Концентрированная азотная кислота пассивирует железо.

Металлы побочных подгрупп (переходные металлы). Свойства химических элементов. Ха­рактеристика важнейших соединений хрома, марганца, железа. Важ­нейшие сплавы железа: чугун, сталь.

Общий обзор металлических элементов побочных подгрупп.

a) Металлические элементы побочных подгрупп являются d – элементами. У их атомов на наружном энергетическом уровне сохраняются s – электроны, а очередные электроны помещаются не на наружных, а на предпоследних энергетических уровнях.

b) В образовании связей у металлов побочных подгрупп, кроме ns – электронов наружного слоя, принимают участие (n – 1) d – электроны. Причём s – электроны легче образуют связи и наличие d – электронов незначительно влияет на свойства.

Более устойчивыми являются состояния d⁰, d⁵, d¹⁰.

Например, у хрома и меди происходит «провал» электрона с наружного слоя на d – подуровень.

c) d – элементы проявляют широкий спектр валентных возможностей. Минимальная степень окисления у этих элементов в соединениях соответствует количеству  s – электронов на внешнем слое, а максимальная соответствует числу номера группы.

Например, марганец образует оксиды, в которых степень окисления : 

+2 МnO, +4  MnO₂, +6 MnO₃,  +7 Mn₂O_7.

 

! При этом важно запомнить правило: с увеличением степени окисления атомов металлов побочных подгрупп основные свойства их оксидов и гидроксидов уменьшаются, а кислотные усиливаются.

Железо.

В периодической системе железо находится в четвертом периоде, в побочной подгруппе VIII группы.

Порядковый номер - 26, электронная формула 1s² 2s² 2p⁶ 3d⁶ 4s².

Валентные электроны у атома железа находятся на последнем электронном слое (4s²) и предпоследнем (3d⁶). В химических реакциях железо может отдавать эти электроны и проявлять степени окисления +2, +3 и, иногда, +6.

Железо является вторым по распространенности металлом в природе (после алюминия). Наиболее важные природные соединения: Fe2O3x3H2O - бурый железняк;Fe2O3 - красный железняк;Fe3O4(FeO Fe2O3) - магнитный железняк;FeS2 - железный колчедан (пирит). Соединения железа входят в состав живых организмов.

 

Железо - серебристо серый металл, обладает большой ковкостью, пластичностью и сильными магнитными свойствами. Плотность железа - 7,87 г/см3, температура плавления 1539С.

Получение железа

В промышленности железо получают восстановлением его из железных руд углеродом (коксом) и оксидом углерода (II) в доменных печах.

Химизм доменного процесса следующий:

C + O₂ = CO₂,

CO₂ + C = 2CO.

3Fe₂O₃ + CO = 2Fe₃O₄ + CO₂,

Fe₃O₄ + CO = 3FeO + CO₂,

FeO + CO = Fe + CO₂.

 

В реакциях железо является восстановителем. Однако при обычной температуре оно не взаимодействует даже с самыми активными окислителями (галогенами, кислородом, серой), но при нагревании становится активным и реагирует с ними:

 

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃ Хлорид железа (III)

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄(FeO x Fe₂O₃) Оксид железа (II,III)

Fe + S = FeS Сульфид железа (II)

 

При очень высокой температуре железо реагирует с углеродом, кремнием и фосфором:

3Fe + C = Fe₃C Карбид железа (цементит)

3Fe + Si = Fe₃Si Силицид железа

3Fe + 2P = Fe₃P₂ Фосфид железа (II)

Во влажном воздухе железо быстро окисляется (коррозирует):

4Fe + 3O₂ + 6H₂O = 4Fe(OH)₃,

 

Железо находится в середине электрохимического ряда напряжений металлов, поэтому является металлом средней активности. Восстановительная способность у железа меньше, чем у щелочных, щелочноземельных металлов и у алюминия. Только при высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой:

3Fe + 4H₂O = Fe₃O₄ + 4H₂

Железо реагирует с разбавленными серной и соляной кислотами, вытесняя из кислот водород:

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂

Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂

 

При обычной температуре железо не взаимодействует с концентрированной серной кислотой, так как пассивируется ею. При нагревании концентрированная H₂SO₄ окисляет железо до сульфата железа (III):

2Fe + 6H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O.

Разбавленная азотная кислота окисляет железо до нитрата железа (III):

Fe + 4HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + NO + 2H₂O.

Концентрированная азотная кислота пассивирует железо.

Из растворов солей железо вытесняет металлы, которые расположены правее его в электрохимическом ряду напряжений:

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

Оксид железа (II) FeO - основной оксид, легко реагирует с кислотами, при этом образуются соли железа(II):

FeO + 2HCl = FeCl₂ + H₂O

FeO + 2H⁺ = Fe²⁺ + H₂O

 

Гидроксид железа (II) Fe(OH)₂ - порошок белого цвета, не растворяется в воде. Получают его из солей железа (II) при взаимодействии их со щелочами:

FeSO₄ + 2NaOH = Fe(OH)₂ + Na₂SO₄,

 

 Fe(OH)₂ проявляет свойства основания, легко реагирует с кислотами:

Fe(OH)₂ + 2HCl = FeCl₂ + 2H₂O,

Fe(OH)2 + 2H+ = Fe2+ + 2H2O.

При нагревании гидроксид железа (II) разлагается:

Fe(OH)₂ = FeO + H₂O.

 

Соединения со степенью окисления железа +2 проявляют восстановительные свойства, так как Fe²⁺ легко окисляются до Fe⁺³: Fe⁺² - 1e = Fe⁺³

Так, свежеполученный зеленоватый осадок Fe(OH)₂ на воздухе очень быстро изменяет окраску - буреет. Изменение окраски объясняется окислением Fe(OH)₂  в Fe(OH)₃ кислородом воздуха:

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃.

 

Оксид железа (III) Fe₂O₃ - порошок бурого цвета, не растворяется в воде.

Оксид железа (III) получают разложением гидроксида железа (III):

2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3H2O

Оксид железа (III) проявляет амфотерные свойства:

 взаимодействует с кислотами и твердыми щелочами NaOH и KOH , а также с карбонатами натрия и калия при высокой температуре:

Fe₂O₃ + 2NaOH = 2NaFeO₂ + H₂O,

Fe₂O₃ + 2OH^- = 2FeO^2- + H2O,

Fe₂O₃ + Na₂CO₃ = 2NaFeO₂ + CO₂.

                       Феррит натрия

Гидроксид железа (III) получают из солей железа (III) при взаимодействии их со щелочами:

FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaCl,

Гидроксид железа (III) является более слабым основанием, чем Fe(OH)₂, и проявляет амфотерные свойства (с преобладанием основных). При взаимодействии с разбавленными кислотами Fe(OH)₃ легко образует соответствующие соли:

Fe(OH)₃ + 3HCl = FeCl₃ + H₂O

2Fe(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Реакции с концентрированными растворами щелочей протекают лишь при длительном нагревании.:

Fe(ОН)₃ + КОН = К[Fe(ОН)₄]

Соединения со степенью окисления железа +3 проявляют окислительные свойства, так как под действием восстановителей Fe+3 превращается в Fe+2: Fe⁺³ + 1e = Fe^+2.

Так, например, хлорид железа (III) окисляет йодид калия до свободного йода:

2FeCl₃ + 2KI = 2FeCl₂ + 2KCl + I₂⁰

Хром .

 

Хром находится в побочной подгруппе VI группы Периодической системы. Строение электронной оболочки хрома: Cr 3d⁵4s¹. Степени окисления от +1 до +6, но наиболее устойчивые +2, +3, +6.

 

Массовая доля хрома в земной коре составляет 0,02%. Важнейшими минералами, входящими в состав хромовых руд, являются хромит, или хромистый железняк, и его разновидности, в которых железо частично заменено на магний, а хром - на алюминий.

Хром - серебристо серый металл. Чистый хром достаточно пластичный, а технический самый твердый из всех металлов.

 

Хром химически малоактивен. В обычных условиях он реагирует только с фтором (из неметаллов), образуя смесь фторидов. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором:

               t°

4Cr + 3O₂ = 2Cr₂O₃

                t°

2Cr + 3Cl₂ = 2CrCl₃

            t°

2Cr + N₂ = 2CrN

             t°

2Cr + 3S = Cr₂S₃

В азотной и концентрированной серной кислотах он пассивирует, покрываясь защитной оксидной пленкой. В хлороводородной и разбавленной серной кислотах растворяется, при этом, если кислота полностью освобождена от растворенного кислорода, получаются соли хрома(II), а если реакция протекает на воздухе - соли хрома (III): Cr + 2HCl = CrCl₂ + H₂ ; 2Cr + 6HCl + O₂ = 2CrCl₃ + 2H₂O + H₂

 

МАРГАНЕЦ

 Mn, химический элемент с атомным номером 25, атомная масса 54,9. Химический символ элемента Mn произносится так же, как и название самого элемента. Природный марганец состоит только из нуклида ⁵⁵Mn. Конфигурация двух внешних электронных слоев атома марганца 3s²p⁶d⁵4s². В периодической системе Д. И. Менделеева марганец входит в группу VIIВ, и располагается в 4-м периоде. Образует соединения в степенях окисления от +2 до +7, наиболее устойчивы степени окисления +2 и +7. У марганца, как и у многих других переходных металлов, известны также соединения, содержащие атомы марганца в степени окисления 0.

Марганец в компактном виде — твердый серебристо-белый, хрупкий металл.

Химические свойства

Марганец – активный металл.

Взаимодействие с неметаллами

При взаимодействии металлического марганца с различными неметаллами образуются соединения марганца (II):

Мn + С₂ = МnСl₂ (хлорид марганца (II));

Mn + S = МnS (cулъфид марганца (II));

3Мn + 2 Р = Мn₃Р₂ (фосфид марганца (II));

3Mn + N₂ = Мn₃N₂ (нитрид марганца (II));

2Mn + N₂ = Мn₂Si (силицид марганца (II)).

 

Взаимодействие с водой

При комнатной температуре очень медленно взаимодействует с водой, при нагревании с умеренной скоростью:

Mn + 2H₂O = MnO₂ + 2H₂

 

Взаимодействие с кислотами

В электрохимическом ряду напряжений металлов марганец находится до водорода, он вытесняет водород из растворов неокисляющих кислот, при этом образуются соли марганца (II):

Mn + 2HCl = MnCl₂ + H₂;

Mn + H₂SO₄ = MnSO₄ + H₂;

с разбавленной азотной кислотой образует нитрат марганца (II) и оксид азота (II):

3Mn + 8HNO₃ = 3Mn(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют марганец. Марганец растворяется в них лишь при нагревании, образуются соли марганца (II) и продукты восстановления кислоты:

Mn + 2H₂SO₄ = MnSO₄ + SO₂ + 2H₂O;

Mn + 4HNO₃ = Mn(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

 

---

Дата добавления: 2019-02-22; просмотров: 2792; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

---

---

Мы поможем в написании ваших работ!