Общая характеристика элементов Природные формы и методы получения металлов Простые вещества

Соединения элементов



Соединения с кислородом

Хром имеет несколько оксидов: CrO, Cr₂O₃, CrO₂, CrO₃. С практической точки зрения значимы Cr₂O₃ CrO₃. У молибдена и вольфрама наиболее устойчивы оксиды MoO₂, MoO₃ WO₂, WO₃.

Высшие оксиды металлов МО₃ проявляют кислотные свойства – реагируют с растворами аммиака и щелочей:

MO₃ + 2NH₃ + H₂O = (NH₄)₂MO₄

Оксиды хрома (VI) CrO₃ – тёмно-красное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Является чрезвычайно энергичным окислителем, особенно по отношению к органическим соединениям. При нагревании триоксид хрома плавится (t_пл=196 °С) с последующим разложением:

4CrO₃ = 2Cr₂O₃ +3O₂

Получают CrO₃ обработкой насыщенных растворов дихромата калия концентрированной серной кислотой:

K₂Cr₂O₇ + 2H₂SO₄ = 2CrO₃ + 2KHSO₄ + H₂O₂
Оксиды MoO₃ (светло-жёлтый порошок) и WO₃ (жёлтый порошок) получают прокаливанием молибденовой или вольфрамовой кислот. Триоксиды молибдена и вольфрама в отличие от CrO₃ термически устойчивы и проявляют очень слабые окслительные свойства.
Диоксиды этих металлов можно получить при восстановлении высших оксидов водородом:
МО₃ + Н₂ = МО₂ + Н₂О
Они проявляют кислотные свойства – в отсутствии кислорода реагируют с оксидами щелочноземельных металлов:
ВаО + МоО₂ = ВаМоО₃
В растворах кислот и щелочей в присутствии окислителей диоксиды легко окисляются до шестивалентных соединений хрома, молибдена и вольфрама.
Cr₂O₃ – тёмно-зелёный порошок, нерастворимый в воде, в растворах щелочей и кислот. Оксид можно перевести в растворимые соединения сплавлением с гидросульфатами, в результате ряда превращений:
2КНSO₄ = K₂S₂O₇ + H₂O
K₂S₂O₇ = SO₃ + K₂SO₄
Cr₂O₃ + 3SO₃ = Cr₂(SO₄)₃,
или сплавлением со щелочами:
Cr₂O₃ + 2KOH = 2KCrO₂ + H₂O.
Следовательно, триоксид хрома следует относить к амфотерным оксидам. Получить триоксид хрома можно восстановлением хроматов или дихроматов, например, серой или углём:
K₂Cr₂O₇ + 2C = Cr₂O₃ + CO + K₂CO₃,
а также термическим разложением дихромата аммония или хроматов в присутствии солей аммония:
(NH₄)₂Cr₂O₇ = Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O
CrO имеет основные свойства. Его можно получить окислением кислородом амальгамы хрома. Оксид неустойчив и при нагревании самовоспламеняется на воздухе:
4CrO + O₂ = 2Cr₂O₃.
Гдроксиды шестивалентных хрома, молибдена и вольфрама являются кислотами и существуют в виде множества гидратных форм, так как имеют ярко выраженную склонность к полимеризации и образованию полиядерных соединений:
Н₂CrO₄, Н₂Cr₂O₇, Н₂Cr₃O₁₀, Н₂Cr₄O₁₃.
Н₂МоO₄, Н₂Мо₂O₇, Н₂Мо₃O₁₀, Н₂Мо₆O₁₉, Н₆Мо₇O₂₄ и др.
Н₂WO₄, Н₂W₂O₇, Н₂W₄O₁₃, Н₆W₆O₂₁, Н₈W₁₂O₄₀ и др.
Состояние кислот в растворах зависит от концентрации растворов. При высоких концентрациях вещества и при рН <6 просходит полимеризация мономерных форм.
При растворении в воде получаются жёлто-красные растворы хромовой Н₂CrO₄ и дихромовой кислот Н₂Cr₂O₇.
Молбденовые и вольфрамовые кислоты – белые малорастворимые в воде вещества. Их получают действием кислот на молибдаты и вольфраматы:
Na₂MoO₄ + 2HCl = H₂MoO₄↓ + 2NaCl
CaWO₄ + 2HCl = H₂WO₄ + CaCl₂
PbW₄O₁₃ + H₂S = H₂W₄O₁₃ + PbS
Существует точка зрения, что молибденовые и вольфрамовые кислоты как таковые не существуют, и представляют собой гидраты хМо₃·уН₂О.
Гидроксид хрома (+3) Cr(OH)₃ проявляет амфотерные свойства. Он мало растворим в воде, реагирует с кислотами и щелочами:
Cr(OH)₃ + 3H₃O⁺ = [Cr(H₂O)₆]³⁺;
Cr(OH)₃ + 3OH^- = [Cr(OH)₆]^3-.
Гидроксилы хрома (+2) проявляют основные свойства, легко окисляется кислородом воздуха до Cr(OH)₃.