Металлы

Общая характеристика металлов. Металлы – это элементы, проявляющие в своих соединениях только положительные степени окисления, и в простых веществах которые имеют металлические связи. Металлическая кристаллическая решетка - решетка, образованная нейтральными атомами и ионами металлов, связанными между собой свободными электронами. У металлов в узлах кристаллической решетки находятся атомы и положительные ионы. Электроны, отданные атомами, находятся в общем владении атомов и положительных ионов.Такая связь называется металлической.

Для металлов наиболее характерны следующие физические свойства: металлический блеск, твердость, пластичность, ковкость и хорошая проводимость тепла и электричества. Теплопроводность и электропроводность уменьшается в ряду металлов: Аg Сu Аu Аl Мg Zn Fе РЬ Hg Многие металлы широко распространены в природе.Так, содержание некоторых металлов в земной коре следующее: алюминия — 8,2%; железа — 4,1%; кальция — 4,1%; натрия — 2,3%; магния — 2,3%; калия - 2,1%; титана — 0,56%. Большое количество натрия и магния содержится в морской воде: — 1,05%, — 0,12%. В природе металлы встречаются в различном виде: — в самородном состоянии: серебро , золото , платина , медь , иногда ртуть — в виде оксидов: магнетит Fe3O4, гематит Fe2О3 и др. — в виде смешанных оксидов: каолин Аl2O3 • 2SiO2 • 2Н2О, алунит (Na, K)2O • АlО3 • 2SiO2 и др. — различных солей: сульфидов: галенит PbS, киноварь НgS, хлоридов: сильвин КС1, галит NaCl, сильвинит КСl• NаСl, карналлит КСl • МgСl2 • 6Н2О, сульфатов: барит ВаSO4, ангидрид Са8О4 фосфатов: апатит Са3(РО4)2, карбонатов: мел, мрамор СаСО3, магнезит МgСО3. Многие металлы часто сопутствуют основным природным минералам: скандий входит в состав оловянных, вольфрамовых руд, кадмий — в качестве примеси в цинковые руды, ниобий и тантал — в оловянные.

Железным рудам всегда сопутствуют марганец, никель, кобальт, молибден, титан, германий, ванадий.

Элементы I группы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr Общая характеристика: К элементам главной подгруппы I-ой группы Периодической системы относятся Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Их принято называть щелочными металлами. История открытия химических элементов IA группы. Эти металлы в своих рядах являются первыми, т.е. именно у них начинается заполнение электронами нового электронного слоя. Их валентную электронную конфигурацию можно в общем виде обозначить так: ns1, где n - номер периода, в котором находится металл.

Плотность, температура плавления, температура кипения простых веществ элементов IA группы. Щелочные металлы имеют серебристо-белый цвет, а цезий - золотисто-желтый. Хранят щелочные металлы под слоем керосина или бензола.

Металлические К, Rb, Cs самопроизвольно загораются на воздухе.Первый потенциал ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность по Полингу атомов элементов IA группы. При комнатной температуре щелочные металлы находиться в твердом (кристаллическом) состоянии, хотя все они имеют очень невысокую температуру плавления. Первые три металла легче воды и плавают на ее поверхности, вступая в бурную реакцию: 2 Me + 2 H2O = 2 MeOH + H2­. Щелочные металлы самые активные из всех металлов.

Поэтому иногда говорят, что атомы щелочных металлов "стремятся отдавать свой валентный электрон, чтобы приобрести устойчивую электронную оболочку инертного газа". Это не совсем так: чтобы у атома щелочного металла отнять электрон и превратить его в положительно заряженный ион: Me - e + ПИ = Me+ необходимо затратить достаточно большую энергию ПИ (потенциал ионизации). При переходе от Li к Cs она уменьшается и поэтому активность металла, т.е. способность к химическому взаимодействию - увеличивается.

