химический каталог




Общая и неорганическая химия

Автор Н.С.Ахметов

СО-Так, в жидком аммиаке Fe(CO)s взаимодействует с натрием: 636

О -2

Fe(CO)5 + 2Na = Na2[Fe(CO)4] + СО а в спиртовом растворе — со щелочью:

Fe(CO)5 + 4К0Н = K2[Fe(CO)4] + К2С03 + 2Н20 ? 1

Соединения типа M2[Fe(CO)4] являются солями. Они легко гидролизуют-ся, образуя гидрокарбонил H2[Fe(CO)4]. Ион [Fe(CO)4]2" можно рассматривать как производное железа в степени окисления —2. В качестве производного ,железа в степени окисления —1 можно рассматривать ион [Fe2(CO)8]2". Известны также H2[Ru(CO)4] и H2[Os(CO)4].

При осторожном окислении Fe(CO)s галогенами одна из СО-групп замещается на два атома галогена:

Fe(CO)5 + I2 = [Fe(CO)4]I2 + СО

Для Fe(0), Ru(0) и Os(0) известны также нитрозилы 3(N0)4, нитрозилкар-бонилы 3(CO)2(NO)2, соединения типа Fe(NO)2(PF3)2 и др.

Соединения Fe(n). Для железа (II) наиболее типично координационное число 6, что соответствует октаэдрическому расположению связей в комплексах и структурных единицах (см. табл. 43). Железо (II) шестикоординационно, например, в кристаллах FeO (структура типа NaCl), FeF2 (структура типа рутила), FeCl2 (слоистая структура, рис. 236, б) и в многочисленных комплексных ионах Ре(ОН2)б]2*, [FeFg]4", [Fe(CN)6]4" и др. Имеются также тетраэдрические комплексы типа [FeCl]2", [Fe(NCS)]2\

В водных растворах существуют катионные аквакомплексы [Fe(OH2)eP*, имеющие бледно-зеленую окраску. Гексааквакомплексы образуются при растворении в воде солей Fe (II) или при взаимодействии с разбавленными кислотами железа, оксида FeO (черный), гид-роксида Fe(OH)2 (зеленый), сульфида FeS (черный), карбоната FeC03 (белый), например:

FeO + 20Н* + ЗН20 = [Fe(OH2)6p*

FeC03 + 20Щ + 3H20 = [Fe(OH2)6]2+ + С02

Железо (II) образует соли почти со всеми анионами. При выпаривании из водных растворов обычно выделяются зеленые кристаллогидраты, например Ре(СЮ4)2-6Н20, Fe(N03)2-6Н20, FeS04-7H20, FeBr2-•6Н20, (NH4)2Fe(S04)2-6H20 (соль Мора).

637

Как и большинство других комплексов Fe(II), акваион [Fe(OH2)]|* парамагнитен, что соответствует электронной конфигурации:

(WFF*1 .ff*1

х -у

-Т--Г-«; +++

Fe(OH2)^ +

За счет потери одного электрона ион [Fe(OH2)6]2* довольно легко окисляется до [Fe(0H2)6]3*:

»; -f-t-

«I-FR + +

Fe(OH2)J*

Стандартный потенциал системы Fe3* + е = Fe2* равен 0,77 В, поэтому ион Fe2* может окисляться молекулярным кислородом:

Из катионных комплексов Fe(II) известны также амминокомплексы Fe(NH3)|+. Аммиакаты образуются за счет взаимодействия аммиака с безводными соединениями железа (II), например с его галогенидами. Аммиакаты устойчивы лишь в твердом состоянии и в насыщенных водных растворах аммиака. При растворении в воде аммиакаты Fe (II) легко разрушаются:

[Fe(NH3)6]Cl2 + 2Н20 ^ Fe(OH)2 + 2NH4C1 + 4NH3

Значительно более устойчивы в растворах хелатные амминокомплексы. Важнейшим хелатным комплексом железа (II) является так называемый геж-комп-леке порфирина с Fe(II):

:С—

-?v

02 + 4Н* + 4 е- = 2Н20,

1,23 В

2Fe2* + 7202 + 2Н* = 2Fe3* + Н20 ^9е = 0,45 В

В присутствии влаги постепенно окисляются кислородом воздуха твердые FeC03 и FeS, например:

4FeS + 02 + 10Н2О = 4Fe(OH)3 + 4H2S

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

4Fe(OH)2 + 02 + 2Н20 = 4Fe(OH)3

В аналитической практике для количественного определения Fe2* используется реакция

5[FE(OH2)6P+ + МПО; + 80Н* = 5[FE(OH2)6P* + [МП(ОН2)6]2+ + 6Н20 ИЛИ

5FE2+ + МПО; + 8Н+ = 5FE3+ + Мп2+ + 4н20

638

Гем входит в состав гемоглобина, выполняющего в организме функцию переносчика кислорода. Активным центром в процессе связывания кислорода является атом железа (II) гема. Процесс присоединения кислорода обратим: в легких, где парциальное давление кислорода высокое, молекула 02 присоединяется к атому железа (II), а в тканях, где парциальное давление кислорода низкое, кислород освобождается.

Производные анионных комплексов железа (II) — ферриты (II) — в

большинстве малостойки и напоминают двойные соли. К ним относят-

? 1 +1

ся, например, M2[FeCl4] и M2[Fe(NCS)4]. При кипячении (в восстановительной атмосфере) в концентрированных щелочах Fe(OH)2 образует гексагидроксоферраты(Н), например зеленые Na4[Fe(OH)6], Ba2[Fe(OH)6]. В воде гексагидроксоферраты (II) полностью разрушаются.

Для железа (II) наиболее устойчив и легко образуется цианидный комплекс [Fe(CN)6]4- (Ку = 8-Ю36):

6KCN + FeS04 = K4[Fe(CN)6] + K2S04

639

«г-ff 4f -Н-

Цианид железа (II) Fe(CN)2, как и цианиды других d-элементов, в воде не растворяется, но за счет комплексообразования легко растворяется в присутствии основных цианидов:

4KCN + Fe(CN)2 = K4[Fe(CN6]

Образование цианидных комплексов объясняется так же, как и карбонильных (см. рис. 232). В образовании химической связи принимают участие все валентные электроны и орбитали rf-элемента (за счет донорно-акцепторного и дативного механизмов). Например, распределение валентных электронов в ионе Fe(CN)4.' аналогично рас

страница 199
< К СПИСКУ КНИГ > 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 119 120 121 122 123 124 125 126 127 128 129 130 131 132 133 134 135 136 137 138 139 140 141 142 143 144 145 146 147 148 149 150 151 152 153 154 155 156 157 158 159 160 161 162 163 164 165 166 167 168 169 170 171 172 173 174 175 176 177 178 179 180 181 182 183 184 185 186 187 188 189 190 191 192 193 194 195 196 197 198 199 200 201 202 203 204 205 206 207 208 209 210 211 212 213 214 215 216 217 218 219 220 221 222 223 224 225 226 227 228 229 230 231 232 233

Скачать книгу "Общая и неорганическая химия" (5.36Mb)


[каталог]  [статьи]  [доска объявлений]  [прайс-листы]  [форум]  [обратная связь]

 

 

Реклама
решение для хранения вещей
участки с ижс на новой риге
ремонт вмятины с покраской в пензе цена
стул самба хром

Рекомендуемые книги

Введение в химию окружающей среды.

Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности. Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах. Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга читателей.

Химия и технология редких и рассеянных элементов.

Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во второй части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана, лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия, тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по 1972 год включительно.

 

 



Рейтинг@Mail.ru Rambler's Top100

Copyright © 2001-2012
(04.12.2016)