Kievuz

Элементы побочных подгрупп

Подгруппа меди

Элементы побочных подгрупп

Физические свойства металлов подгруппы меди. Таблица 23

Температура плавления, °С
Медь СuСеребро AgЗолото Аu

Химический знак Си, атомный вес 63,54. Медь — типичный металл, поэтому ее атомы связаны между собой металлической связью. Электронная конфигурация предвнешнего и внешнего электронных слоев меди выглядит следующим образом: 3s23p63d104s1.

По внешнему виду медь — вещество красного цвета с характерным металлическим блеском. Медь — довольно мягкий металл, однако намного тверже, чем щелочные.
Следует отметить высокую пластичность меди, которую она проявляет не только в нагретом, но и в холодном состоянии.

Благодаря своей мягкости и пластичности медь может быть подвергнута холодной обработке. Отсюда широкое использование этого металла для изготовления художественных изделий при помощи чеканки. Не только сама медь, но и все металлы этой подгруппы обладают высокой пластичностью.

Медь — один из лучших проводников тепла и электричества, однако для использования ее в этих целях медь обычно хорошо очищают от примесей других металлов, так как даже от незначительных загрязнений ее электропроводность сильно уменьшается.
Химические свойства меди и ее аналогов очень отличаются от свойств щелочных металлов, расположенных в главной подгруппе I группы.

Так, они располагаются в ряду напряжений после водорода. Степень окисления меди в окислительно-восстановительных реакциях +1 или +2. Других степеней окисления медь обычно не проявляет.

Медь довольно легко сплавляется с другими металлами, образуя ряд сплавов, наиболее распространенными из которых являются бронза (сплав, состоящий из меди и олова) и латунь (сплав меди и цинка).

При обычной температуре медь постепенно вступает во взаимодействие с кислородом, двуокисью углерода и влагой воздуха, превращаясь в основной карбонат меди. Этот процесс протекает очень медленно и объясняет причину, по которой изделия из меди с течением времени покрываются зеленым налетом.

При прокаливании на газовой горелке медь покрывается черным налетом окиси меди СuО. Нагретая медь довольно легко вступает во взаимодействие с хлором, образуя хлорид меди (II), и с некоторыми другими неметаллами.

С разбавленными кислотами медь обычно в реакции не вступает, так как не может вытеснить водород, но с разбавленной азотной кислотой реагирует без вытеснения водорода, однако с выделением окиси азота.

С концентрированными серной и азотной кислотой медь также вступает в окислительно-восстановительную реакцию, которая также протекает без вытеснения водорода. Во всех названных реакциях медь в основном проявляет свою высшую валентность II. Соединения одновалентной меди получить значительно сложнее.

■ 8. Какова электронная конфигурация внешнего и предвнешнего слоя атома меди? (См. Ответ)
9. Перечислите физические свойства меди и укажите, где они находят себе применение.
10.

Напишите следующие уравнения реакций, характеризующих химические свойства меди: а) взаимодействие с кислородом; б) взаимодействие с хлором; в) взаимодействие с водой, кислородом и двуокисью углерода воздуха; г) с концентрированными серной и азотной кислотами; д) с разбавленной азотной кислотой.

Все уравнения рассмотрите с точки зрения окислительно-восстановительных процессов. Если реакция ионная, запишите уравнение в полной и сокращенной ионной форме.
11. Для получения медного купороса CuSO4-5H2O медный лом прокаливают на воздухе и получившийся продукт обрабатывают 70% серной кислотой.

Сколько меди и раствора серной кислоты израсходуется на получение 125 т медного купороса? Напишите уравнения протекающих при этом реакций.
12 Приведите все известные вам способы получения хлорида меди (II), сульфата меди (II), нитрата меди (II), исходя из чистой меди.

Уравнения реакций записывайте в ионной форме, а в окислительно-восстановительных указывайте окислитель и восстановитель. Для реакций можно использовать дополнительно любые вещества. Процессы можно вести с любым количеством промежуточных веществ.

13. Почему металлическую медь можно получить электролизом раствора хлорида, а металлический натрий — нельзя. (См. Ответ)

Соединения меди

Медь образует два ряда соединений—соединения двухвалентной и одновалентной меди.
Соединения двухвалентной меди — это СuО (окись меди), гидроокись меди и наиболее распространенные соли.
Окись меди представляет собой твердое вещество черного цвета, поступает в лаборатории в виде порошка или гранул (гранулированная окись меди).

Ее получают обычно из металлической меди путем прокаливания на воздухе, а также разложением солей, например:
Cu2(OH)2CO3 = 2CuO + Н2O + CO2
Окись меди — основной окисел, при обычных условиях весьма устойчивый.

При небольшом нагревании окись меди довольно легко восстанавливается водородом или углеродом до металлической меди:
СuО + С = Сu + СО СuО + Н2 = Сu + Н2O
С водой окись меди никогда не реагирует, поэтому соответствующее ей основание — гидроокись меди Си(ОН)4— никогда не образуется путем взаимодействия окисла с водой.

Гидроокись меди — слабое нерастворимое основание, легко вступает во взаимодействие с кислотами с образованием солей:
Сu(ОН)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2Н2O
Cu(OH)2 + 2Н+ + SO2- = Cu2+ + SO24— + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Взаимодействие со щелочами при некоторых условиях возможно, но совершенно нетипично, хотя и свидетельствует об очень слабо выраженных амфотерных свойствах. Гидроокись меди легко растворяется в аммиаке, образуя раствор ярко-синего цвета. Этот раствор нередко применяется в органической химии для разного рода качественных реакций, а также иногда для обработки целлюлозы.

Гидроокись меди легко разлагается даже при простом хранении на воздухе:
Cu(OH)2 = СuО + Н20
При этом она чернеет, превращаясь постепенно в черную окись меди.

Из солей меди наиболее распространены медный купорос CuSO4 · 5H2O, хлорид меди СuСl2 · 2Н2O, нитрат меди Cu(NO3)2 · 3H2O, сульфид меди CuS. Кристаллогидраты медных солей при нагревании довольно легко отдают кристаллизационную воду, теряя свою окраску. Обычно кристаллические медные соли и их растворы имеют красивую голубую окраску.

Медные соли используют для борьбы с сельскохозяйственными вредителями, в текстильной промышленности для изготовления красителей.
В природе медь встречается в виде минерала — самородной меди, однако чаще ее добывают в виде сульфидов (важнейшие—халькозин Cu2S, халькопирит CuFeS2 ит.д).

Полученную из них медь очищают электролизом (рафинируют), а затем используют для изготовления проводов медных сплавов и других изделий.

■ 14. Как осуществить ряд превращений: (См. Ответ)
Сu → Cu(NO3)2 → CuO → Cu(OH)2 → CuSO4 → CuCl2.?
15. Окись меди прокалили в токе водорода, затем обработали концентрированной азотной кислотой до прекращения выделения бурого газа, далее, добавив щелочи, получили студенистый голубой осадок.

Какие химические процессы происходили? Напишите их уравнения в молекулярной и ионных формах.
16. Даны окись меди, вода, серная кислота, нитрат серебра. Как, не имея других веществ, получить медь, нитрат меди, сульфат меди.
17. Смесь карбоната и нитрата меди подвергли прокаливанию.

Что останется в реакционном сосуде после прокаливания? Каков состав выходящей смеси газов?
18. Смесь меди с окисью меди обработали 30% азотной кислотой. При этом выделилось 2,8 л окиси азота.

Известно, что в составе смеси медь составляет 40% Какой объем раствора азотной кислоты был израсходован на реакцию? (См. Ответ)

Серебро и золото

Серебро Ag и золото Аu — аналоги меди, но относятся к числу так называемых благородных металлов. Такое название возникло из-за того, что эти металлы обладают значительной химической стойкостью к окислению.

Электронные конфигурации внешних и предвиешних слоев атомов серебра и золота:
Ag 3s23p63d104s24p64d105s1

Au 4s24p64d104f145s25p65d106s1.
Серебро и золото — наиболее ковкие металлы, причем на первом месте по мягкости и ковкости стоит золото, а серебро — на втором. Однако по электро- и теплопроводности на первом месте находится серебро. Цвет у этих металлов различный.

Серебро белого цвета, а золото — желтого.
Как уже было сказано, серебро и золото устойчивы к окислению и длительное время могут сохраняться, не изменяя внешнего вида.

В связи с этим, а также благодаря мягкости они легко шлифуются, полируются и потому используются для разного рода поделок и украшений. Золото применяют в стоматологии для изготовления зубных коронок. Серебро также используют в медицине для изготовления некоторых инструментов.

Гораздо чаще, чем чистые металлы, применяют их сплавы с медью, обладающие антикоррозийной стойкостью, но благодаря меди — большей твердостью и лучшими механическими свойствами.

Несмотря на сравнительную химическую устойчивость, серебро и золото могут подвергаться воздействию некоторых реактивов. Серебро, например, может реагировать с азотной кислотой, как с разбавленной, так и с концентрированной:
Ag + HNО3 → (Ag+1; N+4) (конц.)

Ag + HNО3 → (Ag+1; N+2) (разб.)

а также с концентрированной серной кислотой:

Ag + H2SО4 → (Ag+1 S+4)

• Продукты реакции определите сами и найдите коэффициенты на основе электронного баланса.
Золото не реагирует с азотной кислотой. Отсутствие реакции при испытании золотого предмета азотной кислотой является подтверждением его состава. Однако смесь концентрированных азотной и соляной кислот под названием «царская водка» окисляет золото (см. § 72).

Ионы серебра Ag+1, попадая в раствор даже в ничтожно малых количествах, оказывают бактерицидное действие. Именно поэтому, например, очень долгое время может сохраняться так называемая «святая вода», которую священнослужители держат в серебряной посуде.

Из окислов следует отметить окись серебра Ag2О — вещество черного цвета, растворимое в аммиаке и проявляющее окислительные свойства особенно по отношению к некоторым органическим веществам.

Галогениды серебра, кроме фторида, в воде нерастворимы и несколько различаются между собой по цвету: хлорид — белый, бромид — желтоватый, иодид — желтый. Хлорид легко растворим в аммиаке. Бромид серебра особенно чувствителен к свету, как уже говорилось в § 42.

Нитрат серебра AgNО3 широко применяется в химических лабораториях, а также в медицине в виде так называемого ляписа.

Соединения золота не имеют особого практического значения, поэтому мы на них останавливаться не будем.
В природе золото встречается в основном в самородном состоянии в виде песка, самородков. Серебро чаще всего встречается в виде сульфида Ag2S, получившего название «серебряный блеск». Соединения серебра часто сопутствуют другим металлам — меди, свинцу, сурьме и др.

■ 19. Почему при лечении зубов применяют в основном серебро и золото? (См. Ответ)
20. Почему серебро и золото причисляют к благородным металлам? Перечислите возможно более полно физические свойства этих металлов
21. Объясните процесс растворения золота в «царской водке» и напишите уравнения реакций.
22. Перечислите области применения серебра и золота. (См. Ответ)

37

36 38

Источник: https://znaesh-kak.com/x/s/%D0%BF%D0%BE%D0%B4%D0%B3%D1%80%D1%83%D0%BF%D0%BF%D0%B0-%D0%BC%D0%B5%D0%B4%D0%B8

Металлы побочных подгрупп

Элементы побочных подгрупп

d-элементы и их соединения обладают рядом характерных свойств: переменные состояния окисления; способность к обра зованию комплексных ионов; образование окрашенных соединений.

        d-Элементы характеризуются также более высокой плот ностью по сравнению с другими металлами. Это объясняется сравнительно малыми радиусами их атомов. Атомные радиусы этих металлов мало изменяются в этом ряду.

         d-Элементы — хорошие  проводники  электрического  тока, особенно те из них, в атомах которых имеется только один внешний s-электрон сверх полузаполненной или заполненной   d-оболочки. Например, медь, .

         Химические свойства. Электроотрицательность и энергии ионизации металлов первого переходного ряда возрастают в направлении от хрома к цинку.

Это означает, что металлические свойства элементов первого переходного ряда посте пенно ослабевают в указанном направлении.

Такое изменение их свойств проявляется и в последовательном возрастании окислительно-восстановительных потенциалов с переходом от отрицательных к положительным значениям.

         Хром — твердый голубовато-белый металл. При высоких температурах горит в кислороде с образованием Сr2О3, реагирует с парами воды

2 Сr + 3 Н2O = Сr2О3 + 3 Н2 ,

и с галогенами, образуя галогениды состава СrНаl3. Хром (так же, как алюминий) пассивируется холодными концентрированными Н2SО4 и НNО3. Однако при сильном нагревании эти растворяют хром:

2 Сr + 6 Н2SО4(конц) = Сr2(SО4)3 + 3 SО2↑ + 6 Н2О,

Сr + 6 НNО3(конц) = Сr(NО3)3 + 3 NO2↑ + 3 Н2О.

При обычной температуре хром растворяется в разбавленных кислотах (НСl, Н2SО4) с выделением водорода, образуяСr2+. По своим свойствам соли Сr2+ похожи на соли Fе2+. Обрабатывая их растворы щелочами, получают желтый осадок гидроксида хрома (II):

СrСl2 + 2 NaОН = Сr(ОН)2↓ + 2 NaСl.

При прокаливании Сr(ОН)2 в отсутствие кислорода образуется оксид хрома (II) СrО.

Соли Cr3+ сходны с аналогичными солями алюминия. При действии щелочей на соли Сr3+  выпадает студнеобразный осадок гидроксида хрома (III) зеленого цвета:

Сr2(SО4)3 + 6 NaОН = 2 Сr(ОН)3↓ + 3 Na2SО4,

обладающий амфотерными свойствами. Он растворяется как в кислотах с образованием солей хрома (III)

2 Сr(ОН)3 + 3 Н2SО4 = Сr2(SО4)3 + 6 Н2О,

так и в щелочах с образованием тетрагидроксихромитов, т.е. солей, в которых Сr3+ входит в состав аниона:

Сr(ОН)3 + КОН = К[Cr(ОН)4].

В результате прокаливания Сr(ОН)3 получают оксид Сr2О3 — зеленые кристаллы, нерастворимые в воде. Этот оксид получают также прокаливанием дихроматов калия и аммония

При сплавлении Сr2О3 со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения Сr+3, растворимые в воде:

Сr2О3 + 2 NaОН = 2 NaСrО2 + Н2О↑,

Сr2О3 + Nа2СО3 = 2 NaСrО2 + СО2↑,

Сr2О3 + 6 КНSО4 = Сr2(SО4)3 + 3 К2SО4 + 3 Н2О.

Наиболее важными соединениями хрома в высшей степени окисления +6 являются оксид хрома (VI) СrО3, хромат (VI) калия К2СrО4 и дихромат (VI) калия К2Сr2О7.

Оксид хрома (VI) — ангидрид хромовой Н2СrО4 и дихромовой Н2Сr2О7 кислот, представляет собой ярко-красные кристал лы, растворимые в воде. Он также реагирует со щелочами, образуя желтые хроматы СrО42-:

СrО3 + 2 КОН = К2СrО4 + Н2О.

В кислой среде ион CrO42- превращается в ион Сr2О72- . В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

Металлическое железо получают восстановлением его оксидов; реагируя с водяным паром, оно образует смешанный оксид железа (II, III) FеO.Fе2О3:

3 Fе + 4 Н2О(пар) =Fе3О4 + 4 Н2.

На воздухе в присутствии влаги ржавеет:

4 Fе + 3 O2 + 6 Н2О = 4 Fе(ОН)3.

С галогенами оно образует галогениды железа (III)

2 Fе + 3 Вr2 = 2 FеВr3,

а взаимодействуя с соляной и разбавленной серной кислотами железа (II):

Fе + Н2SО4 = FеSО4 + Н2↑.

Концентрированные (НNО3, Н2SО4) пассивируют железо на холоде, однако растворяют его при на гревании:

2 Fе + 6 Н2SО4(конц) = Fе2(SО4)3 + 3 SО2↑ + 6 Н2О,

Fе + 6 НNО3(конц) = Fе(NО3)3 + 3 NО2↑ + 3 Н2О.

Растворимые соли железа в воде гидролизуются и дают кислую реакцию, поскольку железа (II) и (III) в воде не растворимы.

Гидроксид железа (II) получают действием раствора щелочи на соли железа (II) без доступа воздуха:

FеSО4 + 2 NaОН = Fе(ОН)2↓ + Na2SО4.

Fе(ОН)2 — осадок белого цвета; в присутствии воздуха он быстро превращается в гидроксид железа (III) (бурый осадок):

4 Fе(ОН)2 + O2 + 2 Н2О = 4 Fе(ОН)3.

Гидроксид железа (III), в отличие от Fе(ОН)2, амфотерен, при нагревании он способен растворяться в щелочах с образова нием гексагидроферрата (III):

Fе(ОН)3 + 3 КОН = К3[Fе(ОН)6]

Это — один из анионных комплексов железа (III).

Отметим еще две важные комплексные соли железа: гексацианоферрат (II) калия К4[Fе(СN)6] (желтая кровяная соль) и гексацианоферрат ( III) калия К3[Fе(СN)6] (красная кровяная соль), являющиеся реактивами для качественного определения ионов Fе3+ и Fe2+ соответственно.

Добавление раствора гексацианоферрата (II) к растворам, в которых содержатся вызывает образование темно-синего осадка, часто называемого берлинской лазурью:

4 К4[Fе(СN)6] + 4 Fе3+ = 4 КFеIII[FеII(СN)6]↓ + 12 К+. (*)

Такой же темно-синий осадок образуется при добавлении рас твора гексацианоферрата (III) к растворам, содержащим ионы железа (II). В этом случае осадок называется турнбуллевой синью:

3 К3[Fе(СN)6] + 3 Fе2+ = 3 КFеII[FеIII(СN)6]↓ + 6 К+. (**)

Установлено, что берлинская лазурь и турнбуллева синь — это одно и то же вещество, так как комплексы, образующиеся в реак циях (*) — (**) находятся между собой в равновесии:

КFеIII[FеII(СN)6] = КFeII[FеIII(СN)6].

Медь — довольно мягкий металл красно-желтого цвета, об ладающий наименьшей активностью среди рассмотренных выше переходных металлов, которые вытесняют из растворов ее солей. Медь не реагирует с соляной и разбавленной серной кис лотами и растворяется только в кислотах — окислителях:

Сu + 2 Н2SО4(конц) = СuSО4 + SО2↑ + 2 Н2О,

Сu + 4 НNO3(конц) = Сu(NО3)2 + 2 NО2↑ + 2 Н2О,

3 Cu + 8 НNО3(разб) = 3 Сu(NO3)2 + 2 NO↑ + 4 Н2О.

Известны соединения меди со степенями окисления +1 и +2, из которых последние более устойчивы. Одновалентная медь об разует либо нерастворимые Хлорид меди (I) растворяется в концентрированном растворе аммиака с образованием комплексной соли хлорида диамминмеди (I)[Сu(NН3)2]Сl; так же в аммиаке растворяется оксид меди (I):

СuСl + 2 NН3 = [Сu(NН3)2]Сl,

Сu2О + 4 NН3 + Н2О = 2[Сu(NН3)2]ОН.

Ионы Сu2+ в водном растворе существуют в виде комплексов гексааквамеди (II) [Сu(Н2О)6]2+, придающих раствору сине-голубую окраску. При добавлении щелочи к такому раствору об разуется голубой осадок гидратированного гидроксида меди (II):

[Сu(Н2O)6]Сl2 + 2 NаОН = [Сu(ОН)2(Н2О)4]↓ + 2 NаСl + 2 Н2О.

Полученный осадок, в свою очередь, растворяется в растворе аммиака, образуя ярко-синий комплекс.

[Сu(ОН)2(Н2O)4] + 4 NН3 = [Сu(NН3)4(Н2О)2]2+ + 2 ОН- + 2 Н2О.

Изменение окраски соединений меди при переходе из степени окисления +2 в Так, свежеосажденный Cu(ОН)2голубого цвета восстанавливается альдегидами или углеводами (глюкозой) в желтый осадок гидроксида меди (I);последний даже при слабом нагревании распадается на воду и оранжевый оксид Сu2О.

37.

Правила работы в лаборатории. Лабораторная посуда и оборудование. Правила безопасности при работе с едкими, горючими и токсичными веществами, средствами бытовой химии.

Page 3

1. Составление формулы бинарного соединения

2. Составление формулы кислоты, соли основания.

3. Составление уравнения химической реакции

4. Определение характера химической связи и её поляризации

5. Определение степени окисления элементов по химической формуле

6. Определение степени окисления элементов в ионе

7. Определение степени окисления элементов по структурной формуле

8. Определение коэффициентов в уравнении окислительно-восстановительной реакции

9. Составление уравнения реакции обмена между растворами электролитов

10. Составление уравнение химической реакции исходя из сокращённого ионного уравнения

11. Составление уравнения реакции гидролиза соли

12. Определение возможности протекания окислительно-восстановительной реакции.

13. Написание молекулярной формулы органического вещества по его названию

14. Составление названия предельных углеводородов с разветвлённым строением по номенклатуре IUPAC

15. Составление названия непредельных (ненасыщенных) углеводородов

16. Составление названий органических соединений

17. Составление структурной формулы органического соединения по его названию

18. Вычисление массы определённого количества вещества

19. Определение выхода продукта в реакции в процентах от теоретически возможного

20. Вычисление массовой доли растворённого вещества.

21. Расчет массы продукта реакции по известной массе реагента, содержащего определённую долю примесей

22. Расчет массы продукта реакции по известному выходу продукта реакции

23. Определение массы продукта, если один из реагентов взят в избытке.

24. Расчет массы вещества в растворе по его массовой доле

25. Расчёты по термохимическим  уравнениям реакции

26. Составление термохимического уравнения.

27. Расчет объёмов газов по химическим уравнениям.

28. Вычисление относительной молекулярной массы и массы молекулы в граммах.

29. Определение объёма газообразного продукта по известной массе реагента, содержащего примесей

30. Расчет состава смеси по свойству смеси

31. Расчет состава смеси по химической реакции

32. Определение формулы органического вещества по его молярной массе.

Источник: http://maratakm.narod.ru/index3.files/Page1441.htm

Общая характеристика металлов побочных подгрупп (d -металлов)

Элементы побочных подгрупп

Все элементы побочных подгрупп ПСЭ относятся к электронному семейству d-элементови являются металлами.

Находясь только в больших периодах (IV, V, VI), d-элементы образуют «вставные декады» (по 10 элементов) между s- и р- элементами, поэтому имеют общее название — переходные элементы.

Кроме этих 30 d-элементов, имеющих стабильные изотопы, искусственно синтезированы несколько радиоактивных d- элементов, занимающих свои места внезавершенном VII периоде.

В атомах d-элементов содержится от 1 до 10 электронов на d-подуровне предвнешнего электронного слоя и 2 (или 1 в случае проскока е-) электрона на s-подуровне внешнего электронного слоя. Общая формула электронной конфигурации валентных подуровней в атомах d -элементов.

Сравнение d -металлов с щел. Me и щел.-зем. Me

В каждом большом периоде d-элементы располагаются после двух s-элементов, которые являются щелочным и щелочноземельным металлами:

Щелочные металлы Щелочно-земельные металлы d-металлы
Радиусы атомов уменьшаются
Заряды ядер атомов увеличиваются

Поэтому d-металлы являются менее активными, чем щелочные и щелочноземельные металлы.

Возможные валентности и степени окисления

Вотличие от щелочных и щелочноземельных Me, большинство d-металлов имеют переменную валентность и переменную степень окисления. Это объясняется тем, что валентными в атомах d-элементовявляются не только s-электроны внешнего слоя, но и все или некоторые d -электроны предвнешнего слоя.

Положение в ПСЭ. Электронное строение атомов

Для d-металлов III — VII групп высшая Ви высшая С.О. равны номеру группы, т. е. суммарному числу е- на (n -1)d и ns-подуровнях; например у d -элементов четвертого периода:

№ группы III IV V VI VII
Элемент Sc Ti V Cr Mn
Электронная конфигурация 3d14s2 3d24s2 3d34s2 3d54s2 3d54s2
Высшая валентность III IV V VI VII
Высшая степень окисления +3 +4 +5 +6 +7

Для d-металлов VIII группы высшая В и высшая с о., как правило, меньше суммарного числа е- на (n — 1)d и ns -подуровнях;

например:

№ группы VIII
Элемент Fe Co Ni
Электронная конфигурация 3d64s2 3d74s2 3d84s2
Высшая валентность VI III III
Высшая степень окисления +6 +3 +3

d-Металлы II группы, атомы которых имеют завершенную структуру d-подуровня (n -1)d10, проявляют в своих соединениях постоянную В = II и постоянную с.о. = +2.

Наиболее характерными валентностями и степенями окисления для d-металлов I группы являются: Сu — II и +2; Ag — I и +1; Au — III и +3.

Способность к комплексообразованию

Важной особенностью атомов d-металлов является наличие свободных орбиталей (на (n — 1)d -, ns — образованию и nр-подуровнях), что позволяет им образовывать донорно-акцепторные (координационные) связи с различными донорами неподеленных электронных пар (молекулы NH3, Н2O, ионы ОН-, CN- и др.).

Вследствие этого d-металлы образуют многочисленные и разнообразные комплексные соединения; например:

[Co(NH3)6]CI3, K4[Fe(CN)6],

Na2[Zn(OH)4), [Cr(H2O)6](NО3)3

В свободном состоянии d -металлы (как и вообще все металлы) являются восстановителями.

Восстановительная активность различных d — металлов изменяется в широких пределах: среди них есть металлы средней активности, находящиеся в ряду напряжений до водорода (Fe, Cr , Zn , Mn и др.

); малоактивные металлы (Сu, Нg и др.) и благородные металлы (Au , Pt и др.), располагающиеся в ряду напряжений после водорода.

Окислительно-восстановительные свойства d-металлов и их соединений

Соединения d-элементов могут выполнять как восстановительные, так и окислительные функции. Соединения с невысокими степенями окисления являются восстановителями, а соединения с высокими степенями окисления — окислителями;

например:

MnSO4, FeCl2 , CrCl2 — восстановители

КMnO4, K2FeO4, K2Cr2O7 — сильные окислители

Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов d-металлов

При увеличении степени окисления металла основной характер оксидов и гидроксидов ослабляется, а кислотный характер усиливается:

Me+12O Me+2O Me+32O3 Me+4O2 Me+52O5 Me+6O3 Me+72O7
MeOH Me(OH)2 Me(OH)3H3MeO3(HMeO2) Me(OH)4H4MeO4(H2MeO3) HMeO3или(H3MeO4) H2MeO4или(H2MeO7) HMeO4
основные свойства амфотерные свойства кислотные свойства

Источник: http://examchemistry.com/content/lesson/neorgveshestva/dme.html

ОБщая и неорганическая химИя Свойства элементов побочных подгрупп

Элементы побочных подгрупп

Министерствообразования и науки Российской Федерации

Федеральноегосударственное бюджетное образовательноеучреждение

высшегопрофессионального образования

Национальныйминерально-сырьевой университет «Горный»

Кафедра общей ифизической химии

Методическиеуказания к лабораторным работам

для студентов,обучающихся по направлению подготовкибакалавриата240100

САНКТ-ПЕТЕРБУРГ

2012

УДК 546 (076.5)

ОБЩАЯ ИНЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ. СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП: Методическиеуказания к лабораторным работам /Национальный минерально-сырьевойуниверситет «Горный». Сост.:Д.Э. Чиркст,Т.Е. Литвинова,И.В. Берлинский,Д.С. Луцкий.

Изложены методики проведения опытовпо свойствам элементов периодическойсистемы и обработки результатовэкспериментальных работ. Лабораторныеработы предназначены для студентов,обучающихся по направлению подготовкибакалавриата 2400100 «Химическая технология».

Библиогр.:8

Научный редактор: проф. Чиркст Д.Э.

© Национальный минерально-сырьевой

университет «Горный» , 2012 г.

Свойства элементов побочных подгрупп Общие сведения

Побочные подгруппыпериодической системы включают d-элементыдо актиния включительно, все лантаноидыи первые четыре элемента ряда актиноидов.

У элементов побочныхподгрупп наблюдается ряд характерныхособенностей:

все элементыпобочных подгрупп являются металлами;

многие элементыпобочных подгрупп могут существоватьв разных валентных состояниях (явлениепеременной валентности);

соединениябольшинства элементов побочных подгруппобладают парамагнитными свойствами;

сходство посвойствам с элементами главных подгруппкак правило проявляется у соединенийэлементов с максимальной степеньюокисления;

сходство свойствдостаточно велико для элементов III–VIIгрупп периодическойтаблицы и мало заметно для элементовVIII–IIгрупп;

элементы побочныхподгрупп способны к образованиюокрашенных ионов типа Mez+– это свойство у металлов главныхподгрупп отсутствует;

у элементов побочныхподгрупп наблюдается сходство свойствв рядах по горизонтали, например Fe–Co–Ni,особенно характерное для элементовVIIIгруппы;

в подгруппах сверхувниз наблюдается изменение свойств отболее активного металла к менее активному.

Ввиду того, чтопоявление побочных подгрупп начинаетсяв третьей группе, изучение элементовпобочных подгрупп также логично начинатьс изучения свойств элементов IIIВгруппы.

Лабораторная работа № 7. Свойства элементовVii а группы. Галогены

Цель работы:изучение химических свойств галогенов.

Общие сведения

Входящие в VIIАподгруппу элементы фтор, хлор, бром,иод, астат называются галогены(солеобразующие). Такое название элементыVIIА подгруппы получилиза способность взаимодействовать сметаллами с образованием типичных солейтипаMeГn,где Ме – металл, Г – атом галогена.

Атомы галогеновсодержат семь электронов на внешнемэлектронном уровне, следовательно,легко могут присоединять единственныйэлектрон. Аналогичное строение внешнегоэлектронного слоя обусловливает большоесходство галогенов друг с другом:

  • все галогены – типичные неметаллы;

  • у всех галогенов большое значение электроотрицательности;

  • в бинарных соединениях проявляют валентность, равную 1;

  • в бинарных соединениях с менее электроотрицательными элементами проявляют степень окисления −1;

  • все галогены являются сильными окислителями.

Увеличение радиусаатома сверху вниз по группе приводит ктем же закономерностям, что и у элементовдругих главных подгрупп. С повышениемпорядкового номера элементов в ряду F–At

уменьшаетсяэлектроотрицательность;

ослабеваютнеметаллические свойства;

ослабеваетокислительная способность простыхвеществ: более легкие галогены в видепростых веществ окисляют галогенид-ионыболее тяжелых галогенов;

усиливаетсявосстановительная способностьгалогенид-ионов: более тяжелые галогеныв виде Г−восстанавливают болеелегкие галогены из их кислородныхсоединений;

изменяетсяагрегатное состояние простых веществ:фтор и хлор – газы, бром – тяжелаяжидкость, иод, астат – кристаллическиевещества.

появлениеположительной степени окисления (фторв своих соединениях всегда находитсяв степени окисления −1);

изменение состояниягалогеноводородов: HF–жидкость, водный раствор образует слабуюкислоту; остальные галогеноводороды –газообразные вещества, водные растворыобразуют сильные кислоты;

изменениярастворимости галогенидов: фторидыщелочно-земельных элементов малорастворимы, фторид серебра – растворим;для остальных галогенов – наоборот.

фтор – единственныйиз галогенов, который не образуеткислородных соединений. Остальныегалогены образуют оксиды, носящиекислотный характер и являющиеся сильнымиокислителями, а также кислородныекислоты. Сами кислородные кислотыгалогенов и их соли являются как правилосильными окислителями.

Источник: https://StudFiles.net/preview/2827445/

ovdmitjb

Add comment