chimie_anorganica-2 (2)
Post on 10-Jul-2016
23 Views
Preview:
TRANSCRIPT
Daniela Popovici
CHIMIE ANORGANICĂ 2
Editura Universităţii Petrol-Gaze din Ploieşti
2013
MINISTERUL EDUCATIEI NAŢIONALE
Departamentul de Invăţământ la Distanţă şi cu Frecvenţă Redusă
Daniela Popovici
CHIMIE ANORGANICĂ 2
2013
Introducere
Cursul de Chimie Anorganică 2 se adresează studenţilor de la specializarea
Ingineria şi Protecţia Mediului – forma cu frecvenţă redusă – din cadrul Facultăţii
Tehnologia Petrolului şi Petrochimie. Acest curs aparţine disciplinelor cu caracter
fundamental, al căror rol este acela de a furniza informaţiile de bază necesare
asimilării disciplinelor de specialitate ce vor fi studiate în anii următori.
Principalele obiective ale cursului sunt dobândirea cunoştinţelor necesare
pentru interpretarea proceselor chimice care au loc în diverse procese industriale
din punct de vedere al chimismului acestora.
Cursul este structurat pe patru unităţi de învăţare (UI), care conţin
informaţii referitoare la metalele din sistemul periodic pe grupe şi a unor compuşi
ai acestora, cu indicarea metodelor de obţinere, a structurii şi a proprietăţilor
fizice şi chimice. De asemenea, sunt prezentate noţiuni referitoare la legătura
metalică şi la o clasă aparte pe care o formează metalele, clasa combinaţiilor
complexe.
Pentru o parcurgere cât mai facilă a acestei discipline dar şi în scopul
însuşirii noţiunilor de bază, studenţilor li se pune la dispoziţie acest curs tipărit şi
o culegere de aplicaţii numerice referitoare la subiectele tratate în curs, culegere
ce poate fi consultată la biblioteca universităţii.
Pe parcursul semestrului 2, pentru asigurarea însuşirii ritmice a noţiunilor
cuprinse în curs, se vor desfăşura două teste de evaluare pe parcurs, primul dintre
ele în săptămânile 5 – 7 şi al doilea în săptămânile 11 – 13.
Criteriile care se iau în considerare la evaluarea cunoştinţelor la această
disciplină sunt conţinute în Fişa disciplinei şi iau în considerare activitatea la
laborator a studentului, testele de evaluare pe parcurs, referatele întocmite ca
urmare a lucrărilor de laborator şi examinarea finală din cadrul examenului
programat în sesiune.
Ponderile acestor criterii în evaluarea finală sunt:
- media notelor acordate pentru activitatea la laborator – 10%
- notele obţinute la testele de evaluare pe parcurs – 10%
- notele acordate pentru referate – 5%
- nota acordată la examinarea finală – 75%.
Cuprins
Unitatea de învăţare 1. Legătura metalică Obiectivele unităţii de învăţare 4
1.1. Legătura metalică 4
1.1.1. Teoria gazului de electroni 4
1.1.2. Teoria orbitalilor moleculari 5
1.1.3. Teoria legăturii de valenţă 8
Testul de autoevaluare 1 10
Bibliografie 10
Unitatea de învăţare 2. Metale din grupele principale Obiectivele unităţii de învăţare 11
2.1. Stibiul şi bismutul 11
2.2. Staniul 13
2.2.1. Compuşii staniului în stare de oxidare +2 14
2.2.2. Compuşii staniului în stare de oxidare +4 15
2.3. Plumbul 16
2.3.1. Compuşii plumbului în stare de oxidare +4 18
2.3.2. Compuşii plumbului în stare de oxidare +2 18
2.4. Aluminiul 20
2.4.1. Compuşii aluminiului cu halogenii 22
2.4.2. Compuşii aluminiului cu oxigenul 23
2.5. Galiu, indiu, taliu 24
2.5.1. Compuşii galiului, indiului şi taliului 25
2.6. Grupa II A 26
2.6.1. Compuşii cu hidrogenul ai elementelor grupei II A 28
2.6.2. Compuşii cu oxigenul ai elementelor grupei II A 29
2.6.3. Compuşi metal – halogen şi metal – carbon ai elementelor grupei
II A
30
2.7. Grupa I A 30
2.7.1. Compuşii cu oxigenul ai elementelor grupei I A 33
2.7.2. Hidroxizi ai elementelor grupei I A 33
2.7.3. Carbonatul de sodiu 34
Testul de autoevaluare 2 36
Lucrarea de verificare 1 36
Bibliografie 36
Unitatea de învăţare 3. Combinaţii complexe Obiectivele unităţii de învăţare 37
3.1. Combinaţii complexe 37
3.2. Clase de combinaţii complexe 39
Testul de autoevaluare 3 42
Bibliografie 42
Unitatea de învăţare 4. Metale tranziţionale Obiectivele unităţii de învăţare 43
4.1. Noţiuni generale 43
4.2. Grupa III B 44
4.3. Grupa IV B 45
4.4. Grupa V B 46
4.5. Grupa VI B 48
4.6. Grupa VII B 49
4.7. Grupa VIII B 50
4.7.1. Compuşi ai elementelor din subgrupa fierului 51
4.7.2. Metale platinice 53
4.8. Grupa I B 54
4.9. Grupa II B 55
Testul de autoevaluare 4 56
Lucrarea de verificare 2 57
Bibliografie 57
Răspunsurile testelor de autoevaluare 58
Bibliografie generală 74
Unitatea de învăţare 1
LEGĂTURA METALICĂ
4
OBIECTIVE:
Cunoaşterea teoriilor referitoare la legătura metalică
Explicarea legăturii metalice din diferite metale
Înţelegerea diferenţei dintre conductori, semiconductori
şi izolatori
1.1. Legătura metalică
Manifestarea unor proprietăţi specifice sugerează existenţa în
metale a unei legături chimice diferită de cele întâlnite la nemetale,
numită legătură metalică.
Privitor la natura acestei legături s-au emis diferite teorii.
Dintre acestea vor fi enunţate trei.
1.1.1. Teoria gazului de electroni
Această teorie a fost elaborată de P. Drude şi H.A. Lorentz în
anul 1900. Conform acestei teorii, se consideră că electronii de
valenţă ai atomilor de metal formează un gaz mobil, numit gaz de
electroni, care difuzează prin reţeaua cristalină a metalului, în ale
cărei noduri se găsesc „resturi” de atomi, respectiv, ioni pozitivi.
Interacţiunea dintre ionii pozitivi şi gazul electronic ar constitui
legătura metalică. Această legătură nu este dirijată, forţele de
legătură manifestându-se în toate direcţiile.
Teoria gazului de electroni explică unele proprietăţi ale
metalelor:
- prezenţa ionilor pozitivi în cristalul de metal determină
densitatea, duritatea, maleabilitatea, tenacitatea,
reactivitatea metalelor;
- prezenţa electronilor mobili determină opacitatea, luciul,
conductibilitatea electrică şi termică.
Există însă şi unele aspecte referitoare la comportarea
metalelor care nu pot fi explicate prin această teorie. Astfel,
conform regulii Dulong şi Petit, căldura atomică este egală cu 3R.
Această valoare a fost verificată experimental atât la conductoare
(metale) cât şi la izolatoare. Dacă electronii mobili din metale s-ar
comporta ca un gaz monoatomic, atunci conform teoriei cinetice a
gazelor, ei ar trebui să aibă o căldură atomică de 2
3R. Ca urmare,
Unitatea de învăţare 1
LEGĂTURA METALICĂ
5
căldura atomică a metalului ar trebui să fie 2
9R şi nu 3R. De aici
rezultă că electronii nu contribuie la căldura atomică a metalelor.
1.1.2. Teoria orbitalilor moleculari
Teoria elaborată de A. Sommerfeld, E. Fermi şi alţii în 1927
consideră că există o diferenţă între distribuţia electronilor într-un
atom izolat al unui metal şi cea a electronilor în cristalul de metal
(metalul compact). Astfel, atomii izolaţi de metal, între care nu se
produc interacţiuni, au nivele energetice nete, ocuparea cu electroni
a orbitalilor făcându-se în ordinea crescândă a energiilor lor şi
conform principiului de excluziune al lui Pauli şi regulii lui Hund.
Metalul compact conţine atomii apropiaţi între ei, astfel încât
poate fi considerat drept o moleculă uriaşă formată din atomi
identici. Astfel, există posibilitatea formării unor orbitali moleculari
din orbitali atomici de acelaşi tip, echivalenţi. La fel ca în cazul
teoriei orbitalilor moleculari aplicată în cazul legăturii covalente,
prin combinarea a N orbitali atomici echivalenţi vor rezulta 2
N
orbitali moleculari de legătură, de energie mai joasă decât cei din
care s-au format şi 2
Norbitali moleculari de antilegătură, de energie
mai înaltă. La un număr foarte mare de atomi – cazul metalului
compact – rezultă orbitali moleculari delocalizaţi care sunt extinşi
peste întregul cristal. Odată cu creşterea numărului de atomi care se
combină astfel, diferenţa de energie dintre orbitalii moleculari de
legătură şi cei de antilegătură se micşorează.
Totalitatea nivelelor de energie care se găsesc într-o
succesiune foarte strânsă formează o zonă sau bandă de energie.
Unitatea de învăţare 1
LEGĂTURA METALICĂ
6
Bandă de orbitali moleculari delocalizaţi într-un metal
Între benzile permise, ale căror energii corespund stărilor
posibile ale electronilor în metal, se găsesc domenii de energie în
care nu se pot găsi electroni, numite benzi interzise.
În principiu, fiecare bandă de energii permise corespunde
unui nivel cuantic din atomul izolat, iar benzile de energie interzise
corespund salturilor de energie de la o stare cuantică la următoarea.
În figura următoare sunt date spre exemplificare nivelele de
energie într-un atom de sodiu izolat şi în sodiu metalic.
Nivele de energie: a - într-un atom izolat de sodiu şi b - în cristal de
sodiu
Atomul izolat de sodiu conţine cei 11 electroni ai săi
distribuiţi în şase orbitali atomici. În cristalul de sodiu, orbitalii
Unitatea de învăţare 1
LEGĂTURA METALICĂ
7
atomici 1s, 2s şi 2p, mai puţin extinşi în spaţiu, fiind complet
ocupaţi cu electroni, orbitalii moleculari rezultaţi sunt, de asemenea,
complet ocupaţi şi nu contribuie practic la formarea legăturilor.
Pentru orbitalii 3s, întrepătrunderea este foarte mare iar electronii de
valenţă ai tuturor atomilor de sodiu din cristal ocupă unul din
nivelele de energie permisă din banda de energie 3s,
corespunzătoare. Fiecare atom de sodiu având numai câte un
electron de valenţă, rezultă că banda de energie 3s este ocupată
numai pe jumătate şi se întrepătrunde cu banda 3p, complet liberă şi
de energie apropiată.
Întrepătrunderea benzii 3s, ocupată pe jumătate, cu banda 3p,
neocupată, la sodiu
La aplicarea unui câmp electric exterior, în benzile din
interiorul atomilor din metal (pentru sodiu, 1s, 2s şi 2p) nu se poate
produce o deplasare de electroni, aceste benzi fiind complet ocupate
cu electroni, deci neexistând nivele libere. Banda de energie
corespunzătoare electronilor de valenţă se numeşte bandă de valenţă
sau de legătură şi este formată din orbitali moleculari de legătură.
Banda formată din orbitali moleculari de antilegătură se numeşte
bandă de conducţie. În principiu, la aplicarea unui câmp electric
exterior electronii din banda de valenţă sunt excitaţi şi are loc o
trecere a acestora din această bandă în banda de conducţie. Acelaşi
efect îl are şi ridicarea temperaturii.
Această teorie permite explicarea conductibilităţii electrice
diferenţiate la substanţele conductoare, semiconductoare şi
izolatoare. Astfel, în timp ce la conductori banda de valenţă şi banda
de conducţie sunt alăturate, în semiconductori şi izolatori banda de
valenţă – ocupată complet – este despărţită de banda de conducţie –
vacantă – printr-o zonă interzisă a cărei lăţime reprezintă diferenţa
de energie, EG, între marginea superioară a benzii de valenţă şi
marginea inferioară a benzii de conducţie.
Unitatea de învăţare 1
LEGĂTURA METALICĂ
8
Diagrama benzilor de energie: a – metal cu bandă de valenţă parţial
ocupată; b – metal cu bandă de valenţă ocupată; c – izolator cu zonă
interzisă mare; d – semiconductor
În lumina acestei teorii, la conductori trecerea electronilor din
banda de valenţă în banda de conducţie se produce direct, fără
consum de energie, în timp ce la semiconductori şi izolatori, o astfel
de trecere necesită energie, cu atât mai mare cu cât lăţimea zonei
interzise este mai mare.
Se consideră a fi izolatori substanţele la care – în condiţii
normale – zona interzisă este mai mare de 5eV. Semiconductorii
sunt substanţele pentru care lăţimea benzii interzise este mai mică
de 5eV. Elemente aparţinând aceleiaşi grupe a sistemului periodic
pot aparţine tuturor celor trei categorii – conductori, semiconductori
şi izolatori. Un exemplu în acest sens îl constituie elementele grupei
IV A:
Element C (diamant) Si Ge Sn (cenuşiu) Pb
EG (eV) 6,00 1,10 0,70 0,08 0
izolator semiconductori conductor
1.1.3. Teoria legăturii de valenţă
Teoria a fost elaborată de L. Pauling, după anul 1938, şi
pleacă de la premisa că în reţeaua cristalină a metalelor, fiecare
atom este înconjurat în imediata vecinătate de un număr de atomi
mai mare decât numărul electronilor de valenţă. Ca urmare, se poate
considera că legătura metalică ar fi o covalenţă nelocalizată într-o
anumită direcţie, existând structuri de rezonanţă între mai multe
poziţii.
Pentru a exemplifica această teorie, vom lua cazul cristalului
de potasiu. Fiecare atom de potasiu având un singur electron de
valenţă, el poate forma o singură covalenţă simplă cu un alt atom de
potasiu vecin. După cum fiecare atom de potasiu este înconjurat de
Unitatea de învăţare 1
LEGĂTURA METALICĂ
9
un număr relativ mare (opt) de alţi atomi imediat vecini, rezultă o
structură de rezonanţă între diferite poziţii. Astfel, pentru patru
atomi de potasiu pot exista structurile I şi II numite rezonanţe
sincronizate:
Există în plus şi o rezonanţă nesincronizată între structuri
rezultate prin trecerea unui electron de la un atom la altul:
Rezonanţa între cele şase structuri duce la o mai mare
stabilitate decât rezonanţa numai între structurile I şi II. În
structurile III – VI, unul din cei patru atomi de potasiu a primit un
electron în plus, având doi orbitali de legătură, putând astfel forma
două legături de valenţă. Acest orbital în plus a fost denumit de
Pauling orbital metalic. La orice metal, atomii neutri trebuie să
posede orbitali metalici neocupaţi cu electroni. Astfel, potasiul are
în stratul electroni exterior al atomului nouă orbitali: un orbital 4s,
trei orbitali 4p şi cinci orbitali 4d. Dintre aceştia, un singur orbital
are funcţia de orbital de legătură, oricare din ceilalţi opt orbitali
fiind capabili să aibă rol de orbital metalic.
Conductibilitatea este mai ridicată la temperaturi joase; la
creşterea temperaturii, agitaţia termică perturbă aranjamentul
atomilor în reţeaua metalică şi conductibilitatea scade.
K
K
K
K
K K
K K
I II
K
K
K
K
K K
K K
K
K K
K K K
K K-
+ +
- +
-
+
-
III IV V VI
Unitatea de învăţare 1
LEGĂTURA METALICĂ
10
TESTUL DE AUTOEVALUARE 1:
1. Care sunt proprietăţile metalelor explicate de teoria
gazului de electroni?
2. Ce este o bandă de energie dintr-un metal? De câte tipuri
sunt acestea?
3. Cum se explică diferenţele dintre conductori,
semiconductori şi izolatori pe baza teoriei orbitalilor
moleculari?
