авторефераты диссертаций БЕСПЛАТНАЯ БИБЛИОТЕКА РОССИИ

КОНФЕРЕНЦИИ, КНИГИ, ПОСОБИЯ, НАУЧНЫЕ ИЗДАНИЯ

<< ГЛАВНАЯ
АГРОИНЖЕНЕРИЯ
АСТРОНОМИЯ
БЕЗОПАСНОСТЬ
БИОЛОГИЯ
ЗЕМЛЯ
ИНФОРМАТИКА
ИСКУССТВОВЕДЕНИЕ
ИСТОРИЯ
КУЛЬТУРОЛОГИЯ
МАШИНОСТРОЕНИЕ
МЕДИЦИНА
МЕТАЛЛУРГИЯ
МЕХАНИКА
ПЕДАГОГИКА
ПОЛИТИКА
ПРИБОРОСТРОЕНИЕ
ПРОДОВОЛЬСТВИЕ
ПСИХОЛОГИЯ
РАДИОТЕХНИКА
СЕЛЬСКОЕ ХОЗЯЙСТВО
СОЦИОЛОГИЯ
СТРОИТЕЛЬСТВО
ТЕХНИЧЕСКИЕ НАУКИ
ТРАНСПОРТ
ФАРМАЦЕВТИКА
ФИЗИКА
ФИЗИОЛОГИЯ
ФИЛОЛОГИЯ
ФИЛОСОФИЯ
ХИМИЯ
ЭКОНОМИКА
ЭЛЕКТРОТЕХНИКА
ЭНЕРГЕТИКА
ЮРИСПРУДЕНЦИЯ
ЯЗЫКОЗНАНИЕ
РАЗНОЕ
КОНТАКТЫ


Pages:     | 1 || 3 | 4 |   ...   | 5 |

«Неорганическая химия курс лекций-презентаций Содержание Введение Глава 1. Обзор свойств неметаллов Глава 2. Водород Глава 3. ...»

-- [ Страница 2 ] --

Он используется в кислородных приборах при выполнении работ в трудной для дыхания атмосфере (подземные и подводные работы, высотные и космические полеты и др.).

Вопросы Назвать элементы подруппы кислорода и изобразить графически электронные формулу кислорода.

Каковы важнейшие химические свойства кислорода?

Указать наиболее характерные степени окисления кислорода.

Как используется кислород в металлургической промышленности?

Кремний.

Нахождение в природе Кремний после кислорода – самый распространенный элемент.

Он составляет 27,6% массы земной коры.

Однако в отличие от углерода в свободном состоянии кремний в природе не встречается.

Наиболее распространены его соединения: SiO2 – оксид кремния (IV) и соли кремниевых кислот – силикаты.

Они образуют оболочку земной коры, которая на 97% состоит из соединений кремния.

Кремний содержится в организмах растений и животных.

Кремний. Получение В промышленности кремний получают восстановлением SiO2 коксом в электрических печах:

SiO 2 + 2С = 2СO + Si.

В лаборатории в качестве восстановителей используют магний или алюминий:

SiO 2 + 2Mg = 2MgO + Si, SiO 2 + 4Al = 2Al2 O 3 + 3Si.

Наиболее чистый кремний получают восстановлением тетрахлорида кремния парами цинка:

SiCl 4 + 2 Zn = 2 ZnCl2 + Si.

Кремний. Физические свойства Кристаллический кремний – вещество темно-серого цвета со стальным блеском.

Кристаллическая решетка типа алмаза.

Обладает большой твердостью: царапает стекло.

Очень хрупок. Плотность 2,33 г/см3.

В сверхчистом виде применяется для изготовления полупроводников.

Кремний как полупроводник имеет преимущество перед германием.

Из него изготовляются так называемые солнечные батареи, которые служат для непосредственного превращения солнечного света в электрическую энергию (питание радиоустановок космических кораблей).

Кремний состоит из трех стабильных изотопов:

28 29 Si, Si, Si.

14 14 Кремний. Химические свойства По химическим свойствам кремний, как и углерод, является неметаллом.

Но металличность выражена сильнее, чем у углерода, так как он имеет большую величину атомного радиуса (0,118 нм).

У атомов кремния на внешнем энергетическом уровне 4 электрона.

Поэтому для кремния характерна степень окисления как – 4, так + 4 (известно соединение SiO, где степень окисления кремния +2).

Однако способность принимать электроны у кремния выражена слабее, чем у углерода.

Поэтому его соединение с водородом SiH4 менее прочно, чем СН4.

Кремний. Химические свойства Кислоты (кроме смеси НF и НNО3) на кремний не действуют.

Однако он реагирует с растворенными или расплавленными щелочами:

Si + 2 NaOH + H 2 O = Na 2SiO 3 + H 2.

При высокой температуре кремний соединяется с углем, образуя карбид кремния SiС (карборунд).

Это очень твердое вещество, из которого изготовляют точильные и шлифовальные камни. Химически весьма стоек.

При нагревании кремний реагирует со многими металлами:

Si + 2Mg = Mg 2Si.

Соединения металлов с кремнием называются силицидами.

С водородом кремний непосредственно не соединяется, но его водородные соединения известны.

Кремний. Химические свойства Они образуют гомологический ряд кремневодородов (силанов) общей формулы SinH2n+2 (аналогия с углеродом).

Oднако известно только восемь членов ряда.

Cвязи Si – Н слабее, чем связи С – Н.

Поэтому кремневодороды по сравнению с соответствующими углеводородами менее устойчивы и более реакционноспособны.

Простейшее водородное соединение – силан SiН4 – получается при действии на силицид магния соляной кислотой:

Mg 2Si + 4HCl = 2MgCl 2 + SiH 4.

Силан – ядовитый газ с неприятным запахом, самовоспламеняется на воздухе:

SiH 4 + 2О 2 = 2Н 2 О + SiО 2.

Оксид кремния (IV) Оксид кремния (IV), или кремнезем,– твердое, очень тугоплавкое вещество. Распространен в природе в двух видах.

1. Kристаллический кремнезем – в виде минерала кварца и его разновидностей (горный хрусталь, хальцедон, агат, яшма, кремень).

Кварц составляет основу кварцевых песков, широко используемых в строительстве и в силикатной промышленности.

2. Aморфный кремнезем – в виде минерала опала состава SiO2nН20.

Землистыми формами аморфного кремнезема являются диатомит, трепел (инфузорная земля).

Примером искусственного аморфного безводного кремнезема может служить силикагель.

Оксид кремния (IV) Примером искусственного аморфного безводного кремнезема может служить силикагель.

При 1710° С кварц плавится.

В случае быстрого остывания расплавленной массы образуется кварцевое стекло.

Раскаленное кварцевое стекло не трескается при быстром охлаждении водой, так как оно имеет очень малый коэффициент расширения.

Из кварцевого стекла изготовляют лабораторную посуду и научные приборы.

Оксид кремния (IV).

Химические свойства По химическим свойствам SiO2 является ангидридом метакремниевой, или просто кремниевой кислоты Н2SiO3.

При сплавлении его с твердыми щелочами, основными оксидами и карбонатами образуются силикаты – соли кремниевой кислоты:

SiO 2 + 2 NaOH = Na 2SiO 3 + H 2 O, SiO 2 + CaO = CaSiO 3, SiO 2 + Na 2 СO 3 = Na 2SiO 3 + СО 2.

Из кислот с оксидом кремния (IV) взаимодействует только плавиковая кислота:

SiO 2 + 4HF = SiF4 +2H 2 O.

С помощью этой реакции производится травление стекла.

Кремниевые кислоты В воде оксид кремния (IV) не растворяется и с ней химически не взаимодействует.

Поэтому кремниевую кислоту получают косвенным путем, действуя кислотой на раствор силиката калия или натрия:

SiO 3 + 2H + = H 2SiO 3.

При этом кремниевая кислота (в зависимости от концентрации исходных растворов соли и кислоты) может быть получена как в виде студнеобразной массы, содержащей воду, так и в виде коллоидного раствора (золя).

Кремниевые кислоты Оксиду кремния (IV) соответствует ряд кислот общей формулы х SiO2у Н2О где х и у – целые числа.

Например:

а) х = 1, у = 1 SiO2Н2О Н2SiO3 – метакремниевая кислота;

б) х = I, у = 2 SiO22Н2О Н4SiO4 – ортокремниевая кислота;

в) х—2, у = 1 2SiO2Н2О Н2Si2O5 – двуметакремнйевая кислота.

Кремниевые кислоты, в которых х 1, называются поликремниевыми.

В воде поликремниевые кислоты практически нерастворимы.

Все кремниевые кислоты слабее угольной.

Кремниевые кислоты, их соли Н2SiO3– кислота очень слабая.

При нагревании, по аналогии с угольной кислотой, легко распадается:

H 2SiO 3 = H 2 O + SiO 2.

Будучи двухосновной кислотой, диссоциирует ступенчато:

H 2SiO 3 H + + НSiO, з HSiO 3 H + + SiO 3.

Соли кремниевых и поликремниевых кислот называются силикатами.

Их состав обычно изображают в виде соединений оксидов элементов.

Например, CaSiO3 можно выразить формулой СаOSiО2.

Кремниевые кислоты, их соли Силикаты состава R2OnSiO2, где R20 – оксиды натрия или калия, называются растворимым стеклом, а их концентрированные водные растворы – жидким стеклом.

Наибольшее значение имеет натриевое растворимое стекло.

В технике его получают как сплавлением кварцевого песка с содой, так и обработкой аморфного кремнезема концентрированным раствором щелочи:

SiO 2 + Na 2 CO 3 = Na 2SiO 3 + CO 2, SiO 2 + 2 NaOH = Na 2SiO 3 + H 2 O.

Кремниевые кислоты, их соли Жидкое стекло применяется:

в качестве связующего при изготовлении кислотоупорных бетонов, для изготовления замазок, конторского клея, пропитки тканей, дерева и бумаги для придания им огнестойкости и водонепроницаемости.

Природные соединения кремния Земная кора состоит из оксида кремния (IV) и различных силикатов.

Природные силикаты имеют сложный состав и строение.

Их можно рассматривать как соли поликремниевых кислот.

Вот состав некоторых природных силикатов:

полевой шпат: К2ОА12036SiO2;

слюда: К2О3А12036SiO22Н2О;

aсбест: ЗМgO2SiO22Н2О;

каолинит: А1203 2SiO22Н2О.

Природные соединения кремния Силикаты, содержащие в своем составе также оксид алюминия, называются алюмосиликатами.

Из перечисленных силикатов алюмосиликатами являются полевой шпат, каолинит и слюда.

В природе наиболее распространены именно алюмосиликаты, например, полевые шпаты.

Распространены также смеси различных силикатов.

Так, горные породы – граниты и гнейсы – состоят из кристалликов кварца, полевого шпата и слюды.

Горные породы и минералы на поверхности земли под действием температуры, а затем влаги и оксида углерода (IV) выветриваются, т. е. медленно разрушаются.

Природные соединения кремния Процесс выветривания полевого шпата можно выразить уравнением:

K 2 O Al2 O 3 6SiO 2 + 2H 2 O + CO 2 = Al2 O 3 2SiO 2 2H O + K 2 CO 3 + 4SiO 2.

Основным продуктом выветривания является минерал каолинит – главная составная часть белой глины.

В результате выветривания горных пород на земле образовались залежи глины, песка и солей.

Из искусственных силикатов наибольшее значение имеют стекло, цемент и керамика.

Получение стекла Состав обычного оконного стекла примерно выражается формулой Na2ОСаО6SiO2.

Стекло получают сплавлением в специальных печах смеси соды Na2СО3, мела СаСO3 и белого песка SiO2.

Сначала образуются силикаты натрия и кальция:

SiO 2 + Na 2 CO 3 = Na 2SiO 3 + CO 2, SiО 2 + СaCO 3 = СaSiO 3 + CO 2.

Затем силикаты и кремнезем сплавляют в массу, которая постепенно охлаждается:

Na 2SiO 3 + CaSiO 3 + 4SiO 2 = Na 2 O CaO 6SiO 2.

Получение стекла Часто в производстве стекла соду заменяют сульфатом натрия и углем.

В этом случае необходимый силикат натрия получается по уравнению реакции:

2SiO 2 + С + 2 Na 2SO 4 = Na 2SiO 3 + CO 2 +2SO 2.

Для получения специального стекла изменяют состав исходной смеси.

Заменяя соду Nа2СO3 поташем К2СO3, получают тугоплавкое стекло для химической посуды.

Получение стекла Заменяя мел СаСО3 оксидом свинца (II) РbО, получают хрустальное стекло.

Добавки оксидов металлов к исходной смеси придают стеклу различную окраску.

Так, оксид хрома (III) Сr2О3 придает зелёную окраску, оксид кобальта (II) СоО – синюю, оксид марганца (IV) МnO2 – красновато-лилову и т. д.

Из стекла изготовляются волокна и ткани для технических нужд.

Получение цемента Портландцемент представляет собой вяжущее порошкообразное вещество, которое при смешении с водой затвердевает на воздухе и в воде в камнеподобную массу.

Обычно его получают обжигом (1400 – 1600°С) сырьевой смеси, состоящей из известняка и глины.

Прокаливание производится в специальных цилиндрических вращающихся печах.

Получаемая спекшаяся зернистая масса называется клинкером. Это полуфабрикат.

Клинкер с соответствующими добавками размалывают в тонкий порошок в шаровых мельницах и получают окончательный продукт.

Получение цемента В природе встречаются породы, которые содержат известняк и глину в соотношениях, необходимых для получения портландцемента.

Их называют мергелями. На их основе работают крупные цементные заводы.

Часто сырьевую смесь готовят искусственным путем.

Регулируя состав смесей, получают различные виды цемента:

быстротвердеющие, морозостойкие, коррозионностойкие и др.

Получение цемента Из смеси цемента, воды и заполнителей (песок, гравий, щебень, шлак) после их затвердевания получают искусственный камень – бетон.

Смесь этих материалов до затвердевания называется бетонной смесью.

При затвердевании цементное тесто связывает зерна заполнителей.

Затвердевание происходит даже в воде.

Бетон со стальной арматурой (внутренним каркасом) называется железобетоном.

Бетоны и железобетоны в больших количествах идут на сооружение гидроэлектростанций, дорог, несущих конструкций зданий.

Получение цемента Разработаны и изготовляются также бетоны, в которых в качестве вяжущего используются органические полимеры или полимеры совместно с цементом.

Это так называемые пластобетоны, обладающие особыми свойствами.

Производство стекла, цемента и керамики относится к силикатной промышленности, перерабатывающей природные соединения кремния.

Вопросы Изобразить электронное строение атома кремния и указать их характерные степени окисления.

Назвать природные соединения кремния.

Каковы физические и химические свойства кремния?

Охарактеризовать важнейшие химические свойства оксида кремния (IV).

Как, исходя из кремния, получить кремниевую кислоту? Написать уравнения соответствующих реакций.

Что представляют собой силикаты?

Написать ионное уравнение гидролиза силиката натрия. Какие производства относятся к силикатной промышленности?

Обзор свойств металлов Металлы известны с давних пор (золото, серебро).

Металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, встречаются в свободном виде, в виде самородков.

Остальные металлы встречаются в связанном виде, в виде соединений.

Минералы, горные породы, содержащие соединения металлов и пригодные к их промышленному получению, называют рудами.

В рудах металлы находятся в виде оксидов, сульфидов, карбонатов, силикатов и фосфатов.

Металлы Способы получения металлов из руд:

пирометаллургия;

гидрометаллургия;

электрометаллургия.

Способы получения металлов из руд Пирометаллургия – это восстановление металлов из руд при высоких температурах под действием восстановителей.

В зависимости от типа восстановителя различают:

карботермию;

металлотермию.

Способы получения металлов из руд Карботермия – восстановление металла углеродом или монооксидом углерода:

Fe2O3 + C 2 FeO + CO ;

t FeO + CO Fe + CO2 ;

t FeO + C Fe + CO.

t Так получают металлы, которые не дают прочных карбидов.

Способы получения металлов из руд Если металл образует прочные карбиды, то в качестве восстановителя используют более активный металл: магний, алюминий, кремний, натрий, калий.

Такой способ получения металлов называют металлотермией.

Чаще восстановителем является алюминий. Тогда метод называют алюминотермией.

Сr2O3 + Al Cr + Al2O3.

t Способы получения металлов из руд Для получения металлов, чистых от углерода, в качестве восстановителя используют водород:

WO3 + H 2 W + H 2 O t Водород дает взрывоопасную смесь с кислородом и его применение ограничено.

Способы получения металлов из руд Гидрометаллургия – это восстановление металлов из растворов их солей.

Медную руду, содержащую CuO, растворяют в серной кислоте:

СuO + H 2 SO4 = CuSO4 + H 2O.

Из раствора медь восстанавливают порошком железа:

СuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.

Способы получения металлов из руд Электрометаллургия – это получение металлов из растворов или расплавов электролизом.

Читайте ранее рассмотренную тему электролиз.

Физические свойства металлов Благодаря наличию в металлах металлической связи, обусловливающей электростатическое взаимодействие катионов металла со свободными электронами, металлы обладают рядом общих свойств.

Физические свойства металлов 1. Металлический блеск – способность отражать свет.

2. Наличие кристаллической решетки.

3. Малые энергии ионизации (металлы легко отдают свои валентные электроны).

4. Электропроводность, обусловленная тем, что электроны не принадлежат конкретному атому, а свободно перемещаются в металле.

В ряду: Ag, Cu, Au, Al, Fe … электропроводность уменьшается Физические свойства металлов Если повысить температуру, то электропроводность уменьшается за счет возрастающего движения катионов металла в узлах кристаллической решетки.

5. Теплопроводность. Тепловая энергия хорошо передается в металлах благодаря свободно перемещающимся электронам и колебаниям ионов в узлах кристаллической решетки.

Физические свойства металлов 6. Пластичность – способность металла изменять форму без разрушения.

В ряду: Au, Ag, Cu, Al, Zn, Sn, Pb, Fe, … пластичность уменьшается.

Благодаря пластичности металлы поддаются ковке, штамповке, прокатке, вытягиваются в проволоку.

Физические свойства металлов 7. Плотность ().

Если: 5 г/см3 – легкий металл, 5 г/см3 – тяжелый металл.

Самый легкий металл – литий:

(Li) = 0,53 г/см3.

Самый тяжелый металл – осмий:

(Os) = 22,6 г/см3.

Физические свойства металлов 8.Температура плавления.

Самый тугоплавкий металл вольфрам:

Tпл (W) = 3390°C.

Самые легкоплавкие металлы:

галлий и цезий:

Tпл(Ga) = 29,8°C;

Tпл(Cs) = 28, 5°C.

Физические свойства металлов 9.Твердость – сопротивление проникновению другого тела.

Литий, натрий, калий можно резать ножом.

Хром сам режет стекло.

10.Способность к образованию сплавов.

Металлы образуют между собой растворы в жидком и твердом состояниях.

Жидкие растворы, кристаллизуясь, дают сплавы, свойства которых можно изменять.

Химические свойства металлов Главное химическое свойство металлов – отдавать электроны:

n+ Ме ne = Me.

1. Отношение к кислороду.

Все металлы окисляются кислородом.

Ме + О2 Me2On.

Многие металлы дают прочные оксидные пленки, которые защищают металл от дальнейшего окисления: Al, Zn, Sn, Pb, … Fe дает рыхлую оксидную пленку, которая не защищает его от дальнешего окисления.

Химические свойства металлов 2. Отношение к воде.

Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют его из воды.

Щелочные и щелочноземельные металлы делают это при комнатной температуре.

Na + H 2O NaOH + H 2.

+ Na e = Na, о ие, 2 H 2O + 2e = H 2 +2OH, в ие.

Химические свойства металлов Другие металлы вытесняют водород из воды при нагревании:

Al + H 2O Al2O3 + H 2.

t Уравниваем методом электронного баланса:

+ 2 Al 3e 2 2 Al, о ие, + 2 H + 2e H 2, в ие.

Химические свойства металлов 3. Отношение к неметаллам.

Галогены окисляют металлы на свету:

Fe + Cl2 = FeCl2.

хлорид железа (II) Другие неметаллы окисляют металлы при нагревании :

Fe + C Fe3C.

t карбид железа (II), цементит Химические свойства металлов Fe + Si Fe3 Si.

t силицид железа (II) Fe + H 2 FeH.

t гидрид железа (II) 4. Более активные металлы восстанавливают менее активные из растворов их солей:

2+ 2+ Cu SO4 + Fe = Fe SO4 + Cu.

0 Химические свойства металлов 5. Отношение к щелочам.

Со щелочами взаимодействуют металлы, оксиды и гидроксиды которых амфотерны.

Такие металлы стоят в ряду напряжений до водорода и вытесняют его из воды.

NaOH + Zn + H 2O Na2 ZnO2 + H 2.

Zn 2e + 4OH = ZnO + 2 H 2O, о ие;

1 2 H 2O + 2e H 2 +2OH, в ие.

6. Взаимодействие металлов с кислотами По отношению к металлам кислоты делят на:

окислительные;

неокислительные.

Неокислительными называют кислоты, в которых при взаимодействии с металлами степень окисления меняет водород.

К ним относятся все органические и минеральные кислоты, кроме H2SO4 конц.

и HNO3 любой концентрации.

6. Взаимодействие металлов с кислотами Окислительной считают кислоту, у которой при взаимодействии с металлом степень окисления меняет кислотообразующий элемент.

К ним относят кислоты: H2SO4 конц и HNO любой концентрации.

6. Взаимодействие металлов с кислотами а) металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют его из неокислительных кислот:

Fe + HCl FeCl2 + H 2.

2+ Fe 2e = Fe, о ие;

+ 1 2 H + 2e = H 2, в ие.

Cu + HCl = 6. Взаимодействие металлов с кислотами Fe + H 2 SO 4 разб. = FeSO4 + H 2.

Cu + H 2 SO4 разб. = 6. Взаимодействие металлов с кислотами б) с окислительными кислотами:

продукт восстановления кислоты зависит от активности металла и концентрации кислоты.

Чем активнее металл и концентрированнее кислота, тем глубже идет восстановление кислотообразующего элемента.

6. Взаимодействие металлов с кислотами Чем больше электронов участвует в восстановительном процессе, тем глубже процесс восстановления.

Запишем уравнения реакций в общем виде:

+6 +4 Мe + H 2 S O 4 конц. Мe2 ( SO4 ) n + H 2О + S O2, S 0, H 2 S.

+5 +4 +2 + Мe + H N O 3 Мe( NO3 ) n + H 2О + N O2, N O, N 2, N H Таблица. Взаимодействие металлов с кислотами Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Au НNO3 конц NO Н2SO4 конц SO Н2S S НNO3 разб NH4+ N2 N2O NO 6. Взаимодействие металлов с кислотами При протекании реакции концентрация кислоты уменьшается и продукты восстановления меняются.

В таблице данные для начального момента реакции.

Концентрированные кислоты пассивируют металлы при комнатной температуре, так как поверхность металла блокируется образующейся солью.

Примеры Закончите уравнения реакций и расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса.

Пример 1.

+6 H 2 S + H 2O + Na2 SO Na + H 2 S O 4 конц.

t 1 SO4 + 8e + 10 H = H 2 S + 4 H 2O, в е, + + 4 2 Na 2e = 2 Na, о е.

2 + + SO + 10 Н + 8 Na = H 2 S +4 H 2O + 8 Na.

8 Na + 5 H 2 SO 4 конц. = 4 Na2 SO4 + H 2 S + 4 H 2O.

Таблица. Взаимодействие металлов с кислотами Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Au НNO3 конц NO Н2SO4 конц SO Н2S S НNO3 разб NH4+ N2 N2O NO Примеры Пример 2.

+ S + H 2O+ Fe2 ( SO4 )3.

Fe + H 2 S O 4 конц. t + + 8H = S 0 + 4 H 2O, в е, + 6e 1 SO 3+ 1 2 Fe 6e = 2 Fe, о е.

2 + 3+ SO + 8 Н + 2 Fe = S + 4 H 2O + 2 Fe.

2 Fe + 4 H 2 SO 4 конц. = Fe2 ( SO4 ) 3 + S +4 H 2O.

Таблица. Взаимодействие металлов с кислотами Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Au НNO3 конц NO Н2SO4 конц SO Н2S S НNO3 разб NH4+ N2 N2O NO Примеры Пример 3.

+6 + Сu + H 2 S O 4 конц. S О2 + H 2O + CuSO t + 2 + + 2e + 4 H = S О2 + 2 H 2O, в е, 1 SO 1 Cu 0 2e = Cu 2+, о е.

2 + 2+ SO + 4 Н + Cu = SO2 + 2 H 2O + Cu.

Cu + 2 H 2 SO 4 конц. = CuSO4 + SO2 + 2 H 2O.

Таблица. Взаимодействие металлов с кислотами Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Au НNO3 конц NO Н2SO4 конц Н2S S SO НNO3 разб NH4+ N2 N2O NO Примеры Пример 4.

+ + H N O 3 конц. +Cu N О2 + H 2O + Cu ( NO3 ) 2.

t + + 1e + 2 H = NО2 + H 2O, в е, 2 NO 1 Cu 0 2e = Cu 2+, о е.

+ 2+ 2 NO + 4 Н + Сu = 2 NO2 + 2 H 2O + Сu.

Cu + 4 HNO 3 конц. = Cu ( NO3 ) 2 + 2 NO2 + 2 H 2O.

Таблица. Взаимодействие металлов с кислотами Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Au НNO3 конц NO Н2SO4 конц Н2S SO S НNO3 разб NH4+ N2 N2O NO Примеры Пример 5.

+5 + H N O 3 разб +Cu N О + H 2O + Cu ( NO3 ) 2.

+ 3e + 4 H = NО + 2 H 2O, в е, + 2 NO 3 Cu 0 2e = Cu 2+, о е.

+ 2+ 2 NO + 8 Н + 3Сu = 2 NO + 4 H 2O + 3Сu.

Cu + 8 HNO 3 разб = 3Cu ( NO3 ) 2 + 2 NO + 4 H 2O.

Таблица. Взаимодействие металлов с кислотами Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Au НNO3 конц NO Н2SO4 конц Н2S SO S НNO3 разб NH4+ N2 N2O NO Примеры Пример 6.

+ + H 2O + Zn( NO3 ) 2.

H N O 3 разб + Zn N 1 2NO + 10e + 12 H = N + 6 H 2O, в е, + 3 5 Zn 0 2e = Zn 2+, о е.

+ 2+ 2 NO + 12 Н + 5Zn = N 2 + 6 H 2O + 5Zn.

5Zn + 12 HNO 3 разб = 5Zn ( NO3 ) 2 + N 2 + 6 H 2O.

Таблица. Взаимодействие металлов с кислотами Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Au НNO3 конц NO Н2SO4 конц Н2S SO S НNO3 разб NH4+ N2 N2O NO Примеры Пример 7.

+5 + H N O 3 разб + Na N Н + H 2O + NaNO + 8e + 10 H = NН + 3H 2O, в е, + + 1 NO 3 8 Na 0 1e = Na +, о е.

+ + + NO + 10 Н + 8 Na = NH + 3H 2O + 8 Na.

3 8 Na + 10 HNO 3 разб = 8 NaNO3 + NH 4 NO3 + 3H 2O.

Таблица. Взаимодействие металлов с кислотами Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Au НNO3 конц NO Н2SO4 конц SO Н2S S НNO3 разб NH4+ N2 N2O NO Примеры + H Пример 8. Zn + NaOH ZnO + H 2 Zn O Zn вытесняет водород из воды.

Уравниваем в щелочной среде:

1 Zn 2e + 4OH = ZnO + 2 H 2O, о е, 1 2 Н 2О + 2e = Н 2 +2ОН, в е.

Zn + 4OН + 2 H 2O = ZnO2 + H 2 +2 H 2O + 2OH.

Zn + 2 NaOH = Na2 ZnO2 + H 2.

Обзор свойств неметаллов Для неметаллов скорее характерно различие, чем общность свойств.

Неметаллы в основном располагаются в конце малых и больших периодов, а число внешних электронов атомов, находящихся в группах, равно номеру группы.

Для завершения внешних уровней атомы неметаллов присоединяют электроны.

В этом случае неметаллы являются окислителями.

Способность атомов присоединять электроны в каждом периоде возрастает по мере приближения к инертному элементу, а в каждой группе – по мере уменьшения радиуса атома или, иными словами, снизу вверх.

Активнее всех присоединяют электроны атомы фтора.

Уменьшение способности присоединять электроны находится в соответствий с уменьшением величин их относительных электроотрицательностей.

Обзор свойств неметаллов Следует подчеркнуть, что вторым после фтора в этом ряду стоит атом кислорода, а не хлора.

Взаимодействуя с металлами, типичные неметаллы образуют соединения с ионной связью, например, хлорид натрия NаСl, оксид кальция СаО, сульфид калия К2S.

В определенных условиях неметаллы реагируют между собой, образуя соединения с ковалентной связью – как полярные, так и неполярные.

Примерами первых служат вода Н2O, хлороводород НСl, аммиак NН3.

Примерами вторых – оксид углерода (IV) СО2, метан СН4, бензол С6Н6.

С водородом неметаллы образуют летучие соединения, формулы которых зависят от номера группы элемента.

Обзор свойств неметаллов Эту зависимость можно проиллюстрировать рядом таких соединений, как фтороводород НF, сероводород Н2S, аммиак NH3, метан СН4.

При растворении в воде водородные соединения галогенов, серы, селена и теллура образуют кислоты той же формулы, что и сами водородные соединения:

НF, НСl, НВг, НI, Н2S, Н2Sе, Н2Те.

При растворении в воде аммиака образуется аммиачная вода, обычно обозначаемая формулой NH4ОН.

С кислородом неметаллы образуют кислотные оксиды.

В одних оксидах они проявляют максимальную степень окисления, равную номеру группы (SO3, N2O5), в других – более низкую (SO2, N2O3).

Обзор свойств неметаллов Кислотным оксидам соответствуют кислоты, причем из двух кислородных кислот одного неметалла сильнее та, в которой он проявляет максимальную степень окисления.

Например, азотная кислота HNO3 сильнее азотистой HNO2, а серная кислота H2SO4 сильнее сернистой Н2SO3.

Напомним, что сила кислоты определяется ее способностью образовывать ионы водорода Н+, точнее ионы гидроксония Н3О+.

В нормальных условиях неметаллы водород, фтор, хлор, кислород и азот – это газы, бром – жидкость, а остальные – твердые вещества.

Обзор свойств неметаллов К неметаллам относятся инертные элементы (благородные газы) – гелий Не, неон Nе, аргон Аг, криптон Кг, ксенон Хе, радон Rn.

Атомы инертных элементов содержат на внешнем энергетическом уровне по 8 электронов в …s2р6-состоянии.

Исключение составляет гелий, у которого 2 электрона.

Еще недавно считалось, что такие атомы не способны ни отдавать электроны, ни принимать их, ни образовывать общие электронные пары.

Однако в 1962 году было получено первое химическое соединение инертного элемента – тетрафторид ксенона ХеF4, после чего химия благородных газов начала развиваться быстрыми темпами.

Особенно богата химия ксенона, соединения которого по свойствам сходны с соответствующими соединениями йода.

При взаимодействии ксенона с фтором в зависимости от условий получается либо дифторид ксенона ХеF2, либо тетрафторид ХеF4, либо гексафторид ХеF6.

Обзор свойств неметаллов При нормальной температуре все они – твердые вещества белого цвета.

В химическом отношении наиболее активен гексафторид ксенона ХеF6, хорошо взаимодействующий с кремнеземом:

2XeF6 + SiO 2 = 2XeOF4 + SiF4.

Образующийся при этом окситетрафторид ксенона ХеОF4 при нормальной температуре – летучая бесцветная жидкость.

Все фториды ксенона взаимодействуют с водой.

При этом в реакции с дифторидом и тетрафторидом образуются ксенон, кислород и фтороводород:

2XeF2 + 2Н 2 О = 2Xe + O 2 + 4SiF4, XeF4 + 2Н 2 О = Xe + O 2 + 4SiF4.

Обзор свойств неметаллов Однако при взаимодействии гексафторида ксенона с водой получается новое соединение – оксид ксенона (VI) ХеO3:

XeF6 + 3Н 2 О = XeO3 + 6НF.

ХеОз – бесцветное кристаллическое вещество, которое в твердом состоянии весьма взрывоопасно (по силе взрыва не уступает тринитротолуолу).

В растворе же оксид ксенона (VI) устойчив и безопасен.

Фториды ксенона – сильные окислители.

При взаимодействии с водородом они восстанавливаются до ксенона.

Поэтому реакция:

XeF6 + 3Н 2 = Xe + 6НF служит для получения чистого ксенона.

Фториды ксенона проявляют окислительные свойства и по отношению к другим веществам:

XeF6 + 6KI = Xe + 3I 2 + 6KF.

Обзор свойств неметаллов Вслед за фторидами ксенона удалось получить и фторид радона.

Однако из-за сильной радиоактивности радона это соединение пока еще мало изучено.

Получены и фториды криптона КrF2 и КrF4, которые также оказались значительно менее устойчивыми, чем соответствующие соединения ксенона.

Соединения же неона, аргона и гелия пока еще не получены.

Развитие экспериментальной техники, видимо, приведет к открытию соединений и этих элементов.

Обзор свойств неметаллов Из кислородных соединений помимо оксида ксенона (VI) ХеО3 в настоящее время получен оксид ксенона (VIII) ХеO4, а также соответствующие им кислоты: Н6ХеО6 и Н4ХеO6.

Хотя сами эти кислоты неустойчивы, их соли – ксенаты (например, Na6ХеО6, Ва3ХеO6) и перксенаты (например, Nа4ХеО6, Ва2ХеO6) – при комнатной температуре представляют собой достаточно устойчивые кристаллические вещества.

Получены также соли криптоновой кислоты – криптат бария ВаКrO4 и др.

Таким образом, инертные элементы способны вступать в реакции и образовывать соединения с обычными ковалентными связями.

Обзор свойств неметаллов Вместе с тем уже известны и химические соединения инертных элементов с ионной связью.

Их удалось получить, используя для отрыва электронов от их атомов гексафторид платины РtF6 – газ темно-красного цвета, являющийся даже более сильным окислителем, чем фтор.

Уравнение реакции взаимодействия ксенона с гексафторидом платины можно, представить так:

Xe + PtF6 = Xe + [PtF6 ].

Образовавшийся гексафторплатинат ксенона – твердое оранжевое вещество, имеющее ионную кристаллическую решётку.

Химия инертных элементов – это успехи науки последних лет.

Подгруппа ванадия К подгруппе ванадия относятся элементы побочной подгруппы пятой группы: ванадий, ниобий и тантал.

Эти элементы отличаются от элементов главной подгруппы (азота, фосфора и др.) преобладанием металлических свойств и отсутствием водородных соединений.

Но производные элементов обеих подгрупп в высшей степени окисленности имеют значительное сходство.

Для ванадия и его аналогов наиболее типичны соединения, в которых их степень окисленности равна +5.

Их высшие оксиды проявляют свойства кислотных оксидов и образуют, соответственно, ванадиевую, ниобиевую и танталовую кислоты, которым отвечает ряд солей.

Низшие оксиды обладают основными свойствами.

Подгруппа ванадия В свободном состоянии ванадий, ниобий и тантал весьма стойки к химическим воздействиям и обладают высокими температурами плавления.

Эти металлы, вместе с хромом, молибденом, вольфрамом, рением, а также рутением, родием, осмием и иридием относятся к тугоплавким металлам.

Под последними условно понимают металлы, температура плавления которых превышает температуру плавления хрома (1890°С).

Тугоплавкие металлы в чистом виде и в виде сплавов получили в последнее время исключительное значение в ряде отраслей новой техники.

Ванадий Соединения ванадия широко распространены в природе, но они очень распылены и не образуют сколько-нибудь значительных скоплений.

Общее содержание ванадия в земной коре оценивается в 0,0015% (масс).

Главным источником получения ванадия служат железные и полиметаллические руды, содержащие небольшие количества ванадия.

Обычно из руд получают или сплав ванадия с железом, так называемый феррованадий, или ванадиевый ангидрид V2O5.

Чистый металл получают из его соединений:

кальцийтермическим восстановлением V2O5, магнийтермическим восстановлением VCl3, термической диссоциацией VI2.

Ванадий Чистый ванадий – серебристый ковкий металл, плотностью 5,96 г/см3, плавящийся при температуре около 1900°С.

Как и у титана, механические свойства ванадия резко ухудшаются при наличии в нем примесей кислорода, азота, водорода.

Ванадий отличается высокой химической устойчивостью в воде, в морской воде, в растворах щелочей.

Он растворяется в плавиковой кислоте, в концентрированных азотной и серной кислотах, в царской водке.

Ванадий Ванадий в основном используют в качестве добавки к сталям.

Сталь, содержащая всего 0,1 – 0,3% ванадия, отличается большой прочностью, упругостью и нечувствительностью к толчкам и ударам.

Это особенно важно для автомобильных осей, которые все время подвергаются сотрясению.

Как правило, ванадий вводят в сталь в комбинации с другими легирующими элементами:

хромом, никелем, вольфрамом, молибденом.

Наиболее широкое применение ванадий нашел в производстве инструментальных и конструкционных сталей.

Он применяется также для легирования чугуна.

Ванадий Ванадий образует четыре оксида: VO, V2О3, VO2 и V2O5.

Высший оксид V2O5 – обладает ярко выраженным кислотным характером.

Диоксид VO2 амфотерен.

Оба низших оксида проявляют только основные свойства.

Оксид ванадия (V), или ванадиевый ангидрид, V2O5 – вещество оранжевого цвета, легко растворимое в щелочах с образованием солей метаванадиевой кислоты НVО3, называемых ванадатами.

Ванадиевый ангидрид и ванадаты применяются в химической промышленности в качестве катализаторов при контактном способе получения серной кислоты и при некоторых органических синтезах.

Соединения ванадия используются также в стекольной промышленности, в медицине, в фотографии.

Ниобий. Тантал В земной коре ниобия содержится 0,002, а тантала 0,0002% (масс).

Оба элемента во многом сходны с ванадием.

В свободном состоянии они представляют собой тугоплавкие металлы, твердые, но не хрупкие, хорошо поддающиеся механической обработке.

Плотность ниобия 8,57 г/см3, тантала 16,6 г/см3.

Температуры плавления, соответственно, 2500 °С и 3000 °С.

Оба металла, в особенности тантал, устойчивы во многих агрессивных средах.

На них не действуют соляная, серная, азотная, хлорная кислоты и царская водка, так как на поверхности этих металлов образуется тонкая, но очень прочная и химически стойкая оксидная пленка.

Ниобий. Тантал У тантала, например, эта пленка представляет собой оксид тантала (V) Ta2O5.

Поэтому на тантал действуют только такие реагенты, которые способны взаимодействовать с этим оксидом или проникать сквозь него.

К подобным реагентам относятся фтор, фтороводород и плавиковая кислота, расплавы щелочей.

Ниобий – один из основных компонентов многих жаропрочных и коррозионностойких сплавов.

Особенно большое значение имеют жаропрочные сплавы ниобия, которые применяются в производстве газовых турбин, реактивных двигателей, ракет.

Ниобий вводят также в нержавеющие стали.

Ниобий. Тантал Он резко улучшает их механические свойства и сопротивляемость коррозии.

Стали, содержащие от 1 до 4% ниобия, отличаются высокой жаропрочностью и используются как материал для изготовления котлов высокого давления.

Сталь с добавкой ниобия – превосходный материал для электросварки стальных конструкций.

Ее применение обеспечивает необычайную прочность сварных швов.

Наиболее важные области применения тантала – электронная техника и машиностроение.

Ниобий. Тантал В электронике он применяется для изготовления электролитических конденсаторов, анодов мощных ламп, сеток.

В химическом аппаратостроении из него изготовляют детали аппаратов, применяемых в производстве кислот.

В танталовых тиглях плавят металлы, например, редкоземельные.

Из него изготовляют нагреватели высокотемпературных печей.

Благодаря тому, что тантал не взаимодействует с живыми тканями организма человека и не вредит им, он применяется в хирургии для скрепления костей при переломах.

Ниобий. Тантал Во многих областях применения тантала с ним конкурируют его сплавы с ниобием.

Это дает большой экономический эффект, потому что ниобий дешевле тантала.

Карбиды ниобия и тантала отличаются исключительной твердостью и применяются в металлообрабатывающей промышленности для изготовления режущего инструмента.

Подгруппа марганца В состав этой подгруппы входят элементы побочной подгруппы седьмой группы: марганец, технеций и рений.

Отношение между ними и элементами главной подгруппы седьмой группы – галогеннами – приблизительно такое же, как и между элементами главной и побочной подгрупп шестой группы.

Имея в наружном электронном слое атома всего два электрона, марганец и его аналог не способны присоединять электроны и, в отличие от галогенов, соединений с водородом не образуют.

Однако высшие кислородные соединения этих элементов до некоторой степени сходны с соответствующими соединениями галогенов, так как в образовании связей с кислородом у них, как и у галогенов, могут участвовать семь электронов.

Поэтому их высшая степень окисленности равна +7.

Подгруппа марганца Из элементов подгруппы марганца наибольшее практическое значение имеет сам марганец.

Рений, открытый в 1925 году, – редкий элемент.

Однако, благодаря ряду ценных свойств, находит применение в технике.

Технеций в земной коре не встречается.

Он был получен в 1937 году искусственно, бомбардировкой ядер атомов молибдена ядрами тяжелого изотопа водорода – дейтронами.

Технеций был первым элементом, полученным искусственным, «техническим» путем, что и послужило основанием для его названия.

Марганец Запишем электронно-графическую формулу атома марганца в нормальном состоянии:

Mn 1s 2 s 2 p 3s 3 p 4 s 3d 2 2 6 2 6 2 3d в возбужденном состоянии: В' = 4s Mn * 1s 2 s 2 p 3s 3 p 4 s 3d 4 p 2 2 6 2 6 1 5 4p В' = 3d 4s Степени окисления марганца в соединениях:

Mn+2, Mn+3, Mn+4, Mn+6,Mn+7.

Нахождение в природе Содержание марганца в земной коре составляет 0,1 % по массе и он встречается в виде минералов:

пиролюзита – MnO2;

браунита – Mn2O3;

гаусманита –Mn3O4;

марганцевого блеска – MnS.

По запасам руд с высоким содержанием марганца наша страна занимает первое место в мире.

Получение Марганец получают карботермическим или силикотермическим методами – восстановлением кремнием при высокой температуре:

MnO2 + С Mn + СO2.

t MnO2 + Si Mn + SiO2.

t + 1 Mn + 4e = Mn, в ие, + 1 Si 4е = Si, о ие.

Получение Чистый металл получают электролизом раствора соли MnCl (см. тему «Электролиз»).

Для этого руду восстанавливают до соединений двухвалентного марганца и растворяют в кислоте.

Физические свойства Марганец –серебристо-белый твердый и хрупкий металл.

В зависимости от температуры кристаллизации он имеет четыре модификации.

Ниже 7070С устойчив Mn, имеющий сложную структуру, что и обусловливает его хрупкость.

На воздухе марганец покрывается тонкой оксидной пленкой, защищающей его от дальнейшего окисления даже при нагревании.

Физические свойства Для марганца:

температура плавления Т пл = 1245 С ;

плотность = 7,44 г / см ;

стандартный электродный = 1.18 B.

потенциал Mn 2+ Mn Химические свойства 1. Отношение к кислороду.

В мелкораздробленном состоянии марганец легко окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре:

Mn + О2 MnO2.

2. Отношение к воде.

Марганец вытесняет водород из воды:

Mn + Н 2О MnO2 + H 2.

t Химические свойства 3. Отношение к неметаллам.

Mn + Cl2 MnCl2, Mn + S MnS и т.д.

t 4. Марганец восстанавливает менее активные металлы из растворов их солей:

СuSO4 + Mn MnSO4 + Cu.

5. Отношение к щелочам.

Со щелочами марганец не взаимодействует.

Химические свойства 6. Отношение к кислотам.

а)марганец вытесняет водород из неокислительных кислот:

Mn + HСl MnCl 2 + H 2, Mn + H 2 SO 4 разб. MnSO4 + H 2.

б)концентрированные окислительные кислоты при комнатной температуре пассивируют марганец, но при нагревании марганец растворяется, проявляя степень окисления +2:

+ Mn + H 2 S O 4 конц. S + H 2O + MnSO4.

t 6. Взаимодействие металлов с кислотами Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Au НNO3 конц NO Н2SO4 конц SO Н2S S НNO3 разб NH4+ N2 N2O NO Химические свойства + + H N O 3 конц. + Mn N О2 + H 2O+ Mn( NO3 ) 2.

t 6. Взаимодействие металлов с кислотами Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Au НNO3 конц NO Н2SO4 конц SO Н2S S НNO3 разб NH4+ N2 N2O NO Химические свойства + H N O 3 разб + Mn N + H 2O + Mn( NO3 ) 2.

6. Взаимодействие металлов с кислотами Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Au НNO3 конц NO Н2SO4 конц SO Н2S S НNO3 разб NH4+ N2 N2O NO Применение В металлургии используется способность марганца связывать серу, а также ее аналог – кислород.

Марганец, имея бо'льшее сродство к сере, чем железо, удаляет её из чугуна в виде МnS, и сера переходит в шлак.

FeS + Mn MnS + Fe.

t шлак Нет ни одной стали, которая не содержала бы марганца в тех или иных количествах.

Применение Марганец входит в состав ряда сплавов, повышая их стойкость против коррозии.

Марганцовистая сталь, содержащая до 15% Mn, обладает высокими твердостью и прочностью.

Из неё делают рабочие части дробильных машин, шаровых мельниц, железнодорожные рельсы.

Соединения марганца +2 +3 +4 +6 + Mn Mn Mn Mn Mn MnO Mn2O3 MnO2 MnO3 Mn2O Mn(OH ) 2 Mn(OH ) 3 Mn(OH ) 4 H 2 MnO3 H 2 MnO4 HMnO Mn2 SO4 К 2 MnO3 К 2 MnO4 КMnO Mn(SO4 ) MnSO манганит манганат перманганат H 2 MnO3 - марганцоватая, HMnO4 - марганцовая.

H 2 MnO4 - марганцовистая, Соединения марганца: Mn2+ MnO – основной оксид. Получение:

MnO2 + H 2 MnО + H 2O.

t зелёный Свойства:

MnO + HCl MnCl2 + H 2O.

MnO + NaOH Оксид легко окисляется на воздухе:

MnO + О2 MnO2.

Mn(OH)2 – основный гидроксид.

MnCl2 + NaOH Mn(OH ) 2 + NaCl.

телесный Cоединения марганца: Mn2+ Свойства :

Mn(OH ) 2 + HCl MnCl2 + H 2O.

Mn(OH ) 2 + NaOH.

Mn(OH ) 2 +O2 + H 2O Mn(OH ) телесный бурый Mn(OH ) 2 2e + 2OH = Mn(OH ) 4, в ль, 1 O2 + 2 H 2O + 4e = 4OH, в ие, о ль.

В ОВР Mn(OH)2 – восстановитель.

Соединения марганца: Mn 4+ Соединения Mn+3 – неустойчивы.

Наиболее устойчивым оксидом является MnO и он встречается в природе в виде минерала пиролюзита.

MnO2 легко образуется как при окислении низших оксидов, так и при восстановлении высших:

MnO + O2 MnO2.

зеленый бурый К 2 MnО4 + O2 + H 2O MnO2 + КМnО4 + KOH.

манганат бурый Соединения марганца: Mn4+ MnO2 – амфотерный оксид со слабо выраженными кислотными и основными свойствами.

MnO2 + H 2 SO4 Mn2 SO4 + H 2O.

MnO2 + NaOH Na 2 MnO3 + H 2O.

t манганит В кислой среде MnO2 – сильный окислитель и его применяют для получения хлора.

MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H 2O.

+ 2+ 1 MnO2 + 2е + 4 Н = Mn + 2 H 2O, в ие, 1 2Cl 2е = Cl2, о ие.

Соединения марганца: Mn6+ При сплавлении:

+4 +5 +6 + MnO2 + К 2СO3 + КNO K 2 MnO4 + KNO2 + CO2.

t бурый зелёный, манганат +4 + 1 Mn 2e = Mn, о ие, +5 + 1 N + 2е = N, в ие.

Манганаты в ОВР как окислители, так и восстановители.

+ + К 2 MnО4 + O + H 2O MnO2 + КМnО4 + KOH.

+ манганат бурый + 7 К 2 MnО4 + Cl KMnO4 + KCl.

манганат малиновый Соединения марганца: Mn 7+ KMnO4 - соль марганцевой кислоты, кристаллизуется в виде темно-фиолетовых кристаллов.

В ОВР KMnO4 - сильный окислитель, однако продукты восстановления зависят от рН среды.

Если рН7, то:

+7 + +4 + КMnО4 + H 2 SO4 + Na2 SO3 MnSO4 + Na2 SО4 + K 2 SO4 + H 2O.

малиновый бесцветный 2 MnO4 + 5e + 8 Н + = Mn 2+ + 4 Н 2О, в ие, 0 = 1,51В, SO32 2e + Н 2О = SO4 + 2 Н +, o ие.

Соединения марганца: Mn 7+ Если рН7, то:

+4 +6 + + КMnО4 + КОН + Na2 SO3 К 2 MnO4 + Na2 SО4 + H 2O.

малиновый зеленый 2 MnO4 + e = MnО4, в ие, 0 = 1,23В, SO32 2e + 2ОН = SO4 + Н 2О, o ие.

Если рН=7, то:

+ +4 + + КMnО4 + Н 2О + Na2 SO3 MnO2 + Na2 SО4 + КОH.

малиновый бурый MnO4 + 3e + 2 Н 2О = MnО 2 +4ОН, в ие, 0 = 0,42 В, SO32 2e + 2ОН = SO4 + Н 2О, o ие.

Соединения марганца: Mn7+ Вывод: в кислой среде КMnO4 наиболее сильный окислитель:

MnO + 5e + 8 Н = Mn + 4 Н 2О, в ие, = 1,51В, + 2+ рН7 MnO4 + e = MnО4, в ие, 0 = 1,23В, MnО рН MnO4 + 3e + 2 Н 2О = MnО 2 +4ОН, в ие, 0 = 0,42 В, рН= Как окислитель КMnO4 широко применяется в химическом анализе и на производствах.

В медицине используется как дезинфицирующее средство.

Соединения марганца: Mn 7+ При нагревании в сухом виде КMnO разлагается:

+7 +6 + KMnO4 K 2 MnO4 + MnO2 +O.

200 0 С Этой реакцией пользуются для получения кислорода в лаборатории.

В свободном виде марганцовая кислота не получена, существует только в растворе.

Марганцовый ангидрид Mn2O7 получают:

KMnO4 + H 2 SO4 Mn2O7 + K 2 SО4 + H 2O.

Соединения марганца: Mn 7+ Mn2O7 – зеленовато-бурая маслянистая жидкость.

Он неустойчив и при нагревании разлагается со взрывом:

Mn2O7 MnO2 +O2.

t Mn – жизненно необходимый элемент, играет важную роль в обмене веществ и кроветворении.

Рений Рений не образует самостоятельных минералов.

В ничтожных количествах он содержится в молибденовых рудах и некоторых редких минералах.

Общее содержание рения в земной коре составляет 0,0000001% (масс).

Рений был открыт только в 1925 году, однако существование его было предсказано еще в 1871 году Менделеевым, который назвал его двимарганцем.

В свободном состоянии рений – светло-серый металл. Плотность его равна 21,0 г/см3, температура плавления около 3190°С.

Он не растворяется в соляной и в плавиковой кислотах, азотная и горячая концентрированная серная кислоты растворяют его с образованием рениевой кислоты HReO4.

Рений Рений и его сплавы с вольфрамом и молибденом применяются в производстве электрических ламп и электровакуумных приборов.

Они имеют больший срок службы и являются более прочными, чем вольфрам.

Из сплавов вольфрама с рением изготовляют термопары, которые можно использовать в интервале температур от 0 до 2500 °С.

Жаропрочные и тугоплавкие сплавы рения с вольфрамом, молибденом, танталом применяются для изготовления некоторых ответственных деталей.

Рений и его соединения служат катализаторами при окислении аммиака, окислении метана, гидрировании этилена.

Рений Рений образует несколько оксидов, из которых наиболее стойким и характерным для рения является оксид рения(VII), или рениевый ангидрид, Re (желтовато-бурые пластинки).

При взаимодействии его с водой получается бесцветный раствор рениевой кислоты, HReO4, соли которой называются перренатами.

В отличие от марганцовой кислоты и ее солей, окислительные свойства для рениевой кислоты и перренатов не характерны.

Подгруппа меди К подгруппе меди относятся три элемента – медь, серебро и золото.

Подобно атомам щелочных металлов, атомы всех этих элементов имеют в наружном слое по одному электрону, но предпоследний их электронный слой содержит, в отличие от атомов щелочных металлов, восемнадцать электронов.

Структуру двух внешних электронных оболочек атомов этих элементов можно изобразить формулой (n – 1) s2 (n – 1) p2 (n – 1) d10 n s1 (где n – номер периода, в котором находится данный элемент).

Все элементы подгруппы меди – предпоследние члены декад d-элементов.

Подгруппа меди Однако, как видно из приведенной формулы, их атомы содержат на (n – 1) d-подуровне не 9, а электронов.

Это объясняется тем, что структура (n–1) d10s1 более устойчива, чем структура (n–1) d9s2.

Радиусы атомов меди, серебра и золота меньше радиусов атомов металлов главной подгруппы.

Это обусловливает значительно большую плотность, высокие температуры плавления и большие величины энтальпии атомизации рассматриваемых металлов.

Меньшие по размеру атомы располагаются в решетке более плотно, вследствие чего силы притяжения между ними велики.

Подгруппа меди Малый радиус атомов объясняет также более высокие значения энергии ионизации металлов этой подгруппы, чем щелочных металлов.

Это приводит к большим различиям в химических свойствах металлов обеих подгрупп.

Элементы подгруппы меди – малоактивные металлы.

Они с трудом окисляются и, наоборот, их ионы легко восстанавливаются.


Они не разлагают воду, гидроксиды их являются сравнительно слабыми основаниями.

В ряду напряжений они стоят после водорода.

Подгруппа меди В то же время восемнадцатиэлектронный слой, устойчивый у других элементов, здесь еще не вполне стабилизировался и способен к частичной потере электронов.

Так, медь наряду с однозарядными катионами образует и двухзарядные, которые для нее даже более характерны. Точно также для золота степень окисленности +3 более характерна, чем +1.

Степень окисленности серебра в его обычных соединениях равна +1, однако известны и соединения со степенью окисленности серебра +2 и +3.

Медь. Нахождение в природе Общее содержание меди в земной коре сравнительно невелико 0,01% (масс.), однако она чаще, чем другие металлы, встречается в самородном состоянии.

Самородки меди достигают значительной величины.

Этим, а также сравнительной легкостью обработки меди объясняется то, что она ранее других металлов была использована человеком.

В настоящее время медь добывают из руд.

Последние, в зависимости от характера входящих в их состав соединений, подразделяют на оксидные и сульфидные.

Медь. Нахождение в природе Сульфидные руды имеют наибольшее значение, поскольку из них выплавляется 80% всей добываемой меди.

Важнейшими минералами, входящими в состав медных руд, являются:

халькозин, или медный блеск, Cu2S;

халькопирит, или медный колчедан, CuFeS2;

малахит (СиОН)2СО3.

Медные руды, как правило, содержат большое количество пустой породы, так что непосредственное получение из них меди экономически невыгодно.

Медь. Получение Выплавка меди из ее сульфидных руд или концентратов представляет собою сложный процесс.

Обычно он слагается из следующих операций:

обжиг, плавка, конвертирование, огневое и электролитическое рафинирование.

В ходе обжига большая часть сульфидов примесных элементов превращается в оксиды.

Так, главная примесь большинства медных руд пирит FeS2 превращается в Fe2O3.

Газы, отходящие при обжиге, содержат SO2 и используются для получения серной кислоты.

Получающиеся в ходе обжига оксиды железа, цинка и других примесей отделяются в виде шлака при плавке.

Медь. Получение Основной же продукт плавки – жидкий штейн Cu2S с примесью FeS поступает в конвертор, где через него продувают воздух.

В ходе конвертирования выделяется диоксид серы и получается черновая или сырая медь.

Для извлечения ценных спутников (Au, Ag, Те и др.) и для удаления вредных примесей черновая медь подвергается огневому, а затем электролитическому рафинированию.

В ходе огневого рафинирования жидкая медь насыщается кислородом.

При этом примеси железа, цинка, кобальта окисляются, переходят в шлак и удаляются.

Медь. Физические свойства Медь же разливают в формы.

Получающиеся отливки служат анодами при электролитическом рафинировании.

Чистая медь – тягучий вязкий металл светло розового цвета, легко прокатываемый в тонкие листы.

Она очень хорошо проводит теплоту и электрический ток, уступая в этом отношении только серебру.

В сухом воздухе медь почти не изменяется, так как образующаяся на ее поверхности тончайшая пленка оксидов (придающая меди более темный цвет) служит хорошей защитой от дальнейшего окисления.

Медь. Физические свойства Но в присутствии влаги и диоксида углерода поверхность меди покрывается зеленоватым налетом карбоната гидроксомеди (СиОН)2СO3.

При нагревании на воздухе в интервале температур 200 – 375°С медь окисляется до черного оксида меди(II) СиО.

При более высоких температурах на ее поверхности образуется двухслойная окалина: поверхностный слой представляет собой оксид меди (II), а внутренний – красный оксид меди (I) Си2O.

Медь. Применение Ввиду высокой тепло- и электропроводности, ковкости, хороших литейных качеств, большого сопротивления на разрыв и химической стойкости медь широко используется в промышленности.

Большие количества чистой электролитической меди (около 40% всей добываемой меди) идут на изготовление электрических проводов и кабелей. Из меди изготовляют различную промышленную аппаратуру: котлы, перегонные кубы и т. п.

Широкое применение в машиностроительной промышленности, а также в электротехнике и других производствах имеют различные сплавы меди с другими металлами.

Сплавы меди. Применение Важнейшими из них являются латуни (сплавы меди с цинком), медноникелевые сплавы и бронзы.

Латунь содержит до 45% цинка.

Различают простые и специальные латуни.

В состав последних, кроме меди и цинка, входят другие элементы, например, железо, алюминий, олово, кремний.

Латунь находит разнообразное применение.

Из нее изготовляют трубы для конденсаторов и радиаторов, детали механизмов, в частности, часовых.

Некоторые специальные латуни обладают высокой коррозионной стойкостью в морской воде и применяется в судостроении.

Сплавы меди. Применение Латунь с высоким содержанием меди – томпак – благодаря своему внешнему сходству с золотом используется для ювелирных и декоративных изделий.

Медноникелевые сплавы подразделяются на конструкционные и электротехнические.

К конструкционным относятся мельхиoры и нейзильберы.

Мельхиоры содержат 20 – 30 % никеля и небольшие количества железа и марганца, а нейзильберы содержат 5 – 35 % никеля и 13 – 45 % цинка.

Сплавы меди. Применение Благодаря стойкости против коррозии в воде, в том числе в морской, конструкционные медноникелевые сплавы получили широкое распространение в судостроении и в энергетической промышленности.

Из них изготовляют радиаторы, трубопроводы, дистилляционные установки для получения питьевой воды из морской.

К электротехническим медноникелевым сплавам относятся константан (40 % Ni, 1,5 % Мn) и манганин (3 % Ni, 12 % Мn), обладающие низким температурным коэффициентом электросопротивления и служащие для изготовления магазинов сопротивления, а также термопарный сплав копель (43 % Ni, 0,5 % Мn), применяемый для изготовления термопар.

Сплавы меди. Применение Бронзы подразделяются по основному входящему в их состав компоненту (кроме меди) на оловянные, алюминиевые, кремнистые и др.

Из них оловянные представляют собой самые древние сплавы. Сейчас применение их в машиностроении сокращается. Более широко применяются алюминиевые бронзы (5 –10 % А1 и добавки Fe, Мn, Ni).

Бериллиевые бронзы очень прочны и применяются для изготовления пружин и других ответственных деталей.

Все медные сплавы обладают высокой стойкостью против атмосферной коррозии.

Медь. Химические свойства В химическом отношении медь является малоактивным металлом.

Однако с галогенами она реагирует уже при комнатной температуре (CuCl2).

О взаимодействии меди с кислородом воздуха говорилось выше.

При нагревании медь взаимодействует и с серой, образуя сульфид Cu2S.

Поэтому соляная и разбавленная серная кислоты на медь не действуют.

Однако в присутствии кислорода воздуха медь растворяется в этих кислотах с образованием соответствующих солей!

2Cu + 4HCl + O 2 = 2CuCl 2 + H 2 O.

Медь. Химические свойства Летучие соединения меди окрашивают несветящее пламя газовой горелки в сине-зеленый цвет.

Известны соединения, в которых медь имеет степень окисленноcти один, два и три.

Их можно рассматривать как производные соответствующих оксидов: Cu2О, СuО и Cu2О3.

Соединения меди(I) менее устойчивы, чем соединения меди (II). Оксид Сu2O3 и его производные весьма нестойки.

Соединения меди (1).

Оксид меди (I) Cu2О встречается в природе в виде минерала куприта.

Медь. Химические свойства Искусственно Cu2О может быть получен при нагревании раствора соли меди (II) со щелочью и восстановителем: формалином или глюкозой.

При нагревании образуется осадок красного оксида меди (I).

В паре с металлической медью Cu2О применяется в купроксных выпрямителях переменного тока.

При действии на Cu2О соляной кислоты получается бесцветный раствор хлорида меди (I) CuCl.

Если разбавить этот раствор водой, то хлорид меди (I) выпадает в виде белого творожистого осадка, нерастворимого в воде. Он мо-жет быть получен также кипячением раствора хлорида меди (II) СиСl2 с металлической медью в солянокислой среде:

СuCl 2 + Cu = 2CuCl.

Соединения меди (II) Оксид меди (II) – черное вещество, встречающееся в природе (например, в виде минерала тенерита).

Его можно легко получить прокаливанием карбоната гидроксомеди (II) (СиОН)2СO3 или нитрата меди (II) Cu(NO3)2.

Оксид меди (II) проявляет окислительные свойства.

При нагревании с различными органическими веществами СuО окисляет их, превращая углерод в диоксид углерода, а водород – в воду и восстанавливаясь при этом в металлическую медь.

