Навчальний посібник містить 2 розділи: “Розчини” та
“Фазові рівноваги”, вивчення яких має важливе значення для
теорії і практики металургійного виробництва .
Процеси плавлення металургійної шихти у печах, віднов-
лення її компонентів, розчинення різних додатків, газів, взає-
модія металевих розплавів з вогнетривами, шлаками відбува-
ються у високотемпературних розчинах. Тому вивчення осно-
вних законів, які дозволяють розрахувати властивості метале-
вих і неметалевих високотемпературних розчинів залежно від
їхнього складу, є дуже важливим для інженерів-металургів.
У посібнику наведені основні закони ідеальних розчинів,
розглянуті причини відхилення властивостей реальних розчи-
нів від ідеальних, подані характеристики, які дозволяють за-
стосувати закони ідеальних розчинів до реальних, а також
приклади використання певних законів для окремих операцій
металургійного виробництва .
Більшість металевих сплавів, шлаків, вогнетривів являють
собою багатокомпонентні системи, але з певними допущення -
ми їх можна розглядати як дво- або трикомпонентні системи і
використовувати відомі для них закономірності для реальних
систем і технологічних процесів. Розділ “Фазові рівноваги”
містить відомості про загальні закономірності щодо фазових
рівноваг у основних типах одно-, дво- і трикомпонентних сис-
темах. Вивчення цього матеріалу необхідно для розуміння
процесів, які відбуваються в металевих та неметалевих розп-
лавах при їхньому охолодженні та нагріванні, а також для ви-
значення температур фазових перетворень сплавів, кількості
фаз і ступенів вільності, хімічного складу фаз і масового вмі-
сту в них компонентів за певних умов у сплавах різного скла-
ду та відомої загальної маси.
Необхідність видання такого посібника обумовлена браком
підручників з фізичної хімії, більшість з яких була видана 15-
20 років тому. До того ж практично відсутні підручники, ви-
дані українською мовою. При складанні посібника були вико-
ристані матеріали з найпоширеніших підручників , моногра-
фій, довідників .
Матеріал викладений у доступній формі, деякі теоретичні
положення проілюстровані прикладами розрахунків і практи-
чного застосування у металургійному виробництві.
Оксид – соединение, где в реакцию вступают два элемента, и один из них кислород. Но, как оказалось, все не так просто. В реакциях с кислородом появляются не только оксиды, но и соли, и кислоты. Например: перекись водорода H2O2 является кислотой, а BaO2 – солью. Что интересно, степень окисления здесь -1. А в остальных соединениях с кислородом +2, кроме OF2, где степень окисления составляет -2. Значит, если быть точнее, оксид – это соединение элементов с О2, степень окисления которого -2.
Получение оксидов в химии
Любой оксид можно получить несколькими .
Получение оксида окислением простых веществ. Реакции на примере металлов и неметаллов:
металлы: 2Ca+O2=2CaO; 2Mg+O2=2MgO; 2Cu+O2=CuO;
неметаллы: S+O2=SO2; 4P+5O2=2P2O5; C+O2=CO2.
Получение оксида окислением сложных веществ. Реакции на примере бинарных и водородных соединений:
Водородные соединения
2H2S+3O2=2H20+2SO2;
Бинарные соединения
CS2+4O2=CO2+2SO3.
Оксиды можно получить, когда разлагаются вещества, такие как соли, основания и кислоты:
разложение соли: CaCO3=CaO+CO2;
разложение основания: Ca(OH)2=CaO+H2O;
разложение кислоты: H2SiO3=H2O+SiO2.
Получение оксида окислением кислорода и озона:
окисление кислорода: 2SO2+O2=2SO3;
окисление озона: NO+O3=NO2+O2.
Свойства оксидов
Оксиды бывают основные, амфотерные и кислотные. Рассмотрим их свойства.
Основные оксиды – это оксиды металлов, степень окисления которых либо +1, либо +2, и валентность которых 1, 2 или же 3 (только некоторые).
Пример основных оксидов: CaO, BaO, MgO, HgO, CuO и др.
Свойства основных оксидов
Основные оксиды, металлы которых в 1А-группе, реагируют с водой.
CaO+H2O=Ca(OH)2;
Li2O+H2O=2LiOH.
Реагируют с кислотами с образованием соли и H2O.
CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O;
Li2O+2HCl=2LiCl+H2O.
Также основные оксиды реагируют с другими двумя видами оксидов.
BaO+CO2=BaCO3;
FeO+SO3=FeSO4;
BaO+Al2O3=Ba(AlO2)2.
Возможно окисление кислородом.
4FeO+O2=2Fe2O3.
Реагируют с солями:
MgO+MgCl2+H2O=2Mg(OH)Cl;
CaO+Ca(HCO3)2=2CaCO3+H2O.
Кислотные оксиды, они же ангидриды, – оксиды, у которых есть свои соответствующие кислоты. Они могут быть газами, жидкими веществами или же твердыми. Степень окисления кислотных оксидов от +4 до +7.
Свойства кислотных оксидов
Реагируют с водой, кроме SiO2. Образуется кислота.
SO3+H2O=H2SO4;
N2O5+H2O=2HNO3;
SO2+H2O=H2SO3.
Взаимодействуют с основаниями:
SO3+Ca(OH)2=CaSO4+H2O;
SiO2+2KOH=K2SiO3+H2O.
Реагируют с амфотерными и основными оксидами:
3SO3+Al2O3=Al2(SO4);3CO3+CaO=CaCO3.
Реагируют с солями:
CO2+CaCO3+H2O=Ca(HCO3)2 (кислая соль);
SiO2+K2CO3=K2SiO3+CO2.
Амфотерные оксиды – оксиды, которые могут проявлять сразу основные и кислотные свойства. Степень окисления элементов, вступающих в реакцию с кислородом, в амфотерных оксидах либо +3, либо +4.
Свойства амфотерных оксидов
Оксиды данного вида не вступают в реакцию с водой.
Реагируют с кислотами:
ZnO+2HCl=ZnCl2+H2O;
Al2O3+6HNO3=2Al(NO3)3+3H2O.
Взаимодействуют с основными и кислотными оксидами:
Al2O3+K2O=2KAlO2;
Al2O3 + 3SO3 = Al2(SO4)3.
Вступают в реакцию с основными или кислотными гидроксидами:
ZnO+2KOH=K2ZnO2+H2O;
ZnO+H2SO4=ZnSO4+H2O.
Объяснение:
думаю так это правило
