Свойства элементов IIА–группы. В эту группу периодической сис- темы входят следующие элементы: Be –бериллий, Mg – магний и щелоч-
ноземельные металлы: Ca –кальций, Sr –стронций, Ba – барий и Ra – ра- дий.
На валентном уровне элементов IIА–группы – два электрона (общая электронная конфигурация ns
2
), характерная степень окисления +2, элек- троотрицательность у бериллия достаточно высока (1,47), что обусловли- вает амфотерное поведение бериллия и типично металлическое у осталь- ных элементов.
Все металлы в свободном виде менее реакционноспособны по срав- нению с щелочными металлами, химическая активность увеличивается с ростом порядкового номера. Например, бериллий и магний устойчивы по
24
отношению к воде, тогда как остальные щелочноземельные металлы реа- гируют с ней
Me + 2H
2
O = Me(OH)
2
+ H
2
,
где Ме – Ca, Ra или Ва.
Наблюдается увеличение восстановительных свойств от бериллия к радию. Все металлы обладают большим сродством к неметаллам; с кисло- родом они образуют оксиды
2Me + O
2
= 2MeO,
с водородом – гидриды MeH
2
, с азотом –нитриды Me
3
N
2
, с галогенами –
галогениды MeГ
2
, а с серой – сульфиды MeS.
Оксиды и гидроксиды проявляют основные (кроме бериллия)
свойства, растворимость в воде Sr(OH)
2
и Ba(OH)
2
велика, и их относят к щелочам. Растворимые в воде соли щелочноземельных металлов гидролизу по катиону не подвергаются. Катионы этих металлов окрашивают пламя газовой горелки в различные цвета:
Ca
2+
– темно–оранжевый,
Sr
2+
– темно–красный,
Ba
2+
– светло–зеленый.
Поэтому их хлориды и нитраты используют в пиротехнических со- ставах для фейерверков.
Оксид и гидроксид бериллия – типично амфотерные соединения:
а) BeO + 2HCl = BeCl
2
+ H
2
О,
BeO + 2NaOH = Na
2
BeO
2
+ H
2
O;
б) Be(OH)
2
+ H
2
SO
4
= BeSO
4
+ 2H
2
O,
Be(OH)
2
+ 2NaOH = Na
2
[Be(OH)
4
].
Химические свойства бериллия сильно напоминают свойства алюми- ния. Бериллий переводится в раствор и кислотами, и щелочами:
Be + 2H
+
= Be
2+
+ H
2
,
Be + 2OH
–
+ 2H
2
O = [Be(OH)
4
]
2–
+ H
2
Cвойства p–металлов IIIА–группы. К этой группе металлов отно- сятся следующие элементы: Al – алюминий, Ga – галлий, In – индий и Tl –
таллий. Эти металлы имеют одинаковую электронную конфигурацию внешнего уровня атомов ns
2
np
1
, поэтому наиболее характерной для них яв- ляется степень окисления +3.
Сверху вниз по группе возрастает металлический характер элемен- тов. Al, Ga, In – амфотерные элементы, Tl – металл, для которого наиболее характерной является степень окисления +1, его оксид и гидроксид носят основной характер.
Оксид алюминия Al
2
O
3
– типичный амфотерный оксид (минерал –
корунд, техническое название – глинозем), который образует два типа со-
25
лей. При взаимодействии с кислотами, например с хлороводородной ки- слотой, оксид алюминия образует хлориды
Al
2
O
3
+ 6HCl = 2AlCl
3
+ 3H
2
O.
При сплавлении с гидроксидом натрия образуется NaAlO
2
(метаалюминат натрия)
Al
2
O
3
+ 2NaOH = 2NaAlO
2
+ H
2
O.
Алюминаты могут иметь различное строение: NaAlO
2
– метаалюми- нат натрия, Na
3
AlO
3
– ортоалюминат натрия.
При растворении в щелочах образуются гидроксоалюминаты:
Al
2
O
3
+ 6NaOH + 3H
2
O = 2Na
3
[Al(OH)
6
]
В обычном состоянии алюминий покрыт оксидной пленкой и пасси- вен, но т.к. оксид алюминия амфотерен и реагирует и с кислотами, и с ще- лочами, через некоторое время начинается активное растворение алюми- ния в обоих типах сред:
2Al + 2NaOH + 6H
2
O = 2Na[Al(OH)
4
] + 3H
2
,
2Al + 6HCl = 2AlCl
3
+ 3H
2
Азотная кислота, являясь сильным окислителем, пассивирует алю- миний.
Галлий и индий реагируют с
кислотами и щелочами так же как алю- миний,а таллий, обладая основными свойствами, растворяется только в ки- слотах
2Tl + 2HCl = 2TlCl + H
2
Таллий хорошо растворяется в
"царской водке" (смесь одного объема концентрированной азотной и трех объемов концентрированной хлорово- дородной кислот), но степень его окисления равна +1.
Свойства p–металлов IVА–группы. Олово и свинец.В IVА группу Периодической системы входят: углерод, кремний,
германий, олово и свинец. Электронная конфигурация внешнего уровня их атомов ns
2
np
2
, поэтому в соединениях эти элементы проявляют степени окисления +2 и +4.
Сверху вниз по группе металлические свойства возрастают, и поэто- му олово и свинец относят к типичным p–металлам, для которых наиболее характерна степень окисления +2.
С водородом олово и свинец образуют нестойкие газообразные со- единения SnH
4
и PbH
4
, последний из которых в чистом виде не получен.
С разбавленными кислотами олово реагирует очень медленно, что объясняется большим затруднением выделения водорода на этом металле.
Свинец сильно пассивируется серной кислотой, образуя труднораствори- мую соль сульфат свинца PbSO
4
, и в меньшей степени пассивируется хло- роводородной (соляной) кислотой.
26
Диоксид свинца PbO
2
обладает сильными окислительными свойства- ми. Например, в азотнокислой среде окисляет Mn
2+
до MnO
4
;
2MnSO
4
+ 5PbO
2
+ 6HNO
3
= 3Pb(NO
3
)
2
+ 2PbSO
4
+ 2H
2
O + 2HMnO
4
Оксиду олова (+4) SnO
2
соответствует оловянная кислота H
2
SnO
3
Известны две ее модификации:
a–оловянная и b–оловянная кислоты. a–
оловянная кислота легко растворяется в кислотах и щелочах,
b–оловянная не растворяется ни в тех, ни в других.
Оксиду свинца PbO
2
соответствуют орто– (H
4
PbO
4
) и метасвинцовые
(H
2
PbO
3
) кислоты. Так, сурик Pb
3
O
4
можно рассматривать как соль ортос- винцовой кислоты Pb
2
PbO
4
Оксиды PbO и SnO амфотерны, т.е. они могут реагировать со щело- чами
PbO + 2NaOH = Na
2
PbO
2 (плюмбит натрия)
+ H
2
O,
и кислотами
PbO+2HNO
3
= Pb(NO
3
)
2
+ H
2
O.
Гидроксиды олова Sn(OH)
2_
и свинца Pb(OH)
2
также амфотерны и реагируют и с кислотами, и с щелочами:
Sn(OH)
2
+ 2HCl = SnCl
2
+ 2H
2
O,
Sn(OH)
2
+ 2NaOН = Na
2
[Sn(OH)
4
]
(тетрагидроксостаннит натрия)
Свойства р–элементов VА – группы, имеющие металлическийхарактер. В VА группу периодической системы входят следующие p–
элементы: азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут.
Всем этим элементам соответствует общая электронная формула ns
2
np
3
. Сверху вниз по группе уменьшаются неметаллические свойства элементов, и сурьма, и
висмут приобретают металлические свойства, хотя металлами в полном смысле этого слова их назвать нельзя.
Вi и Sb образуют много соединений преимущественно со степенью окисления +3, но особой химической активности не проявляют. Гидриды p–металлов VА группы SbH
3
, BiH
3
газообразные неустойчивые соедине- ния. Строение их приближается к строению аммиака, но полярность значи- тельно меньше. Эти соединения очень ядовиты.
Оксиды p–металлов получаются непосредственно при нагревании.
Оксид сурьмы Sb
2
O
3
– типичный амфотерный оксид, с преобладанием ос- новных свойств. Оксид висмута Bi
2
O
3
с щелочами не реагирует, но раство- ряется в азотной и горячей концентрированной серной кислотах:
Sb
2
O
3
+ 3H
2
SO
4
= Sb
2
(SO
4
)
3
+ 3H
2
O,
Sb
2
O
3
+ 2NaOH = 2NaSbO
2
+ H
2
O.
Сурьмянистая кислота или гидроксид сурьмы Sb(OH)
3
получается в виде белого осадка при действии щелочей на соли сурьмы
SbCl
3
+ 3NaOH = Sb(OH)
3
+ 3NaCl.
27
Осадок легко растворяется как в избытке щелочи, так и в кислотах.
5.2 Химические свойства d–металловВсе переходные элементы можно подразделить на три основные группы: а) группа d–элементов; б) лантониды; в) актиниды.
Группа d-элементов состоит из металлов, у которых заполняются d–
оболочки предвнешнего энергетического уровня. По положению в перио- дической системе их можно объединить в ряды: первый – d–элементы чет- вертого периода, второй – пятого, третий – шестого периода (тяжелые ме- таллы).
Эти элементы обладают некоторыми общими свойствами:
1. все они образуют сплавы между собой и другими металлами;
2. наличие частично заполненных электронных оболочек обусловливает способность d–металлов образовывать парамагнитные соединения;
3. в химических реакциях они проявляют переменную валентность (за немногими исключениями), а их ионы и соединения, как правило,
окрашены;
4. в химических соединениях d–элементы электроположительны. "Бла- городные" металлы, обладая высоким положительным значением стандартного электродного потенциала (Е>0), взаимодействуют с ки- слотами необычным образом;
5. ионы d–металлов имеют вакантные атомные орбитали валентного уровня (ns, np, (n–1) d), поэтому они проявляют акцепторные свойст- ва, выступая в качестве центрального иона в координационных (ком- плексных) соединениях.
Переходные металлы первого ряда
отличаются от элементов главных подгрупп тем, что их свойства при движении по периоду от группы к груп- пе меняются гораздо менее резко, чем свойства элементов главных под- групп. Это связано со строением атома. От скандия до цинка с увеличени- ем заряда ядра происходит последовательное заполнение электронами 3d–
оболочки, при этом происходит так называемое d–сжатие, радиус атома монотонно уменьшается от 1,64 10
–10
м у скандия до 1,39
×10
–10
м у цинка.
С ростом числа электронов на 3d–подуровне энергия ионизации первого электрона возрастает (от 6,54 у скандия до 9,39 эВ у цинка). Однако отно- сительно низкая величина энергии отрыва двух электронов с s–подуровня способствует образованию ионов с зарядом +2. Увеличиваются потенци- альные возможности атомов к образованию все большего числа ковалент- ных связей. Этим элементам отвечает конфигурация 3d n
4s
2
. Исключения составляют атомы хрома с полузаполненной 3d
5
–оболочкой (3d
5 4s
1
) и ме- ди – с заполненной 3d
10
– оболочкой(3d
10 4s
1
). Исходя из этого, можно уста-
28
новить некоторые закономерности в свойствах этих элементов и их соеди- нений.
1. Предпочтительное состояние окисления в ионных соединениях будет
+2.
2. При переходе от титана к марганцу наибольшая степень окисления соответствует общему числу электронов, расположенных на d– и внешнем s–орбиталях в атоме. Устойчивость высшего состояния окисления уменьшается от Ti
+4
до Mn
+7
. После марганца, т.е. у Fe,
Co, Ni, состояния с наибольшей степенью окисления (Fe
+6
, Co
+4
) по- лучить трудно из–за роста эффективного заряда ядра.
3. В первом ряду с увеличением максимальной степени окисления ок- сиды и гидроксиды металлов изменяют свой характер от основных через амфотерные к кислотным. Так, скандий Sc (III) образует гидро- ксид Sc(OH)
3
, титан (IV) образует амфотерное соединение Ti(OH)
4
или H
4
TiO
4
, а ванадий (V), хром (VI) и марганец (VII) образуют соот- ветствующие кислоты HVO
3
, H
2
CrO
4
и HMnO
4
. В галогенидах этих металлов характер связи становится ковалентным и возрастает склонность этих солей к гидролизу. Так при растворении хлорида хрома CrCl
3
в воде протекает реакция
гидролизаCrCl
3
+ H
2
O = Cr(OH)Cl
2
+ HCl,
и раствор становится кислым из–за наличия хлороводородной ки- слоты (HCl).
4. Один и тот же элемент может образовывать несколько соединений с разной степенью окисления (табл. 3). Так, марганец, степень окисле- ния которого изменяется от +2 до +7 может образовывать следующие оксиды: MnO, Mn
2
O
3
, MnO
2
, MnO
3
и Mn
2
O
7
. По мере возрастания степени окисления металлов их оксиды и гидроксиды приобретают более кислый характер.
5. Все элементы первого ряда, кроме меди, имеют отрицательные зна- чения стандартного электродного потенциала, поэтому растворяются в обычных и сильных кислотах. Некоторые металлы пассивируются
(т.е. не растворяются) под действием кислот–окислителей: хром и кобальт пассивируются под действием концентрированной азотной кислоты, а железо в концентрированных азотной и серной кислотах.
Переходные элементы второго и третьего рядов по своим химиче- ским свойствам в общем напоминают элементы соответствующих групп первого ряда переходных элементов, но вместе с тем отличаются от них существенными особенностями.
1. Заполнение 4f–орбитали у металлов третьего ряда сопровождается
равномерным уменьшением размеров атомов и ионов, и называется это
29
лантонидным сжатием. В связи с этим при переходе от второго к третьему ряду переходных элементов, несмотря на увеличение числа электронов и главного квантового числа внешнего уровня, размеры атомов практически мало изменяются. Поэтому атомные и ионные радиусы двух более тяжелых металлов каждой группы почти одинаковы, а радиусы атомов первого ряда значительно меньше.
Таблица 3
Известные и устойчивые степени окисления металлов первого пере- ходного ряда
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
2+
2+
2+
2+
2+
2+
2+
2+
2+
3+
3+
3+
3+
3+
3+
3+
3+
3+
4+
4+
4+
4+
4+
4+
4+
5+
5+
5+
5+
5+
6+
6+
6+
7+
Примечание: жирным шрифтом обозначены наиболее устойчивые
степени окисления, а обычным шрифтом – устойчивые в отсутствии ки-
слорода или воды.
2. У металлов второго и третьего рядов переходных элементов (тяже- лые металлы) высшие степени окисления более устойчивы, чем у элемен- тов первого ряда . Так, Mo, W, Tc, и Re в высших валентных состояниях,
например, MoO
4 2 –
, не отличаются склонностью к переходу в восстанов- ленное состояние, тогда как аналоги соединений элементов первого ряда являются сильными окислителями (CrO
4
–2
). У тяжелых элементов часто встречаются такие соединения как OsO
4
, RuO
4
,WCl
6
,PtF
6
, не имеющие аналогов среди элементов первого ряда. В химии элементов второго и третьего рядов степени окисления +2 и +3 не имеют большого значения.
По химической активности тяжелые переходные металлы в целом уступа- ют металлам первого ряда. Так вольфрам и золото реагируют с концентри- рованной азотной кислотой в присутствии галогенидных кислот следую- щим образом:
W + 2HNO
3
+ 6HF = WF
6
+ 2NO + 4H
2
O,
Au + HNO
3
+ 4HCl = H[AuCl
4
] + NO + 2H
2
O.
3. Переходные металлы второго и третьего рядов образуют по не- сколько оксидов с различными степенями окисления, но связь металл – ки- слород более ковалентная, чем в оксидах элементов первого ряда.
4. Важной особенностью некоторых тяжелых переходных металлов является их склонность к образованию полиядерных соединений. Напри-
30
мер, при подкислении хромат–ион (CrO
4
–2
) способен димеризоваться с об- разованием дихромат–иона (Cr
2
O
7
–2
), в случае молибдатов и вольфраматов ионы легко полимеризуются с образованием в растворе различных поли- анионов [Mo
7
O
24
]
–6
, [Mo
8
O
26
]
–
и [W
12
O
39
]
–6
Свойства металлического хрома (…3d
5 4s
1
). Простое вещество хром представляет собой
блестящий на изломе серебристый металл, который хорошо проводит электрический ток, имеет высокую температуру плавле- ния (1890
°С) и кипения (2430°С), большую твердость (в присутствии при- месей, очень чистый хром мягок) и плотность (7,2 г/см
3
).
При обычной температуре хром устойчив к действию элементарных окислителей и воде благодаря плотной окисной пленке. При высоких тем- пературах хром взаимодействует с кислородом и другими окислителями.
4Cr + 3O
2
® 2Cr
2
O
3 2Cr + 3S
(пар)
® Cr
2
S
3
Cr + Cl
2(газ)
® CrCl
3
(малиновый цвет)
Cr + HCl
(газ)
® CrCl
2 2Cr + N
2
® 2CrN (или Cr
2
N)
С металлами при сплавлении хром образует интерметаллиды (FeCr
2
,
CrMn
3
). При 600
°С хром взаимодействует с парами воды:
2Cr + 3H
2
O
® Cr
2
O
3
+ 3H
2
В присутствии окислителей хром реагирует с K
2
CO
3
:
2Cr + 2K
2
CO
3
+ 3O
2
® 2K
2
CrO
4
+ 2CO
2
В электрохимическом отношении металлический хром близок к же- лезу:
BEBEBECrCrCrCrFeFe71
,
0
;
86
,
0
;
44
,
0
/
/
/
3 2
2
-
=
-
=
-
=
+
+
+
o o
o o
o o
. Поэто- му он может растворяться в неокисляющих (по аниону) минеральных ки- слотах, таких как галогеноводородные:
Сr + 2HCl
® CrCl
2(голубой цвет)
+ H
2
.
На воздухе идет быстро следующая стадия:
2CrCl
2
+ 1/2O
2
+ 2HCl
® 2CrCl
3
(зеленый цвет) + H
2
O
Окисляющие (по аниону) минеральные кислоты растворяют хром до трехвалентного состояния:
2Cr + 6H
2
SO
4
® Cr
2
(SO
4
)
3
+ 3SO
2
+ 6H
2
O
2 Cr
° –3e
–
® Cr
3+
3 SO
4 2–
+ 4H
+
+2e
–
® SO
2
+ 2H
2
O
2Cr
° + 3SO
4 2–
+ 12H
+
® 2Cr
3+
+ 3SO
2
+ 6H
2
O
В случае с HNO
3(конц)
происходит пассивация хрома – на поверхности образуется прочная пленка оксида – и металл не реагирует с кислотой.
(Пассивный хром имеет высокий окислительно-восстановительный потен- циал = + 1,3 В.)
31
Основная область применения хрома – металлургия: создание хроми- стых сталей. Так, в инструментальную сталь вводят 3 – 4% хрома, шарико- подшипниковая сталь содержит 0,5 – 1,5% хрома, в нержавеющей стали
(один из вариантов): 18 – 25% хрома, 6 – 10% никеля, < 0,14% углерода,
0,8% титана, остальное – железо.
Свойства металлического железа (…3d
6 4s
2
). Железо – белый блестя- щий металл. Образует несколько кристаллических модификаций, устойчи- вых в определенном температурном интервале.
Химические свойства металлического железа определяются его по- ложением в ряду напряжений металлов:
В
E
В
E
Fe
Fe
Fe
Fe
036
,
0
;
44
,
0
/
/
3 2
-
=
-
=
+
+
o o
При нагревании в атмосфере сухого воздуха железо окисляется:
2Fe + 3/2O
2
® Fe
2
O
3
В зависимости от условий и от активности неметаллов железо может образовывать металлоподобные (Fe
3
C, Fe
3
Si, Fe
4
N), солеподобные (FeCl
2
,
FeS) соединения и твердые растворы (с C, Si, N, B, P, H).
В воде железо интенсивно корродирует:
2Fe + 3/2O
2
+nH
2
O
® Fe
2
O
3
×nH
2
O.
При недостатке кислорода образуется смешанный оксид Fe
3
O
4
:
3Fe + 2O
2
+ nH
2
O
® Fe
3
O
4
×nH
2
O
Разбавленная соляная, серная и азотная кислоты растворяют железо до двухвалентного иона:
Fe + 2HCl
® FeCl
2
+ H
2 4Fe + 10HNO
3(оч. разб.)
® 4Fe(NO
3
)
2
+ NH
4
NO
3
+ 3H
2
O
Более концентрированная азотная и горячая концентрированная сер- ная кислоты окисляют железо до трехвалентного состояния (выделяются
NO и SO
2
соответственно):
Fe + 4HNO
3
® Fe(NO
3
)
3
+ NO + 2H
2
O
Очень концентрированная азотная кислота (плотность 1,4 г/см3) и серная (олеум) пассивируют железо, образуя на поверхности металла ок- сидные пленки.
Железо используют для получения железоуглеродистых сплавов. Ве- лико биологическое значение железа, т.к. оно – составная часть гемогло- бина крови. В организме человека содержится около 3 г железа.
Химические свойства металлического цинка (…3d
10 4s
2
).
Цинк – си- невато-белый, пластичный и тягучий металл, но выше 200
°С становится хрупким. Во влажном воздухе он покрывается защитной пленкой основной соли ZnCO
3
×3Zn(OH)
2
или ZnO и дальнейшего окисления не происходит.
