Упрощённый архив со всеми лабами (Свойства д-элементов (1часть))

Посмотреть архив целиком

ХРОМ. Теоретическая часть

Хром, молибден, вольфрам составляют YIB группу периодической системы Д. И. Менделеева.

Эти элементы относятся к металлам. Их максимальная степень окисления равна шести. Химическая активность уменьшается от хрома к вольфраму. Они тугоплавки и тверды: W (т. пл. 3380°С) является самым тугоплавким из металлов.

По отношению к воздуху и воде эти металлы устойчивы вследствие образования защитных оксидных пленок. В разбавленных кислотах HCl и H2SO4 хром окисляется, превращаясь в ионы Cr2+. Mo и W устойчивы по отношению к разбавленным кислотам. Концентрированная и разбавленная HNO3 и царская водка при комнатной температуре на хром не действуют, так как пассивируют его. Для сильно пассивированного хрома стандартный потенциал становится +1,2 В, тогда как в непассивированном состоянии он равен -0,71 В. По отношению к растворам щелочей в присутствии окислителей наиболее устойчив хром, менее стоек молибден и неустойчив вольфрам. Взаимодействуя при высокой температуре с кислородом хром образует оксид Cr2O3 , а молибден и вольфрам MoO3 и WO3.

При действии аммиака на соли Cr3+ образуется серо-синий осадок Cr(OH)3 по свойствам похожий на Al(OH)3, и устанавливается система равновесий.

При добавлении кислот равновесие смещается влево, а щелочей - вправо. В концентрированных щелочах гидроксид хрома (III) растворяется, образуя комплексный ион [Cr(OH)6]3-. В щелочной среде под действием окислителей соединения хрома(III) легко окисляются в хроматы, содержащие ион CrO42- желтого цвета.

При подкислении раствора, содержащего ионы CrO42-, желтая окраска переходит в оранжевую в результате образования бихромат-иона Cr2O72-. От избытка щелочи окраска раствора вновь становится желтой вследствие обратного перехода ионов Cr2O72- в ионы CrO42-. Эти переходы объясняются сдвигом равновесия.

Хроматы и бихроматы в кислой среде являются сильными окислителями. Cr6+ восстанавливается до Cr3+. При этом желтая или оранжевая окраска растворов переходит в зеленую или зеленовато-фиолетовую.

Наиболее характерная степень окисления Mo и W в соединениях +6, а для хрома характерные степени окисления +3 и +6. Трехокиси WO3 и MoO3 плохо растворяются в воде, но хорошо растворяются в щелочах. Образуются соли молибденовой и вольфрамовой кислот.

Соединения Mo и W в степени окисления +6, в отличие от соединений Cr, являются очень слабыми окислителями.

Соли Cr3+ легко гидролизуются, образуя гидроксосоли, являющиеся устойчивыми соединениями.

Хром образует комплексные соединения, многие из них являются очень прочными.

Координационное число для Cr3+ во всех комплексных соединениях равно 6. Комплексный ион [Cr(OH)6]3- также устойчив, поэтому в избытке аммиака происходит растворение осадка Cr(OH)3.

МАРГАНЕЦ. Теоретическая часть

Марганец, технеций, рений составляют УПВ группу периодической системы Д. И. Менделеева.

Марганец, технеций, рений - металлы. Наиболее устойчивы их соединения со степенью окисления +2,+4,+7. Марганец - активный металл, его стандартный электродный потенциал =-1,179 В. Поэтому он легко растворяется в разбавленных кислотах.

С повышением степени окисления уменьшается основной характер его оксидов и гидроксидов, повышаются их кислотные свойства.

При действии щелочей на соли Mn (II) образуется осадок Mn(OH)2 легко окисляющийся на воздухе в оксид - гидроксид марганца

Для соединений Mn (II) и Mn (III) характерны восстановительные свойства, а для соединений Mn (IV), Mn (VI) и Mn (VII) - окислительные. Наиболее активно окислительные свойства проявляются у Mn (VII). Все соединения, в которых марганец находится в высшей степени окисления, являются очень сильными окислителями. Наибольшей окислительной способностью обладает перманганат ион MnO4.

При добавлении к растворам солей Mn (II) карбоната натрия гидролиз идет до конца вследствие образования нерастворимых и слабодиссоциированных веществ.

Соединения Mn (VI) - манганаты - малоустойчивы и в нейтральных и кислых растворах подвергаются диспропорционированию.

МЕДЬ. Теоретическая часть

Медь вместе с серебром и золотом составляет IB группу периодической таблицы Д. И. Менделеева.

Атомы Cu, Ag, Au во внешнем электронном слое (как и атомы щелочных металлов) имеют по одному электрону. Атомы щелочных металлов имеют в предпоследнем слое 8 электронов (у лития 2), а элементы подгруппы меди - 18 электронов, включая полностью заполненный d-подуровень. Особенностями структуры атомов объясняется резкое отличие свойств Cu, Ag, Au от свойств щелочных металлов: 18-электронный слой у них не вполне устойчив и способен к частичной отдаче электронов. В связи с этим они проявляют степень окисления от +1 до +3. Наиболее устойчивы соединения Cu2+, Ag+, Au3+.

Стандартные электродные потенциалы Cu, Ag, Au положительны, поэтому в неокисляющих кислотах они не растворяются. Не обладают амфотерностью и со щелочами не взаимодействуют. Активность этих металлов падает от меди к золоту. Медь на воздухе постепенно покрывается зеленым налетом основной соли - карбоната гидроксомеди.

В концентрированной серной кислоте медь растворяется при кипячении:

С азотной кислотой медь реагирует хорошо, восстанавливая ее до оксидов азота NO и NO2, в зависимости от концентрации кислоты и температуры.

Серебро растворяется в азотной кислоте:

Золото растворяется в "царской водке" (смесь HNO3+HCl), образуя комплексную золотохлористоводородную кислоту:

Медь с кислородом образует оксид меди (I) Cu2O (красный) и оксид меди (II) CuO (черный). Оксид меди (I) во влажном состоянии неустойчив и происходит реакция диспропорционирования.

Оксидам меди (I) и (II) соответствуют: непрочный гидроксид CuOH (оранжевый) и гидроксид Cu(OH)2 (голубой).

Гидроксид меди (II) нерастворим в воде. Проявляет незначительную амфотерность, растворяясь, кроме кислот, в концентрированных щелочах - образуется гидроксокуприт, например Na2[Cu(OH)4]. При нагревании гидроксиды меди переходят в оксиды:

Большинство солей меди (II) при растворении в воде гидролизуются.

При совместном гидролизе солей меди (II) с карбонатом натрия образуется карбонат гидроксомеди Cu2(OH)2CO3, являющийся продуктом коррозии медных предметов на воздухе в присутствии углекислого газа.

Особенностью всех элементов IB группы является способность их ионов образовывать комплексные соединения, хорошо растворимые в воде. Наиболее характерны цианистые, роданистые, аммиачные комплексы; координационные числа 2 и 4. В водном растворе аммиака голубой осадок гидроксида меди (II) растворяется и появляется глубокая темно-синяя окраска комплексного иона [Cu(NH3)4]2+.

При переходе CuAg - Au склонность к комплексообразованию усиливается.

Свойства меди и ее аналогов, включая способность образовывать комплексные соединения, широко используются при рафинировании металлов электролизом из водных растворов, гальваническом меднении и золочении, фотографии, производстве зеркал и многих других процессах.

Цинк, кадмий, ртуть. Теоретическая часть.

Цинк, кадмий, ртуть составляют ПВ группу периодической системы элементов Д. И. Менделеева:

В отличие от атомов щелочноземельных металлов, на предпоследнем электронном уровне Zn, Cd, Hg не 8, а 18 электронов; d-подуровень полностью заполнен. Этим объясняется увеличение потенциала ионизации атомов, и связанное с ним ослабление восстановительной активности в сравнении с щелочноземельными металлами. Элементы ПВ группы имеют склонность к комплексообразованию. Степень окисления в соединениях единственная +2.

В обычных условиях Zn и Cd постепенно окисляются кислородом воздуха только с поверхности, покрываясь плотной пленкой оксида. При наличии в среде CO2 образуется защитная пленка Zn(OH)2CO3 на его поверхности. В растворах щелочей пленка растворяется, что позволяет Zn вступать в реакцию с водой. При прокаливании образуются оксиды: ZnO - амфотерен, CdO и HgO - обладает основными свойствами. Изменение восстановительной активности в ряду элементов Zn – Cd - Hg иллюстрируется положением этих металлов в ряду напряжений.

Цинк и кадмий растворяются в разбавленной соляной и серной кислотах (менее активно) с выделением водорода. С водой практически не реагируют, так как при погружении в воду реакция протекает на поверхности по уравнению

но тотчас же приостанавливается вследствие образования пленки гидроксида При взаимодействии цинка с кислотами-окислителями в зависимости от концентрации и температуры образуются различные продукты реакции.

Кадмий и ртуть реагируют с сильными окислителями, не менее энергично.

Ионы ртути легко восстанавливаются даже при действии малоактивных восстановителей. Ртуть растворяет многие металлы, образуя сплавы, называемые амальгамами.

В отличие от Cd и Hg металлический цинк растворяется в концентрированных растворах сильных щелочей, вытесняя водород и образуя соли гидроксоцинкаты.

Цинк активный металл и может выступать в реакциях с водными растворами KMnO4, K2Cr2O7 как восстановитель.

Гидроксиды Zn(OH)2, Cd(OH)2 получают взаимодействием солей со щелочами; Zn(OH)2 амфотерен.

Cd(OH)2 - проявляет основные свойства; Hg(OH)2 - неустойчив. Практически этот гидроксид не существует, так как в момент образования он распадается.

Гидроксиды цинка, кадмия, ртути являются слабыми основаниями, поэтому соли цинка, кадмия, ртути в водных растворах подвергаются гидролизу с изменением pH среды.

При взаимодействии солей цинка с карбонатом натрия образуется карбонат цинка который в воде практически нерастворим, но гидролизуется ею с образованием основного карбоната цинка.

Благодаря своим небольшим радиусам и наличию свободных электронных уровней ионы Zn2+, Cd2+, Hg2+ являются хорошими комплексообразователями; координационные числа; для цинка 4, для кадмия 6, для ртути 2,3,4,6. Цинк образует и комплексные катионы и комплексные анионы. Комплексные анионы чаще образуются при присоединении ионом Zn2+ избыточных гидроксильных ионов с образовавшем например иона [Zn(OH)4]2-. Комплексные катионы образуются при присоединении к ионам Zn2+, Cd2+ нейтральных частиц, особенно аммиака. В результате образования таких комплексных ионов нерастворимые в воде соединения цинка и кадмия растворяются в водном растворе аммиака.

Качественной реакцией на ионы Zn2+, Cd2+, Hg2+ является реакция с H2S или ее солями, так как получаемые при этом сульфиды ZnS, CdS, HgS нерастворимы и образуют характерно окрашенные осадки.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Опыт № 6. Получение и свойства гидроксида хрома (III)

К раствору соли хрома (III) добавим по каплям раствор гидроксида натрия. Полученный осадок разделим на две пробирки: а) к первой добавим избыток кислоты: б) ко второй - избыток едкого натра.


Опыт № 11 Влияние карбоната натрия на гидролиз соли хрома (III)

К раствору соли хрома (III) добавляем равный объем раствора карбоната натрия Na2CO3. Наблюдаем образование осадка Cr(OH)3.


H2O CO2

Опыт № 13 Получение гидроксида марганца и изучите его свойств.

К раствору соли марганца (II) добавляем избыток раствора щелочи. Разделим осадок на две пробирки.

а) Осадку в первой пробирке даем постоять 5-10 мин. Осадок постепенно темнеет, так как гидроксид марганца (II) на воздухе окисляется до оксид-гидроксида марганца (II).

б) К осадку гидроксида марганца (II) во второй пробирке добавляем бромную воду.

Вывод: Mn(OH)2 легче окисляется на воздухе в присутствии бромной воды.


Опыт № 3 Получение и свойства гидроксида меди (II).

К раствору соли меди (II) добавим щелочи до получения осадка. Осадок разделим на три части:

а) к одной части добавим избыток щелочи;

б) ко второй части - кислоту;

в) третью оставим для следующего опыта.


Вывод: гидроксид меди (II) проявляет незначительную амфотерность.


Опыт № 4 Непрочность гидроксида меди (II)

Осадок гидроксида меди (II), полученный в опыте 3, нагреем на небольшом пламени горелки. Осадок изменяет цвет.

Вывод: При нагревании гидроксид меди (II) переходит в оксид.


Опыт № 5 Характерная реакция на ион Cu2+

К раствору соли меди (II) добавим по каплям раствор аммиака. Затем добавим избыток аммиака. Осадок растворяется, раствор меняет цвет.



Опыт № 9 Образование карбоната гидроксомеди (малахита) при совместном гидролизе солей меди (II) и карбоната натрия.

К раствору меди добавим равный объем карбоната натрия.


Опыт № 12 Получение и свойства гидроксида цинка.
К раствору соли цинка (II) добавим гидроксида натрия до получения осадка. Осадок разделим на три части:

а) к первой части полученного осадка добавим избыток раствора едкого натра до образования прозрачного раствора;

б) ко второй раствор HCl до образования прозрачного раствора;

в) к третьей - раствор аммиака до полного растворения.



Вывод: Zn(OH)2амфотерен.


Опыт № 15 Получение и свойства гидроксида кадмия (II).

К раствору соли кадмия добавим гидроксида натрия до получения осадка. Осадок разделим на три части:

а) к первой части полученного осадка добавим избыток раствора едкого натра. В отличие от гидроксида цинка гидроксид кадмия не растворяется в избытке щелочи;

б) ко второй - раствор соляной кислоты;

в) к третьей - раствор аммиака до полного его растворения


Вывод: Cd(OH)2 проявляет основные свойства.


Контрольные вопросы

1.


Формула гидроксида

Цвет осадка

Отношение к кислоте

Отношение к щелочи

Характер

Al(OH)3

Белый

Осн.

К-ное

Амфотерен

Pb(OH)2

Белый

Осн.

К-ное

Амфотерен


3. Al+NaOH=[Al(OH)4(H2O)2]

Гидроксид алюминия амфотерен, поэтому необходимо сильное основание, например NaOH.


4. NaCH3COO – смещение вправо

HCl – влево (кислый р-р замедляет гидролиз)

Na2CO3вправо (CO2(газ) + H2O) гидролиз усиливается.


6. Т.к р-р щелочи растворяет оксидную пленку на поверхности алюминия.


Стр. 31

4.


Стр. 50

6.

5




Случайные файлы

Файл
24408-1.rtf
104746.rtf
158554.rtf
28799-1.rtf
55619.rtf




Чтобы не видеть здесь видео-рекламу достаточно стать зарегистрированным пользователем.
Чтобы не видеть никакую рекламу на сайте, нужно стать VIP-пользователем.
Это можно сделать совершенно бесплатно. Читайте подробности тут.