Металлы побочных подгрупп хром медь железо

Обновлено: 22.01.2025

Общая характеристика переходных элементов-металлов

К переходным элементам относятся такие, которые расположены в побочных подгруппах больших периодов периодической системы Д.И. Менделеева. К ним принадлежат d– и f–элементы. Название «переходные» связано с тем, что переходные элементы расположены между s– и р–элементами.

Мы рассмотрим три металла: железо, хром и медь.

Железо — металл VIIIB-группы четвёртого периода. Его особенностью, как и особенностью других переходных металлов, является наличие валентных электронов как на внешнем (4s), так и на предвнешнем (3d) подуровнях.

Хром — металл VIB-группы четвёртого периода. Как и железо, это d-элемент, у которого валентные электроны находятся и на внешнем слое и на предвнешнем подуровне. Помимо этого, в атоме хрома в основном состоянии происходит провал электрона.

Железо и хром имеют идентичный набор степеней окисления, а также возможных оксидов и гидроксидов: 0, +2, +3, +6.

Медь — металл IB-группы четвёртого периода. Как и в случае других элементов побочных подгрупп, особенностью для неё является наличие валентных электронов как на внешнем (4s), так и на предвнешнем (3d) подуровнях. Как и у хрома, у меди в электронной конфигурации наблюдается провал электрона.

Степени окисления меди следующие:

низшая степень окисления равна 0, как и у всех металлов;
высшая равна +2;
промежуточная равна +1.

Физические свойства

По физическим свойствам железо и хром — совершенно типичные металлы серебристо-белого цвета, которые не растворяются в воде, а на воздухе покрываются прочной оксидной плёнкой.

Особенностью железа является его быстрая коррозия (то есть окисление) кислородом во влажном воздухе, а особенностью хрома — высокая твёрдость: он является одним из самых твёрдых металлов.

Медь же — металл красного цвета, один из четырёх металлов, имеющих явную цветовую окраску, которая отлична от серой или серебристой.

Способы получения

Основным способом получения меди, хрома и железа является пирометаллургия, то есть различные реакции, происходящие при высоких температурах.

Химические свойства

Взаимодействие с простыми веществами

Как и другие металлы, железо и хром способны взаимодействовать со своими противоположностями, неметаллами, с образованием различных бинарных соединений.

При этом неметаллы, являющиеся сильными окислителями, окисляют железо и хром до +3, а неметаллы, являющиеся слабыми окислителями, — только до +2.

Железо и хром не реагируют с водородом и азотом ввиду неактивности последних. При взаимодействии с кислородом железо ржавеет: образуется смесь оксидов железа, то есть железная окалина Fe₃O₄.

Медь способна также окисляться до разных степеней окисления в зависимости от силы окислителя или его избытка/недостатка.

Железо и хром являются металлами, стоящими в ряду активности до водорода, поэтому они могут вытеснять его из воды с образованием оксидов и вытесненного водорода.

Так как это металлы средней активности (стоящие в промежутке от алюминия до водорода) они реагируют с водой не при нормальных условиях, а при очень высокой температуре.

При взаимодействии с водой железо ржавеет: образуется железная окалина Fe3O4, как и в случае с кислородом.

Медь же находится в ряду активности после водорода, следовательно, она “слабее” водорода и не способна вытеснить такого сильного соперника.

Реакция с кислотами-неокислителями

Благодаря нахождению железа и хрома до водорода в ряду активности металлов они также способны вытеснять водород из растворов кислот-неокислителей.

Так же, как и в случае с водой, медь не может вытеснить “качка”-водорода из таких кислот.

Как и прочие металлы, железо, хром и медь могут вытеснять менее активные металлы из растворов их солей.

Из-за низких значений электроотрицательности, железо, хром и медь являются типичными восстановителями, а следовательно, способны реагировать с окислителями.

Ниже представлены различные способы повышения степеней окисления железа и хрома и основные реагенты, которые используются.

Фактчек

Медь, железо и хром относятся к переходным металлам, то есть таким, которые расположены в побочных подгруппах больших периодов;
Возможные степени окисления железа и хрома: 0, +2, +3, +6. Возможные степени окисления меди: 0, +1, +2.

Проверь себя

Задание 1.
У атома какого химического элемента не наблюдается «проскок» электрона?

Задание 2.
С какой солью будет реагировать медь?

Хлорид натрия;
Сульфат ртути(II);
Хлорид железа(III);
Фосфат кальция.

Задание 3.
Для какого металла характерна степень окисления +1?

Ответы: 1. — 3; 2. — 2; 3. — 4

Атомы и электроны

Мы приступаем к изучению химии - мира молекул и атомов. В этой статье мы рассмотрим базисные понятия и разберемся с электронными формулами элементов.

Атом (греч. а - отриц. частица + tomos - отдел, греч. atomos - неделимый) - электронейтральная частица вещества микроскопических размеров и массы, состоящая из положительно заряженного ядра (протонов) и отрицательно заряженных электронов (электронные орбитали).

Описываемая модель атома называется "планетарной" и была предложена в 1913 году великими физиками: Нильсом Бором и Эрнестом Резерфордом

Протон (греч. protos - первый) - положительно заряженная (+1) элементарная частица, вместе с нейтронами образует ядра атомов элементов. Нейтрон (лат. neuter - ни тот, ни другой) - нейтральная (0) элементарная частица, присутствующая в ядрах всех химических элементов, кроме водорода.

Электрон (греч. elektron - янтарь) - стабильная элементарная частица с отрицательным электрическим зарядом (-1), заряд атома - порядковый номер в таблице Менделеева - равен числу электронов (и, соответственно, протонов).

Запомните, что в невозбужденном состоянии атом содержит одинаковое число электронов и протонов. Так у кальция (порядковый номер 20) в ядре находится 20 протонов, а вокруг ядра на электронных орбиталях 20 электронов.

Я еще раз подчеркну эту важную деталь. На данном этапе будет отлично, если вы запомните простое правило: порядковый номер элемента = числу электронов. Это наиболее важно для практического применения и изучения следующей темы.

Электронная конфигурация атома

Электроны атома находятся в непрерывном движении вокруг ядра. Энергия электронов отличается друг от друга, в соответствии с этим электроны занимают различные энергетические уровни.

Состоит из s-подуровня: одной "1s" ячейки, в которой помещаются 2 электрона (заполненный электронами - 1s 2 )

Состоит из s-подуровня: одной "s" ячейки (2s 2 ) и p-подуровня: трех "p" ячеек (2p 6 ), на которых помещается 6 электронов

Состоит из s-подуровня: одной "s" ячейки (3s 2 ), p-подуровня: трех "p" ячеек (3p 6 ) и d-подуровня: пяти "d" ячеек (3d 10 ), в которых помещается 10 электронов

Состоит из s-подуровня: одной "s" ячейки (4s 2 ), p-подуровня: трех "p" ячеек (4p 6 ), d-подуровня: пяти "d" ячеек (4d 10 ) и f-подуровня: семи "f" ячеек (4f 14 ), на которых помещается 14 электронов

Зная теорию об энергетических уровнях и порядковый номер элемента из таблицы Менделеева, вы должны расположить определенное число электронов, начиная от уровня с наименьшей энергией и заканчивая к уровнем с наибольшей. Чуть ниже вы увидите несколько примеров, а также узнаете об исключении, которое только подтверждает данные правила.

Подуровни: "s", "p" и "d", которые мы только что обсудили, имеют в определенную конфигурацию в пространстве. По этим подуровням, или атомным орбиталям, движутся электроны, создавая определенный "рисунок".

S-орбиталь похожа на сферу, p-орбиталь напоминает песочные часы, d-орбиталь - клеверный лист.

Правила заполнения электронных орбиталей и примеры

Сперва следует заполнить орбитали с наименьшей энергией, и только после переходить к энергетически более высоким
На орбитали (в одной "ячейке") не может располагаться более двух электронов
Орбитали заполняются электронами так: сначала в каждую ячейку помещают по одному электрону, после чего орбитали дополняются еще одним электроном с противоположным направлением
Порядок заполнения орбиталей: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s

Должно быть, вы обратили внимание на некоторое несоответствие: после 3p подуровня следует переход к 4s, хотя логично было бы заполнить до конца 4s подуровень. Однако природа распорядилась иначе.

Запомните, что, только заполнив 4s подуровень двумя электронами, можно переходить к 3d подуровню.

Без практики теория мертва, так что приступает к тренировке. Нам нужно составить электронную конфигурацию атомов углерода и серы. Для начала определим их порядковый номер, который подскажет нам число их электронов. У углерода - 6, у серы - 16.

Теперь мы располагаем указанное количество электронов на энергетических уровнях, руководствуясь правилами заполнения.

Обращаю ваше особе внимание: на 2p-подуровне углерода мы расположили 2 электрона в разные ячейки, следуя одному из правил. А на 3p-подуровне у серы электронов оказалось много, поэтому сначала мы расположили 3 электрона по отдельным ячейкам, а оставшимся одним электроном дополнили первую ячейку.

Углерод - 1s 2 2s 2 2p 2
Серы - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4

Внешний уровень и валентные электроны

Углерод - 2s 2 2p 2 (4 валентных электрона)
Сера -3s 2 3p 4 (6 валентных электронов)

Неспаренные валентные электроны способны к образованию химической связи. Их число соответствует количеству связей, которые данный атом может образовать с другими атомами. Таким образом неспаренные валентные электроны тесно связаны с валентностью - способностью атомов образовывать определенное число химических связей.

Углерод - 2s 2 2p 2 (2 неспаренных валентных электрона)
Сера -3s 2 3p 4 (2 неспаренных валентных электрона)

Тренировка

Потренируйтесь и сами составьте электронную конфигурацию для магния и скандия. Определите число электронов на внешнем (валентном) уровне и число неспаренных электронов. Ниже будет дано наглядное объяснение этой задаче.

Магний - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
Скандий - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1

Хром, железо и медь

Твердый металл голубовато-белого цвета. Этимология слова "хром" берет начало от греч. χρῶμα — цвет, что связано с большим разнообразием цветов соединений хрома. Массовая доля этого элемента в земной коре составляет 0.02% по массе.

Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. У соединений, где хром принимает степень окисления +2, свойства основные, +3 - амфотерные, +6 - кислотные.

Fe(CrO₂)₂ - хромистый железняк, хромит
(Mg, Fe)Cr₂O₄ - магнохромит
(Fe, Mg)(Cr, Al)₂O₄ - алюмохромит

В промышленности хром получают прокаливанием хромистого железняка с углеродом. Также применяют алюминотермию для вытеснения хрома из его оксида.

Уже на воздухе вступает в реакцию с кислородом: на поверхности металла образуется пленка из оксида хрома (III) - Cr₂O₃ - происходит пассивирование. Реагирует с неметаллами при нагревании.

Протекает в раскаленном состоянии.

С холодными концентрированными серной и азотной кислотой реакция не идет. Она начинается только при нагревании.

Хром способен вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее него.

Соединения хрома (II)

Соединение хрома (II) носят основный характер. Оксид хрома (II) окисляется кислородом воздуха до более устойчивой формы - оксида хрома (III), реагирует с кислотами, кислотными оксидами.

Гидроксид хрома (II), как нерастворимый гидроксид, легко разлагается при нагревании на соответствующий оксид и воду, реагирует с кислотами, кислотными оксидами.

Соединения хрома (III)

Это наиболее устойчивые соединения, которые носят амфотерный характер. К ним относятся оксид хрома (III) гидроксид хрома (III).

Оксид хрома (III) реагирует как с щелочами, так и с кислотами. В реакциях с щелочами при нормальной температуре (в растворе) образуются комплексные соли, при прокаливании - смешанные оксиды. С кислотами оксид хрома (III) образует различные соли.

H₂O + NaOH + Cr₂O₃ → Na₃[Cr(OH)₆] (в растворе, гексагидроксохромат натрия)

Cr₂O₃ + 2NaOH → (t°) 2NaCrO₂ + H₂O (прокаливание, хромит натрия)

Cr₂O₃ + HCl = CrCl₃ + H₂O (сохраняем степень окисления Cr +3 )

Оксид хрома (III) реагирует с более активными металлами (например, при алюминотермии).

При окислении соединение хрома (III) получают соединения хрома (VI) (в щелочной среде).

Соединения хрома (VI)

В этой степени окисления хром проявляет кислотные свойства. К ним относится оксид хрома (VI) - CrO₃, и две кислоты, находящиеся в растворе в состоянии равновесия: хромовая - H₂CrO₄ и дихромовая кислоты - H₂Cr₂O₇.

Принципиально важно помнить окраску хроматов и дихроматов (часто она бывает дана в заданиях в качестве подсказки). Хроматы окрашивают раствор в желтый цвет, а дихроматы - в оранжевый цвет.

Хроматы переходят в дихроматы с увеличением кислотности среды (часто в реакциях с кислотами). Цвет раствора меняется с желтого на оранжевый.

Если же оранжевому раствору дихромата прилить щелочь, то он сменит свой цвет на желтый - образуется хромат.

Разложение дихромата аммония выглядит очень эффектно и носит название "вулканчик" :)

В степени окисления +6 соединения хрома проявляют выраженные окислительные свойства.

Железо

Является одним из самых распространенных элементов в земной коре (после алюминия), составляет 4,65% ее массы.

Для железа характерны две основные степени окисления +2, +3, +6.

Fe₂O₃ - красный железняк, гематит
Fe₃O₄ - магнитный железняк, магнетит
Fe₂O₃*H₂O - бурый железняк, лимонит
FeS₂ - пирит, серый или железный колчедан
FeCO₃ - сидерит

Получают железо восстановлением из его оксида - руды. Восстанавливают с помощью угарного газа, водорода.

Основными сплавами железа являются чугун и сталь. В стали содержание углерода менее 2%, меньше содержится P, Mn, Si, S. Чугун отличается бо́льшим содержанием углерода (2-6%), содержит больше P, Mn, Si, S.

Fe + S = FeS (t > 700°C)

Fe + S = FeS₂ (t 2+ в растворе является реакция с красной кровяной солью - K₃[Fe(CN)₆] - гексацианоферратом (III) калия. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

Качественной реакцией на ионы Fe 2+ также является взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате выпадает осадок зеленого цвета.

Соединения железа (III) проявляют амфотерные свойства. Оксид и гидроксид железа (III) реагирует и с кислотами, и с щелочами.

Fe(OH)₃ + KOH = K₃[Fe(OH)₆] (гексагидроксоферрат калия)

При сплавлении комплексные соли не образуются из-за испарения воды.

Гидроксид железа (III) - ржавчина, образуется на воздухе в результате взаимодействия железа с водой в присутствии кислорода. При нагревании легко распадается на воду и соответствующий оксид.

Качественной реакцией на ионы Fe 3+ является взаимодействие с желтой кровяной солью K₄[Fe(CN)₆]. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

Реакция хлорида железа (III) с роданидом калия также является качественной, в результате нее образуется характерный раствор ярко красного цвета.

И еще одна качественная реакция на ионы Fe 3+ - взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате выпадает осадок бурого цвета.

Соединения железа (VI) - ферраты - соли несуществующей в свободном виде железной кислоты. Обладают выраженными окислительными свойствами.

Ферраты можно получить в ходе электролизом щелочи на железном аноде, а также действием хлора на взвесь Fe(OH)₃ в щелочи.

Один из первых металлов, освоенных человеком вследствие низкой температуры плавления и доступности получения руды.

Основные степени окисления меди +1, +2.

CuFeS₂ - медный колчедан, халькопирит
Cu₂S - халькозин
Cu₂CO₃(OH)₂ - малахит

Пирометаллургический метод получения основан на получении меди путем обжига халькопирита, который идет в несколько этапов.

Гидрометаллургический метод заключается в растворении минералов меди в разбавленной серной кислоте и дальнейшем вытеснении меди более активными металлами, например - железом.

Медь, как малоактивный металл, выделяется при электролизе солей в водном растворе на катоде.

CuSO₄ + H₂O = Cu + O₂ + H₂SO₄ (медь - на катоде, кислород - на аноде)

Во влажном воздухе окисляется с образованием основного карбоната меди.

При нагревании реагирует с кислородом, селеном, серой, при комнатной температуре с: хлором, бромом и йодом.

4Cu + O₂ = (t) 2Cu₂O (при недостатке кислорода)

2Cu + O₂ = (t) 2CuO (в избытке кислорода)

Медь способна реагировать с концентрированными серной и азотной кислотами. С разбавленной серной не реагирует, с разбавленной азотной - реакция идет.

Реагирует с царской водкой - смесью соляной и азотной кислот в соотношении 1 объем HNO₃ к 3 объемам HCl.

Медь способна восстанавливать неметаллы из их оксидов.

Cu + SO₂ = (t) CuO + S

Cu + NO = (t) CuO + N₂↑

Соединения меди I

В степени окисления +1 медь проявляет основные свойства. Соединения меди (I) можно получить путем восстановления соединений меди (II).

Оксид меди (I) можно восстановить до меди различными восстановителями: угарным газом, алюминием (алюминотермией), водородом.

Оксид меди (I) окисляется кислородом до оксида меди (II).

Оксид меди (I) вступает в реакции с кислотами.

Гидроксид меди CuOH неустойчив и быстро разлагается на соответствующий оксид и воду.

Соединения меди (II)

Степень окисления +2 является наиболее стабильной для меди. В этой степени окисления у меди есть оксид CuO и гидроксид Cu(OH)₂. Данные соединения проявляют преимущественно основные свойства.

Оксид меди (II) получают в реакциях термического разложения гидроксида меди (II), реакцией избытка кислорода с медью при нагревании.

CuO + CO = Cu + CO₂

Гидроксид меди (II) - Cu(OH)₂ - получают в реакциях обмена между растворимыми солями меди и щелочью.

При нагревании гидроксид меди (II), как нерастворимое основание, легко разлагается на соответствующий оксид и воду.

Как сказано выше, гидроксид меди (II) носит преимущественно основный характер, однако способен проявлять и амфотерные свойства. В растворе концентрированной щелочи он растворяется, образуя гидроксокомлпекс.

Обратите особое внимание на реакцию взаимодействия соли меди (II) - сульфата меди (II), карбоната натрия и воды.

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Металлы побочных подгрупп хром медь железо

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.

Переходные металлы

Переходные металлы — элементы побочных подгрупп Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, в атомах которых появляются электроны на d- и f-орбиталях.

На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.

Переходные металлы - общая характеристика

Все d-элементы расположены в побочных подгруппах периодической системы элементов и являются переходными.

Находясь только в больших периодах (IV, V, VI), d-элементы образуют "вставные декады" (по 10 элементов) между s- и d-элементами, поэтому имеют общее название — переходные металлы.

В атомах d-элементов содержится от 1 до 10 электронов на d-подуровне предвнешнего электронного слоя и 2 (или 1 в случае проскока) на s-подуровне внешнего электронного слоя. Общая формула электронной конфигурации валентных подуровней в атомах n— номер периода.

В отличие от щелочных и щелочноземельных металлов, большинство d-металлов имеют переменную валентность и переменную степень окисления. Это объясняется тем, что валентными в атомах d-элементов являются не только s-электроны внешнего слоя, но и все или некоторые d-электроны предвнешнего слоя, d-элементы образуют три переходных ряда — в IV, V и VI периодах соответственно. Первый ряд включает 10 элементов: от скандия до цинка. Он характеризуется внутренней застройкой 3d-орбиталей (табл. 29).

Элемент	Символ	Атомный номер	Электронная конфигурация
Скандий	Sc	21
Титан	Ti	22
Ванадий	V	23
Хром	Cr	24
Марганец	Mn	25
Железо	Fe	26
Кобальт	Co	27
Никель	Ni	28
Медь	Cu	29
Цинк	Zn	30

Как следует из таблицы, хром и медь имеют всего по одному электрону. Согласно закономерностям заполнения энергетических уровней и подуровней у атомов хрома и меди на четвертом энергетическом уровне должно быть два электрона. Однако один из двух электронов переходит на третий энергетический уровень, на незаполненную d-орбиталь ("провал электрона"). Медь в соединениях проявляет степени окисления + 1, +2, хром проявляет степени окисления +2, +3, +6. Для d-металлов III—VII групп высшая валентность и высшая степень окисления равны номеру группы, т. е. суммарному числу (n — 1)d- и ns-подуровнях, например у d-элементов четвертого периода (табл. 30).

d-металлы II группы, атомы которых имеют завершенную структуру d-подуровня d-подуровень полностью завершен, поэтому цинк в соединениях проявляет только степень окисления +2.

В периодах с увеличением заряда ядра металлические свойства изменяются более медленно по сравнению со свойствами s- и p-элементов. В побочных подгруппах сверху вниз восстановительные свойства d-элементов уменьшаются. В свободном состоянии d-металлы (как и вообще все металлы) являются восстановителями. Восстановительная активность различных d-металлов изменяется в широких пределах: среди них есть металлы средней активности, находящиеся в ряду напряжений до водорода: (Fe, Cr, Zn, Mil и др.); малоактивные металлы (Сu, Hg и др.) и благородные металлы (Аu, Pt), располагающиеся в ряду напряжений после водорода.

Соединения d-элементов могут выполнять как восстановительные, так и окислительные функции. Соединения с высокими степенями окисления являются окислителями, а соединения с невысокими степенями окисления — восстановителями, например:

— восстановители.

Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов d-элементов, а также окислительно-восстановительные свойства их соединений зависят от степени окисления металла. Как следует из таблицы при увеличении степени окисления металла основной характер оксидов и гидроксидов ослабляется, а кислотный характер усиливается (табл. 31).

Например, СrО и Сг(ОН)₂ — это основные оксиды и гидроксиды. Сг₂O₃ и Сг(ОН)₃ — амфотерные, СrO₃ и Н₂СrО₄, Н₂Сг₂О₂ — кислотные.

d-металлы по сравнению с другими металлами характеризуются более большей твердостью, плотностью, высокой температурами плавления и кипения, d-металлы хорошие проводники электрического тока, особенно те из них, в атомах которых имеется только один внешний s-электрон. Так, медь, серебро и золото, обладающие конфигурацией d 10 s 1

Большинство соединений переходных металлов окрашены. Для d-элементов характерно образование комплексных соединений.

Все d-элементы расположены в побочных подгруппах периодической системы элементов и являются металлами. В каждом большом периоде d-элементы располагаются между s- и p-элементами. В отличие от щелочных и щелочноземельных металлов, большинство d-металлов имеют переменную валентность и переменную степень окисления. В свободном состоянии d-металлы (как и вообще все металлы) являются восстановителями. Соединения d-элементов могут проявлять как восстановительные, так и окислительные функции. Соединения с высокими степенями окисления являются окислителями, а соединения с невысокими степенями окисления — восстановителями. При увеличении степени окисления металла основной характер оксидов и гидроксидов ослабляется, а кислотный характер усиливается.

Комплексные соединения

Мир веществ многообразен, и мы встречались с группой веществ, которые принадлежат к комплексным соединениям. Данными веществами стали заниматься с XIX века, но понять их строение с позиций существовавших представлений о валентности было трудно. В 1893 году швейцарским химиком-неоргаником Альфредом Вернером была сформулирована теория, позволившая понять строение и некоторые свойства комплексных соединений, которую назвали координационной теорией, поэтому комплексные соединения часто называют координационными соединениями. Соединения, в состав которых входят сложные ионы, существующие как в кристалле, так и в растворе, называются комплексными, или координационными.

Комплексные соединения образуются в результате взаимодействия между собой солей, кислот и оснований, например:

Строение комплексных соединений. Комплексные соединения образованы двумя составляющими: внутренней координационной сферой и внешней координационной сферой.

Во внутреннюю сферу, которую обозначают квадратными скобками, входит центральный атом, или комплексообразователь, и окружающие его ионы, атомы или молекулы, называемые лигандами. Наиболее часто комплексообразователями служат атомы металлов. В качестве лигандов выступают ионы Cl, Br, I , CN, NO₂, ОН или нейтральные молекулы NH₃, Н₂O, СО.

В состав внутренней сферы одного соединения могут входить различные лиганды, например, в и Cl₂, являются лигандами. Число лигандов, располагающихся вокруг комплексообразователя, определяет координационное число центрального атома. Так, в соединении — шести. Координационное число принимает значения от 2 до 12, но чаще всего оно равно 2, 4 или 6. Внешняя сфера может быть образована как катионами, так и анионами. Заряды внешней и внутренней сфер противоположны. Рассмотрим несколько примеров: 1. Структура комплекса

Железо (+2) является центральным ионом. Ионы CN выполняют роль лигандов. Железо в комплексе с цианогруппами образует внутреннюю координационную сферу. Ионы калия образуют внешнюю координационную сферу. Положительный заряд внешней сферы компенсирует отрицательный заряд внутренней сферы. Координационное число комплексообразователя (Fe), определяемое числом координационных связей, равно 6.

2. Структура комплекса 3 выполняют роль лигандов. Кобальт в комплексе с NH₃ образует внутреннюю сферу. Ионы хлора образуют внешнюю координационную сферу. Координационное число комплексообразователя (Со) равно 6.

3. Структура комплекса 3 и ионы Сl выполняют роль лигандов- Платина в комплексе с NH₃ иСl образует внутреннюю координационную сферу. Заряд внутренней сферы равен 0. Внешняя координационная сфера отсутствует. Координационное число комплексообразователя Pt равно 4. Как видим, комплексные соединения чрезвычайно разнообразны по составу и строению.

Классификация комплексных соединений Большое многообразие комплексных соединений и их свойств не позволяет создать единую классификацию. Однако можно группировать вещества по некоторым отдельным признакам.

1. По составу: например, соли кислоты

2. По типу координируемых лигандов: а) аквакомплексы — это комплексные катионы, в которых лигандами являются молекулы Н₂O. Их образуют катионы металлов со степенью окисления +2 и больше, причем способность к образованию аквакомплексов у металлов одной группы периодической системы уменьшается сверху вниз. Например: б) гидроксокомплексы — это комплексные анионы, в которых лигандами являются гидроксид-ионы ОН - . Комплексообразователями являются металлы, склонные к проявлению амфотерных свойств — Be, Zn, Al, Сг. Например:

в) аммиакаты — это комплексные катионы, в которых лигандами являются молекулы NH₃. Комплексообразователями являются d-элементы. Например:

г) ацидокомплексы — это комплексные анионы, в которых лигандами являются анионы неорганических и органических кислот. Например:

3. По заряду внутренней сферы а) комплексный катион, например,

б) комплексный анион, например,

Химические свойства

1. В растворе комплексные соединения ведут себя как сильные электролиты, т. е. полностью диссоциируют на катионы и анионы:

а)

б)

2. При действии сильных кислот происходит разрушение гидроксокомплексов, например:

а) при недостатке кислоты:

б) при избытке кислоты:

3. Нагревание (термолиз) всех аммиакатов приводит к их разложению, например:

Значение и применение комплексных соединений

Комплексные соединения имеют большое значение в природе. Достаточно сказать, что почти все ферменты, многие гормоны, лекарства, биологически активные вещества представляют собой комплексные соединения. Например, гемоглобин крови является комплексным соединением железа, а хлорофилл — комплексным соединением магния, витамин В₁₂ — комплексным соединением кобальта. Образование комплексных соединений используют в химической технологии для извлечения золота, металлов платиновой группы и др. Эти соединения широко применяют в аналитической химии в качестве индикаторов.

Соединения, в состав которых входят сложные ионы, существующие как в кристалле, так и в растворе, называются комплексными, или координационными. Комплексные соединения образованы двумя составляющими: внутренней координационной сферой и внешней координационной сферой. Комплексообразователями являются металлы. Окружающие комплексообразователя ионы, атомы или молекулы, называются лигандами. Число лигандов, располагающихся вокруг комплексообразователя, определяет координационное число центрального атома. Координационное число принимает значения от 2 до 12, но чаще всего оно равно 2, 4 и 6.

Биологическая роль переходных металлов

Хром — постоянная составная часть растительных и животных организмов. Биологическая активность хрома объясняется главным образом способностью ионов Сr 3- образовывать комплексные соединения. Например, ионы Сr 3- участвуют в стабилизации структуры нуклеиновых кислот. Недостаток хрома замедляет рост живых организмов, нарушает углеводный обмен вызывает болезнь глаз, симптомы диабета. Соединения хрома ядовиты и в медицине не применяются.

Марганец. Марганец — микроэлемент. Биогенная функция ионов Мn 2+ состоит в регуляции активности ферментов. Поэтому ионы Мn 2+ обладают широким спектром биологических эффектов: оказывают влияние на кроветворение, минеральный обмен, рост, размножение и т. д. Кроме того, ионы Мn 2+ стабилизируют структуру нуклеиновых кислот. В медицине используется перманганат калия КМnO₄. Этот антисептик применяется в водных растворах для промывания ран, полоскания горла и т. д.

Железо. Железо входит в состав ферментов, которые катализируют окислительно-восстановительные процессы в организме человека. Играет важную роль в синтезе белков, процессах фотосинтеза и дыхания растений. Недостаток железа в организме человека приводит к болезни крови (анемии) и нарушению иммунной системы. В организме взрослого человека содержится около 3,5 г железа. Основная его масса сконцентрирована в гемоглобине. По форме гемоглобин похож на шарик диаметром около 5,5 нм. Гемоглобин — сложный белок,который переносит кислород по всем тканям и органам. В нашей жизни становится все больше продуктов, которые могут вызвать недомогание у любого человека. Одним из таких продуктов является оксид углерода (II) — угарный газ. Оксид углерода (II) образуется при неполном сгорании любого топлива (газ, уголь, дрова, бензин и др.) Кроме того увеличивается количество транспорта, а с ним и угарного газа в атмосфере. При этом распространяется газ быстро, смешиваясь с воздухом без потери своих отравляющих свойств. Для человека угарный газ — сильнейший яд. Поступая в организм при дыхании, он проникает из легких в кровеносную систему, где и вступает в обратимое химическое взаимодействие как с окси-, так и с дезоксигемоглобином:

где Нb — гемоглобин. Образующийся комплекс карбоксигемоглобин (НbСО) не способен присоединять к себе кислород. Таким образом,связываясь с гемоглобином угарный газ препятствует снабжению организма кислородом. В результате кровь утрачивает способность переносить и доставлять тканям кислород и развивается кислородное голодание или гипоксия. В первую очередь страдает головной мозг, но возможно поражение и других органов — в зависимости от общего состояния здоровья.

Такое состояние опасно для жизни и при тяжелом отравлении может быть смертельным. Основная проблема состоит в том, что угарный газ не имеет ни цвета, ни вкуса, ни запаха, не вызывает вообще никаких ощущений.

К первым симптомам отравления угарным газом относятся: тошнота, рвота, головокружение, частый пульс, дезориентация. Возможно развитие обморока, эйфории, спутанности сознания.

• Если начинается озноб, падает температура — укутайте потеплее, напоите сладким чаем (если человек в сознании, разумеется).

• Устройте поудобнее (и желательно — на свежем воздухе или, хотя бы, у открытого окна), чтобы облегчить дыхание.

• Потерявшего сознание уложите на бок и следите, чтобы его голова не запрокидывалась, особенно если вдруг возникнет рвота, дайте понюхать ватку, смоченную нашатырным спиртом, для того, чтобы привести человека в сознание; При необходимости сделать пострадавшему непрямой массаж сердца и провести искусственное дыхание.

• Чем раньше пострадавшему будет оказана медицинская помощь, тем больше шансов на его выздоровление.

Учтите: от отравления угарным газом существует противоядие. Этот препарат называется ацизол, выпускается в виде капсул и в виде раствора в ампулах (для внутримышечных инъекций).

Для того, чтобы предотвратить отравление угарным газом нужно соблюдать несложные правила:

• не ночевать в гараже;

• не использовать газовую горелку или керосиновую лампу для отопления закрытого помещения;

• не оставлять в гараже машину с включенным двигателем;

• не спать в машине с включенным двигателем.

Услуги по химии:

Лекции по химии:

Лекции по неорганической химии:

Лекции по органической химии:

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Сайт предназначен для облегчения образовательного путешествия студентам очникам и заочникам по вопросам обучения . Наталья Брильёнова не предлагает и не оказывает товары и услуги.

Читайте также: