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)