Кислород

Подобно фтору, кислород образует соединения почти со всеми элементами (кроме гелия, неона и аргона). Степень окисления кис­лорода в подавляющем большинстве соединений равна –2. Кроме того, кислород проявляет степени окисления +2 и +4, а также +1 и –1 в соединениях со связью О–О.

Кислород – самый распространенный элемент на Земле, неметалл. Природный кислород содержит изотоп 16О (с примесями 17О, 18О). Составная часть воздуха: содержание О2 20,95% (об.), 23,15% (масс.) [Mr(воздух)=28,966]. Известно свыше 1400 минералов, содер­жащих кислород. Важнейшие кислородсодержащие минералы – кварц, полевые шпаты, слюды, глины, известняки. Огромное количество кислорода находится в воде, как в химически связанном, так и в растворенном состоянии. Кроме того, кислород является обязательной составной частью живых организмов.

Простые вещества. О2 (дикислород) – бесцветный газ, в жидком состоянии светло-голубой, в твердом – синий. Плохо растворяется в воде (3 объемов О2 в 100 объемах Н2О при 20°С). Реакционноспособный, особенно при повышенных температурах; реагирует с большинством металлов и неметаллов, окисляет многие неорганические соединения. Очень реакционноактивен как окислитель атомарный кислород О0, образующийся при термически разложении многих соединений или получаемый искусственно из молекулярного кислорода. Аллотропическую модификацию кислорода – озон О3 можно рассматривать как соединение О(IV) – ОО2.

Получение и применение кислорода. В промышленности кислород получают фракционной дистилляцией жидкого воздуха, электролизом воды; в лаборатории – при термическом распаде оксидов (CrO3), пероксидов (BaO2), солей оксокислот (КМnO4, КСlO3, KNO3).

Кислород расходуется в процессах горения, дыхания, гниения и непрерывно регенерируется за счет фотосинтеза зелеными растениями и цианобактерими: nСО2 + mН2О = Сn2O)m + nO2

Его применяют для интенсификации химических процессов (в производстве серной и азотной кислот, в доменном процессе и др.), для получения высоких температур при сжигании горючих газов, а также в медицине.

Соединения кислорода (–II). Известны оксидывсех элементов, полученные непосредственно или косвенно, за исключением оксидов гелия, неона и аргона. Оксиды неметаллов в большинстве случаев являются кислотообразующими оксидами. Некоторые оксиды неметаллов, например СO и NO, индифферентны по отношению к воде.

Оксиды металлов по отношению к воде могут быть оснóвными, например:
BaO + H2O = Ba(OH)2

или кислотными:
Re2O7 + H2O = 2HReO4.

Амфотерные гидроксиды, как правило, не взаимодействуют с водой. Состав оксидов неметаллов с преимущественно ионной связью (в особенности d-элементов) в большей или меньшей степени переменный. Так, для MnО он изменяется в пределах от МnО до МnО1,5. С ростом степени окисления металлического элемента возрастает ковалентный характер химической связи, и строение таких оксидов молекулярное (например, CrO3, Mn2O7, Re2O7).

Важнейшим из оксидов является оксид водорода – вода. Поверхность Земли на ¾ покрыта жидкой (океаны, моря, озера, реки) и твердой (ледники) водой. В больших количествах вода содержится в атмосфере и земной коре, в связанном виде входит в состав различных минералов и пород. Вода составляет 50–99% массы живых организмов. Она играет особую роль в самых разнообразных процессах и явлениях живой и неживой природы, а также в практической деятельности человека. Химические свойства воды определяются ее химическим строением, в частности, наличием двух неподеленных электронных пар и значительной полярностью молекулы. Вода химически активна; реагирует с металлами, неметаллами, оксидами, гидролизует многие бинарные соединения и соли. В воде растворяется большинство неорганических кислот и оснований. Образует кристаллогидраты со многими веществами. Вода является катализатором целого ряда химических процессов; в ее отсутствии многие вещества почти не взаимодействуют химически.

Водные растворы пероксида водорода Н2О2 широко используются для отбелки различных материалов, для обеззараживания сточных вод. Пероксид водорода применяют как окислитель ракетного топлива.

