = Ag₂SO₄ + SO₂+ 2H₂O



(-618,36-300,2- 2∙237,3 +-2∙690,14)=-12,74 кДж/моль(реакция протекает)

3.Как реагирует с концентрированной серной кислотой активый металл, средний, малой активности металл, записать примеры.

Ме активный H₂S+соль +вода

8Al+15H₂SO₄ = 4Al₂(SO₄)₃+12H₂O+3H₂S

Ме ср активности S +соль +вода

2Cr+4 H₂SO₄= Cr₂(SO₄)₃+4 H₂O+S

H₂SO₄+

Ме малоактивный SO₂ +соль +вода

2Bi+6 H₂SO₄ = Bi₂(SO₄)₃+6 H₂O+ 3SO₂




4.Определить тепловой эффект горения ΔH=? (рассчитать при стандартных условиях)Fe,Mg в O₂

4Fe+3O₂=2Fe₂O₃

2Mg+O₂₌2MgO

1.ΔH=(2· ΔH _Fe2O3)-(4· ΔH_Fe+3·ΔH _O2)

ΔH=(2·(-822,2))-(4·0+3·0)=-1644,4 кДж/моль

2.ΔH=(2· ΔH _MgO)-(2· ΔH_Mg+ΔH_O2)

ΔH=(2·(-601,8))-(2·0+0)=-1203,6 кДж/моль

5. Окислитель - это частицы которые принимают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления окислителя понижается.

Окислительный процесс — химический процесс, сопровождающийся увеличением степени окисления атома окисляемого вещества посредством передачи электронов от атома восстановителя (донора электронов) к атому окислителя (акцептору электронов).

Данный термин был введен в конце XVIIIв. академиком В. М. Севергиным и использовался для обозначения реакций взаимодействия веществ с кислородом воздуха. В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и мелкие части. При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле. При окислении вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления.











Общим для всех рассмотренных процессов с участием кислорода O₂ является то, что продуктами реакции в них являются сложные вещества, которые образуются путем присоединения атомов кислорода к атомам других элементов. Например:



Такие реакции называют реакциями окисления.

В лабораторной практике наиболее часто используются следующие окислители: перманганат калия (KMnO₄); дихромат калия (K₂Cr₂O₇); азотная кислота (HNO₃); концентрированная серная кислота (H₂SO₄);

К типичным окислителям относят:

• 
  простые вещества-неметаллы с наиболее сильными окислительными свойствами (фтор F₂, кислород O₂, хлор Cl₂);
  
• 
  сложные вещества, в составе которых есть ионы металлов или неметаллов с высокими положительными (как правило, высшими) степенями окисления: кислоты (HN⁺⁵O₃, HCl⁺⁷O₄), соли (KN⁺⁵O₃, KMn⁺⁷O₄), оксиды (S⁺⁶O₃, Cr⁺⁶O₃)
  
• 
  соединения, содержащие некоторые катионы металлов, имеющих высокие степени окисления: Pb⁴⁺, Fe³⁺, Au³⁺ и др.
  

6.Электролиз раствора и расплава хлорида натрия

Электролиз – это физико-химический окислительно-восстановительный процесс, протекающий в растворах или расплавах электролитов под действием электрического тока, заключающийся в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ - продуктов вторичных реакций на электродах.

Процесс на катоде K(-): катион принимает электроны и восстанавливается

Процесс на аноде A(+): анион отдает электроны и окисляется.

Рассмотрим процессы, протекающие при электролизе, на примере хлорида натрия. При сильном нагревании твердый хлорид натрия плавится. Полученный расплав содержит подвижные ионы натрия и хлора, освободившиеся из кристаллической решетки, и поэтому проводит электрический ток. Если в расплав опустить угольные электроды, присоединенные к источнику тока, ионы приобретают направленное движение: катионы Na⁺ движутся к отрицательно заряженному электроду – катоду, анионы Cl^- – к положительно заряженному электроду – аноду.

На катоде ионы Na+ получают электроны и восстанавливаются до металла:

Na⁺ +e−→Na (восстановление),

а на аноде ионы Cl^- отдают электроны и окисляются до свободного хлора:

2Cl^-–2e−→Cl₂(окисление).

Таким образом, в результате процесса электролиза расплав хлорида натрия разлагается на простые вещества:

K^-:2Na⁺+2e^-→2Na

A⁺:2Cl^-−2e^-→Cl₂

Суммарное уравнение электролиза: 2Na⁺+2Cl^-→2Na+Cl₂

Электролиз отличается от обычных окислительно-восстановительных реакций. При электролизе полуреакции разделены в пространстве: восстановление происходит только на катоде, а окисление – на противоположном электроде - аноде. Окислительное и восстановительное действие электрического тока намного сильнее действия обычных химических веществ. Только с помощью тока ученым удалось получить наиболее активные простые вещества – натрий, калий и фтор.

7. PH раствора - водородный показатель (от лат. - сила или вес водорода) - это показатель, определяющий концентрацию ионов водорода в растворе. Численно эта величина определяются как отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода.

8. Какой цвет и среда индикатора?

PH=10 (фенолфталеин) щелочная среда, цвет малиновый

PH=10 (лакмус) щелочная среда, цвет синий

9. Руда это вид полезных ископаемых, природное минеральное образование, содержащее соединения полезных компонентов (минералов, металлов) в концентрациях, делающих извлечение этих минералов экономически целесообразным. Экономическая целесообразность определяется кондициями на руду. Наряду с самородными металлами существуют руды металлов (железа, олова, меди, цинка, никеля и т .п.). основные формы природной встречаемости этих ископаемых, пригодные для промышленно хозяйственного использования. Различают металлические и неметаллические рудные полезные ископаемые. Возможность переработки руды обуславливается её запасами. Понятие руды изменяется в результате прогресса техники; с течением времени круг используемых руд и минералов расширяется.