Ученых с мировыми именами

Mn2O3,оксид марганца(4)MnO2,оксид марганца (6) MnO3,оксид марганца(7) MnO7,смешанный оксид марганца (||,) Mn3O4 Oксиды(2)и(3)-основные,оксид(4)-амфотерен,высшие оксиды проявляют кислотные свойства Гидроксид марганца(2) Mn(OH)2 выпадает в виде белого осадка при действии щелочей на соли марганца(2),имеющие розовую окраску: MnCl2+2NaOH=Mn(OH)2(осадок)+2NaCl Он проявляет только основные свойства:растворяется в кислотах,но не растворим в избытке щелочей. На воздухе белый осадок Mn(OH)2 буреет,окисляясь до оксида-гидроксида марганца(4) MnO(OH)2, изображаемого в виде кислоты H2MnO3(соли ее наз. Метаманганитами). Оксид марганца (4)MnO2-наиболее стоек,проявляет амфотерные свойства Гидроксид марганца(4) Mn(OH)4 амфотерен,растворяется в кислотах и щелочах.Поэтому он наз. марганцоватистой кислотой H4MnO4.Ее соли-ортоманганиты. Оксид марганца(6) MnO3 неустойчив,ему соответствует марганцовистая кислота H2MnO4,тоже нестойка и в свободном виде не существует.более устойчивые соли ее наз. Манганатами,напр K2MnO4-манганат калия Оксид марганца(7) Mn2O7-зеленовато-бурая,маслянистая жидкость,сильнейший окислитель.Ей соответствует марганцовая кислота HMnO4, неустойчивая,известная только в водных растворах,но очень сильная(практ полностью диссоциирует на ионы).Соли ее наз. Перманганатами В водных растворах марганцовая кислота и перманганаты окрашены в малиново-фиолетовый цвет.обусловленный перманганат-ионом MnO4(-) Перманганаты-сильные окислители.Степень окисления марганца в реакциях изменяется в зависимости от pH раствора. Перманганат калия применяют в медицине и ветеринарии.Марганец-важнейший микроэлемент.Недостаток его в почвах приводит к заболеваниям растений,поэтому в такие почвы вносят марганцовые микроудобрения,обычно в виде сульфата марганца.Недостаток марганца в кормах,отрицательно сказывается на состоянии с/х животных.Марганец-раскислитель и легирующий металл в производстве стали.Он сообщает сталям твердость и прочность.Он входит в состав многих сплавов   ___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________   Вопрос 18 Железо Железные руды:магнитный железняк Fe3O4,красный железняк Fe2O8,бурый железняк 2Fe2O3*3H2O,шпатовый железняк FeCO3.Железный колчедан FeS2 перерабатывают на серную кислоту.Железо из руд получают путем восстановления Чистое железо-серебристо-белый мягкий металл,легко намагничивающийся и размагничивающийся.Его получают эликтролизом растворов солей железа или термическим разложением пентакарбонила железа:[Fe(СO)5]=Fe+5 CO(улетуч-я) При обычных условия Fe не взаимодействует с самыми активными неметаллами(галогенами,кислородом,серой,фтором) Во влажном оздухе техническое железо покрывается ржавчиной FeOOh.Оно легко растворяется соляной,в разбавленных серной и азотной кислотах,но концентрированне серная и азотная кислоты пассивируют Fe. В щелочах оно растворимо. В устойчивых соединениях железо проявляет С.О= +2 и +3 Имеет 2 простых оксида и 1 смешанный-оксид железа(2,3) Fe3O4(FeO*Fe2O3) Оксид железа(2) FeO-черный порошок.Взаимодействует с кислотами,образуя соли железа(2),проявляет основные свойства. Гидроксид железа(2) Fe(OH)2 осаждают,действуя щелочами на растворы соли железа(2):FeSO4+2NaOH=Fe(OH)2(осадок)+Na2SO4 Гидроксид амфотерен,частично растворяется в сильнощелочных средах.Это бурое вещ-во легко окисляется кислородом воздуха до красно-бурого гидроксида железа(3) 4Fe(OH)2+O2+2H2O-4Fe(OH)3 Гидроксид железа(2) легко растворяется в кислотах Оксид железа(3) Fe2O3- красно-бурый порошок,обладает основными свойстваим(с признаками амфотерности),образует с кислотами соли железа(3).Но при сплавлении с карбонатом натрия Fe2O3 проявляет кислотные свойства и дает соли метажелезистой кислоты HFeO2-ферриты,напр феррит натрия NaFeO2: Fe2O3+Na2CO3=2NaFeO2+CO2(улетает) Гидроксид железа(3) Fe(OH)3 выпадает при действии щелочей на солижелеза(3) в виде красно-бурго осадка: Fe2(SO4)3+6NaOH=2Fe(OH)3(осадок)+3Na2SO4 Гидроксид железа(3) проявляет основные свойства,растворяется в кислотах,признак амфотерности.При окислении этого гидроксида в щелочной среде получаются соли железной кислоты-ферраты,напр K2FeO4-феррат калия У железа хорошо выражена способность образовывать комплексные соединения.Прочный комплексный анион [Fe(СN)6] (4-) получается при взаимодействии солей железа(2) с цианидами: FeSO4+6KCN=K4[Fe(CN)6]+K2SO4 Образующееся ком-ое соединение-гексациано(||)феррат калия с солями железа()дает синий осадок берлинской лазури,напр 4FeCl3+3K4[Fe(CN)6]=Fe4[Fe(CN)6]3(осадок)+12KCl Гексациано() феррат калия K3[Fe(CN)6] также выделяет из растворов солей железа(2) синий осадок 3FeSO4+2K3[Fe(CN)6]=Fe3[Fe(CN)6]2(осадок)+3K2SO4 раньше называли турнбуллевой синью Соли железа(3) с роданидами образуют кроваво-красные компоненты,напр Fe(3+) +SCN(-) =[Fe(SCN)](2+) При высокой концентрации роданид-ионов получаются комплексные соединения с большим числом лигандов,напр K3[Fe(SCN)6].Координационное число железа в комплексных соединениях равно шести. Соли железа имеют практическое значение:сульфат железа(2),или железный купорос,FeSO4*7H2O-с/х ядохимикат.Соль Мора (NH4)2SO4*FeSO4*6H2O, или сульфат аммония железа(2),прим в хим анализе.Железоамминийные квасцы,ли сульфат аммония железа(3),(NH4)2SO4*fe2(SO4)3*24H2O- крашение тканей.Хлорид железа(3) FeCl3*6H2O-кристаллическое вещ-во бурого цвета,исп в лаб практике.Берлинская лазурь-основа нескольких красителей Биологическое значение-составная часть гемоглобина в кровиЖелезо содержится в печени и селезенке человека и животных.У растений-оно участвует в ок-восстанов процессах,в кислородном обмене. ___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ Вопрос 19 Медь. Химические с-ва. Соединения меди (II) - оксид, гидроксид, соли. Получение. Комплексные соединения. Медь — элемент одиннадцатой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 29. Обозначается символом Cu. Простое вещество мед— это пластичный переходный металл золотисто-розового цвета (розового цвета при отсутствии оксидной плёнки). Химические свойства и соединения: Образуя химические соединения, атом может отдавать один, два или три электрона, проявляя степень окисления соответственно +1, +2 и +3. При этом наиболее устойчивыми являются соединения меди (II), а наименее устойчивыми - соединения меди (III). Медь относится к малоактивным металлам. Стандартный электродныйпотенциал меди равен +0,34 В, что определяет ее место в ряду стандартных электродных потенциалов: оно находится правее водорода. При обычных условиях она не взаимодействует с водой, растворами щелочей, соляной и разбавленной серной кислотой. Однако в кислотах-сильных окислителях (например, азотной и концентрированной серной)-медь растворяется: Сu + 8HN03 = 3Cu(N03)2 + 2NO + 4Н20 разбавленная Сu + 4HN03 = Cu(N03)2 + 2N02+ 2Н20 концентрированная Сu+ 2H2S04 = CuS04 + S02 + 2 Н20 Как малоактивный металл медь обладает достаточно высокой стойкостью к коррозии, влажной атмосфере, содержащей углекислый газ, медь покрывается зеленоватым налетом карбоната меди: 2 Сu + O2 + С02 + Н20 =Сu (ОН)2 • СuС02.В большинстве известных соединений медь проявляет степень окисления + 2. Соединения меди (II)-оксид СиО и гидроксид Си(ОН)2-довольно устойчивы. Этот гидроксид амфотерен,хорошо растворяется в кислотах: Cu(OH)2 + 2НС1 = СuСl2 + 2Н20 и в концентрированных щелочах. Гидроксид меди (II)-труднорасворимое в воде вещество голубого цвета. Приьнагреванииразлагается,образуя оксид меди (II) черного цвета: Сu(ОН)2=СuО + Н20 Соли меди(II) образуются при растворении меди в кислотах-окислителях (азотной, концентрированной серной). Большинство солей в этой степени окисления имеют синюю или зелёную окраску. Темный цвет окисленных медных изделий обусловлен наличием на их поверхности этого оксида. Для ионов меди (II) Сu2+ характерно образование комплексных соединений, например K2[Cu(CN)4]-тетрацианокупрат (II) калия: CuCl2 + 4KCN = К2 [Cu(CN)4] + 2КСl Из других комплексных соединений меди (II) отметим соединение с аммиаком. Если к раствору хлорида меди (II) прилить небольшое количество раствора аммиака, то выпадет осадок гидроксида меди (II): CuCl2 + 2NH3 + 2Н20 = Сu(ОН)2 + 2NH4Cl Если добавить избыток аммиака, то гидроксид растворится с образованием комплексного соединения темно-синей окраски, характерной для аммиачного комплекса меди: Си(ОН)2+ 4NH3 = [Cu(NH3)4] (ОН)2 Эта реакция является качественной на ион меди (II). Растворимость гидроксида меди (II) в щелочах также связана с образованием комплексных соединений: Cu(OH)2 + 2NaOH = Na2 [Cu(OH)4] Образованием комплексных со­динений объясняется цвет растворов солей меди (II). Почему, например, безводный сульфат меди (II)-вещество белого цвета, а раствор этой соли имеет голубую окраску? При растворении происходит химическое взаимодействие ионов соли с водой, и образуются так называемые аквакомплексы меди, имеющие голубую окраску: CuS04 + 6Н20 = [Сu (Н20)6] SO4 Получение Промышленное получение меди — сложный многоступенчатый процесс. Добытую руду дробят, а для отделения пустой породы используют, как правило, флотационный метод обогащения. Полученный концентрат (содержит 18—45% меди по массе) подвергают обжигу в печи с воздушным дутьем. В результате обжига образуется огарок — твердое вещество, содержащее, кроме меди, также и примеси других металлов. Огарок плавят в отражательных печах или электропечах. После этой плавки, кроме шлака, образуется так называемый штейн, в котором содержание меди составляет до 40—50%. Далее штейн подвергают конвертированию — через расплавленный штейн продувают сжатый воздух, обогащенный кислородом. В штейн добавляют кварцевый флюс (песок SiO2). В процессе конвертирования содержащийся в штейне как нежелательная примесь сульфид железа FeS переходит в шлак и выделяется в виде сернистого газа SO2: 2FeS + 3O2 + 2SiO2 = 2FeSiO3 + 2SO2 Одновременно сульфид меди(I) Cu2S окисляется: 2Cu2S + 3О2 = 2Cu2О + 2SO2 Образовавшийся на этой стадии Cu2О далее реагирует с Cu2S: 2Cu2О + Cu2S = 6Cu + SО2 В результате возникает так называемая черновая медь, в которой содержание самой меди составляет уже 98,5—99,3% по массе. Далее черновую медь подвергают рафинированию. Рафинирование на первой стадии — огневое, оно заключается в том, что черновую медь расплавляют и через расплав пропускают кислород. Примеси более активных металлов, содержащихся в черновой меди, активно реагируют с кислородом и переходят в оксидные шлаки. На заключительной стадии медь подвергают электрохимическому рафинированию в сернокислом растворе, при этом черновая медь служит анодом, а очищенная медь выделяется на катоде. При такой очистке примеси менее активных металлов, присутствовавшие в черновой меди, выпадают в осадок в виде шлама, а примеси более активных металлов остаются в электролите. Чистота рафинированной (катодной) меди достигает 99,9% и более.   ___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________   Вопрос 20 Цинк — элемент побочной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 30. Обозначается символом Zn (лат. Zincum). Простое вещество цинк при нормальных условиях — хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета (тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка). Химические свойства. Цинк – химически активный металл, обладает выраженными восстановительными свойствами, по активности уступает щелочно-земельным металлам. Проявляет амфотерные свойства. 1. Взаимодействие с неметаллами При сильном нагревании на воздухе сгорает ярким голубоватым пламенем с образованием оксида цинка: 2Zn + O2 = 2ZnO. При поджигании энергично реагирует с серой: Zn + S = ZnS. С галогенами реагирует при обычных условиях в присутствии паров воды в качестве катализатора: Zn + Cl2 = ZnCl2. При действии паров фосфора на цинк образуются фосфиды: Zn + 2P = ZnP2 или 3Zn + 2P = Zn3P2. С водородом, азотом, бором, кремнием, углеродом цинк не взаимодействует. 2. Взаимодействие с водой Реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода: Zn + H2O = ZnO + H2. 3. Взаимодействие с кислотами В электрохимическом ряду напряжений металлов цинк находится до водорода и вытесняет его из неокисляющих кислот: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2; Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2. Взаимодействует с разбавленной азотной кислотой, образуя нитрат цинка и нитрат аммония: 4. Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O. Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами с образованием соли цинка и продуктов восстановления кислот: Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O; Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Взаимодействие со щелочами Реагирует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов: Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2 при сплавлении образует цинкаты: Zn + 2KOH = K2ZnO2 + H2. 5. Взаимодействие с аммиаком С газообразным аммиаком при 550–600°С образует нитрид цинка: 3Zn + 2NH3 = Zn3N2 + 3H2; растворяется в водном растворе аммиака, образуя гидроксид тетраамминцинка: Zn + 4NH3 + 2H2O = [Zn(NH3)4](OH)2 + H2. 6. Взаимодействие с оксидами и солями Цинк вытесняет металлы, стоящие в ряду напряжения правее него, из растворов солей и оксидов: Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4; Zn + CuO = Cu + ZnO. Оксид цинка.   Свойства При нагревании вещество меняет цвет: белый при комнатной температуре, оксид цинка становится жёлтым. Объясняется это уменьшением ширины запрещённой зоны и сдвигом края в спектре поглощения из УФ-области в синюю. Оксид цинка амфотерен — реагирует с кислотами с образованием солей, при взаимодействии с растворами щелочей образует комплексные три- тетра- и гексагидроксоцинкаты (Na2[Zn(OH)4], Ba2[Zn(OH)6]): [Zn(OH)3]- + OH- [Zn(OH)4]2- Оксид цинка растворяется в водном растворе аммиака, образуя комплексный аммиакат: ZnO + 4NH3 + Н2О — [Zn(NH3)4](OH)2 При сплавлении с щелочами и оксидами металлов оксид цинка образует цинкаты: ZnO + 2NaOH Na2ZnO2 + H2O ZnO + CoO CoZnO2 При сплавлении с оксидами бора и кремния оксид цинка образует стекловидные бораты и силикаты: ZnO + B2O3 Zn(BO2)2 ZnO + SiO2 ZnSiO3 Гидроксид цинка.   Получение • Взаимодействие растворимых солей цинка с щелочами: ZnCl2 + 2NaOH -> Zn(OH)2 + 2NaCl Zn(NO3)2 + 2KOH -> Zn(OH)2 + 2KNO3   Химические свойства • Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации): Zn(OH)2 + 2HCl -> ZnCl2 + 2H2O Zn(OH)2 + H2SO4 -> ZnSO4 + 2H2O   • Взаимодействие с кислотными оксидами: Zn(OH)2 + CO2 -> ZnCO3 + H2O • Взаимодействие с избытком аммиака: Zn(OH)2 + 4NH3 -> [Zn(NH3)4](OH)2   • Взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды: Zn(OH)2 + 2NaOH -> Na2ZnO2 + 2H2O • Термическое разложение: Zn(OH)2 -> ZnO + H2O

САМЫЕ НОВЕЙШИЕ ТЕХНОЛОГИИ ПРОИЗВОДСТВА,

Дата добавления: 2015-05-09