Метали побічних підгруп: d-елементи - Химия курс лекций

Главная

Химия
Метали побічних підгруп: d-елементи

Загальна характеристика d-елементів. Властивості елементів цієї групи та їх простих речовин. Знаходження в природі. Хімічні реакції при одержанні, опис властивостей солей. Характеристика лантаноїдів та актиноїдів. Розчинення в розведених сильних кислотах.


посмотреть текст работы


скачать работу можно здесь


полная информация о работе


весь список подобных работ


Нужна помощь с учёбой? Наши эксперты готовы помочь!
Нажимая на кнопку, вы соглашаетесь с
политикой обработки персональных данных

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/
Метали побічних підгруп: d-елементи
В періодичній системі d-елементи розташовані між s- і p-елементами, всі вони є металами, і тому одержали назву перехідних металів. У атомів d-елементів добудовується передзовнішня d-орбіталь, тому 3, 4, 5, 6 період містять по 10 d-елементів. При утворенні хімічних зв'язків d-елементи можуть віддавати не тільки s-електрони зовнішнього рівня, але і d-електрони передзовнішнього рівня. У d-елементів валентними є енергетично близькі дев'ять орбіталей - одна ns-орбіталь, три np-орбіталі та п'ять (n-1)d-орбіталей, - тому елементи можуть проявляти різні ступені окиснення. Майже для всіх d-елементів, зокрема, можлива ступінь окиснення +2 - по числу зовнішніх електронів. Вищий ступінь окиснення більшості елементів відповідає номеру групи, в якій вони знаходяться (за винятком елементів І групи: існують Cu 2+ , Ag 2+ ; Au 3+ ), тобто із збільшенням порядкового номера максимальна можлива ступінь окиснення елементів одного й того ж періоду зростає від ІІІ групи до першого елементу VIII групи, а потім зменшується. На відміну від підгруп р-елементів в підгрупах d-елементів із збільшенням порядкового номеру елементу значення стійкого ступеня окиснення зростає. Подібна будова електронних оболонок атомів d-елементів визначає ряд їх спільних властивостей. Прості речовини, утворені перехідними елементами, є металами (число валентних електронів в їх атомах значно менше числа орбіталей).
Хімія ізоелектронних сполук d-елементів дуже схожа. Тому елементи різних періодів з аналогічною електронною структурою d-оболонки утворюють побічні підгрупи періодичної системи. На відміну від s- та р-елементів, в межах однієї групи осньвні властивості cполук d-елементів із зростанням атомного радіусу практично не змінюються. У межах одного періоду із зростанням атомного радіусу помітно зменшується осньвний характер оксидів та гідроксидів вищих ступенів окиснення. Вищі оксиди елементів V-VIII груп проявляють кислотні властивості. Із зростанням ступеня окиснення атома одного й того самого елементу посилюються кислотні властивості його сполук. Тому оксиди нижчої ступені окиснення проявляють осньвні властивості (СrO), середньої - амфотерні (Cr 2 O 3 ), а вищі оксиди матимуть кислотні властивості (CrO 3 ).
Зміна характеру оксидів в періоді та в залежності від ступеня окиснення елементу добре проглядається на прикладі оксидів 4 періоду:
Тільки постійну ступінь окиснення +2 мають елементи побічної підгрупи ІІ групи (у них завершена d-оболонка) та +3 - елементи побічної підгрупи ІІІ групи. Всі ж інші перехідні елементи відрізняє численність проявляємих ступенів окиснення, звідки - багатство окисно-відновних взаємодій та широкий спектр кислотно-основних властивостей в сполуках.
Оскільки у перехідних металів є вакансії на d-орбіталі, то вони проявлять виняткову здатність до комплексоутворення. Значна частина сполук перехідних елементів є координаційними. Для координаційних сполук характерно те, що в структурі їх кристалічних граток немає окремих молекул даної сполуки. Кожен атом(іон) в таких сполуках оточений певною кількістю т.зв. лігандів (атоми, іони чи угрупування атомів). Якщо подібні комплекси (центральний атом і оточуючі його ліганди) при переході сполуки в розчин не руйнуються, то такі координаційні сполуки відносяться до комплексних.
Купрум зустрічається у вигляді мінералів: малахіт Cu(OH) 2 CuCO 3 , куприт Cu 2 O, халькопірит Cu 2 SFeS, а також у самородному стані.Аргентум утворює мінерали: аргентит Ag 2 S та ряд інших сульфідних руд (поліметалеві руди), а також зустрічається у самородному вигляді. Аурум зустрічається в самородному стані.
Метали. Фізичні властивості: Елементи Купрум, Аргентум і Аурум утворюють прості речовини - метали мідь (червонувата), срібло (сріблясте), золото (жовте) відповідно, для яких характерна надзвичайна пластичність, ковкість, велика густина, відносно висока температура плавлення та значна електро- та теплопровідність.
Сполуки. У сполуках Купрум зазвичай виявляє ступінь окиснення +2, але існують і сполуки Купруму(І). Аргентум зазвичай виявляє ступінь окиснення +1. Аурум виявляє ступінь окиснення +3, +1.
Cu 2 O - червоного кольору, у воді нерозчинний - одержують відновленням сполук , наприклад, глюкозою в лужному середовищі:
2CuSO 4 + C 6 H 12 O 6 + 5NaOH Cu 2 O + 2Na 2 SO 4 + C 6 H 11 O 7 Na + 3H 2 O
CuO - чорного кольору, у воді нерозчинний - має оснoвний характер, тому при нагріванні розчиняється в кислотах:
Відновлюється під дією сильних відновників (наприклад, CO) до міді.
Ag 2 O у вигляді темно-коричневого осаду виділяється при додаванні розчинів лугів до розчину
AgNO 3 : 2AgNO 3 + 2NaOH Ag 2 O + 2NaNO 3 + H 2 O
Оксиди ауруму і аргентуму термічно нестійкі:
Оксид ауруму Au 2 O 3 амфотерний і реагує з лугами, утворюючи солі ауратної кислоти:
Основні оксиди купруму та Cu 2 O, аргентуму Ag 2 O, ауруму Au 2 O утворюють нетривкі основи. Стійкою основою є Cu(OH) 2 - нерозчинна у воді речовина світло-блакитного кольору. Утворюється при дії лугів на солі :
CuSO 4 + 2NaOH Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4
Хімічні властивості: Як типова основа розчиняється в кислотах:
Розчиняється в розчині аміаку з утворенням комплексної сполуки (координаційне число Купруму - 4) волошкового кольору (реактив Швейцера, розчиняє целюлозу):
Cu(OH) 2 + 4NH 3 [Cu(HN 3 ) 4 ](OH) 2
Сполуки або нерозчинні в воді (Cu 2 O, Cu 2 S, CuCl), або існують у вигляді розчинних комплексів (координаційне число міді - 2):
Cu 2 (OH) 2 CO 3 (малахіт) можна одержати по реакції:
2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O Cu 2 (OH) 2 CO 3 + 2Na 2 SO 4 + CO 2
Cu 2 (OH) 2 CO 3 2CuО + CO 2 + H 2 O
Розчинний у воді AgNO 3 використовується як реактив для якісного визначення Cl - , Br - , I - :
Ag + + Cl - AgCl білий; Ag + + Br - AgBr ясно-жовтий; Ag + + I - Ag темно-жовтий
Здатність цих осадів утворювати розчинні комплексні сполуки зменшується в ряду AgCl - AgBr - AgІ. На світлі галогеніди аргентуму поступово розкладаються з виділенням срібла.
Осади AgCl і Ag 2 O розчиняються в розчинах аміаку з утворенням комплексних сполук (координаційне число Аргентуму - 2):
Ag 2 O + 4NH 3 + H 2 O 2[Ag(NH 3 ) 2 ]OH
Аміачні комплекси срібла взаємодіють з альдегідами (реакція срібного дзеркала).
Сполуки Ауруму термічно не дуже стійкі і розкладаються при нагріванні з виділенням металу. Комплекси Ауруму(III) мають координаційні числа 4, 5 і 6.
Нерозчинні в кислотах хлориди, броміди, йодиди аргентуму та всі сполуки ауруму розкладаються на світлі:
Солі Купруму(ІІ) - слабкі окисники:
2CuSO 4 + 4KІ = 2CuІ + І 2 + 2K 2 SO 4 ,
а сполуки Аргентуму та Ауруму - сильні:
Ag 2 O + H 2 O 2 = 2Ag + H 2 O + O 2 ,
4AuCl 3 +3CH 2 O+3H 2 O = 4Au+12HCl+3CO 2 .
Сполуки Купруму(І) - сильні відновники і на повітрі окиснюються (крім нерозчинних у воді Cu 2 O, CuCl, CuBr, CuІ):
2Cu 2 SO 4 + O 2 + 2H 2 O = 2[Cu(OH)] 2 SO 4 .
Для сполук Купруму(ІІ) характерне утворення катіонних та аніонних комплексів з координаційним числом 4:
Cu(OH) 2 + 4NH 3 = [Cu(NH 3 ) 4 ] (OH) 2 ,
а для сполук Аргентуму - з координаційним числом 2:
Ag(OH) + 2NH 3 = [Ag(NH 3 ) 2 ] (OH),
Для Ауруму характерні аніонні комплекси з координаційними числами 2 та 4:
Сполуки Купруму забарвлюють полум'я в синьо-зелений колір.
При дії гідрогенсульфіду на солі Купруму випадає бурий осад CuS, нерозчинний у кислотах:
При дії гідрогенсульфіду на солі аргентуму випадає бурий осад Ag 2 S, нерозчинний у кислотах:
При дії хлоридної кислоти на солі Аргентуму випадає білий осад AgCl, нерозчинний в кислотах:
При відновленні сполук Ауруму утворюється колоїдне золото, яке забарвлює розчин у червоний колір.
Використання . Мідь використовують як електропровідник, а також для одержання сплавів (латунь, бронза). Cu(OH) 2 та Cu(OH)Cl застосовують у сільському господарстві як фунгіциди. Аміачний розчин Cu(OH) 2 використовується у виробництві віскозного волокна. CuSO 4 застосовують для лікування анемій, психічних захворювань, трахоми, як антисептичний та в'яжучий засіб.
Срібло використовують як електропровідник, а також у ювелірній справі. AgNO 3 використовується у медицині як антисептик. AgBrзастосовують у фотографії.
Золото використовують як стійкий до окиснення електропровідник(електронна техніка), а також у ювелірній справі.
Сплави міді з оловом - бронзи, з цинком - латуні.
Цинк зустрічається переважно у вигляді сульфідів (вюрцит ZnS), а також у поліметалевих рудах. Кадмій є супутником Цинку у його рудах. Гідраргірумутворює червоний мінерал кіновар HgS, відома і самородна ртуть.
Фізичні властивості: цинк- метал сріблясто-білого кольору; кадмій - білий, блискучий, м'який, ковкий метал; ртуть - сріблисто-білий, блискучий, єдиний рідкий при кімнатній температурі метал, має низьку електропровідність (вона складає 1,7 % від електропровідності срібла) і великим коефіцієнтом термічного розширення.
Цинк та кадмій - активні метали. Ртуть відноситься до мало активних металів, стійка на повітрі.
Цинк не розкладає воду, тому що у водяному розчині він швидко покривається захисною плівкою оксиду, що охороняє його від корозії.
Цинк - сильний відновник і витісняє менш активні метали ( що розташовані праворуч у ряді напруг) з розчинів їхніх солей
Ртуть взаємодіє з солями менш активних металів:
та солями Гідроргіруму(ІІ) з утворенням солей Hg 1+ :
ртуть добувають випалюванням кіноварі:
Сполуки. У сполуках Цинк та Кадмій виявляє тільки один ступінь окиснення +2, сполуки Цинку білого кольору. Іон Сd 2+ - безбарвний. Гідраргірум виявляє ступені окиснення +2 та +1.
Оксид цинку виявляє амфотерний характер, розчиняючись як у кислотах, так і в розчинах лугів
ZnO + 2NaOH + H 2 O > Na 2 [Zn(OH) 4 ].
Оксид кадмію СdО (коричневого кольору) виявляє основний характер і розчиняється тільки в кислотах:
CdO + 2HCl > CdCl 2 + H 2 O (CdO + 2H + > Cd 2+ + H 2 O)
Оксид гідраргіруму(II) HgО: червоний кристалічний чи жовтий аморфний порошок; погано розчинний у воді, розчин має слабко лужну реакцію; виявляєосновний характер. Одержання HgО:
HgО легко відновлюється; при нагріванні розкладається на ртуть і кисень. Реагує з кислотами з утворенням солей і води.
