Обща характеристика



Дата21.07.2016
Размер191.75 Kb.




ЕЛЕМЕНТИ ОТ Б ГРУПИТЕ - ВТОРИЧНИТЕ ГРУПИ

(доц. Г. Велинов)



ОБЩА ХАРАКТЕРИСТИКА


Химичните елементи от Б групите заемат само големите периоди на периодичната система. Във всеки голям период те се намират между елементите от IIA група и елементите от IIIA група и затова се наричат преходни метали. Във всеки голям период (от IV до VI ) първите два елемента са съответно от и IIА група, а следващите 10 елемента са от Б групите, при които се доизгражда предпоследния електронен слой и по-точно d-подслоя. Поради това елементите от Б групите са d-елементи ( вж. дългопериодната Таблица на елементите – елементите със син цвят ).

Атомите на елементите от Б групите, подобно на елементите от и IIА група, имат малък брой електрони (два или един) във външния си електронен слой и затова проявяват метален характер и редукционна способност. За разлика от елементите от и IIА група, атомите на елементите от Б групите отдават електрони и от предпоследния електронен слой. Това е една от причините техният метален характер и редукционната им способност да са по-слабо изразени. Следователно валентни електрони на елемнтите от Б групите са всички електрони от последния електронен слой и част от електроните от предпоследния . Ето защо елементите от вторичните групи проявяват променлива валентност и степен на окисление. Обикновено висшата степен на окисление на елементите съвпада с номера на Б групата (изключение са елементите от и VIIIБ група), а нисшата степен на окисление е равна на броя на електроните във външния електронен слой. Междинните степени на окисление се включват в границите на посочените две стойности. Например за Mn (VII Б група), теоретично са възможни +2 , +3 , +4 , +5 , +6 и +7 степен на окисление, но най-характерни са +2 , +4 и +7 .

Елементите от Б групите проявяват общи химични свойства, характерни за металите: взаимодействат с кислород, неметали, киселини и соли. Поради по слабо изразения си метален характер те не реагират с водата (за разлика от елементите от и IIА група).

В нисшата степен на окисление оксидите и хидроксидите на тези елементи имат основен химичен характер, а във висшата степен на окисление – киселинен химичен характер. Ето защо повечето елементи от Б групите проявяват двойствен (амфотерен) характер.



ПЪРВА Б ГРУПА

I. ХАРАКТЕРИСТИКА

Към първа Б група принадлежат елементите мед Cu, сребро Ag и злато Au. Те имат по 1е във външния си електронен слой, аналогично на алкалните елементи от група, но в предпоследния си електронен слой имат по 18 електрона. При химични взаимодействия тези елементи отдават електрона от последния си електронен слой, а медта и златото отдават електрони и от предпоследния си електронен слой. Поради тази причина характерните степени на окисление за тези елементи са: за цялата група (+1), а за Сu и Аu са характерни и по-високи степени на окисление - за Сu (+2) , за Аu - (+3).

Атомите на елементите от IБ група задържат по-здраво валентните си електрони, поради което имат по-слаба химическа активност от елементите на алкалната група. В реда Сu Аu химическата активност намалява.

II. ФИЗИЧНИ СВОЙСТВА.

Простите вещества на елементите от групата са метали с характерно оцветяване: медта е червеникава, среброто - бяло, а златото - жълт метал. Това са металите с най-висока електропроводимост. Освен това лесно се обработват, защото са меки, ковки и изтегливи. Поради тези качества и относителната им химическа устойчивост, те намират много специални приложения в електротехниката, производството на сплави, ювелирната промишленост, за сечене на монети, в зъботехниката.


III. ПОЛУЧАВАНЕ.

  1. За получаването на мед се използват нейните сулфидни минерали. В химически аспект то се основава на първоначално “пържене” на сулфида и последваща редукция:


2 Cu2S + 3O2 t 2Cu2O + 2SO2

S2 6e  S+4 .2

O2 +4e  2O2 .3



2Cu2O + Cu2S t 6Cu + SO2

S2 6e  S+4 .1

2Cu+ +2e  2Cu .3


Получената мед съдържа много примеси (нарича се “черна мед”) и се пречиства чрез електролиза - т.нар. “рафиниране”, при което анодът е активен и това е техническата мед (черната мед), а като катод се използва чиста мед. Електролитът във ваната за електролиза е сярнокисел разтвор на CuSО4 .
А(+) Cu - 2е  Cu2+ (анодно окисление - разтваряне

черна мед в р-ра на метала от анода)





К() Cu2+ + 2е  Cu (катодна редукция)

от р-ра чиста Cu (електролитна Cu)


  1. Злато и сребро се получават от златоносни пясъци. Намират се и в самород-

но състояние.

