Оксид железа (III)

Гидроксид железа (II)

Соединения двухвалентного железа

Химические свойства

1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O ® 4Fe(OH) 3

Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III):

3Fe + 2O 2 ® Fe 3 O 4

2) При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4H 2 O – t ° ® Fe 3 O 4 + 4H 2

3) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

Fe + S – t ° ® FeS

4) Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:

Fe + 2HCl ® FeCl 2 + H 2

Fe + H 2 SO 4 (разб.) ® FeSO 4 + H 2

В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании

2Fe + 6H 2 SO 4 (конц.) – t ° ® Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO 3 (конц.) – t ° ® Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).

5) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

Fe + CuSO 4 ® FeSO 4 + Cu¯

Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeCl + 2KOH ® 2KCl + Fе(OH) 2 ¯

Fe(OH) 2 - слабое основание, растворимо в сильных кислотах:

Fe(OH) 2 + H 2 SO 4 ® FeSO 4 + 2H 2 O

Fe(OH) 2 + 2H + ® Fe 2+ + 2H 2 O

При прокаливании Fe(OH) 2 без доступа воздуха образуется оксид железа (II) FeO:

Fe(OH) 2 – t ° ® FeO + H 2 O

В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH) 2 , окисляясь, буреет – образуя гидроксид железа (III) Fe(OH) 3:

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O ® 4Fe(OH) 3

Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:

10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 ® 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O

6FeSO 4 + 2HNO 3 + 3H 2 SO 4 ® 3Fe 2 (SO 4) 3 + 2NO + 4H 2 O

Соединения железа склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

FeCl 2 + 6NH 3 ® Cl 2

Fe(CN) 2 + 4KCN ® K 4 (жёлтая кровяная соль)

Качественная реакция на Fe 2+

При действии гексацианоферрата (III) калия K 3 (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):

3FeSO 4 + 2K 3 ® Fe 3 2 ¯ + 3K 2 SO 4

3Fe 2+ + 3SO 4 2- +6K + + 2 3- ® Fe 3 2 ¯ + 6K + + 3SO 4 2-

3Fe 2+ + 2 3- ® Fe 3 2 ¯

Соединения трёхвалентного железа

Образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита:

4FeS 2 + 11O 2 ® 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

или при прокаливании солей железа:

2FeSO 4 – t ° ® Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3

Fe 2 O 3 - основной оксид, в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства

Fe 2 O 3 + 6HCl – t ° ® 2FeCl 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 6H + – t ° ® 2Fe 3+ + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O – t ° ® 2Na

Fe 2 O 3 + 2OH - + 3H 2 O ® 2 -

Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка

Fe(NO 3) 3 + 3KOH ® Fe(OH) 3 ¯ + 3KNO 3

Fe 3+ + 3OH - ® Fe(OH) 3 ¯

Fe(OH) 3 – более слабое основание, чем гидроксид железа (II).

Это объясняется тем, что у Fe 2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe 3+ , а поэтому, Fe 2+ слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH) 2 более легко диссоциирует.

В связи с этим соли железа (II) гидролизуются незначительно, а соли железа (III) - очень сильно. Для лучшего усвоения материалов этого раздела рекомендуется просмотреть видеофрагмент (доступен только на CDROM). Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III): несмотря на то, что ион Fe 3+ почти бесцветен, содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe(OH) 3 , которые образуются благодаря гидролизу:

Fe 3+ + H 2 O « 2+ + H +

2+ + H 2 O « + + H +

H 2 O « Fe(OH) 3 + H +

При нагревании окраска темнеет, а при прибавлении кислот становится более светлой вследствие подавления гидролиза. Fe(OH) 3 обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей:

Fe(OH) 3 + 3HCl ® FeCl 3 + 3H 2 O

Fe(OH) 3 + 3H + ® Fe 3+ + 3H 2 O

Fe(OH) 3 + NaOH ® Na

Fe(OH) 3 + OH - ® -

Соединения железа (III) - слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:

2Fe +3 Cl 3 + H 2 S -2 ® S 0 + 2Fe +2 Cl 2 + 2HCl

Качественные реакции на Fe 3+

1) При действии гексацианоферрата (II) калия K 4 (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):

4FeCl 3 +3K 4 ® Fe 4 3 ¯ + 12KCl

4Fe 3+ + 12C l - + 12K + + 3 4- ® Fe 4 3 ¯ + 12K + + 12C l -

4Fe 3+ + 3 4- ® Fe 4 3 ¯

2) При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe 3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III):

FeCl 3 + 3NH 4 CNS « 3NH 4 Cl + Fe(CNS) 3

(при взаимодействии же с роданидами ионов Fe 2+ раствор остаётся практически бесцветным).

Соединения двухвалентного железа

I . Гидроксид железа (II)

Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeCl 2 + 2 KOH = 2 KCl + F е(OH ) 2 ↓

Fe(OH) 2 - слабое основание, растворимо в сильных кислотах:

Fe(OH) 2 + H 2 SO 4 = FeSO 4 + 2H 2 O

Fe(OH) 2 + 2H + = Fe 2+ + 2H 2 O

Дополнительный материал:

Fe(OH) 2 – проявляет и слабые амфотерные свойства, реагирует с концентрированными щелочами:

Fe ( OH ) 2 + 2 NaOH = Na 2 [ Fe ( OH ) 4 ]. образуется соль тетрагидроксоферрат ( II ) натрия

При прокаливании Fe(OH) 2 без доступа воздуха образуется оксид железа (II) FeO - соединение черного цвета :

Fe(OH) 2 t˚C → FeO + H 2 O

В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH) 2 , окисляясь, буреет – образуя гидроксид железа (III) Fe(OH) 3:

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3 ↓

Дополнительный материал:

10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O

6FeSO 4 + 2HNO 3 + 3H 2 SO 4 = 3Fe 2 (SO 4) 3 + 2NO + 4H 2 O

Соединения железа склонны к комплексообразованию:

FeCl 2 + 6NH 3 = Cl 2

Fe(CN) 2 + 4KCN = K 4 (жёлтая кровяная соль)

Качественная реакция на Fe 2+

При действии гексацианоферрата (III) калия K 3 (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):

3 Fe 2+ Cl 2 + 3 K 3 [ Fe 3+ ( CN ) 6 ] → 6 KCl + 3 KFe 2+ [ Fe 3+ ( CN ) 6 ]↓

(турнбулева синь – гексацианоферрат ( III ) железа ( II )-калия)

Турнбуллева синь очень похожа по свойствам на берлинскую лазурь и тоже служила красителем. Названа по имени одного из основателей шотландской фирмы по производству красителей «Артур и Турнбуль».

Соединения трёхвалентного железа

I . Оксид железа (III)

Образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита:

4 FeS 2 + 11 O 2 t ˚ C → 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2

или при прокаливании солей железа:

2FeSO 4 t˚C → Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3

Fe 2 O 3 - оксид к расно-коричневого цвета , в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства

Fe 2 O 3 + 6HCl t˚C → 2FeCl 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 6H + t˚C → 2Fe 3+ + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 2 NaOH + 3 H 2 O t ˚ C → 2 Na [ Fe (OH ) 4 ],образуется соль – тетрагидроксоферрат ( III ) натрия

Fe 2 O 3 + 2OH - + 3H 2 O t˚C → 2 -

При сплавлении с основными оксидамиили карбонатами щелочных металлов образуются ферриты:

Fe 2 O 3 + Na 2 O t˚C → 2NaFeO 2

Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaFeO 2 + CO 2

II. Гидроксид железа ( III )

Fe(NO 3) 3 + 3KOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3KNO 3

Fe 3+ + 3OH - = Fe(OH) 3 ↓

Дополнительно:

Fe(OH) 3 – более слабое основание, чем гидроксид железа (II).

В связи с этим соли железа (II) гидролизуются незначительно, а соли железа (III) - очень сильно.

Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III): несмотря на то, что ион Fe 3+ почти бесцветен, содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe(OH) 3 , которые образуются благодаря гидролизу:

Fe 3+ + H 2 O ↔ 2+ + H +

2+ + H 2 O ↔ + + H +

+ + H 2 O ↔ Fe(OH) 3 + H +

При нагревании окраска темнеет, а при прибавлении кислот становится более светлой вследствие подавления гидролиза.

Fe(OH) 3 обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей:

Fe(OH) 3 + 3HCl = FeCl 3 + 3H 2 O

Fe(OH) 3 + 3H + = Fe 3+ + 3H 2 O

Fe(OH) 3 + NaOH = Na

Fe(OH) 3 + OH - = -

Дополнительный материал:

Соединения железа (III) - слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:

2Fe +3 Cl 3 + H 2 S -2 = S 0 ↓ + 2Fe +2 Cl 2 + 2HCl

FeCl 3 + KI = I 2 ↓ + FeCl 2 + KCl

Качественные реакции на Fe 3+

Опыт

1) При действии гексацианоферрата (II) калия K 4 (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):

4 Fe 3+ Cl 3 + 4 K 4 [ Fe 2+ ( CN ) 6 ] → 12 KCl + 4 KFe 3+ [ Fe 2+ ( CN ) 6 ]↓

(берлинская лазурь - гексацианоферрат ( II ) железа ( III )-калия)

Берлинская лазурь была получена случайно в начале 18 века в Берлине красильных дел мастером Дисбахом. Дисбах купил у торговца необычный поташ (карбонат калия): раствор этого поташа при добавлении солей железа получался синим. При проверке поташа оказалось, что он был прокален с бычьей кровью. Краска оказалась подходящей для тканей: яркой, устойчивой и недорогой. Вскоре стал известен и рецепт получения краски: поташ сплавляли с высушенной кровью животных и железными опилками. Выщелачиванием такого сплава получали желтую кровяную соль. Сейчас берлинскую лазурь используют для получения печатной краски и подкрашивания полимеров.

Установлено, что берлинская лазурь и турнбулева синь – одно и то же вещество, так как комплексы, образующиеся в реакциях находятся между собой в равновесии:

KFe III [ Fe II ( CN ) 6 ] ↔ KFe II [ Fe III ( CN ) 6 ]

2) При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe 3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска раствора роданида железа(III):

2FeCl 3 + 6KCNS = 6KCl + Fe III [ Fe III ( CNS ) 6 ]

(при взаимодействии же с роданидами ионов Fe 2+ раствор остаётся практически бесцветным).

Тренажёры

Тренажёр №1 - Распознавание соединений, содержащих ион Fe (2+)

Тренажёр №2 - Распознавание соединений, содержащих ион Fe (3+)

Задания для закрепления

№1. Осуществите превращения:
FeCl 2 -> Fe(OH) 2 -> FeO -> FeSO 4
Fe -> Fe(NO 3) 3 -> Fe(OH) 3 -> Fe 2 O 3 -> NaFeO 2

№2. Составьте уравнения реакций, при помощи которых можно получить:
а) соли железа (II) и соли железа (III);
б) гидроксид железа (II) и гидроксид железа (III);
в) оксиды железа.

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3.

Оксид железа (III) Fe2O3 - порошок бурого цвета, не растворяется в воде.

Оксид железа (III) получают разложением гидроксида железа (III):

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

Оксид железа (III) проявляет амфотерные свойства:

Взаимодействует с кислотами и твердыми щелочами NaOH и KOH, а также с карбонатами натрия и калия при высокой температуре:

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O,

Fe2O3 + 2OH - = 2FeO2- + H2O,

Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2.

Феррит натрия

Гидроксид железа (III) получают из солей железа (III) при взаимодействии их со щелочами:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl,

Гидроксид железа (III) является более слабым основанием, чем Fe(OH)2, и проявляет амфотерные свойства (с преобладанием основных). При взаимодействии с разбавленными кислотами Fe(OH)3 легко образует соответствующие соли:

Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + H2O

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 6H2O

Реакции с концентрированными растворами щелочей протекают лишь при длительном нагревании.:

Fe(ОН)3 + КОН = К

Соединения со степенью окисления железа +3 проявляют окислительные свойства , так как под действием восстановителей Fe+3 превращается в Fe+2: Fe+3 + 1e = Fe+2.

Так, например, хлорид железа (III) окисляет йодид калия до свободного йода:

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + 2KCl + I20

Хром .

Хром находится в побочной подгруппе VI группы Периодической системы. Строение электронной оболочки хрома: Cr 3d54s1. Степени окисления от +1 до +6, но наиболее устойчивые +2, +3, +6.

Массовая доля хрома в земной коре составляет 0,02%. Важнейшими минералами, входящими в состав хромовых руд, являются хромит, или хромистый железняк, и его разновидности, в которых железо частично заменено на магний, а хром - на алюминий .

Хром - серебристо серый металл. Чистый хром достаточно пластичный, а технический самый твердый из всех металлов.

Хром химически малоактивен . В обычных условиях он реагирует только с фтором (из неметаллов), образуя смесь фторидов. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом , кремнием, бором, серой, фосфором:

4Cr + 3O2 = 2Cr2O3

2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3

2Cr + N2 = 2CrN

2Cr + 3S = Cr2S3

В азотной и концентрированной серной кислотах он пассивирует, покрываясь защитной оксидной пленкой. В хлороводородной и разбавленной серной кислотах растворяется, при этом, если кислота полностью освобождена от растворенного кислорода, получаются соли хрома(II), а если реакция протекает на воздухе - соли хрома (III): Cr + 2HCl = CrCl2 + H2 ; 2 Cr + 6 HCl + O 2 = 2 CrCl 3 + 2 H 2 O + H 2

МАРГАНЕЦ

Mn, химический элемент с атомным номером 25, атомная масса 54,9. Химический символ элемента Mn произносится так же, как и название самого элемента. Природный марганец состоит только из нуклида 55Mn. Конфигурация двух внешних электронных слоев атома марганца 3s2p6d54s2. В периодической системе марганец входит в группу VIIВ, и располагается в 4-м периоде. Образует соединения в степенях окисления от +2 до +7, наиболее устойчивы степени окисления +2 и +7. У марганца, как и у многих других переходных металлов, известны также соединения, содержащие атомы марганца в степени окисления 0.

Марганец в компактном виде - твердый серебристо-белый, хрупкий металл.

Химические свойства

Марганец – активный металл.

1. Взаимодействие с неметаллами

При взаимодействии металлического марганца с различными неметаллами образуются соединения марганца (II):

Мn + С2 = МnСl2 (хлорид марганца (II));

Mn + S = МnS (cулъфид марганца (II));

3Мn + 2 Р = Мn3Р2 (фосфид марганца (II));

3Mn + N2 = Мn3N2 (нитрид марганца (II));

2Mn + N2 = Мn2Si (силицид марганца (II)).

2. Взаимодействие с водой

При комнатной температуре очень медленно взаимодействует с водой, при нагревании с умеренной скоростью:

Mn + 2H2O = MnO2 + 2H2

3. Взаимодействие с кислотами

В электрохимическом ряду напряжений металлов марганец находится до водорода , он вытесняет водород из растворов неокисляющих кислот, при этом образуются соли марганца (II):

Mn + 2HCl = MnCl2 + H2;

Mn + H2SO4 = MnSO4 + H2;

с разбавленной азотной кислотой образует нитрат марганца (II) и оксид азота (II):

3Mn + 8HNO3 = 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют марганец. Марганец растворяется в них лишь при нагревании, образуются соли марганца (II) и продукты восстановления кислоты:

Mn + 2H2SO4 = MnSO4 + SO2 + 2H2O;

Mn + 4HNO3 = Mn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

4. Восстановление металлов из оксидов

Марганец – активный металл, способен вытеснять металлы из их оксидов:

5Mn + Nb2O5 = 5MnO + 2Nb.

font-size:14.0pt;color:#262626">Если к перманганату калия KMnO4 добавить концентрированную серную кислоту, то образуется кислотный оксид Mn2O7, обладающий сильными окислительными свойствами:

2KMnO4 + 2H2SO4 = 2KHSO4 + Mn2O7 + H2O.

Марганцу отвечает несколько кислот, из которых наиболее важны сильные неустойчивые марганцоватая кислота H2MnO4 и марганцовая кислота HMnO4, соли которых - соответственно, манганаты (например, манганат натрия Na2MnO4) и перманганаты (например, перманганат калия KMnO4).

Манганаты (известны манганаты только щелочных металлов и бария) могут проявлять свойства как окислителей (чаще) 2 NaI + Na 2 MnO 4 + 2 H 2 O = MnO 2 + I 2 + 4 NaOH , так и восстановителей 2K2MnO4 + Cl2 = 2KMnO4 + 2KCl.

Перманганаты - сильные окислители. Например, перманганат калия KMnO4 в кислой среде окисляет сернистый газ SO2 до сульфата:

2KMnO4 + 5SO2 +2H2O = K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4 .

Применение: более 90% производимого марганца идет в черную металлургию . Марганец используют как добавку к сталям для их раскисления, десульфурации (при этом происходит удаление из стали нежелательных примесей - кислорода, серы и других), а также для легирования сталей, т. е. улучшения их механических и коррозионных свойств. Марганец применяется также в медных, алюминиевых и магниевых сплавах. Покрытия из марганца на металлических поверхностях обеспечивают их антикоррозионную защиту. Для нанесения тонких покрытий из марганца используют легко летучий и термически нестабильный биядерный декакарбонил Mn2(CO)10.

Понятие о сплавах.

Характерной особенностью металлов является их способность образовывать друг с другом или с неметаллами сплавы. Чтобы получить сплав, смесь металлов обычно подвергают плавлению, а затем охлаждают с различной скоростью, которая определяется природой компонентов и изменением характера их взаимодействия в зависимости от температуры. Иногда сплавы получают спеканием тонких порошков металлов, не прибегая к плавлению (порошковая металлургия). Итак сплавы - это продукты химического взаимодействия металлов.

Кристаллическая структура сплавов во многом подобна чистым металлам, которые, взаимодействуя друг с другом при плавлении и последующей кристаллизации, образуют: а) химические соединения, называемые интерметаллидами; б) твердые растворы; в) механическую смесь кристаллов компонентов.

Современная техника использует огромное число сплавов, причем в подавляющем большинстве случаев они состоят не из двух, а из трех, четырех и большего числа металлов. Интересно, что свойства сплавов часто резко отличаются от свойств индивидуальных металлов, которыми они образованы. Так, сплав, содержащий 50% висмута, 25% свинца, 12,5% олова и 12,5% кадмия, плавится всего при 60,5 градусах Цельсия, в то время как компоненты сплава имеют соответственно температуры плавления 271, 327, 232 и 321 градус Цельсия. Твердость оловянной бронзы (90% меди и 10% олова) втрое больше, чем у чистой меди, а коэффициент линейного расширения сплавов железа и никеля в 10 раз меньше, чем у чистых компонентов.

Однако некоторые примеси ухудшают качество металлов и сплавов. Известно, например, что чугун (сплав железа и углерода) не обладает той прочностью и твердостью, которые характерны для стали. Помимо углерода, на свойства стали влияют добавки серы и фосфора, увеличивающие ее хрупкость.

Среди свойств сплавов наиболее важными для практического применения являются жаропрочность, коррозионная стойкость, механическая прочность и др. Для авиации большое значение имеют легкие сплавы на основе магния, титана или алюминия, для металлообрабатывающей промышленности - специальные сплавы, содержащие вольфрам, кобальт, никель. В электронной технике применяют сплавы, основным компонентом которых является медь. Сверхмощные магниты удалось получить, используя продукты взаимодействия кобальта, самария и других редкоземельных элементов, а сверхпроводящие при низких температурах сплавы - на основе интерметаллидов, образуемых ниобием с оловом и др.

Задания для закрепления и проверки знаний

Контрольные вопросы:

1. Как определить степени окисления металлов побочных подгрупп?

2. Какие степени окисления наиболее характерны для железа?

3. Назовите формулы оксидов и соответствующих им гидроксидов железа.

4. Охарактеризуйте кислотно-основные свойства гидроксидов железа (II) и железа

(III)?

5. Какие степени окисления характерны для хрома? Какие из них наиболее устойчивы?

6. Назовите формулы оксидов и гидроксидов хрома и охарактеризуйте их кислотно-основные свойства.

7. Как меняются окислительно-восстановительные свойства соединений хрома с

Увеличением степени его окисления?

8. Напишите формулы хромовой и дихромовой кислот.

9. Какие степени окисления проявляет марганец в соединениях? Какие из них наиболее устойчивы?

10. Напишите формулы оксидов и гидроксидов хрома и охарактеризуйте их кислотно-основные свойства и окислительно-восстановительные свойства.

11. Как меняются окислительно-восстановительные свойства соединений марганца с увеличением степени его окисления?

В организме человека содержится около 5 г железа, большая часть его (70%) входит в состав гемоглобина крови.

Физические свойства

В свободном состоянии железо - серебристо-белый металл с сероватым оттенком. Чистое железо пластично, обладает ферромагнитными свойствами. На практике обычно используются сплавы железа - чугуны и стали.

Fe - самый главный и самый распространенный элемент из девяти d-металлов побочной подгруппы VIII группы. Вместе с кобальтом и никелем образует «семейство железа».

При образовании соединений с другими элементами чаще использует 2 или 3 электрона (В = II, III).

Железо, как и почти все d-элементы VIII группы, не проявляет высшую валентность, равную номеру группы. Его максимальная валентность достигает VI и проявляется крайне редко.

Наиболее характерны соединения, в которых атомы Fe находятся в степенях окисления +2 и +3.

Способы получения железа

1. Техническое железо (в сплаве с углеродом и другими примесями) получают карботермическим восстановлением его природных соединений по схеме:

Восстановление происходит постепенно, в 3 стадии:

1) 3Fe 2 O 3 + СО = 2Fe 3 O 4 + СO 2

2) Fe 3 O 4 + СО = 3FeO +СO 2

3) FeO + СО = Fe + СO 2

Образующийся в результате этого процесса чугун содержит более 2% углерода. В дальнейшем из чугуна получают стали - сплавы железа, содержащие менее 1,5 % углерода.

2. Очень чистое железо получают одним из способов:

а) разложение пентакарбонила Fe

Fe(CO) 5 = Fe + 5СО

б) восстановление водородом чистого FeO

FeO + Н 2 = Fe + Н 2 O

в) электролиз водных растворов солей Fe +2

FeC 2 O 4 = Fe + 2СO 2

оксалат железа (II)

Химические свойства

Fe - металл средней активности, проявляет общие свойства, характерные для металлов.

Уникальной особенностью является способность к «ржавлению» во влажном воздухе:

В отсутствие влаги с сухим воздухом железо начинает заметно реагировать лишь при Т > 150°С; при прокаливании образуется «железная окалина» Fe 3 O 4:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

В воде в отсутствие кислорода железо не растворяется. При очень высокой температуре Fe реагирует с водяным паром, вытесняя из молекул воды водород:

3 Fe + 4Н 2 O(г) = 4H 2

Процесс ржавления по своему механизму является электрохимической коррозией. Продукт ржавления представлен в упрощенном виде. На самом деле образуется рыхлый слой смеси оксидов и гидроксидов переменного состава. В отличие от пленки Аl 2 О 3 , этот слой не предохраняет железо от дальнейшего разрушения.

Виды коррозии

Защита железа от коррозии

1. Взаимодействие с галогенами и серой при высокой температуре.

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

2Fe + 3F 2 = 2FeF 3

Fe + I 2 = FeI 2

Образуются соединения, в которых преобладает ионный тип связи.

