Файловый архив студентов. Файловый архив студентов.
1261 вуз, 4606 предмет.
/ Регистрация
FAQ Обратная связь Вопросы и предложения
Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Южно-Уральский Государственный Университет
Предмет:
[НЕСОРТИРОВАННОЕ]
Файл:
Voprosy_po_khimii_97-101.docx
Скачиваний:
2
Добавлен:
24.09.2019
Размер:
84.74 Кб
Скачать
☆
►Содержание►

№97. Триада железа: железо, кобальт, никель

Элементы располагаются в 4 периоде Периодической системе элементов

Fe

Co

Ni

Порядковый номер

26

27

28

Валентные электроны

3d64s2

3d74s2

3d84s2

Строение электронной оболочки

26Fe)2)8)14)2

27Co)2)8)14)3

28Ni)2)8)14)4

Степени окисления

2,3,(4),6

2,3,(4)

2,(3),(4)

Тип решётки

кубическая объёмноцентрированная

гексагональная

кубическая гранецентрированная

Атомы элементов триады железа имеют на внешнем энергетическом уровне по 2 электрона, которые они отдают в химических реакциях. Однако в образовании химических связей участвуют и электроны 3d-орбиталей второго снаружи уровня. В своих устойчивых соединениях, эти элементы проявляют степень окисления +2, +3. Образуют оксиды состава RO и R2О3. Им соответствуют гидроксиды состава R(OH)2 и R(ОН)3. Наиболее устойчивыми являются соединения железа (III), кобальта (II) и никеля (II) – для них известны почти все соли.

Химическая активность металлов:

  1. Fe, Co и Ni пассивируются концентрированными H2SO4, HNO3 и царской водкой

  2. Ме растворяются в кислотах-неокислителях: Co+2HCl=CoCl2 10Fe+36HNO3(разб)=10Fe(NO3)3+3N2+18H2O 5Ni+12HNO3(разб)=5Ni(NO3)2+N2+6H2O

  3. Не растворяются в щелочах

  4. Реагируют с кислородом при нагревании: 4Fe+3O2=2Fe2O3; 3Co+2O2=Co3O4

  5. Железо подвергается коррозии: 4Fe+3O2+6H2O=2Fe2O3·H2О

  6. Железо реагирует с углеродом: 3Fe+C=Fe3C (цементит)

  7. Ме реагируют с галогенами: FeHal3 (но FeI2), CoHal2 (но CoF3), NiHal2

  8. Реагируют с неметаллами при нагревании: Fe+S2=FeS2, Fe+4P=FeP4, 3Ni+2S=Ni3S2, Co+3P=CoP3

  9. Характерно свойство присоединять нейтральные молекулы, например, оксида углерода (II). Карбонилы Ni(CO)4, Fe(CO)5 и Со(СО)8

Оксиды и гидроксиды Co и Ni

  • NiO - Проявляет амфотерные свойства (основные преобладают). Восстанавливается водородом или другими восстановителями (С, Mg, Al) до металла

  • Co3O4 - На воздухе кобальт окисляется при температуре выше 300 °C. Все оксиды кобальта восстанавливаются водородом. Со3О4 + 4Н2 → 3Со + 4Н2О. Проявляет амфотерные свойства

  • Гидроксиды Co(OH)2 и Ni(OH)2 проявляют амфотерные свойства. Преимущественно основные

  • Гидроксиды Co(OH)3 и NiO(OH) проявляют основные свойства 4Co(OH)3+4H2SO4(разб)=4CoSO4+O2+10H2O, NiO(OH)+4HCl=NiCl2+Cl2+2H2O

  • Соединения Fe4+,Co4+ и Ni4+ неустойчивы

№98. Оксиды и гидроксиды Fe: FeO – основный оксид, окисляется при нагревании, восстанавливается водородом, коксом FeO+2HCl=FeCl2+H2O Fe2O3 – амфотерный оксид с преобладанием основных свойств, восстанавливается водородом Fe2O3+3H2=2Fe+3H2O Fe(OH)2 - амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств

  • Окисление 6Fe(OH)2+O2=2Fe3O4+6H2O

FeO(OH) (ржавчина) - метагидроксид железа - амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств.

Соединения элементов семейства железа в степени окисления +2 сходны между собой. В состоянии высших степеней окисления они проявляют окислительные свойства.

Восстановление соединений Fe(III)

  1. Соединения Fe(III) –слабые окислители в кислой среде Fe2(SO4)3+H2S=2FeSO4+H2SO4+S Fe2(SO4)3+SO2+2H2O=2FeSO4+2H2SO4 2Fe2(SO4)3+2(NH3OH)HSO4=4FeSO4+N2O+4H2SO4+H2O Fe2(SO4)3+2KI=2FeSO4+K2SO4+I2

  2. Влияние комплексообразования: 4K3[Fe(CN)6]+4KOH(конц)=4K4[Fe(CN)6]+2H2O+O2

Гидролиз

Гидролиз под действием производных слабых кислот

Fe2(SO4)3+3Na2S+4H2O=2FeOOH+3Na2SO4+3H2S Fe2(SO4)3+3Na2CO3+H2O=2FeOOH+3Na2SO4+3CO2

Биологическая роль железа

  1. Т ранспорт кислорода. Железо входит в ферменты в виде комплекса, который называется гем. Гем присутствует в гемоглобине, в котором 4 активных центра (эмпирическая формула – (C738H1166O208S2Fe)4).

    • Комплекс Fe2+ с порфирином. Гем содержит железо в центре порфиринового кольца (на рисунке)

  2. Электрохимический транспорт: перенос энергии. Ферменты: пероксидаза, карбоксилаза, оксигеназа, нитрогеназа, гидрогеназа.

    • Ферредексина: [Fe4S4]2++e-=[Fe4S4]+ (2Fe3+:2Fe2+=Fe3+:3Fe2+)

    • Пероксидаза содержится преимущественно в лейкоцитах и слизистой тонкого кишечника у человека.

  3. Комплексы железа, отличные от гема, встречаются, в важном ферменте рибонуклеотидредуктазе, который участвует в синтезе ДНК.

№99. Комплексные соединения железа, кобальта и никеля.

У элементов триады железа ярко проявляется способность d-элементов образовывать комплексные соединения.

Известны катионные аквакомплексы [Э(H2O)6]2+ и [Э(H2O)6]3+, аммиачные комплексы [Э(NH3)6]2+ и [Э(NH3)6]3+. Устойчивость аммиачных комплексов увеличивается в ряду Fe – Co – Ni. [Fe(NH3)6]2+ и [Co(NH3)6]2+ устойчивы только в твердой фазе и насыщенном водном растворе аммиака, аммиачный комплекс [Ni(NH3)6]2+ в водном растворе устойчив. Аммиачный комплекс железа (III) не устойчив, никеля (III) – не существует, а [Co(NH3)6]2+ – устойчив.

Многочисленны анионные комплексы элементов триады железа. Характерны галогенидные M+[Э2+Г3], M+2[Э2+Г4], M+3[Э2+Г6] и др., роданидные M+2[Э2+(CNS)4], M+4[Э2+(CNS)6], оксалатные M+2[Э2+(C2O4)2], M+3[Э3+(C2O4)3] комплексы. Особенно устойчивы цианидные комплексы, например: K3[Fe(CN)6] и K4[Fe(CN)6], которые используются в аналитической химии для обнаружения ионов Fe2+ и Fe3+.

Элементы триады железа образуют большое количество комплексных соединений с органическими лигандами, например: диметилглиоксимат никеля – реактив Чугаева и гемоглобин – внутрикомплексное соединение железа.