Соединения меди (II) Гидроксид меди (II) Сu(ОН)2 осаждается из растворов солей меди(II) в виде голубой студенистой массы при действии щелочей.

Уже при слабом нагревании даже под водой он разлагается, превращаясь в черный оксид меди (II).

Гидроксид меди (II) – очень слабое основание.

Поэтому растворы солей меди (II) в большинстве случаев имеют кислую реакцию, а со слабыми кислотами медь образует основные соли.

Важнейшими из солей меди(II) являются следующие.

Сульфат меди (II) CuSO4 в безводном состоянии представляет собой белый порошок, который при поглощении воды синеет.

Соединения меди (II) Поэтому он применяется для обнаружения следов влаги в органических жидкостях. Водный раствор сульфата меди имеет характерный сине-голубой цвет.

Эта окраска свойственна гидратированным ионам [Си(Н2O)4]2+, поэтому такую же окраску имеют все разбавленные растворы солей меди (II), если только они не содержат каких-либо окрашенных анионов.

Из водных растворов сульфат меди кристаллизуется, с пятью молекулами воды, образуя прозрачные синие кристаллы. В таком виде он называется медным купоросом.

Соединения меди (II) Хлорид меди (II) СиСl22Н2O oбразует темнозеленые кристаллы, легко растворимые в воде.


Очень концентрированные растворы хлорида меди (II) имеют зеленый цвет, разбавленные – сине-голубой.

Нитрат меди (II) Cu(NO3)23H2O.

Получается при растворении меди в азотной кислоте.

При нагревании синие кристаллы нитрата меди сначала теряют воду, а затем легко разлагаются с выделением кислорода и бурого диоксида азота, переходя в оксид меди (II).

Карбонат гидроксомеди (II) (СиОН)2СОз.

Встречается в природе в виде минерала малахита, имеющего красивый изумрудно-зеленый цвет.

Соединения меди (II) Искусственно приготовляется действием Na2C03 на растворы солей меди (II):

2CuSO 4 + 2 Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 +2 Na 2SO 4 + CO 2.

Применяется для получения хлорида меди(II), для приготовления синих и зеленых минеральных красок, а также в пиротехнике.

Ацетат меди (II) Сu(СН3СОО)2Н2O. Получается обработкой металлической меди или оксида меди(II) уксусной кислотой.

Обычно представляет собой смесь основных солей различного состава и цвета (зеленого и сине зеленого).

Под названием ярь-медянка применяется для приготовления масляной краски.

Соединения меди (II) Смешанный ацетат-арсенит меди (II) Cu(CH3COO)2Cu3(AsO3)2.

Применяется под названием парижская зелень для уничтожения вредителей растений.

Из солей меди вырабатывают большое количество минеральных красок, разнообразных по цвету:

зеленых, синих, коричневых, фиолетовых и черных.

Все соли меди ядовиты, поэтому медную посуду лудят, т. е. покрывают внутри слоем олова, чтобы предотвратить возможность образования медных солей.

Комплексные соединения меди Характерное свойство двухзарядных ионов меди – их способность соединяться с молекулами аммиака с образованием комплексных ионов.

Если к раствору сульфата меди приливать раствор аммиака, то выпадает голубой осадок основной соли, который легко растворяется в избытке аммиака, окрашивая жидкость в интенсивный синий цвет:

CuSO 4 + 4 NH 3 = [Cu ( NH 3 ) 4 ]SO 4, или в ионной форме:

Cu 2+ + 4 NH 3 = [Cu ( NH 3 ) 4 ]2.

Комплексные соединения меди Гидроксид меди (II) тоже растворяется в аммиаке с образованием темно-синего раствора:

Cu (OН) 2 + 4 NH 3 = [Cu ( NH 3 ) 4 ]2+ + 2OН.

Получающийся раствор обладает способностью растворять целлюлозу (вату, фильтровальную бумагу и т. п.) и применяется при изготовлении одного из видов искусственного волокна.

Гидроксид меди (II) растворяется также в очень концентрированных растворах щелочей, образуя сине-фиолетовые растворы купритов:

Cu (OH) 2 + 2 NaOH Na 2 [Cu (OH) 4 ].

Комплексные соединения меди В ионном форме:

Cu (OН) 2 + 2ОH [Cu (ОH) 4 ]2.

Из других комплексных анионов меди (II) отметим ионы [СuСl4]2-, образующиеся в концентрированных растворах хлорида меди (II) и обусловливающие их зеленую окраску:

СuCl 2 + 2Cl [CuCl 4 ].

При разбавлении растворов водой ионы [СuСl4]2 превращаются в обычные гидратированные ионы меди [Сu(Н2O)4]2+ и зеленая окраска растворов переходит в сине-голубую:

[CuCl 4 ]2 + 4H 2 O [Cu (H 2 O) 4 ]2+ + 4Cl.

Медь – микроэлемент Медь принадлежит к числу микроэлементов.

Такое название получили Fe, Сu, Мn, Мо, В, Zn, Со в связи с тем, что малые количества их необходимы для нормальной жизнедеятельности растений.

Микроэлементы повышают активность ферментов, способствуют синтезу сахара, крахмала, белков, нуклеиновых кислот, витаминов и ферментов.

Микроэлементы вносят в почву с микроудобрениями.

Удобрения, содержащие медь, способствуют росту растений на некоторых малоплодородных почвах, повышают их устойчивость против засухи, холода и некоторых заболеваний.

Серебро Серебро распространено в природе значительно меньше, чем медь.

Cодержание его в земной коре составляет всего 10- % (мaсс).

Cеребро встречается в самородном состоянии, но большую часть серебра получают из его соединений.

Самой важной серебряной рудой является серебряный блеск, или аргентит, Ag2S.

В качестве примеси серебро присутствует почти во всех медных и особенно свинцовых рудах. Из этих руд и получают около 80 % всего добываемого серебра.

Серебро Чистое серебро – очень мягкий, тягучий металл, оно лучше всех металлов проводит теплоту и электрический ток.

На практике чистое серебро, вследствие мягкости почти не применяется: обычно его сплавляют с большим или меньшим количеством меди.

Сплавы серебра служат для изготовления ювелирных и бытовых изделий, монет, лабораторной посуды.

Серебро используется для покрытия им других металлов, а также радиодеталей в целях повышения их электропроводности и устойчивости к коррозии.

Часть добываемого серебра расходуется на изготовление серебряно-цинковых аккумуляторов.

Серебро В серебряно-цинковых аккумуляторах, обладающих хорошими электрическими характеристиками и имеющих малую массу и объем, электродами служат оксиды серебра Ag2O, AgO (катод) и губчатый цинк (анод);

электролитом служит раствор КОН.

При работе аккумулятора цинк окисляется, превращаясь в ZnO и Zn(OH)2, а оксид серебра восстанавливается до металла.

Суммарную реакцию, протекающую при разряде аккумулятора, можно приближенно выразить уравнением:

AgO + Zn = Ag + ZnO.

Серебро Э. д. с. заряженного серебряно-цинкового аккумулятора приближенно равна 1,85 В.

При снижении напряжения до 1,25 В аккумулятор заряжают.

При этом процессы на электродах «обращаются»: цинк восстанавливается, серебро окисляется – вновь получаются вещества, необходимые для работы аккумулятора.

Серебро — малоактивный металл.

В атмосфере воздуха оно не окисляется ни при комнатных температурах, ни при нагревании.

Часто наблюдаемое почернение серебряных предметов – результат образования на их поверхности черного сульфида серебра Ag2S.

Серебро Это происходит под влиянием содержащегося в воздухе сероводорода, а также при соприкосновении серебряных предметов с пищевыми продуктами, содержащими соединения серы.

В ряду напряжений серебро расположено значительно дальше водорода.

Поэтому соляная и разбавленная серная кислоты на него не действуют.

Растворяют серебро обычно в азотной кислоте, которая взаимодействует с ним согласно уравнению:

Ag + 2HNO3 = AgNO3 + NO 2 + H 2 O.

Серебро образует один ряд солей, растворы которых содержат бесцветные катионы Ag+.

Серебро Оксид серебрa (I) Ag20.

При действии щелочей на растворы солей серебра можно ожидать получения AgOH, но вместо него выпадает бурый осадок оксида серебра (I):

2AgNO3 + 2 NaOH = Ag 2 O + 2 NaNO3 + H 2 O.

Оксид серебра (I) незначительно растворяется в воде (0,017 г/л).

Получающийся раствор имеет щелочную реакцию и, подобно щелочам, осаждает гидроксиды некоторых металлов из растворов их солей.

Серебро Очевидно, в растворе содержится гидроксид серебра AgOH, представляющий собой довольно сильное основание.

Последнее подтверждается тем, что соли серебра не гидролизуются.

Кроме оксида серебра (I) известны оксиды AgO и Ag2О3.

Наибольшее значение имеют следующие соли серебра.

Нитрат серебра AgN03, называемый также ляписом.

образует бесцветные прозрачные кристаллы, хорошо растворимые в воде.

Применяется в производстве фотоматериалов, при изготовлении зеркал, в гальванотехнике, в медицине.

Серебро Хлорид серебра AgCl образуется в виде, белого творожистого нерастворимого в воде и кислотах осадка при взаимодействии ионов серебра с хлорид-ионами.

На свету хлорид серебра постепенно темнеет, разлагаясь о выделением металлического серебра.

Такими же свойствами обладают бромид и иодид серебра, имеющие в отличие от хлорида серебра желтоватый цвет.

Фторид серебра AgF растворим в воде.

Серебро.

Комплексные соединения Подобно меди, серебро обладает склонностью к образованию комплексных соединений.

Многие нерастворимые в воде соединения серебра, например, оксид серебра(I) и хлорид серебра, легко растворяются в водном растворе аммиака с образованием комплексных ионов [Ag(NH3)2]+ по схеме:

AgCl Ag + + Cl + 2 NH [Ag( NH 3 ) 2 ]+ Серебро.

Комплексные соединения Комплексные цианистые соединения серебра применяются для гальванического серебрения, так как при электролизе растворов этих солей на поверхности изделий осаждается плотный слой мелкокристаллического серебра.

При пропускании тока через раствор K[Ag(CN)2] серебро выделяется на катоде за счет незначительного количества ионов серебра, которое получается вследствие диссоциации комплексного аниона:

[Ag(CN ) 2 ] Ag + + 2CN.

Серебро Все соединения серебра легко восстанавливаются с выделением металлического серебра.

Если к аммиачному раствору оксида серебра (I), находящемуся в стеклянном сосуде, прибавить в качестве восстановителя немного глюкозы или формалина, то металлическое серебро выделяется в виде плотного блестящего зеркального слоя на поверхности стекла.

Этим способом готовят зеркала, а также серебрят внутреннюю поверхность стекла в сосудах Дьюара и в термосах для уменьшения потери теплоты лучеиспусканием.

Соли серебра Соли серебра, особенно хлорид и бромид, ввиду их способности разлагаться под влиянием света с выделением металлического серебра, широко используются для изготовления фотоматериалов – пленки, бумаги, пластинок.

Фотоматериалы обычно представляют собою светочувствительную суспензию AgBr в желатине, слой которой нанесен на целлулоид, бумагу или стекло.

При экспозиции в тех местах светочувствительного слоя, где на него попал свет, образуются мельчайшие зародыши кристаллов металлического серебра Это – скрытое изображение фотографируемого предмета.

Соли серебра При проявлении бромид серебра разлагается, причем скорость разложения тем больше, чем выше концентрация зародышей в данном месте слоя.

Получается видимое изображение, которое является обращенным, или негативным, изображением, поскольку степень почернения в каждом месте светочувствительного слоя тем больше, чем выше была его освещенность при экспозиции.

В ходе закрепления (фиксирования) из светочувствительного слоя удаляется неразложившийся бромид серебра.

Это происходит в результате взаимодействия между AgBr и веществом закрепителя – тиосульфатом натрия.

Соли серебра Получается растворимая комплексная соль:

AgBr + 2 Na 2S2 O 3 = 2 Na 3 [Ag(S2 O 3 ) 2 ] + NaBr.

Далее негатив накладывают на фотобумагу и подвергают действию света – «печатают».

При этом наиболее освещенными оказываются те места фотобумаги, которые находятся против светлых мест негатива.

Поэтому в ходе печатания соотношение между светом и тенью меняется на обратное и становится отвечающим сфотографированному объекту.

Это – позитивное изображение.

Соли серебра Ионы серебра подавляют развитие бактерий и уже в очень низкой концентрации (около 10- моль/л) стерилизуют питьевую воду.

В медицине для дезинфекции слизистых оболочек применяются стабилизированные специальными добавками коллоидные растворы серебра (протаргол, колларгол и др.).

Золото Золото встречается в природе почти исключительно в самородном состоянии, главным образом в виде мелких зерен, вкрапленных в кварц или содержащихся в кварцевом песке.

В небольших количествах золото встречается в сульфидных рудах железа, свинца и меди.

Следы его открыты в морской воде.

Общее содержание золота в земной коре составляет всего 510-7 % (масс.) Золото отделяется от песка и измельченной кварцевой породы промыванием водой, которая уносит частицы песка, как более легкие, или обработкой песка жидкостями, растворяющими золото.

Золото Чаще всего применяется раствор цианида натрия NaCN, в котором золото растворяется в присутствии кислорода с образованием комплексных анионов [Au(CN) 2 ] :

4Au + 8CN + O 2 + 2H 2 O = 4[Au(CN ) 2 ] + 4OH.

Из полученного раствора золото выделяют цинком:

2[Au(CN)2 ]- + Zn = [ Zn(CN ) 4 ]2 + 2Au.

Осажденное золото обрабатывают для отделения от него цинка разбавленной серной кислотой, промывают и высушивают.

Золото Дальнейшая очистка золота от примесей (главным образом от серебра) производится обработкой его горячей концентрированной серной кислотой или путем электролиза.

Золото – ярко-желтый блестящий металл.

Оно очень ковко и пластично.

Путем прокатки из него можно получить листочки толщиной менее 0,0002 мм, а из 1 г золота можно вытянуть проволоку длиной 3,5 км.

Золото – прекрасный проводник теплоты и электрического тока, уступающий в этом отношении только серебру и меди.

Золото Ввиду мягкости золото употребляется в сплавах, обычно с серебром или медью.

Эти сплавы применяются для электрических контактов, для зубопротезирования, в ювелирном деле.

В химическом отношении золото – малоактивный металл.

На воздухе оно не изменяется, даже при сильном нагревании.

Кислоты в отдельности не действуют на золото, но в смеси соляной и азотной кислот (царской водке) золото легко растворяется.

Также легко растворяется золото в хлорной воде и в аэрируемых (продуваемых воздухом) растворах цианидов щелочных металлов.

Золото Ртуть растворяет золото, образуя амальгаму, которая при содержании более 15% золота становится твердой.

Известны два ряда соединений золота, отвечающие степеням окисленности +1 и +3.

Так, золото образует два оксида – оксид золота (I) Au2О и оксид золота (III), или окись золота, Au2О3.

Более устойчивы соединения, в которых золото имеет степень окисленности +3.

При растворении золота в царской водке получается комплексная тетрахлорозолотая, или золотохлористоводородная, кислота Н[АuСl4], которая кристаллизуется в виде светло-желтых игл состава Н[АuСl4]4Н2O (обычный продажный препарат золота).

Золото Известны хорошо кристаллизующиеся соли этой кислоты, например Na [AuCI4], в растворах которых золото находится в виде комплексного аниона [АuСl4]-.

Если осторожно нагревать тетрахлорозолотую кислоту, то она разлагается с выделением НСl и красновато коричневых кристаллов хлорида золота (III) АuСl3.

Щелочи осаждают из растворов тетрахлорозолотой кислоты бурый гидроксид золота (III) Аu(ОН)3, называемый также золотой кислотой, так как это вещество обладает слабокислотными свойствами и образует соли.

При 100°С золотая кислота теряет воду, превращаясь в бурый оксид золота (III) Au2O3.

Золото При 100°С золотая кислота теряет воду, превращаясь в бурый оксид золота (III) Au2O3.

При нагревании хлорида золота (III) в струе диоксида углерода до 180°С получается хлорид золота (I) AuCl в виде белого малорастворимого в воде вещества.

Из растворов хлорида золота (I) щелочи осаждают фиолетовый оксид золота (I) Au2O.

Все соединения золота легко разлагаются при нагревании с выделением металлического золота.

Подгруппа титана В подгруппу титана входят элементы побочной подгруппы IV группы – титан, цирконий, гафний и искусственно полученный курчатовий.

Металлические свойства выражены у этих элементов сильнее, чем у металлов главной подгруппы четвертой группы – олова и свинца.

Атомы элементов подгруппы титана имеют в наружном слое по два электрона, а во втором снаружи слое – по 10 электронов, из которых два – на d-подуровне.

Поэтому наиболее характерная степень окисленности металлов подгруппы титана равна +4.

В свободном состоянии титан и его аналоги – типичные металлы, по внешнему виду похожие на сталь.

Все они тугоплавки, устойчивы по отношению к воздуху и к воде.

Титан Титан очень распространен в природе.

Его содержание в земной коре составляет 0,6% (масс), т.е. выше, чем содержание таких широко используемых в технике металлов, как медь, свинец и цинк.

Важнейшими из них являются:

титаномагнетиты FeTi03nFe304, ильменит FeTi03, сфен CaTiSi05, рутил ТiO2.

При промышленном получении титана руду или концентрат переводят в диоксид титана ТiO2, который затем подвергают хлорированию. Однако даже при 800 –1000°С хлорирование протекает медленно.

Титан С достаточной для практических целей скоростью хлорирование происходит в присутствии углерода, связывающего кислород в основном в СО:

TiO 2 + 2Cl 2 + 2C = TiCl 4 + 2CO.

Получающийся хлорид титана (IV) восстанавливают магнием:

TiCl 4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2.

Образующуюся смесь подвергают нагреванию в вакууме.

При этом магний и его хлорид испаряются и осаждаются в конденсаторе.

Остаток – губчатый титан – переплавляют, получая компактный ковкий металл.

Примеси кислорода, азота, углерода резко ухудшают механические свойства титана.

Титан Поскольку при высоких температурах титан реагирует с данными неметаллами, его восстановление проводят в герметичной аппаратуре в атмосфере аргона, а очистку и переплавку – в высоком вакууме.

Для получения небольших количеств титана высокой чистоты применяют йодидный метод.

Металлический титан плавится при 1665°С;

плотность его равна 4,505 г/см3.

Титан – довольно активный металл;

стандартный электродный потенциал системы Ti/Ti2+ равен –1, В.

Однако благодаря образованию на поверхности металла плотной защитной пленки титан обладает исключительно высокой стойкостью против коррозии, превышающей стойкость нержавеющей стали.

Титан Он не окисляется на воздухе, в морской воде и не изменяется в ряде агрессивных химических сред, в частности в разбавленной и концентрированной азотной кислоте и даже в царской водке.

Благодаря исключительно высокому сопротивлению коррозии титан прекрасный материал для изготовления химической аппаратуры.

Но главное свойство титана, способствующее все большему его применению в современной технике, – высокая жаростойкость как самого титана, так и его сплавов с алюминием и другими металлами.

Титан Кроме того, эти сплавы, обладая жаропрочностью, способны сохранять высокие механические свойства при повышенных температурах.

Все это делает сплавы титана весьма ценными материалами для самолето- и ракетостроения.

Титан лишь немного тяжелее алюминия, но в 3 раза прочнее его.

Это открывает перспективы применения титана в различных областях машиностроения.

Достаточно указать, что использование деталей из титана и его сплавов в двигателях внутреннего сгорания позволяет снизить массу этих двигателей примерно на 30%.

Титан При высокой температуре титан соединяется с галогенами, кислородом, серой, азотом и другими элементами.

На этом основано применение сплавов титана с железом (ферротитана) в качестве добавки к стали.

Титан соединяется с находящимися в расплавленной стали азотом и кислородом и этим предотвращает выделение последних при затвердевании стали, – литье получается однородным и не содержит пустот.

Соединяясь с углеродом, титан образует карбид.

Из карбидов титана и вольфрама с добавкой кобальта получают сплавы, по твердости приближающиеся к алмазу.

Титан Диоксид титана ТiO2 – белое тугоплавкое вещество, нерастворимое в воде и разбавленных кислотах.

Это – амфотерный оксид, но как основные, так и кислотные свойства выражены у него слабо.

Применяется ТiO2:

при изготовлении тугоплавких стекол, глазури, эмали, жароупорной лабораторной посуды, а также для приготовления белой масляной краски (титановые белила).

Титан Сплавлением ТiO2 с ВаСО3 получают титанат бария ВаТiO2.

Эта соль имеет очень высокую диэлектрическую проницаемость и, кроме того, обладает способностью деформироваться под действием электрического поля.

Кристаллы титаната бария применяются:



Pages:     | 1 || 3 | 4 |   ...   | 5 |
 





 
© 2013 www.libed.ru - «Бесплатная библиотека научно-практических конференций»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.