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 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 + 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 11.08.2013История 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 10.01.2012Положение 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 29.04.2011Исследование 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 08.02.2013Общая 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 22.04.2013Физические 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 06.07.2015Общая 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 22.09.2015Положение металлов в периодической системе Д.И. Менделеева. Строение атомов металлов, кристаллических решеток. Металлы в природе, общие способы их получения. Физические свойства металлов. Общие химические свойства. Электрохимический ряд напряжения.
презентация [2,3 M], добавлен 09.02.2012Изучение свойств неорганических соединений, составление уравнений реакции. Получение и свойства основных и кислотных оксидов. Процесс взаимодействия амфотерных оксидов с кислотами и щелочами. Способы получения и свойства оснований и основных солей.
лабораторная работа [15,5 K], добавлен 17.09.2013Строение атомов металлов. Положение металлов в периодической системе. Группы металлов. Физические свойства металлов. Химические свойства металлов. Коррозия металлов. Понятие о сплавах. Способы получения металлов.
реферат [19,2 K], добавлен 05.12.2003