ЦИНК

Положение в ПСХЭ В четвертом периоде цинк является последним d-элементом, его валентные электроны 3d 10 4s 2. В образовании химических связей участвуют только электроны внешнего энергетического уровня. В соединениях для цинка характерна степень окисления +2.

Физические свойства Цинк – голубовато-белый металл, хрупкий при комнатной температуре, при нагревании до 100–150 °С становится пластичным, при 200–250 °С снова становится хрупким. На воздухе покрывается плотной тонкой пленкой оксида цинка.

Химические свойства Цинк – химически активный металл, обладает выраженными восстановительными свойствами, по активности уступает щелочно-земельным металлам. Проявляет амфотерные свойства.

Химические свойства Взаимодействие с неметаллами При сильном нагревании на воздухе сгорает ярким голубоватым пламенем с образованием оксида цинка: 2Zn + O 2 = 2ZnO. При поджигании энергично реагирует с серой: Zn + S = ZnS. С галогенами реагирует при обычных условиях в присутствии паров воды в качестве катализатора: Zn + Cl 2 = ZnCl 2. При действии паров фосфора на цинк образуются фосфиды: Zn + 2P = ZnP 2 или 3Zn + 2P = Zn 3 P 2. С водородом, азотом, бором, кремнием, углеродом цинк не взаимодействует.

Химические свойства Взаимодействие с водой Реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода: Zn + H 2 O = ZnO + H Взаимодействие со щелочами Реагирует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов: Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ] + H 2 при сплавлении образует цинкаты: Zn + 2KOH = K 2 ZnO 2 + H 2. 2.

Химические свойства Взаимодействие с кислотами В электрохимическом ряду напряжений металлов цинк находится до водорода и вытесняет его из неокисляющих кислот: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 ; Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2. Взаимодействует с разбавленной азотной кислотой, образуя нитрат цинка и нитрат аммония: 4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O. Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами с образованием соли цинка и продуктов восстановления кислот: Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O; Zn + 4HNO 3 = Zn(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Химические свойства Взаимодействие с оксидами и солями Цинк вытесняет металлы, стоящие в ряду напряжения правее него, из растворов солей и оксидов: Zn + CuSO 4 = Cu + ZnSO 4 ; Zn + CuO = Cu + ZnO.

ПОЛУЧЕНИЕ Пирометаллургический процесс Оксид цинка сплавляют с коксом при температуре 1250–1350°С : ZnO + C = Zn + CO; Гидрометаллургический процесс Оксид цинка растворяют в серной кислоте: ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O; полученный раствор сульфата цинка подвергают электролизу, на катоде выделяется цинк: 2ZnSO 4 + 2H 2 O 2Zn + O 2 + 2H 2 SO 4. (эл. ток)

Оксид цинка (II) При сплавлении с оксидами металлов образует цинкаты: ZnO + CoO = CoZnO 2. При взаимодействии с оксидами неметаллов образует соли, где является катионом: 2ZnO + SiO 2 = Zn 2 SiO 4, ZnO + B 2 O 3 = Zn(BO 2 ) 2. Получается при горении металлического цинка: 2Zn + O 2 = 2ZnO; при термическом разложении солей: ZnCO 3 = ZnO + CO 2.

Оксид цинка (II) Оксид цинка (II) ZnO – белые кристаллы, при нагревании приобретают желтую окраску. При температуре выше 1000°С восстанавливается до металлического цинка углеродом, угарным газом и водородом: ZnO + C = Zn + CO; ZnO + CO = Zn + CO 2 ; ZnO + H 2 = Zn + H 2 O. С водой не взаимодействует. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с растворами кислот и щелочей: ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O; ZnO + 2NaOH + H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ].

Гидроксид цинка (II) Гидроксид цинка (II) Zn(OH) 2 – бесцветное кристаллическое или аморфное вещество При температуре выше 125°С разлагается: Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O. Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах : Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O; Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [Zn(OH) 4 ]; Получается в виде осадка белого цвета при взаимодействии солей цинка со щелочами: ZnCl 2 + 2NaOH = Zn(OH) 2 + 2NaCl.

ЗАДАНИЯ 1. Запишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения: ZnCl 2 Na 2 [Zn(OH) 4 ] Zn(OH) 2 Zn ZnCl 2 Zn(OH) 2 ZnO. Укажите условия протекания реакций 2. Оловянную бронзу (сплав цинка и олова) массой 19,82 г обработали 210 мл серной кислоты с массовой долей H 2 SO 4 12 % (плотность раствора 1,083 г/мл). Определите массовую долю олова в сплаве, если вся кислота израсходовалась. 3. Сплав меди и цинка, содержащий 35 % цинка (латунь), обработали 200 мл соляной кислоты с массовой долей HCl 30 % (плотность раствора 1,15 г/мл). Определите массу сплава, если вся кислота израсходовалась.

Хром

ПОЛОЖЕНИЕ В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ Хром – d-элемент. Валентные электроны хрома имеют следующую конфигурацию: 3d 5 4s 1. В соединениях хром проявляет степени окисления +2, +3, +4, +5, +6. Характерная степень окисления +3, в меньшей мере +6. Соединения хрома (II) проявляют преимущественно основные свойства, хрома (III) – амфотерные, соединения хрома (VI) – кислотные.

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Хром – голубовато-белый металл, Технический хром – хрупкий металл, при температурах выше 200–250 °С приобретает пластичность, чистый хром пластичен при обычных условиях. Очень твердый. На воздухе покрыт прочной пленкой оксида.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Взаимодействие с неметаллами При нагревании выше 600°С хром сгорает в кислороде: 4Cr + 3O 2 = 2Cr 2 O 3. С фтором реагирует при 350°С, с хлором – при 300°С, с бромом – при температуре красного каления, образуя галогениды хрома (III): 2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3. С азотом реагирует при температуре выше 1000°С с образованием нитридов: 2Cr + N 2 = 2CrN или 4Cr + N 2 = 2Cr 2 N. Сера при температуре выше 300°С образует сульфиды от CrS до Cr 5 S 8, например: 2Cr + 3S = Cr 2 S 3.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Взаимодействие с водой В тонкоизмельченном раскаленном состоянии хром реагирует с водой, образуя оксид хрома (III) и водород: 2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2 Взаимодействие с щелочными реагентами В водных растворах щелочей хром не растворяется, медленно реагирует с расплавами щелочей с образованием хромитов и выделением водорода: 2Cr + 6KOH = 2KCrO 2 + 2K 2 O + 3H 2. Реагирует с щелочными расплавами окислителей, например хлоратом калия, при этом хром переходит в хромат калия: Cr + KClO 3 + 2KOH = K 2 CrO 4 + KCl + H 2 O.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Взаимодействие с кислотами Вытесняет водород из растворов неокисляющих кислот: Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2 ; Cr + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2. В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III): 4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O. Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют хром. Хром может растворяться в них лишь при сильном нагревании, образуются соли хрома (III) и продукты восстановления кислоты: 2Cr + 6H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O; Cr + 6HNO 3 = Cr(NO 3 ) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

ПОЛУЧЕНИЕ Хром обычно получают в виде сплава с железом (феррохром). Для этого хромит восстанавливают углем: FeCr 2 O 4 + 4C = Fe + 2Cr + 4CO Относительно чистый хром получают методом алюмотермии: 2Al + Cr 2 O 3 = 2Cr + Al 2 O 3

Соединения хрома (II) Оксид хрома (II) CrO – кристаллическое вещество красного или черного цвета, при обычной температуре устойчив на воздухе, выше 100°С окисляется: 4CrO + O 2 = 2Cr 2 O 3. Сильный восстановитель, реагирует с соляной кислотой с выделением водорода: 2CrO + 6HCl = 2CrCl 3 + H 2 + 2H 2 O. С разбавленной серной и азотной кислотой и щелочами не взаимодействует. Образуется при окислении амальгамы хрома кислородом воздуха: 2Cr/Hg + O 2 = 2CrO + 2Hg

Соединения хрома (II) Гидроксид хрома (II) Cr(OH) 2 – вещество коричневого или желтого цвета, плохо растворяется в воде, проявляет основные свойства, медленно реагирует только с концентрированными кислотами, образуя соли хрома (II) синего цвета: Cr(OH) 2 + H 2 SO 4 = CrSO 4 + 2H 2 O. С разбавленными кислотами и щелочами не взаимодействует. Хороший восстановитель, легко окисляется кислородом воздуха: 4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Cr(OH) 3. Получается при взаимодействии солей хрома (II) со щелочами в отсутствии кислорода : CrCl 2 + 2NaOH = Cr(OH) 2 + 2NaCl.

Соединения хрома (II) Соли хрома (II). Известны галогениды хрома (II), сульфат и перхлорат, растворы солей окрашены в синий цвет. Все соли хрома (II) – сильные восстановители, в растворах окисляются кислородом воздуха: 4CrCl 2 + O 2 + 4HCl = 4CrCl 3 + 2H 2 O при отсутствии окислителя восстанавливают даже воду, разлагая её с выделением водорода: 2CrCl 2 + 2H 2 O = 2CrOHCl 2 + H 2. Получаются при восстановлении солей хрома (III) водородом в момент выделения: 2CrCl 3 + 3Zn + 4HCl = 2CrCl 2 + 3ZnCl 2 + 2H 2.

Соединения хрома (III) Оксид хрома (III) Cr 2 O 3 – темно-зеленый порошок, в кристаллическом состоянии – черное с металлическим блеском вещество. Химически инертен. В воде, кислотах и щелочах не растворяется. С трудом растворяется в сильных кислотах при длительном нагревании. Проявляет амфотерные свойства. Cr 2 O 3 + 2KOH = 2KCrO 2 + H 2 O; Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaCrO 2 + CO 2. При сплавлении с кислотным реагентом – дисульфатом калия – образует сульфат хрома (III), проявляя основные свойства: 3K 2 S 2 O 7 = 3K 2 SO 4 + 3SO 3 ; Cr 2 O 3 + 3SO 3 = Cr 2 (SO 4 ) 3 ; Cr 2 O 3 + 3K 2 S 2 O 7 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3K 2 SO 4

Соединения хрома (III) Оксид хрома (III) получается при термическом разложении дихромата аммония: (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O или при восстановлении дихромата калия коксом или серой: 2K 2 Cr 2 O 7 + 3C = 2Cr 2 O 3 + 2K 2 CO 3 + CO 2 ; K 2 Cr 2 O 7 + S = Cr 2 O 3 + K 2 SO 4

Соединения хрома (III) Оксид хрома (III) получается при термическом разложении дихромата аммония: (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O или при восстановлении дихромата калия коксом или серой: 2K 2 Cr 2 O 7 + 3C = 2Cr 2 O 3 + 2K 2 CO 3 + CO 2 ; K 2 Cr 2 O 7 + S = Cr 2 O 3 + K 2 SO 4

Соединения хрома (III) Гидроксид хрома (III) Cr(OH) 3 – аморфное или кристаллическое вещество, цвет зависит от условий осаждения и изменяется от голубого и зеленого до черно-фиолетового, разлагается при температуре около 150°С: 2Cr(OH) 3 = Cr 2 O 3 + 3H 2 O Проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах: 2Cr(OH) 3 + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2 O; Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 [Cr(OH) 6 ].

Соединения хрома (III) Образуется при действии щелочей или водного раствора аммиака на растворы солей хрома: CrCl 3 + 3NH 3 + 3H 2 O = Cr(OH) 3 + 3NH 4 Cl или при пропускании углекислого газа через щелочной раствор гексагидроксохромата (III) натрия: Na 3 [Cr(OH) 6 ] + 3СО 2 = Cr(OH) 3 + 3NaHCO 3.

Соединения хрома (III) Соли хрома (III). Хром в степени окисления +3 образует два типа солей, в которые входит в состав катиона и аниона. Хромиты устойчивы в щелочной среде, в кислой разрушаются: NaCrO 2 + HCl + H 2 O = Cr(OH) 3 + NaCl; в избытке кислоты: NaCrO 2 + 4HCl = CrCl 3 + NaCl + 2H 2 O. Соли Cr 3+ проявляют все свойства солей, большинство из них хорошо растворимы в воде и гидролизуют. Соединения хрома (III) проявляют окислительные и восстановительные свойства: 2CrCl 3 + 3H 2 O KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KCl + 8H 2 O (Cr 3+ – восстановитель) 2CrCl 3 + 3Zn + 4HCl = 2CrCl 2 + 3ZnCl 2 + 2H 2 (Cr 3+ – окислитель)