✖


Jump to content

Соединения железа

Edit links
Окисление
состояние 		Представительный комплекс
−4 (д 10 с 2 ) [FeIn 6− x Sn x ] [1]
−2 (д 10 ) Тетракарбонилферрат динатрия (реактив Коллмана)
−1 (д 9 ) Фе
2 (КО) 2−
8
0 (д 8 ) Пентакарбонил железа
1 (д 7 ) Димер дикарбонила циклопентадиенилирона («Fp 2 »)
2 (д 6 ) Сульфат железа , ферроцен
3 (д 5 ) Хлорид железа , тетрафторборат ферроцения
4 (д 4 ) Fe(диары)
2 кл. 2+
2 , тетрафторид железа
5 (д 3 ) FeO 3−
4
6 (д 2 ) Феррат калия
7 (д 1 ) [FeO 4 ] – (матричная изоляция, 4К)

Железо проявляет характерные химические свойства переходных металлов , а именно способность образовывать переменные состояния окисления, различающиеся на одну ступень, а также очень большую координацию и металлоорганическую химию: действительно, именно открытие соединения железа, ферроцена , произвело революцию в последнем. поле в 1950-х годах. [2] Железо иногда рассматривают как прототип всего блока переходных металлов из-за его распространенности и огромной роли, которую оно сыграло в технологическом прогрессе человечества. [3] Его 26 электронов расположены в конфигурации [Ar]3d 6 4 с 2 , из которых 3d- и 4s-электроны относительно близки по энергии, и, таким образом, он может терять переменное количество электронов, и нет четкой точки, когда дальнейшая ионизация становится невыгодной. [4]

Железо образует соединения преимущественно в степенях окисления +2 ( железо(II) , «железо») и +3 ( железо(III) , «железо»). Железо также встречается в более высоких степенях окисления , например, в пурпурном феррате калия (K 2 FeO 4 ), который содержит железо в степени окисления +6. Хотя заявлен оксид железа (VIII) (FeO 4 ), этот отчет не удалось воспроизвести, и такой вид связан с удалением всех электронов элемента за пределами предыдущей конфигурации инертного газа (по крайней мере, с железом в его степени окисления +8). ) оказалось маловероятным с вычислительной точки зрения. [5] Однако одна форма аниона [FeO 4 ] – с железом в степени окисления +7 вместе с пероксо-изомером железа(V) был обнаружен методом инфракрасной спектроскопии при 4 К после соконденсации атомов железа, подвергнутых лазерной абляции, со смесью O 2 /Ar. [6] Железо(IV) является распространенным промежуточным продуктом во многих реакциях биохимического окисления. [7] [8] Многие железоорганические соединения имеют формальные степени окисления +1, 0, -1 или даже -2. Степень окисления и другие свойства связи часто оценивают с помощью метода мессбауэровской спектроскопии . [9] Многие соединения смешанной валентности содержат центры как железа (II), так и железа (III), например магнетит и берлинская лазурь ( Fe 4 (Fe[CN] 6 ) 3 ). [8] Последний используется в чертежах как традиционный «синий» . [10]

Железо является первым из переходных металлов, который не может достичь степени группового окисления +8, хотя его более тяжелые родственные соединения рутений и осмий могут, причем рутению это удается с большей трудностью, чем осмию. [11] Рутений проявляет водную катионную химию в своих низких степенях окисления, аналогичных железу, но осмий этого не делает, отдавая предпочтение высоким степеням окисления, в которых он образует анионные комплексы. [11] Во второй половине серии 3d-перехода вертикальные сходства в группах конкурируют с горизонтальными сходствами железа с его соседями кобальтом и никелем по периодической таблице , которые также являются ферромагнитными при комнатной температуре и имеют схожий химический состав. Таким образом, железо, кобальт и никель иногда объединяют в триаду железа . [3]

В отличие от многих других металлов железо не образует амальгамы с ртутью . В результате ртуть продается в стандартных железных колбах емкостью 76 фунтов (34 кг). [12]

Железо, безусловно, является наиболее реакционноспособным элементом в своей группе; он пирофорен и легко растворяется в разбавленных кислотах, давая Fe. в тонкоизмельченном виде 2+ . Однако он не реагирует с концентрированной азотной кислотой и другими кислотами-окислителями из-за образования непроницаемого оксидного слоя, который, тем не менее, может реагировать с соляной кислотой . [11] Железо высокой чистоты, называемое электролитическим железом , считается устойчивым к ржавчине благодаря своему оксидному слою.

Бинарные соединения

[ редактировать ]

Оксиды и гидроксиды

[ редактировать ]
Оксид железа или железа(II), FeO
Оксид железа или железа(III) Fe2OFe2O3
Оксид ферросферра или железа(II,III) Fe 3 О 4

Железо образует различные оксидные и гидроксидные соединения ; наиболее распространенными являются оксид железа(II,III) (Fe 3 O 4 ) и оксид железа (III) (Fe 2 O 3 ). Оксид железа(II) также существует, хотя он нестабилен при комнатной температуре. Несмотря на названия, на самом деле все они представляют собой нестехиометрические соединения , состав которых может различаться. [13] Эти оксиды являются основными рудами для производства железа (см. Блюмерная и доменная). Они также используются в производстве ферритов , полезных магнитных носителей информации в компьютерах и пигментов. Самый известный сульфид — железный пирит (FeS 2 ), также известный как «золото дураков» из-за его золотого блеска. [8] Это не соединение железа (IV), а на самом деле полисульфид железа (II), содержащий Fe. 2+ и С 2−
2 иона в искаженной структуре хлорида натрия . [13]

Диаграмма Пурбе железа

Галогениды

[ редактировать ]
На стекле лабораторных часов лежит немного канареечно-желтого порошка, в основном комками.
Гидратированный хлорид железа(III) (хлорид железа)

Бинарные галогениды железа и железа хорошо известны. Галогениды железа обычно возникают в результате обработки металлического железа соответствующей галоидоводородной кислотой с образованием соответствующих гидратированных солей. [8]

Fe + 2 HX → FeX 2 + H 2 (X = F, Cl, Br, I)

Железо реагирует с фтором, хлором и бромом с образованием соответствующих галогенидов железа, хлорид железа . наиболее распространенным из которых является [14]

2 Fe + 3 X 2 → 2 FeX 3 (X = F, Cl, Br)

Йодид железа является исключением, поскольку он термодинамически нестабильен из-за окислительной способности Fe. 3+ и высокая восстановительная способность I − : [14]

2 я − + 2 Фе 3+ → Я 2 + 2 Fe 2+ (И 0 = +0.23 V)

Йодид железа, черное твердое вещество, нестабилен в обычных условиях, но может быть получен реакцией пентакарбонила железа с йодом и окисью углерода в присутствии гексана и света при температуре -20 °C, без кислорода и воды. . [14] Известно, что комплексы йодистого железа с некоторыми мягкими основаниями являются устойчивыми соединениями. [15] [16]

Химический раствор

[ редактировать ]
Сравнение цветов растворов феррата (слева) и перманганата (справа)

Стандартные потенциалы восстановления в кислом водном растворе для некоторых распространенных ионов железа приведены ниже: [11]

Фе 2+ + 2 и − ⇌ Фе И 0 = −0.447 V
Фе 3+ + 3 и − ⇌ Фе И 0 = −0.037 V
FeO 2−
4 + 8 ч + + 3 и − 		⇌ Фе 3+ + 4 Н 2 О И 0 = +2.20 V

Красно-фиолетовый тетраэдрический ферратный (VI)-анион является настолько сильным окислителем, что окисляет при комнатной температуре азот и аммиак, а в кислых или нейтральных растворах даже саму воду: [14]

4 ФеО 2−
4 + 10 ч.
2O → 4Fe 3+
+ 20 ОН −
+ 3 О 2

Фе 3+ Ион имеет большой простой катионный химический состав, хотя бледно-фиолетовый гексаво-ион [Fe(H 2 O) 6 ] 3+ очень легко гидролизуется при повышении pH выше 0 следующим образом: [17]

[Fe(H 2 O) 6 ] 3+ ⇌ [Fe(H 2 O) 5 (OH)] 2+ + Ч + К = 10 −3.05 моль дм −3
[Fe(H 2 O) 5 (OH)] 2+ ⇌ [Fe(H 2 O) 4 (OH) 2 ] + + Ч + К = 10 −3.26 моль дм −3
2[Fe(H 2 O) 6 ] 3+ ⇌ [Fe(H 2 O) 4 (OH)] 4+ 2 + 2H + + 2H2O К = 10 −2.91 моль дм −3
Сине-зеленый сульфата железа(II) гептагидрат

При повышении pH выше 0 образуются вышеуказанные гидролизованные соединения желтого цвета, а при повышении pH выше 2–3 красновато-коричневый водный оксид железа (III) из раствора выпадает в осадок . Хотя Фе 3+ есть реклама 5 конфигурации, его спектр поглощения не похож на спектр поглощения Mn 2+ со своими слабыми, запрещенными по спину d–d-зонами, поскольку Fe 3+ имеет более высокий положительный заряд и обладает большей поляризацией, что снижает энергию поглощения переноса заряда от лиганда к металлу . Таким образом, все вышеперечисленные комплексы, за единственным исключением гексаво-иона, достаточно сильно окрашены, и даже он имеет спектр, в котором преобладает перенос заряда в ближней ультрафиолетовой области. [17] С другой стороны, бледно-зеленый гексаво-ион железа(II) [Fe(H 2 O) 6 ] 2+ не подвергается заметному гидролизу. Диоксид углерода не выделяется при карбонат- добавлении белого карбоната железа (II) анионов, что вместо этого приводит к выпадению в осадок . В избытке углекислого газа образуется малорастворимый бикарбонат, который обычно встречается в грунтовых водах, но быстро окисляется на воздухе с образованием оксида железа (III) , который является причиной коричневых отложений, присутствующих в значительном количестве потоков. [18]

Координационные соединения

[ редактировать ]

Благодаря своему электронному строению железо имеет очень большую координационную и металлоорганическую химию.

Две энантиоморфы ферриоксалат-иона

Известно множество координационных соединений железа, хотя лишь немногие содержат высоковалентное железо . Типичным шестикоординационным анионом является гексахлорферрат(III), [FeCl 6 ] 3− , обнаруженный в смешанной соли тетракис (метиламмония) гексахлорферрата (III) хлорида . [19] [20] Комплексы с несколькими бидентатными лигандами имеют геометрические изомеры . Например, транс - хлоргидридобис(бис-1,2-(дифенилфосфино)этан)комплекс железа(II) используется в качестве исходного материала для соединений с Fe( dppe ) 2 Фрагмент . [21] [22] Ион ферриоксалата с тремя оксалатными лигандами (показан справа) демонстрирует спиральную хиральность с двумя неперекрывающимися геометриями, обозначенными Λ (лямбда) для левой винтовой оси и Δ (дельта) для правой винтовой оси, в соответствии с Конвенции ИЮПАК. [17] Ферриоксалат калия используется в химической актинометрии и вместе с его натриевой солью подвергается фотовосстановлению, применяемому в фотографических процессах старого образца. Дигидрат оксалата железа (II) имеет полимерную структуру с копланарными ионами оксалата, образующими мостики между центрами железа, а кристаллизационная вода расположена на вершинах каждого октаэдра, как показано ниже. [23]

Кристаллическая структура дигидрата оксалата железа (II): атомы железа (серый), кислорода (красный), углерода (черный) и водорода (белый).
Кроваво-красный положительный тиоцианатный тест на железо(III)

Комплексы железа(III) очень похожи на комплексы хрома (III), за исключением того, что железо(III) предпочитает O вместо N -донорные лиганды -донорных. Последние, как правило, более нестабильны, чем комплексы железа(II), и часто диссоциируют в воде. Многие комплексы Fe-O имеют интенсивный цвет и используются в качестве тестов на фенолы или енолы . Например, в тесте с хлоридом железа , используемом для определения присутствия фенолов, хлорид железа (III) реагирует с фенолом с образованием темно-фиолетового комплекса: [17]

3 ArOH + FeCl 3 → Fe(OAr) 3 + 3 HCl (Ar = арил )

Среди галогенидных и псевдогалогенидных комплексов наиболее устойчивы фторокомплексы железа(III), с бесцветным [FeF 5 (H 2 O)] 2− является наиболее стабильным в водном растворе. Хлоркомплексы менее стабильны и благоприятствуют тетраэдрической координации, как в [FeCl 4 ] − ; [ 4 февраля ] − и [FeI 4 ] − легко восстанавливаются до железа(II). Тиоцианат является распространенным тестом на наличие железа(III), поскольку он образует кроваво-красный цвет [Fe(SCN)(H 2 O) 5 ] 2+ . Как и марганец(II), большинство комплексов железа(III) являются высокоспиновыми, за исключением тех, у которых лиганды занимают высокие позиции в спектрохимическом ряду, такие как цианид . Примером низкоспинового комплекса железа(III) является [Fe(CN) 6 ] 3− . Цианидные лиганды легко отделяются в [Fe(CN) 6 ] 3− , и, следовательно, этот комплекс ядовит, в отличие от комплекса железа(II) [Fe(CN) 6 ] 4− найден в цвете берлинской синей, [17] который не выделяет цианистый водород, за исключением случаев добавления разбавленных кислот. [18] Железо демонстрирует большое разнообразие электронных спиновых состояний , включая все возможные значения спинового квантового числа для элемента d-блока от 0 (диамагнитное) до 5 ⁄ 2 (5 неспаренных электронов). Эта величина всегда равна половине числа неспаренных электронов. Комплексы с нулевым или двумя неспаренными электронами считаются низкоспиновыми, а с четырьмя или пятью — высокоспиновыми. [13]

Комплексы железа(II) менее стабильны, чем комплексы железа(III), но предпочтение O -донорных лигандов менее выражено, так что, например, [Fe(NH 3 ) 6 ] 2+ известно, пока [Fe(NH 3 ) 6 ] 3+ нет. Они имеют тенденцию к окислению до железа (III), но это можно смягчить за счет низкого pH и использования определенных лигандов. [18]

Металлоорганические соединения

[ редактировать ]
Железо пента-
карбонил

Железоорганическая химия — это изучение металлоорганических соединений железа, в которых атомы углерода ковалентно связаны с атомом металла. Они многочисленны и разнообразны, включая цианидные комплексы , карбонильные комплексы , сэндвич- и полусэндвичевые соединения .

берлинская лазурь

Берлинская лазурь или «ферроцианид железа», Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3 , представляет собой старый и хорошо известный комплекс цианида железа, широко используемый в качестве пигмента и в ряде других применений. Его образование можно использовать как простой химический тест для различения водных растворов Fe. 2+ и Fe 3+ поскольку они реагируют (соответственно) с феррицианидом калия и ферроцианидом калия с образованием берлинской лазури. [8]

Другим старым примером железоорганического соединения является пентакарбонил железа Fe(CO) 5 , в котором нейтральный атом железа связан с атомами углерода пяти молекул монооксида углерода . Соединение можно использовать для получения порошка карбонильного железа , высокореактивной формы металлического железа. При термолизе пентакарбонила железа образуется додекакарбонил трижелеза . Fe 3 (CO) 12 , комплекс с кластером из трех атомов железа в ядре. Реактив Коллмана, тетракарбонилферрат динатрия , является полезным реагентом в органической химии; он содержит железо в степени окисления -2. Димер дикарбонила циклопентадиенилирона содержит железо в редкой степени окисления +1. [24]

Структурная формула ферроцена и порошкообразный образец

Вехой в этой области стало открытие в 1951 году удивительно стабильного сэндвич-соединения ферроцена. Fe(C 5 H 5 ) 2 , Паусон и Кили. [25] и независимо Миллера и его коллег, [26] чья удивительная молекулярная структура была определена только год спустя Вудвордом и Уилкинсоном. [27] и Фишер . [28] Ферроцен по-прежнему остается одним из наиболее важных инструментов и моделей в этом классе. [29]

используются железоцентрированные металлоорганические соединения В качестве катализаторов . Комплекс Кнёлкера , например, является гидрирования катализатором кетонов . [30]

Промышленное использование

[ редактировать ]

Наиболее широко в промышленности производятся соединения железа: сульфат железа(II) (FeSO 4 ·7 H 2 O ) и хлорид железа(III) (FeCl 3 ). Первый является одним из наиболее доступных источников железа(II), но менее устойчив к окислению воздухом, чем соль Мора ( (NH 4 ) 2 Fe(SO 4 ) 2 ·6H 2 O ). Соединения железа(II) имеют тенденцию окисляться на воздухе до соединений железа(III). [8]

См. также

[ редактировать ]

Ссылки

[ редактировать ]
  1. ^ Fe (-4), Ru (-4) и Os (-4) наблюдались в богатых металлами соединениях, содержащих октаэдрические комплексы [MIN 6- x Sn x ]; Pt(−3) (как димерный анион [Pt–Pt] 6− ), Cu(-2), Zn(-2), Ag(-2), Cd(-2), Au(-2) и Hg(-2) наблюдались (в виде димерных и мономерных анионов; димерные ионы первоначально сообщалось, что это [T – T] 2− для Zn, Cd, Hg, но позже было показано, что это [T – T] 4− для всех этих элементов) в La 2 Pt 2 In, La 2 Cu 2 In, Ca 5 Au 3 , Ca 5 Ag 3 , Ca 5 Hg 3 , Sr 5 Cd 3 , Ca 5 Zn 3 (строение (АЭ 2+ ) 5 (Т – Т) 4− Т 2− ⋅4e − ), Yb 3 Ag 2 , Ca 5 Au 4 и Ca 3 Hg 2 ; Au(–3) наблюдался в ScAuSn и других 18-электронных полугейслеровских соединениях. Видеть Чанхун Ли; Мён Хван Вангбо (2008). «Анионы поздних переходных металлов, действующие как элементы p-металлов». Науки о твердом теле . 10 (4): 444–449. Бибкод : 2008SSSci..10..444K . doi : 10.1016/j.solidstatesciences.2007.12.001 . и Чанхун Ли; Мён Хван Вангбо; Юрген Кёлер (2010). «Анализ электронной структуры и химической связи металлосодержащих соединений. 2. Наличие димера (Т – Т)». 4– и изолированный Т 2– Анионы в полярных интерметаллидах Cr 5 B 3 -соединения типа AE 5 T 3 (AE = Ca, Sr; T = Au, Ag, Hg, Cd, Zn)". Журнал неорганической и общей химии . 636 (1): 36 –40 дои : 10.1002/zaac.200900421 .
  2. ^ Гринвуд и Эрншоу, с. 905
  3. ^ Jump up to: а б Гринвуд и Эрншоу, с. 1070
  4. ^ Гринвуд, Норман Н .; Эрншоу, Алан (1997). Химия элементов (2-е изд.). Баттерворт-Хайнеманн . ISBN  978-0-08-037941-8 . (с. 1074).
  5. ^ Хуан, Вэй; Сюй, Вэнь-Хуа; Шварц, WHE; Ли, Джун (2 мая 2016 г.). «О высших степенях окисления металлических элементов в молекулах MO 4 (M = Fe, Ru, Os, Hs, Sm и Pu)». Неорганическая химия . 55 (9): 4616–25. doi : 10.1021/acs.inorgchem.6b00442 . ПМИД   27074099 .
  6. ^ Лу, Джун-Бо; Цзянь, Дживэнь; Хуан, Вэй; Лин, Хайлу; Ли, Цзюнь; Чжоу, Минфэй (16 ноября 2016 г.). «Экспериментальная и теоретическая идентификация степени окисления Fe(VII) в FeO 4 − ". Phys. Chem. Chem. Phys . 18 (45): 31125–31131. Bibcode : 2016PCCP...1831125L . doi : 10.1039/c6cp06753k . PMID   27812577 .
  7. ^ Нам, Вону (2007). «Высоковалентное железо (IV) – оксокомплексы гема и негемовых лигандов в реакциях оксигенации» (PDF) . Отчеты о химических исследованиях . 40 (7): 522–531. дои : 10.1021/ar700027f . ПМИД   17469792 . Архивировано из оригинала (PDF) 15 июня 2021 года . Проверено 22 февраля 2022 г.
  8. ^ Jump up to: а б с д и ж Холлеман, Арнольд Ф.; Виберг, Эгон; Виберг, Нильс (1985). "Железо". Учебник неорганической химии (на немецком языке) (91–100 изд.). Вальтер де Грюйтер. стр. 1125–46. ISBN  3-11-007511-3 .
  9. ^ Рейфф, Уильям Майкл; Лонг, Гэри Дж. (1984). «Мессбауэровская спектроскопия и координационная химия железа». Мессбауэровская спектроскопия в применении к неорганической химии . Спрингер. стр. 245–83. ISBN  978-0-306-41647-7 .
  10. ^ Уэр, Майк (1999). «Введение в монохром» . Цианотипия: история, наука и искусство фотопечати берлинской лазурью . NMSI Trading Ltd., стр. 11–19. ISBN  978-1-900747-07-3 .
  11. ^ Jump up to: а б с д Гринвуд и Эрншоу, стр. 1075–79.
  12. ^ Гмелин, Леопольд (1852). «Ртуть и железо» . Справочник по химии . Том. 6. Кавендишское общество. стр. 128–29.
  13. ^ Jump up to: а б с Гринвуд и Эрншоу, с. 1079
  14. ^ Jump up to: а б с д Гринвуд и Эрншоу, стр. 1082–84.
  15. ^ Зигфрид Поль, Ульрих Бирбах, Вольфганг Саак; «FeI3SC(NMe2)2, нейтральный тиомочевинный комплекс йодида железа (III), Angewandte Chemie International Edition на английском языке (1989) 28 (6), 776-777. https://doi.org/10.1002/anie.198907761
  16. ^ Николас А. Барнс, Стивен М. Годфри, Николас Хо, Чарльз А. Маколифф, Робин Г. Притчард; «Простой синтез редкого примера комплекса йодида железа (III) [FeI3(AsMe3)2] из реакции Me3AsI2 с неактивированным порошком железа», Polyhedron (2013) 55, 67-72. https://doi.org/10.1016/j.poly.2013.02.066
  17. ^ Jump up to: а б с д и Гринвуд и Эрншоу, стр. 1088–91.
  18. ^ Jump up to: а б с Гринвуд и Эрншоу, стр. 1091–97.
  19. ^ Клаузен, Калифорния; Хорошо, МЛ (1968). «Стабилизация аниона гексахлорферрата (III) катионом метиламмония». Неорганическая химия . 7 (12): 2662–63. дои : 10.1021/ic50070a047 .
  20. ^ Джеймс, Б.Д.; Бакалова М.; Лизеганга, Дж.; Райфф, ВМ; Хоклесс, округ Колумбия; Скелтон, BW; Уайт, АХ (1996). «Анион гексахлорферрата (III), стабилизированный в упаковках с водородными связями. Сравнение рентгеновских кристаллических структур и низкотемпературного магнетизма хлорида ( I) гексахлорферрата (III) тетракис (метиламмония) гексахлорферрата (III) и тетрахлорферрата тетракис (гексаметилендиаммония) гексахлорферрата (III)». (III) тетрахлорид (II) ». Неорганика Химика Акта . 247 (2): 169–74. дои : 10.1016/0020-1693(95)04955-X .
  21. ^ Джанноккаро, П.; Сакко, А. (1977). «Комплексы бис[этиленбис(дифенилфосфин)]-гидридожелезо». Неорг. Синтез. 17 :69–72. дои : 10.1002/9780470132487.ch19 . ISBN  978-0-470-13248-7 .
  22. ^ Ли, Дж.; Юнг, Г.; Ли, Юго-Запад (1998). «Строение транс-хлоргидридобис(дифенилфосфиноэтана) железа(II)» . Бык. Корейская хим. Соц . 19 (2): 267–69. дои : 10.1007/BF02698412 . S2CID   35665289 .
  23. ^ Этиго, Такуя; Кимата, Мицуёси (2008). «Монокристаллическая рентгеновская дифракция и спектроскопические исследования гумбольдтина и линдбергита: слабый эффект Яна – Теллера Fe. 2+ ion». Phys. Chem. Minerals . 35 (8): 467–75. Bibcode : 2008PCM....35..467E . doi : 10.1007/s00269-008-0241-7 . S2CID   98739882 .
  24. ^ Гринвуд, Норман Н .; Эрншоу, Алан (1984). Химия элементов . Оксфорд: Пергамон Пресс . стр. 1282–86. ISBN  978-0-08-022057-4 . .
  25. ^ Кили, Ти Джей; Паусон, Польша (1951). «Новый тип железоорганических соединений». Природа . 168 (4285): 1039–40. Бибкод : 1951Natur.168.1039K . дои : 10.1038/1681039b0 . S2CID   4181383 .
  26. ^ Миллер, ЮАР; Теббот, Дж.А.; Тремейн, Дж. Ф. (1952). «114. Дициклопентадиенилирон». Дж. Хим. Соц. : 632–635. дои : 10.1039/JR9520000632 .
  27. ^ Уилкинсон, Г .; Розенблюм, М.; Уайтинг, MC; Вудворд, РБ (1952). «Структура бис-циклопентадиенила железа». Дж. Ам. хим. Соц. 74 (8): 2125–2126. дои : 10.1021/ja01128a527 .
  28. ^ Окуда, Джун (28 декабря 2016 г.). «Ферроцен – 65 лет спустя» . Европейский журнал неорганической химии . 2017 (2): 217–219. дои : 10.1002/ejic.201601323 . ISSN   1434-1948 .
  29. ^ Гринвуд и Эрншоу, с. 1104
  30. ^ Буллок, РМ (11 сентября 2007 г.). «Железный катализатор гидрирования кетонов в мягких условиях» . Энджью. хим. Межд. Эд. 46 (39): 7360–63. дои : 10.1002/anie.200703053 . ПМИД   17847139 .
Retrieved from "https://en.wikipedia.org/w/index.php?title=Iron_compounds&oldid=1216782254"
Arc.Ask3.Ru: конец переведенного документа.
Arc.Ask3.Ru
Номер скриншота №: 77dc12e3bdae22682a8575869b726b94__1712003280
URL1:https://arc.ask3.ru/arc/aa/77/94/77dc12e3bdae22682a8575869b726b94.html
Заголовок, (Title) документа по адресу, URL1:
Iron compounds - Wikipedia
Данный printscreen веб страницы (снимок веб страницы, скриншот веб страницы), визуально-программная копия документа расположенного по адресу URL1 и сохраненная в файл, имеет: квалифицированную, усовершенствованную (подтверждены: метки времени, валидность сертификата), открепленную ЭЦП (приложена к данному файлу), что может быть использовано для подтверждения содержания и факта существования документа в этот момент времени. Права на данный скриншот принадлежат администрации Ask3.ru, использование в качестве доказательства только с письменного разрешения правообладателя скриншота. Администрация Ask3.ru не несет ответственности за информацию размещенную на данном скриншоте. Права на прочие зарегистрированные элементы любого права, изображенные на снимках принадлежат их владельцам. Качество перевода предоставляется как есть. Любые претензии, иски не могут быть предъявлены. Если вы не согласны с любым пунктом перечисленным выше, вы не можете использовать данный сайт и информация размещенную на нем (сайте/странице), немедленно покиньте данный сайт. В случае нарушения любого пункта перечисленного выше, штраф 55! (Пятьдесят пять факториал, Денежную единицу (имеющую самостоятельную стоимость) можете выбрать самостоятельно, выплаичвается товарами в течение 7 дней с момента нарушения.)