Главная страница Случайная страница Разделы сайта АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника |
Лабораторная работа № 8. Тема: Химические свойства металлов VIБ подгруппы
Тема: Химические свойства металлов VIБ подгруппы Цель работы: изучение химических свойств металлов VIБ подгруппы и их соединений на примере хрома. Краткая теория: металлы VIБ подгруппы и их соединения Хром Хром - d–металл VIБ – группы периодической системы Д.И. Менделеева. Электронная формула валентного слоя атома хрома: Cr … 3d5 4s1. В компактном состоянии хром представляет собой плотный, очень твердый и хрупкий, блестящий серебристо – белый металл с высокой температурой плавления (1875°С). Механические свойства и высокая температура плавления свидетельствуют о заметном ковалентном вкладе в химическую связь. Это является следствием “проскока электрона” и наличия в атоме металла шести не спаренных валентных электронов. При обычных условиях хром устойчив по отношению к кислороду воздуха и воде. Эта стабильность обусловлена пассивацией за счет образования на поверхности металла тонкой, но плотной оксидной пленки состава Cr2O3. Если эту пленку разрушить химически, термически или иным способом, хром довольно легко окисляется. В отличие от компактного металла порошкообразный хром сгорает в кислороде при нагревании: 4 Cr + 3O2 = 2Cr2O3 При нагревании хром реагирует с галогенами, серой и другими неметаллами, растворяет водород. С большинством металлов образует твердые растворы или интерметаллические соединения. В ряду стандартных электродных потенциалов металлов, хром располагается левее водорода, между цинком и железом. Он медленно взаимодействует с хлороводородной и разбавленной серной кислотами, с образованием водорода и солей хрома (II), которые далее окисляются до хрома (III): Cr + 2HCl ® CrCl2 + H2 ; 2CrCl2 + 2HCl ® 2CrCl3 + H2 В этих условиях пассивирующая пленка оксида Cr2O3 на поверхности постепенно разрушается. Азотная кислота и «царская» водка на холоде пассивируют хром, а при кипячении реагируют, но очень медленно. В соединениях с кислородом хром проявляет степени окисления +2, +3, +6 и образует соответствующие оксиды: CrO, Cr2O3 и CrO3. Устойчивыми из них являются степени окисления +3 и +6 и, соответственно, оксиды Cr2O3 и CrO3. Свойства оксидов и гидроксидов: +2 +3 +6 оксиды: CrO Cr2O3 CrO3 черный темно-зеленый красный гидроксисоединения Cr(OH)2 Cr(OH)3 H2CrO4 грязно-зеленый желтый свойства осн. амфот. кисл. усиление кислотных свойств
Оксид и гидроксид хрома (II) обладают только основными свойствами и легко растворяются в кислотах с образованием соответствующих солей хрома (II) (в отсутствие кислорода!). Оксид хрома (II) представляет собой порошок черно-зеленого цвета, практически нерастворимый в воде, кислотах, щелочах. Лабораторным способом получения Cr2O3 является термическое разложение дихромата аммония: (NH4)2Cr2O7 ® Cr2O3 + N2 + 4H2O. Амфотерный характер оксида хрома (III) проявляется при сплавлении Cr2O3 с оксидами и карбонатами щелочных металлов, при этом образуются метахромиты: Cr2O3 + Na 2O ® 2 NaCrO2 Cr2O3 + Na 2CO3 ® 2NaCrO2 + CO2 Гидроксид хрома (III) получают действием на раствор соли Cr 3+ раствором основания например: Cr2 (SO4)3 + 6NH4OH ® 2Cr(OH)3 ¯ + 3 (NH4)2 SO4 Осаждение темно – зеленого геля Cr(OH)3 начинается при pH» 5, 3, т.е. в кислой среде, что свидетельствует о его слабо выраженном основном характере. Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами и легко растворяется как в избытке сильной кислоты, так и в избытке раствора щелочи. В насыщенном растворе гидроксида хрома (III) устанавливаются равновесия: [Cr (H2O)6]3+ + 3OH- [Cr(OH)3 (H2O)3] [Cr(OH)6]3- +3H+ щелочная среда ® кислая среда При добавлении кислоты равновесие смещается в сторону аквакомплекса [Cr(H2O)6]3+, при добавлении щелочи – в сторону образования гидроксокомплекса: Cr(OH)3 + 3NaOH ® Na3 [Cr(OH)6] Метахромиты в водных растворах не существуют, так как полностью гидролизуются. Оксид хрома (VI) кристаллизуется в виде ярко – красных кристаллов при действии концентрированной серной кислоты на раствор дихромата калия K2Cr2O7: K2Cr2O7 + H2SO4 ® K2SO4 + 2CrO3 + H2O CrO3 – типичный кислотообразующий оксид. Он легко растворяется в воде, образуя хромовую кислоту. CrO3 + H2O ® H2CrO4 Первая константа диссоциации H2CrO4 равна Кл = 2*10-1, т.е. она является кислотой средней силы. Одной из характерных особенностей элементов VI B – группы в высшей степени окисления является способность к образованию полисоединений. Так, если в разбавленных водных растворах характерно образование CrO42- - иона, то по мере повышения концентрации раствора происходит переход сначала в дихромат – ион Cr2O7 2-, затем в трихромат Cr3O10 2-. Изополихромовые кислоты известны только в растворах и в свободном состоянии не выделены. Однако их соли довольно многочисленны. Наибольшее значение имеют дихроматы; они в отличие от желтых хроматов имеют красно – оранжевую окраску и лучше растворимы в воде. Растворы дихроматов имеют кислую реакцию, что объясняется их взаимодействием с водой по схеме Cr2O7 2- + H2O 2CrO4 2 - +2H + оранж. желт. щелочная среда ® кислая среда Изменяя кислотность раствора, можно осуществлять взаимные превращения хроматов и дихроматов, например, в соответствии с уравнениями: K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O оранж. желт. 2K2CrO4 + H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O желт. оранж.
Диаграмма Латимера для хрома: + 0, 293 +1, 33 - 0, 406 - 0, 913 Cr2O7 2- Cr3+ Cr2+ Cr0 (кислая среда) -0, 744 -0, 165 -1, 057 -1, 35 CrO42- [Cr(OH)4]-1 Cr(OH)2 (щелочная среда)
Соединения хрома в высшей степени окисления (+6) являются сильными окислителями в кислой среде. Так, на холоде дихроматы и полихроматы энергично окисляют HI, H2S, H2SO3 и их соли, а при нагревании HBr и даже HCl: K2Cr2O7 (тв.)+14HCl(конц.) = 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O Металлический хром и соединения хрома (+2) – сильные восстановители. Так, Cr(OH)2 легко окисляется кислородом воздуха: 4Cr(OH)2 + O2 + H2O ® 4Cr(OH)3, а ион Cr2+ способен, подобно активным металлам, восстанавливать водород даже из воды, переходя в производные хрома (+3). Соединения хрома (+3) относительно устойчивы, но в щелочных растворах окисляются сильными окислителями (H2O2, Br2 и др.) до хроматов: 2CrCl3 + 16NaOH + 3Br2 ® 2Na2CrO4 + 6NaBr + 6NaCl + 8H2O Вопросы для подготовки к занятию 1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени окисления. 2. Свойства простых веществ – металлов: - активность металлов, положение в «ряду стандартных окислительно-восстановительных (электродных) потенциалов металлов»; - взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими неметаллами; - взаимодействие с водой, водными растворами щелочей, водными растворами кислот, окисляющими H+ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H2SO4, H3PO4, RCOOH и другими); - взаимодействие с концентрированной H2SO4, разбавленной и концентрированной HNO3, «царской водкой». 3. Свойства оксидов и гидроксидов металлов VIБ подгруппы: - растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном растворе; - взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами; - взаимодействие с основаниями и основными оксидами при сплавлении и растворами щелочей. 4. Свойства солей металлов VIБ подгруппы: - растворимость в воде, гидролиз; - растворимость в кислотах, щелочах. 5. Комплексные соединения металлов VIБ подгруппы. 6. Окислительно-восстановительные свойства соединений металлов VIБ подгруппы. 7. Нахождение в природе и получение простых веществ – металлов. 8. Получение и применение металлов VIБ подгруппы и их соединений.
|