Химические свойства. 1. Реагируют с кислотами 2Sc + 6HCl = 2ScCl3 + 3H2

⇐ Предыдущая 1 2 3 4 56

1. Реагируют с кислотами 2Sc + 6HCl = 2ScCl3 + 3H2

2Y + 3H2SO4 = Y2(SO4)3 + 3H2

2. Только Sc реагирует с щелочами 2Sc + 6NaOH + 6H2O = 2Na3[Sc(OH)6] + 3H2

3. La, Ac реагируют с водой 2La + 6H2O = 2La(OH)3 + 3H2

4. Реагируют с галогенами, халькогенами, азотом, фосфором и водородом при нагревании 2Sc + 3Cl2 = 2ScCl3

Y + P = YP

2La + N2 = 2LaN

2La + 3S = La2S3

Соединения Sc, Y, La, Ac

1. Образуют оксиды M2O3 и гидроксиды M(OH)3

2. Только гидроксид скандия амфотерен

3. Sc(OH)3 Y(OH)3 La(OH)3 Ac(OH)3 Увеличение радиуса катиона Усиление основных свойств

4. Оксиды и гидроксиды легко растворяются в кислотах Sc2O3 + 6HNO3 = 2Sc(NO3)3 + 3H2O

Y(OH)3 + 3HCl = YCl3 + 3H2O

5. Только соединения скандия гидролизуются в водном растворе [Sc(H2O)6]Cl3 ⇔ [Sc(OH)(H2O)5]Cl2 + HCl

6. Известны все галогениды в степени окисления +3 Все - тугоплавки Фториды плохо растворимы в воде Y(NO3)3 + 3NaF = YF3↓+ 3NaNO3

7. Растворимы в воде хлориды, нитраты, сульфаты, перхлораты, нерастворимы – фториды, фосфаты, карбонаты. Все – бесцветны.

2.Подгруппа бериллия. Характеристика эл, способы получения. К подгруппе бериллия относятся: бериллий и щелочноземельные металлы: магний, стронций, барий, кальций и радий. Наиболее распространены в природе в виде соединений, причем в основном магния и кальция.На электронном уровне элементов имеют два электрона (s2), которые они отдают, образуя соединения со степенью окисления +2. По химической активности щелочноземельные металлы уступают щелочным. Они окисляются на воздухе, вытесняют водород из воды, но бериллий и магний взаимодействуют с ней медленно. У щелочноземельных элементов растворимость гидроксидов увеличивается от магния к барию. Сжигая щелочноземельные металлы, можно получить оксиды. Перекиси щелочноземельных металлов менее стойки, чем перекиси щелочных металлов. С водородом образуют гидриды. Способность взаимодействовать с азотом возрастает с увеличением атомного веса, в результате образуются нитриды. Соли щелочноземельных металлов малорастворимы в воде. Получение: Бериллий получают восстановлением фторида:BeF₂+ Mg –^t^°® Be + MgF₂ Барий получают восстановлением оксида: 3BaO + 2Al –^t^°® 3Ba + Al₂O₃ Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов: CaCl₂ ® Ca + Cl₂ катод: Ca²⁺ + 2ē ® Ca⁰ анод: 2Cl^- – 2ē ® Cl⁰₂ Металлы главной подгруппы II группы - сильные восстановители; в соединениях проявляют только степень окисления +2. Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: ––Be–Mg–Ca–Sr–Ba® 4.Подгруппа углерода В подгруппу углерода входят углерод, кремний, германий, олово и свинец. Это р-элементы IV группы периодической системы Д.И. Менделеева. Их атомы на внешнем уровне содержат по четыре электрона ns2np2. Элементы подгруппы углерода образуют оксиды общей формулы RO2 и RO, а водородные соединения - формулы RН4.Гидраты высших оксидов углерода и кремния обладают кислотными свойствами, гидраты остальных элементов амфотерны, причем кислотные свойства сильнее выражены у гидратов германия, а основные - у гидратов свинца. От углерода к свинцу уменьшается прочность водородных соединений RН4: СН4 - прочное вещество, а PbH4в свободном виде не выделено. В подгруппе с ростом порядкового номера уменьшается энергия ионизации атома и увеличивается атомный радиус, т. неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются. Графит и кремний — типичные восстановители. При нагревании с избытком воздуха графит (именно этот аллотроп наиболее доступен) и кремний образуют диоксиды: С + О2 = СО2, Si + О2 = SiO2, при недостатке кислорода можно получить монооксиды CO или SiO: 2С + О2 = 2СО, 2Si + O2 = 2SiO, которые образуются также при нагревании простых веществ с их диоксидами: С + СО2 = 2СО, Si + SiO2 = 2SiO. 6.Подгруппа кислорода Главную подгруппу шестой группы составляют кислород, сера, селен, теллур и полоний. Все эти элементы имеют электронные конфигурации внешнего валентного слоя типа (соответственно у кислорода, серы, селена и теллура), что обусловливает прежде всего окислительные свойства этих элементов, хотя при переходе от кислорода к теллуру и полонию окислительная способность элементов резко ослабляется. Наибольшей окислительной способностью обладают кислород и сера, которые в виде простых веществ являются типичными неметаллами. Селен и теллур занимают промежуточное положение между неметаллами и металлами, а полоний проявляет типично металлические свойства. Для всех элементов подгруппы кислорода характерно проявление в соединениях степени окисления, равной 2-. Кислород во всех своих соединениях (кроме соединений с фтором, где степень его окисления и пероксидных соединений со степенью окисления 1-), имеет степень окисления 2-. Получение. В промышленности кислород получают: 1) фракционной перегонкой жидкого воздуха (азот, обладающий более низкой температурой кипения, испаряется, а жидкий кислород остается); 2) электролизом воды. В лабораторных условиях кислород получают разложением ряда солей, оксидов и пероксидов: В частности, пероксиды щелочных металлов используют на космических станциях для обеспечения космонавтов кислородом за счет его регенерации из выдыхаемого. 8. д элементы Металлы, у которых происходит заполнение электронами предвнешнего d- подуровня представляют большое семейство, состоящее из 30 элементов, располагающиеся в 4,5,6 периодах.. На внешнем уровне у них находится по 2 электрона на s-подуровне. Металлы расположены в В-группах (побочных под- группах). В четвертом периоде расположены скандий, титан, ванадий, хром, марганец. Железо, кобальт и никель находятся в V1 11В группе, образуя триаду – семейство железа. Медь и цинк расположены в 1В и 11В группах. d – металлы 111В группы скандий, иттрий, лантан и актиний химически очень активны и при нагревании энергично реагируют с серой, азотом и галогенами, образуя сульфиды, нитриды и галогениды. Во всех соединениях степень окисления равна +3. Под действием кислорода воздуха они покрываются плотной оксидной пленкой, которая защищает их от дальнейшей коррозии. Оксид скандия проявляет амфотерные свойства, а оксид иттрия –основные. 10.подгруппа титана Элементы IVB-подгруппы (титан - Ti, цирконий - Zr, гафний - Hf и курчатовий - Ku) полные электронные аналоги с общей электронной формулой (n-1)d2ns2. При переходе от Ti к Zr атомные радиусы возрастают, а Zr и Hf из-за лантаноидного сжатия имеют практически одинаковые размеры атомов и ионов, в связи с чем их свойства близки. Простые вещества титан, цирконий и гафний - серебристо-белые тугоплавкие и прочные металлы, хорошо поддающиеся механической обработке. Титан легкий металл (4,5 г/см3), цирконий и гафний - металлы тяжелые. Металлы подгруппы титана получают в промышленности металлотермическими методами: TiCl4 + 2Mg = 2MgCl2 + Ti; K2[ZrF6] + 4Na = 4NaF + 2KF + Zr 12.подгруппа хрома элементы подгруппы хромазанимают промежуточное положение в ряду переходных металлов. Имеют высокие температуры плавления и кипения, свободные места на электронных орбиталях. Элементы хроми молибденобладают нетипичной электронной структурой – на внешней s-орбитали имеют один электрон.У этих элементов на внешних d– и s-орбиталях находится 6 электронов, поэтому все орбитали заполнены наполовину, т. е. на каждой находится по одному электрону. Имея подобную электронную конфигурацию, элемент обладает особенной стабильностью и устойчивостью к окислению. Вольфрамимеет более сильную металлическая связь, нежели молибден. Получение Cr Получение чистого хрома Cr2O3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3H2O 2Cr2(SO4)3 + 6H2O = 4Cr + 3O2 + 6H2SO4 электролиз раствора Получение феррохрома FeCr2O4 + 4C = Fe + 2Cr + 4CO Получение Mo, W. Редкие элементы: по ~10–3 мас. % в земной коре 2MoS2 + 7O2 = 2MoO3 + 4SO2 обжиг при 600 ^oC MoO3 + 3H2 = Mo + 3H2O восстановление при 600 ^oC 4(Fe,Mn)WO4 + 4Na2CO3 + O2 = 4Na2WO4 + 4CO2 + 2(Fe,Mn)2O3 Na2WO4 + 2HCl = WO3 + 2NaCl + H2O WO3 + 3H2 = W + 3H2O 14. Семейство железа (3d 64s2) Семейство железа входит в состав побочной подгруппы восьмой группы и является в ней первой триадой, включающей в себя железо, кобальт и никель. 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. Получение Fe Железо – самый распространенный d-металл (4.1%), 4й по распространенности элемент в земной коре основные минералы: Fe2O3 красный железняк, гематит FeCO3 железный шпат, сидерит; Fe3O4 магнитный железняк, магнетит; FeTiO3 ильменит; FeOOH гётит; FeS2 железный колчедан, пирит Доменный процесс: Fe2O3 + CO = Fe + CO2 (700-900 oC) «Прямое» получение: Fe3O4 + CH4 = 3Fe + CO2 + 2H2O (1000 oC) Сверхчистое железо: Fe(CO)5 = Fe + 5CO (200 oC)

16.подгруппа цинка (Эл. Конф. 3d104s2,4d105s2,4f145d106s2) Цинк, кадмий и ртуть имеют общую электронную формулу (n-1)d¹⁰ns²и завершают ряды d-элементов. Устойчивость завершенной d-оболочки обуславливает проявление этими элементами степени окисления +2. Высокая устойчивость 6s²-электронной пары накладывает отпечаток на все свойства ртути и обусловливает её существенное отличие от цинка и кадмия. Например, ртуть может проявлять степень окисления +1 за счет образования соединений кластерного типа с катионом [Hg-Hg]²⁺. Завершенность предвнешнего уровня роднит элементы подгруппы цинка с непереходными металлами. В тоже время цинк, кадмий и ртуть подобно переходным металлам склонны к образованию координационных соединений. Получение Zn 1. Zn – распространенный элемент, 3.3·10−3 ат.% Основные минералы Zn: ZnS – сфалерит, ZnS – вюртцит, ZnCO3 – смитсонит Основные реакции: 2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2 ZnO + C = Zn + CO Очистка: ZnSO4 + H2O Zn + H2SO4 + ½O2 Получение Cd, Hg 2. Cd не образует значимых собственных минералов CdS – гринокит, CaCO3 – отавит Cd получают из отходов производства Zn, если содержание Cd > 5 % CdSO4 + Zn = ZnSO4 + Cd 3. Основной минерал Hg: HgS – киноварь Обжиг: HgS + O2 = Hg + SO2 4HgS + 4CaO = 4Hg + CaSO4 + 3CaS

Химические свойства 1. Реакция с водой. В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде. В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием гидроксидов, которые являтся сильными основаниями: Mg + 2H₂O –^t^°® Mg(OH)₂ + H₂ Ca + 2H₂O ® Ca(OH)₂ + H₂ 2. Реакция с кислородом. Все металлы образуют оксиды RO, барий-пероксид – BaO₂: 2Mg + O₂ ® 2MgO Ba + O₂ ® BaO₂ 3. С другими неметаллами образуются бинарные соединения: Be + Cl₂ ® BeCl₂(галогениды) Ba + S ® BaS(сульфиды) 3Mg + N₂ ® Mg₃N₂(нитриды) Ca + H₂ ® CaH₂(гидриды) Ca + 2C ® CaC₂(карбиды) 3Ba + 2P ® Ba₃P₂(фосфиды) Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами. 4. Все металлы растворяются в кислотах: Ca + 2HCl ® CaCl₂ + H₂ Mg + H₂SO₄(разб.) ® MgSO₄ + H₂ Бериллий также растворяется в водных растворах щелочей: Be + 2NaOH + 2H₂O ® Na₂[Be(OH)₄] + H₂ Уже при обычной температуре углерод и кремний реагируют со фтором, образуя тетрафториды СF4 и SiF4, при нагревании — с хлором, давая СCl4 и SiCl4.При более сильном нагревании углерод и кремний реагируют с серой и азотом: 4С + S8 = 4СS2; 2С + N2 = С2N2; 4Si + S8 = 4SiS2. Обычные кислоты на углерод и кремний не действуют, тогда как концентрированные Н2SО4 и НNО3 окисляют углерод: С + 2Н2SО4 = СО2↑+ 2SО2↑ + 2Н2О, 3С + 4НNO3 = 3СО2↑ + 4NO↑ +2Н2О. Кремний растворяется в смеси концентрированных азотной и плавиковой кислот: 3Si + 4НNО3 + 12НF = 3SiF4↑ + 4NO↑ +8Н2О. Кроме того, кремний растворяется в водных растворах щелочей: Si + 2NaОН + Н2О = Na2SiO3 + Н2↑. Графит часто используют для восстановления малоактивных металлов из их оксидов: СuО + С = Сu + СО↑. При нагревании же с оксидами активных металлов углерод и кремний диспропорционируют, образуя карбиды СаО + 3С = СаС2 + СО↑, 2Аl2О3 + 9С = Аl4С3 + 6СО↑ или силициды 2МgО + 3Si = Мg2Si + 2SiO. Активные металлы — более сильные восстановители, чем углерод или кремний, поэтому последние при непосредственном взаимодействии с ними выступают в качестве окислителей Са + 2С = СаС2, 2Mg + Si = Мg2Si. Свойства кислорода 1. О 2 – бесцветный газ, конденсируется в жидкость голубого цвета и твердое вещество синего цвета Парамагнитен в любом агрегатном состоянии О 2 тяжелее воздуха, d = 1.43 г/ л 2. Кислород вступает в реакции со всеми веществами, кроме легких галогенов и благородных газов. 3. Окисляет металлы и неметаллы P 4 + 5O 2 = 2P 2 O 5 S + O 2 = SO 2 C + O 2 = CO 2 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 2Na + O 2 = Na 2 O 2 4. Окисляет органические и неорганические соединения C 6 H 6 + 9/2O 2 = 6CO 2 + 3H 2 O C 2 H 5OH + 2O 2 = 2CO 2 + 3H 2 O 6FeO + O 2 = 2Fe 3 O 4 3PH 3 + 4O 2 = P 2 O 5 + 3H 2 O 5. Окисляется сильными окислителями O 2 + PtF 6 = [O 2 +][PtF 6 - ] Х им. свойства серы, селена и теллура 1. Реакции с галогенами S + 3F2 = SF6 (Se, Te) 2S + Cl2 = S2Cl2 (Br) Se + 2Cl2 = SeCl4 (Te) Te + 2I2 = TeI4 (но не S, Se) 2. Горение S + O 2 = SO 2 голубое пламя Se + O 2 = SeO 2 красное пламя Te + O 2 = TeO 2 голубое пламя 3. Окисление S + HClO 3 + H 2O = H 2SO 4 + HCl Te + 2H 2O(газ) = TeO 2 + 2H 2 Te + 3H 2 O 2 = H6TeO 6 Se + KBrO 3 + 2KOH = K 2SeO 4 + KBr + H 2 O Часто наряду с понятием d-элементы используют термин "переходные элементы" или "переходные металлы". Переходными называются элементы, которые хотя бы в одной степени окисления имеют незавершенный d-подуровень. Таким образом, элементы с конфигурацией (n-1)d¹⁰ns² (цинк, кадмий, ртуть), завершающие ряды d-элементов, переходными не являются. Особенностью электронной оболочки d-элементов является наличие на внешнем уровне одного или двух электронов, поэтому все d-элементы являются металлами. В то же время доступность d-электронов приводит к тому, что наряду со степенями окисления +1 и +2 переходные элементы проявляют и более высокие степени окисления, вплоть до +8. Проявляя высшие степени окисления, переходные металлы образуют соединения, подобные соединениям типических (непереходных) элементов, например: S^VI SO₃ H₂SO₄ K₂SO₄ Cr^VI CrO₃ H₂CrO₄ K₂CrO₄ Химические свойства. При обычных условиях титан, цирконий и гафний устойчивы. При нагревании горят в атмосфере кислорода, образуя оксиды ЭО2, реагируют с азотом (ЭN) при 800 ºС и галогенами (ЭHal4) при 140 – 400 ºС. Титан при нагревании растворяется в соляной кислоте: t 2Ti + 6HCl = 2TiCl3 + 3H2 Цирконий и гафний взаимодействуют с кислотами лишь в том случае, когда есть условия для их окисления и образования устойчивых анионных координационных соединений. Так они реагируют с плавиковой и концентрированной серной кислотами, а также со смесью HF + HNO3 или с "царской водкой": Э + 6HF = H2[ЭF6] + 2H2; Zr + 5H2SO4 = H2[Zr(SO4)3] + 2SO2 + 4H2O; 3Zr + 4HNO3 + 18HCl = 3H2[ZrCl6] + 4NO + 8H2O; 3Э + 4HNO3 + 18HF = 3H2[ЭF6] + 4NO + 8H2O К растворам щелочей цирконий и гафний (в меньшей степени титан) устойчивы Химические свойства Cr 1. Пассивируется концентрированными H 2SO 4, HNO₃ и царской водкой при н.у. 2. Растворяется в кислотах -неокислителях и кислотах - окислителях Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2 (без доступа O₂) 4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O 10Cr + 36HNO 3 (разб) = 10Cr(NO3)₃+ 3N 2 + 18H 2 O 2Cr + 6H 2SO 4 (конц) Cr 2(SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O 3. Не растворяется в щелочах. 4. Окисляется в щелочном расплаве Cr + 3KNO3 + 2KOH = K2CrO4 + 3KNO2 + H2O 400 оС 5. Окисляется парами воды 2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2 900 oC 6. Реагирует с галогенами, образуя CrX3 (всегда Cr3+) 2Cr + 3F2 2CrF3 7. Реагирует с кислородом при нагревании 4Cr + 3O2 = 2Cr2O Химические свойства Mo, W 1. Не растворяются в кислотах -неокислителях 2. Окисляются в кислой среде: W + 2HNO 3 + 8HF = H 2[WF 8 ] Mo + 2HNO 3 + 2HCl = MoO 2Cl 2 + 2NO + 2H 2 O 3. Окисляются в щелочных расплавах Mo + 3KNO 3 + 2KOH = K 2MoO 4 + 3KNO 2 + H 2 O 4. Окисляются кислородом при нагревании 2Mo + 3O 2 = 2MoO 3 (400 oC) Реагируют с галогенами Mo + 3F 2 = MoF 6; W + 3Cl 2 = WCl 6 Химические свойства Fe 1. Пассивируется концентрированными H 2SO 4, HNO 3 и царской водкой 2. Растворяется в кислотах -неокислителях Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 Fe2+ 10Fe + 36HNO 3 (разб) = 10Fe(NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2O Fe3+ 3. Не растворяется в щелочах 4. Реагирует с кислородом при нагревании мелкодисперсное чистое железо пирофорно! 4Fe + 3O2 = 2Fe 2 O 3 Fe3+ 5. Ржавеет 4Fe + 3O2 + 2H2O = 4FeO(OH) 6. Реагирует с галогенами 2Fe + 3Br2 = 2FeBr3 Fe + I2 = FeI2 7. Реагирует с неметаллами при нагревании Fe + S2 = FeS2; Fe + P = FeP4 8. Реагирует с углеродом Fe + C = Fe3C (цементит) Химические свойства Ru, Os 1. Окисление кислородом Os + 2O 2 = OsO 4 (200 о С) Ru + O 2 = RuO 2 (400 o C) 2. Окисление фтором Ru + 3F 2 = RuF 6 Os + 3F 2 = OsF 6 3. При Т > 1000 o C (реагируют с S, Se, Te, P, Si, C, B, но не N 2) Ru + Si = RuSi 4. Не растворяются в кислотах -окислителях и щелочах 5. Щелочное окисление Ru + 3NaNO 3 + 2NaOH (ж) = Na 2Ru^VI O 4 + 3NaNO 2 + H 2O аналогично для Os Химические свойства Zn, Cd, Hg 1. Zn Cd Hg уменьшение химической активности 2. Zn, Cd реагируют с O 2 Zn + ½O 2 = ZnO (200 oC) Cd + ½O 2 = CdO (350 oC) 3. Zn, Cd растворяются в кислотах Zn + H 2SO 4 = ZnSO 4 + H 2 Cd + 2HCl = CdCl 2 + H 2 4. Zn растворяется с образованием комплексов Zn + 2NaOH + 2H 2O = Na 2[Zn(OH) 4] + H 2 Zn + 4NH 3 + 2H 2O = [Zn(NH 3) 4](OH) 2 + H 2 3Zn + NaNO 2 + 5NaOH + 5H 2O = 3Na 2[Zn(OH) 4] + NH3 5. Zn, Cd, Hg окисляются в кислой среде M + 2H 2SO 4 (конц) = MSO 4 + SO 2 + 2H 2O (M = Zn, Cd, Hg) Hg + 4HNO 3 (конц) = Hg(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O 6. Zn, Cd, Hg реагируют с галогенами, халькогенами, не реагируют с азотом, углеродом и водородом. Zn (тв) + Cl 2 (г) = ZnCl 2 (тв) Cd (тв) + S (ж) = CdS (тв) Hg (ж) + Br 2 (ж) = HgBr 2 (тв) 7. Zn, Cd реагируют с фосфором Zn + P = Zn 3 P 2 Cd + P = CdP 2 8. Zn реагирует с водяным паром Zn + H 2O (газ) = ZnO + H 2 9. Hg образует амальгамы Na + Hg Na 3Hg 2 + NaHg + NaHg 2 + … NaHg 2 + H 2O = NaOH + 2Hg + ½H 2 NaHg + HCl + NH 3 = NH 4Hg + NaCl амальгама аммония NH 4Hg Hg + NH 3 + ½H 2 Na11Hg52 (из электролиза NaOH) 10. Zn, Cd образуют аналоги амальгам: NaZn13, BaCd11, CaZn 5, MgCd 3

⇐ Предыдущая 1 2 3 4 56

Поделиться с друзьями:

Дата добавления: 2015-08-31; Просмотров: 596; Нарушение авторских прав?; Мы поможем в написании вашей работы!

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

studopedia.su - Студопедия (2013 - 2024) год. Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав! Последнее добавление

Генерация страницы за: 0.009 сек.