Лабораторные работы по "Неорганической химии"

Теоретическое введение

В VIII группу входят девять d-элементов, которые составляют три подгруппы — подгруппу железа (железо  Fe, рутений Ru, осмий Os), подгруппу кобальта (кобальт Со, родий Rh, иридий Ir) и подгруппу никеля (никель Ni, палладий Pd, платина Pt). Железо, кобальт, никель объединяют в семейство железа.

ПОДГРУППА ЖЕЛЕЗА

Для железа наиболее характерны степени окисления +2 и +3, известны также производные  железа, в которых его степень  окисления равна —2, 0, +4, +6 и +8. Для  элементов подгруппы железа характерны координационные числа 6 и 4. Железо — один из наиболее распространенных элементов в земной коpe. Оно входит в состав многочисленных минералов, образующих скопления железных руд. Железо имеет несколько модификаций.

Железо  — металл средней химической активности, В отсутствие влаги .в обычных условиях пассивируется на воздухе, но во влажном воздухе легко окисляется и покрывается ржавчиной.

3Fe +4Н₂О = Fe₃О₄ + 4Н₂

При нагревании (в особенности в  мелкораздробленном состоянии) взаимодействует  почти со всеми неметаллами. При  этом в зависимости от условий и активности неметалла образуются твердые растворы (с С, Si, N, В, Р, Н), металлоподобные соединения (Fe₃C, Fe₃Si, Fe₃P, Fe₄N, Fe₂N) или соли и солеподобные соединения (FeF₃, FeCl₃, FeS). Железо легко взаимодействует с разбавленными кислотами в отсутствие кислорода, образуя производные Fe (II):

Fe +2НCl = Fe Cl₂ + Н₂

В концентрированных  HN0₃ и H₂S0₄ пассивируется. В обычных условиях в щелочах железо не растворяется

СОЕДИНЕНИЯ ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ  ЖЕЛЕЗА

Металлические и металлоподобные соединения. Подобно другим d-элементам, железо с малоактивными неметаллами образует соединениятипа металлических. Так, с углеродом оно дает карбид состава Fe₃C (цементит), твердые растворы, эвтектические смеси (железа с углеродом,  железа  с  цементитом  и др.).  

Соединения Fe (0)

Fe + 5CO = Fe(CO)₅

Fe(CO)₅ + 4KOH = K₂[Fe(CO)₄] + К₂С0₃ + 2Н₂0

Соединения Fe (II). Для железа (II) наиболее типично координационное число 6, что соответствует октаэдрическому расположению связей в комплексах и структурных единицах. В присутствии влаги постепенно окисляются кислородом воздуха твердые FeC0₃ и FeS, например:

4FeS + 0₂ + 10Н₂О = 4Fe(OH)₃ + 4H₂S

Особо легко окисление идет в  щелочной среде. Так, Fe(OH)₂ в момент получения тотчас начинает переходить в Fe(OH)₃ , поэтому бледно-зеленый осадок быстро темнеет:

4Fe(OH)₂ + 0₂ + 2Н₂0 = 4Fe(OH)₃

Производные анионных комплексов железа (II) — ферраты (II) — в большинстве малостойки и напоминают двойные соли. К ним относятся, например, M₂[FeCl₄] и M₂[Fe(NCS)₄]. Для железа (II) наиболее устойчив и легко образуется цианидный комплекс [Fe(CN)₆]^4-

6KCN + FeS0₄ = K₄[Fe(CN)₆] + K₂S0₄

Желтая кровяная соль широко используется в аналитической практике для обнаружения ионов Fe³⁺:

Fe³⁺Cl₃ + K₄[Fe²⁺(CN)₆] = KFe³⁺[Fe²⁺(CN)₆] + 3KC1

Или    Fe³⁺ + [Fe(CN)₆]^4- = [Fe₂(CN)₆]^-

При этом образуется соединение интенсивно синего цвета — K[Fe₂(CN)₆], которое часто называют берлинской лазурью.

Соединения Fe (III). Координационные числа Fe (III) равны 6 и 4, что соответствует октаэдрической и тетраэдрической структурной единице (комплексу).

Основные  свойства Fe₂О₃ и Fe₂0₃-nH₂0 проявляют при взаимодействии с кислотами, образуя светло-фиолетовые аквакомплексы, [Fе(Н₂О)₆]³⁺.В нейтральных растворах соли Fe (III) гидролизуются в заметной степени, при этом окраска раствора становится желто-коричневой. Начальные стадии гидролиза можно описать уравнениями

[Fe(OH₂)₆]³⁺+ + Н₂0 [Fe(OH₂)₅OH]²⁺+ ОН₃⁺                                

[Fe(OH₂)₅OH]²⁺ + Н₂0 =  [Fe(OH₂)₄(OH)₂]⁺ + ОН₃⁺           

Анионные комплексы Fe(III) устойчивее и легче образуются, чем таковые для Fe(II). Так, свежеполученный Fe(OH)₃ (Fe₂0₃-nH₂0) заметно растворяется  в концентрированных щелочах,  образуя гексагидроксоферраты  (III) типа M₃⁺¹ [Fe(OH)₆].  При сплавлении Fe₂0₃ или Fe(OH)₃ со щелочами или карбонатами щелочных металлов образуются полимерные оксоферраты (III) типа MFe0₂ называемые ферритами:

Na₂C0₃ + Fe₂0₃ = 2NaFe0₂ + C0₂

Оксо- и гидроксоферраты (III) s-элементов (желтого или красного цвета) водой разрушаются, образуя Fe₂03*nH₂0.

Наибольшее значение из цианоферратов (III) имеет K₃[Fe(CN)₆] (красная кровяная соль). Эта соль, в частности, является реактивом на ионы Fe²⁺; дает с ними интенсивно-синий гексацианоферрат (III) калия-железа (II) (турнбуллева синь):

 

Fe²⁺Cl₂  +  K₃[Fe³⁺(CN)₆] = KFe²⁺[Fe³⁺(CN)₆] + 2KC1

 

Соединения Fe(VI)   Производные этих анионов образуются при окислении металлов или соответствующих соединений в сильнощелочной среде, при нагревании, например:

Fe₂0₃ + 3KN0₃ + 4КОН == 2K₂Fe0₄ + 3KN0₂ + 2H₂0

 

ПОДГРУППА КОБАЛЬТА

Высшая  степень окисления кобальта и  его аналогов ниже, чем у железа, рутения и осмия. Для кобальта наиболее типичны степени окисления +2, +3, Для элементов подгруппы  кобальта характерны координационные  числа 6 и 4

По химической активности кобальт  несколько уступает железу. В обычных  условиях он довольно устойчив, например кислородом начинает окисляться лишь при 300° С.

2Со + О₂ =  2СоО

 При нагревании взаимодействует  почти со всеми неметаллами,  образуя, как и железо, от солеподобных соединений (СоНа1₂) до соединений металлического типа (Со₃С, Со₂В, Co₂N), а также твердые растворы (с Н, В,). По отношению к кислотам кобальт также несколько устойчивее железа. С щелочами практически не взаимодействует.

Соединения Со(0). Для кобальта и его аналогов в степени окисления 0 известны карбонилы. Простейший карбонил кобальта Со₂(СО)₈

Соединения Со(II). Степень окисления +2 характерна для кобальта. При этой степени окисления у него устойчивы координационные числа 6 и 4

Оксид кобальта (II) СоО (серо-зеленые кристаллы) образуется при взаимодействии простых веществ или термическим разложением Со(ОН)₂, СоСОз...

2 Со(NO₃)₂ = 2 СоO + 4 NO₂ +O₂

 Галогениды  СоНа1₂ также образуются при взаимодействии простых веществ или обезвоживанием соответствующих кристаллогидратов. Дигалогениды (кроме CoF₂) растворимы в воде.

Гидроксид Со(ОН)₂ существует в виде синей и розовой модификаций. Синяя модификация получается при действии щелочей на соли Со (II) на холоду; при нагревании Со(ОН)₂ переходит в розовую модификацию. В воде Со(ОН)₂ не растворяется. По химической природе он, как и СоО, — амфотерное соединение, преимущественно проявляющее основные свойства.

Из катионных комплексов для  Со (II) наиболее характерны аквакомплексы [Со(ОН₂)₆]²⁺, придающие растворам ярко-розовую окраску. Эти катионы образуются при взаимодействии с кислотами кобальта, СоО, Со(ОН)₂.  Аммиакаты Со (II) устойчивее, чем Fe (II), но все же водой разрушаются:

[Co(NH₃)₆]Cl₂ + 2Н₂0 = Со(ОН)₂ + 4NH₃ + 2NH₄C1

При нагревании Со(ОН)₂ с концентрированными щелочами образуется [Со(ОН)₄]^2-:

2NaOH + Со(ОН)₂ = Na₂[Co(OH)₄]

Реакция образования синего тиоцианатокобальта (II) используется для определения кобальта (II) при анализе.    2KNCS + Co(NCS)₂ = K₂[Co(NCS)₄]

Соединения Со (Ш).   В степени окисления +3 для кобальта очень характерны многочисленные катионные, анионные и нейтральные комплексы, в которых они шестикоординационны.

Бинарные  соединения и соли для Со (III) нехарактерны Среди   кобальтатов (III)  весьма многочисленны и часто очень устойчивы соединения типа Ме⁺¹[Э(СN)₆]  и M₃⁺¹[Э(N0₂)₆].

 

ПОДГРУППА НИКЕЛЯ

Для никеля и палладия наиболее характерна степень  окисления +2, для никеля и его  аналогов наиболее устойчивы координационные  числа 4 (тетраэдр или квадрат) и 6 (октаэдр).

Никель  обычно содержится в сульфидных медно-никелевых  рудах 

По химической активности никель несколько  уступает железу и кобальту. С кислородом он начинает взаимодействовать при 500° С. При нагревании (в особенности  в измельченном состоянии) легко  окисляется галогенами, серой, селеном, фосфором, мышьяком, сурьмой и др. С большинством из них он, как  и другие d-элементы, образует нестехиометрические соединения переменного состава, многие из которых металлоподобны.

Ni + С1₂ = NiС1₂

По отношению к кислотам и  щелочам никель ведет себя подобно  железу и кобальту.

3 Ni + 4НNО_{3 РАЗБ}   =   2 NО + Ni (NО₃)₂ + 2Н₂О

СОЕДИНЕНИЯ ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ  НИКЕЛЯ

Металлические и металлоподобные  соединения. Никель с металлами VIII группы (кроме Ru и Os), марганцем и медью дает непрерывные твердые растворы. У никеля весьма разнообразны также интерметаллические соединения. Для Ni (0) получены комплексные цианиды K₄[Ni(CN)₄] Эти соединения — сильные восстановители; например, вытесняют водород из воды:

K₄[Ni (CN)₄] + 2Н₂0 = K₂[Ni (CN)₄] + 2КОН + Н₂

Соединения Ni (II) интенсивно окрашены. Оксид и гидроксид Ni (II) зеленого цвета. Получают NiO термическим разложением гидроксида, карбоната или нитрата Ni (II). Гидроксид Ni(OH)₂ образуется при действии щелочей на растворы соединений Ni (II) в виде объемистого зеленого геля, который при стоянии постепенно кристаллизуется. NiO и Ni(OH)₂ в воде не растворяются, но взаимодействуют с кислотами.

Из катионных комплексов никеля (II) устойчивы октаэдрические гексааква- и гексаамминокомплексы За счет образования аммиакатов Ni(0H)₂ легко растворяется в присутствии аммиака и солей аммония:

Ni(0H)₂ + 6NH₃ = [Ni(NH₃)₆](OH)₂

На образовании  устойчивых  аммиакатов  основаны   гидрометаллургические методы извлечения никеля и руд.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Выполнение  работы.

Цель работы: изучить свойства железа, кобальта, никеля в их соединениях.

Приборы и реактивы. Железо,цинк, соль мора, хлорид железа (III),лакмус, хлорид кобальта(II), хлорид никел(II), бромная вода, сероводородная вода. Растворы: соляной кислоты 2 н., серной кислоты 2 н., азотной кислоты 2 н., едкой щёлочи 2 н., пероксида водорода 3%-ный, гексацианоферрата(II) калия 0,5 н., гексацианоферрата (III) калия 0,5 н., роданида калия ( или аммония) 0,01 н., иодида калия 0,01 н., хлорида железа (III) 0,5 н., перманганата калия 0,5 н., гидроксида натрия 2 н., аммиака 25%-ный, нитрата кобальта (II) 0,5 н., нитрата никеля (II) 0,5 н.,хлорида кобальта (II) 0,02 н., родантда аммлния насыщ., сульфата аммония 0,5 н.

ЖЕЛЕЗО

Опыт  № 1.

  Взаимодействие железа с кислотами.

В четыре пробирки налили по пять капель следующих кислот: 2 н. HCl, 2 н. H₂SO₄, концентрированную H₂SO₄, 2 н. HNO₃. В каждую пробирку положили кусочек железной стружки. Пробирку с концентрированной серной кислотой нагрели. Затем в каждую пробирку добавили по капле 0,01 н. раствора роданида калия. Растворы окрасились в красный цвет в пробирках с концентрированной серной и азотной кислотами, это вызванной тем, что в них присутствуют ионы Fe³⁺.

 

1. Fe+2HCl =FeCI₂+H₂    - цвет раствора бледно розовый.
2. Fe+H₂SO₄=FeSO₄+H₂ -цвет раствора серый.
3. 2Fe+6H₂SO_4(K)=Fe₂(SO₄)₃+3SO₂+6H₂O  -цвет раствора красный.
4. Fe+4HNO₃=Fe(NO₃)₃+NO+2H₂O  - цвет раствора тёмно красный.

            Fe³⁺+3SCN^-=Fe(SCN)₃

 

Опыт №2.

  Характерные реакции на ионы железа.

А) Взаимодействие солей железа (II) с гексацианоферратом (III) калия.

Приготовили в пробирке соль Мора (NH₄)₂SO₄×FeSO₄×6H₂O и добавили каплю раствора гексацианоферрата (III) калия (красная кровяная соль).

 

 (NH₄)₂SO₄×FeSO₄×6H₂O +K₃[Fe(CN)₆]=KFe[Fe(CN)₆]+ (NH₄)₂SO₄+6H₂O+K₂SO₄

Цвет осадка синий.

Б) Взаимодействие солей железа (III) с гексацианоферратом (II) калия.

Поместили в  пробирку 2-3 капли раствора хлорида  железа (III) и добавили одну каплю раствора гексацианоферрата (II) калия (желтая кровяная соль).

FeCl₃+K₄[Fe(CN)₆]= KFe[Fe(CN)₆]+3KCl