Химия переходных элементов.

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

Перехо́дные мета́ллы (перехо́дные элеме́нты) — элементы побочных подгрупп Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, в атомах которых появляются электроны на d- и f-орбиталях.  В общем виде электронное строение переходных элементов можно представить следующим образом: (n-1)d^xns^y. На ns-орбитали содержится один или два электрона, остальные валентные электроны находятся на (n-1)d -орбитали. Поскольку число валентных электронов заметно меньше числа орбиталей, то простые вещества, образованные переходными элементами, являются металлами.

Общая характеристика переходных элементов

Все переходные элементы имеют следующие общие свойства: 

• Небольшие значения электроотрицательности.

• Переменные степени окисления. Почти для всех d-элементов, в атомах которых на внешнем ns-подуровне находятся 2 валентных электрона, известна степень окисления +2.

• Начиная с d-элементов III группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, элементы в низшей степени окисления образуют соединения, которые проявляют основные свойства, в высшей — кислотные, в промежуточной —амфотерные. Например:

Медь представляет собой довольно мягкий металл красно-жёлтого цвета. В электрохимическом ряду напряжений металлов она стоит правее водорода, поэтому растворяется только в кислотах-окислителях (в азотной кислоте любой концентрации и в концентрированной серной кислоте):

^(конц)

^(разб)

В присутствии кислорода воздуха медь может растворяться в соляной кислоте:

2Cu + 4HCl + O₂ →2CuCl₂ +2H₂O

В отличие от серебра и золота, медь окисляется с поверхности кислородом воздуха уже при комнатной температуре. В присутствии углекислого газа и паров воды её поверхность покрывается зелёным налётом, представляющим собой основной карбонат меди(II).

Для меди наиболее характерна степень окисления +2 , однако существует целый ряд соединений, в которых она проявляет степень окисления +1.

Оксид меди(II) CuO — вещество чёрного цвета. Под действием восстановителей при нагревании он превращается в металлическую медь:

Растворы всех солей двухвалентной меди окрашены в голубой цвет, который им придают гидратированные ионы .

При действии на растворимые соли меди раствором питьевой соды образуется малорастворимый основной карбонат меди (II) — малахит:

Гидроксид меди(II) Cu(OH)₂ образуется при действии щелочей на соли меди(II) 

Это малорастворимое в воде вещество голубого цвета. Гидроксид меди(II) — при сильном нагревании разлагается:

При добавлении аммиака Cu(OH)₂ растворяется с образованием ярко-синего комплекса:

Соединения одновалентной меди крайне неустойчивы, поскольку медь стремится перейти либо в Cu²⁺, либо в Cu⁰. Стабильными являются нерастворимые соединения CuCl, CuCN, Cu₂S и комплексы типа 

Цинк — элемент побочной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. Простое вещество цинк при нормальных условиях — хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета (тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка).

Наиболее распространенный минерал цинка — сфалерит, или цинковая обманка. Основной компонент минерала — сульфид цинка ZnS, а разнообразные примеси придают этому веществу всевозможные цвета.

Химические свойства

Типичный амфотерный металл. В электрохимическом ряду напряжений металлов расположен до железа.

На воздухе цинк покрывается тонкой пленкой оксида ZnO. При сильном нагревании сгорает с образованием амфотерного белого оксида ZnO:

2Zn + O₂ = 2ZnO.

Цинк обычной чистоты активно реагирует с растворами кислот:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑,

Zn + H₂SO₄(разб.) = ZnSO₄ + H₂↑

Концентрированная серная кислота, при взаимодействии с цинком, может восстанавливаться до SO₂, H₂S или S в зависимости от концентрации кислоты:

Zn + 2H₂SO₄ (конц) → ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂O

3Zn + 4H₂SO₄ (конц.) = 3ZnSO₄ + S + 4H₂O

4Zn + 5H₂SO₄ (конц.) = 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

Цинк реагирует с азотной кислотой:

4Zn + 10HNO₃ (конц.) = 4Zn(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

4Zn + 10HNO₃ (разб.) = 4Zn(NO₃)₂ +NH₄NO₃ + 3H₂O

C растворами щелочей гидроксид цинка образует гидроксоцинкаты

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑,

С растворами кислот и щелочей очень чистый цинк не реагирует. Взаимодействие начинается при добавлении нескольких капель раствора сульфата меди CuSO₄.

