Побочная подгруппа V группы (ванадий, ниобий, тантал)

 

Побочная подгруппа V группы

Ванадий V, ниобий Nb, тантал Та — ( устаревшая классификация: элементы побочной подгруппы V группы)  — принадлежат к числу d-элементов, так как у них в процессе завершения d-оболочка пред внешнего слоя.

В новой классификации это элементы подгруппы ванадия, химические элементы 5-й группы.

Распределение электронов по энергетическим уровням атомов этих элементов приведено в табл.1, физические свойства тантала и ванадия — в табл. 2.

Эти элементы имеют бивалентных электронов, расположенных на внешнем и пред внешнем слое.

Структура внешнего электронного слоя этих элементов говорит о том, что в окислительно-восстановительных реакциях они проявляют восстановительные свойства.

Тем не менее для них возможна высшая степень окисления +5.

Электронная конфигурация ванадия внешнего и пред внешнего слоя атома 3s²3p⁶3d³4s².

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:

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:

1. HVO₃ — метаванадиевая.
2. H₃VO₄ — ортованадиевая.
3. 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.

---

Тантал Та

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

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)

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 хрома внешнего и пред внешнего слоев атома 4s²4p⁶4d⁵5s¹.

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:

1. Сr⁺².
2. Сr⁺³.
3. Сr⁺⁶.

Наибольший интерес представляют соединения Сr⁺³ и Сr⁺⁶.

Представителями соединений Сr⁺³ являются окись хрома (III) Сr₂O₃, 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. ниже).

Окись хрома (III) применяется при изготовлении цветных стекол.

Рис. 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^— = СrО^—₂ + 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 СrО^—₂, 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:

1. Na₂CrO₄ — хромат натрия,
2. К₂СrO₄ — хромат калия и т. д.

Двухромовая кислота Н₂Сr₂O₇ образует бихроматы:

1. К₂Сr₂O₇ — бихромат калия (так называемый хромпик),
2. 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)

---

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 марганца внешнего и пред внешнего слоев 3s²3p⁶3d⁵4s².

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:

1. МnО — окись марганца — окисел основного характера, ему соответствует гидроокись Мn(ОН)₂.
2. Двуокись марганца МnO₂ — окисел с амфотерными свойствами, ему соответствует гидроокись Мn(ОН)₄ — вещество также амфотерного характера.
3. Высший окисел Мn₂O₇ носит название марганцевого ангидрида, имеет ярко выраженные кислотные свойства и является очень сильным окислителем.

Высшему окислу Мn₂O₇ 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.

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 пред внешнего 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)

Статья на тему Побочная подгруппа V группы