Металлы побочныхподгрупп Подгруппа меди (медь, серебро,

Металлы побочныхподгрупп

Подгруппа меди (медь, серебро, золото) Подгруппа цинка (цинк, кадмий, ртуть) Переходные металлы (хром, марганец, молибден, вольфрам и др. ) Подгруппа железа (железо, кобальт, никель) Платиновая группа (рутений, родий, палладий, осмий, и ридий, платина) Металлы побочных подгрупп

Особенностьюявляется наличие заполненного предвнешнегоd-подуровня, достигаемое за счёт перескокаэлектрона с внешнего s-подуровня. Причина такого явления заключается в высокой устойчивости полностью заполненного d-подуровня. Подгруппа меди. Cu, Ag Серебро Ag [Kr] 4 d 10 5 s 1 0, +1, +3 Медь Cu [Ar] 3 d 10 4 s 1 0, +1, +

при 400– 500°С : 2 Cu + O 2 = 2 Cu. O; при 1000°С : 4 Cu + O 2 = 2 Cu 2 O при 400°С : Cu + S = Cu. S; при выше 400°С : 2 Cu + S = Cu 2 S при нагревании с фтором, хлором, бромом образуются галогениды меди (II) Cu + Br 2 = Cu. Br 2 с йодом – образуется йодид меди (I): 2 Cu + I 2 = 2 Cu. I Медь не реагирует с водородом, азотом, углеродом и кремнием В присутствииуглекислого газаипаровводыеё поверхность покрывается зелёным налётом, представляющим собойосновной карбонат меди(II) (Cu. OH)2 CO 3 Химические свойства меди

Растворяется в разбавленной азотной кислоте: 3 Cu + 8 HNO 3 = 3 Cu(NO 3 ) 2 + 2 NO + 4 H 2 O Реагирует с концентрированными кислотами-окислителями: Cu + 2 H 2 SO 4 = Cu. SO 4 + SO 2 + 2 H 2 O; Cu + 4 HNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + 2 NO 2 + 2 H 2 O Медь растворяется в водном растворе аммиака в присутствии кислорода воздуха с образованием гидроксида тетраамминмеди (II): 2 Cu + 8 NH 3 + 2 H 2 O + O 2 = 2[Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2. Медь окисляется оксидом азота (IV) 2 Cu + NO 2 = Cu 2 O + NO и хлоридом железа(III) Cu + 2 Fe. Cl 3 = Cu. Cl 2 + 2 Fe. Cl 2 Химические свойства меди

Соли Cu 2+ обычно окрашены в голубой или зеленоватый цвет. Образование нерастворимого гидроксида меди (II) голубого цвета: Cu. SO 4+ 2 NH 4 OH = Cu(OH)2 + (NH 4)2 SO 4 Образование красно-бурого осадка гексациано феррата (II) меди. Качественная реакция на Cu 2+ 2 Cu 2+ + [Fe(CN) 6 ] 4− → Cu 2 [Fe(CN) 6 ]↓

При обычных условиях реагирует с серой, образуя сульфид серебра (I): 2 Ag + S = Ag 2 S, при нагревании с галогенами образуются галогениды серебра (I): 2 Ag + Br 2 = 2 Ag. Br. Серебро не реагирует с кислородом, водородом, азотом, углеродом и кремнием. Растворяется в разбавленной азотной кислоте 3 Ag + 4 HNO 3 = 3 Ag. NO 3 + NO + 2 H 2 O Реагирует с концентрированными кислотами-окислителями: 2 Ag + 2 H 2 SO 4 = Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2 H 2 O; Ag +2 HNO 3 = Ag. NO 3 + NO 2 + H 2 O. Химические свойства серебра

Образование белого творожистого осадка Ag+ + Cl- = Ag. Cl↓, растворимого в гидрате аммиака Ag. Cl + 2 NH 4 OH = [Ag(NH 3)2]Cl Образование красного осадка Ag+ + Cr. O 4 — = Ag. Cr. O 4↓ Образование желтого осадка Ag+ +PO 4 3 — = Ag 3 PO 4 ↓ Образование белого-чернеющего осадка Ag+ + S 2 O 3 2 — = Ag 2 S 2 O 3 (разлагается)Качественная реакция на Ag +

Цинк [Ar] 3 d 10 4 s 2 хрупкийпереходный металлголубовато-белогоцвета (тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка). Ртуть [Xe] 4 f 14 5 d 10 6 s 2 один из двух химических элементов (и единственныйметалл), простые вещества которых принормальных условияхнаходятся в жидком агрегатном состоянии Подгруппа цинка. Zn , Hg

На воздухе покрывается оксидной пленкой, при сильном нагреве горит голубоватым пламенем 2 Zn + O 2 = 2 Zn. O При н. у. Zn + Cl 2 = Zn. Cl 2 С парами воды при температуре красного каления Zn + H 2 O = Zn. O + H 2 Вытесняет водород из разбавленых кислот Zn + 2 HCl = Zn. Cl 2 + H 2 С разбавленной HNO 3 4 Zn + 10 HNO 3 = 4 Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3 H 2 O С концентрированными кислотами-окислителями Zn + 2 H 2 SO 4 = Zn. SO 4 + SO 2 + 2 H 2 O; Zn + 4 HNO 3 = Zn(NO 3 ) 2 + 2 NO 2 + 2 H 2 OХимические свойства цинка

Типичный переходный элемент. Zn + 2 H 2 SO 4 = Zn. SO 4 + SO 2 + 2 H 2 O; Zn + 4 HNO 3 = Zn(NO 3 ) 2 + 2 NO 2 + 2 H 2 O Оксид цинка: Zn. CO 3 = Zn. O + CO 2 Zn. O + 2 HCl = Zn. Cl 2 + H 2 O; Zn. O + 2 Na. OH + H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ]. Гидроксид цинка: Zn. Cl 2 + 2 Na. OH = Zn(OH) 2 + 2 Na. Cl Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 = Zn. SO 4 + 2 H 2 O; Zn(OH) 2 + 2 Na. OH = Na 2 [Zn(OH) 4 ] Zn(OH) 2 + 4 NH 3 = [Zn(NH 3 ) 4 ](OH) 2 Химические свойства цинка

Образование нерастворимого основания Zn 2+ + 2 OH — = Zn(OH)2↓ + 2 OH- = [Zn(OH)4] 2 — осадок белого цвета, растворимый в избытке щелочи. Качественная реакция на Zn 2+

Эл. Конфигурация [Ar] 3 d 5 4 s 1 В свободном виде— голубовато-белыйметалл с кубической решеткой, один из самых твердых чистых металлов (уступает толькобериллию, вольфраму иурану). Очень чистый хром достаточно хорошо поддаётся механической обработке. Хром

Оксид хрома (2) — Сr. О – твердое ярко – красное вещество, типичный основной оксид (ему соответствует гидроксид хрома (2) — Сr(ОН) 2 ), не растворяется в воде, но растворяется в кислотах: Сr. О + 2 НСl = Сr. Сl 2 + Н 2 О окисляется на воздухе: 4 Сr. О+ О 2 = 2 Сr 2 О 3 Гидроксид хрома (2) — Сr(ОН) 2 – вещество желтого цвета, плохо растворимо в воде, с ярко выраженным основным характером, поэтому взаимодействует с кислотами: Сr(ОН) 2 + Н 2 SО 4 = Сr. SO 4 + 2 Н 2 ОСоединения хрома Cr 2+

Наиболее устойчивая с. о. хрома. Оксид хрома (3) — Сr 2 О 3 нерастворим в воде, тугоплавкий, по твёрдости близок к корунду, имеет амфотерный характер, однако в кислотах и щелочах растворяется плохо. С концентрированными растворами кислот и щелочей взаимодействует с трудом: Сr 2 О 3 + 6 КОН + 3 Н 2 О = 2 К 3 [Сr(ОН) 6 ] Сr 2 О 3 + 6 НСl = 2 Сr. Сl 3 + 3 Н 2 О Гидроксид хрома (3) Сr(ОН) 3 получают: Сr. Сl 3 +3 КОН = Сr(ОН) 3 ↓ + 3 КСl Легко взаимодействует с кислотами и щелочами, т. е. проявляет амфотерные свойства: Сr(ОН) 3 + 3 НNО 3 = Сr(NО 3 ) 3 + 3 Н 2 О Сr(ОН) 3 + 3 КОН = К 3 [Сr(ОН) 6 ]Соединения хрома Cr 3+

Оксид хрома (6) — Сr. О 3 – темно – красное кристаллическое вещество, хорошо растворимо в воде, типичный кислотный оксид. Этому оксиду соответствует две кислоты: Сr. О 3 + Н 2 О = Н 2 Сr. О 4 (хромовая кислота – образуется при избытке воды) Сr. О 3 + Н 2 О =Н 2 Сr 2 О 7 (дихромовая кислота – образуется при большой концентрации оксида хрома (3)). Оксид хрома (6) – очень сильный окислитель Соединения хрома Cr 6+

В кислой среде раствора хроматы переходят в дихроматы: 2 К 2 Сr. О 4 + Н 2 SО 4 = К 2 Сr 2 О 7 + К 2 SО 4 + Н 2 О В щелочной среде дихроматы переходят в хроматы: К 2 Сr 2 О 7 + 2 КОН = 2 К 2 Сr. О 4 + Н 2 ОХромат и дихромат Хроматы и их растворы имеют желтую окраску, дихроматы – оранжевую. Хромат — ионы Сr. О 42 -и дихромат – ионы Сr 2 О 72 -легко переходят друг в друга при изменении среды растворов

Окислительные свойства Cr 6+ Дихроматы–сильныеокислители. Под действием восстановителей в кислой среде переходятвсолихрома(III) K 2 Cr 2 O 7 +3 Na 2 SO 3 +4 H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4 ) 3 +3 Na 2 SO 4 +K 2 SO 4 +4 H 2 O Качественные реакции на хромат-ион Ba. Cr. O 4 Pb. Cr. O 4 Ag 2 Cr. O

Электронная конфигурация [Ar] 3 d 5 4 s 2 Простое вещество марганец —металл серебристо-белогоцвета. Наряду сжелезоми его сплавами относится кчёрным металлам. Известны пять аллотропных модификаций марганца Один из основных минералов марганца—пиролюзит (Mn. O 2 ), родохрозит (марганцевый шпат, малиновый шпат) Mn. CO 3 Характерные степени окисления марганца: 0, +2, +3, +4, +6, +7 (+1, +5 мало характерны)Марганец

Степени окисления и соединения. Алюминотермическимметодом, восстанавливая оксид Mn 2 O 3, образующийся при прокаливании пиролюзита: Получение марганца

Соли Mn 2+ Mn. Cl 2 Mn. SO

Соединения Mn 4+

Соединения Мn 7+

Кислая среда Нейтральная среда Щелочная среда. Окислительные свойства перманганата, в зависимости от среды реакции