Гідроксид цинку виявляє амфотерні властивості. Він нерозчинний у воді, але розчиняється в кислотах і лугах:
Zn(OH) 2 + 2NaOH > Na 2 [Zn(OH) 4 ]
При нагріванні комплексний тетрагідроксицинкат-аніон дегідратується:
Гідроксид кадмію Сd(ОН) 2 (білого кольору) виявляє основний характер, розчиняючися тільки в кислотах:
Cd(OH) 2 + 2HCl > CdCl 2 + 2H 2 O (Cd(OH) 2 + 2H + > Cd 2+ + 2H 2 O)
Іон Zn 2+ є енергійним комплексоутворювачем (координаційне число 4). На відміну від гідроксиду алюмінію, гідроксид цинку розчиняється у водному розчині аміаку:
Zn(OH) 2 + 2NH 3 > [Zn(NH 3 ) 4 ](OH) 2
Cd 2+ є хорошим комплексоутворювачем (координаційне число 4). Гідроксид кадмію розчиняється у водному розчині аміаку:
Cd(OH) 2 + 4NH 3 > [Cd(NH 3 ) 4 ](OH) 2
Для сполук Цинку характерне утворення катіонних та аніонних комплексів з координаційним числом 4, в тому числі і гідроксокомплексів:
Zn(OH) 2 + 4NH 3 = [Zn(NH 3 ) 4 ] (OH) 2 ,
Кадмій і Гідраргірум утворюють виключно аніонні комплекси з координаційним числом 4:
HgS (кіновар) - яскраво-червоний нерозчинний у воді порошок - утворюється по реакціям
До цієї групи входять також f-елементи - лантаноїди та актиноїди. Актиноїди є радіоактивними елементами. Хімічні властивості актиноїдів та лантаноїдів визначаються участю електронів внутрішніх f-оболонок в утворенні хімічних зв'язків, тому вони здатні проявляти валентності, не властиві їх групі (наприклад, CeCl 4 , UF 6 ).
Усі d-елементи ІІІ групи відносяться до розсіяних елементів і зустрічаються як супутники алюмінію (скандій), цинку (ітрій). Лантаноїди містяться в рідкісних мінералах (самарскіт, тербієві землі). Актиноїди утворюють мінерали з низьким вмістом елементу (уранова смолка U 3 O 8 ).
Метали. Скандій, ітрій та лантан, як активні метали, реагують з неметалами:
галогенами, утворюючи солі: 2Sc + 3І 2 = 2ScІ 3 .
киснем, утворюючи оксиди: 2La + 3O 2 = 2La 2 O 3 .
Взаємодіють з солями менш активних металів.
Сполуки. Оксиди елементів ІІІ групи - основні оксиди, реагують з нелеткими кислотними оксидами та кислотами:
La 2 O 3 + 3SiO 2 = La 2 (SiO 3 ) 3 .
Гідроксиди лантану, ітрію та скандію проявляють властивості слабких основ. Утворені ними солі в розчинах гідролізують з утворенням оксосолей:
Добування та використання.У промисловості d-елементи ІІІ групи добувають з їх солей (хлоридів та фторидів) електролізом або металотермією.
Скандій використовують як легуючу добавку до алюмінію. Інші метали входять до сплавів спеціального призначення. Радіоактивні елементи (уран) застосовують як ядерне пальне.
Титан зустрічається у вигляді мінералів рутилу TiO 2 та ільменіту FeTiO 3 . Цирконій утворює мінерал циркон ZrSiO 4 . Гафній є супутником цирконію і власних мінералів не утворює.
У промисловості титан добувають з оксидів, які спочатку переводять у солі
а потім відновлюють магнієм (металотермія):
Цирконій і гафній добувають металотермічним способом.
Титан, цирконій та гафній завдяки їх стійкості використовують для виготовлення обладнання у харчовій, хімічній промисловості, в авіа- та ракетобудуванні, як легуючі добавки до сталей. Оксид титану ТіО 2 - пігмент (титанові білила).
Ванадійзустрічається у вигляді мінералів патроніту V 2 S 5 та ванадініту Pb 5 [Cl(VO 4 ) 3 ]. Ніобій та тантал утворюють мінерали ніобіт Fe(NbO 3 ) 2 і танталіт Fe(ТаO 3 ) 2 .
