В.В. Еремин, А.Я. Борщевский - Основы общей и физической химии (1113479), страница 40
Текст из файла (страница 40)
4Ре(ОН)з + Оз + 2НзО = 4Ре(ОН)з. Соединения железа (П) — сильные восстановители, они легко превращаются в соединения железа (!П) под действием окислителей: ЗРе(МОз)з + 4ННОз = ЗРе(ИОз)з+ НО+ 2НзО. Железо (П) образует очень устойчивые цианидные комплексы (цианоферраты (П)). Наиболее известный из них — гексацианоферрат (П) калия, или желтая кровяная соль К4[Ре(СН)з[. Ее получают, действуя избытком КСН на соли двухвалентного железа: РеС!з+ бКСН = К4[Ре(СИ)в[+ 2КС1. При добавлении желтой кровяной соли к растворам солей железа (П1) образуется темно-синий осадок, называемый берлинской, или прусской лазурью: ГеС!з + К4 [Ге(СН)а[ = К[Реп'Реп(СИ)а[1+ ЗКС1.
Это — качественная реакция на соли Рез+. З 7.Б. Ы-л4еталлы 201 При действии на желтую кровяную соль сильных окислителей она превращается в комплекс трехвалентного железа — гексацианоферрат (П1) калия Кз [Ге(СН)з], который окрашена в красный цвет и называется красной кровяной солью: 2К4 [Ге(Сгч)з] + С!з = 2Кз [Ге(С1ч)з] + 2КС!. Красная кровяная соль менее устойчива, чем желтая. При взаимодействии растворов солей двухвалентного железа с красной кровяной солью образуется темно- синий осадок, называемый турнбуллевой синью: РеС!з+ Кз[Ре(СХ)з] = К[РепРеш(СН)з]1+ 2КС!. Это — качественная реакция на соли Рез ь. При работе с цианидными комплексами железа следует помнить об их токсичности.
При действии на желтую кровяную соль концентрированной серной кислоты выделяется ядовитый угарный газ СО, а разбавленной серной кислоты — еще более ядовитый циановодород НСН. Оксид железа (П1) РезОз имеет цвет от темно-красного до черного цвета в зависимости от химической и термической предыстории. Он образуется при сжигании сульфидов железа и термическом разложении кислородсодержащих солей железа: 4РеБз + ПОз = 2РезОз + 880ю 2Ре304 = РезОз + ЯОз + ЯОз РезОз обладает слабо амфотерными свонствами.
Он растворяется в растворах кислот, а при сплавлении взаимодействует со щелочами и карбонатами с образованием ферритов: НазСОз + РезОз = 2НаРеОз + СОз. Гидроксид железа (Ш) Ре(ОН)з выпадает в осадок при действии растворов щелочей на соли железа (Ш): РеС!з + ЗВОН = Ре(ОН)з]. + ЗХаС!. Ре(ОН)з проявляет слабые амфотерные свойства. Он растворяется в кислотах с образованием солей железа (П1), содержащих аквакомплекс [Ре(НзО)з]з+, а свеже- осажденный гидроксид взаимодействует с крепкими растворами щелочей, превращаясь в гексагидроксоферраты [Ре(ОН)з]з Соединения железа (П1) — слабые окислители, они реагируют с сильными восстановителями, поэтому в растворе нельзя получить иодид и сульфид железа (П1): 2ГеС!з + НзЯ = Я+ 2РеС!з+ 2НС1, 2ГеС!з + 6К1 = 2Ре!з + 1з + 6КС!.
Растворы солей железа (П) и (П1) имеют кислую среду из-за гидролиза катионов железа. Известные немногочисленные соединения железа в степени окисления +6. При сплавлении оксида железа (Ш) с нитратом калия в щелочной среде образуется оксоферрат калия КзРе04.. РезОз + ЗКгчОз + 4КОН =- 2КзРе04 + ЗК1чОз + 2НзО.
202 Гл. 7. Химия металлов Железо — один из важнейших микроэлементов. В организме человека в среднем содержится около 4 г железа в виде соединений. Больше половины этого количества приходится на гемоглобин крови, состоящий из белка глобина и гема— комплексного соединения железа (П). Именно атом железа обусловливает красную окраску гемоглобина, а следовательно и крови. Кобальт и его соединения. Кобальт менее активен химически, чем железо. Он легко растворяется в кислотах-окислителях ЗСо+ 8ННОз(30%) = ЗСо(НОз)з+ 2НО~'+ 4НзО и медленно в обычных кислотах: Со + 2НС! = СоС!а + Нз(. В отличие от железа, в простых соединениях у кобальта наиболее устойчива степень окисления +2, а в комплексных +3.
Гидроксид кобальта (П) Со(ОН)з образуется при действии щелочей на соли кобальта (П): СоС!з + 2НаОН = Со(ОН)з1+ 2К)аС!. Со(ОН)а — слабое основание розового цвета, растворимое в сильных кислотах. Оксид кобальта (П) СоО получают прямым окислением металла или прокаливанием Со(ОН)а'. Со(ОН)з = СоО+ НзО. Оксид кобальта (ГП) СозОз образуется при окислении соединений кобальта (П): 2Со804+ 4КОН+ НаОз(!0%) = СоаОз НаО+ 2Кз504 или прокаливании кислородсодержащих солей кобальта (П): 4Со(НОз)а = 2СоаОз + 8МОз + Оз. Соединения кобальта (П1) нестабильны и являются довольно сильными окислителями. Никель и его соединения.
По химической активности никель уступает железу и кобальту. Он легко растворяется в разбавленной азотной кислоте и медленно— в соляной и серной кислотах с образованием солей %(П); %+ 2НС! = МС!з+ На1. Для никеля наиболее устойчива степень окисления +2. Оксид и гидроксид никеля — вещества зеленого цвета, проявляющие типичные основные свойства. Платиновые металлы — семейство из шести химических элементов 8-10 групп, включающее рутений Вц, родий П!т, палладий Рб, осмий Оз, иридий !г, платину Р!. Оно подразделяется на две триады: легкие 4Ы-металлы — триада палладия (Вц, Вп, Рд) и тяжелые бд-металлы — триада платины (Оз, 1г, Р1).
Некоторые свойства платиновых металлов перечислены в табл. 7.8. Все платиновые металлы представляют собой светло-серые, тугоплавкие металлы. Р! и Рб — пластичные металлы, Оз и Вц — хрупкие, 1г — прочный металл. Платиновые металлы проявляют высокую каталитическую активность в реакциях гидрирования, обусловленную хорошей растворимостью в них водорода. Палладий способен растворить до 800 объемов водорода, платина — до !00. Э 7.5. Ы-Меазаллы 203 Таблица 7.8. Свойства платиновых металлов Электронная конфигурация р, г/смз Степени окисления зпл, *С сккп, 'С Название [Кг] 4Ытбя1 [Кг[ 4д 5я' [Кг) 4а'~ [Хе) 47""5авбяз [Хе] 47'45дтбяз [Хе) 47и5а ~ба' +2, +3, +4, +5, +6, +7, +8 +1, +2, +3, +4, +6 +2, +3, +4 +2, +3, +4, +5, +6, +8 +1, +2, +3, +4, +5, +6 +1, +2, +3, +4, +5, +6 4077 3727 2937 5027 4380 3800 12,5 12,4 12,0 22,6 22,7 21,4 2334 1963 1554 3027 2447 1769 Рутений йц Радий КЬ Палладнй Рс[ Осмий 05 Иридий 1г Платина Рг Все платиновые металлы довольно инертны химически, особенно Р1.
Они хорошо растворимы лишь в царской водке с образованием соответствующих хлоридных комплексов; ЗР1+ 4Н 5[Од + 18НС1 = ЗНа [Р1С1а] + 45]0 + 8НзО. Кислородом воздуха из них окисляется только осмий; Оз+20з = Оз04. При нагревании все платиновые металлы реагируют с хлором и фтором: Р1+ С1з = Р1С1а, Оя+ 2С!з = ОзС1«, 2Вп+ЗС!а = 2ВпС[з. 2СпЕе8з+ Оз = Сца8+ 2РеЯ+ 80а, 2Спа8+ ЗОз = 2СпзО+ 280з, 2СизО+ Сца8 = 6Сп+ ЯОз. Образующуюся «черновую» медь, содержащую не более 95% Сп, очищают электролизом. В лаборатории медь получают восстановлением оксида меди (П) водородом или оксидом углерода (11) при нагревании: СцО+ Нз = Сц+ НаО, СпО+ СО = Сц + СОз.
В растворах платиновые металлы существуют только в виде комплексных соединений. Некоторые соединения платины обладают противоопухолевой активностью и используются в онкологии. Подгруппа меди (11 (1В) группа) включает элементы медь Сц, серебро АК и золото Ап. Все элементы имеют заполненный д-подуровень и один электрон на внешнем я-подуровне (и — 1)аюпя'. Наличие завершенного электронного уровня обусловливает химическую инертность простых веществ.
Все элементы этой подгруппы — тяжелые тугоплавкие металлы, отличаются очень высокой тепло- и электропроводностью. Медь ее соединения. Основные степени окисления меди в соединениях +1 и +2. В природе она содержится в виде сульфидных и карбонатных минералов — халькопирит, или медный колчедан СцГе8з, халькозин, или «медный блеск» СпзЯ, малахит Сцз(ОН)зСОз В промышленности медь получают преимущественно из халькопирита обжигом и последующим восстановлением оксида: 204 Гл. 7. Химия металлов Медь Сп — наименее реакционноспособный ЗЫ-металл. При нагревании она реагирует с неметаллами (кроме водорода): 2Сп + Ог = 2СцО, Си+ С1г = СцС!ю 2Сп + 1г = 2Сц1, Си+5 = Сп5, Сп + 2Р = СпРю 15Сп+ 45! = Си~за!4.
При длительном хранении на воздухе медные изделия покрываются зеленым налетом, представляющим собой основной карбонат меди (с примесью основного сульфата): 2Сп+ Ог + НгО+ СОг = Сцг(ОН)гСОз. Медь расположена в ряду напряжений правее водорода (стандартный электродный потенциал меди положителен; Е',~ = 0,34 В), поэтому она не вытесняет водород из кислот, но легко растворяется в кислотах-окислителях: Сп + 4ННОз(конц.) = Сп(НОз)г + 2ЫОг[ + 2НгО, ЗСп+ 8НМОз(30%) = ЗСп(НОз)г + 2ИО!'+ 4НгО, Сц + 2Нг804(конц.) = Сц504+ 50г1+ 2НгО.
С разбавленной серной кислотой реакция идет очень медленно и только в присутствии кислорода; Сц + г Ог + Нг504 = Сц504 + НгО. Растворению меди в иодоводородной кислоте и растворе аммиака способствует образование комплексов: 2Сп + 4НЦконц.) = 2Н [Си!г] + Нг !, Сц+ -'Ог+ 4ННз(конц.) + ЗНгО = [Сп(ИНз)4(НгО)г[(ОН)г. Более активные металлы вытесняют медь из ее солей: Сц504 + Ре = Ре504+ Сц Соединения одновалентной меди в растворе неустойчивы, поскольку медь стремится перейти либо в Спгь, либо в Спо. Стабильными являются только нерастворимые соединения (СпС!, СцСИ, СцгЯ) и устойчивые комплексы типа [Сп(ННз)г[+.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
