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 | 2 || 4 | 5 |

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

-- [ Страница 3 ] --

в электрических конденсаторах высокой емкости и малых размеров, в ультразвуковой аппаратуре, в звукоснимателях, в гидроакустических устройствах.

Цирконий Цирконий — довольно распространенный элемент:

содержание его в земной коре составляет 0,025% (масс).

Однако цирконий очень распылен и сколько-нибудь значительные скопления его встречаются редко.

В свободном состоянии цирконий представляет собой блестящий металл плотностью 6,45 г/см3, плавящийся при 1855°С.

Не содержащий примесей цирконий очень пластичен и легко поддается холодной и горячей обработке.

Как и у титана, механические свойства циркония резко ухудшаются при содержании в нем примесей неметаллов, особенно кислорода.

Цирконий Одно из наиболее ценных свойств металлического циркония – его высокая стойкость против коррозии в различных средах.

Так, он не растворяется в соляной и в азотной кислотах и в щелочах.

Цирконий почти не захватывает медленные (тепловые) нейтроны.

Это его свойство в сочетании с высокой стойкостью против коррозии и механической прочностью при повышенных температурах делает цирконий и сплавы на его основе одним из главных конструкционных материалов для энергетических атомных реакторов.

К важнейшим сплавам циркония относятся циркаллои – сплавы, содержащие небольшие количества олова, железа, хрома и никеля.

Цирконий При производстве стали присадки циркония служат, для удаления из нее кислорода, азота, серы.

Кроме того, цирконий используется в качестве легирующего компонента некоторых броневых, нержавеющих и жаропрочных сталей.

Добавка циркония к меди значительно повышает ее прочность, почти не снижая электропроводность.

Сплав на основе магния с добавкой 4 – 5% цинка и 0,6 – 0,7% циркония вдвое прочнее чистого магния и не теряет прочности при 200°С.

Качество алюминиевых сплавов также значительно повышается при добавлении к ним циркония.

Цирконий Диоксид циркония ZrО2 обладает высокой температурой плавления (около 2700°С), крайне малым коэффициентом термического расширения и стойкостью к химическим воздействиям.

Он применяется для изготовления различных огнеупорных изделий, например тиглей.

В стекольной промышленности ZrО2 используемся в производстве тугоплавких стекол, в керамической – при получении эмалей и глазурей.

Карбид циркония ZrC ввиду его большой твердости применяют в качестве шлифовального материала, а также для замены алмазов при резке стекла.

Гафний Гафний не имеет собственных минералов и в природе обычно сопутствует цирконию.

По химическим свойствам он весьма сходен с цирконием, но отличается от него способностью интенсивно захватывать нейтроны, благодаря чему этот элемент используется в регулирующих и защитных устройствах атомных реакторов.

При этом применяют как металлический гафний, так и некоторые его соединения, например, диоксид гафния HfO2.

Последний применяется также при изготовлении оптических стекол с высоким показателем преломления.

Подгруппа хрома Подгруппу хрома образуют металлы побочной подгруппы, шестой группы – хром, молибден и вольфрам.

Наружный электронный слой атомов элементов подгруппы хрома содержит один или два электрона, что обусловливает металлический характер этих элементов и их отличие от элементов главной подгруппы.

Вместе с тем их максимальная степень окисленности равна +6, так как, помимо наружных электронов, в образовании связей может участвовать еще соответствующее число электронов из недостроенного предпоследнего слоя.

Для хрома и его аналогов наиболее типичны производные высшей степени окисленности, во многом сходные с соответствующими соединениями серы.

Хром Запишем электронно-графическую формулу атома хрома :

Cr 1s 2 s 2 p 3s 3 p 4 s 3d 2 2 6 2 6 1 3d В' = 4s Степени окисления хрома в соединениях:

Cr+2, Cr+3, Cr+6.

устойчивая Нахождение в природе Содержание хрома в земной коре составляет 0,02 % по массе и он встречается в виде минерала хромистого железняка: FeO·Cr2O3.

Богатые месторождения имеются в Казахстане и на Урале.

Хром обнаружен на звездах, солнце и в метеоритах.

Получение При восстановлении хромистого железняка углем получают феррохром– сплав железа с хромом:

FeО Сr2O3 + С Fe Cr + СO2.

t феррохром Для получения чистого хрома сначала получают Сr2O3, а затем восстанавливают алюминием:

FeО Сr2O3 FeО + Cr2O3.

t Cr2O3 + Al Cr + Al2O3.

t Чистый металл также получают электролизом водных растворов солей хрома.

Физические свойства Хром – самый твердый и блестящий металл, покрыт плотной оксидной пленкой, защищающей его от дальнейшего окисления.

Для хрома:

температура плавления – Т пл = 1890 0 С ;

плотность – = 7,19 г / см ;

стандартный электродный потенциал = 0.91 B.

Cr 2+ Cr Химические свойства 1. Отношение к кислороду.

Если очистить оксидную пленку, то хром легко окисляется кислородом воздуха:

Cr + О2 Cr2O3.

2. Отношение к воде.

Хром вытесняет водород из воды:

Cr + Н 2О Cr2O3 + H 2.

t Химические свойства 3. С неметаллами хром образует хлориды, сульфиды и т.д.:

Cr + Cl2 CrCl 2, Cr + S Cr2 S3 и т.д.

t 4. Отношение к щелочам.

Сr + KOH + H 2O KCrO2 + H 2.

t Химические свойства 5. Отношение к кислотам.

а)хром вытесняет водород из неокислительных кислот:

Cr + HСl CrCl 2 + H 2, Сr + H 2 SO 4 разб. CrSO4 + H 2.

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

+ S + H 2O + CrSO4.

Cr + H 2 S O 4 конц.

t Таблица. Взаимодействие металлов с кислотами Ca Na Mg Al Mn Cr 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. +Cr N О2 + H 2O + Сr ( NO3 ) 2.

t Таблица. Взаимодействие металлов с кислотами Ca Na Mg Al Mn Cr 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 +Cr N + H 2O + Сr ( NO3 ) 2.

Таблица. Взаимодействие металлов с кислотами Ca Na Mg Al Mn Cr 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 Хром – важнейший компонент легированных сталей и сплавов.

Для легирования стали применяют феррохром Fe – Cr.

Такие стали обладают повышенной твердостью, стойкостью против коррозии, кислотоупорностью и жаропрочностью.

Хром применяют для нанесения защитных покрытий – хромирования.

Соединения хрома +2 +3 + Cr Сr Cr CrO Cr2O3 СrO Cr (OH ) Cr (OH ) 2 HCrO2 H 2CrO Cr2 (SO4 ) 3 КCrO CrSO4 К 2CrO хромат хромит HCrO2 хромистая;

H 2CrO4 хромовая.

Соединения хрома: Cr2+ Сr + HCl CrCl 2 + H 2O.

СrCl 2 + NaOH Cr (OH ) 2 + NaCl.

желтый Соединения Сr2+ неустойчивы и сразу окисляются в соединения хрома (III):

Cr (OH ) 2 + О2 + Н 2О Cr (OH ) 3.

синевато серый желтый Cr2O3 – тугоплавкое вещество зеленого цвета (зеленый крон), применяется для приготовления клеевой и масляной красок.

Cоединения хрома: Cr3+ Cr2O3 – амфотерный оксид.

Cr2O3 + HCl CrCl3 + H 2O.

Cr2O3 + NaOH NaCrO2 + H 2O.

t хромит Cr2O3 – тугоплавкое вещество зеленого цвета (зеленый крон), входит в состав полирующих паст, применяется для приготовления клеевой и масляной красок и для окраски стекла и фарфора в зеленый цвет.

Соединения хрома: Cr2+ Сr + HCl CrCl 2 + H 2O.

СrCl 2 + NaOH Cr (OH ) 2 + NaCl.

желтый Соединения Сr2+ неустойчивы и сразу окисляются в соединения хрома (III):

Cr (OH ) 2 + О2 + Н 2О Cr (OH ) 3.

синевато серый желтый Cr2O3 – тугоплавкое вещество зеленого цвета (зеленый крон), применяется для приготовления клеевой и масляной красок.

Cоединения хрома: Cr3+ Cr(OН)3 – амфотерный гидроксид.

CrCl3 + NaOH Cr (OH ) 3 + NaCl.

Cr (OН ) 3 + H 2 SO4 Cr2 ( SO4 ) 3 + H 2O.

При растворении в щелочах образуются изумрудно- зелёные растворы хромитов Cr (OН ) 3 + NaOH Na3 [Cr (OH ) 6 ].

гексагидроксохромит натрия Cr (OН ) 3 + 3OH = [Cr (OH ) 6 ].

Cоединения хрома: Cr3+ Хромиты получают сплавлением Cr2O3 с оксидами других металлов.

Это соли метахромистой кислоты HCrO2.

К ним относится и природный хромистый железняк Fe(CrO2)2.

Из солей хрома (III) самой распространенной является двойная соль хрома и калия – хромо-калиевые квасцы:

КCr ( SO4 ) 2 12 H 2O, сине фиолетовые кристаллы.

Свойства соединений Cr3+ Хромо-калиевые квасцы применяют при дублении кож и в качестве протравы при крашении тканей.

Соль в растворе сильно гидролизована.

слабый сильная Cr2 (SO4 ) 3 (Cr (OH )3 и H 2 SO4 ).

3+ Cr2 ( SO4 ) 3 = 2Cr + 3SO + H OH 3+ 2+ + Cr + HOH = CrOH + H, pН 7, Iступень Cr2 ( SO4 )3 + 2 H 2O = 2CrOHSO4 + H 2 SO4.

Свойства соединений Cr3+ После увеличения температуры и разведения гидролиз идет по II-ой ступени:

2+ + + CrOH + НОН = Cr (OH ) + H, pН 7, CrOHSO4 + H 2O = (Cr (OH ) 2 ) 2 SO4 + H 2 SO4.

После увеличения температуры и разведения гидролиз идет по III-ей ступени:

+ + Cr (OH ) + НОН = Cr (OH ) 3 + H, pН 7, (Cr (OH ) 2 ) 2 SO4 + 2 H 2O = 2Cr (OH ) 3 + H 2 SO4.

Соединения хрома: Сr 6+ Если к насыщенному раствору дихромата калия К2Сr2O7 прилить концентрированную серную кислоту, то выпадает темно-красный кристаллический осадок СrO3.

K 2Cr2O7 + H 2 SO4 = CrО3 + K 2 SO4 + H 2O.

CrO3 + H 2O H 2Cr2O7, избыток двухромовая CrO3 + H 2O H 2CrO4.

хромовая недостаток H 2Cr2O7 + H 2O H 2CrO4.

Кислоты существуют только в растворе.

Соединения хрома: Сr 6+ В ОВР СrO3 – сильный окислитель:

CrО3 Сr2O3 + O2.

250 0 С Соли кислот – это хроматы и дихроматы:

+ Br2 + KOH К 2CrO4 + KBr + H 2O, KCrO изумрудно зеленый ярко желтый Cr2O3 + КОН + KClO3 t K 2CrО4 + KCl + H 2O.

В зависимости от среды раствора хроматы переходят в дихроматы и наоборот:

2 K 2CrO4 + H 2 SO4 = K 2Cr2О7 + K 2 SO4 + H 2O, 2 + 2CrO + 2 H = Cr2О + H 2O.

4 Соединения хрома: Сr 6+ K 2Cr2O7 + 2 КОН = 2 K 2CrО4 + H 2O, 2 2Cr2O + 2ОН = 2CrО + H 2O.

7 Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы – в кислой.

Окислительные свойства соединений хрома (VI) наиболее сильно выражены в кислой среде.

K 2Cr2О7 + H 2 S + H 2 SO4 S +Cr2 ( SO4 ) 3 + K 2 SO4 + H 2O, K 2Cr2О7 + HСl Cl2 +CrCl3 + KCl + H 2O.

Соединения хрома: Сr6+ Наиболее важными из дихроматов являются хромпики: K 2Cr2O7 и Na2Cr2О7 2 H 2O, образующие оранжево-красные кристаллы.

Их используют в качестве окислителей при производстве органических соединений, в кожевенной, спичечной и текстильной промышленности.

PbCrO4 используют для приготовления красок.

Для мытья химической посуды применяют «хромовую смесь»: р р K 2Cr2О7 + H 2 SO4 конц.

Все соли хромовых кислот ядовиты.

Молибден Главным природным соединением молибдена является молибденит, или молибденовый блеск, MoS2 – минерал, очень похожий по внешнему виду на графит и долгое время считавшийся таковым.

В 1778 году Шееле показал, что при обработке молибденового блеска азотной кислотой получается белый остаток, обладающий свойствами кислоты.

Шееле назвал его молибденовой кислотой и сделал заключение, что сам минерал представляет собой сульфид нового элемента.

Пять лет спустя этот элемент был получен в свободном состоянии путем прокаливания молибденовой кислоты с древесным углем.

Молибден Общее содержание молибдена в земной коре составляет 0,001 % (масс).

Для получения металлического молибдена из молибденового блеска последний переводят обжигом в МоО3, из которого металл восстанавливают водородом.

При этом молибден получается в виде порошка.

Компактный молибден получают главным образом методом порошковой металлургии.

Этот способ состоит из прессования порошка в заготовку и спекания заготовки.

Молибден При прессовании порошка из него получают заготовки – тела определенной формы, обычно бруски (штабики).

Штабики молибдена получают в стальных прессформах при давлении до 300 МПа.

Спекание штабиков в атмосфере водорода проводят в две стадии.

Первая из них – предварительное спекание проводится при 1100 –1200°С и имеет целью повысить прочность и электропроводность штабиков.

Вторая стадия – высокотемпературное спекание осуществляется пропусканием электрического тока, постепенно нагревающего штабики до 2200 – 2400°С.

Молибден При этом получается компактный металл.

Спеченные штабики поступают на механическую обработку: ковку, протяжку.

Для получения крупных заготовок молибдена применяют дуговую плавку, позволяющую получать слитки массой до 2000 кг.

Плавку в дуговых печах ведут в вакууме.

Между катодом (пакет спеченных штабиков молибдена) и анодом (охлаждаемый медный тигель) зажигают дугу.

Металл катода плавится и собирается в тигле.

Вследствие высокой теплопроводности меди и быстрого отвода теплоты молибден затвердевает.

Молибден Для получения особо чистого молибдена и других тугоплавких металлов применяется плавка в электронном пучке (электронно-лучевая плавка).

Нагревание металла электронным пучком основано на превращении в теплоту большей, части кинетической энергии электронов при их столкновении с поверхностью металла.

Плавку ведут в высоком вакууме, что обеспечивает удаление примесей, испаряющихся при температуре плавки (О, N, Р, As, Fe, Си, Ni и др.).

После электронно-лучевой плавки чистота молибдена повышается до 99,9 %.

Молибден Молибден – серебристо-белый металл плотностью 10,2 г/см3, плавящийся при 2620°С.

При комнатной температуре он не изменяется на воздухе, но при накаливании окисляется в белый триоксид МоО3.

Соляная и разбавленная серная кислоты при комнатной температуре не действуют на молибден.

Он растворяется в азотной кислоте или горячей концентрированной серной кислоте.

Молибден Около 80% всего добываемого молибдена расходуется на производство специальных сортов стали.

Он входит в состав многих нержавеющих сталей, его введение способствует увеличению их жаропрочности.

Из сплава молибдена с танталом изготовляют лабораторную посуду, применяемую в химических лабораториях вместо платиновой.

Из чистого молибдена изготовляют детали электронных ламп и ламп накаливания: аноды, сетки, катоды, вводы тока, держатели нитей накала.

Молибден проявляет положительные степени окисленности: шесть, пять, четыре, три и два.

Молибден Наиболее стойкими являются соединения молибдена (VI).

Важнейшие из них – соли молибденовой кислоты Н2МоО4 (молибдаты), часто имеющие сложный состав.

Молибдат аммония (NH4)6Mo7О244H2О применяется в анализе для открытия и количественного определения фосфорной кислоты, с которой он образует характерный желтый осадок состава (NН4)3РO412МоO36Н2O.

Последний представляет собою аммонийную соль комплексной фосфорномолибденовой кислоты, относящейся к классу гетерополикислот.

Вольфрам По распространенности в земной коре 0,007 % (масс.) вольфрам уступает хрому, но превосходит молибден.

Природные соединения вольфрама представляют собой вольфраматы – соли вольфрамовой кислоты H2WO4.

Так, важнейшая вольфрамовая руда – вольфрамит – состоит из вольфраматов железа и марганца.

Часто встречается также минерал шеелит CaWO4.

Для выделения вольфрама из вольфрамита последний сплавляют в присутствии воздуха с содой.

Вольфрам Вольфрам переходит в вольфрамат натрия Na2WO4, который извлекают из полученного сплава водой, а железо и марганец превращаются в нерастворимые в воде соединения Fe2O3 и Мn3O4.

Из водного раствора выделяют свободную вольфрамовую кислоту в виде аморфного желтого осадка:

Na 2 WO 4 + 2HCl = H 2 WO 4 +2 NaCl.

При прокаливании вольфрамовая кислота переходит в триоксид вольфрама WO3.

Вольфрам Восстанавливая его водородом или углеродом (для чего используют чистые сорта сажи), получают порошок металлического вольфрама, подвергаемый в дальнейшем для получения компактного металла.

Вольфрам – тяжелый белый металл плотностью 19, г/см3.

Его температура плавления (около 3400°С) выше, чем температура плавления всех других металлов.

Вольфрам можно сваривать и вытягивать в тонкие нити.

На воздухе вольфрам окисляется только при температуре красного каления.

Вольфрам Он очень стоек по отношению к кислотам, даже к царской водке, но растворяется в смеси азотной кислоты и фтороводорода.

Большая часть добываемого вольфрама расходуется в металлургии для приготовления специальных сталей и сплавов.

Быстрорежущая инструментальная сталь содержит до 20 % вольфрама и обладает способностью самозакаливаться.

Такая сталь не теряет своей твердости даже при нагревании докрасна.

Поэтому применение резцов, сделанных из вольфрамовой стали, позволяет значительно увеличить скорость резания металлов.

Вольфрам Сталь, содержащая от 3 до 6 % вольфрама и до 2 % хрома, применяется для изготовления пил, фрез, штампов.

Как самый тугоплавкий металл, вольфрам входит в состав ряда жаропрочных сплавов.

В частности, его сплавы с кобальтом и хромом – стеллиты обладают высокими твердостью, износоустойчивостью, жаростойкостью.

Сплавы вольфрама с медью и с серебром сочетают в себе высокие электро- и теплопроводность и износоустойчивость.

Они применяются для изготовления рабочих частей рубильников, выключателей, электродов для точечной сварки.

Вольфрам Чистый вольфрам в виде проволоки, ленты и различных деталей применяют в производстве электрических ламп, в радиоэлектронике, в рентгенотехнике.

Вольфрам – лучший материал для нитей ламп накаливания:

высокая рабочая температура (2200 – 2500°С) обеспечивает большую светоотдачу, очень малое испарение – длительный срок службы нитей из вольфрама.

Вольфрамовую проволоку и прутки применяют также в качестве нагревательных элементов высокотемпературных печей (до 3000°С).

Вольфрам Карбид вольфрама WC обладает очень высокой твердостью (близкой к твердости алмаза), износоустойчивостью и тугоплавкостью.

На основе этого вещества созданы самые производительные инструментальные твердые сплавы.

В их состав входит 85 – 95 % WC и 5 – 15 % кобальта, придающего сплаву необходимую прочность.

Некоторые сорта таких сплавов содержат, кроме карбида вольфрама, карбиды титана, тантала и ниобия.

Все эти сплавы получают методами порошковой металлургии и применяют для изготовления рабочих частей режущих и буровых инструментов.

Из них наибольшее значение имеют вольфрамовая кислота H2WO4 и ее соли.

Подгруппа цинка Элементы этой подгруппы – цинк, кадмий и ртуть – характеризуются наличием двух электронов в наружном слое атома и восемнадцати в предыдущем.

Строение двух наружных электронных оболочек их атомов можно отразить формулой:

(п— l)s2 (n – 1)р6 (п— 1)d10 ns2.

Восстановительные свойства элементов подгруппы цинка выражены значительно слабее, чем у элементов главной подгруппы.

Это объясняется меньшими размерами атомов и, соответственно, более высокими энергиями ионизации этих элементов по сравнению с соответствующими элементами главной подгруппы.

Подгруппа цинка У атомов цинка, кадмия и ртути, как и у атомов элементов подгруппы меди, подуровень второго снаружи электронного слоя целиком заполнен.

Однако у элементов подгруппы цинка этот подуровень уже вполне стабилен и удаление из него электронов требует очень большой затраты энергии.

Поэтому рассматривавмые элементы проявляют в своих соединениях степень окисленности +2.

Ртуть, кроме того, образует соединения, в которых ее степень окисленности равна +1, но, как будет показано ниже, и в этих соединениях ртуть следует считать двухвалентной.

Характерной особенностью элементов подгруппы цинка, сближающей их с элементами подгруппы меди, является их склонность к комплексообразованию.

Цинк Главные природные соединения цинка, из которых его добывают, – минералы галмей ZnCО3 и цинковая обманка ZnS.

Общее содержание цинка в земной коре составляет приблизительно 0,01 % (масс).

Большинство цинковых руд содержат небольшие количества цинка, поэтому их предварительно обогащают, получая цинковый концентрат.

Последний подвергают обжиг;

при этом сульфид цинка превращается в оксид:

2 ZnS + 2O 2 = 2 ZnO + 2SO 2.

Обжиг ведется в многоподовых или в шахтных печах.

В последнее время при обжиге цинковых руд широко применяется обжиг в «кипящем слое».

Цинк Через слой порошкообразного материала, помещенного на решетке, продувают снизу воздух (или какой-либо газ) с такой скоростью, что его струи пронизывают и интенсивно перемешивают материал, приводя его как бы в «кипящее» состояние.

Такое состояние твердого материала часто называют «псевдоожиженным», так как кипеть могут только вещества, находящиеся в жидком состоянии.

Благодаря тесному соприкосновению твердого материала с газом химические реакции в «кипящем слое» протекают с большой скоростью.

Применение обжига в «кипящем слое» дает повышение производительности обжиговых печей в 3 – 4 раза при более полном извлечении цинка из концентрата.

Цинк Из обожженного концентрата цинк извлекают, восстанавливая его коксом и отгоняя образующиеся пары цинка.

Другой метод восстановления цинка заключается в электролитическом выделении его из сульфата.

Последний получается обработкой обожженных концентратов серной кислотой.

Цинк Цинк – голубовато- серебристый металл.

При комнатной температуре он довольно хрупок, но при 100 –150°С он хорошо гнется и прокатывается в листы.

При нагревании выше 200°С цинк становится очень хрупким.

На воздухе он покрывается тонким слоем оксида или основного карбоната, предохраняющим его от дальнейшего окисления.

Вода почти не действует на цинк, хотя он и стоит в ряду напряжений значительно раньше водорода.

Цинк Это объясняется тем, что образующийся на поверхности цинка при взаимодействии его с водой гидроксид практически нерастворим и препятствует дальнейшему течению реакции.

В разбавленных же кислотах цинк легко растворяется с образованием соответствующих солей.

Кроме того, цинк, подобно бериллию и другим металлам, образующим амфотерные гидроксиды, растворяется в щелочах.

Если сильно нагреть цинк в атмосфере воздуха, то пары его воспламеняются и сгорают зеленовато белым пламенем, образуя ZnO.

Цинк. Применение Применение цинка очень разнообразно.

Значительная часть его идет для нанесения покрытий на железные и стальные изделия, предназначенные для работы в атмосферных условиях или в воде.

При этом цинковые покрытия в течение многих лет хорошо защищают основной металл от коррозии.

Однако в условиях высокой влажности воздуха при значительных колебаниях температуры, а также в морской воде цинковые покрытия неэффективны.

Широкое промышленное использование имеют сплавы цинка с алюминием, медью и магнием.

С медью цинк образует важную группу сплавов – латуни.

Значительное количество цинка расходуется для изготовления гальванических элементов.

Марганцово-цинцовый элемент Из всех применяемых в настоящее время гальванических элементов марганцово-цинковые наиболее распространены.

Имеется несколько разновидностей элементов этой системы, но в основе действия их всех лежит окислительно-восстановительная реакция между цинком и диоксидом марганца.

В элементах этой системы один электрод цинко вый, другой состоит из МnO2.

Оба электрода находятся в растворе хлорида ам мония.

При работе элемента цинк окисляется:

2 Zn = 2 Zn 2+ + 4e.

Марганцово-цинковый элемент Часть образующихся ионов цинка связывается молекулами аммиака в комплексный ион:

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

Молекулы аммиака образуются в растворе вследствие гидролиза иона аммония:

4 NH + + 4H 2 O 4 NH 3 + 4H 3O +.

Электроны, получающиеся при окислении цинка, по внешней цепи переходят к диоксиду марганца, который при этом восстанавливается.

В результате восстановления МnO2 получается смесь нескольких продуктов.

Марганцово-цинковый элемент В наибольшем количестве получается соединение МnООН, в котором степень окисленности марганца равна +3: + 4MnO 2 + 4H + 4 e = 4MnOOH.

Таким образом, цинковый электрод элемента является анодом и заряжен отрицательно, а электрод из МnO служит катодом и заряжен положительно.

NH + и Cl при работе Имеющиеся в растворе ионы элемента движутся в направлениях, обусловленных процессами, протекающими на электродах.

Поскольку у цинкового электрода катионы цинка выходят в раствор, а у катода раствор все время обедняется катионами Н+, то в создающемся электрическом поле ионы NH4 движутся при работе элемента к катоду, а ионы Сl-– к аноду.

Марганцово-цинковый элемент Таким образом, раствор во всех его частях остается электронейтральным.

Если сложить последние четыре уравнения, то получится суммарное уравнение окислительно восстановительной реакции, идущей в элементе:

2 Zn + 4MnO 2 + 4 NH + = Zn 2+ + [ Zn( NH 3 ) 4 ]2+ + 4MnOOH.

Марганцово-цинковые элементы не содержат в себе раствора в обычном понимании этого слова.

Необходимый для их работы раствор NH4Cl в одних конструкциях имеет консистенцию пасты, в других им пропитан пористый картон, помещаемый между электродами.

Поэтому эти гальванические элементы носят условное название сухих элементов.

Воздушно-цинковый элемент Здесь отрицательным электродом является цинк, а активным веществом положительного электрода служит кислород воздуха (поры электрода, изготовляемого из смеси активного угля с графитом, заполнены воздухом).

Кислород диффундирует к поверхности раздела электрод – раствор.

В качестве электролита применяются растворы NaOH или NH4Cl.

При работе такого элемента в нем протекает окислительно-восстановительная реакция, которая в случае щелочного электролита выражается уравнением: Zn + O 2 + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

Цинк Механические и коррозионные свойства цинка зависят от присутствия в нем небольших количеств примесей других металлов.

Например, примесь железа повышает хрупкость цинка и его сплавов и затрудняет их обработку, а также резко увеличивает скорость коррозии цинка в кислотах.

Поэтому высококачественные сплавы цинка содержат очень малые количества примесей других металлов.

Например, примесь свинца не должна превышать 0,01 %, а железа — 0,1 %.

Оксид цинка Оксид цинка ZnO — рыхлый белый порошок, желтеющий при нагревании, но при охлаждении снова становящийся белым.

Оксид цинка применяется:

для изготовления белой масляной краски (цинковые белила), в медицине и косметике для приготовления различных мазей, значительная часть получаемого оксида цинка используется в качестве наполнителя резины.

Гидроксид цинка Гидроксид цинка Zn(OH)2 выпадает в виде белого осадка при действии щелочей на растворы солей цинка:

Zn 2+ + 2OH = Zn(OH).

Осадок легко растворяется в кислотах с образованием солей цинка и в избытке щелочей с образованием цинкатов.

Таким образом, гидроксид цинка – амфотерное соединение.

Так, с NaOH протекает реакция:

Zn(OH) 2 + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

При образовании цинкатов происходит не только замещение водорода в Zn(OH)2 на металл, но и присоединение гидроксид ионов.

В частности, в твердом состоянии выделены гидроксоцинкаты, отвечающие формулам Na2[Zn(OH)4], Ba2[Zn(OH)6].

Соединения цинка Гидроксид цинка Zn(OH)2 растворяется также в водном растворе аммиака. При этом образуются комплексные ионы [Zn(NH3)4]2+:

Zn (OH) 2 + 4 NH 3 = [ Zn ( NH 3 ) 4 ]2+ + 2OH.

Zn(OH)2 – слабый электролит.

Поэтому все соли цинка, в том числе и цинкаты, в водной среде гидролизуются.

Сульфат цинка ZnSО4.

Из водного раствора выделяется в виде кристаллогидрата состава ZnSО47H2О и в таком виде называется цинковым купоросом.

Применяется при крашении и ситцепечатании, при гальваническом цинковании (в качестве главного компонента электролита), в медицине, а также служит исходным веществом для получения других соединений цинка.

Соли цинка Хлорид цинка ZnCl2.

Эту соль трудно получить в безводном состоянии.

Обычно она содержит около 5 % воды и основного хлорида.

Раствор ZnCl2 применяется для травления металлов.

При паянии он способствует удалению оксидов с поверхности металла в момент пайки.

Для этой же цели при пайке и сварке металлов применяется тетрахлороцинкат аммония:

( NH 4 ) 2 [ ZnCl 4 ] или ZnCl 2 2NH 4 Cl.

Сульфид цинка ZnS. Это – один из немногих сульфидов, имеющих белый цвет.

Соли цинка Сульфид цинка получается при действии сульфидов щелочных металлов или аммония на соли цинка:

Zn 2+ + S2 = ZnS.

Сульфид цинка, а также оксид цинка входят в группу веществ, обладающих способностью люминесцировать – испускать холодное свечение в результате действия на них лучистой энергии или электронов.

Явление люминесценции широко используется в науке и технике.

Люминесцентные лампы применяются для освещения.

Люминесцентные экраны – важнейшая часть электронно-лучевых приборов.

Большое значение приобрел люминесцентный анализ.

Люминесцентный анализ Люминесцентный анализ основан на различном характере свечения разных веществ.

Он дает возможность устанавливать присутствие очень малых количеств веществ в смесях, а также обнаруживать различия между предметами, которые в видимом свете представляются одинаковыми.

С его помощью сортируют стекла, семена, обнаруживают микродефекты в металлических изделиях.

Он применяется при поисках битумных и нефтяных месторождений, урановых руд.

Люминесцентный анализ играет важную роль в судебной медицине и криминалистике, позволяя устанавливать природу различных пятен, обнаруживать фальсификацию документов и тайнопись.

Чувствительность этого вида анализа очень велика. Кроме того, для его проведения не нужно разрушать анализируемое тело, что в некоторых случаях очень важно.

Люминесценция. Применение В люминесцентных лампах дневного света находящиеся в них пары ртути при прохождении электрического тока испускают ультрафиолетовое излучение, которое вызывает свечение веществ, покрывающих тонким слоем внутреннюю поверхность лампы.

Эти вещества – люминофоры – можно подобрать так, чтобы их излучение по своему спектральному составу приближалось к дневному свету.

Огромное значение имеет применение люминофоров в различных электронно-лучевых приборах: катодных осциллографах, телевизорах и других.

Экраны телевизора обычно изготовляют из сульфида цинка.

Кадмий По своим свойствам кадмий сходен с цинком и обычно содержится как примесь в цинковых рудах.

По распространенности в природе он значительно уступает цинку.

Содержание кадмия в земной коре составляет всего около 10-5 % (масс).

Получают кадмий из отходов цинкового производства путем обработки их серной кислотой с последующим выделением металлического кадмия цинком:

CdSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Cd.

Для очистки полученный продукт растворяют в разбавленной серной кислоте и подвергают электролизу.

Кадмий Кадмий представляет собой серебристо-белый, мягкий, ковкий, тягучий металл.

В ряду напряжений он стоит дальше цинка, но впереди водорода и вытесняет последний из кислот.

Поскольку Cd(OH)2 – слабый электролит, то соли кадмия гидролизуются и их растворы имеют кислую реакцию.

Кадмий сильно поглощает медленные нейтроны.

Поэтому кадмиевые стержни применяют в ядерных реакторах для регулирования скорости цепной реакции.

Сплавы меди, содержащие около 1 % Cd (кадмиевая бронза), служат для изготовления телеграфных, телефонных, троллейбусных проводов, так как эти сплавы обладают большей прочностью и износостойкостью, чем медь.

Кадмий Кадмий используется в щелочных аккумуляторах.

Ряд легкоплавких сплавов, применяющиеся в автоматических огнетушителях, содержат кадмий.

Несмотря на сравнительно высокую стоимость, кадмий применяется для кадмирования стальных изделий, так как он несет на своей поверхности оксидную пленку, обладающую защитным действием.

В морской воде и в некоторых других условиях кадмирование более эффективно, чем цинкование.

Кадмий При сильном накаливании кадмий сгорает, превращаясь в бурый оксид кадмия CdO.

Гидроксид кадмия Cd(OH)2 в отличие от гидроксида цинка не обладает заметно выраженными кислотными свойствами и практически не растворяется в щелочах.

Из солей кадмия отметим сульфид кадмия CdS, выпадающий в виде желтого осадка из растворов солей кадмия при действии сероводорода.

Сульфид кадмия применяется для изготовления желтой краски и цветных стекол.

Все растворимые в воде и в разбавленных кислотах соединения кадмия ядовиты.

Весьма опасно также вдыхание воздуха, содержащего «дым» оксида кадмия.

Ртуть Ртуть мало распространена в природе.

Содержание ее в земной коре составляет всего около 10-6 % (масс).

Изредка ртуть встречается в самородном виде, вкрапленная в горные породы, но главным образом она находится в природе в виде ярко-красного сульфида ртути HgS, или киновари.

Этот минерал применяется для изготовления красной краски.

Из киновари металлическую ртуть получают обжигом руды.

При этом ртуть выделяется в виде паров и конденсируется в охлаждаемом приемнике:

HgS + O 2 = Hg + SO 2.

Ртуть Ртуть – единственный металл, находящийся при комнатной температуре в жидком состоянии.

Она широко используется в химической промышленности:

в качестве катода при электролитическом производстве гидроксида натрия и хлора, как катализатор при получении многих органических соединений, при растворении урановых блоков (в атомной энергетике).

Ее применяют для изготовления ламп дневного света, кварцевых ламп, манометров и термометров.

В горном деле ртутью пользуются для отделения золота от неметаллических примесей.

Ртуть Ртуть обладает способностью растворять в себе многие металлы, образуя с ними частью жидкие, частью твердые сплавы, называемые амальгамами.

При этом нередко получаются химические соединения ртути с металлами.

Амальгама натрия широко применяется в качестве восстановителя.

Амальгамы олова и серебра применяются при пломбировании зубов.

Особенно легко образуется амальгама золота, вследствие чего золотые изделия не должны соприкасаться с ртутью.

Железо не образует амальгамы, поэтому ртуть можно перевозить в стальных сосудах.

Ртуть Ртуть обычно содержит в виде примеси другие металлы.

Большую часть примесей можно удалить, взбалтывая ртуть с раствором нитрата ртути (II).

При этом металлы, стоящие в ряду напряжений до ртути (а к ним относится большинство металлов), переходят в раствор, вытесняя из него эквивалентное количество ртути.

Полная очистка ртути достигается путем ее многократной перегонки, лучше всего под уменьшенным давлением.

Пары ртути очень ядовиты и могут вызвать тяжелое отравление.

Ртуть Для этого достаточно даже того ничтожного количества паров, которое образуется при комнатной температуре.

Поэтому при всех работах с ртутью необходимо быть очень осторожным.

Не следует держать открытыми сосуды с ртутью, все работы с ней надо проводить на эмалированных или железных подносах.

Очень опасна ртуть, пролитая на пол.

При падении она разбивается на множество мелких капель, которые попадают в щели и могут в течение длительного времени отравлять атмосферу.

Ртуть Поэтому, если ртуть пролилась на пол, необходимо немедленно и тщательно собрать ее с помощью пылесоса или пипетки с грушей.

Для удаления ртути можно пользоваться также специальными реактивами (демеркуризаторами).

В качестве последних применяют порошок серы, 20 % раствор FeCl3, эмульсию из минерального масла и воды, содержащую порошкообразные серу и йод, % раствор КМпО4, подкисленный соляной кислотой.

Ртуть Из металлов подгруппы цинка ртуть наименее активна вследствие высокой энергии ионизации ее атомов.

Соляная и разбавленная серная кислота, а также щелочи не действуют на ртуть.

Легко растворяется ртуть в азотной кислоте.

Концентрированная серная кислота растворяет ртуть при нагревании.

На воздухе ртуть при комнатной температуре не окисляется.

При продолжительном нагревании до температуры, близкой к температуре кипения, ртуть соединяется с кислородом воздуха, образуя красный оксид ртути (I) HgO, который при более сильном нагревании снова распадается на ртуть и кислород.

Ртуть В этом соединении степень окисленности ртути равна +2.

Известен и другой оксид ртути черного цвета, в котором степень окисленности ртути равна +1, — оксид ртути (I) Hg2O.

Во всех соединениях ртути (I), атомы ртути связаны между собой, образуя двухвалентные группы – Hg2 – или – Hg – Hg –.

Следовательно, ртуть двухвалентна и в этих соединениях, но одна единица валентности каждого атома ртути затрачивается здесь на связь с другим атомом ртути.

Эта связь сохраняется и в растворах солей ртути (I), которые содержат ионы Hg+.

Ртуть Таким образом, состав солей ртути (I), содержащих одновалентный кислотный остаток R, следует изображать не эмпирической формулой HgR, а формулой Hg2R2 (например, Hg2Cl2).

Одна из особенностей ртути заключается в том, что для нее неизвестны гидроксиды.

В тех случаях, когда можно было бы ожидать их образования, получаются безводные оксиды.

Так, при действии щелочей на растворы солей ртути (I) получается буровато-черный осадок оксида ртути (I): 2+ Hg 2 + 2OH = Hg 2 O + H 2 O.

Ртуть Точно также из растворов солей ртути (II) щелочи осаждают оксид ртути (II):

Hg 2+ + 2OH = HgO + H 2 O.

Образующийся осадок имеет желтый цвет, но при нагревании переходит в красную модификацию оксида ртути (II).

Нитрат ртути (I) Hg2(NO3)2 – одна из немногих растворимых солей ртути (I).

Получается при действии разбавленной холодной азотной кислоты на избыток ртути:

6Hg + 8HNO3 = 3Hg 2 ( NO3 ) 2 + 2 NO +4H 2 O.

Ртуть. Каломель Хлорид ртути (I) Hg2Cl2, или каломель, представляет собой белый, нерастворимый в воде порошок.

Его приготовляют, нагревая смесь HgCl2 с ртутью:

HgCl 2 + Hg = Hg 2 Cl 2.

Каломель может быть получена также действием соляной кислоты или хлорида натрия на растворимые соли ртути (I):

2+ Hg + 2Cl = Hg 2 Cl 2.

Ртуть Хлорид ртути (II), или сулема, HgCl2 может быть получен непосредственным взаимодействием ртути с хлором.

Это бесцветное вещество, сравнительно мало растворимое в холодной воде (6,6 г в 100 г воды при 20°С).

Однако с повышением температуры растворимость сулемы сильно возрастает, достигая при 100°С 58 г в 100 г воды.

Из раствора HgCl2 кристаллизуется в виде длинных блестящих призм.

Обычно эту соль получают, нагревая сульфат ртути (II) с хлоридом натрия:

HgSO 4 + 2 NaCl = Na 2SO 4 + HgCl 2.

Ртуть Образующаяся сулема сублимируется.

Oт последнего слова она и получила свое название.

Водный раствор сулемы практически не проводит электрического тока.

Это объясняется сильной поляризующей способностью иона Hg2+.

Сулема, как и все растворимые соли ртути, – сильный яд.

Она используется:

для протравливания семян, дубления кожи, получения других соединений ртути, при крашении тканей, как катализатор в органическом синтезе, как дезинфицирующее средство.

Ртуть Иодид ртути (II) Hgl2 выпадает в виде красивого оранжево красного осадка при действии раствора иодида калия на соли ртути (II): 2+ Hg + 2I = HgI 2.

В избытке иодида калия соль легко растворяется, образуя бесцветный рас-твор комплексной соли K2[HgI4]:

HgI 2 + 2KI = K 2 [HgI 4 ].

Сульфид ртути (II) HgS искусственно получен в виде вещества черного цвета прямым соединением серы со ртутью или действием сероводорода на растворы солей ртути (II).

При нагревании без доступа воздуха черный сульфид ртути (II) превращается в красное кристаллическое видоизменение – киноварь.

Характеристика металлов VIII В группы В побочной подгруппе VIII группы периодической системы элементов: железо, кобальт, никель, рутений, родий, палладий, осмий, иридий, платина.

Сходные между собой элементы этой подгруппы образуют горизонтальные группировки, так называемые триады.

Железо, кобальт и никель образуют триаду железа, или семейство железа.

Остальные элементы VIII группы составляют семейство платиновых металлов, которое включает триады палладия и платины.

По своим свойствам эти семейства существенно различаются между собой.

Атомы элементов триады железа имеют на внешнем энергетическом уровне по 2 электрона, которые они легко отдают в химических реакциях.

Триада железа Однако они могут отдавать электроны и с Зd-орбиталей второго снаружи уровня.

Поэтому в своих устойчивых соединениях эти элементы проявляют степени окисления +2 и +3.

Образуют оксиды состава RO и R203 (R – элемент). Им соответствуют гидроксиды состава R(OH)2 и R(OH)3.

Для элементов триады (семейства) железа характерна особенность присоединять нейтральные молекулы, например оксид углерода (II), оксид азота (II).

Кобальт и никель менее реакционноспособны, чем железо.

При обычной температуре они устойчивы к коррозии на воздухе, в воде и в различных растворах.

Разбавленные соляная и серная кислоты легко растворяют железо и кобальт, а никель – лишь при нагревании.

Концентрированная азотная кислота все три металла пассивирует.

Триада железа Металлы семейства железа при нагревании взаимодействуют с кислородом, парами воды, галогенами, серой, фосфором, кремнием, углем, бором.

Наиболее устойчивыми являются соединеняя железа (III), кобальта (II) и нииеля (II).

Железо, кобальт и никель в ряду стандартных электродных потенциалов расположены до водорода, платиновые металлы – после.

Поэтому первые распространены в природе в виде соединений (оксиды, сульфиды, сульфаты, карбонаты), в свободном состоянии встречаются редко – в виде железных метеоритов.

Триада железа Платиновые металлы встречаются только в свободном состоянии.

По распространенности в природе за железом следует никель, а затем кобальт.

Соединения элементов семейства железа в степени окисления +2 очень сходны между собой.

В состоянии высших степеней окисления проявляют окислительные свойства.

Железо, кобальт, никель и их сплавы –важные материалы современной техники.

Но наибольшее значение имеет железо.

Железо Запишем электронно-графическую формулу атома железа в нормальном состоянии:

Fe 1s 2 s 2 p 3s 3 p 4 s 3d 2 2 6 2 6 2 3d В' = в возбужденном состоянии: 4s Fe * 1s 2 s 2 p 3s 3 p 4 s 3d 4 p 2 2 6 2 6 1 6 4p В' = 3d 4s Степени окисления железа в соединениях:

Fe2+, Fe3+, Fe6+.

Нахождение в природе Содержание железа в земной коре составляет 45 % по массе и оно встречается в виде минералов:

Магнитный железняк (магнетит) – Fe3O (FeO·Fe2O3);

Красный железняк (гематит) – Fe2O3;

Бурый железняк (сидерит) – 2Fe2O33Н2О;

Шпатовый железняк - FeСO3;

Железный колчедан (пирит) – FeS2.

Нахождение в природе В свободном состоянии железо находится только в метеоритах.

Количество железных руд в России составляет более половины мировых запасов.

Самые крупные месторождения руд в Керчи, Кривом Роге, вблизи Курска, на Урале, в Кузбассе и т.д.

Получение Промышленным способом получают сплавы железа. Это чугун и сталь.

Современная схема получения стали состоит из доменного и сталеплавильного процессов.

Химические реакции, лежащие в основе производства чугуна В ходе доменного процесса из руды получают чугун – сплав железа с углеродом.

Получение В домну послойно загружают кокс и агломерат (обогащенную руду и флюсы).

Флюс (CaF2) добавляют к руде, чтобы понизить температуру плавления руды.

Снизу домны подают кислородное дутье (воздух, обогащенный кислородом) и кокс сгорает: С + О2 СО2.

1500 0 С СО2 + С СО.

1500 0 С Получение Угарный газ СО восстанавливает оксиды железа из руды в верхней части домны:

450 500 0 C Fe2O3 + CO Fe3O4 + CO2 ;

Fe3O4 + CO FeO + CO2 ;

600 0 C FeO + CO Fe + CO2 ;

700 0 C 700 0 C FeO + C Fe + CO2.

Получение Одновременно с железом идет из руды восстанавливаются:

1300 0 C SiO2 + C Si + CO.

1300 0 C MnO + C Mn + CO.

1300 0 C Са3 ( РO4 ) 2 + C Р + СаО + CO.

шлак Получение Шлак состоит из силикатов, алюмосиликатов, пустой породы и флюсов.

Из домны выходит колошниковый газ:

25% СО, СО2, N2. Его сжигают для предварительного нагревания вдуваемого в печь воздуха.

Снизу домны выпускают чугун – сплав железа с углеродом, где углерода 45 % по массе.

Получение В состав чугуна входят:

Fe – 93 %, C – 4-5 %;

Mn – 1-3 %;

P – 0.02-2.5 %;

Si – 0.5-2 %;

S (FeS) – 0.005-0.1 %.

Получение Доменный процесс – восстановительный.

Восстановителями являются монооксид углерода (СО) и кокс (С).

Метод получения чугуна – пирометаллургия (карботермия).

В зависимости от условий кристаллизации различают чугун серый и белый.

Получение В сером чугуне углерод присутствует в виде пластинок графита.

Серый чугун используют в литейном производстве.

Белый чугун содержит весь углерод в виде цементита (Fe3C). Он хрупок и его используют в сталеплавильном переделе.

Химические реакции, лежащие в основе сталеплавильного производства Существует несколько способов переработки чугуна в сталь:

мартеновский, конвертерный и электросталеплавильный.

Все процессы выплавки стали основаны на окислении углерода и примесей в чугуне кислородным дутьем (воздухом, обогащенным кислородом) и удалении их в газовую фазу и в шлак.

Химические реакции, лежащие в основе сталеплавильного производства С + О2 СО ;

СО + О2 СО2 ;

Si + О2 SiO2 ;

Мn + О2 MnO;

в шлак Р + О2 Р2О5 ;

Р2О5 + СаО Са3 ( РO4 ) 2 СаО;

FeS + CaО CaS + FeO.

Химические реакции, лежащие в основе сталеплавильного производства Присутствие фосфора придает стали хрупкость.

В присутствии серы раскаленный металл дает трещины при механической обработке.

Содержание углерода в стали не должно превышать 2,14 %.

При выплавке специальных марок стали добавляют легирующие элементы:

Cr, Ni, Mn, V, Mo, … Разработан непрерывный процесс производства стали.

Получение Чистое железо получают при термическом разложении пентакарбонила железа (жидкость бледно-желтого цвета):

Fe(CO ) 5 Fe + 5CO.

t Физические свойства Железо – металл серебристо-белого цвета.

Легко подвергается коррозии, ржавеет.

Образующиеся при этом оксиды рыхлые и не защищают металл от дальнейшего окисления.

Fe + O2 + H 2O FeO Fe2O3 H 2O.

Железо обладает магнитными свойствами, легко куется, прокатывается в листы.

Физические свойства В зависимости от температуры кристаллизации железо имеет несколько модификаций:

Fe Fe Fe Fe.

769 0 C 910 0 C 1410 0 C Железо в обычных условиях это Fe.

Магнитными свойствами обладает лишь Fe.

Физические свойства Для железа:

температура плавления – Т пл = 1536 С ;

плотность – = 7,9 г / см ;

стандартный электродный = 0.44 B.

потенциал- Fe 2+ Fe Химические свойства Главное свойство всех металлов – отдавать электроны:

n+ Fe ne = Fe.

1. Отношение к кислороду.

Железо легко окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре Fe + О2 Fe3O4 ( Fe2O3 FeO ).

Химические свойства 2. Отношение к воде.

Железо вытесняет водород из воды:

500 0 C Fe + H 2O Fe3O4 + H 2.

2+ Fe 2e = Fe о-ие, в-ль 1 3+ 2 Fe 6e = 2 Fe + 2 H + 2e = H 2, в ие, о ль.

Так получают водород в промышленности.

Химические свойства 3. Отношение к неметаллам.

Галогены окисляют железо на свету:

Fe + Cl2 = FeCl2.

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

Fe + C Fe3C.

t карбид железа (II), цементит Химические свойства Fe + Si Fe3 Si, t силицид железа (II) Fe + H 2 FeH.

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

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

0 Химические свойства 5. Отношение к щелочам.

Со щелочами железо не взаимодействует.

Fe + NaOH 6. Отношение к кислотам.

а) железо вытесняет водород из неокислительных кислот:

Fe + HCl FeCl2 + H 2+ 1 Fe 2e = Fe, о ие + 1 2 H + 2e = H 2, в ие Химические свойства б) концентрированные окислительные кислоты при комнатной температуре пассивируют железо, но при нагревании железо растворяется, проявляя степень окисления +3:

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

t + 1 SO4 + 6e + 8H = S + 4 H 2O, в е;


3+ 1 2 Fe 6e = 2 Fe, о е.

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. + Fe N О2 + H 2O + Fe( NO3 )3.

t +e + + 2 H = NО2 + H 2O, в е, 3 NO 1 Fe0 3e = Fe3+, о е.

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 + Fe N + H 2O + Fe( NO3 ) 2.

3 2 NO3+ 10e + 12 H + = N 2 + 6 H 2O, в е, 10 Fe0 3e = Fe3+, о е.

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 Железный век пришел на смену бронзовому во втором тысячелетии до нашей эры.

Железо – основной конструкционный металл.

90 % производства металлов составляют железо и сплавы на его основе, которые называют черными металлами.

Применение – самостоятельно!!!

Соединения железа: Fe2+ FeO – основный оксид.

Получение:

800° C Fe + O 2 FeO, °C Fe3O4 + CO 600 FeO + CO2.

Свойства:

FeO + 2HCl = FeCl 2 + H 2 O, FeO + 2H + = Fe2+ + H 2O, FeO + NaOH.

Свойства соединений Fe2+ Свойства окислительно восстановительные:

Fe(OH ) 2 + O2 + H 2O Fe(OH ) 3.

4 Fe ( OH ) 2 e + OH = Fe ( OH ) 3, о ие, в ль, 1 O 2 + 2 H 2 O + 4 e = 4 OH, в ие, о ль.

Вывод: Fe(OH)2 – восстановитель.

Свойства соединений Fe2+ Соли Fe2+ получают взаимодействием железа с неокислительными кислотами:

Fe + 2 HCl FeCl2 + H 2, 2+ 1 Fe 2е = Fe, о ие, в ль.

+ 1 2 H + 2е = H 2, в ие, о ль.

Fe + H 2 SO4 разб = FeSO4 + H 2.

Свойства соединений Fe2+ Соли Fe2+ подвергаются гидролизу:

слабый сильная FeSO4 ( Fe(OH ) 2 и H 2 SO4 ).

2+ FeSO4 = Fe + SO + H OH 2+ + + Fe + HOH = FeOH + H, рН 2 FeSO4 + 2 H 2O = ( FeOH ) 2 SO4 + H 2 SO4.

Свойства соединений Fe2+ Соли Fe2+ – сильные восстановители:

+2 +7 +3 + FeSO4 + KMnO4 + H 2 SO4 Fe2 ( SO4 ) 3 + MnSO4 + H 2O.

2+ 3+ 5 2 Fe 2е = 2 Fe, о ие, в ль, + 2+ 2 MnO + 5е + 8 H = Mn + 4 H 2O, в ие, о ль.

Применение солей: FeSO4·7H2O – железный купорос применяют в производстве чернил, красок и для борьбы с вредителями растений.

Свойства соединений Fe2+ Качественная реакция на Fe2+ это взаимодействие с красной кровяной солью К 3 [ Fe(CN ) 6 ] :

3FeSO4 + 2 К 3 [ Fe(CN ) 6 ] = Fe3 [ Fe(CN ) 6 ]2 +3K 2 SO4.

2+ 3Fe + 2 [ Fe(CN ) 6 ] = Fe3 [ Fe(CN ) 6 ]2.

турнбулевая синь Соединения железа: Fe3+ Fe2O3 – слабо амфотерный оксид, встречается в природе – красный железняк.

Получение: Fe + O Fe O.

2 Свойства:

Fe2O3 + 6 HCl = 2 FeCl3 + 3H 2O.

+ 3+ Fe2O3 + 6 H = 2 Fe + 3H 2O.

1000 1400 0 C Fe2O3 + NaOH NaFeO2 + H 2O.

феррит НFeO2 – железистая натрия кислота Соединения железа Fe3+ Fe2O3 – обнаруживает амфотерные свойства только при спекании.

Fe2O3 + FeO Fe( FeO2 ) 2.

t феррит железа II НFeO Fe3O4 отличается повышенной устойчивостью и встречается в природе в виде минерала магнетита, обладает полупроводниковыми и магнитными свойствами.

Соединения железа Fe3+ Fe2O3 – это коричневая краска, железный сурик.

Ферриты обладают магнитными свойствами и высоким электрическим сопротивлением.

Их используют в технике связи, счетно решающих устройствах, в автоматике и телемеханике.

Свойства соединений Fe3+ Fe(OH)3 – слабо амфотерный гидроксид.

Получение:

Fe 2 ( SO 4 ) 3 + 6 NaOH = 2 Fe (OH ) 3 + 3 Na 2 SO 4, Fe 3 + + 3OH = Fe (OH ) 3.

Свойства кислотно-основные:

2 Fe ( OH ) 3 + 6 HCl = 2 FeCl + 3 H 2O, + = Fe 3 + + 3 H 2 O.

Fe ( OH ) 3 + 3 H Fe ( OH ) 3 + NaOH t NaFeO + 2 H 2O.

Свойства соединений Fe3+ Соли Fe3+ получают взаимодействием металла с окислительными кислотами (см. эту тему выше).

Соли Fe3+ легко подвергаются гидролизу и при определенных условиях (увеличении температуры и уменьшении концентрации) гидролиз идет до конца с образованием (FeOH)3 – осадка бурого цвета.

Свойства соединений Fe3+ Поэтому соли Fe 2 ( SO4 ) 3 9 Н 2О и FeСl используют в качестве каогулянтов при очистке воды:

слабый сильная Fe 2 ( SO 4 ) 3 ( Fe ( OH ) 3 и H 2 SO 4 ).

Fe 2 ( SO 4 ) 3 = 2 Fe 3 + + 3 SO H + OH Fe 3 + + HOH = FeOH 2+ + H +, pН 7, Iступень Fe 2 ( SO 4 ) 3 + 2 H 2 O = 2 FeOHSO + H 2 SO 4.

Свойства соединений Fe3+ После увеличения температуры и разведения гидролиз идет по II-ой ступени:

2+ + + FeOH + НОН = Fe(OH ) + H, pН 7, FeOHSO4 + H 2O = ( Fe(OH ) 2 ) 2 SO4 + H 2 SO4.

После увеличения температуры и разведения гидролиз идет по III-ей ступени:

+ + Fe(OH ) + НОН = Fe(OH ) 3 + H, pН 7, ( Fe(OH ) 2 ) 2 SO4 + 2 H 2O = 2 Fe(OH ) 3 + H 2 SO4.

Свойства соединений Fe3+ Осадок Fe(OH)3 увлекает с собой все механические примеси, содержащиеся в воде.

Чаще всего Fe3+ в ОВР – окислитель.

+ + FeCl3 + KI FeCl2 + KCl + I. 3+ 2+ 2 Fe + 1е = Fe, в ие, о ль, 1 2 I 2е = I 2, о ие, в ль.

Свойства соединений Fe3+ Качественная реакция на Fe3+ это взаимодействие с роданидом аммония:

NH 4CNS :

Fe2 ( SO4 ) 3 + 6 NH 4CNS = 2 Fe(CNS ) 3 + 3( NH 4 ) 2 SO4.

кроваво-красный цвет Свойства соединений Fe6+ Если нагреть Fe2O3 c нитратом и гидроксидом калия то получаем:

+3 +5 +6 + Fe2О3 + КОH + КNО3 K 2 FeO4 + KNO2 + H 2O.

t +3 + 1 2 Fe 6e = 2 Fe, о ие, в ль, +5 + 3 N + 2е = N, в ие, о ль.

К2FeO4 – феррат калия, соль железной кислоты Н2FeO4.

Свойства соединений Fe6+ Железная кислота и соответствующий ей ангидрид FeO3 не выделены в свободном виде.

Все ферраты – сильнейшие окислители.

Железо – жизненно важный элемент. В крови человека 14,5 % её веса приходится на долю гемоглобина – красного пигмента эритроцитов, содержащих железо.

Кобальт В природе распространен мало: содержание его в земной коре составляет около 0,004 % (масс).

Чаще всего кобальт встречается в соединении с мышьяком в виде минералов 'кобальтовый шпейс CoAs2 и кобальтовый блеск CoAs.

Кобальт – твердый, тягучий, похожий на железо блестящий металл.

Как и железо, он обладает магнитными свойствами.

Вода и воздух на него не действуют.

В разбавленных кислотах кобальт растворяется значительно труднее, чем железо.

Кобальт применяется главным образом в сплавах, которые используются в качестве жаропрочных и жаростойких материалов, для изготовления постоянных магнитов и режущих инструментов.

Кобальт Жаропрочный и жаростойкий сплав виталлиум содержит 65 % Со, 28 % Сг, 3 % W и 40 % Мо.

Этот сплав сохраняет высокую прочность и не поддается коррозии при температурах до 800 – 850°С.

Твердые сплавы стеллиты, содержащие 40 60 % Со, 20 – 35 % Сг, 5 – 20% W и 1 – 2 % С, применяются для изготовления режущего инструмента.

Кобальт входит также в состав керамикометаллических твердых сплавов – керметов.

Соединения кобальта придают стеклу темно-синюю окраску (вследствие образования силиката кобальта).

Кобальт Такое стекло, истолченное в порошок, употребляется под названием «шмальты» или «кобальта» в качестве синей краски.

Радиоактивный изотоп 60Со применяется в медицине как источник -излучения («кобальтовая пушка»).

Кобальт образует оксид кобальта (II) СоО и оксид кобальта (III), или окись кобальта, Со2O3, которым соответствуют гидроксиды Со(ОН)2 и Со(ОН)3.

Этим соединениям отвечают два ряда солей, но соли кобальта (III) нестойки и легко переходят в соли кобальта (II).

Известен также смешанный оксид СO3О4 (или СоОСо2О3).

Кобальт Соли кобальта (II) в безводном состоянии обычно синего цвета, а их водные растворы и кристаллогидраты имеют розовый цвет.

Хлорид кобальта (II) образует розовые кристаллы состава СоСl26Н2O.

Фильтровальная бумага, пропитанная раствором этой соли и потом высушенная, может служить грубым гигроскопом (указателем влажности), так как в зависимости от содержания влаги в воздухе принимает разные оттенки цветов – от синего до розового.

Гидроксид кобальта (II) Со(ОН)2 получается при действии щелочи на растворы солей кобальта (II).

Кобальт Вначале выпадает осадок синей основной соли, который при кипячении жидкости переходит в розовый гидроксид Со(ОН)2.

Со(ОН)2 при прокаливании дает оксид кобальта (II) СоО серо-зеленого цвета.

Соединения кобальта (II) окисляются с большим трудом, чем соединения железа (II).

Так, гидроксид кобальта(II) окисляется на воздухе в темно-бурый гидроксид кобальта (III) Со(ОН) гораздо медленнее, чем происходит аналогичное превращение гидроксидов железа.

Кобальт Однако в присутствии сильных окислителей, например гипохлорита натрия, окисление Со(ОН)2 в Со(ОН) протекает быстро:

2Co(OH) 2 + NaClO + H 2 O = 2Co(OH) 3 + NaCl.

При действии на гидроксид кобальта (III) кислородсодержащих кислот соли кобальта (III) не образуются, а выделяется кислород и получаются соли кобальта (II), например:

4Co(OH) 3 + 4H 2SO 4 = 4CoSO 4 + 10H 2 O + O 2.

Из соляной кислоты гидроксид кобальта(III) выделяет хлор:

2Co(OH) 3 + 6HCl = 2CoCl 2 + Cl 2 +6H 2 O.

Кобальт Таким образом, соединения Со (III) менее устойчивы, чем соединения железа (III) и проявляют более сильно выраженную окислительную способность.

Для кобальта (III) очень характерна его способность к комплексообразованию.

Комплексные соединения кобальта (II) хотя и известны, но очень неустойчивы.

В комплексных солях кобальт может входить как в состав катиона, так и в состав аниона, например, [Со(NH3)6]Сl3 и К3 [Co(NO2)6].

Координационное число кобальта равно шести.

Никель Подобно кобальту, встречается в природе преимущественно в виде соединений с мышьяком или серой.

Таковы, например, минералы купферникель NiAs, мышьяково-никелевый блеск NiAsS и др.

Никель более распространен, чем кобальт (около 0, % (масс.) земной коры).


Металлический никель имеет серебристый цвет с желтоватым оттенком, очень тверд, хорошо полируется, притягивается магнитом.

Он характеризуется высокой коррозионной стойкостью – устойчив в атмосфере, в воде, в щелочах и ряде кислот.

Никель Активно растворяется никель в азотной кислоте.

Химическая стойкость никеля обусловлена его склонностью к пассивированию – к образованию на поверхности оксидных пленок, обладающих сильным защитным действием.

Главная масса никеля идет на производство различных сплавов с железом, медью, цинком и другими металлами.

Присадка никеля к стали повышает ее вязкость и стойкость против коррозии.

Сплавы на основе никеля можно разделить на жаропрочные, магнитные и сплавы с особыми свойствами.

Никель. Сплавы Жаропрочные сплавы никеля используются в современных турбинах и реактивных двигателях, где температура достигает 850 – 900 °С.

Таких температур сплавы на основе железа не выдерживают.

К важнейшим жаропрочным сплавам никеля относятся нимоник, инконель, хастеллой.

В состав этих сплавов входит свыше 60 % никеля, – 20 % хрома и другие металлы.

Производятся также металлокерамические жаропрочные сплавы, содержащие никель в качестве связующего металла.

Эти сплавы выдерживают нагревание до 1100°С.

Никель. Сплавы Широко применяются для изготовления элементов электронагревательных устройств сплавы типа нихрома, простейший из которых содержит 80 % никеля и 20 % хрома.

Из магнитных сплавов никеля особое значение приобрел пермаллой, содержащий 78,5 % никеля и 21,5 % железа.

Он обладает очень высокой начальной магнитной проницаемостью, что обусловливает его интенсивную намагничиваемость даже в слабых полях.

К сплавам никеля с особыми свойствами принадлежат монель- металл, никелин, константан, инвар, платинит.

Никель. Сплавы Монель-металл (сплав никеля с 30 % меди) широко используется в химическом аппаратостроении, так как по механическим свойствам он превосходит никель, а по коррозионной стойкости почти не уступает ему.

Никелин и константан тоже представляют собой сплавы никеля с медью.

Они обладают высоким электрическим сопротивлением, почти не изменяющимся с температурой, и используются в электроизмерительной аппаратуре.

Инвар (сплав 36 % никеля и 64 % железа) практически не расширяется при нагревании до 100°С и применяется в электрорадиотехнике и в химическом машиностроении.

Никель Сплав никеля с железом – платинит – имеет коэффициент расширения такой же, как у стекла и используется для впаивания вводов металлических контактов в стекло.

В сравнительно небольших количествах никель расходуется для покрытия им других металлов.

Мелко раздробленный никель применяется в качестве катализатора при многих химических процессах.

Из чистого никеля изготовляют лабораторную посуду.

Соединения никеля очень сходны с соединениями кобальта.

Подобно кобальту, никель образует оксид никеля (II) NiO и оксид никеля (III) Ni2O3 и соответствующие им гидроксиды.

Никель Однако известен только один ряд солей никеля, в которых он находится в степени окисленности +2.

Гидроксид никеля (II) Ni(ОН)2 выпадает в виде светло-зеленого осадка при действии щелочей на растворы солей никеля.

При нагревании он теряет воду и переходит в серо зеленый оксид никеля (II) NiO.

В отличие от гидроксидов железа(II) и кобальта(II), гидроксид никеля (II) кислородом воздуха не окисляется.

В этом проявляется более высокая устойчивость к окислению соединений никеля (II) по сравнению с аналогичными соединениями железа и кобальта.

Соли никеля большей частью имеют зеленый цвет.

Никель Из них наибольшее применение имеет сульфат никеля NiSO47H2O, образующий красивые изумрудно-зеленые кристаллы.

Гидроксид никеля (III) Ni(OH)3 имеет черно бурый цвет и образуется при действии щелочей на соли никеля в присутствии сильных окислителей.

По свойствам он подобен гидроксиду кобальта (III), но обладает еще более выраженными окислительными свойствами.

Никель (II) образует много комплексных солей.

Никель С оксидом углерода никель дает летучий тетракарбонил никеля Ni(СО)4, разлагающийся при нагревании с выделением никеля.

На образовании и термическом разложении тетракарбонила никеля основан один из методов извлечения никеля из руд, а также способ получения высокочистого никеля.

Из соединений никеля важнейшее практическое значение имеет оксид никеля (III), применяемый при изготовлении щелочных кадмиево-никелевых или железо-никелевых аккумуляторов.

Аккумуляторы Кадмиево-никелевые (условное обозначение КН) и железо-никелевые (ЖН) аккумуляторы весьма сходны между собой.

Основное их различие состоит в материале пластин отрицательного электрода: в аккумуляторах КН они кадмиевые, а в аккумуляторах ЖН – железные.

Наиболее широкое применение имеют аккумуляторы КН.

Щелочные аккумуляторы в основном выпускаются с ламельными электродами.

В них активные массы заключены в ламели – плоские коробочки с отверстиями.

Аккумуляторы Активная масса положительных пластин заряженного аккумулятора в основном состоят из гидратированного оксида никеля (III) Ni2O3Н2O или NiOOH.

Кроме того, в ней содержится графит, добавляемый для увеличения электропроводности.

Активная масса отрицательных пластин аккумуляторов КН состоит из смеси губчатого кадмия с порошком железа, а аккумуляторов ЖН – из порошка восстановленного железа.

Электролитом служит раствор гидроксида калия, содержащий небольшое количество LiOH.

Рассмотрим процессы, протекающие при работе аккумулятора КН.

Аккумуляторы При разряде аккумулятора кадмий окисляется.

Cd + 2OH = Cd (OH) 2 + 2e.

a NiOOH восстанавливается:

2 NiOOH + 2H 2 O + 2 e = 2 Ni(OH) 2 + 2OH.

По внешней цепи при этом происходит перенос электронов от кадмиевого электрода к никелевому.

Кадмиевый электрод служит анодом и заряжен отрицательно, а никелевый – катодом и заряжен положительно.

Аккумуляторы Суммарную реакцию, протекающую в аккумуляторе КН при его работе, можно выразить уравнением, которое получится при сложении двух последних электрохимических уравнений:

2 NiOOH + 2H 2 O + Cd = 2 Ni(OH) 2 + Cd (OH) 2.

ЭДС заряженного кадмиево-никелевого аккумулятора равна приблизительно 1,4 В.

По мере работы (разряда) аккумулятора напряжение на его зажимах падает.

Когда оно становится ниже 1 В, аккумулятор заряжают.

Аккумуляторы При зарядке аккумулятора электрохимические процессы на его электродах «обращаются».

На кадмиевом электроде происходит восстановление металла:

Cd (OH) 2 + 2 e = Cd + 2OH.

на никелевом – окисление гидроксида никеля (II):

2 Ni(OH) 2 + 2OH = 2 NiOOH + 2H 2 O + 2 e.

Суммарная реакция при зарядке обратна реакции, протекающей при разряде:

2 Ni(OH) 2 + Cd (OH) 2 = 2 NiOOH + 2H 2 O + Cd.

Сера. Нахождение в природе Сера широко распространена в природе.

Она составляет 0,05% массы земной коры.

Сера встречается в свободном состоянии (самородная сера).

Важнейшими природными соединениями серы являются:

сульфиды металлов:

FеS2– железный колчедан, или пирит;

ZnS – цинковая обманка;

РbS – свинцовый блеск;

НgS — киноварь и др.

соли серной кислоты (кристаллогидраты):

СаSO42Н2O – гипс, Nа2SO4 10Н2О – глауберова соль, МgSO4 7Н2O – горькая соль и др.

Сера содержится в организмах животных и растений, так как входит в состав белковых молекул.

Органические соединения серы содержатся в нефти.

Сера. Физические свойства Сера —твердое хрупкое вещество желтого цвета.

В воде практически нерастворима, но хорошо растворяется в сероуглероде, анилине и некоторых других растворителях.

Плохо проводит теплоту и электричество.

Сера образует несколько аллотропических модификаций.

При 444,6° С сера кипит, образуя пары темно-бурого цвета.

Если их быстро охладить, то получается тонкий порошок, состоящий из мельчайших кристалликов серы, называемой серным цветом.

Природная сера состоит из смеси четырех устойчивых изотопов:

32 33 34 S, S, S, S.

16 16 16 Сера. Химические свойства Атом серы, имея незавершенный внешний энергетический уровень, может присоединять два электрона и проявлять степень окисления –2.

Такую степень окисления сера проявляет в соединениях с металлами и водородом (например, Nа2S и Н2S).

При отдаче или оттягивании электронов к другому атому более электроотрицательного элемента степень окисления может быть +2, +4 и +6.

При обычных условиях молекула твердой серы состоит из восьми атомов, замыкающихся в кольцо (атомы в кольце не лежат в одной плоскости), химическая связь ковалентная.

Сера. Химические свойства При нагревании кольцо S8 разрывается. При высоких температурах существуют обрывки цепей: S2 (900oС), S22S (свыше 1500° С).

В парах серы существует равновесие между молекулами S8, S6, S4 и S2.

Oбразование пластической серы объясняется тем, что часть колец-молекул разрывается и возникшие цепочки соединяются друг с другом в длинные цепи.

В результате получается высокомолекулярное соединение – полимер с каучукоподобной эластичностью.

Сера легко образует соединения со многими элементарными веществами.

При сгорании ее на воздухе или в кислороде образуется оксид серы (IV) SO2 и частично оксид серы SO3 (VI). Это наиболее важные оксиды серы.

S + O 2 = SO 2 и 2S + 3O 2 = 2SO 3.

Сера. Химические свойства При нагревании сера непосредственно соединяется с водородом, галогенами (кроме иода), фосфором, углем, а также со всеми металлами, кроме золота, платины и иридия. Например:

S + H 2 = H 2S;

3S + 2P = P2S3 ;

S + Сl 2 = SCl 2 ;

2S + C = CS2 ;

S + Fe = FeS.

В реакциях с металлами и некоторыми неметаллами сера является окислителем.

В реакциях же с более активными неметаллами, как, например, с кислородом, хлором – восстановителем.

Сера. Применение Сера широко применяется в промышленности и сельском хозяйстве.

Около половины ее добычи расходуется для получения серной кислоты.

Применяют серу для вулканизации каучука.

Каучук приобретает повышенную прочность и упругость.

В виде серного цвета (тонкого порошка) применяется для борьбы с болезнями растений, главным образом винограда и хлопчатника.

Она употребляется для получения пороха, спичек, светящихся составов.

В медицине используются серные мази для лечения кожных заболеваний.

Сероводород.

Нахождение в природе Сероводород Н2S – бесцветный газ с запахом тухлых яиц.

Хорошо растворим в воде (при 20° С в 1 объеме воды растворяется 2,5 объема сероводорода).

Сероводород встречается в природе в вулканических газах и в водах некоторых минеральных источников (Пятигорска, Мацесты).

Он образуется при гниении серусодержащих органических веществ различных растительных и животных остатков.

Этим объясняется характерный неприятный запах сточных вод, выгребных ям и свалок мусоря.

Сероводород. Получение Сероводород может быть получен при непосредственном соединении серы с водородом при нагревании:

S + H 2 H 2S.

t Но обычно его получают действием разбавленной соляной или серной кислот на сульфид железа (II) в аппарате Киппа FeS + 2HCl = H 2S + FeCl 2.

Сероводород.

Физические свойства Сероводород — очень ядовитый газ, поражающий нервную систему.

Поэтому работать с ним надо в вытяжных шкафах или с герметически закрывающимися приборами.

Допустимое содержание сероводорода в производственных помещениях составляет 0, мг в 1 л воздуха.

Раствор сероводорода в воде называется сероводородной водой или сероводородной кислотой (она обнаруживает свойства слабой кислоты).

Сероводород.

Химические свойства Сероводород — менее прочное соединение, чем вода.

При сильном нагревании почти полностью разлагается на серу и водород:

H 2S t H 2 +S.

Газообразный Н2S горит на воздухе голубым пламенем:.

2H 2S + 3О 2 = 2H 2 О + 2SО 2.

При недостатке кислорода образуется сера и вода:

2H 2S + О 2 = 2H 2 О + 2S.

Такой реакцией пользуются для получения серы из сероводорода в промышленном масштабе.

Сероводород.

Химические свойства Сероводород — очень сильный восстановитель, что объясняется его способностью в растворе легко отдавать электроны молекулам кислорода воздуха:

H 2S 2 e = S + 2H +, окисление, О 2 + 4 е = 2 О, окисление.

Сероводород окисляется кислородом воздуха, а выпавшая свободная сера делает сероводородную воду мутной.

Суммарное уравнение реакции:

2H 2S + О 2 = 2H 2 О + 2S.

Сероводород.

Химические свойства Этим объясняется и тот факт, что сероводород не накапливается в очень больших количествах в природе при гниении органических веществ.

Кислород воздуха окисляет сероводород в свободную серу.

Энергично реагирует сероводород с растворами галогенов:

H 2S + I 2 = 2HI + S.

H 2S 2 е = 2H + + S, окисление, I 2 + 2 e = 2I, восстановление.

Происходит выделение серы и обесцвечивание раствора иода.

Слабая сероводородная кислота диссоциирует на ионы:

H 2S H + + НS 1 ступень.

В ее растворе в очень малых количествах содержатся и сульфид ионы: + HS H + S 2 ступень.

Сульфиды Сероводородная кислота как двухосновная образует два ряда солей – средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды).

Например, Nа2S – сульфид нaтрия, NаНS – гидросульфид натрия.

Гидросульфиды почти все хорошо растворимы в воде.

Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов также растворимы в воде.

Сульфиды остальных металлов в воде практически нерастворимы или малорастворимы, а некоторые не растворяются и в разбавленных кислотах.

Поэтому такие сульфиды можно легко получить, пропуская сероводород через раствор соли соответствующего металла:

CuSO 4 + H 2S = CuS + H 2SO 4, Cu 2+ + H 2S = CuS +2H +.

Сульфиды Несмотря на то, что в ходе реакции получается кислота, CuS выпадает в осадок: сульфид меди не растворяется ни в воде, ни в разбавленных кислотах.

Но при действии сероводорода на раствор какой-либо соли железа (II) осадка не получается – сульфид железа (II) FeS нерастворим в воде, но растворяется в кислотах.

Это различие обусловлено тем, что произведение растворимости CuS много меньше произведения растворимости FeS.

Растворимые сульфиды не могут быть получены из солей соответствующих металлов действием сероводорода или других сульфидов.

Различиями в растворимости сульфидов пользуются в аналити ческой химии для последовательного осаждения металлов из растворов их солей.

Сульфиды Сульфиды, как соли очень слабой кислоты, подвергаются гидролизу.

Например, Na2S при растворении в воде почти целиком гидролизуется с образованием кислой соли – гидросульфида натрия:

Na 2S + H 2 O NaHS + NaOH, S + H 2 O HS + OH.

Серебряные и медные предметы чернеют в воздухе и в воде, содержащих сероводород.

Это происходит оттого, что они покрываются налетом соответствующего сульфида.

4Ag + 2H 2S + O 2 = 2Ag 2S + 2H 2 O.

Сульфиды При этом окислителем служит кислород, находящийся в воздухе или растворенный в воде.

При взбалтывании раствора какого-нибудь сульфида, например сульфида натрия, с серой последняя растворяется в нем, и после выпаривания получается остаток, содержащий, кроме сульфида натрия, также соединения с большим содержанием серы – от Na2S2 до Na2S5.

Такие соединения называются полисульфидами.

Среди сульфидов имеется много соединений переменного состава.

Например, сульфид железа(II) может иметь состав от FeS1, до FeS1,14.

Сульфиды. Применение Природные сульфиды составляют основу руд цветных и редких металлов и широко используются в металлургии.

Некоторые из них служат также сырьем для получения серной кислоты.

В этих же целях используется и природный полисульфид — железный колчедан (пирит) FeS2.

Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов находят применение в химической и в легкой промышленности.

Так Na2S, CaS и BaS применяются в кожевенном производстве для удаления волосяного покрова с кож.

Сульфиды щелочноземельных металлов, цинка и кадмия служат основой люминофоров.

Некоторые сульфиды обладают полупроводниковыми свойствами и применяются в электронной технике.

Сульфиды.

Качественная реакция Некоторые сульфиды имеют характерную окраску:

СuS и РbS – черную, СdS – желтую, ZnS – белую, MnS – розовую, SnS – коричневую, Sb2S3 – оранжевую и т. д.

На различной растворимости сульфидов и различной окраске многих из них основан качественный анализ катионов.

Качественной реакцией на сероводородную кислоту является взаимодействие раствора кислоты с растворимыми солями свинца (ионами свинца).

При этом образуется малорастворимый в воде сульфид свинца – осадок черного цвета:

H 2S + Pb 2+ = PbS +2H +.

Оксиды серы Оксид серы (IV) – это бесцветный газ с резким, удушливым запахом.

При охлаждении до –10° С сжижается в бесцветную жидкость.

В жидком виде его хранят в стальных баллонах.

В лаборатории оксид серы (IV) получают взаимодействием гидросульфита натрия с серной кислотой:

2 NaHSO3 + H 2SO 4 = Na 2SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O, или нагреванием меди с концентрированной серной кислотой:

Cu + H 2SO 4 конц = СuSO 4 + SO 2 +2H 2 O, Cu 2 е = Сu 2+, окисление, +6 + S + 2e = S, восстановление.

Оксид серы (IV) образуется также при сжигании серы.

Оксиды серы В промышленных условиях SO2 получают при обжиге пирита FеS2 и при обжиге сернистых руд цветных ме таллов (цинковой обманки ZnS, свинцового блеска РbS и др.).

Образующийся оксид серы (IV) употребляется главным образом для получения SO3 и серной кислоты.

В присутствии катализатора при нагревании SO2 присоединяет кислород воздуха и образуется SO3:

2SO 2 + O 2 2SO 3.

степень окисления от +4 до +6:

В этой реакции сера4меняет + + S 2e = S.

Значит, для SO2 характерны восстановительные свойства.

Оксид серы (IV) проявляют все свойства кислотных оксидов.

Сернистая кислота Оксид серы (IV) хорошо растворим в воде. В 1 объеме воды при при 200 С растворяется 40 объемов SO2.

При этом образуется существующая только в водном растворе сернистая кислота:

SO 2 + Н 2 О Н 2SO 3.

Реакция соединения SO2 с водой обратима.

В водном растворе оксид серы (IV) и сернистая кислота находятся в химическом равновесии, которое можно смещать влево и вправо.

При связывании Н2SO3 щелочью (нейтрализация кислоты) реакция протекает слева направо.

При удалении SO2 (продувание через раствор азота или нагревание) реакция протекает справа налево.

В растворе сернистой кислоты всегда имеется оксид серы (IV), который придает ему резкий запах.

Сернистая кислота Сернистая кислота обладает всеми свойствами кислот.

В растворе Н2SО3 диссоциирует ступенчато:

H 2SO 3 Н + + HSO 1 ступень.

HSО 3 H + + SО 3 2 ступень.

Как двухосновная кислота она образует два ряда солей – сульфиты и гидросульфиты.

Сульфиты получаются при полной нейтрализации кислоты щелочью:

H 2SO 3 + 2 NaOH = Na 2SO 3 + 2H 2 O.

Гидросульфиты – при недостатке щелочи (по сравнению с количеством, необходимым для полной нейтрализации кислоты):

H 2SO 3 + NaOH = NaHSO3 + H 2 O.

Сернистая кислота Сернистая кислота и ее соли сильные восстановители.

При этом степень окисления серы возрастает.

Так, Н2SO3 легко окисляется в серную кислоту даже кислородом воздуха:



Pages:     | 1 | 2 || 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.