Реферат з хімії на тему: «Метали»
Москва 2006
План:
- Загальна характеристика металів
o Визначення, будова
o Загальні фізичні властивості
o Способи отримання металів
o Хімічні властивості металів
o
Сплави металів
· Характеристика елементів головних підгруп
o Характеристика елементів головної підгрупи I групи.
o Характеристика елементів головної підгрупи II групи.
o Характеристика елементів головної підгрупи III групи.
Алюміній.
- Характеристика перехідних металів
o
Залізо o
Цинк o
Мідь o
Хром Загальна характеристика металів. Метали - це елементи, які виявляють в своїх з'єднаннях тільки позитивні ступені окислення, і в простих речовинах які мають металеві зв'язки. Металева зв'язок - це хімічний зв'язок у металах, що здійснюється за рахунок валентних електронів металу, відносно вільно переміщатися по всьому зразком металу (електронний газ). У вузлах кристалічної
решітки в твердому стані знаходяться позитивно заряджені іони металу (частина атомів залишається в нейтральному стані).
металева
кристалічна решітка
Металева зв'язок зберігається при переході металу в рідкий стан.
У періодичній системі елементів у головних підгрупах
метали розташовуються лівіше діагоналі, що проходять від В до At. Всі елементи побічних підгруп, лантаніди і актинідії є металами.
Загальні фізичні властивості:
1) Пластичність - здатність змінювати форму при ударі, витягуватися в дріт, прокочуватися в тонкі листи. У ряді - Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe зменшується.
2) Блиск, зазвичай сірий колір і непрозорість. Це пов'язано із взаємодією вільних електронів з падаючими на метал квантами світла.
3) Електропровідність. Пояснюється спрямованим рухом вільних електронів від негативного полюса до позитивного під впливом невеликої різниці потенціалів. У ряді - Ag, Cu, Al, Fe зменшується. При нагріванні електропровідність зменшується, тому що з підвищенням температури посилюються
коливання атомів та іонів у вузлах кристалічної решітки, що ускладнює спрямований рух "електронного газу".
4) Теплопровідність. Закономірність та ж. Обумовлена високою рухливістю вільних електронів і коливальним рухом атомів, завдяки чому відбувається швидке вирівнювання температури по масі металу. Найбільша теплопровідність - у вісмуту і ртуті.
5) Твердість. Найбільш твердий -
хром (ріже
скло); найм'якші - лужні
метали -
калій,
натрій,
рубідій і
цезій - ріжуться ножем.
6) Щільність. Вона тим менше, чим менше атомна
маса металу і чим більше радіус його атома (найлегший -
літій (r = 0,53 г / см
3); найважчий - осмій (r = 22,6 г / см
3). Метали, що мають r <5 г / см
3 вважаються "легкими металами".
7) Температури плавлення і кипіння. Самий легкоплавкий метал -
ртуть (т.пл. = -39 ° C), найбільш тугоплавкий метал -
вольфрам (t ° пл. = 3390 ° C).
Метали з t ° пл. вище 1000 ° C вважаються тугоплавкими, нижче - низкоплавкие.
Усі метали є відновниками. Для металів головних підгруп відновна активність (здатність віддавати електрони) зростає зверху вниз і справа наліво. Наприклад,
Натрій і
кальцій витісняють водень з води вже при звичайних умовах:
Ca + 2H
2 O ® Ca (OH)
2 + H
2; 2Na + 2H
2 O ® 2NaOH + H
2 0 А
магній при підвищенні температури:
Mg + H
2 O -
t ° ® MgO + H
2 Відновлювальна здатність і хімічна активність елементів побічних підгруп збільшується знизу вгору по групі (наприклад,
срібло на повітрі окислюється, а
золото немає;
мідь витісняє срібло з його
солі):
Cu + 2AgNO
3 → 2Ag ↓ + Cu (NO
3) 2 Cu
0 -2 ē → Cu
+2 1 О.О.В.
Ag
+ + ē → Ag
0 2 В.В.О.
Вища позитивна ступінь окислення для металів головних підгруп в їх сполуках дорівнює номеру групи (наприклад, NaCl, MgCl
2, AlCl
3, SnCl
4), а для металів побічних підгруп в їх кисневмісних з'єднаннях також часто збігається з номером групи (наприклад, ZnO, TiO
2, V
2 O
5, CrO
3, KMnO
4). Властивості оксидів металів зліва направо по періоду і знизу вгору по групі змінюються від основних до амфотерним для металів головних підгруп (Na2O і MgO - основні
оксиди, Al2O3 і BeO - амфотерні). Для металів побічних підгруп властивості оксидів, в яких метали проявляють свою найвищу ступінь окислення, змінюються від основних через амфотерні до кислотних (CuO - основний, ZnO - амфотерний, CrO
3 - кислотний).
Сила підстав, утворених металами головних підгруп збільшується справа наліво по періоду і зверху вниз по групі (Be (OH)
2 і Al (OH)
3 - амфотерні гідроксиди, Mg (OH)
2 - слабка основа, NaOHі - Ca (OH) 2 сильні підстави). Гідрати оксидів металів побічних підгруп з вищими ступенями окиснення металу вздовж періоду зліва направо змінюють свої властивості від підстав через амфотерні гідроксиди до кислот (Cu (OH)
2 - підстава, Zn (OH)
2 - амфотерний гідроксид, H
2 CrO
4 - кислота).
У природі метали зустрічаються в основному у вигляді сполук - оксидів або солей. Виняток становлять такі малоактивні метали, як срібло,
золото,
платина, які зустрічаються в самородному стані.
Всі способи отримання металів засновані на
процесах їх відновлення з природних сполук.
Способи одержання металів.
Величезна більшість металів знаходиться у природі у вигляді з'єднань з іншими елементами.
Тільки деякі метали зустрічаються у вільному стані, і тоді вони називаються самородними.
Золото і платина зустрічаються майже виключно в самородному вигляді, срібло і
мідь - почасти в самородному вигляді; іноді попадаються також самородні ртуть,
олово і деякі інші метали.
Добування золота і платини проводиться або за допомогою механічного відділення їх від тієї породи, в якій вони укладені, наприклад промиванням води, або шляхом витягання їх з породи різними реагентами з подальшим виділенням металу з розчину. Всі інші метали добуваються хімічною переробкою їх природних з'єднань.
Мінерали і
гірські породи, що містять сполуки металів і придатні для отримання цих металів заводським шляхом, носять назву руд. Головними рудами є
оксиди, сульфіди і карбонати металів.
Найважливіший спосіб отримання металів з руд заснований на відновленні
їх оксидів вугіллям.
Якщо, наприклад, змішати червону мідну руду (куприт) Cu2O з вугіллям і піддати сильному розжарювання, то вугілля, відновлюючи мідь, перетвориться на оксид
вуглецю (II), а мідь виділиться в розплавленому стані:
Cu2O + C = 2Cu + CO
Подібним же чином проводиться виплавка чавуну їх залізняку, отримання олова з олов'яного каменя SnO2 і відновлення інших металів з оксидів.
При переробці сірчистих руд спочатку переводять сірчисті з'єднання в кисневі шляхом обпалення в особливих печах, а потім вже відновлюють отримані оксиди вугіллям. Наприклад:
2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2
ZnO + C = Zn + CO
У тих випадках, коли руда є сіллю вугільної кислоти, її можна безпосередньо відновлювати вугіллям, як і оксиди, тому що при нагріванні карбонати розпадаються на оксид металу і двоокис углерода.Напрімер:
ZnCO3 = ZnO + CO2
Зазвичай руди, крім хімічної сполуки даного металу, містять ще багато домішок у вигляді піску, глини, вапняку, які дуже важко плавляться. Щоб полегшити виплавку металу, до руди домішують різні речовини, створюючі з домішками легкоплавкі сполуки - шлаки. Такі речовини називаються флюсами. Якщо домішка складається з вапняку, то як флюс вживають пісок, створюючий з вапняком силікат кальцію.
Навпаки, у випадку великої кількості піску флюсом служить вапняк.
У багатьох рудах кількість домішок (порожньої породи) така велика, що безпосередня виплавка металів з цих руд є
економічно невигідною. Такі руди заздалегідь «збагачують», тобто видаляють з них частину домішок. Особливо широким розповсюдженням користується флотаційний спосіб збагачення руд (флотація), заснований на різній змочуваності чистої руди і порожньої породи.
Техніка флотаційного способу дуже проста і в основному зводиться до наступного. Руду, що складається, наприклад, з сірчистого металу і
силікатної порожньої породи, тонко подрібнюють і заливають у великих чанах водою. До води додають яке-небудь малополярное органічна речовина, що сприяє утворенню стійкої піни при збовтуванні води, і невелика кількість спеціального реагенту, так званого «колектора», який добре адсорбується
поверхнею мінералу, що флотує і робить її нездатною змочуватися водою. Після цього через суміш знизу пропускають сильний струмінь повітря, перемішуючу руду з водою і доданими речовинами, причому бульбашки повітря оточуються тонкими масляними плівками і утворюють піну. У
процесі перемішування частинки мінералу, що флотує покриваються шаром адсорбованих молекул колектора, прилипають до бульбашок повітря, що продувається, підіймаються разом з ними догори і залишаються в піні; частки ж порожньої породи, що змочуються водою, осідають на дно. Піну збирають і віджимають, одержуючи руду із значно великим змістом металу.
Для відновлення деяких металів з їх оксидів застосовують замість вугілля водень,
кремній,
алюміній,
магній і інші елементи.
Процес відновлення металу з його оксиду за допомогою іншого металу називається Металотермія. Якщо, зокрема, в якості відновника застосовується
алюміній, то
процес носить назву алюмінотермії.
Дуже важливим способом отримання металів є також
електроліз.
Деякі найбільш активні метали виходять виключно шляхом
електролізу, тому що всі інші засоби виявляються недостатньо енергійними для відновлення їх іонів.
Хімічні властивості металів
I. Реакції з неметалами 1) З киснем:
2Mg
0 + O
2 ® 2Mg
+2 O
2) З сіркою:
Hg
0 + S ® Hg
+2 S
3) З
галогенами:
Ni + Cl
2 -
t ° ® Ni
+2 Cl
2 4) З азотом:
3Ca
0 + N
2 -
t ° ® Ca
3 +2 N
2 5) З фосфором:
3Ca
0 + 2P -
t ° ® Ca
3 P
2 6) З воднем (реагують тільки лужні і
лужноземельні метали):
2Li
0 + H
2 ® 2Li
+1 H
Ca
0 + H
2 ® Ca
+2 H
2 II. Реакції з кислотами 1) Метали, які стоять в електрохімічному ряді напруг до H відновлюють кислоти-неокіслітелі до водню:
Mg
0 + 2HCl ® Mg
+2 Cl
2 + H
2 0 (Mg
0 + 2H
+ ® Mg
2 + + H
2 0) 2Al
0 + 6HCl ® 2AlCl
3 + 3H
2 0 (2Al
0 + 6H
+ ® 2Al
3 + + 3H
2 0) 6Na
0 + 2H
3 PO
4 ® 2Na
3 +1 PO
4 + 3H
2 (6Na
0 + 6H
+ ® 6Na
+ + 3H
2 0) Відновлення металами кислот-окислювачів дивися в розділах: "окислювально-відновні реакції", "сірчана кислота", "азотна кислота".
III. Взаємодія з водою 1) Активні (лужні і лужноземельні метали) утворюють розчинне основу і водень:
2Na
0 + 2H
2 O ® 2Na
+1 OH + H
2 0 (2Na
0 + 2H
2 O ® 2Na
1 + + 2OH
1 - + H
2 0) Ca
0 + 2H
2 O ® Ca
+2 (OH)
2 + H
2 0 (Ca
0 + 2H
2 O ® Ca
2 + + 2OH
1 - + H
2 0) 2) Метали середньої активності окислюються водою при нагріванні до оксиду:
Zn
0 + H
2 O -
t ° ® Zn
+2 O + H
0 2 3) Неактивні (Au, Ag, Pt) - не реагують.
4) Витіснення більш активними металами менш активних металів з розчинів їх солей:
Cu
0 + Hg
+2 Cl
2 ® Hg
0 + Cu
+2 Cl
2 (Cu
0 + Hg
2 + ® Cu
2 + + Hg
0) Fe
0 + Cu
+2 SO
4 ® Cu
0 + Fe
+2 SO
4 (Fe
0 + Cu
2 + ® Cu
0 + Fe
2 +) Сплави металів.
Оточуючі нас металеві предмети рідко складаються з чистих металів. Тільки
алюмінієві каструлі чи мідна проволока мають чистоту близько 99,9%. У більшості ж інших випадків
люди мають справу зі сплавами. Так, різні види заліза і сталі, містять поруч із металевими добавками незначні кількості вуглецю, які мають вирішальний вплив на механічне і термічне поведінку сплавів. Всі
сплави мають спеціальне маркування, тому що
сплави з однією назвою (наприклад, латунь) можуть
мати різні масові частки інших металів.
Для виготовлення сплавів застосовують різні метали. Найбільше значення серед усіх сплавів мають, сталі різних складів. Прості конструкційні сталі, складаються з заліза щодо високої чистоти з невеликими (0,07-0,5%) добавками вуглецю. Так, чавун, що отримується в доменній печі, містить близько 10% інших металів, з них приблизно 3% становить
вуглець, а решта - кремній,
марганець,
сірка і фосфор. А леговані сталі, отримують, додаючи до заліза кремній, мідь, марганець, нікель,
хром, вольфрам, ванадій і молібден.
Нікель поряд з хромом є найважливішим компонентом багатьох сплавів.
Він надає сталям високу хімічну
стійкість і механічну міцність. Так, відома
нержавіюча сталь містить в середньому 18% хрому і 8% нікелю. Для виробництва хімічної апаратури, сопів літаків, космічних ракет і супутників потрібні сплави, які стійкі при температурах вище 1000 ° С, тобто не руйнуються киснем та горючими газами і володіють при цьому міцністю кращих сталей. Цим умовам задовольняють сплави з високим вмістом нікелю. Велику групу становлять мідно-нікелеві сплави.
Сплав міді, відомий з найдавніших часів, - бронза містить 4-30% олова (зазвичай 8-10%) .. В даний час в бронзах олово часто замінюють іншими металами, що призводить до зміни їх властивостей.
Алюмінієві бронзи, які містять 5-10% алюмінію, володіють підвищеною міцністю. З такої бронзи карбують мідні монети. Дуже міцні, тверді і пружні берилієві бронзи містять приблизно 2% берилію. Пружини, виготовлені з берилієвої бронзи, практично вічні. Широке застосування в народному
господарстві знайшли бронзи, виготовлені на основі інших металів: свинцю, марганцю, сурми, заліза та кремнію.
Сплав мельхіор містить від 18 до 33% нікелю (решта мідь). Температура плавлення мельхіору складає 1170 ° С. Він має гарний зовнішній вигляд. З мельхіору виготовляють посуд і прикраси, карбують монети («срібло»). Схожий на мельхіор сплав - нейзильбер - містить, окрім 15% нікелю, до 20% цинку. Цей сплав використовують для виготовлення художніх виробів, медичного інструменту. Мідно-нікелеві сплави константан (40% нікелю) і манганін (сплав міді, нікелю та марганцю) мають дуже високим електричним опором. Їх використовують у виробництві електровимірювальних приладів.
Характерна особливість всіх мідно-нікелевих сплавів - їхня висока стійкість до
процесів корозії - вони майже не піддаються руйнуванню навіть у морській воді. Сплави міді з цинком з вмістом цинку до 50% носять назву латунь. Латунь "60" містить, наприклад, 60 вагових частин міді і 40 вагових частин цинку. Для
лиття цинку під тиском застосовують сплав, який містить близько 94% цинку, 4% алюмінію і 2% міді. Це дешеві сплави, володіють хорошими механічними властивостями, легко обробляються. Латуні завдяки своїм якостям знайшли широке застосування в машинобудуванні, хімічній промисловості, у виробництві побутових товарів. Для додання латунями особливих властивостей у них часто додають алюміній, нікель, кремній, марганець та інші метали. З латуней виготовляють труби для
радіаторів автомашин, трубопроводи, патронні гільзи, пам'ятні медалі, а також частини технологічних апаратів для отримання різних речовин.
Промислові мідно-нікелеві сплави умовно можна розділити на дві групи: конструкційні (або корозійностійкі) та електротехнічні (термоелектродні сплави та сплави опору). До конструкційних сплавів відносяться, куніаль, мельхіор, нейзильбер та ін Мельхіора називають подвійні і більш складні сплави на основі міді,
основним легирующим компонентом яких є нікель. Для підвищення корозійної стійкості у морській воді їх додатково легують
залізом і марганцем. Нейзильберу в порівнянні з мельхіору характеризуються високою міцністю з-за додаткового легування цинком. Куніалямі називаються сплави потрійної системи Cu-Ni-Al. Нікель і алюміній при високих температурах розчиняються в міді у великих кількостях, але зі зниженням температури розчинність різко зменшується. З цієї причини сплави системи Cu-Ni-Al ефективно упрочняются
загартуванням і старінням. Сплави під
загартування нагрівають до 900 -1000 оС, а потім піддають
старіння при 500-600 оС. Зміцнення при старінні забезпечують дисперсні виділення фаз Ni3Al і NiAl. Мельхіор, нейзильбер, куніалі відрізняються високими механічними і корозійними властивостями, застосовуються для виготовлення теплообмінних апаратів в морському суднобудуванні (
конденсаторні труби і
термостати), медичного інструменту, деталей точної механіки та хімічної промисловості, деталей приладів в електротехніці, радіотехніці і для виготовлення посуду. До сплавів електротехнічним відносяться сплави опору - манганин і константан і сплави для термоелектродов та компенсаційних проводів: копель.
Характеристика елементів головних підгруп. Характеристика елементів головної підгрупи I групи. Головну підгрупу I групи Періодичної системи становлять
літій Li,
натрій Na,
калій K,
рубідій Rb,
цезій Cs і
францій Fr.
Атомний номер
| Назва
| Електронна конфігурація
| r г / см 3
| t ° пл. ° C
| t ° кип. ° C
| ЕО
| ПІ еВ
| Атомний радіус, нм
| Ступінь окислення
|
3
| Літій Li
| [He] 2s 1
| 0,531
| 180,5
| 1347
| 0,97
| 5,39
| 0,157
| +1
|
11
| Натрій Na
| [Ne] 3s 1
| 0,97
| 97,9
| 882,9
| 1,01
| 5,138
| 0,191
| +1
|
19
| Калій K
| [Ar] 4s 1
| 0,859
| 63,65
| 774
| 0,91
| 4,339
| 0,236
| +1
|
27
| Рубідій Rb
| [Kr] 5s 1
| 1.53
| 38,4
| 688
| 0,89
| 4,176
| 0,253
| +1
|
55
| Цезій Cs
| [Xe] 6s 1
| 1,88
| 28.4
| 678
| 0,86
| 3,893
| 0,274
| +1
|
87
| Францій Fr
| [Rn] 7s 1
| -
| -
| -
| -
| -
| -
| +1
|
Атоми цих елементів мають на зовнішньому енергетичному рівні один s-електрон: ns
1. Вступаючи в хімічні взаємодії, атоми легко віддають електрон зовнішнього енергетичного рівня, виявляючи в з'єднаннях постійну ступінь окислення +1.
Елементи цієї підгрупи відносяться до металів. Їх загальна
назва -
лужні метали.
У природі найбільш поширені натрій і калій. Масова частка натрію в земній корі 2,64%, калію - 2,60%.
Лужні метали в природі у вільному стані в природі не зустрічаються. Основними природними сполуками Na є
мінерали галіт, або кам'яна сіль, NaCl, і мірабіліт, або глауберова сіль (Na
2 SO
4 · 10H
2 O). До найважливіших сполук калію відноситься сильвін (KCl), карналіт (KCl · MgCl
2 · 6H
2 O), сильвініт
(NaCl · KCl).
Францій - радіоактивний елемент.
Сліди цього елемента виявлені в продуктах розпаду природного урану. Через малий часу
життя ізотопів Fr його важко отримувати у великих кількостях, тому властивості металевого
Франція та його сполук вивчено ще недостатньо.
Властивості:
Лужні метали сріблясто-білі речовини з малою щільністю.
Літій з них - найлегший. Це м'які метали, по м'якості Na, K, Rb, Cs подібні воску.
Лужні метали легкоплавкі. Температура плавлення цезію 28,5 ° С, найвища температура плавлення у літію (180,5 ° С). Мають гарну
електричну провідність.
Лужні метали мають високу хімічну активність, їх активність збільшується в ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr. У реакціях є сильними відновниками.
- Взаємодія з простими речовинами.
Лужні метали взаємодіють з киснем. Всі вони легко окислюються киснем повітря, а рубідій і цезій навіть самовоспламеняются.
4Li + O
2 ® 2Li
2 O (оксид літію)
2Na + O
2 ® Na
2 O
2 (пероксид натрію)
K + O
2 ® KO
2 (надпероксід калію)
Лужні метали самовоспламеняются під фторі, хлорі, парах брому, утворюючи
галогеніди:
2Na + Br
2 ® 2NaBr (галогенід)
При нагрівання взаємодіють з багатьма
неметалами:
2Na + S ® Na
2 S (сульфіди)
6Li + N
2 ® 2Li
3 N (нітриди)
2Li + 2C ® 2Li
2 C
2 (карбіди)
2. Взаємодія з водою. Всі лужні метали реагують з водою, відновлюючи її до водню. Активність взаємодії металів з водою збільшується від літію до цезію.
2Na + 2H
2 O ® 2NaOH + H
2 2Li + 2H
2 O ® 2LiOH + H
2 3. Взаємодіють з кислотами. Лужні метали взаємодіють з хлороводородной і розведеної сірчаної кислоти з виділенням водню:
2Na + 2HCl ® 2NaCl + H
2 Концентровану сірчану кислоту відновлюють головним чином до сірководню:
8Na + 5H
2 SO
4 ® 4Na
2 SO
4 + H
2 S + 4H
2 O
При цьому можливе паралельне протікання реакції відновлення сірчаної кислоти до оксиду сірки (IV) і елементарної сірки.
При реакції лужного металу з розведеною азотною кислотою переважно виходить
аміак або нітрат амонію, а з концентрованою -
азот або оксид азоту (I):
8Na +10 HNO
3 (разб.) ® 8NaNO
3 + NH
4 NO
3 +
3 H
2 O
8K +10 HNO
3 (конц.) ® 8KNO
3 + NO
2 + 5H
2 O
Однак, як правило, одночасно утворюється кілька продуктів.
4.Взаімодействіе з оксидами металів і солями. Лужні метали внаслідок високої хімічної активності можуть відновлювати багато метали з їх оксидів і солей:
BeO +2 Na ® Be + Na
2 O
CaCl
2 + 2Na ® Ca + 2NaCl
Отримання:
Металевий натрій в промисловості отримують
електролізом розплаву хлориду натрію з інертними електродами. У розплаві хлорид натрію дисоціює на іони:
NaCl ↔ Na
+ + Cl
- При
електролізі на катоді відновлюється катіон Na
+, на аноді окислюється аніон Cl
-: катод: 2 Na
+ +2 е ® 2Na
анод: 2 Cl
--2е ® Сl
2 2Na
+ + 2Cl
- ® 2Na + Cl
2 або 2NaCl ® 2Na + Cl
Таким чином при електролізі утворюються натрій і хлор. Іноді натрій одержують електролізом розплаву гідроксиду натрію.
Іншим способом отримання натрію є відновлення соди вугіллям при високих температурах:
Na
2 CO
3 + 2C ® 2Na + 3CO
Калій отримують заміщення його натрієм з розплаву хлориду калію або гідроксиду калію:
KCl + Na ® K + NaCl
Калій може бути отриманий також електролізом розплавів його сполук (KCl; KOH).
Металевий літій отримують електролізом розплаву хлориду літію або відновленням оксиду літію алюмінієм.
Рубідій і цезій отримують, відновлюючи металами їх галогеніди у вакуумі:
2RbCl + Ca = 2Rb + CaCl
2; 2CsCl + Mg = 2Cs + CaCl
2 Оксиди лужних металів (R
2 O):
Оксиди літію і натрію - білі речовини, оксид калію має світло-жовте забарвлення, рубідію - жовту, цезію - оранжеву. Всі оксиди - реакційноздатні сполуки, мають яскраво вираженими основними властивостями, причому в ряді від оксиду літію до оксиду цезію основні властивості посилюються.
Окисленням металу виходить тільки оксид літію:
4Li + O
2 ® 2Li
2 O
Решта оксиди отримують непрямим шляхом. Так, оксид натрію отримують відновленням сполуки натрію металевим натрієм:
Na
2 O
2 + 2Na ® 2Na
2 O
2NaOH + 2Na ® 2Na
2 O + H
2 Оксиди лужних металів легко взаємодіють з водою, утворюючи гідроксиди, наприклад:
Li
2 O + H
2 O ® 2LiOH
З кислотними оксидами та кислотами вони реагують, утворюючи
солі:
Na
2 O + SO
3 ® Na
2 SO
4 K
2 O + 2HNO
3 ® 2KNO
3 + H
2 O
Гідроксиди лужних металів (ROH):
Представляють собою білі кристалічні речовини. Всі гідроксиди лужних металів є сильними основами, розчинними у воді. Загальна назва - лугу.
Гідроксиди утворюються при взаємодії лужних металів або їх оксидів з водою:
2Li + 2H
2 O ® 2LiOH + H
2 Li
2 O + H
2 O ® 2LiOH
Гідроксид натрію і калію, що мають велике практичне значення, в промисловості отримують електролізом хлоридів:
2NaCl + 2H
2 O ® 2NaOH + H
2 + Cl
2 катод: 2H
+ + 2ē ® H
0 2 анод: 2Cl
- - 2ē ® Cl
0 2 Гідроксиди лужних металів проявляють всі
характерні властивості підстав: вони взаємодіють з кислотами і амфотерними оксидами, амфотерними гідроксидами, кислотами, солями. У водних розчинах лугів розчиняються деякі метали, що утворюють амфотерні гідроксиди, наприклад:
Zn + 2NaOH + 2H
2 O = Na
2 [Zn (OH)
4] + H
2 ↑
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.
Атомний номер
| Назва
| Атомна маса
| Електронна конфігурація
| r г / см 3
| t ° пл. ° C
| t ° кип. ° C
| ЕО
| Атомний радіус, нм
| Ступінь окислення
|
4
| Берилій Be
| 9,01
| [He] 2s 2
| 1,86
| 1283
| 2970
| 1,5
| 0,113
| +2
|
11
| Магній Mg
| 24,3
| [Ne] 3s 2
| 1,74
| 649,5
| 1120
| 1,2
| 0,16
| +2
|
19
| Кальцій Ca
| 40,08
| [Ar] 4s 2
| 1,54
| 850
| 1487
| 1,0
| 0,2
| +2
|
27
| Стронцій Sr
| 87,62
| [Kr] 5s 2
| 2,67
| 770
| 1367
| 1,0
| 0,213
| +2
|
55
| Барій Ba
| 137,34
| [Xe] 6s 2
| 3,61
| 710
| 1637
| 0,9
| 0,25
| +2
|
87
| Радій Ra
| 226
| [Rn] 7s 2
| ~ 6
| ~ 700
| 1140
| 0,9
| -
| +2
|
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 = Ca (OH)
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 Жорсткість води.
Вода, що містить солі кальцію і магнію, називається жорсткою. У ній не піниться мило, при її кип'ятінні утворюється накип. Жорсткість води може бути тимчасовою, яка усувається при кип'ятінні, і постійною, яка не усувається при кип'ятінні. Тимчасова жорсткість води обумовлена наявністю в ній гідрокарбонатів кальцію і магнію. ЇЇ також називають карбонатної жорсткістю. При кип'ятінні гідрокарбонати розкладаються:
Ca (HCO
3) 2 = CaCO
3 ↓ + CO
2 ↑ + H
2 O
Постійна обумовлена змістом головним чином хлоридів і сульфатів кальцію і магнію.
М'яку воду можна отримати, додаючи до жорсткої воді соду і гашене вапно для одночасного усунення тимчасової і постійної жорсткості:
Ca (HCO
3) 2 + Ca (OH)
2 = 2CaCO
3 ↓ + 2H
2 O
Mg (HCO
3) 2 + Ca (OH)
2 = MgCO
3 ↓ + CaCO
3 ↓ + 2H
2 O
CaCl
2 + Na
2 CO
3 = CaCO
3 ↓ + 2NaCl
MgCl
2 + Na
2 CO
3 = MgCO
3 ↓ + 2NaCl
Для пом'якшення води використовують також катіоніти. Наприклад, при пропущенні жорсткої води через катионит типу RNa протікають такі
процеси іонного обміну:
2RNa + Ca
2 + = R
2 Ca + 2Na
+ 2RNa + Mg
2 + = R
2 Mg + 2Na
+ Кращим способом пом'якшення води є її перегонка.
Характеристика елементів головної підгрупи III групи. Алюміній. Алюміній знаходиться в головній підгрупі III групи Періодичної таблиці. Атоми елементів підгрупи в основному стані мають наступну будову зовнішньої електронної оболонки: ns
2 np
1. На зовнішньому енергетичному рівні атомів є вільні р-орбіталі, що дозволяє атомам переходити в збуджений стан. У збудженому стані атоми цих елементів утворюють три ковалентні зв'язки або повністю віддають три валентних електрона, виявляючи ступінь окислення +3.
Атомний номер
| Назва
| Електронна конфігурація
| r г / см 3
| t ° пл. ° C
| t ° кип. ° C
| ЕО
| ПІ еВ
| Атомний радіус, нм
| Ступінь окислення
|
5
| Бор B
| [He] 2s 2 2p 1
| 2,35
| 2300
| 2550
| 2,0
| 8,3
| 0,095
| +3
|
13
| Алюміній Al
| [Ne] 3s 2 3p 1
| 2,70
| 660
| 2467
| 1,47
| 6,0
| 0,143
| +3
|
31
| Галій Ga
| [Ar] 3d 10 4s 2 4p 1
| 5,91
| 30
| 2227
| 1,6
| 6,0
| 0,122
| +3
|
49
| Індій In
| [Kr] 4d 10 5s 2 5p 1
| 7,30
| 156
| 2047
| 1.7
| 5,8
| 0,162
| +1, +2, +3
|
81
| Талій Tl
| [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 1
| 11,85
| 303
| 1457
| 1,8
| 6,1
| 0,167
| +1, +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. Алюмосилікати входять до складу багатьох гірських порід і глин.
Властивості: Al представляє собою сріблясто-білий метал, Це легкоплавкий і легкий метал. Він володіє високою пластичністю, гарною електра-і теплопровідністю. Al - хімічно активний метал. Однак його активність у звичайних умовах дещо знижується через наявність тонкої плівки оксиду, яка завжди утворюється на поверхні металу при контакті його з повітрям.
1. Взаємодія з неметалами. При звичайних умовах алюміній реагує з
хлором і бромом:
2Al + 3Cl
2 = 2AlCl
3 При нагріванні алюміній взаємодіє з багатьма неметалами:
4Al + 3O
2 = 2Al
2 O
3 2Al + 3I2 = 2AlI
3 2Al + N2 = 2AlN
4Al + 3C = Al
4 C
3 2. Взаємодія з водою. Через захисної оксидної плівки на поверхні алюміній стійкий у воді. Однак при видаленні цієї плівки відбувається енергійне взаємодія:
2Al + 6H
2 O = 2Al (OH)
3 + 3H
2 2. Взаємодія з кислотами.
Алюміній взаємодіє з хлороводородной і розведеної сірчаної кислоти:
2Al + 6HCl = 2AlCl
3 + 3H
2 2Al + 3H
2 SO
4 = Al
2 (SO
4) 3 + 3H
2 Азотна і концентрована сірчана кислоти пасивує алюміній: при дії цих кислот збільшується товщина захисної плівки на металі, і він не розчиняється.
4. Взаємодія з лугами. Алюміній взаємодіє з розчинами лугів з виділенням водню і утворенням комплексної солі:
2Al + 6NaOH + 6H
2 O = 2Na
3 [Al (OH)
6] + 3H
2 5. Відновлення оксидів металів. Алюміній є хорошим відновником багатьох оксидів металів:
2Al + Cr
2 O
3 = Al
2 O
3 + 2Cr
8Al + 3Fe
3 O
4 = 4Al
2 O
3 + 9Fe
Оксид та гідроксид 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 ∙ H
2 O = Al (OH)
3 ↓ + 3NH
4 Cl
Оксид та гідроксид цього металу є амфотерними, тобто проявляють як основні, так і кислотні властивості.
Основні властивості:
Al
2 O
3 + 6HCl = 2AlCl
3 + 3H
2 O
2Al (OH)
3 + 3H
2 SO
4 = Al
2 (SO
4) 3 + 6H
2 O
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
Виробництво. 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.
Застосування. 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».
Характеристика перехідних металів (перехідні метали - елементи побічних підгруп періодичної системи).
Залізо. Залізо перебуває в побічної підгрупи VIII групи Періодичної системи. Будова електронної оболонки атома: 3d
6 4s
2. 1s
2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
6 3d
6 4s
2 Атоми заліза виявляють ступінь окислення +2 і +3.
Залізо є одним з найпоширеніших елементів у природі, масова частка в земній корі - 5,1%.
Залізо входить до складу більшості гірських порід. Основними залізними рудами є магнітний залізняк, бурий залізняк і червоний залізняк.
Властивості. Залізо - сріблясто-білий метал. На повітрі піддається корозії, покриваючись іржею. Чисте залізо досить м'яке і пластичне. Температура плавлення 1539 ° С. В інтервалі температур 910-1390 ° С залізо утворює кубічну гранецентрированную грати. Залізо є досить хім.актівним металом.
1. Взаємодія з неметалами. При нагрівання залізо реагує з багатьма неметалами:
Fe + S = FeS
2Fe + 3Cl
2 = 2FeCl
3 2. Взаємодія з водою. Залізо взаємодіє з водою лише при високих температурах (понад 700 ° С):
3Fe + 4H
2 O = Fe
3 O
4 + 4H
3. Взаємодія з кислотами. Залізо розчиняється в хлороводородной і розведеної сірчаної кислотах, утворюючи солі заліза (II) і водень:
Fe + H
2 SO
4 = FeSO
4 + H
2 У досить концентрованої сірчаної кислоті реакція просікає за рівнянням:
Fe + 2H
2 SO
4 = FeSO
4 + SO
2 + 2H
2 O
У сірчаної кислоти дуже високої концентрації залізо пасивує. З розведеною азотною кислотою залізо взаємодіє. Продукти взаємодії в залежності від концентрації кислоти можуть бути різними. У концентрованій азотній кислоті залізо пасивує.
4. Взаємодія з солями. Залізо може витісняти деякі метали з розчинів їх солей:
Fe + CuSO
4 = FeSO
4 + Cu
5. Взаємодія з оксидом вуглецю (II). Залізо, взаємодіючи з цим оксидом, утворює пентокарбоніл заліза:
Fe + 5CO = [Fe (CO)
5] Оксид заліза (II) і гідроксид заліза (II) - речовини основного
характеру, легко взаємодіють з кислотами:
Fe (OH)
2 + H
2 SO
4 = FeSO
4 + 2H
2 O
Оксид заліза (II) можна отримати, відновлюючи оксид заліза (III) воднем:
Fe
2 O
3 + H
2 = 2FeO + H
2 O
Гідроксид заліза (II) утворюється при дії лугів на розчини солей заліза (II):
FeSO
4 + 2NaOH = Fe (OH)
2 ↓ + Na
2 SO
4 Реакція повинна протікати без доступу повітря. В іншому випадку гідроксид заліза (II) окислюється до гідроксиду заліза (III). Оксид та гідроксид заліза (III) виявляють амфотерні властивості, вони взаємодіють з кислотами і лугами з:
Fe
2 O
3 + 6HCl = 2FeCl
3 + 3H
2 O
Fe (OH)
3 + 3KOH = K
3 [Fe (OH)
6] Fe
2 O
3 + 2KFeO
2 + H
2 O
Солі заліза (II) під дією окислювачів виявляють відновні властивості.
Солі заліза (III) - слабкі окислювачі.
Залізо та його сполуки мають велике значення для народного господарства. Сплави заліза з вуглецем та іншими речовинами - сталі є основними конструкційними матеріалами. У хім. промисловості залізо використовують як каталізатор.
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.
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.
Хром. Хром знаходиться в побічної підгрупі VI групи Періодичної системи. Будова електронної оболонки хрому: Cr3d
5 4s
1. Атомний номер
| Назва
| Електронна конфігурація
| r г / см 3
| t ° пл. ° C
| t ° кип. ° C
| ЕО
| Атомний радіус, нм
| Ступінь окислення
|
24
| Хром Cr
| [Ar] 3d 5 4s 1
| 7,2
| 1857
| 2672
| 1,56
| 0,125
| +1, +2, +3, +4, +5, +6
|
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 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] (Або, спрощуючи, Cr (OH)
3 + KOH → KCrO
2 (хромат калію) + 2H
2 O)
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
| кисле середовище
| |
2CrO 4 2 - + 2H +
| ¬ ← ------------ ------------ →
| Cr 2 O 7 2 - + H 2 O
|
| лужне середовище
| |
Всі сполуки хрому (VI) - сильні окислювачі.
4CrO
3 + 3S → 3SO
2 + 2Cr
2 O
3 через амфотерні до кислотних (- основний, - амфотерний, - Алли виявляють свою найвищу ступінь окислення, змінюються від основних