Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Применение комплексных соединений ⇐ ПредыдущаяСтр 2 из 2
Применение комплексных соединений широко используется в промышленности. При помощи химических методов, влекущих за собой образование КС, извлекают металлы из руды. Примерами могут служить чистое железо, никель и кобальт, которые получают при помощи температурного разложения карбонилов металлов. Эти сложные вещества, разлагаясь, выделяют необходимые металлы.
Аналитическая химия может использовать КС в качестве индикаторов. Органический и неорганический синтез может ускоряться из-за них, так как им присущи свойства катализатора в силу их высокой активности. Гальванопластика также не может обойтись без комплексных соединений, что обусловливается невозможностью получения столь надежных покрытий из простой соли, в отличие от соединений цианидов.
Соединения комплексного типа играют одну из важнейших ролей в любом организме, например, кислород в паре с кровяным гемоглобином доставляют O2 по организму к тканям и клеткам; находящийся внутри растений хлорофилл также считается комплексом
1.4 Комплексные соединения железа Для железа наиболее характерны два ряда соединений: соединения железа (II) и железа (III). Известно также небольшое число соединений железа (VI). Оксид железа (II) FeO — черный, легко окисляющийся порошок. Получают его восстановлением оксида железа (III) оксидом углерода (II) при 500°С: Fe2O3+СО=2FeO+СО2 FeO проявляет свойства основного оксида: легко растворяется в кислотах, образуя соли железа (II): Оксид железа (III) Fe2O3 — самое устойчивое природное кислородсодержащее соединение железа. Является амфотерным оксидом. При сплавлении Fe2O3 с оксидами, гидроксидами или карбонатами металлов образуются ферриты: Fe2O3+2NaOH=2NaFeO2+Н2О Fe2O3+Na2CO3=2NaFeO2+CO2 Растворяясь в кислотах, оксид железа (III) образует соли железа(III): Fe2O3+6НСl=2FeCl3+3Н2О
Оксид железа (II-III) Fe3O4 встречается в природе в виде минерала магнетита. Он хороший проводник тока, поэтому используется для изготовления электродов. Получают взаимодействием железа с водяным паром ниже 570°С: 3Fe+4Н2O=Fe3O4+4H2 Оксид железа (II-III) Fe3O4 иным образом можно записать как FeO•Fe2O3. Оксидам соответствуют гидроксиды железа. Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 представляет собой твердое вещество, но в чистом виде его можно получить лишь тогда, когда растворы реагирующих веществ не содержат растворенного кислорода и если реакцию вести в отсутствие кислорода воздуха:
FeSO4+2NaOH=Fe(OH)2¯+Na2SO4 На воздухе гидроксид железа (II) неустойчив, при соприкосновении с ним сначала зеленеет, затем буреет, переходя в гидроксид железа (III): 4Fe(OH)2+О2+2Н2O=4Fe(OH)3 Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 является нерастворимым гидроксидом и проявляет основные свойства, хорошо растворяясь в минеральных кислотах и образуя соли железа (II): Fe(OH)2+H2SO4=FeSO4+2Н2О Гидроксид железа (III) Fe(OH)3 в виде красно-бурого осадка может быть получен окислением Fe(OH)2 либо действием щелочей на соли железа (III): FeCl3+3NaOH=Fe(OH)3¯+3NaCl Гидроксид железа (III) трудно растворим, является более слабым основанием, чем гидроксид железа (II). Это объясняется тем, что у Fe2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe3+, a значит, Fe2+ слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH)2 более легко диссоциирует. Гидроксид железа (III) обладает слабовыраженной амфотерностью: растворяется в разбавленных кислотах: Fe(OH)3+3НСl=FeCl3+3Н2О а при сплавлении со щелочами или основными оксидами образует ферриты: Fe(OH)3+3NaOH=NaFeO2+2Н2О Соли двухвалентного железа могут быть получены растворением металлического железа, гидроксида, карбоната или сульфида железа (II) в разбавленных кислотах без доступа воздуха: Fe + 2НСl=FeCl2+Н2О Соли железа (II) гидролизуются незначительно: Fe2++Н2О«Fe(OH)++Н+ Среди солей железа (II) наибольшее значение имеет железный купорос FeSO4•7Н2О, в состав которого входит семь молекул кристаллизационной воды. Железный купорос хорошо растворяется в воде. Его применяют для борьбы с вредителями сельского хозяйства, а также для изготовления красителей. Соли трехвалентного железа могут быть получены окислением порошка железа галогенами, окислением солей железа (II), растворением оксида или гидроксида железа (III) на воздухе: 2Fe+3Cl2=2FeCl3 Fe2O3+3H2SO4=Fe2(SO4)3+3H2O Соли железа (III) сильно гидролизуются водой, и их водные растворы имеют кислую реакцию: FeCl3+НОН«Fe(OH)Cl2¯+HCl Fe3++НОН«Fe(OH)2++Н+ Из солей железа (III) наибольшее значение имеют хлорид железа (III) FeCl3, представляющий собой весьма гигроскопические оранжевые кристаллы, которые при хранении поглощают воду и расплываются в коричневую кашицу; ионагидрат сульфата железа (III) Fe2(SO4)3•9Н2О, используемый как коагулянт, а также для травления металлов; ионагидрат нитрата железа (III) Fe(NO3)3•9Н2О, используемый как протрава при крашении хлопчатобумажных тканей и утяжелитель шелка.
Соли железа (II) легко переходят в соли железа (III), например, при нагревании с азотной кислотой или с перманганатом калия в присутствии серной кислоты: 6FeSO4+2HNO3+3H2SO4=3Fe2(SO4)3+2NO+4H2O Окисление солей железа (II) в соли железа (III) может происходить под действием кислорода воздуха при хранении этих соединений, но только этот процесс очень длительный. Кроме того, следует отметить также две важные комплексные соли, в которых железо входит в состав анионов: гексацианоферрат (II) калия K4[Fe(CN)6] и гексацианоферрат (III) калия K3[Fe(CN)6], которые являются реактивами на катионы Fe3+ и Fe2+ соответственно. Гексацианоферрат (II) калия K4[Fe(CN)6] (желтая кровяная кровь) является важным реактивом для обнаружения ионов железа Fe3+ в растворе: K4[Fe(CN)6]«4К++[Fe(CN)6]4- Получающиеся ионы [Fe(CN)6]4- могут взаимодействовать с ионами Fe3+, образуя характерный темно-синий осадок гексацианоферрата (II) железа (III), называемый часто берлинской лазурью: 3[Fe(CN)6]4-+4Fe3+=Fe4[Fe(CN)6]3¯ Гексацианоферрат (III) калия K3[Fe(CN)6] (красная кровяная соль) является реактивом на катионы Fe2+: K3[Fe(CN)6]«3K++[Fe(CN)6]3- и при взаимодействии иона [Fe(CN)6]3- с катионами Fe2+ выпадает темно-синий осадок гексацианоферрата (III) железа (II), называемый часто турнбулевой синью: 2[Fe(CN)6]3-+Fe2+=Fe3[Fe(CN)6]2¯ Катионы Fe3+ могут быть обнаружены также с помощью бесцветного раствора роданида аммония NH4SCN: NH4SCN«NH4++SCN- Ионы SCN- образуют с катионом Fe3+ соединение кроваво-красного цвета — роданит железа Fe(SCN)3 (плохо диссоциирующий): Fe3++3SCN-=Fe(SCN)3 Известно также небольшое число соединений железа (VI) — ферраты, например феррат калия K2FeO4, феррат бария BaFeO4, которые могут быть получены окислением оксида железа (III) при нагревании с нитратом и гидроксидом калия: Fe2O3+4КОН+3KNO3=2K2FeO4+3KNO2+2H2O или при легком нагревании с бромом и щелочью: Ферраты в окислительно-восстановительных реакциях могут быть только окислителями.
1.4.1 Соль Море
Сульфа́т аммо́ния-желе́за(II) (соль Мо́ра) — неорганическое соединение, двойная сернокислая соль железа и аммония с формулой Fe(NH4)2(SO4)2. Свойства Химическая формула: Fe S O 4·(N H 4)2 S O 4·6 H2O (или Fe(NH4)2(SO4)2·6H2O). Представляет собой неярко сине-зелёные моноклинные кристаллы. Растворяется в воде. Растворимость соли Мора в воде равна 21,6 г безводного вещества в 100 г воды при 20 °C. В кислоте растворимость несколько больше. Устойчива на воздухе. Парамагнетик. Соль Мора используется в медицине (добавляется в пищу, или в виде фармакопейного препарата, при нехватке в организме больного железа), для определения уробилина, в фармацевтике. Применение Соль Мора применяется в научно-исследовательских работах и химических лабораториях как удобная форма препарата железа(II): для определения концентрации (титра) перманганата калия в растворах, при определении концентраций хрома и ванадия в растворах этилового спирта и эфира. В растворах ион Fe2+ даже слабыми окислителями легко окисляется до Fe3+.
Также, в виде концентрированных растворов, применяется для пропитки древесины для защиты её от гниения. Имеет и другие применения. Соль названа в честь немецкого химика Карла Фридриха Мора (1809—1879).
1.4.2 Железоаммонийные квасцы
Сульфа́т желе́за(III)-аммо́ния ( железоаммонийные квасцы) — неорганическое соединение, кристаллогидрат двойной соли аммония, железа и серной кислоты с формулой NH4Fe(SO4)2·12H2O, бесцветные или светло-фиолетовые кристаллы, хорошо растворяется в воде. Получение
{\displaystyle {\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}+(NH_{4})_{2}SO_{4}+24H_{2}O\ {\xrightarrow {0^{o}C}}\ 2NH_{4}Fe(SO_{4})_{2}\cdot 12H_{2}O\downarrow }}} Физические свойства Сульфат железа(III)-аммония образует бесцветные или светло-фиолетовые кристаллы кубической сингонии, пространственная группа P a3, параметры ячейки a = 1,2318 нм, Z = 4. На воздухе из-за выветривания постепенно приобретает жёлто-коричневый оттенок. При ≈37 °C плавится в собственной кристаллизационной воде. Хорошо растворяется в воде, не растворяется в этаноле. Водный раствор имеет кислую реакцию. Химические свойства
Формулу записать…….
Применение
1.4.3 Железный купорос
Железный купорос или, иными словами, сульфат железа выпускается в форме гранул бирюзового цвета. Кристаллы растворяются в воде. В готовом порошке концентрация активного вещества составляет 53%. Общая информация Сульфат железа является единственным концентрированным источником железа, способным дать сельскохозяйственным посадкам указанный элемент в легкоусвояемой форме. Обратите внимание: для целей агрохимии предназначается специальный препарат, исходное вещество которого пригодно для целей растениеводства. Несертифицированный сульфат железа имеет желтоватый или беловатый оттенок из-за большого содержания серы. Использовать его можно только для определенных хозяйственных работ, дезинфекции уличных туалетов и выгребных ям, но не нужд сельского хозяйства. Протравливание некондиционным железным купоросом дорожек и стен зданий, с целью избавления ото мха, запрещено (он испортит камень и бетонную кладку).
Возможные сферы использования Чаще всего железный купорос применяется: Для производства чернил; В гальванопластике; Для окрашивания шерсти; При воронении стали; Для производства красок; В сфере легкой промышленности (например, для окрашивания кожных изделий и протравливания тканей); В мебельной промышленности (дерево протравливается как для защиты, так и для получения высоких эстетических показателей: железный купорос придает древесине определенный цвет, зависящий от ее сорта); В строительной области (для окрашивания построек разного вида, например, коттеджей и ограждений); В медицине (лекарства на основе вещества используются для нормализации уровня гемоглобина, миоглобина, при нехватке железа в организме, для лечения железодефицитных анемий); Максимально популярен железный купорос в сельскохозяйственной области. Возможные варианты применения в сельском хозяйстве: Лечение растений, подверженных хлорозу; Борьба с различного рода вредителями посадок, например, со слизнями; Уничтожение спор грибковых микроорганизмов; Борьба со мхом и лишайниками; Химическая мелиорация грунта разного типа. Сульфат железа в сельском хозяйстве можно применять как самостоятельно (как правило, в виде водных растворов для опрыскивания), так и включив в состав побелки. Важно! Вещество является полноценной химией. Поэтому при ее использовании необходимо закрыть кожу одеждой, надеть перчатки и защитные очки.
1.5 Кинетика химических реакций
|
||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2021-05-27; просмотров: 204; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.140.198.173 (0.046 с.) |