Второй группы

💸 Как сделать бизнес проще, а карман толще?

Тот, кто работает в сфере услуг, знает — без ведения записи клиентов никуда. Мало того, что нужно видеть свое раписание, но и напоминать клиентам о визитах тоже. Проблема в том, что средняя цена по рынку за такой сервис — 800 руб/мес или почти 15 000 руб за год. И это минимальный функционал. Нашли самый бюджетный и оптимальный вариант: сервис VisitTime.
⚡️ Для новых пользователей первый месяц бесплатно. А далее 290 руб/мес, это в 3 раза дешевле аналогов. За эту цену доступен весь функционал: напоминание о визитах, чаевые, предоплаты, общение с клиентами, переносы записей и так далее.
✅ Уйма гибких настроек, которые помогут вам зарабатывать больше и забыть про чувство «что-то мне нужно было сделать».
Сомневаетесь? нажмите на текст, запустите чат-бота и убедитесь во всем сами!

Второй группы

Другой метод восстановления цинка заключается в электролитическом выделении его из сульфата. Последний получается обработкой обожженных концентратов серной кислотой.

Цинк – голубовато-серебристый металл. При комнатной температуре он довольно хрупок, но при 100-150 ⁰С он хорошо гнется и прокатывается в листы. При нагревании выше 200⁰С цинк становится очень хрупким. На воздухе он покрывается тонким слоем оксида или основного карбоната, предохраняющим его от дальнейшего окисления. Вода почти не действует на цинк, хотя он и стоит в ряду напряжений значительно раньше водорода. Это объясняется тем, что образующийся на поверхности цинка при взаимодействии его с водой гидроксид практически нерастворим и препятствует дальнейшему течению реакции. В разбавленных же кислотах цинк легко растворяется с образованием соответствующих солей. Кроме того, цинк, подобно бериллию и другим металлам, образующим амфотерные гидроксиды, растворяется в щелочах. Если сильно нагреть цинк в атмосфере воздуха, то пары его воспламеняются и сгорают зеленовато-белым пламенем, образуя ZnO.

Применение цинка очень разнообразно. Значительная часть его идет на нанесения покрытий на железные и стальные изделия, предназначенные для работы в атмосферных условиях или в воде. При этом цинковые покрытия в течение многих лет хорошо защищают основной металл от коррозии. Однако в условиях высокой влажности воздуха при значительных колебаниях температуры, а также в морской воде цинковые покрытия неэффективны. Широкое промышленное использование имеют сплавы цинка с алюминием, медью и магнием. С медью цинк образует важную группу сплавов – латуни. Значительное количество цинка расходуется для изготовления гальванических элементов.

Механические и коррозионные свойства цинка зависят от присутствия в нем небольших количеств примесей других металлов. Например, примесь железа повышает хрупкость цинка и его сплавов и затрудняет их обработку, а также резко увеличивает скорость коррозии цинка в кислотах. Поэтому высококачественные сплавы цинка содержат очень малые количества примесей других металлов. Например, примесь свинца не должна превышать 0, 01%, а железа – 0, 1%.

1. На медных предметах нередко можно видеть зеленый налет гидроксокарбоната меди Cu(OH)₂CO₃. Составить уравнение реакции образования соли.

3. Составить уравнения реакций последовательного получения следующих веществ: Cd(NO₃)₂ ® CdO ® Cd ® CdCl₂ ® Cd(OH)₂® [ Cd(NH₃)₄] (OH)₂.

5. Сравнить химическую активность меди и цинка.

26. Общая характеристика металлов побочной подгруппы VI группы. Хром.

Побочная подгруппа VI группы, или подгруппа хрома, представлена тремя элементами: хромом, молибденом и вольфрамом. К этой же подгруппе относится и 106-й элемент (экавольфрам), полученный искусственно в 1974 г. Металлы подгруппы хрома входят в состав четных рядов больших периодов и относятся к d-элементам, так как в их атомах происходит заполнение d-подуровня предвнешнего уровня 1— 10 электронами. На внешнем уровне у атомов d-элементов содержится 1 или 2 электрона.

Mo 1s²2s²2p⁶ 3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s¹4d⁵ (6 ряд, 5-й период)

W 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d⁴ (8 ряд, 6-ой период)

У хрома и молибдена на d-подуровне по 5 электронов, а у вольфрама—четыре. На внешнем уровне у хрома и молибдена вследствие «провала» электрона с внешнего на d-подуровень предвнешнего уровня содержится один электрон (а), а у вольфрама—два (б).

