Метали 4

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

скачати

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 кристалічна решітка - решітка, утворена нейтральними атомами та іонами металів, пов'язаними між собою вільними електронами. У металів у вузлах кристалічної решітки знаходяться атоми і позитивні іони. Електрони, віддані атомами, перебувають у спільному володінні атомів і позитивних іонів. Такий зв'язок називається металевої. Для металів найбільш характерні наступні фізичні властивості: металевий блиск, твердість, пластичність, ковкість і хороша провідність тепла і електрики. Теплопровідність і електропровідність зменшується в ряду металів:
Аg Сu Аu Аl Мg Zn Fе РЬ Hg
Багато металів широко поширені в природі. Так, зміст деяких металів в земній корі наступне: алюмінію - 8,2%; заліза - 4,1%; кальцію - 4,1%; натрію - 2,3%; магнію - 2,3%; калію - 2,1 %; титану - 0,56%.
Велика кількість натрію і магнію міститься в морській воді: - 1,05%, - 0,12%.
У природі метали зустрічаються в різному вигляді:
- У самородному стані: срібло, золото, платина, мідь, іноді ртуть
- У вигляді оксидів: магнетит Fe 3 O 4, гематит Fe 2 О 3 та ін
- У вигляді змішаних оксидів: каолін Аl 2 O 3 • 2SiO 2 • 2Н 2 О, алуніти (Na, K) 2 O • АlО 3 • 2SiO 2 і ін
- Різних солей:
сульфідів: галеніт PbS, кіновар НgS,
хлоридів: сильвін КС1, галіт NaCl, сильвініт КСl • NаСl, карналіт КСl • МgСl 2 • 6Н 2 О, сульфатів: барит ВаSO 4, ангідрид Са 8 О 4 фосфатів: апатит Са 3 (РО 4) 2, карбонатів: крейда, мармур СаСО 3, магнезит МgСО 3.
Багато металів часто супроводжують основним природним мінералам: скандій входить до складу олов'яних, вольфрамових руд, кадмій - в якості домішки в цинкові руди, ніобій і тантал - в олов'яні.
Залізних руд завжди супроводжують марганець, нікель, кобальт, молібден, титан, германій, ванадій.

Елементи I групи Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

Загальна характеристика: До елементів головної підгрупи I-ої групи Періодичної системи відносяться Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Їх прийнято називати лужними металами. Історія відкриття хімічних елементів IA групи.

Ці метали в своїх рядах є першими, тобто саме у них починається заповнення електронами нового електронного шару. Їх валентну електронну конфігурацію можна в загальному вигляді позначити так: ns 1, де n - номер періоду, в якому знаходиться метал. Щільність, температура плавлення, температура кипіння простих речовин елементів IA групи.

