Урок 37 Тема: П/З 8 Металлы 1 группы (Кальций)

Урок 37 Тема: П/З 8 Металлы 1 группы (Кальций). Металлы 3 группы (Железо)
Свойства
История и происхождение названия— «известь», «мягкий камень». Оно было предложено
английским химиком Хэмфри Дэви, в 1808 г. выделившим металлический
кальций электролитическим методом. Дэви подверг электролизу смесь влажной гашёной
извести с оксидом ртути HgO на платиновой пластине, которая являлась анодом. Катодом служила
платиновая проволока, погруженная в жидкую ртуть. В результате электролиза
получалась амальгама кальция. Отогнав из неё ртуть Дэви получил металл, названный кальцием.
Соединения кальция — известняк, мрамор, гипс (а также известь — продукт обжига известняка)
применялись в строительном деле уже несколько тысячелетий назад. Вплоть до конца XVIII века
химики считали известь простым телом. В 1789 году А. Лавуазье предположил, что
известь, магнезия, барит, глинозём и кремнезём — вещества сложные.
На долю кальция приходится 3,38 % массы земной коры (5-е место по распространенности
после кислорода, кремния,алюминия и железа). Содержание элемента в морской воде — 400 мг/л[4].
В виде осадочных пород соединения кальция представлены мелом и известняками, состоящими в
основном из минералакальцита (CaCO3). Кристаллическая форма кальцита — мрамор — встречается
в природе гораздо реже.
Довольно широко распространены такие минералы кальция,
как кальцит CaCO3, ангидрит CaSO4, алебастр CaSO4·0.5H2O
и гипс CaSO4·2H2O, флюорит CaF2, апатиты Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), доломит MgCO3·CaCO3.
Присутствием солей кальция и магния в природной воде определяется её жёсткость.
Кальций, энергично мигрирующий в земной коре и накапливающийся в различных геохимических
системах, образует 385 минералов (четвёртое место по числу минералов).
Миграция в земной коре
В естественной миграции кальция существенную роль играет «карбонатное равновесие», связанное с
обратимой реакцией взаимодействия карбоната кальция с водой и углекислым газом с образованием
растворимого гидрокарбоната:
(равновесие смещается влево или вправо в зависимости от концентрации углекислого газа).
Огромную роль играет биогенная миграция.
Получение
Свободный металлический кальций получают электролизом расплава, состоящего из CaCl2 (7580 %) и KCl или из CaCl2 и CaF2, а также алюминотермическим восстановлениемCaO при 1170—
1200 °C:
Физические свойства
Металл кальций существует в двух аллотропных модификациях. До 443 °C устойчив α-Ca с
кубической гранецентрированной решеткой (параметр а = 0,558 нм), выше устойчивβ-Ca с
кубической объемно-центрированной решеткой типа α-Fe (параметр a = 0,448 нм).
Стандартная энтальпия
перехода α → β составляет 0,93 кДж/моль.
При постепенном повышении давления начинает проявлять свойства полупроводника, но не
становится полупроводником в полном смысле этого слова (металлом уже тоже не является).
При дальнейшем повышении давления возвращается в металлическое состояние и начинает
проявлять сверхпроводящие свойства (температура сверхпроводимости в шесть раз выше,
чем у ртути, и намного превосходит по проводимости все остальные элементы). Уникальное
поведение кальция похоже во многом на стронций (то есть параллели в периодической
системе сохраняются)[8].
Химические свойства
Кальций — типичный щёлочноземельный металл. Химическая активность кальция высока, но
ниже, чем более тяжёлых щёлочноземельных металлов. Он легко взаимодействует с
кислородом, углекислым газом и влагой воздуха, из-за чего поверхность металлического
кальция обычно тускло-серая, поэтому в лаборатории кальций обычно хранят, как и другие
щёлочноземельные металлы, в плотно закрытой банке под слоем керосина или
жидкого парафина.
В ряду стандартных потенциалов кальций расположен слева от водорода. Стандартный
электродный потенциал пары Ca2+/Ca0 −2,84 В, так что кальций активно реагирует с водой, но
без воспламенения:
С активными неметаллами (кислородом, хлором, бромом, иодом) кальций реагирует при
обычных условиях:
При нагревании на воздухе или в кислороде кальций воспламеняется и горит красным
пламенем с оранжевым оттенком («кирпично-красным»). С менее активными неметаллами
(водородом, бором, углеродом, кремнием, азотом, фосфором и другими) кальций вступает во
взаимодействие при нагревании, например:
Кроме получающихся в этих реакциях фосфида кальция Ca3P2 и силицида кальция Ca2Si,
известны также фосфиды кальция составов СаР и СаР5 и силициды кальция составов CaSi,
Ca3Si4 и CaSi2.
Протекание указанных выше реакций, как правило, сопровождается выделением большого
количества теплоты. Во всех соединениях с неметаллами степень окисления кальция +2.
Большинство из соединений кальция с неметаллами легко разлагается водой, например:
Ион Ca2+ бесцветен. При внесении в пламя растворимых солей кальция пламя окрашивается в
кирпично-красный цвет.
Такие соли кальция, как хлорид CaCl2, бромид CaBr2, иодид CaI2 и нитрат Ca(NO3)2, хорошо
растворимы в воде. Нерастворимы в
воде фторид CaF2, карбонат CaCO3, сульфатCaSO4, ортофосфат Ca3(PO4)2, оксалат СаС2О4 и
некоторые другие.
Важное значение имеет то обстоятельство, что, в отличие от карбоната кальция СаСО3, кислый
карбонат кальция (гидрокарбонат) Са(НСО3)2 в воде растворим. В природе это приводит к
следующим процессам. Когда холодная дождевая или речная вода, насыщенная углекислым газом,
проникает под землю и попадает на известняки, то наблюдается их растворение, а тех же местах, где
вода, насыщенная гидрокарбонатом кальция, выходит на поверхность земли и нагревается
солнечными лучами, протекает обратная реакция
Так в природе происходит перенос больших масс веществ. В результате под землей могут
образоваться огромные карстовые полости и провалы, а в пещерах образуются красивые каменные
«сосульки» — сталактиты и сталагмиты.
Наличие в воде растворенного гидрокарбоната кальция во многом определяет вре́менную жёсткость
воды. Вре́менной её называют потому, что при кипячении воды гидрокарбонат разлагается, и в
осадок выпадает СаСО3. Это явление приводит, например, к тому, что в чайнике со временем
образуется накипь.
Железо -- один из самых распространённых элементов в Солнечной системе, особенно на планетах
земной группы, в частности, на Земле. Значительная часть железа планет земной группы находится в
ядрах планет, где его содержание, по оценкам, около 90 %. Содержание железа в земной коре
составляет 5 %, а в мантии около 12 %. Из металлов железо уступает по распространённости в коре
только алюминию. При этом в ядре находится около 86 % всего железа, а в мантии 14 %. Содержание
железа значительно повышается в изверженных породах основного состава, где оно связано с
пироксеном, амфиболом, оливином и биотитом. В промышленных концентрациях железо
накапливается в течение почти всех экзогенных и эндогенных процессов, происходящих в земной
коре. В морской воде железо содержится в очень малых количествах 0,002 - 0,02 мг/л. В речной воде
несколько выше - 2 мг/л.
В земной коре железо распространено достаточно широко -- на его долю приходится около 4,1 %
массы земной коры (4-е место среди всех элементов, 2-е среди металлов). В мантии и земной коре
железо сосредоточено главным образом в силикатах, при этом его содержание значительно в
основных и ультраосновных породах, и мало -- в кислых и средних породах.
Известно большое число руд и минералов, содержащих железо.
В природе также широко распространены сульфиды железа -- пирит FeS2 (серный или железный
колчедан) и пирротин. Они не являются железной рудой -- пирит используют для получения серной
кислоты, а пирротин часто содержит никель и кобальт.
По запасам железных руд Россия занимает первое место в мире.
