Головна

 Селен. телур |  Порівняння властивостей водневих з'єднань p-елементів VI групи |  Вступ |  Вступ |  Вуглець та його сполуки |  кремній |  Німеччин. Олово. свинець |  Вступ |  Індій. Галій. талій |  S-МЕТАЛИ I і II ГРУП |

D-метали II групи

  1.  C.2 Вироби групи B
  2.  C.4 Вироби групи С
  3.  Cтруктура ПСИХОЛОГІЇ ВЕЛИКИЙ СОЦІАЛЬНОЇ ГРУПИ
  4.  D-метали I групи
  5.  II. Дисфункції бюрократії як соціальної групи
  6.  А можна додати в кашу пару чайних ложок сухих пивних дріжджів, що додасть їй «сирний» присмак і забезпечить організм вітамінами групи В.

 D-метали II групи - цинк, кадмій, ртуть - характеризуються наявністю двох електронів в зовнішньому шарі атома: електронна конфігурація - (n-1) d10ns2 , Тому в своїх з'єднаннях ці елементи двовалентну. Цинк і кадмій мають постійну ступінь окислення +2. Ця ж ступінь окислення характерна і для ртуті, проте ртуть може утворювати сполуки типу Cl-Hg-Hg-Cl, в яких вона двовалентну, але має ступінь окислення +1. Дисоціація таких з'єднань в розчині протікає з утворенням іона Hg22+:

Hg2(NO3)2 ® Hg22+ + 2 NO3- .

Цинк і кадмій - активні метали, які стоять у ряді напруг до водню. Цинк і кадмій схожі за своїми хімічними властивостями, з тією лише різницею, що гідроксид і оксид кадмію не є амфотерними сполуками. Як і для d-елементів I групи для кадмію та цинку характерні реакції освіти амінокомплекси, ціанідних комплексів, аквакомплексів, а для цинку ще й гідроксокомплексів. Цинк як амфотерний метал здатний розчинятися в розчинах лугів, проявляючи властивості сильного відновника:

Zn + 2 NaOH + 2 H2O ® Na2[Zn (OH)4] + H2 .

Порошкоподібний цинк відновлює нітрат-і нітрит-іони в лужному розчині до аміаку (див. Також розділ 5.2.4 «Азотистая кислота і її солі» лекції 5): 4 Zn + KNO3 + 7 KOH + 6 H2O ® NH3 + 4 K2[Zn (OH)4]

3 Zn + KNO2 + 5 KOH + 5 H2O ® NH3 + 3 K2[Zn (OH)4].

Ртуть - єдиний метал, який при звичайних умовах знаходиться в рідкому стані. Ртуть здатна розчиняти в собі багато металів, утворюючи з ними сплави - амальгами.

Одна з особливостей хімії ртуті полягає в тому, що при дії лугів на розчини солей ртуті, як і в випадку срібла, утворюються не гідроксиди, а оксиди ртуті. Гідроксиди ртуті не отримані:

Hg22+ + 2 OH- ® Hg2O? + H2O; Hg2+ + 2 OH- ® HgO? + H2O.


Нітрат ртуті (I) Hg2(NO3)2 - Одна з небагатьох розчинних солей ртуті в ступені окислення +1 - виходить дією холодної розведеною азотної кислоти на надлишок ртуті:

6 Hg + 8 HNO3 (Разб.) ® 3 Hg2(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O.

Використовуючи розчин Hg2(NO3)2, Можна обмінної реакцією отримати будь-яку малорозчинну сіль ртуті (I), наприклад, каломельHg2Cl2:

Hg22+ + 2 Cl- ® Hg2Cl2?.

Нітрат ртуті (II) утворюється при взаємодії ртуті з надлишком гарячої концентрованої HNO3: Hg + 4 HNO3 (Конц.) ® Hg (NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O.

Хлорид ртуті (II), або сулема, Утворюється при безпосередній взаємодії простих речовин або нагріванням сульфату ртуті (II) з хлоридом натрію; утворюється сулема сублімується; від останнього слова вона і отримала свою назву:

 t °
 HgSO4 + 2 NaCl ® Na2SO4 + HgCl2.

Сулема - одна з небагатьох солей, яка у водному розчині слабо диссоциирована. Сулема, як і всі розчинні солі ртуті, - сильна отрута.

з'єднання Hg22+ в залежності від умов реакції виявляють як окислювальні, так і відновні властивості:

Hg2Cl2 + Cl2 ® 2 HgCl2; Hg2Cl2 + SnCl2 ® 2 Hg + SnCl4 .

Сполуки ртуті в ступені окислення +1 схильні до диспропорціонування за схемою: Hg22+ ® Hg0 + Hg2+.

Сполуки ртуті (II) мають окислювальні властивості, наприклад, Hg2Cl2 можна також отримати, нагріваючи металеву ртуть з сулемою:

HgCl2 + Hg ® Hg2Cl2 .

