2.10. Медь, хром, железо – металлы побочных подгрупп

Железо

Строение атома и положение в периодической системе. Заряд ядра атома железа +26, в ядре 26 р и 30 n, а в электронной оболочке – 26 е. А_r(Fe) = 56. 26 е располагаются на 4-х энергетических уровнях (на это указывает номер периода). Символ элемента находится в побочной подгруппе, т. к. Fe – элемент d-семейства (у его атомов заполняется электронами d-подуровень предвнешнего уровня, а на внешнем уровне – 2 е). Электронная формула атома Fe: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s². Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням в атоме железа говорит о том, что этот элемент проявляет переменную валентность. Рассмотрим валентные возможности атома железа:

4р – – – 4s ⇅ 3d ⇅ ↑ ↑ ↑ ↑ 3р ⇅ ⇅ ⇅ 3s ⇅ Электронная структура атома железа, невозбужденное состояние, валентность = 0	4р ↑ – – 4s ↑ 3d ⇅ ↑ ↑ ↑ ↑ 3р ⇅ ⇅ ⇅ 3s ⇅ Второе валентное состояние атома (возбужденное), может проявлять валентности II (за счет 4s14р1 электронов) и VI (3d44s14р1)
	4р ↑ ↑ – 4s ↑ 3d ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ 3р ⇅ ⇅ ⇅ 3s ⇅ Третье валентное состояние атома (возбужденное), может проявлять валентности III (за счет 4s14р2 электронов) и VIII (3d54s14р2)

Наиболее характерны для железа валентности II и III, менее характерны валентности VI и VIII.

Распространенность в природе. Железо – четвертый по распространенности в земной коре элемент (после О, Si и Al) и наиболее распространенный из тяжелых металлов. В природе химический элемент железо находится в связанном виде: входит в состав горных пород, природных вод, содержится в живых организмах. Важнейшие руды железа – магнетит (магнитный железняк) Fe₃O₄ (Fe^IIFe₂^IIIO₄), гематит (красный железняк) Fе₂О₃, лимонит (бурый железняк) Fе₂О₃nН₂О, сидерит (шпатовый железняк) FеСО₃, пирит (железный или серный колчедан) FеS₂.

Характеристика простого вещества. Как любой металл, железо имеет металлическую кристаллическую решетку, поэтому обладает общими свойствами металлов.

Железо – серебристо-белый, пластичный, относительно мягкий, достаточно тяжелый металл. Легко подвергается ковке, прокатке и другим видам обработки. Проявляет магнитные свойства: притягивается магнитом и само намагничивается и размагничивается (ферромагнетик).

В химическом отношении железо весьма активно. Оно взаимодействует с простыми веществами:

– с галогенами при нагревании. Железная проволока, нагретая до красного каления, горит в атмосфере хлора: 2Fе + 3Сl₂ = 2FеСl₃.

Аналогично протекают реакции с другими галогенами, но при переходе Cl₂  Br₂  I₂ – все менее бурно. В случае реакции с I₂ образуется FeI₂.

– с кислородом. При обычной температуре оно очень медленно окисляется кислородом воздуха, однако накаленное железо легко сгорает с образованием оксида железа (II, III), или железной окалины: 3Fе + 2О₂ = Fе₃О₄.

В присутствии влаги окисление железа на воздухе происходит быстрее, и оно ржавеет, т.е. покрывается слоем гидратированного железа (III): 4Fе + 3О₂ + nН₂О  2Fе₂О₃nН₂О.

Образующийся слой ржавчины – хрупкий и рыхлый, пористый, поэтому не предохраняет металл от дальнейшей коррозии.

– с серой: Fe + S  FeS + Q

Если смесь порошков Fe и S локально нагреть (для инициации реакции), то реакция распространяется на весь объем смеси и поддерживается за счет выделяющегося тепла.

– с углеродом при нагревании: 3Fe + C  Fe₃С (карбид железа, или цементит).

Железо взаимодействует и со сложными веществами.

Железо сравнительно легко реагирует с растворами кислот, не проявляющих окислительных свойств аниона, с выделением Н₂ и образованием Fе²⁺:

Fе + 2НСl  FеСl₂ + Н₂, Fе + 2Н⁺  Fе²⁺ + Н₂.

Разбавленная HNO₃ окисляет железо до степени окисления +3:

Fe + 4HNO_3(разб.)  Fe(NO₃)₃ + NO + 2H₂O, Fe + 4H⁺ + NO₃^–  Fe³⁺ + NO + 2H₂O.

Под действием концентрированных H₂SO₄ и HNO₃ при комнатной температуре железо пассивируется: на его поверхности образуется прочная оксидная пленка, препятствующая дальнейшему взаимодействию. Это позволяет использовать стальные цистерны для транспортировки концентрированной H₂SO₄. Однако при нагревании железо реагирует с этими кислотами:

2Fе + 6Н₂SО_4(конц.) Fе₂(SО₄)₃ + 3SО₂ + 6Н₂О, 2Fе + 12Н⁺ + SО₄^2- = 2Fе³⁺ + 3SО₂ + 6Н₂О;

Fе + 6НNО_3(конц.) Fе(NО₃)₃ + 3NО₂ + 3Н₂О, Fе + 6Н⁺ + 3NО₃^- = Fе³⁺ + 3NО₂ + 3Н₂О.

Щелочи не действуют на железо.

Железо реагирует с растворами солей металлов, расположенных в ряду стандартных электродных потенциалов правее: Fe + CuSO₄  FeSO₄ + Cu.

При высоких температурах железо реагирует с CО₂ и Н₂О:

Fe + CO₂ ⇄ FeO + CO; 3Fe + 4H₂O_(г) ⇄ Fe₃O₄ + 4H₂.

Соединения железа. Железо обладает небольшой электроотрицательностью, поэтому в соединениях оно проявляет положительные степени окисления. В зависимости от проявления степеней окисления для железа наиболее характерны четыре ряда соединений – соединения железа II, III, VI и VIII. Наиболее устойчивыми являются соединения железа (III). Соединения шестивалентного железа неустойчивы и встречаются крайне редко, это например, ферраты калия и бария К₂FeО₄ и ВаFeО₄. Соединения железа (VIII) не получены.

Соединения железа (II). Оксид железа (II) FeO – твердое вещество черного цвета, нерастворимое в воде, получается при термическом разложении карбоната или гидроксида железа (II) без доступа воздуха: FeCO₃  FeO + CO₂; Fe(OH)₂  FeO + Н₂О.

FeO – основной оксид, взаимодействует с кислотами. При высоких температурах он окисляется кислородом: 4FeO + O₂  2Fe₂O₃, или 6FeO + O₂  2Fe₃O₄.

Водород и СО восстанавливают FeO при высоких температурах:

FeO + H₂ ⇄ Fe + H₂O; FeO + CO ⇄ Fe + CO₂.

Гидроксид железа (II) получают в виде студенистого светло-зеленого осадка при действии щелочей на растворы солей железа (II): FeCl₂ + 2NaOH  Fe(OH)₂ + 2 NaCl.

Fe(OH)₂ – основной оксид, взаимодействует с кислотами. На воздухе он легко окисляется:

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O  4Fe(OH)₃.

При этом цвет осадка становится все более темным серо-зеленым, а при полном окислении – коричневым.

Соли железа (II) также легко окисляются:

6FeSO₄ + 3NaClO + 3H₂O  2Fe₂(SO₄)₃ + 2Fe(OH)₃ + 3NaCl;

4FeSO₄ + O₂ + 2H₂O  4(FeOH)₂SO₄.

Так как Fe(ОН)₂ – основание средней силы, соли железа (II) в водных растворах слабо гидролизованы.

Соединения железа (III). Оксид железа (III) Fe₂O₃ – твердое вещество красно-бурого цвета, нерастворимое в воде. Получают его либо термическим разложением гидроксида железа (III), либо окислением тонкого порошка металлического железа:

2Fe(OH)₃  Fe₂O₃ + 3H₂O; 4Fe + 3O₂  2Fe₂O₃.

Fe₂O₃ проявляет слабые амфотерные свойства с преобладанием основных:

Fe₂O₃ + 6HCl  2FeCl₃ + 3H₂O; Fe₂O₃ + 2NaOH 2NaFeO₂ + H₂O.

феррит натрия

Fe₂О₃ является окислителем средней силы:

2Al + Fe₂O₃ 2Fe + Al₂O₃; Fe₂O₃ + CO 2FeO + CO₂.

Гидроксид железа (III) получают в виде бурого студенистого осадка действием щелочей на растворы солей железа (III): FeCl₃ + 3NaOH  Fe(OH)₃ + 3NaCl.

Fe(ОН)₃ проявляет амфотерные свойства (с преобладанием основных):

Fe(OH)₃ + 3HCl  FeCl₃ + 3H₂O; Fe(OH)₃ + 3KOH_(конц.)  K₃[Fe(OH)₆]

гексагидроксоферрат(III) калия

Fe(OH)₃ – более слабый электролит, чем Fe(OH)₂, поэтому соли железа (III) сильно гидролизуются, а со слабыми кислотами Fe(OH)₃ солей не образует. Гидролизом объясняется и цвет растворов солей железа (III): несмотря на то, что ион Fe³⁺ почти бесцветен, содержащие его растворы окрашены в желто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа:

Fe³⁺ + H₂O ⇄ FeOH²⁺ + H⁺; FeOH²⁺ + H₂O ⇄ Fe(OH)₂⁺ + H⁺;

Fe(OH)₂⁺ + H₂O ⇄ Fe(OH)₃ + H⁺.

Соли железа (III) проявляют окислительные свойства:

Mg + 2FeCl₃  MgCl₂ + 2FeCl₂; 2FeCl₃ + 6KI  2FeI₂ + I₂ + 6KCl.

Двойной оксид железа Fe₃O₄ – твердое вещество черного цвета с ферромагнитными свойствами, нерастворимое в воде. Он может быть получен окислением металла кислородом воздуха или парами воды при высокой температуре:

3Fe + 2O₂  Fe₃O₄; 3Fe + 4H₂O  Fe₃O₄ + 4H₂.

Этот оксид реагирует с кислотами, образуя одновременно соли железа (II) и (III):

Fe₃O₄ + 8HCl  2FeCl₃ + FeCl₂ + 4H₂O.

Соединения железа (VI). Если нагревать стальные опилки или оксид железа (III) с нитратом и гидроксидом калия, то образуется сплав, содержащий феррат калия – соль железной кислоты: Fe₂O₃ + 4KOH + 3KNO₃  2K₂FeO₄ + 3KNO₂ + 2H₂O.

Ферраты – кристаллические вещества, обычно красного цвета. Все ферраты – очень сильные окислители: 2K₂FeO₄ + 2NH₃H₂O  2Fe(OH)₃ + N₂ + 4KOH.

Ферраты термически неустойчивы. При нагревании малиново-красного раствора K₂FeO₄ происходит разложение: 4K₂FeO₄ + 10H₂O  4Fe(OH)₃ + 3O₂ + 8KOH

Оксид железа (VI) FeO₃ и гидроксид железа (VI) – железная кислота H₂FeO₄ не получены в свободном виде, теоретически они должны проявлять кислотные свойства.

Таким образом, с повышением степени окисления железа:

1) усиливается кислотный характер оксидов и гидроксидов, ослабевает основной;

2) усиливаются окислительные свойства соединений и ослабевают восстановительные;

3) уменьшается устойчивость соединений.

Железо входит в побочную подгруппу VIII группы, особенность которой состоит в том. что она включает в себя 9 элементов – 3 триады. Наибольшее сходство этих элементов наблюдается не в вертикальных столбцах, а в горизонтальных триадах. Причем первая триада – семейство железа, куда входят Fе, Со, Ni, – наиболее сильно отличается от остальных элементов подгруппы (платиновых металлов). В ряду Fе – Со – Ni химическая активность понижается. В обычных условиях Со и Ni довольно устойчивы по отношению к кислороду. Элементы семейства железа образуют оксиды типа ЭО и Э₂О₃, которым соответствуют гидроксиды Э(ОН)₂ и Э(ОН)₃. Однако, если для железа наиболее устойчивыми являются соединения со степенью окисления +3, то для кобальта и никеля +2.

Подобным образом следует давать характеристику любому элементу с приведением соответствующих уравнений реакций.

Задания для самостоятельной работы

2.39. Оксид меди (II) растворяется:

1) в воде при обычной температуре 3) в разбавленных кислотах при нагревании

2) в воде при нагревании 4) в разбавленных растворах щелочей.

2.40. В схеме превращений: FeCl₂ X₁ X₂ веществом Х₂ является 1) FeO 2) Fe(OH)₃ 3) FeCl₂ 4) FeCl₃

2.41. При прокаливании Cr(OH)₃ образуется вода и: