1.2.3 Характеристика переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа) по их положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов

Химический элемент

Медь/ Cuprum(Cu)

Особенности

Расположение в Периодической таблице

4 период I группа побочная подгруппа, порядковый номер 29

Инертный металл. Относится к d-элементам. Не взаимодействует с водой, некоторыми неметаллами: с водородом, азотом, углеродом, и кремнием, с растворами соляной и серной кислот, с щелочами. Реагирует с конц/растворами серной и азотной кислот.

Характеристика

Золотисто-розовый пластичный, тягучий, легко прокатывается в листы

Отличный электропроводник после серебра. Температура плавления 1083

Масса атома

63,546

Расположение электронов по орбиталям (электронная формула или конфигурация)

1s²  2s²2p⁶  3s²3p⁶3d¹⁰  4s¹

 (в основном состоянии)

1s²  2s²2p⁶  3s²3p⁶3d⁹  4s²

 (в возбужденном состоянии)

Наблюдается проскок одного электрона s-подуровня на d-подуровень. Это обеспечивает более устойчивое положение.

Степень окисления

0, +1, +2

Самая устойчивая среди них +2

Оксиды

Оксид меди (I)* Сu₂О

Обладает основными свойствами

Оксид меди (II) СuО

Обладает амфотерными свойствами с преобладанием основных

Гидроксиды

Гидроксид меди (I) СuОН

Обладает основными свойствами

Гидроксид меди (II) Cu(ОН)₂

Обладает амфотерными свойствами с преобладанием основных

Способы получения

Поскольку в природе медь, как и другие металлы встречается в составе соединений, то для получения простого вещества Cu применяются:

1. Пирометаллургический способ – восстановление металла при высоких t с помощью водорода, оксида угля.

Водородотермия:

Cu⁺²O + H_{2 →} Cu⁰ + H₂O

2. Гидрометаллургический способ – восстановление из солей в растворах.

Вначале соединение растворяется кислотой, к примеру: 

CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O.

Затем Cu из CuSO₄ вытесняется более активным металлом, допустим Fe:

CuSO₄ + Fe → FeSO₄ + Cu.

Этот процесс называется металлотермией.

3. Электролиз – способ получения металлов с помощью электрического тока.

Это последний этап обработки руды, содержащей медь. В специальные ванны, наполненные водным раствором сульфата меди CuSO₄ со свободной серной кислотой:

катод (–): Cu²⁺ + 2ē → Cu⁰ 

анод (+): 2H₂O – 4ē → 4H⁺ + O₂ ↑

2CuSO₄ + 2H₂O → 2Cu + O₂ + 2H₂SO₄

Применение в быту

• Медь - производство проводов, кабелей, котлов.

• Латунь (сплав из меди и цинка) - производство радиаторов, конденсаторов, часовых механизмов, ювелирных изделий.

• Медноникелевые сплавы – производство устройств для дистиллирования питьевой воды из морской.

• Медь в составе бронзы - в машиностроении.

• Оксиды меди – производство эмали, стекла.

• Соли меди ядовиты и используются   огородниками для уничтожения вредителей растений. Медь в составе удобрений, способствует хорошему росту растений.

Химический элемент

Цинк / Zincum(Zn)

Примечания

Расположение в Периодической таблице

4 период II группа побочная подгруппа, порядковый номер 30

Амфотерный металл. Не взаимодействует с водородом, азотом, бором, кремнием, углеродом. Не растворяется в воде, но при очень высокой t реагирует на водяной пар, образуя оксид цинка и водорода. Реагирует с щелочами. Из растворов   солей и оксидов, вытесняет металлы, расположенные правее в ряду напряжений*

Характеристика

Хрупкий металл голубовато-белого цвета

Масса атома

65,37

Расположение электронов по орбиталям

1s²  2s²2p⁶  3s²3p⁶3d¹⁰  4s²

(в основном состоянии)

Степень окисления

0, +2

Единственно возможная

Оксиды

Оксид цинка ZnO

Обладает амфотерными свойствами

Гидроксиды

Гидроксид цинка Zn(ОН)₂  

Обладает амфотерными свойствами

Способы получения

1. Пирометаллургический способ

С помощью оксида угля:  ZnO+ C^t → CO + Zn

2. Гидрометаллургический способ

ZnO + H₂SO₄ → ZnSO₄+ H₂O

ZnSO₄+ Fe → FeSO₄+ Zn

3. Электролиз  

Поскольку цинк в ряду напряжений стоит после Al  и до Н, то на катоде будут протекать два процесса восстановления ионов цинка и водорода (т.к. среда кислая):

Zn²⁺ + 2e → Zn↓
2H⁺ + 2e → H₂↑

Реакция в сумме:

катод (–): Zn²⁺ + 2H⁺ + 4ē → Zn↓ + H₂↑ (восстановление);

анод (+): Zn – 2ē → Zn²⁺ (окисление).

Окислительно-восстановительные реакции:

2Zn + Zn²⁺  + 2H⁺  → 2Zn²⁺ + Zn↓ + H₂↑
2Zn + 2H⁺ → Zn²⁺ + Zn↓ + H₂↑

Применение в быту

Применение цинка объемно и широко, к примеру, используется:

• для защиты от ржавчины (оцинковки) стали;

• в строительстве для кровли крыш, облицовки стен;

• для производства бытовой техники и мн.др.

Химический элемент

Хром / Chromium(Cr)

Примечания

Расположение в Периодической таблице

4 период VI группа побочная подгруппа, порядковый номер 24

Не взаимодействует с водородом. Вытесняет его из неокисляющих кислот: соляной, фосфорной и др. При сильном нагревании хром растворяется в серной или азотной кислотах.

Характеристика

Твердый металл голубовато-белого цвета

Масса атома

51,996

Расположение электронов по орбиталям

1s²   2s²2p⁶   3s²3p⁶3d⁵   4s¹

(в основном состоянии)

Степень окисления

0, +2, +3, +6

Повышение степени ведет к возрастанию кислотности и ослабеванию основных свойств. Наиболее устойчивая степень +3

Оксиды

Оксид хрома (II) -  СгО

Обладает основными свойствами

Оксид хрома (III) Сг₂О₃

Обладает амфотерными свойствами 

Оксид хрома (VI) СгО₃

Обладает кислотными свойствами (Н₂СгО₄ – хромовая кислота и дихромовая Н₂Cr₂О₇).

Гидроксиды

Гидроксид хрома (II) Сг(ОН)₂   

Обладает основными свойствами

Гидроксид хрома (III) Сг(ОН)₃

Обладает амфотерными свойствами 

Способы получения

1. Пирометаллургический способ

Например, алюмотермией (вид металлотермии):

 Cr₂O₃ + 2Al → Al₂O₃ + 2Cr

2. Электролиз

Из концентрированных водных растворов СrО₃ или Сr₂О₃, содержащих H₂SO₄, либо электролизом сульфата Хрома Cr₂(SO₄)₃ хром получают в наиболее чистом виде.

Применение в быту

• В производстве нержавеющей стали.

• Для покрытия металлических поверхностей (хромирование) в качестве защиты.

• Для изготовления декоративных изделий.

• Соли хрома ядовиты и используются для защиты древесины от вредителей.

• Для изготовления красителей и мн.др.

Химический элемент

Железо / Ferrum(Fe)

Примечания

Расположение в Периодической таблице

4 период VIII группа побочная подгруппа, порядковый номер 26

При нагревании более 200⁰ взаимодействует с кислородом. Окисляется в воде.

Характеристика

Ковкий металл серебристо-белого цвета

Масса атома

55,849

Расположение электронов по орбиталям

1s²   2s²2p⁶   3s²3p⁶3d⁶   4s²

(в основном состоянии)

Степень окисления

0, +2, +3, +6

Из них самая устойчивая +3;

Fe⁺⁶- сильнейший окислитель

Оксиды

Оксид железа (II) FeО

Обладает основными свойствами

Оксид железа (III) Fe₂О₃

Обладает амфотерными свойствами с преобладанием основных

Гидроксиды

Гидроксид железа (II) Fe(ОН)₂

Обладает основными свойствами

Гидроксид железа (III) Fe(ОН)₃

Обладает амфотерными свойствами с преобладанием основных

Способы получения

1. Пирометаллургический способ

1. Алюмотермия – восстановление Fe из оксида с помощью алюминия при высоких t:

Fe⁺³₂O₃ +2Al → 2Fe⁰ + Al₂O₃

2. Сначала оксид железа подвергается магнитному обогащению:

3Fe₂ O₃ + H₂ → 2Fe₃ O₄ + H₂O

а затем запускается процесс водородотермии:

Fe₃O₄ + 4H₂ → 3Fe + 4H₂O

2. Электролиз

катод (–): Fe⁺³, H₂O

Fe⁺³+ 3ē → Fe↓ 

2H₂O + 2ē → H₂↑+ 2ОН^- (восстановление);

анод (+): Cl^-, H₂O

2Cl^- – 2ē → Cl₂↑  (окисление).

Применение в быту

• Отрасли применения весьма обширны и известны.