Pobieranie prezentacji. Proszę czekać

Pobieranie prezentacji. Proszę czekać

Właściwości wybranych metali -Właściwości fizyczne, -Otrzymywanie, -Właściwości chemiczne -Ważniejsze związki.

Podobne prezentacje


Prezentacja na temat: "Właściwości wybranych metali -Właściwości fizyczne, -Otrzymywanie, -Właściwości chemiczne -Ważniejsze związki."— Zapis prezentacji:

1 Właściwości wybranych metali -Właściwości fizyczne, -Otrzymywanie, -Właściwości chemiczne -Ważniejsze związki

2 Właściwości fizyczne i chemiczne oraz ważniejsze związki wybranych metali H He LiBeBCNOF Ne NaMgAlSiPSCl Ar KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBr Kr RbSrYZrNbMoTcRuRhPdAgCdInSnSbTeI Xe CsBaLaHfTaWReOsIrPtAuHgTlPbBiPoAt Rn FrRaAcRfDbSgBhHsMtDs

3 Lit, sód i potas OtrzymywanieWłaściwości fizyczneWłaściwości chemiczne  elektroliza stopionych wodorotlenków lub chlorków  termiczny rozkład azydków (sól kwasu azotowodorowego N 3 H, np. N 3 Na)  redukcja chlorków metalicznym wapniem  metale o barwie srebrzystobiałej, miękkie,  twardość i temp. maleją w grupie,  gęstość mniejsza od gęstości wody,  bardzo dobre przewodnictwo elektryczne,  rozpuszczają się w skroplonym amoniaku – roztwory o barwie ciemnoniebieskiej  reagują z tlenem z powietrza (lit w temp. 100 o C), powstają odpowiednio: Li 2 O, Na 2 O 2 - nadtlenek, KO 2 (ponadtlenki – ponadnatlenki oprócz K tworzą pozostałe litowce)  w podwyższonej temp. reagują z wodorem dając wodorki typu MeH LiH, NaH),  reagują z fluorowcami tworząc odpowiednie sole MeX, np. NaCl,  lit ogrzewany reaguje z azotem Li 3 N oraz węglem Li 2 C 2  reagują z wodą wg równania: 2Me + 2H 2 O  2MeOH + H 2  ogrzewane z gazowym amoniakiem tworzą amidki: 2Me + 2NH 3  2MeNH 2 + H 2 Tu kliknij, aby przejść do związków litowców

4 Wodorki i tlenki litowców WodorkiTlenki  Otrzymuje się w reakcji metalu z wodorem w podwyższonej temp.  Związki typu soli, wodorki o budowie jonowej, gdzie wodór jest anionem H -,  Ciała stałe bezbarwne, najtrwalszy jest wodorek litu  Wodorki gwałtownie reagują z z wodą: 2MeH + 2H 2 O  2MeOH + H 2 2LiH + 2H 2 O  2LiOH + H 2  Li 2 O – powstaje w reakcji spalania w powietrzu,  pozostałe litowce spalane w powietrzu tworzą wyższe tlenki, które można zredukować metalem w podwyższonej temp.  Na 2 O 2 + 2Na  2Na 2 O  KO 2 + 3K  2K 2 O  Na 2 O 2 : nadtlenek sodu, jasnożółty – oprócz kationu Na + zawiera aniony O 2 2-,  ma silne właściwości utleniające, reaguje z CO 2, węglem, sproszkowanym glinem, wodą:  2Na 2 O 2 + 2CO 2  2Na 2 CO 3 + O 2  Na 2 O 2 + 2H 2 O  2NaOH + H 2 O 2  KO 2 : ponadtlenek (ponadnadtlenek) - żółty, oprócz kationu K + zawiera anion O 2 -, wykazuje silne właściwości utleniające. Tu kliknij, aby przejść do związków litowców

5 Wodorotlenki litowców Wodorotlenki - MeOH  Otrzymywanie i właściwości  Wodorotlenek sodu: elektroliza wodnego roztworu NaCl : 2Na + + 2Cl - + 2H 2 O  2NaOH + Cl 2 + H 2 kaustyfikacja Na 2 CO 3 : 2Na + + CO Ca OH -  CaCO 3 ↓ + 2Na + + 2OH - (odparowanie wody NaOH (s) ) roztwarzanie Na w wodzie i odparowanie wody: 2Na + 2H 2 O  2NaOH + H 2 działanie parą wodną na sód: 2Na + 2H 2 O (g)  2NaOH + H 2 jest silnie higroskopowy, bardzo rozpuszczalny w wodzie, bezbarwny (w masie biały), budowa krystaliczna, stopiony trawi szkło, porcelanę, powoduje korozję platyny, T t = 328 o C  Wodorotlenek potasu elektroliza wodnego roztworu KCl, roztwarzanie K w wodzie, Ciało stałe, bezbarwne, bardzo silnie higroskopijny, Tt = 360,5 o C, bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie  Zastosowanie:  NaOH – produkcja mydeł twardych sodowych, barwników organicznych, otrzymywanie celulozy, produkcja sztucznego jedwabiu, odczynnik w laboratorium,  KOH - pochłaniacz CO 2 w oczyszczaniu gazów, produkcja mydła miękkiego potasowego, otrzymywanie KMnO 4 i K 2 Cr 2 O 7. Tu kliknij, aby przejść do związków litowców

6 Związki litowców z fluorowcami i siarką Związki z fluorowcami (MeX)Związki z siarką (MeHS i Me 2 S)  Substancje krystaliczne, o dobrej rozpuszczalności w wodzie, bezbarwne,  NaCl – chlorek sodu: surowiec do produkcji innych związków sodu, czysty nie jest higroskopijny (higroskopijność soli kamiennej jest efektem domieszek MgCl 2 )  KCl – chlorek potasu: główny składnik nawozów mineralnych  Chorek sodu pozyskuje się ze złóż sposobem górniczym, z wody morskiej przez odparowanie wody, w tężniach przez odparowanie wody z solanek – podziemnych złóż wody słonej  Chlorek potasu – pozyskuje się z minerałów sylwin, karnalit, kainit, których głównym składnikiem jest KCl  Wodorosiarczki MeHS otrzymuje się przez nasycanie wodnego roztworu gazowym H 2 S : NaOH + H 2 S  NaHS + H 2 O  Siarczki Me 2 S otrzymuje się przez miareczkowanie wodorosiaczki roztworem NaOH: NaHS + NaOH  Na 2 S + H 2 O lub redukcję Na 2 SO 4 węglem: Na 2 SO 4 + 4C  Na 2 S + 4CO  W stanie czystym są związkami bezbarwnymi (jeżeli zawierają domieszki wielosiarczków MeS n (n = od 2 do 6), mogą przyjąć barwę do żółtej do czerwonej)  W roztworach wodnych ulegają hydrolizie anionowej: S 2- + H 2 O ↔ HS - + OH -  W obecności tlenu siarczki utleniają się do tiosiarczanów: 2K 2 S + 2O 2  K 2 S 2 O 3 + 2KOH Tu kliknij, aby przejść do związków litowców

7 Azotany i siarczany litowców Azotany (V)Siarczany (VI)  Azotan(V) sodu (saletra chilijska) – NaNO 3  mineralny nawóz azotowy,  dawniej stosowana do otrzymywania kwasu azotowego(V): 2NaNO 3 + H 2 SO 4  2HNO 3 + Na 2 SO 4  sól bezbarwna, dobrze rozpuszczalna w wodzie, T t = 308 o C,  Azotan(V) potasu (saletra indyjska) – KNO 3  mineralny nawóz azotowo-potasowy, składnik czarnego prochu: (75% KNO % S + 15% węgla drzewnego), posiada silne właściwości utleniające  otrzymuje się w konwersji saletry chilijskiej z KCl: NaNO 3 + KCl  KNO 3 + NaCl  Ogrzewany ulega rozkładowi: 2KNO 3  2KNO 2 + O 2, bardzo silnie ogrzany: 4KNO 3  2N 2 +2K 2 O + 5O 2  Siarczany(VI) – związki krystaliczne, bezbarwne, dobrze rozpuszczalne w wodzie, Na 2 SO 4 krystalizuje w postaci Na 2 SO 4 ·10H 2 O a K 2 SO 4 krystalizuje w postaci bezwodnej  Siarczany stosuje w przemyśle szklarskim K 2 SO 4 również jako mineralny nawóz potasowy,  Wodorosiarczany(VI) NaHSO 4 i KHSO 4 ogrzewane tracą wodę konstytucyjną i przechodzą w pirosiarczany(VI);  2KHSO 4  K 2 S 2 O 7 + H 2 O  Pirosiarczany(VI) ogrzewane ulegają rozkładowi: K 2 S 2 O 7  K 2 SO 4 + SO 3 Tu kliknij, aby przejść do związków litowców

8 Węglany i wodorowęglany litowców Węglany Me 2 CO 3 i wodorowęglany MeHCO 3  Węglany i wodorowęglany w roztworach ulegają hydrolizie anionowej :  CO H 2 O ↔ OH - + HCO 3 -  HCO H 2 O ↔ OH - + H 2 CO 3  Wszystkie węglany z wyjątkiem Li 2 CO 3 są b. dobrze rozpuszczalne w wodzie  Otrzymywanie węglanu sodu metodą Solvaya na skalę przemysłową: 2NH 3 + 2CO 2 + 2H 2 O  2(NH 4 )HCO 3 (NH 4 )HCO 3 + NaCl  NaHCO 3 + NH 4 Cl (wodorowęglan sodu jest słabo rozpuszczalny w wodzie i wytrąca się w postaci osadu) 2NaHCO 3  Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 (przez ogrzanie) (źródłem CO 2 jest rozkład CaCO 3, CO 2 jest ponownie zawracane do reaktora, CaO po gaszeniu jest wykorzystywane do odzysku NH 3 : 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2  CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O  Bezwodny Na 2 CO 3 jest białą substancją, dobrze rozpuszczalną w wodzie, z roztworów wodnych w zależności od temp. wydziela się w postaci Na 2 CO 3 ·10H 2 O lub Na 2 CO 3 ·H 2 O, ma zastosowanie do produkcji mydła, szkła, NaHCO 3 ma zastosowanie w medycynie i przemyśle spożywczym (środek spulchniający w piekarnictwie)  K 2 CO 3 otrzymuje się w reakcji: K 2 O + CO 2  K 2 CO 3, stosowany w produkcji szkła potasowgo i mydeł potasowych. Tu kliknij, aby przejść do związków litowców

9 Zastosowanie litowców  Lit: dodatek do stopów miedzi, glinu, cynku i magnezu zwiększający ich twardość, środek odtleniający w metalurgii miedź,  Sód: produkcja nadtlenku sodu, który stosowany do produkcji środków wybielających, do produkcji lamp sodowych emitujących żółte światło, czynnik chłodzący w reaktorach atomowych,  Potas: brak większego zastosowania,  Cez : produkcja fotokomórek Tu kliknij, aby przejść do slajdu 2

10 Beryl i jego właściwości Właściwości fizyczne, otrzymywanie i zastosowanie Właściwości chemiczne  Otrzymywanie  elektroliza stopionej mieszaniny BeCl 2 i NaCl.  Właściwości: metal srebrzysty, kruchy, kowalny i ciągliwy w wysokich temp., o wysokiej temp. topnienia  Zastosowanie: konstrukcja pojazdów kosmicznych (dobra wytrzymałość), folia stosowana do produkcji lamp rentgenowskich, osłony prętów paliwowych i moderator w reaktorach atomowych  w wilgotnym powietrzu ulega pasywacji – pokrywa się warstewką tlenku berylu,  nie reaguje z wodą, zapala się w stanie sproszkowanym,  reaguje z kwasami wypierając wodór, wyjątek stanowi HNO 3 w kontakcie, z którym ulega pasywacji  związki z fluorowcami BeX 2 są związkami kowalencyjnymi  Tlenek berylu (BeO) związek w dużym stopniu o charakterze kowalencyjnym otrzymuje się przez termiczny rozkład węglanu, azotanu lub wodorotlenku berylu,  Wodorotlenek berylu Be(OH) 2 wykazuje charakter amfoteryczny, reaguje z kwasami jak i zasadami, może odszczepić kation wodorowy lub anion wodorotlenkowy Tu kliknij, aby przejść do związków berylu

11 Związki berylu  Charakter amfoteryczny wodorotlenku berylu:  Be H 2 O ↔ Be(OH) 2 ↔ [Be(OH) 4 ] 2 - ↔ BeO 2 2- (w zależności o środowiska może nastąpić odszczepienie H +, jak i OH - ) Be(OH) 2 + 2HCl  BeCl 2 + 2H 2 O Be(OH) 2 + 2NaOH  [Be(OH) 4 ] Na + [Be(OH) 4 ]Na 2  Na 2 BeO 2 + 2H 2 O  Wodorotlenek berylu wytrąca się z soli pod wpływem anionów OH -, nadmiar anionów przeprowadza wodorotlenek berylu w rozpuszczalny tetrawodorotlenoberylan  Siarczek berylu (BeS) – otrzymuje się w bezpośredniej syntezie z pierwiastków  Węglik berylu (Be 2 C) – metanek  Węglan berylu (BeCO 3 ) ulega rozkładowi w temp 100oC BeCO 3  BeO + CO 2  Tlenek berylu (BeO) – ciało stałe i trudnotopliwe, nie reagujące z wodą. +2H + +2OH - -2H 2 O Tu kliknij, aby przejść do slajdu 2

12 Magnez i wapń MagnezWapń  Właściwości:  metal srebrzystobiały, najlżejszy metal użytkowy  w powietrzu szybko ulega zmatowieniu, powstaje warstewka tlenku lub wodorotlenku magnezu,  Z wodę reaguje w temp. > 70 o C : Mg + 2H 2 O  Me(OH) 2 + H 2  Ogrzany >760 o C zapala się, produktami spalania są MgO i Mg 3 N 2,  Spalanie magnezu zachodzi również w parze wodnej – następuje rozkład wody z wydzielaniem wodoru  Reaguje z kwasami wypierając wodór (wyjątek HF (aq) )  Otrzymywanie - redukcja: MgO + C  Mg + CO 3MgCO 3 + 2Al  3Mg + Al 2 (CO 3 ) 2  Elektroliza stopionego MgCl 2  Właściwości:  metal srebrzystobiały, stosunkowo twardy, ale kruchy  w powietrzu atmosferycznym szybko ulega zmatowieniu: 2Ca + O 2  2CaO  z wodą reaguje stosunkowo wolno, w temp. podwyższonej reakcja zachodzi gwałtownie Ca + 2H 2 O  Ca(OH) 2 + H 2  reaguje z kwasami wypierając wodór  w podwyższonej temp. reaguje z wodorem; Ca + H 2  CaH 2  Otrzymywanie:  elektroliza stopionego CaCl 2  redukcja: 3CaO + 2Al  3Ca + Al 2 O 3 3CaCO 3 + 2Al  3Ca + Al 2 (CO 3 ) Tu kliknij, aby przejść do zw. Mg i Ca

13 Związki magnezu i wapnia WodorkiZwiązki z fluorowcami  Wodorki MeH 2 są związkami jonowymi typu soli, substancje stałe i bezbarwne  Otrzymywanie: synteza z pierwiastków w podwyższonej temp. Ca + H 2  CaH 2  wodorek gwałtownie reaguje z wodą: CaH 2 + 2H 2 O  Ca(OH) 2 + 2H 2  Fluorek wapnia CaF 2 – surowiec do otrzymywania fluoru,  Chlorek magnezu MgCl 2 – silnie higroskopijny, bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie,  Chlorek wapnia CaCl 2 – silnie higroskopijny, dobrze rozpuszczalny w wodzie, stosowany do osuszania gazów, uwodniony CaCl 2 ·6H 2 O rozpuszczany w wodzie pochłania wodę (stosowany w mieszance z lodem do schładzania ciecz do -55 o C)  Bezwodny CaCl 2 pochłania parę wodną a także amoniak, powstaje CaCl 2 ·8NH 3, stąd nie może być stosowany do osuszania związków zawierających amoniak – np. (NH 4 ) 2 CO 3 Tu kliknij, aby przejść do zw. Mg i Ca

14 Tlenki i wodorotlenki Mg i Ca Tlenki wapnia i magnezuWodorotlenki wapnia i magnezu  Tlenek magnezu MgO: substancja stała barwy białej, z wodą reaguje powoli, powstaje słabo rozpuszczalny Mg(OH) 2  otrzymuje się w procesie prażenia: MgCO 3  MgO + CO 2  Zastosowanie – produkcja materiałów ogniotrwałych  Tlenek wapnia CaO: trudnotopliwe ciało stałe, z wodą reaguje gwałtownie z wydzieleniem dużej ilości ciepła: CaO + H 2 O  Ca(OH) 2  otrzymywanie prażenie CaCO 3 lub Ca(COO) 2 Ca(COO) 2  CaCO 3 + CO CaCO 3 ↔ CaO + CO 2  Zastosowanie – przemysł budowlany, metalurgiczny, szklarski, nawóz odkwaszający gleby  Wodorotlenek magnezu Mg(OH) 2 – substancja stała, krystaliczna, słabo rozpuszczalna w wodzie (odczyn słabo zasadowy)  otrzymywanie: wytrącanie z roztworów soli mocną zasadą (KOH, NaOH) Mg OH -  Mg(OH) 2 lub rozpuszczanie MgO w wodzie MgO + H 2 O  Mg(OH) 2  Wodorotlenek wapnia Ca(OH) 2 – sub. stała, barwy białej, z wodą tworzy hydrożel, stosowany do bielenia ścian a w mieszance z piaskiem tworzy zaprawę murarską i tynkarską, wodne roztwory mają odczyn silnie zasadowy  pod wpływem CO 2 zaprawa twardnieje: Ca(OH) 2 + CO 2  CaCO 3 + H 2 O Tu kliknij, aby przejść do zw. Mg i Ca

15 Siarczki, azotki i węgliki wapnia i magnezu Siarczki MeSAzotki Me 3 N 2 Węgliki  Otrzymywanie:  Siarczek magnezu MgS otrzymuje się w syntezie z pierwiastków: Mg + S  MgS  Siarczek wapnia otrzymuje się metodą redukcji siarczanu(VI): BaSO 4 + 4C  CaS + 4CO  siarczki w roztworach wodnych przechodzą w wodorosiarczki: 2CaS + H 2 O  Ca(HS) 2 + Ca(OH) 2  Azotki otrzymuje się w procesie ogrzewania metali w atmosferze azotu ( o C)  azotki są ciałami stałymi, bezbarwnymi, w reakcji z wodą powstają odpowiednie tlenki metali i amoniak: Mg 3 N 2 + 3H 2 O  3MgO + 2NH 3  Węglik (acetylenek) wapnia CaC 2 – związek janowy zawierający kation Ca 2+ i anion C 2 2-  Węglik (allilenek) magnezu Mg 2 C 3 - związek jonowy zawierający kation Mg 2+ i anion C 3 4-  Węgliki otrzymuje się ogrzewając metale lub ich tlenki z węglem  Węgliki w roztworach wodnych ulegają hydrolizie: CaC 2 + 2H 2 O  CH ≡ CH + Ca(OH) 2 Mg 2 C 3 + 2H 2 O  CH 3 – C ≡ CH +2MgO Tu kliknij, aby przejść do zw. Mg i Ca

16 Węglany i wodorowęglany Ca i Mg  Otrzymywanie: wytrącanie z soli Ca lub Mg węglanami litowców: Ca 2+ + CO 3 2-  CaCO 3 w przypadku soli magnezu powstaje Mg(OH) 2 ∙4MgCO 3 ∙ nH 2 O (n = 4 lub 5)  Węglany są trudne rozpuszczalne w wodzie  Pod wpływem CO 2 i wody przechodzą w wodorowęglany: MgCO 3 + CO 2 + H 2 O ↔ Mg(HCO 3 ) 2  W trakcie ogrzewania ulegają rozkładowi (MgCO 3 – 540 o C, CaCO 3 – 900 o C); CaCO 3 ↔ CaO + CO 2  Węglan wapnia CaCO 3 jest trudno rozpuszczalny w wodzie, dobrze rozpuszcza się w roztworze NH 4 Cl: CaCO 3 + 2NH 4 Cl ↔ CaCl 2 + 2NH 3 +H 2 O + CO 2  Pod wpływem CO 2 i H 2 O przechodzi w wodorowęglan (zjawisko krasu): CaCO 3 + CO 2 + H 2 O ↔ Ca HCO 3 -  Kationy Mg 2+ i Ca 2+ pochodzące z rozpuszczalnych wodorowęglanów nadają wodzie twardość przemijającą (węglanową) Tu kliknij, aby przejść do zw. Mg i Ca

17 Metody usuwania twardości wody Usuwanie twardości przemijającej ( węglanowej) - gotowanie wody (m. fizyczna) Ca HCO - 3  ↓CaCO 3 + CO 2 + H 2 O Mg HCO 3 -  ↓MgCO 3 + CO 2 + H 2 O, dalsze gotowanie prowadzi do: MgCO 3 + H 2 O  ↓Mg(OH) 2 + CO 2 Usuwanie twardości przemijającej i trwałej metodami chemicznymi  Metoda wapienna – woda wapienna Ca(OH) 2 (tylko twardość węglanowa)  Ca(HCO 3 ) 2 + Ca(OH) 2  ↓2CaCO 3 + 2H 2 O  Mg(HCO 3 ) 2 + Ca(OH) 2  ↓CaCO 3 + ↓MgCO 3 + 2H 2 O  Metoda sodowa (Na 2 CO 3 )  Mg(HCO 3 ) + Na 2 CO 3  ↓MgCO 3 + 2NaHCO 3  CaSO 4 + Na 2 CO 3  ↓CaCO 3 + Na 2 SO 4  Metoda fosforanowa (Na 3 PO 4 )  3Mg(HCO 3 ) 2 + 2Na 3 PO 4  ↓Mg 3 (PO 4 ) 2 + 6NaHCO 3  3Ca(NO 3 ) 2 + 2Na 3 PO 4  ↓Ca 3 (PO 4 ) 2 + 6NaNO 3  Z użyciem mydła  MgCl 2 + 2C 17 H 35 COONa  ↓ (C 17 H 35 COO) 2 Mg + 2NaCl Tu kliknij, aby przejść do zw. Mg i Ca

18 Siarczany(VI) wapnia i magnezu  Siarczan(VI) magnezu MgSO 4 – bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie, występuje w postaci hydratów (MgSO 4 ∙7H 2 O, MgSO 4 ∙H 2 O, bezwodny w temp. > 200 o C).  Siarczan(VI) wapnia CaSO 4 – trudno rozpuszczalny w wodzie ( występuje w postaci hydratów: gips utwardzony - CaSO 4 ∙2H 2 O, gips palony – (CaSO 4 ) 2 ∙H 2 O, bezwodny występuje w temp. > 200 o C, w temp. > 1000 o C ulega rozkładowi. Stosowany głównie w budownictwie, w medycynie do opatrunków usztywniających, do wykonywania odlewów rzeźbiarskich i formierskich.  Siarczan baru BaSO 4 – praktycznie nierozpuszczalny w wodzie, wykazuje silne właściwości adsorpcyjne dla promieni rentgenowskich, stosowany jako kontrast w radiologii. Tu kliknij, aby przejść do slajdu 2

19 Chrom i mangan: otrzymywanie i właściwości fizyczne ChromMangan  Otrzymywanie chromu:  Aluminotermia - metoda otrzymywania metali, które mają wysokie temperatury topnienia i trudno ulegają redukcji  FeCr 2 O 4 + 2Al  2Cr + FeO + Al 2 O 3  Redukcja chromitu węglem  FeCr 2 O 4 + 2C  2Cr + Fe + 2CO 2  Elektroliza wodnych roztworów soli chromu +III  Właściwości fizyczne:  Metal twardy, srebrzystobiały, błyszczący z niebieskim odcieniem  Otrzymywanie manganu  W aluminotermii sporządza się mieszankę tlenku MnO 2 z granulatem glinu – mieszanina to termit, do którego dodaje się magnez i nadtlenek baru jako zapalnik:  4Mn 3 O 4 + 8Al  12Mn + 4Al 2 O 3  Elektroliza wodnych roztworów soli manganu zawierających kationy Mn 2+  Właściwości fizyczne  Metal srebrzystobiały z różowym połyskiem, twardy i kruchy Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Cr i Mn

20 Właściwości chemiczne chromu i manganu ChromMangan  Pasywacja w reakcji z tlenem  4Cr + 3O 2  2Cr 2 O 3 (tlenek barwy zielonej)  W podwyższonej temperaturze reaguje z siarką i fluorowcami  Reaguje z kwasami HCl i rozcieńczonym H 2 SO 4 z wydzieleniem wodoru  Ulega pasywacji w obecności stężonych kwasów utleniających (HNO 3, H 2 SO 4 ), powstaje warstewka Cr 2 O 3  Pasywacja w reakcji z tlenem – w kontakcie z tlenem ulega pasywacji – pokrywa się warstewką tlenków MnO 2 i Mn 3 O 4  W stanie rozdrobnionym reaguje z wodą i kwasem chlorowodorowym z wydzielaniem wodoru:  Mn (pył) + 2H 2 O  Mn(OH) 2 + H 2  Mn (pył) + 2HCl  MnCl 2 + H 2 Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Cr i Mn

21 Związki chromu i manganu Związki manganu  Związki chromu na +II są silnymi reduktorami:  4CrCl 2 + 4HCl + O 2  4CrCl 3 + 2H 2 O (CrCl 2 – niebieski, CrCl 3 - czerwono-fioletowy)  Rozkład wody w warunkach beztlenowych 2CrCl 2 + 2H 2 O  CrCl 2 OH + H 2 (fioletowo-zielony)  Związki chromu na +VI są silnymi utleniaczami:  K 2 Cr 2 O 7 + 3Na 2 SO 3 + 4H 2 SO 4  3Na 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 4H 2 O (fioletowo-zielony)  CrO 3 + 2NH 3  N 2 + 3H 2 O + Cr 2 O 3  Związki manganu na +II mają właściwości redukujące  2Mn(OH) 2 + O 2  2MnO 2. H 2 O  (brawa biała) (barwa brunatna)  Tlenki manganu na stopniu utlenienia +III i +IV są termicznie nietrwałe, podgrzewane ulegają rozkładowi z wydzieleniem tlenu:  4MnO 2  2Mn 2 O 3 + O 2  6Mn 2 O 3  4Mn 3 O 4 + O 2 (MnO. Mn 2 O 3 ) Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajduCr i Mn

22 Tlenki chromu i manganu Tlenki chromuTlenki manganu  Właściwości tlenków zmieniają się wraz ze zmianą stopnia utlenienia:  CrO (na +II) jest zasadowy  Cr 2 O 3 (na +III) ma charakter amfoteryczny  CrO 3 (na najwyższym +VI) ma charakter kwasowy  Tlenek manganu(IV) ma silne właściwości utleniające, mangan ulega redukcji do +II  MnO 2 + 4HCl  MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O  2MnO 2 + 4HNO 3  2Mn(NO 3 ) 2 + O 2 + 2H 2 O  2MnO 2 + 2H 2 SO 4  2MnSO 4 + O 2 + 2H 2 O  MnO 2 + H 2 O 2 + H 2 SO 4  MnSO 4 + O 2 + 2H 2 O  Tlenek manganu(IV) stapiany z wodorotlenkami litowców przy dostępie powietrza tworzy manganiany(VI): 2MnO 2 + 4KOH + O 2  2K 2 MnO 4 + 2H 2 O (brawa zielona ) Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Cr i Mn

23 Związki chromu i manganu Związki chromu na +II i +IIIZwiązki manganu  CrO – czarny, Cr(OH) 2 - ciemnobrunatny; związki o właściwościach zasadowych, nierozpuszczalne w wodzie:  Otrzymywanie:  CrCl 2 + 2NaOH  Cr(OH) 2 + 2Na + + 2Cl -  Cr(OH) 2  CrO + H 2 O (ogrzewanie) (wodne roztwory zawierające Cr 2+ mają barwę niebieską)  Cr 2 O 3 – zielony, Cr(OH) 3 – szarozielony; związki o właściwościach amfoterycznych, nierozpuszczalne w wodzie:  Cr(OH) 3 + 3HCl  CrCl 3 + 3H 2 O  Cr(OH) 3 + NaOH  Na + + [Cr(OH) 4 ] -  Cr(OH) 3 + 3NaOH  3Na + + [Cr(OH) 6 ] 3-  Otrzymywanie  Cr(OH) 3 : CrCl 3 + 3NH 3. H 2 O  Cr(OH) 3 + 3NH Cl -  Cr 2 O 3 : 2Cr(OH) 3  Cr 2 O 3 + 3H 2 O (ogrzewanie)  Manganian(VI) potasu w środowisku kwasowym przechodzi w manganian (VII) potasu 3K 2 MnO 4 + 2H 2 SO 4  2KMnO 4 + MnO 2 + H 2 O + K 2 SO 4 (K 2 MnO 4 –zielony, KMnO 4 – fioletowy, MnO - brunatny)  Manganian(VII) potasu ulega termicznemu rozkładowi z wydzieleniem tlenu 2KMnO 4  K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Cr i Mn

24 Związki chromu i manganu Związki chromu na +VI, chromiany i dichromiany(VI) Właściwości utleniające KMnO 4 w zależności od odczynu środowiska reakcji pomarańczowo-czerwony  CrO 3 – pomarańczowo-czerwony - ma właściwości kwasowe  CrO 3 + H 2 O  H 2 CrO 4 (kwas chromowy(VI) kwas chromowy(VI) kwas dichromowy(VI)  W środowisku kwasowym (H + ) kwas chromowy(VI) przechodzi w kwas dichromowy(VI)  H 2 CrO 4  H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O chromiany(VI) żółta  Sole chromiany(VI) - barwa żółta dichromiany(VI) - pomarańczowa  Sole dichromiany(VI) - barwa pomarańczowa są trwałe w środowisku  Aniony Cr 2 O 7 2+ są trwałe w środowisku kwasowym  2CrO H +  Cr 2 O H 2 O są trwałe w środowisku  Aniony CrO 4 2- są trwałe w środowisku zasadowym  Cr 2 O OH -  2CrO H 2 O  Najsilniejsze właściwości utleniające wykazuje w środowisku zakwaszonym – mangan ulega redukcji do +II  2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 3H 2 SO 4  K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + 3H 2 O (MnSO 4 – (roztwór barwy lekko różowej lub bezbarwny)  Słabsze właściwości utleniające wykazuje w środowisku obojętnym, mangan ulega redukcji do +IV (MnO 2 )  2KMnO 4 + 3Na 2 SO 3 + H 2 O  2MnO 2 + 3Na 2 SO 4 + 2KOH (MnO 2 - osad barwy brązowo-brunatnej)  Najsłabsze właściwości utleniające wykazuje w środowisku zasadowym, mangan ulega redukcji do (+VI)  2KMnO 4 + Na 2 SO 3 + 2KOH  K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O (K 2 MnO 4 – roztwór barwy zielonej) Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Cr i Mn

25 Związki manganu  Właściwości zmieniają się wraz ze wzrostem stopnia utlenienia od zasadowych poprzez amfoteryczne do kwasowych na najwyższych stopniach utlenienia  MnO (szarozielony) i Mn(OH) 2 – nierozpuszczalne w wodzie mają charakter zasadowy, w reakcji z kwasami powstają dobrze rozpuszczalne sole, w których mangan jest na +II, barwy bladoróżowej lub bezbarwne  MnO 2 (brunatny) nierozpuszczalny jest tlenkiem amfoterycznym, reaguje z kwasami, stapiany bez dostępu tlenu z tlenkami litowców lub berylowców powstają manganiany(IV), np.: Na 2 MnO 3 lub Na 2 MnO 4  Mn 2 O 7 jest oleistą zieloną cieczą, łatwo wybuchającą pod wpływem wstrząsu lub ogrzania, reaguje z wodą dając mocny kwas manganowy(VII) Mn 2 O 7 + H 2 O  2HMnO 4 Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Cr i Mn

26 Stopień utlenienia Cr H 2 SO 4 VI KOH utleniacz KOH reduktor H 2 SO 4 III H 2 SO 4 utleniacz H 2 SO 4 utleniacz O 2 II H 2 SO 4 reduktor 0 CrO 4 2- Cr 2 O 7 2- Cr 2 (SO 4 ) 3 Cr 2 O 3 CrSO 4 Cr Tu kliknij, aby przejść do slajdu 2

27 Miedź i srebro – właściwości fizyczne oraz otrzymywanie MiedźSrebro  Miedź – metal barwy „różowej”, miękki, ciągliwy i kowalny, jest bardzo dobrym przewodnikiem ciepła oraz prądu elektrycznego (drugi po srebrze), domieszki innych metali zwiększają jej opór właściwy  Otrzymywanie  Prażenie rud siarczkowych w obecności powietrza, produktem przejściowym jest Cu 2 O i Cu 2 S, które reagują ze sobą dając tzw. miedź surową:  Cu 2 S + 2Cu 2 O  6Cu + SO 2  Redukcja rud tlenkowych i węglanowych węglem  Cu 2 O + C  2Cu + CO 2  Surową miedź poddaje się rafinacji w procesie elektrolizy elektrolitu zawierającego rozcieńczony H 2 SO 4 i CuSO 4, anodą jest surowa miedź, natomiast katodą czysta miedź:  A(+): Cu  Cu e -  K(-): Cu e -  Cu  Srebro – metal biały, silnie błyszczący, miękki, kowalny, ciągliwy (z 1kg srebra można wyciągnąć drut o długości 2km – nitka srebrna) najlepszy spośród metali przewodnik ciepła i prądu elektrycznego  Otrzymywanie  Srebro metaliczne otrzymuje się w procesie elektrolizy miedzi, srebro nie ulega rozpuszczeniu i opada na dno elektrolizera w postaci szlamu anodowego, szlam przerabia się elektrolitycznie i chemicznie [rozpuszczenie w NaCN, powstające związki kompleksowe (cyjanki) są dobrze rozpuszczalne w wodzie] Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Cu i Ag

28 Właściwości chemiczne miedzi Miedź  Reakcja z tlenem w suchym powietrzu – pokrywa się warstewką tlenków miedzi o barwie czerwono-brązowej, które łatwo można usunąć metanolem,  Reakcje w wilgotnym powietrzu – pod wpływem wody, CO 2 i tlenków siarki powstaje zielona patyna – mieszanina hydroksosoli: Cu 2 CO 3 (OH) 2 Cu 2 (OH) 2 SO 4 [(CuOH) 2 CO 3 ; (CuOH) 2 SO 4 ]  W podwyższonej temperaturze reaguje z tlenem (w zależności od warunków reakcji powstaje Cu 2 O lub CuO), fluorowcami i siarką.  Miedź nie reaguje z wodą i z kwasami nieutleniającymi (miedź posiada wysoki, dodatni standardowy potencjał elektrodowy).  Reakcje z kwasami utleniającymi (HNO 3 i stężony H 2 SO 4 ):  Cu + 4HNO 3(stęż)  Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O  3Cu + 8HNO 3(rozc)  3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O  Cu + 2H 2 SO 4(stęż)  CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O  Powstające roztwory soli mają barwę niebieską pochodzącą od kationu Cu 2+, w reakcji ze stężonym HNO 3 roztwór ma początkowo barwę zieloną, ale po rozcieńczeniu przyjmuje barwę niebieską.  Kationy Cu + w roztworze wodnym są nietrwałe i ulegają dysproporcjonowaniu: 2Cu +  Cu 2+ + Cu Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Cu i Ag

29 Związki miedzi  Tlenki miedzi – mają charakter amfoteryczny, Cu 2 O – marchewkowo- czerwony, CuO – czarny  Otrzymywanie  Termiczny rozkład: Cu(OH) 2  CuO + H 2 O  Reakcja z tlenem w podwyższonej temperaturze,  Redukcja CuO miedzą: CuO + Cu  Cu 2 O  Właściwości chemiczne: lenek miedzi(II) ma dość silne właściwości utleniające, stosuje się jako łagodne utleniacze w chemii organicznej: utlenianie alkoholi, utlenianie aldehydów (próba Trommera).  Wodorotlenek miedzi(II) – niebieski, nierozpuszczalny w wodzie, ma charakter amfoteryczny (ulega rozpuszczeniu w kwasach i wodnych roztworach mocnych zasad)  Otrzymywanie – reakcja wymiany podwójnej, wytrącenie kationów Cu 2+ roztworem zasady:  Cu OH -  Cu(OH) 2  Cu(OH) 2 + 2H +  Cu H 2 O  Cu(OH) 2 + 2HO -  [Cu(OH) 4 ] 2- (anion tetrahydroksomiedzianu(II) barwy granatowej  Cu(OH) 2 – tworzy związki kompleksowe z alkoholami polihydroksylowymi i cukrami barwy niebiesko-fioletowej, stosowany jest do ich wykrywania. Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Cu i Ag

30 Stopień utlenienia miedzi T H 2 SO 4 lub HNO 3 II KOH reduktor reduktor [O] H 2 SO 4 lub HNO 3 I reduktor 0 Schemat przemian miedzi i jej wybranych związków Cu Cu 2 O CuSO 4 /Cu(NO 3 ) 2 Cu(OH) 2 CuO Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Cu i Ag

31 Właściwości srebra i jego związków  Reakcja z siarką lub siarkowodorem w obecności tlenu – srebro matowieje i pokrywa się czarnym nalotem Ag 2 S,  Nie reaguje z wodą i nieutleniającymi kwasami (patrz Cu)  Ulega roztworzeniu w reakcji z kwasami utleniającymi:  Ag + 2HNO 3(stęż)  AgNO 3 + NO 2 + 2H 2 O  3Ag + 4HNO 3(rozc)  3AgNO 3 + NO + H 2 O  2Ag + 2H 2 SO 4(stęż)  Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2H 2 O  W reakcji azotanu(V) srebra z roztworami wodorotlenków litowców powstaje wodorotlenek srebra(I) barwy brązowej, który natychmiast ulega rozkładowi do tlenku srebra(I):  2Ag + + 2OH -  ↓Ag 2 O + H 2 O  Reakcja Ag + z wodą amoniakalną – powstaje rozpuszczalny w wodzie wodorotlenek diaminasrebra(I), nazywany również amoniakalnym roztworem tlenku srebra(I) : [Ag(NH 3 ) 2 ](OH)  Powyższy wodorotlenek ma łagodne właściwości utleniające, ma zastosowanie w chemii organicznej do wykrywania aldehydów, cukrów aldoz – reakcja lustra srebrnego (próba Tollensa), ponadto stosuje się do srebrzenia bombek oraz w produkcji luster srebrnych Tu kliknij, aby przejść do slajdu 2

32 Cynk – występowanie, otrzymywanie i otrzymywanie  Występowanie : w przyrodzie występuje wyłącznie w formie związanej w postaci minerałów:  ZnS – blenda cynkowa,  ZnCO 3 – smitsonit  Otrzymywanie metalicznego cynku  elektroliza wodnego roztworu ZnSO 4,  redukcja ZnO węglem lub CO ZnO + C  Zn + CO ZnO + CO  Zn + CO 2  Właściwości fizyczne: srebrzysto-niebieskawy, błyszczący metal, kruchy, kowalny jest w przedziale o Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Zn

33 Właściwości chemiczne cynku  Pasywacja – w temperaturze pokojowej ulega pasywacji tlenkiem ZnO  W podwyższonej temp. reaguje z tlenem dając tlenek cynku  W obecności pary wodnej (katalizator) reaguje z fluorowcami  W wyniku pasywacji, mimo ujemnego potencjału standardowego nie reaguje z wodą Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Zn

34 Właściwości chemiczne cynku  Cynk ulega roztworzeniu w kwasach nieutleniających z wydzieleniem wodoru  W reakcji w kwasami utleniającymi zachowuje się tak jak miedź lub srebro:  ze stężonym H 2 SO 4 redukuje kwas do SO 2,  w reakcji z HNO 3 w zależności od stężenia redukują kwas do NO, NO 2 lub NH 4 +  Cynk reaguje z wodnymi roztworami zasad Zn + 2NaOH + 2H 2 O  Na 2 [Zn(OH) 4 ] + 2H 2 (tetrahydroksocynkanian sodu Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Zn

35 Ważniejsze związki cynku  Tlenek cynku ZnO – o właściwościach amfoterycznych, barwy białej, w trakcie podgrzewania przyjmuje barwę żółtą  Otrzymywanie tlenku cynku;  utlenianie siarczku: 2ZnS + 3O 2  2ZnO +2SO 2  termiczny rozkład: ZnCO 3  ZnO + CO 2  Wodorotlenek cynku Zn(OH) 2 – ma właściwości amfoteryczne  Otrzymywanie – reakcja wymiany podwójnej – wytrącenie z roztworu Zn 2+ wodnym roztworem zasady Zn OH -  ↓Zn(OH) 2 Tu kliknij, aby przejść do slajdu 2

36 Rtęć – występowanie, otrzymywanie i właściwości fizyczne  Występowanie – występuje w stanie rodzimym (wolnym) oraz w postaci minerału HgS – cynober, w związkach przyjmuje stopień utlenienia +I (Hg 2 2+ ) i trwalszy +II  Otrzymywanie rtęci metalicznej  prażenie HgS z dostępem tlenu: HgS + O 2  Hg + SO 2  Właściwości fizyczne:  srebrzysto-biały metal, obok bromu występujący w stanie ciekłym (T t = -38,84 o C)  rtęć podobnie jak woda ma duże napięcie powierzchniowe, rozlana tworzy spłaszczone kuleczki  Z innymi metalami tworzy amalgamaty: Hg/Zn, Hg/Na - stosowane jako reduktory w syntezach chemicznych, Hg/Ag/Sn – dawniej stosowany w stomatologii jako plomby metaliczne, amalgamaty z rtęcią tworzy większość metali z wyjątkiem: Fe, Pt, Ni, Co, Cr Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Hg

37 Właściwości chemiczne rtęci  Reaguje w podwyższonej temp. z tlenem, powstaje HgO – tlenek barwy czerwonej, tlenek ma właściwości zasadowe  W temp. pokojowej reaguje z siarką i fluorowcami  Nie reaguje z wodą i zasadami oraz kwasami nieutleniającymi  Reaguje z kwasami utleniającymi: 6Hg + 8HNO 3(rozc)  3Hg 2 (NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O Hg + 4HNO 3(stęż)  Hg(NO 3 ) 2 + 2NO 2 +2H 2 O Hg + 2H 2 SO 4(steż)  HgSO 4 + SO 2 + 2H 2 O  Pary rtęci, związki rozpuszczone w wodzie i związki rtęcioorganiczne są silnymi truciznami – rtęć wiążąc się z siarką w białkach blokuje enzymy i uszkadza układ nerwowy Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Hg

38 Ważniejsze związki rtęci  Tlenek rtęci HgO, jest nietrwały, po ogrzaniu przybiera barwę żółtą i ulega rozkładowi: 2HgO  2Hg + O 2  Chlorek rtęci(I) – kalomel Hg 2 Cl 2 : nierozpuszczalna w wodzie biała substancja, stosowany jako pestycyd, budowy elektrod kalomelowych  Chlorek rtęci(II) HgCl 2 : biała, krystaliczna substancja rozpuszczalna w wodzie, silna trucizna, stosowana jako pestycyd, katalizator  Piorunian rtęci(II) Hg(ONC) 2 (kwas piorunowy: H – O – N ≡ C jest izomerem kwasu cyjanowego: H – O – C ≡ N): biała krystaliczna substancja wybuchająca pod wpływem uderzenia, stosowana do produkcji spłonek Tu kliknij, aby przejść do slajdu 2

39 Żelazo – występowanie i właściwości fizyczne  W stanie wolnym – meteoryty żelazne ponadto z niklem stanowi jądro metaliczne Ziemi  W stanie związanym: magnetyt – Fe 3 O 4 ; hematyt – Fe 2 O 3 ; limonit – Fe 2 O 3. nH 2 O; piryt – FeS 2 ; syderyt – FeCO 3  Żelazo najczęściej występuje na stopniu utlenienia +II i +III, rzadko na 0 i +VI  Żelazo oraz niektóre jego związki (np. Fe 3 O 4 ) mają właściwości ferromagnetyczne  Związki żelaza (FeCl 3, FeBr 3 )stosowane są jako katalizatory reakcji chemicznych  Metal srebrzysto-biały, miękki, ciągliwy, kowalny Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Fe

40 Właściwości chemiczne żelaza  Lite żelazo w suchym powietrzu ulega pasywacji, powstaje Fe 3 O 4 i nie ulega korozji  W powietrzu wilgotnym pokrywa się rdzą barwy zółto-czerwono-brunatnej, która jest mieszaniną uwodnionych tlenków żelaza, wodorotlenków i soli żelaza na stopniu utlenienia +II oraz +III  Żelazo jest stopem, w którym oprócz domieszek innych metali występują duże ilości węgla w postaci grafitu lub cementytu Fe 3 C Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Fe

41 Właściwości chemiczne żelaza  Cementyt stanowi półogniwo ujemne (anodę) natomiast atomy żelaza stanowią półogniwo dodatnie (katodę),  na odkrytej powierzchni żelaza w wilgotnym powietrzu, które zawiera wodę i rozpuszczone związki i tym samym stanowi elektrolit występuje duża ilość mikroogniw:  A (-): Fe  Fe e -  K(+): 4H + + O 2 + 4e -  2H 2 O (środowisko kwaśnie) lub  K(+): 2H 2 O + O 2 + 4e -  4OH - (środowisko obojętne)  Powstający Fe(OH) 2 bardzo łatwo ulega utlenieniu do Fe(OH) 3 Fe OH -  Fe(OH) 2 (zielonkawy) 4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O  4Fe(OH) 3 (rdzawy) Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Fe

42 Właściwości chemiczne żelaza  Silnie rozdrobnione żelaza ma właściwości piroforyczne, spala się do Fe 3 O 4  W podwyższonej temperaturze reaguje:  Fluorowcami – np. FeCl 3,  Siarką – FeS,  Węglem – Fe 3 C  Z gorąca wodą : 200 o C (parą wodną) 3Fe + 4H 2 O  Fe 3 O 4 + 4H 2  Reakcje z kwasami nieutleniającymi (HCl, rozcieńczone: siarkowy(VI), azotowy(V) powstają sole, w których żelazo jest na +II: Fe + H 2 SO 4(rozc.)  FeSO 4 + H 2 Fe + 2HCl  FeCl 2 + H 2 Fe + 2HNO 3 (rozc.)  Fe(NO 3 ) 2 + H 2 Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Fe

43 Właściwości fizyczne żelaza  Reakcje z kwasami utleniającymi na zimno (stężone siarkowy(VI), azotowy(V) – żelazo ulega pasywacji – pokrywa się Fe 3 O 4  Reakcje z kwasami utleniającymi na gorąco – żelazo ulega roztworzeniu utleniając się do +III 2Fe + 6H 2 SO 4(stęż)  Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O  Wodorotlenki żelaza – otrzymuje się w reakcji wymiany podwójnej, poprzez wytrącenie kationów żelaza z rozpuszczalnych soli żelaza w wodzie roztworami zasad: Fe OH -  ↓ Fe(OH) 2 – zielonkawy Fe OH -  ↓ Fe(OH) 3 – czerwonobrunatny  Fe(OH) 2 – łatwo ulega utlenieniu do Fe(OH) 3 4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O  4Fe(OH) 3  Wodorotlenki żelaza nie ulegają roztworzeniu w nadmiarze zasady Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Fe

44 Ważniejsze związki żelaza  Związki żelaza na +II są silnymi reduktorami.  Wodorotlenki żelaza reagują z kwasami dając dobrze rozpuszczalne w wodzie sole z wyjątkiem: fluorku, siarczku, ortofosforanu(V) i węglanu(IV)  Rozpuszczalne w wodzie sole żelaza ulegają hydrolizie kationowej, wodne roztwory ich soli wykazują odczyn kwasowy: Fe H 2 O  Fe(OH) 2 + 2H + Fe H 2 O  Fe(OH) 3 + 3H +  Tlenki żelaza – nierozpuszczalne w wodzie o właściwościach amfoterycznych: FeO; Fe 2 O 3 ; Fe 3 O 4 (FeO. Fe 2 O 3 ),  Tlenek żelaza(III) lub wodorotlenek żelaza(III) stapiany z wodorotlenkami lub węglanami(IV) litowców:  bez udziału utleniaczy dają sole – żelaziany(III): Fe 2 O 3 + 2NaOH  2NaFeO 2 + H 2 O  z udziałem utleniaczy dają sole – żelaziany(VI) Fe 2 O 3 + 4KOH + 3KNO 3  2K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O  Anion FeO 4 2- ma barwę fioletowo-czerwoną i jest silniejszym utleniaczem niż manganian(VII). Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Fe

45 Schemat przemian żelaza i jego wybranych związków związków Stopień utlenienia żelaza VI utleniacz KOH utleniacz KOH H 2 SO 4 temp. III KOH reduktor utleniacz utleniacz utl. H 2 SO 4 temp. H 2 SO 4 II utleniacz KOH 0 reduktor H 2 SO 4 FeO 4 2- Fe 2 O 3 Fe 2 (SO 4 ) 3 Fe(OH) 3 FeO FeSO 4 Fe(OH) 2 Fe Tu kliknij, aby przejść do slajdu 2

46 Glin – występowanie, otrzymywanie i właściwości fizyczne  Występowanie: w przyrodzie występuje tylko w postaci związanej, ważniejsze minerały: boksyt – AlO(OH), kriolit – Na 3 AlF 6, glinokrzemiany (potasu, sodu, wapnia), korund (krystaliczny) – Al 2 O 3, korund domieszkami związków niektórych metali to kamienie szlachetne: chromu – rubin, tytanu i żelaza – szafir  Otrzymywanie: elektroliza 20-30% roztworu Al 2 O 3 w kriolicie  Właściwości fizyczne;  Metal sbrebrzysto-biały, ciągliwy, kowalny, dość kruchy, bardzo dobry przewodnik prądu elektrycznego i ciepła, metal lekki (d ≈ 2,7g/cm 3 ) Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Al

47 Właściwości chemiczne glinu  W powietrzu ulega pasywacji, pokrywając się warstewką tlenku glinu Al 2 O 3, związku dość pasywnego chemiczne, stąd też nie reaguje z wodą i rozcieńczonymi kwasami  Nieoczyszczony z tlenku, glin reaguje z wodą w temp. powyżej 100 o C, natomiast oczyszczony z tlenku reaguje na zimno z wydzieleniem wodoru: 2Al + 6H 2 O  Al(OH) 3 + ↑3H 2  Reakcja glinu z kwasami na gorąco (warstwa pasywacyjna zostaje rozpuszczona): 2Al + H 2 SO 4  Al 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 2Al + 6HCl  2AlCl 3 + 3H 2  Glin nie reaguje z stężonym HNO 3 i etanowym (octowym) dzięki warstwie pasywacyjnej tlenku glinu, stąd też kwasy te transportuje się w cysternach aluminiowych Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Al

48 Właściwości chemiczne glinu  Reakcje glinu z roztworami mocnych zasad: glin wykazuje charakter amfoteryczny, w reakcji z roztworami mocnych zasad powstają rozpuszczalne w hydroksogliniany i wodór: 2Al + 6KOH + 6H 2 O  2K 3 [(Al(OH) 6 ] + 3H 2 heksahydroksoglinian potasu 2Al + 2NaOH + 6H 2 O  2Na[Al(OH) 4 ] + 3H 2 tetrahydroksoglinian sodu  Reakcje glinu z niemetalami: w pokojowej temperaturze reaguje z fluorowcami, w podwyższonej temp. reaguje z siarką, fosforem i azotem, nie reaguje bezpośrednio z wodorem 2Al + 3Cl 2  2AlCl 3 2Al + 3S  Al 2 S 3  Reakcje glinu z tlenem: Glin (pył) po podgrzaniu wykazuje silne właściwości piroforyczne (ulega samozapaleniu), spala się bardzo intensywnym białym płomieniem z wydzieleniem dużej ilości energii cieplnej: 4Al + 3O 2  2Al 2 O 3 Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Al

49 Związki glinu Sole glinu: wodne roztwory soli glinu rozpuszczalnych w wodzie wykazują odczyn kwasowy, ponieważ ulegają hydrolizie kationowej: Al H 2 O  ↓Al(OH) 3 + 3H + Tlenek glinu - Al 2 O 3 : biały krystaliczny proszek, nierozpuszczalny w wodzie, otrzymuje się przez spalanie glinu w tlenie lub przez odwodnienie wodorotlenku glinu 4Al + 3O 2  2Al 2 O 3 2Al(OH) 3  Al 2 O 3 + 3H 2 O (prażenie) Tlenek glinu jest rozpuszczalny w mocnych kwasach, w wodnych roztworach mocnych zasad wykazując właściwości amfoteryczne Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Al

50 Amfoteryczny charakter związków glinu  Tlenek glinu :  reaguje z kwasami i wodnymi roztworami mocnych zasad : Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4  Al 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 O Al 2 O 3 + 2NaOH +3H 2 O  2Na[(Al(OH) 4 ] (aq) Al 2 O 3 + 6KOH +3H 2 O  2K 3 [(Al(OH) 6 ] (aq)  Stapianie z mocnymi zasadami: Al 2 O 3 + 2NaOH  2NaAlO 2 + H 2 O (metaglinian sodu) Al 2 O 3 + 6KOH  2K 3 AlO 3 + 3H 2 O (ortoglinian potasu)  Wodrotlenk glinu:  Reaguje z kwasami i wodnymi roztworami mocnych zasad : 2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4  Al 2 (SO 4 ) 3 + 6H 2 O Al(OH) 3 + NaOH  Na[(Al(OH) 4 ] (aq Al(OH) 3 + 3KOH +  K 3 [(Al(OH) 6 ] (aq)  Stapianie z mocnmi zasadami (litowców): Al(OH) 3 + NaOH  2NaAlO 2 + 2H 2 O (metaglinian sodu) Al(OH) 3 + 3KOH  K 3 AlO 3 + 3H 2 O (ortoglinian potasu) Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Al

51 Ważniejsze związki glinu  Wodorotlenek glinu – Al(OH) 3 : substancja stała, barwy białej, krystaliczna, nierozpuszczalna w wodzie, otrzymuje się w reakcji roztworów soli glinu z roztworami zasad (strącanie osadów) lub w reakcji wysycania CO 2 hydroksoglinianów: AlCl 3 + 3NaOH  Al(OH) 3 + 3NaCl 2Na[Al(OH) 4 ] + CO 2  Al(OH) 3 + Na 2 CO 3 + H 2 O  Wodorotlenek jest rozpuszczalny w kwasach i mocnych zasadach, wykazuje właściwości amfoteryczne Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Al

52 Ważniejsze związki glinu  Siarczan(VI) glinu - Al 2 (SO 4 ) 3. 18H 2 O: bezbarwna, krystaliczna substancja, rozpuszczalna w wodzie 2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4  Al 2 (SO 4 ) 3 + 6H 2 O  Ałun glinowo-potasowy – KAl(SO 4 ) 2. 12H 2 O: sól podwójna, dobrze rozpuszczalna w wodzie, krystaliczna, bezbarwna, stosowana w garbarstwie, przemyśle papierniczym, tekstylnym, w kosmetyce, w lecznictwie  Chlorek glinu – AlCl 3 : bezbarwna, krystaliczna substancja, ulega hydrolizie w powietrzu z wydzielaniem chlorowodoru, silnie higroskopijny stosowany jako środek osuszający, w garbarstwie, medycynie, syntezach chemicznych, w produkcji pergaminu 2AlCl 3 + 3H 2 O  Al 2 O 3 + ↑6HCl Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Al

53 Zastosowanie glinu  Metaliczny:  produkcja przewodów elektrycznych, naczyń i sztućców, aparatury chemicznej, luster teleskopowych, deszczownie, ramy drzwiowe i okienne, okucia stolarskie, powłoki antykorozyjne,  Folia i blachy: opakowania, puszki na napoje,  Sproszkowany: produkcja farb, materiałów wybuchowych i ogni sztucznych,  Granulat: jako reduktor w procesie aluminotermii do otrzymywania innych metali  Powinowactwo glinu do tlenu: wykorzystywane jest do otrzymywania metali z ich tlenków metodą aluminotermiczną, z wykorzystaniem wysokiej temperaturze towarzyszącej reakcji, tą metodą otrzymuje się chrom, mangan, wanad, kobalt oraz półmetale krzem i bor 3Fe 3 O 4 + 8Al  9Fe + 4Al 2 O 3 Cr 2 O 3 + 2Al  2Cr + Al 2 O 3  Stopy z innymi metalami – duraluminium (93-95%), silumin (86-90%), magnalium (70-90%), elektron (10,5%) Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Al

54 Zastosowanie związków glinu  Związki glinu:  Tlenek glinu (korund): produkcja materiałów ściernych, okładziny ogniotrwałe, chromatografia kolumnowa lub cienkowarstwowa (proces rozdziału mieszanin w wyniku oddziaływań fizycznych składników mieszanin z podłożem -Al 2 O 3 - adsorpcji) w jubilerstwie (kamienie szlachetne)  Chlorek glinu: środek osuszający i katalizator w procesach chemicznych, np. dehydratacja alkoholi, chlorowanie benzenu,  Siarczan(VI): w przemyśle garbarskim i papierniczym,  Octan glinu: w medycynie  Mydło glinowe: do impregnacji przeciwwodnych tkanin (brezenty) Tu kliknij, aby przejść do slajdu 2

55 Cyna i ołów - właściwości CynaOłów  Odmiany alotropowe cyny: - cyna α: szary kruchy półmetal - cyna β: srebrzystobiały, błyszczący i kowalny metal, w temp. powyżej 13,2 o C cyna β przechodzi w cynę α, proces określa się jako trąd cynowy (przykład autokatalizy – typ katalizy, w której produkt reakcji jest jej katalizatorem).  W związkach chemicznych przyjmuje głównie stopnie utl. +II, +IV  Otrzymywanie cyny:  redukcja kasyterytu (SnO 2 ) węglem: SnO 2 + 2C  Sn + 2CO  Zastosowanie: produkcja stopów (brązy, mosiądze, stopy lutownicze), powłoki antykorozyjne na powierzchni innych metali  Właściwości fizyczne: ciężki metal, barwy szarej z niebieskim odcieniem, miękki i kowalny, w podwyższonej temp jest plastyczny (T t = 327,4 o C)  Ołów w związkach występuje głównie na stopniach utlenienia +II i +IV, najtrwalszy stopień utl. +II w kontakcie z powietrzem pokrywa się warstewką tlenku ołowiu (II) PbO i hydroksosoli Pb 3 (OH) 2 (CO 3 ) 2  Ołów sproszkowany jest piroforyczny – ulega samozapaleniu  Otrzymywanie ołowiu: otrzymuje się głównie z minerału galeny PbS, który podaje się prażeniu w strumieniu powietrza, otrzymany PbO poddaje się redukcji: 2PbS + 3O 2  2PbO + 2SO 2 2PbO + C  2Pb + CO 2 lub PbS + 2PbO  3Pb + SO 2 Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Sn i Pb

56 Właściwości chemiczne cyny  Reakcje z tlenem: w temp. pokojowej nie reagują z tlenem, w temp. podwyższonej: Sn + O 2  SnO 2  Cyna nie reaguje z wodą, ulega roztworzeniu  w kwasach i roztworach zasad wypierając wodór: Sn + 2HCl  SnCl 2 + H 2 Sn + H 2 SO 4  Sn(SO 4 ) 2 + 2H 2  w reakcji kwasem azotowym(V) następuje częściowy rozkład kwasu (w rozcieńczonym do NO, w stężonym doNO 2 ), cyna ulega utlenieniu na +IV i powstaje uwodniony tlenek(IV) cyny oraz azotany(V) cyny (II): 2Sn + 4HNO 3(rozc)  SnO 2. 2H 2 O + Sn(NO 3 ) 2 + 2NO 2Sn + 8HNO 3(steż)  SnO 2. 2H 2 O + Sn(NO 3 ) 2 + 6NO 2 + 2H 2 O Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Sn i Pb

57 Właściwości cyny i jej związków  Reakcja z roztworami mocnych zasad: Sn + 2NaOH + 2H 2 O  Na 2 [Sn(OH) 4 ] + H 2  tetrahydroksocynian(II) sodu, reakcje z kwasami i roztworami wskazują na charakter amfoteryczny  Związki cyny na +II mają właściwości redukujące  Tlenki cyny SnO, SnO 2, wodorotlenki cyny Sn(OH) 2 i Sn(OH) 4 wykazują również właściwości amfoteryczne: Sn(OH) 2 + KOH  Na[Sn(OH) 3 ]  SnO 2 nie reaguje z wodą, kwasami i zasadami, reaguje stapiany z NaOH: SnO 2 + 2NaOH  Na 2 SnO 3 + H 2 O Na 2 SnO 3 + 3H 2 O  Na 2 [Sn(OH) 6 ] Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Sn i Pb

58 Właściwości chemiczne ołowiu  Roztwarzanie się ołowiu w wodzie w obecności tlenu i tlenku węgla(IV) 2Pb + O 2 + 2H 2 O  2Pb(OH) 2 2Pb + O 2 + 2H 2 O + 4CO 2  2Pb(HCO 3 ) 2  Ołów pasywuje się w reakcji z rozcieńczonymi kwasami, których sole są nierozpuszczalne w wodzie (H 2 SO 4, HCl, HF)  Ołów roztwarza się w kwasie HNO 3 niezależnie od jego stężenia i bardzo stężonym H 2 SO 4 Pb + 2HNO 3  Pb(NO 3 ) 2 + H 2 Pb + 2H 2 SO 4  Pb(HSO 4 ) 2 + H 2 Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Sn i Pb

59 Właściwości chemiczne ołowiu  Ołów na gorąco ulega roztworzeniu w mocnych zasadach: Pb + 2KOH + 2H 2 O  K 2 [Pb(OH) 4 ] + H 2  Roztwarzanie się ołowiu w niektórych kwasach i wodnych roztworach mocnych zasad świadczy o amfoterycznym charakterze ołowiu  Tlenki ołowiu: PbO – tlenek ołowiu(II), PbO 2 – tlenek ołowiu(IV), Pb 3 O 4 (Pb 2 2+ Pb 4+ O 4 ) - tlenek dwuołowiu(II)ołowiu(IV) – minia  Związki ołowiu na +IV mają właściwości utleniające PbO 2 + 4HCl  PbCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Sn i Pb

60 Związki ołowiu  Tlenek ołowiu(II) i wodorotlenek ołowiu(II) mają charakter amfoteryczny: 2KOH + Pb(OH) 2  K 2 [Pb(OH) 4 ] 2NaOH + PbO + H 2 O  Na 2 [Pb(OH) 4 ]  Zastosowanie ołowiu i jego związków:  ołów - budowa aparatury chemicznej do produkcji kwasu siarkowego, płyt do akumulatorów, osłon i ekranów przeciw radioaktywnych,  związki ołowiu – produkcja farb antykorozyjnych, szkła kryształowego, Tu kliknij, aby przejść do slajdu 2


Pobierz ppt "Właściwości wybranych metali -Właściwości fizyczne, -Otrzymywanie, -Właściwości chemiczne -Ważniejsze związki."

Podobne prezentacje


Reklamy Google