Галогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі


НазваГалогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі
Сторінка22/23
Дата19.03.2013
Розмір3.56 Mb.
ТипДокументи
bibl.com.ua > Біологія > Документи
1   ...   15   16   17   18   19   20   21   22   23
-Fe (ОЦК) -Fe (ОЦК)  -Fe (ГЦК)  -Fe (ОЦК)  Fe (рідке).

,  та -форми дещо відрізняються за параметрами ОЦК-решітки,  та -форми мають однакові властивості, крім магнітних: -Fe -феромагнетик, -Fe - парамагнетик.

Кобальт має дві модифікації ( та ):

450о

-Со (ГЩУ)  -Со (ГЦК)
Залізо, кобальт, нікель - тверді та міцні метали. На їхні механічні властивості сильно впливають домішки. Чисті метали пластичні, проте навіть незначні кількості вуглецю та інших елементів підвищує їхню твердість та крихкість, що особливо помітно у кобальту. Залізо та нікель легко куються та прокатуються, кобальт - важче.

Залізо, кобальт, нікель - сильні феромагнетики. При нагріванні до певної температури (точка Кюрі) феромагнітні властивості зникають і метали стають парамагнітними.

Зменшення температури плавлення у ряді Fe - Co - Ni спричинене зменшенням числа неспарених електронів на 3d-орбіталях, а звідси й ковалентного внеску, що зміцнює хімічний зв’язок, у цьому ряді.


Хімічні властивості заліза, кобальту та нікелю

У хімічному відношенні залізо, кобальт та нікель відносяться до металів середньої активності, причому у ряді Fe-Co-Ni хімічна активність металів падає. Ці метали стійкі на повітрі до 400-700 оС завдяки утворенню захисної оксидної плівки. У відсутності вологи вони за звичайних умов помітно не реагують навіть з такими типовими неметалами, як O2, S, Cl2, Br2. При нагріванні взаємодія цих металів з активними неметалами перебігає енергійно.

t

3Fe + 2O2 = Fe3O4 (150-600оС, згоряння на повітрі),

2Co + O2  2CoO (300оС),

3Co + 2O2  Co3O4 (1000оС),

2Ni + O2  2NiO,

Э + S = ЭS (Э = Fe, Co, Ni),

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3,

Э + Cl2 = ЭCl2 (Э = Co, Ni).

Оскільки фториди даних металів нелеткі, то Fe, Co та особливо Ni при не дуже високих температурах стійкі до дії фтору. При внесенні до атмосфери фтору шматка заліза його поверхня вкривається плівкою фториду FeF3, яка оберігає метал від подальшого окиснення. Порошок заліза у фторі згоряє. Взаємодію заліза з бромом для добування триброміду проводять при 200оС, підвищення температури спричинює часткову термічну дисоціацію продукту до броміду заліза(II). Іодід заліза(III) прямим синтезом добути не вдається, реакція призводить до утворення FeI2,а при надлишку йоду – змішаного йодиду заліза(II,III) Fe3I8. З азотом при невисокій температурі Fe, Co, утворюють нітриди Fe2N, CoN, Ni3N2 тощо.

У високодисперсному стані залізо, кобальт та нікель пірофорні, вони самозаймаються на повітрі. Ці метали поглинають водень у значних кількостях, але не утворюють з ним стехіометричних сполук. Фосфор, арсен, вуглець, силіцій, бор утворюють із залізом, кобальтом та нікелем фосфіди, арсеніди, карбіди, силіциди, бориди (Fe3C - цементит, Co3C, Fe3Si, Co2B, Ni2B тощо).

Залізо у вологому повітрі іржавіє:

4Fe + 3O2 + 2nH2O = 2Fe2O3.nH2O.

Реакція заліза з перегрітою водяною парою приводить до утворення залізної окалини Fe3O4, яка при вищій температурі відновлюється воднем до оксиду FeO.

Залізо високого ступеня чистоти набуває надзвичайної стійкості до корозії. Кобальт та нікель стійкі у вологому повітрі. Нікель найбільш корозійностійкий.

В електрохімічному ряді напруг залізо, кобальт та нікель розташовані лівіше за водень, між цинком та оловом, причому Co та Ni стоять ближче до олова. Тому вони взаємодіють з розчинами мінеральних неокиснюючих кислот з виділенням водню, при цьому Co та Ni розчиняються у розбавлених кислотах значно повільніше за залізо. Соляна та розбавлена сірчана кислоти окиснюють Fe, Co та Ni до Е(II):

Е + 2HCl = ЕCl2 + H2­,

Е + H2SO4(розб.) = ЕSO4 + H2­.

Дуже розбавлену (2-3 %) азотну кислоту залізо повільно відновлює до нітрату амонію. Відновна атмосфера, що забезпечується виділенням водню або утворенням іонів амонію, стабілізує залізо в ступені окиснення +2:

4Fe + 10HNO3 (2-3 %) = 4Fe(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.

В той же час у розчинах азотної та сірчаної кислот середніх концентрацій, а також царською горілкою залізо окиснюється до Fe(III), а кобальт та нікель - до Е(II):

Fe + 4HNO3(помір. конц.) = Fe(NO3)3 + NO­ + 2H2O,

2Fe + 6H2SO4(70 %) = Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O,

3Е + 8HNO3(30 %) = 3Е(NO3)2 + 2NO + 4H2O (Е = Co, Ni).

Для перебігу цих реакцій із залізом потрібне нагрівання. Холодні концентровані розчини кислот-окисників: сірчаної та азотної, а також хромова суміш пасивують залізо. Концентрована HNO3 пасивує всі три метали.

Залізо, кобальт та особливо нікель стійкі до розчинів і навіть розплавів лугів. Це пов'язано з тим, що їх оксиди майже не виявляють амфотерних властивостей. Проте при кип'ятінні порошку заліза з концентрованим розчином лугу в інертній атмосфері утворюються сині розчини, з яких кристалізуються тетрагідроксоферати(II):

Fe + 2NaOH + 2H2O = Na2[Fe(OH)4] + H2.
Оксид заліза(II)

Оксид заліза(II) утворюється при нагріванні Fe(OH)2 без доступу кисню та при нагріванні оксалату заліза(II) у вакуумі:

t

FeC2O4 ® FeO + CO2 + CO.

вакуум

Його синтезують також відновленням оксиду заліза(III):

300 oC

Fe2O3 + H2 = 2FeO + H2O,

Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2.

Оксид заліза(II) є нестехіометричною сполукою, формула FeO лише приблизно відображає його склад. FeO чорного кольору, виявляє пірофорні властивості, нерозчинний у воді. Є основним оксидом, не взаємодіє з розчинами лугів, але легко взаємодіє з кислотами з утворенням солей Fe2+:

FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O.

FeO є сильним відновником, легко окиснюється. При нагріванні реагує з водою з виділенням Н2. Після сильного прожарювання висока реакційна здатність FeO дещо знижується. Воднем при нагріванні може бути відновлений до металу.

Кристалічний FeO стехіометричного складу можна добути лише у рівноважних умовах при високій температурі з подальшим гартуванням (швидким охолодженням системи) для «заморожування» рівноваги. При повільному охолодженні відбувається диспропорціонування:

4FeO = FeO + Fe3O4 (300-600 oC).

Гідроксид заліза(II)

Гідроксид заліза(II) випадає в осад при додаванні лугів до розчинів, що містять Fe2+:

FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2¯ + Na2SO4.

Є сполукою білого кольору, але на повітрі швидко змінює забарвлення, перетворюючись спочатку на синьо-зелений гідратований оксид приблизного складу Fe3O4.xH2O, а потім на гідроксид Fe(OH)3 бурого кольору:

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3.

При взаємодії з H2O2, Cl2 або NaClO окиснення Fe(OH)2 у Fe(OH)3 перебігає миттєво.

Fe(OH)2 виявляє основні властивості. Він практично нерозчинний у воді, але легко розчинний у кислотах з утворенням солей:

Fe(OH)2 + H2SO4 = FeSO4 + 2H2O.

Будучи основою середньої сили, гідроксид заліза(II) розчиняється у концентрованих розчинах солей амонію.

Разом з тим у Fe(OH)2 спостерігається дуже слабко виражена амфотерність. При кип'ятінні у концентрованих лугах у відновній атмосфері Fe(OH)2 утворює гексагідроксоферати(II), наприклад зелений Na4[Fe(OH)6], Ba2[Fe(OH)6]. У воді гідроксоферати(II) повністю руйнуються.

На відміну від більшості гідроксидів d-елементів, Fe(OH)2 не реагує з водним аміаком.

Солі заліза(II)

У водних розчинах іони Fe2+ утворюють октаедричні гідратні комплекси [Fe(H2O)6]2+, що мають блідо-зелене забарвлення. Гексааквакомплекси утворюються при розчиненні у воді солей Fe(II) або при взаємодії з розбавленими кислотами заліза, оксиду FeO, гідроксиду Fe(OH)2, сульфіду FeS, карбонату FeCO3, наприклад:

FeO + 2H3O+ + 3H2O = [Fe(H2O)6]2+,

FeCO3 + 2H3O+ + 3H2O = [Fe(H2O)6]2+ + CO2.

