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%. С внешней стороны металлы, как известно, характеризуются прежде всего особым “металлическим” блеском, который обусловливается их способностью сильно отражать лучи света. Однако этот блеск наблюдается обыкновенно только в том случае, когда металл образует сплошную компактную массу. Правда, магний и алюминий сохраняют свой блеск, даже будучи превращенными в порошок, но большинство металлов в мелкораздробленном виде имеет черный или темно-серый цвет. Затем типичные металлы обладают высокой тепло- и электропроводностью, причем по способности проводить тепло и ток располагаются в одном и том же порядке: лучшие проводники - серебро и медь, худшие - свинец и ртуть. С повышением температуры электропроводность падает, при понижении температуры, наоборот, увеличивается. Очень важным свойством металлов является их сравнительно легкая механическая деформируемость. Металлы пластичны, они хорошо куются, вытягиваются в проволоку, прокатываются в листы и т.п. Характерные физические свойства металлов находятся в связи с особенностями их внутренней структуры. Согласно современным воззрениям, кристаллы металлов состоят из положительно заряженных ионов и свободных электронов, отщепившихся от соответствующих атомов. Весь кристалл можно себе представить в виде пространственной решетки, узлы которой заняты ионами, а в промежутках между ионами находятся легкоподвижные электроны. Эти электроны постоянно переходят от одних атомов к другим и вращаются вокруг ядра то одного, то другого атома. Так как электроны не связаны с определенными ионами, то уже под влиянием небольшой разности потенциалов они начинают перемещаться в определенном направлении, т.е. возникает электрический ток. Наличием свободных электронов обусловливается и высокая теплопроводность металлов. Находясь в непрерывном движении, электроны постоянно сталкиваются с ионами и обмениваются с ними энергией. Поэтому колебания ионов, усилившиеся в данной части металла вследствие нагревания, сейчас же передаются соседним ионам, от них - следующим и т.д., и тепловое состояние металла быстро выравнивается; вся масса металла принимает одинаковую температуру. По плотности металлы условно подразделяются на две большие группы: легкие металлы, плотность которых не больше 5 г/см3 , и тяжелые металлы - все остальные. Частицы металлов, находящихся в твердом и жидком состоянии, связаны особым типом химической связи - так называемой металлической связью. Она определяется одновременным наличием обычных ковалентных связей между нейтральными атомами и кулоновским притяжением между ионами и свободными электронами. Таким образом, металлическая связь является свойством не отдельных частиц, а их агрегатов. Методы получения металлов пирометаллургические гидрометаллургические электрометаллургические Восстановление металлов из соединений при высокой температуре Восстановление металлов из водных растворов их соединений Восстановление металлов из расплавов соединений под действием электрического тока Химические свойства металлов Взаимодействие с простыми веществами: 1. с галогенами: Na + Cl2 → 2NaCl 2. с кислородом: 4Al + 3O2 → 2Al2 O3 В реакциях с галогенами и кислородом металлы наиболее энергично проявляют восстановительные способности. 3. с серой: 2Na + S→Na2 S 4. с азотом: 3Mg + N2 →Mg3 N2 5. с фосфором: 3Ca + 2P→Ca3 P2 6. с водородом: Ca + H2 →CaH2 Наиболее активные металлы главных подгрупп являются сильными восстановителями, поэтому восстанавливают водород до степени окисления -1 и образуют гидриды. Взаимодействие со сложными веществами: 1. с кислотами: 2Al +3H2 SO4 → Al2 (SO4 )3 + 3H2 2Al + 6H + 3SO4 → 2Al + 3SO4 + 3H2 2Al + 6H→ 2Al + 3H2 Металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений металлов находятся до водорода, восстанавливают ионы водорода из разбавленных кислот, а те, которые находятся после водорода, восстанавливают атом основного элемента, образующего данную кислоту. 2. с водными растворами солей: Zn + Pb(NO3 )2 → Zn(NO3 )2 + Pb Zn + Pb + 2NO3 = Zn + 2NO3 + Pb Zn + Pb = Zn + Pb При взаимодействии с водными растворами солей металлы, находящиеся в электрохимическом ряду напряжений металлов левее, восстанавливают металлы, находящиеся в этом ряду правее от них. Однако металлы с сильными восстановительными свойствами (Li, Na, K, Ca) в этих условиях будут восстанавливать водород воды, а не металл соответствующей соли. 3. с водой: Самые активные металлы реагируют с водой при обычных условиях, и в результате этих реакций образуются растворимые в воде основания и выделяется водород. 2Na + 2HOH→ 2NaOH + H2 Менее активные металлы реагируют с водой при повышенной температуре с выделением водорода и образованием оксида соответствующего металла. Zn + H2 O→ZnO +H2 Характеристика металлов главной подгруппы I группы. Главную подгруппу I группы периодической системы составляют литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Все щелочные металлы имеют один s-электрон на внешнем электронном слое, который при химических реакциях легко теряют, проявляя степень окисления +1. Поэтому щелочные металлы являются сильными восстановителями. Радиусы их атомов возрастают от лития к францию. Электрон внешнего слоя с возрастанием радиуса атома находится все дальше от ядра, силы притяжения ослабевают и, следовательно, увеличивается способность к отдаче этого электрона, т.е. химическая активность. В электрохимическом ряду напряжений металлов все щелочные металлы стоят левее водорода. Все щелочные металлы в твердом состоянии хорошо проводят электрический ток. Они легкоплавки, быстро окисляются на воздухе, поэтому их хранят без доступа воздуха и влаги, чаще всего под керосином. Щелочные металлы образуют соединения с преимущественно ионной связью. Оксиды щелочных металлов – твердые гигроскопичные вещества, легко взаимодействующие с водой. При этом образуются гидроксиды – твердые вещества, хорошо растворимые в воде. Соли щелочных металлов, как правило, тоже хорошо растворяются в воде. Все щелочные металлы - очень сильные восстановители, в соединениях проявляют единственную степень окисления +1. Восстановительная способность увеличивается в ряду ––Li–Na–K–Rb–Cs. Все соединения щелочных металлов имеют ионный характер. Практически все соли растворимы в воде. 1. Активно взаимодействуют с водой: 2Na + 2H2 O → 2NaOH + H2 ­ 2Li + 2H2 O → 2LiOH + H2 ­ 2. Реакция с кислотами: 2Na + 2HCl → 2NaCl + H2 3. Реакция с кислородом: 4Li + O2 → 2Li2 O(оксид лития) 2Na + O2 → Na2 O2 (пероксид натрия) K + O2 → KO2 (надпероксид калия) На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.). 4. В реакциях с другими неметаллами образуются бинарные соединения: 2Li + Cl2 → 2LiCl(галогениды) 2Na + S → Na2 S(сульфиды) 2Na + H2 → 2NaH(гидриды) 6Li + N2 → 2Li3 N(нитриды) 2Li + 2C → 2Li2 C2 (карбиды) Li+ – карминово-красный Na+ – желтый K+ , Rb+ и Cs+ – фиолетовый Характеристика элементов главной подгруппы II группы. Главную подгруппу II группы Периодической системы элементов составляют бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra. Атомы этих элементов имеют на внешнем электронном уровне два s-электрона: ns2 . В хим. реакциях атомы элементов подгруппы легко отдают оба электрона внешнего энергетического уровня и образуют соединения, в которых степень окисления элемента равна +2. Все элементы этой подгруппы относятся к металлам. Кальций, стронций, барий и радий называются щелочноземельными металлами. В свободном состоянии эти металлы в природе не встречаются. К числу наиболее распространенных элементов относятся кальций и магний. Основными кальцийсодержащими минералами являются кальцит CaCO3 (его разновидности – известняк, мел, мрамор), ангидрит CaSO4 , гипс CaSO4 ∙ 2H2 O, флюорит CaF2 и фторапатит Ca5 (PO4 )3 F. Магний входит в состав минералов магнезита MgCO3 , доломита MgCO3 ∙ CaCo3 , карналлита KCl ∙ MgCl2 ∙ 6H2 O. Соединения магния в больших количествах содержатся в морской воде. Свойства. Бериллий, магний, кальций, барий и радий – металлы серебристо-белого цвета. Стронций имеет золотистый цвет. Эти металлы легкие, особенно низкие плотности имеют кальций, магний, бериллий. Радий является радиоактивным химическим элементом. Бериллий, магний и особенно щелочноземельные элементы – химически активные металлы. Они являются сильными восстановителями. Из металлов этой подгруппы несколько менее активен бериллий, что обусловлено образованием на поверхности этого металла защитной оксидной пленки. 1. Взаимодействие с простыми веществами. Все легко взаимодействуют с кислородом и серой, образуя оксиды и сульфаты: 2Be + O2 = 2BeO Ca + S = CaS Бериллий и магний реагируют с кислородом и серой при нагревании, остальные металлы – при обычных условиях. Все металлы этой группы легко реагируют с галогенами: Mg + Cl2 = MgCl2 При нагревании все реагируют с водородом, азотом, углеродом, кремнием и другими неметаллами: Ca + H2 = CaH2 (гидрид кальция) 3Mg + N2 = Mg3 N2 (нитрид магния) Ca + 2C = CaC2 (карбид кальция) Карибит кальция – бесцветное кристаллическое вещество. Технический карбит, содержащий различные примеси, может иметь цвет серый, коричневый и даже черный. Карбит кальция разлагается водой с образованием газа ацетилена C2 H2 – важного продукта хим. промышленности: CaC2 + 2H2 O = CaOH)2 + C2 H2 Расплавленные металлы могут соединяться с другими металлами, образуя интерметаллические соединения, например CaSn3 , Ca2 Sn. 2. Взаимодействуют с водой. Бериллий с водой не взаимодействует, т.к. реакции препятствует защитная пленка оксида на поверхности металла. Магний реагирует с водой при нагревании: Mg + 2H2 O = Mg(OH)2 + H2 Остальные металлы активно взаимодействуют с водой при обычных условиях: Ca + 2H2 O = Ca(OH)2 + H2 3. Взаимодействие с кислотами. Все взаимодействуют с хлороводородной и разбавленной серной кислотами с выделением водорода: Be + 2HCl = BeCl2 + H2 Разбавленную азотную кислоту металлы восстанавливают главным образом до аммиака или нитрата аммония: 2Ca + 10HNO3 (разб.) = 4Ca(NO3 )2 + NH4 NO3 + 3H2 O В концентрированных азотной и серной кислотах (без нагревания) бериллий пассивирует, остальные металлы реагируют с этими кислотами. 4. Взаимодействие с щелочами. Бериллий взаимодействует с водными растворами щелочей с образованием комплексной соли и выделением водорода: Be + 2NaOH + 2H2 O = 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 V2 O5 + 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 + Al2 O3 3BaO + 2Al = 3Ba + Al2 O3 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 → 2Al2 O3 3. с серой: 2Al + 3S → Al2 S3 4. сазотом: 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. сощелочами: 2Al + 2NaOH + 6H2 O → 2Na[Al(OH)4 ] + 3H2 Если NaOH в твердом состоянии: 2Al + 2NaOH + 6H2 O → 2NaAlO2 + 3H2 3. с водой: 2Al + 6H2 O → 2Al(OH)3 + 3H2 Свойства оксида и гидроксида алюминия: Оксид алюминия, или глинозем, Al2 O3 представляет собой белый порошок. Оксид алюминия можно получить, сжигая металл или прокаливая гидроксид алюминия: 2Al(OH)3 → Al2 O3 + 3H2 O 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 ↓ + 3NH4 Cl 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 : Al2 O3 + 6KOH +3H2 O → 2K3 [Al(OH)6 ] 2Al(OH)3 + 6KOH → K3 [Al(OH)6 ] Al2 O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2 O 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: Fe2 O3 · 3H2 O – бурый железняк;Fe2 O3 – красный железняк;Fe3 O4 (FeO · Fe2 O3 ) – 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 1539°С. 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. 3Fe2 O3 + CO = 2Fe3 O4 + CO2 , Fe3 O4 + 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 = Fe3 O4 (FeO · Fe2 O3 ) Оксид железа (II,III) Fe + S = FeS Сульфид железа (II) При очень высокой температуре железо реагирует с углеродом, кремнием и фосфором: 3Fe + C = Fe3 C Карбид железа (цементит) 3Fe + Si = Fe3 Si Силицид железа 3Fe + 2P = Fe3 P2 Фосфид железа (II) Во влажном воздухе железо быстро окисляется (корродирует): 4Fe + 3O2 + 6H2 O = 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 + 4H2 O = Fe3 O4 + 4H2 ­ Железо реагирует с разбавленными серной и соляной кислотами, вытесняя из кислот водород: Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 ­ Fe + H2 SO4 = FeSO4 + H2 ­ При обычной температуре железо не взаимодействует с концентрированной серной кислотой, так как пассивируется ею. При нагревании концентрированная H2 SO4 окисляет железо до сульфита железа (III): 2Fe + 6H2 SO4 = Fe2 (SO4 )3 + 3SO2 ­ + 6H2 O. Разбавленная азотная кислота окисляет железо до нитрата железа (III): Fe + 4HNO3 = Fe(NO3 )3 + NO­ + 2H2 O. 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): Fe3 O4 + CO = 3FeO + CO2 ­. Оксид железа (II) – основной оксид, легко реагирует с кислотами, при этом образуются соли железа(II): FeO + 2HCl = FeCl2 + H2 O, FeO + 2H+ = Fe2+ + H2 O. 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 ¯ + Na2 SO4 , Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2 ¯. Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 проявляет свойства основания, легко реагирует с кислотами: Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2 O, Fe(OH)2 + 2H+ = Fe2+ + 2H2 O. При нагревании гидроксид железа (II) разлагается: Fe(OH)2 = FeO + H2 O. 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 + 2H2 O = 4Fe+3 (OH)3 . Оксид железа (III) Fe2 O3 – порошок бурого цвета, не растворяется в воде. Оксид железа (III) получают: А) разложением гидроксида железа (III): 2Fe(OH)3 = Fe2 O3 + 3H2 O Б) окислениемпирита (FeS2 ): 4Fe+2 S2 -1 + 11O2 0 = 2Fe2 +3 O3 + 8S+4 O2 -2 . Оксид железа (III) проявляет амфотерные свойства: А) взаимодействует с твердыми щелочами NaOH и KOH и с карбонатами натрия и калия при высокой температуре: Fe2 O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2 O, Fe2 O3 + 2OH- = 2FeO2- + H2 O, Fe2 O3 + Na2 CO3 = 2NaFeO2 + CO2 . Ферритнатрия 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 + H2 O 2Fe(OH)3 + 3H2 SO4 « Fe2 (SO4 )3 + 6H2 O Fe(OH)3 + 3H+ « Fe3+ + 3H2 O 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+3 Cl3 + 2KI = 2Fe+2 Cl2 + 2KCl + I2 0 Хром. Хром находится в побочной подгруппе VI группы Периодической системы. Строение электронной оболочки хрома: Cr3d5 4s1 . 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 ° → 2Cr2 O3 2Cr + 3Cl2 –t ° → 2CrCl3 2Cr + N2 –t° → 2CrN 2Cr + 3S –t° → Cr2 S3 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 + 2H2 O + H2 ­ Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер. Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2H2 O Соединения хрома (II) - сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха. 2CrCl2 + 2HCl → 2CrCl3 + H2 ­ 4Cr(OH)2 + O2 + 2H2 O → 4Cr(OH)3 Соединения трёхвалентного хрома Оксид хрома (III) Cr2 O3 – зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония: 2Cr(OH)3 –t ° → Cr2 O3 + 3H2 O 4K2 Cr2 O7 –t ° → 2Cr2 O3 + 4K2 CrO4 + 3O2 ­ (NH4 )2 Cr2 O7 –t° → Cr2 O3 + N2 ­+ 4H2 O­ Амфотерный оксид. При сплавлении Cr2 O3 со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3): Cr2 O3 + 2NaOH → 2NaCrO2 + H2 O Cr2 O3 + Na2 CO3 → 2NaCrO2 + CO2 ­ Cr2 O3 + 6KHSO4 → Cr2 (SO4 )3 + 3K2 SO4 + 3H2 O При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6): 2Cr2 O3 + 4KOH + KClO3 → 2K2 Cr2 O7 (дихромат калия) + KCl + 2H2 O Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 - нерастворимое в воде вещество зелёного цвета. Cr2 (SO4 )3 + 6NaOH →2Cr(OH)3 ¯ + 3Na2 SO4 Обладает амфотерными свойствами - растворяется как в кислотах, так и в щелочах: 2Cr(OH)3 + 3H2 SO4 → Cr2 (SO4 )3 + 6H2 O Cr(OH)3 + KOH → K[Cr(OH)4 ] Оксид хрома (VI) CrO3 - ярко-красные кристаллы, растворимые в воде. Получают из хромата (или дихромата) калия и H2 SO4 (конц.). K2 CrO4 + H2 SO4 → CrO3 + K2 SO4 + H2 O K2 Cr2 O7 + H2 SO4 → 2CrO3 + K2 SO4 + H2 O CrO3 - кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO4 2- : CrO3 + 2KOH → K2 CrO4 + H2 O В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr2 O7 2- : 2K2 CrO4 + H2 SO4 → K2 Cr2 O7 + K2 SO4 + H2 O В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении: K2 Cr2 O7 + 2KOH → 2K2 CrO4 + H2 O Все соединения хрома (VI) - сильные окислители. 4CrO3 + 3S → 3SO2 ­ + 2Cr2 O3 Медь. Медь находится в побочной подгруппе I группы Периодической системы. Строение электронных оболочек атомов элементов этой подгруппы выражается формулой (n-1)d10 ns1 . На внешнем энергетическом уровне атома находится один электрон, однако в образовании хим. связей могут принимать участие и электроны с d-подуровня предпоследнего уровня. Поэтому они могут проявлять степени окисления +1, +2, +3, для меди наиболее устойчивы соединения со степенью окисления +2. Медь – мягкий пластичный металл, имеет розово-красную окраску. Обладает высокой электрической проводимостью. Медь – химически малоактивный металл. С кислородом реагирует только при нагревании: 2Cu + O2 = 2CuO Не реагирует с водой, растворами щелочей, хлороводородной и разбавленной серной кислотами. Медь растворяется в кислотах, являющихся сильными окислителями: 3Cu + 8HNO3 (разб.) = 3Cu(NO3 )2 + 2NO + 4H2 O Cu + 2H2 SO4 (конц.) = CuSO4 + SO2 +2H2 O Во влажной атмосфере, содержащей диоксид углерода, поверхность меди обычно покрывается зеленоватым налетом основного карбоната меди: 2Cu + O2 + CO2 +H2 O = Cu(OH)2 ∙ CuCO3 Оксид меди (II) CuO – черное вещество, может быть получен из простых веществ или путем нагревания гидроксида меди (II): Cu(OH)2 = CuO + H2 O Гидроксид меди (II) представляет собой малорастворимое в воде соединение голубого цвета. Легко растворяется в кислотах и при нагревании в концентрированных растворах щелочей, т.е. проявляет свойства амфотерного гидроксида: Cu(OH)2 + H2 SO4 = CuSO4 + 2H2 O Cu(OH)2 + 2KOH = K2 [Cu(OH)4 ] Основная масса производимой меди используется в электротехнической промышленности. В больших количествах медь идет на производство сплавов. Цинк. Цинк находится в побочной подгруппе II группы. Атомы элементов этой подгруппы имеют следующую электронную оболочку: (n-1)s2 p6 d10 ns2 . Проявляют в соединениях степень окисления +2. Цинк – серебристо-белый металл. Обладает хорошей электро- и теплопроводимостью. На воздухе цинк покрывается защитной пленкой оксидов и гидроксидов, которая ослабляет его металлический блеск. Цинк – химически активный металл. При нагревании легко взаимодействует с неметаллами (серой, хлором, кислородом): 