Общие свойства d-металлов

Общие свойства d-металлов

Контрольная работа

Общие свойства d-металлов

1. Строение электронных оболочек атомов d-элементов

галоген гидроксид щелочь металл

Из всех элементов Периодической системы Д.И. Менделеева более 100 в виде простых веществ относятся к металлам. В соответствии с особенностями строения валентных энергетических уровней изолированных атомов все металлы делятся на простые и переходные.

В атомах простых металлов валентные электроны располагаются на внешних s- и p - подуровнях. Они занимают главные подгруппы в Периодической системе.

В атомах переходных металлов по мере возрастания зарядов ядер происходит постепенное заполнение предвнешних (второго снаружи у d- и третьего снаружи у f-элементов) энергетических подуровней. При этом число электронов на внешнем энергетическом уровне остается практически неизменным (чаще по 2 электрона). Переходные металлы занимают все побочные подгруппы в Периодической системе элементов

Химические элементы, в атомах которых происходит заполнение электронами предвнешнего d-подуровня, называются d-элементами.

Располагаются d-элементы в больших периодах, образуя декады (по числу электронов на пяти d - орбиталях):

IV период: Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn.период: Y, Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, Cd.период: La, Hf, Ta, W, Re, Os, Ir, Pt, Au, Hg.

Известно, что электроны в атомах заполняют энергетические уровни и подуровни в соответствии с возрастанием их энергии. По мере увеличения зарядов ядер, энергия различных подуровней изменяется по-разному. В первых трех периодах происходит последовательное заполнение электронами s- и p - подуровней. В четвертом периоде для атомов с зарядом ядра Z = 19 и 20 энергия 4s - подуровня становится меньше, чем энергия вакантного 3d-подуровня (сказывается эффект экранирования ядра плотным слоем 3s23p6). В связи с отталкиванием от этого слоя девятнадцатого электрона атома калия и двадцатого электрона атома кальция, энергетически более выгодным становится 4s-состояние, вместо 3d-состояния:

19K 1s22s22p63s23p64s1

20Ca 1s22s22p63s23p64s2

У следующего элемента скандия (Sc) картина меняется: 3d-состояние энергетически выгоднее, чем 4p-состояние:

21Sc 1s22s22p63s23p6 3d14s2

Такое положение сохраняется до окончания заполнения 3d-подуровня (10 элементов). Затем начинает заполняться 4p-подуровень. Таким образом, в IV периоде последовательно заполняются 4s23d104p6 подуровни, и общее количество элементов становится равным 18.

Элементы IV периода

s-элементыd-элементыp-элементыK, CaSc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn.Ga, Ge, As, Se, Br, Kr

В V периоде последовательность заполнения энергетических подуровней аналогична IV периоду: 5s24d105p6. Общее число элементов также равно 18, в том числе, вставная декада d-элементов от иттрия (Y) до кадмия (Cd).

Элементы V периода

s-элементыd-элементыp-элементыRb, SrY, Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, CdIn, Sn, Sb, Te, I, Xe

VI период содержит две вставные группы: d- и f - элементов. Последовательность заполнения энергетических подуровней электронами следующая - 6s25d14f145d2-106p6. Общее число элементов возрастает до 32.

Элементы VI периода

s-элементыd-элементыp-элементыCs, BaLa*, Hf, Ta, W, Re, Os, Ir, Pt, Au, HgTl, Pb, Bi, Po, At, Rn

* - f - элементы (лантаноиды): Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu

В седьмом периоде имеются два s-элемента: франций (Fr) и радий (Ra); за ними следуют один d-элемент - актиний (Ac) и четырнадцать f-элементов (Th - Lr); далее - снова располагаются d-элементы. В настоящее время VII период пока не завершен.

Элементы VII периода

s-элементыd-элементыp-элементыFr, RaAc*, Ku, Ns (период не завершен)……

* - f-элементы (актиноиды): Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lr.

Электронные формулы d-элементов представлены в таблице 1.

Таблица 1 - Электронные формулы d-элементов

Атомный номер элементаЭлементСтроение атома элементаIV период21Sc (скандий)1s22s22p63s23p63d14s222Ti (титан)1s22s22p63s23p63d24s223V (ванадий)1s22s22p63s23p63d34s224Cr (хром)1s22s22p63s23p63d54s125Mn (марганец)1s22s22p63s23p63d54s226Fe (железо)1s22s22p63s23p63d64s227Co (кобальт)1s22s22p63s23p63d74s228Ni (никель)1s22s22p63s23p63d84s229Cu (медь)1s22s22p63s23p63d104s130Zn (цинк)1s22s22p63s23p63d104s2V период39Y (иттрий)1s22s22p63s23p64d15s240Zr (цирконий)1s22s22p63s23p64d25s241Nb (ниобий)1s22s22p63s23p64d45s142Mo (молибден)1s22s22p63s23p64d55s143Tc (технеций)1s22s22p63s23p64d65s144Ru (рутений)1s22s22p63s23p64d75s145Rh (родий)1s22s22p63s23p64d85s146Pd (палладий)1s22s22p63s23p64d105s047Ag (серебро)1s22s22p63s23p64d105s148Cd (кадмий)1s22s22p63s23p64d105s2VI период57La (лантан)1s22s22p63s23p65d16s272Hf (гафний)1s22s22p63s23p65d26s273Ta (тантал)1s22s22p63s23p65d36s274W (вольфрам)1s22s22p63s23p65d46s275Re (рений)1s22s22p63s23p65d56s276Os (осмий)1s22s22p63s23p65d66s277Ir (иридий)1s22s22p63s23p65d76s278Pt (платина)1s22s22p63s23p65d96s179Au (золото)1s22s22p63s23p65d106s180Hg (ртуть)1s22s22p63s23p65d106s2

У некоторых элементов имеет место нарушение в последовательности заполнения электронами d - орбиталей. Так, у хрома (четвертый из d - элементов IV периода) вместо 3d44s2 - состояния, электроны находятся в 3d54s1 - состоянии. У меди (девятый d-элемент IV периода) вместо 3d94s2 - состояния имеем 3d104s1 -состояние. Этот факт объясняется тем, что полностью (d10) и наполовину (d5) заполненные подуровни имеют более низкую энергию. За счет этого возможен «проскок» электрона с ns - подуровня на (n - 1) d - подуровень.

Таким образом, по мере возрастания заряда ядра наблюдается закономерная периодическая повторяемость сходных электронных структур, а, значит, и повторяемость свойств химических элементов.

2. Физико-химические свойства простых веществ d-элементов

Общность многих свойств d-элементов обусловлена одинаковым строением внешнего электронного уровня и близкими значениями энергий ns- и (n-1) d подуровней.

В свободном состоянии d-элементы - твердые кристаллические вещества (кроме ртути), типичные металлы с характерным металлическим блеском. Цвет их изменяется от серебристо-белого до темно-серого (кроме красной меди и желтого золота).

d-металлы имеют высокую удельную плотность, как правило, высокие температуры плавления и кипения, обладают высокими значениями электропроводности и теплопроводности, заметной твердостью и механической прочностью.

Такие свойства обусловлены металлическим характером связи и особенностями кристаллической структуры (малые атомные объемы, плотнейшая упаковка атомов в кристаллической решетке).

Атомы d-элементов характеризуются переменной валентностью. Многие их соединения окрашены. d-элементы склонны к образованию комплексных соединений, причем могут выступать как в роли катионообразователя, так и в роли анионообразователя; легко образуют сплавы между собой и другими элементами.

Некоторые свойства атомов d-элементов и их простых веществ представлены в таблицах 2, 3 и 4.

Таблица 2 - Свойства атомов и простых веществ d - элементов IV периода

СвойстваЭлементScTiVCrMnFeCoNiCuZnВалентный уровеньd1s2d2s2d3s2d5s1d5s2d6s2d7s2d8s2d10s1d10s2Наиболее характерная степень окисления+3+2, +3, +4+2, +3, +4, +5+2, +3, +6+2, +4, +6, +7+2, +3, +6+2, +3+2 +3+1, +2+2Ионный радиус в наиболее характерной степени окисления, Аº0,830,640,59(+6) 0,58 (+3) 0,76(+7) 0,46 (+2) 0,52(+2) 0,80 (+3) 0,73(+2) 0,80 (+3) 0,72(+2) 0,79(+2) 0,74 (+1) 0,870,83Металлический радиус, Аº1,641,461,341,271,301,261,251,241,281,39Первый потенциал ионизации, эВ.6,546,826,716,767,437,877,867,647,729,39Плотность, г/см33,04,56,17,27,47,98,98,99,07,1Температура плавления, ºС1 5401 6681 9191 8901 2441 5361 4951 4551 083419Температура кипения, ºС2 7003 5003 4003 3902 1202 7702 2552 1402 600907

Таблица 3 - Свойства атомов и простых веществ d - элементов V периода

СвойстваЭлементYZrNbMoTcRuRhPdAgCdВалентный уровеньd1s2d2s2d4s1d5s1d6s1d7s1d8s1d10s0d10s1d10s2Наиболее характерная степень окисления+3+4+5+6+7+4 +6+3+2 +4+1+2Ионный радиус в наиболее характерной степени окисления, Аº0,970,820,660,620,56(+4) 0,76 (+6) 0,71(+2) 0,88 (+4) 0,731,160,99Металлический радиус, Аº1,821,601,461,371,361,341,341,371,441,56Первый потенциал ионизации, эВ.6,386,846,887,107,287,367,468,337,578,99Плотность, г/см34,56,58,610,211,512,412,412,010,58,7Температура плавления, ºС1 5251 8522 4602 6202 2002 2501 9661 552961321Температура кипения, ºС3 0253 6005 4004 8004 6004 1003 6702 9002 210767

Таблица 4 - Свойства атомов и простых веществ d - элементов VI периода

СвойстваЭлементLaHfTaWReOsIrPtAuHgВалентный уровеньd1s2d2s2d3s2d4s2d5s2d6s2d7s2d9s1d10s1d10s2Наиболее характерная степень окисления+3+4+5+6+7+8+3, +4+4, +2+3, +1+2 +1Ионный радиус в наиболее характерной степени окисления, Аº1,170,820,660,650,56(+3) 0,81 (+8) 0,54(+3) 0,81 (+4) 0,75(+2) 0,90 (+4) 0,76(+1) 1,371,12Металлический радиус, Аº1,871,591,461,401,371,351,351,381,441,60Первый потенциал ионизации, эВ.5,617,007,887,987,878,708,709,09,2210,43Плотность, г/см36,213,116,619,321,022,522,421,519,313,6Температура плавления, ºС92022003000338031803000245017731063- 39Температура кипения, ºС34705400560059005640500045003800 2970 357

Из представленных данных видно, что металлические и ионные радиусы в периодах по мере возрастания заряда ядра слева направо уменьшаются, а потенциалы ионизации растут. Это определяет ослабление оснóвных свойств однотипных соединений d-элементов и возрастание устойчивости низших степеней окисления в том же направлении.

Вследствие накопления d-электронов при возрастании зарядов ядер атомов происходит усиление взаимодействия валентных электронов с ядром, а следовательно, рост потенциалов ионизации в периодах слева направо (см. табл. 2 - 4), уменьшение химической активности атомов и уменьшение устойчивочти соединений в высших степенях окисления.

В подгруппах d-элементов сверху вниз радиусы атомов изменяются немонотонно: сначала увеличиваются, затем практически не изменяются (см. табл 2 - 4), что объясняется влиянием лантаноидного сжатия. В каждой подгруппе d-элементов два последних элемента очень близки по своим характеристикам, а их простые вещества и химические соединения близки по химическим свойствам.

В подгруппах d-элементов (кроме подгруппы Sc) потенциалы ионизации, как правило, возрастают, поэтому химическая активность элементов сверху вниз уменьшается.

Таким образом, хотя d- и f-элементы обладают металличекими свойствами, однако, эти свойства выражены у них менее ярко, чем у s- и p-металлов.

. Химические свойства простых веществ d-элементов

Рассмотрим взаимодействие простых веществ d-элементов с различными простыми и сложными веществами.

Взаимодействие d-элементов с простыми веществами

При обычных условиях химически чистые d-металлы в компактном виде устойчивы к различным воздействиям, так как покрыты защитными оксидными или оксидно-нитридными пленками.

При нагревании и, особенно, в порошкообразном состоянии химическая активность увеличивается и d-металлы могут взаимодействовать с кислородом, галогенами, серой, углеродом и т.д.

Взаимодействие d-металлов с кислородом

Так, марганец, железо, кобальт, никель и некоторые другие металлы в мелкодисперсном состоянии способны самовоспламеняться на воздухе с образованием оксидов при обычной температуре, т.е. обладают пирофорными свойствами:

2Ni + O2 ®2 NiO;2Со + O2 ®2СоO (Со3O4)

Все остальные d-элементы (кроме благородных металлов) окисляются кислородом воздуха только при нагревании:

Ti + O2 ® TiO2;

V + 5O2 -t®2V2O5;

Cr + 3O2 -t® 2Cr2O3;

W + 3O2 -t® 2WO3;

4Fe + 3O2 -t® 2Fe2O3 (Fe3O4);

2Cu + O2 -t® 2CuO (Cu2O);

2Zn + O2 -t® 2ZnO.

Из-за проявления переменной валентности d - металлы образуют несколько оксидов. Характер оксидов d - элементов (от подгруппы скандия до подгруппы марганца) с ростом степени окисления изменяется закономерно от оснóвного к кислотному типам. Например:

CrOCr2O3CrO3

MnO MnO2 Mn2O7

основныйамфотерный кислотный

Элементы подгрупп меди и цинка образуют оксиды основного или амфотерного типа, но с преобладанием основных свойств.

Следует обратить внимание, что оксиды хрома, марганца и железа в высших степенях окисления при непосредственном взаимодействии этих металлов с кислородом не образуются из-за очень низкой термической устойчивости таких соединений и слишком высоких окислительных свойств соединений хрома (VI), марганца (VII) и железа (VI).

Большинство оксидов d-элементов - тугоплавкие твердые вещества (кроме Mn2O7, который при обычных условиях представляет собой жидкость темно-зеленого цвета). Многие оксиды окрашены, например, V2O5 - оранжевый, Cr2O3 - зеленый, CrO3 - красный, MnO2 - черный, CdO - коричневый и т.д.

Оксиды d-элементов, за исключением CrO3 и Mn2O7, малорастворимы в воде. При взаимодействии с водой оксиды хрома (VI) и марганца (VII) образуют, соответственно, хромовую (двухромовую) и марганцевую кислоты, которые являются сильными кислотами с точки зрения электролитической диссоциации

CrO3 + H2O = H2CrO4

2CrO3 + H2O = H2Cr2O72O7 + H2O = 2HMnO4

Взаимодействие d-металлов с галогенами

С галогенами d-металлы легко взаимодействуют при нагревании с образованием соответствующих галогенидов, например:

2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3;+ Cl2 ® ZnCl2;+ 2Cl2 ® TiCl4;+ Cl2 → MnCl2 (MnCl4);+ F2 → VF5; + Cl2 → VCl4.

Некоторые галогениды (TiCl4; VF5) проявляют очень высокую склонность к гидролизу, например, тетрахлорид титана может полностью прогидролизоваться:

TiCl4 + (2+х) H2O → TiO2∙xH2O + 4HCl.

Галогениды некоторых d-металлов плохо растворимы в воде (Приложение А), так например, хлориды, бромиды и иодиды серебра и свинца плохо растворимы в холодной воде, хотя при нагревании растворимость галогенидов свинца повышается.

Взаимодействие d-металлов с серой

При нагревании d-металлы взаимодействуют с серой с образованием сульфидов:

2Cr + 3S = Cr2S3;

Fe + S = FeS;

Zn + S = ZnS;

Mo + 3S = MoS3;

Сульфиды d-металлов в воде нерастворимы, но некоторые из них могут растворяться в разбавленных растворах соляной и серной кислот с выделением сероводорода:

MnS + 2HCl = MnCl2 + H2S­+ 2H2SO4 = FeSO4 + H2S­+ 2HCl ¹

Сульфиды металлов, значения произведения растворимости которых очень низки (например, ПР(CuS) ≈ 10-36), в растворах минеральных кислот не растворяются (Приложение А). Однако все сульфиды можно растворить в кислотах-окислителях, например:

CuS + 8HNO3 = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O

Сульфиды хрома (III) и железа (III) при взаимодействии с водой подвергаются полному гидролизу, например:

Cr2S3 + 6H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3H2S.

