Амфотерный металл.
| Взаимодействие с неметаллами: с водородом, азотом, бором, кремнием, углеродом цинк не взаимодействует.
| 2Zn + O2 = 2ZnO.
Zn + S = ZnS
Zn + Cl2 = ZnCl2
|
| Взаимодействие с водой: в воде не растворяется. Реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода:
| Zn + H2O(пар) –(t)à ZnO + H2
|
| Взаимодействие с кислотами
| Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2;
Zn + H2SO4 (разб) = ZnSO4 + H2.
Zn + 2H2SO4(конц) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O;
4Zn+10HNO3(разб)=4Zn(NO3)2+NH4NO3+3H2O.
Zn + 4HNO3(конц) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
|
| Взаимодействие со щелочами: реагирует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов, при сплавлении образует цинкаты:
| Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2
Zn + 2KOH = K2ZnO2 + H2.
|
| Взаимодействие с оксидами и солями: цинк вытесняет металлы, стоящие в ряду напряжения правее него, из растворов солей и оксидов.
| Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4;
Zn + CuO = Cu + ZnO
|
Получение цинка: пирометаллургический метод.
1) Обжиг сульфида цинка: 2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2
2) Восстановление коксом: ZnO + C – (t)à Zn + CO.
Оксид цинка (II) ZnO – белые кристаллы. Амфотерный оксид.
| При температуре выше 1000°С восстанавливается до металлического цинка углеродом, угарным газом и водородом:
| ZnO + C –(t)à Zn + CO;
ZnO + CO –(t)à Zn + CO2;
ZnO + H2 –(t)àZn + H2O.
|
| С водой не взаимодействует. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с растворами кислот и щелочей:
| ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O;
ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4].
|
| При сплавлении с оксидами металлов образует цинкаты:
| ZnO + CoO –(t)àCoZnO2.
|
| При взаимодействии с оксидами неметаллов образует соли, где является катионом:
| 2ZnO + SiO2–(t)àZnSiO3,
ZnO + B2O3 –(t)àZn(BO2)2.
|
Получение: 1) при горении металлического цинка: 2Zn + O2 = 2ZnO;
2) при термическом разложении солей: ZnCO3 – (t)àZnO + CO2.
Гидроксид цинка (II) Zn(OH)2 – бесцветное кристаллическое или аморфное вещество. Амфотерный гидроксид.
| При температуре выше 125°С разлагается:
| Zn(OH)2 = ZnO + H2O
|
| Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах:
| Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O;
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]
|
Получается в виде осадка белого цвета при взаимодействии солей цинка со щелочами:
ZnCl2 + 2NaOH(недост) = Zn(OH)2 ¯+ 2NaCl.
Хром
| Хром – d-элемент, расположен в 6 группе Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. Валентные электроны хрома имеют следующую конфигурацию: 3d54s1.
| Содержание хрома в земной коре составляет 3,5·10-2 мас. %. Основным минералом является: хромит (хромистый железняк) FeCr2O4.
|
| В соединениях хром проявляет степени окисления +2, +3, +4, +5, +6. Характерная степень окисления +3.
| Хром – голубовато-белый металл. Температура плавления 1890°С, температура кипения 2680 °C, плотность 7,19 г/см3. На воздухе покрыт прочной пленкой оксида.
|
Химические свойства хрома
| Взаимодействие с неметаллами:
С водородом непосредственно не взаимодействует.
| 4Cr + 3O2 = 2Cr2O3.
2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3.
2Cr + 3S = Cr2S3.
|
| Взаимодействие с кислотами: хром вытесняет водород из растворов неокисляющих кислот, при этом переходит в сетпень окисления +2.
Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют хром. Хром может растворяться в них лишь при сильном нагревании, образуются соли хрома (III) и продукты восстановления кислоты:
| Cr + 2HCl = CrCl2 + H2;
Cr + H2SO4 = CrSO4 + H2.
В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III):
4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O.
2Cr + 6H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O;
Cr + 6HNO3 = Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O.
|
| Хром – активный металл, способен вытеснять металлы из растворов их солей:
| 2Cr + 3CuCl2 = 2CrCl3 + 3Cu.
|
Способы получения хрома.
| Хром обычно получают в виде сплава с железом (феррохром). Для этого хромит восстанавливают углем:
| FeCr2O4 +4C –(t)àFe + 2Cr + 4CO
|
| Относительно чистый хром получают методом алюмотермии:
| 2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3
|
Соединения хрома.
Соединения хрома (II) проявляют преимущественно основные свойства, хрома (III) – амфотерные, соединения хрома (VI) – кислотные.
| +2
| +3
| +6
|
| CrO – основный оксид
| Cr2O3 – амфотерный оксид
| CrO3 – кислотный оксид
|
| Cr(OH)2 – основание
| Cr(OH)3 – амфотерный гидроксид
| H2CrO4 –кислота хромовая
H2Cr2O7 – кислота двухромовая
|
| Соли – с кислотами: CrSO4
| Соли – с кислотами:CrCl3
Гидроксокомплексы: Na3[Cr(OH)6].
Хромиты: KCrO2
| Соли - с основаниями:
Хроматы: Na2CrO4
Дихроматы: K2Cr2O7
|
Соединения хрома (II)
| Оксид хрома (II) CrO– основный оксид.
| при обычной температуре устойчив на воздухе, выше 100°С окисляется: 4CrO + O2 = 2Cr2O3.
|
| Гидроксид хрома (II) Cr(OH)2 –проявляет основные свойства,
| медленно реагирует только с концентрированными кислотами, образуя соли хрома (II) синего цвета: Cr(OH)2 + H2SO4 = CrSO4 + 2H2O.
С разбавленными кислотами и щелочами не взаимодействует.
Хороший восстановитель, легко окисляется кислородом воздуха: 4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Cr(OH)3.
Получается при взаимодействии солей хрома (II) со щелочами в отсутствии кислорода: CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 ¯+ 2NaCl.
|
| Все соли хрома (II) – сильные восстановители
| в растворах окисляются кислородом воздуха:
4CrCl2 + O2 + 4HCl = 4CrCl3 + 2H2O
|
Cоединения хрома (III).
У хрома степень окисления +3 является наиболее устойчивой.
| Оксид хрома (III) Cr2O3 – темно-зеленый порошок, в кристаллическом состоянии – черное с металлическим блеском вещество. Химически инертен. В воде, кислотах и щелочах не растворяется. С трудом растворяется в сильных кислотах при длительном нагревании.
| Проявляет амфотерные свойства. При сплавлении с оксидами, гидроксидами и карбонатами щелочных металлов образует хромиты, проявляя кислотные свойства:
Cr2O3 + 2KOH –(t)à2KCrO2 + H2O;
Cr2O3 + Na2CO3 –(t)à2NaCrO2 + CO2.
|
| Оксид хрома (III) получается при термическом разложении дихромата аммония:
| (NH4)2Cr2O7 –(t)àCr2O3 + N2 + 4H2O
|
| Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 – вещество серо-зелёного цвета.
| Разлагается при температуре около 150°С: 2Cr(OH)3 –(t)àCr2O3 + 3H2O
|
| Проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах:
| 2Cr(OH)3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O;
Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6].
|
| Соли хрома (III): бывают двух видов: соли хрома (III) с кислотами и хромиты.
Хромиты устойчивы в щелочной среде, в кислой разрушаются:
Соли хрома (III) в щелочной среде образуют гидроксид хрома (III), который сразу растворяется, образуя гидроксокомплексы:
| NaCrO2 + HCl + H2O = Cr(OH)3 + NaCl;
в избытке кислоты:
NaCrO2 + 4HCl = CrCl3 + NaCl + 2H2O.
CrCl3 + 3KOH(нед) à Cr(OH)3 + 3KCl
CrCl3 + 6KOH(изб) à K3[Cr(OH)6] + 3KCl
|
Соединения хрома (VI)
| Оксид хрома (VI) CrO3 – темно-красное кристаллическое вещество. Гигроскопичен, расплывается на воздухе, малоустойчив, разлагается при нормальных условиях.
| Проявляет кислотные свойства. Растворяется в воде, образуя хромовые кислоты:
CrO3 + H2O = H2CrO4,
2CrO3 + H2O = H2Cr2O7.
с основаниями образует соли - хроматы:
CrO3 + BaO = BaCrO4,
CrO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + H2O
Очень сильный окислитель:
4CrO3 + 3C –(t)à2Cr2O3 + 3CO2;
|
| Образуется при разложении хромата натрия серной кислотой при 200°С:
| Na2CrO4 + 2H2SO4(конц) =CrO3 + 2NaHSO4 + H2O
|
| Хромовые кислоты в свободном состоянии не выделены, в растворе проявляют свойства сильных кислот.
|
| Хроматы – соли хромовой кислоты – имеют в своем составе анион CrO42- и обладают желтой окраской, дихроматы - соли дихромовой кислоты – содержат анион Cr2O72- оранжевого цвета. Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы – в кислой.
| Соли хрома (VI) – сильные окислители. В нейтральной среде образуется гидроксид хрома (III):
K2Cr2O7+3(NH4)2S+H2O=2Cr(OH)3¯+3S¯+6NH3+2KOH
в кислой - соли хрома (III): K2Cr2O7 + 3K2SO3 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 4H2O;
в щелочной – гидроксокомплекс:
2K2CrO4 + 3(NH4)2S + 2KOH + 2H2O = 2K3[Cr(OH)6] + 3S¯ + 6NH3.
|
