Материал: полезная метода

сульфита натрия. Отметьте изменения в окраске растворов и напишите эти реакции в электронно-ионном виде.

Опыт 8. Влияние кислотности среды на скорость окисления.

В две пробирки налейте по 5-6 капель раствора перманганата калия. Добавьте в одну пробирку 0,5 мл разбавленной серной кислоты, во вторую пробирку - столько же разбавленной уксусной кислоты. Затем в каждую добавьте по 0,5 мл раствора бромида калия. Наблюдайте исчезновение в первой пробирке окраски сразу, во второй - через несколько минут. Сделайте вывод о влиянии кислотности среды на скорость окисления перманганата калия.

Напишите уравнения реакций в электронно-ионном виде.

§4. Задачи для самостоятельного решения.

1.Укажите степень окисления марганца в соединениях: Mn2O3, Mn3O4, MnO2, изобразите их формулы графически.

2.Составьте уравнения следующих реакций:

Cr2(SO4)3 + KMnO4 + KOH K2CrO4 + H2MnO4 + ...

Mn(NO3)2 + KOH + H2O2 K2MnO4 + H2O + ...

Mn(NO3)2 + (NH4)2S2O8 + HNO3 HMnO4 + (NH4)2SO4 + ...

MnO2 + HNO3 + H2O2 Mn(NO3)2 + O2

3. Сколько граммов перманганата калия потребуется для окисления

7,6 г сульфата железа (II) в нейтральном и кислом растворах?

Ответ: 2,63 г; 1,58 г.

351

ТЕМА 13. ЭЛЕМЕНТЫ VIII Б ГРУППЫ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ ЭЛЕМЕНТОВ Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА

Вопросы к занятию.

1.Положение железа, кобальта и никеля в периодической системе, их электронные формулы и характерные степени окисления.

2.Физические свойства железа, кобальта и никеля.

3.Химические свойства железа, кобальта и никеля: отношение к кислотам, щелочам, неметаллам.

4.Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов элементов подгруппы железа.

5.Способность железа, кобальта и никеля к комплексообразованию.

§1. Общая характеристика подгруппы хрома на основе электронной структуры.

Побочную подгруппу VIII группы периодической системы составляют элементы железо Fe, кобальт Со, никель Ni, рутений Ru, родий Rh, палладий Pd, осмий Os, иридий Ir и платина Pt, которые расположены в трех триадах. Эти переходные металлы группируют по общим химическим свойствам либо в семейство железа (Fe, Со, Ni) и в подгруппу платины

(Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt), либо в подгруппы железа (Fe, Ru, Os), кобальта (Co, Rh, Ir) и никеля (Ni, Pd, Pt). В данной лекции наиболее важным является рассмотрение свойств d-элементов VIII группы IV периода, т.е. семейства железа.

Электронное строение атомов: 26Fe [Ar]4s23d6, 27Co [Ar]4s23d7, 28Ni [Ar]4s23d8. Атомы элементов семейства железа имеют на внешнем электронном уровне по два электрона, которые они отдают в химических реакциях. Кроме этого, в образовании химических связей участвуют и электроны d-подуровня предвнешнего уровня. В своих устойчивых соединениях эти элементы проявляют степени окисления +2 и +3.

352

Элементы железо, кобальт и никель образуют триаду железа, или семейство железо. Атомы элементов триады железа имеют на внешнем энергетическом уровне по 2 электрона, которые они отдают в химических реакциях. Однако в образовании химических связей участвуют и электроны 3d-орбиталей второго снаружи уровня. В своих устойчивых соединениях, эти элементы проявляют степень окисления +2, +3. Образуют оксиды состава RO и R2О3. Им соответствуют гидроксиды состава R(OH)2 и R(ОН)3.

Для элементов триады (семейства) железа характерно свойство присоединять нейтральные молекулы, например, оксида углерода (II).

Карбонилы Ni(CO)4, Fe(CO)5 (жидкости при t = 20 ¸ 60 ° C) и Со(СО)8

(кристаллы с tпл>200 ° C, нерастворимые в воде и ядовитые) используются для получения сверхчистых металлов.

Кобальт и никель менее реакционноспособны, чем железо. При обычной температуре они устойчивы к коррозии на воздухе, в воде и в различных растворах. Разбавленные соляная и серная кислоты легко растворяют железо и кобальт, а никель — лишь при нагревании. Концентрированная азотная кислота все три металла пассивирует.

Металлы семейства железа при нагревании взаимодействуют с кислородом, парами воды, галогенами, серой, фосфором, кремнием, углем и бором. Наиболее устойчивыми являются соединения железа (III), кобальта (II) и никеля (II) – для них известны почти все соли.

Железо, кобальт и никель в ряду стандартных электродных потенциалов расположены до водорода. Поэтому они распространены в природе в виде соединений (оксиды, сульфиды, сульфаты, карбонаты), в свободном состоянии встречаются редко — в виде железных метеоритов.

353

По распространенности в природе за железом следует никель, а затем кобальт. Соединения элементов семейства железа в степени окисления +2 сходны между собой. В состоянии высших степеней окисления они проявляют окислительные свойства. Железо, кобальт, никель и их сплавы

— весьма важные материалы современной техники. Но наибольшее значение имеет железо.

Металлические железо, кобальт и никель получают восстановлением их оксидов водородом, углеродом, оксидом углерода(II), алюминием, кремнием, бором или другими восстановителями при нагревании. Пирометаллургическим методом их получают в основном в виде сплавов. В чистом виде металлические железо, кобальт и никель получают термическим разложением карбонилов Fe(CO)5, Co(CO)4, Ni(CO)4 или путем электролиза.

С химической точки зрения кобальт и никель менее реакционноспособны, чем железо, и проявляют стойкость к коррозии (при обычной температуре) на воздухе, в воде и в различных растворах. Разбавленные кислоты (HCl, H2SO4, HNO3) растворяют железо и кобальт при обычной температуре, а никель – при нагревании; концентрированная азотная кислота пассивирует эти металлы. При нагревании металлы семейства железа реагируют с кислородом (железо окисляется уже при обычной температуре), парами воды, галогенами, серой, фосфором, мышьяком, кремнием, углеродом и бором.

В компактном состоянии железо, кобальт и никель, не содержащие примесей, представляют собой ферромагнитные серебристо-серые тугоплавкие металлы, обладающие превосходными механическими свойствами: большой механической прочностью и способностью прокатываться, протягиваться и штамповаться. Сами металлы и их сплавы (чугуны, стали и др.) - очень важные конструкционные материалы современной техники.

§2. Химические свойства элементов VIII Б группы и их соединений.

На воздухе железо легко окисляется, особенно в присутствии влаги

(ржавление): 3Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

Взаимодействуя с галогенами при нагревании, железо всегда образует галогениды железа (III), например: 2Fe + 3Br2 = 2FeBr3

В разбавленных соляной и серной кислотах железо растворяется, т. е.

окисляется ионами водорода:

Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 или Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2

Растворяется железо и в разбавленной азотной кислоте, образуя соль железа (III), воду и продукт восстановления азотной кислоты NH3 или N2O

и N2.

354

Концентрированные кислоты — окислители (HNO3, H2SO4) пассивируют железо на холоде, однако растворяют его при нагревании:

Fe + 6HNO3 (k) = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

2Fe + 6H2SO4 (k) = Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

При высокой температуре (700-900° С) железо реагирует с парaми воды: 3Fe + 4H2O (пар)  Fe2O3 + 4H2

Накаленная железная проволока ярко горит в кислороде, образуя окалину – оксид железа (II, III): 3Fe + 2O2 = Fe2O3

При слабом нагревании железо взаимодействует с хлором и серой, а при высокой температуре – с углем, кремнием и фосфором. Карбид железа Fe3С называется цементитом. Это твердое вещество серого цвета, очень хрупкое и тугоплавкое. С металлами и неметаллами железо образует сплавы, имеющие исключительно большое значение в народном хозяйстве.

Для железа наиболее характерны два ряда соединений: соединения железа (II) и железа (III).

Оксид железа (II). Оксид железа (II) FeO – черный легко окисляющийся порошок. Получается восстановлением оксида железа (III)

оксидом углерода (II) при 500° С: Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2

FeO проявляет свойства основного оксида: легко растворяется в кислотах, образуя соли железа (II).

Оксид железа (III). Оксид железа (III) Fe2O3 — самое устойчивое природное кислородсодержащее соединение железа. Растворяясь в кислотах, образует соли железа (III). Оксид железа (II-III). Оксид железа (II, III) Fe3O4 встречается в природе в виде минерала магнетита. Он хороший проводник тока, поэтому используется для изготовления электродов. Оксидам соответствуют гидроксиды железа. Гидроксид железа (II). Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 образуется при действии щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха: Fe2+ + 2OH– = Fe(OH)2

Выпадает осадок белого цвета. В присутствии воздуха окраска делается зеленоватой, а затем бурой. Катионы железа (II) Fe2+ очень легко окисляются кислородом воздуха или другими окислителями в катионы железа (III) Fe3+. Поэтому в растворах соединений железа (II) всегда имеются катионы железа (III). По этой же причине белый гидроксид железа (II) Fe(OH)2 на воздухе становится сначала зеленоватым, а затем бурым, переходя в гидроксид железа (III) Fе(ОН)3:

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

Fe(OH)2 проявляет основные свойства, хорошо растворяется в минеральных кислотах, образуя соли.

Гидроксид железа (III). Гидроксид железа (III) Fe(ОН)3 образуется в виде красно-бурого осадка при действии щелочами на соли железа (III):

Fe3+ + 3OH– = Fe(OH)3

Fе(ОН)3 — более слабое основание, чем гидроксид железа (II). Это объясняется тем, что у Fе2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у

355