Подгруппа хрома - побочная подгруппа VI группы

Свойства элементов подгруппы хрома

 

Атомный номер	Название	Электронная конфигурация	ρ г/см3	ЭО	Атомный радиус, нм	Степень окисления
	Хром Cr	[Ar] 3d54s1	7, 2	1, 56	0, 125	+1, +2, +3, +4, +5, +6
	Молибден Mo	[Kr] 4d55s1	10, 2	1, 3	0, 135	+1, +2, +3, +4, +5, +6
	Вольфрам W	[Xe] 4f145d46s2	19, 3	1, 4	0, 141	+1, +2, +3, +4, +5, +6

Физические свойства

Блестящие, сероватого цвета металлы. С увеличением атомного номера растут температуры плавления и кипения. Вольфрам - самый тугоплавкий из известных металлов.

 

Химические свойства

В ряду Cr – Mo – W химическая активность падает. С увеличением степени окисления элементов у их оксидов и гидроксидов закономерно происходит ослабление основных свойств и усиление кислотных. Высшим оксидам RO₃ соответствуют кислоты H₂RO₄. В том же направлении происходит усиление окислительных свойств соединений.

Хром и его соединения

Получение

· Хром можно получить алюмотермическим способом:

Cr₂O₃ + 2Al → Al₂O₃ + 2Cr;

· Восстановлением оксидов оксидом углерода (II);

· Электролизом водных растворов соединений хрома.

При обычных условиях хром реагирует только с фтором. При высоких температурах (выше 600º C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором:

4Cr + 3O₂ –^{tº C}→ 2Cr₂O₃; 2Cr + 3Cl₂ –^{tº C}→ 2CrCl₃;

2Cr + N₂ –^{tº C}→ 2CrN; 2Cr + 3S –^{tº C}→ Cr₂S₃;

· В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:

2Cr + 3H₂O → Cr₂O₃ + 3H₂;

· Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H₂SO₄).

В отсутствии воздуха образуются соли Cr²⁺, а на воздухе – соли Cr³⁺:

Cr + 2HCl → CrCl₂ + H₂↑; 2Cr + 6HCl + O₂ → 2CrCl₃ + 2H₂O + H₂↑

Наличие защитной окисной плёнки на поверхности металла объясняет его пассивность по отношению к концентрированным растворам кислот – окислителей.

Соединения хрома

Соединения хрома (П)

Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.

Cr(OH)₂ + 2HCl → CrCl₂ + 2H₂O

Соединения хрома (II) - сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.

2CrCl₂ + 2HCl → 2CrCl₃ + H₂↑

4Cr(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Cr(OH)₃

Соединения хрома(111)

Оксид хрома (III) Cr₂O₃ – зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:

2Cr(OH)₃ –^{tº C}→ Cr₂O₃ + 3H₂O;

4K₂Cr₂O₇ –^{tº C}→ 2Cr₂O₃ + 4K₂CrO₄ + 3O₂↑;

(NH₄)₂Cr₂O₇ –^{tº C}→ Cr₂O₃ + N₂↑ + 4H₂O↑

Амфотерный оксид. При сплавлении Cr₂O₃ со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3):

Cr₂O₃ + 2NaOH → 2NaCrO₂ + H₂O;

Cr₂O₃ + Na₂CO₃ → 2NaCrO₂ + CO₂↑;

Cr₂O₃ + 6KHSO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3K₂SO₄ + 3H₂O

При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6):

2Cr₂O₃ + 4KOH + KClO₃ → 2K₂Cr₂O₇(дихромат калия) + KCl + 2H₂O

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)₃ - нерастворимое в воде вещество зелёного цвета.

Cr₂(SO₄)₃ + 6NaOH → 2Cr(OH)₃↓ + 3Na₂SO₄

Обладает амфотерными свойствами - растворяется как в кислотах, так и в щелочах: 2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O;

Cr(OH)₃ + KOH → K[Cr(OH)₄] или

Cr(OH)₃ + KOH → KCrO₂(хромит калия) + 2H₂O

Соли хрома (III) имеют фиолетовую или тёмно-зелёную окраску. По химическим свойствам напоминают бесцветные соли алюминия. Соединения Cr (III) могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства:

Zn + 2Cr⁺³Cl₃ → 2Cr⁺²Cl₂ + ZnCl₂;

2Cr⁺³Cl₃ + 16NaOH + 3Br₂ → 6NaBr + 6NaCl + 8H₂O + 2Na₂Cr⁺⁶O₄

Соединения хрома (VI)

Оксид хрома (VI) CrO₃ - ярко-красные кристаллы, растворимые в воде.

