Металлы побочных подгрупп

Содержание
  1. Общая характеристика металлов побочных подгрупп (d -металлов)
  2. Сравнение d -металлов с щел. Me и щел.-зем. Me
  3. Возможные валентности и степени окисления
  4. Положение в ПСЭ. Электронное строение атомов
  5. Способность к комплексообразованию
  6. Окислительно-восстановительные свойства d-металлов и их соединений
  7. Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов d-металлов
  8. Металлы побочных подгрупп
  9. Оксид железа (II)FeO
  10. Гидроксид железа (II)Fe(OH)2
  11. Качественная реакция наFe2+
  12. Оксид железа (III)Fe2O3
  13. Гидроксид железа (III)Fe(OH)3
  14. Качественные реакции на Fe3+
  15. Page 3
  16. ПОИСК
  17. Конспект урока
  18. Химия органика
  19. Особенности строения электронных оболочек атомов элементов побочных подгрупп
  20. Физические свойства металлов побочных подгрупп
  21. Химические свойства металлов побочных подгрупп
  22. Химические свойства железа и его соединений
  23. Качественные реакции на соединения железа

Общая характеристика металлов побочных подгрупп (d -металлов)

Металлы 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 металлыЩелочно-земельные металлыd-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:

№ группыIIIIVVVIVII
ЭлементScTiVCrMn
Электронная конфигурация3d14s23d24s23d34s23d54s23d54s2
Высшая валентностьIIIIVVVIVII
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:

№ группыVIII
ЭлементFeCoNi
Электронная конфигурация3d64s23d74s23d84s2
Высшая валентностьVIIIIIII
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+12OMe+2OMe+32O3Me+4O2Me+52O5Me+6O3Me+72O7
MeOHMe(OH)2Me(OH)3H3MeO3(HMeO2)Me(OH)4H4MeO4(H2MeO3)HMeO3или(H3MeO4)H2MeO4или(H2MeO7)HMeO4
основные свойстваамфотерные свойствакислотные свойства

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

Металлы побочных подгрупп

Металлы побочных подгрупп

МЕТАЛЛЫ ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП

Характеристика переходных элементов – меди, хрома, железа по их положению в периодической системе химических элементов и особенностям строения их атомов.

Понятие переходный элемент обычно используется для обозначения любого из d – или f-элементов. Эти элементы занимают переходное положение между электроположительными s-элементами и электроотрицательными p-элементами. d-Элементы образуют три переходных ряда — в 4-м, 5-м и 6-м периодах соответственно.

Первый переходный ряд включает 10 элементов, от скандия до цинка. Он характеризуется внутренней застройкой 3d-орбиталей. Хром и медь имеют на 4s-орбиталях всего по одному электрону.

Дело в том, что полузаполненные или заполненные d-подоболочки обладают большей устойчивостью, чем частично заполненные. В атоме хрома на каждой из пяти 3d-орбиталей, образующих 3d-подоболочку, имеется по одному электрону. Такая подоболочка является полузаполненной.

В атоме меди на каждой из пяти 3d-орбиталей находится по паре электронов (аналогичным образом объясняется аномалия серебра).

Все d-элементы являются металлами. Большинство из них имеет характерный металлический блеск. По сравнению с s-металлами их прочность в целом значительно выше. В частности, для них характерны свойства: высокий предел прочности на разрыв; тягучесть; ковкость (их можно расплющить ударами в листы).

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 плотностью 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 металлов первого переходного ряда возрастают в направлении от хрома к цинку. Это означает, что металлические свойства элементов первого переходного ряда постепенно ослабевают в указанном направлении. Такое изменение их свойств проявляется и в последовательном возрастании окислительно-восстановительных потенциалов с переходом от отрицательных к положительным значениям.

Характеристика хрома и его соединений

Хром — твердый, голубовато-белый металл. ρ = 7,2г/см3, tплавл= 18570С

СО: +1,+2,+3,+4,+5,+6

Химические свойства.

I.  Взаимодействие с простыми веществами.

1.  При обычных условиях хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 6000C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором.

4Cr + 3O2  2Cr2O3

2Cr + 3Cl2  2CrCl3

2Cr + N2  2CrN

2Cr + 3S  Cr2S3

II.  Взаимодействие со сложными веществами.

1.  В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:

2Cr + 3H2O Cr2O3 + 3H2

2.  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

3.  Наличие защитной окисной плёнки на поверхности металла объясняет его пассивность по отношению к холодным концентрированным кислотам – окислителям. Однако при сильном нагревании эти кислоты 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

Получение.

1.  Алюминотермия: Cr2O3 + 2Al Al2O3 + 2Cr

2.  Восстановлением оксидов хрома оксидом углерода (II), водородом: CrO + Н2 Cr + H2O

Соединения хрома

Соединения двухвалентного хрома

Оксид хрома (II) CrO

Физические свойства: твердое нерастворимое в воде вещество ярко-красного или коричнево –

красного цвета.

Химические свойства. CrO – основной оксид.

1.  Взаимодействует с кислотами: CrO + 2HCl → CrCl2 + 2H2O

2.  Легко окисляется на воздухе при нагревании до оксида хрома (III): 4CrO + O2 2 Cr2O3

3.  Восстанавливается водородом до хрома: CrO + Н2 Cr + H2O

Получение.

1.  При окислении амальгамы хрома на воздухе: 2Cr + O2 2 CrO

2.  При прокаливании Сr(ОН)2 в отсутствие кислорода: Сr(ОН)2 CrO + H2O

Cr2O3 + 3Н2 2Cr + 3H2O

Гидроксид хрома (II) Сr(ОН)2

Физические свойства: твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета.

Химические свойства. Сr(ОН)2 – слабое основание.

1.  Взаимодействует с кислотами: Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2H2O

2.  Легко окисляется в присутствии влаги кислородом воздуха в Сr(ОН)3:

4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Cr(OH)3

3.  При прокаливании разлагается:

а) без доступа воздуха: Сr(ОН)2 CrO + H2O

б) в присутствии кислорода: 4Сr(ОН)2 2 Cr2O3 + 4H2O

Получение.

1.  Действием щелочи на растворы солей Cr(II): СrСl2 + 2 NaОН = Сr(ОН)2↓ + 2 NaСl.

Соединения трёхвалентного хрома

Оксид хрома (III)Cr2O3

Физические свойства: темно-зеленое тугоплавкое вещество, нерастворимое в воде.

Химические свойства. Cr2O3 – амфотерный оксид.

1.  Взаимодействует с кислотами, как основной оксид: Cr2O3 + 6HCl 2 CrCl3 + 3H2O

2.  Взаимодействует со щелочами, как кислотный оксид: Cr2O3 + 2NaOH 2NaCrO2 + H2O

Хромит натрия

3.  При высокой температуре восстанавливается водородом, кальцием, углеродом до хрома:

Cr2O3 + 3Н2 2Cr + 3H2O

Получение.

1.  При окислении хрома: 4Cr + 3O2  2Cr2O3

2.  При разложении гидроксида хрома (III): 2Сr(ОН)3 Cr2O3 + 3H2O

Гидроксид хрома (III)Cr(OH)3

Физические свойства: нерастворимое в воде вещество зелёного цвета.

Химические свойства. Сr(ОН)3 – амфотерный гидроксид

1.  Взаимодействует с кислотами, как нерастворимое основание:

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 →Cr2(SO4)3 + 6H2O

2.  Взаимодействует со щелочами, как нерастворимая кислота:

Cr(OH)3 + KOH → KCrO2+ 2H2O

(хромит калия)

3.  При нагревании легко разлагается: 2Сr(ОН)3 Cr2O3 + 3H2O

Получение.

1.  При действии щелочей на соли Сr3+ выпадает студнеобразный осадок гидроксида хрома (III) зеленого цвета:

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

Соединения шестивалентного хрома

Оксид хрома (VI)CrO3

Физические свойства: твердое вещество темно-красного цвета, хорошо растворимое в воде. Ядовит!

Химические свойства. CrO3 – кислотный оксид.

1.  Взаимодействует со щелочами, образуя соли желтого цвета-хроматы:

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O

2.  Взаимодействует с водой, образуя кислоты: CrO3 + H2O → H2CrO4 хромовая кислота

2 CrO3 + H2O → H2Cr2O7 дихромовая кислота

3.  Термически неустойчив: 4 CrO3 → 2Cr2O3 + 3O2 ↑

Получение.

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

K2CrO4 + H2SO4 → CrO3 + K2SO4 + H2O

K2Cr2O7 + H2SO4 → 2CrO3 + K2SO4 + H2O

Гидроксиды хрома (VI) H2CrO4 – хромовая кислота, H2Cr2O7 – дихромовая кислота

Обе кислоты неустойчивы, при попытке их выделения в чистом виде распадаются на воду и оксид хрома (VI). Однако соли их вполне устойчивы. Соли хромовой кислоты называют хроматами, они окрашены в желтый цвет, а соли дихромовой кислоты – дихроматами, они окрашены в оранжевый цвет.

Железо и его соединения

Железо – сравнительно мягкий ковкий металл серебристого цвета, пластичный, намагничивается. Tплавл=15390С. ρ = 7,87г/см3.

СО: +2 – со слабыми окислителями – растворы кислот, солей, неметаллы, кроме кислорода и галогенов

+3 – с сильными окислителями – концентрированные кислоты, кислород, галогены.

Химические свойства.

I.  Взаимодействие с простыми веществами.

1.  Горит в кислороде, образуя окалину – оксид железа (II, III): 3Fe + 2O2 → Fe3O4

2.  Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe + 3Br2  2FeBr3

Fe + S  FeS

II.  Взаимодействие со сложными веществами.

1.  При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2­ ↑

2.  На воздухе в присутствии влаги ржавеет: 4Fе + 3O2 + 6Н2О → 4Fе(ОН)3.

3.  Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах, проявляя СО +2:

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2­↑

Fe + H2SO4(разб.) → FeSO4 + H2­↑

4.  В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании, проявляя СО +3:

2Fe + 6H2SO4(конц.)  Fe2(SO4)3 + 3SO2­ + 6H2O

Fe + 6HNO3(конц.)  Fe(NO3)3 + 3NO2­ + 3H2O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).

5.  Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓

Получение.

1.  Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II)

FeO + C Fe + CO

Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2

Оксид железа (II) FeO

Физические свойства: твердое вещество черного цвета, нерастворимое в воде.

Химические свойства: FeО – основной оксид

1.  Взаимодействует с кислотами: FeО + Н2SO4 →

2.  При сильном нагревании окисляется водой: 3FeО + H2O Fe3О4 + H2­↑

3.  Окисляется кислородом до оксидов с более высокой СО: 4FeО + O2 Fe2О3

6 FeО + O2 2Fe3О4

4.  Восстанавливается водородом, углеродом, оксидом углерода(II) до железа:

FeO + C Fe + CO

Получение.

1.  При разложении гидроксида железа(II): Fe(ОН)2 FeО + H2O

2.  При частичном восстановлении оксидов Fe3О4 и Fe2О3: Fe2О3 + H2­ 2 FeО + H2O

Fe3О4 + H2­ 3 FeО + H2O

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2

Физические свойства: порошок белого цвета, нерастворимый в воде.

Химические свойства: Fe(OH)2 – слабое основание.

1.  Взаимодействует с сильными кислотами: Fe(OH)2 + H2SO4→FeSO4 + 2H2O

2.  При нагревании разлагается: Fe(OH)2  FeO + H2O

3.  На воздухе окисляется до Fe(OH)3: 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3

Получение.

1.  Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeCl2 + 2KOH → 2KCl + Fе(OH)2↓

Качественная реакция на Fe2+

При действии гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6] (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):

3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] ® Fe3[Fe(CN)6]2¯ + 3K2SO4

Оксид железа (III)Fe2O3

Физические свойства: твердое вещество красно-коричневого цвета.

Химические свойства: Fe2O3 – амфотерный оксид.

1.  Взаимодействует с кислотами, как основной оксид: Fe2O3 + 6HCl → 2 FeCl3 + 3H2O

2.  Взаимодействует со щелочами, как кислотный оксид: Fe2O3 + 2NaOH 2NaFeO2 + H2O

феррит натрия

3.  Восстанавливается водородом, углеродом, оксидом углерода(II): Fe2О3 + H2­ 2 FeО + H2O

Fe2О3 + 3H2­ 2 Fe + 3H2O

Получение.

1.  При разложении гидроксида железа(III): 2 Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O

2.  При обжиге пирита: 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2­

Гидроксид железа (III)Fe(OH)3

Физические свойства: твердое вещество красно-бурого цвета.

Химические свойства: Fe(OH)3 – амфотерный гидроксид.

1.  Взаимодействует с кислотами, как нерастворимое основание:

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 →Fe2(SO4)3 + 6H2O

2.  Взаимодействует со щелочами, как нерастворимая кислота:

Fe(OH)3 + KOH(тв) → KFeO2+ 2H2O

Fе(ОН)3 + 3КОН(конц) → К3[Fе(ОН)6]

3.  При нагревании легко разлагается: 2Fe(ОН)3 Fe2O3 + 3H2O

Получение.

1.  Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка:

Fe(NO3)3 + 3KOH ® Fe(OH)3¯ + 3KNO3

Качественные реакции на Fe3+

1.  При действии гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6] (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):

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

2.  При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III):

FeCl3 + 3KCNS « 3КCl + Fe(CNS)3

Медь и её соединения

Медь — довольно мягкий металл красно-желтого цвета, ковкий, пластичный, обладает высокой тепло – и электропроводностью. Tплавл= 10830С. ρ = 8,96г/см3. СО: 0,+1,+2

Химические свойства.

I.  Взаимодействие с простыми веществами.

1.  При высокой температуре взаимодействует с кислородом: 2Cu + O2  2CuO

2.  Взаимодействует с неметаллами при высоких температурах: Cu + Cl2  CuCl2

II.  Взаимодействие со сложными веществами.

Медь стоит в ряду напряжений правее водорода, поэтому не реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами, но растворяется в кислотах – окислителях:

3Cu + 8HNO3(разб.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑­ + 2H2O

Cu + 4HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2­↑+ 2H2O

Cu + 2H2SO4(конц.) →  CuSO4 + SO2­↑+2H2O

Получение.

1.  Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II): CuO + C Cu + CO

CuO + CO Cu + CO2

2.  При электролизе солей меди: 2CuSO4 + 2H2O → 2Cu + O2­ + 2H2SO4

Соединения одновалентной меди

Оксид меди(I) Сu2O

Физические свойства: твердое вещество красного цвета, нерастворимое в воде.

Химические свойства: Сu2O – основной оксид.

1.  Взаимодействует с кислотами: Сu2O + H2SO4 → CuSO4 + H2O + Cu↓

2.  При нагревании с восстановителями восстанавливается до металла: Сu2O + Н2 2Сu + H2O

3.  При сильном нагревании на воздухе превращается в СuO: Сu2O + О2 2СuO

4.  При более сильном нагревании разлагается на простые вещества: Сu2O 2Cu + O2↑

Получение.

1.  Получают восстановлением соединений меди (II), например, глюкозой в щелочной среде:

2CuSO4 + C6H12O6 + 5NaOH → Cu2O↓ + 2Na2SO4 + C6H11O7Na + 3H2O

Гидроксид меди(I) CuOH

Физические свойства: неустойчивое, плохо растворимое в воде вещество желтого цвета, в свободном состоянии не выделен.

Химические свойства: CuOH – слабое основание.

1.  Взаимодействует с кислотами: CuOH + HCl → CuCl + H2O

2.  На воздухе легко окисляется до Cu(OH)2 : 4CuOH + О2 + 2H2O → 4 Cu(OH)2

Получение.

1.  При разложении гидроксида меди(I): 2CuOHСu2O + H2O

2.  Действием щелочи на соли меди(I): CuCl + NaOH → CuOH↓ + NaCl

Соединения двухвалентной меди

Оксид меди (II) СuO

Физические свойства: твердое вещество черного цвета, нерастворимое в воде.

Химические свойства: СuO – основной оксид.

1.  Взаимодействует с кислотами при нагревании: CuO + H2SO4  CuSO4 + H2O

2.  Легко восстанавливается водородом и другими восстановителями до меди:

СuO + Н2 Сu + H2O

3.  При нагревании разлагается с образованием оксида меди(I): 4СuO 2Сu2O + О2↑

4.  Окислитель. Окисляет спирты до альдегидов: С2Н5ОН + СuO СН3СОН + Сu↓ + H2O

Получение.

1.  При окислении меди: 2Cu + O2  2CuO

2.  При разложении гидроксида меди(II): Cu(OH)2  CuO + H2O

3.  При разложении некоторых солей: Cu2(OH)2CO3  2CuO + CO2­ + H2O

Малахит

Гидроксид меди (II) Cu(OH)2

Физические свойства: твердое вещество синего цвета, нерастворимое в воде.

Химические свойства: Cu(OH)2 – слабое основание.

1.  Взаимодействует с кислотами: Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2O

2.  При нагревании разлагается: Cu(OH)2  CuO + H2O

3.  Растворяется в растворе аммиака с образованием комплексного соединения:

Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(HN3)4](OH)2

4.  Слабый окислитель. Окисляет альдегиды до карбоновых кислот:

СН3СОН + 2Cu(OH)2 СН3СООН + Сu2O↓ + 2H2O

Получение.

1.  Образуется при действии щелочей на соли меди (II): CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4

Источник: https://pandia.ru/text/78/210/15986.php

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

ПОИСК

Металлы побочных подгрупп
    К металлам побочной подгруппы VII группы относятся марганец (Мп), технеций (Тс) и рений (Ке). Электронное строение их атомов характеризуется наличием двух 5-электронов и пяти с1-электронов, в связи с чем максимальная степень окисления атомов может достигать 4-7  [c.

211]

Таблица 19. Свойства металлов побочной подгруппы IV группы

    Подгруппу хрома образуют металлы побочной подгруппы шестой группы — хром, молибден и вольфрам. [c.654]

    МЕТАЛЛЫ побочной ПОДГРУППЫ I ГРУППЫ [c.

159]

    У металлов побочной подгруппы II группы наблюдается склонность к образованию комплексных соединений. Соли цинка, кадмия и ртути заметно гидролизованы в растворах. Сродство к кислороду у цинка, кадмия и ртути больше, чем у металлов побочной подгруппы I группы. [c.205]

    Элементы, проявляющие в своих соединениях только одну степень окисленности, имеют простые окислительно-восстановительные характеристики и занимают в ряду стандартных потенциалов мало мест.

К их числу относятся в основном металлы главных подгрупп I—III групп периодической системы.

Много же мест в ряду ф° занимают те элементы, которые образуют соединения различных степеней окисленности — неметаллы и многие металлы побочных подгрупп периодической системы. [c.287]

    Применение в энергетике. Бор (изотоп 5°В) интенсивно поглощает медленные нейтроны, поэтому используется для изготовления регулирующих стержней атомных реакторов и защитных устройств от нейтронного облучения.

Кристаллический бор обладает полупроводниковыми свойствами и используется в полупроводниковой технике (его проводимость при нагревании до 600 С возрастает в 10 раз). Исключительной химической стойкостью, твердостью, жаростойкостью обладают многие соединения бора с металлами побочных подгрупп.

Алюминий и его сплавы применяют в энергетике в качестве конструкционного и электротехнического материала. Галлий применяют в полупроводниковой технике, так как его соединения с мышьяком, сурьмой, висмутом, а также аналогичные соединения индия обладают полупроводниковыми свойствами.

Галлий используют при изготовлении высокотемпературных термометров с кварцевыми капиллярами (измерение температуры до 1500° С). Галлий может быть использован как хороший теплоноситель в системах охлаждения ядерных реакторов, лазерных устройств. Индий обладает повышенной отражательной способностью и используется для изготовления рефлекторов и прожекторов.

Способность таллия при температуре ниже 73 К становиться сверхпроводником делает его перспективным материалом в энергетике. Представляют практический интерес многие соединения этих металлов и соединения бора, например нитрид бора ВЫ—боразон, отличающийся исключительной твердостью и химической инертностью. [c.230]

    Селен 8е и теллур Те в свободном виде в природе встречаются крайне редко. Обычно они находятся совместно с металлами побочной подгруппы I группы периодической таблицы Д. И. М е н д е-л е е в а, а так ке со свинцом и ртутью. [c.118]

    Все металлы побочной подгруппы III группы трехвалентны и проявляют преимущественно металлический характер. Их соли, например галогениды, ведут себя как соли типичных металлов, а оксиды довольно энергично соединяются с водой.

Гидроксиды в воде расторимы слабо, но проявляют свойства сильных оснований, причем основность растет от скандия к лантану, что отличает эти металлы от металлов главной подгруппы III группы, проявляющих амфотерность.

Исключение составляет скандий, гидроксид которого способен к диссоциации и по кислотному типу. [c.206]

    Почему многие физические величины (температуры плавления и кипения, твердость, плотность и др.) наиболее велики у металлов побочных подгрупп V и VI групп периодической системы  [c.148]

    Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений можно предсказать, пользуясь периодической системой элементов Д, И. Менделеева.

Типичными восстановителями (донорами электронов) являются а) простые вещества, атомы которых обладают наименьшей электроотрицательностью (элементы главных подгрупп I и II групп, а также металлы побочных подгрупп), причем чем меньше потенциал ионизации металла /, тем более сильным восстановителем он является. Среди этих веществ водород и кокс чаще других металлов используют А1, 2п, Ре, 5п  [c.81]

    Металлическими считают гидриды d-, 4/-, 5/-элементов. Большинство из них — хрупкие кристаллические вещества серого или серо-черного цвета.

Они образуются при непосредственном соединении металлов с водородом (металлы побочных подгрупп VI, VH, VHl групп, адсорбируют водород, не образуя химических соединений).

Металлические гидриды при нагревании легко разлагаются на металл [c.238]

    Прочность комплексных ионов возрастает с увеличением степени окисления металла. Прочность комплексных ионов, образованных металлами побочных подгрупп, выше, чем у металлов главных подгрупп. [c.251]

    У элементов главной подгруппы П группы проявляется уже заметная склонность к комплексообразованию (значительная у Ве и Mg). И в данном случае металлы побочной подгруппы -той же группы в указанном отношении значительно более активны (в особенности Н ). [c.229]

    Особенности строения атомов металлов побочных подгрупп 108—115 [c.189]

    Прочность комплексных ионов возрастает с увеличением степени окисления металла. Прочность комплексных ионов, образованных металлами побочных подгрупп, выще прочности ионов, образованных металлами главных подгрупп. Как правило, константа нестойкости уменьшается с увеличением силы лиганда. [c.295]

    Металлы побочной подгруппы I группы [c.202]

    Металлы побочной подгруппы II группы [c.205]

Таблица 18. Свойства металлов побочной подгруппы 111 группы

    Металлы побочной подгруппы VII группы [c.211]

    Металлы побочной подгруппы IV группы [c.209]

    К металлам побочных подгрупп периодической системы Д. И. Менделеева относятся все -элементы. Таких подгрупп 10 скандия, титана, ванадия, хрома, марганца, железа, кобальта, никеля, меди и цинка. Здесь рассматриваются общие характеристики подгруппы хрома и семейства железа. [c.253]

    Металлы побочной подгруппы V группы [c.209]

    Из металлов побочных подгрупп наибольшее практическое значение имеют медь Си, цинк Zn, титан Ti, хром Сг и железо Fe. Их свойства и применение рассмотрим отдельно. [c.105]

    Большинство металлов побочных подгрупп IV—VIII груии периодической системы образуют карбиды, связь в которых близка к металлической (см.

190), вследствие чего эти карбиды в некоторых отношениях сходны с металлами, например, обладают значительной электропроводностью. Они характеризуются такнсе высокой твердостью и тугоплавкостью карби,а.

ы этой грусшы применяются в ряде отраслей промышленности. [c.437]

    Заметим, что 6-й и 7-й потенциалы ионизации этих элементов очень велики например, у хрома они равны соответственно 96 и 167,7 эВ. Это делает совершенно невозможным существование ионов с зарядом 6-Ь, хотя степень окисления 4-6 у хрома вполне устойчива и легко достигается.

Способность переходить в состояние иона 34- у хрома выражена наиболее резко. Нормальный электрохимический потенциал хрома —0,74В, молибдена — 0,2В, а у вольфрама он положителен (4-0,11). Металлы побочной подгруппы VI группы склонны к образованию разнообразных комплексных соединений. [c.

211]

    ГЛАВА 7. МЕТАЛЛЫ ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП [c.192]

    МЕТАЛЛЫ ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП Железо [c.142]

    ГЛАВА 14. МЕТАЛЛЫ ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП 14.1. Общая характеристика подгруппы хрома [c.253]

    МЕТАЛЛЫ ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП [c.135]

    Можно ввести представление о различной степени однотипности в зависимости от степени подобия этих элементов. Так, карбонаты кальция, стронция и бария более однотипны между собой, а карбонаты магния и, в особенности, бериллия сильнее отличаются от них.

Еще менее однотипны с ними карбонаты металлов побочной подгруппы — цинка, кадмия и ртути, а тем более других элементов в двухвалентном состоянии (карбонаты марганца, железа, кобальта, никеля).

Впрочем, в некоторых частных случаях (по-видимому, при близких ионных радиусах) наблюдается достаточно хорошая однотипность по некоторым свойствам, например между Мд28104 и Ре25104. [c.91]

    В силу этих причин положительная валентность металлов главных пбдгрупп, как правило, равна номеру группы, а металлы побочных подгрупп периодической системы обычно обладают переменной положительной валентностью, причем высшее ее значение совпадает с номером группы. Отрицательная валентность для металлов вообще не характерна. [c.111]

    Комплексные соединения обычно записывают в форме, отражающей их координационное строение и характерные особенности [Со(Н20)б]С1з [ u(NHз)4]S04 НН4С1 КЬ Ре (СО) 5 Kз[Fe( N)6] Na4 [ХеОб]. Из приведенных формул видно, что одни из атомов или ионов занимает центральное положение.

Такой ион или атом называется комплексообразователем (Со , Си +, I”, Ре , Ре +, Хе+ ). Чаще всего комплексообразователями являются положительно заряженные ионы металлов и, прежде всего, металлов побочных подгрупп ( – и /-элементов), значительно реже — нейтральные атомы металлов (Ре, N1 и др.

) и отрицательно заряженные атомы неметаллов (Ы” , О , I”, и др.). [c.212]

    Таким образом, из 107 элементов 55 являются металлами. Из числа металлов в учебнике более подробно рассматр 1ва отся металлы главных подгрупп— Ыа, К, Сл, А1, 5п металлы побочных подгрупп — V, Сг, Мп, Ре. Даются также общие характеристик подг [c.150]

Источник: https://www.chem21.info/info/1174775/

Конспект урока

Металлы побочных подгрупп

Дата ______ Урок № 36/37 Класс 11

Учитель: Веремьева Р.И.

Предмет химия

Тема: «Металлы побочных подгрупп»

Цель: Повторить и обобщить знания о металлах на примере металлов представителей побочных подгрупп (меди, железа, хрома); углубить знания об их свойствах и применении.

Задачи:

Образовательная: Изучить строение, свойства и применение металлов побочных подгрупп

Развивающие: 1. Создать условия для развития логического мышления через сравнение и установление взаимосвязи строения и свойств веществ с учетом зоны ближайшего развития 2. Формирование умений переносить полученные знания в новую ситуацию

Воспитательные: 1. Формирование научного мировоззрения через познаваемость химических явлений 2. Формирование умений осуществлять самоконтроль хода и результатов своего труда 3. Развитие коммуникативности личности

Планируемые результаты:

Знать строение атома, физические и химические свойства, получение и применение металлов побочных подгрупп.

Уметь составлять электронные формулы атомов металлов побочных подгрупп на примере меди, железа, хрома; записывать уравнения реакций, характеризующих химические свойства, способы получения.

Тип урока: изучение нового материала

Оборудование: компьютер, мультимедийный проектор, карточки с тестами, коллекция «Металлы», периодическая система химических элементов.

Ход урока

I.Организационный момент.

II.Актуализация опорных знаний

Устный опрос по пройденному материалу:

Прежде, чем мы приступим к изучению нового материала вспомним материал прошлого занятия. Постарайтесь ответить на вопросы.

– В какой части Периодической системы в основном расположены металлы?

Ответ: в левой нижней части таблицы

– Что общего в физических свойствах всех металлов?

Ответ: высокая электрическая проводимость, теплопроводность, ковкость, пластичность

– По каким характерным физическим свойствам металлы в значительной степени отличаются друг от друга?

Ответ: по плотности, твердости, температуре плавления

– Назовите самый легкий и самый тяжелый металл

Ответ: самый легкий литий, тяжелый осмий

– У какого из металлов самая низкая и самая высокая температура плавления?

Ответ: ртуть –38,9 ; вольфрам 3390

– Какие металлы мы изучали на последнем занятии?

Ответ: металлы главных подгрупп

– Назовите несколько металлов главных подгрупп

Ответ: литий, натрий, калий, магний, кальций и др.

– Назовите общее химическое свойство металлов главных подгрупп

Ответ: это их способность легко отдавать валентные электроны вследствие гораздо большего атомного радиуса по сравнению с неметаллическими элементами, поэтому являются восстановителями

III.Самоопределение к деятельности

– На сегодняшнем занятии мы познакомимся с еще одной группой металлов, среди которых наибольшее практическое значение имеют: медь, цинк, титан и железо

– Возникает вопрос, почему эти металлы изучаются отдельно?

Чтобы ответить на этот вопрос – выясните в чем отличие в расположении этих элементов в таблице Менделеева от ранее изученных металлов?

Ответ: эти металлы находятся в побочных подгруппах

– После этого обсуждения, ваших ответов на вопросы постарайтесь сформулировать тему сегодняшнего занятия

Ответ: «Металлы побочных подгрупп»

– Какие цели вы ставите перед собой на уроке?

Ответ: узнать, изучить строение, свойства и применение металлов побочных подгрупп

– Давайте вместе обсудим план работы на сегодняшнем занятии. Предложите свои пункты плана по которому можно будет достичь вашей цели на уроке.

Ответ: предлагают изучить строение, физические, химические свойства и т.д

План урока

1) Исторические данные

2) Строение атома

3) Физические свойства

4) Химические свойства

5) Получение

6) Применение

В течении урока, вам необходимо будет сделать краткий конспект – записать необходимые данные, которые вы узнаете на занятии.

– Ответьте на вопрос: «Для чего, где вам пригодятся знания полученные на сегодняшнем уроке?»

IV. Изучение нового материала

а) Исторические данные (первые сведения и т.п.) – сообщения учащихся

б) Строение атома

– Электронное строение атомов меди, железа, хрома

Эти элементы занимают переходное положение между электроположительными s-элементами и электроотрицательными p-элементами. d-Элементы образуют три переходных ряда — в 4-м, 5-м и 6-м периодах соответственно.

Хром и медь имеют на 4s-орбиталях всего по одному электрону. Дело в том, что полузаполненные или заполненные d-подоболочки обладают большей устойчивостью, чем частично заполненные.

В атоме хрома на каждой из пяти 3d-орбиталей, образующих 3d-подоболочку, имеется по одному электрону. Такая подоболочка является полузаполненной.

В атоме меди на каждой из пяти 3d-орбиталей находится по паре электронов (аналогичным образом объясняется аномалия серебра).

в) Физические свойства меди, железа, хрома

Все d-элементы являются металлами. Большинство из них имеет характерный металлический блеск. По сравнению с s-металлами их прочность в целом значительно выше. В частности, для них характерны свойства: высокий предел прочности на разрыв; тягучесть; ковкость (их можно расплющить ударами в листы).

d-Элементы характеризуются также более высокой плотностью 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.

Медь — довольно мягкий металл красно-желтого цвета, ковкий, пластичный, обладает высокой тепло – и электропроводностью. Tплавл= 10830С. ρ = 8,96г/см3. СО: 0,+1,+2

Железо – сравнительно мягкий ковкий металл серебристого цвета, пластичный, намагничивается. Tплавл=15390С. ρ = 7,87г/см3.

СО: +2 – со слабыми окислителями – растворы кислот, солей, неметаллы, кроме кислорода и галогенов

+3 – с сильными окислителями – концентрированные кислоты, кислород, галогены.

Хром — твердый, голубовато-белый металл. ρ = 7,2г/см3, tплавл= 18570С

СО: +1,+2,+3,+4,+5,+6

г) Химические свойства меди, железа, хрома

Химические свойства меди

I.  Взаимодействие с простыми веществами.

1.  При высокой температуре взаимодействует с кислородом: 2Cu + O2  2CuO

2.  Взаимодействует с неметаллами при высоких температурах: Cu + Cl2  CuCl2

II.  Взаимодействие со сложными веществами.

Медь стоит в ряду напряжений правее водорода, поэтому не реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами, но растворяется в кислотах – окислителях:

3Cu + 8HNO3(разб.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 2H2O

Cu + 4HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O

Cu + 2H2SO4(конц.) →  CuSO4 + SO2↑+2H2O

Химические свойства железа

I.  Взаимодействие с простыми веществами.

1.  Горит в кислороде, образуя окалину – оксид железа (II, III): 3Fe + 2O2 → Fe3O4

2.  Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe + 3Br2  2FeBr3

Fe + S  FeS

II.  Взаимодействие со сложными веществами.

1.  При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2 ↑

2.  На воздухе в присутствии влаги ржавеет: 4Fе + 3O2 + 6Н2О → 4Fе(ОН)3.

3.  Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах, проявляя СО +2:

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑

Fe + H2SO4(разб.) → FeSO4 + H2↑

4.  В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании, проявляя СО +3:

2Fe + 6H2SO4(конц.)  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Fe + 6HNO3(конц.)  Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).

5.  Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓

Химические свойства хрома

I.  Взаимодействие с простыми веществами.

1.  При обычных условиях хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 6000C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором.

4Cr + 3O2  2Cr2O3

2Cr + 3Cl2   2CrCl3

2Cr + N2  2CrN

2Cr + 3S  Cr2S3

II.  Взаимодействие со сложными веществами.

1.  В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:

2Cr + 3H2O  Cr2O3 + 3H2

2.  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

3.  Наличие защитной окисной плёнки на поверхности металла объясняет его пассивность по отношению к холодным концентрированным кислотам – окислителям. Однако при сильном нагревании эти кислоты 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

д) Получение

Получение меди

1.  Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II): CuO + C  Cu + CO

CuO + CO  Cu + CO2

2.  При электролизе солей меди: 2CuSO4 + 2H2O → 2Cu + O2 + 2H2SO4

Получение железа

1.  Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II)

FeO + C  Fe + CO

Fe2O3 + 3CO  2Fe + 3CO2

Получение хрома

1.  Алюминотермия: Cr2O3 + 2Al  Al2O3 + 2Cr

2.  Восстановлением оксидов хрома оксидом углерода (II), водородом:

CrO + Н2  Cr + H2O

е) Применение меди, железа, хрома

V.Закрепление

– Напишите электронное строение атома меди

– Допишите уравнения реакций:

а) Fe + O2 б) Cr + H2SO4 в) Cu + Cl2

Тест по теме урока

1) Электронная формула 1s 2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2 принадлежит:

а) Zn б) Ti в) Cu г) Fe

2) Определите металл по следующим данным: светло-розовый цвет, тягучий, вязкий, легко прокатывается. Температура плавления 1083С. По проводимости электрического тока уступает лишь серебру.

а) Zn б) Ti в) Cu г) Fe

3) Степень окисления железа в формуле Fe2O3:

а) –2 б) + 4 в) + 2 г) + 3

4) Металлические свойства в ряду Ti Cr Fe:

а) уменьшаются б) увеличиваются в) не изменяются г) изменяются периодически

x y

5) В схеме превращений Cr → CrCl3 → Cr(OH)3

веществами x и y могут быть соответственно

а) Cl2 , H2O б) Cl2 , NaOH в) NaCl , KOH г) HCl , KOH

VI .Итог урока.

VII.Рефлексия.

Допишите предложения:

Какая цель была на уроке _________________

Достиг ли ты поставленной цели ____________

Что тебе помогло достичь цели? _______________

Я узнал на уроке _____________

Я не согласен _____________

На уроке столкнулся со следующими трудностями ___________

Поставьте себе оценку за урок _______

VIII. Домашнее задание: изучить § 28

Выполните одно из трех заданий по своим возможностям

«3» – Допишите уравнения: а) Fe+ Cl2 б) Ti(IV) + O2 в) Zn + HNO3

«4» – Напишите уравнения реакций по схеме: Zn ZnO ZnSO4 Zn(NO3)2

«5» – Напишите уравнения реакций по схеме, заменив «X» и «Y» соответствующей формулой: Fe(III) «X» «Y» Fe2O3

Источник: https://infourok.ru/konspekt-uroka-metalli-pobochnih-podgrupp-3525750.html

Химия органика

Металлы побочных подгрупп

Цель занятия. На этом занятии вы узнаете, что такое металлы побочных подгрупп, почему они относятся к d-элементам, а также о большом разнообразии физических и химических свойств простых и сложных веществ, ими образуемых, кроме того, вы познакомитесь ближе с химией железа и его соединений.

Все элементы побочных подгрупп – металлы. Их часто называют переходными элементами. Переходные элементы классифицируют по заполняемому энергетическому подуровню. Так у железа заполняется 3d-подуровень, поэтому железо – 3d-элемент, а серебро – 4d-элемент, потому что у него заполняется 4d-подуровень.

Металлы побочных подгрупп также делят на металлы первого переходного ряда (металлы побочных подгрупп четвёртого периода, 3d-элементы), второго переходного ряда (металлы побочных подгрупп пятого периода, 4d-элементы), третьего переходного ряда (металлы побочных подгрупп шестого периода, 5d-элементы) и четвёртого переходного ряда (металлы побочных подгрупп седьмого периода, 6d-элементы).

Кроме того, к переходным относят лантаноиды и актиноиды – 4f- и 5f-элементы соответственно.

Особенности строения электронных оболочек атомов элементов побочных подгрупп

Рис. 1.

Модель атома железа

В отличие от элементов главных подгрупп, у которых происходит заполнение электронами s- и p-орбиталей, у элементов побочных подгрупп происходит заполнение d- и f-орбиталей, то есть валентными являются электроны, располагающиеся на d- и f-орбиталях, а также – на внешней s-орбитали. На рисунке 1 изображена модель строения электронной оболочки атома железа.

На рисунке 2 изображена электронная конфигурация атома железа, валентные электроны обозначены красным цветом. Можно заметить, что по уровню энергии после 4s-орбиталей должны заполняться 3d-орбитали.

При этом у железа незаполненными остаются два уровня: четвёртый, на котором есть только два s-электрона и третий, на котором частично заполнен d-подуровень (на нём шесть электронов из возможных десяти).

Рис. 2. Электронная концигурация атома железа

Теоретически все эти электроны могут участвовать в образовании химических связей. У железа, однако, внешние электроны расположены слишком близко к ядру, и железо не может достичь наивысшей степени окисления +8. Максимально возможная степень окисления железа +6. Для аналогов железа из пятого и шестого периодов, рутения и осмия, становится возможной степень окисления +8.

Для элементов начала переходного ряда (побочные группы 3–7 групп) высшая степень окисления соответствует числу внешних электронов (то есть номеру группы).

Для второго переходного ряда эта закономерность распространяется на рутений, а для третьего – на осмий и иридий (для которого оказалась возможна крайне нестабильная степень окисления +9).

Ближе к концу переходного ряда внешние электроны становятся сильнее связаны с ядром, и высшая степень окисления уменьшается, так для элементов первого переходного ряда: у кобальта и никеля высшая степень окисления +4, у меди +3, у цинка +2.

У f-элементов заполняются f-подуровни, эти элементы находятся в шестом и седьмом периодах, но обыкновенно изображаются отдельно, под периодической системой. f-элементы шестого периода называются лантаноидами (или лантанидами), а f-элементы седьмого периода – актиноидами (или актинидами). В этом занятии особенности f-элементов рассматриваться не будут.

Физические свойства металлов побочных подгрупп

Металлы побочных подгрупп – как правило, твёрдые, за исключением ртути, серебристо-белые или серебристо-серые вещества. Медь окрашена в оранжево-красный цвет, а золото – в жёлтый.

Некоторые металлы, такие как хром и осмий, обладают голубоватым оттенком. Температуры плавления переходных металлов обычно увеличиваются от начала ряда к середине, а затем снова уменьшаются.

Аналогичным образом ведёт себя твёрдость металлов.

Железо находится близко к середине ряда и обладает довольно высокой температурой плавления (1538 °C) и умеренной твёрдостью. Чистое железо не находит широкого применения, однако сплавы на его основе распространены необычайно широко.

Добавки других металлов, а также некоторых неметаллов, могут очень сильно влиять на механические свойства железа, а также на его химическую устойчивость.

Например, примесь хрома делает железо устойчивым к коррозии, а примесь марганца – твёрдым, но пластичным.

Химические свойства металлов побочных подгрупп

Химические свойства металлов главных подгрупп сильно разнятся от металла к металлу. Так, например, все элементы первого переходного ряда, кроме меди, – весьма активные металлы, в ряду напряжений находятся до водорода и реагируют с кислотами с выделением водорода.

Элементы III–VI групп второго и третьего переходных рядов (от иттрия до молибдена и от лантана до вольфрама) также в ряду напряжений расположены до водорода, однако, имеют очень устойчивые кристаллические решётки, в результате чего очень медленно взаимодействуют с кислотами (только лантан быстро растворяется в кислотах).

Все остальные элементы второго и третьего переходных рядов расположены после водорода в ряду напряжений.

Большинство d-элементов проявляет переменную валентность в соединениях. Фактически, постоянные степени окисления в соединениях проявляют только скандий (+3), иттрий (+3), лантан (+3), актиний (+3), цинк (+2) и кадмий (+2).

Многие из химических соединений переходных металлов – окрашены. Окраска зависит от природы металла, степени окисления металла и окружения (то есть от того, какие атомы непосредственно связаны с ионом металла).

В водных растворах кислородсодержащих солей ионы металлов, как правило, связаны только с молекулами воды, поэтому окраска растворов разных солей одного и того же металла, как правило, одинакова.

На рисунке 3 представлены фотографии водных растворов солей металлов первого переходного ряда в степени окисления +2 (зелёный , серо-фиолетовый , серо-голубой , практически бесцветный , светло-зелёный , розовый , зелёный , голубой , бесцветный ).

На рисунке 4 представлены фотографии разбавленных растворов соединений ванадия в различных степенях окисления (серо-фиолетовый +2, зелёный +3, синий +4, жёлтый +5).

На рисунке 5 представлены разбавленные растворы сульфата меди(II) в разных системах (в чистой воде медь соединена с молекулами воды и окрашивает раствор в голубой цвет, в концентрированном растворе аммиака медь соединена с молекулами аммиака – в тёмно-синий, в концентрированном растворе хлорида натрия с хлорид-анионами – в зелёный, в концентрированной бромоводородной кислоте с бромид-анионами – в коричнево-фиолетовый).

Рис. 3. Водные растворы солей металлов
первогопереходного ряда
Рис. 4. Разбавленные растворы соединений
ванадия в разных степенях окисления
Рис. 5. Растворы сульфата меди(II) в воде, растворах аммиака, бромоводородной кислоты и хлорида натрия

 Задание 1. Рассмотрите фотографии на рисунках 3, 4 и 5. Обратите внимание на разнообразие цветов и интенсивность окраски многих растворов. Сделайте выводы о зависимости цвета раствора от природы металла, его степени окисления и типа окружающих его атомов.

Обсудите выполнение задания с учителем на форуме или в видеокомнате.

Природа металла и степень окисления его в соединении определяют свойства соединения. Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов зависят преимущественно от степени окисления металла в составе соединения.

 Поработайте с материалами электронного образовательного ресурса «Зависимость характера оксида и гидроксида переходного металла от степени окисления элемента».

Нажмите на значок

Вспомните и сформулируйте общие зависимости характера кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов от степени окисления металла. Попробуйте определить кислотно-основный характер оксидов и гидроксидов марганца:  и ,  и ,  и . Напишите химические реакции, характеризующие кислотно-основные свойства перечисленных оксидов и гидроксидов марганца.

Обсудите выполнение задания с учителем на форуме или в видеокомнате.

Химические свойства железа и его соединений

Железо – типичный металл первого переходного ряда. Железо – самый распространённый переходный металл на Земле, поэтому неудивительно, что железо является одним из самых важных металлов в промышленности, в быту, а также как основа многих конструкционных материалов.

С химической точки зрения простое вещество железо – весьма активный металл, в ряду напряжений железо расположено до водорода. В зависимости от окислительной способности реагирующих с ним веществ железо может переходить в степень окисления +2 или +3.

Активные неметаллы, такие как фтор, хлор и бром сразу окисляют железо до степени окисления +3:

.

Реакция со фтором идёт при нормальных условиях с большой скоростью. Взаимодействие с хлором и бромом происходит быстро при нагревании.

С другими неметаллами железо реагирует, как правило, только при нагревании с образованием соединений железа(II):

.

Такие процессы обычно носят сильно экзотермический характер, поэтому нагревание необходимо лишь для начала процесса, после чего выделяющееся тепло поддерживает течение реакции.

Соединения, образующиеся при взаимодействии железа с азотом, углеродом, фосфором, бором, кремнием часто имеют более сложный состав, формально не отвечающий степеням окисления железа +2 или +3 (, , ,  и другие).

При взаимодействии железа с йодом и с кислородом обычно образуются соединения, содержащие атомы железа сразу в двух степенях окисления (+2 и +3):

,

.

Формулы образующихся соединений можно записать следующим образом с указанием степеней окисления железа:  и . Соединение  называется железной окалиной и является самым стабильным оксидом железа.

При температурах выше 650 °C железо также реагирует с водяным паром:

.

В воде при нормальных условиях железо постепенно окисляется кислородом воздуха: , возможно также дальнейшее окисление с образованием .

В кислотах железо растворяется с образованием солей железа(II):

.

Дальнейшее окисление происходит только под воздействием кислорода воздуха, причём в кислой среде окисление протекает очень медленно:

.

Гораздо быстрее протекает окисление железа с помощью сильных окислителей, таких как перманганат или дихромат калия:

,

.

В концентрированных азотной и серной кислотах железо пассивируется, при нагревании реакция идёт с образованием солей железа(III):

,

.

 Поработайте с материалами электронного образовательного ресурса Лабораторная работа «Химические свойства железа».

Нажмите на значок

Обратите внимание на то, что железо не реагирует с холодными концентрированными кислотами, но легко взаимодействует с ними при нагревании.

Объясните, почему краснеет лакмусовая бумажка над пробиркой с нагретой концентрированной серной кислотой и железом.

Покраснела бы лакмусовая бумажка над пробиркой с железом в азотной кислоте? Напишите уравнения проведённых реакций, воспользуйтесь методом электронного баланса для уравнивания реакций.

Обсудите выполнение задания с учителем нафоруме или в видеокомнате.

Железо(II).

При добавлении растворов щелочей к растворам солей железа(II) происходит осаждение гидроксида железа(II):

.

Гидроксид железа(II) – основание. Он легко растворяется в кислотах и не растворяется в растворах щелочей.

В чистом виде гидроксид железа(II) белого цвета, однако он окисляется кислородом воздуха, вследствие чего очень быстро зеленеет, а затем постепенно темнеет:

,

.

Аккуратным разложением гидроксида железа(II) можно получить чёрный порошок оксида железа(II):

.

Оксид железа(II) легко окисляется кислородом воздуха, а при нагревании без кислорода – разлагается.

 Чтобы больше узнать о соединениях железа(II), поработайте с материалами электронного образовательного ресурса «Соединения железа со степенью окисления +2».

Нажмите на значок

Железо(III).

При взаимодействии солей железа(III) с растворами щелочей выпадает гидроксид железа(III) бурого цвета:

.

Гидроксид железа(III) – амфотерный с преобладанием основных свойств. Он достаточно легко растворяется в сильных кислотах:

.

В концентрированных щелочах гидроксид железа(III) растворяется с большим трудом при нагревании:

.

При нагревании гидроксид железа(III) разлагается, причём процесс идёт в две стадии, на первой образуется мета-гидроксид железа, а на второй – оксид железа(III):

.

Оксид железа(III) широко распространён в природе. Вместе с железной окалиной он является источником металлического железа. В промышленности железо из его оксидов восстанавливают углём и угарным газом:

.

Также возможно восстановление водородом и алюминием:

.

Соли железа(III) сильно гидролизованы в водных растворах, в результате среда растворов солей железа(III) всегда умеренно кислая:

.

В отсутствие дополнительной кислоты равновесие сильно смещено вправо.

 Чтобы больше узнать о соединениях железа(III), поработайте с материалами электронного образовательного ресурса «Соединения железа со степенью окисления +3».

Нажмите на значок

Железо(VI).

При взаимодействии с сильными окислителями (такими как хлор, бром, гипохлорит натрия) в щелочной среде соединения железа(III) могут быть окислены до соединений железа(VI):

.

Анион  называется феррат-анион. В водном растворе ферраты имеют фиолетовый цвет. Ферраты являются сильными окислителями, особенно в кислой среде:

.

В отсутствие восстановителей в кислой среде ферраты мгновенно разлагаются с выделением кислорода:

.

Оксид и гидроксид железа(VI) не существуют.

Качественные реакции на соединения железа

Качественные реакции – это химические реакции, позволяющие однозначно определить присутствие в растворе (или в твёрдом веществе) конкретных молекул, катионов или анионов. Качественные реакции сопровождаются появлением или исчезновением окраски, выпадением осадка характерного цвета и фактуры или выделением газа.

Для железа(II) качественными реакциями являются:

  1. Взаимодействие с раствором гидроксида калия с образованием постепенно темнеющего зелёного осадка.
  2. Взаимодействие с кислым раствором нитрита калия с характерным окрашиванием (реакция «бурого кольца»). Бурую окраску обеспечивает сложное соединение железа:

    .

  3. Взаимодействие с раствором красной кровяной соли – гексацианоферрата(III) калия – с выпадением синего осадка турнбулевой сини:

    .

Задание 2. Посмотрите видеофрагмент «Качественные реакции на катион железа(II) в растворе».

Нажмите на значок

Запишите уравнения протекающих реакций. Укажите признаки реакций, которые позволяют сделать вывод о наличии в растворе соединений железа(II). Определите, какие из превращений являются окислительно-восстановительными, и укажите окислители и восстановители.

Обсудите выполнение задания с учителем на форуме или в видеокомнате.

Для железа(III) качественными реакциями являются:

  1. Взаимодействие с раствором гидроксида калия с образованием осадка бурого цвета.
  2. Взаимодействие с растворами роданидов с появлением интенсивного красного окрашивания:

    .

  3. Взаимодействие с раствором жёлтой кровяной соли – гексацианоферрата(III) калия – с образованием синего осадка берлинской лазури:

    .

Задание 3. Посмотрите видеофрагмент «Качественные реакции на катион железа(III) в растворе».

Нажмите на значок

Запишите уравнения протекающих реакций. Укажите признаки реакций, которые позволяют сделать вывод о наличии в растворе соединений железа(III). Определите, какие из превращений являются окислительно-восстановительными.

Подумайте, какие из протекающих реакций являются обратимыми и почему. Обратите внимание на цвет катиона трёхвалентного железа в сильнокислых растворах.

Попробуйте объяснить, какие частицы окрашивают растворы солей железа(III) в буро-рыжий цвет и почему окраска умеренно кислых и сильнокислых растворов разная.

Обсудите выполнение задания с учителем на форуме или в видеокомнате.

Долгое время считалось, что турнбулева синь и берлинская лазурь – разные соединения, но в первой половине двадцатого века было доказано, что на самом деле это – одно и то же соединение.

Для железа(VI) в форме растворимых ферратов тоже существует качественная реакция – взаимодействие с растворимыми солями бария, которое приводит к образованию коричнево-фиолетового осадка:

.

 Чтобы повторить уже изученное и узнать новое о свойствах и нахождении в природе элементов побочных подгрупп, поработайте с материалами электронного образовательного ресурса «Общая характеристика элементов побочных подгрупп».

Нажмите на значок

Источник: https://do2.rcokoit.ru/mod/page/view.php?id=384904

Book for ucheba
Добавить комментарий