Сообщение на тему металлы побочных подгрупп

Обновлено: 05.07.2024

К металлам побочных подгрупп периодической системы Д. И. Менделеева относятся все d-элементы. Таких подгрупп 10: скандия, титана, ванадия, хрома, марганца, железа, кобальта, никеля, меди и цинка. Здесь рассматриваются общие характеристики подгрупп хрома и семейства железа.
Побочную подгруппу VI группы составляют следующие элементы - хром Cr, молибден Мо и вольфрам W. Хром возглавляет побочную подгруппу 4 группы. На внешнем энергетическом уровне атомов хрома и молибдена содержится по одному электрону, вольфрама - два электрона, что обусловливает металлический характер этих элементов и отлично от элементов главной подгруппы.

Прикрепленные файлы: 1 файл

Документ Microsoft Word.doc

Побочную подгруппу VI группы составляют следующие элементы - хром Cr, молибден Мо и вольфрам W. Хром возглавляет побочную подгруппу 4 группы. На внешнем энергетическом уровне атомов хрома и молибдена содержится по одному электрону, вольфрама - два электрона, что обусловливает металлический характер этих элементов и отлично от элементов главной подгруппы. В соответствии с числом валентных электронов они проявляют максимальную степень окисления +6 и образуют оксиды типа RO₃, которым соответствуют кислоты общей формулы H₂RO₄. Сила кислот закономерно снижается от хрома к вольфраму. Большинство солей этих кислот в воде малорастворимо, хорошо растворяются только соли щелочных металлов и аммония.

Элементы подгруппы хрома проявляют также степени окисления +5, +4, +3, +2. Но наиболее типичны соединения высшей степени окисления, которые во многом весьма похожи на соответствующие соединения серы. С водородом элементы подгруппы хрома соединений не образуют.

С ростом порядкового номера в подгруппе возрастает температура плавления металлов. Вольфрам плавится при 3390 °С. Это самый тугоплавкий металл. Поэтому его используют для изготовления нитей в электрических лампочках накаливания.

Металлы подгруппы хрома в обычных условиях весьма устойчивы к воздействию воздуха и воды. При нагревании взаимодействуют с кислородом, галогенами, азотом, фосфором, углем, кремнием и др. Известны их многочисленные сплавы с другими металлами. Сплавы и сами металлы - весьма ценные материалы современной техники.

По физическим и химическим свойствам молибден и вольфрам сходны между собой и несколько отличаются от хрома. Химическая активность металлов в ряду хром - молибден - вольфрам заметно понижается.

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 3 d- орбиталей . Хром и медь имеют на 4 s- 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 3 d- орбиталей, образующих 3 d- подоболочку, имеется по одному электрону. Такая подоболочка является полузаполненной. В атоме меди на каждой из пяти 3 d- 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 плот ностью по сравнению с другими металлами. Это объясняется сравнительно малыми радиусами их атомов. Атомные радиусы этих металлов мало изменяются в этом ряду.

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

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

Хром — твердый голубовато-белый металл. При высоких температурах горит в кислороде с образованием С r ₂ О ₃ , реагирует с парами воды

и с галогенами, образуя галогениды состава С r На l ₃ . Хром (так же, как алюминий) пассивируется холодными концентрированными Н ₂ S О ₄ и Н N О ₃ . Однако при сильном нагревании эти растворяют хром:

С r + 6 Н N О _3(конц) = С r(N О ₃ ) ₃ + 3 NO ₂ ↑ + 3 Н ₂ О.

При обычной температуре хром растворяется в разбавленных кислотах (НС l, Н ₂ S О ₄ ) с выделением водорода, образуяС r 2+ . По своим свойствам соли С r 2+ похожи на соли F е 2+ . Обрабатывая их растворы щелочами, получают желтый осадок гидроксида хрома ( II):

С r С l ₂ + 2 Na ОН = С r( ОН) ₂ ↓ + 2 Na С l.

При прокаливании С r( ОН) ₂ в отсутствие кислорода образуется оксид хрома ( II) С r О.

Соли Cr 3+ сходны с аналогичными солями алюминия. При действии щелочей на соли С r 3+ выпадает студнеобразный осадок гидроксида хрома ( III) зеленого цвета:

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

так и в щелочах с образованием тетрагидроксихромитов, т.е. солей, в которых С r 3+ входит в состав аниона:

В результате прокаливания С r( ОН) ₃ получают оксид С r ₂ О ₃ - зеленые кристаллы, нерастворимые в воде. Этот оксид получают также прокаливанием дихроматов калия и аммония

При сплавлении С r ₂ О ₃ со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения С r +3 , растворимые в воде:

С r ₂ О ₃ + 2 Na ОН = 2 Na С r О ₂ + Н ₂ О↑,

Наиболее важными соединениями хрома в высшей степени окисления +6 являются оксид хрома ( VI) С r О ₃ , хромат ( VI) калия К ₂ С r О ₄ и дихромат ( VI) калия К ₂ С r ₂ О ₇ .

Оксид хрома ( VI) — ангидрид хромовой Н ₂ С r О ₄ и дихромовой Н ₂ С r ₂ О ₇ кислот, представляет собой ярко-красные кристал лы, растворимые в воде. Он также реагирует со щелочами, образуя желтые хроматы С r О ₄ 2- :

В кислой среде ион CrO ₄ 2- превращается в ион С r ₂ О ₇ 2- . В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

Металлическое железо получают восстановлением его оксидов; реагируя с водяным паром, оно образует смешанный оксид железа ( II, III) F е O . F е ₂ О ₃ :

На воздухе в присутствии влаги ржавеет:

4 F е + 3 O ₂ + 6 Н ₂ О = 4 F е(ОН) ₃ .

С галогенами оно образует галогениды железа ( III)

2 F е + 3 В r ₂ = 2 F еВ r ₃ ,

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

Концентрированные (Н N О ₃ , Н ₂ S О ₄ ) пассивируют железо на холоде, однако растворяют его при на гревании:

F е + 6 Н N О _3(конц) = F е( N О ₃ ) ₃ + 3 N О ₂ ↑ + 3 Н ₂ О.

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

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

F е S О ₄ + 2 Na ОН = F е(ОН) ₂ ↓ + Na ₂ S О ₄ .

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

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

Это — один из анионных комплексов железа ( III).

Отметим еще две важные комплексные соли железа: гексацианоферрат ( II) калия К ₄ [ F е(С N) ₆ ] ( желтая кровяная соль) и гексацианоферрат ( III) калия К ₃ [ F е(С N) ₆ ] ( красная кровяная соль), являющиеся реактивами для качественного определения ионов F е 3+ и Fe 2+ соответственно.

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

4 К ₄ [ F е(С N) ₆ ] + 4 F е 3+ = 4 К F е III [F е II ( С N) ₆ ]↓ + 12 К + . (*)

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

3 К ₃ [ F е(С N) ₆ ] + 3 F е 2+ = 3 К F е II [F е III ( С N) ₆ ]↓ + 6 К + . (**)

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

К F е III [F е II ( С N) ₆ ] = К Fe II [F е III ( С N) ₆ ].

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

С u + 2 Н ₂ S О _4(конц) = С uS О ₄ + S О ₂ ↑ + 2 Н ₂ О,

3 Cu + 8 Н N О _3(разб) = 3 С u(NO ₃ ) ₂ + 2 NO↑ + 4 Н ₂ О.

Известны соединения меди со степенями окисления +1 и +2, из которых последние более устойчивы. Одновалентная медь об разует либо нерастворимые Хлорид меди ( I) растворяется в концентрированном растворе аммиака с образованием комплексной соли хлорида диамминмеди ( I)[ С u(N Н ₃ ) ₂ ]С l; так же в аммиаке растворяется оксид меди ( I):

С u С l + 2 N Н ₃ = [С u(N Н ₃ ) ₂ ]С l,

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

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

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

Для учеников 1-11 классов и дошкольников
Бесплатные сертификаты учителям и участникам

Дата ______ Урок № 36/37 Класс 11

Учитель: Веремьева Р.И.

Предмет химия

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

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

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

- 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

1) Исторические данные

2) Строение атома

3) Физические свойства

4) Химические свойства

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

IV. Изучение нового материала

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

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

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

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 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)

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 + O 2 б) Cr + H 2 SO 4 в) Cu + Cl 2

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

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

веществами x и y могут быть соответственно

а) Cl ₂ , H ₂ O б) Cl ₂ , NaOH в) NaCl , KOH г) HCl , KOH

VI .Итог урока.

VII .Рефлексия.

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

У элементов III В группы атомные радиусы возрастают , химическая активность увеличивается, благодаря чему они проявляют большее сходство с элементами главных подгрупп, чем побочных. По реакционной способности элементы подгруппы скандия уступают лишь щелочным и щелочноземельным металлам.

В периодах слева направо металлические свойства уменьшаются.

Минимальные восстановительные свойства проявляют тяжелые металлы VIIIB и IB – групп. За свою инертность они названы благородными.

В химических реакциях электроны d-орбиталей участвуют после того, как оказываются использованными s-электроны внешнего энергетического уровня.

В образовании связей могут участвовать все или только часть d-электронов предпоследнего энергетического уровня, поэтому образуются соединения с различной валентностью или степенью окисления (кроме d-элементов II и III групп).

Например, характерными для элементов VIII В группы являются следующие степени окисления (в скобках – наиболее устойчивые):

Fe Co Ni семейство железа

Ru Rh Pd легкие платиновые металлы

О s Ir Pt тяжелые платиновые металлы

Таким образом,

особенностями электронного строения d-элементов обусловлены и их свойства:

а) большое разнообразие проявляемых валентностей и степеней окисления;

б) способность образовывать различные комплексные соединения;

в) каталитическая активность.

Физические свойства d- металлов

Физические свойства переходных металлов зависят от электронного строения, от числа неспаренных d-электронов, которые могут участвовать в образовании связей.

Металлы, у которых по3–4 неспаренныхd-электрона (VВ и VIВ группы), имеют максимальную температуруплавления и кипения.

Переходные металлы, имеющиена внешнемs-подуровне один электрон, как правило, имеют более высокую электрическую проводимость (Cr, Мo и особенно Cu, Ag, Au).

Химические свойства d -металлов

Все d-элементы являются восстановителями. Восстановительная способность в растворах в пределах периода уменьшается.

Наиболее сильными восстановителями являются металлы IIIВ группы.

У большинства d-элементов образуются защитные оксидные пленки , вызывающие их пассивацию и предохраняющие их от коррозии. Наиболее склонны к пассивации металлы IVВ–VIВ групп.

Элементы IIIВ и IIВ групп (кроме ртути) легко взаимодействуют с разбавленными кислотами, а лантан взаимодействует и с водой.

Не взаимодействуют с разбавленными кислотами металлы IВ группы, ртуть и платиновые металлы (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Сравнение некоторых свойств металлов

Характе-ристика

s -металлы

Физические свойства

р-металлы

Реакция с водой

Мягкие, легкоплавкие

d- металлы

Более твердые и тугоплавкие, чем

s -металлы

Реагируют бурно

Реакция с неметаллами

Еще более твердые и тугоплавкие, чем

Реагируют медленно с холодной водой

Реагируют бурно

Реакция с водородом

Реагируют не так активно, как s -металлы

Образуют ионные гидриды

Свойства ионов

Не образуют гидридов

Обычно ионная

Как правило ковалентная или комплексные ионы

Некоторые образуют гидриды

Образуют простые ионы

Комплексные ионы

Простые ионы с заполненной d- оболочкой. Легко образуют комплексные ионы

Степень окисления

Некоторые образуют простые ионы, чаще – разнообразные комплексные ионы

Ст. ок. равна номеру группы

Часто ярко окрашенные

Ст. ок. равна номеру группы N или N -2

Разная, отличающаяся на 1, обычная +2 или +3

Строение и свойства соединений d -элементов зависят от степени окисления металла

Степень окисления элемента

Низшая

Свойства соединений

восстановительные

Промежуточная

Высшая

Амфотерные, окислительно-восстановительные

Mo 2+ , V 2+ , Mn 2+ , Cu + , Fe 2+

окислительные

Ковалентно-полярный

Преимущественно ковалентный

Mo 3+ , Mn 4+ , Cr 3+ , Fe 3+

Mo 6+ , V 5+ , Mn 7+ , Cr 6+

Оксиды и гидроксиды d -элементов

Переходные металлы реагируют с кислородом, образуя оксиды ( искл . Ag, Au) . Почти все они нерастворимы в воде, черного или иного цвета. Обладают заметной ковалентностью связей.

Оксид железа ( II ) FeO,

магнитный железняк (магнетит) Fe 3 O 4

и красный железняк (гематит) Fe 2 O 3 (в чашке).

Оксид хрома С r 2 O 3

Гидроксиды переходных металлов получают добавлением щелочей к растворам, содержащим соответствующие ионы металла. Цвет образующегося осадка часто используют для идентификации присутствующего металла. Все осадки гелеобразны вследствие гидратации и обладают основными свойствами. Некоторые амфотерны, а некоторые образуют растворимые комплексы с аммиаком:

Осадок

Реакция

Cr(OH) 3

с NaOH (водн.)

зеленый

Mn(OH) 2

с NH 3 (водн.)

бежевый

CrO 3 3-

Fe(OH) 2

Fe(OH) 3

зеленый

ржавый

Co(OH) 2

Ni(OH) 2

розовый

зеленый

[Co(OH) 4 ] 2-

Cu(OH) 2

[Co(NH 3 ) 6 ] 2+

голубой

Zn(OH) 2

[Ni(NH 3 ) 4 ] 2+

бесцветный

[Cu(NH 3 ) 4 ] 2+

[Zn(OH) 4 ] 2-

[Zn(NH 3 ) 4 ] 2+

Свойства соединений d -элементов

С ростом степени окисления атома металла кислотные свойства соответствующих соединений усиливаются:

M о 2 O 3

MoO 3

MnO 2

Основные

свойства

Амфотерные

свойства

MnO 3

Mn 2 O 7

Кислотные

свойства

В пределах одной подгруппы для гидроксидов и оксидов

d -элементов в одинаковой степени окисления характерно

увеличение основных свойств:

Группа III В

Sc(OH) 3

Слабое

основание

Y(OH) 3

La(OH) 3

Сильное

основание

В периоде кислотные свойства гидроксидов в высшей степени окисления металла усиливаются:

Ti(OH) 4 – HVO 3 – H 2 CrO 4 – HMnO 4 – H 2 FeO 4

Читайте также: