4.4.1. Железо и его соединения.
Атомы железа могут отдавать 2 или 3 электрона, превращаясь соответственно в ионы Fe2+ и Fe3+, электронная конфигурация которых выглядит так:
Fe2+ 1s22s22p63s23d64s0
-
↓↑
↓
↓
↓
↓
↓↑
Fe3+ 1s22s22p63s23d54s0
-
↓
↓
↓
↓
↓
↓↑
Железо весьма активный металл. При незначительном нагревании вступает в реакции с галогенами, серой:
2Fe+3Cl2↔2FeCl3
3Fe+S↔FeS.
При высокой температуре железо реагирует с С, Si, P, O2, H2O:
3Fe+C = Fe3C (карбид цементит)
4Fe+3Si = Fe4Si3 (силицид)
Fe+P = Fe4P3 (фосфид)
4Fe+3O2 = 2Fe2O3 (оксид Fe (III))
3Fe+4H2O(пары) = Fe3O4+4H2↑.
При воздействии влаги и кислорода воздуха железо подвергается сильной коррозии, покрывается рыхлым слоем ржавчины, которая не защищает его от дальнейшего окисления:
2Fe+3O2+6H2O = 4Fe(OH)3
Находясь в ряду напряжений до водорода, вытесняет его из разбавленных кислот:
Fe+2HCl = FeCl2+H2↑.
С концентрированной серной и азотной кислотой не реагирует, т.к. пассивируется (образуется прочная пленка оксида). Но при нагревании реагирует с концентрированной серной кислотой:
t
6H2SO4+2Fe = Fe(SO4)3+3SO2↑+6H2O.
Не зависимо от степени разбавленности азотной кислоты образуются соли Fe (III). Разбавленная азотная кислота восстанавливается железом до соли аммония:
8Fe+30HNO3 = 8Fe(NO3)3+3NH4NO3+9H2O.
Кислотно-основная характеристика соединений железа:
Оксиды и гидроксиды железа проявляют слабо выраженные амфотерные свойства с преобладанием основных (особенно у FeO и Fe(OH)2).
Основные свойства:
FeO+2HCl = FeCl2+H2O
Fe2O3+6HCl = 2FeCl3+H2O
Fe(OH)2+2HCl = FeCl2+2H2O
Fe(OH)3+3HCl = FeCl3+3H2O.
Кислотные свойства:
Fe(OH)2+2NaOH(k) = Na2[Fe(OH)4]
Fe(OH)3+3NaOH(k) = Na3[Fe(OH)6]
сплавление
Fe(OH)3+NaOH
NaFeO2(феррит
натрия)+2Н2О.
Окислительно-восстановительная характеристика соединений железа:
Соединения железа со степенью окисления +2 и +3 проявляют и восстановительные и окислительные свойства:
4Fe(OH)2(востановитель)+O2+2H2O = 4Fe(OH)3
6FeSO4(восстановитель)+2HNO3+3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3+2NO+4H2O.
2Fe2O3(восстановитель)+3Br2+10KOH = 2K2FeO4(феррат калия)+6KBr+5H2O
2FeCl3(окислитель)+2KJ = J2+2FeCl2+2KCl.
Ферраты могут быть только окислителями, но степень окисления +6 для железа не характерна. Ферраты получают окислением оксида железа (III).
Соли железа гидролизуются, их водные растворы имеют кислую среду. Легче гидролизуютя соли железа (III), т.к. гидроксид железа (III) слабее, чем гидроксид железа (II):
Fe2+ +HOH = Fe(OH)+ +H+
Fe3+ +HOH = Fe(OH)2+ +H+.
Ионы Fe2+ и Fe3+ в водных растворах гидратируются с образованием аквакомплексов с координационным числом 6: [Fe(H2O)6]2+ и [Fe(H2O)6]3+.
Следует отметить две важные комплексные соли, в которых железо входит в состав анионов: гексацианоферрат (II) калия K4[Fe(CN)6] (желтая кровяная соль) и гексацианоферрат (III) калия K3[Fe(CN)6] (красная кровяная соль).
Они соответственно являются реактивами на ионы Fe3+ и Fe2+:
3K4[Fe(CN)6]+4FeCl3 = Fe4[Fe(CN)6]3↓(темно-синий осадок берлинской лазури)+12KCl
2K3[Fe(CN)6]+3FeSO4 = Fe3[Fe(CN)6]2↓(темно-синий осадок турнбулевой сини)+3K2SO4.
Катионы Fe3+ также могут быть обнаружены с помощью роданистых солей:
FeCl3+3KCNS = Fe(CNS)3+3KCl
Fe3+ +3SCN- = Fe(SCN)3(кроваво-красный цвет)