Лужні метали мають сріблясто-білий колір, а цезій - золотисто-жовтий. Зберігають лужні метали під шаром гасу або бензолу. Металеві К, Rb, Cs мимовільно загоряються на повітрі.
Перший потенціал іонізації, спорідненість до електрона і електронегативність за Полінгом атомів елементів IA групи.
При кімнатній температурі лужні метали перебувати в твердому (кристалічному) стані, хоча всі вони мають дуже невисоку температуру плавлення. Перші три металу легше води і плавають на її поверхні, вступаючи в бурхливу реакцію:
2 Me + 2 H 2 O = 2 MeOH + H 2.
Лужні метали найактивніші з усіх металів. Тому іноді кажуть, що атоми лужних металів "прагнуть віддавати свій валентний електрон, щоб придбати стійку електронну оболонку інертного газу". Це не зовсім так: щоб у атома лужного металу відняти електрон і перетворити його в позитивно заряджений іон:
Me - e + ПІ = Me +
необхідно затратити досить велику енергію ПІ (потенціал іонізації). При переході від Li до Cs вона зменшується і тому активність металу, тобто здатність до хімічної взаємодії - збільшується. І вже зовсім несподівані дані про спорідненість до електрону (СЕ) у атомів лужних металів: ізольовані атоми лужних металів "із задоволенням", тобто з виділенням енергії (СЕ) приєднують до себе електрон:
Me + e = Me - + СЕ.
Звідси випливає дуже важливий висновок, що поведінка ізольованих атомів лужних металів - це одне, а їх поведінка в молекулах, тобто при взаємодії з атомами інших хімічних елементів - це якісно інша ситуація. У молекулах атомні орбіталі перетворюються у молекулярні орбіталі, валентні електрони атомів в молекулі перебувають у спільному користуванні або сильно зміщуються до одного з атомів аж до утворення іонного зв'язку.
Типові ступені окислення елементів IA групи в різних з'єднаннях +1. Таким чином, є два ступені окислення у елементів IA групи: 0 - у молекулах Ме 2 і в металевому стані і +1 - у з'єднаннях (яскраво виражена іонний зв'язок. Дуже висока хімічна активність лужних металів обумовлена ​​низькими ПІ, що руйнує легко кристалічною структурою і малої щільністю.
Отримання
Li, Na, K (Ме) отримують електролізом розплавів їх хлоридів або гідроксидів:
2KCl = 2K + + 2Cl -,
катод 2K + + 2e = 2K; анод 2Cl --2e = Cl 2.
Температури плавлення хлоридів і гідроксидів лужних металів, o С
Аніон
Li
Na
K
Rb
Cs
Cl -
610
801
776
723
645
OH -
473
322
405
385
343
Гідроксиди Меон мають меншу, ніж у хлоридів, температуру плавлення, вони термічно цілком стійкі, а при електролізі з розплавів йде процес:
4МеOH = 4Ме + 2H 2 O + O 2.
Використовуючи відносно меншу, ніж у Al, Si, Ca, Mg, температуру кипіння, можна отримувати лужні метали відновленням їх з оксидів, хлоридів, карбонатів при високих температурах:
3Li 2 O + 2Al 6Li + Al 2 O 3,
4NaCl + 3CaO + Si 4Na + 2CaCl 2 + CaSiO 3.
Властивості: Лужні метали - дуже сильні відновники. Вони енергійно реагують з більшістю неметалів, розкладають воду і бурхливо взаімодествуют з кислотами. У загальному вигляді (позначаючи атом лужного металу просто Ме) ці реакції будуть виглядати так:
2Me + H 2 = 2MeH (гідриди),
2Me + Г 2 = 2MeГ (галогеніди),
2Me + S = Me 2 S (сульфіди),
3Me + P = Me 3 P (фосфіди),
6Me + N 2 = 2Me 3 N (нітриди),
2Me + 2H 2 O = 2MeOH + H 2.
Гідриди лужних металів реагують з водою і киснем:
MeH + H 2 O = MeOH + H 2,
2MeH + O 2 = 2 MeOH.
З солей лужних металів з галогенами гідролізуються тільки фториди:
MeF + H 2 O = MeOH + HF.
Li використовують в деяких сплавах і для отримання тритію в термоядерному синтезі. Na і K застосовують для отримання Ti, Zr, Nb, Ta:
TiCl 4 + 4Na = Ti + 4NaCl.
Li, Na, і K використовують в реакціях органічного синтезах. Na ефективний при осушенні органічних розчинників. Сs застосовується для виготовлення фотоелементів, оскільки у його атомів найменше значення ПІ зі всіх хімічних елементів.
Оксиди та пероксиди лужних металів
Атоми лужних металів (Ме) у з'єднаннях одновалентних. Тому загальна формула оксидів - Me 2 O, пероксидів - Me 2 O 2. Наведемо перелік всіх з'єднань лужних металів з киснем:
  • Li 2 O,
  • Na 2 O, Na 2 O 2 (пероксид),
  • K 2 O, K 2 O 2 (пероксид), KO 2 (надпероксід), KO 3 (озоніди),
  • Rb 2 O, Rb 2 O 2 (пероксид), RbO 2 (надпероксід),
  • Cs 2 O, Cs 2 O 2 (пероксид), CsO 2 (надпероксід).
Літій не утворює пероксидів, у Na - один пероксид, у K, Rb і Cs є надпероксід типу MeO 2, у калію відомий озоніди. Все це треба враховувати при вивченні взаємодії лужних металів з киснем і озоном:
4 Li + O 2 2 Li 2 O,
2 Na + O 2 Na 2 O 2,
K + O 2 = KO 2.
Оксиди лужних металів можна отримати з надпероксід:
2МеO 2 Ме 2 O 2 + О 2
і пероксидів:
Ме 2 O 2 + 2Ме 2 Ме 2 O.
Li 2 О зазвичай отримують при нагріванні його карбонату:
Li 2 CO 3 Li 2 O + CO 2.
Оксиди лужних металів, розчиняючись у воді, дають лугу:
Ме 2 O + H 2 O = 2 МеOH.
Пероксиди і надпероксід також реагують з водою:
Ме 2 O 2 + 2 H 2 O = 2 МеOH + H 2 O 2,
2 МеO 2 + 2 H 2 O = 2 МеOH + H 2 O 2 + O 2,
з кислотними оксидами та кислотами:
Me 2 O + SO 3 = Me 2 SO 4,
Me 2 O + 2HNO 3 = 2MeNO 3 + H 2 O,
Me 2 O 2 + H 2 SO 4 = Me 2 SO 4 + H 2 O 2,
4MeO 2 + 2CO 2 = 2Me 2 CO 3 + 3O 2.
Пероксиди і надпероксід є сильними окислювачами:
Me 2 O 2 + 2FeSO 4 + 2H 2 SO 4 ® Fe 2 (SO 4) 3 + Me 2 SO 4 + 2H 2 O,
але можуть і самі окислюватися:
5Me 2 O 2 + 2KMnO квітня +8 H 2 SO 4 ® 2MnSO 4 + 5Me 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O + 5O 2.
Надпероксід калію поглинає СО 2 і регенерує кисень:
4KO 2 + 2H 2 O + 2CO 2 = 4KHCO 3 + O 2.
Гідроксіди
Гідроксиди мають загальну формулу Меон.
Отримання
Гідроксиди отримують за допомогою обмінних реакцій із сульфатів і карбонатів:
Me 2 SO 4 + Ba (OH) 2 = BaSO 4 Ї + 2 MeOH,
Me 2 CO 3 + Ca (OH) 2 = CaCO 3 ¯ + 2 MeOH,
електролізом водних розчинів хлоридів лужних металів:
2 МеCl + 2 H 2 O = 2 МеOH + H 2 + Cl 2,
катод: 2H + + 2e = H 2; анод: 2Cl - - ​​2e = Cl 2.
Властивості
Галогеніди лужних металів у воді повністю дисоціюють на іони - це найсильніші підстави. Тверді луги дуже гігроскопічні і це дозволяє використовувати їх як ефективних осушувачів. Вони енергійно взаємодіють з кислотними та амфотерними оксидами і гідроксидами, з багатоосновними кислотами можуть давати кислі солі.
2Al + 2 MeOH + 6 H 2 O = 2Me [Al (OH) 4] + 3H 2,
Cl 2 + 2MeOH = MeCl + MeClO + H 2 O,
MeOH + HCl = MeCl + H 2 O,
NH 4 Cl + MeOH = MeCl + NH 3 + H 2 O,
CuCl 2 + 2MeOH = Cu (OH) 2 Ї + 2MeCl,
NaH 2 PO 4 + NaOH = Na 2 HPO 4 + H 2 O,
2 MeOH + CO 2 = Me 2 CO 3 + H 2 O,
2 MeOH + H 2 SO 4 = Me 2 SO 4 + 2 H 2 O.
Натрієві солі дуже широко використовуються в хімічній промисловості, їх застосування розглядається у відповідних групах неметалів.
Калійні солі використовують як добриво і при отриманні скла.

