Читать онлайн «Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ». Страница 11

Получение чистого железа в промышленности – электролиз раствора солей железа, например:

(существуют и другие специальные методы, в том числе восстановление оксидов железа водородом).

Чистое железо применяется в производстве специальных сплавов, при изготовлении сердечников электромагнитов и трансформаторов, чугун – в производстве литья и стали, сталь – как конструкционный и инструментальный материалы, в том числе износо-, жаро– и коррозионно-стойкие.

Оксид железа(II) FeO. Амфотерный оксид с большим преобладанием основных свойств. Черный, имеет ионное строение Fe2+O2-. При нагревании вначале разлагается, затем образуется вновь. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами, сплавляется со щелочами. Медленно окисляется во влажном воздухе. Восстанавливается водородом, коксом. Участвует в доменном процессе выплавки чугуна. Применяется как компонент керамики и минеральных красок. Уравнения важнейших реакций:

Получение в лаборатории: термическое разложение соединений железа (II) без доступа воздуха:

Fe(OH)2 = FeO + H2O (150–200 °C)

FeCO3 = FeO + СO2 (490–550 °C)

Оксид дижелеза (III) – железа(II) (FeIIFe2III)O4. Двойной оксид. Черный, имеет ионное строение Fe2+(Fe3+)2(O2-)4. Термически устойчив до высоких температур. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами. Восстанавливается водородом, раскаленным железом. Участвует в доменном процессе производства чугуна. Применяется как компонент минеральных красок (железный сурик), керамики, цветного цемента. Продукт специального окисления поверхности стальных изделий (чернение, воронение). По составу отвечает коричневой ржавчине и темной окалине на железе. Применение брутто-формулы Fe3O4 не рекомендуется. Уравнения важнейших реакций:

Получение: сгорание железа (см.) на воздухе.

В природе – оксидная руда железа магнетит.

Оксид железа(III) Fe2O3. Амфотерный оксид с преобладанием основных свойств. Красно-коричневый, имеет ионное строение (Fe3+)2(O2-)3. Термически устойчив до высоких температур. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой, из раствора выпадает бурый аморфный гидрат Fe2O3 nН2O. Медленно реагирует с кислотами и щелочами. Восстанавливается монооксидом углерода, расплавленным железом. Сплавляется с оксидами других металлов и образует двойные оксиды — шпинели (технические продукты называются ферритами). Применяется как сырье при выплавке чугуна в доменном процессе, катализатор в производстве аммиака, компонент керамики, цветных цементов и минеральных красок, при термитной сварке стальных конструкций, как носитель звука и изображения на магнитных лентах, как полирующее средство для стали и стекла.

Уравнения важнейших реакций:

Получение в лаборатории – термическое разложение солей железа(III) на воздухе:

Fe2(SO4)3 = Fe2O3 + 3SO3 (500–700 °C)

4{Fe(NO3)3 9 H2O} = 2FeaO3 + 12NO2 + 3O2 + 36H2O (600–700 °C)

В природе – оксидные руды железа гематит Fe2O3 и лимонит Fe2O3 nН2O.

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2. Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Белый (иногда с зеленоватым оттенком), связи Fe – ОН преимущественно ковалентные. Термически неустойчив. Легко окисляется на воздухе, особенно во влажном состоянии (темнеет). Нерастворим в воде. Реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Типичный восстановитель. Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется в изготовлении активной массы железоникелевых аккумуляторов.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: осаждение из раствора щелочами или гидратом аммиака в инертной атмосфере:

Fe2+ + 2OН(разб.) = Fe(OH)2↓

Fe2+ + 2(NH3 H2O) = Fe(OH)2↓ + 2NH4+

Метагидроксид железа FeO(OH). Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Светло-коричневый, связи Fe – О и Fe – ОН преимущественно ковалентные.

При нагревании разлагается без плавления. Нерастворим в воде. Осаждается из раствора в виде бурого аморфного полигидрата Fe2O3 nН2O, который при выдерживании под разбавленным щелочным раствором или при высушивании переходит в FeO(OH). Реагирует с кислотами, твердыми щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Спекается с Fe(OH)2. Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется как основа желтых минеральных красок и эмалей, поглотитель отходящих газов, катализатор в органическом синтезе.

Соединение состава Fe(OH)3 не известно (не получено).

Уравнения важнейших реакций:

Получение: осаждение из раствора солей железа(III) гидрата Fe2O3 nН2O и его частичное обезвоживание (см. выше).

В природе – оксидная руда железа лимонит Fe2O3 nН2O и минерал гётит FeO(OH).

Феррат калия K2FeO4. Оксосоль. Красно-фиолетовый, разлагается при сильном нагревании. Хорошо растворим в концентрированном растворе КОН, реагирует с кипящей водой, неустойчив в кислотной среде. Сильный окислитель. Качественная реакция – образование красного осадка феррата бария. Применяется в синтезе ферритов – промышленно важных двойных оксидов железа (III) и других металлов.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: образуется при окислении соединений железа, например метагидроксида FeO(OH), бромной водой, а также при действии сильных окислителей (при спекании) на железо

Fe + 2KOH + 2KNO3 = K2FeO4 + 3KNO2 + H2O (420 °C)

и электролизе в растворе:

(феррат калия образуется на аноде).

Качественные реакции на ионы Fe2+ и Fe3+. Обнаружение ионов Fe2+ и Fe3+ в водном растворе проводят с помощью реактивов K3[Fe(CN)6] и K4[Fe(CN)6] соответственно; в обоих случаях выпадает синий продукт одинакового состава и строения, KFeIII[FeII(CN)6]. В лаборатории этот осадок называют берлинская лазурь, или турнбуллева синь:

Fe2+ + К+ + [Fe(CN)6]3- = KFeIII[FeII(CN)6]↓

Fe3+ + K+ + [Fe(CN)6]4- = KFeIII[FeII(CN)6]↓

Химические названия исходных реактивов и продукта реакций:

K3[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (III) калия

K4[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (II) калия

KFeIII[FeII(CN)6] – гексацианоферрат (II) железа(III) калия

Кроме того, хорошим реактивом на ионы Fe3+ является тиоцианат-ион NCS-, железо (III) соединяется с ним, и появляется ярко-красная («кровавая») окраска:

Fe3+ + 6NCS– = [Fe(NCS)6]3-

Этим реактивом (например, в виде соли KNCS) можно обнаружить даже следы железа (III) в водопроводной воде, если она проходит через железные трубы, покрытые изнутри ржавчиной.

Элементы с металлическими свойствами расположены в IA – VIA группах Периодической системы (табл. 7).

Металлами являются также все элементы, расположенные в IБ – VIIIБ-группах (переходные металлы).

В настоящее время в Периодической системе 92 металла.

Типичными металлами являются s-элементы (элементы IA-группы от Li до Fr, элементы IIA-группы от Mg до Ra). Общая электронная формула их атомов ns1–2. Для них характерны степени окисления +I и +II соответственно.

Небольшое число электронов (1–2) на внешнем энергетическом уровне атомов типичных металлов предполагает легкую потерю этих электронов и проявление сильных восстановительных свойств, что отражают низкие значения электроотрицательности. Отсюда вытекает ограниченность химических свойств и способов получения типичных металлов.

Характерной особенностью типичных металлов является стремление их атомов образовывать катионы и ионные химические связи с атомами неметаллов. Соединения типичных металлов с неметаллами – это ионные кристаллы «катион металлаанион неметалла», например К+Br-, Са2+O2-. Катионы типичных металлов входят также в состав соединений со сложными анионами – гидроксидов и солей, например Mg2+(OH-)2, (Li+)2CO32-.