Электронная стуртура d-подуровня Электронная структура d- подуровня

предвнешнего уровня и s-подуровня предвнешнего s-подуровня внешнего

внешнего уровня атомов хрома и уровня вольфрама 5d⁴6s²

Хром, молибден и вольфрам проявляют максимальную степень окисления в соединениях +6, но для хрома и молибдена характерны соединения, в которых они имеют более низкую степень окисления (для молибдена +4, для хромa +3 или +2). Хром и его аналоги водородных соединений не образуют. Строение внешней и предвнешней оболочек свидетельствует о принадлежности этой подгруппы элементов к металлам.

Минерал, содержащий хром, был открыт в 1766 г. И. Г. Ломанном и назван «сибирский красный свинец». В настоящее время этот минерал известен под названием крокоита РЬСг0₄. В 1797 г. французский химик Л. Н. Вокелен впервые выделил металлический хром.

Нахождение в природе. Содержание хрома в земной коре составляет 8, 3-10^-3 % по массе. Важнейшим сырьевым минералом для получения хрома служит хромистый железняк FeО-Сг₂Оз. Кроме красной свинцовой руды, в природе встречается также хромовая охра Сг₂ 0з.

Физические свойства. Хром — белый, с сероватым оттенком, блестящий металл, обладающий большой твердостью и хрупкостью; температура плавления около 1890°С. При комнатной температуре устойчив к действию воды и воздуха благодаря оксидной пленке, защищающей его от окисления

Химические свойства. Хром является восстановителем.

В зависимости от условий реакции окисляется до Сг⁺², Сг⁺³, и Сг⁺⁶. Наиболее устойчивы соединения, где он проявляет степени окисления +2 и +3. С кислородом взаимодействует лишь при нагревании. В этих же условиях хром реагирует c хлоpом, сеpой. азотом, кpемнием:

Обычно на поверхности хрома имеется плотный слой оксида Сг₂О₃, предохраняющий металл от дальнейшего окисления. При обычных температурах такая пассивированная поверхность предотвращает взаимодействие хрома с азотной кислотой и царской водкой. На холоду хром реагирует с разбавленной хлороводородной кислотой с выделением водорода и образованием солей хрома +2. Последние быстро окисляясь кислородом воздуха переходят в соли хрома +3.

При повышении температуры или концентрации соляной кислоты, а с разбавленной серной кислотой в любом случае хром окисляется до Сг⁺³.

Получение. Для получения металлического хрома используют хромистый железняк. Его сплавляют с содой в присутствии кислорода, а образующийся хромат натрия восстанавливают углеродом (коксом) до оксида хрома (111):

Далее восстановлением оксида хрома (III) алюминием получают металлический хром:

Применение. В современном машиностроении хром получил широкое применение как легирующий компонент сталей, никелевых и медных сплавов. В инструментальных сталях для повышения прочности хром применяется в качестве добавки. Если содержание хрома в стали превышает 10%, сталь обладает большей устойчивостью к окислению и коррозии.

С кислородом хром образует ряд оксидов: СгО, Сг₂О₃, СгО₃. Наиболее устойчив из них оксид хрома (III) Сг₂О₃.

Оксид хрома (II) СгО обладает основными свойствами. При взаимодействии с хлороводородной кислотой образуется хлорид хрома (II):

Если на хлорид хрома (II) подействовать раствором щелочи, то выпадает желтый осадок Сг(ОН)₂:

Соединения хрома (II) неустойчивы и быстро окисляются до соединений хрома (III):

Оксид хрома(Ш) Сг₂О₃ относится к амфотерным оксидам. В обычных условиях это порошок зеленого цвета. Он не растворяется в воде и слабо растворяется в щелочах и кислотах. Получают Сг₂О₃ прокаливанием оксида хрома (VI), разложением дихромата аммония, а также термическим разложением гилооксила хрома(III):

Оксид хрома (III) применяется в промышленности для получения металлического хрома, а также используется для приготовления масляных и акварельных красок.

При сплавлении оксида хрома (III) со щелочами или содой образуются мета- или ортохромиты, являющиеся солями соответствующих кислот—НСrО₂ (метахромистая) и Н₃CrO₃ (ортохромистая):

Гидроксид хрома(1П) Сг(ОН)₃ образуется при действии щелочей на соли хрома, выпадает в виде синевато-серого осaдка:

Гидроксид хрома (III) Сг(ОН)₃ обладает амфотерными свойствами. Подобно гидроксиду алюминия, взаимодействует с кислотами с образованием солей Сг ⁺³, а со щелочами - с образованием хромитов:

Следовательно, гидроксид хрома (III) можно рассматривать и как основание, и как кислоту:

Cr³⁺ + 3OH^- «Cr(OH)₃º H₃CrO₃ «HCrO₂ + H₂O «H⁺ + CrO₂ ^- + H₂O

Под действием окислителей в щелочной среде соединения хрома (III) переходят в соединения хрома (VI), при этом происходит изменение зеленой окраски раствора в желтую:

Oксид xpoмa (Vl) СгО₃ является типичным кислотным оксидом. Легко растворяется в воде с образованием растворов хромовой Н₂Сг0₄ и двухромовой Н₂Сг₂0₇ кислот. В растворе между этими двумя кислотами устанавливается равновесие:

Добавление к раствору кислоты смещает равновесие вправо, добавление щелочей—влево. На этом основано получение хроматов из бихроматов и наоборот:

Соли хромовых кислот в кислой среде являются сильными окислителями,

при этом Сг⁺⁶ восстанавливается до Сг⁺³ с изменением оранжевой окраски раствора на зеленую:

K₂Cr₂O₇ + 6KJ + 7H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3J₂ + 4K₂SO₄ + 7H₂O

Равные объемы насыщенного на холоду раствора К₂Сг₂0₇ и концентрированной серной кислоты образуют так называемую хромовую смесь, обладающую высокой окислительной способностью.

Основная хромовая руда—хромит—используется в производстве химически пассивных и термостойких огнеупорен (магнезиохромитовые кирпичи). Бихроматы и хромовые квасцы КСг(S0₄)₂ применяются для дубления кож. Из хромата свинца РЬСг0₄ изготовляют красители.

27. Общая характеристика металлов побочной подгруппы

Побочная подгруппа VII группы, или подгруппа марганца, состоит из марганца, технеция и рения. Сюда же отнесен синтезированный в 1976 г. элемент с Z-107, химические свойства которого сопоставимы с таковыми элементов подгруппы марганца.

Элементы подгруппы марганца входят в состав четырех рядов 4, 5, 6 и 7-го периодов и относятся к d-элементам. На внешнем уровне у них по два s-электрона, а на d-подуровне предвнешнего уровня 5 неспаренных электронов, следовательно, конфигурация валентных электронов (п—1) d⁵ns².

Таким образом, пять d-электронов предвнешнего уровня вместе с двумя s-электронами внешнего уровня могут принимать участие в образовании химической связи, следовательно, максимальная валентность атомов этих элементов 7.

Re 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d⁵ (6-й период)

Однако в зависимости от того, сколько электронов внешнего и предвнешнего уровней принимает участие в образовании химической связи, валентность этих элементов может составлять от 1 до 7. Наиболее устойчивыми являются соединения, в которых валентность соответствует 2, 4 и 7. Элементы подгруппы марганца проявляют переменную степень окисления: марганец и рений +2, +3, +4, +6, +7 (соединения марганца со степенью окисления +1 и +5 неустойчивы), технеций +4, +6, +7.

Марганец впервые получили К. В. Шееле и Ю.Ган в 1774 г. при исследовании минерала пиролюзита.

Нахождение в природе. Марганец широко распространен в природе. Его содержание в земной коре составляет 0, 1% по массе. Важнейшие соединения—оксиды, образующие различные минералы: оксид марганца (IV) МпО₂ (пиролюзит и манганомелан); оксид марганца (III) Мп₂О₃ (браунит); оксид марганца (II, III) Мп₃0₄ (гаусманит); карбонат марганца (II) МпСО₃ (родохрозит).

Физические свойства. По своему внешнему виду марганец напоминает железо, но в отличие от последнего намного тверже и более хрупок, характеризуется аномально низкой электрической проводимостью. Плавится марганец при температуре 1245°С.

Для марганца характерны полиморфные модификации, образующиеся при различных температурных режимах.

Химические свойства. Марганец относится к активным металлам. Обычно он покрыт прочной пленкой оксида, которая предохраняет металл от дальнейшего окисления. В измельченном состоянии марганец легко взаимодействует с кислородом:

Активно реагирует с галогенами, азотом, углеродом, фосфором и кремнием. Присоединение галогенов и азота сопровождается горением:

В электрохимическом ряду напряжений марганец находится намного левее водорода (между алюминием и цинком), поэтому способен активно вытеснять водород из соединении. Порошкообразный марганец при нагревании вытесняет водород из воды:

При взаимодействии с разбавленными кислотами (кроме HNO₃ и концентрированной H₂S0₄) марганец легко вытесняет водород, окисляясь до Мп⁺²:

Реакция с концентрированными серной и азотной кислотами сопровождается выделением продуктов восстановления этих кислот

Эти процессы возможны только при нагревании, так как на холоду указанные кислоты пассивируют металл.

При взаимодействии с солями металлов, стоящих в ряду активности правее, марганец вытесняет металлы:

Получение. Чистый марганец получают электролизом хлорида или сульфата. Такой продукт содержит значительное количество примесей, от которых избавляются путем повторной очистки. Марганец также получают методом алюминотермии:

При восстановлении углем оксидов марганца образуется так называемый ферромарганец, характеризующийся высоким содержанием углерода и железа (70—90% Mn).

Применение. Перманганат калия находит широкое применение как энергичный окислитель. Разбавленные растворы используются в медицинской практике в качестве дезинфицирующего средства.

Главный потребитель чистого марганца — сталелитейное производство. Введение в состав сталей марганца в сочетании с другими легирующими добавками придает стали твердость и износоустойчивость, не снижая при этом пластичности.

Для человеческого организма марганец—незаменимый микроэлемент. Он влияет на рост и кроветворение. Особая роль принадлежит марганцу в синтезе жирных кислот и холестерина из уксусной кислоты. Он оказывает влияние на синтез гликогена, усиливает влияние инсулина. Марганец пролонгирует действие многих витаминов (А, Е, В, Bi, Be и др.). Его влияние на обмен веществ усиливается при введении в организм вместе с медью и цинком. Недостаточность марганца сопровождается нарушением образования костной ткани, расстройством координации движений, параличом. В больших концентрациях марганец ядовит.

Марганец образует четыре простых оксида (MnO, Mn₂O₃, MnO₂ и Mn₂O₇) и смешанный оксид Mn₃O₄ (или MnO × Mn₂O₃). Первые два оксида обладают основными свойствами, диоксид марганца MnO₂ амфотерен, а высший оксид Mn₂O₇ является ангидридом марганцовой кислоты HMnO₄. Известны также производные марганца (VI), но соответствующий оксид MnO₃ не получен.

В практическом отношении наиболее важны соединения марганца (II), диоксид марганца и соли марганцовой кислоты - перманганаты, в которых марганец находится в степени окисленности +7.

С о е д и н е н и я м а р г а н ц а (II). Соли марганца (II) получаются при растворении марганца в разбавленных кислотах или при действии кислот на различные природные соединения марганца. Так, из раствора, остающегося после получения хлора действием соляной кислоты на диоксид марганца, выкристаллизовывается хлорид марганца (II) MnCl₂ в виде бледно-розовых кристаллов. В твердом виде соли марганца (II) обычно розового цвета, растворы же их почти бесцветны.

При действии щелочей на растворы солей марганца (II) выпадает белый осадок – гидроксид марганца (II) Mn(OH)₂. Осадок легко растворяется в кислотах. На воздухе он быстро темнеет, окисляясь в бурый гидроксид марганца (IV) Mn(OH)₄.

Оксид марганца (II), или закись марганца, MnO получается в виде зеленого порошка при восстановлении других оксидов марганца водородом.

С о е д и н е н и я м а р г а н ц а (IV). Наиболее стойким соединением марганца является темно-бурый диоксид марганца MnO₂; он легко образуется как при окислении низших, так и при восстановлении высших соединений марганца. Как уже указывалось, MnO₂ - амфотерный оксид; однако и кислотные, и основные свойства выражены у него очень слабо.

В кислой среде диоксид марганца – довольно энергичный окислитель. В качестве окислителя его применяют при получении хлора из соляной кислоты и в сухих гальванических элементах. Соли марганца (IV), например MnCl₄ и Mn(SO₄)₂, весьма нестойки.

С о е д и н е н и я м а р г а н ц а (VI) и (VII). При сплавлении диоксида марганца с карбонатом и нитратом калия получается зеленый сплав, растворяющийся в воде с образованием красивого зеленого раствора. Из этого раствора можно выделить темно-зеленые кристаллы манганата калия K₂MnO₄ - соли марганцовистой кислоты H₂MnO₄, очень нестойкой даже в растворе.

Перманганат калия KMnO₄ - наиболее широко применяемая соль марганцовой кислоты. Кристаллизуется он в виде красивых темно-фиолетовых, почти черных призм, умеренно растворимых в воде. Растворы KMnO₄ имеют темно-малиновый, а при больших концентрациях – фиолетовый цвет, свойственный ионам MnO₄^-. Как и все соединения марганца (VII), перманганат калия – сильный окислитель. Он легко окисляет многие органические вещества, превращает соли железа (II) в соли железа (III), сернистую кислоту окисляет в серную, из соляной кислоты выделяет хлор и т.д.

1. Составьте электронные формулы хрома и марганца. Объясните почему Мn

2. Дайте характеристику окислительно-восстановительных свойств различных

3. Объясните устойчивость марганца на воздухе и в воде

в) окисление иона [ Cr(OH)₆] в бромом в кислой среде.

Железо относится к металлам, известным человечеству с глубокой древности. Первыми металлами, применявшимися еще в Древнем Египте, были медь, золото, свинец, олово и железо.

Русское название происходит от санскритского корня «жель», что означает «блестеть», «пылать».

Нахождение в природе. Железо—один из самых распространенных металлов. Его содержание в земной коре достигает 4, 66% по массе. В свободном состоянии железо найдено лишь в метеоритах (так называемое никелистое метеоритное железо). В природных условиях оно встречается преимущественно в виде соединений, образуя залежи железных руд. Важнейшие минералы, включающие железо, —это магнитный железняк, или магнетит Fe₂0₄ (Fe₂O₃ -FeO); красный железняк, или гематит F₂O₃; бурый железняк, или лимонит Fe₂О₃-Н₂О; железный шпат, или сидерит FeCO₃; железный колчедан, или пирит FeS₂

Физические свойства. Химически чистое железо представляет собой блестящий, серебристо-белый пластичный металл. Значительно мягче золота и серебра. Легко подвергается ковке, прокатке и другим видам обработки в горячем и холодном состояниях. Температура плавления 1539°С. Обладает магнитными свойствами, хорошей электро- и теплопроводностью.

Химические свойства. Железо относится к металлам со средней восстановительной активностью. В электрохимическом ряду напряжений металлов располагается после цинка.

В обычных условиях железо очень медленно окисляется кислородом воздуха, однако накаленное железо легко сгорает с образованием оксида железа (III):

В присутствии влаги окисление железа на воздухе происходит быстрее и оно ржавеет, т. е. покрывается слоем гидpатиpованного оксида железа (III):

В присутствии следов влаги железо легко окисляется хлором, образуя хлорид железа (III):

Окисление железа слабыми окислителями приводит к образованию Fe(+), а силньыми — Fe(+3).

При температуре 700 °С оксид железа (II) восстанавливается ло металлического железа:

Соединения кремния, марганца и фосфора, содержащиеся в железных рудах в виде примесей, также восстанавливаются:

Так называемую пустую породу в руде составляет главным образом диоксид кремния. Чтобы перевести такие тугоплавкие примеси в более легкоплавкие соединения, к руде добавляют флюсы. В качестве флюса используется карбонат кальция СаСОз. Кремнистые примеси, содержащиеся в руде, взаимодействуют с оксидом кальция, образующимся при разложении СаСО₃:

В свою очередь СаSiOз легко отделяется в виде шлака. Приведенные реакции протекают в доменной печи, поэтому процесс получил название доменного. Схема доменного процесса приведена на рис. 54.

Продукт, получающийся в результате доменного процесса, называется доменным чугуном; он содержит 3—4% углерода, а также примеси кремния, серы, фосфора и марганца. Чугун хрупок, не поддается ковке и прокатке, бывает нескольких сортов: белый, серый, специальный и т. д.

В сером чугуне углерод находится в виде свободного графита, в форме тончайших пластинок; этот чугун применяется для литья.

Белый чугун содержит карбид железа, называемый цементом. Этот чугун очень тверд и хрупок и обычно применяется для получения стали. Добавка к чугуну фосфора делает его более текучим. Это свойство широко используется для художественного литья из чугуна.

Сталь представляет собой сплав железа с углеродом, содержащий очень малые количества тех же примесей, что и серый чугун. Содержание углерода в стали может колебаться от 0, 1 до 1, 5%. С увеличением содержания углерода прочность сталей возрастает. Исходным сырьем для получения сталей служит доменный чугун. В промышленности для переработки чугуна в сталь применяют в основном бессемеровский и мартеновский процессы, а также варку стали в электропечах.