Страницы Список страниц 37 38 39 40 41 · · ·  45                    

§ 115. Побочная подгруппа V группы

Ванадий V, ниобий Nb, тантал Та— элементы побочной подгруппы V группы— принадлежат к числу d-эле-ментов, так как у них в процессе завершения d-оболочка предвнешнего слоя. Распределение электронов по энергетическим уровням атомов этих элементов приведено в табл.26, физические свойства тантала и ванадия— в табл. 27.
Эти элементы имеют бивалентных электронов, расположенных на внешнем и пред внешнем слое. Структура внешнего электронного слоя этих элементов говорит о том, что

Распределение электронов по энергетическим уровням элементов побочной подгруппы V группы . Таблица 26
Элемент
Заряд ядра
Число электронов на энергетических уровнях
K
L
M
N
O
P
Q
+ 23
+ 41
+ 73
2
2
2
8
8
8
11
18
18
2
12
32
1
11
2

 

Физические свойства ванадия и тантала. Таблица 27
Элемент
Порядковый номер
Атомный вес
Температура плавления, °С
Температура кипения, °С
Плотность, г/смЗ
23
73
50,9
180,9
1715
3000
3400
5300
6,0
16,6

в окислительно-восстановительных реакциях они проявляют восстановительные свойства. Тем не менее для них возможна высшая степень окисления +5.

§ 116. Ванадий V

Электронная конфигурация внешнего и предвнешнего слоя атома ванадия 3s23p63d34s2.

Ванадий электронная конфигурация

Ванадий — вещество химически стойкое. Защитная окисная пленка делает металл устойчивым к действию воды, сильных кислородных кислот и растворов щелочей. Однако при нагревании ванадий активно реагирует с кислородом, образуя высший окисел — окись ванадия (V), или ванадиевый ангидрид:
4V + 5O2 = 2V2O5
Реагирует ванадий с галогенами и серой, образуя соответствующие соли, с азотом, образуя нитриды, с фосфором (фосфиды), с углеродом (карбиды), а также с кремнием и другими простыми веществами.

■ 43. Напишите уравнения реакций ванадия с кислородом, серой, галогенами. (См. Ответ)

Соединения ванадия — это разного состава окислы с различной степенью окисления VO(2+), V2O3(3+), VO2(4+), V2O5(4+). Чем меньше степень окисления, тем ярче выражен основной характер окисла:

Ванадий основные, кислотные свойства

Если VO — основной окисел, a V2O3 и VO2 — окислы амфотерные, то V2O5 — типичный кислотный окисел, которому соответствуют такие же три формы ванадиевых кислот, как и у фосфора: HVO3 — метаванадиевая, H3VO4 — ортованадиевая, H4V2O7— пированадиевая. Соли этих кислот называются ванадатами. Соединения являются обычно наиболее устойчивыми.

■ 44. Зная, что V2O5 — типичный кислотный окисел, напишите уравнения реакций между ванадиевым ангидридом и: а) окисью кальция, б) гидроокисью натрия, в) гидроокисью бария. Дайте названия полученным соединениям.
45. Зная, что VO — основной окисел, напишите уравнения реакций между окисью ванадия и: а) серной кислотой, б) соляной кислотой. (См. Ответ)

В природе ванадий встречается довольно часто, но крупные его месторождения неизвестны, он рассеян в земной коре.
Применяется ванадий в сплавах для легирования сталей, используемых в авиационной и ракетной технике. Соединения ванадия, например V2O5, используются в качестве катализатора при контактном способе получения серной кислоты.

§ 117. Тантал Та

Тантал — наиболее тяжелый элемент этой подгруппы. Электронная конфигурация внешнего и предвнешнего слоев 5s25p65d36s2.

Тантал электронная конфигурация

Тантал среди всех элементов данной подгруппы наиболее устойчив к коррозии. Он не окисляется даже царской водкой. Тантал обладает очень интересным свойством — не отторгается организмом, легко обрастает соединительной тканью и применяется для изготовления протезов костей. Устойчивость к окислению позволяет применить тантал для изготовления деталей химической аппаратуры, зубоврачебных и хирургических инструментов. Карбиды тантала (соединения с углеродом) используются для изготовления режущих инструментов. Тантал очень пластичен.

■ 46. Укажите наиболее важные свойства тантала и их применение. (См. Ответ)

§ 118. Хром Сr (побочная подгруппа VI группы)

Из элементов побочной подгруппы VI группы мы остановимся на хроме Сr. Атомный вес его 51,99, заряд ядра +24. Распределение электронов по энергетическим уровням атома хрома: 2, 8, 13, 1. Электронная конфигурация внешнего и предвнешнего слоев атома хрома 4s24p64d55s1.

capture-20151102-122151

Плотность хрома 6,92, температура плавления 1615°, температура кипения 2200°.
Хром получают из руды — хромистого железняка FeO-Cr2O3, в основном в виде сплава, который называется феррохром (содержит от 27 до 60% хрома). Если требуется получить чистый хром, применяют метод алюминотермии: Сr2O3 + 2Аl = Аl2O3 + 2Сr.
Хром в чистом виде — блестящий белый металл, наиболее твердый среди металлов (по твердости близок к алмазу), относительно устойчив к коррозии и эти свойства передает сплавам. Хром используют не только в качестве добавок к сплавам, но и для покрытия (хромирования) металлических изделий с целью придания им большей устойчивости к коррозии и износу.
В ряду напряжений хром стоит левее водорода и может, хотя и медленно, вытеснять его из соляной кислоты и разбавленной серной. В результате образуются соединения Сr+3. Для хрома возможны соединения с различными степенями окисления этого элемента: Сr+2, Сr+3, Сr+6. Наибольший интерес представляют соединения Сr+3 и Сr+6.

Представителями соединений Сr+3 являются окись хрома(III) Сr2O8, гидроокись хрома Сr(ОН)3 и соли Cr2(SO4)3, CrCl3 и т. д.
Довольно часто в лаборатории поступают реактивы, которые носят название квасцов. Они представляют собой двойные соли, например KCr(SO4)6 — хромово-калиевые квасцы, NH4Cr(SO4)2 — хромово-аммиачные квасцы. Обычно они кристаллизуются с 12 молекулами кристаллизационной воды.

Окись хрома (III) Cr2O3 — твердое вещество зеленого цвета. Ее очень легко получить в лаборатории при нагревании бихромата аммония (NH4)2Cr2О7, который разлагается по уравнению:
(NH4)2Cr2O7 = N2 + 4Н2O + Сr2O3
Реакция начинается при нагревании и идет с выделением тепла и сильным увеличением объема продуктов реакции (рис. 82). Окись хрома (III) применяется при изготовлении цветных стекол.

Разложение бихромата аммония

Рис. 82. Разложение
бихромата аммония

Гидроокись хрома (III) Сr(ОН)3 — серо-зеленый студенистый осадок, который получается при действии щелочей на соли хрома (III):
Cr2(SO4)3+ 6NaOH = 2Cr(OH)3+ 3Na2SO4

2Cr3+ + 3SO24 + 6Na+ + 6OH = 2Cr(OH)3 + 6Na+ + 3SO24

Cr3+ + 3ОН = Cr(OH)3
Гидроокись хрома — вещество амфотерное, легко растворяющееся как в кислотах, так и в щелочах:
Cr(OH)3 + 3НСl = СrСl3 + 3Н2O

Сr(ОН)3 + 3Н+ = Сr3+ + 3Н2O

Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2Н2O

Сr(ОН)3 + ОН = Сr02 + 2Н2O
В этом окись и гидроокись хрома (III) весьма сходные аналогичными соединениями алюминия. Соли Сr+3 окрашены обычно в фиолетовый цвет. Они применяются в кожевенной промышленности для дубления кож, при крашении тканей в качестве протравы, в цветной фотографии, в типографском деле. Соли, содержащие анион СrО2, носят название хромитов. В окислительно-восстановительных реакциях соединения, содержащие Сr+3, играют роль восстановителя.