При нагревании цинк реагирует с галогенами с образованием галогенидов ZnHal₂. С фосфором цинк образует фосфид Zn₃P₂. С серой и ее аналогами — селеном и теллуром — различные халькогениды, ZnS, ZnSe, ZnSe₂ и ZnTe. Сульфид цинка используется для синтеза люминофоров временного действия и разного рода люминесцентов на базе смеси ZnS и CdS. Люминофоры на базе сульфидов цинка и кадмия, так же применяются в электронной промышленности для изготовления светящихся гибких панелей и экранов в качестве электролюминофоров и составов с коротким временем высвечивания.

С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует. Нитрид Zn₃N₂ получают реакцией цинка с аммиаком при 550—600 °C.

В водных растворах ионы цинка Zn2+ образуют аквакомплексы [Zn(H₂O)₄]²⁺ и [Zn(H₂O)₆]²⁺.

Цинк не разлагает воду, т.к. в водном растворе он быстро покрывается защитной пленкой оксида, которая предохраняет его от коррозии.

Цинк - сильный восстановитель и вытесняет менее активные металлы (стоящие справа в ряду напряжений) из растворов их солей

Zn + CuSO₄ →ZnSO₄ + Cu

Оксид цинка проявляет амфотерный характер, растворяясь как в кислотах, так и в растворах щелочей:

ZnO + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + H₂O

ZnO + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + Н₂О

При нагревании комплексный тетрагидроксицинкат-анион дегидратируется:

[Zn(OH)₄]^2- →ZnO₂^2- + 2H₂O

Гидроксид цинка также проявляет амфотерные свойства. Он нерастворим в воде, но растворяется в кислотах и щелочах;

Zn(OH)₂ + 2HCl → ZnCl₂ + 2H₂O

Zn(OH)₂ + 2NaOH →Na₂[Zn(OH)₄] (в растворе)

Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + 2Н₂О (при сплавлении)

Ион Zn²⁺ является энергичным комплексообразователем с координационным числом 4. В отличие от гидроксида алюминия гидроксид цинка растворяется в водном растворе аммиака:

Zn(OH)₂ + 2NH₃ → [Zn(NH₃)₄](OH)₂

Хром - элемент VI группы периодической системы Менделеева. Внешняя электронная конфигурация атома хрома 3d⁵4s¹. В соединениях обычно проявляет степени окисления +2, +3, +6, среди них наиболее устойчивы Сr3+; известны отдельные соединения, в которых хром имеет степени окисления +1, +4, +5. Хром химически малоактивен. При обычных условиях устойчив к кислороду и влаге, но соединяется с фтором, образуя CrF₃. Выше 600 °С взаимодействует с парами воды, давая Сr₂О₃; азотом - Cr₂N, CrN; углеродом - Сr₃С₂; серой - Cr₂S₃. При сплавлении с бором образует борид СrВ, с кремнием - силициды Cr₂Si₃, CrSi₂. Со многими металлами хром дает сплавы. Взаимодействие с кислородом протекает сначала довольно активно, затем резко замедляется благодаря образованию на поверхности металла оксидной пленки. При 1200 °С пленка разрушается и окисление снова идет быстро. Хром загорается в кислороде при 2000 °С с образованием темно-зеленого оксида хрома (III) Сr₂О₃. Помимо оксида (III), известны других соединения с кислородом, например CrO, СrО₃, получаемые косвенным путем. Хром легко реагирует с разбавленными растворами соляной и серной кислот с образованием хлорида и сульфата хрома (II) и выделением водорода; царская водка и азотная кислота пассивируют хром.

С увеличением степени окисления возрастают кислотные и окислительные свойства хрома. Производные Сr²⁺ - очень сильные восстановители.

Оксид хрома (II) CrO – типичный основный оксид, ему соответствует гидроксид хрома (II) - Сr(ОН)₂ - основание. CrO и Сr(ОН)₂ не растворяются в воде, но растворяются в кислотах:

CrO + 2HCl →CrCl₂ + H₂O

Сr(ОН)₂ +2HCl →CrCl₂ + 2H₂O

Оксид хрома (III) – Cr₂O₃ тугоплавкий порошок зелёного цвета, не растворяется в воде. Получают его разложением дихромата аммония.

(NH₄)₂Cr₂O₇ → Cr₂O₃ + N₂ +4H₂O

В промышленности оксид хрома (III) получают восстановлением дихромата калия коксом или серой:

2К₂Cr₂O₇ +3C →2 Cr₂O₃ +2K₂CO₃ + CO₂

При нагревании дихромата калия при 600 ⁰ он разлагается с образованием:

4K₂Cr₂O₇→ K₂CrO₄ +2 Cr₂O₃ +3O₂

Оксид хрома(III) – Cr₂O₃ – амфотерный оксид. При обычных условиях он плохо растворяются в кислотах и щелочах. Однако при сплавлении его со щелочами или карбонатами щелочных металлов образуются метахроматы:

Cr₂O₃ + 2КOH→ 2KCrO₂ + H₂O

Cr₂O₃ + Na₂CO₃ →2NaCrO₂ + CO₂

Оксид хрома (III) с кислотами образует соли хрома (III).

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)₃ - нерастворимое в воде вещество зелёного цвета.

Cr₂(SO₄)₃ + 6NaOH → 2Cr(OH)₃ + 3Na₂SO₄

Обладает амфотерными свойствами - растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ →Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Cr(OH)₃ + KOH → K[Cr(OH)₄]

(при сплавлении Cr(OH)₃ + KOH →KCrO₂ + 2H₂O)

Соли хрома (III) имеют фиолетовую или тёмно-зелёную окраску. По химическим свойствам напоминают бесцветные соли алюминия.

Соединения Cr (III) могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства:

Zn + 2CrCl₃ →2CrCl₂ + ZnCl₂

2CrCl₃ + 16NaOH + 3Br₂ →6NaBr + 6NaCl + 8H₂O + 2Na₂CrO₄

Соединения шестивалентного хрома

Оксид хрома (VI) CrO₃ – кислотный оксид, ярко-красные кристаллы, растворимые в воде. При растворении в воде образуются две кислоты: хромовая Н₂CrO₄ и дихромовая Н₂Cr₂O₇

Получают оксид хрома (VI) CrO₃ из хромата (или дихромата) калия и H₂SO₄(конц.).

K₂CrO₄ + 2H₂SO₄ → CrO₃ +2KHSO₄ + H₂O

K₂Cr₂O₇ + 2H₂SO₄ → 2CrO₃ +2 KHSO₄ + H₂O

CrO₃ - кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO₄^2-

CrO₃ + 2KOH → K₂CrO₄ + H₂O

Хроматы и дихроматы легко переходят друг в друга при изменении среды раствора:

В кислой среде хроматы превращаются в дихроматы, жёлтая окраска переходит в оранжевую:

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ →K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

2CrO₄^2- + 2H⁺ ↔ Cr₂O₇^2- + H₂O

В щелочной среде дихроматы переходят в хроматы, оранжевая окраска сменяется жёлтой.

K₂Cr₂O₇ + 2KOH →2K₂CrO₄ + H₂O

Cr₂O₇^2- 2ОН^- ↔2CrO₄^2- + H₂O

Соединения Сr⁶⁺: хромовый ангидрид СrО₃, хромовые кислоты и их соли, среди которых наиболее важны хроматы и дихроматы - сильные окислители.

Хром образует большое число солей с кислородсодержащими кислотами. Известны комплексные соединения хрома; особенно многочисленны комплексные соединения Сr³⁺ в которых хром имеет координационное число 6. Существует значительное число переоксидных соединений хрома.

Железо: элемент побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 26. Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия).

Наиболее важные природные соединения:

Fe₂O₃·3H₂O –бурый железняк

Fe₂O₃ – красный железняк

Fe₃O₄ – магнитный железняк

FeS₂ – железный колчедан (пирит).

Простое вещество железо — ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой химической реакционной способностью: железо быстро коррозирует при высоких температурах или при высокой влажности на воздухе. В чистом кислороде железо горит, а в мелкодисперсном состоянии самовозгорается и на воздухе.

Химические свойства

Основные степени окисления железа — +2 и +3.

При хранении на воздухе при температуре до 200 °C железо постепенно покрывается плотной плёнкой оксида, препятствующего дальнейшему окислению металла. Во влажном воздухе железо покрывается рыхлым слоем ржавчины, который не препятствует доступу кислорода и влаги к металлу и его разрушению. Ржавчина не имеет постоянного химического состава, приближённо её химическую формулу можно записать как Fe₂O₃·xH₂O.

С кислородом железо реагирует при нагревании. При сгорании железа на воздухе образуется оксид Fe₃O₄, при сгорании в чистом кислороде — оксид Fe₂O₃. Если кислород или воздух пропускать через расплавленное железо, то образуется оксид FeO. При нагревании порошка серы и железа образуется сульфид, приближённую формулу которого можно записать как FeS.

При нагревании железо реагирует с галогенами. Так как FeF₃ нелетуч, железо устойчиво к действию фтора до температуры 200—300 °C. При хлорировании железа образуется FeCl₃. Если взаимодействие железа и брома протекает при комнатной температуре или при нагревании и повышенном давлении паров брома, то образуется FeBr₃. При нагревании FeCl₃ и, особенно, FeBr₃ отщепляют галоген и превращаются в галогениды железа(II).

При нагревании железо реагирует с азотом, образуя нитрид железа Fe₃N, с фосфором, образует фосфид железа (II) Fe₃P₂, с углеродом, образуя карбид Fe₃C, с кремнием, образуя несколько силицидов, например, Fe₃Si.

Во влажном воздухе железо быстро окисляется (корродирует):

4Fe +3О₂ + 6H₂O→ 4Fe(OH)₃

При высокой температуре раскалённое железо реагирует с водой:

3Fe + 4H₂O→ Fe₃O₄ +4Н₂

При повышенном давлении металлическое железо реагирует с оксидом углерода(II) CO, причём образуется жидкий, при обычных условиях легко летучий пентакарбонил железа Fe(CO)₅.

В электрохимическом ряду напряжений железо стоит левее водорода. Поэтому железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах с выделением водорода:

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂,

Fe + H₂SO₄ (разб.) = FeSO₄ + H₂.

Более концентрированную серную кислоту (40–60%) железо восстанавливает до оксида серы(IV):

Fe + 2H₂SO₄ = FeSO₄ + SO₂ + 2H₂O.

В серной кислоте еще более высокой концентрации (от 80 до 100%) железо пассивируется – покрывается тонкой и прочной оксидной пленкой, которая предохраняет металл от растворения. При нагревании концентрированная серная кислота окисляет железо до сульфата железа(III)

2Fe + 6H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O.

Железо пассивируется и в сильно концентрированной азотной кислоте, поэтому концентрированные серную и азотную кислоты можно перевозить в железной таре.

С разбавленной азотной кислотой железо может реагировать с образованием соли железа(II), а с более концентрированным раствором кислоты – соли железа(III) и различных продуктов восстановления кислоты, например:

4Fe + 10HNO₃ = 4Fe(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O,

3Fe + 8HNO₃ = 3Fe(NO₃)₂ +2NO + 4H₂O,

Fe + 6HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O.

Оксид железа (II) FeO обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(OH)₂ –порошок белого цвета, не растворимый в воде. Получают его из солей железа (II) при взаимодействии их со щёлочью

FeSO₄ + 2NaOH →Fe(OH)₂ ↓ +Na₂SO₄

Fe(OH)₂ легко реагирует с кислотами: Fe(OH)₂ +2HCl → FeCl₂ + 2H₂O

Он легко окисляется в присутствии кислорода воздуха:

4Fe(OH)₂ +2Н₂О + О₂ → 4Fe(OH)₃

Восстановительные свойства проявляют и соли двухвалентного железа, особенно при действии окислителей в кислой среде:

10FeSO₄ +2KMnO₄ + 8H₂SO₄ → 5Fe₂(SO₄)₃ + 2MnSO₄ +K₂SO₄ +8H₂O

Оксид железа(III) Fe₂O₃ получают

1. Разложением гидроксида железа (III): 2Fe(OH)₃→ Fe₂O₃ + 3H₂O

2. Окислением пирита: 4FeS₂ +11O₂→ 2Fe₂O₃ +8SO₂

Оксид железа(III) Fe₂O₃ слабо амфотерен:

