Реакції з простими речовинами
2Fe + Г2 → 2FeГ3 ( Г = F, Cl, Br ); 3Fe + 4I2 → Fe3I8; E + Г2 → EГ2 ( Е = Co, Ni; Г = Cl, Br ); 3Fe + 2O2 → Fe3O4; 3Co + 2O2 → Co3O4; 2Ni + O2 → 2NiO. З іншими металами утворюють сплави. Реакції з найважливішими реагентами E + 2HCl → ECl2 + H2 ( E = Fe, Co, Ni ); E + H2SO4 (розв.) → ESO4 + H2 ( E = Fe, Co, Ni ); 2Fe + 6H2SO4 ( конц.) → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O; Fe + 4HNO3 (розв.) → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O; Fe + 6HNO3 ( конц.) → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O; 3Ni + 8HNO3 (розв.) → 3Ni(NO3)2 + 2NO + 4H2O; 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2; Ni + H2O NiO + H2. Бінарні сполуки В бінарних сполуках Fe, Co, Ni проявляють тільки два ступені окиснення: +2 та +3, при цьому у заліза більш стійкі сполуки Fe3+, а у нікеля – Ni+2. У кобальта існують сполуки в обох ступенях окиснення, але більш характерні Со+2. Сполуки з воднем Fe, Co та Ni не утворюють з воднем сполук певного складу, але розчиняють його як у твердому, так і в рідкому стані, особливо нікель, чим і пояснюється його висока каталітична активність у реакціях гідрування. Галогеніди Галогеніди Fe, Co та Ni утворюються як при безпосередній взаємодії металів з галогенами ( в основному при нагріванні ), так і при термічному розкладі більш складних сполук, а також при взаємодії металів з галогеноводнями та в результаті інших процесів: 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3; Ni + Cl2 → NiCl2; Fe + I2 → Fe3I8 ( FeI2 ∙ 2FeI3 ); (NH4)2[NiF4] NiF2 + 2HF + 2NH3; E + 2HГ → EГ2 + H2 ( E = Fe, Co, Ni; Г = F, Cl, Br, I ); 2FeCl3 + H2 → 2FeCl2 + 2HCl; 2FeCl3 + Fe → 3FeCl2; NiO + 2HBr → NiBr2 + H2O. Відомі фториди, хлориди, броміди, йодиди заліза (ІІ), кобальта (ІІ) та нікелю (ІІ). Із галогенідів металів у ступені окислення +3 відомі лише FeF3, FeCl3, FeBr3. Стійкість галогенідів у ряду фториди – йодиди зменшується. Ni cтійкий проти дії F2. Сполука NiF2, що утворюється, нелетка, створює на поверхні металу захисну плівку. З нікелю виготовляють апаратуру, що працює в атмосфері F2. Оксиди Fe, Co та Ni утворюють оксиди типу ЕО, Е2О3 та Е3О4 ( Е = Fe, Со ). Оксиди Ni2О3 та Со2О3 нестійкі. Всі оксиди є твердими речовинами з великою часткою нестехіометричності, нерозчинні у воді. Оксиди Fe, Co та Ni утворюються як при безпосередньому окисненні металів, так і в результаті термічного розкладу карбонатів, нітратів, гідроксидів: 3Co + 2O2 → Co3O4; 2Co(NO3)2 2CoO + 4NO2 + O2; 4Fe(NO3)3 2Fe2O3 + 12NO2 + 3O2; NiCO3 NiO + CO2; Fe(OH)2 FeO + H2O; 2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O; Оксиди типу ЕО можна одержати відновленням оксидів Е2О3 воднем чи СО: Fe2O3 + CO 2FeO + CO2. При нагріванні оксиди ЕО легко переходять в оксиди типу Е2О3 чи Е3О4: 4FeO + O2 2Fe2O3; 6CoO + O2 2Co3O4. При нагріванні з відновниками ( Н2, СО, С тощо ) оксиди ЕО, Е2О3, Е3О4 відновлюються до металів: NiO + H2 Ni + H2O; FeO + CO Fe + CO2; Co3O4 + 4C 3Co + 4CO. Оксиди ЕО проявляють основні властивості, реагують з кислотами з утворенням солей Е2+: NiO + 2CH3COOH → Ni(CH3COO)2 + H2O; CoO + H2SO4 → CoSO4 + H2O; FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O. СоО частково сплавляється з надлишком лугів, утворюючи яскраво - сині кобальтити . Із оксидів Е2О3 стійким є лише Fe2O3 . Він зустрічається у природі у вигляді мінералу гематиту. Fe2O3 – амфотерний оксид з переважно основними властивостями, що проявляється в реакціях його з кислотами: Fe2O3 + 6HCl → 2FeCl3 + 3H2O; Fe2O3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3H2O, Fe2O3 також сплавляється з лугами та карбонатами лужних металів з утворенням метаферитів, проявляючи при цьому кислотні властивості: Na2CO3 + Fe2O3 → 2NaFeO2 + CO2; 2KOH + Fe2O3 → 2KFeO2 + CO2 . Метаферити повністю руйнуються водою: 2NaFeO2 + H2O → Fe2O3 + 2NaOH Оксиди Fe3O4 та Co3O4 вважають солями та . Fe3O4 зустрічається в природі у вигляді мінерала магнетита. Fe3O4 стійкий до дії хімічних реагентів, при нагріванні розчиняється у кислотах: Fe3O4 + 4H2SO4 → FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 4H2O Co3O4 менш стійкий; при нагріванні перетворюється на СоО, розчиняється в НСl, H2SO4, HNO3: 2Co3O4 6CoO + O2; Co3O4 + 8HCl → 3CoCl2 + Cl2 + 4H2O; 2Co3O4 + 6H2SO4 → 6CoSO4 + O2 + 6H2O; 2Co3O4 + 12HNO3 → 6Co(NO3)2 + O2 + 6H2O. Co3O4 використовують для виготовлення скла, що поглинає ультрафіолетове проміння. ©2015 arhivinfo.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.
|