Общая характеристика и химические свойства щелочных металлов
 Скачать 192.31 Kb.
|
|
Получение железа, никеля, хрома и марганца в промышленности. Железо Железная руда (30-40 % Fe) обогащается (65-70% Fe), из концентрата при 1300 градусах получают агломерат или окатыши, большие куски долбят и загружают с коксом и флюсом в доменную печь. В результате доменного процесса получается чугун (раствор угля в железе), практически не находящий применения и полностью перерабатываемый в сталь. Более эффективно прямое восстановление оксидов железа. После обогащения руды (более 70 % Fe) из нее получают прочные окатыши, более прочные, чем при доменном процессе. Природный газ подвергают конверсии и получают смесь CO и H2. Печи работают по принципу противотока: сырье идет сверху, а снизу подается газ-восстановитель. Руда в печи не плавится, так как в печи температура около 850 градусов. В результате получается губчатое железо, содержащее около 90% Fe и 1,2-2% C. Особо чистое железо получают: Fe(CO)5(при нагревании)= Fe + 5CO (не знаю почему тут 5 после скобок у соли) FeC2O4(при нагревании)= Fe + 2CO2 Никель Руда Ni после обогащения подвергается обжигу, при этом получаемый NiO восстанавливается коксом в электропечах. Дальнейшая очистка металлов производится электролизом. Хром Поскольку основное применение хрома это изготовление сталей, то хромистый железняк восстанавливают коксом, не разделяя металлы и получая феррохром: Fe(CrO2)2 + 4C (при нагревании)= Fe + 2Cr + 4CO С целью получения самого металла хромистый железняк подвергают окислительному плавлению с поташем: 4Fe(CrO2)2 + 8K2CO3 + 7O2(при 1100 градусах)= 8CO2 + 2Fe2O3 + 8K2CrO4 Хромат калия хорошо растворим в воде, и его выщелачивают их смешанного продукта водой. Далее хромат переводят в бихромат: 2K2CrO4 + H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O Который восстанавливают до Cr2O3 коксом или серой: K2Cr2O7 + 2^при нагревании)= Cr2O3 + K2CO3 + CO K2Cr2O7 + 8(при нагревании)= Cr2O3 + K2SO4 Металл получают, восстанавливая Cr2O3 алюминием или кремнием. Возможно получение металлов и электролизом раствором соединений Cr(VI). Марганец Получают металл, восстанавливая рудный материал коксом: MnO2 + 2С(при нагревании)= 2CO + Mn Практикуется и совместное восстановление MnO2 с оксидами железа, при этом получается ферромарганец. Пирометаллургические способы получения металлов (свинец, медь, цинк) из сульфидных руд. Пирометаллургические способы получения металлов (свинец, медь, цинк) из сульфидных руд. Свинец Схема получения свинца: PbS обжигают и получается PbO, оксид восстанавливается СО при нагревании. 2PbS + 3O2 = 2PbO + 2SO2 PbO + Ш(при нагревании)= Pb + CO2 Медь В пирометаллургических методах сульфидную медную руду (после обогащения и концентрирования) плавят в окислительной атмосфере, при этом сульфиды железа окисляются, а сульфиды меди нет. Отделенный таким образом Cu2S продувают в конверторе воздухом и получают черновую медь(98,5% Cu). Её подвергают окислительной плавке с флюсами. Возможна дальнейшая очистка электролизом. 2Cu2S + 3O2 = 2Cu2O + 2SO2 2Cu2O + Cu2S = 3Cu + SO2 Цинк Схема получения цинка: сульфид обжигают до оксида, оксид восстанавливается до чистого металла. 2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2 ZnO + ^при нагревании)= Zn + CO Окислительное действие нитрата калия и хлората калия при нагревании (сплавлении). Хлораты калия, натрия 4KClO3 =(t)= KCl + 3KClO4 2KClO3 =(t, MnO2)= 2KCl + 3O2 Примеры окислительной активности хлоратов KClO3 + 3Mg =(t)= KCl + 3MgO NaClO3 + 5NaCl + 3H2SO4 = 3Na2SO4 + 3Cl2 + 3H2O Образование аммиакатов и гидроксокомплексов металлов и их разрушение кислотами и при нагревании. Аммиакаты: Аммиачные комплексы обычно получают при взаимодействии солей или гидроксидов металлов с аммиаком в водных или неводных растворах, либо обработкой тех же солей в