И уж совсем неожиданны данные о сродстве к электрону (СЭ) у атомов щелочных металлов: изолированные атомы щелочных металлов "с удовольствием", т.е. с выделением энергии (СЭ) присоединяют к себе электрон: Me + e = Me- + СЭ. Отсюда следует очень важный вывод, что поведение изолированных атомов щелочных металлов - это одно, а их поведение в молекулах, т.е. при взаимодействии с атомами других химических элементов - это качественно другая ситуация.

В молекулах атомные орбитали преобразовываются в молекулярные орбитали, валентные электроны атомов в молекуле находятся в совместном пользовании или сильно смещаются к одному из атомов вплоть до образования ионной связи. Типичные степени окисления элементов IA группы в различных соединениях +1. Таким образом, имеются две степени окисления у элементов IA группы: 0 - в молекулах Ме2 и в металлическом состоянии и +1 - в соединениях ( ярко выраженная ионная связь.

Очень высокая химическая активность щелочных металлов обусловлена низкими ПИ, легко разрушаемой кристаллической структурой и малой плотностью. Получение Li, Na, K (Ме) получают электролизом расплавов их хлоридов или гидроксидов: 2KCl = 2K+ + 2Cl катод 2K+ + 2e = 2K; анод 2Cl- -2e = Cl2. Температуры плавления хлоридов и гидроксидов щелочных металлов, oС Анион Li Na K Rb Cs Cl- 610 801 776 723 645 OH- 343 Гидроксиды МеОН имеют меньшую, чем у хлоридов, температуру плавления, они термически вполне устойчивы, а при электролизе из расплавов идет процесс: 4МеOH = 4Ме + 2H2O­ + O2­. Используя относительно меньшую, чем у Al, Si, Ca, Mg, температуру кипения, можно получать щелочные металлы восстановлением их из оксидов, хлоридов, карбонатов при высоких температурах: 3Li2O + 2Al 6Li­ + Al2O3, 4NaCl + 3CaO + Si 4Na­ + 2CaCl2 + CaSiO3. Свойства: Щелочные металлы - очень сильные восстановители.

Они энергично реагируют с большинством неметаллов, разлагают воду и бурно взаимодествуют с кислотами.

В общем виде (обозначая атом щелочного металла просто Ме) эти реакции будут выглядеть так: 2Me + H2 = 2MeH (гидриды), 2Me + Г2 = 2MeГ (галогениды), 2Me + S = Me2S (сульфиды), 3Me + P = Me3P (фосфиды), 6Me + N2 = 2Me3N (нитриды), 2Me + 2H2O = 2MeOH + H2­. Гидриды щелочных металлов реагируют с водой и кислородом: MeH + H2O = MeOH + H2­, 2MeH + O2 = 2 MeOH. Из солей щелочных металлов с галогенами гидролизуются только фториды: MeF + H2O = MeOH + HF. Li используют в некоторых сплавах и для получения трития в термоядерном синтезе.

Na и K применяют для получения Ti, Zr, Nb, Ta: TiCl4 + 4Na = Ti + 4NaCl. Li, Na, и K используют в реакциях органического синтезах.Na эффективен при осушке органических растворителей.

Сs применяется для изготовления фотоэлементов, так как у его атомов самое малое значение ПИ из всех химических элементов.Оксиды и пероксиды щелочных металлов Атомы щелочных металлов (Ме) в соединениях одновалентны. Поэтому общая формула оксидов - Me2O, пероксидов - Me2O2. Приведем перечень всех соединений щелочных металлов с кислородом: · Li2O, · Na2O, Na2O2 (пероксид), · K2O, K2O2 (пероксид), KO2 (надпероксид), KO3 (озонид), · Rb2O, Rb2O2 (пероксид), RbO2 (надпероксид), · Cs2O, Cs2O2 (пероксид), CsO2 (надпероксид). Литий не образует пероксидов, у Na - один пероксид, у K, Rb и Cs есть надпероксиды типа MeO2, у калия известен озонид.

Все это надо учитывать при изучении взаимодействия щелочных металлов с кислородом и озоном: 4 Li + O2 2 Li2O, 2 Na + O2 Na2O2, K + O2 = KO2. Оксиды щелочных металлов можно получить из надпероксидов: 2МеO2 Ме2O2 + О2­ и пероксидов: Ме2O2 + 2Ме 2 Ме2O. Li2О обычно получают при нагревании его карбоната: Li2CO3 Li2O + CO2­. Оксиды щелочных металлов, растворяясь в воде, дают щелочи: Ме2O + H2O = 2 МеOH. Пероксиды и надпероксиды также реагируют с водой: Ме2O2 + 2 H2O = 2 МеOH + H2O2, 2 МеO2 + 2 H2O = 2 МеOH + H2O2 + O2­, с кислотными оксидами и кислотами: Me2O + SO3 = Me2SO4, Me2O + 2HNO3 = 2MeNO3 + H2O, Me2O2 + H2SO4 = Me2SO4 + H2O2, 4MeO2 + 2CO2 = 2Me2CO3 + 3O2. Пероксиды и надпероксиды являются сильными окислителями: Me2O2 + 2FeSO4 + 2H2SO4 ® Fe2(SO4)3 + Me2SO4 + 2H2O, но могут и сами окисляться: 5Me2O2 + 2KMnO4 +8H2SO4 ® 2MnSO4 + 5Me2SO4 + K2SO4 + 8H2O + 5O2­ . Надпероксид калия поглощает СО2 и регенерирует кислород: 4KO2 + 2H2O + 2CO2 = 4KHCO3 + O2­. Гидроксиды Гидроксиды имеют общую формулу МеОН. Получение Гидроксиды получают с помощью обменных реакций из сульфатов и карбонатов: Me2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4? + 2 MeOH, Me2CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3¯ + 2 MeOH, электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов: 2 МеCl + 2 H2O = 2 МеOH + H2­ + Cl2­, катод: 2H+ + 2e = H2; анод: 2Cl 2e = Cl2. Свойства Галогениды щелочных металлов в воде полностью диссоциируют на ионы - это самые сильные основания.

Твердые щелочи очень гигроскопичны и это позволяет использовать их в качестве эффективных осушителей.

Они энергично взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами и гидроксидами, с многоосновными кислотами могут давать кислые соли. 2Al + 2 MeOH + 6 H2O = 2Me[Al(OH)4] + 3H2­, Cl2 + 2MeOH = MeCl + MeClO + H2O, MeOH + HCl = MeCl + H2O, NH4Cl + MeOH = MeCl + NH3­ + H2O, CuCl2 + 2MeOH = Cu(OH)2? + 2MeCl, NaH2PO4 + NaOH = Na2HPO4 + H2O, 2 MeOH + CO2 = Me2CO3 + H2O, 2 MeOH + H2SO4 = Me2SO4 + 2 H2O. Натриевые соли очень широко используются в химической промышленности, их применение рассматривается в соответствующих группах неметаллов.

Калийные соли используют как удобрение и при получении стекла.

Элементы главной IIA группы: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra Общая характеристика К элементам главной IIA группы относятся Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. История открытия химических элементов группы IIA. Атомы металлов IIA подгруппы имеют валентную электронную конфигурацию ns2, где n - номер периода, в котором находится металл.

Плотность, температура плавления, температура кипения простых веществ элементов IIA группы. Как видно из табл. 13.2, металлы IIА группы относительно легкоплавки. Самым тугоплавким является Ве. Все эти металлы сравнительно легкие.Первый потенциал ионизации (ПИ1), сродство к электрону (СЭ) и электроотрицательность по Полингу атомов элементов группы IIA. Металлы от кальция до радия могут взаимодействовать с водой, давая гидроксиды, растворимые в воде (т.е. щелочи), поэтому их называют щелочноземельными: Me + 2 H2O = Me(OH)2 + H2­. Щелочноземельные металлы самые активные после щелочных металлов.

Поэтому иногда говорят, что атомы щелочноземельных металлов "стремятся отдавать валентные электроны, чтобы приобрести устойчивую электронную оболочку инертного газа". Из данных табл. следует, что это не совсем так. Чтобы у атома металла отнять даже один электрон и превратить его в положительно заряженный ион Me - e + ПИ1 = Me+ необходимо затратить достаточно большую энергию ПИ1. Чтобы у иона Ме+ отнять еще один электрон, необходимо затратить еще большую энергию ПИ2: Me+ -e + ПИ2 = Ме2+. Эта большая, (по химическим масштабам) затрата энергии будет компенсирована прежде всего электростатическим взаимодействием с противоположно заряженными ионами. При переходе от Be к Ra и ПИ1, и ПИ2 уменьшаются, и поэтому активность металла, т.е. способность к химическому взаимодействию - увеличивается.

Типичные степени окисления элементов IIA группы в различных соединениях +2. Получение Be, Mg, Ca и Sr (Ме) получают электролизом расплавов их хлоридов: MeCl2 = Me2+ + 2Cl катод: Me2+ + 2e = Me; анод: 2Cl- -2e = Cl2, а Ва - электролизом его окислов.

Используя относительно меньшую, чем у Al, С, Si, температуру кипения, можно получать эти металлы восстановлением их из оксидов и фторидов при высоких температурах: 4МеO + 2Al Ме(AlO2)2+ 3Me­ (Ме = Ca, Sr, Ba), MeO + C CO + Me­, 2MeO + CaO + Si CaSiO3 + 2Me­, BeF2 + Mg = MgF2 + Be. Свойства Хранят Са, Sr, Ва под слоем керосина, так как при обычной температуре они окисляются кислородом воздуха.

Металлы IIA группы (Ме) - сильные восстановители. Они сравнительно легко реагируют с большинством неметаллов, разлагают воду (кроме Ве и Мg), растворяются в кислотах.В общем виде эти реакции будут выглядеть так: Me + H2 MeH2(гидриды), Me + Г2 MeГ2 (галогениды), Me + S MeS (сульфиды), 3Me + 2P Me3P2 (фосфиды), 3Me + N2 Me3N2(нитриды), Me + 2H2O = Me(OH)2 + H2­ (кроме Be и Mg), Ме + 2НГ = МеГ2 + Н2­. Гидриды металлов IIA группы реагируют с водой и кислородом: MeH2 + 2H2O = Me(OH)2 + 2H2­, MeH2 + O2 = Me(OH)2 (кроме Be и Mg). Галогениды (Г) Be и Mg сильно гидролизуются, давая оксосоли: MeГ2 + H2O = Me(OH)Г + HГ Mg и Ca применяют для получения Ti, U и редкоземельных металлов.

Основная масса производимого Ве используется в атомной промышленности.Бериллиевые сплавы обладают высокой химической стойкостью.

Магниевые сплавы используют в авиационной промышленности. Для осушки и очистки ряда веществ (CaCl2) и в других областях. Оксиды и пероксиды металлов IIA группы Атомы металлов IIA группы в соединениях двухвалентны.Поэтому общая формула оксидов - MeO и пероксидов - MeO2 (ВеО2 - не получен). Получение Оксиды получают при нагревании: 2Me + O2 = 2 MeO, Me(OH)2 MeO + H2O (Me = Be, Mg) MeCO3 MeO + CO2­ (Me = Be, Mg, Ca, Sr) 2Me(NO3)2 2MeO + 4NO2­ + O2­ Пероксиды получают по реакции нейтрализации Н2О2: Me(OH)2 + H2O2 = MeO2 + 2H2O (кроме BaO2), 2BaO + O2 2BaO2. Свойства Оксиды металлов IIA группы являются основными оксидами, а ВеО проявляет амфотерные свойства.

Оксиды реагируют с водой: МеO + H2O = Ме(OH)2 (кроме ВеО), легко растворяются в кислотах: MeO + 2HCl = MeCl2 + H2O, а ВеО взаимодействует и со щелочами: BeO + 2NaOH Na2BeO2 + H2O, BeO + 2NaOH + H2O = Na2[Be(OH)4], BeO + Na2CO3 = Na2BeO2 + CO2­. Пероксиды подвергаются сильному гидролизу: MeO2 + 2H2O = Me(OH)2 + H2O2, BaO2 + H2SO4 = BaSO4¯ + H2O2 (в лаборатории), легко разлагаются кислотами, даже очень слабыми: MeO2 + H2CO3 = MeCO3 + H2O2. Пероксиды являются сильными окислителями: MeO2 + 2NaI + 2H2O ® Me(OH)2 + 2NaOH + I2¯, но могут и сами окисляться.

Они реагируют с кислотными оксидами и кислотами: MeO + SO3 = MeSO4, MeO + 2HNO3 = Me(NO3)2 + H2O. Гидроксиды Гидроксиды имеют общую формулу Ме(ОН)2. Получение Их получают взаимодействием оксидов Ca, Sr, Ba (Ме) с водой: MeO + H2O = Me(OH)2. Be(OH)2 и Mg(OH)2 получают с помощью обменных реакций: BeГ2 + 2NaOH = 2NaГ + Be(OH)2¯. Свойства Гидроксиды щелочноземельных металлов в воде полностью диссоциируют на ионы. Они энергично взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами и гидроксидами, с многоосновными кислотами могут давать кислые соли: Cl2 + Ca(OH)2 = Ca(ClO)Cl + H2O (хлорная известь), Me(OH)2 + 2HCl = MeCl2 + 2H2O, 2NH4Cl + Me(OH)2 = MeCl2 + 2NH3­ + 2H2O, CuCl2 + Me(OH)2 = Cu(OH)2¯ + MeCl2, Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3¯ + 2H2O, Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3? + H2O, Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4? + 2 H2O. Все содинения бериллия и растворимые соли бария весьма токсичны.

Известняк и известь применяют в сельском хозяйстве для известкования почв с целью понижения ее кислотности и улучшения структуры.

Гипс (CaSO4·2H2O) при нагревании превращается в алебастр (CaSO4·0.5H2O). Они широко используются в строительном деле:. CaSO4·0,5H2O + 1,5H2O = CaSO4·2H2O. Катионы кальция и магния обуславливают жесткость воды. При кипячении воды бикарбонаты разлагаются: Ca(HCO3)2 CaCO3¯ + H2O + CO2­ и образуется накипь, что приводит к взрыву паровых катлов. Для борьбы с карбонатной жесткостью воду подвергают предварительному кипячению либо обрабатывают гашеной известью.

Некарбонатная жесткость воды устраняется с помощью соды. Ca2+ + CO32- = CaCO3¯ , Mg2+ + CO32- = MgCO3¯. Наиболее эффективным способом борьбы с жесткостью воды является применение ионнообменных смол. Важнейший строительный материал - цемент - это силикат и алюмосиликат кальция. Переходные металлы.

Общая характеристика. Переходные элементы расположены в Периодической системе в рядах с 4 по 7. Те переходные элементы, символы которых расположены в самой таблице, называют d-переходными элементами, а те элементы, символы которых расположены в низу таблицы, называют лантаноидами и актиноидами или f-переходными элементами.Отстановимся на получении и свойствах соединений элементов Cr, Mn, Fe, Cu, Zn, и Ag. История открытия этих элементов.

Все эти элементы в свободном состоянии - металлы. На внешней электронной оболочке, номер которой совпадает с номером периода, расположены, как правило, два электрона.С ростом заряда ядра (при переходе в ряду слева на право) происходит заполнение d-орбиталей предыдущего электронного слоя. Несмотря на то, что d- и f-электроны расположены во внутреннем электронном слое, они в момент заполнения электронной оболочки могут как валентные электроны участвовать в образовании химической связи.

Электронные конфигурации атомов переходных элементов: Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 Mn 1s22s22p63s23p63d54s2 Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 Cu 1s22s22p63s23p63d104s1 Zn 1s22s22p63s23p63d104s2 Ag 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1 При заполнении электронной оболочки у атома хрома правило Клечковского (минимум энергии атома определяется минимумом суммы квантовых чисел n+l) конкурирует с правилом Хунда (минимуму энергии отвечает максимальный суммарный спин электронов у атома). У Cr победило правило Хунда. У Zn полностью завершена электронная оболочка внутренних электронных слоев, а на s-подуровне внешнего электронного слоя находятся два электрона, поэтому цинк проявляет в соединениях только одну степень окисления: +2. Незавершенность d-подуровня и один электрон на внешнем s-подуровне указывают на способность химического элемента проявлять в соединениях несколько степеней окисления.

Хром и его соединения Хром - серебристо-белый с голубоватым оттенком металл, встречается в природе в виде хромита железа Fe(CrO2)2 и хромата свинца PbCrO4. Получение Хром получают восстановлением: Fe(CrO2)2 + 4C = Fe + 2Cr + 4CO­, K2Cr2O7 + 2C = Cr2O3 + K2CO3 + CO­, Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al2O3. 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)2? . 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)3? + 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 + Cu? . 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 + Cu CuCl2 + Zn = ZnCl2 + Cu? обжигом природных минералов: 3Cu2S + 3O2 = 6Cu + 3SO2­ . Получаемую таким образом черновую медь, очищают, подвергая электролизу.

Свойства Для меди наиболее характерной степенью окисления является +2, хотя возможны соединения со степенью окисления +1 и, в исключительных случаях, +3. В ряду активности металлов медь стоит правее водорода, поэтому растворяется только в кислотах - сильных окислителях. 3Cu + 8HNO3(разб) = 3Cu(NO3)2 + 2NO­ + 4H2O, Cu + 4HNO3(конц) = Cu(NO3)2 + 2NO2­ + 2H2O, Cu + 2H2SO4(конц) = CuSO4 + SO2­ + 2H2O. Реагирует с галогенами (Г = F, Cl, Br): Cu + Г2 = CuГ2, 2CuCl2 + 4KI = 2CuI? + I2 + 4KCl, CuCl2 + Cu 2CuCl. Галогениды меди с аммиаком дают растворимые комплексные соединения: CuCl + 2NH3 =[Cu(NH3)2]Cl, CuCl2 + 2NH3 =[Cu(NH3)2]Cl2. Кислородные соединения меди Оксиды меди и соли можно получить: 2Cu + O2 = 2CuO, Cu(OH)2 CuO + H2O, CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O. Ионы меди в растворе существуют в виде комплексов [Cu(H2O)6]2+, которые придают растворам солей меди сине-голубую окраску: CuSO4 + 2KOH = K2SO4 + Cu(OH)2? , Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2 (реактив Швейцера), 2CuCl + 2KOH = Cu2O¯ + 2KCl + H2O, 2Cu2O + O2 + 4H2O = 4Cu(OH)2, Cu2O + H2SO4 = CuSO4 + Cu¯ + H2O. Сульфид меди не растворим в обычных кислотах CuSO4 + H2S = CuS¯ + H2SO4 CuSO4 + Na2S = CuS? + Na2SO4, во влажном воздухе легко окисляется: CuS + 2O2 = СuSO4. Карбонат меди не растворим в воде, но из-за гидролиза он не может быть получен при сливании водных растворов соды и хлорида меди: CuCl2 + 2NaHCO3 = Cu(OH)2 + 2CO2 + 2NaCl Медь стоит левее ртути в ряду активности металлов, поэтому она вытесняет ртуть из растворов ее солей: Cu + Hg(NO3)2 = Cu(NO3)2 + Hg Применение Медь используется в электротехнике, для изготовления химических аппаратов и получения различных сплавов с оловом (бронзы), цинком (латунь), никелем, марганцем.