МЕТАЛЛЫ

 

ПОДГРУППА ЖЕЛЕЗА

 

Свойства элементов подгруппы железа

 

Атомный
номер

Название

Электронная
конфигурация

 

r
г/см3

t╟пл.
╟C

t╟кип.
╟C

ЭО

Атомный
радиус,
нм

Степень
окисления

26

Железо Fe

[Ar] 3d64s2

7,87

1535

2750

1,64

0,128

+2,+3

27

Кобальт Co

[Ar] 3d74s2

8,9

1495

2870

1,7

0,125

+2,+3

28

Никель Ni

[Ar] 3d8 4s2

8,9

1453

2732

1,75

0,124

+1,+2,+3,+4

 

═Получение
металлов подгруппы железа

 

Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II)

 

FeO + C ╝ Fe + CO

Fe2O3 + 3CO ╝ 2Fe + 3CO2

NiO + C ╝ Ni + CO

Co2O3 + 3C ╝ 2Co + 3CO

 

Fe

d- элемент VIII группы; порядковый номер √ 26; атомная масса √ 56; (26p11; 30 n01), 26ē

 

1s22s22p63s23p63d64s2

═

Металл средней активности, восстановитель.

Основные степени окисления - +2, +3

 

 

 

Железо и его соединения

 

Химические свойства

 

1)     На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

 

4Fe + 3O2 + 6H2 O ╝ 4Fe(OH)3

 

Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III):

 

3Fe + 2O2 ╝ Fe3O4

 

2)     При высокой температуре (700√900╟C) железо реагирует с парами воды:

 

3Fe + 4H2O═ √t╟╝═ Fe3O4 + 4H2╜

 

3)     Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

 

2Fe + 3Br2═ √t╟╝═ 2FeBr3

Fe + S═ √t╟╝═ FeS

 

4)     Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:

 

Fe + 2HCl ╝ FeCl2 + H2╜

Fe + H2SO4(разб.) ╝ FeSO4 + H2╜

 

В концентрированных кислотах√окислителях железо растворяется только при нагревании

 

2Fe + 6H2SO4(конц.)═ √t╟╝═ Fe2(SO4)3 + 3SO2╜ + 6H2O

Fe + 6HNO3(конц.)═ √t╟╝═ Fe(NO3)3 + 3NO2╜ + 3H2O

 

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).

 

5)     Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

 

Fe + CuSO4 ╝ FeSO4 + Cu¯

 

Соединения двухвалентного железа

 

Гидроксид железа (II)

 

Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

 

FeCl + 2KOH ╝ 2KCl + Fе(OH)2¯

 

Fe(OH)2 - слабое основание, растворимо в сильных кислотах:

 

Fe(OH)2 + H2SO4 ╝ FeSO4 + 2H2O

Fe(OH)2 + 2H+ ╝═ Fe2+ + 2H2O

 

При прокаливании Fe(OH)2 без доступа воздуха образуется оксид железа (II) FeO:

 

Fe(OH)2═ √t╟╝═ FeO + H2O

 

В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH)2, окисляясь, буреет √ образуя гидроксид железа (III) Fe(OH)3:

 

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O ╝ 4Fe(OH)3

 

Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:

 

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

6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 ╝ 3Fe2(SO4)3 + 2NO╜ + 4H2O

 

Соединения железа склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

 

FeCl2 + 6NH3 ╝ [Fe(NH3)6]Cl2

Fe(CN)2 + 4KCN ╝ K4[Fe(CN)6](жёлтая кровяная соль)

 

Качественная реакция на Fe2+

 

При действии гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6] (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):

 

3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] ╝ Fe3[Fe(CN)6]2¯ + 3K2SO4

3Fe2+ + 3SO42- +6K+ + 2[Fe(CN)6]3- ╝ Fe3[Fe(CN)6]2¯ + 6K+ + 3SO42-

3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3- ╝ Fe3[Fe(CN)6]2¯

 

Соединения трёхвалентного железа

 

Оксид железа (III)

 

Образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита:

 

4FeS2 + 11O2 ╝ 2Fe2O3 + 8SO2╜

 

или при прокаливании солей железа:

 

2FeSO4═ √t╟╝═ Fe2O3 + SO2╜ + SO3╜

 

Fe2O3 - основной оксид, в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства

 

Fe2O3 + 6HCl═ √t╟╝═ 2FeCl3 + 3H2O

Fe2O3 + 6H+═ √t╟╝═ 2Fe3+ + 3H2O

Fe2O3 + 2NaOH + 3H2O═ √t╟╝═ 2Na[Fe(OH)4]

Fe2O3 + 2OH- + 3H2O ╝ 2[Fe(OH)4]-

 

Гидроксид железа (III)

 

Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно√бурого осадка

 

Fe(NO3)3 + 3KOH ╝ Fe(OH)3¯ + 3KNO3

Fe3+ + 3OH- ╝ Fe(OH)3¯

 

Fe(OH)3 √ более слабое основание, чем гидроксид железа (II).

Это объясняется тем, что у Fe2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe3+, а поэтому, Fe2+ слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH)2 более легко диссоциирует.

В связи с этим соли железа (II) гидролизуются незначительно, а соли железа (III) - очень сильно. Для лучшего усвоения материалов этого раздела рекомендуется просмотреть видеофрагмент (доступен только на CDROM). Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III): несмотря на то, что ион Fe3+ почти бесцветен, содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe(OH)3, которые образуются благодаря гидролизу:

 

Fe3+ + H2O ╚ [Fe(OH)]2+ + H+

[Fe(OH)]2+ + H2O ╚ [Fe(OH)2]+ + H+

[Fe(OH)2]+ + H2O ╚ Fe(OH)3 + H+

 

При нагревании окраска темнеет, а при прибавлении кислот становится более светлой вследствие подавления гидролиза. Fe(OH)3 обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей:

 

Fe(OH)3 + 3HCl ╝ FeCl3 + 3H2O

Fe(OH)3 + 3H+ ╝ Fe3+ + 3H2O

Fe(OH)3 + NaOH ╝ Na[Fe(OH)4]

Fe(OH)3 + OH- ╝ [Fe(OH)4]-

 

Соединения железа (III) - слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:

 

2Fe+3Cl3 + H2S-2 ╝ S0 + 2Fe+2Cl2 + 2HCl

 

Качественные реакции на Fe3+

 

1)     При действии гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6] (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):

 

4FeCl3 +3K4[Fe(CN)6] ╝ Fe4[Fe(CN)6]3¯ + 12KCl

4Fe3+ + 12Cl- + 12K+ + 3[Fe(CN)6]4- ╝═ Fe4[Fe(CN)6]3¯ + 12K+ + 12Cl-

4Fe3+ + 3 [Fe(CN)6]4- ╝ Fe4[Fe(CN)6]3¯

 

2)     При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III):

 

FeCl3 + 3NH4CNS ╚ 3NH4Cl + Fe(CNS)3

 

(при взаимодействии же с роданидами ионов Fe2+ раствор остаётся практически бесцветным).

 

Кобальт и его соединения

 

По химической активности кобальт уступает железу. Он легко растворяется в кислотах - окислителях и медленно в обычных кислотах:

 

Co + 2HCl ╝ CoCl2 + H2╜

 

В простых соединениях у кобальта наиболее устойчива степень окисления +2, в комплесных √ +3. Водные растворы солей кобальта (II) обычно окрашены в розовый цвет.

 

Гидроксид кобальта (II)

 

Образуется при действии щелочей на соли кобальта (II):

 

CoSO4 + 2KOH ╝ K2SO4 + Co(OH)2¯

 

На воздухе розовый осадок Co(OH)2 постепенно буреет, превращаясь в гидроксид кобальта (III):

 

4Co(OH)2 + O2 + 2H2O ╝ 4Co(OH)3

 

Сo(OH)2 - слабое основание, растворимое в сильных кислотах:

 

Co(OH)2 + 2HCl ╝ CoCl2 + 2H2O

 

При прокаливании Co(OH)2 образует оксид кобальта (II) CoO:

 

Co(OH)2═ √t╟╝═ CoO + H2O

 

Cоединения кобальта склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

 

Co(OH)2 + 6NH3 ╝ [Co(NH3)](OH)2

 

Никель и его соединения

 

Никель легко растворяется в разбавленной азотной кислоте и медленно в соляной и серной кислотах

 

Ni + 2HCl ╝ NiCl2 + H2╜

 

Ион Ni2+ в водных растворах имеет зелёную окраску. Для никеля наиболее характерна степень окисления +2. Оксид и гидроксид никеля проявляют основной характер.

 

NiO + H2SO4═ √t╟╝═ NiSO4 + H2O

NiCl2 + 2NaOH═ √t╟╝═ Ni(OH)2¯(зелёный) + 2NaCl

Ni(OH)2 + H2SO4 ╝ NiSO4 + 2H2O

 

Соединения двухвалентного никеля могут давать комплексы с аммиаком:

 

Ni(OH)2 + 6NH2 ╝ [Ni(NH3)6](OH)2

 

 

 

МЕНЮ

МЕНЮ: ПОДРАЗДЕЛ

ВПЕРЕД