Получают из хромата (или дихромата) калия действием H₂SO₄ (конц.):

K₂CrO₄ + H₂SO₄ → CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O;

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → 2CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O

CrO₃ - кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO₄^{2 -}:

CrO₃ + 2KOH → K₂CrO₄ + H₂O

В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr₂O₇^{2 -}:

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ → K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

K₂Cr₂O₇ + 2KOH → 2K₂CrO₄ + H₂O;

 

	кислая среда
2CrO42- + 2H+	◄ –––––––––––– ––––––––––––►	Cr2O72- + H2O
	щелочная среда

Все соединения хрома (VI) - сильные окислители. Например,

4CrO₃ + 3S → 3SO₂↑ + 2Cr₂O₃

ПОДГРУППА ВАНАДИЯ

Подгруппа ванадия - побочная подгруппа V группы

Свойства элементов подгруппы ванадия

 

Атомный номер	Название	Электронная конфигурация	ρ г/см3	ЭО	Атомный радиус, нм	Степень окисления
	Ванадий V	[Ar] 3d34s2	6, 11	1, 45	0, 134	+2, +3, +4, +5
	Ниобий Nb	[Kr] 4d35s2	8, 6	1, 23	0, 145	+2, +3, +4, +5
	Тантал Ta	[Xe]4f145d36s2	16, 6	1, 33	0, 146	+2, +3, +4, +5

Физические свойства

Блестящие, сероватого цвета металлы. С увеличением атомного номера растут температуры плавления и кипения.

Химические свойства

В ряду V – Nb – Ta химическая активность падает. С увеличением степени окисления элементов у их оксидов и гидроксидов происходит ослабление основных свойств и усиление кислотных. Высшим оксидам RO₃ соответствуют кислоты HRO₃.

Ванадий и его соединения

Получение

Процесс получения чистого ванадия довольно сложный. Сначала получают его оксид (V₂O₅ или V₂O₃) или галогенид (VС1₃ или VI₃), а затем применяют либо металлотермический метод:

V₂O₅ + 5Ca → 5CaO+2V;

2VCl₃ + 3Mg → 3MgCl₂+2V,

либо восстановление углем в вакууме:

V₂О₃ + 3C → 3CO+2V

Химические свойства

На воздухе ванадий не изменяется, устойчив он к воде, к растворам минеральных солей и щелочей. Растворяется ванадий только в кислотах окислителях. На холоде на него не действуют разбавленные азотная и серная кислоты. Для того чтобы пассивированный ванадий интенсивно реагировал, его нужно нагреть. При 600—700°С происходит интенсивное окисление металла, а в мелкораздробленном состоянии он вступает в реакции при более низкой температуре: 2V +5O₂ → 2V₂O₅; 2V +5F₂ → VF₅;

2V +2Cl_{2 в токе хлора} –^{tº C}→ VCl₄

Прямым взаимодействием элементов при нагревании могут быть получены сульфиды, карбиды, нитриды, арсениды, силициды.

Металл исключительно устойчив как в органических, так и в большинстве неорганических агрессивных средах. По стойкости к действию НС1, НВr и холодной серной кислоты он значительно превосходит титан и нержавеющую сталь. Действуют на него лишь расплавленные щелочи:

4V + 12NaOH + 5O₂ → 4Na₃VО₄ + 6H₂О

Из кислот на него действуют концентрированная серная и азотная кислоты, плавиковая и их смеси:

V + 4H₂SО₄ → V(SО₄)₂ + 2H₂О + 2SО₂↑

Комплексообразующие свойства ванадия проявляются в образовании соединений сложного состава типа фосфорно-ванадиевой кислоты H₇PV₁₂O₃₆ или Н₇[Р(V₂O₆)₆].

