Реферат: Металлы. Реферат металлы

Реферат - Металлы - Химия

Металлы – этоэлементы, проявляющие в своих соединениях только положительные степениокисления, и в простых веществах которые имеют металлические связи. Металлическаякристаллическая решетка — решетка, образованная нейтральными атомами и ионами металлов, связанными междусобой свободными электронами./> У металловв узлах кристаллической решетки находятся атомы и положительные ионы.Электроны, отданные атомами, находятся в общем владении атомов и положительныхионов. Такая связь называется металлической.                               Для металлов наиболее характерны следующие физические свойства: металлическийблеск, твердость, пластичность, ковкость и хорошая проводимость тепла иэлектричества. Теплопроводность и электропроводность уменьшается в рядуметаллов:  Аg Сu Аu Аl Мg Zn Fе РЬ Hg.

Многие металлы широкораспространены в природе. Так, содержание некоторых металлов в земной кореследующее: алюминия — 8,2%; железа — 4,1%; кальция — 4,1%; натрия — 2,3%;магния — 2,3%; калия — 2,1%; титана — 0,56%.

С внешней стороны металлы, какизвестно, характеризуются прежде всего особым “металлическим” блеском, которыйобусловливается их способностью сильно отражать лучи света. Однако этот блескнаблюдается обыкновенно только в том случае, когда металл образует сплошнуюкомпактную массу. Правда, магний и алюминий сохраняют свой блеск, даже будучипревращенными в порошок, но большинство металлов  в мелкораздробленном видеимеет черный или темно-серый цвет. Затем типичные металлы обладают высокойтепло- и электропроводностью, причем по способности проводить тепло и токрасполагаются в одном и том же порядке: лучшие проводники — серебро и медь,худшие — свинец и ртуть. С повышением температуры электропроводность падает,при понижении температуры, наоборот, увеличивается.

Оченьважным свойством металлов является их сравнительно легкая механическаядеформируемость. Металлы пластичны, они хорошо куются, вытягиваются впроволоку, прокатываются в листы и т.п.

Характерныефизические свойства металлов находятся в связи с особенностями их внутреннейструктуры. Согласно современным воззрениям, кристаллы металлов состоят изположительно заряженных ионов и свободных электронов, отщепившихся отсоответствующих атомов. Весь кристалл можно себе представить в видепространственной решетки, узлы которой заняты ионами, а в промежутках междуионами находятся легкоподвижные электроны. Эти электроны постоянно переходят отодних атомов к другим и вращаются вокруг ядра то одного, то другого атома. Таккак электроны не связаны с определенными ионами, то уже под влиянием небольшойразности потенциалов они начинают перемещаться в определенном направлении, т.е.возникает электрический ток.

Наличиемсвободных электронов обусловливается и высокая теплопроводность металлов. Находясьв непрерывном движении, электроны постоянно сталкиваются с ионами иобмениваются с ними энергией. Поэтому колебания ионов, усилившиеся в даннойчасти металла вследствие нагревания, сейчас же передаются соседним ионам, отних — следующим и т.д., и тепловое состояние металла быстро выравнивается; всямасса металла принимает одинаковую температуру.

Поплотности металлы условно подразделяются на две большие группы: легкие металлы,плотность которых не больше 5 г/см3, и тяжелые металлы — всеостальные.

Частицыметаллов, находящихся в твердом и жидком состоянии, связаны особым типомхимической связи — так называемой металлической связью. Она определяетсяодновременным наличием обычных ковалентных связей между нейтральными атомами икулоновским притяжением между ионами и свободными электронами. Таким образом,металлическая связь является свойством не отдельных частиц, а их агрегатов.

Методы получения металлов

пирометаллургические

гидрометаллургические

электрометаллургические

Восстановление металлов из соединений при высокой температуре

Восстановление металлов из водных растворов их соединений

Восстановление металлов из расплавов соединений под действием электрического тока

Химическиесвойства металлов

     Взаимодействие с простыми веществами:

1. с галогенами: 

Na + Cl2 → 2NaCl

2. с кислородом:                

4Al + 3O2 → 2Al2O3

     В реакциях с галогенами и кислородомметаллы наиболее энергично проявляют восстановительные способности.

3. с серой:                

2Na + S→ Na2S

4. с азотом:         

3Mg + N2 →Mg3N2

5. с фосфором:            

3Ca + 2P→ Ca3P2

6. с водородом:            

Ca + h3 →Cah3

     Наиболее активные металлы главных подгруппявляются сильными восстановителями, поэтому восстанавливают водород до степениокисления -1 и образуют гидриды.

     Взаимодействиесо сложными веществами:

1. с кислотами:

2Al+3h3SO4 → Al2(SO4)3+ 3h3

2Al+ 6H + 3SO4 → 2Al + 3SO4 + 3h3

2Al + 6H→ 2Al + 3h3

     Металлы, которые в электрохимическом рядунапряжений металлов находятся до водорода, восстанавливают ионы водорода изразбавленных кислот, а те, которые находятся после водорода, восстанавливаютатом основного элемента, образующего данную кислоту.

2. с водными растворами солей:

Zn+ Pb(NO3)2 → Zn(NO3)2 + Pb

Zn+ Pb + 2NO3 = Zn + 2NO3 + Pb

Zn + Pb = Zn + Pb

     При взаимодействии с водными растворамисолей металлы, находящиеся в электрохимическом ряду напряжений металлов левее,восстанавливают металлы, находящиеся в этом ряду правее от них. Однако металлыс сильными восстановительными свойствами (Li, Na, K, Ca) в этихусловиях будут восстанавливать водород воды, а не металл соответствующей соли.

3. с водой:     

     Самые активные металлы реагируют с водой при обычныхусловиях, и в результате этих реакций образуются растворимые в воде основания ивыделяется водород.

2Na + 2HOH→ 2NaOH + h3

     Менее активные металлы реагируют с водой при повышеннойтемпературе с выделением водорода и образованием оксида соответствующегометалла.

Zn + h3O→ ZnO +h3

Характеристика металлов главной подгруппы Iгруппы.

     Главную подгруппу I группыпериодической системы составляют литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr.

     Все щелочные металлы имеют один s-электрон на внешнемэлектронном слое, который при химических реакциях легко теряют, проявляястепень окисления +1. Поэтому щелочные металлы являются сильнымивосстановителями. Радиусы их атомов возрастают от лития к францию. Электронвнешнего слоя с возрастанием радиуса атома находится все дальше от ядра, силыпритяжения ослабевают и, следовательно, увеличивается способность к отдачеэтого электрона, т.е. химическая активность. В электрохимическом рядунапряжений металлов все щелочные металлы стоят левее водорода. Все щелочныеметаллы в твердом состоянии хорошо проводят электрический ток. Они легкоплавки,быстро окисляются на воздухе, поэтому их хранят без доступа воздуха и влаги,чаще всего под керосином. Щелочные металлы образуют соединения спреимущественно ионной связью. Оксиды щелочных металлов – твердыегигроскопичные вещества, легко взаимодействующие с водой. При этом образуютсягидроксиды – твердые вещества, хорошо растворимые в воде. Соли щелочныхметаллов, как правило, тоже хорошо растворяются в воде.

Всещелочные металлы — очень сильные восстановители, в соединениях проявляютединственную степень окисления +1. Восстановительная способность увеличиваетсяв ряду ––Li–Na–K–Rb–Cs. Все соединения щелочных металлов имеют ионный характер. Практически все соли растворимы в воде.

1. Активно взаимодействуют с водой:

2Na + 2h3O→ 2NaOH + h3­ 2Li + 2h3O → 2LiOH + h3­

2.  Реакция с кислотами:

2Na + 2HCl →2NaCl + h3

3.  Реакция с кислородом:

4Li + O2→ 2Li2O(оксид лития) 2Na + O2 → Na2O2(пероксид натрия) K + O2 → KO2(надпероксид калия)

На воздухе щелочные металлымгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей(керосин и др.).

4.В реакциях с другими неметаллами образуются бинарные соединения:

2Li + Cl2→ 2LiCl(галогениды) 2Na + S → Na2S(сульфиды) 2Na + h3 → 2NaH(гидриды) 6Li + N2 → 2Li3N(нитриды) 2Li + 2C → 2Li2C2(карбиды)

  Реагируют со спиртами и галогенопроизводными углеводородов (смотри«Органическую химию»)   5. Качественная реакция на катионы щелочных металлов — окрашивание пламени вследующие цвета:

Li+– карминово-красный Na+ – желтый K+, Rb+ и Cs+ – фиолетовый

Характеристикаэлементов главной подгруппы IIгруппы.

Главнуюподгруппу II группы Периодической системы элементовсоставляют бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra.

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

Всеэлементы этой подгруппы относятся к металлам. Кальций, стронций, барий и радийназываются щелочноземельными металлами.

В свободномсостоянии эти металлы в природе не встречаются. К числу наиболеераспространенных элементов относятся кальций и магний. Основнымикальцийсодержащими минералами являются кальцит CaCO3 (егоразновидности – известняк, мел, мрамор), ангидрит CaSO4, гипс CaSO4 ∙ 2h3O<sub/>,флюорит CaF2 ифторапатит Ca5(PO4)3F. Магнийвходит в состав минералов магнезита MgCO3, доломита MgCO3 ∙ CaCo3,карналлита KCl ∙ MgCl2 ∙ 6h3O.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 плотностиимеют кальций, магний, бериллий.

Радийявляется радиоактивным химическим элементом.

Бериллий,магний и особенно щелочноземельные элементы – химически активные металлы. Ониявляются сильными восстановителями. Из металлов этой подгруппы несколько менееактивен бериллий, что обусловлено образованием на поверхности этого металлазащитной оксидной пленки.

1.  Взаимодействиес простыми веществами. Все легко взаимодействуют с кислородом и серой, образуяоксиды и сульфаты:

2Be+ O2 = 2BeO

Ca+ S = CaS

Бериллий имагний реагируют с кислородом и серой при нагревании, остальные металлы – приобычных условиях.

Все металлыэтой группы легко реагируют с галогенами:

Mg + Cl2 = MgCl2

Принагревании все реагируют с водородом, азотом, углеродом, кремнием и другиминеметаллами:

Ca + h3 = Cah3 (гидридкальция)

3Mg + N2 = Mg3N2 (нитридмагния)

Ca + 2C = CaC2 (карбидкальция)

Карибиткальция – бесцветное кристаллическое вещество. Технический карбит, содержащийразличные примеси, может иметь цвет серый, коричневый и даже черный. Карбиткальция разлагается водой с образованием газа ацетилена C2h3 – важногопродукта хим. промышленности:

CaC2 + 2h3O = CaOH)2+ C2h3

Расплавленныеметаллы могут соединяться с другими металлами, образуя интерметаллическиесоединения, например CaSn3, Ca2Sn.

2.  Взаимодействуютс водой. Бериллий с водой не взаимодействует, т.к. реакции препятствуетзащитная пленка оксида на поверхности металла. Магний реагирует с водой принагревании:

Mg + 2h3O = Mg(OH)2 + h3

Остальныеметаллы активно взаимодействуют с водой при обычных условиях:

Ca + 2h3O = Ca(OH)2 + h3

3.  Взаимодействиес кислотами. Все взаимодействуют с хлороводородной и разбавленной сернойкислотами с выделением водорода:

Be + 2HCl = BeCl2 + h3

Разбавленнуюазотную кислоту металлы восстанавливают главным образом до аммиака или нитратааммония:

2Ca + 10HNO3(разб.)= 4Ca(NO3)2 + Nh5NO3 + 3h3O

Вконцентрированных азотной и серной кислотах (без нагревания) бериллийпассивирует, остальные металлы реагируют с этими кислотами.

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

Be + 2NaOH + 2h3O = Na2[Be(OH)4]+ h3

Магний ищелочноземельные металлы с щелочами не реагируют.

5.Взаимодействие с оксидами и солями металлов. Магний и щелочноземельные металлымогут 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 хлоридовили термическим восстановлением их соединений:

BeF2 + Mg = Be + MgF2

MgO + C = Mg + CO

3CaO + 2Al = 2Ca + Al2O3

3BaO + 2Al = 3Ba + Al2O3

Радийполучают в виде сплава с ртутью электролизом водного раствора RaCl2 с ртутнымкатодом.  

Получение:

1) Окисление металлов (кроме Ba, которыйобразует пероксид)

2)Термическое разложение нитратов или карбонатов

CaCO3 –t°→CaO + CO2­

2Mg(NO3)2 –t°→ 2MgO + 4NO2­ + O2­

Характеристикаэлементов главной подгруппы IIIгруппы. Алюминий.

