Оксиды и пероксиды металлов IIA группы

Атомы металлов IIA группы в соединениях двухвалентны. Поэтому общая формула оксидов - MeO и пероксидов - MeO₂ (ВеО₂ - не получен).

Получение

Оксиды получают при нагревании:

2Me + O₂ = 2 MeO,
Me(OH)₂ MeO + H₂O (Me = Be, Mg)
MeCO₃ MeO + CO₂­ (Me = Be, Mg, Ca, Sr)
2Me(NO₃)₂ 2MeO + 4NO₂­ + O₂­

Пероксиды получают по реакции нейтрализации Н₂О₂:

Me(OH)₂ + H₂O₂ = MeO₂ + 2H₂O (кроме BaO₂),
2BaO + O₂ 2BaO₂.

Свойства

Оксиды металлов IIA группы являются основными оксидами, а ВеО проявляет амфотерные свойства. Оксиды реагируют с водой:

МеO + H₂O = Ме(OH)₂ (кроме ВеО),

легко растворяются в кислотах:

MeO + 2HCl = MeCl₂ + H₂O,

а ВеО взаимодействует и со щелочами:

BeO + 2NaOH Na₂BeO₂ + H₂O,
BeO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Be(OH)₄],
BeO + Na₂CO₃ = Na₂BeO₂ + CO₂­.

Пероксиды подвергаются сильному гидролизу:

MeO₂ + 2H₂O = Me(OH)₂ + H₂O₂,
BaO₂ + H₂SO₄ = BaSO₄¯ + H₂O₂ (в лаборатории),

легко разлагаются кислотами, даже очень слабыми:

MeO₂ + H₂CO₃ = MeCO₃ + H₂O₂.

Пероксиды являются сильными окислителями:

MeO₂ + 2NaI + 2H₂O ® Me(OH)₂ + 2NaOH + I₂¯,

но могут и сами окисляться.

Они реагируют с кислотными оксидами и кислотами:

MeO + SO₃ = MeSO₄,
MeO + 2HNO₃ = Me(NO₃)₂ + H₂O.

Гидроксиды

Гидроксиды имеют общую формулу Ме(ОН)₂.

Получение

Их получают взаимодействием оксидов Ca, Sr, Ba (Ме) с водой:

MeO + H₂O = Me(OH)₂.

Be(OH)₂ и Mg(OH)₂ получают с помощью обменных реакций:

BeГ₂ + 2NaOH = 2NaГ + Be(OH)₂¯.

Свойства

Гидроксиды щелочноземельных металлов в воде полностью диссоциируют на ионы. Они энергично взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами и гидроксидами, с многоосновными кислотами могут давать кислые соли:

Cl₂ + Ca(OH)₂ = Ca(ClO)Cl + H₂O
(хлорная известь),
Me(OH)₂ + 2HCl = MeCl₂ + 2H₂O,
2NH₄Cl + Me(OH)₂ = MeCl₂ + 2NH₃­ + 2H₂O,
CuCl₂ + Me(OH)₂ = Cu(OH)₂¯ + MeCl₂,
Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ = 2CaCO₃¯ + 2H₂O,
Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃¯ + H₂O,
Ba(OH)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄¯ + 2 H₂O.

Все содинения бериллия и растворимые соли бария весьма токсичны.

Известняк и известь применяют в сельском хозяйстве для известкования почв с целью понижения ее кислотности и улучшения структуры. Гипс (CaSO₄·2H₂O) при нагревании превращается в алебастр (CaSO₄·0.5H₂O). Они широко используются в строительном деле:.

CaSO₄·0,5H₂O + 1,5H₂O = CaSO₄·2H₂O.

Катионы кальция и магния обуславливают жесткость воды. При кипячении воды бикарбонаты разлагаются:

Ca(HCO₃)₂ CaCO₃¯ + H₂O + CO₂­

и образуется накипь, что приводит к взрыву паровых катлов. Для борьбы с карбонатной жесткостью воду подвергают предварительному кипячению либо обрабатывают гашеной известью. Некарбонатная жесткость воды устраняется с помощью соды.

Ca²⁺ + CO₃^2- = CaCO₃¯ ,
Mg²⁺ + CO₃^2- = MgCO₃¯.

Наиболее эффективным способом борьбы с жесткостью воды является применение ионнообменных смол.                                                                                                                                Важнейший строительный материал - цемент - это силикат и алюмосиликат кальция.

Переходные металлы.

Общая характеристика.

Переходные элементы расположены в Периодической системе в рядах с 4 по 7. Те переходные элементы, символы которых расположены в самой таблице, называют d-переходными элементами, а те элементы, символы которых расположены в низу таблицы, называют лантаноидами и актиноидами или f-переходными элементами. Отстановимся на получении и свойствах соединений элементов Cr, Mn, Fe, Cu, Zn, и Ag. История открытия этих элементов.

Все эти элементы в свободном состоянии - металлы. На внешней электронной оболочке, номер которой совпадает с номером периода, расположены, как правило, два электрона. С ростом заряда ядра (при переходе в ряду слева на право) происходит заполнение d-орбиталей предыдущего электронного слоя. Несмотря на то, что d- и f-электроны расположены во внутреннем электронном слое, они в момент заполнения электронной оболочки могут как валентные электроны участвовать в образовании химической связи.

Электронные конфигурации атомов переходных элементов:

Cr	1s22s22p63s23p63d54s1
Mn	1s22s22p63s23p63d54s2
Fe	1s22s22p63s23p63d64s2
Cu	1s22s22p63s23p63d104s1
Zn	1s22s22p63s23p63d104s2
Ag	1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1

При заполнении электронной оболочки у атома хрома правило Клечковского (минимум энергии атома определяется минимумом суммы квантовых чисел n+l) конкурирует с правилом Хунда (минимуму энергии отвечает максимальный суммарный спин электронов у атома). У Cr победило правило Хунда.

У Zn полностью завершена электронная оболочка внутренних электронных слоев, а на s-подуровне внешнего электронного слоя находятся два электрона, поэтому цинк проявляет в соединениях только одну степень окисления: +2. Незавершенность d-подуровня и один электрон на внешнем s-подуровне указывают на способность химического элемента проявлять в соединениях несколько степеней окисления.

Хром и его соединения

Хром - серебристо-белый с голубоватым оттенком металл, встречается в природе в виде хромита железа Fe(CrO₂)₂ и хромата свинца PbCrO₄.

Получение

Хром получают восстановлением:

Fe(CrO₂)₂ + 4C = Fe + 2Cr + 4CO­,
K₂Cr₂O₇ + 2C = Cr₂O₃ + K₂CO₃ + CO­,
Cr₂O₃ + 2Al = 2Cr + Al₂O₃.

Свойства

Реагирует с неметаллами: галогенами, кислородом и т.д.:

2Cr + 3Г₂ = 2CrГ₃,
4Cr + 3O₂ = 2Cr₂O₃.

При высокой температуре хром реагирует с водой:

2Cr + 3H₂O = Cr₂O₃ + 3H₂­,

растворяется в кислотах:

Cr + H₂SO₄ = CrSO₄ + H₂­
(без доступа воздуха).

Хром не растворяется в концентрированных серной и азотных кислотах на холоде (пассивируется), но растворяется в них при нагревании:

2Cr + 6H₂SO_4(конц) = Cr₂(SO₄)₃ + 3SO_2­ + 6H₂O.

Применение

Хром используется для получения нержавеющих сталей и различных сплавов, применяется для хромирования изделий.

Соединения хрома со степенью окисления +2

Получение

Эти содеинения получают растворением хрома в кислотах без доступа воздуха:

Cr + 2HCl = CrCl₂ + H₂­ (голубой раствор),
2CrCl₃ + H₂ = 2CrCl₂ + 2HCl,
Cr + CH₃COOH = Cr(CH₃COO)₂ + H_2­ .

Свойства

Cr(CH₃COO)₂ + 2NaOH = 2CH₃COONa + Cr(OH)₂¯ .

Степень окисления: +2 очень неустойчивая и даже кислород воздуха окисляет Cr⁺² до Cr⁺³:

4Cr(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Cr(OH)₃
(зелено-голубоватый осадок).

При нагревании Cr(OH)₂ разлагается.

Соединения хрома со степенью окисления +3

Они напоминают по свойствам соединения Al⁺³.

Оксид

Оксид получают:

4Cr + 3O₂ = 2Cr₂O₃,
(NH₄)₂Cr₂O₇ Cr₂O₃ + N₂­ + 4H₂O­.

Оксид хрома (III) малорастворим и воде и в кислотах. Отвечающий ему гидрооксид обладает амфотерными свойствами:

Cr₂(SO₄)₃ + 6КOH = 2Cr(OH)₃¯ + 3К₂SO₄
(зеленоватый осадок).

Cr(OH)₃ растворяется в избытке щелочи:

Cr(OH)₃ + NaOH = Na[Cr(OH)₄],

И в кислотах:

Cr(OH)₃ + 3HCl = CrCl₃ + 3H₂O.

При прокаливании Сr(OH)₃ разлагается:

2Сr(OH)₃ Cr₂O₃ + 3H₂O.

При сплавлении Сr₂O₃ со щелочами или карбонатами получают метахромиты:

Сr₂O₃ + 2КOH = 2КCrO₂ + H₂O­ ,
Сr₂O₃ + К₂CO₃ = 2КCrO₂ + CO₂­ .

Галогениды

Галогениды получают:

2Cr + 3Cl₂ = 2CrCl₃,
Cr₂O₃ + 3Cl₂ + 3C = 2CrCl₃ + 3CO­.
2CrCl_3(тв) + 3H₂S_(газ) Cr₂S₃ + 6HCl­                                                                                                           2CrCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O = 2Cr(OH)₃ + 3H₂S + 6NaCl ,
CrCl₃ + NH₃ CrN + 3HCl­ ,
2CrCl₃ + 3H₂O₂ + 10KOH = 2K₂CrO₄ + 6KCl + 8H₂O.
CrCl₃ + 3NaHCO₃ = Cr(OH)₃ + 3CO₂ + 3NaCl

Соединения хрома со степенью окисления +6

В этих соединениях по свойствам хром напоминает S⁺⁶.

Кислотный оксид CrO₃ получают разложением дихромовой кислоты:

K₂Cr₂O₇ + H₂SO_4(конц) = 2CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O.

Свойства

Свойства галогенидов передают реакций:

CrO₃ является ангидридом хромовой и дихромовой кислот, хорошо растворим в воде:

CrO₃ + H₂O = H₂CrO₄,
H₂CrO₄ + CrO₃ = H₂Cr₂O₇.

В кислой среде существуют дихроматы:

2K2CrO4 + H2SO4 =	K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O,
желтый	оранжевый

а в щелочной - хроматы:

K2Cr2O7 + 2KOH =	2K2CrO4 + H2O.
оранжевый	желтый

В кислой среде Cr⁺⁶ сильный окислитель:

K₂Cr₂O₇ + 14HCl = 2CrCl₃ + 2KCl + 3Cl_2­ + 7H₂O.
6FeSO₄ + K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ = 3Fe₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

в нейтральной среде:

K₂Cr₂O₇ + 3(NH₄)₂S + H₂O = 2Cr(OH)₃ ¯+ 3S ¯+ 6NH₃­ + 2KOH.

Бихромат калия используется как окислитель.