– это элементы, проявляющие в своих соединениях только положительные степени окисления, и в простых веществах которые имеют металлические связи. Металлическая кристаллическая решетка решетка, образованная нейтральными атомами и ионами металлов, связанными между собой свободными электронами. У металлов в узлах кристаллической решетки находятся атомы и положительные ионы. Электроны, отданные атомами, находятся в общем владении атомов и положительных ионов. Такая связь называется металлической . Для металлов наиболее характерны следующие физические свойства: металлический блеск, твердость, пластичность, ковкость и хорошая проводимость тепла и электричества. Теплопроводность и электропроводность уменьшается в ряду металлов:
Аg Сu Аu Аl Мg Zn Fе РЬ Hg
Многие металлы широко распространены в природе. Так, содержание некоторых металлов в земной коре следующее: алюминия — 8,2%; железа — 4,1%; кальция — 4,1%; натрия — 2,3%; магния — 2,3%; калия — 2,1%; титана — 0,56%.
Большое количество натрия и магния содержится в морской воде: — 1,05%, — 0,12%.
В природе металлы встречаются в различном виде:
- в самородном состоянии: серебро , золото , платина , медь , иногда ртуть
- в виде оксидов: магнетит Fe 3 O4 , гематит Fe2 О3 и др.
- в виде смешанных оксидов: каолин Аl 2 O3
- 2SiO2
- 2Н2 О, алунит (Na,K)2 O
- АlО3
- 2SiO2 и др.
- различных солей:
сульфидов: галенит PbS, киноварь НgS,
хлоридов: сильвин КС1, галит NaCl, сильвинит КСl
- NаСl, карналлит КСl
- МgСl 2
- 6Н2 О, сульфатов: барит ВаSO4 , ангидрид Са8 О4 фосфатов: апатит Са3 (РО4 )2 , карбонатов: мел, мрамор СаСО3 , магнезит МgСО3 .
Многие металлы часто сопутствуют основным природным минералам: скандий входит в состав оловянных, вольфрамовых руд, кадмий — в качестве примеси в цинковые руды, ниобий и тантал — в оловянные.
Железным рудам всегда сопутствуют марганец, никель, кобальт, молибден, титан, германий, ванадий.
Элементы I группы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
Общая характеристика: К элементам главной подгруппы I-ой группы Периодической системы относятся Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Их принято называть щелочными металлами. История открытия химических элементов IA группы.
Металлы в живых организмах
... вступать в координационную сферу металла, уже занятую четырьмя атомами азота порфирина, называются аксиальными. Возможности молекул металлопорфиринов выступать в биологических процессах в качестве биокатализаторов ... электронов. Цитохромы. Железопорфирины разных типов, соединяясь с белками, дают начало группе хромопротеидов, объединенных под общим названием цитохромы («цитохром» значит «клеточная ...
Эти металлы в своих рядах являются первыми, т.е. именно у них начинается заполнение электронами нового электронного слоя. Их валентную электронную конфигурацию можно в общем виде обозначить так: ns 1 , где n — номер периода, в котором находится металл. Плотность, температура плавления, температура кипения простых веществ элементов IA группы.
Щелочные металлы имеют серебристо-белый цвет, а цезий — золотисто-желтый. Хранят щелочные металлы под слоем керосина или бензола. Металлические К, Rb, Cs самопроизвольно загораются на воздухе.
Первый потенциал ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность по Полингу атомов элементов IA группы.
При комнатной температуре щелочные металлы находиться в твердом (кристаллическом) состоянии, хотя все они имеют очень невысокую температуру плавления. Первые три металла легче воды и плавают на ее поверхности, вступая в бурную реакцию:
2 Me + 2 H 2 O = 2 MeOH + H2 .
Щелочные металлы самые активные из всех металлов. Поэтому иногда говорят, что атомы щелочных металлов «стремятся отдавать свой валентный электрон, чтобы приобрести устойчивую электронную оболочку инертного газа». Это не совсем так: чтобы у атома щелочного металла отнять электрон и превратить его в положительно заряженный ион:
Me — e + ПИ = Me +
необходимо затратить достаточно большую энергию ПИ (потенциал ионизации).
При переходе от Li к Cs она уменьшается и поэтому активность металла, т.е. способность к химическому взаимодействию — увеличивается. И уж совсем неожиданны данные о сродстве к электрону (СЭ) у атомов щелочных металлов: изолированные атомы щелочных металлов «с удовольствием», т.е. с выделением энергии (СЭ) присоединяют к себе электрон:
Me + e = Me — + СЭ.
Отсюда следует очень важный вывод, что поведение изолированных атомов щелочных металлов — это одно, а их поведение в молекулах, т.е. при взаимодействии с атомами других химических элементов — это качественно другая ситуация. В молекулах атомные орбитали преобразовываются в молекулярные орбитали, валентные электроны атомов в молекуле находятся в совместном пользовании или сильно смещаются к одному из атомов вплоть до образования ионной связи.
Типичные степени окисления элементов IA группы в различных соединениях +1. Таким образом, имеются две степени окисления у элементов IA группы: 0 — в молекулах Ме 2 и в металлическом состоянии и +1 — в соединениях ( ярко выраженная ионная связь. Очень высокая химическая активность щелочных металлов обусловлена низкими ПИ, легко разрушаемой кристаллической структурой и малой плотностью.
Получение
Li, Na, K (Ме) получают электролизом расплавов их хлоридов или гидроксидов:
2KCl = 2K + + 2Cl— ,
катод 2K + + 2e = 2K; анод 2Cl— -2e = Cl2 .
Температуры плавления хлоридов и гидроксидов щелочных металлов, o С
| Анион | Li | Na | K | Rb | Cs |
| Cl — | 610 | 801 | 776 | 723 | 645 |
| OH — | 473 | 322 | 405 | 385 | 343 |
Гидроксиды МеОН имеют меньшую, чем у хлоридов, температуру плавления, они термически вполне устойчивы, а при электролизе из расплавов идет процесс:
4МеOH = 4Ме + 2H 2 O + O2 .
Используя относительно меньшую, чем у Al, Si, Ca, Mg, температуру кипения, можно получать щелочные металлы восстановлением их из оксидов, хлоридов, карбонатов при высоких температурах:
3Li 2 O + 2Al 
6Li + Al2 O3 ,
4NaCl + 3CaO + Si 
4Na + 2CaCl2 + CaSiO3 .
Свойства :
2Me + H 2 = 2MeH (гидриды),
2Me + Г 2 = 2MeГ (галогениды),
2Me + S = Me 2 S (сульфиды),
3Me + P = Me 3 P (фосфиды),
6Me + N 2 = 2Me3 N (нитриды),
2Me + 2H 2 O = 2MeOH + H2 .
Гидриды щелочных металлов реагируют с водой и кислородом:
MeH + H 2 O = MeOH + H2 ,
2MeH + O 2 = 2 MeOH.
Из солей щелочных металлов с галогенами гидролизуются только фториды:
MeF + H 2 O = MeOH + HF.
Li используют в некоторых сплавах и для получения трития в термоядерном синтезе. Na и K применяют для получения Ti, Zr, Nb, Ta:
TiCl 4 + 4Na = Ti + 4NaCl.
Li, Na, и K используют в реакциях органического синтезах. Na эффективен при осушке органических растворителей. Сs применяется для изготовления фотоэлементов, так как у его атомов самое малое значение ПИ из всех химических элементов.
Оксиды и пероксиды щелочных металлов
Атомы щелочных металлов (Ме) в соединениях одновалентны. Поэтому общая формула оксидов — Me 2 O, пероксидов — Me2 O2 . Приведем перечень всех соединений щелочных металлов с кислородом:
- Li2 O,
- Na2 O, Na2 O2 (пероксид),
- K2 O, K2 O2 (пероксид), KO2 (надпероксид), KO3 (озонид),
- Rb2 O, Rb2 O2 (пероксид), RbO2 (надпероксид),
- Cs2 O, Cs2 O2 (пероксид), CsO2 (надпероксид).
Литий не образует пероксидов, у Na — один пероксид, у K, Rb и Cs есть надпероксиды типа MeO 2 , у калия известен озонид. Все это надо учитывать при изучении взаимодействия щелочных металлов с кислородом и озоном:
4 Li + O 2 2 Li2 O,
2 Na + O 2 Na2 O2 ,
K + O 2 = KO2 .
Оксиды щелочных металлов можно получить из надпероксидов:
2МеO 2 Ме2 O2 + О2
и пероксидов:
Ме 2 O2 + 2Ме 2 Ме2 O.
Li 2 О обычно получают при нагревании его карбоната:
Li 2 CO3 Li2 O + CO2 .
Оксиды щелочных металлов, растворяясь в воде, дают щелочи:
Ме 2 O + H2 O = 2 МеOH.
Пероксиды и надпероксиды также реагируют с водой:
Ме 2 O2 + 2 H2 O = 2 МеOH + H2 O2 ,
2 МеO 2 + 2 H2 O = 2 МеOH + H2 O2 + O2 ,
с кислотными оксидами и кислотами:
Me 2 O + SO3 = Me2 SO4 ,
Me 2 O + 2HNO3 = 2MeNO3 + H2 O,
Me 2 O2 + H2 SO4 = Me2 SO4 + H2 O2 ,
4MeO 2 + 2CO2 = 2Me2 CO3 + 3O2 .
Пероксиды и надпероксиды являются сильными окислителями:
Me 2 O2 + 2FeSO4 + 2H2 SO4 ® Fe2 (SO4 )3 + Me2 SO4 + 2H2 O,
но могут и сами окисляться:
5Me 2 O2 + 2KMnO4 +8H2 SO4 ® 2MnSO4 + 5Me2 SO4 + K2 SO4 + 8H2 O + 5O2 .
Надпероксид калия поглощает СО 2 и регенерирует кислород:
4KO 2 + 2H2 O + 2CO2 = 4KHCO3 + O2 .
Гидроксиды имеют общую формулу МеОН.
Получение
Гидроксиды получают с помощью обменных реакций из сульфатов и карбонатов:
Me 2 SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4 ¯ + 2 MeOH,
Me 2 CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3 ¯ + 2 MeOH,
электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов:
2 МеCl + 2 H 2 O = 2 МеOH + H2 + Cl2 ,
катод: 2H + + 2e = H2 ; анод: 2Cl— — 2e = Cl2 .
Свойства
Галогениды щелочных металлов в воде полностью диссоциируют на ионы — это самые сильные основания. Твердые щелочи очень гигроскопичны и это позволяет использовать их в качестве эффективных осушителей. Они энергично взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами и гидроксидами, с многоосновными кислотами могут давать кислые соли.
2Al + 2 MeOH + 6 H 2 O = 2Me[Al(OH)4 ] + 3H2 ,
Cl 2 + 2MeOH = MeCl + MeClO + H2 O,
MeOH + HCl = MeCl + H 2 O,
NH 4 Cl + MeOH = MeCl + NH3 + H2 O,
CuCl 2 + 2MeOH = Cu(OH)2 ¯ + 2MeCl,
NaH 2 PO4 + NaOH = Na2 HPO4 + H2 O,
2 MeOH + CO 2 = Me2 CO3 + H2 O,
2 MeOH + H 2 SO4 = Me2 SO4 + 2 H2 O.
Натриевые очень широко используются в химической промышленности, их применение рассматривается в соответствующих группах неметаллов.
Калийные соли используют как удобрение и при получении стекла.
Элементы главной IIA группы: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
Общая характеристика
К элементам главной IIA группы относятся Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. История открытия химических элементов группы IIA.
Атомы металлов IIA подгруппы имеют валентную электронную конфигурацию ns 2 , где n — номер периода, в котором находится металл.
Плотность, температура плавления, температура кипения простых веществ элементов IIA группы.
Как видно из табл. 13.2, металлы IIА группы относительно легкоплавки. Самым тугоплавким является Ве. Все эти металлы сравнительно легкие.
Первый потенциал ионизации (ПИ 1 ), сродство к электрону (СЭ) и электроотрицательность по Полингу атомов элементов группы IIA.
Металлы от кальция до радия могут взаимодействовать с водой, давая гидроксиды, растворимые в воде (т.е. щелочи), поэтому их называют щелочноземельными:
Me + 2 H 2 O = Me(OH)2 + H2 .
Щелочноземельные металлы самые активные после щелочных металлов. Поэтому иногда говорят, что атомы щелочноземельных металлов «стремятся отдавать валентные электроны, чтобы приобрести устойчивую электронную оболочку инертного газа». Из данных табл. следует, что это не совсем так. Чтобы у атома металла отнять даже один электрон и превратить его в положительно заряженный ион
Me — e + ПИ 1 = Me+
необходимо затратить достаточно большую энергию ПИ 1 . Чтобы у иона Ме+ отнять еще один электрон, необходимо затратить еще большую энергию ПИ2 :
Me + -e + ПИ2 = Ме2+ .
Эта большая, (по химическим масштабам) затрата энергии будет компенсирована прежде всего электростатическим взаимодействием с противоположно заряженными ионами. При переходе от Be к Ra и ПИ 1 , и ПИ2 уменьшаются, и поэтому активность металла, т.е. способность к химическому взаимодействию — увеличивается. Типичные степени окисления элементов IIA группы в различных соединениях +2.
Получение
Be, Mg, Ca и Sr (Ме) получают электролизом расплавов их хлоридов:
MeCl 2 = Me2+ + 2Cl— ,
катод: Me 2+ + 2e = Me; анод: 2Cl— -2e = Cl2 ,
а Ва — электролизом его окислов.
Используя относительно меньшую, чем у Al, С, Si, температуру кипения, можно получать эти металлы восстановлением их из оксидов и фторидов при высоких температурах:
4МеO + 2Al 
Ме(AlO2 )2 + 3Me
(Ме = Ca, Sr, Ba),
MeO + C 
CO + Me,
2MeO + CaO + Si 
CaSiO3 + 2Me,
BeF 2 + Mg = MgF2 + Be.
Свойства
Хранят Са, Sr, Ва под слоем керосина, так как при обычной температуре они окисляются кислородом воздуха.
Металлы IIA группы (Ме) — сильные восстановители. Они сравнительно легко реагируют с большинством неметаллов, разлагают воду (кроме Ве и Мg), растворяются в кислотах. В общем виде эти реакции будут выглядеть так:
Me + H 2 MeH2 (гидриды),
Me + Г 2 MeГ2 (галогениды),
Me + S MeS (сульфиды),
3Me + 2P Me3 P2 (фосфиды),
3Me + N 2 Me3 N2 (нитриды),
Me + 2H 2 O = Me(OH)2 + H2 (кроме Be и Mg),
Ме + 2НГ = МеГ 2 + Н2 .
Гидриды металлов IIA группы реагируют с водой и кислородом:
MeH 2 + 2H2 O = Me(OH)2 + 2H2 ,
MeH 2 + O2 = Me(OH)2 (кроме Be и Mg).
Галогениды (Г) Be и Mg сильно гидролизуются, давая оксосоли:
MeГ 2 + H2 O = Me(OH)Г + HГ
Mg и Ca применяют для получения Ti, U и редкоземельных металлов. Основная масса производимого Ве используется в атомной промышленности. Бериллиевые сплавы обладают высокой химической стойкостью. Магниевые сплавы используют в авиационной промышленности. Для осушки и очистки ряда веществ (CaCl 2 ) и в других областях.
Оксиды и пероксиды металлов IIA группы
Атомы металлов IIA группы в соединениях двухвалентны. Поэтому общая формула оксидов — MeO и пероксидов — MeO 2 (ВеО2 — не получен).
Получение
Оксиды получают при нагревании:
2Me + O 2 = 2 MeO,
Me(OH) 2 MeO + H2 O (Me = Be, Mg)
MeCO 3 MeO + CO2 (Me = Be, Mg, Ca, Sr)
2Me(NO 3 )2 2MeO + 4NO2 + O2
Пероксиды получают по реакции нейтрализации Н 2 О2 :
Me(OH) 2 + H2 O2 = MeO2 + 2H2 O (кроме BaO2 ),
2BaO + O 2 
2BaO2 .
Свойства
Оксиды металлов IIA группы являются основными оксидами, а ВеО проявляет амфотерные свойства. Оксиды реагируют с водой:
МеO + H 2 O = Ме(OH)2 (кроме ВеО),
легко растворяются в кислотах:
MeO + 2HCl = MeCl 2 + H2 O,
а ВеО взаимодействует и со щелочами:
BeO + 2NaOH Na2 BeO2 + H2 O,
BeO + 2NaOH + H 2 O = Na2 [Be(OH)4 ],
BeO + Na 2 CO3 = Na2 BeO2 + CO2 .
Пероксиды подвергаются сильному гидролизу:
MeO 2 + 2H2 O = Me(OH)2 + H2 O2 ,
BaO 2 + H2 SO4 = BaSO4 ¯ + H2 O2 (в лаборатории),
легко разлагаются кислотами, даже очень слабыми:
MeO 2 + H2 CO3 = MeCO3 + H2 O2 .
Пероксиды являются сильными окислителями:
MeO 2 + 2NaI + 2H2 O ® Me(OH)2 + 2NaOH + I2 ¯,
но могут и сами окисляться.
Они реагируют с кислотными оксидами и кислотами:
MeO + SO 3 = MeSO4 ,
MeO + 2HNO 3 = Me(NO3 )2 + H2 O.
Гидроксиды имеют общую формулу Ме(ОН) 2 .
Получение
Их получают взаимодействием оксидов Ca, Sr, Ba (Ме) с водой:
MeO + H 2 O = Me(OH)2 .
Be(OH) 2 и Mg(OH)2 получают с помощью обменных реакций:
BeГ 2 + 2NaOH = 2NaГ + Be(OH)2 ¯.
Свойства
Гидроксиды щелочноземельных металлов в воде полностью диссоциируют на ионы. Они энергично взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами и гидроксидами, с многоосновными кислотами могут давать кислые соли:
Cl 2 + Ca(OH)2 = Ca(ClO)Cl + H2 O
(хлорная известь),
Me(OH) 2 + 2HCl = MeCl2 + 2H2 O,
2NH 4 Cl + Me(OH)2 = MeCl2 + 2NH3 + 2H2 O,
CuCl 2 + Me(OH)2 = Cu(OH)2 ¯ + MeCl2 ,
Ca(HCO 3 )2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3 ¯ + 2H2 O,
Ca(OH) 2 + CO2 = CaCO3 ¯ + H2 O,
Ba(OH) 2 + H2 SO4 = BaSO4 ¯ + 2 H2 O.
Все содинения бериллия и растворимые соли бария весьма токсичны.
и известь применяют в сельском хозяйстве для известкования почв с целью понижения ее кислотности и улучшения структуры. Гипс (CaSO 4 ·2H2 O) при нагревании превращается в алебастр (CaSO4 ·0.5H2 O).
Они широко используются в строительном деле:.
CaSO 4 ·0,5H2 O + 1,5H2 O = CaSO4 ·2H2 O.
Катионы кальция и магния обуславливают жесткость воды. При кипячении воды бикарбонаты разлагаются:
Ca(HCO 3 )2 CaCO3 ¯ + H2 O + CO2
и образуется накипь, что приводит к взрыву паровых катлов. Для борьбы с карбонатной жесткостью воду подвергают предварительному кипячению либо обрабатывают гашеной известью. Некарбонатная жесткость воды устраняется с помощью соды.
Ca 2+ + CO3 2- = CaCO3 ¯ ,
Mg 2+ + CO3 2- = MgCO3 ¯.
Наиболее эффективным способом борьбы с жесткостью воды является применение ионнообменных смол. Важнейший строительный материал — цемент — это силикат и алюмосиликат кальция.
Переходные металлы.
Общая характеристика.
Переходные элементы расположены в Периодической системе в рядах с 4 по 7. Те переходные элементы, символы которых расположены в самой таблице, называют d-переходными элементами, а те элементы, символы которых расположены в низу таблицы, называют лантаноидами и актиноидами или f-переходными элементами. Отстановимся на получении и свойствах соединений элементов Cr, Mn, Fe, Cu, Zn, и Ag. История открытия этих элементов.
Все эти элементы в свободном состоянии — металлы. На внешней электронной оболочке, номер которой совпадает с номером периода, расположены, как правило, два электрона. С ростом заряда ядра (при переходе в ряду слева на право) происходит заполнение d-орбиталей предыдущего электронного слоя. Несмотря на то, что d- и f-электроны расположены во внутреннем электронном слое, они в момент заполнения электронной оболочки могут как валентные электроны участвовать в образовании химической связи.
Электронные конфигурации атомов переходных элементов:
| Cr | 1s 2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 |
| Mn | 1s 2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 |
| Fe | 1s 2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 |
| Cu | 1s 2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 |
| Zn | 1s 2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 |
| Ag | 1s 2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s1 |
n+l
У Zn полностью завершена электронная оболочка внутренних электронных слоев, а на s-подуровне внешнего электронного слоя находятся два электрона, поэтому цинк проявляет в соединениях только одну степень окисления: +2. Незавершенность d-подуровня и один электрон на внешнем s-подуровне указывают на способность химического элемента проявлять в соединениях несколько степеней окисления.
Хром и его соединения
Хром — серебристо-белый с голубоватым оттенком металл, встречается в природе в виде хромита железа Fe(CrO 2 )2 и хромата свинца PbCrO4 .
Получение
Хром получают восстановлением:
Fe(CrO 2 )2 + 4C = Fe + 2Cr + 4CO,
K 2 Cr2 O7 + 2C = Cr2 O3 + K2 CO3 + CO,
Cr 2 O3 + 2Al = 2Cr + Al2 O3 .
Свойства
Реагирует с неметаллами: галогенами, кислородом и т.д.:
2Cr + 3Г 2 = 2CrГ3 ,
4Cr + 3O 2 = 2Cr2 O3 .
При высокой температуре хром реагирует с водой:
2Cr + 3H 2 O = Cr2 O3 + 3H2 ,
растворяется в кислотах:
Cr + H 2 SO4 = CrSO4 + H2
(без доступа воздуха).
Хром не растворяется в концентрированных серной и азотных кислотах на холоде (пассивируется), но растворяется в них при нагревании:
2Cr + 6H 2 SO4( конц ) = Cr2 (SO4 )3 + 3SO2 + 6H2 O.
Применение
Хром используется для получения нержавеющих сталей и различных сплавов, применяется для хромирования изделий.
Соединения хрома со степенью окисления +2
Получение
Эти содеинения получают растворением хрома в кислотах без доступа воздуха:
Cr + 2HCl = CrCl 2 + H2 (голубой раствор),
2CrCl 3 + H2 = 2CrCl2 + 2HCl,
Cr + CH 3 COOH = Cr(CH3 COO)2 + H2 .
Свойства
Cr(CH 3 COO)2 + 2NaOH = 2CH3 COONa + Cr(OH)2 ¯.
Степень окисления: +2 очень неустойчивая и даже кислород воздуха окисляет Cr +2 до Cr+3 :
4Cr(OH) 2 + O2 + 2H2 O = 4Cr(OH)3
(зелено-голубоватый осадок).
При нагревании Cr(OH) 2 разлагается.
Соединения хрома со степенью окисления +3
Они напоминают по свойствам соединения Al +3 .
Оксид получают:
4Cr + 3O 2 = 2Cr2 O3 ,
(NH 4 )2 Cr2 O7 Cr2 O3 + N2 + 4H2 O.
Оксид хрома (III) малорастворим и воде и в кислотах. Отвечающий ему гидрооксид обладает амфотерными свойствами:
Cr 2 (SO4 )3 + 6КOH = 2Cr(OH)3 ¯ + 3К2 SO4
(зеленоватый осадок).
Cr(OH) 3 растворяется в избытке щелочи:
Cr(OH) 3 + NaOH = Na[Cr(OH)4 ],
И в кислотах:
Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2 O.
При прокаливании Сr(OH) 3 разлагается:
2Сr(OH) 3 Cr2 O3 + 3H2 O.
При сплавлении Сr 2 O3 со щелочами или карбонатами получают метахромиты:
Сr 2 O3 + 2КOH = 2КCrO2 + H2 O ,
Сr 2 O3 + К2 CO3 = 2КCrO2 + CO2 .
Галогениды
Галогениды получают:
2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl3 ,
Cr 2 O3 + 3Cl2 + 3C = 2CrCl3 + 3CO.
2CrCl 3( тв ) + 3H2 S( газ ) Cr2 S3 + 6HCl 2CrCl3 + 3Na2 S + 6H2 O = 2Cr(OH)3 + 3H2 S + 6NaCl ,
CrCl 3 + NH3 CrN + 3HCl ,
2CrCl 3 + 3H2 O2 + 10KOH = 2K2 CrO4 + 6KCl + 8H2 O.
CrCl 3 + 3NaHCO3 = Cr(OH)3 + 3CO2 + 3NaCl
Соединения хрома со степенью окисления +6
В этих соединениях по свойствам хром напоминает S +6 .
Кислотный CrO 3 получают разложением дихромовой кислоты:
K 2 Cr2 O7 + H2 SO4( конц ) = 2CrO3 + K2 SO4 + H2 O.
Свойства
Свойства галогенидов передают реакций:
CrO 3 является ангидридом хромовой и дихромовой кислот, хорошо растворим в воде:
CrO 3 + H2 O = H2 CrO4 ,
H 2 CrO4 + CrO3 = H2 Cr2 O7 .
В кислой среде существуют дихроматы:
| 2K 2 CrO4 + H2 SO4 = | K 2 Cr2 O7 + K2 SO4 + H2 O, |
| желтый | оранжевый |
а в щелочной — хроматы:
| K 2 Cr2 O7 + 2KOH = | 2K 2 CrO4 + H2 O. |
| оранжевый | желтый |
В кислой среде Cr +6 сильный окислитель:
K 2 Cr2 O7 + 14HCl = 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2 O.
6FeSO 4 + K2 Cr2 O7 + 7H2 SO4 = 3Fe2 (SO4 )3 + Cr2 (SO4 )3 + K2 SO4 + 7H2 O
в нейтральной среде:
K 2 Cr2 O7 + 3(NH4 )2 S + H2 O = 2Cr(OH)3 ¯+ 3S ¯+ 6NH3 + 2KOH.
Бихромат калия используется как окислитель.
Железо и его соединения
Железо встречается в природе в виде минералов: Fe 3 O4 — железняк, Fe2 O3 — красный железняк, Fe2 O3 ·H2 O — бурый железняк, FeS2 — пирит.
Получение
3Fe 2 O3 + CO = 2Fe3 O4 + CO2 ,
Fe 3 O4 + CO = 3FeO + CO2 ,
FeO + C = Fe + CO,
Fe 2 O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2 O.
Свойства
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H2 .
При нагревании железо растворяется в кислотах — сильных окислителях. При высокой температуре (800 0 С) железо разлагает воду (промышленный способ получения водорода): 3Fe + 4H2 O = Fe3 O4 + 4H2 .
Железо реагирует с активными неметаллами:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl3 ,
Fe + S = FeS.
На воздухе в присутствии паров воды и углекислого газа происходит ржавление железа:
Fe + 1/2 O 2 + H2 O + 2 CO2 = Fe(HCO3 )2 ,
Fe(HCO 3 )2 + 2 H2 O = Fe(OH)2 + 2H2 O + 2CO2 ,
2Fe(OH) 2 + 1/2 O2 + H2 O = 2Fe(OH)3 .
Железо вытесняет менее активные металлы из растворов их солей:
CuCl 2 + Fe = FeCl2 + Cu¯ .
Кислородные железа
Некоторые способы получения оксидов:
FeC 2 O4 
FeO + CO2 + CO
3Fe + O 2 = Fe3 O4
2Fe(OH) 3 
Fe2 O3 + 3H2 O
Оксиды FeO и Fe 2 O3 не растворяются в воде, но растворяются в кислотах:
FeO + 2HCl = FeCl 2 + H2 O,
Fe 2 O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2 O.
Отвечающие оксидам железа получают, действуя щелочами на соли железа:
| FeCl 2 + 2NaOH = | Fe(OH) 2 ¯ + 2NaCl |
| белый |
| FeCl 3 + 3NaOH = | Fe(OH) 3 ¯ + 3NaCl |
| коричневый |
FeCl 3 + 3NaHCO3 = Fe(OH)3 + 3CO2 + 3NaCl
легко окисляются кислородом воздуха
4FeSO 4 + 2H2 O + O2 = 4Fe(OH)SO4 ,
и другими окислителями:
6FeSO 4 + K2 Cr2 O7 + 7H2 SO4 = 3Fe2 (SO4 )3 + Cr2 (SO4 )3 + K2 SO4 + 7H2 O
Получение и свойства карбонатов железа:
FeCl 2 + 2NaHCO3 = FeCO3 + H2 O + CO2 + 2NaCl FeCO3 + H2 O + CO2 = Fe(HCO3 )2 ,
FeS + 2HCl = FeCl 2 + H2 S.
При сильном нагревании соли разлагаются:
Fe 2 (SO4 )3 ® Fe2 O3 + 3SO3 .
Соли железа (III) реагируют с сильными восстановителями:
2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl2 + 2KCl + I2 2FeCl3 + 3Na2 S = 2FeS + S + 2KCl + 6NaCl
Качественные реакции
FeCl 3 + 3KSCN = Fe(SCN)3 + 3KCl
(вишневый цвет раствора)
железа:
| Fe(CN) 2 + 4KCN = | K 4 [Fe(CN)6 ] |
| гексоцианоферрат (II) калия | |
| желтая кровяная соль | |
| Fe(CN) 3 + 3KCN = | K 3 [Fe(CN)6 ] |
| гексоцианоферрат (III) калия | |
| красная кровяная соль |
Эти соли являются реактивами на Fe 2+ и Fe3+ :
| 3K 4 [Fe(CN)6 ] + 4FeCl3 = | Fe 4 [Fe(CN)6 ]3 ¯ + 12KCl |
| берлинская лазурь | |
| 2K 3 [Fe(CN)6 ] + 3FeCl2 = | Fe 3 [Fe(CN)6 ]2 ¯ + 6KCl |
| турнбулева синь |
Применение:
Цинк и его соединения
Цинк — серебристо-серый металл, встречается в природе только в связанном состоянии: — цинковая обманка, ZnCO 3 — цинковый шпат.
Получение
2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO2 ,
ZnCO 3 ZnO + CO2 ,
ZnO +C Zn + CO,
ZnO + CO Zn + CO2 ,
ZnO + H 2 SO4 = ZnSO4 + H2 O,
электролизом ZnSO 4 .
Свойства
Для цинка характерна только одна степень окисления +2. Цинк растворяется как в кислотах, так и в щелочах, вытесняя водород:
Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H2 ,
Реакция цинка с соляной кислотой ускорятся в присутствии солей меди и замедляется в присутствии солей ртути:
Zn + 2NaOH +2H 2 O = Na2 [Zn(OH)4 ] + H2 .
Цинк растворяется в кислотах — сильных окислителях:
4Zn + 10HNO 3( разб ) =
= 4Zn(NO 3 )2 + 3H2 O + NH4 NO3 ,
Zn + 4HNO 3( конц ) = Zn(NO3 )2 + 2H2 O + 2NO2 ,
Zn + 2H 2 SO4( конц ) = ZnSO4 + 2H2 O + SO2 .
Кислородные соединения цинка
получают: 2Zn + O 2 = 2ZnO,
ZnCO 3 ZnO + CO2 .
Оксид цинка амфотерен и растворяется как в кислотах, так и в щелочах:
ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H2 O,
ZnO + 2KOH + H 2 O = K2 [Zn(OH)4 ].
В воде ZnO не растворим, и получают из его солей:
ZnCl 2 + 2KOH = Zn(OH)2 +2KCl.
Гидроксид цинка обладает амфотерными свойствами и растворяется как в кислотах, так и в щелочах.
Сульфид цинка:
Zn + S = ZnS,
BаS + ZnSO 4 = BaSO4 ¯ + ZnS,
ZnS + 2O 2 = ZnSO4 .
Применение
Медь и ее соединения
Медь обладает высокой тепло- и электропроводностью. Медь встречается в природе в самородном виде и в виде соединений: CuS×·FeS — медный колчадан, Cu 2 S — медный блеск, CuCO3 ·Cu(OH)2 — малахит.
Получение
Медь получают вытеснением из ее солей:
CuCl 2 + Fe = FeCl2 + Cu¯,.
CuCl 2 + Zn = ZnCl2 + Cu¯
обжигом природных минералов:
3Cu 2 S + 3O2 = 6Cu + 3SO2 .
Получаемую таким образом черновую медь, очищают, подвергая электролизу.
Свойства
Для меди наиболее характерной степенью окисления является +2, хотя возможны соединения со степенью окисления +1 и, в исключительных случаях, +3.
В ряду активности металлов медь стоит правее водорода, поэтому растворяется только в кислотах — сильных окислителях.
3Cu + 8HNO 3( разб ) = 3Cu(NO3 )2 + 2NO + 4H2 O,
Cu + 4HNO 3( конц ) = Cu(NO3 )2 + 2NO2 + 2H2 O,
Cu + 2H 2 SO4( конц ) = CuSO4 + SO2 + 2H2 O.
Реагирует с галогенами (Г = F, Cl, Br):
Cu + Г 2 = CuГ2 ,
2CuCl 2 + 4KI = 2CuI¯ + I2 + 4KCl,
CuCl 2 + Cu 2CuCl.
Галогениды меди с аммиаком дают растворимые :
CuCl + 2NH 3 =[Cu(NH3 )2 ]Cl,
CuCl 2 + 2NH3 =[Cu(NH3 )2 ]Cl2 .
Кислородные соединения меди
и соли можно получить:
2Cu + O 2 = 2CuO,
Cu(OH) 2 CuO + H2 O,
CuO + H 2 SO4 = CuSO4 + H2 O.
Ионы меди в растворе существуют в виде комплексов [Cu(H 2 O)6 ]2+ , которые придают растворам солей меди сине-голубую окраску:
CuSO 4 + 2KOH = K2 SO4 + Cu(OH)2 ¯ ,
Cu(OH) 2 + 4NH3 = [Cu(NH3 )4 ](OH)2
(реактив Швейцера),
2CuCl + 2KOH = Cu 2 O¯ + 2KCl + H2 O,
2Cu 2 O + O2 + 4H2 O = 4Cu(OH)2 ,
Cu 2 O + H2 SO4 = CuSO4 + Cu¯ + H2 O.
Сульфид меди не растворим в обычных кислотах
CuSO 4 + H2 S = CuS¯ + H2 SO4 CuSO4 + Na2 S = CuS¯ + Na2 SO4 ,
во влажном воздухе легко окисляется:
CuS + 2O 2 = СuSO4 .
Карбонат меди не растворим в воде, но из-за гидролиза он не может быть получен при сливании водных растворов соды и хлорида меди:
CuCl 2 + 2NaHCO3 = Cu(OH)2 + 2CO2 + 2NaCl
Медь стоит левее ртути в ряду активности металлов, поэтому она вытесняет ртуть из растворов ее солей:
Cu + Hg(NO 3 )2 = Cu(NO3 )2 + Hg
Применение
Медь используется в электротехнике, для изготовления химических аппаратов и получения различных сплавов с оловом (бронзы), цинком (латунь), никелем, марганцем.
