Proprietăți și contraindicații ale feratului de sodiu. Dezvoltarea unei metode eficiente de obținere a feratelor (vi) ai metalelor alcaline

d- element din grupa VIII; număr de serie - 26; masa atomică - 56; (26p11; 30n01), 26ē

1s22s22p63s23p63d64s2

Metal cu activitate medie, agent reducător.

Principalele stări de oxidare - +2, +3

Fierul și compușii săi

Proprietăți chimice

1) În aer, fierul se oxidează ușor în prezența umezelii (rugină):

4Fe + 3O2 + 6H2O® 4Fe(OH)3

Un fir de fier încălzit arde în oxigen, formând sol - oxid de fier (II, III):

3Fe + 2O2® Fe3O4

2) La temperaturi ridicate (700–900°C), fierul reacţionează cu vaporii de apă:

3Fe + 4H2O –t°® Fe3O4 + 4H2

3) Fierul reacționează cu nemetale atunci când este încălzit:

Fe + S –t°® FeS

4) Fierul se dizolvă ușor în acizi clorhidric și sulfuric diluat:

Fe + 2HCl® FeCl2 + H2

Fe + H2S04(dec.) ® FeS04 + H2

În acizii oxidanți concentrați, fierul se dizolvă numai atunci când este încălzit.

2Fe + 6H2SO4(conc.) –t°® Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Fe + 6HNO3(conc.) –t°® Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

(la rece, acizii azotic și sulfuric concentrați pasivează fierul).

5) Fierul deplasează metalele în dreapta lui într-o serie de solicitări din soluțiile sărurilor lor.

Fe + CuSO4 ® FeSO4 + Cu¯

Compuși feroși

Hidroxid de fier (II).

Se formează prin acțiunea soluțiilor alcaline asupra sărurilor de fier (II) fără acces la aer:

FeCl + 2KOH® 2KCI + Fe(OH)2¯

Fe(OH)2 este o bază slabă, solubilă în acizi tari:

Fe(OH)2 + H2S04® FeS04 + 2H20

Fe(OH)2 + 2H+® Fe2+ + 2H2O

Când Fe (OH) 2 este calcinat fără acces la aer, se formează oxid de fier (II) FeO:

Fe(OH)2 –t°® FeO + H2O

În prezența oxigenului atmosferic, un precipitat alb de Fe (OH) 2, oxidant, devine maro - formând hidroxid de fier (III) Fe (OH) 3:

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O® 4Fe(OH)3

Compușii de fier (II) au proprietăți reducătoare, sunt ușor transformați în compuși de fier (III) sub acțiunea agenților oxidanți:

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 ® 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O

6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 ® 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O

Compușii de fier sunt predispuși la formarea complexă (număr de coordonare = 6):

FeCI2 + 6NH3® CI2

Fe(CN)2 + 4KCN ® K4 (sare galbenă de sânge)

Reacție calitativă pentru Fe2+

Sub acțiunea hexacianoferratului de potasiu (III) K3 (sare roșie din sânge) asupra soluțiilor de săruri feroase, se formează un precipitat albastru (turnbull blue):

3FeSO4 + 2K3 ® Fe32¯ + 3K2SO4

3Fe2+ + 3SO42- +6K+ + 23- ® Fe32¯ + 6K+ + 3SO42-

3Fe2+ + 23- ®Fe32¯

Compuși ferici

Oxid de fier (III).

Se formează în timpul arderii sulfurilor de fier, de exemplu, în timpul arderii piritei:

4FeS2 + 11O2 ® 2Fe2O3 + 8SO2

sau la calcinarea sărurilor de fier:

2FeSO4 –t°® Fe2O3 + SO2 + SO3

Fe2O3 - oxid bazic, care prezintă într-o mică măsură proprietăți amfotere

Fe2O3 + 6HCl –t°® 2FeCl3 + 3H2O

Fe2O3 + 6H+ –t°® 2Fe3+ + 3H2O

Fe2O3 + 2NaOH + 3H2O –t°® 2Na

Fe2O3 + 2OH- + 3H2O® 2-

Hidroxid de fier (III).

Se formează prin acțiunea soluțiilor alcaline asupra sărurilor de fier feric: precipită sub formă de precipitat roșu-brun

Fe(NO3)3 + 3KOH® Fe(OH)3¯ + 3KNO3

Fe3+ + 3OH-® Fe(OH)3¯

Fe(OH)3 este o bază mai slabă decât hidroxidul de fier (II).

Acest lucru se explică prin faptul că Fe2+ are o sarcină ionică mai mică și o rază mai mare decât Fe3+ și, prin urmare, Fe2+ reține ionii de hidroxid mai slabi, adică. Fe(OH)2 se disociază mai ușor.

În acest sens, sărurile de fier (II) sunt ușor hidrolizate, iar sărurile de fier (III) sunt foarte puternic hidrolizate. Pentru o mai bună înțelegere a materialelor din această secțiune, se recomandă vizionarea videoclipului (disponibil doar pe CDROM). Culoarea soluțiilor de săruri de Fe(III) se explică și prin hidroliză: în ciuda faptului că ionul Fe3+ este aproape incolor, soluțiile care îl conțin sunt colorate galben-maro, ceea ce se explică prin prezența hidroxoionilor de fier sau Fe(OH). )3 molecule, care se formează prin hidroliză:

Fe3+ + H2O « 2+ + H+

2+ + H2O « + + H+

H2O « Fe(OH)3 + H+

Când este încălzită, culoarea se întunecă, iar când se adaugă acizi, devine mai deschisă datorită suprimării hidrolizei. Fe (OH) 3 are o amfoteritate slab pronunțată: se dizolvă în acizi diluați și în soluții alcaline concentrate

Fe(OH)3 + 3HCI® FeCI3 + 3H20

Fe(OH)3 + 3H+® Fe3+ + 3H2O

Fe(OH)3 + NaOH® Na

Fe(OH)3 + OH-® -

Compușii de fier (III) sunt agenți oxidanți slabi, ei reacționează cu agenți reducători puternici:

2Fe+3Cl3 + H2S-2 ® S0 + 2Fe+2Cl2 + 2HCl

Reacții calitative pentru Fe3+

1) Sub acțiunea hexacianoferratului de potasiu (II) K4 (sare galbenă din sânge) asupra soluțiilor de săruri ferice se formează un precipitat albastru (albastru de Prusia):

4FeCl3 +3K4 ® Fe43¯ + 12KCl

4Fe3+ + 12Cl- + 12K+ + 34- ® Fe43¯ + 12K+ + 12Cl-

4Fe3+ + 3 4- ®Fe43¯

2) Când se adaugă tiocianat de potasiu sau amoniu la o soluție care conține ioni de Fe3+, apare o culoare roșie intensă a tiocianatului de fier(III): FeCl3 + 3NH4CNS « 3NH4Cl + Fe(CNS)3 (când interacționează cu tiocianații de Fe2+, soluția rămâne aproape incoloră) .

Ferrații sunt săruri care conțin anionul ferat FeO42-. Corespunde acidului de fier H2FeO4, care nu există sub formă liberă. De regulă, au o culoare violet.Conținut

Proprietăți

Ferratele sunt cei mai puternici agenți oxidanți. Potențialul redox al ionului ferat

FeO42- + 8H+ + 3e- = Fe3+ + 4H2O E0 = +2,2V

FeO42- + 4H2O + 3e- = Fe(OH)3 + 5OH- E0 = +0,72V

ÎN mediu acid se descompune cu eliberarea de oxigen:

4FeO42- + 20H+ = 4Fe3+ + 3O2 + 10H2O

Ferratele se descompun, de asemenea, lent într-un mediu neutru:

4FeO42- + 10H2O = 4Fe(OH)3 + 3O2 + 8OH-

Solubilitatea feraților este apropiată de cea a sulfaților. Deci, feratul de potasiu este solubil destul de bine, iar feratul de bariu este insolubil.

Aplicație

Fiind agenți oxidanți puternici, ferrații oxidează ușor poluanții organici și au efect antiseptic. Cu toate acestea, spre deosebire de clor, acestea nu formează produse toxice. Prin urmare, ferații sunt din ce în ce mai folosiți în tratarea apei și tratarea apei.

chitanta

Există mai multe moduri de a sintetiza ferați.

Prima metodă este oxidarea hidroxidului de fier (III) cu clor sau hipoclorit într-un mediu puternic alcalin:

2Fe(OH)3 + 3Cl2 + 10OH- = 2FeO42- + 6Cl- + 8H2O

2Fe(OH)3 + 3ClO- + 4OH- = 2FeO42- + 3Cl- + 5H2O

A doua metodă este electroliza unei soluții alcaline pe un anod de fier:

Fe + 2KOH + 2H2O = K2FeO4 + 3H2

Întrebarea #72
Cobaltul și nichelul sunt elemente din grupa VIIIB (9, 10). Configurații electronice

niveluri de valență: Co - 3 d 74s 2, Ni - 3 d 84s 2. Cobaltul și nichelul se caracterizează prin grade

+2 și +3 oxidare, iar în soluții apoase gradul cel mai stabil este

oxidare +2.

Substanțe simple Co și Ni sub formă de pulbere prezintă un nivel destul de ridicat

activitate faţă de acizi. Ca urmare a interacțiunii lor cu acizii,

săruri cu o stare de oxidare de +2. Sărurile de cobalt sunt de culoare roz datorită

formarea unui complex acvatic 2–, iar soluțiile apoase de săruri de Ni sunt colorate în verde

datorită prezenţei ionului 2–.

E + 2HCI = CoCl2 + H2

E + H2SO4 = CoSO4 + H2

3E + 8HNO3(razb.) = 3Co(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Acidul azotic concentrat la rece pasivează Co și Ni. Protectie la incalzire

filmul este distrus și ambele metale reacționează cu acidul azotic concentrat:

E + 4HNO3 (conc.) = E (NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O

Cu oxigenul, cobaltul și nichelul formează oxizi de OE cu proprietăți de bază. Acești oxizi sunt

se dizolvă în apă, nu interacționează cu alcalii, dar reacționează ușor cu acizii,

formând săruri E(II).

Sărurile de Co(II) sau Ni(II) sunt cel mai adesea utilizate pentru sinteza hidroxizilor corespunzători,

de exemplu:

ECl2 + NaOH = E(OH)2↓ + NaCl

La primirea hidroxidului de cobalt (II) din săruri, se formează mai întâi un precipitat albastru

săruri bazice puțin solubile Co(OH)nX2-n⋅ X H2O și apoi hidroxid roz Co(OH)2.

Apariția unei culori albastre poate fi explicată și prin formarea hidroxidului de cobalt.

compoziţia 3Co(OH)2⋅2H2O, care se formează împreună cu sărurile bazice. Cu mai departe

adăugând alcali ca urmare a deshidratării și îmbătrânirii, își schimbă culoarea de la albastru la

Hidroxidul de cobalt(II) prezintă semne ușoare de amfoteritate cu predominant

proprietăți de bază. Se dizolvă ușor în acizi (cu formarea de săruri de Co(II)) și

dizolvarea în alcali merge cu mare dificultate. Cu toate acestea, prezența proprietăților acide ale Co(OH)2

confirmată de existenţa hidroxocomplexului 2-.

Hidroxidul de Co(II) este oxidat foarte lent de oxigenul atmosferic și se transformă în hidroxid

Co(III) de culoare maro:

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

În prezența agenților oxidanți mai puternici, cum ar fi peroxidul de hidrogen, procesul de oxidare

Co(II) merge mult mai repede:

2Co(OH)2 + H2O2 = 2Co(OH)3

O reacție calitativă la ionul Co(II) este reacția de formare a complexului său nitro

Culoarea galbena.

CoCl2 + 7KNO2 + 2CH3COOH = K3 ↓ + NO + 2CH3COOK + 2KCl

Starea de oxidare (III) este instabilă pentru cobalt, deci hidroxidul de Co(III).

prezintă proprietăți oxidante, chiar și sub influența unui agent reducător atât de slab ca

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

Hidroxid de nichel (II), de culoare verde, asemănător ca proprietăți acido-bazice cu

hidroxid Co(II). Este ușor solubil în acizi și practic insolubil în alcalii.

Expunerea prelungită a alcalinelor la precipitatul de Ni(OH)2 duce la formarea unui complex hidroxo

compoziție nedefinită cu formula condiționată 2−.

Hidroxidul de nichel(II) nu este oxidat la Ni(OH)3 nici de oxigenul aerului, nici de peroxid.

hidrogen. Pentru a-l oxida, este necesar un agent oxidant mai puternic, de exemplu, brom:

2Ni(OH)2 + 2NaOH + Br2 = 2Ni(OH)3 + 2NaBr

Nichelul și cobaltul în stările de oxidare +2 și +3 formează un număr mare de complexe

conexiuni. Complexele lor cationice cele mai stabile sunt complexele acvatice și

amoniac, precum și complexe în care liganzii sunt organici polidentați

molecule precum dimetilglioximatul. Formarea unui complex insolubil

dimetilglioximatul roșu aprins este reacție calitativă pentru nichel (II):

H3C O− …HO CH3

C=N N=C

 Ni2+ 

C=N N=C

H3COH…..O− CH3

NiCl2 + 2NH4OH + 2(CH3CNOH)2 = (CH3CNO)4H2N+ 2NH4Cl + 2H2O (reacția Chugaev)

Cobaltul și nichelul formează un număr mare de săruri insolubile, dintre care multe,

de exemplu, fosfații pot fi sintetizați folosind reacții de schimb în soluții apoase:

3MeCl2 + 4Na2HPO4 = 2Me3(PO)4 + 8NaCl + HCl

Carbonați medii de Co(II) sau Ni(II) prin adăugarea unui carbonat de metal alcalin la soluțiile lor

sarea nu este disponibilă. Datorită hidrolizei crescute în prezența ionilor de carbonat,

există procese cu formarea de carbonați bazici slab solubili și nu medii:

2CoCl2 + Na2CO3 + 2H2O → (CoOH)2CO3↓ + 2NaCl + 2HCl

2NiCl2 + Na2CO3 + 2H2O → (NiOH)2CO3↓ + 2NaCl + 2HCl

Întrebarea 73. caracteristici generale elemente din familia platinei.

Subgrupul de platină include 6 metale de tranziție. În funcție de numărul de electroni din orbitalii 4d3s (Ru, Rh, Pd) și 5d6s (Os, Ir, Pt) și prin analogie cu proprietățile fizico-chimice, toate elementele grupului 8B sunt împărțite în trei subgrupe:

1) Ru- Os 2) Rh- Ir 3) Pd- Pt Raza atomică a tuturor celor 6 elemente variază într-un interval mic: 134pm (Ru) – 139pm (Pt). Acest lucru determină apropierea proprietăților tuturor celor 6 elemente.

În seria electrochimică, toate metalele de platină vin după hidrogen. În ceea ce privește electronegativitatea, toate elementele grupului sunt mai aproape de nemetale decât de metale. Prin urmare, compușii acestor elemente prezintă amfoteritate, exprimată în grade diferite. Hidroxizii nu tuturor acestor elemente sunt solubili atât în ​​acid, cât și în alcali. Cu toate acestea, elementele familiei platinei formează nu numai complexe cationice, ci și anionice. Compușii stabili de valență pentru elementele familiei platinei sunt după cum urmează: ruteniu-4,6,8, Rodiu - 3,4; paladiu - 2,4, osmiu-4,6, iridiu-3,4, platină -2,4.

Hidroxizii elementelor în stare tetravalentă există în format MO 2 *nH 2 O unde n=2 (pentru platină 2 și 3). Conținutul de apă depinde de temperatură, cu cât temperatura este mai mare, cu atât mai puțină apă.

Hidroxizii de reniu, paladiu și platină se dizolvă în acizi și alcalii

PtO2*3H2O + 2NaOH → Na2 + H2O

PtO 2 * 3 H 2 O + 6HCl → H 2 + 5H 2 O

În condiții normale, metalele de platină nu interacționează cu agenți oxidanți atât de puternici precum F2, Cl2, O2. Reactivitatea scăzută a substanțelor elementare este determinată de energia mare de legare din rețeaua cristalină. Același motiv determină punctul de topire ridicat și valorile mari densității.

Doar platina reacţionează fără încălzire cu un amestec oxidant de acizi.

3Pt + 18HCl + 4HNO 3 \u003d 3H 2 + 4NO + 8H 2 O

Sau cu acid clorhidric în prezența oxigenului

Pt + 6HCl + O 2 \u003d H 2 + 2H 2 O

Toate metalele din familia platinei, cu excepția iridiului, trec în starea de 4 valență atunci când sunt topite cu amestecuri oxidante alcaline, de exemplu:

Ru + 2KOH + 3KNO 3 → K 2 RuO 4 + 3KNO 2 + H 2 O

Iridiul se prezintă într-o formă trivalentă.

Când sunt încălzite, metalele de platină reacţionează cu NaCl sau HCl într-un curent de clor, ceea ce duce la formarea unui complex.

Ir + 2NaCl +2Cl2 →Na2

Platina poate forma un complex de cianuri atunci când este încălzită.

Pt+ 6KCN+4H2O→K2 + 4KOH +2H2

Elementele din familia platinei formează compuși complecși cu numere de coordonare de 4 și 6. Cele mai studiate sunt complexele de cianuri, halogenuri și amoniac. Compușii complecși pot fi cationici, anionici sau neutri.

Complex cationic

2NH3 =

Neutru

Cl2 +2HCl \u003d + 2NH4Cl

Anionic cationic

Cl 2 + K 2 \u003d [Pt (NH 3) 4] + 2KCl

Întrebarea 74.d - elemente ale primului grup. Caracteristicile generale ale grupului. Proprietățile fizice și chimice ale substanțelor simple.

În grupa 1B (grupa cuprului) se găsesc metalele de tranziție Cu, Ag, Au, care au o distribuție similară a electronilor, determinată de fenomenul de „rupere” sau „eșec” a electronilor.

Fenomenul de „scurgere” este un transfer simbolic al unuia dintre cei doi electroni s de valență la subnivelul d, care reflectă reținerea neuniformă a electronilor externi de către nucleu.

Trecerea unui electron s la nivelul exterior duce la stabilizarea subnivelului d. Prin urmare, în funcție de gradul de excitație, atomii din grupa 1B pot dona de la 1 la 3 electroni pentru formarea unei legături chimice. Ca rezultat, elementele grupului 1B pot forma compuși cu stări de oxidare +1, +2, +3. Cu toate acestea, există diferențe: pentru mei, cele mai stabile stări de oxidare sunt +1 și +2, pentru argint +1 și pentru aur +1 și +3. Cele mai caracteristice numere de coordonare din acest grup sunt 2,3,4.
Elementele grupului 1B sunt relativ inerte. În seria electrochimică, ele stau după hidrogen, care se manifestă prin capacitatea lor slabă de reducere. Prin urmare, în natură, se găsesc în formă nativă.

Proprietățile de restaurare și de bază scad de la cupru la aur, Masă molară crește în această direcție, densitatea crește, energia de ionizare crește de ordinul argintului-cuprului-aurului.

Aurul nu se corodează

Proprietăți chimice:

Oxidul de argint Ag 2 O se obține prin încălzirea argintului cu oxigen sau prin tratarea soluțiilor de AgNO 3 cu alcalii

2 AgNO 3 + 2KOH → Ag 2 O + 2KNO 3 + H 2 O

Ag 2 O se dizolvă ușor în apă, totuși, datorită hidrolizei, soluțiile au o reacție alcalină

Ag 2 O + H 2 O → 2Ag + +2 OH -

În soluțiile de cianură se transformă într-un complex

Ag20+4KCN +H20→2K + 2KOH

Ag 2 O este un agent oxidant energetic. Proprietățile oxidante sunt determinate de utilizarea suspensiei sale ca antiseptic.

În seria electrochimică a potențialelor redox normale, argintul vine numai după hidrogen. Prin urmare, argintul metalic reacționează numai cu acizii azotic și sulfuric concentrați oxidanți.

2Ag + 2H 2 SO 4 → Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2H 2 O
majoritatea sărurilor de argint sunt slab sau ușor solubile. Halogenuri practic insolubile, fosfați. Sulfatul de argint și carbonatul de argint sunt slab solubili. Soluțiile de halogenuri de argint se descompun sub acțiunea ultravioletelor și a razelor X:

2AgCI→2Ag +CI2

Clorura de argint insolubilă și bromura de argint se dizolvă în amoniac pentru a forma amoniac:

AgCI + 2NH3 →CI

Ag înnegrește Ag + H 2 S + O 2 \u003d Ag 2 S ↓ + H 2 O

Pentru a ușura: scufundați în soluție de amoniac.

AgNO 3 + NaOH \u003d AgOH (AgO + H 2 O) + NaNO 3

Ag 2 O + H 2 O 2 \u003d 2 Ag + H 2 O + O 2

Cuprul(1) formează halogenuri insolubile. Aceste săruri se dizolvă în amoniac și formează complexe

CuCl + 2NH 3 \u003d Cl

Oxidul și hidroxidul de cupru (2) sunt insolubile în apă, au caracter bazic și se dizolvă în acizi

Cu(OH)2 + 2HCI +4H20 →CI2

Hidroxidul de cupru (2) se dizolvă în amoniac, formează un complex care transformă soluția în albastru:

Cu (OH) 2 + 2HCl + 4H 2 O \u003d (OH) 2 această reacție este utilizată ca reacție calitativă pentru ionii de cupru (2)

Cuprul în aer umed reacționează după cum urmează:

Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 \u003d (CuOH) 2 CO 3

Cuprul se dizolvă în acid sulfuric și azot

Sărurile de cupru, argint și aur interacționează cu sulfurile metalelor alcaline și hidrogenul sulfurat pentru a forma precipitate insolubile în apă Ag 2 S, Cu 2 S, CuS, Au 2 S 3

Cel mai comun compus de aur(3) este clorura de AuCl3, care este ușor solubilă în apă.

Oxidul și hidroxidul de aur sunt compuși amfoteri cu proprietăți acide mai pronunțate. Hidroxidul de aur nu se dizolvă în apă, ci se dizolvă în alcalii cu formarea unui complex hidroxo:

AuO (AuOH) + NaOH + H2O \u003d Na

Reacționează cu acizii formând un complex acid

AuO(AuOH)+2H2S04 →H + 2H2O

Aurul se dizolvă în acva regia

Au + 4HCl + HNO3 \u003d H + NO + 2H2O

Sărurile de aur cu o stare de oxidare de +3 sunt complet hidrolizate

Proprietăți fizice

Cupru- un metal ductil roz-auriu, în aer devine rapid acoperit cu o peliculă de oxid, ceea ce îi conferă o nuanță roșu-gălbuie intensă caracteristică. Filmele subțiri de cupru în lumină au o culoare verzuie-albastru.

Cuprul are o conductivitate termică și electrică ridicată (se situează pe locul al doilea ca conductivitate electrică printre metale, după argint). Conductivitate electrică la 20 °C 55,5-58 MS/m. Cuprul are un coeficient de rezistență relativ mare la temperatură: 0,4%/°C și depinde slab de temperatură într-un interval larg de temperatură.

Argint pur- destul de greu (mai ușor decât plumbul, dar mai greu decât cuprul), metal alb-argintiu neobișnuit de ductil (coeficientul de reflexie a luminii este aproape de 100%). Folia subțire de argint este violet în lumina transmisă. În timp, metalul se ternează, reacționând cu urme de hidrogen sulfurat din aer și formând un depozit de sulfură, a cărui peliculă subțire conferă apoi metalului culoarea roz caracteristică. Are conductivitate termică ridicată. La temperatura camerei, are cea mai mare conductivitate electrică dintre toate metalele cunoscute (rezistivitate electrică 1,59 10 −8 Ohm m la 20 °C). Punct de topire 962°C.

Aur pur- metal galben moale. Nuanța roșiatică a unor produse din aur, cum ar fi monedele, este dată de impuritățile altor metale, în special cuprul. Aurul are o conductivitate termică excepțional de mare și o rezistență electrică scăzută.

Aurul este un metal foarte greu: densitatea aurului pur este de 19321 kg/m³ (o minge de aur pur cu diametrul de 46 mm are o masă de 1 kg). Dintre metale, se situează pe locul șase ca densitate: după osmiu, iridiu, reniu, platină și plutoniu. Densitatea mare a aurului facilitează extragerea. Cele mai simple procese tehnologice, precum spălarea la ecluze, pot asigura un grad foarte mare de recuperare a aurului din roca spălată.

Aurul este, de asemenea, foarte ductil: poate fi forjat în foi de până la ~0,1 µm grosime (foie de aur); cu o asemenea grosime, aurul este translucid iar in lumina reflectata are culoarea galbena, in lumina transmisa este colorat albastrui-verzui pe langa galben. Aurul poate fi tras în sârmă cu o densitate liniară de până la 500 m/g.

Punctul de topire al aurului este de 1064 °C. Densitatea aurului lichid este mai mică decât a aurului solid și este de 17 g/cm3 la punctul de topire. Aurul lichid este destul de volatil și se evaporă activ cu mult înainte de punctul de fierbere.

Compuși ai cuprului (I) și cuprului (II), caracteristicile lor KO și OV, capacitatea de a forma complexe. Compuși complecși ai cuprului (II) cu amoniac, aminoacizi, alcooli polihidroxilici. Natura complexă a enzimelor care conțin cupru și chimia acțiunii lor în reacțiile metabolice. Baza chimică pentru utilizarea compușilor de cupru în medicină și farmacie.

Compuși de cupru

Oxidul de cupru (I) Cu2O3 și oxidul de cupru (I) Cu2O, ca și alți compuși de cupru (I), sunt mai puțin stabili decât compușii de cupru (II). Oxidul de cupru (I) sau oxidul cupros Cu2O se găsește în mod natural sub formă de cuprită minerală. În plus, poate fi obținut sub formă de precipitat de oxid roșu de cupru (I) prin încălzirea unei soluții de sare de cupru (II) și alcalii în prezența unui agent reducător puternic.

Oxidul de cupru (II) sau oxidul de cupru, CuO este o substanță neagră găsită în natură (de exemplu, sub formă de tenerit mineral). Se obține prin calcinarea hidroxocarbonatului de cupru(II) (CuOH)2CO3 sau a azotatului de cupru(II) Cu(NO2)2. Oxidul de cupru (II) este un bun agent de oxidare.

Hidroxidul de cupru (II) Cu (OH) 2 se precipită din soluții de săruri de cupru (II) sub acțiunea alcalinelor sub forma unei mase gelatinoase albastre. Deja la încălzire scăzută, chiar și sub apă, se descompune, transformându-se în oxid negru de cupru (II).

Hidroxidul de cupru (II) este o bază foarte slabă. Prin urmare, soluțiile de săruri de cupru (II) în cele mai multe cazuri sunt acide, iar cu acizi slabi, cuprul formează săruri bazice.

Sulfatul de cupru (II) CuSO4 în stare anhidră este o pulbere albă care devine albastră atunci când apa este absorbită. Prin urmare, este utilizat pentru a detecta urmele de umiditate în lichidele organice. O soluție apoasă de sulfat de cupru are o culoare caracteristică albastru-albastru. Această culoare este caracteristică ionilor hidratați 2+; prin urmare, toate soluțiile diluate de săruri de cupru (II) au aceeași culoare, cu excepția cazului în care conțin anioni colorați. Din soluții apoase, sulfatul de cupru cristalizează cu cinci molecule de apă, formând cristale albastre transparente de sulfat de cupru.

Sulfatul de cupru este utilizat pentru acoperirea electrolitică a metalelor cu cupru, pentru prepararea vopselelor minerale și, de asemenea, ca materie primă în prepararea altor compuși de cupru. ÎN agricultură o soluție diluată de sulfat de cupru este utilizată pentru a pulveriza plantele și pentru a îmbrăca boabele înainte de însămânțare pentru a ucide sporii ciupercilor dăunătoare.

Clorura de cupru (II) CuCl2. 2H2O. Formează cristale de culoare verde închis, ușor solubile în apă. Soluțiile foarte concentrate de clorură de cupru (II) sunt verzi, diluate - albastru-albastru.

Nitrat de cupru(II) Cu(NO3)2,3H2O. Obținut prin dizolvarea cuprului în acid azotic. Când sunt încălzite, cristalele albastre de azotat de cupru pierd mai întâi apă și apoi se descompun ușor cu eliberarea de oxigen și dioxid de azot maro, transformându-se în oxid de cupru (II).

Hidroxocarbonat de cupru (II) (CuOH)2CO3. Se găsește în mod natural sub formă de malachit mineral, care are o frumoasă culoare verde smarald. Se prepară artificial prin acțiunea Na2CO3 asupra soluțiilor de săruri de cupru (II).

2CuSO4 + 2Na2CO3 + H2O = (CuOH)2CO3↓ + 2Na2SO4 + CO2

Se folosește la obținerea clorurii de cupru (II), pentru prepararea vopselelor minerale albastre și verzi, precum și în pirotehnică.

Acetat de cupru(II) Cu(CH3COO)2.H2O. Obținut prin tratarea cuprului metalic sau a oxidului de cupru (II) cu acid acetic. De obicei este un amestec de săruri de bază de diverse compoziții și culori (verde și albastru-verde). Sub denumirea de verdigris, este folosit pentru prepararea vopselei de ulei.

Compușii complecși de cupru se formează ca rezultat al combinației ionilor de cupru încărcați dublu cu molecule de amoniac.

Cuprul este un element esențial pentru toate plantele și animalele superioare. În fluxul sanguin, cuprul este transportat în principal de proteina ceruloplasmină. După absorbția cuprului de către intestine, acesta este transportat la ficat cu ajutorul albuminei. Cuprul se găsește într-o mare varietate de enzime, cum ar fi citocrom c oxidaza, enzima cupru-zinc superoxid dismutaza și hemocianina, proteină purtătoare de oxigen. În sângele majorității moluștelor și artropodelor, cuprul este folosit în loc de fier pentru a transporta oxigenul.

Se presupune că cuprul și zincul concurează între ele în timpul absorbției în tractul digestiv, astfel încât un exces al unuia dintre aceste elemente în dietă poate provoca o deficiență a celuilalt element. Un adult sănătos are nevoie de 0,9 mg de cupru pe zi.

Toxicitate

Unii compuși de cupru pot fi toxici dacă MPC este depășit în alimente și apă. Conținutul de cupru din apa potabilă nu trebuie să depășească 2 mg / l, cu toate acestea, lipsa de cupru în apa potabilă este, de asemenea, nedorită. Organizația Mondială a Sănătății a formulat această regulă în 1998 după cum urmează: „Riscurile pentru sănătatea umană din cauza lipsei de cupru în organism sunt de multe ori mai mari decât riscurile din excesul acestuia”.

În 2003, ca urmare a cercetării intensive, OMS a revizuit evaluările anterioare ale toxicității cuprului. S-a recunoscut că cuprul nu este cauza tulburărilor digestive.

Au existat temeri că distrofia hepatocerebrală este însoțită de acumularea de cupru în organism, deoarece acesta nu este excretat de ficat în bilă. Această boală provoacă leziuni ale creierului și ficatului. Cu toate acestea, o relație cauzală între debutul bolii și aportul de cupru nu a fost confirmată. S-a stabilit doar o sensibilitate crescută a persoanelor diagnosticate cu această boală la un conținut crescut de cupru în alimente și apă.

Bactericid

Proprietățile bactericide ale cuprului și ale aliajelor sale sunt cunoscute omului de mult timp. În 2008, după cercetări îndelungate, Agenția Federală pentru Protecția Mediului din SUA a acordat oficial cuprului și mai multor aliaje de cupru statutul de substanțe cu suprafață germicidă. Deosebit de pronunțat acțiune bactericidă suprafețele de cupru sunt prezentate împotriva unei tulpini rezistente la meticilină de Staphylococcus aureus, cunoscută sub numele de „supermicrob” MRSA. În vara anului 2009 a fost stabilit rolul cuprului și al aliajelor de cupru în inactivarea virusului gripal A/H1N1.

Proprietăți organoleptice

Ionii de cupru conferă un „gust metalic” distinct excesului de cupru din apă. La diferite persoane, pragul pentru determinarea organoleptică a cuprului în apă este de aproximativ 2-10 mg/l. Capacitatea naturală de a detecta în acest mod niveluri ridicate de cupru în apă este un mecanism natural de apărare împotriva ingerării apei cu conținut excesiv de cupru.

DEZVOLTAREA METODEI EFICIENTE DE OBȚINEREA FERRATILOR (VI) METALE ALCALINE

Kaztaev Alimzhan

Tokbanov Bauyrzhan

clasa 10, AOSCTLIOYU,G.Aktobe, Kazahstan

Agisheva Almagul Abilkairovna

director stiintific,cand. chimic. Științe, Lector principal, Aktobe State institut pedagogic, Kazahstan

Pe baza analizei datelor din literatură, luând în considerare deficiențele metodele existente Pentru producerea feraților s-a propus o metodă electrolitică de oxidare anodică a fierului și s-au perfecționat parametrii de funcționare ai unității electrolitice corespunzătoare. Scopul lucrării a fost de a crea o metodă simplă de obținere a compușilor de fier hexavalent, reproductibili în orice laborator industrial și științific.

Conform datelor din literatură, ferații de amoniu, cupru, fier sunt extrem de instabili, feratul de potasiu (VI) este mai stabil decât feratul de sodiu (VI). Feratul de potasiu uscat este destul de stabil - nu se observă semne de descompunere după două zile de stat în aer. Solubilitatea feratului de potasiu este relativ scăzută; atunci când soluția este răcită, precipitatul poate fi separat și uscat. Feratul de sodiu este foarte solubil. Sarea uscată este higroscopică. Este destul de dificil să-l izolezi de soluție. Sarea de potasiu în timpul uscării poate fi spălată cu alcool. Sarea de sodiu in aceste conditii oxideaza alcoolul.

Astfel, prepararea feratului de sodiu este asociată cu anumite dificultăți. Pe de altă parte, solubilitatea scăzută a feratului de potasiu în soluții reci limitează utilizarea acestuia în stațiile de epurare a apelor uzate. Prin urmare, în conformitate cu scopul lucrării, am ales ca produs de electroliză sarea de sodiu a fierului hexavalent. Se știe că clorul gazos în soluții alcaline ale unui compus de fier (III) îl oxidează în compuși de fier (VI) - adică la ferați. Prin urmare, pentru o oxidare mai completă a fierului, în vasul de reacție a fost adăugată clorură de sodiu, în timpul electrolizei căreia s-a format clor.

Conform metodei propuse de noi, s-au luat 1 litru de apă distilată, 150 de grame de hidroxid de sodiu NaOH de calitate pură, 2 electrozi de fier (anod, catod), o baterie plumb-acid și un volt-ampermetru (multimetru). În experimentele ulterioare, la electrolit a fost adăugată clorură de sodiu pură din punct de vedere chimic, cântărind 20 de grame.

Ca electrozi au servit condensator, acumulator, plăci transformatoare, resturi de metal.

Timpul de electroliză a variat de la o jumătate de oră la trei ore.

Puterea curentă a fost de 2-15 amperi.

Densitatea de curent este de 0,2-0,4 A/cm2 sau mai mare.

Determinarea calitativă a feratului de sodiu (VI) a fost efectuată prin prezența sau absența unei culori violet caracteristice a soluției, prin reacția de deplasare a clorului dintr-o soluție de acid clorhidric concentrat, prin reacția de schimb cu clorură de bariu.

Determinarea cantitativă a randamentului de produs a constat în efectuarea reacției de schimb a 10 ml de anolit cu un exces de clorură de bariu 0,1 M, filtrarea precipitatului de ferat de bariu de culoare roșu închis format, spălarea cu alcool, uscarea pe o pâlnie Buchner cu o pompă cu jet de apă și păstrarea ei timp de o zi într-un esicator cu vid cu cântărire ulterioară.

În procesul de electroliză, după ce se aplică curentul de la anod, petele violet încep să dispară, apoi apare o culoare violet deschis stabilă. După cinci minute, culoarea este deja violet închis în cazul separării spațiilor anodului și catodic. În acest caz, evoluția bulelor de gaz poate fi observată în spațiul catodic.

Procesul anodic: Fe 0 + 8 OH - - 6e - = FeO 4 2- + 4H 2 O

Proces catodic: 2H + + 2 e - = H 2

În total, reacția arată astfel: Fe 0 + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 FeO 4 + 2H 2

După terminarea electrolizei, anolitul a fost turnat într-un recipient deschis. În picioare, s-a observat o eliberare lentă a bulelor de gaz - feratul de sodiu este instabil. Are loc o reacție de hidroliză, însoțită de reducerea fierului și eliberarea de oxigen.

4Na 2 FeO 4 + 10 H 2 O \u003d 8NaOH + 4Fe (OH) 3 + 3O 2

Când anolitul este diluat cu apă, descompunerea este mai vizibilă, deoarece apar fulgi de Fe (OH) 3, culoarea violetă a feratului se transformă într-o culoare ruginită, iar după 4 ore se adună un precipitat de hidroxid de fier (III) pe fundul vasului. Diluarea cu alcali stabilizează feratul. Feratul de sodiu uscat nu a putut fi izolat din cauza descompunerii rapide și a solubilității ridicate a sării.

Când se adaugă acid clorhidric concentrat la anolit, se eliberează clor, care poate fi identificat printr-un miros caracteristic ascuțit.

2Na 2 FeO 4 + 16HCl = 3Cl 2 + 4NaCl + 2FeCl 3 + 8H 2 O

Reacția de schimb de K2Fe04 cu clorură de bariu a dat un precipitat roz-maroniu de ferat de bariu insolubil. Este mai stabil și a fost izolat prin filtrare și uscare ulterioară.

Pentru a împiedica alcalii să absoarbă CO2 din aer cu trecerea la carbonat și accelerarea hidrolizei, anolitul a fost ulterior păstrat într-un balon cu capac înfundat pentru a restricționa accesul la aer.

Pe baza rezultatelor mai multor experimente, au fost calculate masele feratului de sodiu rezultat.

1) m(BaFeO4) = 0,8013 g

Na2FeO4 - BaFeO4

166 g/mol - 257 g/mol

X g - 0,8013

X = 0,5175 g

m(Na2FeO4) anolit = 31,05 g

2) m(BaFeO4) = 0,9763 g

Na2FeO4 - BaFeO4

166 g/mol - 257 g/mol

X g - 0,9763

X= 0,6300g

m(Na2FeO4) anolit = 37,8 g

3) m(BaFeO4) = 0,8905 g

Na2FeO4 - BaFeO4

166 g/mol - 257 g/mol

X g - 0,8905

X= 0,5750 g

m(Na2FeO4) anolit = 34,5 g

Pentru reacția de schimb, anolitul a fost luat într-un volum de 10 ml, volumul de anolit a fost de numai 600 ml. Având în vedere acest raport, a fost calculată masa feratului de sodiu sintetizat. Rezultatele arată o anumită convergență (31,05 g; 37,8 g; 34,5 g).

Conform legii lui Faraday, masa feratului de sodiu este:

m= 0,0002867x10800x15=46,450 g

Valoarea calculată diferă de cea calculată metoda analitica. Acest lucru se datorează instabilității produsului și un grad înalt hidroliza sa, în plus, poate avea loc procese nerespectate cu electrozi.

Astfel, soluția alcalină rezultată de ferat de sodiu nu este supusă depozitării pe termen lung și trebuie utilizată în termen de patru ore de la preparare. Precipitația feratului de bariu, plantată la 1 oră după preparare, este de aproximativ patru ori mai mică în greutate decât precipitația plantată imediat după terminarea electrolizei. Ca urmare a puterii de oxidare ridicate, feratul de sodiu într-o soluție alcalină se descompune cu 25% deja în 1 oră.

În urma lucrărilor efectuate a fost dezvoltată o nouă metodă anodică de obținere a feratului de sodiu. Metoda se caracterizează prin utilizarea de reactivi ieftini, fier vechi, surse de curent improvizate. Este planificată continuarea acestei lucrări pentru a obține rezultate reproductibile, îmbunătățirea designului celulei electrolitice și apoi propunerea domeniului de aplicare a acesteia, în funcție de solicitările potențialilor utilizatori.

Bibliografie:

1. Armoes P., Henze M., Lyakuryansen J., Arvan E. Tratarea apelor uzate // M.: Mir, 2004. - P. 20-60.

2. Kaztaev A.E., Duisen A.B., Rakhmetova G.T., Agisheva A.A. Perspective de obţinere a compuşilor fierului hexavalent prin metoda oxidării anodice // Mat. II M-nar. internet conf. " Probleme contemporane educație naturală și matematică”, Aktobe, 2012. - S. 368-372.

3. Kokarovtseva I.G. Compuși cu oxigen ai fierului (VI, V, IV) // Progrese în chimie. - 1972. - T. 41. - S. 1978-1993.

4. Kulikov L.A., Yurchenko A.Yu., Perfilyev Yu.D. Prepararea feratului de cesiu (VI) din fier metalic // Vestn. Universitatea din Moscova Ser. 2 chimie. - 1999. Volumul 40. - Nr. 2. - S. 137-138.

5. Rylov Yu.B., Dvoretsky S.I. Dezvoltarea unui proces de economisire a energiei și proiectarea hardware-tehnologică a producției unui produs regenerativ cu ferat de potasiu (VI) // Vestnik TSTU. 2012. Volumul 18. Nr 3. - S. 656-663.

6. Stupin D.Yu. Îndepărtarea Ni(II) din soluțiile apoase în prezența EDTA cu ferat de sodiu (VI) // Journal of Applied Chemistry. - 2004. - Nr. 8. - S. 1327-1330.

18. Fier, cobalt, nichel

Proprietățile elementului

Grupa VIII B.

Proprietăți
Masă atomică
configuratie electronica*
Energie de ionizare
Electronegativitate relativă
Posibile stări de oxidare
Clarke, la.% (prevalența în natură)		1×10-3	3×10-3
Starea de agregare	S E R D E S E S T V A
	alb argintiu	gri oțel	alb argintiu
Densitate
Potențial electrod standard

*Configurații externe afișate nivele electronice atomii elementelor corespondente. Configurațiile nivelelor electronice rămase coincid cu cele pt gaze nobile incheind perioada precedenta si indicate intre paranteze.

Caracteristici generale.

Elementele fier, cobalt și nichel formează triada de fier, sau familia fierului. Atomii elementelor triadei de fier au 2 electroni la nivel de energie externă, pe care îi donează. reacții chimice. Totuși, în educație legături chimice Sunt implicați și electronii 3d -orbitalii celui de-al doilea nivel exterior. În compușii lor stabili, aceste elemente prezintă o stare de oxidare+2,+3. Formează oxizi ai compoziției RO și R2O3 . Ele corespund hidroxizilor din compoziție R(OH)2 şi R(OH)3.

Elementele triadei (familiei) fierului se caracterizează prin proprietatea de a atașa molecule neutre, de exemplu, monoxidul de carbon (

II). Carbonili Ni(CO)4, Fe(CO)5 (lichide la t = 20 ¸60°C) și Co(CO)8 (cristale cu t pl >200 °Cinsolubil în apă şi otrăvitoare ) folosit pentru a produce metale ultrapure.

Cobaltul și nichelul sunt mai puțin reactive decât fierul. La temperaturi obișnuite, ele sunt rezistente la coroziune în aer, în apă și în diverse soluții. Acizii clorhidric și sulfuric diluați dizolvă ușor fierul și cobaltul și nichelul numai atunci când sunt încălziți. Acidul azotic concentrat pasivează toate cele trei metale.

Metalele din familia fierului, atunci când sunt încălzite, interacționează cu oxigenul, vaporii de apă, halogenii, sulful, fosforul, siliciul, cărbunele și borul. . Compușii de fier sunt cei mai stabili

(III) cobalt (II) și nichel (II) - aproape toate sărurile sunt cunoscute pentru ele.

Fierul, cobaltul și nichelul sunt situate înaintea hidrogenului în seria potențialelor standard ale electrodului. Prin urmare, sunt comune în natură sub formă de compuși (oxizi, sulfuri, sulfați, carbonați), în stare liberă sunt rare - sub formă de meteoriți de fier. Prin prevalență în natură

fierul este urmat de nichel și apoi de cobalt. Compușii elementelor din familia fierului în starea de oxidare +2 sunt similari între ei.În starea de oxidare superioară, ele prezintă proprietăți oxidante.

Fierul, cobaltul, nichelul și aliajele lor sunt materiale foarte importante ale tehnologiei moderne. Dar fierul este cel mai important.

Fier. Găsirea în natură. Fierul, după aluminiu, este cel mai abundent metal din natură. Conținutul său general Scoarta terestra este de 5,1%. Fierul este un component al multor minerale. Cele mai importante minereuri de fier sunt: ​​1) minereu de fier magnetic

Fe3O4 , zăcăminte mari din acest minereu de înaltă calitate sunt situate în Urali - munții Înalți, Blagodat, Magnitnaya; 2) hematită Fe 2 O 3 - cel mai puternic câmp - Krivorozhskoe; 3) minereu de fier brun Fe2O3 ×H2O ; un depozit mare - Kerci. Rusia este bogată în minereuri de fier. Depozite mari ale acestora au fost descoperite în zona anomaliei magnetice Kursk, pe Peninsula Kola, în Siberia și Orientul Îndepărtat.

Adesea se găsește în natură în cantități mari pirită de sulf (pirită)

FeS2. Servește ca materie primă pentru producția de acid sulfuric.

proprietăți fizice. Fierul este un metal lucios, alb-argintiu, cu o densitate de 7,87 g/cm

3, T . mp 1539 ° C. Are plasticitate bună. Fierul este ușor de magnetizat și demagnetizat și, prin urmare, este folosit ca miez al dinamurilor și al motoarelor electrice.

Fierul este format din patru izotopi stabili cu numere de masă 54,56 (de bază), 57 și 58. Se folosesc izotopi radioactivi

55 26 Fe și 59 26 F e.

Proprietăți chimice. La ultimul nivel, atomii de fier au 2 electroni, la penultimul nivel - 14, inclusiv 6 superocteți.

Fierul, renunțând la doi electroni exteriori, prezintă o stare de oxidare de +2; cedând trei electroni (doi externi și un superoctet de la penultimul nivel de energie), prezintă o stare de oxidare de +3:

Alte stări de oxidare pentru fier nu sunt tipice.

În aer, fierul se oxidează ușor, mai ales în prezența umezelii. (ruginind):

Interacționând cu halogenii atunci când este încălzit, fierul formează întotdeauna halogenuri de fier (III), de exemplu:

În acizii clorhidric și sulfuric diluați, fierul se dizolvă, adică este oxidat de ionii de hidrogen:

Fierul se dizolvă și în acid azotic diluat, formând o sare de fier

(III) apă și produs de reducere a acidului azotic NH3 sau N2O și N2.

Acizi concentrați - agenți oxidanți (HNO

3, H2SO4) pasiv călcați la rece, dar dizolvați-l cand este incalzit:

La temperatură ridicată (700-900 ° C), fierul reacționează cu aburul

a mi apa:

Un fir de fier incandescent arde puternic în oxigen, formând sol - oxid de fier (II,

III):

Când este ușor încălzit, fierul reacționează cu clorul și

sulf, iar la temperatură ridicată - cu cărbune, siliciu și fosfor. Carbură de fier Fe 3 C se numește cimentită. Este un solid gri, foarte fragil și refractar.

Cu metale și nemetale, fierul formează aliaje de importanță excepțională în economia națională.

Pentru fier, cele mai caracteristice sunt două serii de compuși: compușii fierului (II) și fierul

(III).

oxid de fier (

II).Oxid de fier (II) FeO -pulbere neagră ușor oxidată. Se dovedeștereducerea oxidului de fier(III) monoxid de carbon(II) la 500°C:

FeO prezintă proprietățile unui oxid bazic: se dizolvă ușor în acizi, formând săruri de fier (II).

oxid de fier (

III). Oxid de fier (III) Fe 2 O 3- cel mai stabil compus natural de fier care conține oxigen. Se dizolvă în acizi pentru a forma săruri de fier(III). Oxid de fier (II-III).Oxid de fier (II, III) Fe 3 O 4apare în mod natural sub formă de magnetit mineral. Este un bun conductor de curent, prin urmare este folosit pentru fabricarea electrozilor.

Oxizii corespund hidroxizilor de fier.

hidroxid de fier (

II). Hidroxid de fier (II). Fe(OH)2 format prin acțiunea alcalinelor asupra sărurilor de fier (II) fără acces la aer:

Cade un precipitat alb. În prezența aerului, culoarea devine verzuie, apoi maro. Cationii de fier (II).

Fe2+ foarte usor oxidat de oxigenul atmosferic sau de alti agenti oxidanti la cationi de fier(III) Fe3+. Prin urmare, în soluții de compuși de fier(II ) există întotdeauna cationi de fier (III). Din același motiv, hidroxidul de fier alb (II). Fe(OH)2 în aer, devine mai întâi verzui, apoi maro, transformându-se în hidroxid de fier (III). F e (OH) 3: prezintă proprietăți de bază, se dizolvă bine în acizi minerali, formând săruri.

hidroxid de fier (

III). hidroxid de fier(III) Fe (OH) 3 format ca un precipitat brun-roşcat prin acţiunea alcalinelor asupra sărurilor de fier(III): e(OH) 3 este o bază mai slabă decât hidroxidul de fier (II). Acest lucru se explică prin faptul că F e 2+ sarcină ionică mai mică și rază mai mare decât Fe 3+ și, prin urmare, Fe 2+ mai slab reține ionii de hidroxid, adică F e (OH) 2 se disociază mai ușor. Prin urmare, săruri de fier(II) usor hidrolizat, si saruri de fier(III) - foarte puternic:

hidroxid de fier

(III) are un amfoter slab exprimat: se dizolvă în acizi diluați și în soluții alcaline concentrate:

saruri de fier (

II) și (III).Dintre sărurile de fier, cele mai utilizate sunt: ​​1) sulfat de fier (II) heptahidrat (sulfat feros) FeSO4 × 7 H2O pentru combaterea dăunătorilor plantelor, prepararea vopselelor minerale etc., 2) clorură ferică(III) F eC l 3 ca coagulant în purificarea apei, precum și ca mordant în vopsirea țesăturilor; 3) sulfat feros nonahidrat(III) Fe2(SO4)3 ×9 H2O ca coagulant, precum și pentru gravarea metalelor;4) azotat de fier nonahidrat ( III) F e (N O 3) 3 ×9 H2O ca mordant în vopsirea țesăturilor de bumbac și ca agent de îngredire pentru mătase.

Reacții calitative la ionii de fier (

II) și (III ). Compuși complecși ai fierului. Cation de fier (III). ) este ușor de detectat folosind o soluție incoloră de tiocianat de amoniu NH4NCS sau tiocianat de potasiu KNCS, mai precis, ionul tiocianat NCS - . Sub acţiunea NCS - într-o soluție de sare de fier(III) se formează un compus roșu sânge -tiocianat de fier(III) F e(NCS) 3:

ion tiocianat

NCS" servește ca reactiv pentru cationul de fier(III) Fe3*.

Pentru detectarea cationilor de fier

(III) Fe3+ este convenabil să se utilizeze un complex (complex) de fier compus hexacianoferrat (II) de potasiu, așa-numitul. sare galbenă de sânge, K4. În soluție, această sare se disociază în ioni:

Când interacționează hexacianoferatul (

II)-ioni 4 - cu cationi de fier(III) Fe3+ se formează un precipitat albastru închis - hexacianoferat de fier (II)(III) ( albastru de Prusia ):

Un alt compus complex de fier este hexacianoferratul

(III) potasiu (sare roșie din sânge) se disociază în soluție:

și în interacțiunea hexacianoferrat (

III )-ioni 3 - cu cationi de fier ( II) Fe2+ se formează și un precipitat albastru închis de hexacianoferrat(III) fier (II) (turnbull blue):

Deci conexiunile

K4 și K3 sunt reactanți importanți respectiv pentru cationul de fier(III) Fe3+ și cation de fier (II). Fe2+.

Ferrati de fier (

VI).Se cunosc un număr destul de mic de compuși de fier (VI) - ferați, de exemplu, ferat de potasiu K2FeO4, ferat de bariu BaFeO4 și ferat de calciu CaFeO dacă aveți nevoie de rapid, detaliat și ieftin
rezolvați controlul - vă rugăm să contactați. Consultațiile sunt posibile
pe net. Consultați secțiunea Rezolvarea problemelor.

Copyright © 2005-2013 Xenoid v2.0

Utilizarea materialelor site-ului este posibilă cu condiția să fie indicată un link activ

17. d - elemente.Fier, caracteristici generale, proprietăți. Oxizi și hidroxizi, caracteristici CO și OM, biorol, capacitatea de a forma complexe.

1. Caracteristici generale.

Fier - element d al subgrupului secundar al grupei a opta din perioada a patra a PSCE cu număr atomic 26.

Unul dintre cele mai comune metale din scoarța terestră (locul al doilea după aluminiu).

O substanță simplă fierul este un metal maleabil alb-argintiu cu o reactivitate chimică ridicată: fier rapid corodează la temperaturi ridicate sau umiditate ridicată în aer.

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

În oxigen pur, fierul arde, iar în stare fin dispersată, se aprinde spontan în aer.

3Fe + 2O2 = FeO + Fe2O3

3Fe + 4H2O = FeO*Fe2O3

FeO*Fe2O3 = Fe3O4 (scara de fier)

De fapt, fierul este de obicei numit aliaje cu un conținut scăzut de impurități (până la 0,8%), care păstrează moliciunea și ductilitatea metalului pur. Dar, în practică, aliajele de fier cu carbon sunt mai des folosite: oțel (până la 2,14% în greutate carbon) și fontă (mai mult de 2,14% în greutate carbon), precum și oțel inoxidabil (aliat) cu adaos de aliaj. metale (crom, mangan, nichel etc.). Combinația dintre proprietățile specifice ale fierului și ale aliajelor sale îl fac „metalul nr. 1” în importanță pentru oameni.

În natură, fierul se găsește rar în forma sa pură, cel mai adesea apare ca parte a meteoriților fier-nichel. Prevalența fierului în scoarța terestră este de 4,65% (locul 4 după O, Si, Al). De asemenea, se crede că fierul constituie cea mai mare parte a miezului pământului.

2.Proprietăți

1.St. fizică Fierul este un metal tipic, în stare liberă este de culoare alb-argintiu cu o nuanță cenușie. Metalul pur este ductil, diverse impurități (în special carbonul) îi cresc duritatea și fragilitatea. Are proprietăți magnetice pronunțate. Adesea se distinge așa-numita „triada de fier” - un grup de trei metale (fier Fe, cobalt Co, nichel Ni) care au proprietăți fizice similare, raze atomice și valori de electronegativitate.

2.Insulele Chimice St.

Stare de oxidare	Oxid	Hidroxid	Caracter	Note
			Slab de bază
			Bază foarte slabă, uneori amfoteră
	Neprimit	*	Acid	Agent oxidant puternic

Pentru fier, stările de oxidare ale fierului sunt caracteristice - +2 și +3.

Starea de oxidare +2 corespunde oxidului negru FeO și hidroxidului verde Fe(OH)2. Sunt de bază. În săruri, Fe(+2) este prezent ca cation. Fe(+2) este un agent reducător slab.

+3 stări de oxidare corespund oxidului de Fe 2 O 3 roșu-brun și hidroxidului de Fe(OH) 3 maro. Sunt de natură amfoteră, deși proprietățile lor acide și bazice sunt slab exprimate. Deci, ionii Fe 3+ sunt complet hidrolizat chiar și într-un mediu acid. Fe (OH) 3 se dizolvă (și chiar și atunci nu complet), doar în alcalii concentrate. Fe 2 O 3 reacționează cu alcalii numai atunci când este fuzionat, dând ferite(săruri formale ale unui acid care nu există sub formă liberă de acid HFeO2):

Fierul (+3) prezintă cel mai adesea proprietăți oxidante slabe.

Stările de oxidare +2 și +3 trec ușor între ele atunci când condițiile redox se schimbă.

În plus, există oxid de Fe 3 O 4, starea formală de oxidare a fierului în care este +8/3. Totuși, acest oxid poate fi considerat și ca ferită de fier (II) Fe +2 (Fe +3 O 2) 2 .

Există, de asemenea, o stare de oxidare de +6. Oxidul și hidroxidul corespunzător nu există în formă liberă, dar s-au obținut săruri - ferați (de exemplu, K 2 FeO 4). Fierul (+6) este în ele sub formă de anion. Ferratele sunt agenți oxidanți puternici.

Fierul metalic pur este stabil în apă și în soluții diluate. alcalii. Fierul nu se dizolvă în acizi sulfuric și azotic concentrați la rece datorită pasivării suprafeței metalice cu o peliculă puternică de oxid. Acidul sulfuric concentrat fierbinte, fiind un agent oxidant mai puternic, interactioneaza cu fierul.

DIN clorhidricși diluat (aproximativ 20%) sulfuric acizi fierul reacționează pentru a forma săruri de fier (II):

Când fierul reacţionează cu aproximativ 70% acid sulfuric când este încălzit, reacţia continuă cu formarea sulfat de fier (III).:

3. Oxizi și hidroxizi, CO și OM char-ka ...

Compuși de fier (II).

Oxidul de fier (II) FeO are proprietăți de bază, corespunde bazei Fe (OH) 2. Sărurile de fier (II) au o culoare verde deschis. Când sunt depozitate, în special în aer umed, devin maronii din cauza oxidării la fier (III). Același proces are loc în timpul depozitării soluțiilor apoase de săruri de fier (II):

Din sărurile de fier(II) în soluții apoase, stabile sare mora- sulfat dublu de amoniu si fier (II) (NH 4) 2 Fe (SO 4) 2 6H 2 O.

Reactivul pentru ionii Fe 2+ în soluție poate fi hexacianoferat de potasiu (III) K 3 (sare roșie din sânge). Când ionii Fe 2+ și 3− interacționează, un precipitat turnbull albastru:

Pentru determinarea cantitativă a fierului (II) în soluție se utilizează fenantrolina, care formează un complex FePhen 3 roșu cu fier (II) într-un interval larg de pH (4-9)

Compuși de fier (III).

Oxid de fier(III) Fe 2 O 3 slab amfoteren, corespunde unei baze Fe (OH) 3 chiar mai slabe decât Fe (OH) 3, care reacţionează cu acizii:

Sărurile Fe 3+ tind să formeze hidrați cristalini. În ele, ionul Fe 3+ este de obicei înconjurat de șase molecule de apă. Astfel de săruri sunt de culoare roz sau violet.Ionul Fe 3+ este complet hidrolizat chiar și în mediu acid. La pH>4, acest ion este aproape complet precipitat sub formă de Fe (OH) 3:

Odată cu hidroliza parțială a ionului Fe 3+ se formează oxo- și hidroxocații polinucleare, din cauza cărora soluțiile devin maronii Principalele proprietăți ale hidroxidului de fier (III) Fe (OH) 3 sunt foarte slab exprimate. Este capabil să reacționeze numai cu soluții alcaline concentrate:

Hidroxocomplexii de fier (III) rezultați sunt stabili numai în soluții puternic alcaline. Când soluțiile sunt diluate cu apă, acestea sunt distruse, iar Fe (OH) 3 precipită.

Atunci când este fuzionat cu alcalii și oxizi ai altor metale, Fe 2 O 3 formează o varietate de ferite:

Compușii de fier (III) în soluții sunt reduși de fier metalic:

Fierul (III) este capabil să formeze sulfați dubli cu încărcare unică cationi tip alaun, de exemplu, KFe (SO 4) 2 - alaun potasiu fier, (NH 4) Fe (SO 4) 2 - alaun fier amoniu etc.

Pentru detectarea calitativă a compușilor de fier(III) într-o soluție, se utilizează o reacție calitativă a ionilor de Fe 3+ cu ionii de tiocianat. SCN − . Când ionii Fe 3+ interacționează cu anionii SCN −, se formează un amestec de complecși de tiocianat de fier roșu strălucitor 2+ , + , Fe(SCN) 3 , -. Compoziția amestecului (și, prin urmare, intensitatea culorii acestuia) depinde de diverși factori, astfel încât această metodă nu este aplicabilă pentru o determinare calitativă precisă a fierului.

Un alt reactiv de înaltă calitate pentru ionii Fe 3+ este hexacianoferat de potasiu (II) K 4 (sare galbenă de sânge). Când ionii Fe 3+ și 4− interacționează, se formează un precipitat albastru strălucitor albastru de Prusia:

Compuși de fier (VI).

ferate- săruri ale acidului de fier H 2 FeO 4 care nu există sub formă liberă. Aceștia sunt compuși de culoare violetă, care amintesc de permanganați în proprietăți oxidante și de sulfați în solubilitate. Ferrații se obțin prin acțiunea gazoșilor clor sau ozon pe o suspensie de Fe (OH) 3 în alcali , de exemplu, ferat de potasiu (VI) K2FeO4. Ferratele sunt colorate în violet.

Se pot obține și ferate electroliză Soluție alcalină 30% pe un anod de fier:

Ferratele sunt agenți oxidanți puternici. Într-un mediu acid, se descompun odată cu eliberarea de oxigen:

Proprietățile oxidante ale feratelor sunt folosite pentru dezinfectarea apei.

4.Biorol

1) În organismele vii, fierul este un oligoelement important care catalizează procesele de schimb de oxigen (respirație).

2) Fierul este de obicei inclus în enzime sub formă de complex.În special, acest complex este prezent în hemoglobină, cea mai importantă proteină care asigură transportul oxigenului cu sânge către toate organele oamenilor și animalelor. Și el este cel care colorează sângele într-o culoare roșie caracteristică.

4) O doză excesivă de fier (200 mg și peste) poate avea un efect toxic. O supradoză de fier deprimă sistemul antioxidant al organismului, așa că nu este recomandat persoanelor sănătoase să folosească preparate din fier.

DEZVOLTAREA METODEI EFICIENTE DE OBȚINEREA FERRATILOR (VI) METALE ALCALINE

Kaztaev Alimzhan

Tokbanov Bauyrzhan

clasa 10, AOSCTLIOYU,G.Aktobe, Kazahstan

Agisheva Almagul Abilkairovna

director stiintific,cand. chimic. Științe, Lector principal, Institutul Pedagogic de Stat Aktobe, Kazahstan

Pe baza analizei datelor din literatură, ținând cont de deficiențele metodelor existente de producere a feratilor, a fost propusă o metodă electrolitică pentru oxidarea anodică a fierului și s-au perfecționat parametrii de funcționare ai electrolizorului corespunzător. Scopul lucrării a fost de a crea o metodă simplă de obținere a compușilor de fier hexavalent, reproductibili în orice laborator industrial și științific.

Conform datelor din literatură, ferații de amoniu, cupru, fier sunt extrem de instabili, feratul de potasiu (VI) este mai stabil decât feratul de sodiu (VI). Feratul de potasiu uscat este destul de stabil - nu se observă semne de descompunere după două zile de stat în aer. Solubilitatea feratului de potasiu este relativ scăzută; atunci când soluția este răcită, precipitatul poate fi separat și uscat. Feratul de sodiu este foarte solubil. Sarea uscată este higroscopică. Este destul de dificil să-l izolezi de soluție. Sarea de potasiu în timpul uscării poate fi spălată cu alcool. Sarea de sodiu in aceste conditii oxideaza alcoolul.

Astfel, prepararea feratului de sodiu este asociată cu anumite dificultăți. Pe de altă parte, solubilitatea scăzută a feratului de potasiu în soluții reci limitează utilizarea acestuia în stațiile de epurare a apelor uzate. Prin urmare, în conformitate cu scopul lucrării, am ales ca produs de electroliză sarea de sodiu a fierului hexavalent. Se știe că clorul gazos în soluții alcaline ale unui compus de fier (III) îl oxidează în compuși de fier (VI) - adică la ferați. Prin urmare, pentru o oxidare mai completă a fierului, în vasul de reacție a fost adăugată clorură de sodiu, în timpul electrolizei căreia s-a format clor.

Conform metodei propuse de noi, s-au luat 1 litru de apă distilată, 150 de grame de hidroxid de sodiu NaOH de calitate pură, 2 electrozi de fier (anod, catod), o baterie plumb-acid și un volt-ampermetru (multimetru). În experimentele ulterioare, la electrolit a fost adăugată clorură de sodiu pură din punct de vedere chimic, cântărind 20 de grame.

Ca electrozi au servit condensator, acumulator, plăci transformatoare, resturi de metal.

Timpul de electroliză a variat de la o jumătate de oră la trei ore.

Puterea curentă a fost de 2-15 amperi.

Densitatea de curent este de 0,2-0,4 A/cm2 sau mai mare.

Determinarea calitativă a feratului de sodiu (VI) a fost efectuată prin prezența sau absența unei culori violet caracteristice a soluției, prin reacția de deplasare a clorului dintr-o soluție de acid clorhidric concentrat, prin reacția de schimb cu clorură de bariu.

Determinarea cantitativă a randamentului de produs a constat în efectuarea reacției de schimb a 10 ml de anolit cu un exces de clorură de bariu 0,1 M, filtrarea precipitatului de ferat de bariu de culoare roșu închis format, spălarea cu alcool, uscarea pe o pâlnie Buchner cu o pompă cu jet de apă și păstrarea ei timp de o zi într-un esicator cu vid cu cântărire ulterioară.

În procesul de electroliză, după ce se aplică curentul de la anod, petele violet încep să dispară, apoi apare o culoare violet deschis stabilă. După cinci minute, culoarea este deja violet închis în cazul separării spațiilor anodului și catodic. În acest caz, evoluția bulelor de gaz poate fi observată în spațiul catodic.

Procesul anodic: Fe 0 + 8 OH - - 6e - = FeO 4 2- + 4H 2 O

Proces catodic: 2H + + 2 e - = H 2

În total, reacția arată astfel: Fe 0 + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 FeO 4 + 2H 2

După terminarea electrolizei, anolitul a fost turnat într-un recipient deschis. În picioare, s-a observat o eliberare lentă a bulelor de gaz - feratul de sodiu este instabil. Are loc o reacție de hidroliză, însoțită de reducerea fierului și eliberarea de oxigen.

4Na 2 FeO 4 + 10 H 2 O \u003d 8NaOH + 4Fe (OH) 3 + 3O 2

Când anolitul este diluat cu apă, descompunerea este mai vizibilă, deoarece apar fulgi de Fe (OH) 3, culoarea violetă a feratului se transformă într-o culoare ruginită, iar după 4 ore se adună un precipitat de hidroxid de fier (III) pe fundul vasului. Diluarea cu alcali stabilizează feratul. Feratul de sodiu uscat nu a putut fi izolat din cauza descompunerii rapide și a solubilității ridicate a sării.

Când se adaugă acid clorhidric concentrat la anolit, se eliberează clor, care poate fi identificat printr-un miros caracteristic ascuțit.

2Na 2 FeO 4 + 16HCl = 3Cl 2 + 4NaCl + 2FeCl 3 + 8H 2 O

Reacția de schimb de K2Fe04 cu clorură de bariu a dat un precipitat roz-maroniu de ferat de bariu insolubil. Este mai stabil și a fost izolat prin filtrare și uscare ulterioară.

Pentru a împiedica alcalii să absoarbă CO2 din aer cu trecerea la carbonat și accelerarea hidrolizei, anolitul a fost ulterior păstrat într-un balon cu capac înfundat pentru a restricționa accesul la aer.

Pe baza rezultatelor mai multor experimente, au fost calculate masele feratului de sodiu rezultat.

1) m(BaFeO4) = 0,8013 g

Na2FeO4 - BaFeO4

166 g/mol - 257 g/mol

X g - 0,8013

X = 0,5175 g

m(Na2FeO4) anolit = 31,05 g

2) m(BaFeO4) = 0,9763 g

Na2FeO4 - BaFeO4

166 g/mol - 257 g/mol

X g - 0,9763

X= 0,6300g

m(Na2FeO4) anolit = 37,8 g

3) m(BaFeO4) = 0,8905 g

Na2FeO4 - BaFeO4

166 g/mol - 257 g/mol

X g - 0,8905

X= 0,5750 g

m(Na2FeO4) anolit = 34,5 g

Pentru reacția de schimb, anolitul a fost luat într-un volum de 10 ml, volumul de anolit a fost de numai 600 ml. Având în vedere acest raport, a fost calculată masa feratului de sodiu sintetizat. Rezultatele arată o anumită convergență (31,05 g; 37,8 g; 34,5 g).

Conform legii lui Faraday, masa feratului de sodiu este:

m= 0,0002867x10800x15=46,450 g

Valoarea calculată diferă de cea calculată prin metoda analitică. Acest lucru se datorează instabilității produsului și gradului ridicat de hidroliză a acestuia; în plus, pot apărea procese necontabile cu electrozi.

Astfel, soluția alcalină rezultată de ferat de sodiu nu este supusă depozitării pe termen lung și trebuie utilizată în termen de patru ore de la preparare. Precipitația feratului de bariu, plantată la 1 oră după preparare, este de aproximativ patru ori mai mică în greutate decât precipitația plantată imediat după terminarea electrolizei. Ca urmare a puterii de oxidare ridicate, feratul de sodiu într-o soluție alcalină se descompune cu 25% deja în 1 oră.

În urma lucrărilor efectuate a fost dezvoltată o nouă metodă anodică de obținere a feratului de sodiu. Metoda se caracterizează prin utilizarea de reactivi ieftini, fier vechi, surse de curent improvizate. Este planificată continuarea acestei lucrări pentru a obține rezultate reproductibile, îmbunătățirea designului celulei electrolitice și apoi propunerea domeniului de aplicare a acesteia, în funcție de solicitările potențialilor utilizatori.

Bibliografie:

1. Armoes P., Henze M., Lyakuryansen J., Arvan E. Tratarea apelor uzate // M.: Mir, 2004. - P. 20-60.

2. Kaztaev A.E., Duisen A.B., Rakhmetova G.T., Agisheva A.A. Perspective de obţinere a compuşilor fierului hexavalent prin metoda oxidării anodice // Mat. II M-nar. internet conf. „Probleme moderne ale educației naturale și matematice”, Aktobe, 2012. - P. 368-372.

3. Kokarovtseva I.G. Compuși cu oxigen ai fierului (VI, V, IV) // Progrese în chimie. - 1972. - T. 41. - S. 1978-1993.

4. Kulikov L.A., Yurchenko A.Yu., Perfilyev Yu.D. Prepararea feratului de cesiu (VI) din fier metalic // Vestn. Universitatea din Moscova Ser. 2 chimie. - 1999. Volumul 40. - Nr. 2. - S. 137-138.

5. Rylov Yu.B., Dvoretsky S.I. Dezvoltarea unui proces de economisire a energiei și proiectarea hardware-tehnologică a producției unui produs regenerativ cu ferat de potasiu (VI) // Vestnik TSTU. 2012. Volumul 18. Nr 3. - S. 656-663.

6. Stupin D.Yu. Îndepărtarea Ni(II) din soluțiile apoase în prezența EDTA cu ferat de sodiu (VI) // Journal of Applied Chemistry. - 2004. - Nr. 8. - S. 1327-1330.