План лекции: Международная система единиц Атомно-молекулярное учение Стехиометрия химических реакций

Соединения Fe (II), Ru (II), Os (II). Для железа (II) наиболее типично координационное число 6, что соответствует октаэдрическому расположению связей в комплексах и структурных единицах.
В водных растворах существуют катионные аквокомплексы [Fe(OH₂)₆]²⁺, имеющие бледно-зеленую окраску. Гексааквокомплексы образуются при растворении в воде солей Fe(II) или при взаимо­действии с разбавленными кислотами железа, оксида FeO (черный), гидрооксида Fe(OH)₂ (белый), сульфида FeS (черный), карбоната FeCO₃ (белый), например:
FeO + 2OH₃⁺ + 3H₂O = [Fe(OH₂)₆]²⁺,
FeCO₃ + 2OH₃⁺ + 3H₂O = [Fe(OH₂)₆]²⁺ + СО₂.
Железо (II) образует соли почти со всеми анионами. При выпари­вании из водных растворов обычно выделяются зеленые кристалло­гидраты, например Fe(C1O₄)₂•6H₂O, Fe(NO₃)₂•6H₂O, FeSO₄•7H₂O, FeBr₂•6H₂O, (NH₄)₂Fe(SO₄)₂•6H₂O (соль Мора).
Стандартный потенциал системы Fe³⁺ + е = Fe²⁺ равен 0,76В, поэтому ион Fe²⁺ может окисляться в кислой среде даже молеку­лярным кислородом:
2Fe²⁺ + 1/2O₂ + 2Н⁺ = 2 Fe³⁺ + Н₂О.
В присутствии влаги постепенно окисляются кислородом воздуха твердые FeCO₃ и FeS, например:
4FeS + О₂ + 10Н₂О = 4Fe(OH)₃ + 4H₂S.
Особо легко окисление идет в щелочной среде. Так, Fe(OH)₂ в мо­мент получения тотчас начинает переходить в Fe(OH)₃, поэтому бе­лый осадок быстро темнеет:
4Fe(OH)₂ + О₂ + 2Н₂О = 4Fe(OH)₃.
В аналитической практике для количественного определения Fe²⁺ используется реакция:
5[Fe(OH₂)₆]²⁺ + + 8ОН₃⁺ = 5[Fe(OH₂)₆]³+ [Мn(ОН₂)₆]²⁺ + 6Н₂О
или
5Fe²⁺ + МnО₄^- + 8Н⁺ = 5Fe³⁺ + Мn²⁺ + 4Н₂О.
Производные анионных комплексов железа (II) — ферраты (II) — в большинстве малостойки и напоминают двойные соли. К ним относятся, например, M₂¹⁺[FeCl₄] и M₂¹⁺[FeSCN₄]. При кипячении (в восстановительной атмосфере) в концентрированных щелочах Fe(OH)₂ образует гексагидроксоферраты (II), например зеленые Na₄[Fe(OH)₆], Ba₂[Fe(OH)₆].
В воде гексагидроксоферраты (II) полностью разру­шаются.
Для железа (II) наиболее устойчив и легко образуется цианидный комплекс [Fe(CN)₆]⁴:
6KCN + FeSO₄ = K₄[Fe(CN)₆] + K₂SO₄.
При действии на гексацианоферраты (II) сильных кислот полу­чается H₄[Fe(CN)₆] — белый мелкокристаллический диамагнитный порошок, хорошо растворяется в воде, является весьма сильной (же-лезистосинеродистой) кислотой.
Из цианоферратов (II) наиболее широко применяются K₄[Fe(CN)₆]•3H₂O (желтая кровяная соль).
Желтая кровяная соль широко используется в аналитической практике для обнаружения ионов Fe³⁺:
FeCl₃ + K₄[Fe(CN)₆] = KFe[Fe(CN)₆] + 3KC1
или
Fe³⁺ + K⁺ + [Fe(CN)₆]^4- = KFe³⁺[Fe²⁺(CN)₆].
При этом образуется малорастворимый смешанный цианоферрат (II) калия (I)-железа (III) интенсивно синего цвета. Это соединение часто называют берлинской лазурью.
Из производных рутения (II) и осмия (II) наиболее устойчивы комплексные цианиды типа M₄¹⁺[Э(CN)₆].