Методические указания к выполнению работы по теме "Металлы"
методическая разработка по химии (11 класс) на тему

Краткий теоретический курс по теме «Металлы».

Металлы — простые вещества.

С развитием производства металлов, связано возникновение цивилизации («бронзовый век», «железный век»).

Начавшаяся примерно 100 лет назад научно-техническая революция, затронувшая промышленность и социальную сферу, также тесно связана с производством металлов. На основе вольфрама, молибдена, титана и других металлов были созданы коррозионно-стойкие, сверхтвердые, тугоплавкие сплавы, применение которых сильно расширило возможности машиностроения.

Всё же не следует забывать, что в большинство сплавов входить ДАВНО  известный металл железо, а основу многих легких СПЛАВОВ составляют сравнительно «молодые» металлы — алюминии и магний

НИИ.

Сверхновыми являются композиционные материалы, представляющие, например, полимер или керамику , которые внутри ( бетон железными прутьями) упрочнены металлическими волокнами, которые могут быть из вольфрама,  молибдена, стали и других металлов и сплавов.

Физические свойства металлов. Металлический блеск, пластичность, высокая электро- и теплопроводность, рост электрического сопротивления при повышении температуры, высокие значения плотности, температуры кипения и температуры плавления, твердости, магнитных характеристик — все эти практически важные свойства, общие для всех металлов, обусловлены металлической кристаллической решеткой и металлической химической связью.

Все металлы — твердые вещества, кроме жидко ртути, которая при низких температурах становится твердой и ковкой, как свинец. Не обладают пластичностью лишь хрупкие -  висмут и марганец.

Все металлы имеют серебристо-белый или серый цвет. Стронций, золото и медь в большей степени поглощают короткие волны (близкие к фиолетовому цвету) и отражают длинные волны спектра, поэтому имеют соответственно светло-желтый, желтый и «медный» цвет. Очень тонкие листики серебра и золота имеют совершенно неожиданный вид — они представляют собой голубовато-зеленую фольгу, а мелкие порошки металлов кажутся темно-серыми, даже черными. И только магний и алюминий, как вы знаете, в порошке сохраняют серебристо-белый цвет.

Классификация металлов. В технике металлы принято классифицировать по различным физическим свойствам:

по плотности — легкие (p < 5' г/см3) и тяжелые (р >"5 г/см3) металлы;

температуре плавления — легкоплавкие и тугоплавкие металлы.

Железо и его сплавы в технике принято считать черными металлами, а все остальные — цветными.

Существует классификация металлов и по химическим свойствам.

Металлы с низкой химической активностью, называют благородными: серебро, золото, платина) и аналоги последней - осмий, иридий, рутений, палладий, родий.

По близости химических свойств выделяют щелочные (металлы группы IA), щелочноземельные (металлы группы НА, начиная с кальция), а также редкоземельные (скандий, иттрий, лантан и лантаноиды, актиний и актиноиды) металлы.

Взаимодействие металлов с неметаллами

Так как металлы являются восстановителями, то они отдают свои электроны неметаллам, которые, разумеется, проявляют при этом окислительные свойства. В результате образуются бинарные соединения, названия которых формируются по единому принципу:

«неметалл» + «металл а» (с. о. если переменная).

Металлы взаимодействуют с галогенами с образованием солей, потому последние так и называют — галогены, т. е. «рождающие соли». Например, поваренную соль можно получить взаимодействием натрия с хлором:

2Na0+Cl20 = 2Na+1Cl-1

В колбе, наполненной хлором, красиво вспыхивают и сгорают кристаллики измельченной сурьмы (рис. 116), образуя при этом смесь хлоридов сурьмы (III) и (V):

Алюминий сгорает ярким ослепительным пламенем, а потому в порошке используется в качестве компонента зажигательных ракет, фейерверков, салютов, бенгальских огней и других пиротехнических средств:

 4Al0+ЗО20 = 2А12+3О3-2

Железо сгорает в кислороде с образованием оксида, формула которого:

+2 -2    +3   -2

                       Fe3O4 (FeO • Fe2O3) — железной окалины:

Натрий при взаимодействии с кислородом образует не оксид, а пероксид: Na2O2

Пероксид натрия — обязательный химикат на борту подводной лодки или космического корабля, так как обладает способностью регенерировать воздух:

2Na2O2+2СО2 = 2Na2CO3+O2↑

Оксид натрия может быть получен при прокаливании пероксида натрия с натрием:

                                        +1    -1                 0           +1    -2

                   Na2O2 + 2Na=2Na2O.

Взаимодействие металлов с водой

При обычных условиях энергично взаимодействуют с водой щелочные и щелочноземельные металлы, при этом образуются щелочь и водород (в полном соответствии с названиями подгрупп).

Скорость химической реакции щелочных металлов с водой зависит от природы металла (см. рис. 105). Выделяющийся водород в реакции с литием молено собрать, накрывая металл пробиркой, но ни с натрием, ни с калием подобный опыт проделать нельзя, так как водород выделяется очень активно и может загореться.

В этом случае возможен взрыв и выброс щелочи:

2Ме + 2Н2О = 2Ме0Н + Н2, (Ме — щелочной металл). Аналогично можно получить и собрать водород и в реакциях магния и кальция с водой:

2Ме + 2Н2О = Ме(ОН)2 + Н2 (Ме — Mg или Са).

Следует отметить, что реакция магния с водой протекает еле заметно, и в воду необходимо поместить металл в виде мелкой стружки.

Взаимодействие металлов с растворами кислот

Способность металлов взаимодействовать с растворами кислот и следующие свойства металлов вытекают из их положения в электрохимическом ряду напряжений: К, Са, Na, Mg, Al, Zn, Pe, Sn, Pb,(H2), Cu, Hg, Ag, Au.

Металлы взаимодействуют с растворами кислот при соблюдении ряда условий:

•    металл должен находится в ряду напряжений левее водорода;

•    в результате реакции должна образоваться растворимая соль, так как в противном случае она покроет металл осадком и доступ кислоты к металлу прекратится

•   для этих реакций не рекомендуется использовать щелочные металлы

•   по-особому      взаимодействуют с металлами концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации.

     Например, хорошо знакомая вам реакция Г. Кавендиша, которую мы описывали ранее:

Для получения водорода по этой реакции рациональнее использовать не аппарат Киппа, а прибор Кирюшкина.

Аналогично протекает реакция металлов и с органическими кислотами:

2СН3СООН + Zn → (CH3COO)3Zn + Н2,

2СН3СООН + Zn → 2СН3СОO + Zn + H2.

Некоторые органические соединения проявляют слабые кислотные свойства, а потому взаимодействуют с щелочными металлами:

   2С2Н5ОН + 2Na → 2C2H5ONa + Н2
этанол        этилат натрия

2С6Н5ОН + 2Na →2C6H5ONa + Н2
фенол        фенолят натрия

Способы получения металлов

Некоторые металлы встречаются в природе в свободном виде. Эго так называемые самородные металлы. К ним относятся металлы, расположенные в ряду напряжений правее водорода: золото и платина (только в самородном виде), медь, ртуть и серебро (встречаются в самородном виде, но гораздо чаще в виде соединений). Самородные металлы обычно содержатся в небольших количествах в виде зерен или вкраплений в горные породы. Изредка встречаются и довольно крупные куски металлов — самородки. Так, самый крупный из найденных самородков меди весил 420 т, серебра — 13,5 т, золота — 112 кг.

Значительная химическая активность металлов приводит к тому, что в земной коре они встречаются главным образом в виде соединений — минералов: оксидов, сульфидов, хлоридов, сульфатов, карбонатов и т.д. Минералы входят в состав горных пород и РУД-

Минералы и горные породы, содержащие металлы и их соединения, выделение из которых чистых металлов технически возможно и экономически целесообразно, называют рудами.

Обычно перед получением металлов из руды ее предварительно обогащают — отделяют пустую породу, примеси и т.д. В результате образуется концентрат, служащий сырьем для металлургического производства.

Металлургия — это наука о методах и процессах производства металлов из руд и других металлосодержащих продуктов, о получении сплавов и обработке металлов

Такое же название имеет и важнейшая отрасль тяжелой промышленности, занимающаяся получением металлов и сплавов.

Металлы получают методами пиро-, гидро- и электрометаллургии. Все эти способы основаны на восстановлении металлов из их соединений:

Пирометаллургия — восстановление металлов из руд при высокой температуре с помощью восстановителей. В качестве последних выступают уголь (кокс), оксид углерода(П), водород, активные металлы.

Наиболее пригодны для получения металлов этим способом их оксиды, поэтому сульфидные руды или карбонатные соединения предварительно обжигают в специальных печах, получая таким образом оксиды, которые далее восстанавливают.

Например, с помощью кокса и оксида углерода(Н) в цветной металлургии получают медь из красной медной руды — куприта;

Си2О + С = 2Cu + CO Си2О + СО = 2Си + СО2

Для получения вольфрама в качестве восстановителя используют водород (водородотермия):

WO3 + 3H2 = W+ ЗН2О

Восстановление металлов из их оксидов с помощью более активных металлов называют металлотермией. В качестве таких металлов-восстановителей используют алюминий (алюминотермия), магний, кальций, литий.

Так, с помощью алюминотермии получают хром:

Сг,О3 + 2AI = 2Сг + Al2O3

Оксиды металлов

Для металлов характерны солеобразующие оксиды: основные и амфотерные. Основными являются оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, амфотерными — оксиды бериллия, алюминия, германия и некоторых других металлов главных подгрупп Периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Из d-элементов амфотерный оксид образует только цинк. Характер оксидов других d-элементов зависит от степени окисления металла. Вы уже знаете, что хром в соединениях проявляет три степени окисления: +2, +3, +6 и образует соответствующие оксиды: СrO — основный оксид, Cr2O3 — амфотерный оксид, СгО3 — кислотный.

Обратите внимание на то, что металлы в своей высшей степени окисления образуют оксиды, сходные с элементами А-групп: например, СгО3 и SO3, Мп2О? и С12О7.

Оксиды щелочных металлов. Это твердые белые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Причем процесс растворения сопровождается химическим взаимодействием, в результате которого образуются щелочи.

Это типичные основные оксиды: кроме реакции с водой, они вступают в реакции с кислотными оксидами и кислотами, образуя в зависимости от основности кислоты различные соли.

Все оксиды щелочных металлов, кроме оксида лития, получают косвенным путем, например:

Na2O2 + 2Na = 2Na2O

Оксиды элементов группы IIA. Все оксиды элементов группы ИЛ проявляют ярко выраженные основные свойства кроме амфотерными оксида бериллия. Это белые кристаллические, тугоплавкие вещества. Их получают, главным образом, термическим разложением карбонатов металлов:

ВеСО3 = ВеО + СО2

Оксиды щелочных металлов и магния взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей:

СаО + СО2 = СаСО3

MgO + H2SO4 = MgSO4 + Н2О

BaO + 2НС1 = ВаС12 + Н2О

При комнатной температуре с водой реагируют только оксиды щелочноземельных металлов, образуя соответствующие щелочи, например:

SrO + Н2О = Sr(OH)2

Амфотерность оксида бериллия выражается в его способности реагировать как с кислотами, так и со щелочами при сплавлении или в растворе:

ВсО + 2HNO3 = Be(NO.,)2 + Н2О

ВеО + 2NaOH = Na;BeO2 + Н2О

Оксид магния используют при производстве огнеупорных строительных материалов, оксид бериллия — в качестве замедлителя нейтронов в ядерных реакторах, оксид кальция (негашеная известь) — в качестве флюса при получении чугуна и в производстве строительных материалов.

Оксид алюминия. Это белое кристаллическое вещество с очень высокой температурой плавления (2050 °С). Однако помимо кристаллических модификаций оксида алюминия существует и аморфная форма, называемая алюмогелем. Кристаллические формы А12О3 получают переработкой природных соединений, содержащих оксид алюминия, а алюмогель — разложением гидроксида алюминия.

        Вам хорошо известно, что оксид алюминия — типичный представитель амфотерных оксидов. Но, оказывается, не все так просто. Кристаллические формы А12О3 химически пассивны: не растворяются не только в воде, но и в разбавленных кислотах и щелочах. Для того чтобы «пробудить» в оксиде алюминия его амфотерные свойства, необходимо использовать горячие концентрированные кислоты:

        А12О3 + 6HCI = 2А1С13 + ЗН2О

При сплавлении оксида алюминия со щелочами образуется безводный метаалюминат натрия:

        А12О3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + Н2О  '

Амфотерность оксида алюминия проявляется также в том, что способен реагировать с кислотными и основными оксидами с образованием соответствующих солей:

        Al2O3 + 3N2O5 = 2A1(NO3)3

        А12О3 + К2О = 2КАlO2

Почти 100 млн. тонн оксида алюминия в год использует мировая металлургия для производства алюминия. Безводный кристаллический оксид алюминия подобно силикагелю обладает большой площадью поверхности за счет пористой структуры и широко используется в хроматографии для очистки и разделения веществ. Искусственные корунды — прекрасные шлифовальные материалы.      

На циферблате или задней крышке многих механических часов указано число камней, использованных при их сборке. Что это за камни? Это искусственные рубины, которые в часовом механизме служат опорой осей шестеренок. У рубиновых камешков очень
мал коэффициент трения (не создается сопротивления вращению);

        Они обладают уникальной стойкостью к истиранию. В механизме часов их хорошо видно невооруженным глазом: они, как и природные рубины, имеют красную окраску.

   Оксиды железа. Известно три оксида железа: FеO, Fe2O3 и смешанный оксид Fe3O4 

(FeO + Fe2O3).

         Оксид железа(II) — черный порошок. Ввиду нестабильности соединений железа в степени окисления +2. получить FeO не удается ни окислением железа, ни разложением соответствующего ему гидроксида Fe(OH)2. Получают оксид железа(II) восстановлен оксида железа(III) оксидом углерода(II):

Fe2O3 + СО = 2FeO + СО2

Этот процесс представляет собой начальную стадию получения чугуна. Оксид железа(II) проявляет основные свойства, не взаимодействует с водой, но легко реагирует с кислотами:

FeO + 2НС1 = FeCI2 + Н2О

Оксид железа(III) - порошок красно-бурого цвета. В промышленности его получают обжигом пирита:

4FeS2+ 1lO2 = 2Pe203 + 8S02

Проявляет слабоамфотерные свойства. Он хорошо растворяется в кислотах с образованием солей Fe3+:

Fe2O3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3H2O

Вместе с тем при сплавлении со щелочами оксид железа(Ш) образует соли — ферриты:

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + Н2О

При нагревании оксид железа(III) восстанавливается водородом или оксидом углерода(II). Последняя реакция лежит в основе промышленного получения чугуна из железных руд:

3Fe2O3 + СО = 2Fe3O4 + СО2

Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2

FeO + СО = Fe + СО2

Оксид железа(II, III) составляет основную массу природного минерала магнетита. При взаимодействии с кислотами образует смесь солей железа:

Fe3O4 + 8HCI = FeCl2 + 2FeCl3 + 4Н2О

Оксиды железа используют в качестве сырья для доменного процесса, как пигмент красок (например, железный сурик) и эмалей, а также для получения ферритов.

Оксиды меди. Известны два оксида меди: Сu2О и СuО.

Оксид меди(I) Си2О — твердое вещество красного цвета. В природе встречается в виде минерала куприта. Оксид меди(!) в воде практически нерастворим. Он обладает преимущественно основными свойствами.

Оксид меди(II) СuО получается как при взаимодействии меди с кислородом, так и при разложении гидроксида меди(П). (Напишите уравнения реакций.) Обладает слабыми амфотерными свойствами, т. е. взаимодействует как с кислотами, так и со щелочами. (Напишите уравнения реакций.) При сплавлении с последними образует купраты:

2КОН + СuО = К2СuО2 + Н2О

Оксид серебра(I) Ag2O. Серебро непосредственно с кислородом не взаимодействует, и его оксид получают косвенно, напри мер по реакции:

2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + 2NaNO3 + H2O

Это темно-коричневый порошок, обладающий сильными основными свойствами; плохо растворим в воде.

Оксид цинка ZnO. Это тугоплавкий (2000 °С) порошок белого цвета; плохо растворяется в воде; является амфотерным оксидом

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + Н2О

ZnO + 2КОН = K2Zn03 + H2O

Оксид цинка используют как катализатор многих химических процессов; он входит в состав цинковых белил, парфюмерных, косметических и медицинских средств.

Оксид ртути(Н) HgO. Твердое вещество желтого или красного цвета; легко разлагается при нагревании, Обладает только основными свойствами, а потому растворяется в кислотах:

HgO + 2HNO3 → Hg(NO3)2 + H,0

Получается при действии щелочей на соли ртути:

HgCl + 2NaOH = HgO + 2NaCl + H2O

Оксиды хрома. Проявляют, как вы знаете, основный, амфотерный или кислотный характер в зависимости от степени окисления хрома.

Оксиды марганца. Марганец образует ряд оксидов, кислотно-основные свойства которых также зависят от степени окисления марганца:

МnО → Мn2О3 → МnО2 → (МnО3) → Мп2О7
Основный        Амфотерные        Кислотные

Ослабление основных и усиление кислотных свойств

Гидроксиды металлов

Металлы образуют гидроксиды, характер которых полностью соответствует оксидам металла в той же степени окисления: основания (гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, магния) и амфотерные гидроксиды (гидроксиды бериллия, цинка, алюминия).

Если для металла характерны несколько степеней окисления (как правило, для J-элемента), то закономерность изменения характера образуемых им гидроксидов находится в полном соответствии с таковой у оксидов: гидроксид в низшей степени окисления является, как правило, основанием, в высшей — кислотой, а в промежуточной — амфотерным гидрокcидом.

Гидроксиды щелочных металлов. Это белые кристаллические вещества ионного типа, хорошо растворимые в воде. Процесс растворения сопровождается выделением большого количества теплоты, а получившиеся растворы являются одними из самых сильных оснований. Основные свойства (соответственно и степень электролитической диссоциации) и растворимость увеличиваются от LiOH к CsOH.

В промышленности щелочи получают электролизом хлоридов соответствующих металлов:

Электролиз

2NaCl + 2Н2О → 2NaOH + Н2 + С12

Гидроксиды щелочных металлов издавна называют едкими щелочами, так как они способны разъедать ткани, бумагу и кожу Будучи щелочами они проявляют все характерные свойства этот класса соединений: взаимодействуют с кислотами, кислотными оксидами, амфотерными оксидами и гидроксидами, солями.

Гидроксид натрия применяют для очистки нефти, масел, в производстве бумаги, искусственных волокон, синтетических моющих средств. Гидроксид калия используют для получения жидкого мыла и в качестве электролита в щелочных аккумуляторах.

Гидроксиды металлов группы II А. Поскольку оксиды бериллия и магния в холодной воде не растворимы, их гидроксиды получают добавлением щелочи к растворам солей:

MgSO4 + 2NaOH = Mg(OH)2↓ + Na2SO4

ВеСl2 + 2KOH = Ве(ОН)2↓ + 2КС1

В последнем случае следует избегать избытка щелочи, поскольку амфотерный гидроксид бериллия легко образует бериллат натрия:

Ве(ОН)2 + 2NaOH = Na2BeO2 + 2Н2О

Гидроксиды щелочноземельных металлов получают взаимодействием оксидов с водой  гашением. Отсюда и произошло техническое название самого известного из таких гидроксидов - гашеная известь:

СаО + Н2O = Са(ОН)2

Следует отметить, что гашение извести — сильно экзотермический процесс. Водные растворы гидроксида кальция (он мало растворим в воде) и гидроксида бария называют соответственно известковая и баритовая вода.

Для всех гидроксидов элементов группы ПА характерен обратный процесс — термическое разложение, например:

Ва(ОН)2 = ВаО + Н2О

Другое общее свойство гидроксидов — взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами:

Ва(ОН)2 + СО, = BaCO3 + Н2О

Наиболее широко применяют гидроксид кальция. Это один из важнейших вяжущих материалов в строительстве, компонент шихты в производстве стекла, смягчитель воды. Гидроксид магния наряду с гашеной известью используют для очистки сахарных растворов; он также входит в состав зубных паст.

Гидроксид алюминия. Представляет собой вещество белого цвета  не растворимое в воде. Его кристаллические формы входят в состав природных бокситов. Аморфный гидроксид алюминия получают обменной реакцией между растворимой солью алюминия и щелочью:

A12(SO4)3 + 6NaOH = 2Al(OH)3 + 3Na2SO4

Вы хорошо знаете, что в этой реакции необходимо избегать избытка щелочи; следует добавлять раствор щелочи к раствору соли, а не наоборот, поскольку Al(OH)3 амфотерен. Но подобными мерами предосторожности можно пренебречь, если использовать в качестве осадителя водный раствор аммиака:

А1С13 + 3NH3* Н2О = А1(ОН)3 + 3NH4C1

Гидроксид алюминия термически неустойчив. При незначительном нагревании он легко разлагается:

2А1(ОН)3 = А12О3 + ЗН2О

Подобно оксиду гидроксид алюминия проявляет амфотерные свойства. Как основание он легко растворяется в разбавленных и концентрированных кислотах, образуя соли:

А1(ОН)3 + 3HNO3 = Al(NO3)3 + ЗН2О

А1(ОН)3 + ЗН+ = Аl3++ ЗН2О

Формулу гидроксида алюминия можно записать в кислотной форме: H3AlO3

Гидроксид алюминия применяют для производства А12О3 (алюмогеля). За счет большой площади поверхности гидроксид алюминия обладает свойством поглощать различные вещества, поэтому его применяют для очистки воды и в медицине как обволакивающее и адсорбирующее вещество, например при язве желудка.

Гидроксиды железа. Известны два гидроксида: Fe (OH)2 и Fe(OH)3.

Гидроксид железа(II) Fe(OH)2 можно получить обменной реакцией между растворимой в воде солью железа(П) и щелочью;

FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + Na2SO4

Свежевыпавший осадок имеет серовато-зеленую окраску, ми быстро темнеет вследствие окисления:

4Fе(ОН)2 + О2 + 2Н2О = 4Fe(OH)3↓

Проявляет слабые амфотерные свойства с преобладанием основных:

Fe(OH)2 + 2НВг = FeBr2 + 2Н2О

                          Fe(OH)2 + 2NaOH(конц.) = Na2FeО2 + 2Н2О

Гидроксид железа(III) Fe(OH)3 образуется при добавлении ще- лочи к растворам солей железа(III); имеет вид буро-коричневой желеобразной массы.

Гидроксид железа(III) проявляет амфотерные свойства. Он растворяется в кислотах и щелочах с образованием солей.

Гидроксиды меди. Медь образует два нерастворимых гидрокси-да: СuОН и Сu(ОН)2, характер которых полностью соответствует оксидам Сu2О и СuО.

Гидроксид цинка Zn(OH)2. Это соединение является амфотерным соединением, как и соответствующий ему оксид, а потому легко растворяется в кислотах и щелочах с образованием солей.

Гидроксиды хрома. Хром образует ряд гидроксидов.

Гидроксид хрома(II) Сr(ОН)2 — это вещество желтого цвета, плохо растворимое в воде; имеет ярко выраженный основный характер, а потому взаимодействует с кислотами:

Сr(ОН)2 + H2SO4 = CrSO4 + 2Н2О

Сr(ОН)2 + 2Н+ = Сг2+ + 2Н2О

Гидроксид хрома(II) легко окисляется в гидроксид хрома(III):

4Сr(ОН)2 + О2 + 2Н2О = 4Сг(ОН)3

Гидроксид хрома(III) Сr(ОН)3 образуется при действии щелочей на растворы солей хрома(III) в виде серо-зеленого осадка:

СrСl3 + 3NaOH = Cr(OH)3↓ + 3NaCl

Cr3+ + 3OH- = Cr(OH)3↓

Щелочь надо брать в недостатке, так как полученный гидроксид легко взаимодействует со щелочами и кислотами, т.е. проявляет амфотерные свойства.

Гидроксиды хрома(VI) - это две сильные кислоты: Н2СrO4 — (хромовая кислота и Н2Сr2O7 — дихромовая кислота. Они образуют при взаимодействии соответствующего им кислотного оксида с водой. Оксид xpомa(VI) СrО3 — темно-красное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде:

СгО3 + Н2О = Н2СгО4 2СrO3 + Н2О = Н2Сr2О7

Образование той или иной кислоты зависит от кислотности среды: в кислом растворе большая часть кислоты существует  дихромат-иона, в щелочном — в виде хромат-иона:

2СrО42- + 4Н+ ↔ 2Н2СrO4 ↔  Н2Сr2O7 + Н2О

Гидроксиды марганца. Марганец образует несколько гидроксидов, характер которых полностью соответствует оксидам в аналогичных степенях окисления.

Гидроксид марганца(II) Мn(ОН)2 выделяется в виде белого осадка при действии раствора щелочи на растворы солей Мп2+:

MnSO4 + 2NaOH = Mn(OH)2 ↓+ Na2SO4 

Mn2+ + 2OH- = Mn(OH)2↓

Подобно соответствующему оксиду гидроксид марганца(П) обладает основными свойствами.

Гидроксид марганца(VII) — марганцевая кислота НМnО4 соответствует кислотному оксиду Мп2О7. Этот оксид — тяжелое буро-зеленое маслянистое вещество, очень гигроскопичное и неустойчивое при нагревании. Соответствующая ему марганцевая кислота — одна из самых сильных кислот. В чистом виде выделить ее не удается, однако получены водные растворы этой кислоты.

Среди солей марганцевой кислоты наиболее важен перманганат калия КМпО4, хорошо известный вам под бытовым названием «марганцовка». Перманганат калия применяют в лабораторной практике, промышленности, медицине и быту.

Коррозия металлов и способы защиты от нее.

«Ржа ест железо» — гласит русская народная поговорка. Ржавчина, которая появляется на поверхности стальных и чугунных изделий, — это яркий пример коррозии.

Коррозией (от лат. corrodere — разъедать) называют самопроизвольное разрушение металлов и сплавов под влиянием окружающей среды.

У поэта В. Шефнера есть  образные строчки:

«Коррозия — рыжая крыса, грызет металлический лом»

Ежегодно из-за коррозии разрушается около четверти от всего произведенного в мире железа. Однако не только потеря металлов, но и порча изготовленных из них изделий обходится очень дорого. Затраты на ремонт или на замену деталей судов, автомобилей, аппаратуры химических производств, приборов и коммуникаций во много раз превышают стоимость металла, из которого они изготовлены.

Коррозия вызывает серьезные экологические последствия. Утечка газа, нефти и других опасных химических продуктов из разрушенных коррозией трубопроводов приводит к загрязнению окружающей среды, что отрицательно влияет на здоровье и жизнь людей. Понятно, почему на защиту металлов и сплавов от коррозии тратят большие средства.

Коррозию металлов и сплавов (их окисление) вызывают такие компоненты окружающей среды, как вода, кислород, оксиды углерода и серы, содержащиеся в воздухе, водные растворы солей (морская вода, грунтовые воды). Эти компоненты непосредственно окисляют металл — происходит химическая коррозия.

Чаще всего коррозии подвергаются изделия из железа. Особенно сильно корродирует металл во влажном воздухе и воде. Упрощенно этот процесс можно выразить с помощью следующего уравнения химической реакции:

4Fe + ЗО2 + 6Н2О = 4Fe(OH)3.

Химически чистое железо почти не коррозирует. Вместе с тем техническое железо, которое содержит различные примеси, например в чугунах и сталях, ржавеет. Следовательно, одной из причин возникновения коррозии является наличие примесей в металле, его неоднородность.

Химическую сущность коррозионного процесса для этого случая покажем на следующем примере. Если два различных металла, находящихся в контакте между собой, опустить в водный раствор электролита (в реальных условиях это, например, грунтовые воды, сконденсированная влага из атмосферы), то металл более активный, расположенный в электрохимическом ряду напряжений левее, будет разрушаться, предохраняя тем самым менее активный металл от коррозии.

Например, при контакте железа с медью в водной среде железо, как более активный металл, будет постепенно растворяться, переходя в воду в виде ионов железа. При этом электроны, высвободившиеся из атомов железа, перейдут к меди и на ее поверхности соединятся с ионами водорода, выделившимися из компонентов водной среды (например, серной или других кислот; вам, очевидно, известно такое выражение, как «кислотные дожди»).

Этот электрохимический процесс можно представить так:

Fe° - 2e → Fe2+ (на железе),

2Н+ + 2e→ H20 (на меди),

                            Fe° + 2Н+ = Fe2+ + H20 (в ионном виде).

Для борьбы с коррозией используют много способов.     Назовем некоторые из них.

     1. Нанесение защитных покрытий на поверхности предохраняемого от коррозии металла. Для этого часто используют масляные краски, эмали, лаки. Эти металлические покрытия дешевые, но обычно недолговечные. Раз в два года, а иногда и чаще их требуется обновлять. Так, например, красят Эйфелеву башню в Париже.

Защищаемый   от   коррозии   металл   можно   докрыть слоем другого металла: золота, серебра, хрома, никеля, олова, цинка и др. Один из самых старых способов — это

лужение, или покрытие железного листа слоем олова. Такое железо называют белой жестью.

     2. Использование не ржавеющих сталей, содержащих специальные добавки. Например, «нержавейка», из которой изготавливают столовые   приборы,   содержит   до 12% хрома и до 10% никеля, В   состав  легких   нержавеющих    сплавов    входят    алюминий или титан. Памятник Ю.А.Гагарину (скульптор П. Бондаренко,   архитекторы Я. Белопольский,    Ф. Гажевский, 1980) облицован пластинками из титанового сплава. На его гладкой блестящей   поверхности   нет ни одного пятнышка ржавчины.

     3. Введение в рабочую среду, где находятся металлические   детали,   веществ, которые в десятки и сотни раз    уменьшают    агрессивность среды. Такие вещества называют   ингибиторами коррозии.

Ингибиторы коррозии вводят в замкнутые системы охлаждения, в нефтепродукты и даже впрыскивают в газопроводы для снижения коррозии труб изнутри. Для предотвращения коррозии железа в серной кислоте к ней добавляют в качестве ингибитора азотную кислоту.

     4. Создание контакта с более активным металлом — протектором. Например, для защиты стальных корпусов морских судов обычно используют цинк. Да и на суше металлическую конструкцию (трубу, ЛЭП и т. д.) соединяют с листом или куском более активного металла. С этой же целью к деталям конструкции мостов приваривают куски цинка.

Практическая работа № 1

«Щелочные и щелочноземельные металлы: химические свойства, генетическая связь, решение задач»

Цель работы:

• повторить и обобщить знания по темам: «Щелочные и щелочноземельные металлы»
• отработать навыки и умения в решении задач:

а).  на вычисление массой и объемной доли выхода продукта реакции от теоретически возможного выхода;

      б).на вычисление массы или объема продукта реакции по известной массе или

      объему исходного вещества, содержащего примеси;

Задание:  из таблицы №1 выбрать по своему варианту номера заданий.

Таблица №1

1. Закончите уравнения реакций, укажите окислитель и восстановитель.

2. Закончите уравнения возможных реакций. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса:

3. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

4. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

оксид меди(II) →    гидроксид меди(II) →   оксид меди(II) →   нитрат меди(II)→    сульфат меди(II)

5. Закончите уравнения реакций и напишите сокращенные ионные уравнения, где это возможно:

6. С какими из данных веществ будет реагировать оксид калия? Составьте уравнения реакций в молекулярной и, где возможно, ионной форме.

а) оксид серы (VI);                        г) ортофосфорная кислота;

б) вода;                                д) гидроксид цинка;

в) гидроксид натрия;                е) сульфат железа (III)?

7. С какими из данных веществ будет реагировать гидроксид калия? Составьте уравнения реакций в молекулярной и, где возможно, ионной форме.

а) оксид серы (VI);                        г) соляная кислота;

б) хлорид бария;                        д) сульфат железа (III);

в) ортофосфорная кислота;                е) гидроксид цинка;

8. Закончите уравнения возможных реакций, составьте соответствующие полные и сокращенные ионные уравнения. Назовите продукты реакций:

9. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения. В уравнениях окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса. Уравнения реакций ионного обмена напишите в ионной форме.

10. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

б) натрий →         хлорид натрия   →     нитрат натрия

                  сульфат натрия

в) литий  →     оксид лития →     гидроксид лития →  ортофосфат лития → сульфат лития           →     хлорид лития

11. Какой объем кислорода (н.у.) необходим для сжигания 2,3 натрия, содержащего 17% примесей?

12. Найдите массу соли, образующийся про сжигании 11,2г лития в 20л хлора (н.у.).

13. Найдите массу 20% раствора гидроксида натрия, необходимого для полной нейтрализации 400г 49% раствора ортофосфорной кислоты.

14. Через 280г 10% раствора гидроксида калия пропустили 4,48г диоксида углерода (н.у.).  Найдите массу образовавшейся в растворе соли.

15. К 60г 25% раствора гидроксида натрия добавили 90г 30% раствора азотной кислоты. Найдите массу образовавшейся соли.

16. Найдите массу осадка, выпадающего при действии 150г 20% раствора гидроксида натрия на 400г 20% раствора сульфата меди (II).

17. Какой объем газа (н.у.) выделится при действии 80г 40% раствора гидроксида натрия  на 50г хлорида аммония, содержащего 18% примесей?

18. При электролизе 29,25г раствора хлорида натрия получен натрий массой 9,775г.

Найдите долю выхода продукта реакции.

19. Найдите массу натрия и объем кислорода (н.у.), которые потребуются для получения 13,26г пероксида натрия, если доля выхода продукта реакции составляет 85% от теоретически возможного.

20. Какая масса 40% раствора гидроксида натрия нужна для получения 212г  карбоната натрия, если доля выхода продукта реакции составляет 80% от теоретически возможного?

21. Через 280г 25% раствора гидроксида калия пропустили избыток углекислого газа (н.у). Найдите массу карбоната натрия, образовавшегося в растворе  при кипячении.

22. Закончите уравнения реакций. Укажите окислитель и восстановитель.

23. С какими из данных веществ будет реагировать кальций. Составьте уравнения реакций. Укажите окислитель и восстановитель.

а) вода;                        д) водород;

б) сера;                        е) соляная кислота;

в) гидроксид натрия;        ж) оксид магния;

г) кислород;                        з) хлор

        24. Закончите уравнения возможных реакций. Укажите окислитель и восстановитель.

25. Составьте уравнения реакций, соответствующих данным превращениям:

26. Закончите уравнения реакций в молекулярном и, где возможно, ионной форме. Назовите продукты реакций:

        27. С какими из данных солей будет взаимодействовать гидроксид бария: хлорид натрия, сульфат натрия, нитрат натрия, нитрат меди (II), карбонат калия, карбонат кальция, хлорид железа (III), ортофосфат натрия?   Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионной форме.

28. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

        29. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

а) гидроксид кальция  нитрат кальция карбонат кальция оксид кальция  гидроксид кальция

б) магний сульфат магния нитрат магния гидроксид магния оксид магния

бромид магниямагний;

        В уравнения окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса. Для реакции ионного обмена составьте уравнения в молекулярной и ионной форме.

        30. Найдите массу осадка, выпадающего при действии избытка серной кислоты на 104г раствора хлорида бария , содержащего 10% примесей.

31. Найдите объем газа (н.у.), выделяющегося при действии на избыток магния

80г соляной кислоты, содержащей 20% примесей.

32. Найдите массу  раствора серной кислоты, необходимой для нейтрализации 28,5г раствора гидроксида бария, содержащего 13% примесей.

33. К 300г 20% раствора нитрата кальция добавили 200г раствора ортофосфата натрия, содержащего 12% примесей. Найдите массу выпавшего осадка.

        34.  Какой объем водорода выделится (н.у) при действии избытка соляной кислоты на 6,5г цинка, содержащего 185 примесей?

           35. Магний массой 2,04г содержащий 12% примесей,  полностью сгорел в хлоре. Найдите объем хлора (н.у.), вступившего в реакцию.

36.  Порошок магния массой 9,6 г , содержащего 17% примесей,  прокалили в азоте объемом 3,2 л (н.у.). Найдите массу образовавшегося продукта реакции.

37. Какой объем газа (н.у.) выделится при действии 80 г 36,5% соляной кислоты на 19,5 г цинка?

38.  Найдите массу осадка, выпадающего при действии избытка ортофосфорной кислоты на 54г раствора хлорида бария , содержащего 19% примесей.

 39.  На пластинку из серебра массой 5,4 г подействовали 12 г 63% раствора азотной кислоты. Найдите объем выделившегося газа (н.у.).

           40. Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты методом электронного баланса:

41.Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

NaOH

                                               1                      3             

                                        Na2O                Na2CO3

                                                2                         4

                                                NaNO3

42. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

                   2                        3

      1        MgO   →    Mg(OH)2              MgCl2

Mg

       4      MgSO4

43. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

                                          2              3

                                             KNO3

44. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

                                                   2     Ca(OH)2

  3         CaCl2

45. Как осуществить следующие превращения: кальций → оксид кальция → гидроксид кальция → нитрат кальция? Напишите уравнения реакций и укажите, к какому типу реакций относятся каждая из них.

46. Как осуществить следующие превращения: гидроксид меди (II) → оксид меди (II) → хлорид меди (II) → гидроксид меди (II)? Напишите соответствующие уравнения реакций.

47. Как осуществить следующие превращения: гидроксид железа (III) → оксид железа (III) → → сульфат железа (III) → гидроксид железа (III)? Напишите соответствующие уравнения реакций..

Практическая работа № 2

«Металлы: алюминий, железо: химические свойства, генетическая связь, решение задач»

Цель работы:

• повторить и обобщить знания по теме;
• отработать навыки и умения в решении задач на вычисление массы реагента или продукта реакции, содержащего долю примесей;
• отработать навыки и умения в решении задач на «СПЛАВЫ»;

Задание:  из таблицы №1 выбрать по своему варианту номера заданий.

Таблица №1

1. Составить уравнения химических реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

'Железо → хлорид железа(III) →гидроксид железа(III) → оксид железа(III) →  железо→ сульфат железа(II) → гидроксид железа(II) → оксид железа(II) → железо

2.  Составить уравнения химических реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

Алюминий → гидроксид алюминия →нитрат алюминия → гидроксид алюминия→оксид алюминия → алюминий

3. Составить уравнения химических реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

Al4C3 →Al → Al(OH)3 →Al2(SO4)3 →BaSO4

4. Составить уравнения химических реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

FeCl3 ←Fe → FeSO4 → Fe(OH)2 → FeCl2 → FeO → Fe

    4. Напишите уравнения возможных реакций, алюминия с веществами: кислородом, бромом, разбавленной серной кислотой. Рассмотрите две из записанных реакций в свете ОВР, а одну - в свете ТЭД.

5. Определите формулы веществ X1 и Х2 в цепочке превращений:

Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения по данной схеме.

6.     При взаимодействии 12г алюминия с соляной кислотой выделилось 7л водорода (н.у), Вычислите объемную долю выхода продукта реакции (в %).

7.   Напишите уравнения возможных реакций железа(II) с веществами: кислородом, йодом, разбавленной серной кислотой. Рассмотрите две из записанных реакций в свете ОВР, а одну - в свете ТЭД.

8. Определите формулы веществ X1 и Х2 в цепочке превращений:

Zn → X1 → ZnSO4 → X2 → ZnO

Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения по

заданной схеме.

   9. Напишите уравнения возможных реакций кальция, железа, цинка с веществами:  кислородом, хлором, разбавленной серной кислотой. Рассмотрите две из записанных  реакций в свете ОВР, а одну - в свете ТЭД.

10. Определите формулы веществ X1 и Х2 в цепочке  превращений: Fe →X1 → Fe(OH)2 →X2 →Fe

Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения по данной схеме.

      11. При взаимодействии 45г железа с соляной кислотой выделилось 22,4л водорода (н.у). Вычислите объемную долю выхода продукта реакции (в %).

12. Напишите уравнения возможных реакций взаимодействий алюминия и цинка с веществами: хлором, водой, соляной кислотой. Рассмотрите одну из записанных реакций в свете ОВР.

13. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения по схеме: Fe →FeCI2 →Fe(NO3)2 →Fe(OH)2  → →FeO    

Превращение №3 рассмотрите в свете ТЭД.

14. Напишите уравнения возможных реакций взаимодействий железа и магния с веществами; хлором, водой, соляной кислотой. Рассмотрите одну из записанных реакций в свете ОВР.

15. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения по схеме:

А1  → А12О3→AlCl3→А1(ОН)3→A1(NO3)3 Превращение №3 рассмотрите в свете ТЭД.

16. При взаимодействии 60г алюминия,содержащего 18% примесей с соляной кислотой, выделился водород (н.у). Вычислите   объем продукта реакции.

17. Дана схема   окислительно-восстановительной реакции. Подберите коэффициенты методом электронного баланса.

Р+HNO3+Н2O→Н3РО4+NO↑

18. К 70г 12% раствора сульфата алюминия добавили 36г 10% раствора гидроксида натрия. Найдите массу выпавшего осадка.

19. Найдите массу осадка, выпавшего при сливании 120г 10% раствора сульфата железа(III) и 50г 2О% раствора   гидроксида натрия.

20. К 70г 12% раствора сульфида алюминия добавили З6г 10% раствора гидроксида натрия. Найдите массу выпавшего осадка.

       21.Какая масса кремния должна образоваться при восстановлении магнием 30г оксида кремния (IV), содержащего 3% примесей?

       22.  При взаимодействии сплава массой 10г, состоящего из меди и алюминия, с соляной кислотой выделилось 8л газа (н.у.). Определите массовую долю (в %) каждого металла в сплаве.

          23. Вычислите массу соли, которая образовалась при взаимодействии алюминия с бромом массой 40г, содержащего 2% примесей.

24. Напишите уравнения реакций взаимодействия алюминия со следующими веществами: хлором, разбавленной серной кислотой, оксидом хрома (III), раствором сульфата меди (II).

25.     Напишите   уравнения   реакций,   позволяющих   осуществить
следующие превращения:

Al (ОН)3→AlС13→Al (ОН)3 →А12О3

26. Допишите следующие уравнения химических реакций.   Укажите    среди    них    окислительно-восстановительные    реакции, а  также окислитель и восстановитель.

Fe2O3 + Al →         А1 (ОН)3 + NaOH →

Al2(SО4)3 + ВаС12→        Al + О2 →

   27. Напишите уравнения реакций получения хлорида алюминия четырьмя способами.

28. Напишите   уравнения   реакций,   позволяющих   осуществить
следующие превращения:

A→Al2O3→Al2(SO4)3→А1(ОН)3

29. Напишите уравнения химических реакций, характеризующих химические свойства гидроксида железа (III).
30. Из 140 г оксида железа (II) получили 182 г гидроксида железа (II). Вычислите массовую долю выхода гидроксида железа (II).
31. К какой группе оксидов относит оксид алюминия? Напишите
    уравнения реакций, характеризующих его свойства.

32. Напишите уравнения реакций, характеризующих химические
    свойства  гидроксида алюминия.

33. Напишите уравнения реакций взаимодействия алюминия
    со следующими веществами: 1) хлором; 2) разбавленной серной
    кислотой; 3) углем; 4) раствором хлорида  меди (II). Уравнение
    реакции № 4, запишите в молекулярной и ионной формах.

34. Сравните   физические   свойства   натрия,   магния   и   алюминия.

35. Барий   получают   алюминотермическим   восстановлением
    оксида бария. Какая масса бария образуется при взаимодействии  600  г оксидного  концентрата  (массовая  доля  ВаО  в  нем
    92%) с алюминием  массой  100 г?

Ответ: 494,3 г

36. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно
    осуществить следующие превращения:

А1 → А1 (ОН)3  → Al (NO3)3  →  A1 (ОН)3  →  А12О3

Уравнение  реакции  № 3.  запишите  в  молекулярной  и   ионной формах.

37. Смесь массой 6 г, состоящую из меди и алюминия, обработали избытком соляной кислоты. При этом получили 2,8 л водорода (н. у.). Вычислите массовую долю (в %) каждого металла,в смеси.

Ответ: 37,5%  алюминия и 62,5%  меди

38. Напишите уравнения реакций взаимодействия алюминия со следующими веществами: 1) серой; 2) раствором гидроксида натрия; 3) оксидом хрома (III); 4) раствором нитрата ртути (II). Уравнение реакции № 4 запишите в молекулярной и ионной формах.

39. Сравните  строение  атомов  натрия,  магния  и   алюминия. Отметьте черты сходства и различия.

40. Вычислите массу соли, которая образовалась при взаимодействии 2,7 г алюминия с бромом  массой 40 г.

Ответ: 26,7 г

41. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

                                                         Al2O3  →   A12(SO4)3

А1

AlI3  →  Al(NO3)3

Уравнение  реакции  № 4  запишите  в  молекулярной  и  ионной формах.

42. Вычислите массу технического алюминия (массовая доля
    алюминия  98,4%),  который  потребуется  для  алюминотермиче-
    ского получения ванадия массой 15,3 кг из оксида ванадия (V).

Ответ: 13,7 кг

43. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно
    осуществить следующие превращения:

1                  2                 3                    4

Fe(OH)3→ Fe2O3→ Fe→ FeSO4 → Fe(OH)2

Реакцию № 2 рассмотрите как окислительно-восстановительную. Напишите краткое ионное уравнение реакции № 4.

44. Сплав железа с углеродом массой 5 г обработали избытком соляной кислоты. По окончании реакции объем выделившегося газа составил 1,96 л (н. у.). Вычислите массовую долю (в %) углерода в этом сплаве.

45. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно
    осуществить следующие превращения:

FeO →Fe → FeCla → FeCl3 → Fe (NO3)3

Реакцию № 3 рассмотрите как окислительно-восстановительную. Напишите краткое ионное уравнение реакции № 4.

46. 30 г сплава меди с цинком обработали раствором серной
    кислоты (в избытке). При этом получили 4,4 л водорода (н. у.).
    Вычислите   массовую   долю   (в   %)   каждого   металла   в   этом
    сплаве.

Ответ: 42,7%  цинка  и 57,3%  меди

47. Железо   массой   7   г   прореагировало   с   хлором   массой 20 г. Полученный хлорид растворили в коде массой 200 г. Вычислите массовую долю (в %) соли к полученном растворе.

Ответ: 9,2%

Дополнительные задачи

1.        При   анализе  образца   цинкового  порошка   22  г  его  при
взаимодействии с избытком соляной кислоты дали 7,2 л водоро
да (н. у.). Вычислите массовые доли цинка и оксида цинка (в %)
в этом образце цинкового порошка.

Ответ: 95%  цинка  и 5%  оксида  цинка

2.        Какая   масса   хромистого   железняка   с   массовой   долей
FeCraO4 30% потребуется для получения феррохрома, содержа
щего 200 кг хрома? Уравнение процесса: FeCr2O4 + 4С = 2Сr +
+ Fe + 4CO↑

Ответ:  1435,9  кг

3.        Железная  пластинка  массой  100 г погружена  в  раствор
сульфата меди (II). Покрывшуюся медью пластинку высушили
и снова взвесили. Ее масса оказалась теперь равной 101,3 г. Ка
кая  масса  меди осела на пластинке?

Ответ.  10,4  г

4.        Стальную проволоку массой 5 г сожгли в кислороде. При
этом получили 0,1 1- углекислого газа. Вычислите массовую долю
(в  %) углерода  в этой стали.

Ответ: 0,54%

5.        Натрий массой 23 г прореагировал с 78 г воды. Вычислите
массовую долю (в %) гидроксида натрия в полученном растворе.

Ответ: 40%

6.        Оксид хрома (VI) массой 3 г растворили в 120 г воды. Вы
числите массовую долю (в %) хромовой кислоты H2CrO3, в полу
ченном растворе.

Ответ: 2,88%