Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология
Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии


Ионно-молекулярные уравнения. Основные случаи гидролиза одно- и многозарядных ионов.



В обменных реакциях, протекающих в растворах электролитов, наряду с недиссоциированными молекулами слабых электролитов, твердыми в-вами и газами участвуют также находящиеся в растворе ионы. Поэтому сущность протекающих процессов наиболее полно выражается при записи их в форме ионно-молекуляр-ных уравнений, В таких уравнениях слабые электролиты, малорастворимые соединения и газы записываются в молекулярной форме, а находящиеся в растворе сильные электролиты в виде составляющих их ионов/ сильных кислоты+ сильные основания НСlO4+NaOHó NaC1O42О

2HNO3+Са(ОН)2 ó Ca(NO3)2 +2Н2О

выражаются одним и тем же ионно-молекулярным уравнением Н++ОН-ó H2O из которого следует, что сущность этих процессов сводится к образованию из ионов водорода и гидроксид ионов малодиссоциированного электролита - воды. Аналогично уравнения реакций

ВаС12+H2S04-BaSO4+2HC1

Ba(NO3)2+Na2S04=BaSO4+ 2NaNO3

выражают одни и тот же процесс образования из ионов Ва2+ и SO4-2 осадка малорастворимого электролита сульфата бария Ва2++SO4-2ó BaSO4

Обменные реакции в растворах электролитое протекают в направлении связывания ионов, приводящего к образованию малорастворимых в-в (осадка или газов) или молекул слабых электролитов.

когда малорастворимые в-ва имеются как среди исходных в-в, так и среди продуктов реакции, равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых, при нейтрализации слабой кислоты сильным основанием

СНзСООН+КОН=СНзСООК+Н2О

при нейтрализации слабого основания сильной кислото

Zn(OH)2 + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2Н2О

равновесие будет сильно смещено вправо — в сторону образования более слабого электролита воды.

При растворении в воде соли, в состав которой входит анион слабой кислоты или катион слабого основания, протекает процесс гидролиза-обменного взаимодействия соли с водой, в результате которого образуется слабая кислота или слабое основание.

1> соль образована слабой кислотой и сильным основанием, то в результате гидролиза в растворе образуются гидроксид-ионы и он приобретает щелочную реакцию:

KCN+Н2О=HCN+КОН+HCN|CN-+HOHó HCN+OH- pH> 7

гидролизу подвергается анион соли.чем слабее к-та анион которой гид-ся тем сильнее гидролиз

2> сильной кислотой и слабым основанием, гидролизу подвергается катион соли; pH< 7

NH4Cl+HOHó NH4OH+HCI|NH4++HOHó NH4++OH-+H+

чем слабее основной канион которой гид-ся и больше разбовление тем сильнее гидролиз

3> слабой кислотой и слабым основанием, гидролизу подвергаются как катион, так и анион соли;

NH4CN+HOHó NH4OH+HCN| NH4++CN-+HOHó NH4++OH-+H++CN-pH=7

чем слабее к-та и основной канион которой гид-ся и больше разбовление тем сильнее гидролиз.

4> сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются, так как в этом случае обратная гидролизу реакция, нейтрализации практически необратима, те протекает до конца.

NaCl+H2Oó Na++OH-+H++Cl- HOHó H++OH- pH=7

 

 

1. Степень окисления. Типичные окислители и восстановители. Реакции, в результате которых изменяются степени окисления

элементов, называются окислительно-восстановительными. Изменение степени окисления обусловлено присоединением или отдачей электронов.Степень окисления-это форм-й заряд который проявляет Эл-т в хим. соед-и считая все связи в этом соед-нии ионные.Степени окисления- совпадают с валентностью [H20, Zn0 степени окисления нейтр Эл-тов =0]

[O-2искл H2O-2, O+2F2.\H+искл Ca+2H-2гидр.металов]

Алгебраическая сумма степеней окисления молекул с учётом стехеометрических коэф=0[H+N+5O-23]

Процесс отдачи электронов-окисление [Me-neà Me+n] Me- вост-ль.

Процесс присоед-я электронов-востановл. [Ae+n+neà Ae] Ae- ок-ль

Вост-ли 1.Ме, 2H2 –но может быть окисл, 3.соед-я.с мин. степ.окисл.[ H2S, NH3]4.бескисл к-ты (анионы)[HCl, HBr]5.гидриды CaH2

Ок-ли 1.кисл-досодерж к-ты [H2SO4, HNO3]2.не МЕ Фтор-сильный окисл-ль, Cl2, Br2, O2 3.соед с мах степ-ю окисл. [Fe+6, KMnO4, Ti+4]

Окислительно-восстановительные реакции имеют очень боль­шое значение в биологических системах. Фотосинтез, дыхание, пищеварение — все это цепи окислительно-восстановительных реакций. В технике значение окисл-но-восстановительных реакций также очень велико. Так, вся металлургическая промышленность основана на окислительно-восстановительных процессах, в ходе которых металлы выделяются из природных соединений.< -- не полный!!!

2. Реакции окисления-восстановления. Метод электронного баланса. Молярные массы эквивалентов о-лей и в-лей... 8Al0(в-ль)+3HN+5O3(о-ль)+5KOHà 8K[Al+3(OH)4]+3N-3H3 определяем степень окисл-я 8 | | Al-3eà Al+3 р-я окисления. 3 |24| N+5+8eà N+3 р-я востановления уравниваем все Эл-ты, можно добавить H20 в любую сторону. Количественно процесс отдачи или присоед-я э-в оценивают окисл-вост. потанциалом φ. φ -харктеризует работу затраченую на отрыв электронов от в-ва при переходе его из окисл-й ф-мы в востоновительную. Mэк(о-ль)=M(о-ль)/z [молярная масса/число присоед-ся эл-нов.] Mэк(в-ль)=M(в-ль)/z[молярная масса/число отданных эл-нов.] [Mэк(HNO3)= M(HNO3)/8 г/моль] m(о-ль)/Mэк(о-ль)= m(в-ль)/Mэк(в-ль)| Cэк(о-ль)ν (о-ль)= Cэк(в-ль)ν (в-ль)| 3. Направление протекания и константа равновесия окислительно-восстановительных реакций. При работе гальванического элемента электрохимии ческая система с более высоким значением электродного потенциала выступает в качестве окислителя, а с более низким — в качестве восстановителя. Как и при любых других самопроизвольно идущих процессах, реакция, протекающая в гальваническом элементе, сопровождается уменьшением энергии Гиббса. Но это означает, что при непосредственном взаимодействии реагирующих веществ реакция будет протекать в том же направлении. Таким образом, сопоставляя электродные потенциалы соответствующих систем, можно заранее определять направление, в котором будет протекать окислительно-восстановительная реакция.Направление протекания реакции определ по Δ G=-Am=-nFε F-число фарадея=96500Кл/моль ε =(φ о-льв-ль)Главный принцип протекания реак-иφ о-ль> φ в-ль Δ rG=-nF(φ о-льв-ль)=> Δ rG=-2.3RTlg10 |(φ о-льв-ль)=2.3RT K=nF(φ о-льв-ль)/2.3RT=10^n(φ о-льв-ль)/0.059-конс-та равес ОВР если подставить знач-я R=8.31Дж/мольК, F=96500Кл/моль

4. Электродный потенциал, его измерение, стандартный электродный потенциал.Разновидностью олисл-вост потанциалов является электродный потанциал который возникает на границе Ме/Меn+р-р Ме находится в равновесии ионов Ме Меà Men++ne Men++x(H2O)=Men+(H2O)x Men++x(H2O)=Men+(H2O)x+ne Znкр+Сu+2р-р=Cuкр+Zn+2р-р Kc=[Zn+2]/[Cu+2]=1037 Znà Zn+2р-р+2e Kc=1019 Сu+2р-р+2eà Cuкр Kc=1018 Э-ны накапливаются на цинковом э-де и он отр-но заряжается.=> Это равновесие в зависимости от активности ме, от внешней среды может смещатся в- ту или иную сторону, но в любом случае на границе ме р-р возникает двойной элетр-кий слой.Потанциал возникает зат счет этого Эл-кого слоя.Обсолютное значение потанциала определить нельзя.На основании движущехся ионов опр электр-й потанциал φ H+/1/2H2=0.Стандартный Электронный потанциал-это потанциал измеренный при стандартных условиях конц ионов ме 1 моль на л CMen+=1моль/л.Данный принцип используется для составления ГЭ 1 эл-т.водный раствор 2. Эл. Ме погружают в в р-р собственной соли и определяют ЭДС ГЭ, можно определить значение электродных потанциалов.Me|Men+р-р φ H+/1/2H2=0

5. Ряд стандартных потенциалов металлических, электродов. Зависимость значения электродного потенциала от концентрации и Ph электролита.В зависимости от числовых значений Эл.Пот.их можно расположить в опр. последов-ти(ряд напряж-я Ме) Li, K, Na, Ca, Zn, Cr, Fe.. (φ < 0)H2..Cu, Hg, Au, Ag(φ > )…=> можно зделать вывод, что любой ме слева вытесняет последующие Ме из р-ра соли этого Ме.[2Al+3FeCl2=3Fe+2AlCl3 Al+Fe+2=Fe+Al+2] любой ме слева вытесняет H2 из разбавленных кислот[Pb+H2SO4< > PbSO4\|/ ]Все Ме являются восстановителями Ме-ne=Men+ Их восстановительная активность убываетà Окислит-ная ативность убываетß.Велечина электр-го пот-ла зависит от природы.. Условие Нернста φ Men+/Me0Men+/Me+(RT/nF)lnaMen+ φ 0Men+/Me–табл знач, т-число Эл-нов, F- число Фарадея a=fCB(активная концентр-я) для разбавл-х Эл-тов f=1 a=CB φ Men+/Me0Men+/Me+(0, 059/n)lnCMen+ φ 0H+/(1/2H)-водородно электронный показатель.φ H+/(1/2H)=0, 059pHЩелочная среда pH=10 φ H+/(1/2H)=-0, 59 Нейтральная среда pH=7φ H+/(1/2H)=0, 42 Кислая среда pH=1 φ H+/(1/2H)=-0, 059.Вкислой среде потанциал увелич-ся а в щелочной ументшается.

6. Гальванические элементы, (ГЭ), напряжение ГЭ, Гальванические э-ты-устройства окисл-вост р-ях простр-ный раздел которых приводит к возможности Электрического тока (-)Zn|Zn+2||Cu+2|Cu(+) Электрод на котором проходит процесс окисл. в основном более актив. ме.-анод [Zn-2e=Zn+2].Менее акт-й ме. катод он + заряжен на нем проходит процесс востановл.[Zn+Cu+2=Cu+Zn+2].Главный принцип работы ГЭ явл.пост напряжение Δ G=nFε ε -напряжение В ε =φ катанодНа практике широко используются одноэлектролитные ГЭ[(-)Zn|H2SO4|Cu(+) на аноде n-2e=Zn+2 на кат 2H++2e=H2 Zn+2H++H2]По мере работы напряж. его падает, что обусловлено поляризацией электродов.

8. Коррозия металлов. Виды коррозии. Химическая и электро-химическая: коррозия металлов Металлы и их сплавы - приходя в соприкосновение с окружающей их средой (газообразной или жидкой), подвергаются с той или иной скоростью разрушению так как металлы вступают в окислительно-восстановительные реакции с веществами, находящимися в окружающей среде, и окисляются.

Самопроизвольное разрушение металлов(Δ φ < 0), происходящее под химическим воздействием окружающей среды, называется коррозией.Ме-л из свободного сост переходит в хим-ки связанное.

Ме-neà Men+(проц-с окисл)Ox+zeà Ox-z(проц-с востан) Me+Ox=Men+Oxz-

Хим-я. коррозия окисл ме-ла под действием окр. среды в отсутствии э-та без Эл-го тока

К важнейшим случаям коррозии относятся коррозия в газе (газовая коррозия) и коррозия в растворах электролитов (электрохимическая коррозия-гетерогенный процесс в присутствии э-та). Коррозия в газах происходит при повышенных температурах, когда конденсация влаги на повёрхности металла невозможна. В результате газовой коррозии на поверхности металла образуются соответствующие соединений: оксиды, сульфиды и др. Газовую коррозию претерпевает металл, подвергаемый термической обработке. Коррозия металла, находящегося во влажной атмосфере, представляет собой электрохимическую коррозию. В результате электрохимической коррозии, окисление металла может приводить как к образованию нерастворимых продуктов (например, ржавчины), так и к переходу металла в раствор в виде ионов.

Растворенный кислород и ионы водорода — важнейшие окисли­тели, вызывающие электрохимическую коррозию металлов.

Главный продукт хим коррозии образование оксидов ме-лов.Качество обр-ной оксидной плёнки оценивается с помощью фактора пилинга α =Vок-ля/Vме Vок-ляок-ля/ρ -плотность Vмесм2/моль α =1, 1-1, 5 то оксидная плёнка сплошная α < 1 не сплошная α > 1, 6 рыхлая [-Fe|H2O, O2, CO2, SO3|Feз+[на А+ Fe-2e=Fe+2 на К- 2H++2e=H2 /2H2O+O2+4e=4OH- /O2+4H++4e=4H2O] если щелочная среда то 4OH--4e=H2O+O2] φ о-ль> φ в-ль=> сомопроизвольно коррозируют почти все металлы. 9. Показатели коррозии (.весовой, объемный и глубинный). Методы зашиты металлов от коррозии. Количественно процесс коррозии можно оценить: Весовой показатель Km=Δ m/Sτ (г/м2час) Δ m-масса ме-ла преврат-ся в продукт коррозии. S-площадь τ -время коррозии. Обьёмный показатель- Kv=V/Sτ V-обьём газа м2.S- обьём газа выделивш-ся при коррозии Глубинный показатель-П=δ /τ δ -глубина проникновения коррозии мм П= Km8760/ρ 1000 ρ -г/см3.8760-число часов в году. Весовой и Обьёмный показатель можно связать m/Mэк(ме)=Kv/Vэк(газа)| Mэк(ме)=Mme/zг/моль|Для защиты от электрохимической коррозии применяются следующие методы: 1)применение химически стойких сплавов-- При коррозии металла, содержащего включения другого металла, могут наблюдаться, в зависимости от размеров включений, два различные случая. Включения инородного металла очень малы. Такие включения практически не изменяют величину потенциала основного металла в данном растворе..Включения инородного металла не столь малы. Если металл включения имеет больший потенциал, чем основной металл, то последний поляризуется анодно и скорость его коррозии возрастает.[Al содержащий включения Fe корродирует быстрее, чем Al высокой чистоты] Скорость коррозии металла повышается также при включении в него неметаллических примесей, потенциал которых выше потенциала основного металла.[включения оксидов или шлаков а стали снижают ее коррозионную стойкость] Примеси, находящиеся в окружающей среде, могут адсорбироваться на поверхности металла и также каталитически влиять на скорость коррозии2) защита поверхности металла покрытиями-- В качестве металлов для покрытия обычно применяют металлы, образующие на своей поверхности пленки. К неметаллическим относятся покрытия лаками, красками, эмалями. Покрытия, создаваемые химической или электрохимической обработкой металла, представляют собой защидные или солевые пленки. Метод обработки внешней среды пригоден если защищаемое изделие эксплуатируется в ограниченном объеме жидкости. (удалении из раствора, в котором эксплуатируется защищаемая деталь, растворенного кислорода (деаэрация) или в добавлении к этому раствору веществ, замедляющих коррозию, -ингибиторов. В зависимости от природы металла и раствора применяются различные ингибиторы: нитрит натрия, хромат и бихромат калия, фосфаты натрия и другие.Покрытия, применяемые для защиты металлов, подразделяются на металлические, неметаллические и образованные в результате химической или электрохимической обработки поверхности металла. Защитное действие некоторых металлов обусловлено образованием на их поверхности весьма тонкой, но прочной оксидной пленки, препятствующей взаимодействию металла с окружающей средой 3) обработка коррозионной среды-- Заключается в устранении каррозионно активных в-в(О2, примеси) /Деэрация /O2+Na2SO4=Na2SO4/O2+NaNO2=NaNO3/Ширроко используется применение ингибиторов-это в-ва при добовлении которых в среду уменьшается скорость коррозии.Их роль заключается в блокировке анодных и катодных процессов.К анодным ингибиорам-(KNO3)К катодным орг. в-ва 4) электрохимические методы-- К электрохимическим методам защиты металлов относятся катодная защита и метод протекторов. При катодной защите защищаемая конструкция или деталь присоединяется к отрицательному полюсу источника электрической энергии и становится катодом. В качестве анодов используются куски железа. При надлежащей силе тока в цепи~ на защищаемом изделии происходит восстановление окислителя, процесс же окисления претерпевает вещество анода. 7. Аккумуляторы (щелочные и кислотные).Аккумуляторы-источники Эл-кой энергии многократного действия. Они относятся к обратимым гальваническим Эл-там.Аккумуляторы –состоят из батарей (ЭДС 2, 1ВТ-мах). Акк.-бывают щелочные и кислотные.Как источники Эл-кой энергии они работают в режиме галв э-та.Для восстановления Акк-ра он работает в режиме зл-за т.е. зарядки. (-)K Pb-2e+SO4-2=PbSO4 . (+)A PbO2+2e+4H++SO4-2= PbSO4+2H2O]. Pb+PbO3+2H2SO4=2 PbSO4+2H2O. (-)Pb| H2SO4|PbO2(+)

Зарядка (-)K Pb+2SO4+2e=Pb+SO4-2. (+)A Pb+2SO4+H2O-2e= PbO2+2H2O]. Pb+PbO3+2H2SO4=2 PbSO4+4H++O2. 2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2 Качество Акк можно оценить по концентрации H2SO4 ! При зарядке выделяется H2 [2H++2e= H2 2H2O-4e=O2+4H+] H2 соед-ся с O2 и получается гремучая смесь!

10. Электролиз растворов и расплавов.11. Последовательность электродных процессов на аноде и катоде при электролизе растворов. Схемы электролиза растворов и расплавов с инертными электродами и растворимым анодом.Электролизом называется совокупность процессов, протекающих при прохождении постоянного электрического тока через систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита.Электрод, на котором при электролизе происходит восстановление, называется катодом, а электрод, на котором осуществляется процесс окисления-анодом. Если система, в которой проводят электролиз, содержит различные окислители, то на катоде будет восстанавливаться наиболее активный из них.При Эл-зе также выдел-ся мол-лы воды.Из нескольких возможных окисл-вост. процессов на катоде и аноде идет процесс с меньший затратой энергии.Процесс э-за записв в виде схем NaClà Na++Cl- K(-)Na++e=Na A(+)2Cl2e =Cl2 Рассмотрим случаи когда: Эл-д­ный потен­циал процес­са востан-я φ 0меn+/ме> 0 то Men+ne = Me Восстанав­-ся только ионы ме. Men+ φ 0меn+/ме=0...-1, 4В Men++ne=Me 2H2O+2e=H2+2OH- Одновременно восстанавливают­ся ионы металла Men+ и мол-лы H2O φ 0меn+/ме< 1, 4В 2Н2О+2е=H2+20H- Восстанав-­ся только мол-лы Н2О Электрод­ный потенциал процесса окисл-я

Инертный анод φ 0An-/A< +1, 5В An-ne=A Окисл-ся только анионы бескислородных кислот φ 0An-/A > +1, 5В 2H2O-4e=O2+4H+ Окисляются только молек. воды или ОНионы.Анионы кисл-содерж-х кис-т неокисл-я Растворимый метал-й анод Me-ne=Me+n Окисл-ся только ме-л анода [CuSO4à Cu+2+SO4-2 K(-)Cu+2+2e=Cu H2O A(+)SO4-2 2H2Oà O2+4H+]

12. Законы Фарадея. Выход по току. Количественная характеристика процессов электролиза определяется законами, установленными Фарадеем.При Эл-зе разложение хим-х соед-й равное кол-во Электр-ва выделяется на электродах массы в-в пропорц-ны молярным массам их эквивал-ов nэк(анод)=nэк(катод) q=It I-сила тока А t-время сек закон Фарадея Массы в-ва выдел-ся на Эл-дах или разлагающихся при эл-зе, пропорц-ны кол-ву прошедшего через элект-т электричества mтеор=MэкIt/F V=VMэкIt/F (Vo2=5.6, VСl2=VH2=11.2л/моль) m-масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества; Мэк-его эквивалентная масса г/моль; I- сила тока А; t-время сек; F-постоянная Фарадея (96500 Кл/моль), [I= 2, 5 А, проходя через раствор электролита, за t=30 мин выделяет из раствора 2, 77 г металла. Мэк-? Мэк = mFI(It) = 2, 77 96500/(2, 5 1800) = 59, 4 г/моль. Так как прит э-зе на рядус основными процессами дополнительные процессы(..Cl2+H2O=HCl+HClO) то вводится понятие выход по току-это отношение фактич-й к массе практич-й выдел-ся в-ва Вт=мфактпракт*100%= qфакт/qпракт*100% 13. Общие свойства металлов. Взаимодействие металлов с водой, кислотами и щелочами.Me-востановители Ме-ne=Men+т.е.число электронов на внешнем уровне Эл-я оболочки 1-2(4-мах).У некоторох Ме наблюдается переход эл-нов с их орбиты на ближнею орбиту(они имеют переменную степень окисления) Ме имеют низкие значения энергии необходимой для отрыва э-на.Для Ме характерны низкие значенияэлектроотрецательности-способность Эл-та притягивать Эл-ны. Ме можно разделить на легкие, тяжелые, цветные. Ме+[O2, галогены, S, C]à оксиды, карбиды, сульфиды, галнды.От индивидуальности Ме, от внешних условий эти реакции протекают по разному чем акт-е Ме тем больше разница в электроотр Ме и Окисл Δ Е=EOме-EOокисл тем более активней протекает реа-ция.С водой реагируют только Ме гидроксиды которых растворимы в воде и имеют отр-ное значение Электр-го потан-ла.2Na+2H2O=2NaOH+H2 2Fe+3H2O=Fe2O3 +3H2.Со щелочами ме гидрооксиды которых растворимы в щелочах. Zn(OH)2+2NaOH=Na2[Zn(OH)4]. 1.Ме+HNO3концà соль ме.+оксид азота+Н2O