2Zn + O2 = 2ZnO Растворяется в разбавленных и концентрированных кислотах HCl, H2 SO4 , HNO3 и в водных растворах щелочей: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3 )2 + NH4 NO3 + 3H2 O Zn + 2NaOH + 2H2 O = Na2 [Zn(OH)4 ] + H2 Оксид цинка – белое вещество, практически нерастворимое в воде. Оксид и гидроксид цинка являются амфотерными соединениями; они реагируют с кислотами и щелочами: ZnO +2HCl = ZnCl2 + H2 O ZnO + 2KOH + H2 O = K2 [Zn(OH)4 ] Гидроксид цинка растворяется в водном растворе аммиака, образуя комплексное соединение: Zn(OH)2 + 6NH3 = [Zn(NH3 )6 ](OH)2 При получение цинка его руды подвергают обжигу: 2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2 ZnCO3 = ZnO + CO2 Далее оксид цинка восстанавливают углем: ZnO + C = Zn + CO Для получения более чистого металла оксид цинка растворяют в серной кислоте и выделяют электролизом. Цинк используют для производства сплавов. Цинком покрывают стальные и чугунные изделия для защиты их от коррозии. Понятие о сплавах. Характерной особенностью металлов является их способность образовывать друг с другом или с неметаллами сплавы. Чтобы получить сплав, смесь металлов обычно подвергают плавлению, а затем охлаждают с различной скоростью, которая определяется природой компонентов и изменением характера их взаимодействия в зависимости от температуры. Иногда сплавы получают спеканием тонких порошков металлов, не прибегая к плавлению (порошковая металлургия). Итак сплавы - это продукты химического взаимодействия металлов. Кристаллическая структура сплавов во многом подобна чистым металлам, которые, взаимодействуя друг с другом при плавлении и последующей кристаллизации, образуют: а) химические соединения, называемые интерметаллидами; б) твердые растворы; в) механическую смесь кристаллов компонентов. Тот или иной тип взаимодействия определяется соотношением энергии взаимодействия разнородных и однородных частиц системы, то есть соотношением энергий взаимодействия атомов в чистых металлах и сплавах. Современная техника использует огромное число сплавов, причем в подавляющем большинстве случаев они состоят не из двух, а из трех, четырех и большего числа металлов. Интересно, что свойства сплавов часто резко отличаются от свойств индивидуальных металлов, которыми они образованы. Так, сплав, содержащий 50% висмута, 25% свинца, 12,5% олова и 12,5% кадмия, плавится всего при 60,5 градусах Цельсия, в то время как компоненты сплава имеют соответственно температуры плавления 271, 327, 232 и 321 градус Цельсия. Твердость оловянной бронзы (90% меди и 10% олова) втрое больше, чем у чистой меди, а коэффициент линейного расширения сплавов железа и никеля в 10 раз меньше, чем у чистых компонентов. Однако некоторые примеси ухудшают качество металлов и сплавов. Известно, например, что чугун (сплав железа и углерода) не обладает той прочностью и твердостью, которые характерны для стали. Помимо углерода, на свойства стали влияют добавки серы и фосфора, увеличивающие ее хрупкость. Среди свойств сплавов наиболее важными для практического применения являются жаропрочность, коррозионная стойкость, механическая прочность и др. Для авиации большое значение имеют легкие сплавы на основе магния, титана или алюминия, для металлообрабатывающей промышленности - специальные сплавы, содержащие вольфрам, кобальт, никель. В электронной технике применяют сплавы, основным компонентом которых является медь. Сверхмощные магниты удалось получить, используя продукты взаимодействия кобальта, самария и других редкоземельных элементов, а сверхпроводящие при низких температурах сплавы - на основе интерметаллидов, образуемых ниобием с оловом и др.