Общая характеристика и св-ва меди,серебра,золота.

Au явл.наиболее электроотрицательным из всех металлов.Наиболее устойчивая степень окислении (+2) для меди,(+1) для сереьра и(+3) для золота.Себербро имеет самую низкую первую энергию ионизаии.Au,Cu,Ag не проявл.большого сходства и монотонного изменения св-в.Реакционная способность уменьшается вниз по группе.

4Ag+2H2S+O2=2Ag2S+2H2O

Медь окисляется до (+2)

Cu+2H2SO4(конц,гор)=CuSO4+SO2+2H2O

3Cu+8HNO3(p)=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O

Cu+4HNO3(k)=2NO2+Cu(NO3)2+2H2O

Серебро-(+1):

2Ag+2H2SO4(конц,гор)=Ag2SO4+SO2+2H2O

3Ag+4HNO3(p)=3AgNO3+NO+2H2O

Ag+2HNO3(k)=AgNO3+NO2+H2O

Золото р-тся в царской водке:

Au+HNO3+4HCl=H[AuCl4]+NO+2H2O

Золото окисляется хлором и :

2Au+6H2SeO4=Au2(SeO4)3+3SeO2+6H2O(t)

Cu,Au,Ag легко р-тся в водных р-рах цианидов(Au,Ag-в присутствии воздуха или пероксида водорода)Для Cu р-ция протекеает в р-ре аммиака:

2Cu+8NH4OH+O2=2[Cu(NH3)4](OH)2+6H2O

Общая характеристика и св-ва подгруппы Zn.

В соединениях Zn,Cd,Hg в основном находятся в СО(+2).Атомы Zn(II),Cd(II) предпочтительно образую тетраэдрические комплексы(КЧ4), Cd(II) образует октаэдрический (КЧ 6).Для ртути характерно образование связей Hg- Hg,обладает способность образовывать связи с металлами. Zn,Cd-похожи по хим. св-вам, Hg отличается.

Zn,Cd-быстро тускнеют во влажном воздухе,а при t взаимодействуют с O2,S,P и галогенами. Hg реагирут с ними же,кроме Р.плавы ртути известны,как амальгамы. Zn способен восстанавливать Cd в водном р-ре.Разбавленные к-ты растворяют Zn,Cd с выделение H2:

Zn+H2SO4(p)=ZnSO4+H2,но

Zn+4HNO3(конц,гор)=Zn(NO3)2+2NO2+2H2O

4Zn+10HNO3(p,гор)=4Zn(NO3)2+N2O+5H2O

Ртуть не взаимодействет с разбавленными к-ми,но:ъ

Hg+4HNO3=Hg(NO3)2+2NO2+2H2O

Hg+2H2SO4(конц,гор)=HgSO4+SO2+2H2O

Zn-единственный в группе,который р-ется в водных р-рах щелочей:

Zn+2OH+2H2O=[zn(OH)4](2-)+H2

При р-ние металлического цинка в р-ре аммиака образуется комплекс:

Zn+4NH4OH=[Zn(NH3)4](OH)2+2H2O+H2

Разбавленная азотная к-та образует нитрат диртути(медленно):

6Hg+8HNO3=3Hg2(NO3)2+2NO+4H2O

Пары цинка и кадмия взаимодействуют с парами воды с выделением водорода.Эти металлы в-ют нитрат аммонияв конц.р-рах до нитрата аммония и окисляются в водном р-ре катионами некоторых металлов,например Cu(II),Fe(II).

Общая характеристика и св-ва Cr,Mo,w.

Cr,Mo,W-тугоплавкие,хрупкие,но механически прочные и твердые металлы,очень чистые достаточно пластичны.Среди известных Cr самый твердый, W-тугоплавкие.Атомы Cr,Mo,W имеют 6 валентных электрона на близких по энергии орбиталях.Такая конфигурация эл.оболочек обусловливает СОатомов в с-ях от(+2)до(+6).Для

Cr наиболее характерны 0,(+2),(+3) и (+6),а для Mo,W 0,(+4),(+6),(+5). Cr,Mo,W устойчивы к хим.воздействиям. Cr медленно р-ется в разб.соляной и серной к-тах:

Cr+2HCl=CrCl2+H2

Cr+H2SO4=CrSO4+H2

4Cr+12HCl+O2=4CrCl3+4H2+2H2O

В кислотах-окислителях хром пассивируется.

Mo,W-р-мы только в плавиковой к-те и ксилотах-окислителях,лучше в смеси HF+HNO3:

Mo+ 4HF+6HNO3= H2[MoO2F4]+6H2O+4NO2

W+ 4HF+6HNO3=H2[WO2F4]+4H2O+6NO2

С О2 все при t<600 практически не реагирую.При более высоких температурах они горят:

4Cr+O3=2Cr2O3

2Mo+3O2=2MoO3

2W+3O2=2WO3

При высоких t пленка на металлах р-ется и они становятся активнее,металлы хорошо реагируют с серой,галогенамиЮазотом и др.:

Mo+2S=MoS2;Mo+C=MoC;Mo+3F2=MoF6

W+3Cl2=WCl6;Cr+2F2=CrF4;2Cr+N2=2CrN

Реакции хромата(дихромата) калия с в-ми в ксислой,нейтральной и щелочной среде.

1)K₂Cr₂O₇ + H₂O + 3H₂S = 2Cr(OH)₃↓ + 3S↓ + 2KOH

K2CrO4+2H2O+3H2S=2CrOH3+3S+4KOH

2)3H₂S_{(насыщ.)} + 4H₂SO_4(разб.) + K₂Cr₂O₇ = 3S↓ + Cr₂(SO₄)₃ + 7H₂O + K₂SO₄

2 K2CrO4 + 3 H2SO4 + 5 Na2SO3 = Cr2SO4 + 2 K2SO4 + 5 Na2SO4 + 3 H2O

3)

Хромовый ангидрид,хроматы,дихроматы:получение св-ва.Хромовая смесь

Хромовый ангидрид.

Получают действием H2SO4 на дихромат натрия Na2Cr2O7 (реже дихромат калия K2Cr2O7).

Na2Cr2O7 + H2SO4 → 2CrO3 + Na2SO4 + H2O.

CrO3 — кислотный оксид. При его растворении в воде образуется хромовая кислота (при недостатке CrO3):

CrO3 (недост.) + H2O → H2CrO4,

или дихромовая кислота (при избытке CrO3):

2CrO3 + H2O → H2Cr2O7.

При взаимодействии CrO3 со щелочами образуются хроматы:

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O.

При нагревании выше 250 °C разлагается с образованием оксида хрома(III) и кислорода:

4CrO3 → 2Cr2O3 + 3O2↑.

Как и все соединения Cr(VI), CrO3 является сильным окислителем (восстанавливается до Cr2O3). Например этанол, ацетон и многие другие органические вещества самовоспламеняются или даже взрываются при контакте с ним.Окисляет йод, серу, фосфор, уголь, например:

4CrO3 + 3S → 2Cr2O3 + 3SO2↑.

В водных р-рах хроматы гидролизуются ,гидролиз сопровождается полимеризацией с образованием дихроматов:

CrO4(2-)+H2O=HCrO4(-)+OH(-)

2 HCrO4(-)=Cr2O7(2-)+H2O.При подкислении и подщелачивании:

2K2CrO4+2HNO3=K2Cr2O7+H2O+2KNO3

K2Cr2O7+2KOH=2K2CrO4+H2O

Хроматы и дихроматы в к-лой среде проявляют ок-ные св-ва.В щелочных средах вос-ются только сильными в-лями.Дихроматы удобно получать подкислением хроматов,в промышленности:

2Na2CrO4+2CO2+H2O=Na2Cr2O7+2NaHCO3.

Получают хроматы взаимодействием CrO3 с основными оксидами (сплавление):

CrO3 + ZnO → ZnCrO4,

или, что более распространённо, окислением соединений Cr3+ в щелочных растворах:

2KCrO2 + 3H2O2 + 2KOH → 2K2CrO4 + 4H2O,

2K3[Cr(OH)6] + 3Br2 + 4KOH → 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O.

При этом происходит изменение зелёной окраски раствора в жёлтую от иона CrO42−.

Хромовая смесь — смесь концентрированной серной кислоты и дихромата калия; при действии серной кислоты на бихромат образуется хромовый ангидрид CrO3.

Хромовая смесь является одним из сильнейших окислителей. Широко используется в лабораторной технике для мытья стеклянной химической посуды.