Химические свойства хрома. Химические свойства хрома
Химические свойства соединений хрома.
Свойства соединений серебра
1. Оксид серебра (I) – основной оксид, взаимодействующий со всеми кислотами. Он также проявляет некоторые амфотерные свойства, образуя при сплавлении с оксидами щелочных металлов аргенаты состава KAgO.
Способность оксида серебра растворяться в водном аммиаке формально также можно рассматривать как признак амфотерности: Ag2O + 4Nh4 + h3O = 2 [ Ag(Nh4)2 ](OH). Гидроксид диамминсеребра является растворимым и достаточно сильным основанием.
При нагревании выше 160оС оксид серебра разлагается, поэтому при термическом разложении большинства солей серебра и кислородосодержащих кислот (нитратов, сульфатов, сульфитов, карбонатов), а также при обжиге сульфида серебра непосредственно получается металлическое серебро.
2. Гидроксид серебра – AgOH – достаточно сильное (КВ=5.10-3), но неустойчивое основание, которое при комнатной температуре распадается на оксид и воду. Попытки получить гидроксид серебра по обменной реакции из растворимой соли приведут к выпадению темно-бурого осадка Ag2O: 2AgNO3 + 2KOH = Ag2O + 2KNO3 + h3O
3. Соли серебра. Большинство солей серебра нерастворимы в воде. Растворимы нитрат, ацетат, дигидрофосфат, перхлорат, хлорат и фторид. С другими галогенидами серебро образует характерные осадки, являющиеся качественными реакциями на галогенид-ионы: AgCl – белый творожистый осадок, AgBr – светло-желтый осадок, AgJ – ярко-желтый осадок.
Наименьшее произведение растворимости имеет иодид серебра. Он не растворяется в водном аммиаке, тогда как хлорид серебра дает растворимый хлорид диамминсеребра. Иодид не растворяется и в растворе тиосульфата натрия, а хлорид и бромид растворяются с образованием комплексного иона – дитиосульфатоаргената: AgBr + 2Na2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr . Эту реакцию используют при закреплении фотоматериалов. Все галогениды серебра растворяются в избытке галогенводородных кислот и галогенидов щелочных металлов: AgJ + KJ = K[AgJ2]. Растворение осадков за счет комплексообразования и разрушение комплексных частиц из-за образования малорастворимого соединения являются примерами ионных равновесий в растворах. Направление процесса зависит от соотношения константы нестойкости комплекса и произведения растворимости соли. Например, идет реакция: [Ag(Nh4)2]NO3 + KJ = AgJ + 2Nh4 + KNO3, но не идет K[Ag(CN)2] + KJ. Комплексы любых катионов металлов с аммиаком, кроме того, разрушаются действием кислот из-за образования катиона аммония. Следует упомянуть, что комплексные частицы, содержащие катион серебра, бесцветны, т.к. имеют заполненный d-подуровень, и переходы электронов под действием энергии квантов света не происходят.
4. Окислительная способность Ag+. Стандартный электронный потенциал Ag+/Ag равен 0,8 В. Из чего следует, что растворимые соли серебра являются сильными окислителями: Ph4 + 6AgNO3 + 3h3O = 6Ag + h4PO3 + 6HNO3. Катион диамминсеребра несколько более слабый окислитель, но он способен, например, окислить альдегид до карбоновой кислоты (реакция «серебряного зеркала»): 2[Ag(Nh4)2] (OH) + RCOH = RCOONh5 + 2Ag + 3Nh4 + h3O.
Большой окисляющей способностью обладает двойной оксид- Ag2O2 (Ag+,Ag3+)O2: 2Ag2O2 + 2h3SO4 = 2Ag2SO4 + O2 + 2h3O. Сам он получается окислением Ag2O : Ag2O + 2KOH + K2S2O8 = Ag2O2 + 2K2SO4 + h3O.
ЩЕЛОЧНЫЕ И ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ И МАГНИЙ
Элементы I группы главной подгруппы называются щелочными металлами. Строение их внешней электронной оболочки отражается формулой: ns1. Щелочноземельными называются кальций, стронций, барий и радий. Эти элементы располагаются во II группе главной подгруппе периодической системы. Находящийся в этой же группе магний несколько уступает им в активности, но имеет похожие свойства, поэтому его целесообразно рассматривать вместе со щелочноземельными металлами, тогда как бериллий образует катион с большой концентрацией заряда, вследствие чего его свойства резко отличаются от свойств остальных элементов группы и имеют диагональное сходство с алюминием. Строение внешней электронной оболочки элементов II группы отражается формулой: ns2. Таким образом, все эти металлы являются s-элементами.
Атомы всех названных элементов имеют довольно большие радиусы, которые увеличиваются при движении по группе сверху вниз и уменьшаются при переходе от I группы ко II. При движении вниз по каждой из групп уменьшается электроотрицательность и потенциал ионизации атомов, т.е. возрастает их восстановительная способность. Активность этих металлов так велика, что на воздухе все они тотчас окисляются, рубидий и цезий самовоспламеняются, а барий загорается на воздухе при простом раздавливании. Все эти металлы кроме магния хранят под слоем керосина или другого инертного растворителя. Щелочные металлы образуют катионы с зарядом +1, а металлы II группы – с зарядом +2. В обоих случаях катионы имеют электронную оболочку благородного газа, что дает им дополнительную устойчивость.
Физические свойства. Из-за низкого потенциала ионизации в металлической решетке щелочных и щелочноземельных металлов много катионов, что делает решетку недостаточно прочной, следовательно, температуры плавления этих металлов невысоки, плотность и твердость также низкие. Литий, натрий и калий легче воды, поэтому при реакции с водой плавают на ее поверхности. Наличие большого количества катионов в решетке препятствует целенаправленному передвижению электронов в толще металла, поэтому тепло- и электропроводность s-элементов существенно ниже, чем у других металлов. При движении сверху вниз по группам растет процент катионов, уменьшается прочность кристаллической решетки, следовательно, уменьшаются и температуры плавления.
Химические свойства простых веществ
1. Взаимодействие с кислородом
При сгорании на воздухе оксиды образуют литий, магний и щелочноземельные элементы. Оксид бария легко вступает в дальнейшее взаимодействие с кислородом, образую пероксид. Иногда эту реакцию пишут как одностадийную, но на самом деле она проходит в два этапа. Основным продуктом при сгорании натрия оказывается пероксид, а для металлов подгруппы калия – надпероксид: 2Na + O2 = Na2O2 K + O2 = KO2
Калий и его аналоги реагируют с озоном, давая озониды: Rb + O3 = RbO3.
Вот некоторые реакции, в которые вступают эти соединения, проявляя, в основном, свойства окислителей: Na2O2 + 2h3O = 2NaOH + h3O2
2KO2 + 2h3O = 2KOH + h3O2 + O2 Na2O2 + 2HCl = 2NaCl + h3O2 (на холоду)
Na2O2 + CO = Na2CO3 2KO2 + CO = K2CO3 + O2 Na2O2 + SO2 = Na2SO4 2KO2 + S = K2SO4 4KO3 + 2CO2 = 2K2CO3 + 5O2 4KO2 + 2CO2 = 2K2CO3 + 3O2 2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2. Две последние реакции используются в дыхательных аппаратах на подводных лодках, так как позволяют перерабатывать выдыхаемый углекислый газ в кислород.
Простые оксиды натрия и металлов подгруппы калия можно получить по реакции пероксидов или надпероксидов с соответствующими металлами: KO2 + 3K = 2K2O (при нагревании).
2. Взаимодействие с галогенами
Со всеми галогенами s-металлы энергично взаимодействуют. Натрий сгорает в хлоре, металлы группы калия реагируют с бромом со взрывом.
3. С серой щелочные металлы дают как сульфиды, так и персульфиды при избытке серы:
2Na + 2S = Na2S2 Na2S + S = Na2S2
4. С фосфором образуют фосфиды, которые гидролизуются с образованием фосфина и легко могут быть окислены: Ca3P2 + 6h3O = 2Ph4 +3Ca(OH)2 Ca3P2 + Cl2=3CaCl2 + PCl3
5. Магний с водородом не взаимодействует. Остальные металлы дают ионные гидриды состава МН или МН2, которые содержат гидрид-ион (Н-), подвергаются необратимому гидролизу и являются сильными восстановителями: LiH + h3O = LiOH + h3 Cah3 + 2CaOCl2 = CaCl2 + Ca(OH)2
6. Щелочноземельные металлы реагируют с азотом при нагревании, давая нитриды состава M3N2, свойства которых аналогичны свойствам фосфидов и гидридов. Наиболее характерна реакция с азотом для лития. Она происходит уже при комнатной температуре. Нитрид лития грязно-зеленого цвета. Оставленный на воздухе кусочек лития со временем покроется коркой, состоящей из нитрида, оксида и карбоната лития. Остальные щелочные металлы с азотом не реагируют.
7. Из щелочных металлов с углеродом взаимодействуют только литий и натрий, в реакцию вступают также щелочноземельные металлы. Получаются карбиды состава М2С2 или МС2. Все реакции идут при нагревании. При гидролизе карбидов получается ацетилен: SrC2 + h3O = h3C2 + Sr(OH)2. В аналогичных условиях магний образует продукт состава Mg2C3. Mg2C3 + 4h3O =
C3h5 + 2Mg(OH)2.
Взаимодействие со сложными веществами
С водой щелочные и щелочноземельные металлы активно взаимодействуют, металлы подгруппы калия – с воспламенением и взрывом. При этом получаются гидроксиды соответствующих металлов и водород. Магний не растворяется в холодной воде из-за плохой растворимости Mg(OH)2, при нагревании реакция идет. При этом магний растворяется в растворе хлорида аммония, причиной чего является кислая в результате гидролиза среда раствора данной соли и тот факт, что гидроксид магния является более сильным основанием, чем гидроксид аммония. Mg + 2h3O + 2Nh5Cl = MgCl2 + 2Nh4.h3O + h3
Взаимодействие с кислотами
· С кислотами-неокислителями щелочные металлы реагируют со взрывом, металлы II группы спокойно. Исключение составляют металлы, на поверхности которых образуется нерастворимая солевая пленка: Li, Mg, Ca, Sr, Ba не реагируют с ортофосфорной кислотой, Li, Mg, Ca, Sr – с плавиковой, Sr, Ba – с серной.
