2.2 Характерные химические свойства и получение простых веществ - металлов: щелочных, щелочноземельных, алюминия; переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа)
Видеоурок 1: Неорганическая химия. Металлы: щелочные, щелочноземельные, алюминий
Видеоурок 2: Переходные металлы
Лекция: Характерные химические свойства и получение простых веществ - металлов: щелочных, щелочноземельных, алюминия; переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа)
Химические свойства металловВсе металлы в химических реакциях проявляют себя, как восстановители. Они легко расстаются с валентными электронами, окисляясь при этом. Вспомним, что, чем левее располагается металл в электрохимическом ряду напряженности, тем более сильным восстановителем он является. Следовательно, самый сильный - это литий, самый слабый - золото и наоборот, золото - самый сильный окислитель, а литий - самый слабый.
Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Mn→Cr→Zn→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→H→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au
Все металлы вытесняют из раствора солей другие металлы, т.е. восстанавливают их. Все, кроме щелочных и щелочноземельных, так как они взаимодействуют с водой. Металлы, расположенные до Н, вытесняют его из растворов разбавленных кислот, а сами растворяются в них.
Рассмотрим некоторые общие химические свойства металлов:
- Взаимодействие металлов с кислородом образует основные (СаО, Na2O, 2Li2O и др.) или амфотерные (ZnO, Cr2O3, Fe2O3 и др.) оксиды.
- Взаимодействие металлов с галогенами (главная подгруппа VII группы) образует галогеноводородные кислоты (HF - фтороводород, HCl - хлороводород и др.).
- Взаимодействие металлов с неметаллами образует соли (хлориды, сульфиды, нитриды и др.).
- Взаимодействие металлов с металлами образует интерметаллиды (MgB2, NaSn, Fe3Ni и др.).
- Взаимодействие активных металлов с водородом образует гидриды (NaH, CaH2, KH и др.).
- Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой образует щелочи (NaOH, Ca(OH)2, Cu(OH)2 и др.).
- Взаимодействие металлов (только, стоящих в электрохимическом ряду до Н) с кислотами образует соли (сульфаты, нитриты, фосфаты и др.). Следует иметь ввиду, что металлы реагируют с кислотами достаточно неохотно, тогда как с основаниями и солями взаимодействуют практически всегда. Для того, чтобы реакция металла с кислотой прошла нужно, чтобы металл был активным, а кислота сильной.
Химические свойства щелочных металлов
К группе щелочных металлов относятся следующие химические элементы: литий (Li), натрий (Na), калий (К), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr). С перемещением сверху вниз по группе I Периодической таблицы их атомные радиусы увеличиваются, а значит возрастают металлические и восстановительные свойства.
Рассмотрим химические свойства щелочных металлов:
- Не имеют признаков амфотерности, так как обладают отрицательными значениями электродных потенциалов.
- Самые сильные восстановители среди всех металлов.
- В соединениях проявляют только степень окисления +1.
- Отдавая единственный валентный электрон, атомы данных химических элементов преобразуются в катионы.
- Образуют многочисленные ионные соединения.
- Практически все растворяются в воде.
Взаимодействие щелочных металлов с другими элементами:
1. С кислородом, образуя индивидуальные соединения, так оксид образует только литий (Li2O), натрий образует пероксид (Na2O2), а калий, рубидий и цезий - надпероксиды (KO2, RbO2, CsO2).
2. С водой, образуя щелочи и водород. Помните, эти реакции взрывоопасны. Без взрыва с водой реагирует только литий:
- 2Li + 2Н2О → 2LiOН + Н2↑.
3. С галогенами, образуя галогениды (NaCl - хлорид натрия, NaBr - бромид натрия, NaI - йодид натрия и др.).
4. С водородом при нагревании, образуя гидриды (LiH, NaH и др.)
5. С серой при нагревании, образуя сульфиды (Na2S, K2S и др.). Они бесцветны и хорошо растворимы в воде.
6. С фосфором при нагревании, образуя фосфиды (Na3P, Li3P и др.), очень чувствительны к влаге и воздуху.
7. С углеродом при нагревании карбиды образуют только литий и натрий (Li2CO3, Na2CO3), тогда как калий, рубидий и цезий не образуют карбидов, они образуют бинарные соединения с графитом (C8Rb, C8Cs и др).
8. С азотом при обычных условиях реагирует только литий, образуя нитрид Li3N, с остальными щелочными металлами реакция возможна только при нагревании.
9. С кислотами реагируют со взрывом, поэтому проведение таких реакций очень опасно. Данные реакции проходят неоднозначно, потому что щелочной металл активно реагирует с водой, образуя щелочь, которая потом нейтрализуются кислотой. Таким образом создается конкуренция между щелочью и кислотой.
10. С аммиаком, образуя амиды - аналоги гидроксидов, но более сильные основания (NaNH2 - амид натрия, KNH2 - амид калия и др.).
11. Со спиртами, образуя алкоголяты.
Франций - радиоактивный щелочной металл, один из редчайших и наименее устойчивых среди всех радиоактивных элементов. Его химические свойства изучены недостаточно.
Получение щелочных металлов:
Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов, чаще всего — хлоридов, образующих природные минералы:
- NaCl → 2Na + Cl2.
Натрий также можно получить, прокаливая соду с углем в закрытых тиглях:
- Na2CO3 + 2C → 2Na + 3CO.
- 2Li2O + Si + 2CaO → 4Li + Ca2SiO4.
- KCl + Na → K + NaCl.
Химические свойства щелочноземельных металлов
К щелочноземельным металлам относятся элементы главной подгруппы II группы: кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba), радий (Ra). Химическая активность данных элементов растет также, как и у щелочных металлов, т.е. с увеличением вниз по подгруппе.
Химические свойства щелочноземельных металлов:
Строение валентных оболочек атомов этих элементов ns2.
- Отдавая два валентных электрона, атомы данных химических элементов преобразуются в катионы.
- В соединения проявляют степень окисления +2.
- Заряды ядер атомов на единицу больше, чем у щелочных элементов тех же периодов, что приводит к уменьшению радиуса атомов и увеличению ионизационных потенциалов.
Взаимодействие щелочноземельных металлов с другими элементами:
1. С кислородом все щелочноземельные металлы, кроме бария образуют оксиды, барий образует пероксид BaO2. Из данных металлов берилий и магний, покрытые тонкой защитной оксидной пленкой взаимодействуют с кислородом только при очень высоких t. Основные оксиды щелочноземельных металлов реагируют с водой, за исключением оксида берилия BeO, обладающего амфотерными свойствами. Реакция оксида кальция и воды называется реакцией гашения извести. Если реагентом является CaO образуется негашенная известь, если Ca(OH)2, гашенная. Также основные оксиды реагируют с кислотными оксидами и кислотами. К примеру:
- 3CaO + P2O5 → Ca3(PO4)2.
2. С водой щелочноземельные металлы и их оксиды образуют гидроксиды - белые кристаллические вещества, которые в сравнении с гидроксидами щелочных металлов хуже растворяются в воде. Гидроксиды щелочноземельных металлов являются щелочами, кроме амфотерного Be(OH)2 и слабого основания Mg(OH)2. Поскольку берилий не реагирует с водой, Be(OH)2 может быть получен другими способами, например гидролизом нитрида:
- Be3N2 + 6Н2О → 3Be(OH)2 + 2NН3.
3. С галогенами при обычных условиях реагирую все, кроме бериллия. Последний вступает в реакцию только при высоких t. Образуются галогениды (MgI2 – иодид магния, CaI2 – иодид кальция, СаBr2 – бромид кальция и др.).
4. С водородом реагируют при нагревании все щелочноземельные металлы, кроме берилия. Образуются гидриды (BaH2, CaH2 и др.). Для реагирования магния с водородом помимо высокой t требуется еще и повышенное давление водорода.
5. С серой образуют сульфиды. К примеру:
- Сa + S → СaS.
Сульфиды служат для получения серной кислоты и соответствующих металлов.
6. С азотом образуют нитриды. К примеру:
- 3Be + N2 → Be3N2.
7. С кислотами образуя соли соответствующей кислоты и водород. К примеру:
- Ве + Н2SO4(разб.) → BeSO4 + H2↑.
Эти реакции протекают также, как и в случае щелочных металлов.
Получение щелочно-земельных металлов:
Бериллий получают восстановлением фторида:
- BeF2 + Mg –tо→ Be + MgF2
- 3BaO + 2Al –tо→ 3Ba + Al2O3
- CaCl2 → Ca + Cl2
Химические свойства алюминия
Алюминий – активный, легкий металл, под порядковым номером 13 в таблице. В природе самый распространенный из всех металлов. А из химических элементов занимает третью позицию по распространению. Высокий тепло- и электропроводник. Устойчив к коррозии, поскольку покрывается оксидной пленкой. Температура плавления равна 6600 С.
Рассмотрим химические свойства и взаимодействие алюминия с другими элементами:
1. Во всех соединениях алюминий находится в степени окисления +3.
2. Практически во всех реакциях проявляет восстановительные свойства.
3. Амфотерный металл, проявляет как кислотные, так и основные свойства.
4. Восстанавливает многие металлы из оксидов. Этот метод получения металлов получил название алюмотермии. Пример получения хрома:
2Al + Cr2О3 → Al2О3 + 2Cr.
5. Взаимодействует со всеми разбавленными кислотами, образуя соли и выделяя водород. К примеру:
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2;
2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2.
В концентрированных HNO3 и H2SO4 алюминий пассивируется. Благодаря этому, возможно хранить и транспортировать данные кислоты в емкостях, изготовленных из алюминия.
6. Взаимодействует со щелочами, так как они растворяют оксидную пленку.
7. Взаимодействует со всеми неметаллами, кроме водорода. Для проведения реакции с кислородом нужен мелкораздробленный алюминий. Реакция возможна только при высокой t:
- 4Al + 3O2 → 2Al2O3.
По своему тепловому эффекту данная реакция относится к экзотермическим. Взаимодействие с серой образует сульфид алюминия Al2S3, с фосфором фосфид AlP, с азотом нитрид AlN, с углеродом карбид Al4C3.
8. Взаимодействует с другими металлами, образуя алюминиды (FeAl3 CuAl2, CrAl7 и др.).
Металлический алюминий получают электролизом раствора глинозема Al2O3 в расплавленном криолите Na2AlF6 при 960–970°С.
- 2Al2O3→ 4Al + 3O2.
Химические свойства переходных элементовК переходным относятся элементы побочных подгрупп Периодической таблицы. Рассмотрим химические свойства меди, цинка, хрома и железа.
Химические свойства меди
1. В электрохимическом ряду находится правее Н, поэтому данный металл малоактивен.
2. Слабый восстановитель.
3. В соединениях проявляет степени окисления +1 и +2.
4. Взаимодействует с кислородом при нагревании, образуя:
- оксид меди (I) 2Cu + O2 → 2CuO (при t 4000C)
- или оксид меди (II): 4Cu + O2 → 2Cu2O (при t 2000C).
Оксиды обладают основными свойствами. При нагревании в инертной атмосфере Cu2O диспропорционируется: Cu2O → CuO + Cu. Оксид меди (II) CuO в реакциях со щелочами образует купраты, к примеру: CuO + 2NaOH → Na2CuO2 + H2O.
5. Гидроксид меди Си(ОН)2 амфотерен, основные свойства в нем преобладают. В кислотах он растворяется легко:
- Сu(OH)2 + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + 2H2O,
а в концентрированных растворах щелочей с трудом:
- Сu(OH)2 + 2NaOH → Na2[Cu(OH)4].
6. Взаимодействие меди с серой при различных температурных условиях, также образует два сульфида. При нагревании до 300-4000С в вакууме образуется сульфид меди (I):
- 2Cu + S → Cu2S.
При комнатной t, растворив серу в сероводороде, можно получить сульфид меди (II):
- Cu + S → CuS.
7. Из галогенов взаимодействует со фтором, хлором и бромом, образуя галогениды (CuF2, CuCl2, CuBr2), йодом, образуя йодид меди (I) CuI; не взаимодействует с водородом, азотом, углеродом, кремнием.
8. С кислотами - неокислителями не реагирует, потому как они окисляют только металлы, расположенные до водорода в электрохимическом ряду. Данный химический элемент реагирует с кислотами - окислителями: разбавленной и концентрированной азотной и концентрированной серной:
3Cu + 8HNO3(разб) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O;
Cu + 4HNO3(конц) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O;
Cu + 2H2SO4(конц) → CuSO4 + SO2↑ + 2H2O.
9. Взаимодействуя с солями, медь вытесняет из их состава металлы, расположенные правее неё в электрохимическом ряду. К примеру,
2FeCl3 + Cu → CuCl2 + 2FeCl2.
Здесь мы видим, что медь перешла в раствор, а железо (III) восстановилось до железа (II). Данная реакция имеет важное практическое значение и применяется для удаления меди, напыленной на пластмассу.
Химические свойства цинка
2. Обладает выраженными восстановительными свойствами и амфотерными свойствами.
3. В соединениях проявляет степень окисления +2.
4. На воздухе покрывается оксидной пленкой ZnO.
5. Взаимодействие с водой возможно при температуре красного каления. В результате образуется оксид цинка и водород:
- Zn + H2O → ZnO + H2.
6. Взаимодействует с галогенами, образуя галогениды (ZnF2 - фторид цинка, ZnBr2 - бромид цинка, ZnI2 - йодид цинка, ZnCl2 - хлорид цинка).
7. С фосфором образует фосфиды Zn3P2 и ZnP2.
8. С серой халькогенид ZnS.
9. Непосредственно не реагирует с водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором.
10. Взаимодействует с кислотами - неокислителями, образуя соли и вытесняя водород. К примеру:
- H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2↑
- Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑.
С кислотами - окислителями тоже реагирует: с конц. серной кислотой образует сульфат цинка и сернистый газ:
- Zn + 2H2SO4 → ZnSO4 + SO2↑ + 2H2O.
11. Активно реагирует со щелочами, так как цинк - амфотерный металл. С растворами щелочей образует тетрагидроксоцинкаты и выделяя водород:
- Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2↑.
На гранулах цинка, впоследствии реакции, появляются пузырьки газа. С безводными щелочами при сплавлении образует цинкаты и выделяет водород:
- Zn + 2NaOH → Na2ZnO2 +H2↑.
Химические свойства хрома
1. В обычных условиях инертен, при нагревании активен.
2. Обладает амфотерными свойствами.
3. Образует окрашенные соединения.
4. В соединениях проявляет степени окисления +2 (основный оксид CrO черного цвета), +3 (амфотерный оксид Cr2O3 и гидроксид Cr(OH)3 зеленого цвета) и +6 (кислотный оксид хрома (VI) CrO3 и кислоты: хромовая H2CrO4 и двухромовая H2Cr2O7 и др.).
5. Со фтором взаимодействует при t 350-4000C, образуя фторид хрома (IV):
- Cr+2F2 → CrF4.
6. C кислородом, азотом, бором, кремнием, серой, фосфором и галогенами при t 6000C:
- соединение с кислородом образует оксид хрома(VI) CrO3 (тёмно-красные кристаллы),
- соединение с азотом - нитрид хрома CrN (черные кристаллы),
- соединение с бором - борид хрома CrB (желтые кристаллы),
- соединение с кремнием - силицид хрома CrSi,
- соединение с углеродом - карбид хрома Cr3C2.
7. С водяным паром реагирует, находясь в раскалённом состоянии, образуя оксид хрома (III) и водород:
- 2Cr + 3H2O → Cr2O3 + 3H2.
8. С растворами щелочей не реагирует, однако медленно реагирует с их расплавами, образуя хроматы:
- 2Cr + 6KOH → 2KCrO2 + 2K2O + 3H2.
9. В разбавленных сильных кислотах растворяется, образуя соли. Если реакция проходит на воздухе образуются соли Cr3+, например:
- 2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2H2O + H2.
Если же без воздуха, то соли Cr2+, например:
- Cr + 2HCl → CrCl2 + H2.
10. С концентрированными серной и азотной кислотами, а также с царской водкой, реагирует только при нагревании, т.к. при низких t эти кислоты пассивируют хром. Реакции с кислотами при нагревании выглядят так:
- 2Сr + 6Н2SО4(конц) → Сr2(SО4)3 + 3SО2↑ + 6Н2О
- Сr + 6НNО3(конц) → Сr(NО3)3 + 3NO2↑ + 3Н2О
Оксид хрома(I) CrO - твердое вещество черного или красного цвета, не растворяющееся в воде.
Химические свойства:
- Обладает основными и восстанавливающими свойствами.
- При нагревании до 1000С на воздухе окисляется до Cr2O3 - оксида хрома (III).
- Возможно восстановление хрома водородом из данного оксида: CrO + Н2 → Cr + H2O или коксом: CrO + С → Cr + СO.
- Реагирует с соляной кислотой, при этом выделяя водород: 2CrO + 6HCl → 2CrCl3 + H2↑ + 2H2O.
- Не реагирует со щелочами, разбавленными серной и азотной кислотами.
Оксид хрома (III) Cr2O3 - тугоплавкое вещество, темно-зеленого цвета, нерастворяющееся в воде.
Химические свойства:
- Обладает амфотерными свойствами.
- Как основный оксид взаимодействует с кислотами: Cr2O3 + 6HCl → CrCl3 + 3H2O.
- Как кислотный оксид взаимодействует со щелочами: Cr2O3 + 2КОН → 2КCrО3 + H2O.
- Сильные окислители окисляют Cr2O3 до хромата H2CrO4.
- Сильные восстановители восстанавливают Cr из Cr2O3.
Гидроксид хрома(II) Cr(OH)2 - твердое вещество желтого или коричневого цвета, плохо растворяющееся в воде.
Химические свойства:
- Слабое основание, проявляет основные свойства.
- В присутствии влаги на воздухе окисляется до Cr(OH)3 - гидроксида хрома (III).
- Реагирует с концентрированными кислотами, образуя соли хрома (II) синего цвета: Cr(OH)2 + H2SO4 → CrSO4 + 2H2O.
- Не реагирует со щелочами и разбавленными кислотами.
Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 - вещество серо-зеленого цвета, нерастворяющееся в воде.
Химические свойства:
- Обладает амфотерными свойствами.
- Как основный гидроксид взаимодействует с кислотами: Cr(OH)3 + 3HCl → CrCl3 + 3H2O.
- Как кислотный гидроксид взаимодействует со щелочами: Cr(OH)3 + 3NaОН → Na3[Cr(OH)6].
Химические свойства железа
1. Активный металл, обладающий высокой реакционной способностью.
2. Обладает восстановительными свойствами, а также ярко выраженными магнитными свойствами.
3. В соединениях проявляет основные степени окисления +2 (со слабыми окислителями: S, I, HCl, растворами солей ), +3 (с сильными окислителями: Br и Cl) и менее характерную +6 (с О и H2O). У слабых окислителей железо принимает степень окисления +2, у более сильных +3. Степени окисления +2 соответствуют чёрный оксид FeO и зелёный гидроксид Fe(OH)2, обладающие основными свойствами. Степени окисления +3 соответствуют красно-коричневый оксид Fe2O3 и коричневый гидроксид Fe(OH)3, обладающие слабо выраженными амфотерными свойствами. Fe (+2) - слабый восстановитель, а Fe (+3) - чаще слабый окислитель. При изменении окислительно - восстановительных условий, степени окисления железа могут меняться друг с другом.
- 3Fe + 2O2 → Fe3O4.
5. C галогенами реагирует при нагревании:
- соединение с хлором образует хлорид железа(III) FeCl3,
- соединение с бромом - бромид железа (III) FeBr3,
- соединение с йодом - йодид железа (II,III) Fe3I8,
- соединение со фтором - фторид железа (II) FeF2, фторид железа(III) FeF3.
6. С серой, азотом, фосфором, кремнием и углеродом также реагирует при нагревании:
- соединение с серой образует сульфид железа(II) FeS,
- соединение с азотом - нитрид железа Fe3N,
- соединение с фосфором - фосфиды FeP, Fe2P и Fe3P,
- соединение с кремнием - силицид железа FeSi,
- соединение с углеродом - карбид железа Fe3C.
7. При высокой t взаимодействует с водой:
- 3Fe + 4Н2О → Fe3O4 + 4Н2.
8. Не реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами, так как покрыто оксидной пленкой, пассивирующее данный металл. Если же концентрированную серную кислоту нагреть, реакция пойдет:
- 2Fe + 6Н2SО4(конц) → Fe2(SО4)3 + 3SО2↑ + 6Н2О
Реакции с соляной и разбавленной 20-% серной кислотами образуют соли железа (II):
- Fe + 2HCl → FeCl2 + H2
- Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2
Реакция с разбавленной 70-% серной кислотой образует сульфат железа (III):
- 2Fe + 4H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + SO2 + 4H2O
9. С растворами щелочей не реагирует, однако медленно реагирует с расплавами щелочей, являющихся сильными окислителями:
- Fe + KClO3 + 2KOH → K2FeO4 + KCl + H2O.
10. Восстанавливает металлы, расположенные в электрохимическом ряду правее:
- Fe + SnCl2 → FeCl2 + Sn.
В промышленности железо получают из железной руды, в основном из гематита (Fe2O3) и магнетита (FeO·Fe2O3).
- 3Fe2O3 + CO → CO2 + 2Fe3O4,
- Fe3O4 + CO → CO2 + 3FeO,
- FeO + CO → CO2 + Fe.
Оксид железа (II) FeO - кристаллическое вещество черного цвета (вюстит), не растворяющееся в воде.
Химические свойства:
- Обладает основными свойствами.
- Реагирует с разбавленной соляной кислотой: FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O.
- Реагирует с концентрированной азотной кислотой: FeO + 4HNO3 → Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O.
- Не реагирует с водой и солями.
- С водородом при t 3500C восстанавливается до чистого металла: FeO +H2 → Fe + H2O.
- Также восстанавливается до чистого металла при соединении с коксом: FeO +C → Fe + CO.
- Получить данный оксид можно различными способами, один из них нагревание Fe при низком давлении О: 2Fe + O2 → 2FeO.
Оксид железа (III) Fe2O3 - порошок бурового цвета (гематит), нерастворяющееся в воде вещество. Другие названия: окись железа, железный сурик, пищевой краситель E172 и пр.
Химические свойства:
- Обладает слабовыраженными амфотерными свойствами с преобладанием основных.
- Легко взаимодействует с кислотами: Fe2O3 + 6HCl → 2 FeCl3 + 3H2O.
- С растворами щелочей не реагирует, реагирует с их расплавами, образуя ферриты: Fe2O3 + 2NaOH → 2NaFeO2 + H2O.
- При нагревании с водородом проявляет окислительные свойства: Fe2O3 + H2 → 2FeO + H2O.
- В щелочной среде с сильными окислителями проявляет восстановительные свойства: Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH → 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O.
Оксид железа (II, III) Fe3O4 или FeO•Fe2O3 - серовато-черное твердое вещество (магнетит, магнитный железняк), нерастворяющееся в воде вещество.
Химические свойства:
- Разлагается при нагревании более 15000С: 2Fe3O4 → 6FeO + O2.
- Реагирует с разбавленными кислотами: Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O.
- С растворами щелочей не реагирует, реагирует с их расплавами: Fe3O4 + 14NaOH → Na3FeO3 + 2Na5FeO4 + 7H2O.
- При реакции с кислородом окисляется: 4Fe3O4 + O2 → 6Fe2O3.
- С водородом при нагревании восстанавливается: Fe3O4 + 4H2 → 3Fe + 4H2O.
- Также восстанавливается при соединении с оксидом углерода: Fe3O4 + 4CO → 3Fe +4CO2.
Гидроксид железа(II) Fe(OH)2 - белое, редко зеленоватое кристаллическое вещество, нерастворяющееся в воде.
Химические свойства:
- Обладает амфотерными свойствами с преобладанием основных.
- Вступает в реакции нейтрализации кислоты-неокислителя, проявляя основные свойства: Fe(OH)2 + 2HCl → FeCl2 + 2H2O.
- При взаимодействии с азотной или концентрированной серной кислотами проявляет восстановительные свойства, образуя соли железа (III): 2Fe(OH)2 + 4H2SO4 → Fe2(SO4)3 + SO2 + 6H2O.
- При нагревании вступает в реакции с концентрированными растворами щелочей: Fe(OH)2 + 2NaOH → Na2[Fe(OH)4].
Гидроксид железа (III) Fe(OH)3 - бурое кристаллическое или аморфное вещество, нерастворяющееся в воде.
Химические свойства:
- Обладает слабовыраженными амфотерными свойствами с преобладанием основных.
- Легко взаимодействует с кислотами: Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O.
- С концентрированными растворами щелочей образует гексагидроксоферраты (III): Fe(OH)3 + 3NaOH → Na3[Fe(OH)6].
- С расплавами щелочей образует ферраты: 2Fe(OH)3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2 + 3H2O.
- В щелочной среде с сильными окислителями проявляет восстановительные свойства: 2Fe(OH)3 + 3Br2 + 10KOH → 2K2FeO4 + 6NaBr + 8H2O.
| Предыдущий урок | Следующий урок |
Оставить комментарий