N2O-акт.ме(Li-Zn)φ < -0, 76В

NO-ме.ср.акт.(Сr-РЬ)-0, 76В< φ < -0, 13В

NO2-слаб.ме.(после H)φ > 0.

2.Неме.+HNO3концà к-та(н.п.в.с.о.)+NO2+(Н2O)

Вà НзВ+3O3; Pà H3P+5O4; Sà H2S+6O4; Seà H2Se+6O4;

Sià H2Si+4O3; Cà H2C+4O3; Asà H3As+5O4

3.Ме.+H2SO4концà соль ме.+оксид серы+Н2O

H2S -акт.ме(Li-Zn)φ < -0, 76В

SO2-ме.ср.акт.(Сr-РЬ)-0, 76В< φ < -0, 13В

NO2-слаб.ме.(после H)φ > 0.

4.Неме.+H2SO4концà к-та(н.п.в.с.о.)+SO2+(H2O)

 

 

14. Способы получения металлов. Пиро- и гидрометаллургические процессы.В свободном состоянии Ме встречаются крайне редко т.к. они термоденамически нестабильны(искл Pt, Ag, метеор.железо).Ме встречаются в виде соединений: Оксиды MexOy, галогены MeClx, MeBrx, MeIx, сульфиды MexSy, фосфаты Mex(PO4)y, нитраты Me(NO3)y, силикаты Mex(SiO3)y, корбонаты Mex(CO3)y, сульфаты Mex(SO4)y, некоторые минералы.Руда-это такое соединение получение из которого Ме целесообразно.Все виды получения Ме сводится к виду Меn++ne=Me. Пирометаллургия MexOy+[Zn, Mg, Al, CO, C, H2]tà Men++…C и Co используются для получ молоакт Ме CuO+Ct=Cu+CO Fe2O3+Ct=Fe+Co (Fe3C).Металотермия Fe2O3+2Altà Al2O3+2Fe (аллюминотермия) Mo+3H2=Mo+3H2O Гидромиталургия MexOy+[к-ты, щел-чи, NH4OH, циан.мет]tà Men+р-р+. Men+р-рподвергают Эл-зу.Реакции цементации вытеснение Ме более акт. Ме [Ag(CN2)]+Zn=[Zn(CN)4]-2+2Ag Электрометаллургия при э-зе солей щелочей можно получить любой Ме.При нейтрализации р-ров солей важно получить только Ме который который в ряду напряжения стоит после Al a)рафинирование-очистка-в основе э-з с растворимым анодом[CuSO4à Cu+2+SO42- K(-)Cu+2+2eà Cu(чистый). A(+)Cu-2e=Cu+2(грязный)] б)транспортные реакции- в основе лежит термическое разложение промежуточных соед-ний а)йодный методTi+I2100Cà [ Ti+I2]р-р300Cà Ti(чистый)+I2 б)карбонильный методFe+COà [Fe(CO)5]à Fe(чистый)+5CO


Поделиться:



Последнее изменение этой страницы: 2017-03-14; Просмотров: 1299; Нарушение авторского права страницы


lektsia.com 2007 - 2024 год. Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав! (0.032 с.)
Главная | Случайная страница | Обратная связь