Свойства химических элементов

оксид образует только литий: 4Li + O2 = 2Li2O,

натрий образует пероксид: 2Na + O2 = Na2O2,

калий, рубидий и цезий - надпероксид: K + O2 = KO2.

С галогенами все щелочные металлы образуют галогениды:

2Na + Cl2 = 2NaCl.

Взаимодействие с водородом, серой, фосфором, углеродом, кремнием протекает при нагревании:



с водородом образуются гидриды: 2Na + H2 = 2NaH,

с серой - сульфиды: 2K + S = K2S,

с фосфором - фосфиды: 3K + P = K3P,

с кремнием - силициды: 4Cs + Si = Cs4Si,

с углеродом карбиды образуют литий и натрий: 2Li + 2C = Li2C2

Все щелочные металлы реагируют с водой, литий реагирует спокойно, держась на поверхности воды, натрий часто воспламеняется, а калий, рубидий и цезий реагируют со взрывом:

2M + 2H2O = 2MOH + H2

Применение:

а)Литий используется при производстве литиевых аккумуляторов, такие аккумуляторы применяются в кардиостимуляторах.

Б)Расплавы натрия и калия используются в качестве теплоносителей в атомных реакторах и в авиационных двигателях.

В)Пары натрия используются в люминесцентных светильниках.

Г)Пероксид натрия и надпероксид калия используются в подводных лодках и космических кораблях для регенерации кислорода.

Д)Гидроксид калия применяется для получения жидкого мыла и стекла.

Е)Хлорид натрия - пищевой продукт и сырье для получения натрия и его соединений, применяется в медицине для приготовления физиологического раствора.

Ж)Нитрат калия - комплексное минеральное удобрение, применяется для производства черного пороха и фейерверков. З)Цезий нашел применение в фотоэлементах.



4.2 S-элементы 2 группы. Свойства простых веществ и их соединений. Применение

На внешнем электронном уровне элементов главной и побочной подгрупп находятся по 2 электрона (s2), которые они отдают, образуя соединения со степенью окисления +2. К элементам 2 группы относятся бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Групповое название элементов - щелочно-земельные металлы. В свободном состоянии все металлы - серебристо-белые вещества. Металлы во всех химических реакциях проявляют восстановительные свойства, отдают два валентных электрона, превращаясь в положительно заряженный катион. Бериллий сгорает на воздухе при температуре около 900°С, магний - при 650°С, щелочно-земельные металлы - около 500°С, в результате образуются оксиды и нитриды:

2Mg + O2 = 2MgO, 3Ca + N2 = Ca3N2.

Все металлы при нагревании реагируют с галогенами, серой и фосфором:

Be + Cl2 = BeCl2,

Mg + S = MgS,

3Ca + 2P = Ca3P2.

Бериллий с водородом не взаимодействует, магний реагирует лишь при повышенном давлении, щелочно-земельные металлы при нагревании образуют ионные гидриды:

Sr + H2 = SrH2.



При нагревании металлы реагируют с углеродом:

2Be + C = Be2C

M + 2C = MC2 (M - Mg, Ca, Sr, B

Бериллий с водой не взаимодействует; магний реагирует с водой и водяным паром; кальций, стронций, барий энергично взаимодействуют с водой при комнатной температуре:

Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2; Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2.

Применнеие:

а) Кальций-сульфат CaSO4 встречается в природе в больших количествах в виде минерала гипса CaSO4 • 2H2O. Гипс применяется для изготовления отливочных форм и слепков с различных предметов, а также вяжущего материала для штукатурки стен и потолков.

Б) Кальций-карбанат CaCO3 в виде минералов мрамора и известняка широко используется как отделочный и строительный материал.

В) Кальций-фосфат Са3(РО4)2 используют для получения фосфора и фосфорных удобрений.

Г) Магний-сульфат MgSO4 применяют в медицине как слабительное средство.

Д) Барий-сульфат ВаSO4 - как контрастное средство в рентгеноскопии.