кристаллическом состоянии газообразным аммиаком: AgCl(T) + 2 NH3 ■ H2O = [Ag(NH3)2]a + 2 H2O Cu(OH)2(t) + 4 NH3 ■ H2O = [Cu(NH3)4](OH)2 + 4 H2O NiSO4 + 6 NH3 ■ H2O = [Ni(NH3)6]SO4 + 6 H2O CoCl2 + 6 NH3(r) = [Co(NH3)6]Cl2 Разрушение [Ag(NH3)2]+ + 2Н+ ^ Ag+ + 2NH4+, [Ni(NH3)6]SO4 + 3 H2SO4 = NiSO4 + 3 (NH4)2SO4 Водный раствор аммиака при взаимодействии с ионами меди (II) сначала осаждает основные соли переменного состава зеленого цвета, легкорастворимые в избытке реагента. При этом образуется аммиачный комплекс меди сине-фиолетового цвета: Cu2+ + 4NH4OH = [Cu(NH3)4]2+ + 4H2O Гидроксокомплексы металлов: Men+ + mOH- = [Me(OH)m]n-m Гидроксокомплексы образуются в реакциях протолиза из аквакомплексов: [А1(Н20)6]3+ + Н20 ^ [А1(Н20)5(0Н)]2+ + Н30+ либо при растворении амфотерных гидроксидов в водных растворах гидроксидов щелочных металлов: Zn(OH)2 + 2 OH® = [Zn(OH)4]2® При рассмотрении способов разрушения гидроксокомплексов можно выделить несколько случаев. При действии избытка сильной кислоты получаются две средних соли и вода: Na[Al(OH)4] + 4HCl (изб.) = NaCl + AlCl3 + 4H2O, K3[Cr(OH)6] + 6HNO3 (изб.) = 3KNO3 + Cr(NO3)3 + 6H2O. При действии сильной кислоты (в недостатке) получаются средняя соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода: Na[AI(OH)4] + HCI = NaCl + А1(ОН)3 ^ + Н20, K3[Cr(OH)6] + 3HN03 = 3KN03 + Cr(OH)3 ^ + 3H20. При действии слабой кислоты получаются кислая соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода: Na[AI(OH)4] + H2S = NaHS + AI(OH)3 ^ + Н20, K3[Cr(OH)6] + ЗН2С03 = ЗКНС03+ Сг(ОН)3 ^ + ЗН20. Реакции термического разложения некоторых кислых солей ( NaHCO3, NaH2PO4, Na2HPO4, NaHSO4). 2NaHCO3 =(t) Na2CO3 + CO2+ H2O NaH2PO4=(t) NaPO3 + H2O 2Na2HPO4=(t) Na4P2O7 + H2O 2NaHSO4=(t) Na2S2O7 + H2O Гидролиз солей (по катиону, по аниону, одновременный гидролиз двух солей). Поляризационное взаимодействие катионов и анионов с сильно полярными молекулами воды ведет к особой химической реакции ионного обмена, называемой гидролизом солей. Качественную и количественную стороны гидролиза удобно рассматривать с позиции концепции сильных и слабых электролитов (неассоциированных и ассоциированных). Практически все электролиты, относящиеся к категории слабых в водных растворах, характеризуются тем, что равновесие их диссоциации смещено влево, в сторону недиссоциированных частиц. Иными словами, для них характерна не диссоциация, а наоборот - ассоциация, то есть связывание соответствующими анионами протонов, катионами - ионов ОН" в недиссоциированные частицы. А ионы Н+ и ОН" всегда имеются в воде за счет незначительной диссоциации. Рассмотрим более подробно происходящие процессы на примерах двух солей - CuCl2 и Na2CO3. Хлорид меди (II) является сильным электролитом, поэтому в водном растворе полностью диссоциирует на ионы: CuCl2 Гидроксид меди (II) относится к слабым электролитам, иными словами катион Cu2+ при наличии в растворе ионов ОН" будет активно связывать их в малодиссоциированную частицу CuOH+, нарушая тем самым равновесие диссоциации воды: Н2О оН+ + ОН" Cu2+ + H2O о CuOH+ + H+ В результате, согласно принципу Ле Шателье, усилится диссоциация воды и в растворе увеличится концентрация ионов водорода по сравнению с той, которая была в воде. Раствор становится кислым, его рН<7, подобная ситуация называется гидролизом по катиону. Разумеется, гидролиз хлорида меди может идти и дальше, по второй ступени: CuOH+ + H2O о Cu(OH)2 + H+ Однако, принимая во внимание то, что продукты гидролиза по первой ступени подавляют вторую ступень и то, что поляризационное взаимодействие иона Cu2+ с молекулами воды несравненно сильнее, чем иона CuOH+, приходим к следующему важному выводу. При наличии возможности протекания ступенчатого гидролиза, этот процесс реально протекает лишь по первой ступени. Сходная ситуация возникает и в растворе Na2CO3. В