166430 (740260), страница 2

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 2)

Be + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Be(OH)₄] + H₂

Магний и щелочноземельные металлы с щелочами не реагируют.

5. Взаимодействие с оксидами и солями металлов. Магний и щелочноземельные металлы могут восстанавливать многие металлы из их оксидов и солей:

TiCl₄ + 2Mg = Ti + 2MgCl₂

V₂O₅ + 5Ca = 2V + 5CaO

Бериллий, магний и щелочноземельные металлы получают электролизом расплавов их хлоридов или термическим восстановлением их соединений:

BeF₂ + Mg = Be + MgF₂

MgO + C = Mg + CO

3CaO + 2Al = 2Ca + Al₂O₃

3BaO + 2Al = 3Ba + Al₂O₃

Радий получают в виде сплава с ртутью электролизом водного раствора RaCl₂ с ртутным катодом.

Получение:

1) Окисление металлов (кроме Ba, который образует пероксид)

2) Термическое разложение нитратов или карбонатов

CaCO₃ –^t°→ CaO + CO₂­

2Mg(NO₃)₂ –^t°→ 2MgO + 4NO₂­ + O₂­

Характеристика элементов главной подгруппы III группы. Алюминий.

Алюминий находится в главной подгруппе III группы периодической системы. На внешнем энергетическом уровне атома алюминия имеются свободные р-орбитали, что позволяет ему переходить в возбужденное состояние. В возбужденном состоянии атом алюминия образует три ковалентные связи или полностью отдает три валентных электрона, проявляя степень окисления +3.

Алюминий является самым распространенным металлом на Земле: его массовая доля в земной коре составляет 8,8%. Основная масса природного алюминия входит в состав алюмосиликатов – веществ, главными компонентами которых являются оксиды кремния и алюминия.

Алюминий – легкий металл серебристо-белого цвета, плавится при 600°C, очень пластичен, легко вытягивается в проволоку и прокатывается в листы и фольгу. По электропроводности алюминий устпает лишь серебру и меди.

Взаимодействие с простыми веществами:

1. с галогенами:

2Al + 3Cl₂ → 2AlCl₃

2. с кислородом:

4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃

3. с серой:

2Al + 3S → Al₂S₃

4. с азотом:

2Al + N₂ → AlN

С водородом алюминий непосредственно не реагирует, но его гидрид AlH₃ получен косвенным путем.

Взаимодействие со сложными веществами:

1. с кислотами:

2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂

2. со щелочами:

2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂

Если NaOH в твердом состоянии:

2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2NaAlO₂ + 3H₂

3. с водой:

2Al + 6H₂O → 2Al(OH)₃ + 3H₂

Свойства оксида и гидроксида алюминия:

Оксид алюминия, или глинозем, Al₂O₃ представляет собой белый порошок. Оксид алюминия можно получить, сжигая металл или прокаливая гидроксид алюминия:

2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O

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

AlCl₃ + 3NH₃ ∙ H2O → Al(OH)₃ ↓ + 3NH₄Cl

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

Основные свойства:

Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

2Al(OH)3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6H2O

Кислотные свойства:

Al₂O₃ + 6KOH +3H₂O → 2K₃[Al(OH)₆]

2Al(OH)₃ + 6KOH → K₃[Al(OH)₆]

Al₂O₃ + 2NaOH → 2NaAlO₂ + H₂O

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

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

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

Магналин – сплав алюминия с магнием. Используют в авиа- и машиностроении, в строительстве. Стоек к коррозии в морской воде, поэтому его применяют в судостроении. Силумин – сплав алюминия, содержащий кремний. Хорошо подвергается литью. Этот сплав используют в автомобиле-, авиа- и машиностроении, производстве точных приборов. Алюминий – пластичный металл, поэтому из него изготавливают тонкую фольгу, используемую в производстве радиотехнических изделий и для упаковки товаров. Из алюминия делают провода, краски «под серебро».

Переходные металлы.

Железо.

В периодической системе железо находится в четвертом периоде, в побочной подгруппе VIII группы.

Порядковый номер – 26, электронная формула 1s² 2s² 2p⁶ 3d⁶ 4s².

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

Железо является вторым по распространенности металлом в природе (после алюминия).Наиболее важные природные соединения: Fe₂O₃ 3H₂O – бурый железняк;Fe₂O₃ – красный железняк;Fe₃O₄(FeO Fe₂O₃) – магнитный железняк;FeS₂ - железный колчедан (пирит).Соединения железа входят в состав живых организмов.

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

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

C + O₂ = CO₂,

CO₂ + C = 2CO.

3Fe₂O₃ + CO = 2Fe₃O₄ + CO₂,

Fe₃O₄ + CO = 3FeO + CO₂,

FeO + CO = Fe + CO₂.

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

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

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

Fe + S = FeS Сульфид железа (II)

При очень высокой температуре железо реагирует с углеродом, кремнием и фосфором:

3Fe + C = Fe₃C Карбид железа (цементит)

3Fe + Si = Fe₃Si Силицид железа

3Fe + 2P = Fe₃P₂ Фосфид железа (II)

Во влажном воздухе железо быстро окисляется (корродирует):

4Fe + 3O₂ + 6H₂O = 4Fe(OH)₃,

Железо находится в середине электрохимического ряда напряжений металлов, поэтому является металлом средней активности. Восстановительная способность у железа меньше, чем у щелочных, щелочноземельных металлов и у алюминия. Только при высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой:

3Fe + 4H₂O = Fe₃O₄ + 4H₂

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

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂

Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂

При обычной температуре железо не взаимодействует с концентрированной серной кислотой, так как пассивируется ею. При нагревании концентрированная H₂SO₄ окисляет железо до сульфита железа (III):

2Fe + 6H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O.

Разбавленная азотная кислота окисляет железо до нитрата железа (III):

Fe + 4HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + NO + 2H₂O.

Концентрированная азотная кислота пассивирует железо.

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

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

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

Fe₃O₄ + CO = 3FeO + CO₂.

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

FeO + 2HCl = FeCl₂ + H₂O, FeO + 2H⁺ = Fe²⁺ + H₂O.

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

FeSO₄ + 2NaOH = Fe(OH)₂ + Na₂SO₄,

Fe²⁺ + 2OH^- = Fe(OH)₂.

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

Fe(OH)₂ + 2HCl = FeCl₂ + 2H₂O,

Fe(OH)₂ + 2H⁺ = Fe²⁺ + 2H₂O.

При нагревании гидроксид железа (II) разлагается:

Fe(OH)₂ = FeO + H₂O.

Соединения со степенью окисления железа +2 проявляют восстановительные свойства, так как Fe²⁺ легко окисляются до Fe⁺³:

Fe⁺² – 1e = Fe⁺³

Так, свежеполученный зеленоватый осадок Fe(OH)2 на воздухе очень быстро изменяет окраску – буреет. Изменение окраски объясняется окислением Fe(OH)₂ в Fe(OH)₃ кислородом воздуха:

4Fe⁺²(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe⁺³(OH)₃.

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

А) разложением гидроксида железа (III):

2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3H₂O

Б) окислением пирита (FeS₂):

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

Оксид железа (III) проявляет амфотерные свойства:

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

Fe₂O₃ + 2NaOH = 2NaFeO2 + H₂O,

Fe₂O₃ + 2OH^- = 2FeO^2- + H₂O,

Fe₂O₃ + Na₂CO₃ = 2NaFeO₂ + CO₂.

Феррит натрия

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

FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaCl,

Fe³⁺ + 3OH^- = Fe(OH)³.

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

Fe(OH)₃ + 3HCl FeCl₃ + H₂O

2Fe(OH)₃ + 3H₂SO₄ Fe₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Fe(OH)₃ + 3H⁺ Fe³⁺ + 3H₂O

Реакции с концентрированными растворами щелочей протекают лишь при длительном нагревании.

Соединения со степенью окисления железа +3 проявляют окислительные свойства, так как под действием восстановителей Fe⁺³ превращается в Fe⁺²:

Fe+3 + 1e = Fe+2.

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

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

Хром.

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

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

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

Хром химически малоактивен. В обычных условиях он реагирует только с фтором (из неметаллов), образуя смесь фторидов. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором:

4Cr + 3O₂ –^t°→ 2Cr₂O₃

2Cr + 3Cl₂ –^t°→ 2CrCl₃

2Cr + N₂ –^t°→ 2CrN

2Cr + 3S –^t°→ Cr₂S₃

В азотной и концентрированной серной кислотах он пассивирует, покрываясь защитной оксидной пленкой. В хлороводородной и разбавленной серной кислотах растворяется, при этом, если кислота полностью освобождена от растворенного кислорода, получаются соли хрома(II), а если реакция протекает на воздухе – соли хрома (III):

Cr + 2HCl → CrCl₂ + H₂­

2Cr + 6HCl + O₂ → 2CrCl₃ + 2H₂O + H₂­

Характеристики

Список файлов реферата