Студопедия — Лабораторная работа. Свойства соединений металлов III и IV групп Периодической системы.
Студопедия Главная Случайная страница Обратная связь

Разделы: Автомобили Астрономия Биология География Дом и сад Другие языки Другое Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Металлургия Механика Образование Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Туризм Физика Философия Финансы Химия Черчение Экология Экономика Электроника

Лабораторная работа. Свойства соединений металлов III и IV групп Периодической системы.






Свойства соединений металлов III и IV групп Периодической системы.

 

Задания для самостоятельного выполнения:

1. Подготовка презентации «Применение оксида алюминия, алюмосиликатов, сульфата и хлорида алюминия в нефтепереработке».

2. Напишите уравнения реакций взаимодействия алюминия с простыми веществами: хлором, бромом, серой, азотом, углеродом. Составьте окислительно-восстановительные реакции.

3. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия алюминия со сложными веществами: водой, оксидами, разбавленными кислотами HCI, H2SO4, HNO3; с концентрированной H24 (t); с гидроксидом натрия.

4. С какими из перечисленных веществ: NaOH, Na2O, SO3, H2SO4, Na2SO4 –реагируют Al2O3 и Al(OH)3? Напишите уравнения в молекулярном и ионном виде.

5. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

 

AlCl3 NaAlO2 Al(OH)3

Al Al(OH)3

Al2O3 Al2(SO4)3 BaSO4

 

Форма контроля самостоятельной работы:

выполнение и сдача лабораторной работы.

 

Вопросы для самоконтроля по теме:

  1. Дайте общую характеристику элементов главной подгруппы III группы.
  2. Какие природные соединения образует алюминий?
  3. Каким способом получают алюминий?
  4. Дайте характеристику свойств алюминия, олова, свинца.
  5. Какие оксиды и гидроксиды образуют алюминий, олово, свинец и какие свойства они проявляют?
  6. Где применяют алюминий и его сплавы?

 

Тема 2.8

Металлы VI и VII групп Периодической системы

Основные понятия и термины по теме: оксиды и гидроксиды хрома, хроматы и дихроматы, оксиды и гидроксиды марганца, манганаты и перманганаты.

 

План изучения темы (перечень вопросов, обязательных к изучению):

1. Общая характеристика подгруппы хрома. Получение хрома. Характеристика хрома, оксидов, гидроксидов, солей хрома. Амфотерный характер оксида и гидроксида хрома (III). Хроматы и дихроматы

2. Общая характеристика подгруппы марганца. Получение марганца. Характеристика марганца, оксидов, гидроксидов, солей марганца. Манганаты и перманганаты.

 

Краткое изложение теоретических вопросов:

Элементы подгруппы хрома занимают промежуточное положение в ряду переходных металлов. Степень окисления у элементов подгруппы хрома сильно варьирует. В надлежащих условиях все элементы проявляют положительную степень окисления от 2 до 6, максимальная степень окисления соответствует номеру группы. Не все степени окисления у элементов стабильны, у хрома самая стабильная +3.

При обычных условиях хром устойчив по отношению к кислороду воздуха и воде. Эта, стабильность обусловлена пассивацией за счет образования на поверхности металла тонкой, но плотной оксидной пленки состава Cr2O3. Если эту пленку разрушить химически, термически или иным способом хром довольно легко окисляется.

В отличие от компактного металла порошкообразный хром сгорает в кислороде при нагревании: 4 Cr + 3O2 = 2Cr2O3

При нагревании хром реагирует с галогенами, серой и другими неметаллами, растворяет водород. С большинством металлов образует твердые растворы или интерметаллические соединения.

Он медленно взаимодействует с хлороводородной и разбавленной серной кислотами, с образованием водорода и солей хрома (II), которые далее окисляются до хрома (III): Cr + 2HCl CrCl2 + H2; 2CrCl2 + 2HCl 2CrCl3 + H2.

Свойства оксидов и гидроксидов:

+2 +3 +6

оксиды: CrO Cr2O3 CrO3

черный темно-зеленый красный

 

гидроксисоединения Cr(OH)2 Cr(OH)3 H2CrO4

грязно-зеленый желтый

основный амфотерный кислотный

усиление кислотных свойств.

Оксид и гидроксид хрома (II) обладают только основными свойствами и легко растворяются в кислотах с образованием соответствующих солей хрома (II) (в отсутствии кислорода!). Оксид хрома (II) представляет собой порошок черно-зеленого цвета, практически нерастворимый в воде, кислотах, щелочах.

Амфотерный характер оксида хрома (III) проявляется при сплавлении Cr2O3 с оксидами и карбонатами щелочных металлов, при этом образуются метахромиты:

Cr2O3 + Na2O 2NaCrO2; Cr2O3 + Na2CO3 2NaCrO2 + CO2

Гидроксид хрома (III) получают действием на раствор соли Cr3+ раствором основания например: Cr2(SO4)3 + 6NH4OH 2Cr(OH)3 + 3(NH4)2SO4

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами и легко растворяется как в избытке сильной кислоты, так и в избытке раствора щелочи.

Оксид хрома (VI) кристаллизуется в виде ярко – красных кристаллов при действии концентрированной серной кислоты на раствор дихромата калия K2Cr2O7:

K2Cr2O7 + H2SO4 K2SO4 + 2CrO3 + H2O

CrO3 – типичный кислотообразующий оксид. Он легко растворяется в воде, образуя хромовую кислоту CrO3 + H2O H2CrO4

В состав побочной подгруппы VII группы входят марганец Mn, технеций Тс, рений Re. Во внешнем электронном слое атомов этих элементов находятся два электрона.

Марганец – твердый хрупкий неблагородный металл; в компактном состоянии серебристо – белого цвета, на воздухе принимает серую окраску вследствие образования оксидного слоя. При нагревании марганец сгорает на воздухе, образуя оксид состава Mn3O4. При нагревании марганец взаимодействует со всеми остальными неметаллами. Водород хорошо растворим в марганце, но химических соединений не образует.

В отсутствии пассивирования в мелкодисперсном состоянии марганец при нагревании разлагает воду с выделением водорода. Как активный металл, энергично взаимодействует с неокисляющими разбавленными кислотами. При этом образуются только производные марганца (II) Mn + 2HCl MnCl2 + H2

Подобным образом действует на марганец и разбавленная азотная кислота:

3Mn + 8HNO3 3Mn(NO3)2 + 2NО + 4H2O

Все оксиды, кроме высшего Mn2O7, являются твердыми ионно–ковалентными соединениями и с водой не взаимодействуют. Поэтому соответствующие гидроксиды получают косвенными путем. Например, Mn(OH)2 образуется в виде студнеобразного, осадка розового “телесного” цвета действием щелочей на водные растворы солей марганца (II): MnCl2 + 2NaOH Mn(OH)2 + 2NaCl

В отличие от других оксидов Mn2O7 является жидкостью черно-зеленого цвета, обладает молекулярной структурой и характеризуется постоянством состава. Высший оксид марганца (VII) – Mn2O7 – энергично взаимодействует с водой, образуя малоустойчивую марганцевую кислоту – HMnO4: Mn2O7 + H2O 2HMnO4.

Гидроксиды Mn(OH)2 и Mn(OH)3 характеризуются преимущественно основным характером. В кислой среде они легко образуют аквакомплексы и соответствующие соли Mn(II): Mn(OH)2 + 2HCl MnCl2 + 2H2O.

Оксид и гидроксид марганца (IV) являются амфотерными соединениями. И основная, и кислотная функции выражены у них слабо: в разбавленных растворах кислот или щелочей они практически не растворяются.

В концентрированных растворах образуются соли марганца (IV):

MnO2 + 2H2SO4 = Mn(SO4)2 + 2H2O

MnO2 + 2NaOH +2H2O = Na2[Mn(OH)6]

Соли, отвечающие кислотным свойствам Mn(OH)4, называются манганитами, а гидроксид марганца (IV) в этом случае рассматривается как марганцоватистая кислота.

Оксид Mn3O4, известный в природе как минерал гаусманит, может быть получен искусственным путем при взаимодействии Mn(OH)4 как кислоты и Mn(OH)2 как основания: 2Mn(OH)2 + Mn(OH)4 = Mn2MnO4 + 4H2O

Оксиды и гидроксисоединения марганца в степенях окисления +5 и +6 в индивидуальном состоянии или в растворе не выделены. Однако, в сильнощелочной среде косвенным путем могут быть получены соли соответствующих кислот, например:

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

манганат

KMnO4 + K2SO3 + 2KOH K3MnO4 + K2SO4 + H2O

гипоманганат

В нейтральной и кислой средах манганаты и гипоманганаты легко диспропорционируют 2K3MnO4 + 2H2O = MnO2 + Na2MnO4 + 4NaOH

гипоманганат калия

Соединения марганца в высшей степени окисления (+7) – Mn2O7 и HMnO4 проявляют сильнокислотные свойства, по силе сравнимые с соляной кислотой. Они легко реагируют с основаниями, образуя соли – перманганаты.

Mn2O7 + 2NaOH 2NaMnO4 + H2O

HMnO4 + NaOH NaMnO4 + H2O

 

Задания для самостоятельного выполнения:

1. Подготовка презентации «Применение хрома и его соединений», «Применение марганца и его соединений»

2. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

а) K2CrO4 K2Cr2O7 K2CrO4 BaCrO4;

б) Cr Cr2O3 CrCl3 Cr(OH)3 Cr2(SO4)3.

3. Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, протекающих по следующим схемам:

а) Cr2O3 + K2CO3 + O2 K2CrO4 + CO2;

б) K2Cr2O7 + HCl Cl2 + KCl + CrCl3 + H2O;

в) K2Cr2O7 + Na2SO3 + H2SO4 K2SO4 + Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + H2O.

4. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Mn MnSO4 Mn(OH)2 Mn(OH)4 MnO2 Cl2

Форма контроля самостоятельной работы:

Представление презентации «Применение хрома и его соединений», «Применение марганца и его соединений»

 

Вопросы для самоконтроля по теме:

1. Дайте общую характеристику элементов подгруппы хрома.

  1. Какие оксиды и гидроксиды образует хром? Каков их характер?
  2. В какой среде хроматы переходят в дихроматы, и наоборот?
  3. Каковы окислительно-восстановительные свойства соединений хрома?

5. Дайте общую характеристику элементов подгруппы марганца.

  1. Какие степени окисления проявляет марганец в своих соединениях?
  2. Как изменяется характер оксидов и гидроксидов марганца при увеличении его степени окисления?
  3. Охарактеризуйте физические и химические свойства перманганата калия. Каковы продукты восстановления перманганата калия в различных средах?

 

Тема 2.9

Металлы VIII группы Периодической системы

Основные понятия и термины по теме: оксиды и гидроксиды железа, красная кровяная соль, желтая кровяная соль, берлинская лазурь, турнбулева синь, металлургия, коррозия.

План изучения темы (перечень вопросов, обязательных к изучению):

1. Общая характеристика подгруппы железа. Характеристика железа, оксидов, гидроксидов, солей железа. Качественные реакции на ионы железа (II) и (III). Применение железа и его соединений.

2. Металлургия. Коррозия металлов.

 

Краткое изложение теоретических вопросов:

В побочную подгруппу восьмой группы входят три «триады» элементов: первую триаду образуют железо, кобальт, никель; вторую - рутений, родий, палладий; третью триаду образуют осмий, иридий, платина. Все элементы группы 8 содержат 8 электронов на своих валентных оболочках.

Триада железа. Эти элементы имеют два электрона на наружном слое атома, все они являются металлами. По свойствам все три элемента похожи между собой. Для них характерна степень окисления 2, 3, 4. Реже проявляются более высокие степени окисления. Ни один элемент из семейства железа не проявляет максимальной степени окисления +8. Все металлы триады образуют разнообразные соединения, проявляя степени окисления +2 и +3. Проявление высокой степени окисления и амфотерных свойств характерно для железа.

При обыкновенной температуре железо очень медленно окисляется кислородом воздуха. Кобальт и никель более устойчивы, так как покрыты защитными оксидными пленками. В ряду стандартных электродных потенциалов эти металлы стоят левее водорода.

С разбавленными соляной и серной кислотами железо взаимодействует с выделением водорода и образованием солей железа (II) Fe + 2HCl FeCl2 + H2

Концентрированные азотная и серная кислоты на холоде пассивируют железо, а при нагревании окисляют его с образованием солей железа (III):

Fe + 6HNO3 (конц) = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

Металлы семейства железа образуют оксиды и гидроксиды состава:

MeO Me(OH)2 усиление

Me2O3 Me(OH)3 основных свойств

Оксиды и гидроксиды Fe2+ проявляют свойства средних оснований и легко взаимодействует с кислотами с образованием соли металла (II):

Fe(OH)2 + 2HCl FeCl2 + 2H2O

Гидроксид железа (II) очень быстро окисляется кислородом воздуха до Fe(OH)3.

При действии кислоты на Fe(OH)3 образуется соль Fe3+ и вода, т.е. происходит реакция обмена, в которой гидроксид железа (III) проявляет основные свойства.

Fe(OH)3 + 3HCl FeCl3 + 3H2O.

Амфотерный характер гидроксида железа (III) чрезвычайно слабо выражен в водных растворах, но при сплавлении с сильными основаниями он образует соли - ферриты: Fe(OH)3 + NaOH = NaFeO2 + 2H2O

феррит натрия

В растворах соли катионов металлов (Меn+) семейства железа подвергаются гидролизу с образованием кислой среды. Особенно сильно гидролизуется Fe3+:

I ст. Fe3+ + H2O FeOH2+ + H+

II ст. FeOH2+ + H2O Fe (OH)2+ + H+

III ст. Fe(OH)2+ + H2O Fe (OH)3 + H+

Коррозия металлов. Коррозией называется разрушение металлов под влиянием окружающей среды в результате химического или электрохимического взаимодействия с ней. Различают два типа коррозии: химическую или электрохимическую.

Химическая коррозия обусловливается взаимодействием металлов с сухими газами или жидкостями, не являющимися электролитами.

Электрохимическая коррозия – разрушение металла при контакте двух разнородных металлов в присутствии электролита.

В результате коррозии железо ржавеет. Этот процесс очень сложен и включает несколько стадий. Его можно описать суммарным уравнением:

4Fe + 6H2O (влага) + 3O2 (воздух) = 4Fe(OH)3

Многие металлы, в том числе и довольно активные (например, алюминий) при коррозии покрываются плотной, хорошо скрепленной с металлами оксидной пленкой, которая не позволяет окислителям проникнуть в более глубокие слои и потому предохраняет металл от коррозии. При удалении этой пленки металл начинает взаимодействовать с влагой и кислородом воздуха.

Коррозии подвергаются и некоторые довольно малоактивные металлы. Во влажном воздухе поверхность меди покрывается зеленоватым налетом (патиной) в результате образования смеси основных солей.

Иногда при коррозии металлов происходит не окисление, а восстановление некоторых элементов, содержащихся в сплавах. Например, при высоких давлениях и температурах карбиды, содержащиеся в сталях, восстанавливаются водородом.

К коррозии металлов можно отнести также их растворение в жидких расплавленных металлах (натрий, свинец, висмут), которые используются, в частности, в качестве теплоносителей в ядерных реакторах.

Одним из наиболее эффективных методов борьбы с коррозией является электрохимическая защита. А так же защита одного металла другим, более активным металлом, расположенным в ряду напряжений левее, эффективна и без наложения разности потенциалов. Более активный металл (например, цинк на поверхности железа) защищает от разрушения менее активный металл.

Металлургия – это наука о промышленных способах получения металлов.

Получение металлов. Большинство металлов встречаются в природе в составе соединений, в которых металлы находятся в положительной степени окисления, значит для того, чтобы их получить, в виде простого вещества, необходимо провести процесс восстановления Ме+n + ne- → Me0

I. Пирометаллургический способ. Это восстановление металлов из их руд при высоких температурах с помощью восстановителей неметаллических - кокс, оксид углерода (II), водород; металлических - алюминий, магний, кальций и другие металлы.

1. Получение меди из оксида с помощью водорода – Водородотермия:

Cu +2O + H2 = Cu0 + H2O

2. Получение железа из оксида с помощью алюминия – Алюмотермия:

Fe+32O3 +2Al = 2Fe0 + Al2O3

Для получения железа в промышленности железную руду подвергают магнитному обогащению: 3Fe2O3 + H2 = 2Fe3O4 + H2O

А затем в вертикальной печи проходит процесс восстановления:

Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O

Fe3O4 + 4CO = 3Fe + 4CO2

II. Гидрометаллургический способ. Способ основан на растворении природного соединения с целью получения раствора соли этого металла и вытеснением данного металла более активным. Например, руда содержит оксид меди и ее растворяют в серной кислоте: 1 стадия – CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O, 2 стадия – проводят реакцию замещения более активным металлом CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.

III. Электрометаллургический способ. Это способ получения металлов с помощью электрического тока (электролиза). Этим методом получают алюминий, щелочные металлы, щелочноземельные металлы. При этом подвергают электролизу расплавы оксидов, гидроксидов или хлоридов: 2NaCl эл.ток→ 2Na + Cl2

2Al2O3 эл.ток→ 4Al + 3O2

IV. Термическое разложение соединений. Например, получение железа:

Железо взаимодействует с оксидом углерода (II) при повышенном давлении и температуре 100-2000, образуя пентакарбонил: Fe + 5CO = Fe(CO)5

Пентакарбонил железа-жидкость, которую можно легко отделить от примесей перегонкой. При температуре около 2500 карбонил разлагается, образуя порошок железа:

Fe (CO)5 = Fe + 5CO↑

Если полученный порошок подвергнуть спеканию в вакууме или в атмосфере водорода, то получится металл, содержащий 99,98– 99,999% железа.







Дата добавления: 2015-09-18; просмотров: 947. Нарушение авторских прав; Мы поможем в написании вашей работы!



Расчетные и графические задания Равновесный объем - это объем, определяемый равенством спроса и предложения...

Кардиналистский и ординалистский подходы Кардиналистский (количественный подход) к анализу полезности основан на представлении о возможности измерения различных благ в условных единицах полезности...

Обзор компонентов Multisim Компоненты – это основа любой схемы, это все элементы, из которых она состоит. Multisim оперирует с двумя категориями...

Композиция из абстрактных геометрических фигур Данная композиция состоит из линий, штриховки, абстрактных геометрических форм...

Билиодигестивные анастомозы Показания для наложения билиодигестивных анастомозов: 1. нарушения проходимости терминального отдела холедоха при доброкачественной патологии (стенозы и стриктуры холедоха) 2. опухоли большого дуоденального сосочка...

Сосудистый шов (ручной Карреля, механический шов). Операции при ранениях крупных сосудов 1912 г., Каррель – впервые предложил методику сосудистого шва. Сосудистый шов применяется для восстановления магистрального кровотока при лечении...

Трамадол (Маброн, Плазадол, Трамал, Трамалин) Групповая принадлежность · Наркотический анальгетик со смешанным механизмом действия, агонист опиоидных рецепторов...

Упражнение Джеффа. Это список вопросов или утверждений, отвечая на которые участник может раскрыть свой внутренний мир перед другими участниками и узнать о других участниках больше...

Влияние первой русской революции 1905-1907 гг. на Казахстан. Революция в России (1905-1907 гг.), дала первый толчок политическому пробуждению трудящихся Казахстана, развитию национально-освободительного рабочего движения против гнета. В Казахстане, находившемся далеко от политических центров Российской империи...

Виды сухожильных швов После выделения культи сухожилия и эвакуации гематомы приступают к восстановлению целостности сухожилия...

Studopedia.info - Студопедия - 2014-2024 год . (0.009 сек.) русская версия | украинская версия