Соединения пероксидного типа. Присоединение одного электрона к молекуле О2 вызывает образова­ние надпероксид-иона О2. Извест­ны надпероксиды наиболее активных щелочных металлов (К, Rb, Cs). Надпероксиды – очень сильные окислители; бурно реагируют с водой с выделением кислорода. Надпероксиды образуются при прямом взаимодействии простых веществ:

К+ О2 = КО2

Пероксиды образуются при окислении ряда металлов, так:

Ва + О2 = ВаО2

Наибольшее практическое значение имеет пероксид водорода Н2О2. В водных растворах пероксид водорода – слабая кислота:

Н2О2 + 2NаОН = Na2O2 + 2Н2О

Пероксиды проявляют как окислительные свойства, так и восстановительные:

2KI–1 + Na2O2–1 + H2SO4 = I20 + Na2SO4 + K2SO4 + 2H2O–2

2КMn+7O4 + Н2О2–1 + 3H2SO4 = 2Mn+2SO4 + 5O20↑+ K2SO4 + 8H2O

Окислительные свойства пероксидов выражены сильнее, чем восстановительные.

Для пероксида водорода характерен также распад по типу диспропорционирования:

2О2–1 =2О–2 + О20

Этот распад ускоряется в присутствии примесей, при освещении, наг­ревании.

Кислоты, в которых имеется группировка –О–О–, называют пероксокислотами, например: HNO4 (пероксоазотная кислота), H2SO5 (пероксосерная кислота).

Соединения кислорода (II), (I) и (0). Эти степени окисления кислорода проявляются в его соединениях с фто­ром, например: OF2, O2F2, NO3F, ClO4F, O2[PtF6]. Производные с положительной степенью окисления кислорода являются сильнейшими окислителями. Их можно использовать как эффективные окислители ракетного топлива.

Соединения кислорода (IV). Кислород проявляет степень окисления +4 в аллотропической модификации – озоне О3+4О2) и озонидах (соединения, состоящие из положительно заряженных ионов металлов и отрицательно заряженных ионов О3; так, К3О).

Озон – светло-синий газ с резким раздражающим запахом, токсичен. Образуется в атмосфере из О2 при грозовых разрядах и под действием ультрафиолетовых солнечных лучей. Озон задерживает вредное для жизни ультрафиолетовое излучение.

Очень сильный окислитель; реагирует со щелочами, металлами при комнатной температуре (кроме Sn, Ni, Pt, Cu, Au):



8Ag + 2O3 = 4Ag2O + O2

Озон используется для очистки питьевой воды, дезинфекции воздуха, в различных органических синтезах, для очистки морей от разлитой нефти.

Сера

Сера по электро­отрицательности уступает только галогенам, кислороду и азоту. Наиболее устойчивы степени окисления серы –2, +2, +4, +6.

Сера весьма распространенный на Земле элемент, она содержится в нефти, углях, природных газах. Сера – биогенный элемент, входит в состав белков.

Известны соединения серы почти со всеми элементами. В приро­де сера встречается в виде сульфидных (ZnS, HgS, PbS, Cu2S, FeS2, CuFeS2 и др.) и сульфатных (Na2SO4?10H2O, СаSO4?2Н2О и др.) мине­ралов, а также в самородном состоянии.

Простые вещества. S (сера) – типичный неметалл, существует в двух аллотропических модификациях (ромбическая α-сера, моноклинальная β-сера) и в аморфной форме (пластическая сера). В кристаллическом состоянии построена из неплоских циклических молекул S8. Не реагирует с жидкой водой, иодом. В воде сера практически нерастворима. Окисляется концентрированной серной и азотной кислотами, подвергается дисмутации в растворах щелочей и гидрата аммиака. Реагирует с металлами, водородом, кислородом, галогенами.

S + 2H2SO4(конц., кип.) = 3SO2↑ + 2H2O

S + 6HNO3(конц., кип.) = H2SO4 + 6NO2↑ + 2H2O

4S + 6NaOH(конц., кип.) = Na2SO3S + 2Na2S + 3H2O

S + Cl2 = SCl2

3S + 2Al = Al2S3

Получение и применение серы. Основной способ получения серы – выплавка их самородных руд. Сера применяется в производстве серной кислоты, для вулканизации каучука, как инсек­тицид в сельском хозяйстве и т. д.

Соединения серы (–II). Важнейшим характеристическим соединением серы –2 является сероводород H2S (сульфид водорода) – бесцветный газ с неприятным запахом, очень токсичен. Его водный раствор – слабая сероводородной кислота. Для ее получения обычно используют реакция вытеснения H2S из сульфида железа хлороводородной кислотой:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

Соли сероводородной кислоты – сульфиды, как производные низшей степени окисления серы, они проявляют восстановительные свойства. В зависимости от условий продуктами окисления сульфидов могут быть S, SO2 и Н2SO4:

2КMn+7O4 + 5Н2S–2 + 3Н2SO4 = 2Mn+2SO4 + 5S0 + К2SO4 +8Н2О

Н2S–2 + 4Br20 + 4Н2О = Н2S+6O4 + 8HBr–1

Сульфиды металлов разнообразны, многие из них являются соединениями переменного состава.

Персульфиды. В персульфидах (полисульфидах) типа Me2+1Sn–2сера образует гомоцепи, так например: Na–S–S–S–Na.

Получены многочисленные персульфиды водорода типа Н2Sn (где п = 2–23), называемые многосернистыми водородами или сульфанами.

Широко распространенный минерал пирит FeS2 представляет собой персульфид железа (II).

Соединения серы (IV).Степень окисления +4 у серы проявляется в тетрагалогенидах SHal4, оксодигалогенидах SOHal2, диоксиде SO2, также в отвечающих им анионах. Химический характер бинарных соединений серы (IV) кислотный.

В промышленности диоксид серы SO2 (сернистый газ)получают сжиганием серы и обжигом пирита:

4FeS2 + 11O2 = 8SO2↑ + 2Fe2O3

Диоксид серы хорошо растворяется в воде. Водный раствор SO2 называют сернистой кислотой H2SO3. Соли сернистой кислоты – сульфиты и гидросульфиты, получают взаимодействием SO2 с щелочами или растворимыми карбонатами металлов:

NaOH + SO2 = NaHSO3; 2NaOH + SO2 = Na2SO3

В силу нестабильности степени окисления +4 SO2, H2SO3 и сульфиты функционируют как восстановители. Даже твердые сульфиты при хранении медленно окисляются до сульфатов:

2Na2SO3 + O2 = 2Na2SO4

При повышенной температуре и в присутствии катализатора SO2 окисляется до оксида серы (VI):

2SO2 + О2 = 2SO3

При взаимодействии же с более сильными восстановителями производ­ные серы (IV) проявляют окислительные свойства:

SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O

При нагревании сульфиты диспропорционируют:

4Na2SO3 = 3Na2SO4 + Na2S

Соединения серы (VI). Степень окисления серы +6 проявляется в соединениях с наиболее электроотрицательными элементами: в гексафториде SF6, триоксиде SO3, оксо- и диоксодигалогенидах SOF4, SO2Hal2, а также в анионных комплексах SO3Hal, SO42–.

Большинство оксогалогенидов и SO3 легко гидролизуется, образуя кис­лоты:

SO3 + Н2О = Н2SO4

SO2Cl2 + 2Н2О = Н2SO4 + 2НCl

Водный раствор тетраоксосульфата (VI) водорода Н2SO4 – сильная серная кислота. Взаимодействие Н2SO4 с водой сопровождается выделением большого количества теплоты за счет образования гидратов, поэтому смешивать кон­центрированную серную кислоту с водой следует очень осторожно, вливая серную кислоту тонкой струйкой в воду, а не наоборот.

Концентрированная серная кислота – сильный окислитель, в зависимости от силы восстановителя она может быть восстановлена до SO2, S и H2S.

Серная кислота используется в производстве кислот, щелочей, солей, минеральных удобрений, органическом синтезе, травления металлов, очистки нефтяных масел и продуктов коксохимической промышленности и т. д.

Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде (кроме BaSO4, SrSO4, PbSO4), из водных растворов выделяются в виде кристаллогидратов. Соединения типа CuSO4?5H2O, FeSO4?7Н2O называются купоросами.

Сульфаты щелочных и щелочно-земельных металлов термически стойки; сульфаты менее активных металлов при нагревании разлагаются, так:

ZnSO4 = ZnO +SO3

Ag2SO4 = 2 Ag + SO2↑ + O2

При кипячении раствора сульфита натрия с порошком серы образуется сульфидотриоксосульфат (VI) натрия:

Na2S+4O3 + S0 = Na2S+6O3S–2

Свойства сульфидотриоксосульфатов (тиосульфатов) обусловлива­ются присутствием атомов серы в двух разных степенях окисления (+6 и –2). Наличие атома серы со степенью окисления –2 определяет восстановительные свойства SO3S2–-иона:

Na2SO3S–2 + Cl20 + Н2О = Na2SO4 + S0↓ + 2HCl–1

При растворении SO3 в концентрированной серной кислоте образуется целая серия полисерных кислот: H2S2O7 (дисерная кислота), H2S3O10 (трисерная кислота) и др. Смесь серной и полисерных кислот – олеум.

Взаимодействием хлорсульфоновой кислоты с пероксидом водорода получают пероксосерные кислоты:

2HSO3Cl + H2O2(безводн.) = H2S2O6(O2) + 2HCl

Подгруппа селена (селен, теллур, полоний). Степень окисления в соединениях у селена и его аналогов –2, +2, +4, +6. Селен и теллур – рассеянные неметаллы, а полоний – редкий металл. Собственные минералы селена и теллура встречаются редко. Чаще всего Se и Те сопутствуют самородной сере и в виде селенидов и теллуридов присутствуют в сульфидных минералах меди, цинка и свинца. Полоний содержится в урановых и ториевых минералах как продукт распада радиоактивного ряда урана.

Многие соедине­ния селена и теллура токсичны. Полоний еще опаснее ввиду его ра­диоактивности.

Простые вещества. Se (селен) – типичный неметалл. Существует в виде модификаций: устойчивая – серый (металлический) α-Se и неустойчивая – красный β-Se, а также известен аморфный Se (окраска серая или красная), в особых условиях получен темно-желтый коллоидный селен. Не реагирует с жидкой водой, хлороводородом, иодом. Реагирует с концентрированными серной (кроме β-Se) и азотной кислотами, щелочами, водородом, галогенами, металлами.

Se + 2H2SO4(конц., кип.) = SeO2↓ + 2SO2↑ + 2H2O

Se + 2Cl2 = SeCl4

Se + О2 = SeО2

Se + Н2 = Н2Se

3Se + 2Al = Al2Se3

Те (теллур) – серый металл с металлическим блеском. Не реагирует с водой, хлороводородом, серой, азотом. Реагирует с концентрированными кислотами-окислителями и щелочами, атомным водородом, кислородом, галогенами, металлами.

Ро (полоний) – мягкий серебристо-белый металл. Радиоактивен. Не реагирует с водой, гидратом аммиака, азотом. Не образует катионов в растворе. Проявляет окислительно-восстановительные свойства; реагирует с кислотами, щелочами при спекании, кислородом, атомным водородом, галогенами, металлами. Полоний, в отличие от Se и Те, реагирует с соляной кислотой как типичный металл:

Ро + 2НCl = РоCl2 + Н2

Получение и применение. Селен и теллур получают из отходов цветной металлургии (при электролитическом рафинировании меди с медного анода осаждается шлам, который наряду с благородными металлами содержит селен и теллур) и из отходов производства серной кисло­ты (пыль каналов и пылевых камер содержит селен и теллур). При извлечении селена и теллура из этих источников их окисляют и образующиеся при этом SeO2 и ТеO2 разделяют и восстанавливают диоксидом серы:

SeO2 + 2SO2 + 2H2O = Se + 2H2SO4 или SeO2 + 2SO2 = Se + 2SO3

Полоний получают в атомных реакторах бомбардировкой висмута нейтронами.

Как полупроводники селен и теллур используются для изготовле­ния фотоэлементов оптических и сигнальных приборов. Кроме того, селен используют для получения стекол рубинового цвета и др. Соединения селена и теллура используются в химическом синтезе, в частности, для получения раз­нообразных селен- и теллурорганических соединений. Изотоп 210Ро применяют как источник α-частиц. Селениды и теллуриды – полупроводники.

Соединения селена, теллура и полония (–II). У селена, теллура и полония степень окисления –2 проявляется соответственно в селенидах, теллуридах и полонидах – соединениях с менее электроотрицательны­ми, чем они сами, элементами (проявляется аналогия элементов селена и теллура с кислородом и серой).

Селенид и теллурид водорода можно получить действием воды или кислот на селениды и теллуриды некоторых металлов:

Al2Те3 + 6Н2О = 2Al(ОН)3 + 3Н2Те↑

Растворы в воде Н2Sе и Н2Те – слабые кислоты (селеноводородная и теллуроводородная).

Соединения селена (IV), теллура (IV) и полония (IV). Степень окисления +4 селена, теллура и полония проявляется в диоксидах ЭО2, тетрагалогенидах ЭНаl4, оксодигалогенидах ЭОНаl, а также в соответствующих им анионных комплексах, например типа ЭО32–, ЭНаl62–. Для полония (IV), кроме того, характерны солеподобные сое­динения типа Ро(SO4)2, Ро(NO3)4.

Диоксиды селена и его аналогов ЭО2 – полимерные соединения (в отличие от серы). В ряду SеO2–ТеO2–РоO2 наблюдается ослабление кис­лотных свойств. Так, SеO2 легко растворяется в воде, образуя селенис­тую кислоту Н2SеО3:

SеO2 + Н2О = Н2SеО3

ТеО2 в воде не растворяется, но взаимодействует с раство­рами щелочей. РоО2 с щелочами реагирует только при сплавлении, а с кислотами взаимодействует как оснóвный оксид:

РоО2 + 2Н24 = Ро(SО4)2 + 2Н2O

Тетрагалогениды образуются при взаимодействии простых веществ. Будучи кислотными соединениями, ЭНаl4 довольно легко гидролизуются и взаимодействуют с оснóвными галогенидами:

SеCl4 + 3Н2О = Н2SеО3 + 4НCl

2КI + ТеI4 = К2[ТеI6]

2КCl + РоCl4 = К[PoCl6]

Соединения селена (VI), теллура (VI) и полония (VI). Для селена (VI) и теллура (VI) известны бинарные соединения с кислородом и фтором, а также соответствующие им анионы. Соединения полония (VI) неустойчивы.

SeO3 получают действием на селенаты (VI) триоксидом серы, а ТеО3 – обезвоживанием гексаоксотеллурата (VI) водорода:

К2SеО4 + SO3 = К24 + SеO3; Н6ТеО6 = ТеО3 + 3Н2О

SeO3 энергично взаимодействует с водой, образуя сильную селеновую кислоту Н2SеО4:

SeO3 + Н2О = Н2SеО4

Н2SеО4 – более сильный окислитель, чем Н24, так, она окисляет концентрированную хлороводородную кислоту и за счет выделения атомного хлора – смесь Н2SеО4 и HCl – сильней­ший окислитель, которая растворяет золото и платину:

Н2+6О4 + 2НCl ↔ Н2+4О3 + Cl2↑ + Н2О

Слабая теллуровая кислота Н6ТеО образуется при гидролизе гексафторида теллура TeF6:

TeF6 + 6H2O = Н6ТеО + 6HF

Окислительные свой­ства у Н6ТеО выражены слабее, чем у Н2SеО4.

Подгруппа хрома (хром, молибден, вольфрам). Характерные степени окисления хрома +3 и в меньшей мере +6; для молибдена и вольфрама наиболее характерна высшая степень окисления +6. Возможны также соединения, где хром и его аналоги проявляют степени окисле­ния 0, +1, +2, +4, +5.

В природе хром и вольфрам находятся в виде соединений с кисло­родом, а молибден – с серой. Наиболее распространенными минералами являются FeО?Cr2О3хромистый железняк, PbCrO4крокоит, MoS2молибде­нит, CaWО4шеелит, (Fe, Mn)WО4вольфрамит.

Наличие в почве следов молибдена необходимо для каталитической фиксации атмосферного азота растений, особенно у видов семейства бобовых.

Простые вещества. Cr (хром) – серый, очень твердый, тугоплавкий металл. На воздухе покрыт тонкой оксидной пленкой. Не реагирует с холодной водой, щелочами, гидратом аммиака. Пассивируется в концентрированной и разбавленной азотной кислоте, «царской водке». Реагирует с серой, азотом, разбавленными хлороводородной и серной кислотами, расплавами KClO3, KNO3. Медленно окисляется кислородом воздуха при нагревании, быстро – галогенами.

Мо (молибден) – светло-серый, достаточно твердый, пластичный металл. Устойчив на воздухе. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, водородом, иодом. Пассивируется дымящей азотной кислотой. Реагирует с водяным паром, концентрированными серной и азотной кислотами, при сплавлении – со щелочами на воздухе, кислородом, галогенами, серой, моно- и диоксидом углерода, сероводородом.

W (вольфрам) – светло-серый, очень твердый и наиболее тугоплавкий из всех металлов. Устойчив на воздухе. Мало реакционноспособный; не реагирует с водой, разбавленными и концентрированными кислотами (кроме смеси азотной и фтороводородной кислот), щелочами, гидратом аммиака, водородом, иодом. Реагирует с кислородом, галогенами, серой, углеродом, сероводородом, моно- и диоксидом углерода.

Получение и применение. В чистом виде хром получают с помощью алюмотермии; молибден и вольфрам методом водородного восстановления из оксидов.

Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al2O3

MoO3 + 3H2 = Mo + 3H2O

WO3 + 3H2 = W + 3H2O

В металлургии при карботермическом восстановлении совместно с железными рудами получают обычно феррометаллы (феррохром, ферромолибден, ферровольфрам), которые ис­пользуются для получения высококачественных специальных сталей.

Хром легко пассивируется и используется в качестве гальванических защитных покрытий и для получения коррозионно стойких сталей. Молибден применяют для изготовления химической аппаратуры, вольфрам – в электротехнической промышленности (в частности, для ламп накаливания). Молибден и вольфрам используют в качестве катализаторов.

Из производных хрома и его аналогов применяются главным обра­зом соединения самого хрома. Так, Cr2O3 используется для приготов­ления красок и как катализатор, CrО3 – для электролитического получения хрома и хромированных изделий.

Соединения хрома (0), молибдена (0), вольфрама (0). Для хрома и его аналогов известны гексакарбонилы Э(СО)6 – бесцветные легко возгоняющи­еся твердые вещества, хорошо растворимые в органических растворителях. Термическим разложением карбонилов получают чистейшие металлы. Кроме того, их используют в химическом синтезе. Они очень токсичны.

Соединения хрома (II). Известно лишь небольшое число соединений, в частности, дигалогениды CrНаl2, CrO, Cr(ОН)2, которые проявляют практически лишь оснóвные свойства, взаимодействуя с кислотами:

Cr(OH)2 + 2HCl + 4Н2O = [Cr(Н2О)6]2+­Cl2

Дигалогени­ды довольно легко поглощают газообразный аммиак, образуя аммиакаты, так: Cr(OH)2 + 6NH3 = [Cr(NH3)6]Cl2

Соединения Cr (II) получают восстановлением соединений Cr (III), например водородом в растворе в момент выделения, или нагреванием в атмосфере Н2. Дигалогениды можно получить также взаимодействием металла с газо­образными галогеноводородами (при 600–700 °С).

Кластерные соединения. Для d-элементов характерны соединения, в которых содержатся группировки из двух и большего числа непосред­ственно связанных друг с другом атомов d-элементов, такие группировки называют кластерами. Известные в настоящее время кластерные соединения делят на два больших класса: 1) низшие галогениды и оксиды и 2) многоядер­ные карбонилы.

Так, молекуле МоСl2 отвечает формула [Мо6Cl8]Cl4 с ковалентными связями Мо–Мо. Аналогичное шестиядерное строение кластеров имеют МоBr2, WCl2, WBr2. К двухъядерным кластерам отно­сится ион [Мо2Сl8]4+.

Соединения кластерного типа также весьма характерны для Nb, Ta, Tc и Re.

Соединения хрома (III). Степень окисления хрома +3 является наи­более устойчивой и проявляется в галогенидах CrHal3, солях ряда кислородсодержащих кислот, оксидах Cr2О3, FeCr2O4, гидроксиде Cr(OH)3, катионных и анионных комплексах.

