ЕЛЕМЕНТИ ОТ Б ГРУПИТЕ - ВТОРИЧНИТЕ ГРУПИ (доц. Г. Велинов)

ОБЩА ХАРАКТЕРИСТИКА - Учебника 8 клас. ПЪРВА Б ГРУПАI. ХАРАКТЕРИСТИКАКъм първа Б група принадлежат елементите мед Cu, сребро Ag и злато Au. Те имат по 1е във външния си електронен слой, аналогично на алкалните елементи от IА група, но в предпоследния си електронен слой имат по 18 електрона. При химични взаимодействия тези елементи отдават електрона от последния си електронен слой, а медта и златото отдават електрони и от предпоследния си електронен слой. Поради тази причина характерните степени на окисление за тези елементи са: за цялата група (+1), а за Сu и Аu са характерни и по-високи степени на окисление - за Сu (+2) , за Аu - (+3).Атомите на елементите от IБ група задържат по-здраво валентните си електрони, поради което имат по-слаба химическа активност от елементите на алкалната група. В реда Сu Аu химическата активност намалява.II. ФИЗИЧНИ СВОЙСТВА.Простите вещества на елементите от групата са метали с характерно оцветяване: медта е червеникава, среброто - бяло, а златото - жълт метал. Това са металите с най-висока електропроводност. Освен това лесно се обработват - меки, ковки и изтегливи. Поради тези качества и относителната им химическа устойчивост, те намират много специални приложения в електротехниката, производството на сплави, ювелирната промишленост, за сечене на монети, в зъботехниката.Медта е важен микроелемент в човешкия организъм. Участва в състава на някои ферменти, които се натрупват главно в черния дроб. Недостигът на мед води до анемия.III. ПОЛУЧАВАНЕ.1. За получаването на мед се използват нейните сулфидни минерали. В

химически аспект то се основава на първоначално “пържене” на сулфида и последваща редукция:

2 Cu2S + 3O2 = 2Cu2O + 2SO2

S2 6e S4+ .2 O2 +4e 2O2 .3 2Cu2O + Cu2S = 6Cu + SO2

S2 6e S4+ .1 2Cu+ +2e 2Cu .3

Получената мед съдържа много примеси (нарича се “черна мед”) и се пречиства чрез електролиза - т.нар. “рафиниране”, при което анодът е активен и това е техническата мед (черната мед), а като катод се използва чиста мед. Електролитът във ваната за електролиза е кисел разтвор на CuSО4 .Злато и сребро се получават от златоносни пясъци. Намират се и в смородно състояние.Друг източник за получаване на тези благородни метали е “анодната тиня”, получена при електролитното рафиниране на медта.IV. ХИМИЧНИ СВОЙСТВА.Елементите от IБ група имат малка химическа активност. На въздух те са устойчиви.

1

На влажен въздух, след продължително престояване, медните предмети се покриват със зелена корица от основен меден карбонат Cu(ОН)2. CuСО3

(наречен “патина”), който ги предпазва от по-нататъшна корозия.При същите условия среброто почернява от образувания сулфид Ag2S . Често погрешно се смята (дори се записва като химическо уравнение), че образуването на тази утайка се дължи на директно взаимодействие между среброто и сярата. Такова директно окисление на среброто е абсурдно, тъй като то не може да се извърши дори от кислорода, който е значително по-силен окислител от сярата. Химизмът на това явление по всяка вероятност се дължи от една страна на минималната склонност на среброто да се разтваря във вода и от друга страна на наличието на сулфидни йони (H2S) в атмосферата. В крайна сметка образуването на черната утайка от сребърен сулфид се извършва от директното свързаване на сребърните йони и сулфидните йони, благодарение на извънредно малката разтворимост на тази утайка, за което са достатъчни минималните концентрации от сребърни йони. Разбира се трябва да се подчертае, че това е процес който се извършва много бавно във времето. 1. С кислорода - Cu изгаря до черен меден оксид CuО . При по-висока

температура CuО се разлага до жълто червен Cu2О . 4 CuО t 2Cu2О + О2

Cu2+ +1e Cu+ .4 2O2 4e O2 .1CuО се редуцира от водород до елементна мед: CuО + Н2 = Cu + Н2ОНай-стабилният оксид на среброто е Ag2O - кафяв на цвят. Той се получава при алкализиране на разтвори на сребърни йони:

Ag+ + NO3- + K+ + OH- = AgOH + K+ + NO3

-

Полученият AgOH е нетраен и се разлага: 2AgOH Ag2O + H2O2. С халогенни елементи - трите метала взаимодействат директно като се

получават съответните халогениди - CuX2 , AgX , AuX3 . Cu + Cl2 = CuCl2

AgX са малко разтворими във вода съединения (без AgF) и най-често се получават при взаимодействие на разтвори, съдържащи съответно сребърни и халогенидни йони: Ag+ + Cl = AgCl (качествена реакция както за Ag+, така и за Cl , Br и I)3. С вода и разредени киселини - не реагират, тъй като се намират след

водорода в реда на относителната активност (РОА ). Медта се окислява от к.H2SO4 и k.HNO3 - вж. VIA и VA групи, като окислението протича в два етапа - първоначално се получава CuO, а след това - CuSO4 (Cu(NO3)2). Среброто се разтваря в азотна киселина с отделяне на NO2 или NO (в зависимост от концентрацията на киселината), а златото се разтваря само в “царска вода”.4. Разтворимите соли на тези елементи, т.е. техните йони, могат да окисляват

металите, които се намират преди тях в РОА : Cu2+ + Fe = Fe2+ + Cu5. С алкални основи елементите не реагират. Техните йони, обаче

образуват утайки от малко разтворими хидроксиди:

Cu(OH)2 + 2Na+ + SO42- Cu2+ + SO4

2- + 2Na+ + 2OH- =

2

Cu(OH)2 се разтваря лесно в киселини:

Cu2+ + 2Cl- + Cu(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = H2O

Cu(OH)2 може да се разтвори и в концентрирани разтвори на алкални основи. Това става значително по-трудно, като образуваните тетрахидрокси комплекси са стабилни само в силно алкални разтвори:

син цвят

2K+ + 2K+ + 2OH- =Cu(OH)2 [Cu(OH)4]2- +

Следователно Cu(OH)2 е амфотерен хидроксид, но със значително по-силно изразени основни свойства.При нагряване Cu(OH)2 се разлага: Cu(OH)2 t CuO + H2O6. Реакции на комплексообразуване.Те са много характерни и за трите метала: Ако разтвор на медни йони се алкализира с амоняк, първоначално се получава утайка от Cu(OH)2 , която в излишък от амоняк се разтваря и образува тетра амонячен комплексен йон с интензивно син цвят (най-добрата качествена реакция за Cu2+ ): Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+ + 2OH

Ag+ също образува комплексен йон с амоняка, но той е безцветен и освен това се координират две молекули амоняк (координационното число е 2). Този комплекс е много стабилен. Така например утайката от сребърен хлорид се разтваря в амоняк, поради взаимодействието: AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]+ + Cl

Аналогични комплекси, но с още по-голяма стабилност образуват цианидните йони - те са безцветни както за медта, така и за среброто: [Cu(CN)4]2 и [Ag(CN)2]

Комплексообразувателните свойства на Ag+ са в основата на фотографските процеси.Върху фотографската плака се нанася фоточувствителен слой - фино диспергиран AgX (най-често AgBr) и желатин. При попадане на светлина върху плаката, на места AgX се редуцира до Ag - получава се т.нар. скрит образ. След “проявяване” на образа, той се “фиксира” - това означава да се отстрани незасегнатият от светлината AgX . Този процес е комплексообразувателен - използва се разтвор на натриев тиосулфат Na2S2O3 - т.нар. “фиксаж” :

+ 3Na+ + 4Na+ + 2S2O32- = AgX [Ag(S2O3)2]3- + Na+ + X-

Получените вещества са разтворими във вода и лесно се отстраняват с промивните води.V. ЗНАЧЕНИЕ И УПОТРЕБА - вж. за CuSO4.5H2O - “син камък” в Учебника за 8 клас. II Б ГРУПАВъв IIБ група са елементите цинк Zn, кадмий Cd и живак Hg. Те са химически по-малко активни от елементите на IIА група. Най-голямо значение от трите елемента има цинкът, който е един от най-важните за практиката елементи (поцинковане на желязото).I. ХАРАКТЕРИСТИКАЦинкът е сребристо бял метал. На въздуха губи металния си блясък, поради повърхностно окисление, което го предпазва от по-нататъшна корозия. В

3

химичните си взаимодействия се проявява като редуктор, но е по-слабо активен от алкалоземните елементи и по-активен от кадмия и живака.II. ПОЛУЧАВАНЕ.Получава се от негови сулфиди, които първоначално се подлагат на “пържене”: 2ZnS + 3O2 = 2 ZnO + 2SO2 (баланс!)Полученият оксид се обработва по-нататък по два начина:1. Редукция с въглища (пирометалургия): ZnO + С = Zn + СО2. Разтваряне в разредена сярна киселина и последваща електролиза на

разтвора (хидрометалургия) при използване на инертен анод от олово.

III. ХИМИЧНИ СВОЙСТВА И СЪЕДИНЕНИЯ.1. С кислорода - взаимодейства пряко до ZnO - бяла неразтворима във вода

утайка: 2Zn + О2 = 2 ZnO (баланс!)ZnO е амфотерен оксид - разтваря се в киселини и в основи:

ZnO + 2H3O+ + 2Cl- + H2O = [Zn(H2O)4]2+ + 2Cl-

[Zn(OH)4]2- + 2Na+ + H2O =ZnO + 2Na+ + 2OH-

ZnO може да се получи и при термично разлагане на Zn(OH)2 , Zn(NO3)2 или ZnCO3 . ZnO се използва като бяла минерална боя (цинквайс).2. Към разредени киселини - цинкът се отнася като редуктор. Разтваря се с

отделяне на водород:

[Zn(H2O)4]2+ + 2Cl- + H2O = Zn + 2H3O+ + 2Cl- + H2

Към киселини с окислително действие, той се отнася като по-силен редуктор - например редуцира разредената азотна киселина до амоняк, който в азотно кисела среда образува амониев нитрат: 4Zn + 9H+ + NO3

= 4Zn2+ + 3H2O + NH3 ( NH4NO3) N5+ +8e N3 .1 Zn 2e Zn2+ .4 сумарно: 4Zn + 10H+ + 10NO3

= 4Zn2++ 8NO3 + 3H2O + NH4

+ + NO3

3. С основи. Цинкът е амфотерен елемент, поради което той се разтваря в концентрирани основи:а) при стапяне: Zn + 2NaOH t= Na2ZnO2 + H2 натриев цинкатб) в концентрирани разтвори на алкални основи се образува тетрахидрокси комплексен йон:

Zn + 2Na+ + 2OH-+ 2H2O = [Zn(OH)4]2- + 2Na+ + H2

Zn(OH)2 е бяло аморфно вещество, което има амфотерен характер - разтваря се в киселини и в основи: Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O Zn(OH)2 + 2NaOH t= Na2ZnO2 + 2H2O (при стапяне!)

4

Разтварянето в разтвори на основи е по-коректно да се изразява с образуването на тетрахидрокси комплексния йон на цинка:

[Zn(OH)4]2- + 2Na+ = Zn(OH)2 + 2Na+ + 2OH-

Поради това че Zn(OH)2 е слаб електролит, всички разтворими соли на цинка хидролизират (хлориди, нитрати, сулфати) и водните им разтвори имат кисела реакция.4. С халогенните елементи и сярата - цинкът реагира директно и образува съответните халогениди и сулфид. Сулфидът може да се получи и при взаимодействие на разтворими соли на цинка със сероводород или разтворими сулфиди на алкалните метали и амония.5. Цинкът като редуктор може да измества йоните на всички метали, стоящи

след него в РОА:

Cu2+ + SO42- + Zn = Zn2+ + SO4

2- + Cu

IV. ЗНАЧЕНИЕ И УПОТРЕБА.Основното приложение на цинка е като антикорозионно покритие . Около 40% от световния добив на цинк се изразходва за поцинковане на желязото.ZnS има свойството да луминисцира, поради което се използва широко като луминифор - за лиминисцентни лампи, катодни тръби за телевизионни екрани и др. VIII Б ГРУПАОБЩ ПРЕГЛЕД - Учебника 8 клас . ЖЕЛЯЗО Fe (Z = 26) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

I. ХАРАКТЕРИСТИКА.Във външния си електронен слой желязото има 2е , а предпоследният не е изграден - с 14е . При химични взаимодействия участва с електрони от външния и предпоследния електронен слой. Най-характерните степени на окисление за елемента са (+2) и (+3).II. ПРОСТИ ВЕЩЕСТВА. ФИЗИЧНИ СВОЙСТВА.Желязото е сребристо бял метал. Има няколко алотропни модификации -, и - желязо. При стайна температура е стабилна -модификацията, която над 769оС преминава в , над 910oC - в - и над 1390оС - в -желязо. и -желязото имат кубична обемно центрирана кристална решетка (представлява куб по върховете и в центъра на който са разположени железните атоми). Различават се по своите магнитни свойства : -желязото има, а -желязото няма магнитни свойства, т.е. магнитните свойства на желязото се губят при температури по-високи от 769оС .Гама-желязото има стенно центрирана кубична решетка (куб на който по върховете и в центровете на всяка стена има железни атоми).Желязото е високо топим метал, лесно се подава на обработка - коване, изтегляне, валцуване.Чистото желязо има малка твърдост и затова в техниката се използват неговите сплави. Малки количества примеси променят значително свойствата на желязото. Най-важните сплави на желязото са с въглерода - чугун (2 - 5% С) и стомана (0.1 - 2% С), като желязото и въглерода са свързани под формата на железен карбид - Fe3C . Физичните и механични свойства на стоманата се подобряват чрез прибавяне на някои метали като In , Mo , Kr , W , Mn и др. - получават се т.нар. “легирани стомани”.III. ПОЛУЧАВАНЕ.

5

Най-важните изходни суровини за получаване на желязо са неговите минерални руди: хематит Fe2O3, магнетит Fe3O4, сидерит FeCO3, лимонит 2Fe2O3.3H2O и пирит FeS2 .Получаването на желязото става в доменни пещи, където при висока температура оксидите се редуцират от въглерода: C + O2 = CO2 (баланси!) CO2 + C 2CO Fe2O3 + 3C = 2Fe + 3CO Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2

При високата температура желязото поглъща част от въглерода и се получава чугун или стомана (чрез температурно регулиране на въглеродното съдържание).IV. ХИМИЧНИ СВОЙСТВА.В химичните си отнасяния Fe е редуктор - отдава валентните си електрони и се окислява до Fe(II) или Fe(III).1. Спрямо кислорода.При обикновени условия, на сух въздух желязото не се променя. При температура около 200оС се покрива с тънка повърхностна корица от окис, която го предпазва от по-нататъшно окисление: 2Fe + O2 = 2FeO (баланс!)

В излишък от кислород желязото изгаря бурно, като се отделя голямо количество топлина и светлина - образува се Fe3O4 , който представлява смесен оксид - FeO. Fe2O3. 3Fe + 2O2 = Fe3O4 + Q 3Fe 8e (Fe)3

8+ .1 O2 +4e 2O2 .2В среда от влажен въздух желязото се окислява и се покрива с рохкав оксиден слой, наречен “ръжда” - Fe2O3.xH2O . Слоят лесно се рони и открива нови и нови повърхности от метала - корозия (световен проблем!).2. Спрямо водата. При обикновени условия желязото не реагира с водата, но при повишаване на температурата се окислява до FeO или до Fe3O4 в зависимост от условията: t<570oC

3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2 3Fe 8e (Fe3)8+ .1 2H+ +2e H2 .4

t>570oC

Fe + H2O FeO + H2 (баланс!)3. Спрямо киселини.Разредена солна и сярна киселина разтварят желязото до съответните соли с отделяне на водород: Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 (баланси!) Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2Важно: Разредената солна киселина разтваря желязото само до FeCl2 (железен дихлорид), а не до FeCl3 (железен трихлорид), защото при реакцията се отделя водород, който осигурява редукционна атмосфера и не позволява по-дълбоко окисление на Fe2+ до Fe3+ . FeCl3 директно може да се получи при взаимодействието на желязото с хлор - вж. по-долу.Разредената азотна киселина окислява желязото до Fe(III ) с отделяне на азотен оксид NO: Fe + 4H+ + NO3

= Fe3+ + NO + 2H2O

6

Fe 3e Fe3+

N5+ +3e N2+

сумарно: Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2H2Ok.H2SO4 и k.HNO3 пасивират желязото.4. Спрямо неметали.Желязото реагира активно с неметалите имащи окислително действие - халогенни елементи, сяра, азот и др. : 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 “огнен дъжд” (7А група)5. С основи.При висока температура желязото може да се разтвори в концентрирани разтвори на основи. Следователно то проявява, макар и слаби амфотерни свойства:

+ 3H2 2Fe + 6K+ + 6OH-+ 6H2O = 6K+ + 2[Fe(OH)6]3-

K3[Fe(OH)6]6. Реакции на комплексообразуване.а) Разтворими соли на Fe(III) образуват серия от комплекси с тиоцианатни йони - (SCN), в зависимост концентрацията на тиоцианатните йони: Fe3+ + SCN = [Fe(SCN)]2+ или [Fe(SCN)2]+ или [Fe(SCN)3]Комплексите имат интензивно червен цвят и служат за качествено доказване на йоните на тривалентното желязо Fe(III).б) С цианидни йони - (CN) йоните на двувалентното желязо Fe(II) образуват комплекс - хексациано ферат(II). Реакцията протича в два етапа - утаечна реакция и след това в излишък от цианидни йони - комплексообразуване:

2K+ + Fe(CN)2 =Fe2+ + 2K+ + 2CN-

Fe(CN)2 + 4K+ + 4CN- = 4K+ + [Fe(CN)6]4-

Ако на този разтвор се добави разтворима сол на тривалентното желязо, то се получава утайка имаща интензивно син цвят - т.нар. “Берлинско синило” : 4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl 4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4 = Fe4[Fe(CN)6]3Реакцията служи за качествено доказване на йоните на тривалентното желязо Fe(III).Комплексният йон хексациано ферат (II) - [Fe(CN)6]4 лесно се окислява от окислители (напр. хлорна или бромна вода) до комплексен йон на тривалентното желязо - хексациано ферат (III) - [Fe(CN)6]3. Този йон взаимодейства с йоните на двувалентното желязо Fe(II) и се получава утайка със синьо-зелен цвят наречена “Турнбулово синило”:

3FeCl2 + 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2 + 6KCl

3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3 = Fe3[Fe(CN)6]2

Реакцията служи за качествено доказване на йоните на двувалентното желязо Fe(II).

7

V. УПОТРЕБА И ЗНАЧЕНИЕ.Желязото е основен метал в съвременната техника, като неговото производство е около 20 пъти по-голямо от това на останалите метали. Поради това че чистото желязо е меко и химически активно, то в практиката се използват главно сплави на желязото. Основен проблем при употребата на желязото е борбата с корозията. Годишните загуби от корозия съставляват около 40% от световния добив на желязо.Желязото е важен биоелемент. Влиза в състава на хемоглобина. Недостигът на желязо в организма предизвиква анемия. НЯКОИ ПО-ВАЖНИ СЪЕДИНЕНИЯЖелезен оксид FеО. Представлява черно, неразтворимо във вода вещество. Той е основен оксид и се разтваря в киселини: FeO + 2HCl = FeCl2 + H2OНеговият хидроксид се получава при алкализиране на разтвори на двувалентно желязо - Fe(II):

Fe2+ + SO42- + 2K+ + 2OH-

= 2K+ + SO42- + Fe(OH)2

Fe(OH)2 представлява бяло, неразтворимо във вода вещество. Разтваря се в киселини. На въздуха спонтанно се окислява до хидроксида на тривалентното желязо: 4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3 Fe2+ 1e Fe3+ .4 O2 +4e 2O2 .1Двужелезен триоксид Fe2O3 представлява червеникаво-кафяво на цвят вещество, неразтворимо във вода. Разтваря се в киселини. Той е анхидрид на железния трихидроксид Fe(OH)3 - ръждиво-кафява утайка, която проявява амфотерни свойства, като киселите свойства са значително по-силно изразени:

Fe3+ + 3Cl- + 3H2O

3K+ + [Fe(OH)6]3-

+ 3H+ + 3Cl- = Fe(OH)3 Fe(OH)3 + 3K+ + 3OH- =

Октомври, 2002 г.

8