1. Взаимодействует с кислотами: Fe₂O₃ + 3H₂SO₄ →Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O

2. Взаимодействует с твёрдыми щелочами (NaOH. KOH) и с карбонатом натрия и калия при высокой температуре: : Fe₂O₃ + 2NaOH → 2NaFeO₂ +H₂O

Fe₂O₃ + Na₂CO₃ →2NaFeO₂ +CO₂

Оксиду железа(III) Fe₂O₃ отвечает ещё более слабое, чем Fe(OH)₂, основание Fe(OH)₃. Получают его из солей ж из солей железа (III) при взаимодействии их со щёлочью

FeCl₃ + 3NaOH →Fe(OH)₂ ↓ + 3NaCl

Гидроксид железа(III) Fe(OH)₃ взаимодействует с кислотами:

2Fe(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 6H₂O.

Проявляя слабо амфотерные свойства, он способен реагировать только с концентрированными растворами щелочей:

Fe(OH)₃ + 3КОН → K₃[Fe(OH)₆].

Образующиеся при этом гидроксокомплексы железа(III) устойчивы в сильно щелочных растворах. При разбавлении растворов водой они разрушаются, причём в осадок выпадает Fe(OH)₃.

Соединения железа (III) в растворах восстанавливаются металлическим железом:

Fe + 2FeCl₃ → 3FeCl₂.

При хранении водных растворов солей железа(II) наблюдается окисление железа(II) до железа(III):

4FeCl₂ + O₂ + 2H₂O → 4Fe(OH)Cl₂.

Для обнаружения в растворе соединений железа(III) используют качественную реакцию ионов Fe³⁺ с тиоцианат-ионами SCN⁻. При взаимодействии ионов Fe³⁺ с анионами SCN⁻ образуется ярко-красный роданид железа Fe(SCN)₃. Другим реактивом на ионы Fe³⁺ служит гексацианоферрат(II) калия K₄[Fe(CN)₆] (жёлтая кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe³⁺ и [Fe(CN)6]⁴⁻ выпадает ярко-синий осадок берлинской лазури

3K₄[Fe(CN)₆] + 4FeCl₃ → Fe₄ [Fe(CN)₆]₃↓ + 12KCl

Реактивом на ионы Fe²⁺ в растворе может служить гексацианоферрат(III) калия K₃[Fe(CN)₆] (красная кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe²⁺ и [Fe(CN)₆]³⁻ выпадает осадок турнбулевой сини:

2K₃[Fe(CN)₆] + 3FeSO₄→ Fe₃ [Fe(CN)₆]₂↓ + 3K₂SO₄

Тест по теме «Цинк и его соединения»

1. Сумма коэффициентов в уравнении реакции цинка с очень разбавленной азотной кислотой:

а) 20; б) 22; в) 24; г) 29.

2. Цинк из концентрированного раствора карбоната натрия вытесняет:

а) водород; б) угарный газ;

в) углекислый газ; г) метан.

3. Растворы щелочей могут реагировать со следующими веществами (возможно несколько правильных ответов):

а) сульфатом меди и хлором;

б) оксидом кальция и медью;

в) гидросульфатом натрия и цинком;

г) гидроксидом цинка и гидроксидом меди.

4. Плотность 27,4%-го раствора гидроксида натрия составляет 1,3 г/мл. Молярная концентрация щелочи в этом растворе составляет:

а) 0,0089 моль/мл; б) 0,0089 моль/л;

в) 4 моль/л; г) 8,905 моль/л.

5. Для получения гидроксида цинка необходимо:

а) по каплям приливать раствор гидроксида натрия к раствору хлорида цинка;

б) по каплям приливать раствор хлорида цинка к раствору гидроксида натрия;

в) прилить избыток раствора гидроксида натрия к раствору хлорида цинка;

г) по каплям добавлять раствор гидроксида натрия к раствору карбоната цинка;

6. Исключите «лишнее» соединение:

а) H₂ZnO₂; б) ZnCl₂; в) ZnO; г) Zn(OH)_2.

7. Сплав меди и цинка массой 24,12 г обработали избытком разбавленной серной кислоты. При этом выделилось 3,36 л газа (н.у.). Массовая доля цинка в этом сплаве равна (в %):

а) 59,58; б) 40,42; в) 68,66; г) 70,4.

