Хɽʁɽʔ ʁɺʇɵʀʀʃɷt-larichev.narod.ru/13-Eco.pdfʃɶЩɽɺ ʆɷʃɾʆʇɷɵ ʁɺʇɵʀʀʃɷ • ʇʝʤʝʬʢʰ ʮʚʠʣʬʢʰʚ ʡʚʧʕʠʠʰ (Li, Na, K, Rb, Cs) ʝ ʢʚʟʣʧʣʥʰʚ

ХИМИЯ

МЕТАЛЛОВ

Тема 13

ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

• В Периодической системе к металлам относят все d- и f-элементы, все s-элементы (кроме He и H), и все p-элементы левее и ниже границы бор-астат

• Металлами называют химические элементы, в простых веществах которых наблюдается металлическая химическая связь

ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ• Для металлической связи каждый атом предоставляет в общее

пользование некоторое количество электронов (обычно, 1-2)

• В результате возникает газ общих электронов, заряженный отрицательно, к которому притягиваются положительно заряженные атомные остатки

• Металлическую связь образуют элементы с небольшим числом электронов на внешнем уровне

ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ• Типичны щелочные металлы (Li,

Na, K, Rb, Cs) и некоторые металлы главной подгруппы 2 группы (щелочноземельные металлы Ca, Sr, Ba). У них низкая энергия ионизации и большой орбитальный радиус -электроны слабо удерживаются и легко переходят в общее пользование. Другими словами, у металлов —низкая электроотрицательность

• Наличие газа общих электронов объясняет важнейшие свойства металлов:

• физические (высокие электропроводность, теплопроводность, блеск, пластичность)

• химические (восстановительная активность - металлы легко отдают электроны)

Металлическая связь• Металлическая связь ненаправленна и

ненасыщаема. Иначе говоря, новая связь может образоваться без препятствий в любом направлении, если есть место для подхода нового соседа. Как следствие, атомы металлов образуют кристаллы, в которых они располагаются по законам шаровых упаковок с высокими координационными числами

• Если шары уложить на плоскости, вокруг одного шара размещается максимум 6 соседей. На рисунке показано такое расположение -плотноупакованный слой. Конечно, это фрагмент практически бесконечного слоя - в поперечном сечении медной проволоки диаметром 1 миллиметр находится 1,39×1013 атомов

ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

• В главных подгруппах Периодической системы сверху вниз орбитальные и металлические радиусы атомов увеличиваются, энергии ионизации и электроотрицательность уменьшаются, а электродный потенциал смещается в отрицательную область. Таким образом, усиливаются восстановительные свойства простых веществ, гидроксиды становятся всѐ более сильными основаниями.

• металлические свойства элементов возрастают

Изменение свойств в группе

• Изменение свойств в главной подгруппе 2 группы

Be Mg Ca Sr Ba Ra

rорб, пм 104 128 169 184 206 204

rмет, пм 113 160 197 215 221 235

Тип структуры ГПУ ГПУ КПУ=

ГЦК

КПУ=

ГЦК

ОЦК ОЦК

I1, эВ 9,32 7,65 6,11 5,69 5,21 5,28

∆H атом,

кДж/моль

325 148 178 164 180 159

(M2+/M), В -1,857 -2,363 -2,866 -2,888 -2,906 -2,916

Изменение свойств в группе

• Бериллий является малоактивным металлом, а его гидроксид проявляет амфотерность, реагируя с кислотами как основание:Be(OH)2 + 2HCl + 2H2O → [Be(H2O)4]Cl2,а с основаниями - как кислота:Be(OH)2 + 2NaOH → Na2[Be(OH)4]

• Находящийся в той же подгруппе барий -очень активный металл, его гидроксид Ba(OH)2 является сильным растворимым основанием (щѐлочью)

Изменение свойств в периоде• В периодах слева направо металлические радиусы

уменьшаются, а энергии ионизации увеличиваются. Металлические свойства ослабевают

Na Mg Al Si P

rорб , пм 171 128 131 107 92

rмет, пм 190 160 143 (137) (128)

Тип структуры ОЦК

КЧ=8

ГПУ

КЧ=12

КПУ=

ГЦК

КЧ=12

Каркас с

КЧ=4

Слои с

КЧ=3

I1, эВ 5,14 7,65 5,99 8,15 10,49

∆H атом, кДж/моль 107 148 326 456 315

(Me+/M), В -2,71 -2,36 -1,66

ПОЛУЧЕНИЕ МЕТАЛЛОВ

• Некоторые металлы, обычно химически

наименее активные, встречаются в земной

коре в самородном состоянии (чаще - золото

Au, платина Pt, серебро Ag)

• Более активные металлы встречаются только

в виде соединений: оксидов, сульфидов,

галогенидов, других солей.

В этих соединениях металлы находятся в

положительной степени окисления, поэтому

необходимо их восстановление

ПОЛУЧЕНИЕ

МЕТАЛЛОВ• Руды металлов перед

восстановлением очищают от пустой породы (обогащение руд) и переводят в удобную для производства форму

• Сульфидные руды обычно переводят в оксиды или растворимые соли (прокаливанием на воздухе или обработкой дешѐвыми кислотами, обычно, серной). В целом технологии получения металлов достаточно сложны

ПОЛУЧЕНИЕ МЕТАЛЛОВ –

основные методы

• 1. Восстановление водородом

MoO3 + 3H2 → Mo + 3H2O↑ (при 900oС)

В промышленности так получают ещѐ

W и Re. В лаборатории этим способом

можно получить также Cu, Pb, Bi, Fe,

Co, Ni и другие металлы:

CuO + H2 → Cu + H2O↑ (при 400oС)

Video/H2 + CuO.avi


основные методы

• 2. Восстановление углем и оксидом углерода

Nb2O5 + 5C → 2Nb + 5CO (около 1600oС)

Таким способом в промышленности получают

ещѐ и Ta. Так можно получить и Fe, но оно

будет загрязнено углеродом и карбидом

железа (как чугун), а также Cu и другие

металлы.

Из-за необходимости использования очень

высоких температур этот способ в

лаборатории не применяют

ПОЛУЧЕНИЕ

МЕТАЛЛОВ• Процесс восстановления

оксидом углеродазанимает важное место в обработке железной руды, так как уголь (кокс) сначала окисляется воздухом до CO:Fe2O3 + 3CO → 3Fe + 3CO2

• В целом, CO по восстановительным свойствам несколько похож на водород, в лабораторных условиях легко восстанавливает оксид меди до металла:CuO + CO → Cu + CO2

Video/Fe - чугун расплавленный.flv


основные методы• 3. Восстановление активными металлами

Fe2O3 + 2Al → 2Fe + Al2O3 (алюмотермия или алюминотермия).

Процесс энергетически выгоден, так как у обоих продуктов прочные кристаллические решѐтки (особенно, у корунда). Алюмотермически в промышленности получают V, Mn, Cr, W, лантаноиды и другие металлы и их сплавы.

Этот способ применяют и в лаборатории. Чтобы началась реакция между твѐрдыми веществами, смесь поджигают лентой Mg, затем процесс идѐт самостоятельно с выделением большого количества тепла и вспышкой, металл плавится и получается в виде королька

Video/Al + Fe2O3.avi


основные методы• В водном растворе более активные металлы,

внесѐнные в раствор соли менее активного металла, иногда вытесняют его в виде простого вещества:2AgNO3 + Cu↓ = Cu(NO3)2 + 2Ag↓

• Более активные металлы имеют более отрицательный электродный потенциал (стоят в ряду напряжений левее). Вытесняются металлы, начиная с хрома и стоящие правее него

• Ряд напряжений для наиболее важных металлов:

Li+ K+ Ba2+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Cr2+ Zn2+ Fe2+ Ni2+ Pb2+ H+ Cu2+ Ag+ Hg2+ Au+

-3,05 -2,92 -2,91 -2,87 -2,71 -2,36 -1,70 -0,85 -0,76 -0,44 -0,23 -0,13 0 +0,34 +0,80 +0,85 +1,69


основные методы• 4. Восстановление электрическим током (на

катоде при электролизе)Na+ + e− → Na (в расплаве NaCl)

• Электролизом расплавов хлоридов в промышленности получают также K, Be, Mg, Ca, процессы идут при 500-900oС

Video/CuCl2 - электролиз .avi


основные методы• Важнейший промышленный метод - получение

металлического алюминия: используют раствор Al2O3 в расплаве криолита Na3AlF6. Процесс идѐт при 950oС и требует больших затрат электроэнергии.

Упрощѐнная схема процесса выглядит так. В расплаве происходит диссоциация Al2O3:Al2O3 → AlO+ + AlO2

−,

на катоде получается алюминий:AlO+ + 3e− → Al + Al2O3,

анодом служат постепенно сгорающие угольные пластины:4AlO2

−- 4e−→ O2↑ + 2Al2O3, (C + 4AlO2− -4e− →CO2↑ + 2Al2O3)

Video/Изготовление алюминия.flv

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

МЕТАЛЛОВ

• В виде простых веществ металлы проявляют

восстановительные свойства.

Они могут окисляться неметаллами:

Cu + Cl2 → Cu+2Cl2-1

2Mg + O2 → 2Mg+2O–2

Zn + S → Zn+2S–2

3Mg + N2 → Mg3+2N2

–3

• Чем активнее металл, тем интенсивнее идѐт

взаимодействие и больше тепловой эффект.

Эти реакции - экзотермические (∆H°<0)

Video/Mg + O2 -t2.wmv

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

МЕТАЛЛОВ • С кислородом взаимодействует при обычных

условиях или нагревании большинство металлов, кроме благородных (Ag, Au, Pt). Их оксиды имеют положительную энтальпию образования, они получаются разложением гидроксида, а не окислением металла. При дальнейшем повышении температуры они разлагаются с образованием металла и кислорода.

• На поверхности некоторых металлов (Al, Cr, Ni) имеется прочная плѐнка оксида (Al2O3, Cr2O3, NiO), которая предохраняет их от дальнейшего окисления. Они также устойчивы на воздухе

Реакции с кислородом

• Реакция активных металлов с кислородом приводит к разным продуктам. Литий, кальция и стронций сгорают с образованием нормальных оксидов (кислород в степени окисления -2) Li2O, CaO, SrO. Так ведѐт себя большинство других металлов.

• Натрий, барий и радий окисляются с образованием пероксидов (кислород в степени окисления -1) Na2O2, BaO2, RaO2. Пероксиды (перекиси) можно считать солями перекиси водорода H2O2.

• Калий, рубидий и цезий в кислороде переходят в надпероксиды (супероксиды), содержащие анион O2–: KO2, RbO2, CsO2.

Реакции с водой

• Наиболее активные металлы (щелочные, щелочноземельные) уже при комнатной температуре легко реагируют с водой:2Na + H2O → 2NaOH + H2↑Окислителем при этом является катион водорода воды

• Поскольку в подгруппе щелочных металлов активность сверху вниз возрастает, реакция лития с водой идѐт менее активно, а калия с водой - более активно, в сравнении с натрием

Video/Na + H2O.avi

Реакции с водой

• От выделяющегося тепла эти металлы часто загораются, окрашивая пламя в характерные цвета (натрий - жѐлтый, калий - фиолетовый).

• Менее активные металлы реагируют с водой при нагревании:Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2↑ (кипячение); Fe + H2O → FeO + H2↑ (при 800°C).

Реакции с кислотами

• Металлы реагируют с кислотами. При этом из кислот-неокислителей (HCl, разбавленной H2SO4) восстанавливается водород:Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑

• В таких реакциях участвуют металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода. Однако некоторые из них реагируют с кислотами медленно из-за нерастворимости получаемой соли:Pb + H2SO4 (разбавленная) = PbSO4↓ + H2↑

• На этом основана возможность работы свинцового аккумулятора - иначе свинцовые пластины быстро растворялись бы в кислоте

Реакции с кислотами-

окислителями• С кислотами-окислителями (HNO3, концентрированная

H2SO4) реагируют почти все металлы, в том числе стоящие в ряду напряжений после водорода, кроме золота, платины и некоторых других

• При этом глубина восстановления металла зависит не только от концентрации кислоты, но и от активности металла:

3Ag + 4HNO3 (разбавленная) → 3AgNO3 + NO↑ + 2H2O

5Mg + 12HNO3 (разбавленная) → 5Mg(NO3)2 + N2↑ + 6H2O

Cu + 2H2SO4 (концентрированная) → CuSO4 + SO2↑ + 2H2O

4Mg + 5H2SO4(концентрированная)→4MgSO4 + H2S↑ +4H2O

Video/Cu + HNO3.avi

Video/Fe + HNO3.avi

Взаимодействие d-элементов с

кислотами• Некоторые d-металлы с прочной связью реагируют

только со смесью кислот

• Смесь азотной и плавиковой кислот растворяет 4d- и 5d-металлы 4-6 группы, у которых d-электроны ещѐ удерживаются непрочно (Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W). Эти металлы переходят в высшую групповую степень окисления с образованием маленьких «жѐстких» катионов с конфигурацией благородного газа

3Nb + 5HNO3 + 21HF = 3H2[Nb+5F7] + 5NO↑ + 10H2Oгептафторониобат (V) водорода

• При этом возникают прочные связи первого типа (между жѐстким комплексообразователем и жѐстким лигандом F−)

Взаимодействие d-элементов с

кислотами• Смесь азотной и соляной кислот («царская водка»)

растворяет благородные 4d- и 5d-металлы 8 и 1 группы, у которых d-подуровень заканчивает заполняться и d-электроны удерживаются прочно (Pd, Pt, Au). Эти металлы переходят в сравнительно низкие степени окисления с образованием «мягких» катионов с конфигурацией d8):тетрахлороаурат(III) водородаAu + 4HCl + HNO3 = H[Au+3Cl4] + NO↑ + 2H2O

• Возникают прочные связи второго типа (между мягким, легко поляризуемым комплексообразователем и мягким лигандом Cl−)

"Мягкие" катионы

• Прочные связи второго типа являются

причиной устойчивости и малой

растворимости в воде сульфидов, хлоридов,

иодидов, цианидов d-металлов с

конфигурацией катионов d10 (AgCl, AgI, HgS,

HgI2) и p-металлов с конфигурацией катионов

ns2 (SnS, PbS, PbCl2, PbI2, Sb2S3)

• Часто за счѐт деформации ионов эти

соединения интенсивно окрашены

Взаимодействие со щелочами

• Если металлы образуют амфотерные

гидроксиды ( Al(OH)3, Cr(OH)3, Zn(OH)2), они

взаимодействуют со щелочами:

2Al+2NaOH+10H2O=2Na[Al(OH)4(OH2)2]+3H2↑

• Окислителем металла в этом случае служит

катион водорода воды или щѐлочи

Video/Al (фольга) + NaOH.flv


• Эту реакцию полезно рассмотреть по

стадиям:

а) удаление оксидной плѐнки –

Al2O3 + 2NaOH + 7H2O = 2Na[Al(OH)4(OH2)2]

б) реакция лишѐнного плѐнки Al с водой –

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + H2↑

в) реакция гидроксида со щѐлочью –

Al(OH)3 + 2H2O + NaOH → Na[Al(OH)4(OH2)2]

Растворение в кислотах

• Оксидная плѐнка на алюминии

растворяется не только в щелочах, но,

конечно же, и в кислотах-

неокислителях:

Al2O3 + 6HCl + 9H2O = 2[Al(OH2)6]Cl3


• В присутствии других окислителей в

щелочах растворяются металлы, у

которых есть кислотные оксиды

• Обычно такие реакции идут при

сплавлении металла со щѐлочью на

воздухе. Ускорить их можно

добавлением в смесь селитры KNO3


• Например, хром образует не только

амфотерный гидроксид Cr(OH)3 (в степени

окисления +3), но также кислотный оксид

CrO3 и отвечающие ему кислоты H2CrO4 и

H2Cr2O7 (в степени окисления +6).

• Поэтому в присутствии щѐлочи хром быстро

окисляется кислородом:

2CrO + 4NaOH + 3O2 → 2Na2Cr+6O4 + 2H2O

Реакция замещения металлов

• Известна также реакция замещения

металла с солями:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓

При этом более активный металл, то

есть имеющий более отрицательный

электродный потенциал (Fe, о=-0,44 В)

вытесняет (восстанавливает) менее

активный металл (Cu, о= +0,34 В)

Video/Fe + CuSO4.avi

ОСОБЕННОСТИ ХИМИИ

D-МЕТАЛЛОВ • В длинных периодах у атомов заполняются

внутренние d- и f- подуровни, а на внешнем уровне в это время остаѐтся 1 или 2 s-электрона. Поэтому все d- и f-элементы являются металлами и сходны по свойствам

Уменьшение радиуса при заполнении внутренних d-и f-подуровней называют d-и f-сжатием. Особенно эффективно f-сжатие, происходящее на протяжении 14 элементов (от Ce до Lu). Поэтому в побочных подгруппах радиусы изменяются незначительно, а 5d-элементы по радиусам почти совпадают с 4d-элементами тех же подгрупп


D-МЕТАЛЛОВ

• ПРИМЕР. Сравним свойства элементов

побочных подгрупп 4 и 6 группы

(подгруппы титана и подгруппы хрома):

Ti

3d24s2

Zr

4d25s2

Hf

5d26s2

Cr

3d54s1

Mo

4d55s1

W

5d46s2

rорб, пм 148 159 148 145 152 136

rмет, пм 147 160 158 128 139 140

I1, эВ 6,82 6,63 6,80 6,77 7,09 7,98

∆H атом,

кДж/моль

470 609 619 397 658 849

d-элементы - сравнение

1

1,5

2

2,5

3

3,5

Cs La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg At

Rb Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd I

K Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Br

Ато

мн

ый

ра

ди

ус

, А

5 период 6 период 7 период

0

2

4

6

8

10

12

14




Пе

рвы

й п

оте

нц

иа

л и

он

иза

ци

и,

В


-500

0

500

1000

1500

2000

2500

3000

3500

4000

Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl

Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In

Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga

Те

мп

ер

ату

ра

пл

ав

ле

ни

я,

oC


0

5

10

15

20

25




Пл

отн

ост

ь, г

/см

3


Атомный радиус Первый потенциал ионизации

Температура плавления Плотность

Атомный радиус

1

1,5

2

2,5

3

3,5




Ато

мн

ый

ра

ди

ус

, А


Первый потенциал ионизации

0

2

4

6

8

10

12

14




Пе

рв

ый

по

тен

ци

ал

ио

ни

зац

ии

, В


Температура плавления

-500

0

500

1000

1500

2000

2500

3000

3500

4000




Те

мп

ер

ату

ра

пл

ав

ле

ни

я,

oC


Плотность

0

5

10

15

20

25




Пл

отн

ос

ть,

г/с

м3



D-МЕТАЛЛОВ

• У d-элементов валентными являются не только внешние s-электроны, но и электроны заполняющегося d-подуровня (все или часть)

• К концу заполнения d-подуровня его энергия сильно снижается и d-электроны всѐ меньше могут участвовать в образовании химических связей


D-МЕТАЛЛОВ• ПРИМЕР. В ряду Sc-Mn число валентных электронов (3d и 4s) увеличивается

от 3 до 7. Оно равно высшей степени окисления и номеру группы.

Sc Ti V Cr Mn

3d14s2 3d24s2 3d34s2 3d54s1 3d54s2

Высшая степень

окисления

+3 +4 +5 +6 +7

Оксид Sc2O3 TiO2 V2O5 CrO3 Mn2O7

КЧ металла в оксиде 6 6 5 4 4

Размерность остова

в оксиде

3 3 2 1 0

Форма в кислом

водном растворе

Sc(OH2)63+ Ti(OH)2(OH2)4

2+ VO2(OH2)+ H2Cr3O10 MnO4

–

Форма в щелочном


малорастворим малорастворим VO43– CrO4

2– MnO4–

Другие формы Na[ScO2]2∞ Fe[TiO3]2∞ (NH4)3V4O12 K2Cr2O7


D-МЕТАЛЛОВ• Высшим степеням окисления d-металлов могут отвечать

довольно сильные кислоты. Примеры: марганцевая HMn+7O4или хромовые кислоты H2Cr+6

nO3n+1 . Часто кислоты хрома (+6) называют так - хромовая (n=1) H2Cr+6O4, дихромовая (n=2), H2Cr+6

2O7, трихромовая (n=3) H2Cr+6

3O10 и так далее (полихромовые кислоты)

• Вообще, в высших степенях окисления соединения d-металлов напоминают соединения элементов главных подгрупп (p-элементы), например, ряды Sc+3 - Ti+4 - V+5 - Cr+6 - Mn+7 и

• Al+3 - Si+4 - P+5 - S+6 - Cl+7

• Так, сходны по строению, по типу формул и ряду свойств Cl2O7и Mn2O7, SO3 и CrO3, HMnO4 и HClO4. У хромовой и серной кислот малорастворимы соли щелочноземельных металлов, например, BaSO4 и BaCrO4


D-МЕТАЛЛОВ• Далее по периоду число d-электронов продолжает

возрастать, но высшая степень окисления снижается:

Fe Со Ni Cu Zn

3d64s2 3d74s2 3d84s2 3d94s1 3d104s2

Высшая степень окисления +6 +4 +4 +4 +2

Форма в кислом водном

растворе

нет нет нет нет Zn(OH2)62+

Форма в щелочном водном

растворе

FeO42– нет нет нет Zn(OH)4

2–

Другие формы BaFeO4 BaCoO3 BaNiO3 BaCuO3 ZnO


D-МЕТАЛЛОВ• Обычно считают, что в простых веществах d-металлов

имеются металлическая связь за счѐт s-электронов и ковалентная связь за счѐт d-электронов. С этим связаны их тугоплавкость и низкая химическая активность

• Особенно прочными являются d-металлы, в атомах которых число d-электронов близко к 5 (числу d-орбиталей): Cr, Mo, W, Nb, Ta

• В соединениях для большинства d-металлов устойчивыми являются несколько степеней окисления. Как и у неметаллов, кислотные свойства с повышением степени окисления усиливаются не только в периоде, но и для одного элемента. Однако низким степеням окисления d-элементов отвечают настоящие основания и катионные формы в растворах


D-МЕТАЛЛОВ

• ПРИМЕР. Хром образует соединения в

степенях окисления +2, +3 и +6:

Cтепень окисления

Электронное строение

О

3d6

+2

3d4

+3

3d3

+4

3d2

+6

3s23p6

Оксид

Гидроксид

CrO0,87-1,01

Cr(OH)2

Cr2O3

Cr2O3 H2O

CrO2

нет

CrO3

Н2Cr3O10

Форма в кислом


Cr(OH2)62+ Cr(OH2)6

3+ нет Н2Cr3O10

Cr2O72–

Форма в щелочном


нет Cr(OH)4(OH2)2

–

нет CrO42–

Другие формы Cr(CO)6 Cr2(CH3COO)4 2H2O CrCl3 BaCrO3 CrO(O2)

(C2H5)2O


D-МЕТАЛЛОВ• В высоких степенях окисления d-элементы

проявляют окислительные свойства. Мы их уже неоднократно рассматривали на примере Cr(+6) и Mn(+7). От их оксидов загорается спирт:C2H5OH + 4CrO3 (сухой) → 2CO2 + 3H2O + 2Cr2O3

• Окислительные свойства высшей степени окисления в подгруппе ослабевают - у Mo+6 и W+6 они выражены намного слабее, чем у Cr+6. Поэтому хром в природе встречается преимущественно в виде степени окисления +3, а минералы вольфрама содержат его в степени окисления +6


D-МЕТАЛЛОВ

• У p-элементов тенденция

противоположная:

так, в 4 группе у Ge (так же, как у

неметаллов C и Si) наиболее устойчива

степень окисления +4 (групповая),

у Sn степени окисления +2 и +4

сопоставимы по устойчивости,

а у Pb наиболее устойчива степень

окисления +2.


D-МЕТАЛЛОВ

• В главных подгруппах (у p-металлов) сверху вниз устойчивость групповой степени окисления n снижается, а устойчивость степени окисления n-2 повышается. Так, стабильны Tl+, Pb+2, Bi+3, а Tl+3, Pb+4, Bi+5

являются очень сильными окислителями:

4Mn+2SO4 + 10KBi+5O3 + 14H2SO4 = = 4KMn+7O4 + 5Bi+3

2(SO4)3 + 14H2O

• Как видно, Bi+5 - более сильный окислитель, чем даже Mn+7


D-МЕТАЛЛОВ• В низких степенях окисления многие d-элементы

проявляют восстановительные свойства. Так, Fe(+2) и Mn(+2) быстро окисляются на воздухе:

4Fe(OH)2↓ + O2 + 2H2O = 4 Fe(OH)3↓, светло-зелѐный, почти белый бурый

2Mn(OH)2↓ + O2 = 2MnO2↓ + 2H2O розовый бурый

• В природе эти процессы идут после гидролиза эндогенных силикатов или сульфидов или параллельно гидролизу. На прогреваемых отмелях горных рек, где большая поверхность соприкосновения с воздухом, часто можно видеть бурый осадок гидроксидов, преимущественно, железа.


D-МЕТАЛЛОВ

• У d-элементов побочной подгруппы 1

группы возможны степени окисления

выше номера группы.

• Положительные степени окисления:Высшая Наиболее устойчивая

Cu 3d104s1

Ag 4d105s1

Au 5d106s1

+4 - BaCuO3

+3 - Ag2O3

+5 - CsAuF6

+2 - CuSO4

+1 - AgNO3

+3 - HAuCl4

Хɽʁɽʔ ʁɺʇɵʀʀʃɷt-larichev.narod.ru/13-Eco.pdfʃɶЩɽɺ ʆɷʃɾʆʇɷɵ ʁɺʇɵʀʀʃɷ • ʇʝʤʝʬʢʰ ʮʚʠʣʬʢʰʚ ʡʚʧʕʠʠʰ (Li, Na, K, Rb, Cs) ʝ ʢʚʟʣʧʣʥʰʚ

Documents