Материал: полезная метода

По распространенности в природе за железом следует никель, а затем кобальт. Соединения элементов семейства железа в степени окисления +2 сходны между собой. В состоянии высших степеней окисления они проявляют окислительные свойства. Железо, кобальт, никель и их сплавы

— весьма важные материалы современной техники. Но наибольшее значение имеет железо.

Металлические железо, кобальт и никель получают восстановлением их оксидов водородом, углеродом, оксидом углерода(II), алюминием, кремнием, бором или другими восстановителями при нагревании. Пирометаллургическим методом их получают в основном в виде сплавов. В чистом виде металлические железо, кобальт и никель получают термическим разложением карбонилов Fe(CO)5, Co(CO)4, Ni(CO)4 или путем электролиза.

С химической точки зрения кобальт и никель менее реакционноспособны, чем железо, и проявляют стойкость к коррозии (при обычной температуре) на воздухе, в воде и в различных растворах. Разбавленные кислоты (HCl, H2SO4, HNO3) растворяют железо и кобальт при обычной температуре, а никель – при нагревании; концентрированная азотная кислота пассивирует эти металлы. При нагревании металлы семейства железа реагируют с кислородом (железо окисляется уже при обычной температуре), парами воды, галогенами, серой, фосфором, мышьяком, кремнием, углеродом и бором.

В компактном состоянии железо, кобальт и никель, не содержащие примесей, представляют собой ферромагнитные серебристо-серые тугоплавкие металлы, обладающие превосходными механическими свойствами: большой механической прочностью и способностью прокатываться, протягиваться и штамповаться. Сами металлы и их сплавы (чугуны, стали и др.) - очень важные конструкционные материалы современной техники.

§2. Химические свойства элементов VIII Б группы и их соединений.

На воздухе железо легко окисляется, особенно в присутствии влаги

(ржавление): 3Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

Взаимодействуя с галогенами при нагревании, железо всегда образует галогениды железа (III), например: 2Fe + 3Br2 = 2FeBr3

В разбавленных соляной и серной кислотах железо растворяется, т. е.

окисляется ионами водорода:

Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 или Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2

Растворяется железо и в разбавленной азотной кислоте, образуя соль железа (III), воду и продукт восстановления азотной кислоты NH3 или N2O

и N2.

354

Концентрированные кислоты — окислители (HNO3, H2SO4) пассивируют железо на холоде, однако растворяют его при нагревании:

Fe + 6HNO3 (k) = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

2Fe + 6H2SO4 (k) = Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

При высокой температуре (700-900° С) железо реагирует с парaми воды: 3Fe + 4H2O (пар)  Fe2O3 + 4H2

Накаленная железная проволока ярко горит в кислороде, образуя окалину – оксид железа (II, III): 3Fe + 2O2 = Fe2O3

При слабом нагревании железо взаимодействует с хлором и серой, а при высокой температуре – с углем, кремнием и фосфором. Карбид железа Fe3С называется цементитом. Это твердое вещество серого цвета, очень хрупкое и тугоплавкое. С металлами и неметаллами железо образует сплавы, имеющие исключительно большое значение в народном хозяйстве.

Для железа наиболее характерны два ряда соединений: соединения железа (II) и железа (III).

Оксид железа (II). Оксид железа (II) FeO – черный легко окисляющийся порошок. Получается восстановлением оксида железа (III)

оксидом углерода (II) при 500° С: Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2

FeO проявляет свойства основного оксида: легко растворяется в кислотах, образуя соли железа (II).

Оксид железа (III). Оксид железа (III) Fe2O3 — самое устойчивое природное кислородсодержащее соединение железа. Растворяясь в кислотах, образует соли железа (III). Оксид железа (II-III). Оксид железа (II, III) Fe3O4 встречается в природе в виде минерала магнетита. Он хороший проводник тока, поэтому используется для изготовления электродов. Оксидам соответствуют гидроксиды железа. Гидроксид железа (II). Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 образуется при действии щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха: Fe2+ + 2OH– = Fe(OH)2

Выпадает осадок белого цвета. В присутствии воздуха окраска делается зеленоватой, а затем бурой. Катионы железа (II) Fe2+ очень легко окисляются кислородом воздуха или другими окислителями в катионы железа (III) Fe3+. Поэтому в растворах соединений железа (II) всегда имеются катионы железа (III). По этой же причине белый гидроксид железа (II) Fe(OH)2 на воздухе становится сначала зеленоватым, а затем бурым, переходя в гидроксид железа (III) Fе(ОН)3:

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

Fe(OH)2 проявляет основные свойства, хорошо растворяется в минеральных кислотах, образуя соли.

