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

Железо

d- элемент VIII группы; порядковый номер – 26; атомная масса – 56; (26p₁¹; 30 n₀¹), 26ē. Электронная формула: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s². Металл средней активности, восстановитель. Основные степени окисления - +2, +3.

Железо и его соединения

Химические свойства

· 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;

· При высокой температуре (700–900º C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4H₂O –^{tº C}→ Fe₃O₄ + 4H₂↑;

· Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe + 3Br₂ –^{tº C}→ 2FeBr₃; Fe + S –^{tº C}→ FeS;

· 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.) –^{tº C}→ Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂↑ + 6H₂O;

Fe + 6HNO₃(конц.) –^{tº C}→ Fe(NO₃)₃ + 3NO₂↑ + 3H₂O;

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

· Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей: Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu↓

Соединения железа((II)

Гидроксид железа (II)- Fе(OH)₂

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 –^{tº C}→ 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⁺ + 3SO₄^2- +6K⁺ + 2[Fe(CN)₆]^3- → Fe₃[Fe(CN)₆]₂↓ + 6K⁺ + 3SO₄^2-;

3Fe²⁺ + 2[Fe(CN)₆]^3- → Fe₃[Fe(CN)₆]₂↓

Соединения железа(III)

Оксид железа (III)

Образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита: 4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑ или при прокаливании солей железа:

2FeSO₄ –^{tº C}→ Fe₂O₃ + SO₂↑ + SO₃↑

Fe₂O₃ - оксид, проявляющий амфотерные свойства:

Fe₂O₃ + 6HCl –^{tº C}→ 2FeCl₃ + 3H₂O; Fe₂O₃ + 6H⁺ –^{tº C}→ 2Fe³⁺ + 3H₂O;

Fe₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O –^{tº C}→ 2Na[Fe(OH)₄];

Fe₂O₃ + 2OH^- + 3H₂O –^{tº C}→ 2[Fe(OH)₄] ^-

Гидроксид железа (III)

Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (III):

выпадает в виде красно–бурого осадка:

Fe(NO₃)₃ + 3KOH → Fe(OH)₃↓ + 3KNO₃; Fe³⁺ + 3OH ^- → Fe(OH)₃↓

Fe(OH)₃ – более слабый электролит, 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. 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 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⁺

· 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↓

· При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe³⁺ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска тиоцианата железа(III): FeCl₃ + 3NH₄CNS → 3NH₄Cl + Fe(CNS)₃

(при взаимодействии же тиоционат ионов с 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 комплексных – +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 ––^{tº C}→ CoO + H₂O

Cсоединения 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 основный характер:

NiO + H₂SO₄ –^{tº C}→ NiSO₄ + H₂O;

NiCl₂ + 2NaOH → Ni(OH)₂↓ (зелёный) + 2NaCl;

Ni(OH)₂ + H₂SO₄ → NiSO₄ + 2H₂O

Гидроксид никеля (П) может давать комплексы с аммиаком:

Ni(OH)₂ + 6NH₃ → [Ni(NH₃)₆](OH)₂

 

ПОДГРУППА МАРГАНЦА

Побочная подгруппа VII группы

Свойства элементов подгруппы марганца

 

Атомный номер	Название	Электронная конфигурация	ρ, г/см3	ЭО	Атомный радиус, нм	Степень окисления
	Марганец Mn	[Ar] 3d54s2	7, 45	1, 6	0, 131	+2, +3, +4, +5, +6, +7
	Технеций Tc	[Kr] 4d55s2	11, 5	1, 36	0, 136	+2, +3, +4, +5, +6, +7
	Рений Re	[Xe] 4f145d56s2	20, 53	1, 46	0, 137	+3, +4, +5, +6, +7

Физические свойства:

Серебристо-белые, тугоплавкие металлы.

Химические свойства

· В ряду Mn – Tc – Re химическая активность понижается. Mn – металл средней активности, в ряду напряжений стоит до водорода и растворяется в соляной и серной кислотах:

Mn + 2H⁺ → Mn²⁺ + H₂↑

Re и Tc стоят в ряду напряжений после водорода. Они реагируют только с азотной кислотой:

3Tc + 7HNO₃ → 3HTcO₄ + 7NO↑ + 2H₂O;

· С увеличением степени окисления металлов у силивается кислотный характер оксидов и гидроксидов. (RO – основные; R₂O₇ – кислотные, им соответствуют кислоты HRO₄).

Марганец и его соединения

Марганец

Получение

Марганец получают алюмотермическим способом из природного соединения MnO₂: 3MnO₂ + 4Al → 2Al₂O₃ + 3Mn

Химические свойства

Mn - металл средней активности. На воздухе покрывается тонкой оксидной плёнкой. Реагирует с неметаллами, например, с серой:

Mn + S → MnS

Растворяется в кислотах: Mn + 2HCl → MnCl₂ + H₂↑. При этом образуются соединения двухвалентного марганца.

Соединения Mn(II)

Оксид марганца (II).MnO получается восстановлением природного пиролюзита MnO₂ водородом:

MnO₂ + H₂ → MnO + H₂O

Гидроксид марганца (II).Mn(OH)₂ - светло-розовое нерастворимое в воде основание:

MnSO₄ + 2NaOH → Mn(OH)₂↓ + Na₂SO₄;

Mn²⁺ + 2OH ^- → Mn(OH)₂

Легко растворимо в кислотах:

Mn(OH)₂ + 2HCl → MnCl₂ + 2H₂O; Mn(OH)₂ + 2H⁺ → Mn²⁺ + 2H₂O

На воздухе Mn(OH)₂ быстро темнеет в результате окисления:

2Mn(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 2[MnO₂ • 2H₂O]

При действии сильных окислителей наблюдается переход Mn²⁺ в MnO₄ ^-:

2Mn(OH)₂ + 5Br₂ + 12NaOH –^кат.CuSO4→ 2NaMnO₄ + 10NaBr + 8H₂O;

2Mn(NO₃)₂ + 5PbO₂ + 6HNO₃ → 2HMnO₄ + 5Pb(NO₃)₂ + 2H₂O;

2Mn(NO₃)₂ + 5NaBiO₃ + 16HNO₃ → 2HMnO₄ + 5NaNO₂ + 5Bi(NO₃)₃ + 7H₂O

Оксид марганца (IV). MnO₂ - тёмно-коричневый порошок, нерастворимый в воде. Образуется при термическом разложении нитрата марганца (II):

Mn(NO₃)₂ –^t°C→ MnO₂ + 2NO₂↑

При сильном нагревании теряет кислород, превращаясь в Mn₂O₃ (при 600°C) или Mn₃O₄ (при 1000°C). Сильный окислитель:

MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

При сплавлении с содой и селитрой образует манганат натрия тёмно - зелёного цвета:

MnO₂ + Na₂CO₃ + NaNO₃ –^t°C→ Na₂MnO₄ + NaNO₂ + CO₂↑

Манганаты могут быть получены также восстановлением перманганатов в щелочной среде:

Na₂SO₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + 2KOH → Na₂SO₄ + 2K₂Mn⁺⁶O₄ + H₂O

Гидролиз манганатов (реакция диспропорционирования) протекает по схеме:

3K₂MnO₄ + 2H₂O → 2KMnO₄ + MnO₂ + 4KOH;

3MnO₄^{2 -} + 2H₂O → 2MnO₄ ^- + MnO₂ + 4OH ^-

За способность обратимо менять окраску манганат калия называют " минеральным хамелеоном".

Оксид марганца (VII) Mn₂O₇ - тёмно-зелёная жидкость, кислотный оксид. Получают действием концентрированной серной кислоты на кристаллический KMnO₄ (марганцовая кислота HMnO₄ нестабильна):

2KMnO₄ + H₂SO₄ → Mn₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

При растворении Mn₂O₇ в щелочах образует перманганаты:

Mn₂O₇ + 2KOH → 2KMnO₄ + H₂O

Перманганат калия KMn⁺⁷O₄ - тёмно-фиолетовое кристаллическое вещество, растворимое в воде. При нагревании разлагается с выделением кислорода:

2KMnO₄ –^t°C→ K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑

MnO₄^{2 -} - сильный окислитель, в кислой среде восстанавливается до Mn²⁺, в нейтральной – до Mn⁺⁴O₂, а в щелочной – до Mn⁺⁶O₄^{2 -}.

 

ПОДГРУППА ХРОМА

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: