Химия металлов вопросы к экзамену. 1. Элементы подгр. 1А. Строение атомов, сравнение свойств атомов, распространение в природе. Получение простых веществ и их свойства

• Название: 1. Элементы подгр. 1А. Строение атомов, сравнение свойств атомов, распространение в природе. Получение простых веществ и их свойства
• Анкор: Химия металлов вопросы к экзамену
• Дата: 29.03.2023
• Размер: 274.84 Kb.
• Имя файла: Химия металлов вопросы к экзамену .docx
• Тип: Документы; #1023514
• страница: 4 из 5

Золото

Конфигурация внешней и предвнешней электронных оболочек 5s2p6d106s1. Расположено в IВ группе и 6-м периоде периодической системы, относится к благородным металлам. Степени окисления 0, +1, +3, +5 (валентности от I, III, V). Металлический радиус атома золота 0,137 нм, радиус иона Au+ — 0,151 нм для координационного числа 6, иона Au3+ — 0,084 нм и 0,099 нм для координационных чисел 4 и 6. Энергии ионизации Au0 — Au+ — Au2+ — Au3+

Получение
Применяют и цианидный способ извлечения золота из руд. В этом случае золотоносную руду обрабатывают раствором цианида натрия NaCN. В присутствии кислорода воздуха золото переходит в раствор: 
4Au + O2 + 8NaCN + 2H2O = 4Na[Au(CN)2] + 4NaOH 
Далее полученный раствор комплекса золота обрабатывают цинковой пылью: 
2Na[Au(CN)2] + Zn = Na2[Zn(CN)4) + 2AuЇ 
Очищают золото растворением в царской водке (см. ЦАРСКАЯ ВОДКА): 
Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO +H2O 
с последующим избирательным осаждением золота из раствора, например, с помощью FeSO4.

Физические и химические свойства
Золото — желтый металл с кубической гранецентрированной решеткой (a = 0,40786 нм). Температура плавления 1064,4 °C, температура кипения 2880 °C, плотность 19,32 кг/дм3. Обладает исключительной пластичностью, теплопроводностью и электропроводимостью. Шарик золота диаметром в 1 мм можно расплющить в тончайший лист, просвечивающий голубовато-зеленым цветом, площадью 50 м2. Толщина самых тонких листочков золота 0,1 мкм. Из золота можно вытянуть тончайшие нити. 
Золото устойчиво на воздухе и в воде. С кислородом, азотом, водородом, фосфором, сурьмой и углеродом непосредственно не взаимодействует. Антимонид AuSb2 и фосфид золота Au2P3 получают косвенными путями. 
В ряду стандартных потенциалов золото расположено правее водорода, поэтому с неокисляющими кислотами в реакции не вступает. Растворяется в горячей селеновой кислоте: 
2Au + 6H2SeO4 = Au2(SeO4)3 + 3H2SeO3 + 3H2O, 
в концентрированной соляной кислоте при пропускании через раствор хлора: 
2Au + 3Cl2 + 2HCl = 2H[AuCl4] 
При аккуратном упаривании получаемого раствора можно получить желтые кристаллы золотохлористоводородной кислоты HAuCl4·3H2O. 
С галогенами (см. ГАЛОГЕНЫ) без нагревания в отсутствие влаги золото не реагирует. При нагревании порошка золота с галогенами или с дифторидом ксенона образуются галогениды золота: 
2Au + 3Cl2 = 2AuCl3, 
2Au + 3XeF2 = 2AuF3 + 3Xe 
В воде растворимы только AuCl3 и AuBr3, состоящие из димерных молекул: 
Термическим разложением гексафторауратов (V), например, O2+[AuF6]– получены фториды золота AuF5 и AuF7. Их также можно получить, окисляя золото или его трифторид с помощью KrF2 и XeF6.
Моногалогениды золота AuCl, AuBr и AuI образуются при нагревании в вакууме соответствующих высших галогенидов. При нагревании они или разлагаются: 
2AuCl = 2Au + Cl2 
или диспропорционируют: 
3AuBr = AuBr3 + 2Au. 
Соединения золота неустойчивы и в водных растворах гидролизуются, легко восстанавливаясь до металла. 
Гидроксид золота (III) Au(OH)3 образуется при добавлении щелочи или Mg(OH)2 к раствору H[AuCl4]: 
H[AuCl4] + 2Mg(OH)2 = Au(OH)3Ї + 2MgCl2 + H2O 
При нагревании Au(OH)3 легко дегидратируется, образуя оксид золота (III): 
2Au(OH)3 = Au2O3 + 3H2O 
Гидроксид золота (III) проявляет амфотерные свойства, реагируя с растворами кислот и щелочей: 
Au(OH)3 + 4HCl = H[AuCl4] + 3H2O, 
Au(OH)3 + NaOH = Na[Au(OH)4] 
Другие кислородные соединения золота неустойчивы и легко образуют взрывчатые смеси. Соединение оксида золота (III) с аммиаком Au2O3·4NH3 — «гремучее золото», взрывается при нагревании. 
При восстановлении золота из разбавленных растворов его солей, а также при электрическом распылении золота в воде образуется стойкий коллоидный раствор золота: 
2AuCl3 + 3SnCl2 = 3SnCl4 +2Au 
Окраска коллоидных растворов золота зависит от степени дисперсности частиц золота, а интенсивность от их концентрации. Частицы золота в растворе всегда отрицательно заряжены.
12.Соединение меди(1) и меди(2),их кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Комплексные образования.

Оксид меди (II) –черное вещество,

встречающееся в природе (например, в виде минерала тенерита).

Его можно легко получить прокаливанием карбоната гидроксомеди (II) (СиОН)2СO3 или нитрата меди (II)Cu(NO3)2.

Оксид меди (II) проявляет окислительные

свойства.

При нагревании с различными органическими веществамиСuО окисляет их, превращая углерод в диоксид углерода, а водород – в воду и

восстанавливаясь при этом в металлическую медь.

Гидроксид меди (II) Сu(ОН)2 осаждается из

растворов солей меди(II) в виде голубой студенистой массы при действии щелочей.

Уже при слабом нагревании даже под водой он

разлагается, превращаясь в черный оксид меди (II).

Гидроксид меди (II) – очень слабое основание.

Поэтому растворы солей меди (II) в большинстве

случаев имеют кислую реакцию, а со слабыми

кислотами медь образует основные соли.

Важнейшими из солей меди(II) являются следующие.

Сульфат меди (II) CuSO4 в безводном состоянии представляет собой белый порошок, который при поглощении воды синеет.
Хлорид меди (II) СиСl2·2Н2O oбразует темнозеленые кристаллы, легко растворимые в воде.

Очень концентрированные растворы хлорида меди

(II) имеют зеленый цвет, разбавленные – сине-голубой.

Нитрат меди (II) Cu(NO3)2·3H2O.

Получается при растворении меди в азотной кислоте.

При нагревании синие кристаллы нитрата меди сначала теряют воду, а затем легко разлагаются с выделением кислорода и бурого диоксида азота, переходя в оксид меди (II).

Карбонат гидроксомеди (II) (СиОН)2СОз.

Встречается в природе в виде минерала малахита, имеющего красивый изумрудно-зеленыйцвет.

Ацетат меди (II) Сu(СН3СОО)2·Н2O. Получается обработкой металлической меди или оксида меди(II) уксусной кислотой.

Смешанный ацетат-арсенитмеди (II)Cu(CH3COO)2·Cu3(AsO3)2.

Применяется под названием парижская зелень для

уничтожения вредителей растений.

Из солей меди вырабатывают большое количество минеральных красок, разнообразных по цвету: зеленых, синих, коричневых, фиолетовых и черных.

Все соли меди ядовиты, поэтому медную посуду лудят, т. е. покрывают внутри слоем олова, чтобы

предотвратить возможность образования медных

солей.

Комплексные соединения меди

Характерное свойство двухзарядных ионов меди – их способность соединяться с молекулами аммиака с

образованием комплексных ионов.

Если к раствору сульфата меди приливать раствор

аммиака, то выпадает голубой осадок основной соли, который легко растворяется в избытке аммиака, окрашивая жидкость в интенсивный синий цвет:

CuSO4 +4NH3 =[Cu(NH3 )4 ]SO4 ,

или в ионной форме:

Cu2+ +4NH3 =[Cu(NH3 )4 ]2−.
Гидроксид меди (II) тоже растворяется ваммиаке с

образованием темно-синего раствора:

Cu(OН)2 +4NH3 =[Cu(NH3 )4 ]2+ +2OН−.

Получающийся раствор обладает способностью

растворять целлюлозу (вату, фильтровальную бумагу и т. п.) и применяется при изготовлении одного из видовискусственного волокна.

Гидроксид меди (II) растворяется также в очень концентрированных растворах щелочей, образуя

сине-фиолетовые растворы купритов:

Cu(OH)2 +2NaOHNa2[Cu(OH)4 ].

В ионном форме:

Cu(OН)2 +2ОH− [Cu(ОH)4 ]2−.

Из других комплексных анионов меди(II) отметим

ионы [СuСl4]2-,образующиеся в концентрированных растворах хлорида меди (II) и обусловливающие их

зеленую окраску:

СuCl2 +2Cl− [CuCl4 ]2−.

При разбавлении растворов водой ионы [СuСl4]2-превращаются в обычные гидратированные ионы меди

[Сu(Н2O)4]2+ и зеленая окраска растворов переходит всине-голубую:

[CuCl4 ]2− +4H2O [Cu(H2O)4 ]2+ +4Cl−.

13. Серебро, химические св-ва.

• 
  Серебро является предпоследним d-элементом в своем периоде. Вследствие устойчивости d10- конфигурации энергетически более выгоден переход одного из ns-электронов в (n-1) d-состояние. Поэтому Ag в s-состоянии внешнего слоя имеет по одному, а в предпоследнем слое по 18 электронов. (S2p6d10)
  
• 
  Уменьшение энергии ионизации при переходе от Cu к Ag зависит от главного квантового числа n.
  
• 
  Для подгруппы меди возможны С.О: +1,+2,+3.
  Для Ag наиболее характерна С.О.: +1.
  

Особая устойчивость в этой С.О. объясняется прочностью конфигурации 4d10.

С.О. +1 : Ag2O; AgNCS; [Ag(CN)2]

• 
  Особенность электронной структуры обуславливает относительно большую устойчивость двухатомных молекул ( Ag2). Прочность связана с образованием дополнительных п-связей за счёт свободных np-орбиалей и (n-1) d-электронных пар.
  

• 
  Серебро встречается в природе в самородном состоянии.
  

Серебро входит в состав сульфидных минералов других металлов ( Pd, Zn, Cd и др.). Может входить в состав арсенидных, стибидных и сульфидарсенидных минераллов.

• 
  Серебро представляет собой белый металл с гранецентрированной кубической решеткой.
  

Характеризуется хорошей пластичностью, хорошей тепло- и электропроводимостью.
Химические св-ва:

1. 
   Реагирует с галогенами при нагревании:
   

2Ag+I2=2AgI

2. 
   Взаимодействует с серой:
   

2Ag+S=Ag2S

3. 
   Взаимодействие с сероводородом:
   

2Ag+H2S=Ag2S+H2

4. 
   Не взаимодействует с кислородом. При наличии в воздухе сероводорода серебро покрывается черным налётом Ag2S:
   

4Ag+2H2S+O2=2Ag2S+2H2O

5. 
   С водородом не реагирует
   

6. 
   Ag растворяется в HNO3 и конц. H2SO4 , в HCL с присутствием свободного кислорода. ( т.к. в ряду напряжения располагается после H , кислоты могут окислять серебро только за счёт аниона):
   

Ag + 2HNO3 = AgNO3 + NO2 + H2O

2Ag+2H2SO4=Ag2SO4+SO2+2H2O

2Ag+2HCL=2AgCl+H2

7. 
   Растворяется в хлорном железе ( применяют для травления):
   

Ag+FeCl3=AgCl+FeCl2

8. 
   В отсутствии окислителей Ag устойчиво к щелочам
   

9. 
   Растворяется в растворах оснОвных цианидов в присутствии кислорода
   

4Ag+8NaCN+O2+2H2O=4Na[Ag(CN)2]+4NaOH
15)Положение в периодической системе

Хром — элемент  побочной подгруппы 6-ой группы 4-го периода  периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 24. Обозначается символом  Cr(лат. Chromium). Простое вещество хром — твёрдый металлголубовато-белого цвета. Хром иногда относят к чёрным металлам.

Строение атома

+17 Cl )2 )8 )7 - схема строения атома

1s 2s 2p 3s 3p - электронная формула

Атом располагается в III периоде, и имеет три энергетических уровня

Атом располагается в VII в группе, в главной подгруппе – на внешнем энергетическом уровне 7 электронов

Получение.

При сильном нагреве хромистого железняка с углем происходит восстановление хрома и железа:

FeO * Cr₂O₃ + 4C = 2Cr + Fe + 4CO

В результате этой реакции образуется сплав хрома с железом, отличающийся высокой прочностью. Для получения чистого хрома, его восстанавливают из оксида хрома(3) алюминием(способ Бекетова):Cr₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Cr (В данном процессе обычно используют два оксида – Cr₂O₃ и CrO₃₎

Физические свойства

Хром - белый блестящий металл с кубической объемно-центрированной решеткой, а = 0,28845 нм, отличающийся твердостью и хрупкостью, с плотностью 7,2 г/см³, один из самых твердых чистых металлов (уступает только бериллию, вольфраму и урану), с температурой плавления 1903 град. И с температурой кипения около 2570 град. С. На воздухе поверхность хрома покрывается оксидной пленкой, которая предохраняет его от дальнейшего окисления. Добавка углерода к хрому еще больше увеличивает его твердость.

Химические свойства

Хром при обычных условиях – инертный металл, при нагревании становится довольно активным.

Взаимодействие с неметаллами

При нагревании выше 600°С хром сгорает в кислороде: 4Cr + 3O₂ = 2Cr₂O₃.

С фтором реагирует при 350°С, с хлором – при 300°С, с бромом – при температуре красного каления, образуя галогениды хрома (III): 2Cr + 3Cl₂ = 2CrCl₃.

С азотом реагирует при температуре выше 1000°С с образованием нитридов: 2Cr + N₂ = 2CrN или 4Cr + N₂ = 2Cr₂N.

Сера при температуре выше 300°С образует сульфиды от CrS до Cr₅S₈, например: 2Cr + 3S = Cr₂S₃.

Реагирует с бором, углеродом и кремнием с образованием боридов, карбидов и силицидов:

Cr + 2B = CrB₂ (возможно образование Cr₂B, CrB, Cr₃B₄, CrB₄),

2Cr + 3C = Cr₂C₃ (возможно образование Cr₂₃C₆, Cr₇B₃),

Cr + 2Si = CrSi₂ (возможно образование Cr₃Si, Cr₅Si₃, CrSi).

С водородом непосредственно не взаимодействует.

2. 
   Взаимодействие с водой
   

В тонкоизмельченном раскаленном состоянии хром реагирует с водой, образуя оксид хрома (III) и водород:

2Cr + 3H₂O = Cr₂O₃ + 3H₂

3. 
   Взаимодействие с кислотами
   

В электрохимическом ряду напряжений металлов хром находится до водорода, он вытесняет водород из растворов неокисляющих кислот: Cr + 2HCl = CrCl₂ + H₂; Cr + H₂SO₄ = CrSO₄ + H₂.

В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III): 4Cr + 12HCl + 3O₂ = 4CrCl₃ + 6H₂O.

Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют хром. Хром может растворяться в них лишь при сильном нагревании, образуются соли хрома (III) и продукты восстановления кислоты:

2Cr + 6H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O; Cr + 6HNO₃ = Cr(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O.

4. 
   Взаимодействие с щелочными реагентами
   

В водных растворах щелочей хром не растворяется, медленно реагирует с расплавами щелочей с образованием хромитов и выделением водорода: 2Cr + 6KOH = 2KCrO₂ + 2K₂O + 3H₂.

Реагирует с щелочными расплавами окислителей, например хлоратом калия, при этом хром переходит в хромат калия: Cr + KClO₃ + 2KOH = K₂CrO₄ + KCl + H₂O.

5. 
   Восстановление металлов из оксидов и солей
   

Хром – активный металл, способен вытеснять металлы из растворов их солей: 2Cr + 3CuCl₂ = 2CrCl₃ + 3Cu.
19. марганец, получение, химические свойства.

Мn …. Зd⁵4s²

Получение Алюмотермия: 3MnO2 + 4Al → 2Al2O3 + 3Mn

Физические свойства Марганец - светло-серый металл, по внешнему виду напоминает железо, но намного тверже и более хрупок. Температура плавления его 1245⁰С, плотность 7,44 г/см³. Химические свойства. 1. Марганец - весьма активный металл. В ряду напряжений металлов стоит между цинком и магнием. В порошкообразном состоянии марганец взаимодействует при нагревании с водой, кислородом, серой, хлором: Mn + 2H₂O = Mn(OH)₂ + H₂ ↑; Mn + O₂ = MnO₂; Mn + S = MnS; Mn + Cl₂ = MnCl₂ 2. Легко растворим в кислотах: Mn + 2HCl = MnCl₂ + H₂ ↑ 3. Проявляя в своих соединениях степени окисления +2, +3, +4, +6, +7 марганец дает пять оксидов: MnO, Mn₂O₃ – основного характера, MnO₂ – амфотерный оксид, MnO₃, Mn₂O₇ – кислотные оксиды. 4. MnO – зеленого цвета, не растворим в воде. Его можно получить термическим разложением карбоната марганца, или восстановлением водородом MnO₂: MnCO₃ = MnO + CO₂ ↑ MnO₂ + H₂ = MnO + H₂OСоответствующий MnO гидроксид Mn(OH)₂ – серо-розового цвета, получается из солей под действием щелочей: MnSO₄ + 2NaOH = Mn(OH)₂ ↓ + Na₂SO₄Гидроксид марганца (II) Mn(OH)₂– слабое основание не растворимое в воде. Mn(OH)₂ легко окисляется на воздухе до Mn(OH)₄.: 2Mn(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 2Mn(OH)₄Mn(OH)₄ - тоже неустойчивое соединение: Mn(OH)₄ = MnO₂ + 2H₂O 5. Соли Mn⁺² – розового цвета, устойчивы в кислых средах. Под действием сильных окислителей переходят в соединения высших степеней окисления марганца: 2MnSO₄ + 5PbO₂ + 6HNO₃ = 2PbSO₄ + 3Pb(NO₃)₂ + 2HMnO₄ + 2H₂O6. MnO₂ – коричневый, не растворимый в воде порошок. Используется как адсорбент и катализатор. Сильный окислитель в кислой среде: MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O В щелочной среде проявляет восстановительные свойства: MnO₂ + KNO₃ + 2NaOH = Na₂MnO₄ + KNO₂ + H₂O7. Марганцовистую кислоту можно получить по реакции: Na₂MnO₄ + H₂SO₄ = Nа₂SO₄ + H₂MnO₄ Эта кислота крайне неустойчива и быстро разлагается: 3H₂MnO₄ = MnO₂ + 2HMnO₄ + 2H₂O Соли марганцовистой кислоты (манганаты) окрашены в зеленый цвет. В воде легко гидролизуются и зеленый цвет исчезает: 3K₂MnO₄ + H₂O = 4KOH + MnO₂ + 2KMnO₄8. Соединения марганца в степени окисления +7 можно получить окислением манганатов: 2K₂MnO₄ + Cl₂ = 2KCl + 2KMnO₄Перманганат калия KMnO₄ имеет большое практическое значение. Применяется в различных синтезах как сильнейший окислитель. В медицине - как дезинфицирующее средство.Оксид Mn₂O₇ можно получить из перманганата калия: 2KMnO₄ + H₂SO_{4 (конц)} = K₂SO₄ + Mn₂O₇ + H₂OMn₂O₇ - жидкость зеленого цвета, очень взрывоопасна. Окисляет органические вещества со взрывом. Очень неустойчива, разлагается с выделением озона: Mn₂O₇ = 2MnO₂ + O₃ При нагревании в сухом виде перманганат калия разлагается:2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