47. Хром. Общая характеристика. Степени окисления. Оксиды и гидроксиды хрома(II, III, VI). Соли хрома анионного и катионного типа. Хроматы и дихроматы.

Cr ….3d⁵4s¹ d-элемент. С.О. +2; +3; +6.

Пассивируются конц. HNO₃ и H₂SO_4, а с разб. HCl и H₂SO₄ взаимодействует при нагревании. При нагревании горит в кислороде.

+2 CrO пирофорен. Обладает основными свойствами. Восстановитель.

CrO + 2H⁺ = Cr²⁺ + H₂O

Cr(OH)₂ – основыные свойства. Восстановитель. Неустойчив. Окисляется кислородом до +3.

+3 Cr₂O₃ амфотерен. Образует хромиты.

Cr₂O₃ + 2NaOH = 2NaCrO₂ + H₂O.

С водой не взаимодействует.

Cr³⁺ + 3OH^- = Cr(OH)₃

Cr(OH)₃ амфотерен:

Cr(OH)₃ + 3H⁺ = Cr³⁺ + 3H₂O

NaOH + Cr(OH)₃ + 2H₂O = Na[Cr(OH)₆]

+6 CrO₃ – сильный окислитель.

3S + 4CrO₃ + H₂O = 3SO₂ + 2Cr₂O₃

Окисляет серу, иод, фосфор, углерод, превращаясь в Cr₂O₃. Кислотный оксид.

CrO₃ + H₂O = H₂CrO₄ – хромовая кислота.

2CrO₃ + H₂O = H₂Cr₂O₇ – дихромовая.

H₂CrO­­₄ – гидроксид хрома(VI)

Cr(III) способен образовывать соли анионного и катионного типа.

Анионный – Na[Cr(OH)₆]; катионный – CrCl₃.

Хроматы и дихроматы

K₂CrO₄ – желтый порошок. Устойчивый в щелочной среде.

K₂Cr₂O₇ – оранжевый порошок. Бихромат-ион устойчив в кислой среде

Оба – сильные окислители.

2CrO₄^2- + 2H⁺ ↔ Cr₂O₇ + H₂O

Окислительные свойства в ряду Cr⁺²Cr⁺³Cr⁺⁶ возрастают, а восстановительные – уменьшаются.

48. Марганец. Степени окисления. Соединения марганца и их химический характер. Свойства в овр. Влияние рН на продукты восстановления иона MnO4-.

Mn ….4s²3d⁵ d-элемент

С.О. +2 +3 +4 +6 +7

Взаимодействует с разб. HCl и H₂SO₄

C конц. HNO₃ и H₂SO₄ не реагирует – пассивация.

С разб. HNO₃ как металл,с выделением NO и образует кислоты……..

Основность и кислотность соединений марганца зависят от степени окисления: при +2 и +3 – основные свойства, при +4 – амфотерные, при +6 и +7 – кислотные.

Mn⁺² – окислительные свойства, Mn⁺⁴ – ок-льные и в-льные свойства.

Ок-ль: MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

В-ль: MnO₂ + 6KOH + KClO₃ = 2KMnO₄ + KCl + 3H₂O

MnO₄^2- - окислитель:

3K₂MnO₄ + 2H₂O = 2KMnO₄ + MnO₂↓ + 4KOH

MnO₄^- - сильный окислитель.

49.Медь. Общая характеристика. Отношение к кислотам. Степени окисления. Оксиды, гидроксиды. Соли Cu(II) простые и комплексные.

Cu ….3d¹⁰4s¹ d-элемент. С.О. +1; +2.

Медь не реагирует с кислотами, кроме HNO₃ и разбавленной H₂SO₄

3Cu + НNO_3(р) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 2H₂O

Cu + 4HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄↓+ SO₂↑ + 2H₂O

Cu₂O CuOH – слабые основные свойства

Cu₂O → CuO + Cu - идёт при нагревании

CuO Cu(OH)₂ – слабые амфотерные свойства.

Сu(OH)₂↓ + 2H⁺ = 2H₂O + Cu²⁺

Cu(OH)₂↓ + 2OH^- = [Cu(OH)₄]^2-

Соли Cu²⁺. Простые соли.

CuSO₄ - гидролиз:

2CuSO₄ + 2HOH ↔ (CuOH)₂SO­₄ + H₂SO₄

Комплексные соли катионного или анионного типа

[Cu(NH₃)₄]SO₄ – катионный; Na₂[Cu(OH)₄]

CuSO₄ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]SO₄

50. Цинк. Общая характеристика. Оксид, гидроксид. Соли цинка(простые и комплексные)

Zn ….3d¹⁰4s²

1)Окисление кислородом

2Zn + O₂ = 2ZnO – оксид цинка

2)Взаимодействие с галогенами

Вытесняет H₂ из HCl и H₂SO₄(до 50%)

3)При взаимодействии с конц. H₂SO₄ выделяется H₂S

Zn + H₂SO₄(к) = ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

4)C HNO₃ реакция идёт в зависимости от концентрации кислоты

Zn + HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃(N₂; NO; NO₂) + H₂O

5)С щелочами:

Zn + 4NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑

Оксид цинка взаимодействует с кислотами, но не с водой:

ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O

Гидроксид цинка взаимодействует с кислотами и щелочами:

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)­₄]

Соли цинка.

Соли сильных кислот растворимы в воде. Подвергаются гидролизу.

Zn²⁺ + HOH ↔ ZnOH^- + H⁺

Zn образует прочные анионные комплексы с лигандом (СN)

Качественная реакция на ион цинка

2Zn²⁺ + K₄[Fe(CN)₆]= Zn₂[Fe(CN)₆]↓ + 4K⁺