Елементи побічних підгруп
Химия

Елементи побічних підгруп


Тема: Елементи побічних підгруп

План лекції:

  1. Титан. Фізичні та хімічні властивості.
  2. Залізо. Фізичні та хімічні властивості.
  3. Мідь. Фізичні та хімічні властивості.
  4. Цинк. Фізичні та хімічні властивості.

Титан

clip_image004[4]

Титан (Ti) – хімічний елемент із порядковим номером 22, атомна маса 47,88. Твердий сріблястий метал, крапка плавлення 1675 °C, крапка кипіння 3262 °C, щільність 4540 кг/м³, атомна щільність 5,71•1022 ат/см³.

Фізичні властивості:

Титан – легкий сріблясто-білий метал. Пластичний, зварюється у інертній атмосфері.

Титан має високу в’язкість, при механічній обробці схильний до налипання на ріжучий інструмент, і тому потрібне нанесення спеціальних покриттів на інструмент різних мастил.

При звичайній температурі покривається захисною плівкою, що пасивує, оксиду TiO2, завдяки цьому корозійностійкий у більшості середовищ (крім, лужний).

Титанова пил має властивість вибухати. Температура спалаху 400°С

Хімічні властивості

Титан стійкий до корозії завдяки оксидній плівці, але при подрібненні на порошок горить на повітрі.

Титан стійкий до розбавлених розчинів багатьох кислот та лугів (крім HF, H3PO4 та концентрованої H2SO4).

Легко реагує навіть із слабкими кислотами у присутності комплексоутворювачів, наприклад, з плавиковою кислотою HF він взаємодіє завдяки утворенню комплексного аніону [TiF6]2-.

При нагріванні на повітрі до 1200°C Ti спалахує з утворенням оксидних фаз змінного складу TiOx. З розчинів солей титану осаджується гідроксид TiO(OH)2·xH2O, обережним прожарюванням якого отримують оксид TiO2. Гідроксид TiO(OH)2·xH2O та діоксид TiO2 амфотерни.

clip_image006[4]TiO2 взаємодіє із сірчаною кислотою при тривалому кип’ятінні. При сплавленні із содою Na2CO3 або поташом K2CO3 оксид TiO2 утворює титанат: TiO2+K2CO3=K2TiO3+CO2.

При нагріванні Ti взаємодіє із галогенами. Тетрахлорид титану TiCl4 при звичайних умовах – жовтувата рідина, що сильно димить на повітрі, що пояснюється сильним гідролізом TiCl4 парами води, що містяться в повітрі, і утворенням дрібних крапельок HCl і суспензії гідроксиду титану.

З N2 вище 400 °C титан утворює нітрид TiNx(x = 0,58-1,00). При взаємодії титану з C утворюється карбід титану TiCx (x = 0,49-1,00).

При нагріванні Ti поглинає H2 з утворенням з’єднання змінного складу TiHх (x = 1,0). При нагріванні ці гідриди розкладаються із виділенням H2. Титан утворює метали з багатьма металами.

Електронна формула:

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d2.

Залізо

Залізо хімічний елемент з атомним номером 26 у періодичній системі, позначається символом Fe (лат. Ferrum), один із найпоширеніших у земній корі металів.

Проста речовина залізо – сріблясто-білий, ковкий метал із високою хімічною реакційною здатністю: залізо швидко корродує за високих температур або за високої вологості на повітрі.

Залізо рідко зустрічається у природі у чистому вигляді. Часто використовується людиною для створення сплавів з іншими металами та з вуглецем, є основним компонентом сталі. Поширеність заліза в земній корі (4,65%, 4-е місце після O, Si, Al) та сукупність специфічних властивостей роблять його «металом №1» за важливістю для людини.

Вважається також, що залізо становить більшу частину земного ядра.

clip_image008[4]

Фізичні властивості

Залізо – типовий метал, у вільному стані – сріблясто-білого кольору з сіруватим відтінком. Чистий метал пластичний, різні домішки (зокрема – вуглець) підвищують його твердість та крихкість. Має яскраво виражені магнітні властивості. Часто виділяють так звану «тріаду заліза» – групу трьох металів (залізо Fe, кобальт Co, нікель Ni), що мають схожі фізичні властивості, атомні радіуси і значення електронегативності.

Залізо тугоплавке, відноситься до металів середньої активності. Температура заплавки 1539 °C. Температура кипіння становить близько 3200 °C.

clip_image010[4]

Хімічні властивості

Основні ступені окислення заліза – +2 та +3.

При зберіганні повітря при температурі до 200 °C залізо поступово покривається щільною плівкою оксиду, що перешкоджає подальшому окисленню металу. У вологому повітрі залізо покривається пухким шаром іржі, який не перешкоджає доступу кисню та вологи до металу та його руйнуванню. Іржа не має постійного хімічного складу, приблизно її хімічну формулу можна записати як Fe2Про3В·хН2О.

З киснем залізо реагує під час нагрівання. При згорянні заліза на повітрі утворюється оксид Fe2Про3, при згоранні в чистому кисні — оксид Fe3Про4. Якщо кисень чи повітря пропускати через розплавлене залізо, утворюється оксид FeO. При нагріванні порошку сірки та заліза утворюється сульфід, наближену формулу якого можна записати як FeS.

Залізо під час нагрівання реагує з галогенами. Оскільки FeF3 нелетуч, залізо стійке до дії фтору до температури 200-300°C. При хлоруванні заліза (при температурі близько 200 ° C) утворюється леткий FeCl3. Якщо взаємодія заліза та брому протікає при кімнатній температурі або при нагріванні та підвищеному тиску парів брому, то утворюється FeBr3. При нагріванні FeCl3 і, особливо, FeBr3 відщеплюють галоген і перетворюються на галогеніди заліза(II). При взаємодії заліза та йоду утворюється йодид Fe3I8.

При нагріванні залізо реагує з азотом, утворюючи нітрид заліза.3N, з фосфором, утворюючи фосфіди FeP, Fe2P та Fe3P, з вуглецем, утворюючи карбід Fe3C, з кремнієм, утворюючи кілька силіцидів, наприклад FeSi.

Чисте металеве залізо стійке у воді у розведених розчинах лугів. У концентрованій сірчаній та азотній кислотах залізо не розчиняється, тому що міцна оксидна плівка пасивує його поверхню.

Електронна формула:

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d6.

Мідь

clip_image012[4]Мідь – хімічний елемент з атомним номером 29 у періодичній системі, позначається символом Cu (лат. Cuprum від назви острова Кіпр, де добували мідь), червонувато-золотистого кольору (рожевий за відсутності оксидної плівки). Проста речовина мідь – це пластичний перехідний метал, який з давніх-давен широко застосовується людиною.

Фізичні властивості:

Мідь – золотисто-рожевий пластичний метал, на повітрі швидко покривається оксидною плівкою, яка надає їй характерного інтенсивного жовтувато-червоного відтінку. Мідь має високу тепло- та електропровідність (займає друге місце по електропровідності після срібла). Має два стабільні ізотопи – 63Cu та 65Cu і кілька радіоактивних ізотопів. Найбільш довгоживучий з них, 64Cu має період напіврозпаду 12,7 год і два різні варіанти розпаду з різними продуктами.

Щільність – 8,94*10³ кг/м³.

Питома теплоємність за 20 °С – 390 Дж/кг*К.

Питомий електричний опір за 20-100 °С – 1,78·10-8 Ом · м.

clip_image014[4]Істот

має ряд сплавів міді: латунь – сплав міді з цинком, бронза – сплав міді з оловом, мельхіор – сплав міді та нікелю, та деякі інші.

clip_image016[4]

Хімічні властивості

Добре проводить тепло. На повітрі покривається оксидною плівкою.

