Общие свойства d-металлов

Строение электронных оболочек атомов d-элементов, их компоненты. Принципы их взаимодействия с простыми веществами (кислородом, галогенами, серой, углеродом), а также с водой, кислотами, щелочами и растворами солей. Кислотно-основные свойства гидроксидов.

Рубрика Химия
Вид контрольная работа
Язык русский
Дата добавления 02.04.2016
Размер файла 55,6 K

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

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 - 6s25d14f145d2-106p6. 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 dеталлов 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 + 2H2SO4;

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


Подобные документы

  • Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов и их изменение. Восстановительные и окислительные свойства d-элементов. Ряд напряжения металлов. Химические свойства металлов. Общая характеристика d-элементов. Образование комплексных соединений.

    презентация [541,6 K], добавлен 11.08.2013

  • История открытия галогенов – типичных неметаллов, их соединения в природе. Строение и свойства атомов фтора, хлора, брома, йода и астата. Особенности их взаимодействия с металлами, водородом и растворами солей. Физические свойства и строение галогенов.

    презентация [599,8 K], добавлен 10.01.2012

  • Положение металлов в периодической системе Д.И. Менделеева. Строение атомов металлов и их кристаллических решеток. Физические свойства металлов и общие химические свойства. Электрохимический ряд напряжения и коррозия металлов. Реакции с другими веществами

    презентация [1,8 M], добавлен 29.04.2011

  • Исследование физических и химических свойств металлов, особенностей их взаимодействия с простыми и сложными веществами. Роль металлов в жизни человека и общества. Распространение элементов в природе. Закономерность изменения свойств металлов в группе.

    презентация [1,7 M], добавлен 08.02.2013

  • Общая характеристика, отличительные признаки химических d-элементов. Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов. D-элементы как хорошие комплексообразователи. Руды и способы их получения. Ряд напряжения металлов, их основные химические свойства.

    презентация [672,8 K], добавлен 22.04.2013

  • Физические и химические свойства и электронное строение атома олова и его соединений с водородом, галогеном, серой, азотом, углеродом и кислородом. Оксиды и гидроксиды олова. Окислительно-восстановительные процессы. Электрохимические свойства металла.

    курсовая работа [149,5 K], добавлен 06.07.2015

  • Общая характеристика щелочных металлов и их соединений, применение в промышленности. Формы металлов, встречающиеся в природе, и способы их получения. Химические свойства щелочных металлов и их взаимодействие с водой, с кислородом, с другими веществами.

    презентация [3,9 M], добавлен 22.09.2015

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.