Михаил Бармин - Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач
Xe+PtF6 = Xe[PtF6] – компл. соединение (крист.оранж.цвета)
При повышении температуры и давления удалось получить:
XeF2, XeF4, XeF6, XeF8
Затем удалось получить производные Kr; KrF2; KrF4; производные Rn и, как считается в литературе, производная Ar. В настоящее время не известны соединения Ne, He. Oказалось, что эти соединения могут взаимодействовать с различными хими-ческими веществами:
XeF2 + H2 = Xe + 2HF
NeF2 + KJ = Xe + KF + J2
NeF6 + SiO2 = NeOF2 + SiF4
Все производные И.Г. c F – сильные окислители. При взаимодействии их с водой происходит образование оксидов:
XeF6 + H2O → XeO3 + HF
Оксид Xe: XeO3 – является ангидридом Xe-ой кислоты (H6XeO6), кислоты неустойчивой, но известны ее соли:
Na6XeO6, Ba3XeO6
XeO3 представляет собой сильный окислитель (кристаллическое вещество, устойчивое при нормальных условиях), обладает сильными взрывчатыми свойствами, рассматривается как перспективный окислитель ракетных топлив. В настоящее время
известно свыше 300 химических производных И.Г. (за исключением He и Ne).
Примечание:
широкое применение в ядерной энергетики, при создании аппаратов искусственного дыхания, используется при создании новых конструкционных материалов
в газосветных лампах (оранжевый цвет).
в металлургии, при получении урана, тория, циркония и др. элементов, используемых при сварке металлов, в лампах накаливания (голубой цвет)
в медицине (наркотик)
ЛЕКЦИЯ №16.
VIII – B – элементы (d-элементы). Группа железа.
Свойства
Fe
Rn
Os
Электронное строение
6 2
7 1
6 2
3d 4s
4d 5s
5d 6s
R, нм
0,126
0,134
0,135
J, эв
7,89
7,36
8,5
P, г/см3
7,8
12,4
Содержание, %
2
10-7
5·10-7
Важнейшие степени окисления:
Fe – +2, +3 (встречаются – +2,0, +4, +6)
К.ч. – 4,6
В природе Fe встречается в виде различных минералов: Fe3O4 – (магнетит) магнетич. железняк,
Fe2O3 – красный железняк,
FeCO3 – шпатовый железняк и бурые железняки FeS2 – железный колчедан
Rn (рутений) и Os (осмий) являются рассеянными элементами, соответствующими группе платиновых элементов.
Rn и Os – серебристо-белого цвета Ме, может быть (Os – го-лубовато-белый) в зависимости от строения кристаллической решетки.
Для Fe известно 4 кристаллических модификации: 1) α – Fe (до Т = 760°)
Структура – пространственно-объемно-центрированная кубическая решетка. Обладает ферро-магнитными свойствами.
2) Β – Fe (от 770 – 911°С)
Кристаллическая объемно-центрированная решетка. Рассто
яние между атомами больше. 3) γ – Fe (до Т= 1394° С)
Гранецентрированная кубическая решетка. Свойства паромагнитные.
4) δ – Fe (Т выше 1394°С до Т плавления). Происходит образование объемно-центрированной кубической решетки.
По химическим свойствам Fe – металл средней активности. Взаимодействует практически со всеми металлами и неметаллами. Например, C, N, Si, P, S, As. В этом случае образуются соединения переменного состава. Fe активно взаимодействует с разбавленными минеральными кислотами (без доступа кислорода с образованием Fe со степенью окисления +2)
Fe+3 + 1e = Fe +2
Fe не взаимодействует с концентрированными H2SO4 и HNO3 (При нагревании взаимодействует с умеренно конц. H2SO4 и H2NO3 с образованием соответствующих солей Fe (III) и выде-лением SO 2 и NO.При нормальных условиях Fe не растворяется в щелочах, Rn и Os – малоактивны.
Fe + 5CO2 = Fe(CO)5 пентакарбонил Fe
ЛЕКЦИЯ 17 Соединения железа
Fe (0)
При высоком давлении (Р = 10 Па7) и высокой температуре (200° С) железо активно взаимодействует с оксидом углерода по
схеме:
Fe(CO)5
Представляет собой достаточно подвижную жидкость (температура кипения +103° С)
Таким образом в промышленности можно получать железо высокой степени чистоты. Аналогичным методом можно получить пентакарбонилы, которые также используются для получе-ния чистых элементов.
Fe (II)
Полученное при обработке железо разбавляют кислотами в отсутствии кислорода воздуха или при взаимодействии железа
активными химическими соединениями (F2,Cl2). В водных растворах образуются аквакомплексы катионого плана.
[Fe(H2O)]+2
Поэтому цвет солей Fe(II) (светло-зеленый) определяется
цветом комплексного иона. Fe(II) образует комплексные соединения практически со всеми ионами. Причем при выпаривании из водных растворов образуют кристаллогидраты различного состава.
Например: FeSO4 ∙ 7H2O ; Fe(NO3)2 ∙ 6H2O; Fe(ClO4)2 ∙ 6H2O (все зеленого цвета). Fe(II) обладает восстановительными свойствами. Это свойство используется в аналитической практике.
FeSO4+KMnO4+H2SO4 – K2SO4+Mn2SO4+H2O+Fe2(SO4)3
Fe(II) способно к образованию как анионных, так и катионных комплексных соединений.
Fe(OH )2 + KOH → K4[Fe(OH )4]2
Конц. Тетрагидрокоферрат калия
Анионные комплексы малоустойчивы.
К наиболее устойчивым и широко используемым в лабораторной практике относятся следующие комплексные соединения:
FeSO4 + 6KCN → K4[Fe(CN)6] + K2SO4
FeSO4 + 2KCN → Fe(CN)2 + K2SO4
FE(CN)2 + 4KCN = K4[Fe(CN)6]
K4[Fe(CN)6] ∙ 3H2O – желтая кровяная соль
Данное комплексное соединение используется в аналитической практике для качественного определения иона Fe(III).
Качественная реакция:
FeCl3 + K4(Fe(CN)6 = K+3Fe(Fe+2(CN– 4)6 + 3KCl
берлинская лазурь
Соединения Fe+2 легко окисляются на воздухе с образованием Fe+3
Fe(OH)2 + O2 + H2O → Fe(OH)3
Fe(III)
В водных растворах Fe(III) существует в виде аквакомплекса К.ч. = 6
[Fe(H2O) 6] 3+ (сине-фиолетовый цвет в момент образования) Из водных растворов легко выделяются гидраты:
FeCl3 ∙ 6H2O ∙ Fe2 (SO4) 3 6H2O
Fe(NO3) 3 ∙ 6H2O и т.д.
Fe(III) в водных растворах обладают окислительными свойствами. Кроме того, соединения Fe(III) в водных растворах активно гидролизуется. Fe(III) способно участвовать в образовании как катионных, так и анионных комплексных соединений,
причем анионных комплексы стабильнее, чем аналогичные комплексы для Fe(II).
Fe(OH)3 + 3NaOH = Na3[Fe(OH)6]
Важным комплексным соединением Fe(III) является K3[Fe(CN)6] – красная кровяная соль.
Данное соединение тоже используется в органической химии для качественного определения Fe(II).
FeCl2 + K3[Fe(CN)6] – KFe[Fe(CN)6] + 2KCl – турнбуллева синь качественная реакция на ионы Fe(II). Последние исследования показали, что по своему строению берлинской лазурь и ту
рибуллева соль идентичны.
ЛЕКЦИЯ 19. Подгруппа кобальта (Со)
Co
Ph
Jr
27
45
77
R, нм
3d74s2
4d85s1
5d76s2
0,125
0,134
0,135
γ, эв
7,87
7,46
9,1
ρ, г/см3
8,8
12,4
22,4
Тпл., °С
1492
1963
2450
1,5 10-3
1,7 10-7
8,5 10-9
Со встречается в природе как сопутствующий элемент в поли-металлических рудах. Наиболее распространен CoAsS (кобальтин). Характерная степень окисления – +2, +3. В комплексных соединениях К.ч. = 6,4.
Способ получения чрезвычайно трудоемкий, 1 этап концентрирован гидро– и пиро– металлургическими способами с последующим образованием оксидов, обработка оксидов минераль-ными кислотами.
(H2SO4) c последующим электролизом. Все эти элементы – металлы серебристо-белого цвета. Со имеет 2 аллотропн. модификации. До t° = 417° С – α – Ρо имеющ. .гексагонольную ориентацию кристаллическую решетку. При t>417° С – β – Ρо, имеющие гранецентрированную кубическую решетку.
Взаимодействие с О2 при t>300° С. при нагревании взаимодействует с С, В, N, галогенами и т.д. образованные соединения переменного состава Со не взаимодействуют со щелочами. С кислотами взаимодействуют значительно менее активны и сложнее Со.
Комплексные соединения Со
СО(0)
При взаимодействии Со с оксидом С при высокой температуре и давлении образуется С(СО)8.
Данное соединение при нагревании расплавляется с образованием химически чистого Со.
СО(II)
В водных растворах Со(II) существует в виде аквакомплекса, причем соединения (соли) его малиново-розового цвета. Со(II) в растворах определяется цветом аквакомплекса. При выпаривании водных растворов образуется:
