Железо подготовка к егэ химия

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: $Fe^{2+}+H_2O⇄FeOH^{+}+H^{+}$; $Fe^{3+}+H_2O⇄FeOH^{2+}+H^{+}$

        ВОПРОС 28- 31.

ОВР С ЖЕЛЕЗОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯМИ.

ХИМИЯ ЕГЭ

Качественные реакции  на железо (II)

Железо

Железо– металл средней активности. В реакциях – восстановитель.

Более сильные окислители переводят железо в степень окисления +3 (например, галогены (кроме I2), азотная кислота, серная концентрированная кислота).

При взаимодействии железа с нитратами, хлоратами или пероксидами в щелочной среде образуются ферраты.

Оксид железа (II) FeO

Основный оксид, легко окисляется (проявляет восстановительные свойства).

Может проявлять свойства слабого окислителя.

Оксид железа (III) Fe2O3

Амфотерный оксид с преобладанием основных свойств. Может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Восстановительные свойства

Окислительные свойства

Двойной оксид Fe3O4 (FeO*Fe2O3)

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2

Слабое основание, проявляет восстановительные свойства.

Гидроксид железа (III) Fe(OH)3

Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств (более слабое основание, чем Fe(OH)2). Проявляет восстановительные свойства. Сильными окислителями может окисляться до ферратов, соединений железа (VI):

Соли Fe2+

Проявляют восстановительные свойства.

Соли Fe3+

Проявляют достаточно сильные окислительные свойства.

Ферриты (например, NaFeO2)

Проявляют восстановительные свойства.

Ферраты (например, Na2FeO4)

Проявляют окислительные свойства.

СОЕДИНЕНИЯ
ЖЕЛЕЗА.

Соединения
металлов, содержащие один и тот же элемент в разных cтепенях
окисления, обычно бывают интенсивно окрашены в разные цвета.

Fe(OH)₂
– белый хлопьевидный осадок, интенсивно поглощает О₂, переходя из
серо-зеленого цвета (смесь гидрооксидов ( II)
и   ( III))
 в буро-красный цвет (гидроксид (III)): 
4Fe(OH)₂
+ O₂
+ 2H₂O
= 4 Fe(OH)₃

                      
4Fe(OH)₂ + 2H₂O₂ = 4 Fe(OH)₃  

Fe(OH)₃ –
амфотерный гидроксид ; свежеосажденный  хорошо растворим в разбавленных сильных
кислотах, а также в горячих концентрированных растворах КОН и NаОН с
образованием ферритов (III):  NaFeO₂ или  KFeO₂, что
подчеркивает его слабоамфотерный характер. Амфортерность Fe⁺³ можно
доказать взаимодействием : ZnO + Fe₂O₃  → ZnFe₂O₄     и                                   

                                     t

Fe(OH)₃
+ NaOHконц = NaFeO₂ + 2H₂O

c
образованием ферритов.  Ферриты никеля, цинка, магния, марганца и
меди являются основой материалов вычислительной техники.

СОЛИ

Fe(II):
получают непосредственным взаимодействием железа с любой ( кроме
кислот-окислителей) , даже самой сильной соответствующей кислотой, солями,
серой, водой. В растворе имеют бледно-зеленый цвет, который является цветом
иона Fe⁺².

При нагревании с серой без доступа воздуха образуются сульфиды:

Fe+2S 
→  FeS₂      (до 700⁰)         

Fe+S→ 
FeS   (выше 700⁰)

Галогениды железа(II): хлорид
получают непосредственным взаимодействием железа с соляной кислотой,  бромид
и иодид получают путем непосредственного соединения железа с бромом 
(в парах при избытке железа ) и иодом (водный раствор иода на холоду).
Обе соли имеют зеленый цвет.

Галогениды
Fe
(II)
на воздухе (или в не обезвоздушенных растворах) легко переходят в Fe(III):

12FeCl₂ 
+  3O₂ 
+ 6H₂O 
→  8FeCl₃
+ 4Fe(OH)₃↓–
происходит изменение цвета раствора и выпадение осадка

Сульфат железа (II)
кристаллизуется в виде железного купороса (ЗЕЛЕНОГО купороса) FeSO₄*7H₂O при
удалении кристаллизационной вода приобретает белый цвет. При сильном
прокаливании, после потери кристаллизационной воды разлагается по схеме:

4FeSO₄→  4Fe₂O₃ + 4SO₂  + O₂

Желтая
кровяная соль – гексацианоферрат калия(II) 
—  K₄[Fe(CN)₆]
– является реактивом на многие двухвалентные катионы тяжелых металлов,
характерно окрашенные. Этот реактив на ионы железа(III)
дает  ярко-синий осадок  (берлинская или прусская  лазурь)

Соединения
Fe(III)
получают:

при
окислении чистого железа сильными окислителями; галогенами (сжигание, кроме
иода): Хлорид железа (III)
получают нагреванием  железа в токе горячего сухого хлора, сильно
гигроскопичен, темно-коричневого цвет (бромид и иодид менее устойчивы: они
легко разлагаются: 2FeHal₃ 
↔ 2FeHal₂
+ Hal₂
)

кислородом,
кислотами- окислителями, а также  соответствующих солей железа (II)
(азотной кислотой, кислородом  или Н₂О₂). Безводная
серная и высоко концентрированная азотная кислота пассивируют железо; 
разбавленная азотная кислота  – переводит в Fe⁺³
c
выделением низших оксидов азота.

Гидроксид
железа (III)
разлагается при нагревании по нескольким схемам, в зависимости от температуры.
Классическое разложение (в) происходит при температуре 500-600⁰С

Железо
(III)
в солях легко можно перевести в степень окисления (II)
восстановителями, например, Н₂S,
SnCl₂,
Zn,
Fe,
Cu,
а также иодидом калия в кислом растворе.

2FeCl₃
конц
+
Cu   = 2FeCl₂  +CuCl₂

FeCl₃
разб+
Cu = FeCl₂ + CuCl↓

2FeCl₃
+ 2KI + 3H₂SO₄ = 2FeSO₄ + I₂↓ + K₂SO₄
+ 6HCl

Сульфат
железа (III)
представляет собой кристаллы белого цвета, разлагающиеся при нагревании по разным
схемам в зависимости от температуры:

При
500-700 0С:   Fe₂(SO₄)₃
= Fe₂O₃ + 3SO₂

При
900-1000 0С:   2Fe₂(SO₄)₃
= 2Fe₂O₂ + 6 SO₂ + 3O₂

Хорошо
растворяется в холодной воде, разлагается горячей водой, щелочами, раствором
аммиака (сильный гидролиз по катиону с образованием гидроксокатиона):

Fe₂(SO₄)₃
+ 2H₂O = 2FeOHSO₄ + H₂SO₄ ( 150 0C)

При
пропускании оксида серы (IV) при 0⁰С
через водный раствор сульфата железа (III)
происходит образование пентагидрата дитионата железа и серной кислоты:

3SO₂
+ Fe₂(SO₄)₃ + 12H₂O =  2(Fe₂S₂O₆
*5H₂O) + 2H₂SO₄

Красная
кровяная соль — гексацианоферрат калия (III) 
— K₃[Fe(CN)₆]-
является реактивом на ионы железа (II),
образуется ярко-синий осадок – турнбуллева синь.

Роданид
калия KCNS является аналитическим реактивом на Fe(III):

FeCl₃ 
+  3KCNS 
→ Fe(CNS)₃ 
+ 3KCl   
с образованием раствора кроваво — красного цвета

Соединения
железа (VI)
– ферраты (VI) – образуются при
окислении железа и соединений железа (III)
в щелочной среде (в качестве окислителей могут выступать галогены, кислород,
гипохлориты, Н₂О₂, нитраты):

Fe
+ KNO₃ + KOH = K₂FeO₄ + 3KNO₂ + H₂O

Fe₂O₃
+ 3NaNO3 + 4NaOH = 2Na₂FeO₄ + NaNO₂ + 2H₂O

2Fe(OH)₃
+ 3Cl₂ + 10NaOH = Na₂FeO₄ + NaCl + 8H₂O

2FeCl₃
+ 14KOH + 3Br₂  =  K₂FeO₄  +  6KBr + 7H₂O

Являются
сильными окислителями, превосходя перманганаты: на холоду окисляют аммиак до
азота.

2K₂FeO4
+ 2NH₃ + 5H₂SO₄      →     N₂ + Fe₂(SO₄)₃
+ 8H₂O +2K₂SO₄

 В
кислых средах распадаются с выделением кислорода:

2FeO₄
^2- + 10 H⁺
→  2 Fe³⁺ 
+ 3/2O₂
+5H₂O