При высоких температурах взаимодействует:
32 2Zn + O
2
® 2ZnO
Zn + Cl
2
® ZnCl
2
Zn + H
2
O
(пар)
® Zn(OH)
2
+ H
2
Исходя из величин стандартных электродных потенциалов, цинк вы- тесняет кадмий, который является его электронным аналогом, из солей:
Cd
2+
+ Zn
® Cd + Zn
2+
Благодаря амфотерности гидроокиси цинка металлический цинк спо- собен растворяться в щелочах:
Zn + 2KOH + H
2
O
® K
2
[Zn(OH)
4
] + H
2
↑
В разбавленных кислотах:
Zn + H
2
SO
4
® ZnSO
4
+ H
2
↑
4Zn + 10HNO
3
® 4Zn(NO
3
)
2
+ NH
4
NO
3
+ 3H
2
O
В концентрированных кислотах:
4Zn + 5H
2
SO
4
® 4ZnSO
4
+ H
2
S + 4H
2
O
3Zn + 8HNO
3
® 3Zn(NO
3
)
2
+ 2NO + 4H
2
O
Значительная часть цинка расходуется для цинкования железных и стальных изделий. Широкое промышленное использование имеют сплавы цинка с медью (нейзильбер, латунь). Цинк широко используется при изго- товлении гальванических элементов.
Химические свойства металлической меди (…3d
10 4s
1
). Металличе- ская медь кристаллизуется в кубической гранецентрированной кристалли- ческой решетке. Это ковкий мягкий, вязкий металл розового цвета с тем- пературой плавления 1083
°С. Медь находится на втором месте после се- ребра по электро- и теплопроводности, что обусловливает значение меди для развития науки и техники.
Медь реагирует с поверхности с
кислородом воздуха при комнатной температуре, цвет поверхности становится темнее, а в присутствии CO
2
,
SO
2
и паров воды покрывается зеленоватой пленкой основных солей
(CuOH)
2
CO
3
, (CuOH)
2
SO
4
Медь непосредственно соединяется с кислородом, галогенами, се- рой:
2Cu + O
2
¾
¾
¾
¾
¾
®
¾
калениекрасное2CuO
4CuO
¾
¾
¾
®
¾
вышеto
2Cu
2
O + O
2
Cu + S
® Cu
2
S
В присутствии кислорода металлическая медь взаимодействует с раствором аммиака при обычной температуре:
[
]
[
]
+
+
-
+
+
-
®
®
2 2
3 2
01
,
0 2
3 2
12
,
0
)
(
)
(
3 3
NHCuNHCuCuNHВNHВ 33
Находясь в ряду напряжений после водорода
(
)
BCuCuEBCuCuE34
,
0
/
52
,
0
/
2
+
=
+
=
+
+
o o
, медь не вытесняет его из разбав- ленных соляной и серной кислот. Однако в присутствии кислорода воздуха медь растворяется в этих кислотах:
2Cu + 4HCl + O
2
® 2CuCl
2
+ 2H
2
O
Бромоводородная кислота (более "мягкая" кислота) может взаимо- действовать с медью, давая прочное комплексное соединение Cu(I):
Cu + 2HBr
® H[CuBr
2
] + 1/2H
2
Окисляющие кислоты растворяют медь с переходом ее в двухвалент- ное состояние:
Cu + 2H
2
SO
4
® CuSO
4
+ SO
2
+ 2H
2
O
3Cu + 8HNO
3(конц.)
® 3Cu(NO
3
)
2
+ NO
2
+ 4H
2
O
Со щелочами медь не взаимодействует.
Соли меди реагируют с более активными металлами, и эта окисли- тельно-восстановительная реакция лежит в основе некоторых гальваниче- ских элементов:
CuSO
4
+ Zn
® ZnSO
4
+ Cu; E
о
= 1,1 B
Mg + 2CuCl
2
® MgCl
2
+ 2Cu; E
о
= 1,75 B.
Медь образует с другими металлами большое число интерметалличе- ских соединений. Наибольшую известность и ценность имеют сплавы: ла- тунь Cu–Zn (18 – 40% Zn), бронза Cu–Sn (колокольная – 20% Sn), инстру- ментальная бронза Cu–Zn–Sn (11% Zn, 3 – 8% Sn),
Скачать 0.49 Mb.