4.3 Жесткость воды и ее устранение

Природная вода, содержащая ионы Ca2+, Mg2+, Sr2+ и Fe2+, называется жесткой, причем жесткость воды обуславливается главным образом ионами Ca2+ и Mg2+. Жесткая вода при кипячении образует накипь, в ней не развариваются пищевые продукты; моющие средства не дают пены. Карбонатная (временная) жесткость связана с присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, некарбонатная (постоянная) жесткость - хлоридов и сульфатов. Общая жесткость воды рассматривается как сумма карбонатной и некарбонатной. Удаление временной жесткости воды осуществляется путем осаждения из раствора ионов Ca2+ и Mg2+: 1) кипячением:

Сa(HCO3)2 = CaCO3v + CO2¬ + H2O;

Mg(HCO3)2 = MgCO3v + CO2¬ + H2O;

Для удаления общей жесткости воды используют ионообменную смолу:

1) катионный обмен: 2RH + Ca2+ R2Ca + 2H+;

2) анионный обмен: 2ROH + SO42- R2SO4 + 2OH- (где R - сложный органический радикал).

4.4 Алюминий и его получение. Свойства простого вещества и его соединений

Алюминий - р-элемент. На внешнем энергетическом уровне атома алюминия содержится 3 электрона, которые имеют электронную конфигурацию 3s23p1.Алюминий практически всегда проявляет степень окисления +3. Алюминий - типичный амфотерный элемент. Алюминий - химически активный металл, но прочная оксидная пленка определяет его стойкость при обычных условиях. Практически во всех химических реакциях алюминий проявляет восстановительные свойства. С кислородом взаимодействует только в мелкораздробленном состоянии при высокой температуре:

4Al + 3O2 = 2Al2O3,

С хлором и бромом взаимодействует при обычных условиях, а с йодом при нагревании, в присутствии воды в качестве катализатора:

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3

С водородом непосредственно не взаимодействует. С металлами образует сплавы, которые содержат интерметаллические соединения - алюминиды, например, CuAl2, CrAl7, FeAl3 и др. Очищенный от оксидной пленки алюминий энергично взаимодействует с водой:

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2

Алюминий - активный металл, способен вытеснять металлы из их оксидов. Это свойство алюминия нашло практическое применение в металлургии:

2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3.

Легко взаимодействует с разбавленными кислотами, образуя соли:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2;

Металлический алюминий получают электролизом раствора глинозема Al2O3 в расплавленном криолите Na2AlF6 при 960-970°С. в расплаве оксид алюминия диссоциирует:

Al2O3 = Al3+ + AlO33-,

уравнение процесса: 2Al2O3 ->(электролиз) 4Al + 3O2



4.5 Олово и свинец. Их получение, химические свойства и применение. Химические свойства олова и свинца

Олово белый блестящий металл, тяжелый, мягкий и пластичный. конфигурацией внешних электронов атома 5s25р2 . Олово имеет две степени окисления: +2 и +4; Кислород воздуха пассивирует Олово, оставляя на его поверхности пленку SnO2. С водородом олово непосредственно не соединяется; Холодная (0°С) разбавленная азотная кислота действует на Олово по реакции:

4Sn + 10HNO3 = 4Sn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.

При нагревании олово реагирует с большинством неметаллов. При этом образуются соединения в степени окисления +4, Например: Олово медленно реагирует c концентрированной соляной кислотой: Получение: для добычи олова в настоящее время используют руды, в которых его содержание равно или немного выше 0,1%. На первом этапе руду обогащают. Таким образом удается повысить содержание олова в руде до 40-70%. Далее проводят обжиг концентрата в кислороде для удаления примесей серы и мышьяка. Затем полученный таким образом оксид SnO2восстанавливают углем или алюминием (цинком) в электропечах:

SnO2 + C = Sn + CO2.

Важное применение олова -- лужение железа и получение белой жести, которая используется в консервной промышленности Свинемц - ковкий, сравнительно легкоплавкийметалл серебристо-белого цвета с синеватым отливом. Электронная формула: 5s25p65d106s26p Соли двухвалентного свинца реагируют с щелочами, образуя почти нерастворимый гидроксид свинца:

Pb/+2 + 2OH/- = Pb(OH)2

При избытке щелочи гидроксид растворяется:

Pb(OH)2 + 2OH- = [Pb(OH)4]/2-

Реагирует со щелочами и кислотами:

Pb + 2NaOH + 2H2O = Na2[Pb(OH)4] + H2

Pb + 2HCl = PbCl2 + H2

Металлический Свинец получают окислительным обжигом PbS с последующим восстановлением РbО до сырого Pb и (очисткой) последнего. Окислительный обжиг концентрата ведется в агломерационных ленточных машинах непрерывного действия. При обжиге PbS преобладает реакция:

2PbS + ЗО2 = 2РbО + 2SO2.

Свинец широко применяют в производстве свинцовых аккумуляторов, используют для изготовления заводской аппаратуры, стойкой в агрессивных газах и жидкостях. Свинец сильно поглощает г-лучи и рентгеновские лучи, благодаря чему его применяют как материал для защиты от их действия.



5. Свойства элементов побочных подгрупп

5.1 Особенности электронного строения атомов д-элементов и их свойства

Побочная подгруппа - это вертикальная последовательность d- и f-элементов, которые имеют одинаковое суммарное количество валентных электронов. Следовательно, возможна третья формулировка Периодического закона, которая отражает причину периодического изменения свойств. Свойства химических элементов и образованных ими соединений находятся в периодической зависимости от строения внешних энергетических уровней атомов. Общая характеристика d-элементов. Элементы IIIВ - VB подгрупп (подгруппы скандия,титана и ванадия) d-Элементами называют элементы, у которых происходит последовательное заполнение электронами d-орбиталей от (n-1)d¹ns²- до (n-1)d¹⁰ns²-конфигурации. Иногда электронные структуры d-элементов видоизменяются из-за явления провала электрона, которое становится вероятным при приближении d-подуровня к полному или половинному заполнению (d¹⁰ или d⁵). Например, атом меди имеет конфигурацию 3d¹⁰4s¹ вместо ожидаемой 3d⁹4s², а атом молибдена имеет конфигурацию 4d⁵5s¹ вместо 4d⁴5s². У одного элемента периодической системы - палладия - наблюдается двойной провал электронов (4d¹⁰5s⁰ вместо 4d⁸5s²). У d-металлов с увеличением порядкового номера происходит заполнение предвнешнего электронного уровня, поэтому изменения их физических и химических свойств не столь заметны как в ряду типических элементов. Незначительно меняются свойства d-металлов и в пределах подгрупп. Особенно близки по свойствам элементы V и VI периодов, что вызвано близостью их эффективных атомных радиусов за счет лантаноидного сжатия. (n-1)d^1-10 ns^0-2 - общая электрон. формула для д-элем.



5.2 Хром. Получение, свойства и применение хрома. Кислотно-основные свойства оксидов хрома

Хром - d-элемент. Валентные электроны атома хрома имеют электронную конфигурацию 3d44s2, однако вследствие устойчивости d5-состояния энергетическим более выгодным оказывается переход одного s-электрона на 3d-подуровень, поэтому валентные электроны хрома имеют следующую конфигурацию: 3d54s1. В соединениях хром проявляет степени окисления +2, +3, +4, +5, +6. Характерная степень окисления +3, в меньшей мере +6. Соединения хрома (II) проявляют преимущественно основные свойства, хрома (III) - амфотерные, соединения хрома (VI) - кислотные. Хром - голубовато-белый металл. Хром обычно получают в виде сплава с железом (феррохром). Для этого хромит восстанавливают углем:

FeCr2O4 + 4C = Fe + 2Cr + 4CO

Относительно чистый хром получают методом алюмотермии:

2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3

А) Оксид хрома (II) CrO Сильный восстановитель, реагирует с соляной кислотой с выделением водорода:

2CrO + 6HCl = 2CrCl3 + H2 + 2H2O.

Б) Оксид хрома (III) Cr2O3 проявляя кислотные свойства:

Cr2O3 + 2KOH = 2KCrO2 + H2O;

В) Оксид хрома (VI) CrO3 Очень сильный окислитель. Проявляет кислотные свойства.

Оксид хрома (VI) - очень сильный окислитель, окисляет фосфор, углерод и серу, многие органические вещества, например:

4CrO3 + 3C = 2Cr2O3 + 3CO2;

Применение:

А) Хром используется в качестве легирующей добавки в различных сортах сталей. Хром придает сталям твердость и прочность.

Б) Оксид хрома (III) служит пигментом лаков и красок

В) Дихромат калия используется в качестве окислителя в органическом синтезе, протравы при крашении, компонентов состава для спичек, ингибиторов коррозии металлов и сплавов.

5.3 Свойства кислородных соединений хрома. Кислотно-основные свойства оксидов хрома

Хроматы - соли хромовых 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, дихроматы - в кислой, в растворе существует равновесие:

2CrO42- + 2H+ = Cr2O72- + H2O.

При нагревании дихроматы разлагаются:

4K2Cr2O7 = 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2.

Соли хрома (VI) - сильные окислители, восстанавливаются до соединений хрома (III). 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 - производные анионного комплекса

[Cr(OH)6]3-: 2K2CrO4 + 3(NH4)2S + 2KOH + 2H2O = 2K3[Cr(OH)6] + 3S + 6NH3.

Наибольшее значение имеют соли натрия и калия, получить их можно при сплавлении хромистого железняка с соответствующими карбонатами при температуре выше 1000°С на воздухе:

4FeCr2O4 + 8Na2CO3 + 7O2 = 8Na2CrO4 + 2Fe2O3 + 8CO2.

5.4 О-в свойства хрома и его соединенией

Cr +24)2)8)13)1, Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. C увеличением степени окисления возрастают кислотные и окислительные свойства. Хром Производные Сr2+ - очень сильные восстановители. Ион Сr2+ образуется на первой стадии растворения Хрома в кислотах или при восстановлении Сr3+ в кислом растворе цинком. Гидрат закиси Сr(ОН)2 при обезвоживании переходит в Сr2О3. Соединения Сr3+ устойчивы на воздухе. Могут быть и восстановителями и окислителями. Сr3+ можно восстановить в кислом растворе цинком до Сr2+ или окислить в щелочном растворе до СrО42- бромом и других окислителями. Гидрооксид Сr(ОН)3 (вернее Сr2О3·nН2О) - амфотерное соединение, образующее соли с катионом Сr3+ или соли хромистой кислоты НСrО2 - хромиты (например, КСrО2, NaCrO2). Соединения Сr6+: хромовый ангидрид СrО3, хромовые кислоты и их соли, среди которых наиболее важны хроматы и дихроматы - сильные окислители солей. Используется в качестве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование). Хром применяется для производства сплавов: хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности. Хром химически малоактивен. В обычных условиях он реагирует только с фтором (из неметаллов), образуя смесь фторидов. Хроматы и дихроматы: Хроматы образуются при взаимодействии СгО3, или растворов хромовых кислот со щелочами:

СгОз + 2NaOH = Na2CrO4 + Н2О

Дихроматы получаются при действии на хроматы кислот:

2 Na2Cr2O4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + Н2О

Для соединений хрома характерны окислительно - восстановительные реакции. Соединения хрома (II) - сильные восстановители, они легко окисляются

4(5гС12 + О2 + 4HCI = 4СгС1з + 2Н2О

Для соединений хрома (!!!) характерны восстановительные свойства. Под действием окислителей они переходят: в хроматы - в щелочной среде, в дихроматы - в кислой среде.



2Na3 [Сг(OH)6] + ЗВг2 + 4NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8Н2О

5Cr2(SO4)3 + 6KMnO4 + 11H2O = 3K2Cr2O7 + 2H2Cr2O7 + 6MnSO4 + 9H2SO4

Соли хромовых кислот в кислой среде - сильные окислители:

3Na2SO3 + К2Сг2О7 + 4H2SO4 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O

Cr(ОН)3. CrOH + HCl = CrCl + H2O, 3CrOH + 2NaOH = Cr3Na2O3 + 3H2O

Хроматы(III) (устар. назв. хромиты). Для соединений хрома характерны восстановительные свойства. Под действием окислителей они переходят: в хроматы - в щелочной среде, в дихроматы - в кислой среде.

2Na3 [Сг(OH)6] + ЗВг2 + 4NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8Н2О

5Cr2(SO4)3 + 6KMnO4 + 11H2O = 3K2Cr2O7 + 2H2Cr2O7 + 6MnSO4 + 9H2SO4

Соли хромовых кислот в кислой среде - сильные окислители:

3Na2SO3 + К2Сг2О7 + 4H2SO4 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O

5.5 Окислительно-восстановительные свойства хрома и его соединений

Химические свойства CrO₃ - кислотный оксид, активно взаимодействует с водой и щелочами, образуя хромовые кислоты и хроматы. Хромовый ангидрид - чрезвычайно энергичный окислитель. Например, этанол воспламеняется при соприкосновении с CrO₃:

C₂H₅OH + 4CrO₃ > 2CO₂^ + 2Cr₂O₃ + 3H₂O

Продуктом восстановления хромового ангидрида, как правило, является Cr₂O₃. Хромовые кислоты - H₂CrO₄, H₂Cr₂O₇ При растворении CrO₃ в воде образуются две кислоты:

CrO₃ + H₂O > H₂CrO₄ хромовая

2CrO₃ + H₂O > H₂Cr₂O₇ дихромовая

Обе кислоты существуют только в водных растворах. Между ними устанавливается равновесие: 2H₂CrO₄ - H₂Cr₂O₇ +H₂O Обе кислоты очень сильные, по первой ступени диссоциированы практически полностью:

H₂CrO₄ > H⁺ + HCrO₄^- H₂Cr₂O₇ > H⁺ + HCr₂O₇^-

Хроматы (VI) - соли, содержащие анионы хромовой кислоты CrO₄^2-. Почти все имеют желтую окраску (реже - красную). В воде хорошо растворяются только хроматы щелочных металлов и аммония. Хроматы тяжелых металлов не растворяются в воде. Наиболее распространены: Na₂CrO₄, K₂CrO₄, PbCrO₄ Хроматы существуют только в разбавленных щелочных растворах, которые имеют желтую окраску, характерную для анионов CrO₄^2- . При подкислении раствора эти анионы превращаются в оранжевые дихромат-анионы:

2CrO₄^2- + 2H⁺ - Cr₂O₇^2- + H₂O

Это равновесие мгновенно сдвигается в ту или иную сторону при изменении pH растворов Хроматы - сильные окислители. При нагревании хроматы тяжелых металлов разлагаются; например:

4Hg₂CrO₄ > 2Cr₂O₃ + 8Hg + 5O₂

Дихроматы (VI) -соли, содержащие анионы дихромовой кислотыCr₂O₇^2- В отличие от монохроматов имеют оранжево-красную окраску и обладают значительно лучшей растворимостью в воде. Наиболее важные дихроматы - K₂Cr₂O₇, Na₂Cr₂O₇, (NH₄)₂Cr₂O₇. Их получают из соответствующих хроматов под действием кислот, даже очень слабых, например:

2Na₂CrO₄ + 2CO₂ + H₂O > Na₂Cr₂O₇ + 2NaHCO₃v

Водные растворы дихроматов имеют кислую среду вследствие устанавливаемого равновесия с хромат-анионами. Окислительные свойства дихроматов наиболее сильно проявляются в подкисленных растворах:

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6з > 2Cr³⁺ + 7H₂O

Хромовая смесь, смесь равных объёмов насыщенного на холоду водного раствора дихромата калия K2Cr2O7 и концентрированной серной кислоты H2SO4 Хромовая смесь является одним из сильнейших окислителей

K2Cr2O7 + 2H2SO4(конц.) (t)= 2KHSO4 + 2CrO3v + H2O А) 2CrO3 + 6KI + 6H2O = 2K3 [Cr(OH)6 ] + 3I2



5.6 Марганец. Получение, свойства и применение марганца. Кислотно-основные свойства его оксидов

Марганец - d-элемент. Валентные электроны атома марганца имеют электронную конфигурацию 3d54s2. В соединениях марганец проявляет степени окисления +2, +3, +4, +5, +6, +7 Характерные степени окисления +2, +4, +7 в меньшей мере +6. Соединения марганца (II) проявляют преимущественно основные свойства, марганца (IV) - амфотерные, соединения марганца (VI) и (VII) - кислотные. Марганец получают восстановлением пиролюзита углеродом или кремнием (в виде силикомарганца), реже - алюминием:

MnO2 + 2С = Mn + 2СО.

Марганец получают электролизом водного раствора сульфата марганца, на катоде выделяется марганец:

2MnSO4 + 2H2O ->(электролиз)2Mn + O2 + 2H2SO4.

Применение: Марганец применяют в качестве добавки к стали, улучшающей ее свойства. Повышенную стойкость к ударам и истиранию имеет марганцовистая сталь.. Оксид марганца (IV) - основной исходный продукт для получения всех соединений марганца, широко используют в качестве окислителя (деполяризатора) в химических источниках тока. Перманганат калия применяют как окислитель во многих органических синтезах, в аналитической химии (перманганатометрия), в медицине.

А) Оксид марганца (II) MnO Проявляет восстановительные свойства

MnO + 2HCl = MnCl2 + H2O.



Б) Оксид марганца (IV) MnO2

Обладает амфотерными свойствами. При сплавлении со щелочами или основными оксидами образует манганиты:

MnO2 + CaO = CaMnO3;

При нагревании с кислотамипроявляет окислительные свойства, например:

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O.

В присутствии сильных окислителей проявляет восстановительные свойства:

2MnO2 + 3PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2H2O.

В) Соединения марганца (VI) MnO3 Соединения марганца (VI) - сильные окислители

2MnO2 + 4KOH + O2 = 2K2MnO4 + 2H2O

Г) Оксид марганца (VII) Mn2O7 Проявляет кислотные свойства. Реагирует с водой, образуя марганцовую кислоту:

Mn2O7 + H2O = 2HMnO4.



5.7 Окислительно-восстановительные свойства марганца и его соединений

Марганец -- элемент VIIB (7) группы имеет валентную конфигурацию 3d54s2. В соединениях марганец проявляет степени окисления от 0 до +7, наиболее устойчивые из них +2, +4, +6 и +7. Соединения марганца (II) в реакциях проявляют восстановительные свойства, и в кислой и в щелочной среде:

2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 = HMnO4 + 3Pb(NO3)3 + 2PbSO4 + 2H2O

MnSO4 + H2O2 + 2NaOH = Mn(OH)4v + Na2SO4

Осадок MnS при стоянии на воздухе окисляется:

MnS + O2 + 2H2O = Mn(OH)4v + Sv

Соединения марганца (IV) могут выступать как в качестве окислителя, так и в качестве восстановителя. Восстановительные свойства марганец (IV) проявляет, например, при получении перманганата калия сплавлением бертолетовой соли с оксидом марганца (IV) и щелочью.

3MnO2 + KClO3+ 6KOH = 3K2MnO4 + KCL + 3H2O.

Примером окислительных свойств соединений марганца (IV) может служить реакция диоксида марганца с сульфатом железа (II):

MnO2 + 2FeSO4 + 2H2SO4 = MnSO4 + Fe2(SO4)3 + 2H2O

Соединения марганца (VI) обладают окислительными свойствами, но при действии более сильных окислителей могут выступать и в роли восстановителя:

K2MnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = MnO2v + Na2SO4 + K2SO4+ H2O

2K2MnO4+ Cl2 = 2KMnO4 + 2KCl

Соединения марганца (VII), соли марганцевой кислоты, перманганаты, являются одними из самых сильных окислителей. В зависимости от рН среды перманганат - ион восстанавливается в разной степени:

Кислая среда: MnO4 + 8H + 5е> Mn2 + 4H20

Нейтральная среда: MnO4 + 2H2O + 3е> MnO2 + 4OH

Щелочная среда: MnO4 + 1е> MnO42

Таким образом, окислительные свойства последовательно усиливаются с изменением степеней окисления в ряду: Cr2+ Cr3+ Cr6+ . Соединения Cr (II) -- сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения крома. (III). Соединения хрома (VI) -- сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III). Соединения с промежуточной степенью окисления, т. е. соединения хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстановителями проявлять окислительные свойства, переходя в соединения хрома (II), а при взаимодействии с сильными окислителями (например, бромом, KMnO4) проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соединения хрома (VI)

5.8 Окислительные свойства перманганата калия в различных средах (взаимодействие с NH3 и KI)

Соли марганцевой кислоты - перманганаты - содержат в составе перманганат-ион MnO4-, в растворе - фиолетового цвета. Проявляют окислительные свойства, в кислой среде образуются соединения марганца (II):

2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O

в нейтральной - марганца (IV):

2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O = 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH

в щелочной - марганца (VI):

2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O

При нагревании разлагаются:

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2.

Перманганат калия получается по следующей схеме:

2MnO2 + 4KOH + O2 = 2K2MnO4 + 2H2O;

затем манганат переводится в перманганат электрохимическим окислением, суммарное уравнение процесса имеет вид:

2K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + 2KOH + Н2.

А) 2KMnO4+2NH3=2MnO2+N2+2H2O+2KOH

Б) 2 KMnO4 + 2 KI = 2 MnO2 + I2 + 4 KO



5.9 Железо, кобальт и никель. Получение простых веществ, их свойства и применение

Элементы триады железа имеют следующие конфигурации валентных электронов:

Fe - 3d64s2, Co - 3d74s2, Ni - 3d84s2

В триаде железа ярко проявляется горизонтальная аналогия, характерная для d-элементов. Железо, кобальт и никель очень близки по свойствам, они обладают схожими атомными радиусами и значениями электроотрицательности. Наиболее типичные степени окисления: +2 и +3. При этом у железа наиболее устойчива степень окисления +3, чем +2, поскольку на 3d-оболочке существует всего один лишний электрон сверх устойчивой d5-конфигурации. У кобальта обе степени окисления устойчивы в равной мере, у никеля более стабильна степень окисления +2. Кроме того, в жестких окислительных условиях железо проявляет степень окисления, равную +6. В химическом отношении железо, кобальт и никель относятся к металлам средней активности.

А) В воде в присутствии кислорода железо медленно окисляется кислородом воздуха (корродирует):

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3.

При температуре 700-900 °С раскаленное железо реагирует с водяным паром:

3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2.

Кобальт и никель с водой не взаимодействуют.

Б) С галогенами металлы реагируют, образуя галогениды:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3, Co + Br2 = CoBr2, Ni + Cl2 = NiCl2.

В) При нагревании на воздухе выше 200 °С железо взаимодействует с кислородом, образуя оксиды нестехиометрического состава FexO, мелкодисперсное железо сгорает с образованием смешанного оксида железа (II, III):

3Fe + 2O2 = Fe3O4.

Кобальт и никель реагируют с кислородом при более высоких температурах, образуя в основном оксиды двухвалентных элементов, имеющие переменный состав в зависимости от условий получения:

2Co + O2 = 2CoO, 2Ni + O2 = 2NiO.

Производство железа основано на карботермическом восстановлении оксидных металлсодержащих руд. Сульфидные и другие руды вначале подвергают окислительному обжигу:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2.

Восстановление оксидных руд осуществляется в доменных печах, при этом протекают следующие реакции:

3Fe2O3 + CO = CO2 + 2Fe3O4,

Fe3O4 + CO = CO2 + 3FeO,

FeO + CO = CO2 + Fe или FeO + C = CO + Fe.



Полученное железо насыщено углеродом. Затем происходит «выжигание» углерода в сталеплавильных или конверторных печах с образованием стали. Чистое железо получают электролизом водных растворов или расплавов солей железа и разложением пентакарбонила железа. Получение металлических кобальта и никеля связано с процессом их разделения. В начале сульфидные или арсенидные руды подвергают окислительному обжигу, металлы переходят в состав оксидов, сульфатов и арсенатов. Разделение соединений кобальта и никеля осуществляется путем добавления хлорной извести, в результате получаются оксиды трехвалентных элементов. Полученные оксиды восстанавливают углем в электропечах:

2Э2О3 + 3С = 4Э + 3СО2.

Полученные черновые металлы подвергают электрохимическому рафинированию. Применение: Никель и кобальт также используются в виде сплавов. Никель используется в качестве декоративно-защитных покрытий, из него изготавливаются детали химической и электровакуумной аппаратуры. Кобальт и никель применяются в качестве катализаторов в органическом синтезе. Нитраты железа (II) и (III) применяются в качестве коагулянтов в процессе очистки сточных вод, протравы для крашения шерсти. Сульфат железа (II) применяется в качестве компонента электролита в гальванотехнике, в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями. Комплексные соединения железа с неорганическими лигандами используются в цветной фотографии. Соли кобальта (II) используются в качестве пигментов. Соли никеля (II) применяются для получения катализаторов и термочувствительных красок.



5.10 Химические свойства оксидов и гидроксидов железа, кобальта и никеля

а) Оксид железа (II) Проявляет восстановительные свойства:

3FeO + 10HNO3 = 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O.

Б) Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 Проявляет восстановительные свойства

2Fe(OH)2 + 4H2SO4 = Fe2(SO4)3 + SO2 + 6H2O

В) Оксиды кобальта (II) CoO и никеля (II) NiO. Оксиды обладают слабовыраженными амфотерными свойствами с преобладанием основных. Практически не растворяются в воде, реагируют с кислотами с образованием солей, например:

CoO + 2HCl = CoCl2 + H2O.

NiO + Ba(OH)2 = BaNiO2 + H2O.

Г) Гидроксиды кобальта (II) Co(OH)2 и никеля (II) Ni(OH)2. Гидроксиды практически не растворимы в воде, проявляют в основном основные свойства. Реагируют с кислотами, например:

Co(OH)2 + 2HCl = CoCl2 + 2H2O.

Ni(OH)2 + 6NH3 = [Ni(NH3)6](OH)2.

Д) Оксид железа (III) Fe2O3 Проявляет окислительные и восстановительные свойства. При нагревании восстанавливается водородом или оксидом углерода (II), проявляя окислительные свойства:

Fe2O3 + H2 = 2FeO + H2O,

Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2.

В присутствии сильных окислителей в щелочной среде проявляет восстановительные свойства и окисляется до производных железа (VI):

Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH = 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O.

Е) Гидроксид железа (III) Fe(OH)3 .

Как и оксид, проявляет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных. Легко реагирует с кислотами:

Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O.

В присутствии сильных окислителей в щелочной среде проявляет восстановительные свойства и окисляется до производных железа (VI):

2Fe(OH)3 + 3Br2 + 10KOH = 2K2FeO4 + 6NaBr + 8H2O.

Ж) Оксид кобальта (III) Co2O3 . В воде практически не растворяется, с кислотами реагирует слабо. Выше 300°С разлагается:

6Co2O3 = 4Co3O4 + O2.

З) Гидроксиды кобальта (III) Co(OH)3 и никеля (III) Ni(OH)3. В воде не растворяется, медленно реагирует с азотной и серной кислотами, проявляя окислительные свойства, например:

4Co(OH)3 + 4H2SO4 = 4CoSO4 + O2 + 10H2O.

Размещено на Allbest.ru

...