Тема 9. Металлы алюминий, железо, медь, цинк, хром

Тема 9. Металлы алюминий, железо, медь, цинк, хром

Алюминий

 

Из элементов III группы главной подгруппы, в соответствии с кодификатором, подробно рассмотрим только алюминий и его соединения.

По содержанию в земной коре, алюминий занимает 1 место среди металлов (около 7,5 % по массе). Он входит в состав многих силикатов (полевые шпаты, глины), гидраты оксида алюминия образуют породы бокситы и являются основной алюминиевой рудой.

 

Получение алюминия

Алюминий является очень активным металлом. В небольших количествах его можно получить восстановлением из солей щелочными металлами, например:

3K + AlCl₃ = 3KCl + Al

 

Реакция оксида алюминия с углеродом приводит к образованию карбида алюминия:

2Al₂O₃ + 9C = Al₄C₃ + 6CO

 

В промышленности алюминий получают электролизом расплава бокситов в криолите. Криолит – гексафтороалюминат натрия Na₃[AlF₆] – минерал, получаемый искусственно, необходим для понижения температуры плавления оксида алюминия. Температура расплава составляет около 950°С, в расплаве присутствуют катионы Al³⁺, Na⁺ и анионы O^2–, F^–. При пропускании тока на катоде будет восстанавливаться менее активный металл алюминий:

 

Al³⁺ + 3 ē ® Al⁰

 

а на аноде будет окисляться кислород:

 

2O^2– – 4 ē ® O₂⁰

 

Суммарное уравнение электролиза:

 

2Al₂O₃ (расплав)  4Al + 3O₂

                                                                  катод анод

 

Химические свойства алюминия

1. Взаимодействие с простыми веществами.

На воздухе алюминий покрывается очень прочной оксидной пленкой оксида алюминия, которая защищает металл от дальнейшего окисления. Изделия из алюминия устойчивы даже при достаточно высоких температурах. Тем не менее, мелкодисперсный порошок алюминия легко реагирует со многими неметаллами: кислородом, галогенами, серой, углеродом и даже азотом:

 

4Аl + 3О₂ = 2Аl₂О₃

 

2Аl + 3I₂ = 2АlI₃

 

2Аl + 3S = Аl₂S₃

 

2Аl + N₂ = 2АlN

 

4Аl + 3C = Аl₄C₃

 

Три последние соединения при обработке водой подвергаются необратимому гидролизу, разлагаются:

 

Аl₂S₃ + 6H₂O = 2Аl(OH)₃¯ + 3H₂S­

 

АlN + 4H₂O = Аl(OH)₃¯ + NH₃×H₂O

 

Аl₄C₃ + 12H₂O = 4Аl(OH)₃¯ + 3CH₄­

 

2. Взаимодействие со сложными веществами.

С водой. Защитная оксидная пленка делает алюминий инертным и по отношению к воде. При снятии защитной оксидной пленки (например, при обработке водным раствором щелочи), алюминий энергично реагирует с водой:

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂­

 

С оксидами металлов. Будучи очень активным металлом и имея большое сродство к кислороду, алюминий при нагревании восстанавливает менее активные металлы из оксидов (такой метод получения металлов называется алюмотермия). Так, в случае поджигания смеси порошков оксида железа(III) и алюминия (т.н. термитная смесь), развивается температура 2500–3000°С. В результате этой реакции образуется расплавленное железо:

 

2Al + Fe₂O₃ = 2Fe + Аl₂О₃

 

С кислотами. Алюминий вытесняет водород из кислотами-неокислителями. Следует помнить, что в обычных условиях, без нагревания, алюминий не реагирует с концентрированными азотной и серной кислотой из-за эффекта пассивации. При нагревании же алюминий окисляется кислотами-окислителями (см. раздел ОВР).

Со щелочами. Оксид и гидроксид алюминия обладают амфотерными свойствами, поэтому алюминий взаимодействует со щелочами с выделением водорода, как в расплаве:

 

2Al + 6NaOH = 2Na₃AlO₃ + 3H₂­

так и в растворе:

 

2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂­

Применение алюминия и его соединений

Алюминий легкий и пластичный металл, отлично проводит ток, мало подвержен коррозии. Наибольшее применение металлический алюминий находит в авиастроении, судостроении, изготовлении электрических проводов, посуды, фольги.

Мелкодисперсный алюминиевый порошок (алюминиевая пудра) используется в алюмотермии, пиротехнике, в качестве пигмента в красках.

Оксид алюминия (минерал корунд) обладает высокой твердостью и температурой плавления. Он применяется как тугоплавкий материал, в качестве абразива, прозрачные монокристаллы Al₂O₃ применяются в качестве активных элементов рубиновых лазеров.

 

Переходные металлы

В соответствии с кодификатором, рассмотрим свойства важнейших d -металлов – железа, меди, цинка и хрома.

 

Железо

 

Железо – самый распространенный тяжелый металл (обычно тяжелыми металлами называют металлы с плотностью более 5 г/см³): его содержание в земной коре составляет около 4,2 % мас., ядро Земли, предположительно, состоит из железо-никелевого сплава.

Самородное железо встречается крайне редко, этот металл входит в состав многих минералов и пород, но основными рудами железа являются:

Fe₃O₄ или FeO×Fe₂O₃ а наиболее правильная запись Fe⁺²Fe⁺³₂O₄ – двойной оксид железа(II,III), минерал магнетит, магнитный железняк, эту же формулу имеет т.н. железная окалина. Это соединение бурого цвета, обладает ферромагнитными свойствами.

Fe₂O₃ – оксид железа(III), минерал гематит, соединение красно-коричневого цвета.

FeO – оксид железа(II), минерал вюстит, соединение черного цвета.

FeS – сульфид железа(II).

FeS₂ – дисульфид железа(II), минерал пирит.

 

Получение железа

Металлургия железа подробно представлена в школьных учебниках, приведем основные стадии процесса. Железные руды (оксиды железа) восстанавливают в доменных печах оксидом углерода(II):

 

Fe₂O₃ + 3CO ® Fe + 3CO₂

 

FeO + CO ® Fe + CO₂

 

Оксид углерода(II) образуется при сгорании каменноугольного кокса, загружаемого в доменную печь, обычно в две стадии:

C + O₂ ® CO₂

 

CO₂ + C ® 2CO

 

В доменных печах получают чугун – сплав железа с углеродом, кремнием и другими примесями. Большую часть получаемого чугуна перерабатывают на сталь. В специальных печах-конверторах через расплавленный чугун пропускают газ кислород, примеси окисляются и удаляются в виде шлака (подробнее см. в школьном учебнике). По химическому составу стали делятся на углеродистые (содержание углерода может меняться в широком диапазоне – от 0,02 до 2,14 %) и легированные – с добавками других металлов, придающих стали особые свойства: коррозионную стойкость, повышенную твердость и др.).

 

Химические свойства железа

Железо – металл средней активности. Сложность написания реакций связано с наличием у железа двух достаточно устойчивых степеней окисления +2 и +3. Рассмотрим на примерах.

1. Взаимодействие с неметаллами.

С кислородом. Раскаленная железная проволока горит в кислороде с образованием железной окалины:

 

3Fe + 2O₂ = Fe⁺²Fe⁺³₂O₄

 

C галогенами. Фтор, хлор и бром – сильные окислители, железо окисляется до степени окисления +3, например:

 

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

 

Отметим, что при растворении железа в соляной кислоте образуется хлорид железа(II) (в этой реакции железо окисляется менее сильным окислителем H⁺):

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂

 

С менее сильными окислителями – йодом и серой др., железо окисляется до степени окисления +2, например:

 

Fe + S  FeS

 

При высокой температуре железо реагирует с углеродом и фосфором, образуются соединения Fe₃C и Fe₃P.

2. Взаимодействие со сложными веществами.

С водой. С водяным паром при высоких температурах протекает реакция:

3Fe + 4H₂O = Fe⁺²Fe⁺³₂O₄+ 4H₂

 

Во влажном воздухе и в воде железо подвергается коррозии, ржавеет:

 

4Fe + 3O₂ + 6H₂O = 4Fe(OH)₃

 

Следует отметить, что элементы триады железа – кобальт и никель – коррозии не подвержены, добавки этих металлов делают сталь «нержавеющей».

С кислотами-неокислителями, с растворами солей, реагирует как типичный металл средней активности. Без нагревания железо (как и алюминий) не реагирует с концентрированными азотной и серной кислотой из-за эффекта пассивации. При нагревании легко окисляется этими кислотами (см. раздел ОВР).

3. Железо при нагревании реагирует с угарным газом с образованием карбонила железа:

Fе + 5CO = [Fе(CO)₅]

 

4. При высоких температурах в реакциях с сильными окислителями (KClO₃, KNO₃) железо окисляется до степени окисления +6, образуются ферраты, например:

 

Fе + KClO₃ + 2KОН = K₂FeO₄ + KCl + Н₂O

 

Железо при нагревании реагирует с соединениями железа(III), надо знать реакции:

Fе + Fe₂O₃  3FeO

 

Fе + Fe₂(SO₄)₃  3FeSO₄

 

Соединения железа

Существуют два гидроксида железа: основание Fe(ОН)₂ бледно-зеленого цвета и проявляющий слабые амфотерные свойства гидроксид Fe(ОН)₃ бурого цвета. Свежеосажденный Fe(ОН)₂ достаточно быстро окисляется кислородом по реакции:

 

2Fe(ОН)₂ + 0,5 O₂ + Н₂O = 2Fe(ОН)₃

 

Fe(ОН)₃ проявляет амфотерность только в концентрированных растворах щелочей:

Fe(ОН)₃ + 3KОН = Na₃[Fe(ОН)₆]

 

При низких температурах более устойчивыми являются соединения железа(III), при высоких – железа(II), на переходе Fe⁺³ + ē «Fe⁺² основано множество ОВР. Здесь рассмотрим некоторые наиболее сложные:

 

6FeSO₄ + 4Н₂SO₄ + 2KNO₃ = 3Fe₂(SO₄)₃ + 2NO­ + K₂SO₄ + 4Н₂O

 

4Fe(NO₃)₂  2Fe₂O₃ + 8NO₂ + O₂

 

2FeCl₃ + 3(NН₄)₂S = 2FeS¯ + 6NН₄Cl + S¯

 

2FeCl₃ + 2Hg = 2FeCl₂ + Hg₂Cl₂

 

Медь

 

Медь переходный металл золотисто-красного цвета, обладает высокой тепло- и электропроводностью, пластична.

Медь относится к благородным металлам (в ряду активности расположена после водорода). В природе встречается самородная медь, важнейшими минералами меди являются халькопирит CuFeS₂ (медный колчедан), медный купорос CuSO₄×5H₂O, малахит (CuOH)₂CO₃.

 

Получение меди

Из-за малой активности, медь достаточно легко восстановить из соединений. C давних пор использовалась прямая выплавка из малахита:

 

(CuOH)₂CO₃ + 2СО = 2Cu + 3СО₂ + Н₂O

 

В настоящее время медь получают, преимущественно, из халькопирита CuFeS₂, причем восстановителем является сама сульфидная сера.

В лаборатории медь можно легко получить из оксидов – темно-красного Cu₂O или черного CuO, эти реакции часто встречаются в заданиях повышенной сложности:

CuO + H₂  Cu + H₂O

 

Cu₂O + СО  2Cu + СО₂

 

3CuO + 2NH₃  3Cu + N₂ + 3H₂O

 

CuO + С  Cu + СO

 

Химические свойства меди

В соединениях медь проявляет две степени окисления: +1 и +2. Медь слабый восстановитель, окислить ее можно только сильными окислителями.

1. Из простых веществ медь реагирует только с кислородом, галогенами, серой:

Cu + O₂ (избыток)  CuO

 

Cu + O₂ (недостаток)  Cu₂O

 

Cu + Cl₂ = CuCl₂

 

Cu + S  CuS

 

2. Медь растворяется в азотной и концентрированной серной кислоте:

 

3Cu + 8HNO₃ (разб.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4Н₂O

 

Cu + 4HNO₃ (конц.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2Н₂O

 

Cu + 2H₂SO₄ (конц.) = CuSO₄ + SO₂ + 2Н₂O

 

3. Медь не растворяется в воде, в кислотах-неокислителях, но в присутствии кислорода идут реакции:

 

2Cu + 4HCl + O₂ = 2CuCl₂ + 2Н₂O

 

2Cu + СО₂ + Н₂O + O₂ = (CuOH)₂CO₃

 

4. Медь – d -элемент, сильный комплексообразователь. Ион Cu²⁺ в водном растворе существует в виде иона тетрааквамеди [Cu(Н₂O)₄]²⁺ голубого цвета, без воды ион меди бесцветный. В присутствии аммиака образуется более стойкий аммиачный комплекс [Cu(NН₃)₄]²⁺ ярко-синего цвета, например:

[Cu(Н₂O)₄]²⁺ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 4Н₂O

 

или в молекулярном виде (молекулы воды обычно не указывают):

 

CuSO₄ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]SO₄

                         голубой           ярко-синий

 

Аммиачный комплекс меди образуется при растворении гидроксида меди(II) и даже оксида меди(II) в растворе аммиака:

 

Cu(OH)₂¯ + 4NH₃×Н₂O = [Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 4Н₂O

 

CuO + 4NH₃×Н₂O = [Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 3Н₂O

 

5. Как и железо, медь имеет две степени окисления, поэтому возможны реакции:

Cu⁰ + Cu⁺²O  Cu⁺¹₂O

 

Cu⁰ + Cu⁺²Cl₂ + 2NaCl = 2Na[Cu⁺¹Cl₂]

 

Последняя реакция протекает, так как образуется устойчивый комплексный ион.

 

Применение меди

Металлическая медь используется в электротехнике, при производстве труб, теплообменных устройств. Широко используются сплавы на основе меди – бронзы, латуни. Соединения меди применяются в качестве катализаторов.

 

Цинк

 

Цинк мягкий белый металл, на воздухе покрыт прочной оксидной пленкой. Основные минералы – сульфид и карбонат цинка. Для получения металлического цинка их обжигают:

 

ZnCO₃  ZnO + CO₂

 

2ZnS + 3O₂  2ZnO + 2SO₂

 

Полученный оксид восстанавливают углеродом:

 

ZnO + С  Zn + СO

 

Химические свойства цинка

Цинк активный металл, сильный восстановитель, во всех соединениях проявляет степень окисления +2. Реагирует с кислородом, галогенами, серой.

Цинк реагирует со многими сложными веществами:

– проявляет амфотерные свойства, реагирует и с кислотами, и со щелочами, например:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂­

 

Zn + 2NaOH + 2Н₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂­

 

– цинк проявляет все свойства металла средней активности, реагируя с растворами кислотами, солей, водяным паром при высокой температуре;

– как типичный d -элемент, цинк легко образует комплексные соединения, например аммиачные комплексы. Так, осадок амфотерного гидроксида цинка растворяется в избытке раствора аммиака:

 

Zn(OH)₂ + 4NH₃×Н₂O = [Zn(NH₃)₄](OH)₂ + 4Н₂O

 

Это свойство позволяет различить амфотерные Al(OH)₃ и Zn(OH)₂: Al (OH)₃ в растворе аммиака не растворяется.

 

 

Применение цинка

 

Большое количество цинка идет на производство оцинкованной стали – покрытие более активным металлом предохраняет железо от коррозии. Цинк компонент многих сплавов, например, латуни. Оксид цинка – белый пигмент для красок. В лаборатории металлический цинк применяется в качестве восстановителя.

 

Хром

 

Хром – твёрдый металл серебристого цвета. Многие соединения хрома красиво окрашены, название элемент получил от греческого слова crwma – цвет.

Основные соединения хрома – хромистый железняк (хромит) FeO·Cr₂O₃ и хромат свинца, минерал крокоит PbCrO₄.

Хром – типичный металл средней активности. Из особенных свойств нужно отметить, что хром (подобно железу и алюминию), пассивируется в холодных концентрированных серной и азотной кислотах; кроме того, хром не растворяется в растворах щелочей.

Хром проявляет несколько устойчивых степеней окисления: +2, +4, +6. Большинство соединений хрома характерно окрашены, поэтому реакции с участием хрома идут с изменением окраски. Подобные реакции часто встречаются в задачах повышенной сложности. Рассмотрим соединения хрома и реакции, которые обязательно знать.

Соединения хрома(II) очень неустойчивы, легко окисляются до соединений Cr⁺³, например при стоянии на воздухе:

 

4Cr(OH)₂ + O₂ + 2Н₂O = 4Cr(OH)₃

 

CrO и Cr(OH)₂ имеют основной характер.

 

Соединения хрома(III) зеленого или серо-зеленого цвета. Cr(OH)₃ и Cr₂O₃ проявляют амфотерные свойства, например:

 

Cr₂O₃ + 2NaOH = 2NaCrO₂ + Н₂O

 

В жестких условиях, соединения Cr⁺³ можно окислить до Cr⁺⁶:

2Сr(ОН)₃ + 4NаОН (конц.) + 3Н₂O₂ (конц.) ® 2Na₂СrO₄ + 8Н₂O

 

2CrCl₃ + 16КOH + 3Br₂ ® 6КBr + 6NaCl + 8H₂O + 2К₂CrO₄

 

Соединения Cr(III) могут проявлять и восстановительные свойства:

 

Zn + 2CrCl₃ ® 2CrCl₂ + ZnCl₂

 

Соединения хрома(VI)

 

Оксид хрома(VI) CrO₃ – типичный кислотный оксид, растворяется в воде с образованием кислот:

 

2CrO₃ + Н₂O ® H₂Cr₂O₇

 

CrO₃ + Н₂O (изб.) ® H₂CrO₄

 

В растворах щелочей CrO₃ образует соли хроматы лимонно-жёлтого цвета:

CrO₃ + 2KOH ® K₂CrO₄ + H₂O

 

В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы:

 

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ ® K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

 

В щелочной среде снова образуются хроматы:

 

K₂Cr₂O₇ + 2KOH → 2K₂CrO₄ + H₂O

 

Все соединения хрома(VI) – сильные окислители, в нейтральной среде образуются соли хрома(III), в нейтральной – Cr(OH)₃, в щелочной – гидроксокомплексы, например:

 

K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ + 6FeSO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ + 3Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

 

2K₂CrO₄ + 5H₂O + 3NaNO₂ ® 2Cr(OH)₃¯+ 3NaNO₃ + 4KOH

 

2K₂CrO₄ + 8H₂O+3K₂S ® 2K₃[Сr(ОН)₆]+3S¯ + 4KOH

 

Тема 9. Металлы алюминий, железо, медь, цинк, хром

Алюминий

 

Из элементов III группы главной подгруппы, в соответствии с кодификатором, подробно рассмотрим только алюминий и его соединения.

По содержанию в земной коре, алюминий занимает 1 место среди металлов (около 7,5 % по массе). Он входит в состав многих силикатов (полевые шпаты, глины), гидраты оксида алюминия образуют породы бокситы и являются основной алюминиевой рудой.

 

Получение алюминия

Алюминий является очень активным металлом. В небольших количествах его можно получить восстановлением из солей щелочными металлами, например:

3K + AlCl₃ = 3KCl + Al

 

Реакция оксида алюминия с углеродом приводит к образованию карбида алюминия:

2Al₂O₃ + 9C = Al₄C₃ + 6CO

 

В промышленности алюминий получают электролизом расплава бокситов в криолите. Криолит – гексафтороалюминат натрия Na₃[AlF₆] – минерал, получаемый искусственно, необходим для понижения температуры плавления оксида алюминия. Температура расплава составляет около 950°С, в расплаве присутствуют катионы Al³⁺, Na⁺ и анионы O^2–, F^–. При пропускании тока на катоде будет восстанавливаться менее активный металл алюминий:

 

Al³⁺ + 3 ē ® Al⁰

 

а на аноде будет окисляться кислород:

 

2O^2– – 4 ē ® O₂⁰

 

Суммарное уравнение электролиза:

 

2Al₂O₃ (расплав)  4Al + 3O₂

                                                                  катод анод