111111

Элементы главной подгруппы 3 группы: В, А1, Ga, In, Т1

К элементам главной (3-А ) подгруппы относятся В, А1, Ga, In, Т1 Атомы металлов 3-А подгруппы имеют валентную электронную конфигурацию, обоэначаемую пs² р¹, где п - номер периода, в котором находится элемент. У атомов этих элементов впервые в своем ряду начинается заполнение р-подуровня.

Бор и алюминий: получение, свойства, применение

Чаще всего в промышленности или в лаборатории имеют дело с аморфным бором - коричневым комковатым порошком. Но бор может существовать и в кристаллической форме, тогда он характеризуется высокой температурой плавления и большой твердостью.

Бор можно получать путем восстановления его галогенидов водородом при высокой температуре
2ВВг₃ + ЗН₂ = 2В + HBr
активными металлами из его оксида: В₂0₃ + З М = 2 В + З МО,
электролизом расплава В₂0₃

Бор при нормальных условиях довольно пассивен, он не растворяется в разбавленных кислотах. Концентрированные серная и азотная кислоты при нaгревании бор растворяют:

2В + ЗН₂SО₄ = 2Н₃В0₃ +3SО₂,
В + НNО_З(конц) +H₂O = Н₃В0₃ + NО

При нагревании бор реагирует с неметаллами: галогенами, кислородом, серой, азотом, фосфором, углеродом:

Качественной реакцией на бор является окрашивание пламени его летучими органическими соединениями в зеленый цвет.

Если тускло-серую поверхность алюминия очистить от окисной пленки, то можно увидеть, что алюминий - серебристый металл. Он обладает малой плотностью, но высокой электро- и тепло-проводностью.
Получают алюминий электролизом расплавленной смеси А1₂О₃ и Nа₃[А1(F₆)] (криолит используют для растворения А1₂О₃, чтобы понизить его слишком высокую температуру плавления). В расплаве присутствуют ионы Nа⁺, АI^З+, F^- и О²^-. На электродах идут процессы:
катод: А1^{3 +} Зе = А1; анод: 2О^2- - 4е = O₂

Если с поверхности алюминия удалить очень прочную оксидную пленку, то он ведет себя как активный металл. Поскольку его гидроксид обладает амфотерными свойствами, то алюминий способен растворяться в кислотах, в щелочах и даже в воде с выделением водорода:

2А1 + 6НСI = 2АIСI₃ + ЗН₂,
2А1 + 2МеОН + 6Н₂О = 2 Ме[А1(ОН₄1 + ЗН₂,
2А1 + 6Н₂О = 2А1(ОН)₃ + 3Н₂

При растворении алюминия в кислотах-окислителях водород не выделяется: (Н₂SО₄(конц) ; НNО_З(разб) НNО_З(конц) - пассивирует А1):

С галогенами (Г) А1 реагирует при обычных условиях:

а с серой, азотом и углеродом при нагревании:

2А1 + ЗS = А1₂S₃,
4А1 + ЗС = А1₄С₃,
А1 реагирует с кислородом:
4А1 + ЗО₂ = 2А1₂0₃

Как активный металл А1 способен восстанавливать многие другие металлы из их оксидов (реакция алюмотермии):

Смесь порoшкообразного алюминия и оксида металла поджигают горящим Мg. Реакция идет с сильным разогревом и очень быстро. Ее обычно проводят в специальных тугоплавких тиглях.
Алюминий широко используется в электротехнике, для получения легких и прочных сплавов, которые применяются в авиации, в домашнем хозяйстве и т.д.

Соединения бора и алюминия. Получение, свойства и применение

Водородные соединения бора (бораны) являются особым классом соединений, но поскольку их изучение не входит в школьную программу, мы останавливаться на них не будем.
Галогениды бора относятся к классу галогенангидридов, так как при их гидролизе получают сразу две кислоты:
борную и галогенводородную:

Он может быть получен взаимодействием бора и кислорода или при нагревании борной кислоты:

В₂О₃ - это кислотный оксид, который медленно растворяясь в воде, дает борную кислоту:
В₂О₃ + 3 Н₂О = 2Н₃ВО₃
В₂О₃ реагирует с основными оксидами, основаниями и солями.

Обычно ее получают из буры, вытесняя более сильными кислотами:

Н₃ВО₃ - очень слабая кислота, которая при нагревании может переходить в метаборную.
Борная кислота используется как консервирующее и дезинфицирующее средство.
Очень устойчив нитрид бора: кристаллический ВГ по твердости сравним с алмазом и является ценным абразивом, так как может использоваться при высоких температурах.

Окись алюминия получают разложением гидроксида алюминия при нагревании:

путем взаимодействия алюминия с кислородом:

А1₂О₃ - амфотерный оксид, не растворимый в воде. Он может реагировать как с кислотами, так и со щелочами. Кристаллический оксид алюминия (в виде корунда) обладает высокой химической стойкостью. да и с порошкообразным А12О3 реакции обычно проводят при нагревании методом сплавления:

А1₂О₃ + 2 КОН = 2 КАIО₂ + H₂O
А1₂О₃ + К₂С0₃= 2 КАIО₂ + CO₂

и при этом получают метааллюминаты.
Реакции с А1₂О₃ можно провести и в растворе:

А1₂О₃ + 2 КОН + З Н₂О = 2 К[А1(ОН)₄],
А1₂О₃ + 3Н₂5О₄ = А1₂(50₄)₃ + З Н₂0

При электролизе раствора А1₂0₃ в криолите получают алюминий. Оксид алюминия применяют в качестве огнеупорного и абразивного материала.

