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.
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
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:
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.
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.
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 |
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
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).
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:
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.
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:
а в лужному - хромати:
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.
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 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:
Ці солі є реактивами на Fe 2 + та Fe 3 +:
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.
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).
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.
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 |
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 |
K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = | 2K 2 CrO 4 + H 2 O. |
помаранчевий | жовтий |
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 |
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 |
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 |
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.