Іон ртуті Hg2+ є комплексоутворювачем в реакціях освіти ацидокомплексів, з яких найбільш міцними є ціанідні і галогенідні комплекси. Наприклад, малорозчинні у воді опади ціаніда і йодиду ртуті (II) здатні розчинятися в надлишку розчинів ціаніда і йодиду калію з утворенням комплексних сполук:

Hg (NO3)2 + 2 KCN ® Hg (CN)2? + 2 KNO3 HgCl2 + 2 KI ® HgI2? + 2 KCl;

Hg (CN)2 + 2 KCN ® K2[Hg (CN)4] HgI2 + 2 KI ®K2[HgI4].

хром

 Електронна конфігурація невозбуждённого атома хрому - 3d54s1.

Для хрому в з'єднаннях найбільш характерні ступені окислення +2, +3 і +6.

Хром - метал, що знаходиться в ряду напруг до водню; тому металевий хром відновлює водень з розбавлених розчинів HCl і H2SO4 . У холодній концентрованої азотної кислоти хром розчиняється і після обробки нею стає пасивним.

Хром утворює три оксиду: основний CrO, амфотерний Cr2O3, Кислотний CrO3.

Солі двовалентного хрому утворюються при розчиненні металевого хрому в соляній або розведеної сірчаної кислотах. При додаванні до розчину солі хрому (II) випадає жовтий осад гідроксиду хрому (II), що володіє основними властивостями: Cr2+ + 2 OH- ® Cr (OH)2?.

Сполуки хрому (II) нестійкі, є сильними відновниками, окислюючись до з'єднань хрому (III), які пофарбовані в різні тони зеленого кольору: 4 Cr (OH)2 + O2 + 2H2O ® 4Cr (OH)3 .

Солі хрому (II) здатні витісняти водень з кислот (  = -0,41 В;  = 0 В), а також поступово розкладати воду при отсутстствіі іншого окислювача (  = -0,41 В при pH = 7):

2 CrCl2 + 2 HCl ® 2 CrCl3 + H2^

2 CrCl2 + 2 H2O ? 2 CrOHCl2 + H2^.

Таким чином, хлорид хрому (II), що утворюється при розчиненні металевого хрому в соляній кислоті, можна розглядати як проміжна сполука, яка окислюється іонами водню до хлориду хрому (III):

Cr + 2 HCl ® CrCl2 + H2

2 CrCl2 + 2 HCl ® 2 CrCl3 + H2;

сумарне рівняння:

2 Cr + 6 HCl ® 2 CrCl3 + 3 H2 .

Ступінь окислювання хрому +3 є найстійкішою, тому сполуки хрому (III) не виявляють яскраво виражених окисних або відновних властивостей. Для відновлення сполук хрому (III) в сполуки хрому (II) необхідний сильний відновник, наприклад, атомарний водень в момент виділення, який є проміжним продуктом взаємодії цинку з соляною кислотою:

 HCl
 2 CrCl3 + Zn · 2 CrCl2 + ZnCl2 .

Сильні окислювачі (хлор, бром, пероксид водню) окислюють в лужному середовищі з'єднання хрому (III) до сполук хрому (VI):

2 Cr (OH)3 + 3 H2O2 + 4 NaOH ® 2 Na2CrO4 + 8 H2O.

Оксид і гідроксид хрому (III) - амфотерні сполуки, тому вони взаємодіють з лугами, утворюючи при сплаву метахроміти, а у водному розчині - гідроксокомплекси: Cr2O3 + 2 NaOH ® 2 NaCrO2 + H2O;

Cr (OH)3 + 3 NaOH ® Na3[Cr (OH)6].


Найважливіші сполуки хрому (VI) - триоксид хрому, або хромовий ангідрид, і солі відповідних йому кислот: хромової H2CrO4 (Хромати) і дихромової H2Cr2O7 (Дихромати). Самі кислоти існують тільки в розчині і при спробі їх виділення розпадаються на ангідрид і воду. Хромати пофарбовані в жовтий колір, дихромати - в помаранчевий. Хромат-іони нестійкі в кислому середовищі і перетворюються при підкисленні розчину в дихромат-іони:

2CrO42 + 2H+ ® Cr2O72 + H2O 2K2CrO4 + H2SO4 ® K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O

При цьому жовте забарвлення розчину змінюється на помаранчеву. Навпаки, дихромат-іони нестійкі в лужному середовищі і при подщелачивании розчину перетворюються в хромат-іони, внаслідок чого помаранчевий колір розчину змінюється на жовтий:

Cr2O72 + 2 OH- ® 2 CrO42 + H2O K2Cr2O7 + 2 KOH ® 2K2CrO4 + H2O

Діхромати в кислому середовищі виявляють сильні окислювальні властивості (  = + 1,33 В) і відновлюються до солей хрому (III):

Cr2O72 + 14 H+ + 6 e- ® 2 Cr3+ + 7 H2O;

K2Cr2O7 + 14 HCl (конц.) ® 2 CrCl3 + 3 Cl2 + 2 KCl + 7 H2O;

K2Cr2O7 + 3 Na2SO3 + 4 H2SO4 ® Cr2(SO4)3 + 3 Na2SO4 + K2SO4 + 4 H2O.

 



 D-метали I групи |  Марганець
© um.co.ua - учбові матеріали та реферати