Кочкаров Ж.А. Химия в уранениях реакций

Химия в уравнениях реакций

Гидроксид железа (111) Fe(OH)3

Fe(OH)3, (Fe20 3 • лН20 ) — красно-бурое вещество (ржавый цвет), амфотерный гидроксид, основные свойства выражены силь­ нее, чем кислотные: при обычных условиях в избытке щелочи не­ растворим; как амфотерный гидроксид является более слабым основанием, чем Fe(OH)2.

Примечание. Катиону Fe3+ соответствует метагидроксид желе­ за (III) FeO(OH) бурого цвета, а соединение состава Fe(OH)3 неиз­ вестно (не получено), но все же большинство ученых придержива­ ются записи Fe(OH)3.

NaFe02+ C 02+ 2H20 = Fe(0H)3i+N aH C 03

NaFe02 + 2H20 = Fe(OH)3l +NaOH

Кислотно-основные (амфотерные) свойства

Fe(OH)3 (т) + NaOH(pac,inM)= NaFe02 + 2H20 (t)

2Fe(OH)3 (t) + Na2C 03(pacnj]aB)= 2NaFe02 + C 02 + 3H20 (t) Fe(OH)3 + 6HCl(p = 2FeCl3 + 3H20

2Fe(OH)3+ 3H2S04(p)= Fe2(S04)3 + 6H20

При длительном кипячении раствора (слабая амфотерность): Fe(OH)3 (т) + ЗКОН(к горячий)= K3[Fe(OH)6]

Ферриты (MeFeOz) или ферраты (III)

Ферриты— соли несуществующей железистой кислоты HFe02.

Получение и химические свойства

Fe20 3(T) + 2K0H(pacraaB)=2K Fe02+ H20 (t) Fe20 3(T) + Na2C 03(pacimaB)= 2NaFe02+ C 02(t)

Fe(OH)3(i) = HFe02+ H20 (t, формальная запись) NaFe02 + 4HCl(p) = FeCl3 + NaCl + 2H20

NaFe02 + 2H20 Fe(OH)3l + NaOH NaFeQ2+ C 02+ 2H20 = Fe(OH)3i +NaHC03

180

Глава I. Химия элементов и их соединений

Ферраты Me2Fe04

Ферраты — соли несуществующей железной кислоты H2Fe04, являются более сильными окислителями, чем КМп04 и К2Сг20 7.

Fe(T)+ 3K20 2(t)+ 2H20 = K2Fe04+ 4KOH

Fe(aH<w)+ 2KOH(p)+ 2H20 = K2Fe04+ 3H2 (электролиз раствора)

Химические свойства

2K2Fe04 (т)+ 2NH3 • Н20 = 2Fe(OH)3 + N2 + 4KOH (t)

4K2Fe04(T)+ гОНС^ = 4FeCl3 + 302 + 8KC1 + 10H2O 2K2Fe04(a)+ 3H2S(p)+ 2H20 = 2Fe(OH)3+ 3S l + 4K0H 2K2Fe04(T>C r2(S0 4)3(i)+H2S0 4(p)=Fe2(S0 4)3+ K2Cr20 7+K2S0 4+H20 2K2Fe04 + 2CrCl3 + 2HC1 = 2FeCl3 + K.Cr20 7 + 2KC1 + H20 4K2Fe0 4(x)+ 6H20 = 4FeO(OH)l + 30 T + 8K0H, pH < 10 4K2Fe04(p)+ 10H2O = 4Fe(OH)3+ 302f + 8K0H (t)

2K2Fe04(p)+ 2H20 + 6KI = 2KFe02+ 3I2+ 8KOH (t) 4BaFe04 (p) = 2Fe20 3 + 4BaO + 302T (t)

Соли кислородсодержащих и бескислородных кислот

Соли железа (III) и их кристаллогидраты, а также свежеприго­ товленные растворы солей бесцветны, так как катион Fe3+ и гидрати­ рованный ион [Fe(H20)6]3+ бесцветны; темно-коричневый цвет раство­ ров обусловлен внедрением в аквакомплекс гидроксид-ионов

181

Химия в уравнениях реакций

[Fe(H20 )50H ]2+; гигроскопичны, сильно гидролизуются: Fel3 из вод­ ных растворов не получается; Fe2(C03)3— не получен.

Fe2(S04)3 (p) + 3Na2C 03 (p) + 3H20 =2Fe(OH)3 + 3C02T + 3Na2S04

2Fe2(S °4)3W= Fe20 3(T) + S02t + S03t (700 »C) 2Fe2(S04)3 (T)= 2Fe20 3 (T) + 6S0 2T+ 302t (t > 700 °C) ♦ Окислительные свойства:

2FeCl3(p) + 6И (р) = 2FeI,+1,4 + 6KC1 2FeCl3(p, + SnCl2(p) = 2FeCl,+ SnCl4

FeCl3(p)+ H2(r)= FeCl2+ 2HC1 (Pd, в темноте и на холоду) FeCl3 (р) + Cu(T) = FeCl2 + CuCl (t)

2FeCl3(p) + Fe = 3FeCl2(t)

♦Травление печатных схем и плат: 2FeCl3 (р) + Си = 2FeCl, + CuCl,

♦Гидролиз по катиону:

FeCl3 (р) + Н20 о Fe(OH)Cl,+ НС1

FeCl3 (р) + 2Н20 <-> FeO(OH)4+ ЗНС1 (t) ♦ Разложение нитрата:

4Fe(N03)3= 2Fe,03+ 12NO,T+ 302t (t) ♦ Получение железокалиевых квасцов:

Fe2(S0 4)3(P) + K,S04(p) + 12H,0 = 2KFe(S04), • 12H,0

182

Глава I. Химия элементов и их соединений

Комплексные соединения

Как уже было сказано: берлинская лазурь и турнбулева синь — это одно и то же вещество, поскольку комплексы, образу­ ющиеся в реакциях, находятся между собой в равновесии:

KFem[Fen(CN)6] о KFen[Fem(CN)6]

4K3[Fe(CN)6](p)KKC+ 4КОН(к) = 4K4[Fe(CN)6]ra + 0 2Т+ 2Н20 (t) K3[Fe(CN)6](K)+ ЗНС1(к) = H3[Fe(CN)6] i (коричсм) + ЗКС1 6K3[Fe(CN)6]w + W + 8КОН(р) = 6K4[Fe(CN)6]jKKC+ K2W 04+4H20

Fe30 4+ Н2= 3FeO + Н20 (t > 570 °С); Fe30 4(т) + Н20 Фнет реакции

4рез °4<т, + ° 2= 6FeA W ; рез°4(1) + KOH(№ P .)56 нет Реакции Fe30 4(T) + 8НС1(р) = FeCl2 + 2FeCl3 + 4Н20

Рез0 4(т) + 4СО(г) = 3Fe + 4С 02

3Fe30 4(}+ 8А1(} = 4А120 3 + 9Fe + Q (в зажигательных бомбах)

Fe3®4(T,T+ ^Н 4(г)= 3Fe + С 02 + 2Н20 Fe30 4(T)+8HI = 3FeI2+ I2+4H 20

Fe30 4(T)+ HN03(p) + 27HN03(p)= 9Fe(N03)3 + NO? + 14H20

183

14.ХИМИЯ ХРОМА

ИЕГО СОЕДИНЕНИЙ

Хром — серебристо-белый тугоплавкий металл, при обычных условиях неактивен за счет плотной оксидной пленки Сг20 3, кото­ рая разрушается при нагревании; 1890 °С; природные минералы: FeO • Сг20 3 — хромистый железняк, FeCr04 — хромит; электронная формула: ls22s2p 63s2p 6d54sl— наблюдается провал одного электро­ на с As- на 3^-подуровень с образованием устойчивого наполовину заполненного d-подуровня; электронно-графическая формула:

3d Ар

As

I

За счет шести валентных электронов и шести валентных орби­ талей проявляет максимальную степень окисления +6 и валентность (VI). В соединениях обычно проявляет степени окисления +2, +3, +6, среди которых наиболее устойчивы соединения Сг3+.

Получение

♦ Алюмо-углеродотермия:

Сг20 3 + 2А1(т) = 2Cr + А120 3 (t)

FeO • Cr20 3 + 4С(т) = Fe + 2Сг + 4COt (t)

1)4FeO • Cr20 3(i)+ 702(r)+ 8Na2COJ(T = 8Na2Cr04+ 2Fe20 3+ 8C02

2)2Na2Cr0 4(T)+ ЗС(т)= 3COT + 2Na20 + Cr20 3 (t) или 2Na2Cr04(T)+2H 2S0 = Na2Cr20 7 + 2NaHS04 + H20, затем:

Na2Cr20 7+ 2С(т)= COT + Na2C 03 + Cr20 3 (t)

184

Глава I. Химия элементов и их соединений

Химические свойства металлического хрома

Сг(} + Н20 ^ при обычных условиях 2Сг(т) + ЗН20 (горпар=Сг20 3 + ЗН2Т(600 °С, темп, красного каления)

4Сг(т) + 302(г) = 2Сг20 3 (400 °С, Сг2Оэ— защитная пленка)

2Сг + 0 2= 2СЮ (t); 2Cr + 3F2 = 2CrF3; Cr + 2F2= CrF4 (350-500 °C)

2Сг(т) + ЗМеС12 ^ = 2СгС13 + ЗМе (Me = правее Сг)

Сг(т) + H2S04(k); HN03(k), НС104(к)* на холоду пассивируются Cr( + [ЗНС1( + HN03 ( ] Фна холоду пассивируется

2Cr(T) + 3H2S04(K) + 3H2S04(K) = Cr2(S04)3+ 3S0 2T+ 6H2o (t) Сг(т) + 3HN03 w + 3HN03 w = Cr(N03)3 + 3N02T + 3H20 (t) Cr + H2S04(p) = CrS04+ H2T (в обычных условиях)

Сг(т) + НС1(р) = СгС12 + Н2Т (в обычных условиях) 2Сг(т) + КСЮ3{т)= Cr20 3 + КС1 (500-700 °С) гСг^ + 3KNOjT( J = Сг20 3 + 3KN02 (400-500 °С)

2Cr(; + 2Na2C 03 (ретш)+ 3 0 2(r) = 2Na2Cr04 + 2С02Т 2Cr(T) + Fe2(S04)3(p = Cr2(S04)3+2Fe,

2Сг(т) + 3CuS04(p)=Cr2(S04)3+ 3Cu

2Сг(т) + 3SnS04(p)= Cr2(S04)3+ 3Sn

Химические свойства соединений Cr (II)

Соединения Сг2+ неустойчивы; быстро окисляясь кислородом воздуха, они переходят в соединения Сг3+; сильные восстановите­ ли; СгО(т) — основный оксид от черного до красно-коричневого цвета.

Оксид хрома (II)

СЮ -> Сг20 3 -> СЮ3

основный амфотерный кислотный

185

Химия в уравнениях реакций

Получение

Образуется при окислении амальгамы хрома кислородом воз­ духа:

2СЮ + 6НС1 = 2СгС13 + Н2 + 2Н20

Гидроксид хрома (II)

Сг(ОН)2— вещество коричневого или желтого цвета, плохо ра­ створимое в воде, проявляет основные свойства, медленно реагиру­ ет только с концентрированными кислотами, образуя соли хрома (II) синего или голубого цвета, хороший восстановитель.

Получение солей щелочным гидролизом

СгС12 (т) + 2NaOH(p) = Сг(ОН)24желгый + 2NaCl (в атмосфере Н2)

Основные свойства

Cr(OH)2(}+ NaOH Ф нет реакции; Cr(OH)2(} + NH3?t нет реакции Сг(ОН)2(> 2НС1(к) = СгС12(р)голу6ой+ 2Н20 Т

Сг(ОН)2(т) + H2S04(K) = CrS04(p)roiiyM + 2Н20

Сг(ОН)2 + разбавленные кислоты и щелочи Ф нет реакции Сг(ОН)2(т) = СгО(т) + Н20 (t, в отсутствие кислорода)

Восстановительные свойства (легко окисляется кислородом воздуха)

186

Глава I. Химия элементов и их соединений

Соли хрома (II)

Известны галогениды хрома (II), сульфаты и перхлораты; раство­ ры солей окрашены в синий цвет. Все соли хрома (II) — сильные восстановители, в растворах окисляются кислородом воздуха:

4СгС12 + 0 2 + 4НС1 = 4СгС13 + 2Н20

При отсутствии окислителя восстанавливают даже воду, разла­ гая ее с выделением водорода:

2СгС12 + 2Н20 = 2СгОНС12 + Н2Т (t)

2СгС12(т)+ 4H2S04(k)= Cr2(S04)3 + S02T + 4НС1 + 2Н20 (кипение) СгС12 (т) + 4HN03 (к) = Cr(N03)3 + N0 2T + 2НС1 + Н20 (кипение) CrClj^ + Н20 о CrOHCl + НС1 (22 °С)

СгС12 'Ь) + 2NaOH(p) = Cr(OH)2l + 2NaCl (в атмосфере Н2) СгС12 J, + 2NH3 • Н20 (р) = Cr(OH)2i + 2NH4C1 (в атмосфере Н2) 4СгС12( }+ 0 2+ 2Н20 = 4Сг(ОН)С12,

СгС12 (р) + 2КР(насыщр,= CrF2 + 2КС1

4CrS04(p) + 0 2(r) + 2H2S04(p) = 2Cr2(S04)3+ 2НгО 2CrS04 + 2H20 = 2Cr(0H)S04 + H2 (t) Cr(CH3COO)2 + (NH4)2S(r) = C rSi + 2CH3COONH4 CrCl2(p) + (NH4)2S(i) = 2NH4C1 + C rSi

Получаются при восстановлении солей хрома (III) водородом в момент выделения:

2СгС13 + 3Zn + 4НС1 = 2СгС12 + 3ZnCl2 + 2НГ

Комплексные соединения хрома (II)

[Cr(NH3)6]Cl2(xeMHo голубой) [Сг(КН3)5]С12(фиолетовый) [Сг(ЫН3)3]С12(светло.— ) [Сг(Ш 3)2]С12(светло.зеленый) [Cr(NH3)]Cl2 -> СгС12 + NH3 (400 °С)

Химические свойства соединений Cr (III)

Оксид хрома Сг2Оэ

Химически инертный амфотерный оксид (кислотные свойства выражены слабо); темно-зеленый тугоплавкий порошок; проявляет окислительно-восстановительные свойства.

Получение

♦ В лаборатории:

(NH4)2Cr20 7(x) = N2T + Cr20 3 + 4Н20 (t)

187

Химия в уравнениях реакций

4Сг+ 302 (г) = 2Сг20 3 (500-700 °С); 4СЮ3 = 2Cr20 3 + 302(t > 450 “С) 2Cr(OH)3 = Сг20 3 + 3H20 (t):

Сг(ОН)3 = СЮ(ОН) + Н20 (t); 2СЮ(ОН) = Сг2Оэ + Н20 (150 °С) 4Na2Cr20 7 = 4Na2Cr04 + 2Сг20 3 (т) + 302 (t > 400 °С )

4К2Сг20 7 = 4К2СЮ4 + 2Cr20 3 (i) + 302 (t > 450 °С ) ♦ в промышленности:

2К2Сг20 7 (т) + ЗС(т) = 2Сг20 3 (т)+ 2К2С 03 + С 02 (t, прокаливание) или: К2Сг20 7(т) + 2С(т) = Сг20 3 + К2СО, + СО (t, прокаливание) или

2)Cr2(S04)3 (p) + 6NH3 • H20 (p) = 2Cr(OH)3J-cepo cHHi]_+ 3(NH4)2S04

3)2Cr(OH)3 = Cr20 3+ 3H20 (t)

Свойства Cr20 3

♦ кислотно-основные:

Сг20 3 + H20 Фнет реакции

Cr20 3 (* + 2МеОН(плав)= 2МеСЮ2+ H20 (400-500 °C, Me = Li, Na, K) Cr20 3 (x) + Na2C 03 (T) = 2NaCr02 + C 02T (сплавление)

Сг2°з (T)+ 3K2S2°7 (T)= 3K2S04+ Сг2(80 4)з (сплавление)

Cr20 3(x)+ 6KHS04(t)= 3K2S04+ Cr2(S04)3+ 3H20 (сплавление) Cr20 3 + растворы кислот Фв обычных условиях

Сг2Оэ + растворы щелочей Фв обычных условиях Сг20 3 (тТ}+ 6НС1(г) = 2СгС13 + 3H20 (t)

Cr2o 3(T)+ 3H2so 4(p) = Cr2(S04)3+ зн 2о (t) ♦ окислительно-восстановительные: 2Сг20 3(т) + 0 2= 4СЮ2(черный)(400 °С, Р) Сг20 3 (т) + ЗСа = 2Сг + ЗСаО (700-800 °С)

2Сг20 3 (т) + ЗС(т) = 4Сг + ЗС02Т (800 °С )

сг20 3(т) + ЗС(т) + ЗС12(г) = 2СгС13 + 3C O t (800 °С ) Сг20 3(т) + ЗСС14(г) = 2СгС13 + ЗСОС12 (t)

Сг20 3 (т) + 2А1(т) = 2Сг + А120 3 (800 °С, алюмотермия)

5Сг20 3(т)+ 6№ ВЮ 3(р)+ 3H2S04(p)+ 2Н20 = 5Н2Сг20 7 + ЗВг2 + + 3Na2S04(t)

Сг2Оэ (т)+NaBЮ 3 (р) + 4NaOH (р)= 2Ыа2СЮ4 + NaBr + 2Н20 (t) 5Сг20 3(т)+ 6NaBr03(p)+ 2НгО = 3Na2Cr20 7 + 3Br2+ 2Н2Сг20 7 (t)

188

Глава I. Химия элементов и их соединений

Сг20 3(т)+ 3KN03(T)+ 4КОН(т)= 2К2СЮ4+ 3KN02+ 2Н20 (сплав­ ление)

Сг20 3 (т) + 2К2С 03 (т) + КСЮ3 (т) = 2К2СЮ4 + КС1 + 2СО.Т (500-

700°С)

Сг20 3(т)+ 2К2С 03(т)+ 3KN03(i)= 2К2Сг04+ 3KN02+ 2С0 2Т (500-

700 °С)

Сг20 3 (т) + 2КМп04 (т) = К2Сг20 7 + 2Мп02 (сплавление)

Гидроксид хрома (III) Сг(ОН)3

Сг(ОН)3, а точнее гидрат оксида Сг20 3 • ЗН20 , — амфотерное вещество, кислотные свойства выражены слабее, чем основные; из раствора осаждается в виде серо-зеленого осадка; является более слабым основанием, чем Сг(ОН)2 (амфотерные гидроксиды всегда более слабые основания, чем основные).

Получение

Cr2(S04)3(p) + 6NaOH(pKno_ M) = 2Cr(OH)3i + 3Na2S04 Cr2(S04)3 (p) + 6NH3 • H20 = 2Cr(OH)3l + 3(NH4)2 S04 N a^C rtO H )^ + 3C02(r)= Cr(OH)3l + 3NaHC03

Химические свойства

Cr(OH)2++ ОН~<~» [Cr(OH)3 о H3C r03] -> H20 + HCr02 H+ + + C r02-

по типу основания <— [диссоциация] —» по типу кислоты

2Cr(OH)3 = Сг20 3+ 3H20 (t):

1) Сг(ОН)3 Н20 + СгООН, 2) 2СЮОН -> Н20 + Сг20 3

• Кислотные свойства:

Сг(ОН)3 (т) + ЗКОН(к) = К3[Сг(ОН)6](р) зелсяыи Сг(ОН)3(т) + КОН(р) + 2Н20 = К[Сг(0Н)4(Н20 )2](р) .,еле„ый

или упрощенно: Сг(ОН)3 (т) + КОН(р) = К[Сг(ОН)4]

Сг(ОН)3 (т) + КОН(т) = КСЮ2 + 2Н20 (400-500 °С, сплавление)

♦ Основные свойства:

Сг(ОН)3 (Т) + ЗНС1(Р) = СгС13 + зн2о

189