Ti, Zr, Hf, (Rf) (n-1)d^2 ns^2

1. Степени окисления: Ti +4, +3, (+2); Zr +4, (+3, +2); Hf +4, (+3, +2). Устойчивость СО +4 падает в этом ряду. Радиусы атомов увеличивается так: Ti -> Zr <-Hf. Энергия ионизации растет. Для Ti характерно координационное число 6 реже 4, для Zr и Hf кроме того – 7 и 8.

2. В виде простых веществ это серебристо-белые металлы. T кипения и плавления возрастают. Эти металлы используются в промышленности. Ti очень легкий металл, Zr не поглощает нейтроны и его используют для оболочек реакторов.

3. Взаимодействие с кислотами:

HCl, H2SO4(р) – при комн.t не реагир., при нагревании: 2Ti + 6HCl = 2TiCl3 + 3H2 (TiCl3 – фиолетовый) Zr, Hf – не реагир. HF: Э + 6HF = H2[ЭF6] + 2H2

HNO3(к) пассивирует эти элементы H2SO4(к): мелкораздробленный при нагревании: Э + 5H2SO4 = H2[Э(SO4)3] + 2SO2 + H2O

4. Взаимодействие с щелочами При комн.t не реагир. При нагревании с концентрир. Щелочью: Ti + 2NaOH + H2O = Na2TiO3 + 2H2

5. Соединения

СО +4. Оксиды TiO2, ZrO2, HfO2. Гидроксиды ЭО2*nН2О получают косвенным путем.

TiCl4 + 4NaOH = Ti(OH)4 + 4NaCl такие гидроксиды не растворяются в кислотах и щелочах.

Галогениды: TiCl4 – жидкость, TiCl4 + 3H2O = TiO2*H2O + 4HCl

СО +3. Оксид TiO3 и оснОвный гидроксид Ti(OH)3. TiCl3 + 3NaOH = Ti(OH)3 + 3NaCl

4Ti(OH)3 + O2 + 2H2O = 4Ti(OH)4

 

33/металлы 5 группы. Строение атомов. Проявляемые степени окисления и их устойчивость. Физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды, их кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. V, Nb, Ta, (Db) (n-1)d^2 ns^3

1. Степени окисления: V +5, +4 (+3, +2) Nb +5, +4 (+3) Ta +5, +4 (+3). У V наиболее устойчивая +4, у Nb и Ta - +5. Радиусы атомов растут, но у Nb и Ta они почти равны. энергия ионизации также растет.

2. В виде простых веществ эти элементы серые тугоплавкие металлы. Tплавления и кипения растут.

3. Взаимодействия с кислотами.

HCl, H2SO4(k) не реагируют

HF: M + 12HF = 2H[MF6] + 5H2

HNO3(k), H2SO4(k) – только V: V + 6HNO3 = VO2NO2 + 5NO2 + 3H2O; V +6H2SO4 = (VO2)2SO4 + SO2 + H2O VO2^+ - ванадин-ион

4. С щелочами металлы не реагируют.

5. Соединения.

Оксиды М2О5: Nb2O5, Ta2O5 – не растворимы в воде. Кислотах, щелочах. V2O5 + H2O = 2HVO2 (метаванадиевая кислота) этот оксид обладает и кислотными и основными свойствами: V2O5 + 6NaOH = 2Na2VO4 + 3H2O (соль ортованадиевой ксилоты)V2O5 + 2H^+ = 2VO2^+ + H2O Оксид VO2 тоже амфотерен: VO2 + 2NaOH = Na2VO3 + H2O; VO2 + H2SO4 = VOSO4 + H2O; VO^2+ - ванадин-ион(2) утойчивый. Оксиды V2O3, VO – обладают только основными свойствами. V2O3 + 3H2SO4 = V2(SO4)3 + 3H2O; VO + H2SO4 = VSO4 + H2O

Оксислительно-восстановительные свойства: СО +5, +4 – VO3^-, VO2^+ - окислители, СО +3,+2 – V^3+, V^2+ - восстановители. Наиболее устойчивый VO^2+. Цепь переходов: VO3^-(белый) -> VO2(желтый) -> VO^2+(синий) -> V^3+(зеленый) -> V^2+(фиолетовый)

 

34. Cr, Mo (n-1)d^5 ns^1, W 5d^4 6s^2 (перескок электрона)

1. Степени окисления: Cr +2, +3, +6; Mo +6, (+3); W +6,(+3). Атомный радиус возрастает, но у Mo и W почти равен, энергия ионизации растет.

2. В виде простых веществ это серовато-белые блестящие металлы. Температуры плавления и кипения возрастают.

3. Взаимодействие с кислотами

HCl: Cr + HCl = CrCl2(синий-голубой) + H2 (без доступа воздуха); 2Cr + 6HCl = 2CrCl3(зеленый) + 3H2 (на воздухе); Mo не реагирует. Эти элементы не реагируют с H2SO4(k), HNO3(k), HNO3(р) Mo (W) + 8HCl(HF) + 2HNO3 = H2Mo(W)Cl(F)6 + 2NO + 4H2O, Cr не реагирует.

4. Взаимодействие с щелочами: не реагируют

5. Соединения: СО +6

Оксиды МО3. Это кислотные ангидриды кислот. CrO3 – нестабилен (Cr2O3), WO3, MoO3 – устойчивы. Кислоты: CrO3 + H2O = H2CrO4 (хромат); 2CrO3 + H2O = H2Cr2O7 (дихромат) эти кислоты в чистом виде не существуют – только в виде солей. В кислой среде CrO4^2- -> Cr2O7^2-, при наличие OH-групп – наоборот. MoO3, WO3 с водой не реагируют. Слабые молибденовую и вольфрамовую кислоты получают косвенным путем. Соли. В ряду CrO4^2-, MoO4^2-, WO4^2- возрастает устойчивость этой степени окисления и падают окислительные свойства. WO4^2- вольфрамат, MoO4^2- молибдат. Cr2O7^2- + 5I^- + 14H^+ = 2Cr^3+ + 3I2 + 7H2O; 5MoO4^2- + 10H^+ + SO3^2- = Mo5O14 + SO4^2- + 5H2O;

5WO4^2- + Zn + 12H^+ = W5O14 + Zn^2+ + 6H2O. Mo5O14, W5O14 – не растворимы, молибденовая и вольфрамовая синь. Соединения СО + 3 (только Cr) Оксид Cr2O3 не растворим в воде, кислоте, щелочах Гидроксид Cr(OH)3 получают: CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3 + 3NaCl, он нерастворим и амфотерен: в кислой среде переходит в Cr(H2O)6^3+, в щелочной: [Cr(OH)4]^- и дальше в [Cr(OH)6]^3- Соли гидролизуются: [Cr(H2O)6]^3+ + H2O = [Cr(H2O)5OH]^2+ +H^+ Cr образует комплексы, его координационное число равно 6. [CrCl6]^3-, [Cr(CN)6]^3-, [Cr(C2O4)3]^3-.

Соединения СО +2 (только Cr) CrO, Cr(OH)3 – основные свойства, воостановители.

 

35. Соединения: СО +6

Оксиды МО3. Это кислотные ангидриды кислот. CrO3 – нестабилен (Cr2O3), WO3, MoO3 – устойчивы. Кислоты: CrO3 + H2O = H2CrO4 (хромат); 2CrO3 + H2O = H2Cr2O7 (дихромат) эти кислоты в чистом виде не существуют – только в виде солей. В кислой среде 2CrO4^2- + 2H^+ = Cr2O7^2- + H2O, при наличие OH-групп – наоборот. MoO3, WO3 с водой не реагируют. Слабые молибденовую и вольфрамовую кислоты получают косвенным путем: 2KOH + WO3 = K2WO4 + H2O

Соли. В ряду CrO4^2-, MoO4^2-, WO4^2- возрастает устойчивость этой степени окисления и падают окислительные свойства. WO4^2- вольфрамат, MoO4^2- молибдат. Cr2O7^2- + 5I^- + 14H^+ = 2Cr^3+ + 3I2 + 7H2O; 5MoO4^2- + 10H^+ + SO3^2- = Mo5O14 + SO4^2- + 5H2O;

5WO4^2- + Zn + 12H^+ = W5O14 + Zn^2+ + 6H2O. Mo5O14, W5O14 – не растворимы, молибденовая и вольфрамовая синь. Соединения хрома(6) – сильные окислители, в ОВР переходят в производные хрома(3). В нейтральной среде – гидроксид хрома: Cr2O7^2- + 3(NH4)2S + H2O = 2Cr(OH)3 + 3S + 6NH3 + 2OH^-; в кислой – производные катиона: Cr2O7^2- + 3SO3^2- + 8H^+ = 2Cr^3+ + 3SO4^2- + 4H2O;

в щелочной – производные анионного комплекса: 2Cr2O7^2- + 3(NH4)2S + 2OH^- + 2H2O = 2[Cr(OH)6]^3- + 3S + 6NH3. Наибольшая окислительная способность в кислой среде. Окислительные свойства производных Mo, W проявляютсяишь при взаимодействии с наиболее сильными восстановителями.

 

36. 3d^5 4s^1. Характерные степени окисления хрома +3 и в меньшей степени +6, возможны также и другие. Типичное координационное число – 6 и 4. для СО +2 характерны катионные комплексы, для +3 и катионные и анионные, для +6 только анионные. Хром реагирует с разб. HCl, H2SO4. Cr + HCl = CrCl2(синий-голубой) + H2 (без доступа воздуха); 2Cr + 6HCl = 2CrCl3(зеленый) + 3H2 (на воздухе); в конц. HNO3, H2SO4 – пассивируется. Соединения: СО +6 Оксиды МО3. Это кислотные ангидриды кислот. CrO3 – нестабилен (Cr2O3), Кислоты: CrO3 + H2O = H2CrO4 (хромат); 2CrO3 + H2O = H2Cr2O7 (дихромат) эти кислоты в чистом виде не существуют – только в виде солей. В кислой среде CrO4^2- -> Cr2O7^2-, при наличие OH-групп – наоборот. Соли. Соединения хрома(6) – сильные окислители, в ОВР переходят в производные хрома(3). В нейтральной среде – гидроксид хрома:

Cr2O7^2- + 3(NH4)2S + H2O = 2Cr(OH)3 + 3S + 6NH3 + 2OH^-; в кислой – производные катиона:

Cr2O7^2- + 3SO3^2- + 8H^+ = 2Cr^3+ + 3SO4^2- + 4H2O; в щелочной – производные анионного комплекса:

2Cr2O7^2- + 3(NH4)2S + 2OH^- + 2H2O = 2[Cr(OH)6]^3- + 3S + 6NH3. Наибольшая окислительная способность в кислой среде. Соединения СО + 3 –наиболее устойчивая. Оксид Cr2O3 не растворим в воде, кислоте, щелочах. Гидроксид Cr(OH)3 получают: CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3 + 3NaCl, он нерастворим и амфотерен: в кислой среде переходит в Cr(H2O)6^3+, в щелочной: [Cr(OH)4]^- и дальше в [Cr(OH)6]^3- Соли гидролизуются: [Cr(H2O)6]^3+ + H2O = [Cr(H2O)5OH]^2+ +H^+

Cr образует комплексы, его координационное число равно 6. [CrCl6]^3-, [Cr(CN)6]^3-, [Cr(C2O4)3]^3-. Соединения СО +2

CrO, Cr(OH)3 – основные свойства, сильные восстановители.

 

37. кислоты хрома и их соли. Равновесие между хромат и дихромат ионами. Окислительно-восстановительные свойства хрома в разный степенях окисления. Соединения: СО +6 Оксиды МО3. Это кислотные ангидриды кислот. CrO3 – нестабилен (Cr2O3), Кислоты: CrO3 + H2O = H2CrO4 (хромат); 2CrO3 + H2O = H2Cr2O7 (дихромат) эти кислоты в чистом виде не существуют – только в виде солей. В кислой среде 2CrO4^2- + 2H^+ = Cr2O7^2- + H2O, при наличие OH-групп – наоборот. Соли. Соединения хрома(6) – сильные окислители, в ОВР переходят в производные хрома(3). В нейтральной среде – гидроксид хрома: Cr2O7^2- + 3(NH4)2S + H2O = 2Cr(OH)3 + 3S + 6NH3 + 2OH^-; в кислой – производные катиона: Cr2O7^2- + 3SO3^2- + 8H^+ = 2Cr^3+ + 3SO4^2- + 4H2O; в щелочной – производные нионного комплекса: 2Cr2O7^2- + 3(NH4)2S + 2OH^- + 2H2O = 2[Cr(OH)6]^3- + 3S + 6NH3. Наибольшая окислительная способность в кислой среде. Соединения СО + 3 –наиболее устойчивая. Оксид Cr2O3 не растворим в воде, кислоте, щелочах Гидроксид Cr(OH)3 получают: CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3 + 3NaCl, он нерастворим и амфотерен: в кислой среде переходит в Cr(H2O)6^3+, в щелочной: [Cr(OH)4]^- и дальше в [Cr(OH)6]^3- Соли гидролизуются: [Cr(H2O)6]^3+ + H2O = [Cr(H2O)5OH]^2+ +H^+ Cr образует комплексы, его координационное число равно 6. [CrCl6]^3-, [Cr(CN)6]^3-, [Cr(C2O4)3]^3-. Соединения СО +2. CrO, Cr(OH)3 – основные свойства, сильные восстановители.