19.Получение щелочноземельных метеллов.

Кальций получают электролизом расплава хлорида кальция ,к которому добавляют 5-7% СaF2 для снижения температуры плавления.

СаСl2=Ca(катод)+Сl2(анод)

Стронций и барий получают методом аллюмотермии из оксидов :

3BaO+2Al=3Ba+Al2O3

Применение щелочнозем.Ме

Применяют как восстановитель и легирующая добаквка к сплавам. Например металлический кальций.

Соединения:CaO;Сa(OH) их получение.

20. См.Вопрос 16.

21. Щелочные МЕ. Способы получения:

1. Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов, чаще всего — хлоридов, образующих природные минералы:

2LiCl =2 Li + Cl2 в(верх)

катод: Li+ + e → Li

анод: 2Cl− — 2e → Cl2

2. Иногда для получения щелочных металлов проводят электролиз расплавов их гидроксидов:

4 NaOH = 4 Na + 2 H2O + O2(вверх)

катод: Na+ + e → Na

анод: 4OH− — 4e → 2H2O + O2

Применение:

Используют в качестве восстановителей ,в качестве жидких теплоносителей,например,в ядерных реакторах,в орг.синтезе. Литий прим .в производстве сплавов в кач. легирующей добавки. Пары натрия исп. для заполнения газоразрядных ламп уличного освещения, которые дают свет с оранжевым оттенком.

Соединения:Na2O;NaOH (их получение)

22.

Сu 1s22s22p63s23p64s23d9

Ag 5s14d10

Au 6s15d10

Cт.ок медь +1 +2(+3)

Серебро +1 +2

Золото +1 +2 +3

Химически малоактивны,они не вытесняют водород из кислот. От меди до золота уменьшается восст.спб атомов и увел. Окисл.спб.ионов.

D cемейство.

Общ.ф(ns1(n-1)d10

Получение

В промышленности медь чаще всего получают из сульфидных руд, которые сначала обжигают ,а потом сплавляют с сульфидом меди.

Обладают хорошей теплопроводностью.

Взаимодействуют с кислотами,окислителмя. Азотной кисл.конц серной кисл.

Не взаимод. с водородом.

23.Строение. Алюминий.

3S23P1

Ст.ок+3

Нахождение в природе:

По распространённости в земной коре Земли занимает 1-е среди металлов и 3-е место среди элементов, уступая только кислороду и кремнию. Глина, алюмосиликаты. Красный рубин(корунд), сапфир (корнуд с примесями титана и железа)

Физ.свойства:

Металл серебристо-белого цвета, лёгкий. Прочный,твердый,им.высокую электротеплопров., пластичный,легкоплавкий.

Химич.свойства.

При нормальных условиях алюминий покрыт тонкой и прочной оксидной плёнкой и потому не реагирует с классическими окислителями: с H2O (t°);O2, HNO3 (без нагревания). Благодаря этому алюминий практически не подвержен коррозии и потому широко востребован современной промышленностью. Однако при разрушении оксидной плёнки (например, при контакте с растворами солей аммония NH4+, горячими щелочами или в результате амальгамирования), алюминий выступает как активный металл-восстановитель.

Легко реагирует с простыми веществами:

с кислородом, образуя оксид алюминия:

4Al + 3O2 =2Al2O3

с галогенами (кроме фтора)[9], образуя хлорид, бромид или иодид алюминия:

2Al + 3Hal2= 2AlHal3

с другими неметаллами реагирует при нагревании:

со фтором, образуя фторид алюминия:

2Al + 3F2 = 2AlF3

с серой, образуя сульфид алюминия:

2Al + 3S= Al2S3

с азотом, образуя нитрид алюминия:

2Al + N2 =2AlN

с углеродом, образуя карбид алюминия:

4Al + 3C Al4C3

Сульфид и карбид алюминия полностью гидролизуются:

Al2S3 + 6H2O =2Al(OH)3 + 3H2S

Al4C3 + 12H2O =4Al(OH)3 + 3CH4

Со сложными веществами:

с водой (после удаления защитной оксидной пленки, например, амальгамированием или растворами горячей щёлочи):

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2

со щелочами (с образованием тетрагидроксоалюминатов и других алюминатов):

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2

2Al + 6NaOH =2Na3AlO3 + 3H2

Легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:

2Al + 6HCl =2AlCl3 + 3H2

2Al + 3H2SO4 =Al2(SO4)3 + 3H2

При нагревании растворяется в кислотах — окислителях, образующих растворимые соли алюминия:

8Al + 15H2SO4=4Al2(SO4)3 + 3H2S + 12H2O

Al + 6HNO3 = Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

восстанавливает металлы из их оксидов (алюминотермия):

8Al + 3Fe3O4 =4Al2O3 + 9Fe

2Al + Cr2O3 =Al2O3 + 2Cr

Производство.

На мировом рынке, запас 2,224 млн т., а среднесуточное производство 128,6 тыс. т. (2013.7)[13].В России монополистом по производству алюминия является компания «Российский алюминий», на которую приходится около 13 % мирового рынка алюминия и 16 % глинозёма.]Мировые запасы бокситов практически безграничны, то есть несоизмеримы с динамикой спроса. Существующие мощности могут производить до 44,3 млн т первичного алюминия в год. Следует также учитывать, что в будущем некоторые из применений алюминия могут быть переориентированы на использование, например, композитных материалов.Цены на алюминий (на торгах международных сырьевых бирж) в 2008—2014 годах составляли в среднем 1,8—2,3 долларов за килограмм.

Применение.

Широко применяется как конструкционный материал.

Благодаря комплексу свойств широко распространён в тепловом оборудовании.

Алюминий и его сплавы сохраняют прочность при сверхнизких температурах. Благодаря этому он широко используется в криогенной технике.

Высокий коэффициент отражения в сочетании с дешевизной и лёгкостью напыления делает алюминий идеальным материалом для изготовления зеркал.

В производстве строительных материалов как газообразующий агент.

Сульфид алюминия используется для производства сероводорода.

В качестве восстановителя.

Как компонент термита, смесей для алюмотермии

В пиротехнике.

Алюминий применяют для восстановления редких металлов из их оксидов или галогенидов.

Ограничено применяется как протектор при анодной защите.

Как добавка в другие сплавы.

Столовые приборы.

Амфотерность (двойственность свойств) гидроксидов и оксидов многих элементов проявляется в образовании ими двух типов солей. Например, для гидроксида и оксида алюминия:

а) 2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 + 3H2O

Al2О3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O

б) 2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O (в расплаве)

Al2О3 + 2NaOH(т) = 2NaAlO2 + H2O (в расплаве)

В реакциях (а) Al(OH)3 и Al2О3 проявляют свойства оснóвных гидроксидов и оксидов, то есть они подобно щелочам реагируют с кислотами и кислотными оксидами, образуя соль, в которой алюминий является катионом Al3+.

Напротив, в реакциях (б) Al(OH)3 и Al2О3 выполняют функцию кислотных гидроксидов и оксидов, образуя соль, в которой атом алюминия AlIII входит в состав аниона (кислотного остатка) AlО2−.

Сам элемент алюминий проявляет в этих соединениях свойства металла и неметалла. Следовательно, алюминий - амфотерный элемент.

24.Cr

4s23d4

+6 +2 +3

Mo

5s24d4

+6+4

W

6s15d5

+6+4

Все элементы устойчивы ,при нагревании взаимодействуют с галогенами.С O2, S N P Si.

Образуют сплавы со многими МЕ.

В природе.

Молибден и вольфрам относятся к довольно редким химическим элементам. Содержание молибдена в составе земной коры оценивается в 0,0025%, а вольфрама несколько больше — 0,0055%. Впрочем, и вольфрам по своей распространенности занимает лишь 26-е место среди всех химических элементов. С другой стороны, молибден относится также и к числу так звездных (космических) элементов: он обнаружен на солнце и в составе метеоритов.

Хром является довольно распространённым элементом (0,02 масс. долей, %). Основные соединения хрома — хромистый железняк (хромит) FeO·Cr2O3. Вторым по значимости минералом является крокоит PbCrO4.

Получение.

Чтобы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом:

1) сплавляют хромит железа с карбонатом натрия (кальцинированная сода) на воздухе:

4Fe(CrO2)2 + 8Na2CO3 + 7O2 = 8Na2CrO4 + 2Fe2O3 + 8CO2

2) растворяют хромат натрия и отделяют его от оксида железа;

3) переводят хромат в дихромат, подкисляя раствор и выкристаллизовывая дихромат;

4) получают чистый оксид хрома восстановлением дихромата натрия углём:

Na2Cr2O7 + 2C =Cr2O3 + Na2CO3 + CO

5) с помощью алюминотермии получают металлический хром:

Cr2O3 + 2Al =Al2O3 + 2Cr + 130

6) с помощью электролиза получают электролитический хром из раствора хромового ангидрида в воде, содержащего добавку серной кислоты. При этом на катодах совершаются в основном 3 процесса:

восстановление шестивалентного хрома до трехвалентного с переходом его в раствор;

разряд ионов водорода с выделением газообразного водорода;

разряд ионов, содержащих шестивалентный хром, с осаждением металлического хрома;

Cr2O72- + 14H+ + 12e^-= 2Cr + 7H2O

W.Процесс получения вольфрама проходит через подстадию выделения триоксида WO3 из рудных концентратов и последующем восстановлении до металлического порошка водородом при температуре ок. 700 °C. Из-за высокой температуры плавления вольфрама для получения компактной формы используются методы порошковой металлургии: полученный порошок прессуют, спекают в атмосфере водорода при температуре 1200—1300 °C, затем пропускают через него электрический ток. Металл нагревается до 3000 °C, при этом происходит спекание в монолитный материал. Для последующей очистки и получения монокристаллической формы используется зонная плавка.

Mo.

Промышленное получение молибдена начинается с обогащения руд флотационным методом. Полученный концентрат обжигают до образования оксида МоО3:

2MoS2 + 7O2 = 2MoO3 + 4SO2

который подвергают дополнительной очистке. Далее МоО3 восстанавливают водородом:

MoO3 + 3H2 =Mo + 3H2O

Полученные заготовки обрабатывают давлением (ковка, прокатка, протяжка).

Физ.св.— химические элементы 6-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы побочной подгруппы VI группы)[1]. В группу входят хром Сr, молибден Mo и вольфрам W[2]. На внешнем энергетическом уровне у атомов хрома и молибдена находится один электрон, у вольфрама — два, поэтому характерным признаком данных элементов является металлический блеск, что и отличает эту побочную подгруппу от главной. Степень окисления в соединениях всех элементов подгруппы хрома равна +6, а также +5, +4, +3 и +2. По возрастанию порядкового номера элементов возрастает и температура плавления. Например, вольфрам — самый тугоплавкий метал, его температура плавления составляет 3390 °C. Элементы подгруппы достаточно устойчивы к внешним факторам (воздух, вода). По физическим и химическим свойствам молибден и вольфрам сходны, но отличаются от хрома[3].

Химические совйства.

W.Вольфрам имеет высокую коррозионную стойкость: при комнатной температуре не изменяется на воздухе; при температуре красного каления медленно окисляется в оксид вольфрама (VI). Вольфрам в ряду напряжений стоит сразу после водорода, и в соляной, разбавленной серной и плавиковой кислотах почти нерастворим. В азотной кислоте и царской водке окисляется с поверхности.

Легко растворяется в смеси азотной и плавиковой кислот[5]:

2W + 4HNO3 + 10HF =WF6 + WOF4 + 4NO \uparrow + 7H_2O }

Реагирует с расплавленными щелочами в присутствии окислителей[6]:

2W + 4NaOH + 3O2 = 2Na_2WO_4 + 2H2O

W + 2NaOH + 3NaNO3 = Na2WO4 + 3NaNO2 + H2O

Mo.

При комнатной температуре на воздухе молибден устойчив. Начинает окисляться при 400 °C. Выше 600 °C быстро окисляется до триоксида МоО3. Этот оксид получают также окислением дисульфида молибдена MoS2 и термолизом молибдата аммония (NH4)6Mo7O24·4H2O.

Мо образует оксид молибдена (IV) МоО2 и ряд оксидов, промежуточных между МоО3 и МоО2.

С галогенами Mo образует ряд соединений в разных степенях окисления. При взаимодействии порошка молибдена или МоО3 с F2 получают гексафторид молибдена MoF6, бесцветную легкокипящую жидкость. Mo (+4 и +5) образует твердые галогениды MoHal4 и MoHal5 (Hal = F, Cl, Br). С иодом известен только дийодид молибдена MoI2. Молибден образует оксигалогениды: MoOF4, MoOCl4, MoO2F2, MoO2Cl2, MoO2Br2, MoOBr3 и другие.

При нагревании молибдена с серой образуется дисульфид молибдена MoS2, с селеном — диселенид молибдена состава MoSe2. Известны карбиды молибдена Mo2C и MoC — кристаллические высокоплавкие вещества и силицид молибдена MoSi2.

Cr?

Mn.

1s22s22p63s23p64s23d5

Cт.ок +7 +2 +4 +6

в свободном виде не встр, находиться в виде различных соединений.

D cемейство

Соед. MnO2 пирлюзит MnCO3 мар.шпат

Серебристо белый ме,хрупкий,твердый ,на возд. покр. оксидной пленкой в виде пестрых пятен.

Получение

1.Обжиг пиролюзит.

3MnO2=Mn3O4+O2

3Mn3O4+8Al=9Mn+4Al2O3

Химический свойства.

• С азотом

MnN2

Хлор

MnCl2

Углерод

MnC

2.Взаимодействие с парами воды.

Mn + 2H2O=Mn(OH)2+H2(dd)

Mn+H2O(Темп)=MnO+H2(вв)

3.С растворами кислот

H2SO2 рр и HNO3

Получ.

1.MnSO4+H2

2.Mn(NO3)2+NO+H2O

4.Отношение Mn к кислотам-окисл.

Конц. HNO3 и H2SO4.

Получ. (темп)1. Mn(NO3)2+NO2(вв)+H2O

2.MnSO4+SO2(вв)+H2O

25.

Соединения хрома.

Сr(вз с НCl,CO2) Cr2O3(NH4)2Cr2O7=Cr2O3+N2+4H2O CrO3(NH4)

Cr(Oh)2(HCl,CO2) Cr(OH)(разлож)3(NaOH HCl) H2CrO4 хромовая к та

H2Cr2O7 дихром.

Хромовая и дихромовая кислоты.

Получение.

СrO3+H2O+H2CrO4

2CrO3+H2O=H2Cr2O7

Обе кислоты не устойчивы и существуют только в водных растворах.

СrO4 хромат желт цвет

Сr2O7 дихромат оранж.

Имеют кислую среду в кислой среде равновесие смещается в лев.стор.,то есть в данной среде устойчивы дихроматы. В Щел. среде равновесие смещается в сторону хроматов.

Хроматы и дихроматы сильные окислители.

K2Cr2O7+3H2S+4H2SO4=7H2O+3S(вниз)+K2SO2+Cr2(SO4)3

+6эл

-2

С Н2SO4 =K2Cr2O7+H2O+K2SO4

C 2NaOH=K2CrO4+H2O+Na2CrO4

Применение: Хроматы применяют в качестве сильных окислителей, как красящие вещества. Также хроматы используются в качестве средства для мытья лабораторной посуды, так называемая «хромовая смесь». Дихроматы. Обладающая очень сильным окислительным действием смесь равных объёмов насыщенного на холоду раствора K2Cr2O7 и концентрированной H2SO4 (хромовая смесь) применяется в лабораториях для мытья химической посуды.