Металлы побочныхподгрупп Металлы побочных подгрупп Подгруппа меди

Металлы побочныхподгрупп

Металлы побочных подгрупп 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, иридий, платина)

Подгруппа меди. Cu, Ag Медь Cu [Ar] 3 d 104 s 1 0, +1, +2 Серебро Ag [Kr] 4 d 105 s 1 0, +1, +3 Особенностью является наличие заполненного предвнешнего d-подуровня, достигаемое за счёт перескока электрона с внешнего s-подуровня. Причина такого явления заключается в высокой устойчивости полностью заполненного d-подуровня.

Химические свойства меди 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 присутствии углекислого газа и паров воды её поверхность покрывается зелёным налётом, представляющим собой основной 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 кислотамиокислителями: 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

Качественная реакция на Cu 2+ 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 2 Cu 2+ + [Fe(CN)6]4− → Cu 2[Fe(CN)6]↓

Химические свойства серебра 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 кислотамиокислителями: 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.

Качественная реакция на Ag+ 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 43 - = Ag 3 PO 4 ↓ Образование белого-чернеющего осадка Ag+ + S 2 O 3 2 - = Ag 2 S 2 O 3 (разлагается)

Подгруппа цинка. Zn, Hg Цинк [Ar] 3 d 10 4 s 2 хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета (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 единственный металл), простые вещества которых при нормальных условиях находятся в жидком агрегатном состоянии

Химические свойства цинка 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 O

Химические 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

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

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

Соединения хрома Cr 2+ 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 О

Соединения хрома Cr 3+ 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 6+ 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

Хромат 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 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 О

Окислительные свойства Cr 6+ Дихроматы – сильные окислители. Под действием восстановителей в кислой среде переходят в соли хрома (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 4

Марганец Электронная конфигурация [Ar] 3 d 5 4 s 2 Простое вещество марганец — металл серебристо- белого цвета. Наряду с железом и его сплавами относится к чёрным 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)

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

Соли Mn 2+ Mn. Cl 2 Mn. SO 4

Соединения Mn 4+

Соединения Мn 7+

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