"Химия. Профильный уровень (в 2 частях)", Кузнецова Н.Е., Литвинова Т.Н., Лёвкин А.Н.
d-Элементы занимают центральную часть периодической системы: при образовании их атомов заполняется d-подуровень. Близкая энергия внешних и предвнешних электронов позволяет таким атомам отдавать разное их число, поэтому элементы часто имеют несколько степеней окисления. От неё зависят свойства соединений: например, оксиды могут быть основными, амфотерными или кислотными. На примерах хрома, марганца, железа и меди можно увидеть эти закономерности и научиться составлять уравнения реакций.
Текст подготовлен нейронной сетью по теме параграфа и не заменяет учебник — важные факты и формулировки сверяйте с ним.
d-элементы — элементы побочных подгрупп периодической системы, у атомов которых заполняется d-подуровень предвнешнего энергетического уровня. К ним относятся, например, хром, марганец, железо и медь. Такое положение помогает связать строение атома с металлическими свойствами и способностью образовывать разные соединения.
Переменная степень окисления — способность элемента в разных соединениях иметь разные условные заряды. У d-элементов в образовании связей могут участвовать не только внешние s-электроны, но и d-электроны предвнешнего уровня. Поэтому число отданных или условно смещённых электронов меняется, а состав соединений одного элемента оказывается различным.
Амфотерность — способность оксида или гидроксида проявлять свойства и основания, и кислоты. Такое вещество реагирует как с кислотой, так и со щёлочью, образуя соли или другие продукты. Понятие нужно, чтобы объяснять, почему одного названия элемента недостаточно для предсказания поведения его соединения.
Окислительно-восстановительные свойства связаны с изменением степени окисления при передаче электронов. Отдача электронов означает окисление и повышение степени окисления, присоединение — восстановление и её понижение. Это определение помогает определить, какое вещество отдаёт электроны и какое принимает их в реакции.
d-Элементы стоят в центральной части периодической системы, между s- и p-элементами. У их атомов заполняется d-подуровень предвнешнего уровня, тогда как внешняя оболочка обычно содержит один или два электрона. Поэтому для них характерны металлические свойства: они проводят электрический ток, образуют простые вещества с металлическим блеском и могут вступать в реакции с образованием катионов. Незавершённый d-подуровень также способствует разнообразию соединений и их окраске.
Электроны внешнего s-подуровня и предвнешнего d-подуровня имеют сравнительно близкую энергию. При образовании связей могут участвовать электроны из обоих подуровней, а их число зависит от партнёров по реакции и условий. Поэтому хром, марганец и железо способны проявлять несколько степеней окисления. Степень окисления важна не только для записи формулы: она влияет на состав, устойчивость и химическое поведение соединения.
Кислотно-основный характер соединений хрома и марганца зависит от степени окисления элемента. Например, CrO и Cr(OH)₂ проявляют основные свойства, Cr₂O₃ и Cr(OH)₃ амфотерны, а соединения хрома(VI), например CrO₃, имеют кислотный характер. У марганца низшим степеням окисления соответствуют более основные соединения, а высшей степени +7 — кислотный оксид Mn₂O₇ и кислота HMnO₄. Причина тенденции в том, что при повышении степени окисления связь элемента с кислородом становится более поляризующей, и соединение легче проявляет кислотные свойства.
Железо образует ионы Fe²⁺ и Fe³⁺, между которыми возможен переход: Fe²⁺ отдаёт электрон и окисляется до Fe³⁺. Ионы различают по реакциям, дающим заметные признаки: щёлочь осаждает Fe(OH)₂ светло-зелёного цвета из раствора Fe²⁺ и бурый Fe(OH)₃ из раствора Fe³⁺. Осадок Fe(OH)₂ на воздухе постепенно буреет, потому что кислород окисляет железо(II) до железа(III). Для подтверждения Fe³⁺ используют также тиоцианат-ионы SCN⁻: образуется кроваво-красный комплекс.
Медь — менее активный металл, чем железо, поэтому с разбавленной соляной кислотой водород не вытесняет. При нагревании на воздухе медь окисляется до чёрного CuO; этот основный оксид реагирует с кислотами и образует соли меди(II). Из раствора соли, например CuCl₂, щёлочь осаждает голубой Cu(OH)₂. Так, последовательность превращений объясняется свойствами каждого класса веществ: металл окисляется, оксид нейтрализуется кислотой, а растворимая соль вступает в реакцию обмена со щёлочью.
| Элемент | Особенности строения атома | Характерные степени окисления | Характерные оксиды и гидроксиды | Характерные химические свойства и реакции |
|---|---|---|---|---|
| Хром | d-элемент; Cr: [Ar] 3d⁵ 4s¹ | +2, +3, +6 | CrO и Cr(OH)₂ — основные; Cr₂O₃ и Cr(OH)₃ — амфотерные; CrO₃ — кислотный | При повышении степени окисления усиливаются окислительные свойства; соединения Cr(VI) — сильные окислители |
| Марганец | d-элемент; Mn: [Ar] 3d⁵ 4s² | +2, +4, +6, +7 | MnO и Mn(OH)₂ — основные; MnO₂ проявляет амфотерные свойства; Mn₂O₇ — кислотный оксид | Перманганаты с Mn(+7) — сильные окислители; продукт восстановления зависит от среды |
| Железо | d-элемент; Fe: [Ar] 3d⁶ 4s² | +2, +3 | FeO и Fe(OH)₂ — основные; Fe₂O₃ и Fe(OH)₃ — основные | Fe²⁺ может окисляться до Fe³⁺; ионы распознают по осадкам гидроксидов и качественным реакциям |
| Медь | d-элемент; Cu: [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ | +1, +2 | Cu₂O и CuO — основные оксиды; Cu(OH)₂ — нерастворимое основание | При нагревании Cu окисляется кислородом; CuO реагирует с кислотами, а соли Cu²⁺ дают голубой Cu(OH)₂ со щёлочью |
Сравнивайте строки по одной и той же характеристике: так заметно, как строение атома связано с возможными степенями окисления. Затем сопоставляйте степень окисления с формулой оксида или гидроксида и его кислотно-основными свойствами. Таблица помогает делать предварительные прогнозы, но условия конкретной реакции всё равно нужно проверять.
Условие: составить уравнения реакций Fe с разбавленной HCl и с O₂, указать степени окисления. Сначала учитываем, что железо активнее водорода и вытесняет его из разбавленной неокисляющей кислоты; образуется соль железа(II). При горении железа в кислороде обычно получается смешанный оксид Fe₃O₄. Затем проверяем, что число атомов каждого элемента и баланс электронов совпадают.
Ответ: Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂; 3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄. В первой реакции Fe окисляется, а ионы водорода восстанавливаются; при горении железо окисляется, кислород восстанавливается.
Условие: записать превращения от иона Fe²⁺ к гидроксидам железа(II) и железа(III), а также подобрать качественный реагент на Fe³⁺. Сначала осаждаем Fe(OH)₂ добавлением щёлочи: для этого нужны два гидроксид-иона на один ион Fe²⁺. Затем окисляем осадок кислородом воздуха в присутствии воды. Наличие Fe³⁺ удобно подтвердить тиоцианатом калия по характерной окраске.
Ответ: для осаждения используют щёлочь, для окисления — кислород воздуха и воду, для качественной реакции на Fe³⁺ — раствор KSCN. Светло-зелёный Fe(OH)₂ со временем буреет из-за образования Fe(OH)₃.
Условие: составить уравнения превращений меди и указать условия. Подбираем реагент отдельно для каждого шага: кислород окисляет металл при нагревании, соляная кислота растворяет основной оксид, а щёлочь осаждает нерастворимое основание из раствора соли. Важно не подменять первый шаг реакцией меди с разбавленной HCl: такая реакция не идёт, поскольку медь не вытесняет водород.
Ответ: 2Cu + O₂ → 2CuO; CuO + 2HCl → CuCl₂ + H₂O; CuCl₂ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + 2NaCl. Для первого превращения требуется нагревание, для второго нужна кислота, для третьего — растворимая щёлочь и раствор соли меди.
Ошибка — считать, что каждый d-элемент имеет только одну степень окисления. Так думают, если учитывают лишь электроны внешнего уровня, но у d-элементов в реакциях могут участвовать также электроны предвнешнего d-подуровня. Проверьте себя: сравните несколько формул соединений одного элемента и вычислите степень окисления по известным зарядам остальных атомов.
Ошибка — определять кислотно-основные свойства оксида только по названию элемента. Один элемент способен образовывать оксиды с разными степенями окисления, а значит, и разным характером. Чтобы проверить вывод, сначала рассчитайте степень окисления элемента в формуле, затем сопоставьте её с известными свойствами или проверьте реакцию с кислотой и щёлочью.
Ошибка — считать, что Fe²⁺ и Fe³⁺ дают одинаковые качественные реакции. Оба иона могут образовывать малорастворимые гидроксиды, поэтому легко не заметить различие, если не следить за цветом и условиями. Проверяйте наблюдение: Fe(OH)₂ сначала светло-зелёный, Fe(OH)₃ бурый, а Fe³⁺ с SCN⁻ даёт кроваво-красную окраску.
Ошибка — записывать реакцию любого металла с кислотой как образование соли и водорода. Такое уравнение нельзя составлять без проверки активности металла и окислительных свойств кислоты: медь, например, не вытесняет водород из разбавленной HCl. Перед записью уравнения проверьте, возможна ли реакция при данных условиях, а затем уточните продукты и расставьте коэффициенты.
Для понимания темы нужны знания о строении электронных оболочек, периодическом законе и степенях окисления: они объясняют свойства атомов и состав соединений. При разборе реакций пригодятся правила для кислот, оснований, солей, амфотерных гидроксидов и сокращённых ионных уравнений. Эти умения используются дальше при изучении окислительно-восстановительных процессов, комплексных соединений и химии переходных металлов.
Почему d-элементы часто проявляют переменную степень окисления?
У них близки по энергии электроны внешнего s-подуровня и незаполненного d-подуровня предвнешнего уровня. В химических реакциях могут участвовать электроны обоих подуровней, поэтому атом способен отдавать разное их число.
Как по формуле оксида предположить его кислотно-основный характер?
Сначала определите степень окисления элемента и учтите, что с её повышением свойства оксидов обычно меняются от основных через амфотерные к кислотным. Это правило помогает сделать предположение, но точный характер проверяют по реакциям с кислотами и щелочами.
Чем можно различить ионы Fe²⁺ и Fe³⁺ в растворе?
При добавлении щёлочи Fe²⁺ образует светло-зелёный осадок Fe(OH)₂, который на воздухе постепенно буреет. Fe³⁺ даёт бурый осадок Fe(OH)₃; также его можно обнаружить раствором тиоцианата калия: появляется кроваво-красная окраска.
Почему соединения одного и того же d-элемента имеют разную окраску и свойства?
У соединений могут различаться степень окисления элемента, состав и строение частиц. Эти различия меняют взаимодействие вещества со светом и его химическую активность, поэтому соединения одного элемента могут иметь разную окраску и вступать в разные реакции.
Какие условия нужно учитывать при составлении уравнений реакций меди и её соединений?
Нужно учитывать активность меди, свойства второго реагента, растворимость продуктов и необходимость нагревания. Например, медь не вытесняет водород из разбавленной неокисляющей кислоты, но реагирует с кислородом при нагревании, а Cu(OH)₂ осаждают из раствора соли щёлочью.
§ 52. Характеристика отдельных d-элементов и их соединений