Метали. Ванадій, ніобій та тантал - сірі тугоплавкі метали. Ванадій,ніобійта тантал утворюють на поверхні захисну оксидну плівку.
Взаємодіють з неметалами при нагріванні:
з фосфором, бором, силіцієм, вуглецем, азотом реагують при нагріванні, утворюючи сполуки змінного складу.
Нітратна кислота реагує тільки з ванадієм:
2V + 10HNO 3(конц.) = V 2 O 5 + 10NO 2 + 5H 2 O,
Ніобій і тантал реагують з розплавами лугів у присутності пероксидів.
Сполуки елементів. П'ятивалентні оксиди d-елементів V групи проявляють кислотні властивості, утворюючи з лугами солі:
Відповідні кислоти слабкі і нестійкі.
Оксид ванадію(IV) амфотерний, відповідні солі легко гідролізують з утворенням оксосолей. Сполуки дво- і тривалентного ванадію, ніобію та танталу проявляють основні властивості. Легко окиснюються.
Добування та використання. У промисловості ванадій добувають відновленням його сполук магнієм :
Ніобій та тантал добувають електролізом їх сполук.
Ванадій використовують як легуючу добавку до сталей. Завдяки високій стійкості та тугоплавкості сплави ніобію та танталу застосовують у виробництві газових турбін, двигунів ракет, хімічного обладнання. Тантал застосовують у протезуванні та хірургії, оскільки він біологічно сумісний і не викликає подразнень при введенні в тканини організму.
Метали . Хром - блискучий метал,молібдента вольфрам - сіруваті тугоплавкі метали. Хром, молібден та вольфрам утворюють на поверхні захисну оксидну плівку. Із зростанням атомного номера зростають температури плавлення і кипіння. Вольфрам -самий тугоплавкий з відомих металів.
Хімічні властивості . У ряду Сr - Mo - W хімічна активність падає. Із збільшенням ступеня окиснення елементів у їхніх оксидів і гідроксидів закономірно відбувається ослаблення основних властивостей і посилення кислотних. Вищим оксидам RO 3 відповідають кислоти H 2 RO 4 . В тому ж напрямку відбувається посилення окисних властивостей сполук.
Хром при звичайних умовах реагує тільки з фтором; при високих температурах (вище 600C) взаємодіє з киснем, галогенами, азотом, кремнієм, бором, сіркою, фосфором:
2Cr + 3Cl 2 - t 2CrCl 3 4Cr + 3O 2 - t 2Cr 2 O 3
У розпеченому стані реагує з парами води:
Розчиняється в розведених сильних кислотах (HCl, H 2 SO 4 ), причому при відсутності повітря утворяться солі Cr 2+ , а на повітрі - солі Cr 3+ :
2Cr + 6HCl + O 2 2CrCl 3 + 2H 2 O + H 2
Наявність захисної оксидної плівки на поверхні металу пояснює його пасивність стосовно концентрованих розчинів кислот - окислювачів.
Молібден та вольфрам взаємодіють (з утворенням шестивалентних сполук) з неметалами при нагріванні:
з сіркою, селеном, телуром взаємодіють;
з фосфором, бором, кремнієм, вуглецем, азотом взаємодіють при нагріванні, утворюючи сполуки включення змінного складу.
Нітратна кислота реагує з молібденом та вольфрамом, при цьому утворюються їх кислотні оксиди:
Мо+6HNO 3(конц.) = МоO 3 +6NO 2 +3H 2 O.
СполукиCr(ІІ). Оксид хрому(II) і гідроксид хрому(II) мають основний характер:
є сильними відновниками: переходять у сполуки хрому(ІII) під дією кисню повітря.