Гидроксид железа (III). Гидроксид железа (III) Fe(ОН)3 образуется в виде красно-бурого осадка при действии щелочами на соли железа (III):

Fe3+ + 3OH– = Fe(OH)3

Fе(ОН)3 — более слабое основание, чем гидроксид железа (II). Это объясняется тем, что у Fе2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у

355

Fe3+ а значит, Fe2+ слабее удерживает гидроксид-ионы, т. е. Fе(ОН)2 более легко диссоциирует. Поэтому соли железа (II) гидролизуются

незначительно, а соли железа (III) — очень сильно: Fe2+ + H2O = Fe(OH)+ + H+

Fe3+ + H2O = Fe(OH)2+ + H+

Гидроксид железа (III) обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных

растворах щелочей:

Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O

Fe(OH)3 + 3OH– = [Fe(OH)6]3–

Соли железа (II) и (III). Из солей железа наибольшее применение нашли: 1) гептагидрат сульфата железа (II) (железный купорос) FeSO4·7Н2O для борьбы с вредителями растений, приготовления минеральных красок и т. д., 2) хлорид железа (III) FеСl3 как коагулянт при очистке воды, а также как протрава при крашении тканей; 3) нонагидрат сульфата железа (III) Fe2(SO4)3× 9Н2O как коагулянт, а также для травления металлов; 4) нонагидрат нитрата железа (III) Fе(NО3)3× 9Н2O как протрава при крашении хлопчатобумажных тканей и утяжелитель шелка.

Качественный реакции на ионы железа (II) и (III). Комплексные соединения железа. Катион железа (III) легко обнаруживается с помощью бесцветного раствора тиоцианата аммония NH4NCS или тиоцианата калия KNCS, точнее, тиоцианат-иона NCS– . При действии NCSна раствор соли железа (III) образуется соединение кроваво-красного цвета — тиоцианат железа (III) Fе(NCS)3: Fe3+ + 3CNS–  Fe(CNS)3

Тиоцианат-ион NCS– служит реагентом на катион железа (III) Fe3+. Для обнаружения катиона железа (III) Fe3+ удобно применять сложное (комплексное) соединение железа гексацианоферрат (II) калия, т. наз. желтая кровяная соль, K4[Fe(CN)6]. В растворе эта соль диссоциирует на

ионы:

K4[Fe(CN)6]  4K+ + [Fe(CN)6]4–

При взаимодействии гексацианоферрат (II)-ионов [Fe(CN)6]4- с катионами железа (III) Fe3+ образуется темно-синий осадок — гексацианоферрат (II) железа (III) (берлинская лазурь):

3[Fe(CN)6]4- + 4Fe3+ = Fe4[Fe(CN)6]3

Другое сложное соединение железа гексацианоферрат (III) калия

(красная кровяная соль) в растворе диссоциирует: K3[Fe(CN)6]  3K+ + [Fe(CN)6]3–

а при взаимодействии гексацианоферрат (III)-ионов [Fe(CN)6]3- с катионами железа (II) Fe2+ также образуется темно-синий осадок гексацианоферрат (III) железа (II) (турнбулева синь):

2[Fe(CN)6]3- + 3Fe2+ = Fe3[Fe(CN)6]2

356

Таким Образом, соединения K4[Fe(CN)6] и K3[Fe(CN)6] являются важными реагентами соответственно на катион железа (III) Fe3+ и катион железа (II) Fe2+.

Ферраты железа (VI). Известно довольно небольшое число соединений железа (VI) — ферраты, например феррат калия K2FeO4, феррат бария BaFeO4 и феррат кальция СaFeO4.

Феррат калия образуется в результате реакции: Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH = 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O

Предположения о существовании таких соединений как H2FeO4 и, соответственно, FeO3 не получили экспериментального подтверждения.

Ферраты термически нестабильные соединения и разлагаются уже при 200° С:

2000C

K2FeO4 KFeO2(феррит калия) + K2O + O2

Феррат калия проявляет более сильную окислительную способность, чем перманганат:

2K2FeO4 + Cr2(SO4)3 + H2SO4 = K2Cr2O7 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

§3. Лабораторная работа «Свойства элементов VIII Б подгруппы ПС Д.И. Менделеева и их соединений»

Опыт 1. Характерные реакции ионов.

В три пробирки налейте по 3-4 капли хлорида железа (III). Затем к этим растворам добавьте по 3-4 капли растворов роданида калия, гексацианоферрита калия и гексацианоферрата калия. Отметьте и запишите характерные реакции ионов Fe3+.

Повторите предыдущие реакции со свежеприготовленным раствором сульфата железа (II). Отметьте характерные реакции для ионов Fe2+.

Опыт 2. Отношение железа к кислотам.

Небольшое количество железных опилок насыпьте в шесть пробирок. В три из них прибавьте разбавленные кислоты: соляную, серную и азотную. В другие три пробирки те же кислоты, но концентрированные.

Наблюдайте и напишите уравнения реакций. Во всех ли случаях происходит реакция? Какую серную кислоту можно перевозить в железных цистернах и почему?

Опыт 3. Окисление железа (II) в железо (III).

К свежеприготовленному раствору сульфата железа (II) добавьте разбавленной серной кислоты и добавьте бромную воду. Отметьте изменение ее окраски. Убедитесь в присутствии ионов Fe3+.

Опыт 4. Восстановление железа (III) в железо (II).

а) К подкисленному серной кислотой раствору сульфита натрия влейте несколько капель раствора хлорида железа (III) и нагрейте раствор

357

до обесцвечивания. Как доказать, что произошло восстановление железа (III) ? Напишите уравнение реакции.

б) К раствору йодида калия прилейте несколько капель раствора хлорида железа (III). Добавьте около 0,5 мл бензола, хорошо встряхните и обратите внимание на окраску бензола. Напишите уравнение реакции.

Опыт 5. Получение и свойства гидроксида железа (II).

Налейте в одну пробирку раствор соли железа (II), а в другую - раствор щелочи. Обе пробирки прокипятите. Горячие растворы осторожно слейте вместе и наблюдайте образование белого осадка. Каков его состав? Для чего надо кипятить растворы?

Полученный осадок разделите на 3 части. Одну из них оставьте стоять на воздухе и наблюдайте изменение цвета осадка. Что происходит и почему? В другие пробирки добавьте: в одну - соляной кислоты, а в другую - щелочи. Напишите уравнения образования, окисления и растворения.

Опыт 6. Гидролиз солей железа (III).

Налейте раствора соли железа (III) в 4 пробирки. В первой - определите реакцию раствора на лакмус. К раствору во второй пробирке добавьте несколько капель концентрированной соляной кислоты, наблюдайте изменение цвета раствора вследствие сдвига равновесия гидролиза.

Втретью пробирку добавьте равное по объему количество воды и нагрейте до кипения. Как влияет на гидролиз разбавление раствора и повышение температуры?

Краствору соли железа (III) в 4-ой пробирке прилейте раствора соды. Наблюдайте образование осадка и выделение газа. Какого состава осадок?

Напишите уравнения реакций всех происходящих процессов. Опыт 7. Получение и свойства гидроксида железа (III).

Получите гидрат железа (III) действием на соль трехвалентного железа щелочью. Полученный осадок отфильтруйте, промойте на фильтре водой и разделите на три части. К одной добавьте разбавленной соляной кислоты, ко второй - раствор щелочи. Третью часть перенесите в фарфоровый тигель и прокалите.

Напишите уравнения реакций.

Опыт 8. Изменение окраски солей кобальта.

Втри пробирки налейте немного концентрированного раствора хлорида кобальта (II). В одну из них добавьте концентрированную соляную кислоту. Во вторую - немного кристаллов хлорида кальция, а в третью - спирт.

Чем объяснить изменение окраски раствора во всех случаях? Опыт 9. Получение и свойства гидроксида кобальта (II).

358