Реферат: Основания - текст реферата. Скачать бесплатно.
Банк рефератов, курсовых и дипломных работ. Много и бесплатно. # | Правила оформления работ | Добавить в избранное
 
 
   
Меню Меню Меню Меню Меню
   
Napishem.com Napishem.com Napishem.com

Реферат

Основания

Банк рефератов / Химия

Рубрики  Рубрики реферат банка

закрыть
Категория: Реферат
Язык реферата: Русский
Дата добавления:   
 
Скачать
Архив Zip, 1290 kb, скачать бесплатно
Заказать
Узнать стоимость написания уникального реферата

Узнайте стоимость написания уникальной работы

32 Содержание. Введение. Глава 1. Понятие оснований, как класса неорганических соединений. Основания в теориях Дж. Бренстеда и Г. Льюиса. Глава 2. Физические свойства оснований. 2.1 Физические свойства оснований. 2.2 Растворимость в воде, произведение растворимости. 2.3 Константа диссоциации растворимых основ аний . Глава 3. Основные способы получения основ аний . 3.1 Лабораторные способы получения основ аний . 3.2 Промышленные способы получения основ аний . Глава 4. Химические свойства. 4.1 Взаимодействие с кислотами. Реакция нейтрализации. 4.2 Взаимодействие с кислотными оксидами. 4.3 Амфотерные гидроксиды, взаимодействие с гидроокисями щелочных металлов. 4.4 Термическое разложение нерастворимых в воде оснований. Глава 5. Использование оснований в химии и промышленности. Заключение. Введение. Химия сегодня прочно вошла в нашу жизнь вместе с новыми материалами, продуктами, лекарствами, синтетическими волокнами, пластиками. В мире появляется все больше информации о новых веществах и теориях химии, процессах свойствах веществ. Поэтому главной задачей становится систематизация и классиф и кация информации, знаний. В данной работе мы рассмотрим строение оснований и те теории, что описывают их свойства, их основные физические и химические свойства, их получение и применение в быту и промышленности. Заданием реферата будет систематизировать знания и материалы по этой группе веществ, что будет способствовать развитию логического мышления, развивать умения и навыки видеть причинные связи между свойствами и областями применения веществ. Основания – это большой класс неорганических соединений, который характеризуется схожим химическим строением и имеет схожие химические свойства. Их молекулы содержат несколько гидроксильных групп, из– за которых эти вещества и получили название гидроксидов. Изучение гидроксидов показывает, что этот класс неорганических веществ широко используется в нашей жизни, мы пользуемся ими и продуктами сделанными на их основе довольно часто, практически каждый день и даже не знаем об этом. Глава 1. Понятие оснований, как класса неорганических соединений. Основания в теориях Дж. Бренстеда и Г. Льюиса. Термин „ основание ” первоначально был отнесен к веществам, которые в реакциях с кислотами образуют соли. К основаниям принадлежат гидроксиды многих металлов ( Ca ( OH ) 2 , , , , ). Водные растворы таких оснований , как NaOH , KOH , LiOH , обладают сильно щелочными свойствами, поэтому эти вещества и некоторые другие называют щелочами. Основаниями [1, ст. 40 - 41], с точки зрения теории электролитической диссоциации, называют вещества диссоциирующие в растворе с образованием анионов одного вида – гидроксид – ионов . В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид: Примером диссоциации будут следующие уравнения: Некоторые из щелочей аналогично диссоциируют и при плавлении: Названия гидроксидов составляются из слова « гидроксид » и русского названия элемента в родительном падеже с указанием, если это необходимо, степени окисления элемента (римскими цифрами в скобках). Например, LiOH – гидроксид лития, - гидроксид железа ( ІІ ) , - гидроксид железа ( ІІІ ) . Но основные свойства имеют не только гидроксиды металлов, а также и некоторые другие вещества, которые к гидроксидам отнести нельзя, например, NH 3 , BF 3 . К роме того многие химические процессы могут протекать не в водной среде, а в среде неводных растворителей ( бензол, пиридин ), к которым теория электролитической диссоциации не применима вообще. Кислоты и основания могут реагировать между собой, не будучи диссоциированными на ионы. Так, безводный хлороводород, состоящий только из молекул, легко реагирует с безводными основаниями. Эти факты показ али необходимость создания теории кислот и оснований, которая бы могла объяснить наведенные выше факты. Доказательство того, что протон не существует в свободном состоянии, сделал необходимым пересмотр понятия « кислота », а также нужно было установить роль растворителя в растворе. В 1923 году появились две новые теории кислот и оснований: датского физикохимика Дж. Бренстеда, дополненная английским химиком Лаури и Г. Льюиса. Теория Бренстеда получила название протонной. Теория называется протонной потому, что главная роль в определении понятий кислота и основание отведена в ней простейшей химической частице Н + - катиону водорода в виде свободного протона. В соответствии с протонной теорией: Кислота – это вещество, водородсодержащие частицы которого (молекулы или ионы) способны отдавать свои протоны. Основание – это вещество, частицы которого (молекулы, ионы) способны принимать протоны от кислот. Таким образом, кислота – это донор протонов: , а основание – это акцептор протонов: , где НА – общая формула кислоты, В – общая формула основания. Кислота и основание, связанные из – за обмена протоном, называются сопряженной кислотно – основной парой. Кислотные свойства некоторого вещества проявляются лишь в присутствии акцептора протонов, а основные свойства – в