· С кислотами-окислителями металлы I группы реагируют также излишне активно, а металлы II группы нормально, но способны максимально восстановить эти кислоты. В частности, разбавленную азотную они восстанавливают до катиона аммония, а концентрированную серную - до сероводорода.
Со щелочами в обычных условиях взаимодействия не происходит (если не считать, что попав в раствор щелочи, они прореагируют с водой).
С оксидами металлов могут реагировать как восстановители.
С оксидами неметаллов также реагируют как восстановители, но вследствие их высокой активности могут вступать во взаимодействие с образующимися неметаллами, например:
NO2 + 7Li =2Li2O + Li3N SiO2 +4 Mg = 2MgO + Mg2Si
С растворами солей. Магний вытесняет из состава соли металлы, стоящие правее него в ряду напряжения. Остальные металлы в первую очередь будут взаимодействовать с водой, поэтому будут идти две последовательные реакции: 2Na +2h3O = 2NaOH + h3 CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 +Na2SO4. Суммарная реакция: 2Na + 2h3O + CuSO4 = Na2SO4 + Cu(OH)2 + h3
Свойства соединений щелочных металлов
Оксиды реагируют с водой, давая щелочи (гидроксид магния нерастворим, к щелочам не относится). Реакции проходят достаточно бурно, в связи с чем издавна использующийся в промышленности для получения гидроксида оксид кальция носит тривиальное название негашеная известь, а гидроксид кальция – гашеная известь.
Гидроксиды – твердые,белые, растворимые в воде (кроме гидроксида магния) соединения. Являются типичными основаниями, сила которых возрастает при движении по группам сверху вниз. Им свойственны все реакции оснований. Они могут быть получены: а) растворением металлов в воде, б) растворением оксидов в воде, в) по обменным реакциям: Na2CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3 + 2NaOH (отсюда название – каустическая сода), г) электролизом растворов галогенидов (основной промышленный способ получения). При нагревании гидроксиды щелочных металлов (кроме лития) плавятся без разложения. Гидроксиды лития, магния и щелочноземельных металлов разлагаются на оксид и воду.
Соли. Большинство солей щелочных металлов растворимы. У лития нерастворимы карбонат, фторид и ортофосфат, у натрия – гексагидроксостибат, у металлов подгруппы калия – перхлораты и перманганаты. Среди солей щелочноземельных металлов значительное число нерастворимы. При движении по группе сверху вниз меняется растворимость сульфатов от растворимого сульфата магния до нерастворимого сульфата бария. Следует упомянуть, что нерастворимым карбонатам и сульфитам соответствуют растворимые гидрокарбонаты и гидросульфиты. Гидрокарбонат кальция может быть получен пропусканием углекислого газа через суспензию карбоната кальция. При этом наблюдается растворение осадка. У карбоната бария растворимость существенно ниже, поэтому его не удается растворить подобным образом. Ведь получающаяся из углекислого газа и воды угольная кислота слабая, и концентрация катионов водорода в растворе недостаточная. Используя соляную кислоту, можно получить как гидрокарбонат бария, так и хлорид бария с выделением углекислого газа.
Карбонаты, сульфаты, сульфиты, галогениды, фосфаты, хроматы щелочных металлов (кроме лития) плавятся без разложения. Кислые соли разлагаются по уравнению: 2NaHCO3 = Na2CO3 + h3O + CO2. Нитраты: 2KNO3 = 2KNO2 + O2 .
Галогениды и фосфаты щелочноземельных металлов также плавятся без разложения, остальные соли разлагаются на соответствующие оксиды. В термическом поведении солей лития отражается диагональное сходство с магнием: Li2CO3 = Li2O + CO2 4LiNO3 = 2Li2O + 4NO2 + O2.
С трехвалентными металлами щелочные металлы дают двойные сульфаты – квасцы, а с двухвалентными – шениты.
Качественные реакции на соединения s-металлов – окрашивание пламени: литий – алый цвет, натрий – желтый, калий – фиолетовый, рубидий – красный, цезий – голубой, кальций – кирпично-красный, стронций – карминово-красный, барий – желто-зеленый.
Получение металлов в промышленности
Щелочные металлы получают электролизом расплавов соответствующих хлоридов. Щелочноземельные металлы – алюмотермией их оксидов. Оксид магния является очень прочным соединением, поэтому алюмотермией восстановлен быть не может. Магний из-за его относительно небольшой температуры кипения (1100⁰С) получают по эндотермической реакции с нелетучими восстановителями, например, с кремнием, при высоких температурах. В вакууме он отгоняется из реакционной смеси при температуре 1200⁰С. Другим способом получения магния является электролиз расплава его хлорида.
АЛЮМИНИЙ
Алюминий – элемент с порядковым номером 13, относительной атомной массой – 26,98154. Находится в III периоде, III группе, главной подгруппе. Электронная конфигурация: 1s22s22p63s23p13d0. Устойчивая степень окисления алюминия – «+3». Образующийся при этом катион обладает оболочкой благородного газа, что способствует его устойчивости, но отношение заряда к радиусу, то есть концентрация заряда, достаточно высоки, что повышает энергию катиона. Эта особенность приводит к тому, что алюминий наряду с ионными соединениями образует целый ряд ковалентных соединений, а его катион подвергается в растворе значительному гидролизу.
Валентность I алюминий может проявлять только при температуре выше 1500оС. Известны Al2O и AlCl.
По физическим свойствам алюминий – типичный металл, с высокой тепло- и электропроводностью, уступающий только серебру и меди. Потенциал ионизации алюминия не очень высок, поэтому от него можно было бы ожидать большой химической активности, но она значительно снижена из-за того, что на воздухе металл пассивируется за счет образования на его поверхности прочной оксидной пленки. Если металл активизировать: а) механически удалить пленку, б) амальгамировать (привести во взаимодействие с ртутью), в) использовать порошок, то такой металл становится настолько реакционноспособным, что взаимодействует даже с влагой и кислородом воздуха, разрушаясь при этом в соответствии с процессом:
4(Al,Hg) +3O2 + 6h3O = 4Al(OH)3 + (Hg)
Взаимодействие с простыми веществами.
1. Порошкообразный алюминий при сильном нагревании реагирует с кислородом. Эти условия нужны из-за пассивации, а сама реакция образования оксида алюминия сильно экзотермична – выделяется 1676 кДж/моль теплоты.
2. С хлором и бромом реагирует при стандартных условиях, способен даже загораться в их среде. Не реагирует только с фтором, т.к. фторид алюминия, подобно оксиду, образует на поверхности металла защитную солевую пленку. С иодом реагирует при нагревании и в присутствии воды как катализатора.
3. С серой реагирует при сплавлении, давая сульфид алюминия состава Al2S3.
4. C фосфором также реагирует при нагревании с образованием фосфида: AlP.
5. Непосредственно с водородом алюминий не взаимодействует.
6. С азотом взаимодействует при 800оС, давая нитрид алюминия (AlN). Следует сказать, что горение алюминия на воздухе происходит примерно при таких температурах, поэтому продуктами горения (с учетом состава воздуха) являются одновременно и оксид, и нитрид.
7. С углеродом алюминий взаимодействует при еще более высокой температуре: 2000оС. Карбид алюминия состава Al4C3 относится к метанидам, в его составе нет связей С-С, и при гидролизе выделяется метан: Al4C3 + 12h3O = 4Al(OH)3 + 3Ch5
Взаимодействие со сложными веществами
1. С водой активированный (лишенный защитной пленки) алюминий активно взаимодействует с выделением водорода: 2Al (акт.) + 6h3O = 2Al(OH)3 + 3h3 Гидроксид алюминия получается в виде белого рыхлого порошка, отсутствие пленки не мешает прохождению реакции до конца.
2. Взаимодействие с кислотами: а) С кислотами-неокислителями алюминий активно взаимодействует в соответствии с уравнением: 2Al + 6h4O+ + 6h3O = 2[Al(h3O)6]3+ + 3h3,
б) С кислотами-окислителями взаимодействие происходит со следующими особенностями. Концентрированные азотная и серная кислоты, а также очень разбавленная азотная кислота пассивируют алюминий (быстрое окисление поверхности приводит к образованию оксидной пленки) на холоду. При нагревании пленка нарушается, и реакция проходит, но из концентрированных кислот при нагревании выделяются только продукты их минимального восстановления: 2Al + 6h3SO4(конц) = Al2(SO4)3 + 3SO2 6h3O Al + 6HNO3(конц) = Al(NO3)3 + 3NO2 + 3h3O С умеренно разбавленной азотной кислотой в зависимости от условий реакции можно получить NO, N2O, N2, Nh5+.
3. Взаимодействие со щелочами. Алюминий является амфотерным элементом (по химическим свойствам), т.к. обладает достаточно большой для металлов электроотрицательностью – 1,61. Поэтому он достаточно легко растворяется в растворах щелочей с образованием гидроксокомплексов и водорода. Состав гидроксокомплекса зависит от соотношения реагентов: 2Al + 2NaOH + 6h3O = 2Na[Al(OH)4] + 3h3 2Al + 6NaOH + 6h3O = 2Na3[Al(OH)6] + 3h3 Соотношение алюминия и водорода определяется электронным балансом происходящей между ними окислительно-восстановительной реакции и от соотношения реагентов не зависит.
4. Низкий потенциал ионизации и большое сродство к кислороду (большая устойчивость оксида) приводят к тому, что алюминий активно взаимодействует с оксидами многих металлов, восстанавливая их. Реакции проходят при начальном нагревании с дальнейшим выделением теплоты, так что температура повышается до 1200о – 3000оС. Смесь 75% алюминиевого порошка и 25% (по массе) Fe3O4 называют «термитом». Раньше реакцию горения этой смеси использовали для сварки рельсов. Восстановление металлов из оксидов при помощи алюминия называется алюмотермией и используется в промышленности как способ получения таких металлов как марганец, хром, ванадий, вольфрам, ферросплавы.
5. С растворами солей алюминий взаимодействует двумя разными способами. 1. Если в результате гидролиза раствор соли имеет кислую или щелочную среду, происходит выделение водорода (с кислыми растворами реакция идет только при значительном нагревании, т.к. защитная оксидная пленка лучше растворяется в щелочах, чем в кислотах). 2Al + 6KHSO4 + (h3O) = Al2(SO4)3 + 3K2SO4 +3h3 2Al + 2K2CO3 + 8h3O = 2K[Al(OH)4] + 2KHCO3 + 3h3. 2. Алюминий может вытеснять из состава соли металлы, стоящие в ряду напряжения правее, чем он, т.е. фактически будет окисляться катионами этих металлов. Из-за оксидной пленки эта реакция проходит не всегда. Например, хлорид-анионы способны нарушать пленку, и реакция 2Al + 3FeCl2 = 2AlCl3 + 3Fe проходит, а аналогичная реакция с сульфатами при комнатной температуре не пойдет. С активированным алюминием любое взаимодействие, не противоречащее общему правилу, пойдет.
Соединения алюминия.
1. Оксид (Al2O3). Известен в виде нескольких модификаций, большинство из которых очень прочны и химически инертны. Модификация α-Al2O3 встречается в природе в виде минерала корунд. В кристаллической решетке этого соединения катионы алюминия иногда частично замещены на катионы других металлов, что придает минералу окраску. Примесь Cr(III) дает красный цвет, такой корунд – это уже драгоценный камень рубин. Примесь Ti(III) и Fe(III) дает сапфир синего цвета. Химически активна аморфная модификация. Оксид алюминия – типичный амфотерный оксид, реагирующий как с кислотами и кислотными оксидами, так и со щелочами и основными оксидами, причем со щелочами предпочтительнее. Продукты реакции в растворе и в твердой фазе при сплавлении отличаются: Na2O + Al2O3 = 2NaAlO2 (сплавление) – метаалюминат натрия, 6NaOH + Al2O3 = 2Na3AlO3 + 3h3O↑ (сплавление) – ортоалюминат натрия, Al2O3 + 3CrO3 = Al2(CrO4)3 (сплавление) – хромат алюминия. Кроме оксидов и твердых щелочей алюминий при сплавлении реагирует с солями, образованными летучими кислотными оксидами, вытесняя их из состава соли: K2CO3 + Al2O3 = 2KAlO2 + CO2↑ Реакции в растворе: Al2O3 + 6HCl = 2[Al(h3O)6]3+ + 6Cl1- + 3h3O Al2O3 +2 NaOH + 3h3O =2 Na[Al(OH)4] – тетрагидроксоалюминат натрия. Тетрагидроксоалюминат-анион на самом деле является тетрагидроксодиакваанионом [Al(OH)4(h3O)2]1-, т.к. координационное число 6 для алюминия предпочтительнее. При избытке щелочи образуется гексагидроксоалюминат: Al2O3 + 6NaOH + 3h3O = 2Na3[Al(OH)6]. Кроме кислот и щелочей можно ожидать реакций с кислыми солями: 6KHSO4 + Al2O3 = 3K2SO4 + Al2(SO4)3 + 3h3O.
3. Гидроксиды алюминия. Известно два гидроксида алюминия – метагидроксид –AlO(OH) и ортогидроксид – Al(OH)3. Оба они в воде не растворяются, но также являются амфотерными, поэтому растворяются в растворах кислот и щелочей, а также солей, имеющих кислую или щелочную среду в результате гидролиза. При сплавлении гидроксиды реагируют аналогично оксиду. Как все нерастворимые основания гидроксиды алюминия при нагревании разлагаются: 2Al(OH)3 = Al2O3 + 3h3O. Растворяясь в щелочных растворах, гидроксиды алюминия не растворяются в водном аммиаке, поэтому их можно осадить аммиаком из растворимой соли: Al(NO3)3 + 3Nh4 + 2h3O = AlO(OH)↓ + 3Nh5NO3, по этой реакции получается именно метагидроксид. Осадить гидроксид действием щелочей сложно, т.к. получившийся осадок легко растворяется, и суммарная реакция имеет вид: AlCl3 +4 NaOH = Na[Al(OH)4] + 3NaCl
4. Соли алюминия. Почти все соли алюминия хорошо растворимы в воде. Нерастворимы фосфат AlPO4 и фторид AlF3. Т.к. катион алюминия имеет большую концентрацию заряда, его аквакомплекс приобретает свойства катионной кислоты: [Al(h3O)6]3+ + h3O = h4O+ + [Al(h3O)5(OH)]2+, т.е. соли алюминия подвергаются сильному гидролизу по катиону. В случае солей слабых кислот из-за взаимного усиления гидролиза по катиону и аниону гидролиз становится необратимым. В растворе полностью разлагаются водой или не могут быть получены по реакции обмена карбонат, сульфит, сульфид и силикат алюминия: Al2S3 + 6h3O = 2Al(OH)3↓ + 3h3S↑ 2Al(NO3)3 + 3K2CO3 + 3h3O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑ + 6KNO3. Для некоторых солей гидролиз становится необратимым при нагревании. Влажный ацетат алюминия при нагревании разлагается в соответствии с уравнением: 2Al(OOCCh4)3 + 3h3O = Al2O3 + 6Ch4COOH↑ В случае галогенидов алюминия разложению соли способствует уменьшение растворимости газообразных галогеноводородов при нагревании: AlCl3 + 3h3O = Al(OH)3↓ + 3HCl↑. Из галогенидов алюминия только фторид является ионным соединением, остальные галогениды – ковалентные соединения, их температуры плавления существенно ниже, чем у фторида, хлорид алюминия способен возгоняться. При очень высокой температуре в парах находятся одиночные молекулы галогенидов алюминия, имеющие плоское треугольное строение из-за sp2-гибридизации атомных орбиталей центрального атома. Основное состояние этих соединений в парах и в некоторых органических растворителях – это димеры, например, Al2Cl6. Галогениды алюминия являются сильными кислотами Льюиса, т.к. имеют вакантную атомную орбиталь. Растворение в воде, поэтому происходит с выделением большого количества теплоты. Интересным классом соединений алюминия (как и других трехвалентных металлов) являются квасцы – 12-водные двойные сульфаты MI MIII(SO4)2, которые при растворении как все двойные соли дают смесь соответствующих катионов и анионов.
5. Комплексные соединения. Рассмотрим гидроксокомплексы алюминия. Это соли, в которых комплексная частица является анионом. Все соли растворимые. Разрушаются при взаимодействии с кислотами. При этом сильные кислоты растворяют образующийся ортогидроксид, а слабые или соответствующие им кислотные оксиды (h3S, CO2, SO2) его осаждают: K[Al(OH)4] +4HCl = KCl + AlCl3 + 4h3O K[Al(OH)4] + CO2 = Al(OH)3↓ + KHCO3
При прокаливании гидроксоалюминаты превращаются в орто - или метаалюминаты, теряя воду.
Железо:
Элемент с порядковым номером 26, с относительной атомной массой 55,847. Относится к 3d-семейству элементов, имеет электронную конфигурацию: [Ar]3d64s2 и в периодической системе находится в IV периоде, VIII группе, побочной подгруппе. В соединениях железо преимущественно проявляет степени окисления +2 и +3. Ион Fe3+ имеет наполовину заполненную d-электронную оболочку, 3d5, что придает ему дополнительную устойчивость. Значительно труднее достигаются степени окисления +4, +6, +8.
По физическим свойствам железо – серебристо-белый, блестящий, относительно мягкий, ковкий, легко намагничивающийся и размагничивающийся металл. Температура плавления 1539оС. Имеет несколько аллотропных модификаций, отличающихся типом кристаллической решетки.
Свойства простого вещества.
1. При горении на воздухе образует смешанный оксид Fe3O4, а при взаимодействии с чистым кислородом – Fe2O3. Порошкообразное железо пирофорно – самовоспламеняется на воздухе.
2. Фтор, хлор и бром легко реагируют с железом, окисляя его до Fe3+. С иодом образуется FeJ2, так как трехвалентный катион железа окисляет иодид-анион, в связи с чем, соединения FeJ3 не существует.
3. По аналогичной причине не существует соединения Fe2S3, а взаимодействие железа и серы при температуре плавления серы приводит к соединению FeS. При избытке серы получается пирит – дисульфид железа (II) – FeS2. Образуются также нестехиометрические соединения.
4. С остальными неметаллами железо реагирует при сильном нагревании, образуя твердые растворы или металлоподобные соединения. Можно привести реакцию, идущую при 500оС: 3Fe + C = Fe3C. Такое соединение железа и углерода называется цементит.
5. Со многими металлами железо образует сплавы.
6. На воздухе при комнатной температуре железо покрыто оксидной пленкой, поэтому с водой не взаимодействует. Взаимодействие с перегретым паром дает следующие продукты: 3Fe + 4h3O (пар) = Fe3O4 + 4h3↑. В присутствии кислорода железо взаимодействует даже с влагой воздуха: 4Fe + 3O2 + 6h3O = 4Fe(OH)3. Приведенное уравнение отражает процесс ржавления, которому подвергается в год до 10% металлических изделий.
7. Так как железо стоит в ряду напряжения до водорода, оно легко реагирует с кислотами-неокислителями, но окисляется при этом только до Fe2+.
8. Концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо, но при нагревании реакция происходит. Разбавленная азотная кислота реагирует и при комнатной температуре. Со всеми кислотами-окислителями железо дает соли железа (III) (по некоторым сведениям, с разбавленной азотной кислотой возможно образование нитрата железа (II) ), а восстанавливает HNO3 (разб.) до NO, N2O, N2, Nh5+ в зависимости от условий, а HNO3 (конц.) – до NO2 из-за нагревания, которое необходимо для прохождения реакции.
9. Железо способно реагировать с концентрированными (50%) щелочами при нагревании: Fe + 2KOH + 2h3O = K2[Fe(OH)4] + h3↑
10. Реагируя с растворами солей менее активных металлов, железо вытеняет эти металлы из состава соли, превращаясь в двухвалентный катион: CuCl2 + Fe = FeCl2 + Cu.
Свойства соединений железа.
Fe2+ Отношение заряда к радиусу данного катиона близко к таковому у Mg2+, поэтому химическое поведение оксида, гидроксида и солей двухвалентного железа подобно поведению соответствующих соединений магния. В водном растворе катион двухвалентного железа образует аквакомплекс [Fe(h3O)6]2+ бледно-зеленого цвета. Этот катион легко окисляется даже прямо в растворе кислородом воздуха. В растворе FeCl2 содержатся комплексные частицы [Fe(h3O)4Cl2]0. Концентрация заряда такого катиона невелика, поэтому гидролиз солей умеренный.
1. FeO - основной оксид, черного цвета, в воде не растворяется. Легко растворяется в кислотах. При нагревании свыше 5000С диспропорционирует: 4FeO = Fe + Fe3O4. Он может быть получен при осторожном прокаливании соответствующих гидроксида, карбоната и оксалата, тогда как термическое разложение других солей Fe2+ приводит к образованию оксида трехвалентного железа: FeC2O4 = FeO + CO↑ + CO2↑ , но 2 FeSO4= Fe2O3 + SO2↑ + SO3↑ 4Fe(NO3)2 = 2Fe2O3 + 8NO2↑ + O2↑ Сам оксид железа (II) может выступать как окислитель, например, при нагревании идет реакция: 3FeO + 2Nh4 = 3Fe + N2↑ +3h3O
2. Fe(OH)2 – гидроксид железа (II) – нерастворимое основание. Реагирует с кислотами. С кислотами-окислителями происходит одновременно кислотно-основное взаимодействие и окисление до трехвалентного железа: 2Fe(OH)2 + 4h3SO4(конц) = Fe2(SO4)3 + SO2↑ + 4h3O. Может быть получен по обменной реакции из растворимой соли. Это соединение белого цвета, которое на воздухе сначала зеленеет из-за взаимодействия с влагой воздуха, а затем буреет из-за окисления кислородом воздуха: 4Fe(OH)2 + 2h3O + O2 = 4Fe(OH)3.
3. Соли. Как уже говорилось, большинство солей Fe(II) медленно окисляются на воздухе или в растворе. Наиболее устойчивой к окислению является соль Мора – двойной сульфат железа (II) и аммония: (Nh5)2Fe(SO4)2.6h3O. Катион Fe2+ легко окисляется до Fe3+, поэтому большинство окислителей, в частности, кислоты-окислители окисляют соли двухвалентного железа. При обжиге сульфида и дисульфида железа получается оксид железа (III) и оксид серы (IV): 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2↑ Сульфид железа (II) растворяется также в сильных кислотах: FeS + 2HCl = FeCl2 + 2h3S↑ Карбонат железа (II) нерастворим, тогда как гидрокарбонат в воде растворяется.
Fe3+ По отношению заряда к радиусуданный катион соответствует катиону алюминия, поэтому свойства соединений катиона железа (III) аналогичны соответствующим соединениям алюминия.
Fe2O3 – гематит, амфотерный оксид, у которого преобладают основные свойства. Амфотерность проявляется в возможности сплавления с твердыми щелочами и карбонатами щелочных металлов: Fe2O3 + 2NaOH = h3O↑ + 2NaFeO2 – желтого или красного цвета, Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2↑. Ферраты (II) разлагаются водой с выделением Fe2O3.nh3O.
Fe3O4 - магнетит, вещество черного цвета, которое можно рассматривать либо как смешанный оксид – FeO.Fe2O3, либо как оксометаферрат (III) железа (II): Fe(FeO2)2. При взаимодействии с кислотами дает смесь солей: Fe3O4 + 8HCl = FeCl2 + 2FeCl3 + 4h3O.
Fe(OH)3 или FeO(OH) – красно-бурый студенистый осадок, амфотерный гидроксид. Кроме взаимодействий с кислотами реагирует с горячим концентрированным раствором щелочи и сплавляется с твердыми щелочами и карбонатами: Fe(OH)3 + 3KOH = K3[Fe(OH)6].
Соли. Большинство солей трехвалентного железа растворимо. Так же как соли алюминия, они подвергаются сильному гидролизу по катиону, который в присутствии анионов слабых и нестойких или нерастворимых кислот может стать необратимым: 2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3h3O = 2Fe(OH)3 + 3CO2↑ + 6NaCl. При кипячении раствора хлорида железа (III) гидролиз также можно сделать необратимым, т.к. растворимость хлороводорода как любого газа при нагревании уменьшается и он уходит из сферы реакции: FeCl3 + 3h3O = Fe(OH)3 + 3HCl↑ ( при нагревании).
Окислительная способность данного катиона очень высока, особенно, по отношению к превращению в катион Fe2+: Fe3+ + ē = Fe2+ φo=0,77в. В результате чего:
а) растворы солей трехвалентного железа окисляют все металлы вплоть до меди: 2Fe(NO3)3 + Cu = 2Fe(NO3)2 + Cu(NO3)2,
б) обменные реакции с солями, содержащими легко окисляемые анионы, проходят одновременно с их окислением: 2FeCl3 + 2KJ = FeCl2 + J2 + 2KCl 2FeCl3 + 3Na2S = 2FeS + S + 6NaCl
2FeBr3 + 2KCN = 2FeBr2 + (CN)2↑ + 2KBr
Как и другие трехвалентные катионы, железо (III) способно к образованию квасцов – двойных сульфатов с катионами щелочных металлов или аммония, например: Nh5Fe(SO4)2.12h3O.
Комплексные соединения. Оба катиона железа склонны к образованию анионных комплексов, особенно железо (III). FeCl3 + KCl = K[FeCl4], FeCl3 + Cl2 = Cl+[FeCl4]-. Последняя реакция отражает действие хлорида железа (III) как катализатора электрофильного хлорирования. Интерес представляют цианидные комплексы: 6KCN + FeSO4 = K4[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (II) калия, желтая кровяная соль. 2K4[Fe(CN)6] + Cl2 = 2K3[Fe(CN)6] + 2KCl – гексацианоферрат (III) калия, красная кровяная соль. Комплекс двухвалентного железа дает с солью трехвалентного железа синий осадок или раствор в зависимости от соотношения реагентов. Такая же реакция происходит между красной кровяной солью и любой солью двухвалентного железа. В первом случае осадок называли берлинской лазурью, во втором – турнбулевой синью. Позже выяснилось, что, по крайней мере, растворы имеют одинаковый состав: K[Fe2(CN)6] – гексацианоферрат железа (II,III) калия. Описанные реакции являются качественными на наличие в растворе соответствующих катионов железа. Качественной реакцие
infopedia.su
|
Поиск Лекций
Медь
Свойства меди. В сухом воздухе медь практически не окисляется, с водой не взаимодействует и является довольно инертным металлом.
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: CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4.
2) Электролизом получают чистую медь: 2CuSO4 + 2h3O-(эл.ток)à2Cu + O2 + 2h3SO4. Оксид и гидроксид меди (II)
Цинк
Свойства цинка.
Амфотерный металл.
Получение цинка: 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.
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.
Получается в виде осадка белого цвета при взаимодействии солей цинка со щелочами: ZnCl2 + 2NaOH(недост) = Zn(OH)2 ¯+ 2NaCl.
Хром
Химические свойства хрома |
|
poisk-ru.ru
Химические свойства хрома - Справочник химика 21
III). Гидроксиды железа (II) и (III). Их свойства. Комплексные соединения железа. Химические реакции, лежащие в основе получения чугуна и стали. Роль железа и его сплавов в технике. Хром, электронная формула, степени окисления. Получение, физические и химические свойства хрома. Оксиды хрома (II) и (III). Гидроксиды хрома (II) и (III). Их свойства. Оксид хрома (VI). Хромовая и дихромовая кислоты. Дихромат калия как окислитель. Марганец, злектронная формула, степени окисления. Получение, физические и химические свойства марганца. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства соединений марганца. Оксиды марганца (II) и [c.9] Химические свойства. Хром, молибден и вольфрам являются восстановителями восстановительная активность возрастает от вольфрама к хрому. [c.102]Другой пример, подтверждающий сказанное выще, это химические свойства хрома. Из шкалы характерных степеней окисления хрома (рис. 20) очевидно, что Сг" обладает основными свойствами, Сг" -типично амфотерными (подобен алюминию), а Сг " -кислотными. [c.184]
ОСНОВНЫЕ ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ХРОМА (7, 20, 95] [c.272]
Основной задачей настоящей книги является рассмотрение современного состояния знаний о химических свойствах хрома и его соединений, систематизация и критическая оценка самых различных инструментальных и классических химических и физикохимических методов анализа. Книга охватывает опубликованные в отечественной и зарубежной литературе работы вплоть до на-чала 1977 г. Предпочтение отдано работам последнего десятилетия, монографиям и обзорам. [c.5]
Химические свойства хрома [c.618]
Химические свойства хрома. Выше было отмечено, что при обычных условиях хром устойчив по отношению к воздуху, воде, а также к некоторым другим химическим реагентам. При высоких температурах хром горит в кислороде (с образованием СггОз), в раскаленном состоянии реагирует с парами воды [c.339]
Перечислите физические и химические свойства хрома, указав его отношение к воздуху, воде и кислотам. Каков характер оксидов и гидроксидов хрома [c.205]
Химические свойства. Хром, являясь восстановителем, может отдавать от 2 до 6 электронов. Следовательно, в химических реакциях хром в зависимости от условий может проявлять положительную валентность 2-Ь, 3+ и 6+. В последнее время были синтезированы и изучены некоторые соединения четырех- и пятивалентного хрома. [c.319]
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ХРОМА [c.12]
Опишите химические свойства хрома в связи со строением его атома и местом, занимаемым им в периодической системе. Аналогом какого элемента является хром в степени окисления - -6 Почему [c.101]
Физические и химические свойства хрома. Хром — твердый, [c.199]
Основные физико-химические свойства хрома представлены в гл. I. [c.147]
ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ХРОМА И ЕГО СОЕДИНЕНИЙ [c.15]
Глава III. Физико-химические свойства хрома и его соединений. ... 15 [c.333]
Сравните физические и химические свойства хрома, молибдена и вольфрама. [c.89]
Фи.эические и химические свойства. Хром, молибден и вольфрам отличаются высокой температурой илавления и большой твердостью. Значения физических свойств хрома, молибдена и вольфрама ириведены в табл. 19. [c.281]
По химическим свойствам хром близок к молибдену и вольфраму. Высший окисел его СгОз— кислотный, это — ангидрид хромовой кислоты Н2СГО4. Минерал крокоит, скоторого мы начинали знакомство с элементом № 24,— соль этой кислоты. Кроме хромовой, известна двухромовая кислота Н2СГ2О7, в химии широко применяются ее соли — бихроматы. Наиболее распространенный окисел хромэ СггОз— амфотерен. А вообще в разных условиях хром может проявлять валентности от 2 до 6. Широко используются только соединения трех- и шестивалентного хрома. [c.351]
chem21.info
