|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
|
|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
Распространенность в природеСтр 1 из 6Следующая ⇒
Распространенность в природе Хром относится к распространенным элементам. В природе встречается только в виде соединений. Известно более 40 минералов, содержащих хром. Основными минералами являются: хромит (хромистый железняк) FeCr2O4, крокоит PbCrO4, волконскоит Cr2Si4O10(OH)2 · nH2O, уваровит Ca3Cr2(SiO4)3 и др. В метеоритах обнаружены сульфидные минералы хрома. Хром также содержится в океанической воде. Положение в ПСХЭ Д.И. Менделеева · Находится в IV периоде, в VI группе, в побочной подгруппе · Хром – d-элемент. Валентные электроны 3d44s2, однако вследствие устойчивости d5-состояния энергетическим более выгодным оказывается переход одного s-электрона на 3d-подуровень, поэтому валентные электроны хрома имеют следующую конфигурацию: 3d54s1. · СО: +1, +2, +3, +4, +5, +6 Характерная степень окисления +3, в меньшей мере +6. Соединения хрома (II) проявляют преимущественно основные свойства, хрома (III) – амфотерные, соединения хрома (VI) – кислотные. Физические свойства. Хром – голубовато-белый металл. Очень твердый. Чистый хром пластичен. Температура плавления 1890°С, температура кипения 2680 °C, плотность 7, 19 г/см3. На воздухе покрыт прочной пленкой оксида.
Химические свойства. Хром при обычных условиях – инертный металл, при нагревании становится довольно активным. · Взаимодействие с простыми веществами. Взаимодействие с неметаллами При нагревании выше 600°С хром сгорает в кислороде: 4Cr + 3O2 2Cr2O3 · С фтором реагирует при 350°С, с хлором – при 300°С, с бромом – при температуре красного каления, образуя галогениды хрома (III): 2Cr + 3Cl2 2CrCl3 · С азотом реагирует при температуре выше 1000°С с образованием нитридов: 2Cr + N2 2CrN или 4Cr + N2 = 2Cr2N. · С серой при температуре выше 300°С: 2Cr + 3S Cr2S3 · Реагирует с бором, углеродом и кремнием с образованием боридов, карбидов и силицидов: Cr + 2B = CrB2 (возможно образование Cr2B, CrB, Cr3B4, CrB4), 2Cr + 3C = Cr2C3 (возможно образование Cr23C6, Cr7B3), Cr + 2Si = CrSi2 (возможно образование Cr3Si, Cr5Si3, CrSi). · С водородом непосредственно не взаимодействует. · Взаимодействие со сложными веществами. · В раскалённом состоянии реагирует с парами воды: 2Cr + 3H2O Cr2O3 + 3H2 · Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H2SO4). В отсутствии воздуха образуются соли Cr2+, а на воздухе – соли Cr3+. Cr + 2HCl → CrCl2 + H2 2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2H2O + H2 · Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют хром. Хром может растворяться в них лишь при сильном нагревании, образуются соли хрома (III) и продукты восстановления кислоты: 2 Сr + 6 Н2SО4(конц) Сr2(SО4)3 + 3 SО2↑ + 6 Н2О Сr + 6 НNО3(конц) Сr(NО3)3 + 3 NO2↑ + 3 Н2О · При нагревании взаимодействует с сероводородом, образуя сульфид хрома(II): Cr + H2S(г) CrS + H2↑ · Взаимодействие с щелочными реагентами: а) не растворяется в водных растворах щелочей, медленно реагирует с расплавами с образованием хромитов и выделением водорода: 2Cr + 6KOH = 2KCrO2 + 2K2O + 3H2. б) Реагирует с щелочными расплавами окислителей, например хлоратом калия, при этом хром переходит в хромат калия: Cr + KClO3 + 2KOH = K2CrO4 + KCl + H2O. · Восстановление металлов из оксидов и солей Хром вытесняет менее активные металлы из оксидов и растворов их солей: 2Cr + 3CuCl2 = 2CrCl3 + 3Cu. Получение. · Алюминотермия: Cr2O3 + 2Al Al2O3 + 2Cr · Восстановлением оксидов хрома оксидом углерода (II), водородом: CrO + Н2 Cr + H2O Применение. Хром используется в качестве легирующей добавки в различных сортах сталей. Хром придает сталям твердость и прочность. Из хромсодержащих сталей изготавливают лопатки газовых турбин и детали реактивных двигателей. Применяется для хромирования изделий. Соединения хрома Соединения двухвалентного хрома Оксид хрома (II) CrO Физические свойства: твердое нерастворимое в воде вещество ярко-красного или черного цвета. При обычной температуре устойчив на воздухе, выше 100°С окисляется: Химические свойства. CrO – основной оксид. · Взаимодействует с кислотами: CrO + 2HCl → CrCl2 + 2H2O · Легко окисляется на воздухе при нагревании до оксида хрома (III): 4CrO + O2 2 Cr2O3 · Восстанавливается водородом до хрома: CrO + Н2 Cr + H2O Получение. · При окислении амальгамы хрома на воздухе: 2Cr + O2 2 CrO · При прокаливании Сr(ОН)2 в отсутствие кислорода: Сr(ОН)2 CrO + H2O Cr2O3 + 3Н2 2Cr + 3H2O Гидроксид хрома (II) Сr(ОН)2 Физические свойства: твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета. Химические свойства. Сr(ОН)2 – слабое основание. · Взаимодействует только с концентрированными кислотами, образуя соли хрома (II) синего цвета: Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2H2O С разбавленными кислотами и щелочами не взаимодействует. · Легко окисляется в присутствии влаги кислородом воздуха в Сr(ОН)3: 4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Cr(OH)3 · При прокаливании разлагается: а) без доступа воздуха: Сr(ОН)2 CrO + H2O б) в присутствии кислорода: 4Сr(ОН)2 2 Cr2O3 + 4H2O Получение. · Действием щелочи на растворы солей Cr(II): СrСl2 + 2 NaОН = Сr(ОН)2↓ + 2 NaСl. Соли хрома (II). Известны галогениды хрома (II), сульфат и перхлорат, растворы солей окрашены в синий цвет. · Все соли хрома (II) – сильные восстановители, в растворах окисляются кислородом воздуха: 4CrCl2 + O2 + 4HCl = 4CrCl3 + 2H2O · при отсутствии окислителя восстанавливают даже воду, разлагая её с выделением водорода: 2CrCl2 + 2H2O = 2CrOHCl2 + H2. · Получаются при восстановлении солей хрома (III) водородом в момент выделения: 2CrCl3 + 3Zn + 4HCl = 2CrCl2 + 3ZnCl2 + 2H2. · Галогениды образуются при взаимодействии простых веществ. Соединения трёхвалентного хрома У хрома степень окисления +3 является наиболее устойчивой. Оксид хрома (III) Cr2O3 Физические свойства: темно-зеленое тугоплавкое вещество, нерастворимое в воде. Химические свойства. Химически инертен. В воде, кислотах и щелочах не растворяется. С трудом растворяется в сильных кислотах при длительном нагревании. Cr2O3, полученный осторожным обезвоживанием свежеосажденного Сr(ОН)3, химически активен – проявляет амфотерные свойства. · Взаимодействует с кислотами, как основной оксид: Cr2O3 + 6HCl 2 CrCl3 + 3H2O · Взаимодействует со щелочами, как кислотный оксид: Cr2O3 + 2NaOH 2NaCrO2 + H2O Хромит натрия Cr2O3 + 2NaOH + 3H2O→ 2Na3[Сr(ОН)6] Гексагидроксохромат(III) натрия · При сплавлении с карбонатами щелочных металлов образует хромиты, проявляя кислотные свойства: Cr2O3 + Na2CO3 2NaCrO2 + CO2. · Взаимодействует с кислотными и основными оксидами: Cr2O3 + СаО Са(CrO2)2 Cr2O3 + SO3 Cr2(SO4)3 · При высокой температуре восстанавливается водородом, кальцием, углеродом до хрома: Cr2O3 + 3Н2 2Cr + 3H2O Получение. · При окислении хрома: 4Cr + 3O2 2Cr2O3 · При разложении гидроксида хрома (III): 2Сr(ОН)3 Cr2O3 + 3H2O · При термическом разложении дихромата аммония: (NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + N2 + 4H2O
Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 Физические свойства: нерастворимое в воде вещество зелёного цвета. Химические свойства. Сr(ОН)3 – амфотерный гидроксид · Взаимодействует с кислотами, как нерастворимое основание: 2Cr(OH)3 + 3H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 6H2O · Взаимодействует со щелочами, как нерастворимая кислота: Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]. Cr(OH)3 + KOH(кр) KCrO2+ 2H2O (хромит калия) · При нагревании легко разлагается: 2Сr(ОН)3 Cr2O3 + 3H2O Получение. · При действии щелочей на соли Сr3+ выпадает студнеобразный осадок гидроксида хрома (III) зеленого цвета: Сr2(SО4)3 + 6NaОН → 2 Сr(ОН)3↓ + 3 Na2SО4, · При пропускании углекислого газа через щелочной раствор гексагидроксохромата (III) натрия: Na3[Cr(OH)6] + 3СО2 = Cr(OH)3 + 3NaHCO3. Соли хрома (III). Хром в степени окисления +3 образует два типа солей, в которые входит в состав катиона и аниона. · Хромиты устойчивы в щелочной среде, в кислой разрушаются: NaCrO2 + HCl + H2O = Cr(OH)3 + NaCl; в избытке кислоты: NaCrO2 + 4HCl = CrCl3 + NaCl + 2H2O. · Соли Cr3+ проявляют все свойства солей, большинство из них хорошо растворимы в воде и гидролизуются. Соединения хрома (III) проявляют окислительные и восстановительные свойства: 2CrCl3 + 3H2O2 + 10 KOH = 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O (Cr3+ – восстановитель) 2CrCl3 + 3Zn + 4HCl = 2CrCl2 + 3ZnCl2 + 2H2 (Cr3+ – окислитель)
Соединения шестивалентного хрома Оксид хрома (VI) CrO3 Физические свойства: твердое вещество темно-красного цвета, хорошо растворимое в воде. Гигроскопичен, расплывается на воздухе, малоустойчив, разлагается при нормальных условиях. Ядовит! Химические свойства. CrO3 – кислотный оксид. Очень сильный окислитель. · Взаимодействует с водой, образуя кислоты: CrO3 + H2O → H2CrO4 хромовая кислота 2 CrO3 + H2O → H2Cr2O7 дихромовая кислота · Взаимодействует со щелочами, образуя соли желтого цвета-хроматы: CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O · Реагирует с основными оксидами: CrO3 + BaO = BaCrO4 · Оксид хрома (VI) – очень сильный окислитель, окисляет фосфор, углерод и серу, многие органические вещества: 4CrO3 + 3C = 2Cr2O3 + 3CO2; 4CrO3 + C2H5OH + 6H2SO4 = 2Cr2(SO4)3 + 2CO2 + 9H2O. · Термически неустойчив: 4 CrO3 → 2Cr2O3 + 3O2 ↑ Получение. · Получают из хромата (или дихромата) калия действием H2SO4(конц.). K2CrO4 + H2SO4 → CrO3 + K2SO4 + H2O K2Cr2O7 + H2SO4 → 2CrO3 + K2SO4 + H2O
Гидроксиды хрома (VI) H2CrO4 - хромовая кислота, H2Cr2O7 - дихромовая кислота Хромовые кислоты в свободном состоянии не выделены, в растворе проявляют свойства сильных кислот. В растворе хромовых кислот существует равновесие: 2H2CrO4 = H2Cr2O7 + H2O. Обе кислоты неустойчивы, при попытке их выделения в чистом виде распадаются на воду и оксид хрома (VI). Однако соли их вполне устойчивы. Хроматы – соли хромовых кислот. Хроматы – соли хромовой кислоты – имеют в своем составе анион CrO42- и обладают желтой окраской, дихроматы – соли дихромовой кислоты – содержат анион Cr2O72- оранжевого цвета. · Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы – в кислой. Хроматы в кислой среде переходят в дихроматы, а дихроматы в щелочной среде – в хроматы, эти явления сопровождаются соответствующим изменением окраски раствора. оранжевый оранжевый желтый 2CrO42- + 2H+ Cr2O72- + H2O. Cr2O72- + 2ОН–2CrO42- + H2O желтый
2K2CrO4 + H2SO4 K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O K2Cr2O7 + КОН 2K2CrO4 + H2O · Хроматы и особенно дихроматы - сильные окислители, восстанавливаются до соединений хрома (III). · В нейтральной среде образуется гидроксид хрома (III): K2Cr2O7 + 3Н2S + H2O = 2Cr(OH)3 + 3S↓ + 2KOH · в кислой соли хрома (III): K2Cr2O7 + 3K2SO3 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 4H2O; · в щелочной – производные анионного комплекса [Cr(OH)6]3-: 2K2CrO4 + 3(NH4)2S + 2KOH + 2H2O = 2K3[Cr(OH)6] + 3S + 6NH3.
Применение соединений хрома Оксид хрома (II) применяется в качестве адсорбента для очистки углеводородов от кислорода. Оксид хрома (III) служит пигментом лаков и красок, применяется в качестве абразивного материала. Дихромат калия используется в качестве окислителя в органическом синтезе, протравы при крашении, компонентов состава для спичек, ингибиторов коррозии металлов и сплавов. Железо и его соединения Железо – один из металлов, известных человеку с доисторических времен. Первые образцы железа, попавшие в руки человека, были метеоритного происхождения, такое железо называлось «звездным». Физические свойства. Железо – сравнительно мягкий, ковкий металл серебристого цвета, пластичный, намагничивается. Электро- и теплопроводность в 6 раз ниже, чем у меди. Tплавл=15390С. ρ = 7, 87г/см3. Химические свойства. В химическом отношении железо относится к металлам средней активности СО: +2 – со слабыми окислителями – растворы кислот, солей, неметаллы, кроме кислорода и галогенов +3 – с сильными окислителями – концентрированные кислоты, кислород, галогены. Получение. · Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II): FeO + C Fe + CO Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2 Оксид железа (II) FeO Физические свойства: твердое вещество черного цвета, нерастворимое в воде, в мелкораздробленном состоянии воспламеняется. Химические свойства: FeО – основной оксид · Взаимодействует с кислотами: FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O · При сильном нагревании окисляется водой: 3FeО + H2O Fe3О4 + H2↑ · Окисляется кислородом до оксидов с более высокой СО: 4FeО + O2 Fe2О3 6 FeО + O2 2Fe3О4 · Восстанавливается водородом, углеродом, оксидом углерода(II) до железа: FeO + C Fe + CO · Проявляет восстановительные свойства: 3FeO + 10HNO3 = 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O. Получение. · При частичном восстановлении оксидов Fe3О4 и Fe2О3: Fe2О3 + H2 2 FeО + H2O Fe3О4 + H2 3 FeО + H2O Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 Физические свойства: в свежеосажденном виде имеет серовато-зеленую окраску, в воде не растворяется, быстро темнеет вследствие окисления: Химические свойства: Fe(OH)2 – слабое основание. Проявляет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных · Взаимодействует с сильными кислотами: Fe(OH)2 + H2SO4→ FeSO4 + 2H2O · Взаимодействует с концентрированными растворами щелочей при нагревании с образованием тетрагидроксоферрата (II): Fe(OH)2 + 2NaOH Na2[Fe(OH)4] · При нагревании разлагается: Fe(OH)2 FeO + H2O · На воздухе окисляется до Fe(OH)3: 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3 · Проявляет восстановительные свойства, при взаимодействии с азотной или концентрированной серной кислотой образуются соли железа (III): 2Fe(OH)2 + 4H2SO4 = Fe2(SO4)3 + SO2 + 6H2O. Получение. · Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха: FeCl2 + 2KOH → 2KCl + Fе(OH)2↓ Качественная реакция на Fe2+ При действии гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6] (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь): 3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] ® Fe3[Fe(CN)6]2¯ + 3K2SO4 Соли железа (II). Железо (II) образует соли практически со всеми анионами. Обычно соли кристаллизуются в виде зеленых кристаллогидратов: Fe(NO3)2·6H2O, FeSO4·7H2O, FeBr2·6H2O, (NH4)2Fe(SO4)2·6H2O (соль Мора) и др. · Растворы солей имеют бледно-зеленую окраску и, вследствие гидролиза, кислую среду: Fe2+ + H2O = FeOH+ + H+. · Проявляют все свойства солей. · При стоянии на воздухе медленно окисляются растворенным кислородом до солей железа (III): 4FeCl2 + O2 + 2H2O = 4FeOHCl2. Получение. · При разложении гидроксида железа(III): 2 Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O · При обжиге пирита: 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2
Гидроксид железа (III) Fe(OH)3 Физические свойства: твердое вещество красно-бурого цвета, нерастворимое в воде. Химические свойства: Fe(OH)3 – амфотерный гидроксид. · Взаимодействует с кислотами, как нерастворимое основание: 2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 6H2O · Взаимодействует со щелочами, как нерастворимая кислота: Fe(OH)3 + KOH(тв) KFeO2+ 2H2O Fе(ОН)3 + 3КОН(конц) → К3[Fе(ОН)6] · Взаимодействует с карбонатами щелочных металлов при сплавлении: 2Fe(OH)3 + Na2CO3 2NaFeO2 + CO2 + 3H2O · В присутствии сильных окислителей в щелочной среде проявляет восстановительные свойства и окисляется до производных железа (VI): 2Fe(OH)3 + 3Br2 + 10KOH = 2K2FeO4 + 6NaBr + 8H2O · При нагревании легко разлагается: 2Fe(ОН)3 Fe2O3 + 3H2O Получение. · Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка: Fe(NO3)3 + 3KOH ® Fe(OH)3¯ + 3KNO3
Качественные реакции на Fe3+ · При действии гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6] (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь): 4FeCl3 +3K4[Fe(CN)6] ® Fe4[Fe(CN)6]3¯ + 12KCl · При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III): FeCl3 + 3KCNS « 3КCl + Fe(CNS)3 Соли железа (III). Железо (III) образует соли со многими анионами. Соли кристаллизуются в виде бурых кристаллогидратов: Fe(NO3)3·6H2O, FeCl3·6H2O, NaFe(SO4)2·12H2O (железные квасцы) и др. · В растворе соли железа (III) устойчивы, Растворы солей имеют желто-бурую окраску и, вследствие гидролиза, кислую среду: Fe3+ + H2O = FeOH2+ + H+. · Соли железа (III) гидролизуют в большей степени, чем соли железа (II), по этой причине соли железа (III) и слабых кислот нельзя выделить из раствора, они мгновенно гидролизуют с образованием гидроксида железа (III): Fe2(SO4)3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3 + 3CO2 + 3Na2SO4. · Проявляют все свойства солей. · Обладают преимущественно восстановительными свойствами: 2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl.
Медь и её соединения Медь – один из металлов, известных человеку с доисторических времен. Каменный век сменился медным, медный – бронзовым. Распространению меди способствовало её свойство образовывать самородки, а также способность к холодной ковке и относительная простота выплавки из богатых руд. Латинское название меди «купрум» происходит от названия острова Крит, где древние греки добывали медную руду. Физические свойства. Медь — пластичный, розовато-красный металл с металлическим блеском, тонкие пленки меди при просвечивании имеют зеленовато-голубой цвет. Ковкий, пластичный, обладает высокой тепло- и электропроводностью, по значению электропроводности уступает только серебру. Tплавл= 10830С. ρ = 8, 96г/см3. На воздухе медь покрывается плотной зелено-серой пленкой основного карбоната, которая защищает её от дальнейшего окисления. Химические свойства. СО: 0, +1, +2 В химическом отношении медь – малоактивный металл. В сухом воздухе устойчива, во влажном покрывается зеленоватым налетом карбоната гидроксомеди(II): 2Cu + O2 + H2O + CO2 → (CuOH)2CO3 · Взаимодействие с простыми веществами. · C кислородом в зависимости от температуры образует два оксида: 2Cu + O2 2CuO 4Cu + O2 2Cu2O · Взаимодействует с неметаллами при высоких температурах: а) с серой Cu + S CuS 2Cu + S Cu2S б) с галогенами: · При нагревании с фтором, хлором, бромом образуются галогениды меди (II): Cu + Br2 CuBr2; Cu + Cl2 CuCl2 · с йодом – образуется йодид меди (I): 2Cu + I2 = 2CuI. · Медь не реагирует с водородом, азотом, углеродом и кремнием.
Получение. · Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II): CuO + C Cu + CO CuO + CO Cu + CO2 · При электролизе растворов солей меди: 2CuSO4 + 2H2O → 2Cu + O2 + 2H2SO4 · Из сульфидных руд: а) обжигают 2Cu2S + 3O2 2Cu2O + 2SO2 б) сплавляют оксид с сульфидом: 2Cu2O + Cu2S → 6Cu + SO2 Применение. Изготовление проводов и различных сплавов – бронзы, латуни, дюралюминия.
Получение. · Получают восстановлением соединений меди (II), например, глюкозой в щелочной среде: 2CuSO4 + C6H12O6 + 5NaOH → Cu2O↓ + 2Na2SO4 + C6H11O7Na + 3H2O · При разложении гидроксида меди(I): 2CuOHСu2O + H2O · При нагревании до 1100°С оксида меди (II): 4CuO = 2Cu2O + O2
Гидроксид меди(I) CuOH Физические свойства: неустойчивое, плохо растворимое в воде вещество желтого цвета, в свободном состоянии не выделен. Химические свойства: CuOH – слабое основание. · Нестойкое соединение, легко разлагается: 2CuOHСu2O + H2O · Взаимодействует с кислотами: CuOH + HCl → CuCl + H2O · На воздухе легко окисляется до Cu(OH)2: 4CuOH + О2 + 2H2O → 4 Cu(OH)2 Получение. · Действием щелочи на соли меди(I): CuCl + NaOH → CuOH↓ + NaCl Оксид меди (II) СuO Физические свойства: твердое вещество черного цвета, нерастворимое в воде. Химические свойства: СuO – имеет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных. · Взаимодействует с кислотами при нагревании: CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O · При сплавлении со щелочами образует купраты: CuO + 2KOH = K2CuO2 + H2O. · Легко восстанавливается водородом и другими восстановителями до меди: СuO + Н2 Сu + H2O CuO + CO Cu + CO2; CuO + Mg Cu + MgO. · При нагревании разлагается с образованием оксида меди(I): 4СuO 2Сu2O + О2↑ · Окислитель. Окисляет спирты до альдегидов: С2Н5ОН + СuO СН3СОН + Сu↓ + H2O Получение. · При окислении меди: 2Cu + O2 2CuO · При разложении гидроксида меди(II): Cu(OH)2 CuO + H2O · При разложении некоторых солей: Cu2(OH)2CO3 2CuO + CO2 + H2O Малахит
Гидроксид меди (II) Cu(OH)2 Физические свойства: твердое вещество синего цвета, нерастворимое в воде. Химические свойства: Cu(OH)2 – слабое основание. Имеет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных. · Взаимодействует с кислотами: Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2O · В водных растворах щелочей образует неустойчивые ярко-синие гидроксокомплексы: Cu(OH)2 + 2NaOH = Na2[Cu(OH)4] · Растворяется в растворе аммиака с образованием комплексного соединения: Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(HN3)4](OH)2 · При нагревании разлагается: Cu(OH)2 CuO + H2O · Проявляя основные свойства, взаимодействует с углекислым газом образованием основного карбоната меди (II) – малахита: · 2Cu(OH)2 + CO2 = (CuOH)2CO3 + H2O · Слабый окислитель. Окисляет альдегиды до карбоновых кислот: СН3СОН + 2Cu(OH)2 СН3СООН + Сu2O↓ + 2H2O Получение. · Образуется при действии щелочей на соли меди (II): CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4 · Кристаллический гидроксид меди (II) образуется при введении гидроксида натрия или калия в аммиачный раствор сульфата меди (II): [Cu(NH3)4]SO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 4NH3 + Na2SO4. Физические свойства. Цинк – голубовато-белый металл, хрупкий при комнатной температуре, при нагревании до 100–150 °С становится пластичным и прокатывается в тонкие листы и проволоку, при 200–250 °С снова становится хрупким. Температура плавления 420°С, температура кипения 906°С, плотность 7, 13 г/см3. На воздухе серебро покрывается плотной тонкой пленкой оксида цинка. Химические свойства цинка Цинк – химически активный металл, обладает выраженными восстановительными свойствами, по активности уступает щелочно-земельным металлам. Проявляет амфотерные свойства. · Взаимодействие с простыми веществами. 1. Взаимодействие с неметаллами а) При сильном нагревании на воздухе сгорает ярким голубоватым пламенем с образованием оксида цинка: 2Zn + O2 = 2ZnO. б) При поджигании энергично реагирует с серой: Zn + S = ZnS. в) С галогенами реагирует при обычных условиях в присутствии паров воды в качестве катализатора: Zn + Cl2 = ZnCl2. г) При действии паров фосфора на цинк образуются фосфиды: Zn + 2P = ZnP2 или 3Zn + 2P = Zn3P2. д) Цинк не взаимодействует: с водородом, азотом, бором, кремнием, углеродом. · Взаимодействие со сложными веществами. 1. Взаимодействие с водой - при нагревании, с парами воды: Zn + H2O(пар) = ZnO + H2↑ 2. Взаимодействие с сероводородом: при нагревании: Zn + H2S = ZnS + H2↑ 3. Взаимодействие с кислотами: а) вытесняет водород из неокисляющих кислот: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2; Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2. б) взаимодействует с разбавленной азотной кислотой: 4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O. в) реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами: Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O; Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 4. Взаимодействие со щелочами: Реагирует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов: Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2 при сплавлении образует цинкаты: Zn + 2KOH = K2ZnO2 + H2. Взаимодействие с аммиаком а) С газообразным - при 550–600°С образуя нитрид цинка: 3Zn + 2NH3 = Zn3N2 + 3H2; б) в водном растворе - образуя гидроксид тетраамминцинка: Zn + 4NH3 + 2H2O = [Zn(NH3)4](OH)2 + H2. Способы получения цинка Для получения металлического цинка используют гидро- и пирометаллургический процесс. При переработке цинковых руд в результате их обогащения получают цинковый концентрат, который подвергают обжигу: 2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2 Затем из оксида цинка получают металлический цинк двумя способами. Соединения цинка Оксид цинка (II) ZnO – белые кристаллы, при нагревании приобретают желтую окраску. Тугоплавкий (tпл =20000C). Плохо растворим в воде. Химические свойства. ZnO – амфотерный оксид. С водой не взаимодействует. · Реагирует с растворами кислот и щелочей: ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O; ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4]. · При сплавлении с оксидами металлов образует цинкаты: ZnO + CoO = CoZnO2. · При взаимодействии с оксидами неметаллов образует соли: 2ZnO + SiO2 = Zn2SiO4, ZnO + B2O3 = Zn(BO2)2. · При температуре выше 1000°С восстанавливается до металлического цинка углеродом, угарным газом и водородом: ZnO + C = Zn + CO; ZnO + CO = Zn + CO2; ZnO + H2 = Zn + H2O. Получение. · При горении металлического цинка: 2Zn + O2 = 2ZnO; · При термическом разложении солей: ZnCO3 = ZnO + CO2. Применение. Оксид цинка применяется в качестве белого пигмента красок, является активатором вулканизации и наполнителем в резиновой промышленности, используется в косметической промышленности и в медицине.
Гидроксид цинка (II) Zn(OH)2 – бесцветное кристаллическое или аморфное вещество. Плотность 3, 05 г/см3, при температуре выше 125°С разлагается: Zn(OH)2 = ZnO + H2O. Получение. Получается в виде осадка белого цвета при взаимодействии солей цинка со щелочами: ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl.
Распространенность в природе Хром относится к распространенным элементам. В природе встречается только в виде соединений. Известно более 40 минералов, содержащих хром. Основными минералами являются: хромит (хромистый железняк) FeCr2O4, крокоит PbCrO4, волконскоит Cr2Si4O10(OH)2 · nH2O, уваровит Ca3Cr2(SiO4)3 и др. В метеоритах обнаружены сульфидные минералы хрома. Хром также содержится в океанической воде. |
Последнее изменение этой страницы: 2019-06-08; Просмотров: 261; Нарушение авторского права страницы