Меню

Какая степень окисления у металлов побочных подгрупп



Положение в ПСХЭ. Электронное строение атомов

Находясь только в больших периодах (IV, V, VI), d-элементы образуют «вставные декады» (по 10 элементов) между s- и р- элементами, поэтому имеют общее название — переходные элементы.

Кроме этих 30 d-элементов, имеющих стабильные изотопы, искусственно синтезированы несколько радиоактивных d- элементов, занимающих свои места внезавершенном VII периоде.

В атомах d-элементов содержится от 1 до 10 электронов на d-подуровне предвнешнего электронного слоя и 2 (или 1 в случае проскока е-) электрона на s-подуровне внешнего электронного слоя. Общая формула электронной конфигурации валентных подуровней в атомах d -элементов.

Сравнение d -металлов с щел. Me и щел.-зем. Me

В каждом большом периоде d-элементы располагаются после двух s-элементов, которые являются щелочным и щелочноземельным металлами:

Радиусы атомов уменьшаются

Заряды ядер атомов увеличиваются

Поэтому d-металлы являются менее активными, чем щелочные и щелочноземельные металлы.

Возможные валентности и степени окисления

Вотличие от щелочных и щелочноземельных Me, большинство d-металлов имеют переменную валентность и переменную степень окисления. Это объясняется тем, что валентными в атомах d-элементовявляются не только s-электроны внешнего слоя, но и все или некоторые d -электроны предвнешнего слоя.

Положение в ПСЭ. Электронное строение атомов

Для d-металлов III — VII групп высшая Ви высшая С.О. равны номеру группы, т. е. суммарному числу е — на (n -1)d и ns-подуровнях; например у d -элементов четвертого периода:

Высшая степень окисления

Для d-металлов VIII группы высшая В и высшая с о., как правило, меньше суммарного числа е — на (n — 1)d и ns -подуровнях;

Высшая степень окисления

d-Металлы II группы, атомы которых имеют завершенную структуру d-подуровня (n -1)d10, проявляют в своих соединениях постоянную В = II и постоянную с.о. = +2.

Наиболее характерными валентностями и степенями окисления для d-металлов I группы являются: Сu — II и +2; Ag — I и +1; Au — III и +3.

Способность к комплексообразованию

Важной особенностью атомов d-металлов является наличие свободных орбиталей (на (n — 1)d -, ns — образованию и nр-подуровнях), что позволяет им образовывать донорно-акцепторные (координационные) связи с различными донорами неподеленных электронных пар (молекулы NH3, Н2O, ионы ОН — , CN — и др.).

Вследствие этого d-металлы образуют многочисленные и разнообразные комплексные соединения; например:

В свободном состоянии d -металлы (как и вообще все металлы) являются восстановителями. Восстановительная активность различных d — металлов изменяется в широких пределах: среди них есть металлы средней активности, находящиеся в ряду напряжений до водорода (Fe, Cr , Zn , Mn и др.); малоактивные металлы (Сu, Нg и др.) и благородные металлы (Au , Pt и др.), располагающиеся в ряду напряжений после водорода.

Окислительно-восстановительные свойства d-металлов и их соединений

Соединения d-элементов могут выполнять как восстановительные, так и окислительные функции. Соединения с невысокими степенями окисления являются восстановителями, а соединения с высокими степенями окисления — окислителями;

Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов d-металлов

При увеличении степени окисления металла основной характер оксидов и гидроксидов ослабляется, а кислотный характер усиливается:

Источник

Степень окисления элементов в химических соединениях.

Состояние каждого элемента в химическом соединении принято ха­рак­теризовать его степенью окисления – формальным за­ря­дом атома химического элемента в соединении, вычисленного ис­хо­дя из предположения об ионном строении соединения. Будучи формальной ве­ли­чи­ной, не соответствующей ни одной реальной характеристике атома элемента в со­е­динении, исторически сложившееся понятие о степени окисления широко ис­­пользуется в химической номенклатуре.

В формулах химических соединений степень окисления элементов может быть указана в виде верхнего правого индекса символа химического элемента араб­скими цифрами со знаком «+» или «-» перед цифрой: Na + 2S +6 O -2 4. Для отличия от степени окисления элемента заряд реально существующих простых и сложных ионов указывается справа от его величины: K + , Mg 2+ , Cl — , SO4 2- . В названиях химических соединений степень окисления элемента (если это необ­хо­димо) указывается римскими цифрами в круглых скобках: FeBr2 – бромид же­леза (II).

Для определения степени окисления элемента в химическом соединении ис­пользуют ряд правил:

— степень окисления элемента в простых веществах равна нулю;

— алгебраическая сумма степеней окисления элементов в составе химического соединения равна заряду соединения – нулю в нейтральных соединениях (Na + 2S +6 O -2 4 – [2×(+1) + (+6) + 4×(-2) = 0]) и величине заряда сложного иона ([S +6 O -2 4] 2- — [(+6) + 4×(-2) = -2]);

— степень окисления фтора во всех соединениях (-1);

— за исключением солеобразных гидридов активных металлов (NaH, CaH2 и др.), в которых сте­пень окис­ления водорода равна –1, степень окисле­ния водорода в соединениях равна +1;

— степень окисления кислорода в большинстве соединений –2. Исключение сос­тавляют: соединения со связью -О-О- — пероксиды (Na + 2O — 2, Ca +2 O — 2), надпероксиды (Cs + O -1/2 2) и озониды (K + O -1/3 3), соединения с фто­ром (O +2 F — 2);

— степень окисления элементов главных подгрупп I, II и III (за исключением таллия Tl) группы пери­о­ди­чес­кой системы постоянна и равна номеру груп­пы: +1, +2, +3 соот­вет­ствен­но; таллий, наряду со степенью окисления +3, об­ра­зует также соединения со степенью окисления +1: Tl +3 F — 3 и Tl + F — ;

— переменные степени окисления элементов главных подгрупп IV, V, VI и VII группы хорошо согла­су­ют­ся с «менделеевским пра­ви­­лом (N-2) или четнос­ти, нечетности» – для элементов четных групп наи­бо­лее характерны соеди­не­ния с четными степенями окисления, а для элемен­тов нечетных групп – со­е­динения с нечетными степенями окисления; таким об­разом, для элемен­тов главных подгрупп IV, V, VI и VII наиболее харак­тер­­ные степени окис­ле­ния являются: высшая положительная, совпадающая с номером группы N (за исключением фтора и кислорода), промежуточные – (N-2), (N-4), (N-6) и низ­шая отрицательная степень окисления, равная (N-8);

— степень окисления элементов побочных подгрупп III и II (за исключением рту­­ти) группы постоянна и равна номеру группы N — +3 и +2 соответственно; ртуть, наряду со сте­пенью окисления +2 , образует соединения, содержащие ка­тион Hg2 2+ с фор­маль­ной степенью окисления +1;

— элементы побочных подгрупп I (за исключением серебра с постоянной сте­пенью окисления +1) , IV, V, VI и VII групп характеризуются пере­мен­ными по­ложительными степенями окисления, не согласующимися с «менде­леев­ским правилом»; для элементов IV, V, VI и VII груп­пы выс­шая степень окис­ления совпадает с номером груп­пы N; наиболее часто встречающиеся на прак­тике соединения элементов побочных подгрупп характеризуются следу­ю­щими степенями окисления: Cu (+1, +2), Au (+1,+3), Ti (+2, +4), V (+2, +3, +4, +5), Cr (+2, +3, +6), Mn (+2, +4, +6, +7), Fe (+2, +3), Co (+2, +3), Ni (+2).

Упражнения:

26. Какие элементы периодической системы имеют постоянные степени окис­ле­ния в соединениях?

27. В чем заключается менделеевское правило «четности» или «N-2»? Ка­кие степени окисления наиболее характерны для р-элементов IV-VII групп?

28. Чему равна высшая степень окисления элементов побочных подгрупп II-VII группы?

29. Приведите наиболее характерные степени окисления следующих элементов: Fe, Co, Ni, Cr, Mn, Cu, Ag, Au, Zn, Cd, Hg.

7. Систематические и спе­циальные названия одноэлементных ионов.

Систематические названия одноэлементных катионов Э z + образу­ют­ся из слова «ка­ти­он» и русского названия элемента в родительном па­де­же с указа­ни­ем (для элемен­тов с переменной степенью окисления) рим­с­кими цифрами в круглых скобках его за­ря­да: Fe 2+ катион железа (II) (читается: катион железа-два), Fe 3+ катион железа (III), Са 2+ катион кальция.

Для многоатомных катионов с помощью числовых приставок указывают чис­ло атомов в составе катиона, а его заряд указы­ва­ют в круглых скобках араб­с­кими цифрами со знаком «+»: Hg2 2+ катион диртути (2+) (чи­тается: катион ди­рту­­ти-два-плюс). Для катиона О2 + , наряду с систематическим наз­ва­нием – ка­ти­он ди­кис­­лорода (+1), допускается использование специального названия – кати­он ди­ок­­си­­ге­нила.

Систематическое название одноэлементных анионов составляются из корня рус­­ско­го, или латинского (табл.) названия элемента и окончания –ид с добав­ле­ни­ем через дефис слова «ион»: Н — гидрид-ион, Cl — хлорид-ион, О 2- оксид-ион, N 3- нитрид-ион. В тек­с­те допускается называть анионы с помощью прилага­тель­­ных: Cl — — хлоридный ион.

Для многоатомных анионов с помощью число­вых приставок указывают чис­ло ато­мов элемента и в круглых скобках арабскими цифрами со знаком «-« об­щий заряд иона: S2 2- дисульфид(2-)-ион (читается: дисульфид-два-минус-ион), I3 — трииодид(1-)-ион. Для распространенных многоэлементных анионов допус­ка­ется использование специальных названий: C2 2- ацетиленид-, N3 — азид-, О3 — озо­нид-, О2 — надпероксид-, О2 2- пероксид-ион.

Упражнения:

31. Приведите систематические названия ионов: Cr 3+ , Ca 2+ , Hg 2+ , S8 2+ , H — , Cl — , O 2- N 3- , I3 — , S2 2- .

32. Приведите систематические и специальные названия ионов: C2 2- , N3 — , O3 — , O2 2- , O2 — .

Источник

Валентность и степень окисления

Валентность

Валентность (лат. valere — иметь значение) — мера «соединительной способности» химического элемента, равная числу индивидуальных химических связей, которые может образовать один атом.

Определяют валентность по числу связей, которые один атом образует с другими. Для примера рассмотрим две молекулы

Для определения валентности нужно хорошо представлять графические формулы веществ. В этой статье вы увидите множество формул. Сообщаю вам также о химических элементах с постоянной валентностью, знать которые весьма полезно.

В электронной теории считается, что валентность связи определяется числом неспаренных (валентных) электронов в основном или возбужденном состоянии. Мы касались с вами темы валентных электронов и возбужденного состояния атома. На примере фосфора объединим эти две темы для полного понимания.

Подавляющее большинство химических элементов обладает непостоянным значением валентности. Переменная валентность характерна для меди, железа, фосфора, хрома, серы.

Ниже вы увидите элементы с переменной валентностью и их соединения. Заметьте, определить их непостоянную валентность нам помогают другие элементы — с постоянной валентностью.

Запомните, что у некоторых простых веществ валентность принимает значения: III — у азота, II — кислорода. Подведем итог полученным знаниям, написав графические формулы азота, кислорода, углекислого и угарного газов, карбоната натрия, фосфата лития, сульфата железа (II) и ацетата калия.

Читайте также:  Чем обезжирить металл перед наклейкой

Как вы заметили, валентности обозначаются римскими цифрами: I, II, III и т.д. На представленных формулах валентности веществ равны:

  • N — III
  • O — II
  • H, Na, K, Li — I
  • S — VI
  • C — II (в угарном газе CO), IV (в углекислом газе CO2 и карбонате натрия Na2CO3
  • Fe — II
Степень окисления

Степенью окисления (СО) называют условный показатель, который характеризует заряд атома в соединении и его поведение в ОВР (окислительно-восстановительной реакции). В простых веществах СО всегда равна нулю, в сложных — ее определяют исходя из постоянных степеней окисления у некоторых элементов.

Численно степень окисления равна условному заряду, который можно приписать атому, руководствуясь предположением, что все электроны, образующие связи, перешли к более электроотрицательному элементу.

Определяя степень окисления, одним элементам мы приписываем условный заряд «+», а другим «-«. Это связано с электроотрицательностью — способностью атома притягивать к себе электроны. Знак «+» означает недостаток электронов, а «-» — их избыток. Повторюсь, СО — условное понятие.

Сумма всех степеней окисления в молекуле равна нулю — это важно помнить для самопроверки.

Зная изменения электроотрицательности в периодах и группах периодической таблицы Д.И. Менделеева, можно сделать вывод о том какой элемент принимает «+», а какой минус. Помогают в этом вопросе и элементы с постоянной степенью окисления.

Кто более электроотрицательный, тот сильнее притягивает к себе электроны и «уходит в минус». Кто отдает свои электроны и испытывает их недостаток — получает знак «+».

Самостоятельно определите степени окисления атомов в следующих веществах: RbOH, NaCl, BaO, NaClO3, SO2Cl2, KMnO4, Li2SO3, O2, NaH2PO4. Ниже вы найдете решение этой задачи.

Сравнивайте значение электроотрицательности по таблице Менделеева, и, конечно, пользуйтесь интуицией 🙂 Однако по мере изучения химии, точное знание степеней окисления должно заменить даже самую развитую интуицию 😉

Особо хочу выделить тему ионов. Ион — атом, или группа атомов, которые за счет потери или приобретения одного или нескольких электронов приобрел(и) положительный или отрицательный заряд.

Определяя СО атомов в ионе, не следует стремиться привести общий заряд иона к «0», как в молекуле. Ионы даны в таблице растворимости, они имеют разные заряды — к такому заряду и нужно в сумме привести ион. Объясню на примере.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

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.

Блиц-опрос по теме Валентность и степень окисления

Источник

Металлы побочных подгрупп

Содержание:

Элементы побочных подгрупп (d-элементы) называют ПЕРЕХОДНЫМИ элементами или переходными металлами (все d-элементы — металлы). Термин “переходные металлы” возник вследствие того, что все d-элементы в периодах (строчках таблицы) служат как бы “переходным мостиком” от металлических s-элементов к p-элементам, среди которых уже много неметаллов.

На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.

Металлы побочных подгрупп

Подгруппа меди, или побочная подгруппа I группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, включает в себя элементы: медь Cu, серебро Ag и золото Au. Для всех металлов характерны высокие значения плотности, температур плавления и кипения, высокая тепло- и электропроводность.

Общая характеристика подгруппы хрома

К металлам побочных подгрупп периодической системы Д. И. Менделеева относятся все d-элементы. Таких подгрупп 10: скандия, титана, ванадия, хрома, марганца, железа, кобальта, никеля, меди и цинка. Здесь рассматриваются общие характеристики подгруппы хрома и семейства железа.

Побочную подгруппу VI группы составляют элементы хром Сr, молибден Мо и вольфрам W. На внешнем энергетическом уровне атомов хрома и молибдена содержится по одному электрону, вольфрама — два электрона, что обусловливает металлический характер этих элементов и отличие от элементов главной подгруппы. В соответствии с числом валентных электронов они проявляют максимальную степень окисления +6 и образуют оксиды типа RO3, которым соответствуют кислоты общей формулы H2RO4. Сила кислот закономерно снижается от хрома к вольфраму. Большинство солей этих кислот в воде малорастворимо, хорошо растворяются только соли щелочных металлов и аммония.

Элементы подгруппы хрома проявляют также степени окисления +5, +4, +3, +2. Но наиболее типичны соединения высшей степени окисления, которые во многом весьма похожи на соответствующие соединения серы. С водородом элементы подгруппы хрома соединений не образуют.

С ростом порядкового номера в подгруппе возрастает температура плавления металлов. Вольфрам плавится при 3390°С. Это самый тугоплавкий металл. Поэтому он используется для изготовления нитей в электрических лампочках накаливания.

Металлы подгруппы хрома в обычных условиях весьма устойчивы к воздействию воздуха и воды. При нагревании взаимодействуют с кислородом, галогенами, азотом, фосфором, углем, кремнием и др. Известны их многочисленные сплавы с другими металлами. Сплавы и сами металлы — весьма ценные материалы современной техники.

По физическим и химическим свойствам молибден и вольфрам сходны между собой и несколько отличаются от хрома. Химическая активность металлов в ряду хром — молибден — вольфрам заметно понижается.

Хром

Нахождение в природе. Хром встречается в виде соединенна в различных минералах. Наиболее распространен минерал хромит, или хромистый железняк FeCr2O4, богатые месторождения которого имеются на Урале и в Казахстане. Общее содержание хрома в земной коре составляет 0,03%. Хром обнаружен на Солнце, звездах и в метеоритах.

Получение. Металлический хром получают восстановлением оксида хрома (III) при нагревании с алюминием:

Металлический хром получают также электролизом водных растворов соединений хрома.

Физические свойства. Хром — серовато-белый блестящий металл. Из металлов он самый твердый, его плотность 7,2 г/см 3 , т. пл. 1855°С. Природный хром состоит из смеси пяти изотопов с массовыми числами 50, 52, 53, 54 и 56. Радиоактивные изотопы получены искусственно.

Химические свойства. Расположение электронов на 3d— и 4s-opбиталях атома хрома можно представить схемой

Отсюда видно, что хром может проявлять в соединениях различные степени окисления — от +1 до +6; из них наиболее устойчивы соединения хрома со степенями окислениями +2, +3, +6. Таким образом, в образовании химических связей участвует не только электрон внешнего уровня, но и пять электронов d-подуровня второго снаружи уровня.

Как и у алюминия, на поверхности хрома образуется оксидная пленка Сr2O3. Поэтому хром в разбавленных серной и соляной кислотах начинает растворяться не сразу, а после растворения оксидной пленки:

В азотной и концентрированной серной кислотах хром не растворяется, так как его оксидная пленка упрочняется, т. е. хром переходит в пассивное состояние. По этой же причине не взаимодействуют с хромом разбавленные серная и соляная кислоты, содержащие растворенный кислород. Пассивацию хрома можно устранить очисткой поверхности металла.

При высокой температуре хром горит в кислороде, образуя оксид Сr2O3. Раскаленный хром реагирует с парами воды:

Металлический хром при нагревании реагирует также с галогенами, галогеноводородами, серой, азотом, фосфором, углем, кремнием и бором. Например:

Оксиды и гидроксиды хрома

Хром образует три оксида: СrO, Сr2O3 и СrO3.

Оксид хрома (II) СrO — пирофорный черный порошок (пирофорность — способность в тонкораздробленном состоянии воспламеняться на воздухе). Получается окислением амальгамы хрома кислородом воздуха. Растворяется в разбавленной соляной кислоте:

На воздухе при нагревании выше 100°С оксид хрома (II) превращается в оксид хрома (III).

Гидроксид хрома (II) Сr(ОН)2 получают в виде желтого осадка при действии раствора щелочи на хлорид хрома (II) СrСl2:

Cr(ОН)2 обладает основными свойствами. Является восстановителем. При прокаливании превращается в Сr2O3.

Все соединения хрома (II) довольно неустойчивы и легко окисляются кислородом воздуха в соединения хрома (III). Например:

Оксид хрома (III) Сr2O3 — тугоплавкий порошок зеленого цвета. По твердости близок к корунду, поэтому его вводят в состав полирующих средств. Получается соединением элементов при высокой температуре. В лаборатории оксид хрома (III) можно получить нагреванием дихромата аммония:

Как и Аl2O3 оксид хрома (III) амфотерен. При сплавлении Сr2O3 со щелочами образуются соединения хрома (III) — хромиты:

Оксид хрома (III) с водой не взаимодействует, однако ему соответствует гидроксид хрома (III) Сг(ОН)3, который получают в виде студнеобразного осадка серо-зеленого цвета действием растворов щелочей на растворы солей хрома (III):

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами — реагирует с кислотами и щелочами. При растворении в кислотах образуются соли хрома (III), например:

Соли хрома (III) сходны с солями алюминия. Они легко подвергаются гидролизу. В водных растворах катион Сr 3+ встречается только в виде гидратированного иона [Cr(H2O)6] 3+ , который придает раствору фиолетовый цвет (для простоты пишут Сr 3+ ).

При растворении Сr(ОН)3 в щелочах образуются гидроксохромиты [аналогия с Аl(OН)3]:

При сплавлении Сг(ОН)3 со щелочами получаются метахромиты и ортохромиты:

При прокаливании гидроксида хрома (III) образуется оксид хрома (III):

Оксид хрома (VI) СrO3 — темно-красное кристаллическое вещество. Сильный окислитель: окисляет йод, серу, фосфор, уголь, превращаясь при этом в Сr2O3. Например:

При нагревании до 250°С разлагается:

Получается при взаимодействии концентрированной серной кислоты с насыщенным раствором дихромата натрия или калия:

CrO3 имеет кислотный характер: легко растворяется в воде, образуя хромовые кислоты. С избытком воды образует хромовую кислоту Н2СrO4:

При большой концентрации СrO3 образуется дихромовая кислота Н2Сr2O7:

которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту:

Хромовые кислоты существуют только в водном растворе. Однако их соли весьма устойчивы.

Читайте также:  Амфотерные металлы реагируют с солями

Если сопоставить гидроксиды хрома с разной степенью окисления и то легко сделать вывод, что

с возрастанием степени окисления основные свойства гидроксидов ослабевают, а кислотные усиливаются.

Сr(ОН)2 проявляет основные свойства, Сr(ОН)3 — амфотерные, а Н2СrO4 — кислотные.

Хроматы и дихроматы

Хромовые кислоты образуют два ряда солей: хроматы — так называются соли хромовой кислоты, и дихроматы — так называются соли дихромовой кислоты. Хроматы окрашены в желтый цвет (цвет хромат-иона ), дихроматы — в оранжевый (цвет дихромат-иона

Ионы и превращаются друг в друга при изменении концентрации водородных ионов по уравнениям:

Отсюда видно, что если подкислить раствор, то равновесие будет смещаться в сторону образования дихромат-ионов , и наоборот, если добавлять щелочи, то равновесие будет смещаться в сторону образования хромат-ионов Так хроматы можно превратить в дихроматы и наоборот.

Дихроматы и К2Сr2O7 называются хромпиками. Они как окислители применяются в кожевенной (дубление кож), лакокрасочной, спичечной и текстильной промышленности. Хромовая смесь — так называется 3%-ный раствор дихромата калия в концентрированной серной кислоте — применяется в химических лабораториях для мытья стеклянной посуды.

Соли хромовых кислот в кислой среде — сильные окислители. Например:

Соединения хрома (III) в щелочной среде играют роль восстановителей. Под действием различных окислителей — Сl2, Вг2, Н2О2, КМnO4 и др.— они переходят в соединения хрома (VI) — хроматы:

Здесь соединение Cr (III) изображено в форме Na[Cr(OH)4(H2O)2], так как в виде ионов Na + и [Сr(OН)42O)2| — оно существует в избытке раствора щелочи.

Сильные окислители, такие, как KMnO4, (NH4)2S2O8 в кислой среде переводят соединения Сr (III) в дихроматы:

Таким образом, окислительные свойства последовательно усиливаются с изменением степеней окисления в ряду: Соединения Сr (II) — сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения хрома (III). Соединения хрома (VI)—сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III). Соединения с промежуточной степенью окисления, т. е. соединения хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстановителями проявлять окислительные свойства, переходя в соединения хрома (II), а при взаимодействии с сильными окислителями (например, бромом, КМnO4) проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соединения хрома (VI).

Соли хрома (III) весьма разнообразны по окраске: фиолетовые, синие, зеленые коричневые, оранжевые, красные и черные. Все хромовые кислоты и их соли, а также оксид хрома (Vl) ядовиты: поражают кожу, дыхательные пути, вызывают воспаление глаз, поэтому, работая с ними, необходимо соблюдать все меры предосторожности,

Общая характеристика семейства железа

В побочной подгруппе VIII группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева находится 9 элементов: железо, кобальт, никель, рутений, родий, палладий, осмий, иридий, платина. Сходные между собой элементы этой группы образуют горизонтальные группировки, так называемые триады. Элементы железо, кобальт и никель образуют триаду железа, или семейство железа. Остальные элементы VIII группы составляют семейство платиновых металлов, которое включает триады палладия и платины. По свойствам эти семейства существенно различаются между собой.

Атомы элементов триады железа имеют на внешнем энергетическом уровне по 2 электрона, которые они отдают в химических реакциях. Однако в образовании химических связей участвуют и электроны 3d-орбиталей второго снаружи уровня. В своих устойчивых соединениях эти элементы проявляют степень окисления +2, +3. Образуют оксиды состава RO и R2O3. Им соответствуют гидроксиды состава R(OH)2 и R(OH)3.

Для элементов триады (семейства) железа характерно свойство присоединять нейтральные молекулы, например, оксида углерода (II). Карбонилы Ni(CO)4, Со(СО)4 и Fe(CO)5 используются для получения сверхчистых металлов.

Кобальт и никель менее реакционноспособны, чем железо. При обычной температуре они устойчивы к коррозии на воздухе, в воде и в различных растворах. Разбавленные соляная и серная кислоты легко растворяют железо и кобальт, а никель — лишь при нагревании. Концентрированная азотная кислота все три металла пассивирует.

Металлы семейства железа при нагревании взаимодействуют с кислородом, парами воды, галогенами, серой, фосфором, кремнием, углем и бором. Наиболее устойчивыми являются соединения железа (III), кобальта (II) и никеля (II).

Железо, кобальт и никель в ряду стандартных электродных потенциалов расположены до водорода, платиновые металлы — после. Поэтому первые распространены в природе в виде соединений (оксиды, сульфиды, сульфаты, карбонаты), в свободном состоянии встречаются редко — в виде железных метеоритов. По распространенности в природе за железом следует никель, а затем кобальт.

Соединения элементов семейства железа в степени окисления +2 сходны между собой. В состоянии высших степеней окисления они проявляют окислительные свойства.

Железо, кобальт, никель и их сплавы — весьма важные материалы современной техники. Но наибольшее значение имеет железо.

Железо

Важнейшие руды железа. Железо после алюминия — самый распространенный в природе металл. Общее содержание его в земной коре составляет 5,1%. Железо входит в состав многих минералов. Важнейшими железными рудами являются: 1) магнитный железняк Fe3O4; крупные месторождения этой руды высокого качества находятся на Урале — горы Высокая, Благодать, Магнитная; 2) красный железняк Fe2O3; наиболее мощное месторождение — Криворожское; 3) бурый железняк крупное месторождение — Керченское. Советский Союз богат железными рудами. Помимо названных месторождений, большие залежи их обнаружены в районе Курской магнитной аномалии, на Кольском полуострове, в Сибири и на Дальнем Востоке.

В природе в больших количествах часто встречается серный колчедан (пирит) FeS2. Он служит исходным сырьем для получения серной кислоты.

Физические свойства. Железо — блестящий серебристо-белый металл, его плотность 7,87 г/см 3 , т. пл. 1539°С. Обладает хорошей пластичностью. Железо легко намагничивается и размагничивается, а потому применяется в качестве сердечников динамомашин и электромоторов.

Железо состоит из четырех стабильных изотопов с массовыми числами 54, 56 (основной), 57 и 58. Применяются радиоактивные изотопы и

Химические свойства. Расположение электронов по энергетическим уровням у атомов железа можно представить схемой: 2.8. (8+6).2. На последнем уровне — 2 электрона, на предпоследнем — 14, в том числе 6 сверхоктетных.

Железо, отдавая два внешних электрона, проявляет степень окисления +2; отдавая три электрона (два внешних и один сверхоктетный с предпоследнего энергетического уровня), проявляет степень окисления +3:

Электронные структуры 3d— и 4s-орбиталей атома железа и ионов Fe 2+ и Fe 3+ можно изобразить так:

Другие степени окисления для железа не характерны.

В разбавленных соляной и серной кислотах железо растворяется, т. е. окисляется ионами водорода:

Растворяется железо и в разбавленной азотной кислоте, образуя соль железа (III), воду и продукт восстановления азотной кислоты — NH3 или N2O и N2 (см. § 10.8).

При высокой температуре (700—900°С) железо реагирует с парами воды:

Накаленная железная проволока ярко горит в кислороде, образуя окалину — оксид железа (II, III):

При слабом нагревании железо взаимодействует с хлором и серой, а при высокой температуре — с углем, кремнием и фосфором. Карбид железа Fe3C называется цементитом. Это твердое вещество серого цвета, очень хрупкое и тугоплавкое.

С металлами и неметаллами железо образует сплавы (см. § 12.4), имеющие исключительно большое значение в народном хозяйстве.

Соединения железа

Для железа наиболее характерны два ряда соединений: соединения железа (II) и железа (III). Известно также небольшое число соединений железа (VI) — ферраты, например феррат калия K2FeO4 феррат бария BaFeO4.

Оксид железа (II) FeO — черный легко окисляющийся порошок. Получается восстановлением оксида железа (III) оксидом углерода (II) при 500°С:

FeO проявляет свойства основного оксида: легко растворяется в кислотах, образуя соли железа (II).

Оксид железа (III) Fe2O3 — самое устойчивое природное кислородсодержащее соединение железа. Растворяясь в кислотах, образует соли железа (III).

Оксид железа (II, III) Fe3O4 встречается в природе в виде минерала магнетита. Он хороший проводник тока, поэтому используется для изготовления электродов.

Оксидам соответствуют гидроксиды железа.

Гидроксид железа (II) Fe(ОН)2 образуется при действии щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

Выпадает осадок белого цвета. В присутствии воздуха окраска делается зеленоватой, а затем бурой. Катионы железа (II) Fe 2+ очень легко окисляются кислородом воздуха или другими окислителями в катионы железа (III) Fe 3+ . Поэтому в растворах соединений железа (II) всегда имеются катионы железа (III). По этой же причине белый гидроксид железа (II) Fe(OH)2 на воздухе становится сначала зеленоватым, а затем бурым, переходя в гидроксид железа (III) Fe(OH)3:

Fe(OH)2 проявляет основные свойства, хорошо растворяется в минеральных кислотах, образуя соли.

Гидроксид железа (III) Fe(OH)3 образуется в виде красно-бурого осадка при действии щелочами на соли железа (III):

Fe(OH)3 — более слабое основание, чем гидроксид железа (II). Это объясняется тем, что у Fe 2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe 3+ , а значит, Fe 2+ слабее удерживает гидроксид-ионы, т. е. Fe(OH)2 более легко диссоциирует. Поэтому соли железа (II) гидролизуются незначительно, а соли железа (III) — очень сильно:

Гидроксид железа (III) обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей:

Из солей железа наибольшее применение нашли: 1) гептагидрат сульфата железа (II) (железный купорос) для борьбы с вредителями растений, приготовления минеральных красок и т. д.; 2) хлорид железа (III) FeCl3 как коагулянт при очистке воды, а также как протрава при крашении тканей; 3) нонагидрат сульфата железа (III) как коагулянт, а также для травления металлов; 4) нонагидрат нитрата железа (III) как протрава при крашении хлопчатобумажных тканей и утяжелитель шелка.

Качественные реакции на катион железа (II) и катион железа (III). Катион железа (III) легко обнаруживается с помощью бесцветного раствора тиоцианата аммония NH4NCS или тиоцианата калия KNCS, точнее, тиоцианат-иона NCS — . При действии NCS — на раствор соли железа (III) образуется соединение кроваво-красного цвета — тиоцианат железа (III) Fe(NCS)3:

Тиоцианат-ион NCS — служит реагентом на катион железа (III) Fe 3+ .

Читайте также:  Перечислите цветные металлы которые относятся к благородным металлам

Для обнаружения катиона железа (III) Fe 3+ удобно применять сложное (комплексное) соединение железа гексацианоферрат (II) калия, известное под названием желтая кровяная соль, K4[Fe(CN)6]. В растворе эта соль диссоциирует на ионы;

При взаимодействии гексацианоферрат (II)-ионов с катионами железа (III) Fe 3+ образуется темно-синий осадок — гексацианоферрат (II) железа (III) (берлинская лазурь):

Другое сложное соединение железа гексацианоферрат (III) калия (красная кровяная соль) в растворе диссоциирует:

а при взаимодействии гексацианоферрат (III)-ионов о катионами железа (II) Fe 2+ также образуется темно-синий осадок гексацианоферрат (III) железа (II) (турнбулева синь):

Таким образом, соединения К4[Fe(CN)6] и К3[Fe(CN)6] являются важными реагентами соответственно на катион железа (III) Fe 3+ и катион железа (II) Fe 2+ .

Доменный процесс

Получение железа из руд основано на восстановлении его оксидов оксидом углерода (II) и углем (коксом). При этом получается не чистое железо, а сплав его с углем и другими примесями (кремнием, марганцем, серой, фосфором). Этот сплав называется чугуном (см. § 14.9).

Выплавка чугуна производится в доменных печах, или домнах. Это сложное сооружение объемом 5000 м 3 и высотой до 80 м с внутренней обкладкой из огнеупорного кирпича и стальным внешним кожухом (для прочности). Верхняя половина домны называется шахтой, верхнее отверстие — колошником, самая широкая часть — распаром, нижняя часть — горном.

Схема доменного процесса и его химизм представлены на рис. 14.1.

Рис. 14.1. Химизм доменного процесса

Исходные материалы: шихта — руда, содержащая оксид железа, а также кокс, флюсы (плавни). Кокс служит источником теплоты, а также используется для получения восстановителя — оксида углерода (II). Флюсы превращают пустую породу в легкоплавкие соединения — шлаки.

Домну загружают через колошник исходными материалами (чередующимися слоями). Горение и необходимая температура поддерживаются вдуванием через специальные отверстия в горне горячего воздуха. Производительность домны повышается примерно на 1/3 при вдувании воздуха, обогащенного кислородом, т. е. при применении кислородного дутья.

В верхней части горна, где температура достигает 1850°С, происходит интенсивное сгорание кокса в струе вдуваемого воздуха, нагретого до 600—800°С:

Оксид углерода (IV), проходя через раскаленный кокс, превращается в оксид углерода (II):

Оксид углерода (II) постепенно восстанавливает руду. При температуре 450—500°С из оксида железа (III) Fe2O3 образуется оксид железа (II, III) Fe3O4:

При 600°С Fe3O4 восстанавливается до оксида железа (II):

а при температуре примерно 700°С оксид железа (II) восстанавливается до свободного металла:

Наряду с оксидом углерода (II) при высоких температурах в восстановлении оксидов железа используют уголь (кокс):

Восстановление железа из руды заканчивается примерно при 1100°С. При этой температуре частично восстанавливаются кремний, марганец и фосфор из их соединений, содержащихся в руде в виде примесей. Эти процессы можно выразить уравнениями:

Сера, содержащаяся в исходных материалах в виде соединений (CaSO4, FeS2 и др.), частично превращается в сульфид железа FeS, хорошо растворимый в чугуне.

Восстановленное железо постепенно опускается вниз и, соприкасаясь с раскаленным коксом и оксидом углерода (II), образует карбид железа (цементит):

При этом температура плавления науглероженного железа понижается до 1200°С. Расплавленное железо растворяет в себе углерод, цементит, кремний, марганец, фосфор, серу и образует жидкий чугун.

Пустая порода, находящаяся в руде, состоит в основном из кремнезема и других оксидов. Для ее удаления в исходные материалы включают флюсы — чаще всего известняк СаСO3. При высокой температуре известняк разлагается:

Оксид кальция взаимодействует с веществами пустой породы, образуя шлаки — главным образом силикаты и алюмосиликаты кальция.

Жидкие чугун и шлак стекают в горн, причем шлак, как более легкий, собирается над чугуном, предохраняя его от действия кислорода. Чугун и шлак выпускают через отверстия, расположенные на разных уровнях (см. рис. 14.1).

Выходящий из домны газ называется колошниковым или доменным. Он содержит до 30% оксида углерода (II), азот, оксид углерода (IV) и используется для накаливания специальных сооружений — доменных воздухонагревателей (кауперов), в которых подогревается до 600—800° С подаваемый в домну воздух.

Чугун и стали

Выплавленный в домне чугун содержит железа около 93%, углерода до 4,5%, кремния 0,5—2%, марганца 1—3%, фосфора 0,02— 2,5% и серы 0,005—0,08%. Чугун хрупок, не поддается ковке и прокатке. Различают два вида чугуна: серый и белый.

Серый чугун содержит углерод в виде графита и на изломе имеет серый цвет. В технике он применяется для литья (отливка тяжелых частей машин, маховиков, плит и т. д.).

Белый чугун содержит углерод главным образом в виде цементита Fe3C, он светлее серого. Весь белый чугун идет на дальнейшую переработку в сталь.

В твердой стали содержание углерода составляет от 0,3 до 1,7%. В мягкой стали (раньше ее называли ковким железом) углерода содержится до 0,3%. Сталь в отличие от чугуна легко поддается ковке и прокатке. При быстром охлаждении она получается очень твердой, при медленном охлаждении — мягкой. Мягкую сталь легко обрабатывать. Из нее изготовляют гвозди, болты, проволоку, кровельное железо, детали машин. Из твердой стали изготавливают инструменты.

Большое значение в современной технике имеют легированные стали. Они содержат так называемые легирующие элементы, к которым относятся хром, никель, молибден, ванадий, вольфрам, марганец, медь, кремний и др. Легирующие элементы добавляются для придания стали определенных свойств. Так, хромоникелевые стали, содержащие помимо неизбежных примесей хром и никель, обладают высокими механическими и антикоррозионными свойствами, а также жаростойкостью. Из них изготовляют многие части машин и предметы домашнего обихода (нержавеющие ложки, пилки и др.). Хромомолибденовые и хромованадиевые стали тверды и прочны при повышенных температурах и давлениях. Они идут на изготовление трубопроводов, деталей авиамоторов и компрессоров. Из хромовольфрамовых сталей делают режущие инструменты. Марганцовистые стали весьма устойчивы к трению и удару.

Задача переработки чугуна в сталь сводится к удалению из него избытка углерода и других примесей. Это достигается путем их окисления. При высокой температуре кислород легко соединяется с углеродом и другими примесями, образуя оксиды. Оксид углерода (II) удаляется в виде газа, а остальные оксиды, реагируя с флюсами, образуют шлак, всплывающий на поверхность стали.

Рис. 14.2. Мартеновская печь для передела чугуна в сталь: 1 — газ; 2 — воздух; 3 — чугун; 4 — продукты горения

Особенно нежелательно в сталях повышенное содержание фосфора и серы: фосфор делает сталь ломкой, а сера вызывает образование трещин при механической обработке раскаленной стали. Эти примеси удаляют, добавляя в расплавленный чугун известь. Оксид фосфора (V) Р2O5 с известью образует томасов шлак состава

Процесс удаления серы можно изобразить уравнением

Томасов шлак используется как фосфорное удобрение.

Основными способами переработки чугуна в сталь являются мартеновский и электротермический. При мартеновском способе процесс проводится в особых печах, называемых пламенными регенеративными мартеновскими печами (рис. 14.2). В плавильную ванну печи загружается чугун, а также железный лом, чистая руда (они содержат кислород) и известь (флюс). Печь обогревается газом, который сгорает над загруженной ванной. Температура в печи достигает 1800°С. Шихта плавится и происходит окисление углерода и примесей, содержащихся в чугуне, кислородом воздуха, поступающего в печь вместе с горючими газами, а также кислородом железного лома и руды. В мартеновском способе получения стали кислородное дутье сильно интенсифицирует процесс: повышается производительность печей, уменьшается расход топлива, возрастает выход стали, улучшается ее качество.

В мартеновской печи легко получать легированные стали. Для этого необходимо перед окончанием плавки добавить необходимые металлы или сплавы.

Рис. 14.3. Конвертер для выплавки стали из чугуна

Однако легированные стали выплавляют обычно в особых электрических печах при температуре свыше 3000°С. Это электротермический способ, применяющийся для получения сталей, стали из чугуна содержащих тугоплавкие металлы — молибден, вольфрам и др.

Мартеновским способом производится до 85% стали. Наряду с ним применяются бессемеровский и томасовский способы.

При бессемеровском способе расплавленный чугун поступает в специальный конвертер (рис. 14.3) — обычно грушевидный стальной сосуд, выложенный внутри огнеупорным материалом (футеровкой). Сосуд может вращаться. Через конвертер продувается воздух. При этом происходит выгорание (окисление) примесей. Образующиеся оксиды марганца и железа реагируют с футеровкой конвертера. Однако при этом способе передела чугуна содержание серы и фосфора в нем почти не уменьшается, что является недостатком способа.

Томасовский способ служит для переработки чугуна, выплавляемого из железных руд, богатых фосфором. Главное отличие этого способа от бессемеровского состоит в том, что футеровка конвертера изготовляется из доломитовой массы, а в конвертер добавляется известь для связывания оксида фосфора (V), образующегося в результате сгорания фосфора. Получаемый при этом шлак называется томасовским и содержит около 20% Р2O5. Химизм всех способов получения стали один и тот же.

Чистое железо, как простое вещество, можно получить восстановлением оксида железа водородом при нагревании, а также электролизом растворов его солей.

Чугун, сталь и железо — черные металлы — имеют огромное значение в народном хозяйстве СССР. Они служат основой индустриализации, развития сельского хозяйства и укрепления обороноспособности страны.

Услуги по химии:

Лекции по химии:

Лекции по неорганической химии:

Лекции по органической химии:

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Сайт предназначен для облегчения образовательного путешествия студентам очникам и заочникам по вопросам обучения . Наталья Брильёнова не предлагает и не оказывает товары и услуги.

Источник