Металлы: Zn, Cr, Fe, Cu

Цели урока

• Описывать химические свойства цинка, хрома, железа и меди.
• Записывать уравнения реакций металлов с неметаллами, водой, кислотами и щелочами.
• Объяснять амфотерность $Zn(OH)_2$ и $Cr(OH)_3$, а также переходы $Cr^{3+} \leftrightarrow Cr^{6+}$.
• Характеризовать соединения железа(II) и железа(III), их окислительно-восстановительные свойства.
• Различать соединения меди(I) и меди(II), знать качественные реакции.

Зачем это нужно на ЕГЭ

Эти металлы и их соединения – одни из самых частых «героев» заданий:

• Задания №6, 7, 8 – уравнения реакций с участием $Zn$, $Cr$, $Fe$, $Cu$ (например, взаимодействие цинка с щелочью, хрома с кислотой, железа с растворами солей).
• Задание №9 – цепочки превращений с соединениями хрома и железа (например, $Cr \rightarrow CrCl_3 \rightarrow Cr(OH)_3 \rightarrow K_3[Cr(OH)_6] \rightarrow K_2CrO_4$).
• Задание №31 – качественные реакции на $Fe^{2+}$, $Fe^{3+}$, $Cu^{2+}$ (цвета осадков, комплексообразование).
• Задание №20 (электролиз) – часто фигурируют растворы солей меди и хрома.
• Задание №33, 34 – расчётные задачи с пластинками (цинк в растворе соли меди) и на смеси оксидов.

Теория

1. Цинк (Zn)

1.1. Общая характеристика

Цинк – металл серебристо-белого цвета, на воздухе покрывается защитной оксидной плёнкой. В ряду активности стоит левее водорода. Природные соединения: $ZnS$ (цинковая обманка), $ZnCO_3$ (цинковый шпат).

Получение: обжиг руды с последующим восстановлением оксида углём или электролизом растворов.

1.2. Химические свойства

Взаимодействие с неметаллами (при нагревании):

$$2Zn + O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2ZnO$$ $$Zn + Cl_2 \xrightarrow{t^\circ} ZnCl_2$$ $$Zn + S \xrightarrow{t^\circ} ZnS$$ $$3Zn + N_2 \xrightarrow{t^\circ} Zn_3N_2 \quad (\text{нитрид цинка})$$

Взаимодействие с водой – при нагревании до красного каления реагирует с парами воды:

$$Zn + H_2O \xrightarrow{t^\circ} ZnO + H_2\uparrow$$

Взаимодействие с кислотами:

• С разбавленными $HCl$ и $H_2SO_4$ выделяет $H_2$: $$Zn + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2\uparrow$$
• С концентрированной $H_2SO_4$ и $HNO_3$ (различной концентрации) – продукты восстановления зависят от концентрации и температуры: $$Zn + 2H_2SO_4(\text{конц.}) \rightarrow ZnSO_4 + SO_2\uparrow + 2H_2O$$ $$3Zn + 4H_2SO_4(\text{менее конц.}) \rightarrow 3ZnSO_4 + S\downarrow + 4H_2O$$ $$4Zn + 5H_2SO_4(\text{средн. конц.}) \rightarrow 4ZnSO_4 + H_2S\uparrow + 4H_2O$$ С азотной кислотой аналогично (NO, N$_2$O, N$_2$, $NH_4^+$).

Взаимодействие со щелочами – цинк растворяется в растворах щелочей с образованием гидроксоцинкатов и выделением $H_2$ (аналогично алюминию):

$$Zn + 2NaOH + 2H_2O \rightarrow Na_2[Zn(OH)_4] + H_2\uparrow$$

При сплавлении с твёрдыми щелочами образуются цинкаты:

$$Zn + 2NaOH \xrightarrow{t^\circ} Na_2ZnO_2 + H_2\uparrow$$

Взаимодействие с растворами солей – вытесняет металлы, стоящие правее в ряду активности:

$$Zn + CuSO_4 \rightarrow ZnSO_4 + Cu\downarrow$$

1.3. Оксид и гидроксид цинка (амфотерность)

• $ZnO$ – белый порошок, при нагревании желтеет. Амфотерен:

  $$ZnO + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2O$$ $$ZnO + 2NaOH + H_2O \rightarrow Na_2[Zn(OH)_4] \quad (\text{в растворе})$$ $$ZnO + 2NaOH \xrightarrow{t^\circ} Na_2ZnO_2 + H_2O \quad (\text{сплавление})$$

• $Zn(OH)_2$ – белый осадок, получают действием щёлочи на соль $Zn^{2+}$ в ограниченном количестве. Амфотерен:

  $$Zn(OH)_2 + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + 2H_2O$$ $$Zn(OH)_2 + 2NaOH \rightarrow Na_2[Zn(OH)_4]$$

  При нагревании разлагается: $Zn(OH)_2 \xrightarrow{t^\circ} ZnO + H_2O$.

Важно: $Zn(OH)_2$ растворим в избытке $NH_3\cdot H_2O$ с образованием комплекса $[Zn(NH_3)_4]^{2+}$, что отличает его от $Al(OH)_3$.

2. Хром (Cr)

2.1. Общая характеристика

Хром – твёрдый блестящий металл, устойчив к коррозии благодаря оксидной плёнке. Электронная конфигурация: $[Ar]3d^5\,4s^1$ (проскок электрона). Характерные степени окисления: $+2$, $+3$, $+6$. Наиболее устойчивы $Cr^{3+}$ и $Cr^{6+}$ в виде $CrO_4^{2-}$ и $Cr_2O_7^{2-}$.

Получение: алюминотермией $Cr_2O_3 + 2Al \rightarrow Al_2O_3 + 2Cr$.

2.2. Химические свойства

Взаимодействие с неметаллами (при нагревании):

$$4Cr + 3O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2Cr_2O_3$$ $$2Cr + 3Cl_2 \xrightarrow{t^\circ} 2CrCl_3$$ $$2Cr + 3S \xrightarrow{t^\circ} Cr_2S_3$$

Взаимодействие с водой – раскалённый хром разлагает воду:

$$2Cr + 3H_2O \xrightarrow{t^\circ} Cr_2O_3 + 3H_2\uparrow$$

Взаимодействие с кислотами:

• В отсутствие воздуха с разбавленными $HCl$ и $H_2SO_4$ образует соли $Cr^{2+}$ (голубой цвет раствора), которые быстро окисляются кислородом до $Cr^{3+}$ (зелёный цвет): $$Cr + 2HCl \rightarrow CrCl_2 + H_2\uparrow$$ $$4CrCl_2 + 4HCl + O_2 \rightarrow 4CrCl_3 + 2H_2O$$ На воздухе сразу образуется $CrCl_3$.
• Концентрированные $HNO_3$ и $H_2SO_4$ на холоде пассивируют хром (плёнка $Cr_2O_3$). При нагревании реагирует: $$2Cr + 6H_2SO_4(\text{конц.}) \xrightarrow{t^\circ} Cr_2(SO_4)_3 + 3SO_2\uparrow + 6H_2O$$

Взаимодействие со щелочами – хром в обычных условиях не реагирует, но в расплавах с окислителями образует хроматы:

$$2Cr + 2Na_2CO_3 + 3O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2Na_2CrO_4 + 2CO_2$$

2.3. Соединения хрома(II)

• $CrO$ – чёрный основный оксид, легко окисляется на воздухе.
• $Cr(OH)_2$ – жёлтое основание, очень сильный восстановитель.
• Соли $Cr^{2+}$ (например, $CrCl_2$) – голубые растворы, легко окисляются до $Cr^{3+}$.

2.4. Соединения хрома(III) – амфотерность

• $Cr_2O_3$ – тугоплавкий зелёный порошок, амфотерен. В кислотах даёт соли $Cr^{3+}$, в щелочах – хромиты $MCrO_2$ (при сплавлении) или гидроксохроматы (в растворе):

  $$Cr_2O_3 + 6HCl \rightarrow 2CrCl_3 + 3H_2O$$ $$Cr_2O_3 + 2NaOH \xrightarrow{t^\circ} 2NaCrO_2 + H_2O$$ $$Cr_2O_3 + 6NaOH + 3H_2O \rightarrow 2Na_3[Cr(OH)_6]$$

• $Cr(OH)_3$ – серо-зелёный осадок, амфотерен. Получают действием $NH_3\cdot H_2O$ или ограниченного количества щёлочи на соли $Cr^{3+}$:

  $$Cr(OH)_3 + 3H^+ \rightarrow Cr^{3+} + 3H_2O$$ $$Cr(OH)_3 + OH^- \rightarrow [Cr(OH)_4]^- \quad (\text{или } [Cr(OH)_6]^{3-} \text{ в конц. щёлочи})$$

Восстановительные свойства соединений $Cr^{3+}$ – в щелочной среде окисляются до $CrO_4^{2-}$ (жёлтый) бромом, пероксидом водорода и др.:

$$2Cr(OH)_3 + 3Br_2 + 10KOH \rightarrow 2K_2CrO_4 + 6KBr + 8H_2O$$

2.5. Соединения хрома(VI)

• $CrO_3$ – красные кристаллы, кислотный оксид, сильный окислитель.
• $H_2CrO_4$ (хромовая кислота) и $H_2Cr_2O_7$ (дихромовая) существуют только в растворе. Соли: хроматы ($CrO_4^{2-}$, жёлтые) и дихроматы ($Cr_2O_7^{2-}$, оранжевые). В кислой среде хроматы переходят в дихроматы: $$2CrO_4^{2-} + 2H^+ \rightarrow Cr_2O_7^{2-} + H_2O$$ В щелочной среде – обратно: $Cr_2O_7^{2-} + 2OH^- \rightarrow 2CrO_4^{2-} + H_2O$.

Окислительные свойства дихроматов – в кислой среде $Cr_2O_7^{2-}$ восстанавливается до $Cr^{3+}$ (зелёный):

$$K_2Cr_2O_7 + 14HCl \rightarrow 2KCl + 2CrCl_3 + 3Cl_2\uparrow + 7H_2O$$ $$K_2Cr_2O_7 + 3SO_2 + H_2SO_4 \rightarrow K_2SO_4 + Cr_2(SO_4)_3 + H_2O$$

Качественная реакция на $Cr^{3+}$ – окисление до $CrO_4^{2-}$ (жёлтый раствор) в щелочной среде (например, $H_2O_2$). На $CrO_4^{2-}$ и $Cr_2O_7^{2-}$ – осаждение $PbCrO_4$ (жёлтый).

3. Железо (Fe)

3.1. Общая характеристика

Железо – металл серебристо-белого цвета, магнитное. В ряду активности стоит левее водорода. Характерные степени окисления: $+2$ и $+3$. Природные соединения: $Fe_2O_3$ (гематит), $Fe_3O_4$ (магнетит), $FeS_2$ (пирит), $FeCO_3$ (сидерит).

Получение – доменный процесс: восстановление оксидов железа оксидом углерода(II) и углём.

3.2. Химические свойства

Взаимодействие с неметаллами (при нагревании):

$$3Fe + 2O_2 \xrightarrow{t^\circ} Fe_3O_4 \quad (\text{железная окалина, смесь } FeO\cdot Fe_2O_3)$$ $$2Fe + 3Cl_2 \xrightarrow{t^\circ} 2FeCl_3 \quad (\text{только } Fe^{3+})$$ $$Fe + S \xrightarrow{t^\circ} FeS \quad (\text{сульфид железа(II)})$$ $$3Fe + C \xrightarrow{t^\circ} Fe_3C \quad (\text{цементит})$$

Взаимодействие с водой – раскалённое железо реагирует с парами воды:

$$3Fe + 4H_2O \xrightarrow{t^\circ} Fe_3O_4 + 4H_2\uparrow$$

Взаимодействие с кислотами:

• С разбавленными $HCl$ и $H_2SO_4$ образует соли $Fe^{2+}$ и выделяет $H_2$: $$Fe + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2\uparrow$$ $$Fe + H_2SO_4(\text{разб.}) \rightarrow FeSO_4 + H_2\uparrow$$
• Концентрированные $HNO_3$ и $H_2SO_4$ на холоде пассивируют железо. При нагревании: $$Fe + 6HNO_3(\text{конц.}) \xrightarrow{t^\circ} Fe(NO_3)_3 + 3NO_2\uparrow + 3H_2O$$ $$2Fe + 6H_2SO_4(\text{конц.}) \xrightarrow{t^\circ} Fe_2(SO_4)_3 + 3SO_2\uparrow + 6H_2O$$

Взаимодействие с растворами солей – вытесняет металлы правее железа:

$$Fe + CuSO_4 \rightarrow FeSO_4 + Cu\downarrow$$

С солями серебра образует $Fe^{3+}$: $Fe + 3AgNO_3 \rightarrow Fe(NO_3)_3 + 3Ag\downarrow$.

3.3. Соединения железа(II)

• $FeO$ – чёрный основный оксид.
• $Fe(OH)_2$ – белый осадок (быстро зеленеет, затем буреет на воздухе из-за окисления до $Fe(OH)_3$). Получают действием щёлочи на соль $Fe^{2+}$ в инертной атмосфере.
• Соли $Fe^{2+}$ – обычно бледно-зелёные ($FeSO_4\cdot 7H_2O$ – железный купорос). Восстановители.

Окисление на воздухе:

$$4Fe(OH)_2 + O_2 + 2H_2O \rightarrow 4Fe(OH)_3$$

Качественная реакция на $Fe^{2+}$ – с красной кровяной солью $K_3[Fe(CN)_6]$ даёт тёмно-синий осадок (турнбулева синь).

3.4. Соединения железа(III)

• $Fe_2O_3$ – красно-бурый оксид (гематит). Слабые амфотерные свойства.
• $Fe(OH)_3$ – бурый осадок, нерастворим в воде, разлагается при нагревании.
• Соли $Fe^{3+}$ – жёлтые или фиолетовые (кристаллогидраты), сильно гидролизованы (растворы имеют кислую реакцию).

Окислительные свойства соединений $Fe^{3+}$ (в кислой среде):

$$2FeCl_3 + 2KI \rightarrow 2FeCl_2 + I_2\downarrow + 2KCl$$ $$2Fe^{3+} + H_2S \rightarrow 2Fe^{2+} + S\downarrow + 2H^+$$

Качественная реакция на $Fe^{3+}$:

• С жёлтой кровяной солью $K_4[Fe(CN)_6]$ – тёмно-синий осадок (берлинская лазурь): $4Fe^{3+} + 3[Fe(CN)_6]^{4-} \rightarrow Fe_4[Fe(CN)_6]_3\downarrow$.
• С роданидом калия $KSCN$ – кроваво-красное окрашивание $[Fe(SCN)]^{2+}$.

3.5. Соединения железа(VI) – ферраты

Ферраты ($K_2FeO_4$, $BaFeO_4$) – сильные окислители. Получают окислением $Fe(OH)_3$ в щелочной среде хлором или гипохлоритом:

$$2Fe(OH)_3 + 3Cl_2 + 10KOH \rightarrow 2K_2FeO_4 + 6KCl + 8H_2O$$

4. Медь (Cu)

4.1. Общая характеристика

Медь – красноватый металл, хороший проводник. В ряду активности стоит правее водорода, поэтому не вытесняет $H_2$ из разбавленных кислот. Природные соединения: $Cu_2S$ (медный блеск), $CuFeS_2$ (медный колчедан), $(CuOH)_2CO_3$ (малахит).

Получение: пирометаллургия сульфидных руд (обжиг с последующим восстановлением) или гидрометаллургия.

4.2. Химические свойства

Взаимодействие с неметаллами (при нагревании):

$$2Cu + O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2CuO \quad (\text{чёрный})$$ $$Cu + Cl_2 \xrightarrow{t^\circ} CuCl_2$$ $$Cu + S \xrightarrow{t^\circ} CuS \quad (\text{при нагревании в токе } H_2S \text{ или с серой})$$

Взаимодействие с водой – не реагирует.

Взаимодействие с кислотами – не реагирует с разбавленными $HCl$ и $H_2SO_4$ (нет вытеснения $H_2$). Реагирует с окислителями:

• С концентрированной $H_2SO_4$ при нагревании: $$Cu + 2H_2SO_4(\text{конц.}) \xrightarrow{t^\circ} CuSO_4 + SO_2\uparrow + 2H_2O$$
• С азотной кислотой (разбавленной и концентрированной): $$3Cu + 8HNO_3(\text{разб.}) \rightarrow 3Cu(NO_3)_2 + 2NO\uparrow + 4H_2O$$ $$Cu + 4HNO_3(\text{конц.}) \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2NO_2\uparrow + 2H_2O$$

Взаимодействие с растворами солей – вытесняет металлы, стоящие правее (Ag, Hg, Au). Например:

$$Cu + 2AgNO_3 \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2Ag\downarrow$$

4.3. Соединения меди(I) и меди(II)

Медь(I):

• $Cu_2O$ – красный оксид, основный. Получают восстановлением $Cu(OH)_2$ альдегидами (реакция «медного зеркала»).
• $Cu_2S$ – чёрный сульфид.
• Соли $Cu^+$ неустойчивы, диспропорционируют: $$2Cu^+ \rightarrow Cu^{2+} + Cu^0$$ Исключение – комплекс $[Cu(NH_3)_2]^+$, стабилен.

Медь(II):

• $CuO$ – чёрный основный оксид.
• $Cu(OH)_2$ – голубой осадок, амфотерен (растворяется в концентрированных щелочах с образованием $[Cu(OH)_4]^{2-}$): $$Cu(OH)_2 + 2NaOH \xrightarrow{\text{конц.}} Na_2[Cu(OH)_4]$$
• Соли $Cu^{2+}$ – синие или голубые (кристаллогидраты, например $CuSO_4\cdot 5H_2O$ – медный купорос). В безводном состоянии белые.

Качественные реакции на $Cu^{2+}$:

• При добавлении $NH_3\cdot H_2O$ – сначала осадок $Cu(OH)_2$, затем растворение в избытке с образованием тетраамминмеди(II) $[Cu(NH_3)_4]^{2+}$ (ярко-синий цвет).
• С гексацианоферратом(II) калия $K_4[Fe(CN)_6]$ – красно-бурый осадок $Cu_2[Fe(CN)_6]$.

Примеры

Пример 1 (задание 7)

Напишите уравнение реакции хрома с разбавленной соляной кислотой на воздухе. Какой цвет имеет раствор?

Решение: Сначала образуется $CrCl_2$ (голубой), но на воздухе быстро окисляется до $CrCl_3$ (зелёный):

$$4CrCl_2 + 4HCl + O_2 \rightarrow 4CrCl_3 + 2H_2O$$

Пример 2 (задание 6)

Какие из перечисленных веществ реагируют с железом?

1. $H_2O$ (пар)
2. $CuSO_4$ (р-р)
3. $HNO_3$ (разб.)
4. $NaOH$ (р-р)
5. $MgO$

Решение: Железо реагирует с водяным паром (1) с образованием $Fe_3O_4$, с раствором $CuSO_4$ (2) вытесняет медь, с разбавленной $HNO_3$ (3) – окисляется до $Fe^{3+}$. Со щелочью и оксидом магния не реагирует. Ответ: 1, 2, 3.

Пример 3 (задание 8)

Сокращённое ионное уравнение $Cu(OH)_2 + 4NH_3 \rightarrow [Cu(NH_3)_4]^{2+} + 2OH^-$ соответствует:

1. растворению $Cu(OH)_2$ в аммиаке
2. реакции $CuSO_4$ с $NH_3\cdot H_2O$ (избыток)
3. термическому разложению $[Cu(NH_3)_4]SO_4$
4. реакции $CuO$ с $NH_3$

Решение: В левой части присутствует $Cu(OH)_2$, а не $Cu^{2+}$, и $NH_3$, а не $NH_3\cdot H_2O$ (но в сокращённом виде допустимо). Это растворение $Cu(OH)_2$ в избытке аммиака. Ответ: 1.

Пример 4 (цепочка превращений)

Осуществите превращения: $Cr \rightarrow CrCl_3 \rightarrow Cr(OH)_3 \rightarrow K_3[Cr(OH)_6] \rightarrow K_2CrO_4$.

Решение:

1. $2Cr + 3Cl_2 \xrightarrow{t^\circ} 2CrCl_3$
2. $CrCl_3 + 3NH_3\cdot H_2O \rightarrow Cr(OH)_3\downarrow + 3NH_4Cl$
3. $Cr(OH)_3 + 3KOH \rightarrow K_3[Cr(OH)_6]$
4. $2K_3[Cr(OH)_6] + 3Br_2 + 4KOH \rightarrow 2K_2CrO_4 + 6KBr + 8H_2O$

Вопросы для самопроверки

1. Напишите уравнения реакций цинка с концентрированной серной кислотой (образуется $SO_2$) и с разбавленной азотной кислотой (образуется $NO$).
2. Почему соединения $Cr^{2+}$ легко окисляются, а $Cr^{6+}$ – сильные окислители? Приведите пример.
3. Как отличить $FeCl_2$ от $FeCl_3$? Запишите уравнения качественных реакций.
4. Почему медь не реагирует с разбавленной $H_2SO_4$, но растворяется в концентрированной при нагревании?
5. Что происходит при добавлении избытка аммиака к раствору $CuSO_4$? Напишите уравнения.
6. Как из $K_2Cr_2O_7$ получить $K_2CrO_4$? Как изменить окраску раствора с оранжевой на жёлтую и обратно?
7. В каком случае при окислении $Cr(OH)_3$ в щелочной среде образуется хромат, а не дихромат?

Краткий конспект

• Цинк: активный металл, амфотерный ($Zn(OH)_2$ растворяется в щелочах и кислотах). Реагирует с разбавленными кислотами с выделением $H_2$, со щелочами – с образованием гидроксоцинкатов.
• Хром: степени окисления $+2$ (сильные восстановители), $+3$ (амфотерные, устойчивые), $+6$ (сильные окислители, хроматы и дихроматы). $Cr(OH)_3$ амфотерен, растворим в щелочах.
• Железо: степени $+2$ (восстановители, $Fe(OH)_2$ белый, быстро буреет) и $+3$ (окислители в кислой среде). Качественные реакции с гексацианоферратами и роданидом.
• Медь: малоактивный металл, не вытесняет $H_2$ из кислот. Соединения $Cu(I)$ неустойчивы (кроме комплексов), $Cu(II)$ – устойчивые, синие соли. $Cu(OH)_2$ амфотерен (растворяется в конц. щелочах и в аммиаке).

Что изучать дальше

После знакомства с этими металлами переходим к общим способам получения металлов (урок 31) — там будут рассмотрены пирометаллургия, гидрометаллургия и электрометаллургия на примерах конкретных металлов. Затем — качественные реакции на катионы (урок 32), где пригодятся цвета осадков гидроксидов $Fe^{2+}$, $Fe^{3+}$, $Cu^{2+}$, $Cr^{3+}$ из этого урока. Не пропустите!