15)Положение в периодической системе

Хром — элемент  побочной подгруппы 6-ой группы 4-го периода  периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 24. Обозначается символом  Cr(лат. Chromium). Простое вещество хром — твёрдый металлголубовато-белого цвета. Хром иногда относят к чёрным металлам.

Строение атома

+17 Cl )2 )8 )7 - схема строения атома

1s 2s 2p 3s 3p - электронная формула

Атом располагается в III периоде, и имеет три энергетических уровня

Атом располагается в VII в группе, в главной подгруппе – на внешнем энергетическом уровне 7 электронов

Получение.

При сильном нагреве хромистого железняка с углем происходит восстановление хрома и железа:

FeO * Cr₂O₃ + 4C = 2Cr + Fe + 4CO

В результате этой реакции образуется сплав хрома с железом, отличающийся высокой прочностью. Для получения чистого хрома, его восстанавливают из оксида хрома(3) алюминием(способ Бекетова):Cr₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Cr (В данном процессе обычно используют два оксида – Cr₂O₃ и CrO₃₎

Физические свойства

Хром - белый блестящий металл с кубической объемно-центрированной решеткой, а = 0,28845 нм, отличающийся твердостью и хрупкостью, с плотностью 7,2 г/см³, один из самых твердых чистых металлов (уступает только бериллию, вольфраму и урану), с температурой плавления 1903 град. И с температурой кипения около 2570 град. С. На воздухе поверхность хрома покрывается оксидной пленкой, которая предохраняет его от дальнейшего окисления. Добавка углерода к хрому еще больше увеличивает его твердость.

Химические свойства

Хром при обычных условиях – инертный металл, при нагревании становится довольно активным.

---

Взаимодействие с неметаллами

При нагревании выше 600°С хром сгорает в кислороде: 4Cr + 3O₂ = 2Cr₂O₃.

С фтором реагирует при 350°С, с хлором – при 300°С, с бромом – при температуре красного каления, образуя галогениды хрома (III): 2Cr + 3Cl₂ = 2CrCl₃.

С азотом реагирует при температуре выше 1000°С с образованием нитридов: 2Cr + N₂ = 2CrN или 4Cr + N₂ = 2Cr₂N.

Сера при температуре выше 300°С образует сульфиды от CrS до Cr₅S₈, например: 2Cr + 3S = Cr₂S₃.

Реагирует с бором, углеродом и кремнием с образованием боридов, карбидов и силицидов:

Cr + 2B = CrB₂ (возможно образование Cr₂B, CrB, Cr₃B₄, CrB₄),

2Cr + 3C = Cr₂C₃ (возможно образование Cr₂₃C₆, Cr₇B₃),

Cr + 2Si = CrSi₂ (возможно образование Cr₃Si, Cr₅Si₃, CrSi).

С водородом непосредственно не взаимодействует.

2. 
   Взаимодействие с водой
   

В тонкоизмельченном раскаленном состоянии хром реагирует с водой, образуя оксид хрома (III) и водород:

2Cr + 3H₂O = Cr₂O₃ + 3H₂

3. 
   Взаимодействие с кислотами
   

В электрохимическом ряду напряжений металлов хром находится до водорода, он вытесняет водород из растворов неокисляющих кислот: Cr + 2HCl = CrCl₂ + H₂; Cr + H₂SO₄ = CrSO₄ + H₂.

В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III): 4Cr + 12HCl + 3O₂ = 4CrCl₃ + 6H₂O.

Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют хром. Хром может растворяться в них лишь при сильном нагревании, образуются соли хрома (III) и продукты восстановления кислоты:

2Cr + 6H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O; Cr + 6HNO₃ = Cr(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O.

4. 
   Взаимодействие с щелочными реагентами
   

В водных растворах щелочей хром не растворяется, медленно реагирует с расплавами щелочей с образованием хромитов и выделением водорода: 2Cr + 6KOH = 2KCrO₂ + 2K₂O + 3H₂.

Реагирует с щелочными расплавами окислителей, например хлоратом калия, при этом хром переходит в хромат калия: Cr + KClO₃ + 2KOH = K₂CrO₄ + KCl + H₂O.

5. 
   Восстановление металлов из оксидов и солей
   

Хром – активный металл, способен вытеснять металлы из растворов их солей: 2Cr + 3CuCl₂

---

 = 2CrCl₃ + 3Cu.
19. марганец, получение, химические свойства.

Мn …. Зd⁵4s²

Получение Алюмотермия: 3MnO2 + 4Al → 2Al2O3 + 3Mn

Физические свойства Марганец - светло-серый металл, по внешнему виду напоминает железо, но намного тверже и более хрупок. Температура плавления его 1245⁰С, плотность 7,44 г/см³. Химические свойства. 1. Марганец - весьма активный металл. В ряду напряжений металлов стоит между цинком и магнием. В порошкообразном состоянии марганец взаимодействует при нагревании с водой, кислородом, серой, хлором: Mn + 2H₂O = Mn(OH)₂ + H₂ ↑; Mn + O₂ = MnO₂; Mn + S = MnS; Mn + Cl₂ = MnCl₂ 2. Легко растворим в кислотах: Mn + 2HCl = MnCl₂ + H₂ ↑ 3. Проявляя в своих соединениях степени окисления +2, +3, +4, +6, +7 марганец дает пять оксидов: MnO, Mn₂O₃ – основного характера, MnO₂ – амфотерный оксид, MnO₃, Mn₂O₇ – кислотные оксиды. 4. MnO – зеленого цвета, не растворим в воде. Его можно получить термическим разложением карбоната марганца, или восстановлением водородом MnO₂: MnCO₃ = MnO + CO₂ ↑ MnO₂ + H₂ = MnO + H₂OСоответствующий MnO гидроксид Mn(OH)₂ – серо-розового цвета, получается из солей под действием щелочей: MnSO₄ + 2NaOH = Mn(OH)₂ ↓ + Na₂SO₄Гидроксид марганца (II) Mn(OH)₂– слабое основание не растворимое в воде. Mn(OH)₂ легко окисляется на воздухе до Mn(OH)₄.: 2Mn(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 2Mn(OH)₄Mn(OH)₄ - тоже неустойчивое соединение: Mn(OH)₄ = MnO₂ + 2H₂O 5. Соли Mn⁺² – розового цвета, устойчивы в кислых средах. Под действием сильных окислителей переходят в соединения высших степеней окисления марганца: 2MnSO₄ + 5PbO₂ + 6HNO₃ = 2PbSO₄ + 3Pb(NO₃)₂ + 2HMnO₄ + 2H₂O6. MnO₂ – коричневый, не растворимый в воде порошок. Используется как адсорбент и катализатор. Сильный окислитель в кислой среде: MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O В щелочной среде проявляет восстановительные свойства: MnO₂ + KNO₃ + 2NaOH = Na₂MnO₄ + KNO₂ + H₂O7. Марганцовистую кислоту можно получить по реакции: Na₂MnO₄ + H₂SO₄ = Nа₂SO₄ + H₂MnO₄ Эта кислота крайне неустойчива и быстро разлагается: 3H₂MnO₄ = MnO₂ + 2HMnO₄ + 2H₂O Соли марганцовистой кислоты (манганаты) окрашены в зеленый цвет. В воде легко гидролизуются и зеленый цвет исчезает: 3K₂MnO₄ + H₂O = 4KOH + MnO₂ + 2KMnO₄8. Соединения марганца в степени окисления +7

---

можно получить окислением манганатов: 2K₂MnO₄ + Cl₂ = 2KCl + 2KMnO₄Перманганат калия KMnO₄ имеет большое практическое значение. Применяется в различных синтезах как сильнейший окислитель. В медицине - как дезинфицирующее средство.Оксид Mn₂O₇ можно получить из перманганата калия: 2KMnO₄ + H₂SO_{4 (конц)} = K₂SO₄ + Mn₂O₇ + H₂OMn₂O₇ - жидкость зеленого цвета, очень взрывоопасна. Окисляет органические вещества со взрывом. Очень неустойчива, разлагается с выделением озона: Mn₂O₇ = 2MnO₂ + O₃ При нагревании в сухом виде перманганат калия разлагается:2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

---

23. Кадмий и его соединения.

Кадмий (Cd) — переходный металл 2 группы таблицы Менделеева.

Электронная конфигурация [Kr] 4d10 5s2

Получение Основные источники кадмия — промежуточные продукты цинкового производства, пыль свинцовых и медеплавильных заводов. Сырье обрабатывают концентрированной серной кислотой и получают CdSO₄ в растворе. Из раствора Cd выделяют, используя цинковую пыль:

​ CdSO4+Zn→Cd+ZnSO4CdSO4+Zn→Cd+ZnSO4

Полученный металл очищают переплавкой под слоем щелочи для удаления примесей цинка и свинца. Кадмий высокой чистоты получают электрохимическим рафинированием с промежуточным очисткой электролита.

Физические свойства Кадмий — это мягкий, тягучий, гибкий, серебристо-белый двухвалентный металл, который можно легко разрезать. Во многом он похож на цинк, но он способен образовывать сложные соединения.



Применение Благодаря своим физическим свойствам, кадмий нашел широкое применение в технике и промышленности (особенно, начиная с 50-х годов XX века). Основные сферы применения его использования: для антикоррозийного покрытия (так называемого кадмирование) черных металлов, особенно в тех случаях, когда они контактируют с морской водой, а также для производства никель-кадмиевых электрических аккумуляторов и батарей. Кадмий входит в состав многих сплавов, как легкоплавких, применяемых в качестве припоев (например, сплав Вуда (Wood’s metal) — 50 % Bi, 25 % Pb, 12,5 % Sn, 12,5 % Cd), так и тугоплавких износостойких (например, с никелем). Кадмий используется в стержнях-замедлителях атомных реакторов, некоторые соединения кадмия имеют полупроводниковые свойства и тому подобное. Довольно долго кадмий использовался для производства красителей (пигментов) и в качестве стабилизатора в производстве пластмасс, однако сейчас, из-за токсичности, в этих целях он практически не используется.

Опасность для здоровья Кадмий — один из немногих элементов, не выполняющий конструктивных функций в человеческом организме. Этот элемент и его соединения являются чрезвычайно токсичными даже в незначительных концентрациях. Имеет свойство накапливаться в организмах и экосистемах.Вдыхание кадмиевой пыли быстро приводит к заболеваниям, часто смертельным, дыхательных путей и почек (чаще всего — почечная недостаточность). Поглощение любой значительного количества кадмия вызывает немедленное поражение печени и почек. Соединения, содержащие кадмий также канцерогенными. Данные о канцерогенности кадмия ограничены. В опытах на животных не было зафиксировано роста числа опухолей из употребления кадмия. Такая тенденция наблюдалась только с вдыханием частиц пыли, содержащий неорганические соединения кадмия.Отравление

---

Смотрите также файлы

• Теоритический курс Ультраформер Высокоинтенсивный сфокусированный ультразвук.docx

• Лекция. Компьютерное моделирование. Цель Узнать подробней о дисциплине, ее основных понятиях, а также о видах моделирования План.docx

• Тема Маркетинговые исследования Задание.docx

• Последовательность выполнения Схема выполнения.doc

• Синтаксической ошибки нет в предложении Выберите один ответ.doc