Курсовая работа (т): Металлотермия. Получение марганца

+ 2H₂O = MnO₂+ 2H₂.

Взаимодействие с кислотами:

В электрохимическом ряду напряжений металлов марганец находится до водорода, он вытесняет водород из растворов неокисляющих кислот, при этом образуются соли марганца (II):

с разбавленной азотной кислотой образует нитрат марганца (II) и оксид азота (II):

3Mn + 8HNO₃= 3Mn(NO₃)₂+ 2NO + 4H₂O.

Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют марганец. Марганец растворяется в них лишь при нагревании, образуются соли марганца (II) и продукты восстановления кислоты:

Mn + 2H₂SO₄= MnSO₄+ SO₂+ 2H₂O;+ 4HNO₃= Mn(NO₃)₂+ 2NO₂+ 2H₂O.

Восстановление металлов из оксидов:

Марганец - активный металл, способен вытеснять металлы из их оксидов:

Mn + Nb₂O₅= 5MnO + 2Nb.

Физические и химические свойства Mn₃O₄. [2]

Смешанный оксид Mn₃O₄ содержит марганец в степенях окисления +2 и +3. Он встречается в виде минерала гаусманнита, образующего чёрные с металлическим блеском кристаллы. При измельчении они превращаются в коричнево-красный порошок. Оксид Mn₃O₄ образуется при нагревании до 1000 ºС любых соединений марганца на воздухе или в кислороде. При этом он кристаллизуется в тетрагональной низкотемпературной модификации α- Mn₃O₄, идентичной природному гаусманниту со структурой, близкой шпинели. Выше 1170 ºС гаусманнит превращается в высокотемпературную кубическую β-форму со структурой нормальной шпинели. Температура плавления: 1564 °C. При 1160 °С происходит переход в фазукубической сингонии.

При температуре 600 ºС гаусманнит окисляется кислородом до оксида марганца(III). Действием хлора на водную суспензию Mn₃O₄ удаётся получить оксид марганца (IV).

Восстановление гаусманнита сернистым газом в газовой фазе и в растворе приводит к разным продуктам:

Mn₃O₄+SO₂=2MnO+MnSO₄₃O₄+2SO₂+2H₂SO₄=2MnSO₄+MnS₂O₆+2H₂O

В водных растворах кислот происходит реакция:

Mn₃O₄+2H₂SO₄=MnO₂+2MnSO₄+2H₂O

В воде не растворяется. Парамагнетик.

Физические свойства алюминия. [3]

Простое веществоалюминий - лёгкий, парамагнитный металл серебристо белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Алюминий обладает высокой теплопроводностью и электропроводностью, стойкостью к коррозии за счёт быстрого образования прочных оксидных плёнок, защищающих поверхность от дальнейшего взаимодействия. Температура плавления = 660 °C.

Химические свойства алюминия. [3]

При нормальных (давление: 760 мм рт.ст. ;температура: 273,15 ° K =0 ° С) условиях алюминий покрыт тонкой и прочной оксидной плёнкой и потому не реагирует с классическими окислителями: с H₂O (t°); O₂, HNO₃ (без нагревания). Благодаря этому алюминий практически не подвержен коррозии и потому широко востребован современной промышленностью. Однако при разрушении оксидной плёнки (например, при контакте с растворами солейаммонияNH₄⁺, горячими щелочами или в результате амальгамирования), алюминий выступает как активный металл-восстановитель.

Легко реагирует с простыми веществами:

Взаимодействие с неметаллами

С кислородом взаимодействует только в мелкораздробленном состоянии при высокой температуре:

Al + 3O₂= 2Al₂O₃,

реакция сопровождается большим выделением тепла.

Выше 200 °С реагирует с серой с образованием сульфида алюминия:

Al + 3S = Al₂S₃.

При 500 °С - с фосфором, образуя фосфид алюминия:

+ P = AlP.

При 800 °С реагирует с азотом, а при 2000 °С - с углеродом, образуя нитрид и карбид:

2Al + N₂= 2AlN,

Al + 3C = Al₄C₃.

С хлором и бромом взаимодействует при обычных условиях, а с йодом при нагревании, в присутствии воды в качестве катализатора:

2Al + 3Cl₂= 2AlCl₃

С водородом непосредственно не взаимодействует.

С металлами образует сплавы, которые содержат интерметаллические соединения - алюминиды, например, CuAl₂, CrAl₇, FeAl₃и др.

Взаимодействие с водой

Очищенный от оксидной пленки алюминий энергично взаимодействует с водой:

Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃+ 3H₂

в результате реакции образуется малорастворимый гидроксид алюминия и выделяется водород.

Взаимодействие с кислотами

Легко взаимодействует с разбавленными кислотами, образуя соли:

2Al + 6HCl = 2AlCl₃+ 3H₂;

Al + 3H₂SO₄= Al₂(SO₄)₃+ 3H₂;

8Al + 30HNO₃= 8Al(NO₃)₃+ 3N₂O + 15H₂O

(в качестве продукта восстановления азотной кислоты также может быть азот и нитрат аммония).

С концентрированной азотной и серной кислотами при комнатной температуре не взаимодействует, при нагревании реагирует с образованием соли и продукта восстановления кислоты:

2Al + 6H₂SO₄= Al₂(SO₄)₃+ 3SO₂+ 6H₂O;+ 6HNO₃= Al(NO₃)₃+ 3NO₂+ 3H₂O.

Взаимодействие со щелочами

Алюминий - легко реагирует со щелочами:

в растворе с образованием тетрагидроксодиакваалюмината натрия:

2Al + 2NaOH + 10H₂O = 2Na[Al(H₂O)₂(OH)₄] + 3H₂

при сплавлении с образованием алюминатов:

2Al + 6KOH = 2KAlO₂+ 2K₂O + 3H₂.

Восстановление металлов из оксидов и солей

Алюминий - активный металл, способен вытеснять металлы из их оксидов. Это свойство алюминия нашло практическое применение в металлургии:

Al + Cr₂O₃= 2Cr + Al₂O₃.

Заключение

Нужно отметить, что все перечисленные ранее цели и задачи были достигнуты, а именно: изучены и описаны физические и химические свойства прекурсоров (Mn₃O₄, Al, Mg) и полученных продуктов (Mn); выявлено, при каких условиях происходит металлотермия; разобрана методика получения металлов; описаны способы получения металлов вообще и Mn в частности. Также был проделан опыт, доказывающий истинность предполагаемого продукта металлотермии - марганца.

Список использованных источников

1. Н.Г. Ключников. Руководство по неорганическому синтезу. Издательство “Высшая школа”. М., 1965

. Практикум по неорганической химии. Под ред. Ю.Д. Третьякова. Изд.”ACADEMIA”, М., 2004

. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. 3е изд. М.: Химия, 2000.

. Практикум по неорганической химии. Под ред. В.И. Спицына. Изд-во МГУ. 1976ю