Метали побічних підгруп: d-елементи

Загальна характеристика d-елементів. Властивості елементів цієї групи та їх простих речовин. Знаходження в природі. Хімічні реакції при одержанні, опис властивостей солей. Характеристика лантаноїдів та актиноїдів. Розчинення в розведених сильних кислотах.

Рубрика Химия
Вид курс лекций
Язык украинский
Дата добавления 12.12.2011
Размер файла 132,9 K

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

Метали побічних підгруп: d-елементи

Загальна характеристика

В періодичній системі d-елементи розташовані між s- і p-елементами, всі вони є металами, і тому одержали назву перехідних металів. У атомів d-елементів добудовується передзовнішня d-орбіталь, тому 3, 4, 5, 6 період містять по 10 d-елементів. При утворенні хімічних зв'язків d-елементи можуть віддавати не тільки s-електрони зовнішнього рівня, але і d-електрони передзовнішнього рівня. У d-елементів валентними є енергетично близькі дев'ять орбіталей - одна ns-орбіталь, три np-орбіталі та п'ять (n-1)d-орбіталей, - тому елементи можуть проявляти різні ступені окиснення. Майже для всіх d-елементів, зокрема, можлива ступінь окиснення +2 - по числу зовнішніх електронів. Вищий ступінь окиснення більшості елементів відповідає номеру групи, в якій вони знаходяться (за винятком елементів І групи: існують Cu2+, Ag2+; Au3+), тобто із збільшенням порядкового номера максимальна можлива ступінь окиснення елементів одного й того ж періоду зростає від ІІІ групи до першого елементу VIII групи, а потім зменшується. На відміну від підгруп р-елементів в підгрупах d-елементів із збільшенням порядкового номеру елементу значення стійкого ступеня окиснення зростає. Подібна будова електронних оболонок атомів d-елементів визначає ряд їх спільних властивостей. Прості речовини, утворені перехідними елементами, є металами (число валентних електронів в їх атомах значно менше числа орбіталей).

Хімія ізоелектронних сполук d-елементів дуже схожа. Тому елементи різних періодів з аналогічною електронною структурою d-оболонки утворюють побічні підгрупи періодичної системи. На відміну від s- та р-елементів, в межах однієї групи осньвні властивості cполук d-елементів із зростанням атомного радіусу практично не змінюються. У межах одного періоду із зростанням атомного радіусу помітно зменшується осньвний характер оксидів та гідроксидів вищих ступенів окиснення. Вищі оксиди елементів V-VIII груп проявляють кислотні властивості. Із зростанням ступеня окиснення атома одного й того самого елементу посилюються кислотні властивості його сполук. Тому оксиди нижчої ступені окиснення проявляють осньвні властивості (СrO), середньої - амфотерні (Cr2O3), а вищі оксиди матимуть кислотні властивості (CrO3).

Зміна характеру оксидів в періоді та в залежності від ступеня окиснення елементу добре проглядається на прикладі оксидів 4 періоду:

Група

I B

II B

III B

IV B

V B

VI B

VII B

VIII B

Sc(ІІІ)о

Ti(ІV)а

Ti(ІІІ)о

Ti(ІІ)о

V(V)к

V(ІV)а

V(ІІІ)о

V(ІІ)о

Cr(VI)к

Cr(ІІI)а

Cr(ІІ)о

Mn(VІІ)к

Mn(VІ)к

Mn(ІV)а

Mn(ІІ)о

Fe(VІ)к

Fe(ІІІ)а Co(ІІІ)а

Fe(ІІ)о Co(ІІ)о Ni(ІІ)о

Cu(I)о

Cu(II)о

Zn(II)а

Тільки постійну ступінь окиснення +2 мають елементи побічної підгрупи ІІ групи (у них завершена d-оболонка) та +3 - елементи побічної підгрупи ІІІ групи. Всі ж інші перехідні елементи відрізняє численність проявляємих ступенів окиснення, звідки - багатство окисно-відновних взаємодій та широкий спектр кислотно-основних властивостей в сполуках.

Оскільки у перехідних металів є вакансії на d-орбіталі, то вони проявлять виняткову здатність до комплексоутворення. Значна частина сполук перехідних елементів є координаційними. Для координаційних сполук характерно те, що в структурі їх кристалічних граток немає окремих молекул даної сполуки. Кожен атом(іон) в таких сполуках оточений певною кількістю т.зв. лігандів (атоми, іони чи угрупування атомів). Якщо подібні комплекси (центральний атом і оточуючі його ліганди) при переході сполуки в розчин не руйнуються, то такі координаційні сполуки відносяться до комплексних.

Елементи І В підгрупи

Властивості елементів та їх простих речовин:

Елемент

Електронна конфігурація

,г/cм3

tпл.,C

tкип.,C

Електронегативність

Атомний радіус, нм

Ступінь окиснення

29Cu

[Ar] 3d104s1

8,96

1083

2595

1,9

0,127

+1,+2

47Ag

[Kr] 4d105s1

10,5

960

2180

1,9

0,144

+1

79Au

[Xe]4f145d106s1

19,3

1064

2700

2,4

0,144

+1,+3

Знаходження в природі

Купрум зустрічається у вигляді мінералів: малахіт Cu(OH)2CuCO3, куприт Cu2O, халькопірит Cu2SFeS, а також у самородному стані.Аргентум утворює мінерали: аргентит Ag2S та ряд інших сульфідних руд (поліметалеві руди), а також зустрічається у самородному вигляді. Аурум зустрічається в самородному стані.

Метали. Фізичні властивості: Елементи Купрум, Аргентум і Аурум утворюють прості речовини - метали мідь (червонувата), срібло (сріблясте), золото (жовте) відповідно, для яких характерна надзвичайна пластичність, ковкість, велика густина, відносно висока температура плавлення та значна електро- та теплопровідність.

Хімічні властивості: Хімічна активність невелика,зменшується із збільшенням атомного номера. Золото і срібло особливо стійкі на повітрі, за що одержали назву благородні. Вступають у взаємодію:

а) з деякими неметалами

при високих температурах з галогенами - всі

2Au + 3Cl2 2AuCl3

Cu + Cl2 CuCl2

з киснем - тільки мідь

2Cu + O22CuO

з сіркою - мідь та срібло

Cu + S CuS,

2Ag + S Ag2S,

б) з деякими кислотами

з розведеними соляною та сірчаною кислотами не взаємодіють (розташовані в ряді напруг після Н);

мідь та срібло розчиняються в кислотах-окислювачах:

3Cu + 8HNO3(розв.) 3Cu(NO3)2 + 2NO + 2H2O

Cu + 4HNO3(конц.) Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Cu + 2H2SO4(конц.) CuSO4 + SO2 +2H2O

3Ag + 4HNO3(розв.) 3AgNO3 + NO + 2H2O

Ag + 2HNO3(конц.) AgNO3 + NO2+ H2O

2Ag + 2H2SO4(конц.) Ag2SO4 + SO2 + 2H2O

золото розчиняється тільки в суміші концентрованих соляної й азотної кислот ("царській горілці"):

Au + HNO3 + 4HCl H[AuCl4] + NO + 2H2O

Потускніння срібла на повітрі пояснюється взаємодією

4Ag + 2H2S + O2 2Ag2S + 2H2O (реакція Гепара)

Одержання

Мідь:

а) пірометалургія

CuO + C Cu + CO

CuO + CO Cu + CO2

б) гідрометалургія

CuО + H2SO4 CuSO4 + H2O

CuSO4 + Fe FeSO4 + Cu

в) електроліз

2CuSO4 + 2H2O ?2Cu + O2?+ 2H2SO4

(на катоді) (на аноді)

Срібло добувають випалюванням аргентиту:

Ag2S+O2 = 2Ag+SO2

та при переробці поліметалевих руд. Золото добувають промивкою, а також гідрометалургійними методами.

Сполуки. У сполуках Купрум зазвичай виявляє ступінь окиснення +2, але існують і сполуки Купруму(І). Аргентум зазвичай виявляє ступінь окиснення +1. Аурум виявляє ступінь окиснення +3, +1.

Оксиди:

Cu2O - червоного кольору, у воді нерозчинний - одержують відновленням сполук , наприклад, глюкозою в лужному середовищі:

2CuSO4 + C6H12O6 + 5NaOH Cu2O + 2Na2SO4 + C6H11O7Na + 3H2O

CuO - чорного кольору, у воді нерозчинний - має оснoвний характер, тому при нагріванні розчиняється в кислотах:

CuO + H2SO4CuSO4 + H2O

CuO + 2HNO3Cu(NO3)2 + H2O

Відновлюється під дією сильних відновників (наприклад, CO) до міді.

Ag2O у вигляді темно-коричневого осаду виділяється при додаванні розчинів лугів до розчину

AgNO3: 2AgNO3 + 2NaOH Ag2O + 2NaNO3 + H2O

Оксиди ауруму і аргентуму термічно нестійкі:

2Аu2O34Аu + 3О2.

Оксид ауруму Au2O3 амфотерний і реагує з лугами, утворюючи солі ауратної кислоти:

2KOH + Au2O3 + 2KAuO2 + H2O.

Гідроксиди:

Основні оксиди купруму та Cu2O, аргентуму Ag2O, ауруму Au2O утворюють нетривкі основи. Стійкою основою є Cu(OH)2 - нерозчинна у воді речовина світло-блакитного кольору. Утворюється при дії лугів на солі :

CuSO4 + 2NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4

Хімічні властивості: Як типова основа розчиняється в кислотах:

Cu(OH)2 + 2HCl CuCl2 + 2H2O

(Cu(OH)2 + 2H+ Cu2+ + 2H2O);

при нагріванні розкладається:

Cu(OH)2 CuО + H2O.

Розчиняється в розчині аміаку з утворенням комплексної сполуки (координаційне число Купруму - 4) волошкового кольору (реактив Швейцера, розчиняє целюлозу):

Cu(OH)2 + 4NH3 [Cu(HN3)4](OH)2

Солі:

Сполуки або нерозчинні в воді (Cu2O, Cu2S, CuCl), або існують у вигляді розчинних комплексів (координаційне число міді - 2):

CuCl + 2NH3 [Cu(NH3)2]Cl

Cu2(OH)2CO3 (малахіт) можна одержати по реакції:

2CuSO4 + 2Na2CO3 + H2O Cu2(OH)2CO3 + 2Na2SO4 + CO2

Термічний розклад малахіту:

Cu2(OH)2CO32CuО + CO2 + H2O

Розчинний у воді AgNO3 використовується як реактив для якісного визначення Cl-, Br-, I-:

Ag+ + Cl- AgCl білий; Ag+ + Br- AgBr ясно-жовтий; Ag+ + I- Ag темно-жовтий

Здатність цих осадів утворювати розчинні комплексні сполуки зменшується в ряду AgCl - AgBr - AgІ. На світлі галогеніди аргентуму поступово розкладаються з виділенням срібла.

Осади AgCl і Ag2O розчиняються в розчинах аміаку з утворенням комплексних сполук (координаційне число Аргентуму - 2):

AgCl + 2NH3 [Ag(NH3)2]Cl

Ag2O + 4NH3 + H2O 2[Ag(NH3)2]OH

Аміачні комплекси срібла взаємодіють з альдегідами (реакція срібного дзеркала).

Сполуки Ауруму термічно не дуже стійкі і розкладаються при нагріванні з виділенням металу. Комплекси Ауруму(III) мають координаційні числа 4, 5 і 6.

Нерозчинні в кислотах хлориди, броміди, йодиди аргентуму та всі сполуки ауруму розкладаються на світлі:

2AgBr = 2Ag + Br2.

Солі Купруму(ІІ) - слабкі окисники:

2CuSO4 + 4KІ = 2CuІ + І2 + 2K2SO4,

а сполуки Аргентуму та Ауруму - сильні:

Ag2O + H2O2 = 2Ag + H2O + O2,

4AuCl3+3CH2O+3H2O = 4Au+12HCl+3CO2.

Сполуки Купруму(І) - сильні відновники і на повітрі окиснюються (крім нерозчинних у воді Cu2O, CuCl, CuBr, CuІ):

2Cu2SO4 + O2 + 2H2O = 2[Cu(OH)]2SO4.

Для сполук Купруму(ІІ) характерне утворення катіонних та аніонних комплексів з координаційним числом 4:

Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4] (OH)2,

Cu(CN)2 + 2KCN = K2[Cu(CN)4],

а для сполук Аргентуму - з координаційним числом 2:

Ag(OH) + 2NH3 = [Ag(NH3)2] (OH),

AgCN + KCN = K[Ag(CN)2].

Для Ауруму характерні аніонні комплекси з координаційними числами 2 та 4:

AuCN + KCN = K[Au(CN)2].

AuCl3 + KCl = K[AuCl4].

Якісні реакції на елементи.

Сполуки Купруму забарвлюють полум'я в синьо-зелений колір.

При дії гідрогенсульфіду на солі Купруму випадає бурий осад CuS, нерозчинний у кислотах:

Cu2+ + H2S = CuS + 2H+.

При дії гідрогенсульфіду на солі аргентуму випадає бурий осад Ag2S, нерозчинний у кислотах:

2Ag+ + H2S = Ag2S + 2H+.

При дії хлоридної кислоти на солі Аргентуму випадає білий осад AgCl, нерозчинний в кислотах:

Ag+ + HCl = AgCl + H+.

При відновленні сполук Ауруму утворюється колоїдне золото, яке забарвлює розчин у червоний колір.

Використання. Мідь використовують як електропровідник, а також для одержання сплавів (латунь, бронза). Cu(OH)2 та Cu(OH)Cl застосовують у сільському господарстві як фунгіциди. Аміачний розчин Cu(OH)2 використовується у виробництві віскозного волокна. CuSO4 застосовують для лікування анемій, психічних захворювань, трахоми, як антисептичний та в'яжучий засіб.

Срібло використовують як електропровідник, а також у ювелірній справі. AgNO3 використовується у медицині як антисептик. AgBrзастосовують у фотографії.

Золото використовують як стійкий до окиснення електропровідник(електронна техніка), а також у ювелірній справі.

Сплави міді з оловом - бронзи, з цинком - латуні.

Елементи ІІ В підгрупи

Властивості елементів та їх простих речовин:

Хімічна активність зменшується із збільшенням атомної маси (а у головній підгрупі -навпаки). Хороші комплексоутворювачі.

Елемент

Електронна конфігурація

Атомний радіус, нм

,

г/cм3

tпл.,C

tкип.,C

Електронегативність

Ступінь окиснення

30Zn

[Ar]3d104s2

0,132

7,13

419,4

907

1,6

+2

48Cd

[Kr]4d105s2

0,148

8,64

320,9

767

1,7

+2

80Hg

[Xe]4f145d106s2

0,15

13,59

-38,8

357

1,9

+1,+2

Знаходження в природі

Цинк зустрічається переважно у вигляді сульфідів (вюрцит ZnS), а також у поліметалевих рудах. Кадмій є супутником Цинку у його рудах. Гідраргірумутворює червоний мінерал кіновар HgS, відома і самородна ртуть.

Метали

Фізичні властивості: цинк- метал сріблясто-білого кольору; кадмій - білий, блискучий, м'який, ковкий метал; ртуть - сріблисто-білий, блискучий, єдиний рідкий при кімнатній температурі метал, має низьку електропровідність (вона складає 1,7 % від електропровідності срібла) і великим коефіцієнтом термічного розширення.

Хімічні властивості

Цинк та кадмій - активні метали. Ртуть відноситься до мало активних металів, стійка на повітрі.

1. Взаємодія з неметалами

Взаємодіють з галогенами, утворюючи солі:

Hg + І2 = HgІ2,

Zn + Cl2 = ZnCl2.

З киснем утворюють оксиди, реагують з сіркою, селеном, телуром:

2Zn + O2 = 2ZnO.

Цинк і кадмій реагують з фосфором при нагріванн

3Zn + 2Р Zn3Р2

Ртуть взаємодіє тільки з сіркою і галогенами

Hg + S > HgS

Hg + Br2 HgBr2

2. Взаємодія з кислотами

Нормальний окислювально-відновний потенціал Цинку у кислому середовищі системи Zn2+ / Zn дорівнює -0,76 В, а в лужному середовищі системи Zn22- / Zn дорівнює -1,22 В. Тому цинк розчиняється в розведених кислотах і лугах

Zn + 2НCl > ZnCl2 + H2

Zn + H2SO4(розв.) > ZnSO4 + H2

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

Кадмій дуже мало розчиняється в кислотах, що не окисляють, добре розчиняється в розведеній HNO3 (нормальний потенціал Cd / Cd2+ = -0,40 В).

Ртуть не розчиняється в соляній і розведеній сірчаній кислотах (у ряді напруг металів Hg знаходиться після Н; нормальний потенціал Hg / Hg2+ = +0,85 В). Ртуть легко розчиняється в концентрованій азотній кислоті - утвориться нітрат ртуті (II):

Hg + 4HNO3 Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

При розчиненні ртуті в розведеній азотній кислоті утвориться нітрат ртуті (I),

6Hg + 8HNO3 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O

При розчиненні ртуті в гарячій концентрованій сірчаній кислоті в залежності від надлишку ртуті чи кислоти утворюються солі одновалентної чи двовалентної ртуті:

Hg + 2H2SO4 HgSO4 + SO2 + 2H2O

2Hg + 2H2SO4 Hg2SO4 + SO2 + 2H2O

Ртуть розчиняється в царській горілці:

3Hg + 2HNO3 + 6HCl > 3HgCl2 + 2NO + 4H2O

3. Взаємодія з водою

Цинк не розкладає воду, тому що у водяному розчині він швидко покривається захисною плівкою оксиду, що охороняє його від корозії.

4.Взаємодія з іншими сполуками

Цинк - сильний відновник і витісняє менш активні метали ( що розташовані праворуч у ряді напруг) з розчинів їхніх солей

Zn + CuSO4> ZnSO4 + Cu

Ртуть взаємодіє з солями менш активних металів:

2AgNO3+Hg = Hg(NO3)2+2Ag,

та солями Гідроргіруму(ІІ) з утворенням солей Hg1+:

HgCl2 + Hg = Hg2Cl2.

Одержання металів. Цинк та кадмій добувають відновленням їх оксидів вуглецем:

ZnO + C = Zn + CO,

ртуть добувають випалюванням кіноварі:

HgS + O2 = Hg + SO2.

Сполуки. У сполуках Цинк та Кадмій виявляє тільки один ступінь окиснення +2, сполуки Цинку білого кольору. Іон Сd2+ - безбарвний. Гідраргірум виявляє ступені окиснення +2 та +1.

Оксиди:

Оксид цинку виявляє амфотерний характер, розчиняючись як у кислотах, так і в розчинах лугів

ZnO + H2SO4> ZnSO4 + H2O

ZnO + 2NaOH + H2O > Na2[Zn(OH)4].

Оксид кадмію СdО (коричневого кольору) виявляє основний характер і розчиняється тільки в кислотах:

CdO + 2HCl > CdCl2 + H2O (CdO + 2H+> Cd2+ + H2O)

Оксид гідраргіруму(II) HgО: червоний кристалічний чи жовтий аморфний порошок; погано розчинний у воді, розчин має слабко лужну реакцію; виявляєосновний характер. Одержання HgО:

3000C

2Hg + O2

--

2HgO

4000 C

Hg2(NO3)2 2HgO + 2NO2

2Hg(NO3)2 2HgO + 4NO2 + O2

Hg 2+ + 2OH- HgO + H2O

HgО легко відновлюється; при нагріванні розкладається на ртуть і кисень. Реагує з кислотами з утворенням солей і води.