Оксид хрому(III) Cr 2 O 3 - зелений, нерозчинний у воді порошок. Може бути одержаний при прожарюванні гідроксиду хрому(III) чи дихроматів калію й амонію:
4K 2 Cr 2 O 7 - t 2Cr 2 O 3 + 4K 2 CrO 4 + 3O 2
(NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 - t Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O
Cr 2 O 3 + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2 O,
При сплавленні Cr 2 O 3 з лугами, содою і кислими солями утворюються сполуки хрому зі ступенем окиснення (+3):
Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 2NaCrO 2 + CO 2
Cr 2 O 3 + 6KHSO 4 Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3K 2 SO 4 + 3H 2 O
При сплавленні з сумішшю лугу й окислювача одержують сполуки хрому в ступені окиснення (+6):
2Cr 2 O 3 + 4KOH + KClО 3 2K 2 Cr 2 O 7 + KCl + 2H 2 O
Гідроксид хрому(III) Cr(OH) 3 - нерозчинна у воді речовина зеленого кольору - одержуються по реакції
Cr 2 (SO 4 ) 3 + 6NaOH 2Cr(OH) 3 + 3Na 2 SO 4 ;
має амфотерні властивості - розчиняється як у кислотах, так і в лугах:
2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 Cr 2 (SO 4 ) 3 + 6H 2 O
Солі хрому(III) мають фіолетове чи темно-зелене фарбування. По хімічним властивостям нагадують безбарвні солі алюмінію.
Сполуки Cr (III) можуть виявляти і окисні, і відновні властивості:
Zn + 2Cr +3 Cl 3 2Cr +2 Cl 2 + ZnCl 2
2Cr +3 Cl 3 + 16NaOH + 3Br 2 6NaBr + 6NaCl + 8H 2 O + 2Na 2 Cr +6 O 4
При окисненні в лужному середовищі утворюються солі хроматної кислоти:
10NaOH + 2CrCl 3 + 3H 2 O 2 = 6NaCl + 8H 2 O + 2Na 2 CrO 4 .
При дії на ці солі концентрованою сульфатною кислотою спочатку утворюються солі полікислот:
2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 O,
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2CrO 3 + H 2 O.
СполукиCr(VI). Оксид хрому(VI) CrО 3 - яскраво-червоні кристали, що розчиняються у воді з утворенням нетривкої хроматної кислоти H 2 CrO 4 . Одержують із хромату (чи дихромату) калію і H 2 SO 4 (конц.):
K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 2CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
CrО 3 - кислотний оксид, з лугами утворює жовті хромати CrО 4 2- :
У кислому середовищі хромати перетворюються в жовтогарячі дихромати Cr 2 O 7 2- :
2K 2 CrО 4 + H 2 SO 4 K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O
У лужному середовищі ця реакція протікає в зворотному напрямку:
K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH 2K 2 CrO 4 + H 2 O
Усі сполуки хрому (VI) - сильні окисники: 4CrO 3 +3S3SO 2 +2Cr 2 O 3
K 2 Cr 2 O 7 +14HCl = 2KCl+2CrCl 3 +3Cl 2 +7H 2 O.
Якісні реакції на сполуки Хрому. При дії на солі хрому гідроген-пероксиду у лужному середовищі утворюються хромати (жовтого кольору):
При взаємодії хроматів з солями аргентуму випадає червоний осад:
Добування та використання. Хром одержують:
2. відновленням оксидів оксидом вуглецю(II);
3. електролізом водних розчинів сполук хрому.
Молібден та вольфрам добувають, відновлюючи їх оксиди воднем:
Хром як легуюча добавка входить до складу сплавів (сталей), застосовують його для електрохімічного покриття металевих виробів (хромування). Хромокалієвий галун K 2 SO 4 Cr 2 (SO 4 ) 3 24H 2 O та дихромат калію K 2 Cr 2 O 7 (хромпік) використовують у вичинці шкіри.
Молібден та вольфрам - легуючі добавки до сталей, їх застосовують у радіотехніці, ракетобудуванні.
Манган зустрічається у вигляді мінералу піролюзиту MnO 2 . Реній - розсіяний елемент. Технецій у природі не зустрічається.
Метали. Сріблисто-білі, тугоплавкі метали.
1. У ряді Mn - Tc - Re хімічна активність знижується. Mn - метал середньої активності, у ряді напруг розміщений до водню і розчиняється в соляній і сірчаній кислотах:
Re і Tc розміщені у ряді напруг після водню. Вони реагують тільки з азотною кислотою:
3Tc + 7HNO 3 3HTc 4 + 7NO + 2H 2 O
2. Із збільшенням ступеня окиснення підсилюється кислотний характер оксидів і гідроксидів: RO - основні, а R 2 O 7 - кислотні оксиди, яким відповідають кислоти HRO 4 .
Манган - метал середньої активності. На повітрі покривається тонкою плівкою оксидів. Взаємодіє при нагріванні з галогенами, з сіркою, селеном, телуром, утворюючи солі:
З киснем утворює оксид мангану(IV):
Манган взаємодіє з азотом, бором, вуглецем з утворенням сполук включення змінного складу.
Розчиняється в кислотах з утворенням сполук Mn(ІІ):
Манган активно реагує з кислотами. Розбавлена нітратна кислота реагує з манганом, виділяючи водень:
Реній менш активний і взаємодіє з галогенами, утворюючи сполуки нижчих ступенів окиснення:
Реній реагує з сильними окисниками у присутності лугів з утворенням солей:
2Re + 7H 2 O 2 + 2KOH = 2KReO 4 + 8H 2 O.
2KMnO 4 +5K 2 SO 3 +3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 +6K 2 SO 4 +3H 2 O
2KMnO 4 +3K 2 SO 3 +H 2 O = 2MnO 2 +3K 2 SO 4 +3H 2 O
2KMnO 4 +K 2 SO 3 +2KOH = K 2 MnO 4 +K 2 SO 4 +H 2 O
Відповідні сполуки ренію (VII) набагато стійкіші. Оксиду Re 2 O 7 відповідає сильна ренієва кислота HReO 4 , окиснювальні властивості якої виражені слабше, ніж у відповідних сполук мангану. Властивості технецію та ренію подібні.
Якісні реакції на сполуки мангану. При дії лугу на солі мангану в присутності кисню утворюється оксид мангану (IV) (бурого кольору):
2Mn 2+ + O 2 + 4OH- = 2MnO 2 + 2H 2 O.
У промисловості манган добувають відновленням його оксиду алюмінієм (алюмотермія):
Реній добувають, відновлюючи його солі воднем:
2NH 4 ReO 3 + 7H 2 = 2NH 3 + 2Re + 8H 2 O.
Манган використовують для одержання сплавів (сталей) як легуючу добавку, для розкиснення сталей. Оксид мангану(IV) MnO 2 застосовують у хімічних елементах живлення. Перманганат калію KMnO 4 використовують у медицині як антисептик, сполуки мангану (MnCl 2 ) - для лікування патологічного ожиріння, анемій, при порушенні процесів окостеніння.
Реній знаходить використання у радіотехніці, ракетобудуванні.
Оскільки хімічні властивості перших трьох елементів різко відрізняються від властивостей інших елементівVIII групи, їхвиділяють у окрему родину -родину Феруму. Інші елементи відносять до родини Платини.
У простих сполуках у Феруму, Кобальту, Ніколу найбільш стійкий ступінь окислювання +2, у комплексних - +3.
Знаходження в природі. Ферумзустрічається у вигляді мінералів: оксидів та гідроксидів - магнітний залізняк Fe 3 O 4 , бурий залізняк Fe 2 O 3 , лімоніт FeO(OH); карбонату - сидерит FeCO 3 ; сульфідів: пірит FeS 2 , халькопірит Cu 2 SFeS, а також у самородному вигляді (метеоритне залізо). Кобальт утворює мінерали кобальтіт CoAsS та смальтіт CoAs 2 . Ніколутворює мінерали міллеріт NiS, пентландит (Fe,Ni) 9 S 8 , нікколіт NiAs, зустрічається у метеоритах.
Метали платинової родини зустрічаються в самородному стані (платинові розсипи), а також як домішки у мідних рудах.
Метали. Залізо та кобальт - сірі,нікель - сріблястий метал. Феромагнетики. Рутеній, родій, паладій, осмій, іридій та платина - сріблясті тугоплавкі метали.
Залізо, кобальт, нікель - метали середньої активності. Сильні окисники здатні окиснити їх до тривалентного стану, при цьому стійкість сполук спадає в ряду Fe - Co - Ni.
Взаємодіють з галогенами, утворюючи солі тривалентного феруму та двовалентних кобальту і ніколу:
Менш активний йод, сірка, селен, телур окиснюють залізо до двовалентного:
Залізний дріт горить у кисні, утворити окалину - оксид феруму(II,III):
З вуглецем, азотом, бором утворюють сполуки включення.
Хімічна активність спадає в ряду залізо-кобальт-нікель.
Взаємодіють з кислотами-неокисниками та з солями менш активних металів, утворюючи сполуки Ме(ІІ):
Fe + H 2 SO 4(розб) = FeSO 4 + H 2 .
Нітратна, концентрована сульфатна кислоти при звичайній температурі з залізом та нікелем не взаємодіють (пасивують). При нагріванні відбуваються реакції
2Fe + 6H 2 SO 4 конц. - t Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
Fe + 6HNO 3 конц. - t Fe(NO 3 ) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
На повітрі залізо легко окисляється в присутності вологи (іржавіння):
Загальна характеристика елементів I групи, головної підгрупи. Електронна будова атомів і йонів лужних металів. Металічна кристалічна гратка. Знаходження металів в природі та способи їх одержання в лабораторних умовах. Використання сполук калію та натрію. презентация [247,6 K], добавлен 03.03.2015
Метали головних підгруп І та ІІ групи періодичної системи, їх поширення у природі, фізичні властивості, хімічні реакції з неметалами, водою, кислотами, оксидами. Гідроксиди s-елементів, їх одержання та використання. Твердість води та її усунення. лекция [72,1 K], добавлен 12.12.2011
Класифікація хімічних елементів на метали і неметали. Електронні структури атомів. Електронегативність атомів неметалів. Явище алотропії. Будова простих речовин. Хімічні властивості простих речовин. Одержання неметалів. Реакції іонної обмінної взаємодії. курс лекций [107,6 K], добавлен 12.12.2011
Характеристика металів в періодичній системі елементів. Положення їх в природі, способи добування. Загальна характеристика підгрупи хрому. Хімічна властивість солі манганатної кислоти. Сполуки та ступені окиснення заліза. Розкладання дихромату амонію. презентация [6,8 M], добавлен 04.09.2014
Загальна характеристика лантаноїдів: поширення в земній корі, фізичні та хімічні властивості. Характеристика сполук лантаноїдів: оксидів, гідроксидів, комплексних сполук. Отримання лантаноїдів та їх застосування. Сплави з рідкісноземельними елементами. курсовая работа [51,8 K], добавлен 08.02.2013
Загальна характеристика, поширення в організмі та види вуглеводів. Класифікація і хімічні властивості моносахаридів. Будова і властивості дисахаридів й полісахаридів. Реакції окислення, відновлення, утворення простих та складних ефірів альдоз та кетоз. реферат [25,7 K], добавлен 19.02.2009
Місце елементів-металів у періодичній системі Д.І. Менделєєва, будова їх атомів. Металевий зв’язок і кристалічна гратка. Загальні фізичні властивості металів, їх знаходження у природі. Взаємодія лужного металу з водою. Реакція горіння кальцію в повітрі. презентация [638,5 K], добавлен 19.11.2014
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 .

© 2000 — 2021



Метали побічних підгруп: d-елементи курс лекций. Химия.
Ромео И Джульетта Пример Для Сочинения
Реферат по теме Проблема снижения безработицы
Курсовая работа по теме Психология межличностных отношений подростков
Реферат по теме Развитие и воспитание детей и национальные особенности
Курсовая Устойчивость Лада Гранта
Контрольная Работа По Математике Проверка
Курсовая работа: Законодательное государственное регулирование предпринимательской деятельности в Российской Феде
Курсовая работа: Статистичне моделювання сітьового графіка побудови судна
Терроризм Цена Убийства Реферат
Реферат: Граматична характеристика вільного поєднання в структурі простого речення
Реферат: Нейроэндокринные синдромы. Скачать бесплатно и без регистрации
Контрольная работа по теме Анализ рынка хлеба и хлебобулочных изделий
Реферат: Общая теория менеджмента
Доклад: Александрийская грамматическая школа
Эпифиз, его гормональные функции
Реферат Гимнастика Как Средство И Метод Физического Воспитания
Контрольная Работа На Тему Государство Как Политический Институт
Реферат: Блоки в документах
Реферат: Николай Васильевич Склифосовский
Курсовая работа по теме Жизненный цикл туристического продукта
Налоговые доходы федерального бюджета, анализ их состава, динамики и структуры - Финансы, деньги и налоги курсовая работа
Роль Оренбургской таможни в регулировании внешнеэкономической деятельности, осуществлении национальной и экономической безопасности страны - Таможенная система отчет по практике
Личность и ее элементы - Психология реферат