11.10.22 г. ВТОРНИК. Гр.405, 308

  11.10.22 г. ВТОРНИК. Гр.405, 308

Здравствуйте, уважаемые студенты,  записывайте дату, тему и выполняйте необходимые записи (ВСЁ подряд не пишите, читайте, выбирайте, можно составить план, ЕСЛИ ЕСТЬ ВИДЕО, НАДО ПОСМОТРЕТЬ ,ВЫПОЛНИТЬ ПО НЕМУ ЗАПИСИ, МНОГО НЕ НУЖНО ПИСАТЬ. Материала может быть выложено много, но это не значит, что  всё надо записывать!) После этого, сфотографируйте и отошлите мне на почту rimma.lu@gmail.com  . Тетрадь привезете, когда перейдем на очную форму обучения.)

Справа находится АХИВ БЛОГА , смотрите дату и номер своей группы.

моя почта :   rimma.lu@gmail.com      Жду ваши фотоотчеты!

ГРУППА 405 ЭКОЛОГИЯ 7,8

Тема 7,8 : Проверочная работа по изученному материалу

Запишите вопросы и  ответы на них.

1. В опытах с выращиванием ячменя присутствие в почве дождевых червей дало прибавку урожая 54 %. Какие связи возникают в агроценозах между дождевыми червями и культурными растениями? (По параграфу 18)

2. Почему при саморазвитии сообществ темпы сукцессий постепенно замедляются? (По параграфу 19)  

3. При длительном, в течение 80 лет, применении высоких доз азотных удобрений на одном из лугов, содержавшем ранее 49 видов растений, осталось только 3 вида. На неудобренном участке видовое  богатство сохранилось. Почему это могло произойти? (По параграфу 20)

 

ГРУППА 308 ХИМИЯ 19,20,21

Тема 19:Химические свойства металлов.

В настоящее время известно  химических элементов, из которых  являются металлами. В Периодической системе металлы находятся в начале периодов, а также в побочных подгруппах. Все элементы побочных подгрупп являются металлами. Условной границей, отделяющей металлы от неметаллов, служит диагональ бор — астат, левее и ниже которой все элементы относятся к металлам. Элементы, находящиеся вблизи диагонали, имеют двойственную природу.

Некоторые металлы, такие как золото, серебро, ртуть, медь, олово, железо, свинец известны человечеству с глубокой древности. Алхимики связывали их с планетами и соответствующим образом обозначали: золото — Солнце, серебро — Луна, ртуть — Меркурий, медь — Венера, олово — Юпитер, свинец — Сатурн.

Рис. 1. Обозначение химических элементов в алхимии

У атомов наиболее типичных металлов, к которым относятся щелочные и щёлочноземельные, а также у переходных металлов на внешнем уровне содержится  электрона. Алюминий, галлий, бериллий, германий, олово, свинец и сурьма имеют на внешнем уровне  электронов. Металлы характеризуются низкими значениями электроотрицательности.

Металлические свойства обусловлены способностью атомов отдавать электроны внешнего уровня. С ростом заряда ядра атома металлические свойства ослабевают слева направо по периоду и возрастают сверху вниз по подгруппе.

Отдавая электроны внешнего уровня, атомы металлов образуют устойчивую оболочку ближайшего благородного газа и приобретают положительную степень окисления.

Металлы

химические элементы, атомы которых легко отдают электроны внешнего электронного слоя, превращаясь в положительные ионы.

Принципиальное отличие простых веществ металлов от простых веществ неметаллов заключается в том, что в химических реакциях металлы являются только восстановителями.

Наиболее распространённым в земной коре металлом является алюминий ( %), за ним следуют железо ( %), кальций (%), натрий ( %), калий ( %), магний ( %).

Для простых веществ металлов характерна металлическая кристаллическая решётка. В узлах металлической решётки находятся катионы металла, между которыми перемещаются электроны, образуя так называемый «электронный газ». «Электронный газ» движется между узлами решётки, обеспечивая её устойчивость. Металлическая решётка характерна для металлов и их сплавов. Свободно перемещающиеся электроны обусловливают характерные свойства веществ с металлической решёткой.

