Общие закономерности свойств химических элементов и их соединений

Электронные структуры d-элементов и их валентные возможности. Кислотно-основные свойства гидроксидов. Характеристика элементов подгрупп меди, цинка, титана, ванадия, хрома, марганца, их биологическая роль и применение. Металлы семейств железа и платины.

Рубрика Химия
Вид курс лекций
Язык русский
Дата добавления 08.08.2015
Размер файла 294,4 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/

1. Общие закономерности свойств d-элементов

1.1 Электронные структуры d-элементов и их валентные возможности

d-Элементы называются переходными металлами. Они расположены в периодической системе в больших периодах между s- и p-элементами. Характерной особенностью переходных элементов является то, что в их атомах заполняются орбитали не внешнего слоя (как у s- и p-элементов), а предвнешнего слоя [(n-1)d-состояние]. У d-элементов валентными являются энергетически близкие девять орбиталей: одна s-орбиталь, три np-орбитали и пять (n-1)d-орбиталей:

Рис. 1

Приведем электронные конфигурации (валентные электроны) атомов d-элементов 4-го периода периодической системы Д.И.Менделеева и - для сравнения - кальция и галлия:

Таблица 1.1

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

4s2

3d14s2

3d24s2

3d34s2

3d54s1

3d54s2

3d64s2

3d74s2

3d84s2

Cu

Zn

Ga

3d104s1

3d104s2

4s24p1

Во внешнем слое у атомов d-элементов находятся 1-2 электрона (ns-состояние). Остальные валентные электроны расположены в (n-1)d-состоянии, т.е. в предвнешнем слое. Они характеризуются тем, что у большинства из них d-подуровни недостроены. Структура валентного электронного слоя изменяется от (n-1)d1ns2 до (n-1)d10ns2.

Незавершенность электронных структур обуславливает ряд особенностей соединений d-элементов по сравнению с элементами главных подгрупп.

При достройке внутренних подуровней атомные радиусы мало изменяются. При заполнении (n-2)f-подуровня радиусы не только не увеличиваются, но даже уменьшаются эффект "лантаноидного сжатия". Это приводит к увеличению потенциалов ионизации и, как следствие, к уменьшению активности металлов. Металлы, расположенные в таблице непосредственно за лантаноидами, характеризуются пониженной активностью, которая зачастую оказывается меньше, чем у стоящих над ними элементов. Поэтому в побочных подгруппах активность металлов растет снизу вверх, а не сверху вниз, как в главных подгруппах.

Например, из d-элементов VIБ-подгруппы самым активным является хром, его можно растворить в разбавленных соляной и серной кислотах:

2Cr + 6HC? = 2CrC?3 + 3H2.

Молибден растворяется в концентрированной азотной кислоте:

Mo + 6HNO3 = H2MoO4 + 6NO2 + 2H2O,

а вольфрам только в смеси азотной и плавиковой кислот:

W + 2HNO3 +8HF = H2[WF8] + 2NO + 4H2O.

Уменьшение активности металлов в побочных группах обусловлено ростом потенциала ионизации атомов. Например, для VIIIБ-подгруппы:

Таблица 1.2

Элемент

I, эВ

Уменьшение активности металла

Ni

7,63

Pd

8,33

Pt

9,00

Вследствие заполнения электронами внутренних подуровней (n-1)d и (n-2)f, мало влияющих на химические свойства элементов побочных подгрупп, у них наряду с аналогией свойств по вертикали наблюдается и горизонтальное сходство. В ряде случаев оно больше, чем сходство по вертикали, например, элементы VIIIБ-подгруппы образуют два семейства сходных элементов:

семейство железа Fe-Co-Ni;

семейство платиновых металлов Ru-Rh-Pd-Os-Jr-Pt.

Валентные возможности d-элементов. Валентные электроны у атомов d-элементов находятся на ns- и (n-1)d-орбиталях, т.е. они принадлежат различным энергетическим уровням. Это обусловливает особенности валентных возможностей атомов d-элементов. Для примера рассмотрим 3d-элементы 4-го периода. Для первых пяти элементов высшая степень окисления равна номеру их группы. Для них устойчивость соединений высшей степени окисления увеличивается с ростом порядкового номера элемента. Для следующих пяти элементов с ростом порядкового номера степень окисления уменьшается:

+2

Рис. 2

Такую закономерность можно объяснить, рассмотрев электронные конфигурации атомов 3d-элементов:

Таблица 1.3

Sc…4s23d1

v

Fe…3d6

v

v

v

v

Ti…4s23d2

v

v

Co…3d7

v

v

v

V…4s23d3

v

v

v

Ni…3d8

v

v

Сr…4s23d4

v

v

v

v

Cu…3d9

Mn…4s23d5

v

v

v

v

v

Zn…3d10

В четвертом периоде от скандия до марганца по мере заполнения d-орбиталей количество неспаренных электронов растет, растет и валентность. Начиная с железа количество неспаренных электронов, уменьшается и валентность снижается.

В подгруппе с увеличением атомного номера растет устойчивость соединений, отвечающих высшим степеням окисления (табл. 1.3), что обусловливается усилением металлических свойств атомов d-элементов.

Соединения d-элементов разных степеней окисления близки по устойчивости (Fe+2 и Fe+3 ; Сr+3 и Сr+6 ; Мn+2 и Mn+7).

Таблица 1.4 Устойчивые степени окисления элементов VIБ - VШБ подгрупп

Элементы VIБ-подгруппы

Устойчивые степени окисления

Элементы VIIБ-под-группы

Устойчивые степени окисления

Элементы VШБ-подгруппы

Устойчивые степени окисления

Сr

+3, +6

Mn

+2, +4 +7

Fe

+2, +3

+6

+7

Ru

+4, +8

W

+6

+7

Os

+8

Для d-элементов характерно образование комплексных соединений, чаще встречаются соединения переменного состава.

Соединения d-элементов окрашены чаще, чем соединения s- и р-элементов, им присущи характерные особенности магнитных, оптических и других физических свойств.

1.2 Оксиды d-элементов

Основное отличие кислородных соединений элементов побочных подгрупп от кислородных соединений элементов главных подгрупп заключается в том, что оксиды d-металлов в большинстве случаев являются соединениями переменного состава, что и определяет их своеобразие.

Рассмотрим для примера, как происходит взаимодействие титана с кислородом. Металлический титан способен поглощать кислород, при этом он не изменяет своей однородности до тех пор, пока количество молей кислорода, поглощенного молем титана, не превысит 0,5 (существует только одна твердая фаза). Когда количество поглощенного кислорода станет больше 0,5 , вместо одной фазы возникнет смесь двух фаз. Одна из них будет иметь состав TiO0,5 и структуру кубической решетки титана, а другая - состав TiO0,88 и уже другую кристаллическую структуру. Смесь этих двух фаз будет существовать до тех пор, пока количество поглощенного титаном кислорода не достигнет мольного отношения O/Ti = 0,88. Тогда твердое тело снова станет однородным и будет оставаться таким до мольного отношения 0/Тi =1,20.

Истинная валентность в оксидах d-металлов не всегда отвечает формуле, соответствующей соединению. Например, детальное исследование диоксида хрома СrО2 показало, что хром в нем не четырехвалентен, а трех- и шестивалентен, т.е. более правильная формула этого соединения будет Сr2О3 СrО3. Двуокись ванадия также отвечает не формуле VО2, а представляет собой соединение трех- и пятивалентного ванадия, т.е. V2O3 V2O

Для оксидов переходных металлов характерна еще одна особенность: помимо связей металл-кислород существуют связи металл-металл. Такие связи обнаружены в оксидах WО2, ReO2, MoO2 и др. Когда один d-элемент образует несколько оксидов, свойства этих оксидов могут изменяться в широких пределах. Например, фазы Ti - TiO0,5 и TiO0,88 - TiO1,20 обладают рядом металлических свойств: металлической проводимостью и металлическим блеском; фазы TiO1,5 - Ti3O5 являются полупроводниками. В тех случаях, когда нет резкого отклонения от стехиометрии, TiO2 является изолятором.

Изменение кислотно-основных свойств оксидов d-элементов подчиняется общей закономерности. Высшие оксиды проявляют более или менее выраженные кислотные свойства, низшие - основные свойства, а промежуточные оксиды амфотерны. Например, оксиды МnО, CrO являются основными, Cr2O3 и МnО2 амфотерны, а для CrO3 и Mn2O7 характерны исключительно кислотные свойства.

1.3 Гидроксиды и кислородсодержащие соли d-элементов

Кислотно-основные свойства гидроксидов. В соответствии со свойствами оксидов гидроксиды, отвечающие низшим степеням окисления, обычно проявляют основные свойства, а отвечающие высшим степеням окисления - кислотные свойства. Граница между гидроксидами с типично основными и типично кислотными свойствами чаще всего соответствует степеням окисления +3 и+4, причем эта граница постепенно смещается к более низким степеням окисления при переходе от Sc к Zn. Соответственно гидроксиды, отвечающие этим степеням окисления, часто бывают амфотерными. Например, Sc(OH)3, Y(OH)3, La(OH)3 - типичные основания. Гидроксид титана в степени окисления +4 имеет амфотерные свойства: одна из двух форм (титановая кислота) растворима в щелочах, но в то же время этому гидроксиду соответствуют соли, в которых титан находится в катионной форме.

Ванадию в степени окисления +4 соответствуют соли, в которых он находится в катионной форме. В то же время существуют соли, в которых ванадий находится в анионной форме, так называемые ванадиты, которые могут быть получены растворением VO2 в щелочах. Оксид ванадия V2O5 обладает кислотными свойствами, например, он растворим в воде, причем раствор ведет себя как кислота. Пятивалентному ванадию соответствуют исключительно соли в анионной форме - ванадаты. Например, обычным реактивом, содержащим пятивалентный ванадий, является ванадат аммония NH4VO3.

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 - типично амфотерный гидроксид, которому соответствуют соли как в катионной форме при рН<7 например, Cr(NO3)3, Cr2(SO4)3, KCr(SO4)2, так и в анионной форме при pH>7 - хромиты (например, Са(СrО2)2, Fe(CrO2)2) (табл. 1.5). Хромиты можно получить сплавлением Cr2O3 с cоответcтвующими оксидами металлов.

Хрому в степени окисления +6 (так же как и молибдену и вольфраму в той же степени окисления) соответствуют только кислоты (H2Cr2O7 и H2CrO4) и соответствующие им соли - дихроматы и хроматы. Устойчивость хроматов и дихроматов зависит от рН среды. В кислой среде хроматы переходят в дихроматы и наоборот:

.

Таблица 1.5 Типичные ионы хрома (III) и (VI) в различных средах

Среда

Сr (III)

Сr (VI)

Кислая (рН< 7)

Сг3+

Cr Cr2

Щелочная ( рН > 7)

[Cr(OH)6]3-

Изменение кислотно-основных свойств гидроксидов при изменении степени окисления металла особенно отчетливо выражено в случае соединений марганца. Mn(OH)2 представляет собой слабое основание, Мn(ОН)4 - типично амфотерное основание, а марганец в степенях окисления +6 и +7 образует только кислоты H2MnO4 и HMnO4. Гидроксид железа (II) - типично слабое основание, а гидроксид железа (III) амфотерен, хотя основные свойства у него значительно преобладают над кислотными. Соответствующие соли - ферриты - получают обычно сплавлением Fe2O3 со щелочами. Менее устойчивые производные шестивалентного железа - ферраты - содержат железо в анионной форме, т.е. соответствуют не полученной в свободном состоянии железной кислоте H2FeO4. Слабые кислотные свойства обнаруживает гидроксид меди (II), он растворяется в концентрированных растворах щелочей с образованием сине-фиолетовых растворов купратов. У гидроксида цинка кислотные свойства выражены несколько сильнее, чем у гидроксида меди. Гидроксид цинка - пример типичного амфотерного гидроксида.

Особый интерес представляет поведение в растворе многозарядных катионов d-элементов. В ряде случаев основные свойства наблюдаются у гидрокcидов d-элементов, соответствующих сравнительно высоким степеням окисления (например, +4). Катион с таким высоким зарядом не может существовать в водном растворе. Из-за высокого заряда поле, создаваемое таким катионом, оказывает сильное поляризующее действие на молекулы воды. В результате происходит гидролиз иона с образованием оксокатиона, например:

Me4+ + Н20 = 2Н+ + МеО2+.

Поэтому четырехвалентный титан выделяется из водных растворов в виде солей с катионом TiO2+ , который называется титанилом. Например, обычным лабораторным препаратом четырехвалентного титана является сульфат титанила TiOSO4. Цирконий и гафний также образуют соли с катионами ZrO2+ (цирконил) и HfO2+ (гафнил), однако в этом случае удается получать также кристаллогидраты Zr(SO4)2 ? 4H2O и Hf(SO4)2 ??4H2O. Аналогичным образом ведет себя и ванадий, образующий сульфат ванадила VOSO4.

Для d-элементов характерно образование большого числа солей, соответствующих поликислотам. Так, титан образует соли xMe2O ? yTiO2 (у > х) , где Mе - одновалентный металл. Для ванадия известны соли следующих кислот: H4V2O7, H3V3O9, H3V5O14. Эти соли называются поливанадатами .

Большое число изополикислот состава xH2O yMeO3 образуют Cr, Mo, W, например для них известны соли (NH4)6Mo7O24 4H2O; K6H2W12O40 18H2O.

Окислительно-восстановительные свойства гидроксидов и солей d-металлов зависят от их окисления: гидроксиды и соли, соответствующие высшим степеням окисления, в той или иной степени проявляют только окислительные свойства, а соответствующие низшим степеням окисления - восстановительные. Например, Мn(ОН)2 легко окисляется кислородом воздуха, соли четырехвалентного марганца легко восстанавливаются до солей двухвалентного марганца, а производные семивалентного марганца - сильные окислители.

При сравнении окислительно-восстановительных свойств оксидов, гидрооксидов или солей надо учитывать относительную устойчивость соединений различных степеней окисления. Например, в ряду Cr-Mo-W устойчивость шестивалентных соединений растет, поэтому окислительная способность в этом направлении резко падает. Хроматы и дихроматы - сильные окислители, вольфраматы - очень слабые.

Соли Ti, V, Cr, отвечающие степени окисления +2, неустойчивы в водных растворах. Они являются сильными восстановителями. Начиная с марганца, устойчивость соединений Э2+ повышается, а для цинка это единственное устойчивое состояние в водном растворе.

Неустойчивость некоторых степеней окисления объясняется легко протекающими в водных растворах реакциями диспропорционирования, которые особенно характерны для соединений марганца:

.

Поскольку в этих реакциях участвуют ионы Н+ и ОН-, окислительные потенциалы для соответствующих систем зависят от рH среды. Соединения разных степеней окисления марганца оказываются устойчивыми в разных областях рН. Поэтому при окислительно-восстановительных реакциях с участием соединений марганца наблюдается следующая закономерность: семивалентный марганец в кислой среде восстанавливается до двухвалентного, в сильнощелочном растворе - до шестивалентного, а в нейтральной и слабощелочной средах - до четырехвалентного:

Рис. 1.2

Например:

Cr + 3KMnO4 + 6KOH = K3[Cr(OH)6] + 3K2MnO4.

1.4 Сульфиды d-элементов

Среди сульфидов, как и среди оскидов, имеется много соединений переменного состава. Например, сульфид железа может менять свой состав от FeS1,01 до FeS1,14. Такой состав обусловлен тем, что в субрешетке железа есть вакантные позиции, что приводит к насыщаемости их атомами серы. В случае сульфидов ненасыщенность компенсируется за счет образования цепочек между атомами серы (-S-S-) . Возможность образования цепочек -S-S- приводит к различию в формах высших оксидов и высших сульфидов. Например, высшее кислородное соединение титана - TiO2, а высший сульфид - TiS3. Эта формула не означает, однако, что в высшем сульфиде титан шестивалентен, так как здесь имеются связи не только между атомами титана и серы, но и между атомами серы. Подобный состав имеют также сульфиды циркония и гафния: ZrS3 и HfS3. Высший сульфид железа FeS2 (пирит) можно рассматривать как производное дитиола - двусероводорода (H-S-S-H). Сульфид железа имеет структуру ; такую структуру имеют сульфиды ртути и марганца (HgS2, MnS2).

Для ванадия известны сульфиды состава VS5 и VS4. Их также можно рассматривать как производные многосернистых водородов (сульфидов), имеющих общую формулу H2Sn, т.е. как полисульфиды, содержащие цепочки из атомов серы различной длины.

Способы получения сульфидов d-элементов являются общими для всех сульфидов.

Взаимодействие соответствующего металла с серой:

Hg + S = HgS.

Сульфид ртути получается при стандартных условиях. При нагревании получают TiS2; FeS; ZnS;

Реакция обмена в водных растворах между H2S или растворимым сульфидом (Na2S; (NH4)2S и др.) и солями соответствующих металлов:

CdC?2 + (NH4)2S > CdS + 2NH4C?;

Взаимодействие металла с H2S при повышенной температуре:

.

Третьим способом удобно осуществлять сульфидирование всей поверхности или какого-либо участка металла.

Выбор способа получения сульфидов определяется требованиями к условиям последующей эксплуатации сульфида.

Сульфиды d-элементов по химическим свойствам мало отличаются от сульфидов других элементов. Все они являются восстановителями и обнаруживают большую склонность к окислению, иногда и при обычных условиях. Так, сульфид никеля уже кислородом воздуха окисляется до сульфата:

NiS + 2O2 > NiSO4.

Очень быстро окисление протекает во влажных средах и в присутствии окислителей. Например, все сульфиды d-элементов сгорают в атмосфере кислорода с образованием оксидов соответствующих металлов. Склонность к окислению и некоторые другие химические свойства сульфидов связаны с тем, что их теплота образования всегда меньше, чем теплота образования соответствующих оксидов.

Физические свойства сульфидов очень разнообразны. Например, сульфид TiS2 обладает металлической проводимостью, некоторые сульфиды (ZrS2) являются полупроводниками, другие (HfS2) - диэлектриками.

1.6 Нитриды d-элементов

Нитриды переходных металлов представляют собой фазы внедрения. Состав их непостоянен и зависит от способа получения. В табл. 1.6 приведены формулы нитридов d-элементов.

Нитриды d-элементов в подавляющем большинстве случаев образуются не по правилам валентности. Нитриды тяжелых металлов представляют собой твердые вещества, обладающие металлическим блеском и электронной проводимостью, высокой твердостью и тугоплавкостью, часто превышающей тугоплавкость исходного металла (табл. 1.7).

Таблица 1.6 Нитриды d-элементов подгрупп IIIБ - VIIIБ периодической таблицы Менделеева

IIIБ

IVБ

VIБ

VIIБ

VIIIБ

ScN

Ti2N

V2N

Cr2N

Mn4N

Fe4N; Co3N; Ni3N

Mn2N

Fe2N; Co2N; Ni3N2

Mn3N2

CoN2

YH

ZrN

Nb2N

Mo2N

TcN

-

Nb4N3

MoN

NbN

LaN

HfN

Ta2N

W2N

Re2N

TaN

WN

-

Ta3N5

Таблица 1.7 Температура плавления некоторых d-элементов и их нитридов

d-металл

Температура плавления, °С

Нитрид d-металлов

Температура плавления, °С

Ti

1668

TiN

3220

Zr

1852

ZrN

2950

Hf

2200

HfN

2982

Nb

2460

NbN

2573

Та

3000

TaN

3090

Большинство нитридов d-элементов - химически и термически стойкие вещества, они не разрушаются водой, растворами кислот и щелочей, расплав-ленными металлами, не окисляются на воздухе.