Друг източник за получаване на тези благородни метали е “анодната тиня”, получена при електролитното рафиниране на медта.


IV. ХИМИЧНИ СВОЙСТВА.

Елементите от група имат малка химическа активност. На въздух те са устойчиви.

На влажен въздух, след продължително престояване, медните предмети се покриват със зелена корица от основен меден карбонат Cu(ОН)2. CuСО3 (наречен “патина”), който ги предпазва от по-нататъшна корозия.

При същите условия среброто почернява от образувания сулфид Ag2S . Химизмът на това явление по всяка вероятност се дължи от една страна на минималната склонност на среброто да се разтваря във вода и от друга страна на наличието на сулфидни йони (H2S) в атмосферата. В крайна сметка образуването на черната утайка от сребърен сулфид се извършва от директното свързаване на сребърните йони и сулфидните йони, благодарение на извънредно малката разтворимост на тази утайка, за което са достатъчни минималните концентрации от сребърни йони. Разбира се трябва да се подчертае, че това е процес който се извършва много бавно във времето.



  1. С кислорода - Cu изгаря до черен меден оксид CuО . При по-висока температура CuО се разлага до жълто червен Cu2О .



4 CuО t 2Cu2О + О2

Cu2+ +1e  Cu+ .4

2O2 4e  O2 .1


CuО се редуцира от водород или въглерод до елементна мед:
CuО + Н2 t Cu + Н2О

CuО + С t Cu + СО

Най-стабилният оксид на среброто е Ag2O - кафяв на цвят. Той се получава при алкализиране на разтвори на сребърни йони:




Сребърният хидроксид е нетраен и във водна среда се разлага до стабилния сребърен оксид:



2AgOH Ag2O + H2O


  1. С халогенни елементи - трите метала взаимодействат директно като се получават съответните халогениди - CuX2 , AgX , AuX3 . Например:


Cu + Cl2  CuCl2

2Ag + Cl2  2AgCl
AgX са малко разтворими във вода съединения (без AgF) и най-често се получават при взаимодействие на разтвори, съдържащи съответно сребърни и халогенидни йони:

Ag+ + Cl AgCl
(качествена реакция както за Ag+, така и за Cl , Br и I)

  1. С вода и разредени киселини - не реагират, тъй като се намират след водорода в реда на относителната активност (РОА ).

Медта се окислява от к.H2SO4 и k.HNO3 - вж. VIA и VA групи, като

окислението протича в два етапа - първоначално се получава CuO, а след

това - CuSO4 (Cu(NO3)2).

Среброто се разтваря в азотна киселина с отделяне на NO2 или NO (в зависимост от концентрацията на киселината) и в концентрирана сярна киселина до AgHSO4 (вж. VIА група), а златото се разтваря само в “царска вода”.



  1. Разтворимите соли на тези елементи, т.е. техните йони, могат да окисляват металите, които се намират преди тях в РОА :


CuSO4 + Fe  FeSO4 + Cu

Cu + 2AgNO3  Cu(NO3)2 + 2Ag


  1. С алкални основи елементите не реагират. Техните йони, обаче образуват утайки от малко разтворими хидроксиди:


Cu(OH)2 се разтваря лесно в киселини – неутрализция , но представлява особен вид йонообменен процес:


Cu(OH)2 може да се разтвори и в концентрирани разтвори на алкални основи. Това става значително по-трудно, като образуваните тетрахидрокси комплекси са стабилни само в силно алкални разтвори:


Следователно Cu(OH)2 е амфотерен хидроксид, но със значително по-силно изразени основни свойства.

При нагряване Cu(OH)2 се разлага:
Cu(OH)2 t CuO + H2O


  1. Реакции на комплексообразуване.

