Доклад: Металлы

Общаяхарактеристика металлов.

Металлы – это элементы, проявляющие в своих соединениях толькоположительные степени окисления, и в простых веществах которые имеютметаллические связи. Металлическая кристаллическая решетка — решетка, образованнаянейтральными атомами и ионами металлов, связанными между собой свободнымиэлектронами./> У металлов в узлахкристаллической решетки находятся атомы и положительные ионы. Электроны,отданные атомами, находятся в общем владении атомов и положительных ионов.Такая связь называется металлической.                                Дляметаллов наиболее характерны следующие физические свойства: металлический блеск,твердость, пластичность, ковкость и хорошая проводимость тепла и электричества.Теплопроводность и электропроводность уменьшается в ряду металлов:

Аg Сu Аu Аl МgZn Fе РЬ Hg

Многие металлы широко распространены в природе. Так, содержание некоторых металловв земной коре следующее: алюминия — 8,2%; железа — 4,1%; кальция — 4,1%; натрия— 2,3%; магния — 2,3%; калия — 2,1%; титана — 0,56%.

Большое количество натрия и магния содержится в морской воде: — 1,05%, —0,12%.
В природе металлы встречаются в различном виде:
— в самородном состоянии: серебро, золото, платина, медь, иногда ртуть
— в виде оксидов: магнетит Fe3O4, гематит Fe2О3и др.
— в виде смешанных оксидов: каолин Аl2O3 • 2SiO2• 2Н2О, алунит (Na,K)2O • АlО3 • 2SiO2и др.
— различных солей:
сульфидов: галенит PbS, киноварь НgS,
хлоридов: сильвин КС1, галит NaCl, сильвинит КСl• NаСl, карналлит КСl • МgСl2• 6Н2О, сульфатов: барит ВаSO4, ангидрид Са8О4фосфатов: апатит Са3(РО4)2, карбонатов: мел,мрамор СаСО3, магнезит МgСО3.
Многие металлы часто сопутствуют основным природным минералам: скандий входит всостав оловянных, вольфрамовых руд, кадмий — в качестве примеси в цинковыеруды, ниобий и тантал — в оловянные.
Железным рудам всегда сопутствуют марганец, никель, кобальт, молибден, титан,германий, ванадий.

Элементы I группы Li, Na, K, Rb, Cs, FrОбщаяхарактеристика:                                                                                                                                 К элементам главной подгруппы I-ойгруппы Периодической системы относятся Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Их принятоназывать щелочными металлами. История открытия химических элементов IA группы.Эти металлы всвоих рядах являются первыми, т.е. именно у них начинается заполнениеэлектронами нового электронного слоя. Их валентную электронную конфигурациюможно в общем виде обозначить так: ns1, где n — номер периода, вкотором находится металл.                          Плотность, температураплавления, температура кипения простых веществ элементов IA группы.

Щелочные металлы имеют серебристо-белый цвет, а цезий — золотисто-желтый.Хранят щелочные металлы под слоем керосина или бензола. Металлические К, Rb, Csсамопроизвольно загораются на воздухе.

Первый потенциал ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность поПолингу атомов элементов IA группы.

При комнатной температуре щелочные металлы находиться в твердом(кристаллическом) состоянии, хотя все они имеют очень невысокую температуруплавления. Первые три металла легче воды и плавают на ее поверхности, вступая вбурную реакцию:

2 Me + 2 H2O = 2 MeOH + H2­.

Щелочные металлы самые активные из всех металлов. Поэтому иногда говорят,что атомы щелочных металлов «стремятся отдавать свой валентный электрон,чтобы приобрести устойчивую электронную оболочку инертного газа». Это несовсем так: чтобы у атома щелочного металла отнять электрон и превратить его вположительно заряженный ион:

Me — e + ПИ = Me+

необходимо затратить достаточно большую энергию ПИ (потенциал ионизации).При переходе от Li к Cs она уменьшается и поэтому активность металла, т.е.способность к химическому взаимодействию — увеличивается. И уж совсемнеожиданны данные о сродстве к электрону (СЭ) у атомов щелочных металлов:изолированные атомы щелочных металлов «с удовольствием», т.е. свыделением энергии (СЭ) присоединяют к себе электрон:

Me + e = Me- + СЭ.

Отсюда следует очень важный вывод, что поведение изолированных атомовщелочных металлов — это одно, а их поведение в молекулах, т.е. привзаимодействии с атомами других химических элементов — это качественно другаяситуация. В молекулах атомные орбитали преобразовываются в молекулярныеорбитали, валентные электроны атомов в молекуле находятся в совместномпользовании или сильно смещаются к одному из атомов вплоть до образованияионной связи.

Типичные степени окисления элементов IA группы в различных соединениях +1.Таким образом, имеются две степени окисления у элементов IA группы: 0 — вмолекулах Ме2 и в металлическом состоянии и +1 — в соединениях (ярко выраженная ионная связь. Очень высокая химическая активность щелочныхметаллов обусловлена низкими ПИ, легко разрушаемой кристаллической структурой ималой плотностью.

Получение

Li, Na, K (Ме) получают электролизом расплавов их хлоридов или гидроксидов:

2KCl = 2K+ + 2Cl-,
катод 2K+ + 2e = 2K; анод 2Cl- -2e = Cl2.

Температуры плавления хлоридов игидроксидов щелочных металлов, oС

Анион Li Na K Rb Cs

Cl-

610 801 776 723 645

OH-

473 322 405 385 343

Гидроксиды МеОН имеют меньшую, чем у хлоридов, температуру плавления, онитермически вполне устойчивы, а при электролизе из расплавов идет процесс:

4МеOH = 4Ме + 2H2O­ + O2­.

Используя относительно меньшую, чем у Al, Si, Ca, Mg, температуру кипения,можно получать щелочные металлы восстановлением их из оксидов, хлоридов,карбонатов при высоких температурах:

3Li2O +2Al />6Li­ + Al2O3,
4NaCl + 3CaO + Si />4Na­ + 2CaCl2+ CaSiO3.

Свойства: Щелочные металлы — очень сильные восстановители. Ониэнергично реагируют с большинством неметаллов, разлагают воду и бурновзаимодествуют с кислотами. В общем виде (обозначая атом щелочного металлапросто Ме) эти реакции будут выглядеть так:

2Me + H2= 2MeH (гидриды),
2Me + Г2 = 2MeГ (галогениды),
2Me + S = Me2S (сульфиды),
3Me + P = Me3P (фосфиды),
6Me + N2 = 2Me3N (нитриды),
2Me + 2H2O = 2MeOH + H2­.

Гидриды щелочных металлов реагируют с водой и кислородом:

MeH + H2O= MeOH + H2­,
2MeH + O2 = 2 MeOH.

Из солей щелочных металлов с галогенами гидролизуются только фториды:

MeF + H2O = MeOH + HF.

Li используют в некоторых сплавах и для получения трития в термоядерномсинтезе. Na и K применяют для получения Ti, Zr, Nb, Ta:

TiCl4 + 4Na = Ti + 4NaCl.

Li, Na, и K используют в реакциях органического синтезах. Na эффективен приосушке органических растворителей. Сs применяется для изготовленияфотоэлементов, так как у его атомов самое малое значение ПИ из всех химическихэлементов.

Оксиды и пероксиды щелочныхметаллов

Атомы щелочных металлов (Ме) в соединениях одновалентны. Поэтому общаяформула оксидов — Me2O, пероксидов — Me2O2.Приведем перечень всех соединений щелочных металлов с кислородом:

Li2O, Na2O, Na2O2 (пероксид), K2O, K2O2 (пероксид), KO2 (надпероксид), KO3 (озонид), Rb2O, Rb2O2 (пероксид), RbO2 (надпероксид), Cs2O, Cs2O2 (пероксид), CsO2 (надпероксид).

Литий не образует пероксидов, у Na — один пероксид, у K, Rb и Cs естьнадпероксиды типа MeO2, у калия известен озонид. Все это надоучитывать при изучении взаимодействия щелочных металлов с кислородом и озоном:

4 Li + O2/>2 Li2O,
2 Na + O2/>Na2O2,
K + O2 = KO2.

Оксиды щелочных металлов можно получить из надпероксидов:

2МеO2/>Ме2O2+ О2­

и пероксидов:

Ме2O2 + 2Ме />2 Ме2O.

Li2О обычно получают при нагревании его карбоната:

Li2CO3/>Li2O+ CO2­.

Оксиды щелочных металлов, растворяясь в воде, дают щелочи:

Ме2O + H2O = 2МеOH.

Пероксиды и надпероксиды также реагируют с водой:

Ме2O2 + 2 H2O= 2 МеOH + H2O2,
2 МеO2 + 2 H2O = 2 МеOH + H2O2 + O2­,

с кислотными оксидами и кислотами:

Me2O + SO3= Me2SO4,
Me2O + 2HNO3 = 2MeNO3 + H2O,
Me2O2 + H2SO4 = Me2SO4+ H2O2,
4MeO2 + 2CO2 = 2Me2CO3 + 3O2.

Пероксиды и надпероксиды являются сильными окислителями:

Me2O2+ 2FeSO4 + 2H2SO4 ®  Fe2(SO4)3+ Me2SO4 + 2H2O,

но могут и сами окисляться:

5Me2O2+ 2KMnO4 +8H2SO4 ® 2MnSO4 + 5Me2SO4+ K2SO4 + 8H2O + 5O2­ .

Надпероксид калия поглощает СО2 и регенерирует кислород:

4KO2 + 2H2O+ 2CO2 = 4KHCO3 + O2­.

Гидроксиды

Гидроксиды имеют общую формулу МеОН.

Получение

Гидроксиды получают с помощью обменных реакций из сульфатов и карбонатов:

Me2SO4+ Ba(OH)2 = BaSO4¯ + 2 MeOH,
Me2CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3¯ + 2 MeOH,

электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов:

2 МеCl + 2 H2O = 2 МеOH +H2­ + Cl2­,
катод: 2H+ + 2e = H2; анод: 2Cl- — 2e = Cl2.

Свойства

Галогениды щелочных металлов в воде полностью диссоциируют на ионы — это самыесильные основания. Твердые щелочи очень гигроскопичны и это позволяетиспользовать их в качестве эффективных осушителей. Они энергичновзаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами и гидроксидами, смногоосновными кислотами могут давать кислые соли.

2Al + 2 MeOH + 6 H2O= 2Me[Al(OH)4] + 3H2­,
Cl2 + 2MeOH = MeCl + MeClO + H2O,
MeOH + HCl = MeCl + H2O,
NH4Cl + MeOH = MeCl + NH3­ + H2O,
CuCl2 + 2MeOH = Cu(OH)2¯ + 2MeCl,
NaH2PO4 + NaOH = Na2HPO4 + H2O,
2 MeOH + CO2 = Me2CO3 + H2O,
2 MeOH + H2SO4 = Me2SO4 + 2 H2O.

Натриевые соли очень широко используются вхимической промышленности, их применение рассматривается в соответствующихгруппах неметаллов.

Калийные соли используют как удобрение и при получении стекла.

Элементы главной IIA группы: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra Общая характеристика

К элементам главной IIA группы относятся Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Историяоткрытия химических элементов группы IIA.

Атомы металлов IIA подгруппы имеют валентную электронную конфигурацию ns2,где n — номер периода, в котором находится металл.

Плотность, температура плавления, температура кипения простых веществэлементов IIA группы.

Как видно из табл. 13.2, металлы IIА группы относительно легкоплавки. Самымтугоплавким является Ве. Все эти металлы сравнительно легкие.

Первый потенциал ионизации (ПИ1), сродство к электрону (СЭ) иэлектроотрицательность по Полингу атомов элементов группы IIA.

Металлы от кальция до радия могут взаимодействовать с водой, даваягидроксиды, растворимые в воде (т.е. щелочи), поэтому их называютщелочноземельными:

Me + 2 H2O = Me(OH)2+ H2­.

Щелочноземельные металлы самые активные после щелочных металлов. Поэтомуиногда говорят, что атомы щелочноземельных металлов «стремятся отдаватьвалентные электроны, чтобы приобрести устойчивую электронную оболочку инертногогаза». Из данных табл. следует, что это не совсем так. Чтобы у атомаметалла отнять даже один электрон и превратить его в положительно заряженныйион

Me — e + ПИ1 = Me+

необходимо затратить достаточно большую энергию ПИ1. Чтобы у ионаМе+ отнять еще один электрон, необходимо затратить еще большуюэнергию ПИ2:

Me+ -e + ПИ2 =Ме2+.

Эта большая, (по химическим масштабам) затрата энергии будет компенсированапрежде всего электростатическим взаимодействием с противоположно заряженнымиионами. При переходе от Be к Ra и ПИ1, и ПИ2 уменьшаются,и поэтому активность металла, т.е. способность к химическому взаимодействию — увеличивается.                                                                                Типичные степени окисления элементов IIA группы в различных соединениях +2.

Получение

Be, Mg, Ca и Sr (Ме) получают электролизом расплавов их хлоридов:

MeCl2 =Me2+ + 2Cl-,
катод: Me2+ + 2e = Me; анод: 2Cl- -2e = Cl2,

а Ва — электролизом его окислов.

Используя относительно меньшую, чем у Al, С, Si, температуру кипения, можнополучать эти металлы восстановлением их из оксидов и фторидов при высокихтемпературах:

4МеO + 2Al />Ме(AlO2)2+3Me­
(Ме = Ca, Sr, Ba),
MeO + C />CO + Me­,
2MeO + CaO + Si />CaSiO3+ 2Me­,
BeF2 + Mg = MgF2 + Be.

Свойства

Хранят Са, Sr, Ва под слоем керосина, так как при обычной температуре ониокисляются кислородом воздуха.

Металлы IIA группы (Ме) — сильные восстановители. Они сравнительно легкореагируют с большинством неметаллов, разлагают воду (кроме Ве и Мg),растворяются в кислотах. В общем виде эти реакции будут выглядеть так:

Me + H2/>MeH2(гидриды),
Me + Г2/>MeГ2 (галогениды),
Me + S />MeS(сульфиды),
3Me + 2P />Me3P2(фосфиды),
3Me + N2/>Me3N2(нитриды),
Me + 2H2O = Me(OH)2 + H2­ (кроме Be и Mg),
Ме + 2НГ = МеГ2 + Н2­.

Гидриды металлов IIA группы реагируют с водой и кислородом:

MeH2 + 2H2O= Me(OH)2 + 2H2­,
MeH2 + O2 = Me(OH)2 (кроме Be и Mg).

Галогениды (Г) Be и Mg сильно гидролизуются, давая оксосоли:

MeГ2 + H2O = Me(OH)Г + HГ

Mg и Ca применяют для получения Ti, U и редкоземельных металлов. Основнаямасса производимого Ве используется в атомной промышленности. Бериллиевыесплавы обладают высокой химической стойкостью. Магниевые сплавы используют вавиационной промышленности. Для осушки и очистки ряда веществ (CaCl2)и в других областях.

Оксиды и пероксиды металлов IIAгруппы

Атомы металлов IIA группы в соединениях двухвалентны. Поэтому общая формулаоксидов — MeO и пероксидов — MeO2 (ВеО2 — не получен).

Получение

Оксиды получают при нагревании:

2Me + O2= 2 MeO,
Me(OH)2/>MeO + H2O(Me = Be, Mg)
MeCO3/>MeO + CO2­ (Me = Be, Mg,Ca, Sr)
2Me(NO3)2/>2MeO + 4NO2­<sub/>+ O2­

Пероксиды получают по реакции нейтрализации Н2О2:

Me(OH)2 +H2O2 = MeO2 + 2H2O (кроме BaO2),
2BaO + O2/>2BaO2.

Свойства

Оксиды металлов IIA группы являются основными оксидами, а ВеО проявляетамфотерные свойства. Оксиды реагируют с водой:

МеO + H2O = Ме(OH)2(кроме ВеО),

легко растворяются в кислотах:

MeO + 2HCl = MeCl2 + H2O,

а ВеО взаимодействует и со щелочами:

BeO + 2NaOH />Na2BeO2 + H2O,
BeO + 2NaOH + H2O = Na2[Be(OH)4],
BeO + Na2CO3 = Na2BeO2 + CO2­.

Пероксиды подвергаются сильному гидролизу:

MeO2 + 2H2O =Me(OH)2 + H2O2,
BaO2 + H2SO4 = BaSO4¯ + H2O2 (в лаборатории),

легко разлагаются кислотами, даже очень слабыми:

MeO2 + H2CO3= MeCO3 + H2O2.

Пероксиды являются сильными окислителями:

MeO2 +2NaI + 2H2O ® Me(OH)2 + 2NaOH + I2¯,

но могут и сами окисляться.

Они реагируют с кислотными оксидами и кислотами:

MeO + SO3= MeSO4,
MeO + 2HNO3 = Me(NO3)2 + H2O.

Гидроксиды

Гидроксиды имеют общую формулу Ме(ОН)2.

Получение

Их получают взаимодействием оксидов Ca, Sr, Ba (Ме) с водой:

MeO + H2O = Me(OH)2.

Be(OH)2 и Mg(OH)2 получают с помощью обменных реакций:

BeГ2 + 2NaOH = 2NaГ + Be(OH)2¯.

Свойства

Гидроксиды щелочноземельных металлов в воде полностью диссоциируют на ионы.Они энергично взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами игидроксидами, с многоосновными кислотами могут давать кислые соли:

Cl2 + Ca(OH)2 =Ca(ClO)Cl + H2O
(хлорная известь),
Me(OH)2 + 2HCl = MeCl2 + 2H2O,
2NH4Cl + Me(OH)2 = MeCl2 + 2NH3­ + 2H2O,
CuCl2 + Me(OH)2 = Cu(OH)2¯ + MeCl2,
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3¯ + 2H2O,
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3¯ + H2O,
Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4¯ + 2 H2O.

Все содинения бериллия и растворимые соли бария весьма токсичны.

Известняк и известь применяют в сельскомхозяйстве для известкования почв с целью понижения ее кислотности и улучшенияструктуры. Гипс (CaSO4·2H2O) при нагревании превращаетсяв алебастр (CaSO4·0.5H2O).Они широко используются в строительном деле:.

CaSO4·0,5H2O+ 1,5H2O = CaSO4·2H2O.

Катионы кальция и магния обуславливают жесткостьводы. При кипячении воды бикарбонаты разлагаются:

Ca(HCO3)2/>CaCO3¯ + H2O + CO2­

и образуется накипь, что приводит к взрыву паровых катлов. Для борьбы скарбонатной жесткостью воду подвергают предварительному кипячению либообрабатывают гашеной известью. Некарбонатная жесткость воды устраняется спомощью соды.

Ca2+ + CO32-= CaCO3¯,
Mg2+ + CO32- = MgCO3¯.

Наиболее эффективным способом борьбы с жесткостью воды является применениеионнообменныхсмол.                                                                                                                                    Важнейший строительный материал — цемент — это силикат и алюмосиликат кальция.

Переходные металлы.Общаяхарактеристика.

Переходные элементы расположены в Периодической системе в рядах с 4 по 7. Тепереходные элементы, символы которых расположены в самой таблице, называют d-переходнымиэлементами, а те элементы, символы которых расположены в низу таблицы, называютлантаноидами и актиноидами или f-переходными элементами. Отстановимся наполучении и свойствах соединений элементов Cr, Mn, Fe, Cu, Zn, и Ag. Историяоткрытия этих элементов.

Все эти элементы в свободном состоянии — металлы. На внешней электроннойоболочке, номер которой совпадает с номером периода, расположены, как правило,два электрона. С ростом заряда ядра (при переходе в ряду слева на право)происходит заполнение d-орбиталей предыдущего электронного слоя. Несмотря нато, что d- и f-электроны расположены во внутреннем электронном слое, они вмомент заполнения электронной оболочки могут как валентные электроны участвоватьв образовании химической связи.

Электронные конфигурации атомов переходных элементов:

Cr

1s22s22p63s23p63d54s1

Mn

1s22s22p63s23p63d54s2

Fe

1s22s22p63s23p63d64s2

Cu

1s22s22p63s23p63d104s1

Zn

1s22s22p63s23p63d104s2

Ag

1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1

При заполнении электронной оболочки у атома хрома правило Клечковского(минимум энергии атома определяется минимумом суммы квантовых чисел n+l)конкурирует с правилом Хунда (минимуму энергии отвечает максимальный суммарныйспин электронов у атома). У Cr победило правило Хунда.

У Zn полностью завершена электронная оболочка внутренних электронных слоев,а на s-подуровне внешнего электронного слоя находятся два электрона, поэтомуцинк проявляет в соединениях только одну степень окисления: +2. Незавершенностьd-подуровня и один электрон на внешнем s-подуровне указывают на способностьхимического элемента проявлять в соединениях несколько степеней окисления.

Хром и его соединения

Хром — серебристо-белый с голубоватым оттенком металл, встречается в природев виде хромита железа Fe(CrO2)2 и хромата свинца PbCrO4.

Получение

Хром получают восстановлением:

Fe(CrO2)2 + 4C= Fe + 2Cr + 4CO­,
K2Cr2O7 + 2C = Cr2O3 + K2CO3+ CO­,
Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al2O3.

Свойства

Реагирует с неметаллами: галогенами, кислородом и т.д.:

2Cr + 3Г2 = 2CrГ3,
4Cr + 3O2 = 2Cr2O3.

При высокой температуре хром реагирует с водой:

2Cr + 3H2O = Cr2O3+ 3H2­,

растворяется в кислотах:

Cr + H2SO4 =CrSO4 + H2­<sub/>
(без доступа воздуха).

Хром не растворяется в концентрированных серной и азотных кислотах на холоде(пассивируется), но растворяется в них при нагревании:

2Cr + 6H2SO4(конц) = Cr2(SO4)3+ 3SO2­<sub/>+ 6H2O.

Применение

Хром используется для получения нержавеющих сталей и различных сплавов,применяется для хромирования изделий.

Соединения хрома со степеньюокисления />+2

Получение

Эти содеинения получают растворением хрома в кислотах без доступа воздуха:

Cr + 2HCl = CrCl2 + H2­ (голубой раствор),
2CrCl3 + H2 = 2CrCl2 + 2HCl,
Cr + CH3COOH = Cr(CH3COO)2 + H2­ .

Свойства

Cr(CH3COO)2+ 2NaOH = 2CH3COONa + Cr(OH)2¯ .

Степень окисления: +2 очень />неустойчивая идаже кислород воздуха окисляет Cr+2 до Cr+3:

4Cr(OH)2 + O2 +2H2O = 4Cr(OH)3
(зелено-голубоватый осадок).

При нагревании Cr(OH)2 разлагается.

Соединения хрома со степеньюокисления />+3

Они напоминают по свойствам соединения Al+3.

Оксид

Оксид получают:

4Cr + 3O2= 2Cr2O3,
(NH4)2Cr2O7/>Cr2O3+ N2­ + 4H2O­.

Оксид хрома (III) малорастворим и воде и в кислотах. Отвечающий ему />гидрооксид обладает амфотерными свойствами:

Cr2(SO4)3+ 6КOH = 2Cr(OH)3¯ + 3К2SO4
(зеленоватый осадок).

Cr(OH)3 растворяется в избытке щелочи:

Cr(OH)3 +NaOH = Na[Cr(OH)4],

И в кислотах:

Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3+ 3H2O.

При прокаливании Сr(OH)3 разлагается:

2Сr(OH)3/>Cr2O3+ 3H2O.

При сплавлении Сr2O3 со щелочами или карбонатамиполучают метахромиты:

Сr2O3+ 2КOH = 2КCrO2 + H2O­ ,
Сr2O3 + К2CO3 = 2КCrO2 + CO2­<sub/>.

Галогениды

Галогениды получают:

2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3,
Cr2O3 + 3Cl2 + 3C = 2CrCl3 + 3CO­.
2CrCl3(тв) + 3H2S(газ)/>Cr2S3+ 6HCl­                                                                                                               2CrCl3 + 3Na2S + 6H2O = 2Cr(OH)3 +3H2S + 6NaCl ,
CrCl3 + NH3/>CrN + 3HCl­ ,
2CrCl3 + 3H2O2 + 10KOH = 2K2CrO4+ 6KCl + 8H2O.
CrCl3 + 3NaHCO3 = Cr(OH)3 + 3CO2+ 3NaCl

Соединения хрома со степеньюокисления />+6

В этих соединениях по свойствам хром напоминает S+6.

Кислотный оксид CrO3 получаютразложением дихромовой кислоты:

K2Cr2O7+ H2SO4(конц) = 2CrO3 + K2SO4 + H2O.

Свойства

Свойства галогенидов передают реакций:

CrO3 является ангидридом хромовой и дихромовой кислот, хорошорастворим в воде:

CrO3 + H2O= H2CrO4,
H2CrO4 + CrO3 = H2Cr2O7.

В кислой среде существуют дихроматы:

2K2CrO4 + H2SO4 =

K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O,

                   желтый оранжевый

а в щелочной — хроматы:

K2Cr2O7 + 2KOH =

2K2CrO4 + H2O.

           оранжевый                желтый

В кислой среде Cr+6 сильный окислитель:

K2Cr2O7+ 14HCl = 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2­<sub/>+ 7H2O.
6FeSO4 + K2Cr2O7 + 7H2SO4= 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3+ K2SO4 + 7H2O

в нейтральной среде:

K2Cr2O7+ 3(NH4)2S + H2O =  2Cr(OH)3 ¯+ 3S ¯+ 6NH3­<sub/>+ 2KOH.

Бихромат калия используется как окислитель.

Железо и его соединения

Железо встречается в природе в виде минералов: Fe3O4 — магнитный железняк, Fe2O3 — красный железняк, Fe2O3·H2O — бурый железняк,FeS2 — пирит.

Получение: Восстановлением оксидов при высокой температуре спомощью окиси углерода, кокса, водорода:

3Fe2O3+ CO = 2Fe3O4 + CO2­,
Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2­,
FeO + C = Fe + CO­,
Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O.

Свойства: Для железа наиболее характерной степенью окисленияявляется +3, возможна и +2, мало встречается +6. В ряду активностей металловжелезо стоит левее водорода и вытесняет его из кислот:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2­.

При нагревании железо растворяется в кислотах — сильных окислителях. Привысокой температуре (8000С) железо разлагает воду (промышленныйспособ получения водорода):                                             3Fe +4H2O = Fe3O4 + 4H2­ .

Железо реагирует с активными неметаллами:

2Fe + 3Cl2= 2FeCl3,
Fe + S = FeS.

На воздухе в присутствии паров воды и углекислого газа происходит ржавлениежелеза:

Fe + 1/2 O2+ H2O + 2 CO2 = Fe(HCO3)2,
Fe(HCO3)2 + 2 H2O = Fe(OH)2 + 2H2O+ 2CO2,
2Fe(OH)2 + 1/2 O2 + H2O = 2Fe(OH)3.

Железо вытесняет менее активные металлы из растворов их солей:

CuCl2 + Fe = FeCl2+ Cu¯ .

Кислородные соединения железа

Некоторые способы получения оксидов:

FeC2O4/>FeO + CO2­ + CO­
3Fe + O2 = Fe3O4
2Fe(OH)3/>Fe2O3 + 3H2O

Оксиды FeO и Fe2O3 не растворяются в воде, норастворяются в кислотах:

FeO + 2HCl = FeCl2+ H2O,
Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O.

Отвечающие оксидам железа гидроксидыполучают, действуя щелочами на соли железа:

FeCl2 + 2NaOH =

 Fe(OH)2¯ + 2NaCl

 белый

FeCl3 + 3NaOH =

 Fe(OH)3¯ + 3NaCl

 коричневый

FeCl3 +3NaHCO3 = Fe(OH)3 + 3CO2 + 3NaCl

Соли двухвалентного железалегко окисляются кислородом воздуха

4FeSO4 +2H2O + O2 = 4Fe(OH)SO4,

и другими окислителями:

6FeSO4 +K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3Fe2(SO4)3+ Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

Получение и свойства карбонатов железа:

FeCl2+ 2NaHCO3 = FeCO3 + H2O + CO2+2NaCl                                                                                           FeCO3+ H2O + CO2 = Fe(HCO3)2,
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S­.

При сильном нагревании соли разлагаются:

Fe2(SO4)3® Fe2O3 + 3SO3­.

/>Соли железа (III) реагируют ссильными восстановителями:

2FeCl3 +2KI = 2FeCl2 + 2KCl + I2                                                                                                                 2FeCl3 + 3Na2S= 2FeS + S + 2KCl + 6NaCl

Качественные реакции на ионы Fe2+ и Fe3+:

FeCl3 + 3KSCN = Fe(SCN)3+ 3KCl
(вишневый цвет раствора)

Комплексные соединенияжелеза:

Fe(CN)2 + 4KCN =

 K4[Fe(CN)6]

 гексоцианоферрат (II) калия  желтая кровяная соль

Fe(CN)3 + 3KCN =

 K3[Fe(CN)6]

 гексоцианоферрат (III) калия  красная кровяная соль

Эти соли являются реактивами на Fe2+ и Fe3+:

3K4[Fe(CN)6] + 4FeCl3 =

 Fe4[Fe(CN)6]3¯ + 12KCl

 берлинская лазурь

2K3[Fe(CN)6] + 3FeCl2 =

 Fe3[Fe(CN)6]2¯ + 6KCl

 турнбулева синь

Применение: Широко используются в промышленности сплавы железас углеродом (стали, чугуны). На основе Fe2O3 получаютсяферриты, важнейшие магнитные материалы для современной техники. Железоиспользуется как катализатор во многих химических производствах. Оно входит всостав ферментов, катализирующих различные биохимические реакции.

Цинк и его соединения

Цинк — серебристо-серый металл, встречается в природе только в связанном состоянии:ZnS — цинковая обманка, ZnCO3 — цинковыйшпат.

Получение. Цинк можно получить по реакциям:

2ZnS + 3O2= 2ZnO + 2SO2­,
ZnCO3/>ZnO + CO2­,
ZnO +C />Zn + CO­,
ZnO + CO />Zn + CO2­,
ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O,

электролизом ZnSO4.

Свойства

Для цинка характерна только одна степень окисления +2. Цинк растворяется какв кислотах, так и в щелочах, вытесняя водород:

Zn + 2 HCl =ZnCl2 + H2­,

Реакция цинка с соляной кислотой ускорятся в присутствии солей меди и замедляетсяв присутствии солей ртути:

Zn + 2NaOH +2H2O= Na2[Zn(OH)4] + H2­.

Цинк растворяется в кислотах — сильных окислителях:

4Zn + 10HNO3(разб) =
= 4Zn(NO3)2 + 3H2O + NH4NO3,
Zn + 4HNO3(конц) = Zn(NO3)2 + 2H2O + 2NO2­ ,
Zn + 2H2SO4(конц) = ZnSO4 + 2H2O + SO2­<sub/>.

Кислородные соединения цинка

Оксидцинкаполучают:                                                                                                                                           2Zn + O2 = 2ZnO,
ZnCO3/>ZnO + CO2­.

Оксид цинка амфотерен и растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O,
ZnO + 2KOH + H2O = K2[Zn(OH)4].

В воде ZnO не растворим, и гидроксидцинка получают из его солей:

ZnCl2 +2KOH = Zn(OH)2 +2KCl.

Гидроксид цинка обладает амфотерными свойствами и растворяется как вкислотах, так и в щелочах.

Сульфид цинка:

Zn + S = ZnS,
BаS + ZnSO4 = BaSO4¯+ ZnS,
ZnS + 2O2 = ZnSO4.

Применение: Zn используется для изготовления оцинкованногожелеза, для получения сплавов (латуни).

Медь и ее соединения

Медь обладает высокой тепло- и электропроводностью. Медь встречается вприроде в самородном виде и в виде соединений: CuS×·FeS — медный колчадан, Cu2S — медный блеск,CuCO3·Cu(OH)2 — малахит.

Получение

Медь получают вытеснением из ее солей:

CuCl2 + Fe = FeCl2+ Cu¯,.
CuCl2 + Zn = ZnCl2 + Cu¯

обжигом природных минералов:

3Cu2S + 3O2 =6Cu + 3SO2­ .

Получаемую таким образом черновую медь, очищают, подвергая электролизу.

Свойства

Для меди наиболее характерной степенью окисления является +2, хотя возможнысоединения со степенью окисления +1 и, в исключительных случаях, +3.

В ряду активности металлов медь стоит правее водорода, поэтому растворяетсятолько в кислотах — сильных окислителях.

3Cu + 8HNO3(разб) = 3Cu(NO3)2 +2NO­+ 4H2O,
Cu + 4HNO3(конц) = Cu(NO3)2 + 2NO2­<sub/>+ 2H2O,
Cu + 2H2SO4(конц) = CuSO4 + SO2­<sub/>+ 2H2O.

Реагирует с галогенами (Г = F, Cl, Br):

Cu + Г2 = CuГ2,
2CuCl2 + 4KI = 2CuI¯ + I2 + 4KCl,
CuCl2 + Cu />2CuCl.

Галогениды меди с аммиаком дают растворимые комплексныесоединения:

CuCl + 2NH3=[Cu(NH3)2]Cl,
CuCl2 + 2NH3 =[Cu(NH3)2]Cl2.

Кислородные />соединения меди

Оксиды меди и солиможно получить:

2Cu + O2= 2CuO,
Cu(OH)2/>CuO + H2O,
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

Ионы меди в растворе существуют в виде комплексов [Cu(H2O)6]2+,которые придают растворам солей меди сине-голубую окраску:

CuSO4 + 2KOH = K2SO4+ Cu(OH)2¯ ,
Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2
(реактив Швейцера),
2CuCl + 2KOH = Cu2O¯ +2KCl + H2O,
2Cu2O + O2 + 4H2O = 4Cu(OH)2,
Cu2O + H2SO4 = CuSO4 + Cu¯ + H2O.

Сульфид меди не растворим в обычных кислотах

CuSO4 + H2S= CuS¯ + H2SO4                                                                                                             CuSO4 + Na2S = CuS¯ + Na2SO4,

во влажном воздухе легко окисляется:

CuS + 2O2 = СuSO4.

Карбонат меди не растворим в воде, но из-за гидролиза он не может бытьполучен при сливании водных растворов соды и хлорида меди:

CuCl2 +2NaHCO3 = Cu(OH)2 + 2CO2 + 2NaCl

Медь стоит левее ртути в ряду активности металлов, поэтому она вытесняетртуть из растворов ее солей:

Cu + Hg(NO3)2= Cu(NO3)2 + Hg

Применение

Медь используется в электротехнике, для изготовления химических аппаратов иполучения различных сплавов с оловом (бронзы), цинком (латунь), никелем,марганцем.