Металлы побочных подгрупп

Особенностью является наличие заполненного предвнешнего d-подуровня, достигаемое за счёт перескока электрона с внешнего s-подуровня. Причина такого явления заключается в высокой устойчивости полностью заполненного d-подуровня.
Подгруппа меди. Cu, Ag

при 400–500°С : 2Cu + O2 = 2CuO;
при 1000°С : 4Cu + O2 = 2Cu2O
при 400°С : Cu + S = CuS;
при выше 400°С : 2Cu + S = Cu2S
при нагревании с фтором, хлором, бромом образуются галогениды меди (II) Cu + Br2 = CuBr2
с йодом – образуеся йодид меди (I): 2Cu + I2 = 2CuI
Медь не реагирует с водородом, азотом, углеродом и кремнием
В присутствии углекислого газа и паров воды её поверхность покрывается зелёным налётом, представляющим собой основной карбонат меди(II)
(CuOH)2CO3
Химические свойства меди

Растворяется в разбавленной азотной кислоте:
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Реагирует с концентрированными кислотами-окислителями:
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O;
Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Медь растворяется в водном растворе аммиака в присутствии кислорода воздуха с образованием гидроксида тетраамминмеди (II):
2Cu + 8NH3 + 2H2O + O2 = 2[Cu(NH3)4](OH)2.
Медь окисляется оксидом азота (IV)
2Cu + NO2 = Cu2O + NO
и хлоридом железа(III) Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2
Химические свойства меди

Соли Cu2+ обычно окрашены
в голубой или зеленоватый цвет.
Образование нерастворимого гидроксида меди (II) голубого цвета:
CuSO4+ 2NH4OH = Cu(OH)2 + (NH4)2SO4
Образование красно-бурого осадка
гексациано феррата (II) меди
Качественная реакция на Cu2+
2Cu2+ + [Fe(CN)6]4− → Cu2[Fe(CN)6]↓

При обычных условиях реагирует с серой, образуя сульфид серебра (I): 2Ag + S = Ag2S,
при нагревании с галогенами образуются галогениды серебра (I): 2Ag + Br2 = 2AgBr.
Серебро не реагирует с кислородом, водородом, азотом, углеродом и кремнием.
Растворяется в разбавленной азотной кислоте
3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2O
Реагирует с концентрированными кислотами-окислителями:
2Ag + 2H2SO4 = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O;
Ag +2HNO3 = AgNO3 + NO2 + H2O.
Химические свойства серебра

Образование белого творожистого осадка
Ag+ + Cl- = AgCl↓, растворимого в гидрате аммиака
AgCl + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl
Образование красного осадка
Ag+ + CrO4- = AgCrO4↓
Образование желтого осадка
Ag+ +PO43- = Ag3PO4 ↓
Образование белого-чернеющего осадка
Ag+ + S2O3 2- = Ag2S2O3 (разлагается)
Качественная реакция на Ag+

Цинк [Ar] 3d10 4s2
хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета (тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка).
Ртуть [Xe] 4f14 5d10 6s2
один из двух химических элементов (и единственный металл), простые вещества которых при нормальных условиях находятся в жидком агрегатном состоянии
Подгруппа цинка. Zn, Hg

На воздухе покрывается оксидной пленкой, при сильном нагреве горит голубоватым пламенем
2Zn + O2 = 2ZnO
При н.у. Zn + Cl2 = ZnCl2
С парами воды при температуре красного каления
Zn + H2O = ZnO + H2
Вытесняет водород из разбавленых кислот
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
С разбавленной HNO3
4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
С концентрированными кислотами-окислителями
Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O;
Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Химические свойства цинка

Типичный переходный элемент.
Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O;
Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Оксид цинка:
ZnCO3 = ZnO + CO2
ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O;
ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4].
Гидроксид цинка:
ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl
Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O;
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]
Zn(OH)2 + 4NH3 = [Zn(NH3)4](OH)2
Химические свойства цинка

Образование нерастворимого основания
Zn2+ + 2OH- = Zn(OH)2↓ + 2OH- = [Zn(OH)4]2-
осадок белого цвета, растворимый в избытке щелочи
Качественная реакция на Zn2+

Эл. Конфигурация [Ar] 3d5 4s1
В свободном виде — голубовато-белый металл с кубической решеткой, один из самых твердых чистых металлов (уступает только бериллию, вольфраму и урану). Очень чистый хром достаточно хорошо поддаётся механической обработке.
Хром

Оксид хрома (2) - СrО – твердое ярко – красное вещество, типичный основной оксид (ему соответствует гидроксид хрома (2) - Сr(ОН)2), не растворяется в воде, но
растворяется в кислотах:
СrО + 2НСl = СrСl2 + Н2О
окисляется на воздухе:
4СrО+ О2 = 2Сr2О3
Гидроксид хрома (2) - Сr(ОН)2 – вещество желтого цвета, плохо растворимо в воде, с ярко выраженным основным характером, поэтому взаимодействует с кислотами:
Сr(ОН)2 + Н2SО4 = СrSO4 + 2Н2О
Соединения хрома Cr 2+

Наиболее устойчивая с.о. хрома.
Оксид хрома (3) - Сr2О3 нерастворим в воде,
тугоплавкий, по твёрдости близок к корунду, имеет амфотерный характер, однако в кислотах и щелочах растворяется плохо.
С концентрированными растворами кислот и щелочей взаимодействует с трудом:
Сr2О3 + 6 КОН + 3Н2О = 2К3[Сr(ОН)6]
Сr2О3 + 6НСl = 2СrСl3 + 3Н2О
Гидроксид хрома (3) Сr(ОН)3 получают:
СrСl3 +3КОН = Сr(ОН)3↓ + 3КСl
Легко взаимодействует с кислотами и щелочами,
т.е. проявляет амфотерные свойства:
Сr(ОН)3 + 3НNО3 = Сr(NО3)3 + 3Н2О
Сr(ОН)3 + 3КОН = К3[Сr(ОН)6]
Соединения хрома Cr 3+

Оксид хрома (6) - СrО3 – темно – красное кристаллическое вещество,
хорошо растворимо в воде,
типичный кислотный оксид.
Этому оксиду соответствует две кислоты:
СrО3 + Н2О = Н2СrО4 (хромовая кислота – образуется при избытке воды)
СrО3 + Н2О =Н2Сr2О7 (дихромовая кислота – образуется при большой концентрации оксида хрома (3)).
Оксид хрома (6) – очень сильный окислитель
Соединения хрома Cr 6+

В кислой среде раствора хроматы переходят в дихроматы:
2К2СrО4 + Н2SО4 = К2Сr2О7 + К2SО4 + Н2О
В щелочной среде дихроматы переходят в хроматы:
К2Сr2О7 + 2КОН = 2К2СrО4 + Н2О
Хромат и дихромат
Хроматы и их растворы имеют желтую окраску, дихроматы – оранжевую. Хромат - ионы СrО42- и дихромат – ионы Сr2О72- легко переходят друг в друга при изменении среды растворов

Окислительные свойства Cr 6+
Дихроматы – сильные окислители.
Под действием восстановителей в кислой среде переходят в соли хрома (III)
K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2SO4 =
Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4+ K2SO4 + 4H2O
Качественные реакции на хромат-ион
BaCrO4
PbCrO4
Ag2CrO4

Электронная конфигурация [Ar] 3d5 4s2
Простое вещество марганец — металл серебристо-белого цвета. Наряду с железом и его сплавами относится к чёрным металлам.
Известны пять аллотропных модификаций марганца
Один из основных минералов марганца — пиролюзит (MnO2), родохрозит (марганцевый шпат, малиновый шпат) MnCO3
Характерные степени окисления марганца: 0, +2, +3, +4, +6, +7 (+1, +5 мало характерны)
Марганец

Степени окисления и соединения
Алюминотермическим методом, восстанавливая оксид Mn2O3, образующийся при прокаливании пиролюзита:
Получение марганца

Соли Mn 2+
MnCl2
MnSO4

Соединения Mn 4+

Соединения Мn 7+