Характеристика элементов VI-В группы. Хром

Сентябрь 9, 2022

Главная
Химия
Характеристика элементов VI-В группы. Хром

Содержание

2. Из общего числа известных в настоящее время элементов в периодической таблице Менделеева 32 являются d-элементами. d-элементы
3. Все d-элементы являются металлами, степени окисления которых в соединениях различны. Их наибольшая степень окисления отвечает номеру
4. Высшие оксиды d-элементов с V по VIII группы обладают кислотными свойствами, низшие – основными, промежуточные -
5. Способность к кислотообразованию и степень диссоциации кислородных кислот у d-элементов увеличивается также как у s- и
6. Для большинства d-элементов характерной особенностью является то, что их соединения окрашены. Эта особенность связана с тем,
7. Элементы VIВ группы
9. Надо отметить, что энергия ионизации увеличивается сверху вниз. Вольфрам вследствие лантаноидного сжатия имеет атомный и ионный
10. Электронное строение Cr: […] 4s1 3d 5 4p0 Mo: […] 5s1 4d 55p0 W: […] 6s
11. Сr, Mo, W – белые блестящие металлы. Они очень тверды и тугоплавки.
12. Металлы
13. Химически при комнатной температуре эти элементы мало реакционноспособны. В реакцию с O2, галогенами, S, N, P,
14. Надо отметить, что Сr растворяется в разбавленных растворах HCl, H2SO4, а Mo и W – в
15. Простые вещества Cr + 2H3O+ + 4H2O → [Cr(H2O)6]2+ + H2↑ Mo(W) + H3O+ ≠
16. Простые вещества Кислоты-окислители (пассивация на холоду): ЭVIВ + HNO3(конц), H2SO4(конц) ≠ Э (Mo,W) + 2HNO3 +
17. Кислородные соединения Cr Mo, W + II: CrO – черн., т. разл. 700°C (до Cr2O3 и
18. Э+VI: CrO3 MoO3 WO3 т. пл., °С: 197 795 1473 красный, летуч., яд. бесцв. желт. (ЭO3)3
19. Изополисоединения (ст.ок. +VI) 2CrO42− + 2H3O+ ⮀ Cr2O72− + 3H2O; 3Cr2O72− + 2H3O+ ⮀ 2Cr3O102− +
20. Изополисоединения
21. Пероксокомплексы Cr2O72− + 4H2O2 + 2H3O+ + L → → 2[CrVI(L)O(O22−)2] + 7H2O голубого цвета (экстракция
22. Распространение в природе и важнейшие минералы 21. Cr 0,019% масс. 39. Mo 1·10–3% 27. W 7·10–3%
23. Минералы гюбнерит MnWO4 повеллит CaMoO4 молибдошеелит Ca(W,Mo)O4 ферберит FeWO4 Хром входит в состав минералов: александрит, рубин,
24. Получение Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al2O3 (t°) Fe(CrO2)2 + 4C = Fe + 2Cr
25. Для получения чистого хрома сначала получают Cr2O3 (III), а затем восстанавливают его алюмотермическим способом: Cr2O3 +
26. Химия хрома. Cr(II) Соединения Cr(II) можно получить: Cr + 2HCl → CrCl2 + H2 Cr+2 неустойчивые
27. Для Cr (II) характерен Cr(OH)2, который образуется: CrCl2 + 2NaOH → Cr(OH)2 + 2NaCl желт. цв.
28. Cr 2+ образует аквакомплексные соединения [Cr(H2O)6]2+, в состав которых входит ион гексааквахрома (II), придающий раствору синюю
29. Соединения Cr (III). Одним из соединений хрома (III) является Cr2O3 – оксид хрома (III) - тугоплавкое
30. Следующее соединение, характерное для Cr(III) это Cr(OH)3 Получают: CrCl3 + 3NaOH Cr(OH)3 + 3NaCl Cr(OH)3 –
31. Cr(OH)3 растворяется в кислотах с образованием аквакатионных комплексов [Cr(H2O)6]3+ фиолетового цвета: Cr(OH)3 + 3HCl + 3H2O
32. Хромиты, полученные при сплавлении Cr2O3 (III) с оксидами щелочных металлов, щелочами представляют собой соли метахромистой кислоты:
33. Теперь посмотрим, а окрашены ли эти комлексы? гибридизация d2sp3 внутриорбитальный комплекс, возможен переход d – электронов,
34. Окраска комплексов связана с изомерией – гидратная изомерия хрома: [Cr(H2O)6]Cl3 – сине-фиолетовая [Cr(H2O)5Cl]H2OCl2 – светло-зеленая [Cr(H2O)4Cl2]Cl(H2O)2
35. Для Cr(III) характерно образование солей с сильными кислотами CrCl3; Cr2(SO4)3. Из солей Cr(III) самой распространенной солью
36. Со слабыми кислотами Cr(III) солей не образует. При попытке получить в водном растворе обменной реакцией Cr2(CO3)3
37. Соединения Cr3+ - восстановители: OH- Cr3+ H+, Н2О Cr2O72- CrO42-
38. 2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH зел 2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O желт 2 CrO2- + 4OH-
39. Соединения Cr (VI) Важнейшими соединениями Cr(VI) являются CrO3 – оксид хрома (VI) – хромовый ангидрид –
40. Соли хромовой кислоты – хроматы, двухромовой – дихроматы. Хроматы – желтого цвета, дихроматы – оранжевого. При
41. Переход выражается уравнением: 2CrO42- + 2H+ Cr2O72- + H2O Реакция обратима. Это значит, что при растворении
42. Если к раствору дихромата прибавить гидроксид, то OH- - ионы будут связывать находящиеся в растворе H+,
43. Хроматы щелочных металлов получаются путем окисления соединений Cr(III) в присутствии щелочи. Например, при действии брома на
44. Хроматы щелочных металлов хорошо растворимые в воде соединения. Растворимость хроматов щелочно-земельных металлов уменьшается. Хроматы и дихроматы
45. Разложение дихромата аммония (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O «Дихроматный вулкан» (видеофрагмент)
46. В кислых и щелочных растворах соединения хрома (III) и Cr(VI) существуют в разных формах: кислая среда
47. K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 оранжевый Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7H2O зеленый 1 Cr2O72-
48. K2Cr2O7 + 2HCl 2KCrO3Cl + H2O оран. крист. хлорхромата калия K2Cr2O7 + 6HCl 2KCl + 2CrO2Cl2
49. Для хрома известны пероксосоединения: CrO5 – пероксид хрома - неустойчивое соединение, хранят в эфире, яд. O
50. Надхромовые кислоты H2Cr2O12 и H3CrO8 O O O O O O OH OH Cr O O
51. CrO5 – неустойчивое соединение в воде, поэтому в реакционную смесь добавляют диэтиловый эфир или амиловый спирт.
52. БИОЛОГИЧЕСКАЯ РОЛЬ ХРОМА И МОЛИБДЕНА.
53. Хром входит в состав крови, головного мозга, молока, фермента пепсина. При его недостатке замедляется рост животных,
54. При недостаточном поступлении его с пищей, уменьшается чувствительность тканей к действию гормона поджелудочной железы-инсулину, ухудшаеся усвоение
55. Хром применяется в сплавах для изготовления медицинских инструментов – хирургических ножей, скальпелей, для изготовления зубных коронок,
56. Фототурбидиметрия (использование реакции взаимодействия фосфорно-вольфрамовой кислоты с аминосоединениями с образованием дисперсной системы).
57. Молибден жизненно необходимый элемент, входит в состав 7 ферментов (ксантиндегидрогеназа, ксантиноксидаза, альдогидроксидаза и др.) При дефиците
59. Скачать презентацию

Слайд 2

Из общего числа известных в настоящее время элементов в периодической таблице

Менделеева 32 являются d-элементами.
d-элементы появляются в 4-ом периоде периодической системы. Эти элементы имеют на внешней энергетическом уровне 2 или 1 – s ē и различаются числом электронов на соседнем с внешним уровне. По мере увеличения порядкового номера у d-элементов происходит достройка предпоследнего энергетического уровня
d-электронами.

Слайд 3

Все d-элементы являются металлами, степени окисления которых в соединениях различны. Их

наибольшая степень окисления отвечает номеру группы, в которой расположен элемент (кроме Cu, у которого высшая степень окисления +2, Аu, у которого высшая степень окисления +3)
Валентность d-элементов определяется как s-электронами внешнего уровня, так и d- электронами энергетического уровня предшествующего внешнему.

Слайд 4

Высшие оксиды d-элементов с V по VIII группы обладают кислотными свойствами,

низшие – основными, промежуточные - амфотерными. Так, MnO – основной, MnO2 – амфотерный, а MnO3 и Mn2O7 - кислотные оксиды.

Слайд 5

Способность к кислотообразованию и степень диссоциации кислородных кислот у d-элементов увеличивается

также как у s- и p-элементов – слева направо и снизу вверх в периодической системе.
У d-элементов имеются свободные d, s или p – орбитали. Число их может увеличиваться за счет спаривания одиночных электронов d-орбиталей. Катионы и атомы этих элементов могут являться акцепторами неподеленных электронных пар, чем и объясняется склонность d-элементов к комплексообразованию.

Слайд 6

Для большинства d-элементов характерной особенностью является то, что их соединения окрашены.

Эта особенность связана с тем, что возбуждение d-элементов при образовании соединений происходит благодаря поглощению квантов света видимой области спектра.

Слайд 7

Элементы VIВ группы

Слайд 8

Слайд 9

Надо отметить, что энергия ионизации увеличивается сверху вниз. Вольфрам вследствие лантаноидного

сжатия имеет атомный и ионный радиус близкий к молибдену. Поэтому Mo и W по своим свойствам ближе друг к другу, чем к Сr. Активность в подгруппе уменьшается от Сr к W в отличие от главных подгрупп. В соединениях Сr, Mo, W проявляют все степени окисления от 0 до +6.

Слайд 10

Электронное строение
Cr: […] 4s1 3d 5 4p0
Mo: […] 5s1

4d 55p0
W: […] 6s 2 4f 145d 46p0

Ст. окисления: 0, +II, +III, +IV, +VI (Cr); 0, +IV, +VI (Mo, W)

Валентность (КЧ): Cr 6; Mo 6, 8; W 6, 8, 9;

Cr, Mo:

Слайд 11

Сr, Mo, W – белые блестящие металлы. Они очень тверды и

тугоплавки.

Слайд 12

Металлы

Слайд 13

Химически при комнатной температуре эти элементы мало реакционноспособны. В реакцию с

O2, галогенами, S, N, P, Si вступают только при нагревании.
Конц. HNO3 быстро окисляет их поверхность и образовавшаяся пленка оксида защищает металл от дальнейшего её воздействия, т.е. происходит (пассивация) Me.

Слайд 14

Надо отметить, что Сr растворяется в разбавленных растворах HCl, H2SO4, а

Mo и W – в горячей HNO3 и «царской водке».

Слайд 15

Простые вещества
Cr + 2H3O+ + 4H2O → [Cr(H2O)6]2+ + H2↑
Mo(W) +

H3O+ ≠

Слайд 16

Простые вещества
Кислоты-окислители (пассивация на холоду):
ЭVIВ + HNO3(конц), H2SO4(конц)

≠
Э (Mo,W) + 2HNO3 + 8HF → Н2[ЭVIF8] + 2NO↑ + 4H2O
Э + 8HF – 6e– = [ЭF8]2– + 2H+
NO3 – + 4H+ + 3e– = NO + 2H2O
Э (Cr,Mo,W) + 3NaNO3 + 2NaOH →
→ Na2ЭVIO4 + 3NaNO2 + H2O
Cr + NaOH (р) ≠

Слайд 17

Кислородные соединения Cr Mo, W
+ II: CrO – черн., т. разл.

700°C (до Cr2O3 и Cr); Cr(OH)2 – желт. (основный)
+III: Cr2O3 – зел. уст.; Cr(OH)3 – серо-гол.; CrO(OH) – зел. (амфотерн.)
+IV: CrO2 черн., т .разл. 450°C (до Cr2O3 и O2)
+VI: CrO3 – красн., т. разл. 220 °C (до Cr2O3 и O2); H2CrO4 и H2Cr2O7 (желт. и оранж. р-р, до 75% масс.)

+ II: —
+III: —
+IV: MoO2 – кор.-фиол., т.разл. 1800 °C (до MoO3 и Mo); MoO(OH)2; WO2 – т.-кор.
+VI: MoO3 – бесцв., уст.; WO3 – желт., уст.;
MoO3. 2H2O – желт., тв.;
WO3 . 2H2O – желт., тв.

Слайд 18

Э+VI: CrO3 MoO3 WO3
т. пл., °С: 197 795 1473
красный, летуч., яд.

бесцв.

желт.

(ЭO3)3 (г)

H2CrO4 – сильн. к-та (Kк ≈ 10–1), окислитель (CrVI →CrIII)

Получение:
CrO3 + H2O → … Na2ЭO4 + HCl + H2O → …

Слайд 19

Изополисоединения (ст.ок. +VI)
2CrO42− + 2H3O+ ⮀ Cr2O72− + 3H2O;

3Cr2O72− + 2H3O+ ⮀ 2Cr3O102− + 3H2O
………….
Cr2O72− + 2OH– ⮀ 2CrO42− + H2O;

Слайд 20

Изополисоединения

Слайд 21

Пероксокомплексы
Cr2O72− + 4H2O2 + 2H3O+ + L →
→ 2[CrVI(L)O(O22−)2]

+ 7H2O
голубого цвета
(экстракция органическим р-лем)

КЧ 6; пентагональная пирамида
L – эфир, пиридин …

Слайд 22

Распространение в природе и важнейшие минералы
21. Cr 0,019% масс.
39. Mo 1·10–3%
27.

W 7·10–3%

Редкие эл-ты

хромит Fe(CrO2)2 хромистый железняк
крокоит PbCrO4
молибденит MoS2
вольфрамит (Mn, Fe)WO4
шеелит CaWO4

Слайд 23

Минералы
гюбнерит MnWO4
повеллит CaMoO4
молибдошеелит Ca(W,Mo)O4
ферберит

FeWO4

Хром входит в состав минералов: александрит, рубин, аквамарин, изумруд, уваровит Ca3Cr2III(SiO4)3 из семейства гранатов

Слайд 24

Получение
Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al2O3 (t°)
Fe(CrO2)2 + 4C

= Fe + 2Cr + 4CO
феррохром
WO3 + 3H2 = W + 3H2O (t°)
MoO3 + 3H2 = Mo + 3H2O (t°)

Слайд 25

Для получения чистого хрома сначала получают Cr2O3 (III), а затем восстанавливают

его алюмотермическим способом:
Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3

Слайд 26

Химия хрома. Cr(II)
Соединения Cr(II) можно получить:
Cr + 2HCl → CrCl2 +

H2
Cr+2 неустойчивые в водной среде соединения и быстро окисляются кислородом воздуха в Cr+3:
4CrCl2 + 4HCl + O2 → 4CrCl3 + 2H2O

Слайд 27

Для Cr (II) характерен Cr(OH)2, который образуется:
CrCl2 + 2NaOH → Cr(OH)2

+ 2NaCl
желт. цв.
Cr(OH)2 взаимодействует только с кислотами и кислотными оксидами:
Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2H2O
Cr(OH)2 + SO3 → CrSO4 + H2O

Слайд 28

Cr 2+ образует аквакомплексные соединения [Cr(H2O)6]2+, в состав которых входит ион

гексааквахрома (II), придающий раствору синюю окраску.

Слайд 29

Соединения Cr (III).
Одним из соединений хрома (III) является Cr2O3 – оксид

хрома (III) - тугоплавкое вещество зеленого цвета, применяется для приготовления клеевой и масляной красок служит для окраски стекла и фарфора.
Cr2O3 – амфотерный оксид. Получают:
t
(NH4)Cr2O7 Cr2O3 + N2 + 4H2O
t
2Cr(OH)3 Cr2O3 + 3H2O

Слайд 30

Следующее соединение, характерное для Cr(III) это Cr(OH)3
Получают:
CrCl3 + 3NaOH Cr(OH)3 +

3NaCl
Cr(OH)3 – амфотерное основание, выпадает в виде осадка синевато-серого цвета.

Слайд 31

Cr(OH)3 растворяется в кислотах с образованием аквакатионных комплексов [Cr(H2O)6]3+ фиолетового цвета:
Cr(OH)3

+ 3HCl + 3H2O [Cr (H2O)6] Cl3
и в щелочах с образованием гидроксохроматов зеленого цвета:
Cr(OH)3 + 3NaOH Na3[Cr(OH)6]
Из этих реакций видно, что хром в комплексных соединениях имеет к.ч. = 6

Слайд 32

Хромиты, полученные при сплавлении Cr2O3 (III) с оксидами щелочных металлов, щелочами

представляют собой соли метахромистой кислоты:
HCrO2 NaCrO2
Cr(OH)3 H3CrO3 HCrO2
орто мета форма
[Cr(H2O)6]3+
Cr3+ - 4s03d3

Слайд 33

Теперь посмотрим, а окрашены ли эти комлексы?
гибридизация d2sp3 внутриорбитальный комплекс, возможен

переход d – электронов, комплекс окрашен.

dε

dγ

Слайд 34

Окраска комплексов связана с изомерией – гидратная изомерия хрома:
[Cr(H2O)6]Cl3 –

сине-фиолетовая
[Cr(H2O)5Cl]H2OCl2 – светло-зеленая
[Cr(H2O)4Cl2]Cl(H2O)2 – темно-зеленая
Дигидрат хлорид дихлоротетрааква хрома (III)

Слайд 35

Для Cr(III) характерно образование солей с сильными кислотами CrCl3; Cr2(SO4)3.
Из солей

Cr(III) самой распространенной солью является хромокалиевые квасцы – КCr2(SO4)2·12H2O – синефиолетовые кристаллы, используемые в кожевенной и текстильной промышленности.
Соли Cr(III) подвергаются гидролизу по катиону [Cr(H2O)6]3+:
CrCl3 Cr3+ + 3Cl-
[Cr(H2O)6]3+ + H2O ↔ [Cr(H2O)5OH]2+ + H3O+

Слайд 36

Со слабыми кислотами Cr(III) солей не образует. При попытке получить в

водном растворе обменной реакцией Cr2(CO3)3 вследствие гидролиза выделяется Cr(OH)3 в осадок:
2CrCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O
2Cr(OH)3 + 6NaCl + 3CO2

Слайд 37

Соединения Cr3+ - восстановители:
OH-
Cr3+
H+, Н2О
Cr2O72-
CrO42-

Слайд 38

2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH
зел 2Na2CrO4 + 6NaBr

+ 4H2O
желт
2 CrO2- + 4OH- - 3e CrO42- + 2H2O
3 Br2 + 2e 2Br-
Cr2(SO4)3 + 3(NH4)2S2O8 + 7H2O
H2Cr2O7 + 3(NH4)2SO4 + 6H2SO4
1 2Cr3+ + 7H2O – 6e Cr2O72- + 14H+
3 S2O82- + 2e 2SO42-

Слайд 39

Соединения Cr (VI)
Важнейшими соединениями Cr(VI) являются CrO3 – оксид хрома (VI)

– хромовый ангидрид – кристаллическое вещество темно-красного цвета и соли отвечающих ему кислот:
H2CrO4 – хромовая кислота
H2Cr2O7 – двухромовая кислота
Обе кислоты существуют только в водном растворе, но соли их достаточно стойки.

Слайд 40

Соли хромовой кислоты – хроматы, двухромовой – дихроматы. Хроматы – желтого

цвета, дихроматы – оранжевого. При подкислении раствора соли K2CrO4 чисто желтая окраска раствора сменяется на оранжевую, вследствие перехода ионов CrO42- в ионы Cr2O72-. Из полученного раствора можно выделить соль K2Cr2O7 в виде оранжево-красных кристаллов.

Слайд 41

Переход выражается уравнением:
2CrO42- + 2H+ Cr2O72- + H2O
Реакция обратима. Это значит,

что при растворении дихроматов образуется хотя и незначительное кол-во H+ и CrO42-.

Слайд 42

Если к раствору дихромата прибавить гидроксид, то OH- - ионы будут

связывать находящиеся в растворе H+, равновесие смещается и в результате дихромат превращается в хромат
Cr2O72- + 2OH- 2CrO42- + H2O
Следовательно, хроматы устойчивы в щелочной среде, дихроматы – в кислой.

Слайд 43

Хроматы щелочных металлов получаются путем окисления соединений Cr(III) в присутствии щелочи.

Например, при действии брома на раствор хромита натрия (реакция выше) или сплавлением соединений Cr(III) с окислительными щелочными смесями:
t
Cr2(SO4)3 + 3KNO3 + 5K2CO3
зел 2K2CrO4 + 3K2SO4 + 3KNO2 + 5CO2
желт

Слайд 44

Хроматы щелочных металлов хорошо растворимые в воде соединения. Растворимость хроматов щелочно-земельных

металлов уменьшается.
Хроматы и дихроматы – сильные окислители
K2Cr2O7(30г) + H2SO4 (1л) – хромпик

Слайд 45

Разложение дихромата аммония
(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O
«Дихроматный вулкан» (видеофрагмент)

Слайд 46

В кислых и щелочных растворах соединения хрома (III) и Cr(VI) существуют

в разных формах:
кислая среда – Cr3+ или Cr2O72-
щелочная среда – CrO2-, [Cr(OH)6]3- или CrO42-
Поэтому взаимопревращение соединений Cr(III) и Cr(VI) протекает по-разному в зависимости от реакции раствора.

Слайд 47

K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4
оранжевый Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4

+ 7H2O
зеленый
1 Cr2O72- + 14H+ + 6e → 2Cr 3++ + 7H2O
3 H2S + 2e → S0 + 2H+
Cr2O72- + 14H+ + 3H2S
2Cr3+ + 7H2O + 3S0 + 6H+
Часто взаимодействие ионов Cl- и Cr2O72- принимают за окислительно-восстановительную реакцию.

Слайд 48

K2Cr2O7 + 2HCl 2KCrO3Cl + H2O
оран. крист.
хлорхромата калия
K2Cr2O7 +

6HCl 2KCl + 2CrO2Cl2 + 3H2O
хлористый хромил
неполный хлорангидрид

Слайд 49

Для хрома известны пероксосоединения: CrO5 – пероксид хрома - неустойчивое соединение,

хранят в эфире, яд.
O
O O
Cr
O O

Слайд 50

Надхромовые кислоты H2Cr2O12 и H3CrO8
O O O O O O

OH
OH Cr O O Cr OH Cr O OH
O O O O O O OH
Cr2O72- + 4H2O2 + 2H+ 2CrO(O2)2 + 5H2O

Слайд 51

CrO5 – неустойчивое соединение в воде, поэтому в реакционную смесь добавляют

диэтиловый эфир или амиловый спирт. CrO5 переходит в слой растворителя, что сильно повышает его устойчивость. Образование надхромовой кислоты является качественной реакцией на фармакопейный лекарственный препарат раствора перекиси водорода.

Слайд 52

БИОЛОГИЧЕСКАЯ РОЛЬ ХРОМА И МОЛИБДЕНА.

Слайд 53

Хром входит в состав крови, головного мозга, молока, фермента пепсина. При

его недостатке замедляется рост животных, начинается заболевание глаз, нарушается углеводный обмен.

Слайд 54

При недостаточном поступлении его с пищей, уменьшается чувствительность тканей к действию

гормона поджелудочной железы-инсулину, ухудшаеся усвоение глюкозы, увеличивается концентрация липидов и атеросклеротических бляшек в аорте, уменьшается оплодотворяющая способность.

Слайд 55

Хром применяется в сплавах для изготовления медицинских инструментов – хирургических ножей,

скальпелей, для изготовления зубных коронок, игл, стерилизаторов. Дихроматы используются для получения некоторых лекарственных препаратов, например, бензойной кислоты, камфары. Дихроматометрия применяется для количественного определения лекарственных веществ, обладающих cвойствами восстановителей.

Слайд 56

Фототурбидиметрия (использование реакции взаимодействия фосфорно-вольфрамовой кислоты с аминосоединениями с образованием дисперсной

системы).

Слайд 57

Молибден жизненно необходимый элемент, входит в состав 7 ферментов (ксантиндегидрогеназа, ксантиноксидаза,

альдогидроксидаза и др.)
При дефиците молибдена возникает ксантинурия, при этом уменьшается содержание мочевой кислоты в сыворотке крови и моче. При избытке молибденоз, характеризующийся анемией, гипотонией, лейкопенией.

Характеристика элементов VI-В группы. Хром

Содержание

Из общего числа известных в настоящее время элементов в периодической таблице

Все d-элементы являются металлами, степени окисления которых в соединениях различны. Их

Высшие оксиды d-элементов с V по VIII группы обладают кислотными свойствами,

Способность к кислотообразованию и степень диссоциации кислородных кислот у d-элементов увеличивается

Для большинства d-элементов характерной особенностью является то, что их соединения окрашены.

Элементы VIВ группы

Надо отметить, что энергия ионизации увеличивается сверху вниз. Вольфрам вследствие лантаноидного

Электронное строение Cr: […] 4s1 3d 5 4p0 Mo: […] 5s1

Сr, Mo, W – белые блестящие металлы. Они очень тверды и

Металлы

Химически при комнатной температуре эти элементы мало реакционноспособны. В реакцию с

Надо отметить, что Сr растворяется в разбавленных растворах HCl, H2SO4, а

Простые веществаCr + 2H3O+ + 4H2O → [Cr(H2O)6]2+ + H2↑Mo(W) +

Простые вещества Кислоты-окислители (пассивация на холоду): ЭVIВ + HNO3(конц), H2SO4(конц)

Кислородные соединения Cr Mo, W + II: CrO – черн., т. разл.

Э+VI: CrO3 MoO3 WO3т. пл., °С: 197 795 1473красный, летуч., яд.

Изополисоединения (ст.ок. +VI) 2CrO42− + 2H3O+ ⮀ Cr2O72− + 3H2O;

Изополисоединения

Пероксокомплексы Cr2O72− + 4H2O2 + 2H3O+ + L → → 2[CrVI(L)O(O22−)2]

Распространение в природе и важнейшие минералы21. Cr 0,019% масс.39. Mo 1·10–3%27.

Минералы гюбнерит MnWO4 повеллит CaMoO4 молибдошеелит Ca(W,Mo)O4 ферберит

Получение Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al2O3 (t°)Fe(CrO2)2 + 4C