Для всех учителей из 37 347 образовательных учреждений по всей стране

Скидка до 75% на все 778 курсов

Выбрать курс
Получите деньги за публикацию своих
разработок в библиотеке «Инфоурок»
Добавить авторскую разработку
и получить бесплатное свидетельство о размещении материала на сайте infourok.ru
Инфоурок Химия Другие методич. материалыТеоретический материал для подготовки к ЕГЭ по химии

Теоретический материал для подготовки к ЕГЭ по химии

библиотека
материалов





























Теоретический материал для подготовки к ЕГЭ по химии

Подготовила Ластаева Анжелика Алексеевна, учитель химии МКОУ «Перегребинская СОШ №1»

































ТЕПЛОВОЙ ЭФФЕКТ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ. ТЕРМОХИМИЧЕСКИЕ УРАВНЕНИЯ. РАСЧЕТЫ ТЕПЛОВОГО ЭФФЕКТА РЕАКЦИИ (№28).

Любая химическая реакция сопровождается выделением или поглощением энергии в виде теплоты.

По признаку выделения или поглощения теплоты различают экзотермические и эндотермические реакции.

Экзотермические реакции – такие реакции, в ходе которых тепло выделяется (+Q).

Эндотермические реакции – реакции, при протекании которых тепло поглощается (-Q).

Тепловым эффектом реакции (Q) называют количество теплоты, которое выделяется или поглощается при взаимодействии определенного количества исходных реагентов.

Термохимическим уравнением называют уравнение, в котором указан тепловой эффект химической реакции

Также следует отметить, что термохимические уравнения в обязательном порядке должны включать информацию об агрегатных состояниях реагентов и продуктов, поскольку от этого зависит значение теплового эффекта.

Расчеты теплового эффекта реакции

Пример типовой задачи на нахождение теплового эффекта реакции:

При взаимодействии 45 г глюкозы с избытком кислорода в соответствии с уравнением

C6H12O6(тв.) + 6O2(г) = 6CO2(г) + 6H2O(г) + Q

выделилось 700 кДж теплоты. Определите тепловой эффект реакции. (Запишите число с точностью до целых.)

Решение:

Рассчитаем количество вещества глюкозы:

n(C6H12O6) = m(C6H12O6) / M(C6H12O6) = 45 г / 180 г/моль = 0,25 моль

Т.е. при взаимодействии 0,25 моль глюкозы с кислородом выделяется 700 кДж теплоты. Из представленного в условии термохимического уравнения следует, что при взаимодействии 1 моль глюкозы с кислородом образуется количество теплоты, равное Q (тепловой эффект реакции). Тогда верна следующая пропорция:

0,25 моль глюкозы — 700 кДж

1 моль глюкозы — Q

Из этой пропорции следует соответствующее ей уравнение:

0,25 / 1 = 700 / Q

Решая которое, находим, что:

Q = 2800 кДж

Таким образом, тепловой эффект реакции составляет 2800 кДж.

Расчёты по термохимическим уравнениям

Рассчитать в таком случае требуется либо количество теплоты, выделяющееся/поглощающееся при известном количестве реагента или продукта, либо же, наоборот, по известному значению теплоты требуется определить массу, объем или количество вещества какого-либо фигуранта реакции.

Пример 1

В соответствии с термохимическим уравнением реакции

3Fe3O4(тв.) + 8Al(тв.) = 9Fe(тв.) + 4Al2O3(тв.) + 3330 кДж

образовалось 68 г оксида алюминия. Какое количество теплоты при этом выделилось? (Запишите число с точностью до целых.)

Решение

Рассчитаем количество вещества оксида алюминия:

n(Al2O3) = m(Al2O3) / M(Al2O3) = 68 г / 102 г/моль = 0,667 моль

В соответствии с термохимическим уравнением реакции при образовании 4 моль оксида алюминия выделяется 3330 кДж. В нашем же случае образуется 0,6667 моль оксида алюминия. Обозначив количество теплоты, выделившейся при этом, через x кДж составим пропорцию:

4 моль Al2O3 — 3330 кДж

0,667 моль Al2O3 — x кДж


Данной пропорции соответствует уравнение:

4 / 0,6667 = 3330 / x

Решая которое, находим, что x = 555 кДж

Т.е. при образовании 68 г оксида алюминия в соответствии с термохимическим уравнением в условии выделяется 555 кДж теплоты.


Пример 2

В результате реакции, термохимическое уравнение которой

4FeS2(тв.) + 11O2(г) = 8SO2(г) + 2Fe2O3(тв.) + 3310 кДж

выделилось 1655 кДж теплоты. Определите объем (л) выделившегося диоксида серы (н.у.). (Запишите число с точностью до целых.)

Решение

В соответствии с термохимическим уравнением реакции при образовании 8 моль SO2 выделяется 3310 кДж теплоты. В нашем же случае выделилось 1655 кДж теплоты. Пусть количество вещества SO2, образовавшегося при этом, равняется x моль. Тогда справедливой является следующая пропорция:

8 моль SO2 — 3310 кДж

x моль SO2 — 1655 кДж

Из которой следует уравнение:

8 / х = 3310 / 1655

Решая которое, находим, что:

x = 4 моль

Таким образом, количество вещества SO2, образовавшееся при этом, составляет 4 моль. Следовательно, его объем равен:

V(SO2) = Vm ∙ n(SO2) = 22,4 л/моль ∙ 4 моль = 89,6 л ≈ 90 л (округляем до целых, т.к. это требуется в условии.)


Пример 3

Образование НI из простых веществ протекает по термохимическому уравнению

Н2 + I2 = 2НI + 9кДж. При разрыве связей в молекулах Н2 количеством 1 моль поглощается 436 кДж теплоты, а при образовании связей НI количеством 1 моль выделяется 298 кДж теплоты. Укажите количество теплоты в Кдж, которая поглощается при разрыве связей I2 в молекулах количеством 1 моль.

Решение

Реакция экзотермическая. Пусть Q (I2) равна Х, тогда

Q (Н2) + Q (I2) + 9 кДж = 2 Q (НI)

436кДж +ХкДж+9кДж=2*298

Х= 151 кДж


Пример 4

Определите, выделяется или поглощается энергия в реакции
H
2+Br2 = 2HBr
а) при разрыве хим. связи в молекулах Н
2 поглощается 435,9 кДж/моль энергии
б) при разрыве хим. связи в молекулах Вr
2 поглощается 192 кДж/моль энергии
в) при образовании новой хим. связи в молекулах HBr выделяется 360 кДж/моль энергии

435,9 кДж/моль + 192 кДж/моль - - энергия, которая затрачивается на разрыв связи
2*360 кДж/моль = 720 кДж - - энергия, которая выделяется при образовании бромоводорода
Q = 720 - 627,9 кДж = 92,1 кДж
реакция экзотермическая - - то есть идёт с выделением энергии.




ОБРАТИМЫЕ И НЕОБРАТИМЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ. СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ ПОД ДЕЙСТВИЕМ РАЗЛИЧНЫХ ФАКТОРОВ (№24)


Обратимые и необратимые химические реакции

Химические реакции бывают обратимые и необратимые.

т.е. если некоторая реакция A + B = C + D необратима, это значит, что обратная реакция C + D = A + B не протекает. Для любой обратимой реакции возможна ситуация, когда скорость прямой и обратной реакций равны. Такое состояние называют состоянием равновесия.

В состоянии равновесия концентрации как всех реагентов, так и всех продуктов неизменны. Концентрации продуктов и реагентов в состоянии равновесия называют равновесными концентрациями.

Смещение химического равновесия под действием различных факторов

Обозначения: T – температура, p – давление, с – концентрация, ↑ — повышение, ↓ — понижение





ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТОВ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ. СИЛЬНЫЕ И СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ (№23, 31)


Кроме металлов, существуют также вещества растворы или расплавы которых проводят электрический ток.  Такие вещества называют электролитами.

Электролиты —  вещества, расплавы  или водные растворы которых проводят электрический ток.

Степень диссоциации – отношение числа продиссоциировавших частиц, к общему числу растворенных частиц.

По степени диссоциации электролиты делят на сильные (α>30%)средней силы (30%> α>3%)  и слабые (α<3%):

1) почти все соли

2) некоторые кислоты:

 HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4(разб.)

3) гидроксиды ЩМ и ЩЗМ

(NaOH, KOH, Ca(OH)2 и т.д.)

 

Mg(OH)2

 

HNO2

H2SO3          по первой ступени

H3PO4

1) все гидроксиды металлов кроме гидроксидов ЩМ и ЩЗМ

2) H2CO3, H2SiO3, H2S, H2

3) NH3∙H2O (или NH4OH)

4) CH3COOH и др. карбоновые кислоты

Вещества, которые не являются ни кислотами, ни солями, ни гидроксидами, считаются неэлектролитами. К неэлектролитам, например, относятся простые вещества, оксиды, органические вещества (спирты, углеводороды, углеводы, хлорпроизводные углеводородов и т.д.).

Сильные электролиты диссоциируют практически необратимо и в их водных растворах содержание исходных молекул крайне мало.


ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ. СРЕДА ВОДНЫХ РАСТВОРОВ: КИСЛАЯ, НЕЙТРАЛЬНАЯ, ЩЕЛОЧНАЯ (№23).

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Кислоты и основания делятся на сильные и слабые. Напомним, что сильными называют те кислоты, и основания, степень диссоциации, которых близка к 100%.

примечание: сернистую (H2SO3)  и фосфорную (H3PO4) чаще относят к кислотам средней силы, но при рассмотрении заданий по гидролизу нужно относить их к слабым.

Соли можно разделить на 4 типа, а именно, образованные:

1) сильным основанием и сильной кислотой,

Такие соли не содержат ни кислотных остатков, ни катионов металлов, взаимодействующих с водой, т.е. способных повлиять на pH водного раствора. Растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды. Про такие соли говорят, что они не подвергаются гидролизу.

Примеры: Ba(NO3)2, KCl, Li2SOи т.д.

2) сильным основанием и слабой кислотой

В растворах таких солей, с водой реагируют только кислотные остатки. Среда водных растворов таких солей щелочная,  в отношении  солей такого типа говорят, что они гидролизуются по аниону

Примеры: NaF, K2CO3, Li2S  и  т.д.

3) слабым основанием и сильной кислотой

У таких солей с водой реагируют катионы, а кислотные остатки не реагируют – гидролиз соли по катиону, среда кислая.

Примеры: Zn(NO3)2, Fe2(SO4)3, CuSO4  и  т.д.

4) слабым основанием и слабой кислотой.

С водой реагируют как катионы, так и анионы кислотных остатков. Гидролиз солей такого рода идет и по катиону, и по аниону или же. Также говорят про такие соли, что они подвергаются необратимому гидролизу.

Что же значит то, что они необратимо гидролизуются?

Поскольку в данном случае с водой реагируют и катионы металла (или NH4+) и анионы кислотного остатка, в раcтворе одновременно возникают и ионы H+, и ионы OH , которые образуют крайне малодиссоциирующее вещество – воду (H2O).

Это, в свою очередь, приводит к тому, что соли образованные кислотными остатками слабых оснований и слабых кислот не могут быть получены обменными реакциями, а только твердофазным синтезом, либо и вовсе не могут быть получены. Например, при смешении раствора нитрата алюминия с раствором сульфида натрия, вместо ожидаемой реакции:

2Al(NO3)3 + 3Na2S = Al2S3 + 6NaNO( − так реакция не протекает!)

Наблюдается следующая реакция:

2Al(NO3)3 + 3Na2S + 6H2O= 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ + 6NaNO3

Тем не менее, сульфид алюминия без проблем может быть получен сплавлением порошка алюминия с серой:

2Al + 3S = Al2S3

При внесении сульфида алюминия в воду, он также как и при попытке его получения в водном растворе, подвергается необратимому гидролизу.

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑


РЕАКЦИИ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ И СПОСОБЫ ЗАЩИТЫ ОТ НЕЕ (№21, 30, 32).

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — такие реакции, которые протекают с изменением степеней окисления элементов.

Метод электронного баланса — метод расстановки коэффициентов в окислительно-восстановительной реакции, основанный на том, что количество электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, полученных окислителем.

Примечание:

Следует отметить, что если в одной структурной единице какого-либо участника реакции содержится не один атом химического элемента, изменившего степень окисления, а 2 или больше, то это обязательно следует учитывать при записи уравнений полуреакций.

(O2, F2, Cl2, N2, H2 и т.д.)

Окислители

hello_html_m42924af6.png



Восстановители

hello_html_9467b4d.png

Коррозия металлов и способы защиты от нее

Коррозией металла называют процесс его самопроизвольного разрушения в результате контакта с окружающей средой.

Коррозия бывает химическая и электрохимическая.

Химическая коррозия — вид коррозии, при котором металл разрушается из-за его взаимодействия с газами или жидкостями, не проводящими электрический ток. Так, например, к химической коррозии относится образование окалины при взаимодействии железа с кислородом при высоких температурах, а также разрушение металлического оборудования под действием нефтяных фракций, содержащих сернистые соединения.

Электрохимической коррозией называют разрушение металла в растворе электролита вследствие возникновения в данной системе электрических токов. Электрические токи, способствующие коррозии, возникают в тех случаях, когда в растворе электролита изделие из металла контактирует с другим менее активным металлом. Также такие токи могут появляться из-за химической неоднородности металлического материала, из которого выполнено изделие.

Так, например, из-за электрохимической коррозии страдают подводные части судов, паровые котлы, трубопроводы, металлические конструкции в почве и т.д.

Способы защиты металлов от коррозии

1) Контроль условий, в которых эксплуатируется металлическое оборудование. Например, хранение и использование изделий из стали на открытом воздухе нежелательно и этого, по возможности, следует избегать. Эксплуатация металлического оборудования в помещениях с низкой влажностью существенно продлит его срок службы.

2) Создание защитных покрытий, изолирующих металлоконструкцию от контакта с окружающей средой. Среди таких покрытий различают:

неметаллические покрытия — всевозможные краски, лаки, эмали, а также пленки из таких полимеров, как полиэтилен, поливинилхлорид и т.д.;

химические покрытия (оксидные, нитридные, фосфатные и т.д.) (Такие покрытия получают специальной химической обработкой поверхности металла.);

металлические покрытия.

Металлические покрытия получают нанесением на защищаемую металлическую конструкцию тонкого слоя другого металла (чаще всего с помощью процесса электролиза).

При этом, если в качестве покрытия используется менее активный металл, то такое покрытие будет защищать металлоконструкцию только при условии его целостности. В случае, если целостность такого покрытия будет нарушена, защищаемый металл будет ускоренно корродировать.

Также широко используется покрытие металлоконструкций более активным металлом. Например, распространено использование так называемого оцинкованного железа. Такое покрытие защищает металлические объекты даже при нарушении его целостности, поскольку пока практически полностью не исчезнет слой покрытия из более активного металла, коррозия металла, из которого сделан защищаемый объект, не начнется.

3) Электрохимические методы защиты:

катодная защита — вид защиты, при котором металлический объект подключается с помощью проводников к катоду внешнего источника тока либо же приводится в контакт с более активным металлом.

Частный случай катодной защиты, при котором металлическая конструкция приводится в контакт с более активным металлом, называют протекторной защитой.

4) Изменение химических свойств среды, в которой эксплуатируется металлическое изделие, в частности:

добавление в среду веществ, замедляющих коррозию (ингибиторов коррозии).

дегазация среды (удаление растворенных в ней газов, в частности, кислорода). Например, такой метод работает для защиты от ржавления железа, поскольку в процессе ржавления железа активное участие принимает не только вода, но и кислород:


ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСПЛАВОВ И РАСТВОРОВ (СОЛЕЙ, ЩЕЛОЧЕЙ, КИСЛОТ) (№22, 32)


Электролиз расплавов оксидов

На катоде идет восстановление: Me n+ + ne = Me0, т.е. на катоде выделяется металл.

На аноде окисляется кислород:  O-2 -2e = O2

Возьмем для примера электролиз расплава оксида калия: 2K2O -> 4K + O2

Электролиз расплавов оснований

На катоде традиционно восстанавливается металл:

Me n+ +ne = Me0

На аноде будет окисляться кислород в составе гидроксид-группы:

4OH −4e =2H2O + O2

Электролиз расплавов солей

1. Электролиз расплава бескислородной соли:

На катоде всегда восстанавливается металл: Me n+ +ne = Me0

На аноде окисляется бескислородный анион: A n- — ne = A0

Электролиз расплава NaCl:  2NaCl = 2Na + Cl2

 

2Электролиз расплава кислородсодержащей соли (элемент аниона не в высшей степени окисления):

На катоде всегда восстанавливается металл: Me n+ +ne = Me0

На аноде будет окисляться элемент аниона: SO3 2- — 2e = SO3

Например, электролиз расплава сульфита натрия:

Na2SO3 = 2Na + SO3

S в сульфите имеет степень окисления +4, при электролизе она окисляется до +6 — SO3


3Электролиз расплава кислородсодержащей соли (элемент аниона  в высшей степени окисления):

На катоде все без изменений 

На аноде — т.к. элемент уже в высшей степени окисления, то окисляться будет кислород:

2CO3-2  — 4e= 2CO2 + O2

Например, электролиз расплава карбоната натрия:

2Na2CO3 = 4Na + 2CO2+ O2

Важно понимать, что эти реакции не идут сами по себе. Их протекание возможно только при действии электрического тока.


Электролиз растворов 


hello_html_m7ddf12de.jpg

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ХАРАКТЕРА СРЕДЫ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ ВЕЩЕСТВ. ИНДИКАТОРЫ (№23).


В зависимости от того какие ионы H+ или OH находятся в водном растворе в избытке, различают следующие типы (характеры) сред растворов:

1) кислая

2) щелочная

3) нейтральная

При кислотном характере среды в растворе содержится избыток катионов водорода H+, а концентрация гидроксид-ионов близка к нулю.

При щелочном характере среды в растворе избыток гидроксид-ионов OH, а концентрация катионов H+ близка к нулю.

При нейтральной среде раствора концентрации ионов H+ и OH равны между собой и практически равны нулю (0,0000001 моль/л).


Следует помнить то, что кислая, щелочная и нейтральная среды могут наблюдаться не только в растворах кислот, щелочей и дистиллированной воде. Среда растворов также может быть различной в растворах солей в зависимости от их отношения к гидролизу.

Так, например, раствор сульфита натрия от раствора сульфата натрия можно различить с помощью фенолфталеина. Сульфит натрия — соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, поэтому его растворы будут иметь щелочную реакцию среды. Фенолфталеин окрасится в его растворе в малиновый цвет. Сульфат натрия же образован сильным основанием и сильной кислотой, т.е. гидролизу не подвергается, и его водные растворы будут иметь нейтральную реакцию среды. В случае раствора сульфата натрия фенолфталеин останется бесцветным.


КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА НЕОРГАНИЧЕСКИЕ ВЕЩЕСТВА И ИОНЫ (№25, 32)

Качественные реакции на катионы

Катион

Реактив

Реакция

Характерные признаки

Н+

Лакмус
Метилоранж

 

Красное окрашивание
Розовое окрашивание

Ва2+

Растворимые сульфаты, серная кислота. 
Пламя спиртовки.

Ba2+ + SO42- = BaSO4

Белый мелкодисперсный осадок BaSO4, нерастворимый в H2O и HNO3.
Желто-зеленая окраска пламени.

Ag+

Растворимые хлориды, соляная кислота

Ag+ + Cl- = AgCl↓

Белый творожистый осадок AgCl, нерастворимый в H2O и HNO3

NH4+

Раствор щелочи, нагревание, влажная фильтровальная бумажка, пропитанная лакмусом или фенолфталеином; палочка, смоченная HCl(конц)

NH4+ + OH- = NH4OH (NH3↑ + HO2)
NH
3 + HCl = NH4Cl

Специфический запах аммиака. Изменение окраски бумажки. Палочка, смоченная HCl(конц) «дымит»

Al3+

Растворы щелочи, кислоты

Al3+ + 3OH- = Al(OH)3
Al(OH)
3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O
Al(OH)
3 + OH- = [Al(OH)4]-

Белый осадок Al(OH)3, растворимый в кислоте в избытке щелочи

Zn2+

Растворы щелочи, кислоты

Zn2+ + 2OH- = Zn(OH)2
Zn(OH)
2 + 2H+ = Zn2+ + 2H2O
Zn(OH)
2 + 2OH- = [Zn(OH)4]2-

Белый осадок Zn(OH)2, растворимый в кислоте в избытке щелочи

Mg2+

Раствор щелочи

Mg2+ + 2OH- = Mg(OH)2

Белый осадок Mg(OH)2, нерастворимый в избытке щелочи

Cr3+

Растворы щелочи, кислоты

Cr3+ + 3OH- = Cr(OH)3↓ 
Cr(OH)
3 + 3H+ = Cr3+ + 3H2O
Cr(OH)
3 + OH- = [Cr(OH)4]-

Cеро-зеленый осадок Cr(OH)3, растворимый в кислоте в избытке щелочи

Fe2+

Раствор красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]

3Fe2++2[Fe(CN)6]3- = Fe3[Fe(CN)6]2

Образование турнбулевой сини Fe3[Fe(CN)6]2

Fe3+

Раствор роданида аммония NH4CNS
Раствор желтой кровяной соли K
4[Fe(CN)6]

Fe3+ + 3CNS- = Fe(CNS)3
4Fe
3+ + 3[Fe(CN)6]4+ = Fe4[Fe(CN)6]3

Кроваво-красное окрашивание раствора Образование берлинской лазури Fe4[Fe(CN)6]3

Cu2+

Раствор щелочи с последующим нагреванием

Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2↓ 
Cu(OH)
2 → CuO + H2O

Ярко-голубой студенистый осадок, нерастворимый в избытке щелочи, разлагающийся при нагревании на черный осадок CuO и воду

  

Качественные реакции на анионы

OH-

Лакмус

 

Синее окрашивание

Фенолфталеин

Малиновое окрашивание

Метилоранж

Желтое окрашивание

Cl-

Раствор нитрата серебра AgNO3

Ag+ + Cl- = AgCl↓

Белый творожистый осадок, нерастворимый в H2O и HNO3

Br-

Раствор нитрата серебра AgNO3

Ag+ + Br- = AgBr↓

Светло-желтый осадок, нерастворимый в H2O и HNO3

I-

Раствор нитрата серебра AgNO3

Ag+ + I- = AgI↓

Желтый осадок, нерастворимый в H2O и HNO3

NO3-

Концентрированная серная кислота и медная стружка при нагревании

H2SO4+ 2NH4NO3=(NH4)2SO4 + 2HNO3
4HNO
3+Cu → Cu(NO3)2+2NO2 +2H2O

Бурый газ (NO2), голубая окраска раствора

SO42-

Раствор соли бария

Ba2+ + SO42- = BaSO4

Белый мелкодисперсный осадок, нерастворимый в H2O и HNO3

SO32-

Сильная кислота

2H+ + SO32- = H2SO3
(SO
2↑ +H2O)

Газ с резким специфическим запахом

S2-

Раствор соли свинца

Pb2+ + S2- = PbS↓

Черно-бурый осадок

CO32-

Cильная кислота

2H+ + CO32- = H2CO3 
(CO
2↑+ H2O)

Газ без цвета и запаха, не поддерживает горение

HCO3-

H+ + HCO3- = H2O + CO2

PO43-

Раствор нитрата серебра в слабощелочной среде

3Ag+ + PO43- = Ag3PO4

Желтый осадок, растворимый в HNO3

HPO43-

3Ag+ + HPO42- = Ag3PO4↓ +H+

H2PO4 -

3Ag+ + H2PO4- = Ag3PO4 +2H+



КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ (№13, 32).

Качественные реакции органических веществ

без нагревания – появляется желтое окрашивание р-ра;

при нагревании и добавлении раствора аммиака белок окрашивается в желтый цвет

Свежеосажденный Сu(OH)2

биуретовая реакция (образуется комплексное соединение)

сине-фиолетовое окрашивание р-ра

 

ПОНЯТИЕ О МЕТАЛЛУРГИИ: ОБЩИЕ СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ МЕТАЛЛОВ (№26)

Металлургия — это комплексная отрасль промышленности, которая занимается производством металлов.

Поскольку большинство металлов в природе существует в виде различных соединений, то химическая суть металлургических процессов заключается в восстановлении металлов:

Me+n + nē → Me0

В зависимости от того, какой используется восстановитель и каковы условия, при которых проводят процессы восстановления различают пиро-, гидро-, электро- и биометаллургию.

Пирометаллургия (от греч. огонь и металлургия) представляет собой все химические способы восстановления металлов из руд, осуществляемые с применением  высоких температур.

В качестве восстановителей в пирометаллургии используют уголь (кокс), оксид углерода (II), водород, активные металлы, кремний.

Оксидные руды чаще всего восстанавливают коксом или оксидом углерода  (II)  — этот процесс носит название карботермия.

Для извлечения металлов пирометаллургическим способом из сульфидных руд их сначала подвергают предварительному отжигу. А затем, полученный оксид восстанавливают коксом (С).

Тугоплавкие металлы, например, молибден и вольфрам, восстанавливают водородом:

Если восстановителями химически активные металлы, то этот пирометаллургический способ называют металлотермия. В зависимости от природы металла-восстановителя различают алюминотермию, или алюмотермию, — восстановление алюминием и магнийтермию — восстановление магнием. Способ металлотермии позволяет восстанавливать металлы не только из оксидов, но и с галогенидов.

Известен способ восстановления металлов кремнием, называемый силикотермией.

Гидрометаллургия представляет собой метод получения металлов, заклющийся в преобразовании природных соединений металлов в растворимую форму с последующим восстановлением металла из раствора. Гидрометаллургического способами добывают благородные (золото, серебро, платину), цветные (медь, никель, цинк, кобальт), редкие (цирконий, гафний, тантал) и другие металлы:

NiSO4 + Zn = Ni + ZnSO4

К преимуществам данного способа относится возможность его использования для получения металлов при их малом содержании в руде,  которую невозможно перерабатывать обычными способами; снижение во многих случаях загрязнения окружающей среды, например, при обжиге сульфидных руд.

Электрометаллургия — это способ получения металлов с применением электрического тока —  электролиза. Электролизом расплавов получают самые активные металлы (от лития до марганца в ряду активности), электролизом водных растворов — менее активные (Zn, Cu, Ni, Cr и т.д.).

Биометалургия основана на биохимических процессах, протекающих при использовании микроорганизмов. Известно, что микроорганизмы типа литотрофы (с лат. – «поедающие камни») могут преобразовывать нерастворимые сульфиды металлов в растворимые сульфаты. Сейчас с применением микроорганизмов добывают медь, уран, рений, серебро, никель, свинец, а также некоторые редкие металлы.


ОБЩИЕ НАУЧНЫЕ ПРИНЦИПЫ ХИМИЧЕСКОГО ПРОИЗВОДСТВА (НА ПРИМЕРЕ ПРОМЫШЛЕННОГО ПОЛУЧЕНИЯ АММИАКА, СЕРНОЙ КИСЛОТЫ, МЕТАНОЛА) (№26)


Синтез аммиака

Промышленный синтез аммиака основан на прямом взаимодействии простых веществ — азота N2 и водорода H2. Азот, используемый при производстве аммиака, получают фракционной перегонкой жидкого воздуха, а водород – паровой конверсией угля или природного газа:

С + Н2О↔ СО +Н2О (нагрев)

СН4 + Н2О ↔ СО + 3Н2 (нагрев)

Рассмотрим уравнение взаимодействия азота с водородом:

N2 + 3Н2 ↔ 2NН3 ↑ + 45,9 кДж  (кат, темп, давление)

Данная реакция является каталитической, т.е. ее скорость многократно возрастает в присутствии катализатора. В качестве катализатора синтеза аммиака из азот-водородной смеси используют катализатор на основе пористого железа.