Елементи головної IIA групи: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

Загальна характеристика

До елементів головної IIA групи відносяться Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Історія відкриття хімічних елементів групи IIA.
Атоми металів IIA підгрупи мають валентну електронну конфігурацію ns 2, де n - номер періоду, в якому знаходиться метал.
Щільність, температура плавлення, температура кипіння простих речовин елементів IIA групи.
Як видно з табл. 13.2, метали IIА групи щодо легкоплавкі. Самим тугоплавким є Ве. Всі ці метали порівняно легкі.
Перший потенціал іонізації (ПІ 1), спорідненість до електрону (СЕ) і електронегативність за Полінгом атомів елементів групи IIA.
Метали від кальцію до радію можуть взаємодіяти з водою, даючи гідроксиди, розчинні у воді (тобто луги), тому їх називають лужноземельними:
Me + 2 H 2 O = Me (OH) 2 + H 2.
Лужноземельні метали найактивніші після лужних металів. Тому іноді кажуть, що атоми лужноземельних металів "прагнуть віддавати валентні електрони, щоб придбати стійку електронну оболонку інертного газу". З даних табл. випливає, що це не зовсім так. Щоб у атома металу відняти навіть один електрон і перетворити його в позитивно заряджений іон
Me - e + ПІ 1 = Me +
необхідно затратити досить велику енергію ПІ 1. Щоб у іона Ме + відняти ще один електрон, необхідно затратити ще більшу енергію ПІ 2:
Me +-e + ПІ 2 = Ме 2 +.
Ця велика, (за хімічним масштабами) витрата енергії буде компенсована насамперед електростатичним взаємодією з протилежно зарядженими іонами. При переході від Be до Ra і ПІ 1, і ПІ 2 зменшуються, і тому активність металу, тобто здатність до хімічної взаємодії - збільшується. Типові ступені окислення елементів IIA групи в різних з'єднаннях +2.
Отримання
Be, Mg, Ca і Sr (Ме) отримують електролізом розплавів їх хлоридів:
MeCl 2 = Me 2 + + 2Cl -,
катод: Me 2 + + 2e = Me; анод: 2Cl --2e = Cl 2,
а Ва - електролізом його окислів.
Використовуючи відносно меншу, ніж у Al, З, Si, температуру кипіння, можна отримувати ці метали відновленням їх з оксидів і фторидів при високих температурах:
4МеO + 2Al Ме (AlO 2) 2 + 3Me
(Ме = Ca, Sr, Ba),
MeO + C CO + Me,
2MeO + CaO + Si CaSiO 3 + 2Me,
BeF 2 + Mg = MgF 2 + Be.
Властивості
Зберігають Са, Sr, Ва під шаром гасу, так як при звичайній температурі вони окислюються киснем повітря.
Метали IIA групи (Ме) - сильні відновники. Вони порівняно легко реагують з більшістю неметалів, розкладають воду (крім Ве і Мg), розчиняються в кислотах. У загальному вигляді ці реакції будуть виглядати так:
Me + H 2 MeH 2 (гідриди),
Me + Г 2 MeГ 2 (галогеніди),
Me + S MeS (сульфіди),
3Me + 2P Me 3 P 2 (фосфіди),
3Me + N 2 Me 3 N 2 (нітриди),
Me + 2H 2 O = Me (OH) 2 + H 2 (крім Be і Mg),
Ме + 2НГ = Мег 2 + Н 2.
Гідриди металів IIA групи реагують з водою і киснем:
MeH 2 + 2H 2 O = Me (OH) 2 + 2H 2,
MeH 2 + O 2 = Me (OH) 2 (крім Be і Mg).
Галогеніди (Г) Be і Mg сильно гідролізуються, даючи оксосолі:
MeГ 2 + H 2 O = Me (OH) Г + HГ
Mg і Ca застосовують для отримання Ti, U і рідкоземельних металів. Основна маса виробленого Ве використовується в атомній промисловості. Берилієві сплави мають високу хімічну стійкість. Магнієві сплави використовують в авіаційній промисловості. Для осушування і очищення ряду речовин (CaCl 2) і в інших областях.
Оксиди та пероксиди металів IIA групи
Атоми металів IIA групи в сполуки двовалентного. Тому загальна формула оксидів - MeO і пероксидів - MeO 2 (ВЕО 2 - не отриманий).
Отримання
Оксиди отримують при нагріванні:
2Me + O 2 = 2 MeO,
Me (OH) 2 MeO + H 2 O (Me = Be, Mg)
MeCO 3 MeO + CO 2 (Me = Be, Mg, Ca, Sr)
2Me (NO 3) 2 2MeO + 4NO 2 + O 2
Пероксиди отримують по реакції нейтралізації Н 2 О 2:
Me (OH) 2 + H 2 O 2 = MeO 2 + 2H 2 O (крім BaO 2),
2BaO + O 2 2BaO 2.
Властивості
Оксиди металів IIA групи є основними оксидами, а ВеО проявляє амфотерні властивості. Оксиди реагують з водою:
МеO + H 2 O = Ме (OH) 2 (крім ВЕО),
легко розчиняються в кислотах:
MeO + 2HCl = MeCl 2 + H 2 O,
а ВеО взаємодіє і з лугами:
BeO + 2NaOH Na 2 BeO 2 + H 2 O,
BeO + 2NaOH + H 2 O = Na 2 [Be (OH) 4],
BeO + Na 2 CO 3 = Na 2 BeO 2 + CO 2.
Пероксиди піддаються сильному гідролізу:
MeO 2 + 2H 2 O = Me (OH) 2 + H 2 O 2,
BaO 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ¯ + H 2 O 2 (у лабораторії),
легко розкладаються кислотами, навіть дуже слабкими:
MeO 2 + H 2 CO 3 = MeCO 3 + H 2 O 2.
Пероксиди є сильними окислювачами:
MeO 2 + 2NaI + 2H 2 O ® Me (OH) 2 + 2NaOH + I 2 ¯,
але можуть і самі окислюватися.
Вони реагують з кислотними оксидами та кислотами:
MeO + SO 3 = MeSO 4,
MeO + 2HNO 3 = Me (NO 3) 2 + H 2 O.
Гідроксіди
Гідроксиди мають загальну формулу Ме (ОН) 2.
Отримання
Їх отримують взаємодією оксидів Ca, Sr, Ba (Ме) з водою:
MeO + H 2 O = Me (OH) 2.
Be (OH) 2 і Mg (OH) 2 одержують за допомогою обмінних реакцій:
BeГ 2 + 2NaOH = 2NaГ + Be (OH) 2 ¯.
Властивості
Гідроксиди лужноземельних металів у воді повністю дисоціюють на іони. Вони енергійно взаємодіють з кислотними та амфотерними оксидами і гідроксидами, з багатоосновними кислотами можуть давати кислі солі:
Cl 2 + Ca (OH) 2 = Ca (ClO) Cl + H 2 O
(Хлорне вапно),
Me (OH) 2 + 2HCl = MeCl 2 + 2H 2 O,
2NH 4 Cl + Me (OH) 2 = MeCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O,
CuCl 2 + Me (OH) 2 = Cu (OH) 2 ¯ + MeCl 2,
Ca (HCO 3) 2 + Ca (OH) 2 = 2CaCO 3 ¯ + 2H 2 O,
Ca (OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 Ї + H 2 O,
Ba (OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 Ї + 2 H 2 O.
Всі содіненія берилію і розчинні солі барію дуже токсичні.
Вапняк і вапно застосовують у сільському господарстві для вапнування грунтів з метою зниження її кислотності і поліпшення структури. Гіпс (CaSO 4 · 2H 2 O) при нагріванні перетворюється в алебастр (CaSO 4 · 0.5H 2 O). Вони широко використовуються в будівельній справі:.
CaSO 4 · 0,5 H 2 O + 1,5 H 2 O = CaSO 4 · 2H 2 O.
Катіони кальцію і магнію зумовлюють жорсткість води. При кип'ятінні води бікарбонати розкладаються:
Ca (HCO 3) 2 CaCO 3 ¯ + H 2 O + CO 2
і утворюється накип, що призводить до вибуху парових Катла. Для боротьби з карбонатної жорсткістю воду підлягають попередньому кип'ятінню або обробляють гашеним вапном. Некарбонатних жорсткість води усувається за допомогою соди.
Ca 2 + + CO 3 2 - = CaCO 3 ¯,
Mg 2 + + CO 3 2 - = MgCO 3 ¯.
Найбільш ефективним способом боротьби з жорсткістю води є застосування іонообмінних смол. Найважливіший будівельний матеріал - цемент - це силікат і алюмосилікат кальцію.

Перехідні метали.

Загальна характеристика.

Перехідні елементи розташовані в Періодичній системі в рядах з 4 по 7. Ті перехідні елементи, символи яких розташовані у самій таблиці, називають d-перехідними елементами, а ті елементи, символи яких розташовані в низу таблиці, називають лантаноїдами і актиноїдів або f-перехідними елементами. Отстановімся на отриманні та властивості сполук елементів Cr, Mn, Fe, Cu, Zn, і Ag. Історія відкриття цих елементів.
Всі ці елементи у вільному стані - метали. На зовнішній електронній оболонці, номер якої збігається з номером періоду, розташовані, як правило, два електрони. Зі зростанням заряду ядра (при переході в ряду ліворуч на право) відбувається заповнення d-орбіталей попереднього електронного шару. Незважаючи на те, що d-і f-електрони розташовані у внутрішньому електронному шарі, вони в момент заповнення електронної оболонки можуть як валентні електрони брати участь в утворенні хімічного зв'язку.
Електронні конфігурації атомів перехідних елементів:
Cr
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1
Mn
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2
Fe
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2
Cu
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1
Zn
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2
Ag
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 1
При заповненні електронної оболонки біля атома хрому правило Клечковского (мінімум енергії атома визначається мінімумом суми квантових чисел n + l) конкурує з правилом Хунда (мінімуму енергії відповідає максимальний сумарний спін електронів в атома). У Cr перемогло правило Хунда.
У Zn повністю завершена електронна оболонка внутрішніх електронних шарів, а на s-підрівні зовнішнього електронного шару знаходяться два електрони, тому цинк виявляє в сполуках тільки одну ступінь окислення: +2. Незавершеність d-підрівня і один електрон на зовнішньому s-підрівні вказують на здатність хімічного елемента проявляти в з'єднаннях кілька ступенів окислення.

Хром та його сполуки

Хром - сріблясто-білий з блакитним відтінком метал, зустрічається в природі у вигляді хроміту заліза Fe (CrO 2) 2 і хромату свинцю PbCrO 4.
Отримання
Хром отримують відновленням:
Fe (CrO 2) 2 + 4C = Fe + 2Cr + 4CO,
K 2 Cr 2 O 7 + 2C = Cr 2 O 3 + K 2 CO 3 + CO,
Cr 2 O 3 + 2Al = 2Cr + Al 2 O 3.
Властивості
Реагує з неметалами: галогенами, киснем і т.д.:
2Cr + 3Г 2 = 2CrГ 3,
4Cr + 3O 2 = 2Cr 2 O 3.
При високій температурі хром реагує з водою:
2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2,
розчиняється в кислотах:
Cr + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2
(Без доступу повітря).
Хром не розчиняється в концентрованих сірчаної та азотної кислоти на холоді (пасивується), але розчиняється в них при нагріванні:
2Cr + 6H 2 SO 4 (конц) = Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 ­ + 6H 2 O.
Застосування
Хром використовується для отримання нержавіючих сталей і різних сплавів, застосовується для хромування виробів.
Сполуки хрому зі ступенем окислення +2
Отримання
Ці содеіненія отримують розчиненням хрому в кислотах без доступу повітря:
Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2 (блакитний розчин),
2CrCl 3 + H 2 = 2CrCl 2 + 2HCl,
Cr + CH 3 COOH = Cr (CH 3 COO) 2 + H 2 ­ .
Властивості
Cr (CH 3 COO) 2 + 2NaOH = 2CH 3 COONa + Cr (OH) 2 Ї.
Ступінь окислення: +2 дуже нестійка і навіть кисень повітря окислює Cr +2 до Cr +3:
4Cr (OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Cr (OH) 3
(Зелено-блакитний осад).
При нагріванні Cr (OH) 2 розкладається.
Сполуки хрому зі ступенем окислення +3
Вони нагадують за властивостями сполуки Al +3.
Оксид
Оксид отримують:
4Cr + 3O 2 = 2Cr 2 O 3,
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.
Оксид хрому (III) малорастворим і воді і в кислотах. Відповідальний йому гідрооксид має амфотерні властивості:
Cr 2 (SO 4) 3 + 6КOH = 2Cr (OH) 3 Ї + 3К 2 SO 4
(Зеленуватий осад).
Cr (OH) 3 розчиняється в надлишку лугу:
Cr (OH) 3 + NaOH = Na [Cr (OH) 4],
І в кислотах:
Cr (OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O.
При прожарюванні Сr (OH) 3 розкладається:
2Сr (OH) 3 Cr 2 O 3 + 3H 2 O.
При сплаві Сr 2 O 3 з лугами або карбонатами отримують метахроміти:
Сr 2 O 3 + 2КOH = 2КCrO 2 + H 2 O,
Сr 2 O 3 + К 2 CO 3 = 2КCrO 2 + CO 2 .
Галогеніди
Галогеніди отримують:
2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3,
Cr 2 O 3 + 3Cl 2 + 3C = 2CrCl 3 + 3CO.
2CrCl 3 (тв) + 3H 2 S (газ) Cr 2 S 3 + 6HCl 2CrCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O = 2Cr (OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl,
CrCl 3 + NH 3 CrN + 3HCl,
2CrCl 3 + 3H 2 O 2 + 10KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KCl + 8H 2 O.
CrCl 3 + 3NaHCO 3 = Cr (OH) 3 + 3CO 2 + 3NaCl
Сполуки хрому зі ступенем окислення +6
У цих сполуках за властивостями хром нагадує S +6.
Кислотний оксид CrO 3 отримують розкладанням дихромовая кислоти:
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 (конц) = 2CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Властивості
Властивості галогенідів передають реакцій:
CrO 3 є ангідридом хромової і дихромовая кислот, добре розчинний у воді:
CrO 3 + H 2 O = H 2 CrO 4,
H 2 CrO 4 + CrO 3 = H 2 Cr 2 O 7.
У кислому середовищі існують Біхромати:
2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 =
K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O,
жовтий
помаранчевий
а в лужному - хромати:
K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH =
2K 2 CrO 4 + H 2 O.
помаранчевий
жовтий
У кислому середовищі Cr +6 сильний окислювач:
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 2CrCl 3 + 2KCl + 3Cl 2 ­ + 7H 2 O.
6FeSO 4 + K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 = 3Fe 2 (SO 4) 3 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O
в нейтральному середовищі:
K 2 Cr 2 O 7 + 3 (NH 4) 2 S + H 2 O = 2Cr (OH) 3 ¯ + 3S ¯ + 6NH 3 + 2KOH.
Біхромат калію використовується як окислювач.

Залізо та його сполуки

Залізо зустрічається в природі у вигляді мінералів: Fe 3 O 4 - магнітний залізняк, Fe 2 O 3 - червоний залізняк, Fe 2 O 3 · H 2 O - бурий залізняк, FeS 2 - пірит.
Отримання: Відновленням оксидів при високій температурі за допомогою окису вуглецю, коксу, водню:
3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2,
Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2,
FeO + C = Fe + CO,
Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.
Властивості: Для заліза найбільш характерною ступенем окислення є +3, можлива і +2, мало зустрічається +6. У ряді активностей металів залізо стоїть лівіше водню і витісняє його з кислот:
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2.
При нагріванні залізо розчиняється в кислотах - сильних окислювачах. При високій температурі (800 0 С) залізо розкладає воду (промисловий спосіб отримання водню): 3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2.
Залізо реагує з активними неметалами:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3,
Fe + S = FeS.
На повітрі у присутності парів води і вуглекислого газу відбувається іржавіння заліза:
Fe + 1 / 2 O 2 + H 2 O + 2 CO 2 = Fe (HCO 3) 2,
Fe (HCO 3) 2 + 2 H 2 O = Fe (OH) 2 + 2H 2 O + 2CO 2,
2Fe (OH) 2 + 1 / 2 O 2 + H 2 O = 2Fe (OH) 3.
Залізо витісняє менш активні метали з розчинів їх солей:
CuCl 2 + Fe = FeCl 2 + CuЇ.
Кисневі сполуки заліза
Деякі способи одержання оксидів:
FeC 2 O 4 FeO + CO 2 ­ + CO
3Fe + O 2 = Fe 3 O 4
2Fe (OH) 3 Fe 2 O 3 + 3H 2 O
Оксиди FeO і Fe 2 O 3 не розчиняються у воді, але розчиняються в кислотах:
FeO + 2HCl = FeCl 2 + H 2 O,
Fe 2 O 3 + 6HCl = 2FeCl 3 + 3H 2 O.
Відповідальні оксидам заліза гідроксиди отримують, діючи лугами на солі заліза:
FeCl 2 + 2NaOH =
Fe (OH) 2 ¯ + 2NaCl
білий
FeCl 3 + 3NaOH =
Fe (OH) 3 ¯ + 3NaCl
коричневий
FeCl 3 + 3NaHCO 3 = Fe (OH) 3 + 3CO 2 + 3NaCl
Солі двовалентного заліза легко окислюються киснем повітря
4FeSO 4 + 2H 2 O + O 2 = 4Fe (OH) SO 4,
та іншими окислювачами:
6FeSO 4 + K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 = 3Fe 2 (SO 4) 3 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O
Отримання і властивості карбонатів заліза:
FeCl 2 + 2NaHCO 3 = FeCO 3 + H 2 O + CO 2 + 2NaCl FeCO 3 + H 2 O + CO 2 = Fe (HCO 3) 2,
FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S.
При сильному нагріванні солі розкладаються:
Fe 2 (SO 4) 3 ® Fe 2 O 3 + 3SO 3.
Солі заліза (III) реагують із сильними відновниками:
2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + 2KCl + I 2 2FeCl 3 + 3Na 2 S = 2FeS + S + 2KCl + 6NaCl
Якісні реакції на іони Fe 2 + та Fe 3 +:
FeCl 3 + 3KSCN = Fe (SCN) 3 + 3KCl
(Вишневий колір розчину)
Комплексні сполуки заліза:
Fe (CN) 2 + 4KCN =
K 4 [Fe (CN) 6]
гексоціаноферрат (II) калію
жовта кров'яна сіль
Fe (CN) 3 + 3KCN =
K 3 [Fe (CN) 6]
гексоціаноферрат (III) калію
червона кров'яна сіль
Ці солі є реактивами на Fe 2 + та Fe 3 +:
3K 4 [Fe (CN) 6] + 4FeCl 3 =
Fe 4 [Fe (CN) 6] 3 ¯ + 12KCl
берлінська лазур
2K 3 [Fe (CN) 6] + 3FeCl 2 =
Fe 3 [Fe (CN) 6] 2 ¯ + 6KCl
турнбулевої синь
Застосування: Широко використовуються в промисловості сплави заліза з вуглецем (сталі, чавуни). На основі Fe 2 O 3 виходять ферити, найважливіші магнітні матеріали для сучасної техніки. Залізо використовується як каталізатор у багатьох хімічних виробництвах. Воно входить до складу ферментів, що каталізують різні біохімічні реакції.

Цинк та його сполуки

Цинк - сріблясто-сірий метал, зустрічається в природі тільки у зв'язаному стані: ZnS - цинкова обманка, ZnCO 3 - цинковий шпат.
Отримання. Цинк можна отримати по реакціях:
2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2,
ZnCO 3 ZnO + CO 2,
ZnO + C Zn + CO,
ZnO + CO Zn + CO 2,
ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O,
електролізом ZnSO 4.
Властивості
Для цинку характерна тільки один ступінь окислення +2. Цинк розчиняється як у кислотах, так і в лугах, витісняючи водень:
Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2,
Реакція цинку з соляною кислотою прискоряться у присутності солей міді і сповільнюється в присутності солей ртуті:
Zn + 2NaOH +2 H 2 O = Na 2 [Zn (OH) 4] + H 2.
Цинк розчиняється в кислотах - сильних окислювачах:
4Zn + 10HNO 3 (разб) =
= 4Zn (NO 3) 2 + 3H 2 O + NH 4 NO 3,
Zn + 4HNO 3 (конц) = Zn (NO 3) 2 + 2H 2 O + 2NO 2,
Zn + 2H 2 SO 4 (конц) = ZnSO 4 + 2H 2 O + SO 2 ­ .
Кисневі сполуки цинку
Оксид цинку отримують: 2Zn + O 2 = 2ZnO,
ZnCO 3 ZnO + CO 2.
Оксид цинку амфотерами і розчиняється як у кислотах, так і в лугах:
ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O,
ZnO + 2KOH + H 2 O = K 2 [Zn (OH) 4].
У воді ZnO не розчинний, і гідроксид цинку отримують з його солей:
ZnCl 2 + 2KOH = Zn (OH) 2 +2 KCl.
Гідроксид цинку має амфотерні властивості і розчиняється як у кислотах, так і в лугах.
Сульфід цинку:
Zn + S = ZnS,
BаS + ZnSO 4 = BaSO 4 ¯ + ZnS,
ZnS + 2O 2 = ZnSO 4.
Застосування: Zn використовується для виготовлення оцинкованого заліза, для одержання сплавів (латуні).

Мідь та її сполуки

Мідь має високу тепло-і електропровідністю. Мідь зустрічається в природі в самородному вигляді і у вигляді сполук: CuS × · FeS - мідний колчадан, Cu 2 S - мідний блиск, CuCO 3 · Cu (OH) 2 - малахіт.
Отримання
Мідь отримують витісненням з її солей:
CuCl 2 + Fe = FeCl 2 + CuЇ,.
CuCl 2 + Zn = ZnCl 2 + CuЇ
випаленням природних мінералів:
3Cu 2 S + 3O 2 = 6Cu + 3SO 2.
Одержану таким чином чорнову мідь, очищають, піддаючи електролізу.
Властивості
Для міді найбільш характерною ступенем окислення є +2, хоча можливі з'єднання зі ступенем окислення +1 та, у виняткових випадках, +3.
У ряду активності металів мідь варто правіше водню, тому розчиняється тільки в кислотах - сильних окислювачах.
3Cu + 8HNO 3 (разб) = 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O,
Cu + 4HNO 3 (конц) = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 ­ + 2H 2 O,
Cu + 2H 2 SO 4 (конц) = CuSO 4 + SO 2 ­ + 2H 2 O.
Реагує з галогенами (Г = F, Cl, Br):
Cu + Г 2 = CuГ 2,
2CuCl 2 + 4KI = 2CuIЇ + I 2 + 4KCl,
CuCl 2 + Cu 2CuCl.
Галогеніди міді з аміаком дають розчинні комплексні сполуки:
CuCl + 2NH 3 = [Cu (NH 3) 2] Cl,
CuCl 2 + 2NH 3 = [Cu (NH 3) 2] Cl 2.
Кисневі сполуки міді
Оксиди міді і солі можна отримати:
2Cu + O 2 = 2CuO,
Cu (OH) 2 CuO + H 2 O,
CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O.
Іони міді в розчині існують у вигляді комплексів [Cu (H 2 O) 6] 2 +, які надають розчинів солей міді синьо-блакитне забарвлення:
CuSO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + Cu (OH) 2 Ї,
Cu (OH) 2 + 4NH 3 = [Cu (NH 3) 4] (OH) 2
(Реактив Швейцера),
2CuCl + 2KOH = Cu 2 O ¯ + 2KCl + H 2 O,
2Cu 2 O + O 2 + 4H 2 O = 4Cu (OH) 2,
Cu 2 O + H 2 SO 4 = CuSO 4 + Cu ¯ + H 2 O.
Сульфід міді не розчинний у звичайних кислотах
CuSO 4 + H 2 S = CuS ¯ + H 2 SO 4 CuSO 4 + Na 2 S = CuSЇ + Na 2 SO 4,
у вологому повітрі легко окислюється:
CuS + 2O 2 = СuSO 4.
Карбонат міді не розчинний у воді, але з-за гідролізу він не може бути отриманий при зливанні водних розчинів соди і хлориду міді:
CuCl 2 + 2NaHCO 3 = Cu (OH) 2 + 2CO 2 + 2NaCl
Мідь варто лівіше ртуті в ряду активності металів, тому вона витісняє ртуть з розчинів її солей:
Cu + Hg (NO 3) 2 = Cu (NO 3) 2 + Hg
Застосування
Мідь використовується в електротехніці, для виготовлення хімічних апаратів і отримання різних сплавів з оловом (бронзи), цинком (латунь), нікелем, марганцем.
Додати в блог або на сайт

Цей текст може містити помилки.

Хімія | Реферат
70.8кб. | скачати


Схожі роботи:
Метали
Метали 2
Метали 3
Лужноземельні метали
Метали та їх сплави 2
Метали і їх сплави
Метали та їх властивості
Важкі метали
Благородні метали
© Усі права захищені
написати до нас