Контрольные работы, курсовые, дипломные, рефераты, а также подготовка докладов, чертежей, лабораторных работ, презентаций и еще много всего. Недорого и быстро.

Узнать больше...

Главная страница	Шпаргалки
Решение задач	Эксклюзивные фото по химии
Сочинения (более 4000)	Юмор из жизни учащихся
Вернуться в раздел "Учебные материалы"

Химия

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ. ЭЛЕМЕНТЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ

18. Железо, кобальт, никель

Свойства элементов VIII B группы.

Свойства	26Fe	27Co	28Ni
Атомная масса	55,85	58,93	58,70
Электронная конфигурация*
	0,126	0,130	0,124
	0,08	0,08	0,079
Энергия ионизации	0,58	0,94	1,28
Относительная электроотрицательность	1,64	1,7	1,75
Возможные степени окисления	+2, +3, +6	+2, +3	+2, +3, +4
кларк, ат.% (распространненость в природе)	1,5	1× 10- 3	3× 10- 3
Агрегатное состояние (н. у.)	Т В Е Р Д Ы Е   В Е Щ Е С Т В А
Цвет	серебристо-белый	серо-стальной	серебристо-белый
	1539	1493	1455
	3070	2880	2800
Плотность	7,87	8,9	8,91
Стандартный электродный потенциал	-0,440	-0,277	-0,250

*Приведены конфигурации внешних электронных уровней атомов соответствующих элементов. Конфигурации остальных электронных уровней совпадают с таковыми для благородных газов, завершающих предыдущий период и указанных в скобках.

Общая характеристика. Элементы железо, кобальт и никель образуют триаду железа, или семейство железо. 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.

Для элементов триады (семейства) железа характерно свойство присоединять нейтральные молекулы, например, оксида углерода (II). Карбонилы Ni(CO)₄, Fe(CO)₅ (жидкости при t = 20 ¸ 60 ° C) и Со(СО)₈ (кристаллы с t_пл>200 ° C, нерастворимые в воде и ядовитые) используются для получения сверхчистых металлов.

Кобальт и никель менее реакционноспособны, чем железо. При обычной температуре они устойчивы к коррозии на воздухе, в воде и в различных растворах. Разбавленные соляная и серная кислоты легко растворяют железо и кобальт, а никель — лишь при нагревании. Концентрированная азотная кислота все три металла пассивирует.

Металлы семейства железа при нагревании взаимодействуют с кислородом, парами воды, галогенами, серой, фосфором, кремнием, углем и бором. Наиболее устойчивыми являются соединения железа (III), кобальта (II) и никеля (II) – для них известны почти все соли.

Железо, кобальт и никель в ряду стандартных электродных потенциалов расположены до водорода. Поэтому они распространены в природе в виде соединений (оксиды, сульфиды, сульфаты, карбонаты), в свободном состоянии встречаются редко — в виде железных метеоритов. По распространенности в природе за железом следует никель, а затем кобальт. Соединения элементов семейства железа в степени окисления +2 сходны между собой. В состоянии высших степеней окисления они проявляют окислительные свойства.

Железо, кобальт, никель и их сплавы — весьма важные материалы современной техники. Но наибольшее значение имеет железо.

Железо. Нахождение в природе. Железо после алюминия — самый распространенный в природе металл. Общее содержание его в земной коре составляет 5,1%. Железо входит в состав многих минералов. Важнейшими железными рудами являются: 1) магнитный железняк Fe₃O₄, крупные месторождения этой руды высокого качества находятся на Урале — горы Высокая, Благодать, Магнитная; 2) красный железняк Fe₂O₃ - наиболее мощное месторождение — Криворожское; 3) бурый железняк Fe₂O₃ × H₂O; крупное месторождение — Керченское. Россия богата железными рудами. Большие залежи их обнаружены в районе Курской магнитной аномалии, на Кольском полуострове, в Сибири и на Дальнем Востоке.

В природе в больших количествах часто встречается серный колчедан (пирит) FeS₂. Он служит исходным сырьем для получения серной кислоты.

Физические свойства. Железо — блестящий серебристо-белый металл, его плотность 7,87 г/см³, T. пл. 1539° С. Обладает хорошей пластичностью. Железо легко намагничивается и размагничивается, а потому применяется в качестве сердечников динамомашин и электромоторов.

Железо состоит из четырех стабильных изотопов с массовыми числами 54,56 (основной), 57 и 58. Применяются радиоактивные изотопы ⁵⁵₂₆Fe и ⁵⁹₂₆Fе.

Химические свойства. На последнем уровне у атомов железа — 2 электрона, на предпоследнем — 14, в том числе 6 сверхоктетных.

Железо, отдавая два внешних электрона, проявляет степень окисления +2; отдавая три электрона (два внешних и один сверхоктетный с предпоследнего энергетического уровня), проявляет степень окисления +3:

Другие степени окисления для железа не характерны.

На воздухе железо легко окисляется, особенно в присутствии влаги (ржавление):

Взаимодействуя с галогенами при нагревании, железо всегда образует галогениды железа (III), например:

В разбавленных соляной и серной кислотах железо растворяется, т. е. окисляется ионами водорода:

Растворяется железо и в разбавленной азотной кислоте, образуя соль железа (III), воду и продукт восстановления азотной кислоты NH₃ или N₂O и N₂.

Концентрированные кислоты — окислители (HNO₃, H₂SO₄) пассивируют железо на холоде, однако растворяют его при нагревании:

При высокой температуре (700-900° С) железо реагирует с парaми воды:

Накаленная железная проволока ярко горит в кислороде, образуя окалину — оксид железа (II, III):

При слабом нагревании железо взаимодействует с хлором и серой, а при высокой температуре — с углем, кремнием и фосфором. Карбид железа Fe₃С называется цементитом. Это твердое вещество серого цвета, очень хрупкое и тугоплавкое.

С металлами и неметаллами железо образует сплавы, имеющие исключительно большое значение в народном хозяйстве.

Для железа наиболее характерны два ряда соединений: соединения железа (II) и железа (III).

Оксид железа (II). Оксид железа (II) FeO — черный легко окисляющийся порошок. Получается восстановлением оксида железа (III) оксидом углерода (II) при 500° С:

FeO проявляет свойства основного оксида: легко растворяется в кислотах, образуя соли железа (II).

Оксид железа (III). Оксид железа (III) Fe₂O₃ — самое устойчивое природное кислородсодержащее соединение железа. Растворяясь в кислотах, образует соли железа (III).

Оксид железа (II-III). Оксид железа (II, III) Fe₃O₄ встречается в природе в виде минерала магнетита. Он хороший проводник тока, поэтому используется для изготовления электродов.

Оксидам соответствуют гидроксиды железа.

Гидроксид железа (II). Гидроксид железа (II) Fe(OH)₂ образуется при действии щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

Выпадает осадок белого цвета. В присутствии воздуха окраска делается зеленоватой, а затем бурой. Катионы железа (II) Fe²⁺ очень легко окисляются кислородом воздуха или другими окислителями в катионы железа (III) Fe³⁺. Поэтому в растворах соединений железа (II) всегда имеются катионы железа (III). По этой же причине белый гидроксид железа (II) Fe(OH)₂ на воздухе становится сначала зеленоватым, а затем бурым, переходя в гидроксид железа (III) Fе(ОН)₃:

Fe(OH)₂ проявляет основные свойства, хорошо растворяется в минеральных кислотах, образуя соли.

Гидроксид железа (III). Гидроксид железа (III) Fe(ОН)₃ образуется в виде красно-бурого осадка при действии щелочами на соли железа (III):

Fе(ОН)₃ — более слабое основание, чем гидроксид железа (II). Это объясняется тем, что у Fе²⁺ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe³⁺ а значит, Fe²⁺ слабее удерживает гидроксид-ионы, т. е. Fе(ОН)₂ более легко диссоциирует. Поэтому соли железа (II) гидролизуются незначительно, а соли железа (III) — очень сильно:

Гидроксид железа (III) обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей:

Соли железа (II) и (III). Из солей железа наибольшее применение нашли: 1) гептагидрат сульфата железа (II) (железный купорос) FeSO_4× 7Н₂O для борьбы с вредителями растений, приготовления минеральных красок и т. д., 2) хлорид железа (III) FеСl₃ как коагулянт при очистке воды, а также как протрава при крашении тканей; 3) нонагидрат сульфата железа (III) Fe₂(SO₄)_3× 9Н₂O как коагулянт, а также для травления металлов; 4) нонагидрат нитрата железа (III) Fе(NО₃)_3× 9Н₂O как протрава при крашении хлопчатобумажных тканей и утяжелитель шелка.

Качественный реакции на ионы железа (II) и (III). Комплексные соединения железа. Катион железа (III) легко обнаруживается с помощью бесцветного раствора тиоцианата аммония NH₄NCS или тиоцианата калия KNCS, точнее, тиоцианат-иона NCS- . При действии NCS- на раствор соли железа (III) образуется соединение кроваво-красного цвета — тиоцианат железа (III) Fе(NCS)₃:

Тиоцианат-ион NCS" служит реагентом на катион железа (III) Fe³*.

Для обнаружения катиона железа (III) Fe³⁺ удобно применять сложное (комплексное) соединение железа гексацианоферрат (II) калия, т. наз. желтая кровяная соль, K₄[Fe(CN)₆]. В растворе эта соль диссоциирует на ионы:

При взаимодействии гексацианоферрат (II)-ионов [Fe(CN)₆]^4- с катионами железа (III) Fe³⁺ образуется темно-синий осадок — гексацианоферрат (II) железа (III) (берлинская лазурь):

Другое сложное соединение железа гексацианоферрат (III) калия (красная кровяная соль) в растворе диссоциирует:

а при взаимодействии гексацианоферрат (III)-ионов [Fe(CN)₆]^3- с катионами железа (II) Fe²⁺ также образуется темно-синий осадок гексацианоферрат (III) железа (II) (турнбулева синь):

Таким Образом, соединения K₄[Fe(CN)₆] и K₃[Fe(CN)₆] являются важными реагентами соответственно на катион железа (III) Fe³⁺ и катион железа (II) Fe²⁺.

Ферраты железа (VI). Известно довольно небольшое число соединений железа (VI) — ферраты, например феррат калия K₂FeO₄, феррат бария BaFeO₄ и феррат кальция СaFeO₄.

Феррат калия образуется в результате реакции:

Предположения о существовании таких соединений как H₂FeO₄ и, соответственно, FeO₃ не получили экспериментального подтверждения.

Ферраты термически нестабильные соединения и разлагаются уже при 200 ° С:

Феррат калия проявляет более сильную окислительную способность, чем перманганат:

 

 

 

 

 

Copyright © 2005-2013 Xenoid v2.0

Использование материалов сайта возможно при условии указания активной ссылки
Химия: решение задач