Металлы побочных подгрупп характеристика переходных элементов – меди хрома железа по их положению в периодической системе химических элементов и особенностям строения их атомов. Характеристика переходных элементов меди цинка хрома железа

2.2 Характерные химические свойства и получение простых веществ

Видеоурок 1: Неорганическая химия. Металлы: щелочные, щелочноземельные, алюминий

Видеоурок 2: Переходные металлы

Лекция: Характерные химические свойства и получение простых веществ - металлов: щелочных, щелочноземельных, алюминия; переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа)

Химические свойства металлов

Все металлы в химических реакциях проявляют себя, как восстановители. Они легко расстаются с валентными электронами, окисляясь при этом. Вспомним, что, чем левее располагается металл в электрохимическом ряду напряженности, тем более сильным восстановителем он является. Следовательно, самый сильный - это литий, самый слабый - золото и наоборот, золото - самый сильный окислитель, а литий - самый слабый.

Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Mn→Cr→Zn→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→H→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au

Все металлы вытесняют из раствора солей другие металлы, т.е. восстанавливают их. Все, кроме щелочных и щелочноземельных, так как они взаимодействуют с водой. Металлы, расположенные до Н, вытесняют его из растворов разбавленных кислот, а сами растворяются в них.

Рассмотрим некоторые общие химические свойства металлов:

Взаимодействие металлов с кислородом образует основные (СаО, Na2O, 2Li2O и др.) или амфотерные (ZnO, Cr2O3, Fe2O3 и др.) оксиды.
Взаимодействие металлов с галогенами (главная подгруппа VII группы) образует галогеноводородные кислоты (HF - фтороводород, HCl - хлороводород и др.).
Взаимодействие металлов с неметаллами образует соли (хлориды, сульфиды, нитриды и др.).
Взаимодействие металлов с металлами образует интерметаллиды (MgB2, NaSn, Fe3Ni и др.).
Взаимодействие активных металлов с водородом образует гидриды (NaH, Cah3, KH и др.).
Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой образует щелочи (NaOH, Ca(OH)2, Cu(OH)2 и др.).
Взаимодействие металлов (только, стоящих в электрохимическом ряду до Н) с кислотами образует соли (сульфаты, нитриты, фосфаты и др.). Следует иметь ввиду, что металлы реагируют с кислотами достаточно неохотно, тогда как с основаниями и солями взаимодействуют практически всегда. Для того, чтобы реакция металла с кислотой прошла нужно, чтобы металл был активным, а кислота сильной.

Химические свойства щелочных металлов

К группе щелочных металлов относятся следующие химические элементы: литий (Li), натрий (Na), калий (К), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr). С перемещением сверху вниз по группе I Периодической таблицы их атомные радиусы увеличиваются, а значит возрастают металлические и восстановительные свойства.

Рассмотрим химические свойства щелочных металлов:

Не имеют признаков амфотерности, так как обладают отрицательными значениями электродных потенциалов.
Самые сильные восстановители среди всех металлов.
В соединениях проявляют только степень окисления +1.
Отдавая единственный валентный электрон, атомы данных химических элементов преобразуются в катионы.
Образуют многочисленные ионные соединения.
Практически все растворяются в воде.

Взаимодействие щелочных металлов с другими элементами:

1. С кислородом, образуя индивидуальные соединения, так оксид образует только литий (Li2O), натрий образует пероксид (Na2O2), а калий, рубидий и цезий - надпероксиды (KO2, RbO2, CsO2).

2. С водой, образуя щелочи и водород. Помните, эти реакции взрывоопасны. Без взрыва с водой реагирует только литий:

3. С галогенами, образуя галогениды (NaCl - хлорид натрия, NaBr - бромид натрия, NaI - йодид натрия и др.).

4. С водородом при нагревании, образуя гидриды (LiH, NaH и др.)

5. С серой при нагревании, образуя сульфиды (Na2S, K2S и др.). Они бесцветны и хорошо растворимы в воде.

6. С фосфором при нагревании, образуя фосфиды (Na3P, Li3P и др.), очень чувствительны к влаге и воздуху.

7. С углеродом при нагревании карбиды образуют только литий и натрий (Li2CO3, Na2CO3), тогда как калий, рубидий и цезий не образуют карбидов, они образуют бинарные соединения с графитом (C8Rb, C8Cs и др).

8. С азотом при обычных условиях реагирует только литий, образуя нитрид Li3N, с остальными щелочными металлами реакция возможна только при нагревании.

9. С кислотами реагируют со взрывом, поэтому проведение таких реакций очень опасно. Данные реакции проходят неоднозначно, потому что щелочной металл активно реагирует с водой, образуя щелочь, которая потом нейтрализуются кислотой. Таким образом создается конкуренция между щелочью и кислотой.

10. С аммиаком, образуя амиды - аналоги гидроксидов, но более сильные основания (NaNh3 - амид натрия, KNh3 - амид калия и др.).

11. Со спиртами, образуя алкоголяты.

Франций - радиоактивный щелочной металл, один из редчайших и наименее устойчивых среди всех радиоактивных элементов. Его химические свойства изучены недостаточно.

Получение щелочных металлов:

Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов, чаще всего — хлоридов, образующих природные минералы:

Есть и другие способы получения щелочных металлов:Натрий также можно получить, прокаливая соду с углем в закрытых тиглях:

Na2CO3 + 2C → 2Na + 3CO.

Известен способ получения лития из его оксида в вакууме при 300°С:

2Li2O + Si + 2CaO → 4Li + Ca2SiO4.

Калий получают, пропуская пары натрия через расплав хлорида калия при 800°С, выделяющие пары калия конденсируют:

Химические свойства щелочноземельных металлов

К щелочноземельным металлам относятся элементы главной подгруппы II группы: кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba), радий (Ra). Химическая активность данных элементов растет также, как и у щелочных металлов, т.е. с увеличением вниз по подгруппе.

Химические свойства щелочноземельных металлов:

Взаимодействие щелочноземельных металлов с другими элементами:

1. С кислородом все щелочноземельные металлы, кроме бария образуют оксиды, барий образует пероксид BaO2. Из данных металлов берилий и магний, покрытые тонкой защитной оксидной пленкой взаимодействуют с кислородом только при очень высоких t. Основные оксиды щелочноземельных металлов реагируют с водой, за исключением оксида берилия BeO, обладающего амфотерными свойствами. Реакция оксида кальция и воды называется реакцией гашения извести. Если реагентом является CaO образуется негашенная известь, если Ca(OH)2, гашенная. Также основные оксиды реагируют с кислотными оксидами и кислотами. К примеру:

3CaO + P2O5 → Ca3(PO4)2.

2. С водой щелочноземельные металлы и их оксиды образуют гидроксиды - белые кристаллические вещества, которые в сравнении с гидроксидами щелочных металлов хуже растворяются в воде. Гидроксиды щелочноземельных металлов являются щелочами, кроме амфотерного Be(OH)2 и слабого основания Mg(OH)2. Поскольку берилий не реагирует с водой, Be(OH)2 может быть получен другими способами, например гидролизом нитрида:

Be3N2 + 6Н2О → 3Be(OH)2 + 2NН3.

3. С галогенами при обычных условиях реагирую все, кроме бериллия. Последний вступает в реакцию только при высоких t. Образуются галогениды (MgI2 – иодид магния, CaI2 – иодид кальция, СаBr2 – бромид кальция и др.).

4. С водородом реагируют при нагревании все щелочноземельные металлы, кроме берилия. Образуются гидриды (Bah3, Cah3 и др.). Для реагирования магния с водородом помимо высокой t требуется еще и повышенное давление водорода.

5. С серой образуют сульфиды. К примеру:

Сульфиды служат для получения серной кислоты и соответствующих металлов.

6. С азотом образуют нитриды. К примеру:

7. С кислотами образуя соли соответствующей кислоты и водород. К примеру:

Ве + Н2SO4(разб.) → BeSO4 + h3↑.

Эти реакции протекают также, как и в случае щелочных металлов.

Получение щелочно-земельных металлов:

Бериллий получают восстановлением фторида:

BeF2 + Mg –tо→ Be + MgF2

Барий получают восстановлением оксида:

3BaO + 2Al –tо→ 3Ba + Al2O3

Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов:

Химические свойства алюминия

Алюминий – активный, легкий металл, под порядковым номером 13 в таблице. В природе самый распространенный из всех металлов. А из химических элементов занимает третью позицию по распространению. Высокий тепло- и электропроводник. Устойчив к коррозии, поскольку покрывается оксидной пленкой. Температура плавления равна 6600 С.

Рассмотрим химические свойства и взаимодействие алюминия с другими элементами:

1. Во всех соединениях алюминий находится в степени окисления +3.

2. Практически во всех реакциях проявляет восстановительные свойства.

3. Амфотерный металл, проявляет как кислотные, так и основные свойства.

4. Восстанавливает многие металлы из оксидов. Этот метод получения металлов получил название алюмотермии. Пример получения хрома:

5. Взаимодействует со всеми разбавленными кислотами, образуя соли и выделяя водород. К примеру:

В концентрированных HNO3 и h3SO4 алюминий пассивируется. Благодаря этому, возможно хранить и транспортировать данные кислоты в емкостях, изготовленных из алюминия.

6. Взаимодействует со щелочами, так как они растворяют оксидную пленку.

7. Взаимодействует со всеми неметаллами, кроме водорода. Для проведения реакции с кислородом нужен мелкораздробленный алюминий. Реакция возможна только при высокой t:

4Al + 3O2 → 2Al2O3.

По своему тепловому эффекту данная реакция относится к экзотермическим. Взаимодействие с серой образует сульфид алюминия Al2S3, с фосфором фосфид AlP, с азотом нитрид AlN, с углеродом карбид Al4C3.

8. Взаимодействует с другими металлами, образуя алюминиды (FeAl3 CuAl2, CrAl7 и др.).

Получение алюминия:

Металлический алюминий получают электролизом раствора глинозема Al2O3 в расплавленном криолите Na2AlF6 при 960–970°С.

Химические свойства переходных элементов

К переходным относятся элементы побочных подгрупп Периодической таблицы. Рассмотрим химические свойства меди, цинка, хрома и железа.

Химические свойства меди

1. В электрохимическом ряду находится правее Н, поэтому данный металл малоактивен.

2. Слабый восстановитель.

3. В соединениях проявляет степени окисления +1 и +2.

4. Взаимодействует с кислородом при нагревании, образуя:

оксид меди (I) 2Cu + O2 → 2CuO (при t 4000C)
или оксид меди (II): 4Cu + O2 → 2Cu2O (при t 2000C).

Оксиды обладают основными свойствами. При нагревании в инертной атмосфере Cu2O диспропорционируется: Cu2O → CuO + Cu. Оксид меди (II) CuO в реакциях со щелочами образует купраты, к примеру: CuO + 2NaOH → Na2CuO2 + h3O.

5. Гидроксид меди Си(ОН)2 амфотерен, основные свойства в нем преобладают. В кислотах он растворяется легко:

Сu(OH)2 + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + 2h3O,

а в концентрированных растворах щелочей с трудом:

Сu(OH)2 + 2NaOH → Na2[Cu(OH)4].

6. Взаимодействие меди с серой при различных температурных условиях, также образует два сульфида. При нагревании до 300-4000С в вакууме образуется сульфид меди (I):

При комнатной t, растворив серу в сероводороде, можно получить сульфид меди (II):

7. Из галогенов взаимодействует со фтором, хлором и бромом, образуя галогениды (CuF2, CuCl2, CuBr2), йодом, образуя йодид меди (I) CuI; не взаимодействует с водородом, азотом, углеродом, кремнием.

8. С кислотами - неокислителями не реагирует, потому как они окисляют только металлы, расположенные до водорода в электрохимическом ряду. Данный химический элемент реагирует с кислотами - окислителями: разбавленной и концентрированной азотной и концентрированной серной:

3Cu + 8HNO3(разб) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4h3O;
Cu + 4HNO3(конц) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2h3O;
Cu + 2h3SO4(конц) → CuSO4 + SO2↑ + 2h3O.

9. Взаимодействуя с солями, медь вытесняет из их состава металлы, расположенные правее неё в электрохимическом ряду. К примеру,

Здесь мы видим, что медь перешла в раствор, а железо (III) восстановилось до железа (II). Данная реакция имеет важное практическое значение и применяется для удаления меди, напыленной на пластмассу.

Химические свойства цинка

1. Самый активный после щелочноземельных металлов.

2. Обладает выраженными восстановительными свойствами и амфотерными свойствами.

3. В соединениях проявляет степень окисления +2.

4. На воздухе покрывается оксидной пленкой ZnO.

5. Взаимодействие с водой возможно при температуре красного каления. В результате образуется оксид цинка и водород:

6. Взаимодействует с галогенами, образуя галогениды (ZnF2 - фторид цинка, ZnBr2 - бромид цинка, ZnI2 - йодид цинка, ZnCl2 - хлорид цинка).

7. С фосфором образует фосфиды Zn3P2 и ZnP2.

8. С серой халькогенид ZnS.

9. Непосредственно не реагирует с водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором.

10. Взаимодействует с кислотами - неокислителями, образуя соли и вытесняя водород. К примеру:

h3SO4 + Zn → ZnSO4 + h3↑
Zn + 2HCl → ZnCl2 + h3↑.

С кислотами - окислителями тоже реагирует: с конц. серной кислотой образует сульфат цинка и сернистый газ:

Zn + 2h3SO4 → ZnSO4 + SO2↑ + 2h3O.

11. Активно реагирует со щелочами, так как цинк - амфотерный металл. С растворами щелочей образует тетрагидроксоцинкаты и выделяя водород:

Zn + 2NaOH + 2h3O → Na2[Zn(OH)4] + h3↑.

На гранулах цинка, впоследствии реакции, появляются пузырьки газа. С безводными щелочами при сплавлении образует цинкаты и выделяет водород:

Zn + 2NaOH → Na2ZnO2 +h3↑.

Химические свойства хрома

1. В обычных условиях инертен, при нагревании активен.

2. Обладает амфотерными свойствами.

3. Образует окрашенные соединения.

4. В соединениях проявляет степени окисления +2 (основный оксид CrO черного цвета), +3 (амфотерный оксид Cr2O3 и гидроксид Cr(OH)3 зеленого цвета) и +6 (кислотный оксид хрома (VI) CrO3 и кислоты: хромовая h3CrO4 и двухромовая h3Cr2O7 и др.).

5. Со фтором взаимодействует при t 350-4000C, образуя фторид хрома (IV):

6. C кислородом, азотом, бором, кремнием, серой, фосфором и галогенами при t 6000C:

соединение с кислородом образует оксид хрома(VI) CrO3 (тёмно-красные кристаллы),
соединение с азотом - нитрид хрома CrN (черные кристаллы),
соединение с бором - борид хрома CrB (желтые кристаллы),
соединение с кремнием - силицид хрома CrSi,
соединение с углеродом - карбид хрома Cr3C2.

7. С водяным паром реагирует, находясь в раскалённом состоянии, образуя оксид хрома (III) и водород:

2Cr + 3h3O → Cr2O3 + 3h3.

8. С растворами щелочей не реагирует, однако медленно реагирует с их расплавами, образуя хроматы:

2Cr + 6KOH → 2KCrO2 + 2K2O + 3h3.

9. В разбавленных сильных кислотах растворяется, образуя соли. Если реакция проходит на воздухе образуются соли Cr3+, например:

2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2h3O + h3.

Если же без воздуха, то соли Cr2+, например:

Cr + 2HCl → CrCl2 + h3.

10. С концентрированными серной и азотной кислотами, а также с царской водкой, реагирует только при нагревании, т.к. при низких t эти кислоты пассивируют хром. Реакции с кислотами при нагревании выглядят так:

Оксид хрома(II) CrO - твердое вещество черного или красного цвета, не растворяющееся в воде.

Химические свойства:

Обладает основными и восстанавливающими свойствами.
При нагревании до 1000С на воздухе окисляется до Cr2O3 - оксида хрома (III).
Возможно восстановление хрома водородом из данного оксида: CrO + Н2 → Cr + h3O или коксом: CrO + С → Cr + СO.
Реагирует с соляной кислотой, при этом выделяя водород: 2CrO + 6HCl → 2CrCl3 + h3↑ + 2h3O.
Не реагирует со щелочами, разбавленными серной и азотной кислотами.

Оксид хрома (III) Cr2O3 - тугоплавкое вещество, темно-зеленого цвета, нерастворяющееся в воде.

Химические свойства:

Обладает амфотерными свойствами.
Как основный оксид взаимодействует с кислотами: Cr2O3 + 6HCl → CrCl3 + 3h3O.
Как кислотный оксид взаимодействует со щелочами: Cr2O3 + 2КОН → 2КCrО3 + h3O.
Сильные окислители окисляют Cr2O3 до хромата h3CrO4.
Сильные восстановители восстанавливают Cr из Cr2O3.

Гидроксид хрома(II) Cr(OH)2 - твердое вещество желтого или коричневого цвета, плохо растворяющееся в воде.

Химические свойства:

Слабое основание, проявляет основные свойства.
В присутствии влаги на воздухе окисляется до Cr(OH)3 - гидроксида хрома (III).
Реагирует с концентрированными кислотами, образуя соли хрома (II) синего цвета: Cr(OH)2 + h3SO4 → CrSO4 + 2h3O.
Не реагирует со щелочами и разбавленными кислотами.

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 - вещество серо-зеленого цвета, нерастворяющееся в воде.

Химические свойства:

Обладает амфотерными свойствами.
Как основный гидроксид взаимодействует с кислотами: Cr(OH)3 + 3HCl → CrCl3 + 3h3O.
Как кислотный гидроксид взаимодействует со щелочами: Cr(OH)3 + 3NaОН → Na3[Cr(OH)6].

Химические свойства железа

1. Активный металл, обладающий высокой реакционной способностью.

2. Обладает восстановительными свойствами, а также ярко выраженными магнитными свойствами.

3. В соединениях проявляет основные степени окисления +2 (со слабыми окислителями: S, I, HCl, растворами солей ), +3 (с сильными окислителями: Br и Cl) и менее характерную +6 (с О и h3O). У слабых окислителей железо принимает степень окисления +2, у более сильных +3. Степени окисления +2 соответствуют чёрный оксид FeO и зелёный гидроксид Fe(OH)2, обладающие основными свойствами. Степени окисления +3 соответствуют красно-коричневый оксид Fe2O3 и коричневый гидроксид Fe(OH)3, обладающие слабо выраженными амфотерными свойствами. Fe (+2) - слабый восстановитель, а Fe (+3) - чаще слабый окислитель. При изменении окислительно - восстановительных условий, степени окисления железа могут меняться друг с другом.

4. На воздухе при t 2000C покрывается оксидной пленкой. В обычных атмосферных условиях легко подвергается коррозии. При пропускании кислорода через расплав железа образуется оксид FeО. При сгорании железа на воздухе образуется оксид Fe2О3. При сгорании в чистом кислороде образуется оксид - железная окалина:

5. C галогенами реагирует при нагревании:

соединение с хлором образует хлорид железа(III) FeCl3,
соединение с бромом - бромид железа (III) FeBr3,
соединение с йодом - йодид железа (II,III) Fe3I8,
соединение со фтором - фторид железа (II) FeF2, фторид железа(III) FeF3.

6. С серой, азотом, фосфором, кремнием и углеродом также реагирует при нагревании:

соединение с серой образует сульфид железа(II) FeS,
соединение с азотом - нитрид железа Fe3N,
соединение с фосфором - фосфиды FeP, Fe2P и Fe3P,
соединение с кремнием - силицид железа FeSi,
соединение с углеродом - карбид железа Fe3C.

7. При высокой t взаимодействует с водой:

3Fe + 4Н2О → Fe3O4 + 4Н2.

8. Не реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами, так как покрыто оксидной пленкой, пассивирующее данный металл. Если же концентрированную серную кислоту нагреть, реакция пойдет:

2Fe + 6Н2SО4(конц) → Fe2(SО4)3 + 3SО2↑ + 6Н2О

Реакции с соляной и разбавленной 20-% серной кислотами образуют соли железа (II):

Реакция с разбавленной 70-% серной кислотой образует сульфат железа (III):

2Fe + 4h3SO4 → Fe2 (SO4)3 + SO2 + 4h3O

9. С растворами щелочей не реагирует, однако медленно реагирует с расплавами щелочей, являющихся сильными окислителями:

Fe + KClO3 + 2KOH → K2FeO4 + KCl + h3O.

10. Восстанавливает металлы, расположенные в электрохимическом ряду правее:

Fe + SnCl2 → FeCl2 + Sn.

Получение железа:В промышленности железо получают из железной руды, в основном из гематита (Fe2O3) и магнетита (FeO·Fe2O3).

3Fe2O3 + CO → CO2 + 2Fe3O4,
Fe3O4 + CO → CO2 + 3FeO,
FeO + CO → CO2 + Fe.

Оксид железа (II) FeO - кристаллическое вещество черного цвета (вюстит), не растворяющееся в воде.

Химические свойства:

Обладает основными свойствами.
Реагирует с разбавленной соляной кислотой: FeO + 2HCl → FeCl2 + h3O.
Реагирует с концентрированной азотной кислотой: FeO + 4HNO3 → Fe(NO3)3 + NO2 + 2h3O.
Не реагирует с водой и солями.
С водородом при t 3500C восстанавливается до чистого металла: FeO +h3 → Fe + h3O.
Также восстанавливается до чистого металла при соединении с коксом: FeO +C → Fe + CO.
Получить данный оксид можно различными способами, один из них нагревание Fe при низком давлении О: 2Fe + O2 → 2FeO.

Оксид железа (III) Fe2O3 - порошок бурового цвета (гематит), нерастворяющееся в воде вещество. Другие названия: окись железа, железный сурик, пищевой краситель E172 и пр.

Химические свойства:

Обладает слабовыраженными амфотерными свойствами с преобладанием основных.
Легко взаимодействует с кислотами: Fe2O3 + 6HCl → 2 FeCl3 + 3h3O.
С растворами щелочей не реагирует, реагирует с их расплавами, образуя ферриты: Fe2O3 + 2NaOH → 2NaFeO2 + h3O.
При нагревании с водородом проявляет окислительные свойства: Fe2O3 + h3 → 2FeO + h3O.
В щелочной среде с сильными окислителями проявляет восстановительные свойства: Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH → 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2h3O.

Оксид железа (II, III) Fe3O4 или FeO•Fe2O3 - серовато-черное твердое вещество (магнетит, магнитный железняк), нерастворяющееся в воде вещество.

Химические свойства:

Разлагается при нагревании более 15000С: 2Fe3O4 → 6FeO + O2.
Реагирует с разбавленными кислотами: Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4h3O.
С растворами щелочей не реагирует, реагирует с их расплавами: Fe3O4 + 14NaOH → Na3FeO3 + 2Na5FeO4 + 7h3O.
При реакции с кислородом окисляется: 4Fe3O4 + O2 → 6Fe2O3.
С водородом при нагревании восстанавливается: Fe3O4 + 4h3 → 3Fe + 4h3O.
Также восстанавливается при соединении с оксидом углерода: Fe3O4 + 4CO → 3Fe +4CO2.

Гидроксид железа(II) Fe(OH)2 - белое, редко зеленоватое кристаллическое вещество, нерастворяющееся в воде.

Химические свойства:

Обладает амфотерными свойствами с преобладанием основных.
Вступает в реакции нейтрализации кислоты-неокислителя, проявляя основные свойства: Fe(OH)2 + 2HCl → FeCl2 + 2h3O.
При взаимодействии с азотной или концентрированной серной кислотами проявляет восстановительные свойства, образуя соли железа (III): 2Fe(OH)2 + 4h3SO4 → Fe2(SO4)3 + SO2 + 6h3O.
При нагревании вступает в реакции с концентрированными растворами щелочей: Fe(OH)2 + 2NaOH → Na2[Fe(OH)4].

Гидроксид железа (III) Fe(OH)3 - бурое кристаллическое или аморфное вещество, нерастворяющееся в воде.

Химические свойства:

Обладает слабовыраженными амфотерными свойствами с преобладанием основных.
Легко взаимодействует с кислотами: Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3h3O.
С концентрированными растворами щелочей образует гексагидроксоферраты (III): Fe(OH)3 + 3NaOH → Na3[Fe(OH)6].
С расплавами щелочей образует ферраты: 2Fe(OH)3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2 + 3h3O.
В щелочной среде с сильными окислителями проявляет восстановительные свойства: 2Fe(OH)3 + 3Br2 + 10KOH → 2K2FeO4 + 6NaBr + 8h3O.

Возник вопрос по теме? Задавайте его репетитору по химии 👉 Джапарову Тамерлану

cknow.ru

Металлы побочных подгрупп характеристика переходных элементов – меди, хрома, железа по их положению в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностям строения их атомов

МЕТАЛЛЫ ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП

Характеристика переходных элементов – меди, хрома, железа по их положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов.

Понятие переходный элемент обычно используется для обозначения любого из d- или f-элементов. Эти элементы занимают переходное положение между электроположительными s-элементами и электроотрицательными p-элементами. d-Элементы образуют три переходных ряда — в 4-м, 5-м и 6-м периодах соответственно.

Первый переходный ряд включает 10 элементов, от скандия до цинка. Он характеризуется внутренней застройкой 3d-орбиталей. Хром и медь имеют на 4s-орбиталях всего по одному электрону. Дело в том, что полузаполненные или заполненные d-подоболочки обладают большей устойчивостью, чем частично заполненные. В атоме хрома на каждой из пяти 3d-орбиталей, образующих 3d-подоболочку, имеется по одному электрону. Такая подоболочка является полузаполненной. В атоме меди на каждой из пяти 3d-орбиталей находится по паре электронов (аналогичным образом объясняется аномалия серебра).

Все d-элементы являются металлами. Большинство из них имеет характерный металлический блеск. По сравнению с s-металлами их прочность в целом значительно выше. В частности, для них характерны свойства: высокий предел прочности на разрыв; тягучесть; ковкость (их можно расплющить ударами в листы).

d-элементы и их соединения обладают рядом характерных свойств: переменные состояния окисления; способность к обра зованию комплексных ионов; образование окрашенных соединений.

d-Элементы характеризуются также более высокой плотностью по сравнению с другими металлами. Это объясняется сравнительно малыми радиусами их атомов. Атомные радиусы этих металлов мало изменяются в этом ряду.

d-Элементы — хорошие проводники электрического тока, особенно те из них, в атомах которых имеется только один внешний s-электрон сверх полузаполненной или заполненной d-оболочки. Например, медь.

Химические свойства.

Электроотрицательность металлов первого переходного ряда возрастают в направлении от хрома к цинку. Это означает, что металлические свойства элементов первого переходного ряда постепенно ослабевают в указанном направлении. Такое изменение их свойств проявляется и в последовательном возрастании окислительно-восстановительных потенциалов с переходом от отрицательных к положительным значениям.

Характеристика хрома и его соединений

Хром — твердый, голубовато-белый металл.ρ = 7,2г/см3, tплавл= 18570С

СО: +1,+2,+3,+4,+5,+6

Химические свойства.

Взаимодействие с простыми веществами.

При обычных условиях хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 6000C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором.

4Cr + 3O2 2Cr2O3

2Cr + 3Cl2 2CrCl3

2Cr + N2 2CrN

2Cr + 3S Cr2S3

Взаимодействие со сложными веществами.

В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:

2Cr + 3h3O Cr2O3 + 3h3

Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, h3SO4). В отсутствии воздуха образуются соли Cr2+, а на воздухе – соли Cr3+.

Cr + 2HCl → CrCl2 + h3

2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2h3O + h3

Наличие защитной окисной плёнки на поверхности металла объясняет его пассивность по отношению к холодным концентрированным кислотам – окислителям. Однако при сильном нагревании эти кислоты растворяют хром:

2 Сr + 6 Н2SО4(конц) Сr2(SО4)3 + 3 SО2↑ + 6 Н2О

Сr + 6 НNО3(конц) Сr(NО3)3 + 3 NO2↑ + 3 Н2О

Получение.

Алюминотермия: Cr2O3 + 2Al Al2O3 + 2Cr
Восстановлением оксидов хрома оксидом углерода (II), водородом: CrO + Н2 Cr + h3O

Соединения хрома

Соединения двухвалентного хрома

Оксид хрома (II) CrO

Физические свойства: твердое нерастворимое в воде вещество ярко-красного или коричнево-

красного цвета.

Химические свойства. CrO – основной оксид.

Взаимодействует с кислотами: CrO + 2HCl → CrCl2 + 2h3O
Легко окисляется на воздухе при нагревании до оксида хрома (III): 4CrO + O2 2 Cr2O3
Восстанавливается водородом до хрома: CrO + Н2 Cr + h3O

Получение.

При окислении амальгамы хрома на воздухе: 2Cr + O2 2 CrO
При прокаливании Сr(ОН)2 в отсутствие кислорода: Сr(ОН)2 CrO + h3O

Cr2O3 + 3Н2 2Cr + 3h3O

Гидроксид хрома (II) Сr(ОН)2

Физические свойства: твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета.

Химические свойства. Сr(ОН)2 – слабое основание.

Взаимодействует с кислотами: Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2h3O
Легко окисляется в присутствии влаги кислородом воздуха в Сr(ОН)3:

4Cr(OH)2 + O2 + 2h3O → 4Cr(OH)3

При прокаливании разлагается:

а) без доступа воздуха: Сr(ОН)2 CrO + h3O

б) в присутствии кислорода: 4Сr(ОН)2 2 Cr2O3 + 4h3O

Получение.

Действием щелочи на растворы солей Cr(II): СrСl2 + 2 NaОН = Сr(ОН)2↓ + 2 NaСl.

Соединения трёхвалентного хрома

Оксид хрома (III) Cr2O3

Физические свойства: темно-зеленое тугоплавкое вещество, нерастворимое в воде.

Химические свойства. Cr2O3 - амфотерный оксид.

Взаимодействует с кислотами, как основной оксид: Cr2O3 + 6HCl 2 CrCl3 + 3h3O
Взаимодействует со щелочами, как кислотный оксид: Cr2O3 + 2NaOH 2NaCrO2 + h3O

Хромит натрия

При высокой температуре восстанавливается водородом, кальцием, углеродом до хрома:

Cr2O3 + 3Н2 2Cr + 3h3O

Получение.

При окислении хрома: 4Cr + 3O2 2Cr2O3
При разложении гидроксида хрома (III): 2Сr(ОН)3 Cr2O3 + 3h3O

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3

Физические свойства: нерастворимое в воде вещество зелёного цвета.

Химические свойства. Сr(ОН)3 – амфотерный гидроксид

Взаимодействует с кислотами, как нерастворимое основание:

2Cr(OH)3 + 3h3SO4 →Cr2(SO4)3 + 6h3O

Взаимодействует со щелочами, как нерастворимая кислота:

Cr(OH)3 + KOH → KCrO2+ 2h3O

(хромит калия)

При нагревании легко разлагается: 2Сr(ОН)3 Cr2O3 + 3h3O

Получение.

При действии щелочей на соли Сr3+ выпадает студнеобразный осадок гидроксида хрома (III) зеленого цвета:

Сr2(SО4)3 + 6NaОН → 2 Сr(ОН)3↓ + 3 Na2SО4,

Соединения шестивалентного хрома

Оксид хрома (VI) CrO3

Физические свойства: твердое вещество темно-красного цвета, хорошо растворимое в воде. Ядовит!

Химические свойства. CrO3 – кислотный оксид.

Взаимодействует со щелочами, образуя соли желтого цвета-хроматы:

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + h3O

Взаимодействует с водой, образуя кислоты: CrO3 + h3O → h3CrO4 хромовая кислота

2 CrO3 + h3O → h3Cr2O7 дихромовая кислота

Термически неустойчив: 4 CrO3 → 2Cr2O3 + 3O2 ↑

Получение.

Получают из хромата (или дихромата) калия действием h3SO4(конц.).

K2CrO4 + h3SO4 → CrO3 + K2SO4 + h3O

K2Cr2O7 + h3SO4 → 2CrO3 + K2SO4 + h3O

Гидроксиды хрома (VI) h3CrO4 - хромовая кислота, h3Cr2O7 - дихромовая кислота

Обе кислоты неустойчивы, при попытке их выделения в чистом виде распадаются на воду и оксид хрома (VI). Однако соли их вполне устойчивы. Соли хромовой кислоты называют хроматами, они окрашены в желтый цвет, а соли дихромовой кислоты – дихроматами, они окрашены в оранжевый цвет.

Железо и его соединения

Железо – сравнительно мягкий ковкий металл серебристого цвета, пластичный, намагничивается. Tплавл=15390С. ρ = 7,87г/см3.

СО: +2 – со слабыми окислителями – растворы кислот, солей, неметаллы, кроме кислорода и галогенов

+3 – с сильными окислителями – концентрированные кислоты, кислород, галогены.

Химические свойства.

Взаимодействие с простыми веществами.

Горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III): 3Fe + 2O2 → Fe3O4
Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe + 3Br2 2FeBr3

Fe + S FeS

Взаимодействие со сложными веществами.

При высокой температуре (700–900C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4h3O Fe3O4 + 4h3 ↑

На воздухе в присутствии влаги ржавеет: 4Fе + 3O2 + 6Н2О → 4Fе(ОН)3.
Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах, проявляя СО +2:

Fe + 2HCl → FeCl2 + h3↑

Fe + h3SO4(разб.) → FeSO4 + h3↑

В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании, проявляя СО +3:

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

Fe + 6HNO3(конц.) Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3h3O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).

Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓

Получение.

Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II)

FeO + C Fe + CO

Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2

Соединения двухвалентного железа

Оксид железа (II) FeO

Физические свойства: твердое вещество черного цвета, нерастворимое в воде.

Химические свойства: FeО – основной оксид

Взаимодействует с кислотами: FeО + Н2SO4 →
При сильном нагревании окисляется водой: 3FeО + h3O Fe3О4 + h3↑
Окисляется кислородом до оксидов с более высокой СО: 4FeО + O2 Fe2О3

6 FeО + O2 2Fe3О4

Восстанавливается водородом, углеродом, оксидом углерода(II) до железа:

FeO + C Fe + CO

Получение.

При разложении гидроксида железа(II): Fe(ОН)2 FeО + h3O
При частичном восстановлении оксидов Fe3О4 и Fe2О3: Fe2О3 + h3 2 FeО + h3O

Fe3О4 + h3 3 FeО + h3O

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2

Физические свойства: порошок белого цвета, нерастворимый в воде.

Химические свойства: Fe(OH)2 – слабое основание.

Взаимодействует с сильными кислотами: Fe(OH)2 + h3SO4→FeSO4 + 2h3O
При нагревании разлагается: Fe(OH)2 FeO + h3O
На воздухе окисляется до Fe(OH)3: 4Fe(OH)2 + O2 + 2h3O → 4Fe(OH)3

Получение.

Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeCl2 + 2KOH → 2KCl + Fе(OH)2↓

Качественная реакция на Fe2+

При действии гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6] (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):

3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6]  Fe3[Fe(CN)6]2 + 3K2SO4

Соединения трёхвалентного железа

Оксид железа (III) Fe2O3

Физические свойства: твердое вещество красно-коричневого цвета.

Химические свойства: Fe2O3 – амфотерный оксид.

Взаимодействует с кислотами, как основной оксид: Fe2O3 + 6HCl → 2 FeCl3 + 3h3O
Взаимодействует со щелочами, как кислотный оксид: Fe2O3 + 2NaOH 2NaFeO2 + h3O

феррит натрия

Восстанавливается водородом, углеродом, оксидом углерода(II): Fe2О3 + h3 2 FeО + h3O

Fe2О3 + 3h3 2 Fe + 3h3O

Получение.

При разложении гидроксида железа(III): 2 Fe(OH)3 Fe2O3 + 3h3O
При обжиге пирита: 4FeS2 + 11O22Fe2O3 + 8SO2

Гидроксид железа (III) Fe(OH)3

Физические свойства: твердое вещество красно-бурого цвета.

Химические свойства: Fe(OH)3 – амфотерный гидроксид.

Взаимодействует с кислотами, как нерастворимое основание:

2Fe(OH)3 + 3h3SO4 →Fe2(SO4)3 + 6h3O

Взаимодействует со щелочами, как нерастворимая кислота:

Fe(OH)3 + KOH(тв) → KFeO2+ 2h3O

Fе(ОН)3 + 3КОН(конц) → К3[Fе(ОН)6]

При нагревании легко разлагается: 2Fe(ОН)3 Fe2O3 + 3h3O

Получение.

Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка:

Fe(NO3)3 + 3KOH  Fe(OH)3 + 3KNO3

Качественные реакции на Fe3+

При действии гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6] (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):

4FeCl3 +3K4[Fe(CN)6]  Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl

При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III):

FeCl3 + 3KCNS  3КCl + Fe(CNS)3

Медь и её соединения

Медь — довольно мягкий металл красно-желтого цвета, ковкий, пластичный, обладает высокой тепло- и электропроводностью. Tплавл= 10830С. ρ = 8,96г/см3. СО: 0,+1,+2

Химические свойства.

Взаимодействие с простыми веществами.

При высокой температуре взаимодействует с кислородом: 2Cu + O2 2CuO
Взаимодействует с неметаллами при высоких температурах: Cu + Cl2 CuCl2

Взаимодействие со сложными веществами.

Медь стоит в ряду напряжений правее водорода, поэтому не реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами, но растворяется в кислотах – окислителях:

3Cu + 8HNO3(разб.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 2h3O

Cu + 4HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2↑+ 2h3O

Cu + 2h3SO4(конц.) → CuSO4 + SO2↑+2h3O

Получение.

Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II): CuO + C Cu + CO

CuO + CO Cu + CO2

При электролизе солей меди: 2CuSO4 + 2h3O → 2Cu + O2 + 2h3SO4

Соединения одновалентной меди

Оксид меди(I) Сu2O

Физические свойства: твердое вещество красного цвета, нерастворимое в воде.

Химические свойства: Сu2O – основной оксид.

Взаимодействует с кислотами: Сu2O + h3SO4 → CuSO4 + h3O + Cu↓
При нагревании с восстановителями восстанавливается до металла: Сu2O + Н22Сu + h3O
При сильном нагревании на воздухе превращается в СuO: Сu2O + О22СuO
При более сильном нагревании разлагается на простые вещества: Сu2O 2Cu + O2↑

Получение.

Получают восстановлением соединений меди (II), например, глюкозой в щелочной среде:

2CuSO4 + C6h22O6 + 5NaOH → Cu2O↓ + 2Na2SO4 + C6h21O7Na + 3h3O

Гидроксид меди(I) CuOH

Физические свойства: неустойчивое, плохо растворимое в воде вещество желтого цвета, в свободном состоянии не выделен.

Химические свойства: CuOH – слабое основание.

Взаимодействует с кислотами: CuOH + HCl → CuCl + h3O
На воздухе легко окисляется до Cu(OH)2 : 4CuOH + О2 + 2h3O → 4 Cu(OH)2

Получение.

При разложении гидроксида меди(I): 2CuOHСu2O + h3O
Действием щелочи на соли меди(I): CuCl + NaOH → CuOH↓ + NaCl

Соединения двухвалентной меди

Оксид меди (II) СuO

Физические свойства: твердое вещество черного цвета, нерастворимое в воде.

Химические свойства: СuO – основной оксид.

Взаимодействует с кислотами при нагревании: CuO + h3SO4 CuSO4 + h3O
Легко восстанавливается водородом и другими восстановителями до меди:

СuO + Н2Сu + h3O

При нагревании разлагается с образованием оксида меди(I): 4СuO 2Сu2O + О2↑
Окислитель. Окисляет спирты до альдегидов: С2Н5ОН + СuO СН3СОН + Сu↓ + h3O

Получение.

При окислении меди: 2Cu + O2 2CuO
При разложении гидроксида меди(II): Cu(OH)2 CuO + h3O
При разложении некоторых солей: Cu2(OH)2CO3 2CuO + CO2 + h3O

Малахит

Гидроксид меди (II) Cu(OH)2

Физические свойства: твердое вещество синего цвета, нерастворимое в воде.

Химические свойства: Cu(OH)2 – слабое основание.

Взаимодействует с кислотами: Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2h3O
При нагревании разлагается: Cu(OH)2 CuO + h3O
Растворяется в растворе аммиака с образованием комплексного соединения:

Cu(OH)2 + 4Nh4 → [Cu(HN3)4](OH)2

Слабый окислитель. Окисляет альдегиды до карбоновых кислот:

СН3СОН + 2Cu(OH)2 СН3СООН + Сu2O↓ + 2h3O

Получение.

Образуется при действии щелочей на соли меди (II): CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4

refdb.ru

Характеристика переходных элементов

Характеристика переходных элементов – меди, цинка, хрома, железа по их положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов. Характерные химические свойства переходных металлов – меди, цинка, хрома, железа.

