Химия элементов VIIIБ группы

Автор работы: Пользователь скрыл имя, 28 Апреля 2015 в 15:17, реферат

Описание работы

Именем Д.И.Менделеева названы города, заводы, учебные заведения, научно-исследовательские институты. В честь Д.И. Менделеева в России утверждена золотая медаль – она присуждается за выдающиеся работы по химии. Имя ученого присвоено Российскому химическому обществу.

Содержание работы

I. Вступление
II. Общая характеристика веществ
III. Изменения в подгруппах железа, кобальта и никеля величины радиусов атомов и ионов, потенциала ионизации
IV. Свойства простых веществ и свойства соединений
V. Качественные реакции на ионы железа, кобальта и никеля
VI. Медико-биологическое значение элементов VIIIB группы

Скачать архив (150.09 Кб) Сколько стоит заказать работу?
Файлы: 1 файл

Реферат.docx

— 161.08 Кб (Скачать файл)

План

 

  1. Вступление
  2. Общая характеристика веществ
  3. Изменения в подгруппах железа, кобальта и никеля величины радиусов атомов и ионов, потенциала ионизации
  4. Свойства простых веществ и свойства соединений
  5. Качественные реакции на ионы железа, кобальта и никеля
  6. Медико-биологическое значение элементов VIIIB группы

 

Вступление:

Введение

 Периодический закон и Периодическая  система химических элементов  Д.И. Менделеева – основа современной  химии.

 

 

Рис.1. Д.И.Менделеев

 

Именем Д.И.Менделеева названы города, заводы, учебные заведения, научно-исследовательские институты. В честь Д.И. Менделеева в России утверждена золотая медаль – она присуждается за выдающиеся работы по химии. Имя ученого присвоено Российскому химическому обществу. В честь Д.И.  Менделеева ежегодно в Тверской области проводятся Региональные Менделеевские чтения. Даже элементу с порядковым номером 101 было дано название менделевий, в честь Дмитрия Ивановича.

Главнейшей заслугой Д.И. Менделеева было открытие периодического закона и создание периодической системы химических элементов, которые обессмертили его имя в мировой науке. Этот закон и периодическая система – основа всего дальнейшего развития учения об атомах и элементах, они являются фундаментом химии и физики наших дней.

 

Общая характеристика веществ:

 

Ni — Никель

НИКЕЛЬ (лат. Niссolum), Ni, химический элемент с атомным номером 28, атомная масса 58,69. Химический символ элемента Ni произносится так же, как и название самого элемента. Природный никель состоит из пяти стабильных нуклидов: 58Ni (67,88 % по массе), 60Ni (26,23 %), 61Ni (1,19 %), 62Ni (3,66 %) и 64Ni (1,04 %). В периодической системе Д. И. Менделеева никель входит в группу VIIIВ и вместе с железом и кобальтом образует в 4-м периоде в этой группе триаду близких по свойствам переходных металлов. Конфигурация двух внешних электронных слоев атома никеля 3s2p6d84s2. Образует соединения чаще всего в степени окисления +2 (валентность II), реже — в степени окисления +3 (валентность III) и очень редко в степенях окисления +1 и +4 (соответственно валентности I и IV).

Радиус нейтрального атома никеля 0,124 нм, радиус иона Ni2+ — от 0,069 нм (координационное число 4) до 0,083 нм (координационное число 6). Энергии последовательной ионизации атома никеля 7,635; 18,15; 35,17; 56,0 и 79 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность никеля 1,91. Стандартный электродный потенциал Ni0/Ni2+ –0,23 B.

Простое вещество никель в компактном виде — блестящий серебристо-белый металл.

Физические и химические свойства: никель — ковкий и пластичный металл. Он обладает кубической гранецентрированной кристаллической решеткой (параметр а = 0,35238 нм). Температура плавления 1455°C, температура кипения около 2900°C, плотность 8,90 кг/дм3. Никель — ферромагнетик, точка Кюри около 358°C.

На воздухе компактный никель стабилен, а высокодисперсный никель пирофорен. Поверхность никеля покрыта тонкой пленкой оксида NiO, которая прочно предохраняет металл от дальнейшего окисления.

История открытия: уже с 17 в. рудокопам Саксонии (Германия) была известна руда, которая по внешнему виду напоминала медные руды, но меди при выплавке не давала. Ее называли купферникель (нем. Kupfer — медь, а Nickel — имя гнома, подсовывавшего горнякам вместо медной руды пустую породу). Как оказалось впоследствии, купферникель — соединения никеля и мышьяка, NiAs. История открытия никеля растянулась почти на полвека. Первым вывод о присутствии в купферникеле нового «полуметалла» (то есть, по тогдашней терминологии, простого вещества, промежуточного по свойствам между металлами и неметаллами) сделал шведский металлург А. Ф. Кронстедт в 1751 году. Однако более двадцати лет это открытие оспаривалось и господствовала точка зрения, что Кронстедт получил не новое простое вещество, а какое-то соединение с серой то ли железа, то ли висмута, то ли кобальта, то ли какого-то другого металла.

Только в 1775 г., через 10 лет после смерти Кронстедта, швед Т. Бергман выполнил исследования, позволявшие заключить, что никель — это простое вещество. Но окончательно никель как элемент утвердился только в начале 19-го века, в 1804 году, после скрупулезных исследований немецкого химика И. Рихтера, который для очистки провел 32 перекристаллизации никелевого купороса (сульфата никеля) и в результате восстановления получил чистый металл.

Нахождение в природе: в земной коре содержание никеля составляет около 8·10–3 % по массе. Возможно, громадные количества никеля — около 17·1019 т — заключены в ядре Земли, которое, по одной из распространенных гипотез, состоит из железоникелевого сплава. Если это так, то Земля примерно на 3 % состоит из никеля, а среди составляющих планету элементов никель занимает пятое место — после железа, кислорода, кремния и магния. Никель содержится в некоторых метеоритах, которые по составу представляют собой сплав никеля и железа (так называемые железоникелевые метеориты). Разумеется, как практический источник никеля такие метеориты значения не имеют. Важнейшие минералы никеля: никелин (современное название купферникеля) NiAs, пентландит [сульфид никеля и железа состава (Fe,Ni)9S8], миллерит NiS, гарниерит (Ni,Mg)6Si4O10(OH)2 и другие никельсодержащие силикаты. В морской воде содержание никеля составляет примерно 1·10–8–5·10–8 %.

Fe — Железо

ЖЕЛЕЗО (лат. Ferrum), Fe, химический элемент VIII группы периодической системы, атомный номер 26, атомная масса 55,847. Происхождение как латинского, так и русского названий элемента однозначно не установлено. Природное железо представляет собой смесь четырех нуклидов с массовыми числами 54 (содержание в природной смеси 5,82% по массе), 56 (91,66%), 57 (2,19%) и 58 (0,33%). Конфигурация двух внешних электронных слоев 3s2p6d64s2. Обычно образует соединения в степенях окисления +3 (валентность III) и +2 (валентность II). Известны также соединения с атомами железа в степенях окисления +4, +6 и некоторых других.

 В периодической системе  Менделеева железо входит в  группу VIIIВ. В четвертом периоде, к которому принадлежит и железо, в эту группу входят, кроме  железа, также кобальт (Co) и никель (Ni). Эти три элемента образуют триаду и обладают сходными свойствами.

Радиус нейтрального атома железа 0,126 нм, радиус иона Fe2+ — 0,080 нм, иона Fe3+ — 0,067 нм. Энергии последовательной ионизации атома железа 7,893, 16,18, 30,65, 57, 79 эВ. Сродство к электрону 0,58 эв. По шкале Полинга электроотрицательность железа около 1,8.

Железо высокой чистоты — это блестящий серебристо-серый, пластичный металл, хорошо поддающийся различным способам механичской обработки.

Физические и химические свойства: при температурах от комнатной и до 917°C, а также в интервале температур 1394-1535°C существует -Fe с кубической объемно центрированной решеткой, при комнатной температуре параметр решетки а = 0,286645 нм. При температурах 917-1394°C устойчиво -Fe с кубической гранецентрированной решеткой Т (а = 0,36468 нм). При температурах от комнатной до 769°C (так называемая точка Кюри) железо обладает сильными магнитными свойствами (оно, как говорят, ферромагнитно), при более высоких температурах железо ведет себя как парамагнетик. Иногда парамагнитное -Fe с кубической объемно центрированной решеткой, устойчивое при температурах от 769 до 917°C, рассматривают как модификацию железа, а -Fe, устойчивое при высоких температурах (1394-1535°C), называют по традиции -Fe (представления о существовании четырех модификаций железа возникли тогда, когда еще не существовал рентгеноструктурный анализ и не было объективной информации о внутреннем строении железа). Температура плавления 1535°C, температура кипения 2750°C, плотность 7,87 г/см3. Стандартный потенциал пары Fe2+/Fe0 –0,447В, пары Fe3+/Fe2+ +0,771В.

При хранении на воздухе при температуре до 200°C железо постепенно покрывается плотной пленкой оксида, препятствующего дальнейшему окислению металла. Во влажном воздухе железо покрывается рыхлым слоем ржавчины, который не препятствует доступу кислорода и влаги к металлу и его разрушению. Ржавчина не имеет постоянного химического состава, приближенно ее химическую формулу можно записать как Fe2О3·xН2О.

История открытия: посмотрим на исторические факты. В Египте железо получали еще во втором тысячелетии до нашей эры, в Лревней Греции-в конце II тясячелетия, в Китае-в середине первого тысячелетия до нашей эры. А на американском континенте лишь с приходом европейцев. Чем это объясняется? В государствах, где запасы самородных металлов, в первую очередь меди и олова, были невелики, у людей возникала необходимость поиска новых металлов, чтобы заменить самородные. В Америке находились крупнейшие месторождения меди, поэтому потребности в других металлах не было. А вот африканские племена перешагнули через медный век, минуя его, к железному веку. С увеличением численности населения, с занятием людьми новых территорий. Выработка железа неуклонно росла, и оно перешло из ранга драгоценных металлов в обычные. 
Из известных тогда металлов железо было самым прочным. Из него изготавливали различные орудия труда, оружие, инструменты. В начале нашей эпохи железо уже производили в Европе и в Азии. Лучшими металлургами были индийцы.
Как же развивались способы получения железа? Первоначально человек использовал метеоритное железо, но оно было очень редким и очень дорогим. Затем стали получать нагреванием руд с углем, делая это на хорошо продуваемых ветром местах. Но, полученное таким способом железо было губчатым, с большим содержанием шлаков и хрупким. Важнейшим шагом в технологии получения железа стало появление горна, который был открыт свержу и обложен изнутри огнеупорными материалами. Используя данный способ получалоь относительно качественное железо, о чем говорят раскопки, произведенные археологами в Сирии на месте древних городов.

Далее, люди заметили, что из чугуна, который они считали отходами, можно получит качественный металл, при этом требовалось значительно меньше угля и качество металла было значительно лучше. 
Первые плавильные печи появились к концу пятнадцатого века. В них получали только чугун. В 1885 году был предложен способ производства стали, который называется конверторным. Примерно в это же время был внедрен и мартеновский способ получения стали. При выплавке стали в мартеновских печах, получалась очень высококачественная сталь, практически свободная от шлаков.
Происхождение названия химического элемента происходит по предположению одних ученых слова джальджа (санскритский язык), что означало металл, руда .По предположению других отсанскритского корня -жель, что означало "блестеть, пылать"
Химический символ Fe железо получило от латинского слова феррум, что собственно и обозначает в переводе железо.

 Нахождение в природе: в земной коре железо распространено достаточно широко — на его долю приходится около 4,1% массы земной коры (4-е место среди всех элементов, 2-е среди металлов). Известно большое число руд и минералов, содержащих железо. Наибольшее практическое значение имеют красные железняки (руда гематит, Fe2O3; содержит до 70% Fe), магнитные железняки (руда магнетит, Fe3О4; содержит 72,4% Fe), бурые железняки (руда гидрогетит НFeO2·nH2O), а также шпатовые железняки (руда сидерит, карбонат железа, FeСО3; содержит около 48% Fe). В природе встречаются также большие месторождения пирита FeS2 (другие названия — серный колчедан, железный колчедан, дисульфид железа и другие), но руды с высоким содержанием серы пока практического значения не имеют. По запасам железных руд Россия занимает первое место в мире. В морской воде 1·10–5 — 1·10–8% железа.

Применение железа, его сплавов и соединений: чистое железо имеет довольно ограниченное применение. Его используют при изготовлении сердечников электромагнитов, как катализатор химических процессов, для некоторых других целей. Но сплавы железа — чугун и сталь — составляют основу современной техники. Находят широкое применение и многие соединения железа. Так, сульфат железа (III) используют при водоподготовке, оксиды и цианид железа служат пигментами при изготовлении красителей и так далее.

 

 

 

Co — Кобальт

КОБАЛЬТ (лат. Cobaltum), Со, химический элемент VIII группы периодической системы, атомный номер 27, атомная масса 58,9332.

Кобальт (лат. Cobaltum), Со, Название металла произошло от немецкого Kobold - домовой, гном. Соединения кобальта были известны и применялись в глубокой древности. Сохранился египетский стеклянный кувшин, относящийся к ХV в. до н.э., окрашенный солями кобальта, а также голубые стекловидные кирпичи, содержащие кобальт. В древней Ассирии, а также в Вавилоне из кобальта изготовляли лазурит - голубую краску, которой обливали керамические изделия. Вероятно, исходным материалом для получения кобальтовых соединений служил тогда цаффер (Zaffer) - сапфир, содержащий висмут и кобальт; откуда, по-видимому, и произошли названия красок - сафлор, шафран и др. В средние века горняки находили вместе с другими рудами кобальтовую "землю", но не знали, что с ней делать. Иногда эта земля была похожа на серебряную руду, но не содержала никакого серебра. Примесь кобальтовой земли к другим рудам мешала выплавке металлов: с образующимся густым дымом (сульфидов и арсенидов) терялась часть выплавляемого металла. Еще в IV в. у Псевдодемокрита и других авторов встречаются слова, означающие дым, образующийся при обжигании руд, содержащих сульфиды мышьяка. В средние века немецкие горняки, очевидно, желая подчеркнуть свойства кобальтовых земель, называли их коб-ольд (или кобельт), что означало подземный гном, насмешливый дух, бессовестный плут. В древнерусском языке имеются близкие по смыслу слова кобение (гадание), кобь (гадание по птичьему полету); последнее слово интересно сравнить с современным названием птицы - кобчик.

История открытия: кобальт упоминается у Бирингуччо, Василия Валентина, Парацельса и других авторов XV - XVII вв. В "Алхимическом лексиконе" Руланда (1612) о кобальте говорится: "Коболкобальт (Koboltum, Kobaltum) или коллет (Colletum) -- металлическая материя, чернее свинца и железа, растягивающаяся при нагревании. Кобальт - черная, немного похожая по цвету на золу материя, которую можно ковать и лить, но она не обладает металлическим блеском, и которая представляет собой вредную взвесь, уводящую (при плавке) вместе с дымом хорошую руду". Очевидно, здесь говорится о металлическом кобальте. Тем не менее в истории химии принято считать, что металлический кобальт был впервые описан в 1735 г. упсальским профессором Брандтом. В диссертации "О полуметаллах" Брандт указывает, в частности, что получаемый из руд металлический висмут не представляет собой чистого металла, а содержит "кобальтовый королек" (металлический кобальт). Он же выяснил, что соли кобальта окрашивают стекла в синий цвет. В чистом виде металлический кобальт был получен Верцелиусом.

В русской литературе XVIII и начала XIX в. встречаются названия кобольт, коболт (Соловьев и Страхов, 1824 и в более ранних сочинениях по химии). Двигубский (1824) употребляет название кобальт; в дальнейшем оно становится общепринятым.

Нахождение кобальта в природе:Содержание кобальта в земной коре составляет около 0,003%. Однако, большая часть кобальта сосредоточена в центральном ядре Земли, где преобладают элементы группы железа. В литосфере кобальта содержится в среднем около 0,003 вес.%, кобальт находится в железных (около 0,6%) и каменных (0,08) метеоритах. Ничтожные количества кобальта имеются в морской воде (10-7%) и в воде минеральных источников. Кобальт входит в состав более 30 минералов. К ним относятся каролит CuCo2SO4, линнеит Co3S4, кобальтин CoAsS, сферокобальтит CoCO3, смальтит СоAs2 и другие. Как правило, кобальту в природе сопутствуют его соседи по 4-му периоду -- никель, железо, медь и марганец.

Изменения в подгруппах железа, кобальта и никеля величины радиусов атомов и ионов, потенциала ионизации:

 

Атомные и ионные радиусы

Усиление тех или иных свойств элементов во многом связано с изменением радиусов их атомов, данные о которых получают в результате анализа структуры молекул или кристаллов.

При  рассмотрении простых веществ, а также органических соединений обычно используют понятие об атомных радиусах ra, а при изучении неорганических соединений – представление об ионных радиусах rи.

Атомные радиусы подразделяют на радиусы атомов металлов, ковалентные радиусы неметаллических элементов и радиусы атомов благородных газов.

Под атомным радиусом понимают деленное пополам расстояние между центрами атомов в кристаллах элементарных веществ.

 

В целом в пределах каждого периода с ростом заряда ядра и накопления электронов на внешнем электронном уровне радиусы атомов убывают.

Наибольшее уменьшение радиусов наблюдается у элементов малых периодов, так как у них происходит заполнение внешнего электронного уровня. В больших же периодах в пределах семейств d- и f-элементов наблюдается более  плавное  уменьшение радиусов. Это уменьшение называется соответственно  d- и f-сжатием.

Следовательно в VIII Б группы с ростом заряда ядра радиус радиусов убывает: у Fe в подгруппе самый большой радиус, а у Ni самый наименьший.

Ионные радиусы

            

В главных подгруппах при увеличении Z радиусы атомов растут, так как возрастает число электронных уровней.

В побочных подгруппах при переходе от первого элемента ко второму происходит возрастание ra, а при переходе от второго к третьему почти не изменяются. Это объясняется тем, что увеличение радиусов за счет возрастания числа электронных уровней компенсируется 4f-сжатием, которое в этом случае называется лантаноидным сжатием, вызванным заполнением 4f-подуровня у d-элементов VI периода.

Следовательно от Fe до Co происходит возрастание ионного радиуса, а от Co до Ni радиус практически не изменяется.

Наименее прочно связаны с ядром электроны внешнего уровня; они могут отрываться от атома и присоединяться к внешнему электронному уровню других атомов. В первом случае образуются положительно заряженные ионы (катионы), так как заряд ядра атома превышает суммарный заряд оставшихся электронов. Во втором случае образуются отрицательно заряженные ионы (анионы), так как суммарный заряд электронов превышает заряд ядра атома.

 

Энергия ионизации

 

Энергией ионизации (ЭИ) называется  энергия, которая необходима для отрыва электрона от нейтрального атома.

Выражают ЭИ в электронвольтах (эВ). 1эВ – это энергия, которую приобретает электрон в ускоряющем электрическом поле с разностью потенциалов 1 В. 1 эВ = 1,6 × 10-19 Дж; в расчете на 1 моль электронов это соответствует энергии 96,5 кДж/моль.

При затрате достаточной энергии можно оторвать от атома два, три и более электронов. Поэтому говорят о первой энергии ионизации ЭИ1 (энергия отрыва первого электрона), второй энергии ионизации ЭИ2 (энергия отрыва второго электрона) и т.д.

Оторвать электрон от нейтрального атома всегда легче, чем от положительно заряженного иона с меньшим числом электронов, которые более сильно притягиваются к ядру, поэтому

ЭИ1 < ЭИ2 <  ЭИ3 < …

Энергия ионизации – важная характеристика атома. От величины ЭИ в значительной степени зависят характер и прочность химической связи. Величина ЭИ может служить мерой «металличности» элемента: чем меньше ЭИ, тем легче оторвать электрон от атома, тем сильнее выражены металлические свойства элемента.

Энергия ионизации является периодической функцией от порядкового номера элемента.

          С возрастанием  порядкового номера элемента  в пределах  периода ЭИ повышается. Самая низкая ЭИ у атомов  щелочных металлов, начинающих периоды; самая высокая – у атомов  благородных газов, завершающих  периоды.

У атомов одной и той же подгруппы периодической системы с увеличением атомного номера энергия ионизации уменьшается, что свидетельствует об усилении металлических свойств элементов.

Следовательно энергия ионизации у Fe самая наибольшая, а Ni самая наименьшая.

Свойства простых веществ:

В химическом отношении железо, кобальт и никель относятся к металлам средней активности. В электрохимическом ряду напряжений металлов они располагаются левее водорода, между цинком и оловом. Чистые металлы при комнатной температуре довольно устойчивы, их активность сильно увеличивается при нагревании, особенно если они находятся в мелкодисперсном состоянии. Наличие примесей значительно снижает устойчивость металлов.

  1. Взаимодействие с неметаллами При нагревании на воздухе выше 200 °С железо взаимодействует с кислородом, образуя оксиды нестехиометрического состава FexO, мелкодисперсное железо сгорает с образованием смешанного оксида железа (II, III):
    • 3Fe + 2O2 = Fe3O4.

Кобальт и никель реагируют с кислородом при более высоких температурах, образуя в основном оксиды двухвалентных элементов, имеющие переменный состав в зависимости от условий получения:

    • 2Co + O2 = 2CoO,
2Ni + O2 = 2NiO.

С галогенами металлы реагируют, образуя галогениды :

    • 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3,
Co + Br2 = CoBr2,
Ni + Cl2 = NiCl2.

Металлы довольно устойчивы к действию фтора, никель не разрушается фтором даже при температуре красного каления.
При взаимодействии с азотом при невысокой температуре железо, кобальт и никель образуют нитриды различного состава, например:

    • 4Fe + N2 = 2Fe2N,
2Co + N2 = 2CoN,
3Ni + N2 = Ni3N2.

Взаимодействие с серой экзотермично и начинается при слабом нагревании, в результате образуются нестехиометрические соединения, которые имеют состав, близкий к ЭS:

    • Э + S = ЭS.

С водородом металлы триады железа не образуют стехиометрических соединений, но они поглощают водород в значительных количествах.
С углеродом, бором, кремнием, фосфором также при нагревании образуют соединения нестехиометрического состава, например:

    • 3Co + C = Co3C,
2Ni + B = Ni2B,
Co + Si = CoSi,
3Fe + P = Fe3P.
  1. Взаимодействие с водой В воде в присутствии кислорода железо медленно окисляется кислородом воздуха (корродирует):
    • 4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3.

При температуре 700–900 °С раскаленное железо реагирует с водяным паром:

    • 3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2.

Кобальт и никель с водой не взаимодействуют.

  1. Взаимодействие с кислотами Железо реагирует с разбавленными растворами соляной и серной кислот, образуя соли железа (II):
    • Fe + 2HCl = FeCl2 + H2,
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2;

с разбавленной азотной кислотой образует нитрат железа (III) и продукт восстановления азотной кислоты, состав которого зависит от концентрации кислоты, например:

    • Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O.

При обычных условиях концентрированные (до 70 мас. %) серная и азотная кислоты пассивируют железо. При нагревании возможно взаимодействие с образованием солей железа (III):

    • 2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O,
Fe + 6HNO3 = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O.

По отношению к кислотам кобальт и никель устойчивее железа, медленно реагируют с неокисляющими кислотами с образованием солей кобальта (II) и никеля (II) и водорода. С разбавленной азотной кислотой образуют нитраты кобальта (II) и никеля (II) и продукт восстановления азотной кислоты, состав которого зависит от концентрации кислоты:

    • 3Э + 8HNO3 = 3Э(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

При обычных условиях концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют кобальт и никель, хотя в меньшей степени, чем железо. При нагревании возможно взаимодействие с образованием солей железа двухвалентных металлов:

    • Co + 2H2SO4 = CoSO4 + SO2 + 2H2O,
Ni + 4HNO3 = Ni(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.
  1. Взаимодействие со щелочами Разбавленные растворы щелочей на металлы триады железа не действуют. Возможно только взаимодействие железа с щелочными расплавами сильных окислителей:
    • Fe + KClO3 + 2KOH = K2FeO4 + KCl + H2O.

Для кобальта и никеля взаимодействие с расплавами щелочей не характерно.

Соединения со степенью окисления 0. Железо способно образовывать соединения только за счет донорно-акцепторного взаимодействия. Так, нагреванием порошка железа в атмосфере оксида углерода(II) при 150 –200 ºС и давлении 1·107 - 2·107 Па образуется пентакарбонил железа – желтая летучая жидкость, нерастворимая в воде:

Fe + 5CO = [Fe(CO)5]

Молекула пентакарбонила имеет геометрию тригональной бипирамиды, что соответствует dsp3-гибридизации орбиталей центрального атома:

 

   

3d8

      

4s

    

4p

  

¯

¯

  

¯

              

¾¾ на s-связи Fe-CO ¾®


на p-связи Fe-CO ®

Получены карбонилы более сложного строения, например, [Fe2(CO)9]:


При нагревании карбонилы разрушаются, что используется для получения металла высокой степени чистоты.

Соединения со степенью окисления +2. Оксид железа(II) - черный диамагнитный порошок. В воде нерастворим, проявляет основные свойства: 

FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O

При нагревании на воздухе окисляется, сильными восстановителями (СО, Н2) восстанавливается до металлического железа:

+ CO + O2

Fe ¾ FeO ¾® Fe2O3

Гидроксид железа(II) - белое аморфное вещество, получаемое при действии щелочей на водные растворы солей железа(II). На воздухе быстро окисляется: 

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3

Fe(OH)2 - слабое основание с доминированием основных свойств.

Соли железа(II). Большинство солей хорошо растворимы в воде и слабо гидролизованы, окрашены в бледно-зеленый цвет, в водных растворах легко окисляются кислородом воздуха: 

2Fe2+ + O2 + 4H+ = 2Fe3+ + 2H2O

Качественной реакцией на катион Fe2+ является образование синего осадка (турнбулева синь) при действии гексацианоферрата(III) калия (красной кровяной соли): 

Fe2+ + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]¯ + 2K+

Хлорид железа(II) применяется при лечении анемии. Сульфат железа(II) (железный купорос) применяется для борьбы с вредителями растений.

Координационные соединения железа(II) бывают как катионного, так и анионного типов, наиболее характерно координационное число 6. К катионным соединениям относятся аквакомплексы и аммиакаты, которые получают взаимодействием аммиака с безводными соединениями железа(II). Координационные соединения железа(II) малостойкие, так при растворении в воде аммиакаты легко разрушаются. Для железа(II) наиболее устойчив цианидный комплекс:

FeSO4 + 6KCN = K4[Fe(CN)6] + K2SO4

K4[Fe(CN)6]·3Н2О – желтая кровяная соль – широко используется в аналитической практике и для получения неорганических пигментов. При действии на гексацианоферраты(II) сильных кислот получается Н4[Fe(CN)6] – белый кристаллический порошок, хорошо растворимый в воде, в растворе является весьма сильной кислотой.

Соединения со степенью окисления +3. Оксид железа(III) - красный порошок, нерастворимый в воде, амфотерный оксид со слабым проявлением кислотных свойств.

Гидроксид железа(III) - красно-коричневое аморфное вещество, выделяющееся при действии щелочей на водные растворы солей железа(III). Проявляет свойства амфотерного гидроксида:  

Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O; Fe(OH)3 + 3KOH = K3[Fe(OH)6]

Катион Fe3+ образует соли с анионами многих кислот. В водных растворах соли железа окрашены в желто-коричневый цвет и сильно гидролизованы. По причине гидролиза нельзя получить карбонат железа(III): 

2FeCl3 + 3K2CО3 + 3H2O = 2Fe(OH)3¯ + 3CО2­ + 6KCl

Качественными реакциями на соли железа(III) являются реакция с гексацианоферратом(II) калия (желтая кровяная соль) или тиоцианатом (роданидом) калия: 

Fe3+ + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]¯ + 3K+

темно-синий (берлинская лазурь)

Fe3+ + 3SCN- = Fe(SCN)3

кроваво-красный раствор

В отличие от солей железа(II), соли железа(III) проявляют свойства слабого окислителя и окисляют анионы некоторых кислот-восстановителей: 

2Fe+3Cl3 + 6KI- = 2Fe+2I2 + I20 + 6KCl;

2Fe+3Cl3 + 3K2S-2 = 2Fe+2S¯ + S0 + 6KCl

По этой же причине не удается выделить из раствора цианид железа(III) - Fe(CN)3.

FeCl3×6H2O применяется при лечении анемии, обладает кровоостанавливающим действием. Fe2(SO4)×9H2O используют как коагулятор при очистке воды.

Наиболее характерное координационное число для Fe(III) - 6. Катионные комплексы менее устойчивы аналогичных соединений железа(II). Координационные соединения анионного типа устойчивы, например, K3[Fe(CN)6] (красная кровяная соль), K3[Fe(ОН)6], K3[FeF6], K4[Fe(SCN)6].

Соединения со степенью окисления +6.Соединения железа(VI) представлены производ-ными аниона FeO42-, которые получаются окислением оксида железа(III) в щелочной среде: 

Fe2+3O3 + 3KN+5O3 + 4KOH = 2K2Fe+6O4 + 3KN+3O2 + 2H2O

Тетраоксоферраты(VI) - сильные окислители, в растворах быстро разлагаются с выделением кислорода:

4K2FeO4 + 10H2O = 4Fe(OH)3¯ + 8KOH + 3O2

Цис-транс изомерия комплексных соединений  платины:

Примером нейтральных комплексных соединений платины (II) могут служить соединения типа [Pt(NH3)2R2] (где R = Сl-, Вг-, NO2-). Для соединений этого типа характерна цис-, транс-изомерия. Например, составу [Рt(NН3)4Сl2] отвечают два соединения, которые отличаются свойствами, в частности окраской: цис-изомер — оранжево-желтый, транс-изоиер — светло-желтый. Цис- и транс-изомеры всегда имеют несколько (аиногда и сильно) различающуюся растворимость в воде, кислотах, а также кинетические и термодинамические характеристики. В отличие от транс-изомера, цис-изомер обладает ярко выраженной противораковой физиологической активностью. Различны и способы получения этих изомеров. Цис-изомер образуется при замещении двух хлорид-ионов молекулами аммиака в тетрахлороплатинат (II)-комплексе:

K2[PtCl4] + 2NH3 = [Pt(NH3)2Cl2] + 2КСl

Транc-изомер получается при замещении двух молекул аммиака на хлорид-ионы в комплексе тетрааммин-платина (II):

[Pt(NH3)4]Cl2 +2HCl = [Pt(NH3)2Cl2] + 2NH4Cl

Для понимания направления течения реакций замещения лигандов в комплексах важное значение имеет принцип транс-влияния («Поведение комплексов зависитот трансзаместителей»), установленный И. И. Черняевым (1926). Согласно этому принципу некоторые лиганды облегчают замещение лигандов, находящихся с ними в транс-положении. Таким образом, при синтезе соединений платины играет важную роль не только природа реагентов, но и порядок их смешения, временные и концентрационные соотношения: в зависимости от условий синтеза могут быть получены изомеры положения. Трансзаместители находятся на линии (координате) проходящей через центральный атом, цисзаместители находятся как бы сбоку от центрального атома — на линии (координате), не проходящей через центральный атом. Экспериментально установлено, что для соединений Pt (II) транс-влияние лигандов увеличивается в ряду

Н2О < NH3 < ОН- < С1- < Br- < NCS-, I- < NO2 < СО, CN-

Принцип транс-влияния сыграл выдающуюся роль в развитии синтеза комплексных соединений.

Одним из хорошо изученных комплексов платины, носящих имя его открывателя, является соль Цейзе K[PtCl3(С2H4)]. Это окрашенное в желтый цвет соединение было синтезировано датским фармацевтом Цейзе еще в 1827г. Соль Цейзе — одно из первых синтетически полученных металлоорганических соединений; одним из лигандов в координационной сфере платины (II) здесь является этилен (донорные свойства проявляет двойная связь Н2С=СН2).

Качественные реакции на ионы железа, кобальта и никеля:

Качественная реакция на ион железа (III)

  1. реакция со щелочью.

Если в растворе есть ионы  железа (III), образуется гидроксид  железа (III) Fe(OH)3. Основание нерастворимо в воде и бурого цвета. (Гидроксид железа (II) Fe(OH)2. – также нерастворим, но серо-зеленого цвета). Бурый осадок указывает на присутствие в исходном растворе ионов  железа (III).

FeCl3 + 3 NaOH = Fe(OH)3 ↓+ 3 NaCl

  1. реакция с желтой кровяной солью.

Желтая кровяная соль – это гексацианоферрат  калия K4[Fe(CN)6]. (Для определения железа (II) используют красную кровяную соль K3[Fe(CN)6]). К порции раствора хлорида железа  прильем  раствор желтой кровяной соли. Синий осадок берлинской лазури* показывает на присутствие в исходном растворе ионов трехвалентного железа.

3 К4[Fe(CN)6 ]  +4 FeCl3 = KFe[Fe(CN)6])↓ + 12 KCl 

  1. реакция с роданидом калия.

Вначале разбавляем испытуемый раствор – иначе не увидим ожидаемой окраски. В присутствии иона железа (III) при добавлении роданида калия образуется вещество красного цвета. Это ‑ роданид железа (III). Роданид от греческого "родеос" - красный.

FeCl3 + 3 КCNS  = Fe(CNS)3  + 3 KCl

Берлинская лазурь была получена случайно в начале 18 века в Берлине красильных дел мастером Дисбахом. Дисбах купил у торговца необычный поташ (карбонат калия): раствор этого поташа при добавлении солей железа получался синим. При проверке поташа оказалось, что он был прокален  с бычьей кровью. Краска оказалась подходящей для тканей: яркой, устойчивой и недорогой. Вскоре стал известен и рецепт получения краски: поташ сплавляли с высушенной кровью животных и железными опилками. Выщелачиванием такого сплава получали желтую кровяную соль. Сейчас берлинскую лазурь используют для получения печатной краски и подкрашивания полимеров.

Качественная реакция на ион железа (II)

  1. реакция с красной кровяной солью

Добавим красную кровяную соль ‑ гексацианоферрат калия K3[Fe(CN)6]. (Для определения железа (III) используют желтую кровяную соль K4[Fe(CN)6]). В присутствии ионов  железа (II) образуется темно-синий осадок. Это - турнбуллева синь ‑ комплексная соль железа KFe[Fe(CN)6]).

Появление турнбуллевой сини доказывает присутствие в растворе ионов  железа (II).

2 К3[Fe(CN)6 ]  +3 Fe SO4 = KFe[Fe(CN)6])↓ + 3K2SO4

Турнбуллева синь очень похожа по свойствам на берлинскую лазурь и тоже служила красителем.  Названа по имени одного из основателей шотландской фирмы  по производству красителей «Артур и Турнбуль».

  1. реакция со щелочью.

Реакция со щелочью – еще один способ обнаружения ионов  железа (II). Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 - серо-зеленого цвета, гидроксид железа (III) Fe(OH)3 - бурый. Добавим щелочь (NaOH) в колбу с солью железа - образуется серо-зеленый осадок. Значит, в растворе присутствуют ионы  железа (II). Образовавшийся осадок – гидроксид  железа (II) Fe(OH)2.

Fe SO4 +2 NaOH = Fe(OH)2 ↓ +  Na2 SO4

Качественная реакция на ионы кобальта

Акво - ионы кобальта (II) октаэдрической структуры [Со(Н2О)6]~ окрашены в розовый цвет, поэтому разбавленные водные растворы солей кобальта (II) также имеют розовую окраску. Однако при выпаривании водных растворов Со2 их окраска меняется на синюю, характерную для комплексов кобальта (II) тетраэдрической структуры. Соединения Со(П) легко окисляется до соединений Со (III), причем в ряде случаев - уже кислородом воздуха (растворенным в воде), что необходимо ;учитывать при проведении качественных реакций на кобальт (II). В водных растворах кобальт (II) и кобальт (III) присутствуют исключительно в форме комплексных соединений. Комплексы Со(Ш) устойчивее комплексов Со (II).

  1. Реакция с щелочами.

СоС12 + ОН' -- СоОНСЦ(синий) + СГ

CoOHCl + ОН- -> Со(ОН)2|(розовый) + СГ

2 Со(ОН)2 + 0,5 О2 + Н2О — 2 Со(ОН)4(черно-бурый)

Если к розовому осадку Со(ОН)2 прибавить Н2О2, то реакция окисления Со(ОН)2 в черно-бурый Со(ОН)з протекает практически мгновенно:

2 Со(ОН)2 + Н2О2 -> 2 Со(ОН)3.

Действие смеси Н2О2 со щелочью на раствор соли кобальта (II) сразу приводит к образованию черно-бурого осадка Со(ОН)3:

2 СоС12 + 4 ОН- + Н2О2 -- 2 Со(ОН)3 + 4 СГ

  1. Реакция с аммиаком.

СоС12 + NH3H2O -> СоОНСЦ(синий) + NH4C1 CoOHCl + 5 NH3 + NH4C1 -> [Co(NH3)6]CI2 (желтый) + H2O

При стоянии на воздухе, раствор постепенно меняет окраску на вишнево - красную, за счет окисления кобальта (II) до кобальта (III) с образованием хлоропентамминкобальт (III) - анионов [Co(NH3)5Cl]2- вишнево - красного цвета:

2 [Co(NH3)6]CI2 + О2 + 2 Н2О — 2 [Co(NH3)5Cl](OH)2 + 2 NH3 В присутствии Н2О2 и солей аммония реакция окисления [Co(NH3)6]2+ до [Co(NH3)5Cl]-+ протекает практически мгновенно:

2 [Co(NH3)6]Cl2 + 2 Н2О2+ 2 NH4CI -> 2 [Co(NH3)5Cl]Cl2 +4 NH3 + 2 Н2О

  1. Реакция с тетратиоцианатомеркуратом (II) аммония (тетрароданомеркуратом (II) аммония).

Со2++ [Hg(SCN)4]2' — Co[Hg(SCN)4]i(TeMHO-CHHHe кристаллы) Из разбавленных растворов кристаллы выделяются медленно. Выпадает голубой осадок смешанного тиоцианатного комплекса цинка и кобальта (II):

XZn2+ + Yco2+ + (X+Y) [Hg(SCN)4]2- -+ ZnxCoy[Hg(SCN)4]x+5, Прибавление даже небольших количеств соли цинка приводит к почти полному осаждению кобальта (II). Проведению реакции мешают катионы Cd2, Cu2+, Fe3+, Ni2+.

  1. Реакция с тиоцианат - ионами.

Со2++ 4 NCS- <-> [Co(NCS)4]2 (синий) Реакцию проводят в слабо кислой среде.

Комплекс в водных растворах неустойчив и равновесие комплексообразования смещено влево в сторону образования розового аквокомплекса кобальта (II). Поэтому реакцию проводят при избытке тиоцианат - ионов, чтобы сместить равновесие вправо. Равновесие смещается вправо также в водно - ацетоновых растворах, в силу чего реакцию иногда проводят в водно - ацетоновой среде (ацетон хорошо смешивается с водой).

В растворах органических раств'орителей (изоамиловый спирт, эфир) устойчивость комплекса повышается, поэтому при проведении данной реакции водный раствор, содержащий катионы Со2+, смешивают с небольшим количеством органического растворителя (смесь изоамилового спирта и диэтилового эфира). При этом [Co(NCS)4] + переходит в органическую фазу и окрашивает ее в синий цвет. Проведению реакции мешают катионы Fe3+; Cu2+, также образующие окрашенные ■ соединения с тиоцианат - ионами - желто-бурый комплекс меди (II) и красные комплексы железа (III). Мешающее действие катионов Fe3+ устраняют связывая их в устойчивые бесцветные комплексы такими маскирующими агентами, как фторид - и тартрат -анионы, прибавляя NaF и NaKC4H4O6 соответственно.

  1. Реакция с сульфид - ионами.

Со2+ + S2- = CoS (черный)

Осадок CoS растворяется в минеральных кислотах, однако при стоянии он превращается в форму, трудно растворимую в разбавленной НС1, но растворимую в кислотах в присутствии окислителей.

  1. Реакция с солями цинка - образование -зелени Ринмана.

Zn(NO3)2 + Co(NO3)2 -> CoZnO, + 4 NO, + O2 

Образуется зола зеленого цвета.

  1. Реакция с реактивом Ильинского (1-нитрозо-2-нафтол).

Реакцию проводят в нейтральной или слабо кислой среде. 1-нитрозо-2-нафтол в растворе может существовать в двух таутомерных формах, условно обозначаемых через HL:

В этой реакции вначале кобальт (II) окисляется до кобальт (III), который с 1-нитрозо-2-нафтолом образует внутрикомплексное соединение, выделяющееся в виде пурпурно-красного осадка:

Co3++3HL->CoL3 + 3H+

Реакцию проводят в кислой среде при нагревании. В кислой среде кобальт (II) окисляется до кобальта (III), а проследний взаимодействует с НL и образует внутрикомплексное соединение состава СоL3

Со3+ + 3 НL- = СоL3 (красный) + 3 Н+

  1. Другие реакции катионов кобальта (II)

Катионы кобальта Со2+ с нитритом калия KNO2 в уксуснокислой среде образуют (после окисления до Со3+) желтый кристаллический осадок гексанитрокобальтата (III) калия K3[Co(NO2)6]; по этой реакции катионы кобальта можно открыть в присутствии катионов никеля.

Соединение Со2+ с бурой Na2B4O710H2O образуют перлы синего цвета, с рубеановодородной кислотой NH2CSCSNHj - желто-бурый осадок комплексного соединения.

Качественные реакции на ионы никеля:

Аквокомплексы никеля (II)[Ni(H2O)6]2+ окрашены в зеленый цвет, поэтому водные растворы солей никеля (II) имеют зеленую окраску. В растворе никель (II) присутствует только в форме комплексных соединений.

    1. Реакция с щелочами.

Ni2+ + 2 ОН- -> Ni (ОН)2(зеленый)

Проба на растворимость. Осадок Ni(OH)2 растворяется в растворах кислот и аммиака: Ni(OH)2 + 2 Н+ -• №2+ + 2 Н2О

Ni(OH)2 +6 NH3 — [Ni(NH3)6]2+ + 3 ОН

    1. Реакция с аммиаком.

Ni(NO3)2 + NH3H2O — NiOHNO3 + NH4NO3,

NiCl2 + NH3H2O -- NiOHCl + NH4C1 2NiSO4 + 2 NH3H2O -- Ni(OH)2SO4 + (NH4)SO4,

Методика. В пробирку вносят 2-3 капли раствора соли хлорида никеля (II) Добавляют концентрированный (25%-й) раствор аммиака до полного растворения осадка и образования раствора синего цвета:

NiOHCl + 6 NH3 -> [Ni(NH3)6]2+ + ОН- + CY

Оксисоль Ni(II)гексамминникель (II) катион

Прибавляют к ней по каплям концентрированный раствор КВг до выпадения фиолетового осадка [Ni(NH3)6]Br2.

Комплексы [Ni(NH3)6]Ck [Ni(NH3)6](NO2)2, [Ni(NH3)6]SO4 хорошо растворяются в воде, а остальные мало растворимы в воде.

    1. Реакция с реактивом Чугаева (диметилглиоксимом).

Розово-красный Бис-диметилглиоксиматоникель (II)

Реакцию проводят в среде аммиака.

Осадок растворяется в сильных кислотах и щелочах, нерастворим в растворах аммиака. Проведению реакции мешают катионы Cu2+, Pb2+, Fe2+, Fe3+.

Чувствительность реакции повышается в присутствии небольших количеств окислителей (бром, йод и др.), переводящих Ni (II) в Ni (III), комплекс которого имеет еще более интенсивную окраску.

    1. Реакция с сульфид - ионами.

Ni2+ + S2- -> NiS (черный)

    1. Другие реакции катионов Ni (II).

Катионы Ni2+ с тиоцианатом калия KNCS и пиридином (Ру) образуют голубой осадок-комплекса состава [NiPy](NCS)2; со смесью щелочи и хлорной воды - черно-бурый осадок гидроксида Ni (III) Ni(OH)3; с рубеановодородной кислотой -сине-фиолетовый осадок рубеаната никеля малорастворимый в кислотах и аммиаке.  




 

 

 

 


Информация о работе Химия элементов VIIIБ группы