Свойства соединений Fe, Co, Ni

Оксиды

FeO Fe₂O₃ * FeO₃ Fe₃O₄

CoO Co₂O₃

NiO Ni₂O₃

Гидроксиды

Ме(ОН)₂ Ме(ОН)₃

Fe(OH)₃ - амфотерные свойства, остальные - основные.

Окисление гидроксидов Co(II) и Ni(II) может происходить под воздействием сильных окислителей (H₂O₂, Cl₂, Br₂):

Co²⁺ + 2OH^– = Co(OH)₂$

розовый

2Co(OH)₂ + H₂O₂ =2Co(OH)₃$

Ni²⁺ + 2OH^– = Ni(OH)₂$

ярко зеленый

 

2Ni(OH)₂ + Br₂ + 2KOH = 2Ni(OH)₃$ + 2KBr

Соли Э²⁺ сильных кислот растворимы, подвергаются гидролизу:

NiCl₂ + H₂O D NiOHCl + HCl

Частным реактивом на ион Fe²⁺ является K₃[Fe(CN)₆]:

3Fe²⁺ + 2K₃[Fe(CN)₆] = 6K⁺ + Fe₃[Fe(CN)₆]₂

турнбулева синь

 

Сульфиды ЭS:FeS, CoS, NiS - все черного цвета, легко растворимы в разбавленных кислотах (даже в уксусной).

Соли Э²⁺: (NH₄)₂Fe(SO₄)₂∙6H₂O - соль Мора

Fe²⁺ – прекрасный восстановитель:

10FeSO₄+2KMnO₄+8H₂SO₄=5Fe₂(SO₄)₃+2MnSO₄+K₂SO₄+8Н₂О

K₂Cr₂O₇+6FeSO₄+7H₂SO₄=Cr₂(SO₄)₃+3Fe₂(SO₄)₃+K₂SO₄+7H₂O

Трехвалентное состояние по ряду Fe® Co ® Ni - становится все менее характерным:

Co³⁺- устойчивы лишь комплексные соединения, простых солей мало и они неустойчивы;

Ni³⁺ - известно единственное комплексное соединение.

Оксиды Э₂О₃ получают:

1.Прокаливанием металла на воздухе

2Fe + O₂ + nH₂O = Fe₂O₃∙nH2O

2.Термическим разложением гидроксидов

2Fe(OH)₃ Fe₂O₃ + 3H₂O

3. Термическим разложением нитратов

Э(NO₃)₂ Э₂O₃

Co₂O₃ и Ni₂O₃ - окислители и не образуют солей (в отличае от Fe₂O₃)

Гидроксиды Co(OH)₂, Ni(OH)₂ получают косвенно.

Ni₂O₃ +6HCl =2NiCl₂ + Cl₂ +3H₂O

4Co(OH)₃ + 4H₂SO₄ = O₂ + 4CoSO₄ + 10H₂O

Fe(OH)₃ + 3HCl = FeCl₃ + 3H₂O

Fe₂O₃ + Na₂CO₃ 2NaFeO₂ + CO₂

слабо амфотерен феррит натрия

 

(В технике ферритами называют продукты спекания при 1000°С Fe₂O₃ и оксидов Ni, Mn, Zn и др.)

Качественные реакции на ион Fe³⁺

Fe³⁺ + CNS^– = Fe(CNS)₃

кроваво-красного цв.

4Fe³⁺ + 3[Fe(CN)₆]⁴⁺ = Fe₄[Fe(CN)₆]₃$

берлинская лазурь

 

Для Fe³⁺ -аммиачные комплексы неустойчивы в отличие от Со³⁺: [Co(NH₃)₆]³⁺.

