ХАРАКТЕРНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ.
Щелочными
металлами (ЩМ) называют все элементы IA группы таблицы Менделеева, т.е. литий
Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr.
У
атомов ЩМ на внешнем электронном уровне находится только один электрон на
s-подуровне, легко отрывающийся при протекании химических реакций. При этом из
нейтрального атома ЩМ образуется положительно заряженная частица – катион с
зарядом +1:
М0 – 1
e → М+1
Семейство
ЩМ является наиболее активным среди прочих групп металлов в связи с чем в
природе обнаружить их в свободной форме, т.е. в виде простых веществ
невозможно.
Простые
вещества щелочные металлы являются крайне сильными восстановителями.
Взаимодействие
щелочных металлов с неметаллами
с кислородом
Щелочные
металлы реагируют с кислородом уже при комнатной температуре, в связи с чем их
требуется хранить под слоем какого-либо углеводородного растворителя, такого
как, например, керосина.
Взаимодействие
ЩМ с кислородом приводит к разным продуктам. С образованием оксида, с
киcлородом реагирует только литий:
4Li + O2
= 2Li2O
Натрий
в аналогичной ситуации образует с кислородом пероксид натрия Na2O2:
2Na + O2
= Na2O2,
а
калий, рубидий и цезий – преимущественно надпероксиды (супероксиды), общей
формулы MeO2:
K + O2 = KO2
Rb + O2 = RbO2
с галогенами
Щелочные
металлы активно реагируют с галогенами, образуя галогениды щелочных металлов,
имеющих ионное строение:
2Li + Br2
= 2LiBr бромид лития
2Na + I2
= 2NaI иодид натрия
2K + Cl2
= 2KCl хлорид калия
с азотом
Литий
реагирует с азотом уже при обычной температуре, с остальными же ЩМ азот
реагирует при нагревании. Во всех случаях образуются нитриды щелочных металлов:
6Li + N2
= 2Li3N нитрид лития
6K + N2
= 2K3N нитрид калия
с фосфором
Щелочные
металлы реагируют с фосфором при нагревании, образуя фосфиды:
3Na + P = Na3Р
фосфид натрия
3K + P = K3Р
фосфид калия
с водородом
Нагревание
щелочных металлов в атмосфере водорода приводит к образованию гидридов щелочных
металлов, содержащих водород в редкой степени окисления – минус 1:
Н2 + 2K
= 2KН-1 гидрид калия
Н2 +
2Rb = 2RbН гидрид рубидия
с серой
Взаимодействие
ЩМ с серой протекает при нагревании с образованием сульфидов:
S + 2K = K2S
сульфид калия
S + 2Na = Na2S
сульфид натрия
Взаимодействие
щелочных металлов со сложными веществами
с водой
Все
ЩМ активно реагируют с водой с образованием газообразного водорода и щелочи,
из-за чего данные металлы и получили соответствующее название:
2HOH + 2Na = 2NaOH
+ H2↑
2K + 2HOH = 2KOH +
H2↑
Литий
реагирует с водой довольно спокойно, натрий и калий самовоспламеняются в
процессе реакции, а рубидий, цезий и франций реагируют с водой с мощным
взрывом.
с галогенпроизводными углеводородов (реакция Вюрца):
2Na + 2C2H5Cl
→ 2NaCl + C4H10
2Na + 2C6H5Br
→ 2NaBr + C6H5–C6H5
со
спиртами и фенолами ЩМ реагируют со спиртами и фенолами, замещая водород в
гидроксильной группе органического вещества:
2CH3OH + 2К =
2CH3OК + H2↑
метилат
калия
2C6H5OH
+ 2Na = 2C6H5ONa + H2
фенолят
натрия
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ IIA ГРУППЫ.
IIA
группа содержит только металлы – Be (бериллий), Mg (магний), Ca (кальций), Sr
(стронций), Ba (барий) и Ra (радий). Химические свойства первого представителя
этой группы — бериллия — наиболее сильно отличаются от химических свойств
остальных элементов данной группы. Его химические свойства во многом даже более
схожи с алюминием, чем с остальными металлами IIA группы (так называемое
«диагональное сходство»). Магний же по химическим свойствами тоже заметно
отличается от Ca, Sr, Ba и Ra, но все же имеет с ними намного больше сходных химических
свойств, чем с бериллием. В связи со значительным сходством химических свойств
кальция, стронция, бария и радия их объединяют в одно семейство, называемое
щелочноземельными металлами.
