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 H₂SО₄ (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.