Общие свойства d-металлов

Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

Контрольная работа

Общие свойства d-металлов

1. Строение электронных оболочек атомов d-элементов

галоген гидроксид щелочь металл

Из всех элементов Периодической системы Д.И. Менделеева более 100 в виде простых веществ относятся к металлам. В соответствии с особенностями строения валентных энергетических уровней изолированных атомов все металлы делятся на простые и переходные.

В атомах простых металлов валентные электроны располагаются на внешних s- и p - подуровнях. Они занимают главные подгруппы в Периодической системе.

В атомах переходных металлов по мере возрастания зарядов ядер происходит постепенное заполнение предвнешних (второго снаружи у d- и третьего снаружи у f-элементов) энергетических подуровней. При этом число электронов на внешнем энергетическом уровне остается практически неизменным (чаще по 2 электрона). Переходные металлы занимают все побочные подгруппы в Периодической системе элементов

Химические элементы, в атомах которых происходит заполнение электронами предвнешнего d-подуровня, называются d-элементами.

Располагаются d-элементы в больших периодах, образуя декады (по числу электронов на пяти d - орбиталях):

IV период: Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn.

V период: Y, Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, Cd.

VI период: La, Hf, Ta, W, Re, Os, Ir, Pt, Au, Hg.

Известно, что электроны в атомах заполняют энергетические уровни и подуровни в соответствии с возрастанием их энергии. По мере увеличения зарядов ядер, энергия различных подуровней изменяется по-разному. В первых трех периодах происходит последовательное заполнение электронами s- и p - подуровней. В четвертом периоде для атомов с зарядом ядра Z = 19 и 20 энергия 4s - подуровня становится меньше, чем энергия вакантного 3d-подуровня (сказывается эффект экранирования ядра плотным слоем 3s²3p⁶). В связи с отталкиванием от этого слоя девятнадцатого электрона атома калия и двадцатого электрона атома кальция, энергетически более выгодным становится 4s-состояние, вместо 3d-состояния:

₁₉K 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹

₂₀Ca 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²

У следующего элемента скандия (Sc) картина меняется: 3d-состояние энергетически выгоднее, чем 4p-состояние:

₂₁Sc 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 3d¹4s²

Такое положение сохраняется до окончания заполнения 3d-подуровня (10 элементов). Затем начинает заполняться 4p-подуровень. Таким образом, в IV периоде последовательно заполняются 4s²3d¹⁰4p⁶ подуровни, и общее количество элементов становится равным 18.

Элементы IV периода

s-элементы	d-элементы	p-элементы
K, Ca	Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn.	Ga, Ge, As, Se, Br, Kr

В V периоде последовательность заполнения энергетических подуровней аналогична IV периоду: 5s²4d¹⁰5p⁶. Общее число элементов также равно 18, в том числе, вставная декада d-элементов от иттрия (Y) до кадмия (Cd).

Элементы V периода

s-элементы	d-элементы	p-элементы
Rb, Sr	Y, Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, Cd	In, Sn, Sb, Te, I, Xe

VI период содержит две вставные группы: d- и f - элементов. Последовательность заполнения энергетических подуровней электронами следующая - 6s²5d¹4f¹⁴5d^2-106p⁶. Общее число элементов возрастает до 32.

Элементы VI периода

s-элементы	d-элементы	p-элементы
Cs, Ba	La*, Hf, Ta, W, Re, Os, Ir, Pt, Au, Hg	Tl, Pb, Bi, Po, At, Rn

* - f - элементы (лантаноиды): Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu

В седьмом периоде имеются два s-элемента: франций (Fr) и радий (Ra); за ними следуют один d-элемент - актиний (Ac) и четырнадцать f-элементов (Th - Lr); далее - снова располагаются d-элементы. В настоящее время VII период пока не завершен.

Элементы VII периода

s-элементы	d-элементы	p-элементы
Fr, Ra	Ac*, Ku, Ns (период не завершен)…	…

* - f-элементы (актиноиды): Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lr.

Электронные формулы d-элементов представлены в таблице 1.

Таблица 1 - Электронные формулы d-элементов

Атомный номер элемента	Элемент	Строение атома элемента
IV период
21	Sc (скандий)	1s22s22p63s23p6	3d14s2
22	Ti (титан)	1s22s22p63s23p6	3d24s2
23	V (ванадий)	1s22s22p63s23p6	3d34s2
24	Cr (хром)	1s22s22p63s23p6	3d54s1
25	Mn (марганец)	1s22s22p63s23p6	3d54s2
26	Fe (железо)	1s22s22p63s23p6	3d64s2
27	Co (кобальт)	1s22s22p63s23p6	3d74s2
28	Ni (никель)	1s22s22p63s23p6	3d84s2
29	Cu (медь)	1s22s22p63s23p6	3d104s1
30	Zn (цинк)	1s22s22p63s23p6	3d104s2
V период
39	Y (иттрий)	1s22s22p63s23p6	4d15s2
40	Zr (цирконий)	1s22s22p63s23p6	4d25s2
41	Nb (ниобий)	1s22s22p63s23p6	4d45s1
42	Mo (молибден)	1s22s22p63s23p6	4d55s1
43	Tc (технеций)	1s22s22p63s23p6	4d65s1
44	Ru (рутений)	1s22s22p63s23p6	4d75s1
45	Rh (родий)	1s22s22p63s23p6	4d85s1
46	Pd (палладий)	1s22s22p63s23p6	4d105s0
47	Ag (серебро)	1s22s22p63s23p6	4d105s1
48	Cd (кадмий)	1s22s22p63s23p6	4d105s2
VI период
57	La (лантан)	1s22s22p63s23p6	5d16s2
72	Hf (гафний)	1s22s22p63s23p6	5d26s2
73	Ta (тантал)	1s22s22p63s23p6	5d36s2
74	W (вольфрам)	1s22s22p63s23p6	5d46s2
75	Re (рений)	1s22s22p63s23p6	5d56s2
76	Os (осмий)	1s22s22p63s23p6	5d66s2
77	Ir (иридий)	1s22s22p63s23p6	5d76s2
78	Pt (платина)	1s22s22p63s23p6	5d96s1
79	Au (золото)	1s22s22p63s23p6	5d106s1
80	Hg (ртуть)	1s22s22p63s23p6	5d106s2

У некоторых элементов имеет место нарушение в последовательности заполнения электронами d - орбиталей. Так, у хрома (четвертый из d - элементов IV периода) вместо 3d⁴4s² - состояния, электроны находятся в 3d⁵4s¹ - состоянии. У меди (девятый d-элемент IV периода) вместо 3d⁹4s² - состояния имеем 3d¹⁰4s¹ -состояние. Этот факт объясняется тем, что полностью (d¹⁰) и наполовину (d⁵) заполненные подуровни имеют более низкую энергию. За счет этого возможен «проскок» электрона с ns - подуровня на (n - 1) d - подуровень.

Таким образом, по мере возрастания заряда ядра наблюдается закономерная периодическая повторяемость сходных электронных структур, а, значит, и повторяемость свойств химических элементов.

2. Физико-химические свойства простых веществ d-элементов

Общность многих свойств d-элементов обусловлена одинаковым строением внешнего электронного уровня и близкими значениями энергий ns- и (n-1) d подуровней.

В свободном состоянии d-элементы - твердые кристаллические вещества (кроме ртути), типичные металлы с характерным металлическим блеском. Цвет их изменяется от серебристо-белого до темно-серого (кроме красной меди и желтого золота).

d-металлы имеют высокую удельную плотность, как правило, высокие температуры плавления и кипения, обладают высокими значениями электропроводности и теплопроводности, заметной твердостью и механической прочностью.

Такие свойства обусловлены металлическим характером связи и особенностями кристаллической структуры (малые атомные объемы, плотнейшая упаковка атомов в кристаллической решетке).

Атомы d-элементов характеризуются переменной валентностью. Многие их соединения окрашены. d-элементы склонны к образованию комплексных соединений, причем могут выступать как в роли катионообразователя, так и в роли анионообразователя; легко образуют сплавы между собой и другими элементами.

Некоторые свойства атомов d-элементов и их простых веществ представлены в таблицах 2, 3 и 4.

Таблица 2 - Свойства атомов и простых веществ d - элементов IV периода

Свойства	Элемент
	Sc	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn
Валентный уровень	d1s2	d2s2	d3s2	d5s1	d5s2	d6s2	d7s2	d8s2	d10s1	d10s2
Наиболее характерная степень окисления	+3	+2, +3, +4	+2, +3, +4, +5	+2, +3, +6	+2, +4, +6, +7	+2, +3, +6	+2, +3	+2 +3	+1, +2	+2
Ионный радиус в наиболее характерной степени окисления, Ає	0,83	0,64	0,59	(+6) 0,58 (+3) 0,76	(+7) 0,46 (+2) 0,52	(+2) 0,80 (+3) 0,73	(+2) 0,80 (+3) 0,72	(+2) 0,79	(+2) 0,74 (+1) 0,87	0,83
Металлический радиус, Ає	1,64	1,46	1,34	1,27	1,30	1,26	1,25	1,24	1,28	1,39
Первый потенциал ионизации, эВ.	6,54	6,82	6,71	6,76	7,43	7,87	7,86	7,64	7,72	9,39
Плотность, г/см3	3,0	4,5	6,1	7,2	7,4	7,9	8,9	8,9	9,0	7,1
Температура плавления, єС	1 540	1 668	1 919	1 890	1 244	1 536	1 495	1 455	1 083	419
Температура кипения, єС	2 700	3 500	3 400	3 390	2 120	2 770	2 255	2 140	2 600	907

Таблица 3 - Свойства атомов и простых веществ d - элементов V периода

Свойства	Элемент
	Y	Zr	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag	Cd
Валентный уровень	d1s2	d2s2	d4s1	d5s1	d6s1	d7s1	d8s1	d10s0	d10s1	d10s2
Наиболее характерная степень окисления	+3	+4	+5	+6	+7	+4 +6	+3	+2 +4	+1	+2
Ионный радиус в наиболее характерной степени окисления, Ає	0,97	0,82	0,66	0,62	0,56	(+4) 0,76 (+6) 0,71		(+2) 0,88 (+4) 0,73	1,16	0,99
Металлический радиус, Ає	1,82	1,60	1,46	1,37	1,36	1,34	1,34	1,37	1,44	1,56
Первый потенциал ионизации, эВ.	6,38	6,84	6,88	7,10	7,28	7,36	7,46	8,33	7,57	8,99
Плотность, г/см3	4,5	6,5	8,6	10,2	11,5	12,4	12,4	12,0	10,5	8,7
Температура плавления, єС	1 525	1 852	2 460	2 620	2 200	2 250	1 966	1 552	961	321
Температура кипения, єС	3 025	3 600	5 400	4 800	4 600	4 100	3 670	2 900	2 210	767

Таблица 4 - Свойства атомов и простых веществ d - элементов VI периода

Свойства	Элемент
	La	Hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	Hg
Валентный уровень	d1s2	d2s2	d3s2	d4s2	d5s2	d6s2	d7s2	d9s1	d10s1	d10s2
Наиболее характерная степень окисления	+3	+4	+5	+6	+7	+8	+3, +4	+4, +2	+3, +1	+2 +1
Ионный радиус в наиболее характерной степени окисления, Ає	1,17	0,82	0,66	0,65	0,56	(+3) 0,81 (+8) 0,54	(+3) 0,81 (+4) 0,75	(+2) 0,90 (+4) 0,76	(+1) 1,37	1,12
Металлический радиус, Ає	1,87	1,59	1,46	1,40	1,37	1,35	1,35	1,38	1,44	1,60
Первый потенциал ионизации, эВ.	5,61	7,00	7,88	7,98	7,87	8,70	8,70	9,0	9,22	10,43
Плотность, г/см3	6,2	13,1	16,6	19,3	21,0	22,5	22,4	21,5	19,3	13,6
Температура плавления, єС	920	2200	3000	3380	3180	3000	2450	1773	1063	- 39
Температура кипения, єС	3470	5400	5600	5900	5640	5000	4500	3800	2970	357

Из представленных данных видно, что металлические и ионные радиусы в периодах по мере возрастания заряда ядра слева направо уменьшаются, а потенциалы ионизации растут. Это определяет ослабление оснувных свойств однотипных соединений d-элементов и возрастание устойчивости низших степеней окисления в том же направлении.

Вследствие накопления d-электронов при возрастании зарядов ядер атомов происходит усиление взаимодействия валентных электронов с ядром, а следовательно, рост потенциалов ионизации в периодах слева направо (см. табл. 2 - 4), уменьшение химической активности атомов и уменьшение устойчивочти соединений в высших степенях окисления.

В подгруппах d-элементов сверху вниз радиусы атомов изменяются немонотонно: сначала увеличиваются, затем практически не изменяются (см. табл 2 - 4), что объясняется влиянием лантаноидного сжатия. В каждой подгруппе d-элементов два последних элемента очень близки по своим характеристикам, а их простые вещества и химические соединения близки по химическим свойствам.

В подгруппах d-элементов (кроме подгруппы Sc) потенциалы ионизации, как правило, возрастают, поэтому химическая активность элементов сверху вниз уменьшается.

Таким образом, хотя d- и f-элементы обладают металличекими свойствами, однако, эти свойства выражены у них менее ярко, чем у s- и p-металлов.

3. Химические свойства простых веществ d-элементов

Рассмотрим взаимодействие простых веществ d-элементов с различными простыми и сложными веществами.

Взаимодействие d-элементов с простыми веществами

При обычных условиях химически чистые d-металлы в компактном виде устойчивы к различным воздействиям, так как покрыты защитными оксидными или оксидно-нитридными пленками.

При нагревании и, особенно, в порошкообразном состоянии химическая активность увеличивается и d-металлы могут взаимодействовать с кислородом, галогенами, серой, углеродом и т.д.

Взаимодействие d-металлов с кислородом

Так, марганец, железо, кобальт, никель и некоторые другие металлы в мелкодисперсном состоянии способны самовоспламеняться на воздухе с образованием оксидов при обычной температуре, т.е. обладают пирофорными свойствами:

2Ni + O₂ 2 NiO; 2Со + O₂ 2СоO (Со₃O₄)

Все остальные d-элементы (кроме благородных металлов) окисляются кислородом воздуха только при нагревании:

Ti + O₂ TiO₂;

4V + 5O₂ -^t2V₂O₅;

4Cr + 3O₂ -^t 2Cr₂O₃;

2W + 3O₂ -^t 2WO₃;

4Fe + 3O₂ -^t 2Fe₂O₃ (Fe₃O₄);

2Cu + O₂ -^t 2CuO (Cu₂O);

2Zn + O₂ -^t 2ZnO.

Из-за проявления переменной валентности d - металлы образуют несколько оксидов. Характер оксидов d - элементов (от подгруппы скандия до подгруппы марганца) с ростом степени окисления изменяется закономерно от оснувного к кислотному типам. Например:

CrO Cr₂O₃ CrO₃

основный амфотерный кислотный

MnO MnO₂ Mn₂O₇

основный амфотерный кислотный

Элементы подгрупп меди и цинка образуют оксиды основного или амфотерного типа, но с преобладанием основных свойств.

Следует обратить внимание, что оксиды хрома, марганца и железа в высших степенях окисления при непосредственном взаимодействии этих металлов с кислородом не образуются из-за очень низкой термической устойчивости таких соединений и слишком высоких окислительных свойств соединений хрома (VI), марганца (VII) и железа (VI).

Большинство оксидов d-элементов - тугоплавкие твердые вещества (кроме Mn₂O₇, который при обычных условиях представляет собой жидкость темно-зеленого цвета). Многие оксиды окрашены, например, V₂O₅ - оранжевый, Cr₂O₃ - зеленый, CrO₃ - красный, MnO₂ - черный, CdO - коричневый и т.д.

Оксиды d-элементов, за исключением CrO₃ и Mn₂O₇, малорастворимы в воде. При взаимодействии с водой оксиды хрома (VI) и марганца (VII) образуют, соответственно, хромовую (двухромовую) и марганцевую кислоты, которые являются сильными кислотами с точки зрения электролитической диссоциации

CrO₃ + H₂O = H₂CrO₄

2CrO₃ + H₂O = H₂Cr₂O₇

Mn₂O₇ + H₂O = 2HMnO₄

Взаимодействие d-металлов с галогенами

С галогенами d-металлы легко взаимодействуют при нагревании с образованием соответствующих галогенидов, например:

2Fe + 3Cl₂ 2FeCl₃;

Zn + Cl₂ ZnCl₂;

Ti + 2Cl₂ TiCl₄;

Mn + Cl₂ > MnCl₂ (MnCl₄);

V + F₂ > VF₅;

V + Cl₂ > VCl₄.

Некоторые галогениды (TiCl₄; VF₅) проявляют очень высокую склонность к гидролизу, например, тетрахлорид титана может полностью прогидролизоваться:

TiCl₄ + (2+х) H₂O > TiO₂•xH₂O + 4HCl.

Галогениды некоторых d-металлов плохо растворимы в воде (Приложение А), так например, хлориды, бромиды и иодиды серебра и свинца плохо растворимы в холодной воде, хотя при нагревании растворимость галогенидов свинца повышается.

Взаимодействие d-металлов с серой

При нагревании d-металлы взаимодействуют с серой с образованием сульфидов:

2Cr + 3S = Cr₂S₃;

Fe + S = FeS;

Zn + S = ZnS;

Mo + 3S = MoS₃;

Сульфиды d-металлов в воде нерастворимы, но некоторые из них могут растворяться в разбавленных растворах соляной и серной кислот с выделением сероводорода:

MnS + 2HCl = MnCl2 + H2S

FeS + 2H2SO4 = FeSO₄ + H₂S

CuS + 2HCl

Сульфиды металлов, значения произведения растворимости которых очень низки (например, ПР(CuS) ? 10^-36), в растворах минеральных кислот не растворяются (Приложение А). Однако все сульфиды можно растворить в кислотах-окислителях, например:

CuS + 8HNO₃ = CuSO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

Сульфиды хрома (III) и железа (III) при взаимодействии с водой подвергаются полному гидролизу, например:

Cr₂S₃ + 6H₂O = 2Cr(OH)₃v + 3H₂S.

Большинство сульфидов d-металлов окрашены, что используется в аналитической химии.

Взаимодействие d-металлов с углеродом

Многие d-металлы взаимодействуют с углеродом с образованием твердых растворов и карбидов. Например:

3Fe + С = Fe₃С

Карбиды - кристаллические вещества, как правило, переменного состава, очень твердые, тугоплавкие, обычно хорошо проводят ток и химически инертны. Так, карбиды вольфрама и титана входят в состав жаропрочных и твердых сплавов, из которых изготавливают режущие и буровые инструменты; карбид железа (цементит) входит в состав чугунов и сталей.

Взаимодействие d-металлов с водой

Чистая вода заметного действия на большинство d-металлов не оказывает. Исключение составляют элементы 3-й группы - скандий, иттрий, лантан. Эти простые вещества по химической активности уступают лишь щелочным и щелочно-земельным металлам. В ряду напряжений (см. Приложение Б) скандий и его аналоги находятся далеко впереди водорода (например, у лантана E₂₉₈ = -2,24 В). Скандий с водой при обычных условиях не реагирует, а лантан медленно - медленно разлагает воду:

2La + 6H₂O = 2La(OH)₃ + 3H₂

Железо и многие другие d-металлы реагируют с водой при температуре красного каления:

3Fe + 4H₂O(пар) = Fe₃O₄ + 4H₂

Взаимодействие d-металлов с кислотами

В зависимости от положения в ряду напряжений d - металлы по-разному взаимодействуют с кислотами.

Металлы с отрицательным значением электродного потенциала могут окисляться ионами водорода разбавленных кислот-неокислителей (см. Приложение Б). При этом выделяется водород:

Zn + H₂SO₄ (разб.) = ZnSO₄ + H₂

Cr + 2HCl = CrCl₂ + H₂ (без доступа воздуха)

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂

2Ti + 6HCl (конц.) = 2TiCl₃ + 3H₂

Если при взаимодействии металла с кислотой получается соль, нерастворимая в воде, такая реакция прекращается из-за образования на поверхности металла защитной пленки. По этой причине свинец не растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах, хотя в ряду напряжений Pb расположен до водорода:

Pb + H₂SO₄ (разб.) = PbSO₄ + H₂

Pb + HCl (разб.) = PbCl₂ + H₂

Металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, с кислотами-неокислителями не взаимодействуют.

С кислотами - окислителями (концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации) взаимодействуют почти все металлы, но водород при этом не выделяется:

3V + 8HNO₃ (к.) = 3VO₂NO₃ + 5NO + 4H₂O

Hg + 4HNO₃ (к.) = Hg(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O;

3Zn + 4H₂SO₄ (к.) = 3ZnSO₄ + S + 4H₂O;

Cu + 2H₂SO₄ (к.) = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O.

Некоторые d-металлы (Au, Pb, Nb, Ta, W и др.) реагируют только со смесями кислот: с царской водкой (3HCl + HNO₃) или смесью плавиковой и азотной кислот (HF + HNO₃), где одна из кислот (HNO₃) выступает в роли окислителя, а другая - связывает образующиеся катионы d-металла в комплекс:

Au + HNO₃ + 4HCl = H[AuCl₄] + NO+2H₂O;

3Nb + 5HNO₃ +21HF = 3H₂[NbF₇] +5NO + 10H₂O.

Хром, марганец, железо и многие другие d-металлы на холоду пассивируются (покрываются устойчивой оксидной пленкой) концентрированными серной и азотной кислотами, поэтому взаимодействие возможно только при нагревании.

Взаимодействие d-металлов с щелочами

В растворах щелочей при обычных условиях из d-металлов растворяется только цинк. При этом образуется гидроксоцинкат и выделяется водород:

Zn + 2KOH + 2H₂O = K₂[Zn(OH)₄] + H₂

В концентрированных растворах щелочей при нагревании или в расплавах щелочей в присутствии окислителей растворяются многие d-металлы с образованием оксосолей анионного типа:

4V + 12KOH (тв.) + 5O₂ = 4K₃VO₄ + 6H₂O;

Fe + 2NaOH+ KClO₃ = Na₂FeO₄ + KCl + H₂O.

Взаимодействие d-металлов с растворами солей

В соответствии с местом расположения d-металла в ряду напряжений можно предположить, что любой металл, стоящий в ряду напряжений левее, будет вытеснять из растворов соответствующих солей все металлы, стоящие в ряду напряжений правее:

Zn + CuSO₄ = Cu + ZnSO₄

4. Кислотно-основные свойства гидроксидов d-элементов

Так как оксиды d-металлов нерастворимы в воде, их гидроксиды получают косвенным путем с помощью обменных реакций между их солями и растворами щелочей:

ZnCl₂ + 2NaOH = Zn(OH)₂ + 2NaCl;

MnCl₂ + 2NaOH = Mn(OH)₂ + 2NaCl (в отсутствии кислорода);

FeSO₄ + 2KOH = Fe(OH)₂ + K₂SO₄ (в отсутствии кислорода)_.

Гидроксиды d-элементов в низших степенях окисления являются слабыми основаниями; они нерастворимы в воде, но хорошо растворяются в кислотах:

Cu(OH)₂ + 2HCl = CuCl₂ + H₂O

Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

Гидроксиды d-элементов в промежуточных степенях окисления и гидроксид цинка растворяются не только в кислотах, но и в избытке растворов щелочей с образованием гидроксокомплексов (т.е. проявляют амфотерные свойства), например:

Zn(OH)₂ + H₂SO₄ = ZnSO₄ + 2H₂O;

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄];

Cr(OH)₃ + 3HNO₃ = Cr(NO₃)₃ + 3H₂O;

Cr(OH)₃ + 3KOH = K₃[Cr(OH)₆].

В более высоких степенях окисления переходные металлы образуют гидроксиды, которые проявляют кислотные свойства или амфотерные свойства с преобладанием кислотных:

+2	+3	+6
Cr(OH)2	Cr(OH)3	H2CrO4
оснувный	амфотерный	кислотный

+2	+3	+4	+5
V(OH)2	V(OH)3	VO2 • хH2O	V2O5 xH2O
оснувный	амфотерный с преобладанием оснувных	амфотерный	амфотерный с преобладанием кислотных

С увеличением степени окисления элемента основные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а кислотные - возрастают.

Поэтому, по периоду слева направо наблюдается усиление кислотных свойств гидроксидов d-металлов в высших степенях окисления до подгруппы Mn, затем кислотные свойства ослабевают:

Sc(OH)₃ - TiO₂xH₂O - V₂O₅xH₂O - H₂CrO₄ - HMnO₄

Усиление кислотных свойств

Fe(OH)₃ - Co(OH)₂ - Cu(OH)₂ - Zn(OH)₂

Медленное ослабление кислотных свойств

Рассмотрим изменение свойств гидроксидов d-металлов в подгруппах. Сверху вниз по подгруппе основные свойства гидроксидов d-элементов в высших степенях окисления возрастают, кислотные свойства уменьшаются. Например, для шестой группы d-металлов:

H₂CrO₄ - резко - MoO₃H₂O - слабо - WO₃H₂O

Кислотные свойства уменьшаются

5. Окислительно-восстановительные свойства соединений d-элементов

Соединения d - элементов в низших степенях окисления проявляют, в основном, восстановительные свойства, особенно в щелочной среде. Поэтому, например, гидроксиды Mn(+2), Cr(+2), Fe(+2) являются очень неустойчивыми и быстро окисляются кислородом воздуха:

2Mn(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 2Mn(OH)₄;

4Cr(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Cr(OH)₃

Чтобы гидроксид кобальта (II) или никеля (II) перевести в Co(OH)₃ или Ni(OH)₃, необходимо использовать более сильный окислитель - например, перекись водорода H₂O₂ в щелочной среде или бром Br₂:

2Co(OH)₂ + H₂O₂ = 2Co(OH)_3;

2 Ni(OH)₂ + Br₂ +2NaOH = 2 Ni(OH)₃ + 2NaBr

Производные Ti(III), V(III), V(II), Cr (II) легко окисляются на воздухе, некоторые соли могут окисляться даже водой:

2Ti₂(SO₄)₃ + O₂ + 2H₂O = 4TiOSO₄ + 2H₂SO_4;

2CrCl₂ + 2H₂O = 2Cr(OH) Cl₂ + H₂

Соединения d-элементов в высших степенях окисления (от +4 до +7) обычно проявляют окислительные свойства. Однако, соединения Ti (IV) и V (V) всегда устойчивы и поэтому обладают относительно слабыми окислительными свойствами:

TiOSO₄ + Zn + H₂SO₄ = Ti₂(SO₄)₃ + ZnSO₄ + H₂O;

Na₃VO₄ + Zn + H₂SO₄ = VOSO₄ + ZnSO₄ + H₂O

Восстановление идет в жестких условиях - атомарным водородом в момент его выделения (Zn + 2H⁺ = 2H· + Zn²⁺).

А соединения хрома в высших степенях окисления являются сильными окислителями, особенно в кислой среде:

K₂Cr₂O₇ + 3SO₂ + H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O;

2CrO₃ + C₂H₅OH = Cr₂O₃ + CH₃COH + H₂O

Еще более сильные окислительные свойства проявляют соединения Mn(VI), Mn(VII) и Fe(VI):

2KMnO₄ + 6KI + 4H₂O = 2MnO₂ + 3I₂ + 8KOH;

4K₂FeO₄ + 10H₂SO₄ = 2Fe₂(SO₄)₃ + 3O₂ +10H₂O+ 4K₂SO₄

Таким образом, окислительные свойства соединений d-элементов в высших степенях окисления по периоду слева направо возрастают.

Окислительная способность соединений d-элементов в высших степенях окисления по подгруппе сверху вниз ослабевает. Например, в подгруппе хрома: бихромат калия K₂Cr₂O₇ взаимодействует даже с таким слабым восстановителем, как SO₂. Чтобы восстановить молибдат- или вольфрамат-ионы необходим очень сильный восстановитель, например, солянокислый раствор хлорида олова (II):

K₂Cr₂O₇ + SO₂ + H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

3 (NH₄)₂MoO₄ + НSnCl₃ + 9HCl = MoO₃MoO₅ + H₂SnCl₆+4H₂O + 6NH₄Cl

Последняя реакция идет при нагревании, а степень окисления d-элемента уменьшается совсем незначительно.

Соединения d-металлов в промежуточной степени окисления обладают окислительно-восстановительной двойственностью. Например, соединения железа (III) в зависимости от характера вещества-партнера могут проявлять как свойства восстановителя:

2FeCl₃ + Br₂ + 16KOH = 2K₂FeO₄ + 6KBr + 6KCl +8H₂O,

так и окислительные свойства:

2FeCl₃ + 2KI = 2FeCl₂ + I₂ +2KCl.

Литература

1. Бабкина, С.С. Общая и неорганическая химия. Лабораторный практикум: Учебное пособие для бакалавров и специалистов / С.С. Бабкина, Р.И. Росин, Л.Д. Томина. - М.: Юрайт, 2012. - 481 c.

2. Барагузина, В.В. Общая и неорганическая химия: Учебное пособие / В.В. Барагузина, И.В. Богомолова, Е.В. Федоренко. - М.: ИЦ РИОР, 2013. - 272 c.

3. Богомолова, И.В. Неорганическая химия: Учебное пособие / И.В. Богомолова. - М.: Альфа-М, НИЦ ИНФРА-М, 2013. - 336 c.

4. Боровлев, И.В. Химия металлов: термины и основные реакции / И.В. Боровлев. - М.: БИНОМ. ЛЗ, 2012. - 359 c.

5. Гаршин, А.П. Общая химия в схемах, рисунках, таблицах, химических реациях: Учебное пособие / А.П. Гаршин. - СПб.: Питер, 2013. - 288 c.

6. Грандберг, И.И. Химия металлов: Учебник для бакалавров / И.И. Грандберг, Н.Л. Нам. - М.: Юрайт, 2013. - 608 c.

7. Грандберг, И.И. Химия металлов: Учебник для бакалавров / И.И. Грандберг, Н.Л. Нам. - М.: Юрайт, 2013. - 608 c.

8. Грибанова, О.В. Общая химия: Учебное пособие / О.В. Грибанова. - Рн/Д: Феникс, 2013. - 249 c.

9. Захарова, Т.Н. Химия металлов: Учебник для студ. учреждений сред. проф. образования / Т.Н. Захарова, Н.А. Головлева. - М.: ИЦ Академия, 2012. - 400 c.

10. Князев, Д.А. Неорганическая химия: Учебник для бакалавров / Д.А. Князев, С.Н. Смарыгин. - М.: Юрайт, 2012. - 592 c.

11. Ливанцов, М.В. Химия металлов. Задачи по общему курсу с решениями. В 2-х т. Т. 2. Органическая химия. Задачи по общему курсу с решениями. Часть 2: Учебное пособие / М.В. Ливанцов. - М.: БИНОМ. ЛЗ, 2012. - 714 c.

Размещено на Allbest.ru