Рис. 2. Металлическая кристаллическая решётка

Металлическая связь и строение кристаллических решеток металлов обусловливают все важнейшие характерные физические свойства металлов, а именно: электропроводность, теплопроводность, пластичность, металлический блеск.

Электропроводность большинства металлов обусловлена присутствием в их кристаллических решётках подвижных электронов, которые направленно перемещаются под действием электрического поля. Наиболее электропроводными металлами являются серебро и медь, наименее — ртуть.

Теплопроводность металлов также связана с высокой подвижностью свободных электронов: сталкиваясь с колеблющимися в узлах решетки ионами, электроны обмениваются с ними энергией.

Пластичность – свойство вещества изменять форму под внешним воздействием и сохранять принятую форму после прекращения этого воздействия. Пластичность металлов обусловлена способностью их атомов под внешним воздействием смещаться друг относительно друга, но не рассыпаться за счёт прочного удерживания атомов общим электронным облаком. Наиболее пластичны золото, серебро, медь, олово. Так, золото легко прокатывают в тонкую фольгу, получая так называемое сусальное золото, которое используется в декоративных целях для золочения различных изделий.

Металлический блеск металлов обусловлен их способностью отражать световые лучи.

Такие свойства металлов, как твёрдость, плотность, температура плавления изменяются в широких пределах.

Наибольшей твёрдостью обладают металлы побочной подгруппы  группы; самый твёрдый металл — хром, он царапает стекло, самые мягкие металлы — щелочные, они легко режутся ножом.

Металлы с плотностью меньше  относятся к лёгким (щелочные, щёлочноземельные, алюминий, титан), с плотностью больше  — к тяжёлым (железо, медь, серебро). Самым лёгким металлом является литий (плотность ), самым тяжёлым — осмий (плотность ).

Рис. 3. Плотность некоторых металлов

При обычных условиях все металлы, кроме ртути имеют твёрдое агрегатное состояние. Ртуть — единственный жидкий металл. К легкоплавким металлам относятся цезий и галлий, они могут плавиться на ладони руки. Самый тугоплавкий металл — вольфрам.

Рис. 4. Температура плавления некоторых металлов

Металлы делят на чёрные, к которым относятся железо и его сплавы, и цветные — все остальные. Однако для большинства металлов характерен белый или серый цвет. Золото окрашено в жёлтый цвет, а медь — в красный. Золото, серебро, платину и некоторые другие металлы относят к драгоценным металлам.

Коротко о главном

Наиболее распространённым в земной коре металлом является алюминий.

Металлы — химические элементы, атомы которых легко отдают электроны внешнего электронного слоя, превращаясь в положительные ионы.

Атомы большинства металлов содержат на внешнем уровне содержится  электрона. Металлы характеризуются низкими значениями электроотрицательности.

В химических реакциях металлы являются только восстановителями.

Важнейшими характерными физическими свойствами металлов являются высокие электро- и теплопроводность, пластичность, металлический блеск. Общие свойства металлов обусловлены металлической связью и строением их кристаллических решёток.

Такие свойства металлов, как твёрдость, плотность, температура плавления изменяются в широких пределах.

Вопросы для самоконтроля

1. Сравните строение атомов металлов и неметаллов.
2. Поясните, почему атомы металлов способны проявлять только восстановительные свойства
3. Как изменяются металлические свойства в периодах и главных подгруппах с ростом заряда ядра атома?
4. Какой тип кристаллической решетки характерен для металлов? Как свойства металлов связаны с особенностями их кристаллической решётки?

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

Химические свойства металлов определяются их активностью. Простые вещества – металлы в химических реакциях всегда являются восстановителями. Положение металла в ряду активности характеризует то, насколько активно данный металл способен вступать в химические реакции (т. е. то, насколько сильно у него проявляются восстановительные свойства).

Среди металлов традиционно выделяют несколько групп.

Входящие в их состав представители характеризуются отличной от других металлов химической активностью. Такими группами являются:

• благородные металлы (серебро, золото, платина, иридий);

• щелочные металлы – I(A) группа;

• щелочноземельные металлы – II(A) группа, кроме Be, Mg.

Металлы встпают в реакции с простыми веществами – неметаллами (кислород, галогены, сера, азот, фосфор и др.) и сложными веществами (вода, кислоты, растворы солей)

Взаимодействие с простыми веществами-неметаллами

1. Металлы взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды:

4Li + O2 =обыч. усл.= 2Li2O

2Mg + O2 =t, °C= 2MgO

Серебро, золото и платина с кислородом не реагируют

Au + O2 ≠

Видео «Горение магния на воздухе»

Видео "Самовоспламенение никеля на воздухе"

2. Металлы взаимодействуют с галогенами (фтором, хлором, бромом и йодом), образуя галогениды – Ме+nГ-1n

2Na + Cl2 = 2NaCl

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3

3. Металлы взаимодействуют с серой, образуя сульфиды.

Zn + S = ZnS

Видео «Взаимодействие цинка с серой»

4. Активные металлы при нагревании реагируют с азотом, фосфором и некоторыми другими неметаллами.

3Ca + N2 =t, °C= Ca3N2

3Na + P =t, °C= Na3P

Взаимодействие со сложными веществами

I. Взаимодействие воды с металлами

1). Взаимодействие с самыми активными металлами, находящимися в периодической системе в I(А) и II(А) группах (щелочные и щелочноземельные металлы) и алюминий. В результате образуются основание и газ водород.

Me + H2O = Me(OH)n + H2 (р. замещения)

Видео «Взаимодействие натрия с водой»

Внимание! Алюминий и магний ведут себя также:

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3+3H2

Магний (в горячей воде):

Mg + 2H2O =t°C= Mg(OH)2+H2

2) Взаимодействие с менее активными металлами, которые расположены в ряду активности от алюминия до водорода.

Металлы средней активности, стоящие в ряду активности до (Н2) – Be, Fe, Pb, Cr, Ni, Mn, Zn – реагируют с образованием оксида металла и водорода

Me + Н2О = МехОу + Н2 (р. замещения)

Бериллий с водой образует амфотерный оксид:

Be + H2O =t°C= BeO + H2

Раскалённое железо реагирует с водяным паром, образуя смешанный оксид — железную окалину Fe3O4 и водород:

3Fe + 4H2O =t°C= FeO‧Fe2O3 + 4H2

3) Металлы, стоящие в ряду активности после водорода, не реагируют с водой.

Cu + H2O ≠ нет реакции

II. Взаимодействие растворов кислот с металлами

Металлы, стоящие в ряду активности металлов левее водорода, взаимодействуют с растворами кислот (раствор азотной кислоты – исключение), образуя соль и водород.

Кислота (раствор) + Me до (Н2) = Соль + H2↑

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑

Cu + H2SO4 ≠

Au + H2SO4 ≠

Видео «Электрохимический ряд напряжений - вытеснение водорода металлами»

III. Взаимодействие кислот-окислителей с металлами

Металлы особо реагируют с серной концентрированной и азотной кислотами:

H2SO4 (конц.) + Me = Сульфат + H2O + Х

2H2SO4 (конц.) + Cu =t°C= CuSO4 + 2H2O + SO2↑

8Na0 + 5H2+6SO4 = 4Na2+1SO4 + H2S-2­↑ + 4H2O

Повторите «Окислительные свойства концентрированной серной кислоты»

HNO3 + Me = Нитрат + H2O + Х

4HNO3 (k) + Cu = Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO2↑

8HNO3 (p) + 3Cu = 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO↑

4Zn + 10HNO3 (раствор горячий) =t˚C= 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O

4Zn + 10HNO3 (оч. разб. горячий) =t˚C= 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Zn + 4HNO3 (конц. горячий) =t˚C= Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Повторите «Специфические свойства азотной кислоты»

IV. С растворами солей менее активных металлов

Ме + Соль = Новый металл + Новая соль

Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu

FeCl2 + Cu ≠

Видео «Электрохимический ряд напряжений металлов. Вытеснение металла из соли другими металлами»

Видео «Взаимодействие металлов с солями»

Активность металла в реакциях с кислотами, водными растворами солей и др. можно определить, используя электрохимический ряд, предложенный в 1865 г русским учёным Н. Н. Бекетовым: от калия к золоту восстановительная способность (способность отдавать электроны) уменьшается, все металлы, стоящие в ряду левее водорода, могут вытеснять его из растворов кислот; медь, серебро, ртуть, платина, золото, расположенные правее, не вытесняют водород.

Видео «Взаимодействие хлорида олова (II) с цинком («Оловянный ежик»)»

ТЕМА 20:Общие способы получения металлов.

Способы получения металлов обычно разделяют на три типа:

• пирометаллургические (восстановление при высоких температурах);
• гидрометаллургические (восстановление из солей в растворах);
• электрометаллургические (электролиз раствора или расплава).

Пирометаллургически получают (методы извлечения металлов из руд под действием высоких температур. Оксидные руды и оксиды восстанавливают углем, оксидом углерода (II), более активным металлами (алюминий, магний)): чугун, сталь, медь, свинец, никель, хром и другие металлы.

FeO + C   –> Fe + CO

Fe2O3 + 2Al  –> 2Fe + Al2O3

Гидрометаллургически получают (методы получения металлов, основанные на химических реакциях, протекающих в растворах): золото, цинк, никель и некоторые другие металлы.

CuSO4 + Fe   –>  FeSO4  + Cu

Электрометаллургически получают (выделение металлов из их солей и оксидов под действием электрического тока): щелочные и щёлочноземельные металлы, алюминий, магний и другие металлы.

При разработке технологии получения химических веществ используются законы термодинамики, кинетики, теплотехники, физико-химического анализа и др. Учитываются, естественно, и экономические условия. В случае, если реакция обратима, применяется принцип Ле Шателье:

Если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, то равновесие в системе сместится в сторону той реакции (прямой или обратной), которая приводит к частичной компенсации этого воздействия.

Химические методы применяются и при очистке выбросов, а также сточных вод химических производств.

Общие способы получения металлов

1. Восстановление металлов из оксидов углем или угарным газом

Mе_xO_y + C = CO₂ + Me,

Mе_xO_y + C = CO + Me,  

 Mе_xO_y + CO = CO₂ + Me

Например,

ZnO_y+ C ^t= CO + Zn  

Fe₃O₄+ 4CO ^t= 4CO₂ + 3Fe  

MgO + C ^t= Mg + CO

2. Обжиг сульфидов с последующим восстановлением (если металл находится в руде в виде соли или основания, то последние предварительно переводят в оксид)

1 стадия – Mе_xS_y+O₂=Mе_xO_y+SO₂

2 стадия -  Mе_xO_y + C = CO₂ + Me  или   Mе_xO_y + CO = CO₂ + Me

Например,

2ZnS + 3O₂ ^t=  2ZnO + 2SO₂↑

MgCO₃ ^t= MgO + CO₂↑

 

3 Алюмотермия (в тех случаях, когда нельзя восстановить углём или угарным газом из-за образования карбида или гидрида)

Mе_xO_y + Al = Al₂O₃ + Me

Например,

4SrO + 2Al ^t= Sr(AlO₂)₂ + 3Sr

3MnO₂ + 4Al ^t= 3Mn + 2Al₂O₃

2Al + 3BaO ^t= 3Ba + Al₂O₃ (получают барий высокой чистоты)

4. Водородотермия - для получения металлов особой чистоты

Mе_xO_y + H₂ = H₂O + Me

Например,

WO₃ + 3H₂ ^t=  W + 3H₂O↑

MoO₃ + 3H₂ ^t=  Mo + 3H₂O↑

5. Восстановление металлов электрическим током (электролиз)

А) Щелочные и щелочноземельные металлы получают в промышленности электролизом расплавов солей (хлоридов):

2NaCl –^{расплав, электр. ток.} → 2 Na + Cl₂↑

CaCl₂ –^{расплав, электр. ток.}→  Ca + Cl₂↑

расплавов гидроксидов:

4NaOH –^{расплав, электр. ток.}→  4Na + O₂↑ + 2H₂O (!!! используют изредка для Na)

Б) Алюминий в промышленности получают в результате электролиза расплава оксида алюминия в криолите Na₃AlF₆ (из бокситов):

2Al₂O₃ –^{расплав в криолите, электр. ток.}→  4Al + 3 O₂↑

В) Электролиз водных растворов солей используют для получения металлов средней активности и неактивных:

2CuSO₄+2H₂O –^{раствор, электр. ток.} →   2Cu + O₂ + 2H₂SO₄

Металл, который получают	Способ получения
Щелочные металлы, Ca, Sr	5А
Ba	3
Al	5Б
Fe в виде сплавов	1
Для получения металлов средней активности и неактивных:	5В

ТЕМА 21: Электролиз растворов и расплавов веществ.

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  

  

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. Пионером в использовании электрического тока в химии был английский ученый Гемфри Дэви. Подвергая электролизу расплавы различных соединений, он открыл восемь неизвестных до него химических элементов.

Электролиз растворов электролитов

В водных растворах процессы электролиза осложняются присутствием воды, которая проявляет двойственную природу: она может проявлять свойства и окислителя, и восстановителя. На катоде вода может принимать электроны, и тогда атомы водорода в ней будут восстанавливаются до газообразного водорода:

$K^{-}:2H_{2}O+2e^{-}\to H_2\uparrow +2O{H}^{–}$.

На аноде вода может отдавать электроны, при этом атомы кислорода будут окисляться до газообразного кислорода:

 $A^{+}:2H_{2}O–4e^{-}\to O_2+4H^{+}$.

Другими словами, при электролизе растворов электролитов (чаще всего солей) на катоде и аноде протекают конкурирующие процессы: катионы металла $M{e}^{+n}$ конкурируют с катионами водорода $H^{+}$, а анионы кислотных остатков $A{n}^{n-}$ конкурируют с анионами гидроксильных групп $(OH{)}^{-}$. Рассмотрим подробнее процессы, протекающие на электродах.

ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОЦЕССОВ НА КАТОДЕ

На отрицательно заряженном электроде - катоде, происходит восстановление катионов, которое не зависит от материала катода, из которого он сделан, но зависит от активности металла, т.е. от положения металла в электрохимическом ряду напряжения (ЭХР). (Сравниваем окислительную способность, то есть способность принимать электроны, ионов металлов и иона водорода)

Li K Ca Na Mg Al	Mn Zn Fe Ni Sn Pb	Cu Hg Ag Pt Au
$M{e}^{+}n\overline{e}\ne$ $2H_{2}O+2\overline{e}=H_2­+2O{H}^{-}$	$M{e}^{+n}+n\overline{e}=M{e}^0$ $2H_{2}O+2\overline{e}=H_2­+2O{H}^{-}$	$M{e}^{+n}+n\overline{e}=M{e}^0$
На катоде всегда восстанавливаются молекулы воды	На катоде могут восстанавливаться и ионы металла, и воды в зависимости от плотности тока, Т и концентрации соли	На катоде всегда восстанавливаются ионы металлов

Если соль образована активным металлом, стоящим в ряду напряжения до марганца, на катоде не восстанавливаются катионы металла, а происходит восстановление воды с выделением газообразного водорода.

Если металл, образующий соль средней активности (после алюминия, но до водорода), то на катоде возможны два конкурирующих процесса: и восстановление воды, и восстановление катионов металла. Преобладание того или иного процесса зависит от плотности тока, температуры и концентрации соли.

Легче всего принимаю электроны неактивные металлы (стоящие в ЭХР после Н), поэтому они легко восстанавливаются на катоде до простого вещества - металла.

Закономерности процессов на аноде

Процесс на положительно заряженном электроде - аноде зависит от материала анода и от природы аниона. При электролизе растворов электролитов на аноде происходит окисление анионов. Образующийся продукт зависит от восстановительной активности аниона кислотного остатка.

 Ряд восстановительной активности анионов (уменьшается). По способности окисляться анионы располагаются в следующем порядке:

$J^{-}>B{r}^{-}>S^{2-}>C{l}^{-}>O{H}^{-}>S{O}_4^{2-}>N{O}_3^{-}>F^{-}$

Анод может быть растворимым и нерастворимым (инертным). 

Запомни! 

1. Растворимый анод при электролизе, как правило, растворяется с образованием катионов металла анода.

2. На нерастворимом аноде, если кислотный остаток соли  бескислородный (кроме фторидов!), происходит окисление аниона до простого вещества - неметалла.

3. Если в состав соли входит остаток кислородсодержащей кислоты, то на аноде происходит окисление воды и выделяется кислород.