Обща характеристика

(доц. Г. Велинов)

ОБЩА ХАРАКТЕРИСТИКА

Атомите на елементите от Б групите, подобно на елементите от IА 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 IА 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 IБ 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 IА 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.

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 IА 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.

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

O₂ +4e  2O^2 .3

2Cu⁺ +2e  2Cu .3

“черна мед” в р-ра на метала от анода)

2. 
   Злато и сребро се получават от златоносни пясъци. Намират се и в самород-
   

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

Елементите от IБ 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 .
   

2O^2 4e  O₂ .1

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:

2. 
   С халогенни елементи - трите метала взаимодействат директно като се получават съответните халогениди - CuX₂ , AgX , AuX₃ . Например:
   

3. 
   С вода и разредени киселини - не реагират, тъй като се намират след водорода в реда на относителната активност (РОА ).
   

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”.

4. 
   Разтворимите соли на тези елементи, т.е. техните йони, могат да окисляват металите, които се намират преди тях в РОА :
   

5. 
   С алкални основи елементите не реагират. Техните йони, обаче образуват утайки от малко разтворими хидроксиди:
   

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

6. 
   Реакции на комплексообразуване.
   

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” :

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.

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.

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

1. 
   Редукция с въглища (пирометалургия):
   

2. 
   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:
   

2. 
   Към разредени киселини - цинкът се отнася като редуктор. Разтваря се с отделяне на водород:
   

(баланс!)

Zn 2e  Zn²⁺ .4

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!)

4. 
   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:
   

4. 
   Цинкът като редуктор може да измества йоните на всички метали, стоящи след него в РОА:
   

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

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).

Желязото е сребристо бял метал. Има няколко алотропни модификации -,   и  - желязо. При стайна температура е стабилна -модификацията, която над 769^оС преминава в  , над 910^oC - в - и над 1390^оС - 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 769^оС .

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:

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

1. 
   Спрямо кислорода.
   

O₂ +4e  2O^2 .2

O₂ +4e  2O^2 .3

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

3. 
   Спрямо киселини.
   

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

N⁺⁵ +3e  N⁺²

4. 
   Спрямо неметали.
   

5. 
   С основи.
   

6. 
   Реакции на комплексообразуване.
   

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” :

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”:

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  2O^2 .1