Właściwości wybranych metali

Prezentacja na temat: "Właściwości wybranych metali"— Zapis prezentacji:

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

2 Właściwości fizyczne i chemiczne oraz ważniejsze związki wybranych metali
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds

3 Właściwości chemiczne Tu kliknij, aby przejść do związków litowców
Lit, sód i potas Otrzymywanie Właściwości fizyczne Właściwości chemiczne elektroliza stopionych wodorotlenków lub chlorków termiczny rozkład azydków (sól kwasu azotowodorowego N3H, np. N3Na) 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. 100oC), powstają odpowiednio: Li2O, Na2O2 - nadtlenek, KO2 (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 Li3N oraz węglem Li2C2 reagują z wodą wg równania: 2Me + 2H2O  2MeOH + H2 ogrzewane z gazowym amoniakiem tworzą amidki: 2Me + 2NH3  2MeNH2 + H2 Tu kliknij, aby przejść do związków litowców

4 Wodorki i tlenki litowców
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 + 2H2O  2MeOH + H2 2LiH + 2H2O  2LiOH + H2 Li2O – powstaje w reakcji spalania w powietrzu, pozostałe litowce spalane w powietrzu tworzą wyższe tlenki, które można zredukować metalem w podwyższonej temp. Na2O2 + 2Na  2Na2O KO2 + 3K  2K2O Na2O2 : nadtlenek sodu, jasnożółty – oprócz kationu Na+ zawiera aniony O22- , ma silne właściwości utleniające , reaguje z CO2, węglem, sproszkowanym glinem, wodą: 2Na2O2 + 2CO2  2Na2CO3 + O2 Na2O2 + 2H2O  2NaOH + H2O2 KO2: ponadtlenek (ponadnadtlenek) - żółty, oprócz kationu K+ zawiera anion O2-, 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- + 2H2O  2NaOH + Cl2 + H2 kaustyfikacja Na2CO3 : 2Na+ + CO32- + Ca2+ + 2OH-  CaCO3↓ + 2Na+ + 2OH- (odparowanie wody NaOH(s)) roztwarzanie Na w wodzie i odparowanie wody: 2Na + 2H2O  2NaOH + H2 działanie parą wodną na sód: 2Na + 2H2O(g)  2NaOH + H2 jest silnie higroskopowy, bardzo rozpuszczalny w wodzie, bezbarwny (w masie biały), budowa krystaliczna, stopiony trawi szkło, porcelanę, powoduje korozję platyny, Tt = 328oC Wodorotlenek potasu elektroliza wodnego roztworu KCl, roztwarzanie K w wodzie, Ciało stałe, bezbarwne, bardzo silnie higroskopijny, Tt = 360,5oC, bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie Zastosowanie: NaOH – produkcja mydeł twardych sodowych, barwników organicznych, otrzymywanie celulozy, produkcja sztucznego jedwabiu, odczynnik w laboratorium, KOH - pochłaniacz CO2 w oczyszczaniu gazów, produkcja mydła miękkiego potasowego, otrzymywanie KMnO4 i K2Cr2O7. Tu kliknij, aby przejść do związków litowców

6 Związki litowców z fluorowcami i siarką
Związki z fluorowcami (MeX) Związki z siarką (MeHS i Me2S) 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 MgCl2) 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 H2S : NaOH + H2S  NaHS + H2O Siarczki Me2S otrzymuje się przez miareczkowanie wodorosiaczki roztworem NaOH: NaHS + NaOH  Na2S + H2O lub redukcję Na2SO4 węglem: Na2SO4 + 4C  Na2S + 4CO W stanie czystym są związkami bezbarwnymi (jeżeli zawierają domieszki wielosiarczków MeSn (n = od 2 do 6), mogą przyjąć barwę do żółtej do czerwonej) W roztworach wodnych ulegają hydrolizie anionowej: S2- + H2O ↔ HS- + OH- W obecności tlenu siarczki utleniają się do tiosiarczanów: 2K2S + 2O2  K2S2O3 + 2KOH Tu kliknij, aby przejść do związków litowców

7 Azotany i siarczany litowców
Azotany (V) Siarczany (VI) Azotan(V) sodu (saletra chilijska) – NaNO3 mineralny nawóz azotowy, dawniej stosowana do otrzymywania kwasu azotowego(V): 2NaNO3 + H2SO4  2HNO3 + Na2SO4 sól bezbarwna, dobrze rozpuszczalna w wodzie, Tt = 308oC, Azotan(V) potasu (saletra indyjska) – KNO3 mineralny nawóz azotowo-potasowy, składnik czarnego prochu: (75% KNO3 + 10% S + 15% węgla drzewnego), posiada silne właściwości utleniające otrzymuje się w konwersji saletry chilijskiej z KCl: NaNO3 + KCl  KNO3 + NaCl Ogrzewany ulega rozkładowi: 2KNO3  2KNO2 + O2, bardzo silnie ogrzany: 4KNO3  2N2 +2K2O + 5O2 Siarczany(VI) – związki krystaliczne, bezbarwne, dobrze rozpuszczalne w wodzie, Na2SO4 krystalizuje w postaci Na2SO4·10H2O a K2SO4 krystalizuje w postaci bezwodnej Siarczany stosuje w przemyśle szklarskim K2SO4 również jako mineralny nawóz potasowy, Wodorosiarczany(VI) NaHSO4 i KHSO4 ogrzewane tracą wodę konstytucyjną i przechodzą w pirosiarczany(VI); 2KHSO4  K2S2O7 + H2O Pirosiarczany(VI) ogrzewane ulegają rozkładowi: K2S2O7  K2SO4 + SO3 Tu kliknij, aby przejść do związków litowców

8 Węglany i wodorowęglany litowców
Węglany Me2CO3 i wodorowęglany MeHCO3 Węglany i wodorowęglany w roztworach ulegają hydrolizie anionowej : CO32- + H2O ↔ OH- + HCO3- HCO3- + H2O ↔ OH- + H2CO3 Wszystkie węglany z wyjątkiem Li2CO3 są b. dobrze rozpuszczalne w wodzie Otrzymywanie węglanu sodu metodą Solvaya na skalę przemysłową: 2NH3 + 2CO2 + 2H2O  2(NH4)HCO3 (NH4)HCO3 + NaCl  NaHCO3 + NH4Cl (wodorowęglan sodu jest słabo rozpuszczalny w wodzie i wytrąca się w postaci osadu) 2NaHCO3  Na2CO3 + H2O + CO2 (przez ogrzanie) (źródłem CO2 jest rozkład CaCO3, CO2 jest ponownie zawracane do reaktora, CaO po gaszeniu jest wykorzystywane do odzysku NH3: NH4Cl + Ca(OH)2  CaCl2 + 2NH3 + 2H2O Bezwodny Na2CO3 jest białą substancją, dobrze rozpuszczalną w wodzie, z roztworów wodnych w zależności od temp. wydziela się w postaci Na2CO3·10H2O lub Na2CO3·H2O , ma zastosowanie do produkcji mydła, szkła, NaHCO3 ma zastosowanie w medycynie i przemyśle spożywczym (środek spulchniający w piekarnictwie) K2CO3 otrzymuje się w reakcji: K2O + CO2  K2CO3, 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 BeCl2 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 HNO3 w kontakcie, z którym ulega pasywacji związki z fluorowcami BeX2 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 Tu kliknij, aby przejść do slajdu 2
Związki berylu Charakter amfoteryczny wodorotlenku berylu: Be2+ + 2H2O ↔ Be(OH)2 ↔ [Be(OH)4]2- ↔ BeO22- (w zależności o środowiska może nastąpić odszczepienie H+, jak i OH-) Be(OH)2 + 2HCl  BeCl2 + 2H2O Be(OH)2 + 2NaOH  [Be(OH)4]2- + 2Na+ [Be(OH)4]Na2  Na2BeO2 + 2H2O 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 (Be2C) – metanek Węglan berylu (BeCO3) ulega rozkładowi w temp 100oC BeCO3  BeO + CO2 Tlenek berylu (BeO) – ciało stałe i trudnotopliwe, nie reagujące z wodą. +2H+ +2OH- -2H2O Tu kliknij, aby przejść do slajdu 2

12 Tu kliknij, aby przejść do zw. Mg i Ca
Magnez i wapń Magnez Wapń Właściwości: metal srebrzystobiały, najlżejszy metal użytkowy w powietrzu szybko ulega zmatowieniu, powstaje warstewka tlenku lub wodorotlenku magnezu, Z wodę reaguje w temp. > 70oC : Mg + 2H2O  Me(OH)2 + H2 Ogrzany >760oC zapala się, produktami spalania są MgO i Mg3N2, 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 3MgCO3 + 2Al  3Mg + Al2(CO3)2 Elektroliza stopionego MgCl2 metal srebrzystobiały, stosunkowo twardy, ale kruchy w powietrzu atmosferycznym szybko ulega zmatowieniu: 2Ca + O2  2CaO z wodą reaguje stosunkowo wolno, w temp. podwyższonej reakcja zachodzi gwałtownie Ca + 2H2O  Ca(OH)2 + H2 reaguje z kwasami wypierając wodór w podwyższonej temp. reaguje z wodorem; Ca + H2  CaH2 Otrzymywanie: elektroliza stopionego CaCl2 redukcja: 3CaO + 2Al  3Ca + Al2O3 3CaCO3 + 2Al  3Ca + Al2(CO3) Tu kliknij, aby przejść do zw. Mg i Ca

