Муниципальное бюджетное образовательное учреждение
Средняя общеобразовательная школа села Старобурново
муниципального района Бирский район Республики Башкортостан
Тематические лекции
по химии для 11 класса
для подготовки к ЕГЭна 2015-2016 учебный годcоставила учитель химииАсылбаева Марина Евгеньевна
Тема 12. Металлы. Общие физические и химические свойства.
Металлы -это элементы IA,IIA,IIIA(т.е. главных)подгрупп таблицы (за исключением водорода и бора); элементы IVA подгруппы - германий Ge, олово Sn, свинец Pb; элементы VA-подгруппы - сурьма Sb, висмут Bi и VIA -полоний Ро. К металлам относят все элементы побочных подгрупп, т.е. элементы, смещенные в клетках периодической системы вправо относительно элементов главных подгрупп.
Физические свойства. Для металлов наиболее характерны следующие свойства: металлический блеск, твердость, пластичность, ковкость и хорошая проводимость тепла и электричества.
Для всех металлов характерна металлическая кристаллическая решетка: в ее узлах находятся положительно заряженные ионы, а между ними свободно перемещаются электроны. Наличие последних объясняет высокую электропроводность и теплопроводность, а также способность поддаваться механической обработке.
Теплопроводность и электропроводность уменьшается в ряду металлов:
Аg Сu Аu Аl Мg Zn Fе РЬ Hg
Все металлы делятся на две большие группы:
Черные металлы
Имеют темно-серый цвет, большую плотность, высокую температуру плавления и относительно высокую твердость.
Типичным представителем черных металлов является железо.
Цветные металлы
Имеют характерную окраску: красную, желтую, белую; обладают большой пластичностью, малой твердостью, относительно низкой температурой плавления.
Типичным представителем цветных металлов является медь.
В зависимости от своей плотности металлы делятся на:
Легкие (плотность не более 5 г/см )
К легким металлам относятся: литий , натрий , калий , магний , кальций , цезий , алюминий , барий.
Самый легкий металл — литий 1л, плотность 0.534 г/см3.
Тяжелые (плотность больше 5 г/см3).
К тяжелым металлам относятся: цинк , медь , железо , олово , свинец , серебро , золото , ртуть и др.
Самый тяжелый металл — осмий , плотность 22,5 г/см3.
Металлы различаются по своей твердости:
— мягкие: режутся даже ножом (натрий , калий , индий );
— твердые: металлы сравниваются по твердости с алмазом, твердость которого равна 10. Хром — самый твердый металл, режет стекло.
В зависимости от температуры плавления металлы условно делятся на:
1. Легкоплавкие (температура плавления до 1539°С).
К легкоплавким металлам относятся: ртуть — температура плавления —38,9°С; галлий — температура плавления 29,78°С; цезий — температура плавления 28,5°С; и другие металлы.
2. Тугоплавкие (температура плавления выше 1539 С).
К тугоплавким металлам относятся: хром — температура плавления 1890°С; молибден — температура плавления 2620°С; ванадий — температура плавления 1900°С; тантал — температура плавления 3015°С; и многие другие металлы.
Самый тугоплавкий металл вольфрам — температура плавления 3420°С.
Химические свойства.
В химическом отношении все металлы характеризуются сравнительной легкостью отдачи валентных электронов и способностью образовывать положительно заряженные ионы. Следовательно, металлы в свободном состоянии являются восстановителями.
Восстановительная способность различных металлов неодинакова и определяется положением в электрохимическом ряду напряжения металлов:
Li K Rb Cs Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Cr Fe Ni Sn Pb Cu Hg Ag Pt Ag Pt Au
Металлы размещены в порядке убывания их восстановительных свойств и усиления окислительных свойств их ионов. Этот ряд характеризует химическую активность металлов только в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водной среде.
Характерными свойствами для металлов являются следующие:
1. Взаимодействие металлов с простыми веществами:
а. взаимодействие металлов с галогенами ( галогены самые сильные окислители)
2 AI 0 + 3CI2 0= 2 AI+3 CI3-1
б. Взаимодействие с кислородом: щелочные и щелочноземельные металлы взаимодействуют с кислородом без нагревания очень быстро:
4 Li0 + O20 = 2 Li2+1 O-2
2Сa + O2 = 2 CaO
остальные металлы реагируют с кислородом только при нагревании
2Zn0 + O02 t0= 2 Zn+2O-2
2Cu 0 + O02 t0= = 2 Ca+2O-2
Au и Pt не реагируют с кислородом
в. Металлы взаимодействуют с S, P, C и т.д., образуя сульфиды, фосфиды, карбиды и т.д.
Hg0 + S0 = Hg+2S-2
( неметаллы проявляют в таких соединениях отрицательную степень окисления)
2.Взаимодействие металлов со сложными веществами:
1. Взаимодействие металлов с водой:
С водой реагируют металлы, стоящие до водорода в электрохимическом ряду напряжений
2Na + 2 HOH = 2 NaOH + H2
Сa + 2 HOH = Ca(OH)2 + H2
щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с водой без нагревания , образуя гидроксиды( щелочи )
Остальные металлы реагируют с водой только при нагревании, образуя оксиды
3Fe + 4 HOH t0= Fe3 O 4 + 4H2↑
2. Взаимодействие металлов с кислотами:
Металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, вытесняют его из растворов кислот, а стоящие правее – не вытесняют водород из растворов кислот:
Zn + 2HCI = ZnCI2 + H2
Cu + HCI = реакция не идет
Правило !!!.концентрированная серная кислота(H2SO4 ) и кислота (HNO3 ) любой концентрации реагирует с металлами по-особому, при этом водород не образуется
3. Взаимодействие металлов с солями:
Каждый металл вытесняет из растворов солей другие металлы, находящиеся правее него в ряду напряжений( соблюдается при этом правило а. и в. )
Fe 0+ Cu+2SO4 = Fe+2SO4 + Cu0
Сu0+ Hg+2CI2 = Cu+2CI2 + Hg0
Некоторые особенности отдельных представителей металлов
ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ.
К щелочным металлам относятся элементы первой группы, главной подгруппы: литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций.
НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ
Na-2,64% (по массе), K-2,5% (по массе), Li, Rb, Cs-значительно меньше, Fr- искусственно полученный элемент
NaCl - поваренная соль (каменная соль), галит
Na2SO4· 10H2O - глауберова соль
NaNO3 - чилийская селитра
Na3AlF6 - криолит
Na2B4O7· 10H2O - бура
KCl - сильвин
KCl· NaCl - сильвинит
ПОЛУЧЕНИЕ
Т.к. щелочные металлы - это самые сильные восстановители, их можно восстановить из соединений только при электролизе расплавов солей:
2NaCl=2Na+Cl2
на катоде:Na++e=Na
на аноде:2Cl--e=Cl2
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
1.С кислородом (Rb, Cs - самовоспламеняются)
2Na+O2=Na2O2; 2K+2O2=K2O2 (пероксиды)
4Li+O2=2Li2O (оксид лития)
2.С галогенами 2Na+Cl2=2NaCl (хлорид)
3.С серой при нагревании 2Li+S=Li2S (сульфид)
4.Литий взаимодействует с азотом 6Li+N2=2Li3N ( нитрид)
5.С водородом при нагревании 2Na+H2=2NaH (гидрид)
6.С водой 2Na+2H2O=2NaOH+H2
СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ
Гидроксиды(едкие щелочи) - твердые кристаллические вещества, типично ионные соединения, сильные основания.
NaOH-едкий натр, каустическая сода
KOH-едкое кали
Получение щелочей:
1.Электролиз водного раствора NaCl:
катод: H2O+2e=H2+2OH-
анод: 2Cl--2e=Cl2
суммарная реакция:
2H2O+2NaCl=2NaOH+Cl2+H2
Соли - типично ионные соединения, как правило-хорошо растворимы в воде, кроме некоторых солей лития. Образованные, слабыми кислотами сильно гидролизуются.
Na2CO3* 10H2O - кристаллическая сода
Na2CO3 - кальцинированная сода
NaHCO3 - питьевая сода
K2CO3 - поташ
Качественные реакции: окрашивание пламени ионами
Li+ - тёмно-красное
Na+ - желтое
K+ - фиолетово
2. БЕРИЛИЙ, МАГНИЙ И ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ.
К главной подгруппе второй группы относятся металлы: бериллий, магний, кальций, стронций, барий, радий.
НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ
В земной коре содержится бериллия - 0,00053%, магния - 1,95%, кальция - 3,38%, стронция - 0,014%, бария - 0,026%, радий - искусственный элемент. Встречаются в природе только в виде соединений - силикатов, алюмосиликатов, карбонатов, фосфатов, сульфатов и т.д.
Важнейшие минералы:MgCO3 - магнезит, MgCO3·CaCO3 - доломит, MgCl2·6H2O - бишофит, CaCO3 - мел, мрамор, известняк, CaSO4·2H2O - гипс, CaF2 -флюорит, 3Ca3(PO4)2·CaF2 - фторапатит.
ПОЛУЧЕНИЕ
Т.к. металлы данной подгруппы сильные восстановители, то получение возможно только путем электролиза расплавов солей. В случае Са обычно используют CaCl2 (c добавкой CaF2 для снижения температуры плавления)
CaCl2=Ca+Cl2
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Сa и Mg (M = Сa, Mg)
1.С кислородом2M+O2=2MO
2.С галогенами M+Cl2=MCl2
3.С серой при нагревании M+S=MS (сульфид)
4.Литий взаимодействует с азотом 3M+N2=M3N2 ( нитрид)
5.С водородом при нагревании M+H2=MH2 (гидрид)
6.С водой M+2H2O=M(OH)2+H2
ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ
Жесткость воды обусловлена наличием в воде растворимых солей Ca2+, Mg2+ и др.
ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ
карбонатная - временная некарбонатная - непостоянная
Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2, Fe(HCO3)2 CaCl2, CaSO4, MgCl2, MgSO4 и др.
Устранение жесткости
- кипячением
Ca(HCO3)2=CaCO3+CO2+H2O
- добавлением соды
Ca(HCO3)2+Na2CO3=CaCO3+2NaHCO3
CaCl2+Na2CO3=CaCO3+2NaCl
MgSO4+Na2CO3=MgCO3+Na2SO4
АЛЮМИНИЙ И ЭЛЕМЕНТЫ III-A ГРУППЫ. НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ
В земной коре содержится бора - 0,0016%, алюминия - 7,57%, галлия - 0,0014%, индия - 0,00001%, таллия - 0,00003%.Встречаются в природе только в виде соединений, чаще всего алюмосиликаты- глины-Al2O3· nSiO3· mH2O, бокситы - Al2O3· nH2O, нефелины - KNa3[AlSiO4]4
ПОЛУЧЕНИЕ алюминия
Электролиз Al2O3 при 950 0С в расплаве криолита Na3 [AlF6]
на катоде: Al3++3e=Al0
на угольном аноде: O2- -2e=O0
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЛЮМИНИЯ
1.С кислородом4Al+3O2=2Al2O3 (прочная оксидная пленка)
2.С галогенами 2Al+3Cl2=2AlCl3
3.С серой при нагревании 2Al+3S=Al2S3
4.С углеродом 4Al+3C=Al4C3
5.Алюминотермия 8Al+3Fe3O4=4Al2O3+9Fe
6.С водой (после разрушения оксидной пленки) 2Al+6H2O=2Al(OH)3+3H2
7.Растворяется в щелочах 2Al+2NaOH+6H2O=2Na[Al(OH)4]+3H2↑
8.Реагирует с кислотами 2Al+6HCl=2AlCl3+3H2
9.С азотной и концентрированной серной кислотами на холоду не реагируют. При нагревании: Al+6H2SO4(конц.)=Al2(SO4)3+3SO2↑+6H2O
Al+6HNO3=Al(NO3)3+3NO2↑+3H2O
СОЕДИНЕНИЯ АЛЮМИНИЯ
Оксид алюминия Al2O3 - очень твердый(корунд, рубин), тугоплавкий - 2050 0С. Не растворяется в воде.
Получение:2Al(OH)3=Al2O3+3H2O
Свойства: амфотерный оксид
Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O
Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al(OH)4]
Для перевода в растворимое состояние используют сплавление:
Al2O3+2NaOH=2NaAlO2(метаалюминат)
Свойства: Al(OH)3 амфотерное основание
Al(OH)3+HCl=AlCl3+3H2O
Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4]
ЭЛЕМЕНТЫ ПОДГРУППЫ ЦИНКА.
30Цинк Zn[Ar]3d104s2- степени окисления+2
48Кадмий Cd[Kr]4d105s2- степени окисления+2
80Ртуть Hg[Xe]4f145d106s2- степени окисления+1,+2
Физические свойства
-Сходство элементов главной и побочной подгрупп во II группе больше, чем в I группе.
-Значения плотности r и атомного объема повышаются с увеличением атомной массы.
Химические свойства
-Химическая активность уменьшается с увеличением атомной массы (в главной подгруппе –наоборот).
-Хорошие комплексообразователи (в отличие от элементов главной подгруппы).
Цинк и его соединения
Цинк - металл серебристо-белого цвета. В соединениях проявляет только одну степень окисления +2; соединения цинка неокрашены.
Нормальный окислительно-восстановительный потенциал в кислой среде системы Zn2+ / Zn равен -0,76 в, а в щелочной среде системы ZnO22- / Zn равен -1,22 в. Поэтому цинк растворяется в разбавленных кислотах и щелочах
Zn + 2НCl → ZnCl2 + H2 ↑
Zn + H2SO4(разб) →ZnSO4 + H2 ↑
Zn + 2NaOH + 2H2O→ Na2[Zn(OH)4] + H2↑
Цинк не разлагает воду, т.к. в водном растворе он быстро покрывается защитной пленкой оксида, которая предохраняет его от коррозии.
Цинк - сильный восстановитель и вытесняет менее активные металлы (стоящие справа в ряду напряжений) из растворов их солей
Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu
Оксид цинка проявляет амфотерный характер, растворяясь как в кислотах, так и в растворах щелочей:
ZnO + H2SO4→ ZnSO4 + H2O
ZnO + 2NaOH + H2O →Na2[Zn(OH)4]
При нагревании комплексный тетрагидроксицинкат-анион дегидратируется:
[Zn(OH)4]2- →ZnO22- + 2H2O
Гидроксид цинка также проявляет амфотерные свойства. Он нерастворим в воде, но растворяется в кислотах и щелочах;
Zn(OH)2 + 2HCl → ZnCl2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2NaOH→ Na2[Zn(OH)4]
Ион Zn2+ является энергичным комплексообразователем с координационным числом 4. В отличие от гидроксида алюминия гидроксид цинка растворяется в водном растворе аммиака:
Zn(OH)2 + 2NH3 →[Zn(NH3)4](OH)2
Железо.
Fe - d- элемент VIII группы; порядковый номер – 26; атомная масса – 56; (26p; 30 n), 26e
1s22s22p63s23p63d64s2
Металл средней активности, восстановитель.
Основные степени окисления - +2, +3
Получение
Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II)
FeO + C → Fe + CO
Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2
Химические свойства
1.На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):
4Fe + 3O2 + 6H2 O→ 4Fe(OH)3
2.Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III):
3Fe + 2O2 →Fe3O4
3. При высокой температуре (700–9000C) железо реагирует с парами воды:
3Fe + 4H2O →Fe3O4 + 4H2↑
4. Железо реагирует с неметаллами при нагревании:
2Fe + 3Br2 → 2FeBr3
Fe + S → FeS
5. Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑
Fe + H2SO4(разб.) →FeSO4 + H2↑
6.В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании
2Fe + 6H2SO4(конц.) → Fe2(SO4)3 + 3SO2 ↑+ 6H2O
Fe + 6HNO3(конц.) → Fe(NO3)3 + 3NO2 ↑+ 3H2O
(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).
7.Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
Соединения двухвалентного железа – проявляют основные свойства.
Fe(OH)2 - слабое основание, растворимо в сильных кислотах:
Fe(OH)2 + H2SO4 →FeSO4 + 2H2O
При прокаливании Fe(OH)2 без доступа воздуха образуется оксид железа (II) FeO:
Fe(OH)2 →FeO + H2O
В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH)2, окисляясь, буреет – образуя гидроксид железа (III) Fe(OH)3:
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O →4Fe(OH)3
Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:
10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 →5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O
6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4→ 3Fe2(SO4)3 + 2NO↑ + 4H2O
Соединения железа склонны к комплексообразованию (координационное число=6):
FeCl2 + 6NH3→[Fe(NH3)6]Cl2
Fe(CN)2 + 4KCN → K4[Fe(CN)6](жёлтая кровяная соль)
Качественная реакция на Fe2+
При действии гексацианоферрата (III) калия K2[Fe(CN)6] (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):
3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6]→Fe3[Fe(CN)6] + 3K2SO4
Соединения трёхвалентного железа
Оксид железа (III)
Fe2O3 - амфотерный оксид.
Fe2O3 + 6HCl → 2FeCl3 + 3H2O
Fe2O3 + 2NaOH + 3H2O→ 2Na[Fe(OH)4]
Гидроксид железа (III)
Fe(OH)3 – амфотерный гидроксид.
Соли железа (III) - очень сильногидролизуются. Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III): несмотря на то, что ион Fe3+ почти бесцветен, содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe(OH)3, которые образуются благодаря гидролизу:
Fe3+ + H2O → [Fe(OH)]2+ + H+
[Fe(OH)]2+ + H2O→ [Fe(OH)2]+ + H+
[Fe(OH)2]+ + H2O→ Fe(OH)3 + H+
При нагревании окраска темнеет, а при прибавлении кислот становится более светлой вследствие подавления гидролиза. Fe(OH)3 обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей:
Fe(OH)3 + 3HCl →FeCl3 + 3H2O
Fe(OH)3 + NaOH →Na[Fe(OH)3]
Соединения железа (III) - слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:
2FeCl3 + H2S→ S + 2FeCl2 + 2HCl
Качественные реакции на Fe3+
При действии гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6] (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):
4FeCl3 +3K4[Fe(CN)6] →Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl
При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III):
FeCl3 + 3NH4CNS →3NH4Cl + Fe(CNS)3
(при взаимодействии же с роданидами ионов Fe2+ раствор остаётся практически бесцветным).
ХРОМ.
24Хром Cr степени окисления-+1,+2,+3, +4,+5,+6
Физические свойства
Блестящие, сероватого цвета металлы. С увеличением атомного номера растут температуры плавления и кипения.
Химические свойства
В ряду Cr – Mo – W химическая активность падает.
С увеличением степени окисления элементов у их оксидов и гидроксидов закономерно происходит ослабление основных свойств и усиление кислотных. Высшим оксидам RO3 соответствуют кислоты H2RO4.
В том же направлении происходит усиление окислительных свойств соединений.
Хром и его соединения
Получение
Алюминотермия: Cr2O3 + 2Al →Al2O3 + 2Cr
Восстановлением оксидов оксидом углерода (II).
Электролизом водных растворов соединений хрома.
Химические свойства
1.При обычных условиях хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 6000C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором.
4Cr + 3O2 → 2Cr2O3
2Cr + 3Cl2 →2CrCl3
2Cr + N2 →2CrN
2Cr + 3S →Cr2S3
2.В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:
2Cr + 3H2O →Cr2O3 + 3H2↑
3.Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H2SO4)
В отсутствии воздуха образуются соли Cr2+, а на воздухе – соли Cr3+
Cr + 2HCl →CrCl2 + H2 ↑
2Cr + 6HCl + O2→2CrCl3 + 2H2O + H2
Наличие защитной окисной плёнки на поверхности металла объясняет его пассив-ность по отношению к концентрированным растворам кислот – окислителей.
Соединения двухвалентного хрома
Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.
Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2H2O
Соединения хрома (II) - сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.
2CrCl2 + 2HCl→ 2CrCl3 + H2
4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O →4Cr(OH)3
Соединения трёхвалентного хрома
Оксид хрома (III)Cr2O3 – амфотерный оксид, зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:
2Cr(OH)3 →Cr2O3 + 3H2O
4K2Cr2O7 →2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2
(NH4)2Cr2O7 →Cr2O3 + N2+ 4H2O
Амфотерный оксид. При сплавлении Cr2O3 со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3):
Cr2O3 + 2NaOH →2NaCrO2 + H2O
Cr2O3 + Na2CO3 →2NaCrO2 + CO2
Cr2O3 + 6KHSO4 →Cr2(SO4)3 + 3K2SO4 + 3H2O
При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6):
2Cr2O3 + 4KOH + KClO3 →2K2Cr2O7(дихромат калия) + KCl + 2H2O
Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 - нерастворимое в воде вещество зелёного цвета.
Cr2(SO4)3 + 6NaOH → 2Cr(OH)3 + 3Na2SO4
Обладает амфотерными свойствами - растворяется как в кислотах, так и в щелочах:
2Cr(OH)3 + 3H2SO4 →Cr2(SO4)3 + 6H2O
Cr(OH)3 + KOH →K[Cr(OH)4]
(или, упрощая, Cr(OH)3 + KOH →KCrO2(хромат калия) + 2H2O)
Соли хрома (III) имеют фиолетовую или тёмно-зелёную окраску. По химическим свойствам напоминают бесцветные соли алюминия.
Соединения Cr (III) могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства:
Zn + 2Cr+3Cl3 →2Cr+2Cl2 + ZnCl2
2Cr+3Cl3 + 16NaOH + 3Br2 →6NaBr + 6NaCl + 8H2O + 2Na2Cr+6O4
Соединения шестивалентного хрома
Оксид хрома (VI) CrO3 - ярко-красные кристаллы, растворимые в воде.
Получают из хромата (или дихромата) калия и H2SO4(конц.).
K2CrO4 + H2SO4 →CrO3 + K2SO4 + H2O
K2Cr2O7 + H2SO4 →2CrO3 + K2SO4 + H2O
CrO3 - кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO42-:
CrO3 + 2KOH→ K2CrO4 + H2O
В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr2O72-:
2K2CrO4 + H2SO4 →K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:
K2Cr2O7 + 2KOH→ 2K2CrO4 + H2O
2CrO42- + 2H+ → Cr2O72- + H2O
Все соединения хрома (VI) - сильные окислители.
Медь и её соединения
Медь — довольно мягкий металл красно-желтого цвета, ковкий, пластичный, обладает высокой тепло- и электропроводностью. Tплавл= 10830С. ρ = 8,96г/см3. СО: 0,+1,+2
Химические свойства.
Взаимодействие с простыми веществами.
При высокой температуре взаимодействует с кислородом:
2Cu + O2 t 2CuO
Взаимодействует с неметаллами при высоких температурах:
Cu + Cl2 t CuCl2
Взаимодействие со сложными веществами.
Медь стоит в ряду напряжений правее водорода, поэтому не реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами, но растворяется в кислотах – окислителях:
3Cu + 8HNO3(разб.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 2H2O
Cu + 4HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O
Cu + 2H2SO4(конц.) → CuSO4 + SO2↑+2H2O
Получение.
Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II):
CuO + C t Cu + CO
CuO + CO t Cu + CO2
При электролизе солей меди: 2CuSO4 + 2H2O → 2Cu + O2 + 2H2SO4
Соединения одновалентной меди
Оксид меди(I) Сu2O
Физические свойства: твердое вещество красного цвета, нерастворимое в воде.
Химические свойства: Сu2O – основной оксид.
Взаимодействует с кислотами: Сu2O + H2SO4 → CuSO4 + H2O + Cu↓
При нагревании с восстановителями восстанавливается до металла: Сu2O + Н2 t 2Сu + H2O
При сильном нагревании на воздухе превращается в СuO:
Сu2O + О2 t 2СuO
При более сильном нагревании разлагается на простые вещества: Сu2O t 2Cu + O2↑
Получение.
Получают восстановлением соединений меди (II), например, глюкозой в щелочной среде:
2CuSO4 + C6H12O6 + 5NaOH → Cu2O↓ + 2Na2SO4 + C6H11O7Na + 3H2O
Гидроксид меди(I) CuOH
Физические свойства: неустойчивое, плохо растворимое в воде вещество желтого цвета, в свободном состоянии не выделен.
Химические свойства: CuOH – слабое основание.
Взаимодействует с кислотами: CuOH + HCl → CuCl + H2O
На воздухе легко окисляется до Cu(OH)2 : 4CuOH + О2 + 2H2O → 4 Cu(OH)2
Получение.
При разложении гидроксида меди(I): 2CuOH t Сu2O + H2O
Действием щелочи на соли меди(I): CuCl + NaOH → CuOH↓ + NaCl
Соединения двухвалентной меди
Оксид меди (II) СuO
Физические свойства: твердое вещество черного цвета, нерастворимое в воде.
Химические свойства: СuO – основной оксид.
Взаимодействует с кислотами при нагревании: CuO + H2SO4 t CuSO4 + H2O
Легко восстанавливается водородом и другими восстановителями до меди:
СuO + Н2 t Сu + H2O
При нагревании разлагается с образованием оксида меди(I): 4СuO t 2Сu2O + О2↑
Окислитель. Окисляет спирты до альдегидов: С2Н5ОН + СuO t СН3СОН + Сu↓ + H2O
Получение.
При окислении меди: 2Cu + O2 t 2CuO
При разложении гидроксида меди(II): Cu(OH)2 t CuO + H2O
При разложении некоторых солей: Cu2(OH)2CO3 t 2CuO + CO2 + H2O
Малахит
Гидроксид меди (II) Cu(OH)2
Физические свойства: твердое вещество синего цвета, нерастворимое в воде.
Химические свойства: Cu(OH)2 – слабое основание.
Взаимодействует с кислотами: Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2O
При нагревании разлагается: Cu(OH)2 t CuO + H2O
Растворяется в растворе аммиака с образованием комплексного соединения:
Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(HN3)4](OH)2
Слабый окислитель. Окисляет альдегиды до карбоновых кислот:
СН3СОН + 2Cu(OH)2 t СН3СООН + Сu2O↓ + 2H2O
Получение.
Образуется при действии щелочей на соли меди (II): CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4
Коррозия металлов
Коррозия металлов — разрушение металлов вследствие химического или электрохимического взаимодействия их с коррозионной средой. Для процесса коррозии следует применять термин «коррозионный процесс», а для результата процесса — «коррозионное разрушение». Коррозия может быть вызвана как химическим, так и электрохимическим процессом. Соответственно, различают химическую и электрохимическую коррозию металлов.
Электрохимическая коррозия
Разрушение металла под воздействием возникающих в коррозионной среде гальванических элементов называют электрохимической коррозией. Не следует путать с электрохимической коррозией коррозию однородного материала, например, ржавление железа или т. п. При электрохимической коррозии (наиболее частая форма коррозии) всегда требуется наличие электролита (море, дождевая вода и т. д.), с которым соприкасаются электроды — либо различные элементы структуры материала, либо два различных соприкасающихся материала с различающимися окислительно-восстановительными потенциалами. Если в воде растворены ионы солей, кислот, или т. п., электропроводность её повышается, и скорость процесса увеличивается.
При соприкосновении двух металлов с различными окислительно-восстановительными потенциалами и погружении их в раствор электролита, например, дождевой воды с растворенным углекислым газом CO2, образуется гальванический элемент, так называемый коррозионный элемент. Он представляет собой не что иное, как замкнутую гальваническую ячейку. В ней происходит медленное растворение металлического материала с более низким окислительно-восстановительным потенциалом; второй электрод в паре, как правило, не корродирует. Этот вид коррозии особо присущ металлам с высокими отрицательными потенциалами. Так, совсем небольшого количества примеси на поверхности металла с большим редокспотенциалом уже достаточно для возникновения коррозионного элемента. Например: железо активнее, чем олово(находится левее в электрохимическом ряду напряжения), поэтому при контакте двух этих металлов будет разрушаться железо. Освободившиеся электроны накапливаются на поверхности олова.
Электронное уравнение процесса:
Молекулярные уравнения:
Первичный процесс коррозии:
Вторичные процессы, протекающие при коррозии: гидроксид железа (11) окисляется кислородом воздуха до гидроксида железа (111)
Особо подвержены риску места соприкосновения металлов с различными потенциалами, например, сварочные швы или заклёпки.
Если растворяющийся электрод коррозионно-стоек, процесс коррозии замедляется. На этом основана, например, защита железных изделий от коррозии путём оцинковки — цинк имеет более отрицательный потенциал, чем железо, поэтому в такой паре железо восстанавливается, а цинк должен корродировать. Однако в связи с образованием на поверхности цинка оксидной плёнки процесс коррозии сильно замедляется.
Химическая коррозия
Химическая коррозия — взаимодействие поверхности металла с коррозионно-активной средой, не сопровождающееся возникновением электрохимических процессов на границе фаз. В этом случае взаимодействия окисление металла и восстановление окислительного компонента коррозионной среды протекают в одном акте. Например, образование окалины при взаимодействии материалов на основе железа при высокой температуре с кислородом:
4Fe + 3O2 → 2Fe2O3
Коррозия приводит ежегодно к миллиардным убыткам, и разрешение этой проблемы является важной задачей.
Идеальная защита от коррозии на 80 % обеспечивается правильной подготовкой поверхности, и только на 20 % качеством используемых лакокрасочных материалов и способом их нанесения.[3]. Наиболее производительным и эффективным методом подготовки поверхности перед дальнейшей защитой субстрата является абразивоструйная очистка[4].
Способы защиты от коррозии
1. легирование металлов, т.е. получение сплавов. Например, в настоящее время создано большое число нержавеющих сталей путем присадок к железу никеля, хрома, кобальта и др. Такие стали, действительно, не покрываются ржавчиной
2. нанесение на поверхность металлов защитных пленок:
А) химических- лака, краски, эмали, других металлов.
Б) металлических-Листовое железо, покрытое цинком, называют оцинкованным железом, а покрытое оловом – белой жестью. Первое в больших количествах идет на кровли домов, а из второго изготавливают консервные банки. И то и другое получают главным образом протягиванием листа железа через расплав соответствующего металла.
Покрытия из цинка и олова (так же, как и других металлов) защищают железо от коррозии при сохранении сплошности. При нарушении покрывающего слоя (трещины, царапины) коррозия изделия протекает даже более интенсивно, чем без покрытия. Это объясняется «работой» гальванического элемента железо – цинк и железо – олово.
3. введение ингибиторов (замедлителей коррозии)
4. протекторный метод защиты от коррозии
Цинк электрохимически защищает железо от коррозии. На этом принципе основан протекторный метод защиты от коррозии металлических конструкций и аппаратов. Английское слово «претект» – означает защищать, предохранять
Приложенные файлы