У з’єднаннях мідь буває двох ступенів окиснення: менш стабільний ступінь Cu+ і набагато стабільнішу Cu2+, Що дає солі синього та синьо-зеленого кольору. У незвичайних умовах можна отримати з’єднання зі ступенем окиснення +3 і навіть +5. Остання зустрічається у солях купраборанового аніону Cu(B11H11)23-, отриманих у 1994 році.

Карбонат міді(II) має зелене забарвлення, що спричиняє позеленювання елементів будівель, пам’ятників та виробів із міді. Сульфат міді(II) при гідратації дає сині кристали мідного купоросу CuSO4∙5H2O використовується як фунгіцид. Існує два стабільні оксиди міді – оксид міді(I) Cu2O та оксид міді(II) CuO. Оксиди міді використовуються для одержання оксиду ітрію барію міді (YBa2Cu3O7-δ), який є основою для отримання надпровідників.

Хлорид міді(I) – безбарвні кристали (у масі білий порошок) щільністю 4,11 г/см³. У сухому стані стійкий. У присутності вологи легко окислюється киснем повітря, набуваючи синьо-зеленого забарвлення. Може бути синтезований відновленням хлориду міді(II) сульфітом натрію у водному розчині.

Електронна формула:

1s 22s 22p 63s 23p64s 13d10.

Цинк

clip_image018[4]clip_image020[4]

Сплав цинку з міддю — латунь — був відомий ще у Стародавній Греції, Стародавньому Єгипті, Індії (VII ст.), Китаї (XI ст.). Довгий час не вдалося виділити чистий цинк. У 1746 А. С. Маргграф розробив спосіб отримання чистого цинку шляхом прожарювання суміші його окису з вугіллям без доступу повітря в глиняних вогнетривких ретортах з подальшою конденсацією парів цинку в холодильниках. У промисловому масштабі виплавка цинку розпочалася XVII в.

Фізичні властивості

У чистому вигляді – досить пластичний сріблясто-білий метал. Має гексагональну решітку з параметрами а = 0,26649 нм, з = 0,49468 нм. При кімнатній температурі крихкий, при згинанні пластинки чутний тріск від тертя кристаллітів (зазвичай сильніший, ніж крик олова). При 100-150 ° C цинк пластичний. Домішки, навіть незначні, різко збільшують крихкість цинку.

Хімічні властивості

Типовий амфотерний метал. Стандартний електродний потенціал -0,76 В, у ряді стандартних потенціалів розташований до заліза.

На повітрі цинк покривається тонкою плівкою оксиду ZnO. При сильному нагріванні згоряє з утворенням білого амфотерного оксиду ZnO:

2Zn + O2 = 2ZnO.

Оксид цинку реагує як з розчинами кислот:

ZnO + 2HNO3 = Zn (NO3)2 + H2O

так і лугами:

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + Н2О.

Цинк звичайної чистоти активно реагує з розчинами кислот:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑,

Zn+H2SO4 = ZnSO4 + H2

та розчинами лугів:

Zn+2NaOH+2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2↑,

утворюючи гідроксоцінкати. З розчинами кислот та лугів дуже чистий цинк не реагує. Взаємодія починається при додаванні кількох крапель розчину сульфату міді CuSO4.

При нагріванні цинк реагує з галогенами із утворенням галогенідів ZnHal2. З фосфором цинк утворює фосфіди Zn3P2 та ZnP2. З сірою та її аналогами – селеном та телуром – різні халькогеніди, ZnS, ZnSe, ZnSe2 та ZnTe.

З воднем, азотом, вуглецем, кремнієм та бором цинк безпосередньо не реагує. Нітрід Zn3N2 одержують реакцією цинку з аміаком при 550-600 °C.

У водних розчинах іони цинку Zn2+ утворюють аквакомплекси [Zn(H2O)4]2+ і [Zn(H2O)6]2+.

Електронна формула:

1s 22s 22p 63s 23p64s 23d10.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *