Die Untergruppe besteht aus 9 Elementen und ist in diesem Sinne einzigartig im Periodensystem. Eine weitere einzigartige Eigenschaft dieser Gruppe besteht darin, dass die Elemente dieser Untergruppe nicht die höchste Oxidationsstufe erreichen (mit Ausnahme von Ru und Os). Es wird allgemein akzeptiert, 9 Elemente in 4 Familien zu unterteilen: die Eisen-Triade und die Ru-Os-, Rh-Ir-, Pd-Pt-Dyaden. Diese Einteilung wird durch die Zynosymmetrie der 3D-Unterebene der Elemente Fe, Co und Ni sowie durch die Lanthanoidkompression von Os, Ir und Pt gerechtfertigt.
Chemie der Eisentriadenelemente einfacher Substanzen
Eisen steht auf der Erde an vierter Stelle im Überfluss, liegt jedoch größtenteils in einem für die industrielle Nutzung ungeeigneten Zustand vor (Aluminosilikate). Von industrieller Bedeutung sind nur Erze auf Basis der Eisenoxide FeO und Fe 2 O 3. Kobalt und Nickel sind seltene Elemente, die zwar eigene Mineralien bilden, aber industriell aus polymetallischen Erzen gewonnen werden.
Bei der Herstellung von Elementen kommt es auf deren Reduktion aus Oxiden an. Als Reduktionsmittel werden Kohlenstoffderivate (Koks, CO) verwendet, sodass das resultierende Metall bis zu mehreren Prozent Kohlenstoff enthält. Eisen mit mehr als 2 % Kohlenstoff wird als Gusseisen bezeichnet; Dieses Material eignet sich gut zum Gießen massiver Produkte, seine mechanische Festigkeit ist jedoch gering. Durch die Verbrennung von Kohlenstoff in Herdfeueröfen oder Konvertern wird Stahl gewonnen, aus dem mechanisch belastbare Produkte hergestellt werden können. Die Abhängigkeit der Eigenschaften eines Werkstoffs von der Art seiner Herstellung und Verarbeitung wird bei Eisen besonders deutlich: Durch die Kombination von Härten und Anlassen lassen sich Werkstoffe mit unterschiedlichen Eigenschaften erhalten.
Die Herstellung von Co und Ni ist ein komplexer Prozess. Im letzten Schritt werden Metalloxide (CoO, Co 2 O 3, NiO) mit Kohlenstoff reduziert und das resultierende Metall durch Elektrolyse gereinigt.
Die Eigenschaften einfacher Stoffe hängen stark vom Vorhandensein von Verunreinigungen anderer Elemente in ihnen ab. Reine kompakte Metalle sind bei normalen Temperaturen an der Luft aufgrund der Bildung eines starken Oxidfilms, insbesondere Ni, stabil. In hochdispersem Zustand sind diese Metalle jedoch pyrophor, d. h. selbstentzündlich.
Beim Erhitzen reagieren Fe, Co, Ni mit basischen Nichtmetallen, wobei die Wechselwirkung von Eisen mit Chlor aufgrund der Flüchtigkeit des entstehenden FeCl 3, das die Metalloberfläche nicht vor Oxidation schützt, besonders intensiv erfolgt. Im Gegenteil, die Wechselwirkung von Ni mit Fluor findet aufgrund der Bildung eines starken Fluoridfilms praktisch nicht statt, daher wird beim Arbeiten mit Fluor Nickelausrüstung verwendet.
Fe, Co, Ni gehen mit Wasserstoff keine spezifischen Verbindungen ein, können ihn aber insbesondere in hochdispersem Zustand in nennenswerten Mengen aufnehmen. Daher sind Metalle der Eisenfamilie gute Katalysatoren für Hydrierungsprozesse.
Metalle reagieren gut mit nicht oxidierenden Säuren:
E + 2HCl ECl 2 + H 2
Oxidierende Säuren passivieren Metalle, bei Alkalien findet die Reaktion aufgrund der basischen Natur von Metalloxiden jedoch nicht statt.
Verbindungen e(0)
Dieser Oxidationszustand ist charakteristisch für Carbonyle. Eisen bildet Carbonyl der Zusammensetzung Fe(CO) 5, Kobalt - Co 2 (CO) 8 und Nickel - Ni(CO) 4. Nickelcarbonyl bildet sich besonders leicht (50 °C, Atmosphärendruck) und wird daher zur Gewinnung von reinem Nickel verwendet.
Anschlüsse E(+2)
Die Stabilität von Verbindungen in dieser Oxidationsstufe steigt von Fe zu Ni. Dies liegt daran, dass eine Erhöhung der Ladung des Kerns bei gleichbleibender Größe des Atoms die Bindung zwischen Kern und d-Elektronen stärkt, sodass letztere schwerer zu lösen sind.
E(+2)-Verbindungen werden durch Auflösen von Metallen in Säuren erhalten. E(OH)2-Hydroxide fallen aus, wenn wässrigen Salzlösungen eine Alkalilösung zugesetzt wird:
ECl 2 + 2NaOH = E(OH) 2 + 2NaCl
Daraus können wir schließen, dass die Salze der betreffenden Metalle anfällig für die Kationenhydrolyse sind. Durch die Hydrolyse werden verschiedene Produkte erhalten, darunter auch mehrkernige Komplexe, beispielsweise NiOH +.
Durch Kalzinieren von E(OH) 2 ohne Luftzugang können Oxide erhalten werden. Oxide und Hydroxide weisen einen überwiegend basischen Charakter auf; Ferrate (+2), Kobaltate (+2) und Nickelate (+2) werden nur unter harschen Bedingungen gewonnen, beispielsweise durch Legieren von:
Na 2 O + NiO = Na 2 NiO 2
E(+2)-Sulfide können aus wässrigen Lösungen mit Na 2 S oder sogar H 2 S ausgefällt werden (im Gegensatz zu MnS, das nicht mit H 2 S ausgefällt wird), aber diese Sulfide lösen sich in starken Säuren, was in der chemischen Analyse verwendet wird:
E 2+ + S 2– E 2 S, E 2 S + 2H + (Bsp.) E 2+ + H 2 S
Von den E(+2)-Verbindungen weist nur Fe(+2) spürbare reduzierende Eigenschaften auf. Somit werden alle einfachen (nicht komplexen) Fe(+2)-Verbindungen durch Luftsauerstoff und andere starke Oxidationsmittel oxidiert:
4Fe(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 → 4Fe(OH) 3
10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O
Verbindungen von Kobalt (+2) und Nickel (+2) werden nur durch starke Oxidationsmittel, beispielsweise NaOCl, oxidiert:
E(OH) 2 + NaOCl + X H 2 O E 2 O 3 X H2O + NaCl
Anschlüsse E(+3)
Stabile Verbindungen in dieser Oxidationsstufe entstehen durch Eisen und teilweise Kobalt. Von den Ni(+3)-Derivaten sind nur komplexe Verbindungen stabil.
Hydroxide E(OH) 3 werden durch Einwirkung von Alkali auf Salzlösungen oder durch Oxidation von E(OH) 2 erhalten:
FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl
2Co(OH) 2 + H 2 O 2 = 2Co(OH) 3
Dadurch entstehen Produkte, die eine variable Menge Wasser enthalten (also keine konstante Zusammensetzung haben). Oxide sind die Endprodukte der Hydroxid-Dehydratisierung, es ist jedoch nicht möglich, reines Co 2 O 3 und Ni 2 O 3 zu erhalten, da diese in Sauerstoff und niedere Oxide zerfallen. Für Eisen und Kobalt ist es möglich, Oxide der Zusammensetzung E 3 O 4 zu erhalten, die als Mischoxide EOE 2 O 3 betrachtet werden können. Andererseits sind E 3 O 4 Salze, die der sauren Funktion von E(OH) 3-Hydroxiden entsprechen.
Fe 2 O 3 + Na 2 O 2NaFeO 2
Die Hauptfunktionen von Fe(OH) 3 kommen viel besser zum Ausdruck:
Fe(OH) 3 + 3HCl FeCl 3 + 3H 2 O
Da Fe(OH) 3 ein schwacher Elektrolyt ist, sind Fe(+3)-Salze anfällig für Hydrolyse. Die Hydrolyseprodukte färben die Lösung charakteristisch braun und beim Sieden der Lösung fällt ein Niederschlag aus Fe(OH) 3 aus:
Fe 3+ + 3H 2 O Fe(OH) 3 + 3H +
Es ist nicht möglich, einfache Salze Co(+3) und Ni(+3) zu erhalten, die der Hauptfunktion des Hydroxids E(OH) 3 entsprechen: Redoxreaktionen finden im sauren Milieu unter Bildung von E(+2) statt. :
2Co 3 O 4 + 12HCl 6CoCl 2 + O 2 + 6H 2 O
Die Verbindungen Co(+3) und Ni(+3) können nur Oxidationsmittel sein, und zwar recht starke, und Eisen(+3) ist kein starkes Oxidationsmittel. Dennoch ist es nicht immer möglich, E(+3)-Salze mit einem reduzierenden Anion (I–, S2–) zu erhalten. Zum Beispiel:
2Fe(OH) 3 + 6HI 2FeI 2 + 6H 2 O + I 2
Im Gegensatz zu Kobalt und Nickel entstehen bei Eisen Fe(+6)-Derivate, die durch starke Oxidation von Fe(OH) 3 in alkalischem Medium gewonnen werden:
2Fe(OH) 3 + 3Br 2 +10KOH 2K 2 FeO 4 + 6KBr + 8H 2 O
Ferrate (+6) sind stärkere Oxidationsmittel als Permanganate.
Allgemeine Merkmale der Elemente der Gruppe VIII der sekundären Untergruppe des Periodensystems von D. I. Mendeleev.
Eisen-Untergruppe- chemische Elemente der 8. Gruppe des Periodensystems der chemischen Elemente. Die Gruppe umfasst Eisen Fe, Ruthenium Ru und Osmium Os. Aufgrund der elektronischen Konfiguration des Atoms gehört auch das künstlich synthetisierte Element zur gleichen Gruppe Hassiy Hs.
Alle Elemente der Gruppe 8 enthalten 8 Elektronen in ihren Valenzschalen. Zwei Elemente dieser Gruppe – Ruthenium und Osmium – gehören zur Familie der Platinmetalle. Wie andere Gruppen weisen auch Elemente der Gruppe 8 Muster elektronischer Konfiguration auf, insbesondere in den äußeren Schalen, obwohl Ruthenium diesem Trend überraschenderweise nicht folgt. Allerdings weisen die Elemente dieser Gruppe auch Ähnlichkeiten in den physikalischen Eigenschaften und im chemischen Verhalten auf.
Eisen als Werkzeugmaterial ist seit der Antike bekannt. Die Geschichte der Herstellung und Verwendung von Eisen reicht bis in die prähistorische Zeit zurück, höchstwahrscheinlich mit der Verwendung von Meteoriteneisen.
Ruthenium wurde 1844 vom Kasaner Universitätsprofessor Karl Klaus entdeckt. Klaus isolierte es aus Uraler Platinerz in reiner Form und wies auf die Ähnlichkeiten zwischen den Triaden Ruthenium – Rhodium – Palladium und Osmium – Iridium – Platin hin. Er nannte das neue Element Ruthenium zu Ehren von Rus (Ruthenia ist der lateinische Name für Rus).
Osmium wurde 1804 vom englischen Chemiker Smithson Tennant im Niederschlag entdeckt, der nach dem Auflösen von Platin in Königswasser zurückblieb.
Eisen kommt in der Natur selten in reiner Form vor, am häufigsten kommt es in Eisen-Nickel-Meteoriten vor. Der Anteil von Eisen in der Erdkruste beträgt 4,65 % (Platz 4 nach Sauerstoff, Silizium und Aluminium). Es wird auch angenommen, dass der größte Teil des Erdkerns aus Eisen besteht.
Ruthenium ist das am häufigsten vorkommende Platinmetall beim Menschen, aber fast das seltenste überhaupt. Spielt keine biologische Rolle. Hauptsächlich im Muskelgewebe konzentriert. Höheres Rutheniumoxid ist äußerst giftig und kann als starkes Oxidationsmittel zur Verbrennung brennbarer Stoffe führen. Auch beim Menschen kann Osmium in unmerklich geringen Mengen vorkommen.
Allgemeine Merkmale der Elemente der Gruppe VIII der sekundären Untergruppe des Periodensystems von D. I. Mendeleev. - Konzept und Typen. Klassifizierung und Merkmale der Kategorie „Allgemeine Eigenschaften von Elementen der Gruppe VIII der sekundären Untergruppe des Periodensystems von D. I. Mendeleev.“ 2017, 2018.
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Die Elemente der Gruppe VII des Periodensystems sind in zwei Untergruppen unterteilt: die Hauptgruppe – die Halogen-Untergruppe – und die Nebengruppe – die Mangan-Untergruppe. Wasserstoff wird ebenfalls in diese Gruppe eingeordnet, obwohl sein Atom ein einzelnes Elektron auf der äußeren Valenzebene hat und in Gruppe I eingeordnet werden sollte. Allerdings hat Wasserstoff sowohl mit den Elementen der Hauptnebengruppe – den Alkalimetallen – als auch mit den Elementen der Nebennebengruppe – Kupfer, Silber und Gold – nur sehr wenig gemeinsam. Gleichzeitig fügt es wie Halogene bei Reaktionen mit aktiven Metallen ein Elektron hinzu und bildet Hydride, die einige Ähnlichkeiten mit Halogeniden aufweisen.
Zur Untergruppe der Halogene gehören Fluor, Chlor, Brom, Jod und Astat. Die ersten vier Elemente kommen in der Natur vor, das letzte wird künstlich gewonnen und wurde daher viel weniger untersucht als die anderen Halogene. Das Wort Halogen bedeutet salzbildend. Die Elemente der Untergruppe erhielten diesen Namen aufgrund der Leichtigkeit, mit der sie mit vielen Metallen unter Bildung von Salzen reagieren. Alle Halogene haben die Struktur der äußeren Elektronenhülle s 2 p 5. Daher nehmen sie leicht ein Elektron auf und bilden eine stabile Edelgas-Elektronenhülle (s 2 p 6). Fluor hat den kleinsten Atomradius in der Untergruppe, für den Rest nimmt er in der Reihe F zu< Cl < Br < I < Аt и составляет соответственно 133; 181; 196; 220 и 270 пм. В таком же порядке уменьшается сродство атомов элементов к электрону. Галогены - очень активные элементы. Они могут отнимать, электроны не только у атомов, которые их легко отдают, но и у ионов и даже вытеснять другие галогены, менее активные, из их соединений. Например, фтор вытесняет хлор из хлоридов, хлор - бром из бромидов, а бром - иод из иодидов. Из всех галогенов только фтор, находящийся во II периоде, не имеет незаполненного d-уровня. По этой причине он не может иметь больше одного неспаренного электрона и проявляет валентность только -1. В атомах других галогенов d-уровень не заполнен, что дает им возможность иметь различное количество неспаренных электронов и проявлять валентность -1, +1, +3, +5 и +7, наблюдающуюся в кислородных соединениях хлора, брома и иода К подгруппе марганца принадлежат марганец, технеций и рений. В отличии от галогенов элементы подгруппы марганца имеют на внешнем электронном уровне всего два электрона и поэтому не проявляют способности присоединять электроны, образуя отрицательно заряженные ионы.Марганец распространен в природе и широко используется в промышленности.Технеций радиоактивен, в природе не встречаемся, а получен искусственно (впервые - Э. Сегре и К.Перрье, 1937}. Этот элемент образуется вследствие радиоактивного распада урана. Рений относится к числу рассеянных элементов. Он не образует самостоятельных минералов, а встречается в качестве спутника некоторых минералов, особенно молибденовых. Он был открыт В. и И. Ноддак в 1925 г. Сплавы, имеющие небольшие добавки рения, обладают повышенной устойчивостью против коррозии. Добавка рения к и ее сплавам увеличивает их механическую прочность. Это свойство рения позволяет применять его вместо благородного металла иридия. Платино-платинорениевые термопары работают лучше платино-платиноиридиевых, но их нельзя использовать при очень высоких температурах, так как образуется летучее соединение Re 2 O 7 .
Ein charakteristisches Merkmal von Nichtmetallen ist eine (im Vergleich zu Metallen) größere Anzahl von Elektronen im äußeren Energieniveau ihrer Atome. Dies bestimmt ihre größere Fähigkeit, zusätzliche Elektronen zu binden und eine höhere oxidative Aktivität als Metalle zu zeigen. Besonders starke oxidierende Eigenschaften, also die Fähigkeit, Elektronen hinzuzufügen, weisen Nichtmetalle auf, die sich in der 2. und 3. Periode der Gruppen VI-VII befinden. Wenn wir die Anordnung der Elektronen in Orbitalen in den Atomen von Fluor, Chlor und anderen Halogenen vergleichen, können wir ihre charakteristischen Eigenschaften beurteilen. Das Fluoratom hat keine freien Orbitale. Daher können Fluoratome nur die Wertigkeit I und die Oxidationsstufe 1 aufweisen. Das stärkste Oxidationsmittel ist Fluor. In den Atomen anderer Halogene, beispielsweise im Chloratom, gibt es freie d-Orbitale auf dem gleichen Energieniveau. Dadurch kann die Elektronenpaarung auf drei verschiedene Arten erfolgen. Im ersten Fall kann Chlor eine Oxidationsstufe von +3 aufweisen und chlorige Säure HClO2 bilden, die Salzen entspricht – Chloriten, zum Beispiel Kaliumchlorit KClO2. Im zweiten Fall kann Chlor Verbindungen bilden, in denen die Oxidationsstufe von Chlor +5 beträgt. Zu diesen Verbindungen gehören unterchlorige Säure HClO3 und ihre Salze – Chlorate, zum Beispiel Kaliumchlorat KClO3 (Berthollet-Salz). Im dritten Fall weist Chlor eine Oxidationsstufe von +7 auf, beispielsweise in Perchlorsäure HClO4 und ihren Salzen, Perchloraten (in Kaliumperchlorat KClO4).
Besondere analytische Reaktionen von Mn 2+ -Ionen
1.5.5. Die Oxidation mit Natriumbismutat NaBiO 3 verläuft nach der Gleichung:
2Mn(NO 3) 2 + 5NaBiO 3 + 16HNO 3 = 2HMnO 4 + 5Bi(NO 3) 3 + 5NaNO 3 + 7H 2 O.
Die Reaktion findet in der Kälte statt. Ausführen der Reaktion: 3-4 Tropfen einer 6 M HNO 3 -Lösung und 5-6 Tropfen H 2 O zu 1-2 Tropfen einer Mangansalzlösung hinzufügen, anschließend mit einem Spatel etwas NaBiO 3 -Pulver hinzufügen. Nachdem Sie den Inhalt des Reagenzglases gemischt haben, lassen Sie es 1-2 Minuten lang stehen und zentrifugieren Sie es dann, um überschüssiges Natriumbismutat abzutrennen. In Gegenwart von Mn 2+ verfärbt sich die Lösung aufgrund der Bildung von Mangansäure, einem der stärksten Oxidationsmittel, violett.
1.5.6. Oxidation von PbO 2 mit Bleidioxid in einem Salpetersäuremedium beim Erhitzen:
2Mn(NO 3) 2 + 5PbO 2 + 6HNO 3 → 2HMnO 4 + 5Pb(NO 3) 2 + 2H 2 O.
Ausführen der Reaktion: Nehmen Sie ein wenig PbO 2 -Pulver und geben Sie es in ein Reagenzglas, geben Sie dort 4-5 Tropfen 6 M HNO 3 hinzu und erhitzen Sie es unter Rühren. Das Erscheinen einer violetten Farbe weist auf das Vorhandensein von Mn 2+ hin.
1.5.7. Von Bedeutung für die Analyse sind die Reaktionen von Mn 2+ mit Alkalimetallcarbonaten, Natriumhydrogenphosphat, Oxidationsreaktionen mit Ammoniumpersulfat, Oxidation von Benzidin mit Mn 4+-Verbindungen, Reduktion von AgCl zu metallischem Silber mit Mn 2+-Ionen.
88. Elemente der Gruppe VIII B. Typische Eigenschaften der wichtigsten Verbindungen. Biologische Rolle. Analytische Reaktionen auf Fe 3+- und Fe 2+-Ionen.
Eisen-Untergruppe- chemische Elemente der Gruppe 8 des Periodensystems der chemischen Elemente (gemäß der veralteten Klassifizierung - Elemente der sekundären Untergruppe der Gruppe VIII). Die Gruppe umfasst Eisen Fe, Ruthenium Ru und Osmium Os. Aufgrund der elektronischen Konfiguration des Atoms gehört auch das künstlich synthetisierte Element zur gleichen Gruppe Hassiy Hs, das 1984 am Schwerionenforschungszentrum (deutsch) entdeckt wurde. Gesellschaft für Schwerionenforschung, GSI), Darmstadt, Deutschland, als Folge der Bombardierung eines Bleiziels (208 Pb) mit einem Strahl aus Eisen-58-Ionen vom UNILAC-Beschleuniger. Als Ergebnis des Experiments wurden 3.265 Hs-Kerne synthetisiert, die anhand der Parameter der α-Zerfallskette zuverlässig identifiziert werden konnten. Gleichzeitig und unabhängig wurde die gleiche Reaktion am JINR (Dubna, Russland) untersucht, wo aufgrund der Beobachtung von drei Ereignissen des α-Zerfalls des 253 Es-Kerns auch der Schluss gezogen wurde, dass bei dieser Reaktion der 265 Hs-Kern beteiligt ist zum α-Zerfall, wurde synthetisiert. Alle Elemente der Gruppe 8 enthalten 8 Elektronen in ihren Valenzschalen. Zwei Elemente dieser Gruppe – Ruthenium und Osmium – gehören zur Familie der Platinmetalle. Wie in anderen Gruppen weisen Elemente der Gruppe 8 Muster elektronischer Konfiguration auf, insbesondere in ihren Außenschalen, obwohl Ruthenium diesem Trend seltsamerweise nicht folgt. Allerdings weisen die Elemente dieser Gruppe auch Ähnlichkeiten in den physikalischen Eigenschaften und im chemischen Verhalten auf: Eisen kommt in der Natur selten in reiner Form vor, am häufigsten kommt es in Eisen-Nickel-Meteoriten vor. Der Anteil von Eisen in der Erdkruste beträgt 4,65 % (Platz 4 nach Sauerstoff, Silizium und Aluminium). Es wird auch angenommen, dass Eisen den größten Teil des Erdkerns ausmacht.
Ruthenium ist das einzige Platinmetall, das in lebenden Organismen vorkommt. (Einigen Quellen zufolge auch Platin). Hauptsächlich im Muskelgewebe konzentriert. Höheres Rutheniumoxid ist äußerst giftig und kann als starkes Oxidationsmittel zur Verbrennung brennbarer Stoffe führen.
Analytische Reaktionen
Kaliumhexacyanoferrat(III) K 3 bildet mit dem Fe 2+-Kation einen blauen Niederschlag von „Turnboole-Blau“:
3FeSO 4 + 2K 3 → Fe 3 2 ↓+ 3K 2 SO 4 ,
3Fe 2+ + 2Fe(CN) 6 3– → Fe 3 2 ↓.
Der Niederschlag löst sich nicht in Säuren, sondern zersetzt sich mit Alkalien unter Bildung von Fe(OH) 2. Bei einem Überschuss des Reagenzes wird der Niederschlag grün. Die Reaktion wird durch Fe 3+-Ionen gestört, die bei hohen Konzentrationen dem Reagenz eine braune Farbe der Lösung verleihen, sowie durch Mn 2+- und Bi 3+-Ionen, die dem Reagenz schwach gefärbte, in Säuren lösliche Niederschläge verleihen. Reaktionen durchführen. Geben Sie 1–2 Tropfen FeSO 4 -Lösung in ein Reagenzglas und geben Sie 1 Tropfen des Reagenzes hinzu. Teilen Sie den resultierenden Niederschlag in zwei Teile, geben Sie zum ersten Teil 1-2 Tropfen 2 M HCl-Lösung und zum zweiten 1-2 Tropfen 2 M Alkalilösung hinzu. Die Reaktionsbedingungen sind mit verdünnten Lösungen im sauren Milieu, pH = 3.
1.5.2.> Oxidation von Fe 2+ zu Fe 3+. Das Fe 2+-Ion ist ein ziemlich starkes Reduktionsmittel und kann unter Einwirkung einer Reihe von Oxidationsmitteln, beispielsweise H 2 O 2, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7 in einer sauren Umgebung usw., oxidiert werden.
2Fe 2+ + 4OH – + H 2 O 2 → 2Fe(OH) 3 ↓.
Bei einer systematischen Analyse sollte Fe 2+ in Vorversuchen entdeckt werden, denn Im Prozess der Gruppentrennung kann Fe 2+ zu Fe 3+ oxidiert werden.
Besondere analytische Reaktionen von Fe 3+ -Ionen
1.5.3. Kaliumhexacyanoferrat(II) K 4 bildet mit Fe 3+-Kationen einen dunkelblauen Niederschlag von „Preußischblau“:
4Fe 3+ + 3Fe(CN) 6 4– → Fe 4 3 ↓.
Der Niederschlag ist in Säuren praktisch unlöslich, wird jedoch von Alkalien unter Bildung von Fe(OH) 3 zersetzt. Bei einem Überschuss an Reagenz löst sich der Niederschlag merklich auf. Die Reaktion ausführen. 1 Tropfen Reagenz zu 1–2 Tropfen FeCl 3 -Lösung hinzufügen. Teilen Sie den resultierenden Niederschlag in zwei Teile. 2-3 Tropfen 2 M HC1-Lösung zu einem Teil, 1-2 Tropfen 2 M NaOH-Lösung zum anderen Teil hinzufügen, mischen.
1.5.4. Kaliumthiocyanat (Rhodanid) KNCS mit Fe 3+-Ionen bildet einen blutroten Komplex. Abhängig von der Thiocyanatkonzentration können sich Komplexe unterschiedlicher Zusammensetzung bilden:
Fe 3+ + NCS – ↔ Fe(NCS) 2+ ,
Fe 3+ + 2NCS – ↔ Fe(NCS) 2+,
usw. zu Fe 3+ + 6NCS – ↔ Fe(NCS) 6 3– ,
Die Reaktion ist reversibel, daher wird das Reagenz im Überschuss entnommen. Die Bestimmung wird durch Ionen gestört, die mit Fe 3+ stabile Komplexe bilden, beispielsweise Fluoridionen, Salze der Phosphor-, Oxal- und Zitronensäure.
89. Elemente der Gruppe I B. Typische Eigenschaften der wichtigsten Verbindungen, biologische Rolle. Bakterizide Wirkung von Ag+- und Cu2+-Ionen. Analytische Reaktionen auf Silber- und Kupferionen.
n = 4 Cu ns1(n-1)d10, externes Niveau - 1 ē,
präextern - 18 ē
n = 5 Ag ungepaart ē - eins(Misserfolg, Ausrutscher), aber
n = 6 Au 18 - elektronische Schicht, stabil in der Untergruppe
Zink, hat sich hier und noch nicht vollständig stabilisiert
kann ē verlieren, daher sind COs möglich
Nur d-Elemente der IB-Gruppe bilden Verbindungen, in denen CO die N-Gruppe übersteigt, und es ist stabiler für Cu2+, Ag+, Au+3
Eine charakteristische Eigenschaft doppelt geladener Kupferionen ist ihre Fähigkeit, sich mit Ammoniakmolekülen zu komplexen Ionen zu verbinden. Kupfer gehört zu den Spurenelementen. Fe, Cu, Mn, Mo, B, Zn, Co erhielten diesen Namen aufgrund der Tatsache, dass geringe Mengen davon für das normale Funktionieren von Pflanzen notwendig sind. Mikroelemente erhöhen die Aktivität von Enzymen, fördern die Synthese von Zucker, Stärke, Proteinen, Nukleinsäuren, Vitaminen und Enzymen. Silber ist ein Metall mit geringer Aktivität. In der Luftatmosphäre oxidiert es weder bei Raumtemperatur noch beim Erhitzen. Die häufig beobachtete Schwärzung von Silbergegenständen ist das Ergebnis der Bildung von schwarzem Silbersulfid – AgS 2 – auf ihrer Oberfläche. Dies geschieht unter dem Einfluss von in der Luft enthaltenem Schwefelwasserstoff sowie beim Kontakt von Silbergegenständen mit schwefelhaltigen Lebensmitteln. 4Ag + 2H 2 S + O 2 -> 2Ag 2 S + 2H 2 OV Im Spannungsbereich Silber befindet sich viel weiter entfernt von Wasserstoff. Daher haben Salzsäure und verdünnte Schwefelsäure keinen Einfluss darauf. Silber wird normalerweise in Salpetersäure gelöst, die mit ihm gemäß der Gleichung wechselwirkt: Ag + 2HNO 3 -> AgNO 3 + NO 2 + H 2 O. Silber bildet eine Reihe von Salzen, deren Lösungen farblose Ag + -Kationen enthalten. Bei Alkalien Wenn man auf Lösungen von Silbersalzen einwirkt, kann man mit der Bildung von AgOH rechnen, aber stattdessen fällt ein brauner Niederschlag aus Silber(I)-oxid aus: 2AgNO 3 + 2NaOH -> Ag 2 O + 2NaNO 3 + H 2 O Zusätzlich zu Silber(I ) Oxid, bekannt sind die Oxide AgO und Ag 2 O 3. Silbernitrat (Lapis) - AgNO 3 - bildet farblose transparente Kristalle, die in Wasser gut löslich sind. Es wird bei der Herstellung fotografischer Materialien, bei der Herstellung von Spiegeln, in der Galvanisierung und in der Medizin verwendet. Silber neigt wie Kupfer zur Bildung komplexer Verbindungen. Viele wasserunlösliche Silberverbindungen (z. B. Silber(I)-oxid). - Ag 2 O und Silberchlorid - AgCl), lösen sich leicht in einer wässrigen Ammoniaklösung. Komplexe Silbercyanidverbindungen werden für galvanisches Silber verwendet, da sich bei der Elektrolyse von Lösungen dieser Salze eine dichte Schicht aus feinkristallinem Silber auf dem abscheidet Oberfläche von Produkten. Alle Silberverbindungen werden unter Freisetzung von metallischem Schwefel leicht reduziert. Gibt man einer Ammoniaklösung von Silber(I)-oxid in einem Glasbehälter etwas Glucose oder Formalin als Reduktionsmittel zu, so wird metallisches Silber in Form einer dichten glänzenden Spiegelschicht auf der Glasoberfläche freigesetzt. Silberionen unterdrücken die Entwicklung von Bakterien und entkeimen bereits in sehr geringen Konzentrationen das Trinkwasser. In der Medizin werden zur Desinfektion von Schleimhäuten kolloidale Silberlösungen verwendet, die mit speziellen Zusätzen (Protargol, Collargol usw.) stabilisiert sind. Silber ist (zusammen mit anderen Schwermetallen wie Kupfer, Zinn, Quecksilber) in der Lage, eine bakterizide Wirkung auszuüben Wirkung in geringen Konzentrationen (der sogenannte oligodynamische Effekt). Eine ausgeprägte bakterizide Wirkung (die Fähigkeit, bestimmte Bakterien zuverlässig abzutöten) wird bei Konzentrationen von Silberionen über 0,15 mg/l beobachtet. In einer Menge von 0,05 – 0,1 mg/l haben Silberionen lediglich eine bakteriostatische Wirkung (die Fähigkeit, das Wachstum und die Vermehrung von Bakterien zu hemmen).Obwohl die Desinfektionsrate von Silber nicht so hoch ist wie die von Ozon oder UV-Strahlen, können Silberionen lange Zeit im Wasser verbleiben und so eine langfristige Desinfektion bewirken. Der Wirkungsmechanismus von Silber ist noch nicht vollständig geklärt. Wissenschaftler glauben, dass die desinfizierende Wirkung dann beobachtet wird, wenn positiv geladene Silber- und Kupferionen elektrostatische Bindungen mit der negativ geladenen Oberfläche von Mikroorganismenzellen eingehen. Diese elektrostatischen Bindungen erzeugen Spannungen, die die Durchlässigkeit der Zellen beeinträchtigen und das Eindringen lebenswichtiger Nährstoffmengen in die Zellen verringern können. Silber- und Kupferionen dringen in die Zellen ein und interagieren mit Aminosäuren, die Teil von Proteinen sind und im Prozess der Photosynthese verwendet werden. Dadurch wird der Prozess der Umwandlung von Sonnenstrahlung in Nahrung und Energie für Mikroorganismen gestört, was zu deren Tod führt. Zahlreiche Studien belegen die wirksame bakterizide Wirkung von Silberionen auf die meisten pathogenen Mikroorganismen sowie Viren bestätigt worden. Sporenbildende Arten von Mikroorganismen sind jedoch praktisch unempfindlich gegenüber Silber. Die Anreicherung von Wasser mit Silberionen kann auf verschiedene Arten erfolgen: direkter Kontakt von Wasser mit der Silberoberfläche, Behandlung von Wasser mit einer Lösung von Silbersalzen und der Elektrolyt Methode.
Qualitative Reaktion auf Kupferionen
Kaliumhexacyanoferrat (2) K 4 bildet mit einer Kupfersalzlösung einen rotbraunen Niederschlag von Cu 2, der in verdünnten Säuren unlöslich, aber in Ammoniaklösung löslich ist.
Cu 2+ + 4+ ® Cu 2 ¯Zu 3 Tropfen CuSO 4 -Lösung 2 Tropfen K 4 -Salzlösung hinzufügen. Beobachten Sie die Bildung eines roten Niederschlags. Zentrifugieren Sie den Niederschlag und geben Sie 3-5 Tropfen Ammoniaklösung hinzu.
Reaktionen zum Nachweis von Kupferionen Cu2+
Wirkungsweise des Gruppenreagenzes H2S. Schwefelwasserstoff bildet in angesäuerten Lösungen von Kupfersalzen einen schwarzen Niederschlag von Kupfer(II)-sulfid: CuS: CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4,Cu2+ + H2S = CuS + 2H+.
Wirkung von Ammoniumhydroxid NH4OH. Im Überschuss eingenommenes Ammoniumhydroxid NH4OH bildet mit Kupfersalzen ein komplexes Kation von Tetraamminkupfer (II) von intensiv blauer Farbe:
CuSO4 + 4NH4OH = SO4 + 4H2O,
Cu2+ + 4NH4OH = + + 4H2O.
Ag+-Silberionen-Nachweisreaktionen
Wirkung des Gruppenreagenzes HC1. Salzsäure bildet mit Lösungen von Ag+-Salzen einen weißen Niederschlag aus Silberchlorid AgCl, der in Wasser praktisch unlöslich ist:
Ag+ + Cl- = AgCl.
Nachweis von Silberkationen. Salzsäure und Lösungen ihrer Salze (d. h. Cl-Chloridionen) bilden mit Lösungen von Ag+-Salzen einen praktisch wasserunlöslichen weißen Niederschlag aus Silberchlorid AgCl, der sich in einem Überschuss an NH4OH-Lösung gut löst; Dabei entsteht ein wasserlösliches komplexes Silbersalz, Diamminsilberchlorid. Durch die anschließende Einwirkung von Salpetersäure wird das Komplexion zerstört und Silberchlorid fällt wieder aus (zu seinem Nachweis werden diese Eigenschaften von Silbersalzen genutzt):
AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3,
AgCl + 2NH4OH = Cl + 2H2O,
Cl + 2HNO3 = AgCl + 2NH4NO3.
90. Elemente der Gruppe II B. Typische Eigenschaften der wichtigsten Verbindungen, biologische Rolle. Komplexe Natur kupfer- und zinkhaltiger Enzyme. Analytische Reaktionen für Zn 2+-Ionen.
Enzyme sind natürliche Proteinkatalysatoren. Einige Enzyme bestehen aus reinen Proteinen und benötigen zur Entfaltung ihrer Aktivität keine weiteren Stoffe. Es gibt jedoch eine große Gruppe von Enzymen, deren Aktivität nur in Gegenwart bestimmter Nicht-Protein-Verbindungen auftritt. Diese Verbindungen werden Cofaktoren genannt. Cofaktoren können beispielsweise Metallionen oder organische Verbindungen mit komplexer Struktur sein – sie werden üblicherweise als Coenzyme bezeichnet. Es wurde festgestellt, dass für die normale Funktion des Enzyms manchmal sowohl ein Coenzym als auch ein Metallion erforderlich sind, die zusammen mit dem Substratmolekül einen ternären Komplex bilden. Somit sind Metalle als unersetzlicher Bestandteil biologischer Maschinen. Für die Übertragung von Phosphorsäureresten werden Magnesiumionen benötigt, und für die gleichen Zwecke werden auch Kaliumionen benötigt; Für die Hydrolyse von Proteinen sind Zinkionen usw. erforderlich. Im Folgenden werden wir diese Probleme im Detail untersuchen. Enzyme beschleunigen in der Regel die gleiche Art von Reaktionen, und nur wenige von ihnen wirken nur auf eine spezifische und einzelne Reaktion ein. Zu diesen Enzymen mit absoluter Spezifität zählt insbesondere die Harnstoff abbauende Urease. Die meisten Enzyme sind bei der Wahl des Substrats nicht so streng. Dieselbe Hydrolase ist beispielsweise in der Lage, die hydrolytische Zersetzung mehrerer verschiedener Ester zu katalysieren. Als sich die chemische Seite der biologischen Forschung vertiefte und Chemiker zunehmend zu Assistenten und Mitarbeitern von Biologen wurden, nahm die Zahl der neu entdeckten Enzyme stetig zu; Bald mussten sie nicht mehr zu Dutzenden, sondern zu Hunderten gezählt werden. Diese Erweiterung des Spektrums biologischer Katalysatoren führte zu einigen Schwierigkeiten bei der Klassifizierung und Nomenklatur von Enzymen. Bisher wurden Enzyme nach dem Substrat benannt, auf das sie einwirkten, mit der Endung „Aza“. Wenn also ein Enzym auf den Zucker Maltose einwirkt, dann wurde es „Maltase“ genannt, bei Laktose „Laktase“ usw. Derzeit wurde eine Nomenklatur übernommen, in der der Name auch die chemische Funktion des Enzyms widerspiegelt. Das „Aza“-Partikel ist einfachen Enzymen vorbehalten. Ist an der Reaktion ein Komplex von Enzymen beteiligt, spricht man von „System“.
Enzyme werden in sechs Klassen eingeteilt:
Oxidoreduktasen. Dabei handelt es sich um Enzyme, die Redoxreaktionen katalysieren. Beispiele für Oxidoreduktasen sind Pyruvatdehydrogenase, die Wasserstoff aus Brenztraubensäure entfernt, Katalase, die Wasserstoffperoxid zersetzt usw.
Eine Nebenuntergruppe der achten Gruppe des Periodensystems umfasst drei Triaden von D-Elementen und drei künstlich gewonnene und wenig untersuchte Elemente: Hassium, Hs, Meitnerium, Mt, Darmstadtium Ds. Die erste Triade besteht aus den Elementen: Eisen, Fe, Eobalt Co, Nickel Ni; die zweite Triade besteht aus Ruthenium Ru, Radium Ro, Palladium Pd und die dritte Triade besteht aus Osmium Os, Iridium Ir und Platin Pt. Künstlich gewonnenes Hassium, Matehrenium, Darmstadtium mit kurzer Lebensdauer schließen die Reihe der schwersten heute bekannten Elemente ab.
Die meisten der betrachteten Elemente der Gruppe VIIB haben zwei Valenzelektronen in der äußeren Elektronenhülle des Atoms; es sind alles Metalle. An der Bindungsbildung sind neben externen ns-Elektronen auch Elektronen aus der vorletzten Elektronenhülle (n-1)d beteiligt.
Aufgrund der Erhöhung der Kernladung weist das letzte Element jeder Triade eine charakteristische Oxidationsstufe auf, die niedriger ist als die des ersten Elements. Gleichzeitig geht eine Zunahme der Anzahl der Perioden, in denen sich das Element befindet, mit einer Zunahme des charakteristischen Oktlementgrades einher (Tabelle 9.1).
Tabelle 9.1 Charakteristische Oxidationsstufen von Elementen der achten Nebengruppe
Die häufigsten Oxidationsstufen der Elemente in ihren Verbindungen sind in der Tabelle aufgeführt. 41 fett gedruckt.
Diese Elemente werden manchmal in drei Untergruppen unterteilt: die Eisen-Untergruppe (Fe, Ru, Os), die Kobalt-Untergruppe (Co, Rh, Ir) und die Nickel-Untergruppe (Ni, Pd, Pt). Diese Einteilung wird durch die charakteristischen Oxidationsstufen der Elemente (Tabelle 42) und einige andere Eigenschaften gestützt. Beispielsweise sind alle Elemente der Eisenuntergruppe aktive Katalysatoren für die Ammoniaksynthese und die Nickeluntergruppe sind aktive Katalysatoren für die Hydrierungsreaktionen organischer Verbindungen. Elemente der Kobalt-Untergruppe zeichnen sich durch die Bildung komplexer Verbindungen [E(NH 3) 6 ]G 3 aus, wobei G ein Halogenion ist
Die Redoxeigenschaften von Elementen der Gruppe VIIIB werden nach folgendem Schema bestimmt:
Stärkung der oxidativen Eigenschaften von Metallionen
Alle Metalle der Gruppe VIIIB sind katalytisch aktiv. Alle sind mehr oder weniger in der Lage, Wasserstoff aufzunehmen und zu aktivieren; Sie alle bilden farbige Ionen (Verbindungen). Alle Metalle neigen zur Komplexbildung. Ein Vergleich der physikalischen und chemischen Eigenschaften der Elemente der Untergruppe VIII-B zeigt, dass Fe, Ni, Co einander sehr ähnlich sind und sich gleichzeitig stark von den Elementen der beiden anderen Triaden unterscheiden, weshalb sie in die eingeordnet werden Eisenfamilie. Die übrigen sechs stabilen Elemente sind unter einem gemeinsamen Namen vereint – der Familie der Platinmetalle.
Metalle der Eisenfamilie
In der Eisentriade kommt die für D-Elemente im Allgemeinen charakteristische horizontale Analogie am deutlichsten zum Ausdruck. Die Eigenschaften der Elemente der Eisentriade sind in der Tabelle angegeben. 42.
Tabelle 9.2 Eigenschaften der Elemente der Eisentriade
Natürliche Ressourcen. Eisen ist das vierthäufigste Element in der Erdkruste (nach O 2 , Si, Al). Es kommt in freier Form in der Natur vor: Es handelt sich um Eisen meteoritischen Ursprungs. Eisenmeteoriten enthalten im Durchschnitt 90 % Fe, 8,5 % Ni, 0,5 % Co. Im Durchschnitt kommt auf zwanzig Steinmeteoriten ein Eisenmeteorit. Manchmal wird einheimisches Eisen gefunden, das durch geschmolzenes Magma aus den Tiefen der Erde transportiert wird.
Zur Gewinnung von Eisen werden magnetisches Eisenerz Fe 3 O 4 (Magnetitmineral), rotes Eisenerz Fe 2 O 3 (Hämatit) und braunes Eisenerz Fe 2 O 3 x H 2 O (Limonit), FeS 2 - Pyrit verwendet. Im menschlichen Körper ist Eisen im Hämoglobin enthalten.
Kobalt und Nickel kommen in Meteoriten im metallischen Zustand vor. Die wichtigsten Mineralien: Kobaltin CoAsS (Kobaltglanz), Eisen-Nickel-Pyrit (Fe,Ni) 9 S 8. Diese Mineralien kommen in polymetallischen Erzen vor.
Eigenschaften. Eisen, Kobalt und Nickel sind silberweiße Metalle mit gräulichen (Fe), rosafarbenen (Co) und gelblichen (Ni) Farbtönen. Reine Metalle sind fest und duktil. Alle drei Metalle sind ferromagnetisch. Beim Erhitzen auf eine bestimmte Temperatur (Curie-Punkt) verschwinden die ferromagnetischen Eigenschaften und Metalle werden paramagnetisch.
Eisen und Kobalt zeichnen sich durch Polymorphie aus, während Nickel monomorph ist und bis zum Schmelzpunkt eine fcc-Struktur aufweist.
Das Vorhandensein von Verunreinigungen verringert die Beständigkeit dieser Metalle gegenüber aggressiven Atmosphären in Gegenwart von Feuchtigkeit erheblich. Dies führt zur Entwicklung von Korrosion (Eisenrosten), da sich auf der Oberfläche eine lose Schicht einer Mischung aus Oxiden und Hydroxiden unterschiedlicher Zusammensetzung bildet, die die Oberfläche nicht vor weiterer Zerstörung schützt.
Ein Vergleich der Elektrodenpotentiale der E 2+ /E-Systeme für Eisen (-0,441 V), Nickel (- 0,277 V) und Kobalt (- 0,25 V) und des Elektrodenpotentials des Fe 3+ /Fe-Systems (- 0,036 V) zeigt, dass das aktivste Element dieser Triade Eisen ist. Verdünnte Salz-, Schwefel- und Salpetersäure lösen diese Metalle unter Bildung von E 2+-Ionen auf:
Fe + 2HC? =FeC? 2 +H 2 ;
Ni + H 2 SO 4 = NiSO 4 + H 2;
3Co + 8HNO 3 = 3Co(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O;
4Fe + 10HNO 3 = 3Fe(NO 3) 2 + NH 4 No 3 + 3H 2 O.
Stärker konzentrierte Salpetersäure und heiße konzentrierte Schwefelsäure (weniger als 70 %) oxidieren Eisen zu Fe (III) unter Bildung von NO und SO2, zum Beispiel:
Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + No + 2H 2 O;
2Fe + 6H 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 +6H 2 O.
Sehr konzentrierte Salpetersäure (Sp.v. 1.4) passiviert Eisen, Kobalt, Nickel und bildet Oxidfilme auf ihrer Oberfläche.
Fe, Co, Ni sind gegenüber Alkalilösungen stabil, reagieren jedoch bei hohen Temperaturen mit Schmelzen. Alle drei Metalle reagieren unter normalen Bedingungen nicht mit Wasser, aber bei glühender Temperatur interagiert Eisen mit Wasserdampf:
3Fe + 4H 2 oder Fe 3 O 4 + 4H 2.
Kobalt und Nickel sind deutlich korrosionsbeständiger als Eisen, was mit ihrer Stellung in der Reihe der Standardelektrodenpotentiale übereinstimmt.
Feines Eisen in Sauerstoff verbrennt beim Erhitzen zu Fe 3 O 4, dem stabilsten Eisenoxid, und das gleiche Oxid bildet Kobalt. Diese Oxide sind Derivate von Elementen in den Oxidationsstufen +2, +3 (EO E 2 O 3). Die thermische Oxidation von Kobalt und Nickel erfolgt bei höheren Temperaturen und führt zur Bildung von NiO und CoO, die je nach Oxidationsbedingungen eine variable Zusammensetzung aufweisen.
Für Eisen, Nickel, Kobalt sind die Oxide EO und E 2 O 3 bekannt (Tabelle 9.3)
Tabelle 9.3 Sauerstoffhaltige Verbindungen von Elementen der Untergruppe VIIIB
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Artikelname |
Oxidationszustand |
Hydroxide |
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Charakter |
Name |
Ionenformel |
Name |
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Eisen (Fe) |
Basic |
Eisen(II)-hydroxid |
Eisen(II)-Salze |
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Amphoter mit überwiegendem Hauptanteil |
Eisen(III)-hydroxid |
Eisen(III)-Salze |
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Eisensäure |
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Säure |
Eisensäure |
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Kobalt (Co) |
Basic |
Kobalt(II)-hydroxid |
Kobalt(II)-Salze |
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Basic |
Kobalt(III)-hydroxid |
Kobalt(III)-Salze |
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Nickel (Ni) |
Basic |
Nickel(II)-hydroxid |
Nickel(II)-Salze |
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Basic |
Nickel(III)-hydroxid |
Nickel(III)-Salze |
Die Oxide EO und E 2 O 3 können durch Direktsynthese nicht in reiner Form gewonnen werden, da dabei eine Reihe von Oxiden entsteht, von denen jedes eine Phase unterschiedlicher Zusammensetzung darstellt. Sie werden indirekt gewonnen – durch die Zersetzung bestimmter Salze und Hydroxide. Oxid E 2 O 3 ist nur für Eisen stabil und wird durch Dehydratisierung des Hydroxids gewonnen.
EO-Oxide sind in Wasser unlöslich und reagieren weder mit Wasser noch mit alkalischen Lösungen. Das Gleiche gilt auch für die entsprechenden E(OH)2-Hydroxide. E(OH)2-Hydroxide reagieren leicht mit Säuren unter Bildung von Salzen. Die Säure-Base-Eigenschaften von Hydroxiden von Elementen der Eisentriade sind in der Tabelle angegeben. 42.
Eisen(III)-hydroxid Fe(OH) 3 entsteht durch Oxidation von Fe(OH) 2 mit Luftsauerstoff:
4 Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3.
Eine ähnliche Reaktion ist typisch für Kobalt. Nickel(II)hydroxid ist gegenüber Luftsauerstoff stabil. Dadurch verhalten sich E(OH)3-Hydroxide bei der Wechselwirkung mit Säuren unterschiedlich. Bildet Fe(OH) 3 Eisen(III)-Salze, so geht die Reaktion von Co(OH) 3 und Ni(OH) 3 mit Säuren mit deren Reduktion zu E(+2) einher:
Fe(OH) 3 + 3HC? =FeC? 3 + 3H 2 O;
2Ni(OH) 3 + 6HC? = 2NiC? 2+C? 2 + 6H 2 O.
Fe(OH)3-Hydroxid weist auch eine saure Funktion auf und reagiert mit heißen konzentrierten Alkalilösungen unter Bildung von Hydroxokomplexen, beispielsweise Na3. Derivate der Eisensäure HFeO 2 (Ferrite) werden durch Verschmelzen von Alkalien oder Carbonaten mit Fe 2 O 3 erhalten:
2NaOH + Fe 2 O 3 2NaFeO 2 + H 2 O;
MgCO 3 + Fe 2 O 3 MgFe 2 O 4 + CO 2.
Ferrite Me II Fe 2 O 4 gehören zur Klasse der Spinelle. Die oben diskutierten Oxide Fe 3 O 4 und Co 3 O 4 sind formal Spinelle FeFe 2 O 4 und CoCo 2 O 4 .
Im Gegensatz zu Kobalt und Nickel sind Eisenverbindungen bekannt, deren Oxidationsstufe +6 beträgt. Ferrate entstehen durch die Oxidation von Fe(OH) 3 in heißer konzentrierter Lauge in Gegenwart eines Oxidationsmittels:
2Fe +3 (OH) 3 + 10KOH + 3Br 2 = 2K 2 Fe +6 O 4 + 6KBr + 2H 2 O.
Ferrate sind thermisch instabil und verwandeln sich bei leichter Erwärmung (100–2000 °C) in Ferrite:
4K 2 FeO 4 4KfeO 2 + 2K 2 O + 3O 2 .
Im freien Zustand werden Eisensäure und das entsprechende Oxid FeO 3 nicht isoliert. In Bezug auf Löslichkeit und Struktur ähneln Ferrate den entsprechenden Chromaten und Sulfaten. Kaliumferrat entsteht durch Fusion von Fe 2 O 3 mit KNO 3 und KOH:
Fe 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH = 2K 2 feO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O.
Ferrate sind rotviolette kristalline Substanzen. Beim Erhitzen zersetzen sie sich. Die Säure H 2 FeO 4 kann nicht isoliert werden, sie zerfällt sofort in Fe 2 O 3, H 2 O und O 2. Ferrate sind starke Oxidationsmittel. In sauren und neutralen Umgebungen zersetzen sich Ferrate und oxidieren das Wasser:
2Na 2 FeO 4 + 10 H 2 O 4Fe(OH) 3 + 4NaOH + O 2.
Verbindungen mit Nichtmetallen. Die Anzahl der Fe-, Ni- und Co-Halogenide ist relativ gering und sie entsprechen den charakteristischsten Oxidationsstufen +2 und +3. Für Eisen sind die Halogenide FeG 2 und FeG 3 mit Fluor, Chlor und Brom bekannt. Bei direkter Wechselwirkung entstehen FeF 3, FeC? 3, 3. Februar. Dihalogenide werden indirekt durch Auflösen des Metalls (oder seines Oxids) in der entsprechenden Halogenwasserstoffsäure erhalten. Für Kobalt wurden Trifluorid CoF 3 und Trichlorid CoC erhalten? 3. Nickel bildet keine Trihalogenide. Alle Dihalogenide der Eisentriade sind typische salzartige Verbindungen mit einem spürbaren ionischen Beitrag zur chemischen Bindung.
Eisen, Kobalt, Nickel interagieren energetisch mit Chalkogenen und bilden Chalkogenide: EC und EC 2. Monochalkogenide können durch Reaktion der entsprechenden Komponenten in Lösungen erhalten werden:
CoC? 2 + (NH 4) 2 S = CoS + 2NH 4 C?.
Alle Chalkogenide sind Phasen variabler Zusammensetzung.
Verbindungen von Metallen der Eisentriade mit anderen Nichtmetallen (Pniktogene, Kohlenstoff, Silizium, Bor) unterscheiden sich deutlich von den oben diskutierten. Sie alle gehorchen nicht den Regeln der formalen Wertigkeit und die meisten von ihnen haben metallische Eigenschaften.
Eisen, Kobalt und Nickel absorbieren Wasserstoff, gehen damit aber keine bestimmten Verbindungen ein. Beim Erhitzen erhöht sich die Löslichkeit von Wasserstoff in Metallen. Der darin gelöste Wasserstoff liegt in einem atomaren Zustand vor.
Salze sauerstoffhaltiger Säuren und Komplexverbindungen. Alle Salze der Salz-, Schwefel- und Salpetersäure sind wasserlöslich.
Nickel(II)-Salze sind grün, Kobalt(II)-Salze sind blau und ihre Lösungen und kristallinen Hydrate sind beispielsweise rosa, Eisen(II)-Salze sind grünlich und Eisen(III)-Salze sind braun. Die wichtigsten Salze sind: FeC? 3 6H 2 O; FeSO 4 7H 2 O – Eisensulfat, (NH 4) 2 SO 4 FeSO 4 6H 2 O – Mohrs Salz; NH 4 Fe(SO 4) 2 12H 2 O – Ferroammoniumalaun; NiSO 4 6H 2 O usw.
Die Fähigkeit von Eisen-, Kobalt- und Nickelsalzen, kristalline Hydrate zu bilden, weist auf die Tendenz dieser Elemente hin, Komplexe zu bilden. Kristallhydrate sind ein typisches Beispiel für Aquakomplexe:
[E(H 2 O) 6 ](ClO 4) 2; [E(H 2 O) 6 ](NO 3) 2.
Für die Elemente der Eisentriade gibt es zahlreiche anionische Komplexe: Halogenid (Me I (EF 3), Me 2 I [EG 4], Me 3 [EG 4] usw.), Thiocyanat (Me 2 I [E (CNS) 4], Me 4 I [E(CNS) 6 ], Me 3 I [E(CNS) 6 ]), Oxolat (Me 2 I [E(C 2 O 4) 2 ], Me 3 [E(C 2 O 4) 3]). Besonders charakteristisch und stabil sind Cyanidkomplexe: K 4 – Kaliumhexacyanoferrat (II) (gelbes Blutsalz) und K 3 – Kaliumhexacyanoferrat (III) (rotes Blutsalz). Diese Salze sind gute Reagenzien für den Nachweis von Fe+3-Ionen (gelbes Salz) und Fe2+-Ionen (rotes Salz) bei pH ??7:
4Fe 3+ + 4- = Fe 4 3;
Preußischblau
3Fe 2+ + 2 3- = Fe 3 2.
Turnbull blau
Als blauer Farbstoff wird Preußischblau verwendet. Wenn einer Lösung, die Fe 3+ -Ionen enthält, Thiocyanatsalze KCNS zugesetzt werden, verfärbt sich die Lösung aufgrund der Bildung von Eisenthiocyanat blutrot:
FeC? 3 + 3KCNS = Fe(CNS) 3 + 3KC?.
Diese Reaktion ist sehr empfindlich und wird zur Entdeckung des Fe 3+-Ions verwendet.
Kobalt (II) zeichnet sich durch stabile einfache Salze und instabile Komplexverbindungen K2, K4 aus, die sich in Kobalt (III)-Verbindungen umwandeln: K3, C? 3.
Charakteristische Komplexverbindungen von Eisen, Eisen, Kobalt und Nickel sind Carbonyle. Ähnliche Verbindungen wurden bereits früher für Elemente der Chrom- und Mangan-Untergruppen diskutiert. Die typischsten Carbonyle sind jedoch: , , . Eisen- und Nickelcarbonyle werden in Form von Flüssigkeiten bei Normaldruck und 20–60 °C erhalten, indem ein CO-Strom über Metallpulver geleitet wird. Kobaltcarbonyl wird bei 150–200 °C und einem Druck von (2–3) 10 7 Pa erhalten. Das sind orangefarbene Kristalle. Darüber hinaus gibt es Carbonyle komplexerer Zusammensetzung: Fe(CO) 9 und dreikernige Carbonyle, bei denen es sich um Clusterverbindungen handelt.
Alle Carbonyle sind diamagnetisch, da CO-Liganden (wie CN?) ein starkes Feld erzeugen, wodurch die Valenz-d-Elektronen des Komplexbildners nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus p-Bindungen mit CO-Molekülen eingehen. Y-Bindungen werden durch freie Elektronenpaare von CO-Molekülen und den verbleibenden freien Orbitalen des Komplexbildners gebildet:
Nickel (II) hingegen bildet viele stabile Komplexverbindungen: (OH) 2, K 2; Das 2+-Ion ist dunkelblau.
Diese Reaktion wird häufig in der qualitativen und quantitativen Analyse zur Bestimmung von Nickel eingesetzt. Nickel- und insbesondere Kobaltverbindungen sind giftig.
Anwendung. Eisen und seine Legierungen bilden die Grundlage moderner Technik. Nickel und Kobalt sind wichtige Legierungszusätze in Stählen. Hitzebeständige Legierungen auf Nickelbasis (Nichrom mit Ni und Cr usw.) werden häufig verwendet. Münzen, Schmuck und Haushaltsgegenstände werden aus Kupfer-Nickel-Legierungen (Kupfernickel usw.) hergestellt. Viele weitere nickel- und kobalthaltige Legierungen sind von großer praktischer Bedeutung. Insbesondere wird Kobalt als viskoser Bestandteil der Werkstoffe zur Herstellung von Zerspanungswerkzeugen verwendet, in die Partikel aus ausschließlich harten Karbiden MoC und WC eingelagert sind. Galvanische Nickelbeschichtungen von Metallen schützen diese vor Korrosion und verleihen ihnen ein schönes Aussehen.
Metalle der Eisenfamilie und ihre Verbindungen werden häufig als Katalysatoren verwendet. Eisenschwamm mit Zusatzstoffen ist ein Katalysator für die Ammoniaksynthese. Hochdisperses Nickel (Raney-Nickel) ist ein sehr aktiver Katalysator für die Hydrierung organischer Verbindungen, insbesondere Fette. Raney-Nickel wird durch Reaktion einer Alkalilösung mit der intermetallischen Verbindung NiA? gewonnen, während Aluminium ein lösliches Aluminat bildet und Nickel in Form winziger Partikel zurückbleibt. Dieser Katalysator wird unter einer Schicht organischer Flüssigkeit gelagert, da er im trockenen Zustand sofort durch Luftsauerstoff oxidiert wird. Kobalt und Mangan sind Teil des Katalysators, der Ölfarben zugesetzt wird, um deren „Trocknung“ zu beschleunigen.
Fe 2 O 3-Oxid und seine Derivate (Ferrite) werden in der Radioelektronik häufig als magnetische Materialien verwendet.
Es ist der einzige Stoff, der bei Temperaturen bis 0 K flüssig bleibt. Es kristallisiert erst bei einem Druck von 25 atm. hat den niedrigsten Siedepunkt. Bei Temperaturen unter 2,2 K liegt flüssiges Helium als Gemisch aus zwei Flüssigkeiten vor, von denen eine anomale Eigenschaften aufweist – insbesondere Superfluidität (Viskosität ist 10 Milliarden Mal niedriger als die von Wasser).
Helium ist das zweithäufigste Element (nach Wasserstoff) im Universum. Etwa 10 % der Sonne bestehen daraus (entdeckt 1868). Auf der Erde wurde Helium 1895 in Reaktionsgasen gefunden, als das Mineral Kleveit in Säuren gelöst wurde. Die restlichen Edelgase wurden aus der Luft isoliert.
Neon ist ein leichtes Gas: Es ist 1,44-mal leichter als Luft, fast 2-mal leichter als Argon, aber 5-mal schwerer als Helium. Von seinen Eigenschaften her ähnelt es Helium näher als Argon. Das Spektrum von Neon ist reichhaltig: Es enthält mehr als 900 Linien. Die hellsten Linien bilden einen Strahl im roten, orangen und gelben Teil des Spektrums bei Wellen von 6599 bis 5400 Ǻ. Diese Strahlen werden von der Luft und den darin schwebenden Partikeln viel weniger absorbiert und gestreut als kurzwellige Strahlen – Blau, Indigo, Violett.
Als der schottische Chemiker William Ramsay (Ramsay) 1898 in der Alten Welt mit einem Spektroskop die ersten Gasanteile untersuchte, die aus flüssiger Luft verdampften, entdeckte er zusammen mit Morris William Traver in ihnen ein neues Gas, Neon (Ne 6). , ein Inertgas, das in mikroskopischen Mengen in der Luft enthalten ist.
Argon ist ein einatomiges Gas mit einem Siedepunkt (bei Normaldruck) von -185,9 °C (etwas niedriger als Sauerstoff, aber etwas höher als Stickstoff), Schmelzpunkt -189,3 °C. In 100 ml Wasser bei 20 °C 3,3 ml Argon löst sich; Argon löst sich in einigen organischen Lösungsmitteln viel besser als in Wasser.
1894 von J. Rayleigh und dem englischen Physiker W. Ramsay aus der Luft entdeckt. Das Gas zeichnete sich durch eine einatomige Molekülzusammensetzung und nahezu vollständige chemische Inaktivität aus (Argon geht keine chemischen Reaktionen ein). Das neue Gas erhielt seinen Namen (griech. Argos inaktiv).
Krypton ist ein inertes einatomiges Gas ohne Farbe, Geschmack oder Geruch. 3-mal schwerer als Luft. t pl = - 157,3 o C, t sieden = - 152,0 o C, Dichte bei Normalbedingungen. entspricht 3,74 g/l. 1898 von W. Ramsay (England) eröffnet. Anwendung: zum Befüllen von Glühlampen. Kryptonverbindungen sind Oxidationsmittel und Fluorierungsmittel in chemischen Synthesereaktionen.
Xenon ist ein inertes einatomiges Gas ohne Farbe, Geschmack oder Geruch. Tmelt 112 °C, Tt 108 °C, leuchtend in der Entladung violett. Im Jahr 1889 isolierte der englische Wissenschaftler Wu Ramsay aus flüssiger Luft ein Gemisch, in dem mit der Spektralmethode zwei Gase entdeckt wurden: Krypton („verborgen“, „geheim“) und Xenon („fremd“, „ungewöhnlich“).
Radon ist ein radioaktives einatomiges Gas, farb- und geruchlos. Löslichkeit in Wasser 460 ml/l; In organischen Lösungsmitteln und im menschlichen Fettgewebe ist die Löslichkeit von Radon um ein Vielfaches höher als in Wasser. Radons eigene Radioaktivität lässt es fluoreszieren. Gasförmiges und flüssiges Radon fluoresziert mit blauem Licht. Die Farbe des Leuchtens in einer Gasentladung in Radon ist blau.
Farblose Kristalle, wasserlöslich. Das Molekül ist linear. Eine Lösung in Wasser ist ein sehr starkes Oxidationsmittel, insbesondere in einer sauren Umgebung, wo sie Brom und Mangan zu den höchsten Oxidationsstufen von +7 oxidiert. In einer alkalischen Umgebung hydrolysiert es gemäß der Gleichung: XeF 2 + 4KOH = 2Xe + 4KF + O 2 + 2H 2 O
Bei der Wechselwirkung mit Wasser disproportioniert XeF 4: 6XeF H 2 O = 2XeО НF + 4Xe + 3О 2
Es entsteht bei der Hydrolyse von XeF 4. Es ist eine weiße, nichtflüchtige, hochexplosive Substanz, gut wasserlöslich und die Lösung reagiert leicht alkalisch. Wenn Ozon auf eine solche Lösung einwirkt, entsteht ein Salz der Xenonsäure, in dem Xenon eine Oxidationsstufe von +8 hat: XeO 3 + O 3 + 4NaOH = Na 4 XeO 6 + O H 2 O
Kann durch Reaktion von Bariumperxenat mit wasserfreier Schwefelsäure bei niedrigen Temperaturen erhalten werden: Ba 2 C : 3XeО 4 = 2XeО 3 + Xe + 3О 2
