Получение и св-ва гидроксидов,солей fe(ii и III). Качественная реакция на ионы железа.

1)FeO – оксид железа(II), черный; Fe(OH)2 — гидроксид железа(II), белый; проявляют осно?вные свойства;

2) Fe2О3 — оксид железа(III), красно-бурый; Fe(OH)3 – гидроксид железа(III), бурый; проявляют амфотерные свойства.

Химические свойства соединений железа
Fe2+	Fe3+
1. Растворимые соли ионов железа Fe2+ и Fe3+ реагируют с растворами щелочей при комнатной температуре:
FeSO4 +2NaOH = Fe(OH)2 + Na2 SO4 белый, зеленеет	FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCL бурый
2. Гидроксид и оксид железа(II) вступают в реакцию с кислотами: Fe(OH)2 + 2HC1 = FeCl2 + 2H2O, FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O	2. Гидроксид железа(III) амфотерен, т.е. вступает в реакции с кислотами и концентрированными растворами щелочей:Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 +3H2O, Fe(OH)3 + 3NaOH = Na3[Fe(OH)6]. Оксид железа(III) реагирует с кислотами и с основными оксидами: Fe2O3 + 6HСl = 2FeCl3 + 3H2O,
3. Гидроксиды железа(ІІ) и (ІІІ) разлагаются при нагревании:
Fe(OH)2 = FeO+H2O	2Fe(OH)3 = Fe2O3+3H2O
4. Катионы железа(II) легко окисляются кислородом воздуха или другими окислителями до катионов железа(III). Поэтому белый осадок гидроксида железа(II) на воздухе сначала приобретает зеленую окраску, а затем становится бурым, превращаясь в гидроксид железа(III): 4Fe(OH)2+2 H2O+O2 = 4 Fe(OH)3

1)4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3+ 12KCl.

Это качественная реакция нa ионы Fe3+.

2) 3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2+ 3K2SO4.

Это качественная реакция на ионы Fe2+

Получение:

2) Осаждение из раствора солей железа(III) гидрата Fe2O3 · n H2O и его частичное обезвоживание.

В природе — оксидная руда железа лимонит Fe2O3 · n H2O и минерал гётит FeO(OH).

3)

4) Термическое разложение соединений солей железа(III) на воздухе:

Fe2(SO4)3 → Fe2O3 + 3SO3,

4Fe(NO3)3·9H2O → 2Fe2O3 + 12NO2 + 3O2 + 36H2O.

Пирометаллургический метод получение Pb,Cu, Zn из сульфидных руд.

1) при t,диоксид кремния 2PbS+3O2=2PbO+2SO2

PbS+2O2=PbSO4

2)при t: PbO+C=Pb+CO

PbSiO+CaCO+CO=Pb+CaSiO3+CO2

Сu2S+2Fe2(SO4)3=4FeSO4+2CuSO4+S

Из р-ра медь осождают действием порошкообразного железа или электролизом.

1)2ZnS+3O2=2ZnO+2SO2

2) 2ZnO+C=2Zn+CO2

Реакции термического разложения некоторых

К-х солей.(NaHCO3,NaH2PO4,NaHSO4)

1)

2)Прокаливание солей приводит к следующим превращениям: NaH2PO4 = NaPO3 + H2O.

3)

Окислительное действие нитрата калия и хлората калия при t (сплавление).

Разлагается при 400 °C с выделением кислорода. Разлагается при разогреве или при сжигании с образованием нитрита калия икислорода, что увеличивает пожароопасность. Является сильным окислителем и реагирует с горючими материалами и восстановителями. Чаще всего используется как удобрение. Реже — как компонент топлива пиротехнических устройств.

Чёрный порох, реакция горения:

При температуре ~ 400 °C разлагается с выделением кислорода с промежуточным образованием перхлората калия:

4KClO3 = 3KClO4 + KCl (400 °C);

KClO4 = KCl + 2O2↑ (550—620 °C)

В присутствии катализаторов (MnO2, Fe2O3, CuO и др.) температура разложения значительно снижается (до ~ 200 °C).

2KClO3 = 2KCl + 3O2 (150—300 °C, кат. MnO2).

Гидролиз солей по катиону,но аниону,совместнй гидролиз.

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей:

§ 1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

§ 2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

§ 3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).

Слабые к-ты:

Муравьиная кислота(НСООН)
Плавиковая кислота(HF)
Сероводород(H2S)
Синильная кислота(HCN)
Бромоводородная кислота(HOBr)
Пропионовая кислота(CH3CH2CO2H)
Уксусная кислота(CH3COOH)

Сильные кислоты HCl, HBr, HI, (внимание! HF - слабая), HClO4, HClO3, H2SO4, H2SeO4, HNO3, HMnO4, H2CrO4, H2Cr2O7 и некоторые другие.

Окислительное действие Cl,Br в щелочной среде.

K2SO3 + 2KOH(конц.) + Cl2 = K2SO4 + 2KCl +

H2O

2Ni(OH)2 + Cl2 + 2KOH(конц.) = 2NiO(OH)↓ +

2KCl + 2H2O

K2SO3 + 2KOH(конц.) + Br2 = K2SO4 + 2KBr +

H2O

 

Образование аммиакатов и гироксокомплексов

Металлов,их разрещение.

Гидроксокомплексы – комплексные соединения, содержащие в качестве лигандов гидроксид-ионы OH-. Гидроксокомплексы образуются в реакциях протолиза из аквакомплексов:

[Al(H2O)6]3+ + H2O [Al(H2O)5(OH)]2+ + H3O+

либо при растворении амфотерных гидроксидов в водных растворах гидроксидов щелочных металлов:

Zn(OH)2 + 2 OH- = [Zn(OH)4]2-

Водные растворы гидроксокомплексов имеют щелочную реакцию. Появление гидроксид-ионов в растворе вызвано замещением во внутренней сфере комплексов гидроксидных лигандов на молекулы воды:

[Zn(OH)4]2- + H2O [Zn(H2O)(OH)3]- + OH-

Гидроксокомплексы устойчивы только в сильнощелочных растворах. В нейтральной, а тем более в кислой среде, а также при нагревании растворов они разрушаются:

[Al(OH)4]- + CO2 = Al(OH)3¯ + HCO3-

[Be(OH)4]2- + 2NH4+ = Be(OH)2¯ + 2NH3. H2O

[Zn(OH)4]2- + 4 H3O+ = [Zn(H2O)4]2+ + 4 H2O

Na[Al(OH)4] = NaAlO2¯ + 2 H2O (при нагревании)

Некоторые гидроксокомплексы можно использовать в качестве реагентов для идентификации отдельных ионов в растворе.
Например, определение присутствия катиона Na+ иногда ведут, выделяя малорастворимый гексагидроксостибат(V) натрияNa[Sb(OH)6] в виде мелкокристаллического белого осадка по реакции:

Na+ + [Sb(OH)6]- = Na[Sb(OH)6]¯

Аммиакаты – это комплексные соединения, в которых функции лигандов выполняют молекулы аммиака NH3. Более точное название комплексов, содержащих аммиак во внутренней сфере – аммины; однако молекулы NH3 могут находиться не только во внутренней, но и во внешней сфере соединения – аммиаката.

Аммиачные комплексы обычно получают при взаимодействии солей или гидроксидов металлов с аммиаком в водных или неводных растворах, либо обработкой тех же солей в кристаллическом состоянии газообразным аммиаком:

AgCl(т) + 2 NH3. H2O = [Ag(NH3)2]Cl + 2 H2O

Cu(OH)2(т) + 4 NH3. H2O = [Cu(NH3)4](OH)2 + 4 H2O

NiSO4 + 6 NH3. H2O = [Ni(NH3)6]SO4 + 6 H2O

CoCl2 + 6 NH3(г) = [Co(NH3)6]Cl2

В тех случаях, когда аммиачный комплекс неустойчив в водном растворе, его можно получить в среде жидкого аммиака:

AlCl3(s) + 6 NH3(ж) = [Al(NH3)6]Cl3(s)

Химическая связь молекул аммиака с комплексообразователем устанавливается через атом азота, который служит доноромнеподеленной пары электронов.
Образование амминокомплексов в водных растворах происходит путем последовательного замещения молекул воды во внутренней сфере аквакомплексов на молекулы аммиака:

[Cu(H2O)4]2+ + NH3. H2O [Cu(H2O)3(NH3)]2+ + 2 H2O;

[Cu(H2O)3(NH3)]2+ + NH3. H2O [Cu(H2O)2(NH3)2]2+ + 2H2O

.....

Самые устойчивые среди аммиачных комплексов:

[Co(NH3)6]3+; [Cu(NH3)4]2+ [Zn(NH3)4]2+ (b4 = 4,2. 109) и некоторые другие.

Аммиакаты разрушаются при любых воздействиях, которые удаляют (при нагревании) или разрушают (действием окислителя) молекулу аммиака, переводят аммиак в кислотной среде в катион аммония (катион аммония не содержит неподеленных пар электронов и поэтому не может выполнять функции лиганда), либо связывают центральный атом комплекса, например, в виде малорастворимого осадка:

[Cu(NH3)4]SO4 + 6 Br2 = CuSO4 + 12 HBr + 2 N2(г)

[Ni(NH3)6]SO4 + 3 H2SO4 = NiSO4 + 3 (NH4)2SO4

[Cu(NH3)4](OH)2 + Na2S + 4 H2O = CuS¯ + 2 NaOH + 4 NH3. H2O

Тиокислоты и их соли. В формулах тиокислот, образованных из оксикислот замещением атомов кислорода на атомы серы, последние помещают в конце: H3PO3S — тиофосфорная кислота, H2SO3S — тиосерная кислота.Пример:

Получение:

Св-ва: 1)Термически очень неустойчива

2) В присутствии серной кислоты разлагается:

3)Реагирует с щелочами:

4)Реагирует с галогенами:

Химические свойства

Тиосерная кислота (H2S2O3) в присутствии воды разлагается:
H2S2O3 → S + SO2 + H2O,
поэтому её выделение из водного раствора невозможно. Свободная тиосерная кислота может быть получена при взаимодействии хлорсульфоновой кислоты с сероводородом при низкой температуре:
HSO3Cl + H2S → H2S2O3 + HCl.
Выше 0 °C свободная тиосерная кислота необратимо разлагается:
H2S2O3 → SO2 + S + H2O.
Благодаря наличию серы в степени окисления −2 тиосульфат-ион обладает восстановительными свойствами. Слабыми окислителями (I2, Fe3+) тиосульфаты окисляются до тетратионатов:
2S2O32− + 2Fe3+ → S4O62− + 2Fe2+
2S2O32− + I2 → S4O62− + 2I−
Более сильные окислители окисляют тиосульфаты до сульфатов:
S2O32− + 4Cl2 + 5H2O → SO42− + 8Cl− + 10H+
Сильные восстановители восстанавливают тиосульфат-ион до сульфида, например:
3S2O32− + 8Al + 14OH− + 9H2O → 6S2− + 8[Al(OH)4]−
Тиосульфат-ион также является сильным комплексообразователем:
Ag+ + 2S2O32− → [Ag(S2O3)2]3−
Так как тиосульфат-ион координируется с металлами через атом серы в степени окисления −2, в кислой среде тиосульфатные комплексы легко переходят в сульфиды:
2[Ag(S2O3)2]3− + 2H+ → Ag2S + 2SO2 + H2O
Из-за наличия атомов серы в разных степенях окисления в кислой среде тиосульфаты склонны к реакциям конпропорционирования:
S2O32− + 2H+ → S + SO2 + H2O