Сплавов в технике

Металлы побочных подгрупп являются d-элементами. Особенность строения их

атомов заключается в том, что на внешнем электронном слое, как правило,

содержатся два s-электрона (иногда один – Cr, Cu, у палладия в его

невозбужденном состоянии нет s-электронов) и во втором снаружи электронном

слое их атомов имеется не полностью занятый электронами d-подуровень. Для

образования химических связей атомы элементов могут использовать не только

внешний электронный слой, но также d-электроны и свободные d-орбитали

предшествующего слоя. Этим и объясняются их отличительные свойства.

Возрастание порядкового номера не сопровождается существенным изменением

структура внешнего электронного слоя; поэтому химические свойства этих

элементов изменяются не так резко, как у элементов главных подгрупп.

Закономерности изменения химической активности у элементов побочных подгрупп

сверху вниз иные, чем у главных подгрупп, химическая активность (с некоторым

исключением) уменьшается. Так, например, золото химически менее активно по

сравнению с медью. В побочных подгруппах с возрастанием порядкового номера

элемента окислительные свойства понижаются. Так, соединения хрома (VI) –

сильные окислители, а для соединений молибдена (VI) и вольфрама – не

характерны. Можно отметить отдельные общие закономерности общих подгрупп.

Максимальная положительная степень окисления совпадает с номером группы

(исключения составляют железо – +6; кобальт, никель, медь – +3). С

увеличением степени окисления атомов металлов побочных подгрупп основные

свойства их оксидов и гидроксидов уменьшаются, а кислотные – усиливаются. Из

металлов побочных подгрупп наибольшее практическое значение имеют медь, цинк,

титан, хром, железо. Свойства соединений железа и хрома рассмотрим подробнее.

Железо проявляет степени окисления +2, +3, +6. Железо в бинарных соединениях

проявляет степени окисления +2, +3 и образует оксиды FeO и Fe₂O

₃. Эти оксиды – твердые вещества, с большой долей нестехиометрии,

практически нерастворимы в воде и щелочах, что свидетельствует об основном

характере проявляемых свойств (только Fe₂O₃ – амфотер).

При нагревании совместно с восстановителем (Н₂, СО, С и др.) оксид

FeO восстанавливается до металла, а при обычном нагревании переходит в оксид Fe

₂O₃ или Fe₃O₄. Оксид Fe₂O

₃ взаимодействует со щелочами, оксидами и карбонатами различных металлов

(обычно при сплавлении) с образованием ферритов – солей железистой

кислоты НFeO₂, не выделенной в свободном состоянии:

Fe₂O₃ + 2NaOH → 2NaFeO₂ + H₂O.

При добавлении щелочей к растворам, содержащим Fe²⁺, выпадает осадок

гидроксида Fe(ОН)₂. Гидроксид железа Fe(ОН)₂

желтовато-белого цвета, на воздухе легко превращается в бурый Fe(ОН)₃

:

4Fe(ОН)₂ + О₂ + Н₂О → 4Fe(ОН)₃.

Fe(ОН)₂ легко растворим в кислотах, но под действием сильно

концентрированных щелочей образуют соединения типа Na₂[Fe(OH)₄

]. При нагревании без доступа воздуха Fe(ОН)₂ превращаются в FeO.

Гидроксид Fe(ОН)₃ выпадает в осадок при действии щелочей на растворы

солей Fe³⁺. Для него характерны амфотерные свойства:

Fe(ОН)₃ + 3HCl → FeCl₃ + 3H₂O;

Fe(ОН)₃ + 3KOH → K₃[Fe(OH)₆].

При окислении Fe(ОН)₃ в щелочной среде образуются ферраты –

соли не выделенной в свободном состоянии железной кислоты Н₂

FeO₄:

2Fe(ОН)₃ + 10KOH + 3Br₂ → 2K₂FeO₄ + 6KBr + 8H₂O.

Ферраты являются очень сильными окислителями.

Хром образует пять оксидов (+2, +3, +4, +5, +6). Все оксиды при обычных условиях

– твердые вещества. Наиболее устойчивый – Cr₂O₃, он может

быть получен при непосредственном взаимодействии простых веществ. Остальные

оксиды получаются косвенным путем. Низшие оксиды – сильные восстановители и

обладают кислотными свойствами. С ростом СО наблюдается увеличение кислотных

свойств. Так, Cr₂O₃ – амфотер, CrO₃ – типичный

кислотный оксид со свойствами сильнейшего окислителя. CrO₃ при

растворении в воде образует хромовую кислоту Н2CrO4 или дихромовую

кислоту Н₂Cr₂O₇, которые являются кислотами

средней силы и существуют только в водных растворах. Соли этих кислот являются

сильными окислителями. При действии на растворы солей Cr²⁺ щелочей

выпадает малорастворимое основание Cr(ОН)₂, являющееся (как и соли

Cr²⁺) сильным восстановителем. Cr(ОН)₂ уже на воздухе

окисляется до Cr(ОН)₃, который представляет собой зеленовато-серый

студенистый осадок. Cr(ОН)₃ – амфотер, при взаимодействии со

щелочами образует гидроксохромиты типа Mn[Cr(OH)_n+3] (n=1,

2, 3 и растет с увеличением концентрации щелочи). При прокаливании эти соли

обезвоживаются и переходят в безводные хромиты, являющиеся солями не

выделенной в свободном состоянии хромистой кислоты НСrO₂.

Хромиты образуются также при сплавлении Cr₂O₃ или Cr(ОН)

₃ со щелочами или основными оксидами. При растворении Cr(ОН)₃ в

кислотах образуются соответствующие соли Cr³⁺.

Водород, его химические и физические свойства. Получение водорода в

лаборатории, его использование.

Водород – первый элемент и один из двух представителей первого периода системы.

По электронной формуле 1s¹ он формально относится к s-элементам и является

типовым аналогом типических элементов 1 группы (лития и натрия) и собственно

щелочных металлов. Водород и металлы 1А-группы проявляют степень окисления +1,

являются типичными восстановителями. Однако в состоянии однозарядного катиона Н

⁺ (протона) водород не имеет аналогов. В металлах 1А-группы валентный

электрон экранирован электронами внутренних орбиталей. У атома водорода

отсутствует эффект экранирования, чем и объясняется уникальность его свойств.

С другой стороны, как у водорода, так и у галогенов не хватает одного электрона

до электронной структуры последующего благородного газа. Действительно,

водород, подобно галогенам, проявляет степень окисления –1 и окислительные

свойства. Сходен водород с галогенами и по агрегатному состоянию и по составу

молекул Э₂.

Давно известно, что реакционная способность водорода резко повышается, если

его использовать в момент выделения. В этом случае химически реагируют не

молекулы, а атомы водорода. Атомарный водород уже при комнатной температуре

восстанавливает перманганат калия, реагирует с кислородом, многими металлами

и неметаллами.

Молекула водорода представляет собой пример простейшей молекулы, состоящей из

двух атомов, связанных ковалентной связью. Вследствие большой прочности и

высокой энергии диссоциации распад молекул водорода на атомы происходит в

заметной степени лишь при температуре 2500º.

Интересной особенностью молекулярного водорода является наличие в смеси двух

видов молекул. Обе модификации отличаются друг от друга направлением

собственного момента вращения протонов. В орто -форме о -Н₂

оба протона вращаются вокруг своей оси в одинаковых направлениях, т.е. спины

ядер параллельны (↑↑). У пара -формы п -Н₂

ядра вращаются в противоположных направлениях и спины антипараллельны

(↑↓). Существование орто- и пара- водорода – пример

новой разновидности аллотропии.

При нормальных условиях водород представляет собой очень легкий (в 14,32 раза

легче воздуха) бесцветный газ без вкуса и запаха. Плотность его при 0º

равна 0,0000899 кг/л. Из всех газов водород обладает наибольшей

теплопроводностью. Водород очень трудно сжижается. Точки кипения

(-252,56º) и плавления (-259,1º) отстоят друг от друга всего на

6,5º. Жидкий водород – прозрачная, бесцветная, неэлектропроводная

жидкость. Водород плохо растворяется в воде, еще хуже в органических

растворителях. Небольшие количества водорода растворимы во всех расплавленных

металлах.

Исключительная прочность молекул водорода обусловливает высокие энергии

активации химических реакций с участием молекулярного водорода. При обычных

условиях водород взаимодействует только со фтором и при освещении с хлором.

При нагревании же молекулярный водород вступает в химическое взаимодействие

со многими металлами, неметаллами и сложными веществами.

1. H₂ + 2Na → 2NaH

2. H₂ + I₂ → 2HI

3. H₂ + PbO → Pb + H₂O

В лабораторных условиях водород получают действием цинка на соляную или

серную кислоту.

Крупным потребителем водорода в химической промышленности является производство

аммиака, львиная доля которого имеет на производство азотной кислоты и

минеральных удобрений. Кроме того, водород широко используется для синтеза

хлороводорода и метанола. Значительные количества водорода расходуются в

процессах каталитической гидрогенизации жиров, масел, углей и нефтяных

прогонов. Пламя водорода достигает 2700º С, благодаря чему он применяется

при сварке и резке тугоплавких металлов и кварца. Восстановительная способность

водорода используется в металлургии при получении металлов из их оксидов и

галогенидов. Жидкий водород применяют в технике низких температур, а также в

реактивной технике как одно из наиболее эффективных реактивных топлив.