Михаил Бармин - Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач
Cr (H2O) 6 + O2 +H+ → [Cr(H2O) 6]3+
Соединения Cr(II) являются настолько сильными восстановителями, что при отсутствии окислителей идет процесс восста-новления H2O с выделением водорода
Cr2+Cl + H2O → Cr(OH )Cl2 + H2↑
Cr (III )
Для Cr(III) известно очень большое количество химических соединений, в особенности комплексных соединений, катионного, анионного и нейтральных типов. Оксид Cr(III): Cr2 O3 – темно-зеленый порошок, температура плавления 2265° С. Под названием «зеленый крон» используется для изготовления красок. Cr2O3 не взаимодействует при обычной температуре с водой, кислотами и основаниями.
K2S2O7 →K2SO4 + SO3
Cr2O3 +SO3→ Cr2 ( SO4) 3 (основное свойство)
В расплаве щелочи проявляются кислотные свойства оксида
Cr(III)
Cr2O3 + SO2 → CrO2 + H2O Cr2O3 обладает амфотерными свойствами
Cr(OH)3 – соединение переменного состава, (Cr2O3 ∙ nH2O) обладают амфотерными свойствами
При взаимодействии с кислотами образуются в водном растворе аквакомплекс синефиолетового цвета
[Cr(H2O)6]3+
При выпаривании водных растворов образуется устойчивый кристаллогидрат.
КCr(SO4)2 – хромокалиевые квасцы (используются в кожевен-но-обувной промышленности)
Cr(OH)3 + NaOH – Na3[Cr(OH)7]-3
на примере комплексных соединений Сr можно проследить явление изомерии
1) [Cr(OH ) 6]Cl3 CrCl3∙6H2O
сине-фиолетовый цвет
2) [Cr(H2O) 5Cl] Cr2∙H2O
сине-зеленый цвет
3) [Cr(H2O)4Cl2] Cl2∙H2O
темно-зеленый цвет
Данное явление получило название – ионизационная изомерия. В водных растворах соединения Cr(III) – легко гидролизуется.
[Cr(OH)6]3+
Cr(III) способен при взаимодействии с аммиаком образовывать комплексные соединения – аммиакаты, неустойчивость в водных растворах.
CrO3 представляет собой кристаллическое красное вещество, является очень сильным окислителем, взаимодействует с органическими веществами со взрывом.
При взаимодействии CrO3 + H2O → H2CrO4
Н2CrO4 известна только в растворах (нестабильна). Устойчивыми являются ее соли, которые называются хроматами. Цвет их в водном растворе – желтый. Окрашиваются ионы CrO4 – в желтый цвет. Хроматы получаются при действии сильных окислителей на соединениях Cr3+.
В зависимости от кислотности среды в водных растворах возможны равновесия между различными ионами
2CrO4 + H2SO4 → CrO3 + K2SO4 + H2O
водном растворе при рН>6 имеются только хромат-ионы в растворе желтого цвета. При подкислении происходит установление другого равновесия
2 CrO42– + 2H+ → 2HCrO4 → Cr2O7 + H2O
K2Cr3O13
тетрахромат
K2Cr3O10
трихромат
Cr2 O7 является производным неустойчивой двухромовой кислоты, Н2CrO7 для которых известны стабильные устойчивые соли, называются двухроматами. Наибольшее практическое значение имеют дихроматы щелочных металлов, которые используются в качестве сильных окислителей. Кристаллические Nа и К соли, носят название хромпески. Но в действительности в водных растворах возможно образование трихроматов, тетрахрома
тов, полихроматов.
K2Cr2O7
дихромат
Соединения хрома +6 являются сильными окислителями и используются с этой целью в химии и химической технологии. В процессе окисления образуются соединения хрома с устойчивыми степенями окисления +3.
Следует отметить, что наиболее сильными окислительными способностями обладают соединения Cr +6 в кислой среде.
Применение:
Сталь.
Химически устойчивые соединения (сплавы).
Получение феррохрома.
Молибден, Вольфрам, Мо, W.
ЛЕКЦИЯ 29.
Элементы VI-А группы
О, S, Se, Te, Po
Наличие соответствующих p-орбиталей
Для O характерным является степень окисления: -2, -1, +2. Для остальных элементов характерны следующие степени
окисления: -2, +4, +6, (+2)
Физические свойства
O, S, Se, Te, носят название халькогенов, что означает «образующие руды»
O
S
Se
Te
Po
r, нм
0,66
1,04
1,16
1,7
1.64
J, эв
13,61
10,36
9,75
9,01
8.43
р, г/см2
1,13
2,07
4,82
6,25
9,5
T ,С
–218,8
112,8
220,5
450
250
Относ.элек.
3,5
2.5
2,4
2.1
–
Таким образом, вниз постепенно уменьшается окислительная способность их, следовательно, возрастает их восстановительная способность.
Селен, Теллур, Полоний
Общее содержание
6 ∙ 10-5 6 ∙ 10-6
Se, Te относится к числу расс.элементов. В природе встречается как сопутствующий в сульфидных рудах Se, Te является полиизотопным элементом. Для Se известно 3 модификации, одна из которых является кристаллической. Для Те – 2 модификации. Эти модификации определяют пространственным строением атомов.
Se, Те не взаимодействуют с разбавленными НСl и H2SO4, од-нако взаимодействуют с НNO3
S + HNO3 →H2SO4 + NO2↑ + H2O
Se + HNO3 → H2SeO3 + NO2↑ + H2O
Н2ТеО3 – теллуристая кислота
В этих соединениях известны гидриды: Н2Э, которые получают или непосредственно взаимодействующих элементов или действием минеральными кислотами на соответствующие производные металлов.
Все гидриды этих элементов (кроме Н2О) представляют собой газообразные вещества с резким неприятным запахом, устойчивость уменьшается от О к Ро. При растворении в Н2О образуются слабые кислоты, причем сила кислот возрастает сверху вниз. Все эти кислоты образуют кислые или средние соли.
Na2Se + H2O ↔ NaHSe + NaOH
Se и Te образуют 2 вида оксидов элементов: SeO2, TeO2 (кристаллические вещества); SeO3, TeO3
Оксиды Se(+4,+6) растворяются в воде с образованием соответствующих кислот. Оксиды Te плохо растворимы в воде, поэтому соответствующие кислоты получаются косвенным путем. H2SeO3 – селенистая кислота, H2TeO3 – теллуристая кислота. Эти кислоты растворимы в воде.
При взаимодействии со щелочами образуются как кислые, так и средние соли. Устойчивость кислот возрастает сверху вниз, но сила их возрастает в обратном порядке, т.е. селенистая кислота – более сильная.
Эти кислоты обладают окислительно-восстановительными свойствами.
H2SeO4 – селеновая кислота, H2TeO4 – теллуровая кислота.
Получается при действии на H 2SeO3 и H2TeO 3 сильных окислителей (например, при действии HNO3 в смеси с хромовой кислотой H2CrO4) или при действии хлорной кислоты – HСlO4.
Селеновая кислота является более сильной кислотой, по сравнению с H2SO4, а теллуровая кислота – слабая.
H2TeO4 2H2O (H6TeO6) – ортотеллуровая кислота
H2SeO4 и H2TeO4 – известны как средние, так и кислые соли.
Применение
Se применятся при изготовлении полупроводников, в качестве фотоэлементов, выпрямитель переменного тока, в телевидении, при изготовлении оптических стекол, керамики, в сталели-тейной промышленности в качестве добавок, в электрографии, в ксерографии.
Te применяется при создании солнечных батарей, в лазерной технике, для легирования свинца.
ЛЕКЦИЯ 30
Элементы V-А группы
Общая электронная конфигурация: ns2p 3 Характерная степень окисления: -3, +3, +5
N
P
As
Sb
Bi
P,А
0,71
1,3
1,48
1,61
1,82
J,эв
14,53
10,48
9,81
8,64
7,29
p,г/см2
1,026
1,83
5,7
6,6
9,8
T плавл.
–20,29
44,1
814
630
271
N, P – типичные неметаллы. As, Sb – амфотерные свойства.
Bi – преобладающие металлические свойства. Восстановительные свойства возрастают сверху вниз.
Все элементы образуют гидриды (Э-3Н3), за исключением N, его гидриды образуются косвенным путем. Устойчивость гидридов уменьшается сверху вниз.
Кроме гидридов эти элементы образуют 2 типа устойчивых оксидов: (Э2+5О5) и (Э2+3О3). Э2О5 – кислотные оксиды, при взаи
модействии с водой образуют два типа гидроксидов, обладающих кислотными свойствами НЭ+5О3, Н3 Э+5О4 . В этом случае образуется два типа гидроксидов: НЭ+3О2, НЭ+5О3. Причем кислотные свойства проявляются только для N и P, для As и Sb – амфотерные свойства, а для Bi основные.
При взаимодействии с галогенами образуется 2 типа соответствующих производных:
Э+5Г5 (Г = F, Cl, Br)
Э+3Г3 (Г = F, Cl, Br, J)
