Реферат з хімії
на тему: «Метали»
Москва 2006
План:
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.
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.
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.
Характеристика елементів головної підгрупи I групи. на тему: «Метали»
Москва 2006
План:
- Загальна характеристика металів
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 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
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 неметалами1) 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. 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 |
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.
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 |
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 |
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.
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
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
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 |
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 |
4CrO 3 + 3S → 3SO 2 + 2Cr 2 O 3 через амфотерні до кислотних (- основний, - амфотерний, - Алли виявляють свою найвищу ступінь окислення, змінюються від основних