Оксиды ванадия

Оксид VO нерастворим в воде, но растворяется в разбавленных кислотах с образованием двухзарядного катиона V²⁺.

VO + H₂SО₄ → VSО₄ + H₂О

Водные растворы ванадия в степени окисления (II) окрашены в фиолетовый, или в бледно-голубой цвет. Растворы солей иона V²⁺ неустойчивы и являются настолько сильными восстановителями, что при стоянии выделяют водород прямо из воды, а ион ванадия переходит в более устойчивые высшие степени окисления. При добавлении к растворам любого даже слабого основания образуется бурый аморфный осадок V(OH)₂. В чистом виде, однако, выделить его не удается, так как на воздухе он быстро превращается в серо-зеленый гидроксид V(ОН)₃.

Оксид ванадия – V₂O₃, имеет амфотерный характер с преобладанием основных свойств. Кислотные свойcтва можно рассматривать при образовании с оксидами MgO, MnO, СаО двойных соединений. С оксидами же щелочных металлов Li₂О и Na₂О получаются соли LiVO₂, NаVО₂, которые можно считать ванадиевыми солями.

Внешне V₂O₃ - блестящие черные кристаллы, по структуре подобны корунду, в воде, растворах щелочей и кислотах не растворяются, кроме плавиковой и азотной (быстрее всего в кипящей):

V₂O₃ + 6НМО₃ → 2V(NО₃)₃ + 3Н₂O

Водные растворы таких солей окрашены в зеленый цвет. Из них добавлением аммиака можно осадить рыхлый серо-зеленый осадок, который считается гидроксидом ванадия в степени окисления +3. Отметим, что такое состояние менее устойчиво и менее характерно для ванадия, чем +4 и +5. Поэтому соединения ванадия со степенью окисления +3 стремятся перейти в более стабильное состояние и проявляют, следовательно, свойства восстановителей.

Оксид ванадия – VO₂ - cине-голубые кристаллы. Это наиболее устойчивый оксид ванадия, поэтому его можно получить либо окислением низших оксидов:

2V₂О₃ + О₂ → 4VО₂,

либо восстановлением высшего оксида оксида (V):

V₂O₅ + Н₂С₂О₄ → 2VО₂ + 2СО₂ + Н₂О

Оксид VO₂ амфотерен и одинаково легко растворяется как в основаниях:

4VО₂ + 2NaOH + 6H₂О → Na₂ [V₄O₅] • 7Н₂O,

так и в кислотах: VО₂ + 2HC1 → VОСl₂ + Н₂O;

VO₂ + H₂SO₄ → VOSO₄ + H₂O

Водные растворы солей содержат ванадий не в виде простого катиона, а в виде иона ванадила, имеющего две формы существования: VO²⁺- и V₂O₂⁴⁺ - и придающие синий цвет растворам.

В щелочах образуются соли поливанадиевых кислот H₄V₄O₉ или H₂V₂O₅, соли которых называют соответственно ванадитами или поливанадатами. При сплавлении этого оксида ванадия с оксидами щелочноземельных металлов получаются ванадаты:

VO₂ + CaO → CaVO₃

Высший оксид ванадия V₂O₅ может существовать в виде красных или красножелтых кристаллов, либо оранжевого порошка. Получается взаимодействием ванадия с кислородом. Высший оксид ванадия имеет ярко выраженный кислотный характер и при растворении в воде образует ванадиевую кислоту: V₂О₅ + Н₂О → 2НVО₃.

Форма существования ванадия в растворе кислоты - в виде катиона VO²⁺, который придает раствору желтовато-оранжевый цвет. При растворении оксида ванадия (V) в основаниях получаются соли изомерных ванадиевых кислот, напоминающих фосфаты:

V₂O₅+2NaOH → 2NaVO₃+H₂O;

V₂O₅+6NaOH → 2Na₃VO₄+3H₂O

Они соответствуют мета - [НVO₃], орто - [Н₃VO₄]и H₂V₂O₇ пированадиевым кислотам. В этом отношении ванадий обнаруживает сходство уже не с азотом, а с фосфором.

⇐ Предыдущая234567891011Следующая ⇒

Поделиться: