ОСНОВНЫЕ СВОЙСТВА d- ЭЛЕМЕНТОВ

Это металлы побочных подгрупп больших периодов; валентные электроны находятся на s – орбиталях внешнего электронного уровня и d – орбиталях предвнешнего уровня. Для этого семейства характерны следующие признаки:

1. Большинство элементов в соединениях проявляют различные степени окисления (исключение - цинк).

2. Многие соединения имеют окраску.

3. Элементы характеризуются высокой комплексообразующей способностью.

4. Если элемент образует соединения, проявляя разные степени окисления, то это часто связано с их различными кислотно-основными свойствами:

а) минимальная с.о. – основные свойства (Cr⁺², Fe⁺², Mn⁺² );

б) промежуточная с.о. – амфотерные свойства (Cr⁺³, Fe⁺³, Mn⁺⁴);

в) максимальная с.о. – кислотные свойства (Cr⁺⁶, Fe⁺⁶, Mn⁺⁷).

5. В зависимости от степени окисления соединения по-разному ведут себя в окислительно-восстановительных реакциях:

а) если у элемента минимальная с.о., то соединения – восстановители;

б) если у элемента промежуточная с.о., то соединения – redox-амфолиты;

в) если у элемента максимальная с.о., то соединения – окислители.

ПОДГРУППА МЕДИ

Физические свойства: все элементы электропороводны, пластичны, находят широкое применение в технике и медицине.

Таблица 6

Свойства элементов подгруппы меди

Химические свойства

Малоактивны, что соответствует их положению в ряду активности металлов: …Н, Cu, Hg, Ag, Au.

1.2Cu + O₂ = 2CuO (или Cu₂O)

Ag + O₂ ¹

Au + O₂ ¹

2. Cu, Ag, Au + H₂ ¹

3. Cu + Cl₂ = CuCl₂

реакции идут медленно

4. Взаимодействие с кислотами:

а) Н₂SO_{4 конц.}: Cu + 2Н₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂^­ + 2H₂O;

2Ag + 2Н₂SO₄ = Ag₂SO₄ + SO₂^­ + 2H₂O;

Au + Н₂SO₄ ¹.

б) НNO_{3 конц}; Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂^­ + 2H₂O;

Ag + 2HNO₃ = AgNO₃ + NO₂^­ + H₂O;

Au + HNO₃ ¹.

в) НNO_{3 разб}; 3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO^­ + 4H₂O;

6Ag + 8HNO₃ = 6AgNO₃ + 2NO^­ + 4H₂O;

Au + HNO₃ ¹.

г) «царская водка» - смесь НNO_{3 конц} и НCl _конц

Au + HNO₃ + 3HCl = AuCl₃ + NO^­ + 2H₂O

или

Au + HNO₃ + 4HCl = H[AuCl₄] + NO^­ + 2H₂O.

Индивидуальные свойства меди

Сu⁺: а) Cu₂О – закись меди, неустойчива; красный порошок

.

б) Соли тоже диспропорционируют:

2CuCl ® CuCl₂ + Cu.

в) Комплексные соединения растворимы лучше средних солей; образуются легко:

CuCl + KCl ® K[CuCl₂]; или K₂[CuCl₃], K₃[CuCl₄];

CuCl + 2NH₃ ® [Cu(NH₃)₂]Cl.

Сu²⁺: а) CuО – окись меди, чёрные кристаллы

;

б) Cu(OH)₂ – голубой осадок; амфотерность практически не проявляется;

в) соли устойчивы, сине-зелёного цвета

CuSO₄ × 5H₂O – медный купорос;

(CuОН)₂СО₃ – малахит.

Хорошо вступают в реакции комплексообразования:

CuSO₄ + 4NH₄OH ® [Cu(NH₃)₄]SO₄ + 4H₂O.

голубой ярко-синий

Индивидуальные свойства серебра

Малоактивно, но на воздухе чернеет, т.к. идёт реакция:

4Ag + 2H₂S + O₂ = 2Ag₂S_¯ + 2H₂O.

Ag⁺: а) Ag₂O – чёрный; ;

б) 2AgNO₃ + 2NaOH = 2NaNO₃ + Ag₂O_¯+ H₂O;

в) Большинство солей нерастворимы в воде, но растворяются, переходя в комплексные соединения

AgCl_¯ + 2NH₄OH ® [Ag(NH₃)₂]Cl + 2H₂O;

AgBr_¯ + Na₂S₂O₃ ® Na[AgS₂O₃] + NaBr;

AgJ_¯ + KJ ® K[AgJ₂].

Ag²⁺: Известны AgO, AgF₂; соединения неустойчивы.

Ag³⁺: Ag₂O₃, K[AgF₄].

Все соединения – окислители и могут восстанавливаться до свободного серебра:

AgF₂ + Zn = Ag + ZnF₂.

Индивидуальные свойства золота

Золото – самое неактивное из металлов подгруппы, его соединения легко восстанавливаются до золота, которое существует в виде коллоида красного или розового цвета (т.н. «кассиев пурпур»).

Au⁺:Au₂O, AuCl.

Au³⁺: а) Au₂O₃, Au(OH)₃ – неустойчивы:

;

б) AuCl₃, AuBr₃ в воде растворимы;

в) соединения чаще встречаются в виде комплексных соединений

Au(OH)₃ + NaOH ® Na[Au(OH)₄];

Au(OH)₃ + 4HNO₃ ® H[Au(NO₃)₄] + 3H₂O;

AuCl₃ + HCl ® Н[AuCl₄];

г) окислительные свойства соединений

2AuCl₃ + 3SnCl₂ = 2Au_¯ + 3SnCl₄.

ПОДГРУППА ЦИНКА

Таблица 7

Свойства элементов подгруппы цинка

Химические свойства

В ряду напряжений их местоположение связано с химической активностью: …Zn…Cd…H, Cu, Hg…

Индивидуальные свойства цинка

1. Цинк – самый активный металл подгруппы

а) Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂^­;

б) 3Zn + 4H₂SO_{4 конц.} = 3ZnSO₄ + S_¯ + 4H₂O;

в) 5Zn + 12HNO_{3 разб.} = 5Zn(NO₃)₂ + N₂ + 6H₂O.

2. В то же время Zn, ZnO, Zn(OH)₂ амфотерны:

Zn + 2KOH + 2H₂O = K₂[Zn(OH)₄] + H₂;

ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂О;

;

Zn(OH)_2¯ + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + 2H₂O;

Zn(OH)_2¯ + 2KOH = K₂[Zn(OH)₄].

3. Соли гидролизуются, например раствор «цинкового купороса»

ZnSO₄ × 7H₂O имеет кислую среду:

2ZnSO₄ + 2H₂O Û (ZnOH)₂SO₄ + H₂SO₄

Zn²⁺ + H₂O Û ZnOH⁺ + H⁺.

Индивидуальные свойства ртути

Из различных соединений ртути наиболее токсичны: ртуть металлическая Hg и соединения ртути (II).

Hg⁺ (существует в виде иона ); соединения малоустойчивы.

а) Hg₂O – закись ртути, чёрная;

б) Hg₂Cl₂ – каломель; Hg₂(NO₃)₂ и др.

для многих соединений характерны реакции диспропорционирования:

.

в) гидроксид неустойчив:

Hg₂(NO₃)₂ + 2КОН = 2КNO₃ + Hg₂O_¯ + Н₂О.

г) соли проявляют окислительно-восстановительную двойственность:

Hg₂Cl₂ + Cl₂ = 2HgCl₂ ( );

в-ль

Hg₂Cl₂ + SnCl₂ = 2Hg + SnCl₄ ( ).

о-ль

Hg²⁺: а) HgO – окись ртути, жёлтая, красная;

б) гидроксид неустойчив:

Hg(NO₃)₂ + 2КОН = 2КNO₃ + HgO_¯ + Н₂О.

в) из солей часто используют: HgCl₂ – сулема; HgS – киноварь.

ХРОМ

₂₄Cr…4s¹3d⁵.

Физические свойства

Один из самых твёрдых металлов; режет стекло. Плотность 7,2 г/см³;

t°_пл. = 1890°С.

Химические свойства

1. При обычной температуре устойчив, при повышенной взаимодействует со многими элементами:

;

2Cr + 3Cl₂ = 2CrCl₃;

2Cr + N₂ = 2CrN.

2. Взаимодействует со сложными веществами

Поверхность металла обычно покрыта оксидной плёнкой, которая его «пассивирует» и поэтому при комнатной температуре хром не взаимодействует с HNO_{3 конц}. и H₂SO_{4 конц.}, но идут реакции

Cr + 2HCl_разб. = CrCl₂ + H₂^­;

Cr + H₂SO_{4 разб.} = CrSO₄ + H₂^­.

Полученные соли неустойчивы и переходят в CrCl₃ и Cr₂(SO₄)₃.

3. В соединениях хром проявляет следующие степени окисления:

Таблица 8

Наиболее важные соединения хрома

+2	+3	+6
CrO основной оксид Cr(OH)2 CrCl2, CrSO4 соединения малоустойчивы	Cr2O3 – амфотерен   Cr(OH)3 (H3CrO3), K3CrO3 ортохромиты CrCl3 (HСrO2), KСrO2 метахромиты	CrO3 – кислотный оксид H2CrO4 – хромовая кислота Me2CrO4 - хроматы H2Cr2O7 - двухромовая Me2Cr2O7 - дихроматы
восстановители	восстановители и окислители	Окислители

Как правило Cr²⁺ ® Cr³⁺; например самопроизвольно при стоянии идет окисление: 4Cr(OH)_2¯ + O₂ + 2H₂O ® 4Cr(OH)_3¯.

Для соединений характерна богатая окраска :

4. Известны перекисные соединения хрома:

CrO₅, H₂CrO₆, соли – синие;

H₃CrO₈, соли – красные.

МАРГАНЕЦ

₂₅Mn…4s²3d⁵

Физические свойства

Тяжёлый, серебристо-белый металл. Плотность 7,44 г/см³; t°_пл. = 1245°С.

Химические свойства

Активен и поэтому покрыт оксидной плёнкой, которая защищает его.

1. Взаимодействует со многими элементами

Mn + O₂ = MnO₂;

Mn + Cl₂ = MnCl₂ (или MnCl₄);

Mn + C = MnC.

2. Реакции со сложными веществами:

;

Mn + 2HCl_. ® MnCl₂ + H₂^­;

Mn + 2H₂SO_{4 конц.} = MnSO₄ + SO₂^­ + 2H₂O;

3Mn + 8HNO_{3 конц.} = 3Mn(NO₃)₂ + 2NO^­ + 4H₂O.

3. В соединениях проявляет степени окисления: +2, +3, +4, +5, +6, +7.

Наиболее часто встречающиеся соединения марганца представлены ниже:

Таблица 9

Наиболее важные соединения марганца

+2, +3	+4	+6, +7
основной характер MnO Mn2O3 Mn(OH)2 - неуст. MnSO4	амфотерны MnO2, MnO(OH)2   Mn(OH)4 K4MnO4 Mn(SO4)2 K2MnO3 манганиты	Кислотный характер H2MnO4 Mn2O7 K2MnO4 HMnO4 манганаты KMnO4 соли-пер- манганаты
соединения Mn2+ - восстановители	Mn4+ – redox-амфотерен	соединения Mn7+ - окислители

При стоянии Mn²⁺ ® Mn⁴⁺ : 2Mn(OH)_2¯ + O₂ + 2H₂O ® 2Mn(OH)_4¯.

4. Перманганат калия KMnO₄ применяется как сильный окислитель в аналитической химии, медицине. В зависимости от среды даёт различные продукты реакции:

ЖЕЛЕЗО

₂₆Fe…4s²3d⁶

Физические свойства

Серебристо-белый металл, пластичный, электропроводный, легко намагничивается. Плотность 7,87 г/см³; t°_пл. = 1539°С.

Химические свойства

1. Вступает в реакции с простыми веществами:

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄ (FeO × Fe₂O₃);

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃;

Fe + S = FeS;

Fe + P = FeP.

2. Взаимодействует со сложными веществами

;

Fe + 2HCl_. = FeCl₂ + H₂^­;

Fe + 2H₂SO_{4 разб.} = FeSO₄ + H₂^­;

Fe + 4HNO_{3 разб.} = Fe(NO₃)₃ + NO^­ + 2H₂O;

Fe + HNO_{3 конц.} ¹ пассивируется;

2Fe + 6H₂SO_{4 конц.} Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂^­ + 6H₂O;

Fe + PbSO₄ = Pb + FeSO₄.

3. В соединениях железо проявляет различные степени окисления:

Таблица 10

Наиболее важные соединения железа

Под действием кислорода воздуха Fe(OH)_2¯ ® Fe(OH)_3¯.

4. Соли Fe²⁺ - жёлто-зелёные;

Соль Мора: (NH₄)₂Fe(SO₄)₂ × 6Н₂ О

Соли Fe³⁺ - жёлто-оранжевые;

железо-аммонийные квасцы: KFe(SO₄)₂ × 12H₂O; устойчивы при хранении.

5. Реакции открытия соединений железа:

а) качественная реакция на ион Fe²⁺ - реакция с «красной кровяной солью» K₃[Fe(CN)₆]

3FeSO₄ + 2K₃[Fe(CN)₆] = Fe₃[Fe(CN)₆]_2¯ + 3K₂SO₄.

тёмно-синий

б) качественные реакции на ион Fe³⁺

FeCl₃ + 3KSCN = Fe(SCN)₃ + 3KCl;

тёмно-красный

4FeCl₃ + 3K₄[Fe(CN)₆] = Fe₄[Fe(CN)₆]_3¯ + 12KCl.

тёмно-синий

КОБАЛЬТ

₂₇Со…4s²3d⁷; по физическим и химическим свойствам похож на железо, но менее активен. В соединениях проявляет степени окисления +2, +3

+2: СоО, Со(ОН)₂; средние соли весьма устойчивы, как правило розового цвета. Под действием сильных окислителей Со²⁺ ® Со³⁺:

2Со(OH)₂ + NaClO + H₂O ® 2Co(OH)₃ + NaCl.

+3: Со(ОН)₃; средние соли малохарактерны, но комплексные соли известны [Co(NH₃)₆]Cl₃; K₃[Co(NO₂)₆].

Реакция открытия:

СоCl₂ + 4NH₄SCN ® (NH₄)₂[Co(SCN)₄] + 2NH₄Cl.

розовый в ацетоне ярко-голубой

НИКЕЛЬ

₂₈Ni… 4s²3d⁸; по физическим и химическим свойствам похож на Fe. В соединениях проявляет степени окисления +2, +3. (Степень окисления +3 для Ni ещё менее характерна, чем для Со).

Известны соединения NiO, , средние соли (зелёного цвета), комплексные соли с к.ч. = 4, 6: K₂[Ni(CN)₄]; [Ni(NH₃)₆]Cl₂.

Реакция открытия:

Вопросы для закрепления материала:

1.В чем можно растворить медную пластинку – а)в НС1? б)в растворе NаОН? в)в концентрированной НNO₃ ?

2.Какого состава хлорид получится при нагревании хрома с хлором – а)CrCI₂? б)CrCI₃? в)CrCI₆?