Железо расположено в VIII группе периодической системы, валентными являются восемь электронов (4s23d6) . Однако соединения железа (VIII) неизвестны. Характерные степени окисления +2 и +3; последняя – наиболее устойчивая.
Железо находится левее водорода в ряду напряжений; наряду с хромом и марганцем его можно отнести к металлам средней активности.
На воздухе в присутствии влаги железо ржавеет:
4Fe + 3O3 + nH2O = 2Fe2O3 ´ nH2O
При высоких температурах реагирует с водяным паром:
FeO + H2 (570°C)
Fe + H2O
Fe3O4 + H2(550°C)
С неметаллами (кислородом, азотом, серой, галогенами и др.) железо также реагирует при нагревании. Особенно легко идет взаимодействие с хлором (образуется FeCl3, при слабом нагревании летуч и не создает на поверхности металла защитной пленки).
В соляной и разбавленной серной кислотах железо растворяется с выделе- нием водорода и образованием солей Fe(II), с азотной и концентрированной серной получается соли Fe (III). При концентрации H2SO4 и HNO3 близкой к 100% железо становится пассивным.
При взаимодействии солей Fe(II) и Fe (III) со щелочами выпадают осадки гидроксидов железа (II) и железа (III) соответственно.
Белый Fe(OH)2 на воздухе быстро буреет, окисляясь в Fe(OH)3:
4Fe+2(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe+3(OH)3
Так же легко окисляются оксид и соли железа (II), переходя соответственно в оксид и соли железа (III), например:
6Fe+2SO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 = 3Fe+32(SO4)3 + 2NO + 4H2O
Гидроксид железа (III), в отличие от основного гидроксида железа (II), обладает слабыми амфотерными свойствами: заметно растворяется в концент-рированных щелочах с образованием гексагидроксоферратов:
Fe(OH)3 + 3OH- = [Fe(OH)6]3-
Соли железа (III), как очень слабого основания, в растворах сильно гидролизуются, и бурый цвет их растворов обусловлен образованием основных солей Fe (III) или молекул Fe(OH)3, что может иметь место при достаточном нагревании растворов невысокой концентрации.
Из солей железа наиболее важными являются хлорид и сульфат железа (III) и сульфат железа (II) (FeSO4*7H2O – железный купорос).
При нагревании сульфаты железа разлагаются:
2FeSO4 = Fe2O3 + SO2 + SO3 (t > 480°C)
Fe2(SO4)3 = Fe2O3 + 3SO3 (t >500°C)
Оксид железа (III) можно восстановить до оксида (II) или до металлического железа:
Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2
Fe2O3 + C = 2 Fe + 3CO
Соединения железа (III) обладают окислительнами свойствами. Это проявляется, в частности, в неустойчивости его иодидов и цианидов. При попытке их получения в растворах по обменным реакциям происходит окислительно-восстановительный процесс, например:
2 FeCl3 + 6 KJ = 2FeJ2 + J2 + 6KCl
По этой же причине из растворов солей Fe (III) не удается осадить Fe+32S-23. При добавлении H2S или какого-либо растворимого сульфида к раствору солей Fe(III) образуется осадок, содержащий Fe+2S и коллоидную серу (S0).
Из комплексных соединений следует отметить устойчивые анионные цианидные комплексы железа: гексацианоферрат (II) – ион [Fe+2(CN)6]4- (его соль K4[Fe(CN)6] называется желтой кровяной солью) и гексацианоферрат (III) – ион [Fe+3 (CN)6]3- (K3[Fe+3 (CN)6] - красная кровяная соль).
Они широко используются в аналитической практике для обнаружения ионов Fe3+ и Fe2+ соответственно. По обеим реакциям образуется соединение интенсивно синего цвета K[Fe2+2, +3(CN)6], называемое берлинской лазурью или турнбулленовой синью:
Fe3+ + K4 [Fe2+ (CN)6]
K+ [Fe2+2,+3(CN)6]-
Fe2+ + K3 [Fe3+ (CN)6]
Для обнаружения соединений железа (III) служит также действие роданида калия KSCN или аммония NH4SCN. Бесцветные ионы SCN- образуют с ионами Fe3+ кроваво-красный слабо диссоциирующий роданид железа (III):
Fe3+ + 3SCN- = Fe(SCN)3
Окраска появляется при очень малой концентрации Fe3+.
Из соединений железа в более высокой стпени окисления известны ферраты – соли железной кислоты (H2Fe+6O4), не полученной в свободном состоянии, например, K2FeO4, BaFeO4.
Ферраты – сильные окислители, превосходящие в этом отношении перманганаты:
Fe+6O42- + 8H+ + 3e = Fe3+ + 4H2O, g°>1, 9B
Подобно марганцу и хрому, железо способно образовывать соединения только за счет донорно – акцепторного взаимодействия, например:
Fe° + 5CO = Fe°(CO)5
Fe(CO)5 – пентакарбонил железа – желтая летучая жидкость, растворимая в органических растворителях и нерастворимая в воде.
При нагревании карбанилы разрушаются, что используется для получения чистейших металлов:
180°- 220°C 230° - 330°C
Fe(неочищ.) +5CO Fe(CO)5 Fe(чист.) + 5CO
(1-2)*107 Па
Задачи
307. С какими кислотами (HCl, H2SO4 (к.), H2SO4 (р.), HNO3 (к.),HNO3 (р.)) реагирует железо? Сотавьте молекулярные и электронные уравнения, отметьте в каждом случае окислитель и восстановитель. Почему на холоде железо не растворяется в концентрированных серной и азотной кислотах?
308. Как можно обнаружить в раствре ионы Fe2+, Fe3+? Приведите уравнения реакций.
309. Осуществите превращения:
Fe(OH)3 ® Fe2O3 ® Fe ® FeCl2 ® Fe(OH)2 ® Fe(OH)3 ® NaFeO2
310. С 21,55 г смеси сульфатов железа (II) и (III) прореагировало 3,4 г перман- ганата калия в кислой среде. Каковы массовые доли сульфатов в смеси?
311. Как получают гидроксиды железа? Как они взаимодействуют с кислотами и щелочами? Почему белый Fe(OH)2 быстро буреет в воде или влажном воздухе? Запишите соответствующие уравнения реакций.
312. Сколько граммов хлорида железа (III) подвергалось гидролизу, если на первой стадии реакции образовалось 20 г новой соли. Считать, что гидролиз по I ступени прошел до конца. Чем обьясняется бурый цвет (особенно при нагрева- нии) растворов солей железа (III)? Запишите соотвествующие уравнения.
313. Какую функцию в окислительно – восстановительных реакциях выполня- выполняет железо в степени окисления: а) +6; б) +3; в) +2; г) 0? Приведите при- меры, составьте молекулярные и электронные уравнения, укажите окислитель и восстановитель.
314. Осуществите превращения и определите вещества:
H2SO4 (к) t H2 S HCl K3 [Fe(CN)6]
Fe ® A ® Б ® В ® Г ® Д ® Е
315. Железную пластинку массой 50 г погрузили в раствор нитрата серебра, затем промыли водой и высушили. Ее масса оказалась равной 52,6 г. Сколько серебра выделилось из раствра на пластинку?
316. Осуществите превращения и определите неизвестные вещества:
O2 Na2S
FeS2 ® А ® FeO ® Fe ® FeCl3 ® Б
XXVг. Медь и ее соединения
Медь обладает наименьшей активностью среди расмотренных выше переходных металлов. Находясь правее водорода в ряду напряжений металлов, она не растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах и реагирует только с кислотами окислителями – концентрированной серной (продукт восстановления кислоты – SO2), концентрированной азотной (NO2) и разбавленной азотной (NO) кислотами.
В соответствии с положением в периодической системе (предпоследний d- элемент 4-го периода) медь должна иметь формулу валентных электронов 4s23d9, однако конфигурация 4s13d10 является более устойчивой (“провал” s –электрона на d –подуровень аналогичный имеющему место у хрома). Известные степени окисления +1,+2,+3; наиболее устойчивая +2.
Одновалентная медь наиболее устойчива в форме амминокомплексов, поэтому в аммиаке легко растворяются, например, хлорид, оксид меди (I):
Cu2O + 4NH3 + H2O = 2[Cu(NH3)2]OH
В воде и кислотах сульфид, цианид, галогениды не растворяются, но заметно растворяются в концентрированных растворах основных галогенидов или галогенводородных кислот, например:
CuCl + HCl = H[CuCl2]
Большинство соединений Cu (I) легко окисляется, переходя в устойчивые производные Cu (II) , например:
2Cu2O + O2 = 4CuO
4CuCl + O2 + 4HCl = 4CuCl2 + 2H2O
В присутствии кислорода воздуха в кислой среде окисляется и металлическая медь:
2Cu + O2 + 4HCl = 2CuCl2 + 2H2O
Соответствующие двухвалентной меди оксид и гидроксид ведут себя как типичные основные соединения в реакциях с веществами с кислотной природой, однако проявляют и слабые амфотерные свойства:
сплавл-е
CuO + 2NaOH = Na2CuO2 + H2O
Cu(OH)2 + 2NaOH(конц.) = Na2[Cu(OH)4]
Оксид и гидроксид меди (II), как и оксид одновалентной меди, растворяется в аммиаке с образованием темно - синего растовора, содержащего комплексный ион [Cu(NH3)4]2+.
Гидроксид (II) осаждается из растворов солей меди (II) в виде голубой студенистой массы при действии щелочей. Как и большинство гидроксидов других d – элементов, при нагревании он разлагается, преврящаясь в черный оксид:
t
Cu(OH)2 = CuO + H2O
CuO можно легко получить также прокаливанием нитрата меди или карбоната гидроксомеди (II).
Карбонат гидроксомеди (II) (CuOH)2CO3 встречается в природе в виде минерала малахита изумрудного цвета. Может быть получен также искусственным путем:
2CuSO4 + 2Na2CO3 + H2O = (CuOH)2CO3 ¯ + 2Na2SO4 + CO2
Сульфат меди (II), белый в безводном состоянии, в растворенном виде имеет характерный сине-голубой цвет, обусловленный ионами [Cu(H2O)6]2+. Из водных растворов кристаллизуется в виде CuSO4*5H2O и называется медным купоросом.
Хлорид меди (II) CuCl2*2H2O – темно-зеленые кристаллы, легко растворимые в воде.
Разбавленные растворы имеют сине-голубой, характерный для гидратированных ионов Cu (II) цвет; концентрированные - зеленый цвет, вызванный образованием ионов [CuCl4]2-.
Аналогичные ионы образуются в избытке галогенидов и цианидов щелочных металлов (например, K2 [CuCl4], K2 [Cu(CN)4]).
Соединения меди в степени окисления +2 обладают окислительными свойствами, например:
CuO + H2 = Cu + H2O
CuCl2 + Cu = 2CuCl (в инертной атмосфере)
В связи с протеканием окислительно–восстановительных процессов невозможно получить по обменным реакциям иодид и цианид меди (II):
2Cu+2SO4 + 4KJ = 2Cu+1J ¯ + J2 + 2K2SO4
2Cu+2SO4 + 4KCN = 2Cu+1CN ¯ + C2N2 + 2K2SO4
В органической химии оксид меди (II) применяют, например, для окисления спиртов в альдегиды, а гидроксид меди (II) – для окисления альдегидов или углеводов (глюкозы) до соответствующих кислот.
Задачи
317. Как ведет себя медь в соляной кислоте, концентрированных и разбавлен- ных серной и азотной кислотах, в соляной кислоте при доступе кислорода? Почему? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций.
318. Осуществите превращения и определите неизвестные вещества:
HNO3 эл.ток Cl2 Cu
CuO ® A ® Б ® B ® Г® [Cu(NH3)2]Cl
319. Какими способами можно получить оксид меди (II)? Каковы его химичес- кие свойства? Приведите уравнения соотвествующих реакций.
320. Напишите электронную формулу меди. Какие степени окисления меди известны? Какая наиболее устойчива?
321. Осуществите превращения и определите неизвестные вещества:
Fe
Cu2O ® CuO ® CuCl2 ® A ® Б ® Cu(OH)2 ® CuO
322. Приведите уравнения реакций (молекулярные и электронные), характери- зующие способность оксида и гидроксида меди (II) окислять органические вещества.
323. Осуществите превращения:
Cu(OH)2 ® Cu(NO3)2 ® CuO ® Cu ® CuSO4 ® Cu(OH)2 ® [Cu(NH3)4](OH)2
324. При прокаливании медного купороса потеря массы составила 36%.Выве- дите формулу медного купороса.
325. Охарактеризуйте кратко способность меди к образованию комплексных ионов. Приведите примеры их образования; отметьте цвета растворов.
326. Какую функцию в окислительно – востановительных реакциях выполняет медь в степени окисления: а) +2; б) +1; в) 0? Приведите примеры; составьте молекулярные и электронные уравнения, укажите окислитель и восстановитель.
327. Железную пластинку массой 6 г продолжительное время выдерживали в растворе, содержащем 3,2 г сульфата меди. По окончании реакции пластинку вынули из раствора и высушили. Чему стала равна ее масса?
Дата: 2018-12-21, просмотров: 310.
