---
Пройти Антиплагиат ©



Главная » Характеристика переходных элементов – меди, цинка, хрома, железа » Медь, цинк, хром, железо



Медь, цинк, хром, железо

Creative Commons «Attribution» («Атрибуция») 4.0 Всемирная. Найти рефераты и курсовые по данной теме Уникализировать текст 



 

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.

 

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
   
 
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. 2Cu + O2 = 2CuO;
Cu + S = CuS;
Cu + Br2 = CuBr2
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:
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
Реагирует с концентрированными растворами серной и азотной кислот:
Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O;
Восстановительные свойства Cu + AgNO3 =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: CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4.
2) Электролизом получают чистую медь: 2CuSO4 + 2H2O-(эл.ток)→2Cu + O2 + 2H2SO4.
 
Оксид и гидроксид меди (II).
Оксид меди (II) CuO – кристаллы черного цвета. Основной оксид.
Получение: 1) при прокаливании гидроксида меди (II) при 200°С: Cu(OH)2 = CuO + H2O
2) при окислении металлической меди на воздухе при 400–500°С: 2Cu + O2 = 2CuO.
Cвойства:
1)Реагирует с разбавленными кислотами: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.
2) Восстанавливается до меди:
CuO + H2 –(t)→Cu + H2O;
CuO + CO –(t)→Cu + CO2;
CuO + NH3–(t)→N2 + H2O.
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)→CuO + H2O
Легко реагирует с кислотами с образованием солей:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O.
   
  

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.
   

Свойства цинка.


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 + H2O(пар) –(t)→ZnO + H2
Взаимодействие с кислотами Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2;
Zn + H2SO4 (разб) = ZnSO4 + H2.
Zn + 2H2SO4(конц) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O;
4Zn+10HNO3(разб)=4Zn(NO3)2+NH4NO3+3H2O.
Zn + 4HNO3(конц) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Взаимодействие со щелочами: реагирует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов, при сплавлении образует цинкаты: Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2
Zn + 2KOH = K2ZnO2 + H2.
 
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
   
 
Получение цинка – пирометаллургический метод.


1) Обжиг сульфида цинка: 2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2
2) Восстановление коксом: ZnO + C –(t)→ 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)→ Zn + CO;
ZnO + CO –(t)→ Zn + CO2;
ZnO + H2 –(t)→Zn + H2O.
С водой не взаимодействует. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с растворами кислот и щелочей: ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O;
ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4].
 
При сплавлении с оксидами металлов образует цинкаты: ZnO + CoO –(t)→CoZnO2.
 
При взаимодействии с оксидами неметаллов образует соли, где является катионом: 2ZnO + SiO2–(t)→ZnSiO3,
ZnO + B2O3 –(t)→Zn(BO2)2.
   

Получение:
1) при горении металлического цинка: 2Zn + O2 = 2ZnO;
2) при термическом разложении солей: ZnCO3 –(t)→ZnO + CO2.
 
 
 
Гидроксид цинка (II) Zn(OH)2 – бесцветное кристаллическое или аморфное вещество. Амфотерный гидроксид.
При температуре выше 125°С разлагается: Zn(OH)2 = ZnO + H2O
Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах: Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O;
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 + H2;
Cr + H2SO4 = CrSO4 + H2.
В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III):
4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O.
2Cr + 6H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O;
Cr + 6HNO3 = Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O.
 
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)→Fe + 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 H2CrO4 –кислота хромовая
H2Cr2O7 – 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.
Гидроксид хрома (II) Cr(OH)2 –проявляет основные свойства, медленно реагирует только с концентрированными кислотами, образуя соли хрома (II) синего цвета: Cr(OH)2 + H2SO4 = CrSO4 + 2H2O.
С разбавленными кислотами и щелочами не взаимодействует.
Хороший восстановитель, легко окисляется кислородом воздуха: 4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O = 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 + 2H2O
   
 
Соединения 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)→2KCrO2 + H2O;
Cr2O3 + Na2CO3 –(t)→2NaCrO2 + CO2.
Оксид хрома (III) получается при термическом разложении дихромата аммония: (NH4)2Cr2O7 –(t)→Cr2O3 + N2 + 4H2O
 
Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 – вещество серо-зелёного цвета. Разлагается при температуре около 150°С: 2Cr(OH)3 –(t)→Cr2O3 + 3H2O
Проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах: 2Cr(OH)3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O;
Cr(OH)3 + 3NaOH = 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:
NaCrO2 + HCl + H2O = Cr(OH)3 + NaCl;
в избытке кислоты:
NaCrO2 + 4HCl = CrCl3 + NaCl + 2H2O.
 
CrCl3 + 3KOH(нед)→ Cr(OH)3 + 3KCl
CrCl3 + 6KOH(изб) → K3[Cr(OH)6] + 3KCl
   
 
Соединения хрома (IV).
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 + H2O = H2CrO4,
2CrO3 + H2O = H2Cr2O7.
с основаниями образует соли - хроматы:
CrO3 + BaO = BaCrO4,
CrO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + H2O
Очень сильный окислитель:
4CrO3 + 3C –(t)→2Cr2O3 + 3CO2;
Образуется при разложении хромата натрия серной кислотой при 200°С: Na2CrO4 + 2H2SO4(конц) =CrO3 + 2NaHSO4 + H2O
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(NH4)2S+H2O=2Cr(OH)3|+3S|+6NH3|+2KOH
в кислой - соли хрома (III): K2Cr2O7 + 3K2SO3 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 4H2O;
в щелочной – гидроксокомплекс:
2K2CrO4 + 3(NH4)2S + 2KOH + 2H2O = 2K3[Cr(OH)6] + 3S| + 6NH3.
   
 
 

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.
   
 
Свойства железа.
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 + 6H2O = 4Fe(OH)3.
 





Лекция, реферат. Медь, цинк, хром, железо - понятие и виды. Классификация, сущность и особенности. 2018-2019.

Оглавление книги открыть закрыть




« Предыдущая глава Оглавление Следующая глава »
« | »






 

Похожие работы:

Воспользоваться поиском

 

Учебники по данной дисциплине

Аналитическая химия
Фармацевтическая химия. Конспект лекций
Белки и аминокислоты