Оксиды гидроксиды комплексные соединения кобальта и никеля

Оксиды гидроксиды комплексные соединения кобальта и никеля

ОКСИДЫ И , КОБАЛЬТА И НИКЕЛЯ Железо, кобальт, никель. (II), (ll)-(III) и (111). Гидроксиды и солн железа (II) и (III). Ферраты (III) и (VI). . Соли и (II) и никеля (II) (III) в отличие от (III) не обнаруживает .

значительно кобальта и особенно . Только при окислителей, например, хлора в происходит окисление (II) в гидроксид никеля (III) сходны с .

(II)—основной, представляет кристаллы цвета.

и1) —основной, цвета. соответствуют гидроксиды Ni (ОН) 2 и черного Ni(0H)3 цвета.

Однако известен ряд , и которых он проявляет +2. В отличие от (П) и кобальта (И), Ni(OH)a не окисляется. Устойчивость к проявляют также и (П).

Только при окислителей, например хлора, в происходит окисление (II) в гидроксид никеля(III) Гидроксид и (II) проявляют только . Аналогичными подобные гидроксиды и Зй-элементов — хрома, марганца, кобальта и никеля.

При избытке галогена железа (III)

26)Подгруппа азота. Отличие азота и фосфора от других элементов подгруппы

24)Кремний.

Низкотемпературная – кварц, обладает пьезоэлектрическими свойствами. Природные разновидности кварца: горный хрусталь, топаз, аметист.

Разновидности кремнезема – халцедон, опал, агат, песок. Известно большое разнообразие силикатов (точнее оксосиликатов).

В строении

Кафедра неорганической химии.

Особенности окислительно-восстановительных свойств гидроксидов и комплексных соединений кобальта(II) и кобальта(III). Особенности окислительно-восстановительных свойств гидроксидов никеля(II) и никеля(III)

Общая характеристика элементов IIБ-Электронное. группы строение, степени окисления; кислородные оксиды (соединения, гидроксиды), соли и комплексные соединения в цинк ряду — кадмий — ртуть.

Свойства простых Распространение. веществ в природе и важнейшие минералы.

Применение Особенности. металлов химии цинка и кадмия. Металлы, их кислотами с взаимодействие, водой в щелочной среде, окислителями.

гидроксиды и Оксиды, их амфотерный характер.

Окислительно-восстановительные соединений свойства ртути(I) и ртути(II). Комплексные соединения Общая.

ртути характеристика элементов IБ-группы.

Комплексные соединения кобальта

Вид курсовая работа Язык русский Дата добавления 22.05.2015 Размер файла 1,0 M Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны. Размещено на http://www.allbest.

ru/ Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное государственное автономное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Казанский (Приволжский) федеральный университет» Химический институт им.

А. М. Бутлерова Специальность 020201: «фундаментальная и прикладная химия» КУРСОВАЯ РАБОТА Студент 1 курса Группа 74051 Ягофаров Михаил Искандерович Преподаватель Кандидат химических наук, доцент, Бычкова Тамара Ильинична Казань — 2015 Оглавление Введение Литературный обзор Общая характеристика и применение

Комплексные соединения железа, кобальта и никеля

Стр 2 из 2 У элементов триады железа ярко проявляется способность d-элементов образовывать комплексные соединения.

Известны катионные аквакомплексы [Э(H2O)6]2+ и [Э(H2O)6]3+, аммиачные комплексы [Э(NH3)6]2+ и [Э(NH3)6]3+. Устойчивость аммиачных комплексов увеличивается в ряду Fe – Co – Ni.

[Fe(NH3)6]2+ и [Co(NH3)6]2+ устойчивы только в твердой фазе и насыщенном водном растворе аммиака, аммиачный комплекс [Ni(NH3)6]2+ в водном растворе устойчив.

Аммиачный комплекс железа (III) не устойчив, никеля (III) – не существует, а [Co(NH3)6]2+ – устойчив. Многочисленны анионные комплексы элементов триады железа. Характерны галогенидные M+[Э2+Г3], M+2[Э2+Г4], M+3[Э2+Г6] и др., роданидные M+2[Э2+(CNS)4], M+4[Э2+(CNS)6], оксалатные M+2[Э2+(C2O4)2], M+3[Э3+(C2O4)3] комплексы.

Особенно устойчивы цианидные комплексы, например: K3[Fe(CN)6] и K4[Fe(CN)6], которые используются в аналитической химии для обнаружения ионов Fe2+ и Fe3+.

Соли и гидроксиды железа, кобальта, никеля

В водных растворах сульфатов, нитратов, хлоридов, бромидов, перхлоратов и т.п.

железо (2+ и 3+), и (2+) находятся преимущественно в виде высокоспиновых гексааквакомплексов: бледно-зеленого [Fe(OH2)6]2+, розового [Co(OH2)6]2+, ярко-зеленого [Ni(OH2)6]2+ и бледно-фиолетового [Fe(OH2)6]3+.

Аквакомплекс кобальта (3+) крайне неустойчив и быстро восстанавливается, окисляя воду до , а аквакомплекс никеля (3+) вовсе неизвестен.

Те же аквакомплексы существуют и в кристаллогидратах, например, в купоросах MSO4*7H2O или [M(OH2)6]SO4*H2O, шенитах А+2[M(OH2)6](SO4)2, квасцах [А+(OH2)6][Fe(OH2)6](SO4)2 (М = Fe, Co, Ni; A = K, NH4, Rb, Cs).

Все они в растворе частично гидролизованы и создают кислую среду, но степень гидролиза двухзарядных катионов гораздо меньше, чем у Fe3+.

Щелочами осаждаются гидроксиды, легко растворимые в кислотах и почти нерастворимые в щелочах.

Как и у других элементов, их

Структура, свойства и применение гидроксида кобальта / химия

гидроксид кобальта это общее название для всех соединений, в которых участвуют катионы кобальта и анион ОН-. Все они неорганические по своей природе и имеют химическую формулу Co (OH)N, где n равно валентному или положительному заряду центра металла кобальта.

Поскольку кобальт является переходным металлом с наполовину заполненными атомными орбиталями, с помощью какого-либо электронного механизма его гидроксиды отражают насыщенные цвета благодаря взаимодействиям Co-O. Эти цвета, а также структуры, сильно зависят от их заряда и от анионных видов, которые конкурируют с ОН-.

Цвета и структура не одинаковы для Co (OH)2, Co (OH)3 или для CoO (OH). Химия, стоящая за всеми этими соединениями, предназначена для синтеза материалов, применяемых для катализа..

С другой стороны, хотя они могут быть сложными, формирование значительной их части начинается с базовой среды; как тот, который поставляется с сильным основанием NaOH. Следовательно, различные химические условия могут окислять кобальт или кислород.

индекс

• 1 Химическая структура
  • 1.1 Ковалент
  • 1.2 Координационные единицы
• 2 свойства
  • 2.1 Гидроксид кобальта (II)
  • 2.2 Гидроксид кобальта (III)
• 3 Производство
• 4 использования
  • 4.1 Синтез наноматериалов
• 5 ссылок

Химическая структура

Каковы структуры гидроксида кобальта? Его общая формула Co (OH)N ионно интерпретируется следующим образом: в кристаллической решетке, занятой числом CoN+, это будет n раз, что количество анионов ОН- взаимодействуя с ними электростатически. Итак, для Co (OH)2 будет два ОН- для каждого катиона Со2+.

Но этого недостаточно, чтобы предсказать, какую кристаллическую систему примут эти ионы. Рассуждая о силах Куломбикаса, Ко3+ привлекает ОГ с большей интенсивностью- по сравнению с Co2+.

Этот факт приводит к сокращению расстояний или связи Co-OH (даже при высоком ионном характере). Кроме того, поскольку взаимодействия сильнее, электроны во внешних слоях Со3+ они претерпевают энергетические изменения, которые заставляют их поглощать фотоны с различной длиной волны (твердое вещество темнеет).

Однако такого подхода недостаточно для выяснения явления изменения цвета в зависимости от структуры.

То же самое верно и для оксигидроксида кобальта. Его формула CoO · OH интерпретируется как катион Co3+ взаимодействуя с анионом ржавчины, ИЛИ2-, и ОН-. Это соединение представляет собой основу для синтеза смешанного оксида кобальта: Со3О4 [CoO · Co2О3].

ковалентная

Гидроксиды кобальта также можно визуализировать, хотя и менее точно, как отдельные молекулы. Co (OH)2 затем могут быть нарисованы как линейные молекулы ОН-Со-ОН, так и Со (ОН)3 как плоский треугольник.

Что касается CoO (OH), его молекула из этого подхода будет выглядеть как O = Co-OH. Анион О2- образует двойную связь с атомом кобальта и еще одну простую связь с ОН-.

Однако взаимодействия между этими молекулами недостаточно сильны, чтобы «вооружить» сложные структуры этих гидроксидов. Например, Co (OH)2 может образовывать две полимерные структуры: альфа и бета.

Оба являются ламинарными, но с различным порядком расположения единиц, а также способны к интеркалярным небольшим анионам, таким как СО32-, между его слоями; что представляет большой интерес для разработки новых материалов из гидроксидов кобальта.

Координационные подразделения

Полимерные структуры могут быть лучше объяснены при рассмотрении октаэдра координации вокруг центров кобальта. Для Со (ОН)2, так как он имеет два аниона ОН- взаимодействуя с Co2+, Для завершения октаэдра нужны четыре молекулы воды (если использовался водный раствор NaOH).

Таким образом, Co (OH)2 на самом деле Co (H2O)4(ОН)2. Чтобы этот октаэдр образовывал полимеры, он должен быть связан с помощью кислородных мостиков: (OH) (H2O)4Co-O-Co (H2O)4(ОН). Структурная сложность возрастает для случая CoO (OH) и еще больше для Co (OH)3.

Гидроксид кобальта (II)

-Формула: Co (OH)2.

-Молярная масса: 92,948 г / моль.

-Внешний вид: красно-коричневый порошок или красный порошок. Существует нестабильная синяя форма формулы α-Co (OH)2

-Плотность: 3,559 г / см3.

-Растворимость в воде: 3,2 мг / л (плохо растворим).

-Растворим в кислотах и ​​аммонии. Нерастворим в разбавленной щелочи.

-Температура плавления: 168º C.

-Чувствительность: чувствительная к воздуху.

-Стабильность: это стабильно.

Гидроксид кобальта (III)

-Формула: Co (OH)3

-Молекулярная масса: 112,98 г / моль.

-Внешний вид: две формы. Стабильная черно-коричневая форма и неустойчивая темно-зеленая форма с тенденцией к затемнению.

производство

Добавление гидроксида калия к раствору нитрата кобальта (II) приводит к появлению сине-фиолетового осадка, который при нагревании становится Co (OH)2, то есть гидроксид кобальта (II).

Co (OH)2 осаждается при добавлении гидроксида щелочного металла к водному раствору соли Со2+

Колорадо2+     +        2 NaOH => Co (OH)2      +         2 Na+

приложений

-Он используется при приготовлении катализаторов для переработки нефти и в нефтехимической промышленности. Кроме того, Co (OH) используется2 в приготовлении солей кобальта.

-Гидроксид кобальта (II) используется при изготовлении сушилок для краски и при производстве электродов для аккумуляторов..

Синтез наноматериалов

-Гидроксиды кобальта являются сырьем для синтеза наноматериалов с новой структурой. Например, из Co (OH)2 Нанокопы этого соединения были разработаны с большой площадью поверхности, чтобы участвовать в качестве катализатора в окислительных реакциях. Эти нанокопии импрегнированы на пористых электродах из никеля или кристаллического углерода.

-Была предложена реализация нанобаров карбонатных гидроксидов с карбонатом, интеркалированным в их слоях. Они используют преимущества окислительной реакции Со2+ Ко3+, оказывается материалом с потенциальными электрохимическими применениями.

-В результате исследований были синтезированы и охарактеризованы с использованием методов микроскопии смешанные нанодиски из оксида кобальта и оксигидроксида в результате окисления соответствующих гидроксидов при низких температурах..

Прутки, диски и чешуйки из гидроксида кобальта со структурами в нанометрических масштабах открывают двери для улучшений в мире катализа, а также для всех применений, касающихся электрохимии и максимального использования электрической энергии в современных устройствах..

ссылки

1. Кларк Дж. (2015). Кобальт. Взято из: chemguide.co.uk
2. Wikipedia. (2018). Гидроксид кобальта (II). Взято из: en.wikipedia.org
3. PubChem. (2018). Кобальтовый. Гидроксид. Взято из: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
4. Rovetta AAS & col. (11 июля 2017 г.) Нанофлаки из гидроксида кобальта и их применение в качестве суперконденсаторов и катализаторов выделения кислорода. Получено от: ncbi.nlm.nih.gov
5. Д. Ву, С. Лю, С. М. Яо и X. П. Гао. (2008). Электрохимические характеристики наностержней карбоната гидроксида карбоната кобальта. Буквы электрохимические и твердотельные, 11 12 A215-A218.
6. Цзин Ян, Хунвэй Лю, Вэйд Н. Мартенс и Рэй Л. Фрост. (2010). Синтез и характеристика нанодисков гидроксида кобальта, оксигидроксида кобальта и оксида кобальта. Получено с: pubs.acs.org

Соединения кобальта (+2) и никеля (+2)

По этому признаку лишь Fe по праву можно было бы считать элементом VIIIB-группы.

Однако существует и вторая особенность, свойственная элементам триады железа: ни в одном и своих соединений они не проявляют валентности (или степени окисления), отвечающей номеру группы.

С этой точки зрения, даже Fe можно отнести к VIII группе лишь формально.

Третья особенность, как отмечено выше, состоит в том, что в рамках одной подгруппы объединяет горизонтальное семейство из трех элементов. Причины такого своеобразия структуры многоплановы. Существенную роль здесь играет то обстоятельство, что между кобальтом и никелем ярко проявляется известная горизонтальная аналогия, характерная для d-элементов в целом.

Комплексные соединения железа, кобальта, никеля

Растворимый гексанитритокобальтат(Ш) натрия №з[Со(МОг)б] используется в аналитической химии для обнаружения ионов калия 122]: при их наличии образуется желтый осадок Кз[Со(МОг)б]- Карбонилы — нейтральные комплексы, в которых лигандами служат молекулы монооксида углерода. Примеры простейших из них: пентакарбонилжелезо [Ре(СО)5], октакарбонилдикобальг |Со2(СО)8], гетракарбонилникель [№(СО)4].

При стандартных условиях указанные карбонилы железа и никеля — жидкости, карбонил кобальта — твердое вещество. Карбонилы не растворимы в воде, но растворимы в органических растворителях.

В этих соединениях атом комплексообразовагеля имеет нулевую степень окисления.

[Со2(СО)8] — двухядерный комплекс, в котором имеется ковалентная связь Со-Со.

Карбонилы получают действием монооксида углерода на металлы в мелкораздробленном состоянии при повышенной температуре. Получение |Ре(СО)5] и [Со2(СО)8] проводят

Характеристика комплексных соединений никеля

Химическая стойкость обусловлена его склонностью к пассивированию — образованию на его поверхности плотной оксидной пленки, обладающей защитным действием. Никель активно растворяется в азотной кислоте. С оксидом углерода CO никель легко образует летучий и весьма ядовитый карбонил Ni(CO)4.

Тонкодисперсный порошок никеля пирофорный (самовоспламеняется на воздухе). Никель горит только в виде порошка. Образует два оксида NiO и Ni2O3 и соответственно два гидроксида Ni(OH)2и Ni(OH)3.

Важнейшие растворимые соли никеля — ацетат, хлорид, нитрат и сульфат.

Растворы окрашены обычно в зеленый цвет, а безводные соли — желтые или коричнево-желтые. К нерастворимым солям относятся оксалат и фосфат (зеленые), три сульфида NiS (черный), Ni2S3 (желтовато-бронзовый) и Ni3S4 (черный).

Никель также образует многочисленные координационные и комплексные соединения. Например, диметилглиоксимат никеля Ni(C4H6N2O2)2, дающий четкую красную окраску в кислой среде, широко используется в качественном анализе для обнаружения никеля.

№28 Никель

В порах никеля остатки соли, электролита (Википедия).

Задолго до открытия никеля саксонские горняки знали минерал, который походил на медную руду и применялся в стекловарении для окраски стёкол в зелёный цвет.

Все попытки получить из него медь оказались неудачными, в связи с чем он получил название «купферникель», что приблизительно означает «Медный дьявол» (ср. нем. Nickel — озорник). Этот минерал (красный никелевый колчедан NiAs) в 1751 г.

исследовал шведский минералог и химик Кронштедт. Ему удалось получить зелёный оксид и путём восстановления последнего — новый металл, названный никелем.

Нахождение в природе, получение:

Никель довольно распространён в природе — его содержание в земной коре составляет 0,01 %(масс.). В железных метеоритах (до 8 %).

В растениях в среднем 5*10-5 весовых процентов, в морских животных — 1,6*10-4, в наземных — 1*10-6, в человеческом организме — 1…2*10-6Основную массу никеля получают из гарниерита и магнитного колчедана несколькими способами:1.

Силикатную руду восстанавливают угольной пылью во вращающихся трубчатых печах до железо-никелевых окатышей (5-8% Ni), которые затем очищают от серы, прокаливают и обрабатывают раствором аммиака. После подкисления раствора из него электролитически получают металл.
2.

Карбонильный способ (метод Монда). Вначале из сульфидной руды получают медно-никелевый штейн, над которым пропускают СО под высоким давлением. Образуется легколетучий тетракарбонилникель [Ni(CO)4], термическим разложением, которого выделяют особо чистый металл.

3. Алюминотермический способ. Восстановления никеля из оксидной руды алюминием: 3NiO + 2Al = 3Ni +Al2O3.

Физические свойства:

Металлический никель имеет серебристый цвет с желтоватым оттенком, очень твёрд, вязкий и ковкий, хорошо полируется, притягивается магнитом. Плотность простого вещества при н.у. 8,902 г/см3, Тпл.=1726К, Ткип.=3005К.

Химические свойства:

При обычных температурах никель характеризуется высокой коррозионной стойкостью — устойчив на воздухе, в воде, в щелочах, в ряде кислот. Реагирует с азотной кислотой, образуя нитрат никеля(II) Ni(NO3)2 и соответствующий оксид азота.

При нагревании никель взоимодействует со многими неметаллами: галогенами, серой, фосфором, углеродом. С кислородом воздуха при 800°С никель образует оксид NiO. Никель способен поглощать большие объемы водорода, причем в результате образуются твердые растворы водорода в никеле.

С оксидом углерода(II) никель легко образует летучий и весьма ядовитый карбонил Ni(CO)4.

Важнейшие соединения:

В соединениях кобальт проявляет степень окисления +3, +2, 0.
Оксид никеля(II), NiO — твердое вещество от светло- до тёмно-зелёного или чёрного цвета. Преобладают основные свойства, водородом и другими восстановителями восстанавливается до металла.

Гидроксид никеля(II), Ni(OH)2 — зеленого цвета, мало растворим в воде, и щелочах, хорошо во многих кислотах, преобладают основные свойства. При нагревании разлагается, образуя NiO.
Соли никеля(II) — обычно получают взаимодействием NiO или Ni(OH)2 с различными кислотами.

Растворимые в воде соли никеля обычно образуют кристаллогидраты, например, NiSO4*7Н2О, Ni(NO3)2*6Н2О. К числу нерастворимых соединений никеля относятся фосфат Ni3(PO4)2 и силикат Ni2SiO4. Кристаллогидраты и растворы окрашены обычно в зелёный цвет, а безводные соли — жёлтые или коричнево-жёлтые.
Комплексные соединения никеля(II) весьма многочислены (к.ч.=6).

Их образованием объясняется например растворение оксида никеля в растворе аммиака. Диметилглиоксимат никеля Ni(C4H6N2O2)2, дающий чёткую красную окраску в кислой среде, используется как качественная реакция на ионы никеля (II).
Соединения никеля(III) — менее характерны.

Известен, напиример оксид Ni2O3*H2O, вещество чёрного цвета, получается при окислении гидроксида никеля(II) в щелочной среде гипохлоритом или галогенами:
2Ni(OH)2 + 2NaOH + Br2 = Ni2O3*H2O + 2NaBr + H2OСильный окислитель.

Существуют также комплексные соединения никеля(III), например, K3[NiF6].

Карбонил никеля, Ni(CO)4. Диамагнитная бесцветная жидкость, очень летучая и токсичная. Затвердевает при -23°С, при нагревании до 180-200°С разлагается на металлический никель и оксид углерода(II). Ni(CO)4 мало растворим в воде, хорошо в органических растворителях, не реагирует с разбавленными кислотами и щелочами.

Применение:

Никель является компонентом многих сплавов — жаропрочных, сплавов сопротивления (нихром: 60% Ni + 40% Cr), ювелирных (белое золото, мельхиор), монетных.Никель используется также для никелирования — создания корозионностойкого покрытия на поверхности другого металла. Еще используют также для производства аккумуляторов, обмотки струн музыкальных инструментов…

Никель относится к числу микроэлементов, необходимых для нормального развития живых организмов. Известно, что он принимает участие в ферментативных реакциях у животных и растений.

Никель может служить причиной аллергии (контактного дерматита) на металлы, контактирующие с кожей (украшения, часы, джинсовые заклепки).

В Евросоюзе ограничено содержание никеля в продукции, контактирующей с кожей человека.

Рудагина Ольга
ХФ ТюмГУ, 581гр., 2011 г.

Источники: Википедия: http://ru.wikipedia.org/wiki/Ni и др.,
Популярная библиотека химических элементов. Никель. http://n-t.ru/ri/ps/pb028.htm
Сайт кафедры общей и неорганической химии РХТУ им. Д.И. Менделеева. Таблица Д.И. Менделеева: Никельhttp://www.onx.distant.ru/elements/28-Ni_soed.html)