166431 (Металлы), страница 3
Описание файла
Документ из архива "Металлы", который расположен в категории "". Всё это находится в предмете "химия" из , которые можно найти в файловом архиве . Не смотря на прямую связь этого архива с , его также можно найти и в других разделах. Архив можно найти в разделе "рефераты, доклады и презентации", в предмете "химия" в общих файлах.
Онлайн просмотр документа "166431"
Текст 3 страницы из документа "166431"
Свойства
Реагирует с неметаллами: галогенами, кислородом и т.д.:
2Cr + 3Г2 = 2CrГ3,
4Cr + 3O2 = 2Cr2O3.
При высокой температуре хром реагирует с водой:
2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2,
растворяется в кислотах:
Cr + H2SO4 = CrSO4 + H2
(без доступа воздуха).
Хром не растворяется в концентрированных серной и азотных кислотах на холоде (пассивируется), но растворяется в них при нагревании:
2Cr + 6H2SO4(конц) = Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O.
Применение
Хром используется для получения нержавеющих сталей и различных сплавов, применяется для хромирования изделий.
Соединения хрома со степенью окисления +2
Получение
Эти содеинения получают растворением хрома в кислотах без доступа воздуха:
Cr + 2HCl = CrCl2 + H2 (голубой раствор),
2CrCl3 + H2 = 2CrCl2 + 2HCl,
Cr + CH3COOH = Cr(CH3COO)2 + H2 .
Свойства
Cr(CH3COO)2 + 2NaOH = 2CH3COONa + Cr(OH)2Ї .
Степень окисления: +2 очень неустойчивая и даже кислород воздуха окисляет Cr+2 до Cr+3:
4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Cr(OH)3
(зелено-голубоватый осадок).
При нагревании Cr(OH)2 разлагается.
Соединения хрома со степенью окисления +3
Они напоминают по свойствам соединения Al+3.
Оксид
Оксид получают:
4Cr + 3O2 = 2Cr2O3,
(NH4)2Cr2O7 
Cr2O3 + N2 + 4H2O.
Оксид хрома (III) малорастворим и воде и в кислотах. Отвечающий ему гидрооксид обладает амфотерными свойствами:
Cr2(SO4)3 + 6КOH = 2Cr(OH)3Ї + 3К2SO4
(зеленоватый осадок).
Cr(OH)3 растворяется в избытке щелочи:
Cr(OH)3 + NaOH = Na[Cr(OH)4],
И в кислотах:
Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O.
При прокаливании Сr(OH)3 разлагается:
2Сr(OH)3 
Cr2O3 + 3H2O.
При сплавлении Сr2O3 со щелочами или карбонатами получают метахромиты:
Сr2O3 + 2КOH = 2КCrO2 + H2O ,
Сr2O3 + К2CO3 = 2КCrO2 + CO2 .
Галогениды
Галогениды получают:
2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3,
Cr2O3 + 3Cl2 + 3C = 2CrCl3 + 3CO.
2CrCl3(тв) + 3H2S(газ) Cr2S3 + 6HCl 2CrCl3 + 3Na2S + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S + 6NaCl ,
CrCl3 + NH3 CrN + 3HCl ,
2CrCl3 + 3H2O2 + 10KOH = 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O.
CrCl3 + 3NaHCO3 = Cr(OH)3 + 3CO2 + 3NaCl
Соединения хрома со степенью окисления +6
В этих соединениях по свойствам хром напоминает S+6.
Кислотный оксид CrO3 получают разложением дихромовой кислоты:
K2Cr2O7 + H2SO4(конц) = 2CrO3 + K2SO4 + H2O.
Свойства
Свойства галогенидов передают реакций:
CrO3 является ангидридом хромовой и дихромовой кислот, хорошо растворим в воде:
CrO3 + H2O = H2CrO4,
H2CrO4 + CrO3 = H2Cr2O7.
В кислой среде существуют дихроматы:
| 2K2CrO4 + H2SO4 = | K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O, |
| желтый | оранжевый |
а в щелочной - хроматы:
| K2Cr2O7 + 2KOH = | 2K2CrO4 + H2O. |
| оранжевый | желтый |
В кислой среде Cr+6 сильный окислитель:
K2Cr2O7 + 14HCl = 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O.
6FeSO4 + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
в нейтральной среде:
K2Cr2O7 + 3(NH4)2S + H2O = 2Cr(OH)3 ¯+ 3S ¯+ 6NH3 + 2KOH.
Бихромат калия используется как окислитель.
Железо и его соединения
Железо встречается в природе в виде минералов: Fe3O4 - магнитный железняк, Fe2O3 - красный железняк, Fe2O3·H2O - бурый железняк, FeS2 - пирит.
Получение: Восстановлением оксидов при высокой температуре с помощью окиси углерода, кокса, водорода:
3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2,
Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2,
FeO + C = Fe + CO,
Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O.
Свойства: Для железа наиболее характерной степенью окисления является +3, возможна и +2, мало встречается +6. В ряду активностей металлов железо стоит левее водорода и вытесняет его из кислот:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2.
При нагревании железо растворяется в кислотах - сильных окислителях. При высокой температуре (8000 С) железо разлагает воду (промышленный способ получения водорода): 3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2 .
Железо реагирует с активными неметаллами:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3,
Fe + S = FeS.
На воздухе в присутствии паров воды и углекислого газа происходит ржавление железа:
Fe + 1/2 O2 + H2O + 2 CO2 = Fe(HCO3)2,
Fe(HCO3)2 + 2 H2O = Fe(OH)2 + 2H2O + 2CO2,
2Fe(OH)2 + 1/2 O2 + H2O = 2Fe(OH)3.
Железо вытесняет менее активные металлы из растворов их солей:
CuCl2 + Fe = FeCl2 + CuЇ .
Кислородные соединения железа
Некоторые способы получения оксидов:
FeC2O4 
FeO + CO2 + CO
3Fe + O2 = Fe3O4
2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O
Оксиды FeO и Fe2O3 не растворяются в воде, но растворяются в кислотах:
FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O,
Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O.
Отвечающие оксидам железа гидроксиды получают, действуя щелочами на соли железа:
| FeCl2 + 2NaOH = | Fe(OH)2¯ + 2NaCl |
| белый |
| FeCl3 + 3NaOH = | Fe(OH)3¯ + 3NaCl |
| коричневый |
FeCl3 + 3NaHCO3 = Fe(OH)3 + 3CO2 + 3NaCl
Соли двухвалентного железа легко окисляются кислородом воздуха
4FeSO4 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)SO4,
и другими окислителями:
6FeSO4 + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
Получение и свойства карбонатов железа:
FeCl2 + 2NaHCO3 = FeCO3 + H2O + CO2+ 2NaCl FeCO3 + H2O + CO2 = Fe(HCO3)2,
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S.
При сильном нагревании соли разлагаются:
Fe2(SO4)3 ® Fe2O3 + 3SO3.
Соли железа (III) реагируют с сильными восстановителями:
2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + 2KCl + I2 2FeCl3 + 3Na2S = 2FeS + S + 2KCl + 6NaCl
Качественные реакции на ионы Fe2+ и Fe3+:
FeCl3 + 3KSCN = Fe(SCN)3 + 3KCl
(вишневый цвет раствора)
Комплексные соединения железа:
| Fe(CN)2 + 4KCN = | K4[Fe(CN)6] |
| гексоцианоферрат (II) калия | |
| желтая кровяная соль | |
| Fe(CN)3 + 3KCN = | K3[Fe(CN)6] |
| гексоцианоферрат (III) калия | |
| красная кровяная соль |
Эти соли являются реактивами на Fe2+ и Fe3+:
| 3K4[Fe(CN)6] + 4FeCl3 = | Fe4[Fe(CN)6]3¯ + 12KCl |
| берлинская лазурь | |
| 2K3[Fe(CN)6] + 3FeCl2 = | Fe3[Fe(CN)6]2¯ + 6KCl |
| турнбулева синь |
Применение: Широко используются в промышленности сплавы железа с углеродом (стали, чугуны). На основе Fe2O3 получаются ферриты, важнейшие магнитные материалы для современной техники. Железо используется как катализатор во многих химических производствах. Оно входит в состав ферментов, катализирующих различные биохимические реакции.
Цинк и его соединения
Цинк - серебристо-серый металл, встречается в природе только в связанном состоянии: ZnS - цинковая обманка, ZnCO3 - цинковый шпат.
Получение. Цинк можно получить по реакциям:
2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2,
ZnCO3 ZnO + CO2,
ZnO +C Zn + CO,
ZnO + CO Zn + CO2,
ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O,
электролизом ZnSO4.
Свойства
Для цинка характерна только одна степень окисления +2. Цинк растворяется как в кислотах, так и в щелочах, вытесняя водород:
Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2,
Реакция цинка с соляной кислотой ускорятся в присутствии солей меди и замедляется в присутствии солей ртути:
Zn + 2NaOH +2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2.
Цинк растворяется в кислотах - сильных окислителях:
4Zn + 10HNO3(разб) =
= 4Zn(NO3)2 + 3H2O + NH4NO3,
Zn + 4HNO3(конц) = Zn(NO3)2 + 2H2O + 2NO2 ,
Zn + 2H2SO4(конц) = ZnSO4 + 2H2O + SO2 .
Кислородные соединения цинка
Оксид цинка получают: 2Zn + O2 = 2ZnO,
ZnCO3 ZnO + CO2.
Оксид цинка амфотерен и растворяется как в кислотах, так и в щелочах:
ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O,
ZnO + 2KOH + H2O = K2[Zn(OH)4].
В воде ZnO не растворим, и гидроксид цинка получают из его солей:
ZnCl2 + 2KOH = Zn(OH)2 +2KCl.
Гидроксид цинка обладает амфотерными свойствами и растворяется как в кислотах, так и в щелочах.
Сульфид цинка:
Zn + S = ZnS,
BаS + ZnSO4 = BaSO4¯ + ZnS,
ZnS + 2O2 = ZnSO4.
Применение: Zn используется для изготовления оцинкованного железа, для получения сплавов (латуни).
Медь и ее соединения
Медь обладает высокой тепло- и электропроводностью. Медь встречается в природе в самородном виде и в виде соединений: CuS×·FeS - медный колчадан, Cu2S - медный блеск, CuCO3·Cu(OH)2 - малахит.
Получение
Медь получают вытеснением из ее солей:
CuCl2 + Fe = FeCl2 + CuЇ,.
CuCl2 + Zn = ZnCl2 + CuЇ
обжигом природных минералов:
3Cu2S + 3O2 = 6Cu + 3SO2 .
