cns химия что это

Урок №15. Комплексные соединения

Na 2 [Zn(OH) 4 ] →2Na + + [Zn(OH) 4 ] 2-

Ионы противоположного знака, связанные с комплексным ионом, образуют внешнюю сферу.

Комплексный ион состоит из комплексообразователя и лигандов и образует внутреннюю сферу (внутреннюю сферу заключают в квадратные скобки).

Координационное число зависит:

от природы центрального атома;

условий образования комплексов.

Виды комплексов

Соединения с комплексными анионами

Соединения с комплексными катионами

[Ag(NH 3 ) 2 ]Cl – хлорид диамминсеребра

[Al(H 2 O) 5 OH]SO 4 – сульфат гидроксопентаакваалюминия

[Pt(H 2 O)(NH 3 ) 2 OH] NO 3 – нитрат гидроксодиамминакваплатины (II)

Соединения без внешней сферы

[Pt(NH 3 ) 2 Cl 2 ] – дихлородиамминплатина (II)

[Co(NH 3 ) 3 Cl 3 ] – трихлоротриамминкобальт (III)

Номенклатура

в названиях комплексных ионов сначала указываются лиганды;

название комплексного иона завершается названием металла с указанием его степени окисления (римским цифрами в скобках);

в названиях комплексных катионов используются русские названия металлов;

в названиях комплексных анионов используются латинские названия металлов: Al –алюминат, Cr – хромат, Fe – феррат;

Источник

Тиоцианат железа(III)

Тиоцианат железа(III)
Общие
Систематическое наименование	Тиоцианат железа(III)
Традиционные названия	тиоциановокислое железо; роданистое железо
Химическая формула	Fe(SCN)3
Физические свойства
Состояние (ст. усл.)	красные кристаллы с зеленоватым оттенком
Молярная масса	230,09 г/моль

Тиоцианат железа(III) — неорганическое соединение, соль металла железа и роданистоводородной кислоты с формулой Fe(SCN)₃, растворяется в воде, образует кристаллогидрат — красные кристаллы.

Содержание

Получение

Физические свойства

Тиоцианат железа(III) образует кристаллогидрат Fe(SCN)₃•3H₂O — парамагнитные красные гигроскопичные кристаллы, растворимые в воде, этаноле, эфире, трудно растворимы в сероуглероде, бензоле, хлороформе, толуоле.

Водные растворы содержат димеры Fe[Fe(SCN)₆]•6H₂O.

Химические свойства

Литература

Полезное

Смотреть что такое «Тиоцианат железа(III)» в других словарях:

Тиоцианат железа(II) — Общие Систематическое наименование Тиоцианат железа(II) Традиционные названия тиоциановокислое железо; роданистое железо Химическая формула Fe(SCN)2 Физические свойства … Википедия

Сульфат железа(III) — У этого термина существуют и другие значения, см. Сульфат железа. Сульфат железа(III) … Википедия

Хлорид железа(III) — У этого термина существуют и другие значения, см. Хлорид железа. Хлорид железа(III) … Википедия

Оксид железа(III) — Оксид железа(III) … Википедия

Нитрат железа(III) — Нитрат железа(III) … Википедия

Бромид железа(III) — У этого термина существуют и другие значения, см. Бромид железа. Бромид железа(III) Общие Традиционные названия Трибомид железа Химическая формула FeBr3 Физические свойства Сос … Википедия

Гидроксид железа(III) — Общие Систематическое наименование Гидроксид железа(III) Традиционные названия Гидроокись железа Химическая формула Fe(OH)3 Физические свойства Состояние ( … Википедия

Фосфат железа(III) — Фосфат железа(III) … Википедия

Фторид железа(III) — У этого термина существуют и другие значения, см. Фторид железа. Фторид железа(III) Общие Систематическое наименование Фторид железа(III) Традиционные названия Фтористое железо Химическая формула FeF3 … Википедия

Тиоцианат натрия — Общие Систематическое наименование Тиоцианат натрия Традиционные названия Роданид натрия Химическая формула NaSCN Физические свойства Состояние ( … Википедия

Источник

Cns химия что это

Степень окисления +3 характерна для железа.

Полиморфные модификации оксида железа (III)

α-форма – минерал гематит, кристаллизуется в тригональной сингонии.

γ-форма – маггемит, кристаллизуется в кубической сингонии.

δ-форма – кристаллизуется в тригональной сингонии.

Температуры фазовых переходов:

α-Fe₂O₃ γ-Fe₂O₃ δ-Fe₂O₃.

Проявляет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных. Легко реагирует с кислотами:

С растворами щелочей не реагирует, но при сплавлении образует ферриты:

Проявляет окислительные и восстановительные свойства. При нагревании восстанавливается водородом или оксидом углерода (II), проявляя окислительные свойства:

В присутствии сильных окислителей в щелочной среде проявляет восстановительные свойства и окисляется до производных железа (VI):

При температуре выше 1400°С разлагается:

Получается при термическом разложении гидроксида железа (III):

или окислением пирита:

Гидроксид железа (III) Fe(OH)₃ – кристаллическое или аморфное вещество бурого цвета. Как и оксид, проявляет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных. Легко реагирует с кислотами:

Реагирует с концентрированными растворами щелочей с образованием гексагидроксоферратов (III):

при сплавлении со щелочами или щелочными реагентами образует ферриты:

В присутствии сильных окислителей в щелочной среде проявляет восстановительные свойства и окисляется до производных железа (VI):

При нагревании разлагается:

Получается при взаимодействии солей железа (III) с растворами щелочей:

Соли железа (III). Железо (III) образует соли практически со многими анионами. Обычно соли кристаллизуются в виде бурых кристаллогидратов: Fe(NO₃)₃·6H₂O, FeCl₃·6H₂O, NaFe(SO₄)₂·12H₂O (железные квасцы) и др. В растворе соли железа (III) значительно более устойчивы, чем соли железа (II). Растворы солей имеют желто-бурую окраску и, вследствие гидролиза, кислую среду:

Соли железа (III) гидролизуют в большей степени, чем соли железа (II), по этой причине соли железа (III) и слабых кислот нельзя выделить из раствора, они мгновенно гидролизуют с образованием гидроксида железа (III):

Проявляют все свойства солей.

Обладают преимущественно восстановительными свойствами:

Качественная реакция на катион Fe 3+ – взаимодействие с гексацианоферратом (II) калия (желтой кровяной солью) :

Кроме того, ионы Fe 3+ определяют по характерному кроваво-красному окрашиванию роданида железа (III), который образуется в результате взаимодействия соли железа (III) с роданидом калия или аммония:

Источник

Хром, железо и медь

Твердый металл голубовато-белого цвета. Этимология слова «хром» берет начало от греч. χρῶμα — цвет, что связано с большим разнообразием цветов соединений хрома. Массовая доля этого элемента в земной коре составляет 0.02% по массе.

В промышленности хром получают прокаливанием хромистого железняка с углеродом. Также применяют алюминотермию для вытеснения хрома из его оксида.

Протекает в раскаленном состоянии.

С холодными концентрированными серной и азотной кислотой реакция не идет. Она начинается только при нагревании.

Хром способен вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее него.

Соединения хрома (II)

Гидроксид хрома (II), как нерастворимый гидроксид, легко разлагается при нагревании на соответствующий оксид и воду, реагирует с кислотами, кислотными оксидами.

Соединения хрома (III)

Это наиболее устойчивые соединения, которые носят амфотерный характер. К ним относятся оксид хрома (III) гидроксид хрома (III).

H₂O + NaOH + Cr₂O₃ → Na₃[Cr(OH)₆] (в растворе, гексагидроксохромат натрия)

Cr₂O₃ + 2NaOH → (t°) 2NaCrO₂ + H₂O (прокаливание, хромит натрия)

Cr₂O₃ + HCl = CrCl₃ + H₂O (сохраняем степень окисления Cr +3 )

Оксид хрома (III) реагирует с более активными металлами (например, при алюминотермии).

При окислении соединение хрома (III) получают соединения хрома (VI) (в щелочной среде).

Соединения хрома (VI)

Хроматы переходят в дихроматы с увеличением кислотности среды (часто в реакциях с кислотами). Цвет раствора меняется с желтого на оранжевый.

Разложение дихромата аммония выглядит очень эффектно и носит название «вулканчик» 🙂

В степени окисления +6 соединения хрома проявляют выраженные окислительные свойства.

Железо

Является одним из самых распространенных элементов в земной коре (после алюминия), составляет 4,65% ее массы.

Для железа характерны две основные степени окисления +2, +3, +6.

Основными сплавами железа являются чугун и сталь. В стали содержание углерода менее 2%, меньше содержится P, Mn, Si, S. Чугун отличается бо́льшим содержанием углерода (2-6%), содержит больше P, Mn, Si, S.

Fe + S = FeS (t > 700°C)

Качественной реакцией на ионы Fe 2+ также является взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате выпадает осадок зеленого цвета.

Соединения железа (III) проявляют амфотерные свойства. Оксид и гидроксид железа (III) реагирует и с кислотами, и с щелочами.

Fe(OH)₃ + KOH = K₃[Fe(OH)₆] (гексагидроксоферрат калия)

При сплавлении комплексные соли не образуются из-за испарения воды.

Качественной реакцией на ионы Fe 3+ является взаимодействие с желтой кровяной солью K₄[Fe(CN)₆]. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

Реакция хлорида железа (III) с роданидом калия также является качественной, в результате нее образуется характерный раствор ярко красного цвета.

Ферраты можно получить в ходе электролизом щелочи на железном аноде, а также действием хлора на взвесь Fe(OH)₃ в щелочи.

Один из первых металлов, освоенных человеком вследствие низкой температуры плавления и доступности получения руды.

Основные степени окисления меди +1, +2.

Пирометаллургический метод получения основан на получении меди путем обжига халькопирита, который идет в несколько этапов.

Медь, как малоактивный металл, выделяется при электролизе солей в водном растворе на катоде.

Во влажном воздухе окисляется с образованием основного карбоната меди.

При нагревании реагирует с кислородом, селеном, серой, при комнатной температуре с: хлором, бромом и йодом.

4Cu + O₂ = (t) 2Cu₂O (при недостатке кислорода)

2Cu + O₂ = (t) 2CuO (в избытке кислорода)

Медь способна восстанавливать неметаллы из их оксидов.

Соединения меди I

В степени окисления +1 медь проявляет основные свойства. Соединения меди (I) можно получить путем восстановления соединений меди (II).

Оксид меди (I) можно восстановить до меди различными восстановителями: угарным газом, алюминием (алюминотермией), водородом.

Оксид меди (I) окисляется кислородом до оксида меди (II).

Оксид меди (I) вступает в реакции с кислотами.

Гидроксид меди CuOH неустойчив и быстро разлагается на соответствующий оксид и воду.

Соединения меди (II)

Степень окисления +2 является наиболее стабильной для меди. В этой степени окисления у меди есть оксид CuO и гидроксид Cu(OH)₂. Данные соединения проявляют преимущественно основные свойства.

Оксид меди (II) получают в реакциях термического разложения гидроксида меди (II), реакцией избытка кислорода с медью при нагревании.

При нагревании гидроксид меди (II), как нерастворимое основание, легко разлагается на соответствующий оксид и воду.

Как сказано выше, гидроксид меди (II) носит преимущественно основный характер, однако способен проявлять и амфотерные свойства. В растворе концентрированной щелочи он растворяется, образуя гидроксокомлпекс.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Свойства и получение К2[Co(CNS)4]

1. Строение, свойства и получение К ₂ [Co(CNS) ₄ ]

1.1. История открытия кобальта и его соединений

1.2. Строение. Химическая связь

1.3. Физико-химические свойства

1.4. Способы получения

1.5. Качественные реакции на ион кобальта ( II ) и роданид-ион

1.6. Применение комплексных соединений кобальта

2. Экспериментальная часть

2.1. Методика получения К ₂ [Co(CNS) ₄ ]

2.2. Термодинамическая возможность реакции синтеза

2.3. Определение практического выхода продукта

2.4. Качественный анализ продукта синтеза

2.5. Определение содержания Co 2+ в продукте

Список использованной литературы

Кобальт — элемент побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, атомный номер 27. Обозначается символом Co (лат. Cobaltum ).

Температура плавления, °С

Ковалентный радиус, Å

1-й ионизац. потенциал, эв

Соединения кобальта представляют особый интерес, так как кобальт является одним из трех основных ферримагнитных металлов: железа, никеля и кобальта. Кобальт обладает наиболее высокой точкой Кюри, т. е. той температурой, при которой металл утрачивает свойство быть магнитом. И так как магниты используют в самых разнообразных условиях, в том числе и при весьма высоких температурах, стал важнейшим компонентом магнитных сталей [1].

Кобальт играет важную роль в биологических процессах. Кобальт входит в состав витамина В12, в котором содержится 4,5 % кобальта. Это единственный витамин, в состав которого входит металл. Отсутствие кобальта в пище ведет к нарушению работы организма.

Целью данной работы стало получение тетрароданокобальтата ( II ) калия с использованием наиболее оптимальных методов и последующее изучение свойств полученного соединения. Для достижения поставленной цели были решены задачи:

Проведен обзор литературных источников по основным способам получения тетрароданокобальтата ( II ).

Изучены физико-химические характеристики тетрароданокобальтата ( II ).

Проведен синтез тетрароданокобальтата ( II ) с использованием наиболее оптимального метода из методов, предложенных в литературе.

Определен практический выход продукта.

Определена термодинамическая возможность протекания процесса.

Определено содержания ионов кобальта ( II ) в полученном продукте.

1. Строение, свойства и получение К ₂ [Co(CNS) ₄ ]

1.1. История открытия кобальта и его соединений

Название металла «Кобальт» тесно связано с саксонскими рудниками, а точнее с подземным гномом Кобольдом, который там обитал, по мнению саксонцев. Дело в том, что не всегда руда, принимаемая тогда за серебряную, давала при выплавке непосредственно драгоценный металл. Данное явление, как раз, и присывали к злым деяниям маленького гнома Кобольда. Руда, которая не давала серебра, но была по внешним признакам очень похожа на серебряную, получила название «Кобольд». Скорее всего, это были содержащие мышьяк кобальтовые минералы — кобальтин CoAsS, или сульфиды кобальта скуттерудит, сафлорит или смальтин.

Тем не менее, в истории химии принято считать, что металлический кобальт был впервые описан в 1735 г. профессором Брандтом. В диссертации «О полуметаллах» Брандт указывает, в частности, что получаемый из руд металлический висмут не представляет собой чистого металла, а содержит «кобальтовый королек» (металлический кобальт). Он же выяснил, что соли кобальта окрашивают стекла в синий цвет. В чистом виде металлический кобальт был получен Верцелиусом.

1.2. Строение. Химическая связь

С o 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 7 4 s 2

С o 2+ 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 7

.

Рисунок 1 – Электронное строение [ Co ( SCN ) ₄ ] 2-

Сила поля роданид-иона согласно спектрохимическому ряду слабая, поэтому с позиции теории кристаллического поля расщепление электронов идет на dγ подуровень. Однако расщепление электрона выражено слабо (рис.2).

1.3. Физико-химические свойства

По внешнему виду тетрароданокобальтат(II) калия представляет собой кристаллическое вещество темно-синего цвета (рис.3)

Некоторые физические свойства исследуемого комплексного соединения:

Растворимость в воде при 20 о С

1. В водных растворах комплексное соединение подвергается первичной диссоциации, связанной с разрывом в нем ионной связи, и поэтому она практически необратима:

Вторичная диссоциация связана с разрывом ковалентной связи, поэтому она сильно затруднена и имеет ярко выраженный равновесный характер подобно диссоциации слабых электролитов. Отрыв лигандов из внутренней сферы комплексного иона происходит ступенчато:

2. Обмен лигандами между внешней и внутренней сферами:

K ₂ [Co(CNS) ₄ ] + 6H ₂ O → [Co(H ₂ O) ₆ ] (CNS) ₂ + 2KCNS

3. Тетрароданокобальтат ( II ) калия вступает в обменные реакции:

4. Разрушение комплекса за счёт образования малорастворимых соединений:

K ₂ [Co(CNS) ₄ ] + Na ₂ S → CoS↓ + 2KSCN + 2NaSCN

Комплексные соединения кобальта могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях. При этом изменяется степень окисления центрального атома.

Реакции окисления K ₂ [ Co ( CNS ) ₄ ] :

2K ₂ [Co(CNS) ₄ ] + Br ₂ + 6KOH → 2Co(OH) ₃ ↓ + 8KSCN + 2KBr

ЭДС _{реакции} = Е _ок-ля – Е _во-ля = 0,98 – (-0,84) = 1,82 В

Реакции восстановления K ₂ [ Co ( CNS ) ₄ ] :

1.4. Способы получения

Тетрароданокобальтат (II) калия можно получить взаимодействием нитрата кобальта( II ) и роданита калия:

Также комплексную соль можно получить реакцией хлорида кобальта(II) с роданитом калия:

Ион [Co(CNS) ₄ ] 2ˉ неустойчив и легко распадается в водных растворах, но если к раствору прибавить спирт (или смесь его с эфиром) и взболтать, то комплексное соединение переходит в смесь растворителей и окрашивает слой в синий цвет:

1.5. Качественные реакции на ион Co 2+ и роданид-ион

Качественные реакции на ион кобальта ( II )

Качественный реагент – водный раствор аммиака.

К 3-4 каплям раствора соли кобальта ( II ) добавить 20 капель аммиака. Раствор аммиака осаждает из растворов солей кобальта ( II ) синий осадок основной соли, растворимый в избытке аммиака в солянокислой среде с образованием растворимой комплексной соли.

Аналитический сигнал – окрашивание раствора в синий цвет, при добавлении H ₂ O ₂ и HCl цвет меняется на вишнево-красный.

Качественный реагент – нитрит калия в уксуснокислом растворе.

Аналитический сигнал – выпадение желтого осадка.

Качественный реагент – раствор щелочи.

К раствору соли двухвалентного кобальта добавлять щелочь до выпадения осадка. Растворы щелочей образуют с растворами солей Со 2+ синий осадок основной соли, который в избытке щелочи переходит в осадок гидроксида кобальта ( II ).

Аналитический сигнал – осадок розового цвета, при добавлении к которому пероксида водорода, он становится черно-бурым [4].

CoCl ₂ + NaOH → Co(OH)Cl↓ + NaCl

Co(OH)Cl + NaOH → 2 Со ( ОН ) ₂ ↓+ NaCl

Качественные реакции на роданид-ион

К 3 каплям хлорида трехвалентного железа добавить 9 капель тиоционата калия. Тиоционат-ионы с ионами Fe 3+ образуют осадок красного цвета.

FeCl ₃ + 3К CNS → Fe ( CNS ) ₃ ↓ + 3 KCl

В пробирке смешать 4 капли иона кобальта Co 2+ и столько же капель нитрата серебра. Наблюдать образование осадка, который растворяется в водном растворе аммиака.

Аналитический сигнал – образование белого творожистого осадка AgSCN.

1.6. Применение кобальта и его соединений

Главная ценность соединений кобальта заключается в том, что некоторые из них вследствие своего естественного цвета употребляются для изготовления очень стойкой густо-синей краски. Эта краска высоко ценится художниками, а также применяется для окрашивания стекла в синий цвет [5].

Окись кобальта довольно часто используют в стекольной промышленности. Это устойчивый и интенсивный краситель (пигмент) для стеклянных изделий. Окраска соединений кобальта весьма постоянная и не зависит от режима варки. При использовании соединений кобальта в комплексе с другими красителями можно получить стекла с различными оттенками.
В химической промышленности кобальт применяется в качестве катализатора различных химических реакциях.

Также кобальт используется в электротехнической промышленности при производстве конденсаторов, варисторов и отрицательных электродов аккумуляторов.

Оксиды кобальта применяются при эмалировании жести. Для получения прочной эмали в состав грунта вводят до 0,2% оксидов кобальта, а также никель и марганец.

Кобальт в соединении с серебром используется при изготовлении аккумуляторных батарей.

Комплексные соединения кобальта можно представить как обратимые переносчики кислорода. Эти соединения проявляют потенциальную биологическую активность и находят применение в технологии и сельском хозяйстве.

Координационные соединения кобальта широко применяются в различных областях техники, медицины и сельского хозяйств. Комплексные соединения кобальта в составе комбинированных глицерогелей обеспечивают выраженный антимикробный, обезболивающий, ранозаживляющий и регенерирующий эффекты.

Стоит отметить, что соединения кобальта также нашли применение в авиационной и космической промышленности. Сплавы, содержащие кобальт, используются в двигателях, где достигается достаточно высокая температура, в конструкциях авиационных турбин.

В последнее время кобальт и его сплавы стали применяться при изготовлении ферритов, в производстве «печатных схем» в радиотехнической промышленности, при изготовлении квантовых генераторов и усилителей. Кобальтат лития применяется в качестве высокоэффективного положительного электрода для производства литиевых аккумуляторов. Силицид кобальта отличный термоэлектрический материал и позволяет производить термоэлектрогенераторы с высоким КПД.

2. Экспериментальная часть

2.1. Методика получения K ₂ [ Co ( SCN ) ₄ ]

В качестве методики синтеза тетрароданакобальта ( II ) калия была выбрана методика, основанная на взаимодействии хлорида кобальта ( II ) с роданидом калия:

Раствор роданида калия с содержанием последнего 0,1 моль/л, смешали с 8,85 г гексааквахлорида кобальта ( II ) и растворили в 30 мл дистиллированной воды. Полученный раствор выпарили досуха и тщательно растерли.

Затем смесь при нагревании экстрагировали абсолютным этиловым спиртом. Спирт добавляли по 10 мл, а затем сливали спиртовой экстракт. Эту операцию повторяли до тех пор, пока новая порция спирта не была окрашена в бледно-синий цвет.

После охлаждения раствор отфильтровали. Фильтрат упарили досуха и снова экстрагировали абсолютным спиртом. Профильтрованную спиртовую вытяжку упарили до выделения кристаллов.

2.2. Термодинамическая возможность реакции синтеза

Используя данные, приводимые в справочниках, по термодинамическим свойствам веществ можно легко рассчитать стандартное изменение этой функции Δ G 0 :

Δ G 0 = G _(прод.) – G _(исх.)

Реакция протекают по уравнению:

4 KSCN + CoCl ₂ = K ₂ [ Co ( SCN ) ₄ ] + 2 KCl

Для этой реакции стандартная энергия Гиббса вычисляется по формуле:

Стандартные энергии Гиббса веществ:

Источник