Елементи побічної підгрупи VIII групи (Fe–Ru–Os)

Размещено на http://www.allbest.ru/

Елементи побічної підгрупи VIII групи (Fe - Ru - Os)

ПЛАН

1 Положення в періодичній системі. Загальна характеристика

2 Прості речовини

3 Характеристичні сполуки

1 ПОЛОЖЕННЯ В ПЕРІОДИЧНІЙ СИСТЕМІ. ЗАГАЛЬНА ХАРАКТЕРИСТИКА

Fe, Ru, Os - кожен у своєму періоді є першим d-елементом, в яких починається заповнення перед зовнішнього енергетичного рівня другим електроном (спарювання). Тому вони є родоначальниками підсіместв d-елементів.

Ці елементи утворюють дві родини:

Fe - фероїди;

Ru, Os - платиноїди.

Електронна конфігурація зовнішніх електронних шарів цих елементів:

(n - 1) s² (n - 1) p⁶ (n - 1)d⁶ ns2

Таблиця - Хімічний символ: Fe - Ru - Os

Назва	Ферум	Рутеній	Осмій
Валентні е	3d64s2	4d75s1	5d66s2
Ar	збільшується
Ra(нм)	збільшується
Ri (нм)	збільшується
Ri (нм)	збільшується
tплав. (?)	збільшується
tкип. (?)	збільшується
Ч(%)	зменшується
p(г?см3)	Збільшується

Поширеність у природі.

Fe: він посідає четверте місце після Оксигену, Силіцію, Алюмінію. Переважно перебуває у зв'язаному стані.

Fe₃O₄ - магнітний залізняк (магнетит);

Fe₂O₃ - червоний залізняк (гематит);

Fe₂O₃ ·H₂O - бурий залізняк (гідрогеніт);

FeCO_{3 -} сидерит у сидерових рудах;

FeS_{2 -} пірит;

FeAsS - арсенопірит;

Fe (з домішками Co і Ni) - в метеоритах;

Fe - в біосфері в складі гемоглобіну.

Ru, Os: в сполуках трапляються завжди разом вільному стані (самородні з домішками Ir і Pt).

Ступені окиснення:

Fe: найхарактерніші +2, +3; але відомі сполуки де він проявляє-2, 0, +4, +6.

Ru: +4, +6, +7, +8.

Os: +6, +8.

Кординаційні числа:

можуть мати 4 і 6.

2 ПРОСТІ РЕЧОВИНИ

Фізичні властивості.

Fe: сріблясто-біле, стійке на повітрі завдяки оксидній плівки, у високодисперсному стані - пірофорбний (здатний самозайматися на повітрі), провляє магнітні властивості. Хімічно чисте залізо - м'який пластичний метал, м'якший за золото і срібло, легко кується, прокатується, зварюється. Залізо існує у вигляді чотирьох алотропних видозмін (б, в, г,д), які при різних температурах переходять одна в одну.

б-Fe(до 770°)>в-Fe(до 910°)>г-Fe(до 1390°)>д-Fe(до 1536°)

В б, в, д видозміні залізо має об'ємно центрові кубічні решітки, а в г воно має гранецентрові кубічні решітки. б видозміна має феромагнітні властивості, а всі інші парамагнітні властивості.

Ru, Os: білі блискучі метали, вони належать до благородних металів, за кімнатної температури не піддаються корозії, кристалізуються у гексогональних щільних градках. З цієї підгрупи металів Os найтугоплавкіший і найважчий, а Ru найрідкісніший.

Добування.

Fe: для технічних цілей потрібне в основному залізо, що містить близько 1% вуглецю (сталь). Його добувають:

Спочатку з руди (коксу і агломерату - відповідно підготовлену руду, спечену з флюсами) виплавляють чавун у доменних печах (доменне виробництво).

1. Відновлення.

Fe⁺³ ? Fe⁺²·Fe⁺³ ? Fe⁺² ? Fe⁰

2. Утворення газу.

С + O₂> CO₂

3. Утворення шлаку.

C + CO₂> 2CO

CaCO₃ + SiO₂> CaSiO₃

Сумарне рівняння виплавляння чавуну:

Fe₂O₃ + 3CO > 2Fe + 3CO₂

А потім з чавуну виплавляють сталь:

- кисневоконвертерним способом:

C + O2> CO2

S + O2> SO2

- мартенівським способом;

- електроспособом:

4P + 5O₂ > 2P₂O₅

2Fe + O₂ > 2FeO

Утворення шлаку цими способами:

SiO₂ + MnO > MnSiO₃

3CaO + P₂O₅ > Ca₃(PO₄)₂

Сумарне рівняння виплавляння сталі:

FeO + Mn > Fe + MnO

Конвертерний спосіб значно дешевший і використовується ширше, однак якість сталі цим способом нижча ніж мартенівським. А електричний спосіб є сучасним.

Ru, Os: переробляють добуті природні сплави відмивання їх від пустої породи і розділенням суміші металів.

Хімічні властивості.

Fe: метал середньої активності.

Взаємодіє з простими речовинами.

+O₂ (при нагріванні) яскраво горить з утворенням оксиду (залізної окалини)

3Fe + O₂ > Fe₃O₄ (Fe₂O₃·FeO)

+Hal (при нагріванні) сухий хлор з залізом не взаємодіє Cl₂

+S (при нагріванні)

+P (при нагріванні)

+С, Si, B, N, H (при нагріванні) утворює тверді розчини.

З складними речовинами.

+ H₂O

+H₂O + O₂

+кислоти неокисники ( включаючи розбавлену сульфатну кислоту )

+кислоти окисники (пасивує)

+солі (відновлює менш активні метали з розчину їх солей)

Ru, Os: метали низької активності.

Взаємодіє з простими речовинами:

+ O₂ (при нагріванні в порошкоподібному вигляді)

Ru + O₂ > RuO₂ (t° RuO₄)

Os + O₂ > OsO₄

З складними речовинами:

+кислоти окисники (в порошкоподібному вигляді)

Os + 8HNO₃ > OsO₄ + 8NO₂^+4H₂O

+ окиснюються гіпохлоритами

Ru (Os) + KClO₃ + 2NaOH > Na₂Ru (Os) O₄ + 3HCl + H₂O

Fe, Os, Ru - каталізатори, Os і Ru ще корозійностійкі.

3 ХАРАКТЕРИСТИЧНІ СПОЛУКИ

Fe виявляє малу активність стосовно вуглецю, він утворює з ним Fe₃C - цементит - твердий розчин:

- якщо C + г-Fe > аустеніт;

- якщо C + б-Fe > ферит.

При повільному охолоджені (відпуску)аустеніт розкладається на цементит і феррит, тоді сталь стає м'якою. При швидкому охолоджені аустеніт перетворюється в тверду сталь.

W(C) > 2% - чавун

W(C) < 2% - сталь

W(C) < 0,3% - м'яка сталь

Характерне утворення карбонілів діючи оксидом карбону (II) на порошкоподібні метали за підвищеного тиску і температури (100-200°С):

Fe + 5CO > Fe(CO)₅ - жовта летка рідина.

Ru(CO)₅, Os(CO)₅ - безбарвні рідини, при нагріванні руйнуються, що допомагає для їх очищення.

Карбоніли амфотерні сполуки, тому можуть проявляти як окисні властивості, так і відновні:

Fe⁰(CO)₅ + I₂ > [Fe⁺²(CO)₄] I₂ + CO;

відновник

Fe⁰(CO)₅ + 4KOH > K₂[Fe^-2(CO)₄] + K₂C⁺⁴O₃ + 2H₂O

окисник

Всі карбоніли дуже отруйні, вони мають молекулярні кристалічні градки, практично нерозчинні у воді, але добре розчиняються в органічних розчинниках.

+2

Fe⁺² - к.ч. = 6 (октаедрична будова)

Оксид: FeO - чорний порошок (структура типу NaCl).

Гідроксид: Fe(OH)₂ - біла речовина (за відсутності повітря), утворюється внаслідок дії лугів на розчини солей Феруму (ІІ):

FeSO₄ +2 NaOH > Fe(OH)₂ + Na₂SO₄

Саме так відбувається реакція без доступу повітря. У протилежному разі ферум (ІІ) гідроксид легко окиснюється до ферум (ІІІ) гідроксиду:

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O > 4Fe(OH)₃v

Оксиди і гідроксиди мають амфотерні властивості, але дуже слабко виражені, тому проявляють переважно основні властивості:

+ кислота:

FeO + 2HCl = FeCl₂ + H₂O

Fe(OH)₂ + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂O

+Луг:

FeO з лугами не взаємодіє. Fe(OH)₂, якщо він свіжодобутий і під час кип'ятіння реагує з концентрованим розчином лугу:

Fe(OH)₂ + 2NaOH > Na₂[Fe(OH)₄] ( натрій тетрагідроксиферат(ІІ) )

+ O₂ (волога) > Fe(OH)₃

Галогеніди: FeCl₂

Сульфід: FeS

4FeS + O₂ + H₂O > 4Fe(OH)₃ + 4H₂S

Комплексні сполуки:

[Fe(H₂O)₆] ⁺², [FeF₆] ^-4[Fe(CN)₆] ^-4 Me₂⁺¹[FeCl₄], Me⁺²[Fe(NCS)₄]

Найстійкішими комплексними сполуками є ціаніди.

Fe(CN)₂ + 4KCN > K₄[Fe(CN)₆]

3K₄[Fe(CN)₆] + 4FeCl₃ > Fe₄[Fe(CN)₆]_3v + 12KCl

(NH₄)₂Fe(SO₄)₂·6H₂O - сіль Мора, білий або світло-голубий порошок.

FeSO₄ ·7H₂O - залізний купорос, кристали блідо-зеленого кольору.

K₄[Fe(CN)₆] - жовта кров'яна сіль.

Fe₄[Fe(CN)₆]₃ - берлінська блакить, синього кольору, використовується як фарба.

В аналітичній хімії для кількісного визначення [Fe(H₂O)₆] ⁺² виконують реакцію:

елемент хімічний залізо рутеній осмій

5[Fe(H₂O)₆] ⁺² + MnO₄^- + 8H₃O⁺ > 5[Fe(H₂O)₆] ⁺³ + [Mn(H₂O)₆]⁺² + 6H₂O (обезбарвлення)

Для Ru, Os стійкими є лише Me₄⁺¹[E(CN)₆]

+3

Для всіх можливо кординаційне число як 4 (тетраедичної будови) так і 6 (октраєдричної будови).

Fe

Оксид: Fe₂O₃ - червоно-коричневого кольору, досить стійкий і розкладається лише за температури понад 1400°C утворюючи Fe₃O₄ , амфотерний.

Fe₃O₄ (FeO·Fe₂O₃) (Fe⁺²(FeO₂)₂)- феррит, чорного кольору, проявляє магнітні властивості.

+ сіль, якщо відбувається сплавляння:

Fe₂O₃ + Na₂CO₃ > 2NaFeO₂ + CO₂

Метаферат

+ луг, якщо відбувається сплавляння:

Fe₂O₃ + 2NaOH > 2NaFeO₂ + H₂O

Ферит

Під дією води ферити повністю гідролізують:

NaFeO₂ + 2H₂O > Fe(OH)₃v+ NaOH

Гідроксид: Fe(OH)₃ або (xFe₂O₃ ·yH₂O) - бурого кольору, погано розчиний у воді, амфотерний.

+ луг

Fe(OH)₃ + 3NaOH > Na₃[Fe(OH)₆]

+ кислота

Fe(OH)₃ + 3HCl > FeCl₃ + 3H₂O

Гідроксид утворює стійкі солі сильних, багатьох середніх і навіть слабких кислот. Солі сильних кислот здебільшого добре розчиняються у воді і кристалізуються з молекулами води:

FeCl₃ ·6H₂O

Fe(NO₃)₃ 6H₂O

MeFe(SO₄)₂ 12H₂O - залізні квасці

Солі: утворені дуже слабкою основою, тому сильно гідролізують, внаслідок чого їхні розчини набувають бурого забарвлення, але комплексні солі практично не гідролізують і значно важче відновлюються.

FeCl₃.

Комплекси: [Fe(H₂O)₆]⁺³ - кординаційне число 6, світло-фіолетового кольору, гідролізуються:

[Fe(H₂O)₆]⁺³ + H₂O ? [Fe(H₂O)₅OH]⁺² + H₃O⁺ полімеризація, багатоядерні атоми

Me⁺¹₃[FeF₆], Me⁺¹[FeCl₄], [Fe(CN)₆]^-3 - ціанідні комплекси є дуже стійкі:

2K₄[Fe(CN)₆] + Cl₂ > 2K₃[Fe(CN)₆] + 2KCl

K₃[Fe(CN)₆] - червона кровяна сіль, використовується для виявлення йонів Fe⁺², утворює турнбуляєву синь.

3FeCl₂ + 2K₃[Fe(CN)₆] > Fe₃[Fe(CN)₆]₂ + 6KCl

Якісною реакцією виявлення йонів Fe³⁺ є утворення забарвлених у червоний колір роанідних комплексів від [Fe(SCN)(H₂O)₅]²⁺ до [Fe(SCN)₆]^3-.

Сполуки Fe⁺³ - є окисниками:

FeCl₃ + 6HI > 2FeI₂ + I₂ + 6HCl

тому не можна добути їхні сульфіди шляхом осадження з водних розчинів неможливо. Під дією H₂S на розчин солей металів (ІІІ) утворюється суміш MeS і S:

3H₂S + 2Fe⁺³ > 2FeS + S + 6H⁺

Для Ru, Os стійкими є лише Me₃⁺[E(CN)₆] і Me⁺[ECl₆].

+4

Для Fe лише Me₂⁺²FeO₄ - оксоферати, чорні порошки.

Ru, Os

Оксиди: RuO₂, OsO₂ - чорно-коричневого кольору, нерозчинні у воді.

Галогеніди: OsCl₄

Сульфіди: OsS₄, RuF₆

Комплекси: Me₂[ECl₆], Me₂⁺[EO₂Hal₄]

Взаємодіють з хлоридною кислотою:

EO₂ + 6HCl > H₂[ECl₆] + 2H₂O

+6

Галогеніди:EHal₆

Комплекси: для Fe і Ru EO₄^2- , а Os [OsO₂(OH)₄]^2-.

Під дією сильних окисників у лужному середовищі на Fe(OH)₃ або Fe₂O₃ утворюються ферати:

2Fe(OH)₃ + 3Br₂ + 10KOH > 2K₂FeO₄ + 6KBr + 8H₂O

Fe₂O₃ + 3KNO₃ + 4KOH > 2K₂FeO₄ + 3KNO₂ + 2H₂O

Подібні хроматам

Сильні окисники !

2FeO₄^2- + 2Cr³⁺ + 2H⁺ > 2Fe³⁺ + Cr₂O₇^2- + H₂O

Але аніон комплексний і оксоруменати проявляють менші окисні властивості:

K₂[OsO₂(OH)₄] + O₂ > OsO₄ + 4KOH + 2H₂O

2NaRuO₄ + 2H₂SO₄ > 2Na₂SO₄ + 2RuO₂ + O₂ + H₂O

H₂EO₄ і EO₃ - не отриманні.

+8

Ru, Os

Оксиди: RuO₄ (оранжевого кольору), OsO₄ (безбарвного кольору) - легкоплавкі тверді речовини, молекулярної решітки, ці оксиди не утворюють гідроксидів, легко випаровуються за кімнатної температури, вони отруйні, подразнюють слизові оболонки органів дихання та очей через окиснювану дію на білкові речовини. OsO₄ - розчиняється у воді, що свідчить про здатність Осмію підвищувати своє кординаційне число, тому здатний утворювати продукти приєднання з лугами і фторидами:

OsO₄ + 2KOH > K₂[OsO₄(OH)₂]

OsO₄ + 2HF > K₂[OsO₄F₂]

OsO₄ + KOH + NH₃ > K[OsO₃N] + 2H₂O

Добування:

Na₂RuO₄ +Cl₂ > RuO₄ + 2NaCl

Застосування:

Fe. У хімічній промисловості залізо використовується як каталізатор у багатьох синтезах, у медицині - як засіб проти недокрівя. В електротехніці - як матеріал для осердя електромагнітів та якорів електромашин, для пластин акомуляторів. Не менш важливе значення мають сполуки Феруму та сплави заліза - чаву і сталь. Вони становлять основу сучасної техніки і сільськогосподарського машинобудування, транспорту і засобу зв'язку, космічних кораблів та й всієї сучасної промисловості і цивілізації.

Os. Для підвищення твердості платинових сплавів, для добування надтвердих і не кородуючих сплавів. Всі платинові метали використовуються як католізатори в органічному синтезі.

Размещено на Allbest.ru