     Алюминий находится в главной подгруппе III группыпериодической системы. На внешнем энергетическом уровне атома алюминия имеютсясвободные р-орбитали, что позволяет ему переходить в возбужденное состояние. Ввозбужденном состоянии атом алюминия образует три ковалентные связи илиполностью отдает 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 природногоалюминия входит в состав алюмосиликатов – веществ, главными компонентамикоторых являются оксиды кремния и алюминия.

Алюминий – легкий металл серебристо-белогоцвета, плавится при 600°C, очень пластичен, легковытягивается в проволоку и прокатывается в листы и фольгу. Поэлектропроводности алюминий устпает лишь серебру и меди.

Взаимодействие с простымивеществами:

     1. с галогенами:                          

2Al + 3Cl2 → 2AlCl3

     2. с кислородом:                            

4Al + 3O2 → 2Al2O3

     3. с серой:                                       

2Al+ 3S → Al2S3

     4. с азотом:                                         

2Al + N2 →AlN

     С водородом алюминий непосредственно не реагирует, но егогидрид Alh4 полученкосвенным путем.

Взаимодействиесо сложными веществами:

     1. с кислотами:                   

2Al+ 6HCl → 2AlCl3 + 3h3

     2. со щелочами:              

                         2Al + 2NaOH + 6h3O → 2Na[Al(OH)4] + 3h3

Если NaOH в твердом состоянии:

2Al+ 2NaOH + 6h3O → 2NaAlO2 + 3h3

     3. с водой:                       

2Al + 6h3O→2Al(OH)3 + 3h3

     Свойстваоксида и гидроксида алюминия:

Оксидалюминия, или глинозем, Al2O3 представляетсобой белый порошок. Оксид алюминия можно получить, сжигая металл илипрокаливая гидроксид алюминия:

2Al(OH)3→ Al2O3 + 3h3O

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

AlCl3+ 3Nh4 ∙ h3O → Al(OH)3 ↓ + 3Nh5Cl

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

Основные свойства:

Al2O3 + 6HCl→2AlCl3 + 3h3O

2Al(OH)3 + 3h3SO4 → Al2(SO4)3 + 6h3O

Кислотныесвойства:

Al2O3 + 6KOH +3h3O →2K3[Al(OH)6]

2Al(OH)3+ 6KOH → K3[Al(OH)6]

Al2O3  + 2NaOH→2NaAlO2 + h3O

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

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

Дуралюмин – сплав алюминия, содержащий медь и небольшоеколичество магния, марганца и других компонентов. Дуралюмины – легкие прочные икоррозионностойкие сплавы. Используют в авиа- и машиностроении.

Магналин – сплав алюминия с магнием. Используют в авиа- имашиностроении, в строительстве. Стоек к коррозии в морской воде, поэтому егоприменяют в судостроении. Силумин – сплав алюминия, содержащий кремний. Хорошо подвергаетсялитью. Этот сплав используют в автомобиле-, авиа- и машиностроении,производстве точных приборов. Алюминий – пластичный металл, поэтому из негоизготавливают тонкую фольгу, используемую в производстве радиотехническихизделий и для упаковки товаров. Из алюминия делают провода, краски «подсеребро». 

Переходные металлы.

Железо.

Впериодической системе железо находится в четвертом периоде, в побочнойподгруппе VIII группы.

Порядковыйномер – 26, электронная формула 1s2 2s2 2p6 3d64s2.

Валентныеэлектроны у атома железа находятся на последнем электронном слое (4s2)и предпоследнем (3d6). В химических реакциях железо может отдаватьэти электроны и проявлять степени окисления +2, +3 и, иногда, +6.

Железо является вторым пораспространенности металлом в природе (после алюминия).Наиболее важныеприродные соединения: Fe2O3 · 3h3O – бурый железняк;Fe2O3– красный железняк;Fe3O4(FeO · Fe2O3) –магнитный железняк;FeS2  — железный колчедан (пирит).Соединенияжелеза входят в состав живых организмов.

Железо – серебристо серый металл,обладает большой ковкостью, пластичностью и сильными магнитными свойствами.Плотность железа – 7,87 г/см3, температура плавления 1539°С.

В промышленности железо получаютвосстановлением его из железных руд углеродом (коксом) и оксидом углерода (II)в доменных печах. Химизм доменного процесса следующий:

C + O2 = CO2,

CO2 + C = 2CO.

3Fe2O3+ CO = 2Fe3O4 + CO2,

Fe3O4+ CO = 3FeO + CO2,

FeO + CO = Fe + CO2.

В реакциях железо являетсявосстановителем. Однако при обычной температуре оно не взаимодействует даже ссамыми активными окислителями (галогенами, кислородом, серой), но принагревании становится активным и реагирует с ними:

   2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3                  Хлорид железа (III)

   3Fe + 2O2 = Fe3O4(FeO· Fe2O3)         Оксид железа (II,III)

   Fe + S = FeS                         Сульфид железа (II)

При очень высокой температуре железореагирует с углеродом, кремнием и фосфором:

        3Fe + C = Fe3C               Карбид железа (цементит)

       3Fe + Si = Fe3Si              Силицид железа

       3Fe + 2P = Fe3P2              Фосфид железа (II)

Во влажном воздухе железо быстроокисляется (корродирует):

4Fe + 3O2 + 6h3O= 4Fe(OH)3,

Железо находится в середине электрохимическогоряда напряжений металлов, поэтому является металлом средней активности.Восстановительная способность у железа меньше, чем у щелочных, щелочноземельныхметаллов и у алюминия. Только при высокой температуре раскаленное железореагирует с водой:

3Fe + 4h3O = Fe3O4+ 4h3­

Железо реагирует с разбавленнымисерной и соляной кислотами, вытесняя из кислот водород:

Fe + 2HCl = FeCl2+ h3­

Fe + h3SO4= FeSO4 + h3­

При обычной температуре железо невзаимодействует с концентрированной серной кислотой, так как пассивируется ею.При нагревании концентрированная h3SO4 окисляет железо досульфита железа (III):

2Fe + 6h3SO4= Fe2(SO4)3 + 3SO2­ + 6h3O.

