Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач - [55]

1) [Cr(OH ) 6]Cl3      CrCl3∙6H2O

сине-фиолетовый цвет

2) [Cr(H2O) 5Cl]      Cr2∙H2O

сине-зеленый цвет

3) [Cr(H2O)4Cl2]      Cl2∙H2O

темно-зеленый цвет

Данное явление получило название – ионизационная изомерия. В водных растворах соединения Cr(III) – легко гидролизуется.

[Cr(OH)6]3+

Cr(III) способен при взаимодействии с аммиаком образовывать комплексные соединения – аммиакаты, неустойчивость в водных растворах.

CrO3 представляет собой кристаллическое красное вещество, является очень сильным окислителем, взаимодействует с органическими веществами со взрывом.

При взаимодействии CrO3 + H2O → H2CrO4

Н2CrO4 известна только в растворах (нестабильна). Устойчивыми являются ее соли, которые называются хроматами. Цвет их в водном растворе – желтый. Окрашиваются ионы CrO4 – в желтый цвет. Хроматы получаются при действии сильных окислителей на соединениях Cr3+.

В зависимости от кислотности среды в водных растворах возможны равновесия между различными ионами

2CrO4 + H2SO4 → CrO3 + K2SO4 + H2O

водном растворе при рН>6 имеются только хромат-ионы в растворе желтого цвета. При подкислении происходит установление другого равновесия

2 CrO42– + 2H+ → 2HCrO4 → Cr2O7 + H2O

K₂Cr₃O₁₃

тетрахромат

K₂Cr₃O₁₀

трихромат

Cr2 O7 является производным неустойчивой двухромовой кислоты, Н2CrO7 для которых известны стабильные устойчивые соли, называются двухроматами. Наибольшее практическое значение имеют дихроматы щелочных металлов, которые используются в качестве сильных окислителей. Кристаллические Nа и К соли, носят название хромпески. Но в действительности в водных растворах возможно образование трихроматов, тетрахрома

тов, полихроматов.

K2Cr2O7

дихромат

Соединения хрома +6 являются сильными окислителями и используются с этой целью в химии и химической технологии. В процессе окисления образуются соединения хрома с устойчивыми степенями окисления +3.

Следует отметить, что наиболее сильными окислительными способностями обладают соединения Cr +6 в кислой среде.

Применение:

Сталь.

Химически устойчивые соединения (сплавы).

Получение феррохрома.

Молибден, Вольфрам, Мо, W.

ЛЕКЦИЯ 29.

Элементы VI-А группы

О, S, Se, Te, Po

Наличие соответствующих p-орбиталей

Для O характерным является степень окисления: -2, -1, +2. Для остальных элементов характерны следующие степени

окисления: -2, +4, +6, (+2)

Физические свойства

O, S, Se, Te, носят название халькогенов, что означает «образующие руды»

O

S

Se

Te

Po

r, нм

0,66

1,04

1,16

1,7

1.64

J, эв

13,61

10,36

9,75

9,01

8.43

р, г/см2

1,13

2,07

4,82

6,25

9,5

T ,С

–218,8

112,8

220,5

450

250

Относ.элек.

3,5

2.5

2,4

2.1

–

Таким образом, вниз постепенно уменьшается окислительная способность их, следовательно, возрастает их восстановительная способность.

Селен, Теллур, Полоний

Общее содержание

6 ∙ 10-5      6 ∙ 10-6

Se, Te относится к числу расс.элементов. В природе встречается как сопутствующий в сульфидных рудах Se, Te является полиизотопным элементом. Для Se известно 3 модификации, одна из которых является кристаллической. Для Те – 2 модификации. Эти модификации определяют пространственным строением атомов.

Se, Те не взаимодействуют с разбавленными НСl и H2SO4, од-нако взаимодействуют с НNO3

S + HNO3 →H2SO4 + NO2↑ + H2O

Se + HNO3 → H2SeO3 + NO2↑ + H2O

Н2ТеО3 – теллуристая кислота

В этих соединениях известны гидриды: Н2Э, которые получают или непосредственно взаимодействующих элементов или действием минеральными кислотами на соответствующие производные металлов.

Все гидриды этих элементов (кроме Н2О) представляют собой газообразные вещества с резким неприятным запахом, устойчивость уменьшается от О к Ро. При растворении в Н2О образуются слабые кислоты, причем сила кислот возрастает сверху вниз. Все эти кислоты образуют кислые или средние соли.

Na2Se + H2O ↔ NaHSe + NaOH

Se и Te образуют 2 вида оксидов элементов: SeO2, TeO2 (кристаллические вещества); SeO3, TeO3

Оксиды Se(+4,+6) растворяются в воде с образованием соответствующих кислот. Оксиды Te плохо растворимы в воде, поэтому соответствующие кислоты получаются косвенным путем. H2SeO3 – селенистая кислота, H2TeO3 – теллуристая кислота. Эти кислоты растворимы в воде.

При взаимодействии со щелочами образуются как кислые, так и средние соли. Устойчивость кислот возрастает сверху вниз, но сила их возрастает в обратном порядке, т.е. селенистая кислота – более сильная.

Эти кислоты обладают окислительно-восстановительными свойствами.

H2SeO4 – селеновая кислота, H2TeO4 – теллуровая кислота.

Получается при действии на H 2SeO3 и H2TeO 3 сильных окислителей (например, при действии HNO3 в смеси с хромовой кислотой H2CrO4) или при действии хлорной кислоты – HСlO4.

Селеновая кислота является более сильной кислотой, по сравнению с H2SO4, а теллуровая кислота – слабая.

H2TeO4 2H2O (H6TeO6) – ортотеллуровая кислота

H2SeO4 и H2TeO4 – известны как средние, так и кислые соли.

Применение

Se применятся при изготовлении полупроводников, в качестве фотоэлементов, выпрямитель переменного тока, в телевидении, при изготовлении оптических стекол, керамики, в сталели-тейной промышленности в качестве добавок, в электрографии, в ксерографии.

Te применяется при создании солнечных батарей, в лазерной технике, для легирования свинца.