Учебное пособие для ЕГЭ
I. Металлы образуют все s-элементы, d-элементы, f-элементы и p-элементы, находящиеся в таблице левее и ниже границы B - At. II. У атомов металлов металлов большие радиусы. На последней оболочке от одного (у атомов щелочных элементов, Cr, Mo, Cu, Ag и Au) до трех электронов. Атомы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны (но не более трех) В периоде с увеличением порядкового номера:
заряд ядра увеличивается;
радиусы атомов уменьшаются;
число электронов на внешнем слое увеличивается (только у атомов элементов главных подгрупп);
восстановительные (металлические) свойства ослабевают (только у атомов элементов главных подгрупп).
III. Физические свойства. Определяются металлической связью, наличием в кристаллической решетке свободных электронов. Характерны:
высокая электропроводность;
высокая теплопроводность;
высокая пластичность.
. металлический блеск и непрозрачность.
Iii. Химические свойства. Металлы- восстановители
1) окисление кислородом (образуются оксиды, реже пероксиды – для щелочных металлов):
|
2Na + O2 = Na2O2 |
4Al + 3O2 = 2Al2O3 |
|
2Na2O2+2H2O → 4NaOH + O2 ( гидролиз пероксидов, используется на подводной лодке) |
|
2Li + O2 = Li 2O K + O2 = K O2 (надпероксид) 2) галогенами (хлориды, иодиды,фториды)
Mg + F2 = MgF2 |
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 |
Zn + Br2 = ZnBr2 |
3)Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с водородом (при нагревании), образуя гидриды:
2Na + H2 = 2NaH |
|
Ba + H2 = BaH2 |
2NaH + H2O= NaOH+ H2 гидролиз гидридов 3) с серой (ртуть - при комнатной температуре), образуя сульфиды:
2Na + S = Na2S |
2Al + 3S = Al2S3 |
Hg + S = HgS |
4)с азотом (литий - при комнатной температуре), образуя нитриды:
6Li + N2 = 2Li3N |
6Na + N2 = 2Na3N |
3Mg + N2 = Mg3N2 |
5) с водой (Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до магния, реагируют при комнатной температуре, от магния до свинца - при нагревании)
2Na
+ 2H2O
= 2NaOH + H2 |
Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2 |
6)Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, реагируют с кислотами-"неокислителями"HCl, разбавленная H2SO4
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 |
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 |
Сu+ HCl = реакция не идет С кислотами-"окислителями" (HNO3, концентрированная H2SO4) реагируют и металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода. Продукты реакции зависят от концентрации кислоты и активности металла.
Взаимодействие серной кислоты конц. с металлами:
H2SO4 (конц.) + Me = соль + H2O + Х
|
Щелочные и щелочноземельные |
Fe, Cr, Al |
Металлы до водорода Сd Pb Mn Sn Сo |
Металлы послеводорода (при t)Сu Ag Hg |
Au, Pt |
X |
H2S↑ могут S↓ или SO2↑ |
1) пассивируются на холоде; 2) при нагревании → SO2↑ |
S↓ могут H2Sили SO2 |
SO2↑ |
----- |
Взаимодействие азотной кислотой с металлами
Примеры реакций:
Cu + 2H2SO4(конц.) = CuSO4 + SO2 + 2H2O |
Fe + 4HNO3(разб.) = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O |
7)Амфотерные металлы реагируют с растворами щелочей:
2Al + 2KOH + 6H2O = 2K[Al(OH)4] + 3H2
8)Активные металлы реагируют с некоторыми органическими веществами:
2Na + 2C2H4OH = 2C2H5ONa + H2
9). Взаимодействие металлов с растворами солей:
Fe + CuSO4 
FeSO4 + Cu.
Более активный металл вытесняет менее активный из его соли.
