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 + H2SO4 –tºC→ 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 у силивается 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)2 –t°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 + NaNO3 –t°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:
2KMnO4 –t°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 + 3O2 –tºC→ 2Cr2O3; 2Cr + 3Cl2 –tºC→ 2CrCl3;
2Cr + N2 –tºC→ 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)3 –tºC→ Cr2O3 + 3H2O;
4K2Cr2O7 –tºC→ 2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2↑;
(NH4)2Cr2O7 –tºC→ 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