Все
элементы IIA группы относятся к s-элементам, т.е. содержат все свои валентные
электроны на s-подуровне. Таким образом, электронная конфигурация внешнего
электронного слоя всех химических элементов данной группы имеет вид ns2
, где n – номер периода, в котором находится элемент.
Вследствие
особенностей электронного строения металлов IIA группы, данные элементы, помимо
нуля, способны иметь только одну единственную степень окисления, равную +2.
Простые вещества, образованные элементами IIA группы, при участии в любых
химических реакциях способны только окисляться, т.е. отдавать электроны:
Ме0 –
2e— → Ме+2
Кальций,
стронций, барий и радий обладают крайне высокой химической активностью. Простые
вещества, образованные ими, являются очень сильными восстановителями. Также
сильным восстановителем является магний. Восстановительная активность металлов
подчиняется общим закономерностям периодического закона Д.И. Менделеева и увеличивается
вниз по подгруппе.
Взаимодействие с
простыми веществами
с кислородом
Без
нагревания бериллий и магний не реагируют ни с кислородом воздуха, ни с чистым
кислородом ввиду того, что покрыты тонкими защитными пленками, состоящими
соответственно из оксидов BeO и MgO. Их хранение не требует каких-либо особых
способов защиты от воздуха и влаги, в отличие от щелочноземельных металлов,
которые хранят под слоем инертной по отношению к ним жидкости, чаще всего
керосина.
Be,
Mg, Ca, Sr при горении в кислороде образуют оксиды состава MeO, а Ba – смесь
оксида бария (BaO) и пероксида бария (BaO2):
2Mg + O2
= 2MgO
2Ca + O2 =
2CaO
2Ba + O2
= 2BaO
Ba + O2
= BaO2
Следует
отметить, что при горении щелочноземельных металлов и магния на воздухе побочно
протекает также реакция этих металлов с азотом воздуха, в результате которой,
помимо соединений металлов с кислородом, образуются также нитриды c общей
формулой Me3N2.
с галогенами
Бериллий
реагирует с галогенами только при высоких температурах, а остальные металлы IIA
группы — уже при комнатной температуре:
Мg + I2
= MgI2 – иодид магния
Са + Br2
= СаBr2 – бромид кальция
Ва + Cl2
= ВаCl2 – хлорид бария
с неметаллами IV–VI групп
Все металлы IIA
группы реагируют при нагревании со всеми неметаллами IV–VI групп, но в
зависимости от положения металла в группе, а также активности неметаллов
требуется различная степень нагрева. Поскольку бериллий является среди всех
металлов IIA группы наиболее химически инертным, при проведении его реакций с
неметаллами требуется существенно большая температура.
Следует отметить,
что при реакции металлов с углеродом могут образовываться карбиды разной
природы. Различают карбиды, относящиеся к метанидам и условно считающимися
производными метана, в котором все атомы водорода замещены на металл. Они так
же, как и метан, содержат углерод в степени окисления -4, и при их гидролизе
или взаимодействии с кислотами-неокислителями одним из продуктов является
метан. Также существует другой тип карбидов – ацетилениды, которые содержат ион
C22-, фактически являющийся фрагментом молекулы ацетилена. Карбиды типа
ацетиленидов при гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями
образуют ацетилен как один из продуктов реакции. То, какой тип карбида –
метанид или ацетиленид — получится при взаимодействии того или иного металла с
углеродом, зависит от размера катиона металла. С ионами металлов, обладающих
малым значением радиуса, образуются, как правило, метаниды, с ионами более
крупного размера – ацетилениды. В случае металлов второй группы метанид
получается при взаимодействии бериллия с углеродом:
Остальные
металлы II А группы образуют с углеродом ацетилениды:
С
кремнием металлы IIA группы образуют силициды — соединения вида Me2Si, с азотом
– нитриды (Me3N2), фосфором – фосфиды (Me3P2):
с водородом
Все
щелочноземельные металлы реагируют при нагревании с водородом. Для того чтобы
магний прореагировал с водородом, одного нагрева, как в случае со щелочноземельными
металлами, недостаточно, требуется, помимо высокой температуры, также и
повышенное давление водорода. Бериллий не реагирует с водородом ни при каких
условиях.
Взаимодействие
со сложными веществами
с водой
Все
щелочноземельные металлы активно реагируют с водой с образованием щелочей
(растворимых гидроксидов металлов) и водорода. Магний реагирует с водой лишь
при кипячении вследствие того, что при нагревании в воде растворяется защитная
оксидная пленка MgO. В случае бериллия защитная оксидная пленка очень стойкая:
с ним вода не реагирует ни при кипячении, ни даже при температуре красного
каления:
c кислотами-неокислителями
Все
металлы главной подгруппы II группы реагируют с кислотами-неокислителями,
поскольку находятся в ряду активности левее водорода. При этом образуются соль
соответствующей кислоты и водород. Примеры реакций:
c кислотами-окислителями
− разбавленной азотной кислотой
С
разбавленной азотной кислотой реагируют все металлы IIA группы. При этом
продуктами восстановления вместо водорода (как в случае кислот-неокислителей)
являются оксиды азота, преимущественно оксид азота (I) (N2O), а в
случае сильно разбавленной азотной кислоты – нитрат аммония (NH4NO3): Ca + 10HNO3(разб.) = 4Ca(NO3)2
+ N2O↑ + 5H2O
4Mg + 10HNO3(сильно разб.) = 4Mg(NO3)2
+ NН4NO3 +
3H2O
− концентрированной азотной кислотой
Концентрированная
азотная кислота при обычной (или низкой) температуре пассивирует бериллий, т.е.
в реакцию с ним не вступает. При кипячении реакция возможна и протекает
преимущественно в соответствии с уравнением:
Магний
и щелочноземельные металлы реагируют с концентрированной азотной кислотой с
образованием большого спектра различных продуктов восстановления азота.
− концентрированной серной кислотой
Бериллий
пассивируется концентрированной серной кислотой, т.е. не реагирует с ней в
обычных условиях, однако реакция протекает при кипячении и приводит к
образованию сульфата бериллия, диоксида серы и воды: Be + 2H2SO4
→ BeSO4 + SO2↑+ 2H2O
Барий также
пассивируется концентрированной серной кислотой вследствие образования
нерастворимого сульфата бария, но реагирует с ней при нагревании, сульфат бария
растворяется при нагревании в концентрированной серной кислоте благодаря его превращению
в гидросульфат бария.
Остальные металлы
главной IIA группы реагируют с концентрированной серной кислотой при любых
условиях, в том числе на холоду. Восстановление серы может происходить до SO2,
H2S и S в зависимости от активности металла, температуры проведения реакции и
концентрации кислоты:
Mg + H2SO4(конц.) = MgSO4
+ SO2↑ + H2O
3Mg + 4H2SO4(конц.) = 3MgSO4
+ S↓ + 4H2O
4Ca + 5H2SO4(конц.) = 4CaSO4
+H2S↑ + 4H2O
с щелочами
Магний
и щелочноземельные металлы со щелочами не взаимодействуют, а бериллий легко
реагирует как растворами щелочей, так и с безводными щелочами при сплавлении.
При этом при осуществлении реакции в водном растворе в реакции участвует также
и вода, а продуктами являются тетрагидроксобериллаты щелочных или
щелочноземельных металлов и газообразный водород:
Be + 2KOH + 2H2O
= H2↑ + K2[Be(OH)4] — тетрагидроксобериллат
калия
При
осуществлении реакции с твердой щелочью при сплавлении образуются бериллаты
щелочных или щелочноземельных металлов и водород
Be + 2KOH = H2↑+
K2BeO2 — бериллат калия
с оксидами
Щелочноземельные
металлы, а также магний могут восстанавливать менее активные металлы и
некоторые неметаллы из их оксидов при нагревании, например:
Метод
восстановления металлов из их оксидов магнием называют магниетермией.
ХАРАКТЕРНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЛЮМИНИЯ.
Взаимодействие алюминия с простыми веществами
с кислородом
При
контакте абсолютно чистого алюминия с воздухом атомы алюминия, находящиеся в
поверхностном слое, мгновенно взаимодействуют с кислородом воздуха и образуют
тончайшую, толщиной в несколько десятков атомарных слоев, прочную оксидную
пленку состава Al2O3, которая
защищает алюминий от дальнейшего окисления. Невозможно и окисление крупных
образцов алюминия даже при очень высоких температурах. Тем не менее,
мелкодисперсный порошок алюминия довольно легко сгорает в пламени горелки:
4Аl + 3О2
= 2Аl2О3
с галогенами
Алюминий
очень энергично реагирует со всеми галогенами. Так, реакция между перемешанными
порошками алюминия и йода протекает уже при комнатной температуре после
добавления капли воды в качестве катализатора. Уравнение взаимодействия йода с
алюминием:
2Al + 3I2 =2AlI3
С
бромом, представляющим собой тёмно-бурую жидкость, алюминий также реагирует без
нагревания. Образец алюминия достаточно просто внести в жидкий бром: тут же
начинается бурная реакция с выделением большого количества тепла и света:
2Al + 3Br2 = 2AlBr3
Реакция
между алюминием и хлором протекает при внесении нагретой алюминиевой фольги или
мелкодисперсного порошка алюминия в заполненную хлором колбу. Алюминий эффектно
сгорает в хлоре в соответствии с уравнением:
2Al + 3Cl2 = 2AlCl3
с серой
При
нагревании до 150-200 оС или после поджигания смеси порошкообразных
алюминия и серы между ними начинается интенсивная экзотермическая реакция с
выделением света:
с азотом
При
взаимодействии алюминия с азотом при температуре около 800 oC образуется
нитрид алюминия:
с углеродом
При
температуре около 2000oC алюминий взаимодействует с
углеродом и образует карбид (метанид) алюминия, содержащий углерод в степени
окисления -4, как в метане.
Взаимодействие
алюминия со сложными веществами
с водой
Как
уже было сказано выше, стойкая и прочная оксидная пленка из Al2O3 не дает
алюминию окисляться на воздухе. Эта же защитная оксидная пленка делает алюминий
инертным и по отношению к воде. При снятии защитной оксидной пленки с
поверхности такими методами, как обработка водными растворами щелочи, хлорида
аммония или солей ртути (амальгирование), алюминий начинает энергично
реагировать с водой с образованием гидроксида алюминия и газообразного
водорода:
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3
+ 3H2↑
с оксидами металлов
После
поджигания смеси алюминия с оксидами менее активных металлов (правее алюминия в
ряду активности) начинается крайне бурная сильно-экзотермическая реакция. Так,
в случае взаимодействия алюминия с оксидом железа (III)
развивается температура 2500-3000оС. В результате этой реакции
образуется высокочистое расплавленное железо:
2AI + Fe2O3 = 2Fe + Аl2О3
Данный
метод получения металлов из их оксидов путем восстановления алюминием
называется алюмотермией или алюминотермией.
с кислотами-неокислителями
Взаимодействие
алюминия с кислотами-неокислителями, т.е. практически всеми кислотами, кроме
концентрированной серной и азотной кислот, приводит к образованию соли алюминия
соответствующей кислоты и газообразного водорода:
2Аl + 3Н2SO4(разб.) = Аl2(SO4)3
+ 3H2↑
2AI + 6HCl = 2AICl3
+ 3H2↑
с кислотами-окислителями
-концентрированной серной кислотой
Взаимодействие
алюминия с концентрированной серной кислотой в обычных условиях, а также низких
температурах не происходит вследствие эффекта, называемого пассивацией. При
нагревании реакция возможна и приводит к образованию сульфата алюминия, воды и
сероводорода, который образуется в результате восстановления серы, входящей в
состав серной кислоты:
Такое
глубокое восстановление серы со степени окисления +6 (в H2SO4) до
степени окисления -2 (в H2S)
происходит благодаря очень высокой восстановительной способности алюминия.
— концентрированной азотной кислотой
Концентрированная
азотная кислота в обычных условиях также пассивирует алюминий, что делает
возможным ее хранение в алюминиевых емкостях. Так же, как и в случае с
концентрированной серной, взаимодействие алюминия с концентрированной азотной
кислотой становится возможным при сильном нагревании, при этом преимущественно
протекает реакция:
— разбавленной азотной кислотой
Взаимодействие
алюминия с разбавленной по сравнению с концентрированной азотной кислотой
приводит к продуктам более глубокого восстановления азота. Вместо NO в
зависимости от степени разбавления могут образовываться N2O и NH4NO3:
8Al + 30HNO3(разб.)
= 8Al(NO3)3 +3N2O↑ + 15H2O
8Al + 30HNO3(оч.
разб) = 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
со щелочами
Алюминий
реагирует как с водными растворами щелочей:
2Al + 2NaOH + 6H2O
= 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑
так
и с чистыми щелочами при сплавлении:
В
обоих случаях реакция начинается с растворения защитной пленки оксида алюминия:
Аl2О3
+ 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]
Аl2О3
+ 2NaOH = 2NaAlO2 + Н2О
В
случае водного раствора алюминий, очищенный от защитной оксидной пленки,
начинает реагировать с водой по уравнению:
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3
+ 3H2↑
Образующийся
гидроксид алюминия, будучи амфотерным, реагирует с водным раствором гидроксида
натрия с образованием растворимого тетрагидроксоалюмината натрия:
Al(OH)3
+ NaOH = Na[Al(OH)4]
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ПЕРЕХОДНЫХ МЕТАЛЛОВ
(МЕДИ, ЦИНКА, ХРОМА, ЖЕЛЕЗА).
Взаимодействие
с простыми веществами
с кислородом
В
обычных условиях медь с кислородом не взаимодействует. Для протекания реакции
между ними требуется нагрев. В зависимости от избытка или недостатка кислорода
и температурных условий может образовать оксид меди (II) и оксид меди (I):
с серой
Реакция
серы с медью в зависимости от условий проведения может приводить к образованию
как сульфида меди (I), так и сульфида меди (II). При нагревании смеси
порошкообразных Cu и S до температуры 300-400оС образуется сульфид меди (I):
При
недостатке серы и проведении реакции при температуре более 400оС образуется
сульфид серы (II). Однако, более простым способом получения сульфида меди (II)
из простых веществ является взаимодействие меди с серой, растворенной в
сероуглероде:
Данная
реакция протекает при комнатной температуре.
с галогенами
С
фтором, хлором и бромом медь реагирует, образуя галогениды с общей формулой
CuHal2, где Hal – F, Cl или Br: Cu
+ Br2 = CuBr2
В
случае с йодом — самым слабым окислителем среди галогенов — образуется иодид
меди (I):
С
водородом, азотом, углеродом и кремнием медь не взаимодействует.
Взаимодействие
со сложными веществами
с кислотами-неокислителями
Кислотами-неокислителями
являются практически все кислоты, кроме концентрированной серной кислоты и
азотной кислоты любой концентрации. Поскольку кислоты-неокислители в состоянии
окислить только металлы, находящиеся в ряду активности до водорода; это
означает, что медь с такими кислотами не реагирует.
с кислотами-окислителями
— концентрированной серной кислотой
С
концентрированной серной кислотой медь реагирует как при нагревании, так и при
комнатной температуре. При нагревании реакция протекает в соответствии с
уравнением:
Поскольку
медь не является сильным восстановителем, сера восстанавливается в данной
реакции только до степени окисления +4 (в SO2).
—
с разбавленной азотной кислотой
Реакция меди с
разбавленной HNO3 приводит к образованию нитрата меди (II) и
монооксида азота:
3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2
+ 2NO↑ + 4H2O
— с концентрированной азотной кислотой
Концентрированная
HNO3 легко реагирует с медью при обычных условиях. Отличие реакции меди с
концентрированной азотной кислотой от взаимодействия с разбавленной азотной
кислотой заключается в продукте восстановления азота. В случае
концентрированной HNO3 азот восстанавливается в меньшей степени:
вместо оксида азота (II) образуется оксид азота (IV), что связано с большей
конкуренцией между молекулами азотной кислоты в концентрированной кислоте за
электроны восстановителя (Cu):
Cu + 4HNO3
= Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
с
оксидами неметаллов
Медь
реагирует с некоторыми оксидами неметаллов. Например, с такими оксидами, как NO2,
NO, N2O медь окисляется до оксида меди (II), а азот
восстанавливается до степени окисления 0, т.е. образуется простое вещество N2:
В
случае диоксида серы, вместо простого вещества (серы) образуется сульфид
меди(I). Связано это с тем, что медь с серой, в отличие от азота, реагирует:
с
оксидами металлов
При
спекании металлической меди с оксидом меди (II) при температуре 1000-2000 оС
может быть получен оксид меди (I):
Также
металлическая медь может восстановить при прокаливании оксид железа (III) до
оксида железа (II):
с
солями металлов
Медь
вытесняет менее активные металлы (правее нее в ряду активности) из растворов их
солей:
Cu + 2AgNO3
= Cu(NO3)2 + 2Ag↓
Также
имеет место интересная реакция, в которой медь растворяется в соли более
активного металла – железа в степени окисления +3. Однако противоречий нет,
т.к. медь не вытесняет железо из его соли, а лишь восстанавливает его со
степени окисления +3 до степени окисления +2:
Fe2(SO4)3
+ Cu = CuSO4 + 2FeSO4
Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2
Последняя
реакция используется при производстве микросхем на стадии травления медных
плат.
Коррозия меди
Медь
со временем подвергается коррозии при контакте с влагой, углекислым газом и
кислородом воздуха:
2Cu + H2O
+ СО2 + О2 = (CuOН)2СO3
В
результате протекания данной реакции медные изделия покрываются рыхлым
сине-зеленым налетом гидроксокарбоната меди (II).
Химические свойства цинка
Цинк
при хранении на воздухе тускнеет, покрываясь тонким слоем оксида ZnO. Особенно
легко окисление протекает при высокой влажности и в присутствии углекислого
газа вследствие протекания реакции:
2Zn + H2O
+ O2 + CO2 → Zn2(OH)2CO3
Пар
цинка горит на воздухе, а тонкая полоска цинка после накаливания в пламени
горелки сгорает в нем зеленоватым пламенем:
При
нагревании металлический цинк также взаимодействует с галогенами, серой,
фосфором:
С
водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не
реагирует.
Цинк
реагирует с кислотами-неокислителями с выделением водорода:
Zn + H2SO4
(20%) → ZnSO4 + H2↑
Zn + 2HCl → ZnCl2
+ H2↑
Особенно
легко растворяется в кислотах технический цинк, поскольку содержит в себе
примеси других менее активных металлов, в частности, кадмия и меди.
Высокочистый цинк по определенным причинам устойчив к воздействию кислот. Для
того чтобы ускорить реакцию, образец цинка высокой степени чистоты приводят в
соприкосновение с медью или добавляют в раствор кислоты немного соли меди.
При
температуре 800-900oC (красное каление) металлический цинк, находясь
в расплавленном состоянии, взаимодействует с перегретым водяным паром, выделяя
из него водород:
Zn + H2O
= ZnO + H2↑
Цинк
реагирует также и с кислотами-окислителями: серной концентрированной и азотной.
Цинк
как активный металл может образовывать с концентрированной серной кислотой
сернистый газ, элементарную серу и даже сероводород.
Zn + 2H2SO4
= ZnSO4 + SO2↑ + 2H2O
Состав
продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:
Zn + 4HNO3(конц.) = Zn(NO3)2
+ 2NO2↑ + 2H2O
3Zn + 8HNO3(40%)
= 3Zn(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
4Zn +10HNO3(20%)
= 4Zn(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O
5Zn + 12HNO3(6%)
= 5Zn(NO3)2 + N2↑ + 6H2O
4Zn + 10HNO3(0,5%)
= 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
На
направление протекания процесса влияют также температура, количество кислоты,
чистота металла, время проведения реакции.
Цинк реагирует с
растворами щелочей, при этом образуются тетрагидроксоцинкаты и водород:
Zn + 2NaOH + 2H2O
= Na2[Zn(OH)4] + H2↑
Zn + Ba(OH)2 +
2H2O = Ba[Zn(OH)4] + H2↑
С
безводными щелочами цинк при сплавлении образует цинкаты и водород:
В
сильнощелочной среде цинк является крайне сильным восстановителем, способным
восстанавливать азот в нитратах и нитритах до аммиака:
4Zn + NaNO3
+ 7NaOH + 6H2O → 4Na2[Zn(OH)4] + NH3↑
Благодаря
комплексообразованию цинк медленно растворяется в растворе аммиака,
восстанавливая водород: Zn + 4NH3·H2O
→ [Zn(NH3)4](OH)2 + H2↑ + 2H2O
Также
цинк восстанавливает менее активные металлы (правее него в ряду активности) из
водных растворов их солей:
Zn + CuCl2
= Cu + ZnCl2
Zn + FeSO4
= Fe + ZnSO4
Химические свойства хрома
Наиболее
часто проявляемыми степенями окисления хрома являются значения +2, +3 и +6. Их
следует запомнить, и в рамках программы ЕГЭ по химии можно считать, что других
степеней окисления хром не имеет.
При
обычных условиях хром устойчив к коррозии как на воздухе, так и в воде.
Взаимодействие
с неметаллами
с кислородом
Раскаленный
до температуры более 600 oС порошкообразный металлический хром
сгорает в чистом кислороде образуя окcид хрома (III): 4Cr + 3O2
= ot =>
2Cr2O3
с галогенами
С
хлором и фтором хром реагирует при более низких температурах, чем с кислородом
(250 и 300 oC соответственно): 2Cr + 3F2 = ot=> 2CrF3
2Cr + 3Cl2 = ot => 2CrCl3
С
бромом же хром реагирует при температуре красного каления (850-900 oC):
2Cr + 3Br2
= ot=> 2CrBr3
с азотом
С
азотом металлический хром взаимодействует при температурах более 1000 oС:
2Cr + N2
=ot=> 2CrN
с серой
С
серой хром может образовывать как сульфид хрома (II) так и сульфид хрома (III),
что зависит от пропорций серы и хрома: Cr + S =ot=> CrS
2Cr + 3S =ot=> Cr2S3
С водородом хром не реагирует.
Взаимодействие
со сложными веществами
Взаимодействие с водой
Хром
относится к металлам средней активности (расположен в ряду активности металлов
между алюминием и водородом). Это означает, что реакция протекает между
раскаленным до красного каления хромом и перегретым водяным паром:
2Cr + 3H2O
=ot=> Cr2O3 + 3H2↑
Взаимодействие с кислотами
Хром
при обычных условиях пассивируется концентрированными серной и азотной
кислотами, однако, растворяется в них при кипячении, при этом окисляясь до
степени окисления +3:
Cr + 6HNO3(конц.) =0t=>
Cr(NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O
2Cr + 6H2SO4(конц) =0t =>
Cr2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O
В
случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота
является простое вещество N2: 10Cr + 36HNO3(разб) =
10Cr(NO3)3
+ 3N2↑ + 18H2O
Хром
расположен в ряду активности левее водорода, а это значит, что он способен
выделять H2 из растворов кислот-неокислителей. В ходе таких реакций
в отсутствие доступа кислорода воздуха образуются соли хрома (II): Cr + 2HCl = CrCl2 + H2↑
Cr + H2SO4(разб.) = CrSO4
+ H2↑
При
проведении же реакции на открытом воздухе, двухвалентный хром мгновенно окисляется
содержащимся в воздухе кислородом до степени окисления +3. При этом, например,
уравнение с соляной кислотой примет вид:
4Cr + 12HCl + 3O2
= 4CrCl3 + 6H2O
При
сплавлении металлического хрома с сильными окислителями в присутствии щелочей
хром окисляется до степени окисления +6, образуя хроматы:
Химические свойства железа
Для
него наиболее характерны две степени окисления +2 и +3. У оксида FeO и
гидроксида Fe(OH)2 преобладают основные свойства, у оксида Fe2O3
и гидроксида Fe(OH)3 заметно выражены амфотерные. Так оксид и
гидроксид железа (lll) в некоторой степени растворяются при кипячении в
концентрированных растворах щелочей, а также реагируют с безводными щелочами
при сплавлении. Следует отметить что степень окисления железа +2 весьма
неустойчива, и легко переходит в степень окисления +3. Также известны
соединения железа в редкой степени окисления +6 – ферраты, соли не существующей
«железной кислоты» H2FeO4. Указанные соединения
относительно устойчивы лишь в твердом состоянии, либо в сильнощелочных растворах.
При недостаточной щелочности среды ферраты довольно быстро окисляют даже воду,
выделяя из нее кислород.
Взаимодействие с
простыми веществами
С кислородом
При
сгорании в чистом кислороде железо образует, так называемую, железную окалину,
имеющую формулу Fe3O4 и фактически представляющую собой смешанный оксид, состав
которого условно можно представить формулой FeO∙ Fe2O3.
Реакция горения железа имеет вид:
3Fe + 2O2
=0t =>
Fe3O4
С серой
При
нагревании железо реагирует с серой, образуя сульфид двухвалентого железа:
Fe + S =0t =>
FeS
Либо
же при избытке серы дисульфид железа:
Fe + 2S =0t =>
FeS2
С галогенами
Всеми
галогенами кроме йода металлическое железо окисляется до степени окисления +3,
образуя галогениды железа (lll): 2Fe + 3F2 =0t =>
2FeF3 – фторид железа
(lll)
2Fe + 3Cl2 =0t =>
2FeCl3 – хлорид железа
(lll)
2Fe + 3Br2 =0t =>
2FeBr3 – бромид железа
(lll)
Йод
же, как наиболее слабый окислитель среди галогенов, окисляет железо лишь до
степени окисления +2: Fe + I2 =0t =>
FeI2 – йодид железа
(ll)
Следует
отметить, что соединения трехвалентного железа легко окисляют иодид-ионы в
водном растворе до свободного йода I2 при этом восстанавливаясь до
степени окисления +2. Примеры, подобных реакций из банка ФИПИ:
2FeCl3
+ 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl
2Fe(OH)3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 6H2O
Fe2O3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 3H2O
С
водородом
Железо
с водородом не реагирует (с водородом из металлов реагируют только щелочные
металлы и щелочноземельные):
Взаимодействие со
сложными веществами
Взаимодействие с кислотами
С кислотами-неокислителями
Так
как железо расположено в ряду активности левее водорода, это значит, что оно
способно вытеснять водород из кислот-неокислителей (почти все кислоты кроме
H2SO4 (конц.) и HNO3 любой концентрации):
Fe + H2SO4
(разб.) = FeSO4 + H2↑
Fe + 2HCl = FeCl2
+ H2↑
Нужно
обратить внимание на такую уловку в заданиях ЕГЭ, как вопрос на тему того до
какой степени окисления окислится железо при действии на него разбавленной и
концентрированной соляной кислоты. Правильный ответ – до +2 в обоих случаях.
Ловушка здесь заключается в интуитивном ожидании более
глубокого окисления железа (до с.о. +3) в случае его взаимодействия с
концентрированной соляной кислотой.
Взаимодействие
с кислотами-окислителями
С
концентрированными серной и азотной кислотами в обычных условиях железо не
реагирует по причине пассивации. Однако, реагирует с ними при кипячении:
Fe + 6H2SO4 = ot=> Fe2(SO4)3
+ 3SO2 + 6H2O
Fe + 6HNO3
=ot=> Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Обратите
внимание на то, что разбавленная серная кислота окисляет железо до степени
окисления +2, а концентрированная до +3.
Коррозия (ржавление) железа
На
влажном воздухе железо весьма быстро подвергается ржавлению:
4Fe + 6H2O
+ 3O2 = 4Fe(OH)3
С
водой в отсутствие кислорода железо не реагирует ни в обычных условиях, ни при
кипячении. Реакция с водой протекает лишь при температуре выше температуры
красного каления (>800 оС). т.е.:
Оставьте свой комментарий
Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.