Металлы

Соединения хрома со степенью окисления +6

В этих соединениях по свойствам хром напоминает S+6.

Кислотный оксид CrO3 получают разложением дихромовой кислоты:

K2Cr2O7 + H2SO4(конц) = 2CrO3 + K2SO4 + H2O.

Свойства

Свойства галогенидов передают реакций:

CrO3 является ангидридом хромовой и дихромовой кислот, хорошо растворим в воде:

CrO3 + H2O = H2CrO4,
H2CrO4 + CrO3 = H2Cr2O7.

В кислой среде существуют дихроматы:

а в щелочной - хроматы:

В кислой среде Cr+6 сильный окислитель:

K2Cr2O7 + 14HCl = 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2­ + 7H2O.
6FeSO4 + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

в нейтральной среде:

K2Cr2O7 + 3(NH4)2S + H2O = 2Cr(OH)3 + 3S + 6NH3­ + 2KOH.

Бихромат калия используется как окислитель.

Железо и его соединения

Железо встречается в природе в виде минералов: Fe3O4 - магнитный железняк, Fe2O3 - красный железняк, Fe2O3·H2O - бурый железняк, FeS2 - пирит.

Получение: Восстановлением оксидов при высокой температуре с помощью окиси углерода, кокса, водорода:

3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2­,
Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2­,
FeO + C = Fe + CO­,
Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O.

Свойства: Для железа наиболее характерной степенью окисления является +3, возможна и +2, мало встречается +6. В ряду активностей металлов железо стоит левее водорода и вытесняет его из кислот:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2­.

При нагревании железо растворяется в кислотах - сильных окислителях. При высокой температуре (8000 С) железо разлагает воду (промышленный способ получения водорода): 3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2­ .

Железо реагирует с активными неметаллами:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3,
Fe + S = FeS.

На воздухе в присутствии паров воды и углекислого газа происходит ржавление железа:

Fe + 1/2 O2 + H2O + 2 CO2 = Fe(HCO3)2,
Fe(HCO3)2 + 2 H2O = Fe(OH)2 + 2H2O + 2CO2,
2Fe(OH)2 + 1/2 O2 + H2O = 2Fe(OH)3.

Железо вытесняет менее активные металлы из растворов их солей:

CuCl2 + Fe = FeCl2 + CuЇ .

Кислородные соединения железа

Некоторые способы получения оксидов:

FeC2O4 FeO + CO2­ + CO­
3Fe + O2 = Fe3O4
2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O

Оксиды FeO и Fe2O3 не растворяются в воде, но растворяются в кислотах:

FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O,
Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O.

Отвечающие оксидам железа гидроксиды получают, действуя щелочами на соли железа:

FeCl3 + 3NaHCO3 = Fe(OH)3 + 3CO2 + 3NaCl

Соли двухвалентного железа легко окисляются кислородом воздуха

4FeSO4 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)SO4,

и другими окислителями:
6FeSO4 + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
Получение и свойства карбонатов железа:

FeCl2 + 2NaHCO3 = FeCO3 + H2O + CO2+ 2NaCl FeCO3 + H2O + CO2 = Fe(HCO3)2,
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S­.

При сильном нагревании соли разлагаются:

Fe2(SO4)3  Fe2O3 + 3SO3­.

Соли железа (III) реагируют с сильными восстановителями:

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + 2KCl + I2 2FeCl3 + 3Na2S = 2FeS + S + 2KCl + 6NaCl

Качественные реакции на ионы Fe2+ и Fe3+:

FeCl3 + 3KSCN = Fe(SCN)3 + 3KCl
(вишневый цвет раствора)

Комплексные соединения железа:

Эти соли являются реактивами на Fe2+ и Fe3+:

Применение: Широко используются в промышленности сплавы железа с углеродом (стали, чугуны). На основе Fe2O3 получаются ферриты, важнейшие магнитные материалы для современной техники. Железо используется как катализатор во многих химических производствах. Оно входит в состав ферментов, катализирующих различные биохимические реакции.

Цинк и его соединения

Цинк - серебристо-серый металл, встречается в природе только в связанном состоянии: ZnS - цинковая обманка, ZnCO3 - цинковый шпат.

Получение. Цинк можно получить по реакциям:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2­,
ZnCO3 ZnO + CO2­,
ZnO +C Zn + CO­,
ZnO + CO Zn + CO2­,
ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O,

электролизом ZnSO4.

Свойства

Для цинка характерна только одна степень окисления +2. Цинк растворяется как в кислотах, так и в щелочах, вытесняя водород:

Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2­,

Реакция цинка с соляной кислотой ускорятся в присутствии солей меди и замедляется в присутствии солей ртути:

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

Цинк растворяется в кислотах - сильных окислителях:

4Zn + 10HNO3(разб) =
= 4Zn(NO3)2 + 3H2O + NH4NO3,
Zn + 4HNO3(конц) = Zn(NO3)2 + 2H2O + 2NO­ ,
Zn + 2H2SO4(конц) = ZnSO4 + 2H2O + SO2­ .

Кислородные соединения цинка

Оксид цинка получают: 2Zn + O2 = 2ZnO,
ZnCO3 ZnO + CO2­

Оксид цинка амфотерен и растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O,
ZnO + 2KOH + H2O = K2[Zn(OH)4].

В воде ZnO не растворим, и гидроксид цинка получают из его солей:

ZnCl2 + 2KOH = Zn(OH)2 +2KCl.

Гидроксид цинка обладает амфотерными свойствами и растворяется как в кислотах, так и в щелочах.

Сульфид цинка:

Zn + S = ZnS,
BаS + ZnSO4 = BaSO4 + ZnS,
ZnS + 2O2 = ZnSO4.

Применение: Zn используется для изготовления оцинкованного железа, для получения сплавов (латуни).

Медь и ее соединения

Медь обладает высокой тепло- и электропроводностью. Медь встречается в природе в самородном виде и в виде соединений: CuS·FeS - медный колчадан, Cu2S - медный блеск, CuCO3·Cu(OH)2 - малахит.

Получение

Медь получают вытеснением из ее солей:

CuCl2 + Fe = FeCl2 + CuЇ,.
CuCl2 + Zn = ZnCl2 + CuЇ

обжигом природных минералов:

3Cu2S + 3O2 = 6Cu + 3SO2­ .

Получаемую таким образом черновую медь, очищают, подвергая электролизу.

Свойства

Для меди наиболее характерной степенью окисления является +2, хотя возможны соединения со степенью окисления +1 и, в исключительных случаях, +3.

В ряду активности металлов медь стоит правее водорода, поэтому растворяется только в кислотах - сильных окислителях.

3Cu + 8HNO3(разб) = 3Cu(NO3)2 + 2NO­ + 4H2O,
Cu + 4HNO3(конц) = Cu(NO3)2 + 2NO2­ + 2H2O,
Cu + 2H2SO4(конц) = CuSO4 + SO2­ + 2H2O.

Реагирует с галогенами (Г = F, Cl, Br):

Cu + Г2 = CuГ2,
2CuCl2 + 4KI = 2CuIЇ + I2 + 4KCl,
CuCl2 + Cu 2CuCl.

Галогениды меди с аммиаком дают растворимые комплексные соединения:

CuCl + 2NH3 =[Cu(NH3)2]Cl,
CuCl2 + 2NH3 =[Cu(NH3)2]Cl2.

Кислородные соединения меди

Оксиды меди и соли можно получить:

2Cu + O2 = 2CuO,
Cu(OH)2 CuO + H2O,
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

Ионы меди в растворе существуют в виде комплексов [Cu(H2O)6]2+, которые придают растворам солей меди сине-голубую окраску:

CuSO4 + 2KOH = K2SO4 + Cu(OH)2Ї ,
Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2
(реактив Швейцера),
2CuCl + 2KOH = Cu2O + 2KCl + H2O,
2Cu2O + O2 + 4H2O = 4Cu(OH)2,
Cu2O + H2SO4 = CuSO4 + Cu + H2O.

Сульфид меди не растворим в обычных кислотах

CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4 CuSO4 + Na2S = CuSЇ + Na2SO4,

во влажном воздухе легко окисляется:

CuS + 2O2 = СuSO4.

Карбонат меди не растворим в воде, но из-за гидролиза он не может быть получен при сливании водных растворов соды и хлорида меди:

CuCl2 + 2NaHCO3 = Cu(OH)2 + 2CO2 + 2NaCl

Медь стоит левее ртути в ряду активности металлов, поэтому она вытесняет ртуть из растворов ее солей:

Cu + Hg(NO3)2 = Cu(NO3)2 + Hg

Применение

Медь используется в электротехнике, для изготовления химических аппаратов и получения различных сплавов с оловом (бронзы), цинком (латунь), никелем, марганцем.

18