- •660025, Г. Красноярск, ул. Вавилова, 66 а
- •1.1.Распространение в природе и получение
- •1.2 Физические свойства
- •Химические свойства
- •Соединения s – металлов
- •1.6.Применение
- •Элементы іііа – группы
- •Распространение в природе и получение
- •Физические свойства
- •Химические свойства
- •Соединения металлов
- •2.1.4. Применение
- •Глава 3. Химия переходных металлов
- •В периоде с ростом z восстановительные свойства металлов уменьшаются, достигая минимума у элементов iв группы (табл.3.1.). Тяжелые металлы viiiв и iв групп за свою инертность названы благородными.
- •3.1. Элементы 1в группы
- •3.1.1. Распространение в природе и получение
- •3.1.2.Физические свойства
- •3.1.3. Химические свойства
- •3.1.4. Соединения металлов
- •3.1.5.Применение
- •3.2. Элементы подгруппы II a
- •3.2.1.Распространение в природе и получение
- •3.2.2.Физические свойства
- •3.2.3. Химические свойства По химическим свойствам Zn и его аналоги менее активны, чем подгруппа Са. В ряду от Zn к Hg-химическая активность металлов уменьшается (см. Табл.3.3.).
- •3.2.4. Соединения металлов
- •3.2.5. Применение
- •3.3. Элементы подгруппы iiia
- •3.3.1. Способы получения
- •3.3.2.Физические и химические свойства
- •3.3.3. Соединения металлов
- •3.3.4. Применение
- •3.4. Элементы подгруппы ivb
- •3.4.1.Распространение в природе и получение
- •3.4.2.Физические свойства
- •3.4.3. Химические свойства
- •3.4.4. Соединения металлов
- •3.4.5. Применение
- •3.5. Элементы подгруппы vb
- •3.5.1.Распространение в природе и получение
- •3.5.1.Физические свойства
- •3.5.2. Химические свойства
- •3.5.4. Cоединения металлов
- •3.5.5.Применение
- •3.6. Элементы подгруппы viв
- •3.6.1. Распространение в природе и получение
- •В промышленности чистый хром получают из хромистого железняка:
- •Вольфрам, молибден получают из соответствующих оксидов, например:
- •3.6.2.Физические свойства
- •3.6.3. Химические свойства
- •3.6.4. Соединения металлов
- •3.6.5. Применение
- •3.8. Элементы подгруппы VII b
- •3.8.1. Распространение в природе и получение
- •3.8.2.Физические свойства
- •3.8.4. Химические свойства
- •3.8.5.Соединения металлов
- •3.8.6. Применение
- •3.9.2. Физические свойства
- •3.9.3. Химические свойства
- •3.9.4.Соединения металлов
- •3.9.5. Применение
- •3.9. Элементы VIII в группы (платиновые металлы)
- •3.9.1. Распространение в природе и получение
- •В виде соединений находятся в Си- Ni сульфидных рудах.
- •3.9.2. Физические свойства
- •3.9.3. Химические свойства
- •3.9.4.Соединения металлов
- •3.9.5.Применение
- •Глава 4. Лантаноиды и актиноиды
- •4.1. Электронные конфигурации атомов лантаноидов и актиноидов и их свойства.
- •4. 1.1.Монотонно изменяющиеся
- •4.1.2.Периодически изменяющиеся свойства
- •4.2.Распространение f - элементов в природе и получение
- •4.3.Разделение смеси соединений лантаноидов (актиноидов)
- •4.3.1.Ионообменная хроматография
- •4. 3.2.Жидкостная экстракция
- •4.3.3.Разделение по изменению степени окисления
- •4.4.Физические свойства
- •4.5.Химические свойства
- •4.6.Соединения f-металлов
- •4.7.Применение
3.9.4.Соединения металлов
Для железа наиболее характерны два ряда соединений: соединения железа (II) и железа (III). Наиболее устойчивы простые соединения кобальта (II), а среди координационных – соединения трехвалентного кобальта.
Оксиды. Fe , Со, Ni образуют как простые оксиды: ЭО и Э2О3, так и смешанные Э3О4, причем Ni2О3 и Со2О3 малоустойчивы, а Со3О4 = СоОСо2О3 более устойчив. Все оксиды- твердые вещества, с большой долей нестехиометрии, практически нерастворимы в воде, щелочах, что свидетельствует об основных их свойствах. Только Fe2О3 обладает слабо амфотерными свойствами.
Смешанный оксид Fe3О4 , образующийся по реакции:
FeО + Fe2О3 Fe3О4
устойчив в воде и в кислотах, в кристаллической решетки имеет ионы Fe+2 и Fe+3 , что придает этим кристаллам свойства полупроводников и магнетиков: Fe +2 Fe +3 . Это используется в радиоэлектронике - ферритные антены.
В ряду
Fe2О3 -- Fe3О4--FeО
устойчивость оксидов возрастает
С ростом температуры возможен процесс:
Fe2О3 + 3Н2 = 2FeО + 3Н2О
Все оксиды при нагревании совместно с восстановителями (Н2,СО, С и др.) восстанавливаются до металла, при обычной нагревании легко переходят в оксиды типа Э2О3 или Э3О4:
FeO Fe2O3, CoO Co3O4
Получают оксиды при непосредственном окислении металлов, так и в результате различных процессов разложения карбонатов, нитратов, гидроксидов, например:
Fe(ОН)3 FeО(ОН) Fe2О3
4CoCО3 + O2 2 Co2O3 +4CO2
Fe2О3 взаимодействует со щелочами, оксидами и карбонатами различных металлов (обычно при сплавлении) с образованием ферритов-солей железистой кислоты НFeО2:
Fe2О3 + 2NaOH 2NaFeO2 + H2О
феррит
Оксиды кобальта и никеля (III) – сильные окислители в кислой среде, так , они восстанавливаются до солей металлов (II):
Со2О3 + 6НС1 = 2СоС12 + С12 +3Н2О
Гидроксиды. Известны гидроксиды Fe(ОН)2 (белый), Со(ОН)2 (синий- на холоду, -форма, или розовый в теплом растворе форма), Ni(OH)2 (зеленый). При подщелачивании растворов солей этих металлов выпадают осадки, например:
CoCI2 + 2NaOH = Co(OH)2 + 2NaCI
Это слабые основания, устойчивость соединений в ряду Fe(ОН)2- Со(ОН)2—Ni(OH)2 увеличивается. Так, белый гидроксид железа (II) легко превращается в красно-коричневый Fe(OH)3:
4Fe(OH)2 + О2 + 2Н2О = 4Fe(OH)3
Гидроксиды кобальта и никеля на воздухе устойчивы.
Гидроксиды Э(ОН)2 легко растворимы в кислотах, но под действием сильно концентрированных щелочей образуют растворимые соединения типа Na2Э(OH)4.
В отличие от Fe(OH)2 гидроксид Со(OH)2 окисляется слабыми окислителями, например, Н2О2:
2Со(OH)2 + Н2О2 2Со(OH)3
розов. черн.
а Ni(OH)2 устойчив на воздухе и окисляется только сильными окислителями в щелочной среде:
Ni(OH)2 + СI2 +2КОН = 2 Ni(OH)3 +2КСI
зелен. черн.
Ni(OH)2 растворим в аммиаке и солях аммония с образованием синего Ni(NH3)62+.
Э(ОН)3 (более правильно Э2О3) –слабые основания, плохо растворимые в воде, причем для Fe(ОН)3 характерны амфотерные свойства. Получают его обменной реакций, а остальные гидроксиды окислением Со(ОН)2 и Ni(OH)2 (см. выше). Свежий раствор легко растворяется в кислотах и при нагревании в щелочах:
2Fe(ОН)3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 +6H2O
Fe(ОН)3 + 3NaOH = Na 3Fe(OH)6
В ряду гидроксидов:
Fe(ОН)3 Со(ОН)3 Ni(OH)3
бурый черн. черн
амф. слаб.амф. основ.
у стойчивость соединений уменьшается
окислительные свойства усиливаются.
Так при взаимодействии гидроксидов никеля и кобальта с соляной или серной кислотами протекает окислительно-восстановительная реакция, например:
2Ni(OH)3 +6НСI = 2NiСI2+ СI2 +6H2O
При этом никель, кобальт переходят в более устойчивую степень окисления (II).
Fe(ОН)3 –это железистая слабая кислота Н3FeО3, ее соли ферриты (орто- или мета-) образуются при сплавлении:
Fe2О3 + Na2СO3 = NaFeO2 + СО2
метаферрит натрия
FeО3- и его гидрат Н2FeО4- в свободном виде не получены. Устойчивы их соли ферраты, получаемые при сплавлении солей Fe (+2) и(+3) с окислителями в щелочной среде:
Fe2О3 + 3КNO3 + 4КОН 2К2FeO4 + 3КNO2 + H2О
Соли. Соединения железа, кобальта и никеля со степенью окисления (II) в той или иной степени подвергаются гидролизу:
2FeSO4 + H2О = (FeОН)2SO4 + H2SO4
Гидратированные ионы окрашены:
Fe+2- бледно-зеленый; Со+2- розовый; Ni+2-ярко-зеленый.
Это резко проявляется в случае комплекса:
Co(H2O)6 С13 Co(H2O)6+2Co(H2O)4+2 Co(H2O)2+2 СоС12
розов розов син-фиол голуб
Сульфид никеля NiS имеет важное значение как катализатор. Это труднорастворимое соединение, растворяется в соляной кислоте в присутствие окислителей:
3NiS + 6НС1 + 2НNО3 = 3 NiС12 + 3S + 2NО + 4Н2О
Соли Fe+3 в водных растворах гидролизованы, так как Fe(OH)3 более слабое основание чем Fe(OH)2 :
Fe2(SO4)3 +H2O = 2FeОНSO4+ H2SO4
NaFeO2 + 2H2O = Fe(OH)3 + NaOH.
Кроме ферритов, получены ферраты и перферраты- соли железной Н2FeО4 и наджелезной Н2FeО5 кислот, которые образуются в сильно щелочной среде:
3Fe2O3 +5 KCIO3 + 12 KOH 6K2FeO5 +5 KCI +6 H2O
Ферраты и перферраты щелочных металлов и Са устойчивы только в твердом состоянии. При растворении в воде они неустойчивы:
4K2FeO5 + 10H2O 4 Fe(ОН)3 + 5О2 + 8КОН;
Комплексные соединения. Это типичные комплексообразователи и образуют множество комплексов с NH3; H2O; CO; NO; CN- и др. лигандами. Наиболее характерно к.ч.= 6, причем наиболее прочны комплексы Fe+2 , Fe+3, Со+3, Ni+2. Известны:
роданидные комплексы Fe(CNS)63;Co(CNS)42; Co(CNS)63
цианистые Ni (CN)42; - для нанесения Ni-покрытий.
карбонилы Fe(CO)5- жидкость, сильно преломляющая свет, растворима в органических растворителях - детонатор для моторного топлива. Со(СО)4 или Со2(СО)8-димеры, тримеры Со3(СО)12, Ni(CO)4- жидкость, используется для никелирования изделий.
Связывание Fe+2 в комплексные частицы стабилизирует степень окисления +2, так растворы гексацианоферратов (П) калия К4Fe(CN)6- желтая кровяная соль – устойчивы по отношению к О2 воздуху и являются реактивом на Fe+3:
4Fe+3 + 3K4Fe(CN)6 = Fe4Fe(CN)63 + 12K+.
берлинская лазурь (синего цвета)
Катион Fe+3- хороший комплексообразователь, соли его гидратированы: Fe (Н2О)6+3- бесцветный ион.
Гексацианоферрат (Ш) калия: К3Fe (CN)6 - красная кровяная соль, является реактивом на катионы Fe+2:
3Fe+2 + 2Fe(CN)63 = Fe3Fe(CN)62
турнбулевая синь
С избытком роданид-иона железо (III) образуется комплексное соединение красного цвета:
FeСI3 + 6КCNS = К3Fe(CNS)6 + 3KCI
гексароданоферрат (III) калия
поэтому, данная реакция является качественной для обнаружения катионов Fe (III) в растворе.
Кобальт (II) в присутствии веществ, образующих с ними прочные комплексные соединения, очень легко окисляются до степени окисления (III) (комплексы Со в с.о. +3 более устойчивы), например:
2Со(NН3)6 2+ + Н2О2 = 2Со(NН3)6 3+ + 2ОН
В отличие от кобальта, никель склонен к образованию внутрикомплексных соединений. При взаимодействии Ni (+2) с аммиачным раствором диметилглиоксима образуется ярко-красный осадок никельдиметилглиоксима, внутрикомплексной соли хелатного (клешневидного) строения:
О………Н О
Н3С С=== N N=== C C Н3
Ni
Н3С С=== N N=== C C Н3
O H……. O
Эта реакция используется в аналитической химии для качественного и количественного определения никеля (реакция Чугаева).
Окислительно-восстановительные свойства. Соединения Fe(+2) обладают сильными восстановительными свойствами. Поэтому его соли неустойчивы как в жидком, так и в твердом состоянии: Fe+2 стабилизируется в двойных солях- соль Мора (NH4)2SO4FeSO46H2O; а водные растворы Fe+2 окисляются:
4FeSO4 + О2 + 2Н2O = 4FeОНSO4
Это сильные восстановители:
3FeSO4 + 3AgNО3 = Fe2(SO4)3 +3Ag +Fe(NO3)3
или
10FeSO4 +2KMnО4 + H2SO4=5Fe2(SO4)3 +K2SO4 +2MnSO4+ 8H2O
эта реакция используется для количественного определения Fe+2 в аналитической химии.
В ряду соединений Fe+2 Со+2 Ni+2
У солей никеля она практически отсутствует.
Соединения Fe+3 могут быть как окислителями, так и восстановителями, а соединения Со+3и Ni+3 главным образом окислителями, причем в ряду она увеличивается.
Вследствие окислительных свойств Fe+3 неустойчивы соли FeJ3 , Fe2S3, Fe(СN)3, при попытке их получения протекает окислительно-восстановительная реакция, так при сливании Fe(OH)3 и H2S не образуется осадок Fe2S3:
2FeCI3 + H2S = 2FeCI2 + S + 2HCI
2FeCI3 + 6КJ = 2Fe J 2 + J 2 + 6КCI
По окислительной способности ферраты превосходят перманганат ион:
FeO42 + 8H+ +3е Fe+3 +4 Н2О (Е01,96 в)
и окисляют Сr+3 до Cr+6:
2K2FeO4+2СrС13 + 2НС12FeC13 + К2Сr2О7 + 2КС1 + Н2О
Соединения Fe+2- легко окисляется в щелочной и кислой среде, а соединения Со+2 и Ni+2 в кислой среде, устойчивы к действию окислителей, только в щелочной среде они окисляются сильными окислителями: