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.
|
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: Реагирует с галогенами при нагревании: 2Ag+I2=2AgI Взаимодействует с серой: 2Ag+S=Ag2S Взаимодействие с сероводородом: 2Ag+H2S=Ag2S+H2 Не взаимодействует с кислородом. При наличии в воздухе сероводорода серебро покрывается черным налётом Ag2S: 4Ag+2H2S+O2=2Ag2S+2H2O 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 Растворяется в хлорном железе ( применяют для травления): Ag+FeCl3=AgCl+FeCl2 В отсутствии окислителей Ag устойчиво к щелочам 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. Взаимодействие с водой В тонкоизмельченном раскаленном состоянии хром реагирует с водой, образуя оксид хрома (III) и водород: 2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2 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. 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. 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 + H2SO4 (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 |