Na₃[Co(NO₂)₆] - реактив на ион К⁺

K⁺ + [Co(NO₂)₆]^3– = K₃[Co(NO₂)₆]$- осадок желтого цвета

Соли сильных кислот подвергаются ступенчатому гидролизу: FeCl₃

FeCl₃ + Н₂О D FeОНCl₂ + НCl

В присутствии Na₂CO₃ происходит полный гидролиз FeCl₃

2FeCl₃ + 3Na₂CO₃ + 6H₂O = 2Fe(OH)₃$ + 3H₂CO₃ + 6NaCl

3H₂O'(3CO₂#

 

VI-и - валентные соединения

Fe₂O₃ + 3KNO₃ +4KOH 2K₂FeO₄ + 3KNO₂+2H₂O

t° феррат калия

Железная кислота (H₂FeO₄) и ангидрид (FeO₃) - не получены.

 

Образцы решения задач

 

Пример 1. Напишите уравнения реакций, которые нужно провести для осуществления следующих превращений:

& Fe₂(SO₄)₃ (

Fe→ FeSO₄ Fe(OH)₃

(Fe(OH)₂ &

Решение.

1. Железо растворяется в разбавленной серной кислоте с образованием сульфата железа (II):

Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂↑

2. Сульфат железа (II) можно окислить до сульфата железа (III) каким-нибудь окислителем. например, перманганатом калия в присутствии серной кислоты:

10FeSO₄ + 2MnSO₄ + 8H₂SO₄ = 5Fe₂(SO₄)₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

2 MnO₄^– + 8H⁺ + 5ē = Mn²⁺ + 4H₂O

5 2Fe²⁺ – 2ē = 2Fe³⁺

 

3. При добавлении раствора щелочи к сульфату железа (III) выпадает осадок гидроксид железа(III):

Fe₂(SO₄)₃ + 6KOH = 2Fe(OH)₃↓ + 3K₂SO₄

4. Аналогично получается гидроксид железа (II):

FeSO₄ + 2KOH = Fe(OH)₂↓ + K₂SO₄

5. Гидроксид железа(II) легко окисляется до гидроксида железа (III) кислородом воздуха в присутствии воды:

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃

4 Fe(OH)₂ + HOH – 1ē = Fe(OH)₃ + H+

1 O₂ + 2HOH + 4ē = 4OH–

 

Пример 2. Какой металл – никель или железо – будут разрушаться при коррозии, протекающей на поврежденной поверхности никелированного стального предмета

Решение.

Железо в ряду стандартных потенциалов (в ряду напряжений металлов) стоит раньше никеля (его стандартный потенциал φº = – 0,44 В, а у никеля φº=–0,25В). Более активный элемент является анодом (а анод – растворяется). На катоде будет разряжаться водород из воды:

(–)Катод: 2НОН + 2ē = Н₂↑ + 2ОН^–

(+)Анод: Ni – 2ē = Ni²⁺

Пока все никелевое покрытие не растворится – железо будет защищено от коррозии.

Пример 3. На восстановления оксида железа массой 11,6 г до металла израсходовали водород объемом 4,48 л (н. у.). Определите формулу оксида железа.

Решение.

Представим формулу оксида в виде Fe_xO_y, где x = n(Fe), y =n(O) – количества веществ атомных железа и кислорода, заключающиеся в образце оксида количеством вещества 1 моль.

Составляем уравнение реакции восстановления оксида железа водородом:

Fe_xO_y + yH₂ = xFe + yH₂O

Молярная масса оксида составляет: M(FexOy) = (56x + 16y) г/моль.

Определяем количество вещества оксида, взятого для восстановления:

n(Fe_xO_y)

Находим количество вещества водорода, затраченного на реакцию:

n(H₂) моль.

 

Из уравнения реакции следует:

yn(Fe_xO_y) = n(H₂); ;

откуда получаем:

Следовательно, состав оксида может быть выражен формулой: Fe₃O₄.

 

Пример 4. Вычислите массовые доли минерала магнетита и пустой породы в железной руде, если из образца этой руды массой 500 г получили железо массой 200 г.

Решение.

1. Вычислим количество вещества железа, полученного из руды:

n(Fe) = моль.

2. Из формулы магнетита Fe₃O₄ следует:

n(Fe₃O₄) = моль.

3. Вычислим массу магнетита, содержащегося в образце руды::

m(Fe₃O₄) = n(Fe₃O₄)·M(Fe₃O₄) = 1,19·232 = 276 г.

4. Mассовая доля магнетита в руде составляет:

ω(Fe₃O₄) = или 55,2%.

5. Масса пустой породы в руде равна:

m(пустой породы) = m(руды) – m(Fe₃O₄) = (500 – 276) = 224 г.

6. Рассчитаем массовую долю пустой породы в руде:

ω(пустой породы) = или 44,8%

 

Образец тестового опроса

Fe, Co, Ni

 

1. Укажите электронную формулу кобальта в степени окисления +2

1) 1s^2….4s^23d^7	2) 1s^2….4s^23d^5	3) 1s^2….4s^03d^7
4) 1s^2….4s^23d^4	5) 1s^2….4s^03d^4

2. Укажите характер оксида кобальта (II)

1) кислотный; 2) амфотерный; 3) основный; 4) безразличный

3. Укажите вещества, необходимые для перевода Fe₂O₃ в K₂FeO₄?

1) KOH + KNO₃; 2) K₂S + H₂O; 3) KI + HCl; 4) KOH; 5) KCl + Fe(OH)₃

4. Укажите название соединения [Pt(NH₃)₃Cl₃]Cl

1) хлорид трихлоротриамминплатины (IV);

2) трихлоротриамин-IV-платинат хлора;

3) хлорид триаминтрихлорплатины (II);

4) триаминтрихлоро-II-платинат;

5) триаминхлорид платины (IV)

5. Укажите элемент VIIIВ подгруппы, обладающий наибольшей активностью

1) Ni;

2) Co;

3) Fe;

4) Pt;

5) Ir

 

Контрольные вопросы и упражнения

1. Какие степени окисления характерны для железа, кобальта и никеля? Приведите по два примера соединений этих элементов в характерных степенях окисления и назовите их.

2. Как взаимодействуют железо, кобальт и никель с азотной, серной и соляной кислотами? Как эти металлы взаимодействуют с водой, с водными растворами солей?

3. Рассмотрите процессы коррозии оцинкованного и луженого желе-

Влияет ли на коррозию присутствие О₂ и СО₂ в окружающей среде?

4. Объясните значительное уменьшение стандартного электродного потенциала системы Со³⁺ + e = Co²⁺ в щелочных средах и растворах, содержащих CN^–.

5. Какой металл разрушается при коррозии, протекающей на поврежденной поверхности железа: а) оцинкованного; б) луженого; в) никелированного? Рассмотрите подробно механизм коррозии во всех этих случаях.

6. Используя значения констант нестойкости ионов [Со(NН₃)₆]³⁺ и

[Co(CN)₆] ⁺, определите возможность протекания процесса:

[Co(NH₃)₆]³⁺ + 6CN ^– = [Co(CN)₆]^3– + 6NH₃

7. Рассмотрите состояние ионов Fe³⁺ в водных растворах при различных рН.

8. Проанализируйте гидролизуемость FeS и FеS0₄. Для FеS0₄ напишите уравнения первой ступени гидролиза.

9. Укажите, какая из приведенных солей, гидролизуется в большей степени:

a) FeCl₃ или FeCl₂;

б) FeCl₃ или K₃[Fe(CN)₆];

в) FеСl₃ или К₃[Fe(OH)₆];

г) FеС1₃ или К₂FeO₄.

10. Как изменяется устойчивость к окислению в ряду Fе(П) – Co(II) -
Ni(П)? Как изменяется окислительная способность в ряду Fе(III) –
Co(III) – Ni(Ш)? Охарактеризуйте условия получения гидрокси Me(OH)₂ Me(OH)₃

11. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осу­
ществить превращения:

а) Fe → FeCl₂ → Fe(OH)₂ → Fe(OH)₃ → Na₂FeO₄;

б) Na₂FeO₄ → Fe(OH)₃ → NaFeO₂ → Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ → FeO;

в) Fe₃O₄→ Fe → FeCl₃ → FeS → Fe(NO₃)₃.

12. Закончите уравнения реакций:

а) Fе + O₂ + Н₂O →

б) Fе(ОН)₂ + O₂ + Н₂O →

в) FеSO₄ + O₂ + Н₂O →

г) FеSO₄ + КвrO₃ + Н₂SO₄ →

д) Fе(ОН)₃ + НС1 →

е) Со(ОН)₃ + НС1 →

ж) Ni(ОН)₃ + НС1 →

з) FеСl₃ + К1 →

и) Fе(ОН)₃ + С1₂ + КОН →

к) FеS₂ + НNO₃ (конц.) →

л) К₄[Fе(СN)₆] + КмnО₄ + Н₂O →

м) К₂RеO₄ + Н₂O →

н) К₂RеO₄ + НС1 (конц.) →

о) К₂FеO₄ +HNО₃ →

13. Приведите характерные качественные реакции на ионы Fе²⁺ и Fе³⁺.

14. Какие реакции лежат в основе демонстрационного опыта «порез руки», «исцеление»?

15. Железо массой 12,2 г сплавили с серой массой 6,4 г. К полученному продукту добавили избыток соляной кислоты. Выделяющийся газ пропустили через раствор массой 200 г с массовой долей хлорида меди (II) 15%. какая масса осадка образовалась? Ответ: 19,2 г.

16. Имеется смесь магния, алюминия и железа массой 8,9 г. После обработки смеси избытком концентрированного раствора азотной кислоты на холоду масса остатка составила 4,1 г. Остаток обработали концентрированным раствором щелочи, в котором не растворилась часть смеси массой 1,4 г. Определите массовые доли металлов в смеси.

Ответ: 53,93% Mg; 30,34% Al; 15,73% Fe.

17.При действии водного раствора аммиака на раствор, содержащий хлорид железа массой 3,81 г получили гидроксид железа, масса которого составила 2,70 г. Определите формулу хлорида железа. Ответ: FeCl₂

18. На растворение образца смеси оксида железа(II) и оксида железа(III) массой 14,64 г затратили раствор объемом 89 мл с массовой долей азотной кислоты 30% и плотностью 1,18 г/мл. Определите массовые доли оксидов в смеси. Ответ:FeO – 34,4%; Fe₂O₃ –65,6%.

19. Железную пластинку массой 20,4 г опустили в раствор сульфата меди(II). Какая масса железа перешла в раствор к моменту, когда масса пластинки стала равной 22,0 г? Ответ: 11,2 г.

20. Определите минимальный объем раствора с массовой долей азотной кислоты 80% и плотность. 1,45 г/мл, который потребуется для растворения серебра, полученного при взаимодействии образца железа массой 2,8 г с раствором, содержащим нитрат серебра массой 24 г. Ответ: 10,86 мл.

21. Образец оксида железа массой 32 г восстановили до металла оксидом углерода(II). Определите формулу оксида железа, если объем СО, вступившего в реакцию составил при нормальных условиях 13,44л. Ответ: Fe₂O₃.

22.Смесь оксида железа (II) и оксида железа (III) массой 8 г растворили в избытке серной кислоты. Для реакции с полученным раствором использовали раствор с массовой долей перманганата калия KMnO₄ 5% массой 31,6 г. Определите массовые доли оксидов в исходной смеси.

Ответ: FeO –45%; Fe₂O₃ –55%

23. На частичное восстановление оксида железа (III) массой 120 г затратили водород объемом 5,6 л (н. у.). Какой оксид железа образовался в результате реакции? Ответ: Fe₃O₄

24. В результате реакции между железом массой 22,4 г и хлором объемом 15,68 л (н. у.) получили хлорид железа (III), который растворили в воде массой 500 г. Определите массовую долю FeCl₃ в полученном растворе.

Ответ: 11,5 %.

25. Железные опилки массой 20,5 г поместили в раствор сульфата меди (II). Через некоторое время металлический осадок отделили от раствора и взвесили. Его масса составила 20,7 г. Вычислите массу железа, которое перешло в раствор. и массу меди. оказавшейся в осадке. Ответ: 1,4 г; 1,6 г

26. Вычислите массовые доли магнетита Fe₃O₄ и пустой породы в железной руде. если из образца этой руды массой 500 г получили железо массой 200 г.

Ответ:55,2%; 44,8%

27. Какой объем хлора (н. у.) требуется для окисления раствора массой 1 т гексациано(II) феррата калия с массовой долей K₄[Fe(CN)₆] равной 24%?

Ответ: 6,36 м³

28. В карбиде железа массовая доля углерода составляет 6,67%. Определите формулу карбида железа. Ответ:Fe₃C.

29. Определите формуу соединения, если массовые доли вещества, входящих в его состав, равны: кристаллизационной воды 40,10%, железа 13,86%, aзота 10,40%, Кислорода, не считая того, который находится в кристаллизационной воде, 35,64%. Ответ: Fe(NO₃)₃·9H₂O

30. Сплав «ковар», имеющий коэффициент расширения, очень близкий к коэффициенту расширения стекла, содержит железо (массовая доля 54%),никель(массовая доля 29%) и кобальт(массовая доля 17%). Указать состав и массу солей, полученных при растворении 100 г этого сплава в соляной кислоте (после выпаривания раствора).

Ответ: 190 г FeCl₂·4H₂O; 117 г NiCl₂·6H₂O; 69 г CoCl₂·6H₂O; Всего 376 г солей.

Платиновые металлы

 

Электронные конфигурации внешнего и предвнешнего уровней атомов элементов и возможные степени окисления их представлены ниже.

V период Ru Rh Pd

5s¹4d⁷ 5s¹4d⁸ 5s⁰4d¹⁰

VI период Os Ir Pt

(4f) 6s²5d⁶ 6s²5d⁷ 6s¹5d⁹

Характерные степени окисления:

Ru Rh Pd

+4, +6,+8 +3, +4 +2, +4

Os Ir Pt

(+4),+6,+8 +3,+4 +2,+4

 

Физические свойства

 

Элемент	R,ат.Å	d,г/см^3	I,эВ	Тплавл., °С	Ткипен., °С	% в з.к.
Ru	1,32	12,80	7,5		~4200	5∙10^–7
Rh	1,34	12,42	7,7		~3900	1∙10^–7
Pd	1,37	12,03	8,3		~3170	1∙10^–^6
	Os	1,33	22,7	8,7	~2700	~4600	5∙10^–6
	Ir	1,35	22,65	9,2		~4500	1∙10^–6
	Pt	1,38	21,45	8,8		~3800	2∙10^–5

 

Нахождение в природе и получение. Pt – встречается в самородном виде и ей обычно сопутствуют все платиновые металлы. Процесс получения отдельных металлов состоит из сложных химических операций отделения платиновых металлов друг от друга.

Химические свойства. В ряду стандартных электродных потенциалов они (благородные металлы) практически замыкают ряд напряжений:

Pd – 2ē = Pd²⁺ φ° = + 0,83 B

Наиболее активны Os,Ru,

 

Наименее - Ir, Pt.

Pt - 2ē = Pt²⁺ φ° = + 1,2

Электронные аналоги: Ru - Os, Rh - Ir, Pd - Pt

Отношение к кислороду. При прокаливании металлов при высокой температуре (t° = 600 - 800°C)образуется смесь оксидов с металлами:

MeO₂, MeO₄ - (Os, Ir)

Me₂O₃, MeO - (Rh, Pd)

MeO₃ - (Ru, Os, Ir, Pt)

Соединения с галогенами

Фториды: PtF₄, OsF₄, IrF₅, RuF₅, IrF₆, OsF₆, OsF₈

Хлориды: PtCl₄, PdCl₂, RuCl₃, (MeCl₃) -для прочих металлов.

Отношение к кислотам:

Самый активный - Os:

Os + 8HNO₃ = OsO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

стружка концентр.

Os + 4H₂SO₄ OsO₄ + 4SO₂ + 4H₂O

концентр.

 

Pd - очень медленно растворяется в конц. HNO₃ и H₂SO₄, быстро в царской водке:

Pd + 2H₂SO₄ = PdSO₄ + SO₂ + 2H₂O

3Pd + 18HCl +4HNO₃=3H₂[PdCl₆]+ 4NO + 8H₂O

 

Pt - растворяется только в царской водке:

3Pt + 18HCl + 4HNO₃ = 3H₂[PtCl₆] + 4NO + 8H₂O

 

Rh и Ir - в компактном состоянии не реагируют с кислотами, даже с царской водкой. Для переведения в раствор малоактивных платиновых металлов существуют методы высокотемпературного хлорирования в присутствии NaCl При этом образуются комплексные соли Rh, Ir, Ru и их легко переводят в раствор

Применяют электрохимическое растворение.

Отношение к щелочам.

Ru, Os - реагируют со щелочами в присутствии сильных окислителей, образуются рутенаты K₂RuO₄ и осматы типа K₂OsO_4..

 

5Ru + 4KOH+6KNO₃ = 5K₂RuO₄ + 3N₂ + 2H₂O

5 Ru+8OH^– – 6ē = RuO₄^2– +4H₂O

3 2NO₃^– + 6HOH +10ē = N₂ + 12OH^–

Соединения платиновых металлов обладают:

- характерной окраской

- окислительными свойствами

- неустойчивостью к нагреванию

- склонностью к комплексообразованию

Оксиды, образующиеся при нагревании металлов с О₂, легко разлагаются:

2OsO₂ OsO₄ + Os 2Ir₂O₃ Ir + 3IrO₂

2PdO₂ 2PdO + O₂ 2PdO 2Pd + O₂

Гидроксиды получают косвенно:

- при сложных ОВР

- электролизе

- гидролизе комплексных соединений

Все - нерастворимы, кристаллогидраты, например,

PtO₂∙2H₂O или H₂[Pt(OH)₆] и др.

Соединения в различных степенях окисления

+2 Производные 2-х валентных элементов особенно характерны для Pd и Pt: Pd(NO₃)₂, PdCl₂∙2H₂O, гидроксиды обладают основными свойствами.

+3 Соединения 3-х валентных элементов - характерны для Rh,Ir. Их гидроксиды - Rh(OH)₃ -желтый и Ir(OH)₃ - зеленый, нерастворимы в H₂O, при нагревнии°

дают оксиды® Э₂О₃. Существует много комплексных соединений

+4 Диоксиды типа ЭО₂ существуют для всех металлов особенно характерны для Pt, гидроксид Pt(OH)₄ - амфотерен:

Pt(OH)₄ + 3NaOH = Na₂[Pt(OH)₆]

Pt(OH)₄ + 6HCl =4H₂O + H₂[PtCl₆]

Pt(IV) - образует аммиачные комплексы [Pt(NH₃)₆]Г, (Г- галоген).

Платинохлористоводородрая к-та H₂[PtCl₆] - осаждает ионы NH₄⁺, K⁺,Rb⁺ и Cs

+6 Производные 6-ти валентных элементов наиболее характерны для Os и Ru. При сплавлении металлов с КОН в присутствии окислителя – образуются осматы и рутенаты: K₂OsO₄∙2H₂O, K₂RuO₄∙H₂O

+8 Известны для Os и Ru. Os + F₂ OsF₈

порошок

OsF₈ - обладает окислительными свойствами, разлагается водой:

OsF₈ + 4H₂O = OsO₄ + 8HF

OsO₄ и RuO₄ - легкоплавкие и легколетучие кристаллические вещества, пары ядовиты, в воде хорошо растворимы, но не показывают кислой реакции. Сильные окислители.

 

Применение

1. Термопары Pt - Rh, Rh - Ir.

2. Ru - сплавы большой твердости (электрич. контакты)

3. Rh - для покрытия контактов и для получения отражателей в прожекторах

4. Os - Ir сплавы с платиной - обладают высокой твердостью и упругостью - для ответственных деталей

5.Pt-пластична и легко подвергается обработке, мал коэффициент линейного расширения, спаивается со стеклом.

6. Катализаторы

7. Pt - посуда и аппаратура.