Примерное время на чтение статьи: 86 минуты

КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ.

Существует огромное количество веществ, все они разнообразны и обладают своими свойствами и особенностями. При таком много-образии их изучение было бы очень сложным без какой-либо системы, поэтому создана классификация.  Все неорганические вещества делят на простые, которые состоят из атомов одного вида, и сложные, которые состоят из атомов нескольких видов.

Среди простых веществ различают металлы и неметаллы. Среди сложных веществ выделяют бинарные соединения, которые состоят из двух видов атомов, и многоэлементные, которые состоят из трех или большего количества видов атомов. Бинарные соединения подраз-деляются на нитриды, фосфиды, карбиды, гидриды, галогениды, халькогениды и оксиды. Оксиды в свою очередь делятся на несолеобра-зующие и солеобразующие. Солеобразующие оксиды классифицируют на кислотные, основные и амфотерные. Многоэлементные сое-динения делят на соли, гидроксиды, комплексные соединения и кристаллогидраты.  Среди солей различают кислые, средние и основные соли. Галогениды и халькогениды также являются солями. Гидроксиды подразделяются на кислородсодержащие кислоты, амфотерные гидроксиды и основания.

МЕТАЛЛЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ.

ПОЛОЖЕНИЕ МЕТАЛЛОВ В ПСХЭ.

Если провести диагональ от элемента бора до элемента астата, то слева от этой диагонали все элементы являются металлами, а справа от неё элементы побочных подгрупп являются металлами, а элементы главных подгрупп-неметаллами. Элементы, расположенные вблизи диагонали, обладают двойственными свойствами: в некоторых соединениях ведут себя как металлы, а в некоторых — проявляют свойства неметаллов. Все s-элементы, d-(элементы побочных подгрупп) и f-элементы (лантаноиды и актиноиды) являются металлами.

СТРОЕНИЕ АТОМОВ МЕТАЛЛОВ.

• атомы металлов на внешнем слое имеют в основном от 1 до 3 электронов (исключение: Ge,Sn, Pb — 4 электрона, Sb, Bi — 5 электронов, Po — 6 электронов);
• атомы металлов имеют меньший заряд ядра по сравнению с атомами неметаллов;
• атомы металлов имеют больший радиус атомов по сравнению в атомами неметаллов;
• прочность связи внешних электронов с ядром в атомах металлов небольшая;
• атомы металлов легко отдают валентные электроны, превращаясь в положительно заряженные ионы;

Простые вещества, образованные элементами металлами, являются твёрдыми кристаллическими веществами (исключение: ртуть), кристаллическая решётка образована за счёт металлической связи, свободные электроны, движущиеся между узлами кристаллической решётки, переносят теплоту, электрический ток, что является причиной физических свойств металлов.

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ.

1. Для всех металлов характерны металлический блеск и непрозрачность.
2. Все металлы — проводники теплоты и электричес­кого тока. Металлы, характеризующиеся высокой электрической проводимостью, обладают и высокой теплопроводностью.
3. Важными свойствами металлов являются их плас­тичность, упругость, прочность. Они способны под давлением изменять свою форму, не разрушаясь.
4. Все металлы — твердые вещества (исключение — ртуть).

По степени твердости металлы значительно отлича­ются друг от друга. (калий, натрий — мягкие ме­таллы (их можно резать ножом); хром — самый твердый металл (царапает стекло)).

Температуры плавления и плотности металлов также изменяются в широких пределах. Самый легко­плавкий металл — ртуть (С_пл = —38,9°С), самый ту­гоплавкий — вольфрам (Г_пл = 3380°С). Плотность лития — 0,59 г/см³, осмия — 22,48 г/см³.

Металлы отличаются своим отношением к магнит­ным полям и делятся на три группы:

• ферромагнитные металлы способны намагничи­ваться под действием слабых магнитных полей (железо, кобальт, никель, гадо-линий);
• парамагнитные металлы проявляют слабую способ­ность к намагничиванию (алюминий, хром, титан, почти все лантаноиды);
• диамагнитные металлы не притягиваются к маг­ниту, даже слегка отталкиваются от него (олово, медь, висмут).

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ.

Металлы в химических взаимодействиях могут только отдавать электроны, т.е. проявляют восстановительные свойства (т.е.окисля-ются), на условия протекания этих реакций влияет то, с какой легкостью атомы металла отдают свои электроны. Энергия, которая необ-ходима для отрыва электрона от атома и превращения его в положительно заряжен­ный ион, называется энергией ионизации. Металлы характеризуются небольшими величинами энергий ио­низации. Чем легче атом отдает свои электроны, тем более сильным восстано-вителем он является. Ме° — nē → Меⁿ⁺ (или: Ме° → Меⁿ⁺ + nē).        ^{(металл)       (ион металла)}

Способность отдавать электроны отражает ряд активности металлов, или электрохимический ряд напряжений, или вытеснительный ряд металлов: чем левее в этом ряду стоит металл, тем более сильными восстановительными способностями он обладает.

Взаимодействие металлов с неметаллами: происходит  с образованием бинарных соединений. Для разных металлов условия протекания реакций и продукты различаются, что зависит от активности самого металла, а также от окислительной способности неметалла.

Ме + неМе = Ме_хнеМе_у название продукта складывается из названия неметалла с окончанием — ид + название металла (с указанием валентности Ме, если это элемент с переменной валентностью)

а) с кислородом, с образованием оксидов: 4Li + O₂ = 2Li₂O 2Na + O₂ = Na₂O₂ 2Mg + O2 ^t→2MgO

б) с серой, с образованием сульфидов: 2Ag + S ^t→ Ag₂S Fe + S ^t→ FeS

в) с галогенами, с образованием  галогенидов: 2Fe + 3Br₂   ^t→   2FeBr₃ 2Na + Cl₂ = 2NaCl

г) с водородом, с образованием гидридов:  Сa + Н₂ = СaН₂

д) с углеродом, с образованием карбидов: Сa + 2С = СaС₂

Взаимодействие металлов со сложными веществами.

а) Щелочные и щелочноземельные металлы взаимодействуют с водой при комнатной температуре очень бурно с образованием щелочей и выделением водорода: 2K + 2H₂O = 2KOH + H₂↑

Некоторые металлы (магний, алюминий) на поверхности имеют оксидные пленки, которые мешают взаимодействию металла с водой, однако если эту пленку удалить или нарушить ее целостность, то эти металлы также будут вступать в реакцию: Mg + 2H₂O = Mg(OH)₂ + H₂↑

Менее активные металлы (цинк, железо, марганец и другие) могут также вступать в реакцию с водой, но при повышенных температурах. 3Fe + 4H₂O   →^t  Fe₃O₄ + 4H₂↑

б) с растворами кислот:   Ме + кислота = соль + Н₂↑ Условия взаимодействия:

• металл должен находиться в ряду активности металлов левее водорода;
• щелочные металлы не рекомендуется использовать в данных реакциях, так как они будут взаимодействовать еще и с водой;
• продуктом реакции должна быть растворимая соль, так при образовании осадка дальнейшее протекание реакции невозможно;
• в случае серной и азотной кислот есть свои особенности взаимодействия. Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑ Mg + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂↑

Органические кислоты, а также некоторые органические соединения, проявляющие слабые кислотные свойства, при взаимодействии с металлами также дают соль и водород:

• при взаимодействии муравьиной кислоты с кальцием образуются формиат кальция и водород: 2HCOOH + Ca → (HCOO)₂Ca + H₂↑

• при взаимодействии этанола с натрием образуются этилат натрия и водород: 2C₂H₅OH + 2Na → 2C₂H₅ONa + H₂↑

в) с растворами солей:                 Ме + соль = новая соль + новый Ме

Условия взаимодействия:

• металл должен находиться в ряду активности левее металла, который образует соль;
• в результате взаимодействия должна образоваться растворимая соль, так как при образовании осадка реакция прекращается;
• не рекомендуется использовать щелочные металлы, ввиду того, что они будут взаимодействовать еще и с водой.

2Al + 3CuCl₂ = 2AlCl₃ (хлорид алюминия) + 3Cu↓ Mg + Pb(NO₃)₂ = Mg(NO₃)₂ (нитрат магния)+ Pb↓

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ОКСИДОВ И ГИДРОКСИДОВ МЕТАЛЛОВ.

Наиболее активные металлы образуют оксиды, которые являются типичными основными оксидами, например: Na₂О, СаО, ВаО и др. Гидраты этих оксидов (гидроксиды) являются сильными основаниями (щело­чами), например: NaOH, Са(ОН)₂, Ва(0Н)₉ и др.

Оксиды и гидроксиды некоторых металлов (Zn, А1 и др.) являются амфотерными.

Металлы, имеющие переменную степень окисле­ния, образуют несколько оксидов и гидроксидов, харак­тер которых зависит от степени окисления металла.

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ МЕТАЛЛОВ.

Получение металлов из их соединений — это задача металлургии. Любой металлургический процесс является процес­сом восстановления ионов металла с помощью различ­ных восстановителей, в результате которого получаются металлы в свободном виде.

 В зависимости от способа проведения металлургичес­кого процесса различают: Пирометаллургия — это получение металлов из их соединений при высоких температурах с помощью различных восстановителей: углерода, оксида углерода (II), водорода, металлов (алюминия, магния) и др. FeO + С = Fe + СО Fe₃0₄ + 4СО = 3Fe + 4С0₂ W0₃ + ЗН₂ = W + ЗН₂0 Сr₂0₃ + 2Аl = Аl₂0₃ + 2Сr TiCl₄ + 2Mg = Ti + 2MgCl₂

Гидрометаллургия — это способ получения метал­лов, который состоит из двух процессов: 1) природное соединение металла (обычно оксид) растворяется в кис­лоте, в результате чего получается раствор соли металла; CuO + H₂S0₄ = CuS0₄ + Н₂0 2) из полученного раствора данный металл вытесняется более активным металлом: CuS0₄ + Fe = FeS0₄ + Сu

Электрометаллургия — это получение металлов при электролизе растворов или расплавов их соедине­ний. Роль восстановителя в процессе электролиза играет электрический ток.

Металлотермия – метод получения металлов с помощью восстановления другими металлами:     4CaO + 2Al   →^t   Ca(AlO₂)₂ + 3Ca

ПРИМЕНЕНИЕ МЕТАЛЛОВ.

Металлы и сплавы широко используются во всех сферах практической деятельности человека благодаря их ценным свойствам. Но изделия из металлов и их сплавов с течением времени могут измениться. Причиной изменения является негативное влияние среды. Под действием содержащихся в окружающей среде веществ металлы и сплавы могут разрушаться.

Коррозия — самопроизвольное разрушения металлов и сплавов под действием окружающей среды.

При высокой температуре железо способно реагировать с газообразными компонентами атмосферы, в этом случае говорят о химической коррозии металла.

а) при взаимодействии железа с атмосферным кислородом может образоваться оксид железа (II  или III):                                2Fe +   O₂ = 2FeO                                     4Fe + 3O₂ = 2Fe₂O₃

б) при взаимодействии железа с оксидом азота (IV)  образуются оксид железа (III) и газообразный азот:       8Fe + 6NO₂ = 4Fe₂O₃ +3N₂

в) при взаимодействии железа с сероводородом и кислородом образуются сульфид железа (II) и вода. 2Fe + 2H₂S + O₂ = 2FeS + 2H₂O

г) если в воздухе находятся газообразные соединения галогенов, то процесс коррозии  ускоряется: при взаимодействии железа с хлором образуется хлорид железа (III):      2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

д) в случае взаимодействия железа с бромоводородом образуются бромид железа (II) водород:          Fe + 2HBr = FeBr₂ + H₂↑

Рыжий налет на железных изделиях чаще всего связан с электрохимической коррозией, которая объясняется участием в процессе коррозии растворов электролитов. В природных условиях растворами электролитов могут быть грунтовые воды, конденсированная из атмосферы вода и т.п.

В ионном виде уравнение происходящего процесса выглядит следующим образом: к нейтральным атомам железа прибавляем катионы водорода получаем катионы железа и молекулы водорода:  Fe⁰ + 2H⁺ = Fe²⁺ + H₂⁰

Ржавление — процесс коррозии железа и его сплавов.

Для борьбы с коррозией используют много способов.

1. Нанесение защитных покрытий на поверхность предохраняемого от коррозии ме-талла. Для этого часто используют масляные краски, эмали, лаки. Так, например, красят Эйфелеву башню в Париже. Защищаемый от коррозии металл можно покрыть слоем другого металла: золота, серебра, хрома, никеля, олова, цинка и др. Один из самых старых способов — это лужение, или покрытие железного листа слоем олова.
2. Использование нержавеющих сталей, содержащих специальные добавки. Например, «нержавейка» содержит до 12% хрома и до 10% никеля. В состав лёгких нержавеющих сплавов входят алюминий или титан. Памятник Ю. А. Гагарину (скульптор П. Бондаренко, архитекторы Я. Белопольский, Ф. Гажевский, 1980) облицован пластинками из титанового сплава. 
3. Введение в рабочую среду, где находятся металлические детали, веществ, которые в десятки и сотни раз уменьшают агрессивность среды. Такие вещества называют ингибиторами коррозии.
4. Создание контакта с более активным металлом — протектором.  В данном случае это делают для того, чтобы протектор подвергался действию окружающей среды, а не металл, из которого сделано изделие. На практике широкое использование получила оцинковка железных изделий.

МЕТАЛЛЫ ГЛАВНЫХ ПОДГРУПП.

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛЛОВ подгрупп А.

К металлам главных подгрупп относятся элементы:

а)  главной подгруппы I группы:  литий Li, натрий Na, калий К, руби-дий Rb, цезий Cs, франций Fr; Эти металлы называ-ются щелочными, так как они и их оксиды при взаимодействии с водой образуют ще­лочи. Все элементы этой под-группы проявляют высшую степень окисления +1.

б) главной подгруппы II группы бериллий Be, магний Mg, кальций Са, стронций Sr, ба­рий Ва, радий Ra. Последние че-тыре элемента (Са, Sr, Ва, Ra) называют щелочноземельными металлами, так как их гидроксиды Ме(ОН)₂ обладают щелочными свойствами, а их оксиды МеО по своей тугоплавкости сходны с оксидами тяжелых металлов, называвши-мися раньше «землями». Все элементы этой подгруппы прояв-ляют высшую степень окисления +2.

в) элементы главной подгруппы III группы входят элементы: алюминий (Аl), галлий (Ga), индий (In) и тал­лий (Тl). У ато-мов элементов этой подгруппы сверху вниз радиусы увеличиваются, энергия ионизации умень­шается, способность отдавать электроны увеличивается, восстановительная способность увеличивается и метал­лические свойства усиливаются. В реакциях атомы этих элементов являются восстановителями. Все элементы этой подгруппы проявляют высшую степень окисления +3.

Щелочные и щелочноземельные металлы относятся к s-элементам. На внешнем электронном слое у атомов щелоч-ных металлов один s-электрон (ns¹); у атомов бе­риллия, магния и щелочноземельных металлов — два s-электрона (ns²). Металлы группы алюминия являются р-эле­ментами. На внешнем электронном слое атомы этих элементов со-держат три электрона (…ns²np¹). Сверху вниз в подгруппах этих эле-мен­тов радиусы атомов увеличиваются, энергия ионизации уменьшается, способность отдавать электроны с вне­шнего слоя увеличивается, поэтому восстановитель-ная способность тоже увеличивается.

Металлы рассматриваемых подгрупп в свободном состоянии в природе не встречаются, так как они хими­чески очень активны. Они находятся в природе только в виде соединений. Ионы щелочных металлов входят в состав многих раст-воримых минералов: NaCl — каменная (поваренная) соль; NaCl • КСl — сильвинит; Na₂S0₄ • 10Н₂0 — мирабилит (глау-берова соль).

Ионы щелочноземельных металлов встречаются в природе в виде малорастворимых соединений: СаС0₃ — мел, из-вестняк, мрамор; BaS0₄ — барит; CaS0₄•2H₂0 — гипс; SrC0₃ — стронционит;  Са₃(Р0₄)₂ — фосфорит; доломит СаС0₃ • MgC0₃, магнезит MgC0₃.

Ионы алюминия входят в состав алюмо­силикатов — Na₂0• Al₂0₃•2Si0₂ и К₂0• Аl₂0₃ •2Si0₂; бокси­тов — Аl₂0₃•nН₂0, корунда — Аl₂0₃, криолита — Na₃[AlF₆] или 3NaF•  AlF₃.

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА.

  Все металлы главных подгрупп серебри­сто-белого цвета, хорошо проводят тепло и электричес­кий ток. Щелочные металлы имеют низкие температу­ры плавления (температуры плавления уменьшаются в подгруппе сверху вниз от 180°С у Li до 28°С у Cs);  низкую плотность (p_Li = 0,534 г/см³; p_Cs = 1,87 г/см³). Температуры плавления и плотности металлов II груп­пы выше, чем у щелочных металлов (£°_л(Ве) = 1287°С, _Рве = 1,85 г/см³, С.(Ва) = 710°С, р_ва = 3,50 г/см³). Металлы группы алюминия имеют более высокую температуру плавления, достигающую 660°С и плотность.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА.

 ( в рабочей тетради напишите самостоятельно уравнения реакций для натрия, кальция и алюминия, используя ниже-изложенный материал)

Взаимодействие металлов с неметаллами:

а) с кислородом, с образованием оксидов;

4Li + O₂ = 2Li₂O

б) с серой, с образованием сульфидов;

2Li + S = Li₂S

в) с галогеном, с образованием галогенидов;

2Li + Cl₂ = 2LiCl

г) с водородом, с образованием гидридов;

2Li + H₂ = 2LiH

д) с углеродом, с образованием карбидов.

2Li + 2C = Li₂C₂

Взаимодействие металлов со сложными веществами.

а) взаимодействуют с водой;

2Li + 2H₂O = 2LiOH + H₂

б) с кислотами;

2Li + 2HCl = 2LiCl + H₂

в) с растворами солей.

3Li + AlCl₃ = 3LiCl + Al

ОКСИДЫ и ГИДРОКСИДЫ металлов главных подгрупп.

Оксиды щелочных металлов типа Э₂0 и щелочноземельных металлов типа Э0 яв­ляются типичными основными окси-дами, они обладают всеми свойствами основных оксидов. Оксидам соответ­ствуют сильные основания типа ЭОН и  Э(ОН)₂, растворимые в воде (щелочи), они обладают всеми свойствами оснований. Металлы группы алюминия обра-зуют оксиды типа Э₂0₃ и гидроксиды Э(ОН)₃, которые проявляют амфотерные свойства. Основные свойства оксидов и гидроксидов в подгруппе усиливаются сверху вниз, а кислотные свойс­тва — ослабляются.

СОЛИ ЩЕЛОЧНЫХ и ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫХ металлов

Большинство солей щелочных хорошо растворимы в воде (исключение: некоторые соли ли­тия). Хлориды, бромиды, нитраты щелочно-земельных металлов   хорошо растворяются в воде. Сульфаты, карбонаты, фосфаты этих металлов — малорастворимые или практически не растворимые в воде вещества.

Хлориды, бромиды, нитраты металлов группы алюминия растворимы в воде, а сульфаты, карбонаты, фосфаты этих металлов — не растворимые в воде вещества.

Жесткость воды — совокупность свойств, обусловленных количеством и видом растворенных в ней солей щелочно-земельных металлов, в основном, кальция и магния.Жесткость воды — совокупность свойств, обусловленных коли-чеством и видом растворенных в ней солей щелочноземельных металлов, в основном, кальция и магния.

Вода с большим содержанием таких солей называется жесткой, с малым содержанием — мягкой. Катионо-анионный состав, определяю-щий жесткость, приведен в таблице 1. 

С помощью исследований было выявлено, что двухвалентные стронций, железо, марганец и барий несущественно изменяют значение жесткости, поэтому ими, как правило, пренебрегают. Алюминий Al³⁺ и трехвалентное железо Fe³⁺ также могут влиять на жесткость, но в обычных условиях они растворяются плохо, следовательно, их вклад в жесткость очень мал. Причины образования жесткой воды обусловлены вымыванием солей из пластов горных пород: известняка, гипса, доломита, которые залегают на пути водного потока.

Параметры жесткости могут меняться в зависимости от того, какие полезные ископаемые распространены в данной местности, насколько хорошо они растворимы в воде и других факторов.  

Негативное воздействие жесткой воды:

• вызывает образование накипи на промышленном и бытовом водонагревательном оборудовании (в том числе в чайниках, стиральных машинах и пр.), затрудняя их работу;
• плохо образует пену;
• сушит кожу;
• увеличивает время разваривания некоторых продуктов (круп, овощей) и др.

Использование слишком мягкой воды может приводить к коррозии труб из-за отсутствия нужного кислотно-щелочного баланса, поддерживаемого гидрокарбонатами. 

Вкусовые качества жесткой воды также отличаются из-за наличия или отсутствия в ней различных солей:

• повышенное содержание солей магния, особенно сульфатов, может давать горечь;
• соли железа и марганца придают воде выраженный неприятный привкус, а при кипячении еще и бурый цвет;
• хлориды определяют соленость воды.

В некоторых источниках встречается информация, что употребление жесткой воды приводит к таким последствиям, как образование камней в мочеполовой системе, а мягкой — увеличивает риск сердечно-сосудистых заболеваний. Однако, достоверных клинических исследований или научных докладов, подтверждающих эти сведения, пока не проводилось. Виды жесткости воды и способы ее устранения приведены в таблице 1. Кальций-ионы Са²⁺ отвечают за кальциевую жесткость, а магний-ионы Mg²⁺ — за магниевую жесткость.

У поверхностного источника по одному и тому же адресу жесткость воды может меняться в зависимости от сезона: например, весной, в период паводка, жесткость воды уменьшается. А летом вода быстро испаряется с поверхностей водоемов, особенно если мало дождей, и жесткость повышается. 

В подземных источниках жесткость воды сохраняется примерно на одном, достаточно высоком уровне: 8-10 мг-экв/л.

Большой жесткостью отличается вода морей и океанов, например:

• в Черном море общая жесткость составляет 65,5 мг-экв/л, на ионы кальция приходится 12, магния — 53,5 мг-экв/л;
• в океанах средняя общая жесткость — 130,5 мг-экв/л, на ионы кальция приходится 22,5, магния — 108 мг-экв/л.

В России для водоснабжения хозяйственного и бытового назначения ГОСТ 31865–2012 устанавливает следующую норму жесткости воды: от 4 до 7 мг-экв/л. При этом питьевая вода должна содержать 2—6 мг-экв/л ионов кальция, и 1,6—3 мг-экв/л ионов магния. 

В Европе, для сравнения, жесткость не должна превышать 1,2 мг-экв/л. Это значит, что европейцы привыкли пить мягкую воду. 

Устранение жесткости

1. Термическая обработка: нагревание воды до 70-80 °С или кипячение позволяет почти полностью устранить временную жесткость. В процессе нагревания гидрокарбонаты распадаются с образованием угольной кислоты:  HCO₃^— + H₂O ↔ H₂CO₃ + OH^— а карбонат кальция и основный карбонат (или гидроксид при рН>10.3) магния выпадают в виде осадка: 

• Ca²⁺+2HCO₃^— →t∘ CaCO₃↓+H₂O+CO₂↑;
• 2Mg²⁺ +2HCO₃^— +2OH^— →t∘ (MgOH)₂CO₃↓+H₂O+CO₂↑.

б) При одновременном добавлении гашеной извести и кальцинированной соды Na₂CO₃ карбонатная жесткость устраняется известью, а некарбонатная — содой: 

• Ca²⁺ + CO₃^2- → CaCO₃↓;
• Mg²⁺ + CO₃^2- → MgCO₃. 

Далее идет реакция с известью: MgCO₃ + Ca²⁺ + 2OH^— → Mg(OH)₂↓ + CaCO₃↓.

в) Применение полифосфата натрия Na₅P₃O₁₀ приводит к связыванию ионов Ca²⁺ и Mg²⁺ за счет образования хорошо растворимых в воде хелатных комплексных соединений:

• P₃O₁₀^5- + Ca²⁺ → [Ca(P₃O₁₀)]^3-;
• P₃O₁₀^5- + Mg²⁺ → [Mg(P₃O₁₀)]^3-.

3. Ионный обмен осуществляется с помощью ионитов — твердых веществ, имеющих подвижные ионы, которые способны замещаться ионами внешней среды. Причем обмен катионов происходит на катионы, или анионов на анионы. 

Например, алюмосиликат Na₂O∙Al₂O₃∙4SiO₂∙mH₂O имеет пространственную решетку, образованную атомами Al, Si и O. В ней имеются полости, в которых содержатся молекулы воды и ионы Na⁺. Последние могут замещаться на ионы Ca²⁺ и Mg²⁺ при пропускании воды через слой гранул алюмосиликата.

Также применяют ионообменные смолы — катиониты на основе синтетических полимеров. Их состав можно выразить общей форму-лой Na₂R, где Na⁺ — подвижный катион, а R^— — органический радикал с отрицательным зарядом.

При пропускании воды через слои катионита ионы кальция и магния переходят из раствора в катионит, замещая натрий: 

• Ca²⁺ + Na₂R → 2Na⁺ + CaR;
• Mg²⁺ + Na₂R → 2Na⁺ + MgR.

Когда процесс ионного обмена доходит до равновесия, катионит перестает выполнять свою работу. Его можно регенерировать погружением в концентрированный раствор NaCl или Na₂SO4. При этом ионы Ca²+ и Mg²⁺ выходят в раствор, а катионит вновь насыщается ионами Na.

4. Физические методы устранения жесткости основаны на выведении ионов кальция и магния под действием: 

• электрического поля — электродиализ;
• магнитного поля;
• магнитно-ионизирующего излучения;
• ультразвуковых волн;
• обратного осмоса;
• электромагнитных волн определенной частоты.

 Выполните задание своего варианта, используя приложение 1..

1. Какова электронная конфигурация атома кальция? а)  ls²2s²2p⁶3s²       б) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²           в) ls²2s²2p²                 г) ls²2s²2p⁶3s²3p⁶3d²4s²

2. Какова электронная конфигурация атома натрия?           а)  ls²2s²2p⁶3s¹       б) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²              в) ls²2s²2p²                 г) ls²2s²2p⁶3s²3p⁶3d²4s²

3. Какова электронная конфигурация иона Аl³⁺?           а) Is²                       б) ls²2s²2p⁶                               в) ls²2s²2p⁶3s²3p⁶       г)   ls²2s²2p⁶3s²3p¹

4. Какова электронная конфигурация атома алюми­ния?           а) ls²2s²2p¹              б) ls²2s²2p³                        в) ls²2s² 2p⁶3s²3p¹             г) ls²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹4s²

5. Чему равна сумма числа электронов на внешнем (п=3) и предвнешнем (п=2) электронных слоях в атоме натрия?          а) 3            б) 19           в) 9                  г) 11

6. Чему равна сумма числа электронов на внешнем (п=4) и предвнешнем (п=3) электронных слоях в атоме калия?          а) 3            б) 19           в) 9                 г) 11

7. Чему равна сумма числа электронов на внешнем (п=3) и предвнешнем (п=2) электронных слоях в атоме магния?            а) 3            б) 19           в) 9                  г) 10

8. Чему равна сумма числа электронов на внешнем (п=3) и предвнешнем (п=2) электронных слоях в атоме алюминия?    а) 3          б) 19           в) 9                 г) 11

9. С какими из следующих веществ реагирует каль­ций?           а) Сl₂          б)  Na₂0       в)  Н₂0           г) NaCl

10. С какими веществами реагирует гидроксид каль­ция?           а)  NaOH    б) S0₂            в)  Na₂0         г)  НСl

11. С какими из указанных веществ реагирует оксид алюминия?          а) Н₂0         б) N₂            в) NaOH     г)H₂S0₄

12 С какими из указанных веществ реагирует алюми­ний?          а) С0₂          б) Вг₂          в)  NaCl      г) КОН

13. С какими из указанных веществ реагирует алюми­ний?          а) СаО            б)  НСl             в)   Сl₂                        г) NaOH

14. С какими из указанных веществ реагирует гидрокcид алюминия?      а) N₂               б)NaOH            в) H₂S0₄          г) Н₂О

15. С какими из следующих веществ реагирует калий?          а) Na₂0         б)  S                   в) Н₂O              г) Са(ОН)₂

16. С какими из следующих веществ реагирует гидрок­сид калия?        а)  СO₂                 б) NaCl             в) HNO₃                      г) Zn(OH)₂

17. Какие из следующих солей подвергаются гидролизу?        а)   СаСl₂               б) Na₂S0₃                в)    Са(СН₃СОО)₂                  г)  СаВr₂

18. Какие из следующих солей подвергаются гидроли­зу?        а)  KCN               б) KNO₃                  в) K₂SO₄                     г)    Ca(NO₃)₂

19. Растворы  каких веществ имеют кислую реакцию среды (pH < 7)?        а) КАlO₂              б) Al₂(SO₄)₃             в)К₃АlO₃                   г) Al(NO₃)₃

20. Растворы каких из указанных веществ имеют щелоч­ную реакцию среды (pH >7)?         а) Ва(ОН)₂           б)   СаСl₂                     в) Са(НСO₃)₂           г) Ba(NO₃)₂

21. Растворы каких веществ имеют щелочную реакцию среды (pH > 7)? а) АlСl₃              б)Al(NO₃)₃             в) NaAlO₂                  г) Al₂(SO₄)₃

22. Растворы каких из указанных веществ имеют щелоч­ную реакцию среды (pH > 7)?   а) NaHS0₃        б)   NaCl         в) NaOH                  г) KNO₃

23. Какие вещества образуются при взаимодействии Аl₂0₃ с КОН? а) Аl (OH)₃               б) K₂O             в) H₂O                      г) КАlO₂    

24. Какие вещества образуются при взаимодействии Аl(ОН)₃ и NaOH?        а) Na₂O               б) Аl₂O₃       в) NaAlO₂         г) Н₂O

25. Какие из указанных металлов являются менее актив­ными, чем алюминий?          а) Ag                  б) Ва            в) Hg                  г) К

26. Какие из указанных металлов являются более актив­ными, чем алюминий?        а) Na                   б) Сu                    в) Са                         г) Fe

27. Какие из перечисленных металлов способны вытес­нять водород из воды при комнатной температуре?         а)  медь             б) натрий        в) железо                   г) кальций

28. Какого состава осадок образуется при взаимодействии растворов солей Na₃PO₄ и Ca(NO0₃)₂?         а)   NaNO₃             б)  Са(OН)₂       в) Са₃(РO₄)₂              г) Na₂HPO₄

29. Какой осадок образуется при взаимодействии раство­ров солей Ba(NO₃)₂ и Na₂SO₄?      а)  NaN0₃              б) NaHS0₄          в)  Ba(HS0₄)₂            г) BaS0₄

30. Какие из указанных металлов являются щелочны­ми?         а) Са                б)К                   в) Сu                         г) Li

31. В чем растворяется Аl₂0₃?          а) Н₂O              б) раствор NaOH        в) раствор НСl                     г) раствор NaCl

32. В чем растворяется Аl(ОН)₃?         а) раствор NaOH          б) Н₂O         в) раствор КСl            г) раствор H₂S0₄

                  

Приложение 1.

                                                  

                                                    

Приложение 2.

МЕТАЛЛЫ ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП.

В периодической системе Д.И.Менделеева  все побочные подгруппы представлены металлами. Строение атомов металлов, расположен-ных в побочных подгруппах отличается тем, что во внешнем электронном слое этих элементов находится  два s-электрона (иногда — один s-электрон). Невысокие значения энергии ионизации этих атомов указывают на сравнительно слабую связь внешних электронов с ядром поэтому переходные элементы в образуемых ими соединениях имеют положительную степень окисления и выступают в качестве характерных металлов, проявляя тем самым сходство с металлам главных подгрупп.

Однако между металлами главных и побочных подгрупп есть и существенные различия. Они также связаны с особенностями электрон-ного строения переходных элементов, а именно с тем, что во втором снаружи электронном слое их атомов имеется неполностью занятый электронами d-подуровень. Для образования химических связей атомы переходных элементов могут использовать не только внешний электронный слой (как это имеет место у элементов главных подгрупп), но также d-электроны и свободные d-орбитали предшествующего слоя. Поэтому для переходных элементов более характерна переменная валентность, чем для металлов главных подгрупп. Возможность создания химических связей с участием d-электронов и свободных d-орбиталей обусловливает ярко выраженную способность переход-ных элементов образованию устойчивых комплексных соединений.

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

Поэтому d-металлы являются менее активными, чем щелочные и щелочноземельные металлы. В отличие от щелоч-ных и щелочнозе-мельных Me, большинство d-металлов имеют переменную валентность и переменную степень окисления. Это объясняется тем, что валентными в атомах d-элементов являются не только s-электроны внешнего слоя, но и все или некоторые d -электроны предвнешнего слоя. Для d-металлов III — VII групп высшая валентность и высшая степень окисления  равны номеру группы, т. е. суммарному числу ē  на (n -1) d и ns-подуровнях; например у d -элементов четвертого периода:

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

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.

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: [Co(NH₃)₆]CI₃, K₄[Fe(CN)₆], Na₂[Zn(OH)₄), [Cr(H₂O)₆](NО₃)₃

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.

Соединения d-элементов могут выполнять как восстановительные, так и окислительные функции. Соединения с невы-сокими степенями окисления являются восстановителями, а соединения с высокими степенями окисления — окисли-телями; MnSO₄, FeCl₂ , CrCl₂ — восстанови-тели; КMnO₄, K₂FeO₄, K₂Cr₂O₇ — сильные окислители. При увеличении степени окисления металла основной характер оксидов и гидрокси-дов ослабляется, а кислотный характер усиливается:

ЖЕЛЕЗО.

В периодической системе железо находится в четвертом периоде, в побочной подгруппе VIII группы.   Порядковый но-мер — 26, электрон-ная формула 1s² 2s² 2p⁶ 3d⁶ 4s².      Валентные электроны у атома железа находятся на последнем электронном слое (4s²) и предпоследнем (3d⁶). В химических реакциях железо может отдавать эти электроны и прояв-лять степени окисления +2, +3 и, иногда, +6.

Железо — серебристо серый металл, обладает большой ковкостью, пластичностью и сильными магнитными свойствами. Плотность железа — 7,87 г/см3, температура плавления 1539˚С.

В реакциях железо является восстановителем. Однако при обычной температуре оно не взаимодействует даже с самыми активными окислителями (галогенами, кислородом, серой), но при нагревании становится активным и реагирует с ними:

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃ Хлорид железа (III)

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄(FeO x Fe₂O₃) Оксид железа (II,III)

Fe + S = FeS Сульфид железа (II)

При очень высокой температуре железо реагирует с углеродом, кремнием и фосфором:

3Fe + C = Fe₃C -карбид железа (цементит)

3Fe + Si = Fe₃Si — силицид железа

3Fe + 2P = Fe₃P₂ — фосфид железа (II)

Во влажном воздухе железо быстро окисляется (коррозирует):

4Fe + 3O₂ + 6H₂O = 4Fe(OH)₃,

Железо находится в середине электрохимического ряда напряжений металлов, поэтому является металлом средней активности. Восстановительная способность у железа меньше, чем у щелочных, щелочноземельных металлов и у алюминия. Только при высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой:

3Fe + 4H₂O = Fe₃O₄ + 4H₂

Железо реагирует с разбавленными серной и соляной кислотами, вытесняя из кислот водород:

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂ Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂

При обычной температуре железо не взаимодействует с концентрированной серной кислотой, так как пассивируется ею. При нагревании концентрированная H₂SO₄ окисляет железо до сульфита железа (III):

2Fe + 6H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O.

Разбавленная азотная кислота окисляет железо до нитрата железа (III):

Fe + 4HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + NO + 2H₂O.

Из растворов солей железо вытесняет металлы, которые расположены правее его в электрохимическом ряду напряжений:

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

Оксид железа (II) FeO — основной оксид, легко реагирует с кислотами, при этом образуются соли железа(II):

FeO + 2HCl = FeCl₂ + H₂O FeO + 2H⁺ = Fe²⁺ + H₂O

Гидроксид железа (II) Fe(OH)₂ — порошок белого цвета, не растворяется в воде. Получают его из солей железа (II) при взаимодействии их со щелочами:

FeSO₄ + 2NaOH = Fe(OH)₂ + Na₂SO₄,

 Fe(OH)₂ проявляет свойства основания, легко реагирует с кислотами:

Fe(OH)₂ + 2HCl = FeCl₂ + 2H₂O, Fe(OH)₂ + 2H+ = Fe²⁺ + 2H₂O.

При нагревании гидроксид железа (II) разлагается:

Fe(OH)₂ = FeO + H₂O.

Соединения со степенью окисления железа +2 проявляют восстановительные свойства, так как Fe²⁺ легко окисляются до Fe⁺³:  Fe⁺² — 1e = Fe⁺³

Так, свежеполученный зеленоватый осадок Fe(OH)₂ на воздухе очень быстро изменяет окраску — буреет. Изменение окраски объясняется окислением Fe(OH)₂  в  Fe(OH)₃ кислородом воздуха: 4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃.

Оксид железа (III) Fe₂O₃ — порошок бурого цвета, не растворяется в воде.

Оксид железа (III) получают  разложением гидроксида железа (III): 2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3H2O

Оксид железа (III) проявляет амфотерные свойства:

 взаимодействует с кислотами и твердыми щелочами NaOH и KOH , а также  с карбонатами натрия и калия при высокой температуре:

Fe₂O₃ + 2NaOH = 2NaFeO₂ + H₂O, Fe₂O₃ + 2OH^— = 2FeO^2- + H2O, Fe₂O₃ + Na₂CO₃ = 2NaFeO₂ + CO₂.                                             ^{Феррит натрия}

Гидроксид железа (III) получают из солей железа (III) при взаимодействии их со щелочами:

FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaCl,

Гидроксид железа (III) является более слабым основанием, чем Fe(OH)₂, и проявляет амфотерные свойства (с преобладанием основных). При взаимодействии с разбавленными кислотами Fe(OH)₃ легко образует соответст-вующие соли:

Fe(OH)₃ + 3HCl = FeCl₃ + H₂O 2Fe(OH)₃ + 3H₂SO₄ =  Fe₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Реакции с концентрированными растворами щелочей протекают лишь при длительном нагревании:

Fe(ОН)₃ + КОН = К[Fe(ОН)₄]

Соединения со степенью окисления железа +3 проявляют окислительные свойства, так как под действием восстановителей Fe+3 превращается в Fe+2: Fe⁺³ + 1e = Fe^+2.

Так, например, хлорид железа (III) окисляет йодид калия до свободного йода: 2FeCl₃ + 2KI = 2FeCl₂ + 2KCl + I₂⁰

ХРОМ.

Хром находится в побочной подгруппе VI группы Периодической системы. Строение электронной оболочки хрома: Cr  3d⁵4s¹.  Степени окисления от +1 до +6, но наиболее устойчивые +2, +3, +6.

Хром — серебристо серый металл. Чистый хром достаточно пластичный, а технический самый твердый из всех метал-лов.

Хром химически малоактивен. В обычных условиях он реагирует только с фтором (из неметаллов), образуя смесь фторидов. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором:                   

  _{t°                                                           t° t°                                                                                    t°} 4Cr + 3O₂  =  2Cr₂O₃                      2Cr + 3Cl₂  =  2CrCl₃ 2Cr + N₂  =  2CrN                                          2Cr + 3S   =  Cr₂S₃

В азотной и концентрированной серной кислотах он пассивирует, покрываясь защитной оксидной пленкой. В хлороводородной и разбавленной серной кислотах растворяется, при этом, если кислота полностью освобождена от растворенного кислорода, получаются соли хрома(II), а если реакция протекает на воздухе — соли хрома (III):  Cr + 2HCl = CrCl₂ + H₂;            2Cr + 6HCl + O₂ = 2CrCl₃ + 2H₂O + H₂

МАРГАНЕЦ.

Mn, химический элемент с атомным номером 25, атомная масса 54,9. Химический символ элемента Mn произносится так же, как и название самого элемента. Природный марганец состоит только из нуклида ⁵⁵Mn. Конфигурация двух внешних электронных слоев атома марганца 3s²p⁶d⁵4s². В периодической системе Д. И. Менделеева марганец входит в группу VIIВ, и располагается в 4-м периоде. Образует соедине-ния в степенях окисления от +2  до +7, наиболее устойчивы степени окисления +2 и +7. У марганца, как и у многих других переходных элементов, известны также соединения, содержащие атомы марганца в степени окисления 0.

Марганец в компактном виде — твердый серебристо-белый, хрупкий  металл.

Химические свойства.    Марганец – активный металл.

Взаимодействует с неметаллами. При взаимодействии металлического марганца с различными неметаллами образуются соединения марганца (II): Мn + С₂ = МnСl₂ (хлорид марганца (II)); Mn + S = МnS (cульфид марганца (II)); 3Мn + 2 Р = Мn₃Р₂ (фосфид марганца (II)); 3Mn + N₂ = Мn₃N₂ (нитрид марганца (II)); 2Mn + N₂ = Мn₂Si (силицид марганца (II)).

Взаимодействуиет с водой: при комнатной температуре очень медленно взаимодействует с водой, при нагревании с умеренной скоростью: Mn + 2H₂O = MnO₂ + 2H₂

Взаимодействует с кислотами: в электрохимическом ряду напряжений металлов марганец находится до водорода, он вытесняет водород из растворов неокисляющих кислот, при этом образуются соли марганца (II): Mn + 2HCl = MnCl₂ + H₂; Mn + H₂SO₄ = MnSO₄ + H₂;

с разбавленной азотной кислотой образует нитрат марганца (II) и оксид азота (II): 3Mn + 8HNO₃ = 3Mn(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют марганец. Марганец растворяется в них лишь при нагревании, образуются соли марганца (II) и продукты восстановления кислоты: Mn + 2H₂SO₄ = MnSO₄ + SO₂ + 2H₂O; Mn + 4HNO₃ = Mn(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Восстанавливает металлы из оксидов: марганец – активный металл, способен вытеснять металлы из их оксидов: 5Mn + Nb₂O₅ = 5MnO + 2Nb.

 Если к перманганату калия KMnO₄ добавить концентрированную серную кислоту, то образуется кислотный оксид Mn₂O₇, обладающий сильными окислительными свойствами: 2KMnO₄ + 2H₂SO₄ = 2KHSO₄ + Mn₂O₇ + H₂O.

Марганцу соответствует несколько кислот, из которых наиболее важны сильные неустойчивые марганцоватая кислота H₂MnO₄ и марганцовая кислота HMnO₄, соли которых — соответственно, манганаты (например, манганат натрия Na₂MnO₄) и перманганаты (например, перманганат калия KMnO₄).

Манганаты (известны манганаты только щелочных металлов и бария) могут проявлять свойства как окислителей (чаще)  2NaI + Na₂MnO₄ + 2H₂O = MnO₂ + I₂ + 4NaOH,   так и восстановителей    2K₂MnO₄ + Cl₂ = 2KMnO₄ + 2KCl.

Перманганаты — сильные окислители. Например, перманганат калия KMnO₄ в кислой среде окисляет сернистый газ SO₂ до сульфата: 2KMnO₄ + 5SO₂ +2H₂O = K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 2H₂SO₄.

МЕДЬ.

Медь расположена в 1 группе  побочной подгруппе и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менде-леева.

Электронная конфигурация  меди в основном состоянии: +29Cu 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹

У атома меди уже в основном энергетическом состоянии происходит провал (проскок) электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень.

Медь, как простое вещество, твердый металл золотисто-розового цвета (розового цвета при отсутствии оксидной плёнки). Медь отно-сительно легко поддается механической обработке.  В природе встречается в том числе в чистом виде и широко применяется в различ-ных отраслях науки, техники и производства. Температура плавления 1083,4^оС, температура кипения 2567^оС, плотность меди 8,92 г/см³.

Медь встречается в земной коре (0,0047-0,0055 масс.%), в речной и морской воде. В природе медь встречается как в соединениях, так и в самородном виде. В промышленности используют халькопирит CuFeS₂ известный как медный колчедан, халькозин Cu₂S , борнит Cu₅FeS₄. Также распространены и другие минералы меди: ковеллин CuS, куприт Cu₂O, азурит Cu₃(CO₃)₂(OH)₂, малахит Cu₂(OH)₂CO₃. Иногда медь встречается в самородном виде, масса которых может достигать 400 тонн.

Способы получения меди.

Медь получают из медных руд и минералов. Основные методы получения меди — электролиз, пирометаллургический и гидрометаллургический.

• Гидрометаллургический метод: растворение медных минералов в разбавленных растворах серной кислоты, с последующим вытеснением металлическим железом. Например, вытеснение меди из сульфата железом: CuSO₄ + Fe = Cu + FeSO₄
• Пирометаллургический метод: получение меди из сульфидных руд. Это сложный процесс, который включает большое количество реакций. Основные стадии процесса: 1) Обжиг сульфидов: 2CuS + 3O₂ = 2CuO + 2SO₂ 2) Восстановление меди из оксидов водородом: CuO + H₂ = Cu + H₂O

• Электролиз растворов солей меди: 2CuSO₄ + 2H₂O → 2Cu + O₂ + 2H₂SO₄

Качественные реакции на ионы меди (II)

Качественная реакция на ионы меди +2 – взаимодействие солей меди (II) с щелочами. При этом образуется голубой осадок гидроксида меди(II). Например, сульфат меди (II) взаимодействует с гидроксидом натрия: CuSO₄   +   2NaOH   →   Cu(OH)₂   +  Na₂SO₄

Соли меди (II) окрашивают пламя в зеленый цвет.

Химические свойства меди.

В соединениях медь может проявлять степени окисления +1 и +2. Медь — химически малоактивный металл. При нагревании медь может реагировать с некоторыми неметаллами: кислородом, серой, галогенами.

При нагревании медь реагирует с достаточно сильными окислителями, например, с кислородом, образуя CuО, Cu₂О в зависимости от условий: 4Cu  +  О₂ → 2Cu₂О 2Cu  +  О₂ → 2CuО

Медь реагирует с серой с образованием сульфида меди (II): Cu  +  S  → CuS

Медь взаимодействует с галогенами. При этом образуются галогениды меди (II): Cu  +  Cl₂  =  CuCl₂ Сu  +  Br₂  =  CuBr₂ , но, внимание:  2Cu + I₂ = 2CuI

МЕДЬ НЕ РЕАГИРУЕТ с азотом, углеродом и кремнием: Cu   +  N₂    ≠  Cu   +  C    ≠  Cu   +  Si    ≠  

МЕДЬ НЕ ВЗАИМОДЕЙСТВУЕТ с с водородом: Cu   +  H₂    ≠  

Медь взаимодействует и со сложными веществами: медь в сухом воздухе и при комнатной температуре не окисля-ется, но во влажном воздухе, в присутствии оксида углерода (IV) покрывается зеленым налетом карбоната гидроксомеди (II): 2Cu   +  H₂O  +  CO₂  + O₂ =  (CuOH)₂CO₃

В ряду напряжений медь находится пр вее водорода и поэтому не может вытеснить водород из растворов минераль-ных кислот  (разбавленной серной кислоты и др.). Например, медь НЕ РЕАГИРУЕТ с разбавленной серной кислотой: Cu   +  H₂SO₄ (разб.)    ≠  

При этом медь реагирует при нагревании с концентрированной серной кислотой. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат меди (II) и вода:

Cu  +  2H₂SO_4(конц.) →  CuSO₄  +  SO₂  +  2H₂O

Медь реагирует даже при обычных условиях с азотной кислотой. С концентрированной азотной кислотой:

Cu  +  4HNO_3(конц.)  =  Cu(NO₃)₂  +  2NO₂  +  2H₂O

С разбавленной азотной кислотой:

3Cu  +  8HNO_3(разб.)  =  3Cu(NO₃)₂  +  2NO  +  4H₂O

Растворы щелочей на медь практически не действуют.

Медь вытесняет металлы, стоящие правее в ряду напряжений, из растворов их солей. Например, медь реагирует с нитратом ртути (II) с образованием нитрата меди (II) и ртути:

Hg(NO₃)₂   +  Cu  =   Cu(NO₃)₂   +  Hg

Медь окисляется оксидом азота (IV) и солями  железа (III):

2Cu   +   NO₂   =   Cu₂O   +  NO 2FeCl₃   +   Cu  =  2FeCl₂  +  CuCl₂

Оксид меди (II)

Оксид меди (II) CuO – твердое кристаллическое вещество черного цвета.

Способы получения оксида меди (II)

1. Термическим разложением гидроксида меди (II) при 200°С:  Cu(OH)₂   →   CuO   +  H₂O 2. В лаборатории оксид меди (II) получают окислением меди при нагревании на воздухе при 400–500°С: 2Cu   +   O₂   →   2CuO             3. В лаборатории оксид меди (II) также получают прокаливанием солей (CuOH)₂CO₃, Cu(NO₃)₂: (CuOH)₂CO₃ →   2CuO   +   CO₂   +   H₂O 2Cu(NO₃)₂       2CuO    +   4NO₂   +   O₂

Химические свойства оксида меди (II)

Оксид меди (II) – основный оксид (при этом у него есть слабо выраженные амфотерные свойства). При этом он является довольно сильным окислителем. При взаимодействии оксида меди (II) с сильными и растворимыми кислотами образуются соли. Например, оксид меди (II) взаимодействует с соляной кислотой: СuO  +  2HBr  =  CuBr₂  +  H₂O CuO  +  2HCl  =  CuCl₂  +  H₂O

Оксид меди (II) вступает в реакцию с кислотными оксидами. Например, оксид меди (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образова-нием сульфата меди (II): CuO  + SO₃  → CuSO₄

Оксид меди (II) НЕ ВЗАИМОДЕЙСТВУЕТ  с водой.

В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (II) проявляют окислительные свойства: Например, оксид меди (II) окисляет аммиак: 3CuO + 2NH₃ → 3Cu + N₂ + 3H₂O

Оксид меди (II) можно восстановить углеродом, водородом или угарным газом при нагревании: СuO + C  → Cu + CO

Более активные металлы вытесняют медь из оксида.

Например, алюминий восстанавливает оксид меди (II):

3CuO + 2Al = 3Cu + Al₂O₃

Оксид меди (I)

Оксид меди (I) Cu₂O – твердое кристаллическое вещество коричнево-красного цвета.

Способы получения оксида меди (I)

В лаборатории оксид меди (I) получают восстановлением свежеосажденного гидроксида меди (II), например, альдегидами или глюкозой: CH₃CHO   +  2Cu(OH)₂  → CH₃COOH   +   Cu₂O↓   +   2H₂O CH₂ОН(CHOН)₄СНО   +  2Cu(OH)₂   →  CH₂ОН(CHOН)₄СООН  +   Cu₂O↓   +   2H₂OПри растворении Cu₂O в концентрированной серной, азотной кислотах образуются только соли меди (II):

Химические свойства оксида меди (I).  Оксид меди (I) обладает основными свойствами. При действии на оксид меди (I) галогеноводо-родных кислот получают галогениды меди (I) и воду: например, соляная кислота с оксидом меди (I) образует хлорид меди (I): Cu₂O  +  2HCl   =   2CuCl↓   +  H₂O   При растворении Cu₂O в концентрированной серной, азотной кислотах образуются только соли меди (II): Cu₂O  +  3H₂SO_4(конц.)   =  2CuSO₄  +  SO₂  + 3H₂O Cu₂O  +  6HNO_3(конц.)  =  2Cu(NO₃)₂  +  2NO₂  +  3H₂O 5Cu₂O  +  13H₂SO₄   +  2KMnO₄   =  10CuSO₄  +  2MnSO₄  +   K₂SO₄  + 13H₂O Устойчивыми соединениями меди (I) являются нерастворимые соединения (CuCl, Cu₂S) или комплексные соединения [Cu(NH₃)₂]⁺. Последние получают растворением в концентрированном растворе аммиака оксида меди (I), хлорида меди (I): Cu₂O  +  4NH₃  +  H₂O  =  2[Cu(NH₃)₂]OH CuCl   +  2NH₃   =  [Cu(NH₃)₂]Cl Аммиачные растворы солей меди (I) взаимодействуют с ацетиленом: СH ≡ CH + 2[Cu(NH₃)₂]Cl    →   СuC ≡ CCu  +  2NH₄Cl + 2NH₃ В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (I) проявляют окислительно-восстановительную двойст-венность: при взаимодействии с угарным газом, более активными металлами или водородом оксид меди (II) проявляет свойства окислителя: Cu₂O  +  CO  =  2Cu  +  CO₂ Cu₂O  +  H₂  =  2Cu  + H₂O 3Cu₂O  +  2Al  =  6Cu  +  Al₂O₃ А под действием окислителей, например, кислорода — свойства восстановителя: 2Cu₂O  +  O₂  =  4CuO

Гидроксид меди (II).

Способы получения гидроксида меди (II). Гидроксид меди (II) можно получить действием раствора щелочи на соли меди (II). Например, хлорид меди (II) реагирует с водным раствором гидроксида натрия с образованием гидроксида меди (II) и хлорида натрия: CuCl₂  +  2NaOH   →   Cu(OH)₂  +  2NaCl

Химические свойства. Гидроксид меди (II) Сu(OН)₂ проявляет слабо выраженные амфотерные свойства (с преобладанием  основных): Взаимодействует с кислотами: с бромоводородной кислотой с образованием бромида меди (II) и воды: Сu(OН)₂  +  2HBr  =  CuBr₂  +  2H₂O Cu(OН)₂  +  2HCl  =  CuCl₂  +  2H₂O Гидроксид меди (II) легко взаимодействует с раствором аммиака, образуя сине-фиолетовое комплексное соединение: Сu(OH)₂  +  4(NH₃ · H₂O)   =  [Cu(NH₃)₄](OH)₂   +  4H₂O Cu(OH)₂  +  4NH₃  =  [Cu(NH₃)₄](OH)₂ При взаимодействии гидроксида меди (II) с концентрированными (более 40%) растворами щелочей образуется комплексное соединение: Cu(OH)₂  + 2NaOH_(конц.)  =  Na₂[Cu(OH)₄] При нагревании гидроксид меди (II) разлагается: Сu(OH)₂ → CuO  +  H₂O

Соли меди

Соли меди (I)

В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (I) проявляют окислительно-восстановительную двойственность. Как восстановители они реагируют с окислителями.

Например, хлорид меди (I) окисляется концентрированной азотной кислотой: CuCl  +  3HNO_3(конц.)  =  Cu(NO₃)₂  +  HCl  +  NO₂  +  H₂O Также хлорид меди (I) реагирует с хлором: 2CuCl   +  Cl₂   =  2CuCl₂ Хлорид меди (I) окисляется кислородом в присутствии соляной кислоты: CuCl   +  O₂  +  4HCl   =   4CuCl₂   +  2H₂O Прочие галогениды меди (I) также легко окисляются другими сильными окислителями: 2CuI  +  4H₂SO₄  +  2MnO₂  =  2CuSO₄  +  2MnSO₄  +  I₂  +  4H₂O Иодид меди (I)  реагирует с концентрированной серной кислотой: 4CuI   +   5H₂SO_{4(конц.гор.)}  =  4CuSO₄   +  2I₂   +   H₂S   +  4H₂O Сульфид меди (I) реагирует с азотной кислотой. При этом образуются различные продукты окисления серы на холоде и при нагревании: Cu₂S  +  8HNO_{3(конц.хол.)}   =  2Cu(NO₃)₂  +  S  +  4NO₂  +  4H₂O Cu₂S  +  12HNO_{3(конц.гор.)}   =  Cu(NO₃)₂  +  CuSO₄   +  10NO₂  +  6H₂O Для соединений меди (I) возможна реакция  диспропорциониро-вания: 2CuCl  =  Cu   +  CuCl₂ Комплексные соединения типа [Cu(NH₃)₂]⁺ получают растворением в концентрированном растворе аммиака: CuCl  +  3NH₃  +  H₂O  →   [Cu(NH₃)₂]OH  +  NH₄Cl

Соли меди (II)

В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (II) проявляют окислительные свойства. Например, соли меди (II) окисляют иодиды и сульфиты: 2CuCl₂  +  4KI = 2CuI  +  I₂  +  4KCl 2CuCl₂  +  Na₂SO₃  +  2NaOH  =  2CuCl  +  Na₂SO₄  +  2NaCl  +  H₂O Бромиды и иодиды меди (II) можно окислить перманганатом калия: 5CuBr₂  +  2KMnO₄  +  8H₂SO₄  =  5CuSO₄  +  K₂SO₄  +  2MnSO₄  +  5Br₂  +  8H₂O Соли меди (II) также окисляют сульфиты: 2CuSO₄  +  Na₂SO₃   +  2H₂O   =  Cu₂O   +  Na₂SO₄     +  2H₂SO₄  Более активные металлы вытесняют медь из солей. Например, сульфат меди (II) реагирует с железом: CuSO₄  +  Fe  =  FeSO₄  +  Cu Cu(NO₃)₂   + Fe  =  Fe(NO₃)₂   +  Cu Сульфид меди (II) можно окислить концентрированной азотной кислотой. При нагревании возможно образование сульфата меди (II): CuS  +  8HNO_{3(конц.гор.)}   =   CuSO₄   +   8NO₂   +  4H₂O Еще одна форма этой реакции: CuS  +  10HNO_3(конц.)  =  Cu(NO₃)₂  +  H₂SO₄  +    8NO₂↑ +  4H₂O При горении сульфида меди (II) образуется оксид меди (II)  и диоксид серы: 2CuS  +  3O₂  =  2CuO  +  2SO₂↑ Соли меди (II) вступают в обменные реакции, как и все соли. Например, растворимые соли меди (II) реагируют с сульфидами: CuBr₂  +  Na₂S  =  CuS↓  +  2NaBr При взаимодействии солей меди (II) с щелочами образуется голубой осадок гидроксида меди (II): CuSO₄  +  2NaOH  =  Cu(OH)₂↓  +  Na₂SO₄ Электролиз раствора нитрата меди (II): 2Cu(NO₃)₂    +   2Н₂О →  2Cu   +   O₂  +  4HNO₃ Некоторые соли меди при нагревании разлагаются, например, нитрат меди (II): 2Cu(NO₃)₂ → 2CuO  +  4NO₂  +  O₂ Основный карбонат меди разлагается на оксид меди (II), углекислый газ и воду: (CuOH)₂CO₃ →  2CuO  +  CO₂  +  H₂O При взаимодействии солей меди (II) с избытком аммиака образуются аммиачные комплексы: CuCl₂  + 4NH₃  =   [Cu(NH₃)₄]Cl₂ При смешивании растворов солей меди (II) и карбонатов происходит гидролиз и по катиону слабого основания, и по аниону слабой кислоты: 2CuSO₄  +  2Na₂CO₃  +  H₂O  =  (CuOH)₂CO₃↓  +  2Na₂SO₄  +  CO₂

1. В состав гемоглобина входит ион металла:       A) Fe (II)         B) Zn            C) Cu (II)             D) Mg             E) Fe (III)

2.Железо будет выделять водород из:       A) Гидроксида натрия (конц.)      B) Раствора серной кислоты     C) Гидроксида аммония       D) Концентрированной азотной кислоты       E) Концентрированной серной кислоты

3. Масса оксидов свинца (II) и олова (IV), необходимая для получения 500 г припоя, состоящего из 34% олова и 66% свинца       A) 175 г SnO₂ и 342 г PbO B) 216 г SnO₂ и 356 г PbO       C) 216 г SnO  и 399 г PbO       D) 205 г SnO₂ и 396 г PbO       E) 183 г SnO  и 351 г PbO

4. Электронная конфигурация иона Fe²⁺ :      A) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁰      B) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵ 4s¹     C) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶      D) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵       E) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵ 4s²

 5. Железо нельзя получить: A) Восстановлением лимонита углем     B) Восстановлением магнетита водородом       C) Электролизом водных растворов солей железа (II)       D) Нейтрализацией гидроксидов железа       E) Восстановлением гематита водородом

6. Из приведенных оксидов – CrO, Al₂O₃, CO, P₂O₅ – с водным раствором гидроксида натрия взаимодействуют:      A) CrO и CO      B) Al₂O₃ и P₂O₅      C) Al₂O₃ и CO      D) CO и P₂O₅      E) CrO и P₂O₅

7. Превращение Fe → FeO → Fe₂O₃ → Fe соответствует переходу: A) 3d⁵ 4s¹→ 3d⁶ 4s² → 3d⁵ →3d⁶   B) 3d⁶ 4s² →3d⁶ →3d⁶ 4s² → 3d⁵ C) 3d⁶ 4s² → 3d⁶ →3d⁵ → 3d⁶ 4s²       D) 3d⁶ →3d⁶ 4s¹ → 3d⁶ → 3d⁵ 4s²    E) 3d⁶ 4s² → 3d⁵ →3d⁶ 4s² →3d⁵

8. Продукты FeSO₄ и Н₂О соответствуют взаимодействию реагентов:     A) Fe и H₂SO₄ (10%)    B) Fe и H₂SO₄ (96%)      С) FeO и H₂SO₄              D) Fe₂ O ₃   и H₂SO₄ E) FeO и H₂SO₃

 9. При восстановлении водородом смеси оксидов железа (II) и железа (III) массой 37 г получено железо массой 28 г. Массовая доля (в %) каждого из оксидов в смеси: A) 73% FeO и 27% Fe₂O₃ B) 68% FeO и 32% Fe₂O₃ C) 65% FeO и 35% Fe₂O₃ D) 90% FeO и 10% Fe₂O₃ E) 83% FeO и 17% Fe₂O₃

10. Реактивами на ионы Fe²⁺ и Fe³⁺ являются соответственно: A) K₃[Fe(CN)₆] и K₄[Fe(CN)₆]       B) K₄[Fe(CN)₆] и KCl       C) KCl и K₃[Fe(CN)₆]       D) K₄[Fe(CN)₆] и KCNS       E) K₃[Fe(CN)₆] и NaCl

11.Веществом А в схеме превращений Cr → Cr₂O₃ X Y  A может быть:   A) Na₂CrO₂    B) Na₂CrO₄    C) Cr(OH)₂    D) Na[Cr(OH)₄]    E) Cr(OH)₃

12. В схеме превращений   Fe(OH)₃ → X₁ веществами Х₁ и Х₂ могут быть                     ↑              ↓                    X₂  ←   Fe₂S₃

A) Х₁ – FeO, X₂ – Fe₂(SO₄)₃       B) X₁ – FeO, X₂ – FeBr₃ C) X₁ – FeCl₃, X₂ – Fe(NO₃)₃         D) X₁ – FeO, X₂ – FeSO₄ E) X₁ – Fe₂O₃, X₂ – FeCl₂

13. Для полного осаждения серебра из 170 г 1%-ного раствора AgNO₃ потребовалось 100 мл йодоводородной кислоты. Молярность раствора HI равна: A) 1М                  B) 0,01М                    C) 10М           D) 0,1М          E) 1,1М

14. При растворении в соляной кислоте 10,4 г смеси железа и магния выделилось 6,72 л водорода (н.у.). Масса железа в смеси: A) 6,7 г                B) 5 г              C) 4,4 г           D) 5,6 г           E) 3 г

15. В схеме превращений Fe → A → Б → В → Г вещества  А, В, Г: A) FeCl₃, Fe₂O₃, FeCl₃                                 B) FeCl₂, Fe, FeCl₃ C) FeCl₂, FeO, FeCl₂                        D) FeCl₃, FeO, FeCl₂ E) FeCl₃, Fe₂O₃, FeCl₂

16. В схеме превращений   Fe + HNO₃ → Fe(NO₃)₃ + NO + H₂O        сумма коэффициентов в сокращенном ионном уравнении равна: A) 9          B) 8           C) 10              D) 12               E) 11

17. В стакан с 490 г 10%-ной серной кислоты опустили цинковую пластину. Через некоторое время масса пластины изменилась на 13 г. Объем (в литрах, н.у.) выделившегося газа: A) 1,24 л    B) 2,24 л    C) 22,4 л       D) 4,48 л         E) 5,56 л

18. Красный цвет крови из-за: A) аминогруппы в гемоглобине       B) азотистых оснований в гемоглобине       C) углеводов в гемоглобине       D) гемов, которые содержат II валентное железо в оксигемоглобине E) остатков фосфорной кислоты в гемоглобине

19. Осуществите следующие превращения.

20. Определите степени окисления марганца и меди в следующих соединениях:

Приложение 1.