Что значит побочная группа в химии

Периодическая система состоит из семи периодов, десяти рядов и восьми групп, каждая из которых делится на главную и побочную подгруппы.

Группа периодической системы химических элементов (ПСХЭ) — вертикальный ряд химических элементов, расположенных по возрастанию заряда атомного ядра, которые имеют одинаковую высшую валентность в их соединениях, равную номеру группы. Номер группы указывается римской цифрой.

Например, атом натрия (Z=11) имеет высшую валентность I, т. к расположен в I группе ПСХЭ, а атом хлора (Z=17) – VII, т. к. расположен в VII группе.

Например, все элементы II группы имеют высшую валентность II, поэтому формула высших оксидов элементов II периода в общем виде RO (MgO, CaO, BaO, ZnO и т. п.). Все элементы IV периода проявляют высшую валентность равную IV, поэтому формула высших оксидов элементов IV периода в общем виде RO2 (CO2, SiO2, TiO2, GeO2, и т. п.).

Иключения составляют элементы, указанные в таблице 1.

В короткопериодном варианте периодической системы группы подразделяются на подгруппы — главные (или подгруппы A) и побочные (подгруппы В).

Главные подгруппы начинаются с элементов первого и второго периодов, побочные – с элементов IV периода.

Главная подгруппа содержит элементы малых и больших периодов. Побочная подгруппа содержит элементы только больших периодов.

Рис. 2. Главная и побочная подгруппа 1 группы

Рис. 3. Некоторые главные подгруппы ПСХЭ

Рис. 4. Некоторые побочные подгруппы ПСХЭ

Подгруппы также имеют названия по элементу с наименьшим порядковым номером (как правило, по элементу второго периода для главных подгрупп и элементу четвёртого периода для побочных подгрупп).

Инертные элементы или благородные газы

Элементы одной подгруппы обладают сходными химическими свойствами, т. к. элементы подгрупп сходны между собой по строению внешнего электронного уровня.

Закономерные изменения, наблюдаемые в главных подгруппах.

В каждой главной подгруппе сверху вниз происходит усиление металлических и ослабление неметаллических свойств, также усиливаются восстановительные и ослабевают окислительные свойства элементов и образуемых ими соединений.

Все элементы подочных подгрупп являются металлами.

Вопросы для самопроверки

1. Из каких структурных элементов состоит периодическая система химических элементов.

2. Что такое группа?

3. Сколько групп в периодической системе химических элементов?

4. Элементы каких периодов входят в главную подгруппу?

5. Сколько подгрупп в периодической системе?

6. Элементы каких периодов входят в побочные подгруппы?

7. На сколько подгрупп делится каждая группа?

8. Что общего у элементов одной группы?

9. Что общего у элементов одной подгруппы?

10. Как изменяются свойства элементов главных подгрупп сверху вниз?

11. Какими свойствами обладают элементы побочных подгрупп?

12. Какая группа содержит одну главную и три побочных подгруппы?

1. Из периодов, рядов, групп и подгрупп.

2. Группа — вертикальный ряд химических элементов, расположенных по возрастанию заряда атомного ядра, которые имеют одинаковую высшую валентность в их соединениях, равную номеру группы.

4. Малых и больших. Главная подгруппа начинается элементом малого периода (I или II). См. рис 3.

6. Только больших. Главная подгруппа начинается с элемента IV периода. См. рис 4.

7. I – VII группы делятся на две подгруппы – главную и побочную. VIII группа состоит из одной главной – инертные газы и трех побочных: подгруппа железа, подгруппа кобальта и подргуппа никеля.

8. Как правило, высшая валентность элементов. Она равна номеру группы, в которой находится элемент.

9. Химические свойства, т. к. элементы подгрупп сходны между собой по строению внешнего электронного уровня.

10. В каждой главной подгруппе сверху вниз происходит усиление металлических и ослабление неметаллических свойств, также усиливаются восстановительные и ослабевают окислительные свойства элементов и образуемых ими соединений.

Задачи для самостоятельного решения.

1. В какой группе и подруппе находятся элементы с порядковыми номерами 6, 40, 26, 53, 80? Укажите их символ, русское название, относительную атомную массу.

2. Напишите символ, название, порядковый номер элемента и относительную атомную массу элемента, который находится: а) в III периоде, главной подгруппе VI группы; б) в V периоде, побочной группе II группы; в) в VI периоде, главной подгруппе IV группы;

г) в IV периоде, побочной группе VII группы.

3. Напишите символы, названия и порядковые номера всех элементов малых периодов, которые находятся в главной подгруппе IV группы.

4. Напишите символы, названия и порядковые номера всех элементов, которые находятся в побочной подгруппе II группы.

5. Какие элементы главной подгруппы V группы являются элементами больших периодов? Напишите их символы, русские названия и порядковые номера.

6. Какой элемент: кальций или барий имеет более выраженные металлические свойства и почему?

7. Какой элемент: сера или кислород имеет более выраженные неметаллические свойства и почему?

8. Какой элемент VII группы главной подгруппы является самым активным неметаллом? Почему?

9. Какой элемент I группы главной подгруппы является самым активным металлом? Почему?

10. В каких группах периодической системы все элементы являются металлами?

11. В какой группе всего один неметалл?

12. В каких группах периодической системы все элементы являются неметаллами?

13. Напишите форм, 25, 48, 13, в которых эти элементы имеют высшую валентность.

14. Напишите формулы оксидов всех элементов IV группы главной подгруппы, в которых эти имеют высшую валентность.

Источник

Что значит побочная группа в химии

Выдающийся русский учёный, химик, физик и энергетик. Самым значимым его вкладом в науку стало открытие периодического закона, графическое выражение которого получило название Периодической системы химических элементов.

Периодический закон

К середине XIX века учёные располагали множеством сведений о физических и химических свойствах разных элементов и их соединений. Появилась необходимость упорядочить эти знания и представить их в наглядном виде. Исследователи из разных стран пытались создать классификацию, объединяя элементы по сходству состава и свойств веществ, которые они образуют. Однако ни одна из предложенных систем не охватывала все известные элементы.

Пытался решить эту задачу и молодой русский профессор Д.И. Менделеев. Он собирал и классифицировал информацию о свойствах элементов и их соединений, а затем уточнял её в ходе многочисленных экспериментов. Собрав данные, Дмитрий Иванович записал сведения о каждом элементе на карточки, раскладывал их на столе и многократно перемещал, пытаясь выстроить логическую систему. Долгие научные изыскания привели его к выводу, что свойства элементов и их соединений изменяются с возрастанием атомной массы, однако не монотонно, а периодически.

Так был открыт периодический закон, который учёный сформулировал следующим образом: «Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».

Своё открытие Менделеев совершил почти за 30 лет до того, как учёным удалось понять структуру атома. Открытия в области атомной физики позволили установить, что свойства элементов определяются не атомной массой, а зависят от количества электронов, содержащихся в нём. Поэтому современная формулировка закона звучит так:

Свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов.

Этот принцип Менделеев проиллюстрировал в таблице, в которой были представлены все 63 известных на тот момент химических элемента. При её создании учёный предпринял ряд весьма смелых шагов.

Во-первых, многочисленные эксперименты позволили Менделееву сделать вывод, что атомные массы некоторых элементов ранее были вычислены неправильно, и он изменил их в соответствии со своей системой.

Во-вторых, в таблице были оставлены места для новых элементов, открытие которых учёный предсказал, подробно описав их свойства.

Мировое научное сообщество поначалу скептически отнеслось к открытию русского химика. Однако вскоре были открыты предсказанные им химические элементы: галлий, скандий и германий. Это разрушило сомнения в правильности системы Менделеева, которая навсегда изменила науку. Там, где раньше учёному требовалось провести ряд сложнейших (и даже не всегда возможных в реальности) опытов — теперь стало достаточно одного взгляда в таблицу.

Существует легенда, якобы знаменитая таблица явилась Менделееву во сне. Но сам Дмитрий Иванович эту информацию не подтвердил. Он действительно нередко засиживался над работой до поздней ночи и засыпал, продолжая размышлять над решением задачи, однако факт мистического озарения во сне учёный отрицал: «Я над ней, может быть, двадцать лет думал, а вы думаете, сел и вдруг — готово!».

Теперь расскажем, как устроена Периодическая таблица элементов Менделеева и как ею пользоваться.

Структура Периодической системы элементов

На настоящий момент Периодическая таблица Менделеева содержит 118 химических элементов. Каждый из них занимает своё место в зависимости от атомного числа. Оно показывает, сколько протонов содержит ядро атома элемента и сколько электронов в атоме находятся вокруг него. Атом каждого последующего элемента содержит на один протон больше, чем предыдущий.

Периоды — это строки таблицы. На данный момент их семь. У всех элементов одного периода одинаковое количество заполненных электронами энергетических уровней.

Группы — это столбцы. В группы в Периодической таблице объединяются элементы с одинаковым числом электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. В кратком варианте таблицы, используемой в школьных учебниках, элементы разделены на восемь групп. Каждая из них делится на главную (A) и побочную (B) подгруппы, которые объединяют элементы со сходными химическими свойствами.

Каждый элемент обозначается одной или двумя латинскими буквами. Порядковый номер элемента (число протонов в его ядре) обычно пишется в левом верхнем углу. Также в ячейке элемента указана его относительная атомная масса (сумма масс протонов и нейтронов). Это усреднённая величина, для расчёта которой используются атомные массы всех изотопов элемента с учётом их содержания в природе. Поэтому обычно она является дробным числом.

Чтобы узнать количество нейтронов в ядре элемента, необходимо вычесть его порядковый номер из относительной атомной массы (массового числа).

Свойства Периодической системы элементов

Расположение химических элементов в таблице Менделеева позволяет сопоставлять не только их атомные массы, но и химические свойства.

Вот как они изменяются в пределах группы (сверху вниз):

В пределах периодов (слева направо) свойства элементов меняются следующим образом:

Элементы Периодической таблицы Менделеева

По положению элемента в периоде можно определить его принадлежность к металлам или неметаллам. Металлы расположены в левом нижнем углу таблицы, неметаллы — в правом верхнем углу. Между ними находятся полуметаллы. Все периоды, кроме первого, начинается щелочным металлом. Каждый период заканчивается инертным газом.

Щелочные металлы

Первая группа главная подгруппа элементов (IA) — щелочные металлы. Это серебристые вещества (кроме цезия, он золотистый), настолько мягкие, что их можно резать ножом. Поскольку на их внешнем электронном слое находится только один электрон, они очень легко вступают в реакции. Плотность щелочных металлов меньше плотности воды, поэтому они в ней не тонут, а бурно реагируют с образованием щёлочи и водорода. Реакция идёт настолько энергично, что водород может даже загореться или взорваться. Эти металлы настолько активно реагируют с кислородом в воздухе, что их приходится хранить под слоем керосина (а литий — под слоем вазелина).

Учите химию вместе с домашней онлайн-школой «Фоксфорда»! По промокоду CHEMISTRY892021 вы получите бесплатный недельный доступ к курсам химии за 8 класс и 9 класс.

Щелочноземельные металлы

Вторая группа главная подгруппа (IIА) представлена щелочноземельными металлами с двумя электронами на внешнем энергетическом уровне атома. Бериллий и магний часто не относят к щелочноземельным металлам. Они тоже имеют серебристый оттенок и легко взаимодействуют с другими элементами, хотя и не так охотно, как металлы из первой группы главной подгруппы. Температура плавления щелочноземельных металлов выше, чем у щелочных. Ионы магния и кальция обусловливают жёсткость воды.

Лантаноиды и актиноиды

В третьей группе побочной подгруппе (IIIB) шестого и седьмого периодов находятся сразу несколько металлов, сходных по строению внешнего энергетического уровня и близких по химическим свойствам. У этих элементов электроны начинают заполнять третий по счёту от внешнего электронного слоя уровень. Это лантаноиды и актиноиды. Для удобства их помещают под основной таблицей.

‍Лантаноиды иногда называют «редкоземельными элементами», поскольку они были обнаружены в небольшом количестве в составе редких минералов и не образуют собственных руд.

‍Актиноиды имеют одно важное общее свойство — радиоактивность. Все они, кроме урана, практически не встречаются в природе и синтезируются искусственно.

Переходные металлы

Элементы побочных подгрупп, кроме лантаноидов и актиноидов, называют переходными металлами. Они вполне укладываются в привычные представления о металлах — твёрдые (за исключением жидкой ртути), плотные, обладают характерным блеском, хорошо проводят тепло и электричество. Валентные электроны их атомов находятся на внешнем и предвнешнем энергетических уровнях.

Неметаллы

Правый верхний угол таблицы до инертных газов занимают неметаллы. Неметаллы плохо проводят тепло и электричество и могут существовать в трёх агрегатных состояниях: твёрдом (как углерод или кремний), жидком (как бром) и газообразном (как кислород и азот). Водород может проявлять как металлические, так и неметаллические свойства, поэтому его относят как к первой, так и к седьмой группе Периодической системы.

Подгруппа углерода

Четвёртую группу главную подгруппу (IVА) называют подгруппой углерода. Углерод и кремний обладают всеми свойствами неметаллов, германий и олово занимают промежуточную позицию, а свинец имеет выраженные металлические свойства. Углерод образует несколько аллотропных модификаций — вариантов простых веществ, отличающихся по своему строению, а именно: графит, алмаз, фуллерит и другие.

Большинство элементов подгруппы углерода — полупроводники (проводят электричество за счёт примесей, но хуже, чем металлы). Графит, германий и кремний используют при изготовлении полупроводниковых элементов (транзисторы, диоды, процессоры и так далее).

Подгруппа азота

Пятую группу главную подгруппу (VA) называют пниктогенами или подгруппой азота. В ходе реакций эти элементы могут как отдавать электроны, так и принимать их, завершая внешний энергетический уровень.

Физические свойства элементов подгруппы азота различны. Азот является бесцветным газом. Фосфор, мягкое вещество, образует несколько вариантов аллотропных модификаций — белый, красный и чёрный фосфор. Мышьяк — твёрдый полуметалл, способный проводить электрический ток. Висмут — блестящий серебристо-белый металл с радужным отливом.

Азот — основное вещество в составе атмосферы нашей планеты. Некоторые элементы подгруппы азота токсичны для человека (фосфор, мышьяк, висмут). При этом азот и фосфор являются важными элементами почвенного питания растений, поэтому они входят в состав большинства удобрений. Азот и фосфор также участвуют в формировании важнейших молекул живых организмов — белков и нуклеиновых кислот.

Подгруппа кислорода

Халькогены или подгруппа кислорода — элементы шестой группы главной подгруппы (VIA). Для завершения внешнего электронного уровня атомам этих элементов не хватает лишь двух электронов, поэтому они проявляют сильные окислительные (неметаллические) свойства. Однако, по мере продвижения от кислорода к полонию они ослабевают.

Кислород образует две аллотропные модификации — кислород и озон — тот самый газ, который образует экран в атмосфере планеты, защищающий живые организмы от жёсткого космического излучения.

Кислород и сера легко образуют прочные соединения с металлами — оксиды и сульфиды. В виде этих соединений металлы часто входят в состав руд.

Галогены

Седьмая группа главная подгруппа (VIIA) представлена галогенами — неметаллами с семью электронами на внешнем электронном слое атома. Это сильнейшие окислители, легко вступающие в реакции. Галогены («рождающие соли») назвали так потому, что они реагируют со многими металлами с образованием солей. Например, хлор входит в состав обычной поваренной соли.

Самый активный из галогенов — фтор. Он способен разрушать даже молекулы воды, за что и получил своё грозное имя (слово «фтор» переводится на русский язык как «разрушительный»). А его «близкий родственник» — иод — используется в медицине в виде спиртового раствора для обработки ран.

Инертные газы

‍Инертные газы, расположенные в последней, восьмой группе главной подгруппе (VIIIA) — элементы с полностью заполненным внешним электронным уровнем. Они практически не способны участвовать в реакциях. Поэтому их иногда называют «благородными», проводя параллель с представителями высшего общества, которые брезгуют контактировать с посторонними.

У инертных газов есть удивительная способность: они светятся под действием электромагнитного излучения, поэтому используются для создания ламп. Так, неон используется для создания светящихся вывесок и реклам, а ксенон — в автомобильных фарах и фотовспышках.

Гелий обладает массой всего в два раза больше массы молекулы водорода, но, в отличие от последнего, не взрывоопасен и используется для заполнения воздушных шаров.

У нас вы сможете учиться в удобном темпе, делать упор на любимые предметы и общаться со сверстниками по всему миру.

Попробовать бесплатно

Интересное по рубрике

Найдите необходимую статью по тегам

Подпишитесь на нашу рассылку

Мы в инстаграм

Домашняя онлайн-школа
Помогаем ученикам 5–11 классов получать качественные знания в любой точке мира, совмещать учёбу со спортом и творчеством

Посмотреть

Рекомендуем прочитать

Реальный опыт семейного обучения

Звонок по России бесплатный

Посмотреть на карте

Если вы не нашли ответ на свой вопрос на нашем сайте, включая раздел «Вопросы и ответы», закажите обратный звонок. Мы скоро свяжемся с вами.

Источник

Металлы побочных подгрупп

Содержание:

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.

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:

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.

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:

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.

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:

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):

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.

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):

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.

Источник