Гідроксиди:

Гідроксид цинку виявляє амфотерні властивості. Він нерозчинний у воді, але розчиняється в кислотах і лугах:

Zn(OH)2 + 2HCl > ZnCl2 + 2H2O

Zn(OH)2 + 2NaOH > Na2[Zn(OH)4]

При нагріванні комплексний тетрагідроксицинкат-аніон дегідратується:

[Zn(OH)4]2- ZnO22- + 2H2O

Гідроксид кадмію Сd(ОН)2 (білого кольору) виявляє основний характер, розчиняючися тільки в кислотах:

Cd(OH)2 + 2HCl > CdCl2 + 2H2O (Cd(OH)2 + 2H+> Cd 2+ + 2H2O)

Солі:

Іон Zn2+ є енергійним комплексоутворювачем (координаційне число 4). На відміну від гідроксиду алюмінію, гідроксид цинку розчиняється у водному розчині аміаку:

Zn(OH)2 + 2NH3> [Zn(NH3)4](OH)2

Cd2+ є хорошим комплексоутворювачем (координаційне число 4). Гідроксид кадмію розчиняється у водному розчині аміаку:

Cd(OH)2 + 4NH3> [Cd(NH3)4](OH)2

Для сполук Цинку характерне утворення катіонних та аніонних комплексів з координаційним числом 4, в тому числі і гідроксокомплексів:

Zn(OH)2 + 2KOH = K2[Zn(OH)4],

Zn(OH)2 + 4NH3 = [Zn(NH3)4] (OH)2,

Zn(CN)2 + 2KCN = K2[Zn(CN)4].

Кадмій і Гідраргірум утворюють виключно аніонні комплекси з координаційним числом 4:

Cd(CN)2 + 2KCN = K2[Cd(CN)4]

HgІ2 + 2KІ = K2[HgІ4].

HgS (кіновар) - яскраво-червоний нерозчинний у воді порошок - утворюється по реакціям

Hg + S > HgS; Hg2+ + S2-> HgS

Галогеніди ртуті(II) одержують по реакціям Hg + Br2> HgBr2

При взаємодії HgI2 + 2KI > K2[HgI4] утворюється комплексна сіль -реактив Несслера, який використовується в якості дуже чутливого аналітичного реагенту для виявлення іона NH4+:

2[Hg4]2- + NH4+ + 4OH- > []+(коричневий осад) I->+ 7I- + 3H2O

Сульфат та нітрат гідраргіруму(II)одержують розчиненням Hg чи HgО у концентрованих сірчаній чи азотній кислотах відповідно.

Hg + 2H2SO4(гаряча,конц.) HgSO4 + SO2 + 2H2O

HgО + H2SO4 HgSO4 + H2O

3Hg + 8HNO3(конц.) 3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O

HgО + 2HNO3 Hg(NO3)2 + H2O

Більш активні метали легко витісняють ртуть з її солей:

Cu+Hg(NO3)2> Cu(NO3)2+Hg

Нітрат гідраргіруму(II) розкладається з утворенням металу:

Hg(NO3)2Hg+2NO2+O2.

Якісні реакції на елементи. При дії лугів на солі цинку випадає білий осад Zn(OH)2, розчинний у надлишку лугів та аміаку: Zn2+ + 2OH- = Zn(OH)2,

Zn(OH)2 + 2KOH = K2[Zn(OH)4],

Zn(OH)2 + 4NH3 = [Zn(NH3)4] (OH)2.

При дії сульфідів на солі кадмію випадає оранжевий осад СdS, розчинний у кислотах:

Cd2+ + S2- = CdS.

При дії сірководню на солі Гідраргіруму(І) та Гідраргіруму(II) випадають чорні осади HgS та Hg2S, нерозчинні в кислотах:

Hg22+ + H2S = Hg2S + H+,

Hg2+ + H2S = HgS + 2H+.

При дії на солі Гідраргіруму йодиду калію KІ випадають осади HgІ2 (червоний, розчинний в надлишку KІ) та Hg2І2 (жовтого кольору).

Використання. Цинк використовують як відновник у гідрометалургії (Zn+CuSO4=Cu+ZnSO4), для анодного покриття чорних металів, як протектор, а також для одержання сплавів (ЦАМ, латуні). Оксид цинку ZnO - білий пігмент. Сульфатом цинку просочують деревину для захисту від грибків. Сполуки цинку застосовують як фунгіциди у сільському господарстві та медицині. Кадмій іде на анодне покриття чорних металів.

Ртуть використовують у термометрах, випрямлячах високої потужності. Солі Гідраргіруму застосовують у сільському господарстві для протравлювання посівного насіння. Нерозчинні солі є основою мазей для лікування шкірних хвороб, раніше їх використовували для лікування сифілісу. Природний мінерал кіновар - червона фарба. Сполуки Гідраргіруму токсичні. Ртуть з багатьма металами дає сплави (амальгами) (екзотермічне утворення). Пари і сполуки надзвичайно отруйні (накопичуються в організмі).

Елементи ІІІ B підгрупи

До цієї групи входять також f-елементи - лантаноїди та актиноїди. Актиноїди є радіоактивними елементами. Хімічні властивості актиноїдів та лантаноїдів визначаються участю електронів внутрішніх f-оболонок в утворенні хімічних зв'язків, тому вони здатні проявляти валентності, не властиві їх групі (наприклад, CeCl4, UF6).

Усі d-елементи ІІІ групи відносяться до розсіяних елементів і зустрічаються як супутники алюмінію (скандій), цинку (ітрій). Лантаноїди містяться в рідкісних мінералах (самарскіт, тербієві землі). Актиноїди утворюють мінерали з низьким вмістом елементу (уранова смолка U3O8).

Метали. Скандій, ітрій та лантан, як активні метали, реагують з неметалами:

галогенами, утворюючи солі: 2Sc + 3І2 = 2ScІ3.

киснем, утворюючи оксиди: 2La + 3O2 = 2La2O3.

сіркою, селеном, телуром.

Взаємодіють з кислотами:

2Sc + 6HCl = 2ScCl3 + 3H2

Взаємодіють з солями менш активних металів.

Сполуки. Оксиди елементів ІІІ групи - основні оксиди, реагують з нелеткими кислотними оксидами та кислотами:

Sc2O3 + 6HCl = 2ScCl3 + 3H2O,

Лантан реагує з водою:

2La + 6H2O = 2La(OH)3 + 3H2.

La2O3 + 3SiO2 = La2(SiO3)3.

Оксид лантану реагує з водою:

La2O3 + 3H2O = 2La(OH)3.

Гідроксиди лантану, ітрію та скандію проявляють властивості слабких основ. Утворені ними солі в розчинах гідролізують з утворенням оксосолей:

ScCl3+H2O = ScOCl+2HCl.

Добування та використання.У промисловості d-елементи ІІІ групи добувають з їх солей (хлоридів та фторидів) електролізом або металотермією.

Скандій використовують як легуючу добавку до алюмінію. Інші метали входять до сплавів спеціального призначення. Радіоактивні елементи (уран) застосовують як ядерне пальне.

Елементи ІV В підгрупи

Титан зустрічається у вигляді мінералів рутилу TiO2 та ільменіту FeTiO3. Цирконій утворює мінерал циркон ZrSiO4. Гафній є супутником цирконію і власних мінералів не утворює.

Метали. Титан, цирконій та гафній - сріблясті тугоплавкі метали, на поверхні яких утворюється щільна оксидна плівка, яка захищає їх від окиснення.

Титан, цирконій та гафній - активні метали. Їх хімічні властивості подібні між собою, особливо властивості цирконію та гафнію. При нагріванні взаємодіють з галогенами, утворюючи солі чотиривалентних металів:

Ti + 2Cl2 = TiCl4.

З киснем утворюють оксиди:

Ti + O2 = TiO2.

Реагують з сіркою, селеном, телуром з утворенням сполук постійного складу.

З азотом, вуглецем, воднем взаємодіють при нагріванні, утворюючи сполуки включення змінного складу.

З більшістю кислот не взаємодіють завдяки існуванню на поверхні щільної оксидної плівки. Титан реагує тільки з теплою розбавленою сірчаною кислотою

Ti + 2H2SO4 = Ti(SO4)2 + 2H2.

Сполуки. Оксиди чотиривалентних титану, цирконію та гафнію, а також їх слабкі основи амфотерні. Солі у водних розчинах легко гідролізують з утворенням оксосолей:

TiCl4 + H2O = TiOCl2 + 2HCl.

Оксиди нижчих ступенів окиснення (+2, +3) проявляють основні властивості. Сполуки титану(ІІ) - сильні відновники:

2FeCl3 + TiCl2 = 2TiCl4+ 2FeCl2.

Їх одержують відновленням сполук титану(IV) цинком:

TiCl4 + Zn = ZnCl2 + TiCl2.

Сполуки d-елементів ІV групи з ступенем окиснення +3 також сильні відновники, які при нагріванні диспропорціонують:

2TiCl3 = TiCl2 + TiCl4.

Для сполук d-елементів IV групи характерним є утворення аніонних комплексів з координаційним числом 6, у тому числі і гідроксокомплексів:

Ti(OH)4 + 2KOH = K2[Ti(OH)6],

ZrF4 + 2KF = K2[ZrF6].

Добування та використання.

У промисловості титан добувають з оксидів, які спочатку переводять у солі

TiO2 + 2C + 2Cl2 = TiCl4 + 2CO,

а потім відновлюють магнієм (металотермія):

TiCl4 + 2Mg = 2MgCl2 + Ti.

Цирконій і гафній добувають металотермічним способом.

Титан, цирконій та гафній завдяки їх стійкості використовують для виготовлення обладнання у харчовій, хімічній промисловості, в авіа- та ракетобудуванні, як легуючі добавки до сталей. Оксид титану ТіО2 - пігмент (титанові білила).

Елементи V В підгрупи

Ванадійзустрічається у вигляді мінералів патроніту V2S5 та ванадініту Pb5[Cl(VO4)3]. Ніобій та тантал утворюють мінерали ніобіт Fe(NbO3)2 і танталіт Fe(ТаO3)2.

Метали. Ванадій, ніобій та тантал - сірі тугоплавкі метали. Ванадій,ніобійта тантал утворюють на поверхні захисну оксидну плівку.

Взаємодіють з неметалами при нагріванні:

з галогенами:

2V + 5F2 = 2VF5.

з киснем утворюють оксиди:

4V + 5O2 = 2V2O5.

з сіркою, селеном, телуром.

з фосфором, бором, силіцієм, вуглецем, азотом реагують при нагріванні, утворюючи сполуки змінного складу.

Нітратна кислота реагує тільки з ванадієм:

2V + 10HNO3(конц.) = V2O5 + 10NO2 + 5H2O,

Ніобій і тантал реагують з розплавами лугів у присутності пероксидів.

Сполуки елементів. П'ятивалентні оксиди d-елементів V групи проявляють кислотні властивості, утворюючи з лугами солі:

V2O5 + 2KOH = 2KVO3 + H2O.

Відповідні кислоти слабкі і нестійкі.

Оксид ванадію(IV) амфотерний, відповідні солі легко гідролізують з утворенням оксосолей. Сполуки дво- і тривалентного ванадію, ніобію та танталу проявляють основні властивості. Легко окиснюються.

Добування та використання. У промисловості ванадій добувають відновленням його сполук магнієм:

2VCl3 + 3Mg = 3MgCl2 + 2V.

Ніобій та тантал добувають електролізом їх сполук.

Ванадій використовують як легуючу добавку до сталей. Завдяки високій стійкості та тугоплавкості сплави ніобію та танталу застосовують у виробництві газових турбін, двигунів ракет, хімічного обладнання. Тантал застосовують у протезуванні та хірургії, оскільки він біологічно сумісний і не викликає подразнень при введенні в тканини організму.

Елементи VI В підгрупи

Властивості елементів та простих речовин

Хром зустрічається у вигляді мінералів хроміту Fe(CrO2)2 та крокоїту Pb(CrO2)2. Молібден та вольфрам у - мінералах молібденіт МоS2 і вольфраміт FeWO4.

Елемент

Електронна конфігурація

, г/см3

tпл., C

tкип., C

ЕН

Атомний радіус, нм

Ступінь окиснення

24Cr

[Ar] 3d54s1

7,2

1857

2672

1,56

0,125

+1,+2,+3,+4,+5,+6

42Mo

[Kr] 4d55s1

10,2

2610

2560

1,3

0,135

+1,+2,+3,+4,+5,+6

74W

[Xe] 4f145d46s2

19,3

3410

5660

1,4

0,141

+1,+2,+3,+4,+5,+6

Метали. Хром - блискучий метал,молібдента вольфрам - сіруваті тугоплавкі метали. Хром, молібден та вольфрам утворюють на поверхні захисну оксидну плівку. Із зростанням атомного номера зростають температури плавлення і кипіння. Вольфрам -самий тугоплавкий з відомих металів.

Хімічні властивості. У ряду Сr - Mo - W хімічна активність падає. Із збільшенням ступеня окиснення елементів у їхніх оксидів і гідроксидів закономірно відбувається ослаблення основних властивостей і посилення кислотних. Вищим оксидам RO3 відповідають кислоти H2RO4. В тому ж напрямку відбувається посилення окисних властивостей сполук.

Хром при звичайних умовах реагує тільки з фтором; при високих температурах (вище 600C) взаємодіє з киснем, галогенами, азотом, кремнієм, бором, сіркою, фосфором:

2Cr + 3F2 = 2 CrF6;

2Cr + 3Cl2 -t 2CrCl3 4Cr + 3O2 -t 2Cr2O3

2Cr + N2 -t 2CrN

2Cr + 3S -t Cr2S3

У розпеченому стані реагує з парами води:

2Cr + 3H2O Cr2O3 + 3H2

Розчиняється в розведених сильних кислотах (HCl, H2SO4), причому при відсутності повітря утворяться солі Cr2+, а на повітрі - солі Cr3+:

Cr + 2HCl CrCl2 + H2

2Cr + 6HCl + O2 2CrCl3 + 2H2O + H2

Наявність захисної оксидної плівки на поверхні металу пояснює його пасивність стосовно концентрованих розчинів кислот - окислювачів.

Молібден та вольфрам взаємодіють (з утворенням шестивалентних сполук) з неметалами при нагріванні:

з галогенами утворюють солі:

2W + 3F2 = 2WF6;

з киснем утворюються оксиди

2W + 3O2 = 2WO3;

з сіркою, селеном, телуром взаємодіють;

з фосфором, бором, кремнієм, вуглецем, азотом взаємодіють при нагріванні, утворюючи сполуки включення змінного складу.

Нітратна кислота реагує з молібденом та вольфрамом, при цьому утворюються їх кислотні оксиди:

Мо+6HNO3(конц.) = МоO3+6NO2+3H2O.

Сполуки.

СполукиCr(ІІ). Оксид хрому(II) і гідроксид хрому(II) мають основний характер:

Cr(OH)2 + 2HCl CrCl2 + 2H2O,

є сильними відновниками: переходять у сполуки хрому(ІII) під дією кисню повітря.

2CrCl2 + 2HCl 2CrCl3 + H2

4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O 4Cr(OH)3

Сполуки Cr(ІІІ).

Оксид хрому(III) Cr2O3 - зелений, нерозчинний у воді порошок. Може бути одержаний при прожарюванні гідроксиду хрому(III) чи дихроматів калію й амонію:

2Cr(OH)3 -t Cr2O3 + 3H2O

4K2Cr2O7 -t 2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2

(NH4)2Cr2O7 -t Cr2O3 + N2+ 4H2O

Амфотерний:

Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O,

6KOH+Cr2O3 = 2K3CrO3+3H2O

При сплавленні Cr2O3 з лугами, содою і кислими солями утворюються сполуки хрому зі ступенем окиснення (+3):

Cr2O3 + 2NaOH 2NaCrO2 + H2O

Cr2O3 + Na2CO3 2NaCrO2 + CO2

Cr2O3 + 6KHSO4 Cr2(SO4)3 + 3K2SO4 + 3H2O

При сплавленні з сумішшю лугу й окислювача одержують сполуки хрому в ступені окиснення (+6):

2Cr2O3 + 4KOH + KClО3 2K2Cr2O7 + KCl + 2H2O

Гідроксид хрому(III) Cr(OH)3 - нерозчинна у воді речовина зеленого кольору - одержуються по реакції

Cr2(SO4)3 + 6NaOH 2Cr(OH)3 + 3Na2SO4;

має амфотерні властивості - розчиняється як у кислотах, так і в лугах:

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 Cr2(SO4)3 + 6H2O

Cr(OH)3 + KOH K[Cr(OH)4]

Cr(OH)3+KOH -t KCrО2+2H2O

Солі хрому(III) мають фіолетове чи темно-зелене фарбування. По хімічним властивостям нагадують безбарвні солі алюмінію.

Сполуки Cr (III) можуть виявляти і окисні, і відновні властивості:

Zn + 2Cr+3Cl3 2Cr+2Cl2 + ZnCl2

2Cr+3Cl3 + 16NaOH + 3Br2 6NaBr + 6NaCl + 8H2O + 2Na2Cr+6O4

При окисненні в лужному середовищі утворюються солі хроматної кислоти:

10NaOH + 2CrCl3 + 3H2O2 = 6NaCl + 8H2O + 2Na2CrO4.

При дії на ці солі концентрованою сульфатною кислотою спочатку утворюються солі полікислот:

2K2CrO4 + H2SO4 = K2SO4 + K2Cr2O7 + H2O,

а потім оксид хрому(VI):

K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 + 2CrO3 + H2O.

СполукиCr(VI). Оксид хрому(VI) CrО3 - яскраво-червоні кристали, що розчиняються у воді з утворенням нетривкої хроматної кислоти H2CrO4. Одержують із хромату (чи дихромату) калію і H2SO4(конц.):

K2CrO4 + H2SO4 CrO3 + K2SO4 + H2O

K2Cr2O7 + H2SO4 2CrO3 + K2SO4 + H2O

CrО3 - кислотний оксид, з лугами утворює жовті хромати CrО42-:

CrО3 + 2KOH K2CrО4 + H2O

У кислому середовищі хромати перетворюються в жовтогарячі дихромати Cr2O72-:

2K2CrО4 + H2SO4 K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O

У лужному середовищі ця реакція протікає в зворотному напрямку:

K2Cr2O7 + 2KOH 2K2CrO4 + H2O

Усі сполуки хрому (VI) - сильні окисники: 4CrO3+3S3SO2+2Cr2O3

K2Cr2O7+14HCl = 2KCl+2CrCl3+3Cl2+7H2O.

Якісні реакції на сполуки Хрому. При дії на солі хрому гідроген-пероксиду у лужному середовищі утворюються хромати (жовтого кольору):

При взаємодії хроматів з солями аргентуму випадає червоний осад:

2Ag++CrO42- = Ag2CrO4v.

Добування та використання. Хром одержують:

1. алюмотермією:

Cr2O3+2Al Al2O3+2Cr;

2. відновленням оксидів оксидом вуглецю(II);

3. електролізом водних розчинів сполук хрому.

Молібден та вольфрам добувають, відновлюючи їх оксиди воднем:

WO3 + 3H2 = W + 3H2O.

Хром як легуюча добавка входить до складу сплавів (сталей), застосовують його для електрохімічного покриття металевих виробів (хромування). Хромокалієвий галун K2SO4Cr2(SO4)324H2O та дихромат калію K2Cr2O7 (хромпік) використовують у вичинці шкіри.

Молібден та вольфрам - легуючі добавки до сталей, їх застосовують у радіотехніці, ракетобудуванні.

Елементи VIІ В підгрупи

Властивості елементів та простих речовин

Елемент

Електронна конфігурація

,г/см3

tпл.,C

tкип.,C

ЕН

Атомний радіус, нм

Ступінь окиснення

25Mn

[Ar] 3d54s2

7,45

1244

1962

1,6

0,131

+2,+3,+4,+5,+6,+7

43Tc

[Kr] 4d55s2

11,5

2172

4876

1,36

0,136

+2,+3,+4,+5,+6,+7

75Re

[Xe] 4f145d56s2

20,53

3180

5600

1,46

0,137

+3,+4,+5,+6,+7

Манган зустрічається у вигляді мінералу піролюзиту MnO2. Реній - розсіяний елемент. Технецій у природі не зустрічається.

Метали. Сріблисто-білі, тугоплавкі метали.

1. У ряді Mn - Tc - Re хімічна активність знижується. Mn - метал середньої активності, у ряді напруг розміщений до водню і розчиняється в соляній і сірчаній кислотах:

Mn + 2H+ Mn2+ + H2

Re і Tc розміщені у ряді напруг після водню. Вони реагують тільки з азотною кислотою:

3Tc + 7HNO3 3HTc4 + 7NO + 2H2O

2. Із збільшенням ступеня окиснення підсилюється кислотний характер оксидів і гідроксидів: RO - основні, а R2O7 - кислотні оксиди, яким відповідають кислоти HRO4.

Манган - метал середньої активності. На повітрі покривається тонкою плівкою оксидів. Взаємодіє при нагріванні з галогенами, з сіркою, селеном, телуром, утворюючи солі:

Mn + Cl2 = MnCl2,

Mn + S = MnS.

З киснем утворює оксид мангану(IV):

Mn + O2 = MnO2.

Манган взаємодіє з азотом, бором, вуглецем з утворенням сполук включення змінного складу.

Розчиняється в кислотах з утворенням сполук Mn(ІІ):

Mn + 2HCl MnCl2 + H2

Манган активно реагує з кислотами. Розбавлена нітратна кислота реагує з манганом, виділяючи водень:

Mn + 2HNO3 = Mn(NO3)2 + H2.

Реній менш активний і взаємодіє з галогенами, утворюючи сполуки нижчих ступенів окиснення:

2Re + 3Cl2 = 2ReCl3.

Реній реагує з сильними окисниками у присутності лугів з утворенням солей:

2Re + 7H2O2 + 2KOH = 2KReO4 + 8H2O.

Сполуки

Сполуки Mn(II).

Оксид мангану(II) MnО одержують шляхом відновлення природного піролюзиту MnО2 воднем:

MnО2 + H2 MnО + H2O

Гідроксид мангану(II) Mn(OH)2 - ясно-рожева нерозчинна у воді основа - одержують

MnSO4+2NaOH Mn(OH)2+Na2SO4 (Mn2+ + 2OH- Mn(OH)2).

Легко розчиняється в кислотах:

Mn(OH)2 + 2HCl MnCl2 + 2H2O

(Mn(OH)2 + 2H+ Mn2+ + 2H2O)

На повітрі Mn(OH)2 швидко темніє в результаті окиснення:

2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O 2[MnО2*2H2O],

а при дії сильних окислювачів спостерігається перехід Mn2+ у MnО4-:

2Mn(OH)2 + 5Br2 + 12NaOH 2NaMnO4 + 10NaBr + 8H2O

Солі більш стійкі, але окиснюються сильними окисниками:

3MnCl2 + 2KMnO4 + 2H2O = 5MnO2 + 2KCl + 4HCl.

2Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 2H2O

2Mn(NO3)2 + 5NaBiO3 + 16HNO3 2HMnO4 + 5NaNO2 + 5Bi(NO3)3 + 7H2O

Сполуки Mn(IV)

Відомий амфотерний оксид мангану(IV) MnО2 - темно-коричневий порошок, нерозчинний у воді; утворюється при термічному розкладанні нітрату мангану(II):

Mn(NO3)2 -t MnО2+2NO2

При сильному нагріванні втрачає кисень, перетворюючи в Mn2O3 (при 600C) чи Mn3O4 (при 1000C).

Сильний окисник:

MnО2 + 4HCl MnCl2 + Cl2 + 2H2O

При сплавленні з содою чи лугом і селітрою утворюються солі манганатної(VІ) кислоти, зеленого кольору, стійкі в розчинах лугів:

KNO3 + 2KOH + MnO2 = KNO2 + H2O + K2MnO4.

MnО2+Na2CO3+NaNO3 -t Na2MnО4+NaNO2+CO2

Сполуки Mn(VІ).

Відомі солі лужних металів манганатної(VІ) кислоти (манганати). При розчиненні манганатів у воді проходить їх диспропорціювання з утворенням перманганатів (VII) фіолетового кольору:

3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH

3MnО42- + 2H2O 2MnО4- + MnО2 + 4OH-

Манганати також можуть бути отримані при відновленні перманганатів у лужному середовищі:

Na2SO3 + 2KMn+7O4 + 2KOH Na2SO4 + 2K2Mn+6O4 + H2O

Сполуки Mn(VII)

Кислотний оксид мангану(VII) Mn2O7 - темно-зелена рідина, розкладається при кімнатній температурі:

2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2.

Одержують дією концентрованої сірчаної кислоти на кристалічний KMnО4 (марганцева кислота HMnО4 нестабільна):

2KMn4 + H2SO4 Mn2O7 + K2SO4 + H2O

При розчиненні в лугах утворює перманганати:

Mn2O7 + 2KOH 2KMnО4 + H2O

Перманганат калію KMn+7O4 - темно-фіолетова кристалічна речовина, розчинна у воді. При нагріванні розкладається з виділенням кисню: 2KMnО4 -t K2MnО4+MnО2+O2

Сильний окисник, причому відновлюється в кислому середовищі до Mn2+, у нейтральної - до Mn+4O2, а в лужний - до Mn+6O42-.

2KMnO4+5K2SO3+3H2SO4 = 2MnSO4+6K2SO4+3H2O

Кисле: Mn2+ (безбарвний)

2KMnO4+3K2SO3+H2O = 2MnO2+3K2SO4+3H2O

Нейтральне: MnO2 (бурий осад)

2KMnO4+K2SO3+2KOH = K2MnO4+K2SO4+H2O

Лужне: MnO42- (зелений)

Відповідні сполуки ренію (VII) набагато стійкіші. Оксиду Re2O7 відповідає сильна ренієва кислота HReO4, окиснювальні властивості якої виражені слабше, ніж у відповідних сполук мангану. Властивості технецію та ренію подібні.

Якісні реакції на сполуки мангану. При дії лугу на солі мангану в присутності кисню утворюється оксид мангану (IV) (бурого кольору):

2Mn2+ + O2 + 4OH- = 2MnO2 + 2H2O.

Добування та використання

У промисловості манган добувають відновленням його оксиду алюмінієм (алюмотермія):

3MnO2 + 4Al = 3Mn + 2Al2O3

Реній добувають, відновлюючи його солі воднем:

2NH4ReO3 + 7H2 = 2NH3 + 2Re + 8H2O.

Манган використовують для одержання сплавів (сталей) як легуючу добавку, для розкиснення сталей. Оксид мангану(IV) MnO2 застосовують у хімічних елементах живлення. Перманганат калію KMnO4 використовують у медицині як антисептик, сполуки мангану (MnCl2) - для лікування патологічного ожиріння, анемій, при порушенні процесів окостеніння.

Реній знаходить використання у радіотехніці, ракетобудуванні.

Елементи VIII В підгрупи

Властивості елементів підгрупи заліза

Елемент

Електронна конфігурація

,г/см3

tпл.,C

tкип.,C

ЕН

Атомний радіус, нм

Ступінь окиснення

26Fe

[Ar] 3d64s2

7,87

1535

2750

1,64

0,128

+2,+3

27Co

[Ar] 3d74s2

8,9

1495

2870

1,7

0,125

+2,+3

28Ni

[Ar] 3d8 4s2

8,9

1453

2732

1,75

0,124

+1,+2,+3,+4

Оскільки хімічні властивості перших трьох елементів різко відрізняються від властивостей інших елементівVIII групи, їхвиділяють у окрему родину -родину Феруму. Інші елементи відносять до родини Платини.

У простих сполуках у Феруму, Кобальту, Ніколу найбільш стійкий ступінь окислювання +2, у комплексних - +3.

Знаходження в природі. Ферумзустрічається у вигляді мінералів: оксидів та гідроксидів - магнітний залізняк Fe3O4, бурий залізняк Fe2O3, лімоніт FeO(OH); карбонату - сидерит FeCO3; сульфідів: пірит FeS2, халькопірит Cu2SFeS, а також у самородному вигляді (метеоритне залізо). Кобальт утворює мінерали кобальтіт CoAsS та смальтіт CoAs2. Ніколутворює мінерали міллеріт NiS, пентландит (Fe,Ni)9S8, нікколіт NiAs, зустрічається у метеоритах.

Метали платинової родини зустрічаються в самородному стані (платинові розсипи), а також як домішки у мідних рудах.

Метали. Залізо та кобальт - сірі,нікель - сріблястий метал. Феромагнетики. Рутеній, родій, паладій, осмій, іридій та платина - сріблясті тугоплавкі метали.

Залізо, кобальт, нікель - метали середньої активності. Сильні окисники здатні окиснити їх до тривалентного стану, при цьому стійкість сполук спадає в ряду Fe - Co - Ni.

Взаємодія з неметалами:

Взаємодіють з галогенами, утворюючи солі тривалентного феруму та двовалентних кобальту і ніколу:

Со + Сl2 = CoCl2,

2Fe + 3Cl2 = FeCl3.

Ni + Сl2 = NiCl2

2Fe + 3Br2 -t 2FeBr3

Менш активний йод, сірка, селен, телур окиснюють залізо до двовалентного:

Fe + S -t FeS ;

Fe + І2 = FeІ2.

Залізний дріт горить у кисні, утворити окалину - оксид феруму(II,III):

3Fe + 2O2 Fe3O4

З вуглецем, азотом, бором утворюють сполуки включення.

Хімічна активність спадає в ряду залізо-кобальт-нікель.

Взаємодіють з кислотами-неокисниками та з солями менш активних металів, утворюючи сполуки Ме(ІІ):

Fe + H2SO4(розб) = FeSO4 + H2.

Fe + 2HCl FeCl2 + H2

Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu

Реакції протікають повільно.

Нітратна, концентрована сульфатна кислоти при звичайній температурі з залізом та нікелем не взаємодіють (пасивують). При нагріванні відбуваються реакції

2Fe + 6H2SO4конц. -t Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Fe + 6HNO3конц. -t Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

На повітрі залізо легко окисляється в присутності вологи (іржавіння):

4Fe + 3O2 + 6H2 O 4Fe(OH)3


Подобные документы

  • Загальна характеристика елементів I групи, головної підгрупи. Електронна будова атомів і йонів лужних металів. Металічна кристалічна гратка. Знаходження металів в природі та способи їх одержання в лабораторних умовах. Використання сполук калію та натрію.

    презентация [247,6 K], добавлен 03.03.2015

  • Метали головних підгруп І та ІІ групи періодичної системи, їх поширення у природі, фізичні властивості, хімічні реакції з неметалами, водою, кислотами, оксидами. Гідроксиди s-елементів, їх одержання та використання. Твердість води та її усунення.

    лекция [72,1 K], добавлен 12.12.2011

  • Класифікація хімічних елементів на метали і неметали. Електронні структури атомів. Електронегативність атомів неметалів. Явище алотропії. Будова простих речовин. Хімічні властивості простих речовин. Одержання неметалів. Реакції іонної обмінної взаємодії.

    курс лекций [107,6 K], добавлен 12.12.2011

  • Характеристика металів в періодичній системі елементів. Положення їх в природі, способи добування. Загальна характеристика підгрупи хрому. Хімічна властивість солі манганатної кислоти. Сполуки та ступені окиснення заліза. Розкладання дихромату амонію.

    презентация [6,8 M], добавлен 04.09.2014

  • Загальна характеристика лантаноїдів: поширення в земній корі, фізичні та хімічні властивості. Характеристика сполук лантаноїдів: оксидів, гідроксидів, комплексних сполук. Отримання лантаноїдів та їх застосування. Сплави з рідкісноземельними елементами.

    курсовая работа [51,8 K], добавлен 08.02.2013

  • Загальна характеристика, поширення в організмі та види вуглеводів. Класифікація і хімічні властивості моносахаридів. Будова і властивості дисахаридів й полісахаридів. Реакції окислення, відновлення, утворення простих та складних ефірів альдоз та кетоз.

    реферат [25,7 K], добавлен 19.02.2009

  • Місце елементів-металів у періодичній системі Д.І. Менделєєва, будова їх атомів. Металевий зв’язок і кристалічна гратка. Загальні фізичні властивості металів, їх знаходження у природі. Взаємодія лужного металу з водою. Реакція горіння кальцію в повітрі.

    презентация [638,5 K], добавлен 19.11.2014

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.