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 К_л = 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 CrO₄^2- - 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

CrO₄^2- [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.