Побочные подгруппы VI,VII группы: общая характеристика элементов подгруппы, свойства хрома, марганца и их соединений. Медико- биологическое значение.

Свойства элементов подгруппы хрома

Атомный номер	Название	Электронная конфигурация	ρ г/см3	t^0пл. ^0C	t^0кип. ^0C	ЭО	Атомный радиус, нм	Степень окисления
	Хром Cr	[Ar] 3d^54s^1	7,2			1,56	0,125	+1,+2,+3, +4,+5,+6
	Молибден Mo	[Kr] 4d^55s^1	10,2			1,3	0,135	+1,+2,+3, +4,+5,+6
	Вольфрам W	[Xe] 4f^145d^46s^2	19,3			1,4	0,141	+1,+2,+3, +4,+5,+6

Физические свойства

Блестящие, сероватого цвета металлы. С увеличением атомного номера растут температуры плавления и кипения.
Вольфрам - самый тугоплавкий из известных металлов.

Химические свойства

В ряду Cr – Mo – W химическая активность падает.
С увеличением степени окисления элементов у их оксидов и гидроксидов законо-мерно происходит ослабление основных свойств и усиление кислотных. Высшим оксидам RO3 соответствуют кислоты H₂RO₄.

В том же направлении происходит усиление окислительных свойств соединений.

Хром и его соединения

Получение
Алюминотермия: Cr₂O₃ + 2Al Al₂O₃ + 2Cr

Восстановлением оксидов оксидом углерода (II).
Электролизом водных растворов соединений хрома.
При обычных условиях хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 600⁰C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором.

4Cr + 3O₂ 2Cr₂O₃

2Cr + 3Cl₂ 2CrCl₃

2Cr + N₂ 2CrN

2Cr + 3S Cr₂S₃

В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:

2Cr + 3H₂O Cr₂O₃ + 3H₂

Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H₂SO₄)
В отсутствии воздуха образуются соли Cr²⁺, а на воздухе – соли Cr³⁺.

Cr + 2HCl CrCl₂ + H₂

2Cr + 6HCl + O₂ 2CrCl₃ + 2H₂O + H₂

Наличие защитной окисной плёнки на поверхности металла объясняет его пассив-ность по отношению к концентрированным растворам кислот – окислителей.

Соединения хрома

Соединения двухвалентного хрома

Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.

Cr(OH)₂ + 2HCl CrCl₂ + 2H₂O

Соединения хрома (II) - сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.

2CrCl₂ + 2HCl 2CrCl₃ + H₂

4Cr(OH)₂ + O₂ + 2H₂O 4Cr(OH)₃

Соединения трёхвалентного хрома

Оксид хрома (III)Cr₂O₃ – зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:

2Cr(OH)₃ Cr₂O₃ + 3H₂O

4K₂Cr₂O₇ 2Cr₂O₃ + 4K₂CrO₄ + 3O₂

(NH₄)₂Cr₂O₇ Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O

Амфотерный оксид. При сплавлении Cr₂O₃ со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3):

Cr₂O₃ + 2NaOH 2NaCrO₂ + H₂O

Cr₂O₃ + Na₂CO₃ 2NaCrO₂ + CO₂

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

При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6):

2Cr₂O₃ + 4KOH + KClO₃ 2K₂Cr₂O₇(дихромат калия) + KCl + 2H₂O

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)₃ - нерастворимое в воде вещество зелёного цвета.

Cr₂(SO₄)₃ + 6NaOH 2Cr(OH)₃ + 3Na₂SO₄

Обладает амфотерными свойствами - растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Cr(OH)₃ + KOH K[Cr(OH)₄]

(или, упрощая, Cr(OH)₃ + KOH KCrO2(хромат калия) + 2H₂O)

Соли хрома (III) имеют фиолетовую или тёмно-зелёную окраску. По химическим свойствам напоминают бесцветные соли алюминия.
Соединения Cr (III) могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства:

Zn + 2Cr+3Cl₃ 2Cr+2Cl₂ + ZnCl₂

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

Соединения шестивалентного хрома

Оксид хрома (VI) CrO₃ - ярко-красные кристаллы, растворимые в воде.
Получают из хромата (или дихромата) калия и H₂SO₄(конц.).

K₂CrO₄ + H₂SO₄ CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ 2CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O

CrO3 - кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO4^2-:

CrO₃ + 2KOH K₂CrO₄ + H₂O

В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr₂O₇^2-:

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

K₂Cr₂O₇ + 2KOH 2K₂CrO₄ + H₂O

	кислая среда
2CrO4^2- + 2H^+		Cr2O7^2- + H2O
	щелочная среда

Все соединения хрома (VI) - сильные окислители.

Свойства элементов подгруппы марганца

Атомный номер	Название	Электронная конфигурация	ρ г/см3	t^0пл. ^0C	t^0кип. ^0C	ЭО	Атомный радиус, нм	Степень окисления
	Марганец Mn	[Ar] 3d54s2	7,45			1,6	0,131	+2,+3,+4, +5,+6,+7
	Технеций Tc	[Kr] 4d55s2	11,5			1,36	0,136	+2,+3,+4, +5,+6,+7
	Рений Re	[Xe] 4f145d56s2	20,53			1,46	0,137	+3,+4,+5, +6,+7

Физические свойства: Серебристо-белые, тугоплавкие металлы.

Химические свойства

В ряду Mn – Tc – Re химическая активность понижается. Mn – металл средней активности, в ряду напряжений стоит до водорода и растворяется в соляной и серной кислотах:

Mn + 2H⁺ Mn²⁺ + H₂

Re и Tc стоят в ряду напряжений после водорода. Они реагируют только с азотной кислотой:

3Tc + 7HNO₃ 3HTcO₄ + 7NO + 2H₂O

С увеличением степени окисления усиливается кислотный характер оксидов и гидроксидов. (RO – основные; R₂O₇ – кислотные, им соответствуют кислоты HRO₄).