Общая характеристика и химические свойства элементов подгруппы ванадия

Для получения свободных элементов может быть использовано взаимодействие их окислов Э2О5 с алюминием по схеме:

ЗЭ2О5 + 10Al = 5Аl2О3 + 6Э

V: 4FeVO4+4NaCl+O2=t=4NaVO3+2Fe2OP3+2Cl2

NaVO3 с серной кислотой = V2O5 а затем Al.

Nb и Ta очень трудно разделить сходство хим. св-в

K2[TaF7]+5K=Ta+7KF

Частично эти металлы получают электролизом расплава Э2О5 в расплавах комплексных соединений K2[TaF7], K2[NbF7].

Химические свойства:

Для V Известны соединения со ст.ок. от 0 до +5

В чистом виде эти металлы ковки и пластичны. Высокая коррозионная устойчивость, благодаря оксидной пленке. При повышенных температурах реагируют с неметаллами, образуя оксиды Э2О5, нитриды VN, Ta2N, Nb2N, карбиды ЭС, ЭС2.

V растворяется

· в плавиковой кислоте:

2V+6HF=2VF3+3H2

· Горячей серной:

V+3H2SO4 (конц)=VOSO4+2SO2+3H2O

· Конц азотной:

V+6HNO3 (конц)=VO2NO3+5NO2+3H2O

· Царской водке:

3V+3HCl+5HNO3=3VO2Cl+5NO+4H2O

Nb и Na гораздо менее активны, медленно реагируют с конц. р-ром плавиковой кислоты, лучшим кислотным растворителем для ни является смесь HNO3 и HF

ЗЭ + 5HNO3 + 21HF = 3H2 [ЭF7 ] + 5NO + 10H2O

А еще лучше щелочным плавом:

2Э+5KNO3+6KOH=спл=2K3ЭО4+5KNO2+3H2O

Соединения: +2 представлены преимущественно у ванадия, они являются восстановителями, легко переходят в соединения с более высокой ст.ок. атома V:

2VCl2+2H2O=2VOCl+2HCl+H2

Соединения ст.ок. +3 тоже характерны для ванадия

V2O3-основной оксид, растворяется в кислотах с образованием ионов [V(H2O)6](3+), проявляющих восстановительные свойства и подвергающихся гидролизу, при котором они переходят в ионы V(OH)(2+) или VO(+)

Сравнительно много соединения со ст.ок. +4 у V, меньше у Nb и Ta. ЭО2 получают восстановлением Э2О5 щавелевой кислотой у V, водородом у Nb и коксом у Та. VO2 растворим в кислотах и щелочах (но основные свойства доминируют)

VO2+2HCl=VOCl2+H2O

4VO2+2KOH=K2V4O9+H2O

NbO2 и TaO2 не растворимы в кислотах и щелочах. В растворах образуются поливанадаты (IV), а при сплавлении со щелочью – метаванадаты (IV)

VO2+2KOH=спл=K2VO3+H2O

VCl4: 4VCl4+H2O=VOCl2+2HCl

Соединения ст.ок. +5 представлены преимущественно анионной формой, склонность к образованию изополисоединений.

Э2О5 в воде малорастворимы. V2O5 растворяется в щелочах с образованием поливанадатов (V).

V2O5+6KOH=2K3VO4+3H2O

3V2O5+6NaOH=2K3V3O9+3H2O

В концентрированных кислотах с образованием солей ванадила (V)

V2O5+H2SO4 (конц)=(VO2)2SO4+H2O

Nb2O5, Ta2O5 в кислотах практически не растворимы, взаимодействую с щелочами при сплавлении.

Из ЭГ5 у V известен VF5, а для Nb,Ta-известны все галогениды.

V2O5 + 5Ca = 5CaO+2V; с Mg

V2О3 + 3C = 3CO+2V,

2VI3 = 2V+3I2

4V + 12NaOH + 5O2 = 4Na3VО4 + 6H2О

3V + Fе3С = V3С + 3Fе

6V + 2NН3 = 2V3N + 3Н2

V2О2 + 2NH3 = 2VN + 2H2О + H2

VO + H2SО4 = VSО4 + H2О

Nb.

2Nb2O5 + 5NbC = 9Nb + 5CO3,

4Nb+4NaOH+5О2 = 4NaNbO3+2H2О

2Nb + 5Cl2 = 2NbCl5

Nb2O5 + 3Nа2СО3 = 2Nа3NbO4 + ЗС02

Nb2O5 + Н2 = 2NbО2 + Н2О 2NbO + 3Cl2=2NbOCl3

2NbO + 6HCl = 2NbOCl3 + 3H2

К2[NbOF5] + 3Na = NbO + 2KF + 3NaF

NbCl5 + 4H2О = 5HCl + H3NbО4

Ta.

4Та+5О2 = 2Та2О5,

2Ta + 5Cl2 = 2TaCl5,

Ta + 2S = TaS2

2Ta +N2 = 2TaN

3Та2О5 + 10А1 = 5А12О3 + 6Та;

2TaCl5 = Ta + 5Cl2;

K2TaF7+5Na = Ta + 5NaF + 2KF

Та2О5 + 2NаОН = 2NаТаО3 + Н2О

Та2О5 + 3Nа2СО3 = 2Nа3ТаО4 + 3СО2

Та2O5+ 10НС1==2ТаС15+5Н2О

2K2TaF7 + 2H2SO4 + 5H2O = Ta2O5 + 2K2SO4 + 14HF

4ТаС+9О2 = 2Та2О5+4СО2

20.* Общая характеристика и химические свойства хрома, молибдена и вольфрама.

**Соединения хрома ( II и III ): получение и свойства.

***Реакции хромата (дихромата) калия с восстановителями в кислой, нейтральной и щелочной средах.

****Хромовый ангидрид, хроматы и дихроматы: получение и химические свойства. Хромовая смесь.

Fe(CrO2)2+4C=Fe+2Cr+4CO

4Fe(CrO2)2+8K2CO3+7O2=8CO2+2Fe2O3+8K2CrO4

2K2CrO4+H2SO4=K2Cr2O7+K2SO4+H2O

K2Cr2O7+2C=Cr2O3+K2CO3+CO или

K2Cr2O7+S=Cr2O3+K2SO4

Затем воостанавливают алюминием или кремнием. Возможно получение и электролизом растворов соединений Cr(VI).

Руды Mo, W переводят в Na2ЭО4, затем в H2ЭО4 и ЭО3. Затем восстановление активными металлами или водородом.

Хром,молибден и вольфрам - серебристо-белые тугоплавкие металлы, при комн. температуре пассивны из за поверхностной пленки. Степени окисления атомов в соединениях:+2,+3,+4,+5,+6;четко прослеживается тенденция изменения свойств соединений по группе: при переходе от Сr к W увел-ся стабильность соед-й высшей ст.ок. В минер.к-тах медленно раств-ся лишь Cr,а Мо и W-нет:

Cr+2HCl=CrCl2+H2;

Cr+H2SO4=CrSO4+H2.

Mo и W можно перевести в р-р только лишь при испол-ии серьёзных окис-ей:

Mo+HNO3(конц)=H2MoO4+2NO;

3Mo+12HF+4HNO3=3MoF4+4NO+8H2O

2HF+MoF4=H2[MoF6]

W+6HF+2HNO3=WF6+2NO+4H2O.

2HF+WF6=H2[WF8]

При повыш.темп-ре порошки металлов реагируют с кислородом,образуя Cr2O3,MoO3,WO3? А также с галогенами и многими неметаллами.

**

Соли Cr(III) гидролизованы в водных растворах:

Cr(3+)+H2O=CrOH(2+)+H(+)

В водной среде невозможно существование солей Cr(III) с анионами слабых кислот:

2CrCl3+3K2S+6H2O=3H2S+6KCl+12H2O

В целом,характеризуя хим.св-ва Cr(III) можно отметить большое сходство этих соединений с анологичными соединениями Al(III).

Cr2O3+6HCl=2CrCl3+3H2O,

Cr2O3+3H2O+6NaOH(изб)=2Na3[Cr(OH)6],

Cr2O3+2KOH=спл=KCrO2+H2O

Cr2O3+3K2S2O7=Cr2(SO4)3+3K2SO4

2Cr(OH)3+3H2SO4=Cr2(SO4)3+3H2O.

Cr(OH)3+3NaOH (изб)=Na3[Cr(OH)6]

Cr(OH)3+KOH=спл=KCrO2+2H2O

Наиболее доступными способами получения соединений Cr(III)

2Cr(NO3)3=(t)Cr2O3+6NO2+3/2O2,

2Cr(OH)3=(t)Cr2O3+3H2O.

(NH4)2Cr2O7=t=N2+Cr2O3+4H2O

2CrCl3+3K2CO3+3H2O=2Cr(OH)3+3CO2+6KCl

Сr в ст.ок. +2 восст-ет воду(медленно):

2CrCl2+2H2O=2Cr(OH)Cl2+H2.

***

Основная форма сущ-ия соед-й Cr(6) в р-рах-хроматы и бихроматы.

Хроматы устойчивы в щелоч.среде и быстро переходят в бихроматы при подкислении р-ра:

2CrO4(2-)+2H(+)=Cr2O7(2-)+H2O.

Наоборот бихроматы более устойчивы в кислых средах и при добавлении щелочи переходят в хроматы:

Cr2O7(2-)+2OH(-)=2CrO4(2-)+H2O

При обработке концентрированных растворов бихромата калия концентрированным раствором серной кислоты выделяется CrO3, который является сильным окислителем

2CrO3+CH3OH=Cr2O3+CO2+2H2O

4CrO3+3C=2Cr2O3+3CO2

Подкисленный серной кислотой раствор бихромата калия является одним из распр. Окислителей. Хроматы ( в щелочн) практически не проявляют окислительных свойств.

Cr2O7(2-)+14H(+)+6e=2Cr(3+)+7H2O6

CrO4(2-)+3e+4H2O=Cr(OH)3+5OH(-)

****

Оксид хрома (VI) CrO3 (кислотный). Получают действием избытка концентрированной H2SO4

на насыщенный водный раствор бихромата калия:

K2Cr2O7 + 2H2SO4 = 2CrO3 + 2KHSO4 + H2O.

Оксид хрома (VI) - сильный окислитель, одно из самых токсичных соединений хрома. При растворении CrO3 в воде образуется хромовая кислота H2CrO4:

CrO3 + H2O = H2CrO4

оксид хрома, реагируя со щелочами, образует желтые хроматы CrO42-:

CrO3 + 2KOH = K2CrO4 + H2O.

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,

Хромат-ион при подкислении переходит в дихромат-ион:2CrO42− + 2H+ ↔ 2HCrO4− ↔ Cr2O72− + H2O.

Хроматы устойчивы в нейтральной и щелочной среде, а дихроматы — в кислой. Дихроматы, как и хроматы, в кислой среде являются сильными окислителями :

K2Cr2O7 + 14HCl = 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O

Во время сильного нагревания:

2K2Cr2O7 = 4KCrO2+ 3O2

Смесь CrO3 и H2SO4 называют хромовой смесью или хромпиком. Она обладает окислительной способностью и используется для удаления с поверхности лабораторной посуды орг. Загрязнений.

Хроматы менее растворимы, чем бихроматы:

Pb(NO3)2+K2CrO4=PbCrO4+2KNO3

2Pb(NO3)2+K2Cr2O7+H2O=2PbCrO4+2KNO3+2HNO

21.* Общая характеристика и химические свойства марганца, технеция и рения.

**Соединения марганца ( II ): получение и свойства. Диоксид марганца, манганаты и перманганаты. ***Марганцовая кислота и ее ангидрид.

****Реакции перманганата калия с восстановителями в кислой, нейтральной и щелочной средах.

*Mn,Tc,Re

Получение:

MnO₂+2C=2СO+Mn

2KReO₄+7H₂=2KOH+2Re+6H2O-чистыйRe

Tc может быть получен следующим ядерным методом: ⁹⁸₄₂Mo+²₁H=⁹⁹₄₃Tc+¹₀n

Св-ва:

Типичные металлы, стойкие на воздухе, тугоплавкие.

Mn относится с активным металлам, медленно реагирует с водой, легко растворяется в разбавленных минеральных кислотах, с образованием Mn(2+)

Mn+2H(+)=Mn(2+)+H2

Tc, Re менее активны, чем марганец, не растворяются в минеральных кислотах, но растворимы в кислотах-растворителях:

Re+7HNO3(конц)=HReO4+7NO2+3H2O

У Mn оксидная пленка. Tc и Re при нагревании на воздухе легко окисляются из-за летучести Э2О7.

Э+О2=MnO, Mn2O3, Mn3O4, Tc2O7, ReO2, Re2O7

При нагревании порошкообразные металлы реагируют с галогенами, образуя MnF3, MnF4, MnCl2, MnBr2, ReCl6.

Легко образуют карбонилы Э2(СО)10

NaMn(CO)5+HCl=NaCl+HMn(CO)5

При переходе от Mn к Re увеличивается устойчивость соединений с высшей степенью окисления и усиления тенденция к образованию кислотных оксидов и кислот.

Tc и Re растворяются с помощью HNO₃и H₂O₂ с получением HTcO₄ и HReO₄.Mn+2H⁺=Mn²⁺+H₂

**Соединения Mn(II)

2MnO₂+ 2H₂SO₄(конц) = 2MnSO₄+ O₂+ 2H₂O

Mn + 2HCl = MnCl₂+ H₂

Для окисления солей Mn(+2) необходимы серьезные окислители:

2MnSO4+5PbO2+6HNO3=2HMnO4+2PbSO4+3Pb(NO3)2+2H2O

3MnSO4+2KMnO4+2H2O=5MnO2+K2SO4+2H2SO4

MnSO4+2KNO3+4KOH=спл=K2MnO4+2KNO2+K2SO4+2H2O

Обработкой солей марганца растворами щелочей можно осадить Mn(OH)2. Mn(OH)2 быстро окисляется

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

Получение Mn(OH)2:

MnCl₂+ 2NaOH = Mn(OH)₂+ 2NaCl

Химические свойства:

Mn(OH)₂+ 2CH3COOH = Mn(CH3COO)2+ 2H₂O

Mn(OH)₂+ 2KOH (конц) = K₂[Mn(OH)₄]

При прокаливании Mn(OH)2 получается MnO.

MnO2+H2=MnO+H2O

MnCO3=MnO+CO2

MnO, Mn(OH)2 обладают основными свойствами с небольшой долей амфотерности.

Mn(II) окисляется в щелочной среде или при нагревании:

3MnSO₄= Mn₃O₄+ 3SO₂+ O₂

Mn(NO₃)₂= MnO₂+ 2NO₂

4Mn(OH)₂+ O₂= 4MnO(OH) + 2H₂O

4. Сходство Mn²⁺ ↔ Mg²⁺:

Mn(OH)_2(тв) + 2NH₄Cl_(aq) = MnCl₂+ 2NH₃·H₂O

MnCl₂+ 2NaHCO₃= MnCO₃+ 2NaCl + H₂O + CO₂

MnSO₄+ (NH4)₂HPO₄+ NH₃·H₂O = NH₄MnPO₄·H₂O↓ +(NH₄)₂SO₄

Диоксид марганца MnO₂ демонстрирует амфотерность:

2 МnО₂ + 4 НNО_3(конц) = 2 Мn(NО₃)₂ + 2 Н₂О + O₂(при кипячении)

МnО₂ + 4 НСl = МnСl₂ + Сl₂↑+ 2 Н₂О;

МnО₂ + 2 FеSO₄ + 2 Н₂SO₄ = МnSO₄ + Fе₂(SO₄)₃ + 2Н₂О

MnO₂+2H₂SO_4(конц)= Mn(SO₄)₂+2H₂O

MnO₂+CaO=^tCaMnO₃

MnO₂+2KOH=K₂MnO₃+H₂O

Соединения Mn⁺⁶(манганаты)получаются окислением соединений марганца более низких ст.ок. в щелочной среде:

MnO₂+KNO₃+2KOH=K₂MnO₄+KNO₂+H₂O

MnSO₄+2Br₂+8KOH=K₂MnO₄+K₂SO₄+4H₂O+4KBr

В растворе манганаты диспропор-ют:

3K₂MnO₄+2H₂O=MnO₂+2KMnO₄+4KOH

и достаточно легко окис-ются:

2K₂MnO₄+Cl₂=2KMnO4+2KCl

Важнейшим соединением является перманганат калия (сильный окислитель)

Получение:MnO₂+KNO₃+2KOH=K₂MnO₄+KNO₂+H₂O

2K₂MnO₄+2H₂O= 2KMnO₄+2KOH+H₂

Cильный окислитель в кислой среде, средней силы - в нейтральной среде и лишен окисляющего действия в щелочной среде.

2KMnO₄+5Na₂SO₃+3H₂SO₄=2MnSO₄+K₂SO₄+5Na₂SO₄+3H₂O

2KMnO₄+3Na₂SO₃+H₂O=2MnO₂+3Na₂SO₄+2KOH

2KMnO₄+Na₂SO₃+2NaOH=K₂MnO₄+Na₂SO₄+Na₂MnO₄+H₂O

***Марганцевая кислота

Получение:Мn₂O₇+H₂O=2HMnO₄(на холоде)

Св-ва: 4HMnO₄=4MnO₂+3O₂+2H₂O

HMnO₄+NaOH=NaMnO₄+H₂O

HMnO₄+NH₃*H₂O=(<20⁰)NH₄MnO₄+H₂O

Кислота является сильным окислителем: 2HMnO₄+14HCl=2MnCl₂+5Cl₂+8H₂O

HMnO₄+2(NH₃*H₂O)=^(>20)2MnO₂+N₂+6H₂O

Mn₂O₇

Получение:2KMnO₄+H₂SO_4(конц.)=Mn₂O₇+K₂SO₄+H₂O

2Mn₂O₇=4MnO₂+3O₂

Mn₂O₇=2MnO₂+O₃

Mn₂O₇+H₂O=2HMnO₄

****MnO4(-)+8H(+)+5e=Mn(2+)+4H2O

MnO4(-)+2H2O+3e=MnO2+4OH(-)

MnO4(-)+e=MnO4(2-)

в кислой среде: 2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 → 6K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O;

в нейтральной среде: 2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O → 3K2SO4 + 2MnO2 + 2KOH;

в щелочной среде: 2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH → K2SO4 + 2K2MnO4 + H2O;

в щелочной среде на холоде: KMnO4 + K2SO3 + KOH → K2SO4 + K3MnO4 + H2O.

Дата добавления: 2015-07-26; просмотров: 551; Нарушение авторских прав

Мы поможем в написании ваших работ!