- •Общая и неорганическая химия
- •Часть I. Общая химия
- •1. Основные понятия химии
- •2. Строение атома
- •2.1. Корпускулярно-волновой дуализм
- •2.2. Квантовые числа
- •2.3. Электронные конфигурации атомов
- •2.4. Периодический закон
- •3. Химическая связь
- •3.1. Метод валентных связей.
- •3.2. Теория молекулярных орбиталей
- •3.3. Некоторые типы химических связей Ионная связь
- •Водородная связь
- •Межмолекулярные взаимодействия
- •4. Закономерности протекания химических процессов
- •4.1. Термохимия
- •4.2. Химическая кинетика
- •4.3. Химическое равновесие
- •5.1. Концентрация растворов
- •5.2. Электролитическая диссоциация
- •5.3. Диссоциация слабых электролитов
- •5.4. Диссоциация сильных электролитов
- •5.5 Ионное произведение воды. Водородный показатель.
- •5.6. Буферные растворы.
- •5.7. Гидролиз солей
- •5.8. Протолитическая теория кислот и основания
- •6. Константа растворимости. Растворимость.
- •Условие осаждения и растворения осадка
- •Эффект общего иона
- •Солевой эффект
- •7. Окислительно-восстановительные реакции
- •Ионно-электронный метод составления овр
- •8. Координационные соединения
- •Номенклатура координационных соединений
- •Химическая связь координационных соединений
- •Диссоциация координационных соединений
- •Часть II. Неорганическая химия
- •9. Химия s-элементов
- •9.1. Химия элементов ia группы.
- •Химические свойства щелочных металлов.
- •Химические свойства соединений щелочных металлов
- •9.2. Химия элементов iia группы.
- •Химические свойства элементов
- •Химические свойства соединений
- •10. Химия р-элементов
- •10.1. Химия элементов iiia группы
- •Свойства бора и его соединений
- •Свойства алюминия и его соединений
- •10.2. Химия элементов iva группы
- •Свойства углерода и его соединений
- •Cвойства кремния и его соединений
- •Свойства соединений олова и свинца
- •10.3. Химия элементов va группы
- •Свойства азота и его соединений
- •Свойства фосфора и его соединений
- •10.4. Химия элементов via группы
- •Химия кислорода и его соединений
- •Химия серы и ее соединений
- •10.5. Химия элементов viia группы
- •Химия водорода и его соединений
- •Химия фтора и его соединений
- •Химия хлора и его соединений
- •Химия брома, иода и их соединений
- •11. Химия d-элементов
- •Химия хрома и его соединений
- •Химия марганца и его соединений
- •Химия железа и его соединений
- •Химия меди и ее соединений
- •Химия цинка и его соединений
- •Содержание
- •Часть I. Общая химия ……………………………….. 3
- •1. Основные понятия химии …………………………………… 3
- •Часть II. Неорганическая химия ………...…………. 66
11. Химия d-элементов
В атомах d-элементов (переходных элементов) заполняется электронами d-подуровень предвнешнего уровня. На внешнем уровне атомы d-элеметов имеют, как правило, два s-электрона. Близость строения валентных уровней атомов переходных элементов определяет их общие свойства. Все они являются металлами, имеют высокую прочность, твердость, высокую электро- и теплопроводность. Многие из них электроположительны и растворяются в минеральных кислотах, однако среди них есть металлы, не взаимодействующие обычным способом с кислотами. Большинство переходных металлов имеют переменную валентность. Максимальная валентность, как и максимальная степень окисления, как правило, равно номеру группы, в которой находится данный элемент.
Химия хрома и его соединений
В природе хром находится в виде хромового железняка FeOCr2O3
или Fe(CrO2)2. Хром получают восстановлением хромового железняка углем в электрических печах в виде феррохрома, содержащего 60-65% хрома:
FeOCr2O3 + 4CO Fe + 2Cr + 4CO2
Чистый хром может быть получен электролизом растворов или расплавов солей, методом алюминотермии из оксида хрома(III):
Cr2O3 + 2Al 2Cr + Al2O3
Хром представляет собой ковкий тягучий металл серо-стального цвета.
В степени окисления +2 соединения хрома проявляют основные свойства и являются восстановителями - легко окисляются до более высоких степеней окисления.
Оксид хрома(III) может быть получен разложением дихромата аммония при нагревании:
(NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + 4H2O
Соответствующий ему нерастворимый гидроксид хрома (III) получают при действии недостатка щелочей на соли хрома(III):
СrCl3 + 3NaOH Cr(OH)3 + 3NaCl
Серо-зеленый гидроксид хрома (III) имеет амфотерные свойства:
Cr(OH)3 + 3HCl CrCl3 + 3H2O
Cr(OH)3 +3NaOH Na3[Cr(OH)6]
Соединения хрома (III) в щелочной среде имеют восстановительные свойства и окисляются бромом, пероксидом водорода или другими окислителями. Зеленый раствор гексагидроксохромата(III) натрия желтеет вследствие образования хромата натрия:
2Na3[Cr(OH)6] + 4NaOH + 3Br2 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O
Оксид хрома(VI) имеет кислотные свойства. Ему соответствуют две кислоты: хромовая H2CrO4 и дихромовая H2Cr2O7:
CrO3 + H2O H2CrO4
2CrO3 + H2O H2Cr2O7
В водных растворах между желтыми хромат ионами и оранжевыми дихромат ионами наблюдается равновесие:
2CrO42- + 2H+ Cr2O72- + H2O
Это равновесие в кислой среде сдвигается в сторону образования дихромат-ионов, а в щелочной среде - в сторону хромат-ионов:
2K2CrO4 + H2SO4 K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
K2Cr2O7 + 2KOH 2K2CrO4 + H2O
Существующие в кислой среде дихроматы являются сильными окислителями, восстанавливаясь до соединений хрома(III):
K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3K2SO3 Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 4H2O
K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 6KI Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2SO4 + 7H2O
Химия марганца и его соединений
Так же, как и хром, в природе марганец встречается в виде оксидов: пиролюзита MnO2, гаусманита Mn3O4, браунита Mn2O3. Встречается марганец и в железных рудах. Совместным восстановлением железных и марганцевых руд получают ферромарганец, содержащий 80-85% марганца и используемый в производстве стали и чугуна. Чистый марганец получают алюминотермией или электролизом растворов сульфата или хлорида марганца.
Марганец - серебристо-белый твердый и хрупкий металл. Марганец вытесняет водород из соляной кислоты, реагирует с серной и азотной кислотами:
Mn + 2HCl MnCl2 + H2
Mn + 2H2SO4 MnSO4 + SO2 + 2H2O
3Mn + 8HNO3 (1:1) 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Марганец образует несколько оксидов. С повышением степени окисления марганца, свойства этих оксидов изменяются: оксиды марганца (II и III) - основные, оксид марганца (IV) - амфотерный, оксиды марганца (VI и VII) - кислотные.
Нерастворимый в воде гидроксид марганца (II) может быть получен действием щелочей на соли марганца:
MnSO4 + 2NaOH Mn(OH)2 + Na2SO4
Гидроксид марганца(II) имеет основные свойства (но не кислотные):
Mn(OH)2 + 2NaOH
Mn(OH)2 + H2SO4 MnSO4 + 2H2O
а также восстановительные свойства, он окисляется на воздухе:
2Mn(OH)2 + O2 MnO2 + 2H2O
Действием сильных окислителей, таких как висмутат натрия NaBiO3 или оксид свинца(IV) PbO2, соли марганца(II) могут быть окислены в кислой среде до фиолетовой марганцовой кислоты HMnO4.
2Mn(NO3)2 + 16HNO3 + 5NaBiO3 2HMnO4 + 5Bi(NO3)3 +
+ 5NaNO3 + 7H2O
Устойчивый оксид марганца(IV) MnO2 имеет амфотерные свойства и растворяется в кислотах и щелочах. В кислой среде MnO2 является сильным окислителем, способным выделить хлор из соляной кислоты:
MnO2 + 4HCl MnCl2 + Cl2 + 2H2O
Оксид марганца(VI) MnO3 и соответствующая ему марганцовистая кислота H2MnO4 неустойчивы. Несколько более устойчивы соли этой кислоты - манганаты, например, K2MnO4, имеющие в растворах зеленый цвет.
Марганцовая кислота HMnO4 и соответствующие ей соли - перманганаты, например, KMnO4, имеют в растворах характерный фиолетовый цвет. Пеманганаты являются сильными окислителями, особенно в кислой среде. Продуктами восстановления перманганат-ионов могут быть ионы Mn2+ (бесцветный раствор в кислой среде), черно-бурый осадок MnO2 (в нейтральной или слабощелочной среде) или ионы MnO42- (зеленый раствор в сильнощелочной среде):
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 +
+ 3H2O
2KMnO4 + H2O + 3Na2SO3 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH
2KMnO4 + 2KOH + Na2SO3 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O