Химия железа и его соединений

Железо является вторым после алюминия металлом по распространенности в природе. Основные руды: магнетит Fe₃O₄, гематит Fe₂O₃, лимонит 2Fe₂O₃3H₂O, пирит FeS₂. Из руд железо получают восстановлением углеродом в домнах. Получаемое при этом железо содержит около 4% углерода и называется чугуном. При переработке чугуна получают стали, в которых содержание углерода составляет 0,2-2,0%.

Железо является достаточно активным металлом и растворяется в соляной и разбавленных азотной и серной кислотах.

Fe + 2HCl  FeCl₂ + H₂

Fe + H₂SO₄ (разб.)  FeSO₄ + H₂

Fe + HNO₃ (разб.)  Fe(NO₃)₃ + NO + H₂O

Концентрированные серная и азотная кислоты на холоду пассивируют железо (как и алюминий, и хром)

Нерастворимый в воде оксид железа(II) FeO имеет основные свойства и растворяется в кислотах, но не в щелочах:

FeO + H₂O 

FeO + H₂SO₄  FeSO₄ + H₂O

Зеленоватый осадок гидроксида железа(II) Fe(OH)₂ получают действием щелочей на соли железа(II).

FeSO₄ + 2NaOH  Fe(OH)₂ + Na₂SO₄

Fe(OH)₂ имеет основные свойства:

Fe(OH)₂ + Н₂SO₄  FeSO₄ + 2H₂O

Fe(OH)₂ + 2NaOH 

и легко окисляется кислородом воздуха до бурого гидроксида железа (III), проявляя восстановительные свойства:

4Fe(OH)₂ + 2H₂O + O₂  4Fe(OH)₃

Красно-бурый осадок гидроксида железа(III) Fe(OH)₃ получают действием щелочей на соли железа(III).

FeCl₃ + 3NaOH  Fe(OH)₃ + 3NaCl

Гидроксид железа (III) имеет амфотерные свойства. Его основные свойства слабее, чем у Fe(OH)₂, а его кислотные свойства слабее его основных свойств и проявляются лишь в очень жестких условия, например, при сплавлении.

Fe(OH)₃ + 3HCl  FeCl₃ + 3H₂O

Fe(OH)₃ + NaOH  не идет в растворе

Fe(OH)₃ + NaOH NaFeO₂ + H₂O

В кислой среде ионы железа(III) являются окислителями и переходят в ионы железа(II):

FeCl₃ + 2HI 2FeCl₂ + I₂ + 2HCl

В щелочной среде сплавлением с нитратом калия из соединений железа(III) могут быть получены соединения железа(III) - соли железной кислоты - ферраты:

Fe₂O₃ + 3KNO₃ + 4KOH 2K₂FeO₄ + 3KNO₂ + 2H₂O

Ионы железа(II) и железа(III) образуют многочисленные комплексные соединения с молекулами воды, аммиака, ионами Cl-, F-, CN-, SCN- и другими лигандами:

FeSO₄ + 6KCN  K₄[Fe(CN)₆] + K₂SO₄

FeCl₃ + 6KCN  K₃[Fe(CN)₆] + 3KCl

Интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III) Fe(SCN)₃ служит для обнаружения ионов железа(III) в растворе.

FeCl₃ + 3KCNS  Fe(SCN)₃ + 3KCl

Гексациано(II)феррат калия K₄[Fe(CN)₆] образует с ионами железа(III) темно-синий осадок берлинской лазури, что также используется для обнаружения ионов железа(III) в растворе:

K₄[Fe(CN)₆] + FeCl₃  KFe[Fe(CN)₆] + 3KCl

Гексациано(III)феррат калия K₃[Fe(CN)₆] образует с ионами железа(II) темно-синий осадок турнбулевой сини, что используется для обнаружения ионов железа(II) в растворе:

K₃[Fe(CN)₆] + FeSO₄  KFe[Fe(CN)₆] + K₂SO₄

Биологическое значение железа велико, железо - составная часть гемоглобина крови.

Химия меди и ее соединений

В природе медь находится в основном в виде соединений: халькозина Cu₂S, ковелина CuS, куприта Cu₂O, малахита (CuOH)₂CO₃ и других соединений, но встречается и в самородном состоянии. Получение обычно складывается из нескольких этапов: обжига сульфидов, восстановления полученных оксидов углем и рафинирования меди:

2CuS + 3O₂  2SO₂ + 2CuO

CuO + СО  Cu + СО₂

Медь - мягкий красный металл, хорошо проводит тепло и электрический ток. Медь образует сплавы: латунь (60-90% Cu и 10-40% Zn), бронзы (например, 80% Cu, 15%Sn, 5% Zn), мельхиор (80% Cu, 20% Ni) и другие сплавы.

Медь расположена в ряду напряжений после водорода и не реагирует с обычными кислотами в отсутствии окислителей:

Cu + H₂SO₄ (разб.) 

Cu + HСl 

Однако медь реагирует с кислотами окислителями:

Cu + 2H₂SO₄ (конц.)  CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Cu + 4HNO₃ (конц.)  Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

3Cu + 8HNO₃ (разб.)  3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Красный оксид меди(I) Cu₂O образуется при нагревании до 200^оС меди на воздухе при недостатке кислорода. Соответствующий оксид CuOH нестоек, распадаясь на оксид и воду, и легко окисляется до Cu(OH)₂. Из соединений меди(I) устойчивы лишь комплексные соединения, например, [Cu(NH₃)₂]OH или H[Cu(CN)₂], или малорастворимые вещества, например белый CuI.

Черный оксид меди(II) CuO получается при нагревании меди на воздухе выше 300^оС при избытке кислорода. При нагревании выше 1000^оС CuO распадается на Cu₂O и кислород.

Голубой осадок гидроксида меди(II) Cu(OН)₂ получают действием щелочей на соли меди(II):

CuSO₄ + 2NaOH  Cu(OН)₂ + Na₂SO₄

При нагревании этот осадок чернеет вследствие образования черного оксида меди(II):

Cu(OН)₂ СuO + H₂O

Гидроксид меди(II) Cu(OН)₂ имеет амфотерные свойства с преобладанием основных свойств. Кислотные свойства Cu(OН)₂ не наблюдаются в растворах, но проявляются при сплавлении или действии концентрированных щелочей:

Cu(OН)₂ + Н₂SO₄  CuSO₄ + 2H₂O

Cu(OН)₂ + NaOH  не идет в растворе

Cu(OН)₂ + 2NaOH (конц.)  Na₂[Cu(OH)₄]

Ионы меди(II) образуют комплексные соединения. Так, образование интенсивно-синего тетраммина меди(II) используется для обнаружения ионов меди(II) в растворе:

CuSO₄ + 4NH₄OH  [Cu(NH₃)₄]SO₄ + 4H₂O

Соли меди(II) имеют вследствие гидролиза кислую среду:

2CuSO₄ + 2H₂O(CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄

Cu²⁺ + SO₄^2- + H₂OCuOH⁺ + H⁺ + SO₄^2-

Cu²⁺ + H₂OCuOH⁺ + H⁺ (pH<7)

Окислительные свойства для ионов меди(II) мало характерны, но проявляются при взаимодействии с иодид-ионом:

2CuSO₄ + 4KI  2CuI + I₂ + 2K₂SO₄

Медь является микроэлементом. В больших концентрациях соединения меди токсичны и используются как пестициды.