Применение соединений хрома

Оксид хрома (II) применяется в качестве адсорбента для очистки углеводородов от кислорода.

Оксид хрома (III) служит пигментом лаков и красок, применяется в качестве абразивного материала.

Дихромат калия используется в качестве окислителя в органическом синтезе, протравы при крашении, компонентов состава для спичек, ингибиторов коррозии металлов и сплавов.

Железо и его соединения

Железо – один из металлов, известных человеку с доисторических времен. Первые образцы железа, попавшие в руки человека, были метеоритного происхождения, такое железо называлось «звездным».

Распространенность в природе

Железо по распространенности в природе занимает четвертое место после кислорода, кремния и алюминия. Известно свыше 300 минералов, которые входят в состав железных руд. Железные руды, содержащие не менее 16 мас. % железа, имеют промышленное значение. Основными формами минералов железа являются оксидные и сульфидные соединения:

магнетит (магнитный железняк) Fe₃O₄,                                          лимонит Fe₂O₃·nH₂O,

гематит (железный блеск, красный железняк, кровавик) Fe₂O₃, пирротин FeS,

пирит FeS₂.                                                                                          сидерит FeCO₃

Очень редко встречается самородное железо метеоритного происхождения. Огромное количество железа располагается в глубинных слоях Земли, ядро нашей планеты – это сплав железа с никелем.

Железо – важнейший биоэлемент, оно входит в состав гемоглобина крови.

Положение в ПСХЭ Д.И. Менделеева

· Находится в IV периоде, в VIII группе, в побочной подгруппе

· Валентные электроны: 3d⁶4s²

· Наиболее типичные степени окисления: +2 и +3. При этом наиболее устойчива степень окисления +3, чем +2, поскольку на 3d-оболочке существует всего один лишний электрон сверх устойчивой d⁵-конфигурации. В жестких окислительных условиях проявляет степень окисления +6.

Физические свойства.

Железо – сравнительно мягкий, ковкий металл серебристого цвета, пластичный, намагничивается. Электро- и теплопроводность в 6 раз ниже, чем у меди. T_плавл=1539⁰С. ρ = 7, 87г/см³.

Химические свойства.

В химическом отношении железо относится к металлам средней активности

  СО: +2 – со слабыми окислителями – растворы кислот, солей, неметаллы, кроме кислорода и галогенов

+3 – с сильными окислителями – концентрированные кислоты, кислород, галогены.

I. Взаимодействие с простыми веществами.

· Горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II, III): 3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄(FeO•Fe₂O₃)

· Во влажном воздухе окисляется с образованием гидроксида железа(III) – ржавчины:                                    

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

· Железо реагирует с неметаллами при нагревании: а) с галогенами  2Fe + 3Br₂ 2FeBr₃

                                                                                       б) с серой  Fe + S FeS

                                                                                       в) с азотом 4Fe + N₂ 2Fe₂N

                                                                                       г) с фосфором 3Fe + P Fe₃P

                                                                                       д) с углеродом 3Fe + С Fe₃С

II. Взаимодействие со сложными веществами.

· При высокой температуре (700–900°C) реагирует с парами воды: 3Fe + 4H₂O Fe₃O₄ + 4H₂ ↑

· Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах, проявляя СО +2:

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑

Fe + H₂SO₄(разб.) → FeSO₄ + H₂↑

· В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании, проявляя СО +3:            2Fe + 6H₂SO₄(конц.) Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

Fe + 6HNO₃(конц.) Fe(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).

· При взаимодействии с щелочными расплавами сильных окислителей, проявляет СО +6:

Fe + KClO₃ + 2KOH = K₂FeO₄ + KCl + H₂O

Fe + 3KNO₃ + 2KOH = K₂FeO₄ + 3KNO₂ + H₂O

· Железо вытесняет металлы, стоящие правее него в ряду напряжений из растворов их солей.

Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu↓

· Для железа характерно образование карбонилов, в которых железо имеет СО, равную 0.

                                                            Fe + 5CO Fe(CO)₅

Получение.

· Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II): FeO + C Fe + CO

                                                                                                  Fe₂O₃ + 3CO 2Fe + 3CO₂

Соединения двухвалентного железа

Оксид железа (II) FeO

Физические свойства: твердое вещество черного цвета, нерастворимое в воде, в мелкораздробленном состоянии воспламеняется.

Химические свойства: FeО – основной оксид

· Взаимодействует с кислотами: FeO + 2HCl = FeCl₂ + H₂O

· При сильном нагревании окисляется водой: 3FeО + H₂O Fe₃О₄ + H₂↑

· Окисляется кислородом до оксидов с более высокой СО: 4FeО + O₂  Fe₂О₃

                                                                                             6 FeО + O₂  2Fe₃О₄

· Восстанавливается водородом, углеродом, оксидом углерода(II) до железа: FeO + C Fe + CO

· Проявляет восстановительные свойства:       3FeO + 10HNO₃ = 3Fe(NO₃)₃ + NO + 5H₂O.

Получение.

· При частичном восстановлении оксидов Fe₃О₄ и Fe₂О₃: Fe₂О₃ + H₂ 2 FeО + H₂O

                                                                                              Fe₃О₄ + H₂ 3 FeО + H₂O

Гидроксид железа (II) Fe(OH)₂

Физические свойства: в свежеосажденном виде имеет серовато-зеленую окраску, в воде не растворяется, быстро темнеет вследствие окисления:

Химические свойства: Fe(OH)₂ – слабое основание. Проявляет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных

· Взаимодействует с сильными кислотами: Fe(OH)₂ + H₂SO₄→ FeSO₄ + 2H₂O

· Взаимодействует с концентрированными растворами щелочей при нагревании с образованием тетрагидроксоферрата (II):                          Fe(OH)₂ + 2NaOH Na₂[Fe(OH)₄]

· При нагревании разлагается:                       Fe(OH)₂ FeO + H₂O

· На воздухе окисляется до Fe(OH)₃:            4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Fe(OH)₃

· Проявляет восстановительные свойства, при взаимодействии с азотной или концентрированной серной кислотой образуются соли железа (III): 2Fe(OH)₂ + 4H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + SO₂ + 6H₂O.

Получение.

· Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeCl₂ + 2KOH → 2KCl + Fе(OH)₂↓

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

Соли железа (II). Железо (II) образует соли практически со всеми анионами. Обычно соли кристаллизуются в виде зеленых кристаллогидратов: Fe(NO₃)₂·6H₂O, FeSO₄·7H₂O, FeBr₂·6H₂O, (NH₄)₂Fe(SO₄)₂·6H₂O (соль Мора) и др.

· Растворы солей имеют бледно-зеленую окраску и, вследствие гидролиза, кислую среду:                    

                                    Fe²⁺ + H₂O = FeOH⁺ + H⁺.

· Проявляют все свойства солей.

· При стоянии на воздухе медленно окисляются растворенным кислородом до солей железа (III):

       4FeCl₂ + O₂ + 2H₂O = 4FeOHCl₂.

⇐ Предыдущая123456Следующая ⇒

Поделиться: