Фториды ксенона
14. Фториды ксенона: получение, строение молекул и химические свойства.
Xe + PtF6 = Xe[PtF6]
Xe + F2 = (XeF2;XeF4;XeF6) в зависимости от соотношений, температуры и давления XeF6 + BF3 = XeF6*BF3 XeF2 + 2SbF5 = Xe[SbF6]2 XeF6 + CsF = Cs[XeF7]
Гидролиз:
2XeF2 + 2H2O = O2 +2Xe +4HF XeF4 + 2H2O = O2 +Xe +4HF XeF6 + H2O = XeoF4 + 2 HF XeOF4 + H2O = XeO2F2 + 2HF XeO2F2 + H2O = XeO3 + 2HF Р-ции присоединения:
XeF6 + CsF = Cs[XeFv]
3XeF6 =(t)= XeF2 + 2XeF8 (полный гидролиз)
XeF2 + 2SbFs = Xe[SbF6]2 Р-ции диспропорционирования:
3XeF4 =(H2o)= 2XeF6 + Xe
Получающийся при полном гидролизе XeF6 кристаллический XeO3 чрезвычайно легко и мощно взрывается. Получение ксенатов:
XeO3 + KOH = KHXeO4
XeO3 + 3Ba(OH)2 = Ba3XeO6 + 3H2O
Перксенаты:
2KHXeO4 + 2KOH = K4XeO6 + Xe +O2 + 2H2O 5
2Ag + 2И2804(конц) =t= Ag2SO4 + SO2 + 2H2O 3Ag + 4HN03(pa36) = 3AgN03 + NO + 2И20
Au же нерастворимо в них, лучшим кислотным растворителем для Au является царская водка: Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO + 2H2O Так же возможно:
2Au + 2HCl + 3C12 = 2H[AuCl4]
2Au + 6И2Se04(конц) = Au2(SeO4)3 + 3H2SeO3 + 3H2O
2Ag(Cu) + И2S(г) = Ag2S(Cu2S) + H2 Соединения:
Черный CuO:
2Cu + O2 =t= 2CuO 2Cu(NO3)2 =t= 2Cuo + 4 NO2 + O2 Cu2(OH)2CO3 =t= 2CuO + CO2 + H2O Красный Cu2O:
4CuSO4 + 8NaOH + N2H4 = N2 + 2Cu2O + 4Na2SO4 + 6H2O
Оба оксида проявляют основные свойства,у CuO отмечается слабая амфотерность:
CuO + 2NaOH =спл= Na2CuO2 + H2O
Cu2O + 4NH3 + H2O = 2[Cu(NH3)2]OH CuO + 4NH3 + H2O = 2 [Cu(NH3 )4] (OH)2
2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + 2NaNO3 + H2O
При обработке озоном образуется черный Ag0,сильный окислитель
При приливании растворов щелочей к солям меди +2 осаждается Cu(OH)2- голубой осадок: Cu(OH)2 + 2NaOH = Na2Cu2O + 2H2O Cu(OH)2 =t= CuO + H2O Au(OH)3 - золотисто-желтый:
AuCl3 + 3KOH = Au(OH)3 + 3KCl Au(OH)3 =50-100С= AuO(OH) + H2O 2AuO(OH) =150C= Au2O3 + H2O Au(OH)3 + KOH = K[Au(OH)4]
Au(OH)3 + 4HCl = H[AuCl4] + 3H2O Au2O3 =>150C= Au + Au2O + O2
Cu + CuCl2 + 2HCl = 2H[CuCl2]
CuCl + NaC1(изб) = Na[CuCl2]
CuCl2 + 2КЮ(изб) = [Cu(NH3)2]Cl 2CuSO4 + KI = 2K2SO4 + 2CuI +I2 CuSO4 + 4KCN(изб) =K2[Cu(CN)4] + K2SO4 2CuSO4 + 4KCN = 2CuCN + 2K2SO4 + (CN)2
Соли меди +2 сильно гидролизованы
2CuSO4 + 2K2CO3 + H2O = Cu2(OH)2CO3 + 2K2SO4 + CO2
Соли серебра +1 практически не гидролизованы,растворимые соли серебра единичны. AgF-AgCl-AgBr-AgI растворимость уменьшается AgCl + NaC1(изб) = Na[AgCl2]
AgCl + 2NИ3(изб) = [Ag(NH3)2]Cl
AgBr + 2NИ3(изб) = [Ag(NH3)2]Br
AgI уже не растворяется в водном растворе аммиака
Agr + 2Na2S203(изб) = Na3[Ag(S2O3)2] + Nar
2AgF2 =t=2AgF + 2 4AgF2 + 2H2O = 4AgF +4 HF + O2 H[AuCl4] - золотохлористоводородная к-та 2H[AuCl4] + 3SnCl2 = 3SnCl4 +2Au+2HCl
2Au + 5KrF2=HF^)=2AuF5 + 5Kr
2Au + 5KrF2 + 2KF = ИF(ж)= 2K[AuF6] + 5 Kr 6
Получение: Цинк добывают из сульфидных руд:
2ZnS + ЗО2 = 2ZnO + 3SO2 2ZnO + C = 2Zn + CO2
Кадмий получают из побочных продуктов переработки цинковых, свинцово-цинковых и медно-цинковых руд. Эти продукты (содержащие 0,2-7% Кадмия) обрабатывают разбавленной серной кислотой, которая растворяет оксиды Кадмия и цинка. Из раствора осаждают Кадмий цинковой пылью; губчатый остаток (смесь Кадмия и цинка) растворяют в разбавленной серной кислоте и выделяют Кадмий электролизом этого раствора. Электролитический Кадмий переплавляют под слоем едкого натра и отливают в палочки; чистота металла - не менее 99,98%.
Ртуть добывают относительно прямым способом:
HgS + O2 = Hg + SO2.
Химические свойства: Цинк и кадмий довольно похожи, а ртуть несколько отличается. Цинк и кадмий при нагревании взаимодействуют с кислородом, серой, фосфором и галогенами; ртуть не взаимодействует с фосфором. Ни один из металлов не реагирует с водородом, углеродом и азотом.
Сплавы ртути с другими металлами - амальгамы, являются мягкими восстановителями:
2NaHg + 2H2O = 2Hg + 2NaOH + H2
Цинк - более сильный восстановитель, чем кадмий:
Zn 0 + Cd2+ = Zn2+ + Cd0 С разбавленными кислотами:
Zn + ^SO^e) = ZnSO4 + H2 С кислотами-окислителями:
Zn + 4HNOз(Kонц,гор)=Zn(NOз)2 + 2NO2+2H2O 4Zn + 10HNOз(разб,гор)=4Zn(NOз)2 + N2O + 5H2O
Ртуть не взаимодействует с разбавленными кислотами, но с концентрированными:
Hg+4HNOз(конц)=Hg(NOз)2 +2NO2 + 2H2O Hg+2H2SO4(конц,гор)=HgSO4 + SO2 + 2 H2O Разбавленная азотная образует динитрат ртути:
6Hg+8HNO3 = 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Цинк - единственный представитель группы, который растворяется в водн. р-рах щелочей с образованием комплексов:
Zn+2OH- + 2H2O = [Zn(OH)4]2- + H2
Zn + 4NH3*H2O=[Zn(NH3)4](OH)2 + 2H2O + H2.
Соли цинка, кадмия и ртути, их гидролиз
Сульфиды цинка, кадмия и ртути малорастворимы. Сфалерит ZnS - главный источник цинка. Легко растворяется в кислотах с
выделением сероводорода
ZnS + 2H3O+ = Zn2+ + H2S + 2H2O
Сульфид кадмия более устойчив, выпадает в осадок даже в кислой среде, устойчив к действию растворов щелочей и большинства кислот. Сульфид кадмия получают:
CdSO4 + BaS = CdS + BaSO4 (камподон - смесь сульфата бария и сульфида кадмия)
Сульфид ртути подвергается действию только концетрированных HBr и HCl или царской водки или царской водки: 3HgS + 8HNO3 + 6 HCl = 3HgCl2 + 3H2SO4 + 8NO + 4H2O
Галогениды - известны все галогениды элементов этой подгруппы, а так же 4 галогенида диртути.
2HgCl2+[SnCl3]- + Cl- = Hg2Cl2 + [SnCl6]2-
Для цинка и кадмия наиболее характерны тетраэдрические комплексы.
Zn(OH)2 + 4NH3*H2O = [Zn(NH3)4](OH)2 + 4H2O, для кадмия и октаэдрические:
Cd(OH)2+6NH3*H2O = [Cd(NH3)6](OH)2 + 6H2O.
Соли ртути в водной среде осаждаются в виде основных солей:
Hg(NO3) + H2O = Hg(OH)(NO3) + HNO3 При поджигании Hg(SCN)2 -«фараоновы змеи»
2Hg(SCN)2 = 2Hgs + C3N2 + CS2+N2
Реактив Несслера - крайне чувствительный реагент на аммиак:
2K2[HgI4] + 3KOH + NH3 = Hg2NI*H2O + 7KI + 2H2O - иодидная соль основания Миллона ([Hg2N(OH)*(H2O)2). Ртуть образовывает прямые связи с азотом:
HgCl2 + 2NH3 =(HgNH2)Cl + NH4Cl При избытке NH4+:
HgCl2 + 2NH3 =[Hg(NH3)2)Cl 2].
Соединения Hg22+:
Получение: взаимодействием хлорида ртути(П) и металлической ртути при высокой температуре HgCl2 + Hg = Hg2Cl2
взаимодействием хлорида ртути(П) с цианидом ртути(П):
HgCl2+Hg(CN)2 = Hg2Cl2 + C2N2
Свойства: катион диртути в водном растворе диспропорционирует
Hg22+ = Hg + Hg2+
Hg22++2OH- = HgO + Hg + H2O Hg22+ + S2- = HgS + Hg
Большинство солей нерастворимы. ОВР с сильными окислителями и восстановителями Hg2(NO3)2 + 4 HNO3 = 2Hg(NO3)2 + 2NO + 2H2O Hg2Cl2 + [SnCl3]- + Cl- = 2Hg + [SnCl6]2- Гидролиз солей:
ZnSO4 + 2H2O = Zn(OH)2 + H2SO4 Cd(CN)2 + 2H2O = Cd(OH)2 + HCN
От солей цинка к солям ртути гидролиз ослабевает, соли ртути очень слабо диссоциированы.
Т.к. Hg(OH)2 не существует, то при гидролизе:
2Hg(NO3)2 + H2O = Hg2O(NO3)2 + 2HNO3
Аммонийные соединения ртути Только для ртути известны амидные соединения, содержащие связь Hg—N устойчивые в водной среде (другие металлы образуют подобные соединения лишь в неводных растворах).
Для Hg (II):
HgCl2 + 2NH4OH^[HgNH2]Cl2| + NH4C1 + 2H2 Для Hg (I)
Hg 2C12 + 2NH3^[HgNH2]Clj + NH4C1 + Hgj
Общая характеристика и химические свойства подгруппы скандия.
Общая характеристика и химические свойства подгруппы скандия (Sc,Y,La,Ac)
Получение: перевод в Э2О3 или ЭГ3, далее электролизом или восстановлением оксидов с помощью Са или Mg. Проявляют валентность 3. По свойствам схожи со щелочноземельными и щелочными металлами. Взаисодействуют с водой:
La+H2O = La(OH)3 + 3/2 H2
Отлично растворяются в минеральных кислотах:
8Э + 30НШ3разб = 9H2O + 8Э(Ш3)3 + 3NH4NO3
Оксиды: сжигание металлов, прокаливание карбонатов и оснований. Основные свойства, кроме Sc2O3 - он амфотерен. Sc2O3 + 2NaOH = 2NaScO2 + H2O
Гидроксиды: р-р соли + щелочь или водный р-р аммиака Sc(OH)3 точнее ScO(OH) амфотерен ScO(OH) +3NaOH+H2O = Na3[Sc(OH)6]
Соли - в основном галогениды и сульфаты, растворимость, как у щелочных и щел-земельных.
Скандий дает комплексы:
ScCl3 + 3NaCl = Na3[ScCl6]
ScF3 + CaF2 = Ca[ScF5].Иттрий дает комплексы только при нагревании, остальные комплексов не образуют.
Общая характеристика и химические свойства металлов подгруппы титана.
Подгруппа ванадия
Члены этой подгруппы - ванадий, ниобий и тантал - похожи друг на друга так же, как Сг, Мо и W.
Ванадий довольно широко распространен в природе и составляет около 0,005% от общего числа атомов земной коры. Однако богатые месторождения его минералов встречаются весьма редко. Помимо подобных месторождений, важным источником сырья для промышленного получения ванадия являются некоторые железные руды, содержащие примеси соединений этого элемента.
Содержание ниобия (2 10-4 %) и тантала (2 10-5 %) в земной коре значительно меньше, чем ванадия. Встречаются они главным образом в виде минералов колумбита [Fe(NbO3 )2 ] и танталита [Fe(TaO3 )2 ], которые обычно смешаны друг с другом.
Технологическая переработка руд V, Nb и Та довольно сложна. Для получения свободных элементов может быть использовано взаимодействие их окислов Э2 О5 с алюминием по схеме:
ЗЭ2 О5 + 10A1 = 5А12 О3 + 6Э
ЗЭ + 5HNO3 + 21HF = 3H2 PF7 ] + 5NO + 10H2 O
Ванадий растворяется только в кислотах, являющихся одновременно сильными окислителями, например, азотной:
3V + 5HNO3 = 3HVO3 + 5NO + Н2 О
Растворы щелочей на рассматриваемые металлы не действуют.
V.
V2O5 + 5Ca = 5CaO+2V;
2VCl3 + 3Mg== 3MgCl2+2V,
V2О3 + 3C = 3CO+2V,
2VI3 = 2V+3I2
4V + 12NaOH + 5O2 = 4Na3W4 + 6ШО
V + 4/И^О4 = V^4)2 + 2ШО + 2SО2
3 V + Fе3С = V3C + 3Fе
6V + 2NH3 = 2V3N + 3Н2
V2О2 + 2NH3 = 2VN + 2ШО + H2
VO + H2SО4 = VSО4 + ШО
Nb.
2Nb2O5 + 5NbC = 9Nb + 5CO3,
4Nb+4NaOH+5О2 = 4NaNbO3+2H2О
2Nb + 5Cl2 = 2NbCl5
Nb2O5 + 3Nа2СО3 = 2Nа3NbO4 + ЗС02
Nb2O5 + H2 = 2NbО2 + Н2О 2NbO + 3Cl2=2NbOCl3
2NbO + 6HCl = 2NbOCl3 + 3H2
K2[NbOF5] + 3Na = NbO + 2KF + 3NaF
NbC15 + 4H2О = 5HC1 + H3NbО4
Ta.
4Та+5О2 = 2Та2О5,
2Ta + 5Cl2 = 2TaCl5,
Ta + 2S = TaS2 2Ta +N2 = 2TaN
2TaCl5 = Ta + 5C12;
K2TaF7+5Na = Ta + 5NaF + 2KF
Та2О5 + 2NaOH = 2NaTa03 + Н2О
Та2О5 + 3Na2C03 = 2Na3Ta04 + 3СО2
Ta2O5+ 10HC1==2TaC15+5Н2О
.2K2TaF7 + 2H2SO4 + 5H2O = Ta2O5 + 2K2SO4 + 14HF
4TaC+902 = 2Ta205+4C02
Тaнтaл, KaK и ниобий, применяется пре-имущественно в электровакуумной технике и химической промышленности. Однако все чаще и чаще мелькают в печати сообщения об использовании тантала наряду с ниобием в самолето - и ракетостроении, а вместе с тем, вероятно, и в космической технике.
Ванадий получил вполне заслуженно название «витамин для стали». Половина легированных сталей всего мирового производства содержит добавки ванадия. Области применения ванадия Этот элемент получил вполне заслуженно название «витамин для стали». Половина легированных сталей всего мирового производства содержит добавки ванадия. Другая основная область его применения — химическая промышленность. Ванадиевые катализаторы сочетают способность ускорять получение весьма ценных продуктов со стойкостью к большинству контактных ядов. Из других областей использования ванадия можно указать медицину, где некоторые соединения ванадия применяют как дезинфицирующие и лечебные препараты
Общая характеристика и химические свойства элементов подгруппы ванадия.
Общая характеристика и химические свойства металлов подгруппы титана.
Подгруппа титана
На долю титана приходится около 0,2% от общего числа атомов земной коры, т. е. он является одним из весьма распространенных в природе элементов. Доля циркония составляет 3 • 10-3% и гафния - 5 • 10-5%.
Хотя содержание в земной коре даже гафния больше, чем, например, J или Hg, однако и титан и его аналоги еще сравнительно плохо освоены практикой и иногда трактуются как «редкие» элементы. Обусловлено это прежде всего их распыленностью, вследствие чего пригодные для промышленной разработки месторождения встречаются лишь в немногих пунктах земного шара. Другой важной причиной является тр у д н ос т ь выделения рассматриваемых элементов из их природных соединений. Природный титан слагается из изотопов 46 (8,0), 47 (7,3), 48 (73,9), 49 (5,5), 50 (5,3%); цирконий — 90 (51,5%), 91 (11,2), 92 (17,1), 94 (17,4), 96 (2,8%); гафний — 174 (0,2), 176 (5,2), 177 (18,6), 178 (27,1), 179 (13,7), 180 (35,2%).
В основном состоянии атомы имеют строение внешних электронных оболочек 3d24s2 (Ti), 4d25s2 (Zr), 5d26s2 (Hf) и двухвалентны. Возбуждение четырёхвалентных состояний Ti (3d33s1), Zr (4d35s1), Hf (5d36s1) требует затраты соответственно 80, 59 и 167 кДж/моль, т.е. осуществляется гораздо легче, чем у элементов подгруппы германия.
Скопления титана встречаются в виде минералов ильменита (FeTiO3 ) и рутила (TiO2 ). Значительные количества титана содержат также некоторые железные руды, в частности уральские титаномагнетиты Цирконий встречается главным образом в виде минералов циркона (ZrSiO4 ) и баддалеита (ZrO2 ). Для гафния отдельные минералы пока не найдены. В виде примеси (порядка 2%) его всегда содержат руды Zr.Ничтожные количества титана постоянно содержатся в организмах растений и животных, но его биологическая роль не ясна. Титан и его аналоги не токсичны.
В свободном состоянии элементы подгруппы титана обычно получают путём восстановления их хлоридов магнием по схеме: ЭС14 + 2 Mg = 2 MgCl2 + Э.
Реакция проводится при нагревании исходных веществ до 900 °С в атмосфере аргона (под давлением).
Чистые металлы хорошо поддаются механической обработке. Однако даже следы поглощенных газов сообщают им хрупкость. В обычных условиях элементы подгруппы титана вполне устойчивы по отношению к воздуху и воде. С соляной, серной и азотной кислотами взаимодействует только титан, тогда как HF и царская водка растворяют все три металла по реакциям, например:
Zr + 6HF = H2 [ZrF6 ] + 2Н2
3Zr + 12НС1 + 4HNO3 = 3ZrCl4 + 4NO + 8H2 O
При высоких температурах Ti, Zr и Hf химически очень активны. В этих условиях они энергично соединяются не только с галоидами, кислородом и серой, но и с углеродом и азотом. Порошки их способны поглощать очень большие количества водорода.
Практическое значение Ti и Zr особенно велико для металлургии. Присадка титана придает стали твердость и эластичность, а присадка циркония сильно повышает ее твердость и вязкость. За последнее время стало быстро развиваться использование титана в самолетостроении, а циркония - при сооружении ядерных реакторов. Соединения обоих элементов находят применение в различных отраслях промышленности. Гафний и его соединения пока.почти не используются.Во всех своих важнейших и наиболее характерных производных элементы подгруппы титана четырехвалентны. Сам титан сравнительно легко образует малоустойчивые соединения, в которых он трехвалентен. Производные двухвалентного титана немногочисленны и весьма неустойчивы. То же относится к производным трех- и двухвалентного циркония, а также гафния, соединения которого по химическим свойствам .очень близки к соответствующим соединениям циркония. Таким образом, в ряду Ti-Zr-Hf идет понижение устойчивости низших валентностей, т. е. явление, обратное тому, которое имело место в подгруппе германия.
4 Ti + 6 HCl = 2 TiCl3 + 2 TiH2 + H2.
При высоких температурах элементы соединяются с азотом. Получающиеся при этом металлического вида жёлтые нитриды
Ti, Zr и Hf имеют состав, отвечающий формуле ЭК
TiN + 4 KOH + 2 H2O = 2 K2TiO3 + 2 NH3 + H2
Для элементов подгруппы титана характерны пероксидные соединения.
TiO22+ + 3 H2O2 = TiO84- + 6 H+.
Нитрат четырёхвалентного титана был получен при -80 °С по реакции:
TiCl4 + 4 C1NO3 = 4 C12 + Ti(NO3)4
Для титана и его аналогов известны алкоголяты, образующиеся по схеме:
ЭС14 + 4 ROH = 4 HC1 + Э(ОЯ)4.
Из других производных Ti, Zr и Hf наибольшее значение имеют галогениды типа ЭГ4. Получают их обычно прокаливанием смеси диоксида элемента с углём в атмосфере галогена. Реакция идёт по схеме:
ЭО2 + 2 С + 2 Г2 = 2 СО + ЭГ4.
Zrr4 + Н2О= ZrOr2 + 2 НГ и TiT4 + 2 H2O = TiO2 + 4 НГ.
ZrC14 + C12O = 2 C12 + ZrOC12.
Для всех рассматриваемых соединений очень характерно комплексообразование с соответствующими галогеноводородными кислотами и особенно с их солями. Наиболее типичны комплексные производные с общей формулой М2ЭГ6 (где М — одновалентный металл). Они хорошо кристаллизуются и подвергаются гидролизу гораздо менее, чем исходные галогениды ЭГ4. Это указывает на устойчивость комплексных ионов ЭГ6” в растворе.
Комплексная кислота H2[TiF6] H2[TiC16] H2[TiBr6] H2[TiI6]
2 Ti(OH)3 + O2 + 2 H2O = 2 Ti(OH)4 + H2O2.
2 TiC13 = TiC14 + TiC12.
4 TiC13 + O2 +2 H2O = 4 TiOC12 + 4 HC1.
2 ЭГ3 = ЭГ4 + ЭГ2.
Общая характеристика и химические свойства хрома, молибдена и вольфрама.
Соединения хрома ( II и III ): получение и свойства.
Реакции хромата (дихромата) калия с восстановителями в кислой, нейтральной и щелочной средах.
Хромовый ангидрид, хроматы и дихроматы: получение и химические свойства. Хромовая смесь.
Хром,молибден и вольфрам-серебристо-белые тугоплавкие металлы, при комн. температуре пассивны из за поверхностной пленки.Степени окисения атомов в соединениях:+2,+3,+4,+5,+6;четко прослеживается тенденция изменения св-в соед-й по группе:при переходе от Cr к W увел-ся стабильность соед-й высшей ст.ок. В минер.к-тах медленно раств-ся лишь &,а Мо и W-нет: Cr+2HCl=CrCl2+H2; Cr+H2SO4=CrSO4+H2.
Mo и W можно перевести в р-р только лишь при испол-ии серьёзных окис-ей: Mo+HNO3(конц)=H2MoO4+2NO;W+6HF+2HNO3=WF6+2NO+4H2O.
При повыш.темп-ре порошки металлов реагируют с кислородом,образуя Cr2O3,MoO3,WO3.
В целом,характеризуя хим.св-ва Cr(III) можно отметить большое сх-во этих соед-ий с анологич.соед-ми Al(III).
Cr2O3 +6HCl=2CrCl3 +3H2O, Cr2O3+3H2O+6NaOH(изб)=2Na3[Cr(OH)6],2Cr(OH)3+3H2SO4=Cr2(SO4)3+3H2O.Наиболее доступными способами пол-ия соед-й хрома(3) яв-ся след-ие:2Cr(NO3)3=(t)Cr2O3+6NO2+3/2O2,2Cr(OH)3=(t)Cr2O3+3H2O.
Cr в ст.ок. +3 восст-ет воду(медленно): 2CrCl2+2H2O=2Cr(OH)Cl2+H2.
З.Основная форма сущ-ия соед-й Cr(6) в р-рах-хроматы и бихроматы.Хроматы устойчивы в щелоч.среде и быстро переходят в бихроматы при подкислении р-ра: 2K2SO4+H2SO4=K2Cr2O7+K2SO4+H2O. Наоборот бироматы более устойчивы в кислых средах и при добавлении щелочи переходят в хроматы:
Cr2O7(2-)+2OH(-)=2CrO4(2-)+H2O
4. Оксид хрома (VI) CrO3 (кислотный). Получают действием избытка концентрированной H2SO4
на насыщенный водный раствор бихромата калия:K2Cr2O7 + 2H2SO4 = 2CrO3 + 2KHSO4 + H2O. Оксид хрома (VI) - сильный окислитель, одно из самых токсичных соединений хрома. При растворении CrO3 в воде образуется хромовая кислота H2CrO4:CrO3 + H2O = H2CrO4
оксид хрома, реагируя со щелочами, образует желтые хроматы CrO42-:CrO3 + 2KOH = K2CrO4 + H2O.
Получают хроматы взаимодействием CrO3 с основными оксидами (сплавление):СгО3 + ZnO ^ ZnCrO4, или, что более распространённо, окислением соединений Cr3+ в щелочных растворах:
2KCrO2 + 3H2O2 + 2KOH ^ 2K2CrO4 + 4H2O, Хромат-ион при подкислении переходит в дихромат-ион:2CrO42- + 2H+ ^ 2HCrO4-
Cr2O72- + H2O.
Хроматы устойчивы в нейтральной и щелочной среде, а дихроматы — в кислой. Дихроматы, как и хроматы, в кислой среде являются сильными окислителями :K2Cr2O7 + 14HC1 = 2KC1 + 2CrCl3 + 3C12 + 7H2O Во время сильного нагревания:2К2Сг207 = 4KCrO2+ 3O2 7
С водой(0-100)эти Ме почти не реагируют. Mn медленно реагирует с кислотами с выделением Н2 и обр-м соли Mn2+. Tc и Re растворяются с помощью HNO3n H2O2 с получением HTcO4 и HReO4.Mn+2H+=Mn2++H2
Tc(Re)+7HNOз(конц.)=HTcO4(HReO4) +7HNO3+3H2O
При t Ме реагируют с галогенами образуя MnF3, MnF4, MnCl2, MnBr2, ReCl5, ReF6. Легко образуют карбонилы Э2(СО)ю. Для Mn2+ не так характерно комплексообразование.
Соединения Mn(II)
1. Получение:
2MnO2+ 2H2SO4(70%) = 2MnSO4+ O2+ 2H2O
Mn + 2HCl = MnCl2+ H2
Гидроксид - сильное основание MnCl2+ 2NaOH = Mn(OH)2+ 2NaCl Mn(OH)2+ 2CH3COOH = Mn(CH3COO)2+ 2H2O Mn(OH)2+ 2KOH (конц) = K2[Mn(OH)4]
Mn(II) окисляется в щелочной среде или принагревании:
3MnSO4= Mn3O4+ 3SO2+ O2
Mn(NO3)2= MnO2+ 2NO2 4Mn(OH)2+ O2= 4MnO(OH) + 2H2O
Сходство Mn2+ ^ Mg2+:
Mn(OH)2(тв) + 2NH4Cl(aq) = MnCl2+ 2NH3H2O MnCl2+ 2NaHCO3= MnCO3+ 2NaCl + H2O + CO2 MnSO4+ (NH4)2HPO4+ NH3H2O = NH4MnPO4H2O| +(NH4)2SO4 Диоксид марганца MnO2демонстрирvет амфотерность:
2 МпО2 + 4 НNО3(конц) = 2 Mn(N03)2 + 2 Н2О + 02(при кипячении) МпО2 + 4 НС1 = МпС12 + С12|+ 2 Н2О;
Мп02 + 2 FеSO4 + 2 H2SO4 = MnSO4 + Fе2(SO4)3 + 2Н2О MnO2+2H2SO4(конц)= Mn(SO4)2+2H2O
MnO2+CaO=tCaMnO3 MnO2+2KOH=K2MnO3+H2O
Соединения Mn+6(манганаты)получаются окислением соединений марганца более низких С/о в щелочной среде:
MnO2+KNO3+2KOH=K2MnO4+KNO2+H2O MnSO4+2Br2+8KOH=tK2MnO4+K2SO4+4H2O+4KBr
В растворе манганаты диспропор-ют: 3K2MnO4+2H2O=MnO2+2KMnO4+4KOH
и достаточно легко окис-ются:2K2MnO4+Cl2=2KMnO4+2KCl
Важнейшим соединением является перманганат калия (сильный окислитель)
Получение:MnO2+KNO3+2KOH=K2MnO4+KNO2+H2O
2K2MnO4+2H2O= 2KMnO4+2KOH+H2
Ильный ок-ль в кислой среде, средней силы - в нейтральной среде и лишен окисляющего действия в щелочной среде.
2KMnO4+5Na2SO3+3H2SO4=2MnSO4+K2SO4+5Na2SO4+3H2O
2KMnO4+3Na2SO3+H2O=2MnO2+3Na2SO4+2KOH
2KMnO4+Na2SO3+2NaOH=K2MnO4+Na2SO4+Na2MnO4+H2O
Марганцевая кислота
Получение:Мn2O7+H2O=2HMnO4(на холоде)
Св-ва: 4HMnO4=4MnO2+3O2+2H2O
HMnO4+NaOH=NaMnO4+H2O
HMnO4+NH3*H2O=(<200)NH4MnO4+H2O
Кислота является сильным окислителем: 2HMnO4+14HCl=2MnCl2+5Cl2+8H2O HMnO4+2(NH3*H2O)=(>20)2MnO2+N2+6H2O
^^n2O7
Получение:2KMnO4+H2SO4(конц.)=Mn2O7+K2SO4+H2O
2Mn2O7=4MnO2+3O2
Mn2O7=2MnO2+O3
Mn2O7+H2O=2HMnO4 8
3Me + 8HNO3 = 3Me(NO3)2 +NO + 4H2O Химические свойства железа 3Fe+3O2 +6H2O = 4Fe(OH)3 2Fe + 3Br2 = 2Fe2Br3
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 Fe+ H2SO4 = FeSO4 +H2
Fe + 4HNO3(pas6., гор.) = Fe(NO3)3 + NOT + 2H2O
Концентрированные кислоты — окислители (HNO3, H2SO4) пассивируют железо на холоде, однако растворяют его при нагревании:
Fe + 6HNO3(r) = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O 2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2 +6H2
При высокой температуре (700-900° С) железо реагирует с пaрaми воды: 3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2
Накаленная железная проволока ярко горит в кислороде, образуя окалину — оксид железа (II, III):3Fe+2O2 = Fe3O4
При слабом нагревании железо взаимодействует с хлором и серой, а при высокой температуре — с углем, кремнием и
фосфором.
Оксид железа (II). Оксид железа (II) FeO — черный легко окисляющийся порошок. Амфотерен Получение Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2 Хим. свойства
FeO +2HCl = FeCl2 + H2O FeO + 4NaOH = Na4FeO3+ 2H2O (t)
Оксид железа (III) Fe2O3 — самое устойчивое природное кислородсодержащее соединение железа. Амфотерен.
Поучение Fe2(SO4)3 ^ Fe2O3 + 3SO3,
Хим. Свойства
Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O Гидроксид железа (II)
Получение Fe2+ + 2 OH- = Fe(OH)2 Хим. Свойства
Амфотерен. Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O Fe(OH)2 + 2NaOH = Na2[Fe(OH)4]
Гидроксид железа (III)
Получение 4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3 Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3 Хим. Свойства
Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O Fe(OH)3 + NaOH = NaFeO2 + 2H2O(спл.)
Fe(OH)3 + 3KOH = K3[Fe(OH)6]
Качественная реакция на ион железа (II) - реакция с гексацианоферратом(З) калия K3[Fe(CN)6]
K3[Fe(CN)6 ] +FeCl2 = KFe[Fe(CN)6])j + 2KCl
Качественная реакция на ион железа (III) - реакция с гексацианоферратом(2) калия K4[Fe(CN)6]
K4[Fe(CN)6 ] + FeCl3 = KFe[Fe(CN)6])j + 3KCl
Общая характеристика и химические свойства платиновых металлов.
Платиновые металлы
Платиновые металлы: рутений, осмий, родий, иридий, палладий и собственно платину - элементы 8, 9 и 10 групп периодической таблицы. Их объединяют общие природные источники, особая инертность в металлическом состоянии, большая склонность к образованию комплексных соединений, каталитическая активность.
Природные источники и получение
Плат. металлы встречаются в основном в свободном виде, так называемая самородная платина содержит 80-90% этих металлов.
Технология получения сложна: первоначальную платину обрабатывают царской водкой, при этом Pt и некоторые ме растворяются, а Rh и Ir - нет. Потом слабыми восстаовителями вос-ют ионы ме (кроме Pt) до низшей степени окисления, Pt осаждается в виде малораств. соли (NH4)2[PtCl6]. Нагревают комплекс-получ. платину. Из нерастворившегося в царской водке смеси и раствора получают все остальное, после получения платины.
Хим св-ва.
Все металлы пассивны при комнатной t и устойчивы к многим реагентам, особая устойчивость у Ru, Os, Rh, Ir, наиболее реакционноспособны Pd и Pt. Pd растворяется в конц р-ре HCl в присутсвии O2 и Cl2, реагирует с H2SO4 Pd + 2 H2SO4(конц) = PdSO4 + SO2 + 2 H20 Pd + 4 HNO3(конц) = Pd(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O Pt растворяется только в царской водке или подобных смесях:
Pt + 18 HCl + 4 HNO3 = 3 H2[PtCl6] + 4 NO + 8 H2O
Pt + 2 NO2 + 6 HCl = H2[PtCl6] + 2 NO + 2 H2O
С хлором платиновые металлы реагируют при t красного каления.
Порошки Ru и Os при нагревании окисляются кислородом с образованием RuO2 и OsO4, Rh, Ir и Pd окисляются при t красного каления, Pt не окисляется даже при сильном нагревании. Легко образуют комплексы, их гораздо больше, чем обычных соединений.
Соединения
Для Ru и Os максимальны степени окисления (+8) подтверждаются существованием соединений RuO4 и OsO4. Наиболее стабильны степени окисления +3 (Ru) и +4 (Os), умеренно стабильны степени +5 (Ru) и +6 (Os). Хотя степень +3 наиболее характерна для Rh и Ir, но такие простые ионные соединения не характерны.
Примеры комплексов: K4[Pd(CN)4], Э(Ш2)2(Ш)2, Os(CO)5, Ru(CO)5, Ir2(CO)8, Rh4(CO)12.
Хлориды PdCl2 и PtCl2 образуются при прокаливании порошков металлов в Cl2, растворимы в воде. Раствор PdCl2 используют для обнаружения CO:
PdCl2 + CO + H2O = Pd| + 2 HCl + CO2
Соединения степени окисления +3 наиболее характерны для Ru и Ir: 2 Ru + 3 Cl2 = 2 RuCl3 (Ir-IrCl3)
RuCl3 + 3 KOH = Ru(OH)3 + 3 NaCl
Э(ОН)3, ЭБ3, Э283 сравнительно легко окисляются:
Ir(OH)3 + О2 + 2 Н2О= 4 Ir(OH)4
Для Ru, Os, Pt, Ir ктерны соединения степени окисления +4. Оксиды ЭО2 и гидроксосоединения Э(ОН)4-амфотерны, например:
2 NaOH + Pt(OH)4 = Na2[Pt(OH)6]
Pt(OH)4 + 6 HCl = H2[PtCl2] + 4 H2O
K2[Pt(OH)6] + H2SO4 = H2[Pt(OH)6] K2SO4
Соединения степени окисления +6 характерны для Ru, Ir, Os, Pt.
IrO2 + KNO3 + 2 KOH = K2IrO4 + KNO2 + H2O
Порошки Os, Ir, Pt сгорают во фторе, получаются гексафториды OsF6 и IrF6 неустойчивы. PtF реагирует с благородным газом. Xe + PtF6 = Xe[PtF6]
Соединения в степени окисления +6 гидролизуются, диспропорционируют проявляют ок св-ва:
2 OsF6 + 6 H2O = OsO4 + OsO2 + 12 HF 2 IrF6 + 6 H2O = 2 IrO2 + O2 + 12 HF 2 Na2RuO4 + 2 H2SO4 = 2 RuO2 + O2 + 2Na2SO4 + 2 H2O IrF6 + Cl2 = IrF4 + 2 ClF
Оксиды ЭО3 являются кислотными:
OsO3 + 2 KOH = K2OsO4 + H2O
Соединения со ст ок +8 известны для Ru и Os. Оксид OsO4 образуется пи окислении пороша Os кислородом воздуха. Вариант получения RuO4:
Na2RuO4 + F2 = 2 NaF + RuO4 Оба оксида слабо растворимы в воде:
OsO4 + 2 H2O = H2OsO4(OH)2 RuO4 + 2 H2O = H2RuO4(OH)2 RuO4 разлагается в щелочной среде:
2 RuO4 + 4 KOH = 2 K2RuO4 + O2 + 2 H2O OsO4 легко растворяется в щелочах, получаются перосматы:
OsO4 + 2 NaOH = Na2OsO4(OH)2
Получение железа, никеля, хрома и марганца в промышленности.
|
Скачать 192.31 Kb.