Химия

Пример решения задачи

Как происходит коррозия цинка, находящегося в контакте с кадмием в нейтральном и кислом растворах. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов. Каков состав продуктов коррозии

Решение Цинк имеет более отрицательный потенциал (-0,763 В), чем кадмий

(-0,403 В), поэтому он является анодом, а кадмий - катодом.

Анодный процесс

Zn0 – 2e- = Zn2+

Катодный процесс

в кислой среде 2H+ + 2e- = H2,

в нейтральной среде ½ О2 + H2O + 2e = 2OH-

Так как ионы Zn2+ с гидроксильной группой образуют нерастворимый гидроксид, то продуктом коррозии будет Zn(OH)2.

Задачи

171.Составьте уравнения электродных реакций, протекающих при коррозии

скислородной и водородной деполяризацией Al и Zn. Приведите уравнение реакции образования вторичных продуктов коррозии.

172.* Cd и Fe

173.* Zn и Mg

174.* Al и Fe

175.* Mg и Ni

176.* Be и Sn

177.* Fe и Zn

178.* Ni и Cd

179.Определите катод и анод пары Fe-Cu . Напишите уравнения электродных реакций на железе и меди пары Fe-Cu, протекающих при коррозии

скислородной деполяризацией.

180.Определите, какой из металлов является катодом и какой анодом в паре Al-Fe. Составьте уравнения электродных реакций на железе и алюминии, протекающих при коррозии с кислородной и водородной деполяризацией.

*См. условие задачи 171.

Химия элементов

XVIII. Элементы I а и II а подгрупп

Элементы этих подгрупп – типичные, очень активные (особенно элементы Iа подгруппы) металлы. На внешнем электронном уровне соответственно один и два валентных S электрона. Энергия ионизации атомов

низкая; понижается сверху вниз по подгруппе, соответственно усиливаются металлические свойства. Имеют большие отрицательные значения стандартных электродных поенциалов. У лития значение в водном растворе наименьшее из всех известных электрохимических систем.

Характер связи в соединениях преимущественно ионный, особенно в соединениях металлов Iа подгруппы.

Будучи активными восстановителями, энергично реагируют с кислородом. При этом с избытком O2 металлы IIа образуют нормальные оксиды MeO, а из металлов Iа : литий – нормальный оксид Li2O , натрий – пероксид Na2O2 , остальные – надпероксиды MeO2.

Из пероксидов Iа подгруппы наиболее устойчив Na2O2. Важное значение имеет реакция

Na2O2 + CO2 Na2CO3 + 0,5О2

(аналогично реагирует K2O2), используемая для регенерации воздуха в изолированных помещениях.

Пероксиды IIа подгруппы (кроме пероксидов Ba и Be) получают по

при нагревании, образуя гидриды. Водород входит в состав гидридов в отрицательной степени окисления, за счет этого они проявляют хорошие восстановительные свойства, в частности, восстанавливая оксиды и галогениды до металлов, например:

Соединения щелочноземельных металлов с азотом называются нитридами, с углеродом – карбидами; в воде нитриды и карбиды гидролизуются с образованием гидроксида металла и аммиака и метана соответственно.

Реакции оксидов и самих металлов с водой приводят к образованию гидроксидов (исключение – Be по причине очень прочной оксидной пленки).

Большинство гидроксидов – сильные основания (Mg(OH)2 – основание средней силы, Be(OH)2 –амфотерное основание), хотя гидроксиды IIа – слабее.

Их растворимость и основные свойства закономерно усиливаются сверху вниз по подгруппе.

Сильные основания называют щелочами. Отсюда и название элементов подгрупп: Iа – щелочные, IIа – щелочноземельные металлы.

Гидроксиды щелочноземельных металлов при нагревании разлагаются, теряя воду (так же ведет себя и LiOH):

t

Me(OH)2 MeO + H2O

Щелочи реагируют с кислотами, кислотными оксидами, амфотерными

растворяются с выделением водорода; все щелочные металлы реагируют с кислотами со взрывом, потому такие реакции специально не проводят.

Соли металлов IIа (кроме солей лития и NaHCO3) хорошо растворимы в воде, многие из солей металлов IIа (карбонаты, сульфаты, фосфаты и некоторые другие) малорастворимы.

Наибольшее практическое значение из солей щелочных металлов имеют карбонаты натрия (сода) и калия (поташ). Растворы карбонатов имеют сильнощелочную реакцию вследствие гидролиза:

широко используются сульфаты, карбонаты, хлориды кальция и магния. В частности, CaSO4 2H2O – гипс; CaSO4 0,5H2O – алебастр; CaCO3 – мел, мрамор, известняк; CaCO3MgCO3 – доломит; MgCO3 – магнезия белая, а также магнийсодержащие материалы: 3MgO 2SiO2 2H2O – асбест, 3MgO 4SiO2 H2O - тальк и др.

Сульфат кальция при нагревании разлагается: t

183. Составьте уравнения реакций и определите неизвестные вещества:

H2 H2O

NaCl Na Х Y NaHSO3

184.При взаимодействии 6 г двухвалентного металла с водой выделилось 3,36 л газа (н.у.). Определите этот металл.

185.Составьте уравнение реакций, позволяющих осуществить следующие превращения:

186. Какой объем газов (н.у.) выделится при взаимодействии с водой 200 г смеси, состоящей из кальция, его оксида и карбида, взятых в равном мольном соотношении 187. Составьте уравнения реакций, которые нужно провести для осуществления

следующих превращений:

Be BeCl2 Be(OH)2 Na2[Be(OH)4] BeSO4.

188. Составьте уравнения реакций получения гидроксидов кальция, бериллия, бария. Каковы их свойстваКак изменяются основные свойства гидроксидов в ряду:

Be(OH)2 Ca(OH)2 Ba(OH)2?

189.Как получить нитрид и карбид магния Какой характер связи в них Сотавьте уравнения реакций получения карбида и нитрида магния и их взаимодействия с водой.

190.Составьте уравнения реакций, которые нужно провести для осуществления следующих превращений:

CaCO3 CaO Ca(OH)2 CaCO3 Ca(HCO3)2.

191. Что такое временная и постоянная жесткость водыСоставьте уравнения реакций, протекающих при устранении временной и постоянной жесткости. 192. Составьте уравнения реакций Mg с водой и кислотами (соляной, разб. и конц. серной, разб. и конц. азотной).

193.Какие свойства имеют оксиды и гидроксиды бериллия и магния Напишите уравнения диссоциации гидроксидов бериллия и магния и их взамодействия с HCl и NaOH.

194.Какая соль Be(NO3)2 или Mg(NO3)2 – в большей степени подвергается гидролизуПочему Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза этой соли. Как сместится равновесие ее гидролиза при добавлении: а) кислоты;

б)соды 195.Осуществите превращения и определите неизвестные вещества:

198.Какие соединения магния и кальция применяются в качестве вяжущих строительных материалов Чем обусловлены их вяжущие свойства

199.Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) бериллия с раствором щелочи; б) магния с конц. серной кислотой (окислитель приобретает низшую степень окисления).

Примеры решения задач

Пример 1. Вычислить жесткость воды, зная, что в 500 литрах ее содержится 202,5 г гидрокарбоната кальция.

Решение В 1 л воды содержится 202,5/500 = 0,405 г гидрокарбоната кальция, что

составляет 0,405/81= 0,005 экв., или 5мэкв. (81гэквивалентная масса гидрокарбоната кальция; см. гл. III).

Следовательно, жесткость воды 5 мэкв./л.

Пример 2. Сколько граммов сульфата кальция содержится в 1 м3 воды, если жесткость, обусловленная присутствием этой соли, равна 4 мэкв./л.

Решение 1 экв. сульфата кальция составляет 0,5 моля, т.е. 136,14/2= 68,07 г., а 1 мэкв.

68,07 мг. В 1м3 воды с жесткостью 4 мэкв/л содержится 4 1000 = 4000 мэкв., т.е.

4000 68,07 = 272280 мг = 272,28 г CaSO4

Пример 3. Сколько граммов соды и гашеной извести надо для умягчения 500 литров воды, если общая жесткость равна 5 мэкв/л, а постоянная равна 3 мэкв/л.

Решение

Жобщ = Жврем + Жпост , Жврем = 5 – 3 = 2 мэкв/л.

В 500 литрах воды содержится 500 3=1500 мэкв = 1,5 экв. солей, обусловливающих постоянную жесткость; значит, для ее устранения нужно 1,5 53 = 79,5 г соды (53 г – эквивалентная масса карбоната натрия).

Количество эквивалентов временной жесткости равно 500 2 = 1000 мэкв = = 1 экв; значит, для еѐ устранения нужно 1 37 = 37 г гашеной извести (37 г – эквивалентная масса гироксида кальция).

Пример 4. Вычислить карбонатную жесткость воды, зная, что на титрование 100 мл этой воды, содержащей гидрокарбонат кальция, потребовалось 6,25 мл 0,08 н. раствора HCl.

Решение Вычисляем нормальность раствора гидрокарбоната кальция. Обозначив число

эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора, т.е. нормальность, через Х, составляем пропорцию

6,25/100=Х/0,08 Х = 0,005 экв.

