Металлы - Химия реферат

Главная

Химия
Металлы

Общая характеристика металлов. Элементы I группы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Оксиды и пероксиды щелочных металлов. Гидроксиды. Элементы главной II группы: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Переходные металлы. Хром, железо, цынк, медь и их соединения.


посмотреть текст работы


скачать работу можно здесь


полная информация о работе


весь список подобных работ


Нужна помощь с учёбой? Наши эксперты готовы помочь!
Нажимая на кнопку, вы соглашаетесь с
политикой обработки персональных данных

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
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:
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 O 4 , гематит Fe 2 О 3 и др. -- в виде смешанных оксидов: каолин Аl 2 O 3 * 2SiO 2 * 2Н 2 О, алунит (Na,K) 2 O * АlО 3 * 2SiO 2 и др. -- различных солей: сульфидов: галенит PbS, киноварь НgS, хлоридов: сильвин КС1, галит NaCl, сильвинит КСl* NаСl, карналлит КСl * МgСl 2 * 6Н 2 О, сульфатов: барит ВаSO 4 , ангидрид Са 8 О 4 фосфатов: апатит Са 3 (РО 4 ) 2 , карбонатов: мел, мрамор СаСО 3 , магнезит МgСО 3 . 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.
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:
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:
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:
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.
Li, Na, K (Ме) получают электролизом расплавов их хлоридов или гидроксидов:
2KCl = 2K + + 2Cl - , катод 2K + + 2e = 2K; анод 2Cl - -2e = Cl 2 .
Температуры плавления хлоридов и гидроксидов щелочных металлов, o С
Гидроксиды МеОН имеют меньшую, чем у хлоридов, температуру плавления, они термически вполне устойчивы, а при электролизе из расплавов идет процесс:
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- + Al 2 O 3 , 4NaCl + 3CaO + Si 4Na- + 2CaCl 2 + CaSiO 3 .
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 + H 2 = 2MeH (гидриды), 2Me + Г 2 = 2MeГ (галогениды), 2Me + S = Me 2 S (сульфиды), 3Me + P = Me 3 P (фосфиды), 6Me + N 2 = 2Me 3 N (нитриды), 2Me + 2H 2 O = 2MeOH + H 2 -.
Гидриды щелочных металлов реагируют с водой и кислородом:
MeH + H 2 O = MeOH + H 2 -, 2MeH + O 2 = 2 MeOH.
Из солей щелочных металлов с галогенами гидролизуются только фториды:
Li используют в некоторых сплавах и для получения трития в термоядерном синтезе. Na и K применяют для получения Ti, Zr, Nb, Ta:
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 - Me 2 O 2 . Приведем перечень всех соединений щелочных металлов с кислородом:
· K 2 O, K 2 O 2 (пероксид), KO 2 (надпероксид), KO 3 (озонид),
· Rb 2 O, Rb 2 O 2 (пероксид), RbO 2 (надпероксид),
· Cs 2 O, Cs 2 O 2 (пероксид), CsO 2 (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 Li 2 O, 2 Na + O 2 Na 2 O 2 , K + O 2 = KO 2 .
Оксиды щелочных металлов можно получить из надпероксидов:
Li 2 О обычно получают при нагревании его карбоната:
Оксиды щелочных металлов, растворяясь в воде, дают щелочи:
Пероксиды и надпероксиды также реагируют с водой:
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 -,
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 .
Пероксиды и надпероксиды являются сильными окислителями:
Me 2 O 2 + 2FeSO 4 + 2H 2 SO 4 ® Fe 2 (SO 4 ) 3 + Me 2 SO 4 + 2H 2 O,
5Me 2 O 2 + 2KMnO 4 +8H 2 SO 4 ® 2MnSO 4 + 5Me 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O + 5O 2 - .
Надпероксид калия поглощает СО 2 и регенерирует кислород:
4KO 2 + 2H 2 O + 2CO 2 = 4KHCO 3 + O 2 -.
Гидроксиды имеют общую формулу МеОН.
Гидроксиды получают с помощью обменных реакций из сульфатов и карбонатов:
Me 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 ¨ + 2 MeOH, Me 2 CO 3 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 Ї + 2 MeOH,
электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов:
2 МеCl + 2 H 2 O = 2 МеOH + H 2 - + Cl 2 -, катод: 2H + + 2e = H 2 ; анод: 2Cl - - 2e = Cl 2 .
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 ] + 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 ¨ + 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.
Натриевые соли очень широко используются в химической промышленности, их применение рассматривается в соответствующих группах неметаллов.
Калийные соли используют как удобрение и при получении стекла.
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:
