Металлы

Атомы этих элементов имеют на внешнем электронном уровне два s-электрона: ns2. В хим. реакциях атомы элементов подгруппы легко отдают оба электрона внешнего энергетического уровня и образуют соединения, в которых степень окисления элемента равна +2.

Все элементы этой подгруппы относятся к металлам. Кальций, стронций, барий и радий называются щелочноземельными металлами.

В свободном состоянии эти металлы в природе не встречаются. К числу наиболее распространенных элементов относятся кальций и магний. Основными кальцийсодержащими минералами являются кальцит CaCO3 (его разновидности - известняк, мел, мрамор), ангидрит CaSO4, гипс CaSO4 · 2H2O , флюорит CaF2 и фторапатит Ca5(PO4)3F. Магний входит в состав минералов магнезита MgCO3, доломита MgCO3 · CaCo3, карналлита KCl · MgCl2 · 6H2O. Соединения магния в больших количествах содержатся в морской воде.

Свойства. Бериллий, магний, кальций, барий и радий - металлы серебристо-белого цвета. Стронций имеет золотистый цвет. Эти металлы легкие, особенно низкие плотности имеют кальций, магний, бериллий.

Радий является радиоактивным химическим элементом.

Бериллий, магний и особенно щелочноземельные элементы - химически активные металлы. Они являются сильными восстановителями. Из металлов этой подгруппы несколько менее активен бериллий, что обусловлено образованием на поверхности этого металла защитной оксидной пленки.

1. Взаимодействие с простыми веществами. Все легко взаимодействуют с кислородом и серой, образуя оксиды и сульфаты:

2Be + O2 = 2BeO

Ca + S = CaS

Бериллий и магний реагируют с кислородом и серой при нагревании, остальные металлы - при обычных условиях.

Все металлы этой группы легко реагируют с галогенами:

Mg + Cl2 = MgCl2

При нагревании все реагируют с водородом, азотом, углеродом, кремнием и другими неметаллами:

Ca + H2 = CaH2 (гидрид кальция)

3Mg + N2 = Mg3N2 (нитрид магния)

Ca + 2C = CaC2 (карбид кальция)

Карибит кальция - бесцветное кристаллическое вещество. Технический карбит, содержащий различные примеси, может иметь цвет серый, коричневый и даже черный. Карбит кальция разлагается водой с образованием газа ацетилена C2H2 - важного продукта хим. промышленности:

CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2

Расплавленные металлы могут соединяться с другими металлами, образуя интерметаллические соединения, например CaSn3, Ca2Sn.

2. Взаимодействуют с водой. Бериллий с водой не взаимодействует, т.к. реакции препятствует защитная пленка оксида на поверхности металла. Магний реагирует с водой при нагревании:

Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2

Остальные металлы активно взаимодействуют с водой при обычных условиях:

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

3. Взаимодействие с кислотами. Все взаимодействуют с хлороводородной и разбавленной серной кислотами с выделением водорода:

Be + 2HCl = BeCl2 + H2

Разбавленную азотную кислоту металлы восстанавливают главным образом до аммиака или нитрата аммония:

2Ca + 10HNO3(разб.) = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

В концентрированных азотной и серной кислотах (без нагревания) бериллий пассивирует, остальные металлы реагируют с этими кислотами.

4. Взаимодействие с щелочами. Бериллий взаимодействует с водными растворами щелочей с образованием комплексной соли и выделением водорода:

Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2

Магний и щелочноземельные металлы с щелочами не реагируют.

5. Взаимодействие с оксидами и солями металлов. Магний и щелочноземельные металлы могут восстанавливать многие металлы из их оксидов и солей:

TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2

V2O5 + 5Ca = 2V + 5CaO

Бериллий, магний и щелочноземельные металлы получают электролизом расплавов их хлоридов или термическим восстановлением их соединений:

BeF2 + Mg = Be + MgF2

MgO + C = Mg + CO

3CaO + 2Al = 2Ca + Al2O3

3BaO + 2Al = 3Ba + Al2O3

Радий получают в виде сплава с ртутью электролизом водного раствора RaCl2 с ртутным катодом.

Получение:

1)     Окисление металлов (кроме Ba, который образует пероксид)

2)     Термическое разложение нитратов или карбонатов

CaCO3  -t°® CaO + CO2-

2Mg(NO3)2  -t°®  2MgO + 4NO2- + O2-

Жесткость воды. Вода, содержащая соли кальция и магния, называется жесткой. В ней не пенится мыло, при ее кипячении образуется накипь. Жесткость воды может быть временной, которая устраняется при кипячении, и постоянной, которая не устраняется при кипячении. Временная жесткость воды обусловлена наличием в ней гидрокарбонатов кальция и магния. ЕЕ также называют карбонатной жесткостью. При кипячении гидрокарбонаты разлагаются:

Ca(HCO3)2 = CaCO3?+ CO2? + H2O

Постоянная обусловлена содержанием главным образом хлоридов и сульфатов кальция и магния.

Мягкую воду можно получить, добавляя к жесткой воде соду и гашеную известь для одновременного устранения временной и постоянной жесткости:

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3? + 2H2O

Mg(HCO3)2 + Ca(OH)2 = MgCO3 ? + CaCO3? + 2H2O

CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3? + 2NaCl

MgCl2 + Na2CO3 = MgCO3? + 2NaCl

Для умягчения воды используют также катиониты. Например, при пропускании жесткой воды через катионит типа RNa протекают следующие процессы ионного обмена:

2RNa + Ca2+=R2Ca + 2Na+

2RNa + Mg2+=R2Mg + 2Na+

Лучшим способом умягчения воды является ее перегонка.

Характеристика элементов главной подгруппы III группы. Алюминий.

Алюминий находится в главной подгруппе III группы Периодической таблицы. Атомы элементов подгруппы в основном состоянии имеют следующее строение внешней электронной оболочки: ns2np1. На внешнем энергетическом уровне атомов имеются свободные р-орбитали, что позволяет атомам переходить в возбужденное состояние. В возбужденном состоянии атомы этих элементов образуют три ковалентные связи или полностью отдают три валентных электрона, проявляя степень окисления +3.

Алюминий является самым распространенным металлом на Земле: его массовая доля в земной коре составляет 8,8%. Основная масса природного алюминия входит в состав алюмосиликатов - веществ, главными компонентами которых являются оксиды кремния и алюминия. Алюмосиликаты входят в состав многих горных пород и глин.

Свойства: Al представляет собой серебристо-белый металл, Это легкоплавкий и легкий металл. Он обладает высокой пластичностью, хорошей электра- и теплопроводностью. Al - химически активный металл. Однако его активность в обычных условиях несколько снижается из-за наличия тонкой пленки оксида, которая всегда образуется на поверхности металла при контакте его с воздухом.

1. Взаимодействие с неметаллами. При обычных условиях алюминий реагирует с

хлором и бромом:

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3

При нагревании алюминий взаимодействует со многими неметаллами:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

2Al + 3I2 = 2AlI3

2Al + N2 = 2AlN

4Al + 3C = Al4C3

2. Взаимодействие с водой. Из-за защитной оксидной пленки на поверхности алюминий устойчив в воде. Однако при удалении этой пленки происходит энергичное взаимодействие:

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2

2. Взаимодействие с кислотами. Алюминий взаимодействует с хлороводородной и разбавленной серной кислотами:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2

Азотная и концентрированная серная кислоты пассивирует алюминий: при действии этих кислот увеличивается толщина защитной пленки на металле, и он не растворяется.

4. Взаимодействие со щелочами. Алюминий взаимодействует с растворами щелочей с выделением водорода и образованием комплексной соли:

2Al + 6NaOH + 6H2O = 2Na3[Al(OH)6] + 3H2

5. Восстановление оксидов металлов. Алюминий является хорошим восстановителем многих оксидов металлов:

2Al + Cr2O3 = Al2O3 + 2Cr

8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe

Оксид и гидроксид алюминия. Оксид алюминия, или глинозем, Al2O3 представляет собой белый порошок. Оксид алюминия можно получить, сжигая металл или прокаливая гидроксид алюминия:

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

Оксид алюминия практически не растворяется в воде. Соответствующий этому оксиду гидроксид Al(OH)3 получают действием гидроксида аммония или растворов щелочей, взятых в недостатке, на растворы солей алюминия:

AlCl3 + 3NH3 · H2O = Al(OH)3 ? + 3NH4Cl

Оксид и гидроксид этого металла являются амфотерными, т.е. проявляют как основные, так и кислотные свойства.

Основные свойства:

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O

2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O

Кислотные свойства:

Al2O3 + 6KOH +3H2O = 2K3[Al(OH)6]

2Al(OH)3 + 6KOH = K3[Al(OH)6]

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O

Производство. Алюминий получают электролитическим методом. Он не может быть выделен из водных растворов солей, т.к. является очень активным металлом. Поэтому основным промышленным методом получения металлического алюминия является электролиз расплава, содержащего оксид алюминия и криолит.

Применение. Металлический алюминий широко используется в промышленности, по объему производства занимает второе место после железа. Основная масса алюминия идет на изготовление сплавов:

Дуралюмин - сплав алюминия, содержащий медь и небольшое количество магния, марганца и других компонентов. Дуралюмины - легкие прочные и коррозионностойкие сплавы. Используют в авиа- и машиностроении.

Магналин - сплав алюминия с магнием. Используют в авиа- и машиностроении, в строительстве. Стоек к коррозии в морской воде, поэтому его применяют в судостроении.

Силумин - сплав алюминия, содержащий кремний. Хорошо подвергается литью. Этот сплав используют в автомобиле-, авиа- и машиностроении, производстве точных приборов.

Алюминий - пластичный металл, поэтому из него изготавливают тонкую фольгу, используемую в производстве радиотехнических изделий и для упаковки товаров. Из алюминия делают провода, краски «под серебро».

Характеристика переходных металлов (переходные металлы - элементы побочных подгрупп периодической системы).

Железо.

Железо находится в побочной подгруппе VIII группы Периодической системы. Строение электронной оболочки атома: 3d64s2.

1s22s22p63s23p63d64s2

Атомы железа проявляют степень окисления +2 и +3.

Железо является одним из самых распространенных элементов в природе, массовая доля в земной коре - 5,1%. Железо входит в состав большинства горных пород. Основными железными рудами являются магнитный железняк, бурый железняк и красный железняк.

Свойства. Железо - серебристо-белый металл. На воздухе подвергается коррозии, покрываясь ржавчиной. Чистое железо достаточно мягкое и пластичное. Температура плавления 1539°С. В интервале температур 910-1390°С железо образует кубическую гранецентрированную решетку. Железо является достаточно хим.активным металлом.

1. Взаимодействие с неметаллами. При нагревание железо реагирует с многими неметаллами:

Fe + S = FeS

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

2. Взаимодействие с водой. Железо взаимодействует с водой лишь при высоких температурах (свыше 700°С):

3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H

3. Взаимодействие с кислотами. Железо растворяется в хлороводородной и разбавленной серной кислотах, образуя соли железа (II) и водород:

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2

В достаточно концентрированной серной кислоте реакция просекает по уравнению:

Fe + 2H2SO4 = FeSO4 + SO2 + 2H2O

В серной кислоте очень высокой концентрации железо пассивирует. С разбавленной азотной кислотой железо взаимодействует. Продукты взаимодействия в зависимости от концентрации кислоты могут быть различными. В концентрированной азотной кислоте железо пассивирует.

4. Взаимодействие с солями. Железо может вытеснять некоторые металлы из растворов их солей:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

5. Взаимодействие с оксидом углерода (II). Железо, взаимодействуя с этим оксидом, образует пентокарбонил железа:

Fe + 5CO = [Fe(CO)5]

Оксид железа (II) и гидроксид железа (II) - вещества основного характера, легко взаимодействуют с кислотами:

Fe(OH)2 + H2SO4 = FeSO4 + 2H2O

Оксид железа (II) можно получить, восстанавливая оксид железа (III) водородом:

Fe2O3 + H2 = 2FeO + H2O

Гидроксид железа (II) образуется при действии щелочей на растворы солей железа (II):

FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2? + Na2SO4

Реакция должна протекать без доступа воздуха. В противном случае гидроксид железа (II) окисляется до гидроксида железа (III). Оксид и гидроксид железа (III) проявляют амфотерные свойства, они взаимодействуют с кислотами и с щелочами:

Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O

Fe(OH)3 + 3KOH = K3[Fe(OH)6]

Fe2O3 + 2KFeO2 + H2O

Соли железа (II) под действием окислителей проявляют восстановительные свойства. Соли железа (III) - слабые окислители.

Железо и его соединения имеют большое значение для народного хозяйства. Сплавы железа с углеродом и другими веществами - стали являются основными конструкционными материалами. В хим. промышленности железо используют как катализатор.

Цинк.

Цинк находится в побочной подгруппе II группы. Атомы элементов этой подгруппы имеют следующую электронную оболочку: (n-1)s2p6d10ns2. Проявляют в соединениях степень окисления +2.

Цинк - серебристо-белый металл. Обладает хорошей электро- и теплопроводимостью. На воздухе цинк покрывается защитной пленкой оксидов и гидроксидов, которая ослабляет его металлический блеск.

Цинк - химически активный металл. При нагревании легко взаимодействует с неметаллами ( серой, хлором, кислородом):

2Zn + O2 = 2ZnO

Растворяется в разбавленных и концентрированных кислотах HCl, H2SO4, HNO3 и в водных растворах щелочей:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

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

Оксид цинка - белое вещество, практически нерастворимое в воде. Оксид и гидроксид цинка являются амфотерными соединениями; они реагируют с кислотами и щелочами:

ZnO +2HCl = ZnCl2 + H2O

ZnO + 2KOH + H2O = K2[Zn(OH)4]

Гидроксид цинка растворяется в водном растворе аммиака, образуя комплексное соединение:

Zn(OH)2 + 6NH3 = [Zn(NH3)6](OH)2

При получение цинка его руды подвергают обжигу:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2

ZnCO3 = ZnO + CO2

Далее оксид цинка восстанавливают углем:

ZnO + C = Zn + CO

Для получения более чистого металла оксид цинка растворяют в серной кислоте и выделяют электролизом.

Цинк используют для производства сплавов. Цинком покрывают стальные и чугунные изделия для защиты их от коррозии.

Медь.

Медь находится в побочной подгруппе I группы Периодической системы. Строение электронных оболочек атомов элементов этой подгруппы выражается формулой (n-1)d10ns1. На внешнем энергетическом уровне атома находится один электрон, однако в образовании хим. связей могут принимать участие и электроны с d-подуровня предпоследнего уровня. Поэтому они могут проявлять степени окисления +1, +2, +3, для меди наиболее устойчивы соединения со степенью окисления +2.

Медь - мягкий пластичный металл, имеет розово-красную окраску. Обладает высокой электрической проводимостью.

Медь - химически малоактивный металл. С кислородом реагирует только при нагревании:

2Cu + O2 = 2CuO

Не реагирует с водой, растворами щелочей, хлороводородной и разбавленной серной кислотами. Медь растворяется в кислотах, являющихся сильными окислителями:

3Cu + 8HNO3 (разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Cu + 2H2SO4 (конц.) = CuSO4 + SO2 +2H2O

Во влажной атмосфере, содержащей диоксид углерода, поверхность меди обычно покрывается зеленоватым налетом основного карбоната меди:

2Cu + O2 + CO2 +H2O = Cu(OH)2 · CuCO3

Оксид меди (II) CuO - черное вещество, может быть получен из простых веществ или путем нагревания гидроксида меди (II):

Cu(OH)2 = CuO + H2O

Гидроксид меди (II) представляет собой малорастворимое в воде соединение голубого цвета. Легко растворяется в кислотах и при нагревании в концентрированных растворах щелочей, т.е. проявляет свойства амфотерного гидроксида:

Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O

Cu(OH)2 + 2KOH = K2[Cu(OH)4]

Основная масса производимой меди используется в электротехнической промышленности. В больших количествах медь идет на производство сплавов.

Хром.

Хром находится в побочной подгруппе VI группы Периодической системы. Строение электронной оболочки хрома: Cr3d54s1.

Массовая доля хрома в земной коре составляет 0,02%. Важнейшими минералами, входящими в состав хромовых руд, являются хромит, или хромистый железняк, и его разновидности, в которых железо частично заменено на магний, а хром - на алюминий.

Хром - серебристо серый металл. Чистый хром достаточно пластичный, а технический самый твердый из всех металлов.

Хром химически малоактивен. В обычных условиях он реагирует только с фтором (из неметаллов), образуя смесь фторидов. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором:

4Cr + 3O2  -t°?  2Cr2O3

2Cr + 3Cl2  -t°?  2CrCl3

2Cr + N2  -t°?  2CrN

2Cr + 3S   -t°?  Cr2S3

В азотной и концентрированной серной кислотах он пассивирует, покрываясь защитной оксидной пленкой. В хлороводородной и разбавленной серной кислотах растворяется, при этом, если кислота полностью освобождена от растворенного кислорода, получаются соли хрома(II), а если реакция протекает на воздухе - соли хрома (III):

Cr + 2HCl ? CrCl2 + H2-

2Cr + 6HCl + O2 ? 2CrCl3 + 2H2O + H2-

Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.

Cr(OH)2 + 2HCl ? CrCl2 + 2H2O

Соединения хрома (II) - сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.

2CrCl2 + 2HCl ? 2CrCl3 + H2-

4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O ? 4Cr(OH)3

Оксид хрома (III) Cr2O3 - зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:

2Cr(OH)3  -t°?  Cr2O3 + 3H2O

4K2Cr2O7  -t°?  2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2-

(NH4)2Cr2O7  -t°?  Cr2O3 + N2-+ 4H2O-

Амфотерный оксид. При сплавлении Cr2O3 со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3):

Cr2O3 + 2NaOH ? 2NaCrO2 + H2O

Cr2O3 + Na2CO3 ? 2NaCrO2 + CO2-

Cr2O3 + 6KHSO4 ? Cr2(SO4)3 + 3K2SO4 + 3H2O

При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6):

2Cr2O3 + 4KOH + KClO3 ? 2K2Cr2O7(дихромат калия) + KCl + 2H2O

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 - нерастворимое в воде вещество зелёного цвета.

Cr2(SO4)3 + 6NaOH ?2Cr(OH)3Ї + 3Na2SO4

Обладает амфотерными свойствами - растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 ? Cr2(SO4)3 + 6H2O

Cr(OH)3 + KOH ? K[Cr(OH)4]

(или, упрощая, Cr(OH)3 + KOH ? KCrO2(хромат калия) + 2H2O)

Оксид хрома (VI) CrO3 - ярко-красные кристаллы, растворимые в воде.

Получают из хромата (или дихромата) калия и H2SO4(конц.).

K2CrO4 + H2SO4 ? CrO3 + K2SO4 + H2O

K2Cr2O7 + H2SO4 ? 2CrO3 + K2SO4 + H2O

CrO3 - кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO42-:

CrO3 + 2KOH ? K2CrO4 + H2O

В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr2O72-:

2K2CrO4 + H2SO4 ? K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O

В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

K2Cr2O7 + 2KOH ? 2K2CrO4 + H2O

Все соединения хрома (VI) - сильные окислители.

4CrO3 + 3S ? 3SO2- + 2Cr2O3через амфотерные к кислотным ( - основной, - амфотерный, - аллы проявляют свою высшую степень окисления, изменяются от основны

Страницы: 1, 2, 3