13 Związki magnezu i wapnia
Wodorki Związki z fluorowcami Wodorki MeH2 są związkami jonowymi typu soli, substancje stałe i bezbarwne Otrzymywanie: synteza z pierwiastków w podwyższonej temp. Ca + H2  CaH2 wodorek gwałtownie reaguje z wodą: CaH2 + 2H2O  Ca(OH)2 + 2H2 Fluorek wapnia CaF2 – surowiec do otrzymywania fluoru, Chlorek magnezu MgCl2 – silnie higroskopijny, bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie, Chlorek wapnia CaCl2 – silnie higroskopijny, dobrze rozpuszczalny w wodzie, stosowany do osuszania gazów, uwodniony CaCl2·6H2O rozpuszczany w wodzie pochłania wodę (stosowany w mieszance z lodem do schładzania ciecz do -55oC) Bezwodny CaCl2 pochłania parę wodną a także amoniak, powstaje CaCl2·8NH3, stąd nie może być stosowany do osuszania związków zawierających amoniak – np. (NH4)2CO3 Tu kliknij, aby przejść do zw. Mg i Ca

14 Tlenki i wodorotlenki Mg i Ca
Tlenki wapnia i magnezu Wodorotlenki 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: MgCO3  MgO + CO2 Zastosowanie – produkcja materiałów ogniotrwałych Tlenek wapnia CaO: trudnotopliwe ciało stałe, z wodą reaguje gwałtownie z wydzieleniem dużej ilości ciepła: CaO + H2O  Ca(OH)2 otrzymywanie prażenie CaCO3 lub Ca(COO)2 Ca(COO)2  CaCO3 + CO CaCO3 ↔ CaO + CO2 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) Mg2+ + 2OH-  Mg(OH)2 lub rozpuszczanie MgO w wodzie MgO + H2O  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 CO2 zaprawa twardnieje: Ca(OH)2 + CO2  CaCO3 + H2O Tu kliknij, aby przejść do zw. Mg i Ca

15 Siarczki, azotki i węgliki wapnia i magnezu
Siarczki MeS Azotki Me3N2 Węgliki Otrzymywanie: Siarczek magnezu MgS otrzymuje się w syntezie z pierwiastków: Mg + S  MgS Siarczek wapnia otrzymuje się metodą redukcji siarczanu(VI): BaSO4 + 4C  CaS + 4CO siarczki w roztworach wodnych przechodzą w wodorosiarczki: 2CaS + H2O  Ca(HS)2 + Ca(OH)2 Azotki otrzymuje się w procesie ogrzewania metali w atmosferze azotu ( oC) azotki są ciałami stałymi, bezbarwnymi, w reakcji z wodą powstają odpowiednie tlenki metali i amoniak: Mg3N2 + 3H2O  3MgO + 2NH3 Węglik (acetylenek) wapnia CaC2 – związek janowy zawierający kation Ca2+ i anion C22- Węglik (allilenek) magnezu Mg2C3 - związek jonowy zawierający kation Mg2+ i anion C34- Węgliki otrzymuje się ogrzewając metale lub ich tlenki z węglem Węgliki w roztworach wodnych ulegają hydrolizie: CaC2 + 2H2O  CH ≡ CH + Ca(OH)2 Mg2C3 + 2H2O  CH3 – 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: Ca2+ + CO32-  CaCO3 w przypadku soli magnezu powstaje Mg(OH)2∙4MgCO3∙ nH2O (n = 4 lub 5) Węglany są trudne rozpuszczalne w wodzie Pod wpływem CO2 i wody przechodzą w wodorowęglany: MgCO3 + CO2 + H2O ↔ Mg(HCO3)2 W trakcie ogrzewania ulegają rozkładowi (MgCO3 – 540oC , CaCO3 – 900oC); CaCO3 ↔ CaO + CO2 Węglan wapnia CaCO3 jest trudno rozpuszczalny w wodzie, dobrze rozpuszcza się w roztworze NH4Cl: CaCO3 + 2NH4Cl ↔ CaCl2 + 2NH3 +H2O + CO2 Pod wpływem CO2 i H2O przechodzi w wodorowęglan (zjawisko krasu): CaCO3 + CO2 + H2O ↔ Ca HCO3 - Kationy Mg2+ i Ca2+ 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) Ca2+ + 2HCO- 3 ↓CaCO3 + CO2 + H2O Mg2+ + 2HCO3-  ↓MgCO3 + CO2 + H2O, dalsze gotowanie prowadzi do: MgCO3 + H2O  ↓Mg(OH)2 + CO2 Usuwanie twardości przemijającej i trwałej metodami chemicznymi Metoda wapienna – woda wapienna Ca(OH)2 (tylko twardość węglanowa) Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2  ↓2CaCO3 + 2H2O Mg(HCO3)2 + Ca(OH)2  ↓CaCO3 + ↓MgCO3 + 2H2O Metoda sodowa (Na2CO3) Mg(HCO3) + Na2CO3  ↓MgCO3 + 2NaHCO3 CaSO4 + Na2CO3  ↓CaCO3 + Na2SO4 Metoda fosforanowa (Na3PO4) 3Mg(HCO3)2 + 2Na3PO4  ↓Mg3(PO4)2 + 6NaHCO3 3Ca(NO3)2 + 2Na3PO4  ↓Ca3(PO4)2 + 6NaNO3 Z użyciem mydła MgCl2 + 2C17H35COONa  ↓ (C17H35COO)2Mg + 2NaCl Tu kliknij, aby przejść do zw. Mg i Ca

18 Siarczany(VI) wapnia i magnezu
Siarczan(VI) magnezu MgSO4 – bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie, występuje w postaci hydratów (MgSO4∙7H2O, MgSO4∙H2O, bezwodny w temp. > 200oC). Siarczan(VI) wapnia CaSO4 – trudno rozpuszczalny w wodzie ( występuje w postaci hydratów: gips utwardzony - CaSO4∙2H2O, gips palony – (CaSO4)2∙H2O, bezwodny występuje w temp. > 200oC, w temp. > 1000oC ulega rozkładowi. Stosowany głównie w budownictwie, w medycynie do opatrunków usztywniających, do wykonywania odlewów rzeźbiarskich i formierskich. Siarczan baru BaSO4 – 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
Otrzymywanie chromu: Aluminotermia - metoda otrzymywania metali, które mają wysokie temperatury topnienia i trudno ulegają redukcji FeCr2O4 + 2Al  2Cr + FeO + Al2O3 Redukcja chromitu węglem FeCr2O4 + 2C  2Cr + Fe + 2CO2 Elektroliza wodnych roztworów soli chromu +III Właściwości fizyczne: Metal twardy, srebrzystobiały, błyszczący z niebieskim odcieniem Otrzymywanie manganu W aluminotermii sporządza się mieszankę tlenku MnO2 z granulatem glinu – mieszanina to termit, do którego dodaje się magnez i nadtlenek baru jako zapalnik: 4Mn3O4 + 8Al  12Mn + 4Al2O3 Elektroliza wodnych roztworów soli manganu zawierających kationy Mn2+ 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
Pasywacja w reakcji z tlenem 4Cr + 3O2  2Cr2O3 (tlenek barwy zielonej) W podwyższonej temperaturze reaguje z siarką i fluorowcami Reaguje z kwasami HCl i rozcieńczonym H2SO4 z wydzieleniem wodoru Ulega pasywacji w obecności stężonych kwasów utleniających (HNO3, H2SO4), powstaje warstewka Cr2O3 Pasywacja w reakcji z tlenem – w kontakcie z tlenem ulega pasywacji – pokrywa się warstewką tlenków MnO2 i Mn3O4 W stanie rozdrobnionym reaguje z wodą i kwasem chlorowodorowym z wydzielaniem wodoru: Mn(pył) + 2H2O  Mn(OH)2 + H2 Mn(pył) + 2HCl  MnCl2 + H2 Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Cr i Mn

21 Związki chromu i manganu
Związki manganu Związki manganu Związki chromu na +II są silnymi reduktorami: 4CrCl2 + 4HCl + O2  4CrCl3 + 2H2O (CrCl2 – niebieski, CrCl3 - czerwono-fioletowy) Rozkład wody w warunkach beztlenowych 2CrCl2 + 2H2O  CrCl2OH + H2 (fioletowo-zielony) Związki chromu na +VI są silnymi utleniaczami: K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2SO4  3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O (fioletowo-zielony) CrO3 + 2NH3  N2 + 3H2O + Cr2O3 Związki manganu na +II mają właściwości redukujące 2Mn(OH)2 + O2  2MnO2.H2O (brawa biała) (barwa brunatna) Tlenki manganu na stopniu utlenienia +III i +IV są termicznie nietrwałe, podgrzewane ulegają rozkładowi z wydzieleniem tlenu: 4MnO2  2Mn2O3 + O2 6Mn2O3  4Mn3O4 + O2 (MnO . Mn2O3) Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajduCr i Mn

22 Tlenki chromu i manganu
Tlenki manganu Właściwości tlenków zmieniają się wraz ze zmianą stopnia utlenienia: CrO (na +II) jest zasadowy Cr2O3 (na +III) ma charakter amfoteryczny CrO3 (na najwyższym +VI) ma charakter kwasowy Tlenek manganu(IV) ma silne właściwości utleniające, mangan ulega redukcji do +II MnO2 + 4HCl  MnCl2 + Cl2 + 2H2O 2MnO2 + 4HNO3  2Mn(NO3)2 + O2 + 2H2O 2MnO2 + 2H2SO4  2MnSO4 + O2 + 2H2O MnO2 + H2O2 + H2SO4  MnSO4 + O2 + 2H2O Tlenek manganu(IV) stapiany z wodorotlenkami litowców przy dostępie powietrza tworzy manganiany(VI): 2MnO2 + 4KOH + O2  2K2MnO4 + 2H2O (brawa zielona) Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Cr i Mn

23 Związki chromu i manganu
Związki chromu na +II i +III Związki manganu CrO – czarny, Cr(OH)2 - ciemnobrunatny; związki o właściwościach zasadowych , nierozpuszczalne w wodzie: Otrzymywanie: CrCl2 + 2NaOH  Cr(OH)2 + 2Na+ + 2Cl- Cr(OH)2  CrO + H2O (ogrzewanie) (wodne roztwory zawierające Cr2+ mają barwę niebieską) Cr2O3 – zielony, Cr(OH)3 – szarozielony; związki o właściwościach amfoterycznych , nierozpuszczalne w wodzie: Cr(OH)3 + 3HCl  CrCl3 + 3H2O Cr(OH)3 + NaOH  Na+ + [Cr(OH)4]- Cr(OH)3 + 3NaOH  3Na+ + [Cr(OH)6]3- Otrzymywanie Cr(OH)3: CrCl3 + 3NH3.H2O  Cr(OH)3 + 3NH4+ + 3Cl- Cr2O3: 2Cr(OH)3  Cr2O3 + 3H2O (ogrzewanie) Manganian(VI) potasu w środowisku kwasowym przechodzi w manganian (VII) potasu 3K2MnO4 + 2H2SO4  2KMnO4 + MnO2 + H2O + K2SO4 (K2MnO4 –zielony, KMnO4 – fioletowy, MnO - brunatny) Manganian(VII) potasu ulega termicznemu rozkładowi z wydzieleniem tlenu 2KMnO4  K2MnO4 + MnO2 + O2 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 KMnO4 w zależności od odczynu środowiska reakcji CrO3 – pomarańczowo-czerwony - ma właściwości kwasowe CrO3 + H2O  H2CrO4 (kwas chromowy(VI) W środowisku kwasowym (H+) kwas chromowy(VI) przechodzi w kwas dichromowy(VI) H2CrO4  H2Cr2O7 + H2O Sole chromiany(VI) - barwa żółta Sole dichromiany(VI) - barwa pomarańczowa Aniony Cr2O72+ są trwałe w środowisku kwasowym 2CrO H+  Cr2O72- + H2O Aniony CrO42- są trwałe w środowisku zasadowym Cr2O OH-  2CrO42- + H2O Najsilniejsze właściwości utleniające wykazuje w środowisku zakwaszonym – mangan ulega redukcji do +II 2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4  K2SO4 + 2MnSO4 + 5Na2SO4 + 3H2O (MnSO4 –(roztwór barwy lekko różowej lub bezbarwny) Słabsze właściwości utleniające wykazuje w środowisku obojętnym, mangan ulega redukcji do +IV (MnO2) 2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O  2MnO Na2SO4 + 2KOH (MnO2 - osad barwy brązowo-brunatnej) Najsłabsze właściwości utleniające wykazuje w środowisku zasadowym, mangan ulega redukcji do (+VI) 2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH  K2MnO4 + Na2SO4 + H2O (K2MnO4 – roztwór barwy zielonej) Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Cr i Mn

25 Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Cr i Mn
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 MnO2 (brunatny) nierozpuszczalny jest tlenkiem amfoterycznym, reaguje z kwasami, stapiany bez dostępu tlenu z tlenkami litowców lub berylowców powstają manganiany(IV), np.: Na2MnO3 lub Na2MnO4 Mn2O7 jest oleistą zieloną cieczą, łatwo wybuchającą pod wpływem wstrząsu lub ogrzania, reaguje z wodą dając mocny kwas manganowy(VII) Mn2O7 + H2O  2HMnO4 Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Cr i Mn

26 Schemat przemian chromu i jego związków
Stopień utlenienia Cr H2SO4 VI KOH utleniacz KOH reduktor H2SO4 III H2SO4 utleniacz H2SO4 utleniacz O2 II H2SO reduktor Tu kliknij, aby przejść do slajdu 2 CrO42- Cr2O72- Cr2(SO4)3 Cr2O3 CrSO4 Cr

27 Miedź i srebro – właściwości fizyczne oraz otrzymywanie
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 Cu2O i Cu2S, które reagują ze sobą dając tzw. miedź surową: Cu2S + 2Cu2O  6Cu + SO2 Redukcja rud tlenkowych i węglanowych węglem Cu2O + C  2Cu + CO2 Surową miedź poddaje się rafinacji w procesie elektrolizy elektrolitu zawierającego rozcieńczony H2SO4 i CuSO4, anodą jest surowa miedź, natomiast katodą czysta miedź: A(+): Cu  Cu2+ + 2e- K(-): Cu2+ + 2e-  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
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, CO2 i tlenków siarki powstaje zielona patyna – mieszanina hydroksosoli: Cu2CO3(OH)2 Cu2(OH)2SO4 [(CuOH)2CO3; (CuOH)2SO4] W podwyższonej temperaturze reaguje z tlenem (w zależności od warunków reakcji powstaje Cu2O 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 (HNO3 i stężony H2SO4): Cu + 4HNO3(stęż)  Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 3Cu + 8HNO3(rozc)  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O Cu + 2H2SO4(stęż)  CuSO4 + SO2 + 2H2O Powstające roztwory soli mają barwę niebieską pochodzącą od kationu Cu2+, w reakcji ze stężonym HNO3 roztwór ma początkowo barwę zieloną, ale po rozcieńczeniu przyjmuje barwę niebieską. Kationy Cu+ w roztworze wodnym są nietrwałe i ulegają dysproporcjonowaniu: 2Cu+  Cu2+ + Cu Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Cu i Ag

29 Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Cu i Ag
Związki miedzi Tlenki miedzi – mają charakter amfoteryczny, Cu2O – marchewkowo-czerwony, CuO – czarny Otrzymywanie Termiczny rozkład: Cu(OH)2  CuO + H2O Reakcja z tlenem w podwyższonej temperaturze, Redukcja CuO miedzą: CuO + Cu  Cu2O 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 Cu2+ roztworem zasady: Cu2+ + 2OH-  Cu(OH)2 Cu(OH)2 + 2H+  Cu2+ + 2H2O 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 Schemat przemian miedzi i jej wybranych związków
Stopień utlenienia miedzi T H2SO4 lub HNO3 II KOH reduktor reduktor [O] I reduktor Cu(OH)2 CuO CuSO4/Cu(NO3)2 Cu2O Cu 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 Ag2S, Nie reaguje z wodą i nieutleniającymi kwasami (patrz Cu) Ulega roztworzeniu w reakcji z kwasami utleniającymi: Ag + 2HNO3(stęż)  AgNO3 + NO2 + 2H2O 3Ag + 4HNO3(rozc)  3AgNO3 + NO + H2O 2Ag + 2H2SO4(stęż)  Ag2SO4 + SO2 + 2H2O 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-  ↓Ag2O + H2O Reakcja Ag+ z wodą amoniakalną – powstaje rozpuszczalny w wodzie wodorotlenek diaminasrebra(I), nazywany również amoniakalnym roztworem tlenku srebra(I) : [Ag(NH3)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, ZnCO3 – smitsonit Otrzymywanie metalicznego cynku elektroliza wodnego roztworu ZnSO4, redukcja ZnO węglem lub CO ZnO + C  Zn + CO ZnO + CO  Zn + CO2 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 H2SO4 redukuje kwas do SO2, w reakcji z HNO3 w zależności od stężenia redukują kwas do NO, NO2 lub NH4+ Cynk reaguje z wodnymi roztworami zasad Zn + 2NaOH + 2H2O  Na2[Zn(OH)4] + 2H2 (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 + 3O2  2ZnO +2SO2 termiczny rozkład: ZnCO3  ZnO + CO2 Wodorotlenek cynku Zn(OH)2 – ma właściwości amfoteryczne Otrzymywanie – reakcja wymiany podwójnej – wytrącenie z roztworu Zn2+ wodnym roztworem zasady Zn2+ + 2OH-  ↓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 (Hg22+) i trwalszy +II Otrzymywanie rtęci metalicznej prażenie HgS z dostępem tlenu: HgS + O2  Hg + SO2 Właściwości fizyczne: srebrzysto-biały metal, obok bromu występujący w stanie ciekłym (Tt = -38,84oC) 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 + 8HNO3(rozc)  3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O Hg + 4HNO3(stęż)  Hg(NO3)2 + 2NO2 +2H2O Hg + 2H2SO4(steż)  HgSO4 + SO2 + 2H2O 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 + O2 Chlorek rtęci(I) – kalomel Hg2Cl2: nierozpuszczalna w wodzie biała substancja, stosowany jako pestycyd, budowy elektrod kalomelowych Chlorek rtęci(II) HgCl2: 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 – Fe3O4 ; hematyt – Fe2O3 ; limonit – Fe2O3.nH2O; piryt – FeS2 ; syderyt – FeCO3 Żelazo najczęściej występuje na stopniu utlenienia +II i +III, rzadko na 0 i +VI Żelazo oraz niektóre jego związki (np. Fe3O4) mają właściwości ferromagnetyczne Związki żelaza (FeCl3, FeBr3)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 Fe3O4 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 Fe3C 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  Fe2+ + 2e- K(+): 4H+ + O2 + 4e-  2H2O (środowisko kwaśnie) lub K(+): 2H2O + O2 + 4e-  4OH- (środowisko obojętne) Powstający Fe(OH)2 bardzo łatwo ulega utlenieniu do Fe(OH)3 Fe2+ + 2OH-  Fe(OH)2 (zielonkawy) 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O  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 Fe3O4 W podwyższonej temperaturze reaguje: Fluorowcami – np. FeCl3, Siarką – FeS, Węglem – Fe3C Z gorąca wodą : 200oC (parą wodną) 3Fe + 4H2O  Fe3O4 + 4H2 Reakcje z kwasami nieutleniającymi (HCl, rozcieńczone: siarkowy(VI), azotowy(V) powstają sole, w których żelazo jest na +II: Fe + H2SO4(rozc.)  FeSO4 + H2 Fe + 2HCl  FeCl2 + H2 Fe + 2HNO3 (rozc.)  Fe(NO3)2 + H2 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 Fe3O4 Reakcje z kwasami utleniającymi na gorąco – żelazo ulega roztworzeniu utleniając się do +III 2Fe + 6H2SO4(stęż)  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Wodorotlenki żelaza – otrzymuje się w reakcji wymiany podwójnej, poprzez wytrącenie kationów żelaza z rozpuszczalnych soli żelaza w wodzie roztworami zasad: Fe2+ + 2OH-  ↓ Fe(OH)2 – zielonkawy Fe3+ + 3OH-  ↓ Fe(OH)3 – czerwonobrunatny Fe(OH)2 – łatwo ulega utlenieniu do Fe(OH)3 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O  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: Fe2+ + 2H2O  Fe(OH)2 + 2H+ Fe3+ + 3H2O  Fe(OH)3 + 3H+ Tlenki żelaza – nierozpuszczalne w wodzie o właściwościach amfoterycznych: FeO; Fe2O3; Fe3O4 (FeO .Fe2O3), Tlenek żelaza(III) lub wodorotlenek żelaza(III) stapiany z wodorotlenkami lub węglanami(IV) litowców: bez udziału utleniaczy dają sole – żelaziany(III): Fe2O3 + 2NaOH  2NaFeO2 + H2O z udziałem utleniaczy dają sole – żelaziany(VI) Fe2O3 + 4KOH + 3KNO3  2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O Anion FeO42- 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
Tu kliknij, aby przejść do slajdu 2 Stopień utlenienia żelaza VI utleniacz KOH utleniacz KOH H2SO4 temp. III KOH reduktor utleniacz utleniacz utl. H2SO4 temp H2SO4 II utleniacz KOH reduktor H2SO4 FeO42- Fe(OH)3 Fe2(SO4)3 Fe2O3 FeSO4 FeO Fe(OH)2 Fe

46 Glin – występowanie, otrzymywanie i właściwości fizyczne
Występowanie: w przyrodzie występuje tylko w postaci związanej, ważniejsze minerały: boksyt – AlO(OH), kriolit – Na3AlF6, glinokrzemiany (potasu, sodu, wapnia), korund (krystaliczny) – Al2O3, korund domieszkami związków niektórych metali to kamienie szlachetne: chromu – rubin, tytanu i żelaza – szafir Otrzymywanie: elektroliza 20-30% roztworu Al2O3 w kriolicie Właściwości fizyczne; Metal sbrebrzysto-biały, ciągliwy, kowalny, dość kruchy, bardzo dobry przewodnik prądu elektrycznego i ciepła, metal lekki (d ≈ 2,7g/cm3) Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Al

47 Właściwości chemiczne glinu
W powietrzu ulega pasywacji, pokrywając się warstewką tlenku glinu Al2O3, związku dość pasywnego chemiczne, stąd też nie reaguje z wodą i rozcieńczonymi kwasami Nieoczyszczony z tlenku, glin reaguje z wodą w temp. powyżej 100oC, natomiast oczyszczony z tlenku reaguje na zimno z wydzieleniem wodoru: 2Al + 6H2O  Al(OH)3 + ↑3H2 Reakcja glinu z kwasami na gorąco (warstwa pasywacyjna zostaje rozpuszczona): 2Al + H2SO4  Al2(SO4)3 + 3H2 2Al + 6HCl  2AlCl3 + 3H2 Glin nie reaguje z stężonym HNO3 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 + 6H2O  2K3[(Al(OH)6] + 3H2 heksahydroksoglinian potasu 2Al + 2NaOH + 6H2O 2Na[Al(OH)4] + 3H2 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 + 3Cl2  2AlCl3 2Al + 3S  Al2S3 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 + 3O2  2Al2O3 Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Al

49 Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Al
Związki glinu Sole glinu: wodne roztwory soli glinu rozpuszczalnych w wodzie wykazują odczyn kwasowy, ponieważ ulegają hydrolizie kationowej: Al3+ + 3H2O  ↓Al(OH)3 + 3H+ Tlenek glinu - Al2O3 : biały krystaliczny proszek, nierozpuszczalny w wodzie, otrzymuje się przez spalanie glinu w tlenie lub przez odwodnienie wodorotlenku glinu 4Al + 3O2  2Al2O3 2Al(OH)3  Al2O3 + 3H2O (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 : Al2O3 + 3H2SO4  Al2(SO4)3 + 3H2O Al2O3 + 2NaOH +3H2O 2Na[(Al(OH)4](aq) Al2O3 + 6KOH +3H2O  2K3[(Al(OH)6](aq) Stapianie z mocnymi zasadami: Al2O3 + 2NaOH  2NaAlO2 + H2O (metaglinian sodu) Al2O3 + 6KOH  2K3AlO3 + 3H2O (ortoglinian potasu) Wodrotlenk glinu: Reaguje z kwasami i wodnymi roztworami mocnych zasad : 2Al(OH)3 + 3H2SO4  Al2(SO4)3 + 6H2O Al(OH)3 + NaOH Na[(Al(OH)4](aq Al(OH)3 + 3KOH +  K3[(Al(OH)6](aq) Stapianie z mocnmi zasadami (litowców): Al(OH)3 + NaOH  2NaAlO2 + 2H2O (metaglinian sodu) Al(OH)3 + 3KOH  K3AlO3 + 3H2O (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 CO2 hydroksoglinianów: AlCl3 + 3NaOH  Al(OH)3 + 3NaCl 2Na[Al(OH)4] + CO2  Al(OH)3 + Na2CO3 + H2O 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 - Al2(SO4)3. 18H2O: bezbarwna, krystaliczna substancja, rozpuszczalna w wodzie 2Al(OH)3 + 3H2SO4  Al2(SO4)3 + 6H2O Ałun glinowo-potasowy – KAl(SO4)2.12H2O: sól podwójna, dobrze rozpuszczalna w wodzie, krystaliczna, bezbarwna, stosowana w garbarstwie, przemyśle papierniczym, tekstylnym, w kosmetyce, w lecznictwie Chlorek glinu – AlCl3: bezbarwna, krystaliczna substancja, ulega hydrolizie w powietrzu z wydzielaniem chlorowodoru, silnie higroskopijny stosowany jako środek osuszający, w garbarstwie, medycynie, syntezach chemicznych, w produkcji pergaminu 2AlCl3 + 3H2O  Al2O3 + ↑6HCl Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Al

53 Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Al
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 3Fe3O4 + 8Al  9Fe + 4Al2O3 Cr2O3 + 2Al  2Cr + Al2O3 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 -Al2O3 - 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
Odmiany alotropowe cyny: - cyna α: szary kruchy półmetal - cyna β: srebrzystobiały, błyszczący i kowalny metal, w temp. powyżej 13,2oC 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 (SnO2) węglem: SnO2 + 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 (Tt = 327,4oC) 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 Pb3(OH)2(CO3)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 + 3O2  2PbO + 2SO2 2PbO + C  2Pb + CO2 lub PbS + 2PbO  3Pb + SO2 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 + O2  SnO2 Cyna nie reaguje z wodą, ulega roztworzeniu w kwasach i roztworach zasad wypierając wodór: Sn + 2HCl  SnCl2 + H2 Sn + H2SO4  Sn(SO4)2 + 2H2 w reakcji kwasem azotowym(V) następuje częściowy rozkład kwasu (w rozcieńczonym do NO, w stężonym doNO2), cyna ulega utlenieniu na +IV i powstaje uwodniony tlenek(IV) cyny oraz azotany(V) cyny (II): 2Sn + 4HNO3(rozc) SnO2.2H2O + Sn(NO3)2 + 2NO 2Sn + 8HNO3(steż) SnO2.2H2O + Sn(NO3)2 + 6NO2 + 2H2O Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Sn i Pb

57 Właściwości cyny i jej związków
Reakcja z roztworami mocnych zasad: Sn + 2NaOH + 2H2O  Na2[Sn(OH)4] + H2 tetrahydroksocynian(II) sodu, reakcje z kwasami i roztworami wskazują na charakter amfoteryczny Związki cyny na +II mają właściwości redukujące Tlenki cyny SnO, SnO2, wodorotlenki cyny Sn(OH)2 i Sn(OH)4 wykazują również właściwości amfoteryczne: Sn(OH)2 + KOH  Na[Sn(OH)3] SnO2 nie reaguje z wodą, kwasami i zasadami, reaguje stapiany z NaOH: SnO2 + 2NaOH  Na2SnO3 + H2O Na2SnO3 + 3H2O  Na2[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 + O2 + 2H2O  2Pb(OH)2 2Pb + O2 + 2H2O + 4CO2  2Pb(HCO3)2 Ołów pasywuje się w reakcji z rozcieńczonymi kwasami, których sole są nierozpuszczalne w wodzie (H2SO4, HCl, HF) Ołów roztwarza się w kwasie HNO3 niezależnie od jego stężenia i bardzo stężonym H2SO4 Pb + 2HNO3  Pb(NO3)2 + H2 Pb + 2H2SO4  Pb(HSO4)2 + H2 Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Sn i Pb

59 Właściwości chemiczne ołowiu
Ołów na gorąco ulega roztworzeniu w mocnych zasadach: Pb + 2KOH + 2H2O  K2[Pb(OH)4] + H2 Roztwarzanie się ołowiu w niektórych kwasach i wodnych roztworach mocnych zasad świadczy o amfoterycznym charakterze ołowiu Tlenki ołowiu: PbO – tlenek ołowiu(II), PbO2 – tlenek ołowiu(IV) , Pb3O4 (Pb22+Pb4+O4) - tlenek dwuołowiu(II)ołowiu(IV) – minia Związki ołowiu na +IV mają właściwości utleniające PbO2 + 4HCl  PbCl2 + Cl2 + 2H2O Tu kliknij, aby przejść do kolejnego slajdu Sn i Pb

60 Tu kliknij, aby przejść do slajdu 2
Związki ołowiu Tlenek ołowiu(II) i wodorotlenek ołowiu(II) mają charakter amfoteryczny: 2KOH + Pb(OH)2  K2[Pb(OH)4] 2NaOH + PbO + H2O  Na2[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