додати матеріал

приховати рекламу

Метали 2

[ виправити ] текст може містити помилки, будь ласка перевіряйте перш ніж використовувати.

Метали - це елементи, які виявляють в своїх з'єднаннях тільки позитивні ступені окислення, і в простих речовинах які мають металеві зв'язки. Металева кристалічна решітка - решітка, утворена нейтральними атомами та іонами металів, пов'язаними між собою вільними електронами. У металів у вузлах кристалічної решітки знаходяться атоми і позитивні іони. Електрони, віддані атомами, перебувають у спільному володінні атомів і позитивних іонів. Такий зв'язок називається металевої. Для металів найбільш характерні наступні фізичні властивості: металевий блиск, твердість, пластичність, ковкість і хороша провідність тепла і електрики. Теплопровідність і електропровідність зменшується в ряду металів: Аg Сu Аu Аl Мg Zn Fе РЬ Hg.
Багато металів широко поширені в природі. Так, зміст деяких металів в земній корі наступне: алюмінію - 8,2%; заліза - 4,1%; кальцію - 4,1%; натрію - 2,3%; магнію - 2,3%; калію - 2,1 %; титану - 0,56%.
З зовнішньої сторони метали, як відомо, характеризуються насамперед особливим "металевим" блиском, що обумовлюється їх здатністю сильно відбивати промені світла. Однак цей блиск спостерігається звичайно тільки в тому випадку, коли метал утворює суцільну компактну масу. Правда, магній і алюміній зберігають свій блиск, навіть будучи перетвореними в порошок, але більшість металів у мелкораздробленном вигляді має чорний або темно-сірий колір. Потім типові метали володіють високою тепло-і електропровідністю, причому по здатності проводити тепло і струм розташовуються в одному і тому ж порядку: кращі провідники - срібло і мідь, гірші - свинець і ртуть. З підвищенням температури електропровідність падає, при зниженні температури, навпаки, збільшується.
Дуже важливою рисою металів є їх порівняно легка механічна деформованість. Метали пластичні, вони добре куються, витягаються в дріт, прокочуються в листи і т.п.
Характерні фізичні властивості металів знаходяться в зв'язку з особливостями їхньої внутрішньої структури. Відповідно до сучасних поглядів, кристали металів складаються з позитивно заряджених іонів і вільних електронів, відщепилися від відповідних атомів. Весь кристал можна собі уявити у вигляді просторової решітки, вузли якої зайняті іонами, а в проміжках між іонами знаходяться легкорухливі електрони. Ці електрони постійно переходять від одних атомів до іншим і обертаються навколо ядра то одного, то іншого атома. Тому що електрони не зв'язані з визначеними іонами, те вже під впливом невеликої різниці потенціалів вони починають переміщатися в певному напрямі, тобто виникає електричний струм.
Наявністю вільних електронів обумовлюється і висока теплопровідність металів. Перебуваючи в безперервному русі, електрони постійно зіштовхуються з іонами й обмінюються з ними енергією. Тому коливання іонів, що посилилися в даній частині металу внаслідок нагрівання, зараз же передаються сусіднім іонам, від них - наступним і т.д., і тепловий стан металу швидко вирівнюється; вся маса металу приймає однакову температуру.
За щільністю метали умовно поділяються на дві великі групи: легкі метали, щільність яких не більше 5 г / см 3, і важкі метали - всі інші.
Частинки металів, що знаходяться в твердому і рідкому стані, зв'язані особливим типом хімічного зв'язку - так званої металевим зв'язком. Вона визначається одночасною наявністю звичайних ковалентних зв'язків між нейтральними атомами і кулонівським притяганням між іонами і вільними електронами. Таким чином, металевий зв'язок є властивістю не окремих частинок, а їх агрегатів.
Методи отримання металів

пірометалургічні
гідрометалургійні
електрометалургійні
Відновлення металів із з'єднань при високій температурі
Відновлення металів з водних розчинів їхніх сполук
Відновлення металів з розплавів сполук під дією електричного струму


Хімічні властивості металів
Взаємодія з простими речовинами:
1. з галогенами:
Na + Cl 2 → 2NaCl
2. з киснем:
4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3
У реакціях з галогенами і киснем метали найбільш енергійно виявляють відновні здібності.
3. із сіркою:
2Na + S → Na 2 S
4. з азотом:
3Mg + N 2 → Mg 3 N 2
5. з фосфором:
3Ca + 2P → Ca 3 P 2
6. з воднем:
Ca + H 2 → CaH 2
Найбільш активні метали головних підгруп є сильними відновниками, тому відновлюють водень до ступеня окислення -1 і утворюють гідриди.
Взаємодія зі складними речовинами:
1. з кислотами:
2Al +3 H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2
2Al + 6H + 3SO 4 → 2Al + 3SO 4 + 3H 2
2Al + 6H → 2Al + 3H 2
Метали, які в електрохімічному ряді напруг металів знаходяться до водню, відновлюють іони водню з розбавлених кислот, а ті, які перебувають після водню, відновлюють атом основного елемента, що утворює дану кислоту.
2. з водними розчинами солей:
Zn + Pb (NO 3) 2 → Zn (NO 3) 2 + Pb
Zn + Pb + 2NO 3 = Zn + 2NO 3 + Pb
Zn + Pb = Zn + Pb
При взаємодії з водними розчинами солей метали, що знаходяться в електрохімічному ряді напруг металів лівіше, відновлюють метали, що знаходяться в цьому ряду правіше від них. Однак метали з сильними відновними властивостями (Li, Na, K, Ca) в цих умовах будуть відновлювати водень води, а не метал відповідної солі.
3. з водою:
Найактивніші метали реагують з водою при звичайних умовах, і в результаті цих реакцій утворюються розчинні у воді основи, а виділяється водень.
2Na + 2HOH → 2NaOH + H 2
Менш активні метали реагують з водою при підвищеній температурі з виділенням водню і утворенням оксиду відповідного металу.
Zn + H 2 O → ZnO + H 2
Характеристика металів головної підгрупи I групи.
Головну підгрупу I групи періодичної системи становлять літій Li, натрій Na, калій K, рубідій Rb, цезій Cs і францій Fr.
Всі лужні метали мають один s-електрон на зовнішньому електронному шарі, який при хімічних реакціях легко втрачають, виявляючи ступінь окислення +1. Тому лужні метали є сильними відновниками. Радіуси їх атомів зростають від літію до Франції. Електрон зовнішнього шару із зростанням радіуса атома знаходиться все далі від ядра, сили тяжіння слабшають і, отже, збільшується здатність до віддачі цього електрона, тобто хімічна активність. У електрохімічному ряді напруг металів все лужні метали стоять лівіше водню. Всі лужні метали у твердому стані добре проводять електричний струм. Вони легкоплавкі, швидко окислюються на повітрі, тому їх зберігають без доступу повітря і вологи, найчастіше під гасом. Лужні метали утворюють сполуки з переважно іонним зв'язком. Оксиди лужних металів - тверді гігроскопічні речовини, легко взаємодіють з водою. При цьому утворюються гідроксиди - тверді речовини, добре розчинні у воді. Солі лужних металів, як правило, теж добре розчиняються у воді.
Всі лужні метали - дуже сильні відновники, у з'єднаннях виявляють єдину ступінь окислення +1. Відновлювальна здатність збільшується в ряду - Li-Na-K-Rb-Cs.
Всі з'єднання лужних металів мають іонний характер.
Практично всі солі розчинні у воді.
1. Активно взаємодіють з водою:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2
2. Реакція з кислотами:
2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2
3. Реакція з киснем:
4Li + O 2 → 2Li 2 O (оксид літію)
2Na + O 2 → Na 2 O 2 (пероксид натрію)
K + O 2 → KO 2 (надпероксід калію)
На повітрі лужні метали миттєво окислюються. Тому їх зберігають під шаром органічних розчинників (гас та ін.)
4. У реакціях з іншими неметалами утворюються бінарні сполуки:
2Li + Cl 2 → 2LiCl (галогеніди)
2Na + S → Na 2 S (сульфіди)
2Na + H 2 → 2NaH (гідриди)
6Li + N 2 → 2Li 3 N (нітриди)
2Li + 2C → 2Li 2 C 2 (карбіди)

Реагують зі спиртами та галогенпохідних вуглеводнів (дивися "Органічну хімію")

5. Якісна реакція на катіони лужних металів - фарбування полум'я в наступні кольори:
Li + - карміново-червоний
Na + - жовтий
K +, Rb + і Cs + - фіолетовий
Характеристика елементів головної підгрупи II групи.
Головну підгрупу II групи Періодичної системи елементів становлять берилій Be, магній Mg, кальцій Ca, стронцій Sr, барій Ba і радій Ra.
Атоми цих елементів мають на зовнішньому електронному рівні два s-електрона: ns 2. У хім. реакціях атоми елементів підгрупи легко віддають обидва електрона зовнішнього енергетичного рівня і утворюють сполуки, в яких ступінь окислення елемента дорівнює +2.
Всі елементи цієї підгрупи відносяться до металів. Кальцій, стронцій, барій і радій називаються лужноземельними металами.
У вільному стані ці метали в природі не зустрічаються. До числа найбільш поширених елементів відносяться кальцій і магній. Основними кальційвмісних мінералами є кальцит CaCO 3 (його різновиди - вапняк, крейда, мармур), ангідрит CaSO 4, гіпс CaSO 4 ∙ 2H 2 O , Флюорит CaF 2 та фторапатит Ca 5 (PO 4) 3 F. Магній входить до складу мінералів магнезиту MgCO 3, доломіту MgCO 3 ∙ CaCo 3, карналіту KCl ∙ MgCl 2 ∙ 6H 2 O. Сполуки магнію у великих кількостях містяться в морській воді.
Властивості. Берилій, магній, кальцій, барій і радій - метали сріблясто-білого кольору. Стронцій має золотистий колір. Ці метали легкі, особливо низькі щільності мають кальцій, магній, берилій.
Радій є радіоактивним хімічним елементом.
Берилій, магній і особливо лужноземельні елементи - хімічно активні метали. Вони є сильними відновниками. З металів цієї підгрупи трохи менш активний берилій, що зумовлено утворенням на поверхні цього металу захисної оксидної плівки.
1. Взаємодія з простими речовинами. Все легко взаємодіють з киснем і сіркою, утворюючи оксиди і сульфати:
2Be + O 2 = 2BeO
Ca + S = CaS
Берилій і магній реагують з киснем і сіркою при нагріванні, інші метали - при звичайних умовах.
Всі метали цієї групи легко реагують з галогенами:
Mg + Cl 2 = MgCl 2
При нагріванні все реагують з воднем, азотом, вуглецем, кремнієм і іншими неметалами:
Ca + H 2 = CaH 2 (гідрид кальцію)
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (нітрид магнію)
Ca + 2C = CaC 2 (карбід кальцію)
Кариби кальцію - безбарвна кристалічна речовина. Технічний карб, що містить різні домішки, може мати колір сірий, коричневий і навіть чорний. Карбім кальцію розкладається водою з утворенням газу ацетилену C 2 H 2 - важливого продукту хім. промисловості:
CaC 2 + 2H 2 O = CaOH) 2 + C 2 H 2
Розплавлені метали можуть з'єднуватися з іншими металами, утворюючи интерметаллические з'єднання, наприклад CaSn 3, Ca 2 Sn.
2. Взаємодіють з водою. Берилій з водою не взаємодіє, тому що реакції перешкоджає захисна плівка оксиду на поверхні металу. Магній реагує з водою при нагріванні:
Mg + 2H 2 O = Mg (OH) 2 + H 2
Решта метали активно взаємодіють з водою при звичайних умовах:
Ca + 2H 2 O = Ca (OH) 2 + H 2
3. Взаємодія з кислотами. Всі взаємодіють з хлороводородной і розведеної сірчаної кислоти з виділенням водню:
Be + 2HCl = BeCl 2 + H 2
Розбавлену азотну кислоту метали відновлюють головним чином до аміаку або нітрату амонію:
2Ca + 10HNO 3 (разб.) = 4Ca (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
У концентрованих азотної та сірчаної кислотах (без нагрівання) берилій пасивує, інші метали реагують з цими кислотами.
4. Взаємодія з лугами. Берилій взаємодіє з водними розчинами лугів з утворенням комплексної солі і виділенням водню:
Be + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 [Be (OH) 4] + H 2
Магній і лужноземельні метали з лугами не реагують.
5. Взаємодія з оксидами і солями металів. Магній і лужноземельні метали можуть відновлювати багато метали з їх оксидів і солей:
TiCl 4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2
V 2 O 5 + 5Ca = 2V + 5CaO
Берилій, магній і лужноземельні метали отримують електролізом розплавів їх хлоридів або термічним відновленням їхніх сполук:
BeF 2 + Mg = Be + MgF 2
MgO + C = Mg + CO
3CaO + 2Al = 2Ca + Al 2 O 3
3BaO + 2Al = 3Ba + Al 2 O 3
Радій отримують у вигляді сплаву з ртуттю електролізом водного розчину RaCl 2 з ртутним катодом.
Отримання:
1) Окислення металів (крім Ba, який утворює пероксид)
2) Термічне розкладання нітратів чи карбонатів
CaCO 3 - t ° → CaO + CO 2
2Mg (NO 3) 2 - t ° → 2MgO + 4NO 2 + O 2
Характеристика елементів головної підгрупи III групи. Алюміній.
Алюміній знаходиться в головній підгрупі III групи періодичної системи. На зовнішньому енергетичному рівні атома алюмінію є вільні р-орбіталі, що дозволяє йому переходити в збуджений стан. У збудженому стані атом алюмінію утворює три ковалентні зв'язки або повністю віддає три валентних електрона, виявляючи ступінь окислення +3.
Алюміній є найпоширенішим металом на Землі: його масова частка в земній корі складає 8,8%. Основна маса природного алюмінію входить до складу алюмосилікатів - речовин, головними компонентами яких є оксиди кремнію і алюмінію.
Алюміній - легкий метал сріблясто-білого кольору, плавиться при 600 ° C, дуже пластичний, легко витягується в дріт і прокочується в листи і фольгу. По електропровідності алюміній устпает лише сріблу і міді.
Взаємодія з простими речовинами:
1. з галогенами:                 
2Al + 3Cl 2 → 2AlCl 3
2. з киснем:                         
4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3
3. із сіркою:                               
2Al + 3S → Al 2 S 3
4. з азотом:                                 
2Al + N 2 → AlN
З воднем алюміній безпосередньо не реагує, але його гідрид AlH 3 отриманий непрямим шляхом.
Взаємодія зі складними речовинами:
1. з кислотами:            
2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2
2. з лугами:        
2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na [Al (OH) 4] + 3H 2
Якщо NaOH у твердому стані:
2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2NaAlO 2 + 3H 2
3. з водою:             
2Al + 6H 2 O → 2Al (OH) 3 + 3H 2
Властивості оксиду та гідроксиду алюмінію:
Оксид алюмінію, або глинозем, Al 2 O 3 являє собою білий порошок. Оксид алюмінію можна отримати, спалюючи метал або прожарюючи гідроксид алюмінію:
2Al (OH) 3 → Al 2 O 3 + 3H 2 O
Оксид алюмінію практично не розчиняється у воді. Відповідний цому оксиду гідроксид Al (OH) 3 отримують дією гідроксиду амонію або розчинів лугів, взятих в нестачі, на розчини солей алюмінію:
AlCl 3 + 3NH 3 ∙ H2O → Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Оксид та гідроксид цього металу є амфотерними, тобто проявляють як основні, так і кислотні властивості.
Основні властивості:
Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O
2Al (OH) 3 + 3H2SO4 → Al2 (SO4) 3 + 6H2O
Кислотні властивості:
Al 2 O 3 + 6KOH +3 H 2 O → 2K 3 [Al (OH) 6]
2Al (OH) 3 + 6KOH → K 3 [Al (OH) 6]
Al 2 O 3 + 2NaOH → 2NaAlO 2 + H 2 O
Алюміній отримують електролітичним методом. Він не може бути виділений з водних розчинів солей, тому що є дуже активним металом. Тому основним промисловим методом отримання металевого алюмінію є електроліз розплаву, що містить оксид алюмінію і кріоліт.
Металевий алюміній широко використовується в промисловості, за обсягом виробництва посідає друге місце після заліза. Основна маса алюмінію йде на виготовлення сплавів:
Дуралюмин - сплав алюмінію, що містить мідь і невелика кількість магнію, марганцю та інших компонентів. Дуралюмина - легкі міцні і корозійностійкі сплави. Використовують в авіа-і машинобудуванні.
Магналін - сплав алюмінію з магнієм. Використовують в авіа-і машинобудуванні, в будівництві. Стійкий до корозії в морській воді, тому його застосовують у суднобудуванні. Силумін - сплав алюмінію, що містить кремній. Добре піддається литтю. Цей сплав використовують в автомобіле-, авіа-і машинобудуванні, виробництві точних приладів. Алюміній - пластичний метал, тому з нього виготовляють тонку фольгу, яка використовується у виробництві радіотехнічних виробів і для упаковки товарів. З алюмінію роблять дроти, фарби «під срібло».
Перехідні метали.
Залізо.
У періодичній системі залізо знаходиться в четвертому періоді, в побічної підгрупи VIII групи.
Порядковий номер - 26, електронна формула 1s 2 2s 2 2p 6 3d 6 4s 2.
Валентні електрони в атома заліза знаходяться на останньому електронному шарі (4s 2) і передостанньому (3d 6). У хімічних реакціях залізо може віддавати ці електрони і проявляти ступені окислення +2, +3 і, іноді, +6.
Залізо є другим по поширеності металом у природі (після алюмінію). Найбільш важливі природні сполуки: Fe 2 O 3 · 3H 2 O - бурий залізняк; Fe 2 O 3 - червоний залізняк; Fe 3 O 4 (FeO · Fe 2 O 3) - магнітний залізняк; FeS 2 - залізний колчедан (пірит). З'єднання заліза входять до складу живих організмів.
Залізо - сріблясто сірий метал, має велику ковкість, пластичність і сильними магнітними властивостями. Щільність заліза - 7,87 г / см 3, температура плавлення 1539 ° С.
У промисловості залізо отримують відновленням його із залізних руд вуглецем (коксом) і оксидом вуглецю (II) в доменних печах. Хімізм доменного процесу наступний:
C + O 2 = CO 2,
CO 2 + C = 2CO.
3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2,
Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2,
FeO + CO = Fe + CO 2.
У реакціях залізо є відновником. Однак при звичайній температурі воно не взаємодіє навіть з самими активними окислювачами (галогенами, киснем, сіркою), але при нагріванні стає активним і реагує з ними:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 Хлорид заліза (III)
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (FeO · Fe 2 O 3) Оксид заліза (II, III)
Fe + S = FeS Сульфід заліза (II)
При дуже високій температурі залізо реагує з вуглецем, кремнієм і фосфором:
3Fe + C = Fe 3 C Карбід заліза (цементит)
3Fe + Si = Fe 3 Si силицид заліза
3Fe + 2P = Fe 3 P 2 Фосфід заліза (II)
У вологому повітрі залізо швидко окислюється (кородує):
4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe (OH) 3,
Залізо перебуває в середині електрохімічного ряду напруг металів, тому є металом середньої активності. Відновлювальна здатність у заліза менше, ніж у лужних, лужноземельних металів та в алюмінію. Тільки при високій температурі розпечене залізо реагує з водою:
3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2
Залізо реагує з розведеними сірчаної і соляної кислоти, витісняючи з кислот водень:
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2
При звичайній температурі залізо не взаємодіє з концентрованою сірчаною кислотою, так як пасивується нею. При нагріванні концентрована H 2 SO 4 окисляє залізо до сульфіту заліза (III):
2Fe + 6H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.
Розбавлена ​​азотна кислота окисляє залізо до нітрату заліза (III):
Fe + 4HNO 3 = Fe (NO 3) 3 + NO + 2H 2 O.
Концентрована азотна кислота пасивує залізо.
З розчинів солей залізо витісняє метали, які розташовані правіше його в електрохімічному ряді напруг:
Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu, Fe 0 + Cu 2 + = Fe 2 + + Cu 0.
Оксид заліза (II) FeO - чорна кристалічна речовина, нерозчинна у воді. Оксид заліза (II) отримують відновленням оксиду заліза (II, III) оксидом вуглецю (II):
Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2.
Оксид заліза (II) - основний оксид, легко реагує з кислотами, при цьому утворюються солі заліза (II):
FeO + 2HCl = FeCl 2 + H 2 O, FeO + 2H + = Fe 2 + + H 2 O.
Гідроксид заліза (II) Fe (OH) 2 - порошок білого кольору, не розчиняється у воді. Отримують його з солей заліза (II) при взаємодії їх з лугами:
FeSO 4 + 2NaOH = Fe (OH) 2 ¯ + Na 2 SO 4,
Fe 2 + + 2OH - = Fe (OH) 2 ¯.
Гідроксид заліза (II) Fe (OH) 2 проявляє властивості основи, легко реагує з кислотами:
Fe (OH) 2 + 2HCl = FeCl 2 + 2H 2 O,
Fe (OH) 2 + 2H + = Fe 2 + + 2H 2 O.
При нагріванні гидроксид заліза (II) розкладається:
Fe (OH) 2 = FeO + H 2 O.
Сполуки зі ступенем окислення заліза +2 виявляють відновні властивості, тому що Fe 2 + легко окислюються до Fe +3:
Fe +2 - 1e = Fe +3
Так, свежеполученний зеленуватий осад Fe (OH) 2 на повітрі дуже швидко змінює забарвлення - буріє. Зміна забарвлення пояснюється окисленням Fe (OH) 2 в Fe (OH) 3 киснем повітря:
4Fe +2 (OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe +3 (OH) 3.
Оксид заліза (III) Fe 2 O 3 - порошок бурого кольору, не розчиняється у воді. Оксид заліза (III) одержують:
А) розкладанням гідроксиду заліза (III):
2Fe (OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O
Б) окисленням піриту (FeS 2):
4Fe +2 S 2 -1 + 11O 2 0 = 2Fe 2 +3 O 3 + 8S +4 O 2 -2.
Оксид заліза (III) проявляє амфотерні властивості:
А) взаємодіє з твердими лугами NaOH і KOH і з карбонатами натрію і калію при високій температурі:
Fe 2 O 3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H 2 O,
Fe 2 O 3 + 2OH - = 2FeO 2 - + H 2 O,
Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaFeO 2 + CO 2.
Ферит натрію
Гідроксид заліза (III) одержують з солей заліза (III) при взаємодії їх з лугами:
FeCl 3 + 3NaOH = Fe (OH) 3 ¯ + 3NaCl,
Fe 3 + + 3OH - = Fe (OH) 3 ¯.
Гідроксид заліза (III) є більш слабкою основою, ніж Fe (OH) 2, і проявляє амфотерні властивості (з переважанням основних). При взаємодії з розведеними кислотами Fe (OH) 3 легко утворює відповідні солі:
Fe (OH) 3 + 3HCl «FeCl 3 + H 2 O
2Fe (OH) 3 + 3H 2 SO 4 «Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
Fe (OH) 3 + 3H + «Fe 3 + + 3H 2 O
Реакції з концентрованими розчинами лугів протікають лише при тривалому нагріванні.
Сполуки зі ступенем окислення заліза +3 виявляють окислювальні властивості, тому що під дією відновників Fe +3 перетворюється на Fe +2:
Fe +3 + 1e = Fe +2.
Так, наприклад, хлорид заліза (III) окислює йодид калію до вільного йоду:
2Fe +3 Cl 3 + 2KI = 2Fe +2 Cl 2 + 2KCl + I 2 0
Хром.
Хром знаходиться в побічної підгрупі VI групи Періодичної системи. Будова електронної оболонки хрому: Cr3d 5 4s 1.
Масова частка хрому в земній корі становить 0,02%. Найважливішими мінералами, що входять до складу хромових руд, є хроміт, або хромовий залізняк, і його різновиди, в яких залізо частково замінено на магній, а хром - на алюміній.
Хром - сріблясто сірий метал. Чистий хром досить пластичний, а технічний самий твердий з усіх металів.
Хром хімічно малоактивний. У звичайних умовах він реагує тільки з фтором (з неметалів), утворюючи суміш фторидів. При високих температурах (вище 600 ° C) взаємодіє з киснем, галогенами, азотом, кремнієм, бором, сіркою, фосфором:
4Cr + 3O 2 - t ° → 2Cr 2 O 3
2Cr + 3Cl 2 - t ° → 2CrCl 3
2Cr + N 2 - t ° → 2CrN
2Cr + 3S - t ° → Cr 2 S 3
У азотної і концентрованої сірчаної кислотах він пасивує, покриваючись захисної оксидної плівкою. У хлороводородной і розведеної сірчаної кислотах розчиняється, при цьому, якщо кислота повністю звільнена від розчиненого кисню, виходять солі хрому (II), а якщо реакція протікає на повітрі - солі хрому (III):
Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2
2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl 3 + 2H 2 O + H 2
Оксид хрому (II) і гідроксид хрому (II) мають основний характер.
Cr (OH) 2 + 2HCl → CrCl 2 + 2H 2 O
Сполуки хрому (II) - сильні відновники; переходять у сполуки хрому (III) під дією кисню повітря.
2CrCl 2 + 2HCl → 2CrCl 3 + H 2
4Cr (OH) 2 + O 2 + 2H 2 O → 4Cr (OH) 3
Сполуки тривалентного хрому
Оксид хрому (III) Cr 2 O 3 - зелений, нерозчинний у воді порошок. Може бути отриманий при прожарюванні гідроксиду хрому (III) або дихроматів калію і амонію:
2Cr (OH) 3 - t ° → Cr 2 O 3 + 3H 2 O
4K 2 Cr 2 O 7 - t ° → 2Cr 2 O 3 + 4K 2 CrO 4 + 3O 2
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 - t ° → Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O
Амфотерний оксид. При сплаві Cr 2 O 3 з лугами, содою і кислими солями виходять сполуки хрому зі ступенем окислення (+3):
Cr 2 O 3 + 2NaOH → 2NaCrO 2 + H 2 O
Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaCrO 2 + CO 2
Cr 2 O 3 + 6KHSO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + 3K 2 SO 4 + 3H 2 O
При сплаві з сумішшю луги та окислювача отримують сполуки хрому в ступені окислення (+6):
2Cr 2 O 3 + 4KOH + KClO 3 → 2K 2 Cr 2 O 7 (дихромат калію) + KCl + 2H 2 O
Гидроксид хрому (III) Cr (OH) 3 - нерозчинний у воді речовина зеленого кольору.
Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH → 2Cr (OH) 3 Ї + 3Na 2 SO 4
Має амфотерні властивості - розчиняється як у кислотах, так і в лугах:
2Cr (OH) 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
Cr (OH) 3 + KOH → K [Cr (OH) 4]
Оксид хрому (VI) CrO 3 - яскраво-червоні кристали, розчинні у воді.
Отримують з хромату (або дихромата) калію і H 2 SO 4 (конц.).
K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 → CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → 2CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
CrO 3 - кислотний оксид, з лугами утворює жовті хромати CrO 4 2 -:
CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O
У кислому середовищі хромати перетворюються в помаранчеві Біхромати Cr 2 O 7 2 -:
2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 → K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O
У лужному середовищі ця реакція відбувається у зворотному напрямку:
K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH → 2K 2 CrO 4 + H 2 O
Всі сполуки хрому (VI) - сильні окислювачі.
4CrO 3 + 3S → 3SO 2 + 2Cr 2 O 3
Мідь.
Мідь знаходиться в побічної підгрупі I групи Періодичної системи. Будова електронних оболонок атомів елементів цієї підгрупи виражається формулою (n-1) d 10 ns 1. На зовнішньому енергетичному рівні атома знаходиться один електрон, проте в освіті хім. зв'язків можуть приймати участь і електрони з d-підрівня передостаннього рівня. Тому вони можуть проявляти ступені окиснення +1, +2, +3, для міді найбільш стійкі з'єднання зі ступенем окислення +2.
Мідь - м'який пластичний метал, має рожево-червоне забарвлення. Має високу електричну провідність.
Мідь - хімічно малоактивний метал. З киснем реагує тільки при нагріванні:
2Cu + O 2 = 2CuO
Не реагує з водою, розчинами лугів, хлороводородной і розведеної сірчаної кислоти. Мідь розчиняється в кислотах, що є сильними окислювачами:
3Cu + 8HNO 3 (разб.) = 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Cu + 2H 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 +2 H 2 O
У вологому атмосфері, що містить діоксид вуглецю, поверхня міді зазвичай покривається зеленуватим нальотом основного карбонату міді:
2Cu + O 2 + CO 2 + H 2 O = Cu (OH) 2 ∙ CuCO 3
Оксид міді (II) CuO - чорна речовина, може бути отриманий з простих речовин або шляхом нагрівання гідроксиду міді (II):
Cu (OH) 2 = CuO + H 2 O
Гідроксид міді (II) є малорастворимое у воді з'єднання блакитного кольору. Легко розчиняється в кислотах і при нагріванні в концентрованих розчинах лугів, тобто проявляє властивості амфотерного гідроксиду:
Cu (OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O
Cu (OH) 2 + 2KOH = K 2 [Cu (OH) 4]
Основна маса виробленої міді використовується в електротехнічній промисловості. У великих кількостях мідь йде на виробництво сплавів.
Цинк.
Цинк знаходиться в побічної підгрупи II групи. Атоми елементів цієї підгрупи мають наступну електронну оболонку: (n-1) s 2 p 6 d 10 ns 2. Виявляють у з'єднаннях ступінь окислення +2.
Цинк - сріблясто-білий метал. Має хорошу електро-і теплопровідністю. На повітрі цинк покривається захисною плівкою оксидів і гідроксидів, яка послаблює його металевий блиск.
Цинк - хімічно активний метал. При нагріванні легко взаємодіє з неметалами (сірої, хлором, киснем):
2Zn + O 2 = 2ZnO
Розчиняється в розбавлених і концентрованих кислотах HCl, H 2 SO 4, HNO 3 та у водних розчинах лугів:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
4Zn + 10HNO 3 = 4Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 [Zn (OH) 4] + H 2
Оксид цинку - біла речовина, практично нерозчинний у воді. Оксид та гідроксид цинку є амфотерними з'єднаннями; вони реагують з кислотами і лугами:
ZnO +2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O
ZnO + 2KOH + H 2 O = K 2 [Zn (OH) 4]
Гідроксид цинку розчиняється у водному розчині аміаку, утворюючи комплексне підключення:
Zn (OH) 2 + 6NH 3 = [Zn (NH 3) 6] (OH) 2
При отримання цинку його руди піддають випаленню:
2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2
ZnCO 3 = ZnO + CO 2
Далі оксид цинку відновлюють вугіллям:
ZnO + C = Zn + CO
Для отримання більш чистого металу оксид цинку розчиняють в сірчаній кислоті і виділяють електролізом.
Цинк використовують для виробництва сплавів. На цинк покривають сталеві та чавунні вироби для захисту їх від корозії.
Поняття про сплави.
Характерною особливістю металів є їх здатність утворювати один з одним або з неметалами сплави. Щоб отримати сплав, суміш металів звичайно піддають плавлення, а потім охолоджують з різною швидкістю, яка визначається природою компонентів і зміною характеру їх взаємодії залежно від температури. Іноді сплави одержують спіканням тонких порошків металів, не вдаючись до плавлення (порошкова металургія). Отже сплави - це продукти хімічної взаємодії металів.
Кристалічна структура сплавів багато в чому подібна чистим металам, які, взаємодіючи один з одним при плавленні і подальшій кристалізації, утворюють: а) хімічні з'єднання, звані інтерметалідами; б) тверді розчини; в) механічну суміш кристалів компонентів.
Той чи інший тип взаємодії визначається співвідношенням енергії взаємодії різнорідних і однорідних частинок системи, тобто співвідношенням енергій взаємодії атомів в чистих металах і сплавах.
Сучасна техніка використовує величезне число сплавів, причому в переважній більшості випадків вони складаються не з двох, а з трьох, чотирьох і більшого числа металів. Цікаво, що властивості сплавів часто різко відрізняються від властивостей індивідуальних металів, якими вони утворені. Так, сплав, що містить 50% вісмуту, 25% свинцю, 12,5% олова і 12,5% кадмію, плавиться усього при 60,5 градусах Цельсія, у той час як компоненти сплаву мають відповідно температури плавлення 271, 327, 232 і 321 градус Цельсія. Твердість олов'яної бронзи (90% міді і 10% олова) утроє більше, ніж у чистої міді, а коефіцієнт лінійного розширення сплавів заліза і нікелю в 10 разів менше, ніж у чистих компонентів.
Проте деякі домішки погіршують якість металів і сплавів. Відомо, наприклад, що чавун (сплав заліза і вуглецю) не володіє тією міцністю і твердістю, які характерні для сталі. Крім вуглецю, на властивості сталі впливають добавки сірки і фосфору, що збільшують її крихкість.
Серед властивостей сплавів найбільш важливими для практичного застосування є жароміцність, корозійна стійкість, механічна міцність і ін Для авіації велике значення мають легкі сплави на основі магнію, титана або алюмінію, для металообробної промисловості - спеціальні сплави, що містять вольфрам, кобальт, нікель. В електронній техніці застосовують сплави, основним компонентом яких є мідь. Надпотужні магніти вдалося отримати, використовуючи продукти взаємодії кобальту, самарію й інших рідкоземельних елементів, а надпровідні при низьких температурах сплави - на основі інтерметалідів, утворюваних ніобієм з оловом і ін
Додати в блог або на сайт

Цей текст може містити помилки.

Хімія | Реферат | 65кб. | скачати

Схожі роботи:
Метали
Метали 3
Метали 4
Лужноземельні метали
Метали та їх сплави 2
Метали і їх сплави
Метали та їх властивості
Важкі метали
Благородні метали
© Усі права захищені
написати до нас
Рейтинг@Mail.ru