2.2.4. Химические свойства переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа).
Химические свойства меди
Медь (Cu) относится к d-элементам и расположена в IB группе периодической таблицы Д.И.Менделеева. Электронная конфигурация атома меди в основном состоянии записывается виде 1s22s22p63s23p63d104s1 вместо предполагаемой формулы 1s22s22p63s23p63d94s2. Другими словами, в случае атома меди наблюдается так называемый «проскок электрона» с 4s-подуровня на 3d-подуровень. Для меди, кроме нуля, возможны степени окисления +1 и +2. Степень окисления +1 склонна к диспропорционированию и стабильна лишь в нерастворимых соединениях типа CuI, CuCl, Cu2O и т. д., а также в комплексных соединениях, например, [Cu(NH3)2]Cl и [Cu(NH3)2]OH. Соединения меди в степени окисления +1 не имеют конкретной окраски. Так, оксид меди (I) в зависимости от размеров кристаллов может быть темно-красный (крупные кристаллы) и желтый (мелкие кристаллы), CuCl и CuI — белыe, а Cu2S — черно-синий. Более химически устойчивой является степень окисления меди, равная +2. Соли, содержащие медь в данной степени окисления, имеют синюю и сине-зеленую окраску.
Медь является очень мягким, ковким и пластичным металлом с высокой электро- и теплопроводностью. Окраска металлической меди красно-розовая. Медь находится в ряду активности металлов правее водорода, т.е. относится к малоактивным металлам.
Взаимодействие с простыми веществами
с кислородом
В обычных условиях медь с кислородом не взаимодействует. Для протекания реакции между ними требуется нагрев. В зависимости от избытка или недостатка кислорода и температурных условий может образовать оксид меди (II) и оксид меди (I):
с серой
Реакция серы с медью в зависимости от условий проведения может приводить к образованию как сульфида меди (I), так и сульфида меди (II). При нагревании смеси порошкообразных Cu и S до температуры 300-400оС образуется сульфид меди (I):
При избытке серы и проведении реакции при температуре более 400оС образуется сульфид меди (II). Однако, более простым способом получения сульфида меди (II) из простых веществ является взаимодействие меди с серой, растворенной в сероуглероде:
Данная реакция протекает при комнатной температуре.
с галогенами
С фтором, хлором и бромом медь реагирует, образуя галогениды с общей формулой CuHal2, где Hal – F, Cl или Br:
Cu + Br2 = CuBr2
В случае с йодом — самым слабым окислителем среди галогенов — образуется иодид меди (I):
С водородом, азотом, углеродом и кремнием медь не взаимодействует.
Взаимодействие со сложными веществами
с кислотами-неокислителями
Кислотами-неокислителями являются практически все кислоты, кроме концентрированной серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации. Поскольку кислоты-неокислители в состоянии окислить только металлы, находящиеся в ряду активности до водорода; это означает, что медь с такими кислотами не реагирует.
с кислотами-окислителями
— концентрированной серной кислотой
С концентрированной серной кислотой медь реагирует как при нагревании, так и при комнатной температуре. При нагревании реакция протекает в соответствии с уравнением: 
Поскольку медь не является сильным восстановителем, сера восстанавливается в данной реакции только до степени окисления +4 (в SO2).
— с разбавленной азотной кислотой
Реакция меди с разбавленной HNO3 приводит к образованию нитрата меди (II) и монооксида азота:
3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
— с концентрированной азотной кислотой
Концентрированная HNO3 легко реагирует с медью при обычных условиях. Отличие реакции меди с концентрированной азотной кислотой от взаимодействия с разбавленной азотной кислотой заключается в продукте восстановления азота. В случае концентрированной HNO3 азот восстанавливается в меньшей степени: вместо оксида азота (II) образуется оксид азота (IV), что связано с большей конкуренцией между молекулами азотной кислоты в концентрированной кислоте за электроны восстановителя (Cu):
Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
с оксидами неметаллов
Медь реагирует с некоторыми оксидами неметаллов. Например, с такими оксидами, как NO2, NO, N2O медь окисляется до оксида меди (II), а азот восстанавливается до степени окисления 0, т.е. образуется простое вещество N2:
В случае диоксида серы, вместо простого вещества (серы) образуется сульфид меди(I). Связано это с тем, что медь с серой, в отличие от азота, реагирует:
с оксидами металлов
При спекании металлической меди с оксидом меди (II) при температуре 1000-2000 оС может быть получен оксид меди (I):
Также металлическая медь может восстановить при прокаливании оксид железа (III) до оксида железа (II):
с солями металлов
Медь вытесняет менее активные металлы (правее нее в ряду активности) из растворов их солей:
Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag↓
Также имеет место интересная реакция, в которой медь растворяется в соли более активного металла – железа в степени окисления +3. Однако противоречий нет, т.к. медь не вытесняет железо из его соли, а лишь восстанавливает его со степени окисления +3 до степени окисления +2:
Fe2(SO4)3 + Cu = CuSO4 + 2FeSO4
Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2
Последняя реакция используется при производстве микросхем на стадии травления медных плат.
Коррозия меди
Медь со временем подвергается коррозии при контакте с влагой, углекислым газом и кислородом воздуха:
2Cu + H2O + СО2 + О2 = (CuOН)2СO3
В результате протекания данной реакции медные изделия покрываются рыхлым сине-зеленым налетом гидроксокарбоната меди (II).
Химические свойства цинка
Цинк Zn находится в IIБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов химического элемента в основном состоянии 3d104s2. Для цинка возможна только одна единственная степень окисления, равная +2. Оксид цинка ZnO и гидроксид цинка Zn(ОН)2 обладают ярко выраженными амфотерными свойствами.
Цинк при хранении на воздухе тускнеет, покрываясь тонким слоем оксида ZnO. Особенно легко окисление протекает при высокой влажности и в присутствии углекислого газа вследствие протекания реакции:
2Zn + H2O + O2 + CO2 → Zn2(OH)2CO3
Пар цинка горит на воздухе, а тонкая полоска цинка после накаливания в пламени горелки сгорает в нем зеленоватым пламенем:
При нагревании металлический цинк также взаимодействует с галогенами, серой, фосфором:
С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует.
Цинк реагирует с кислотами-неокислителями с выделением водорода:
Zn + H2SO4 (20%) → ZnSO4 + H2↑
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑
Особенно легко растворяется в кислотах технический цинк, поскольку содержит в себе примеси других менее активных металлов, в частности, кадмия и меди. Высокочистый цинк по определенным причинам устойчив к воздействию кислот. Для того чтобы ускорить реакцию, образец цинка высокой степени чистоты приводят в соприкосновение с медью или добавляют в раствор кислоты немного соли меди.
При температуре 800-900oC (красное каление) металлический цинк, находясь в расплавленном состоянии, взаимодействует с перегретым водяным паром, выделяя из него водород:
Zn + H2O = ZnO + H2↑
Цинк реагирует также и с кислотами-окислителями: серной концентрированной и азотной.
Цинк как активный металл может образовывать с концентрированной серной кислотой сернистый газ, элементарную серу и даже сероводород.
Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2↑ + 2H2O
Состав продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:
Zn + 4HNO3(конц.) = Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
3Zn + 8HNO3(40%) = 3Zn(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
4Zn +10HNO3(20%) = 4Zn(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O
5Zn + 12HNO3(6%) = 5Zn(NO3)2 + N2↑ + 6H2O
4Zn + 10HNO3(0,5%) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
На направление протекания процесса влияют также температура, количество кислоты, чистота металла, время проведения реакции.
Цинк реагирует с растворами щелочей, при этом образуются тетрагидроксоцинкаты и водород:
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2↑
Zn + Ba(OH)2 + 2H2O = Ba[Zn(OH)4] + H2↑
С безводными щелочами цинк при сплавлении образует цинкаты и водород:
В сильнощелочной среде цинк является крайне сильным восстановителем, способным восстанавливать азот в нитратах и нитритах до аммиака:
4Zn + NaNO3 + 7NaOH + 6H2O → 4Na2[Zn(OH)4] + NH3↑
Благодаря комплексообразованию цинк медленно растворяется в растворе аммиака, восстанавливая водород:
Zn + 4NH3·H2O → [Zn(NH3)4](OH)2 + H2↑ + 2H2O
Также цинк восстанавливает менее активные металлы (правее него в ряду активности) из водных растворов их солей:
Zn + CuCl2 = Cu + ZnCl2
Zn + FeSO4 = Fe + ZnSO4
Химические свойства хрома
Хром — элемент VIB группы таблицы Менделеева. Электронная конфигурация атома хрома записывается как 1s 22s 22p 63s 23p63d54s1, т.е. в случае хрома, также как и в случае атома меди, наблюдается так называемый «проскок электрона»
Наиболее часто проявляемыми степенями окисления хрома являются значения +2, +3 и +6. Их следует запомнить, и в рамках программы ЕГЭ по химии можно считать, что других степеней окисления хром не имеет.
При обычных условиях хром устойчив к коррозии как на воздухе, так и в воде.