2. Взаимодействие с фосфором, углеродом, кремнием (c N 2 и Н 2 железо непосредственно не соединяется, но растворяет их).

Fe + Р = Fe x P y

Fe + C = Fe x C y

Fe + Si = Fe x Si y

Образуются вещества переменного состава, т к. бертоллиды (в соединениях преобладает ковалентный характер связи)

3. Взаимодействие с «неокисляющими» кислотами (HCl, H 2 SO 4 разб.)

Fe 0 + 2Н + → Fe 2+ + Н 2

Поскольку Fe располагается в ряду активности левее водорода (Е° Fe/Fe 2+ = -0,44В), оно способно вытеснять Н 2 из обычных кислот.

Fe + 2HCl = FeCl 2 + Н 2

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + Н 2

4. Взаимодействие с «окисляющими» кислотами (HNO 3 , H 2 SO 4 конц.)

Fe 0 - 3e - → Fe 3+

Концентрированные HNO 3 и H 2 SO 4 «пассивируют» железо, поэтому при обычной температуре металл в них не растворяется. При сильном нагревании происходит медленное растворение (без выделения Н 2).

В разб. HNO 3 железо растворяется, переходит в раствор в виде катионов Fe 3+ а анион кислоты восстанавливется до NO*:

Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2Н 2 O

Очень хорошо растворяется в смеси НСl и HNO 3

5. Отношение к щелочам

В водных растворах щелочей Fe не растворяется. С расплавленными щелочами реагирует только при очень высоких температурах.

6. Взаимодействие с солями менее активных металлов

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0

7. Взаимодействие с газообразным монооксидом углерода (t = 200°C, P)

Fe(порошок) + 5CO (г) = Fe 0 (CO) 5 пентакарбонил железа

Соединения Fe(III)

Fe 2 O 3 - оксид железа (III).

Красно-бурый порошок, н. р. в Н 2 O. В природе - «красный железняк».

Способы получения:

1) разложение гидроксида железа (III)

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

2) обжиг пирита

4FeS 2 + 11O 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3

3) разложение нитрата

Химические свойства

Fe 2 O 3 - основный оксид с признаками амфотерности.

I. Основные свойства проявляются в способности реагировать с кислотами:

Fe 2 О 3 + 6Н + = 2Fe 3+ + ЗН 2 О

Fe 2 О 3 + 6HCI = 2FeCI 3 + 3H 2 O

Fe 2 О 3 + 6HNO 3 = 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

II. Слабокислотные свойства. В водных растворах щелочей Fe 2 O 3 не растворяется, но при сплавлении с твердыми оксидами, щелочами и карбонатами происходит образование ферритов:

Fe 2 О 3 + СаО = Ca(FeО 2) 2

Fe 2 О 3 + 2NaOH = 2NaFeО 2 + H 2 O

Fe 2 О 3 + MgCO 3 = Mg(FeO 2) 2 + CO 2

III. Fe 2 О 3 - исходное сырье для получения железа в металлургии:

Fe 2 О 3 + ЗС = 2Fe + ЗСО или Fe 2 О 3 + ЗСО = 2Fe + ЗСO 2

Fe(OH) 3 - гидроксид железа (III)

Способы получения:

Получают при действии щелочей на растворимые соли Fe 3+ :

FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaCl

В момент получения Fe(OH) 3 - красно-бурый слизистоаморфный осадок.

Гидроксид Fe(III) образуется также при окислении на влажном воздухе Fe и Fe(OH) 2:

4Fe + 6Н 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3

4Fe(OH) 2 + 2Н 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3

Гидроксид Fe(III) является конечным продуктом гидролиза солей Fe 3+ .

Химические свойства

Fe(OH) 3 - очень слабое основание (намного слабее, чем Fe(OH) 2). Проявляет заметные кислотные свойства. Таким образом, Fe(OH) 3 имеет амфотерный характер:

1) реакции с кислотами протекают легко:

2) свежий осадок Fe(OH) 3 растворяется в горячих конц. растворах КОН или NaOH с образованием гидроксокомплексов:

Fe(OH) 3 + 3КОН = K 3

В щелочном растворе Fe(OH) 3 может быть окислен до ферратов (солей не выделенной в свободном состоянии железной кислоты H 2 FeO 4):

2Fe(OH) 3 + 10КОН + 3Br 2 = 2K 2 FeO 4 + 6КВr + 8Н 2 O

Соли Fe 3+

Наиболее практически важными являются: Fe 2 (SO 4) 3 , FeCl 3 , Fe(NO 3) 3 , Fe(SCN) 3 , K 3 4- желтая кровяная соль = Fe 4 3 берлинская лазурь (темно-синий осадок)

б) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 роданид Fe(III) (р-р кроваво-красного цвета)

Неорганическое соединение гидроксид железа 3 имеет химическую формулу Fe(OH)2. Оно принадлежит к ряду амфотерных в которых преобладают свойства, характерные для оснований. На вид это вещество представляет собой кристаллы белого цвета, которые при длительном пребывании на открытом воздухе постепенно темнеют. Имеются варианты кристаллов зеленоватого оттенка. В повседневной жизни вещество может наблюдать каждый в виде зеленоватого налета на металлических поверхностях, что свидетельствует о начала процесса ржавления - гидроксид железа 3 выступает в качестве одной из промежуточных стадий этого процесса.

В природе соединение находят в виде амакинита. Этот кристаллический минерал, кроме собственно железа, содержит в себе еще примеси магния и марганца, все эти вещества придают амакиниту разные оттенки - от желто-зеленого до бледно- зеленого, в зависимости от процентного содержания того или иного элемента. Твердость минерала составляет 3,5-4 единицы по шкале Мооса, а плотность равна примерно 3 г/см³.

К физическим свойствам вещества следует также отнести его крайне слабую растворимость. В том случае, когда гидроксид железа 3 подвергается нагреванию, он разлагается.

Это вещество очень активно и взаимодействует со многими другими веществами и соединениями. Так, например, обладая свойствами основания, оно вступает в с различными кислотами. В частности, серная железа 3 в ходе реакции ведут к получению (III). Так как эта реакция может происходить путем обычного прокаливания на открытом воздухе, такой недорогой сульфата используется как в лабораторных, так и в промышленных условиях.

В ходе реакции с ее результатом является образование хлорида железа (II).

В некоторых случаях гидроксид железа 3 может проявлять и кислотные свойства. Так, например, при взаимодействии с сильно концентрированным (концентрация должна быть не менее 50%) раствором гидроксида натрия получается тетрагидроксоферрат (II) натрия, выпадающий в виде осадка. Правда, для течения такой реакции необходимо обеспечить довольно сложные условия: реакция должна происходить в условиях кипения раствора в азотной атмосферной среде.

Как уже говорилось, при нагревании вещество разлагается. Результатом этого разложения выступает (II), а, кроме того, в виде примесей получаются металлическое железо и его производные: оксид дижелеза (III), химическая формула которого Fe3O4.

Как произвести гидроксид железа 3, получение которого связано с его способностью вступать в реакции с кислотами? До того как приступить к проведению опыта, следует обязательно напомнить о правилах безопасности при проведении таких опытов. Эти правила применимы для всех случаев обращения с кислотно-щелочными растворами. Главное здесь - обеспечить надежную защиту и избегать попадания капель растворов на слизистые оболочки и кожу.

Итак, получить гидроксид можно в ходе проведения реакции, в которой взаимодействуют хлорид железа (III) и KOH - калия гидроксид. Данный метод - самый распространенный для образования нерастворимых оснований. При взаимодействии этих веществ протекает обычная реакция обмена, в результате которой получается осадок бурого цвета. Этот осадок и есть искомое вещество.

Применение гидроксида железа в промышленном производстве довольно широко. Наиболее распространенным является его использование в качестве активного вещества в аккумуляторах железо-никелевого типа. Кроме того, соединение используется в металлургии для получения различных металлосплавов, а также в гальваническом призводстве, авомобилестроении.