Соединения хрома в степени окисления Сr+6 — хромовые кислоты и их соли. Хромовая кислота Н2СrO4 образует соли, называемые хроматами: Na2CrO4 — хромат натрия, К2СrO4 — хромат калия и т. д. Двухромовая кислота Н2Сr2O7 образует бихроматы: К2Сr2O7 — бихромат калия (так называемый хромпик), Na2Cr2O7 — бихромат натрия и т.д.
Хроматы имеют желтую окраску, а бихроматы — оранжевую. Такие соли в окислительно-восстановительных процессах ведут себя как сильные окислители. Это свойство их используется, например, для приготовления так называемой хромовой смеси для мытья стеклянной химической посуды (насыщенный раствор хромпика смешивается с концентрированной серной кислотой). Постепенно окисляя загрязнения на стенках посуды, хромовая смесь восстанавливается, меняя со временем свою окраску. После изменения окраски на зеленую в результате образования хромитов смесь надо менять.
Окислительные свойства хроматов используются также для пассивирования поверхности металлов. Некоторые хроматы применяются при изготовлении минеральных красок.

■ 47. Напишите уравнения реакций металлического хрома с разбавленной серной и соляной кислотой. (См. Ответ)
48. Предложите способ получения хромово-калиевых квасцов.
49. Приведите уравнения реакций, подтверждающих амфотерный характер окиси и гидроокиси хрома (III) в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной формах.
50. В чем главная особенность химических свойств соединений Сr+3?
51. Перечислите основные области применения соединений хрома.
52. Приведите примеры окислительного действия соединений Сr+6(См. Ответ)

§ 119. Марганец Мn (побочная подгруппа VII группы)

В побочную подгруппу VII группы входят элементы марганец Мn, технеций Те, рений Re. Из них наиболее распространенным и широко применяемым элементом является марганец Мn.
Заряд ядра марганца + 25, атомный вес 50,94. Распределение электронов по энергетическим уровням (+25); 2, 8, 13, 2.
Электронная конфигурация внешнего и предвнешнего слоев 3s23p63d54s2.

Марганец электронная конфигурация

Марганец в природе встречается в виде разнообразных соединений. Наиболее часто используемой рудой являются пиролюзит МnO2 и некоторые другие. Очень часто марганец сопутствует железу и при выплавке чугуна и стали сплавляется с ними. В виде этих сплавов марганец в основном и находит применение. Марганец принадлежит к числу тяжелых металлов, его плотность 7,2, температура плавления 1247°, температура кипения 2146°.
Марганец довольно устойчив к коррозии на воздухе, так как покрывается защитной оксидной пленкой. В ряду напряжений марганец стоит левее водорода. При нагревании мелкораздробленный марганец даже реагирует с водой, образуя гидроокись и водород:
Мn + 2Н2O = МO(ОН)2 + H2
Он очень активно вытесняет водород из кислот (например, из соляной и разбавленной серной). Азотная кислота окисляет марганец до разных степеней окисления.

Марганец образует ряд окислов, в которых проявляет различные степени окисления. МnО — окись марганца — окисел основного характера, ему соответствует гидроокись Мn(ОН)2. Двуокись марганца МnO2 — окисел с ам-фотерными свойствами, ему соответствует гидроокись Мn(ОН)4 — вещество также амфотерного характера. Высший окисел Мn2O7 носит название марганцевого ангидрида, имеет ярко выраженные кислотные свойства и является очень сильным окислителем. Ему соответствует марганцевая кислота НМnO4— сильная, но неустойчивая, существующая только в. разбавленных растворах. Соли марганцевой кислоты называются перманганатами, например КМnO4 — перманганат калия, широко используемый в лаборатории окислитель. В аналитической химии подкисленные растворы КМnO4 используют в методе объемного количественного анализа, который называется перманганатометрией. Степень восстановления марганца, входящего в состав перманганата, зависит от условий, в которых проводится реакция, в частности от среды (см. § 32). Перманганат калия в медицине применяют как антисептическое средство в качестве полосканий и промываний, примочек при ожогах.

■ 53. Изобразите схему строения атома марганца, электронную конфигурацию его внешнего и предвнешнего слоев, а также распределение электронов по орбиталям. (См. Ответ)

54. Опишите свойства металлического марганца, приведя соответствующие уравнения реакций.
55. Охарактеризуйте свойства соединений Мn+7, приведя уравнения реакций.
56. Укажите, где применяются марганец и его соединения. (См. Ответ)

39

38 40