ХИМИЯ 10

Рис. 104. Качественные реакции на ионы Fe(II) и Fe(III)

При высокой температуре железо реагирует с парами воды: 3Fe + 4H2O =t Fe3O4 + 4H2↑.

Этот процесс ранее широко использовался для получения водорода.

В разбавленных соляной и серной кислотах железо легко растворяется с образованием соответствующих солей железа(II):

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑;

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑.

Железо вытесняет малоактивные металлы (Cu, Ag, Hg и др.) из растворов их солей. Железный гвоздь становится кирпично-красного цвета при погружении в раствор сульфата меди(II) и серебристого — при погружении в раствор нитрата ртути(II):

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu↓;

Fe + Hg(NO3)2 = Fe(NO3)2 + Hg↓.

Для качественного обнаружения в растворе ионов железа Fe2+ можно использовать K3[Fe(CN)6] (это вещество имеет тривиальное название красная кровяная соль), с которым они образуют синий осадок (рис. 104, а):

3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3– = Fe3[Fe(CN)6]2↓.

Для обнаружения ионов Fe3+ можно использовать K4[Fe(CN)6] (это вещество имеет тривиальное название жёлтая кровяная соль), с которым они образуют синий осадок (рис. 104, б):

4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4– = Fe4[Fe(CN)6]3↓.

Оксиды, гидроксиды и соли железа

У железа известны оксиды FeO, Fe2O3 и Fe3O4. Первым двум соответствуют два гидроксида: почти белый Fe(OH)2 и коричневый Fe(OH)3. Последний гидроксид имеет нестехиометрический состав и правильнее было бы записывать его формулу в виде Fe2O3·xH2O.

В формульной единице оксида железа(II, III) Fe3O4 (или FeO·Fe2O3) один атом железа имеет степень окисления +2, а два оставшихся — +3.

Оксиды получаются при окислении железа кислородом или восстановлении Fe2O3 при подходящих условиях:

Fe2O3 + CO =t 2FeO + CO2;

3Fe2O3 + CO =t 2Fe3O4 + CO2.

Гидроксиды образуются в виде осадков при сливании соответствующих солей с раствором щёлочи:

FeCl3 + 3NaOH = 3NaCl + Fe(OH)3↓;

FeSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Fe(OH)2↓.

Получить практически чистый Fe(OH)2 очень сложно. При смешивании растворов соли железа(II) и щёлочи вместо белого Fe(OH)2 образуется грязнозелёный осадок, представляющий собой сложную смесь Fe(OH)2 с продуктами его окисления кислородом:

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3.

Оксид и гидроксид железа(II) проявляют характерные основные свойства — не реагируют со щелочами, легко растворяются в кислотах с образованием соответствующих солей:

FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O;

Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O.

У оксида и гидроксида железа(III) имеются слабо выраженные амфотерные свойства. В разбавленных растворах щелочей Fe2O3 и Fe(OH)3 практически не растворяются, но при сплавлении с твёрдыми щелочами, основными оксидами или карбонатами легко образуются ферриты:

Fe2O3 + 2KOH =t 2KFeO2 + H2O↑;

Fe2O3 + CaO =t Ca(FeO2)2;

2Fe(OH)3 + Na2CO3 =t 2NaFeO2 + CO2↑ + 3H2O↑.

Лабораторный опыт 11

Обнаружение ионов железа(II) и железа(III) в растворе

Вдве пробирки налейте растворы солей железа: в первую — свежепри-

готовленный раствор сульфата железа(II), а во вторую — хлорида железа(III) объёмом 1–2 см3.

Вобе пробирки прилейте по 2–3 капли разбавленного раствора гидроксида натрия. Отметьте окраску первоначально выпавших осадков в обеих пробирках.

Тщательно перемешайте содержимое реакционной смеси в первой пробирке так, чтобы осадок максимально соприкасался с воздухом. Отметьте изменение окраски осадка спустя некоторое время.

С помощью этих реакций вы смогли обнаружить и различить в растворе ионы железа(II) и железа(III).

Составьте уравнения протекавших химических реакций в молекулярном виде

сучётом того, что изменение цвета осадка в пробирке с сульфатом железа(II) происходит под действием кислорода воздуха.

Оксид железа(II, III) Fe3O4 можно рассматривать как феррит железа(II) — Fe(FeO2)2, получить который можно прокаливанием стехиометрической смеси

Fe(OH)2 и Fe(OH)3:

Fe(OH)2 + 2Fe(OH)3 =t Fe(FeO2)2 + 4H2O↑.

При сплавлении оксида или гидроксида железа(III) с сильными окислителями (например, KClO3) в щелочной среде образуются соединения железа(VI) — соли не выделенной в свободном состоянии железной кислоты H2FeO4 —

ферраты:

Fe2O3 + KClO3 + 4KOH =t 2K2FeO4 + KCl + 2H2O↑.

Применение железа и его соединений

Железо — основной конструкционный материал. Чугун и сталь широко используются в производстве станков, деталей машин и механизмов, а также при изготовлении кузовов автомашин, подвижного состава и рельсов железнодорожного транспорта, в железобетонных конструкциях и т. д.

Введение небольших количеств некоторых других металлов в сталь, её легирование позволяет получать материалы с уникальными свойствами. Так, например, добавка вольфрама придаёт стали жаропрочность и возможность её использования при высоких температурах, не подвергаясь химической коррозии.

Вводя хром и никель, получают нержавеющие стали («нержавейку»), устойчивые к атмосферной коррозии, а также в более агрессивных средах. Сталь, легированная ванадием, используется при производстве инструментов.

Оксид Fe2O3 используется как пигмент в производстве красок (охра).

Роль соединений железа в живой природе

Железо относится к жизненно важным или незаменимым элементам. Массовая доля железа в организмах животных составляет около 0,01 %. В организме человека содержится около 5 г железа, главным образом в составе гемоглобина крови. Атом железа входит в состав гемоглобина, который переносит кислород из лёгких в ткани. Окислительно-восстановительные процессы в организме человека и животных являются главным источником энергии. Перенос электронов в этом процессе осуществляется с помощью железосодержащих ферментов — цитохромов. Атомы железа входят в состав фермента каталазы, ускоряющего разложение пероксида водорода. Другой железосодержащий фермент — пероксидаза — ускоряет реакции окисления органических веществ пероксидом водорода.

Суточная потребность человека в железе составляет около 0,015 г. Недостаток железа в организме приводит к болезни крови — анемии.

В соединениях железо проявляет степени окисления +2, +3 и +6. Оксид и гидроксид железа(II) проявляют основные свойства.

У оксида и гидроксида железа(III) имеются слабо выраженные амфотерные свойства.

Вопросы и задания

1.Назовите три первых по распространённости в земной коре металла.

2.Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения химических реак-

ций, с помощью которых можно получить Fe(OH)2 и Fe(OH)3 из соответствующих этим гидроксидам основных оксидов.

3.Для чего в состав стали вводят вольфрам, хром, никель?

4.Составьте уравнения химических реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

FeCl2 → FeCl3 → FeCl2 → Fe(OH)2 → Fe(OH)3;

Fe3O4 → FeCl3 → Fe(OH)3 → Fe(OH)2 → Fe(NO3)2 → Fe2O3.

5.Для приготовления раствора сульфата железа в лаборатории часто используют

железный купорос — FeSO4 · 7H2O. Рассчитайте массу железного купороса, необходимого для приготовления раствора массой 4,0 кг и с массовой долей сульфата железа(II), равной 0,66 %.

Практическая работа 4

Решение экспериментальных задач по теме «Металлы»

Вариант I

Задача 1. В выданных вам пробирках находятся растворы гидроксида натрия, хлорида кальция и сульфата натрия. Определите опытным путём, какое вещество находится в каждой пробирке. Для распознавания веществ проведите качественные реакции на содержащиеся в растворах катионы или анионы. Составьте уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

Задача 2. Из кусочка медной проволоки сделайте маленькую спираль и закрепите её в держателе. Прокалите спираль в пламени спиртовки и отметьте произошедшие изменения. Составьте уравнение химической реакции, укажите окислитель и восстановитель. Затем внесите прокалённую спираль в соляную кислоту (или раствор серной кислоты) и отметьте изменения. Укажите признаки химической реакции. Объясните наблюдаемые изменения. Составьте уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде.

Задача 3. Исходя из хлорида алюминия, получите гидроксид алюминия и докажите его амфотерность. Составьте уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде, сделайте вывод.

Вариант II

Задача 1. В выданных вам пробирках находятся растворы гидроксида кальция, сульфата калия и хлорида бария. Определите опытным путём, какое вещество находится в каждой пробирке. Для распознавания веществ проведите качественные реакции на содержащиеся в растворах катионы или анионы. Составьте уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

Задача 2. В каждую из трёх пробирок поместите раствор объёмом 1–2 см3: в первую — сульфата меди(II), во вторую — нитрата свинца(II), в третью — сульфата железа(II). В каждую пробирку добавьте по маленькой грануле алюминия (или кусочку алюминиевой фольги). Объясните наблюдаемые явления. Составьте уравнения химических реакций, укажите окислитель и восстановитель.

Задача 3. Исходя из хлорида цинка, получите гидроксид цинка и докажите его амфотерность. Составьте уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде, сделайте вывод.