Сполуки феруму 1 страница

МЕТАЛИ

ЗАГАЛЬНІ ВЛАСТИВОСТІ МЕТАЛІВ

Спільні фізичні властивості зумовлені однакови типом зв’язку в простих речовинах – металічним зв’язком. Метали проводять електричний струм, добре проводять тепло, ковкі, мають характерний металічний блиск.

Частина атомів у кристалічних ґратках металу йонізована, вільні електрони рівномірно розподілені по всьому кристалу. Цей “електронний газ”, немов клей, зв’язує катіони металу.

Спільні хімічні властивості металів зумовлені тим, що зовнішній енергетичний рівень їхніх атомів заповнений електронами менш ніж наполовину. Тому металам легше віддавати, а не приєднувати електрони. Металічні властивості посилюються під час руху в Періодичній таблиці зверху вниз за підгрупами та справа наліво за рядами.

Поширеність металічних елементів та їх сполук у природі

Метали в природі
У самородному стані (малоактивні Au, Ag)	У складі хімічних сполук – руд: оксидні Fe3O4, сульфідні FeS2 та інші

Спільні хімічні властивості металів

Метали взаємодіють:

1) з киснем з утворенням оксидів 2Сu + O₂ → 2CuO

2) з галогенами з утворенням галогенідів 2Al + 3Cl₂ → 2AlCl₃

3) з сіркою з утворенням сульфідів Hg + S → HgS

Реагують з водою Нерозчинні у воді Li K Ca Na ǀ Mg Al Zn Fe Cr Sn Pb ǀ H Cu Ag Hg Au Реагують з кислотами (розчинами) Не реагують з кислотами

Корозія металів, захист від корозії

Корозія – це руйнування металу під дією зовнішнього середовища з часом

Способи захисту металів від корозії.

1. Механічний: покривання поверхні щільною плівкою, наприклад, фарбою.

2. Електрохімічний: покривання менш активного металу тонким шаром більш активного – навіть при порушенні цілісності плівки більш активний метал, що руйнується у першу чергу, захищає менш активний (наприклад: оцинковане залізо).

3. Хімічний: пасивація поверхні деяких металів (обробка спеціальними окисниками для утворення щільної плівки хімічно інертного оксиду).

Метал 1. Фарба або лак.

Плівка 2. Більш активний метал.

3. Хімічно інертний оксид.

Загальні методи добування металів

З руди метал зазвичай переводять в оксид, який потім відновлюють:

1) вуглецем (кокс): Fe₃O₄ + 4C → 3Fe + 4CO↑

2) карбон (ІІ) оксидом: ZnO + CO → Zn + CO₂

3) воднем: CuO + 2H₂ → Cu + 2H₂O

4) алюмінієм (алюмотермія): 3Fe₃O₄ + 8Al → 9Fe + 4Al₂O₃

Електроліз – це окисно-відновний процес, який відбувається під дією постійного електричного струму. Катіони отримують електрони від катода, аніони віддають електрони аноду.

Деякі метали (в тому числі найбільш активні) одержують електролізом розплавів їх сполук:

2NaCl → 2Na +Cl₂↑ 2Al₂O₃ → 4Al + 3O₂↑

(з додаванням NaF для зниження температури плавлення).

МЕТАЛИ ГОЛОВНИХ ПІДГРУП

Лужні метали ― І група, головна підгрупа

Li

― е Р Na

+① S K

Rb

Cs

мала електронегативність, радіус відновні

легко віддають електрони атома властивості

Електрохімічний ряд напруг металів

! Li, Cs, K, Na

велика енергія гідратації

Фізичні властивості: легко ріжуться ножем; на зрізі – білого кольору з срібним металічним блиском, який зникає на повітрі із-за окиснення

Знаходження в природі: найбільш поширений Na,

K – в 2 рази, Li – в 100 разів менше

NaCl – кухонна сіль

Na₂SO₄ ∙ 10H₂O – глауберова сіль

NaNO₃ – чилійська селітра

Na₃AlF₆ – кріоліт

Na₂B₄O₇ – бура

Калійні добрива:

KCl – cильвін

КCl ∙ NaCl ― сильвініт

Хімічні властивості: дуже активні, найсильніші відновники:

1) взаємодія з киснем – на холоді покриваються плівкою оксиду

Rb, Сs ― самозаймаються

2Na + O₂ → Na₂O₂

4Li + O₂ → 2Li₂O

2) взаємодія з галогенами – з виділенням великої кількості тепла

2Na +Cl₂ → 2NaCl

3) взаємодія з сіркою при нагріванні

2Li + S → Li₂S

4) літій легко взаємодіє з азотом

6Li + N₂ → 2Li₃N

5) взаємодія з воднем при слабому нагріванні

2Na +H₂ → 2NaH

6) взаємодія з водою (легко окиснюються навіть Н⁺ води)

2Na + 2H₂O → 2NaOH +H₂

Добування: так як ці елементи найсильніші відновники, для того, щоб відновити з сполук – електроліз розплавів солей

катод: Na⁺ + е → Na⁰

анод: Сl⁻ - e → 1/2Cl₂ ↑

1+ Сполуки лужних металів

Лужні метали – найсильніші відновники, не існує сполук, здатних передати електрон йонам лужних металів, їх сполуки не проявляють окиснювальних властивостей

Луги – тверді кристалічні речовини, типово йонні сполуки, сильні основи (NaOH – їдкий натр, каус-тична сода). Добування: 1) електроліз водного розчину NaCl: катод: 2Н2О + 2е → Н2↑+ +2ОН^− анод: 2Сl^− - 2e → Cl2 ↑ сумарна реакція ― 2Н2О + 2NaCl → Cl2↑+ + Н2↑+ 2NaOH 2) каустифікація соди: Na2CO3 + Са(ОН)2 → → 2NaOH + СаСО3↓

Солі – типово йонні сполуки, як правило – добре розчинні у воді. Утворені слабими кислотами – гідролі-зуються.

Якісна реакція: забарвлення полум’я Li – червоне Na – жовте K – фіолетове

Лужноземельні метали ― ІІ група, головна підгрупа

Ве – Аl погано взає -

―2 е Р Mg – Zn подіють з во -

+② S Ca дою

Sr лужнозе -

Ba мельні ме -

Ra тали

Мала електронегативність, радіус металічні

легко віддають електрони атома властивості

Фізичні властивості: кальцій – легкий білувато-сірий метал, пластичний, але більш твердіший ніж лужні – як Сu

Знаходження в природі: кальцій відноситься до числа найбільш поширених елементів

СaSO₄ ∙ 2H₂O – гіпс

СaСO₃ – крейда, мармур, вапняк

Сa₃(РО₄)₂ – фосфорит

_____________________________________________________________________

Хімічні властивості: активні, сильні відновники – майже як лужні:

1) взаємодія з киснем (при звичайній температурі)

2Сa + O₂ → 2СaO

2) взаємодія з галогенами – з виділенням великої кількості тепла

Сa +Cl₂ → СaCl₂

3) взаємодія з сіркою

Са + S → СаS (кальцій сульфід)

4) взаємодія з азотом

3Са + N₂ → Са₃N₂ (кальцій нітрид)

5) взаємодія з воднем

Сa +H₂ → СaH₂

6) взаємодія з водою (легко окиснюються навіть Н⁺ води)

Сa + 2H₂O → Сa(OH)₂ +H₂↑

як активний метал, шо стоїть до Гідрогену

Сa + 2НСl → СaCl₂ +H₂↑

Добування: так як кальцій сильний відновник, добування можливе тільки шляхом електролізу розплавів солей, звичайно сполук – СaCl₂

_______________________________________________________________

2+ Сполуки кальцію

Ці сполуки – найсильніші відновники, не проявляють окиснювальних властивостей

Кальцій оксид СаО “негашене вапно” Добування: СаСО3 → СаО + СО2 1) СаО – як основний оксид: СаО + Н2О → Сa(OH)2 (гашене вапно) СаО + SiО2 → СaSiO3 2)при високих температурах: CaO +3 Сa → CaC2 + СО↑ кальцій карбід

Кальцій гідроксид Сa(OH)2 “гашене вапно” Добування: СаО + Н2О → Сa(OH)2 (гашене вапно) Сильна основа. Розчин у воді має сильнолужну реакцію. “Вапняна во-да”– одна з найдешев-ших основ

Якісна реакція: Сa(OH)2 + СО2 → СаСО3↓+ +H2O при дальшому пропус-канні – розчиняється СаСО3+ СО2 + Н2О → → Са(НСО3)2

Твердість води

(накип, не утворює піни – 2С₁₇Н₃₅СООNa + CaSO₄ → (С₁₇Н₃₅СОО)₂Ca↓ +Na₂SO₄)

карбонатна – тимчасова некарбонатна - постійна Са(НСО₃)_2, Mg(НСО₃)_2, Fe(НСО₃)₂ CaCl₂, CaSO₄, MgCl₂, MgSO₄ кип’ятінням видален- додаванням соди Са(НСО₃)₂→ СаСО₃+ СО₂↑ + Н₂О ня твер- СаSO₄ + Na₂CO₃ → дості, → СаСО₃↓ + Na₂CO₃ додаванням соди “помягше- MgSO₄ + Na₂CO₃ → Са(НСО₃)₂ + Na₂CO₃ → СаСО₃+ ння”води → MgСО₃↓ + Na₂CO₃ +2NaHCO₃    

Алюміній ― ІІІ група, головна підгрупа

В неметал

―3 е Р Аl амфотерні властивості

+③ S Ga метали, оксиди, яких

In не проявляють амфо -

Tl терних властивостей

[Ne] 3S²3P¹ радіус металічні

атома властивості

Фізичні властивості: срібно-білий метал, пластичний, легкий (2,7 г/см³), добре проводить тепло та електричний струм. Температура плавлення = 660 ^оС

Знаходження в природі: багато гірських порід по своєму складу – алюмосилікати (Аl, O, Si, лужні та лужноземельні)

глини – Аl₂O₃ ∙ nSiO₂

боксити – Аl₂O₃ ∙ nH₂O

нефеліни – КNa₃[AlSiO₄]₄ _____________________________________________________________________

Хімічні властивості: алюміній - активний метал, відновник, активність понижена із-за захисної плівки Аl₂O₃.

Взаємодія з простими речовинами:

1) взаємодія з киснем (покривається плівкою оксиду, але в подрібненому стані горить з виділенням великої кількості тепла)

4Аl + 3O₂ → 2Аl₂O₃ + Q

Алюмотермія – одержання металів, кількість теплоти утворення яких менша, ніж Аl₂O₃ (Fe, Cr, Mn, Ti, W):

8Al + 3Fe₃O₄ → 4Аl₂O₃ + 9Fe (терміт)

2) взаємодія з галогенами (на холоді)

2Al + 3Cl₂ → 2AlCl₃

3) взаємодія з сіркою (при нагріванні)

2Al + 3S → Al₂S₃ (алюміній сульфід)

4) взаємодія з азотом (при нагріванні)

2Al + N₂ → 2AlN (алюміній нітрид)

Взаємодія з складними речовинами:

1) взаємодія з водою (після руйнування плівки Аl₂O₃)

2Аl + 6H₂O → 2Аl(OH)₃ +3H₂↑

2) розчиняється в лугах

2Аl + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Аl(OH)₄] +3H₂↑

3) взаємодія з кислотами

2Al + 6НСl → 2AlCl₃ +3H₂↑

З концентрованими НNO₃ і H₂SO₄ на холоді не взаємодіє – пасивується; при нагріванні:

2Al + 6H₂SO₄(конц.) → Аl₂(SO₄)₃ + 2SO₂↑ + 6H₂O

Al + 6НNO₃ (конц.) → Аl(NO₃)₃ + 3NO₂↑ + 3H₂O

Добування: електролізом (при цьому використовується велика кількість енергії)

Руда, боксит → очистка від домішок → обезводнення → електроліз: 950^оС, в розплаві кріоліту Na₃[AlF₆], так як Аl₂O₃ не проводить електричний струм;

На катоді: Al³⁺ + 3e → Al⁰

На вугільному аноді (витрачається в процесі електролізу):

O²⁻ − 2e → O⁰

C + O → CO

2CO + O₂ → 2CO₂

_____________________________________________________________________

3+ Сполуки алюмінію

Алюміній оксид Аl2O3 – дуже твердий (корунд) Добування: очистка природних сполук Аl(OH)3 → Аl2O3 + 3H2O Властивості: амфотерний оксид з переважанням основних властивостей Аl2O3+6НСl →2AlCl3+3H2О Аl2O3+ 2NaOH + 3H2O → → 2Na[Аl(OH)4]; з водою не взаємодіє, то-му для переходу в роз-чинний стан викорис-товують сплавлення: Аl2O3+ 2NaOH →2NaАlO2+ + Н2О Аl2O3+ Na2СO3 →2NaАlO2+ + СО2 (метаалюмінати)

Алюміній гідроксид Аl(OH)3 Добування: осадження з солей AlCl3 + 3NaOH → → Аl(OH)3↓ + 3NaCl Al2S3 + 6H2O → → 2Аl(OH)3↓ + 3H2S Na[Аl(OH)4] + HCl → → Аl(OH)3↓+ NaCl + H2O   Амфотерні властивості: Аl(OH)3+ 3НСl → AlCl3+ +3H2О Аl(OH)3 + NaOH → → Na[Аl(OH)4]

Солі Al^3+ добре розчинні в воді (крім AlPO4), гідролізують (кисле середовище)

МЕТАЛИ ПОБІЧНИХ ПІДГРУП

Ферум ― VІІІ група, побічна підгрупа

Електронна будова атома: 1S²2S²2P⁶3S²3P⁶3d⁶4S² – 8 валентних електронів; не всі з них буруть участь в утворенні хімічних зв’язків.

Фізичні властивості: значною мірою залежать від наявності домішок; ковкий та твердий метал

Знаходження в природі: ферум входить до складу багатьох руд:

магнітний залізняк – Fe₃O₄

бурий залізняк – Fe₂O₃ ∙ H₂O; 2Fe₂O₃ ∙ 3H₂O

червоний залізняк − Fe₂O₃

шпатовий залізняк – FeCO₃

пірит − FeS₂ __________________________________________________

Хімічні властивості: хімічна активність середня; характерні ступені окислення +2, +3, +6.

1. Взаємодія з водяною парою при температурі червоного каління (400⁰С):

3Fe + 4H₂O → Fe₃O₄ +4H₂

2. Взаємодія зі слабкими окисниками – утворюються сполуки феруму (ІІ): Fe + S → FeS Fe + 2НСl → FeСl₂ +Н₂↑

3. Взаємодія з сильними окисниками – утворюються сполуки феруму (ІІІ):

2Fe + 3Сl₂ →2FeСl₃

10Fe + 36НNO₃ (розб.) → 10Fe(NO₃)₃ + 3N₂↑ + 18H₂O

4. Не взаємодіє з концентрованою сульфатною та нітратною кислотами.

Ферум (ІІ) оксид FeO – порошок чорного кольору Добування: Fe2O3 + Н2 → → 2FeO + H2O FeС2O4 → FeO + СО2 +СО Fe(OH)2 → FeO + H2O Властивості: основний оксид 2HCl + FeO → FeCl2 + H2O

Ферум (ІІ) гідроксид Fe(OH)2 аморфний безбарвний (зеленуватий завдяки домішкам), нероз-чинний у воді (слабка основа) Взаємодіє з кислотамиFe(OH)2 + H2SO4 → → FeSO4 + 2H2O Розкладається при нагріванні Fe(OH)2 → FeO + H2O Легко окиснюється, знаходячись у вологому стані на повітрі: 4Fe(OH)2 + 2H2O + О2 → → 4Fe(OH)3

Якісна реакція на Fe^2+: 3FeCl2 + 2K3[Fe(CN)6] → → Fe3[Fe(CN)6]2 + 6KCl турнбулева синька

Ферум (ІІІ) оксид Fe2O3 – порошок бурого кольору Добування: 2FeSO4 → → Fe2O3 + SO2 +SO3 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + + 8SO2 Властивості: амфотерний оксид з переважанням основних властивостей Fe(OH)3 + 3KOH (конц.) → → K3[Fe(OH)6] Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + + 3H2O

Ферум (ІІІ) гідроксид Fe(OH)3 кристалічний бурий, нерозчинний у воді (слабка основа) Взаємодіє з кислотами2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → → Fe2(SO4)3 + 6H2O Розкладається при нагріванні 2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O Відновити до Fe(OH)2 не вдається

Якісні реакції на Fe^3+: FeCl3 + 3NH4SCN → → Fe(SCN)3 + 3NH4Cl червоний 4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] → → Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl берлінська блакить - синя

Сплави Сплави – це однорідні суміші двох (або більше) металів. Можуть містити неметали як домішки.   Деякі поширені сплави   латунь (Сu, Zn) бронза (Cu, Sn/Al/Be) золото 585 проби (Au,Cu)

Одержання сплавів заліза із руд

Входять такі етапи:

1) випалювання руди:

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂

FeCO₃ → FeO + CO₂

2) відновлення оксиду феруму – утворюється чавун:

С + О₂ → СО₂

СО₂ + С → 2СО

3Fe₂O₃ + СО → 2Fe₃O₄ + СO₂

Fe₂O₃ + СО → 3FeO + СO₂

2FeO + С → 2Fe + СO₂

3) видалення з чавуну надлишкового вуглецю – утворюється сталь:

С + О₂ → СО₂

Залізо з домішками Карбону

чавун (2% С і більше) сталь (0,5-1,5% С)

Леговані сталі – це сталі, які містять істотні домішки (2% і більше) перехідного (Cr, Ni, Mn, Ti, Zr тощо) металу. Мають особливі властивості (жаростійкість, кислототривкість, корозійна стійкість тощо).

Нержавіюча сталь містить до 12% хрому.

Використання металів та сплавів

конструкційні матеріали електротехніка електроніка

(Fe, Al, Cu, …) (Al, Cu, Ag, Au,…) (Ge, Au, Ag)

&

УТВОРЕННЯ ТА ТИПИ ХІМІЧНИХ ЗВ’ЯЗКІВ

Теорія будови атома крім властивостей елементів пояснила процес утворення молекул, а також природу хімічного зв’язку. Під хімічним зв’язком слід розуміти силу, яка діє між атомами і забезпечує сполучення їх у молекулу або кристал.

Хімічний зв'язок – це наслідок взаємодії електронів та ядер атомів, що приводить до зменшення енергії системи.

Якщо під час сполучення двох атомів утворюються спільні пари електронів, що обертаються у полі ядер обох атомів, то такий зв'язок називається ковалентним. Ковалентний зв'язок характеризується поляризованістю, насичуваністю та направленістю. Природа ковалентного зв’язку проявляється в особливій квантово-механічній взаємодії електронів, що забезпечує утримання атомів. Так, атоми Гідрогену в молекулі водню зв’язані між собою доцентровим електронним зв’язком.

Н + Н → Н: Н + 436 кДж

Квантово-механічний розрахунок молекули водню був використаний для пояснення механізму утворення хімічного зв’язку в складніших молекулах і дав поштовх для розвитку теорії хімічного зв’язку, що дістала назву метод валентних зв’язків (ВЗ).

Основу методу валентних зв’язків становлять такі положення:

1. Ковалентний зв'язок утворюється двома електронами з протилежно направленими спінами; спільна пара електронів належить обом атомам.

2. Міцність ковалентного зв’язку визначається мірою перекривання електронних хмар атомів, між якими виникає зв'язок: чим повніше перекриваються елекронні хмари, тим міцніший зв'язок.

Ковалентний зв'язок утворюється переважно при сполученні атомів неметалів. Розрізняють ковалентний неполярний та ковалентний полярний зв'язок. Внаслідок взаємодії атомів з однаковою електронегативністю утворюються молекули з ковалентним неполярним зв’язком.

Такий зв'язок існує в молекулах простих речовин.

∙∙ ∙∙

: Сl:: Сl:

∙∙ ∙∙

Внаслідок взаємодії атомів, значення електронегативності яких відрізняються, але не різко, загальна електронна пар зміщується до більш електронегативного атома. Так утворюється ковалентний полярний зв'язок.

∙∙

Н: Сl:

∙∙

До ковалентних зв’язків повною мірою належать і ті зв’язки, які утворені донорно-акцепторним механізмом, наприклад у йона амонію.

Н Н +

∙∙ ∙∙

Н: N: + Н⁺ → Н: N: Н

∙∙ ∙∙

Н Н

Йонний зв'язок утворюється внаслідок взаємодії атомів, які різко відрізняються один від одного електронегативністю.

К⁺ + Сl⁻ → К⁺Сl⁻

Притягування електронів одного атома атомом іншого приводить до утворення позитивно і негативно заряджених йонів із стійкими електронними оболонками. Ці йони взаємно притягуються між собою. Характерною особливістю йонного зв’язку є його ненасичуваність і ненаправленість.

Дата добавления: 2014-11-29