рефераты конспекты курсовые дипломные лекции шпоры
Реферат Курсовая Конспект
Лекция 21. Конструкционные металлы. Алюминий. Хром. Железо
Лекция 21. Конструкционные металлы. Алюминий. Хром. Железо - Лекция, раздел Религия, Библиотека студента УГНТУ Ключевые Слова: Физические И Химические Свойства Металлов, Ок...
Ключевые слова: физические и химические свойства металлов, оксиды, гидроксиды, соли металлов.
Алюминий– основной представитель металлов главной подгруппы III группы периодической системы. Внешняя электронная конфигурация - 3s23p1, в соединениях проявляет степень окисления +3.
Нахождение в природе. По распространенности занимает третье место среди всех элементов (после О и Si) и первое среди металлов. Важнейшие минералы: бокситы – смесь гидроксидов Al(OH)3 и AlOOH; алюмосиликаты – (Na,K)2O∙Al2O3∙2SiO2; корунд (глинозем) – Al2O3; криолит – 3NaF∙AlF3.
Физические свойства.Серебристо-белый металл, плотность (при 20°С) 2698,9 кг/м3; tпл 660,24°С; tкип около 2500°С;
Химические свойства. Алюминий является активным металлом, сильным восстановителем. Но наличие защитной оксидной пленки на его поверхности затрудняет его взаимодействие со многими окислителями при обычных условиях. При 25ºС алюминий образует с хлором, бромом и иодом соответственно AlCl3, AlВr3, AlI3. Реакции с фтором, кислородом, азотом, серой происходят при достаточно высоких температурах.
В отличие от щелочных и щелочноземельных металлов, алюминий при обычных условиях не реагирует с водой, так как защищен пленкой нерастворимого в воде оксида. Однако эта пленка легко растворяется в растворах кислот и щелочей, поэтому не защищает алюминий от взаимодействия с ними:
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2↑
Al + 4HNO3 → Al(NO3)3 + NO↑ + 2H2O
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑
Исключением являются концентрированные серная и азотная кислоты, в которых алюминий пассивируется.
Важным свойством алюминия является его способность восстанавливать некоторые металлы из их оксидов при высокой температуре. Этот способ получения металлов называется алюмотермией: 4Al + 3MnO2 → 3Mn + 2Al2O3
Хром. Внешняя электронная конфигурация атома хрома 3d54s1. В соединениях обычно проявляет степени окисления +2, +3, +6, среди них наиболее устойчивы Сr3+.
Нахождение в природе.Хром – довольно распространенный элемент на Земле. Его кларк (среднее содержание в земной коре) составляет 8,3·10–3%. Хром никогда не встречается в свободном состоянии. В хромовых рудах практическое значение имеет только хромит FeCr2O4.
Физические свойства. Хром - твердый, тяжелый, тугоплавкий металл. Плотность 7190 кг/м3; tпл 1890 °С; tкип 2480 °С.
Химические свойства. Хром химически малоактивен. При обычных условиях устойчив к кислороду и влаге, но соединяется с фтором, образуя CrF3. Выше 600°С взаимодействует с парами воды, давая Сr2О3; с азотом - Cr2N, CrN; с углеродом - Сr3С2; с серой - Cr2S3. Со многими металлами хром дает сплавы. Хром загорается в кислороде при 2000°С с образованием темно-зеленого оксида хрома (III) Сr2О3. Помимо оксида (III), известны других соединения с кислородом, например CrO, СrО3, получаемые косвенным путем. Хром легко реагирует с разбавленными растворами соляной и серной кислот с образованием хлорида и сульфата хрома и выделением водорода; «царская водка» и азотная кислота пассивируют хром. С увеличением степени окисления возрастают кислотные и окислительные свойства хрома.
Железо. Конфигурация внешней электронной оболочки атома 3d64s2. Железо проявляет переменную валентность (наиболее устойчивые степени окисления +2 и +3).
Нахождение в природе. По распространенности в земной коре занимает второе место среди металлов. Для извлечения железа используются в основном такие руды, как гематит (Fe2O3), магнитные железняки (Fe3О4), бурые железняки (НFeO2· nH2O), а также шпатовые железняки (FeСО3).
Физические свойства. Плотность (20°C) 7874 кг/м3, tпл 1539°С, tкип 3200°С.
Химические свойства. С кислородом железо образует оксид (II) FeO, оксид (III) Fe2O3 и оксид (II,III) Fe3O4 (соединение FeO c Fe2O3, имеющее структуру шпинели). Во влажном воздухе при обычной температуре железо покрывается рыхлой ржавчиной (Fe2O3·nH2O). Вследствие своей пористости ржавчина не препятствует доступу кислорода и влаги к металлу и поэтому не предохраняет его от дальнейшего окисления. При нагревании в водяном паре железо окисляется с образованием Fe3O4 (ниже 570 °С) или FeO (выше 570 °С) и выделением водорода.
Железо легко реагирует с галогенами и галогеноводородами, давая соли, например хлориды FeCl2 и FeCl3. При нагревании железа с серой образуются сульфиды FeS и FeS2. Карбиды железа - Fe3C (цементит) и Fe2C (е-карбид) - выпадают из твердых растворов углерода в железе при охлаждении. Fe3C выделяется также из растворов углерода в жидком железе при высоких концентрациях С. При нагревании железо энергично реагирует с кремнием и фосфором, образуя силициды (например, Fe3Si и фосфиды (например, Fe3P).
Контрольные вопросы:
1. Общая характеристика алюминия.
2. Общая характеристика хрома.
3. Общая характеристика железа.
Список рекомендуемой литературы:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.: КНОРУС, 2009. - С. 651 – 656, 672 – 677, 690 - 712.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов - 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 362 - 377.
Е.А. Буйлова, Д.Р. Галиева
– Конец работы –
Эта тема принадлежит разделу:
Библиотека студента УГНТУ
Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования... Уфимский государственный нефтяной технический университет... Библиотека студента УГНТУ КРАТКИЙ КУРС ЛЕКЦИЙ для студентов...
Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ: Лекция 21. Конструкционные металлы. Алюминий. Хром. Железо
Что будем делать с полученным материалом:
Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:
| Твитнуть |
Хотите получать на электронную почту самые свежие новости?
Подпишитесь на Нашу рассылку
Реклама
Информация в виде рефератов, конспектов, лекций, курсовых и дипломных работ имеют своего автора, которому принадлежат права. Поэтому, прежде чем использовать какую либо информацию с этого сайта, убедитесь, что этим Вы не нарушаете чье либо право.
© copyright 1999 - 2024 allRefs.net. Все права защищены. Страница сгенерирована за: 0.021 сек.
Новости и инфо для студентов