Физические свойства
Железо -- типичный металл, в свободном состоянии -- серебристо-белого цвета с сероватым
оттенком. Чистый металл пластичен, различные примеси (в частности -- углерод) повышают его
твёрдость и хрупкость. Обладает ярко выраженными магнитными свойствами. Часто выделяют так
называемую «триаду железа» -- группу трёх металлов (железо Fe, кобальт Co, никель Ni),
обладающих схожими физическими свойствами, атомными радиусами и значениями
электроотрицательности.
Для железа характерен полиморфизм, он имеет четыре кристаллические модификации:
до 769 °C существует б-Fe (феррит) с объёмноцентрированной кубической решёткой и свойствами
ферромагнетика (769 °C ? 1043 K -- точка Кюри для железа)
в температурном интервале 769--917 °C существует в-Fe, который отличается от б-Fe только
параметрами объёмноцентрированной кубической решётки и магнитными свойствами парамагнетика
в температурном интервале 917--1394 °C существует г-Fe (аустенит) с гранецентрированной
кубической решёткой
выше 1394 °C устойчиво д-Fe с объёмоцентрированной кубической решёткой
Явление полиморфизма чрезвычайно важно для металлургии стали. Именно благодаря б--г
переходам кристаллической решётки происходит термообработка стали. Без этого явления железо
как основа стали не получило бы такого широкого применения.
Железо тугоплавко, относится к металлам средней активности. Температура плавления железа 1539
°C, температура кипения -- 2862 °C.
. 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 (при температуре около 200 °C)
образуется летучий димер Fe2Cl6. 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 взаимодействии железа и иода образуется иодид Fe3I8.
При нагревании железо реагирует с азотом, образуя нитрид железа Fe3N, с фосфором, образуя
фосфиды FeP, Fe2P и Fe3P, с углеродом, образуя карбид Fe3C, с кремнием, образуя несколько
силицидов, например, FeSi.
При повышенном давлении металлическое железо реагирует с оксидом углерода(II) CO, причём
образуется жидкий, при обычных условиях легко летучий пентакарбонил железа Fe(CO)5. Известны
также карбонилы железа составов Fe2(CO)9 и Fe3(CO)12. Карбонилы железа служат исходными
веществами при синтезе железоорганических соединений, в том числе и ферроцена состава (з5C5H5)2Fe.
Чистое металлическое железо устойчиво в воде и в разбавленных растворах щелочей. Железо не
растворяется в холодных концентрированных серной и азотной кислотах из-за пассивации
поверхности металла прочной оксидной плёнкой. Горячая концентрированная серная кислота,
являясь более сильным окислителем, взаимодействует с железом.
С соляной и разбавленной (приблизительно 20%-й) серной кислотами железо реагирует с
образованием солей железа(II):
Fe + 2HCl > FeCl2 + H2^;
Fe + H2SO4 > FeSO4 + H2^.
При взаимодействии железа с приблизительно 70%-й серной кислотой реакция протекает с
образованием сульфата железа(III):
2Fe + 6H2SO4 > Fe2(SO4)3 + 3SO2^ + 6H2O.
Оксид железа(II) FeO обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(OH)2. Оксид
железа(III) Fe2O3 слабо амфотерен, ему отвечает ещё более слабое, чем Fe(OH)2, основание Fe(OH)3,
которое реагирует с кислотами:
2Fe(OH)3 + 3H2SO4 > Fe2(SO4)3 + 6H2O.
Гидроксид железа(III) Fe(OH)3 проявляет 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.
Из солей железа(II) в водных растворах устойчива соль Мора -- двойной сульфат аммония и
железа(II) (NH4)2Fe(SO4)2·6Н2O.
Железо(III) способно образовывать двойные сульфаты с однозарядными катионами типа квасцов,
например, KFe(SO4)2 -- железокалиевые квасцы, (NH4)Fe(SO4)2 -- железоаммонийные квасцы и т. д.
При действии газообразного хлора или озона на щелочные растворы соединений железа(III)
образуются соединения железа(VI) -- ферраты, например, феррат(VI) калия K2FeO4. Имеются
сообщения о получении под действием сильных окислителей соединений железа(VIII).
Задания:
1. Составить конспект по данной теме в тетради.
2. Привести примеры химических реакций, отражающих химические свойства
металлов 1и 3 группы
Проверка задания будет произведена после окончания карантина