Железо егэ химия теория

Железо Fe: химические свойства, способы получения железа, взаимодействие с простыми веществами (кислород, сера) и со сложными веществами (кислоты, вода, сильные окислители). Оксид железа (II) FeO, оксид железа (III) Fe₂O₃, железная окалина (Fe₃O₄) — способы получения и химические свойства. Гидроксид железа (II) Fe(OH)₂, гидроксид железа (III) Fe(OH)₃ — способы получения и химические свойства.

Положение железа в периодической системе химических элементов
Электронное строение железа
Физические свойства
Нахождение в природе
Способы получения
Качественные реакции
Химические свойства
1. Взаимодействие с простыми веществами
1.1. Взаимодействие с галогенами
1.2. Взаимодействие с серой
1.3. Взаимодействие с фосфором
1.4. Взаимодействие с азотом
1.5. Взаимодействие с углеродом
1.6. Горение
2. Взаимодействие со сложными веществами
2.1. Взаимодействие с водой
2.2. Взаимодействие с минеральными кислотами
2.3. Взаимодействие с серной кислотой
2.4. Взаимодействие с азотной кислотой
2.5. Взаимодействие с сильными окислителями
2.6. Взаимодействие с оксидами и солями

Оксид железа (II)
 Способы получения
 Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотными оксидами
2. Взаимодействие с кислотами
3. Взаимодействие с водой
4. Взаимодействие с окислителями
5. Взаимодействие с кислотами
6. Взаимодействие с восстановителями

Оксид железа (III)
 Способы получения
 Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами 
2. Взаимодействие с щелочами и основными оксидами
3. Взаимодействие с водой
4. Взаимодействие с окислителями
5. Окислительные свойства оксида железа (III)

6. Взаимодействие с солями более летучих кислот

Оксид железа (II, III)
 Способы получения
 Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами 
2. Взаимодействие с сильными кислотами-окислителями
3. Взаимодействие с водой
4. Взаимодействие с окислителями
5. Окислительные свойства оксида железа (II, III)

Гидроксид железа (II)
 Способы получения
 Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотами
2. Взаимодействие с кислотными оксидами
3. Восстановительные свойства 
4. Разложение при нагревании

Гидроксид железа (III)
 Способы получения
 Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотами
2. Взаимодействие с кислотными оксидами
3. Взаимодействие с щелочами 
4. Разложение при нагревании

Соли железа

Железо

Положение в периодической системе химических элементов

Элемент железо расположен в побочной подгруппе VIII группы  (или в 8 группе в современной форме ПСХЭ) и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение атома железа 

Электронная конфигурация  железа в основном состоянии:

+26Fe 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁶

Железо проявляет ярко выраженные магнитные свойства.

Физические свойства 

Железо – металл серебристо-белого цвета, с высокой химической активностью и высокой ковкостью. Обладает высокой тепло- и электропроводностью.

(изображение с портала vchemraznica.ru)

Температура плавления 1538^оС, температура кипения 2861^оС.

Нахождение в природе

Железо довольно распространено в земной коре (порядка 4% массы земной коры). По распространенности на Земле железо занимает 4-ое место среди всех элементов и 2-ое место среди металлов. Содержание в земной коре  — около 8%.

В природе железо в основном встречается в виде соединений:

Красный железняк Fe₂O₃ (гематит).

(изображение с портала karatto.ru)

Магнитный железняк Fe₃O₄ или FeO·Fe₂O₃ (магнетит).

(изображение с портала emchi-med.ru)

В природе также широко распространены сульфиды железа, например,  пирит FeS₂.

(изображение с портала livemaster.ru)

Встречаются и другие минералы, содержащие железо.

Способы получения 

Железо в промышленности получают из железной руды, гематита Fe₂O₃  или магнетита (Fe₃O₄или FeO·Fe₂O₃).

1. Один из основных способов производства железа – доменный процесс. Доменный процесс основан на восстановлении железа из оксида углеродом в доменной печи.

В печь загружают руду, кокс и флюсы.

Шихта – смесь исходных материалов, а в некоторых случаях и топлива в определённой пропорции, которую обрабатывают в печи.

Каменноугольный кокс – это твёрдый пористый продукт серого цвета, получаемый путем коксования каменного угля при температурах 950—1100 °С без доступа воздуха. Содержит 96—98 % углерода.

Флюсы – это неорганические вещества, которые добавляют к руде при выплавке металлов, чтобы снизить температуру плавления и легче отделить металл от пустой породы.

Шлак – расплав (а после затвердевания – стекловидная масса), покрывающий поверхность жидкого металла. Шлак состоит из всплывших продуктов пустой породы с флюсами и предохраняет металл от вредного воздействия газовой среды печи, удаляет примеси.

В печи кокс окисляется до оксида углерода (II):

2C   +  O₂   →  2CO

Затем нагретый угарный газ восстанавливает оксид железа (III):

3CO   +  Fe₂O₃    →   3CO₂    +   2Fe

Процесс получения железа – многоэтапный и зависит от температуры.

Наверху, где температура обычно находится в диапазоне между 200 °C и 700 °C, протекает следующая реакция:

3Fe₂O₃    +   CO   →    2Fe₃O₄      +    CO₂

Ниже в печи, при температурах приблизительно 850 °C, протекает восстановление смешанного оксида железа (II, III)  до оксида железа (II):

Fe₃O₄   +   CO   →   3FeO   +   CO₂

Встречные потоки газов разогревают шихту, и происходит разложение известняка:

CaCO₃    →    CaO    +       CO₂

Оксид железа (II) опускается в область с более высоких температур (до 1200^oC), где протекает следующая реакция:

FeO   +   CO   →   Fe   +   CO₂

Углекислый газ поднимается вверх и реагирует с коксом, образуя угарный газ:

CO₂   +    C   →    2CO

(изображение с портала 900igr.net)

2. Также железо получают прямым восстановлением из оксида водородом:

Fe₂O₃    +   3H₂   →    2Fe      +    3H₂O

При этом получается более чистое железо, т.к.  получаемое железо не загрязнено серой и фосфором, которые являются примесями в каменном угле.

3. Еще один способ получения железа в промышленности – электролиз растворов солей железа.

Качественные реакции

Качественные реакции на ионы железа +2.

– взаимодействие солей железа (II) с щелочами. При этом образуется серо-зеленый студенистый осадок гидроксида железа (II).

Например, хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом натрия:

2NaOH  +   FeCl₂    →    Fe(OH)₂   + 2NaCl

Видеоопыт взаимодействия раствора сульфата железа (II) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть здесь.

Гидроксид железа (II) на воздухе буреет, так как окисляется до гидроксида железа (III):

4Fe(OH)₂   +    O₂   +   2H₂O    →   4Fe(OH)₃

– ионы железа +2 окрашивают раствор в светлый желто-зеленый цвет.

– взаимодействие с красной кровяной солью K₃[Fe(CN)₆] – также качественная реакция на ионы железа +2. При этом образуется синий осадок «турнбулева синь».

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (II) с раствором гексацианоферрата (III) калия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть здесь.

Качественные реакции на ионы железа +3

– взаимодействие солей железа (III) с щелочами. При этом образуется бурый осадок гидроксида железа (III).

   

Например, хлорид железа (III) реагирует с гидроксидом натрия:

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

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

– ионы железа +3 окрашивают раствор в светлый желто-оранжевый цвет.

– взаимодействие с желтой кровяной солью K₄[Fe(CN)₆] ионы железа +3. При этом образуется синий осадок «берлинская лазурь».

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гексацианоферрата (II) калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

В последнее время получены данные, которые свидетельствуют, что молекулы берлинской лазури идентичны по строению молекулам турнбулевой сини. Состав молекул обоих этих веществ можно выразить формулой Fe₄[Fe₂(CN)₆]₃.

–  при взаимодействии солей железа (III) с роданидами раствор окрашивается в кроваво-красный цвет.

Например, хлорид железа (III) взаимодействует с роданидом натрия:

FeCl₃   +    3NaCNS   →   Fe(CNS)₃   +  3NaCl

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором роданида калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

Химические свойства

1. При обычных условиях железо малоактивно, но при нагревании, в особенности в мелкораздробленном состоянии, оно становится активным и реагирует почти со всеми неметаллами.

1.1. Железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом активные неметаллы (фтор, хлор и бром) окисляют железо до степени окисления +3:

2Fe  +  3Cl₂  → 2FeCl₃

Менее активный йод окисляет железо до степени окисления +2:

Fe  +  I₂  →  FeI₂

1.2. Железо реагирует с серой с образованием сульфида железа (II):

Fe  +  S   →  FeS

1.3. Железо реагирует с фосфором. При этом образуется бинарное соединения – фосфид железа:

Fe  +  P   →   FeP

1.4. С азотом железо реагирует в специфических условиях.

1.5. Железо реагирует с углеродом и кремнием с образованием карбида и силицида.

1.6. При взаимодействии с кислородом железо образует окалину – двойной оксид железа (II, III):

3Fe  +  2O₂  →  Fe₃O₄

При пропускании кислорода через расплавленное железо возможно образование оксида железа (II):

2Fe  +  O₂  →  2FeO

2. Железо взаимодействует со сложными веществами.

2.1. При обычных условиях железо с водой практически не реагирует. Раскаленное железо может вступать в реакцию при температуре 700-900^оС с водяным паром:

3Fe⁰ + 4H₂⁺O  →  Fe⁺³₃O₄ + 4H₂⁰

В воде в присутствии кислорода или во влажном воздухе железо медленно окисляется (корродирует):

4Fe  +  3O₂   +   6H₂O    →   4Fe(OH)₃

2.2. Железо взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой). При этом образуются соль железа со степенью окисления +2 и водород.

Например, железо бурно реагирует с соляной кислотой:

Fe + 2HCl   →   FeCl₂  +  H₂↑

2.3. При обычных условиях железо не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат железа (III) и вода:

2Fe + 6H₂SO_4(конц.)   →  Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

2.4. Железо не реагирует при обычных условиях с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации. При нагревании реакция идет с образованием нитрата железа (III), оксида азота (IV) и воды:

Fe  +  6HNO_3(конц.)   →   Fe(NO₃)₃  +  3NO₂↑   +  3H₂O

С разбавленной азотной кислотой железо реагирует с образованием оксида азота (II):

Fe   +  4HNO_{3(разб.гор.)}  →   Fe(NO₃)₃  +  NO  +  2H₂O

При взаимодействии железа с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

8Fe  +  30HNO_{3(оч. разб.)}  →  8Fe(NO₃)₃   +   3NH₄NO₃   +  9H₂O

2.5. Железо может реагировать с щелочными растворами или расплавами сильных окислителей. При этом железо окисляет до степени окисления +6, образуя соль (феррат).

Например, при взаимодействии железа с расплавом нитрата калия в присутствии гидроксида калия железо окисляется до феррата калия, а азот восстанавливается либо до нитрита калия, либо до аммиака:

Fe  +  2KOH  +  3KNO₃  →   3KNO₂   +  K₂FeO₄  +  H₂O

2.6. Железо восстанавливает менее активные металлы из оксидов и солей.

Например, железо вытесняет медь из сульфата меди (II). Реакция экзотермическая:

Fe  +  CuSO₄  →   FeSO₄  +  Cu

Еще пример: простое вещество железо восстанавливает железо до степени окисления +2  при взаимодействии с соединениями железа +3:

2Fe(NO₃)₃   +  Fe  → 3Fe(NO₃)₂  

2FeCl₃  +  Fe  → 3FeCl₂

Fe₂(SO₄)₃   +  Fe  →   3FeSO₄

Оксид железа (II)

Оксид железа (II) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Способы получения

Оксид железа (II) можно получить различными методами:

1. Частичным восстановлением оксида железа (III).

Например,  частичным восстановлением оксида железа (III) водородом:

 Fe₂O₃   +   H₂   →   2FeO   +  H₂O

Или частичным восстановлением оксида железа (III) угарным газом:

 Fe₂O₃   +   CO   →   2FeO   +  CO₂

Еще один пример: восстановление оксида железа (III) железом:

 Fe₂O₃   +   Fe   →   3FeO

2. Разложение гидроксида железа (II) при нагревании:

Fe(OH)₂   →   FeO   +  H₂O

Химические свойства

Оксид железа (II) — типичный основный оксид.

1. При взаимодействии оксида железа (II) с кислотными оксидами образуются соли.

Например, оксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI):

FeO  +  SO₃   →   FeSO₄

2. Оксид железа (II) взаимодействует с растворимыми кислотами. При этом также образуются соответствующие соли.

Например, оксид железа (II) взаимодействует с соляной кислотой:

FeO  +  2HCl  → FeCl₂ +  H₂O

3. Оксид железа (II) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (II) малоустойчив, и легко окисляется до соединений железа (III).

Например, при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуются нитрат железа (III), оксид азота (IV) и вода: 

FeO  +  4HNO_3(конц.)   →   NO₂  +  Fe(NO₃)₃  +  2H₂O

При взаимодействии с разбавленной азотной кислотой образуется оксид азота (II). Реакция идет при нагревании:

3FeO  +  10HNO_3(разб.)   →   3Fe(NO₃)₃  +  NO  +  5H₂O

5. Оксид железа (II) проявляет слабые окислительные свойства.

Например, оксид железа (II) реагирует с угарным газом при нагревании:

FeO   +   CO  →   Fe   +  CO₂

Оксид железа (III)

Оксид железа (III) – это твердое, нерастворимое в воде вещество красно-коричневого цвета.

Способы получения

Оксид железа (III) можно получить различными методами:

1. Окисление оксида железа (II) кислородом.

 4FeO   +   O₂   →   2Fe₂O₃

2. Разложение гидроксида железа (III) при нагревании:

2Fe(OH)₃   →   Fe₂O₃   +  3H₂O

Химические свойства

Оксид железа (III) – амфотерный.

1. При взаимодействии оксида железа (III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соли.

Например, оксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой:

Fe₂O₃  +  6HNO₃   →  2Fe(NO₃)₃  +  3H₂O

2. Оксид железа (III) взаимодействует с щелочами и основными оксидами. Реакция протекает в расплаве, при этом образуется соответствующая соль (феррит).

Например, оксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом натрия:

Fe₂O₃  +  2NaOH   →   2NaFeO₂  +  H₂O

3. Оксид железа (III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI).

Например, хлорат калия в щелочной среде окисляет оксид железа (III) до феррата: 

Fe₂O₃  +  KClO₃  +  4KOH   →  2K₂FeO₄  +  KCl  +  2H₂O

Нитраты и нитриты в щелочной среде также окисляют оксид железа (III):

Fe₂O₃  +  3KNO₃  +  4KOH   →  2K₂FeO₄  +  3KNO₂  +  2H₂O

5. Оксид железа (III) проявляет окислительные свойства.

Например, оксид железа (III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II) или железной окалины:

Fe₂O₃  +  3СO  →  2Fe  +  3CO₂

Также оксид железа (III) восстанавливается водородом:

Fe₂O₃  +  3Н₂  →  2Fe  +  3H₂O

Железом можно восстановить оксид железа только до оксида железа (II):

Fe₂O₃  +  Fe   →  3FeO 

Оксид железа (III) реагирует с более активными металлами.

Например, с алюминием (алюмотермия):

Fe₂O₃  +  2Al  →  2Fe  +  Al₂O₃

Оксид железа (III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями.

Например, с гидридом натрия:

Fe₂O₃  +  3NaH  →  3NaOH  +  2Fe

6. Оксид железа (III) – твердый, нелетучий  и амфотерный. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

Например, из карбоната натрия:

Fe₂O₃  +  Na₂CO₃ → 2NaFeO₂  +  CO₂

Оксид железа (II, III)

Оксид железа (II, III) (железная окалина, магнетит) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Фото с сайта wikipedia.ru

Способы получения

Оксид железа (II, III) можно получить различными методами:

1. Горение железа на воздухе:

3Fe  +  2O₂  →  Fe₃O₄

2. Частичное восстановление оксида железа (III) водородом или угарным газом:

3Fe₂O₃  +  Н₂  →  2Fe₃O₄  +  H₂O

3. При высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой, образуя двойной оксид железа (II, III):

3Fe  +  4H₂O_(пар)  → Fe₃O₄  +  4H₂

Химические свойства

Свойства оксида железа (II, III) определяются свойствами двух оксидов, из которых он состоит: основного оксида железа (II) и амфотерного оксида железа (III).

1. При взаимодействии оксида железа (II, III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соли железа (II) и железа (III).

Например, оксид железа (II, III) взаимодействует с соляной кислотой. При это образуются две соли – хлорид железа (II) и хлорид железа (III):

Fe₃O₄  +  8HCl  →   FeCl₂  +  2FeCl₃  +  4H₂O

Еще пример: оксид железа (II, III) взаимодействует с разбавленной серной кислотой.

Fe₃O₄   +  4H₂SO_4(разб.)  →  Fe₂(SO₄)₃  +  FeSO₄  +  4Н₂О

2. Оксид железа (II, III) взаимодействует с сильными кислотами-окислителями (серной-концентрированной и азотной). 

Например, железная окалина окисляется концентрированной азотной кислотой:

Fe₃O₄  +  10HNO_3(конц.) →  NO₂↑  +  3Fe(NO₃)₃  +  5H₂O

Разбавленной азотной кислотой окалина окисляется при нагревании:

 3Fe₃O₄   +  28HNO_3(разб.) →  9Fe(NO₃)₃   +   NO   +  14H₂O

Также оксид железа (II, III) окисляется концентрированной серной кислотой:

2Fe₃O₄   +  10H₂SO_4(конц.)  →  3Fe₂(SO₄)₃  +  SO₂   +   10H₂O

Также окалина окисляется кислородом воздуха:

4Fe₃O₄  +  O_{2(воздух)}  →  6Fe₂O₃

3. Оксид железа (II, III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (II, III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI), как и прочие оксиды железа (см. выше).

5. Железная окалина проявляет окислительные свойства.

Например, оксид железа (II, III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II):

Fe₃O₄  +  4CO  →  3Fe  +  4CO₂

Также железная окалина восстанавливается водородом:

Fe₃O₄   +  4H₂  →  3Fe   +   4H₂O

Оксид железа (II, III) реагирует с более активными металлами.

Например, с алюминием (алюмотермия):

3Fe₃O₄  +  8Al  →  9Fe  +  4Al₂O₃

Оксид железа (II, III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями (йодидами и сульфидами).

Например, с йодоводородом:

Fe₃O₄  +  8HI  →  3FeI₂  +  I₂  +  4H₂O

Гидроксид железа (II)

Способы получения

1. Гидроксид железа (II) можно получить действием раствора аммиака на соли железа (II).

Например, хлорид железа (II) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (II) и хлорида аммония:

FeCl₂   +   2NH₃   +   2H₂O  →  Fe(OH)₂   +   2NH₄Cl

2. Гидроксид железа (II) можно получить действием щелочи на соли железа (II).

Например, хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом калия с образованием гидроксида железа (II) и хлорида калия:

FeCl₂ + 2KOH  →  Fe(OH)₂↓ + 2KCl

Химические свойства

1. Гидроксид железа (II) проявляется основные свойства, а именно реагирует с кислотами. При этом образуются соответствующие соли.

Например, гидроксид железа (II) взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида железа (II):

Fe(OH)₂  +  2HCl →  FeCl₂  +  2H₂O

Fe(OH)₂  +  H₂SO₄  → FeSO₄  +  2H₂O

Fe(OH)₂  +  2HBr →  FeBr₂  +  2H₂O

2. Гидроксид железа (II) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

Например, гидроксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (II):

Fe(OH)₂ + SO₃  →   FeSO₄ + 2H₂O

3. Гидроксид железа (II) проявляет сильные восстановительные свойства, и реагирует с окислителями. При этом образуются соединения железа (III).

Например, гидроксид железа (II) взаимодействует с кислородом в присутствии воды:

4Fe(OH)₂  +  O₂  +  2H₂O  →   4Fe(OH)₃↓

Гидроксид железа (II) взаимодействует с пероксидом водорода:

2Fe(OH)₂   +  H₂O₂    →  2Fe(OH)₃

При растворении Fe(OH)₂  в азотной или концентрированной серной кислотах образуются соли железа (III):

2Fe(OH)₂  +  4H₂SO_4(конц.)  → Fe₂(SO₄)₃  +  SO₂  +  6H₂O

4. Гидроксид железа (II) разлагается при нагревании:

Fe(OH)₂  →  FeO  +  H₂O

Гидроксид железа (III)

Способы получения

1. Гидроксид железа (III) можно получить действием раствора аммиака на соли железа (III).

Например, хлорид железа (III) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (III) и хлорида аммония:

FeCl₃ + 3NH₃ + 3H₂O = Fe(OH)₃ + 3NH₄Cl

2. Окислением гидроксида железа (II) кислородом или пероксидом водорода:

4Fe(OH)₂  +  O₂  +  2H₂O  →   4Fe(OH)₃↓

2Fe(OH)₂   +  H₂O₂    →  2Fe(OH)₃

3. Гидроксид железа (III) можно получить действием щелочи на раствор соли железа (III).

Например, хлорид железа (III) реагирует с раствором гидроксида калия с образованием гидроксида железа (III) и хлорида калия:

FeCl₃ + 3KOH    →   Fe(OH)₃↓ + 3KCl

Видеоопыт получения гидроксида железа (III) взаимодействием хлорида железа (III) и гидроксида калия можно посмотреть здесь.

4. Также гидроксид железа (III) образуется при взаимодействии растворимых солей железа (III) с растворами карбонатов и сульфитов. Карбонаты и сульфиты железа (III) необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: бромид железа (III) реагирует с карбонатом натрия. При этом выпадает осадок гидроксида железа (III), выделяется углекислый газ и образуется бромид натрия:

2FeBr₃  +  3Na₂CO₃  + 3H₂O  =  2Fe(OH)₃↓  +  CO₂↑ +  6NaBr

Но есть исключение! Взаимодействие солей железа (III) с сульфитами в ЕГЭ по химии — окислительно-восстановительная реакция. Соединения железа (III) окисляют сульфиты, а также сульфиды и иодиды.

Взаимодействие хлорида железа (III) с сульфитом, например, калия — очень интересная реакция. Во-первых, в некоторых источниках указывается, что в ней таки может протекать необратимый гидролиз. Но для ЕГЭ лучше считать, что при этом протекает ОВР. Во-вторых, ОВР можно записать в разных видах:

2FeCl₃  +  Na₂SO₃  + H₂O =  2FeCl₂  +  Na₂SO₄  + 2HCl

Также допустима такая запись:

2FeCl₃  +  Na₂SO₃ + H₂O =  FeSO₄  +  2NaCl  + FeCl₂ + 2HCl

Химические свойства

1. Гидроксид железа (III) проявляет слабовыраженные амфотерные свойства, с преобладанием основных. Как основание, гидроксид железа (III) реагирует с растворимыми кислотами.

Например, гидроксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата железа (III):

Fe(OH)₃ + 3HNO₃ → Fe(NO₃)₃ + 3H₂O

Fe(OH)₃  +  3HCl →  FeCl₃  +  3H₂O

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

Fe(OH)₃  +  3HBr →  FeBr₃  +  3H₂O

2. Гидроксид железа (III) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

Например, гидроксид железа (III) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (III):

2Fe(OH)₃ + 3SO₃ → Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O

3. Гидроксид железа (III) взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—ферриты, а в растворе реакция практически не идет. При этом гидроксид железа (III) проявляет кислотные свойства.

Например, гидроксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом калия в расплаве с образованием феррита калия и воды:

KOH  +  Fe(OH)₃  → KFeO₂ + 2H₂O

4. Гидроксид железа (III) разлагается при нагревании:

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O

Видеоопыт взаимодействия гидроксида железа (III) с соляной кислотой можно посмотреть здесь.

Соли железа

Нитраты железа

Нитрат железа (II) при нагревании разлагается на оксид железа (III), оксид азота (IV)  и кислород:

4Fe(NO₃)₂ → 2Fe₂O₃  +  8NO₂  +   O₂

Нитрат железа (III) при нагревании разлагается также на оксид железа (III), оксид азота (IV)  и кислород:

4Fe(NO₃)₃ → 2Fe₂O₃  +  12NO₂  +   3O₂

Гидролиз солей железа

Растворимые соли железа, образованные кислотными остатками сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. частично:

I ступень: Fe³⁺ +  H₂O  ↔  FeOH²⁺ + H⁺

II ступень: FeOH²⁺ + H₂O ↔ Fe(OH)₂⁺ + H⁺

III ступень: Fe(OH)₂⁺ + H₂O ↔ Fe(OH)₃ + H⁺

Однако  сульфиты и карбонаты железа (III) и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:

Fe₂(SO₄)₃  +  6NaHSO₃  → 2Fe(OH)₃  +  6SO₂  +  3Na₂SO₄

2FeBr₃  +  3Na₂CO₃  + 3H₂O →  2Fe(OH)₃↓  +  CO₂↑ +  6NaBr

2Fe(NO₃)₃  +  3Na₂CO₃  +  3H₂O →  2Fe(OH)₃↓  +  6NaNO₃  +  3CO₂↑

2FeCl₃  +  3Na₂CO₃  +  3H₂O → 2Fe(OH)₃↓  +  6NaCl  +  3CO₂↑

Fe₂(SO₄)₃  +  3K₂CO₃  +  3H₂O →  2Fe(OH)₃↓  +  3CO₂↑  +  3K₂SO₄

При взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает ОВР:

2FeCl₃  +  3Na₂S  →  2FeS  +  S  +  6NaCl

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Окислительные свойства железа (III)

Соли железа (III) под проявляют довольно сильные окислительные свойств. Так, при взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает окислительно-восстановительная реакция.

Например: хлорид железа (III) взаимодействует с сульфидом натрия. При этом образуется сера, хлорид натрия и либо черный осадок сульфида железа (II) (в избытке сульфида натрия), либо хлорид железа (II) (в избытке хлорида железа (III)):

2FeCl₃  +  3Na₂S  →   2FeS  +  S  +  6NaCl

2FeCl₃  +  Na₂S  →   2FeCl₂  +  S   +  2NaCl

По такому же принципу соли железа (III) реагируют с сероводородом:

2FeCl₃  +  H₂S  →   2FeCl₂  +  S   +  2HCl

Соли железа (III) также вступают в окислительно-восстановительные реакции с йодидами.

Например, хлорид железа (III) взаимодействует с йодидом калия. При этом образуются хлорид железа (II), молекулярный йод и хлорид калия:

2FeCl₃  +  2KI    →   2FeCl₂  +  I₂   +  2KCl

Интерес представляют также реакции солей железа (III) с металлами. Мы знаем, что более активные металлы вытесняют из солей менее активные металлы. Иначе говоря, металлы, которые стоят в электрохимическом ряду левее, могут взаимодействовать с солями металлов, которые расположены в этом ряду правее. Исходя из этого правила, соли железа могут взаимодействовать только с металлами, которые расположены до железа. И они взаимодействуют.

Однако, соли железа со степенью окисления +3 в этом ряду являются небольшим исключением. Ведь для железа характерны две степени окисления: +2 и +3. И железо со степенью окисления +3 является более сильным окислителем. Таким образом, условно говоря, железо со степенью окисления +3 расположено в ряду активности после меди. И соли железа (III) могут реагировать еще и с металлами, которые расположены правее железа! Но до меди, включительно. Вот такой парадокс.

И еще один момент. Соединения железа (III) с этими металлами реагировать будут, а вот соединения железа (II) с ними реагировать не будут. Таким образом, металлы, расположенные в ряду активности между железом и медью (включая медь) при взаимодействии с солями железа (III) восстанавливают железо до степени окисления +2. А вот металлы, расположенные до железа в ряду активности, могут восстановить железо и до простого вещества.

Например, хлорид железа (III) взаимодействует с медью. При этом образуются хлорид железа (II) и хлорид меди (II):

2FeCl₃   +  Cu  →   2FeCl₂   +   CuCl₂

А вот реакция нитрата железа (III) с цинком протекает уже по привычному механизму. И железо восстанавливается до простого вещества:

2Fe(NO₃)₃   +   3Zn  →  2Fe  +   3Zn(NO₃)₂

Хром

Твердый металл голубовато-белого цвета. Этимология слова «хром» берет начало от греч. χρῶμα — цвет, что связано с большим
разнообразием цветов соединений хрома. Массовая доля этого элемента в земной коре составляет 0.02% по массе.

Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. У соединений, где хром принимает степень окисления +2, свойства основные, +3 — амфотерные,
+6 — кислотные.

В природе хром встречается в виде следующих соединений.

• Fe(CrO₂)₂ — хромистый железняк, хромит
• (Mg, Fe)Cr₂O₄ — магнохромит
• (Fe, Mg)(Cr, Al)₂O₄ — алюмохромит

Получение

В промышленности хром получают прокаливанием хромистого железняка с углеродом. Также применяют алюминотермию для вытеснения хрома из
его оксида.

Fe(CrO₂)₂ + C = Fe + Cr + CO

Cr₂O₃ + Al = Al₂O₃ + Cr

Химические свойства

• Реакции с неметаллами

Уже на воздухе вступает в реакцию с кислородом: на поверхности металла образуется пленка из оксида хрома (III) — Cr₂O₃ —
происходит пассивирование. Реагирует с неметаллами при нагревании.

Cr + O₂ = (t) Cr₂O₃

Cr + S = (t) Cr₂S₃

Cr + N₂ = (t) CrN

Cr + C = Cr₂C₃



• Реакция с водой

Протекает в раскаленном состоянии.

Cr + H₂O = (t) Cr(OH)₃ + H₂↑

• Реакции с кислотами

Cr + HCl = CrCl₂ + H₂↑



Cr + H₂SO_4(разб.) = CrSO₄ + H₂↑

С холодными концентрированными серной и азотной кислотой реакция не идет. Она начинается только при нагревании.

Cr + H₂SO₄ = (t) Cr₂(SO₄)₃ + SO₂↑ + H₂O

• Реакции с солями менее активных металлов

Хром способен вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее него.

Cr + CuSO₄ = CrSO₄ + Cu

Соединения хрома (II)

Соединение хрома (II) носят основный характер. Оксид хрома (II) окисляется кислородом воздуха до более устойчивой формы — оксида хрома (III),
реагирует с кислотами, кислотными оксидами.

CrO + O₂ = Cr₂O₃

CrO + H₂SO₄ = CrSO₄ + H₂O

CrO + SO₃ = CrSO₄

Гидроксид хрома (II), как нерастворимый гидроксид, легко разлагается при нагревании на соответствующий оксид и воду, реагирует с кислотами,
кислотными оксидами.

Cr(OH)₂ = (t) CrO + H₂O

Cr(OH)₂ + HCl = CrCl₂ + H₂O

Cr(OH)₂ + SO₃ = CrSO₄ + H₂O

Соединения хрома (III)

Это наиболее устойчивые соединения, которые носят амфотерный характер. К ним относятся оксид хрома (III) гидроксид хрома (III).

Оксид хрома (III) реагирует как с щелочами, так и с кислотами. В реакциях с щелочами при нормальной температуре (в растворе) образуются комплексные соли, при прокаливании — смешанные оксиды. С кислотами оксид хрома (III) образует различные соли.

H₂O + NaOH + Cr₂O₃ → Na₃[Cr(OH)₆] (в растворе, гексагидроксохромат натрия)

Cr₂O₃ + Ba(OH)₂ → (t°) Ba(CrO₂)₂ + H₂O (прокаливание, хромит бария)

Cr₂O₃ + 2NaOH → (t°) 2NaCrO₂ + H₂O (прокаливание, хромит натрия)

Cr₂O₃ + HCl = CrCl₃ + H₂O (сохраняем степень окисления Cr⁺³)

Оксид хрома (III) реагирует с более активными металлами (например, при алюминотермии).

Cr₂O₃ + Al = Al₂O₃ + Cr

При окислении соединение хрома (III) получают соединения хрома (VI) (в щелочной среде).

K₃[Cr(OH)₆] + H₂O₂ = K₂CrO₄ + KOH + H₂O

Cr₂O₃ + 8NaOH + O₂ = (t) Na₂CrO₄ + H₂O

Соединения хрома (VI)

В этой степени окисления хром проявляет кислотные свойства. К ним относится оксид хрома (VI) — CrO₃, и две кислоты, находящиеся в
растворе в состоянии равновесия: хромовая — H₂CrO₄ и дихромовая кислоты — H₂Cr₂O₇.

Принципиально важно помнить окраску хроматов и дихроматов (часто она бывает дана в заданиях в качестве подсказки). Хроматы окрашивают
раствор в желтый цвет, а дихроматы — в оранжевый цвет.

Хроматы переходят в дихроматы с увеличением кислотности среды (часто в реакциях с кислотами). Цвет раствора меняется с желтого на оранжевый.

Na₂CrO₄ + H₂SO₄ = Na₂Cr₂O₇ + Na₂SO₄ + H₂O

Если же оранжевому раствору дихромата прилить щелочь, то он сменит свой цвет на желтый — образуется хромат.

Na₂Cr₂O₇ + NaOH = Na₂CrO₄ + H₂O

Разложение дихромата аммония выглядит очень эффектно и носит название «вулканчик»

(NH₄)₂Cr₂O₇ = (t) Cr₂O₃ + N₂↑ + H₂O

В степени окисления +6 соединения хрома проявляют выраженные окислительные свойства.

K₂Cr₂O₇ + HCl = CrCl₃ + KCl + Cl₂↑ + H₂O

Железо

Является одним из самых распространенных элементов в земной коре (после алюминия), составляет 4,65% ее массы.

Для железа характерны две основные степени окисления +2, +3, +6.

В природе железо встречается в виде следующих соединений:

• Fe₂O₃ — красный железняк, гематит
• Fe₃O₄ — магнитный железняк, магнетит
• Fe₂O₃*H₂O — бурый железняк, лимонит
• FeS₂ — пирит, серый или железный колчедан
• FeCO₃ — сидерит

Получение

Получают железо восстановлением из его оксида — руды. Восстанавливают с помощью угарного газа, водорода.

CO + Fe₂O₃ = Fe + CO₂↑

H₂ + Fe₂O₃ = Fe + H₂O

Основными сплавами железа являются чугун и сталь. В стали содержание углерода менее 2%, меньше содержится P, Mn, Si, S. Чугун отличается
бо́льшим содержанием углерода (2-6%), содержит больше P, Mn, Si, S.

Химические свойства

• Реакции с неметаллами

Fe + S = FeS (t > 700°C)

Fe + S = FeS₂ (t < 700°C)

Fe + O₂ = Fe₃O₄ (при горении железа образуется железная окалина — Fe₃O₄ — смесь двух оксидов
FeO*Fe₂O₃)

При нагревании железо взаимодействует с галогенами, азотом, фосфором, углеродом, кремнием и другими.

Fe + Cl₂ = (t) FeCl₃

Fe + P = (t) FeP

Fe + C = (t) Fe₃C

Fe + Si = (t) FeSi



• Реакции с кислотами

Железо активнее водорода, способно вытеснить его из кислот.

Fe + HCl = FeCl₂ + H₂↑

На воздухе железо покрывается пленкой оксида, из-за чего пассивируется во многих реакциях, в том числе с концентрированными холодными
серной и азотной кислотами.

Fe + H₂SO_4(разб.) = FeSO₄ + H₂↑

Реакция с концентрированными кислотами идет только при нагревании. В холодных серной и азотной кислотах железо пассивируется.



Fe + H₂SO_4(конц.) = Fe₂(SO₄)₃ + SO₂↑ + H₂O

• Реакции с солями

Железо способно вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее железа.

CuCl₂ + Fe = FeCl₂ + Cu

• Восстановительные свойства

Железо способно восстанавливать соединения железа +3 до +2.

Fe + Fe₂O₃ = (t) FeO

Fe + FeCl₃ = (t) FeCl₂

Соединения железа (II) проявляют основные свойства. Реагируют c кислотами. При разложении гидроксид железа (II)
распадается на соответствующий оксид и воду.

FeO + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂O

Fe(OH)₂ + HCl = FeCl₂ + H₂O

Fe(OH)₂ = (t) FeO + H₂O

При хранении на открытом воздухе соли железа (II) приобретают коричневый цвет из-за окисления до железа +3.

FeCl₂ + H₂O + O₂ = Fe(OH)Cl₂

Качественной реакцией на ионы Fe²⁺ в растворе является реакция с красной кровяной солью — K₃[Fe(CN)₆] —
гексацианоферратом (III) калия. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

FeCl₂ + K₃[Fe(CN)₆] = KFe[Fe(CN)₆] + KCl

Качественной реакцией на ионы Fe²⁺ также является взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате
выпадает осадок зеленого цвета.

FeCl₂ + NaOH = Fe(OH)₂ + NaCl

Соединения железа (III) проявляют амфотерные свойства. Оксид и гидроксид железа (III) реагирует и с кислотами, и с щелочами.

Fe(OH)₃ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + H₂O

Fe(OH)₃ + KOH = K₃[Fe(OH)₆] (гексагидроксоферрат калия)

При сплавлении комплексные соли не образуются из-за испарения воды.

Fe(OH)₃ + KOH = (t) KFeO₂ + H₂O

Гидроксид железа (III) — ржавчина, образуется на воздухе в результате взаимодействия железа с водой в присутствии кислорода. При нагревании
легко распадается на воду и соответствующий оксид.

Fe + H₂O + O₂ = Fe(OH)₃

Fe(OH)₃ = (t) Fe₂O₃ + H₂O

Качественной реакцией на ионы Fe³⁺ является взаимодействие с желтой кровяной солью K₄[Fe(CN)₆].
В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

FeCl₃ + K₄[Fe(CN)₆] = KFe[Fe(CN)₆] + KCl

Реакция хлорида железа (III) с роданидом калия также является качественной, в результате нее образуется характерный раствор ярко
красного цвета.

FeCl₃ + KCNS = Fe(CNS)₃ + KCl

И еще одна качественная реакция на ионы Fe³⁺ — взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате
выпадает осадок бурого цвета.

FeCl₃ + NaOH = Fe(OH)₃ + NaCl

Соединения железа (VI) — ферраты — соли несуществующей в свободном виде железной кислоты. Обладают выраженными
окислительными свойствами.

Ферраты можно получить в ходе электролизом щелочи на железном аноде, а также действием хлора на взвесь Fe(OH)₃
в щелочи.

Fe + KOH + H₂O = (электролиз) K₂FeO₄ + H₂↑

Fe(OH)₃ + Cl₂ + KOH = K₂FeO₄ + KCl + H₂O

Медь

Один из первых металлов, освоенных человеком вследствие низкой температуры плавления и доступности получения руды.

Основные степени окисления меди +1, +2.

Медь встречается в самородном виде и в виде соединений, наиболее известные из которых:

• CuFeS₂ — медный колчедан, халькопирит
• Cu₂S — халькозин
• Cu₂CO₃(OH)₂ — малахит

Получение

Пирометаллургический метод получения основан на получении меди путем обжига халькопирита, который идет в несколько этапов.

CuFeS₂ + O₂ = Cu₂S + FeS + SO₂↑

Cu₂S + O₂ = Cu₂O + SO₂

Cu₂O + Cu₂S = Cu + SO₂

Гидрометаллургический метод заключается в растворении минералов меди в разбавленной серной кислоте и дальнейшем вытеснении меди
более активными металлами, например — железом.

CuSO₄ + Fe = Cu + FeSO₄

Медь, как малоактивный металл, выделяется при электролизе солей в водном растворе на катоде.

CuSO₄ + H₂O = Cu + O₂ + H₂SO₄ (медь — на катоде, кислород — на аноде)

Химические свойства

• Реакции с неметаллами

Во влажном воздухе окисляется с образованием основного карбоната меди.

Cu + CO₂ + H₂O + O₂ = (CuOH)₂CO₃

При нагревании реагирует с кислородом, селеном, серой, при комнатной температуре с: хлором, бромом и йодом.

4Cu + O₂ = (t) 2Cu₂O (при недостатке кислорода)

2Cu + O₂ = (t) 2CuO (в избытке кислорода)



Cu + Se = (t) Cu₂Se

Cu + S = (t) Cu₂S

• Реакции с кислотами

Медь способна реагировать с концентрированными серной и азотной кислотами. С разбавленной серной не реагирует, с разбавленной азотной
— реакция идет.

Cu + H₂SO_4(конц.) = (t) CuSO₄ + SO₂↑ + H₂O

Cu + HNO_3(конц.) = Cu(NO₃)₂ + NO₂↑ + H₂O

Cu + HNO_3(разб.) = Cu(NO₃)₂ + NO↑ + H₂O



Реагирует с царской водкой — смесью соляной и азотной кислот в соотношении 1 объем HNO₃ к 3 объемам HCl.

Cu + HCl + HNO₃ = CuCl₂ + NO + H₂O

• С оксидами неметаллов

Медь способна восстанавливать неметаллы из их оксидов.

Cu + SO₂ = (t) CuO + S

Cu + NO₂ = (t) CuO + N₂↑

Cu + NO = (t) CuO + N₂↑

Соединения меди I

В степени окисления +1 медь проявляет основные свойства. Соединения меди (I) можно получить путем восстановления соединений меди (II).

CuCl₂ + Cu = CuCl

CuO + Cu = Cu₂O

Оксид меди (I) можно восстановить до меди различными восстановителями: угарным газом, алюминием (алюминотермией), водородом.

Cu₂O + CO = (t) Cu + CO₂

Cu₂O + Al = (t) Cu + Al₂O₃

Cu₂O + H₂ = (t) Cu + H₂O

Оксид меди (I) окисляется кислородом до оксида меди (II).

Cu₂O + O₂ = (t) CuO

Оксид меди (I) вступает в реакции с кислотами.

Cu₂O + HCl = CuCl + H₂O

Гидроксид меди CuOH неустойчив и быстро разлагается на соответствующий оксид и воду.

CuOH → Cu₂O + H₂O

Соединения меди (II)

Степень окисления +2 является наиболее стабильной для меди. В этой степени окисления у меди есть оксид CuO и гидроксид Cu(OH)₂.
Данные соединения проявляют преимущественно основные свойства.

Оксид меди (II) получают в реакциях термического разложения гидроксида меди (II), реакцией избытка кислорода с медью при нагревании.

Cu(OH)₂ = (t) CuO + H₂O

Cu + O₂ = (t) CuO

Химические свойства

• Реакции с кислотами

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

CuO + HCl = CuCl₂ + H₂O

• Разложение

CuO = (t) Cu₂O + O₂

• Восстановление

CuO + CO = Cu + CO₂

CuO + C = Cu + CO

CuO + H₂ = Cu + H₂O

Гидроксид меди (II) — Cu(OH)₂ — получают в реакциях обмена между растворимыми солями меди и щелочью.

CuSO₄ + KOH = K₂SO₄ + Cu(OH)₂↓

• Разложение

При нагревании гидроксид меди (II), как нерастворимое основание, легко разлагается на соответствующий оксид и воду.

Cu(OH)₂ = (t) CuO + H₂O

• Реакции с кислотами

Cu(OH)₂ + HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + H₂O

Cu(OH)₂ + HCl = CuCl₂ + H₂O

• Реакции с щелочами

Как сказано выше, гидроксид меди (II) носит преимущественно основный характер, однако способен проявлять и амфотерные свойства.
В растворе концентрированной щелочи он растворяется, образуя гидроксокомлпекс.

Cu(OH)₂ + LiOH = Li₂[Cu(OH)₄]

• Реакции с кислотными оксидами

Cu(OH)₂ + CO₂ = (CuOH)₂CO₃ + H₂O (дигидроксокарбонат меди (II) — (CuOH)₂CO₃)

Обратите особое внимание на реакцию взаимодействия соли меди (II) — сульфата меди (II), карбоната натрия и воды.

CuSO₄ + Na₂CO₃ + H₂O = (CuOH)₂CO₃ + Na₂SO₄ + CO₂

Железо ($Fe$) — элемент побочной подгруппы VIII группы и 4-го периода Периодической системы. Как и положено металлу $4$-го периода, атомы железа имеют четыре энергетических уровня, но заполняется у них не последний, а предпоследний, третий от ядра, уровень. Распределение электронов таково: $2e↖{-};8e↖{-};14e↖{-};2e↖{-}$. Подобно всем металлам, атомы железа проявляют восстановительные свойства, отдавая при химических взаимодействиях не только два электрона с последнего уровня и приобретая степень окисления $+2$, но и электрон с предпоследнего уровня, при этом степень окисления повышается до $+3$.

Железо — металл со всеми характерными свойствами металлов: высокими тепло- и электропроводностью, ковкостью, металлическим блеском, высокой $t°{пл}=1540°С$ и плотностью $ρ=7,85 г/{см^3}$. Железо образует сплавы с неметаллами (углеродом) и другими металлами. Железо может намагничиваться, оно обладает ферромагнетизмом. Для железа характерны два ряда соединений: соединения железа (II) и железа (III). Химические свойства железа и его соединений приведены в таблице. Железо входит в состав крови человека (гемоглобин), содержится оно и в некоторых растениях: шпинате, салате, капусте.

Роль железа в жизни человека общеизвестна, об этом можно не говорить. Железо — это основа всей современной цивилизации.

Железо и его соединения.

Железо	Оксиды железа (II) и (III)	Гидроксиды железа (II) и (III)
1. Серебристо-белый металл. 2. Взаимодействует с простыми веществами: а) горит в кислороде: $3Fe+2O_2=Fe_3O_4$ б) реагирует с хлором: $2Fe+3Cl_2=2FeCl_3$ в) взаимодействует с серой: $Fe+S=FeS$ 3. Реагирует с растворами кислот: $Fe+2H^{+}=Fe^{2+}+H_2↑$ 4. Вытесняет водород из воды при сильном нагревании: $Fe+H_2O=FeO+H_2↑$ 5. Окисляется в присутствии воды и кислорода воздуха (с образованием ржавчины): $4Fe+6H_2O+3O_2=4Fe(OH)3$ 6. Замещает менее активный металл в растворе его соли: $Fe+Cu^{2+}=Fe^{2+}+Cu$ Получение Восстановление оксидов железа оксидом углерода (II), водородом или алюминием: $Fe_3O_4+4CO=3Fe+4CO_2$ $FeO+H_2=Fe+H_2O$ $Fe_2O_3+2Al=2Fe+Al_2O_3$	1. Проявляют основные свойства, взаимодействуя с кислотами: $FeO+2H^{+}=Fe^{2+}+H_2O$ $Fe_2O_3+6H^{+}=2Fe^{3+}+3H_2O$ 2. Оксид железа (III) проявляет слабые амфотерные свойства, взаимодействуя при нагревании с основными оксидами с образованием ферритов: $MnO+Fe_2O_3=Mn(FeO_2)2$	1. Проявляют свойства нерастворимых в воде оснований: а) взаимодействуют с кислотами: $Fe(OH)2+2H^{+}=Fe^{2+}+2H_2O$ $Fe(OH)3+3H^{+}=Fe^{3+}+3H_2O$ б) разлагаются при нагревании: $Fe(OH)2=FeO+H_2O$ $2Fe(OH)3=Fe_2O_3+3H_2O$ 2. Гидроксид железа (III) проявляет слабые амфотерные свойства, реагируя с горячими концентрированными растворами щелочей: $Fe(OH)3+NaOH=NaFeO_2+2H_2O$ 3. Гидроксид железа (II) на воздухе окисляется в гидроксид железа (III): $4Fe(OH)2+O_2+2H_2O=4Fe(OH)3$ 4. Соли железа (II) и (III) гидролизуются: $Fe^{2+}+H_2O⇄FeOH^{+}+H^{+}$; $Fe^{3+}+H_2O⇄FeOH^{2+}+H^{+}$

Желе́зо — элемент побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 26. Обозначается символом Fe (лат. Ferrum). Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия). Металл средней активности, восстановитель.

Основные степени окисления — +2, +3

Простое вещество железо — ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой химической реакционной способностью: железо быстро корродирует при высоких температурах или при высокой влажности на воздухе. В чистом кислороде железо горит, а в мелкодисперсном состоянии самовозгорается и на воздухе.

Химические свойства простого вещества — железа:

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

3Fe+2O

₂

→(Fe

^II

Fe

₂


^III

)O

₄

(160 °С)

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:

2Fe+3Cl

₂

→2FeCl

₃

(200 °С)

2Fe + 3Br

₂

–

^t°

→  2FeBr

₃

Fe + S  –

^t°

→  FeS (600 °С)

Fe+2S → Fe

⁺²

(S

₂


^-1

)   (700°С)

4)       В ряду напряжений стоит левее водорода, реагирует с разбавленными кислотами НСl и Н

₂

SO

₄

, при этом образуются соли железа(II) и выделяется водород:

Fe + 2HCl → FeCl

₂

+ H

₂

­ (реакции проводятся без доступа воздуха, иначе Fe

⁺²

постепенно переводится кислородом в Fe

⁺³

)

Fe + H

₂

SO

₄

(разб.) → FeSO

₄

+ H

₂

­

В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании, оно сразу переходит в катион Фе

³⁺

:

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

6)

Амфотерность железа проявляется только в концентрированных щелочах при кипячении:

Fе + 2NaОН

_{(50 %)}

+ 2Н

₂

O= Nа

₂

[Fе(ОН)

₄

]↓+ Н

₂

↑

и образуется осадок тетрагидроксоферрата(II) натрия.

Техническое железо

— сплавы железа с углеродом: чугун содержит 2,06-6,67 % С,

сталь

0,02-2,06 % С, часто присутствуют другие естественные примеси (S, Р, Si) и вводимые искусственно специальные добавки (Мn, Ni, Сr), что придает сплавам железа технически полезные свойства — твердость, термическую и коррозионную стойкость, ковкость и др


.

Доменный процесс производства чугуна

Доменный процесс производства чугуна составляют следующие стадии:

а) подготовка (обжиг) сульфидных и карбонатных руд — перевод в оксидную руду:

FeS

₂

→Fe

₂

O

₃

(O

₂

,800°С, -SO

₂

)       FeCO

₃

→Fe

₂

O

₃

(O

₂

,500-600°С, -CO

₂

)

б)  сжигание кокса при горячем дутье:

С

_(кокс)

+ O

_{2 (воздух)}

→СO

₂

(600—700°С)   СO

₂

+ С

_(кокс)

⇌ 2СО   (700—1000    °С)

в) восстановление оксидной руды угарным газом СО последовательно:

Fe

₂

O

₃


→(CO)

(Fe

^II

Fe

₂


^III

)O

₄


→(CO)

FeO

→(CO)

Fe

г) науглероживание железа (до 6,67 % С) и расплавление чугуна:

Fе

<sub>(т

)</sub>



→(


C


(


кокс)


900—1200°С)

Fе

_(ж)

(чугун, t

_пл

1145°С)

В чугуне всегда в виде зерен присутствуют цементит Fe

₂

С и графит.

Производство стали

Передел чугуна в сталь проводится в специальных печах (конвертерных, мартеновских, электрических), отличающихся способом обогрева; температура процесса 1700-2000 °С. Продувание воздуха, обогащенного кислородом, приводит к выгоранию из чугуна избыточного углерода, а также серы, фосфора и кремния в виде оксидов. При этом оксиды либо улавливаются в виде отходящих газов (СО

₂

, SО

₂

), либо связываются в легко отделяемый шлак — смесь Са

₃

(РO

₄

)

₂

и СаSiO

₃

. Для получения специальных сталей в печь вводят легирующие добавки других металлов.

Получение

чистого железа в промышленности — электролиз раствора солей железа, например:

FеСl

₂

→ Fе↓ + Сl

₂

↑ (90°С)  (электролиз)

(существуют и другие специальные методы, в том числе восстановление оксидов железа водородом).

Чистое железо применяется в производстве специальных сплавов, при изготовлении сердечников электромагнитов и трансформаторов, чугун — в производстве литья и стали, сталь — как конструкционный и инструментальный материалы, в том числе износо-, жаро- и коррозионно-стойкие.

Оксид железа(II)




F




еО


. Амфотерный оксид с большим преобладанием основных свойств. Черный, имеет ионное строение Фе

²⁺

O

^2-

. При нагревании вначале разлагается, затем образуется вновь. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами, сплавляется со щелочами. Медленно окисляется во влажном воздухе. Восстанавливается водородом, коксом. Участвует в доменном процессе выплавки чугуна. Применяется как компонент керамики и минеральных красок. Уравнения важнейших реакций:

4FеО ⇌(Fe

^II

Fe

₂


^III

) + Fе (560—700 °С , 900—1000°С)

FеО + 2НС1

_(разб.)

= FеС1

₂

+ Н

₂

O

ФеО + 4ННО

<sub>3 (


конц


.)</sub>

= Fе(NO

₃

)

₃

+NO

₂

↑  + 2Н

₂

O

FеО + 4NаОН =2Н

₂

O +

N


а

₄



F


е


O



_3(красн



.)


триоксоферрат(II)

(400—500 °С)

FеО + Н

₂

=Н

₂

O + Фе (особо чистое) (350°С)

FеО + С

_(кокс)

= Фе + СО (выше 1000 °С)

ФеО + СО = Фе + СО

₂

(900°С)

4FеО + 2Н

₂

O

_(влага)

+ O

<sub>2


(воздух)</sub>

→4FеО(ОН) (t)

6ФеО + O

₂

= 2(Fe

^II

Fe

₂


^III

)O

₄

(300—500°С)

Получение

в

лаборатории

: термическое разложение соединений железа (II) без доступа воздуха:

Fе(ОН)

₂

= FеО + Н

₂

O (150-200 °С)

FеСОз = FеО + СO

₂

(490-550 °С)

Оксид дижелеза (III) – железа(




II




) (




Fe

^II

Fe

₂


^III

)O

₄



. Двойной оксид. Черный, имеет ионное строение Fe

²⁺

(Fе

³⁺

)

₂

(

<sup>O


2-</sup>

)

₄

. Термически устойчив до высоких температур. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами. Восстанавливается водородом, раскаленным железом. Участвует в доменном процессе производства чугуна. Применяется как компонент минеральных красок (

железный сурик

), керамики, цветного цемента. Продукт специального окисления поверхности стальных изделий (

чернение, воронение

). По составу отвечает коричневой ржавчине и темной окалине на железе. Применение брутто-формулы Fe

₃

O

₄

не рекомендуется. Уравнения важнейших реакций:

2(Fe

^II

Fe

₂


^III

)O

₄

= 6ФеО + O

₂

(выше 1538 °С)

(Fe

^II

Fe

₂


^III

)O

₄

+ 8НС1

_(разб.)

= FеС1

₂

+ 2FеС1

₃

+ 4Н

₂

O

(Fe

^II

Fe

₂


^III

)O

₄

+10НNO

_{3 (конц.)}

=3Fе(NO

₃

)

₃

+ NO

₂

↑+ 5Н

₂

O

(Fe

^II

Fe

₂


^III

)O

₄

+ O

_{2 (воздух)}

= 6Fе

₂

O

₃

(450-600°С)

(Fe

^II

Fe

₂


^III

)O

₄

+ 4Н

₂

= 4Н

₂

O + 3Фе (особо чистое, 1000 °С)

(Fe

^II

Fe

₂


^III

)O

₄

+ СО =ЗФеО + СО

₂

(500—800°C)

(Fe

^II

Fe

₂


^III

)O4 + Fе ⇌4FеО (900—1000 °С , 560—700 °С)

Получение:

сгорание железа (см.) на воздухе.

В природе — оксидная руда железа

магнетит.

Оксид железа(III)




F




е

₂

О

₃



. Амфотерный оксид с преобладанием основных свойств. Красно-коричневый, имеет ионное строение (Фе

³⁺

)

₂

(O

^2-

)

_3.

Термически устойчив до высоких температур. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой, из раствора выпадает бурый аморфный гидрат Фе

₂

O

₃

nН

₂

О. Медленно реагирует с кислотами и щелочами. Восстанавливается монооксидом углерода, расплавленным железом. Сплавляется с оксидами других металлов и образует двойные оксиды —

шпинели

(технические продукты называются ферритами). Применяется как сырье при выплавке чугуна в доменном процессе, катализатор в производстве аммиака, компонент керамики, цветных цементов и минеральных красок, при термитной сварке стальных конструкций, как носитель звука и изображения на магнитных лентах, как полирующее средство для стали и стекла.

Уравнения важнейших реакций:

6Fе

₂

O

₃

= 4(Fe

^II

Fe

₂


^III

)O

₄

+O

₂

(1200—1300 °С)

Fе

₂

O

₃

+ 6НС1

_(разб.)

→2FеС1

₃

+ ЗН

₂

O (t)    (600°С,р)

Fе

₂

O

₃

+ 2NaОН

_(конц.)

→Н

₂

O+

2


N


а


F


е


O



₂



(красн.)


диоксоферрат(III)

Fе

₂

О

₃

+ МО=(М

^II

Fе

₂


<sup>II


I</sup>

)O

₄

(М=Сu, Мn, Fе, Ni, Zn)

Fе

₂

O

₃

+ ЗН

₂

=ЗН

₂

O+ 2Фе (особо чистое, 1050—1100 °С)

Fе

₂

O

₃

+ Fе = ЗFеО (900 °С)

3Fе

₂

O

₃

+ СО = 2(Fe

^II

Fе

₂


^III

)O

₄

+ СO

₂

(400—600 °С)

Получение

в лаборатории — термическое разложение солей железа (III) на воздухе:

Fе

₂

(SO

₄

)

₃

= Fе

₂

O

₃

+ 3SO

₃

(500-700 °С)

4{Fе(NO

₃

)

₃

9 Н

₂

O} = 2Fе

_a

O

₃

+ 12NO

₂

+ 3O

₂

+ 36Н

₂

O   (600-700 °С)

В природе — оксидные руды железа

гематит

Fе

₂

O

₃

и

лимонит

Fе

₂

O

₃

nН

₂

O

Гидроксид железа (II)




F




е(ОН)

₂

.


Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Белый (иногда с зеленоватым оттенком), связи Фе — ОН преимущественно ковалентные. Термически неустойчив. Легко окисляется на воздухе, особенно во влажном состоянии (темнеет). Нерастворим в воде. Реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Типичный восстановитель. Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется в изготовлении активной массы железоникелевых аккумуляторов.

Уравнения важнейших реакций:

Fе(OН)

₂

= FеО + Н

₂

O  (150-200 °С, в атм.N

₂

)

Fе(ОН)

₂

+ 2НС1

_(разб.)

=FеС1

₂

+ 2Н

₂

O

Fе(ОН)

₂

+ 2NаОН

_{(> 50%)}

= Nа

₂

[Fе(ОН)

₄

] ↓

_{(сине-зеленый)}

(кипячение)

4Fе(ОН)

_{2 (суспензия)}

+ O

_{2 (воздух)}

→4FеО(ОН)↓ + 2Н

₂

O  (t)

2Fе(ОН)

_{2 (суспензия)}

+Н

₂

O

_{2 (разб.)}

= 2FеО(ОН)↓ + 2Н

₂

O

Fе(ОН)

₂

+ КNO

<sub>3


(конц.)</sub>

= FеО(ОН)↓ + NO↑+ КОН (60 °С)

Получение

: осаждение из раствора щелочами или гидратом аммиака в инертной атмосфере:

Fе

²⁺

+ 2OH

_(разб.)

=

F


е(ОН)

₂

↓

Fе

²⁺

+ 2(NH

₃

Н

₂

O) =

F


е(ОН)

₂

↓

+ 2NH

₄

Метагидроксид железа




F




еО(ОН).


Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Светло-коричневый, связи Фе — О и Фе — ОН преимущественно ковалентные. При нагревании разлагается без плавления. Нерастворим в воде. Осаждается из раствора в виде бурого аморфного полигидрата Фе

₂

O

₃

nН

₂

O, который при выдерживании под разбавленным щелочным раствором или при высушивании переходит в ФеО(ОН). Реагирует с кислотами, твердыми щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Спекается с Фе(ОН)

₂

. Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется как основа желтых минеральных красок и эмалей, поглотитель отходящих газов, катализатор в органическом синтезе.

Соединение состава Fе(ОН)

₃

не известно (не получено).

Уравнения важнейших реакций:

Fе

₂

O

₃


^.

nН

₂

O→(

200-250 °С, —


H



₂



O


)

FеО(ОН)→(

560-700° С на воздухе , -H2O)

→Fе

₂

О

₃

FеО(ОН) + ЗНС1

_(разб.)

=FеС1

₃

+ 2Н

₂

O

FeO(OH)→

Fe



₂



O



₃




^.



nH



₂



O


-коллоид

(NаОН

_(конц.)

)

FеО(ОН)→

N


а

₃

[


F


е(ОН)

₆

]


белый

, Nа

₅

[Fе(OН)

₈


желтоватый

(75 °С, NаОН

_{( т)}

)

2FеО(ОН) + Fе(ОН)

₂

=( Fe

^II

Fe

₂


^III

)O

₄

+ 2Н

₂

O         (600—1000 °С)

2FеО(ОН) + ЗН

₂

= 4Н

₂

O+ 2Фе (особо чистое, 500—600 °С)

2FеО(ОН) + ЗВr

₂

+ 10КОН = 2К

₂

FеO

₄

+ 6Н

₂

O + 6КВr

Получение:

осаждение из раствора солей железа(Ш) гидрата Фе

₂

О

₃

nН

₂

O и его частичное обезвоживание (см. выше).

В природе — оксидная руда железа

лимонит

Fе

₂

O

₃

nН

₂

О и минерал

гётит

FеО(ОН).

Феррат калия К





₂





F




еО





₄



. Оксосоль. Красно-фиолетовый, разлагается при сильном нагревании. Хорошо растворим в концентрированном растворе КОН, реагирует с кипящей водой, неустойчив в кислотной среде. Сильный окислитель.

Качественная реакция

— образование красного осадка феррата бария. Применяется в синтезе ферритов — промышленно важных двойных оксидов железа (III) и других металлов.

Уравнения важнейших реакций:

4К

₂

FеO

₄

= 4КФеО

₂

+ 3O

₂

+ 2К

₂

O         (700 °С)

4К

₂

FеO

₄

+ 6Н

₂

O

_(гор.)

=4ФеО(ОН)↓ + 8КОН + 3O

₂

↑

FеО

₄


^2-

+ 2OН

⁺


_(разб.)

=4Fе

³⁺

+ 3O

₂

↑+10Н

₂

O

FеО

₄


^2-

+ 2(NH

₃


^.

Н

₂

O) →2FеО(ОН)↓ + N

₂

↑+ 2Н

₂

O+ 4OН

^—

FеО

₄


^2-

+ Ва

²⁺

= ВаFеO

₄

(красн.)↓         (в конц. КОН)

Получение

: образуется при окислении соединений железа, например метагидроксида ФеО(ОН), бромной водой, а также при действии сильных окислителей (при спекании) на железо

Fе + 2КОН + 2КNO

₃

=

К

₂



F


е


O



₄


+ 3КNO

₂

+ H

₂

O (420 °С)

и электролизе в растворе:

электролиз

Fе + 2КОН

_(конц.)

+ 2Н

₂

O→ЗН

₂

↑ +

К

₂



F


е


O



₄


( электролиз)

(феррат калия образуется на аноде).

Качественные реакции на ионы




F




е

²⁺

и




F




е

³⁺

Обнаружение ионов Фе

²⁺

и Fе

³⁺

в водном растворе проводят с помощью реактивов К

₃

[Fе(СN)

₆

] и К

₄

[Fе(СN)

₆

] соответственно; в обоих случаях выпадает синий продукт одинакового состава и строения, КФе

^III

[Fе

^II

(СN)

₆

]. В лаборатории этот осадок называют

берлинская лазурь

, или

турнбуллева синь

:

Fе

²⁺

+ К

⁺

+ [Fе(СN)

₆

]

^3-

= КFе

^III

[Fе

^II

(СN)

₆

]↓

Fе

³⁺

+ К

⁺

+ [Fе(СN)

₆

]

^4-

= КFе

^III

[Fе

^II

(СN)

₆

]↓

Химические названия исходных реактивов и продукта реакций:

К

₃

Fе

^III

[Fе(СN)

₆

]- гексацианоферрат (III) калия

К

₄

Fе

^III

[Fе (СN)

₆

]- гексацианоферрат (II) калия

КFе

^III

[Fе

^II

(СN)

₆

]- гексацианоферрат (II) железа  (Ш) калия

Кроме того, хорошим реактивом на ионы Фе

³⁺

является тиоцианат-ион НСС

^—

, железо (III) соединяется с ним, и появляется ярко-красная («кровавая») окраска:

Fе

³⁺

+ 6NСS

^—

= [Фе(НСС)

₆

]

^3-

Этим реактивом (например, в виде соли КНСС) можно обнаружить даже следы железа (III) в водопроводной воде, если она проходит через железные трубы, покрытые изнутри ржавчиной.

Железо

Физические свойства 

Железо –
металл серебристо-белого цвета, с высокой химической активностью и высокой
ковкостью. Обладает высокой тепло- и электропроводностью.

Нахождение в природе

Железо довольно
распространено в земной коре (порядка 4% массы земной коры). По
распространенности на Земле железо занимает 4-ое место среди всех элементов и
2-ое место среди металлов. Содержание в земной коре  — около 8%.

В
природе железо в основном встречается в виде соединений:

Красный железняк Fe₂O₃ (гематит).

Магнитный железняк Fe₃O₄ или
FeO·Fe₂O₃ (магнетит).

В природе также широко распространены
сульфиды железа, например,  пирит FeS₂.

Способы получения 

Железо в
промышленности получают из железной руды, гематита Fe₂O₃  или
магнетита (Fe₃O₄или FeO·Fe₂O₃).

1. Один из
основных способов производства железа – доменный
процесс. Доменный процесс основан на восстановлении железа из оксида
углеродом в доменной печи.

В
печь загружают руду, кокс и флюсы.

Шихта – смесь
исходных материалов, а в некоторых случаях и топлива в определённой пропорции,
которую обрабатывают в печи.

Каменноугольный
кокс – это
твёрдый пористый продукт серого цвета, получаемый путем коксования каменного
угля при температурах 950—1100 °С без доступа воздуха. Содержит 96—98 %
углерода.

Флюсы – это
неорганические вещества, которые добавляют к руде при выплавке металлов, чтобы
снизить температуру плавления и легче отделить металл от пустой породы.

Шлак – расплав
(а после затвердевания – стекловидная
масса), покрывающий поверхность жидкого металла. Шлак состоит из всплывших
продуктов пустой породы с флюсами и предохраняет металл от вредного воздействия
газовой среды печи, удаляет примеси.

В
печи кокс окисляется до оксида углерода (II):

2C   +  O₂  
→  2CO

Затем
нагретый угарный газ восстанавливает оксид железа (III):

3CO   +  Fe₂O₃ 
  →   2CO₂    +
  2Fe

Процесс
получения железа – многоэтапный и зависит от температуры.

Наверху,
где температура обычно находится в диапазоне между 200 °C и 700 °C, протекает следующая
реакция:

3Fe₂O₃
   +   CO   →    2Fe₃O₄
     +    CO₂

Ниже в печи, при температурах
приблизительно 850 °C, протекает восстановление смешанного оксида железа (II,
III)  до оксида железа (II):

Fe₃O₄
  +   CO   →   3FeO  
+   CO₂

Встречные потоки газов разогревают
шихту, и происходит разложение известняка:

CaCO₃
   →    CaO    +  
    CO₂

Оксид железа (II) опускается в область с
более высоких температур (до 1200^oC), где протекает следующая реакция:

FeO
  +   CO   →   Fe   +   CO₂

Углекислый
газ поднимается вверх и реагирует с коксом, образуя угарный газ:

CO₂
  +    C   →  
 2CO

2. Также
железо получают прямым восстановлением из оксида водородом:

Fe₂O₃
   +   3H₂  
→    2Fe      +
   3H₂O

При этом получается более чистое железо,
т.к.  получаемое железо не загрязнено серой и фосфором, которые являются
примесями в каменном угле.

3. Еще
один способ получения железа в промышленности – электролиз растворов солей
железа.

Качественные реакции

Качественные реакции на ионы
железа +2.

– взаимодействие солей
железа (II) с щелочами. При этом образуется серо-зеленый
студенистый осадок гидроксида железа (II).

Например,
хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом натрия:

3NaOH  + 
 FeCl₂ 
  →    Fe(OH)₂ 
 + 3NaCl

Гидроксид
железа (II) на воздухе буреет, так как окисляется до гидроксида железа (III):

4Fe(OH)₂ 
 +    O₂   + 
 2H₂O    →   4Fe(OH)₃

–
ионы железа +2 окрашивают раствор в светлый
желто-зеленый цвет.

– взаимодействие с красной
кровяной солью K₃[Fe(CN)₆] –
также качественная реакция на ионы железа +2. При этом образуется синий
осадок «турнбулева синь».

Качественные реакции на ионы
железа +3

– взаимодействие солей
железа (III) с щелочами. При этом образуется бурый
осадок гидроксида железа (III).

Например,
хлорид железа (III) реагирует с гидроксидом натрия:

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

–
ионы железа +3 окрашивают раствор в светлый
желто-оранжевый цвет.

–
взаимодействие с желтой кровяной солью K₄[Fe(CN)₆] ионы
железа +3. При этом образуется синий осадок «берлинская
лазурь».

Видеоопыт взаимодействия
раствора хлорида железа (III) с раствором гексацианоферрата (II) калия
(качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

В последнее время получены
данные, которые свидетельствуют, что молекулы берлинской лазури идентичны по
строению молекулам турнбулевой сини. Состав молекул обоих этих веществ можно
выразить формулой Fe₄[Fe₂(CN)₆]₃.

– 
при взаимодействии солей железа (III) с роданидами раствор
окрашивается в кроваво-красный цвет.

Например,
хлорид железа (III) взаимодействует с роданидом натрия:

FeCl₃ 
 +    3NaCN   →   Fe(CN)₃ 
 +  3NaCl

Химические свойства

1. При обычных
условиях железо малоактивно,
но при нагревании, в особенности в мелкораздробленном состоянии, оно становится
активным и реагирует почти со всеми неметаллами.

1.1. Железо
реагирует с галогенами с
образованием галогенидов. При этом активные неметаллы
(фтор, хлор и бром) окисляют железо до степени окисления +3:

2Fe  +  3Cl₂ 
→ 2FeCl₃

Менее
активный йод окисляет железо до степени окисления +2:

Fe  +  I₂ 
→  FeI₂

1.2. Железо
реагирует с серой с
образованием сульфида железа (II):

Fe  +  S 
 →  FeS

1.3. Железо реагирует с фосфором.
При этом образуется бинарное соединения – фосфид железа:

Fe  +  P 
 →   FeP

2Fe  +  P 
 →   Fe₂P

3Fe  +  P 
 →   Fe₃P

1.4. С
азотом железо реагирует при нагревании с
образованием нитрида:

6Fe  +  N₂  → 
2Fe₃N

1.5. Железо
реагирует с углеродом и кремнием с
образованием карбида и силицида:

3Fe  +  C 
 →   Fe₃C

1.6. При
взаимодействии с кислородом железо
образует окалину – двойной оксид железа (II, III):

6Fe  +  4O₂ 
→  2Fe₃O₄

При
пропускании кислорода через расплавленное железо возможно образование оксида
железа (II):

2Fe  +  O₂ 
→  2FeO

2. Железо
взаимодействует со сложными веществами.

2.1. При
обычных условиях железо с водой практически
не реагирует. Раскаленное железо может вступать в реакцию при температуре
700-900^оС
с водяным паром:

3Fe⁰ +
4H₂⁺O 
→  Fe⁺³₃O₄ +
4H₂⁰

В
воде в присутствии кислорода или во влажном воздухе железо медленно окисляется
(корродирует):

4Fe  +  3O₂  
+   6H₂O 
  →   4Fe(OH)₃

2.2. Железо
взаимодействуют с минеральными кислотами (с
соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой). При этом образуются соль
железа со степенью окисления +2 и водород.

Например,
железо бурно реагирует с соляной кислотой:

Fe + 2HCl 
 →   FeCl₂ 
+  H₂↑

2.3. При
обычных условиях железо не реагирует с концентрированной
серной кислотой из-за пассивации –
образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет,
образуются оксид серы (IV), сульфат железа (III) и вода:

2Fe + 6H₂SO_4(конц.) 
 →  Fe₂(SO₄)₃ +
3SO₂ + 6H₂O

2.4. Железо
не реагирует при обычных условиях с концентрированной
азотной кислотой также из-за пассивации. При
нагревании реакция идет с образованием нитрата железа (III), оксида азота (IV)
и воды:

Fe  +  6HNO_3(конц.)  
→   Fe(NO₃)₃ 
+  3NO₂↑   +  3H₂O

С разбавленной
азотной кислотой железо реагирует с образованием
оксида азота (II):

Fe   +  4HNO_{3(разб.гор.)} 
→   Fe(NO₃)₃  +  NO  +  2H₂O

При
взаимодействии железа с очень разбавленной азотной
кислотой образуется нитрат аммония:

8Fe  +  30HNO_{3(оч. разб.)} 
→  8Fe(NO₃)₃   +   3NH₄NO₃  
+  9H₂O

2.5. Железо
может реагировать с щелочными растворами или
расплавами сильных окислителей. При этом железо окисляет
до степени окисления +6, образуя соль (феррат).

Например,
при взаимодействии железа с расплавом нитрата калия в присутствии гидроксида
калия железо окисляется до феррата калия, а азот восстанавливается либо до
нитрита калия, либо до аммиака:

Fe  +  2KOH 
+  3KNO₃  →   3KNO₂ 
 +  K₂FeO₄  +  H₂O

2.6. Железо
восстанавливает менее активные металлы из оксидов
и солей.

Например,
железо вытесняет медь из сульфата меди (II). Реакция
экзотермическая:

Fe  +  CuSO₄ 
→   FeSO₄ 
+  Cu

Еще пример:
простое вещество железо восстанавливает железо до степени окисления
+2  при взаимодействии с соединениями железа +3:

2Fe(NO₃)₃  
+  Fe  → 3Fe(NO₃)₂  

2FeCl₃ 
+  Fe  → 3FeCl₂

Fe₂(SO₄)₃  
+  Fe  →   3FeSO₄

Оксид железа (II)

Оксид
железа (II) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Способы получения

Оксид железа (II) можно
получить различными методами:

1. Частичным
восстановлением оксида железа (III).

Например,  частичным
восстановлением оксида железа (III) водородом:

 Fe₂O₃ 
 +   3H₂ 
 →   2FeO   +  3H₂O

Или
частичным восстановлением оксида железа (III) угарным газом:

 Fe₂O₃ 
 +   CO   →   2FeO   +  CO₂

Еще
один пример: восстановление оксида железа (III)
железом:

 Fe₂O₃ 
 +   Fe   →   3FeO

2. Разложение гидроксида
железа (II) при нагревании:

Fe(OH)₂ 
 →   FeO   +  H₂O

Химические свойства

Оксид железа (II) — типичный основный
оксид.

1. При
взаимодействии оксида железа (II) с кислотными
оксидами образуются соли.

Например,
оксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI):

FeO  +  SO₃ 
 →   FeSO₄

2. Оксид железа
(II) взаимодействует с растворимыми
кислотами. При этом также образуются соответствующие
соли.

Например, оксид
железа (II) взаимодействует с соляной кислотой:

FeO  +  2HCl 
→ FeCl₂ +  H₂O

3. Оксид
железа (II) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа
(II) малоустойчив, и легко окисляется до соединений железа (III).

Например,
при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуются
нитрат железа (III), оксид азота (IV) и вода: 

FeO  +  4HNO_3(конц.)   → 
 NO₂  +  Fe(NO₃)₃ 
+  2H₂O

При взаимодействии с разбавленной
азотной кислотой образуется оксид азота (II). Реакция идет при нагревании:

3FeO  +  10HNO_3(разб.)  
→   3Fe(NO₃)₃ 
+  NO  +  5H₂O

5. Оксид железа
(II) проявляет слабые окислительные свойства.

Например,
оксид железа (II) реагирует с угарным газом при нагревании:

FeO  
+   CO  →   Fe   +  CO₂

Оксид
железа (III)

Оксид
железа (III) – это твердое, нерастворимое в воде вещество
красно-коричневого цвет

Способы получения

Оксид железа (III) можно
получить различными методами:

1. Окисление оксида
железа (II) кислородом.

 4FeO 
 +   3O₂ 
 →   2Fe₂O₃

2. Разложение гидроксида
железа (III) при нагревании:

2Fe(OH)₃ 
 →   Fe₂O₃   + 
3H₂O

Химические свойства

Оксид железа (III) – амфотерный.

1. При
взаимодействии оксида железа (III) с кислотными
оксидами и кислотами образуются соли.

Например,
оксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой:

Fe₂O₃ 
+  6HNO₃   →
 2Fe(NO₃)₃ 
+  3H₂O

2. Оксид железа
(III) взаимодействует с щелочами и основными
оксидами. Реакция протекает в расплаве, при этом
образуется соответствующая соль (феррит).

Например,
оксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом натрия:

Fe₂O₃ 
+  2NaOH   →   2NaFeO₂ 
+  H₂O

3. Оксид
железа (III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа
(III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI).

Например, хлорат
калия в щелочной среде окисляет оксид железа (III) до феррата: 

Fe₂O₃ 
+  KClO₃  +  4KOH   →  2K₂FeO₄ 
+  KCl  +  2H₂O

Нитраты и нитриты в щелочной среде также
окисляют оксид железа (III):

Fe₂O₃ 
+  3KNO₃  +  4KOH   →  2K₂FeO₄ 
+  3KNO₂  +  2H₂O

5. Оксид железа
(III) проявляет окислительные свойства.

Например,
оксид железа (III) реагирует с угарным газом при нагревании.
При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа
(II):

Fe₂O₃ 
+  3СO  →  2Fe  +  3CO₂

Также
оксид железа (III) восстанавливается водородом:

Fe₂O₃ 
+  3Н₂  →  2Fe 
+  3H₂O

Железом можно
восстановить оксид железа только до оксида железа (II):

Fe₂O₃ 
+  Fe   →  3FeO 

Оксид железа (III) реагирует
с более активными металлами.

Например,
с алюминием (алюмотермия):

Fe₂O₃ 
+  2Al  →  2Fe  +  Al₂O₃

Оксид
железа (III) реагирует также с некоторыми другими сильными
восстановителями.

Например,
с гидридом натрия:

Fe₂O₃ 
+  3NaH  →  3NaOH  +  2Fe

6. Оксид железа
(III) – твердый, нелетучий  и амфотерный. А следовательно, он вытесняет
более летучие оксиды (как правило,
углекислый газ) из солей при
сплавлении.

Например,
из карбоната натрия:

Fe₂O₃ 
+  Na₂CO₃ → 2NaFeO₂  + 
CO₂

Оксид железа (II, III)

Оксид железа (II, III) (железная
окалина, магнетит) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Способы получения

Оксид железа (II, III) можно
получить различными методами:

1. Горение железа
на воздухе:

3Fe  +  2O₂ 
→  Fe₃O₄

2. Частичное
восстановление оксида железа (III) водородом
или угарным газом:

3Fe₂O₃ 
+  Н₂  →  2Fe₃O₄ 
+  H₂O

3. При высокой
температуре раскаленное железо реагирует с водой, образуя двойной
оксид железа (II, III):

3Fe  +  4H₂O_(пар)  → Fe₃O₄ 
+  4H₂

Химические свойства

Свойства оксида железа (II, III)
определяются свойствами двух оксидов, из которых он состоит: основного оксида
железа (II) и амфотерного оксида
железа (III).

1. При
взаимодействии оксида железа (II, III) с кислотными
оксидами и кислотами образуются соли железа
(II) и железа (III).

Например,
оксид железа (II, III) взаимодействует с соляной кислотой. При
это образуются две соли – хлорид железа (II) и хлорид железа (III):

Fe₃O₄ 
+  8HCl  →   FeCl₂ 
+  2FeCl₃ 
+  4H₂O

Еще пример: оксид
железа (II, III) взаимодействует с разбавленной серной кислотой.

Fe₃O₄  
+  4H₂SO_4(разб.) 
→  Fe₂(SO₄)₃ 
+  FeSO₄  +  4Н₂О

2. Оксид железа
(II, III) взаимодействует с
сильными кислотами-окислителями (серной-концентрированной и азотной). 

Например,
железная окалина окисляется концентрированной азотной кислотой:

Fe₃O₄ 
+  10HNO_3(конц.) →
 NO₂↑  +  3Fe(NO₃)₃ 
+  5H₂O

Разбавленной
азотной кислотой окалина окисляется при нагревании:

 3Fe₃O₄  
+  28HNO_3(разб.) →
 9Fe(NO₃)₃   +   NO   +  14H₂O

Также оксид железа (II, III)
окисляется концентрированной серной кислотой:

2Fe₃O₄  
+  10H₂SO_4(конц.) 
→  3Fe₂(SO₄)₃ 
+  SO₂   +   10H₂O

Также
окалина окисляется кислородом воздуха:

4Fe₃O₄ 
+  O_{2(воздух)} 
→  6Fe₂O₃

3. Оксид
железа (II, III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа
(II, III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI), как и
прочие оксиды железа (см. выше).

5. Железная
окалина проявляет окислительные свойства.

Например,
оксид железа (II, III) реагирует с угарным газом при
нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до
оксида железа (II):

Fe₃O₄ 
+  4CO  →  3Fe  +  4CO₂

Также
железная окалина восстанавливается водородом:

Fe₃O₄  
+  4H₂  →  3Fe  
+   4H₂O

Оксид железа (II, III) реагирует
с более активными металлами.

Например,
с алюминием (алюмотермия):

3Fe₃O₄ 
+  8Al  →  9Fe  +  4Al₂O₃

Оксид
железа (II, III) реагирует также с некоторыми другими сильными
восстановителями (йодидами и сульфидами)

Например,
с йодоводородом:

Fe₃O₄ 
+  8HI  →  3FeI₂ 
+  I₂ 
+  4H₂O

Гидроксид железа (II)

Способы получения

1. Гидроксид
железа (II) можно получить действием раствора аммиака на соли
железа (II).

Например,
хлорид железа (II) реагирует с водным раствором аммиака с
образованием гидроксида железа (II) и хлорида аммония:

FeCl₂   + 
 2NH₃   +   2H₂O 
→  Fe(OH)₂   +   2NH₄Cl

2. Гидроксид
железа (II) можно получить действием щелочи на соли
железа (II).

Например, хлорид
железа (II) реагирует с гидроксидом калия с
образованием гидроксида железа (II) и хлорида калия:

FeCl₂ +
2KOH  →  Fe(OH)₂↓
+ 2KCl

Химические свойства

1. Гидроксид
железа (II) проявляется основные свойства,
а именно реагирует с кислотами.
При этом образуются соответствующие соли.

Например,
гидроксид железа (II) взаимодействует с азотной кислотой с
образованием нитрата железа (II):

Fe(OH)₂ +
2HNO₃ → Fe(NO₃)₂ +
2H₂O

Fe(OH)₂ 
+  2HCl →  FeCl₂ 
+  2H₂O

Fe(OH)₂ 
+  H₂SO₄  → FeSO₄ 
+  2H₂O

Fe(OH)₂ 
+  2HBr →  FeBr₂ 
+  2H₂O

2. Гидроксид
железа (II) взаимодействует с кислотными
оксидами сильных кислот.

Например,
гидроксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с
образованием сульфата железа (II):

Fe(OH)₂ +
SO₃  →   FeSO₄ +
2H₂O

3. Гидроксид
железа (II) проявляет сильные восстановительные свойства,
и реагирует с окислителями. При
этом образуются соединения железа (III).

Например,
гидроксид железа (II) взаимодействует с кислородом в присутствии воды:

4Fe(OH)₂ 
+  O₂  +  2H₂O 
→   4Fe(OH)₃↓

Гидроксид железа (II) взаимодействует
с пероксидом водорода:

2Fe(OH)₂  
+  H₂O₂    →  2Fe(OH)₃

При растворении Fe(OH)₂  в азотной
или концентрированной серной кислотах образуются соли железа (III):

2Fe(OH)₂ 
+  4H₂SO_4(конц.) 
→ Fe₂(SO₄)₃ 
+  SO₂  +  6H₂O

4. Гидроксид
железа (II) разлагается при
нагревании:

Fe(OH)₂ 
→  FeO  +  H₂O

Гидроксид железа (III)

Способы получения

1. Гидроксид
железа (III) можно получить действием раствора аммиака на соли
железа (III).

Например,
хлорид железа (III) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида
железа (III) и хлорида аммония:

FeCl₃ +
3NH₃ + 3H₂O =
Fe(OH)₃ + 3NH₄Cl

2. Окислением
гидроксида железа (II) кислородом или пероксидом водорода:

4Fe(OH)₂ 
+  O₂  +  2H₂O 
→   4Fe(OH)₃↓

2Fe(OH)₂  
+  H₂O₂    →  2Fe(OH)₃

3. Гидроксид
железа (III) можно получить действием щелочи на раствор
соли железа (III).

Например, хлорид
железа (III) реагирует с раствором гидроксида калия с
образованием гидроксида железа (III) и хлорида калия:

FeCl₃ +
3KOH    →   Fe(OH)₃↓
+ 3KCl

Видеоопыт получения
гидроксида железа (III) взаимодействием хлорида железа (III) и гидроксида
калия можно посмотреть здесь.

4. Также гидроксид
железа (III) образуется при взаимодействии растворимых солей железа
(III) с растворами карбонатов и сульфитов.
Карбонаты и сульфиты железа (III) необратимо
гидролизуются в водном растворе.

Например: бромид
железа (III) реагирует с карбонатом натрия. При этом
выпадает осадок гидроксида железа (III), выделяется углекислый газ и образуется
бромид натрия:

2FeBr₃ 
+  3Na₂CO₃  + 3H₂O 
=  2Fe(OH)₃↓  +  CO₂↑
+  6NaBr

Хлорид железа (III) реагирует
с сульфитом натрия с образованием гидроксида алюминия,
сернистого газа и хлорида натрия:

2FeCl₃ 
+  3Na₂SO₃  +  6H₂O 
=  2Fe(OH)₃  +  3SO₂↑ 
+  6NaCl

Химические свойства

1. Гидроксид
железа (III) проявляет слабовыраженные амфотерные свойства, с
преобладанием основных. Как основание, гидроксид железа (III) реагирует с растворимыми кислотами.

Например,
гидроксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой с
образованием нитрата железа (III):

Fe(OH)₃ +
3HNO₃ → Fe(NO₃)₃ +
3H₂O

Fe(OH)₃ 
+  3HCl →  FeCl₃ 
+  3H₂O

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

Fe(OH)₃ 
+  3HBr →  FeBr₃ 
+  3H₂O

2. Гидроксид железа
(III) взаимодействует с кислотными оксидами
сильных кислот.

Например,
гидроксид железа (III) взаимодействует с оксидом серы (VI) с
образованием сульфата железа (III):

2Fe(OH)₃ +
3SO₃ → Fe₂(SO₄)₃ +
3H₂O

3. Гидроксид
железа (III) взаимодействует с растворимыми
основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—ферриты, а
в растворе реакция практически не идет. При
этом гидроксид железа (III) проявляет кислотные свойства.

Например,
гидроксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом калия в
расплаве с образованием феррита калия и воды:

KOH  +  Fe(OH)₃ 
→ KFeO₂ + 2H₂O

4. Гидроксид
железа (III) разлагается при
нагревании:

2Fe(OH)₃ →
Fe₂O₃ +
3H₂O

Видеоопыт взаимодействия
гидроксида железа (III) с соляной кислотой можно
посмотреть здесь.

Соли железа

Нитраты железа

Нитрат железа (II) при
нагревании разлагается на оксид железа (III), оксид азота
(IV)  и кислород:

4Fe(NO₃)₂ → 2Fe₂O₃ 
+  8NO₂ 
+   O₂

Нитрат железа (III) при
нагревании разлагается также на оксид железа (III), оксид
азота (IV)  и кислород:

4Fe(NO₃)₃ → 2Fe₂O₃ 
+  12NO₂ 
+   3O₂

Гидролиз солей железа

Растворимые соли железа, образованные
кислотными остатками сильных кислот гидролизуются по катиону.
Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. частично:

I
ступень: Fe³⁺ + 
H₂O 
↔  FeOH²⁺ +
H⁺

II
ступень: FeOH²⁺ +
H₂O ↔
Fe(OH)₂⁺ + H⁺

III
ступень: Fe(OH)₂⁺ + H₂O ↔ Fe(OH)₃ + H⁺

Однако  сульфиты и карбонаты железа
(III) и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью,
т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:

Fe₂(SO₄)₃ 
+  6NaHSO₃  → 2Fe(OH)₃ 
+  6SO₂  +  3Na₂SO₄

2FeBr₃ 
+  3Na₂CO₃  + 3H₂O →
 2Fe(OH)₃↓  +  CO₂↑
+  6NaBr

2Fe(NO₃)₃ 
+  3Na₂CO₃  +  3H₂O →
 2Fe(OH)₃↓  +  6NaNO₃ 
+  3CO₂↑

2FeCl₃ 
+  3Na₂CO₃  +  3H₂O →
2Fe(OH)₃↓  +  6NaCl  +  3CO₂↑

Fe₂(SO₄)₃ 
+  3K₂CO₃  +  3H₂O →
 2Fe(OH)₃↓  +  3CO₂↑ 
+  3K₂SO₄

При
взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает ОВР:

2FeCl₃ 
+  3Na₂S 
→  2FeS  +  S  +  6NaCl

Окислительные свойства железа
(III)

Соли железа (III) под
проявляют довольно сильные окислительные свойств. Так, при взаимодействии
соединений железа (III) с сульфидами протекает
окислительно-восстановительная реакция.

Например:
хлорид железа (III) взаимодействует с сульфидом натрия. При этом
образуется либо черный осадок сульфида железа (II) (в избытке
сульфида натрия), либо хлорид железа (II) (в избытке хлорида
железа (III)), сера и хлорид натрия:

2FeCl₃ 
+  3Na₂S  →   2FeS  +  S  +  6NaCl

2FeCl₃ 
+  H₂S  →   2FeCl₂ 
+  S   +  2HCl

По
такому же принципу соли железа (III) реагируют с сероводородом:

2FeCl₃ 
+  H₂S 
→   2FeCl₂ 
+  S   +  2HCl

Соли
железа (III) также вступают в окислительно-восстановительные
реакции с йодидами.

Например,
хлорид железа (III) взаимодействует с йодидом калия. При этом
образуются хлорид железа (II), молекулярный йод и хлорид калия:

2FeCl₃ 
+  2KI    →   2FeCl₂ 
+  I₂  
+  2KCl

Интерес представляет также реакция солей
железа (III) с металлами. Мы знаем, что более
активные металлы вытесняют из солей менее активные металлы.
Иначе говоря, металлы, которые стоят в электрохимическом
ряду левее, могут взаимодействовать с солями металлов, которые расположены в
этом ряду правее. Исходя из этого правила, соли железа
могут взаимодействовать только с металлами, которые расположены до железа. И
они взаимодействуют.

Однако, соли железа со степенью
окисления +3 в этом ряду являются небольшим исключением. Ведь для железа
характерны две степени окисления: +2 и +3. И железо со степенью окисления +3
является более сильным окислителем. Таким образом, условно говоря, железо со
степенью окисления +3 расположено в ряду активности после меди. И
соли железа (III) могут реагировать еще и с металлами, которые расположены
правее железа! Но до меди, включительно. Вот такой парадокс.

И еще один момент. Соединения железа
(III) с этими металлами реагировать будет, а вот соединения железа
(II) с ними реагировать не будет. Таким образом, металлы,
расположенные в ряду активности между железом и медью (включая медь) при
взаимодействии с солями железа (III) восстанавливают железо до степени
окисления +2. А вот металлы, расположенные до железа в ряду активности, могут
восстановить железо и до простого вещества.

Например,
хлорид железа (III) взаимодействует с медью. При этом
образуются хлорид железа (II) и хлорид меди (II):

2FeCl₃  
+  Cu  →   2FeCl₂  
+   CuCl₂

А вот реакция нитрата железа (III)
с цинком протекает уже по привычному механизму. И железо
восстанавливается до степени окисления 0:

2Fe(NO₃)₃ 
 +   3Zn  →  2Fe  +   3Zn(NO₂)₂