4. Explicaţi formarea cristalului metalic de potasiu pe baza
teoriei legăturii de valenţă.
BIBLIOGRAFIE 1. Beral, E., Zapan, M., Chimie anorganică, Editura Tehnică,
Bucureşti, 1977
2. Neniţescu, C.D., Chimie generală, Editura Didactică şi
Pedagogică, Bucureşti, 1980
3. Blackman , A., Bottle, S.E., Schmid, S., Mocerino, M., Wille,
U., Chemistry, John Wiley & Sons Australia, Ltd. 2008
4. Olmsted, J. III, Williams, G.M., Chemistry – fourth edition,
John Wiley & Sons, Inc., 2006
5. Miessler, G.L., Tarr, D.A., Inorganic Chemistry – third
edition, Pearson Prentice Hall Education, Inc., 2004
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
11
OBIECTIVE:
Recunoaşterea metalelor din grupele principale
Însuşirea metodelor generale de obţinere ale acestor
elemente
Cunoaşterea principalelor proprietăţi chimice ale
elementelor studiate
Caracterizarea celor mai importanţi compuşi ai
metalelor din grupele principale
2.1. Stibiul (Sb) şi bismutul (Bi) - caracterul metalic creşte în grupă de sus în jos, deci Bi va
avea un caracter metalic mai puternic decât Sb
- fiind o grupă principală, Bi va fi mai stabil în starea de
oxidare mai mică, în acest caz, +3
- ca urmare, Sb va forma compuşi stabili atât în +3 cât şi în
+5, în timp ce Bi va forma compuşi stabili numai în +3, singura
excepţie fiind NaBiO3, în care există Bi+5
- în timp ce N, P şi As formează oxizi care au caracter
acid, Sb formează oxizi cu caracter amfoter iar Bi formează oxizi
cu caracter bazic: Sb2O3, Sb2O5, Bi2O3
Răspândire în natură - în general sub formă de sulfuri: Sb2S3 (stibină), Ag3SbS3
(pirargilit), Bi2S3 (bismutină)
Metode de obţinere 1) oxidarea sulfurilor urmată de reducerea oxidului format:
M2S3 + 2
9O2 → M2O3 + 3SO2
M2O3 + 3C → 2M + 3CO
(H)
2) reducere cu metale:
M2S3 + 3Fe → 2M + 3FeS
3) pentru separarea Sb şi a Bi din amestecuri cu FeS, se
procedează astfel:
2M + 3FeS + Na2SO4 + C → spumă care antrenează
FeS, separându-se astfel metalul M care apoi se purifică pe cale
electrolitică
Proprietăţi fizice - pentru Sb există mai multe stări alotropice: Sb galben, Sb
negru, Sb cenuşiu (este forma stabilă, metalică), Sb exploziv
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
12
(explodează sub acţiunea unui şoc, a căldurii sau a unei scântei
electrice şi rezultă la electroliza unei soluţii de clorură de stibiu)
Proprietăţi chimice 1) – reacţionează cu halogenii:
Sb + X2 Cot SbX3
SbX5
Bi + 2
3X2 → BiX3
- halogenurile hidrolizează foarte uşor:
SbX3 + H2O → SbOX + 2HX
BiX3 + H2O → BiOX + 2HX
2) – reacţionează cu oxigenul:
2Sb + 2
3 O2
Co800 Sb2O3
Sb2O3 + O2 → Sb2O5 Co900t Sb2O4
Co1000 Sb2O3
Sb2O4 este un oxid mixt: Sb2O3 ∙ Sb2O5
- cei doi oxizi ai stibiului au caracter amfoter:
Sb2O3 + 6HCl → 2SbCl3 + 3H2O
Sb2O3 + 4KOH Cot 2KSbO2 + K2O + 2H2O
Sb2O5 + 10HCl → 2SbCl5 + 5H2O
Sb2O5 + 2KOH + 5H2O → 2K[Sb(OH)6]
2Bi + 2
3 O2 → Bi2O3
- Bi2O3 se mai poate obţine şi astfel:
Bi2S3 + 2
9O2 → Bi2O3 + 3SO2
Bi2(CO3)3 Cot Bi2O3 + 3CO2
Bi(NO3)3 Cot Bi2O3 + 3NO2
- Bi2O3 are caracter bazic:
Bi2O3 + 3H2SO4 → Bi2(SO4)3 + 3H2O
3) – reacţionează cu sulful dar şi cu Se sau Te:
2Sb + 3S → Sb2S3
- sulfurile de Sb se pot obţine şi prin tratarea unor săruri de
Sb cu H2S:
2Sb3+ + 3H2S → Sb2S3 + 6H+
(Sb5+) Sb2S5
2Bi + 3S → Bi2S3
- sulfura de Bi se mai poate obţine şi astfel:
Bi2(SO4)3 + 3H2S → Bi2S3 + 3H2SO4
4) – reacţionează cu acizi:
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
13
Sb + 6HNO3 (conc) → Sb(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Bi + 6HNO3 (conc) → Bi(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
- aceste săruri hidrolizează foarte uşor:
Sb(NO3)3 + H2O → SbONO3 + 2HNO3
Bi(NO3)3 + H2O → BiONO3 + 2HNO3
Bi(NO3)3 + 3KOH → Bi(OH)3 + 3KNO3
- hidroxidul de Bi format se verifică după reacţia:
Bi(OH)3 + NaClO + NaOH → NaBiO3 + NaCl + 2H2O
- NaBiO3 este un compus instabil, fiind şi un oxidant
puternic:
10NaBiO3 + 4MnSO4 + 21H2SO4 → 4HMnO4 + 5Bi2(SO4)3 +
10NaHSO4 + 14H2O
2M + 6H2SO4 (conc) → M2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Compuşi ai stibiului şi bismutului
- MH3
- M2O5 (Sb2O5)
- MX5 (SbX5)
- săruri – în general pentru metalele în starea de oxidare +3
2.2. Staniul - Sn
Răspândire în natură - se găseşte sub formă de combinaţii, mai ales sub formă
de casiterită (SnO2) în rocile de granit, alături de cuarţ, minereuri
de Fe, Cu, Pb
Metode de obţinere - din minereul de casiterită, după purificare, SnO2 se
reduce cu cărbune:
SnO2 + 2C Cot Sn + 2CO
- Sn brut astfel rezultat, se purifică prin procedee
pirometalurgice sau electrolitice
- în urma acestui tratament mai rezultă şi o zgură care mai
conţine până la 25% Sn sub formă de SnSiO3, din care se
recuperează Sn prin următoarele metode:
- prin tratarea zgurei cu var şi cocs la temperaturi
ridicate:
SnSiO3 + CaO + C Cot Sn + CaSiO3 + CO
- prin adăugare de deşeuri de Fe:
SnSiO3 + Fe → Sn + FeSiO3
- din deşeuri, Sn se recuperează prin tratare cu Cl2 şi apoi
reducere cu hidrogen
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
14
deşeu de Sn + Cl2 → SnCl4 2H2 Sn + 4HCl
Proprietăţi chimice 1) Sn + 2X2 → SnX4
2) Sn + O2 Co250t SnO2 – se formează la suprafaţa
metalului o peliculă protectoare de oxid
Sn + O2 Co200t SnO
- SnO se mai poate obţine şi din Sn(OH)2:
Sn(OH)2 Cot SnO + H2O
3) Sn + S → SnS2
4) Sn + 2H2 → SnH4
Sn2H6
5)- reacţionează cu acizi:
Sn + 2HX → SnX2 + H2
3Sn + 8HNO3(dil) → 3Sn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Sn + 4HNO3(conc) → H2SnO3 + 4NO2 + H2O
acid -stanic
H2SnO3 + H2O → H4SnO4 – acid - stanic
- practic rezultă nişte geluri formate din SnO2∙H2O
Sn + 2H2SO4(dil) → SnSO4 + SO2 + 2H2O
6) – reacţionează cu baze în soluţie formând stanaţi:
Sn + 2NaOH + 4H2O → Na2[Sn(OH)6] + 2H2
2.2.1.Compuşii staniului în stare de oxidare +2
I.Compuşi Sn – Cl
Metode de obţinere Sn + 2HCl(conc) → SnCl2 + H2
- SnCl2 hidrolizează uşor:
SnCl2 + H2O → SnCl(OH) + HCl
Proprietăţi chimice 1) - este un agent reducător foarte puternic:
2FeCl3 + SnCl2 → SnCl4 + 2FeCl2
3SnCl2 + 2HAuCl4 + 6H2O → 2Au + 3SnO2 + 14HCl
3SnCl2 + K2Cr2O7 + 14HCl → 3SnCl4 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H2O
2) – cu halogenurile metalelor alcaline formează
halogenuri complexe cu cifră de coordinare 4 sau 6
SnCl2 + 2MCl → M2[SnCl4] MCl2 M4[SnCl6]
II. Compuşi Sn – O
- din această categorie fac parte oxizii şi hidroxizii
Metode de obţinere
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
15
- pentru hidroxizi se aplică tratarea sărurilor de Sn2+ cu
baze tari:
SnSO4 + 2NaOH 4SO2Na
Sn(OH)2 Cot SnO + H2O
SnCl2 + 2NaOH → Sn(OH)2 + 2NaCl
Proprietăţi chimice - atât oxidul cât şi hidroxidul au caracter amfoter:
SnO + 2HCl → SnCl2 + H2O
SnO + 2NaOH + H2O → Na2[Sn(OH)4]
Sn(OH)2 + 2HCl → SnCl2 + 2H2O
Sn(OH)2 + 2NaOH → Na2[Sn(OH)4]
- oxidul poate fi oxidat la Sn4+:
SnO + 2
1O2 Co550t SnO2
III. Compuşi Sn – S
Metode de obţinere SnCl2 + H2S → SnS + 2HCl
Proprietăţi chimice SnS + 2Na2S + Na4[SnS3]
3SnS + 8KOH → K4[SnS3] + 2K2[Sn(OH)4]
2.2.2. Compuşii staniului în stare de oxidare +4
- aceşti compuşi au stabilitate mai mare
I. Compuşi Sn – X
Metode de obţinere Sn + 2X2 → SnX4
Proprietăţi chimice 1) SnF4 + 2NaF → Na2[SnF6] + 2NaF → Na4[SnF8]
2) SnCl4 + 2H2O → SnO2 + 4HCl
II. Compuşi Sn – S
Metode de obţinere
1) Sn + 2S Cot SnS2
2) Sn4+ + 2H2S → SnS2 + 4H+
Proprietăţi chimice – aceşti compuşi se dizolvă în:
1) SnS2 + 4HCl → SnCl4 + 2H2S
2) SnS2 + Na2S → Na2[SnS3]
Na4[SnS4]
3) 3SnS2 + 6KOH → K2[Sn(OH)6] + 2K2[SnS3]
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
16
III. Compuşi Sn – O
Metode de obţinere
1) Sn + O2 250t SnO2
2) SnCl4 + 2H2O → SnO2 + 4HCl
Proprietăţi chimice - are caracter amfoter:
SnO2 + NaOH Cot Na2SnO3
SnO2 + NaOHexces → Na4SnO4 O2H Na2[Sn(OH)6]
SnO2 + HNO3(conc) → SnO2∙H2O + NO
SnO2 + 2H2SO4 → Sn(SO4)2 + 2H2O
2.3. Plumbul - Pb
Răspândire în natură - se găseşte mai ales sub formă de combinaţii: PbS,
PbCO3, PbSO4, PbCrO4
Metode de obţinere 1) - din sulfuri:
a) – prin prăjire şi reducere cu C sau CO:
PbS + 2
3O2 Co600500 PbO + SO2
PbO + C Co15001400 Pb + CO
PbO + CO Co15001400 Pb + CO2
- în prima reacţie se formează şi PbSO4 şi pentru a
împiedica reacţia de reducere a acestuia din nou la Pb, se adaugă
SiO2:
2PbSO4 + 2SiO2 → 2PbSiO3 + 2SO2 + O2
- silicatul de Pb format nu este redus direct de cocs sau de
CO datorită CaO adăugat concomitent, formând iniţial PbO care
apoi este redus de cocs sau CO:
PbSiO3 + CaO → PbO + CaSiO3
PbO + CO → Pb + CO2
b) – prin prăjire incompletă, unde numai o parte din sulfură
trece în oxid, cealaltă rămânând sub formă de sulfură:
PbS + 2
3O2 → PbO + SO2
- ulterior, atât PbO cât şi PbSO4 eventual format, sunt
reduse de PbS rămasă sub formă de sulfură:
2PbO + PbS Cot 3Pb + SO2
PbSO4 + PbS Cot 2Pb + 2SO2
2) – din carbonaţi:
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
17
PbCO3 → PbO + CO2
PbO + C → Pb + CO
PbO + CO → Pb + CO2
- recuperarea Pb din zgură, unde se află sub formă de
PbSiO3 se realizează astfel:
PbSiO3 + CaO + C → Pb + CaSiO3 + CO
Proprietăţi chimice 1) Pb + X2 → PbX2
2) Pb + O2 Cot PbO - reacţia poate avea loc şi cu
aer în loc de oxigen
3) 3Pb + 2O2 Co450t Pb3O4 – miniu de plumb care
este de fapt un plumbat de plumb: Pb2(PbO4)
4) Pb + S → PbS
5) – în prezenţa aerului, plumbul este atacat chiar şi de
apă:
2Pb + O2 + 2H2O → 2Pb(OH)2
6) – reacţionează cu acizii
Pb + H2SO4 (dil) → PbSO4 + H2 – se formează o
peliculă protectoare de PbSO4 care pasivează metalul;
această proprietate este importantă pentru întrebuinţarea
Pb în industria H2SO4 – (procedeul camerelor de Pb) şi de
asemenea, la confecţionarea conductelor de apă potabilă;
- sub acţiunea H2SO4 concentrat se formează Pb(HSO4)2
care este solubil:
Pb + 2H2SO4 (conc) → Pb(HSO4)2 + H2
Pb + H2CO3 → PbCO3 + H2 – carbonatul de Pb este
insolubil şi formează şi el o peliculă protectoare
- în prezenţa unui exces de CO2 carbonatul trece în
bicarbonat care este solubil:
PbCO3 + H2CO3 → Pb(HCO3)2 – din această cauză
Pb nu se utilizează la construcţia conductelor de apă în zonele cu
apă carbogazoasă
6) – reacţionează cu bazele:
Pb + 2NaOH + 2H2O → Na2[Pb(OH)4] + H2
Pb(OH)2 + 2NaOH
Compuşi ai plumbului
- plumbul prezintă compuşi în stările de oxidare +2 şi +4,
mai stabili fiind cei în stare de oxidare +2
- compuşii în stare de oxidare +4 sunt covalenţi şi
asemănători cu cei ai Si, Ge şi Sn
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
18
- compuşii în stare de oxidare +2 sunt ionici
2.3.1. Compuşii plumbului în stare de oxidare +4 I. Compuşi Pb – X
PbO2 + 4HClconc → PbCl4 + 2H2O
PbCl4 + 2H2O → PbO2 + 4HCl
PbCl4 + 2MCl → M2[PbCl6]
- în cazul în care X = F, se formează fluoruri complexe de
tipul [PbF8]4- sau [PbF6]
2-
II. Compuşi Pb – O
Metode de obţinere 1) Pb3O4 + 4HNO3(dil) → PbO2 + 2Pb(NO3)2 + 2H2O
2) 2PbO + Ca(ClO)2 → 2PbO2 + CaCl2
Proprietăţi chimice 1) – are caracter oxidant
PbO2 + 4HCl → PbCl2 + Cl2 + 2H2O
5PbO2 + 2Mn(NO3)2 + 6HNO3 → 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 2H2O
2) – reacţionează cu oxizi metalici şi baze:
PbO2 + 2MeOH → Me2[PbO3] + H2O
PbO2 + MeO → MePbO3
2.3.2. Compuşi ai plumbului în stare de oxidare +2
I. Compuşi Pb – X
Pb + 2HCldil 2H
PbCl2 + 2HClconc → H2[PbCl4]
Pb + X2 Cot PbX2 – reacţia are loc cu toţi
halogenii cu excepţia fluorului
- halogenurile de Pb sunt puţin solubile în apă dar solubile
în apă fierbinte
PbX2 + 2MX → M2[PbX4]
II. Compuşi Pb – O
Metode de obţinere
Pb + 2
1O2 Cot PbO + O2 Co450 Pb3O4 3HNO
PbO2
Pb(NO3)2 + NaOH 3NaNO2
Pb(OH)2 Cot PbO
Pb(NO3)2 → PbO + 2NO2 + 2
1O2
PbCO3 → PbO + CO2
Proprietăţi fizice
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
19
- prezintă două modificaţii cristaline: una roşie (α), care se
obţine la temperatură mai înaltă (peste 884°C) şi
cristalizează în sistem tetragonal (litarga) şi una galbenă
(β), care se obţine la temperatură mai joasă şi cristalizează
în sistemul rombic (masicot)
Proprietăţi chimice 1) - atât PbO cât şi Pb(OH)2 au caracter amfoter:
PbO + 2HNO3 → Pb(NO3)2 + H2O
PbO + 2NaOH Cot Na2PbO2 + H2O
PbO + 2NaOH + H2O → Na2[Pb(OH)4]
2) unii reducători îl reduc la Pb metalic:
PbO + H2 → Pb + H2O
PbO + C → Pb + CO
PbO + CO → Pb + CO2
III. Compuşi Pb – S
Metode de obţinere
1) Pb + S → PbS
2) Pb2+ + H2S H2 PbS
Proprietăţi chimice 1) - PbS este solubilă în HNO3 diluat:
3PbS + 8HNO3 → 3Pb(NO3)2 + 3S + 2NO + 4H2O
2) – prin încălzire în curent de H2 este redusă la metal:
PbS + H2 → Pb + H2S
3) – este descompusă de HCl concentrat:
PbS + 4HCl → H2[PbCl4] + H2S
IV. Săruri ale Pb+2
1) Pb + H2SO4 (dil) → PbSO4 + H2
2) Pb + 2CH3COOH → Pb(CH3COO)2 + H2
PbO + 2CH3COOH → Pb(CH3COO)2 + H2O
PbCO3 + 2CH3COOH → Pb(CH3COO)2 + CO2 + H2O
- dacă în soluţiile apoase de acetat de Pb se introduc
cantităţi de PbO, se formează acetaţi bazici: Pb(OH)CH3COO –
hidroxiacetat de Pb
3) Pb(OH)CH3COO + CO2 PbCO3 + CH3COOH
Pb(NO3)2 + Na2CO3 → PbCO3 + 2NaNO3
- prin încălzire carbonatul se descompune după cum
urmează:
3PbCO3 2CO
2PbCO2·PbO 2CO
3PbO
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
20
2.4. Aluminiul - Al
Răspândire în natură - aluminosilicaţi - lamelari: mice şi argile
- tridimensionali: feldspaţi şi zeoliţi
- corindon - -Al2O3
- - Al(OH)3 şi - AlO(OH) – componenţii de bază ai
bauxitei
- criolit – Na3[AlF6]
Metode de obţinere - se porneşte de la bauxite cu un conţinut în material util de
cca. 40 – 60%
- obţinerea aluminiului plecând de la bauxită presupune
două etape importante:
a) – obţinerea aluminei – Al2O3 – din bauxită
b) – extragerea aluminiului din alumină
a) – procedeul cel mai folosit pentru obţinerea aluminei din
bauxită este procedeul Bayer umed alcalin care foloseşte o
soluţie de NaOH 30%:
Al(OH)3+ NaOH + 2H2O h86,Co200,atm75 Na[Al(OH)4(H2O)2]
- impurităţile conţinute în bauxită formează un nămol roşu
care de fapt este în cea mai mare parte un gel de Fe(OH)3 şi
SiO2∙H2O
- din soluţia obţinută este reprecipitat Al(OH)3, aceasta
putându-se realiza în două moduri:
- barbotarea de CO2 prin soluţia respectivă ceea ce
duce la formarea de Na2CO3 şi precipitarea Al(OH)3:
2Na[Al(OH)4(H2O)2] + CO2 → 2Al(OH)3 + Na2CO3 + 5H2O
- însămânţarea soluţiei respective cu cristale de
Al(OH)3
- după obţinerea Al(OH)3 pur, are loc transformarea
acestuia, sub influenţa temperaturii, în alumină:
2Al(OH)3 Cot Al2O3 + 3H2O
b) – obţinerea aluminiului din alumină are loc prin
electroliza topiturii de Al2O3
- alumina are o temperatură de topire de cca 2000°C, ceea
ce ar duce la un consum energetic foarte mare. De aceea, se
realizează electroliza unui amestec de Al2O3 şi Na3[AlF6] care
formează un amestec eutectic cu temperatura de cca. 936°C,
având compoziţia de 15% Al2O3 şi 85% Na3[AlF6].
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
21
2000°C
1000°C
936°C
100% Al2O3 100% Na3[AlF6]
- procesele probabile care au loc în timpul procesului de
electroliză sunt:
Na3[AlF6] 3Na+ + [AlF6]3─
Na3[AlF6] 2NaF + Na[AlF4]
NaF Na+ + F─
Al2O3 + Na3[AlF6] → 3Na[AlOF2]
- la catod:
(-) 2Na[AlF4] + 6Na+ + 6e─ → 2Al + 8NaF
- la anod:
(+) 3Na[AlOF2] + 6F─ - 6e─ → 3Na[AlF4] + 2
3 O2
- datorită faptului că anodul este confecţionat din grafit şi
pentru că la acest electrod se degajă oxigen, în timp are loc
consumarea anodului din cauza reacţiei dintre oxigen şi carbon.
De aceea, periodic are loc înlocuirea acestui eletrod.
Proprietăţi chimice - aluminiul este un metal destul de reactiv
1) Al + 2
3 X2 → AlX3
- dacă X = F atunci reacţia are loc la rece iar compusul
AlF3 prezintă o reţea ionică
- dacă X = Cl, Br sau I atunci reacţia are loc la temperaturi
de peste 600°C iar compuşii AlX3 prezintă reţea covalentă şi se
prezintă sub formă de dimeri (AlX3)2
2) 2Al + 2
3 O2 → Al2O3
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
22
- oxidul de aluminiu se poate obţine şi prin reducerea unor
oxizi metalici cu Al, în cadrul procedeelor de aluminotermie:
Me2O3 + 2Al Cot Al2O3 + 2Me, unde Me = Fe,
Cr, Mo, W
3) 2Al + 3S Cot Al2S3
Al2S3 + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2S
4) Al + 2
1 N2 → AlN – compus ionic
AlN + 3H2O → Al(OH)3 + NH3
5) 4Al + 3C Co1000t Al4C3 + 12H2O → 3CH4 +
4Al(OH)3
6) Al + NaH → (AlH3)n LiH Li[AlH4]
7) – este atacat de acizi, cu excepţia HNO3 care îl
pasivează:
2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2
Al + 3HCl → AlCl3 + 2
3 H2
8) – reacţionează cu bazele în soluţie sau în topitură:
Al + 3NaOH → NaAlO2 + Na2O + 2
3 H2
Al +NaOH + 5H2O → Na[Al(OH)4(H2O)2] + 2
3 H2
9) Al + 3H2O 2HgCl Al(OH)3 + 2
3 H2
2.4.1. Compuşii Al - X
Metode de obţinere
1) Al + 2
3 X2 → AlX3
2) Al + 3HX → AlX3 + 2
3 H2
3) Al2O3 + 6HX → 2AlX3 + 3H2O
4) – industrial: Al2O3 + 3C + 3Cl2 Cot (AlCl3)2 + 3CO
Structură - AlF3 prezintă reţea ionică
- pentru ceilalţi halogeni, reţeaua este covalentă –(AlX3)2
şi conţine legături bielectronice tricentrice
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
23
- la temperaturi de peste 800°C are loc ruperea punţilor din
interiorul dimerului şi formarea de AlCl3:
(AlCl3)2 Co800t 2AlCl3
Proprietăţi chimice
1) – în prezenţa moleculelor care conţin atomi cu electroni
neparticipanţi (NH3, NR3, PH3, PR3, OR2), dau compuşi de adiţie:
Al2Cl6 + 2:NR3 → 2Cl3Al←:NR3
2) – reacţionează cu compuşii organomagnezieni:
Al2Cl6 + 6RMgCl → Al2R6 + 6MgCl2
3) – din soluţie apoasă cristalizează cu 6 molecule de apă:
AlCl3 + 6H2O → [Al(H2O)6]Cl3 [Al(H2O)6]3+ +
3Cl─
- la aer, triclorura de aluminiu fumegă puternic deoarece
hidrolizează din cauza umidităţii atmosferice:
AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + 3HCl
4) AlF3 + NaF → Na[AlF4] + NaF → Na2[AlF5] + NaF
→ Na3[AlF6]
2.4.2. Compuşii Al – O
Metode de obţinere
1) 2Al + 2
3 O2 → Al2O3
2) Al3+ + 3HO─ → Al(OH)3 Cot AlO(OH) →
Al2O3
Structură
Al(OH)3 prezintă două modificaţii cristaline: - Al(OH)3
– bayerit şi - Al(OH)3 – hidrargilit
- Al(OH)3 → - Al(OH)3 Co150 - AlO(OH)
Co450300 - Al2O3 →
böhemit
Co1000 - Al2O3 Co420 - AlO(OH)
corindon diaspor
- Al2O3 se poate găsi şi sub forma unor oxizi dubli,
formând clasa spinelilor - MII III
2M O4, de exemplu MgAl2O4
AlCl
Cl
ClAl
Cl
Cl
Cl
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
24
Proprietăţi chimice - atât oxidul cât şi hidroxidul de aluminiu prezintă caracter
amfoter:
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]
Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O
Al(OH)3 + NaOH + 2H2O → Na[Al(OH)4(H2O)2]
2Al(OH)3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6H2O
Săruri de aluminiu
- se obţin prin acţiunea acizilor asupra aluminiului, a
oxidului de aluminiu sau a hidroxidului de aluminiu:
2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2
Al2O3 + 6HNO3 → 2Al(NO3)3 + 3H2O
Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O
- alauni: KAl(SO4)2 ∙ 12H2O
2.5. Galiu (Ga), Indiu (In), Taliu (Tl)
- prezintă compuşi în stările de oxidare +3 sau +1 – în
special pentru Tl
- Tl se aseamănă în comportament cu metalele alcaline:
Tl + H2O → Tl(OH) + 2
1 H2
- Ga se aseamănă cu Al
- nu prezintă minerale proprii, cu excepţia Gl care are un
minereu: Cu[GaS2] – galit
- în general se găsesc în cantităţi mici în bauxită, blendă,
pirită, de unde se recuperează sub forma unor
combinaţii complexe
- în funcţie de minereul din care se recuperează metalul,
se încearcă apoi distrugerea combinaţiei complexe în
care se găseşte metalul respectiv
Proprietăţi chimice 1)2M + 3H2SO4 → M2(SO4)3 + 3H2, unde M = Ga sau In
M + 3HNO3 → M(NO3)3 + 2
3H2, unde M = Ga sau In
2Tl + H2SO4 → Tl2SO4 + H2
2) 2M + 2
3O2 → M2O3, unde M = Ga sau In
Ga2O3 + 4Ga Cot 3Ga2O
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
25
In2O3 Co1000800 In2O + O2
Tl2O3 Co100 Tl2O + O2
3) M + 2
3X2 → MX3, compus stabil pentru Ga
InCl3 Co1000 InCl + Cl2
TlCl3 Co100 TlCl + Cl2
4) M + 2
3 H2 → (MH3)n
- (GaH3)n este stabilă
InH3 → InH + H2
[TlH3] Co0 TlH + H2
TlH + H2O → TlOH + H2
2.5.1. Compuşii galiului, indiului şi taliului
I. Compuşii M - H
MX3 + LiH → (MH3)n
Li[AlH4]
- aceşti compuşi formează ca şi hidrurile de aluminiu,
compuşi de adiţie cu NR3, OR2, R2CO: H3M←:O=CR2
II. Compuşii M – O
Metode de obţinere
M 2O M2O3 otsauM M2O + O2, unde M =
Ga sau In
2Tl + 2
3O2 → Tl2O3 Co100 Tl2O + O2
Tl2(SO4)3 HO Tl(OH)3 Cot Tl2O3 +H2O
Tl2SO4 HO Tl(OH) Cot Tl2O + H2O
Ga3++ 3HO─ → Ga(OH)3 h12,scazutaot Ga2O3 ←GaO(OH)
gel t° ridicata, repede 600°C
Ga2O3 Co600 Ga2O3 →
Ga2O
- toţi oxizii prezintă caracter bazic:
M2O3 + 3H2SO4 → M2(SO4)3 + 3H2O
Tl2O + H2SO4 → Tl2SO4 + H2O
M2O3 + 6HNO3 → 2M(NO3)3 + 3H2O
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
26
2M(NO3)3 Cot M2O3 + 6NO2 + 2
3 O2
- sulfaţii acestor metale formează alauni, cu excepţia Tl
III. Compuşii M – X
M + X2 → MX3
M + 3HX → MX3 + 2
3 H2
- GaCl3 este stabilă
- InCl3 şi TlCl3 se descompun în sărurile monovalente, la
temperaturi diferite
M + 4HCl Co200 (MCl2)2 + 2H2, unde M = Ga
sau In
- de fapt, pentru Ga este vorba de un amestec de
GaI[GaIIICl4] cu dimerul (GaCl2)2 iar pentru In, este un amestec
echimolecular de InCl şi InCl3.
2.6. Grupa II A - Caracterizare generală
Elementele grupei:
𝐵𝑒 𝑀𝑔 𝐶𝑎 𝑆𝑟 𝐵𝑎 𝑅𝑎⏟
ns2
- mai este denumită şi grupa metalelor alcalino-pământoase
- Be formează legături covalente cu procent de ionicitate
- Be este singurul metal din această grupă cu proprietăţi
diamagnetice
- BeO şi Be(OH)2 au caracter amfoter
- starea de oxidare obişnuită este +2
- temperatura de topire, densitatea şi duritatea au valori mai mari
decât pentru elementele din grupa I A
- energiile de ionizare au valori mici dar sunt superioare celor
caracteristice elementelor din grupa I A
Răspândire în natură - Be se găseşte sub formă de silicaţi
- Mg se găseşte sub diverse forme:
MgCl2 KCl 6H2O – carnalit
MgCO3 – magnezit
MgCO3 CaCO3 – dolomită
Mg6[(Si4O11)(OH)6] H2O – azbest
Mg3[(Si2O5)2(OH)2] – talc
- Ca, Sr şi Ba se găsesc sub formă de carbonaţi sau sulfaţi
Metode de obţinere
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
27
- din minereurile care le conţin, metalele sunt trecute sub
formă de cloruri sau oxizi şi apoi se face fie electroliza, fie
reducerea oxizilor cu C sau cu metale;
- în cazul beriliului, se pleacă de la (BeCl2)n care se supune
electrolizei în topitură, în amestec cu NaCl pentru mărirea
conductibilităţii electrice a amestecului.
MgO + C Mg + CO
+ Si Mg + SiO2
3BaO + 2Al 3Ba + Al2O3
+ Mg Ba + MgO
- pentru obţinerea Ra pur, se izolează Ra din amestecuri de
compuşi radioactivi cu ajutorul HN3 (acid azothidric) cu formare
de azidă de Ra, Ra(N3)2 care apoi la temperatură trece în Ra pur
şi azot
Proprietăţi fizice - Be - metal cenuşiu – argintiu, cristalizat în sistem
hexagonal;
- Mg - metal moale, alb – strălucitor, cristalizat în reţea
hexagonală compactă;
- Ca - metal moale, alb – argintiu, strălucitor, cristalizat
în reţea cubică cu feţe centrate;
- Ba - metal alb – argintiu, cristalizat în reţea cubică
centrată intern;
- Ra – metal alb – strălucitor.
Proprietăţi chimice
1) M + X2 MX2
- halogenurile metalelor alcalino-pământoase prezintă
reţele ionice, mai puţin BeX2, în special BeCl2. Aceasta prezintă
legături covalente Be-Cl, cu Be în stare de hibridizare sp.
E
2px 2py 2pz → 2 orbit. nehibrizi
2 orbit. hibrizi sp
2s
Be stare fundamentală stare hibridă
- cei doi electroni din orbitalii hibrizi vor forma două
legături cu electronii nepereche din orbitalii atomici p ai celor
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
28
doi atomi de clor, rezultând molecula de BeCl2, cu structură
lineară, unghiul dintre cele două covalenţe fiind de 180°:
Cl Be Cl
Între moleculele de BeCl2 apar interacţii de natură
electrostatică între o pereche de electroni neparticipanţi de pe un
atom de clor şi unul din cei doi orbitali liberi ai atomului de
beriliu care duc la formarea de asociaţii de molecule (BeCl2)n:
:Cl :Cl :Cl :Cl
Be Be Be Be
Cl: Cl: Cl: Cl:
- prin încălzire la cca. 750 C, se distruge structura
polimerică şi rezultă monomeri de BeCl2
2) M + 2
1O2 MO
- reacţia de mai sus nu se produce în cazul Be şi al Mg care
sunt rezistente la acţiunea oxigenului la temperatură obişnuită;
M + O2 ot MO2 – peroxizi
3) M + S ot MS
4) M + H2 MH2 , cu excepţia Be
5) M + H2SO4 MSO4 + H2
6) BeO + 2NaOH + H2O Na2[Be(OH)4]
7) Ca + 2C C1000 CaC2
2Be + C t Be2C
2.6.1. Compuşii cu hidrogenul ai elementelor grupei II A
- aceşti compuşi scot în evidenţă comportamentul diferit al
Be faţă de celelalte elemente
Metode de obţinere
M + H2 MH2
- această metodă se aplică pentru toate elementele grupei,
cu excepţia Be pentru care hidrura corespunzătoare se obţine prin
metode indirecte:
2nBe(CH3)2 + nLi[AlH4] 2(BeH2)n + nLi[Al(CH3)4]
Proprietăţi chimice
- hidrura de beriliu are caracter covalent în timp ce
celelalte hidruri au caracter ionic;
- BeH2 prezintă structură polimeră, între moleculele de
BeH2 manifestându-se legături bielectronice tricentrice,
asemănătoare cu cele care se manifestă în cazul (BH3)n:
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
29
H H H H
Be Be Be Be
H H H H
- datorită acestei structuri în care Be are doi orbitali liberi,
hidrura de beriliu dă reacţii de adiţie în prezenţa unor compuşi
care conţin în moleculă atomi cu electroni neparticipanţi:
(BeH2)n + nR2O: nH2Be :OR2
- hidrurile celorlalte elemente din această grupă dau cu apa
reacţii de hidroliză cu formare de hidroxizi:
CaH2 + 2H2O Ca(OH)2 + 2H2
2.6.2. Compuşii cu oxigenul ai elementelor grupei II A
I. Oxizii
Metode de obţinere
M + 2
1O2 MO
- reacţia decurge la rece pentru Ca şi Ba şi la cald pentru
Be şi Mg. Aceste două metale formează la rece o peliculă
protectoare
M + O2 t MO2
Proprietăţi chimice - toţi oxizii au caracter bazic, cu excepţia BeO care are
caracter amfoter:
BeO + 2HCl BeCl2 + H2O
BeO + 2NaOH + H2O Na2[Be(OH)4]
CaO + 2HNO3 Ca(NO3)2 + H2O
II. Hidroxizii
Metode de obţinere
1) M + 2H2O M(OH)2 + H2 – cu excepţia Be şi Mg
pentru care hidroxizii se obţin printr-o reacţie de dublu schimb:
MgSO4 + 2NaOH 2Mg(OH)2 + Na2SO4
2) MO + H2O M(OH)2
3) MH2 + H2O M(OH)2 + H2
Proprietăţi chimice – cu excepţia Be(OH)2 toţi ceilalţi hidroxizi au caracter
bazic:
M(OH)2 + 2HCl MCl2 + 2H2O
Be(OH)2 + H2SO4 BeSO4 + 2H2O
Be(OH)2 + 2NaOH Na2[Be(OH)4]
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
30
2.6.3. Compuşi metal – halogen şi metal – carbon ai
elementelor grupei II A
I. Compuşii M – X
Metode de obţinere
1) M + X2 MX2
2) M + 2HX MX2 + H2
Proprietăţi chimice
- clorura de beriliu prezintă structură polimerică, (BeCl2)n
1) MgCl2 + H2O C505350 Mg(OH)Cl + HCl
C505t MgO + HCl
2) – ca şi (BeH2)n şi (BeCl2)n datorită existenţei celor doi
orbitali liberi pe atomul de beriliu. De aceea, în prezenţa unor
molecule ce conţin atomi cu una sau mai multe perechi de
electroni neparticipanţi clorura de beriliu dă reacţii de adiţie care
duc la desfacerea lanţurilor polimerice:
(BeCl2)n + n:NR3 nCl2Be:NR3
II. Compuşii M – C (carburi)
- există trei tipuri de carburi pe care le pot forma
elementele acestei grupe:
1. carburi de tip C 2
2 , numite şi acetiluri care în reacţie cu
apa pun în libertate acetilena. Compuşi de acest tip formează Ca,
Sr şi Ba.
CaC2 + 2H2O C2H2 + Ca(OH)2
2. carburi de tip C4- care în reacţie cu apa pun în libertate
metan. Compuşi de acest tip formează numai Be.
Be2C + 4H2O CH4 + 2Be(OH)2
3. carburi de tip C 4
3 care în reacţie cu apa pun în libertate
propină. Carburi de acest tip formează Mg.
Mg2C3 + 4H2O HC C CH3 + 2Mg(OH)2
2.7. Grupa I A - Caracterizare generală
Elementele grupei:
𝐿𝑖 𝑁𝑎 𝐾 𝑅𝑏 𝐶𝑠 𝐹𝑟⏟
ns1
- grupa mai poartă denumirea de grupa metalelor alcaline;
- starea de oxidare obişnuită este +1;
- elementele acestei grupe au tendinţa de a ceda unicul electron
de valenţă, trecând în ioni pozitivi;
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
31
- elementele au cea mai mare tendinţă de ionizare din sistemul
periodic, având cea mai mică energie de ionizare (fig. 1):
Figura 1 – Energiile de ionizare ale atomilor elementelor în
funcţie de numărul atomic
- elementele acestei grupe au un caracter metalic pronunţat, Fr
fiind cel mai electropozitiv element din sistemul periodic;
- cu excepţia litiului, toate celelalte elemente din grupă formează
compuşi ionici;
- litiul formează compuşi covalenţi sau cu un grad înalt de
covalenţă.
Răspândire în natură Cele mai răspândite elemente din această grupă sunt Na şi
K, fiecare în procent de cca. 2,5% în scoarţa terestră. Se găsesc în
special sub formă de NaCl, KCl, NaNO3, KNO3.
Metode de obţinere - K şi Na se obţin prin electroliza topiturilor de hidroxizi
sau cloruri;
- Li se obţine prin electroliza topiturii de LiCl;
- Rb şi Cs se obţin prin încălzirea hidroxizilor lor cu Mg
metalic în curent de hidrogen sau prin reducere cu Zr;
NaCl Na+ + Cl-
(-) Na+ + e- Na
(+) Cl- - e- → Cl 2Cl Cl2
Reacţia totală care are loc la electroliza unei topituri de
NaCl este:
NaCl aelectroliz Na + 2
1Cl2
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
32
În cazul topiturii de KOH procesele care au loc la cei doi
electrozi în timpul procesului de electroliză sunt:
KOH K+ + HO-
(-) K+ + e- K
(+) HO- - e- HO 2HO H2O + 2
1O2
Reacţia totală la electroliza topiturii de KOH este:
2KOH aelectroliz K + 2
1O2 + H2O
Proprietăţi fizice - sunt metale moi;
- au duritate mică, densitate mică – în cazul Li, densitatea
este chiar mai mică decât a apei, Li = 0,53 g / cm3, la
20 C;
- au temperaturi de topire scăzute;
- prezintă fenomenul termo- şi fotoelectric;
- sunt paramagnetice;
- prezintă reţele cubice centrate intern cu numărul de
coordinare 8.
Proprietăţi chimice - proprietăţile chimice ale acestor elemente vor fi
exemplificate pentru Na.
1) 2Na + X2 2NaX
2) 2Na + 2
1O2 Na2O H << 0
- Na2O are caracter bazic: Na2O + H2O 2NaOH
3) 2Na + S Na2S
Na2S + H2O NaOH + NaHS
4) Na + 2
1H2 NaH
NaH + H2O NaOH + H2
5) Na + H2O NaOH + 2
1H2 H << 0
6) Na + H2SO4 NaHSO4 + H2
Na2SO4 + H2
Na+ HCl NaCl + 2
1H2
7) Na + C2H2 NaHC2 + H2 (acetilură monosodică)
Na2C2 + H2 (acetilură disodică)
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
33
2.7.1. Compuşii cu oxigenul ai elementelor grupei I A
- metalele alcaline formează cu oxigenul patru tipuri de
oxizi:
- oxizi simpli de tip M2O;
- peroxizi, M2O2;
- superoxizi, MO2;
- ozonide, MO3.
Metode de obţinere
2M + 2
1O2 M2O
2M + O2 C200o
M2O2
M + O2 t MO2
3KOH(s) + O3 KO3 + K2O + 2
3H2O +
2
1O2
Proprietăţi chimice
1) M2O + H2O 2MOH
M2O2 + 2H2O 2MOH + H2O2
1) M2O2 Cto
M2O + 2
1O2
2) M2O + H2SO4 M2SO4 + H2O
M2O2 + H2SO4 M2SO4 + H2O2
3) M2O + CO2 M2CO3
M2O2 + CO2 M2CO3 + 2
1O2
- pe această din urmă reacţie se bazează folosirea
peroxidului de sodiu, Na2O2 pentru împrospătarea
aerului în submarine şi în măştile scafandrilor.
2.7.2. Hidroxizi ai elementelor grupei I A
Metode de obţinere
1) M + H2O MOH + 2
1H2
2) M2O + H2O 2MOH
3) MH + H2O MOH + H2
4) M2SO4 + Ba(OH)2 2MOH + BaSO4
5) – electroliza soluţiilor halogenurilor metalelor alcaline,
ca procedeu industrial (vezi metode de obţinere a
hidrogenului)
2MCl + 2H2O aelectroliz 2MOH + H2 + Cl2
H2O H+ + HO-
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
34
MCl M+ + Cl-
a. Varianta cu catod solid (de fier)
(-) H+ + e- H 2H H2
(+) Cl- - e- Cl 2Cl Cl2
- în soluţie:
M+ + HO- MOH
b. Varianta cu catod lichid (de mercur)
(-) xM+ + xe- + Hg MxHg
2MxHg + 2xH2O 2xMOH + xH2 + 2Hg
(+) Cl- - e- Cl 2Cl Cl2
- în cadrul procedeului electrochimic este foarte important
ca MOH să nu ajungă în contact cu clorul deoarece pot avea loc
următoarele reacţii secundare:
2MOH + Cl2 rece MClO + MCl + H2O
6MOH + 3Cl2 C8070 o
MClO3 + 5MCl + 3H2O
- din acest motiv spaţiul anodic trebuie separat de spaţiul
catodic
6) Un procedeu industrial de obţinere a NaOH este
procedeul caustificării care utilizează ca materii prime soda
calcinată şi laptele de var:
Na2CO3 + Ca(OH)2 2NaOH + CaCO3
Proprietăţi chimice - în stare topită NaOH atacă sticla
- în prezenţă de oxigen, NaOH atacă chiar platina
1) NaOH + HCl NaCl + H2O
2) 2NaOH + CO2 Na2CO3 + H2O
3) Zn + 2NaOH + H2O Na2[Zn(OH)4] + H2
4) NaOH + CO HCOO-Na+
2.7.3. Carbonatul de sodiu – Na2CO3
Metode de obţinere 1) Procedeul Leblanc – a fost primul procedeu folosit
pentru obţinerea Na2CO3:
Na2SO4 + 2C Na2S + 2CO2
Na2S + CaCO3 Na2CO3 + CaS
2) Procedeul Solvay este în prezent singurul procedeu
industrial de obţinere a Na2CO3. Etapele acestui procedeu sunt:
NH3 + CO2 + H2O NH4HCO3
NH4HCO3 + NaCl NaHCO3 + NH4Cl
2 NaHCO3 ot Na2CO3 + H2O + CO2
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
35
Proprietăţi generale - carbonatul de sodiu cristalizează cu 10 molecule de
apă: Na2CO3 10H2O
- prezintă fenomenul de eflorescenţă care constă în
pierderea parţială sau totală a moleculelor de apă de
cristalizare: Na2CO3 7H2O; Na2CO3 3H2O sau
Na2CO3 anhidră, numită şi sodă calcinată
- în reacţie cu sărurile de calciu ale acizilor tari (cloruri,
sulfaţi) formează CaCO3, pe această reacţie bazându-se
procedeul var – sodă de dedurizare a apelor:
Na2CO3 + CaSO4 Na2SO4 + CaCO3
Unitatea de învăţare 2
METALE DIN GRUPELE PRINCIPALE
36
TESTUL DE AUTOEVALUARE 2:
1. Stibiul şi bismutul: metode de obţinere, proprietăţi
chimice.
2. Compuşii plumbului în stare de oxidare +2
3. Aluminiul: metode de obţinere, proprietăţi chimice
4. Grupa II A: caracterizare generală, metode de obţinere,
proprietăţi chimice
5. Hidroxidul de sodiu: metode de obţinere, proprietăţi
chimice
LUCRAREA DE VERIFICARE 1
1. Cum se explică diferenţele dintre conductori,
semiconductori şi izolatori pe baza teoriei orbitalilor
moleculari?
2. Compuşii staniului în stare de oxidare +4
3. Aluminiul: metode de obţinere, proprietăţi chimice
4. Grupa I A: caracterizare generală, metode de obţinere,
proprietăţi chimice
BIBLIOGRAFIE 1. Beral, E., Zapan, M., Chimie anorganică, Editura Tehnică,
Bucureşti, 1977
2. Neniţescu, C.D., Chimie generală, Editura Didactică şi
Pedagogică, Bucureşti, 1980
3. Negoiu, D., Tratat de chimie anorganică, vol. I, Editura
Tehnică, Bucureşti, 1973
4. Negoiu, D., Tratat de chimie anorganică, vol. II, Editura
Tehnică, Bucureşti, 1975
Unitatea de învăţare 3
COMBINAŢII COMPLEXE
37
OBIECTIVE:
Identificarea unei combinaţii complexe şi a părţilor
componente ale acesteia
Cunoaşterea claselor de combinaţii complexe
3.1. Combinaţii complexe Combinaţiile complexe conţin pe lângă un număr de ioni
simpli şi un ion complex (anion sau cation) constituit dintr-un ion
central, înconjurat (coordinat) de un număr bine definit de molecule
sau ioni, denumite liganzi.
Orice combinaţie complexă este formată din:
- unul sau mai mulţi ioni metalici centrali;
- un număr variabil de anioni sau molecule neutre donoare
de electroni care înconjoară ionul metalic şi care poartă
denumirea de liganzi;
- un număr variabil de anioni sau cationi care trebuie să
compenseze sarcina ionului complex.
Ionul sau ionii metalici centrali împreună cu liganzii
alcătuiesc sfera de coordinare, iar ionii care compensează sarcina
acestei sfere alcătuiesc sfera de ionizare.
În acest caz, ionul complex, [Ni(NH3)6]
2+ preia sarcina ionului
metalic, Ni2+, deoarece ligandul este o moleculă neutră şi nu
participă la sarcina electrică a ionului complex. Liganzii pot fi şi
anioni, caz în care sarcina ionului complex se calculează ca fiind
suma algebrică a sarcinilor ionului metalic şi a liganzilor anioni:
[Ni(NH3)5Cl]+ Cl- ; K3[Fe(CN)6]3- ; Na3[Co(NO2)6]
3-
Există combinaţii complexe în care atât anionul cât şi cationul sunt
ioni complecşi:
[Co(NH3)6]3+[Cr(CN)6]
3-
În soluţie, o combinaţie complexă se descompune numai în
ionii complecşi şi ionii de compensare. Ionii complecşi nu se
descompun în soluţie, având o stabilitate deosebită:
Na3[Co(NO2)6] 3Na+ + [Co(NO2)6]3-
Ni NH Cl[ ]
ion metalic
ligand
numar de coordinare
sfera de ionizare
ion complexsfera de coordinare
( )3 6 2
( )
Unitatea de învăţare 3
COMBINAŢII COMPLEXE
38
Fundamentele teoriei combinaţiilor complexe au fost puse de
Werner (1893). Postulatele care stau la baza acestei teorii sunt:
I. Metalele prezintă două tipuri de valenţe: valenţe
primare (principale) sau ionizabile şi valenţe secundare
(auxiliare) sau neionizabile.
II. Valenţele primare sunt satisfăcute de ioni negativi iar
valenţele secundare sunt satisfăcute de ioni negativi sau
de molecule neutre.
III. Valenţele secundare sunt dirijate în spaţiu în jurul
ionului metalic central.
Ţinând cont de aceste postulate, au putut fi stabilite unele
combinaţii complexe, spre exemplu cele ale CoCl3 cu NH3. Cei doi
compuşi pot forma mai multe combinaţii complex, combinându-se
în diferite proporţii, după cum urmează:
a) CoCl3 6NH3 [Co(NH3)6]Cl3
Cu linie continuă au fost figurate valenţele primare iar cu linie
punctată, valenţele secundare.
b) CoCl3 5NH3 [Co(NH3)5Cl]Cl2
c) CoCl3 4NH3 [Co(NH3)4Cl2]Cl
Numărul de coordinare (n.c.) poate lua diferite valori, dar în
general este 2, 4 sau 6. Valori mai mari – 7 sau 8 – apar atunci când
liganzii au volume mici, de exemplu ionul fluorură în K2[TaF7].
Co
NH3
NH3
NH3
H3N
H3N
NH3
Cl
Cl
Cl
Co
NH3
NH3
NH3
H3N
H3N
Cl
Cl Cl
Co
NH3
NH3
H3N
H3N
Cl
Cl
Cl
Unitatea de învăţare 3
COMBINAŢII COMPLEXE
39
Liganzii sunt fie anioni, fie molecule neutre care posedă cel
puţin o pereche de electroni neparticipanţi. Ei pot fi clasificaţi după
numărul de perechi de electroni cu care participă la coordinare:
- liganzi monodentaţi: X-, CN-, NH3, (piridină);
- liganzi bidentaţi: SO 2
3 , S2O2
3 , C2O2
4 sau:
etilendimina
- dicetonele
glicocol
- liganzi tridentaţi – propilentriamina:
- liganzi tetradentaţi – tetrapiridil:
Liganzii polidentaţi pot funcţiona cu o capacitate de coordinare mai
mică decât cea de care dispun.
3.2. Clase de combinaţii complexe
1. Aminocomplecşi
2. Acvocomplecşi
3. Hidroxocomplecşi
4. Halogenocomplecşi
5. Cianocomplecşi
6. Carbonilocomplecşi
7. Săruri duble
N
NH2CH2
CH2 NH2
CH3 C CH2 C CH3
O O
CH2 NH2
CO
OH
NH2CH2
NH2CH
CH2 NH2
N N N N
Unitatea de învăţare 3
COMBINAŢII COMPLEXE
40
8. Combinaţii complexe polinucleare
9. Combinaţii complexe chelatice
10. Combinaţii complexe cu olefine
1. Aminocomplecşi. Ligandul este reprezentat de molecula de
amoniac, NH3, legătura cu ionul metalic central realizându-se prin
intermediul perechii de electroni neparticipante de pe atomul de
azot.
Exemple:
n.c. = 2 [Ag(NH3)2]Cl
n.c. = 4 [Cu(NH3)4]SO4
n.c. = 6 [Ni(NH3)6]Cl2
2. Acvocomplecşi. Ligandul este molecula de apă, legătura cu
ionul metalic central realizându-se prin una din cele două perechi de
electroni neparticipante de pe atomul de oxigen.
Exemple:
n.c. = 4 [Cu(H2O)4]SO4 H2O
n.c. = 6 [Ni(H2O)6]SO4 H2O
3. Hidroxocomplecşi. Ligandul este reprezentat de ionul
hidroxil, HO-, legătura realizându-se prin intermediul perechii de
electroni a ionului.
Exemple:
n.c. = 4 Na[Al(OH)4(H2O)2] Na2[Zn(OH)4]
4. Halogenocomplecşi. Ligandul este ionul clorură, Cl-.
Exemple:
n.c. = 4 H2[PbCl4] Na[BF4]
n.c. = 6 K3[FeF6]
n.c. = 7 K2[TaF7]
5. Cianocomplecşi. Ligandul este ionul cianură, CN-.
Exemple:
n.c. = 2 K[Ag(CN)2]
n.c. = 4 K2[Cd(CN)4]
n.c. = 6 K4[Fe(CN)6] K3[Fe(CN)6]
Unitatea de învăţare 3
COMBINAŢII COMPLEXE
41
6. Carbonilocomplecşi. Ligandul este molecula de monoxid
de carbon, CO.
Exemple:
Cr(CO)6 [Mn(CO)5]2 Fe(CO)5 Fe2(CO)9
Ni(CO)4
7. Săruri duble. Asemenea combinaţii complexe au diferiţi
liganzi.
Exemple:
(NH4)2[Fe(SO4)2] 6H2O sare Mohr
Alauni de tipul I
2M [MII(SO4)2] 12H2O MI [MIII(SO4)2]
12H2O
K2[HgCl4]
8. Combinaţii complexe polinucleare. Acest tip de
combinaţii complexe prezintă doi sau trei atomi metalici centrali.
Legătura dintre atomi se face prin aşa-numitele punţi care pot fi:
hidroxil, oxo, peroxo, amino, acetato etc. Puntea se desemnează prin
prefixul .
Exemple:
[(NH3)5Cr.........OH.............Cr(NH3)5]Cl5
pentaclorura de decaamino ol dicrom (III)
[(NH3)4Co.........OH............Co(NH3)4](SO4)2
NH2
disulfat de octaamino ol amino dicobalt (III)
9. Combinaţii complexe chelatice. Liganzii aparţin unor clase
diferite de combinaţii, în special organice: baze Schiff, acetil
acetonă, dimetil glioximă.
Exemple:
Unitatea de învăţare 3
COMBINAŢII COMPLEXE
42
dimetil glioximat
10. Combinaţii complexe cu olefine. În acest caz, liganzii
sunt reprezentaţi de molecule ale diferitelor olefine.
Exemple:
K[PtCl3(C2H4)] [PtCl2(C2H4)2]
TESTUL DE AUTOEVALUARE 3:
1. Caracterizarea generală a unei combinaţii complexe.
2. Enunţaţi postulatele lui Werner referitoare la combinaţiile
complexe.
3. Liganzii: definiţie şi clasificare.
4. Indicaţi cinci clase de combinaţii complexe. Daţi exemple
din fiecare clasă.
BIBLIOGRAFIE 1. Beral, E., Zapan, M., Chimie anorganică, Editura Tehnică,
Bucureşti, 1977
2. Neniţescu, C.D., Chimie generală, Editura Didactică şi
Pedagogică, Bucureşti, 1980
3. Blackman , A., Bottle, S.E., Schmid, S., Mocerino, M., Wille,
U., Chemistry, John Wiley & Sons Australia, Ltd. 2008
4. Olmsted, J. III, Williams, G.M., Chemistry – fourth edition,
John Wiley & Sons, Inc., 2006
5. Miessler, G.L., Tarr, D.A., Inorganic Chemistry – third
edition, Pearson Prentice Hall Education, Inc., 2004
C
Me
C
2
H3
C
C H
C
C H3
O O
OO
C C
C HH3C H3
Unitatea de învăţare 4
METALE TRANZIŢIONALE
43
OBIECTIVE:
Recunoaşterea metalelor tranziţionale
Însuşirea metodelor generale de obţinere ale acestor
elemente
Cunoaşterea principalelor proprietăţi chimice ale
elementelor studiate
Caracterizarea celor mai importanţi compuşi ai
metalelor tranziţionale
4.1. Noţiuni generale
Denumirea de metale tranziţionale defineşte elementele ai
căror atomi au în curs de completare nivelele „d” sau „f”.
Aceste elemente au în comun următoarele proprietăţi:
- sunt metale dure cu puncte de topire şi de fierbere
foarte ridicate;
- sunt bune conducătoare de căldură şi electricitate;
- formează aliaje atât între ele cât şi cu alte metale;
- în majoritatea cazurilor prezintă valenţe variabile.
Configuraţia electronică a elementelor tranziţionale, pe
grupe, precum şi stările de oxidare pe care le prezintă aceste
elemente sunt date în tabelul de mai jos:
Grupa III b (+3) Grupa IV b (+2,+3,+4)
Sc 4s23d1 Ti 4s23d2
Y 5s24d1 Zr 5s24d2
La 6s25d1 Hf 6s25d2
Ac 7s26d1 Rf 7s26d2
Grupa V b (+2 ... +5) Grupa VI b (+2 ... +6)
V 4s23d3 Cr 4s13d5
Nb 5s14d4 Mo 5s14d5
Ta 6s25d3 W 6s25d4
Ha 7s26d3
Grupa VII b (+2 ... +7)
Mn 4s23d5
Tc 5s24d5
Re 6s25d5
Unitatea de învăţare 4
METALE TRANZIŢIONALE
44
Grupa VIII b(+2,+3)
Fe 4s23d6 Co 4s23d7 Ni 4s23d8
Ru 5s14d7 Rh 5s14d8 Pd 5s04d10
Os 6s15d7 Ir 6s15d8 Pt 6s15d9
Grupa I b (+1 ... +3) Grupa II b (+2)
Cu 4s13d10 Zn 4s23d10
Ag 5s14d10 Cd 5s24d10
Au 6s15d10 Hg 6s25d10
Proprietăţi generale ale metalelor tranziţionale 1. Starea de oxidare poate lua valori de la 0 la până la
valoarea corespunzătoare numărului grupei din care face parte
metalul respectiv. Excepţii: elementele din grupa I b care pot
avea stări de oxidare superioare (Cu+2, Au+3).
2. Spre deosebire de grupele principale pentru care pe
măsură ce coborâm în grupă se stabilizează compuşii în starea de
oxidare minimă, pentru metalele tranziţionale pe măsură ce
coborâm în grupă se stabilizează compuşii în starea de oxidare
maximă.
3. Compuşii în stare de oxidare inferioară sunt ionici iar
cei în stare de oxidare superioară sunt covalenţi.
4. Oxizii inferiori au caracter bazic iar cei superiori au
caracter acid.
4.2. Grupa III B
Elementele grupei:
𝑆𝑐 𝑌 𝐿𝑎 𝐴𝑐⏟
ns2 (n-1)d1
- aceste elemente sunt puţin răspândite în natură;
- nu formează minerale proprii, găsindu-se în combinaţii
cu alte elemente, în special sub formă de silicaţi sau fosfaţi
Metode de obţinere - se folosesc dezagregări succesive cu HCl, aducând
metalele sub formă de compuşi cloruraţi de tipul ECl3
- clorurile sunt apoi fie reducerii electrolitice fie reducerii
metalotermice folosind Na, Mg, Ca, cu obţinerea
metalelor:
ECl3 icaelectrolitreducere E + 2
3Cl2
ECl3 Ct,Na o
E + 3NaCl
Unitatea de învăţare 4
METALE TRANZIŢIONALE
45
Proprietăţi fizice - Sc, Y, La – sunt metale cu reţele compacte;
- au densităţi mari ( 5 g / cm3);
- au temperaturi de topire şi de fierbere ridicate;
- prezintă un slab paramagnetism;
- pot forma aliaje.
Proprietăţi chimice - aceste metale prezintă în toţi compuşii starea de oxidare
+3;
- sunt elemente cu reactivitate relativ mare;
1) M + 2
3X2 MX3
- MF3 este insolubil în apă, prezintă reţea ionică
- MX3 unde X = Cl, Br sau I hidrolizează în apă cu
formare de MOX
- aceste halogenuri prezintă un grad ridicat de
covalenţă
2) 2M + 2
3O2 M2O3
- Sc2O3 are caracter amfoter
- La2O3 are caracter bazic
3) 2M + 3S M2S3
- aceşti compuşi sunt uşor hidrolizabili
4) 2Sc + 3H2SO4 Sc2(SO4)3 + 3H2
5) La + 3H2O rece La(OH)3 + 2
3H2
6) – cu hidrogen, azot, carbon, siliciu şi bor aceste metale
formează compuşi interstiţiali de tipul ME şi ME2
4.3. Grupa IV B
Elementele grupei:
𝑇𝑖 𝑍𝑟 𝐻𝑓 [𝑅𝑓]⏟
ns2 (n-1)d2
- stările de oxidare în care se pot găsi aceste elemente în compuşi
sunt: +4 în compuşi covalenţi, +2 în compuşi ionici şi uneori în
+3
Răspândire în natură - Ti – sub formă de TiO2 - rutil
- FeO TiO2 [FeTiO3] – ilmenit
- CaO TiO2 [CaTiO3] – perovskit
Unitatea de învăţare 4
METALE TRANZIŢIONALE
46
- Zr, Hf – ZrSiO4, ZrO2, HfO2
Metode de obţinere 1) Procedeul Kroff – porneşte de la oxizi:
MO2 + 2Cl2 + 2C Cto
MCl4 + 2CO
MCl4 Tl,K,Na M – prin reducere metalotermică
MCl4 icaelectrolitreducere M
2) Tiimpur + I2 Cto
TiI2 )W(Ta,Cto
Tipur + I2
Proprietăţi chimice
1) M + X2 MX4 2H MX3 2H MX2
2) M + O2 Cto
MO2 MdeexcessauH,Ct 2o
M2O3 2H
MO
3) M + S (Se, Te) MS2 TisauH2 M2S3
Ti2S3 TisauH2 TiS
4) M + C (Si, Ge, B, N) ME (MSi2, MB2)
5) M + H2 MHx – hidruri interstiţiale
6) – reacţionează cu acizii, Ti fiind atacat mai puternic în
timp ce Zr şi Hf sunt mai rezistente fiind atacat doar de
acizi concentraţi (amestec de HNO3 şi HF):
Ti + 6HF rece H2[TiF6] + 2H2
Ti + HCl(anhidru) H2[TiCl6] + 2H2
Ti + 3HCl + 6H2O [Ti(H2O)6]Cl3 + 2
3H2
Ti + HNO3 TiO2 xH2O
4.4. Grupa V B
Elementele grupei:
𝑉 𝑁𝑏 𝑇𝑎 [𝐻𝑎]⏟
ns2 (n-1)d3
- stările de oxidare ale acestor elemente în compuşi sunt cuprinse
între +2 ... +5;
- când se găsesc în stări inferioare de oxidare se comportă ca
metale formând cationi a căror;
- stabilitate scade de la V la Ta;
- în stări de oxidare superioare se comportă ca nemetale, formând
combinaţii covalente, la fel ca şi elementele grupei V A;
- cu creşterea lui Z scade caracterul nemetalic al elementelor;
- caracterul bazic al oxizilor se manifestă la stările de oxidare
inferioare (ex. VO), pe măsură ce creşte starea de oxidare,
Unitatea de învăţare 4
METALE TRANZIŢIONALE
47
crescând şi caracterul acid, V2O5 având caracter amfoter, cu
caracter mai pronunţat acid.
Răspândire în natură - se găsesc în minereuri, alături de alte elemente, sub
formă de oxoanioni:
Pb5[(VO4)3Cl] V2O5 (patronit) (Fe,Mn)[NbO3]2- columbit
(Fe, Mn)[TaO3]2 – tantalit
Metode de obţinere
1) V2S5 + O2 Cto
V2O5 + Al Vimpur + Al2O3
Vimpur + H2SO4 V2(SO4)3 + H2
V2(SO4)3 icaelectrolitreducere Vpur
Vimpur + I2 VIx )W(Ta,Cto
Vpur +
2
xI2
2) – pentru Nb şi Ta se realizează o topitură a minereului
cu Na2CO3 şi NaOH cu formare de Na3[MO4] care este solubil;
acesta se filtrează şi prin soluţia rezultată se barbotează CO2 când
are loc formarea de M2O5. Prin tratarea amestecului celor două
fluoruri (de Nb şi Ta) cu KF + HF are loc separarea niobiului de
tantal pe baza solubilităţii diferite a acestora: K2[TaF7] este
insolubil în timp ce K2[NbOF5] este solubil în apă.
K2[TaF7] + Na 2KF + 5NaF + Ta
K2[TaF7] + O2 Cto
Ta2O5 + Al Ta
K2[NbOF5] + O2 Nb2O5 + Al Nb
Proprietăţi chimice
1) M + X2 Cto
(Nb,Ta)X5 2H MX4 (MX3, MX2)
VF5;VX4; VX3; VX2
2) M + O2 Cto
M2O5 2H MO2 (M2O3, MO) –
aceştia din urmă stabili doar pentru V
3) M + E compuşi interstiţiali, unde E = N, Si, C, B sau
H; importanţă mai mare o prezintă carburile
interstiţiale, ca înlocuitori de diamant
4) – reacţionează cu acizii, mai uşor V, în timp ce Nb şi
Ta sunt mai rezistente:
2V + 3H2SO4 V2(SO4)3 + 3H2
- cu HNO3 se pasivează
Nb, Ta + HF + HNO3 M2O5 xH2O
acizi niobici (tantalici)
5) M + NaOH Cto
(MO3)- + (MO4)
3- controlatacidmediu
meta- şi orto-compuşi
puternicacidmediu M2O5 xH2O
Unitatea de învăţare 4
METALE TRANZIŢIONALE
48
4.5. Grupa VI B
Elementele grupei:
𝐶𝑟 𝑀𝑜 𝑊⏟
ns1 (n-1)d5
- stările de oxidare unt cuprinse între +2 ... +6;
- pentru Mo şi W starea de oxidare mai stabilă este +6 iar pentru
Cr, +3;
Răspândire în natură - majoritatea celor trei elemente se găsesc sub formă de
oxocompuşi:
Cr: PbCrO4 – crocoit
FeCr2O4 – cromit (FeO Cr2O3)
Mo: MoS2 – molibdenit
Pb(MoO4) – wulfenit
W: CaWO4 – schelit
(Fe,Mn)WO4 – wolframit
Metode de obţinere
mineral Cr + (Na2CO3 + NaOH) CrO 2
4
H Cr2O2
7
H Cr3O
2
10
H Cr4O2
13
puternicH CrO3 Ca,Mg,Ag
Crimpur + H2SO4 Cr2(SO4)3 icaelectrolitreducere Crpur
MoS2 + O2 MoO3 HO MoO 2
4 + NH3
(HN4)6Mo7O24 H,to
MoO3 + Al Mo
mineral W + (Na2CO3 + NaOH) WO 2
4 H
oxocmpuşi puternicH WO3 + Al W
Proprietăţi chimice - au temperaturile de topire şi fierbere cele mai ridicate din
perioadele în care se află (peste 3000 C)
1) Cr + X2 Cto
CrF6, CrF5, CrX4, CrX3, CrX2
Mo, W + X2 MX6 reducere MX5
2) M + O2 MO3
4Cr + 3O2 2Cr2O3
3) Cr + S (Se,Te) Cr2S3
4) – acidul azotic concentrat le pasivează
2Cr + 3H2SO4 Cr2(SO4)3 + 3H2
Mo, W + HF + H2SO4 MoO3, WO3 xH2O
5) M HO MO
2
4
slabH oxocompuşi
6) – cu N, P, C, Si, B, H se formează compuşi interstiţiali
Unitatea de învăţare 4
METALE TRANZIŢIONALE
49
4.6. Grupa VII B
Elementele grupei:
𝑀𝑛 𝑇𝑐 𝑅𝑒⏟
ns2 (n-1)d5
- stările de oxidare variază de la +2 ... +7;
- oxizii în stare de oxidare inferioară au caracter bazic iar cei în
stare de oxidare superioară au caracter acid;
Răspândire în natură - nu au minerale proprii, găsindu-se alături de minereuri de
Mo sau de Cu
Mn: MnO – manganozit; Mn2O3–braunit;
MnO(OH) – manganit; Mn3O4 – hausmanit; MnS2; MnCO3;
MnO2 – piroluzita
Re: ReS2 alături de MoS2
Metode de obţinere
Mn: oxizi de Mn Ca,Na,Al Mnimpur + H2SO4 MnSO4
icaelectrolitreducere Mnpur
Re: (ReS2, MoS2) + (Na2CO3 + NaOH + NaNO3) (ReO
4,
MoO 2
4) KCl,ilizarelubso KReO4
H HReO4 Cto
Re2O7
+ H2 Re
Proprietăţi chimice
1) Mn + X2 MnX2 Cto
MnX3 Cto
MnX4
MnX2 + X2
Tc + X2 TcCl4, TcF4, TcF6
Re + X2 (ReX3)3; (ReX4)3; ReX5; ReX6; ReX7
2) Mn + O2 Cto
MnO + O2 Cto
Mn2O3
C1000o
Mn3O4
Tc, Re + O2 Cto
M2O7 + M Cto
oxizi în
diferite stări de oxidare de la +4 la +7
3) Mn + S MnS; MnS2
Tc, Re + S MS2; MS3
4) – cu N, P, As, C, Si, B formează compuşi interstiţiali
5) Mn + 2HCl rece MnCl2 + H2
Mn + H2SO4 MnSO4 + H2
Tc + 4HCl TcCl4 + 2H2
Tc, Re + HNO3 HMO4 + NO + H2O
Reacţii ale oxocompuşilor elementelor grupei VII b
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 +
K2SO4 + 8H2O
Unitatea de învăţare 4
METALE TRANZIŢIONALE
50
2KMnO4 + 2NH3 2MnO2 + N2 + 2KOH + 2H2O
MnSO4 + 4NaOH + 2NaNO3 Na2MnO4 + 2NaNO2 + Na2SO4
+ 2H2O
MnO2 + Na2CO3 + NaNO3 Na2MnO4 + CO2 + NaNO2
3MnO 2
4
H4 2MnO
4 + MnO2 + 2H2O – reacţie de
disproporţionare
Re + 7HNO3 (conc) HReO4 + 7NO2 + 3H2O
4.7. Grupa VIII B
Elementele grupei:
Fe 4s23d6 Co 4s23d7 Ni 4s23d8
Ru 5s14d7 Rh 5s14d8 Pd 5s04d10
Os 6s15d7 Ir 6s15d8 Pt 6s15d9
Stări de oxidare:
Fe: +2, +3 [+4 în Ba2FeO4, +6 în K2FeO4] Co: +2, +3
Ni: +2 [+3 în NiO(OH)]
Ru şi Os: +2, +3, +8 Rh şi Ir: +3 [+4, +6]
Pd: +2 Pt: +2, +4
- în stări de oxidare inferioare compuşii au caracter bazic şi
prezintă legătură ionică
Subgrupa fierului - din această subgrupă fac parte elementele: Fe, Co şi Ni
Răspândire în natură - Fe se găseşte în scoarţa terestră în compuşi cu O, Si, Al:
Fe2O3 (hematit); Fe3O4 (magnetit); FeO(OH) (lemonit
sau lepidocrocit); FeS2 (pirită); FeCO3
- Co şi Ni se găsesc în arseniuri (compuşi cu As) sau în
tioarseniuri (compuşi cu As şi S): CoAs2 (smaltină);
CoAsS (cobaltină); NiAs (nichelină); NiAsS
(ghersdorfit)
Metode de obţinere
Fe: FeS2 + O2 oxizi de Fe )Al(H2 Feimpur + H2SO4
FeSO4 icaelectrolitreducere Fepur
Co: minerale de Co + O2 Cto
Co3O4 )Al(H2 Co
Ni : minerale de (Ni + Fe + Cu) + (NaNO3 + Na2CO3)
(NiO + CuO + Fe2O3) + C aliaje Fe-Ni-Cu
(NiO + CuO + Fe2O3) + CO (H2) Ni(CO)4
Cto
Nipur
Proprietăţi fizice - sunt metale grele;
Unitatea de învăţare 4
METALE TRANZIŢIONALE
51
- prezintă izomorfism: Fe, Fe, Fe, Fe, Co, Co;
- Fe are proprietatea de a forma aliaje cu C: fier forjabil
( 0,5% C), oţeluri (0,5 C 1%) şi fonte – albe sau
cenuşii – ( 2% C).
Proprietăţi chimice
1) M + X2 Cto
MX2
Fe + X2 Cto
FeX2
Co + 2
3F2 Cto
CoF3
2) M + O2 Cto
MO – acesşti oxizi au caracter bazic
3) M + S MS; MS2; Fe2S3
4) – cu HNO3 şi H2SO4 concentrat metalele din
subgrupa fierului se pasivează;
- H2SO4 diluat şi HCl vor ataca mai uşor fierul cu
formare de săruri de Fe2+;
5) - sărurile metalelor M2+ vor forma în mediu bazic
hidroxizii corespunzători:
M2+ + 2HO- M(OH)2 aer MO(OH) (unde M = Fe sau Co)
2Ni(OH)2 + 2KOH + Br2 2NiO(OH) + 2KBr + 2H2O
4.7.1. Compuşi ai elementelor din subgrupa fierului Dintre compuşii pe care aceste elemente îi formează vor fi
discutaţi compuşii oxigenaţi (oxizi şi hidroxizi) şi combinaţiile
complexe.
I. Oxizii
- în general oxizii acestor elemente au caracter bazic şi
prezintă o reţea cristalină de tip NaCl;
Fierul are trei oxizi: FeO – oxid feros; Fe2O3 – oxid feric;
Fe3O4 – oxid feroferic. Acesta din urmă este de fapt o combinaţie
a primilor doi oxizi.
Cobaltul are doi oxizi: CoO; Co3O4.
Nichelul are un singur oxid: NiO.
Metode de obţinere 1) Descompunerea termică a unor săruri sau compuşi
oxigenaţi:
FeCO3 C600o
FeO + CO2
FeC2O4 Cto
FeO + CO + CO2
Fe(NO3)2 Cto
FeO + N2O5
Unitatea de învăţare 4
METALE TRANZIŢIONALE
52
2FeO(OH) Cto
Fe2O3 + H2O
4FeO C570t o
Fe3O4 + Fe
CoCO3 Cto
CoO + CO2
NiCO3 Cto
NiO + CO2
2) Reducerea unor oxizi superiori:
Fe2O3 + CO 2FeO + CO2
3) Reacţii de oxidare:
2Fe3O4 + 2
1O2 3Fe2O3
2FeO + 2
1O2 Fe2O3
3Fe + H2O(g) Fe3O4 + 4H2
3CoO + 2
1O2 C500400 o
Co3O4
Proprietăţi fizice şi chimice - FeO este o pulbere neagră, piroforă
- Fe2O3 se găseşte în natură sub două forme cristaline,
şi
- Fe3O4 este o pulbere neagră, cristalină şi are proprietăţi
feromagnetice
- CoO se prezintă sub forma unei pulberi de culoare
verde închis
- NiO este o pulbere verde
FeO + H2SO4 FeSO4 + H2O
CoO formează oxizi dubli cu structură spinelică:
CoO + Al2O3 Al2CoO4 (albastrul lui Thenard)
CoO + ZnO ZnCoO2 (verdele lui Riemann)
II. Hidroxizii
Cel mai important este hidroxidul feros, Fe(OH)2.Se obţine
prin acţiunea hidroxizilor alcalini asupra unor săruri de Fe2+:
FeSO4 + 2NaOH Fe(OH)2 + Na2SO4
În prezenţă de NaOH concentrat se formează complexul
Na2[Fe(OH)4]:
Fe(OH)2 + 2NaOH Na2[Fe(OH)4]
III. Combinaţii complexe – elementele din triada fierului
formează în cea mai mare parte combinaţii complexe cu cifră de
coordinare 6.
Fe2+
Unitatea de învăţare 4
METALE TRANZIŢIONALE
53
- una dintre cele mai importante combinaţii complexe ale
Fe+2 este K4[Fe(CN)6], obţinută prin tratarea săruriloe de Fe+2 cu
KCN:
FeSO4 + 2KCN Fe(CN)2 + K2SO4
Fe(CN)2 + 4KCN K4[Fe(CN)6]
Fe3+
2K4[Fe(CN)6] + Cl2 2K3[Fe(CN)6] + 2KCl
- prin tratarea acestei combinaţii complexe cu o sare de
Fe2+ se formează un precipitat de culoare albastră cunoscut sub
denumirea de albastrul lui Turnbull, conform următoarelor
reacţii:
[Fe(CN)6]-3 + Fe+2 [Fe(CN)6]
-4 + Fe+3
3[Fe(CN)6]-4 + 4Fe+3 Fe4[Fe(CN)6]3
Co3+ - în majoritatea combinaţiilor complexe, cobaltul se
găseşte în starea de oxidare +3, spre deosebire de combinaţiile
simple unde este +2.
Exemple: Na3[Co(NO2)6] [Co(NH3)6]Cl3
K3[Co(CN)6]
Ni2+ - atât în combinaţii simple cât şi în combinaţii complexe,
nichelul se găseşte în starea de oxidare +2:
[Ni(NH3)6]Cl2 [Ni(NH3)4(H2O)2]Cl2
4.7.2. Metale platinice - elementele din grupa VIII b care nu fac parte din
subgrupa fierului formează ceea ce se cunoaşte sub denumirea de
metale platinice:
Ru Rh Pd - platinice uşoare ( 10 g / cm3)
Os Ir Pt - platinice grele ( 20 g / cm3)
Proprietăţi chimice - sunt metale puţin reactive
- sunt atacate de apa regală sau de topituri oxidante
(Na2CO3 + NaNO3)
- cu apa regală (3HCl conc. + HNO3 conc.) formează
compuşi solubili sau insolubili:
PdCl2; H2[PtCl6] – compuşi solubili
RuO2
4; IrO
2
4; RhO
2
4; OsO
2
4 - compuşi
insolubili
- formează compuşi cu halogeni, oxigen sau sulf
Unitatea de învăţare 4
METALE TRANZIŢIONALE
54
În tabelele de mai jos sunt date cele trei tipuri de compuşi
(halogenuri, oxizi, sulfuri) ai metalelor platinice, pe stări de
oxidare.
Halogenuri Stare
oxidare
Ru Rh Pd Os Ir Pt
+2 RuX2 - PdX2 OsX2 - PtX2
+3 RuX3 RhX3 - OsX3 IrX3 -
+4 RuF4 RhF4 PdX4 OsX4 IrX4 PtX4
+5 (RuF5)2 (RhF5)2 - (OsF5)2 (IrF5)2 (PtF5)2
+6 RuF6 RhF6 - OsF6 IrF6 PtF6
+8 - - - OsF8 - -
Oxizi Stare
oxidare
Ru Rh Pd Os Ir Pt
+2 - - PdO - - -
+3 - Rh2O3 - - Ir2O3 -
+4 RuO2 - - OsO2 IrO2 PtO2
+8 RuO4 - - OsO4 - -
Sulfuri Stare
oxidare
Ru Rh Pd Os Ir Pt
+2 - - PdS - - PtS
+3 - Rh2S3 - - Ir2S3 -
+4 RuS2 - PdS2 OsS2 IrS2 PtS2
4.8. Grupa I B Elementele grupei:
𝐶𝑢 𝐴𝑔 𝐴𝑢⏟
ns1 (n-1)d10
- stări de oxidare: Ag +1; Cu +1, +2; Au +3
Răspândire în natură Cu: Cu2O (cuprită); CuFeS2 (calcopirită);
CuCO3 Cu(OH)2 (malachit); CuCO3 2Cu(OH)2 (azurit)
Ag: Ag2S (argentit); Ag2Te; AgCl; AgSbS2, Ag3SbS3
Au: - se găseşte sub formă de sulfuri sau telururi dar nu
formează minerale proprii
Metode de obţinere Cu a) Procedeul hidrometalurgic:
Unitatea de învăţare 4
METALE TRANZIŢIONALE
55
Azurit sau malachit Cto
Cu2O + H2SO4 Cu2SO4
Cto
CuSO4 + Cu
CuSO4 icaelectrolitreducere Cu
b) Procedeul pirometalurgic:
CuFeS2 Cto
FeS + Cu2S + S
Cu2S + O2 C900t o
Cu2S + Cu2O Cto
Cu + SO2
Ag
Ag2S (Ag2Te) + O2 Ag2O Cto
2Ag + 2
1O2
Au
mineral (Au, Ag) + KCN [M(CN)2]- + Zn Cto
M +
[Zn(CN)4]2-
Proprietăţi chimice - sunt metale inerte din punct de vedere chimic
- se găsesc după hidrogen în seria potenţialelor
electrochimice
1) Cu + X2 CuX2
Ag + X2 AgX
2) Cu + 2
1O2 CuO C900t o
Cu2O
2Ag + 2
1O2 atm15,Cto
Ag2O
3) Cu + S Cu2S ; CuS
2Ag + S Ag2S
4) Cu + 4HNO3 conc. Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Ag + 2HNO3 conc. AgNO3 + NO2 + H2O
Cu + HCl + O2 CuCl2 + H2O
Au 3HNOHCl3 H[AuCl4]
4.9. Grupa II B Elementele grupei:
𝑍𝑛 𝐶𝑑 𝐻𝑔⏟
ns2 (n-1)d10
- stări de oxidare: Zn2+; Cd2+; Hg2+; Hg2
2
Răspândire în natură Zn: ZnS – sub cele două forme blenda şi wurtzita; ZnO;
ZnCO3
Cd: CdS
Hg: nativ; HgS
Unitatea de învăţare 4
METALE TRANZIŢIONALE
56
Metode de obţinere
ZnS + O2 ZnO CO Zn + CO2
CdS + O2 CdO C Cd + CO
HgS + O2 HgO C400o
Hg + 2
1O2
Proprietăţi chimice - sunt metale rezistente la acţiunea oxigenului;
- sunt uşor atacate de acizi.
1) M + X2 MX2
2) (Zn, Cd) + 2
1O2 Cto
MO
- HgO nu se poate obţine prin acţiunea directă a oxigenului
asupra mercurului ci prin tratarea unor săruri de mercur cu
hidroxizi sau prin acţiunea oxigenului asupra HgS:
Hg2+ + 2HO- Hg(OH)2 HgO + H2O
HgS + 2
3O2 HgO + SO2
3) M + S Cto
MS
4) Zn + HCl ZnCl2 + H2
Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2
Zn + H2SO4 conc., exces ZnSO4 + SO2 + H2O
3Hg + 8HNO3 3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O
5) Zn + 2HO- Zn(OH)2 – are caracter amfoter
Zn(OH)2 + HCl ZnCl2 + H2O
Zn(OH)2 + 2NaOH Na2[Zn(OH)4]
Cd + 2HO- Cd(OH)2
TESTUL DE AUTOEVALUARE 4:
1. Elementele grupei VIB: metode de obţinere, proprietăţi
chimice
2. Reacţii ale oxocompuşilor elementelor grupei VII B
3. Metode de obţinere a oxizilor metalelor din subgrupa
fierului
4. Grupa II B: caracterizare generală, metode de obţinere,
proprietăţi chimice
Unitatea de învăţare 4
METALE TRANZIŢIONALE
57
LUCRAREA DE VERIFICARE 2
1. Enunţaţi postulatele lui Werner referitoare la combinaţiile
complexe
2. Clase de combinaţii complexe. Daţi câte un exemplu din
fiecare clasă
3. Metale platinice : clase de compuşi
4. Grupa IIB: caracterizare generală, metode de obţinere,
proprietăţi chimice
BIBLIOGRAFIE 1. Beral, E., Zapan, M., Chimie anorganică, Editura Tehnică,
Bucureşti, 1977
2. Neniţescu, C.D., Chimie generală, Editura Didactică şi
Pedagogică, Bucureşti, 1980
3. Negoiu, D., Tratat de chimie anorganică, vol. I, Editura
Tehnică, Bucureşti, 1973
4. Negoiu, D., Tratat de chimie anorganică, vol. II, Editura
Tehnică, Bucureşti, 1975
RĂSPUNSURILE TESTELOR DE AUTOEVALUARE
58
RĂSPUNSURILE TESTULUI DE AUTOEVALUARE 1:
Subiectul 1. Teoria gazului de electroni explică următoarele proprietăţi ale
metalelor:
- prezenţa ionilor pozitivi în cristalul de metal determină
densitatea, duritatea, maleabilitatea, tenacitatea,
reactivitatea metalelor;
- prezenţa electronilor mobili determină opacitatea, luciul,
conductibilitatea electrică şi termică.
Subiectul 2.
Un metal compact conţine atomii apropiaţi între ei, astfel încât poate
fi considerat drept o moleculă uriaşă formată din atomi identici.
Astfel, există posibilitatea formării unor orbitali moleculari din
orbitali atomici de acelaşi tip, echivalenţi. Prin combinarea a N
orbitali atomici echivalenţi vor rezulta 2
Norbitali moleculari de
legătură, de energie mai joasă decât cei din care s-au format şi 2
N
orbitali moleculari de antilegătură, de energie mai înaltă. La un
număr foarte mare de atomi – cazul metalului compact – rezultă
orbitali moleculari delocalizaţi care sunt extinşi peste întregul
cristal. Odată cu creşterea numărului de atomi care se combină
astfel, diferenţa de energie dintre orbitalii moleculari de legătură şi
cei de antilegătură se micşorează.
Totalitatea nivelelor de energie care se găsesc într-o succesiune
foarte strânsă formează o zonă sau bandă de energie.
Există două tipuri de benzi:
RĂSPUNSURILE TESTELOR DE AUTOEVALUARE
59
- bandă de valenţă sau de legătură - formată din orbitali
moleculari de legătură şi care este banda de energie
corespunzătoare electronilor de valenţă;
- bandă de conducţie - formată din orbitali moleculari de
antilegătură.
Subiectul 3. La conductori, banda de valenţă şi banda de conducţie sunt
alăturate. În semiconductori şi izolatori banda de valenţă – ocupată
complet – este despărţită de banda de conducţie – vacantă – printr-o
zonă interzisă a cărei lăţime reprezintă diferenţa de energie, EG, între
marginea superioară a benzii de valenţă şi marginea inferioară a
benzii de conducţie.
a – metal cu bandă de valenţă parţial ocupată; b – metal cu bandă de
valenţă ocupată; c – izolator cu zonă interzisă mare; d –
semiconductor
La conductori, trecerea electronilor din banda de valenţă în banda de
conducţie se produce direct, fără consum de energie, în timp ce la
semiconductori şi izolatori, o astfel de trecere necesită energie, cu
atât mai mare cu cât lăţimea zonei interzise este mai mare. Se
consideră a fi izolatori substanţele la care zona interzisă este mai
mare de 5eV. Semiconductorii sunt substanţele pentru care lăţimea
benzii interzise este mai mică de 5eV.
Subiectul 4.
Fiecare atom de potasiu are un singur electron de valenţă şi poate
forma o singură covalenţă simplă cu un alt atom de potasiu vecin.
După cum fiecare atom de potasiu este înconjurat de un număr
relativ mare (opt) de alţi atomi imediat vecini, rezultă o structură de
rezonanţă între diferite poziţii. Astfel, pentru patru atomi de potasiu
pot exista structurile I şi II numite rezonanţe sincronizate:
RĂSPUNSURILE TESTELOR DE AUTOEVALUARE
60
Există şi o rezonanţă nesincronizată între structuri rezultate prin
trecerea unui electron de la un atom la altul:
Rezonanţa între cele şase structuri duce la o mai mare stabilitate
decât rezonanţa numai între structurile I şi II. În structurile III – VI,
unul din cei patru atomi de potasiu a primit un electron în plus,
având doi orbitali de legătură, putând astfel forma două legături de
valenţă. Acest orbital în plus a fost denumit de Pauling orbital
metalic. La orice metal, atomii neutri trebuie să posede orbitali
metalici neocupaţi cu electroni. Astfel, potasiul are în stratul de
electroni exterior al atomului nouă orbitali: un orbital 4s, trei orbitali
4p şi cinci orbitali 4d. Dintre aceştia, un singur orbital are funcţia de
orbital de legătură, oricare din ceilalţi opt orbitali fiind capabili să
aibă rol de orbital metalic.
RĂSPUNSURILE TESTULUI DE AUTOEVALUARE 2:
Subiectul 1. Metode de obţinere
1) oxidarea sulfurilor urmată de reducerea oxidului format:
M2S3 + 2
9O2 → M2O3 + 3SO2
M2O3 + 3C → 2M + 3CO
(H)
2) reducere cu metale:
M2S3 + 3Fe → 2M + 3FeS
3) pentru separarea Sb şi a Bi din amestecuri cu FeS, se procedează
astfel:
K
K
K
K
K K
K K
I II
K
K
K
K
K K
K K
K
K K
K K K
K K-
+ +
- +
-
+
-
III IV V VI
RĂSPUNSURILE TESTELOR DE AUTOEVALUARE
61
2M + 3FeS + Na2SO4 + C → spumă care antrenează
FeS, separându-se astfel metalul M care apoi se purifică pe cale
electrolitică
Proprietăţi chimice
1) cu halogenii:
Sb + X2 Cot SbX3
SbX5
Bi + 2
3X2 → BiX3
- halogenurile hidrolizează foarte uşor:
SbX3 + H2O → SbOX + 2HX
BiX3 + H2O → BiOX + 2HX
2) cu oxigenul:
2Sb + 2
3 O2
Co800 Sb2O3
Sb2O3 + O2 → Sb2O5 Co900t Sb2O4
Co1000 Sb2O3
- cei doi oxizi ai stibiului au caracter amfoter:
Sb2O3 + 6HCl → 2SbCl3 + 3H2O
Sb2O3 + 4KOH Cot 2KSbO2 + K2O + 2H2O
Sb2O5 + 10HCl → 2SbCl5 + 5H2O
Sb2O5 + 2KOH + 5H2O → 2K[Sb(OH)6]
2Bi + 2
3 O2 → Bi2O3
- Bi2O3 are caracter bazic:
Bi2O3 + 3H2SO4 → Bi2(SO4)3 + 3H2O
3) cu sulful:
2Sb + 3S → Sb2S3
2Bi + 3S → Bi2S3
4) cu acizi:
Sb + 6HNO3 (conc) → Sb(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Bi + 6HNO3 (conc) → Bi(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
- aceste săruri hidrolizează foarte uşor:
Sb(NO3)3 + H2O → SbONO3 + 2HNO3
Bi(NO3)3 + H2O → BiONO3 + 2HNO3
2M + 6H2SO4 (conc) → M2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
RĂSPUNSURILE TESTELOR DE AUTOEVALUARE
62
Subiectul 2.
I. Compuşi Pb – X
Pb + 2HCldil 2H
PbCl2 + 2HClconc → H2[PbCl4]
Pb + X2 Cot PbX2 – reacţia are loc cu toţi halogenii cu
excepţia fluorului
- halogenurile de Pb sunt puţin solubile în apă dar solubile în
apă fierbinte
PbX2 + 2MX → M2[PbX4]
II. Compuşi Pb – O
Obţinere
Pb + 2
1O2 Cot PbO + O2 Co450 Pb3O4 3HNO
PbO2
Pb(NO3)2 + NaOH 3NaNO2
Pb(OH)2 Cot PbO
Pb(NO3)2 → PbO + 2NO2 + 2
1O2
PbCO3 → PbO + CO2
Proprietăţi chimice
1) - PbO are caracter amfoter:
PbO + 2HNO3 → Pb(NO3)2 + H2O
PbO + 2NaOH Cot Na2PbO2 + H2O
PbO + 2NaOH + H2O → Na2[Pb(OH)4]
2) unii reducători îl reduc la Pb metalic:
PbO + H2 → Pb + H2O
PbO + C → Pb + CO
PbO + CO → Pb + CO2
III. Compuşi Pb – S
Obţinere
1) Pb + S → PbS
2) Pb2+ + H2S H2 PbS
Proprietăţi chimice
1) - PbS este solubilă în HNO3 diluat:
3PbS + 8HNO3 → 3Pb(NO3)2 + 3S + 2NO + 4H2O
2) – prin încălzire în curent de H2 este redusă la metal:
PbS + H2 → Pb + H2S
RĂSPUNSURILE TESTELOR DE AUTOEVALUARE
63
3) – este descompusă de HCl concentrat:
PbS + 4HCl → H2[PbCl4] + H2S
IV. Săruri ale Pb+2
1) Pb + H2SO4 (dil) → PbSO4 + H2
2) Pb + 2CH3COOH → Pb(CH3COO)2 + H2
PbO + 2CH3COOH → Pb(CH3COO)2 + H2O
Subiectul 3. Aluminiul se obţine prin electroliză, plecând de la bauxită, în două
etape :
a) – obţinerea aluminei – Al2O3 – din bauxită
b) – extragerea aluminiului din alumină
a) – procedeul cel mai folosit pentru obţinerea aluminei din bauxită
este procedeul Bayer umed alcalin care foloseşte o soluţie de NaOH
30%:
Al(OH)3+ NaOH + 2H2O h86,Co200,atm75 Na[Al(OH)4(H2O)2]
Impurităţile conţinute în bauxită formează un nămol roşu format în
principal din Fe(OH)3 şi SiO2∙H2O.
Din soluţia obţinută este reprecipitat Al(OH)3 în două moduri:
- barbotarea de CO2 prin soluţia respectivă ceea ce duce
la formarea de Na2CO3 şi precipitarea Al(OH)3:
2Na[Al(OH)4(H2O)2] + CO2 → 2Al(OH)3 + Na2CO3 + 5H2O
- însămânţarea soluţiei respective cu cristale de
Al(OH)3
După obţinerea Al(OH)3 pur, are loc transformarea acestuia, sub
influenţa temperaturii, în alumină:
2Al(OH)3 Cot Al2O3 + 3H2O
b) – obţinerea aluminiului din alumină are loc prin electroliza
topiturii de Al2O3
- alumina are o temperatură de topire de cca 2000°C, ceea ce
ar duce la un consum energetic foarte mare. De aceea, se realizează
electroliza unui amestec de Al2O3 şi Na3[AlF6] care formează un
amestec eutectic cu temperatura de cca. 936°C, având compoziţia de
15% Al2O3 şi 85% Na3[AlF6].
RĂSPUNSURILE TESTELOR DE AUTOEVALUARE
64
2000°C
1000°C
936°C
100% Al2O3 100% Na3[AlF6]
Procesele probabile care au loc în timpul procesului de electroliză
sunt:
Na3[AlF6] 3Na+ + [AlF6]3─
Na3[AlF6] 2NaF + Na[AlF4]
NaF Na+ + F─
Al2O3 + Na3[AlF6] → 3Na[AlOF2]
- la catod:
(-) 2Na[AlF4] + 6Na+ + 6e─ → 2Al + 8NaF
- la anod:
(+) 3Na[AlOF2] + 6F─ - 6e─ → 3Na[AlF4] + 2
3 O2
Datorită faptului că anodul este confecţionat din grafit şi pentru că
la acest electrod se degajă oxigen, în timp are loc consumarea
anodului din cauza reacţiei dintre oxigen şi carbon.
Proprietăţi chimice
1) Al + 2
3 X2 → AlX3
2) 2Al + 2
3 O2 → Al2O3
3) 2Al + 3S Cot Al2S3
Al2S3 + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2S
4) Al + 2
1 N2 → AlN
AlN + 3H2O → Al(OH)3 + NH3
RĂSPUNSURILE TESTELOR DE AUTOEVALUARE
65
5) 4Al + 3C Co1000t Al4C3 + 12H2O → 3CH4 +
4Al(OH)3
6) Al + NaH → (AlH3)n LiH Li[AlH4]
7) – este atacat de acizi, cu excepţia HNO3 care îl pasivează:
2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2
Al + 3HCl → AlCl3 + 2
3 H2
8) – reacţionează cu bazele în soluţie sau în topitură:
Al + 3NaOH → NaAlO2 + Na2O + 2
3 H2
Al +NaOH + 5H2O → Na[Al(OH)4(H2O)2] + 2
3 H2
9) Al + 3H2O 2HgCl Al(OH)3 + 2
3 H2
Subiectul 4. Caracterizare generală:
- elementele grupei:
𝐵𝑒 𝑀𝑔 𝐶𝑎 𝑆𝑟 𝐵𝑎 𝑅𝑎⏟
ns2
- mai este denumită şi grupa metalelor alcalino-pământoase
- Be formează legături covalente cu procent de ionicitate
- Be este singurul metal din această grupă cu proprietăţi
diamagnetice
- BeO şi Be(OH)2 au caracter amfoter
- starea de oxidare obişnuită este +2
- temperatura de topire, densitatea şi duritatea au valori mai mari
decât pentru elementele din grupa I A
- energiile de ionizare au valori mici dar sunt superioare celor
caracteristice elementelor din grupa I A
Obţinere:
- din minereurile care le conţin, metalele sunt trecute sub
formă de cloruri sau oxizi şi apoi se face fie electroliza, fie
reducerea oxizilor cu C sau cu metale;
- în cazul beriliului, se pleacă de la (BeCl2)n care se supune
electrolizei în topitură, în amestec cu NaCl pentru mărirea
conductibilităţii electrice a amestecului.
RĂSPUNSURILE TESTELOR DE AUTOEVALUARE
66
MgO + C Mg + CO
+ Si Mg + SiO2
3BaO + 2Al 3Ba + Al2O3
+ Mg Ba + MgO
- pentru obţinerea Ra pur, se izolează Ra din amestecuri de
compuşi radioactivi cu ajutorul HN3 (acid azothidric) cu formare de
azidă de Ra, Ra(N3)2 care apoi la temperatură trece în Ra pur şi azot
Proprietăţi chimice
1) M + X2 MX2
- halogenurile metalelor alcalino-pământoase prezintă reţele
ionice, mai puţin BeX2, în special BeCl2, care prezintă legături
covalente Be-Cl, cu Be în stare de hibridizare sp.
Între moleculele de BeCl2 apar interacţii de natură electrostatică
între o pereche de electroni neparticipanţi de pe un atom de clor şi
unul din cei doi orbitali liberi ai atomului de beriliu care duc la
formarea de asociaţii de molecule (BeCl2)n:
:Cl :Cl :Cl :Cl
Be Be Be Be
Cl: Cl: Cl: Cl:
- prin încălzire la cca. 750 C, se distruge structura polimerică
şi rezultă monomeri de BeCl2
2) M + 2
1O2 MO
- reacţia de mai sus nu se produce în cazul Be şi al Mg care
sunt rezistente la acţiunea oxigenului la temperatură obişnuită;
M + O2 ot MO2 – peroxizi
3) M + S ot MS
4) M + H2 MH2 , cu excepţia Be
5) M + H2SO4 MSO4 + H2
6) BeO + 2NaOH + H2O Na2[Be(OH)4]
7) Ca + 2C C1000 CaC2
2Be + C t Be2C
Subiectul 5.
Obţinere
1) Na + H2O NaOH + 2
1H2
RĂSPUNSURILE TESTELOR DE AUTOEVALUARE
67
2) Na2O + H2O 2NaOH
3) NaH + H2O NaOH + H2
4) Na2SO4 + Ba(OH)2 2NaOH + BaSO4
5) – electroliza soluţiei de NaCl, ca procedeu industrial
2NaCl + 2H2O aelectroliz 2NaOH + H2 + Cl2
H2O H+ + HO-
NaCl Na+ + Cl-
a. Varianta cu catod solid (de fier)
(-) H+ + e- H 2H H2
(+) Cl- - e- Cl 2Cl Cl2
- în soluţie:
Na+ + HO- NaOH
b. Varianta cu catod lichid (de mercur)
(-) xNa+ + xe- + Hg NaxHg
2NaxHg + 2xH2O 2xNaOH + xH2 + 2Hg
(+) Cl- - e- Cl 2Cl Cl2
- în cadrul procedeului electrochimic este foarte important ca
NaOH să nu ajungă în contact cu clorul deoarece pot avea loc
următoarele reacţii secundare:
2NaOH + Cl2 rece NaClO + NaCl + H2O
6NaOH + 3Cl2 C8070 o
NaClO3 + 5NaCl + 3H2O
- din acest motiv spaţiul anodic trebuie separat de spaţiul
catodic
6) - un procedeu industrial de obţinere a NaOH este procedeul
caustificării care utilizează ca materii prime soda calcinată şi laptele
de var:
Na2CO3 + Ca(OH)2 2NaOH + CaCO3
Proprietăţi chimice - în stare topită NaOH atacă sticla
- în prezenţă de oxigen, NaOH atacă chiar platina
1) NaOH + HCl NaCl + H2O
2) 2NaOH + CO2 Na2CO3 + H2O
3) Zn + 2NaOH + H2O Na2[Zn(OH)4] + H2
4) NaOH + CO HCOO-Na+
RĂSPUNSURILE TESTELOR DE AUTOEVALUARE
68
RĂSPUNSURILE TESTULUI DE AUTOEVALUARE 3:
Subiectul 1. Combinaţiile complexe conţin pe lângă un număr de ioni simpli şi
un ion complex (anion sau cation) constituit dintr-un ion central,
înconjurat (coordinat) de un număr bine definit de molecule sau
ioni, denumite liganzi.
Orice combinaţie complexă este formată din:
- unul sau mai mulţi ioni metalici centrali;
- un număr variabil de anioni sau molecule neutre donoare
de electroni care înconjoară ionul metalic şi care poartă
denumirea de liganzi;
- un număr variabil de anioni sau cationi care trebuie să
compenseze sarcina ionului complex.
Ionul sau ionii metalici centrali împreună cu liganzii alcătuiesc sfera
de coordinare, iar ionii care compensează sarcina acestei sfere
alcătuiesc sfera de ionizare.
Exemplu:
Subiectul 2. Postulatele lui Werner
I. Metalele prezintă două tipuri de valenţe: valenţe
primare (principale) sau ionizabile şi valenţe secundare
(auxiliare) sau neionizabile.
II. Valenţele primare sunt satisfăcute de ioni negativi iar
valenţele secundare sunt satisfăcute de ioni negativi sau
de molecule neutre.
III. Valenţele secundare sunt dirijate în spaţiu în jurul
ionului metalic central.
Ni NH Cl[ ]
ion metalic
ligand
numar de coordinare
sfera de ionizare
ion complexsfera de coordinare
( )3 6 2
( )
RĂSPUNSURILE TESTELOR DE AUTOEVALUARE
69
Subiectul 3. Liganzii sunt fie anioni, fie molecule neutre care posedă cel puţin o
pereche de electroni neparticipanţi. Ei pot fi clasificaţi după numărul
de perechi de electroni cu care participă la coordinare:
- liganzi monodentaţi: X-, CN-, NH3, (piridină);
- liganzi bidentaţi: SO 2
3 , S2O2
3 , C2O2
4 sau:
etilendimina
- dicetonele
glicocol
- liganzi tridentaţi – propilentriamina:
- liganzi tetradentaţi – tetrapiridil:
Liganzii polidentaţi pot funcţiona cu o capacitate de coordinare mai
mică decât cea de care dispun.
Subiectul 4. Se vor lua oricare cinci clase din următoarele enumerate:
1. Aminocomplecşi. Ligandul este reprezentat de molecula de
amoniac, NH3, legătura cu ionul metalic central realizându-se prin
intermediul perechii de electroni neparticipante de pe atomul de
azot.
Exemple:
N
NH2CH2
CH2 NH2
CH3 C CH2 C CH3
O O
CH2 NH2
CO
OH
NH2CH2
NH2CH
CH2 NH2
N N N N
RĂSPUNSURILE TESTELOR DE AUTOEVALUARE
70
n.c. = 2 [Ag(NH3)2]Cl
n.c. = 4 [Cu(NH3)4]SO4
2. Acvocomplecşi. Ligandul este molecula de apă, legătura cu ionul
metalic central realizându-se prin una din cele două perechi de
electroni neparticipante de pe atomul de oxigen.
Exemple:
n.c. = 4 [Cu(H2O)4]SO4 H2O
n.c. = 6 [Ni(H2O)6]SO4 H2O
3. Hidroxocomplecşi. Ligandul este reprezentat de ionul hidroxil,
HO-, legătura realizându-se prin intermediul perechii de electroni a
ionului.
Exemple:
n.c. = 4 Na[Al(OH)4(H2O)2] Na2[Zn(OH)4]
4. Halogenocomplecşi. Ligandul este ionul clorură, Cl-.
Exemple:
n.c. = 4 H2[PbCl4] Na[BF4]
n.c. = 6 K3[FeF6]
5. Cianocomplecşi. Ligandul este ionul cianură, CN-.
Exemple:
n.c. = 4 K2[Cd(CN)4]
n.c. = 6 K4[Fe(CN)6] K3[Fe(CN)6]
6. Carbonilocomplecşi. Ligandul este molecula de monoxid de
carbon, CO.
Exemple:
Fe(CO)5 Fe2(CO)9 Ni(CO)4
7. Săruri duble. Asemenea combinaţii complexe au diferiţi liganzi.
Exemple:
(NH4)2[Fe(SO4)2] 6H2O sare Mohr
Alauni de tipul I
2M [MII(SO4)2] 12H2O MI [MIII(SO4)2]
12H2O
8. Combinaţii complexe polinucleare. Acest tip de combinaţii
complexe prezintă doi sau trei atomi metalici centrali. Legătura
dintre atomi se face prin aşa-numitele punţi care pot fi: hidroxil,
oxo, peroxo, amino, acetato etc. Puntea se desemnează prin prefixul
.
Exemple:[(NH3)5Cr.........OH.............Cr(NH3)5]Cl5
pentaclorura de decaamino ol dicrom (III)
RĂSPUNSURILE TESTELOR DE AUTOEVALUARE
71
9. Combinaţii complexe chelatice. Liganzii aparţin unor clase
diferite de combinaţii, în special organice: baze Schiff, acetil
acetonă, dimetil glioximă.
Exemple:
dimetil glioximat
10. Combinaţii complexe cu olefine. În acest caz, liganzii sunt
reprezentaţi de molecule ale diferitelor olefine.
Exemple:
K[PtCl3(C2H4)] [PtCl2(C2H4)2]
RĂSPUNSURILE TESTULUI DE AUTOEVALUARE 4:
Subiectul 1. Obţinere
mineral Cr + (Na2CO3 + NaOH) CrO2
4
H Cr2O2
7
H
Cr3O2
10
H Cr4O2
13
puternicH CrO3 Ca,Mg,Ag Crimpur +
H2SO4 Cr2(SO4)3 icaelectrolitreducere Crpur
MoS2 + O2 MoO3 HO MoO
2
4 + NH3 (HN4)6Mo7O24
H,to
MoO3 + Al Mo
mineral W + (Na2CO3 + NaOH) WO2
4 H oxocmpuşi
puternicH WO3 + Al W
Proprietăţi chimice
1) Cr + X2 Cto
CrF6, CrF5, CrX4, CrX3, CrX2
Mo, W + X2 MX6 reducere MX5
2) M + O2 MO3
C
Me
C
2
H3
C
C H
C
C H3
O O
OO
C C
C HH3C H3
RĂSPUNSURILE TESTELOR DE AUTOEVALUARE
72
4Cr + 3O2 2Cr2O3
3) Cr + S (Se,Te) Cr2S3
4) – acidul azotic concentrat le pasivează
2Cr + 3H2SO4 Cr2(SO4)3 + 3H2
Mo, W + HF + H2SO4 MoO3, WO3 xH2O
5) M HO
MO 2
4
slabH
oxocompuşi
6) – cu N, P, C, Si, B, H se formează compuşi interstiţiali
Subiectul 2.
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 +
8H2O
2KMnO4 + 2NH3 2MnO2 + N2 + 2KOH + 2H2O
MnSO4 + 4NaOH + 2NaNO3 Na2MnO4 + 2NaNO2 + Na2SO4 +
2H2O
MnO2 + Na2CO3 + NaNO3 Na2MnO4 + CO2 + NaNO2
3MnO2
4
H4 2MnO
4 + MnO2 + 2H2O – reacţie de
disproporţionare
Re + 7HNO3 (conc) HReO4 + 7NO2 + 3H2O
Subiectul 3. 1) Descompunerea termică a unor săruri sau compuşi oxigenaţi:
FeCO3 C600o
FeO + CO2
FeC2O4 Cto
FeO + CO + CO2
Fe(NO3)2 Cto
FeO + N2O5
2FeO(OH) Cto
Fe2O3 + H2O
4FeO C570t o
Fe3O4 + Fe
CoCO3 Cto
CoO + CO2
NiCO3 Cto
NiO + CO2
2) Reducerea unor oxizi superiori:
Fe2O3 + CO 2FeO + CO2
3) Reacţii de oxidare:
2Fe3O4 + 2
1O2 3Fe2O3
2FeO + 2
1O2 Fe2O3
RĂSPUNSURILE TESTELOR DE AUTOEVALUARE
73
3Fe + H2O(g) Fe3O4 + 4H2
3CoO + 2
1O2 C500400 o
Co3O4
Subiectul 4. Caracterizare generală:
𝑍𝑛 𝐶𝑑 𝐻𝑔⏟
ns2 (n-1)d10
- stări de oxidare: Zn2+; Cd2+; Hg2+; Hg2
2
Hg: nativ; HgS
Metode de obţinere
ZnS + O2 ZnO CO Zn + CO2
CdS + O2 CdO C Cd + CO
HgS + O2 HgO C400o
Hg + 2
1O2
Proprietăţi chimice
1) M + X2 MX2
2) (Zn, Cd) + 2
1O2 Cto
MO
- HgO nu se poate obţine prin acţiunea directă a oxigenului
asupra mercurului ci prin tratarea unor săruri de mercur cu hidroxizi
sau prin acţiunea oxigenului asupra HgS:
Hg2+ + 2HO- Hg(OH)2 HgO + H2O
HgS + 2
3O2 HgO + SO2
3) M + S Cto
MS
4) Zn + HCl ZnCl2 + H2
Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2
Zn + H2SO4 conc., exces ZnSO4 + SO2 + H2O
3Hg + 8HNO3 3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O
5) Zn + 2HO- Zn(OH)2 – are caracter amfoter
Zn(OH)2 + HCl ZnCl2 + H2O
Zn(OH)2 + 2NaOH Na2[Zn(OH)4]
Cd + 2HO- Cd(OH)2
BIBLIOGRAFIE GENERALĂ
74
BIBLIOGRAFIE GENERALĂ:
1. Beral, E., Zapan, M., Chimie anorganică, Editura Tehnică,
Bucureşti, 1977
2. Neniţescu, C.D., Chimie generală, Editura Didactică şi
Pedagogică, Bucureşti, 1980
3. Negoiu, D., Tratat de chimie anorganică, vol. I, Editura
Tehnică, Bucureşti, 1973
4. Negoiu, D., Tratat de chimie anorganică, vol. II, Editura
Tehnică, Bucureşti, 1975
5. Blackman , A., Bottle, S.E., Schmid, S., Mocerino, M., Wille,
U., Chemistry, John Wiley & Sons Australia, Ltd. 2008
6. Olmsted, J. III, Williams, G.M., Chemistry – fourth edition,
John Wiley & Sons, Inc., 2006
7. Miessler, G.L., Tarr, D.A., Inorganic Chemistry – third edition,
Pearson Prentice Hall Education, Inc., 2004
top related