Медь
| В четвертом периоде медь является предпоследним d-элементом, её валентные электроны 3d94s2, однако вследствие устойчивости d10-состояния валентные электроны меди имеют следующую конфигурацию: 3d104s1. | Содержание меди в земной коре составляет 5·10-3 мас. %.Образует более 250 минералов, наиболее распространенными являются: халькопирит CuFeS2, халькозин Cu2S, малахит CuCO3 · Cu(OH)2 |
| Медь проявляет степени окисления: +2(наиболее устойчивая), +1 |
Свойства меди.
В сухом воздухе медь практически не окисляется, с водой не взаимодействует и является довольно инертным металлом.
| Взаимодействие с неметаллами: медь не реагирует с водородом, азотом, углеродом и кремнием. | 2Cu + O2 = 2CuO; Cu + S = CuS; Cu + Br2 = CuBr2 |
| Взаимодействие с кислотами: в ряду напряжений металлов медь расположена после водорода, поэтому она не взаимодействует с растворами разбавленной соляной и серной кислот и щелочей. | Растворяется в разбавленной азотной кислоте: 3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O. Реагирует с концентрированными растворами серной и азотной кислот: Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O. Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O; |
| Восстановительные свойства | Cu + AgNO3 =Cu(NO3)2 + Ag |
Способы получения меди
1) Гидрометаллургические методы получения меди основаны на селективном растворении медных минералов в разбавленных растворах серной кислоты или аммиака, из полученных растворов медь вытесняют металлическим железом: CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4.
2) Электролизом получают чистую медь: 2CuSO4 + 2H2O-(эл.ток)à2Cu + O2 + 2H2SO4.
Оксид и гидроксид меди (II)
| Оксид меди (II) CuO – кристаллы черного цвета. Основной оксид. | |
| Получение:1) при прокаливании гидроксида меди (II) при 200°С: Cu(OH)2 = CuO + H2O 2) при окислении металлической меди на воздухе при 400–500°С: 2Cu + O2 = 2CuO. | Cвойства: 1)Реагирует с разбавленными кислотами: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O. 2) Восстанавливается до меди: CuO + H2 –(t)àCu + H2O; CuO + CO –(t)àCu + CO2; CuO + NH3–(t)àN2 + H2O. |
| Гидроксид меди (II) Cu(OH)2 – вещество голубого цвета. Нерастворимое основание. | |
| Получение: обменное взаимодействие солей меди (II) и щелочи: CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl; | Свойства: При нагревании выше 70°С разлагается на оксид меди (II) и воду: Cu(OH)2 –(t)àCuO + H2O Легко реагирует с кислотами с образованием солей: Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O. |
|
|
Цинк
| Валентные электроны 3d104s2. Проявляет степень окисления +2. | Содержание цинка в земной коре 7·10-3 мас.%. Минерал: сфалерит (цинковая обманка) ZnS. |
| Цинк – голубовато-белый металл, хрупкий при комнатной температуре. | Температура плавления 420°С, температура кипения 906°С, плотность 7,13 г/см3. |
Свойства цинка.
Амфотерный металл.
| Взаимодействие с неметаллами: с водородом, азотом, бором, кремнием, углеродом цинк не взаимодействует. | 2Zn + O2 = 2ZnO. Zn + S = ZnS Zn + Cl2 = ZnCl2 |
| Взаимодействие с водой: в воде не растворяется. Реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода: | Zn + H2O(пар) –(t)à ZnO + H2 |
| Взаимодействие с кислотами | Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2; Zn + H2SO4 (разб) = ZnSO4 + H2. Zn + 2H2SO4(конц) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O; 4Zn+10HNO3(разб)=4Zn(NO3)2+NH4NO3+3H2O. Zn + 4HNO3(конц) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O |
| Взаимодействие со щелочами: реагирует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов, при сплавлении образует цинкаты: | Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2 Zn + 2KOH = K2ZnO2 + H2. |
| Взаимодействие с оксидами и солями: цинк вытесняет металлы, стоящие в ряду напряжения правее него, из растворов солей и оксидов. | Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4; Zn + CuO = Cu + ZnO |
Получение цинка: пирометаллургический метод.
|
|
1) Обжиг сульфида цинка: 2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2
2) Восстановление коксом: ZnO + C – (t)à Zn + CO.
Оксид цинка (II) ZnO – белые кристаллы. Амфотерный оксид.
| При температуре выше 1000°С восстанавливается до металлического цинка углеродом, угарным газом и водородом: | ZnO + C –(t)à Zn + CO; ZnO + CO –(t)à Zn + CO2; ZnO + H2 –(t)àZn + H2O. |
| С водой не взаимодействует. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с растворами кислот и щелочей: | ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O; ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4]. |
| При сплавлении с оксидами металлов образует цинкаты: | ZnO + CoO –(t)àCoZnO2. |
| При взаимодействии с оксидами неметаллов образует соли, где является катионом: | 2ZnO + SiO2–(t)àZnSiO3, ZnO + B2O3 –(t)àZn(BO2)2. |
Получение: 1) при горении металлического цинка: 2Zn + O2 = 2ZnO;
2) при термическом разложении солей: ZnCO3 – (t)àZnO + CO2.
Гидроксид цинка (II) Zn(OH)2 – бесцветное кристаллическое или аморфное вещество. Амфотерный гидроксид.
| При температуре выше 125°С разлагается: | Zn(OH)2 = ZnO + H2O |
| Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах: | Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O; Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] |
Получается в виде осадка белого цвета при взаимодействии солей цинка со щелочами:
ZnCl2 + 2NaOH(недост) = Zn(OH)2 ¯+ 2NaCl.
Хром
| Хром – d-элемент, расположен в 6 группе Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. Валентные электроны хрома имеют следующую конфигурацию: 3d54s1. | Содержание хрома в земной коре составляет 3,5·10-2 мас. %. Основным минералом является: хромит (хромистый железняк) FeCr2O4. |
| В соединениях хром проявляет степени окисления +2, +3, +4, +5, +6. Характерная степень окисления +3. | Хром – голубовато-белый металл. Температура плавления 1890°С, температура кипения 2680 °C, плотность 7,19 г/см3. На воздухе покрыт прочной пленкой оксида. |
Химические свойства хрома
|
|