13.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+NaOHNaC1O₄+Н₂О

2HNO₃+Са(ОН)₂ Ca(NO₃)₂ +2Н₂О

выражаются одним и тем же ионно-молекулярным уравнением Н⁺+ОН^-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^-2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^-+HOH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+HOHNH₄OH+HCI|NH₄⁺+HOH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+HOH NH₄OH+HCN| NH₄⁺+CN^-+HOH 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+H₂ONa⁺+OH^-+H⁺+Cl^- HOH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-neMe⁺ⁿ] Me- вост-ль.

Процесс присоед-я электронов-востановл. [Ae⁺ⁿ+ne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)+5KOH8K[Al⁺³(OH)₄]+3N^-3H₃ определяем степень окисл-я 8 | | Al-3eAl⁺³ р-я окисления . 3 |24| N⁺⁵+8e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. M_{эк(о-ль)}=M_(о-ль)/z [молярная масса/число присоед-ся эл-нов.] M_{эк(в-ль)}=M_(в-ль)/z [молярная масса/число отданных эл-нов.] [M_эк(HNO3)= M_(HNO3)/8 г/моль] m_(о-ль)/M_{эк(о-ль)}= m_(в-ль)/M_{эк(в-ль)}| C_{эк(о-ль)}ν_(о-ль)= C_{эк(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 ΔG=-Am=-nFε F-число фарадея=96500Кл/моль ε=(φ_о-ль-φ_в-ль)Главный принцип протекания реак-и φ_о-ль>φ_в-ль Δ_rG=-nF(φ_о-ль-φ_в-ль)=> Δ_rG=-2.3RTlg10 |(φ_о-ль-φ_в-ль)=2.3RT K=nF(φ_о-ль-φ_в-ль)/2.3RT=10^n(φ_о-ль-φ_в-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 МеMeⁿ⁺+ne Meⁿ⁺+x(H₂O)=Meⁿ⁺(H₂O)_x Meⁿ⁺+x(H₂O)=Meⁿ⁺(H₂O)_x+ne Zn_кр+Сu⁺²_р-р=Cu_кр+Zn⁺²_р-р K_c=[Zn⁺²]/[Cu⁺²]=10³⁷ ZnZn⁺²_р-р+2e K_c=10¹⁹ Сu⁺²_р-р+2e Cu_кр K_c=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 C_Men+=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<>PbSO_4\|_/ ]Все Ме являются восстановителями Ме-ne=Meⁿ⁺ Их восстановительная активность убывает Окислит-ная ативность убывает.Велечина электр-го пот-ла зависит от природы.. Условие Нернста φ_Meⁿ⁺_/Me=φ⁰_Meⁿ⁺_/Me+(RT/nF)lna_Meⁿ⁺ φ⁰_Meⁿ⁺_/Me–табл знач,т-число Эл-нов,F- число Фарадея a=fC_B(активная концентр-я) для разбавл-х Эл-тов f=1 a=C_B φ_Men+/Me=φ⁰_Men+/Me+(0,059/n)lnC_Men+ φ⁰=φ_H+/(1/2H)-водородно электронный показатель. φ_H+/(1/2H)=0,059pH Щелочная среда pH=10 φ_H⁺_/(1/2H)=-0,59 Нейтральная среда pH=7 φ_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 ΔG=nFε ε-напряжение В ε=φ_кат-φ_анод На 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(Δφ<0), происходящее под химическим воздействием окружающей среды, называется коррозией.Ме-л из свободного сост переходит в хим-ки связанное.

Ме-neMeⁿ⁺(проц-с окисл)Ox+zeOx^-z(проц-с востан) Me+Ox=Meⁿ⁺Ox^z-

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=V_ок-ля/V_ме V_ок-ля=М_ок-ля/ρ-плотность V_месм²/моль α=1,1-1,5 то оксидная плёнка сплошная α< 1 не сплошная α >1,6 рыхлая [-Fe|H₂O,O₂,CO₂,SO₃|Fe_з+[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 K_m=Δm/Sτ (г/м²час) Δm-масса ме-ла преврат-ся в продукт коррозии. S-площадь τ-время коррозии. Обьёмный показатель- K_v=V/Sτ V-обьём газа м².S- обьём газа выделивш-ся при коррозии Глубинный показатель-П=δ/τ δ-глубина проникновения коррозии мм П= K_m8760/ρ1000 ρ-г/см³.8760-число часов в году. Весовой и Обьёмный показатель можно связать m/M_эк(ме)=K_v/V_{эк(газа)}| M_эк(ме)=M_me/z г/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 NaClNa⁺+Cl^- K(-)Na⁺+e=Na A(+)2Cl^—2e =Cl₂ Рассмотрим случаи когда: Эл-д­ный потен­циал процес­са востан-я φ₀меⁿ⁺/ме>0 то Meⁿ⁺ne = Me Восстанав­-ся только ионы ме. Meⁿ⁺ φ₀меⁿ⁺/ме=0...-1,4В Meⁿ⁺+ne=Me 2H₂O+2e=H₂+2OH^- Одновременно восстанавливают­ся ионы металла Meⁿ⁺ и мол-лы H₂O φ₀меⁿ⁺/ме<1,4В 2Н₂О+2е=H₂+20H^- Восстанав-­ся только мол-лы Н₂О Электрод­ный потенциал процесса окисл-я

Инертный анод φ₀A^n-/A<+1,5В A^n—-ne=A Окисл-ся только анионы бескислородных кислот φ₀A^n-/A >+1,5В 2H₂O-4e=O₂+4H⁺ Окисляются только молек. воды или ОН^—ионы.Анионы кисл-содерж-х кис-т неокисл-я Растворимый метал-й анод Me-ne=Me⁺ⁿ Окисл-ся только ме-л анода [CuSO₄Cu⁺²+SO₄^-2 K(-)Cu⁺²+2e=Cu H₂O A(+)SO₄^-2 2H₂O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 n_эк(анод)=n_эк(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 m_теор=M_экIt/F V=V_MэкIt/F (V_o2=5.6,V_Сl2=V_H2=11.2л/моль) m-масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества; М_эк-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. М_эк-? М_эк = 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=м_факт/м_практ*100%= q_факт/q_практ*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]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 ΔЕ=EO_ме-EO_окисл 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+HNO_3конц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.+HNO_3конц к-та(н.п.в.с.о.)+NO₂+(Н₂O)

ВН_зВ⁺³O₃;PH₃P⁺⁵O₄;SH₂S⁺⁶O₄;SeH₂Se⁺⁶O₄;

SiH₂Si⁺⁴O₃;CH₂C⁺⁴O₃;AsH₃As⁺⁵O₄

3.Ме.+H₂SO_4конц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.+H₂SO_4конц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 Me_xO_y,галогены MeCl_x, MeBr_x, MeI_x,сульфиды Me_xS_y, фосфаты Me_x(PO₄)_y, нитраты Me(NO₃)_y, силикаты Me_x(SiO₃)_y, корбонаты Me_x(CO₃)_y, сульфаты Me_x(SO₄)_y, некоторые минералы.Руда-это такое соединение получение из которого Ме целесообразно.Все виды получения Ме сводится к виду Меⁿ⁺+ne=Me. Пирометаллургия Me_xO_y+[Zn,Mg,Al,CO,C,H₂]^tMeⁿ⁺+…C и Co используются для получ молоакт Ме CuO+C^t=Cu+CO Fe₂O₃+C^t=Fe+Co (Fe₃C).Металотермия Fe₂O₃+2Al^t Al₂O₃+2Fe (аллюминотермия) Mo+3H₂=Mo+3H₂O Гидромиталургия Me_xO_y+[к-ты,щел-чи,NH₄OH,циан.мет]^t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[CuSO₄Cu⁺²+SO₄^2- K(-)Cu⁺²+2eCu(чистый) . A(+)Cu-2e=Cu⁺²(грязный)] б)транспортные реакции- в основе лежит термическое разложение промежуточных соед-ний а)йодный методTi+I₂^100C[ Ti+I₂]_р-р^300CTi(чистый)+I₂ б)карбонильный методFe+CO[Fe(CO)₅]Fe(чистый)+5CO