8. Гранулы цинка будут взаимодействовать с водным раствором (возможно несколько правильных ответов):

а) соляной кислоты; б) азотной кислоты;

в) гидроксида калия; г) сульфата алюминия.

9. Углекислый газ объемом 16,8 л (н.у.) был поглощен 400 г 28%-го раствора гидроксида калия. Массовая доля вещества, находящегося в растворе, составляет (в %):

а) 34,5; б) 31,9; в) 69; г) 63,7.

10. Масса образца карбоната цинка, в котором содержится 4,816•10²⁴ атомов кислорода, равна (в г):

а) 1000; б) 33,3; в) 100; г) 333,3.

Задачи и упражнения на амфотерные металлы

Цепочки превращений

1. Цинк — оксид цинка — гидроксид цинка — сульфат цинка — хлорид цинка — нитрат цинка — сульфид цинка — оксид цинка — цинкат калия.

2. Оксид алюминия — тетрагидроксоалюминат калия — хлорид алюминия — гидроксид алюминия — тетрагидроксоалюминат калия.

3. Натрий — гидроксид натрия — гидрокарбонат натрия — карбонат натрия — гидроксид натрия — гексагидроксохромат(III) натрия.

4. Хром — хлорид хрома(II) — хлорид хрома(III) — гексагидроксохромат(III) калия + бром + гидроксид калия — хромат калия — дихромат калия — оксид хрома(VI).

5. Сульфид железа(II) — X1 — оксид железа(III) — X₂ — сульфид железа(II).

6. Хлорид железа(II) — А — Б — В — Г — Д — хлорид железа(II) (все вещества содержат железо; в схеме только три окислительно-восстановительные реакции подряд).

7. Хром — Х₁ — сульфат хрома(III) — Х₂ — дихромат калия — Х₃ — хром.

У р о в е н ь А

1. Для растворения 1,26 г сплава магния с алюминием использовано 35 мл 19,6%-го раствора серной кислоты (плотность – 1,14 г/мл). Избыток кислоты вступил в реакцию с 28,6 мл раствора гидрокарбоната калия с концентрацией 1,4 моль/л. Определите состав исходного сплава и объем газа (н.у.), выделившегося при растворении сплава.

Ответ. 57,6% Mg; 42,4% Al; 1,34 л H₂.

2. Смесь кальция и алюминия массой 18,8 г прокалили без доступа воздуха с избытком порошка графита. Продукт реакции обработали разбавленной соляной кислотой, при этом выделилось 11,2 л газа (н.у.). Определите состав исходной смеси.

Решение

Уравнения реакций:

2С + Са →СаС₂

4Al + 3C →Al₄C₃

СаС₂ +2 H₂O →C₂H₂ + Ca(OH)₂

Al₄C₃ + 12 H₂O → 3CH₄ + 4 Al(OH)₃

Пусть (Ca) = x моль, (Al) = 4y моль.

Тогда: 40x + 4•27y = 18,8.

По условию задачи:

v(С₂Н₂ + СH₄) = 11,2 л.

Следовательно,

(С₂Н₂ + СH₄) = 11,2/22,4 = 0,5 моль.

По уравнению реакции:

(С₂Н₂) = (СaC₂) = (Сa) = х моль,

(СH₄) = 3/4(Al) = 3y моль,

x + 3y = 0,5.

Решаем систему:

x = 0,2, y = 0,1.

Следовательно,

n(Ca) = 0,2 моль,

n(Al) = 4•0,1 = 0,4 моль.

В исходной смеси:

m(Ca) = 0,2•40 = 8 г,

(Ca) = 8/18,8 = 0,4255, или 42,6%;

m(Al) = 0,4•27 = 10,8 г,

n(Al) = 10,8/18,8 = 0,5744, или 57,4%.

Ответ. 42,6% Ca; 57,4% Al.

3. При взаимодействии 11,2 г металла VIII группы периодической системы с хлором образовалось 32,5 г хлорида. Определите металл.

Ответ. Железо.

4. При обжиге пирита выделилось 25 м³ сернистого газа (температура 25 °С и давление 101 кПа). Вычислите массу образовавшегося при этом твердого вещества.

Ответ. 40,8 кг Fe₂O₃.

5. При прокаливании 69,5 г кристаллогидрата сульфата железа(II) образуется 38 г безводной соли. Определите формулу кристаллогидрата.

Ответ. Гептагидрат FeSO₄•7H₂O.

6. При действии избытка соляной кислоты на 20 г смеси, содержащей медь и железо, выделился газ объемом 3,36 л (н.у.). Определите состав исходной смеси.

Ответ. 58% Cu; 42% Fe.

У р о в е н ь Б

1. Какой объем 40%-го раствора гидроксида калия (плотность – 1,4 г/мл) следует добавить к 50 г 10%-го раствора хлорида алюминия для того, чтобы первоначально выпавший осадок полностью растворился?

Ответ. 15 мл.

2. Металл сожгли в кислороде с образованием 2,32 г оксида, для восстановления которого до металла необходимо затратить 0,896 л (н.у.) угарного газа. Восстановленный металл растворили в разбавленной серной кислоте, полученный раствор дает синий осадок с красной кровяной солью. Определите формулу оксида.

Ответ: Fe₃O₄.

3. Какой объем 5,6 М раствора гидроксида калия потребуется для полного растворения 5 г смеси гидроксидов хрома(III) и алюминия, если массовая доля кислорода в этой смеси равна 50%?

Ответ. 9,3 мл.

4. К 14%-му раствору нитрата хрома(III) добавили сульфид натрия, полученный раствор отфильтровали и прокипятили (без потери воды), при этом массовая доля соли хрома уменьшилась до 10%. Определите массовые доли остальных веществ в полученном растворе.

Ответ. 4,38% NaNO₃.

5. Смесь хлорида железа(II) с дихроматом калия растворили в воде и подкислили раствор соляной кислотой. Через некоторое время к раствору по каплям добавили избыток раствора гидроксида калия, выпавший осадок отфильтровали и прокалили до постоянной массы. Масса сухого остатка равна 4,8 г. Найдите массу исходной смеси солей, учитывая, что массовые доли хлорида железа(II) и дихромата калия в ней относятся как 3:2.

Ответ. 4,5 г.

6. 139 г железного купороса растворили в воде при температуре 20 °С и получили насыщенный раствор. При охлаждении этого раствора до 10 °С выпал осадок железного купороса. Найдите массу выпавшего осадка и массовую долю сульфата железа(II) в оставшемся растворе (растворимость сульфата железа(II) при 20 °С равна 26 г, а при 10 °С – 20 г).

Ответ. 38,45 г FeSO₄•7H₂O; 16,67%.

Качественные задачи

1. Серебристо-белое легкое простое вещество А, обладающее хорошей тепло- и электропроводностью, реагирует при нагревании с другим простым веществом В. Образующееся твердое вещество растворяется в кислотах с выделением газа С, при пропускании которого через раствор сернистой кислоты выпадает осадок вещества В. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.

Ответ. Вещества: А – Al, В – S, C – H₂S.

2. Имеются два газа – А и В, молекулы которых трехатомны. При добавлении каждого из них к раствору алюмината калия выпадает осадок. Предложите возможные формулы газов А и В, учитывая, что эти газы бинарны. Напишите уравнения реакций. Как химическим путем можно различить эти газы?

Решение

Газ А – СО₂; газ В – Н₂S.

2KAlO₂ + СO₂ + 3H₂O = 2Al(OH)₃ + K₂CO₃,

2KAlO₂ + H₂S + 2H₂O = 2Al(OH)₃ + K₂S.

3. Нерастворимое в воде соединение А бурого цвета при нагревании разлагается с образованием двух оксидов, один из которых – вода. Другой оксид – В – восстанавливается углеродом с образованием металла С, вторым по распространенности в природе среди металлов. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.

Ответ. Вещества: А – Fe(OH)₃,

В – Fe₂O₃, C – Fe.

4. Соль А образована двумя элементами, при обжиге ее на воздухе образуются два оксида: В – твердый, бурого цвета, и газообразный. Оксид В вступает в реакцию замещения с серебристо-белым металлом С (при нагревании). Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.

Ответ. Вещества: А – FeS₂, В – Fe₂O₃, C – Al