Исключение составляют нитриды элементов подгрупп IБ и IIБ, например AgN, Hg3N2, которые представляют собой неустойчивые взрывчатые вещества.

Элементы платиновой подгруппы нитридов не образуют.

1.7 Карбиды d-элементов

Карбиды d-элементов образуются в твердом состоянии путем диффузии атомов углерода в пустоты металлической решетки, поэтому их называют фазами внедрения. Состав карбидов не соответствует обычным устойчивым валентностям d-элементов. В табл. 5 приведены формулы карбидов элементов побочных подгрупп.

В зависимости от условий получения карбиды d-элементов меняют свой состав. Часто они имеют внешний вид металла, и их свойства во многом сходны со свойствами металлов. Структуры этих карбидов аналогичны структурам тех металлов, из которых они получены. Природа химических связей в карбидах металлов d-элементов до конца не ясна. В общую энергию связи вносят вклад связи металл - металл (металлическая связь), металл - углерод (ковалентная связь) и очень небольшая доля ионной связи между металлом и углеродом. Большая доля металлической связи объясняет сходство карбидов с металлами, в частности, как и металлы, они имеет электронную проводимость. Карбиды ниобия, молибдена и вольфрама (NbС; MоС; WC) обладают сверхпроводимостью. Для карбидов d-элементов характерна очень высокая твердость, в этом они близки к корунду и алмазу. Еще одно замечательное свойство этих соединений - термостойкость.

Таблица 1.8 Карбиды d-элементов IIIБ - VIIIБ подгрупп периодической таблицы

IIIБ

IVБ

VIБ

VIIБ

VIIIБ

Sc2C3

TiC

V2C

Cr7C3

Мn3С

Fe3C; Co3C

ScC2

VC

Сr3С2

Мn3С2 Мn7С3

Ni3С; Со2С

Y2C Y2C3 YC2

ZrC

Nb2C NbC

Мо2С Мо3С2

TеС

-

LaC2

HfC

Та2С ТаС

W2C W2C3 WC

Rec

-

1.8 Гидриды d-элементов

Соединения d-металлов с водородом резко отличаются от водородных соединений s- и р-элементов. Водородные соединения большинства s-элементов (т.е. щелочных и щелочноземельных металлов) образуют солеобразные гидриды типа NaH или CaH2. Это соединения определенного состава, имеющие структуры, характерные для ионных соединений. При электролизе таких гидридов водород выделяется на аноде, что свидетельствует о наличии в этих соединениях иона Н-.

С водородом d-металлы образуют необычные соединения, которые называются фазами внедрения. Если приближенно рассматривать атомы как шары, то кристаллическую решетку можно представить себе как результат правильной укладки шаров. При самой плотной упаковке между шарами всегда будут иметь место пустоты. Например, при гексагональной и кубической плотной упаковке между атомами возникают октаэдрические и тетраэдрические пустоты (рис. 1). Фазы внедрения получаются за счет заполнения октаэдрических или тетраэдрических пустот небольшими по размерам атомами неметаллов: водорода (ra=0,46 А), углерода (rа = 0,77 А), азота (rа = 0,71), бора (rа = 0,57).

Рис. 3. Пуcтоты в кубической плотной упаковке: а) тетраэдрические; б) октаэдрические

Однако не следует рассматривать фазы внедрения как результат чисто механического заполнения пустот меньшими по размеру атомами. Пустоты, достаточные для внедрения в них атомов водорода, имеются в структуре любого металла, но далеко не во всех случаях это внедрение действительно происходит.

Взаимодействие d-металлов с водородом часто сопровождается довольно большими энергетическими эффектами, что свидетельствует о наличии химического взаимодействия между металлом и водородом (так ведут себя титан, цирконий, иттрий, гафний, ниобий, тантал).

Поглощение водорода d-металлами протекает сложным образом. Фазы внедрения, образующиеся при поглощении водорода d-металлами, имеют переменный состав. Предельное содержание в них водорода зависит от температуры и давления. Например, в системе титан - водород можно непрерывно увеличивать содержание водорода до 18 %. Очень чистый металлический титан не поглощает водород до 300 - 400 °С, но если нагреть его до 900 °С, а затем охладить в атмосфере водорода до 300 - 400 °С, то такой активированный титан будет поглощать большое количество водорода - вплоть до состава TiH2.

Необыкновенно большой активностью по отношению к водороду отличается палладий, один объем которого способен при обычной температуре поглотить более 700 объемов водорода. Кристаллическая решетка металла при этом заметно деформируется, становится хрупкой, и его поверхность покрывается трещинками.

Поглощая водород, металл сохраняет свою кристаллическую структуру, хотя и несколько изменяет параметры решетки. Такие гидриды называются металлообразными или металическими, они обладают электропроводностью, металлическим блеском и другими характерными признаками металлических веществ.

Вопрос о природе связи в соединениях d-металлов с водородом сложен и пока еще до конца не выяснен. Некоторые переходные металлы практически не поглощают водород. Их гидриды могут быть получены лишь косвенным путем, например, при взаимодействии галогенида металла с алюмогидридом лития в растворе эфира с последующей термической диссоциацией Me[A?H4]2:

MeC?2 + 2Li[A?H4] = Me[A?H4]2 + 2LiC?;

Me[A?H4]2 MeH2 + 2A?+ 3H2.

В настоящее время таким путем получены гидриды почти всех переходных металлов, при этом состав их близок к стехиометрическому. Гидриды эти неустойчивы и при небольшом повышении температуры разлагаются на металл и водород. Таковы гидриды NiH2, FeH2, CrH3, ZnH2, CdH2.

2. Элементы IБ группы (подгруппа меди)

2.1 Общая характеристика элементов IБ группы

К подгруппе меди относятся три элемента - Cu, Ag, Au. Подобно атомам щелочных металлов, атомы этих элементов содержат на высшей электронной оболочке по одному электрону. Теоретически в атомах элементов подгруппы меди в (n-1)d - состоянии должны находится девять электронов. Однако вследствие устойчивости d10 -конфигурации энергетически оказывается более выгодным переход одного из ns электронов в (n-1)d - состояние. Поэтому Cu, Ag, Au в s-состоянии внешнего слоя имеют по одному электрону, а в (n-1)d подуровне 10 электронов. Структура (n-1)d10ns1 более устойчива, чем структура (n-1)d9ns2.