Соль Мора: формула - FeSO4·(NH4)2SO4·6H2O

Получение: FeSO4+(NH4)2SO4+6H2O=(NH4) 2Fe(SO4)2·6H2O

Взаимодействие соли Мора с раствором щёлочи:

2NaOH+(NH4)2Fe(SO4)2·6H2O = Fe(OH)2 +Na2SO4+(NH4)2SO4 + 6H2O

Качественной реакцией на железо (II) является реакция с K3[Fe(CN)6] (красной

кровяной солью). В данной реакции образуется синий малорастворимый осадок –

“турнбулева синь”:

  • (NH4)2Fe(SO4)2·6H2O + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + K2SO4 + (NH4)2SO4 + 6H2O 3K3[Fe(CN)6] + 3Fe2+=3KFeII[FeIII(CN)6] (синее окрашивание)+6K+

Гексацианоферрат(II) калия (жёлтая кровяная соль): формула - K4[Fe(CN)6] Получение: 3Fe(CN)2 + 4KOH = 2Fe(OH)2↓ + K4[Fe(CN)6]

Служит качественной реакцией на ионы Fe3+. При взаимодействии ионов Fe3+ и [Fe(CN)6]4+ выпадает ярко-синий осадок берлинской лазури:

  • FeIIICl3+K4[FeII(CN)6]→KFeIII[FeII(CN)6]+3KCl K4[Fe(CN)6]+Fe3+=KFeIII[FeII(CN)6]↓+3K+

  1. С H2SO4: K4[Fe(CN)6]+6H2SO4(конц)=(t) 2K2SO4+FeSO4+3(NH4)2SO4+6CO↑.

  2. Окисление 2K4[Fe(CN)6]+H2O2+2HCl=2K3[Fe(CN)6]+2KCl+2H2O

Влияние комплексообразования на устойчивость степени окисления +3 у кобальта и железа

Амфотерность гидроксидов железа и в определенной мере кобальта предопределяет возможность образования гидроксокомплексов, что особенно характерно для степени окисления +3.

Отсюда следует также вывод о том, что в комплексных соединениях устойчивость степени окисления +3 для кобальта существенно возрастает и становится наиболее характерной для этого элемента.

№100.. Подгруппа меди (11 группа, Металлы IВ группы)

Cu

Ag

Au

Порядковый номер

29

47

79

Валентные электроны

3d104s1

3d105s1

4f145d106s1

Степени окисления

1,2,(3)

1,(2),(3)

1,(2),3,(5)

Тип решётки

кубическая гранецентрированная

У Cu, Ag и Au наблюдается проскок электрона. Общая электронная формула ns1(n-1)d10. Возбужденного состояния нет. Особенность заполнения d-подуровня объясняется его высокой устойчивостью. Это обуславливает химическую инертность простых веществ. Поэтому Ag и Au являются благородными металлами.

Химические свойства Cu, Ag, Au

  1. C u, Ag, Au уменьшение химической активности

  2. Cu – наименее реакционно-способный 3d метал: 2Cu+O22CuO Cu2O+½O2 Cu+Cl2=CuCl2 2Cu+I2=2CuI

  3. Cu растворяется в кислотах-окислителях: 2Cu+2H2SO4(разб)+O2=2CuSO4+2H2O (медленно) Cu+2H2SO4(конц)=CuSO4+SO2+2H2O

  4. Cu растворяется в результате комплексообразования 2Cu+4HI(конц)=2H[CuI2]+H2 2Cu+8NH3(конц)+O2+2H2O=2[Cu(NH3)4](OH)2

  5. Cu реагирует при нагревании с S, Se, Te, P, Si, B: Cu+S=CuS Cu+2P=CuP2 15Cu+4Si=Cu15Si4

  6. Ag, Au – благородные металлы, не реагируют с кислородом

  7. Ag окисляется в кислой среде: Ag+2HNO3(конц)=AgNO3+NO2+H2O 2Ag+4HI(конц)=2H[AgI2]+H2 4Ag+2H2S+O2=2Ag2S+2H2O (очень медленно)

  8. Au окисляется сильными окислителями Au+HNO3+4HCl=H[AuCl4]+NO+2H2O 2Au+2HCl+3Cl2=2H[AuCl4]

  9. Ag, Au растворяются в цианидах 4Au+8NaCN+O2+H2O=4Na[Au(CN)2]+4NaOH (аналогично для серебра)

  10. Ag, Au реагируют с галогенами, халькогенами (16 группа – O, S, Se, Te, Po) и фосфором P: 2Ag + Cl2= 2AgCl 2Au+Cl2=2AuCl3 4Au + 3P2= 2Au2P3

Оксиды и гидроксиды подгруппы меди

Оксид и гидроксид Cu(II) CuSO4+2NaOH Cu(OH)2+Na2SO4 CuSO4+2NaOH CuO+H2O+Na2SO4 Cu(OH)2–амфотерный гидроксид, Cu(OH)2+2HCl=CuCl2+2H2O Cu(OH)2+2KOH(конц)=K2[Cu(OH)4]

Гидроксид при стоянии легко отщепляет воду и при этом чернеет: Cu(OH)2=CuO+H2O

Оксид Ag(II) 2AgNO3+4KOH+K2S2O8=2AgO+2K2SO4+2H2O+2KNO3 диамагнитен AgIAgIIIO, AgO+2HClO4+3H2O=Ag(ClO4)2·4H2O ([Ag(H2O)4]2+) 2AgO+4HCl=2AgCl+Cl2+2H2O

Оксиды Cu, Ag, Au(I)

  1. Оксиды нерастворимы в воде, гидроксиды неустойчивы Ag2O+H2O⇔2Ag++2OH– Ag2O+2HNO3=2AgNO3+H2O Ag2O + KOH ≠ не идёт 2AgNO3+2KOH=Ag2O+2KNO3+H2O Ag2O+4NH3+H2O=2[Ag(NH3)2]OH (аналогично Cu, Au)

  2. Производные Ag+ плохо растворимы, кроме AgF, AgNO3, AgClO4 Реакции диспропорционирования Cu2O+H2SO4=CuSO4+Cu +H2O Au2O+2H2SO4=H[Au(SO4)2]+Au+H2O

  3. Соли кислородных кислот Cu+, Au+ разлагаются водой

Соединения Cu, Ag и Au

  • Cu3+, Ag2+, Ag3+, Au3+-окислители

  • Cu1+, Au1+-диспропорционируютвводномрастворе

  • Ag1+, Cu2+ -наиболее устойчивы в водном растворе

Комплексные соединения. Комплексы Cu(II)

1. Аминокомплексы

  • Cu(OH)2+4NH3(р-р)+2H2O=[Cu(NH3)4(H2O)2](OH)2

  • Cu(OH)2+2en+2H2O=[Cu(en)2(H2O)2](OH)2 (хелатный комплекс)

  • [Cu(NH3)4(H2O)2]SO4+KOH≠не идёт

  • [Cu(NH3)4(H2O)2]SO4+2H2S=CuS+(NH4)2SO4+(NH4)2S+2H2O

2. Геометрия комплексов

  • CuCl2+2KCl=K2[CuCl4] искаженный тетраэдр

  • CuSO4+NH3(конц)=[Cu(NH3)4]SO4 квадрат

  • (NH4)2[Cu(NO3)4(H2O)] квадратная пирамида

  • CuCl2+CH3NH3Cl=(CH3NH3)3[CuCl5] тригональная бипирамида

  • CuCl2+CsCl=Cs[CuCl3] искаженный октаэдр

3. Наиболее устойчивые производные Au(I)

  • AuI+2PMe3=[Au(PMe3)2]I

  • [Au(PMe3)2]I+HCl≠не идёт

  • Na[Au(CN)2]+HCl AuCN↓+HCN+NaCl

Биологическая роль меди.

Медь является необходимым микроэлементом растительных и животных организмов. Это связано со следующими ее особенностями. Во-первых, ионы меди по сравнению с ионами других металлов жизни активнее реагируют и образуют более устойчивые комплексы с аминокислотами и белками. Во-вторых, ионы меди служат исключительно эффективными катализаторами, особенно в сочетании с белками. В-третьих, медь легко переходит из одного валентного состояния в другое, что особенно благоприятствует ее метаболическим функциям. Например, при активации молекулы кислорода в реакциях окисления органических соединений.

Медьсодержащие ферменты окисления оксигеназы [ОКГСu+] присоединяют молекулу кислорода с образованием пероксидной цепочки и окислением меди из Сu+ в Сu2+. Образовавшийся комплекс фермента с молекулой кислорода окисляет биосубстрат.

Общие закономерности (выводы)

1.Высшаяс.о. не соответствует числу валентных электронов, наиболее устойчивая с.о. различна для Cu, Ag, Au

2.С уменьшением с.о. усиливаются основные свойства, с увеличением с.о. – кислотные. Комплексообразование превалирует над кислотно-основными свойствами.

№101. Подгруппа цинка (12 группа, Металлы IIВ группы)

Zn

Cd

Hg

Порядковый номер

30

48

80

Валентные электроны

3d104s2

4d105s2

4f145d106s2

Степени окисления

2

(1),2

1,2

Структура

искажённая гексагональная типа Mg

очень сложная структура, основанная на гантелях Hg-Hg, не имеет аналогов

Цинк является наиболее электроположительным элементом в группе, следовательно, он является хорошим восстановителем. Окислительно-восстановительный статус группы равен +2, причём ионы имеют достаточно стабильную d10 электронную конфигурацию, с заполненными подуровнями. Однако, ртуть легко переходит к статусу +1. Обычно, как, например, в ионах Hg22+, два иона ртути (I) соединяются в виде металл-металл и образуют диамагнитный образец. Кадмий может также формировать связи, в которых окислительно-восстановительный статус металла равен +1. Так же как и для ртути, в результате формируется связь металл-металл в виде диамагнитного соединения, в котором нет непарных электронов, делающих соединение сильно химически активным.

Особенность элементов подгруппы цинка: металлы12 группы – промежуточное положение между переходными металлами и p-элементами

Высшая с.о. наиболее устойчива для Zn, Cd, Hg; она соответствует числу валентных s-электронов. Вниз по группе увеличивается устойчивость с.о. +1.

Химические свойства Zn, Cd, Hg

  1. Z n, Cd, Hg Уменьшение химической активности

  2. Zn, Cd реагируют с O2

  • 2Zn+O2 2ZnO 2Cd+O2 2CdO

  1. Zn, Cd растворяются в кислотах

  • Zn+H2SO4=ZnSO4+H2 Cd+HCl=CdCl2+H2

  1. Zn растворяется с образованием комплексов:

  • Zn+2NaOH+2H2O=Na2[Zn(OH)4]+H2

  • Zn+4NH3+2H2O=[Zn(NH3)4](OH)2+H2

  • 3Zn+NaNO2+5NaOH+5H2O=3Na2[Zn(OH)4]+NH3

  1. Zn, Cd, Hg окисляются в кислой среде:

  • Me+2H2SO4(конц)=MeSO4+SO2+2H2O

  • Hg+4HNO3(конц)=Hg(NO3)2+2NO2+2H2O

  1. Zn, Cd, Hg реагируют с галогенами, халькогенами, не реагируют с азотом, углеродом и водородом.:

  • Zn(тв)+Cl2=ZnCl2(тв) Cd(тв)+S(ж)=CdS(тв) Hg(ж)+Br2(ж)=HgBr2(ж)

  1. Zn, Cd реагируют с фосфором: Zn+P=Zn3P2 Cd+P=CdP2

  2. Zn реагирует с водяным паром Zn + H2O (газ) = ZnO+ H2

  3. Hg образует амальгамы Na+Hg=Na3Hg2+NaHg+NaHg2+…

  • 2NaHg2+2H2O=2NaOH+4Hg+H2

  • NaHg+HCl+NH3=NH4Hg+NaCl (амальгама аммония)

  • 2NH4Hg=2Hg+2NH3+H2

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]
Помощь Обратная связь Вопросы и предложения Пользовательское соглашение Политика конфиденциальности