Большинство сульфидов d-металлов окрашены, что используется в аналитической химии.

Взаимодействие d-металлов с углеродом

Многие d-металлы взаимодействуют с углеродом с образованием твердых растворов и карбидов. Например:

Fe + С = Fe3С

Карбиды - кристаллические вещества, как правило, переменного состава, очень твердые, тугоплавкие, обычно хорошо проводят ток и химически инертны. Так, карбиды вольфрама и титана входят в состав жаропрочных и твердых сплавов, из которых изготавливают режущие и буровые инструменты; карбид железа (цементит) входит в состав чугунов и сталей.

Взаимодействие d-металлов с водой

Чистая вода заметного действия на большинство d-металлов не оказывает. Исключение составляют элементы 3-й группы - скандий, иттрий, лантан. Эти простые вещества по химической активности уступают лишь щелочным и щелочно-земельным металлам. В ряду напряжений (см. Приложение Б) скандий и его аналоги находятся далеко впереди водорода (например, у лантана E°298 = -2,24 В). Скандий с водой при обычных условиях не реагирует, а лантан медленно - медленно разлагает воду:

La + 6H2O = 2La(OH)3 + 3H2­

Железо и многие другие d-металлы реагируют с водой при температуре красного каления:

3Fe + 4H2O(пар) = Fe3O4 + 4H2­

Взаимодействие d-металлов с кислотами

В зависимости от положения в ряду напряжений d - металлы по-разному взаимодействуют с кислотами.

Металлы с отрицательным значением электродного потенциала могут окисляться ионами водорода разбавленных кислот-неокислителей (см. Приложение Б). При этом выделяется водород:

Zn + H2SO4 (разб.) = ZnSO4 + H2­

Cr + 2HCl = CrCl2 + H2­ (без доступа воздуха)

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2­

Ti + 6HCl (конц.) = 2TiCl3 + 3H2­

Если при взаимодействии металла с кислотой получается соль, нерастворимая в воде, такая реакция прекращается из-за образования на поверхности металла защитной пленки. По этой причине свинец не растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах, хотя в ряду напряжений Pb расположен до водорода:

Pb + H2SO4 (разб.) = PbSO4¯ + H2­

Pb + HCl (разб.) = PbCl2¯ + H2­

Металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, с кислотами-неокислителями не взаимодействуют.

С кислотами - окислителями (концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации) взаимодействуют почти все металлы, но водород при этом не выделяется:

V + 8HNO3 (к.) = 3VO2NO3 + 5NO + 4H2O

Hg + 4HNO3 (к.) = Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O;

Zn + 4H2SO4 (к.) = 3ZnSO4 + S + 4H2O;+ 2H2SO4 (к.) = CuSO4 + SO2 + 2H2O.

Некоторые d-металлы (Au, Pb, Nb, Ta, W и др.) реагируют только со смесями кислот: с царской водкой (3HCl + HNO3) или смесью плавиковой и азотной кислот (HF + HNO3), где одна из кислот (HNO3) выступает в роли окислителя, а другая - связывает образующиеся катионы d-металла в комплекс:

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

Nb + 5HNO3 +21HF = 3H2[NbF7] +5NO + 10H2O.

Хром, марганец, железо и многие другие d-металлы на холоду пассивируются (покрываются устойчивой оксидной пленкой) концентрированными серной и азотной кислотами, поэтому взаимодействие возможно только при нагревании.

Взаимодействие d-металлов с щелочами

В растворах щелочей при обычных условиях из d-металлов растворяется только цинк. При этом образуется гидроксоцинкат и выделяется водород:

Zn + 2KOH + 2H2O = K2[Zn(OH)4] + H2­

В концентрированных растворах щелочей при нагревании или в расплавах щелочей в присутствии окислителей растворяются многие d-металлы с образованием оксосолей анионного типа:

4V + 12KOH (тв.) + 5O2 = 4K3VO4 + 6H2O;+ 2NaOH+ KClO3 = Na2FeO4 + KCl + H2O.

Взаимодействие d-металлов с растворами солей

В соответствии с местом расположения d-металла в ряду напряжений можно предположить, что любой металл, стоящий в ряду напряжений левее, будет вытеснять из растворов соответствующих солей все металлы, стоящие в ряду напряжений правее:

Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4

. Кислотно-основные свойства гидроксидов d-элементов

Так как оксиды d-металлов нерастворимы в воде, их гидроксиды получают косвенным путем с помощью обменных реакций между их солями и растворами щелочей:

ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2¯ + 2NaCl;

MnCl2 + 2NaOH = Mn(OH)2¯ + 2NaCl (в отсутствии кислорода);

FeSO4 + 2KOH = Fe(OH)2¯ + K2SO4 (в отсутствии кислорода).

Гидроксиды d-элементов в низших степенях окисления являются слабыми основаниями; они нерастворимы в воде, но хорошо растворяются в кислотах:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + H2O(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + H2O

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O;

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4];

Cr(OH)3 + 3HNO3 = Cr(NO3)3 + 3H2O;

Cr(OH)3 + 3KOH = K3[Cr(OH)6].

В более высоких степенях окисления переходные металлы образуют гидроксиды, которые проявляют кислотные свойства или амфотерные свойства с преобладанием кислотных:

+2+3+6Cr(OH)2Cr(OH)3H2CrO4оснóвныйамфотерныйкислотный

+2+3+4+5V(OH)2V(OH)3VO2 ∙ хH2OV2O5 × xH2Oоснóвныйамфотерный с преобладанием оснóвныхамфотерныйамфотерный с преобладанием кислотныхС увеличением степени окисления элемента основные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а кислотные - возрастают.

Поэтому, по периоду слева направо наблюдается усиление кислотных свойств гидроксидов d-металлов в высших степенях окисления до подгруппы Mn, затем кислотные свойства ослабевают:

Sc(OH)3 - TiO2×xH2O - V2O5×xH2O - H2CrO4 - HMnO4

Усиление кислотных свойств

Fe(OH)3 - Co(OH)2 - Cu(OH)2 - Zn(OH)2

Медленное ослабление кислотных свойств

Рассмотрим изменение свойств гидроксидов d-металлов в подгруппах. Сверху вниз по подгруппе основные свойства гидроксидов d-элементов в высших степенях окисления возрастают, кислотные свойства уменьшаются. Например, для шестой группы d-металлов:

2CrO4 - резко - MoO3×H2O - слабо - WO3×H2O

Кислотные свойства уменьшаются

5. Окислительно-восстановительные свойства соединений d-элементов

Соединения d - элементов в низших степенях окисления проявляют, в основном, восстановительные свойства, особенно в щелочной среде. Поэтому, например, гидроксиды Mn(+2), Cr(+2), Fe(+2) являются очень неустойчивыми и быстро окисляются кислородом воздуха:

2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 2Mn(OH)4;

Cr(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Cr(OH)3

Чтобы гидроксид кобальта (II) или никеля (II) перевести в Co(OH)3 или Ni(OH)3, необходимо использовать более сильный окислитель - например, перекись водорода H2O2 в щелочной среде или бром Br2:

2Co(OH)2 + H2O2 = 2Co(OH)3;

Ni(OH)2 + Br2 +2NaOH = 2 Ni(OH)3 + 2NaBr

Производные Ti(III), V(III), V(II), Cr (II) легко окисляются на воздухе, некоторые соли могут окисляться даже водой:

2Ti2(SO4)3 + O2 + 2H2O = 4TiOSO4 + 2H2SO4;

CrCl2 + 2H2O = 2Cr(OH) Cl2 + H2­

Соединения d-элементов в высших степенях окисления (от +4 до +7) обычно проявляют окислительные свойства. Однако, соединения Ti (IV) и V (V) всегда устойчивы и поэтому обладают относительно слабыми окислительными свойствами:

TiOSO4 + Zn + H2SO4 = Ti2(SO4)3 + ZnSO4 + H2O;

Na3VO4 + Zn + H2SO4 = VOSO4 + ZnSO4 + H2O

Восстановление идет в жестких условиях - атомарным водородом в момент его выделения (Zn + 2H+ = 2H· + Zn2+).

А соединения хрома в высших степенях окисления являются сильными окислителями, особенно в кислой среде:

K2Cr2O7 + 3SO2 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O;

2CrO3 + C2H5OH = Cr2O3 + CH3COH + H2O

Еще более сильные окислительные свойства проявляют соединения Mn(VI), Mn(VII) и Fe(VI):

2KMnO4 + 6KI + 4H2O = 2MnO2¯ + 3I2 + 8KOH;

4K2FeO4 + 10H2SO4 = 2Fe2(SO4)3 + 3O2 +10H2O+ 4K2SO4

Таким образом, окислительные свойства соединений d-элементов в высших степенях окисления по периоду слева направо возрастают.

Окислительная способность соединений d-элементов в высших степенях окисления по подгруппе сверху вниз ослабевает. Например, в подгруппе хрома: бихромат калия K2Cr2O7 взаимодействует даже с таким слабым восстановителем, как SO2. Чтобы восстановить молибдат- или вольфрамат-ионы необходим очень сильный восстановитель, например, солянокислый раствор хлорида олова (II):

K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

(NH4)2MoO4 + НSnCl3 + 9HCl = MoO3×MoO5¯ + H2SnCl6+4H2O + 6NH4Cl

Последняя реакция идет при нагревании, а степень окисления d-элемента уменьшается совсем незначительно.

Соединения d-металлов в промежуточной степени окисления обладают окислительно-восстановительной двойственностью. Например, соединения железа (III) в зависимости от характера вещества-партнера могут проявлять как свойства восстановителя:

2FeCl3 + Br2 + 16KOH = 2K2FeO4 + 6KBr + 6KCl +8H2O,

так и окислительные свойства:

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 +2KCl.

Литература

1. Бабкина, С.С. Общая и неорганическая химия. Лабораторный практикум: Учебное пособие для бакалавров и специалистов / С.С. Бабкина, Р.И. Росин, Л.Д. Томина. - М.: Юрайт, 2012. - 481 c.

. Барагузина, В.В. Общая и неорганическая химия: Учебное пособие / В.В. Барагузина, И.В. Богомолова, Е.В. Федоренко. - М.: ИЦ РИОР, 2013. - 272 c.

. Богомолова, И.В. Неорганическая химия: Учебное пособие / И.В. Богомолова. - М.: Альфа-М, НИЦ ИНФРА-М, 2013. - 336 c.

. Боровлев, И.В. Химия металлов: термины и основные реакции / И.В. Боровлев. - М.: БИНОМ. ЛЗ, 2012. - 359 c.

. Гаршин, А.П. Общая химия в схемах, рисунках, таблицах, химических реациях: Учебное пособие / А.П. Гаршин. - СПб.: Питер, 2013. - 288 c.

. Грандберг, И.И. Химия металлов: Учебник для бакалавров / И.И. Грандберг, Н.Л. Нам. - М.: Юрайт, 2013. - 608 c.

. Грандберг, И.И. Химия металлов: Учебник для бакалавров / И.И. Грандберг, Н.Л. Нам. - М.: Юрайт, 2013. - 608 c.

. Грибанова, О.В. Общая химия: Учебное пособие / О.В. Грибанова. - Рн/Д: Феникс, 2013. - 249 c.

. Захарова, Т.Н. Химия металлов: Учебник для студ. учреждений сред. проф. образования / Т.Н. Захарова, Н.А. Головлева. - М.: ИЦ Академия, 2012. - 400 c.

. Князев, Д.А. Неорганическая химия: Учебник для бакалавров / Д.А. Князев, С.Н. Смарыгин. - М.: Юрайт, 2012. - 592 c.

. Ливанцов, М.В. Химия металлов. Задачи по общему курсу с решениями. В 2-х т. Т. 2. Органическая химия. Задачи по общему курсу с решениями. Часть 2: Учебное пособие / М.В. Ливанцов. - М.: БИНОМ. ЛЗ, 2012. - 714 c.