Металлы

а ВеО взаимодействует и со щелочами:

BeO + 2NaOH Na2BeO2 + H2O,
BeO + 2NaOH + H2O = Na2[Be(OH)4],
BeO + Na2CO3 = Na2BeO2 + CO2-.

Пероксиды подвергаются сильному гидролизу:

MeO2 + 2H2O = Me(OH)2 + H2O2,
BaO2 + H2SO4 = BaSO4Ї + H2O2 (в лаборатории),

легко разлагаются кислотами, даже очень слабыми:

MeO2 + H2CO3 = MeCO3 + H2O2.

Пероксиды являются сильными окислителями:

MeO2 + 2NaI + 2H2O ® Me(OH)2 + 2NaOH + I2Ї,

но могут и сами окисляться.

Они реагируют с кислотными оксидами и кислотами:

MeO + SO3 = MeSO4,
MeO + 2HNO3 = Me(NO3)2 + H2O.

Гидроксиды

Гидроксиды имеют общую формулу Ме(ОН)2.

Получение

Их получают взаимодействием оксидов Ca, Sr, Ba (Ме) с водой:

MeO + H2O = Me(OH)2.

Be(OH)2 и Mg(OH)2 получают с помощью обменных реакций:

BeГ2 + 2NaOH = 2NaГ + Be(OH)2Ї.

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:

Cl2 + Ca(OH)2 = Ca(ClO)Cl + H2O
(хлорная известь),
Me(OH)2 + 2HCl = MeCl2 + 2H2O,
2NH4Cl + Me(OH)2 = MeCl2 + 2NH3- + 2H2O,
CuCl2 + Me(OH)2 = Cu(OH)2Ї + MeCl2,
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3Ї + 2H2O,
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3¨ + H2O,
Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4¨ + 2 H2O.

Все содинения бериллия и растворимые соли бария весьма токсичны.

Известняк и известь применяют в сельском хозяйстве для известкования почв с целью понижения ее кислотности и улучшения структуры. Гипс (CaSO4·2H2O) при нагревании превращается в алебастр (CaSO4·0.5H2O). Они широко используются в строительном деле:.

CaSO4·0,5H2O + 1,5H2O = CaSO4·2H2O.

Катионы кальция и магния обуславливают жесткость воды. При кипячении воды бикарбонаты разлагаются:

Ca(HCO3)2 CaCO3Ї + H2O + 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.

Ca2+ + CO32- = CaCO3Ї ,
Mg2+ + CO32- = MgCO3Ї.

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:

При заполнении электронной оболочки у атома хрома правило Клечковского (минимум энергии атома определяется минимумом суммы квантовых чисел n+l) конкурирует с правилом Хунда (минимуму энергии отвечает максимальный суммарный спин электронов у атома). У Cr победило правило Хунда.

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(CrO2)2 и хромата свинца PbCrO4.

Получение

Хром получают восстановлением:

Fe(CrO2)2 + 4C = Fe + 2Cr + 4CO-,
K2Cr2O7 + 2C = Cr2O3 + K2CO3 + CO-,
Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al2O3.

Свойства

Реагирует с неметаллами: галогенами, кислородом и т.д.:

2Cr + 3Г2 = 2CrГ3,
4Cr + 3O2 = 2Cr2O3.

При высокой температуре хром реагирует с водой:

2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2-,

растворяется в кислотах:

Cr + H2SO4 = CrSO4 + H2-
(без доступа воздуха).

Хром не растворяется в концентрированных серной и азотных кислотах на холоде (пассивируется), но растворяется в них при нагревании:

2Cr + 6H2SO4(конц) = Cr2(SO4)3 + 3SO2- + 6H2O.

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 = CrCl2 + H2- (голубой раствор),
2CrCl3 + H2 = 2CrCl2 + 2HCl,
Cr + CH3COOH = Cr(CH3COO)2 + H2- .

Свойства

Cr(CH3COO)2 + 2NaOH = 2CH3COONa + Cr(OH)2¨ .

Степень окисления: +2 очень неустойчивая и даже кислород воздуха окисляет Cr+2 до Cr+3:

4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O = 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

Железо встречается в природе в виде минералов: Fe3O4 - магнитный железняк, Fe2O3 - красный железняк, Fe2O3·H2O - бурый железняк, FeS2 - пирит.

Получение: Восстановлением оксидов при высокой температуре с помощью окиси углерода, кокса, водорода:

3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2-,
Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2-,
FeO + C = Fe + CO-,
Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O.

Свойства: Для железа наиболее характерной степенью окисления является +3, возможна и +2, мало встречается +6. В ряду активностей металлов железо стоит левее водорода и вытесняет его из кислот:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2-.

При нагревании железо растворяется в кислотах - сильных окислителях. При высокой температуре (8000 С) железо разлагает воду (промышленный способ получения водорода): 3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2- .

Железо реагирует с активными неметаллами:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3,
Fe + S = FeS.

На воздухе в присутствии паров воды и углекислого газа происходит ржавление железа:

Fe + 1/2 O2 + H2O + 2 CO2 = Fe(HCO3)2,
Fe(HCO3)2 + 2 H2O = Fe(OH)2 + 2H2O + 2CO2,
2Fe(OH)2 + 1/2 O2 + H2O = 2Fe(OH)3.

Железо вытесняет менее активные металлы из растворов их солей:

CuCl2 + Fe = FeCl2 + Cu¨ .

Кислородные соединения железа

Некоторые способы получения оксидов:

FeC2O4 FeO + CO2- + CO-
3Fe + O2 = Fe3O4
2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O

Оксиды FeO и Fe2O3 не растворяются в воде, но растворяются в кислотах:

FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O,
Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O.

Отвечающие оксидам железа гидроксиды получают, действуя щелочами на соли железа:

FeCl3 + 3NaHCO3 = Fe(OH)3 + 3CO2 + 3NaCl

Соли двухвалентного железа легко окисляются кислородом воздуха

4FeSO4 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)SO4,

и другими окислителями:

6FeSO4 + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

Получение и свойства карбонатов железа:

FeCl2 + 2NaHCO3 = FeCO3 + H2O + CO2+ 2NaCl FeCO3 + H2O + CO2 = Fe(HCO3)2,
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S-.

При сильном нагревании соли разлагаются:

Fe2(SO4)3 ® Fe2O3 + 3SO3-.

Соли железа (III) реагируют с сильными восстановителями:

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + 2KCl + I2 2FeCl3 + 3Na2S = 2FeS + S + 2KCl + 6NaCl

Качественные реакции на ионы Fe2+ и Fe3+:

FeCl3 + 3KSCN = Fe(SCN)3 + 3KCl
(вишневый цвет раствора)

Комплексные соединения железа:

Эти соли являются реактивами на Fe2+ и Fe3+:

Применение: Широко используются в промышленности сплавы железа с углеродом (стали, чугуны). На основе Fe2O3 получаются ферриты, важнейшие магнитные материалы для современной техники. Железо используется как катализатор во многих химических производствах. Оно входит в состав ферментов, катализирующих различные биохимические реакции.

Цинк и его соединения

Цинк - серебристо-серый металл, встречается в природе только в связанном состоянии: ZnS - цинковая обманка, ZnCO3 - цинковый шпат.

Получение. Цинк можно получить по реакциям:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2-,
ZnCO3 ZnO + CO2-,
ZnO +C Zn + CO-,
ZnO + CO Zn + CO2-,
ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O,

электролизом ZnSO4.

Свойства

Для цинка характерна только одна степень окисления +2. Цинк растворяется как в кислотах, так и в щелочах, вытесняя водород:

Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2-,

Реакция цинка с соляной кислотой ускорятся в присутствии солей меди и замедляется в присутствии солей ртути:

Zn + 2NaOH +2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2-.

Цинк растворяется в кислотах - сильных окислителях:

4Zn + 10HNO3(разб) =
= 4Zn(NO3)2 + 3H2O + NH4NO3,
Zn + 4HNO3(конц) = Zn(NO3)2 + 2H2O + 2NO2- ,
Zn + 2H2SO4(конц) = ZnSO4 + 2H2O + SO2- .

Кислородные соединения цинка

Оксид цинка получают: 2Zn + O2 = 2ZnO,
ZnCO3 ZnO + CO2-.

Оксид цинка амфотерен и растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O,
ZnO + 2KOH + H2O = K2[Zn(OH)4].

В воде ZnO не растворим, и гидроксид цинка получают из его солей:

ZnCl2 + 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 + ZnSO4 = BaSO4Ї + ZnS,
ZnS + 2O2 = ZnSO4.

Применение: Zn используется для изготовления оцинкованного железа, для получения сплавов (латуни).

Медь и ее соединения

Медь обладает высокой тепло- и электропроводностью. Медь встречается в природе в самородном виде и в виде соединений: CuSЧ·FeS - медный колчадан, Cu2S - медный блеск, CuCO3·Cu(OH)2 - малахит.

Получение

Медь получают вытеснением из ее солей:

CuCl2 + Fe = FeCl2 + Cu¨,.
CuCl2 + Zn = ZnCl2 + Cu¨

обжигом природных минералов:

3Cu2S + 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 + 8HNO3(разб) = 3Cu(NO3)2 + 2NO- + 4H2O,
Cu + 4HNO3(конц) = Cu(NO3)2 + 2NO2- + 2H2O,
Cu + 2H2SO4(конц) = CuSO4 + SO2- + 2H2O.

Реагирует с галогенами (Г = F, Cl, Br):

Cu + Г2 = CuГ2,
2CuCl2 + 4KI = 2CuI¨ + I2 + 4KCl,
CuCl2 + Cu 2CuCl.

Галогениды меди с аммиаком дают растворимые комплексные соединения:

CuCl + 2NH3 =[Cu(NH3)2]Cl,
CuCl2 + 2NH3 =[Cu(NH3)2]Cl2.

Кислородные соединения меди

Оксиды меди и соли можно получить:

2Cu + O2 = 2CuO,
Cu(OH)2 CuO + H2O,
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

Ионы меди в растворе существуют в виде комплексов [Cu(H2O)6]2+, которые придают растворам солей меди сине-голубую окраску:

CuSO4 + 2KOH = K2SO4 + Cu(OH)2¨ ,
Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2
(реактив Швейцера),
2CuCl + 2KOH = Cu2OЇ + 2KCl + H2O,
2Cu2O + O2 + 4H2O = 4Cu(OH)2,
Cu2O + H2SO4 = CuSO4 + CuЇ + H2O.

Сульфид меди не растворим в обычных кислотах

CuSO4 + H2S = CuSЇ + H2SO4 CuSO4 + Na2S = CuS¨ + Na2SO4,

во влажном воздухе легко окисляется:

CuS + 2O2 = СuSO4.

Карбонат меди не растворим в воде, но из-за гидролиза он не может быть получен при сливании водных растворов соды и хлорида меди:

CuCl2 + 2NaHCO3 = Cu(OH)2 + 2CO2 + 2NaCl

Медь стоит левее ртути в ряду активности металлов, поэтому она вытесняет ртуть из растворов ее солей:

Cu + Hg(NO3)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.

Страницы: 1, 2