Шпаргалка по химии: главные переходные металлы (d-элементы). Электронные конфигурации, свойства, степени окисления, ключевые уравнения реакций, комплексные соединения и качественные реакции.
1. Общие характеристики d-элементов
Общая электронная формула валентных областей: \( (n-1)d^{1-10} ns^{1-2} \).
- Характеризуются переменными степенями окисления (кроме Zn).
- Обладают высокой склонностью к комплексообразованию.
- Соединения многих d-металлов окрашены из-за d-d переходов электронов.
2. Хром (Cr)
Электронная конфигурация: \( \text{Cr: } [\text{Ar}] 3d^5 4s^1 \) (провал электрона).
Основные степени окисления: \( +2, +3, +6 \).
Окислительно-восстановительные переходы Cr(VI)
Равновесие хромат/дихромат в зависимости от pH среды:
\[ 2\text{CrO}_4^{2-} + 2\text{H}^+ \rightleftharpoons \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} + \text{H}_2\text{O} \]
(Желтый хромат-ион в кислой среде переходит в оранжевый дихромат-ион).
Реакции восстановительного характера
Восстановление дихромата калия в кислой среде (например, сульфитом натрия):
\[ \text{K}_2\text{Cr}_2\text{O}_7 + 3\text{Na}_2\text{SO}_3 + 4\text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{Cr}_2(\text{SO}_4)_3 + 3\text{Na}_2\text{SO}_4 + \text{K}_2\text{SO}_4 + 4\text{H}_2\text{O} \]
Амфотерность гидроксида хрома(III)
\[ \text{Cr(OH)}_3 + 3\text{HCl} \rightarrow \text{CrCl}_3 + 3\text{H}_2\text{O} \]
\[ \text{Cr(OH)}_3 + 3\text{NaOH} \rightarrow \text{Na}_3[\text{Cr(OH)}_6] \]
3. Марганец (Mn)
Электронная конфигурация: \( \text{Mn: } [\text{Ar}] 3d^5 4s^2 \).
Основные степени окисления: \( +2, +4, +6, +7 \).
Зависимость продуктов восстановления KMnO₄ от pH среды
| Среда | Продукт восстановления | Изменение окраски |
|---|---|---|
| Кислая (\(\text{pH} < 7\)) | \( \text{Mn}^{2+} \) | Обесцвечивание (розовый → бесцветный) |
| Нейтральная (\(\text{pH} \approx 7\)) | \( \text{MnO}_2 \downarrow \) | Выпадение бурого осадка |
| Щелочная (\(\text{pH} > 7\)) | \( \text{MnO}_4^{2-} \) | Позеленение раствора (манганат-ион) |
Примеры уравнений
Кислая среда:
\[ 2\text{KMnO}_4 + 5\text{K}_2\text{SO}_3 + 3\text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow 2\text{MnSO}_4 + 6\text{K}_2\text{SO}_4 + 3\text{H}_2\text{O} \]
Нейтральная среда:
\[ 2\text{KMnO}_4 + 3\text{K}_2\text{SO}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\text{MnO}_2\downarrow + 5\text{K}_2\text{SO}_4 \]
Щелочная среда:
\[ 2\text{KMnO}_4 + \text{K}_2\text{SO}_3 + 2\text{KOH} \rightarrow 2\text{K}_2\text{MnO}_4 + \text{K}_2\text{SO}_4 + \text{H}_2\text{O} \]
4. Железо (Fe)
Электронная конфигурация: \( \text{Fe: } [\text{Ar}] 3d^6 4s^2 \).
Основные степени окисления: \( +2, +3 \).
Взаимодействие с простыми веществами
С галогенами и слабыми/сильными окислителями:
\[ \text{Fe} + \text{S} \xrightarrow{\Delta} \text{FeS} \quad (\text{до } \text{Fe}^{2+}) \]
\[ 2\text{Fe} + 3\text{Cl}_2 \xrightarrow{\Delta} 2\text{FeCl}_3 \quad (\text{до } \text{Fe}^{3+}) \]
Качественные реакции на ионы железа
- На ион \( \text{Fe}^{2+} \): желтая кровяная соль \( \text{K}_4[\text{Fe(CN)}_6] \) образует синий осадок (турнбулева синь):
\[ 3\text{Fe}^{2+} + 2[\text{Fe(CN)}_6]^{4-} \rightarrow \text{Fe}_3[\text{Fe(CN)}_6]_2\downarrow \] - На ион \( \text{Fe}^{3+} \): красная кровяная соль \( \text{K}_3[\text{Fe(CN)}_6] \) образует берлинскую лазурь:
\[ \text{Fe}^{3+} + [\text{Fe(CN)}_6]^{3-} \rightarrow \text{Fe}[\text{Fe(CN)}_6]\downarrow \] - На ион \( \text{Fe}^{3+} \): роданид аммония или калия (кровищно-красное окрашивание):
\[ \text{Fe}^{3+} + 3\text{SCN}^- \rightleftharpoons \text{Fe(SCN)}_3 \]
5. Медь (Cu)
Электронная конфигурация: \( \text{Cu: } [\text{Ar}] 3d^{10} 4s^1 \) (провал электрона).
Основные степени окисления: \( +1, +2 \).
Взаимодействие с кислотами-окислителями
Медь не вытесняет водород из обычных кислот, но реагирует с азотной и концентрированной серной кислотами:
\[ \text{Cu} + 4\text{HNO}_3 \text{ (конц.)} \rightarrow \text{Cu(NO}_3)_2 + 2\text{NO}_2\uparrow + 2\text{H}_2\text{O} \]
\[ 3\text{Cu} + 8\text{HNO}_3 \text{ (разб.)} \rightarrow 3\text{Cu(NO}_3)_2 + 2\text{NO}\uparrow + 4\text{H}_2\text{O} \]
\[ \text{Cu} + 2\text{H}_2\text{SO}_4 \text{ (конц.)} \xrightarrow{\Delta} \text{CuSO}_4 + \text{SO}_2\uparrow + 2\text{H}_2\text{O} \]
Комплексообразование
Растворение гидроксида меди(II) в избытке аммиака с образованием ярко-синего раствора:
\[ \text{Cu(OH)}_2 + 4\text{NH}_3 \cdot \text{H}_2\text{O} \rightarrow [\text{Cu(NH}_3)_4](\text{OH})_2 + 4\text{H}_2\text{O} \]
6. Цинк (Zn)
Электронная конфигурация: \( \text{Zn: } [\text{Ar}] 3d^{10} 4s^2 \).
Постоянная степень окисления: \( +2 \).
Проявление амфотерных свойств
В кислой среде:
\[ \text{Zn} + 2\text{HCl} \rightarrow \text{ZnCl}_2 + \text{H}_2\uparrow \]
В водном растворе щелочи:
\[ \text{Zn} + 2\text{NaOH} + 2\text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{Na}_2[\text{Zn(OH)}_4] + \text{H}_2\uparrow \]
При сплавлении со щелочью:
\[ \text{Zn} + 2\text{NaOH} \xrightarrow{\Delta} \text{Na}_2\text{ZnO}_2 + \text{H}_2\uparrow \]