Те са много характерни и за трите метала: Ако разтвор на медни йони се алкализира с амоняк, първоначално се получава утайка от Cu(OH)2 , която в излишък от амоняк се разтваря и образува тетра амонячен комплексен йон с интензивно син цвят (най-добрата качествена реакция за Cu2+ ):



Cu(OH)2 + 4NH3  [Cu(NH3)4]2+ + 2OH
Ag+ също образува комплексен йон с амоняка, но той е безцветен и освен това се координират две молекули амоняк (координационното число е 2). Този комплекс е много стабилен. Така например утайката от сребърен хлорид се разтваря в амоняк, поради взаимодействието:
AgCl + 2NH3 [Ag(NH3)2]+ + Cl
Аналогични комплекси, но с още по-голяма стабилност образуват цианидните йони - те са безцветни както за медта, така и за среброто:
[Cu(CN)4]2 и [Ag(CN)2]
Комплексообразувателните свойства на Ag+ са в основата на фотографските процеси.

Върху фотографската плака се нанася фоточувствителен слой - фино диспергиран AgX (най-често AgBr) и желатин. При попадане на светлина върху плаката, на места AgX се редуцира до Ag - получава се т.нар. скрит образ. След “проявяване” на образа, той се “фиксира” - това означава да се отстрани незасегнатият от светлината AgX . Този процес е комплексообразувателен - използва се разтвор на натриев тиосулфат Na2S2O3 - т.нар. “фиксаж” :



Получените вещества са разтворими във вода и лесно се отстраняват с промивните води.
V. ЗНАЧЕНИЕ И УПОТРЕБА

Медта намира широко приложение под формата на чист метал (проводници, електроди), сплави (машинни части, прибори, предмети за бита), химични съединения (средства за борба с вредители по растенията CuSO4“син камък” и др.).

Медта е биоелемент – в малки количества катализира редица процеси в живите организми. Недостигът на медни йони (Cu2+) предизвиква анемия у човека и затруднява усвояването на азота при растенията. В по-големи количества тези йони имат токсично действие, тъй като всички медни съединения са отровни.



Среброто е един от първите метали, познати на хората. Поради своята красота и силен блясък то още от древността е свързвано с Луната и наричано “лунен камък”. Среброто се използва за направа на накити, съдове, предмети за украса, монети и др. Освен това от него се изработват огледала, химически апаратури, медицински инструменти, проводници, сребърни покрития и др.

Златото е в основата на паричните системи на повечето страни. И неговото приложение е предимно в ювелирната промишленост и при сеченето на монети. Използва се също в зъботехниката за приготвяне на зъбни протези, като и съвременната микроелектроника при приготвяне на добри, устойчиви на корозия контакти. Съдържанието на злато в неговите сплави се изразява често с т.нар. “карати”. Чистото злато е 24 карата. Каратите показват колко двадесет и четвърти от сплавта е злато. Така например сплав 8 карата съдържа 1/3 злато, а сплав 12 карата – 50% . Останалата част от тези сплави съдържа мед или сребро.
II Б ГРУПА
Във IIБ група са елементите цинк Zn, кадмий Cd и живак Hg. Те са химически по-малко активни от елементите на IIА група. Най-голямо значение от трите елемента има цинкът, който е един от най-важните за практиката елементи (поцинковане на желязото).
I. ХАРАКТЕРИСТИКА

Цинкът е сребристо бял метал. На въздуха губи металния си блясък, поради повърхностно окисление, което го предпазва от по-нататъшна корозия. В химичните си взаимодействия се проявява като редуктор, но е по-слабо активен от алкалоземните елементи и по-активен от кадмия и живака.


II. ПОЛУЧАВАНЕ.

Получава се от негови сулфиди, които първоначално се подлагат на “пържене”:


2ZnS + 3O2 t 2 ZnO + 2SO2 (баланс!)
Полученият оксид се обработва по-нататък по два начина:

  1. Редукция с въглища (пирометалургия):


ZnO + С t Zn + СО


  1. Разтваряне в разредена сярна киселина и последваща електролиза на разтвора (хидрометалургия) при използване на инертен анод от олово.

III. ХИМИЧНИ СВОЙСТВА И СЪЕДИНЕНИЯ.



  1. С кислорода - взаимодейства пряко до ZnO бял , неразтворим във вода:


2Zn + О2 t 2 ZnO (баланс!)
ZnO е амфотерен оксид - разтваря се в киселини и в основи:



ZnO може да се получи и при термично разлагане на Zn(OH)2 , Zn(NO3)2 или ZnCO3 .

ZnO се използва като бяла минерална боя (цинквайс).

  1. Към разредени киселини - цинкът се отнася като редуктор. Разтваря се с отделяне на водород:

(баланс!)


Към киселини с окислително действие, той се отнася като по-силен редуктор - например редуцира разредената азотна киселина до амоняк, който в азотно кисела среда образува амониев нитрат:

4Zn + 10HNO3  4Zn(NO3)2 + 3H2O + NH4NO3
N+5 + 8e  N3 .1

Zn 2e  Zn2+ .4


3. С основи.

Цинкът е амфотерен елемент, поради което той се разтваря в основи:

а) при стапяне в твърди (на гранули) основи:

Zn + 2NaOH t Na2ZnO2 + H2

натриев цинкат

(баланс!)
б) в разтвори на алкални основи (значително по-лесно в концентрирани) се образува тетрахидрокси комплексен йон:

(баланс!)


Zn(OH)2 е бяло аморфно вещество, което има амфотерен характер - разтваря се в киселини и в основи:
Zn(OH)2 + 2HCl ZnCl2 + 2H2O

Zn(OH)2 + 2NaOH t Na2ZnO2 + 2H2O (при стапяне!)
Разтварянето в разтвори на основи води до образуването на тетрахидрокси комплексния йон на цинка:

Поради това че Zn(OH)2 е слаб електролит, всички разтворими соли на цинка хидролизират (хлориди, нитрати, сулфати) и водните им разтвори имат кисела реакция.

  1. С халогенните елементи и сярата - цинкът реагира директно и образува съответните халогениди и сулфид. Сулфидът може да се получи и при взаимодействие на разтворими соли на цинка със сероводород или разтворими сулфиди на алкалните метали и амония:


Този тип йонообменна реакция, при която се получава ZnS , е най-добрата качествена реакция за цинкови и за сулфидни йони, тъй като от една страна сулфидът е най-малко разтворимото съединение на цинка, а от друга страна – това е единственият сулфид, който има бял цвят.

  1. Цинкът като редуктор може да измества йоните на всички метали, стоящи след него в РОА:


Цинкът, както и неговият оксид и хидроксид не се разтварят във вода.
IV. ЗНАЧЕНИЕ И УПОТРЕБА.

Основното приложение на цинка е като антикорозионно покритие . Около 40% от световния добив на цинк се изразходва за поцинковане на желязото. Цинков прах намира приложение като редуктор в лабораторната практика и в химичната технология.

Цинкът е един от важните биоелементи – влиза в състава на над 40 ензимни системи. Той е необходим за нормалното развитие на растенията и спомага за увеличаване на добивите на селскостопанските култури. В човешкия огранизъм регулира дейността на жлезите с вътрешна секреция.

В земната кора цинкът се среща само в свързано състояние



ZnS има свойството да луминисцира, поради което се използва широко като луминифор - за лиминисцентни лампи, катодни тръби за телевизионни екрани и др.

VIII Б ГРУПА

ОБЩ ПРЕГЛЕД .

VIII Б група е вертикален ред от три тройки (триади) елементи, разположени хоризонтално в периодичната система. Първата тройка е желязо Fe , кобалт Co и никел Ni (първи ред на IV период), втората е рутений Ru , родий Rh и паладий Pd (първи ред на V период)и третата – осмий Os , иридий Ir и платина Pt (първи ред на VI период). Тъй като свойствата на елементите от първите редове на големите периоди много бавно се изменят, то се наблюдава по-голямо сходство в свойствата на елементите във всяка триада, отколкото между отделните триади.
ЖЕЛЯЗО Fe (Z = 26) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
I. ХАРАКТЕРИСТИКА.

Във външния си електронен слой желязото има 2е , а предпоследният не е изграден - с 14е . При химични взаимодействия участва с електрони от външния и предпоследния електронен слой. Най-характерните степени на окисление за елемента са (+2) и (+3).


