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. 2021.

Оглавление книги открыть закрыть

Медь, цинк, хром, железо

« Предыдущая глава Оглавление Следующая глава »
« | »

Похожие работы:
Воспользоваться поиском

Учебники по данной дисциплине
Аналитическая химия Фармацевтическая химия. Конспект лекций Белки и аминокислоты