Елементи V в підгрупи

Ванадій зустрічається у вигляді мінералів патроніту V₂S₅ та ванадініту Pb₅[Cl(VO₄)₃]. Ніобій та тантал утворюють мінерали ніобіт Fe(NbO₃)₂ і танталіт Fe(ТаO₃)₂.

Метали. Ванадій, ніобій та тантал – сірі тугоплавкі метали. Ванадій, ніобій та тантал утворюють на поверхні захисну оксидну плівку.

Взаємодіють з неметалами при нагріванні:

з галогенами: 2V + 5F₂ = 2VF₅.

з киснем утворюють оксиди: 4V + 5O₂ = 2V₂O₅.

з сіркою, селеном, телуром.

з фосфором, бором, силіцієм, вуглецем, азотом реагують при нагріванні, утворюючи сполуки змінного складу.

Нітратна кислота реагує тільки з ванадієм: 2V + 10HNO_3(конц.) = V₂O₅ + 10NO₂ + 5H₂O,

Ніобій і тантал реагують з розплавами лугів у присутності пероксидів.

Сполуки елементів. П’ятивалентні оксиди d-елементів V групи проявляють кислотні властивості, утворюючи з лугами солі: V₂O₅ + 2KOH = 2KVO₃ + H₂O.

Відповідні кислоти слабкі і нестійкі.

Оксид ванадію(IV) амфотерний, відповідні солі легко гідролізують з утворенням оксосолей. Сполуки дво- і тривалентного ванадію, ніобію та танталу проявляють основні властивості. Легко окиснюються.

Добування та використання. У промисловості ванадій добувають відновленням його сполук магнієм: 2VCl₃ + 3Mg = 3MgCl₂ + 2V.

Ніобій та тантал добувають електролізом їх сполук.

Ванадій використовують як легуючу добавку до сталей. Завдяки високій стійкості та тугоплавкості сплави ніобію та танталу застосовують у виробництві газових турбін, двигунів ракет, хімічного обладнання. Тантал застосовують у протезуванні та хірургії, оскільки він біологічно сумісний і не викликає подразнень при введенні в тканини організму.

Елементи VI в підгрупи Властивості елементів та простих речовин

Хром зустрічається у вигляді мінералів хроміту Fe(CrO₂)₂ та крокоїту Pb(CrO₂)₂. Молібден та вольфрам у – мінералах молібденіт МоS₂ і вольфраміт FeWO₄.

Еле­мент	Електронна конфігурація	, г/см3	tпл., C	tкип., C	ЕН	Атомний радіус, нм	Ступінь окиснення
24Cr	[Ar] 3d54s1	7,2	1857	2672	1,56	0,125	+1,+2,+3,+4,+5,+6
42Mo	[Kr] 4d55s1	10,2	2610	2560	1,3	0,135	+1,+2,+3,+4,+5,+6
74W	[Xe] 4f145d46s2	19,3	3410	5660	1,4	0,141	+1,+2,+3,+4,+5,+6

Метали. Хром – блискучий метал, молібден та вольфрам – сіруваті тугоплавкі метали. Хром, молібден та вольфрам утворюють на поверхні захисну оксидну плівку. Із зростанням атомного номера зростають температури плавлення і кипіння. Вольфрам –самий тугоплавкий з відомих металів.

Хімічні властивості. У ряду Сr – Mo – W хімічна активність падає. Із збільшенням ступеня окиснення елементів у їхніх оксидів і гідроксидів закономірно відбувається ослаблення основних властивостей і посилення кислотних. Вищим оксидам RO₃ відповідають кислоти H₂RO₄. В тому ж напрямку відбувається посилення окисних властивостей сполук.

Хром при звичайних умовах реагує тільки з фтором; при високих температурах (вище 600C) взаємодіє з киснем, галогенами, азотом, кремнієм, бором, сіркою, фосфором:

2Cr + 3F₂ = 2 CrF₆; 2Cr + 3Cl₂ –^t 2CrCl₃ 4Cr + 3O₂ –^t 2Cr₂O₃

2Cr + N₂ –^t 2CrN 2Cr + 3S –^t Cr₂S₃

У розпеченому стані реагує з парами води: 2Cr + 3H₂O  Cr₂O₃ + 3H₂

Розчиняється в розведених сильних кислотах (HCl, H₂SO₄), причому при відсутності повітря утворяться солі Cr²⁺, а на повітрі – солі Cr³⁺: Cr + 2HCl  CrCl₂ + H₂

2Cr + 6HCl + O₂  2CrCl₃ + 2H₂O + H₂

Наявність захисної оксидної плівки на поверхні металу пояснює його пасивність стосовно концентрованих розчинів кислот – окислювачів.

Молібден та вольфрам взаємодіють (з утворенням шестивалентних сполук) з неметалами при нагріванні:

з галогенами утворюють солі: 2W + 3F₂ = 2WF₆;

з киснем утворюються оксиди 2W + 3O₂ = 2WO₃;

з сіркою, селеном, телуром взаємодіють;

з фосфором, бором, кремнієм, вуглецем, азотом взаємодіють при нагріванні, утворюючи сполуки включення змінного складу.

Нітратна кислота реагує з молібденом та вольфрамом, при цьому утворюються їх кислотні оксиди: Мо+6HNO_3(конц.) = МоO₃+6NO₂+3H₂O.

Сполуки.

Сполуки Cr(ІІ). Оксид хрому(II) і гідроксид хрому(II) мають основний характер:

Cr(OH)₂ + 2HCl  CrCl₂ + 2H₂O,

є сильними відновниками: переходять у сполуки хрому(ІII) під дією кисню повітря.

2CrCl₂ + 2HCl  2CrCl₃ + H₂

4Cr(OH)₂ + O₂ + 2H₂O  4Cr(OH)₃

Сполуки Cr(ІІІ). Оксид хрому(III) Cr₂O₃ – зелений, нерозчинний у воді порошок. Може бути одержаний при прожарюванні гідроксиду хрому(III) чи дихроматів калію й амонію:

2Cr(OH)₃ –^t Cr₂O₃ + 3H₂O

4K₂Cr₂O₇ –^t 2Cr₂O₃ + 4K₂CrO₄ + 3O₂

(NH₄)₂Cr₂O₇ –^t Cr₂O₃ + N₂+ 4H₂O

Амфотерний: Cr₂O₃ + 6HCl = 2CrCl₃ + 3H₂O, 6KOH+Cr₂O₃ = 2K₃CrO₃+3H₂O При сплавленні Cr₂O₃ з лугами, содою і кислими солями утворюються сполуки хрому зі ступенем окиснення (+3):

Cr₂O₃ + 2NaOH  2NaCrO₂ + H₂O

Cr₂O₃ + Na₂CO₃  2NaCrO₂ + CO₂

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

При сплавленні з сумішшю лугу й окислювача одержують сполуки хрому в ступені окиснення (+6): 2Cr₂O₃ + 4KOH + KClО₃  2K₂Cr₂O₇ + KCl + 2H₂O

Гідроксид хрому(III) Cr(OH)₃ – нерозчинна у воді речовина зеленого кольору – одержуються по реакції Cr₂(SO₄)₃ + 6NaOH  2Cr(OH)₃ + 3Na₂SO₄;

має амфотерні властивості – розчиняється як у кислотах, так і в лугах:

2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄  Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Cr(OH)₃ + KOH  K[Cr(OH)₄] Cr(OH)₃+KOH –^t KCrО₂+2H₂O

Солі хрому(III) мають фіолетове чи темно-зелене фарбування. По хімічним властивостям нагадують безбарвні солі алюмінію.

Сполуки Cr (III) можуть виявляти і окисні, і відновні властивості:

Zn + 2Cr⁺³Cl₃  2Cr⁺²Cl₂ + ZnCl₂

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

При окисненні в лужному середовищі утворюються солі хроматної кислоти: 10NaOH + 2CrCl₃ + 3H₂O₂ = 6NaCl + 8H₂O + 2Na₂CrO₄.

При дії на ці солі концентрованою сульфатною кислотою спочатку утворюються солі полікислот: 2K₂CrO₄ + H₂SO₄ = K₂SO₄ + K₂Cr₂O₇ + H₂O,

а потім оксид хрому(VI): K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2CrO₃ + H₂O.

Сполуки Cr(VI). Оксид хрому(VI) CrО₃ – яскраво-червоні кристали, що розчиняються у воді з утворенням нетривкої хроматної кислоти H₂CrO₄. Одержують із хромату (чи дихромату) калію і H₂SO₄(конц.):

K₂CrO₄ + H₂SO₄  CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄  2CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O

CrО₃ – кислотний оксид, з лугами утворює жовті хромати CrО₄^2-:

CrО₃ + 2KOH  K₂CrО₄ + H₂O

У кислому середовищі хромати перетворюються в жовтогарячі дихромати Cr₂O₇^2-:

2K₂CrО₄ + H₂SO₄  K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

У лужному середовищі ця реакція протікає в зворотному напрямку:

K₂Cr₂O₇ + 2KOH  2K₂CrO₄ + H₂O

Усі сполуки хрому (VI) – сильні окисники: 4CrO₃+3S3SO₂+2Cr₂O₃

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

Якісні реакції на сполуки Хрому. При дії на солі хрому гідроген-пероксиду у лужному середовищі утворюються хромати (жовтого кольору): 2Cr³⁺+3H₂O₂+10OH^– = 2CrO₄^2–+8H₂O.

При взаємодії хроматів з солями аргентуму випадає червоний осад: 2Ag⁺+CrO₄^2- = Ag₂CrO₄↓.

Добування та використання. Хром одержують: 1) алюмотермією: Cr₂O₃+2Al  Al₂O₃+2Cr; 2) відновленням оксидів оксидом вуглецю(II); 3) електролізом водних розчинів сполук хрому.

Молібден та вольфрам добувають, відновлюючи їх оксиди воднем:

WO₃ + 3H₂ = W + 3H₂O.

Хром як легуюча добавка входить до складу сплавів (сталей), застосовують його для електрохімічного покриття металевих виробів (хромування). Хромокалієвий галун K₂SO₄· Cr₂(SO₄)₃·24H₂O та дихромат калію K₂Cr₂O₇ (хромпік) використовують у вичинці шкіри.

Молібден та вольфрам – легуючі добавки до сталей, їх застосовують у радіотехніці, ракетобудуванні.