S – металлы. Металлы подгруппы меди
Из 110 известных к настоящему времени элементов только 22 относятся к неметаллам. Все s-элементы (кроме Н и Не), d-элементы(все элементы побочных подгрупп) и f-элементы (лантаноиды и актиноиды) являются металлами.
Среди р-элементов есть и металлы, и неметаллы, число элементовметаллов увеличивается с увеличением номера периода. Атомы большинства металлов на внешнем электронном слое имеют от 1 до 3 электронов. Исключение: атомы германия Ge, олова Sn, свинца Pb на внешнем электронном слое имеют четыре электрона, атомы сурьмы Sb, висмута Bi – пять, атомы полония Po – шесть.
Характерные признаки металлов.Главным признаком металлов является их способность «отдавать» электроны атомам и ионам других веществ, т. е. металлы в подавляющем большинстве случаев являются восстановителями. Все металлы твердые вещества (исключение ртуть).Почти все металлы тяжелее воды (кроме лития, калия и натрия). Металлам присущ металлический блеск. Металлы обладают высокой тепло- и электропроводностью. Для металлов характерна пластичность, упругость и прочность. Они способны под давлением изменять свою форму, не разрушаясь.
По распространенности в земной коре среди всех металлов лидирует алюминий (7 %). Он уступает лишь двум неметаллам – кислороду и кремнию. На втором месте среди металлов расположено железо (4 %), на третьем – кальций (3 %), затем натрий, калий и магний (около 2 %), титан (0,6 %). Гораздо меньше в земной коре хрома (0,01 %), меди (0,005 %), урана, олова (около 0,0002 %), серебра (0,000007 %), ртути (0,000005 %), золота (0,0000001 %). Все радиоактивные металлы, за исключением урана и тория, в природе встречаются в ничтожных количествах либо вообще не обнаружены.
|
|
|
Металлы подгруппы меди.Медь, серебро, золото расположены в побочной подгруппе I группы, относятся к d-металлам. Электронная структура атомов этих элементов выражается формулой (n-1)d10ns1. Наличие одного неспаренного электрона на внешнем уровне обусловливает одновалентное состояние рассматриваемых металлов. Предвнешний уровень в атомахCu, Ag, Auдолжен быть заполнен девятью электронами – (n-1)d9ns2. «Провал» электрона с внешнего уровня на предвнешний (n-1)d10ns1 способствует завершению этого подуровня, но не обеспечивает его стабильности. «Провалившийся электрон» в отличие от остальных спаренных электронов подвижен и может при возбуждении атома переходить на внешний электронный слой.
Поэтому элементы подгруппы меди проявляют в соединениях степень окисления не только +1, но и +2 и +3. Наиболее характерные степени окисления: для меди +2, для серебра +1, для золота +3.
Нахождение в природе, получение.Содержание в земной коре Cu – 0,005 %, Ag – 0,7.10-5 %, Au – 5∙10-7 % (масс.). Золото встречается в природе почти исключительго в свободном состоянии, медь и серебро - в свободном состоянии и в виде соединений: медный блеск,Cu2S; медный колчедан, CuFeS2; малахит, Cu(CO3)(OH)2; аргентит, Ag2S.
|
|
|
Медь получают: пирометаллургией
CuO + C = Cu + CO;
CuO + CO = Cu + CO2,
гидрометаллургией:
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.
В качестве восстановителей используют или более активный металл, или электроны катода при электролизе:
CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu; 2CuSO4 + 2H2O =2Cu + O2↑+ 2H2SO4.
Серебро, как правило, извлекается в качестве металла спутника при переработке свинцовых концентратов.
Физические и химические свойства.Все три металла имеют высокие значения плотности, температур плавления и кипения, наивысшую тепло- и электропроводность. Хорошо куются, прокатываются и вытягиваются.Медь, а особенно серебро и золото, – малоактивные металлы. С водородом, азотом, углеродом они не соединяются даже при высокой температуре. С кислородом непосредственно соединяется только медь. Легче всего медь и еѐ аналоги реагируют с галогенами. В ряду напряжений эти металлы стоят после водорода, поэтому не вытесняют его из разбавленных кислот. Медь и серебро растворимы в концентрированной H2SO4 при нагревании, а также в азотной кислоте любой концентрации. Золото достаточно легко растворяется в царской водке, в смеси серной и марганцевой, серной и азотной кислот и в селеновой кислоте.
|
|
|
3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 2H2O;
Cu + 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O;
Cu + 2H2SO4(конц.) = CuSO4 + SO2 +2H2O;
Au + 4HCl + HNO3 = H[AuCl4] + NO + 2H2O;
5Au + 13H2SO4 + 3HMnO4 = 5H[Au(SO)2] + 3MnSO4 + 12H2O; Au + 2H2SO4 + HNO3 = 5H[Au(SO)2] + NO + 2H2O; 2Au + 6H2SeO4 = Au2(SeO4)3 + 3SeO2 + 6H2O.
Медь образует нерастворимые в воде оксиды: Cu2O – красного цвета и CuO – чѐрного цвета. Гидроксиды меди CuOH и Cu(ОН)2 – нерастворимые в воде вещества соответственно жѐлтого и голубого цвета, легко разлагаются при нагревании на оксид и воду. Cu(ОН)2 наряду с основными свойствами в слабой степени проявляет кислотные свойства; он растворяется в концентрированных растворах щелочей с образованием мало прочных купритов Na2[Cu(OH)4], K2[Cu(OH)4].
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O; Cu(OH)2 + 2NaOH = Na2[Cu(OH)4].
Растворяется в растворе аммиака с образованием комплексного соединения Cu(OH)2 + 4NH4OH= [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O.
Оксид серебра получается только косвенным путем, при взаимодействии соли серебра со щелочью: 2AgNO3 + 2NaOH=Ag2O + 2NaNO3 + H2O.
В большом количестве воды Ag2O заметно растворяется, и этот раствор имеет щелочную реакцию. Соли серебра гидролизу не подвергаются, а это указывает на то, что не выделенный в свободном состоянии AgOH является довольно сильным основанием. Почти все соли меди (II) растворимы в воде, растворы имеют голубую окраску из-за гидратированного иона [Cu(H2O)4]2+. В водных растворах соли меди подвергаются гидролизу. Для серебра очень характерны галиды, из которых AgF хорошо растворим, остальные мало растворимы в воде.
|
|
|
Большинство соединений Cu, Ag и Au являются окислителями.
48CuSO4 + 96NaOH + C12H22O11 = 24Cu2O + 48Na2SO4 + 59H2O + 12CO2.
Металлы подгруппы меди склонны к комплексообразованию. Координационные числа одновалентных меди, золота и серебра равны двум, а двухвалентной меди и трехвалентного золота – четырем.
Р- металлы.
Р-металлы находятся в главных подгруппах III – VI групп. В главных подгруппах при переходе сверху вниз устанавливается низшая степень окисления. Поэтому для таллия устойчивой будет степень окисления +1, для свинца +2, висмута +3, а для полония +2. Cоединения этих элементов в высшей степени окисления будут сильными окислителями:
3 4 5 4
Тl2 O3, Pb O2, К Bi O3, Po О2.
Алюминий.Алюминий является самым распространенным элементом среди металлов. Занимает третье место по распространенности, уступая только кислороду и кремнию. На его долю приходится 8,8% от массы земной коры. Находится в природе исключительно в виде соединений. К важнейшим алюминиевым рудам относятся: бокситы – Al2O3 • H2O (с примесями SiO2, Fe2O3, CaCO3),нефелины – KNa3[AlSiO4]4, алуниты - KAl(SO4)2 • 2Al(OH)3 и глиноземы (смеси каолинов с песком SiO2, известняком CaCO3, магнезитом MgCO3).
Получают алюминий электролизом расплава Al2O3 (в присутствии
криолита Na3[AlF6]): 2Al2O3 = 4Al + 3O2↑
Физические и химические свойства.Алюминий - серебристобелый, легкий (d =2,7 г/см3), пластичный металл, легко вытягивается в проволоку, прокатывается в тонкие листы. Низкоплавкий (tпл.= 660 оC), обладает высокой тепло- и электропроводностью.
На воздухе алюминий покрывается прочной тончайшей оксидной пленкой, которая определяет его высокую коррозионную стойкость.
При комнатной температуре легко реагирует с хлором и бромом, а при нагревании – с йодом и большинством неметаллов:
2Al + 3Cl2 = 2AlCl3 (хлорид алюминия);
2Al + N2 −8000→ 2AlN (нитрид алюминия);
2Al + 3S −10000→ Al2S3 (сульфид алюминия); 4Al + C −20000→ Al4C3 (карбид алюминия).
Все эти соединения гидролизуются, например Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 + 3CH4.
Стандартный электродный потенциал алюминия равен -1,66 В. Несмотря на столь большое его отрицательное значение, алюминий, вследствие образования на его поверхности защитной оксидной пленки, не вытесняет водород из воды. Пленку можно устранить, обработав алюминий солями ртути:
2Al + 3Hg2+ = 2Al3+ + 3Hg.
Выделившаяся ртуть растворяет алюминий, образуя с ним амальгаму (сплав алюминия с ртутью), препятствующую возникновению защитной пленки на поверхности алюминия. Лишенный защитной пленки алюминий взаимодействует с водой:
2А1 + 6Н2О = 2А1(ОН)3 + ЗН2 .
Олово, свинец.Олово и свинец расположены в IVA группе и имеют на внешнем уровне 4 электрона ns2np2. Для олова наиболее устойчива степень окисления +4, менее устойчива +2. Поэтому двухвалентные соединения Sn являются энергичными восстановителями. Для свинца наиболее устойчива степень окисления +2 и менее характерна +4, вследствие чего его четырехвалентные соединения являются окислителями.
Содержание олова в земной коре составляет 0,04 %, свинца
– 0,0016 % (масс.). Олово встречается в виде кислородного соединения SnO2, свинец в виде сульфида PbS. Получают олово и свинец пирометаллургическим методом, восстанавливая металлы из их оксидов углем: SnO2 + 2С = Sn + 2СО.
Физические и химические свойства. Олово – серебристо-белый мягкий металл, легко прокатывается в тонкие листы. Свинец – голубоватобелый тяжелый металл. Очень мягкий и режется ножом. Олово и свинец - легкоплавкие металлы (tпл.= 232 0 и 327 0С соответственно).
Олово при комнатной температуре устойчиво по отношению к воздуху, а свинец окисляется, покрываясь синевато-серой пленкой: 2Pb + O2 + CO2 = PbO . PbCO3. В ряду напряжений олово и свинец находятся непосредственно перед водородом, поэтому не вытесняют водород из воды.
Олово очень медленно растворяется в разбавленных HCl и H2SO4 с образованием Sn2+ и выделением водорода, а свинец в этих кислотах почти не растворяется, так как покрывается нерастворимыми продуктами окисления PbCl2 и PbSO4. В концентрированной HCl эти металлы растворяются с образованием хлорокомплексов: М + 4HCl (конц.) = Н2[MCl4] + H2. Концентрированная H2SO4 окисляет олово в Sn(SO4)2, а свинец в Pb(HSO4)2;Н2SO4при этом восстанавливается в SO2. Разбавленной HNO3 олово и свинец окисляются в нитраты М(NO3)2, восстанавливаяHNO3 в NO. КонцентрированнаяHNO3 переводит олово в оловянную кислоту H2SnO3, а свинец – в соль Pb(NO3)2;HNO3 восстанавливается до NO2.
При нагревании олово и свинец растворяются в водных растворах щелочей: М + 2NaOH + 2H2O = Na2[M(OH)4] + H2.
Олово и свинец образуют оксиды: SnO, PbO и SnO2 , PbO2. Для олова наиболее устойчив SnO2 и менее устойчив SnO. Для свинца, наоборот, более устойчив PbO и очень неустойчив PbO2. Все оксиды нерастворимы в воде. Обладают амфотерными свойствами. У оксидов SnO, PbO преобладают основные свойства, у оксидов SnO2, PbO2 – кислотные.
Этим оксидам соответствуют гидроксиды, обладающие амфотерными свойствами. В гидроксидах олова (II) и свинца (II) преобладают основные свойства, а в гидроксидах олова (IV) и свинца (IV) – кислотные.
Дигидроксиды Sn, Pb получаются в результате реакции обмена:
SnCl2+ 2NaOH = 2NaCl + Sn(OH)2↓
Pb(NO3)2 + 2NaOH = 2NaNO3 + Pb(OH)2↓
Все гидроксиды растворяются в кислотах и щелочах. При взаимодействии со щелочами образуются соли Na2SnO2, Na2PbO2, которые соответственно называются станитами и плюмбитами.
D-металлы. Семейство железа
К d-электронному семейству относятся металлические элементы, в атомах которых формируется d-орбитали предвнешнего энергетического уровня. Эти элементы находятся в больших периодах, побочных подгруппах. Они располагаются между s- и p-элементами и называются переходными. В отличие от s- и p-элементов, валентные электроны которых находятся на внешнем энергетическом уровне, у d-элементов валентные электроны располагаются на ns- и (n-1)d-орбиталях. Постоянную степень окисления (+3) имеют элементы подгруппы скандия (Sc, Y, Lа). Остальные dэлементы переменновалентны.
В побочных же подгруппах с возрастанием порядкового номера элемента повышается устойчивость соединений в высшей степени окисления. Так соединения хрома (VI), марганца (VII) – сильные окислители, а для соединений молибдена (VI), вольфрама (VI), технеция (VII), рения (VII) окислительные свойства не характерны.
Для геохимии d-элементов справедливы почти все закономерности, установленные для распространенности элементов в природе. Известно, что элементы с малыми атомными массами более распространены, чем тяжелые элементы. Более распространены в земной коре d-элементы четвертого, чем пятого и шестого периодов. А d-элементы незаконченного седьмого периода со 104 по 110 получены искусственным путем.
Самым распространенным элементом среди d-металлов является железо. Его содержание в земной коре составляет 4 % (масс), и это определяет его четвертое место после кислорода, кремния и алюминия. Элементами средней распространенности являются почти все d-металлы четвертого периода: Ti, V, Сr, Мn, Со, Ni, Cu, Zn. К редким элементам относятся: Sc, Y, La, Zr, Нf, Мо, W, Ru, Оs, Rh, Ir, Рd, Pt, Ag, Аu, Нg. Редким и рассеянным является рений. Этот металл не имеет собственных месторождений и обычно сопутствует рудам молибдена, меди, платины. К рассеянным элементам принадлежат V, Nb, Та, Сd. В земной коре не встречается технеций.
Основными формами нахождения в природе d-металлов III, IV, V,
VI, VII побочных подгрупп являются кислородные соединения. Металлы VIII, I и II побочных подгрупп встречаются главным образом в виде сульфидов или в самородном состоянии. Самородными металлами являются платиновые металлы, медь, серебро, золото, ртуть. Железо, медь и цинк образуют также и кислородные соединения.
Физические и химические свойства семейства железа.Железо, кобальт и никель весьма сходны по физическим свойствам и представляют собой металлы с характерным металлическим блеском. Обладают магнитными свойствами, хорошей ковкостью. Имеют высокие температуры плавления, большой удельный вес. Железо устойчиво в сухом воздухе, но под действием влажного воздуха подвергается коррозии. При этом образуется ржавчина, состав которой Fe2O3.nH2O (железо высокой степени чистоты очень устойчиво к коррозии). Кобальт и никель устойчивы во влажном воздухе благодаря образованию защитной оксидной плѐнки.
В ряду напряжений Fe, Co, Ni располагаются перед водородом в той же последовательности, в какой они стоят в периодической системе элементов.
При высокой температуре (700–900 оC) железо реагирует с парами
воды: 3Fe + 4H2O –t Fe3O4 + 4H2↑
В соляной и разбавленной серной кислоте железо, кобальт, никель растворяются при комнатной температуре с выделением водорода и образованием солей М (II): Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑
Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2↑
При действии концентрированной H2SO4 и дымящей HNO3 при обычной температуре эти металлы пассивируются. Разбавленная азотная кислота растворяет железо с образованием соли Fe(II); продуктами восстановления HNO3 могут быть (в зависимости от концентрации) NH4NO3, N2, N2O: 4Fe + 10HNO3 = 4Fe(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.
Только концентрированная HNO3 при нагревании растворяет железо с образованием солей Fe(III): Fe + 6HNO3 = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O.
Кобальт и никель растворяются в HNO3 с образованием солей М(II) и выделением NO2 в случае концентрированной кислоты и NO в случае разбавленного раствора: 3Co + 8HNO3 = 3Co(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
Fe, Co, Ni образуют оксиды MО, M2O3 и М3О4 (МО∙М2О3). Оксид железа, соответствующий степени окисления +6, FeO3 в свободном состоянии не получен, известны соответствующие соли ферраты – Na2FeO4, K2FeO4.
Оксиды МО и соответствующие им гидроксиды М(ОН)2 обладают основными свойствами, практически не растворимы в воде. М(ОН)2получаются при взаимодействии солей М(II) со щелочами. Гидроксид Fe(OH)2 легко окисляется и частично переходит в Fe(OH)3:
4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe (OH)3.
Гидроксид Со(ОН)2 существует в виде двух модификаций – синей и розовой, окисляется в Со(ОН)3 под воздействием кислорода воздуха, но медленнее, чем Fe(OH)2. Под действием окислителей Н2О2, Br2 окисление идет гораздо быстрее. В отличие от Fe(OH)2 и Со(ОН)2 гидроксид Ni(OH)2 устойчив на воздухе и устойчив к действию Н2О2. Окисляется только более энергичными окислителями (Cl2, Br2):
2Ni(OH)2 + Br2 + 2Na OH = 2Ni (OH)3 + 2NaBr.
Оксид Fe2O3 и соответствующий гидроксид проявляют основные свойства, легко растворяются в кислотах, но могут проявлять и слабые амфотерные свойства. При сплавлении со щелочами или содой образуют ферриты: Fe2O3 + Na2CО3 = 2NaFeO2 + CО2.
Оксиды Co2O3 и Ni2O3 и соответствующие им гидроксиды Со(ОН)3 и Ni(OH)3 плохо растворимы в воде, являются сильными окислителями. При действии на них кислот образуют соли М(II):
Cо2O3 + 6HCl = 2CoCl2 + Cl2 + 3H2O.
Для железа более устойчивыми являются соединения со степенью окисления +3, для никеля и кобальта +2. Поэтому Fe2+ является довольно сильным восстановителем:
10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + K2SO4+ 2MnSO4 + 8H2O; 6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O.
Соединения Со2+ и Ni2+ восстановительными свойствами в заметной степени не обладают. В степени окисления +3 железо, кобальт и никель проявляют окислительные свойства; окислительная способность увеличивается в ряду Fe → Co → Ni :
2Co(OH)3 + 6HCl = 2CoCl2 + Cl2 + 6H2O.
Соли сильных кислот, как правило, все хорошо растворимы, растворы их вследствие гидролиза имеют кислую среду.
Примеры решения задач
Пример 12.1. Чем обусловлена высокая химическая активность щелочных металлов? Составьте электронные схемы строения атомов натрия и цезия. У какого из этих элементов ярче выражены металлические свойства и почему?
Решение.Имея во внешнем энергетическом слое только по одному электрону, находящемуся на сравнительно большом удалении от ядра (за исключением лития), атомы щелочных металлов довольно легко отдают этот электрон, т. е. характеризуются низкой энергией ионизации, что и является причиной их высокой активности. Энергия ионизации уменьшается при переходе от лития к цезию за счет увеличения числа электронных слоев в структуре атома и уменьшения притяжения внешнего валентного электрона к ядру. Химическая активность при этом возрастает.
Составим электронные формулы атомов натрия и цезия:
Na (Z = 11) – 1s2 2s2 2p6 3s1,
Cs (Z = 55) – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d105p6 6s1.
Способность атома элемента отдавать электроны характеризует его металлические свойства, восстановительную активность, и чем легче атомы теряют электроны, тем ярче выражены эти свойства. Следовательно, цезий – элемент с самыми сильными металлическими свойствами не только среди щелочных металлов, но и среди всех элементов периодической системы.
Пример 12.2. Как получают негашеную и гашеную известь, известковую воду и известковый раствор? Что происходит на воздухе с известковой водой?
Решение. В технике оксид кальция называют негашеной известью и олучают ее при обжиге карбоната кальция в шахтной печи по реакции CaCO3 → CaO + CO2.
Гашеная известь Ca(OH)2 образуется при взаимодействии оксида кальция с водой (процесс гашения):
CaO + H2O = Ca(OH)2. Насыщенный раствор гидроксида кальция называется известковой водой и имеет щелочную реакцию. На воздухе известковая вода быстро становится мутной вследствие поглощения ею углекислого газа и образования нерастворимого карбоната кальция:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O Гашеную известь широко используют в строительном деле. Смесь ее с песком и водой называется известковым раствором и служит для скрепления кирпичей при кладке стен.
Пример 12.3.К раствору, содержащему нитраты алюминия и висмута, добавили избыток раствора едкого калия. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций. Какое вещество находится в осадке?
Решение. Степень окисления алюминия и висмута в нитратах равна(+3). При действии едкого калия протекают реакции:
Al(NO3)3 + 3KOH = Al(OH)3 + 3KNO3;
Al3+ + 3NO3– + 3K+ + 3OH– = Al(OH)3 + 3K+ + 3NO3–;
Al3+ + 3OH– = Al(OH)3↓
Bi(NO3)3 + 3KOH = Bi(OH)3 + 3KNO3;
Bi3+ + 3NO3– + 3K+ + 3OH– = Bi(OH)3 + 3K+ + 3NO3–;
Bi3+ + 3OH– = Bi(OH)3↓
В результате реакций образуются нерастворимые гидроксиды алюминия и висмута. Гидроксид алюминия обладает амфотерными свойствами и при избытке раствора гидроксида калия растворяется в нем с образованием хорошо растворимого тетрагидроксоалюмината калия:
Al(OH)3 + KOH = K[Al(OH)4].
Гидроксид висмута амфотерными свойствами не обладает и при добавлении избытка щелочи остается в осадке.
Пример 12.4. На основании электронных уравнений закончите уравнение реакции, учитывая, что азот приобретает минимальную степень окисления: KNO2 + Al + KOH + H2O = KAlO2 + …
Решение:Определим, какие вещества образуются в результате реакции, приведенной в условии задачи. Минимальная степень окисления азота равна (–3). Она реализуется в аммиаке и ионе аммония NH4+. Среда щелочная, следовательно, образуется аммиак:
KNO3 + KOH + Al + H2O = KAlO2 + NH3.
Составим электронные уравнения:
8 | Al0 – 3e = Al+3 – окисление,
3 | N+5 + 8e = N–3 – восстановление.
С учетом коэффициентов уравнение реакции будет иметь вид 8Al + 3KNO3 + 5KOH + 2H2O = 8KAlO2 + 3NH3.
Пример 12.5. При постепенном прибавлении раствора аммиака к раствору сульфата меди образующийся вначале осадок основной меди растворяется. Составьте ионные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
Решение. Из нормальной соли CuSO4 можно получить единственную основную соль (CuOH)2SO4 (медь (II) гидроксид сульфат). Следовательно, вначале протекает реакция
2CuSO4 + 2NH4OH = (CuOH)2SO4↓ + (NH4)2SO4.
В сокращенной ионной форме уравнение имеет вид 2Cu2+ + SO42– + 2NH4OH = (CuOH)2SO4↓ + 2NH4+.
При дальнейшем добавлении аммиака осадок растворяется, так как образуется растворимое комплексное соединение. Уравнение реакции в молекулярной форме имеет вид
Cu(OH)2SO4↓ + 10NH4OH = 2[Cu(NH3)4](OH)2 + (NH4)2SO4 + 10H2O.
Ионно-молекулярное уравнение реакции:
Cu(OH)2SO4↓ + 10NH4OH = 2[Cu(NH3)4]2+ + 2OH– + 2NH4+ + SO42− + 10H2O.
Пример 12.6. К какому типу соединений относятся вещества, получаемые при действии избытка раствора аммиака на растворы AgNO3, Hg(NO3)2, Zn(NO3)2? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций.
Решение.При действии избытка раствора аммиака на растворы приведенных в условии задачи солей протекают следующие реакции:
AgNO3 + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]NO3 + 2H2O; Hg(NO3)2 + 4NH4OH = [Hg(NH3)4](NO3)2 + 4H2O; Zn(NO3)2 + 4NH4OH = [Zn(NH3)4](NO3)2 + 4H2O.
Уравнения реакций в сокращенной ионной форме имеют вид
Ag+ + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]+ + 2H2O;
Hg2+ + 4NH4OH = [Hg(NH3)4]2+ + 4H2O; Zn2+ + 4NH4OH = [Zn(NH3)4]2+ + 4H2O. При действии избытка аммиака образуются соединения: [Ag(NH3)2]NO3, [Hg(NH3)4](NO3)2, [Zn(NH3)4](NO3)2. Все они относятся к типу комплексных соединений или классу солей.
Пример 12.7. Какие степени окисления проявляет марганец в соединениях? Составьте формулы оксидов марганца, отвечающих этим степеням окисления. Как меняются кислотно-основные свойства оксидов марганца при переходе от низшей к высшей степени окисления? Составьте уравнения реакций взаимодействия оксида марганца (II) с серной кислотой и оксида марганца (III) с гидроксидом калия.
Решение.В соединениях марганец проявляет пять степеней окисления (+2, +3, +4, +6, +7), но образует всего четыре простых устойчивых оксида: MnO – оксид марганца (II), Mn2O3 – оксид марганца (III), MnO2 – оксид марганца (IV) и Mn2O7 – оксид марганца (VII). Первые два оксида MnO и Mn2O3 обладают основными свойствами. Оксид марганца (IV) амфотерен со слабо выраженными кислотными и основными свойствами. Высший оксид марганца Mn2O7 является типичным кислотным оксидом. Триоксид марганца, отвечающий степени окисления (+6), не получен.
Напишем уравнения реакций, необходимых по условию задачи: MnO + H2SO4 = MnSO4 + H2O;
Mn2O7 + 2KOH = 2KMnO4 + H2O.
Пример 12.8.Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций растворения золота в царской водке и взаимодействия вольфрама с хлором. Золото окисляется до степени окисления (+3), а вольфрам − до максимальной.
Решение. Царская водка – это смесь одного объема азотной и трех объемов концентрированной соляной кислоты. При смешивании кислот образуется хлор в момент выделения, который и окисляет золото: 2HNO3 + 6HCl = 3Cl2 + 4H2O + 2NO.
Электронные уравнения имеют вид 2 | Au0 – 3e = Au+3, 3 | Cl20 +2e = 2Cl–.
Молекулярное уравнение реакции:
2Au + 2HNO3 + 8HCl = 2H[AuCl4] + 4H2O + 2NO.
Максимальная степень окисления вольфрама, как элемента шестой группы, равна (+6). Хлор в данной задаче выступает в роли окислителя и, присоединив электроны, приобретает степень окисления (–1). На основе вышеизложенного составим электронные уравнения:
| W – 6e = W+6,
3 | Cl2 + 2e = 2Cl–1.
Уравнение реакции имеет вид
W + 3Cl2 = WCl6.
Пример 12.9.Через подкисленный серной кислотой раствор дихромата калия пропустили газообразный сероводород. Через некоторое время оранжевая окраска перешла в зеленую, и одновременно жидкость стала мутной. Составьте молекулярное и электронное уравнения происходящей реакции, учитывая минимальное окисление сероводорода.
Решение. Оранжевая окраска исходного раствора обусловлена ионами Cr2O72– . Зеленый цвет после пропускания сероводорода сообщают ионы Cr3+. Следовательно, хром (+6) восстанавливается до хрома (+3). В сероводороде степень окисления серы равна (–2). Минимальное окисление сероводорода означает, что сера (–2) отдает минимальное число электронов и приобретает степень окисления, равную нулю. Составим электронные уравнения:
2 | Cr+6 + 3e = Cr+3,
3 | S–2 – 2e = S0.
На основании электронных уравнений составим молекулярное уравнение реакции:
K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2S = 3S↓ + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O.
Пример 12.10. На гидроксиды хрома (III) и никеля (II) подействовали избытком раствора серной кислоты, едкого натрия и аммиака. Какие соединения хрома и никеля образуются в каждом из этих случаев? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций.
Решение. Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 является амфотерным основанием. Поэтому он взаимодействует и с кислотами, и с гидроксидами:
2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O;
2Cr(OH)3 + 6H+ = 2Cr3+ + 6H2O;
Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6];
Cr(OH)3 + 3OH– = [Cr(OH)6]3–;
Cr(OH)3 + 6NH4OH = [Cr(NH3)6](OH)3 + 6H2O;
Cr(OH)3 + 6NH4OH = [Cr(NH3)6]3+ + 3OH– + 6H2O.
Гидроксид никеля (II) обладает только основными свойствами и с едким натрием не взаимодействует. В серной кислоте и аммиаке он растворяется с образованием комплексных соединений:
Ni(OH)2 + H2SO4 + 4H2O = [Ni(H2O)6]SO4;
Ni(OH)2 + 2H+ + 4H2O = [Ni(H2O)6]2+; Ni(OH)2 + 6NH4OH = [Ni(NH3)6](OH)2 + 6H2O;
Ni(OH)2 + 6NH4OH = [Ni(NH3)6]2+ + 6H2O + 2OH–.
Дата добавления: 2018-06-27; просмотров: 659; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!