Железо. строение атома и проявляемые степени окисления. Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов. Гидролиз солей. Коррозия. Биологическая роль железа.
Fe 3d^6 4s^2
1. Устойчивые степени окисления: Fe – (+2), +3, (+6). Сравнивая электродные потенциалы перехода из со +3 в со +2 у Fe (0,72) и Co (1,92) делаем вывод, что Fe(III) более устойчив, чем Fe(II).
2. Взаимодействие с кислотами
HCl, H2SO4 (разб): M + 2H^+ = M^2+ + H2
HNO3 (разб 30%): Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O; HNO3(k), H2SO4(k): на холоде пассивируются, при нагревании: Fe + 6HNO3 = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O; Взаимодействие с щелочами – не реагируют
3. Корро?зия — это самопроизвольное разрушение металлов в результате химического или физико-химического взаимодействия с окружающей средой. Железо – металл средней химической активности (во влажном воздухе легко окисляется): 4Fe + 6H2O + 3O2 = 4Fe(OH)3; Fe^3+ + 3e = Fe (E = -0,12); Cu^2+ + 2e = Cu (E = 0,31) Cu – окислитель, поэтому он усиливает коррозию, Zn^2+ + 2e = Zn (E = 0,76) Zn – восстановитель, поэтому он ослабляет коррозию.
4. Соединения со +2.
Оксид FeО – тугоплавкий, не растворим в воде и щелочах, но реагирует с кислотами проявляя основные свойства: FeО + 2Н^+ = Fe^2+ + H2
Гидроксиды Fe(ОН)2 получают: Fe^2+ + 2OH^- = Fe(OH)2 это не очень слабый электролит, его соли слабо гидролизуются; он проявляют основные ствойства в реакциях нейтрализации с кислотами. Восстановительная способность от железа к никелю уменьшается: Fe(OH)2(белый) + O2 (воздуха) = Fe(OH)3 (бурый); Co(OH)2 (розовый) + H2O2 = Co(OH)3 (бурый); Ni(OH)2 (зеленый) + Br2 + OH^- = Ni(OH)3 (черный).
Соединения со +3.
Fe(OH)3. Основные свойства: Fe(OH)3 + 3H^+ = Fe^3+ + 3H2O; кислотные свойства: Fe(OH)3 + xOH^- = [Fe(OH)3+x]^-x+3 (условия: нагревание, концентрир. Щелочь) соединения Fe(III) проявляют окислительные свойства.
5. в нейтральных растворах соли железа (3) гидролизуются в заметной степени (окраска становится желто-коричневой)
6. Биологическая роль: железо присутствует в организмах всех растений и животных как микроэлемент, то есть в очень малых количествах (в среднем около 0,02%). Большая часть его является главным действующим элементом гемоглобина крови(участие в транспорте кислорода), остальное входит в состав ферментов других клеток, катализируя процессы дыханияв клетках. Недостаток железа проявляется как болезнь организма (хлороз у растений и анемия у животных).
43. комплексные соединения железа, кобальта, никеля. Свойства железа (II) и железа (III) в составе соли Мора и комплекного иона гексацианоферрата (II). Влияние комплексообразования на устойчивость степени окисления +3 у железа и кобальта.
Для железа (II) наиболее типично корд. Число 6 (октаэдрическое строение). В водных растворах существуют катионные аквакомплексы. При выпаривании из водных растворов обычно образуются кристаллогидраты, например, Соль мора: (NH4)2Fe(SO4)2*6H2O. Производные анионных комплексов Fe(II) – ферраты в большинстве малостойки и напоминают двойные соли. Наиболее устойчив цианидный комплекс [Fe(CN)6]^4-. Желтая кровяная соль K4[Fe(CN)6] используют для обаружения Fe^3+: FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + 3KCl. Получившееся вещество – берлинская лазурь.
Корд.число Fe(III) равно 6 и 4 (октаэдрич. и тетраэдрич. Строение). Анионные комплексы Fe(III) устойчивее и легче образуются, чем таковые для Fe(II). Так, свежеполученный Fe(OH)3 заметно растворяется в концентрированных щелочах образуя гексагидроксоферраты типа M3[Fe(OH)6] . Особо устойчив гексацианоферрат (III) – ион [Fe(CN)6]^3-. Наибольшее значеие из цианоферратов (III) имеет K3[Fe(CN)6] – красная кровяная соль. Она в частности является реактивом на ионы Fe^2+, дает с ними интенсиво-синий гексацианоферрат (III) калия-железа (II) (турнбуллева синь): FeCl2 + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + 2KCl, как показали исследования, турнбуллева синь и берлинская лазурь полностью идентичны, их кристаллы образованы полиядерными ионами [Fe2(CN)6]^- и ионами K^+.
У Co +2 устойчивые коодринац. Числа 6 и 4. Из катионных комплексов наиболее характеры ярко-розовые аквакомплексы [Co(H2O)6]^2+. Анионные комплексы Co (II) обычно тетраэдрические, окрашены в синий и фиолетовый цвета. образуются при взаимодействии соответствующих соединений Co с однотипными оснОвными соединениями. большинство призводных таких комплексов по устойчивости относятся к двойным солям. В СО +3 для Co характерны многочисленные катионные, анионные и нейтральные комплексы с корд.числом 6. Аквакомплексы нестабильны, так как являются сильными окислителями.
Большинство комплексов никеля (II) имеет октаэдрическое строение. Устойчивыми являются аква- и аминокомплексы. За счет последних гидроксид никеля может растворяться в присутствии аммиака и солей аммония: Ni(OH)2 + 6NH3 = [Ni(NH3)6](OH)2
Влияние комплексообразования на устойчивость степени окисления +3 у железа и кобальта. Гидратированный ион Co^3+ является очень сильным окислителем, способным окислять хлорид-ионы до хлора, а воду до кислорода. А Co^3+ в составе аммиачного комплекса не проявляет сколько-нибудь заметных окислительных свойств. Это связано с тем, что молекулы NH3 образуют с ионами Co^3+ гораздо более устойчивые комплексы, чем с Co^2+, то есть комплексообразование стабилизирует у кобальта степень окисления +3. Поэтому электродный потенциал полуреакции с участием комплексных ионов оказывается меньше электродного потенциала для аквакомплексов: [Co(H2O)6]^3+ + у = [Co(H2O)6]^2+ E= +1,92; [Co(NH3)6]^3+ + e= [CoNH3)6]^2+ E=+0,08. Точно также цианидный комплекс [Fe(CN)6]^3- усточивее комплекса [Fe(CN)6]^4-, электродный потенциал реакции [Fe(CN)6]^3- + e = [Fe(CN)6]^4- E=0,36 меньше чем электродный потенциал простых катионов 0,77. Поэтому железо (II) в ставе гексацианоферрата легко окисляется иодом (Е=0,54), тогда как отрицательная разность электродных потенциалов аналогичной реакции с гидратированным ионом железа 2+ свидетельствует о смещении равновесия влево.
Металлы 11 группы. Строение атомов, проявляемые степени окисления, физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды. Растворимость и гидролиз солей меди и серебра. Комплексные соединения. Биологическая роль меди.
Cu, Ag, Au (n-1)d^10 ns^1 (должно быть 9 электронов, но 10 более устойчиво, поэтому происходит переход)
1. Свойства: радиус растет (у Ag и Au равны), энергия ионизации растет. Характерные степени окисления: у меди +2 (+1), у золота +3(+1), у серебра +1. Элементы могут образовывать как катионные так и анионные комплексы. По мере повышения ст.ок. тенденция к образованию анионных комплексов возрастает. Все растворимые соединения ядовиты.
2. Простые вещества. Медь, серебро и золото – металлы красного, белого и желтого цветов. T плавления растет в ряду Ag-Au-Cu, а кипения – Ag-Cu-Au. Химическая активность невелика и убывает с ростом порядкового номера (об этом свидетельствуют энергии гиббса образования их бинарных соединений). Легче всего реагируют с галогенами (Cu при обычной t, остальные при нагревании). С кислородом непосредственно реагирует только медь (CuO, Cu2O), с серой Cu и Ag.
3. Взаимодействие с кислотами:
HCl, H2SO4 (разб) не реагируют
HNO3 (разб и конц), H2SO4 (конц) при нагревании: 3Cu + 8HNO3 (разб) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O; Cu(Ag) + 2HNO3 (конц) = Cu(Ag)(NO3)3 + NO2 + H2O
4. Взаимодействие с комплексообразователями
Сl^-: Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO + 2H2O
CN^-: 4Au(Cu,Ag) + 8NaCN + 2H2O + O2 = 4Na[Au(Cu,Ag)(CN)2] + 4NaOH
NH3: 2Cu + 8NH3 + 2H2O + O2 = 2[Cu(NH3)4](OH)2
5. Соединения Cu
СО +1. Cu2O, Cu2S, растворимость в ряду CuCl, CuBr, CuI уменьшается, а устойчивость увеличивается.
СО +2. Соединения проявляют кислотные: CuO(Cu(OH)2) + 2H^+ = Cu^2+ + H2O; и основные свойства: Cu(OH)2 + 2OH^-(конц) = [Cu(OH)4]^2-. Значит Cu(OH)2 амфотерен с преобладанием основных свойств. Растворимые соли меди(2) гидролизуются (CuCl2, CuBr2, CuSO4, Cu(NO3)2). СuS, CuCO3, Cu3(PO4)2 – не растворимы, CuI2 – не существует.
Соединения Ag
CO +1. Ag2O – не растворим. Гидроксид не сушествует: 2AgNO3 + 2KOH = Ag2O + 2HNO3 + H2O. Кислотные свойства: Ag2O + 2HNO3 (разб) = 2AgNO3 + H2O; основные свойства: Ag2O + 2OH^- = 2[Ag(OH)2]^-. Серебро способно образовывать и катионные комплексы: Ag2O + 4NH3 + H2O = 2[Ag(NH3)2]^+ + 2OH^-. Соли серебра не гидролизуются, плохо растворимы (кроме AgF, AgNO3)
6. Биологическая роль: Медь является необходимым элементом для всех высших растений и животных. Медь встречается в большом количестве ферментов. В крови большинства моллюсков и членистоногих медь используется вместо железа для транспорта кислорода. Некоторые соединения меди могут быть токсичны при превышении ПДК в пище и воде.