Соединения двухвалентного железа
I . Гидроксид железа (II)
Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:
FeCl 2 + 2 KOH = 2 KCl + F е(OH ) 2 ↓
Fe(OH) 2 - слабое основание, растворимо в сильных кислотах:
Fe(OH) 2 + H 2 SO 4 = FeSO 4 + 2H 2 O
Fe(OH) 2 + 2H + = Fe 2+ + 2H 2 O
Дополнительный материал:
Fe(OH) 2 – проявляет и слабые амфотерные свойства, реагирует с концентрированными щелочами:
Fe ( OH ) 2 + 2 NaOH = Na 2 [ Fe ( OH ) 4 ]. образуется соль тетрагидроксоферрат ( II ) натрия
При прокаливании Fe(OH) 2 без доступа воздуха образуется оксид железа (II) FeO - соединение черного цвета :
Fe(OH) 2 t˚C → FeO + H 2 O
В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH) 2 , окисляясь, буреет – образуя гидроксид железа (III) Fe(OH) 3:
4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3 ↓
Дополнительный материал:
Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:
10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O
6FeSO 4 + 2HNO 3 + 3H 2 SO 4 = 3Fe 2 (SO 4) 3 + 2NO + 4H 2 O
Соединения железа склонны к комплексообразованию:
FeCl 2 + 6NH 3 = Cl 2
Fe(CN) 2 + 4KCN = K 4 (жёлтая кровяная соль)
Качественная реакция на Fe 2+
При действии гексацианоферрата (III) калия K 3 (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):
3 Fe 2+ Cl 2 + 3 K 3 [ Fe 3+ ( CN ) 6 ] → 6 KCl + 3 KFe 2+ [ Fe 3+ ( CN ) 6 ]↓
(турнбулева синь – гексацианоферрат ( III ) железа ( II )-калия)
Турнбуллева синь очень похожа по свойствам на берлинскую лазурь и тоже служила красителем. Названа по имени одного из основателей шотландской фирмы по производству красителей «Артур и Турнбуль».
Соединения трёхвалентного железа
I . Оксид железа (III)
Образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита:
4 FeS 2 + 11 O 2 t ˚ C → 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2
или при прокаливании солей железа:
2FeSO 4 t˚C → Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3
Fe 2 O 3 - оксид к расно-коричневого цвета , в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства
Fe 2 O 3 + 6HCl t˚C → 2FeCl 3 + 3H 2 O
Fe 2 O 3 + 6H + t˚C → 2Fe 3+ + 3H 2 O
Fe 2 O 3 + 2 NaOH + 3 H 2 O t ˚ C → 2 Na [ Fe (OH ) 4 ],образуется соль – тетрагидроксоферрат ( III ) натрия
Fe 2 O 3 + 2OH - + 3H 2 O t˚C → 2 -
При сплавлении с основными оксидамиили карбонатами щелочных металлов образуются ферриты:
Fe 2 O 3 + Na 2 O t˚C → 2NaFeO 2
Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaFeO 2 + CO 2
II. Гидроксид железа ( III )
Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка
Fe(NO 3) 3 + 3KOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3KNO 3
Fe 3+ + 3OH - = Fe(OH) 3 ↓
Дополнительно:
Fe(OH) 3 – более слабое основание, чем гидроксид железа (II).
Это объясняется тем, что у Fe 2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe 3+ , а поэтому, Fe 2+ слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH) 2 более легко диссоциирует.
В связи с этим соли железа (II) гидролизуются незначительно, а соли железа (III) - очень сильно.
Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III): несмотря на то, что ион Fe 3+ почти бесцветен, содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe(OH) 3 , которые образуются благодаря гидролизу:
Fe 3+ + H 2 O ↔ 2+ + H +
2+ + H 2 O ↔ + + H +
+ + H 2 O ↔ Fe(OH) 3 + H +
При нагревании окраска темнеет, а при прибавлении кислот становится более светлой вследствие подавления гидролиза.
