главная контакты карта сайта гостевая книга

назад меню вперёд 

42.ЭЛЕМЕНТЫ ПОДГРУППЫ ЖЕЛЕЗА.

Атомный номер Название Электронная
конфигурация		 ρ
г/см3		 tпл.
0C 		tкип.
0C 		ЭО Атомный
радиус,
нм 		Степень
окисления
26 Железо Fe [Ar] 3d64s2 7,87 1535 2750 1,64 0,128 +2,+3
27 Кобальт Co [Ar] 3d74s2 8,9 1495 2870 1,7 0,125 +2,+3
28 Никель Ni [Ar] 3d8 4s2 8,9 1453 2732 1,75 0,124 +1,+2,+3,+4

 Получение
металлов подгруппы железа

Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II)

FeO + C c Fe + CO
Fe2O3 + 3CO c 2Fe + 3CO2
NiO + Cc Ni + CO
Co2O3 + 3C c 2Co + 3CO

Fe
d- элемент VIII группы; порядковый номер – 26; атомная масса – 56; (26p; 30 n), 26e

железо

1s22s22p63s23p63d64s2

 
Металл средней активности, восстановитель.
Основные степени окисления - +2, +3

Железо и его соединения

Химические свойства

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

4Fe + 3O2 + 6H2 O c 4Fe(OH)3

Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III):

3Fe + 2O2 cFe3O4


При высокой температуре (700–9000C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4H2Oc Fe3O4 + 4H2
Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe + 3Br2 c  2FeBr3
Fe + S  c FeS
Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:

Fe + 2HCl c FeCl2 + H2c
Fe + H2SO4(разб.) cFeSO4 + H2c

В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании

2Fe + 6H2SO4(конц.)  c  Fe2(SO4)3 + 3SO2c + 6H2O
Fe + 6HNO3(конц.)  c  Fe(NO3)3 + 3NO2c + 3H2O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).
Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

Fe + CuSO4 c FeSO4 + Cu

Соединения двухвалентного железа

Гидроксид железа (II)

Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeCl + 2KOH c2KCl + Fе(OH)2

Fe(OH)2 - слабое основание, растворимо в сильных кислотах:

Fe(OH)2 + H2SO4 cFeSO4 + 2H2O

При прокаливании Fe(OH)2 без доступа воздуха образуется оксид железа (II) FeO:

Fe(OH)2 c FeO + H2O

В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH)2, окисляясь, буреет – образуя гидроксид железа (III) Fe(OH)3:

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O c4Fe(OH)3

Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 c 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O
6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 c3Fe2(SO4)3 + 2NOc + 4H2O

Соединения железа склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

FeCl2 + 6NH3c[Fe(NH3)6]Cl2
Fe(CN)2 + 4KCN c K4[Fe(CN)6](жёлтая кровяная соль)

Качественная реакция на Fe2+

При действии гексацианоферрата (III) калия K2[Fe(CN)6] (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):

3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6]cFe3[Fe(CN)6] + 3K2SO4

Соединения трёхвалентного железа

Оксид железа (III)

Образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита:

4FeS2 + 11O2 c2Fe2O3 + 8SO2c

или при прокаливании солей железа:

2FeSO4cFe2O3 + SO2c + SO3c

Fe2O3 - основной оксид, в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства

Fe2O3 + 6HCl  c  2FeCl3 + 3H2O

Fe2O3 + 2NaOH + 3H2O c2Na[Fe(OH)4]

Гидроксид железа (III)

Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка

Fe(NO3)3 + 3KOHc Fe(OH)3+ 3KNO3

Fe(OH)3 – более слабое основание, чем гидроксид железа (II).
Это объясняется тем, что у Fe2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe3+, а поэтому, Fe2+ слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH)2 более легко диссоциирует.
В связи с этим соли железа (II) гидролизуются незначительно, а соли железа (III) - очень сильно. Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III): несмотря на то, что ион Fe3+ почти бесцветен, содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe(OH)3, которые образуются благодаря гидролизу:

Fe3+ + H2O c [Fe(OH)]2+ + H+
[Fe(OH)]2+ + H2O c [Fe(OH)2]+ + H+
[Fe(OH)2]+ + H2O c Fe(OH)3 + H+

При нагревании окраска темнеет, а при прибавлении кислот становится более светлой вследствие подавления гидролиза. Fe(OH)3 обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей:

Fe(OH)3 + 3HCl cFeCl3 + 3H2O

Fe(OH)3 + NaOH cNa[Fe(OH)3]

Соединения железа (III) - слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:

2FeCl3 + H2S c S + 2FeCl2 + 2HCl

Качественные реакции на Fe3+


При действии гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6] (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):

4FeCl3 +3K4[Fe(CN)6] c Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl

При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III):

FeCl3 + 3NH4CNS c 3NH4Cl + Fe(CNS)3

(при взаимодействии же с роданидами ионов Fe2+ раствор остаётся практически бесцветным).


Кобальт и его соединения

По химической активности кобальт уступает железу. Он легко растворяется в кислотах - окислителях и медленно в обычных кислотах:

Co + 2HClc CoCl2 + H2

В простых соединениях у кобальта наиболее устойчива степень окисления +2, в комплесных – +3. Водные растворы солей кобальта (II) обычно окрашены в розовый цвет.

Гидроксид кобальта (II)

Образуется при действии щелочей на соли кобальта (II):

CoSO4 + 2KOH c K2SO4 + Co(OH)2

На воздухе розовый осадок Co(OH)2 постепенно буреет, превращаясь в гидроксид кобальта (III):

4Co(OH)2 + O2 + 2H2O c 4Co(OH)3

Сo(OH)2 - слабое основание, растворимое в сильных кислотах:

Co(OH)2 + 2HCl cCoCl2 + 2H2O

При прокаливании Co(OH)2 образует оксид кобальта (II) CoO:

Co(OH)2c  CoO + H2O

Cоединения кобальта склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

Co(OH)2 + 6NH3 c[Co(NH3)](OH)2

 

Никель и его соединения

Никель легко растворяется в разбавленной азотной кислоте и медленно в соляной и серной кислотах

Ni + 2HCl c NiCl2 + H2

Ион Ni2+ в водных растворах имеет зелёную окраску. Для никеля наиболее характерна степень окисления +2. Оксид и гидроксид никеля проявляют основной характер.

NiO + H2SO4c NiSO4 + H2O
NiCl2 + 2NaOHc Ni(OH)2(зелёный) + 2NaCl
Ni(OH)2 + H2SO4 cNiSO4 + 2H2O

Соединения двухвалентного никеля могут давать комплексы с аммиаком:

Ni(OH)2 + 6NH3c [Ni(NH3)6](OH)2

назад меню вперёд 

 

42

Рейтинг@Mail.ru Rambler's Top100 Союз образовательных сайтов Каталог@Mail.ru - каталог ресурсов интернет