II. ПРОСТИ ВЕЩЕСТВА. ФИЗИЧНИ СВОЙСТВА.

Желязото е сребристо бял метал. Има няколко алотропни модификации -,  и - желязо. При стайна температура е стабилна -модификацията, която над 769оС преминава в , над 910oC - в - и над 1390оС - в -желязо. и -желязото имат кубична обемно центрирана кристална решетка (представлява куб по върховете и в центъра на който са разположени железните атоми). Различават се по своите магнитни свойства : -желязото има, а -желязото няма магнитни свойства, т.е. магнитните свойства на желязото се губят при температури по-високи от 769оС .



Гама-желязото има стенно центрирана кубична решетка (куб на който по върховете и в центровете на всяка стена има железни атоми).

Желязото е високо топим метал, лесно се подава на обработка - коване, изтегляне, валцуване.

Чистото желязо има малка твърдост и затова в техниката се използват неговите сплави. Малки количества примеси променят значително свойствата на желязото. Най-важните сплави на желязото са с въглерода - чугун (2 - 5% С) и стомана (0.1 - 2% С), като желязото и въглерода са свързани под формата на железен карбид - Fe3C . Физичните и механични свойства на стоманата се подобряват чрез прибавяне на някои метали като In , Mo , Сr , W , Mn и др. - получават се т.нар. “легирани стомани.

III. ПОЛУЧАВАНЕ.

Най-важните изходни суровини за получаване на желязо са неговите минерални руди: хематит Fe2O3, магнетит Fe3O4, сидерит FeCO3, лимонит 2Fe2O3.3H2O и пирит FeS2 .

Получаването на желязото става в доменни пещи, където при висока температура оксидите се редуцират от въглерода:


C + O2 t CO2 (баланси!)



Fe2O3 + 3C t 2Fe + 3CO

Fe2O3 + 3CO t 2Fe + 3CO2
При високата температура желязото поглъща част от въглерода и се получава чугун или стомана (чрез температурно регулиране на въглеродното съдържание).
IV. ХИМИЧНИ СВОЙСТВА.

В химичните си отнасяния Fe е редуктор - отдава валентните си електрони и се окислява до Fe(II) или Fe(III).



  1. Спрямо кислорода.

При обикновени условия, на сух въздух желязото не се променя. При температура около 200оС се покрива с тънка повърхностна корица от окис, която го предпазва от по-нататъшно окисление:
2Fe + O2 t 2FeO (баланс!)
В излишък от кислород желязото изгаря бурно, като се отделя голямо количество топлина и светлина - образува се Fe3O4 (който представлява смесен оксид - FeO. Fe2O3 ) и Fe2O3 :

3Fe + 2O2 t Fe3O4 + Q

3Fe 8e  (Fe)3+8 .1

O2 +4e  2O2 .2


4Fe + 3O2 t 2Fe2O3 + Q

Fe 3e  Fe3+ .4

O2 +4e  2O2 .3


В среда от влажен въздух желязото се окислява и се покрива с рохкав оксиден слой, наречен “ръжда” - Fe2O3.xH2O . Слоят лесно се рони и открива нови и нови повърхности от метала - корозия (световен проблем!).

2. Спрямо водата.

При обикновени условия желязото не реагира с водата, но при повишаване на температурата частично се окислява до FeO или до Fe3O4 в зависимост от условията:

t<570oC

3Fe + 4H2O  Fe3O4 + 4H2

3Fe 8e  (Fe3)+8 .1

2H+ +2e  H2 .4


t>570oC

Fe + H2O  FeO + H2 (баланс!)


  1. Спрямо киселини.

Разредена солна и сярна киселина разтварят желязото до съответните соли с отделяне на водород:

Fe + 2HCl FeCl2 + H2 (баланси!)

Fe + H2SO4  FeSO4 + H2
Важно: Разредената солна и сярна киселина разтварят желязото само до FeCl2 (железен дихлорид), а не до FeCl3 (железен трихлорид) и съответно до FeSO4 , защото при реакцията се отделя водород, който осигурява редукционна атмосфера и не позволява по-дълбоко окисление на Fe до Fe3+ . FeCl3 директно може да се получи при взаимодействието на желязото с хлор - вж. по-долу.

Разредената азотна киселина окислява желязото до Fe(III ) с отделяне на азотен оксид NO:



Fe + 4HNO3  Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

Fe 3e  Fe3+

N+5 +3e  N+2



k.H2SO4 и k.HNO3 пасивират желязото.

  1. Спрямо неметали.

Желязото реагира активно с неметалите имащи окислително действие - халогенни елементи, сяра, азот и др. :
2Fe + 3Cl2 2FeCl3 “огнен дъжд(VIIА група)

Fe + S t  FeS
Халогенните елементи като по-силни окислители окисляват желязото до висшата му +3 степен на окисление, а сярата като по-слаб окислител - до +2 .


  1. С основи.

При висока температура желязото може да се разтвори, макар и трудно, в концентрирани разтвори на основи. Следователно то проявява много слаби амфотерни свойства:





  1. Реакции на комплексообразуване.

а) Разтворими соли на Fe(III) образуват серия от разтворими комплекси с тиоцианатни йони - (SCN), в зависимост концентрацията на тиоцианатните йони:
Fe3+ + SCN [Fe(SCN)]2+ или [Fe(SCN)2]+ или [Fe(SCN)3]
Комплексите имат интензивно червен цвят и служат за качествено доказване на йоните на тривалентното желязо Fe(III).

б) С цианидни йони - (CN) йоните на двувалентното желязо Fe(II) образуват комплекс - хексациано ферат(II). Реакцията протича в два етапа - утаечна реакция и след това в излишък от цианидни йони - комплексообразуване:




Ако на този разтвор се добави разтворима сол на тривалентното желязо, то се получава утайка имаща интензивно син цвят - т.нар. “Берлинско синило” :


4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6]  Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl

4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4  Fe4[Fe(CN)6]3
Реакцията служи за качествено доказване на йоните на тривалентното желязо Fe(III).

Комплексният йон хексациано ферат (II) - [Fe(CN)6]4 лесно се окислява от окислители (напр. хлорна или бромна вода) до комплексен йон на тривалентното желязо - хексациано ферат (III) - [Fe(CN)6]3. Този йон взаимодейства с йоните на двувалентното желязо Fe(II) и се получава утайка със синьо-зелен цвят наречена “Турнбулово синило”:


3FeCl2 + 2K3[Fe(CN)6]  Fe3[Fe(CN)6]2 + 6KCl
3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3  Fe3[Fe(CN)6]2
Реакцията служи за качествено доказване на йоните на двувалентното желязо Fe(II).

V. УПОТРЕБА И ЗНАЧЕНИЕ.

Желязото е основен метал в съвременната техника, като неговото производство е около 20 пъти по-голямо от това на останалите метали. Поради това че чистото желязо е меко и химически активно, то в практиката се използват главно сплави на желязото. Основен проблем при употребата на желязото е борбата с корозията. Годишните загуби от корозия съставляват около 40% от световния добив на желязо.

Желязото е важен биоелемент. Влиза в състава на хемоглобина. Недостигът на желязо в организма предизвиква анемия.

НЯКОИ ПО-ВАЖНИ СЪЕДИНЕНИЯ

Железен оксид FеО. Представлява черно, неразтворимо във вода вещество. Той е основен оксид и се разтваря в киселини:
FeO + 2HCl  FeCl2 + H2O
Неговият хидроксид се получава при алкализиране на разтвори на двувалентно желязо - Fe(II):


Fe(OH)2 представлява бяло с бледозелен отенък, неразтворимо във вода вещество. Разтваря се в киселини. На въздуха спонтанно се окислява до хидроксида на тривалентното желязо:
4Fe(OH)2 + 2H2O + O2  4Fe(OH)3

Fe2+ 1e  Fe3+ .4

O2 +4e  2O2 .1


Двужелезен триоксид Fe2O3 представлява червеникаво-кафяво на цвят вещество, неразтворимо във вода. Разтваря се в киселини. Той е анхидрид на железния трихидроксид Fe(OH)3 - ръждиво-кафява утайка, която проявява слаби амфотерни свойства:

Септември, 2008 г.


База данных защищена авторским правом ©obuch.info 2016
отнасят до администрацията

    Начална страница