Подготовка к ЕГЭ по химии. Лекция по теме «Металлы»


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

  • docx metall
    Размер файла: 2 MB Загрузок: 24