Железо и его соединения

• 1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):
• 4Fe + 3O2 + 6H2 O 4Fe (OH)3

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

• 3Fe + 2O2 Fe3O42) При высокой температуре (700−900 C) железо реагирует с парами воды:
• 3Fe + 4H2Ot Fe3O4 + 4H23) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:
• 2Fe + 3Br2 -t 2FeBr3 Fe + St FeS
• 4) Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:

Fe + 2HCl FeCl2 + H2 Fe + H2SO4(разб.) FeSO4 + H2.

В концентрированных кислотах-окислителях железо растворяется только при нагревании.

• 2Fe + 6H2SO4(конц.) -t Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Fe + 6HNO3(конц.) -t Fe (NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
• 5) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

Fe + CuSO4 FeSO4 + 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 + H2SO4 FeSO4 + 2H2O.

Fe (OH)2 + 2H+ Fe2+ + 2H2O.

Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:

• 10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O
• 6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O

Соединения железа склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

FeCl2 + 6NH3 [Fe (NH3)6]Cl2.

Fe (CN)2 + 4KCN K4[Fe (CN)6](жёлтая кровяная соль) Качественная реакция на Fe2+При действии гексацианоферрата (III) калия K3[Fe (CN)6] (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):

• 3FeSO4 + 2K3[Fe (CN)6] Fe3[Fe (CN)6]2 + 3K2SO4
• 3Fe2+ 3SO42- +6K + 2[Fe (CN)6]3 — Fe3[Fe (CN)6]2 + 6K+ + 3SO42- 3Fe2+ + 2[Fe (CN)6]3- Fe3[Fe (CN)6]2

Соединения трёхвалентного железа Оксид железа (III) Fe2O3 — основной оксид, в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства.

Fe2O3 + 6HClt = 2FeCl3 + 3H2O.

Fe2O3 + 6H+ -t 2Fe3+ + 3H2O Fe2O3 + 2NaOH + 3H2Ot = 2Na[Fe (OH)4].

Fe2O3 + 2OH- + 3H2O = 2[Fe (OH)4];

Гидроксид железа (III)Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно-бурого осадка.

Fe (NO3)3 + 3KOH Fe (OH)3 + 3KNO3.

Fe3+ + 3OH- = Fe (OH)3.

Fe (OH)3 — более слабое основание, чем гидроксид железа (II).Это объясняется тем, что у Fe2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe3+, а поэтому, Fe2+ 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 Fe3+ почти бесцветен, содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe (OH)3, которые образуются благодаря гидролизу:

Fe3 + H2O = [Fe (OH)]2+ + H+ [Fe (OH)]2 + H2O [Fe (OH)2] + H+.

[Fe (OH)2]+ + H2O = Fe (OH)3 + H+.

Соединения железа (III) — слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:

2Fe+3Cl3 + H2S-2 S0 + 2Fe+2Cl2 + 2HCl.

Кобальт и его соединенияПо химической активности кобальт уступает железу. Он легко растворяется в кислотах — окислителях и медленно в обычных кислотах:

Co + 2HCl CoCl2 + H2.

В простых соединениях у кобальта наиболее устойчива степень окисления +2, в комплесных — +3. Водные растворы солей кобальта (II) обычно окрашены в розовый цвет.

Гидроксид кобальта (II)Образуется при действии щелочей на соли кобальта (II):

CoSO4 + 2KOH K2SO4 + Co (OH)2.

На воздухе розовый осадок Co (OH)2 постепенно буреет, превращаясь в гидроксид кобальта (III):

4Co (OH)2 + O2 + 2H2O 4Co (OH)3.

Co (OH)2 + 2HCl CoCl2 + 2H2O.

При прокаливании Co (OH)2 образует оксид кобальта (II) CoO: Co (OH)2 -t CoO + H2O.

Cоединения кобальта склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

Co (OH)2 + 6NH3 [Co (NH3)](OH)2.

Никель и его соединения Никель легко растворяется в разбавленной азотной кислоте и медленно в соляной и серной кислотах Ni + 2HCl NiCl2 + H2.

Ион Ni2+ в водных растворах имеет зелёную окраску. Для никеля наиболее характерна степень окисления +2. Оксид и гидроксид никеля проявляют основной характер.

NiO + H2SO4 -t NiSO4 + H2O NiCl2 + 2NaOHt Ni (OH)2(зелёный) + 2NaCl.

Ni (OH)2 + H2SO4 NiSO4 + 2H2O.

Соединения двухвалентного никеля могут давать комплексы с аммиаком: Ni (OH)2 + 6NH2 [Ni (NH3)6](OH)2 Когда железо ржавеет поверхности железа реагирует с кислородом в атмосфере с образованием оксида железа.