Некоторые физические константы элементов подгруппы меди приведены в таблице. У элементов подгруппы меди радиусы атомов меньше радиусов атомов элементов главной подгруппы. Первая энергия ионизации элементов подгруппы меди существенно выше, чем у их аналогов. Это приводит к большим различиям в химических свойствах металлов обоих групп. Если элементы подгруппы лития очень активные металлы, то элементы подгруппы меди - малоактивные металлы. Они с трудом окисляются (слабые восстановители), однако их ионы легко восстанавливаются, их гидроксиды являются слабыми основаниями. В то же время 18-электроный слой, устойчивый у других элементов (подгруппа цинка), здесь ещё не вполне стабилизировался и способен к частичной потере электронов, поэтому элементы подгруппы меди, проявляют не только степень окисления +1, но и +2, и +3.

Особая устойчивость степени окисления +1 у серебра объясняется прочностью конфигурации 4d10, которая образуется уже у палладия, предшествующего серебру в периодической системе.

Медь, серебро, золото имеют большую плотность, высокие температуры плавления и кипения.

Все элементы подгруппы меди могут образовывать как катионные, так и анионные комплексы. По мере повышения степени окисления тенденция к образованию анионных комплексов возрастает. Все растворимые соединения меди, серебра, золота - ядовиты. По степени токсичности действия на окружающую среду, медь относят ко второму классу тяжелых металлов.

Природные ресурсы. Содержание меди в земной коре 0,01%.Однако, она чаще, чем другие металлы встречается в самородном состоянии. Иногда эти самородки достигают значительной величины.

Важнейшие минералы меди - халькопирит или медный колчедан CuFeS2, медный блеск - Cu2S, куприт - Cu2О, малахит - (CuОН)2,СО3.

В настоящее время медь добывают из руд, которые подразделяются на сульфидные и оксидные; 80% меди выплавляют из сульфидных руд.

Содержание серебра в земной коре составляет 10-5%. Являясь малоактивным металлом, серебро встречается в самородном состоянии. Большую часть серебра получают из его соединений. Это Ag2S - серебряный блеск или аргентит.

В качестве примесей серебро присутствует во всех медных и свинцовых рудах.

Золото встречается в природе исключительно в самородном состоянии: в вид мелких зерен, вкрапленных в кварц или содержащихся в кварцевом песке. В небольших количествах золото встречается в сульфидных рудах меди, железа, свинца. Содержание золота составляет 5•10-7% (масс).

Золото отделяется от песка и измельченной кварцевой породы промыванием водой, которая уносит частицы песка как более легкие или обработкой песка жидкостями, растворяющими золото. Лучшим методом отделения золота от пустой породы является цианидный метод, по которому золото растворяется в растворе NaCN в присутствии кислорода, образуя комплексный анион [Au(CN)2]?:

Au + O2 + 8NaCN + 2H2O = 4Na[Au(CN)2] + 4NaOH.

Из полученного раствора золото вытесняют цинком:

2Na[Au(CN)2] + Zn = Na2[Zn(CN)4] +2Au.

Подобным образом получают серебро из аргентита:

Ag2S + 4NaCN = 2Na[Ag(CN)2] + Na2S.

Этот метод был разработан в 1843 г. П.Р. Багратионом; в настоящее время наиболее распространен в металлургии золота.

Свойства. Медь, серебро, золото - мягкие, блестящие металлы, имеют окраску: медь - красноватую, серебро - серебристо-белую, золото - желтую. Все эти металлы могу быть получены в виде тончайшей проволоки или фольги. Из 1 г. золота можно вытянуть проволоку длиной3,5 км. Обладают высокой электро- и теплопроводностью; серебро самый электропроводящий из металлов.

Золото является главным валютным металлом большинства стран. Ввиду мягкости золото употребляется в сплавах с медью, платиной. Ювелирные изделия изготовляют из сплава золота с медью, содержащего чаще всего 58,3% золота (583 проба). Этот сплав менее ковок и более тверд.

Соляная и разбавленная серная кислота не действуют на эти металлы, однако медь в присутствии кислорода воздуха может растворятся в соляной кислоте с образованием соответствующих солей:

2Cu +4HCl + O2 = 2H[CuCl2] +2H2O

В очень концентрированной соляной кислоте медь может быть растворена с образованием комплексного соединения:

2Cu + 4НCl = 2H[CuCl2] + H2

дихлорокупрат (I) водорода

За счет образования малодиссоциированного комплексного иона электродный потенциал системы:

Cu + 2Cl? ? e = [CuCl2]?

сдвигается в область отрицательных значений, в результате чего оказывается возможным окисление меди ионом водорода.

Медь и серебро растворяются в концентрированных серной и азотной кислотах:

Сu + 2Н2SO4 = CuSO4 +SO2^ + 2H2O

конц

Сu + 4НNO3 = Cu(NO3)2 +2NO + 2H2O

разб

Ag + 2НNO3 = AgNO3 +NO2 + H2O

конц

Золото - один из наиболее малоактивных металлов, в электрохимическом ряду напряжений металлов оно занимает последнее место. Золото растворяется в «царской водке», а также при нагревании в 98% растворе селеновой кислоты Н2SeO4:

2Au + 6Н2SeO4 = Au2(SeO4)3 +3Н2SeO3 + 3H2O

Au + НNO3 + 4HCl = H[AuCl4] +NO + H2O

Для элементов подгруппы IБ, как и для других побочных подгрупп наблюдается стабилизация высших степеней окисления с увеличением их порядкового номера. Ионы Au+ в водных растворах диспропорционируют на Au0 и Au+3; в водной среде Au+ существует только в виде прочных комплексов, например [Au(CN)2]?.

Соли меди, серебра и золота взаимодействуют с сульфидами щелочных металлов и с H2S с образованием нерастворимых осадков - Сu2S, Ag2S, CuS, Au2S3.

Соединения элементов подгруппы IБ значительно различаются, поэтому рассмотрим их отдельно для каждого элемента.

2.2. Медь

С кислородом медь образует два оксида СuО (черный), Сu2О (красный). СuО - оксид меди (II) получается при нагревании меди до 400-500оС в присутствии кислорода, при температуре выше 1100о Сu2О и О2:

4CuO 2Cu2O + O2

Оксид меди (II) получают термическим разложением основного карбоната меди:

(CuOН)2СО3 2Cu2O + Н2О+ СO2

Оксид меди (II) легко восстанавливается водородом:

CuO + Н2 Cu + Н2O

При действии на Cu2O соляной кислотой получается бесцветный раствор хлорида меди (I) CuCl; при разбавлении водой выпадает белый творожистый осадок не растворимый в воде.

Хлорид меди (I) может быть получен восстановлением хлорида меди (II) в солянокислой среде.

Для соединений меди характерно диспропорционирование :

Cu+ = Cu2+ + Cu

2CuCl(к) = CuCl2(p) + Cu(к)

Оксид меди (II) получают также прокаливанием нитрата меди (II):

2Cu(NO3)2 2 CuO + 2NO2+ O2

Гидроксид меди (II) Cu(OН)2 - очень слабое амфотерное основание, которое уже при слабом нагревании разлагается:

Cu(OН)2 CuO + Н2О

Оба оксида Cu2O и CuO не взаимодействуют с водой. С кислотами реагируют с образованием солей Cu+ и Cu2+. Легко растворяются в водном растворе аммиака с образованием комплексных соединений:

Сu2О + 4NН3 + + H2O > 2[Сu(NН3)2]OH (бесцветный);

СuО + 4NН3 + H2O > 2[Сu(NН3)4](OH)2 (темносиний).

При сплавлении СuО со щелочами образуются темно-синие купраты (II):

СuО + NаО = Nа2СuO2

купрат натрия

Растворы солей меди (II) в большинстве своем имеют кислую реакцию, а со слабыми кислотами образуют основные соли. Для меди (II) характерны как катионные, так и анионные комплексы. При растворении солей меди (II) в воде или при взаимодействии СuО (черного цвета) и Сu(OH)2 (голубого цвета) с кислотами, образуются голубые аквакомплексы [Сu(ОН2)6]2+, такую же окраску имеют большинство кристаллогидратов, например Сu(NО3)2•6Н2О

Аминокомплексы образуются при действии аммиака на раствор солей меди (II):

Сu(ОН) 2 + 4NН3 +2 Н2О = [Сu(NН3)4(ОН2)2](ОН)2

Анионные комплексные ионы образуются при взаимодействии гидроксида меди (II) концентрированными растворами щелочей:

Сu(ОН) 2 + 2NаОН = Nа2[Сu(ОН)4]

яркосиний

Сu(ОН) 2 + 2ОН? = [Сu(ОН)4]2?,

что свидетельствует о слабых кислотных свойствах Сu(ОН) 2.

Нерастворимы сульфид CuS, карбонат (основной карбонат) оксалат CuС2О4 и фосфат Cu3(РО4)2.

Основной карбонат меди (зеленовато-голубой осадок) образуется при действии соды на сульфат меди (II):

2CuSО4 + 2Na2CO3 + H2O > (CuOH)2CO3 + 2Na2SO4 + CO2

Под действием восстановителей соли меди (II) могут восстанавливаться до солей меди (I):

CuSO4 + 4KI = 2СuIv + I2 + 2K2SO4

2I? ? 2e > I2 ¦1

Cu+2 + e > Cu+ ¦2

Растворы солей меди (II) имеют в большинстве случаев кислую реакцию среды, так как в результате гидролиза образуются основные соли и кислота:

Cu2+ + HOH = CuOH+ + H+ (рН<7)

Качественная реакция на ион меди (II):

CuSO4 + K4[Fe(CN)6] = Cu2[Fe(CN)6] + K2SO4

осадок кирпично-красного цвета

2.3 Серебро

Кислород не окисляет серебро даже при нагревании. С халькогенами, пниктогенами, углеродом серебро взаимодействует при повышенных температурах. Серебряные предметы чернеют под воздействием находящегося в воздухе сероводорода; на поверхности образуется черный налет сульфида серебра:

4Ag + 2H2S + O2 = 2Ag2S + 2H2O

При действии щелочи на раствор соли серебра, образуется не гидроксид AgOH, а оксид Ag2O, так как AgOH распадается на оксид серебра и воду:

2 AgNO3 + 2NaOH = Ag2Ov + 2NaNO3 + H2O

Ag2O мало растворим в воде, однако придает ей щелочную реакцию; AgOH является сильным основанием. Последнее подтверждается тем, что соли серебра не гидролизуются.

Серебро обладает большой склонностью к комплексообразованию. Если к раствору нитрата серебра прибавить избыток цианида калия, то образуется комплексная соль:

AgNO3 + KCN = AgCNv + KNO3;

AgСN + KCN = K[Ag(CN)2]

Многие труднорасворимые соединения серебра легко растворяются в водном растворе аммиака, образуя комплексные соединения:

AgCl+ 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl;

Ag2О+ 4NH3 + Н2О = 2[Ag(NH3)2](ОН)2.

Бромид серебра легко растворяется в тиосульфате натрия:

AgBr+ 2Nа2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr

Эта реакция имеет место при закреплении фотоматериалов гипосульфитом.

2.4 Золото

Для золота характерны два оксида Au2O и Au2O3; Au2O - основной оксид; Au2O3 - амфотерный с преобладанием кислотных свойств. Для соединений золота (I) характерно диспропорционирование :

3AuCl +KCl = K[AuCl4 + 2Au

3Au+ = Au3+ + 2Au

Из бинарных соединений золота (III) известны: Au2O3, AuF3, AuCl, AuBr3, Au(OH)3.

В воде растворимы лишь AuCl3 и AuBr3, состоящие из димерных плоских молекул. Au(OH)3 легко растворяется в щелочах, образуя гидроксоаураты (III):

NaOH + Au(OH)3 = Na[Au(OH)4]

Растворение в кислотах Au(OH)3 происходит за счет образования анионных комплексов:

Au(OH)3. + 4НNO3 = H[Au(NO3)4] +3H2О

Нитрато- и цианоаураты (III) водорода выделены в свободном состоянии. Кислотный характер галогенидов Au(III) проявляется в их исключительной склонности давать галогеноаураты (III):K[АuCl4], К[AuBr4] и т.д.

Особая склонность Au(III) к образованию анионных кмплексов проявляется при гидролизе его тригалогенидов.

AuCl3 + HOHH[AuOHCl3]

Ионы золота обладают большой окислительной способностью и сами при этом восстанавливаются до металла:

H[AuCl4] +3FeSO4 >Auv + Fe2(SO4)3 + FeCl3 +HCl

Все соединения золота легко разлагаются при нагревании с выделением металлического золота.

Применение элементов подгруппы меди. Медь широко применяется в народном хозяйстве. Особенно много идет её для изготовления проводов. В больших количествах медь идет на производство сплавов: бронзы (сплав меди с оловом), латуни (сплав меди с цинком), мельхиора (сплав меди с никелем) и др.Сплавы меди применяют для изготовления различной аппаратуры, деталей машин и инструментов, а также художественно-промышленных изделий.

Медный купорос CuSO4•5H2O применяют как протраву при побелке. Соединения меди используются для борьбы с вредителями сельскохозяйственных культур.

Серебро применяется в радиоэлектронике. На основе серебра и золота изготовляют проводники и низкоомные резисторы с высокой стабильностью характеристик. Серебро и золото используют для получения защитных покрытий на выводах и корпусах микросхем. Серебро идет на изготовление фотобумаги и фотопленки, эмульсионный слой которых содержит бромид серебра.

В реактивной и космической технике применяют серебряно-цинковые аккумуляторы, отличающиеся большой энергоемкостью и мощностью. Значительное количество серебра идет на изготовление предметов домашнего обихода и украшений.

Золото является эквивалентом денег, и большая часть его сосредоточена в хранилищах банков. Это ограничивает его использование. Ввиду мягкости золото употребляется в сплавах с серебром или медью. Эти сплавы применяются для электрических контактов. Для зубопротезирования, в ювелирном деле.

2.5 Биологическая роль элементов IБ группы

Медь - необходимый микроэлемент живых организмов. Серебро и золото примесные микроэлементы. Их соединения применяют в медицине.

Медь - биогенный элемент, содержащийся в тканях животных и растений. Общая масса меди в организме взрослого человека примерно 100 мг. Примерно 30% этого количества содержится в мышцах. Печень и мозг тоже богаты медью. Соединения меди токсичны. Наиболее важными, с физиологической точки зрения, являются белки - цитохромоксидаза и супероксиддисмутаза.

Цитохромоксидаза состоит из семи белковых субъединиц и четырех связанных с ними активных центров: двух молекул гема, связывающих ионы железа, и двух ионов меди, непосредственно связанных с белковыми субъединицами. Такая структура цитохромоксидазы обеспечивает передачу четырех электронов из дыхательной цепи и осуществление реакции:

При неполном восстановлении кислорода в дыхательной цепи образуется супероксид анион радикал:

О2 + з > О2?

Супероксид-анион обладает еще более высокой окислительной способностью, чем пероксид водорода. Взаимодействие радикала О2? с органическими соединениями клетки приводит к нарушению нормального развития клетки. Повреждающее действие супероксид-аниона предотвращается медь-содержащим ферментом супероксиддисмутазой (СОД), которая катализирует реакцию

Образующийся при этом пероксид водорода разлагается каталазой. Ежедневно организму требуется 2,5-5 мг. меди. При недостатке меди может развиться - медьдефицитная анемия. При дефиците меди нарушается нормальное развитие соединительных тканей и кровеносных сосудов.

Высокое сродство металлов IБ группы к сере определяет большую энергию связи М-S, а это в свою очередь обуславливает определенный характер их поведения в биологических объектах. Например, ионы Ag+ и Cu+2 реагируют с дитиловыми ферментами микроорганизмов по схеме:

Рис.2.1

Токсическое действие соединенй меди обусловлено тем, что, что ионы меди взаимодействуют с тиольными -SH-группами (связывание) и аминогруппами- NH2 (блокирование белков). При этом могут образовываться биокластеры хелатного типа:

Рис. 2.2

3. Элементы IIБ группа (подгруппа цинка)

3.1 Общая характеристика элементов II Б группы

Элементы этой подгруппы - цинк, кадмий, ртуть - полные электронные аналоги друг друга, каждый в своем периоде является последним элементом d-семейства, у них завершена d-электронная конфигурация, валентные электроны (n-1)d10ns2. На внешней электронной облочке цинк, кадмий, ртуть, содержат два электрона и восемнадцать электронов на предыдущей электронной оболочке. Цинк и его аналоги отличаются от d-элементов и в большей степени проявляют сходство с р-элементами больших периодов.

У атомов цинка, кадмия и ртути, как и у атомов подгруппы меди (n-1)d подуровень целиком заполнен и вполне стабилен. Удаление с него электронов требует очень большой затраты энергии. Поэтому рассматриваемые элементы проявляют в своих соединениях максимальную степень окисления +2. Только ртуть образует соединения, в которых её степень окисления равна +1.

Характерной особенностью элементов подгруппы цинка, сближающей их с элементами подгруппы меди, является их склонность к комплексообразованию.

В отличие от элементов главных подгрупп элементы подгруппы цинка труднее окисляются, проявляют меньшую реакционную способность и обнаруживают более слабые металлические свойства. Свойства цинка, кадмия и ртути приведены в табл. 3.1

Природные ресурсы. Важнейшие минералы цинка, кадмия и ртути: ZnS - цинковая обманка, HgS - киноварь, ZnCO3 - галмей, CdS - гринокит. Природные соединения цинка входят в состав полиметаллических сульфидных руд, которые содержат пирит FeS2, галенит PbS, халькопирит CuFeS2 и в меньшем количестве ZnS. Ртуть является редким элементом и встречается в самородном состоянии.

Получение. Для выделения цинка полученный после обогащения концентрат ZnS, подвергается обжигу, а образовавшийся оксид ZnO восстанавливается углем:

2ZnS + 3O2 > 2ZnO + 2SO2;

ZnО + C > Zn + CO.

Таблица 3.1 Свойства элементов подгруппы цинка

Свойства элементов

Zn

Cd

Hg

Распространенность в земной коре, масс. доля %

8,3•1 0-3

1,3 •10-5

7•10-6

Атомный радиус, нм

0,127

0,154

0,157

Условный радиус иона Ме2+, нм

0,083

0,103

0,110

Тпл, С°

419,4

321,3

-33,87

Ткип, С°

906,4

766,6

356,8

Энергия ионизации I>I-, эВ

9, 39

8,99

10,43

E° Мe2+ / Me, B

- 0, 76

- 0, 402

0, 854

Плотность, г/см 3

7,14

8,65

13,55(ж)

ОЭО

1,5

1,7

1,8

Степень окисления

+2

+2

+ 1,+2

Другой способ заключается в том, что руду, содержащую ZnS, обжигают, а затем обрабатывают в разбавленной H2SO4:

ZnO + H2SO4 > ZnSO4 + H2O.

Полученный раствор сернокислого цинка подвергают электролизу.

Кадмий, сопутствующий цинку, извлекают из образующихся при гидрометаллургическом производстве растворов азотной кислоты.

Ртуть получают обжигом киновари:

HgS + O2 > Hg + SO2^.

От большинства примесей ртуть очищают промывкой 20 %-ным раствором HNO3.

Ртуть и ее соединения очень ядовиты. При действии малых концентраций ртути, она накапливается в организме, и тяжелые последствия этого могут проявиться не сразу. Давление насыщенных паров ртути при комнатной температуре составляет приблизительно 0,1 Па, поэтому возможно отравление парами ртути.

Свойства. Цинк и кадмий - серебристо-белые мягкие металлы, а ртуть - единственный металл находящийся при комнатной температуре в жидком состоянии.

По химической активности подгруппа цинка уступает щелочно-земельным металлам. В подгруппе цинка с ростом атомной массы химическая активность металлов падает, о чем свидетельствуют значения стандартных потенциалов (см. табл.26). Цинк - химически активный металл, легко растворяется в кислотах и при нагревании в щелочах:

Zn + HC?= ZnSO4 + H2; Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2.

разб

Эти реакции идут медленно, так как образующийся атомарный водород покрывает поверхность цинка.

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + H2O;

конц.

4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 +NH4NO3 +3H2O;

разб.

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2^.

Ртуть окисляется только в кислотах-окислителях, если кислота в избытке, то образуются соли Hg2+, а при недостатке - соли Hg22+:

3Hg + 8HNO3 > 3Hg (NO3)2 +2NO + 4H2O;

конц.

6Hg + 8HNO3 > 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

разб.

Металлический Zn вытесняет менее активные металлы и восстанавливает H2CrO4, HMnO4 соли железа (III) и олова (IV):

5Zn + 2KMnO4 +8H2SO4 = 2MnSO4 +5ZnSO4 + K2SO4 + 8H2O;

разб.

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu.

3.2 Свойства цинка и кадмия

Оксиды и гидроксиды щелочноземельных металлов проявляют основные свойства, а оксиды и гидроксиды элементов подгруппы цинка обладают амфотерными или очень слабо выраженными основными свойствами. Свойства кислородных соединений элементов подгруппы цинка приведены в табл. 3.2.

На воздухе цинк и кадмий теряют свой блеск, так как покрываются оксидной пленкой. Оксиды Zn, Cd образуются при взаимодействии металлов с кислородом, а также при нагревании и прокаливании их гидроксидов.

ZnCO3 Zn O + CO2; оксид цинка - рыхлый белый порошок, желтеющий при нагревании, но при охлаждении сново становящийся белым. При сильном накаливании кадмий сгорает, и превращается в бурый оксид кадмия. С другой стороны оксид кадмия получают разложением нитрата кадмия:

2Сd(NO3)2 = 2CdO + 4NO2 + O2; оксид кадмия - порошок бурого цвета.

Таблица 3.2 Кислородсодержащие соединения элементов подгруппы IIБ

Элемент

Степень окисления

Оксиды

Гидроксиды

Соли

Формула

Характер

Формула

Название

Формула

Название

Zn

+2

ZnO, белый

Амфотерный

Zn(OH)2

Гидроксид Zn (II)

Zn+2

Соли цинка (II)

H2ZnO2

Цинковая кислота

ZnO22-

Цинкаты

H2[Zn(OH)4]

Тетрагидроксоцинкат водорода

[Zn(OH)4]2-

Тетрагидроксоцинкаты

Cd

+2

CdO, корич.

Слабый амфотерный

Cd(OH)2

Гидроксид кадмия

Cd 2+

Соли кадмия (II)

Hg

+1

Hg2О, черный

Основной

Нет

нет

Hg22+

Соли ртути (I)

+2

HgO, желтый

Основной

Hg2+

Соли ртути (II)

Гидроксид цинка Zn(OH)2 выпадает в виде белого осадка при действии щелочей на растворы солей цинка:

ZnSO4 + 2NaOH = Zn(OH)2 +Na2SO4

Осадок легко растворяется в кислотах с образованием солей цинка и в избытке щелочей с образованием цинкатов. Таким образом, гидроксид цинка - амфотерное соединение. С NaOH протекают реакции:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O -в расплавах;

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] - в водных растворах.

В твердом состоянии выделены гидроксоцинкаты, отвечающие формулам: Na[Zn(OH)3], Na2[Zn(OH)4], Ba2[Zn(OH)6]. Растворение металлического цинка в щелочах тоже сопровождается образованием гидроксоцинкатов, например:


Подобные документы

  • Характерные особенности и химические свойства d-элементов периодической системы. Виды их существования в организмах. Биологическая роль хрома, молибдена, вольфрама, марганца, железа, меди, серебра, золота, цинка, кадмия и ртути. Их применение в медицине.

    лекция [1,7 M], добавлен 02.12.2012

  • Общая характеристика элементов подгруппы меди. Основные химические реакции меди и ее соединений. Изучение свойств серебра и золота. Рассмотрение особенностей подгруппы цинка. Получение цинка из руд. Исследование химических свойств цинка и ртути.

    презентация [565,3 K], добавлен 19.11.2015

  • Основные классы неорганических соединений. Распространенность химических элементов. Общие закономерности химии s-элементов I, II и III групп периодической системы Д.И. Менделеева: физические, химические свойства, способы получения, биологическая роль.

    учебное пособие [3,8 M], добавлен 03.02.2011

  • Периодическая система химических элементов. Строение атомов и молекул. Основные положения координационной теории. Физические и химические свойства галогенов. Сравнение свойств водородных соединений. Обзор свойств соединений p-, s- и d-элементов.

    лекция [558,4 K], добавлен 06.06.2014

  • Атомные, физические и химические свойства элементов подгруппы меди и их соединений. Содержание элементов подгруппы меди в земной коре. Использование пиро- и гидрометаллургическиех процессов для получения меди. Свойства соединений меди, серебра и золота.

    реферат [111,9 K], добавлен 26.06.2014

  • 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

  • Классификация химических элементов, их положение в периодической системе. Отличия элементов по степени заполнения различных электронных орбиталей (s, p, d, f) электронами. Биологическая роль исследуемых элементов и применение их соединений в медицине.

    презентация [355,5 K], добавлен 01.10.2014

  • 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

  • Общие аспекты токсичности тяжелых металлов для живых организмов. Биологическая и экологическая роль р-элементов и их соединений. Применение их соединений в медицине. Токсикология оксидов азота, нитритов и нитратов. Экологическая роль соединений азота.

    курсовая работа [160,8 K], добавлен 06.09.2015

  • Общие сведения о свойствах d-элементов. Степени окисления. Комплексообразование, металлопорфирины. Общие сведения о биологической роли d-элементов: железа, меди, кобальта, марганца, молибдена. Колебательные реакции. Методика реакции Бриггса-Раушера.

    курсовая работа [704,9 K], добавлен 23.11.2015

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.