Головна

Загальна характеристика родини заліза

  1. C) загальна і особлива частини
  2. I ТЕХНІКО-ЕКСПЛУАТАЦІЙНА ХАРАКТЕРИСТИКА РЕГІОНУ ДОРОГИ
  3. I. Загальна характеристика
  4. I. ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ
  5. I. Характеристика основних напрямків комплексної системи роботи.
  6. I. Характеристика основних теоретичних підходів до вивчення теми, що склалися у вітчизняній історичній науці.
  7. II універсал УЦ Ради: его значення и загальна характеристика.

сімейство залізавходить до складу побічної підгрупи восьмий групи і є в ній першої тріадою, що включає в себе залізо, кобальти нікель. Ці елементи мають два електрона на зовнішньому шарі атома, всі вони є металами. За властивостями всі три елементи схожі між собою. Для них характерна ступінь окислення 2, 3, 4. Рідше виявляються більш високі ступені окислення. Жоден елемент з сімейства заліза не проявляє максимально окислення +8. Всі метали тріади утворюють різноманітні сполуки, проявляючи ступеня окислення +2 і +3. Прояв високого ступеня окислення і амфотерних властивостей характерно для заліза.

Температури плавлення елементів тріади заліза високі, проте, нижче, ніж у елементів, що знаходяться в серединах серій перехідних металів.

Залізо- Перший елемент в перехідних рядах, що має спарений електрон на внутрішній d-орбіталі. Сприяння електрони з такою орбіталі важче беруть участь в утворенні хімічного зв'язку, ніж неспарені. У тріади заліза існують особливості орбітального будови, які проявляються у вигляді магнітних і феромагнітних властивостей. В результаті орієнтованості атомів метали утворюють постійні магніти. Всі метали сімейства заліза виявляють електропозитивний поведінку. Інертні в середовищі окислювача, навіть кисню, так як утворюють оксидні плівки.

Хімічні властивості заліза:

1) взаємодіє з киснем при високих температурах;

2) оксиди в нижчого ступеня окислення MO;

3) при взаємодії з галогенами утворює галогеніди, дігалогеніди;

4) утворює комплексні сполуки;

5) утворює карбоніли- З'єднання, в яких перехідний метал утворює зв'язок з іоном металу або водню і координованими карбоніловимі групами(Пентакарбоніл кобальту [Co (CO) 5]);

6) взаємодіють з сіркою і сірководнем при нагріванні, утворюючи сульфіди.

Залізо- Другий (після алюмінію) за поширеністю метал, зустрічається у вигляді різних руд, придатних для переробки. З них отримують майже чистий Fe3O4, Який разом з вапняком і коксом використовується для виплавки чавуну в доменній печі.

кобальтвиділяють з руд, що містять багато миш'яку і деякої частки срібла, достатньої для промислової переробки.

нікель- В руді багато домішок: сульфіди нікелю, міді та заліза. Половина одержуваного нікелю витрачається у виробництві стали для підвищення її корозійної стійкості і твердості. Він використовується також для створення міцних покриттів на сталевих виробах.

58.

Підгрупа IVB. РОДИНА титану
ТИТАН, ЦИРКОНІЙ, ГАФНІЙ
 До перехідним металів відносяться також елементи сімейства титану Ti, Zr та Hf, що відрізняються дивовижною схожістю властивостей. Останні два елементи (Zr і Hf) особливо близькі за властивостями. Дійсно, Hf був відкритий завдяки рентгенографическому вивчення цірконіческіх матеріалів. Hf був першим елементом, відкритим методом рентгенографії, і відкритий він був через 140 років після відкриття цирконію. Тому всі значення атомної маси цирконію, певні до 1923, виявилися неточними, так як Zr фактично завжди містить деяку кількість гафнію. Близькі до нековалентним атомні радіуси Zr і Hf, а також подібна зовнішня електронна конфігурація d2s2 роблять зрозумілим велику схожість хімічних і багатьох фізичних властивостей. Поява у гафнію 32 протонів і близько 50 нейтронів (в залежності від ізотопного складу) в тому ж обсязі, що і у Zr, призводить до значно більшої щільності Hf в порівнянні з його попередником (див. Табл. 11). Всі три елементи підгрупи відносяться до істинних металів, проявляють хорошу електропровідність, мають позитивний електродним потенціалом, утворюють типові солі. Металічність в підгрупі дещо зростає від титану до гафнію. Всі ці метали мають стабільну ступінь окислення IV, проте хімічний зв'язок в їх галогенидах і деяких інших солях типово ковалентная. Вони можуть проявляти також ступінь окислення II і III, але з цих станів легко окислюються до ступеня окислення IV.
Титан. Титан дев'ятий за поширеністю елемент земної кори. Його руди дуже стійкі до звичайних реагентів. Розвиток металургії титану пояснюється виявленням у нього корисних властивостей здатністю утворювати корозійностійкі і термостійкі сплави. Звичайні відновники, такі, як кокс і вугілля, непридатні для виділення титану з його оксиду TiO2, так як при цьому утворюються дуже тугоплавкі і тверді карбіди титану типу TiC. Процес отримання титану полягає в пропущенні газоподібного Cl2 над TiO2 або FeTiO3 в присутності вуглецю. Утворений при цьому летючий тетрахлорид титану TiCl4 виділяється з системи, а потім його конденсують в рідину (т. Кип. 136 ° С) і очищають за допомогою перегонки. Відновлення тетрахлорида до металу проводять магнієм при 750900 ° С в інертному середовищі благородного газу, наприклад аргону. Ефективним відновником є ??також натрій. Утворений губчастий металевий титан необхідно спекать або нагрівати до високих температур для отримання пластичного масивного злитка. Чистий пластичний метал виходить і при відновленні тетраіодіда в водневому середовищі на нагрітої вольфрамової нитки. Для виробництва титанових сталей використовують титан, отриманий відновленням FeTiO3 вуглецем. Зазвичай метал отримують у вигляді ферротітанового сплаву, який додають в розплав стали без додаткового очищення. Добавки титану в сталь збільшують її міцність і ударну стійкість. Невелика щільність титану, корозійна стійкість і низький коефіцієнт теплового розширення дозволяють використовувати ці сплави в авіаційній і ракетній техніці. Проблемою для широкого застосування є швидке зменшення міцності титанової сталі при нагріванні. Крім того, при нагріванні на поверхні сплаву утворюються оксиди і нітриди, що збільшує ламкість. Карбіди, нітриди і бориди титану дуже тугоплавкі і тверді, тому їх застосовують в технології ріжучого і свердлильного інструменту.
Див. також
 МЕТАЛИ ЧОРНІ;
 сплави;
 АВІАЦІЙНО-КОСМИЧЕСКИЕ КОНСТРУКЦІЇ.
Цирконій і гафній. Руди цирконію і гафнію є силікати і оксиди. Методи вилучення і виділення цирконію і гафнію досить близькі до методів, що застосовуються в металургії титану. Чистий цирконій застосовується в атомній енергетиці, так як має дуже низьке перетин захоплення і поглинання нейтронів, а також високу термо- і корозійну стійкість. Добавки цирконію покращують властивості хромових сталей. Застосування гафнію в промисловості ускладнюється труднощами його відділення від цирконію і малої поширеністю в природі. Поділ гафнію і цирконію засновано на невеликому розходженні в розчинності фторокомплексов ZrF62і HfF62. Поділ металів можливо також методами іонного обміну і екстракції комплексних сполук.
Хімічні властивості. Існує певна різниця в хімічних властивостях титану, з одного боку, і цирконію та гафнію, з іншого. Всі метали IVB підгрупи реагують при нагріванні з киснем, утворюючи MO2. Діоксид титану TiO2 існує в природі у вигляді мінералу рутилу темнокоричневого речовини з домішками. TiO2 в промисловості отримують по реакції TiCl4 з лугом з подальшим прожарюванням для видалення води; одержуваний таким способом TiO2 є біле інертна речовина, широко застосовується як пігмент; воно не отруйна і завдяки міцній адгезії використовується в промисловості фарб. При гідролізі TiCl4 утворюється не справжній гідроксид Ti (OH) 4, а гідратований оксид, який існує в двох формах, a і b. При випаровуванні або розпиленні TiCl4 у вологому середовищі отримують димові завіси. При високій температурі TiO2 перетворюється на оксид титану (III) Ti2O3. Монооксид TiO виходить при прожаренні суміші Ti + TiO2. При сплаві TiIVO2 з підставами, наприклад, NaOH або Na2CO3, виходить титанат натрію Na2TiIVO3, що свідчить про амфотерности TiO2. Титан проявляє кілька слабші металеві властивості, ніж цирконій, так як TiCl4 майже не піддається гідролізу, утворюючи TiOCl2. Більш важкі метали підгрупи легко утворюють іони MO22 +.
 Zr і Hf теж утворюють діоксиди ZrO2 і HfO2, а також полуторні оксиди Zr2O3 і Hf2O3 і монооксиди ZrO і HfO. Однак тільки освіту диоксидов є загальним для всієї підгрупи. Гідроксиди Zr (OH) 4 і Hf (OH) 4, очевидно, не існує, але при взаємодії іонів цих металів з лугами утворюються гідратовані оксиди. Освіта гідроксидів з нижчими ступенями окислення металів не встановлено. Активність металів по відношенню до кисню, кислот і основ сильно залежить від чистоти металу. При дії сильних підстав на діоксиди утворюються цирконати MZrO3 і гафнатов MHfO3.
Галогеніди. Більшість галогенідів всіх трьох елементів відомо для всіх ступенів окислення металів. Наприклад, тетрахлорид титану TiCl4 виходить у вигляді безбарвного газу при обробці TiO2 хлором при підвищених температурах у присутності вуглецю. При конденсації утворюється рідина. TiCl4 схожий на SiCl4, але має більш високу температуру кипіння, що пояснюється різницею в будові молекул (у SiCl4 тетраедричних, а у TiCl4 спотворену структуру). При відновленні TiCl4 металевим натрієм виходить TiCl2. Трихлорид титану TiCl3 утворюється при відновленні TiCl4 воднем. Хлориди, броміди і йодиди всіх трьох металів в нижчих ступенях окислення інтенсивно забарвлені і нестійкі. Солі Ti (III) знаходять застосування в аналітичній хімії як відновники. Тетрагалогеніди легко приймають два галогенид-іона, утворюючи комплексні іони: TiCl4 + 2Cl <=> [[TiCl6]] 2
 Тетрафторид титану утворюється при обробці TiCl4 парами фтороводорода HF:
 TiCl4 + 4HF <=> TiF4 + 4HCl
 Серед інших галогенідів відомі TiI2, TiI3, TiI4, ZrI4.
Сульфіди. При обробці TiCl4 сірководнем на холоду утворюються TiS і сірка, а при нагріванні TiS2. Останній відновлюється воднем до Ti2S3, а при дії HNO3 на TiS2 утворюються з'єднання Ti (IV) і елементна сірка. Цирконій і гафній також утворюють моносульфід і дисульфіди.
Комплексоутворення. Збільшення металевого характеру важких членів сімейства проявляється в освіті цірконіл- і гафнію-іонів при гідролізі солей М (IV) у воді. Таке хімічна спорідненість маленьких за розміром з великим позитивним зарядом іонів сприяє утворенню численних комплексних з'єднань з органічними оксосполук. Особливо стійкі дікетонатние комплекси Zr (IV) та Hf (IV). Сильне комплексоутворювальну дія проявляється в освіті галогенідними комплексних іонів типу [[HfF7]] 3с незвично великим і рідкісним координаційним числом 7.58.

63.. У періоді зі зростанням Z відновні властивості металів зменшуються, досягаючи мінімуму у елементів ІВ групи. Важкі метали VIIIв і IВ груп за свою інертність названі благородними.

Окислювально-відновні тенденції з'єднань d-елементів визначаються зміною стійкості вищих і нижчих ступенів окислення в залежності від положення їх в періодичній системі. З'єднання з максимальним ступенем окислення елемента проявляють виключно окислювальні властивості, а з нижчою - відновлювальні. Mn (OH)2 легко окислюється на повітрі Mn (OH)2 + 1 / 2O2 = MnO2 + H2O. Сполуки Mn (IV) легко відновлюються до Mn (II): MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2+ 2H2O, але сильними окислювачами окислюється до Mn (VII). Перманганат-іон MnO4- може бути тільки окислювачем.

оскільки для d-елементів в межах підгрупи стійкість вищих ступенів окислення зверху вниз зростає, то окисні властивості сполук вищого рівня окислення різко падають. Так, сполуки хрому (VI) (CrO3, K2CrO4, K2Cr2O7) І марганцю (VII) (Mn2O7, KMnO4) - Сильні окислювачі, а WO3, Re2O7 і солі відповідних їм кислот (H2WO4, HReO4) Відновлюються ніяк.

На кислотно-основні властивості гідроксидів d-елементів впливають ті ж фактори (величина іонного радіусу і заряд іона), що і на гідроксиди p-елементів.

Гідроксиди нижчих ступенів окислення d-елементів зазвичай виявляють основні властивості, а відповідають найвищим ступеням окислення - кислотні. У проміжних ступенях окислення гідроксиди амфотерни. Особливо чітко зміна кислотно-основних властивостей гідроксидів при зміні ступеня окислення проявляється в соедіненінях марганцю. В ряду Mn (OH)2 - Mn (OH)3 - Mn (OH)4 - H2MnO4 - HMnO4 властивості гідроксидів змінюються від слабкої основи Mn (OH)2 через амфотерні Mn (OH)3і Mn (OH)4 до сильних кислот H2MnO4 і HMnO4.

У межах однієї підгрупи гідроксиди d-елементів однаковою мірою окислення характеризуються збільшенням основних властивостей при русі зверху вниз. Наприклад, в IIIВ групі Sc (OH)3 - Слабке, а La (OH)3 - Серйозна причина. Елементи IVВ групи Ti, Zn, Hf утворюють амфотерні гідроксиди Е (OH)4, Але кислотні властивості їх слабшають при переході від Ti до Hf.

64. З'єднання марганцю (VI) малостійкі, однак найбільш відоме з'єднання - манганат калію K2MnО4 - Стійкий в лужної середовищі. Він утворюється при відновленні перманганату калію в лужному середовищі, наприклад:

Взагалі для Mn6 + характерні наступні продукти окисно-відновних реакцій:

наприклад:

Перманганат калію.Вищу ступінь окислення 7 + марганець має в кислотному оксиді Мn2О7 і перманганату калію КМnO4. Остання речовина - кристали фіолетового кольору, добре розчинні у воді.

Перманганат калію - сильний окислювач. В кислої середовищі він відновлюється до іонів Мn2+:

в лужномусередовищі - до До2МnO4 (Див. Вище), а в нейтральноїсередовищі - до MnO2:

65. Залізо утворює 2 види оксидів і гідроксидів: FeO - оксид заліза (II) - чорний, Fe (OH)3-гідроксід заліза (II) - білий, виявляють основні властивості: Fe2O3оксиди заліза (III) - червоно-бурий, Fe (OH)3-гідроксід заліза (III) - бурий, проявляє амфотерні властивості. Fe2+, Fe3+. Розчинні солі іонів Fe2+, Fe3+ реагують при кімнатній температурі з розчинами лугів:

FeSO4 + NaOH

FeCl3 +3 NaOH

Оксид і гідроксид залоз (II) вступають в реакцію з кислотами

FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O

Fe (OH)2 + H2SO4 = FeSO4 + 2H2O

Оксид заліза (III) і гідроксид заліза (III) амфотерни, вступають в реакцію:

Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O

Fe2O3 + Na2O = 2NaFeO2

Fe (OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O

Fe (OH)3 + 3NaOH = Na3[Fe (OH)6]

Гідроксиди заліза (II) і (III) при нагріванні розкладаються:

Fe (OH)2= FeO + H2O

2Fe (OH)3= Fe2O3+ 3H2O

Білий осад гідроксиду заліза (II) на повітрі змінює забарвлення: спочатку зеленувата, потім бура. Катіони заліза (II) легко окислюються киснем повітря до катіона заліза (III).

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

65. Залізо утворює 2 види оксидів і гідроксидів: FeO - оксид заліза (II) - чорний, Fe (OH)3-гідроксід заліза (II) - білий, виявляють основні властивості: Fe2O3оксиди заліза (III) - червоно-бурий, Fe (OH)3-гідроксід заліза (III) - бурий, проявляє амфотерні властивості. Fe2+, Fe3+. Розчинні солі іонів Fe2+, Fe3+ реагують при кімнатній температурі з розчинами лугів:

FeSO4 + NaOH

FeCl3 +3 NaOH

Оксид і гідроксид залоз (II) вступають в реакцію з кислотами

FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O

Fe (OH)2 + H2SO4 = FeSO4 + 2H2O

Оксид заліза (III) і гідроксид заліза (III) амфотерни, вступають в реакцію:

Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O

Fe2O3 + Na2O = 2NaFeO2

Fe (OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O

Fe (OH)3 + 3NaOH = Na3[Fe (OH)6]

Гідроксиди заліза (II) і (III) при нагріванні розкладаються:

Fe (OH)2= FeO + H2O

2Fe (OH)3= Fe2O3+ 3H2O

Білий осад гідроксиду заліза (II) на повітрі змінює забарвлення: спочатку зеленувата, потім бура. Катіони заліза (II) легко окислюються киснем повітря до катіона заліза (III).

 4Fe (OH)2+ 2H2O + O2= 4Fe (OH)3

67.

68.

d-Елементи Частіше, ніж елементи головних підгруп, утворюють сполуки змінного складу (оксиди, гідриди, карбіди, силіциди, нітриди, бориди). Крім того, вони утворюють сплави між собою і з іншими металами, а також интерметаллические з'єднання.

для d-елементів характерний великий набір валентних станів (табл. 8.10) і, як наслідок цього, зміна кислотно-основних і окисно-відновних властивостей в широких межах.

З'єднання, в яких d-елементи знаходяться в нижчого ступеня окислення, утворюють кристали іонного типу, в хімічних реакціях проявляють основні властивості і є, як правило, восстановителями.

Окислювально-відновні тенденції з'єднань d-елементів визначаються зміною стійкості вищих і нижчих ступенів окислення в залежності від положення їх в періодичній системі. З'єднання з максимальним ступенем окислення елемента проявляють виключно окислювальні властивості, а з нижчою - відновлювальні.

Со (III) є сильним окислювачем.

[Co (OH2) 6] (+ 3) + e (-) = [Co (OH2) 6] (+ 2)

Окисні властивості хлору і кисню - окислення Co (II) в Co (III):
 2CoSO4+ Cl2+ 3NiCO3+ 3H2O = 2Co (OH)3+ 2NiSO4+ NiCl2+ 3CO2
 Co2+-1e = Co3+
 Cl20+ 2е = 2Cl-
 6CoCl2+ 1,5O2= 4CoCl3+ Co2O3
 Co2+-1e = Co3+
O20+ 4е = 2O2

69.

При нагріванні на повітрі вище 200 ° С залізо взаємодіє з киснем, утворюючи оксиди нестехіометріческого складу FexO, мелкодисперсное залізо згорає з утворенням змішаного оксиду заліза (II, III):

3Fe + 2O2 = Fe3O4.

Кобальт і нікель реагують з киснем при більш високих температурах, утворюючи в основному оксиди двовалентних елементів, що мають змінний склад залежно від умов отримання:

2Co + O2 = 2CoO,

2Ni + O2 = 2NiO.

З галогенами метали реагують, утворюючи галогеніди:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3,

Co + Br2 = CoBr2,

Ni + Cl2 = NiCl2.

Метали досить стійкі до дії фтору, нікель не руйнується фтором навіть при температурі червоного розжарювання.

При взаємодії з азотом при невисокій температурі залізо, кобальт і нікель утворюють нітриди різного складу, наприклад:

4Fe + N2 = 2Fe2N,

2Co + N2 = 2CoN,

3Ni + N2 = Ni3N2.

Взаємодія з сіркою екзотермічності і починається при слабкому нагріванні, в результаті утворюються нестехіометріческіе з'єднання, які мають склад, близький до ЕS:

Е + S = ЕS.

З воднем метали тріади заліза не утворюють стехиометрических з'єднань, але вони поглинають водень в значних кількостях.

З вуглецем, бором, кремнієм, фосфором також при нагріванні утворюють сполуки нестехіометріческого складу, наприклад:

3Co + C = Co3C,

2Ni + B = Ni2B,

Co + Si = CoSi,

3Fe + P = Fe3P.

70. Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O тут основні властивості

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O - а тут - кислотні властивості

З'єднання зі ступенем окислення заліза +3 виявляють окислювальні властивості, так як під дією відновників Fe+3 перетворюється в Fe+2:

Fe + 3 + 1e = Fe + 2.

2Fe+3Cl3 + 2KI = 2Fe+2Cl2 + 2KCl + I20

71.

Ti (3)

Ti2 (+3) O3 + H2SO4 (конц) = SO2 + H2O + Ti2 (SO4) 3

з'єднання Тi (4) має основні властивості.

Ti (+4) O2 + H2SO4 = TiOSO4 + H2O

CoCl2 + 7KNO2 + 2CH3COOH = K3 [Co (NO2) 6] v + NO + 2CH3COOK + 2KCl

Ступінь окислювання (III) є нестійкою для кобальту, тому гідроксид Co (III)

виявляє окисні властивості, навіть під впливом такого слабкого відновника

2Co (OH) 3 + 6HCl = 2CoCl2 + Cl2 ^ + 6H2O



електродні потенціали | Сполуки нікелю (III) виявляють

Періодичні властивості хімічних елементів | воднева зв'язок | іонна зв'язок | валентні кути | Просторова конфігурація молекул | енергія Гіббса | Рівновага в гетерогенних системах | Гідроліз за аніоном призводить до утворення гідроаніонов і гідроксид-іонів (середа розчину лужна). |

© um.co.ua - учбові матеріали та реферати