Взаимодействие с неметаллами
с кислородом
Раскаленный до температуры более 600 oС порошкообразный металлический хром сгорает в чистом кислороде образуя окcид хрома (III):
4Cr + 3O2 = ot=> 2Cr2O3
с галогенами
С хлором и фтором хром реагирует при более низких температурах, чем с кислородом (250 и 300 oC соответственно):
2Cr + 3F2 = ot=> 2CrF3
2Cr + 3Cl2 = ot=> 2CrCl3
С бромом же хром реагирует при температуре красного каления (850-900 oC):
2Cr + 3Br2 = ot=> 2CrBr3
с азотом
С азотом металлический хром взаимодействует при температурах более 1000 oС:
2Cr + N2 =ot=> 2CrN
с серой
С серой хром может образовывать как сульфид хрома (II) так и сульфид хрома (III), что зависит от пропорций серы и хрома:
Cr + S =ot=> CrS
2Cr + 3S =ot=> Cr2S3
С водородом хром не реагирует.
Взаимодействие со сложными веществами
Взаимодействие с водой
Хром относится к металлам средней активности (расположен в ряду активности металлов между алюминием и водородом). Это означает, что реакция протекает между раскаленным до красного каления хромом и перегретым водяным паром:
2Cr + 3H2O =ot=> Cr2O3 + 3H2↑
Взаимодействие с кислотами
Хром при обычных условиях пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами, однако, растворяется в них при кипячении, при этом окисляясь до степени окисления +3:
Cr + 6HNO3(конц.) =to=> Cr(NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O
2Cr + 6H2SO4(конц) =to=> Cr2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O
В случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота является простое вещество N2:
10Cr + 36HNO3(разб) = 10Cr(NO3)3 + 3N2↑ + 18H2O
Хром расположен в ряду активности левее водорода, а это значит, что он способен выделять H2 из растворов кислот-неокислителей. В ходе таких реакций в отсутствие доступа кислорода воздуха образуются соли хрома (II):
Cr + 2HCl = CrCl2 + H2↑
Cr + H2SO4(разб.) = CrSO4 + H2↑
При проведении же реакции на открытом воздухе, двухвалентный хром мгновенно окисляется содержащимся в воздухе кислородом до степени окисления +3. При этом, например, уравнение с соляной кислотой примет вид:
4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O
При сплавлении металлического хрома с сильными окислителями в присутствии щелочей хром окисляется до степени окисления +6, образуя хроматы:
Химические свойства железа
Железо Fe, химический элемент, находящийся в VIIIB группе и имеющий порядковый номер 26 в таблице Менделеева. Распределение электронов в атоме железа следующее 26Fe1s22s22p63s23p63d64s2, то есть железо относится к d-элементам, поскольку заполняемым в его случае является d-подуровень. Для него наиболее характерны две степени окисления +2 и +3. У оксида FeO и гидроксида Fe(OH)2 преобладают основные свойства, у оксида Fe2O3 и гидроксида Fe(OH)3 заметно выражены амфотерные. Так оксид и гидроксид железа (lll) в некоторой степени растворяются при кипячении в концентрированных растворах щелочей, а также реагируют с безводными щелочами при сплавлении. Следует отметить что степень окисления железа +2 весьма неустойчива, и легко переходит в степень окисления +3. Также известны соединения железа в редкой степени окисления +6 – ферраты, соли не существующей «железной кислоты» H2FeO4. Указанные соединения относительно устойчивы лишь в твердом состоянии, либо в сильнощелочных растворах. При недостаточной щелочности среды ферраты довольно быстро окисляют даже воду, выделяя из нее кислород.
Взаимодействие с простыми веществами
С кислородом
При сгорании в чистом кислороде железо образует, так называемую, железную окалину, имеющую формулу Fe3O4 и фактически представляющую собой смешанный оксид, состав которого условно можно представить формулой FeO∙Fe2O3. Реакция горения железа имеет вид:
3Fe + 2O2 =to=> Fe3O4
С серой
При нагревании железо реагирует с серой, образуя сульфид двухвалентого железа:
Fe + S =to=> FeS
Либо же при избытке серы дисульфид железа:
Fe + 2S =to=> FeS2
С галогенами
Всеми галогенами кроме йода металлическое железо окисляется до степени окисления +3, образуя галогениды железа (lll):
2Fe + 3F2 =to=> 2FeF3 – фторид железа (lll)
2Fe + 3Cl2 =to=> 2FeCl3 – хлорид железа (lll)
2Fe + 3Br2 =to=> 2FeBr3 – бромид железа (lll)
Йод же, как наиболее слабый окислитель среди галогенов, окисляет железо лишь до степени окисления +2:
Fe + I2 =to=> FeI2 – йодид железа (ll)
Следует отметить, что соединения трехвалентного железа легко окисляют иодид-ионы в водном растворе до свободного йода I2 при этом восстанавливаясь до степени окисления +2. Примеры, подобных реакций из банка ФИПИ:
2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl
2Fe(OH)3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 6H2O
Fe2O3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 3H2O
С водородом
Железо с водородом не реагирует (с водородом из металлов реагируют только щелочные металлы и щелочноземельные):
Взаимодействие со сложными веществами
Взаимодействие с кислотами
С кислотами-неокислителями
Так как железо расположено в ряду активности левее водорода, это значит, что оно способно вытеснять водород из кислот-неокислителей (почти все кислоты кроме H2SO4 (конц.) и HNO3 любой концентрации):
Fe + H2SO4 (разб.) = FeSO4 + H2↑
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑
Нужно обратить внимание на такую уловку в заданиях ЕГЭ, как вопрос на тему того до какой степени окисления окислится железо при действии на него разбавленной и концентрированной соляной кислоты. Правильный ответ – до +2 в обоих случаях.
Ловушка здесь заключается в интуитивном ожидании более глубокого окисления железа (до с.о. +3) в случае его взаимодействия с концентрированной соляной кислотой.
Взаимодействие с кислотами-окислителями
С концентрированными серной и азотной кислотами в обычных условиях железо не реагирует по причине пассивации. Однако, реагирует с ними при кипячении:
2Fe + 6H2SO4 = ot=> Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Fe + 6HNO3 =ot=> Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Обратите внимание на то, что разбавленная серная кислота окисляет железо до степени окисления +2, а концентрированная до +3.
Коррозия (ржавление) железа
На влажном воздухе железо весьма быстро подвергается ржавлению:
4Fe + 6H2O + 3O2 = 4Fe(OH)3
С водой в отсутствие кислорода железо не реагирует ни в обычных условиях, ни при кипячении. Реакция с водой протекает лишь при температуре выше температуры красного каления (>800 оС). т.е.:
Хром
Твердый металл голубовато-белого цвета. Этимология слова «хром» берет начало от греч. χρῶμα — цвет, что связано с большим
разнообразием цветов соединений хрома. Массовая доля этого элемента в земной коре составляет 0.02% по массе.
Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. У соединений, где хром принимает степень окисления +2, свойства основные, +3 — амфотерные,
+6 — кислотные.
В природе хром встречается в виде следующих соединений.
- Fe(CrO2)2 — хромистый железняк, хромит
- (Mg, Fe)Cr2O4 — магнохромит
- (Fe, Mg)(Cr, Al)2O4 — алюмохромит
Получение
В промышленности хром получают прокаливанием хромистого железняка с углеродом. Также применяют алюминотермию для вытеснения хрома из
его оксида.
Fe(CrO2)2 + C = Fe + Cr + CO
Cr2O3 + Al = Al2O3 + Cr
Химические свойства
- Реакции с неметаллами
- Реакция с водой
- Реакции с кислотами
- Реакции с солями менее активных металлов
Уже на воздухе вступает в реакцию с кислородом: на поверхности металла образуется пленка из оксида хрома (III) — Cr2O3 —
происходит пассивирование. Реагирует с неметаллами при нагревании.
Cr + O2 = (t) Cr2O3
Cr + S = (t) Cr2S3
Cr + N2 = (t) CrN
Cr + C = Cr2C3
Протекает в раскаленном состоянии.
Cr + H2O = (t) Cr(OH)3 + H2↑
Cr + HCl = CrCl2 + H2↑
Cr + H2SO4(разб.) = CrSO4 + H2↑
С холодными концентрированными серной и азотной кислотой реакция не идет. Она начинается только при нагревании.
Cr + H2SO4 = (t) Cr2(SO4)3 + SO2↑ + H2O
Хром способен вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее него.
Cr + CuSO4 = CrSO4 + Cu
Соединения хрома (II)
Соединение хрома (II) носят основный характер. Оксид хрома (II) окисляется кислородом воздуха до более устойчивой формы — оксида хрома (III),
реагирует с кислотами, кислотными оксидами.
CrO + O2 = Cr2O3
CrO + H2SO4 = CrSO4 + H2O
CrO + SO3 = CrSO4
Гидроксид хрома (II), как нерастворимый гидроксид, легко разлагается при нагревании на соответствующий оксид и воду, реагирует с кислотами,
кислотными оксидами.
Cr(OH)2 = (t) CrO + H2O
Cr(OH)2 + HCl = CrCl2 + H2O
Cr(OH)2 + SO3 = CrSO4 + H2O
Соединения хрома (III)
Это наиболее устойчивые соединения, которые носят амфотерный характер. К ним относятся оксид хрома (III) гидроксид хрома (III).
Оксид хрома (III) реагирует как с щелочами, так и с кислотами. В реакциях с щелочами при нормальной температуре (в растворе) образуются комплексные соли, при прокаливании — смешанные оксиды. С кислотами оксид хрома (III) образует различные соли.
H2O + NaOH + Cr2O3 → Na3[Cr(OH)6] (в растворе, гексагидроксохромат натрия)
Cr2O3 + Ba(OH)2 → (t°) Ba(CrO2)2 + H2O (прокаливание, хромит бария)
Cr2O3 + 2NaOH → (t°) 2NaCrO2 + H2O (прокаливание, хромит натрия)
Cr2O3 + HCl = CrCl3 + H2O (сохраняем степень окисления Cr+3)
Оксид хрома (III) реагирует с более активными металлами (например, при алюминотермии).
Cr2O3 + Al = Al2O3 + Cr
При окислении соединение хрома (III) получают соединения хрома (VI) (в щелочной среде).
K3[Cr(OH)6] + H2O2 = K2CrO4 + KOH + H2O
Cr2O3 + 8NaOH + O2 = (t) Na2CrO4 + H2O
Соединения хрома (VI)
В этой степени окисления хром проявляет кислотные свойства. К ним относится оксид хрома (VI) — CrO3, и две кислоты, находящиеся в
растворе в состоянии равновесия: хромовая — H2CrO4 и дихромовая кислоты — H2Cr2O7.
Принципиально важно помнить окраску хроматов и дихроматов (часто она бывает дана в заданиях в качестве подсказки). Хроматы окрашивают
раствор в желтый цвет, а дихроматы — в оранжевый цвет.
Хроматы переходят в дихроматы с увеличением кислотности среды (часто в реакциях с кислотами). Цвет раствора меняется с желтого на оранжевый.
Na2CrO4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O
Если же оранжевому раствору дихромата прилить щелочь, то он сменит свой цвет на желтый — образуется хромат.
Na2Cr2O7 + NaOH = Na2CrO4 + H2O
Разложение дихромата аммония выглядит очень эффектно и носит название «вулканчик» 
(NH4)2Cr2O7 = (t) Cr2O3 + N2↑ + H2O
В степени окисления +6 соединения хрома проявляют выраженные окислительные свойства.
K2Cr2O7 + HCl = CrCl3 + KCl + Cl2↑ + H2O
Железо
Является одним из самых распространенных элементов в земной коре (после алюминия), составляет 4,65% ее массы.
Для железа характерны две основные степени окисления +2, +3, +6.
В природе железо встречается в виде следующих соединений:
- Fe2O3 — красный железняк, гематит
- Fe3O4 — магнитный железняк, магнетит
- Fe2O3*H2O — бурый железняк, лимонит
- FeS2 — пирит, серый или железный колчедан
- FeCO3 — сидерит
Получение
Получают железо восстановлением из его оксида — руды. Восстанавливают с помощью угарного газа, водорода.
CO + Fe2O3 = Fe + CO2↑
H2 + Fe2O3 = Fe + H2O
Основными сплавами железа являются чугун и сталь. В стали содержание углерода менее 2%, меньше содержится P, Mn, Si, S. Чугун отличается
бо́льшим содержанием углерода (2-6%), содержит больше P, Mn, Si, S.
Химические свойства
- Реакции с неметаллами
- Реакции с кислотами
- Реакции с солями
- Восстановительные свойства
Fe + S = FeS (t > 700°C)
Fe + S = FeS2 (t < 700°C)
Fe + O2 = Fe3O4 (при горении железа образуется железная окалина — Fe3O4 — смесь двух оксидов
FeO*Fe2O3)
При нагревании железо взаимодействует с галогенами, азотом, фосфором, углеродом, кремнием и другими.
Fe + Cl2 = (t) FeCl3
Fe + P = (t) FeP
Fe + C = (t) Fe3C
Fe + Si = (t) FeSi
Железо активнее водорода, способно вытеснить его из кислот.
Fe + HCl = FeCl2 + H2↑
На воздухе железо покрывается пленкой оксида, из-за чего пассивируется во многих реакциях, в том числе с концентрированными холодными
серной и азотной кислотами.
Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2↑
Реакция с концентрированными кислотами идет только при нагревании. В холодных серной и азотной кислотах железо пассивируется.
Fe + H2SO4(конц.) = Fe2(SO4)3 + SO2↑ + H2O
Железо способно вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее железа.
CuCl2 + Fe = FeCl2 + Cu
Железо способно восстанавливать соединения железа +3 до +2.
Fe + Fe2O3 = (t) FeO
Fe + FeCl3 = (t) FeCl2
Соединения железа (II) проявляют основные свойства. Реагируют c кислотами. При разложении гидроксид железа (II)
распадается на соответствующий оксид и воду.
FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O
Fe(OH)2 + HCl = FeCl2 + H2O
Fe(OH)2 = (t) FeO + H2O
При хранении на открытом воздухе соли железа (II) приобретают коричневый цвет из-за окисления до железа +3.
FeCl2 + H2O + O2 = Fe(OH)Cl2
Качественной реакцией на ионы Fe2+ в растворе является реакция с красной кровяной солью — K3[Fe(CN)6] —
гексацианоферратом (III) калия. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).
FeCl2 + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + KCl
Качественной реакцией на ионы Fe2+ также является взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате
выпадает осадок зеленого цвета.
FeCl2 + NaOH = Fe(OH)2 + NaCl
Соединения железа (III) проявляют амфотерные свойства. Оксид и гидроксид железа (III) реагирует и с кислотами, и с щелочами.
Fe(OH)3 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + H2O
Fe(OH)3 + KOH = K3[Fe(OH)6] (гексагидроксоферрат калия)
При сплавлении комплексные соли не образуются из-за испарения воды.
Fe(OH)3 + KOH = (t) KFeO2 + H2O
Гидроксид железа (III) — ржавчина, образуется на воздухе в результате взаимодействия железа с водой в присутствии кислорода. При нагревании
легко распадается на воду и соответствующий оксид.
Fe + H2O + O2 = Fe(OH)3
Fe(OH)3 = (t) Fe2O3 + H2O
Качественной реакцией на ионы Fe3+ является взаимодействие с желтой кровяной солью K4[Fe(CN)6].
В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).
FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + KCl
Реакция хлорида железа (III) с роданидом калия также является качественной, в результате нее образуется характерный раствор ярко
красного цвета.
FeCl3 + KCNS = Fe(CNS)3 + KCl
И еще одна качественная реакция на ионы Fe3+ — взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате
выпадает осадок бурого цвета.
FeCl3 + NaOH = Fe(OH)3 + NaCl
Соединения железа (VI) — ферраты — соли несуществующей в свободном виде железной кислоты. Обладают выраженными
окислительными свойствами.
Ферраты можно получить в ходе электролизом щелочи на железном аноде, а также действием хлора на взвесь Fe(OH)3
в щелочи.
Fe + KOH + H2O = (электролиз) K2FeO4 + H2↑
Fe(OH)3 + Cl2 + KOH = K2FeO4 + KCl + H2O
Медь
Один из первых металлов, освоенных человеком вследствие низкой температуры плавления и доступности получения руды.
Основные степени окисления меди +1, +2.
Медь встречается в самородном виде и в виде соединений, наиболее известные из которых:
- CuFeS2 — медный колчедан, халькопирит
- Cu2S — халькозин
- Cu2CO3(OH)2 — малахит
Получение
Пирометаллургический метод получения основан на получении меди путем обжига халькопирита, который идет в несколько этапов.
CuFeS2 + O2 = Cu2S + FeS + SO2↑
Cu2S + O2 = Cu2O + SO2
Cu2O + Cu2S = Cu + SO2
Гидрометаллургический метод заключается в растворении минералов меди в разбавленной серной кислоте и дальнейшем вытеснении меди
более активными металлами, например — железом.
CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4
Медь, как малоактивный металл, выделяется при электролизе солей в водном растворе на катоде.
CuSO4 + H2O = Cu + O2 + H2SO4 (медь — на катоде, кислород — на аноде)
Химические свойства
- Реакции с неметаллами
- Реакции с кислотами
- С оксидами неметаллов
Во влажном воздухе окисляется с образованием основного карбоната меди.
Cu + CO2 + H2O + O2 = (CuOH)2CO3
При нагревании реагирует с кислородом, селеном, серой, при комнатной температуре с: хлором, бромом и йодом.
4Cu + O2 = (t) 2Cu2O (при недостатке кислорода)
2Cu + O2 = (t) 2CuO (в избытке кислорода)
Cu + Se = (t) Cu2Se
Cu + S = (t) Cu2S
Медь способна реагировать с концентрированными серной и азотной кислотами. С разбавленной серной не реагирует, с разбавленной азотной
— реакция идет.
Cu + H2SO4(конц.) = (t) CuSO4 + SO2↑ + H2O
Cu + HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + NO2↑ + H2O
Cu + HNO3(разб.) = Cu(NO3)2 + NO↑ + H2O
Реагирует с царской водкой — смесью соляной и азотной кислот в соотношении 1 объем HNO3 к 3 объемам HCl.
Cu + HCl + HNO3 = CuCl2 + NO + H2O
Медь способна восстанавливать неметаллы из их оксидов.
Cu + SO2 = (t) CuO + S
Cu + NO2 = (t) CuO + N2↑
Cu + NO = (t) CuO + N2↑
Соединения меди I
В степени окисления +1 медь проявляет основные свойства. Соединения меди (I) можно получить путем восстановления соединений меди (II).
CuCl2 + Cu = CuCl
CuO + Cu = Cu2O
Оксид меди (I) можно восстановить до меди различными восстановителями: угарным газом, алюминием (алюминотермией), водородом.
Cu2O + CO = (t) Cu + CO2
Cu2O + Al = (t) Cu + Al2O3
Cu2O + H2 = (t) Cu + H2O
Оксид меди (I) окисляется кислородом до оксида меди (II).
Cu2O + O2 = (t) CuO
Оксид меди (I) вступает в реакции с кислотами.
Cu2O + HCl = CuCl + H2O
Гидроксид меди CuOH неустойчив и быстро разлагается на соответствующий оксид и воду.
CuOH → Cu2O + H2O
Соединения меди (II)
Степень окисления +2 является наиболее стабильной для меди. В этой степени окисления у меди есть оксид CuO и гидроксид Cu(OH)2.
Данные соединения проявляют преимущественно основные свойства.
Оксид меди (II) получают в реакциях термического разложения гидроксида меди (II), реакцией избытка кислорода с медью при нагревании.
Cu(OH)2 = (t) CuO + H2O
Cu + O2 = (t) CuO
Химические свойства
- Реакции с кислотами
- Разложение
- Восстановление
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + HCl = CuCl2 + H2O
CuO = (t) Cu2O + O2
CuO + CO = Cu + CO2
CuO + C = Cu + CO
CuO + H2 = Cu + H2O
Гидроксид меди (II) — Cu(OH)2 — получают в реакциях обмена между растворимыми солями меди и щелочью.
CuSO4 + KOH = K2SO4 + Cu(OH)2↓
- Разложение
- Реакции с кислотами
- Реакции с щелочами
- Реакции с кислотными оксидами
При нагревании гидроксид меди (II), как нерастворимое основание, легко разлагается на соответствующий оксид и воду.
Cu(OH)2 = (t) CuO + H2O
Cu(OH)2 + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O
Cu(OH)2 + HCl = CuCl2 + H2O
Как сказано выше, гидроксид меди (II) носит преимущественно основный характер, однако способен проявлять и амфотерные свойства.
В растворе концентрированной щелочи он растворяется, образуя гидроксокомлпекс.
Cu(OH)2 + LiOH = Li2[Cu(OH)4]
Cu(OH)2 + CO2 = (CuOH)2CO3 + H2O (дигидроксокарбонат меди (II) — (CuOH)2CO3)
Обратите особое внимание на реакцию взаимодействия соли меди (II) — сульфата меди (II), карбоната натрия и воды.
CuSO4 + Na2CO3 + H2O = (CuOH)2CO3 + Na2SO4 + CO2
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2023
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Характеристика переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа) по их положению в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов
Кодификатор ЕГЭ. Раздел 1.2.3. Характеристика переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа) по их положению в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов.
У атомов переходных элементов (меди, цинка, хрома и железа) происходит заполнение энергетического d-подуровня.
Рассмотрим строение электронной оболочки этих элементов. У атомов цинка и железа заполнение электронной оболочки происходит согласно энергетическому ряду орбиталей (подуровней), который рассмотрен в статье Строение атома. Электронная конфигурация атома железа:
+26Fe [Ar]3d64s2 [Ar] 4s 
3d 
У атома цинка на происходит полное заполнение 3d-подуровня:
+30Zn [Ar]3d104s2 [Ar] 4s 3d 
У атомов хрома и меди наблюдается «проскок» или «провал» электрона, когда один электрон переходит с более энергетически выгодного 4s-подуровня на менее выгодный 3d-подуровень. Этот переход обусловлен тем, что в результате образуются более устойчивые электронные конфигурации (3d5 у атома хрома и 3d10 у атома меди). Дело в том, что энергетически более выгодно, когда d-орбиталь заполнена наполовину или полностью.
| Элемент | Электронная конфигурация валентной зоны | |
| Теоретическая | Реальная | |
| Медь +29Cu | [Ar]3d94s2 | [Ar]3d104s1
[Ar] 4s |
| Хром +24Cr | [Ar]3d44s2 | [Ar]3d54s1
[Ar] 4s |
3d 
Мы используем, конечно же, реальную электронную конфигурацию меди и хрома, теоретическая будет неверной.
Обратите внимание! У всех 3d-элементов внешним энергетическим уровнем считается четвертый уровень и 4s-подуровень. При образовании катионов атомы металлов отдают электроны с внешнего энергетического уровня.
| Атом | Электронная конфигурация | Характерные валентности | Число электронов на внешнем энергетическом уровне | Характерные степени окисления |
| Хром | [Ar]3d54s1 | II, III. VI | 1 | +2, +3, +6 |
| Железо | [Ar]3d64s2 | II, III. VI | 2 | +2, +3, +6 |
| Медь | [Ar]3d104s1 | I, II | 1 | +1, +2 |
| Цинк | [Ar]3d104s2 | II | 2 | +2 |
Рассмотрим характеристики хрома, железа, меди и цинка:
| Название | Атомная масса, а.е.м. | Заряд ядра | ЭО по Полингу | Мет. радиус, нм | Энергия ионизации, кДж/моль | tпл, оС | Плотность,
г/см3 |
| Хром | 51,996 | +24 | 1,66 | 0,130 | 652,4 | 1856,9 | 7,19 |
| Железо | 55.845 | +26 | 1.83 | 0,126 | 759,1 | 1538,85 | 7,874 |
| Медь | 63,546 | +29 | 1,90 | 0,128 | 745,0 | 1083,4 | 8,92 |
| Цинк | 65,38 | +30 | 1,65 | 0,138 | 905,8 | 419,6 | 7,133 |
Свойства соединений железа, меди, цинка и хрома.
Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. Оксид и гидроксид хрома (II) (CrO и Cr(OH)2) проявляют основные свойства. Степени окисления +3 соответствуют амфотерные оксид и гидроксид: Cr2O3 и Cr(OH)3 соответственно. Соединения хрома +6 проявляют сильные кислотные свойства: оксид CrO3 и сразу две сильных кислоты: хромовая H2CrO4 и дихромовая H2Cr2O7. Соединения хрома (II) проявляют сильные восстановительные свойства, соединения хрома (VI) проявляют только сильные окислительные свойства.
Характерные степени окисления железа: +2 и +3. Оксид и гидроксид железа (II) — основные (FeO и Fe(OH)2), а соединения железа (III) проявляют амфотерные свойства (Cr2O3 и Cr(OH)3 соответственно) с преобладанием основных. Соединения железа (II) проявляют также восстановительные свойства.
Для меди характерны степени окисления +1 и +2. Оксид меди (I) CuO и гидроксид меди (I) CuOH — основные. Оксид и гидроксид меди (II) проявляют амфотерные свойства с преобладанием основных: CuO и Cu(OH)2.
Характерная степень окисления цинка +2. Соединения цинка (II) проявляют амфотерные свойства: ZnO и Zn(OH)2.
| Элемент | Степень окисления | Тип и формула оксида | Тип и формула гидроксида | Окислительно-восстановительные свойства |
| Хром | +2 | CrO, основный | Cr(OH)2, основание | восстановитель, слабый окислитель |
| +3 | Cr2O3, амфотерный | Cr(OH)3, амфотерный гидроксид | окислитель и восстановитель | |
| +6 | CrO3, кислотный | H2CrO4 и H2Cr2O7, кислоты | окислитель | |
| Железо | +2 | FeO, основный | Fe(OH)2, основание | восстановитель и слабый окислитель |
| +3 | Fe2O3, амфотерный | Fe(OH)3, амфотерный гидроксид | окислитель, очень слабый восстановитель | |
| Медь | +1 | Cu2O, основный | CuOH, основание | восстановитель и слабый окислитель |
| +2 | CuO, основный | Cu(OH)2, основание | окислитель | |
| Цинк | +2 | ZnO, амфотерный | Zn(OH)2, амфотерный гидроксид | слабый окислитель |
- 23.03.2014
Публикуем теоретические и практические задания, которые необходимы при подготовке к ЕГЭ по химии.
Тема: Переходные металлы 4-го периода. Свойства, способы получения. Общие свойства металлов
Весь материал соответствует кодификатору ЕГЭ по химии. В конце каждого теоретического блока публикуются практические задания с правильными ответами. Вы можете сразу же проверять качество пройденного материала.
Смотреть в PDF:
Или прямо сейчас: Скачайте в pdf файле.
Добавить комментарий
Комментарии без регистрации. Несодержательные сообщения удаляются.