Общая характеристика и химические свойства железа, кобальта и никеля.
Получение и свойства гидроксидов и солей железа ( II и III ). Качественные реакции на ионы железа.
Железо кобальт никель
В своих устойчивых соединениях, эти элементы проявляют степень окисления +2, +3. Образуют оксиды состава MeO и Me2О3. Им соответствуют гидроксиды состава Me(OH)2 и Me(ОН)3. Для элементов триады (семейства) железа характерно свойство присоединять нейтральные молекулы, например, оксида углерода (II). Карбонилы Ni(CO)4, Fe(CO)5 .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. Наиболее устойчивыми являются соединения железа (III), кобальта (II) и никеля (II) – для них известны почти все соли.
Химические свойства кобальта и никеля
Устойчивы к воде
Метагидроксиды способны окислять воду: 4MeO(OH)+2H2O = 4Me(OH)2+O2
При взаимодействии с кислотами метагидроксиды восстанавливаются до степени окисления +2: 2NiO(OH) + 6HCl = 2NICl + Cl2 + 4H2O
Некоторые соли кобальта сильные окислители: 4CoF3 + 2H2O = 4CoF2 + O2 + 4HF
2MeSO4 = 2MeO + 2SO2 + O2 (t)
2Me(NO3)2 = 2MeO + 4NO2 + O2
3Me + 8HNO3 = 3Me(NO3)2 +NO + 4H2O
Химические свойства железа
3Fe+3O2 +6H2O = 4Fe(OH)3
2Fe + 3Br2 = 2Fe2Br3
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 Fe+ H2SO4 = FeSO4 +H2
Fe + 4HNO3(разб., гор.) = Fe(NO3)3 + NO↑ + 2H2O
Концентрированные кислоты — окислители (HNO3, H2SO4) пассивируют железо на холоде, однако растворяют его при нагревании:
|
|
|
Fe + 6HNO3(к) = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O 2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2 +6H2
При высокой температуре (700-900° С) железо реагирует с парaми воды: 3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2
Накаленная железная проволока ярко горит в кислороде, образуя окалину — оксид железа (II, III):3Fe+2O2 = Fe3O4
При слабом нагревании железо взаимодействует с хлором и серой, а при высокой температуре — с углем, кремнием и фосфором.
Оксид железа (II). Оксид железа (II) FeO — черный легко окисляющийся порошок. Амфотерен
Получение Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2
Хим. свойства
FeO +2HCl = FeCl2 + H2O FeO + 4NaOH = Na4FeO3+ 2H2O (t)
Оксид железа (III) Fe2O3 — самое устойчивое природное кислородсодержащее соединение железа. Амфотерен.
Поучение Fe2(SO4)3 → Fe2O3 + 3SO3,
Хим. Свойства
Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O
Гидроксид железа (II)
Получение Fe2+ + 2 OH- = Fe(OH)2
Хим. Свойства
Амфотерен. Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O Fe(OH)2 + 2NaOH = Na2[Fe(OH)4]
Гидроксид железа (III)
Получение 4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3 Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3
Хим. Свойства
Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O Fe(OH)3 + NaOH = NaFeO2 + 2H2O(спл.)
Fe(OH)3 + 3KOH = K3[Fe(OH)6]
Качественная реакция на ион железа (II) – реакция с гексацианоферратом(3) калия K3[Fe(CN)6]
К3[Fe(CN)6 ] +FeCl2 = KFe[Fe(CN)6])↓ + 2KCl
Качественная реакция на ион железа (III) – реакция с гексацианоферратом(2) калия K4[Fe(CN)6]
|
|
|
К4[Fe(CN)6 ] + FeCl3 = KFe[Fe(CN)6])↓ + 3KCl
Общая характеристика и химические свойства платиновых металлов.
Платиновые металлы
Платиновые металлы: рутений, осмий, родий, иридий, палладий и собственно платину – элементы 8, 9 и 10 групп периодической таблицы. Их объединяют общие природные источники, особая инертность в металлическом состоянии, большая склонность к образованию комплексных соединений, каталитическая активность.
Природные источники и получение
Плат. металлы встречаются в основном в свободном виде, так называемая самородная платина содержит 80-90% этих металлов.
Технология получения сложна: первоначальную платину обрабатывают царской водкой, при этом Pt и некоторые ме растворяются, а Rh и Ir - нет. Потом слабыми восстаовителями вос-ют ионы ме (кроме Pt) до низшей степени окисления, Pt осаждается в виде малораств. соли (NH4)2[PtCl6]. Нагревают комплекс-получ. платину. Из нерастворившегося в царской водке смеси и раствора получают все остальное, после получения платины.
Хим св-ва.
Все металлы пассивны при комнатной t и устойчивы к многим реагентам, особая устойчивость у Ru, Os, Rh, Ir, наиболее реакционноспособны Pd и Pt. Pd растворяется в конц р-ре HCl в присутсвии O2 и Cl2, реагирует с H2SO4
|
|
|
Pd + 2 H2SO4(конц) = PdSO4 + SO2 + 2 H20
Pd + 4 HNO3(конц) = Pd(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
Pt растворяется только в царской водке или подобных смесях:
3 Pt + 18 HCl + 4 HNO3 = 3 H2[PtCl6] + 4 NO + 8 H2O
Pt + 2 NO2 + 6 HCl = H2[PtCl6] + 2 NO + 2 H2O
С хлором платиновые металлы реагируют при t красного каления.
Порошки Ru и Os при нагревании окисляются кислородом с образованием RuO2 и OsO4, Rh, Ir и Pd окисляются при t красного каления, Pt не окисляется даже при сильном нагревании. Легко образуют комплексы, их гораздо больше, чем обычных соединений.
Соединения
Для Ru и Os максимальны степени окисления (+8) подтверждаются существованием соединений RuO4 и OsO4. Наиболее стабильны степени окисления +3 (Ru) и +4 (Os), умеренно стабильны степени +5 (Ru) и +6 (Os). Хотя степень +3 наиболее характерна для Rh и Ir, но такие простые ионные соединения не характерны.
Примеры комплексов: K4[Pd(CN)4], Э(CO2)2(NO)2, Os(CO)5, Ru(CO)5, Ir2(CO)8, Rh4(CO)12.
Хлориды PdCl2 и PtCl2 образуются при прокаливании порошков металлов в Cl2, растворимы в воде. Раствор PdCl2 используют для обнаружения CO:
PdCl2 + CO + H2O = Pd| + 2 HCl + CO2
Соединения степени окисления +3 наиболее характерны для Ru и Ir:
2 Ru + 3 Cl2 = 2 RuCl3 (Ir-IrCl3)
RuCl3 + 3 KOH = Ru(OH)3 + 3 NaCl
Э(OH)3, ЭF3, Э2S3 сравнительно легко окисляются:
4 Ir(OH)3 + O2 + 2 H2O= 4 Ir(OH)4
Для Ru, Os, Pt, Ir ктерны соединения степени окисления +4. Оксиды ЭО2 и гидроксосоединения Э(ОН)4-амфотерны, например:
|
|
|
2 NaOH + Pt(OH)4 = Na2[Pt(OH)6]
Pt(OH)4 + 6 HCl = H2[PtCl2] + 4 H2O
K2[Pt(OH)6] + H2SO4 = H2[Pt(OH)6] K2SO4
Соединения степени окисления +6 характерны для Ru, Ir, Os, Pt.
IrO2 + KNO3 + 2 KOH = K2IrO4 + KNO2 + H2O
Порошки Os, Ir, Pt сгорают во фторе, получаются гексафториды OsF6 и IrF6 неустойчивы. PtF реагирует с благородным газом.
Xe + PtF6 = Xe[PtF6]
Соединения в степени окисления +6 гидролизуются, диспропорционируют проявляют ок св-ва:
2 OsF6 + 6 H2O = OsO4 + OsO2 + 12 HF
2 IrF6 + 6 H2O = 2 IrO2 + O2 + 12 HF
2 Na2RuO4 + 2 H2SO4 = 2 RuO2 + O2 + 2Na2SO4 + 2 H2O
IrF6 + Cl2 = IrF4 + 2 ClF
Оксиды ЭО3 являются кислотными:
OsO3 + 2 KOH = K2OsO4 + H2O
Соединения со ст ок +8 известны для Ru и Os. Оксид OsO4 образуется пи окислении пороша Os кислородом воздуха. Вариант получения RuO4:
Na2RuO4 + F2 = 2 NaF + RuO4
Оба оксида слабо растворимы в воде:
OsO4 + 2 H2O = H2OsO4(OH)2
RuO4 + 2 H2O = H2RuO4(OH)2
RuO4 разлагается в щелочной среде:
2 RuO4 + 4 KOH = 2 K2RuO4 + O2 + 2 H2O
OsO4 легко растворяется в щелочах, получаются перосматы:
OsO4 + 2 NaOH = Na2OsO4(OH)2
Дата добавления: 2018-08-06; просмотров: 962; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!