Оксид хрома (III) Cr2О3 – порошок темно-зеленого цвета, нерастворимый в воде, кислотах и растворах щелочей.

(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2↑ + H2O

При высокой температуре проявляет амфотерные свойства. При сплавлении Cr2О3 со щелочами и соответствующими основ­ными оксидами образуются оксохроматы (III), называемые хромитами:

2КОН + Cr2О3 = 2КCrО2 + Н2О

Осаждаемый из растворов серо-голубой гидроксид Cr(ОН)3­­ имеет переменный состав Cr2О3?nН2О.

Cr2(SO4)3 + 6NaOH(разб.) = Cr(OH)3↓ + 3Na2SO4

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами:

Cr(ОН)3 + 3HCl + 3H2O = [Cr(Н2О)6] Cl3(оснóвные свойства)

Cr(ОН)3 + 3NaОН = Na3[Cr(ОН)6] (кислотные свойства)

Соединения хрома (VI), молибдена (VI), вольфрама (VI). Степень окисления +6 у хрома и его аналогов проявляется в галогенидах, оксогалогенидах,оксидах и отвечающих им анионных комплексах.

Триоксид хрома CrО3 в отличие от МоО3 и WO3 легко растворяется в воде, образуя сильную хромовую кислоту Н2CrO4:

Н2О + CrО3 = Н2CrO4

Кислотная природа МoО3 и WO3 проявляется при растворении в щелочах:

2КОН + ЭО3 = К2ЭО4 + Н2О

Для Mo (VI) и W (VI) известны многочисленные производные полимерных оксоанионов весьма сложного состава и строения. Способность к полимеризации иона CrО2– менее выражена, тем не менее известны, например, К2Cr2О7 – дихромат, К2Cr3О10 – трихромат, CrCr4О13 – тетрахромат. Полихроматы образуются при действии кислот на хроматы, так:

2CrО4 + 2Н2SO4(разб.) = К2Cr2О7 + K2SO4 + Н2O

2Cr2О7 + 2Н2SO4(разб.) = 2К2Cr3О10 + K2SO4 + Н2O и т. д.

При действии раствора концентрированной серной кислотой выделяются темно-красные кристал­лы триоксида:

К2CrО4 + H24 = CrО3 + K24 + Н2О

Если же действовать на растворы полихроматов щелочью, процесс идет в обратном направлении и получается снова хромат. Равновесие очень подвижно.

Из оксохроматов (VI) наибольшее значение имеют соли Na+ и К+, получаемые сплавлением Cr2О3 или хро­мистого железняка с соответствующими карбонатами на воздухе.

Соединения хрома (VI) – сильные окислители, переходят в окисли­тельно-восстановительных процессах в производные Cr (III) в зависимости от среды, так:

в нейтральной – Na2Cr2О7 + 3(NH4)2S + Н2О = 2Cr(ОН)3↓ + 3S + 6NH3 + 2NaОH

в кислой – Na2Cr2О7 + 3Na2SO3 + 4Н2SO4 = Cr2(SO4)3 + 4Na2SO4 + 4Н2O

в щелочной – Na2Cr2О7 + 3(NH4)2S + 4NaОН + Н2О = 2Na3[Cr(OH)6] + 3S + 6NH3

Окислительная способность соединений хрома (VI) используется в химическом анализе и синтезе. Окислительные свойства производных Мо (VI) и W (VI) проявляются лишь при взаимодействии с наиболее сильными восстановителя­ми, например, с водородом в момент выделения.






Дата добавления: 2015-08-08; просмотров: 264; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ


Поиск по сайту:

При помощи поиска вы сможете найти нужную вам информацию, введите в поисковое поле ключевые слова и изучайте нужную вам информацию.

Поделитесь с друзьями:

Если вам понравился данный ресурс вы можете рассказать о нем друзьям. Сделать это можно через соц. кнопки выше.
helpiks.org - Хелпикс.Орг - 2014-2017 год. Материал сайта представляется для ознакомительного и учебного использования. | Поддержка
Генерация страницы за: 0.101 сек.