Реферат: Металлы
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.
/> /> /> /> /> /> /> /> /> <td/>Методы получения металлов
/> /> /> <td/> /> <td/> /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> />пирометаллургические
<td/>гидрометаллургические
<td/>электрометаллургические
/> /> /> /> /> /> /> /> <td/>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 + H2 →CaH2
Наиболее активные металлы главных подгруппявляются сильными восстановителями, поэтому восстанавливают водород до степениокисления -1 и образуют гидриды.
Взаимодействиесо сложными веществами:
1. с кислотами:
2Al+3H2SO4 → Al2(SO4)3+ 3H2
2Al+ 6H + 3SO4 → 2Al + 3SO4 + 3H2
2Al + 6H→ 2Al + 3H2
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 + H2
Менее активные металлы реагируют с водой при повышеннойтемпературе с выделением водорода и образованием оксида соответствующегометалла.
Zn + H2O→ ZnO +H2
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 + 2H2O→ 2NaOH + H2
2Li + 2H2O → 2LiOH + H2
2. Реакция с кислотами:
2Na + 2HCl →2NaCl + H2
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 + H2 → 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 ∙ 2H2O<sub/>,флюорит CaF2 ифторапатит Ca5(PO4)3F. Магнийвходит в состав минералов магнезита MgCO3, доломита MgCO3 ∙ CaCo3,карналлита KCl ∙ MgCl2 ∙ 6H2O.Соединения магния в больших количествах содержатся в морской воде.
Свойства.Бериллий, магний, кальций, барий и радий – металлы серебристо-белого цвета.Стронций имеет золотистый цвет. Эти металлы легкие, особенно низкие 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 + H2 = CaH2 (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 C2H2 – важногопродукта хим. промышленности:
CaC2 + 2H2O = CaOH)2+ C2H2
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 + 2H2O = Mg(OH)2 + H2
Остальныеметаллы активно взаимодействуют с водой при обычных условиях:
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2
3. Взаимодействиес кислотами. Все взаимодействуют с хлороводородной и разбавленной сернойкислотами с выделением водорода:
Be + 2HCl = BeCl2 + H2
Разбавленнуюазотную кислоту металлы восстанавливают главным образом до аммиака или нитратааммония:
2Ca + 10HNO3(разб.)= 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
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 + 2H2O = Na2[Be(OH)4]+ H2
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 AlH3 полученкосвенным путем.
Взаимодействиесо сложными веществами:
1. с кислотами:
2Al+ 6HCl → 2AlCl3 + 3H2
2. со щелочами:
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2
Если NaOH в твердом состоянии:
2Al+ 2NaOH + 6H2O → 2NaAlO2 + 3H2
3. с водой:
2Al + 6H2O→2Al(OH)3 + 3H2
Свойстваоксида и гидроксида алюминия:
Оксидалюминия, или глинозем, Al2O3 представляетсобой белый порошок. Оксид алюминия можно получить, сжигая металл илипрокаливая гидроксид алюминия:
2Al(OH)3→ Al2O3 + 3H2O
Оксид алюминия практически не растворяется в воде.Соответствующий этому оксиду гидроксид Al(OH)3 получают действием гидроксида аммония или растворов щелочей, взятых внедостатке, на растворы солей алюминия:
AlCl3+ 3NH3 ∙ H2O → Al(OH)3 ↓ + 3NH4Cl
Оксид и гидроксид этого металлаявляются амфотерными, т.е. проявляют как основные, так и кислотные свойства.
Основные свойства:
Al2O3 + 6HCl→2AlCl3 + 3H2O
2Al(OH)3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6H2O
Кислотныесвойства:
Al2O3 + 6KOH +3H2O →2K3[Al(OH)6]
2Al(OH)3+ 6KOH → K3[Al(OH)6]
Al2O3 + 2NaOH→2NaAlO2 + H2O
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 · 3H2O – 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 + 6H2O= 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 + 4H2O = Fe3O4+ 4H2
Железо реагирует с разбавленнымисерной и соляной кислотами, вытесняя из кислот водород:
Fe + 2HCl = FeCl2+ H2
Fe + H2SO4= FeSO4 + H2
При обычной температуре железо невзаимодействует с концентрированной серной кислотой, так как пассивируется ею.При нагревании концентрированная H2SO4 окисляет железо досульфита железа (III):
2Fe + 6H2SO4= Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O.
Разбавленная азотная кислота окисляетжелезо до нитрата железа (III):
Fe + 4HNO3 =Fe(NO3)3 + NO + 2H2O.
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+ H2O, FeO + 2H+ = Fe2+ + H2O.
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 + 2H2O,
Fe(OH)2 + 2H+ =Fe2+ + 2H2O.
При нагревании гидроксид железа (II)разлагается:
Fe(OH)2 = FeO + H2O.
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 + 2H2O = 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+ 3H2O
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 + H2O,
Fe2O3+ 2OH- = 2FeO2- + H2O,
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 + H2O
2Fe(OH)3 + 3H2SO4« Fe2(SO4)3+ 6H2O
Fe(OH)3 + 3H+ « Fe3+ + 3H2O
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 + H2
2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2H2O + H2
Оксидхрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.
Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2H2O
Соединенияхрома (II) — сильные восстановители;переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.
2CrCl2 + 2HCl → 2CrCl3 + H2
4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O → 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 + 3H2O
4K2Cr2O7 –t°→ 2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2
(NH4)2Cr2O7 –t°→ Cr2O3 + N2+ 4H2O
Амфотерныйоксид. При сплавлении Cr2O3 со щелочами, содой и кислыми солями получаютсясоединения хрома со степенью окисления (+3):
Cr2O3+ 2NaOH → 2NaCrO2 + H2O
Cr2O3+ Na2CO3 → 2NaCrO2 + CO2
Cr2O3+ 6KHSO4 → Cr2(SO4)3 + 3K2SO4+ 3H2O
Присплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степениокисления (+6):
2Cr2O3 + 4KOH + KClO3 → 2K2Cr2O7(дихромат калия) + KCl + 2H2O
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 + 3H2SO4→ Cr2(SO4)3 + 6H2O
Cr(OH)3 + KOH →K[Cr(OH)4]
Оксидхрома (VI) CrO3 — ярко-красные кристаллы,растворимые в воде.
Получаютиз хромата (или дихромата) калия и H2SO4(конц.).
K2CrO4+ H2SO4 → CrO3 + K2SO4+ H2O
K2Cr2O7+ H2SO4 → 2CrO3 + K2SO4+ H2O
CrO3 — кислотный оксид, сощелочами образует жёлтые хроматы CrO42-:
CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O
Вкислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr2O72-:
2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
В щелочной среде эта реакцияпротекает в обратном направлении:
K2Cr2O7+ 2KOH → 2K2CrO4+ H2O
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 + 4H2O
Cu + 2H2SO4 (конц.)=CuSO4 + SO2 +2H2O
Во влажнойатмосфере, содержащей диоксид углерода, поверхность меди обычно покрываетсязеленоватым налетом основного карбоната меди:
2Cu + O2 + CO2 +H2O= 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 + H2O
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 + H2SO4 =CuSO4 + 2H2O
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, H2SO4, HNO3 и в водныхрастворах щелочей:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2+ NH4NO3 + 3H2O
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4]+ H2
Оксид цинка– белое вещество, практически нерастворимое в воде. Оксид и гидроксид цинкаявляются амфотерными соединениями; они реагируют с кислотами и щелочами:
ZnO +2HCl = ZnCl2 + H2O
ZnO + 2KOH + H2O = K2[Zn(OH)4]
Гидроксидцинка растворяется в водном растворе аммиака, образуя комплексное соединение:
Zn(OH)2 + 6NH3 = [Zn(NH3)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.