2. Елементи побічної підгрупи V ІІ групи ПСЕ (підгрупа Мангану) 3. Елементи

побічної підгрупи VІІІ групи ПСЕ (підгрупа Феруму)
ТЕМА: ПРЕДСТАВНИКИ d-ЕЛЕМЕНТІВ
(ПЕРЕХІДНИХ

1. Елементи побічної підгрупи VІ групи ПСЕ
(підгрупа Хрому)

19030С). При кімнатній температурі він не окиснюється на повітрі

хімічна активність підвищується.
Характерні реакції для хрому (при нагріванні):
1. Взаємодія з

Хімічні властивості

розбавленій хлоридній та сульфатній кислотах.
Cr + 2HCl = CrCl2 +

Молібден при нормальних умовах досить стійкий. При нагріванні його хімічна активність підвищується. Характерні реакції (при нагріванні):
1. Взаємодія з оксигеном:
2Мо + 3О2 → 2МоО3 — молібден (VI) оксид
2. Взаємодія з галогенами:
2Мо + 5С12 → 2МоС15 — молібден (V) хлорид
3. У кислотах (нітратна та плавикова) розчиняється тільки при температурі > 100
Mo + 2HNO3 + 8HF = H2[MoF8] + 2NO↑ + 4H2O
4. При сплавленні у присутності окисника взаємодіють з лугами.
Mo + 3NaNO3 + 2NaOH = Na2MoO4 + 3NaNO2 + 4H2O

окиснюється на повітрі до WO2. З гідрогеном і кислотами не

W + 2HNO3 + 8HF = H2[WF8] + 2NO↑ + 4H2O
W + 3NaNO3 + 2NaOH = Na2WO4 + 3NaNO2 + H2O

Одержання

Хром одержують шляхом відновлення з оксиду:
Сr2О3 + 2Аl → 2Сr + А12О3
Для одержання молібдену використовують концентрати, що містять 47-50 % даного елемента. Застосовують для
відновлення з оксидів у струмі сухого водню.

Вольфрам одержують декількома способами:
1. Відновлення за допомогою гідрогену.
2. Металокерамічний метод.
3. Термічне розкладання концентратів.

основні властивості та реагують з кислотами і кислотними оксидами.
Для

Сполуки хрому

Чистий Cr(OH)2 забарвлений у жовтий колір, з часом темніє із-за окиснення хрому. При термічному розкладі гідроксиду утворюється чорного кольору оксид хрому (ІІ) CrO.

амфотерні властивості;
при сплавленні з лугами, содою, отримують
Cr3+ - хроміти,

t°
Cr2O3 + 2NaOH → 2NaCrO2 + H2O↑
t°
Cr2O3 + Na2OH → 2NaCrO2 + CO2↑
t°
Cr2O3 + 3K2S2O7 → Cr2(SO4)3 + 3K2SO4

гідратованих комплексів хрому (ІІІ) змінюється, це призводить до зміни забарвлення

Одержання Cr2O3

t°
1. 2Cr(OH)3 → Cr2O3 + 3H2O
t°
2. 4K2Cr2O7 → 2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2↑
t°
3. (NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + 3N2↑ + 4H2O

оксид, утворює хромову кислоту H2CrO4;
солі хромати жовтого кольору.
Одержання:
K2Cr2O4 + H2SO4

Хімічні властивості сполук хрому (VI)
CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O
K2CrO4 + H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O

участь в обміні жирів, білків, вуглеводів. Входить до складу деяких

Значення для людини

Молібден бере участь в обмінних процесах людського організму, підвищує активність деяких ферментів.
Надлишок даного елемента може викликати
затримку росту, подагру й ін.

Деякі сполуки хрому високотоксичні. При їх прониканні в організм людини спостерігаються алергійні реакції, утруднення дихання, слабість, втрата апетиту й ваги, розлади травної системи й роботи кишечника.

Вольфрам не є необхідним елементом для людини.

сталей, в електротехніці при виготовленні електроприладів, а також для покриття

Застосування

Молібден застосовується при виробництві легованих деталей, електроприладів.
Сполуки молібдену використовуються як каталізатори різних хімічних процесів.

Вольфрам використовується в металургії для одержання легованих сталей, твердих сплавів та ін.
Сплави, що містять вольфрам, широко використовуються в авіаційній, ракетній промисловості, електроніці, інших галузях виробництва.

ряді Mn – Tc – Re зменшується.
Mn – доволі

Хімічні властивості

Манган вступає в такі реакції:
1. Взаємодія з неметалами:
3Мn + 2Р→ Мn3Р2 — манган (II) фосфід
3Мn + N2 → Mn3N2 — манган (II) нітрид
Mn + S → MnS — манган (II) сульфід
2. Взаємодія з галогенами:
Мn + С12 → МnС12 — манган (II) хлорид

3. Взаємодія з оксидами металів:
3Мn + Fe2O3→ 3МnО + 2Fe
4. Взаємодія з кислотами:
Мn + 4HNO3 → Mn(NO3)2 + 2NO2 + 2Н2О
Мn + 2H2SO4 → MnSO4 + SО2 + 2H2O

до t > 300°С: утворюються оксиди Re2O7 и ReO3.
2. При

Технецій за хімічними властивостями близький до мангану.
При взаємодії з оксигеном утворюються оксиди
Те2О7 і ТеО2.
2. При взаємодії з галогенами утворюються галогеніди типу TcHal4, TcHal5, TcHal6.
3. У хлоридній кислоті не розчиняється, але розчиняється в сульфатній і нітратній кислотах, бромній воді, перекису водню, царській горілці.

властивості оксидів і гідроксидів мангану відповідно змінюються в залежності від

= Mn4+O(OH)2 + H2O
Оксид мангану (ІІІ) – Mn2O3 – основний

Оксид мангану (ІІ) – MnO – основний оксид зеленого кольору, на повітрі з часом окиснюється:
MnO2 + H2 = H2O + MnO
2MnO + O2 = 2MnO2
MnO → Mn(OH)2
MnSO4 + 2KOH = K2SO4 + Mn(OH)2↓
білого кольору

основні властивості виявлені слабко.
MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2

Mn(OH)4 – амфотерний гідроксид
Mn(OH)4 + 2H2SO4 = Mn(SO4)2 + 4H2O
H2MnO4 → H2MnO3 + H2O
ортоманганатна метамарганатна
кислота кислота
2H4MnO4 + 6NaOH = Na4MnO4 + Na2MnO3 + 4H2O

манганатна кислота
гідроліз
K2MnO4 +

Оксид мангану (VII) Mn2O7 - кислотний оксид, темно-зелена оліїста рідина, стійка при температурі нижче 0°С, при звичайних умовах легко розкладається з вибухом.
2Mn2O7 → 4MnO2 + 3O2
сильний окисник
Mn2O7 + H2O = 2HMnO4
перманганатна кислота

Мn(ІІ) → Мn(ІІІ) → Mn(IV). Так, із водних розчинів під

НАЙВАЖЛИВІШІ СОЛІ ТА КОМПЛЕКСНІ СПОЛУКИ МАНГАНУ

Для маргану комплексоутворення менш характерне, ніж для будь-яких інших d-елементів. Але у водних розчинах Мn2+ утворює октаедричний аквакомплекс [Мn(Н2О)6]2+ рожевого забарвлення. Тому цей аквакомплекс слід розглядати як складову структури стійких солей -кристалогідратів:

медичній та ветеринарній практиці, як протиотруту від ціанідів та бойових

Марган здатний також утворювати комплексні сполуки з CO, де формально його ступінь окислення рівний 0. Карбоніл маргану Мn2(СО)10 діамагнітний, а хімічний зв'язок Mn-СО включає як σ- так і π-зв'язки.

містять Мn3+: браукіту (Мn2О3) та манганіту (Мn2О3 ∙ Н2О).
Манган входить

Біологічна роль мангану.
Фізіологічна дія мангану в живих організмах полягає у його здатності змінювати ступені окиснення і завдяки цьому приймати участь в окисно-відновних процесах, які можна продемонструвати загальною схемою:

синтезу вітаміну В12, регулює роботу ферментів, бере участь в обміні

Значення для людини

блиском. Характеризується високою пластичністю, ковкістю, тепло- і електропровідністю, магнітними властивостями.
ФЕРУМ
Хімічні

У хімічному відношенні найактивнішим є ферум, найменш активним — нікель.

FeS — ферум (II) сульфід
3Fe + С → Fe3C —

Ферум є відновником середньої активності.
Характерні реакції:
На повітрі, що містить пари води,
вкривається іржею (корозія):
4Fe + 3О2 + 6Н2О → 4Fe(OH)3 — ферум (III) гідроксид

2. Взаємодія із хлором:
2Fe + 3С12 → 2FeCl3 — ферум (III) хлорид

Fe2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6Н2О
ферум (III) сульфат
Fe + 4HNO3

4. Взаємодія з розведеними кислотами
(хлоридною, сульфатною):
Fe + 2НС1 → FeCl2 + H2↑
ферум (II) хлорид
Fe + H2SO4 → FeSО4 + Н2↑
ферум (II) сульфат

внаслідок нагрівання порошку заліза у струмені
СО при 150-200 0С

Для карбонілів виконується правило, згідно з яким вони мають такий склад, де неподільні пари електронів CO доповнюють конфігурацію атома металу до будови атома найближчого інертного газу (Кr). Тобто пар повинно бути 5, і цим визначається координаційне число феруму.

Комплексні сполуки феруму

залишками ціанідної кислоти:
FeSO4 + 6KCN =>K4[Fe(CN)6] + K2SO4.
Сполука, що при

Ферум може утворювати комплексні сполуки - катіонні, аніонні і електронейтральні, у яких іони металу координують навколо себе
молекули аміаку, аніони галогеноводневих кислот, ціанистоводневої (CN-), тіоціанатної (NCS-), аміни: [Fe(NH3)6]2+; [FeCl4]2-; [Fe(CN)6]4-; [Fe(CN)6]3-; [Fe(NCS)4]2-; [Fe(H2O)3(NCS)3]0; [FeEDTA]2-; [FeEDTA]1-.

Бере участь синтезі гемоглобіну, міоглобіну, залізовмісних ферментів. Нормалізує кровотворення. Нестача

Одержання
Кобальт одержують шляхом переробки нікелевих руд,
що містять кобальт як домішку.
Нікель одержують із сульфідних мідно-нікелевих руд
і з силікатних (окиснених) руд.

Застосування
Всі метали VІІI групи застосовуються як каталізатори різних процесів (ферум — при синтезі амоніак, нікель — реакціях гідрування).
Кобальт застосовується в металургії для одержання міцних сталей.
Нікель — для одержання нержавіючих сталей і при нікелюванні посуду.
Залізо широко застосовується в металургії для виробництва сталей, а також медичній промисловості, виробництві електроприладів тощо.

Романова Р.О. Загальна та неорганічна хімія. – К.: Вища школа,

1. Загальна та біонеорганічна хімія / О.І. Карнаухов, Д.О. Мельничук, К.О. Чеботько, В.А. Копілевич. К.: Фенікс, 2001; 2002. – 578 с.