Общая характеристика элементов

↑

▷ Содержание

⇐ ПредыдущаяСтр 21 из 27Следующая ⇒

Электронная конфигурация хрома:

Атом Cr имеет 6 неспаренных электронов: пять d -электронов на пяти d -орбиталях и 1 электрон на внешней s -орбитали. У атомов хрома и молибдена наблюдается «проскок» одного электрона с ns - на
(n -1) d -подуровень и образование стабильной конфигурации d ⁵. Максимальная степень окисления +6. Общая характеристика элементов представлена в табл.11.1.

Таблица 11.1

Некоторые свойства d -элементов VI группы

Металл	Электрон-ная конфи-гурация	Металлический радиус атома, нм	Энергия ионизации I 1, кДж/моль	Стандартный электродный потенциал, Е , В	t пл, °С	Характер-ные степе-ни окис-ления
Cr	...3 d 54 s 1	0,127	652,87	–0,744	1907	+2, +3, +6
Mo	...4 d 55 s 1	0,139	684,31	–0,20	2623	+2, +3,+4, +6
W	...5 d 46 s 2	0,140	758,76	–0,15	3422	+2, +3,+4, +6

Как и в других подгруппах d -элементов, в ряду Cr – Mo – W увеличивается энергия ионизации, следовательно, химическая активность металлов понижается. Вследствие лантаноидного сжатия атомные радиусы Мо и W близки, поэтому молибден и вольфрам по свойствам ближе друг к другу, чем к хрому.

В соединениях хром, молибден, вольфрам проявляют все степени окисления от +2 до +6. Для хрома состояние +3 наиболее устойчиво. При переходе от хрома к вольфраму наблюдается тенденция к возрастанию устойчивости соединений с высшей степенью окислениия +6. Рост степени окисления сопровождается усилением кислотных и окислительных свойств и увеличением ковалентного характера связей.

Cr, Mo, W – это очень твердые и тугоплавкие металлы. Вольфрам – самый тугоплавкий из металлов, он – лучший материал для нитей и спиралей ламп накаливания. Высокая температура плавления свидетельствует о заметном ковалентном вкладе в химическую связь. У d -элементов этот ковалентный вклад обусловлен наличием неспаренных электронов на d -подуровне. Наличие 6 неспаренных электронов в кристаллах d -элементов 6 группы обеспечивает максимальный ковалентный вклад и самые высокие t _пл среди металлов.

В природе хром и его аналоги в свободном состоянии не встречаются. Важнейшие минералы:

Fe(CrO₂)₂ – хромит (хромистый железняк);

PbCrO₄ – крокоит;

MoS₂ – молибденит (молибденовый блеск);

(Fe, Mn)WO₄ – вольфрамит;

CaWO₄ – шеелит.

Получение. Хром получают в виде феррохрома (сплава с железом), восстанавливая углем хромистый железняк в электрических печах:

Fe(CrO₂)₂ + 4C  Fe + 2Cr + 4CO.

феррохром

Выплавленный феррохром используют для получения нержавеющей стали.

Чистый хром можно получить алюмотермическим путем из оксида Cr (III) или восстановлением кремнием в присутствии CaO:

Cr₂O₃ + 2Al  2Cr + Al₂O₃;

2Cr₂O₃ + 3Si + 3CаO  4Cr + 3CaSiO_3.

Cr₂O₃ получают сплавлением хромистого железняка с содой в присутствии кислорода и последующим восстановлением углем:

4Fe(CrO₂)₂ + 7O₂ + 8Na₂CO₃  8Na₂CrO₄ + 2Fe₂O₃ + 8CO₂;

2Na₂CrO₄ + H₂SO₄ = Na₂Cr₂O₇ + Na₂SO₄ + H₂O;

Na₂Cr₂O₇ + 2C  Cr₂O₃ + Na₂CO₃ + CO.

В гидрометаллургическом методе молибден извлекают путем флотации из различных руд, в которых содержатся соли молибденовой кислоты, и чаще всего в виде парамолибдата аммония (NH₄)₆Mo₇O₂₄ × 4H₂O.

Молибден и вольфрам получают восстановлением их оксидов или галогенидов водородом:

4MoS₂ + 14O₂ = 4MoO₃ + 8SO₂;

MoO₃ + 3H₂  Mo + 3H₂O;

4FeWO₄ + 4Na₂CO₃ + O₂   4Na₂WO₄ + 2Fe₂O₃ + 4CO₂;

Na₂WO₄ + 2HCl ® 2NaCl + H₂WO₄;

H₂WO₄   WO₃ + H₂O;

WO₃ + 3H₂  W + 3H₂O.

Металлы получают в виде порошков. Их переводят в слиток методом порошковой металлургии: подвергают холодному прессованию под высоким давлением, затем спекают в инертной атмосфере. Металлы высокой степени чистоты получают через карбонилы, которые легко чистят перегонкой и далее разлагают при нагревании:

Ме + 6СО   Ме(СО)₆;

Ме(СО)₆   Ме + 6СО.

Химические свойства. В компактном состоянии хром, молибден и вольфрам устойчивы, но порошки легко сгорают в кислороде при нагревании до 800°С, при этом образуются оксиды в характерных для этих металлов степенях окисления:

4Cr + 3O₂ = 2Cr₂⁺³O₃;

(W) 2Mo + 3O₂ = 2Mo⁺⁶O₃.

При комнатной температуре хром, молибден и вольфрам взаимодействуют с фтором, а при нагревании с остальными галогенами:

2Cr + 3Г₂ = 2CrГ₃ (Г = F, Cl, Br);

Cr + I₂ = CrI₂;

(W) Mo + 3F₂ = MoF₆;

2Mo + 5Cl₂ = 2MoCl₅;

W + 3Cl₂ = WCl₆.

Сплавлением металлов с серой образуются сульфиды, кристаллические вещества переменного состава:

2Cr + 3S  Cr₂S₃;

(W) Mo + 2S  MoS₂ (дисульфид).

При нагревании хром, молибден, вольфрам соединяются с азотом с образованием нитридов MeN, Me₂N и др. (нитриды Мо и W можно получить взаимодействием металла с газообразным аммиаком). С углеродом образуют карбиды Cr₃C₂, Cr₄C, Mo₂C, W₂C, MoC, WC.

Нитриды и карбиды металлов VI В группы – сверхтвердые, тугоплавкие, химически инертные соединения. WC по твердости не уступает алмазу. Все они являются соединениями внедрения. Атомы неметаллов находятся в пустотах кристаллической решетки металлов.

Металлы VI В группы, как и остальные d -элементы, с водородом химически не взаимодействуют. Хром при высоких температурах растворяет водород, образуя твердые растворы внедрения. Молибден и вольфрам водород практически не поглощают.

Хром, молибден, вольфрам стоят в ряду напряжений до водорода (хром находится между цинком и железом), однако они являются довольно инертными металлами. Это обусловлено пассивацией – образованием на поверхности тонкой, но плотной оксидной пленки. Наиболее сильно пассивируется хром. При температуре красного каления хром, молибден и вольфрам реагируют с парами воды, образуя оксиды:

2Cr + 3H₂O  Cr₂O₃ + 3H₂;

Мо + 2Н₂О  МоО₂ + 2Н₂.

В непассивном состоянии хром довольно активен и реагирует с кислотами-неокислителями HCl и H₂SO_4(разб), с образованием соединений Cr²⁺, поскольку в этих условиях пассивирующая пленка разрушается:

Cr + 2HCl = CrCl₂ + H₂;

Cr + H₂SO₄ = CrSO₄ + H₂.

Кислоты-окислители HNO₃, H₂SO_4(конц) на хром не действуют, а еще больше пассивируют его. Молибден и вольфрам легко растворяются в горячей смеси HNO₃ и HF:

Mo + 6HNO₃ + 8HF = H₂[MoF₈] + 6NO₂ + 6H₂O

и в расплавах щелочей в присутствии окислителей:

W + 3NaNO₃ + 2NaOH = Na₂WO₄ + 3NaNO₂ + H₂O.

Соединения металлов VI В группы. Для всех элементов VI В группы известны кислородные соединения со степенями окисления +6, +4. Хром образует кислородные соединения в степенях окисления +2, +3, поэтому низшие оксиды получены только для хрома.

Оксид хрома (II) CrO – основный оксид, черное, тугоплавкое вещество, нерастворимое в воде. CrO реагирует с кислотами:

CrO + H₂SO₄ = CrSO₄ + H₂O.

CrO получают осторожным обезвоживанием Cr(OH)₂ в восстановительной атмосфере:

Cr(OH)₂ = CrO + H₂O.

Гидроксид Cr (OH)₂ – слабое нерастворимое основание коричневого цвета, взаимодействует с кислотами:

Cr(OH)₂ + 2HCl = CrCl₂ + 2H₂O.

Получают гидроксид действием аммиака или щелочей на соли
Cr (II) в инертной среде:

CrCl₂ + 2NaOH = Cr(OH)₂¯ + 2NaCl.

Соединения Cr (II) являются сильными восстановителями, так как степень окисления +2 для хрома не характерна. Cr(OH)₂ легко окисляется кислородом воздуха, а CrO даже при растирании на воздухе окисляется до Cr₂O₃:

4Cr(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Cr(OH)₃.

Оксид хрома (III) Cr ₂ O ₃ – самое устойчивое соединение хрома. Cr₂O₃ – темно-зеленое тугоплавкое вещество. Применяется в качестве абразивного материала (паста ГОИ) и добавки к корунду при выращивании кристаллов рубина.

Cr₂O₃ в компактном состоянии инертен, не растворяется в воде, растворах кислот и щелочей. Амфотерные свойства этот оксид проявляет, взаимодействуя при сплавлении с дисульфатами и щелочами:

Cr₂O₃ + 3K₂S₂O₇ = Cr₂(SO₄)₃ + 3K₂SO₄;

Cr₂O₃ + 2NaOH  2NaCrO₂ + H₂O (метахромит натрия).

В мелкодисперсном состоянии Cr₂O₃ растворяется в сильных кислотах и щелочах:

Cr₂O₃ + 3H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3H₂O.

Cr₂O₃ + 6KOH +3H₂O = 2K₃[Cr(OH)₆] (гексагидроксохромат (III) калия).

Оксид хрома (III) п олучают сжиганием мелкораздробленного металла, а также разложением гидроксида хрома (III) или дихромата аммония:

(NH₄)₂Cr₂O₇ = Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O.

или при восстановлении соединений хрома (VI):

K₂Cr₂O₇ + 2C   K₂CO₃ + Cr₂O₃ + CO;

K₂Cr₂O₇ + S   Cr₂O₃ + K₂SO₄.

Г идроксид Cr(OH)₃. Формула Cr(OH)₃ условна; соответствующий оксиду хрома (III) гидроксид представляет собой грязно-фиолетовый осадок гидратированного оксида Cr₂O₃ × n H₂O.

Cr(OH)₃ – слабый нерастворимый амфотерный гидроксид ( =
= 8,91 × 10^–11), растворяется в кислотах и щелочах:

Cr(OH)₃ + 3HCl = CrCl₃ + 3H₂O;

Cr(OH)₃ + 3KOH = K₃[Cr(OH)₆].

Гидроксид хрома (III) получают реакцией обмена из солей:

Cr₂(SO₄)₃ + 6KOH = 2Cr(OH)₃¯ + 3K₂SO₄.

При хранении Cr(ОН)₃ его реакционная способность снижается за счет постепенной замены связей Cr–OH на связи Cr–O–Cr. При нагревании Cr(ОН)₃ переходит сначала в метагидроксид CrО(ОН), а затем в оксид Cr₂O₃.

Оксиды МеО₃ представляют собой твердые кристаллические вещества. МеО₃ – типичные кислотные оксиды. CrO ₃ – термически неустойчивое красного цвета вещество, разлагается при нагревании:

4CrO₃  2Cr₂O₃ + 3O₂.

MoO₃ (белый, желтеющий при нагревании), WO₃ (лимонно-желтый) – термически устойчивы и испаряются без разложения в виде полимеров (МеО₃) _n, где n = 2–6.

CrO₃ жадно впитывает влагу, хорошо растворяется в воде с образованием хромовых кислот Н₂Cr _n O_{3 n +1} (n = 1, 2, 3, 4); чем концентрированнее раствор, тем больше степень конденсации:

H₂O             Н₂СrO₄                   Н₂Cr₂O₇                       Н₂Cr₃О₁₀

CrO₃ – очень сильный окислитель.

МоО₃ и WO₃ малорастворимы в воде, их кислотный характер проявляется при взаимодействии со щелочами. Могут образовывать полимолибдаты и поливольфраматы.

МеО₃ легко растворяются в щелочах, образуя соответствующие соли:

CrO₃ + 2NaOH = Na₂CrO₄ + Н₂О.

Оксидам МеО₃ соответствуют кислоты H ₂ MeO ₄.

Хромовая кислота H₂CrO₄ – кислота средней силы, существует только в водных растворах (  = 1,82 × 10^–1;  = 3,24 × 10^–7).

Молибденовая H₂MoO₄ и вольфрамовая H₂WO₄ кислоты – слабые, малорастворимые кислоты. Из растворов они выделяются в виде гидратов соответствующих оксидов MoO₃ × 2H₂O, WO₃ × 2H₂O.

Перечисленным кислотам соответствуют соли: хроматы (желтые), дихроматы (оранжевые), молибдаты (бесцветные), вольфраматы (бесцветные).

Между хромат- и дихромат-ионами устанавливается равновесие, которое может быть смещено изменением кислотности среды:

OH^–

Cr₂O  + H₂O ⇄ 2CrO₄^2– + 2H⁺.

H⁺

В кислых средах устойчивы дихроматы, в щелочных – хроматы. Благодаря этому из хроматов легко получить дихроматы и наоборот:

K₂Cr₂O₇ + 2KOH = 2K₂CrO₄ + H₂O;

     оранжевый          желтый

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ = K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O.

желтый              оранжевый

Хроматы и дихроматы при сильном нагревании разлагаются:

4K₂Cr₂O₇  4K₂CrO₄ + 2Cr₂O₃ + 3O₂.

Поскольку для хрома наиболее характерна степень окисления +3, то соединения хрома (VI) являются сильными окислителями. Дихроматы в кислой среде восстанавливаются до хрома +3:

K₂Cr₂O₇ + 6KI + 7H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3I₂ + 4K₂SO₄ + 7H₂O;

Cr₂O  + 14H⁺ +6 е ^– = 2Cr³⁺ + 7H₂O; E  = 1,33 B.

Взаимодействие ионов Cl^– и Cr₂O  не является окислительно-восстановительным процессом. При смешивании на холоду концентрированных растворов K₂Cr₂O₇ и НCl выделяются крупные игольчатые оранжевые кристаллы хлорхромата калия:

K₂Cr₂O₇ +2НCl = 2KCrO₃Cl + H₂O.

При нагревании смеси K₂Cr₂O₇ и НCl выделяется диоксид-дихлорид хрома:

K₂Cr₂O₇ + 6НCl  2KCl + 2CrCl₂O₂ + 3H₂O.

Хроматы в щелочной и нейтральной средах – менее энергичные восстановители. Производные хрома +6 могут быть восстановлены в нейтральной и слабощелочной средах действием только сильных восстановителей:

2K₂CrO₄ + 3(NH₄)₂S + 8H₂О = 2Cr(OH)₃ + 3S +4KOH + 6NH₄OH;

CrO  + 4H₂O + 3 e ^– = Cr(OH)₃ + 5OH^–; E  = –0,13 B.

Соединения, содержащие Mo и W в степени окисления +6, находятся в устойчивом состоянии, поэтому окислительные свойства проявляют лишь при взаимодействии с наиболее сильными восстановителями. Таким образом, при переходе сверху вниз по группе стабилизируются высшие степени окисления.

Оксид CrO₃ получают по реакции:

K₂Cr₂O₇ + H₂SO_4(конц) = 2CrO₃ + K₂SO₄ + H₂O.

MoO₃ и WO₃ получают окислением металла или его соединений кислородом воздуха, а также прокаливанием молибдатов или вольфраматов аммония:

2Mo + 3O₂ = 2MoO₃;

2WS₃+ 9O₂ = 2WO₃ + 6SO₂.

H₂CrO₄ получают растворением CrO₃:

CrO₃ + H₂O = H₂CrO₄.

H₂MoO₄ и H₂WO₄ получают реакцией обмена из солей:

Na₂MoO₄ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂MoO₄¯.

Хроматы получают обжигом на воздухе смеси хромистого железняка с содой или поташем

4Fe(CrO₂)₂ + 7O₂ + 8Na₂CO₃  8Na₂CrO₄ + 2Fe₂O₃ + 8CO₂.

Галогениды Мо²⁺ являются тугоплавкими малорастворимыми кластерами состава Ме₆Cl₁₂ или (Мо₆Г₈)Г₄ (Г = Cl, Br, I). Соединения представляют собой многоядерные комплексы с непосредственными связями Ме–Ме.

Высшие галогениды в силу высокой доли ковалентности связи
Ме–Г являются галогенангидридами. Галогенидов молибдена и вольфрама +6 довольно много: МоГ₆ (Г = F, Cl, Br), WГ₆ (Г = F, Cl, Br), MoOF₄, MoO₂F₂ и др. Это реакционноспособные вещества, они легко гидролизуются:

MoCl₆ + H₂O = MoOCl₄ + 2HCl.

Галогениды образуются при взаимодействии простых веществ:

W + 3Cl₂ = WCl₆;

Mo + 3F₂ = MoF₆.

Соли. Соединения, содержащие катион Ме⁺² известны только для хрома. Галогениды Cr⁺² – твердые кристаллические вещества, неустойчивы, легко окисляются до соединений Cr⁺³, восстанавливают воду до Н₂:

2CrCl₂ + 2H₂O = 2CrOHCl₂ + H₂;

Сr³⁺ + е ^– = Сr²⁺; Е  = –0,41 В.

Окисляются кислородом воздуха:

4CrCl₂ + O₂ + 4HCl = 4CrCl₃ + 2H₂O.

В водных растворах соединения хрома (III) обладают высокой устойчивостью, поэтому хром (III) образует соли со многими известными кислотами. Ионы хрома (III) в водных растворах существуют в виде гидратных комплексов [Cr(H₂O)₆]³⁺. Из растворов соли хрома (III) выделяют в виде кристаллогидратов CrCl₃ × 6H₂O, Cr(NO₃)₃ × 9H₂O и др.

Сульфат хрома (III) с сульфатами щелочных металлов образует двойные соли KCr(SO₄)₂ × 12H₂O – хромкалиевые квасцы, по составу и структуре аналогичные алюмокалиевым квасцам.

Растворимы практически все соли хрома (III), кроме CrPO₄, CrAsO₄. Т.к. соли хрома (III) образованы слабым основанием, в растворе они подвергаются гидролизу:

Cr₂(SO₄)₃ + 2H₂O ⇄ 2CrOHSO₄ + H₂SO₄;

Cr³⁺ + H₂O ⇄ CrOH²⁺ + H⁺;

2KCr(SO₄)₂ + 2H₂O ⇄ 2CrOHSO₄ + K₂SO₄ +H₂SO₄.

Соли хрома (III) с анионами слабых кислот из водных растворов получить нельзя, поскольку протекает совместный гидролиз:

Cr₂(SO₄)₃ + 3K₂S + 6H₂O = 2Cr(OH)₃ + 3H₂S + 3K₂SO₄.

Под действием окислителей соли хрома (III) в щелочной среде окисляются до хроматов:

2KCrO₂ + 3Br₂ +8KOH = 2K₂CrO₄ + 6KBr + 4H₂O.

Для хрома (VI), молибдена (VI), вольфрама (VI) характерно образование пероксосоединений:

	эфир

K₂Cr₂O₇ + 2H₂O₂ + H₂SO₄               2CrO₅ + K₂SO₄ + 3H₂O.

Этой реакцией пользуются для обнаружения малых количеств хрома. Графическая формула пероксида хрома CrO₅:

Из солей двухвалентного хрома относительно устойчивы сульфат CrSO₄ (при кристаллизации из раствора образует хромовый купорос CrSO₄ × 7H₂O), цианидный комплекс K₄[Cr(CN)₆] – аналог желтой кровяной соли.

Комплексные соединения. Хром и его аналоги образуют многочисленные комплексные соединения с лигандами: NH₃, F^–, Cl^–, OH^–, H₂O, CN^–. Во всех соединениях хром имеет координационное число 6, d ² sp ³-гибридизацию, которой соответствует октаэдрическое расположение лигандов. 3 d -электроны иона Cr⁺³ в октаэдрическом поле занимают три d -орбитали с низкой энергией, поэтому комплексы Cr (III) прочны.

Для аквакомплексов хрома (III) характерна гидратная изомерия. Гидратная (сольватная) изомерия заключается в различном распределении молекул растворителя между внутренней и внешней сферами комплексного соединения, в различном характере химической связи молекул воды с комплексообразователем. Примером гидратной изомерии является существование трех изомерных гидратов хлорида хрома (III) с общей формулой CrCl₃ × 6H₂O.

Первый изомер, [Cr(H₂O)₆]Cl₃ – хлорид гексааквахрома (III) представляет собой кристаллы серо-сиреневого цвета, которые при растворении в воде образуют фиолетовый раствор. Такую окраску раствору придают катионы [Cr(H₂O)₆]³⁺. Из раствора под действием ионов Ag⁺ осаждаются все три хлорид-аниона:

[Cr(H₂O)₆]Cl₃ + 3AgNO₃ = [Cr(H₂O)₆](NO₃)₃ + 3AgCl.

Второй изомер – [Cr(H₂O)₅Cl]Cl₂ × H₂O, моногидрат хлорида хлоропентааквахрома (III), придает раствору голубовато-зеленый цвет, а ионы Ag⁺ осаждают только два хлорид-иона:

[Cr(H₂O)₅Cl]Cl₂ + 2AgNO₃ = [Cr(H₂O)₅Cl](NO₃)₂ + 2AgCl.

Наконец, третий изомер – [Cr(H₂O)₄Cl₂]Cl × 2H₂O, дигидрат хлорида дихлоротетрааквахрома (III), окрашивает раствор в темно-зеленый цвет, а ионы Ag⁺ осаждают из его раствора только один хлорид-ион:

[Cr(H₂O)₄Cl₂]Cl + AgNO₃ = [Cr(H₂O)₄Cl₂]NO₃ + AgCl.

При высушивании два последних изомера теряют внешнесферную воду. Можно добиться постепенного взаимного перехода изомеров, изменяя pH либо температуру раствора. При этом введение избытка кислоты и охлаждение способствуют образованию первого изомера, а нагревание – переходу ко второму и третьему изомеру.

изомерия аммиачных аквакомплексов хрома:

CrCl₃ + 6NH₃ = [Cr(NH₃)₆]Cl₃ – хлорид гексаамминхрома(III);

желтый

и изомерный ему [Cr(NH₃)₅Cl]Cl₂ – хлорид хлоропентаамминхрома(III).

красный

Для молибдена и вольфрама характерны комплексы с фтором и кислородом:

2KF + WF₆ = K₂[WF₈].

Cr, Mo, W образуют гексакарбонилы Ме(СО)₆, бесцветные твердые вещества. Их получают восстановительным карбонилированием галогенидов металлов:

CrCl₃ + Al + 6CO = Cr(CO)₆ + AlCl₃.

Разложением карбонилов при нагревании получают тонкие порошки чистых металлов:

Cr(CO)₆ = Cr + 6CO.

В ряде свойств соединений Э⁺⁶ наблюдается заметная аналогия со свойствами S⁺⁶, и эта аналогия иногда выражается сильнее, чем у S⁺⁶ с Se⁺⁶ и Те⁺⁶. Так, в ряду H₂SO₄‒H₂CrO₄‒H₂MoO₄‒H₂WO₄ сила кислот монотонно снижается, в то время как в ряду H₂SO₄‒H₂SeO₄‒H₆TeO₆ две первые кислоты приблизительно одинаково сильные, а третья – слабая. Хроматы по растворимости сходны с сульфатами: SO₃ и CrO₃ легко реагируют с водой, образуя кислоты; SO₂Cl₂ и CrO₂Cl₂– жидкости; SF₆, MoF₆, WF₆ легколетучи и т. д. Вместе с тем, соединения Cr⁺⁶, Мо⁺⁶, W⁺⁶ и S⁺⁶ обнаруживают и различия. Гексафториды металлов VI Б группы, например МоF₆, в отличие от SF₆, очень реакционноспособны. Гидролиз SO₂Cl₂ протекает до конца, a CrO₂Cl₂ гидролизуется обратимо:

SO₂Cl₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2НCl, Δ G  = –385 кДж;

CrO₂Cl₂ + 2H₂O ⇄ Н₂CrO₄ + 2НCl, Δ G  = –25 кДж.

Биогенная роль d -элементов VI Б группы

Хром ‒ микроэлемент, необходимый для нормального развития и функционирования человеческого организма. Установлено, что в биохимических процессах принимает участие только трехвалентный хром. Важнейшая его биологическая роль состоит в регуляции углеводного обмена и уровня глюкозы в крови.

Хром является составной частью низкомолекулярного комплекса – фактора толерантности к глюкозе, который облегчает взаимодействие клеточных рецепторов с инсулином, уменьшая тем самым потребность в нем организма. Фактор толерантности усиливает действие инсулина во всех метаболических процессах с его участием. Кроме того, хром принимает участие в регуляции обмена холестерина и является активатором некоторых ферментов.

Содержание хрома в организме взрослого человека составляет около 6 г. Физиологическая потребность человека в этом элементе сильно зависит от характера питания (например, сильно возрастает при избытке сахара в рационе). По разным оценкам норма ежедневного поступления хрома в организм составляет 20–300 мкг.

Концентрация элемента в растительной пище на порядок меньше его концентрации в тканях млекопитающих. Особенно высоко содержание хрома в пивных дрожжах, кроме того, в заметных количествах он есть в мясе, печени, бобовых, цельном зерне.

Дефицит хрома в организме может вызвать состояние, подобное диабету, способствовать развитию атеросклероза и нарушению высшей нервной деятельности.

Растворимые соединения шестивалентного хрома опасны, обладают аллергическим, мутагенным и канцерогенным действием.

В биохимических процессах молибден участвует в высших степенях окисления (+5, +6). Mo создает устойчивые оксокомплексы (например, [МоО₃(ОН)₂]), входит в состав ферментов, обеспечивающих перенос оксогрупп.

Избыточное содержание молибдена в пище нарушает метаболизм Са²⁺ и РО , вызывая снижение прочности костей – остеопорозы.

Молибден является важнейшим микроэлементом растений, так как биологически активные вещества с его участием обеспечивают мягкую фиксацию азота: превращают в аммиак или азотсодержащие продукты.

По сравнению с другими промышленно важными металлами молибден малотоксичен.

Познавательные статьи:



Техника нижней прямой подачи мяча

Комплекс физических упражнений для развития мышц плечевого пояса

Стандарт Порядок надевания противочумного костюма

Общеразвивающие упражнения без предметов