Общие способы получения металлов.

Природные минералы и горные породы, содержащие металлы и пригодные для их промышленного получения, называются рудами. По составу большинство руд представляют собой оксиды.

1. Восстановление металлов из оксидов происходит разными способами:

1) восстановление углеродом:

2ZnO + C → 2Zn + CO₂

1) восстановление оксидом углерода (II):

Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂

2) восстановление водородом:

CuO + H₂ → Cu + H₂O

3) восстановление другими металлами (металлотермия):

Cr₂O₃ + Al → Al₂O₃ + Cr

2. Из растворов солей металлы можно выделить действием более активного металла:

CuSO₄ + Fe → Cu + FeSO₄

3. Для получения активных металлов используют электролиз растворов и расплавов солей. Электролиз – окислительно-восстановительный процесс, протекающий при прохождении электрического тока через электролит. Катод (отрицательный электрод) – восстановитель, анод (положительный электрод) – окислитель, он забирает электроны.

 

Если в расплав хлорида натрия опустить электроды и пропустить постоянный электрический ток, то на катоде выделится натрий, а на аноде – хлор:

NaCl Na⁺+Cl ^-

катод (-) Na⁺ + 1e → Na⁰

анод (+) Cl^- - 1e → Cl⁰ Cl⁰ + Cl⁰ → Cl₂

Суммарный процесс: 2NaCl →2Na+Cl₂

 

21. Окислительно-восстановительные реакции (на примере взаимодействия алюминия с оксидом железа (III), азотной кислоты с медью).

Химические реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

В окислительно-восстановительных реакциях всегда происходит присоединение или отдача электронов атомами элементов. Это единый взаимосвязанный процесс.

Если атом, ион или молекула в процессе реакции отдают электроны, то они называются восстановителями, а сам процесс отдачи электронов – окислением:

Al⁰-3e→Al⁺³; Fe⁺²-1e→Fe⁺³;

Если атом в процессе реакции принимает электроны, то он называется окислителем, а сам процесс присоединения электронов – восстановлением. Например:

S⁰+2e→S^-2; N⁺⁵+1e→N⁺⁴;

Атомы металлов – восстановители; атомы неметаллов – окислители. Наиболее сильный восстановитель - франций (Fr), а наиболее сильный окислитель – фтор (F).

Взаимодействие алюминия с оксидами металлов имеет большое практическое значение в промышленности для получения таких металлов, как хром, марганец, титан, вольфрам. Этот способ получил название алюминотермии.

Fe₂⁺³O₃+Al⁰→Fe⁰+Al₂⁺³O₃

 

Fe⁺³+3e→Fe⁰ 3 1 окислитель

Al⁰ -3e→Al⁺³ 3 1 восстановитель

 

Fe₂⁺³O₃+2Al⁰→2Fe⁰+Al₂⁺³O₃

 

Взаимодействие азотной кислоты с медью.

Особенности азотной кислоты: она взаимодействует почти со всеми металлами, при этом никогда не выделяется водород.

Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с медью приводит к восстановлению её до оксида азота (IV):

_{+5 0 +2 +4}

4HNO₃+Cu →Cu(NO₃)₂+2NO₂+2H₂O

_{+5 +4}

N +1e → N 1 2 окислитель

_{0 +2}

Cu -2e → Cu 2 1 восстановитель

 

Окислительно-восстановительные свойства серы и ее соединений.

Сера находится в главной подгруппе 6 группы. Степени окисления серы и примеры соединений:

-2 0 +4 +6

H₂S S SO₂ SO₃

ZnS H₂SO₃ H₂SO₄

Na₂SO₃ Na₂SO₄

восстанов. восстановитель и окислитель

окислитель

В низшей степени окисления -2 сера проявляет восстановительные свойства:

2H₂S +3O₂→ 3SO₂+2H₂O

S^-2 - 6e→ S^-4

В степенях окисления 0 и +4 сера может быть и окислителем и восстановителем:

Zn+S →ZnS S⁰ +2e→ S^-2 окислитель

S + O₂ →SO₂ S⁰ -4e→ S⁺⁴ восстановитель

 

2SO₂+O₂→2SO₃ S⁺⁴ - 2e→ S⁺⁶ восстановитель

В степени окисления +6 сера является только окислителем:

2H₂SO₄+Cu→ CuSO₄+2H₂O+SO₂ S⁺⁶ +2e→ S⁺⁴ окислитель

 

 

Железо: положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, строение атома, возможные степени окисления, физические свойства, взаимодействие с кислородом, галогенами, растворами кислот и солей. Сплавы железа.

В периодической системе железо находится в четвёртом периоде, в побочной подгруппе VIII группы.

Химический знак – Fe (феррум). Порядковый номер – 26,

Валентные электроны у атома железа находятся на последнем и предпоследнем электронных слоях. В химических реакциях железо может отдавать эти электроны и проявлять степени окисления +2, +3 и иногда +6.

Fe⁺² FeO Fe(OH)₂ основный характер

Fe⁺³ Fe₂O₃ Fe(OH)₃ амфотерный характер

Физические свойства железа. Чистое железо пластичный металл серебристо-белого цвета, проводит электрический ток. Плотность железа 7,87 г/см³, температура плавления 1539 C. В отличие от многих других металлов железо легко подвергается коррозии, способно намагничиваться.

Химические свойства железа.

Железо взаимодействует с неметаллами:

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃ хлорид железа (III).

2Fe + 3O₂ = Fe₂O₃

Из растворов солей железо вытесняет металлы, которые расположены правее его в электрохимическом ряду напряжений:

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu,

Fe⁰ + Cu²⁺ = Fe²⁺ + Cu⁰.

Железо реагирует с разбавленной серной и соляной кислотами, вытесняя из них водород:

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂

Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂

Fe⁰ + 2H⁺ = Fe²⁺ + H₂⁰

Сплавы железа. Важнейшие сплавы железа – чугун и стали – являются основными конструкционными материалами практически во всех отраслях современного производства. Чугун – сплав железа с углеродом, хрупкий. Большую часть выплавленного чугуна перерабатывают в стали. Сталь пластична, её можно ковать, содержание углерода в стали – менее 1,4%. Легированные стали содержат хром, никель и другие добавки. Эти стали обладают высокой пластичностью, прочностью, стойкостью к действию окислителей (не ржавеют).