Кобальт и его соединения





По химической активности кобальт уступает железу. Он легко растворяется в кислотах - окислителях и медленно в обычных кислотах:

Co + 2HCl → CoCl2 + H2

В простых соединениях у кобальта наиболее устойчива степень окисления +2, в комплексных – +3. Водные растворы солей кобальта (II) обычно окрашены в розовый цвет.

Гидроксид кобальта (II)

Образуется при действии щелочей на соли кобальта (II):

CoSO4 + 2KOH → K2SO4 + Co(OH)2

На воздухе розовый осадок Co(OH)2 постепенно буреет, превращаясь в гидроксид кобальта (III):

4Co(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Co(OH)3

Сo(OH)2 - слабое основание, растворимое в сильных кислотах:

Co(OH)2 + 2HCl → CoCl2 + 2H2O

При прокаливании Co(OH)2 образует оксид кобальта (II) CoO:

Co(OH)2 ––tºC→ CoO + H2O

Cсоединения кобальта склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

Co(OH)2 + 6NH3 → [Co(NH3)](OH)2

Никель и его соединения

Никель легко растворяется в разбавленной азотной кислоте и медленно в соляной и серной кислотах: Ni + 2HCl → NiCl2 + H2↑. Ион Ni2+ в водных растворах имеет зелёную окраску. Для никеля наиболее характерна степень окисления +2. Оксид и гидроксид никеля проявляют основный характер:

NiO + H2SO4tºC→ NiSO4 + H2O;

NiCl2 + 2NaOH → Ni(OH)2↓(зелёный) + 2NaCl;

Ni(OH)2 + H2SO4 → NiSO4 + 2H2O

Гидроксид никеля (П) может давать комплексы с аммиаком:

Ni(OH)2 + 6NH3 → [Ni(NH3)6](OH)2

 

ПОДГРУППА МАРГАНЦА

Побочная подгруппа VII группы

Свойства элементов подгруппы марганца

 

Атомный номер Название Электронная конфигурация   ρ, г/см3 ЭО Атомный радиус, нм Степень окисления
Марганец Mn [Ar] 3d54s2 7,45 1,6 0,131 +2,+3,+4, +5,+6,+7
Технеций Tc [Kr] 4d55s2 11,5 1,36 0,136 +2,+3,+4, +5,+6,+7
Рений Re [Xe] 4f145d56s2 20,53 1,46 0,137 +3,+4,+5, +6,+7

Физические свойства:

Серебристо-белые, тугоплавкие металлы.

Химические свойства

· В ряду Mn – Tc – Re химическая активность понижается. Mn – металл средней активности, в ряду напряжений стоит до водорода и растворяется в соляной и серной кислотах:

Mn + 2H+ → Mn2+ + H2

Re и Tc стоят в ряду напряжений после водорода. Они реагируют только с азотной кислотой:

3Tc + 7HNO3 → 3HTcO4 + 7NO↑ + 2H2O;

· С увеличением степени окисления металлов усиливается кислотный характер оксидов и гидроксидов. (RO – основные; R2O7 – кислотные, им соответствуют кислоты HRO4).

Марганец и его соединения

Марганец

Получение

Марганец получают алюмотермическим способом из природного соединения MnO2: 3MnO2 + 4Al → 2Al2O3 + 3Mn

Химические свойства

Mn - металл средней активности. На воздухе покрывается тонкой оксидной плёнкой. Реагирует с неметаллами, например, с серой:

Mn + S → MnS

Растворяется в кислотах: Mn + 2HCl → MnCl2 + H2↑. При этом образуются соединения двухвалентного марганца.

Соединения Mn(II)

Оксид марганца (II) .MnO получается восстановлением природного пиролюзита MnO2 водородом:

MnO2 + H2 → MnO + H2O

Гидроксид марганца (II).Mn(OH)2 - светло-розовое нерастворимое в воде основание:

MnSO4 + 2NaOH → Mn(OH)2↓ + Na2SO4;

Mn2+ + 2OH- → Mn(OH)2

Легко растворимо в кислотах:

Mn(OH)2 + 2HCl → MnCl2 + 2H2O; Mn(OH)2 + 2H+ → Mn2+ + 2H2O

На воздухе Mn(OH)2 быстро темнеет в результате окисления:

2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O → 2[MnO2 • 2H2O]

При действии сильных окислителей наблюдается переход Mn2+ в MnO4-:

2Mn(OH)2 + 5Br2 + 12NaOH –кат.CuSO4→ 2NaMnO4 + 10NaBr + 8H2O;

2Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 → 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 2H2O;

2Mn(NO3)2 + 5NaBiO3 + 16HNO3 → 2HMnO4 + 5NaNO2 + 5Bi(NO3)3 + 7H2O

Оксид марганца (IV). MnO2 - тёмно-коричневый порошок, нерастворимый в воде. Образуется при термическом разложении нитрата марганца (II):

Mn(NO3)2t°C→ MnO2 + 2NO2

При сильном нагревании теряет кислород, превращаясь в Mn2O3 (при 600°C) или Mn3O4 (при 1000°C). Сильный окислитель:

MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O

При сплавлении с содой и селитрой образует манганат натрия тёмно - зелёного цвета:

MnO2 + Na2CO3 + NaNO3t°C→ Na2MnO4 + NaNO2 + CO2

Манганаты могут быть получены также восстановлением перманганатов в щелочной среде:

Na2SO3 + 2KMn+7O4 + 2KOH → Na2SO4 + 2K2Mn+6O4 + H2O

Гидролиз манганатов (реакция диспропорционирования) протекает по схеме:

3K2MnO4 + 2H2O → 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH;

3MnO42- + 2H2O → 2MnO4- + MnO2 + 4OH-

За способность обратимо менять окраску манганат калия называют "минеральным хамелеоном".

Оксид марганца (VII) Mn2O7 - тёмно-зелёная жидкость, кислотный оксид. Получают действием концентрированной серной кислоты на кристаллический KMnO4 (марганцовая кислота HMnO4 нестабильна):

2KMnO4 + H2SO4 → Mn2O7 + K2SO4 + H2O

При растворении Mn2O7 в щелочах образует перманганаты:

Mn2O7 + 2KOH → 2KMnO4 + H2O

Перманганат калия KMn+7O4 - тёмно-фиолетовое кристаллическое вещество, растворимое в воде. При нагревании разлагается с выделением кислорода:

2KMnO4t°C→ K2MnO4 + MnO2 + O2

MnO42- - сильный окислитель, в кислой среде восстанавливается до Mn2+, в нейтральной – до Mn+4O2, а в щелочной – до Mn+6O42-.

 

ПОДГРУППА ХРОМА

Подгруппа хрома - побочная подгруппа VI группы

Свойства элементов подгруппы хрома

 

Атомный номер Название Электронная конфигурация   ρ г/см3 ЭО Атомный радиус, нм Степень окисления
Хром Cr [Ar] 3d54s1 7,2 1,56 0,125 +1,+2,+3, +4,+5,+6
Молибден Mo [Kr] 4d55s1 10,2 1,3 0,135 +1,+2,+3, +4,+5,+6
Вольфрам W [Xe] 4f145d46s2 19,3 1,4 0,141 +1,+2,+3, +4,+5,+6

Физические свойства

Блестящие, сероватого цвета металлы. С увеличением атомного номера растут температуры плавления и кипения. Вольфрам - самый тугоплавкий из известных металлов.

 

Химические свойства

В ряду Cr – Mo – W химическая активность падает. С увеличением степени окисления элементов у их оксидов и гидроксидов закономерно происходит ослабление основных свойств и усиление кислотных. Высшим оксидам RO3 соответствуют кислоты H2RO4. В том же направлении происходит усиление окислительных свойств соединений.

Хром и его соединения

Получение

· Хром можно получить алюмотермическим способом:

Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr;

· Восстановлением оксидов оксидом углерода (II);

· Электролизом водных растворов соединений хрома.

При обычных условиях хром реагирует только с фтором. При высоких температурах (выше 600ºC) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором:

4Cr + 3O2tºC→ 2Cr2O3; 2Cr + 3Cl2tºC→ 2CrCl3;

2Cr + N2tºC→ 2CrN; 2Cr + 3S –tºC→ Cr2S3;

· В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:

2Cr + 3H2O → Cr2O3 + 3H2;

· Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H2SO4).

В отсутствии воздуха образуются соли Cr2+, а на воздухе – соли Cr3+:

Cr + 2HCl → CrCl2 + H2↑; 2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2H2O + H2

Наличие защитной окисной плёнки на поверхности металла объясняет его пассивность по отношению к концентрированным растворам кислот – окислителей.

Соединения хрома

Соединения хрома (П)

Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.

Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2H2O

Соединения хрома (II) - сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.

2CrCl2 + 2HCl → 2CrCl3 + H2

4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Cr(OH)3

Соединения хрома(111)

Оксид хрома (III)Cr2O3– зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:

2Cr(OH)3tºC→ Cr2O3 + 3H2O;

4K2Cr2O7tºC→ 2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2↑;

(NH4)2Cr2O7tºC→ Cr2O3 + N2↑+ 4H2O↑

Амфотерный оксид. При сплавлении Cr2O3 со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3):

Cr2O3 + 2NaOH → 2NaCrO2 + H2O;

Cr2O3 + Na2CO3 → 2NaCrO2 + CO2↑;

Cr2O3 + 6KHSO4 → Cr2(SO4)3 + 3K2SO4 + 3H2O

При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6):

2Cr2O3 + 4KOH + KClO3 → 2K2Cr2O7(дихромат калия) + KCl + 2H2O

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 - нерастворимое в воде вещество зелёного цвета.

Cr2(SO4)3 + 6NaOH → 2Cr(OH)3↓ + 3Na2SO4

Обладает амфотерными свойствами - растворяется как в кислотах, так и в щелочах: 2Cr(OH)3 + 3H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 6H2O;

Cr(OH)3 + KOH → K[Cr(OH)4] или

Cr(OH)3 + KOH → KCrO2(хромит калия) + 2H2O

Соли хрома (III) имеют фиолетовую или тёмно-зелёную окраску. По химическим свойствам напоминают бесцветные соли алюминия. Соединения Cr (III) могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства:

Zn + 2Cr+3Cl3 → 2Cr+2Cl2 + ZnCl2;

2Cr+3Cl3 + 16NaOH + 3Br2 → 6NaBr + 6NaCl + 8H2O + 2Na2Cr+6O4

Соединения хрома (VI)

Оксид хрома (VI) CrO3 - ярко-красные кристаллы, растворимые в воде.

Получают из хромата (или дихромата) калия действием H2SO4 (конц.):

K2CrO4 + H2SO4 → CrO3 + K2SO4 + H2O;

K2Cr2O7 + H2SO4 → 2CrO3 + K2SO4 + H2O

CrO3 - кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO42-:

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O

В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr2O72-:

2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O

В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

K2Cr2O7 + 2KOH → 2K2CrO4 + H2O;

 

  кислая среда  
2CrO42- + 2H+ ◄–––––––––––– ––––––––––––► Cr2O72- + H2O
  щелочная среда  

Все соединения хрома (VI) - сильные окислители. Например,

4CrO3 + 3S → 3SO2↑ + 2Cr2O3

ПОДГРУППА ВАНАДИЯ





Рекомендуемые страницы:


©2015-2019 poisk-ru.ru
Все права принадлежать их авторам. Данный сайт не претендует на авторства, а предоставляет бесплатное использование.
Дата создания страницы: 2017-04-03 Нарушение авторских прав и Нарушение персональных данных

Обратная связь

ТОП 5 активных страниц!