Geležies pogrupio metalai

Geležies pogrupio metalai.
Šie elementai Fe,Co ir Ni nuo kitų d elementų skiriasi tuo, kad aukšč. oks.l. +6 yra mažesnis nei elektronų sk. Valentinėse orbitalėse 8. Tačiau ir Fe+6 jonai negausūs ir būdingiausi oks.l. Fe šeimos elementams yra +2 ir +3.
Fe. Tai vienas iš labiausiai išplitusių elementų žemės plutoje, sudaro 4,7 % svorio. Pramonėje perdirbamos tik tos rūdos, kurias pagrinde sudaro oksidai: Fe3O4 – magnetitas, FeS2 – piritas. Kartais randama ir gryna. Techniška Fe gaunama aukštose temper. redukuojant oksidus koksu Fe2O3 + 3CO  2Fe + 3CO2
Gryna Fe gaunama redukuojant oksidus H22
Fe2O3 + 3H2  2Fe + 3H2O arba termiškai skaidant
Fe(CO)5  Fe + 5CO
Fe yra vid. aktyvumo metalas, sudaro 4 alotropines modifikacijas, sausame ore pasyvuojasi tačiau drėgname rūdija. Šildant lengvai jungiasi su nemetalais Fe + Cl2  FeCl2 Fe + S  FeS
Kartais sudaro metalinius junginius 3Fe + C  Fe3C
Fe fizikinės savybės priklauso nuo nežymių kitų elementų priemaišų joje, kaip Cr, Mn, Co, Ni ir t.t. kurie su Fe sudaro įvairius metalinius j. ji tampa žymiai atsparesnė aplinkai ir pakinta jos mechaninės savybės. Fe tirpsta neoksidinančiose r., sudaro Fe2+ druskas, o konc. HNO3 ir H2SO4 ją pasyvina. Esant oksidatoriui Fe iš lėto reaguoja su konc. šarmais.
Fe(II) junginiai yra l. gausūs ir jiems būdingas koordinacijos sk. 6 FeO – juodos sp. medž. gaunama skaidant be oro priėjimo Fe oksalatą FeC2O4  FeO + CO + CO2
Veikiant Fe

e(II) dr. šarmais be oro priėjimo susidaro bespalvės Fe(OH)2 nuosėdos FeSO4 + 2NaOH  Fe(OH)2 + Na2SO4
kurios ore palaipsniui oksiduojasi įgaudamos žalsvą ir galop rudą sp. 2Fe(OH)2 + 1/2O2 + H2O  2Fe(OH)3
Dauguma Fe(II) dr. tirpios išskyrus juodą FeS ir žalią FeCO3. Būdingas kristalo hidratų susidarymas. Fe (II) dr. vandenyje hidrolizinasi ir kontakte su oru lėtai oksidinasi iki Fe(III) j. Iš kompl. dr. analitikoje svarbi geltonoji kraujo dr.
Fe(CN)6 + 4KCN  K4[Fe(CN)6] naudojama fotografijoje, analizinėje chemijoje Fe(III), taip pat Zn, Cu,U nustatyti ir mineraliniams dažams
4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6]  Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl
Fe(II) anijoniniai kompl. tipo Men[Fe(CN)5X], kur X=H2O,NH3,NO CO ir vadinami prusidiniais j.
Fe+3 j. primena Al+3 j. Fe2O3 – šiam oksidui svarbios dvi modifi-kacijos, tai  Fe2O3 – juodos spalvos paramagnetinė medž. hematitas, jis naudojamas raudonų dažų gamybai.  Fe2O3 fero magnetiniai kristalai, dėl magnetinių saavybių naudojamas elektro-nikoje. Veikiant šarmais Fe(III) dr. gaunamos raudonai rudos amorfinės trihidroksido nuosėdos, kurias šildant susidaro mišrus oksidas – hidroksidas FeCl3 + 3NaOH  Fe(OH)3 + 3NaCl
Vėliau bevandenis oksidas, kuris turi amfoterinių savybių ir tirpsta šarmuose, susidarant feratams Fe2O3 + 2NaOH  2NaFeO2 + H2O
Kuomet Fe(III) dr. veikiamos praskiestais šarmais, usidaro hidro-feratai FeCl3 + 6NaOH  Na3[Fe(CN)6] + 3H2O
Fe(OH)3 naudojamas dujoms valyti nuo H2S
2Fe(OH)3 + 3H2S  Fe2S3 + 6H2O
Jei Fe milteliai deginami ore gaunamas magnetitas
3Fe + 2O2  Fe3O4 = FeO Fe2O3
Šis oksidas netirpsta r., feromagnetinis, gana laidus elektrai ir naudojamas kaip elektrodas. Fe(III) halogenidai su
udaro dimerines molekules. Dauguma Fe(III) dr. yra rusvos arba raudonos sp. Oksidinant FeSO4 FeSO4 + H2SO4 + O2  Fe2(SO4)3 susidaro Fe2(SO4)3, kuris be H2O yra baltos sp., labai hidroskopinė medž. Fe(OH)3 tirpsta šarmuose Fe(OH)3 + 3NaOH  Na3[Fe(OH)6]
Rūgštines savybes turi ir daugelis Fe(III) dr., kurios reaguoja su tokiomis pačiomis š.m. dr. susidarant anijoniniams kompleksams
FeF3 + 3NaF  Na3 [FeF6]
Labai patvarus [Fe(CN)6]3- jonas, gaunamas oksidinant geltonąją kraujo dr. 2K4[Fe(CN)6] + Cl2  2K3[Fe(CN)6] + 2KCl
Ji yra reagentu Fe(II) dr. jonams aptikti
3Fe+2 + 2[Fe(CN)6]3-  Fe3[Fe(CN)6]2 (Turunbulio mėlis)
Veikiant Fe(III) dr. rodanido jonais susidaro raudonas
FeCl3 + 3KSCN  Fe(SCN)3 + 3KCl
Tai jautriausia reakcija Fe(III) jonams aptikti
Fe(SCN)3 + 3KSCN  K3[Fe(CN)6]
Fe(VI) j. vadinami feratais (VI) ir jie gaunami oksidinant labai stipriais oksidatoriais šarminėje terpėje Fe j.
Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH  2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O
2Fe(OH)3 + 3Cl2 +10KOH  2K2FeO4 + 6KCl + 8H2O
Feratams būdinga raudona sp., H2O jie nepatvarūs, skyla išsiski-riant O2. Labai stiprūs oksidatoriai
2K2FeO4 + 2NH3  2KFeO2 + N2 + 2KOH + 2H2O
Co, Ni – tai mažai paplitę elementai. Siekiant metalus išgauti rūdos koncentruojamos, pervedamos į oksidus CoO, Co2O3, NiO, kurie redukuojami C NiO + C  Ni + CO
Co ir Ni – kieti blizgantys pilki feromagnetiniai metalai. Pereinant nuo Fe iki Ni atsparumas deguoniui didėja, nes didėja susida-rančios metalų paviršiuje oksido plėvelės stiprumas. Todėl Ni atsparus atmosferos veikimui. Charekteringa šiems metalams sugerti H2 ir tuo paaiškinamas Co ir Ni katalitinis aktyvumas hidrinimo procesuose. Co ir
r Ni daugiausiai naudojama lydiniuose kaip priedai prie plieno. Lydiniai Ni pagrindu yra termiškai atsparūs, iš Ni-Cu lydinio melchioro daromos monetos, papuošalai. Galvaninės Ni dangos yra antikorozinės. Co įvedamas į stiklą arba porcelianą oksido pavidalu, norint nudažyti mėlynai.
Junginiai. Pereinant nuo Fe link Ni atomo oks.l. +3 patvarumas mažėja ir oks.l. +3 j. labai nedaug. Šiems metalams žinomi ir 0 oks.l. j. Melsvas CoO, žalsvas NiO susidaro tiesiogiai sąveikaujant elementui su O2 arba termišaki skaidant deguoninių r. dr.
2Ni + O2  2NiO Co(NO3)2  CoO + 2NO2 + 1/2O2
Veikiant šių metalų dr. šarmais susidaro netirpūs H2O hidroksidai. Dauguma šių metalų (II) dr. tirpios H2O ir kristalinasi heksahidratų pavidalu Co(NO3)2 6H2O Dėl hidratacijos Co dr. ir jų tirpalai H2O yra blyškiai rausvos sp., o Ni charekteringos žalios.
ks.l. +3 Co ir Ni sudaro oksidus Co2O3, Ni2O3, hidroksidus ir gana daug kompl. j. Trihidroksidai – juodi ir gaunami dihidroksidus oksidinant stipriais oksidatoriais
2Co(OH)2 + NaOCl + H2O  2Co(OH)3 + NaCl
Šie gauti j. H2O nepatvarūs, taigi pasižymi oksidacinėmis savybė-mis 2ni(OH)3 + 6HCl  2NiCl2 + Cl2 + 6H2O
Kaitinant trihidroksidus vyksta laipsninė dehidratacija
Co(OH)3  CoO(OH)  Co3O4
Co3O4 – yra puslaidininkis, labai gausūs yra Co(III) kompl. anijo-nai , katijonai ir neutralūs kompl. K3[Co(NO2)6] Be to šiems kompl.j. žinoma eilė izomerų. Plačiai šie j. panaudojami analizinėje chemijoje.

Leave a Comment