У водних розчинах, а також при нагріванні кристалогідратів солі заліза(II) піддаються гідролізу за катіоном, проте гідроліз перебігає незначною мірою.

Солі Fe(II) є відновниками:

4FeSO4 + O2 + 2H2O = 4FeOHSO4,

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3,

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O,

3FeSO4 + 3AgNO3 = Fe2(SO4)3 + Fe(NO3)3 + 3Ag,

2FeSO4 + 2HNO3(конц.) + H2SO4(конц.) = Fe2(SO4)3 + 2NO2­ + 2H2O.

К4[Fe(CN)6] – жовта кров'яна сіль – утворюється при дії на розчин солі заліза(II) надлишку ціаніду калію:

FeCl2 + 2KCN = 2KCl + Fe(CN)2¯,

Fe(CN)2 + 4KCN = К4[Fe(CN)6].

Оксид заліза(III)

Fe2O3 виділяється при нагріванні Fe(OH)3:

t

2Fe(OH)3 ® Fe2O3 + 3H2O.

Його добувають також спалюванням піриту.

Оксид заліза(III) - тверда порошкоподібна речовина червоно-бурого кольору, великі кристали Fe2O3 мають забарвлення від сірого до чорного, у воді нерозчинний.

Fe2O3 виявляє амфотерність. Основні властивості він виявляє при взаємодії з кислотами:

Fe2O3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3H2O.

При нагріванні взаємодіє з розплавленими або концентрованими лугами та карбонатами, утворюючи ферити:

Fe2O3 + 2KOH(розплав) = 2KFeO2 + H2O­,

Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2,

Fe2O3 + MgCO3 = Mg(FeO2)2 + CO2.

При окисно-лужному сплавленні Fe2O3 утворюються ферати:

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

При t>1400 oC Fe2O3 розкладається, утворюючи Fe3O4.

Гідроксид заліза(III)

Гідроксид заліза(III) Fe(OH)3 (точніше Fe2O3.xH2O) випадає в осад при дії лугів та водного аміаку на розчини, що містять Fe3+:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3¯ + 3NaCl.

Осаджується також карбонатами лужних металів:

2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3Н2О = 2Fe(OH)3¯ + 6NaCl + 3CO2.

При осадженні гідроксиду заліза(III) вміст води у ньому зазвичай більший, ніж відповідає формулі Fe(OH)3. При його дегідратації утворюються проміжні високомолекулярні оксо- та гідроксосполуки складу FeO(OH), або HFeO2.

Fe(OH)3 ясно-бурого кольору, у воді практично нерозчинний, але легко утворює колоїдні розчини. Є дуже слабкою основою, слабкішою, ніж гідроксид заліза(II). Свіжоосаджений Fe(OH)3 легко розчиняється у розбавлених кислотах з утворенням солей заліза(III). Виявляє слабо виражені амфотерні властивості. При кип'ятінні у розчинах лугів утворює гідроксокомплекси:

Fe(OH)3 + 3NaOH = Na3[Fe(OH)6].

При сплавленні з лугами, карбонатами та основними оксидами утворює ферити.

Солі заліза(III)

Солі заліза(III) можуть бути легко добуті окисненням відповідних солей заліза(II) азотною кислотою або пероксидом водню, а також розчиненням у кислотах свіжоосадженого гідроксиду заліза(III). Більшість солей заліза(III) добре розчинні у воді.

Солі заліза(III) є слабкими окисниками, під дією відновників (SnCl2, H2S, Zn, KI) вони переходять у сполуки заліза(II):

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + 2KCl + I2,

2FeCl3 + Fe = 3FeCl2,

2FeCl3 + 3H2S = 2FeS + S = 6HCl.

Розчини солей заліза(III) при додаванні роданід-іонів (інша назва - тіоціанат-іони) дають криваво-червоне забарвлення внаслідок утворення Fe(SCN)3, а також деяких комплексних роданідних аніонів аж до [Fe(SCN)6]3-. Це - дуже чутлива якісна реакція, використовувана для якісного визначення іонів Fe(III).

Солі заліза(III) гідролізуються сильніше, ніж солі Fe2+, а із слабкими кислотами, наприклад, з вугільною, Fe(OH)3 солей взагалі не утворює.

Гідратований іон заліза(III) Fe(H2O)63+ надає розчину блідо-фіолетове забарвлення. Проте у нейтральних розчинах забарвлення розчину стає жовто-коричневим внаслідок гідролізу, початкові стадії якого можна описати рівняннями:

[Fe(H2O)6]3+ + H2O « [Fe(H2O)5OH]2+ + H3O+,

[Fe(H2O)5OH]2+ + H2O « [Fe(H2O)4(OH)2]+ + H3O+.

Внаслідок подальшої полімеризації гідроксокомплексів (особливо при нагріванні) утворюються багатоядерні комплекси, похідні яких виділяються з розчинів у колоїдному стані. В результаті випадає Fe2O3.xH2O у вигляді червоно-бурої драглистої маси.

К3[Fe(CN)6] – червона кров'яна сіль – утворюється окисненням жовтої кров'яної солі:

4[Fe(CN)6] + Cl2 = 2К3[Fe(CN)6] + 2KCl.

Ферати - похідні заліза(VI)

Окрім ступенів окиснення +2 та +3 для заліза, на відміну від кобальту та нікелю, характерний ступінь окиснення +6. Такий ступінь окиснення залізо виявляє у фератах M+2FeO4 та M2+FeO4. Вони утворюються при окисненні Fe(OH)3 у лужному середовищі сильними окисниками, наприклад:

2Fe(OH)3 + 3Br2 + 10KOH = 2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O.

Окиснення можна провести також електролітично.

Ферати - кристалічні речовини, зазвичай червоно-фіолетового кольору. Подібно до хроматів та сульфатів, у воді розчинні ферати лужних металів та кальцію, а ферати барію та стронцію нерозчинні.

Ферати - сильні окисники, що перевершують у цьому відношенні перманганати та хромати:

2FeO42- + 2Cr3+ + 2H+ = 2Fe3+ + Cr2O72- + H2O,

2K2FeO4 + 16HCl = 2FeCl3 + 3Cl2 + 4KCl + 8H2O.

У кислому та нейтральному середовищах ферати розкладаються, окиснюючи воду:

4Na2FeO4 + 10H2O = 4Fe(OH)3 + 8NaOH + 3O2.

Особливо швидко відновлення заліза(VI) відбувається у кислому середовищі, тому кислота H2FeO4 та відповідний ангідрид FeO3 у вільному вигляді не виділені; при підкисленні розчинів фератів виділяється кисень та залізо(VI) переходить у Fe2O3. Ферати термічно нестабільні: K2FeO4 розкладається при 200 оС, BaFeO4 - при 120 оС:

200 oC

4K2FeO4 ® 4KFeO2 + 2K2O + 3O2.

1   ...   15   16   17   18   19   20   21   22   23

Схожі:

1 У хворого 60 років 2 дні турбували сильні болі в правій руці. На...
Пухирцеві висипання у вигляді ланцюжка на шкірі плеча, передпліччя та кисті. Чутливість
Розробка уроку з біології «Різноманітність ракоподібних. Їх значення...
Завдання : що треба робити для покращення пам'яті ? (обговорення відповіді у вигляді гри " Мікрофон " )
Таблиця розчинності основ, кислот, амфотерних гідроксидів та солей...

Уроку Тема: Реалізація алгоритмів з послідовним розгалуженням у вигляді програм (проектів)
Мета: Навчитись реалізувати алгоритми розгалуження у вигляді програм (проектів) в середовищі програмування Visual Basic; розвинути...
Перепишемо рівняння у вигляді
Бачимо, що повинно бути цілим числом. Перепишемо наше рівнян­ня у вигляді. Зауважимо, що 450 = 1∙2∙32∙52. Тому (у + 1) може набувати...
Коментарі до слайдів презентації «Методи добування металів»
У повітрі метали містяться в сполуках у вигляді часточок пилу, у воді – у розчинених в ній солях. У земній корі у самородному та...
Золото, срібло, платина, метали платинової групи, доведені (афіновані)...
України грошові знаки у вигляді банкнотів, казначейських білетів, монет та в інших формах, що перебувають в обігу та є законним платіжним...
УРОК №45 Тема уроку
Працювати над формуванням умінь наводити приклади подання ста­тистичних даних у вигляді таблиць і графіків (гістограм); описувати...
Розроблено на підставі ДСТУ 3008-95 «Документи. Звіти у сфері науки...
Дисертація на здобуття наукового ступеня доктора, кандидата наук готується у вигляді спеціально підготовленої наукової праці на правах...
    ДРУГИЙ ЗАКОН НЬЮТОНА
Розглянемо взаємодію двох візків, між якими розміщена стиснута пружина уІСВ, якою будемо вважати Землю. Слід особливо наголосити...
Додайте кнопку на своєму сайті:
Портал навчання


При копіюванні матеріалу обов'язкове зазначення активного посилання © 2013
звернутися до адміністрації
bibl.com.ua
Головна сторінка