Алюминий. Химия алюминия и его соединений

Нахождение в природе

Сульфид меди(I) в природе встречается в виде минерала халькозина (устаревшие названия: халькоцит, редрутит, медный блеск). Также, по составу данному соединению близок минерал джюрлеит, иногда называют джарлеит (подробнее см. Сульфиды меди). Основные свойства представлены в таблице.

Физические свойства

Сульфид меди (I) — твердое вещество темно-серого цвета, нерастворимое в воде и этаноле.

Cu2S существует в трёх кристаллических модификациях:

• α-Cu2S, ромбическая сингония, пространственная группа Ab
  2m, параметры ячейки
  a
  = 1,1190 нм,
  b
  = 2,728 нм,
  c
  = 1,341 нм,
  Z
  = 96,
  d
  = 5,81 г/см3;
• β-Cu2S, гексагональная сингония, пространственная группа P
  63/mmc, параметры ячейки
  a
  = 0,389 нм,
  c
  = 0,668 нм,
  Z
  = 2,
  d
  = 5,78 г/см3;
• γ-Cu2S, кубическая сингония, пространственная группа F
  m3m, параметры ячейки
  a
  = 0,5735 нм,
  Z
  = 4,
  d
  = 5,60 г/см3.

Температуры фазовых переходов: α → β 103 °C, β → γ 437 °C.

Сульфид меди (I) склонен к образованию нестехиометрических соединений, свойства которых могут сильно отличаться от стехиометрических.

Железо. Свойства железа и его соединений

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 1538оС, температура кипения 2861оС.

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 1200oC), 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 посмотретьздесь.

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 посмотретьздесь.

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 посмотретьздесь.

– 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 посмотретьздесь.

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 посмотретьздесь.

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 700-900оС 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 + 6H2SO4(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 + 6HNO3(конц.) → Fe(NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O

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

Fe + 4HNO3(разб.гор.) → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

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

8Fe + 30HNO3(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 + 4HNO3(конц.) → NO2 + Fe(NO3)3 + 2H2O

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

3FeO + 10HNO3(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 + 4H2SO4(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 + 10HNO3(конц.) → NO2↑ + 3Fe(NO3)3 + 5H2O

Разбавленной азотной кислотой окалина окисляется при нагревании:

3Fe3O4 + 28HNO3(разб.) → 9Fe(NO3)3 + NO + 14H2O

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

2Fe3O4 + 10H2SO4(конц.) → 3Fe2(SO4)3 + SO2 + 10H2O

Также окалина окисляется кислородом воздуха:

4Fe3O4 + O2(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 + 4H2SO4(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