S-элементы I и II групп периодической системы Д.И.Менделеева

Уважаемые студенты группы МТС-12.

Кроме конспекта (заготовки) лабораторной работы №6 Вам на лабораторном занятии необходимо иметь с собой распечатку всех страниц этого документа.

Варданян М.А.

Лабораторная работа 6.

Химические свойства s-, p-, d-, f- элементов

Цель работы: изучить химические свойства важнейших s-, p-, d- элементов, используемых в технологии аппаратуры связи

Оборудование и реактивы. Штатив с пробирками. Стеклянные палочки и пипетки. Растворы кислот: соляной, серной, азотной, растворы щелочей: гидроксид натрия, гидроксид калия, гидроксид; насыщенные растворы солей: хлорида олова, хлорида кобальта, хлорида аммония, хлорида никеля; растворы силиката натрия, дихромата калия, нитрата висьмута, гексацианонитрата калия, йодида калия, сульфата меди, цинк металлический (гранулы), алюминий (порошок).

Основные теоретические сведения

s-элементы I и II групп периодической системы Д.И.Менделеева.

К s -элементам I группы относят щелочные металлы: литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Атомы этих элементов имеют один валентный электрон ns¹, низкие энергии ионизации и наибольшие размеры атомов, поэтому у щелочных металлов наиболее сильно выражены металлические свойства.

Натрий, калий и его аналоги исключительно реакционно-способные металлы: на воздухе быстро окисляются; в атмосфере фтора и хлора самовоспламеняются, при нагревании реагируют с жидким бромом, серой, иодом, водородом и другими неметаллами.

Для натрия характерно образование пероксидных соединений:

2Na + О₂ = Na₂О₂

Оксид натрия получают косвенным путем, восстанавливая Na₂О₂ металлическим натрием. Известны также малостойкие озонид натрия NaO₃ и надпероксид NaО₂.

При сплавлении натрия с серой образуются персульфиды Na₂S₂, Na₂S₃, Na₂S₄, Na₂S₅.

Гидроксид натрия (едкий натр, каустическая сода) – очень сильное основание - щелочь.

С водой калий и его аналоги реагируют с воспламенением и взрывом. При сгорании они образуют надпероксиды Э0₂. Пероксиды и надпероксиды ― сильные окислители, легко разлагаются водой и разбавленными кислотами:

2КО₂ + 2Н+ = 2К+ + Н₂О₂ + О₂

К s -элементам II группы (щелочно-земельным элементам) относят кальций Са, стронций Sr, барий Ва. Кальций и его аналоги в виде простых веществ - серебристо- белые металлы, имеют большие атомные радиусы и низкие значения потенциалов ионизации. Электронная конфигурация последнего уровня ns².

С активными неметаллами они взаимодействуют при обычных условиях, при нагревании реагируют с азотом, водородом, углеродом, кремнием и др. Все металлы подгруппы кальция растворяются в воде. Их оксиды получают термическим разложением карбонатов или нитратов:

СаСО₃↔СаО + С 0 2

2Ba(NО₃)₂ ↔ 2ВаО + 4NО₂ + О₂

Оксиды энергично взаимодействуют с водой, образуя более или менее растворимые гидроксиды Э(ОН)₂, которые являются сильными основаниями. При взаимодействии с кислотными оксидами они дают соли.

р- элементы III, IV, V групп периодической системы Д.И.Менделеева: бор, алюминий, углерод, кремний, германий, олово, свинец и их соединения.

. Бор ― типичный неметалл. Его электронная формула 1s²2s²2p¹. Характерная степень окисления +3. В обычных условиях бор малоактивен, взаимодействует только с фтором, при нагревании окисляется кислородом, серой, хлором, азотом.

С металлами бор образует бориды, например Mg₃B₂, с галогенами ― галогениды состава ВНаl. С водородом бор не взаимодействует, косвенным путем могут быть получены водородные соединения бора (бораны) состава В_nН_n+4 и В_nН_n+6. На бор действуют лишь горячие концентрированные азотная и серная кислоты, при этом образуется ортоборная кислота Н₃ВО₃:

В + 3HN0₃ (конц) = Н₃ВО₃ + 3NО₂ ↑

2В + 3H₂SО₄ (конц) = 2Н₃ВО₃ + 3SО₂ ↑

Аморфный бор растворяется в концентрированных щелочах:

2В + 2КОН + 2Н₂О = 2КВО₂ + 3Н2↑

Кристаллический бор не реагирует с растворами щелочей, но взаимодействует с расплавленными щелочами в присутствии окислителей. При высокой температуре бор реагирует с кислородом, образуя борный ангидрид В₂О₃. Как кислотный оксид В₂О₃ энергично взаимодействует с водой с образованием ортоборной кислоты Н₃ВО₃.

Ортоборная кислота Н₃ВО₃ представляет собой белое кристаллическое вещество, очень слабую кислоту. При нагревании ортоборная кислота теряет воду, образуя метаборную кислоту, а затем В₂О₃. При нейтрализации Н₃ВО₃ избытком щелочи получаются соли тетраборной кислоты Н₂В₄О₇ ― тетрабораты ― или метаборной кислоты ― метабораты. При разложении буры сильными кислотами может быть получена ортоборная кислота:

Na₂B₄О₇ + H₂SО₄ + 5Н₂О = Na₂SО₄ + 4 Н₃ВО_3.

Аналогично силикатам и фосфатам бораты легко переходят в стеклообразное состояние, что обусловлено их полимерным строением.

Алюминий ― серебристо-белый мягкий металл, обладающий высокими теплопроводностью и электрической проводимостью. Электронная формула алюминия 1s²2p²2p⁶3s²3p¹.Во всех соединениях он трехвалентен, что соответствует возбужденному состоянию 3s¹3p². Для алюминия характерны координационные числа 4 и 6.

На воздухе алюминий покрывается прочной оксидной пленкой А1₂О₃, которая определяет его высокую коррозионную стойкость.

При взаимодействии алюминия с кислородом или серой выделяется большое количество тепла. С хлором и бромом алюминий реагирует при комнатной температуре, с иодом ― при нагревании или в присутствии воды как катализатора.

Если с поверхности металла удалить оксидную пленку, то алюминий будет бурно взаимодействовать с водой:

2А1 + 6Н₂О — 2А1(ОН)₃ + 3Н₂ ↑

Разбавленную азотную кислоту алюминий восстанавливает в зависимости от концентрации и температуры до NO, N₂О, N ₂, NH₄NО₃.

Алюминий устойчив в концентрированных азотной и серной кислотах, а также в очень разбавленной азотной кислоте. Эти кислоты на холоду пассивируют алюминий, при этом оксидная пленка на поверхности алюминия упрочняется. Пассивации алюминия соответствуют реакции:

2Аl + 3H₂SО₄ (конц) = Аl₂О₃ + 3SО₂ + 3Н₂О

2Аl + 2HNО₃ (конц) = Аl₂О₃ + 2NО + Н₂О

Алюминий активно взаимодействует с соляной и разбавленной серной кислотами, восстанавливая из них водород и образуя аква-комплексы:

2Аl + 6НСl + 12Н₂О = 2[Аl(Н₂О)₆]Сl₃ + ЗН₂

хлорид гексаакваалюминия

Алюминий ― типичный амфотерный металл. Оксид и гидроксид алюминия проявляют амфотерные свойства, т.е. взаимодействуют с кислотами:

Аl₂О_з + 6НСl = 2АlСl_з + ЗН₂ 0

или

Аl₂О₃ + 6НСl + 5Н₂О =2[Аl(Н₂О)₄]Сl₃

хлорид тетрааквоалюминия

и со щелочами:

Аl₂О_з + 2КОН =2КАlО₂ + Н₂О (при сплавлении)

Аl₂О_з + 2КОН + 3Н₂О = 2К[Аl(ОН)₄] (в растворе)

тетрагидроксоалюминат калия

или

Аl₂О₃ + 6КОН + ЗН₂О = 2К_з[Аl(ОН)₆] (в растворе)

гексагидроксоалюминат калия

Амфотерные свойства гидроксида алюминия доказывают реакции:

Аl(ОН)₃ + 3НСl + 3Н₂О = [Аl(Н₂О)₆]Сl₃

Аl(ОН)₃ + 3NaOH = Na₃[Al(OH)₆]

Алюминий активно взаимодействует со щелочами в растворах, поскольку щелочи растворяют защитную оксидную пленку:

2Аl + 6NaOH + 6Н₂О — 2Na₃[Аl(ОН)₆] + ЗН₂

Алюминий активно восстанавливает многие металлы из их оксидов (алюмотермия):

8А1 + 3Fe₃О₄ = 4Аl₂О₃+ 9Fe.

К р-элементам IV группы относят: углерод С, кремний Si, германий Ge, олово Sn и свинец Рb. Атомы этих элементов имеют 4 электрона на внешнем энергетическом уровне. Электронная формула внешнего электронного уровня в обычном невозбужденном состоянии – ns² пр², в возбужденном состоянии – ns¹ пр³. Соответственно элементы проявляют валентности 2 и 4, имеют степени окисления: - 4, +2, +4. По группе сверху вниз возрастает радиус атома, увеличиваются металлические свойства.

Углерод ―типичный неметалл, электронная формула – 1s²2s²2p² .

В большинстве неорганических соединений проявляет степени окисления -4, +4, +2. В атоме углерода, в отличие от других элементов, число валентных электронов равно числу валентных орбиталей, что является одной из основных причин большой устойчивости ―С―С― связи. Способность атома углерода образовывать четыре ковалентные связи обуславливает возможность образования различных структур: линейных, разветвленных, сшитых, циклических. Эти многочисленные соединения изучает органическая химия.

Простое вещество углерод имеет несколько аллотропных модификаций: алмаз, графит, карбин, которые отвечают различным типам гибридизации атомных орбиталей (sp³, sp², sp) и соответственно имеют различное строение кристаллических решеток. Аморфный углерод (уголь, сажа), получаемый при термическом разложении органических соединений, представляет собой тонкоизмельченный графит. К техническим сортам угля относят кокс, древесный уголь, сажу. Древесный уголь - высокопористый материал, обладает адсорбционными свойствами, поглощает газы и растворенные в воде вещества.

При обычных условиях углерод малоактивен. При высокой температуре он взаимодействует со многими металлами и неметаллами.

Восстановительные свойства углерода широко используются в металлургии. Оксиды металлов восстанавливаются углем:

МеО + С = М е + СО↑

Соединения углерода с элементами, имеющими меньшую электроотрицательность, называются карбидами. Их получают прокаливанием простых веществ или их оксидов с углем:

СаО + ЗС = СаС₂ + СО↑

Карбиды металлов при взаимодействии с водой разрушаются с

выделением углеводорода, поэтому их рассматривают как производные соответствующих углеводородов:

А1₄С₃ + 12 Н₂О = 4А1(ОН)₃ + 3СН₄↑

СаС₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + С ₂Н₂ ↑

Карбиды металлов ― твердые, тугоплавкие, коррозионностойкие вещества, входят в состав чугунов и сталей. Карбиды кремния SiC и бора В₄С обладают высокой твердостью, тугоплавкостью, химической инертностью.

При высоких температурах углерод взаимодействует с серой, азотом, галогенами образуя соответственно CS₂ (сероуглерод), C₂N₂ (дициан), СНаl (галогениды).

Кремний ― электронный аналог углерода. На внешнем электронном уровне он имеет 4 электрона, электронная формула: 1s²2s²2p⁶3s²3p². Однако, у него больше размер атома, меньше энергия ионизации, больше поляризуемость атома. В отличие от углерода, для кремния нехарактерны sp-, sp² -гибридизации. В соединениях он проявляет степени окисления +4, -4.

Кремний ― темно-серое, почти черное вещество с металлическим блеском, очень твердое. Наличие на внешнем электронном уровне свободных d-орбиталей определяет полупроводниковые свойства алмазоподобной структуры кремния (sp³ -гибридизация).

Кремний получают в электропечах восстановлением оксида кремния коксом:

С + SiО₂ = Si + СО₂

В лаборатории его можно получить, сплавляя оксид кремния с порошкообразным магнием:

2Mg + SiО₂= 2MgO + Si

Кристаллический кремний малоактивен. При комнатной температуре соединяется только со фтором. При нагревании аморфный кремний реагирует с кислородом, галогенами и серой. В кислородсодержащих кислотах кремний пассивируется.

Он растворяется лишь в смеси азотной и фтороводородной (плавиковой) кислот:

3Si + 4НNО₃ + 18HF = 3H₂SiF₆ + 4NO + 8Н₂О

Кремний энергично растворяется в щелочах с выделением водорода:

Si + Н₂О + 2КОН = K₂SiО3 + 2Н₂ ↑

При высокой температуре он реагирует с некоторыми металлами, образуя силициды металлов:

2Mg + Si = Mg₂Si

С водородом кремний не реагирует. Силаны получают косвенным путем. Например, при действии хлороводородной кислоты на силицид магния образуется кремневодород - моносилан:

Mg₂Si + 4НС1 = 2MgCl₂ + SiH₄↑

В отличие от углеводородов, силаны обладают малой стойкостью, так как связь атомов кремния - Si―Si - менее прочная. Они более реакционноспособны, чем соответствующие углеводороды.

Оксид кремния (IV), или диоксид, SiО₂ ― наиболее стойкое соединение кремния. Это кислотный оксид, ему соответствуют слабые малорастворимые в воде поликремниевые кислоты nSiO₂· m Н₂О. Выделены мета- и ортокремниевая кислоты H₂SiО₃ и H₄SiО ₄:

Na₂ SiО₃ + 2НС1 = H₂SiО₃ + 2NaCl

Кремниевые кислоты образуются в виде коллоидных растворов, легко переходят из золя в гель. При его высушивании образуется высокопористый материал - силикагель, используемый как осушитель и адсорбент.

В воде растворимы только силикаты щелочных металлов. Их получают сплавлением песка с карбонатами или гидроксидами:

SiО₂ + 2КОН = K₂ SiО₃+ Н₂О

SiО₂ + К₂СО₃ = K₂ SiО₃+ СО₂

Так как кремниевая кислота очень слабая, то ее растворимые соли подвергаются гидролизу. Силикаты натрия и калия в технике называют растворимым стеклом, они применяются для получения вяжущих, склеивающих составов, огнезащитных материалов.

Германий Ge, олово Sn и свинец РЬ называются элементами подгруппы германия. Валентными у них являются электроны ns²np². В соединениях эти элементы проявляют степени окисления +2 и +4. Для германия наиболее характерна степень окисления +4, для свинца +2, для олова - в одинаковой мере +2 и +4, хотя производные олова (IV) более устойчивы.

В ряду Ge-Sn-Pb усиливаются металлические свойства простых веществ.

Германий ― серебристо-белое вещество с металлическим блеском, полупроводник. Олово полиморфно: в обычных условиях при температуре выше 14 °С оно существует в виде Р-модификации (белое олово) ― серебристо-белый металл. При охлаждении белое олово переходит в а-модификацию (серое олово). Серое олово имеет алмазоподобную структуру и является полупроводником.

Свинец ― темно-серый металл. Усиление металлических свойств у простых веществ в ряду Ge-Sn-Pb отчетливо наблюдается и в характере изменения их химических свойств.

В обычных условиях германий и олово устойчивы по отношению к воздуху и воде. Свинец на воздухе окисляется и покрывается синевато-серой оксидной пленкой. При нагревании германий, олово и свинец взаимодействуют с большинством неметаллов. При этом образуются соединения германия (IV), олова (IV) и свинца (II).

В ряду стандартных электродных потенциалов германий расположен после водорода, а олово и свинец ― непосредственно перед водородом. Поэтому германий не взаимодействует с разбавленными хлороводородной и серной кислотами. Свинец устойчив по отношению к разбавленным НС1 и H₂SО₄ благодаря образованию на его поверхности нерастворимых солей РЬС1₂, PbSО₄.

При растворении свинца в концентрированных НС1 и H₂SО₄ получаются растворимые в воде продукты Н[PbCl₃] или Н₂[PbCl₄] и гидросульфат свинца (II):

РЬ + ЗНС1(конц) = Н[PbCl₃] + Н₂↑

Pb + 3 H₂SО₄ (конц) = Pb(HSО₄)₂ + SО₂ ↑ + 2Н₂О

Различие в химической природе простых веществ элементов подгруппы германия проявляются и в их отношении к азотной кислоте.

Концентрированная азотная кислота окисляет германий и олово до кислот:

Э + 4HN0₃ (конц) = Н₂Э0₃ + 4N0₂ + Н₂ 0

В разбавленной HN0₃ олово ведет себя как металл, т.е. переходит в нитрат олова (II):

3Sn + 8HNO₃ (разб) = 3Sn(N0₃)₂ + 2NO + 4Н₂ 0

Свинец по отношению к азотной кислоте любых концентраций ведет себя как металл и окисляется до Pb(N0₃)₂.

При нагревании олово и свинец взаимодействуют с водными растворами щелочей:

Э + 2КОН + 2Н₂ 0 = К₂[Э(ОН)₄] + Н2↑

Германий растворяется в щелочах лишь в присутствии окислителей, например Н₂0₂:

Ge + 2КОН + 2 Н₂0₂ = K₂[Ge(OH)₆]

Для элементов подгруппы германия известны оксиды типа ЭО и ЭО₂, которым соответствуют гидроксиды Э(ОН)₂ и Э(ОН)₄, получаемые действием щелочей или NH₃·H₂ 0 на соли этих элементов. Оксиды ЭО и гидроксиды Э(ОН)₂ амфотерны. Они образуют два ряда солей (катионного и анионного типов), например: SnCl₂, Pb(N0₃)₂, Na₂[Sn(OH)₄] ― тетрагидроксостаннат (II) натрия, Na₂[Pb(OH)₄] ― тетрагидроксоплюмбат (II) натрия. Комплексные соединения анионного типа обезвоживаются и переходят в Na₂Sn0₂ ― станнит натрия, Na₂Pb0₂ ― плюмбит натрия.

Высшие оксиды ЭО₂ также являются амфотерными. Соответствующие им гидроксиды могут проявлять как свойства кислот: мета- (Н₂Э0₃) или орто- (Н₄Э0₄), так и свойства оснований. Например, олово (IV) и свинец (IV) образуют два ряда солей: катионного (SnCl₄, Pb(N0₃)₂) и анионного (Na₂Sn0₃ или Na₄Sn0₄; Na₂Pb0₃ или Na₄Pb0₄) типов.

Гидроксид олова (IV) существует в виде двух форм: α- и β-оловянной кислот, которые представляют собой различные формы коллоидных растворов, отличающихся друг от друга разными размерами коллоидных частиц, способностью к реакциям, а также способами получения, β-форма имеет более крупные частицы по сравнению с α- формой.

Действием водного раствора аммиака на раствор хлорида олова (IV) получают a-оловянную кислоту:

SnCl₄ + 4NH₄OH + 2Н₂ 0 = H₂[Sn(OH)₆]| + 4NH₄Cl

При стоянии a- оловянная кислота переходит в b-оловянную.

Она растворяется в щелочах и кислотах:

H₂[Sn(OH)₆] + 2NaOH = Na₂[Sn(OH)₆] + 2Н₂ 0

H₂[Sri(OH)₆] + 4НС1 = SnCl₄ + 6H₂0

β-оловянную кислоту можно получить при окислении олова концентрированной азотной кислотой:

Sn + 4HN0₃ = H₂Sn0₃ + 4N0₂ ↑+ H₂0

В отличие от α-оловянной b-оловянная кислота не взаимодействует ни с кислотами, ни со щелочами. Различие в химической активности α- и b-оловянных кислот обусловлено их строением, уменьшением при переходе от α- к b-формам числа активных ОН-групп и образованием устойчивых связей Sn-0-Sn.

Для всех трех элементов подгруппы германия известны сульфиды ЭS₂, нерастворимые в воде. Сульфиды ЭS получают действием сероводорода на растворы соответствующих солей. Сульфиды ЭS₂ известны только для германия и олова ― GeS₂ и SnS₂, они не растворяются ни в воде, ни в разбавленных кислотах.

Сульфиды ЭS₂ проявляют кислотные свойства, взаимодействуют со щелочами и сульфидом аммония с образованием тиосолей:

3SnS₂ + 6NaOH = 2Na₂SnS₃ + Na₂Sn0₃ + 3H₂0

SnS₂ + (NH₄)₂S = (NH₄)₂SnS₃

тиостаннат аммония

Для олова более устойчивыми являются соединения со степенью окисления +4, для свинца наиболее характерна степень окисления +2, а следовательно, соединения олова (II) являются сильными восстановителями, соединения свинца (IV) ― сильными окислителями (особенно в кислой среде).

Соединения свинца (IV), восстанавливаются до соединений свинца (II):

5Рb0₂ + 2 MnSO₄ +10 HNO₃ = 5 Pb(NO₃)₂+2НМn0₇+4Н₂0

Для свинца характерна способность к образованию смешанных оксидов состава РЬ₂0₃ и РЬ₃0₄ (сурик).

Оксид Рb₂0₃ можно рассматривать как свинцовую соль мета- свинцовой кислоты PbРbОз, а сурик Рb₃0₄ ― как свинцовую соль ортосвинцовой кислоты Рb₂Рb04.

При действии азотной кислоты на Рb₂0₃ и Рb₃0₄ в осадок выпадает оксид свинца (IV):

Рb₂0₃ +2HNO₃= Pb(N0₃)₂ + Рb0₂ + Н₂0

(РbО-Рb0₂)

Pb₃0₄ + 4HNO₃ = 2 Pb(N0₃)₂ + Pb0₂ + 2H₂0

(2PbO • Pb0₂)

Сурик Pb₃0₄ является сильным окислителем:

Pb₃0₄ +8НС1 = С1₂ + 3РbС1₂ +4Н₂0

Растворимые соли элементов подгруппы германия, образованные сильными кислотами, в водных растворах подвергаются гидролизу и имеют кислую реакцию среды.

d -элементы I, II, VI и VII групп периодической системы Д.И. Менделеева: медь, цинк, хром, железо.

Медь относится к элементам побочной подгруппы 1 группы. Атомы меди Сu имеют 2 электрона на внешнем уровне. У них наблюдается так называемый «провал» электрона. Переход одного электрона на d-подуровень приводит к стабилизации подуровня. Поэтому в зависимости от степени возбуждения атомы могут отдавать для образования связи от 1-2 электрона, проявляя степени окисления +1 и +2.

Медь― мягкий блестящий металлы, очень пластичный, обладают высокими теплопроводностью и электрической проводимостью. Химически малоактивен, в электрохимическом ряду напряжений стоит после водорода, что свидетельствует о его слабой восстановительной способности.

С кислородом реагирует. При высоких температурах медь реагируют с серой, хлором. Вследствие окисления на воздухе медь покрывается зелено-серой пленкой основного карбоната. При наличии в воздухе сероводорода серебро покрывается черным налетом Ag₂S:

4Ag + 2H₂S + 0 2 = 2Ag₂S + 2Н₂0

Медь не растворяется в разбавленных хлороводородной и серной кислотах. Медь растворяется в азотной и концентрированной серной кислотах:

Си + 2H₂S0₄(конц) = CuS0₄+ S 0 ₂ ↑ + 2Н₂ 0

Си + 4HN0₃ (конц) = Cu(N0₃)₂ + 2N0₂ ↑ + 2H₂0

3Си + 8HN03 (разб) = 3Cu(N0₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂0

Медь и ее аналоги способны к комплексообразованию, благодаря этому растворяются в растворах цианидов в присутствии кислорода:

4Сu + 0₂ + 8KCN + 2Н₂ 0 = 4K[Сu(CN)₂] + 4К0Н

Кроме того, медь в присутствии кислорода растворяется в водных растворах аммиака:

4Cu + 0₂ + 8NH₃ + 2Н₂ 0 = 4[Cu(NH₃)₂]OH

Степень окисления+2 наиболее характерна для меди. Гидроксид меди (II) Си(ОН)₂ ― нерастворим в воде, обладает слабыми амфотерными свойствами, растворяется в концентрированных щелочах:

Cu(OH)₂ + 2NaOH = Na₂ [Cu(OH)₄]

Растворы солей меди (II) окрашены в голубой цвет из-за образования аквакомплекса [Cu(H₂0)₄]^{2 +}.

Соли Сu²⁺ часто образуют кристаллогидраты (CuS0₄·5H₂0, CuCl₂·6H₂0), которые также имеют голубую окраску, из-за присутствия в них аквакомплекса:

CuS0₄ · 5Н₂0 — [Cu(H₂0)₄]S0₄ · Н₂ 0

Безводные соли ― бесцветны.

При взаимодействии солей меди (II) с аммиаком в растворе образуется ярко-синий раствор аммиачного комплекса, эта реакция может использоваться как качественная, для обнаружения меди:

Cu²⁺+ 4NH₃ = [Cu(NH3)₄]²⁺

Цинк входит в побочную группу второй группы периодической системы Д.И.Менделеева. Цинк имеет более высокое значение энергии ионизации, чем металлы главной подгруппы. Его металлические свойства выражены слабее, чем у элементов главной подгруппы. Цинк проявляют ярко выраженную тенденцию к комплексообразованию, координационное число - 4(6).

В виде простого вещества цинк ― металл с синеватым оттенком. Обладает низкой температурой плавления.

В воде не растворяется, так как на воздухе покрываются оксидной пленкой. При нагревании цинк взаимодействует с активными неметаллами. Цинк растворяется в разбавленных НС1 и H₂S0₄ с выделением водорода:

Zn + 2НС1 (paзб) = ZnCl₂ + Н₂ ↑

Цинк, в зависимости от разбавления HN03, восстанавливает ее до N₂0, N₂ или NH₄N0₃:

4Zn + 10HNO₃ (конц) = 4Zn(N0₃)₂ + N₂0 ↑ + 5H2 0

4Zn + 1OHNO3 = 4Zn(N0₃)₂ 2 + NH₄N0₃ + 3H₂0

4Zn + 5H₂S0₄ (конц)= 4ZnS0₄ + H₂S↑ + 4H₂0

При нагревании цинк растворяется в щелочах:

Zn + 2NaOH + 2 H₂0= Na₂[Zn(0H)₄] + Н₂ ↑

Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства:

Zn(OH)₂ + 2Н+ + 2Н₂0= [Zn(H₂0)₄]²⁺

Амфотерные свойства гидроксида кадмия выражены очень.

Гидроксид цинка растворяется в NH4OH или солях аммония с образованием аминокомплексов:

Zn(OH)₂ + 4NH₄OH = [Zn(NH₃)₄](OH)₂ + 4H₂ 0

Растворимые в воде соли цинка подвергаются гидролизу, при этом в растворах создается кислая среда:

ZnCl₂ + Н ₂ 0 = ZnOHCl + НС1

Сульфид цинка растворяется в разбавленных кислотах с образованием соли цинка и H₂S.

Хром относится к побочной группе VI системы Д.И. Менделеева, Характерные степени окисления хрома: +3 и в меньшей мере +6. В виде простого вещества хром ― серовато- белый блестящий металл. Обладает высокой твердостью и тугоплавкостью.

Хром в ряду напряжений стоит перед водородом. В воде он не растворяются, так как имеет на поверхности прочную оксидную пленку. При нагревании взаимодействует с кислородом, галогенами, фосфором и углеродом.

В обычных условиях пассивируется концентрированными HN0₃ и H₂S0₄. Хром растворяется в разбавленных хлороводородной и серной кислотах:

Cr + 2НС1 —> СгС1₂ + Н₂ ↑

2Сг + 6НС1 — 2 СгС1₃ + 3Н₂ ↑

Хром в присутствии окислителей реагирует с расплавами щелочей или карбонатов с образованием хроматов:

2Cr + 2Na₂C0₃ + 30₂ — 2Na₂Cr0₄ + 2С0₂

Соединения Cr²⁺ ― сильные восстановители. Их соли в растворе легко окисляются кислородом воздуха:

4СгС1₂ + 0₂ + 4НС1 = 4СгС1₃ + 2Н₂ 0

Соединения со степенью окисления +3 интенсивно окрашены. Сг₂0₃ — оксид хрома (III) — темно-зеленый порошок, нерастворим в воде, тугоплавок, химически инертен. Сг₂0₃ можно получить при сжигании тонкоизмельченного хрома или разложением некоторых солей.

Сг₂0₃ проявляет амфотерные свойства при сплавлении с кислотами и щелочами или в высоко дисперсном состоянии.

Гидроксид хрома (III) Сг(ОН)₃ осаждается из растворов при взаимодействии солей хрома (III) и щелочей:

Сг^{3 +} +3ОН =Cr(OH)₃,

Сг(ОН)₃ ― серо-голубой аморфный осадок, проявляет амфотерные свойства. Свежеполученный Сг(ОН)₃ хорошо растворяется в кислотах и щелочах:

Сг(ОН)₃ + 3Н⁺ + 3Н₂ 0 = [Сг(Н₂0)₆]³⁺

Сг(ОН)₃ + 3ОН ^- = [Сг(ОН)₆]^3-

Ион Сr образует комплексные соединения с координационным

числом 6. Водные растворы солей хрома (III) окрашены в сине-фиолетовый цвет из-за образования аквакомплекса [Сг(Н₂0)₆]³⁺. В зависимости от условий (температура, концентрация, рН) состав катионных аквакомплексов изменяется, что сопровождается изменением их окраски от фиолетовой до зеленой. Изомерия, обусловленная неодинаковым распределением молекул воды и внешнесферных ионов между внутренней и внешней сферами комплексных соединений, называется гидратной или акваизомерией.:

Соли хрома (III) подвергаются гидролизу, при этом растворы солей сильных кислот имеют кислый характер среды. Соли слабых кислот подвергаются полному гидролизу и в растворах не существуют:

Оксид хрома (VI) растворяется в воде, образуя хромовую кислоту:

СгО₃ + Н₂0 = Н₂Сг0₄

Хромовая кислота ― сильная, существует в растворах, в свободном состоянии не выделена.

Способность к полимеризации иона СrО^2-₄ выражена слабее, известны: К₂Сr₂0₇ ― дихромат, К₂Сr₃О₁₀ ― трихромат, К₂Сr₄0₁₃ - тетрахромат. Все они содержат анионы, в которых атомы хрома связаны друг с другом атомом кислорода. Полимеризации способствует кислая среда. При добавлении кислоты к желтому раствору хромата окраска меняется на оранжевую за счет образования дихромата:

2K₂Cr0₄ + H ₂S0₄ = K₂SO ₄ + K₂Cr₂0₇ + Н₂0

желтый оранжевый

При подщелачивании раствора дихромата снова образуется хромат:

K₂Cr₂0₇ + 2КОН = 2 K₂Cr0₄ + Н₂0

оранжевый желтый

Соединения хрома (VI) ― сильные окислители, переходят в окислительно- восстановительных процессах в производные хрома (III):

в нейтральной среде образуется Сг(ОН)₃:

K₂Cr₂0₇ + 3(NH₄)₂S + Н₂0 = 2Сг(ОН)3 + 3S + 6NH₃ + 2КОН

в кислой среде ― производные катионного комплекса [Сг(Н₂0)₆]³⁺ :

K₂Cr₂0₇ + 3Na₂S0₃ + 4H₂S0₄ = Cr₂(S0₄)₃ + 3Na₂S0₄ + K₂S0₄ + 4H₂0

в щелочной среде - производные анионного комплекса [Сг(ОН)₆]^3-:

2 K₂Cr0₄ + 3((NH₄)₂S + 2КОН + 2Н₂0 = 2K₃[Cr(OH)₆] + 3S + 6NH₃

Железо, кобальт и никель образуют семейство железа. Структура наружной электронной оболочки железа 4s²3d⁶. У железа степень окисления +6 существует только в ферратах MeFe0₄ (например, в K ₂Fe0₄).

Все металлы семейства железа образуют соединения со степенями окисления +2 и +3, причем степень окисления +3 более характерна для железа, а у кобальта встречается в комплексных соединениях, у никеля только в оксиде Ni₂0₃.

Близкие значения радиусов атомов и сходное строение электронной оболочки обуславливают ряд общих свойств металлов семейства железа. Это ферромагнитность, способность к образованию окрашенных ионов (соединения железа (II) почти бесцветны, железа (III) ― бурого цвета, кобальта (II) ―- розового, никеля (II) ― светло-зеленого), способность к комплексообразованию (координационные числа - 4 и 6).

Железо―металл средней химической активности. На воздухе в отсутствии влаги пассивируется, во влажном воздухе окисляется и покрывается ржавчиной. Но в измельченном виде при нагревании железо реагирует почти со всеми неметаллами, образуя соединения вида Fe₃C, Fe₃P, Fe₄N или FeF₃, FeCl₃, FeS.

При высоких температурах железо взаимодействует с водяным паром:

3Fe + 4Н₂ 0 = Fe₃0₄ + 4Н₂

В ряду активности железо стоnт левее водорода и растворяtтся в разбавленных НС1 и H₂S0₄. В разбавленной HN0₃ железо окисляется до железа (III), в концентрированных HN0₃ и H₂S0₄ оно пассивируется, образуя на поверхности прочную оксидную пленку. В щелочах (кроме горячих концентрированных растворов) железо нерастворимо.

Железо образует ряд оксидов: FeO ― оксид железа (11), Fe₂0₃ ― оксид железа (111), Fe₃0₄ ― смешанный оксид (FeOFe₂0₃). Все оксиды нерастворимы в воде и щелочах. FeO ― черный кристаллический порошок, проявляет основные свойства. Ему соответствует гидроксид Fe(OH)₂ ― зеленый (бесцветный) студенистый осадок, который буреет вследствие мгновенного окисления кислородом воздуха:

4Fe(OH)₂ + 0 ₂ + 2Н₂ 0 = 4Fe(OH)₃.

Оксид Fe₂0₃ ― красно-бурый кристаллический порошок, обладает основными свойствами, соответствующий ему гидроксид Fe(OH)₃ имеет амфотерный характер, но только свежеосажденный Fe(OH)₃ красно-коричневого цвета растворяется в горячих концентрированных растворах щелочей:

Fe(OH)₃ + 3КОН = K₃[Fe(OH)₆]

При окислении гидроксида железа Fe(OH)₃ в щелочной среде образуются соли железной кислоты ― ферраты (например, K₂Fe0₄).

Большинство солей железа (II) и железа (III), за исключением сульфидов и фосфатов, хорошо растворимы в воде и подвергаются гидролизу, образуя основные соли:

2FeS0₄ + 2Н₂0 = (FeOH)₂S0₄ + H₂S0₄

FeCl₃ + Н₂0 = FeOHCl₂ + НС1

В комплексных соединениях для железа характерно координационное число 6. Наиболее устойчивыми и легко образующимися являются цианидные комплексы. Желтую кровяную соль, или гексацианоферрат (II) калия, _K4[Fe(CN)₆]₃ получают по уравнению

6KCN + FeS0₄ = K₄[Fe(CN)₆] + K₂S0₄

Она широко используется в аналитической химии для обнаружения ионов Fe³⁺:

FeCl₃ +К₄ [Fe(CN)_б ] =К Fe[Fe(CN)₆ ] +3КС1

или

4FeCl₃ + 3K₄[Fe(CN)6] = Fe₄[Fe(CN)₆]₃ + 12KC1

берлинская лазурь

Красную кровяную соль, или гексацианоферрат (III) калия, K₃[Fe(CN)₆] получают окислением:

2K₄[Fe(CN)₆] + С1₂ = 2K₃[Fe(CN)₆] + 2КС1

Эта соль является реактивом на ионы Fe2 +, образуя с ними интенсивно-синий гексацианоферрат (III) калия-железа (II), турнбулеву синь:

FeCl₂ + K₃[Fe(CN)₆ ] = KFe[Fe(CN)₆ ] + 2KC1

или

3FeCl₂ +2K₃[Fe(CN)₆ = Fe₃[Fe(CN)₆]₂ + 6KC1

турнбулева синь

Ионы железа (III)образуют с роданид-ионом SCN" кроваво- красные комплексные соединения:

Fe³⁺+3SCN^-=[FeSCN]²⁺

Соединения железа (III) проявляют окислительные свойства:

2FeCl₃ + 6КI = 2FeI₂ + I₂ + 6КС1

а соединения железа (II)- восстановительные:

2KMn0₄ + 10FeSO₄ + 8H₂S0₄ = 5Fe₂(S0₄)₃ + 2MnS0₄ + 8H₂0 + K₂S0₄

Координационные соединения d-э лементов. Молекулярные соединения, образующие комплексные ионы, способные к существованию как в растворе, так и в кристалле, называют комплексными или координационными. Многие комплексные соединения получают из двух или более молекул веществ. Например:

Fe(CN)₂ + 4KCN = K₄[Fe(CN)₆]

HF + BF₃ = H[BF₄]

3NaOH + Al(OH)₃ = Na₃[Al(OH)₆]

Комплексные соединения состоят из внутренней и внешней сфер. Внутренняя сфера получила название комплекса. Центральное место в ней принадлежит комплексообразователю – нейтральному атому или иону. Вокруг комплексообразователя координируются нейтральные молекулы или ионы - лиганды. Число лигандов, координируемых комплексообразователем, называют координационным числом. В координационной формуле комплексного соединения внутреннюю сферу (комплекс) заключают в квадратные скобки, например: К₃[А1(ОН)₆], [Zn(NH₃)₄]S0₄.

Ионы, находящиеся за пределами внутренней сферы, образуют внешнюю сферу комплексного соединения. Заряд комплекса (внутренней сферы) численно равен алгебраической сумме зарядов комплексообразователя и лигандов. Например, в комплексном соединении

K₄[Fe(CN)₆] внешней сферой являются ионы калия 4К⁺, а внутренней ― [Fe(CN)₆], где Fe+ ― комплексообразователь, CN^- ― лиганды, 6 ― координационное число.

Комплексные соединения классифицируют:

Поиск по сайту: