Желязото и неговите съединения. Редуциращи свойства на железен хидроксид 3 с алкали

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

Железен(III) оксид Fe2O3 - кафяв прах, неразтворим във вода.

Железен (III) оксид се получава чрез разлагане на железен (III) хидроксид:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

Железният (III) оксид проявява амфотерни свойства:

Реагира с киселини и твърди основи NaOH и KOH, както и с натриеви и калиеви карбонати при високи температури:

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O,

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

Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2.

Натриев ферит

Железен(III) хидроксид получени от соли на желязо (III) чрез взаимодействието им с основи:

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

Железният(III) хидроксид е по-слаба основа от Fe(OH)2 и проявява амфотерни свойства (с преобладаване на основните). При взаимодействие с разредени киселини Fe(OH)3 лесно образува съответните соли:

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

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

Реакциите с концентрирани разтвори на алкали протичат само при продължително нагряване:

Fe(OH)3 + KOH = K

Съединения със степен на окисление на желязото +3 проявяват окислителни свойства , тъй като под въздействието на редуциращи агенти Fe+3 се превръща в Fe+2: Fe+3 + 1e = Fe+2.

Например железният (III) хлорид окислява калиевия йодид до свободен йод:

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

хром.

Хромът е във вторичната подгрупа на група VI на периодичната таблица. Структура на електронната обвивка на хром: Cr 3d54s1. Степените на окисление варират от +1 до +6, но най-стабилните са +2, +3, +6.

Масовата част на хрома в земната кора е 0,02%. Най-важните минерали, които съставляват хромовите руди, са хромитът или хромовата желязна руда и нейните разновидности, в които желязото е частично заменено с магнезий, а хромът с алуминий.

Хромът е сребристосив метал. Чистият хром е доста пластичен, а техническият хром е най-твърдият от всички метали.

Хромът е химически неактивен . При нормални условия той реагира само с флуор (от неметали), образувайки смес от флуориди. При високи температури (над 600°C) взаимодейства с кислород, халогени, азот, силиций, бор, сяра, фосфор:

4Cr + 3O2 = 2Cr2O3

2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3

2Cr + N2 = 2CrN

2Cr + 3S = Cr2S3

Пасивира в азотна и концентрирана сярна киселина, покрити със защитен оксиден филм. Разтваря се в солна и разредена сярна киселина и ако киселината е напълно освободена от разтворен кислород, се получават хромови (II) соли, а ако реакцията протича във въздуха, се получават хромови (III) соли: Cr + 2HCl = CrCl2 + Н2; 2 Cr + 6 HCl + O 2 = 2 CrCl 3 + 2 H 2 O + H 2

МАНГАН

Mn, химичен елемент с атомен номер 25, атомна маса 54,9. Химичен символ на елемента Mn произнася се по същия начин като името на самия елемент. Естественият манган се състои само от нуклида 55Mn. Конфигурацията на двата външни електронни слоя на мангановия атом е 3s2p6d54s2. В периодичната таблица манганът е включен в група VIIB и се намира в 4-ти период. Образува съединения в степени на окисление от +2 до +7, най-стабилните степени на окисление са +2 и +7. Манганът, подобно на много други преходни метали, също има съединения, съдържащи манганови атоми в степен на окисление 0.

Манганът в своята компактна форма е твърд, сребристо-бял, чуплив метал.

Химични свойства

Манганът е активен метал.

1. Взаимодействие с неметали

Когато металният манган реагира с различни неметали, се образуват съединения на манган (II):

Mn + C2 = MnCl2 (манганов (II) хлорид);

Mn + S = MnS (манганов (II) сулфид);

3Mn + 2 P = Mn3P2 (манганов (II) фосфид);

3Mn + N2 = Mn3N2 (манганов (II) нитрид);

2Mn + N2 = Mn2Si (манганов (II) силицид).

2. Взаимодействие с вода

При стайна температура реагира много бавно с вода, при нагряване с умерена скорост:

Mn + 2H2O = MnO2 + 2H2

3. Взаимодействие с киселини

В електрохимичната серия на напрежението на металите манганът се намира преди водорода, той измества водорода от разтвори на неокисляващи киселини и се образуват соли на манган (II):

Mn + 2HCl = MnCl2 + H2;

Mn + H2SO4 = MnSO4 + H2;

с разредена азотна киселина образува манганов (II) нитрат и азотен оксид (II):

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

Концентрираните азотна и сярна киселина пасивират мангана. Манганът се разтваря в тях само при нагряване, образуват се манганови (II) соли и киселинно редуциращи продукти:

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

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

4. Възстановяване на метали от оксиди

Манганът е активен метал, способен да измества металите от техните оксиди:

5Mn + Nb2O5 = 5MnO + 2Nb.

font-size:14.0pt;color:#262626">Ако концентрирана сярна киселина се добави към калиев перманганат KMnO4, се образува киселинният оксид Mn2O7, който има силни окислителни свойства:

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

Няколко киселини съответстват на мангана, от които най-важните са силната нестабилна перманганова киселина H2MnO4 и перманганова киселина HMnO4, чиито соли са съответно манганати (например натриев манганат Na2MnO4) и перманганати (например калиев перманганат KMnO4).

Манганатите (известни са само манганати на алкални метали и барий) могат да проявяват свойства като окислители (по-често) 2 NaI + Na 2 MnO 4 + 2 H 2 O = MnO 2 + I 2 + 4 NaOH , и редуциращи агенти 2K2MnO4 + Cl2 = 2KMnO4 + 2KCl.

Перманганатите са силни окислители. Например, калиевият перманганат KMnO4 в кисела среда окислява серен диоксид SO2 до сулфат:

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

Приложение:повече от 90% от произведения манган отива в черната металургия. Манганът се използва като добавка към стоманите за тяхното деоксидиране, десулфуриране (това премахва нежеланите примеси от стоманата - кислород, сяра и други), както и за легиране на стомани, т.е. подобряване на техните механични и корозионни свойства. Манганът се използва и в медни, алуминиеви и магнезиеви сплави. Манганови покрития върху метални повърхности осигуряват антикорозионна защита. За нанасяне на тънки манганови покрития се използва силно летливият и термично нестабилен двуядрен декакарбонил Mn2(CO)10.

Концепцията за сплави.

Характерна особеност на металите е способността им да образуват сплави помежду си или с неметали. За да се образува сплав, смес от метали обикновено се стопява и след това се охлажда с различни скорости, които се определят от естеството на компонентите и начина, по който те взаимодействат с температурата. Понякога сплавите се произвеждат чрез синтероване на фини метални прахове, без да се прибягва до топене (прахова металургия). Така че сплавите са продукти на химичното взаимодействие на металите.

Кристалната структура на сплавите е в много отношения подобна на чистите метали, които, взаимодействайки помежду си по време на топене и последваща кристализация, образуват: а) химични съединения, наречени интерметални съединения; б) твърди разтвори; в) механична смес от съставни кристали.

Съвременната технология използва огромен брой сплави и в по-голямата част от случаите те се състоят не от два, а от три, четири или повече метала. Интересно е, че свойствата на сплавите често се различават рязко от свойствата на отделните метали, които ги образуват. Така сплав, съдържаща 50% бисмут, 25% олово, 12,5% калай и 12,5% кадмий, се топи само при 60,5 градуса по Целзий, докато компонентите на сплавта имат точки на топене от 271, 327, 232 и 321 градуса по Целзий. Твърдостта на калаения бронз (90% мед и 10% калай) е три пъти по-голяма от тази на чистата мед, а коефициентът на линейно разширение на желязо-никелови сплави е 10 пъти по-малък от този на чистите компоненти.

Някои примеси обаче влошават качеството на металите и сплавите. Известно е например, че чугунът (сплав от желязо и въглерод) няма здравината и твърдостта, които са характерни за стоманата. В допълнение към въглерода, свойствата на стоманата се влияят от добавянето на сяра и фосфор, които увеличават нейната крехкост.

Сред свойствата на сплавите най-важните за практическа употреба са устойчивост на топлина, устойчивост на корозия, механична якост и др. За авиацията леките сплави на базата на магнезий, титан или алуминий са от голямо значение, за металообработващата промишленост - специални сплави, съдържащи волфрам , кобалт и никел. В електронната техника се използват сплави, чийто основен компонент е медта. Свръхмощни магнити са получени с помощта на продуктите от взаимодействието на кобалт, самарий и други редкоземни елементи, а сплавите, които са свръхпроводими при ниски температури, са базирани на интерметални съединения, образувани от ниобий с калай и др.

Задачи за затвърдяване и проверка на знанията

Контролни въпроси:

1. Как да се определят степени на окисление на метали от вторични подгрупи?

2. Какви степени на окисление са най-характерни за желязото?

3. Дайте формулите на железните оксиди и съответните им хидроксиди.

4. Опишете киселинно-алкалните свойства на желязото (II) и железните хидроксиди

(III)?

5. Какви степени на окисление са характерни за хрома? Кои са най-стабилни?

6. Назовете формулите на хромните оксиди и хидроксиди и характеризирайте техните киселинно-алкални свойства.

7. Как се променят редокс свойствата на хромните съединения

Повишаване на степента на окисление?

8. Напишете формулите на хромовата и двухромната киселини.

9. Какви степени на окисление проявява манганът в съединения? Кои са най-стабилни?

10. Напишете формулите на хромните оксиди и хидроксиди и характеризирайте техните киселинно-основни свойства и редокс свойства.

11. Как се променят редокс свойствата на мангановите съединения с увеличаване на степента на окисление?

Човешкото тяло съдържа около 5 g желязо, по-голямата част (70%) е част от кръвния хемоглобин.

Физични свойства

В свободно състояние желязото е сребристо-бял метал със сивкав оттенък. Чистото желязо е пластично и има феромагнитни свойства. В практиката обикновено се използват железни сплави - чугун и стомана.

Fe е най-важният и най-разпространеният елемент от деветте d-метала от подгрупа VIII. Заедно с кобалта и никела образува „желязното семейство“.

Когато образува съединения с други елементи, често използва 2 или 3 електрона (B = II, III).

Желязото, както почти всички d-елементи от група VIII, не проявява по-висока валентност, равна на номера на групата. Максималната му валентност достига VI и се появява изключително рядко.

Най-типичните съединения са тези, в които Fe атомите са в степен на окисление +2 и +3.

Методи за получаване на желязо

1. Техническото желязо (легирано с въглерод и други примеси) се получава чрез карботермична редукция на естествените му съединения по следната схема:

Възстановяването става постепенно, на 3 етапа:

1) 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2

2) Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2

3) FeO + CO = Fe + CO 2

Чугунът, получен в резултат на този процес, съдържа повече от 2% въглерод. Впоследствие чугунът се използва за производството на стомана - железни сплави, съдържащи по-малко от 1,5% въглерод.

2. Много чисто желязо се получава по един от следните начини:

а) разлагане на Fe пентакарбонил

Fe(CO) 5 = Fe + 5СО

б) редукция на чист FeO с водород

FeO + H 2 = Fe + H 2 O

в) електролиза на водни разтвори на Fe +2 соли

FeC 2 O 4 = Fe + 2CO 2

железен (II) оксалат

Химични свойства

Fe е метал със средна активност и проявява общи свойства, характерни за металите.

Уникална характеристика е способността да "ръждясва" във влажен въздух:

При липса на влага със сух въздух желязото започва да реагира забележимо само при T> 150 ° C; при калциниране се образува "желязна скала" Fe 3 O 4:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

Желязото не се разтваря във вода при липса на кислород. При много високи температури Fe реагира с водна пара, измествайки водорода от водните молекули:

3 Fe + 4H 2 O(g) = 4H 2

Механизмът на ръждясване е електрохимична корозия. Продуктът от ръжда е представен в опростена форма. Всъщност се образува хлабав слой от смес от оксиди и хидроксиди с променлив състав. За разлика от филма Al 2 O 3, този слой не предпазва желязото от по-нататъшно разрушаване.

Видове корозия

Защита на желязото от корозия

1. Взаимодействие с халогени и сяра при високи температури.

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

2Fe + 3F 2 = 2FeF 3

Fe + I 2 = FeI 2

Образуват се съединения, в които преобладава йонният тип връзка.

2. Взаимодействие с фосфор, въглерод, силиций (желязото не се свързва директно с N2 и H2, но ги разтваря).

Fe + P = Fe x P y

Fe + C = Fe x C y

Fe + Si = Fe x Si y

Образуват се вещества с променлив състав, като бертолиди (ковалентният характер на връзката преобладава в съединенията)

3. Взаимодействие с "неокисляващи" киселини (HCl, H 2 SO 4 dil.)

Fe 0 + 2H + → Fe 2+ + H 2

Тъй като Fe се намира в серията активност вляво от водорода (E° Fe/Fe 2+ = -0,44 V), той е в състояние да измести H 2 от обикновените киселини.

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2

4. Взаимодействие с "окисляващи" киселини (HNO 3, H 2 SO 4 конц.)

Fe 0 - 3e - → Fe 3+

Концентрираните HNO 3 и H 2 SO 4 "пасивират" желязото, така че при обикновени температури металът не се разтваря в тях. При силно нагряване настъпва бавно разтваряне (без освобождаване на Н2).

В секцията HNO 3 желязото се разтваря, преминава в разтвор под формата на Fe 3+ катиони и киселинният анион се редуцира до NO*:

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

Много разтворим в смес от HCl и HNO3

5. Отношение към алкали

Fe не се разтваря във водни разтвори на алкали. Той реагира с разтопени алкали само при много високи температури.

6. Взаимодействие със соли на по-малко активни метали

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

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

7. Реакция с газообразен въглероден оксид (t = 200°C, P)

Fe (прах) + 5CO (g) = Fe 0 (CO) 5 желязо пентакарбонил

Fe(III) съединения

Fe 2 O 3 - железен (III) оксид.

Червено-кафяв прах, n. Р. в H 2 O. В природата - "червена желязна руда".

Методи за получаване:

1) разлагане на железен (III) хидроксид

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

2) изпичане на пирит

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

3) разлагане на нитрати

Химични свойства

Fe 2 O 3 е основен оксид с признаци на амфотерност.

I. Основните свойства се проявяват в способността да реагират с киселини:

Fe 2 O 3 + 6H + = 2Fe 3+ + ZH 2 O

Fe 2 O 3 + 6HCI = 2FeCI 3 + 3H 2 O

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

II. Слаби киселинни свойства. Fe 2 O 3 не се разтваря във водни разтвори на алкали, но когато се слее с твърди оксиди, алкали и карбонати, се образуват ферити:

Fe 2 O 3 + CaO = Ca(FeO 2) 2

Fe 2 O 3 + 2NaOH = 2NaFeO 2 + H 2 O

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

III. Fe 2 O 3 - суровина за производство на желязо в металургията:

Fe 2 O 3 + ZS = 2Fe + ZSO или Fe 2 O 3 + ZSO = 2Fe + ZSO 2

Fe(OH) 3 - железен (III) хидроксид

Методи за получаване:

Получава се чрез действието на алкали върху разтворими Fe 3+ соли:

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

По време на приготвянето Fe (OH) 3 е червено-кафява слузесто-аморфна утайка.

Fe (III) хидроксид също се образува по време на окисляването на Fe и Fe (OH) 2 във влажен въздух:

4Fe + 6H 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3

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

Fe(III) хидроксид е крайният продукт от хидролизата на Fe 3+ соли.

Химични свойства

Fe(OH)3 е много слаба основа (много по-слаба от Fe(OH)2). Показва забележими киселинни свойства. По този начин Fe (OH) 3 има амфотерен характер:

1) реакциите с киселини протичат лесно:

2) прясна утайка от Fe(OH) 3 се разтваря в горещ конц. разтвори на KOH или NaOH с образуването на хидроксокомплекси:

Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3

В алкален разтвор Fe (OH) 3 може да се окисли до ферати (соли на желязна киселина H 2 FeO 4, които не се освобождават в свободно състояние):

2Fe(OH) 3 + 10KOH + 3Br 2 = 2K 2 FeO 4 + 6KBr + 8H 2 O

Fe 3+ соли

Най-важните практически са: Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe (NO 3) 3, Fe (SCN) 3, K 3 4 - жълта кръвна сол = Fe 4 3 Пруско синьо (тъмно синя утайка)

б) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 тиоцианат Fe(III) (кървавочервен разтвор)

Тъй като Fe2+ лесно се окислява до Fe+3:

Fe+2 – 1e = Fe+3

Така прясно получената зеленикава утайка от Fe (OH) 2 във въздуха много бързо променя цвета си - става кафява. Промяната на цвета се обяснява с окисляването на Fe(OH)2 до Fe(OH)3 от атмосферния кислород:

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

Солите на двувалентното желязо също проявяват редуциращи свойства, особено когато са изложени на окислители в кисела среда. Например, железен (II) сулфат редуцира калиевия перманганат в среда със сярна киселина до манганов (II) сулфат:

10Fe+2SO4 + 2KMn+7O4 + 8H2SO4 = 5Fe+32(SO4)3 + 2Mn+2SO4 + K2SO4 + 8H2O.

Качествена реакция към железен (II) катион.

Реагентът за определяне на железния катион Fe2+ е калиев хексациано(III) ферат (червена кръвна сол) K3:

3FeSO4 + 2K3 = Fe32¯ + 3K2SO4.

Когато 3- йони взаимодействат с железни катиони Fe2+, се образува тъмносиня утайка - Търнбул синьо:

3Fe2+ +23- = Fe32¯

Съединения на желязо(III).

Железен(III) оксид Fe2O3– кафяв прах, неразтворим във вода. Железен (III) оксид се получава:

А) разлагане на железен (III) хидроксид:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

B) окисление на пирит (FeS2):

4Fe+2S2-1 + 11O20 = 2Fe2+3O3 + 8S+4O2-2.

Fe+2 – 1e ® Fe+3

2S-1 – 10e ® 2S+4

O20 + 4e ® 2O-2 11e

Железният (III) оксид проявява амфотерни свойства:

А) взаимодейства с твърди алкали NaOH и KOH и с натриеви и калиеви карбонати при високи температури:

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O,

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

Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2.

Натриев ферит

Железен(III) хидроксидполучени от соли на желязо (III) чрез взаимодействието им с основи:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3¯ + 3NaCl,

Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3¯.

Железният (III) хидроксид е по-слаба основа от Fe(OH)2 и проявява амфотерни свойства (с преобладаване на основни). При взаимодействие с разредени киселини Fe(OH)3 лесно образува съответните соли:

Fe(OH)3 + 3HCl « FeCl3 + H2O

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 « Fe2(SO4)3 + 6H2O

Fe(OH)3 + 3H+ « Fe3+ + 3H2O

Реакциите с концентрирани разтвори на алкали протичат само при продължително нагряване. В този случай се получават стабилни хидрокомплекси с координационно число 4 или 6:

Fe(OH)3 + NaOH = Na,

Fe(OH)3 + OH- = -,

Fe(OH)3 + 3NaOH = Na3,

Fe(OH)3 + 3OH- = 3-.

Съединенията със степен на окисление на желязо +3 проявяват окислителни свойства, тъй като под въздействието на редуциращи агенти Fe +3 се превръща в Fe +2:

Fe+3 + 1e = Fe+2.

Например железният (III) хлорид окислява калиевия йодид до свободен йод:

2Fe+3Cl3 + 2KI = 2Fe+2Cl2 + 2KCl + I20

Качествени реакции към железен (III) катион

А) Реагентът за откриване на Fe3+ катиона е калиев хексациано(II) ферат (жълта кръвна сол) K2.

Когато 4- йони взаимодействат с Fe3+ йони, се образува тъмносиня утайка - пруско синьо:

4FeCl3 + 3K4 « Fe43¯ +12KCl,

4Fe3+ + 34- = Fe43¯.

B) Fe3+ катиони се откриват лесно с помощта на амониев тиоцианат (NH4CNS). В резултат на взаимодействието на CNS-1 йони с железни (III) катиони Fe3+ се образува нискодисоцииран железен (III) тиоцианат с кървавочервен цвят:

FeCl3 + 3NH4CNS « Fe(CNS)3 + 3NH4Cl,

Fe3+ + 3CNS1- « Fe(CNS)3.

Приложение и биологична роля на желязото и неговите съединения.

Най-важните железни сплави - чугун и стомана - са основните конструкционни материали в почти всички отрасли на съвременното производство.

За пречистване на водата се използва железен (III) хлорид FeCl3. В органичния синтез FeCl3 се използва като катализатор. Железният нитрат Fe(NO3)3 9H2O се използва за боядисване на тъкани.

Желязото е един от най-важните микроелементи в организма на човека и животните (организмът на възрастен човек съдържа около 4 g Fe под формата на съединения). Той е част от хемоглобина, миоглобина, различни ензими и други сложни желязо-протеинови комплекси, които се намират в черния дроб и далака. Желязото стимулира функцията на хемопоетичните органи.

Списък на използваната литература:

1. „Химия. Надбавка за учител“. Ростов на Дон. "Феникс". 1997 г

2. „Наръчник за кандидатстващи в университети“. Москва. "Висше училище", 1995г.

3. E.T. Оганесян. „Ръководство по химия за кандидат-студенти.“ Москва. 1994 г

Железен(III) оксид

Железен(II) хидроксид

Железни съединения

Химични свойства

1) Във въздуха желязото лесно се окислява в присъствието на влага (ръждясва):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O ® 4Fe(OH) 3

Нагорещена желязна тел гори в кислород, образувайки котлен камък - железен оксид (II,III):

3Fe + 2O 2 ® Fe 3 O 4

2) При високи температури (700–900°C) желязото реагира с водна пара:

3Fe + 4H 2 O – t ° ® Fe 3 O 4 + 4H 2

3) Желязото реагира с неметали при нагряване:

Fe + S – t ° ® FeS

4) Желязото лесно се разтваря в солна и разредена сярна киселина:

Fe + 2HCl ® FeCl 2 + H 2

Fe + H 2 SO 4 (разреден) ® FeSO 4 + H 2

Желязото се разтваря в концентрирани окислителни киселини само при нагряване

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 студено концентрираните азотна и сярна киселина пасивират желязото).

5) Желязото измества металите, които са вдясно от него в серията на напрежение от разтвори на техните соли.

Fe + CuSO 4 ® FeSO 4 + Cu¯

Образува се при действието на алкални разтвори върху железни (II) соли без достъп на въздух:

FeCl + 2KOH ® 2KCl + Fe(OH) 2 ¯

Fe(OH) 2 е слаба основа, разтворима в силни киселини:

Fe(OH) 2 + H 2 SO 4 ® FeSO 4 + 2H 2 O

Fe(OH) 2 + 2H + ® Fe 2+ + 2H 2 O

Когато Fe (OH) 2 се калцинира без достъп на въздух, се образува железен (II) оксид FeO:

Fe(OH) 2 – t ° ® FeO + H 2 O

В присъствието на атмосферен кислород бялата утайка Fe (OH) 2, окислявайки се, става кафява - образувайки железен (III) хидроксид Fe (OH) 3:

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O ® 4Fe(OH) 3

Съединенията на желязото (II) имат редуциращи свойства, лесно се превръщат в съединения на желязо (III) под въздействието на окислители:

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

Съединенията на желязото са склонни към образуване на комплекси (координационно число = 6):

FeCl 2 + 6NH 3 ® Cl 2

Fe(CN) 2 + 4KCN ® K 4 (жълта кръвна сол)

Качествена реакция към Fe 2+

Когато калиев хексацианоферат (III) K 3 (червена кръвна сол) действа върху разтвори на соли на двувалентно желязо, се образува синя утайка (Turnboole blue):

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 ¯

Желязни съединения

Образува се при изгаряне на железни сулфиди, например чрез печене на пирит:

4FeS 2 + 11O 2 ® 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

или при калциниране на железни соли:

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

Fe 2 O 3 е основен оксид, който проявява амфотерни свойства в малка степен

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 -

Образува се от действието на алкални разтвори върху железни соли: утаява се под формата на червено-кафява утайка

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

Fe 3+ + 3OH - ® Fe(OH) 3 ¯

Fe(OH) 3 е по-слаба основа от железния (II) хидроксид.

Това се обяснява с факта, че Fe 2+ има по-малък йонен заряд и по-голям радиус от Fe 3+ и следователно Fe 2+ задържа хидроксидните йони по-слабо, т.е. Fe(OH) 2 се дисоциира по-лесно.

В това отношение солите на желязото (II) се хидролизират слабо, а солите на желязото (III) се хидролизират много силно. За да разберете по-добре материалите в този раздел, се препоръчва да гледате видео фрагмента (достъпен само на CDROM). Хидролизата обяснява и цвета на разтворите на Fe (III) соли: въпреки факта, че Fe 3+ йонът е почти безцветен, разтворите, които го съдържат, са оцветени в жълто-кафяво, което се обяснява с наличието на железни хидроксиони или Fe (OH) 3 молекули, които се образуват при хидролиза:

Fe 3+ + H 2 O « 2+ + H +

2+ + H 2 O « + + H +

H 2 O « Fe(OH) 3 + H +

При нагряване цветът потъмнява, а при добавяне на киселини става по-светъл поради потискане на хидролизата. Fe (OH) 3 има слаби амфотерни свойства: разтваря се в разредени киселини и концентрирани алкални разтвори:

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 - ® -

Съединенията на желязото (III) са слаби окислители, реагират със силни редуциращи агенти:

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

Качествени реакции към Fe 3+

1) Когато калиев хексацианоферат (II) K 4 (жълта кръвна сол) действа върху разтвори на железни соли, се образува синя утайка (пруско синьо):

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) Когато се добави калиев или амониев тиоцианат към разтвор, съдържащ Fe 3+ йони, се появява интензивен кървавочервен цвят на железен (III) тиоцианат:

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

(при взаимодействие с тиоцианати, Fe 2+ йони, разтворът остава почти безцветен).

Железни съединения

аз . Железен(II) хидроксид

Образува се при действието на алкални разтвори върху железни (II) соли без достъп на въздух:

FeCl 2 + 2 KOH = 2 KCl + F e (OH) 2 ↓

Fe(OH) 2 е слаба основа, разтворима в силни киселини:

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

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

Допълнителен материал:

Fe(OH) 2 - също проявява слаби амфотерни свойства, реагира с концентрирани алкали:

Fe( ОХ) 2 + 2 NaOH = Na 2 [ Fe( ОХ) 4 ]. образува се тетрахидроксофератна сол ( II) натрий

Когато Fe (OH) 2 се калцинира без достъп на въздух, се образува железен (II) оксид FeO -черна връзка:

Fe(OH) 2 t˚C → FeO + H 2 O

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

Допълнителен 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

Съединенията на желязото са склонни към образуване на комплекси:

FeCl2 + 6NH3 = Cl2

Fe(CN) 2 + 4KCN = K 4 (жълта кръвна сол)

Качествена реакция към Fe 2+

Когато е в действие калиев хексацианоферат (III) K 3 (червена кръвна сол)върху разтвори на соли на двувалентно желязо се образува синя утайка (Turnboole blue):

3 Fe 2+ кл 2 + 3 К 3 [ Fe 3+ ( CN) 6 ] → 6 KCl + 3 KFe 2+ [ Fe 3+ ( CN) 6 ]↓

(Търнбул синьо - хексацианоферат ( III ) желязо ( II )-калий)

Търнбул синьо свойствата му са много подобни на пруското синьо и също служи като багрило. Кръстен на един от основателите на шотландската компания за боядисване Arthur and Turnbull.

Желязни съединения

аз . Железен(III) оксид

Образува се при изгаряне на железни сулфиди, например чрез печене на пирит:

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

или при калциниране на железни соли:

2FeSO 4 t˚C → Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3

Fe 2 O 3 - оксид к червено-кафяв цвят, проявяващи амфотерни свойства в малка степен

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 ],образува се сол - тетрахидроксоферат ( III) натрий

Fe 2 O 3 + 2OH - + 3H 2 O t˚C → 2 -

При сливане с основни оксиди или карбонати на алкални метали се образуват ферити:

Fe 2 O 3 + Na 2 O t˚C → 2NaFeO 2

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

II. Железен хидроксид ( III )

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

Fe 3+ + 3OH - = Fe(OH) 3 ↓

Допълнително:

Fe(OH) 3 е по-слаба основа от железния (II) хидроксид.

В това отношение солите на желязото (II) се хидролизират слабо, а солите на желязото (III) се хидролизират много силно.

Хидролизата обяснява и цвета на разтворите на Fe (III) соли: въпреки факта, че Fe 3+ йонът е почти безцветен, разтворите, които го съдържат, са оцветени в жълто-кафяво, което се обяснява с наличието на железни хидроксиони или Fe (OH) 3 молекули, които се образуват при хидролиза:

Fe 3+ + H 2 O ↔ 2+ + H +

2+ + H 2 O ↔ + + H +

+ + H 2 O ↔ Fe(OH) 3 + H +

При нагряване цветът потъмнява, а при добавяне на киселини става по-светъл поради потискане на хидролизата.

Fe (OH) 3 има слаби амфотерни свойства: разтваря се в разредени киселини и концентрирани алкални разтвори:

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 - = -

Допълнителен материал:

Съединенията на желязото (III) са слаби окислители, реагират със силни редуциращи агенти:

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

FeCl 3 + KI = I 2 ↓ + FeCl 2 + KCl

Качествени реакции към Fe 3+

Опит

1) По време на действие калиев хексацианоферат (II) K 4 (жълта кръвна сол)върху разтвори на железни соли се образува синя утайка (пруско синьо):

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

(пруско синьо - хексацианоферат ( II ) желязо ( III )-калий)

пруско синьо е получена случайно в началото на 18 век в Берлин от бояджия Дисбах. Дисбах купи необичаен поташ (калиев карбонат) от търговец: разтворът на този поташ, когато се добави железни соли, стана син. При проверката на поташа се оказа, че е калциниран с волска кръв. Боята се оказа подходяща за тъкани: ярка, издръжлива и евтина. Скоро става известна рецептата за приготвяне на боя: поташът се смесва със суха животинска кръв и железни стърготини. Чрез излужване на такава сплав се получава жълта кръвна сол. В днешно време пруското синьо се използва за производство на печатарско мастило и тониращи полимери.

Установено е, че пруското синьо и Turnboole blue са едно и също вещество, тъй като комплексите, образувани в реакциите, са в равновесие помежду си:

KFeIII[ FeII( CN) 6 ] ↔ KFe II[ FeIII( CN) 6 ]

2) Когато се добави калиев или амониев тиоцианат към разтвор, съдържащ Fe 3+ йони, се появява интензивен кървавочервен цвят решениежелезен (III) тиоцианат:

2FeCl 3 + 6KCNS = 6KCl + FeIII[ FeIII( ЦНС) 6 ]

(при взаимодействие с тиоцианати, Fe 2+ йони, разтворът остава почти безцветен).

Уред за упражнения

Трейнер № 1 - Разпознаване на съединения, съдържащи Fe (2+) йон

Трейнер № 2 - Разпознаване на съединения, съдържащи Fe (3+) йон

Задачи за затвърдяване

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

номер 2. Запишете уравнения на реакцията, които могат да се използват за получаване на:
а) соли на желязо (II) и соли на желязо (III);
б) железен (II) хидроксид и железен (III) хидроксид;
в) железни оксиди.