Разбавленная азотная кислота окисляетжелезо до нитрата железа (III):

Fe + 4HNO3 =Fe(NO3)3 + NO­ + 2h3O.

Концентрированная азотная кислотапассивирует железо.

Из растворов солей железо вытесняетметаллы, которые расположены правее его в электрохимическом ряду напряжений:

Fe + CuSO4 =FeSO4 + Cu,  Fe0+ Cu2+ = Fe2+ + Cu0.

Оксид железа (II) FeO – черное кристаллическое вещество,нерастворимое в воде. Оксид железа (II) получают восстановлением оксидажелеза(II,III) оксидом углерода (II):

Fe3O4 + CO =3FeO + CO2­.

Оксид железа (II) – основной оксид,легко реагирует с кислотами, при этом образуются соли железа(II):

FeO + 2HCl = FeCl2+ h3O,       FeO + 2H+ = Fe2+ + h3O.

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 – порошок белого цвета, нерастворяется в воде. Получают его из солей железа (II) при взаимодействии их сощелочами:

FeSO4 + 2NaOH =Fe(OH)2¯ + Na2SO4,

Fe2+ + 2OH- =Fe(OH)2¯.

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2проявляет свойства основания, легко реагирует с кислотами:

Fe(OH)2 + 2HCl= FeCl2 + 2h3O,

Fe(OH)2 + 2H+ =Fe2+ + 2h3O.

При нагревании гидроксид железа (II)разлагается:

Fe(OH)2 = FeO + h3O.

Соединения со степенью окисленияжелеза +2 проявляют восстановительные свойства, так как Fe2+ легкоокисляются до Fe+3:

Fe+2 – 1e = Fe+3

Так, свежеполученный зеленоватыйосадок Fe(OH)2 на воздухе очень быстро изменяет окраску – буреет. Изменениеокраски объясняется окислением Fe(OH)2 в Fe(OH)3 кислородомвоздуха:

4Fe+2(OH)2+ O2 + 2h3O = 4Fe+3(OH)3.

Оксид железа (III) Fe2O3 – порошок бурого цвета, нерастворяется в воде. Оксид железа (III) получают:

А) разложением гидроксида железа(III):

2Fe(OH)3 = Fe2O3+ 3h3O

Б) окислением пирита (FeS2):

4Fe+2S2-1+ 11O20= 2Fe2+3O3 + 8S+4O2-2.

Оксид железа (III) проявляетамфотерные свойства:

А) взаимодействует с твердымищелочами NaOH и KOH и с карбонатами натрия и калия при высокой температуре:

Fe2O3+ 2NaOH = 2NaFeO2 + h3O,

Fe2O3+ 2OH- = 2FeO2- + h3O,

Fe2O3+ Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2.

Феррит натрия

Гидроксид железа (III) получают из солей железа (III) привзаимодействии их со щелочами:

FeCl3 + 3NaOH =Fe(OH)3¯ + 3NaCl,

Fe3+ + 3OH- =Fe(OH)3¯.

Гидроксид железа (III) является болееслабым основанием, чем Fe(OH)2, и проявляет амфотерные свойства (спреобладанием основных). При взаимодействии с разбавленными кислотами Fe(OH)3легко образует соответствующие соли:

Fe(OH)3 + 3HCl « FeCl3 + h3O

2Fe(OH)3 + 3h3SO4« Fe2(SO4)3+ 6h3O

Fe(OH)3 + 3H+ « Fe3+ + 3h3O

Реакции с концентрированнымирастворами щелочей протекают лишь при длительном нагревании.

Соединения со степенью окисленияжелеза +3 проявляют окислительные свойства, так как под действиемвосстановителей Fe+3 превращается в Fe+2:

                             Fe+3 + 1e = Fe+2.     

Так, например, хлорид железа (III)окисляет йодид калия до свободного йода:

2Fe+3Cl3+ 2KI = 2Fe+2Cl2 + 2KCl + I20

Хром.

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

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

Хром – серебристо серый металл. Чистый хромдостаточно пластичный, а технический самый твердый из всех металлов.

Хромхимически малоактивен. В обычных условиях он реагирует только с фтором (изнеметаллов), образуя смесь фторидов. При высокихтемпературах (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 онпассивирует, покрываясь защитной оксидной пленкой. В хлороводородной иразбавленной серной кислотах растворяется, при этом, если кислота полностьюосвобождена от растворенного кислорода, получаются соли хрома(II), а если реакция протекаетна воздухе – соли хрома (III):

Cr + 2HCl → CrCl2 + h3­

2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2h3O + h3­

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

Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2h3O

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

2CrCl2 + 2HCl → 2CrCl3 + h3­

4Cr(OH)2 + O2 + 2h3O → 4Cr(OH)3

Соединения трёхвалентного хрома

Оксидхрома (III) Cr2O3 – зелёный, нерастворимый вводе порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия иаммония:

2Cr(OH)3  –t°→  Cr2O3 + 3h3O

4K2Cr2O7  –t°→  2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2­

(Nh5)2Cr2O7 –t°→  Cr2O3 + N2­+ 4h3O­

Амфотерныйоксид. При сплавлении Cr2O3 со щелочами, содой и кислыми солями получаютсясоединения хрома со степенью окисления (+3):

Cr2O3+ 2NaOH → 2NaCrO2 + h3O

Cr2O3+ Na2CO3 → 2NaCrO2 + CO2­

Cr2O3+ 6KHSO4 → Cr2(SO4)3 + 3K2SO4+ 3h3O

Присплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степениокисления (+6):

2Cr2O3 + 4KOH + KClO3 → 2K2Cr2O7(дихромат калия) + KCl + 2h3O

Гидроксидхрома (III) Cr(OH)3 — нерастворимое в воде вещество зелёного цвета.

Cr2(SO4)3+ 6NaOH →2Cr(OH)3¯ + 3Na2SO4

Обладаетамфотерными свойствами — растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

2Cr(OH)3 + 3h3SO4→ Cr2(SO4)3 + 6h3O

Cr(OH)3 + KOH →K[Cr(OH)4]

Оксидхрома (VI) CrO3 — ярко-красные кристаллы,растворимые в воде.

Получаютиз хромата (или дихромата) калия и h3SO4(конц.).

K2CrO4+ h3SO4 → CrO3 + K2SO4+ h3O

K2Cr2O7+ h3SO4 → 2CrO3 + K2SO4+ h3O

CrO3 — кислотный оксид, сощелочами образует жёлтые хроматы CrO42-:

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + h3O

Вкислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr2O72-:

2K2CrO4 + h3SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + h3O

В щелочной среде эта реакцияпротекает в обратном направлении:

K2Cr2O7+ 2KOH → 2K2CrO4+ h3O

Всесоединения хрома (VI)- сильные окислители.

4CrO3 + 3S → 3SO2­+ 2Cr2O3

Медь.

Медьнаходится в побочной подгруппе I группы Периодическойсистемы. Строение электронных оболочек атомов элементов этой подгруппывыражается формулой (n-1)d10ns1.  Навнешнем энергетическом уровне атома находится один электрон, однако вобразовании хим. связей могут принимать участие и электроны с d-подуровняпредпоследнего 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 высокойэлектрической проводимостью.

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

2Cu + O2 = 2CuO

Нереагирует с водой, растворами щелочей, хлороводородной и разбавленной сернойкислотами. Медь растворяется в кислотах, являющихся сильными окислителями:

3Cu + 8HNO3 (разб.) =3Cu(NO3)2 + 2NO + 4h3O

Cu + 2h3SO4 (конц.)=CuSO4 + SO2 +2h3O

Во влажнойатмосфере, содержащей диоксид углерода, поверхность меди обычно покрываетсязеленоватым налетом основного карбоната меди:

2Cu + O2 + CO2 +h3O= Cu(OH)2 ∙ CuCO3

Оксид меди(II) CuO – черное вещество, можетбыть получен из простых веществ или путем нагревания гидроксида меди (II):

Cu(OH)2 = CuO + h3O

Гидроксидмеди (II) представляет собой малорастворимое в водесоединение голубого цвета. Легко растворяется в кислотах и при нагревании вконцентрированных растворах щелочей, т.е. проявляет свойства амфотерногогидроксида:

Cu(OH)2 + h3SO4 =CuSO4 + 2h3O

Cu(OH)2  + 2KOH = K2[Cu(OH)4]

Основнаямасса производимой меди используется в электротехнической промышленности. Вбольших количествах медь идет на производство сплавов.

Цинк.

Цинкнаходится в побочной подгруппе II группы. Атомы элементовэтой подгруппы имеют следующую электронную оболочку: (n-1)s2p6d10ns2. Проявляютв соединениях степень окисления +2.

Цинк –серебристо-белый металл. Обладает хорошей электро- и теплопроводимостью. Навоздухе цинк покрывается защитной пленкой оксидов и гидроксидов, котораяослабляет его металлический блеск.

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

2Zn + O2 = 2ZnO

Растворяетсяв разбавленных и концентрированных кислотах HCl, h3SO4, HNO3 и в водныхрастворах щелочей:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + h3

4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2+ Nh5NO3 + 3h3O

Zn + 2NaOH + 2h3O = Na2[Zn(OH)4]+ h3

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

ZnO +2HCl = ZnCl2 + h3O

ZnO + 2KOH + h3O = K2[Zn(OH)4]

Гидроксидцинка растворяется в водном растворе аммиака, образуя комплексное соединение:

Zn(OH)2 + 6Nh4 = [Zn(Nh4)6](OH)2

Приполучение цинка его руды подвергают обжигу:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2

ZnCO3 = ZnO + CO2

Далее оксидцинка восстанавливают углем:

ZnO + C = Zn + CO

Дляполучения более чистого металла оксид цинка растворяют в серной кислоте ивыделяют электролизом.

Цинкиспользуют для производства сплавов. Цинком покрывают стальные и чугунныеизделия для защиты их от коррозии.

Понятие о сплавах.

 Характернойособенностью металлов является их способность образовывать друг с другом или снеметаллами сплавы. Чтобы получить сплав, смесь металлов обычно подвергаютплавлению, а затем охлаждают с различной скоростью, которая определяетсяприродой компонентов и изменением характера их взаимодействия в зависимости оттемпературы. Иногда сплавы получают спеканием тонких порошков металлов, неприбегая к плавлению (порошковая металлургия). Итак сплавы — это продуктыхимического взаимодействия металлов.

Кристаллическаяструктура сплавов во многом подобна чистым металлам, которые, взаимодействуядруг с другом при плавлении и последующей кристаллизации, образуют: а)химические соединения, называемые интерметаллидами; б) твердые растворы; в)механическую смесь кристаллов компонентов.

Тот илииной тип взаимодействия определяется соотношением энергии взаимодействияразнородных и однородных частиц системы, то есть соотношением энергийвзаимодействия атомов в чистых металлах и сплавах.

Современнаятехника использует огромное число сплавов, причем в подавляющем большинстве случаевони состоят не из двух, а из трех, четырех и большего числа металлов.Интересно, что свойства сплавов часто резко отличаются от свойствиндивидуальных металлов, которыми они образованы. Так, сплав, содержащий 50%висмута, 25% свинца, 12,5% олова и 12,5% кадмия, плавится всего при 60,5градусах Цельсия, в то время как компоненты сплава имеют соответственнотемпературы плавления 271, 327, 232 и 321 градус Цельсия. Твердость оловяннойбронзы (90% меди и 10% олова) втрое больше, чем у чистой меди, а коэффициентлинейного расширения сплавов железа и никеля в 10 раз меньше, чем у чистыхкомпонентов.

Однаконекоторые примеси ухудшают качество металлов и сплавов. Известно, например, чточугун (сплав железа и углерода) не обладает той прочностью и твердостью, которыехарактерны для стали. Помимо углерода, на свойства стали влияют добавки серы ифосфора, увеличивающие ее хрупкость.

Средисвойств сплавов наиболее важными для практического применения являютсяжаропрочность, коррозионная стойкость, механическая прочность и др. Для авиациибольшое значение имеют легкие сплавы на основе магния, титана или алюминия, дляметаллообрабатывающей промышленности — специальные сплавы, содержащие вольфрам,кобальт, никель. В электронной технике применяют сплавы, основным компонентомкоторых является медь. Сверхмощные магниты удалось получить, используя продуктывзаимодействия кобальта, самария и других редкоземельных элементов, асверхпроводящие при низких температурах сплавы — на основе интерметаллидов,образуемых ниобием с оловом и др.

www.ronl.ru

Реферат - Платиновые металлы - Химия

Платиновые металлы – это элементы восьмой группы Периодической системы Д. И. Менделеева. Их шесть: рутений, палладий, родий, осмий, иридий, платина. Они вмести с золотом и серебром эти металлы образуют семейство благородных металлов – благородных потому, что они отличаются низкой химической активностью, высокой коррозийной стойкостью, а изделия из них имеют красивый, благородный вид.

Платина известна человечеству с незапамятных времён: следы платины обнаруживаются ещё в древнеегипетских инкрустациях. Но первое упоминание о ней в архивах относится к 1735 году, а первое описание выполнил испанский офицер, физик и математик – Дон Антонио де Ульоа в 1748 году. К этому же периоду относится начало исследований доставленных из Южной Америки, с территории нынешней Колумбии, в Европу образцов платиновой руды.

В 1803-1804 годах англичанин В. Х. Волластон обнаружил в растворе платины в царской водке два металла: палладий и родий. Другой англичанин, С. Теннант, из нерастворимого остатка выделил ещё два металла: иридий и осмий. И наконец, в 1844 году профессором химии Казанского университета К. К. Клаусом был открыт рутений.

Без преувеличения можно сказать, что химия платиновых металлов есть преимущественно химия координационных соединений. Как типичные переходные элементы эти металлы имеют частично заполненные d-орбитали, вследствие чего они склонны к образованию комплексных соединений. При этом они могут иметь различные степени окисления: так, для осмия и рутения известны соединения со всеми возможными степенями окисления центрального атома от 0 до +8.

Получение.

Содержание платиновых металлов в земной коре оценивается на уровне

0,000001 %. Собственно минералы платиновых металлов не образуют месторождений, перспективных для промышленной разработки. Эти минералы преимущественно вкраплены в основные рудообразующие сульфидные минералы меди, никеля, железа. Поэтому платиновые металлы являются не только редкоземельными, но и рассеянными.

По запасам их Россия занимает второе место в мира после ЮАР(всего в мире 56 тыс.т). Основная добыча сейчас ведётся на полуострове Таймыр. При переработке медно-никелевых руд металлы платиновой группы следуют за никелем и медью по всем технологическим цепочкам, концентрируясь в черновом никеле и черновой меди. На заключительном этапе – в процессе электролиза чернового металла – платиновые металлы, а также золото и серебро, не переходят в электролит. Они оседают на дно электролитной ванны в виде осадка – шлама. Именно он служит основным источником платиновых металлов. Из шлама получают богатые концентраты, а затем (на аффинажных заводах) путём сложных химических реакций и сами металлы. Производство платиновых металлов измеряется в тройских унциях, что равно 31,1г., цены – в долларах. Платина всегда дороже золота.

Использование.

Платиновые металлы сочетают в себе самые разные свойства: термостойкость и пластичность, коррозионную устойчивость и свариваемость, отражательную и эмиссионную способность, тепло- и электропроводность и высокие магнитные характеристики. Платиновые металлы имеют и общие сферы применения, и присущие только отдельным металлам. Так, в химической промышленности, в электронике, электротехнике используются почти все металлы платиновой группы. В то же время никакие другие металлы не могут заменить иридий в тиглей – контейнеров для получения лазерных и других материалов. Иридий выдерживает чрезвычайно высокие температуры. Его применение исключает коррозию.

Самым редким из платиновых металлов является осмий. Его расходуют на выпуск сверхтвёрдых сплавов и дорогих шариковых ручек. Также его используют в гистологии.Все платиновые металлы являются очень хорошими катализаторами.

Заключение.

Возможности платиновых металлов безграничны и неисчерпаемы. Потенциальной областью использования платины является производство топливных элементов, где она используется в качестве катализатора. Принцип, использованный при конструировании топливных элементов, известен более 150 лет назад и основан на получении электрического тока в результате реакции между газообразным водородом и кислородом с образованием воды. На основе указанного метода в США работают топливные ячейки для космических кораблей. Бесшумные, не загрязняющие воздух электростанции на топливных элементах имеют огромную перспективу. И в 21 веке платиновые металлы ждёт большое будущее.

www.ronl.ru

Реферат - Металлы - Химия

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 Fe3 O4, гематит Fe2 О3 и др. — в виде смешанных оксидов: каолин Аl2 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 • МgСl2 • 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.

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 h3 O = 2 MeOH + h3 ­.

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, o С

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

4МеOH = 4Ме + 2h3 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:

3Li2 O + 2Al 6Li­ + Al2 O3 , 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 + h3 = 2MeH (гидриды), 2Me + Г2 = 2MeГ (галогениды), 2Me + S = Me2 S (сульфиды), 3Me + P = Me3 P (фосфиды), 6Me + N2 = 2Me3 N (нитриды), 2Me + 2h3 O = 2MeOH + h3 ­.

Гидриды щелочных металлов реагируют с водой и кислородом:

MeH + h3 O = MeOH + h3 ­, 2MeH + O2 = 2 MeOH.

Из солей щелочных металлов с галогенами гидролизуются только фториды:

MeF + h3 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:

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 — Me2 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 MeO2, у калия известен озонид. Все это надо учитывать при изучении взаимодействия щелочных металлов с кислородом и озоном:

4 Li + O22 Li2 O, 2 Na + O2Na2 O2 , K + O2 = KO2 .

Оксиды щелочных металлов можно получить из надпероксидов:

2МеO2Ме2 O2 + О2 ­

и пероксидов:

Ме2 O2 + 2Ме 2 Ме2 O.

Li2 О обычно получают при нагревании его карбоната:

Li2 CO3Li2 O + CO2 ­.

Оксиды щелочных металлов, растворяясь в воде, дают щелочи:

Ме2 O + h3 O = 2 МеOH.

Пероксиды и надпероксиды также реагируют с водой:

Ме2 O2 + 2 h3 O = 2 МеOH + h3 O2 , 2 МеO2 + 2 h3 O = 2 МеOH + h3 O2 + O2 ­,

с кислотными оксидами и кислотами:

Me2 O + SO3 = Me2 SO4 , Me2 O + 2HNO3 = 2MeNO3 + h3 O, Me2 O2 + h3 SO4 = Me2 SO4 + h3 O2 , 4MeO2 + 2CO2 = 2Me2 CO3 + 3O2 .

Пероксиды и надпероксиды являются сильными окислителями:

Me2 O2 + 2FeSO4 + 2h3 SO4 ® Fe2 (SO4 )3 + Me2 SO4 + 2h3 O,

но могут и сами окисляться:

5Me2 O2 + 2KMnO4 +8h3 SO4 ® 2MnSO4 + 5Me2 SO4 + K2 SO4 + 8h3 O + 5O2 ­ .

Надпероксид калия поглощает СО2 и регенерирует кислород:

4KO2 + 2h3 O + 2CO2 = 4KHCO3 + O2 ­.

Гидроксиды

Гидроксиды имеют общую формулу МеОН.

Получение

Гидроксиды получают с помощью обменных реакций из сульфатов и карбонатов:

Me2 SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4 ¯ + 2 MeOH, Me2 CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3 ¯ + 2 MeOH,

электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов:

2 МеCl + 2 h3 O = 2 МеOH + h3 ­ + Cl2 ­, катод: 2H+ + 2e = h3; 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 h3 O = 2Me[Al(OH)4 ] + 3h3 ­, Cl2 + 2MeOH = MeCl + MeClO + h3 O, MeOH + HCl = MeCl + h3 O, Nh5 Cl + MeOH = MeCl + Nh4 ­ + h3 O, CuCl2 + 2MeOH = Cu(OH)2 ¯ + 2MeCl, Nah3 PO4 + NaOH = Na2 HPO4 + h3 O, 2 MeOH + CO2 = Me2 CO3 + h3 O, 2 MeOH + h3 SO4 = Me2 SO4 + 2 h3 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.

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 h3 O = Me(OH)2 + h3 ­.

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 + h3Meh3 (гидриды), Me + Г2MeГ2 (галогениды), Me + S MeS (сульфиды), 3Me + 2P Me3 P2 (фосфиды), 3Me + N2Me3 N2 (нитриды), Me + 2h3 O = Me(OH)2 + h3 ­ (кроме Be и Mg), Ме + 2НГ = МеГ2 + Н2 ­.

Гидриды металлов IIA группы реагируют с водой и кислородом:

Meh3 + 2h3 O = Me(OH)2 + 2h3 ­, Meh3 + O2 = Me(OH)2 (кроме Be и Mg).

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

MeГ2 + h3 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 (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 + h3 O (Me = Be, Mg) MeCO3MeO + CO2 ­ (Me = Be, Mg, Ca, Sr) 2Me(NO3 )22MeO + 4NO2 ­+ O2 ­

Пероксиды получают по реакции нейтрализации Н2 О2 :

Me(OH)2 + h3 O2 = MeO2 + 2h3 O (кроме BaO2 ), 2BaO + O22BaO2 .

Свойства

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

МеO + h3 O = Ме(OH)2 (кроме ВеО),

легко растворяются в кислотах:

MeO + 2HCl = MeCl2 + h3 O,

а ВеО взаимодействует и со щелочами:

BeO + 2NaOH Na2 BeO2 + h3 O, BeO + 2NaOH + h3 O = Na2 [Be(OH)4 ], BeO + Na2 CO3 = Na2 BeO2 + CO2 ­.

Пероксиды подвергаются сильному гидролизу:

MeO2 + 2h3 O = Me(OH)2 + h3 O2 , BaO2 + h3 SO4 = BaSO4 ¯ + h3 O2 (в лаборатории),

легко разлагаются кислотами, даже очень слабыми:

MeO2 + h3 CO3 = MeCO3 + h3 O2 .

Пероксиды являются сильными окислителями:

MeO2 + 2NaI + 2h3 O ® 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 + h3 O.

Гидроксиды

Гидроксиды имеют общую формулу Ме(ОН)2 .

Получение

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

MeO + h3 O = 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 + h3 O (хлорная известь), Me(OH)2 + 2HCl = MeCl2 + 2h3 O, 2Nh5 Cl + Me(OH)2 = MeCl2 + 2Nh4 ­ + 2h3 O, CuCl2 + Me(OH)2 = Cu(OH)2 ¯ + MeCl2 , Ca(HCO3 )2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3 ¯ + 2h3 O, Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 ¯ + h3 O, Ba(OH)2 + h3 SO4 = BaSO4 ¯ + 2 h3 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 (CaSO4 ·2h3 O) при нагревании превращается в алебастр (CaSO4 ·0.5h3 O). Они широко используются в строительном деле:.

CaSO4 ·0,5h3 O + 1,5h3 O = CaSO4 ·2h3 O.

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

Ca(HCO3 )2CaCO3 ¯ + h3 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.

Ca2+ + CO32- = CaCO3 ¯, Mg2+ + CO32- = 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, K2 Cr2 O7 + 2C = Cr2 O3 + K2 CO3 + CO­, Cr2 O3 + 2Al = 2Cr + Al2 O3 .

Свойства

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

2Cr + 3Г2 = 2CrГ3 , 4Cr + 3O2 = 2Cr2 O3 .

При высокой температуре хром реагирует с водой:

2Cr + 3h3 O = Cr2 O3 + 3h3 ­,

растворяется в кислотах:

Cr + h3 SO4 = CrSO4 + h3 ­ (без доступа воздуха).

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

2Cr + 6h3 SO4(конц) = Cr2 (SO4 )3 + 3SO2­ + 6h3 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 = CrCl2 + h3 ­ (голубой раствор), 2CrCl3 + h3 = 2CrCl2 + 2HCl, Cr + Ch4 COOH = Cr(Ch4 COO)2 + h3­ .

Свойства

Cr(Ch4 COO)2 + 2NaOH = 2Ch4 COONa + Cr(OH)2 ¯.

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

4Cr(OH)2 + O2 + 2h3 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

Оксид получают:

4Cr + 3O2 = 2Cr2 O3 , (Nh5 )2 Cr2 O7Cr2 O3 + N2 ­ + 4h3 O­.

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

Cr2 (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 + 3h3 O.

При прокаливании Сr(OH)3 разлагается:

2Сr(OH)3Cr2 O3 + 3h3 O.

При сплавлении Сr2 O3 со щелочами или карбонатами получают метахромиты:

Сr2 O3 + 2КOH = 2КCrO2 + h3 O­ , Сr2 O3 + К2 CO3 = 2КCrO2 + CO2 ­.

Галогениды

Галогениды получают:

2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3 , Cr2 O3 + 3Cl2 + 3C = 2CrCl3 + 3CO­. 2CrCl3(тв) + 3h3 S(газ)Cr2 S3 + 6HCl­ 2CrCl3 + 3Na2 S + 6h3 O = 2Cr(OH)3 + 3h3 S + 6NaCl , CrCl3 + Nh4CrN + 3HCl­ , 2CrCl3 + 3h3 O2 + 10KOH = 2K2 CrO4 + 6KCl + 8h3 O. 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:

K2 Cr2 O7 + h3 SO4(конц) = 2CrO3 + K2 SO4 + h3 O.

Свойства

Свойства галогенидов передают реакций:

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

CrO3 + h3 O = h3 CrO4 , h3 CrO4 + CrO3 = h3 Cr2 O7 .

В кислой среде существуют дихроматы:

а в щелочной — хроматы:

В кислой среде Cr+6 сильный окислитель:

K2 Cr2 O7 + 14HCl = 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2­ + 7h3 O. 6FeSO4 + K2 Cr2 O7 + 7h3 SO4 = 3Fe2 (SO4 )3 + Cr2 (SO4 )3 + K2 SO4 + 7h3 O

в нейтральной среде:

K2 Cr2 O7 + 3(Nh5 )2 S + h3 O = 2Cr(OH)3 ¯+ 3S ¯+ 6Nh4 ­+ 2KOH.

Бихромат калия используется как окислитель.

Железо и его соединения

Железо встречается в природе в виде минералов: Fe3 O4 — магнитный железняк, Fe2 O3 — красный железняк, Fe2 O3 ·h3 O — бурый железняк, FeS2 — пирит.

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

3Fe2 O3 + CO = 2Fe3 O4 + CO2 ­, Fe3 O4 + CO = 3FeO + CO2 ­, FeO + C = Fe + CO­, Fe2 O3 + 3h3 = 2Fe + 3h3 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:

Fe + 2HCl = FeCl2 + h3 ­.

При нагревании железо растворяется в кислотах — сильных окислителях. При высокой температуре (8000С) железо разлагает воду (промышленный способ получения водорода): 3Fe + 4h3 O = Fe3 O4 + 4h3 ­ .

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 + h3 O + 2 CO2 = Fe(HCO3 )2 , Fe(HCO3 )2 + 2 h3 O = Fe(OH)2 + 2h3 O + 2CO2 , 2Fe(OH)2 + 1/2 O2 + h3 O = 2Fe(OH)3 .

Железо вытесняет менее активные металлы из растворов их солей:

CuCl2 + Fe = FeCl2 + Cu¯ .

Кислородные соединения железа

Некоторые способы получения оксидов:

FeC2 O4FeO + CO2­ + CO­ 3Fe + O2 = Fe3 O4 2Fe(OH)3Fe2 O3 + 3h3 O

Оксиды FeO и Fe2 O3 не растворяются в воде, но растворяются в кислотах:

FeO + 2HCl = FeCl2 + h3 O, Fe2 O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3h3 O.

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 + 2h3 O + O2 = 4Fe(OH)SO4 ,

и другими окислителями:

6FeSO4 + K2 Cr2 O7 + 7h3 SO4 = 3Fe2 (SO4 )3 + Cr2 (SO4 )3 + K2 SO4 + 7h3 O

Получение и свойства карбонатов железа:

FeCl2 + 2NaHCO3 = FeCO3 + h3 O + CO2 + 2NaCl FeCO3 + h3 O + CO2 = Fe(HCO3 )2 , FeS + 2HCl = FeCl2 + h3 S­.

При сильном нагревании соли разлагаются:

Fe2 (SO4 )3 ® Fe2 O3 + 3SO3 ­.

Соли железа (III) реагируют с сильными восстановителями:

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + 2KCl + I2 2FeCl3 + 3Na2 S = 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 Fe2 O3 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 + h3 SO4 = ZnSO4 + h3 O,

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 + h3 ­,

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

Zn + 2NaOH +2h3 O = Na2 [Zn(OH)4 ] + h3 ­.

Цинк растворяется в кислотах — сильных окислителях:

4Zn + 10HNO3(разб) = = 4Zn(NO3 )2 + 3h3 O + Nh5 NO3 , Zn + 4HNO3(конц) = Zn(NO3 )2 + 2h3 O + 2NO2 ­ , Zn + 2h3 SO4(конц) = ZnSO4 + 2h3 O + SO2­ .

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 + h3 O, ZnO + 2KOH + h3 O = 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, Cu2 S — 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:

3Cu2 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 + 8HNO3(разб) = 3Cu(NO3 )2 + 2NO­ + 4h3 O, Cu + 4HNO3(конц) = Cu(NO3 )2 + 2NO2­ + 2h3 O, Cu + 2h3 SO4(конц) = CuSO4 + SO2­ + 2h3 O.

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 + 2Nh4 =[Cu(Nh4 )2 ]Cl, CuCl2 + 2Nh4 =[Cu(Nh4 )2 ]Cl2 .

Кислородные соединения меди

Оксиды меди и соли можно получить:

2Cu + O2 = 2CuO, Cu(OH)2CuO + h3 O, CuO + h3 SO4 = CuSO4 + h3 O.

Ионы меди в растворе существуют в виде комплексов [Cu(h3 O)6 ]2+, которые придают растворам солей меди сине-голубую окраску:

CuSO4 + 2KOH = K2 SO4 + Cu(OH)2 ¯ , Cu(OH)2 + 4Nh4 = [Cu(Nh4 )4 ](OH)2 (реактив Швейцера), 2CuCl + 2KOH = Cu2 O¯ + 2KCl + h3 O, 2Cu2 O + O2 + 4h3 O = 4Cu(OH)2 , Cu2 O + h3 SO4 = CuSO4 + Cu¯ + h3 O.

Сульфид меди не растворим в обычных кислотах

CuSO4 + h3 S = CuS¯ + h3 SO4 CuSO4 + Na2 S = CuS¯ + Na2 SO4 ,

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.

www.ronl.ru

Смотрите также

• 
  Загрязнение реферат
• 
  Стиль реферата
• 
  Программа реферат
• 
  Качество реферат
• 
  Речь реферат
• 
  Реферат речь
• 
  Реферат компьютеры
• 
  3 реферат
• 
  Страницы реферат
• 
  Реферат 3
• 
  Реферат роль