присутствии донора протона. Вещества, которые могут отдавать или принимать протоны, объединяют одним понятием – протолиты. Во время взаимодействия любой кислоты с основанием, согласно Дж. Бренстеда [ 8, ст. 51 - 55 ], будет наблюдаться протолитическая реакция, для которой характерно состояние протолитического равновесия. Это равновесие, согласно с законами термодинамики, всегда будет смещаться в сторону получения более слабых протолитов. Протолиты, которые в одних условиях могут отдавать свои протоны, а в других – принимать протоны, называют амфолитами. Таким образом амфолиты могут одновременно быть донорами и акцепторами протонов. В соответствии с протонной теорией вода является по отношению к самой себе амфолитом: что объясняет протекание автопротолиза воды: . Автопротолиз воды количественно характеризуется ионным произведением воды: при 25°С. Значение К невелико и указывает на малую степень протекания автопротолиза воды. Протолиты в водном растворе подвержены протолизу в различной степени. В связи с этим различают сильные и слабые протолиты (аналогично сильные и слабым окислителям и восстановителям в водном растворе). Сильные протолиты (кислоты, основания) подвергаются протолизу в большей степени. Слабые протолиты (кислоты, основания) подвергаются протолизу в малой степени. Установление абсолютной силы протолитов по их сродству к протону в принципе возможно, однако практически трудно осуществимо и требует сложной измерительной техники. Практически достаточно знать относительную силу протолитов ( по отношению к некоторому эталону ). Для водных растворов протолитов таким эталоном кислотности и основности является растворитель – вода. Мерой относительной силы протолитов в водном растворе служит величина рК к . В соответствии с определением рК к : · слабая кислота является тем более сильным протолитом, чем ниже значе ние рК к соответствующей сопряженной пары; · слабое основание является тем более сильным протолитом, чем выше значение рК к соответствующей сопряженной пары. А1 3+ • Н 2 О + Н 2 О = А1ОН 2+ + Н 3 О - Слабыми основаниями по Бренстеду будут все анионы, сопряженные со слабыми кислотами и не содержащие собственных протонов: Многие гидроанионы, такие как , , , в водном растворе являются амфолитами. Их протолиз протекает в малой степени и состоит из двух реакций, в одной из которых реагент играет роль слабой кислоты, а в другой - роль основания. Амфолитами по отношению к воде являются также амфотерные гидроксиды, такие как Ве(ОН) 2 , Z п(ОН) 2 , А1(0Н) 3 и Сг(ОН) 3 . Они мало раство римы в воде; та их часть, которая переходит в раствор, быстро гидратируется ( условно одной молекулой воды, например А1(ОН)3 Ч Н2О ) и вступает в дв е о дновременно протекающие реакции протолиза ( как кислот а и как основани е ): Определение кислот и оснований по Бренстеду позволяет систематизировать множество химических реакций. В первую очередь это относится к тем реакциям, которые по Аррениусу рассматриваются как нейтрализация и гидролиз солей ( 1, ст. 146 - 161 ). Реакция нейтрализация по Бренстеду обратная автопротолизу воды, а поскольку последний протекает в малой степени, то реакция нейтрализации оказывается практически необратимо проходящей до конца. Рассмотрим реакцию нейтрализации между эквимолярными количества НС1 и N аОН в водном растворе, она характеризуется процессами: протолиз электролитическая диссоциация нейтрализация По Бренстеду N аОН не есть основание ( как в теории Аррениуса ), а служит лишь источником ионов ОН - в водном растворе ( сами же ионы являются сильнейшим основанием ). Более общее понятие о природе кислот и оснований и их диссоциации имеет теория Г. Льюиса. Он обозначил кислоту как акцептор пары электронов, а основание как донора электронной пары. Согласно теории Г. Льюиса кислотно – основные реакции – это взаимодействия в которых неразделенная пара электронов молекулы основы присоединяется к молекуле кислоты, в следствии чего возникает ковалентная связь. Взаимодействие между кислотой ( ) и основанием ( Н 2 О ) с получением Н 2 SO 4 можно изобразить схемой приведенной на рисунке 1. Рис. 1. Теория Г. Льюиса очень удобна для выяснения механизма органических реакций. Но для пояснения характера кислотно – основных взаимодействий более целесообразно использовать теорию Бренстеда. Теория Бренстеда развита и дополнена Н. А. Измайловым, а также его учениками В. В. Александровым, В. Д. Безуглым. Универсальный характер носит теория кислот и основ выдвинутая М. И. Усановичем. Глава 2. Физические свойства оснований. Рассмотрим обобщенные физические свойства оснований, их агрегатное состояние, растворимость в воде и других растворителях, цвет, электропроводимость плотность и другие параметры. Эти параметры позволят далее прогнозировать применение гидроксидов в промышленности, связать их физические и химические свойства. 2.1 Физические свойства оснований. Щелочи ( гидроксиды натрия, калия, лития ) образуют твердые, белые, очень гигроскопические кристаллы. Температура плавления 322°С, КОН 405°С, а 473°С. Кристаллические решетки у гидроксида калия кубическая, типа NaCl , а у гидроксида калия тетрагональная. Гидроксиды кальция, магния, бериллия, бария образуют белые порошки, также довольно гигроскопические, но не настолько как щелочи. Образуют гексагональную кристаллическую решетку, температуры плавления их не высоки из – за разложения на оксид и воду. Гидроксиды других металлов ( алюминия, меди, цинка и др. ) образуют осадки разных цветов, чаще белые. Имеющие цвет гидроксиды используют в качестве пигментов при производстве эмалей, глазурей. 2.2 Растворимость в воде, произведение растворимости. Хорошо в воде растворимы лишь щелочи, значительно меньше основания металлов второй группы (главной подгруппы), а все остальные в воде практически не растворимы. За нормальных условий в 1 л. воды растворяется 494 г КОН. Гидроксид лития в воде растворяется значительно хуже, чем гидроксиды других щелочных металлов. При температуре 0°С в 1 л. воды растворяется 109 г . Для характеристики растворимости молорастворимых в воде электролитов введено понятие произведения растворимости ПР. О но равно произведению равновесных молярных концентраций катионов и анионов этого вещества в насыщенном водном расстворе. Рассмотрим произведение растворимости на примере гидроксида марганца. , ПР= 2,3Ч10 -13 растворимость вещества будет равна: С помощью произведения растворимости можно вычислить значения концентраций ионов в растворе. Значения произведений растворимости многих молорасстворимых в воде оснований приведены в таблице 1 ( где рПР=- lg ПР ). Таблица 1. Значения произведений растворимости оснований. Основание p ПР Основание ПР Ca(OH) 2 5,2 La(OH) 3 22,44 19,25 Mg(OH) 2 11,7 14,8 12,64 15,1 Ni(OH) 2 13.8 Sc(OH) 3 27,06 16,3 37,4 15,7 Значения произведений растворимости широко используют в химических расчетах в аналитической химии, токсикологии. 2.3 Константа диссоциации растворимых оснований. Из предыдущего подраздела можно увидеть, что большинство гидроксидов за нормальных условий не растворимы в воде. И лишь щелочи и гидроксиды второй группы, главной подгруппы , периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, растворимы в воде в той или иной мере. В водных растворах гидроксиды диссоциируют на ионы. Рассмотрим диссоциацию гидроксида натрия: , по такой же схеме диссоциируют и другие гидроксиды: В водных растворах щелочи будут дисоциированы полностью, а гидроксиды бария, кальция, магния диссоциируют лишь в некоторой мере. Для выражения м еры диссоциации электролита служит понятие степени диссоциации [ 1, ст. 228 – 232 ] . Степенью диссоциации электролита называют отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе. Слабые электролиты в растворе дисоциированы частично и в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. К этому равновесию можно применить законы химической кинетики и записать константу диссоциации: Константы диссоциации позволяют вычислять РН раствора, сравнивать силы разных электролитов между собой. Значения констант диссоциации некоторых оснований приведены в таблице 2. Таблица 2. Значения констант диссоциации оснований. Основание К д NH 4 OH 1,76Ч10 -5 LiOH 6,8Ч10 -1 Pb(OH) 2 3,0Ч10 -4 , 3,0Ч10 -8 Для выражения меры кислотности или щелочности среды в химии используют понятие водородного показателя. Для сильных электролитов он равен: , где С – молярная концентрация основания. Для слабых оснований принята формула: , где , тогда водородный показатель среды будет равен: . Величина водородного показателя оснований, а также и других химических веществ в значительной мере зависит от температуры среды. Глава 3. Основные способы получения оснований. Основания используют для разнообразных целей ( см. Глав у 5. ) в химии и промышленности. Поэтому нужно знать методы их получения. Все методы получения оснований разделены на промышленные и лабораторные, которые отличаются между собой лишь массой полученного продукта. В лабораторных условиях получают небольшие количества веществ, а в промышленных масштабах их получают сотнями тонн. Поэтому эти методы различаются между собой используемыми реагентами и оборудованием, температурами проведения реакций, выходом. Рассмотрим эти способы более детально. 3.1 Лабораторные способы получения оснований. В лабораторних условиях основания получают в небольших количествах, не более чем сто – двести грамм. Иногда больше, в зависимости от потребности конкретной лаборатории в веществе. Но эти количества незначительны. В больших количествах основания в химико-технологических лабораториях могут добывать лишь в тех случаях, когда отрабатывают методику получения этого вещества для промышленности. Рассмотрим основные способы получения гидроокисей в лаборатории. В лаборатории для получения гидроокисей щ е лочных металлов применяют два способа. Первый и наиболее дорогой, это прямое взаимодействие щелочных металлов с водой, в результате которого получаются щелочи. Этот метод можно использовать для получения NaOH , KOH , LiOH , Ca ( OH ) 2 . Эти реакции достаточно опасны из– за использования активных металлов: натрия, калия, лития. Нельзя использовать в этих реакциях большие количества щелочных металлов, они могут вспыхнуть и даже взорваться. В лабораторных условиях нашли свое применение и упрощенные промышленные способы получения гидроксида натрия. П очему именно гидроксида натрия ? потому что он наиболее широко используется из всех гидроксидов в химии и промышленности. Для его получения используют электролиз ный метод. Схема проточной электролизной уст ановки наведена на рисунке 2 . 1 – делительная воронка с раствором поваренной соли; 2 – аноды из графи та; 3 – диафрагма из асбестового картона; 4 – катод в виде цилиндра с дном из железно й или стальной сетки; 5 – стеклянный колокол; 6 – сифон для в ытеснения раствора из катодного пространства; 7 – стакан для приема щелочи. Рис. 2. Концы графитовых анодов, выступающие над раствором, необходимо предварительно пропитать расплавленным парафином, чтобы электролит не поднимался по капиллярам и не разрушал контакт с медью. Контакт медного провода с графитовым анодом осуществляют с помощью медного колпачка, плотно одетого на анод, или тугой намоткой зачищенного медного провода на конец электрода. Катодом служит железная или стальная сетка. Она должна своей верхней частью плотно входить в стеклянный колокол так, чтобы водород не попадал в анодное пространство. Асбест, предварительно смоченный водой, с добавкой очень небольшого количества силикатного клея наносят в виде кашицы на наружную сторону железной сетки (толщина слоя 5 – 10 мм). После того как асбест высохнет, его можно слегка прокалить для того, чтобы диафрагма оставалась прочной и в электролите. Необходимая скорость подачи и перетекания электролита достигается с помощью делительной воронки с краном, как показано на рисунке 1. Хлор и водород можно использовать для получения синтетической соляной кислоты. С этой целью их подают в горелку, представляющую собой стеклянный тройник, заполненный силикагелем. Вытекающий из электролизера раствор выпаривают в фарфоровой чашке. Время от времени сливая с осадка поваренной соли жидкую часть, к концу выпаривания температуру доводят до 500° С. Затем расплав щелочи охлаждают, дробят и хранят в закрытой стеклянной посуде. Совершенно чистую щелочь получают охлаждением 35-процентного раствора технического едкого натра до 5° С. При этом выпадают кристаллы Na ОН Ч 2 Н 2 О и N aOH Ч 4 Н 2 О, которые отделяют от раствора и прокаливают. С помощью этой же установки можно получать и гидроксид калия и гидроксид лития. При получении щелочей на данной установке нужно соблюдать особые меры осторожности, ведь одним из продуктов электролиза будет хлор. Для получения гидроокиси натрия иногда еще применяют более старый метод - кипячение раствора соды с гашеной известью: По окончании реакции раствор сливают с осадка карбоната кальция и, выпарив воду, сплавляют полученный гидроксид натрия. Довольно часто для проведения химических реакций в лабораториях нужно получать нерастворимые в воде гидроксиды, такие как гидроксиды меди, цинка, кобальта, кадмия, никеля. Для их получения применяют реакцию взаимодействия растворимых солей этих металлов с гидроксидом натрия. По характеру взаимодействия эта реакция относится к реакциям обмена. Гидроксид меди ( синего цвета ) и гидроксид никеля (зелено – синего цвета) выпадут в осадок. После фильтрования раствора и промывания осадка, его можно использовать в химических процессах. Таким образом, получают гидроксиды меди ( ІІ ) , цинка, кобальта, кадмия, ртути ( ІІ ), олова, свинца, марганца, титана, хрома и многих других металлов. 3.2 Промышленные способы получения оснований. Промышленные способы получения любых химических продуктов, а не только оснований, учитывают много различных факторов, среди которых можно выделить доступность реагентов, их токсичность и агрессивность при транспортировке, температуру процесса получения, необходимость применения катализаторов, легкость выделения из смеси. Поэтому для получения оснований реагенты должны быть легкодоступны и дешевы, не токсичны, температура процесса получения должна быть не слишком высокой, чтобы обойтись без использования дорогостоящих термостойких и кислотоупорных резин, футеровок. В промышленных масштабах получают лишь несколько гидроксидов: NaOH , ROH , LiOH . Из них самый распространенный - NaOH . Рассмотрим методы получения гидроксида натрия NaOH в химической промышленности. Для получения гидроксида натрия в химической промышленности используют электролиз. Электролитом выступает раствор хлорида натрия ( поваренной соли ). Во время электролиза через раствор электролита пропускают постоянный электрический ток и на электродах при этом проходят процессы окисления и восстановления. Электролиз раствора хлорида натрия с целью получения гидроксида натрия ведут двумя способами: на желез ном катоде и на ртутном катоде. Анодом в обоих случаях служит искусственный графит. Установка для промышленного получения гидроксидов натрия и калия приведена на рисунке 3 . При электролизе по первому способу на катоде выделяется водород, а в прикатодном пространстве накапливается щелочь. На аноде выделяется хлор и частично кислород. Уравнения электродных реакций: на катоде: Рис. 3. на аноде: Суммарное уравнение электролиза будет: При электролизе по второму методу на ртутном катоде восстанавливается не водород, а натрий. Восстановление натрия возможно благодаря высокому перенапряжению разряда ионов водорода на ртути и образованию интерметаллического соединения натрия с ртутью (растворы металлов в ртути принято называть амальгамами). При этом потенциал восстановления натрия на ртути снижается до - 1,8В против на натрии. На электродах протекают следующие реакции: на катоде: на аноде: Тогда суммарная реакция процесса электролиза будет: Амальгаму натрия затем разлагают водой. Натрий вступает в реакцию с водой с образованием щелочи и водорода, причем полученный таким способом гидроксид натрия отличается высокой чистотой. Для электролиза применяют чистую поваренную соль. Ее предварительно очищают от ионов Са 2+ действием соды и от ионов М g 2+ действием едкого натра; осадок углекислого кальция и гидроокиси магния отфильтровывают. Электролизу подвергают почти насыщенный раствор хлористого натрия (300 – 310 г/л соли) при 70 – 90°С. При такой концентрации и температуре электропроводность раствора высока, а растворимость хлора мала (не более 0,25 г/л), перенапряжение разряда ионов хлора минимально, а кислорода – максимально. При рН=7 , . Поэтому анодную реакцию необходимо вести на таком электроде, на котором перенапряжение