Wa.pdf
(
79 KB
)
Pobierz
WaŜniejsze metale bloku d
1. śELAZO
1)
Budowa atomu
a)
Konfiguracja elektronowa:
[
26
Fe] = 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
6
b)
Główne stopnie utlenienia i przykłady związków (MoŜliwe stopnie utlenienia: -II do VI):
III
: Fe
2
O
3
, FeCl
3
, FeO
2
–
II
: FeO, FeCl
2
0: Fe
2)
Występowanie
W stanie wolnym występuje rzadko – meteoryty Ŝelazne. Minerały: magnetyt, Fe
3
O
4
; hematyt, Fe
2
O
3
; limonit, Fe
2
O
3
nH
2
O; piryt, FeS
2
, syderyt, FeCO
3
.
3)
Otrzymywanie
i)
Metoda aluminotermii
3Fe
3
O
4
+ 8Al
T
4Al
2
O
3
+ 9Fe
ii)
Redukcja tlenków za pomocą węgla, tlenku węgla(II), wodoru, np.:
FeO + C
CO + Fe / FeO + CO
CO
2
+ Fe
T
T
Fe
2
O
3
+ 3H
2
T
2Fe + 3H
2
O
iii)
Elektroliza wodnych roztworów soli Ŝelaza(II, III)
4)
Chemia pierwiastka w skrócie
STOPIEŃ UTLE-
NIENIA
II
III
WŁAŚCIWOŚCI
REDOKS
reduktor
––––
FeO
czarny
Fe
2
O
3
czerwonoróŜowy / czarny
WZÓR TLENKU
BARWA
CHARAKTER
CHEMICZNY
TLENKU
amfoteryczny z przewagą cha-
rakteru zasadowego
amfoteryczny
Fe(OH)
2
FeO + H
2
O
T
OTRZYMYWANIE
TLENKU
2Fe(OH)
3
T
Fe
2
O
3
+ 3H
2
O
Fe
3
O
4
+ H
2
p, T
3FeO + H
2
O
Fe
2+
(aq, s)
Fe
3+
(aq, s)
FeO
2
–
(s)
JONY
BARWA JONÓW
W ROZTWORZE
jasno zielony/bezbarwny
Ŝółty do czerwonobrązowy
5)
WaŜniejsze reakcje:
a)
śelazo w reakcji z wodą:
3Fe + 4H
2
O
(g)
T
Fe
3
O
4
+ 4H
2
#
b)
śelazo z kwasami nieutleniającymi (np.: HCl, HBr) oraz rozcieńczonymi utleniającymi (np.: HNO
3
, H
2
SO
4
) reaguje z wydzieleniem wodoru, po-
wstają sole Ŝelaza(II). Dla stęŜonych roztworów kwasów utleniających, na zimno – Ŝelazo ulega pasywacji Fe
3
O
4
, a na gorąco zachodzi ich rozkład,
a Ŝelazo przechodzi na III stopień utlenienia, np.:
Fe + HCl
FeCl
2
+ H
2
Fe + 6HNO
3(stęŜ.)
Fe(NO
3
)
3
+ 3NO
2
+ 3H
2
O
T
2Fe + 6H
2
SO
4(stęŜ.)
T
2Fe
2
(SO
4
)
3
+ 3SO
2
+ 6H
2
O
c)
śelazo w reakcji z niemetalami np.:
3Fe + 2O
2
Fe
3
O
4
/właściwości piroforyczne Ŝelaza/
2Fe + 3Br
2
T
2FeBr
3
/ 2Fe + 3Cl
2
2FeCl
3
Fe + S
FeS
d)
Wodorotlenki Ŝelaza moŜna strącić z roztworów soli:
Fe
2+
+ 2OH
–
Fe(OH)
2
(biały, zieleniejący)
Fe
3+
+ 3OH
–
Fe(OH)
3
(brunatny)
Wodorotlenek Ŝelaza(II) jest nietrwały na powietrzu – jest utleniany przez O
2
i przechodzi w Fe(OH)
3
:
4Fe(OH)
2
+ O
2
+ 2H
2
O
4Fe(OH)
3
Wodorotlenek Ŝelaza(III) jest w rzeczywistości uwodnionym tlenkiem Ŝelaza(III).
e)
Inne:
-
właściwości utleniająco-redukujące: związki Ŝelaza(II) są reduktorami.
-
związki Ŝelaza na VI stopniu utlenienia, trwałe tylko w fazie stałej, barwy fioletowoczerwonej, silniejsze utleniacze niŜ manganiany(VII), utle-
niają amoniak do azotu w temperaturze pokojowej:
Fe
2
O
3
+ 4KOH + 3KNO
3
T
2K
2
FeO
4
+ 3KNO
2
+ 2H
2
O
2Fe(OH)
3
+ 10NaOH + 3Cl
2
2Na
2
FeO
4
+ 6NaCl + 8H
2
O
2K
2
FeO
4
+ 2NH
3
Fe
2
O
3
+ 4KOH + N
2
+ H
2
O
-
tworzenie związków kompleksowych:
o
Ŝelazo(II): tworzy wiele związków kompleksowych, w których najczęściej przyjmuje liczbę koordynacyjną 6 np. z ligandami: CN
–
, H
2
O,
OH
–
o
Ŝelazo(III): tworzy wiele związków kompleksowych, w których najczęściej przyjmuje liczbę koordynacyjną 6 np. z ligandami: CN
–
, H
2
O,
F
–
, ale tworzy równieŜ związki kompleksowe o liczbie koordynacyjnej równej 4 np. Cl
–
, OH
–
-
produkcja stali, przykłady równań reakcji biegnących w piecu podczas wytopu stali:
3Fe
2
O
3
+ CO
T
2Fe
3
O
4
+ CO
2
Fe
3
O
4
+ CO
T
FeO + CO
2
Fe
2
O
3
+ CO
T
2FeO + CO
2
FeO + C
T
Fe + CO
FeO + CO
T
Fe + CO
2
3Fe + C
T
Fe
3
C /cementyt/
6)
Diagram
STOPIEŃ
UTLENIENIA
FeO
4
2-
VI
+OH
-
,[U]
+OH
-
,[U]
+OH
-
-2H
2
O
+3OH
-
FeO
2
-
Fe
3+
III
Fe(OH)
3
+H
+
+2H
2
O
+H
+
,[U]
II
Fe
2+
+H
+
0
Fe
2. MIEDŹ
1)
Budowa atomu
a)
Konfiguracja elektronowa:
[
29
Cu] = 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
1
3d
10
– wyjątek w konfiguracji (promocja jednego elektronu)
b)
Główne stopnie utlenienia i przykłady związków (MoŜliwe stopnie utlenienia: 0 do IV):
II
: CuSO
4
, CuO, CuS, Cu(OH)
2
, CuCl
2
I: CuH, CuI, Cu
2
O, CuCl, Cu
2
S, Cu
2
SO
4
0: Cu
2)
Występowanie
W stanie wolnym występuje rzadko – miedź rodzima. Minerały: chalkozyn, Cu
2
S; kowelin, CuS; kupryt, Cu
2
O; malachit, Cu
2
(OH)
2
CO
3
; i inne.
3)
Otrzymywanie
i)
Z rud siarczkowych:
Cu
2
S + 2Cu
2
O
T
6Cu + SO
2
ii)
Redukcja tlenków za pomocą węgla, wodoru, np.:
Cu
2
O + C
T
CO + 2Cu
Cu
2
O + H
2
T
2Cu + H
2
O
iii)
Metoda rafinacji miedzi – metoda elektrochemiczna
iv)
Elektroliza wodnych roztworów soli miedzi(II)
4)
Chemia pierwiastka
w skrócie
STOPIEŃ UTLE-
NIENIA
I
II
WŁAŚCIWOŚCI
REDOKS
reduktor
utleniacz
Cu
2
O
ceglastoczerwony
CuO
czarny
WZÓR TLENKU
BARWA
CHARAKTER
CHEMICZNY
TLENKU
amfoteryczny
amfoteryczny
OTRZYMYWANIE
TLENKU
CuO + Cu
p, T
Cu
2
O
Cu(OH)
2
T
CuO + H
2
O
Cu
+
(s)
Cu
2+
(aq, s)
[Cu(OH)
4
]
–
(aq)
JONY
BARWA JONÓW
W ROZTWORZE
bezbarwny
niebieski do szafirowy
5)
WaŜniejsze reakcje:
a)
Miedź z wodą nie reaguje.
b)
Miedź z kwasami nieutleniającymi (np.: HCl, HBr) oraz rozcieńczonym utleniającym H
2
SO
4
nie reaguje w warunkach standardowych. W warunkach
niestandardowych miedź moŜe ulec roztworzeniu np. w roztworze stęŜonego HCl z utworzeniem związku kompleksowego:
Cu + 4HCl
H
2
[CuCl
4
] + H
2
Dla stęŜonych roztworów kwasów utleniających, zachodzi ich rozkład, a miedź przechodzi na II stopień utlenienia, np.:
3Cu + 8HNO
3(rozc.)
T
3Cu(NO
3
)
2
+ 2NO + 4H
2
O
Cu + 4HNO
3(stęŜ.)
Cu(NO
3
)
2
+ 2NO
2
+ 2H
2
O
Cu + 2H
2
SO
4(stęŜ.)
CuSO
4
+ SO
2
+ 2H
2
O
c)
Miedź w reakcji z niemetalami np.:
2Cu + O
2
T
2CuO
Cu + Br
2
CuBr
2
/ Cu + Cl
2
CuCl
2
CuS
d)
Inne: Miedź tworzy liczne związki kompleksowe z np.: Cl
–
, OH
–
, NH
3
, SCN
–
, CN
–
, … - liczba koordynacyjna dla miedzi wynosi najczęściej 4.
Akwakompleks miedzi ma liczbę koordynacyjną 6.
3. SREBRO
1)
Budowa atomu
a)
Konfiguracja elektronowa:
[
47
Ag] = 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
1
4d
10
– wyjątek w konfiguracji (promocja jednego elektronu)
b)
Główne stopnie utlenienia i przykłady związków (MoŜliwe stopnie utlenienia: –I do VII)
I
: Ag
2
SO
4
, Ag
2
O, Ag
2
S, AgCl
0: Ag
2)
Występowanie
Występuje w stanie wolnym – srebro rodzime. Minerały: argentyt, Ag
2
S; i inne.
Cu + S
T
3)
Otrzymywanie:
i)
redukcja cynkiem rozpuszczalnych w wodzie związków kompleksowych srebra np.:
2Na[Ag(CN)
2
] + Zn
2Ag + Na
2
[Zn(CN)
4
]
ii)
metoda elektrochemiczna
4)
WaŜniejsze reakcje:
Mało reaktywny metal.
a)
Srebro z wodą nie reaguje.
b)
Związki srebra posiadają właściwości utleniające.
c)
Roztwory rozpuszczalnych soli srebra są bezbarwne: AgF, AgClO
4
, AgNO
3
. Wykazują odczyn kwasowy lub bliski obojętnemu. Większość soli sre-
bra jest nierozpuszczalna w wodzie – strąca się w postaci białych lub Ŝółtych osadów.
d)
Sole srebra są nietrwałe na świetle – ulegają procesowi fotoredukcji do metalicznego srebra, co zostało wykorzystane w fotografii – proces fotogra-
ficzny np.:
n
2Ag + Br
2
e)
Wodorotlenek srebra (biały) jest nietrwały, po utworzeniu natychmiast się rozkłada:
2Ag
+
+ 2OH
–
Ag
2
O + H
2
O
f)
Srebro z kwasami nieutleniającymi (np.: HCl, HBr) oraz rozcieńczonym utleniającym H
2
SO
4
nie reaguje. Dla stęŜonych roztworów kwasów utlenia-
jących, zachodzi ich rozkład, a srebro przechodzi na I stopień utlenienia, np.:
3Ag + 4HNO
3(rozc.)
2AgBr
h
3AgNO
3
+ NO + 2H
2
O
Ag + 2HNO
3(stęŜ.)
AgNO
3
+ NO
2
+ H
2
O
2Ag + 2H
2
SO
4(stęŜ.)
Ag
2
SO
4
+ SO
2
+ 2H
2
O
g)
Srebro w reakcji z niemetalami np.:
4Ag + O
2
T
2Ag
2
O
2Ag + Br
2
2AgBr / 2Ag + Cl
2
2AgCl
Ag
2
S
h)
Inne: Srebro tworzy liczne związki kompleksowe z np.: Cl
–
, NH
3
, S
2
O
3
2–
, … - liczba koordynacyjna dla srebra wynosi najczęściej 2.
4. CYNK
1)
Budowa atomu
a)
Konfiguracja elektronowa:
[
30
Zn] = 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
(jest metalem bloku d, ale nie jest metalem przejściowym)
b)
Główne stopnie utlenienia i przykłady związków (MoŜliwe stopnie utlenienia: 0 do II)
II
: ZnO, ZnCl
2
, Zn(OH)
2
, ...
0: Zn
2)
Występowanie
Nie występuje w stanie wolnym. Minerały: blenda cynkowa, ZnS (dwie odmiany polimorficzne: wurcyt i sfaleryt), smitsonit, ZnCO
3
i inne.
3)
Otrzymywanie:
i)
Ag + S
T
z rud siarczkowych:
Plik z chomika:
oczko91
Inne pliki z tego folderu:
kolorki.doc
(25 KB)
Wa.pdf
(79 KB)
ALM.pdf
(127 KB)
Inne foldery tego chomika:
angielski
Audiobooki
biologia - różne, matura
eBooki
Galeria
Zgłoś jeśli
naruszono regulamin