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
необходимо затратить достаточно большую энергию ПИ 1 . Чтобы у иона Ме + отнять еще один электрон, необходимо затратить еще большую энергию ПИ 2 :
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 ПИ 2 уменьшаются, и поэтому активность металла, т.е. способность к химическому взаимодействию - увеличивается. Типичные степени окисления элементов IIA группы в различных соединениях +2.
Be, Mg, Ca и Sr (Ме) получают электролизом расплавов их хлоридов:
MeCl 2 = Me 2+ + 2Cl - , катод: Me 2+ + 2e = Me; анод: 2Cl - -2e = Cl 2 ,
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(AlO 2 ) 2 + 3Me- (Ме = Ca, Sr, Ba), MeO + C CO + Me-, 2MeO + CaO + Si CaSiO 3 + 2Me-, BeF 2 + Mg = MgF 2 + Be.
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 MeH 2 (гидриды), Me + Г 2 MeГ 2 (галогениды), Me + S MeS (сульфиды), 3Me + 2P Me 3 P 2 (фосфиды), 3Me + N 2 Me 3 N 2 (нитриды), Me + 2H 2 O = Me(OH) 2 + H 2 - (кроме Be и Mg), Ме + 2НГ = МеГ 2 + Н 2 -.
Гидриды металлов IIA группы реагируют с водой и кислородом:
MeH 2 + 2H 2 O = Me(OH) 2 + 2H 2 -, MeH 2 + O 2 = Me(OH) 2 (кроме Be и Mg).
Галогениды (Г) Be и Mg сильно гидролизуются, давая оксосоли:
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 (ВеО 2 - не получен).
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 -
Пероксиды получают по реакции нейтрализации Н 2 О 2 :
Me(OH) 2 + H 2 O 2 = MeO 2 + 2H 2 O (кроме BaO 2 ), 2BaO + O 2 2BaO 2 .
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),
а ВеО взаимодействует и со щелочами:
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 -.
Пероксиды подвергаются сильному гидролизу:
MeO 2 + 2H 2 O = Me(OH) 2 + H 2 O 2 , BaO 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 Ї + H 2 O 2 (в лаборатории),
легко разлагаются кислотами, даже очень слабыми:
MeO 2 + H 2 CO 3 = MeCO 3 + H 2 O 2 .
Пероксиды являются сильными окислителями:
MeO 2 + 2NaI + 2H 2 O ® Me(OH) 2 + 2NaOH + I 2 Ї,
Они реагируют с кислотными оксидами и кислотами:
MeO + SO 3 = MeSO 4 , MeO + 2HNO 3 = Me(NO 3 ) 2 + H 2 O.
Гидроксиды имеют общую формулу Ме(ОН) 2 .
Их получают взаимодействием оксидов Ca, Sr, Ba (Ме) с водой:
Be(OH) 2 и Mg(OH) 2 получают с помощью обменных реакций:
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 + H 2 O (хлорная известь), 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 Ї + MeCl 2 , Ca(HCO 3 ) 2 + Ca(OH) 2 = 2CaCO 3 Ї + 2H 2 O, Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¨ + H 2 O, Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ¨ + 2 H 2 O.
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 (CaSO 4 ·2H 2 O) при нагревании превращается в алебастр (CaSO 4 ·0.5H 2 O). Они широко используются в строительном деле:.
CaSO 4 ·0,5H 2 O + 1,5H 2 O = CaSO 4 ·2H 2 O.
Катионы кальция и магния обуславливают жесткость воды. При кипячении воды бикарбонаты разлагаются:
Ca(HCO 3 ) 2 CaCO 3 Ї + H 2 O + CO 2 -
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+ + CO 3 2- = CaCO 3 Ї , Mg 2+ + CO 3 2- = MgCO 3 Ї.
Наиболее эффективным способом борьбы с жесткостью воды является применение ионнообменных смол. Важнейший строительный материал - цемент - это силикат и алюмосиликат кальция.
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:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 1
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 - серебристо-белый с голубоватым оттенком металл, встречается в природе в виде хромита железа Fe(CrO 2 ) 2 и хромата свинца PbCrO 4 .
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 .
Реагирует с неметаллами: галогенами, кислородом и т.д.:
2Cr + 3Г 2 = 2CrГ 3 , 4Cr + 3O 2 = 2Cr 2 O 3 .
При высокой температуре хром реагирует с водой:
Cr + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2 - (без доступа воздуха).
Хром не растворяется в концентрированных серной и азотных кислотах на холоде (пассивируется), но растворяется в них при нагревании:
2Cr + 6H 2 SO 4( конц ) = Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 - + 6H 2 O.
Хром используется для получения нержавеющих сталей и различных сплавов, применяется для хромирования изделий.
Соединения хрома со степенью окисления +2
Эти содеинения получают растворением хрома в кислотах без доступа воздуха:
Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2 - (голубой раствор), 2CrCl 3 + H 2 = 2CrCl 2 + 2HCl, Cr + CH 3 COOH = Cr(CH 3 COO) 2 + H 2 - .
Cr(CH 3 COO) 2 + 2NaOH = 2CH 3 COONa + Cr(OH) 2 ¨ .
Степень окисления: +2 очень неустойчивая и даже кислород воздуха окисляет Cr +2 до Cr +3 :
4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 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 .
4Cr + 3O 2 = 2Cr 2 O 3 , (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 Cr 2 O 3 + N 2 - + 4H 2 O-.
Оксид хрома (III) малорастворим и воде и в кислотах. Отвечающий ему гидрооксид обладает амфотерными свойствами:
Cr 2 (SO 4 ) 3 + 6КOH = 2Cr(OH) 3 ¨ + 3К 2 SO 4 (зеленоватый осадок).
Cr(OH) 3 растворяется в избытке щелочи:
При прокаливании Сr(OH) 3 разлагается:
При сплавлении Сr 2 O 3 со щелочами или карбонатами получают метахромиты:
Сr 2 O 3 + 2КOH = 2КCrO 2 + H 2 O- , Сr 2 O 3 + К 2 CO 3 = 2КCrO 2 + CO 2 - .
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
Соединения хрома со степенью окисления +6
В этих соединениях по свойствам хром напоминает S +6 .
Кислотный оксид CrO 3 получают разложением дихромовой кислоты:
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4( конц ) = 2CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Свойства галогенидов передают реакций:
CrO 3 является ангидридом хромовой и дихромовой кислот, хорошо растворим в воде:
CrO 3 + H 2 O = H 2 CrO 4 , H 2 CrO 4 + CrO 3 = H 2 Cr 2 O 7 .
В кислой среде существуют дихроматы:
В кислой среде Cr +6 сильный окислитель:
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
K 2 Cr 2 O 7 + 3(NH 4 ) 2 S + H 2 O = 2Cr(OH) 3 Ї+ 3S Ї+ 6NH 3 - + 2KOH.
Бихромат калия используется как окислитель.
Железо встречается в природе в виде минералов: Fe 3 O 4 - магнитный железняк, Fe 2 O 3 - красный железняк, Fe 2 O 3 ·H 2 O - бурый железняк, FeS 2 - пирит.
Получение : Восстановлением оксидов при высокой температуре с помощью окиси углерода, кокса, водорода:
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.
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:
При нагревании железо растворяется в кислотах - сильных окислителях. При высокой температуре (800 0 С) железо разлагает воду (промышленный способ получения водорода): 3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2 - .
Железо реагирует с активными неметаллами:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 , Fe + S = FeS.
На воздухе в присутствии паров воды и углекислого газа происходит ржавление железа:
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 .
Железо вытесняет менее активные металлы из растворов их солей:
Некоторые способы получения оксидов:
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
Оксиды FeO и Fe 2 O 3 не растворяются в воде, но растворяются в кислотах:
FeO + 2HCl = FeCl 2 + H 2 O, Fe 2 O 3 + 6HCl = 2FeCl 3 + 3H 2 O.
Отвечающие оксидам железа гидроксиды получают, действуя щелочами на соли железа:
FeCl 3 + 3NaHCO 3 = Fe(OH) 3 + 3CO 2 + 3NaCl
Соли двухвалентного железа легко окисляются кислородом воздуха
4FeSO 4 + 2H 2 O + O 2 = 4Fe(OH)SO 4 ,
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
Получение и свойства карбонатов железа:
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 сильном нагревании соли разлагаются:
Fe 2 (SO 4 ) 3 ® Fe 2 O 3 + 3SO 3 -.
Соли железа (III) реагируют с сильными восстановителями:
2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + 2KCl + I 2 2FeCl 3 + 3Na 2 S = 2FeS + S + 2KCl + 6NaCl
Качественные реакции на ионы Fe 2+ и Fe 3+ :
FeCl 3 + 3KSCN = Fe(SCN) 3 + 3KCl (вишневый цвет раствора)
Эти соли являются реактивами на Fe 2+ и Fe 3+ :
Применение : Широко используются в промышленности сплавы железа с углеродом (стали, чугуны). На основе Fe 2 O 3 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 - серебристо-серый металл, встречается в природе только в связанном состоянии: ZnS - цинковая обманка, ZnCO 3 - цинковый шпат.
Получение . Цинк можно получить по реакциям:
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,
Для цинка характерна только одна степень окисления +2. Цинк растворяется как в кислотах, так и в щелочах, вытесняя водород:
Реакция цинка с соляной кислотой ускорятся в присутствии солей меди и замедляется в присутствии солей ртути:
Zn + 2NaOH +2H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ] + H 2 -.
Цинк растворяется в кислотах - сильных окислителях:
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 - .
Оксид цинка получают: 2Zn + O 2 = 2ZnO, ZnCO 3 ZnO + CO 2 -.
Оксид цинка амфотерен и растворяется как в кислотах, так и в щелочах:
ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O, ZnO + 2KOH + H 2 O = K 2 [Zn(OH) 4 ].
В воде ZnO не растворим, и гидроксид цинка получают из его солей:
Гидроксид цинка обладает амфотерными свойствами и растворяется как в кислотах, так и в щелочах.
Zn + S = ZnS, BаS + ZnSO 4 = BaSO 4 Ї + ZnS, ZnS + 2O 2 = ZnSO 4 .
Применение : Zn используется для изготовления оцинкованного железа, для получения сплавов (латуни).
Медь обладает высокой тепло- и электропроводностью. Медь встречается в природе в самородном виде и в виде соединений: CuSЧ·FeS - медный колчадан, Cu 2 S - медный блеск, CuCO 3 ·Cu(OH) 2 - малахит.
Медь получают вытеснением из ее солей:
CuCl 2 + Fe = FeCl 2 + Cu¨,. CuCl 2 + Zn = ZnCl 2 + Cu¨
Получаемую таким образом черновую медь, очищают, подвергая электролизу.
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(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.
Реагирует с галогенами (Г = F, Cl, Br):
Cu + Г 2 = CuГ 2 , 2CuCl 2 + 4KI = 2CuI¨ + I 2 + 4KCl, CuCl 2 + Cu 2CuCl.
Галогениды меди с аммиаком дают растворимые комплексные соединения:
CuCl + 2NH 3 =[Cu(NH 3 ) 2 ]Cl, CuCl 2 + 2NH 3 =[Cu(NH 3 ) 2 ]Cl 2 .
2Cu + O 2 = 2CuO, Cu(OH) 2 CuO + H 2 O, CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 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 = K 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ¨ , Cu(OH) 2 + 4NH 3 = [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 (реактив Швейцера), 2CuCl + 2KOH = Cu 2 OЇ + 2KCl + H 2 O, 2Cu 2 O + O 2 + 4H 2 O = 4Cu(OH) 2 , Cu 2 O + H 2 SO 4 = CuSO 4 + CuЇ + H 2 O.
Сульфид меди не растворим в обычных кислотах
CuSO 4 + H 2 S = CuSЇ + H 2 SO 4 CuSO 4 + Na 2 S = CuS¨ + Na 2 SO 4 ,
во влажном воздухе легко окисляется:
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 + 2NaHCO 3 = Cu(OH) 2 + 2CO 2 + 2NaCl
Медь стоит левее ртути в ряду активности металлов, поэтому она вытесняет ртуть из растворов ее солей:
Cu + Hg(NO 3 ) 2 = Cu(NO 3 ) 2 + Hg
Медь используется в электротехнике, для изготовления химических аппаратов и получения различных сплавов с оловом (бронзы), цинком (латунь), никелем, марганцем.
Металлы. Методы получения металлов. Химические свойства металлов. Характеристика металлов главной подгруппы I группы. Характеристика элементов главной подгруппы II группы. Характеристика элементов главной подгруппы III группы. Алюминий. Переходные металлы реферат [24,0 K], добавлен 18.05.2006
Общая характеристика металлов. Определение, строение. Общие физические свойства. Способы получения металлов. Химические свойства металлов. Сплавы металлов. Характеристика элементов главных подгрупп. Характеристика переходных металлов. реферат [76,2 K], добавлен 18.05.2006
Металлы – простые вещества, обладающие в обычных условиях характерными свойствами. Металлы – химические элементы, характеризующиеся способностью отдавать внешние электроны. Типы классификации металлов. Разделение металлов на непереходные и переходные. реферат [47,7 K], добавлен 15.03.2009
Общая характеристика щелочных металлов и их соединений, применение в промышленности. Формы металлов, встречающиеся в природе, и способы их получения. Химические свойства щелочных металлов и их взаимодействие с водой, с кислородом, с другими веществами. презентация [3,9 M], добавлен 22.09.2015
Строение атомов металлов. Положение металлов в периодической системе. Группы металлов. Физические свойства металлов. Химические свойства металлов. Коррозия металлов. Понятие о сплавах. Способы получения металлов. реферат [19,2 K], добавлен 05.12.2003
Характеристика щелочных металлов, их биологическая роль, распространение в природе и применение. Химические и физические свойства щелочных металлов. Литий, рубидий и цезий в составе живых организмов. Натрий и калий как необходимые для организма элементы. курсовая работа [75,4 K], добавлен 27.05.2013
Общая характеристика элементов І группы, их химические и физические свойства, история открытия и особенности способов получения. Литий и его соединения. Закономерности в строении атомов щелочных металлов. Правила хранения некоторых элементов этой группы. презентация [1,2 M], добавлен 30.11.2012
Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д. PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах. Рекомендуем скачать работу .

© 2000 — 2021



Металлы реферат. Химия.
Курсовая работа по теме Гражданско-правовое регулирование ценных бумаг
Реферат На Тему Физическое
Контрольная работа: Роль ролевых игр в развитии ребенка
Контрольная работа: Расчет наружной стены здания и его фундамента
Сочинение Описание На Тему Дымковская Игрушка
Контрольная работа по теме История перестрахования
Дипломная работа по теме Исследование существующей системы планирования на предприятии ЗАО 'Акконд-Транс'
Дипломная работа по теме Легітимація діяльності підприємства
Реферат: Bitch Essay Research Paper bitch bitch bitch
Сочинение Про Фильм Человек Паук
Реферат по теме Американская и Мировая Науки: их развитие и проблемы
Реферат: Студента 5-го курса озо факультета психологии ргу
Дипломная работа по теме Європейський банк реконструкції та розвитку як міждержавна фінансова організація
Курсовая работа по теме Коммуникативные особенности текстов писем-обращений на английском языке
Пособие по теме Основы управления образовательными системами
Курсовая Работа По Теории Инвестиций
Жизненный цикл объектов недвижимости
Курсовая работа по теме Разработка технологического процесса, обеспечивающего получение годной детали при минимальных затратах времени
Курсовая Работа Введение Образец По Численным Методам
Дипломная работа по теме Гарантийные выплаты и компенсации
Специфика активного и пассивного словаря детей младшего школьного возраста - Психология курсовая работа
Планирование урожая сельскохозяйственных культур в хозяйстве в Челябинской области - Сельское, лесное хозяйство и землепользование курсовая работа
Исследование психосоматических расстройств на примере онкологических заболеваний - Психология курсовая работа