Fe(OH) 3 обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей:
Fe(OH) 3 + 3HCl = FeCl 3 + 3H 2 O
Fe(OH) 3 + 3H + = Fe 3+ + 3H 2 O
Fe(OH) 3 + NaOH = Na
Fe(OH) 3 + OH - = -
Дополнительный материал:
Соединения железа (III) - слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:
2Fe +3 Cl 3 + H 2 S -2 = S 0 ↓ + 2Fe +2 Cl 2 + 2HCl
FeCl 3 + KI = I 2 ↓ + FeCl 2 + KCl
Качественные реакции на Fe 3+
Опыт
1) При действии гексацианоферрата (II) калия K 4 (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):
4 Fe 3+ Cl 3 + 4 K 4 [ Fe 2+ ( CN ) 6 ] → 12 KCl + 4 KFe 3+ [ Fe 2+ ( CN ) 6 ]↓
(берлинская лазурь - гексацианоферрат ( II ) железа ( III )-калия)
Берлинская лазурь была получена случайно в начале 18 века в Берлине красильных дел мастером Дисбахом. Дисбах купил у торговца необычный поташ (карбонат калия): раствор этого поташа при добавлении солей железа получался синим. При проверке поташа оказалось, что он был прокален с бычьей кровью. Краска оказалась подходящей для тканей: яркой, устойчивой и недорогой. Вскоре стал известен и рецепт получения краски: поташ сплавляли с высушенной кровью животных и железными опилками. Выщелачиванием такого сплава получали желтую кровяную соль. Сейчас берлинскую лазурь используют для получения печатной краски и подкрашивания полимеров.
Установлено, что берлинская лазурь и турнбулева синь – одно и то же вещество, так как комплексы, образующиеся в реакциях находятся между собой в равновесии:
KFe III [ Fe II ( CN ) 6 ] ↔ KFe II [ Fe III ( CN ) 6 ]
2) При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe 3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска раствора роданида железа(III):
2FeCl 3 + 6KCNS = 6KCl + Fe III [ Fe III ( CNS ) 6 ]
(при взаимодействии же с роданидами ионов Fe 2+ раствор остаётся практически бесцветным).
Тренажёры
Тренажёр №1 - Распознавание соединений, содержащих ион Fe (2+)
Тренажёр №2 - Распознавание соединений, содержащих ион Fe (3+)
Задания для закрепления
№1.
Осуществите превращения:
FeCl 2 -> Fe(OH) 2 -> FeO -> FeSO 4
Fe -> Fe(NO 3) 3 -> Fe(OH) 3 -> Fe 2 O 3 ->
NaFeO 2
№2. Составьте уравнения реакций, при помощи которых
можно получить:
а) соли железа (II) и соли железа (III);
б) гидроксид железа (II) и гидроксид железа (III);
в) оксиды железа.
Неорганическое соединение гидроксид железа 3 имеет химическую формулу Fe(OH)2. Оно принадлежит к ряду амфотерных в которых преобладают свойства, характерные для оснований. На вид это вещество представляет собой кристаллы белого цвета, которые при длительном пребывании на открытом воздухе постепенно темнеют. Имеются варианты кристаллов зеленоватого оттенка. В повседневной жизни вещество может наблюдать каждый в виде зеленоватого налета на металлических поверхностях, что свидетельствует о начала процесса ржавления - гидроксид железа 3 выступает в качестве одной из промежуточных стадий этого процесса.
В природе соединение находят в виде амакинита. Этот кристаллический минерал, кроме собственно железа, содержит в себе еще примеси магния и марганца, все эти вещества придают амакиниту разные оттенки - от желто-зеленого до бледно- зеленого, в зависимости от процентного содержания того или иного элемента. Твердость минерала составляет 3,5-4 единицы по шкале Мооса, а плотность равна примерно 3 г/см³.
К физическим свойствам вещества следует также отнести его крайне слабую растворимость. В том случае, когда гидроксид железа 3 подвергается нагреванию, он разлагается.
Это вещество очень активно и взаимодействует со многими другими веществами и соединениями. Так, например, обладая свойствами основания, оно вступает в с различными кислотами. В частности, серная железа 3 в ходе реакции ведут к получению (III). Так как эта реакция может происходить путем обычного прокаливания на открытом воздухе, такой недорогой сульфата используется как в лабораторных, так и в промышленных условиях.
В ходе реакции с ее результатом является образование хлорида железа (II).
В некоторых случаях гидроксид железа 3 может проявлять и кислотные свойства. Так, например, при взаимодействии с сильно концентрированным (концентрация должна быть не менее 50%) раствором гидроксида натрия получается тетрагидроксоферрат (II) натрия, выпадающий в виде осадка. Правда, для течения такой реакции необходимо обеспечить довольно сложные условия: реакция должна происходить в условиях кипения раствора в азотной атмосферной среде.
