С чем реагирует железо при комнатной температуре

Хром, железо и медь

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.

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

Протекает в раскаленном состоянии.

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

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

Соединения хрома (II)

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

Соединения хрома (III)

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

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

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).

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

Соединения хрома (VI)

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

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

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

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.

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.

Fe + S = FeS (t > 700°C)

Качественной реакцией на ионы Fe 2+ также является взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате выпадает осадок зеленого цвета.

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

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

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

Качественной реакцией на ионы Fe 3+ является взаимодействие с желтой кровяной солью K₄[Fe(CN)₆]. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

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

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

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

Основные степени окисления меди +1, +2.

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

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

Во влажном воздухе окисляется с образованием основного карбоната меди.

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)

Медь способна восстанавливать неметаллы из их оксидов.

Соединения меди I

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

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

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

Оксид меди (I) вступает в реакции с кислотами.

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

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.

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

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

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Железо — общая характеристика элемента, химические свойства железа и его соединений

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:

Ржавление и горение в кислороде

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

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

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

3) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

Fe + S – t° → FeS (600 °С)

4) В ряду напряжений стоит левее водорода, реагирует с разбавленными кислотами НСl и Н₂SO₄, при этом образуются соли железа(II) и выделяется водород:

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂­ (реакции проводятся без доступа воздуха, иначе Fe +2 постепенно переводится кислородом в Fe +3 )

В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании, оно сразу переходит в катион Fе 3+ :

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

Железный гвоздь, погруженный в голубоватый раствор медного купороса, постепенно покрывается налетом красной металлической меди

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

Амфотерность железа проявляется только в концентрированных щелочах при кипячении:

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:

б) сжигание кокса при горячем дутье:

в) восстановление оксидной руды угарным газом СО последовательно:

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

В чугуне всегда в виде зерен присутствуют цементит Fe₂С 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 (СО₂, SО₂), либо связываются в легко отделяемый шлак — смесь Са₃(РO₄)₂ и СаSiO₃. Для получения специальных сталей в печь вводят легирующие добавки других металлов.

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

(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.

FеО + Н₂ =Н₂O + Fе (особо чистое) (350°С)

FеО + С_(кокс) = Fе + СО (выше 1000 °С)

FеО + СО = Fе + СO₂ (900°С)

Получение в лаборатории: термическое разложение соединений железа (II) без доступа воздуха:

FеСОз = FеО + СO₂ (490-550 °С)

2(Fe II Fe₂ III )O₄ = 6FеО + O₂ (выше 1538 °С)

(Fe II Fe₂ III )O₄ + 4Н₂ = 4Н₂O + 3Fе (особо чистое, 1000 °С)

Получение: сгорание железа (см.) на воздухе.

В природе — оксидная руда железа магнетит.

Оксид железа(III) Fе₂О₃. Амфотерный оксид с преобладанием основных свойств. Красно-коричневый, имеет ионное строение (Fе 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 Fе₂O₃ nН₂О. 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:

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

В природе — оксидные руды железа гематит Fе₂O₃ и лимонит Fе₂O₃ nН₂O

Гидроксид железа (II) Fе(ОН)₂. Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Белый (иногда с зеленоватым оттенком), связи Fе — 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:

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

Метагидроксид железа FеО(ОН). Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Светло-коричневый, связи Fе — О и Fе — ОН преимущественно ковалентные. При нагревании разлагается без плавления. Нерастворим в воде. Осаждается из раствора в виде бурого аморфного полигидрата Fе₂O₃ nН₂O, который при выдерживании под разбавленным щелочным раствором или при высушивании переходит в FеО(ОН). Реагирует с кислотами, твердыми щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Спекается с Fе(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:

2FеО(ОН) + ЗН₂ = 4Н₂O+ 2Fе (особо чистое, 500—600 °С)

Получение: осаждение из раствора солей железа(Ш) гидрата Fе₂О₃ nН₂O и его частичное обезвоживание (см. выше).

В природе — оксидная руда железа лимонит Fе₂O₃ nН₂О и минерал гётит FеО(ОН).

Феррат калия К₂FеО₄. 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:

FеО₄ 2- + Ва 2+ = ВаFеO₄ (красн.)↓ (в конц. КОН)

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

и электролизе в растворе:

(феррат калия образуется на аноде).

Обнаружение ионов Fе 2+ и Fе 3+ в водном растворе проводят с помощью реактивов К₃[Fе(СN)₆] и К₄[Fе(СN)₆] соответственно; в обоих случаях выпадает синий продукт одинакового состава и строения, КFе 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:

К₃Fе III [Fе(СN) ₆]- гексацианоферрат (III) калия

К₄Fе III [Fе (СN) ₆]- гексацианоферрат (II) калия

КFе III [Fе II (СN) ₆]- гексацианоферрат (II) железа (Ш) калия

Fе 3+ + 6NСS — = [Fе(NСS)₆] 3-

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

Источник

С чем реагирует железо при комнатной температуре

В химическом отношении железо, кобальт и никель относятся к металлам средней активности. В электрохимическом ряду напряжений металлов они располагаются левее водорода, между цинком и оловом. Чистые металлы при комнатной температуре довольно устойчивы, их активность сильно увеличивается при нагревании, особенно если они находятся в мелкодисперсном состоянии. Наличие примесей значительно снижает устойчивость металлов.

При нагревании на воздухе выше 200 °С железо взаимодействует с кислородом, образуя оксиды нестехиометрического состава Fe_xO, мелкодисперсное железо сгорает с образованием смешанного оксида железа (II, III):

Кобальт и никель реагируют с кислородом при более высоких температурах, образуя в основном оксиды двухвалентных элементов, имеющие переменный состав в зависимости от условий получения:

С галогенами металлы реагируют, образуя галогениды :

Металлы довольно устойчивы к действию фтора, никель не разрушается фтором даже при температуре красного каления.

При взаимодействии с азотом при невысокой температуре железо, кобальт и никель образуют нитриды различного состава, например:

Взаимодействие с серой экзотермично и начинается при слабом нагревании, в результате образуются нестехиометрические соединения, которые имеют состав, близкий к ЭS:

С водородом металлы триады железа не образуют стехиометрических соединений, но они поглощают водород в значительных количествах.

С углеродом, бором, кремнием, фосфором также при нагревании образуют соединения нестехиометрического состава, например:

В воде в присутствии кислорода железо медленно окисляется кислородом воздуха (корродирует):

При температуре 700–900 °С раскаленное железо реагирует с водяным паром:

Кобальт и никель с водой не взаимодействуют.

Железо реагирует с разбавленными растворами соляной и серной кислот, образуя соли железа (II):

с разбавленной азотной кислотой образует нитрат железа (III) и продукт восстановления азотной кислоты, состав которого зависит от концентрации кислоты, например:

При обычных условиях концентрированные (до 70 мас. %) серная и азотная кислоты пассивируют железо. При нагревании возможно взаимодействие с образованием солей железа (III):

По отношению к кислотам кобальт и никель устойчивее железа, медленно реагируют с неокисляющими кислотами с образованием солей кобальта (II) и никеля (II) и водорода. С разбавленной азотной кислотой образуют нитраты кобальта (II) и никеля (II) и продукт восстановления азотной кислоты, состав которого зависит от концентрации кислоты:

При обычных условиях концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют кобальт и никель, хотя в меньшей степени, чем железо. При нагревании возможно взаимодействие с образованием солей железа двухвалентных металлов:

Разбавленные растворы щелочей на металлы триады железа не действуют. Возможно только взаимодействие железа с щелочными расплавами сильных окислителей:

Для кобальта и никеля взаимодействие с расплавами щелочей не характерно.

Железо, кобальт и никель вытесняют металлы, которые расположены правее в электрохимическом ряду напряжений их растворов солей:

Для металлов триады железа характерно образование карбонилов, в которых железо, кобальт и никель имеют степень окисления, равную 0. Карбонилы железа и никеля получаются при обычном давлении и температуре 20–60 °С:

Карбонилы никеля образуются при давлении 2·10 7 – 3·10 7 Па и температуре 150–200 °С:

Источник

Железо. Свойства железа и его соединений.

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 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6

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 о С, температура кипения 2861 о С.

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:

(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).

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):

Процесс получения железа – многоэтапный и зависит от температуры.

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

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

Встречные потоки газов разогревают шихту, и происходит разложение известняка:

Оксид железа (II) опускается в область с более высоких температур (до 1200 o C), 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:

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.

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):

– 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

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.

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

1.1. 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:

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

Fe + S → FeS

Fe + P → FeP

1.4. С азотом железо реагирует в специфических условиях с образованием нитрида дижелеза:

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):

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 о С с водяным паром:

3 Fe 0 + 4 H₂ + O → Fe +3 ₃O₄ + 4 H₂ 0

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

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.

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:

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:

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

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

Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu

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

2FeCl₃ + Fe → 3FeCl₂

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 в осстановлением оксида железа (III).

Или частичным восстановлением оксида железа (III) угарным газом:

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

2. Разложение гидроксида железа (II) при нагревании :

Химические свойства

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

FeO + SO₃ → FeSO₄

FeO + 2HCl → FeCl₂ + H₂O

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

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

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

2. Разложение гидроксида железа (III) при нагревании :

Химические свойства

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

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

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

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

Также оксид железа (III) восстанавливается водородом:

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

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

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.

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:

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

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

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).

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

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

Разбавленной азотной кислотой окалина окисляется при нагревании:

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

Также окалина окисляется кислородом воздуха :

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).

Также железная окалина восстанавливается водородом:

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

Гидроксид железа (II)

Способы получения

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

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

FeCl₂ + 2KOH → Fe(OH)₂↓ + 2KCl

Химические свойства

Гидроксид железа (II) взаимодействует с пероксидом водорода:

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

4. Г идроксид железа (II) разлагается при нагревании :

Гидроксид железа (III)

Способы получения

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

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

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

FeCl₃ + 3KOH → Fe(OH)₃↓ + 3KCl

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

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

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:

Также допустима такая запись:

Химические свойства

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.

4. Г идроксид железа (III) разлагается при нагревании :

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:

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

Гидролиз солей железа

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

I ступень: Fe 3+ + H₂O ↔ FeOH 2+ + H +

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

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

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

2FeCl₃ + 2KI → 2FeCl₂ + I₂ + 2KCl

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.

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

Источник