ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ VIII В ГРУППЫ (СЕМЕЙСТВО ЖЕЛЕЗА)

ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ VIII В ГРУППЫ (СЕМЕЙСТВО ЖЕЛЕЗА)

Побочная подгруппа 8 группы охватывает триады d – элементов. Первая триада: Fe, Co, Ni.

Вторая триада: Ru (рутений), Rh (родий), Pd (палладий).

Третья триада: Os (осмий), Ir (иридий), Pt (платина).

Все они представляют собой металлы. Сравнение физических и химических свойств элементов VIII группы побочной подгруппы показывает, что Fe, Co, Ni очень сходны между собой и в тоже время сильно отличаются от элементов двух других триад. Поэтому их обычно выделяют в семейство железа. Остальные 6 элементов VIII группы объединяются под общим названием платиновых металлов.

Семейство железа

Электронные формулы: Fe [Ar] 4 s 2 3 d 6 Co [Ar] 4 s 2 3 d 7 Ni [Ar] 4 s 2 3 d 8

Железо один из наиболее распространенных элементов в земной коре (4, 65%). Встречается в виде скоплений железных руд, и очень редко встречается самородное железо. Находится в природе в свободном состоянии только в метеоритах.

Железо входит в состав следующих минералов: Fe 2 O 3 ð красный железняк Fe 2 O 3 ∙ H 2 O ð бурый железняк Fe 3 O 4 ð магнитный железняк Fe CO 3 ð шпатовый железняк Fe. S 2 ð железный колчедан (пирит)

Fe(II) может образовывать комплексные соединения. Координационное число для Fe (II) = 6. При растворении в воде солей Fe (II) образуется [Fe(H 2 O)6] 2+ - октаэдрический комплексный катион. При взаимодействии : Fe 2+ + 2 CN¯ → Fe(CN)2 ↓ белый осадок который в избытке CN¯ растворяется: Fe(CN)2 + 4 CN¯→ [Fe(CN)6 ] 4‾

Наиболее широко применяется K 4 [Fe(CN)6 ] ∙ 3 H 2 O – желтая кровяная соль. Она служит реактивом для качественного обнаружения Fe 3+. 4 Fe 3+ + 3[Fe(CN)6 ] 4‾ → Fe 4 [Fe(CN)6 ]3 ↓ интенсивно синего цвета осадок, мало растворим, берлинская лазурь Fe. Cl 3 + K 4 [Fe(CN)6 ] → KFe [Fe(CN)6 ] ↓+ 3 KCl Известно комплексное соединение [Fe(NH 3)6] Cl 2 устойчивое в твердом состоянии.

Биологическая роль Fe в организме - важнейшими хелатными соединениями Fe 2+ является так называемый гем, входящий в состав гемоглобина, который выполняет в организме функцию переносчика кислорода. Комплексы Fe входят в состав железосодержащих ферментов (каталаза, пероксидаза), которые ускоряют окислительно-восстановительные реакции в организме.

Соли Fe(II) – восстановители. 10 Fe S O 4 +2 KMn. O 4 + 8 H 2 SO 4→ 5 Fe 2 (S O 4 )3 + 2 Mn. SO 4 +K 2 SO 4 +8 H 2 O Эта реакция лежит в основе количественного определения солей Fe 2+ методом перманганатометрии. Fe (II) образует соли почти со всеми анионами. Распространенной солью является (NH 4)2 Fe (SO 4)2∙ 6 H 2 O – соль Мора, она более устойчива к окислению кислородом воздуха, чем соль Fe. SO 4∙ 7 H 2 O.

Соединения Fe (III) Fe 2 O 3 - красно-бурый порошок, нерастворимый в воде, входит в состав краски охры, амфотерный. спекание Fe 2 O 3 + 6 HCl → 2 Fe. Cl 3 + 3 H 2 O Fe 2 O 3 + 2 Na. OH → 2 Na Fe. O 2 + H 2 O феррит натрия Fe. Cl 3 + 3 Na. OH → Fe(OH)3 + 3 Na. Cl

Fe(OH)3 – очень слабое основание, обладает аморфными свойствами. Доказать аморфные свойства Fe(OH)3 можно: Fe(OH)3 + 3 HCl → Fe. Cl 3 + 3 H 2 O Fe(OH)3 + 3 Na. OH → Na 3[Fe(OH)6] H 3 Fe. O 3 – ортожелезистая кислота HFe. O 2 – метажелезистая кислота Fe(OH)3 + 3 HCl + 3 H 2 O → [Fe(H 2 O)6]Cl 3

Соли Fe(III) гидролизируются сильнее, чем соли Fe (II), при этом окраска растворов становится желто-коричневой. Например, гидролиз соли Fe. Cl 3: [Fe(H 2 O)6]3+ + H 2 O = [Fe(H 2 O)5 OH]2+ + H 3 O+ к. о. с. о. с. к. [Fe(H 2 O)5 OH]2+ + H 2 O = [Fe(H 2 O)4 (OH) 2]+ + H 3 O+ к. о. с. к. [Fe(H 2 O)4 (OH) 2]+ + H 2 O = [Fe(H 2 O)3 (OH) 3] + H 3 O+ к. о. с. к.

Комплексные соединения Fe(III) Для Fe 3+ особо устойчив комплексный ион - [Fe(CN)6]3 -. Широко используется соль K 3[Fe(CN)6] – красная кровяная соль. Она служит реактивом на Fe 2+: 3 Fe 2+ + 2[Fe(CN)6]3 - → Fe 3[Fe(CN)6]2 турнбулева синь Fe. Cl 2 + K 3[Fe(CN)6]3+ → KFe[Fe(CN)6] + 2 KCl Соединения Fe(III) – окислители и восстановители: 2 Fe. Cl 3 + H 2 S → 2 Fe. Cl 2 + S + 2 HCl окислитель Fe 2 O 3 + 3 KNO 3 + 4 KOH → 2 K 2 Fe. O 4 + 3 KNO 2 + 2 H 2 O восстановитель

Качественной реакцией на Fe 3+ - позволяющей отличить его от Fe 2+ является взаимодействие с SCN ─ : Fe 3+ + 6 SCN─ → [Fe(SCN)6]3─ красного цвета Широко используются соли: Ø NH 4 Fe(SO 4 )2 ∙ 12 H 2 O - железоаммонийные квасцы. Ø Fe 2(SO 4 )3∙ 10 H 2 O - кристаллогидрат сульфата железа

Соединения Fe (VI) Для соединений Fe (VI) известна H 2 Fe. O 4 – железная кислота, но она не может быть выделена, так как мгновенно разлагается с выделением O 2. устойчивые соли ее – ферраты. Они образуются при окислении Fe(OH)3 в щелочной среде сильными окислителями: 2 Fe(OH)3 + 3 Br 2 + 10 KOH → 2 K 2 Fe. O 4 + 6 KBr + 8 H 2 O феррат калия

Ферраты, кристаллические вещества, имеют окраску от пурпурно-красной до фиолетовой, при нагревании разлагаются. Ферраты – сильные окислители, сильнее, чем KMn. O 4 : 2 K 2 Fe. O 4 + 2 NH 4 OH → 2 Fe(OH)3 + N 2 + 4 KOH +2 +3 +6 Fe. O Fe 2 O 3 H 2 Fe. O 4 Fe(OH)2 H 3 Fe. O 3 Основные Амфотерные Кислотные свойства, восстановитель окислитель, окислитель восстановитель

Кобальт

Был получен в 1735 году шведским химиком Брандтом. В природе чисто кобальтовые руды встречаются редко. Распространенным является Co. ASS – кобальтовый блеск (кобальтин) минерал. Степени окисления - +2, +3, +5. Блестящий белый с сероватым оттенком металл. По сравнению с Fe более тверд и хрупок. В обычных условиях он довольно устойчив. При нагревании взаимодействует почти со всеми неметаллами. К кислотам кобальт несколько устойчивее железа, HNO 3 – пассивирует, с водой, со щелочами практическими не взаимодействует.

Соединения кобальта (II) Co. O (II) – серо-зеленые кристаллы. Получают термическим разложением Co. CO 3 → Co. O + CO 2 холод При действии: Co. Cl 2 + Na. OH → Co. OHCl↓ + Na. Cl синий осадок основной соли а при нагревании: Co. OHCl + Na. OH → Co(OH)2↓ + Na. Cl розовый цвет 4 Co(OH)2 + 2 H 2 O + O 2 → 4 Co(OH)3↓ бурый осадок Co(OH)2 - в воде не растворим.

При действии соли Co 2+ и избытка NH 4 OH в присутствии NH 4 Cl образуются : [Co(NH 3)6]2+ → [Co(NH 3)6]3+ легко окисляется в аммиакат Co(III) Для Co 2+ характерно координационные числа 6 и 4. В водном растворе Co 2+ образует высокоспиновые катионные октаэдрические комплексы [Co(H 2 O)6]2+.

Аквакомплексы [Co(H 2 O)6]2+ розового цвета. Эта же окраска характерна для кристаллогидратов Co. Cl 2 ∙ 6 H 2 O, Co. SO 4∙ 6 H 2 O, но безводная соль Co. Cl 2 – синего цвета. Анионные комплексы Co 2+ обычно имеют тетраэдрическую структуру [Co Cl 4]2─, которые имеют синюю и фиолетовую окраску. Аналитической качественной реакцией на ионы Co 2+ : Co. Cl 2 + 4 NH 4 SCN → (NH 4)2[Co(SCN)4] + 2 NH 4 Cl ярко-синего цвета тетратиоциоцианокобальтат (II) аммония

Соединения кобальта(III) Известно ограниченное число простых соединений Co 3+. Они не устойчивы, обладают окислительными свойствами и легко гидролизуются. • Co 2 O 3 – черные кристаллы, окисляют HCl до Cl 2: Co 2 O 3 + 6 HCl → Co. Cl 2 + 3 H 2 O • Co(OH)3 образуется при окислении Co(OH)2: 4 Co(OH)2 + O 2 + 2 H 2 O → 4 Co(OH)3 2 Co(OH)2 + Na. Cl. O + H 2 O → 2 Co(OH)3 + Na. Cl

Амфотерные свойства Co(OH)3 выражены гораздо слабее, чем у Fe(OH)3. При действии на Co(OH)3 кислород содержащих кислот, соли Co 3+ не образуются, а выделяется O 2 и соль Co 2+: 4 Co(OH)3 + 4 H 2 SO 4 → 4 Co. SO 4 + 10 H 2 O + O 2↑ При обезвоживании Co(OH)3 нагреванием не получается Co 2 O 3, а образуется Co 3 O 4 – это смешанный оксид Co. Co 2 O 4. этот оксид сильный окислитель.

sp 3 d 2 – гибридизация, если лигандом является H 2 O, то образуется внешнеорбитальный высокоспиновый комплекс. d 2 sp 3 – гибридизация, если лигандом является CN- , то образуется внутримолекулярный низкоспиновый комплекс. Многочисленность комплексных соединений Co 3+ обусловлены наличием изомерии к. с. кобальта.

Например: гидратная [Co(NH 3)4 Cl 2] Cl ∙ H 2 O – розовый [Co(NH 3)4 Cl∙ H 2 O] Cl 2 – коричневый ионизационная [Co(NH 3)5 SO 4] Br – красный [Co(NH 3)5 Br] SO 4 – красно- фиолетовый геометрическая (пространственная) NH 3 NO 2 ↑ (NH 3)2 ← Co → (NO 2)2 (NH 3)2 ← Co → (NH 3)2 ↓ NH 3 NO 2 транс-изомер, коричневый цис-изомер, желтый

Никель

Впервые был получен в 1751 г. Кронштадтом. Никель довольно распространен на земле. Содержится обычно в сульфидных медно- никелевых рудах, но встречается и в самородном состоянии Ni. S. Ni – блестящий белый с серебристым оттенком металл. По химической активности уступает Fe и Co. С кислородом начинает взаимодействовать при 5000 С. при нагревании легко взаимодействует с галогенами, S, P, N. По отношению к кислотам и щелочам ведет себя подобно Fe и Co. Степень окисления - +2, +3, +4 (не характерна).

Соединения Ni (II) Ni. O (II) – оксид, зеленые кристаллы, нерастворимые в воде, образуются при термическом разложении карбоната никеля Ni. CO 3 → Ni. O + CO 2 Ni. O применяется в качестве катализатора и зеленого пигмента в керамической промышленности. Ni. Cl 2 + 2 Na. OH → Ni(OH)2↓ + 2 Na. Cl зеленый Ni(OH)2 плохо растворяется в воде и концентрированных растворах щелочей, растворяется в NH 4 OH: Ni(OH)2 + 6 NH 4 OH → [Ni(NH 3)6](OH)2 + 6 H 2 O

Из катионных комплексов Ni 2+ устойчивы октаэдрические аква и аминокомплексы. Аквакомплекс [Ni(H 2 O)6]2+ имеет ярко-зеленую окраску, образуется при растворении в воде солей Ni 2+. Такая же окраска характерна для шестиводных кристаллогидратов солей никеля - Ni. SO 4 ∙ 6 H 2 O. Безводные соли Ni 2+ обычно желтого цвета, например: Ni. Cl 2, Ni. SO 4. Аминокомплекс [Ni(NH 3)6]2+ имеет интенсивно синюю окраску. Известно также много комплексов Ni 2+ с кратным числом = 4. Причем комплексы со слабовзаимодействующими лигандами имеет форму тетраэдра [Ni. Cl 4]2 -, а с сильным – плоского квадрата [Ni(CN)4]2 -.

Соединения Ni (III) Ni(OH)3 зеленого цвета, проявляет основные свойства, не окисляется кислородом воздуха, поэтому получить Ni(OH)3 можно только действием очень сильных окислителей: 2 Ni(OH)2 + Br 2 + 2 KOH → 2 Ni(OH)3 + 2 KBr черный

Соединения Ni (IV) Соединений Ni 4+ известно немного. Это неустойчивые соединения, окислители. Из соединений Ni 4+ наиболее распространены никелаты – Na 2 Ni. O 3.

Применение в медицине

Препараты элементарного железа, Fe (II), Fe (III) принимаются внутрь для лечения анемий. Ø железо восстановительное Ø железа (II) сульфат Ø железа (III) глицерофосфат Ø железа (II) лактат Ø железа (II) аскорбинат Кобальт используется в виде препаратов «Коамид» . «Цианокобаламин» назначается для лечения анемий, для усвоения препаратов железа. В виде глюконата кобальт входит в состав железосодержащего препарата «Ферковен» . Радиоактивный изотоп Co 60 дает мощное гамма-излучение, он и применяется в медицине для разрушения злокачественных опухолей (кобальтовая пушка).

Благодарю за внимание!!!