Металлы

Общая характеристика металлов.

Металлы – 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 Fe₃O₄, гематит Fe₂О₃ и др.
— в виде смешанных оксидов: каолин Аl₂O₃ • 2SiO₂ • 2Н₂О, алунит (Na,K)₂O • АlО₃ • 2SiO₂ и др.
— различных солей:
сульфидов: галенит PbS, киноварь НgS,
хлоридов: сильвин КС1, галит NaCl, сильвинит КСl• NаСl, карналлит КСl • МgСl₂ • 6Н₂О, сульфатов: барит ВаSO₄, ангидрид Са₈О₄ 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.

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: ns¹, 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 H₂O = 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 Ме₂ 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, ^oС

Гидроксиды МеОН имеют меньшую, чем у хлоридов, температуру плавления, они термически вполне устойчивы, а при электролизе из расплавов идет процесс:

4МеOH = 4Ме + 2H₂O­ + 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:

3Li₂O + 2Al 6Li­ + Al₂O₃,
4NaCl + 3CaO + Si 4Na­ + 2CaCl₂ + CaSiO₃.

Свойства: Щелочные металлы - очень сильные восстановители. Они энергично реагируют с большинством неметаллов, разлагают воду и бурно взаимодествуют с кислотами. В общем виде (обозначая атом щелочного металла просто Ме) эти реакции будут выглядеть так:

2Me + H₂ = 2MeH (гидриды),
2Me + Г₂ = 2MeГ (галогениды),
2Me + S = Me₂S (сульфиды),
3Me + P = Me₃P (фосфиды),
6Me + N₂ = 2Me₃N (нитриды),
2Me + 2H₂O = 2MeOH + H₂­.

Гидриды щелочных металлов реагируют с водой и кислородом:

MeH + H₂O = MeOH + H₂­,
2MeH + O₂ = 2 MeOH.

Из солей щелочных металлов с галогенами гидролизуются только фториды:

MeF + H₂O = MeOH + HF.

Li используют в некоторых сплавах и для получения трития в термоядерном синтезе. Na и K применяют для получения Ti, Zr, Nb, Ta:

TiCl₄ + 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 - Me₂O, пероксидов - Me₂O₂. Приведем перечень всех соединений щелочных металлов с кислородом:

• Li₂O,
• Na₂O, Na₂O₂ (пероксид),
• K₂O, K₂O₂ (пероксид), KO₂ (надпероксид), KO₃ (озонид),
• Rb₂O, Rb₂O₂ (пероксид), RbO₂ (надпероксид),
• Cs₂O, Cs₂O₂ (пероксид), CsO₂ (надпероксид).

Литий не образует пероксидов, у Na - один пероксид, у K, Rb и Cs есть надпероксиды типа MeO₂, у калия известен озонид. Все это надо учитывать при изучении взаимодействия щелочных металлов с кислородом и озоном:

4 Li + O₂2 Li₂O,
2 Na + O₂Na₂O₂,
K + O₂ = KO₂.

Оксиды щелочных металлов можно получить из надпероксидов:

2МеO₂Ме₂O₂ + О₂­

и пероксидов:

Ме₂O₂ + 2Ме 2 Ме₂O.

Li₂О обычно получают при нагревании его карбоната:

Li₂CO₃Li₂O + CO₂­.

Оксиды щелочных металлов, растворяясь в воде, дают щелочи:

Ме₂O + H₂O = 2 МеOH.

Пероксиды и надпероксиды также реагируют с водой:

Ме₂O₂ + 2 H₂O = 2 МеOH + H₂O₂,
2 МеO₂ + 2 H₂O = 2 МеOH + H₂O₂ + O₂­,

с кислотными оксидами и кислотами:

Me₂O + SO₃ = Me₂SO₄,
Me₂O + 2HNO₃ = 2MeNO₃ + H₂O,
Me₂O₂ + H₂SO₄ = Me₂SO₄ + H₂O₂,
4MeO₂ + 2CO₂ = 2Me₂CO₃ + 3O₂.

Пероксиды и надпероксиды являются сильными окислителями:

Me₂O₂ + 2FeSO₄ + 2H₂SO₄® Fe₂(SO₄)₃ + Me₂SO₄ + 2H₂O,

но могут и сами окисляться:

5Me₂O₂ + 2KMnO₄ +8H₂SO₄® 2MnSO₄ + 5Me₂SO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O + 5O₂­ .

Надпероксид калия поглощает СО₂ и регенерирует кислород:

4KO₂ + 2H₂O + 2CO₂ = 4KHCO₃ + O₂­.

Гидроксиды

Гидроксиды имеют общую формулу МеОН.

Получение

Гидроксиды получают с помощью обменных реакций из сульфатов и карбонатов:

Me₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄¯ + 2 MeOH,
Me₂CO₃ + Ca(OH)₂ = CaCO₃¯ + 2 MeOH,

электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов:

2 МеCl + 2 H₂O = 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 H₂O = 2Me[Al(OH)₄] + 3H₂­,
Cl₂ + 2MeOH = MeCl + MeClO + H₂O,
MeOH + HCl = MeCl + H₂O,
NH₄Cl + MeOH = MeCl + NH₃­ + H₂O,
CuCl₂ + 2MeOH = Cu(OH)₂¯ + 2MeCl,
NaH₂PO₄ + NaOH = Na₂HPO₄ + H₂O,
2 MeOH + CO₂ = Me₂CO₃ + H₂O,
2 MeOH + H₂SO₄ = Me₂SO₄ + 2 H₂O.

Натриевые соли 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 ns², 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 (ПИ₁), 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 H₂O = 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 + ПИ₁ = Me⁺

необходимо затратить достаточно большую энергию ПИ₁. 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 ПИ₁, 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:

MeCl₂ = Me²⁺ + 2Cl^-,
катод: Me²⁺ + 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,
BeF₂ + 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 + H₂MeH₂(гидриды),
Me + Г₂MeГ₂ (галогениды),
Me + S MeS (сульфиды),
3Me + 2P Me₃P₂ (фосфиды),
3Me + N₂Me₃N₂(нитриды),
Me + 2H₂O = Me(OH)₂ + H₂­ (кроме Be и Mg),
Ме + 2НГ = МеГ₂ + Н₂­.

Гидриды металлов IIA группы реагируют с водой и кислородом:

MeH₂ + 2H₂O = Me(OH)₂ + 2H₂­,
MeH₂ + O₂ = Me(OH)₂ (кроме Be и Mg).

Галогениды (Г) Be и Mg сильно гидролизуются, давая оксосоли:

MeГ₂ + H₂O = 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 (CaCl₂) и в других областях.

Оксиды и пероксиды металлов IIA группы

Атомы металлов IIA группы в соединениях двухвалентны. Поэтому общая формула оксидов - MeO и пероксидов - MeO₂ (ВеО₂ - не получен).

Получение

Оксиды получают при нагревании:

2Me + O₂ = 2 MeO,
Me(OH)₂MeO + H₂O (Me = Be, Mg)
MeCO₃MeO + CO₂­ (Me = Be, Mg, Ca, Sr)
2Me(NO₃)₂2MeO + 4NO₂­+ O₂­

Пероксиды получают по реакции нейтрализации Н₂О₂:

Me(OH)₂ + H₂O₂ = MeO₂ + 2H₂O (кроме BaO₂),
2BaO + O₂2BaO₂.

Свойства

Оксиды металлов IIA группы являются основными оксидами, а ВеО проявляет амфотерные свойства. Оксиды реагируют с водой:

МеO + H₂O = Ме(OH)₂ (кроме ВеО),

легко растворяются в кислотах:

MeO + 2HCl = MeCl₂ + H₂O,

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 = BaSO₄¯ + H₂O₂ (в лаборатории),

легко разлагаются кислотами, даже очень слабыми:

MeO₂ + H₂CO₃ = MeCO₃ + H₂O₂.

Пероксиды являются сильными окислителями:

MeO₂ + 2NaI + 2H₂O ® Me(OH)₂ + 2NaOH + I₂¯,

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)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:

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)₂¯ + MeCl₂,
Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ = 2CaCO₃¯ + 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)₂CaCO₃¯ + 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⁺ + CO₃^2- = CaCO₃¯ ,
Mg²⁺ + 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:

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 + 6H₂SO_4(конц) = Cr₂(SO₄)₃ + 3SO_2­+ 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 + H_2­.

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

Оксид получают:

4Cr + 3O₂ = 2Cr₂O₃,
(NH₄)₂Cr₂O₇Cr₂O₃ + N₂­ + 4H₂O­.

Оксид хрома (III) малорастворим и воде и в кислотах. Отвечающий ему гидрооксид обладает амфотерными свойствами:

Cr₂(SO₄)₃ + 6КOH = 2Cr(OH)₃¯ + 3К₂SO₄
(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 + 3H₂O.

При прокаливании Сr(OH)₃ разлагается:

2Сr(OH)₃Cr₂O₃ + 3H₂O.

При сплавлении Сr₂O₃ со щелочами или карбонатами получают метахромиты:

Сr₂O₃ + 2КOH = 2КCrO₂ + H₂O­ ,
Сr₂O₃ + К₂CO₃ = 2КCrO₂ + CO₂­.

Галогениды

Галогениды получают:

2Cr + 3Cl₂ = 2CrCl₃,
Cr₂O₃ + 3Cl₂ + 3C = 2CrCl₃ + 3CO­.
2CrCl_3(тв) + 3H₂S_(газ)Cr₂S₃ + 6HCl­ 2CrCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O = 2Cr(OH)₃ + 3H₂S + 6NaCl ,
CrCl₃ + NH₃CrN + 3HCl­ ,
2CrCl₃ + 3H₂O₂ + 10KOH = 2K₂CrO₄ + 6KCl + 8H₂O.
CrCl₃ + 3NaHCO₃ = Cr(OH)₃ + 3CO₂ + 3NaCl

Соединения хрома со степенью окисления +6

В этих соединениях по свойствам хром напоминает S⁺⁶.

Кислотный оксид CrO₃ получают разложением дихромовой кислоты:

K₂Cr₂O₇ + H₂SO_4(конц) = 2CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O.

Свойства

Свойства галогенидов передают реакций:

CrO₃ является ангидридом хромовой и дихромовой кислот, хорошо растворим в воде:

CrO₃ + H₂O = H₂CrO₄,
H₂CrO₄ + CrO₃ = H₂Cr₂O₇.

В кислой среде существуют дихроматы:

а в щелочной - хроматы:

В кислой среде Cr⁺⁶ сильный окислитель:

K₂Cr₂O₇ + 14HCl = 2CrCl₃ + 2KCl + 3Cl_2­+ 7H₂O.
6FeSO₄ + K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ = 3Fe₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

в нейтральной среде:

K₂Cr₂O₇ + 3(NH₄)₂S + H₂O = 2Cr(OH)₃ ¯+ 3S ¯+ 6NH₃­+ 2KOH.

Бихромат калия используется как окислитель.

Железо и его соединения

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:

FeC₂O₄FeO + CO_2­+ CO­
3Fe + O₂ = Fe₃O₄
2Fe(OH)₃Fe₂O₃ + 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,
ZnCO₃ZnO + 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 + 10HNO_3(разб) =
= 4Zn(NO₃)₂ + 3H₂O + NH₄NO₃,
Zn + 4HNO_3(конц) = Zn(NO₃)₂ + 2H₂O + 2NO₂­ ,
Zn + 2H₂SO_4(конц) = ZnSO₄ + 2H₂O + SO_2­.

Кислородные соединения цинка

Оксид цинка получают: 2Zn + O₂ = 2ZnO,
ZnCO₃ZnO + 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 = BaSO₄¯ + 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: CuS×·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 + 8HNO_3(разб) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO­ + 4H₂O,
Cu + 4HNO_3(конц) = Cu(NO₃)₂ + 2NO_2­+ 2H₂O,
Cu + 2H₂SO_4(конц) = CuSO₄ + SO_2­+ 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)₂CuO + 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 = Cu₂O¯ + 2KCl + H₂O,
2Cu₂O + O₂ + 4H₂O = 4Cu(OH)₂,
Cu₂O + H₂SO₄ = CuSO₄ + Cu¯ + H₂O.

Сульфид меди не растворим в обычных кислотах

CuSO₄ + H₂S = CuS¯ + 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.