Медь

В четвертом периоде медь является предпоследним d-элементом, её валентные электроны 3d94s2, однако вследствие устойчивости d10-состояния валентные электроны меди имеют следующую конфигурацию:

3d104s1.Содержание меди в земной коре составляет 510-3 мас. %.Образует более 250 минералов, наиболее распространенными являются: халькопирит Cu Fe S2, халькозин Cu2 S, малахит Cu CO3 Cu(OH)2

Медь проявляет степени окисления: +2(наиболее устойчивая), +1 Свойства меди. В сухом воздухе медь практически не окисляется, с водой не взаимодействует и является довольно инертным металлом.Взаимодействие с неметаллами: медь не реагирует с водородом, азотом, углеродом и кремнием.2 Cu + O2 = 2 Cu O; Cu + S = Cu S; Cu + Br2 = Cu Br2

Взаимодействие с кислотами: в ряду напряжений металлов медь расположена после водорода, поэтому она не взаимодействует с растворами разбавленной соляной и серной кислот и щелочей.Растворяется в разбавленной азотной кислоте:3 Cu + 8 HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 h3 O.Реагирует с концентрированными растворами серной и азотной кислот:Cu + 4 HNO3 = Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 h3 O.Cu + 2 h3 SO4 = Cu SO4 + SO2 + 2 h3 O;

Восстановительные свойства Cu + Ag NO3 =Cu(NO3)2 + Ag Способы получения меди

1) Гидрометаллургические методы получения меди основаны на селективном растворении медных минералов в разбавленных растворах серной кислоты или аммиака, из полученных растворов медь вытесняют металлическим железом: Cu SO4 + Fe = Cu + Fe SO4.

2) Электролизом получают чистую медь: 2 Cu SO4 + 2 h3 O-(эл.ток)(2 Cu + O2 + 2 h3 SO4. Оксид и гидроксид меди (II)

Оксид меди (II) Cu O – кристаллы черного цвета. Основной оксид.

Получение:

1) при прокаливании гидроксида меди (II) при 200 С: Cu(OH)2 = Cu O + h3 O2) при окислении металлической меди на воздухе при 400–500 С: 2 Cu + O2 = 2 Cu O.Cвойства:1)Реагирует с разбавленными кислотами: Cu O + h3 SO4 = Cu SO4 + h3 O.2) Восстанавливается до меди:Cu O + h3 –(t)(Cu + h3 O;Cu O + CO –(t)(Cu + CO2;Cu O + Nh4–(t)(N2 + h3 O.

Гидроксид меди (II) Cu(OH)2 – вещество голубого цвета. Нерастворимое основание. Получение: обменное взаимодействие солей меди (II) и щелочи:Cu Cl2 + 2 Na OH = Cu(OH)2↓ + 2 Na Cl;Свойства:При нагревании выше 70 С разлагается на оксид меди (II) и воду: Cu(OH)2 –(t)(Cu O + h3 OЛегко реагирует с кислотами с образованием солей: Cu(OH)2 + 2 HCl = Cu Cl2 + 2 h3 O. Цинк

Валентные электроны 3d104s2.Проявляет степень окисления +2.Содержание цинка в земной коре 710-3 мас.%. Минерал: сфалерит (цинковая обманка) Zn S.

Цинк – голубовато-белый металл, хрупкий при комнатной температуре.Температура плавления 420 С, температура кипения 906 С, плотность 7,13 г/см3.

Свойства цинка.

Амфотерный металл.Взаимодействие с неметаллами: с водородом, азотом, бором, кремнием, углеродом цинк не взаимодействует.2 Zn + O2 = 2 Zn O.Zn + S = Zn SZn + Cl2 = Zn Cl2

Взаимодействие с водой: в воде не растворяется. Реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода: Zn + h3 O(пар) –(t)( Zn O + h3

Взаимодействие с кислотами Zn + 2 HCl = Zn Cl2 + h3;Zn + h3 SO4 (разб) = Zn SO4 + h3.Zn + 2 h3 SO4(конц) = Zn SO4 + SO2 + 2 h3 O;4 Zn+10 HNO3(разб)=4 Zn(NO3)2+Nh5 NO3+3 h3 O.Zn + 4 HNO3(конц) = Zn(NO3)2 + 2 NO2 + 2 h3 O

Взаимодействие со щелочами: реагирует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов, при сплавлении образует цинкаты:Zn + 2 Na OH + 2 h3 O = Na2[Zn(OH)4] + h3Zn + 2 KOH = K2 Zn O2 + h3. Взаимодействие с оксидами и солями: цинк вытесняет металлы, стоящие в ряду напряжения правее него, из растворов солей и оксидов.Zn + Cu SO4 = Cu + Zn SO4;Zn + Cu O = Cu + Zn O Получение цинка: пирометаллургический метод.

1) Обжиг сульфида цинка:

2 Zn S + 3 O2 = 2 Zn O + 2 SO22) Восстановление коксом: Zn O + C –(t)( Zn + CO. Оксид цинка (II) Zn O – белые кристаллы. Амфотерный оксид.

При температуре выше 1000 С восстанавливается до металлического цинка углеродом, угарным газом и водородом:Zn O + C –(t)( Zn + CO;Zn O + CO –(t)( Zn + CO2;Zn O + h3 –(t)(Zn + h3 O.

С водой не взаимодействует. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с растворами кислот и щелочей:Zn O + 2 HCl = Zn Cl2 + h3 O;Zn O + 2 Na OH + h3 O = Na2[Zn(OH)4]. При сплавлении с оксидами металлов образует цинкаты:Zn O + Co O –(t)(Co Zn O2. При взаимодействии с оксидами неметаллов образует соли, где является катионом:2 Zn O + Si O2–(t)(Zn Si O3,Zn O + B2 O3 –(t)(Zn(BO2)2. Получение:

1) при горении металлического цинка: 2 Zn + O2 = 2 Zn O;2) при термическом разложении солей: Zn CO3 –(t)(Zn O + CO2.

Гидроксид цинка (II) Zn(OH)2 – бесцветное кристаллическое или аморфное вещество. Амфотерный гидроксид.При температуре выше 125 С разлагается:Zn(OH)2 = Zn O + h3 O

Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах:Zn(OH)2 + h3 SO4 = Zn SO4 + 2 h3 O;Zn(OH)2 + 2 Na OH = Na2[Zn(OH)4]

Получается в виде осадка белого цвета при взаимодействии солей цинка со щелочами:Zn Cl2 + 2 Na OH(недост) = Zn(OH)2 (+ 2 Na Cl. Хром

Хром – d-элемент, расположен в 6 группе Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. Валентные электроны хрома имеют следующую конфигурацию:

3d54s1.Содержание хрома в земной коре составляет 3,510-2 мас. %. Основным минералом является: хромит (хромистый железняк) Fe Cr2 O4. В соединениях хром проявляет степени окисления +2, +3, +4, +5, +6. Характерная степень окисления +3.Хром – голубовато-белый металл. Температура плавления 1890 С, температура кипения 2680 C, плотность 7,19 г/см3. На воздухе покрыт прочной пленкой оксида. Химические свойства хромаВзаимодействие с неметаллами: С водородом непосредственно не взаимодействует.4 Cr + 3 O2 = 2 Cr2 O3.2 Cr + 3 Cl2 = 2 Cr Cl3.2 Cr + 3 S = Cr2 S3.

Взаимодействие с кислотами: хром вытесняет водород из растворов неокисляющих кислот, при этом переходит в сетпень окисления +2.Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют хром. Хром может растворяться в них лишь при сильном нагревании, образуются соли хрома (III) и продукты восстановления кислоты:Cr + 2 HCl = Cr Cl2 + h3;Cr + h3 SO4 = Cr SO4 + h3.В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III):4 Cr + 12 HCl + 3 O2 = 4 Cr Cl3 + 6 h3 O.2 Cr + 6 h3 SO4 = Cr2(SO4)3 + 3 SO2 + 6 h3 O;Cr + 6 HNO3 = Cr(NO3)3 + 3 NO2 + 3 h3 O. Хром – активный металл, способен вытеснять металлы из растворов их солей:2 Cr + 3 Cu Cl2 = 2 Cr Cl3 + 3 Cu. Способы получения хрома.

Хром обычно получают в виде сплава с железом (феррохром). Для этого хромит восстанавливают углем: Fe Cr2 O4 +4 C –(t)(Fe + 2 Cr + 4 CO

Относительно чистый хром получают методом алюмотермии: 2 Al + Cr2 O3 = 2 Cr + Al2 O3 Соединения хрома. Соединения хрома (II) проявляют преимущественно основные свойства, хрома (III) – амфотерные, соединения хрома (VI) – кислотные.+2+3+6

Cr O – основный оксидCr2 O3 – амфотерный оксидCr O3 – кислотный оксид

Cr(OH)2 – основаниеCr(OH)3 – амфотерный гидроксидh3 Cr O4 –кислота хромоваяh3 Cr2 O7 – кислота двухромовая

Соли – с кислотами: Cr SO4Соли – с кислотами:Cr Cl3Гидроксокомплексы: Na3[Cr(OH)6].Хромиты: KCr O2Соли - с основаниями:Хроматы: Na2 Cr O4Дихроматы: K2 Cr2 O7 Соединения хрома (II)

Оксид хрома (II) Cr O– основный оксид. при обычной температуре устойчив на воздухе, выше 100 С окисляется: 4 Cr O + O2 = 2 Cr2 O3.

Гидроксид хрома (II) Cr(OH)2 –проявляет основные свойства,медленно реагирует только с концентрированными кислотами, образуя соли хрома (II) синего цвета: Cr(OH)2 + h3 SO4 = Cr SO4 + 2 h3 O.С разбавленными кислотами и щелочами не взаимодействует.Хороший восстановитель, легко окисляется кислородом воздуха: 4 Cr(OH)2 + O2 + 2 h3 O = 4 Cr(OH)3.Получается при взаимодействии солей хрома (II) со щелочами в отсутствии кислорода: Cr Cl2 + 2 Na OH = Cr(OH)2 (+ 2 Na Cl.

Все соли хрома (II) – сильные восстановителив растворах окисляются кислородом воздуха: 4 Cr Cl2 + O2 + 4 HCl = 4 Cr Cl3 + 2 h3 O Cоединения хрома (III).

У хрома степень окисления +3 является наиболее устойчивой.Оксид хрома (III) Cr2 O3 – темно-зеленый порошок, в кристаллическом состоянии – черное с металлическим блеском вещество. Химически инертен. В воде, кислотах и щелочах не растворяется. С трудом растворяется в сильных кислотах при длительном нагревании.Проявляет амфотерные свойства. При сплавлении с оксидами, гидроксидами и карбонатами щелочных металлов образует хромиты, проявляя кислотные свойства: Cr2 O3 + 2 KOH –(t)(2 KCr O2 + h3 O;Cr2 O3 + Na2 CO3 –(t)(2 Na Cr O2 + CO2.

Оксид хрома (III) получается при термическом разложении дихромата аммония:(Nh5)2 Cr2 O7 –(t)(Cr2 O3 + N2 + 4 h3 O Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 – вещество серо-зелёного цвета.Разлагается при температуре около 150 С:

2 Cr(OH)3 –(t)(Cr2 O3 + 3 h3 O

Проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах:2 Cr(OH)3 + 6 HCl = 2 Cr Cl3 + 3 h3 O;Cr(OH)3 + 3 Na OH = Na3[Cr(OH)6].

Соли хрома (III): бывают двух видов: соли хрома (III) с кислотами и хромиты. Хромиты устойчивы в щелочной среде, в кислой разрушаются:Соли хрома (III) в щелочной среде образуют гидроксид хрома (III), который сразу растворяется, образуя гидроксокомплексы:Na Cr O2 + HCl + h3 O = Cr(OH)3 + Na Cl;в избытке кислоты:Na Cr O2 + 4 HCl = Cr Cl3 + Na Cl + 2 h3 O.

Cr Cl3 + 3 KOH(нед) ( Cr(OH)3 + 3 KClCr Cl3 + 6 KOH(изб) ( K3[Cr(OH)6] + 3 KCl Соединения хрома (VI)Оксид хрома (VI) Cr O3 – темно-красное кристаллическое вещество. Гигроскопичен, расплывается на воздухе, малоустойчив, разлагается при нормальных условиях. Проявляет кислотные свойства. Растворяется в воде, образуя хромовые кислоты: Cr O3 + h3 O = h3 Cr O4, 2 Cr O3 + h3 O = h3 Cr2 O7.с основаниями образует соли - хроматы: Cr O3 + Ba O = Ba Cr O4,Cr O3 + 2 Na OH = Na2 Cr O4 + h3 OОчень сильный окислитель:4 Cr O3 + 3 C –(t)(2 Cr2 O3 + 3 CO2;

Образуется при разложении хромата натрия серной кислотой при 200 С:Na2 Cr O4 + 2 h3 SO4(конц) =Cr O3 + 2 Na HSO4 + h3 O

Хромовые кислоты в свободном состоянии не выделены, в растворе проявляют свойства сильных кислот.

Хроматы – соли хромовой кислоты – имеют в своем составе анион Cr O42- и обладают желтой окраской, дихроматы - соли дихромовой кислоты – содержат анион Cr2 O72- оранжевого цвета. Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы – в кислой.Соли хрома (VI) – сильные окислители. В нейтральной среде образуется гидроксид хрома (III):K2 Cr2 O7+3(Nh5)2 S+h3 O=2 Cr(OH)3(+3 S(+6 Nh4(+2 KOHв кислой - соли хрома (III): K2 Cr2 O7 + 3 K2 SO3 + 4 h3 SO4 = Cr2(SO4)3 + 4 K2 SO4 + 4 h3 O;в щелочной – гидроксокомплекс:2 K2 Cr O4 + 3(Nh5)2 S + 2 KOH + 2 h3 O = 2 K3[Cr(OH)6] + 3 S( + 6 Nh4. Железо.

Железо – d-элемент. Валентные электроны хрома имеют следующую конфигурацию:

3d64s2.Железо по распространенности в природе занимает четвертое место, уступая лишь кислороду, кремнию и алюминию. Минералы железа: магнетит (магнитный железняк) Fe3 O4, красный железняк Fe2 O3, пирит Fe S2.

Степени окисления: +2, +3, +6, (+8). Наиболее стабильная +3.Железо имеет сероватый оттенок, обладает магнитными свойствами. Свойства железа.

При нагревании на воздухе выше 200 С железо взаимодействует с кислородом:3 Fe + 2 O2 = Fe3 O4. С неметаллами:2 Fe + 3 Cl2 = 2 Fe Cl3,Fe+S =Fe S.

В воде в присутствии кислорода железо медленно окисляется кислородом воздуха (корродирует):4 Fe + 3 O2 + 6 h3 O = 4 Fe(OH)3. При температуре 700–900 С раскаленное железо реагирует с водяным паром:3 Fe + 4 h3 O = Fe3 O4 + 4 h3. Железо реагирует с разбавленными растворами соляной и серной кислот, образуя соли железа (II):Fe + 2 HCl = Fe Cl2 + h3,Fe + h3 SO4 = Fe SO4 + h3;

C разбавленной азотной кислотой образует нитрат железа (III):Fe + 4 HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2 h3 O.

При обычных условиях концентрированные (до 70%) серная и азотная кислоты пассивируют железо. При нагревании возможно взаимодействие с образованием солей железа (III):2 Fe + 6 h3 SO4 = Fe2(SO4)3 +3 SO2 +6 h3 O,Fe + 6 HNO3 = Fe(NO3)3 + 3 NO2 + 3 h3 O.

Железо вытесняют металлы, которые расположены правее в электрохимическом ряду напряжений их растворов солей:Fe + Sn Cl2 = Fe Cl2 + Sn, Соединения железа (II). Соединения железа со степень окисления железа +2 малоустойчивы и легко окисляются до производных железа (III).Оксид железа (II) – порошок черного цвета. Проявляет преимущественно основные свойства.В воде не растворяется, растворяется в неокисляющих кислотах: Fe O+2 HCl = Fe Cl2+h3 O.Проявляет восстановительные свойства: 3 Fe O + 10 HNO3 = 3 Fe(NO3)3 + NO + 5 h3 O.

Получается в процессе восстановления оксида железа (III) водородом или оксидом углерода (II): Fe2 O3 + h3 = 2 Fe O + h3 O, Fe2 O3 + CO = 2 Fe O + CO2.

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 имеет серовато-зеленую окраску, в воде не растворяется.При температуре выше 150 С разлагается, быстро буреет вследствие окисления:

4 Fe(OH)2 + O2 + 2 h3 O = 4 Fe(OH)3.Проявляет основные свойства, реагирует с неокисляющими кислотами: Fe(OH)2 + 2 HCl = Fe Cl2 + 2 h3 O.При взаимодействии с азотной или концентрированной серной кислотой образуются соли железа (III): 2 Fe(OH)2 + 4 h3 SO4 = Fe2(SO4)3 + SO2 + 6 h3 O.

Получается при взаимодействии солей железа (II) с раствором щелочи без доступа воздуха: Fe SO4 + 2 Na OH = Fe(OH)2 + Na2 SO4. Соединения железа (III). Степень окисления +3 – устойчивая и наиболее характерна для железа.Оксид железа (III) Fe2 O3 – вещество бурого цвета. Проявляет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных. Проявляет окислительные и восстановительные свойства.Реагирует с кислотами: Fe2 O3 + 6 HCl = 2 Fe Cl3 + 3 h3 OС растворами щелочей не реагирует, но при сплавлении образует ферриты:Fe2 O3 + 2 Na OH(спл) = 2 Na Fe O2 + h3 OПри нагревании восстанавливается водородом или оксидом углерода (II):Fe2 O3 + h3 = 2 Fe O + h3 O Fe2 O3 + CO = 2 Fe O + CO2

Получается при термическом разложении гидроксида железа (III) или окислением пирита: 2 Fe(OH)3 –(t)(Fe2 O3 + 3 h3 O4 Fe S2 + 11 O2 = 2 Fe2 O3 + 8 SO2пирит

Гидроксид железа (III) Fe(OH)3 –вещество бурого цвета. Как и оксид, проявляет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных. Легко реагирует с кислотами: Fe(OH)3 + 3 HCl = Fe Cl3 + 3 h3 O При сплавлении со щелочами образует ферриты:Fe(OH)3+Na OH(спл)=Na Fe O2+2 h3 O 2 Fe(OH)3+Na2 CO3(спл)=2 Na Fe O2+CO2+3 h3 OПри нагревании разлагается: 2 Fe(OH)3 –(t)(Fe2 O3 + h3 O

Получается при взаимодействии солей железа (III) с растворами щелочей:Fe2(SO4)3 + 6 Na OH = 2 Fe(OH)3 + 3 Na2 SO4 Качественная реакция на катион Fe2+ – взаимодействие с гексацианоферратом (III) калия (красной кровяной солью): Fe SO4 + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]↓ + K2 SO4осадок синего цвета Качественная реакция на катион Fe3+ – взаимодействие с гексацианоферратом (II) калия (желтой кровяной солью): Fe Cl3 + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]↓ + 3 KClосадок синего цвета

freedocs.xyz

щелочных, щелочноземельных, алюминия; переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа) Щелочные металлы

Щелочными элементами начинаются периоды периодической системы, поэтому их атомы имеют только по одному валентному электрону, у них наименьшие ионизационные потенциалы и наиболее отрицательные значения электродных потенциалов:

Элемент	Li	Na	K	Rb	Cs
Валентные электроны	2s1	3s1	4s1	5s1	6s1
Электроотрицательность	1,0	0,9	0,8	0,8	0,7
Электродный потенциал о,В	-3,05	-2,71	-2,93	-2,92	-2,92

Поэтому все щелочные металлы являются типичными металлами без признаков амфотерности. Среди всех металлов они являются наиболее сильными восстановителями. Отдавая единственный валентный электрон, их атомы легко превращаются в однозарядные катионы и образуют многочисленные ионные соединения только в одной степени окисления +1.

Очень бурно протекают реакции щелочных металлов с водой:

2Na + 2h3O = 2NaOH + h3

В кристаллизатор налили воды и добавили фенолфталеин (для определения NaOH) . Опустили горошину натрия. За счет выделения водорода она активно перемещается по воде, раствор окрашивается в малиновый цвет (образуется NaOH), выделяется много тепла и при большем количестве натрия может произойти взрыв водорода.

Из кислот-неокислителей щелочные металлы вытесняют водород:

2К + 2НСl = 2KCl + h3,

а кислоты-окислители восстанавливаются ими максимально:

8Na + 10HNO3 = 8NaNO3 + Nh5NO3 + 3h3O

8K + 5h3SO4(конц) = 4K2SO4 + h3S + 4h3O

При взаимодействии с избытком кислорода литий образует оксид лития Li2O, натрий - пероксид натрия Na2O2, а остальные щелочные металлы (К, Rb, Cs -- надпероксиды ЭО2.

Щелочноземельные металлы

Основные характеристики щелочноземельных металлов

Элемент	Ca	Sr	Ba
Валентные электроны	4s2	5s2	6s2
Электродный потенциал ,В	-2,87	-2,89	-2,90

Строение валентных оболочек атомов этих элементов ns2, заряды ядер атомов на единицу больше, чем у щелочных элементов тех же периодов. Это приводит к уменьшению радиуса атомов и увеличению ионизационных потенциалов и, следовательно, к уменьшению их химической активности.

Щелочноземельные металлы химически очень активны. При комнатной температуре они медленно окисляются кислородом воздуха, а при нагревании сгорают с образованием оксидов.

Магний сгорает, излучая ослепительно-белый свет со значительной долей ультрафиолетовых лучей. Это раньше использовалось при фотографировании.

Магний нельзя гасить водой, так как может взорваться, выделяющийся при реакции магния с водой, водород.

На заводе по переработке вторичного сырья в Уолтон Хиллс, штат Огайо возник пожар. В здании было большое количество металлов, среди них - титан, сталь и магний. Пожарные, опасаясь, что огонь перекинется на соседнюю бензозаправку, решили залить горящее здание водой.

Результат не заставил себя ждать - произошел сильный взрыв, во все стороны разлетелись куски раскаленного добела магния. Ослепительное огненное облако поднялось на высоту 50 м. Однако пожарных это не остановило - они продолжили заливать здание, что вызвало новые взрывы магния. От жара огня начали плавиться стены здания. Таким образом, незнание пожарными химии магния привело к катастрофическим результатам.

Щелочноземельные металлы взаимодействуют с водой, вытесняя из нее водород и образуя щелочи Са(ОН)2, Sr(OH)2 и Ва(ОН)2.

При опускании кусочка кальция в воду начинает выделятся водород, который облепляет металл и он всплывает. Со временем происходит помутнение раствора образуется малорастворимый Са(ОН)2, что доказывает малиновое окрашивание, если добавить фенолфталеин.

С водородом, азотом и другими неметаллами они взаимодействуют с образованием соответствующих ионных гидридов, нитридов и т.д. Щелочноземельные металлы образуют множество обычных солей, но комплексных соединений эти элементы не образуют.

Алюминий – активный (= -1,66 В), легкий металл с температурой плавления 660С. На воздухе он покрывается тончайшей пленкой оксида, которая защищает его от дальнейшего окисления и действия воды. Однако, при удалении защитной пленки и при нагревании алюминий энергично взаимодействует с кислородом, галогенами, серой, соединяется с азотом и углеродом.

studfiles.net

Характеристика переходных элементов – меди хрома железа по их положению в периодической системе химических элементов и особенностям строения их атомов

Ахметов М. А. Подготовка к ЕГЭ по химии 2008

ГОТОВИМСЯ К ЕГЭ по ХИМИИ http://maratakm.narod.ru

АХМЕТОВ М. А. УРОК 10. ОТВЕТЫ НА ЗАДАНИЯ.

Выбрать другой урок

Характеристика переходных элементов – меди, хрома, железа по их положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов.

1. Атомы каких элементов имеют по 1 электрону на внешнем занятом электронном уровне в основном состоянии?

1)	Fе и Zn
2)	Zn и Cr
3)	Cr и Cu
4)	Cu и Fe

Ответ 3

Сr 1s22s22p63s23p63d54s1

Cu 1s22s22p63s23p63d104s1

2. Для получения хрома из его оксида в роли восстановителя используют

1)	алюминий и кремний
2)	кремний и водород
3)	водород и углерод
4)	углерод и алюминий

Ответ 4

3С+Cr2O3=2Cr+3CO

2Al+Cr2O3=Al2O3+3Cr

3. Железо не получают по реакции

1)	3FeO + 2Al Al2O3 + 3Fe
2)	электролизом раствора сульфата железа по уравнению FeSO4 + 2h3O  Fe + h3 + O2 + h3SO4
3)	восстановлением коксом FeO + C Fe + CO
4)	восстановлением серой 2FeO + S 2Fe + SO2

Ответ 4 –

4. Реакция, не происходящая в доменном процессе

1)	CO2 + C = 2CO
2)	3Fe2O3 +CO 2Fe3O4+ CO2
3)	3FeO + CO2 Fe3O4+ CO
4)	Fe3O4 + CO 3FeO + CO2

Ответ 3 – это процесс окисления, а не восстановления

5. Латунь – это сплав меди с

1)	цинком
2)	оловом
3)	никелем
4)	хромом

Ответ: 1

6. Раствор хлорида железа (III) реагирует с веществами, формулы которых

1)	Cu и KI
2)	KI и FeCl2
3)	FeCl2 и Ag
4)	Ag и Cu

Ответ 1

3Cu+2FeCl3=3CuCl2+2Fe

2KI+2FeCl3=2FeCl2+I2+2KCl

7. Хромат калия в химической лаборатории можно получить действием на хромит калия

1)	пероксидом водорода в щелочной среде и хлором в кислой среде
2)	пероксидом водорода в щелочной среде и хлором в щелочной среде
3)	пероксидом водорода в кислой среде и хлором в щелочной среде
4)	пероксидом водорода в кислой среде и хлором в кислой среде

Ответ 2

2KCrO2+3h3O2+2KOH=2K2CrO4+4h3O

2KCrO2+3Cl2+8KOH= 2K2CrO4+6KCl+4h3O

8. Выберите наиболее справедливое окончание следующего утверждения

«При добавлении к раствору хромата калия серной кислоты …

1)	хромат превращается в хромит и окраска изменяется с оранжевой на желтую
2)	хромат превращается в хромит и окраска изменяется с желтой на оранжевую
3)	хромат превращается в дихромат и окраска изменяется с оранжевой на желтую
4)	хромат превращается в дихромат и окраска изменяется с желтой на оранжевую

Ответ 4

2K2CrO4+h3SO4=K2Cr2O7+K2SO4+h3O

9. Смесь дихромата калия и концентрированной серной кислоты нередко называют хромовой смесью. Заменять концентрированную серную кислоту на концентрированную соляную кислоту нельзя, потому, что

1)	максимальная массовая доля HCl в соляной кислоте составляет 38%, а серная кислота бывает полностью безводной
2)	соляная кислота сама реагирует с дихроматом калия по уравнению K2Cr2O7 +14HCl  3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7h3O
3)	серная кислота обладает водоотнимающими свойствами, а соляная кислота – нет
4)	концентрированная серная кислота проявляет окислительные свойства, а концентрированная соляная кислота – нет

Ответ 2

10. Гидроксид хрома (III) проявляет амфотерный характер, следовательно он растворяется

1)	в воде и бензоле
2)	бензоле и соляной кислоте
3)	соляной кислоте и растворе гидроксида натрия
4)	растворе гидроксида натрия и воде

Ответ 3

Cr(OH)3+3HCl=CrCl3+3h3O

Cr(OH)3+NaOH=Na[Cr(OH)4]

11. Гидроксид железа (II) на воздухе

1)	разлагается с образованием FeO
2)	на воздухе легко окисляется до Fe(OH)3
3)	реагирует с парами воды, образуя кристаллогидрат Fe(OH)3n(h3O)
4)	разлагается с образованием Fe2O3

Ответ 2

2Fe(OH)2+1/2O2+h3O=2Fe(OH)3

12. Качественная реакция на FeCl3 + Nh5SCN является

1)	необратимой, так как при добавлении к раствору новой порции тиоционата аммония наблюдается усиление красной окраски
2)	обратимой, так как с течением времени красный цвет раствора исчезает
3)	обратимой, так как при добавлении к полученному раствору гидроксида натрия красная окраска исчезает и образуется бурый осадок гидроксида железа (III)
4)	необратимой потому, что осадок со временем оседает на дно пробирки

Ответ 3

Окраска исчезает по причине связывания катионов железа (III)

Fe3++3OH-=Fe(OH)3

13. В химической лаборатории оксид хрома (III) получают разложением каждого из двух веществ, формула которых

1)	(Nh5)2Cr2O7 и K2Cr2O7
2)	K2Cr2O7 и K2CrO4
3)	K2CrO4 KCrO2
4)	KCrO2 и (Nh5)2CrO4

Ответ 1

(Nh5)2Cr2O7 =Cr2O3+N2+4h3O

4K2Cr2O7=2Cr2O3+4K2CrO4+3O2

14. Оксид хрома (VI) можно получить в результате взаимодействия этих веществ с концентрированной серной кислотой

1)	K2Cr2O7 и Cr2O3
2)	Cr2O3 и Cr
3)	Cr и K2CrO4
4)	K2CrO4и K2Cr2O7

Ответ 4

K2CrO4+h3SO4=K2SO4+CrO3+h3O

K2Cr2O7+h3SO4=K2SO4+2CrO3+h3O

15. Оксид хрома (III) входит в состав абразивных материалов (паст ГОИ), так как его кристаллическая решетка

1)	молекулярная
2)	ионная
3)	атомная
4)	металлическая

Ответ 3

16. Оксид хрома (III) реагирует с каждым из двух веществ

1)	кальцием и алюминием
2)	алюминием и серебром
3)	серебром и чугуном
4)	чугуном и кальцием

Ответ 1

Cr2O3+3Ca=3CaO+2Cr

2Al+Cr2O3=Al2O3+3Cr

17. Оксид хрома (VI) не реагирует с веществом, формула которого

1)	С2Н5ОН
2)	Mn2O7
3)	Cr
4)	Ch4CHO

Ответ 2 Mn2O7 - кислотный оксид, в котором Mn находится в наивысшей степени окисления

18. Формула карбида железа (цементита)

1)	FeC2
2)	Fe3C
3)	Fe4C3
4)	Fe2C3

Ответ 2

19. Установите продукт взаимодействия в следующей химической реакции, учитывая, что образуется вещество голубовато-зеленого цвета

Cu2O + CO2 + O2 + h3O 

1)	Cu(HCO3)2
2)	Cu2CO3
3)	(CuOH)2CO3
4)	CuCO3

Ответ 3. –это малахит

20. При взаимодействии концентрированной серной кислоты с хлоридом железа (II) образуются

1)	сульфат железа (III) + диоксид серы + хлороводород + вода
2)	сульфат железа (II) + хлороводород + вода
3)	сульфат железа (III) + диоксид серы + хлор + вода
4)	сульфат железа (II) + хлор + вода

Ответ 1

21. Установите соответствие между химическими элементами и проявляемыми ими степенями окисления

	ХИМИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТ		СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ
1)	Zn	А)	0, +2, +4, +6
2)	Cr	Б)	0,+1,+2,+3, +6
3)	Mn	В)	0, +2, +3, +4, +5, +6, +7
4)	Fe	Г)	0, +2
		Д)	0,+2, +3, +6

Ответ: ГДВД

22. Установите соответствие между химическим элементом и числом неспаренных электронов в его атоме

	ХИМИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТ		ЧИСЛО НЕСПАРЕННЫХ
1)	Сr	А)	1
2)	Cu	Б)	3
3)	Mn	В)	4
4)	Fe	Г)	5
		Д)	6

Ответ ДАГВ

23. Установите соответствие между формулой вещества и его окраской

	ХИМИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТ		ЧИСЛО НЕСПАРЕННЫХ
1)	CuSO45h3O	А)	фиолетовый
2)	KMnO4	Б)	голубой
3)	Cr2O3	В)	белый
4)	ZnO	Г)	зеленый
		Д)	красный

Ответ БАГВ

24. Установите соответствие между реагентами и хромосодержащим продуктом химической реакции

	РЕАГЕНТЫ		ПРОДУКТЫ
1)	Сr + HCl 	А)	Cr2(SO4)3
2)	Cr + Cl2	Б)	CrCl2
3)	Cr+ h3SO4(разб.) 	В)	CrCl3
4)	Cr + h3SO4(конц.) 	Г)	CrO3
		Д)	CrSO4

Ответ БВДА

25. Окрашены в красный цвет

А)	CrO3
Б)	FeCl3
В)	Cu2O
Г)	MnO2
Д)	Сr(OH)2
Е)	Fe(SCN)3

Ответ АВЕ

26. Веществами X1, X2, X3 в следующей цепочке превращений являются

А)	SO2
Б)	SO3
В)	S
Г)	h3S
Д)	h3SO3
Е)	h3SO4

Ответ АВГ

ТЕСТЫ

А1. Верны ли следующие суждения о свойствах оксида хрома (III)?

А. Оксид хрома (III) проявляет амфотерные свойства.

Б. Оксид хрома (III) проявляет только восстановительные свойства.

1)	верно только А
2)	верно только Б
3)	верны оба суждения
4)	оба суждения неверны

Ответ 1

А2. При нагревании гидроксида меди (II) образуются

Cu и h3O

СuO и Н2

CuO и Н2О

Сu2O и Н2О

Ответ 3

А3. Оксид хрома (III) относится к оксидам

1)	кислотным
2)	основным
3)	амфотерным
4)	несолеобразующим

Ответ 3

Cr2O3+3h3SO4=Cr2(SO4)3+3h3O

А4. Какой из металлов вытесняет железо из сульфата железа (II)?

Ответ 2

FeSO4+Zn=ZnSO4+Fe

А5. Верны ли следующие суждения о меди?

А. Медь во всех соединениях проявляет степень окисления + 2.

Б. Медь не вытесняет водород из растворов кислот.

1)	верно только А
2)	верно только Б
3)	верны оба суждения
4)	оба суждения неверны

Ответ 2

А6. Основные свойства наиболее выражены у оксида, формула которого

1) Fe2O3

2) FeO

3) Cr2O3

4) CrO3

Ответ 2 Соединения d-элементов с низшими степенями окисления проявляют амфотерные свойства

А7. В уравнении реакции

2AgNO3 = 2Ag + 2X + O2

веществом «X» является

1)	оксид азота (IV)
2)	оксид азота (II)
3)	азот
4)	оксид азота (V)

Ответ 1

А8. К амфотерным оксидам относится

CuO

Р2O3

Cr2O3

CrO3

Ответ3

А9. Оксид меди (Π) растворяется

1) в воде при обычной температуре

2) в воде при нагревании

3) в разбавленных кислотах при нагревании

4) в разбавленных растворах щелочей

Ответ 3 CuO+2HCl=CuCl2+2h3O

А10. Атомы каких элементов имеют по 1 электрону на внешнем занятом электронном уровне в основном состоянии?

1)	Fе и Zn
2)	Zn и Cr
3)	Cr и Cu
4)	Cu и Fe

Ответ 3

А11. При прокаливании гидроксида цинка с гидроксидом калия образуется соединение, формула которого

1)	KZnO2
2)	K2ZnO
3)	KZnO
4)	K2ZnO2

Ответ 4

А12. Раствор хлорида железа (III) реагирует с веществами, формулы которых

1)	Cu и KI
2)	KI и FeCl2
3)	FeCl2 и Ag
4)	Ag и Cu

Ответ 1

А13. Гидроксид хрома (III) проявляет амфотерный характер, следовательно он растворяется

1)	в воде и бензоле
2)	бензоле и соляной кислоте
3)	соляной кислоте и растворе гидроксида натрия
4)	растворе гидроксида натрия и воде

Ответ 3

А14. Оксид хрома (VI) можно получить в результате взаимодействия этих веществ с концентрированной серной кислотой

1)	K2Cr2O7 и Cr2O3
2)	Cr2O3 и Cr
3)	Cr и K2CrO4
4)	K2CrO4и K2Cr2O7

Ответ 4

А15. Оксид хрома (VI) не реагирует с веществом, формула которого

1)	С2Н5ОН
2)	Mn2O7
3)	Cr
4)	Ch4CHO

Ответ 2

А16. Установите продукт взаимодействия в следующей химической реакции, учитывая, что образуется вещество голубовато-зеленого цвета

Cu2O + CO2 + O2 + h3O 

1)	Cu(HCO3)2
2)	Cu2CO3
3)	(CuOH)2CO3
4)	CuCO3

Ответ 3

А17. Медную проволоку прокаливают на воздухе, она становится черной. Почерневшую медную проволоку вносят в стеклянную трубку и при нагревании над ней пропускают водород. Проволока восстанавливает красный цвет. Какое из следующих утверждений является правильным?

1)	в первой части эксперимента происходит окисление меди, а во второй части – восстановление водорода.
2)	в первой части эксперимента происходит окисление меди, а во второй части – окисление водорода.
3)	в первой части эксперимента происходит восстановление меди, а во второй части – восстановление водорода
4)	в первой части эксперимента происходит восстановление меди, а во второй части – окисление водорода

Ответ 2

А18. Для железа наиболее характерны степени окисления

+ 2 и + 6

– 2 и + 3

+ 2 и + 3

+ 3 и + 6

Ответ 3

А19. Верны ли следующие суждения о соединениях меди?

А. Формула высшего оксида меди Cu2O.

Б. Высший оксид меди проявляет только окислительные свойства.

1)	верно только А
2)	верно только Б
3)	верны оба суждения
4)	оба суждения неверны

Ответ 2

А20. Взаимодействие железа с сульфатом меди относится к реакции:

1) соединения 2) разложения

3) замещения 4) обмена

Ответ 3

А21. Оксид меди (Π) растворяется

1) в воде при обычной температуре

2) в воде при нагревании

3) в разбавленных кислотах при нагревании

4) в разбавленных растворах щелочей

Ответ 3

А22. Оксид хрома (VI) является

1) основным

2) кислотным

3) амфотерным

4) несолеобразующим

Ответ 2

А23. В схеме превращений

Fe  X  Fe(OH)3 веществом «X» является

1) FePO4 2) Fe2O3 3) FeO 4) FeCl3

Ответ 4

А24. Только при нагревании вода реагирует с

1) ртутью 2) медью 3) золотом 4) железом

Ответ 4

при температуре не менее 700 0С

Fe+h3O=FeO+h3

textarchive.ru

Металлы побочных подгрупп характеристика переходных элементов – меди хрома железа по их положению в периодической системе химических элементов и особенностям строения их атомов

МЕТАЛЛЫ ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП

Химические свойства.

Характеристика хрома и его соединений

Хром — твердый, голубовато-белый металл.ρ = 7,2г/см3, tплавл= 18570С

СО: +1,+2,+3,+4,+5,+6

Химические свойства.

Взаимодействие с простыми веществами.

При обычных условиях хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 6000C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором.

4Cr + 3O2 2Cr2O3

2Cr + 3Cl2 2CrCl3

2Cr + N2 2CrN

2Cr + 3S Cr2S3

Взаимодействие со сложными веществами.

В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:

2Cr + 3h3O Cr2O3 + 3h3

Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, h3SO4). В отсутствии воздуха образуются соли Cr2+, а на воздухе – соли Cr3+.

Cr + 2HCl → CrCl2 + h3

2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2h3O + h3

Наличие защитной окисной плёнки на поверхности металла объясняет его пассивность по отношению к холодным концентрированным кислотам – окислителям. Однако при сильном нагревании эти кислоты растворяют хром:

2 Сr + 6 Н2SО4(конц) Сr2(SО4)3 + 3 SО2↑ + 6 Н2О

Сr + 6 НNО3(конц) Сr(NО3)3 + 3 NO2↑ + 3 Н2О

Получение.

Алюминотермия: Cr2O3 + 2Al Al2O3 + 2Cr
Восстановлением оксидов хрома оксидом углерода (II), водородом: CrO + Н2 Cr + h3O

Соединения хрома

Соединения двухвалентного хрома

Оксид хрома (II) CrO

Физические свойства: твердое нерастворимое в воде вещество ярко-красного или коричнево-

красного цвета.

Химические свойства. CrO – основной оксид.

Взаимодействует с кислотами: CrO + 2HCl → CrCl2 + 2h3O
Легко окисляется на воздухе при нагревании до оксида хрома (III): 4CrO + O2 2 Cr2O3
Восстанавливается водородом до хрома: CrO + Н2 Cr + h3O

Получение.

При окислении амальгамы хрома на воздухе: 2Cr + O2 2 CrO
При прокаливании Сr(ОН)2 в отсутствие кислорода: Сr(ОН)2 CrO + h3O

Cr2O3 + 3Н2 2Cr + 3h3O

Гидроксид хрома (II) Сr(ОН)2

Физические свойства: твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета.

Химические свойства. Сr(ОН)2 – слабое основание.

Взаимодействует с кислотами: Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2h3O
Легко окисляется в присутствии влаги кислородом воздуха в Сr(ОН)3:

4Cr(OH)2 + O2 + 2h3O → 4Cr(OH)3

При прокаливании разлагается:

а) без доступа воздуха: Сr(ОН)2 CrO + h3O

б) в присутствии кислорода: 4Сr(ОН)2 2 Cr2O3 + 4h3O

Получение.

Действием щелочи на растворы солей Cr(II): СrСl2 + 2 NaОН = Сr(ОН)2↓ + 2 NaСl.

Соединения трёхвалентного хрома

Оксид хрома (III)Cr2O3

Физические свойства: темно-зеленое тугоплавкое вещество, нерастворимое в воде.

Химические свойства. Cr2O3 - амфотерный оксид.

Взаимодействует с кислотами, как основной оксид: Cr2O3 + 6HCl 2 CrCl3 + 3h3O
Взаимодействует со щелочами, как кислотный оксид: Cr2O3 + 2NaOH 2NaCrO2 + h3O

Хромит натрия

При высокой температуре восстанавливается водородом, кальцием, углеродом до хрома:

Cr2O3 + 3Н2 2Cr + 3h3O

Получение.

При окислении хрома: 4Cr + 3O2 2Cr2O3
При разложении гидроксида хрома (III): 2Сr(ОН)3 Cr2O3 + 3h3O

Гидроксид хрома (III)Cr(OH)3

Физические свойства: нерастворимое в воде вещество зелёного цвета.

Химические свойства. Сr(ОН)3 – амфотерный гидроксид

Взаимодействует с кислотами, как нерастворимое основание:

2Cr(OH)3 + 3h3SO4 →Cr2(SO4)3 + 6h3O

Взаимодействует со щелочами, как нерастворимая кислота:

Cr(OH)3 + KOH → KCrO2+ 2h3O

(хромит калия)

При нагревании легко разлагается: 2Сr(ОН)3 Cr2O3 + 3h3O

Получение.

При действии щелочей на соли Сr3+ выпадает студнеобразный осадок гидроксида хрома (III) зеленого цвета:

Сr2(SО4)3 + 6NaОН → 2 Сr(ОН)3↓ + 3 Na2SО4,

Соединения шестивалентного хрома

Оксид хрома (VI)CrO3

Физические свойства: твердое вещество темно-красного цвета, хорошо растворимое в воде. Ядовит!

Химические свойства. CrO3 – кислотный оксид.

Взаимодействует со щелочами, образуя соли желтого цвета-хроматы:

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + h3O

Взаимодействует с водой, образуя кислоты: CrO3 + h3O → h3CrO4 хромовая кислота

2 CrO3 + h3O → h3Cr2O7 дихромовая кислота

Термически неустойчив: 4 CrO3 → 2Cr2O3 + 3O2 ↑

Получение.

Получают из хромата (или дихромата) калия действием h3SO4(конц.).

K2CrO4 + h3SO4 → CrO3 + K2SO4 + h3O

K2Cr2O7 + h3SO4 → 2CrO3 + K2SO4 + h3O

Гидроксидыхрома (VI) h3CrO4 - хромоваякислота, h3Cr2O7 - дихромоваякислота

Железо и его соединения

СО: +2 – со слабыми окислителями – растворы кислот, солей, неметаллы, кроме кислорода и галогенов

+3 – с сильными окислителями – концентрированные кислоты, кислород, галогены.

Химические свойства.

Взаимодействие с простыми веществами.

Горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III): 3Fe + 2O2 → Fe3O4
Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe + 3Br2 2FeBr3

Fe + S FeS

Взаимодействие со сложными веществами.

При высокой температуре (700–900C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4h3O Fe3O4 + 4h3 ↑

На воздухе в присутствии влаги ржавеет: 4Fе + 3O2 + 6Н2О → 4Fе(ОН)3.
Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах, проявляя СО +2:

Fe + 2HCl → FeCl2 + h3↑

Fe + h3SO4(разб.) → FeSO4 + h3↑

В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании, проявляя СО +3:

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

Fe + 6HNO3(конц.) Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3h3O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).

Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓

Получение.

Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II)

FeO + C Fe + CO

Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2

Соединения двухвалентного железа

Оксид железа (II) FeO

Физические свойства: твердое вещество черного цвета, нерастворимое в воде.

Химические свойства: FeО – основной оксид

Взаимодействует с кислотами: FeО + Н2SO4 →
При сильном нагревании окисляется водой: 3FeО + h3O Fe3О4 + h3↑
Окисляется кислородом до оксидов с более высокой СО: 4FeО + O2 Fe2О3

6 FeО + O2 2Fe3О4

Восстанавливается водородом, углеродом, оксидом углерода(II) до железа:

FeO + C Fe + CO

Получение.

При разложении гидроксида железа(II): Fe(ОН)2 FeО + h3O
При частичном восстановлении оксидов Fe3О4 и Fe2О3: Fe2О3 + h3 2 FeО + h3O

Fe3О4 + h3 3 FeО + h3O

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2

Физические свойства: порошок белого цвета, нерастворимый в воде.

Химические свойства: Fe(OH)2 – слабое основание.

Взаимодействует с сильными кислотами: Fe(OH)2 + h3SO4→FeSO4 + 2h3O
При нагревании разлагается: Fe(OH)2 FeO + h3O
На воздухе окисляется до Fe(OH)3: 4Fe(OH)2 + O2 + 2h3O → 4Fe(OH)3

Получение.

Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeCl2 + 2KOH → 2KCl + Fе(OH)2↓

Качественная реакция на Fe2+

3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6]  Fe3[Fe(CN)6]2 + 3K2SO4

Соединения трёхвалентного железа

Оксид железа (III)Fe2O3

Физические свойства: твердое вещество красно-коричневого цвета.

Химические свойства: Fe2O3 – амфотерный оксид.

Взаимодействует с кислотами, как основной оксид: Fe2O3 + 6HCl → 2 FeCl3 + 3h3O
Взаимодействует со щелочами, как кислотный оксид: Fe2O3 + 2NaOH 2NaFeO2 + h3O

феррит натрия

Восстанавливается водородом, углеродом, оксидом углерода(II): Fe2О3 + h3 2 FeО + h3O

Fe2О3 + 3h3 2 Fe + 3h3O

Получение.

При разложении гидроксида железа(III): 2 Fe(OH)3 Fe2O3 + 3h3O
При обжиге пирита: 4FeS2 + 11O22Fe2O3 + 8SO2

Гидроксид железа (III)Fe(OH)3

Физические свойства: твердое вещество красно-бурого цвета.

Химические свойства: Fe(OH)3 – амфотерный гидроксид.

Взаимодействует с кислотами, как нерастворимое основание:

2Fe(OH)3 + 3h3SO4 →Fe2(SO4)3 + 6h3O

Взаимодействует со щелочами, как нерастворимая кислота:

Fe(OH)3 + KOH(тв) → KFeO2+ 2h3O

Fе(ОН)3 + 3КОН(конц) → К3[Fе(ОН)6]

При нагревании легко разлагается: 2Fe(ОН)3 Fe2O3 + 3h3O

Получение.

Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка:

Fe(NO3)3 + 3KOH  Fe(OH)3 + 3KNO3

Качественные реакции на Fe3+

При действии гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6] (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):

4FeCl3 +3K4[Fe(CN)6]  Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl

При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III):

FeCl3 + 3KCNS  3КCl + Fe(CNS)3

Медь и её соединения

Химические свойства.

Взаимодействие с простыми веществами.

При высокой температуре взаимодействует с кислородом: 2Cu + O2 2CuO
Взаимодействует с неметаллами при высоких температурах: Cu + Cl2 CuCl2

Взаимодействие со сложными веществами.

3Cu + 8HNO3(разб.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 2h3O

Cu + 4HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2↑+ 2h3O

Cu + 2h3SO4(конц.) → CuSO4 + SO2↑+2h3O

Получение.

Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II): CuO + C Cu + CO

CuO + CO Cu + CO2

При электролизе солей меди: 2CuSO4 + 2h3O → 2Cu + O2 + 2h3SO4

Соединения одновалентной меди

Оксид меди(I) Сu2O

Физические свойства: твердое вещество красного цвета, нерастворимое в воде.

Химические свойства: Сu2O – основной оксид.

Взаимодействует с кислотами: Сu2O + h3SO4 → CuSO4 + h3O + Cu↓
При нагревании с восстановителями восстанавливается до металла: Сu2O + Н22Сu + h3O
При сильном нагревании на воздухе превращается в СuO: Сu2O + О22СuO
При более сильном нагревании разлагается на простые вещества: Сu2O 2Cu + O2↑

Получение.

Получают восстановлением соединений меди (II), например, глюкозой в щелочной среде:

2CuSO4 + C6h22O6 + 5NaOH → Cu2O↓ + 2Na2SO4 + C6h21O7Na + 3h3O

Гидроксид меди(I) CuOH

Химические свойства: CuOH – слабое основание.

Взаимодействует с кислотами: CuOH + HCl → CuCl + h3O
На воздухе легко окисляется до Cu(OH)2 : 4CuOH + О2 + 2h3O → 4 Cu(OH)2

Получение.

При разложении гидроксида меди(I): 2CuOHСu2O + h3O
Действием щелочи на соли меди(I): CuCl + NaOH → CuOH↓ + NaCl

Соединения двухвалентной меди

Оксид меди (II) СuO

Физические свойства: твердое вещество черного цвета, нерастворимое в воде.

Химические свойства: СuO – основной оксид.

Взаимодействует с кислотами при нагревании: CuO + h3SO4 CuSO4 + h3O
Легко восстанавливается водородом и другими восстановителями до меди:

СuO + Н2Сu + h3O

При нагревании разлагается с образованием оксида меди(I): 4СuO 2Сu2O + О2↑
Окислитель. Окисляет спирты до альдегидов: С2Н5ОН + СuO СН3СОН + Сu↓ + h3O

Получение.

При окислении меди: 2Cu + O2 2CuO
При разложении гидроксида меди(II): Cu(OH)2 CuO + h3O
При разложении некоторых солей: Cu2(OH)2CO3 2CuO + CO2 + h3O

Малахит

Гидроксид меди (II) Cu(OH)2

Физические свойства: твердое вещество синего цвета, нерастворимое в воде.

Химические свойства: Cu(OH)2 – слабое основание.

Взаимодействует с кислотами: Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2h3O
При нагревании разлагается: Cu(OH)2 CuO + h3O
Растворяется в растворе аммиака с образованием комплексного соединения:

Cu(OH)2 + 4Nh4 → [Cu(HN3)4](OH)2

Слабый окислитель. Окисляет альдегиды до карбоновых кислот:

СН3СОН + 2Cu(OH)2 СН3СООН + Сu2O↓ + 2h3O

Получение.

Образуется при действии щелочей на соли меди (II): CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4

textarchive.ru

Характеристика переходных элементов меди, цинка, хрома, железа по их положению в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностям

Медь

В четвертом периоде медь является предпоследним d-элементом, её валентные электроны 3d94s2, однако вследствие устойчивости d10-состояния валентные электроны меди имеют следующую конфигурацию: 3d104s1.	Содержание меди в земной коре составляет 5·10-3 мас. %.Образует более 250 минералов, наиболее распространенными являются: халькопирит CuFeS2, халькозин Cu2S, малахит CuCO3 · Cu(OH)2
Медь проявляет степени окисления: +2(наиболее устойчивая), +1

В сухом воздухе медь практически не окисляется, с водой не взаимодействует и является довольно инертным металлом.

Взаимодействие с неметаллами: медь не реагирует с водородом, азотом, углеродом и кремнием.

2Cu + O2 = 2CuO;

Cu + S = CuS;

Cu + Br2 = CuBr2

Растворяется в разбавленной азотной кислоте:

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

Реагирует с концентрированными растворами серной и азотной кислот:

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2h3O.

Cu + 2h3SO4 = CuSO4 + SO2 + 2h3O;

Восстановительные свойства

Cu + AgNO3 =Cu(NO3)2 + Ag

Способы получения меди1) Гидрометаллургические методы получения меди основаны на селективном растворении медных минералов в разбавленных растворах серной кислоты или аммиака, из полученных растворов медь вытесняют металлическим железом: CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4.2) Электролизом получают чистую медь: 2CuSO4 + 2h3O-(эл.ток)2Cu + O2 + 2h3SO4.

Оксид и гидроксид меди (II)

^ – кристаллы черного цвета. Основной оксид.
Получение: 1) при прокаливании гидроксида меди (II) при 200°С: Cu(OH)2 = CuO + h3O 2) при окислении металлической меди на воздухе при 400–500°С: 2Cu + O2 = 2CuO.	Cвойства: 1)Реагирует с разбавленными кислотами: CuO + h3SO4 = CuSO4 + h3O. 2) Восстанавливается до меди: CuO + h3–(t)àCu + h3^ CuO + CO –(t)àCu + CO2; CuO + Nh4–(t)àN2 + h3O.
Гидроксид меди (II) Cu(OH)2 – вещество голубого цвета. Нерастворимое основание.
Получение: обменное взаимодействие солей меди (II) и щелочи: CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl;	Свойства: При нагревании выше 70°С разлагается на оксид меди (II) и воду: Cu(OH)2–(t)àCuO + h3O Легко реагирует с кислотами с образованием солей: Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2h3O.

Цинк

Валентные электроны 3d104s2. Проявляет степень окисления +2.	Содержание цинка в земной коре 7·10-3 мас.%. Минерал: сфалерит (цинковая обманка) ZnS.
Цинк – голубовато-белый металл, хрупкий при комнатной температуре.	Температура плавления 420°С, температура кипения 906°С, плотность 7,13 г/см3.

^ Амфотерный металл.

Взаимодействие с неметаллами: с водородом, азотом, бором, кремнием, углеродом цинк не взаимодействует.	2Zn + O2 = 2ZnO. Zn + S = ZnS Zn + Cl2 = ZnCl2
Взаимодействие с водой: в воде не растворяется. Реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода:	Zn + h3O(пар) –(t)à ZnO + h3
Взаимодействие с кислотами	Zn + 2HCl = ZnCl2 + h3; Zn + h3SO4(разб) = ZnSO4 + h3. Zn + 2h3SO4(конц) = ZnSO4 + SO2 + 2h3O; 4Zn+10HNO3(разб)=4Zn(NO3)2+Nh5NO3+3h3O. Zn + 4HNO3(конц) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2h3O
Взаимодействие со щелочами: реагирует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов, при сплавлении образует цинкаты:	Zn + 2NaOH + 2h3O = Na2[Zn(OH)4] + h3 Zn + 2KOH = K2ZnO2 + h3.
Взаимодействие с оксидами и солями: цинк вытесняет металлы, стоящие в ряду напряжения правее него, из растворов солей и оксидов.	Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4; Zn + CuO = Cu + ZnO

^ пирометаллургический метод.1) Обжиг сульфида цинка: 2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2

2) Восстановление коксом: ZnO + C –(t)à Zn + CO.

Оксид цинка (II) ZnO – белые кристаллы. Амфотерный оксид.

При температуре выше 1000°С восстанавливается до металлического цинка углеродом, угарным газом и водородом:	ZnO + C –(t)à Zn + CO; ZnO + CO –(t)à Zn + CO2; ZnO + h3–(t)àZn + h3O.
С водой не взаимодействует. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с растворами кислот и щелочей:	ZnO + 2HCl = ZnCl2 + h3O; ZnO + 2NaOH + h3O = Na2[Zn(OH)4].
При сплавлении с оксидами металлов образует цинкаты:	ZnO + CoO –(t)àCoZnO2.
При взаимодействии с оксидами неметаллов образует соли, где является катионом:	2ZnO + SiO2–(t)àZnSiO3, ZnO + B2O3–(t)àZn(BO2)2.

Получение: 1) при горении металлического цинка: 2Zn + O2 = 2ZnO;

2) при термическом разложении солей: ZnCO3–(t)àZnO + CO2.Гидроксид цинка (II) Zn(OH)2 – бесцветное кристаллическое или аморфное вещество. Амфотерный гидроксид.

При температуре выше 125°С разлагается:	Zn(OH)2 = ZnO + h3O
Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах:	Zn(OH)2 + h3SO4 = ZnSO4 + 2h3O; Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]

Получается в виде осадка белого цвета при взаимодействии солей цинка со щелочами:

ZnCl2 + 2NaOH(недост) = Zn(OH)2 + 2NaCl.

Хром

Хром – d-элемент, расположен в 6 группе Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. Валентные электроны хрома имеют следующую конфигурацию: 3d54s1.	Содержание хрома в земной коре составляет 3,5·10-2 мас. %. Основным минералом является: хромит (хромистый железняк) FeCr2O4.
В соединениях хром проявляет степени окисления +2, +3, +4, +5, +6. Характерная степень окисления +3.	Хром – голубовато-белый металл. Температура плавления 1890°С, температура кипения 2680 °C, плотность 7,19 г/см3. На воздухе покрыт прочной пленкой оксида.

Химические свойства хрома

Взаимодействие с неметаллами:

С водородом непосредственно не взаимодействует.

4Cr + 3O2 = 2Cr2O3.

2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3.

2Cr + 3S = Cr2S3.

Взаимодействие с кислотами: хром вытесняет водород из растворов неокисляющих кислот, при этом переходит в сетпень окисления +2.

Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют хром. Хром может растворяться в них лишь при сильном нагревании, образуются соли хрома (III) и продукты восстановления кислоты:

Cr + 2HCl = CrCl2 + h3;

Cr + h3SO4 = CrSO4 + h3.

В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III):

4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6h3O.

2Cr + 6h3SO4 = Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6h3O;

Cr + 6HNO3 = Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3h3O.

Хром – активный металл, способен вытеснять металлы из растворов их солей:

2Cr + 3CuCl2 = 2CrCl3 + 3Cu.

Способы получения хрома.

Хром обычно получают в виде сплава с железом (феррохром). Для этого хромит восстанавливают углем:	FeCr2O4 +4C –(t)àFe + 2Cr + 4CO
Относительно чистый хром получают методом алюмотермии:	2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3

Соединения хрома.

Соединения хрома (II) проявляют преимущественно основные свойства, хрома (III) – амфотерные, соединения хрома (VI) – кислотные.

+2	+3	+6
CrO – основный оксид	Cr2O3 – амфотерный оксид	CrO3 – кислотный оксид
Cr(OH)2 – основание	Cr(OH)3 – амфотерный гидроксид	h3CrO4 –кислота хромовая h3Cr2O7 – кислота двухромовая
Соли – с кислотами: CrSO4	Соли – с кислотами:CrCl3 Гидроксокомплексы: Na3[Cr(OH)6]. Хромиты: KCrO2	Соли - с основаниями: Хроматы: Na2CrO4 Дихроматы: K2Cr2O7

Соединения хрома (II)

Оксид хрома (II) CrO– основный оксид.

при обычной температуре устойчив на воздухе, выше 100°С окисляется: 4CrO + O2 = 2Cr2O3.

^ 2 –проявляет основные свойства,

медленно реагирует только с концентрированными кислотами, образуя соли хрома (II) синего цвета: Cr(OH)2 + h3SO4 = CrSO4 + 2h3O.

С разбавленными кислотами и щелочами не взаимодействует.

Хороший восстановитель, легко окисляется кислородом воздуха: 4Cr(OH)2 + O2 + 2h3O = 4Cr(OH)3.

Получается при взаимодействии солей хрома (II) со щелочами в отсутствии кислорода: CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 + 2NaCl.

Все соли хрома (II) – сильные восстановители

в растворах окисляются кислородом воздуха:

4CrCl2 + O2 + 4HCl = 4CrCl3 + 2h3O

Cоединения хрома (III). У хрома степень окисления +3 является наиболее устойчивой.

Оксид хрома (III) Cr2O3 – темно-зеленый порошок, в кристаллическом состоянии – черное с металлическим блеском вещество. Химически инертен. В воде, кислотах и щелочах не растворяется. С трудом растворяется в сильных кислотах при длительном нагревании.	Проявляет амфотерные свойства. При сплавлении с оксидами, гидроксидами и карбонатами щелочных металлов образует хромиты, проявляя кислотные свойства: Cr2O3 + 2KOH –(t)à2KCrO2 + h3O; Cr2O3 + Na2CO3–(t)à2NaCrO2 + CO2.
Оксид хрома (III) получается при термическом разложении дихромата аммония:	(Nh5)2Cr2O7–(t)àCr2O3 + N2 + 4h3O
^ 3 – вещество серо-зелёного цвета.	Разлагается при температуре около 150°С: 2Cr(OH)3–(t)àCr2O3 + 3h3O
Проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах:	2Cr(OH)3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3h3O; Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6].
^ бывают двух видов: соли хрома (III) с кислотами и хромиты. Хромиты устойчивы в щелочной среде, в кислой разрушаются: Соли хрома (III) в щелочной среде образуют гидроксид хрома (III), который сразу растворяется, образуя гидроксокомплексы:	NaCrO2 + HCl + h3O = Cr(OH)3 + NaCl; в избытке кислоты: NaCrO2 + 4HCl = CrCl3 + NaCl + 2h3O.CrCl3 + 3KOH(нед)  Cr(OH)3 + 3KCl CrCl3 + 6KOH(изб)  K3[Cr(OH)6] + 3KCl

Соединения хрома (VI)

Оксид хрома (VI) CrO3 – темно-красное кристаллическое вещество. Гигроскопичен, расплывается на воздухе, малоустойчив, разлагается при нормальных условиях.	Проявляет кислотные свойства. Растворяется в воде, образуя хромовые кислоты: CrO3 + h3O = h3CrO4, 2CrO3 + h3O = h3Cr2O7. с основаниями образует соли - хроматы: CrO3 + BaO = BaCrO4, CrO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + h3O Очень сильный окислитель: 4CrO3 + 3C –(t)à2Cr2O3 + 3CO2;
Образуется при разложении хромата натрия серной кислотой при 200°С:	Na2CrO4 + 2h3SO4(конц) =CrO3 + 2NaHSO4 + h3O
Хромовые кислоты в свободном состоянии не выделены, в растворе проявляют свойства сильных кислот.
Хроматы – соли хромовой кислоты – имеют в своем составе анион CrO42- и обладают желтой окраской, дихроматы - соли дихромовой кислоты – содержат анион Cr2O72- оранжевого цвета. Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы – в кислой.	Соли хрома (VI) – сильные окислители. В нейтральной среде образуется гидроксид хрома (III): K2Cr2O7+3(Nh5)2S+h3O=2Cr(OH)3+3S+6Nh4+2KOH в кислой - соли хрома (III): K2Cr2O7 + 3K2SO3 + 4h3SO4 = Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 4h3O; в щелочной – гидроксокомплекс: 2K2CrO4 + 3(Nh5)2S + 2KOH + 2h3O = 2K3[Cr(OH)6] + 3S + 6Nh4.

Железо.

Железо – d-элемент. Валентные электроны хрома имеют следующую конфигурацию: 3d64s2.	Железо по распространенности в природе занимает четвертое место, уступая лишь кислороду, кремнию и алюминию. Минералы железа: магнетит (магнитный железняк) Fe3O4, красный железняк Fe2O3, пирит FeS2.
Степени окисления: +2, +3, +6, (+8). Наиболее стабильная +3.	Железо имеет сероватый оттенок, обладает магнитными свойствами.

При нагревании на воздухе выше 200 °С железо взаимодействует с кислородом:	3Fe + 2O2 = Fe3O4.
С неметаллами:	2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3,Fe+S =FeS.
В воде в присутствии кислорода железо медленно окисляется кислородом воздуха (корродирует):	4Fe + 3O2 + 6h3O = 4Fe(OH)3.
При температуре 700–900 °С раскаленное железо реагирует с водяным паром:	3Fe + 4h3O = Fe3O4 + 4h3.
Железо реагирует с разбавленными растворами соляной и серной кислот, образуя соли железа (II):	Fe + 2HCl = FeCl2 + h3, Fe + h3SO4 = FeSO4 + h3;
C разбавленной азотной кислотой образует нитрат железа (III):	Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2h3O.
При обычных условиях концентрированные (до 70%) серная и азотная кислоты пассивируют железо. При нагревании возможно взаимодействие с образованием солей железа (III):	2Fe + 6h3SO4 = Fe2(SO4)3 +3SO2 +6h3O, Fe + 6HNO3 = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3h3O.
Железо вытесняют металлы, которые расположены правее в электрохимическом ряду напряжений их растворов солей:	Fe + SnCl2 = FeCl2 + Sn,

Соединения железа (II). Соединения железа со степень окисления железа +2 малоустойчивы и легко окисляются до производных железа (III).

Оксид железа (II) – порошок черного цвета. Проявляет преимущественно основные свойства.	В воде не растворяется, растворяется в неокисляющих кислотах: FeO+2HCl = FeCl2+h3O. Проявляет восстановительные свойства: 3FeO + 10HNO3 = 3Fe(NO3)3 + NO + 5h3O.
Получается в процессе восстановления оксида железа (III) водородом или оксидом углерода (II):	Fe2O3 + h3 = 2FeO + h3O, Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2.
Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 имеет серовато-зеленую окраску, в воде не растворяется.	При температуре выше 150 °С разлагается, быстро буреет вследствие окисления: 4Fe(OH)2 + O2 + 2h3O = 4Fe(OH)3. Проявляет основные свойства, реагирует с неокисляющими кислотами: Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2h3O. При взаимодействии с азотной или концентрированной серной кислотой образуются соли железа (III): 2Fe(OH)2 + 4h3SO4 = Fe2(SO4)3 + SO2 + 6h3O.
Получается при взаимодействии солей железа (II) с раствором щелочи без доступа воздуха:	FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 + Na2SO4.

Соединения железа (III). Степень окисления +3 – устойчивая и наиболее характерна для железа.

Оксид железа (III) Fe2O3 – вещество бурого цвета. Проявляет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных. Проявляет окислительные и восстановительные свойства.	Реагирует с кислотами: Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3h3O С растворами щелочей не реагирует, но при сплавлении образует ферриты: Fe2O3 + 2NaOH(спл) = 2NaFeO2 + h3O При нагревании восстанавливается водородом или оксидом углерода (II): Fe2O3 + h3 = 2FeO + h3O Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2
Получается при термическом разложении гидроксида железа (III) или окислением пирита:	2Fe(OH)3–(t)àFe2O3 + 3h3O 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 пирит
Гидроксид железа (III) Fe(OH)3 –вещество бурого цвета. Как и оксид, проявляет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных.	Легко реагирует с кислотами: Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3h3O При сплавлении со щелочами образует ферриты:Fe(OH)3+NaOH(спл)=NaFeO2+2h3O 2Fe(OH)3+Na2CO3(спл)=2NaFeO2+CO2+3h3O При нагревании разлагается: 2Fe(OH)3–(t)àFe2O3 + h3O
Получается при взаимодействии солей железа (III) с растворами щелочей:	Fe2(SO4)3 + 6NaOH = 2Fe(OH)3 + 3Na2SO4

Качественная реакция на катион Fe2+ – взаимодействие с гексацианоферратом (III) калия (красной кровяной солью): FeSO4 + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]↓ + K2SO4

осадок синего цвета

Качественная реакция на катион Fe3+ – взаимодействие с гексацианоферратом (II) калия (желтой кровяной солью): FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]↓ + 3KCl

осадок синего цвета

edushk.ru