Химические свойства простых веществ

Ферраты железа (VI). Известно довольно небольшое число соединений железа (VI) — ферраты, например феррат калия K₂FeO₄, феррат бария BaFeO₄ и феррат кальция СaFeO₄.

Феррат калия образуется в результате реакции:

Предположения о существовании  таких соединений как H₂FeO₄ и, соответственно, FeO₃ не получили экспериментального подтверждения.

Ферраты термически нестабильные соединения и разлагаются уже  при 200 ° С:

Феррат калия проявляет  более сильную окислительную  способность, чем перманганат:

В водном растворе ионы кобальта (II) существуют в виде комплексов гексааквакобальта(II) [Со(Н₂0)₆]²⁺. Эти комплексные ионы устойчивы и имеют розовую окраску. Добавление раствора аммиачного раствора к раствору, содержащему эти ионы, вызывает образование синего осадка гидроксида кобальта (II). Этот осадок растворяется в избыточном количестве аммиака, образуя комплексный ион гексамминкобальта(II), который имеет бледно-желтую окраску:

[Co(H₂O)₆]²⁺(водн.) + 6NH₃(водн.) → [Co(NH₃)₆]²⁺(водн.) + 6H₂O(ж.)

Кобальт (II) входит в целый тетраэдрический ряд анионных комплексов.Один из представителей тетраэдрического ряда анионных комплексов тетрахлорокобальтат(II)-ион, [CoCl₄]²⁻Кобальт в степени окисления +2.

Его можно  получить, добавляя концентрированную соляную кислоту к водному раствору какой-либо соли кобальта (II):

4[Co(H₂O)₆]²⁺(водн.) + 4Cl⁻(водн.) ⇆ [CoCl₄]²⁻(водн.) + 6H₂O(ж.)

В ходе этой реакции раствор меняет цвет с  розового на синий.При добавлении воды эта реакция протекает в обратном направлении.Гидратированный ион кобальта (III) является сильным окислителем.Кобальт в степени окисления +3.

В водном растворе он неустойчив из-за протекания реакции

4[Co(H₂O)₆]³⁺(водн.) + 2H₂O(ж.) ⇄ [Co(H₂O)₆]²⁺(водн.) + 4H⁺(водн.) + O₂(г.)

Однако  ион кобальта (III) может стабилизироваться  в присутствии сильных лигандов-комплексообразователей, например NH₃ и NO²⁻. Так, ион гексамминкобальта(III) может образовываться в результате реакции гидратированных ионов кобальта (II) c аммиачным раствором на воздухе либо в присутствии пероксида водорода:

[Со(Н₂0)₆]²⁺(водн.) + 6NН₃(водн.) → [Co(NH₃)₆]³⁺(водн.) + 6Н₂0(ж.) + е⁻

Растворы  солей кобальта (II) окисляются также  с образованием кобальта (III) при  добавлении избытка нитрита натрия в присутствии уксусной кислоты:

[Со(Н₂0)₆]²⁺(водн.) + 7N0₂ (водн.) + 2Н⁺ → [Co(N0₂)₆]³⁺ + + NO(г.) + 7Н₂0(ж.)

Гексанитрокобальтат(III) натрия Na₃[Co(N0₂)₆] представляет собой желтый комплекс с октаэдрической структурой, растворимый в воде. Он используется в качественном анализе для пробы на ионыкалия. Реакция его натриевой соли с ионами калия приводит к образованию К₃[Co(N0₂)₆]. Это соединение тоже имеет желтую окраску, но в отличие от натриевой соли не растворяется в воде. Поэтому в случае положительной реакции при проведении указанной пробы образуется желтый осадок.

Никель образует соединения со степенью окисления +2 и +3. При этом никель со степенью окисления +3 только в виде комплексных солей. Для соединений никеля +2 известно большое количество обычных и комплексных соединений.

Водные  растворы солей никеля(II) содержат ион гексаакваникеля(II) [Ni(H₂O)₆]²⁺. При добавлении к раствору, содержащему эти ионы, аммиачного раствора происходит осаждение гидроксида никеля (II), зелёного желатинообразного вещества. Этот осадок растворяется при добавлении избыточного количества аммиака вследствие образования ионов гексамминникеля(II) [Ni(NH₃)₆]²⁺.

Никель  образует комплексы с тетраэдрической  и с плоской квадратной структурой. Например, комплекс тетрахлороникелат (II) [NiCl₄]²⁻ имеет тетраэдрическую структуру, а комплекс тетрацианоникелат(II) [Ni(CN)₄]²⁻ имеет плоскую квадратную структуру.

Литература 

1. Редкол.:Кнунянц И. Л. (гл. ред.) Химическая энциклопедия: в 5 т. — Москва: Большая Российская энциклопедия, 1992. — Т. 3. — С. 240. — 639 с. — 50 000 экз. — ISBN 5-85270-039-8 
2. Под ред. Дрица М. Е. Свойства элементов. — Металлургия, 1985. — С. 484-489. — 672 с.
3. Химическая энциклопедия: в 5 т / Редкол.: Кнунянц И. Л. (гл. ред.). — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — С. 140. — 671 с. — 100 000 экз. 
4. Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая и неорганическая химия: Учебник для вузов. — 4-е изд., стер. — М.: Химия, 2000, ISBN 5-7245-1130-4, с. 529  
5. Реми Г. Курс неорганической химии. Т. 2. М., Мир, 1966. С. 142-180
6. Некрасов Б. В. Курс общей химии. М:, ГНХТИ, 1952, С. 334 
7. Хомченко Г.П. Пособие по химии для поступающих в вузы. — 2002. — С. 255-277. — 480 с.
8. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2003. — 743 с.
9. Глинка Н. Л. Общая химия. — М.: Высшая школа, 2003. — 743 с.
10. Киселев Ю. М. Химия координационных соединений. — М.: Интеграл-Пресс, 2008. — 728 с.