Гидроксиды алюминия обладают амфотерными свойствами. Обе формы гидроксида алюминия: А1(ОН)₃ - ортогидроксид алюминия и НА10₂ - метагидроксид алюминия в воде малорастворимы. А1₂О₃ не растворим в воде, и поэтому гидроксиды алюминия получают осаждением из растворимых солей алюминия действием щелочей или кислот:

А1Сl₃ + З NаОН = А1(ОН)₃+ З NаС1.
А1Сl₃ + ЗNаНСО₃= А1(ОН)₃ + 3С0₂ + ЗNаСI

При дальнейшем прибавлении NаОН выпавший белый осадок растворяется:

Если к этой комплексной соли алюминия добавлять кислоту, то процесс пойдет в обратном порядке:

При дальнейшем прибавлении НСI выпавший белый осадок растворится:

Ортогидроксид алюминия является очень слабой кислотой и его вытесняет из раствора его солей даже такая слабая кислота, как угольная:

дополнительное пропускание СО₂ через такой раствор с осадком не приводит к растворению гидроксида алюминия. Соли алюминия и слабых кислот в водных растворах полностью гидролизуются:

Элементы главной IIА группы: Ве, Мg, Са, Sг, Ва, Ra

К элементам главной 2-А группы относятся Ве, Мд, Са, 5г, Ва, Ра. Атомы металлов 2-А подгруппы имеют валентную электронную конфигурацию пS², где п - номер периода, в котором находится металл.
Mеталлы 2-А группы относительно легкоплавки. Самым тугоплавким является Ве. Все эти металлы сравнительно легкие.
Металлы от кальция до радия могут вэаимодействовать с водой, давая гидроксиды, растворимые в воде (т.е. щелочи), поэтому их называют щелочноземельными:

Щелочноземельные металлы самые активные после щелочных металлов. Поэтому иногда говорят, что атомы щелочноземельных металлов стремятся отдавать валентные электроны, чтобы приобрести устойчивую электронную оболочку инертного газа. Для этого необходимо затратить достаточно большую энергию. Чтобы у иона Ме+ отнять еще один электрон, необходимо затратить еще большую энергию Эта большая, (по химическим масштабам) затрата энергии будет компенсирована прежде всего электростатическим взаимодействием с противоположно заряженными ионами. При переходе от Ве к Rа, активность металла, т.е. способность к химическому взаимодействию - увеличивается.
Типичные степени окисления элементов нА группы в различных соединениях +2.

Металлы 2-А группы. Получение, свойства, применение

Ве, Мg, Са и Sr (Ме) получают электролизом расплавов их хлоридов:

МеСI₂ = Ме²⁺ + 2Сl^-,
катод: Ме²⁺ + 2е = Ме; анод: 2С1^- -2е = С1₂,

а Ва - электролизом его окислов.
Используя относительно меньшую, чем у А1, С, Si, температуру кипения, можно получать эти металлы восстановлением их из оксидов и фторидов при высоких температурах:

4МеО + 2А1 = Ме(А1O₂)₂+ 3Ме
(Ме = Са, Sг, Ва),
МеО + С = СО + Ме,

Хранят Са, Sr, Ва под слоем керосина, так как при обычной температуре они окисляются кислородом воздуха.
Металлы 2-А группы (Ме) - сильные восстановители. Они сравнительно легко реагируют с большинством неметаллов, разлагают воду (кроме Ве и Mg), растворяются в кислотах. В общем виде эти реакции будут выглядеть так:

Ме + Н₂ = МеН₂(гидриды),
Ме + Г₂=_МГ₂ (галогениды),
Ме + S = МеS (_{сульфиды}),
ЭМе + 2Р= Ме₃Р₂ (фосфиды).
ЭМе + N₂Ме₃ =Me₃N₂(нитриды),
Ме + 2Н₂О = Me(OH)₂+ H₂ (кроме Ве и Мg),
Ме + 2НГ =MeГ₂ + Н₂

Гидриды металлов 2-А группы реагируют с водой и кислородом:

МеН₂ + 2Н₂О = Ме(ОН)₂ + Н₂
МеН₂ + О₂ = Ме(ОН)₂ (кроме Ве и Мо).
Галогениды (Г) Ве и М сильно гидролизуются, давая оксосоли:
МеГ₂ + Н₂О = Ме(ОН)Г + НГ

Мg и Са применяют для получения редкоземельных металлов. Основная масса производимого Ве используется в атомной промышленности. Бериллиевые сплавы обладают высокой химической стойкостью. Магниевые сплавы используют в авиационной промышленности, для осушки и очистки ряда веществ (СаСI₂) и в других областях.

Кислородные соединения металлов IIА ГРУППЫ

Атомы металлов нА ГРУППЫ в соединениях двухвалентны. Поэтому общая формула оксидов - МеО и пероксидов - МеО₂ (ВеО₂ - не получен).

Оксиды получают при нагревании:
2Ме + 0₂ = 2 МеО,
Ме(ОН)₂ = МеО + Н₂0 (Ме = Ве, Мд)
МеСО₃ = МеО + (Ме = Ве, Мд, Са, г)
2Ме(ГI0₃)₂ = 2МеО + +
Пероксиды получают по реакции нейтрализации Н202:
Ме(ОН)₂ + Н₂0₂ = Ме0₂ + 2Н₂0 (кроме Ва0₂),
2ВаО + 0₂ = 2Ва0₂.

Оксиды металлов П-А ГРУПЫ являются основными оксидами, а ВеО проявляет амфотерные свойства. Оксиды реагируют с водой:

ВеО + 2NаОН =Nа₂ВеО₂ + Н₂0,
ВеО + 2NаОН + Н₂0 = Nа₂[Ве(0Н)₄],
ВеО +Nа₂С0₃ = Nа₂[Ве(0Н)₄], + CO₂

Пероксиды подвергаются сильному гидролизу:

Ме0₂ + 2Н₂0 = Ме(ОН)₂ +O₂
Ва0₂ + Н₂S0₄ = ВаSО₄ + Н₂0₂ (в лаборатории),
легко разлагаются кислотами, даже очень слабыми:
Ме0₂ + Н₂С0₃ = МеСО₃ + Н₂0₂.

Ме(ОН)₂ + 2НСI = МеСI₂ + 2Н₂0,
СiС1₂ + Ме(ОН)₂= Сi(ОН)₂- + МеСI₂,
Са(НСО₃)₂ + Са(ОН)₂ = 2СаСО₃ реагируют с кислотными оксидами и кислотами:
МеО + SО₃ = МеSО₄,

Их получают взаимодействием оксидов Са, Sг, Ва (Ме) с водой:

Ве(ОН)₂ и Мg (ОН)₂ получают с помощью обменных реакций:

Гидроксиды щелочноземельных металлов в воде полностью диссоциируют на ионы. Они энергично взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами и гидроксидами, с многоосновными кислотами могут давать кислые соли:

СaCl₂ + Са(ОН)₂= Са(СIО)С1+ Н₂О (хлорная известь),

Са(ОН)₂+ СО₂ = СаСО₃ + Н₂О,

Все содинения бериллия и растворимые соли бария весьма токсичны.
Известняк и известь применяют в сельском хозяйстве для известкования почв с целью понижения ее кислотности и улучшения структуры. Гипс (СаSО₄^.2Н₂О) при нагревании превращается в алебастр (СаSО₄^.5Н₂О). Они широко используются в строительном деле.

Катионы кальция и магния обуславливают жесткость воды. При кипячении воды бикарбонаты разлагаются:

Са(НСО₃)₂= СаСО₃, + Н₂О + СО₂
и образуется накипь, что приводит к взрыву паровых катлов. для борьбы с карбонатной жесткостью воду подвергают предварительному кипячению либо обрабатывают гашеной известью. Некарбонатная жесткость воды устраняется с помощью соды.

Наиболее эффективным способом борьбы с жесткостью воды является применение ионообменных смол. Важнейший строительный материал - цемент - это силикат и алюмосиликат кальция.

К элементам главной подгруппы 1-ой группы Периодической системы относятся Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Их принято называть щелочными металлами. Эти металлы в своих рядах являются первыми, т.е. именно у них начинается заполнение электронами нового электронного слоя. Их валентную электронную конфигурацию можно в общем виде обозначить так: nS¹ где п - номер периода, в котором находится металл.
Щелочные металлы имеют серебристо-белый цвет, а цезий - золотисто-желтый. Хранят щелочные металлы под слоем керосина или бензола. Металлические К, РЬ, Сs самопроизвольно загораются на воздухе.

При комнатной температуре щелочные металлы находиться в твердом (кристаллическом) состоянии, хотя все они имеют очень невысокую температуру плавления. Первые три металла легче воды и плавают на ее поверхности, вступая в бурную реакцию:

Щелочные металлы самые активные из всех металлов. Поэтому иногда говорят, что атомы щелочных металлов стремятся отдавать свой валентный электрон, чтобы приобрести устойчивую электронную оболочку инертного газа.). При переходе от Li к Сs активность металла, т.е. способность к химическому взаимодействию - увеличивается. И уж совсем неожиданны данные о сродстве к электрону (СЭ) у атомов щелочных металлов: изолированные атомы щелочных металлов “с удовольствием”, т.е. с выделением энергии (СЭ) присоединяют к себе электрон:

Отсюда следует очень важный вывод, что поведение изолированных атомов щелочных металлов - это одно, а их поведение в молекулах, т.е. при взаимодействии с атомами других химических элементов - это качественно другая ситуация. В молекулах атомные орбитали преобразовываются в молекулярные орбитали, валентные электроны атомов в молекуле находятся в совместном пользовании или сильно смещаются к одному из атомов вплоть до образования ионной связи.
Типичные степени окисления элементов ТА группы в различных соединениях +1.
Таким образом, имеются две степени окисления у элементов 1-А группы: О - в молекулах Ме₂ и в металлическом состоянии и +1 - в соединениях ( ярко выраженная ионная связь. Очень высокая химическая активность щелочных металлов обусловлена легко разрушаемой кристаллической структурой и малой плотностью.

Кислородные соединения щелочных металлов

Атомы щелочных металлов (Ме) в соединениях одновалентны. Поэтому общая формула оксидов - Ме₂0, пероксидов - Ме₂0₂. Приведем перечень всех соединений щелочных металлов с кислородом:

• Li₂0,
• Nа₂О, (пероксид),
• К₂0, К₂0₂ (пероксид), КО₂(надпероксид), КО₃ (озонид),
• Rb₂0, Rb₂0₂ (пероксид), Rb0₂ (надпероксид),
• Сs₂0, Сs₂0₂ (пероксид), СsО₂ (надпероксид).

Литий не образует пероксидов, у Nа - один пероксид, у К, Rb и Сs есть надпероксиды типа Ме0₂, у калия известен озонид. Все это надо учитывать при изучении взаимодействия щелочных металлов с кислородом и озоном:

Оксиды щелочных металлов можно получить из надпероксидов 2Ме0₂= Ме₂0₂+ 0₂
и пероксидов:

Ы₂0 обычно получают при нагревании его карбоната:

Оксиды щелочных металлов, растворяясь в воде, дают щелочи:

Пероксиды и надпероксиды также реагируют с водой:

Ме₂О₂ + 2Н₂О = 2 МеОН + Н₂O₂,
2 МеО₂ + 2Н₂О = 2 МеОН + Н₂О₂ + O₂

Ме₂О + SО₃ = Ме₂SО₄,
Ме₂О + 2НNО₃ =MeNO₃ + Н₂О,
Ме₂О₂ + Н₂SО₄ = Ме₂SО₄ + Н₂О₂,
4МеО₂ + 2СО₂ = 2Ме₂СО₃

пероксиды и надпероксиды являются сильными окислителями:

Ме₂О₂ + 2FеSО₄+ 2Н₂SО₄ = Fе₂(О₄)₃ + Ме₂SО₄ + 2Н₂О

5Ме₂О₂ + 2КМnО₄ +8Н₂SО₄ —* —* 2МпSО₄ + 5Ме₂SО₄ + К₂SО₄ + 8Н₂О

Надпероксид калия поглощает СО₂ и регенерирует кислород:

Гидроксиды получают с помощью обменных реакций из сульфатов и карбонатов:

МеО₄+ Ва(ОН)₂ = ВаSО₄+ 2МеОН,
Ме₂СО₃ + Са(ОН)₂ = СаСО₃- + 2 МеОН,

электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов:

2 МеСI + 2 Н₂0 = 2 МеОН +H₂ + Cl₂
катод: 2Н⁺ + 2е = Н₂ анод: 2СЁ - 2е = С1₂

Галогениды щелочных металлов в воде полностью диссоциируют на ионы - это самые сильные основания. Твердые щелочи очень гигроскопичны и это позволяет использовать их в качестве эффективных осушителей. Они энергично взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами и гидроксидами, с многоосновными кислотами могут давать кислые соли.

2А1 + 2 МеОН + 6Н₂О = 2Ме[А1(ОН)₄] + 3H₂
Сl₂ + 2МеОН = МеСI + МеСIО + Н₂О,
МеОН + НСI = МеСI + Н₂О,
NН₄С1 + МеОН = МеСI + + Н₂О,
СrСl₂+ 2МеОН = Сr (ОН)₂- + 2МеСI,
2 МеОН + СО₂ = Ме₂СО₃+ H₂0,
2 МеОН + Н₂SО₄ = Ме₂SО₄ + 2Н₂О

Натриевые соли очень широко используются в химической промышленности, их применение рассматривается в соответствующих группах неметаллов.
Калийные соли используют как удобрение и при получении стекла.

Переходные элементы расположены в Периодической системе в рядах с 4 по 7. Те переходные элементы, символы которых расположены в самой таблице, называют d -переходными элементами, а те элементы, символы которых расположены внизу таблицы, называют лантаноидами и актиноидами или f-переходными элементами. Остановимся на получении и свойствах соединений элементов Сг, Мп, Fe, Сu, и Аg.

Все эти элементы в свободном состоянии - металлы. На внешней электронной оболочке, номер которой совпадает с номером периода, расположены, как правило, два электрона. С ростом заряда ядра (при переходе в ряду слева на право) происходит заполнение d-орбиталей предыдущего электронного слоя. Несмотря на то, что d-электроны расположены во внутреннем электронном слое, они в момент заполнения электронной оболочки могут как валентные электроны участвовать в образовании химической связи.
При заполнении электронной оболочки у атома хрома правило Клечковского (минимум энергии атома определяется минимумом суммы квантовых чиселn+l) конкурирует с правилом Хунда (минимуму энергии отвечает максимальный суммарный спин электронов у атома). У Сr победило правило Хунда.
У Zn полностью завершена электронная оболочка внутренних электронных слоев, а на s-подуровне внешнего электронного слоя находятся два электрона, поэтому цинк проявляет в соединениях только одну степень окисления:+2. Незавершенность d-подуровня и один электрон на внешнем s-подуровне указывают на способность химического элемента проявлять в соединениях несколько степеней окисления.

Хром - серебристо-белый с голубоватым оттенком металл, встречается в природе в виде хромита железа Fе(СгO₂)₂ и хромата свинца РЬСгО₄.

Fе(СгO₂)₂ + 4С = Fе + 2Сг + CO₂
К₂Сг₂О₇ + 2С = Сг₂O₃ + К₂СO₃ + СОI,
Сг₂0₃ + 2А1 = 2Сг + А1₂0₃.

Реагирует с неметаллами: галогенами, кислородом и т.д.:

При высокой температуре хром реагирует с водой:

Хром не растворяется в концентрированных серной и азотных кислотах на холоде (пассивируется), но растворяется в них при нагревании:

Хром используется для получения нержавеющих сталей и различных сплавов, применяется для хромирования изделий

Эти соединения получают растворением хрома в кислотах без доступа воздуха:

Сг + 2НСI = CrCl₂ + H₂ (голубой раствор)
2СгСI₃ + Н₂ = 2СгСI₂ + 2НСI,
Сг + СН₃СООН = Сг(СН₃СОО)₂+ Н₂.

Сг(СН₃СОО)₂+ 2NaOН = = 2СН₃СOONa+ Сг(ОН)₂
Степень окисления +2 очень неустойчивая и даже кислород воздуха окисляет Сг ⁺² до Сг^+З
4Сr (ОН)₂ + 0₂ + 2Н₂0 = 4Сr(ОН)₃
(зелено-голубоватый осадок).
При нагревании Сг(ОН)₂ разлагается.

Они напоминают по свойствам соединения А1+З.

Оксид хрома (iii) малорастворим и воде и в кислотах. Отвечающий ему гидроксид обладает амфотерными свойствами:

СrClз + 3КОН = Сг(ОН)₃ + 3KCl
(зеленоватый осадок).:
Сг(ОН)3 + NаОН =

При сплавлении Сг₂О₃со щелочами или карбонатами получают метахромиты:

Сг₂0₃+ 2КОН = 2КСгО₂ +
Сг₂0₃ + К₂С0₃ = 2КСгО₂ + СО₂

2Сr + 3СI₂ = 2СrСI₃,
Сr₂0₃ + 3СI₂ + 3С = 2СrСI₃ + 3СO.
2СrСI_З(тв) + 3Н₂S (газ) = Сг₂S₃ +6 HCl
2СrСI₃ + 3Nа₂S + 6Н₂O = 2Сr(ОН)₃ + 3H₂S + 6NаС1,

2СrСI₃ + 3Н₂O₂ + 10КОН = 2К₂СrО₄ + 6КСI + 8Н₂O.
СrС1₃ + 3NаНСО₃ = CrO₃+ 3СО + 3NаСI

В этих соединениях по свойствам хром напоминает кислотный оксид СгО₃ получают разложением дихромовой кислоты:

Свойства

Н₂СгО₄ + СгO₃ = Н₂Сг₂О₇
В кислой среде существуют дихроматы:
2К₂СгО₄ + Н₂SО₄ = К₂Сг₂О₇ + К₂SО₄ + Н₂O,
желтый оранжевый
а в щелочной - хроматы:
К₂Сг₂О₇ + 2КОН = 2К₂СгО₄ + Н₂O.
оранжевый желтый
В кислой среде Сг+6 сильный окислитель:
К₂Сг₂О₇ + I4НСI =2СrСI₃ + 2КСI + ЗС1₂ + 7Н₂O.

6FеSО₄+К₂Сг₂О₇ + 7Н₂SО₄ = 3Fе₂(SO₄)₃ + Сг₂(SO₄) ₃+К₂SО₄ + 7Н₂O
в нейтральной среде:
К₂Сг₂О₇ + 3(NН₄)₂S + Н₂O = 2Сг(ОН)₃ + 3S + NH₃ + 2К0Н.
Бихромат калия используется как окислитель.

Восстановлением из оксидов или галогенидов при нагревании:
МпO₂+ Si = Мn + SiO₂,
МпСI₂ + Н₂ = Мn + 2НС11
и электролизом МnO₄.

Металлический марганец реагирует с кислотами, образуя соли марганца (II):
Мn + Н₂SО₄(разб) = МnSO₄+H₂,
Мn + 2Н₂S0₄(конц) = МnSO₄ +SO₂ + 2Н₂0.
При нагревании Мn реагирует с водой:
Мn + 2Н₂O = Мn (ОН)₂ + H₂
С галогенами марганец дает соединения со степенями окисления +2, +3, +4.
С кислородом марганец проявляет степень окисления +2,+4,+6,+7

Оксиды со степенями окисления +4, +6,+7 обладают окислительными свойствами:
МnO₂+ 4НСI = МnСI₂ + С1₂ + 2Н₂O.

Гидроксид	Соль	Название
Mn(OH)₂	MnCl₂	Хлорид марганца (2)
Mn(OH)₃	MnCl₃	Хлорид марганца (3)
Mn(OH)₄	K₂MnO₃	Манганит калия
H₂MnO₄	K₂MnO₄	Манганат калия
HMnO₄	KMnO₄	Перманганат калия

Кислотные свойства гидроксидов усиливаются с увеличением степени окисления марганца.
Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца зависят от степени окисления.

Перманганат калия является сильным окислителем и в зависимости от характера среды сам восстанавливается следующим образом:

K₂SO₃ + 2КМnО₄ + 3Н2_SО₄ = бК₂SО₄+2МnSО₄ + 3Н₂О,
K₂SO₃+ 2КМnО₄ + 2Н₂О = 2КОН + 2МnО₂+ H₂O
К₂SO_з + 2КМnО₄ + 2КОН = К₂SО₄ + 2К₂MnО₄+ Н₂О
Перманганат используется как сильный окислитель.

Железо и его соединения
Железо встречается в природе в виде минералов: Fе₃O₄ - магнитный железняк, Fе₂0₃ - красный железняк, Fе₂0₃ ^. Н₂0
- бурый железняк, FeS₂ - пирит.

Восстановлением оксидов при высокой температуре с помощью окиси углерода, кокса, водорода:

3Fе₂O₃ + СО = 2Fе₃O₄ +
Fе₃O₄ + СО = 3FеО + СО₂,
FеO + С = Fе + СО,
Fе₂O₃ + ЗН₂= 2Fе + 3Н₂O.

для железа наиболее характерной степенью окисления является +3, возможна и +2, мало встречается +6. В ряду активностей металлов железо стоит левее водорода и вытесняет его из кислот:

При нагревании железо растворяется в кислотах - сильных окислителях.
При высокой температуре (8000 С) железо разлагает воду (промышленный способ получения водорода):

На воздухе в присутствии паров воды и углекислого газа происходит ржавление железа:

Fе + 1/2 O2 + Н₂O + 2СО₂ = Fе(НСO₃)₂,
Fе(НСО3)₂ + 2 Н₂О = Fе(ОН)₂ + 2Н₂О + 2СО₂,
2Fе(ОН)₂ + 1/2 O₂ + Н₂О = 2Fе(ОН)_3.
Железо вытесняет менее активные металлы из растворов их солей:
СuСl₂ + Fе =FеС1₂ + Cu.

Оксиды FеО и Fe₂О₃ не растворяются в воде, но растворяются в кислотах:
FеО + 2НСI =FеС1₂ + Н₂О,
Fе₂O₃ + 6НСI = 2FеС1₃ + 3Н₂O.

Отвечающие оксидам железа гидроксиды получают, действуя щелочами на соли железа:

FеСl₂ + 2NаОН = Fе(ОН)₂- + 2NаСI
белый
FеСl₃ + 3NаОН = Fе(ОН)з- + 3NаСI
коричневый
FеСl₃ + 3NаНСО₃ = Fе(ОН)₃ + ЗСО₂ + 3NаСI
Соли двухвалентного железа легко окисляются кислородом воздуха
4FеSО₄ + 2Н₂О + O₂ = 4Fе(ОН)SО₄,
и другими окислителями:
6FеSО₄+К₂Сг₂О₇ + 7Н₂SО₄ = 3Fе₂(SO₄)₃+ Сr₂(SO₄)з+К₂SО₄ + 7Н₂O
Получение и свойства карбонатов железа:
FеС + 2NаНСО₃ = FеСО₃+ H₂О + СО₂ + 2NаСI

FеСО₃ + H₂O+ СО₂ = Fе(НСО₃)₂,
FеS + 2НСI = FеС1₂ + H₂S

Соли железа (III) реагируют с сильными восстановителями:

2FеС1₃ + 2КI = 2FеС1₂+ 2КСI +I₂
2FеС1₃ + 3Nа₂S = 2FеS + S+ 6NaCl

FеСl₃ + ЗКSСN = Fе(SСN)₃ + ЗКСI
(вишневый цвет раствора)

К₄[Fе(СN)_6] гексоцианоферрат (11) калия - желтая кровяная соль
Кз[Fе(СN)6] гексоцианоферрат (111) калия - красная кровяная соль

Эти соли являются реактивами на Fе²⁺ и Fе^З+^:
ЗК₄[Fе(СN)₆] + 4FеС1₃ = Fе₄[Fе(СN)₆]_з + I2КСI
берлинская лазурь
2К₃IFе(СN)₆1 + ЗFеС1₂ = Fе₃[Fе(СN)₆]₂ + 6КСI
турнбулева синь

Широко используются в промышленности сплавы железа с углеродом (стали, чугуны). На основе Fе₂O₃получаются ферриты, важнейшие магнитные материалы для современной техники. Железо используется как катализатор во многих химических производствах. Оно входит в состав ферментов, катализирующих различные биохимические реакции.

Медь обладает высокой тепло- и электропроводностью.
Медь встречается в природе в самородном виде и в виде соединений: СuFеS2 - медный колчедан, Сu₂S - медный блеск, СuСO3^.Сu (OН)₂ - малахит.

Oбжигом природных минералов: 3Cu₂S+ 3O₂ = 6Сu +3SO₂

Получаемую таким образом черновую медь, очищают, подвергая электролизу.

для меди наиболее характерной степенью окисления является +2, хотя возможны соединения со степенью окисления+1 и, в исключительных случаях, +3.
В ряду активности металлов медь стоит правее водорода, поэтому растворяется только в кислотах – сильных окислителях.

ЗСu + 8НNО_З(разб) = 3Сu(NO₃)₂ +2NO + 4Н₂0,
Сu + 4НNО_З(конц) = Сu(NO₃)₂ + 2NO+2H₂O
Сu + 2Н₂SO₄(конц) = СuSO₄ + SO₂+ 2H₂O

Сu + Г₂ = СuГ₂,
2СuСI₂ + 4КI = 2СuI + I₂ + 4КСI,
СuС1₂ + Сu = 2СuСI.

Галогениды меди с аммиаком дают растворимые комплексные соединения:

СuС1 + 2NН₃ =[Сu (NН₃)₂]С1,
СuС1₂ +2NH₃ =[Сu (NН₃)₂]С1₂.

2Сu + O₂ = 2СuO,
Сu (OН)₂ = СuО + Н₂O,
СuО + Н₂SO₄ = CuSO₄+ Н₂O

Ионы меди в растворе существуют в виде комплексов [Сu (Н₂O)₆]^2+, которые придают растворам солей меди сине-голубую окраску:

CuSO₄+ 2КОН = K₂SO₄+ Сu (OН)₂,
2СuСI + 2КОН = Cu₂O+ 2КСI + Н₂O,
2Сu₂O + O₂ + 4Н₂O = 4Сu (ОН)₂,
Сu₂O + Н₂SO₄ =CuSO₄+ Сu + Н₂O

Сульфид меди не растворим в обычных кислотах

Карбонат меди не растворим в воде, но из-за гидролиза он не может быть получен при сливании водных растворов соды и хлорида меди:

Медь стоит левее ртути в ряду активности металлов, поэтому она вытесняет ртуть из растворов ее солей: Сu + Нg (NO₃)₂ = Сu (NО₃)₂ + Нg

Медь используется в электротехнике, для изготовления химических аппаратов и получения различных сплавов с оловом (бронзы), цинком (латунь), никелем, марганцем.

Цинк - серебристо-серый металл, встречается в природе только в связанном состоянии: ZnS - цинковая обманка, ZпСO₃ - цинковый шпат.

Цинк можно получить по реакциям:
2Zn + 3O₂ = 2ZпO
ZпСO₃ =ZпO + СO₂,
ZnО +С = Zn+ СO,
ZпO + СО = Zп + СO₂
ZпO + Н₂SO₄ = ZnSO₄ + Н₂O
электролизом ZnSО₄.

для цинка характерна только одна степень окисления +2. Цинк растворяется как в кислотах, так и в щелочах, вытесняя водород:

Реакция цинка с соляной кислотой ускорятся в присутствии солей меди и замедляется в присутствии солей ртути:

Цинк растворяется в кислотах - сильных окислителях:

4Zn + 10НNО_З(разб) = 4Zп(NO₃)₂ + 3Н₂O + NН₄NO₃
Zn + 4НNО_З(конц) =Zп(NO₃)₂ + 2Н₂O + 2NO₂
Zn + 2Н₂SО₄(конц) = ZnSO₄+ 2Н₂O + SO₂

Оксид цинка амфотерен и растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

В воде ZnO не растворим, и гидроксид цинка получают из его солей:

Гидроксид цинка обладает амфотерными свойствами и растворяется как в кислотах, так и в щелочах.
Сульфид цинка:

Zn используется для изготовления оцинкованного железа, для получения сплавов (латуни).

Серебро - благородный металл, который обладает самой высокой тепло- и электропроводностью, на воздухе часто тускнеет
4Аg + 2Н₂ + O₂ = 2Аg₂O + 2Н₂O.
Серебро встречается в природе в виде самородков и в виде соединений: Аg2S - серебряный блеск, Аg₂^.Сu₂S – серебряно-медный блеск.

Серебро можно получить, используя превращения:

Аg₂S + 4КСN = 2К[Аg(СN)₂] + К₂S,
2К[Аg(СN)₂] + Zn = 2Аg + К2[Zn (СN)₄]

Для серебра наиболее типичной степенью окисления является +1, хотя возможны соединения со степенью окисления +2 и, в исключительных случаях, +3.
В ряду активности металлов серебро стоит правее водорода, поэтому растворяется только в кислотах – сильных окислителях:

3Аg + 4НNО_З(разб) — 3АgNO₃ + 2Н₂O + NO
Аg + 2НNO₃ (конц) = АgNO₃+Н₂O + NO₂
2Аg + 2Н₂SO₄(конц) = Аg₂SO₄ + 2Н₂O + SO₂

Галогениды серебра получают реакцией обмена. Все они, кроме АI, плохо растворяются в воде, и растворимый нитрат серебра обычно используется как реakтив для качественного определения ионов Сl, Вr, Iв растворах:

АgNO₃ + КСI = КNO₃+ АgCl (белый студенистый осадок),
АgNO₃+ КВr = КNO₃+ АgВr (желтоватый осадок),
АgNO₃+ КI = КNO₃+ АgI (желтый осадок).

Галогениды серебра с аммиаком, с цианидами дают растворимые комплексные соединения:

АgС1 + 2NН₃ = [Аg(NНз)₂]С1,
АgС1 + 2КСN = К[Аg(СN)₂] + КСI.

Галогениды серебра под действием света разлагаются, поэтому широко используются в фотографии.

При действии на растворимые соли серебра щелочей образуется темный осадок оксида серебра:

Аммиачный раствор оксида серебра используется как реактив на альдегиды (реакция серебряного зеркала.) Сульфид серебра не растворим в обычных кислотах
2АNО₃ + Н₂S = Аg₂S + 2НNO₃

Серебро применяется в электротехнике, для производства зеркал, для изготовления украшений, в медицине, в фотографии.

К элементам главной \/IIiА ПОДГРУППЫ относятся Не, Ге, Аг, Кг, Хе, Рл

Фториды инертных газов. Получение и свойства

Наиболее изучены фториды ксенона со степенями окисления +2, +4, +6. Все они получаются при непосредственном взаимодействии ксенона и фтора. Какой фторид при этом будет получен зависит от условий проведения опыта. Все фториды ксенона являются очень сильными фторирующеми реагентами.
ХеЕ2 (степень окисления +2) - бесцветные кристаллы, растворимые в воде.

Хе + р2 = Хер2
(при комнатной темйерату5ё и на свету).

Свойства
Хер2 - сильный окислитель, способен вступать в реакцию диспропорционирования:

2 Хер2 = Хер4 + Хе,
подвергается гидролизу, может при нагревании присоединять фтор:

Хер+р = Херф
ХеЕ4 (степень окисления -1-4) - бесцветные кристаллы.

подвергается гидролизу и диспропорционированию:

может присоединять фтор под давлением:
Хер4 + р2 = Хер6
и вступать в реакцию диспропорционирования:
З Хер4 = 2ХеР6 + Хе.
ХеЕ6 (степень окисления ч-б) - бесцветные кристаллы

Непосредственным синтезом:
Хе + 3 р2 = Хер6 (при давлении 60 атм)
или по реакциям диспропорционирования Хер4 (смотри выше).

2 Хер6 + З РЁ = З РЁр4 + 2 Хе,
Хер6 + 6КI = 312 + Хе + бКр,
подвергается гидролизу:
Хер6 + Н20 = 2 Нр + ХеОр4,
Хер6 + З Н20 = Хе03 + б Нр,
может присоединять фтор под давлением 200 атм:
Хер6 + р2 = Хер8.
Гораздо менее устойчивы и потому хуже изучены фториды криптона и радона Кгр2, Кгр4, Рлр4 и Рлр6.

Известны оксиды и отвечающие им кислоты и соли только ксенона со степенью окисления +6 и +8.
Степень окисления +6
Оксид ксенона (УI) Хе03 - нелетучее твердое вещество, легко взрывается, но хорошо растворимо в воде.

Гидролизом Хе16 и Хе014:
ХеI6 + З Н20 = Хе03 + б НI,
Хе0I4 + 2 Н20 = Хе03 + 4 НI,
гидролизом и диспропорционированием Хе14:
ЗХеI4+6Н20=2Хе03+ 12НI+Хе.

Хе03 - кислотный оксид, растворяясь в воде, дает кислоту, а в щелочах - соли (оксоксенаты):

Хе03 + Н20 Н2ХеО4
+ НХеО4 2Н + Хе042,
Хе03 + КОН = КНХеО4,
КНХеО4 + КОН = К2Хе0 + Н20,
Хе03 + Ва(ОН)2 = ВаХеО4 + Н20

Хе03 разлагается уже при комнатной температуре:

Хе03 и оксоксенаты (УI) - сильные окислители.
Ксенаты могут диспропорционировать, давая перксенаты:

При действии, например, озона и сами могут окисляться:

Хе03 + 0 + 4 [\]аОН = [\Iа4ХеО6 + 02 + 2 Н20,
+ 0 + 2 [\]аОН =
= [\а4Хе06 + 02 + 2 Н20.

Оксид ксенона (УIII) Хе04 - светложелтый газ, легко взрывается.

Хе04 - получают действием на перксенат бария безводной серной кислотой:
Ва₂ХеО₆ + 2 Н₂0₄ = 2 Ва0₄ + Хе04 + 2 Н₂0

Хе04 - это кислотный оксид, которому соответствует кислота средней силы Н6ХеО6 и соли этой кислоты - перксенаты.

Перксенаты - самые сильные окислители из всех известных.
Хе04 разлагается уже при комнатной температуре:

Кислородные соединения ксенона представляют большой интерес для развития химической науки, в лабораторной практике как самые сильные окислители. Оксиды ксенона представляют интерес и как взрывчатые вещества.