🗊Презентация Характеристика элементов VIII-В группы. Семейство железа

Химия d-элементов Общая характеристика элементов VIIIВ группы. Семейство железа.

Побочная подгруппа 8 группы периодической системы охватывает три триады d – элементов. Первую триаду образуют элементы: Fe, Co, Ni.

Вторую триаду образуют элементы: Ru (рутений), Rh (родий), Pd (палладий).

Третью триаду: Os (осмий), Ir (иридий), Pt (платина).

Общая электронная формула: […] ns 02 (n–1)d 610

Степени окисления

Электроотрицательность

Простые вещества

Активность металлов

Оксиды FeO CoO NiO Fe2O3

Комплексные соединения

Особые свойства 3 Pt + 4HNO3 + 18HCl → → 3 H2[PtIVCl6] + 4NO + 8H2O Металлы VIIIВ-группы активно поглощают водород. 1 объем Pd поглощает ок. 900 объемов H2. Pd и Pt – катализаторы гидрирования в органическом синтезе.

Распространение в природе и важнейшие минералы 4. Fe – 4,65% 22. Ni – 0,015% 30. Co – 0,0037% 71. Ru 72. Os 73. Pd 76. Pt 79. Ir 80. Rh

Халькогениды Пирротин Fe0,877S Пирит FeS2 Смальтин (Ni,Co,Fe)As2 Кобальтин CoAsS Арсенопирит NiAsS Никелин NiAs Хлоантит (Co,Ni)As2 Пентландит (Fe,Ni)9S8

Семейство железа: Fe, Co и Ni Простые в-ва: пирофорность высокодисперсн. порошков, получаемых по р-ции (способность твёрдого материала в мелкораздробленном состоянии к самовоспламенению на воздухе при отсутствии нагрева.): FeC2O4 = Fe + 2CO2 В кислотах-окисл. на холоду Fe, Co и Ni пассивируются. Склонность к коррозии (только железо): 4Fe + 2O2 + 3H2O = 4FeO(OH)

Химические свойства Fe, Co и Ni Взаимодействие с O2: Fe + O2 (150 °C)  «Fe3O4»  (FeIIFe2III)O4 Co + O2 (900 °C)  «Co3O4»  (CoIICo2III)O4 Ni + O2  NiO В ЭХРН: Ga, Fe, Cd … Co, Ni … Sn… H Взаимодействие с кислотами-неокислителями: M + 2 H3O+ + 4 H2O  [M(H2O)6]2+ + H2 С конц. р-рами щелочей (Fe, Co): M + 2 OH– + 4 H2O  [M(OH)4]2– + H2  [M(OH)6]4–

Семейство железа : Fe [Ar] 4 s2 3d6 Co [Ar] 4 s2 3d7 Ni [Ar] 4 s2 3d8

Железо один из наиболее распространенных элементов в земной коре (4,65%). Встречается в виде скоплений железных руд, и очень редко встречается самородное железо. Находится в природе в свободном состоянии только в метеоритах.

Железо входит в состав следующих минералов: Fe2 O3 Fe2 O3 · H2O Fe3 O4 Fe CO3 FeS2

Fe(II) может образовывать комплексные соединения. Координационное число для Fe (II) = 6. При растворении в воде солей Fe (II) образуется [Fe(H2O)6] 2+ - октаэдрический комплексный катион. При взаимодействии : Fe2+ + 2CN¯ → Fe(CN)2 ↓ белый осадок который в избытке CN¯ растворяется: Fe(CN)2 + 4 CN¯→ [Fe(CN)6 ] 4‾

Наиболее широко применяется K4 [Fe(CN)6 ] · 3H2O – желтая кровяная соль. Она служит реактивом для качественного обнаружения Fe3+ . 4 Fe3+ + 3[Fe(CN)6 ] 4‾ → Fe4 [Fe(CN)6 ]3 ↓ интенсивно синего цвета осадок, мало растворим, берлинская лазурь FeCl3 + K4 [Fe(CN)6 ] → KFe [Fe(CN)6 ] ↓+ 3KCl Известно комплексное соединение [Fe(NH3)6] Cl2 устойчивое в твердом состоянии.

Соли Fe(II) – восстановители. 10 Fe S O4 +2KMnO4 + 8 H2SO4→ 5Fe2 (S O4 )3 + 2MnSO4 +K2SO4 +8 H2O Эта реакция лежит в основе количественного определения солей Fe2+ методом перманганатометрии. Fe (II) образует соли почти со всеми анионами. Распространенной солью является (NH4)2Fe (SO4)2· 6H2O – соль Мора, она более устойчива к окислению кислородом воздуха, чем соль FeSO4· 7H2O.

Соединения Fe (III) Fe2O3 - красно-бурый порошок, нерастворимый в воде, входит в состав краски охры, амфотерный. спекание Fe2O3 + 6 HCl → 2 FeCl3 + 3H2O Fe2O3 + 2NaOH → 2Na FeO2 + H2O феррит натрия FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3 + 3NaCl

Fe(OH)3 – очень слабое основание, обладает аморфными свойствами. Доказать аморфные свойства Fe(OH)3 можно: Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O Fe(OH)3 + 3NaOH → Na3[Fe(OH)6] H3FeO3 – ортожелезистая кислота HFeO2 – метажелезистая кислота Fe(OH)3 + 3HCl + 3H2O → [Fe(H2O)6]Cl3

Соли Fe(III) гидролизируются сильнее, чем соли Fe (II), при этом окраска растворов становится желто-коричневой. Например, гидролиз соли FeCl3: [Fe(H2O)6]3+ + H2O  [Fe(H2O)5 OH]2+ + H3O+ к. о. с.о. с.к. [Fe(H2O)5 OH]2+ + H2O  [Fe(H2O)4 (OH) 2]+ + H3O+ к. о. с.о. с.к. [Fe(H2O)4(OH) 2]+ + H2O[Fe(H2O)3 (OH) 3] + H3O+ к. о. с.о. с.к.

Комплексные соединения Fe(III) Для Fe3+ особо устойчив комплексный ион - [Fe(CN)6]3-. Широко используется соль K3[Fe(CN)6] – красная кровяная соль. Она служит реактивом на Fe2+: 3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3- → Fe3[Fe(CN)6]2 турнбулева синь FeCl2 + K3[Fe(CN)6]3+ → KFe[Fe(CN)6] + 2 KCl Соединения Fe(III) – окислители и восстановители: 2FeCl3 + H2S → 2FeCl2 + S + 2HCl окислитель Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH →2K2FeO4 + 3 KNO2 + 2 H2O восстановитель

Качественной реакцией на Fe3+ - позволяющей отличить его от Fe2+ является взаимодействие с SCN ─ : Fe3+ + 6 SCN─ → [Fe(SCN)6]3─ красного цвета Широко используются соли: NH4Fe(SO4 )2 ∙12H2O - железоаммонийные квасцы. Fe2(SO4 )3∙10H2O - кристаллогидрат сульфата железа

Соединения Fe (VI) Для соединений Fe (VI) известна H2FeO4 – железная кислота, но она не может быть выделена, так как мгновенно разлагается с выделением O2 . Устойчивые соли ее – ферраты. Они образуются при окислении Fe(OH)3 в щелочной среде сильными окислителями: 2Fe(OH)3 + 3Br2 + 10KOH→2K2FeO4+ 6KBr + 8H2O феррат калия

Ферраты, кристаллические вещества, имеют окраску от пурпурно-красной до фиолетовой, при нагревании разлагаются. Ферраты – сильные окислители, сильнее, чем KMnO4 : 2K2FeO4 + 2NH4OH → 2Fe(OH)3 + N2 + 4KOH

КОБАЛЬТ

Был получен в 1735 году шведским химиком Брандтом. В природе чисто кобальтовые руды встречаются редко. Распространенным является CoASS – кобальтовый блеск (кобальтин) минерал. Степени окисления - +2, +3, +5. Блестящий белый с сероватым оттенком металл. По сравнению с Fe более тверд и хрупок. В обычных условиях он довольно устойчив. При нагревании взаимодействует почти со всеми неметаллами. К кислотам кобальт несколько устойчивее железа, HNO3 – пассивирует, с водой, со щелочами практическими не взаимодействует.

Соединения кобальта (II) CoO (II) – серо-зеленые кристаллы. Получают термическим разложением CoCO3 → CoO + CO2 холод При действии: CoCl2 + NaOH → CoOHCl↓ + NaCl синий осадок основной соли а при нагревании: CoOHCl + NaOH → Co(OH)2↓ + NaCl розовый цвет 4Co(OH)2 + 2 H2O + O2 → 4Co(OH)3↓ бурый осадок Co(OH)2 - в воде не растворим.

При действии соли Co2+ и избытка NH4OH в присутствии NH4Cl образуются : [Co(NH3)6]2+ → [Co(NH3)6]3+ легко окисляется в аммиакат Co(III). Для Co2+ характерно координационные числа 6 и 4. В водном растворе Co2+ образует высокоспиновые катионные октаэдрические комплексы [Co(H2O)6]2+.

Аквакомплексы [Co(H2O)6]2+ розового цвета. Эта же окраска характерна для кристаллогидратов CoCl2∙6 H2O, CoSO4∙6 H2O, но безводная соль CoCl2 – синего цвета. Анионные комплексы Co2+ обычно имеют тетраэдрическую структуру [Co Cl4]2─, которые имеют синюю и фиолетовую окраску. Аналитической качественной реакцией на ионы Co2+ : CoCl2 + 4 NH4SCN → (NH4)2[Co(SCN)4] + 2NH4Cl ярко-синего цвета тетратиоциоцианокобальтат (II) аммония

Соединения кобальта(III) Известно ограниченное число простых соединений Co3+. Они не устойчивы, обладают окислительными свойствами и легко гидролизуются. Co2O3 – черные кристаллы, окисляют HCl до Cl2: Co2O3 + 6HCl → CoCl2 + Cl2 + 3H2O Co(OH)3 образуется при окислении Co(OH)2: 4Co(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Co(OH)3 2Co(OH)2 + NaClO + H2O → 2Co(OH)3 + NaCl

Амфотерные свойства Co(OH)3 выражены гораздо слабее, чем у Fe(OH)3. При действии на Co(OH)3 кислород содержащих кислот, соли Co3+ не образуются, а выделяется O2 и соль Co2+: 4Co(OH)3 + 4H2SO4 → 4CoSO4 + 10H2O + O2↑ При обезвоживании Co(OH)3 нагреванием не получается Co2O3, а образуется Co3O4 – это смешанный оксид CoCo2O4. Этот оксид сильный окислитель.

Для Co3+ характерны многочисленные комплексные соединения: [Co(H2O)6]Cl3 – катионные Na3[Co(NO2)6] – анионные [Co(NH3)3(NO2)3] – нейтральные Строение: Co - [Ar] 4S2 3d7 Co3+ - [Ar] 4S0 3d6

sp3d2 – гибридизация, если лигандом является H2O, то образуется внешнеорбитальный высокоспиновый комплекс. d2sp3 – гибридизация, если лигандом является CN- , то образуется внутримолекулярный низкоспиновый комплекс. Многочисленность комплексных соединений Co3+ обусловлены наличием изомерии к. с. кобальта.

Например: гидратная [Co(NH3)4 Cl2] Cl ∙ H2O – розовый [Co(NH3)4 Cl∙ H2O] Cl2 – коричневый ионизационная [Co(NH3)5 SO4] Br – красный [Co(NH3)5 Br] SO4 – красно- фиолетовый геометрическая (пространственная) NH3 NO2 ↑ ↑ (NH3)2 ← Co → (NO2)2 (NH3)2 ← Co →(NH3)2 ↓ ↓ NH3 NO2 транс-изомер, коричневый цис-изомер, желтый

НИКЕЛЬ

Впервые был получен в 1751г. Кронштадтом. Никель довольно распространен на земле. Содержится обычно в сульфидных медно-никелевых рудах, но встречается и в самородном состоянии NiS. Ni – блестящий белый с серебристым оттенком металл. По химической активности уступает Fe и Co. С кислородом начинает взаимодействовать при 5000 С. при нагревании легко взаимодействует с галогенами, S, P, N. По отношению к кислотам и щелочам ведет себя подобно Fe и Co. Степень окисления - +2, +3, +4 (не характерна).

Соединения Ni (II) NiO (II) – оксид, зеленые кристаллы, нерастворимые в воде, образуются при термическом разложении карбоната никеля NiCO3 → NiO + CO2 NiO применяется в качестве катализатора и зеленого пигмента в керамической промышленности. NiCl2 + 2NaOH → Ni(OH)2↓ + 2NaCl зеленый Ni(OH)2 плохо растворяется в воде и концентрированных растворах щелочей, растворяется в NH4OH: Ni(OH)2 + 6NH4OH → [Ni(NH3)6](OH)2 + 6H2O

Из катионных комплексов Ni2+ устойчивы октаэдрические аква и аминокомплексы. Аквакомплекс [Ni(H2O)6]2+ имеет ярко-зеленую окраску, образуется при растворении в воде солей Ni2+ . Такая же окраска характерна для шестиводных кристаллогидратов солей никеля - NiSO4 ∙ 6 H2O. Безводные соли Ni2+ обычно желтого цвета, например: NiCl2, NiSO4. Аминокомплекс [Ni(NH3)6]2+ имеет интенсивно синюю окраску. Известно также много комплексов Ni2+ с кратным числом = 4. Причем комплексы со слабовзаимодействующими лигандами имеет форму тетраэдра [NiCl4]2-, а с сильным – плоского квадрата [Ni(CN)4]2-.

Соединения Ni (III) Ni(OH)2 зеленого цвета, проявляет основные свойства, не окисляется кислородом воздуха, поэтому получить Ni(OH)3 можно только действием очень сильных окислителей: 2Ni(OH)2 + Br2 + 2KOH → 2Ni(OH)3 + 2KBr черный

Соединения Ni (IV) Соединений Ni4+ известно немного. Это неустойчивые соединения, окислители. Из соединений Ni4+ наиболее распространены никелаты – Na2NiO3.