Стехиометрические законы

Дополнительная

КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ

ЭЛЕКТРОЛИЗ

Электролиз как окислительно-восстановительный процесс. Электролиз расплавов и водных растворов электролитов. Электролиз с нерастворимыми и растворимыми анодами. Потенциал разложения. Понятие о перенапряжении. Практическое использование электролиза. Аккумуляторы. Электролитическое получение и рафинирование металлов. Основы гальванических методов нанесения металлических покрытий.

Основные виды коррозии. Химическая коррозия. Электрохимическая коррозия. Борьба с коррозией металлов. Методы защиты металлов от коррозии. Изоляция металлов от агрессивной среды, защитные покрытия. Электрохимические методы защиты: протекторная, катодная защита. Изменение свойств коррозионной среды: ингибиторы коррозии.

Основная литература

1. Н.С. Ахметов. Общая и неорганическая химия. М.: «Высшая школа», 1998.

2. М.Х. Карапетьянц, С.И.Дракин. Общая и неорганическая химия. М.: «Химия», 1992.

3. Общая химия в формулах, определениях, схемах./Под ред. В.Ф.Тикавого.- Мн.: изд-во БГУ, 1987.

4. Д.А. Князев, С.Н. Смарыгин. Неорганическая химия.- М.:ВШ, 1990.

5. Н.В. Коровин. Курс общей химии.- М.:ВШ, 1990.

6. Задачи и упражнения по общей химии./Под ред. Проф. Коровина Н.В.-М.:ВШ, 2003.

7. Л.М. Романцева и др. Сборник задач и упражнений по общей химии.-М.:ВШ, 1980.

8. Л.М. Витинг, Л.А. Резницкий Задачи и упражнения по общей химии.-М.:МГУ, 1995.

9. М.М. Жарский, А.Л. Кузьменко, А.Л. Орехова С.Е. Теоретические основы химии. Сборник задач. Мн., 2004

1. Я.А. Угай Общая химия.- М.:ВШ, 1984.

2. Г.П. Хомченко, И.К. Цитович Неорганическая химия.- М.:ВШ, 1978.

3. Н.Л. Глинка Общая химия.- Л.:Химия, 1990.

4. Н.Л. Глинка Задачи и упражнения по общей химии.- Л.:Химия, 1988.

5. Б.В. Некрасов Основы общей химии.- М.: Химия, 1973.

6. Р.А. Лидин и др. Задачи по общей и неорганической химии. – М.: Владос, 2004.

7. Лидин Р.А. и др. Задачи по неорганической химии. – М.: ВШ, 1990.

8. Лидин Р.А., Молочко В.А., Андреева Л.Л. Химические свойства неорганических веществ. /Под ред. Р.А. Лидина. – М, Колос, 2006.

Контрольные задания

Контрольные задания 1-10.

1. Определите молярную массу эквивалента металла, если
0,327 г его вытесняют из раствора соляной кислоты 112 мл водорода при н. у.

2. Какое количество вещества эквивалента содержится в 490 г H₂S0₄, в 980 г Н₃Р0₄? (Фосфорная кислота при этом реагирует с образова­нием гидрофосфата.)

3. На окисление кремния расходуется 16 г кислорода. Вычис­лите масс су хлора, необходимую для окисления такой же массы кремния.

4. При взаимодействии 22,48 г металла с разбавленной серной кислотой израсходовано 19,6 г H₂S0₄. Вычислите молярную массу эквивалента металла.

5. На восстановление 11,925 г оксида металла израсходовано 3,336 л водорода при н. у. Вычислите молярную массу эквивалента металла.

6. Массовая доля металла в хлориде составляет 73,8 %. Опреде­лите молярную массу эквивалента металла.

7. Используя закон эквивалентов, определите массу оксида железа (III), образовавшуюся в результате окисления 3,72 г железа кислородом.

8. Сколько граммов цинка надо взять, чтобы получить такой же объем водорода, который выделяется при взаимодействии 2,792 г желе­за с соляной кислотой?

9. Молярная масса эквивалента металла 23 г/моль. Вычислите массовую долю металла в его оксиде.

10. На реакцию с 2,94 г ортофосфорной кислоты израсходовано 3,36 г гидроксида калия. Определите молярную массу эквивалента Н₃Р0₄ в этой реакции? Какая соль при этом получится?

Методические рекомендации:

Количество вещества n(x) можно рассчитать по формулам:

для газов

(молярный объем газа)

; ; (постоянная Авогадро)

закон эквивалентов: массы реагирующих друг с другом веществ (m₁,m₂) пропорциональны молярным массам их эквивалентов (М_Э1,М_Э2)

m₁ Mэ₁ m₁ m₂

—— = ——— < = > —— = ——

m₂ М_Э2 M_Э1 М_Э2

Количество моль - эквивалентов веществ в реакции равны между собой.

n _экв1 = n_экв2

Для реакций с участием газов используют молярный объем эквивалента – это объем, занимаемый 1 моль-эквивалентом газа.

Математическая запись закона через эквивалентный объем:

m_в-ва V_газа m_в-ва М_Эв-ва

—— = —— <=> —— = ——

M_Эв Vэ_газа V_газа V_Эг

;

N _Ме – число атомов металла

n_{0 Ме} – степень окисления металла

Основные классы неорганических соединений

Контрольные задания

11-20. а) Составьте формулы всех солей, соответствующих гидроксидам, приведенным в вашем задании.

б) напишите уравнение реакций их получения из кислоты и основания в молекулярной и ионной форме. Для амфотерных гидроксидов необходимо составлять формулы их солей, образованных как при реакциях с кислотами так и с основаниями.

11) Fe (OH)₂ LiOН H ₂SO₄

12) Sr (OH)₂ NH₄ OH H₂S

13) Mg (OH)₂ RbOH H₃AsO₄

14) Ca (OH)₂ KOH H₂Si O₃

15) Cu (OH)₂ Li OH H₂CO₃

16) Ni (OH)₃ CsOH HNO₃

17) Co (OH)₃ NaOH HNO₂

18) Fe (OH)₃ KOH H₂SeO₄

19) Zn (OH)₂ NaOH HCl

20) Al (OH)₃ KOH HBr

См. приложение 1, таблица 1

приложение 2, таблица 2

Методические рекомендации:

ПРИМЕР: Составить формулы всех возможных солей, образованных Ca(OH)₂ и Н₃РО₄. Дать названия.

Гидроксид кальция диссоциирует с образованием двух основных остатков

Ca(OH)₂ ↔ OH^-+CaOH⁺ I ступень

+

CaOH⁺ ↔ OH^-+Ca²⁺ II ступень

____________________

Ca(OH)₂ ↔ Са²⁺+2OH^- Суммарное уравнение

Ортофосфорная кислота дает при диссоциации три кислотных остатка

Н₃РО₄ ↔ H⁺+Н₂РО I ступень

+ Н₂РО ↔ H⁺+НРО II ступень

Н₂РО ↔ H⁺+НРО III ступень

____________________

Н₃РО ↔ 3H⁺+РО Суммарное уравнение

Возможно образование 4х солей (средней, 2х кислых и одной основной).

Составляем формулы солей исходя из электронейтральности молекул.

1) Ca(OH)₂ + 2H₃PO₄ ® Ca(H₂PO )₂+2H₂O

Ca(OH)₂ + 2H₃PO₄ ® Ca²⁺+2H₂PO +2H₂O

2) Ca(OH)₂ + H₃PO₄ ® CaHPO ¯+2H₂O

3) 3Ca(OH)₂ + H₃PO₄ ® (CaOH)₃ PO +3H₂O

3Ca(OH)₂ + H₃PO₄ ® 3CaOH⁺+PO +3H₂O

4) 3Ca(OH)₂ + 2H₃PO₄ ® Ca₃ (PO₄)₂¯+6H₂O

Дата добавления: 2017-02-01; Просмотров: 63; Нарушение авторских прав?; Мы поможем в написании вашей работы!