Химия

Гидроксид железа (III), в отличие от основного гидроксида железа (II), обладает слабыми амфотерными свойствами: заметно растворяется в концентрированных щелочах с образованием гексагидроксоферратов:

Fe(OH)3 + 3OH= [Fe(OH)6]3-

Соли железа (III), как очень слабого основания, в растворах сильно гидролизуются, и бурый цвет их растворов обусловлен образованием основных солей Fe (III) или молекул Fe(OH)3, что может иметь место при достаточном нагревании растворов невысокой концентрации.

Из солей железа наиболее важными являются хлорид и сульфат железа (III) и сульфат железа (II) (FeSO4*7H2O – железный купорос).

Оксид железа (III) можно восстановить до оксида (II) или до металлического железа:

Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2

Fe2O3 + C = 2 Fe + 3CO

Соединения железа (III) обладают окислительнами свойствами. Это проявляется, в частности, в неустойчивости его иодидов и цианидов. При попытке их получения в растворах по обменным реакциям происходит окислительно-восстановительный процесс, например:

2 FeCl3 + 6 KJ = 2FeJ2 + J2 + 6KCl

По этой же причине из растворов солей Fe (III) не удается осадить Fe+32S-23. При добавлении H2S или какого-либо растворимого сульфида к раствору солей Fe(III) образуется осадок, содержащий Fe+2S и коллоидную серу (S0).

Из комплексных соединений следует отметить устойчивые анионные цианидные комплексы железа: гексацианоферрат (II) – ион [Fe+2(CN)6]4- (его соль K4[Fe(CN)6] называется желтой кровяной солью) и гексацианоферрат (III)

– ион [Fe+3 (CN)6]3- (K3[Fe+3 (CN)6] красная кровяная соль).

Они широко используются в аналитической практике для обнаружения ионов Fe3+ и Fe2+ соответственно. По обеим реакциям образуется соединение интенсивно синего цвета K[Fe2+2, +3(CN)6], называемое берлинской лазурью или турнбулленовой синью:

Fe3+ + K4 [Fe2+ (CN)6]

K+ [Fe2+2,+3(CN)6]-

Fe2+ + K3 [Fe3+ (CN)6]

Для обнаружения соединений железа (III) служит также действие роданида калия KSCN или аммония NH4SCN. Бесцветные ионы SCN- образуют с ионами Fe3+ кроваво-красный слабо диссоциирующий роданид железа (III):

Fe3+ + 3SCN- = Fe(SCN)3

Окраска появляется при очень малой концентрации Fe3+.

Из соединений железа в более высокой стпени окисления известны ферраты – соли железной кислоты (H2Fe+6O4), не полученной в свободном состоянии, например, K2FeO4, BaFeO4.

Ферраты – сильные окислители, превосходящие в этом отношении перманганаты:

Fe+6O42- + 8H+ + 3e = Fe3+ + 4H2O,

Подобно марганцу и хрому, железо способно образовывать соединения только за счет донорно – акцепторного взаимодействия, например:

Fe + 5CO = Fe (CO)5

Fe(CO)5 – пентакарбонил железа – желтая летучая жидкость, растворимая в органических растворителях и нерастворимая в воде.

При нагревании карбанилы разрушаются, что используется для

Задачи

307. С какими кислотами (HCl, H2SO4 (к.), H2SO4 (р.), HNO3 (к.),HNO3 (р.))

реагирует железоСотавьте молекулярные и электронные уравнения, отметьте в каждом случае окислитель и восстановитель. Почему на холоде железо не растворяется в концентрированных серной и азотной кислотах

308.Как можно обнаружить в раствре ионы Fe2+, Fe3+? Приведите уравнения реакций.

309.Осуществите превращения:

Fe(OH)3 Fe2O3 Fe FeCl2 Fe(OH)2 Fe(OH)3 NaFeO2

310.С 21,55 г смеси сульфатов железа (II) и (III) прореагировало 3,4 г перманганата калия в кислой среде. Каковы массовые доли сульфатов в смеси

311.Как получают гидроксиды железа Как они взаимодействуют с кислотами

и щелочами Почему белый Fe(OH)2 быстро буреет в воде или влажном воздухе? Запишите соответствующие уравнения реакций.

312.Сколько граммов хлорида железа (III) подвергалось гидролизу, если на первой стадии реакции образовалось 20 г новой соли. Считать, что гидролиз по I ступени прошел до конца. Чем обьясняется бурый цвет (особенно при

нагревании) растворов солей железа (III) Запишите соотвествующие уравнения.

313. Какую функцию в окислительно – восстановительных реакциях выполнявыполняет железо в степени окисления: а) +6; б) +3; в) +2; г) 0 Приведите при-

CuO + 2NaOH = Na2CuO2 + H2O Cu(OH)2 + 2NaOH(конц.) = Na2[Cu(OH)4]

Оксид и гидроксид меди (II), как и оксид одновалентной меди, растворяется в аммиаке с образованием темно - синего растовора, содержащего комплексный ион [Cu(NH3)4]2+.

Гидроксид (II) осаждается из растворов солей меди (II) в виде голубой студенистой массы при действии щелочей. Как и большинство гидроксидов других d – элементов, при нагревании он разлагается, преврящаясь в черный оксид:

t

Cu(OH)2 = CuO + H2O

CuO можно легко получить также прокаливанием нитрата меди или карбоната гидроксомеди (II).

Карбонат гидроксомеди (II) (CuOH)2CO3 встречается в природе в виде минерала малахита изумрудного цвета. Может быть получен также искусственным путем:

2CuSO4 + 2Na2CO3 + H2O = (CuOH)2CO3 + 2Na2SO4 + CO2

Сульфат меди (II), белый в безводном состоянии, в растворенном виде имеет характерный сине-голубой цвет, обусловленный ионами [Cu(H2O)6]2+. Из водных растворов кристаллизуется в виде CuSO4*5H2O и называется медным купоросом.

Хлорид меди (II) CuCl2*2H2O – темно-зеленые кристаллы, легко растворимые в воде.

Разбавленные растворы имеют сине-голубой, характерный для гидратированных ионов Cu (II) цвет; концентрированные - зеленый цвет, вызванный образованием ионов [CuCl4]2-.

Аналогичные ионы образуются в избытке галогенидов и цианидов щелочных металлов (например, K2 [CuCl4], K2 [Cu(CN)4]).

Соединения меди в степени окисления +2 обладают окислительными свойствами, например:

CuO + H2 = Cu + H2O

CuCl2 + Cu = 2CuCl (в инертной атмосфере)

В связи с протеканием окислительно–восстановительных процессов невозможно получить по обменным реакциям иодид и цианид меди (II):

В органической химии оксид меди (II) применяют, например, для окисления спиртов в альдегиды, а гидроксид меди (II) – для окисления альдегидов или углеводов (глюкозы) до соответствующих кислот.

Задачи

317.Как ведет себя медь в соляной кислоте, концентрированных и разбавленных серной и азотной кислотах, в соляной кислоте при доступе кислорода Почему Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций.

318.Осуществите превращения и определите неизвестные вещества:

319.Какими способами можно получить оксид меди (II)? Каковы его химические свойства Приведите уравнения соотвествующих реакций.

320.Напишите электронную формулу меди. Какие степени окисления меди

известны Какая наиболее устойчива 321. Осуществите превращения и определите неизвестные вещества:

322.Приведите уравнения реакций (молекулярные и электронные), характеризующие способность оксида и гидроксида меди (II) окислять органические вещества.

323.Осуществите превращения:

Cu(OH)2 Cu(NO3)2 CuO Cu CuSO4 Cu(OH)2 [Cu(NH3)4](OH)2

324.При прокаливании медного купороса потеря массы составила 36%.Выведите формулу медного купороса.

325.Охарактеризуйте кратко способность меди к образованию комплексных ионов. Приведите примеры их образования; отметьте цвета растворов.

326.Какую функцию в окислительно – востановительных реакциях выполняет

медь в степени окисления: а) +2; б) +1; в) 0Приведите примеры; составьте молекулярные и электронные уравнения, укажите окислитель и восстановитель. 327. Железную пластинку массой 6 г продолжительное время выдерживали в растворе, содержащем 3,2 г сульфата меди. По окончании реакции пластинку вынули из раствора и высушили. Чему стала равна ее масса

Варианты контрольных заданий

Контрольная работа № 1