Поскольку реакция взаимодействия азота с водородом является экзотермической, то для смещения равновесия в сторону образования аммиака процесс целесообразно проводить при низких температурах. Однако без нагревания скорость реакции взаимодействия азота с водородом ничтожно мала, поэтому для синтеза аммиака при выборе температурных условий приходится ориентироваться на «золотую середину». Такой «золотой серединой» является температура около 400-500 оС.

Негативным следствием использования высокой температуры является то, что равновесие реакции сильно смещается в сторону обратной реакции – разложения аммиака, вследствие чего падает его выход.

Согласно уравнению взаимодействия азота и водорода, при протекании реакции суммарное количество газообразных веществ уменьшается, ведь при взаимодействии 3 моль водорода и 1 моль азота (всего 4 моль) взамен образуется только 2 моль аммиака. Поэтому, исходя из принципа Ле Шателье, негативные эффекты, связанные с разложением аммиака, можно снизить, осуществляя процесс под высоким давлением. Давление азот-водородной смеси в колонне синтеза создается с помощью турбокомпрессора и составляет около 300 атм. Тем не менее, даже несмотря на использование колоссального давления, степень превращения азот-водородной смеси «за один заход» не превышает 20 %. Дальнейшее повышение давления по ряду причин невозможно, поэтому проблема низкого выхода решается довольно простым способом. Образовавшийся аммиак отделяется в сепараторе от непрореагировавшей азот-водородной смеси, а оставшаяся смесь направляется с помощьюциркуляционного компрессора обратно в колонну синтеза вместе с новой порцией сырья. Такой прием носит название принципа циркуляции. Благодаря принципу циркуляции степень превращения азот-водородной смеси в аммиак удается повысить до 95%.

Производство серной кислоты

В качестве серосодержащего сырья для производства серной кислоты могут быть использованы сера или сероводород (побочные продукты нефтепереработки), минерал пирит FeS2, а также сульфиды некоторых других d-элементов. Никакие другие виды сырья не используются.

В настоящий момент основным сырьем для производства серной кислоты являются сероводород и сера, поскольку они в огромных количествах образуются в качестве побочных продуктов нефтепереработки.

Однако же в школьной программе пока еще по-прежнему считается, что серная кислота производится преимущественно из пирита, в связи с чем и мы будем рассматривать основные стадии производства серной кислоты именно этого же сырья.

Первая стадия

Заключается в сжигании предварительно измельченного пирита в токе обогащенного кислородом воздуха. Процесс протекает в соответствии с уравнением:

4FeS2 + 11O2  t = 800°C→   2Fe2O3 + 8SO2 + Q 

Обжиг осуществляют при температуре около 800 оС в печи для обжига. В процессе обжига используют так называемый метод кипящего слоя – частицы измельченного пирита подаются в печь сверху, а воздух — снизу. В результате этого раскаленные частицы пирита оказываются подвешенными в токе воздуха, внешне напоминая кипящую жидкость.

П осле обжига пирита полученный печной газ, содержащий диоксид серы, отделяется от твердых примесей огарка (Fe2O3) с помощью циклонаЦиклоном называют аппарат, в котором происходит грубая очистка печных газов за счет центробежной силы от наиболее крупных твердых частиц. Далее после грубой очистки смесь газов проходит более глубокую очистку уже от оставшихся мелких твердых частиц с помощью электрофильтра. Принцип действия электрофильтра основан на том, что к наэлектризованным металлическим пластинам прилипает пыль, которая после скопления ссыпается с них под собственным весом в приемник.

После очистки от твердых примесей печной газ направляется в нижнюю часть так называемой сушильной башни, в верхнюю часть которой впрыскивается концентрированная серная кислота на встречу газу. При таком варианте осуществления фактически сталкиваются два потока — смеси газов, идущей снизу, и струи жидкой концентрированной серной кислоты, текущей сверху. Очевидно, что в результате этого достигается максимальная степень «смешения» газа с осушающей жидкостью. Данный прием носит название принципа противотока.

Вторая стадия

После очистки от твердых примесей и осушки концентрированной серной кислотой газы поступают в контактный аппарат. В контактном аппарате расположены полки с катализатором V2O5, который катализирует взаимодействие диоксида серы с кислородом в соответствии с уравнением:

2SO2 + O2 400-500°С,V2O5,p2SO3 + Q

Аналогично реакции взаимодействия азота с водородом, рассмотренной выше, данная реакция также является каталитической, экзотермической и протекает с уменьшением количества газообразных веществ. Поэтому с точки зрения принципа Ле Шателье ее следовало бы проводить при низких температурах. Однако при низких температурах скорость реакции крайне низка, и ее осуществляют при оптимальной температуре около 400-500 оС. Смещения равновесия реакции в сторону разложения SO3 при повышении температуры удается практически полностью избежать, проводя реакцию при повышенном давлении.

Третья стадия (заключительная)

После второй стадии образовавшийся триоксид серы поступает в часть установки, называемую поглотительной башней. Из названия данного аппарата логичным было бы предположить, что триоксид серы в нем поглощается в этой части установки водой, ведь триоксид серы, взаимодействуя с водой, образует серную кислоту. Однако в реальности серный ангидрид SO3 поглощают не водой (!!!), а концентрированной серной кислотой. Связано это с тем, что при смешении серного ангидрида с водой выделяется колоссальное количество теплоты, в результате чего сильно возрастают температура, давление и образуются мельчайшие капли трудноуловимого сернокислотного тумана.

В результате поглощения SO3 концентрированной серной кислотой фактически образуется раствор SO3 в безводной серной кислоте, который называют олеумом. Далее образующийся олеум собирается в металлические емкости и отправляется на склад. Серную кислоту необходимой концентрации получают, добавляя к олеуму воду в нужной пропорции. В результате добавления воды избыток SO3 превращается в серную кислоту.




Производство метанола

Производство метанола основано на реакции взаимодействия угарного газа CO с водородом H2, которая протекает в соответствии с уравнением:

СО + 2Н2 hello_html_m1cf4dbf2.pngСН3ОН+Q (кат, темп, давление)

Технологическая цепочка производства метанола практически идентична таковой для получения аммиака. Это обусловлено определенным сходством реакций. Так, например, реакции образования аммиака и метанола являются экзотермическими, обратимыми, каталитическими и протекают с уменьшением объема газообразных веществ.

В синтезе метанола из угарного газа и водорода используются все те же приемы, что и в синтезе аммиака из азот-водородной смеси, в частности:

  • 1) наличие катализатора в колонне синтеза;

  • 2) принцип теплообмена;

  • 3) использование высокого давления для повышения выхода продукта;

  • 4) использование высокой температуры для увеличения скорости реакции;

  • 5) принцип циркуляции.



Курс повышения квалификации
Курс профессиональной переподготовки
Учитель биологии и химии
Курс профессиональной переподготовки
Учитель химии
Найдите материал к любому уроку,
указав свой предмет (категорию), класс, учебник и тему:
также Вы можете выбрать тип материала:
Краткое описание документа:

В пособии "Теоретический материал для подготовки к ЕГЭ по химии" размещен краткий конспект ответов на некоторые задания единого государственного экзамена по химии. Показан алгоритм решения некоторых заданий контрольно-измерительных материалов единого государственного экзамена по химии. Материал выдается в краткой форме.

Проверен экспертом
Общая информация
Учебник: «Химия. Базовый уровень», Габриелян О.С.

Номер материала: ДБ-661000

Вам будут интересны эти курсы:

Курс повышения квалификации «Химия окружающей среды»
Курс профессиональной переподготовки «Химия: теория и методика преподавания в образовательной организации»
Курс повышения квалификации «Нанотехнологии и наноматериалы в биологии. Нанобиотехнологическая продукция»
Курс повышения квалификации «Организация практики студентов в соответствии с требованиями ФГОС педагогических направлений подготовки»
Курс профессиональной переподготовки «Организация деятельности экономиста-аналитика производственно-хозяйственной деятельности организации»
Курс повышения квалификации «Экономика: инструменты контроллинга»
Курс повышения квалификации «Особенности подготовки к сдаче ОГЭ по химии в условиях реализации ФГОС ООО»
Курс повышения квалификации «Правовое регулирование рекламной и PR-деятельности»
Курс профессиональной переподготовки «Биология и химия: теория и методика преподавания в образовательной организации»
Курс повышения квалификации «Современные образовательные технологии в преподавании химии с учетом ФГОС»
Курс профессиональной переподготовки «Разработка эффективной стратегии развития современного ВУЗа»
Курс повышения квалификации «Актуальные вопросы банковской деятельности»
Курс профессиональной переподготовки «Деятельность по хранению музейных предметов и музейных коллекций в музеях всех видов»
Курс профессиональной переподготовки «Техническое сопровождение технологических процессов переработки нефти и газа»
Курс профессиональной переподготовки «Организация системы учета и мониторинга обращения с отходами производства и потребления»

Оставьте свой комментарий

Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.

Репетиторы онлайн

✅ Подготовка к ЕГЭ/ГИА
✅ По школьным предметам

✅ На балансе занятий — 1

Подробнее