Общие способы получения металлов
1.Восстановление металлов из оксидов углем или угарным газом ZnO+ C t= CO + Zn Fe3O4+ 4CO t= 4CO2 + 3Fe Обжиг сульфидов с последующим восстановлением (если металл находится в руде в виде соли или основания, то последние предварительно переводят в оксид) 2ZnS + 3O2 t= 2ZnO + 2SO2↑ MgCO3 t= MgO + CO2↑ 2.Алюмотермия (в тех случаях, когда нельзя восстановить углём или угарным газом из-за образования карбида или гидрида) 3MnO2 + 4Al t= 3Mn + 2Al2O3 2Al + 3BaO t= 3Ba + Al2O3 3.Водородотермия - для получения металлов особой чистоты MеxOy + H2 = H2O + Me, MoO3 + 3H2 t= Mo + 3H2O↑
Щелочные и щелочноземельные металлы получают в промышленности электролизом расплавов солей (хлоридов) 2NaCl –расплав, электр. ток. → 2 Na + Cl2↑ CaCl2 –расплав, электр. ток.→ Ca + Cl2↑ расплавов гидроксидов: 4NaOH –расплав, электр. ток.→ 4Na + O2↑ + 2H2O (!!! используют изредка для Na) Алюминий в промышленности получают в результате электролиза расплава оксида алюминия в криолите Na3AlF6 (из бокситов): 2Al2O3 –расплав в криолите, электр. ток.→ 4Al + 3 O2↑ Электролиз водных растворов солей используют для получения металлов средней активности и неактивных: 2CuSO4+2H2O –раствор, электр. ток. → 2Cu + O2 + 2H2SO4
CuSO4+ Fe→ Fe SO4+Cu Щелочные металлы (1 группа) Очень сильные восстановители. В соединениях проявляют единственную степень окисления +1. Восстановительная способность увеличивается с ростом атомной массы. Все соединения имеют ионный характер, почти все растворимы в воде. Гидроксиды R–OH – щёлочи, сила их возрастает с увеличением атомной массы металла. Воспламеняются на воздухе при умеренном нагревании. С водородом образуют солеобразные гидриды. Продукты сгорания чаще всего пероксиды. Восстановительная способность увеличивается в ряду Li–Na–K–Rb–Cs 1. Активно взаимодействуют с водой: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 2Li + 2H2O → 2LiOH + H2 2. Реакция с кислотами: 2Na + 2HCl → 2NaCl + H2 3. Реакция с кислородом: 4Li + O2 → 2Li2O(оксид лития) 2Na + O2 → Na2O2 (пероксид натрия) 2Na2O2+2H2O → 4NaOH + O2 K + O2 → KO2 (надпероксид калия) На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.). 3. В реакциях с другими неметаллами образуются бинарные соединения: 2Li + Cl2 → 2LiCl (галогениды) 2Na + S → Na2S (сульфиды) 2Na + H2 → 2NaH (гидриды) 2NaH2+H2O → 2NaOH + H2 6Li + N2 → 2Li3N (нитриды) 2Li + 2C → Li2C2 (карбиды) 4. Качественная реакция на катионы щелочных металлов - окрашивание пламени в следующие цвета: Li+ – карминово-красный Na+ – желтый K+, Rb+ и Cs+ – фиолетовый Щелочноземельные металлы (2 группа) 1. Очень реакционноспособны. 2. Степень окисления +2. 3. Реагируют с водой при комнатной температуре (кроме Be) с выделением водорода. 4. восстановители 5. С водородом образуют солеобразные гидриды ЭH2. 6. Оксиды имеют общую формулу ЭО. Тенденция к образованию пероксидов выражена слабее, чем для щелочных металлов. Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: ––Be–Mg–Ca–Sr–Ba MgCO3 – магнезит,CaCO3 – кальцит (известняк, мрамор ) Ca3(PO4)2 – апатит,CaSO4 • 2H2O – гипс получают электролизом расплавов хлоридов: CaCl2 = Ca + Cl2 катод: Ca2+ + 2ē = Ca0 анод: 2Cl- – 2ē = Cl2 Химические свойства 1. Реакция с водой. В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде. В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием гидроксидов, которые являются сильными основаниями: Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2 2. Реакция с кислородом. Все металлы образуют оксиды RO, барий-пероксид – BaO2: 2Mg + O2 = 2MgO Ba + O2 = BaO2 3. С другими неметаллами образуются бинарные соединения: Be + Cl2 = BeCl2(галогениды) Ba + S = BaS(сульфиды) 3Mg + N2 = Mg3N2(нитриды) Ca + H2 = CaH2(гидриды) Ca + 2C - CaC2(карбиды) 3Ba + 2P = Ba3P2(фосфиды) Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами. 4. Все металлы растворяются в кислотах: Ca + 2HCl = CaCl2 + H2 Mg + H2SO4(разб.) = MgSO4 + H2 Бериллий амфотерен, поэтому растворяется в водных растворах щелочей: Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2 5. Качественная реакция на катионы щелочноземельных металлов – окрашивание пламени в следующие цвета: Ca2+ - темно-оранжевый Sr2+- темно-красный Ba2+ - светло-зеленый Реактивом на ион Ba2+ служит серная кислота или ее соли. Оксиды щелочноземельных металлов Получение 1) Окисление металлов (кроме Ba, который образует пероксид) 2) Термическое разложение карбонатов CaCO3 –t= CaO + CO2 Типичные основные оксиды. Реагируют с водой (кроме BeO), кислотными оксидами и кислотами MgO + H2O = Mg(OH)2 3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2 BeO + 2HNO3 = Be(NO3)2 + H2O BeO - амфотерный оксид, растворяется в щелочах: BeO + 2NaOH + H2O = Na2[Be(OH)4] Гидроксиды щелочноземельных металлов R(OH)2 Подучают : Ba + 2H2O = Ba(OH)2 + H2 CaO(негашеная известь) + H2O = Ca(OH)2(гашеная известь) Химические свойства Гидроксиды R(OH)2 - белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов (растворимость гидроксидов уменьшается с уменьшением порядкового номера; Be(OH)2 – нерастворим в воде, растворяется в щелочах). Основность R(OH)2 увеличивается с увеличением атомного номера: Be(OH)2 – амфотерный гидроксид Mg(OH)2 – слабое основание остальные гидроксиды - сильные основания (щелочи). 1) Реакции с кислотными оксидами: Ca(OH)2 + SO2 = CaSO3 + H2O 2) Реакции с кислотами: Mg(OH)2 + 2CH3COOH =(CH3COO)2Mg + 2H2O Ba(OH)2 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + 2H2O 3) Реакции обмена с солями: Ba(OH)2 + K2SO4 = BaSO4+ 2KOH 4) Реакция гидроксида бериллия со щелочами: Be(OH)2 + 2NaOH = Na2[Be(OH)4] Жесткость воды Природная вода, содержащая ионы Ca2+ и Mg2+, называется жесткой. Жесткая вода при кипячении образует накипь, в ней не развариваются пищевые продукты; моющие средства не дают пены. Карбонатная (временная) жесткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, некарбонатная (постоянная) жесткость – хлоридов и сульфатов. Общая жесткость воды рассматривается как сумма карбонатной и некарбонатной. Удаление жесткости воды осуществляется путем осаждения из раствора ионов Ca2+ и Mg2+: 1) кипячением: Сa(HCO3)2 –t= CaCO3 + CO2 + H2O Mg(HCO3)2 –t= MgCO3 + CO2 + H2O 2) добавлением известкового молока: Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3 + 2H2O 3) добавлением соды: Ca(HCO3)2 + Na2CO3 = CaCO3+ 2NaHCO3 CaSO4 + Na2CO3 = CaCO3 + Na2SO4 MgCl2 + Na2CO3 = MgCO3 + 2NaCl
Алюминий. (3 группа) Амфотерность.
Химические свойства алюминия Алюминий – химически активный металл, но прочная оксидная пленка определяет его стойкость при обычных условиях. Практически во всех химических реакциях алюминий проявляет восстановительные свойства. 1.Взаимодействие с неметаллами С кислородом взаимодействует только в мелкораздробленном состоянии при высокой температуре: 4Al + 3O2 = 2Al2O3, реакция сопровождается большим выделением тепла. 2Al + 3S = Al2S3. Al + P = AlP. При 800°С реагирует с азотом, а при 2000°С – с углеродом, образуя нитрид и карбид: 2Al + N2 = 2AlN, 4Al + 3C = Al4C3. С хлором и бромом взаимодействует при обычных условиях, а с йодом при нагревании, в присутствии воды в качестве катализатора: 2Al + 3Cl2 = 2AlCl3 С водородом непосредственно не взаимодействует. 2.Взаимодействие с водой Очищенный от оксидной пленки алюминий энергично взаимодействует с водой: 2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2 3.Взаимодействие с кислотами 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2; 2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2; 8Al + 30HNO3 = 8Al(NO3)3 + 3N2O + 15H2O (в качестве продукта восстановления азотной кислоты также может быть азот и нитрат аммония). С концентрированной азотной и серной кислотами при комнатной температуре не взаимодействует, при нагревании реагирует с образованием соли и продукта восстановления кислоты: 2Al + 6H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O; Al + 6HNO3 = Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O. 4.Взаимодействие со щелочами Алюминий – амфотерный металл, он легко реагирует со щелочами: в растворе с образованием тетрагидроксоалюмината натрия: 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2 при сплавлении с образованием алюминатов: 2Al + 2KOH = 2KAlO2 + 3H2. 4.Восстановление металлов из оксидов и солей Алюминий – активный металл, способен вытеснять металлы из их оксидов. Это свойство алюминия нашло практическое применение в металлургии: 2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3. Соединения алюминия Al2O3 – твердое вещество белого цвета, тугоплавкое. Не реагирует с водой и не растворяется. Типичный амфотерный оксид, поэтому реагирует с кислотами и щелочами. Al2O3 + 6 HCl = 2 AlCl3 + 3 H2O При сплавлении образуется метаалюминат натрия: Al2O3 (тв)+ 2 NaOH (тв) t→ 2 NaAlO2 + H2O, В растворе щёлочи образуется тетрагидроксоалюминат натрия: Al2O3 + 2 NaOH + 3 H2O = 2Na(Al(OH)4) Алюминаты неустойчивы и даже при слабом подкислении разрушаются: Na[Al(OH)4] + CO2 = Al(OH)3 + NaHCO3 Al(OH)3 – белое вещество, нерастворимое в воде, амфотерный гидроксид. Получают косвенно реакцией обмена между солью алюминия и щелочью: AlCl3 + NaOH (по каплям)= Al(OH)3 ↓ + 3 NaCl Взаимодействует с кислотами и щелочами. Al(OH)3 + 3 HCl = AlCl3 + 3 H2O В растворе: Al(OH)3 + NaOH(избыток) = Na(Al(OH)4) В расплавах: Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O Получение Образуется при действии водного раствора аммиака на растворы солей алюминия: AlCl3 + 3NH3 + 3H2O = Al(OH)3 + 3NH4Cl; растворы щелочей не применяются, поскольку образующийся гидроксид алюминия в них хорошо растворяется. |
Элементы побочных подгрупп.Железо
1. Положение железа в периодической таблице химических элементов и строение его атома
Железо - это d- элемент VIII группы;
Схема строения атома:1s22s22p63s23p63d64s2 Металл средней активности, восстановитель:
Основные степени окисления: +2, +3
2. Получение железа
Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II), а также водородом:
FeO + C = Fe + CO
Fe O + CO = Fe + CO2
6. Химические свойства железа
1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):
4Fe + 3O2 + 6H2 O = 4Fe(OH)3
2) Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III) - вещество чёрного цвета:
3Fe + 2O2 = Fe3O4
3) При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:
3Fe + 4H2O t˚C→ Fe3O4 + 4H2
4) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:
2Fe + 3Br2 t˚C→ 2FeBr3
Fe + S t˚C→ FeS
5) Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах при обычных условиях:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2
6) В концентрированных кислотах – окислителях железо растворяется только при нагревании
2Fe + 6H2SO4(конц.) t˚C→ Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Fe + 6HNO3(конц.) t˚C→ Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
На холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо
7) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
8) Качественные реакции на Железо (II)
2 К3[Fe(CN)6 ] +3 Fe SO4 = KFe[Fe(CN)6])↓ + 3K2SO4
красная кровяная соль турнбулева синь
Соединения железа
Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 - серо-зеленого цвета, гидроксид железа (III) Fe(OH)3 - бурый.
Fe SO4 +2 NaOH = Fe(OH)2 ↓ + Na2 SO4
Качественные реакции на ион железа (III)
Желтая кровяная соль – это гексацианоферрат калия K4[Fe(CN)6].
Синий осадок берлинской лазури* показывает на присутствие в исходном растворе ионов трехвалентного железа.
3 К4[Fe(CN)6 ] +4 FeCl3 = KFe[Fe(CN)6])↓ + 12 KCl
В присутствии иона железа (III) при добавлении роданида калия образуется вещество красного цвета. Это ‑ роданид железа (III). Роданид от греческого "родеос" - красный.
FeCl3 + 3 КCNS = Fe(CNS)3 + 3 KCl
Хром n=24
1s22s22p63s23p63d5 4s1
Получение: 2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3.
Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. Практически все соединения хрома окрашены[6].
Степень окисления |
Оксид |
Гидроксид |
Характер |
окраска |
Примечания |
+2 |
CrO (чёрный) |
Cr(OH)2(желтый) |
Основный |
Cr2+ (соли голубого цвета) |
Очень сильный восстановитель |
+3 |
Cr2O3(зелёный) |
Cr(OH)3 (серо-зеленый) |
Амфотерный |
Cr3+ (зеленые соли) |
|
+6 |
CrO3(красный) |
H2CrO4 H2Cr2O7 |
Кислотный |
CrO42- (хроматы, желтые) Cr2O72- (дихроматы, оранжевые) |
Переход зависит от среды. Сильнейший окислитель, гигроскопичен, очень ядовит. |
Соединения Cr(+2)
Степени окисления +2 соответствует основный оксид CrO (чёрный). Соли Cr2+ (растворы голубого цвета) получаются при восстановлении солей Cr3+ или дихроматов цинком в кислой среде («водородом в момент выделения»):
Все эти соли Cr2+ — сильные восстановители вплоть до того, что при стоянии вытесняют водород из воды. Кислородом воздуха, особенно в кислой среде, Cr2+ окисляется, в результате чего голубой раствор быстро зеленеет.
Коричневый или жёлтый гидроксид Cr(OH)2 осаждается при добавлении щелочей к растворам солей хрома(II).
Синтезированы дигалогениды хрома CrF2, CrCl2, CrBr2 и CrI2
Оксид хрома Cr2о3[(амфотерный) Получение
(NH4) 2 Cr2O7= Cr2O3+N 2+ 4Н2O
Свойства
( со щелочами, получают хромиты:
с кислотами:
Соединения хрома (+6)
кислотный оксид хрома (VI) CrO3 и кислоты:
хромовая H2CrO4 , соли хромат калия K2CrO4 (желтые),
двухромовая H2Cr2O7, соли дихромат калия K2Cr2O7 (оранжевые)
В кислой среде хромат-ион превращается в дихромат-ион. В присутствии щелочи дихроматы снова становятся хроматами.
Хромат калия превращаем в дихромат, добавляя кислоту. Желтый раствор становится оранжевым.
2K2CrO4 + H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
В стакан с дихроматом калия добавляем щелочь, оранжевый раствор становится желтым – дихроматы превращаются в хроматы.
K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O
Медь
Получение:
Пирометаллургический метод[
Гидрометаллургический метод
Электролизный метод
Электролиз раствора сульфата меди:
Химические свойства
В соединениях медь проявляет две степени окисления: +1 и +2.
Окисляется во влажном воздухе
Реагирует с концентрированной холодной серной кислотой:
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O;
С концентрированной азотной кислотой:
С разбавленной азотной кислотой:
Окисляется до оксида меди(I) при недостатке кислорода и 200 °C и до оксида меди(II), при избытке кислорода и температурах порядка 400—500
Медный порошок реагирует с хлором, серой (в жидком сероуглероде) и бромом (в эфире), при комнатной температуре:
Восстановительные свойства
Медь окисляется оксидом азота (IV) и хлоридом железа (III):
2Cu + NO2 = Cu2O + NO;
Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2.
Свойства гидрооксида меди
Оксид меди взаимодействует с аммиаком
3СuO+2NH3=3Сu+ N2 + 3H2O
Неметаллы
Химических элементов-неметаллов всего 16, но два из них, кислород и кремний составляют 76 % от массы земной коры.
Неметаллы – это химические элементы, атомы которых принимают электроны для завершения внешнего энергетического уровня, образуя при этом отрицательно заряженные ионы.
Практически все неметаллы имеют сравнительно малые радиусы и большое число электронов на внешнем энергетическом уровне от 4 до 7, для них характерны высокие значения электроотрицательности и окислительные свойства.