Железо.

Железо находится в побочной подгруппе VIII группы Периодической системы. Строение электронной оболочки атома: 3d⁶4s².

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s²

Атомы железа проявляют степень окисления +2 и +3.

Железо является одним из самых распространенных элементов в природе, массовая доля в земной коре – 5,1%. Железо входит в состав большинства горных пород. Основными железными рудами являются магнитный железняк, бурый железняк и красный железняк.

Свойства. Железо – серебристо-белый металл. На воздухе подвергается коррозии, покрываясь ржавчиной. Чистое железо достаточно мягкое и пластичное. Температура плавления 1539°С. В интервале температур 910-1390°С железо образует кубическую гранецентрированную решетку. Железо является достаточно хим.активным металлом.

1. Взаимодействие с неметаллами. При нагревание железо реагирует с многими неметаллами:

Fe + S = FeS

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

2. Взаимодействие с водой. Железо взаимодействует с водой лишь при высоких температурах (свыше 700°С):

3Fe + 4H₂O = Fe₃O₄ + 4H

3. Взаимодействие с кислотами. Железо растворяется в хлороводородной и разбавленной серной кислотах, образуя соли железа (II) и водород:

Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂

В достаточно концентрированной серной кислоте реакция просекает по уравнению:

Fe + 2H₂SO₄ = FeSO₄ + SO₂ + 2H₂O

В серной кислоте очень высокой концентрации железо пассивирует. С разбавленной азотной кислотой железо взаимодействует. Продукты взаимодействия в зависимости от концентрации кислоты могут быть различными. В концентрированной азотной кислоте железо пассивирует.

4. Взаимодействие с солями. Железо может вытеснять некоторые металлы из растворов их солей:

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

5. Взаимодействие с оксидом углерода (II). Железо, взаимодействуя с этим оксидом, образует пентокарбонил железа:

Fe + 5CO = [Fe(CO)₅]

Оксид железа (II) и гидроксид железа (II) – вещества основного характера, легко взаимодействуют с кислотами:

Fe(OH)₂ + H₂SO₄ = FeSO₄ + 2H₂O

Оксид железа (II) можно получить, восстанавливая оксид железа (III) водородом:

Fe₂O₃ + H₂ = 2FeO + H₂O

Гидроксид железа (II) образуется при действии щелочей на растворы солей железа (II):

FeSO₄ + 2NaOH = Fe(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Реакция должна протекать без доступа воздуха. В противном случае гидроксид железа (II) окисляется до гидроксида железа (III). Оксид и гидроксид железа (III) проявляют амфотерные свойства, они взаимодействуют с кислотами и с щелочами:

Fe₂O₃ + 6HCl = 2FeCl₃ + 3H₂O

Fe(OH)₃ + 3KOH = K₃[Fe(OH)₆]

Fe₂O₃ + 2KFeO₂ + H₂O

Соли железа (II) под действием окислителей проявляют восстановительные свойства. Соли железа (III) – слабые окислители.

Железо и его соединения имеют большое значение для народного хозяйства. Сплавы железа с углеродом и другими веществами – стали являются основными конструкционными материалами. В хим. промышленности железо используют как катализатор.

Цинк.

Цинк находится в побочной подгруппе II группы. Атомы элементов этой подгруппы имеют следующую электронную оболочку: (n-1)s²p⁶d¹⁰ns². Проявляют в соединениях степень окисления +2.

Цинк – серебристо-белый металл. Обладает хорошей электро- и теплопроводимостью. На воздухе цинк покрывается защитной пленкой оксидов и гидроксидов, которая ослабляет его металлический блеск.

Цинк – химически активный металл. При нагревании легко взаимодействует с неметаллами ( серой, хлором, кислородом):

2Zn + O₂ = 2ZnO

Растворяется в разбавленных и концентрированных кислотах HCl, H₂SO₄, HNO₃ и в водных растворах щелочей:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂

4Zn + 10HNO₃ = 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

Оксид цинка – белое вещество, практически нерастворимое в воде. Оксид и гидроксид цинка являются амфотерными соединениями; они реагируют с кислотами и щелочами:

ZnO +2HCl = ZnCl₂ + H₂O

ZnO + 2KOH + H₂O = K₂[Zn(OH)₄]

Гидроксид цинка растворяется в водном растворе аммиака, образуя комплексное соединение:

Zn(OH)₂ + 6NH₃ = [Zn(NH₃)₆](OH)₂

При получение цинка его руды подвергают обжигу:

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂

ZnCO₃ = ZnO + CO₂

Далее оксид цинка восстанавливают углем:

ZnO + C = Zn + CO

Для получения более чистого металла оксид цинка растворяют в серной кислоте и выделяют электролизом.

Цинк используют для производства сплавов. Цинком покрывают стальные и чугунные изделия для защиты их от коррозии.

Медь.

Медь находится в побочной подгруппе I группы Периодической системы. Строение электронных оболочек атомов элементов этой подгруппы выражается формулой (n-1)d¹⁰ns¹. На внешнем энергетическом уровне атома находится один электрон, однако в образовании хим. связей могут принимать участие и электроны с d-подуровня предпоследнего уровня. Поэтому они могут проявлять степени окисления +1, +2, +3, для меди наиболее устойчивы соединения со степенью окисления +2.

Медь – мягкий пластичный металл, имеет розово-красную окраску. Обладает высокой электрической проводимостью.

Медь – химически малоактивный металл. С кислородом реагирует только при нагревании:

2Cu + O₂ = 2CuO

Не реагирует с водой, растворами щелочей, хлороводородной и разбавленной серной кислотами. Медь растворяется в кислотах, являющихся сильными окислителями:

3Cu + 8HNO₃ (разб.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Cu + 2H₂SO₄ (конц.) = CuSO₄ + SO₂ +2H₂O

Во влажной атмосфере, содержащей диоксид углерода, поверхность меди обычно покрывается зеленоватым налетом основного карбоната меди:

2Cu + O₂ + CO₂ +H₂O = Cu(OH)₂ ∙ CuCO₃

Оксид меди (II) CuO – черное вещество, может быть получен из простых веществ или путем нагревания гидроксида меди (II):

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O

Гидроксид меди (II) представляет собой малорастворимое в воде соединение голубого цвета. Легко растворяется в кислотах и при нагревании в концентрированных растворах щелочей, т.е. проявляет свойства амфотерного гидроксида:

Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O

Cu(OH)₂ + 2KOH = K₂[Cu(OH)₄]

Основная масса производимой меди используется в электротехнической промышленности. В больших количествах медь идет на производство сплавов.

Хром.

Хром находится в побочной подгруппе VI группы Периодической системы. Строение электронной оболочки хрома: Cr3d⁵4s¹.

Атомный номер	Название	Электронная конфигурация	 г/см3	tпл. C	tкип. C	ЭО	Атомный радиус, нм	Степень окисления
24	Хром Cr	[Ar] 3d54s1	7,2	1857	2672	1,56	0,125	+1,+2,+3, +4,+5,+6

Массовая доля хрома в земной коре составляет 0,02%. Важнейшими минералами, входящими в состав хромовых руд, являются хромит, или хромистый железняк, и его разновидности, в которых железо частично заменено на магний, а хром – на алюминий.

Хром – серебристо серый металл. Чистый хром достаточно пластичный, а технический самый твердый из всех металлов.

Хром химически малоактивен. В обычных условиях он реагирует только с фтором (из неметаллов), образуя смесь фторидов. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором:

 

4Cr + 3O₂  –^t°→  2Cr₂O₃

2Cr + 3Cl₂  –^t°→  2CrCl₃

2Cr + N₂  –^t°→  2CrN

2Cr + 3S   –^t°→  Cr₂S₃

 

В азотной и концентрированной серной кислотах он пассивирует, покрываясь защитной оксидной пленкой. В хлороводородной и разбавленной серной кислотах растворяется, при этом, если кислота полностью освобождена от растворенного кислорода, получаются соли хрома(II), а если реакция протекает на воздухе – соли хрома (III):

Cr + 2HCl → CrCl₂ + H₂­

2Cr + 6HCl + O₂ → 2CrCl₃ + 2H₂O + H₂­

Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.

 

Cr(OH)₂ + 2HCl → CrCl₂ + 2H₂O

 

Соединения хрома (II) - сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.

 

2CrCl₂ + 2HCl → 2CrCl₃ + H₂­

4Cr(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Cr(OH)₃

 

Оксид хрома (III) Cr₂O₃ – зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:

 

2Cr(OH)₃  –^t°→  Cr₂O₃ + 3H₂O

4K₂Cr₂O₇  –^t°→  2Cr₂O₃ + 4K₂CrO₄ + 3O₂­

(NH₄)₂Cr₂O₇  –^t°→  Cr₂O₃ + N₂­+ 4H₂O­

 

Амфотерный оксид. При сплавлении Cr₂O₃ со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3):

 

Cr₂O₃ + 2NaOH → 2NaCrO₂ + H₂O

Cr₂O₃ + Na₂CO₃ → 2NaCrO₂ + CO₂­

Cr₂O₃ + 6KHSO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3K₂SO₄ + 3H₂O

 

При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6):

2Cr₂O₃ + 4KOH + KClO₃ → 2K₂Cr₂O₇(дихромат калия) + KCl + 2H₂O

                                                                                      

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)₃ - нерастворимое в воде вещество зелёного цвета.

 

Cr₂(SO₄)₃ + 6NaOH →2Cr(OH)₃¯ + 3Na₂SO₄

 

Обладает амфотерными свойствами - растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

 

2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Cr(OH)₃ + KOH → K[Cr(OH)₄]

(или, упрощая, Cr(OH)₃ + KOH → KCrO₂(хромат калия) + 2H₂O)

 

Оксид хрома (VI) CrO₃ - ярко-красные кристаллы, растворимые в воде.

Получают из хромата (или дихромата) калия и H₂SO₄(конц.).

 

K₂CrO₄ + H₂SO₄ → CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → 2CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O

 

CrO₃ - кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO₄^2-:

 

CrO₃ + 2KOH → K₂CrO₄ + H₂O

 

В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr₂O₇^2-:

 

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ → K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

 

В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

 

K₂Cr₂O₇ + 2KOH → 2K₂CrO₄ + H₂O

 

	кислая среда
2CrO42- + 2H+	¬←–––––––––––– ––––––––––––→	Cr2O72- + H2O
	щелочная среда

 

Все соединения хрома (VI) - сильные окислители.

4CrO₃ + 3S → 3SO₂­ + 2Cr₂O₃через амфотерные к кислотным ( - основной, - амфотерный, - аллы проявляют свою высшую степень окисления, изменяются от основны