52. Химия р-элементов

Элементы 3 группы ПС. У всех эл-тов 3 группы высшая степень окисления равна 3. Они образуют оксиды R2O3 (B2O3, Al2O3), амфотерные гидроксиды R(OH)3 – Al(OH)3. По хим. св-вам В2О3 – кислотный оксид, остальные являются амфотерными. В своб. состоянии все элем. кроме бора являются Ме. Галлий, индий - редкие рассеянные элементы. Al явл. одним из наиболее распространенных эл-тов, входит в состав алюмосиликатов, бокситов, нефелина(Na2O*Al2O3*6SiO2). Al входит в состав корунда. Al получают путем электролиза расплава Al2O3 в криолите 3NaF*AlF3(на катоде Al, на аноде О2). Al один из самых легких Ме, температура плавления =659C. Широко используется в кач-ве конструкционного материала. Не покрывается оксидной пленкой. Анодирование позволяет использовать Al в агрессивных средах. Al используют в качестве алюминиевых красок для опор, мостовых ферм для придания коррозийной устойчивости, используют на зеркальных фабриках. Химические св-ва.

Al+O2=Al2O3; Al+HCl=H2+AlCl3

Al+H2O=H2+Al(OH)3 (после снятия оксидной пленки)

Al+NaOH(тв.)=H2+NaAlO2 (р-я при нагревании)

Al+NaOH+H2O=H2+Na[Al(OH)4]

Al+Fe3O4=Al2O3+Fe+ΔH – происходит термическая сварка

Al(порошок)+Ca(OH)2+6H2O=3CaO*Al2O3*6H2O+H2 – газобетон

Кислородные соединения алюминия.

Al2O3 – тугоплавкое соединение, температура плавления 2000С+; по твердости уступает только алмазу. Используется как шлифовочный материал.

Al2O3+HCl=AlCl3+H2O; Al2O3+NaOH=NaAlO2+H2O

Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4]; Al(OH)3+HCl=AlCl3+H2O

Al2(SO4)3 используется для очистки воды, в качестве квасцов при выделке кожи. Оксид Al входит в состав портландцемента. 3СаО*Al2O3 и CaO*Al2O3 являются составляющими глиноземистого цемента.

Элементы 4 группы ПС. Имеют 4 валентных электрона, высшая ст. окисления= 4. На S и P подуровнях по 2 электрона. У эл-тов этой группы усиливаются Неме свойства. Образуют оксиды RO (CO, SiO), RO2 (CO2, SiO2), RH4 (CH4, SiH4). Углерод имеет огромное значение для жизнедеятельности. Входит в состав торфа, древесины, природного газа, углекислого газа. В свободном состоянии встречается в виде графита и алмаза (способность вещ-ва существовать в виде простых вещ-в наз-ся аллотропией). Алмаз используется при бурении скважин, графит – в качестве смазочного материала.

53. Химия d-элементов (6,7,8 группы пс)

Атомы всех элементов 6 группы имеют по 6 валентных электронов. Подгруппа хрома – хром, молибден, вольфрам. Максимальная ст. окисления =6, валентность =6. Образуют оксиды общей формулы RO3 (CrO3), RH2. С ростом порядкового номера возрастает температура плавления элемента. Сплавы на основе хрома, молибдена, вольфрама имеют сложные тех. характеристики, очень дороги. Хром встречается в природе в виде хромистого железняка –FeOCr2O3- входит в состав метеоритов. Хром получают либо электролизом, либо алюмотермией. Cr2O3+Al=Cr+Al2O3

Cr – серовато-белый Ме, на воздухе покрывается оксидной пленкой. Растворяется после растворения оксидной пленки : Cr+HCl=H2+CrCl2. В концентрированных азотной и серной кислотах переходит в пассивное состояние. В атмосфере кислорода Cr сгорает с обр. соотв. оксида: Cr+O2=Cr2O3 (при нагревании). Раскаленный Cr взаимодейтсвует со следующими веществами: Cr+S=Cr2S3; Cr+H2O=Cr2O3+H2 (при нагревании). Для хрома известны следующие оксиды. CrO, Cr2O3, CrO3. оксид хрома (II) и все соединения 2-валентного хрома неустойчивы, легко разделяются и переходят в трехвалентное состояние: Cr(OH)2+O2+H2O=Cr(OH)3

CrO3 представляет собой тугоплавкий порошок зеленого цвета; по твердости близок к корунду Al2O3, входит в состав шлифовальных средств, в состав краски «зеленый крон». Cr2O3 и Al2O3 – амфотерные оксиды.

Cr2O3+NaOH=NaCrO2+H2O;

Cr(OH)3+NaOH= Na[Cr(OH)4] – при взаимодействии с гидроксидами образуются комплексные соединения. CrO3 – темно-красное вещ-во, кислотный оксид, легко разлагается в воде и образует хромовые кислоты: H2CrO4 – хромовая кислота, H2Cr2O7 – двухромовая к-та. С возрастанием степени окисления уменьшаются основные свойства и увеличиваются кислотные. Хромовые кислоты образуют два ряда солей: хроматы, дихроматы. Соли хромовой к-ты имеют желтый цвет. Соли двухромовой к-ты имеют оранжевый цвет. Na2Cr2O7 и K2Cr2O7 – хромпики. Используются в кожевенной, текстильной, лако-красочной промышленности, а также для придания антисептических свойств. Все хромовые кислоты и их соли, а также оксиды 6-валентного хрома являются ядовитыми. Вследствие легкой пассивируемости хрома его используют для получения Ме покрытий. Cr используют для получения различных сплавов, для придания жаропрочности, твердости, кислотоустойчивости. Все нержавеющие стали содержат хром. Соли PbCrO4, ZnCrO4, SrCrO4 используют как пигменты. Элементы 8 группы. Железо, кобальт, никель. Схожие элементы этой группы образуют горизонтальные группировки (триады). Остальные элементы образуют семейство платиновых Ме. Атомы триады железа имеют на внешнем ур-не 2 электрона, поэтому устойчивыми степенями окисл. явл. +2, +3. Они образуют оксиды RO, R2O3 (FeO, CoO, Fe2O3, Co2O3). Соотв. обр. гидроксиды: R(OH)2, R(OH)3. Fe, Ni, Co- пластичные Ме. Легко подвергаются любым видам механической переработки. Co – более хрупкий Ме. В отличие от кобальта, никель и железо обладают магнетизмом. Для триадов Fe характерно карбонирование. При обычной температуре Co и Ni устойчивы к коррозии, как на воздухе, так и в воде и различных р-рах. Серная к-та легко расплавляет Fe и Co. HNO3 (k) делает пассивными все три Ме. Окислительные способности ув. в ряду Fe, Co, Ni. Все эти Ме склонны к образов. комплексных соединений. Встречаются в природе в виде оксидов, сульфидов, карбонатов. В свободном виде Fe встречается только в метеоритах. Важнейшими рудными минералами железа явл.: магнетит (FeO*Fe2O3(Fe3O4)), гематит (Fe2O3), лиманит (бурый железняк – 2Fe2O3*3H2O). Кроме того железо встречается в виде карбонатов: FeCO3 – шпатовый железняк. Могут содержаться полезные примеси: ванадий и пр., и вредные: фосфор, сера. Железо так же встречается в виде пирита – FeS2