кислорода было бы более высоким, чем хлора. Этому требованию удовлетворяет графит. При i о >0,1 а/см 3 доля кислорода, образующегося на аноде, по сравнению с хлором мала. Поэтому расходом электричества на эту побочную реакцию можно пренебречь. Выделяющийся кислород в основном идет на окисление гра фита, хлор же в реакцию с графитом не вступает. При более низкой плотности тока количество выделяющегося кислорода становится соизмеримым с количеством хлора. Хлор частично взаимодействует с водой: . В щелочной среде эта реакция протекает очень быстро. Анионы , в свою очередь, могут окисляться на аноде до . Перечисленные побочные реакции снижают выход по току для гидроксида натрия. Попадание анионов в анодное пространство крайне нежелательно, так как при этом почти весь выделяющийся хлор вступает в реакцию со щелочью. Разделение катодного и. анодного пространства диафрагмой замедляет, но не исключает это явление. За щ елачивание анодного пространства исключается, если электролит перетекает от анода к катоду. Небольшое количество хлора, которое растворяется, в конечном итоге или восстанавливается до ионов , достигая катода, или вступает в реакцию со щелочью. Количество хлора, переносимого раствором в катодное пространство, можно уменьшить, если выбрать такую скорость перетекания раствора, которая лишь ненамного превышала бы скорость диффузии ионов . Скорость перетекания электролита рассчитывают по величине силы тока и концентрации полу чаемой щелочи с помощью приведенной ниже формулы: , ( 1 ) где W – скорость перетекания электролита, л/сек; I – сила тока, а; г – выход по току, %; F – число Фарадея, Кл./моль ; С – концентрация щелочи, экв/л Рассчитаем приблизительную скорость протекания раствора при силе тока I = 10А, . Выход по току будем считать равным 100 %. При низких скоростях перетекания электролита площадь диафрагмы должна быть по возможности небольшой, с тем, чтобы исключить проникновение ионов в анодное пространство. Аноды из искусственного графита постепенно разрушаются в результате взаимодействия с кислородом. При протекании 1 ач электричества теряется около 0,055 г графита. Диафрагмы толщиной 12— 15 мм изготавливают из асбестового картона, ткани или волокон. Время от времени диафрагмы меняют, так как их «протекаемость» снижается. Наиболее экономичными и производительными в нашей промышленности являются ванны БЩ-12/20 со следующими показателями работы: сила тока 20000— 30 000 А плотность тока на катоде . . . 0,06— 0,09 а/см 2 плотность тока на аноде . . . 0,082 а/см г напряжение на электродах . . . 3,3— 3,6 в выход по току 94— 96% концентрация едкого натра в электролите 130— 140 г/л Вытекающий из электролизера раствор, кроме едкого натра, содержит значительное количество поваренной соли, которая загрязняет щелочь. Для разделения едкого натра и поваренной соли раствор упаривают. Поваренная соль хуже растворима, чем едкий натр. Кроме того, ее растворимость сильно зависит от кон центрации щелочи. Так, например, при 20° С в 1 л 50 % раствора едкого натра растворяется 18 г/л хлористого натрия, а в воде — 317 г/л. При упаривании раствора концентрация щелочи увеличивается, поваренная соль выпадает в осадок, который затем отделяют от раствора. В товарной твердой щелочи после упаривания при температуре до 500° С и окисления примесей содержится 92 – 94 % Na ОН, до 4 % Na С1, 1 % М g 2 СО 3 , окислы железа и другие примеси. При электролизе раствора поваренной соли в ванне с ртутным катодом нет необходимости разделять электроды диафрагмой. Ртуть покрывает несколько наклонное дно ванны слоем толщиной 2— 3 мм и через щель вытекает в емкость для разложения амальгамы. На аноде, как и в первом случае, выделяется хлор. Перенапряжение восстановления водорода на ртути наиболее высокое в растворах с рН=7. Загрязнение ртути другими металлами приводит к резкому снижению перенапряжения водорода. Восстановление натрия на ртути происходит при ц = -1,8 В . Водород выделяется, уже в заметных количествах при -1,9 В. Скорость протекания ртути в электролизере устанавливают такой, чтобы получалась 0,25 % амальгама натрия. С увеличением концентрации натрия амальгама становится более вязкой, а также наблюдается ее частичное разложение в электролизере под напряжением. Амальгама натрия разлагается водой медленно. Для того чтобы ускорить этот процесс, в амальгаму погружают пакеты из использованных графитовых анодов. В этом случае графит образует с амальгамой короткозамкнутые гальванические элементы: графит – раствор щелочи – амальгама. Водород восстанавливается на графите значительно легче, чем на ртути, что приводит к увеличению скорости разложения амальгамы. Уравнения электродных реакций, которые протекают на катоде и аноде будут: на катоде: на аноде: Суммарно получим следующее уравнение: Реакция разложения амальгамы натрия водой сопровождается выделением теплоты. Процесс ведут при 80 – 100°С. Выход по току при электролизе с ртутным катодом составляет 96 – 98 %. Процесс сопровождается следующими побочными реакциями. Растворенный хлор достигает катода и восстанавливается на ртути до ионов . Под действием кислорода анод постепенно разрушается, кусочки графита попадают на ртуть и снижают перенапряжение водорода. На аноде в небольшом количестве выделяется кислород. Состав анодного газа: Хлор – 96 -97 %, Углекислый газ – до 1,5 %, Водород – до 0,5 %. Следует отметить, что пары ртути ядовиты, а при разложении амальгамы в 1 м 3 водорода содержится 50 – 80 мг ртути. Очистку водорода от паров ртути осуществляют хлором или сернистым газом – SO 2 . указанным способом удается уменьшить содержание ртути до 1 мг/ м 3 . Напряжение в ванне с ртутным катодом выше, чем с железным ( 4,4 – 4,6 В против 3,3 – 3,6 В ). Гидроксид калия получают аналогично гидроксиду натрия электролизом раствора хлорида калия. Гидроксид лития получают в промышленности электролизом раствора хлорида лития. Одним из наиболее распространенных и употребляемых в химическом синтезе оснований есть гидроксид аммония NH 4 OH . Получают ее при гидратации аммиака в колоннах синтеза. При растворении аммиака в воде будут происходить следующие реакции: Гидроксид аммония вещество очень нестойкое, при нагревании оно разлагается с выделением аммиака и воды. Глава 4. Химические свойства. Гидроксиды металлов проявляют различные химические свойства в зав исимости от активности металла, который в данный гидроксид входит. Но все же можно выделить несколько химических процессов, в которые будут вступать все основания. Это реакции с кислотами и кислотными оксидами, солями. Рассмотрим эти взаимодействия более детально. 4.1 Взаимодействие с кислотами. Реакция нейтрализации. Все основания, даже нерастворимые в воде, вступают в реакцию взаимодействия с кислотами. Еще эту реакцию называют реакцией нейтрализации. Реакция нейтрализации – это реакция между кислотой и основанием, продуктами которой будет соль и вода. Примером этой реакции может быть взаимодействие соляной кислоты и гидроксида натрия: . Если кислота двух основная, то реакция будет иметь вид: . Но может быть ситуация, когда есть недостаток одного реагирующего вещества, например гидроксида калия, тогда в реакции среди ее продуктов будут кислые соли – соли в которых атомы металла не вытеснили все ионы гидроксила . . В последней реакции получился гидросульфат калия . При наличии гидроксида калия возможно дальнейшее вытеснение ионов : Такие процессы характерны для щелочей. Для гидроксида натрия: При недостатке кислоты могут получат ь ся основные соли. Запишем реакцию взаимодействия гидроксида алюминия с серной кислотой: В реакции есть недостаток серной кислоты, поэтому выделяется - гидроксосульфат алюминия, который может реагировать с серной кислотой с получением сульфата алюминия: . 4.2 Взаимодействие с кислотными оксидами. Основания реагируют с кислотными оксидами. Особенно эта реакция характерна для щелочей и гидроксидов кальция, магния, бария. В таких реакциях возможно также получение кислых солей, как и при взаимодействии с кислотами: - гидрокарбонат кальция, - гидросульфит натрия. Кислые соли также могут далее реагировать с основами с получением нормальных солей: 4.3 Амфотерные гидроксиды, взаимодействие с гидрокс идами щелочных металлов. Существуют гидроксиды, способные вступать во взаимодействие и образовывать соли не только с кислотами, но и с основаниями. К таким гидроксидам принадлежит гидроксид цинка. При взаимо действии его, например, с соляной кислотой получается хлорид цинка Zn (ОН) 2 + 2НС l = Zn С1 2 + 2Н 2 О а при взаимодействии с гидроксидом натрия – цинкат натрия; Zn (ОН) 2 + 2 N аОН = N а 2 Z пО 2 + 2Н 2 О Такие же свойства проявляет и гидроксид алюминия: В результате реакции получится гексагидроксоалюминат калия К 3 [Аl(ОН)] 6 . в расплаве эта реакц и я будет проходить с немного другими продуктами: В результате получатся соли – метаалюминаты, в нашем случае это будет метаалюминат калия. Гидроксиды, обладающие этим свойством, называются амфотерными гидроксидам, или амфотерными электролитами. К таким гидроксидам кроме гидроксида цинка относятся гидроксиды алюминия, хрома и некоторые другие. Явление амфотерности об ъ ясняется тем, что в молекулах амфотерн ы х э лектролитов прочность связи между металлом и кислородом незначительно отличается от прочности связи между кислородом и водородом. Диссоциация таких молекул возможна, следовательно, по местам разрыва обеих э тих связей. Если обозначить амфо терн ы й э лектролит формулой R ОН, то его диссоциацию можно в ы разить схемой: Таким образом, в растворе амфотерного э лектролита существует сложное равновесие, в котором участвуют продукт ы диссоциации как по типу кислот ы , так и по типу основания. Явление амфотерности наблюдается также среди многих органических веществ. Важную роль оно играет в биохимии, например, белки имеют амфотерные свойства. 4.4 Термическое разложение нерастворимых в воде оснований. Многие нерастворимые в воде основания разлагаются при нагревании. Продуктами разложения будут оксиды соответствующих металлов и вода. Температура нагревания зависит от металла, который входит в состав основания и колеблется от 200°С и выше. Запишем реакции разложения для гидроксидов цинка, меди, алюминия: Продукты приведенных реакций вода и оксиды металлов: , и . 4.5 Взаимодействие с солями металлов. Эта реакция характерна для щелочей. Гидроксиды калия. натрия. Лития взаимодействуют с солями металлов, в результате в осадок выпадают нерастворимые гидроксиды данных металлов: С помощью этих реакций получают нерастворимые в воде гидроксиды многих металлов, которые затем используют в химическом синтезе, медицине и т. д. Глава 5. Использование оснований в химии и промышленности. Основания широко используются как в лаборатории химии, так и в химической промышленности, находят они свое применение и в быту. Рассмотрим применение наиболее широко используемых оснований. В химической лаборатории и в промышленности гидроксид натрия один из наиболее ходовых реактивов. Гидроксид натрия, . Используется для получения различных натриевых солей: сульфата, нитрата, нитрита, хромата, силикатов, или растворимого стекла, Флорида, солей органических кислот. Применяется при изготовлении целлюлозы из древесины при сульфатной варке, искусственных волокон, мыла и моющих средств, смачивателей и эмульгаторов, красителей, оксида алюминия из бокситов, фенолов. Входит в состав электролитов для воронения стали, оксидирования металлов, особенно алюминия, для проведения электролитических процессов в технологии олова и цинка. Гидроксид калия, . Служит исходным веществом для получения многих солей калия, жидких мыл и некоторых красителей. Используется как электролит, вместе с гидроксидом лития, в никель – кадмиевых аккумуляторах, в виде спиртового раствора для производства ксантогенатов – полупродуктов в производстве флотоагентов. Гидроксид аммония, . Его производство в мире составляет около 10 – 12 млн. тонн. Используют его как удобрение, при производстве животных кормов для повишения их пищевой ценности и как консервант, при производстве соды, красителей, в электролитическом производстве соединений марганца, в лабораторной практике. Гидроксид кальция, . Гидроксид кальция (гашеная известь) применяется в производстве строительных материалов , из него изготовляют известковый строительный раствор. Из него изготовляют хлорную известь ( смесь ) и другие соединения кальция, известковые удобрения, защитные средства для растений. При помощи гидроксида кальция смягчают воду, дубят кожи, нейтрализуют сточные воды, выделяют соли органических кислот из растительных соков. Гидроксид лития, . Применяется для наполнения щелочных аккумуляторов, что увеличивает их строк действия, используется для изготовления эмалей и стекол. Гидроксид магния, . Применяют в строительной промышленности, как компонент огнеупорных конструкционных материалов, для изготовления керамической химической посуды. Используется в медицине как мягкое нейтрализующее средство (при повышенной кислотности желудочного сока). Области применения других, менее распространенных гидроксидов указаны в таблице 3 Таблица 3. Области применения гидроксидов металлов. № Название гидроксида Химическая формула Применение 1. Гидроксид меди Используется в качестве пигмента для стекла, эмалей и глазурей, протравы при крашении тканей, как фунгицид. Стабилизатор нейлона, для приготовления реактива Швейцера. 2. Гидроксид цинка Наполнитель резин, компонент красок, в ветеринарии как компонент мазей. 3. Гидроксид кобальта Используют для получения катализаторов, пигментов, . 4. Гидроксид кадмия Применяют для получения соединений кадмия, как аналитический реагент, для изготовления активной массы в кадмиевых источниках тока. 5. Гидроксид алюминия Применяют для получения соединений алюминия, как антипирен в лакокрасочных материалов и пластмасс, компонент зубных паст, обволакивающее и адсорбирующее средство в медицине. 6. Гидроксид бериллия Используют для получения огнеупорной керамики. тиглей, компонент стекол, хорошо пропускающих УФ-лучи. 7. Гидроксид олова Для травления тканей, особенно шелка. 8. Гидроксид свинца Для травления тканей, для изготовления стекла, наполнитель аккумуляторов. 9. Гидроксид висмута Применяют при изготовлении эмалей и керамики , хрусталя и спец. стекол, для изготовления ультразвуковых материалов 10. Гидроксид хрома Используют в аналитической хими. 11. Гидроксид марганца Используют для получения соединений марганца. 12. Гидроксид железа Основа для изготовления металлического железа, красящих пигментов Заключение. Основания – один из классов неорганических веществ, который наряду с кислотами, оксидами и солями составляет основу неорганической химии. Они широко используются в разных областях химии и химической промышленности. С их помощью получают удобрения, строительные материалы, цветное стекло. Без них мы бы лишились легких и экономичных щелочных аккумуляторов , многих медицинских препаратов. Заданием этой работы была систематизация знаний о таком классе неорганических химических веществ как основы , нужно было свести воедино их химические и физические свойства, их получение и использование в промышленности. В работе особое внимание было уделено освещению понятия оснований, как одного из классов неорганических веществ на основе современных кислотно – основных теорий Бренстеда, Льюиса, Измайлова. Усановича. Также были рассмотрены промышленные методы получения щелочей на примере гидроксида натрия [ 3, ст. 36 – 42 ]. Большое внимание уделено способам применения оснований как в быту так и в химической, медицинской, строительной промышленности , где они находят свое применение. Главные области применения конкретных веществ вынесены в специальную справочную таблицу для удобства пользования. Изучение свойств оснований имеет большое значение при изучении химии, а также для развития научного мировоззрения. Список использованной литературы. 1. Глинка Н. Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1988. – 702 с. 2. Крешков А. П., Ярославцев А. А. Курс аналитической химии. – М.: Химия, 1964. – 430 с. 3. Подобаев Н. И. Электролиз. – М.: Просвещение, 1989, 100 с. 4. Полеес М. Э. Аналитическая химия. – М.: Медицина, 1981. – 286 с. 5. Рабинович В. А., Хавин З. Я. Краткий химический справочник. – Л.: Химия, 1978. – 331 с. 6. Химия: Справочное издание/ под ред. В. Шретер, К.-Х, Лаутеншлегер, Х. Бибрак и др.: Пер. с нем. – М.: Химия, 1989.– 648 с. 7. Химическая энциклопедия в 5 т. / под ред. И. Л. Кнунянца. – М.: Советская энциклопедия, 1990. 8. Щукарев С. А. Неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1970. – 437 с.
1Архитектура и строительство
2Астрономия, авиация, космонавтика
 
3Безопасность жизнедеятельности
4Биология
 
5Военная кафедра, гражданская оборона
 
6География, экономическая география
7Геология и геодезия
8Государственное регулирование и налоги
 
9Естествознание
 
10Журналистика
 
11Законодательство и право
12Адвокатура
13Административное право
14Арбитражное процессуальное право
15Банковское право
16Государство и право
17Гражданское право и процесс
18Жилищное право
19Законодательство зарубежных стран
20Земельное право
21Конституционное право
22Конституционное право зарубежных стран
23Международное право
24Муниципальное право
25Налоговое право
26Римское право
27Семейное право
28Таможенное право
29Трудовое право
30Уголовное право и процесс
31Финансовое право
32Хозяйственное право
33Экологическое право
34Юриспруденция
 
35Иностранные языки
36Информатика, информационные технологии
37Базы данных
38Компьютерные сети
39Программирование
40Искусство и культура
41Краеведение
42Культурология
43Музыка
44История
45Биографии
46Историческая личность
47Литература
 
48Маркетинг и реклама
49Математика
50Медицина и здоровье
51Менеджмент
52Антикризисное управление
53Делопроизводство и документооборот
54Логистика
 
55Педагогика
56Политология
57Правоохранительные органы
58Криминалистика и криминология
59Прочее
60Психология
61Юридическая психология
 
62Радиоэлектроника
63Религия
 
64Сельское хозяйство и землепользование
65Социология
66Страхование
 
67Технологии
68Материаловедение
69Машиностроение
70Металлургия
71Транспорт
72Туризм
 
73Физика
74Физкультура и спорт
75Философия
 
76Химия
 
77Экология, охрана природы
78Экономика и финансы
79Анализ хозяйственной деятельности
80Банковское дело и кредитование
81Биржевое дело
82Бухгалтерский учет и аудит
83История экономических учений
84Международные отношения
85Предпринимательство, бизнес, микроэкономика
86Финансы
87Ценные бумаги и фондовый рынок
88Экономика предприятия
89Экономико-математическое моделирование
90Экономическая теория

 Анекдоты - это почти как рефераты, только короткие и смешные Следующий
- Папа, познакомься! Это Люся! Она теперь будет жить с нами.
- И долго она собирается с нами жить?!
- Час-полтора.
Anekdot.ru

Узнайте стоимость курсовой, диплома, реферата на заказ.

Банк рефератов - РефератБанк.ру
© РефератБанк, 2002 - 2016
Рейтинг@Mail.ru