Таким образом в 1 л исследуемой воды содержится 0,005 1000 = 5 мэкв. гидрокарбоната кальция (или 5 мэкв. ионов Ca2+). Карбонатная жесткость воды 5 мэкв/л.

Решение данных задач основано на законе эквивалентов. (гл.III).

Рассуждения, приведенные в данных примерах, выражаются формулой

Ж = m1 / Э1V + m2 / Э2V + ……,

где m- масса вещества (или ионов), обусловливающих жесткость или применяемого для устранения жесткости воды, мг; Э – эквивалентная масса этого вещества или ионов, мг/мэкв; V- объем воды, л.

Задачи

200.Некарбонатная жесткость воды равна 3,18 мэкв./л. Сколько Na3PO4 надо взять. чтобы умягчить 1 м3 такой воды ?

201.Вычислить общую жесткость воды, если в 2 литрах воды содержится 60 мг ионов Mg2+ и 102 мг ионов Ca2+.

202.Общая жесткость воды равна 9,5 мэкв./л, а временная 3,1 мэкв./л. Сколько гидроксида кальция и соды надо взять, чтобы устранить жесткость 50литров воды. Запишите соответствующие уравнения реакций.

203.Определить массу соли в 3 литрах воды с жесткостью, равной 2 мэкв./л, если вода содержит только гидрокарбонат кальция.

204.Для умягчения 1 м3 воды потребовалось 127,2 грамма соды. Чему равна жесткость воды ?

205.Вычислить жесткость воды, если в 20 литрах воды содержится 0,28 грамма ионов Mg2+ и 1,18 грамма ионов Ca2+.

206.Для устранения общей жесткости по известково-содовому методу к 50 литрам воды добавлено 7,4 грамма гашеной извести и 5,3 грамма соды. Рассчитать временную и постоянную жесткость воды. Запишите соответствующие уравнения реакций.

207.Рассчитайте жесткость воды, в 2 литрах которой содержится 1,04 грамма хлорида магния и 0,2 грамма гидрокарбоната магния.

208.На титрование 0,05 литра образца воды израсходовано 4,8 10-3 л 0,1 н HCl. Рассчитайте карбонатную жесткость воды.

209.Какое количество 95%-ной соды необходимо для устранения общей жесткости 1000 м3, если 1 литр воды содержит по 1 мэкв. ионов кальция и магния ?

210.Некарбонатная жесткость воды равна 2,5 мэкв./л. Сколько надо взять:

а) Na2CO3; б) Na3PO4 для умягчения 500 литров этой воды ?

211. Один литр воды содержит 48,6 мг гидрокарбоната кальция и 29,6 мг сульфата магния. Сколько молей Ca2+ и Mg2+ содержится в одном литре образца воды ? Чему равна общая жесткость воды ?

212. Растворимость сульфата кальция в воде при 20 С равна 0,202 г / 100 г воды. Плотность насыщенного раствора сульфата кальция равна 1000 кг/м3 . Вычислите жесткость этого раствора.

XIX. Элементы IIIа подгруппы

На внешнем уравне элементов этой подгруппы - по три электрона (s2p1), на предвнешнем у В- два, Al-восемь, галлия, индия, таллия-по восемнадцать.

Металлические свойства этих элементов выражены слабее, чем у металлов II а и особенно Iа подгрупп, а у бора преобладают неметаллические свойства. Типичная степень окисления +3, но сверху вниз по подгруппе появляются и более низкие степени окисления - для таллия наиболее устойчивые соединения Tl+1.

Наиболее важным в практическом отношении являются бор и алюминий. Бор в обычных условиях весьма инертен, соединяется только со фтором; на воздухе не окисляется, вода также на него не действует. При температуре

400-700 С окисляется кислородом, серой, хлором, при t 1200 С - азотом. С водородом не взаимодействует.

При высокой температуре бор соединяется со многими металлами, образуя бориды (состав боридов от Me4B до MeB12). Многие бориды металлов - тверды, тугоплавки, химически устойчивы. Аналогичными свойствами обладает и карбид бора B4C.

Концентрированные азотная и серная кислоты окисляют его в борную

делает его одним из сильнейших акцентров неподеленной электронной пары. Например,

имеющих донорно-акцепторные связи. Другое типичное гибридное состояние бораSp2 - гибридизация (например, в гапогенидах).

Наибольшее практическое значение имеют кислородные соединения бора. Оксид бора, или борный ангидрид B2O3, - бесцветный, хрупкий, очень огнестойкий. По химичекой природе он кислотный: в воде растворяется с образованием борной (ортоборной) кислоты:

B2O3 +3H2O 2H3BO3

Это белые кристаллы, растворяющиеся в горячей воде.

Борная кислота, будучи очень слабой (КД1 =6 10-10), может быть получена по обычной для слабых кислот реакции: раствор соли + сильная кислота:

Na2B4O7+H2SO4+5H2O=Na2SO4 +4H3BO3

Na2B4O7 -тетраборат натрия, как и борная кислота, растворим только в горячей воде, при охлаждении раствора H3BO3 выкристаллизовывается.

При нагревании борная кислота теряет воду, переходя в метаформу HBO2, а затем в борный ангидрид.

Соли борных кислот – бораты - большей частью являются производными не орто-, а тетраборной Н2B4O7 и других более бедных водой кислот. Наиболее распространен тетраборат натрия или бура Na2B4O7 10 H2O, образующаяся по реакции нейтрализации:

4H3BO3 +2NaOH Na2B4O7+7 H2O

Водные растворы буры вследствие гидролиза обладают сильнощелочной реакцией.

При переходе от бора к алюминию сильно возрастает радиус атома, появляется еще один - восьмиэлектронный - промежуточный слой, экранирующий ядро, что приводит к ослаблению связи внешних электронов с ядром и к уменьшению энергии ионизации атома. Поэтому у алюминия металлические свойства выражены гораздо сильнее, чем у бора. Химическая связь в соединениях алюминия более ионная. Алюминий по свойствам больше напоминает берилий, а бор - кремний (диагональное сходство).

Алюминий имеет довольно низкое значение стандартного электронного потенциала, но ввиду тончайшей (-5 мм), но очень прочной оксидной пленки на его поверхности устойчив при комнатной температуре к действию кислорода, воды, многих других реагентов.

При обычной температуре алюминий реагирует с хлором, бромом; при сильном нагревании с кислородом, серой, фтором, азотом.

Лишенный оксидной пленки Al энергично окисляется водой:

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

C кислотами активно взаимодействует с выделением водорода:

2Al+6HCl 2AlCl3 +3H2 ,

но в концентрированных серной и азотной и очень разбавленной азотной кислотах пассивируется (оксидная пленка упрочняется).

Со щелочами алюминий также активно взаимодействует с выделением водорода. Оксид на его поверхности реагирует со щелочью (Al2O3 -амфотерный оксид) с образованием растворимой комплексной соли

Алюминий заметно растворяется в растворах солей, имеющих, вследствие их гидролиза, кислую или щелочную реакцию.

Хорошие восстановительные свойства алюминия и высокое отрицательное значение энергии Гиббса образования Al2O3 объясняют его способность восстанавливать многие металлы из их оксидов (алюмотермия), например:

t

WO3+2Al Al2O3+W

При сплавлении оксида алюминия с основными оксидами или щелочами получаются соли метаалюминиевой кислоты HAlO2, например:

сплав

встречается в виде минерала корунда. Связи Al-O-Al очень прочные, структура плотная кристаллическая, по твердости уступает лишь алмазу.

Гидроксид алюминия Al(OH)3 выпадает в виде студенистого осадка при действии щелочей на водные растворы солей алюминия.

Это типичный амфотерный гидроксид, растворяется и в кислотах, и в щелочах:

Al(OH)3+NaOH Na [Al(OH)4 ]

Ион Al3+, обладая малым радиусом и большим зарядом, проявляет склонность к комплексообразованию. Наличие на внешнем валентном уровне незаполненных p - и d - орбиталей обусловливает возможность образования комплексов с координационными числами 4 (например, [Al(OH)4 ]-, [AlH4 ]- - тетраэдрическое строение, sp3- гибридизация) и 6 (например, [AlF6]3-)- октаэдр, sp3d2 - гибридизация).

Из солей Al наиболее известны хлорид AlCl3 , сульфатAl2 (SO4)3 18 H2O, алюмокалиевые квасцы M+Al(SO4)2 12 H2O (здесь М+ - однозарядный катион

типа Na+, K+, NH4+).

Как соли алюминия, так и алюминаты в растворах сильно гидролизованы. Поэтому соли алюминия и слабых кислот в растворах превращаются в основные соли или подвергаются полному гидролизу. Например, при взаимодействии в растворе какой-либо соли алюминия с

Na2 CO3 образуется не карбонат алюминия, а его гидроксид и выделяется диоксид углерода:

Характерная степень окисления +3, для таллия наиболее устойчивы соединения со степенью окисления +1, что соответствует общей закономерности: сверху вниз в главных подгруппах стабилизируются низкие степени окисления, в побочных - высокие (например, в Iб подгруппе золото имеет стабильную степень окисления +3).

С водой галлий и индий не реагируют, а таллий медленно взаимодействует, при этом образуется TlOH и выделяется H2 (аналогично реакции щелочных и щелочноземельных металлов). TlOH - сильное, хорошо