результате полной диссоциации этой соли в растворе образуются ионы СО32", являющиеся анионами слабой угольной кислоты. Этот ион при наличии в растворе протонов будет активно связывать их в малодиссоциированную частицу НСО3", нарушая тем самым равновесие диссоциации воды: Н2О о Н+ + ОН" СО32" + Н2О о НСО3" + ОН" В результате усилится диссоциация воды и в растворе увеличится концентрация ионов ОН" по сравнению с той, которая была в воде. Раствор стал щелочным, его рН>7, в этом случае говорят о гидролизе по аниону. Поляризационное взаимодействие катионов и анионов с сильно полярными молекулями воды ведет к реакции, наз. гидролизом солей. Гидролиз соли по катиону и по аниону одновременно можно представить в общем виде следующим образом: Kt+ + A" + H2O □ KtOH + HA 3Общая характеристика и химические свойства бора, его получение. Борный ангидрид, борные кислоты и их соли: получение, строение и свойства. 4 Реакции присоединения: а)С водой: (реакция обратимая») NH3 + H2O = NH3*H2O или NH3 + H2O = NH4OH б) С кислотами: NH3 + HCl = NH4Cl NH3 + H2SO4 = NH4HSO4 2 NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 в) С кислыми солями аммония (превращает в средние) NH3 + NH4H2PO4 = (NH4)2HPO4 NH3 + NH4HSO4 = (NH4)2SO4 5Общая характеристика и химические свойства меди, серебра, золота. Природные источники и получение: Медные соединения преимущественно представлены сульфидами : Cu2S-халькозин, CuFeS2-халькопирит,так же представляет интерес для переработки Cu2(OH)2CO3-малахит. 2Cu2S + 3O2= 2Cu2O + 2SO2 2Cu2O + Cu2S= 6Cu + SO2 Серебро также встречается в виде сульфидов,например, Ag2S-аргентит.Ag выделяют из неочищенных Cu,Pb и других металлов,в рудах которых содержится его примеси. Золото в основном представлено в природе в самородном виде.Кроме механического способа отделения золота от песка, основанного на большой разности плотности этого металла и SiO2, Au получают амальгамированием или цианидным способом(метод П.Р.Багратиона): 4Au + 8KCN + O2 + 2H2O = 4K[Au(CN)2] + 4KOH 2K[Au(CN)2] + Zn = K2[Zn(CN)4] +2Au Химические свойства: В атомах элементов Си, Ag, Au происходит «провал» s-электрона, приводящий к полному заполнению электронами d- орбиталей. Благодаря наличию одного s-электрона во внешнем слое для этих элементов характерна степень окисления +1.Кроме того возможны ст.ок. +2 +3 для меди,+2 для серебра, +3 +5 для золота.Эти металлы обладают наивысшей тепло - и электропроводностью, ковки и пластичны.Не реагируют с водой и не вытесняют водород из растворов минеральных кислот,т.к. электродные потенциалы этих металлов имеют положительные значения.Пассивны при комнатной температуре, наибольшей активностью отличается медь. Cu + 4HNO3(конц) = Cu(NO3)2 + 2NO2 +2H2O 3Cu + 8HNO3(разб) =3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O Cu + 2H2SO4(конц) = CuSO4 + SO2 + 2H2O Ag + 2HNO3(конц) =AgNO3 + NO2 + H2O 6Общая характеристика и химические свойства элементов подгруппы цинка. Соли цинка, кадмия и ртути, их гидролиз. Амидные соединения ртути. Соедитения Hg22+: получение и свойства. Общая характеристика подгруппы цинка, их химические свойства (Zn,Cd,Hg). В соединениях в основном проявляют степень окисления +2,электроны характеризуются d10-конфигурaцией. Исключение проявляют производные иона Hg22+, который формально проявляет степень окисления +1. Для комплексных соединений более характерно КЧ4, однако для кадмия характерно образование соединений с КЧ6. Для ртути характерно образование связей Hg- Hg, образование связей с другими металлами (Hg6[Rh(PM3)3]4, [Os3(CO)11Hg]3). 7Общая характеристика и химические свойства марганца, технеция и рения. Соединения марганца ( II ): получение и свойства. Диоксид марганца, манганаты и перманганаты. Марганцовая кислота и ее ангидрид. Реакции перманганата калия с восстановителями в кислой, нейтральной и щелочной средах. Mn,Tc,Re |