ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 30.11.2023
Просмотров: 840
Скачиваний: 2
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
переходное положение между электроположительными s –элементами и электроотрицательными p – элементами.
d – Элементы называют главными переходными элементами. На внешнем уровне у него находятся 1-2 s – электрона, остальные валентные электроны расположены на d – орбиталях предвнешнего уровня: ns1-2 (n-1) d 1-10. Энергии ионизации их атомов в целом невысокие; все они являются металлами.
За немногим исключением d – элементы проявляют переменную степень окисления. Почти для всех возможна степень окисления + 2 (по числу внешних электронов в атомах). Высшая степень окисления большинства из них отвечает номеру группы периодической системы. С увеличением атомного номера в пределах подгруппы значения устойчивой степени окисления возрастает. Так, Fe+8O4 неизвестен, тогда как Os+8 O4 – устойчивое соединение.
Вследствие разнообразия степени окисления для соединений d – элементов очень характерны окислительно-восстановительные реакции, в которых они могут быть и окислителями, и восстановителями.
По этой же причине почти каждый из них имеет соединения, резко отличающиеся по своим кислотно-основным свойствам. Например: Cr+2 (OH)2 – основание, Cr+3 (OH)3 – амфотерный гидроксид, H2Cr+6O4 – кислота. Кислотные свойства закономерно усиливаются с ростом степени окисления металла.
Гидроксиды d - элементов получают действием щелочей на растворимые соли этих металлов:
Men+ + n OH- = Me(OH)n
При нагревании они обычно разлагаются на оксид и воду.
Еще одним общим свойствами d – элементов является их способность к образованию комплексных ионов.
К наиболее важным d – металлам первого переходного ряда можно отнести хром, марганец, железо, медь.
Хром находится в VI группе периодической системы. Формула его валентных электронов 4s13d5 , максимальная степень окисления +6, минимальная +2, наиболее устойчивая +3.
При высоких температурах горит в кислороде с образованием Cr2O3 , реагирует с парами воды
2Cr + 3H2O Cr2O3 + 3H2
и с галогенами, образуя галогениды состава CrHal3 . Находясь в ряду напряжений левее водорода, хром при обычной температуре растворяется в разбавленных H2SO4 и HCl (образуются соли Cr(II)).
Холодными концентрированными H2SO4 и HNO3 хром пассивируется, но при сильном нагревании эти кислоты растворяют его (образуются соли Cr (III)). Хром образует три оксида со степенями окисления +2 (основной оксид),
+3 (амфотерный) и +6 (кислотный). Соответственно этим трем оксидам известны и три ряда соединений хрома.
Гидроксид хрома Cr (II) получают обработкой растворов солей Cr2+ щелочами:
Cr+2 + 2OH- = Cr(OH)2
Аналогично действием щелочей на растворы солей Cr3+ получают Cr(OH)3, обладающий амфотерными свойствами. Он растворяется как в кислотах, так и в щелочах:
Cr(OH)3 + 3H+ = Cr3+ + 3H2
O
Cr(OH)3 + 3OH+ = [Cr(OH)6]3- (гексагидроксохромит - ион)
При прокаливании гидроксиды хрома II и III распадаются на оксиды хрома в соответствующей степени окисления и воду.
Оксид хрома (III) можно получить также прокаливанием дихроматов
калия
4K2Cr2O7 = 2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2
и аммония
(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2
4H2O
Оксид хрома (III) химически инертен: не реагирует с водой, кислотами, растворами щелочей. Его амфотерная природа проявляется только при сплавлении с соответствующими соединениями, например, щелочами:
Cr2O3 + 2KOH = 2KCrO2 + H2O
кислотный
и кислыми солями:
Cr2O3 + 6KHSO4 = Cr 2 (SO4)3 +3K2SO4+ 3H2O
основной
Триоксид хрома CrO3 легко растворяется в воде, образуя хромовую кислоту ее соли - хроматы, т.е. является кислотным оксидом:
CrO3 + H2O = H 2CrO4
Хроматы щелочных металлов получаются окислением соединений хрома (III), например, хромита калия, в присутствии щелочи:
2K3[Cr(OH)6] + 3Br2 + 4KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O
Ион CrO42- способен к полимеризации: в кислой среде он превращается в
ион Cr 2O 2- (образуется дихромовая кислота H Cr O ). В щелочной среде эта
7
реакция протекает в обратном направлении:
2 2 7
7
4
2
Cr2O 2- + 2OН- 2CrO 2- + 2H О
2CrO4 2- + 2H+ Cr 2O72- + H2O
Соединения, в которых хром находится в своей высшей степени окисления + 6, являются хорошими окислителями, восстанавливаясь до производных Cr +3. В щелочной среде при этом образуются производные анионного комплекса [Cr(OH)6]3-, в нейтральной – гидроксид хрома. Наибольшая окислительная активность наблюдается в кислой среде:
Cr 2O72- + 14H+ + 6 e = 2Cr 3+ + 7H2O, = 1,33 В
Соединения хрома в низшей степени окисления +2 – хорошие восстанови- тели. Например, соли в водных растворах легко окисляются кислородом воз- духа:
4Cr2+ + O2 + 4H+ = 4Cr3+ + 2H2O
d – Элементы называют главными переходными элементами. На внешнем уровне у него находятся 1-2 s – электрона, остальные валентные электроны расположены на d – орбиталях предвнешнего уровня: ns1-2 (n-1) d 1-10. Энергии ионизации их атомов в целом невысокие; все они являются металлами.
За немногим исключением d – элементы проявляют переменную степень окисления. Почти для всех возможна степень окисления + 2 (по числу внешних электронов в атомах). Высшая степень окисления большинства из них отвечает номеру группы периодической системы. С увеличением атомного номера в пределах подгруппы значения устойчивой степени окисления возрастает. Так, Fe+8O4 неизвестен, тогда как Os+8 O4 – устойчивое соединение.
Вследствие разнообразия степени окисления для соединений d – элементов очень характерны окислительно-восстановительные реакции, в которых они могут быть и окислителями, и восстановителями.
По этой же причине почти каждый из них имеет соединения, резко отличающиеся по своим кислотно-основным свойствам. Например: Cr+2 (OH)2 – основание, Cr+3 (OH)3 – амфотерный гидроксид, H2Cr+6O4 – кислота. Кислотные свойства закономерно усиливаются с ростом степени окисления металла.
Гидроксиды d - элементов получают действием щелочей на растворимые соли этих металлов:
Men+ + n OH- = Me(OH)n
При нагревании они обычно разлагаются на оксид и воду.
Еще одним общим свойствами d – элементов является их способность к образованию комплексных ионов.
К наиболее важным d – металлам первого переходного ряда можно отнести хром, марганец, железо, медь.
XХVa. Хром и его соединения
Хром находится в VI группе периодической системы. Формула его валентных электронов 4s13d5 , максимальная степень окисления +6, минимальная +2, наиболее устойчивая +3.
При высоких температурах горит в кислороде с образованием Cr2O3 , реагирует с парами воды2Cr + 3H2O Cr2O3 + 3H2
и с галогенами, образуя галогениды состава CrHal3 . Находясь в ряду напряжений левее водорода, хром при обычной температуре растворяется в разбавленных H2SO4 и HCl (образуются соли Cr(II)).
Холодными концентрированными H2SO4 и HNO3 хром пассивируется, но при сильном нагревании эти кислоты растворяют его (образуются соли Cr (III)). Хром образует три оксида со степенями окисления +2 (основной оксид),
+3 (амфотерный) и +6 (кислотный). Соответственно этим трем оксидам известны и три ряда соединений хрома.
Гидроксид хрома Cr (II) получают обработкой растворов солей Cr2+ щелочами:Cr+2 + 2OH- = Cr(OH)2
Аналогично действием щелочей на растворы солей Cr3+ получают Cr(OH)3, обладающий амфотерными свойствами. Он растворяется как в кислотах, так и в щелочах: Cr(OH)3 + 3H+ = Cr3+ + 3H2
O
Cr(OH)3 + 3OH+ = [Cr(OH)6]3- (гексагидроксохромит - ион)
При прокаливании гидроксиды хрома II и III распадаются на оксиды хрома в соответствующей степени окисления и воду.
Оксид хрома (III) можно получить также прокаливанием дихроматов
калия
4K2Cr2O7 = 2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2
и аммония
(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2
4H2OОксид хрома (III) химически инертен: не реагирует с водой, кислотами, растворами щелочей. Его амфотерная природа проявляется только при сплавлении с соответствующими соединениями, например, щелочами:
Cr2O3 + 2KOH = 2KCrO2 + H2O
кислотный
и кислыми солями:
Cr2O3 + 6KHSO4 = Cr 2 (SO4)3 +3K2SO4+ 3H2O
основной
Триоксид хрома CrO3 легко растворяется в воде, образуя хромовую кислоту ее соли - хроматы, т.е. является кислотным оксидом:
CrO3 + H2O = H 2CrO4
Хроматы щелочных металлов получаются окислением соединений хрома (III), например, хромита калия, в присутствии щелочи:
2K3[Cr(OH)6] + 3Br2 + 4KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O
Ион CrO42- способен к полимеризации: в кислой среде он превращается в
ион Cr 2O 2- (образуется дихромовая кислота H Cr O ). В щелочной среде эта
7
реакция протекает в обратном направлении:2 2 7
7
4
2
Cr2O 2- + 2OН- 2CrO 2- + 2H О
2CrO4 2- + 2H+ Cr 2O72- + H2O
Соединения, в которых хром находится в своей высшей степени окисления + 6, являются хорошими окислителями, восстанавливаясь до производных Cr +3. В щелочной среде при этом образуются производные анионного комплекса [Cr(OH)6]3-, в нейтральной – гидроксид хрома. Наибольшая окислительная активность наблюдается в кислой среде: Cr 2O72- + 14H+ + 6 e = 2Cr 3+ + 7H2O, = 1,33 ВСоединения хрома в низшей степени окисления +2 – хорошие восстанови- тели. Например, соли в водных растворах легко окисляются кислородом воз- духа:
4Cr2+ + O2 + 4H+ = 4Cr3+ + 2H2O