Как уже говорилось, при нагревании вещество разлагается. Результатом этого разложения выступает (II), а, кроме того, в виде примесей получаются металлическое железо и его производные: оксид дижелеза (III), химическая формула которого Fe3O4.
Как произвести гидроксид железа 3, получение которого связано с его способностью вступать в реакции с кислотами? До того как приступить к проведению опыта, следует обязательно напомнить о правилах безопасности при проведении таких опытов. Эти правила применимы для всех случаев обращения с кислотно-щелочными растворами. Главное здесь - обеспечить надежную защиту и избегать попадания капель растворов на слизистые оболочки и кожу.
Итак, получить гидроксид можно в ходе проведения реакции, в которой взаимодействуют хлорид железа (III) и KOH - калия гидроксид. Данный метод - самый распространенный для образования нерастворимых оснований. При взаимодействии этих веществ протекает обычная реакция обмена, в результате которой получается осадок бурого цвета. Этот осадок и есть искомое вещество.
Применение гидроксида железа в промышленном производстве довольно широко. Наиболее распространенным является его использование в качестве активного вещества в аккумуляторах железо-никелевого типа. Кроме того, соединение используется в металлургии для получения различных металлосплавов, а также в гальваническом призводстве, авомобилестроении.
Гидроксид железа(III) - неорганическое соединение, полигидрат оксида железа (III) (гидроксид металла железа) с формулой Fe 2 O 3 *nH 2 O, красновато-коричневые кристаллы, не растворяется в воде. Соединение стехиометрического состава Fe(OH) 3 не выделено. Проявляет слабые амфотерные свойства с преобладанием основных. При выдерживании под щелочным раствором переходит в метагидроксид железа (FeO(OH)).
Получение
- В природе встречается в виде минерала лимонит .
- Действие щелочей на растворимые соли железа(III):
Физические свойства
Гидроксид железа(III) образует красновато-коричневые кристаллы кубической сингонии , параметры ячейки a = 0,571 нм.
Не растворим в воде, легко образует коллоидные растворы .
Химические свойства
- При частичной дегидратации разлагается до железистой кислоты (или метагидроксида железа):
- Разлагается при нагревании:
- Реагирует с кислотами:
- и щелочами:
Применение
- Очистка газов от сероводорода .
- Противоядие при отравлении мышьяком .
Напишите отзыв о статье "Гидроксид железа(III)"
Примечания
Литература
- Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. - М .: Советская энциклопедия, 1990. - Т. 2. - 671 с. - ISBN 5-82270-035-5 .
- Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. - 2-е изд., испр. - М.-Л.: Химия, 1966. - Т. 1. - 1072 с.
- Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. - 3-е изд., испр. - Л. : Химия, 1971. - Т. 2. - 1168 с.
- Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. - М .: Мир, 1972. - Т. 2. - 871 с.
| Это заготовка статьи о неорганическом веществе . Вы можете помочь проекту, дополнив её. |
Отрывок, характеризующий Гидроксид железа(III)
– Мама расскажите, что с вами было в амбаре?Пелагея Даниловна улыбнулась.
– Да что, я уж забыла… – сказала она. – Ведь вы никто не пойдете?
– Нет, я пойду; Пепагея Даниловна, пустите меня, я пойду, – сказала Соня.
– Ну что ж, коли не боишься.
– Луиза Ивановна, можно мне? – спросила Соня.
Играли ли в колечко, в веревочку или рублик, разговаривали ли, как теперь, Николай не отходил от Сони и совсем новыми глазами смотрел на нее. Ему казалось, что он нынче только в первый раз, благодаря этим пробочным усам, вполне узнал ее. Соня действительно этот вечер была весела, оживлена и хороша, какой никогда еще не видал ее Николай.
«Так вот она какая, а я то дурак!» думал он, глядя на ее блестящие глаза и счастливую, восторженную, из под усов делающую ямочки на щеках, улыбку, которой он не видал прежде.
– Я ничего не боюсь, – сказала Соня. – Можно сейчас? – Она встала. Соне рассказали, где амбар, как ей молча стоять и слушать, и подали ей шубку. Она накинула ее себе на голову и взглянула на Николая.
«Что за прелесть эта девочка!» подумал он. «И об чем я думал до сих пор!»
Соня вышла в коридор, чтобы итти в амбар. Николай поспешно пошел на парадное крыльцо, говоря, что ему жарко. Действительно в доме было душно от столпившегося народа.
На дворе был тот же неподвижный холод, тот же месяц, только было еще светлее. Свет был так силен и звезд на снеге было так много, что на небо не хотелось смотреть, и настоящих звезд было незаметно. На небе было черно и скучно, на земле было весело.
«Дурак я, дурак! Чего ждал до сих пор?» подумал Николай и, сбежав на крыльцо, он обошел угол дома по той тропинке, которая вела к заднему крыльцу. Он знал, что здесь пойдет Соня. На половине дороги стояли сложенные сажени дров, на них был снег, от них падала тень; через них и с боку их, переплетаясь, падали тени старых голых лип на снег и дорожку. Дорожка вела к амбару. Рубленная стена амбара и крыша, покрытая снегом, как высеченная из какого то драгоценного камня, блестели в месячном свете. В саду треснуло дерево, и опять всё совершенно затихло. Грудь, казалось, дышала не воздухом, а какой то вечно молодой силой и радостью.
С девичьего крыльца застучали ноги по ступенькам, скрыпнуло звонко на последней, на которую был нанесен снег, и голос старой девушки сказал:
– Прямо, прямо, вот по дорожке, барышня. Только не оглядываться.
– Я не боюсь, – отвечал голос Сони, и по дорожке, по направлению к Николаю, завизжали, засвистели в тоненьких башмачках ножки Сони.
Соня шла закутавшись в шубку. Она была уже в двух шагах, когда увидала его; она увидала его тоже не таким, каким она знала и какого всегда немножко боялась. Он был в женском платье со спутанными волосами и с счастливой и новой для Сони улыбкой. Соня быстро подбежала к нему.
«Совсем другая, и всё та же», думал Николай, глядя на ее лицо, всё освещенное лунным светом. Он продел руки под шубку, прикрывавшую ее голову, обнял, прижал к себе и поцеловал в губы, над которыми были усы и от которых пахло жженой пробкой. Соня в самую середину губ поцеловала его и, выпростав маленькие руки, с обеих сторон взяла его за щеки.
– Соня!… Nicolas!… – только сказали они. Они подбежали к амбару и вернулись назад каждый с своего крыльца.
Когда все поехали назад от Пелагеи Даниловны, Наташа, всегда всё видевшая и замечавшая, устроила так размещение, что Луиза Ивановна и она сели в сани с Диммлером, а Соня села с Николаем и девушками.
Николай, уже не перегоняясь, ровно ехал в обратный путь, и всё вглядываясь в этом странном, лунном свете в Соню, отыскивал при этом всё переменяющем свете, из под бровей и усов свою ту прежнюю и теперешнюю Соню, с которой он решил уже никогда не разлучаться. Он вглядывался, и когда узнавал всё ту же и другую и вспоминал, слышав этот запах пробки, смешанный с чувством поцелуя, он полной грудью вдыхал в себя морозный воздух и, глядя на уходящую землю и блестящее небо, он чувствовал себя опять в волшебном царстве.
– Соня, тебе хорошо? – изредка спрашивал он.
– Да, – отвечала Соня. – А тебе?
На середине дороги Николай дал подержать лошадей кучеру, на минутку подбежал к саням Наташи и стал на отвод.
– Наташа, – сказал он ей шопотом по французски, – знаешь, я решился насчет Сони.
– Ты ей сказал? – спросила Наташа, вся вдруг просияв от радости.
– Ах, какая ты странная с этими усами и бровями, Наташа! Ты рада?
– Я так рада, так рада! Я уж сердилась на тебя. Я тебе не говорила, но ты дурно с ней поступал. Это такое сердце, Nicolas. Как я рада! Я бываю гадкая, но мне совестно было быть одной счастливой без Сони, – продолжала Наташа. – Теперь я так рада, ну, беги к ней.
– Нет, постой, ах какая ты смешная! – сказал Николай, всё всматриваясь в нее, и в сестре тоже находя что то новое, необыкновенное и обворожительно нежное, чего он прежде не видал в ней. – Наташа, что то волшебное. А?
– Да, – отвечала она, – ты прекрасно сделал.
«Если б я прежде видел ее такою, какою она теперь, – думал Николай, – я бы давно спросил, что сделать и сделал бы всё, что бы она ни велела, и всё бы было хорошо».
– Так ты рада, и я хорошо сделал?
– Ах, так хорошо! Я недавно с мамашей поссорилась за это. Мама сказала, что она тебя ловит. Как это можно говорить? Я с мама чуть не побранилась. И никому никогда не позволю ничего дурного про нее сказать и подумать, потому что в ней одно хорошее.
– Так хорошо? – сказал Николай, еще раз высматривая выражение лица сестры, чтобы узнать, правда ли это, и, скрыпя сапогами, он соскочил с отвода и побежал к своим саням. Всё тот же счастливый, улыбающийся черкес, с усиками и блестящими глазами, смотревший из под собольего капора, сидел там, и этот черкес был Соня, и эта Соня была наверное его будущая, счастливая и любящая жена.
Приехав домой и рассказав матери о том, как они провели время у Мелюковых, барышни ушли к себе. Раздевшись, но не стирая пробочных усов, они долго сидели, разговаривая о своем счастьи. Они говорили о том, как они будут жить замужем, как их мужья будут дружны и как они будут счастливы.
На Наташином столе стояли еще с вечера приготовленные Дуняшей зеркала. – Только когда всё это будет? Я боюсь, что никогда… Это было бы слишком хорошо! – сказала Наташа вставая и подходя к зеркалам.
– Садись, Наташа, может быть ты увидишь его, – сказала Соня. Наташа зажгла свечи и села. – Какого то с усами вижу, – сказала Наташа, видевшая свое лицо.
Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка
Fe(NO 3) 3 + 3KOH ® Fe(OH) 3 ¯ + 3KNO 3
Fe 3+ + 3OH - ® Fe(OH) 3 ¯
Fe(OH) 3 – более слабое основание, чем гидроксид железа (II).
Это объясняется тем, что у Fe 2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe 3+ , а поэтому, Fe 2+ слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH) 2 более легко диссоциирует.
В связи с этим соли железа (II) гидролизуются незначительно, а соли железа (III) - очень сильно. Для лучшего усвоения материалов этого раздела рекомендуется просмотреть видеофрагмент (доступен только на CDROM). Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III): несмотря на то, что ион Fe 3+ почти бесцветен, содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe(OH) 3 , которые образуются благодаря гидролизу:
Fe 3+ + H 2 O « 2+ + H +
2+ + H 2 O « + + H +
H 2 O « Fe(OH) 3 + H +
При нагревании окраска темнеет, а при прибавлении кислот становится более светлой вследствие подавления гидролиза. Fe(OH) 3 обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей:
Fe(OH) 3 + 3HCl ® FeCl 3 + 3H 2 O
Fe(OH) 3 + 3H + ® Fe 3+ + 3H 2 O
Fe(OH) 3 + NaOH ® Na
Fe(OH) 3 + OH - ® -
Соединения железа (III) - слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:
2Fe +3 Cl 3 + H 2 S -2 ® S 0 + 2Fe +2 Cl 2 + 2HCl
Качественные реакции на Fe 3+
1) При действии гексацианоферрата (II) калия K 4 (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):
4FeCl 3 +3K 4 ® Fe 4 3 ¯ + 12KCl
4Fe 3+ + 12C l - + 12K + + 3 4- ® Fe 4 3 ¯ + 12K + + 12C l -
4Fe 3+ + 3 4- ® Fe 4 3 ¯
2) При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe 3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III):
FeCl 3 + 3NH 4 CNS « 3NH 4 Cl + Fe(CNS) 3
(при взаимодействии же с роданидами ионов Fe 2+ раствор остаётся практически бесцветным).
Работа в лаборатории
Реактивы: железные опилки Fe, соль Мора (NH 4) 2 SO 4 ·FeSO 4 ·6H 2 O, раствор хлорида железа (III) FeCl 3 , раствор гексационоферрата (III) калия K 3 , раствор гексационоферрата (II) калия K 4 , раствор роданида калия KCNS, раствор соляной кислоты HCl (концентрированный и разбавленный), раствор серной кислоты H 2 SO 4 (концентрированный и разбавленный), раствор азотной кислоты HNO 3 (концентрированный и разбавленный), раствор гидроксида натрия NaOH (концентрированный и разбавленный).
Посуда и оборудование: спиртовка, держатель для пробирок, штатив для пробирок, шпатель, пробирки, стеклянная палочка.
Получение
Алюмотермия: 3MnO 2 + 4Al = 2Al 2 O 3 + 3Mn
Химические свойства
Металл средней активности. На воздухе покрывается тонкой плёнкой оксидов. Реагирует с неметаллами, например, с серой:
Растворяется в кислотах: Mn + 2HCl = MnCl 2 + H 2 (При этом образуются соединения двухвалентного марганца).
Соединения Mn(II)
Оксид марганца (II) MnO получается восстановлением природного пиролюзита MnO 2 водородом: MnO 2 + H 2 ╝ MnO + H 2 O
Гидроксид марганца (II) Mn(OH) 2 - светло-розовое нерастворимое в воде основание: MnSO 4 + 2NaOH = Mn(OH) 2 + Na 2 SO 4 , Mn 2+ + 2OH - = Mn(OH) 2
Легко растворимо в кислотах:
Mn(OH) 2 + 2HCl = MnCl 2 + 2H 2 O Mn(OH) 2 + 2H + = Mn 2+ + 2H 2 O
На воздухе Mn(OH) 2 быстро темнеет в результате окисления:
2Mn(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O ╝ 2
При действии сильных окислителей наблюдается переход Mn 2+ в MnO 4 - :
2Mn(OH) 2 + 5Br 2 + 12NaOH═ кат. CuSO 4 ═ 2NaMnO 4 + 10NaBr + 8H 2 O
2Mn(NO 3) 2 + 5PbO 2 + 6HNO 3 = 2HMnO 4 + 5Pb(NO 3) 2 + 2H 2 O
2Mn(NO 3) 2 + 5NaBiO 3 + 16HNO 3 = 2HMnO 4 + 5NaNO 2 + 5Bi(NO 3) 3 + 7H 2 O
Оксид марганца (IV) MnO 2 - тёмно-коричневый порошок, нерастворимый в воде. Образуется при термическом разложении нитрата марганца (II):
Mn(NO 3) 2 ═ MnO 2 + 2NO 2 ╜
При сильном нагревании теряет кислород, превращаясь в Mn 2 O 3 (при 600C) или Mn 3 O 4 (при 1000C).
Сильный окислитель:
MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
При сплавлении с содой и селитрой образует манганат натрия тёмно - зелёного цвета:
MnO 2 + Na 2 CO 3 + NaNO 3 ═ Na 2 MnO 4 + NaNO 2 + CO 2 ╜
Манганаты также могут быть получены при восстановлении перманганатов в щелочной среде:
Na 2 SO 3 + 2KMn +7 O 4 + 2KOH ╝ Na 2 SO 4 + 2K 2 Mn +6 O 4 + H 2 O
Гидролиз манганатов протекает по схеме:
3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH
3MnO 4 2- + 2H 2 O = 2MnO 4 - + MnO 2 + 4OH -
За способность обратимо менять окраску манганат калия называют "минеральным хамелеоном".
Оксид марганца (VII) Mn 2 O 7 - тёмно-зелёная жидкость, кислотный оксид. Получают действием концентрированной cерной кислоты на кристаллический KMnO 4 (марганцевая кислота HMnO 4 ═ нестабильна):
2KMnO 4 + H 2 SO 4 = Mn 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O(взрывается от нагревания и соприкосновения, неустойчив)
При растворении в щелочах образует перманганаты:
Mn 2 O 7 + 2KOH = 2KMnO 4 + H 2 O
Перманганат калия KMn +7 O 4 -тёмно-фиолетовое кристаллическое вещество, растворимое в воде. При нагревании разлагается с выделением кислорода:
2KMnO 4 ═K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
Сильный окислитель, причём восстанавливается в кислой среде до Mn 2+ , в нейтральной до Mn +4 O 2 , а в щелочной до Mn +6 O 4 2
KMn +7 O 4 = (H2SO4разб) MnSO4
Манганаты
Марганцевая кислота неустойчива, в водном растворе диспропорционирует
3 H2MnO4 = 2 HMnO4 + Mn02 + 2H2O
Билет 22: Получение металлов подгруппы железа
Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II)
FeO + C = Fe + CO
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2
NiO + C = Ni + CO
Co 2 O 3 + 3C = 2Co + 3CO
Fe железо
d- элемент VIII группы; порядковый номер 26; атомная масса 56; (26p 1 1 ; 30 n 0 1), 26
Металл средней активности, восстановитель. Основные степени окисления - +2, +3
Железо и его соединения
Химические свойства
1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):
4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3
Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III):
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4
2) При высокой температуре (700-900╟C) железо реагирует с парами воды:
3Fe + 4H 2 O═ t ═ Fe 3 O 4 + 4H 2 ╜
3) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:
Fe + S═ t ═ FeS
4) Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 ╜
Fe + H 2 SO 4 (разб.) = FeSO 4 + H 2 ╜
В концентрированных кислотах-окислителях железо растворяется только при нагревании
2Fe + 6H 2 SO 4 (конц.)═ t ═ Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 ╜ + 6H 2 O
Fe + 6HNO 3 (конц.)═ t ═ Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 ╜ + 3H 2 O
(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).
5) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.
Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu¯
Соединения двухвалентного железа
Гидроксид железа (II)
Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:
FeCl + 2KOH = 2KCl + Fе(OH) 2 ¯
Fe(OH) 2 - слабое основание, растворимо в сильных кислотах:
Fe(OH) 2 + H 2 SO 4 = FeSO 4 + 2H 2 O
Fe(OH) 2 + 2H + ═ Fe 2+ + 2H 2 O
При прокаливании Fe(OH) 2 без доступа воздуха образуется оксид железа (II) FeO:
Fe(OH) 2 ═ t ═ FeO + H 2 O
В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH) 2 , окисляясь, буреет образуя гидроксид железа (III) Fe(OH) 3:
4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3
Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:
10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O
6FeSO 4 + 2HNO 3 + 3H 2 SO 4 = 3Fe 2 (SO 4) 3 + 2NO╜ + 4H 2 O
Соединения железа склонны к комплексообразованию (координационное число=6):
FeCl 2 + 6NH 3 = Cl 2
Fe(CN) 2 + 4KCN = K 4 = Fe 3 2 ¯ + 3K 2 SO 4
3Fe 2+ + 3SO 4 2- +6K + + 2 3- = Fe 3 2 ¯ + 6K + + 3SO 4 2-
3Fe 2+ + 2 3- = Fe 3 2 ¯
Соединения трёхвалентного железа
Оксид железа (III)
Образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита:
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 ╜
или при прокаливании солей железа:
2FeSO 4 ═ t ═ Fe 2 O 3 + SO 2 ╜ + SO 3 ╜
Fe 2 O 3 - основной оксид, в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства
Fe 2 O 3 + 6HCl═ t ═ 2FeCl 3 + 3H 2 O
Fe 2 O 3 + 6H + ═ t ═ 2Fe 3+ + 3H 2 O
Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O═ t ═ 2Na
Fe 2 O 3 + 2OH - + 3H 2 O = 2 -
Гидроксид железа (III)
Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно-бурого осадка
Fe(NO 3) 3 + 3KOH = Fe(OH) 3 ¯ + 3KNO 3
Fe 3+ + 3OH - = Fe(OH) 3 ¯
Fe(OH) 3 более слабое основание, чем гидрооксид железа (II).
Это объясняется тем, что у Fe 2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe 3+ , а поэтому, Fe 2+ слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH) 2 более легко диссоциирует.
В связи с этим соли железа (II) гидролизуются незначительно, а соли железа (III) - очень сильно. Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III): несмотря на то, что ион Fe 3+ почти бесцветен, содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe(OH) 3 , которые образуются благодаря гидролизу:
Fe 3+ + H 2 O = 2+ + H +
2+ + H 2 O = + + H +
H 2 O = Fe(OH) 3 + H +
При нагревании окраска темнеет, а при прибавлении кислот становится более светлой вследствие подавления гидролиза. Fe(OH) 3 обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей:
Fe(OH) 3 + 3HCl = FeCl 3 + 3H 2 O
Fe(OH) 3 + 3H + = Fe 3+ + 3H 2 O
Fe(OH) 3 + NaOH = Na
Fe(OH) 3 + OH - = -
Соединения железа (III) - слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:
2Fe +3 Cl 3 + H 2 S -2 = S 0 + 2Fe +2 Cl 2 + 2HCl
Качественные реакции на Fe 3+
1) При действии гексацианоферрата (II) калия K 4 (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):
4FeCl 3 +3K 4 = Fe 4 3 ¯ + 12KCl
4Fe 3+ + 12C l - + 12K + + 3 4- ╝═ Fe 4 3 ¯ + 12K + + 12C l -
4Fe 3+ + 3 4- = Fe 4 3 ¯
2) При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe 3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III):
FeCl 3 + 3NH 4 CNS = 3NH 4 Cl + Fe(CNS) 3
(при взаимодействии же с роданидами ионов Fe 2+ раствор остаётся практически бесцветным).
