Малорастворимые соли щелочных металлов

Обновлено: 08.01.2025

К малорастворимым солям уранила относятся: трехзамещен-ные фосфаты, кислые одно - и двухзамещенные двойные фосфаты уранила и щелочных металлов, а также фосфаты уранила и аммония, оксалат, уранилванадаты щелочных металлов, молибдаты, воль-фраматы, ферроцианид. Некоторые из перечисленных солей [ UO2C2O4 - 3H2O, ( и02) з ( РО4Ь, UO2 ( H2PO4) 2 UO2HPO4, ( Ш2) 2Р2О7 ] используются в технологии для выделения урана. [33]

К малорастворимым солям элементов ШБ-группы относятся карбонаты, оксалаты, фосфаты и фториды. СОз) 2 ], Кз [ 8с ( С204) з ] и др. Большинство таких ацидокомплексов растворимо в воде. Растворимость сульфатов уменьшается с увеличением температуры. [34]

К малорастворимым солям щелочных металлов относятся фторид лития, смешанный уранилацетат натрия и цинка ( NaZn [ UO2 ( CH3COO) 3 ] 3 - 6H2O), применяемый для определения натрия. Плохо растворимы перхлораты и гексахлороплатинаты ( M2lPtCl6) ] калия, рубидия и цезия. [35]

Они образуют малорастворимые соли [ Ni ( cp) 2 ] [ PtCl6 ], [ Co ( cp) 2 ] [ B ( Ph) 4 ], a [ Co ( cp) 2 ] - устойчивое сильное основание [ Со ( ср) 2 ] ОН, поглощающее СО2 из воздуха. [36]

Лаками называются малорастворимые соли органических красителей . В частности, лаки образуются при соединении нерастворимых гидроокисей и кислот ( А1 ( ОН) 3, H2Sn03 и др.) с красителями. [37]

Небольшое количество малорастворимой соли тщательно растирают в ступке и переносят в колбу, где промывают несколько раз очищенной водой, электропроводность которой определена ранее. Соль заливают водой и колбу выдерживают 10 - 15 мин в термостате при температуре опыта. После этого раствор слегка взбалтывают и небольшую порцию мутного, но без осадка раствора переносят в измерительнй сосуд. Дождавшись осветления раствора, производят измерение его сопротивления. [38]

Рассмотрим растворимость малорастворимых солей . Для растворов этих солей величины концентрационных коэффициентов активности у близки к единице. [39]

Для определения малорастворимых солей удобно применять сочетание статических и динамических методов. Если соли нерастворимы в воде, но растворимы в слабокислых средах, то их определение выполняется чрезвычайно просто. В этом случае при встряхивании соли с суспензией катионита в Н - форме происходит быстрое растворение. Чтобы достичь полного превращения, полученный раствор пропускают через колонку с катионитом в Н - форме. Этот метод, впервые изученный Самуэльсоном [88], был проверен на ортофос-фатах ряда двухвалентных металлов: кальция, стронция, бария, марганца, цинка, кобальта и никеля. [40]

При осаждении малорастворимой соли могут происходить потери осадка вследствие растворимости или пептизации его, соосаждение или последующее осаждение посторонних веществ. При кислотно-основном титровании возможно несоответствие между сигналом индикатора и точкой эквивалентности. При титровании по методу окисления - восстановления могут сложиться неблагоприятные условия равновесия, но более часто здесь встречается нестехиомет-ричность, связанная с медленным течением реакции и протеканием непредвиденных побочных и индуцированных реакций. В хроматографии трудности связаны с необратимой адсорбцией на стационарной фазе и недостаточно четким разделением. [41]

Образование осадка малорастворимой соли Сз31пС1б - микрохимическая реакция на ион индия. [42]

В случае малорастворимых солей , как, например, Agl, образование аммиачного комплекса не происходит. [43]

Растворимость некоторых малорастворимых солей увеличивается в присутствии других солей, не имеющих с ними общих ионов. Известно, что растворимость BaSO, SrSO4 и CaSO4 увеличивается с прибавлением растворов KNO3, NaCl и др., причем растворимость солей увеличивается с повышением концентрации прибавленной соли. Это явление называют солевым эффектом. [44]

На растворимость малорастворимых солей , образованных анионами слабых кислот, влияет и нейтральная среда. [45]

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

Если у тебя прекрасная жена, офигительная любовница, крутая тачка, нет проблем с властями и налоговыми службами, а когда ты выходишь на улицу всегда светит солнце и прохожие тебе улыбаются - скажи НЕТ наркотикам. Законы Мерфи (еще. )

Растворимость - соль - щелочной металл

Растворимость солей щелочных металлов с повышением температуры, как правило, возрастает. В ряду Li - Cs тенденция к образованию кристаллогидратов солей уменьшается ( их известно много для лития, меньше - для натрия и совсем мало - для других щелочных металлов), что обусловлено ростом радиусов ионов. [1]

Растворимость солей щелочных металлов с повышением температуры, как правило, возрастает. [2]

Растворимость солей щелочных металлов с повышением температуры, как правило, возрастает. В кристаллогидратах ионы щелочных металлов проявляют следующие координационные числа ( к. [3]

Растворимость солей щелочных металлов висмутиодисто-водородной кислоты уменьшается в ряду К, Rb, Cs параллельно увеличению объема катиона. При замене иона цезия более объемистым катионом органического основания наблюдается дальнейшее уменьшение растворимости соли и увеличение чувствительности реакции. [5]

Интересная закономерность наблюдается в изменении растворимости солей щелочных металлов при переходе от лития к цезию. Из солей слабых кислот наименьшую растворимость имеют соли лития, а наибольшую - соли цезия; из солей сильных кислот наибольшей растворимостью обладают соли лития, растворимость падает при переходе к цезию. [6]

Ион NH 4 отнесен к первой группе, потому что растворимость его солей близка к растворимости солей щелочных металлов . Свойства иона Mg2 позволяют включить его и в первую и во вторую группу. [7]

Ион аммония NHf относится к группе щелочных металлов потому, что растворимость его солей сходна с растворимостью солей щелочных металлов , особенно калия и рубидия. [8]

Ион аммония NH относится к группе щелочных металлов потому, что растворимость его солей сходна с растворимостью солей щелочных металлов , особенно калия и рубидия. [9]

Связь между сольватацией и растворимостью наиболее прямо усматривается в случае растворов электролитов. Поучительно было бы сопоставить растворимость солей щелочных металлов , у которых, как мы видели ( см. раздел о кислотах и основаниях), при переходе от катиона Ы к катиону Cs существенно ослабевают кислотные свойства. В соответствии с этим в растворителе, обладающем достаточно четко выраженными основными свойствами, - диметилформамиде ( ДМФА) при переходе от LiCl к NaCl растворимость падает чуть ли не в 1000 раз; растворимость же еще более слабой кислоты ( по отношению к основанию ДМФА) К. [10]

К I аналитической группе относится также МН - ион. &) приблизительно равен радиусу иена калия, а растворимость его солей напоминает растворимость солей щелочных металлов . При определении растворимости солей щелочных металлов и аммония можно пользоваться следующим правилом: все соли щелочных металлов и аммония практически растворимы в воде. Это правило имеет лишь редкие исключения. Нерастворимы в воде только те соли щелочных металлов, в состав которых входят крупные анионы. [12]

К первой группе катионов, как указано выше, кроме К и Na, отнесены NH4 - и М § 2 -ионы. Ион NH4 отнесен первой группе, потому что растворимость его солей близка к растворимости солей щелочных металлов . Свойства иона Mg2 позволяют включить его и в первую и во вторую группу. [13]

Большинство солей лития хорошо растворяются в воде, а также в органических растворителях - предельных спиртах, ди-этиловом эфире, пиридине. Эти растворы, как правило, имеют высокую электропроводность, причем в изменении растворимости солей щелочных металлов при переходе от лития к цезию имеется вполне определенная закономерность. Для солей слабых кислот ( HF, Н2СО3) растворимость увеличивается от лития к цезию, в случае же такой сильной кислоты, как НС1О4, наоборот, от цезия к литию. [15]

Вопрос про нерастворимые соли

Вы используете Internet Explorer устаревшей и не поддерживаемой более версии. Чтобы не было проблем с отображением сайтов или форумов обновите его до версии 7.0 или более новой. Ещё лучше - поставьте браузер Opera или Mozilla Firefox.

Обсудить и задать вопросы можно в этой теме.

Anika

координатор

Вот. зачесалось в голове.
Бывают ли нерастворимые в воде соли щелочных металлов?
А нитраты - бывают нерастворимые?
Не помню таких

Balancer

администратор

Anika> Бывают ли нерастворимые в воде соли щелочных металлов?

Труднорастворимых много. Начиная от обычного гидрокарбоната натрия aka соды пищевой или гидротартрата калия. Есть и совсем плохо растворимые, но уже сложные, часто комплексные. Вообще, дофига разных.

Anika> А нитраты - бывают нерастворимые?

А так, вроде, нитрат циркония плохо растворим.

Но, вообще, среди неорганики, да, малорастворимые нитраты — это страшная редкость.

Anika> Бывают ли нерастворимые в воде соли щелочных металлов?
Anika> А нитраты - бывают нерастворимые?

Есть справочник, там вся неорганика с растворимостями в разном. Что-то конкретное интересует, или хотите полистать?

Balancer> Труднорастворимых много. Начиная от обычного гидрокарбоната натрия aka соды пищевой.
Знаешь, Рома - меня иногда посещает изжога. И уж растворимость пищевой соды я знаю неплохо. Ни хрена не трудно, а легкорастворимая.

старожил

либо органика, типа гидротартрата калия, либо хитрые соли слабых кислот, типа Na[Sb(OH)6], либо некоторые соли галогеновых кислот

Как показали исследования, те кто занимается утренней гимнастикой умирают гораздо реже, потому что их гораздо меньше.

au> Есть справочник, там вся неорганика с растворимостями в разном. Что-то конкретное интересует, или хотите полистать?
В смысле - есть с Сети, или есть под рукой? Если первое - кинь ссылку, если второе - то конкретный вопрос обозначен первым постом

Anika> Знаешь, Рома - меня иногда посещает изжога. И уж растворимость пищевой соды я знаю неплохо. Ни хрена не трудно, а легкорастворимая.

нифига, иначе ею не смогли бы пользоваться как абразивом для мытья посуды

Anika>> Бывают ли нерастворимые в воде соли щелочных металлов?
ahs> либо органика, типа гидротартрата калия, либо хитрые соли слабых кислот, типа Na[Sb(OH)6], либо некоторые соли галогеновых кислот
Насчёт тартрата - щас посмотрю, спасибо.
Anika>> А нитраты - бывают нерастворимые?
ahs> карбамиднитрат
Ну, ты бы ещё тротил предложил. Не то.
Я грешен - забыл упомянуть, что интересует ионное соединение, а не навороченная азот-органика

Anika> В смысле - есть с Сети, или есть под рукой? Если первое - кинь ссылку, если второе - то конкретный вопрос обозначен первым постом

У меня есть CRC Handbook of Chemistry & Physics 88ed.rar
В сети есть вот что-то. Смотреть тут: Section 4 — Properties of the Elements and Inorganic Compounds

Handbook of Chemistry and Physics

з.ы. Вроде без подписки не дают, так что если что-то конкретное. Там в столбик все неогранические соединения элементов по алфавиту, так что выцеживать из них соли щелочных слишком скучно.

Anika>> Бывают ли нерастворимые в воде соли щелочных металлов?
ahs> либо органика, типа гидротартрата калия.
Не то, брат, не то!

Гидротартрат калия (винный камень) K(HC4H4O6) . 0,5H2O - бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде, кислое на вкус. Образуется при брожении виноградного сока.

Карбонат лития хреново растворим. Причем у него забавная температурная зависимость растворимости: в горячей воде он, как ни странно, растворяется хуже, чем в холодной. Ну а из простых нитратов все растворимо. Нитрат-ионы только какими нибудь хитрыми комплексами связать можно.

В человеке всё должно быть прекрасно: погоны, кокарда, исподнее. Иначе это не человек, а млекопитающее

varban

Anika> В смысле - есть с Сети, или есть под рукой? Если первое - кинь ссылку,

Так я кидал Правда, давно.

Справочники » Chem Analytica - химия, аналитическая химия, аналитическая химия учебник, физическая химия, химия кислоты, химический анализ, органическая химия, физико химические методы анализа, аналитическая химия скачать бесплатно, лабораторное оборудование, лабораторная мебель, аналитическая химия лекции

Соли щелочных и щелочноземельных

Соли щелочных и щелочноземельных металлов, образованные сильными кислотами (NaCl, Ca(NO 3 ) 2 и др.), не гидролизуются. Соли и другие соединения щелочных и щелочноземельных металлов изменяют окраску пламени

Жесткость воды

• Жесткость воды — это совокупность свойств, обусловленных содержанием в воде катионов кальция Са 2+

и магния Mg 2+ .

Один из возможных их источников — горные поро ды (известняки, доломиты), которые растворяются в резуль тате

контакта с природной водой.

Анионами растворимых солей Са 2+ и Mg 2+ могут быть гидрокарбонат-ионы НСО 3– , сульфат-ионы SO 42– и режехлорид-ионы Сl – . Различают временную (карбонатную) же -

сткость воды, обусловленную наличием в воде гидрокарбонатов кальция Са(НСО 3 ) 2 и магния Mg(HCO 3 ) 2 , и постоянную жесткость воды, обусловленную наличием в воде сульфатов кальция и магния CaSO 4 , MgSO 4 , хлоридов кальция и магния СаСl 2 , MgCl 2 и других солей.

В жесткой воде плохо развариваются продукты питания,

так как катионы кальция Са 2+ с белками пищи образуют нерастворимые соединения. В такой воде плохо заварива ются

чай, кофе. Постоянное употребление жесткой воды может

привести к расслаблению желудка и отложению солей в организме человека. Употребление в пищу щавеля в районах с повышенным содержанием в воде ионов Са 2+ приводит к обра-

зованию в организме соли щавелевой кислоты — оксалата

кальция СаС 2 О 4 , который труднораство рим в воде. В результате этого образуются камни в почках (мочекаменная болезнь).

Временную (карбонатную) жесткость воды устраняют кипячением, так как при этом гидрокарбонаты кальция и магния разлагаются, образуя карбонат кальция и гидроксид магния:

Са(НСО3)2 = CaCO3_ + Н2О + СО2

Mg(HCO3)2 = Mg(OH)2_ + 2СО2

Постоянную жесткость воды кипячением устранить нельзя.

Для устранения общей жесткости воды добавляют смесь

гашеной извести Са(ОН) 2 и соды Na 2 CO 3 (известково-содовый способ). При этом временная жесткость воды уст раняется гашеной известью:

Са 2+ + 2НСО 3– + Са 2+ + 2ОН – = 2СаСО 3 _ + 2Н 2 О

Mg 2+ + 2НСО 3– + 2Са 2+ + 2OН – = Mg(OH) 2 _ + 2СаСО 3 _ + 2Н 2 О

а постоянная — содой:

СаСl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 _ + 2NaCl

Ca 2+ + CO 32– = CaCO 3 _

MgSO4 + Na2CO3 = MgCO3_ + Na2SO4

Mg2+ + CO32– = MgCO3_

Применение

В медицинской практике широко используются соеди нения, образованные щелочными и щелочноземельными металлами. Некоторые из них:0,9 %-й раствор хлорида натрия NaCl — физиологиче ский раствор, применяемый при большой потере крови;

Na2SO4 · 10Н2О — глауберова соль — применяется как слабительное средство;

MgO — оксид магния — применяется в малых дозах как

нейтрализующее средство при отравлении кислотами; вхо дит

в состав зубных порошков;

3MgCO3 · Mg(OH)2 · 3H2O — гидроксид-карбонат магния — применяется в качестве присыпки;

MgSO4 · 7H2O — английская соль — применяется как слабительное средство;

CaSO4 · 2Н2О — гипс — используется для наложения повязок при переломах костей.

Катионы щелочных и щелочноземельных металлов необходимы и для нормальной жизнедеятельности растительных организмов. Например, хлорофилл содержит до

2 % магния, отсутствие катионов калия приводит к гибели растений.

Для восполнения калия в почве обычно применяют калийные удобрения. Источником их получения служат соединения калия, распространенные в природе: сильвинитNaCl · KCl, каинит MgSO4 · KCl · 3H2O, древесная и торфяная зола, содержащие поташ К2СО3.

Получение

Алюминий получают электролизом оксида алюминия

Al2O3 в расплаве криолита Na3[AlF6]. Процесс электролиза в конечном итоге сводится к разложению Аl2О3 электрическим

Химические свойства

Алюминий — сильный восстановитель, он находится в левой части электрохими ческого

ряда напряжений металлов. Алюминий реагирует со многими

простыми и сложными веществами.

I. Взаимодействие алюминия

с простыми веществами

1 . Алюминий легко соединяется с кислородом при комнатной температуре, при этом на поверхности алюминия образуется оксидная пленка (слой Аl2О3). Эта пленка очень

тонкая (~10–5 мм), но прочная. Она защищает алюминий

от дальнейшего окисления, поэтому называется защитной

Порошок алюминия сгорает в пламени горелки:

4Аl + 3О2 = 2Аl2О3

2. При взаимодействии с галогенами образуются галогениды:

2Аl + 3Сl2 = 2АlСl3

2Аl + 3Br2 = 2АlBr3

3. При взаимодействии с серой образуется сульфид:

4. При взаимодействии с азотом при высокой темпера туре

5. При очень высокой температуре алюминий взаимо дей ству ет с углеродом и образует карбид:

II. Взаимодействие алюминия

со сложными веществами

1. Если с поверхности алюминия удалить оксидную пленку,

то он активно взаимодействует с водой:

2Аl + 6Н2О = 2Аl(ОН)3 + 3H2

2. При высокой температуре алюминий реагирует с ок сидами металлов, при этом образуется свободный металл и

оксид алюминия. Взаимодействие алюминия при высокой

температуре с оксидами металлов называется алюминотер мией. Алюминотермию используют в металлургии для

по лучения металлов:

2AI + Fe2O3 = 2Fe + Аl2О3

3. Взаимодействие с разбавленными кислотами (НСl,H2SO4):

а) 2Аl + 6НСl = 2АlСl3 + 3H2

б) 2AI + 3H2SO4 = AI2(SO4)3 + 3H2

4. Взаимодействие с концентрированной серной кисло той при нагревании:

8Аl + 15H3SO4 = 4Al2(SO4)3 + 3H2S _ + 12Н2О

На холоду алюминий не взаимодействует с концентрированной H2SO4, так как пассивируется ею.

5. С концентрированной азотной кислотой алюминий не

реагирует. Она пассивирует алюминий. Поэтому концент рированную азотную кислоту хранят в алюминиевых емко стях. С разбавленной азотной кислотой алюминий реагирует с образованием оксида азота (II):

Аl + 4HNO3 = Al(NO3)3 + NO + 2Н2О

6. Взаимодействие алюминия со щелочами. Алюминий, как и другие металлы, образующие амфотерные оксиды и гидроксиды, взаимодействует с растворами щелочей.

Рассмотрим механизм этого взаимодействия. Алюминий

при обычных условиях, как уже было отмечено, покрыт защитной пленкой оксида Аl2О3. При погружении алюми ния

в раствор щелочи эта пленка растворяется:

Аl2О3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + Н2О

Освобожденный от защитной пленки алюминий, буду чи активным металлом

с водой подобно щелочным и щелочноземельным метал-

2Al + 6Н2O = 2Аl(ОН)3 + 3H2

Образовавшийся гидроксид алюминия, являясь амфотерным гидроксидом, взаимодействует со щелочью:

Аl(ОН)3 + NaOH = NaAIO2 + 2Н2О

Соединения алюминия

Оксид алюминия Аl2О3 — белое твердое вещество, не ра створяется в воде, температура плавления 2050 °С. Оксид алю-

миния проявляет амфотерные свойства и взаимодей ствует

с кислотами и с основаниями:

Аl2О3 + 6НСl = 2АlСl3 + 3H2О

Аl2О3 + 2NaOH = 2NaAlО2 + Н2О

Гидроксид алюминия Аl(ОН)3 — белое твердое вещество,

не растворяется в воде, обладает амфотерными свойствами.

Гидроксид алюминия реагирует с кислотами и основания ми,

т. е. Аl(ОН)3 в зависимости от условий проявляет сла бые основные или слабые кислотные свойства.

1. Взаимодействие гидроксида алюминия с кислотами:

Аl(ОН)3 + 3HСl = АlСl3 + 3H2О

2. Взаимодействие Аl(ОН)3 со щелочами:

AI(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O

Аl(ОН)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]

3. Термическое разложение гидроксида алюминия.

При высокой температуре Аl(ОН)3 разлагается на оксид алюминия и воду:

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

Нахождение в природе

Железо является вторым по распространенности металлом в природе (после алюминия). В свободном состоянии железо встречается только в метеоритах. Наиболее важные природные соединения:

Fe2O3 · 3H2О — бурый железняк,

Fe2O3 — красный железняк,

Fe3O4(FeO · Fe2O3) — магнитный железняк,

FeS2 — железный колчедан (пирит).

Соединения железа входят в состав живых организмов.

В промышленности железо получают восстановлением

его из железных руд углеродом (коксом) и оксидом углерода (II) в доменных печах. Химизм доменного процесса следующий:

3Fe2O3 + СО = 2Fe3O4 + СО2

Fe3O4 + СО =3FеО + СО2

FeO + СО = Fe + СО2

В реакциях железо является восстановителем. Однако при обычной температуре оно не взаимодействует даже с самыми

активными окислителями (галогенами, кислородом, серой),

но при нагревании становится активным и реагирует с ними:

2Fe + 3Сl2 = 2FeCl3 Хлорид железа (III)

3Fe + 2О2 = Fe3O4(FeO · Fe2O3) Оксид железа (II, III)

Fe + S = FeS Сульфид железа (II)

При очень высокой температуре железо реагирует с уг леродом, кремнием и фосфором:

3Fe + С = Fe3C Карбид железа (цементит)

3Fе + Si = Fe3Si Силицид железа

3Fe + 2Р = Fe3P2 Фосфид железа (II)

Во влажном воздухе железо быстро окисляется (корро дирует):

4Fe + 3О2 + 6Н2О = 4Fe(OH)3

Железо находится в середине электрохимического ряда

напряжений металлов, поэтому является металлом средней

активности. Восстановительная способность у железа меньше, чем у щелочных, щелочноземельных металлов и у алю ми-

ния. Только при высокой температуре раскаленное же лезо

реагирует с водой:

3Fе + 4Н2О = Fe3O4 + 4H2

Железо реагирует с разбавленными серной и соляной кислотами, вытесняя из них водород:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2

При обычной температуре железо не взаимодействет

с концентрированной серной кислотой, так как пассивируется ею. При нагревании концентрированная H2SO4 окис ляет

железо до сульфата железа (III):

2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2

Разбавленная азотная кислота окисляет железо до нитрата железа (III):

Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

Концентрированная азотная кислота пассивирует железо.

Из растворов солей железо вытесняет металлы, которые

расположены правее его в электрохимическом ряду напряжений:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Соединения железа (II)

Оксид железа (II) FeO — черное кристаллическое веще -

ство, нерастворимое в воде. Оксид железа (II) получают восстановлением оксида железа (II, III) оксидом углерода (II):

Fe3O4 + СО = 3FеО + СО2

Оксид железа (II) — основный оксид, легко реагирует

с кислотами, при этом образуются соли железа (II):

FeO + 2НСl = FeCl2 + Н2О

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 — порошок белого цвета,

не растворяется в воде. Получают его из солей железа (II) при

взаимодействии их со щелочами:

FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2_ + Na2SO4

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 проявляет свойства осно вания, легко реагирует с кислотами:

Fe(OH)2 + 2НСl = FeCl2 + 2Н2О

При нагревании гидроксид железа (II) разлагается:

Fe(OH)2 = FeO + Н2О

Соединения со степенью окисления железа +2 проявляют восстановительные свойства, так

Так, свежеполученный зеленоватый осадок Fe(OH)2 на воздухе очень быстро изменяет окраску — буреет. Измене ние

окраски объясняется окислением Fe(OH)2 в Fe(OH)3 кисло-родом воздуха:

4Fe(OH)2 + О2 + 2Н2О = 4Fe(OH)3

Восстановительные свойства проявляют и соли двухвалентного железа, особенно при действии окислителей в кислой среде. Например, сульфат железа (II) восстанавливает

перманганат калия в сернокислотной среде до сульфата марганца (II):

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 =

= 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

Качественная реакция* на катион железа (II)

* Качественные реакции — это реакции, которые используются для

идентификации (распознавания) различных веществ

Реактивом для обнаружения катиона железа Fe2+ явля ется гексацианоферрат (III) калия (красная кровяная соль) K3[Fe(CN)6]:

3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2 + 3K2SO4

При взаимодействии ионов [Fe(CN)6]3– с катионами железа Fe2+ образуется темно-синий осадок — турнбулева синь:

3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3– = Fe3[Fe(CN)6]2

Соединения железа (III)

Оксид железа (III) Fe2O3 — порошок бурого цвета, не растворяется в воде. Оксид железа (III) получают:

а) разложением гидроксида железа (III):

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O;

б) окислением пирита (FeS2):

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

Оксид железа (III) проявляет амфотерные свойства:

а) взаимодействует с кислотами:

Fe2O3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3H2О

б) взаимодействует с твердыми щелочами NaOH и КОН

и с карбонатами натрия и калия при высокой температуре:

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + Н2О

Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2

Гидроксид железа (III) получают из солей железа (III) при

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3_ + 3NaCl

Гидроксид железа (III) является более слабым основанием, чем Fe(OH)2, и проявляет амфотерные свойства (с преобладанием основных). При взаимодействии с разбавлен ными кислотами Fe(OH)3 легко образует соответствующие соли:

Fe(OH)3 + 3HСl _FeCl3 + 3H2О

2Fe(OH)3 + 3H2SO4_Fe2(SO4)3 + 6Н2О

Реакции с концентрированными растворами щелочей

протекают лишь при длительном нагревании. При этом полу-чаются устойчивые гидроксокомплексы с координационным

Fe(OH)3 + NaOH = Na[Fe(OH)4]

Fe(OH)3 + 3NaOH = Na3[Fe(OH)6]

Соединения со степенью окисления железа +3 проявля ют окислительные свойства, так как под действием восстановителей Fe+3 превращается в Fe+2:

Так, например, хлорид железа (III) окисляет йодид ка лия до свободного йода:

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + 2KCl + I2

Качественные реакции на катион железа (III)

а) Реактивом для обнаружения катиона Fe3+ является гексациано(II)феррат калия (желтая кровяная соль) K4[Fe(CN)6].

При взаимодействии ионов [Fe(CN)6]4– с ионами Fe3+ образуется темно-синий осадок — берлинская лазурь:

4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3_ + 12КСl

б) Катионы Fe3+ легко обнаруживаются с помощью рода нида аммония (NH4CNS). В результате взаимодействия

ионов CNS– с катионами железа (III) Fe3+ образуется ма лодиссоциирующий роданид железа (III) кроваво красно го цвета:

FeCl3 + 3NH4CNS _Fe(CNS)3 + 3NH4Cl

В природе хром встречается только в виде соединений.

Одним из важнейших прородных соединений хрома явля ется

хромистый железняк (FeO · Cr2О3).

Металлический хром получают восстановлением окси да

хрома (III) алюминием при нагревании (алюминотермия):

Cr2О3 + 2Аl = 2Cr + Аl2О3

Металлический хром можно также получить электролизом водных растворов его солей.

Хром при обычных условиях неактивный металл. Это

объясняется тем, что его поверхность покрыта оксидной

пленкой (Cr2О3), как у алюминия. При нагревании оксид ная

пленка хрома разрушается, и хром реагирует с просты ми и сложными веществами.

Взаимодействие хрома с простыми веществами

Хром взаимодействует со многими неметаллами: кисло родом, галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом, кремнием при высокой температуре.

Взаимодействие хрома со сложными веществами

1. При очень высокой температуре хром реагирует с во дой:

2Cr + 3H2О = Cr2О3 + 3H2

2. Хром реагирует с разбавленными серной и соляной кислотами:

Cr + H2SO4 = CrSO4 + Н2

Cr + 2НСl = CrСl2 + Н2

С концентрированными серной, азотной кислотами и «царской водкой» (смесь концентрированных растворов НСl

и HNO3 в соотношении 3:1) хром при низкой темпе ратуре не реагирует, потому что эти кислоты пассивируют хром.

Хром применяют в металлургии для получения специальных сортов стали, которые имеют большую твердость и устойчивость к коррозии. Хромом покрывают другие метал лы

с целью предохранения их от коррозии.

Оксиды и гидроксиды хрома

Хром образует три оксида: CrО, Cr2О3, CrО3.

Оксид хрома (II) — CrО — это типичный основный оксид, ему соответствует гидроксид хрома (II) — Cr(ОН)2 — основание. СrO и Cr(ОН)2 не растворяются в воде, но ра створяются в кислотах:

CrО + 2НСl = CrCl2 + Н2О

Cr(ОН)2 + 2НСl = CrСl2 + 2Н2О

Оксид хрома (III) — Cr2O3 — тугоплавкий порошок зеленого цвета, не растворяется в воде. Получают оксид хрома (III)

разложением дихромата аммония:

(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2+ 4Н2О

В промышленности оксид хрома (III) получают восстановлением дихромата калия коксом или серой:

2К2Cr2О7 + 3С = 2Cr2О3 + 2К2СО3 + СО2

K2Cr2O7 + S = Cr2О3 + K2SO4

Оксид хрома (III) — Cr2O3 — амфотерный оксид. При

обычных условиях он плохо растворяется в кислотах и ще лочах. Однако при сплавлении его со щелочами или карбонатами щелочных металлов образуются метахромиты:

Cr2О3 + 2КОН = 2КСrO2 + Н2О

Cr2O3 + Na2CO3 = 2NaCrO2 + CО2

Оксид хрома (III) с кислотами образует соли хрома (III):

Cr2О3 + 6НСl = 2CrСl3 + 3H2О

Гидроксид хрома (III) — Cr(ОН)3 — является амфотерным гидроксидом, он осаждается при действии щелочей на

CrСl3 + 3NaOH = Cr(OH)3_ + 3NaCl

Серо-зеленый осадок Cr(ОН)3 растворим в кислотах:

Cr(ОН)3 + 3HСl = CrСl3 + 3H2О

и в избытке щелочей:

Cr(ОН)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]

Оксид хрома (VI) — CrО3 — кристаллическое вещество

красного цвета, имеет кислотный характер. При растворении оксида хрома (VI) в воде образуются хромовые кислоты:

СrO3 + Н2О = Н2CrО4 Хромовая кислота

2CrО3 + Н2О = Н2Cr2О7 Дихромовая кислота

Как кислотный оксид CrО3 взаимодействует с основа ниями:

CrО3 + 2КОН = К2СrO4 + Н2О

Хромовая и дихромовая кислоты существуют только

в водных растворах, но образуют устойчивые соли, соответ ственно хроматы и дихроматы. Хроматы и их растворы

имеют желтую окраску, а дихроматы — оранжевую.

среде хроматы переходят в дихроматы, желтая ок раска переходит в оранжевую:

2К2СrO4 + H2SO4_K2Cr2O7 + K2SO4 + Н2О

В щелочной среде дихроматы переходят в хроматы, оранжевая окраска сменяется желтой:

К2Cr2О7 + 2КОН _2К2CrO4 + Н2О

© 2014-2022 — Студопедия.Нет — Информационный студенческий ресурс. Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав (0.052)

Читайте также: