Химия металлов вопросы к экзамену. 1. Элементы подгр. 1А. Строение атомов, сравнение свойств атомов, распространение в природе. Получение простых веществ и их свойства
 Скачать 274.84 Kb.
|
|
(на всякий случай) Соединения бериллия (II). В кислых водных растворах ионы Ве2+ находятся в виде прочных аква-комплексов [Ве(Н2О)4]2+; в сильно щелочных растворах – в виде ионов [Ве(ОН)4]2–. Оксид ВеО – амфолит, при сплавлении взаимодействует и с основными, и с кислотными оксидами: ВеО + SiО2 = BeSiО3; ВеО + Na2О = Na2BeО2 При нагревании ВеО взаимодействует со щелочами и кислотами: ВеО + 2HCl(конц.) = BeCl2 ВеО + 2NaОН + Н2О = Na2[Ве(ОН)4] ВеО применяют в качестве химически стойкого и огнеупорного материала для изготовления тиглей и специальной керамики, а в атомной энергетике – как замедлитель и отражатель нейтронов. Гидроксид Ве(ОН)2 – полимерное соединение, и поэтому в воде не растворяется, амфолит. Ве(ОН)2 + 2NaОН(конц.) = Na2[Ве(ОН)4] ВеО + 2HCl + 3Н2О = [Ве(Н2О)4]Cl2 Амфотерностъ ВеНа12 наиболее отчетливо проявляется у фторида. Так, при нагревании BeF2 с основными фторидами образуются фторобериллаты (другие галогенобериллаты не характерны): 2KF + BeF2 = K2[BeF4] При взаимодействии BeF2 с кислотными фторидами образуются соли бериллия: BeF2 + SiF4 = Be[SiF6] Гидрид ВеН2– сильный восстановитель; при его разложении водой выделяется водород: ВеН2 + 2Н2О = Ве(ОН)2↓ + Н2↑ Большинство солей бериллия растворимо в воде, нерастворимы ВеСО3, Ве3(РО4)2 и некоторые другие. Для бериллия весьма характерны двойные соли – бериллаты со сложными лигандами, например: Na2SО4 + BeSО4 = Na2[Be(SО4)2] (NH4)2CО3 + BeCО3 = (NH4)2[Be(CО3)2] 9. Цинк. Получение и свойства. Элемент цинк (Zn) в таблице Менделеева имеет порядковый номер 30. Он находится в четвертом периоде второй группы. Атомный вес - 65,37. Распределение электронов по слоям 2-8-18-2 Происхождение названия элемента неясно, однако кажется правдоподобным, что оно произведено от Zinke (по-немецки «острие», или «зуб»), благодаря внешнему виду металла. Цинк представляет собой синевато - белый металл, плавящийся при 419 С, а при 913 С превращающийся в пар; плотность его равна 7,14 г/см3. При обыкновенной температуре цинк довольно хрупок, но при 100-110 С он хорошо гнется и прокатывается в листы. На воздухе цинк покрывается тонким слоем окиси или основного карбоната, предохраняющим его от дальнейшего окисления. Вода почти не действует на цинк, хотя он и стоит в ряду напряжений значительно левее водорода. Это объясняется тем, что образующаяся на поверхности цинка при взаимодействии его с водой гидроокись практически нерастворима и препятствует дальнейшему течению реакции. В разбавленных же кислотах цинк легко растворяется с образованием соответствующих солей. Кроме того, цинк подобно бериллию и другим металлам, образующим амфотерные гидроокиси, растворяется в щелочах. Если нагреть цинк на воздухе до температуры кипения, то пары его воспламеняются и сгорают зеленовато-белым пламенем, образуя окись цинка При нагревании цинк взаимодействуют с неметаллами (кроме водорода, углерода и азота). Активно реагирует с кислотами: Zn + H2SO4 (разб.) = ZnSO4 + H2 Цинк – единственный элемент группы, который растворяется в водных растворах щелочей с образованием ионов [Zn(OH)4] (гидроксоцинкатов): Zn + 2OH + 2H2O = [Zn(OH)4] + H2 Физические свойства Цинка. Цинк - металл средней твердости. В холодном состоянии хрупок, а при 100-150 °С весьма пластичен и легко прокатывается в листы и фольгу толщиной около сотых долей миллиметра. При 250 °С вновь становится хрупким. Полиморфных модификаций не имеет. Кристаллизуется в гексагональной решетке с параметрами а = 2,6594Å, с = 4,9370Å. Атомный радиус 1,37Å; ионный Zn2+ -0,83Å. Плотность твердого Цинка 7,133 г/см3 (20 °С), жидкого 6,66 г/см3 (419,5 °С); tпл 419,5 °С; tкип 906 °С. Температурный коэффициент линейного расширения 39,7·10-3 (20-250 °С), коэффициент теплопроводности 110,950 вт/(м ·К) 0,265 кал/см·сек·°С (20 °С), удельное электросопротивление 5,9·10-6 ом·см (20 °С), удельная теплоемкость Цинка 25,433 кдж/(кг·К.) [6,07 кал/(г·°С)]. Предел прочности при растяжении 200-250 Мн/м2 (2000-2500 кгс/см2), относительное удлинение 40-50%, твердость по Бринеллю 400-500 Мн/м2(4000-5000 кгс/см2). Цинк диамагнитен, его удельная магнитная восприимчивость -0,175·10-6. Химические свойства Цинка. Внешняя электронная конфигурация атома Zn 3d104s2. Степень окисления в соединениях +2. Стандартный электродный потенциал равный -0,76 В характеризует Цинк как активный металл и энергичный восстановитель. На воздухе при температуре до 100 °С Цинк быстро тускнеет, покрываясь поверхностной пленкой основных карбонатов. Во влажном воздухе, особенно в присутствии СО2, происходит разрушение металла даже при обычных температурах. При сильном нагревании на воздухе или в кислороде Цинк интенсивно сгорает голубоватым пламенем с образованием белого дыма оксида цинка ZnO. Сухие фтор, хлор и бром не взаимодействуют с Цинком на холоду, но в присутствии паров воды металл может воспламениться, образуя, например, ZnCl2. Нагретая смесь порошка Цинка с серой дает сульфид Цинк ZnS. Сульфид Цинк выпадает в осадок при действии сероводорода на слабокислые или аммиачные водные растворы солей Zn. Гидрид ZnH2 получается при взаимодействии LiАlН4 с Zn(CH3)2 и других соединениями Цинка; металлоподобное вещество, разлагающееся при нагревании на элементы. Нитрид Zn3N2 - черный порошок, образуется при нагревании до 600 °С в токе аммиака; на воздухе устойчив до 750 °С, вода его разлагает. Карбид Цинка ZnC2 получен при нагревании Цинка в токе ацетилена. Сильные минеральные кислоты энергично растворяют Цинк, особенно при нагревании, с образованием соответствующих солей. При взаимодействии с разбавленной НCl и H2SO4 выделяется Н2, а с НNО3 - кроме того, NO, NO2, NH3. С концентрированной НCl, H2SO4 и HNO3 Цинк реагирует, выделяя соответственно Н2, SO2, NO и NO2. Растворы и расплавы щелочей окисляют Цинк с выделением Н2 и образованием растворимых в воде цинкитов. Интенсивность действия кислот и щелочей на Цинк зависит от наличия в нем примесей. Чистый Цинк менее реакционно способен по отношению к этим реагентам из-за высокого перенапряжения на нем водорода. В воде соли Цинка при нагревании гидролизуются, выделяя белый осадок гидрооксида a) взаимодействие цинка с разбавленными кислотами Zn(OH)2. H2SO4 + Zn = Zn SO4 + H2 ↑ Цинк, как активный металл, может образовывать с концентрированной серной кислотой сернистый газ, элементарную серу, и даже сероводород. 2H2SO4 + Zn = SO2 ↑+ZnSO4 + 2H2O При взаимодействии цинка с очень разбавленной азотной кислотой выделяется аммиак, который реагирует с избытком кислоты с образованием нитрата аммония. Цинк в природе как самородный метал не проявляется. Цинк добывают двумя способами : 1) пирометаллургический метод 2) гидрометаллургический метод из полиметаллических руд, содержащих 1-4 % Zn в виде сульфида, а также Cu, Pb, Ag, Au, Cd, Bi. Руды обогащают селективной флотацией, получая цинковые концентраты (50-60 % Zn) и одновременно свинцовые, медные, а иногда также пиритные концентраты. Цинковые концентраты обжигают в печах в кипящем слое, переводя сульфид цинка в оксид ZnO; образующийся при этом сернистый газ SO2 расходуется на производство серной кислоты. От ZnO к Zn идут двумя путями. 1) По пирометаллургическому (дистилляционному) способу, существующему издавна, обожженный концентрат подвергают спеканию для придания зернистости и газопроницаемости, а затем восстанавливают углем или коксом при 1200 — 1300 °С: ZnO + С = Zn + CO. Образующиеся при этом пары металла конденсируют и разливают в изложницы. Сначала восстановление проводили только в ретортах из обожженной глины, обслуживаемых вручную, позднее стали применять вертикальные механизированные реторты из карборунда, затем — шахтные и дуговые электропечи; из свинцово-цинковых концентратов цинк получают в шахтных печах с дутьем. Производительность постепенно повышалась, но цинк содержал до 3 % примесей, в том числе ценный кадмий. Дистилляционный цинк очищают ликвацией (то есть отстаиванием жидкого металла от железа и части свинца при 500 °C), достигая чистоты 98,7 %. Применяющаяся иногда более сложная и дорогая очистка ректификацией дает металл чистотой 99,995 % и позволяет извлекать кадмий. Основной способ получения цинка — электролитический (гидрометаллургический). Обожженные концентраты обрабатывают серной кислотой; получаемый сульфатный раствор очищают от примесей (осаждением их цинковой пылью) и подвергают электролизу в ваннах, плотно выложенных внутри свинцом или винипластом. Цинк осаждается на алюминиевых катодах, с которых его ежесуточно удаляют (сдирают) и плавят в индукционных печах. Обычно чистота электролитного цинка 99,95 %, полнота извлечения его из концентрата (при учете переработки отходов) 93-94 %. Из отходов производства получают цинковый купорос, Pb, Cu, Cd, Au, Ag; иногда также In, Ga, Ge, Tl. 2) Гидрометаллургический способ переработки обожженных цинковых концентратов заключается в растворении окиси цинка водным раствором серной кислоты и в последующем осаждении цинка электролизом. Поэтому гидрометаллургический способ называют иногда электролитическим. При производстве цинка электролизом цинковый концентрат предварительно подвергают окислительному обжигу. ZnSO4→ Zn2+ + SO42- 2+ (–) катод Zn , Н2О (+) анод: SO42–, Н2О 2+ Zn + 2e Zn 2H2O – 4e O2 + 4H+ 2+ 0 Zn + 2е Zn 2H2O + 2e H2 + 2HO Суммарное уравнение ZnSO4 + 2H2O Zn + H2 + O2 + H2SO4. Полученный огарок выщелачивают отработанным электролитом, содержащим серную кислоту. Получаемый раствор сернокислого цинка очищают от вредных примесей и направляют на электролиз. При этом цинк осаждается на катоде, а в растворе регенерируется серная кислота, возвращаемая вновь на выщелачивание Если обжиг цинкового концентрата предшествует выщелачиванию, то целью его является возможно более полный перевод сернистого цинка в оксид цинка, растворимую в разбавленных растворах серной кислоты. Выщелачивание огарка осуществляется отработанным электролитом, содержащим серную кислоту и получаемым при электролизе раствора цинка. В процессе передела неизбежны потери серной кислоты (как механические, происходящие вследствие потери раствора, так и химические, вызванные тем, что серная кислота непроизводительно затрачивается на растворение примесей). Эти потери пополняют тем, что получают в огарке некоторое количество сульфата цинка, легко растворяющегося в воде. Для этой цели достаточно бывает иметь в обожженном концентрате около 2-4% сульфатной серы. Этим способом получают около 70% всего мирового производства цинка. Объясняется это тем, что электролитическим способом при хорошей механизации трудоемких процессов и высоком проценте извлечения получают цинк более чистый, чем дистилляционным. Кроме того, облегчается возможность комплексного использования ценных составляющих концентрата. Для выделения цинка полученный после обогащения концентрат ZnS подвергают обжигу: 2ZnS+3O2→ 2ZnO+2SO2 В общем виде: 4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O C HNO3 Zn + HNO3 = Zn(NO3)2 +NO +H2O b)Взаимодействие растворимых солей цинка с щелочами: ZnCl2 +2NaOH= ZnOH2↓+2NaCl Zn(NO3)2+2KOH = ZnOH2↓ +2KNO3 11.медь получение и свойства Медь Элементы подгруппы меди. Общая характеристика простых веществ. Медь, серебро и золото. Нахождение в природе. Физические и химические свойства. Получение. Подгруппа меди — химические элементы побочной подгруппы I группы. В группу входят переходные металлы, из которых традиционно изготавливают монеты:медь Cu, серебро Ag и золото Au. Все элементы подгруппы являются относительно химически инертными металлами. Характерны также высокие значения плотности, но оносительно небольшиетемператур плавления и кипения, высокая тепло- и электропроводность. Особенностью элементов подгруппы является наличие заполненного предвнешнего -подуровня, достигаемое за счёт перескока электрона с ns-подуровня. Причина такого явления заключается в высокой устойчивости полностью заполненного d-подуровня. Эта особенность обусловливает химическую инертность простых веществ, их химическую неактивность, поэтому золото и серебро называют благородными металлами. Медь встречается в природе как в соединениях, так и в самородном виде. Промышленное значение имеют халькопирит CuFeS2, также известный как медный колчедан, халькозин Cu2S и борнит Cu5FeS4. Медь — золотисто-розовый пластичный металл, на воздухе быстро покрывается оксидной плёнкой, которая придаёт ей характерный интенсивный желтовато-красный оттенок. Тонкие плёнки меди на просвет имеют зеленовато-голубой цвет. Наряду с осмием, цезием и золотом, медь — один из четырёх металлов, имеющих явную цветовую окраску, отличную отсерой или серебристой у прочих металлов. Этот цветовой оттенок объясняется наличием электронных переходов между заполненной третьей и полупустой четвёртой атомными орбиталями: энергетическая разница между ними соответствует длине волны оранжевого света. Тот же механизм отвечает за характерный цвет золота. Медь обладает высокой тепло- и электропроводностью (занимает второе место по электропроводности среди металлов после серебра). Медь является диамагнетиком. Химические свойства меди. Образуя химические соединения, атом может отдавать один, два или три электрона, проявляя степень окисления соответственно +1, +2 и +3. При этом наиболее устойчивыми являются соединения меди (II), а наименее устойчивыми - соединения меди (III). Медь относится к малоактивным металлам. Стандартный электродныйпотенциал меди равен +0,34 В, что определяет ее место в ряду стандартных электродных потенциалов: оно находится правее водорода. При обычных условиях она не взаимодействует с водой, растворами щелочей, соляной и разбавленной серной кислотой. Однако в кислотах-сильных окислителях (например, азотной и концентрированной серной)-медь растворяется: Сu + 8HN03 = 3Cu(N03 )2 + 2NO + 4Н20 разбавленная Сu + 4HN03 = Cu(N03)2 + 2N02+ 2Н20 концентрированная Сu+ 2H2S04 = CuS04 + S02 + 2 Н20 концентрированная Как малоактивный металл медь обладает достаточно высокой стойкостью к коррозии, влажной атмосфере, содержащей углекислый газ, медь покрывается зеленоватым налетом карбоната меди: 2 Сu + O2 + С02 + Н20 =Сu (ОН)2 • СuС02.В большинстве известных соединений медь проявляет степень окисления + 2. Соединения меди (II)-оксид СиО и гидроксид Си(ОН)2-довольно устойчивы. Этот гидроксид амфотерен,хорошо растворяется в кислотах: Cu(OH)2 + 2НС1 = СuСl2 + 2Н20 и в концентрированных щелочах. Гидроксид меди (II)-труднорасворимое в воде вещество голубого цвета. Приьнагреванииразлагается,образуя оксид меди (II) черного цвета: Сu(ОН)2 =СuО + Н20 Темный цвет окисленных медных изделий обусловлен наличием на их поверхности этого оксида. Для ионов меди (II) Сu2+ характерно образование комплексных соединений, например K2[Cu(CN)4]-тетрацианокупрат (II) калия: CuCl2 + 4KCN = К2 [Cu(CN)4] + 2КСl Из других комплексных соединений меди (II) отметим соединение с аммиаком. Если к раствору хлорида меди (II) прилить небольшое количество раствора аммиака, то выпадет осадок гидроксида меди (II): CuCl2 + 2NH3 + 2Н20 = Сu(ОН)2 + 2NH4Cl Если добавить избыток аммиака, то гидроксид растворится с образованием комплексного соединения темно-синей окраски, характерной для аммиачного комплекса меди: Си(ОН)2+ 4NH3 = [Cu(NH3)4] (ОН)2 Эта реакция является качественной на ион меди (II). Растворимость гидроксида меди (II) в щелочах также связана с образованием комплексных соединений: Cu(OH)2 + 2NaOH = Na2 [Cu(OH)4] Образованием комплексных соединений объясняется цвет растворов солей меди (II). Почему, например, безводный сульфат меди (II)-вещество белого цвета, а раствор этой соли имеет голубую окраску? При растворении происходит химическое взаимодействие ионов соли с водой, и образуются так называемые аквакомплексы меди, имеющие голубую окраску: CuS04 + 6Н20 = [Сu (Н20)6] SO4 Соединения меди (III), например Cu203 или KCu02, встречаются редко, они малоустойчивы. Устойчивость соединений меди (I) выше, однако и они в водных растворах легко подвергаются диспролорциог нированию (реакции самоокисления-самовосстановления): 2Сu+ = Сu + Сu2+ Получение меди. Его можно упрощенно представить следующим образом: вначале сульфид меди (например, Cu2S) подвергают окислительному обжигу: Cu2S + 202 =2CuO+S02 К образовавшемуся оксиду, меди (II) добавляют новую порцию сульфида. При высокой температуре протекает реакция: 2CuO + Cu2S = 4 Сu + S02 Серебро Химические свойства серебра. Серебро относится к группе переходных металлов и обладает всеми свойствами металлов. Однако химическая активность серебра невелика – в электрохимическом ряду напряжений металлов оно находится правее водорода, почти в самом конце. В соединениях серебро чаще всего проявляет степень окисления +1. При обычных условиях серебро не реагирует с кислородом, водородом, азотом, углеродом, кремнием, но взаимодействует с серой, образуя сульфид серебра: 2Ag+S=Ag2S. При нагревании серебро взаимодействует с галогенами: 2Ag+Cl2=2AgCl↓. Растворимый нитрат серебра AgNO3 используется для качественного определения галогенид-ионов в растворе – (Cl-), (Br-), (I-): (Ag+)+(Hal-)=AgHal↓. К примеру, при взаимодействии с анионами хлора серебро дает нерастворимый белый осадок AgCl↓. Почему серебряные изделия темнеют на воздухе? Причина постепенного потемнения изделий из серебра объясняется тем, что серебро реагирует с содержащимся в воздухе сероводородом. В результате этого на поверхности металла образуется пленка Ag2S: 4Ag+2H2S+O2=2Ag2S+2H2O. Как серебро взаимодействует с кислотами? С разбавленными соляной и серной кислотами серебро, как и медь, не взаимодействует, поскольку является металлом низкой активности и не может вытеснять из них водород. Кислоты-окислители, азотная и концентрированная серная кислоты, растворяют серебро: 2Ag+2H2SO4(конц.)=Ag2SO4+SO2↑+2H2O; Ag+2HNO3(конц.)=AgNO3+NO2↑+H2O; 3Ag+4HNO3(разб.)=3AgNO3+NO↑+2H2O. Если к раствору нитрата серебра добавить щелочь, получится темно-коричневый осадок оксида серебра Ag2O: 2AgNO3+2NaOH=Ag2O↓+2NaNO3+H2O. Как и соединения одновалентной меди, нерастворимые осадки AgCl и Ag2O способны растворяться в растворах аммиака, давая комплексные соединения: AgCl+2NH3=[Ag(NH3)2]Cl; Ag2O+4NH3+H2O=2[Ag(NH3)2]OH. Последнее соединение часто применяют в органической химии в реакции «серебряного зеркала» – качественной реакции на альдегидную группу. Получение Серебра. Большая часть Серебра (около 80%) извлекается попутно из полиметаллических руд, а также из руд золота и меди. При извлечении Серебра из серебряных и золотых руд применяют метод цианирования - растворения Серебра в щелочном растворе цианида натрия при доступе воздуха: 2Ag + 4NaCN + ½O2 + H2O = 2Na[Ag(CN)2] + 2NaOH. Из полученных растворов комплексных цианидов Серебро выделяют восстановлением цинком или алюминием: 2[Ag(CN)2]-+ Zn = [2Zn(CN)4]2- + 2Ag. |