Viiib. Железо, кобальт, никель

Элементы VIIIB подгруппы образуют три триады: три элемента –семейство железа и шесть элементов - семейство платиновых.

Fe, Со, Ni могут проявлять степени окисления:

Fe: +2, +3, (+6); Со: +2, (+3); Ni: +2, (+3).

Если для железа равновероятны степени окисления +2 и +3 и наиболее устойчива +3, то у кобальта и никеля степень окисления +3 бывает в оксидах и гидроксидах, в солях преобладает практически единственная степень окисления +2.

При нагревании железо, кобальт, никель - довольно активные металлы, они реагируют как с простыми веществами, так и с кислотами - разбавленными и концентрированными (в ряду напряжений они стоят до водорода). Следует обратить внимание, что при взаимодействии железа с разбавленными кислотами образуются соли Fe(II), а с концентрированными - Fe (III). Химическая активность этих металлов может быть представлена схемой:

Оксиды и гидроксиды этих элементов в 3-х валентном состоянии растворяются в кислотах по-разному в соответствии с устойчивостью соединений :

Fe₂O₃ + 6HCl = 2FeCl₃ + 3Н₂О

Ni₂O₃ + 6НСl = 2NiCl₂ + Сl₂+ 3Н₂О

4Со(ОН)₃ +4Н₂SO₄ = 4СоSO₄ + О₂ + 10Н₂О.

Fe, Со, Ni образуют комплексные соединения с NH₃, CNS^-, CN^- и другими лигандами.

Различить ионы Fe²⁺ и Fe³⁺ можно по следующим реакциям:

3Fe²⁺ + 2K₃[Fe(CN)₆] = Fe₃[Fe(CN)₆]₂↓ + 6К⁺

(образуется синий осадок "турнбулевой сини");

4Fe³⁺ + 3K₄[Fe(CN)₆] = Fe₄[Fe(CN)₆]₃↓ + 12К⁺

(образуется темно-синий осадок "берлинской лазури").

Соли этих элементов подвергаются ступенчатому гидролизу с образованием основных (гидроксо-) солей, а Fe₂(CO₃)₃ - полному гидролизу:

Fe³⁺ + HOH ↔ FeOH²⁺ + H⁺

2Fe³⁺+3CO₃^2- + 3HOH = 2Fe(OH)₃↓ + 3CO₂↑

Соли железа (II) - хорошие восстановители:

6FeSO₄ + К₂Сr₂О₇ + 7Н₂SO₄ = 3Fe₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃ + К₂SO₄+ 7Н₂О.

Работа № 7. Химические свойства металлов

Приборы и реактивы: пробирки, штатив и держатель для пробирок; водяная баня. Металлы (стружка): медь, цинк, кадмий, алюминий, железо, кобальт, никель; сухие соли: хлорид цинка, хлорид кадмия, сульфит натрия. Растворы: соляной кислоты (2 н. и конц., ρ = 1,19 г/см³), серной кислоты (2 н. и конц. ρ = 1,84 г/см³), азотной кислоты (2 н. и конц. ρ =1,4 г/см³), гидроксида натрия (2 н.); солей Cu²⁺, Zn²⁺, Cd²⁺, Hg²⁺, Al³⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Со²⁺, Ni²⁺, нитрата ртути (II) и (1) (0,5 н.), Со (II) (насыщ.), сульфида натрия (2 н.); KMnO₄ (0,05 н.), йодида калия (2 н.), роданида аммония (0,01 н. и насыщ.), фосфорной кислоты (2 н.), К₂Сr₂O₇ (0,5 н.); гидроксида аммония (2 н.), соли Мора (0,5 н., свежеприготовленный).

Опыт 1. Растворение металлов в кислотах и щелочах

Выполнение опыта. Внести последовательно в пять пробирок по 4 - 5 капель различных кислот выбранной концентрации (см. форму таблицы), а в шестую - раствора NaOH. В каждую пробирку добавить по 1 микрошпателю измельченного в стружку металла, слегка подогреть. Провести опыт для имеющихся металлов (Cu, Zn, Cd, Al, Fe, Со, Ni).

Результаты наблюдений внести в форму таблицы, вписав в каждую графу только продукты реакции:

Металл	HCl разб.	H2SO4 разб.	H2SO4 конц.	HNO3 разб.	HNO3 конц.	NaOH разб.	Ион металла	NaOH избыток
Cu	-	-	Cu2+ + SO2	Cu2+ + NO	Cu2+ + NO2	-	Cu2+	Cu(OH)2

Данные для металлов, отсутствующих в эксперименте, вносятся на основе теоретических сведений.