Нахождение в природе

Многие металлы широко распространены в природе. Так, содержание некоторых металлов в земной коре следующее:

алюминия — 8,2%

железа — 4,1%

кальция — 4,1%

натрия — 2,3%

магния — 2,3%

калия - 2,1 %

титана — 0,56%

Большое количество натрия и магния содержится в морской воде: — 1,05%, — 0,12%.

В природе металлы встречаются в различном виде:

— в самородном состоянии: серебро , золото , платина , медь , иногда ртуть

— в виде оксидов: магнетит Fe3O4, гематит Fe2О3 и др.

— в виде смешанных оксидов: каолин Аl2O3 • 2SiO2 • 2Н2О, алунит (Na,K)2O • АlО3 • 2SiO2 и др.

— различных солей:

сульфидов: галенит PbS, киноварь НgS,

хлоридов: сильвин КС1, галит NaCl, сильвинит КСl• NаСl, карналлит КСl • МgСl2 • 6Н2О, сульфатов: барит ВаSO4, ангидрид Са8О4 фосфатов: апатит Са3(РО4)2, карбонатов: мел, мрамор СаСО3, магнезит МgСО3.

Многие металлы часто сопутствуют основным природным минералам: скандий входит в состав оловянных, вольфрамовых руд, кадмий — в качестве примеси в цинковые руды, ниобий и тантал — в оловянные.

Железным рудам всегда сопутствуют марганец, никель, кобальт, молибден, титан, германий, ванадий.

Билет №53

А) s-элементы I-А группы. Щелочные металлы. Общая характеристика. Электронная оболочка, положение в ПТ, валентность, свойства. Физические и химические свойства. Соединения щелочных металлов.

Б) Элементы II-А группы. Общая характеристика. Получение, свойства, применение.

В) Биологическая роль натрия, калия, магния и кальция.

• В I-А группу входят щелочные металлы – Li, Na, K, Rb, Cs и Fr. В ПТ они следуют сразу за инертными газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns¹. Очевидно, что валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щелочами. Важным продуктом, содержащим щелочной металл, является сода Na₂CO₃ (карбонаты).

• Щёлочноземельные металлы — химические элементы 2-й группы главной подгруппы, кроме бериллия и магния: кальций, стронций, барий и радий.  Соли щёлочноземельных металлов, кроме радия, широко распространены в природе в виде минералов. Щелочноземельные металлы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns², и являются s-элементами, наряду с щелочными металлами. Имея два валентных электрона, щелочноземельные металлы легко их отдают, и во всех соединениях имеют степень окисления +2 (очень редко +1). Химическая активность щелочноземельных металлов растёт с ростом порядкового номера. Используются в черной металлургии. Оксиды и гидроксиды щелочноземельных металлов имеют тенденцию к усилению основных свойств с ростом порядкового номера.

• Магний нужен для высвобождения энергии углеводов при их окислении в организме, участвует в нормализации возбудимости нервной системы, благоприятно влияет на функциональное состояние мышц сердца и его кровоснабжения, обладает антиспастическим и сосудорасширяющим действием, стимулирует двигательную функцию кишечника и желчеотделение, способствует выведению холестерина из организма. 

• Калий играет важную роль в функционировании клеток всех тканей организма, является непременным компонентом систем обеспечения кислотно-щелочного равновесия в тканевых и межтканевых жидкостях. Это необходимо для нормального обмена веществ, что в свою очередь предопределяет хорошее самочувствие и высокую работоспособность человека.

• Кальций необходим для обеспечения деятельности сердца, входит в состав крови, участвует в процессах ее свертывания, а также в стабилизации защитных механизмов, повышающих устойчивость организма к болезням и действию внешних неблагоприятных факторов.

• Биологическая активность и роль натрия в процессах жизнедеятельности организма человека исключительно велика. Больше всего натрия содержится во внеклеточных жидкостях (лимфе и сыворотке крови), так же он присутствует практически во всех органах и тканях. Натрий активно участвует в процессах внутриклеточного обмена, поддержании кислотно-щелочного равновесия. 

Билет №54

Металлы p-элементы. III-А группа. Общая характеристика. Электронная оболочка, положение в ПТ, валентность, свойства. Алюминий нахождение в природе. Получение, свойства. Оксид и гидроксид Алюминия. Комплексные соединения. Квасцы. Применение Алюминия и его соединений.

Алюминий — основной представитель металлов главной под группы III группы Периодической системы. Свойства его аналогов — галлия, индия и таллия — напоминают свойства алюминия, поскольку все эти элементы имеют одинаковую электронную конфигурацию внешнего уровня ns²nр¹ и могут проявлять степень окисления +3. Все элементы группы трехвалентны, но с увеличением атомного номера более характерной становится валентность 1 (Тl преимущественно одновалентен). В ряду Аl—Gа—In—Тl уменьшается кислотность и увеличивается   основность  гидроксидов   R(ОН)₃. 

Алюминий - самый рас пространенный металл на Земле (3-е место среди всех элементов; 8% состава земной коры). В виде свободного металла в при роде не встречается; входит в состав глиноземов (Аl₂О₃), бокситов (Аl₂О₃ • xН₂О). Кроме того, алюминий обнаруживается в виде силикатов в таких породах, как глины, слюды и полевые шпаты.

Физические свойства. Алюминий в свободном виде — се ребристо-белый металл, обладающий высокой тепло- и электро­проводностью. Алюминий имеет невысокую плотность — при мерно втрое меньше, чем у железа или меди, и одновременно — это прочный металл.

Химические свойства. Поверхность алюминия обычно по крыта прочной пленкой оксида Аl₂О₃, которая предохраняет его от взаимодействия с окружающей средой. Если эту пленку удаляют, то металл может энергично реагировать с водой. В виде стружек или порошка он ярко горит на воздухе, выделяя большое количество теплоты.  алюминий уже при комнатной температуре активно реагирует со всеми галогенами, образуя галогениды. При нагревании он взаимодействует с серой (200 °С), азотом (800 °С), фосфором (500 °С) и углеродом (2000 °С). Алюминий легко растворяется в соляной кислоте любой концентрации. Концентрированные серная и азотная кислоты на холоде не действуют на алюминий. При нагревании алюминий способен восстанавливать эти кислоты без выделения водорода. В разбавленной серной кислоте алюминий растворяется с вы делением водорода. В разбавленной азотной кислоте реакция идет с выделением оксида азота (II). Алюминий растворяется в растворах щелочей и карбонатов щелочных металлов с образованием тетрагидроксоалюминатов.

Оксид алюминия (III) Аl2О3 (глинозем) — вещество белого цвета, тугоплавкое (tпл=2044°С, tкип=3530°С), практически нерастворимое в воде, с очень высокой твердостью. Является исходным сырьем для получения алюминия.

Гидроксид алюминия — типичный амфотерный гидроксид. При взаимодействии с кислотами образуются соли, содержащие катионы алюминия, а с растворами щелочей (взятыми в избытке) образуются алюминаты, т.е. соли, в которых алюминий входит в состав аниона.

Широко используются двойные соли алюминия — квасцы KAl(SO4)2•12H2O, NaAl(SO4)2•12H2O, NH4Al(SO4)2•12H2O и др. — обладают сильными вяжущими свойствами и применяются при дублении кожи, а также в медицинской практике как кровоостанавливающее средство.

Широко применяется как конструкционный материал. Основные достоинства алюминия в этом качестве — лёгкость, податливость штамповке, коррозионная стойкость, высокая теплопроводность, неядовитость его соединений. В частности, эти свойства сделали алюминий чрезвычайно популярным при производстве кухонной посуды, алюминиевой фольги в пищевой промышленности и для упаковки.

Билет №55

Металлы IV-А группы. Общая характеристика. Нахождение в природе. Получение, свойства. Оксиды и гидроксиды. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства соединений. Комплексные соединения.

• В группу входят металлы германий Ge, олово Sn и свинец Pb. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – ns²np².

• В химических соединениях германий обычно проявляет валентности 4 или 2. Соединения с валентностью 4 стабильнее. Принормальных условиях устойчив к действию воздуха и воды, щелочей и кислот, растворим в царской водке и в щелочном растворе перекиси водорода. Применение находят сплавы германия и стёкла на основе диоксида германия.

• Олово относится к группе лёгких металлов. При комнатной температуре олово, подобно соседу по группе германию, устойчиво к воздействию воздуха или воды. Такая инертность объясняется образованием поверхностной пленки оксидов. Заметное окисление олова на воздухе начинается при температурах выше 150°C. При нагревании олово реагирует с большинством неметаллов. При этом образуются соединения в степени окисления +4, которая более характерна для олова, чем +2. Четырехвалентное олово образует обширный класс оловоорганических соединений, используемых в органическом синтезе, в качестве пестицидов и других.

Комплексные соединения олова изучены при растворении касситерита во фторированных средах. Эти соединения отличаются высокой растворимостью. Этими же свойствами обладают соединения, полученные в хлоридных растворах. В качестве основных форм комплексных соединений, известных из экспериментов, можно назвать Na₂[Sn(OH)₆], Na₂[SnF₆], Na₂[Sn(OH)₂F₄] и пр. Эксперименты показали, что комплекс Sn(OH)₄F₂⁻² будет преобладать при Т = 200 °C.

Олово используется в основном как безопасное, нетоксичное, коррозионностойкое покрытие в чистом виде или в сплавах с другими металлами.

• Свинец не очень активен химически. На металлическом разрезе свинца виден металлический блеск, постепенно исчезающий из-за образования тонкой плёнки PbO.

С кислородом образует ряд соединений Pb₂О, PbO, Pb₂О₃, Pb₃О₄, PbO₂. Без кислорода вода при комнатной температуре не реагирует со свинцом, но при большой температуре при взаимодействии свинца и горячего водяного пара получаются оксиды свинца и водород.Оксидам PbO и PbO₂ соответствуют амфотерные гидроксиды Pb(ОН)₂ и Pb(ОН)₄. С ним образуются растворимые комплексные соединения состава Pb(HSO₄)₂ и Н₂[PbCl₄]

Нитрат свинца применяется для производства мощных смесевых взрывчатых веществ. Азид свинца применяется как наиболее широкоупотребляемый детонатор. Хромат свинца PbCrO₄ известен как хромовый жёлтый краситель, является важным пигментом для приготовления красок, для окраски фарфора и тканей. Сульфид свинца PbS, чёрный нерастворимый в воде порошок, используют при обжиге глиняной посуды и для обнаружения ионов свинца.

Билет 58

Ма́рганец — элемент побочной подгруппы седьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 25.

Оксиды марганца (II) и (IV). Гидроксид и соли марганца (II)

Оксид марганца (II) MnO — твердое вещество зеленого цвета — можно получить восстановлением оксида марганца (IV) в токе водорода: MnO2+Н2=MnO+Н2О MnO — типичный основной оксид, с водой в реакцию не вступает. Ему соответствует гидроксид марганца (II), Mn(ОН)3, представляющий собой слабое основание. В виде осадка телесного цвета выпадает при взаимодействии щелочей с солями марганца (II): +2NaClMnСl2+2NaOH=Mn(OH)2 Mn(OH)2+2HCl=MnСl2+2H2O Соли марганца (II), как правило, хорошо растворимы в воде, кроме Mn3(PO4)2, MnS, MnCO3. Сульфат марганца (II) MnSO4 — соль белого цвета, одно из наиболее устойчивых соединений марганца (II). В виде кристаллогидрата MnSO4•7Н2O встречается в природе. Он используется при крашении тканей, а также наряду с хлоридом марганца (II) MnСl2 — для получения других соединений марганца. Карбонат марганца (II) MnСO3 встречается в природе в виде марганцевого пшата и используется в металлургии. Нитрат марганца (II) Mn(NO3)2 получают только искусственным путем и используют для разделения редкоземельных металлов. В окислительно-восстановительных реакциях соединения марганца (II) — хорошие восстановители.

Оксид марганца (IV) MnO2 встречается в природе в виде минерала пиролюзита, который является важнейшей марганцевой рудой. Оксид марганца (IV) темно-бурого цвета, при хранении устойчив, обладает амфотерными свойствами, с преобладанием кислотных свойств: MnO2+2KOH=K2MnO3+Н2О (реакция идет при сплавлении) А в окислительно-восстановительных процессах в зависимости от условий может вести себя либо как окислитель, либо как восстановитель. Например, одним из способов получения хлора служит окисление концентрированной соляной кислотой HСl оксида марганца (IV) по уравнению:

В реакции (идет при сплавлении) MnO2 является восстановителем.

Оксид марганца (IV) служит катализатором в реакциях, протекающих с отщеплением кислорода, таких, как разложение бертолетовой соли или пероксида водорода: 2КСlO3=MnO2 2КСl+3O2 2Н2O2=MnO22Н2O+O2 Оксид марганца (IV) применяют в производстве стекла и в металлургии. Гидроксид марганца (IV) неустойчив, его формула может быть представлена в двух видах: Mn(ОН)4 и Н4MnO4 ортомарганцоватистая и Н2MnO3 метамарганцоватистая кислота. Также, как и оксид марганца (IV), гидроксид марганца (IV) амфотерен. Существует два типа солей четырехвалентного марганца. Это хлорид, сульфат марганца (IV) (MnСl4, Mn(SO4)2). Они неустойчивы. Манганиты — соли мета- и ортомарганцоватистой кислоты. Так, закись-окись Mn3O4 (минерал гаусманит) можно рассматривать как соль Mn2MnO4, то есть манганит двухвалентного марганца. +2 +4 -2

Соединения марганца 6 и манганаты.

Манганаты VI — соли нестойкой марганцоватой кислоты H₂MnO₄, в кристаллическом состоянии известны только для щелочных металлов и бария. Кристаллы темно-зелёного цвета, растворы также зелёные. Термически неустойчивы, при нагревании разлагаются с выделением кислорода до MnO₂ и манганатов V.

Манганаты VI — являются окислителями, в нейтральной среде восстанавливаются до соединений Mn(IV), в кислой — до Mn²⁺. В нейтральных и кислых растворах возможно диспропорционирование до перманганатов и соединений Mn(IV):

3 H₂MnO₄ =2 HMnO₄ + MnO₂ + 2 H₂O

Сильными окислителями манганаты VI окисляются до перманганатов. Образуют двойные соли с сульфатами и хроматами.

Манганаты — соли нестойких, несуществующих в свободном состоянии кислородных кислот марганца в степенях окисления V, VI и VII и содержащие тетраэдрические анионы MnO₄³⁻ (гипоманганаты), MnO₄²⁻ (манганаты) и MnO₄⁻ (перманганаты) соответственно.

Соединения марганца 7.

Перманганаты, манганаты VII — соли нестойкой марганцовой кислоты HMnO₄, известны для щелочных и щелочноземельных металлов. Кристаллы фиолетово-черного цвета, с зеленоватым блеском, растворимые в воде, растворы малиново-фиолетовые. Перманганаты лития, натрия и кальция образуют кристаллогидраты. Термически неустойчивы, разлагаются с выделением кислорода, образуя, в зависимости от условий, различные продукты, при умеренном нагревании разлагаются до манганатов VI, например:

2KMnO₄ =K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

В присутствии восстановителей могут разлагаться со взрывом.

Перманганаты являются сильными окислителями, в щелочной среде восстанавливаются до манганатов MnO₄²⁻, в нейтральной — до диоксида марганца MnO₂, в кислой — до солей Mn²⁺. Используются в аналитической химии в качестве окислителей в редокс-титровании (перманганатометрия). Широко используются в качестве окислителей в органическом синтезе — при син-дигидроксилировании окислением алкенов, окисление боковых цепей ароматических соединений до карбоксильных групп и т. д.