Как составить цепочку превращений железа - Исправление недочетов и поиск решений вместе с Examum.ru

Внимание! Решения предоставлены обычными людьми, поэтому в решениях могут быть ошибки или неточности. Используя решения, не забудьте их перепроверить!

Решение 1

Решение 2, 3

Fe -> FeCl3 -> Fe(OH)3 -> FeO3 -> Fe -> FeSO4 -> Fe(OH)2 -> FeO -> Fe -> FeCl2 -> AgCl -> Ag.

Решение 1

Запишите уравнения в ионном виде: 1) Fe + H2SO4 -> FeSO4 + H2; 2) 2Fe + 3Cl -> 2FeCl3; 3) 3Fe + 4H2O -> Fe3O4 + 4H2.

Решение 1

Вместо вопросительного знака написать формулу, уровнять реакции, расставив коэффициенты, и определить их тип: Fe(OH)3 -> Fe2O3 + ?; Zn + ? -> Cu + ZnCl2; ? + HCl -> ZnCl2 + ?.

Решение 1

Допишите схемы реакций: 1) FeCl3 + H2S -> FeCl2 + S + ..; 2) H2S + Cl2 + H2O -> H2SO4 + ..; 3) NH3 + O2 -> N2 + ..; 4) Fe + Al -> .. + .. .

Решение 1

С помощью химических реакций осуществить преобразования: Fe(SO4) -> Fe(OH)2 -> FeO -> Fe -> FeO -> FeCl2

Решение 1, 2

Закончите уравнение реакции. Напишите уравнение реакции в молекулярной, полной и сокращённой ионной форме. Fe(OH)2 + HCl -> .. .

Решение 1, 2

Запишите уравнение реакции, позволяющих осуществить следующие превращение: FeCl2 <- FeO -> FeSO4 -> FeO -> FeSO4

Решение 1

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения: FeCl3 -> X -> Fe(OH)2 -> FeO.

Решение 1

Осуществите превращение, докажите наличие ионов железа +2 в солях с помощью качественных реакций: Fe-> FeCl2-> Fe(OH)2-> Fe(OH)3-> FeCl3

Решение 1

Решить уравнения: 1) Fe(OH)3 + HNO3 -> ..; 2) KOH + HPO3 -> ..; 3) Fe(OH)2 (при нагревании) -> ..; 4) Fe(OH)3 (при нагревании) -> .. .

Решение 1

Fe2(SO4)3 -> Fe -> Fe3O4 -> FeO -> FeCl2.

Решение 1

Расставить коэффициенты: H2 + O2 -> N2O5; Cu + S -> Cu2s; Fe + HCl -> FeCl2+H2; Al + O2 -> Al2O3; K + H2O -> K(OH)2 + H2.

Решение 1, 2

Расставить коэффициенты: Al2O3 + HNO3 -> Al(NO3)3 + H2O; Fe(OH)3 + H2SO4 -> H2O + Fe(SO4)3.

Решение 1

Составьте уравнения в соответствии со схемой: а) Al -> Al2O3 -> Al(NO3)3; б) FeCl2 -> Fe(OH)2 -> FeCl2; в) KOH -> K2CO3 -> CO2.

Решение 1

Fe2(SO4)3 -> Fe -> Fe3O4 -> FeO -> FeCl2.

Решение 1, 2

Окислительно-восстановительные реакции. Напишите уравнения: CaO + H2O -> Сa(OH)2; H3PO4 + Ca(OH)2 -> Ca3PO4 + H2O; Fe + HCl -> FeCl2 + H2.

Решение 1

Источник

Железо Fe: химические свойства, способы получения железа, взаимодействие с простыми веществами (кислород, сера) и со сложными веществами (кислоты, вода, сильные окислители). Оксид железа (II) FeO, оксид железа (III) Fe₂O₃, железная окалина (Fe₃O₄) — способы получения и химические свойства. Гидроксид железа (II) Fe(OH)₂, гидроксид железа (III) Fe(OH)₃ — способы получения и химические свойства.

Положение железа в периодической системе химических элементов
Электронное строение железа
Физические свойства
Нахождение в природе
Способы получения
Качественные реакции
Химические свойства
1. Взаимодействие с простыми веществами
1.1. Взаимодействие с галогенами
1.2. Взаимодействие с серой
1.3. Взаимодействие с фосфором
1.4. Взаимодействие с азотом
1.5. Взаимодействие с углеродом
1.6. Горение
2. Взаимодействие со сложными веществами
2.1. Взаимодействие с водой
2.2. Взаимодействие с минеральными кислотами
2.3. Взаимодействие с серной кислотой
2.4. Взаимодействие с азотной кислотой
2.5. Взаимодействие с сильными окислителями
2.6. Взаимодействие с оксидами и солями

Оксид железа (II)
Способы получения
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотными оксидами
2. Взаимодействие с кислотами
3. Взаимодействие с водой
4. Взаимодействие с окислителями
5. Взаимодействие с кислотами
6. Взаимодействие с восстановителями

Оксид железа (III)
Способы получения
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами
2. Взаимодействие с щелочами и основными оксидами
3. Взаимодействие с водой
4. Взаимодействие с окислителями
5. Окислительные свойства оксида железа (III)

6. Взаимодействие с солями более летучих кислот

Оксид железа (II, III)
Способы получения
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами
2. Взаимодействие с сильными кислотами-окислителями
3. Взаимодействие с водой
4. Взаимодействие с окислителями
5. Окислительные свойства оксида железа (II, III)

Гидроксид железа (II)
Способы получения
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотами
2. Взаимодействие с кислотными оксидами
3. Восстановительные свойства
4. Разложение при нагревании

Гидроксид железа (III)
Способы получения
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотами
2. Взаимодействие с кислотными оксидами
3. Взаимодействие с щелочами
4. Разложение при нагревании

Соли железа

Железо

Положение в периодической системе химических элементов

Элемент железо расположен в побочной подгруппе VIII группы (или в 8 группе в современной форме ПСХЭ) и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение атома железа

Электронная конфигурация железа в основном состоянии:

+26Fe 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁶

Железо проявляет ярко выраженные магнитные свойства.

Физические свойства

Железо – металл серебристо-белого цвета, с высокой химической активностью и высокой ковкостью. Обладает высокой тепло- и электропроводностью.

(изображение с портала vchemraznica.ru)

Температура плавления 1538^оС, температура кипения 2861^оС.

Нахождение в природе

Железо довольно распространено в земной коре (порядка 4% массы земной коры). По распространенности на Земле железо занимает 4-ое место среди всех элементов и 2-ое место среди металлов. Содержание в земной коре — около 8%.

В природе железо в основном встречается в виде соединений:

Красный железняк Fe₂O₃ (гематит).

(изображение с портала karatto.ru)

Магнитный железняк Fe₃O₄ или FeO·Fe₂O₃ (магнетит).

(изображение с портала emchi-med.ru)

В природе также широко распространены сульфиды железа, например, пирит FeS₂.

(изображение с портала livemaster.ru)

Встречаются и другие минералы, содержащие железо.

Способы получения

Железо в промышленности получают из железной руды, гематита Fe₂O₃ или магнетита (Fe₃O₄или FeO·Fe₂O₃).

1. Один из основных способов производства железа – доменный процесс. Доменный процесс основан на восстановлении железа из оксида углеродом в доменной печи.

В печь загружают руду, кокс и флюсы.

Шихта – смесь исходных материалов, а в некоторых случаях и топлива в определённой пропорции, которую обрабатывают в печи.

Каменноугольный кокс – это твёрдый пористый продукт серого цвета, получаемый путем коксования каменного угля при температурах 950—1100 °С без доступа воздуха. Содержит 96—98 % углерода.

Флюсы – это неорганические вещества, которые добавляют к руде при выплавке металлов, чтобы снизить температуру плавления и легче отделить металл от пустой породы.

Шлак – расплав (а после затвердевания – стекловидная масса), покрывающий поверхность жидкого металла. Шлак состоит из всплывших продуктов пустой породы с флюсами и предохраняет металл от вредного воздействия газовой среды печи, удаляет примеси.

В печи кокс окисляется до оксида углерода (II):

2C + O₂ → 2CO

Затем нагретый угарный газ восстанавливает оксид железа (III):

3CO + Fe₂O₃ → 3CO₂ + 2Fe

Процесс получения железа – многоэтапный и зависит от температуры.

Наверху, где температура обычно находится в диапазоне между 200 °C и 700 °C, протекает следующая реакция:

3Fe₂O₃+ CO → 2Fe₃O₄+ CO₂

Ниже в печи, при температурах приблизительно 850 °C, протекает восстановление смешанного оксида железа (II, III) до оксида железа (II):

Fe₃O₄+ CO → 3FeO + CO₂

Встречные потоки газов разогревают шихту, и происходит разложение известняка:

CaCO₃→ CaO + CO₂

Оксид железа (II) опускается в область с более высоких температур (до 1200^oC), где протекает следующая реакция:

FeO + CO → Fe + CO₂

Углекислый газ поднимается вверх и реагирует с коксом, образуя угарный газ:

CO₂+ C → 2CO

(изображение с портала 900igr.net)

2. Также железо получают прямым восстановлением из оксида водородом:

Fe₂O₃+ 3H₂ → 2Fe+ 3H₂O

При этом получается более чистое железо, т.к. получаемое железо не загрязнено серой и фосфором, которые являются примесями в каменном угле.

3. Еще один способ получения железа в промышленности – электролиз растворов солей железа.

Качественные реакции

Качественные реакции на ионы железа +2.

– взаимодействие солей железа (II) с щелочами. При этом образуется серо-зеленый студенистый осадок гидроксида железа (II).

Например, хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом натрия:

2NaOH + FeCl₂ → Fe(OH)₂ + 2NaCl

Видеоопыт взаимодействия раствора сульфата железа (II) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть здесь.

Гидроксид железа (II) на воздухе буреет, так как окисляется до гидроксида железа (III):

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Fe(OH)₃

– ионы железа +2 окрашивают раствор в светлый желто-зеленый цвет.

– взаимодействие с красной кровяной солью K₃[Fe(CN)₆] – также качественная реакция на ионы железа +2. При этом образуется синий осадок «турнбулева синь».

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (II) с раствором гексацианоферрата (III) калия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть здесь.

Качественные реакции на ионы железа +3

– взаимодействие солей железа (III) с щелочами. При этом образуется бурый осадок гидроксида железа (III).

Например, хлорид железа (III) реагирует с гидроксидом натрия:

3NaOH + FeCl₃ → Fe(OH)₃ + 3NaCl

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

– ионы железа +3 окрашивают раствор в светлый желто-оранжевый цвет.

– взаимодействие с желтой кровяной солью K₄[Fe(CN)₆] ионы железа +3. При этом образуется синий осадок «берлинская лазурь».

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гексацианоферрата (II) калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

В последнее время получены данные, которые свидетельствуют, что молекулы берлинской лазури идентичны по строению молекулам турнбулевой сини. Состав молекул обоих этих веществ можно выразить формулой Fe₄[Fe₂(CN)₆]₃.

– при взаимодействии солей железа (III) с роданидами раствор окрашивается в кроваво-красный цвет.

Например, хлорид железа (III) взаимодействует с роданидом натрия:

FeCl₃ + 3NaCNS → Fe(CNS)₃ + 3NaCl

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором роданида калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

Химические свойства

1. При обычных условиях железо малоактивно, но при нагревании, в особенности в мелкораздробленном состоянии, оно становится активным и реагирует почти со всеми неметаллами.

1.1. Железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом активные неметаллы (фтор, хлор и бром) окисляют железо до степени окисления +3:

2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃

Менее активный йод окисляет железо до степени окисления +2:

Fe + I₂ → FeI₂

1.2. Железо реагирует с серой с образованием сульфида железа (II):

Fe + S → FeS

1.3. Железо реагирует с фосфором. При этом образуется бинарное соединения – фосфид железа:

Fe + P → FeP

1.4. С азотом железо реагирует в специфических условиях.

1.5. Железо реагирует с углеродом и кремнием с образованием карбида и силицида.

1.6. При взаимодействии с кислородом железо образует окалину – двойной оксид железа (II, III):

3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄

При пропускании кислорода через расплавленное железо возможно образование оксида железа (II):

2Fe + O₂ → 2FeO

2. Железо взаимодействует со сложными веществами.

2.1. При обычных условиях железо с водой практически не реагирует. Раскаленное железо может вступать в реакцию при температуре 700-900^оС с водяным паром:

3Fe⁰ + 4H₂⁺O → Fe⁺³₃O₄ + 4H₂⁰

В воде в присутствии кислорода или во влажном воздухе железо медленно окисляется (корродирует):

4Fe + 3O₂ + 6H₂O → 4Fe(OH)₃

2.2. Железо взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой). При этом образуются соль железа со степенью окисления +2 и водород.

Например, железо бурно реагирует с соляной кислотой:

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑

2.3. При обычных условиях железо не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат железа (III) и вода:

2Fe + 6H₂SO₄₍_конц_.) → Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

2.4. Железо не реагирует при обычных условиях с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации. При нагревании реакция идет с образованием нитрата железа (III), оксида азота (IV) и воды:

Fe + 6HNO₃_(конц.) → Fe(NO₃)₃ + 3NO₂↑ + 3H₂O

С разбавленной азотной кислотой железо реагирует с образованием оксида азота (II):

Fe + 4HNO₃₍_разб_._гор_.) → Fe(NO₃)₃ + NO + 2H₂O

При взаимодействии железа с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

8Fe + 30HNO₃₍_оч_._разб_.) → 8Fe(NO₃)₃ + 3NH₄NO₃ + 9H₂O

2.5. Железо может реагировать с щелочными растворами или расплавами сильных окислителей. При этом железо окисляет до степени окисления +6, образуя соль (феррат).

Например, при взаимодействии железа с расплавом нитрата калия в присутствии гидроксида калия железо окисляется до феррата калия, а азот восстанавливается либо до нитрита калия, либо до аммиака:

Fe + 2KOH + 3KNO₃ → 3KNO₂ + K₂FeO₄ + H₂O

2.6. Железо восстанавливает менее активные металлы из оксидов и солей.

Например, железо вытесняет медь из сульфата меди (II). Реакция экзотермическая:

Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu

Еще пример: простое вещество железо восстанавливает железо до степени окисления +2 при взаимодействии с соединениями железа +3:

2Fe(NO₃)₃ + Fe → 3Fe(NO₃)₂

2FeCl₃ + Fe → 3FeCl₂

Fe₂(SO₄)₃ + Fe → 3FeSO₄

Оксид железа (II)

Оксид железа (II) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Способы получения

Оксид железа (II) можно получить различными методами:

1. Частичным восстановлением оксида железа (III).

Например, частичным восстановлением оксида железа (III) водородом:

Fe₂O₃ + H₂ → 2FeO + H₂O

Или частичным восстановлением оксида железа (III) угарным газом:

Fe₂O₃ + CO → 2FeO + CO₂

Еще один пример: восстановление оксида железа (III) железом:

Fe₂O₃ + Fe → 3FeO

2. Разложение гидроксида железа (II) при нагревании:

Fe(OH)₂ → FeO + H₂O

Химические свойства

Оксид железа (II) — типичный основный оксид.

1. При взаимодействии оксида железа (II) с кислотными оксидами образуются соли.

Например, оксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI):

FeO + SO₃ → FeSO₄

2. Оксид железа (II) взаимодействует с растворимыми кислотами. При этом также образуются соответствующие соли.

Например, оксид железа (II) взаимодействует с соляной кислотой:

FeO + 2HCl → FeCl₂+ H₂O

3. Оксид железа (II) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (II) малоустойчив, и легко окисляется до соединений железа (III).

Например, при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуются нитрат железа (III), оксид азота (IV) и вода:

FeO + 4HNO₃₍_конц_.) → NO₂ + Fe(NO₃)₃ + 2H₂O

При взаимодействии с разбавленной азотной кислотой образуется оксид азота (II). Реакция идет при нагревании:

3FeO + 10HNO₃₍_разб_.) → 3Fe(NO₃)₃ + NO + 5H₂O

5. Оксид железа (II) проявляет слабые окислительные свойства.

Например, оксид железа (II) реагирует с угарным газом при нагревании:

FeO + CO → Fe + CO₂

Оксид железа (III)

Оксид железа (III) – это твердое, нерастворимое в воде вещество красно-коричневого цвета.

Способы получения

Оксид железа (III) можно получить различными методами:

1. Окисление оксида железа (II) кислородом.

4FeO + O₂ → 2Fe₂O₃

2. Разложение гидроксида железа (III) при нагревании:

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O

Химические свойства

Оксид железа (III) – амфотерный.

1. При взаимодействии оксида железа (III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соли.

Например, оксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой:

Fe₂O₃ + 6HNO₃ → 2Fe(NO₃)₃ + 3H₂O

2. Оксид железа (III) взаимодействует с щелочами и основными оксидами. Реакция протекает в расплаве, при этом образуется соответствующая соль (феррит).

Например, оксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом натрия:

Fe₂O₃ + 2NaOH → 2NaFeO₂ + H₂O

3. Оксид железа (III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI).

Например, хлорат калия в щелочной среде окисляет оксид железа (III) до феррата:

Fe₂O₃ + KClO₃ + 4KOH → 2K₂FeO₄ + KCl + 2H₂O

Нитраты и нитриты в щелочной среде также окисляют оксид железа (III):

Fe₂O₃ + 3KNO₃ + 4KOH → 2K₂FeO₄ + 3KNO₂ + 2H₂O

5. Оксид железа (III) проявляет окислительные свойства.

Например, оксид железа (III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II) или железной окалины:

Fe₂O₃ + 3СO → 2Fe + 3CO₂

Также оксид железа (III) восстанавливается водородом:

Fe₂O₃ + 3Н₂ → 2Fe + 3H₂O

Железом можно восстановить оксид железа только до оксида железа (II):

Fe₂O₃ + Fe → 3FeO

Оксид железа (III) реагирует с более активными металлами.

Например, с алюминием (алюмотермия):

Fe₂O₃ + 2Al → 2Fe + Al₂O₃

Оксид железа (III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями.

Например, с гидридом натрия:

Fe₂O₃ + 3NaH → 3NaOH + 2Fe

6. Оксид железа (III) – твердый, нелетучий и амфотерный. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

Например, из карбоната натрия:

Fe₂O₃ + Na₂CO₃ → 2NaFeO₂+ CO₂

Оксид железа (II, III)

Оксид железа (II, III) (железная окалина, магнетит) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Фото с сайта wikipedia.ru

Способы получения

Оксид железа (II, III) можно получить различными методами:

1. Горение железа на воздухе:

3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄

2. Частичное восстановление оксида железа (III) водородом или угарным газом:

3Fe₂O₃ + Н₂ → 2Fe₃O₄ + H₂O

3. При высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой, образуя двойной оксид железа (II, III):

3Fe + 4H₂O_(пар) → Fe₃O₄ + 4H₂

Химические свойства

Свойства оксида железа (II, III) определяются свойствами двух оксидов, из которых он состоит: основного оксида железа (II) и амфотерного оксида железа (III).

1. При взаимодействии оксида железа (II, III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соли железа (II) и железа (III).

Например, оксид железа (II, III) взаимодействует с соляной кислотой. При это образуются две соли – хлорид железа (II) и хлорид железа (III):

Fe₃O₄ + 8HCl → FeCl₂ + 2FeCl₃ + 4H₂O

Еще пример: оксид железа (II, III) взаимодействует с разбавленной серной кислотой.

Fe₃O₄ + 4H₂SO₄₍_разб_.) → Fe₂(SO₄)₃ + FeSO₄ + 4Н₂О

2. Оксид железа (II, III) взаимодействует с сильными кислотами-окислителями (серной-концентрированной и азотной).

Например, железная окалина окисляется концентрированной азотной кислотой:

Fe₃O₄ + 10HNO₃₍_конц_.) → NO₂↑ + 3Fe(NO₃)₃ + 5H₂O

Разбавленной азотной кислотой окалина окисляется при нагревании:

3Fe₃O₄ + 28HNO₃₍_разб_.) → 9Fe(NO₃)₃ + NO + 14H₂O

Также оксид железа (II, III) окисляется концентрированной серной кислотой:

2Fe₃O₄ + 10H₂SO₄₍_конц.) → 3Fe₂(SO₄)₃ + SO₂ + 10H₂O

Также окалина окисляется кислородом воздуха:

4Fe₃O₄ + O₂₍_воздух₎ → 6Fe₂O₃

3. Оксид железа (II, III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (II, III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI), как и прочие оксиды железа (см. выше).

5. Железная окалина проявляет окислительные свойства.

Например, оксид железа (II, III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II):

Fe₃O₄ + 4CO → 3Fe + 4CO₂

Также железная окалина восстанавливается водородом:

Fe₃O₄ + 4H₂ → 3Fe + 4H₂O

Оксид железа (II, III) реагирует с более активными металлами.

Например, с алюминием (алюмотермия):

3Fe₃O₄ + 8Al → 9Fe + 4Al₂O₃

Оксид железа (II, III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями (йодидами и сульфидами).

Например, с йодоводородом:

Fe₃O₄ + 8HI → 3FeI₂ + I₂ + 4H₂O

Гидроксид железа (II)

Способы получения

1. Гидроксид железа (II) можно получить действием раствора аммиака на соли железа (II).

Например, хлорид железа (II) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (II) и хлорида аммония:

FeCl₂ + 2NH₃ + 2H₂O → Fe(OH)₂ + 2NH₄Cl

2. Гидроксид железа (II) можно получить действием щелочи на соли железа (II).

Например, хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом калия с образованием гидроксида железа (II) и хлорида калия:

FeCl₂ + 2KOH → Fe(OH)₂↓ + 2KCl

Химические свойства

1. Гидроксид железа (II) проявляется основные свойства, а именно реагирует с кислотами. При этом образуются соответствующие соли.

Например, гидроксид железа (II) взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида железа (II):

Fe(OH)₂ + 2HCl → FeCl₂ + 2H₂O

Fe(OH)₂ + H₂SO₄ → FeSO₄ + 2H₂O

Fe(OH)₂ + 2HBr → FeBr₂ + 2H₂O

2. Гидроксид железа (II) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

Например, гидроксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (II):

Fe(OH)₂ + SO₃ → FeSO₄ + 2H₂O

3. Гидроксид железа (II) проявляет сильные восстановительные свойства, и реагирует с окислителями. При этом образуются соединения железа (III).

Например, гидроксид железа (II) взаимодействует с кислородом в присутствии воды:

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Fe(OH)₃↓

Гидроксид железа (II) взаимодействует с пероксидом водорода:

2Fe(OH)₂ + H₂O₂ → 2Fe(OH)₃

При растворении Fe(OH)₂ в азотной или концентрированной серной кислотах образуются соли железа (III):

2Fe(OH)₂ + 4H₂SO₄₍_конц_.) → Fe₂(SO₄)₃ + SO₂ + 6H₂O

4. Гидроксид железа (II) разлагается при нагревании:

Fe(OH)₂ → FeO + H₂O

Гидроксид железа (III)

Способы получения

1. Гидроксид железа (III) можно получить действием раствора аммиака на соли железа (III).

Например, хлорид железа (III) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (III) и хлорида аммония:

FeCl₃ + 3NH₃ + 3H₂O = Fe(OH)₃ + 3NH₄Cl

2. Окислением гидроксида железа (II) кислородом или пероксидом водорода:

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Fe(OH)₃↓

2Fe(OH)₂ + H₂O₂ → 2Fe(OH)₃

3. Гидроксид железа (III) можно получить действием щелочи на раствор соли железа (III).

Например, хлорид железа (III) реагирует с раствором гидроксида калия с образованием гидроксида железа (III) и хлорида калия:

FeCl₃ + 3KOH → Fe(OH)₃↓ + 3KCl

Видеоопыт получения гидроксида железа (III) взаимодействием хлорида железа (III) и гидроксида калия можно посмотреть здесь.

4. Также гидроксид железа (III) образуется при взаимодействии растворимых солей железа (III) с растворами карбонатов и сульфитов. Карбонаты и сульфиты железа (III) необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: бромид железа (III) реагирует с карбонатом натрия. При этом выпадает осадок гидроксида железа (III), выделяется углекислый газ и образуется бромид натрия:

2FeBr₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃↓ + CO₂↑ + 6NaBr

Но есть исключение! Взаимодействие солей железа (III) с сульфитами в ЕГЭ по химии — окислительно-восстановительная реакция. Соединения железа (III) окисляют сульфиты, а также сульфиды и иодиды.

Взаимодействие хлорида железа (III) с сульфитом, например, калия — очень интересная реакция. Во-первых, в некоторых источниках указывается, что в ней таки может протекать необратимый гидролиз. Но для ЕГЭ лучше считать, что при этом протекает ОВР. Во-вторых, ОВР можно записать в разных видах:

2FeCl₃ + Na₂SO₃ + H₂O = 2FeCl₂ + Na₂SO₄ + 2HCl

Также допустима такая запись:

2FeCl₃ + Na₂SO₃ + H₂O = FeSO₄ + 2NaCl + FeCl₂ + 2HCl

Химические свойства

1. Гидроксид железа (III) проявляет слабовыраженные амфотерные свойства, с преобладанием основных. Как основание, гидроксид железа (III) реагирует с растворимыми кислотами.

Например, гидроксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата железа (III):

Fe(OH)₃ + 3HNO₃ → Fe(NO₃)₃ + 3H₂O

Fe(OH)₃ + 3HCl → FeCl₃ + 3H₂O

2Fe(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Fe(OH)₃ + 3HBr → FeBr₃ + 3H₂O

2. Гидроксид железа (III) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

Например, гидроксид железа (III) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (III):

2Fe(OH)₃ + 3SO₃ → Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O

3. Гидроксид железа (III) взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—ферриты, а в растворе реакция практически не идет. При этом гидроксид железа (III) проявляет кислотные свойства.

Например, гидроксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом калия в расплаве с образованием феррита калия и воды:

KOH + Fe(OH)₃ → KFeO₂+ 2H₂O

4. Гидроксид железа (III) разлагается при нагревании:

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O

Видеоопыт взаимодействия гидроксида железа (III) с соляной кислотой можно посмотреть здесь.

Соли железа

Нитраты железа

Нитрат железа (II) при нагревании разлагается на оксид железа (III), оксид азота (IV) и кислород:

4Fe(NO₃)₂ → 2Fe₂O₃ + 8NO₂ + O₂

Нитрат железа (III) при нагревании разлагается также на оксид железа (III), оксид азота (IV) и кислород:

4Fe(NO₃)₃ → 2Fe₂O₃ + 12NO₂ + 3O₂

Гидролиз солей железа

Растворимые соли железа, образованные кислотными остатками сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. частично:

I ступень: Fe³⁺ + H₂O ↔ FeOH²⁺ + H⁺

II ступень: FeOH²⁺ + H₂O ↔ Fe(OH)₂⁺ + H⁺

III ступень: Fe(OH)₂⁺ + H₂O ↔ Fe(OH)₃+ H⁺

Однако сульфиты и карбонаты железа (III) и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:

Fe₂(SO₄)₃ + 6NaHSO₃ → 2Fe(OH)₃ + 6SO₂ + 3Na₂SO₄

2FeBr₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O → 2Fe(OH)₃↓ + CO₂↑ + 6NaBr

2Fe(NO₃)₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O → 2Fe(OH)₃↓ + 6NaNO₃ + 3CO₂↑

2FeCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O → 2Fe(OH)₃↓ + 6NaCl + 3CO₂↑

Fe₂(SO₄)₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O → 2Fe(OH)₃↓ + 3CO₂↑ + 3K₂SO₄

При взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает ОВР:

2FeCl₃ + 3Na₂S → 2FeS + S + 6NaCl

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Окислительные свойства железа (III)

Соли железа (III) под проявляют довольно сильные окислительные свойств. Так, при взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает окислительно-восстановительная реакция.

Например: хлорид железа (III) взаимодействует с сульфидом натрия. При этом образуется сера, хлорид натрия и либо черный осадок сульфида железа (II) (в избытке сульфида натрия), либо хлорид железа (II) (в избытке хлорида железа (III)):

2FeCl₃ + 3Na₂S → 2FeS + S + 6NaCl

2FeCl₃ + Na₂S → 2FeCl₂ + S + 2NaCl

По такому же принципу соли железа (III) реагируют с сероводородом:

2FeCl₃ + H₂S → 2FeCl₂ + S + 2HCl

Соли железа (III) также вступают в окислительно-восстановительные реакции с йодидами.

Например, хлорид железа (III) взаимодействует с йодидом калия. При этом образуются хлорид железа (II), молекулярный йод и хлорид калия:

2FeCl₃ + 2KI → 2FeCl₂ + I₂ + 2KCl

Интерес представляют также реакции солей железа (III) с металлами. Мы знаем, что более активные металлы вытесняют из солей менее активные металлы. Иначе говоря, металлы, которые стоят в электрохимическом ряду левее, могут взаимодействовать с солями металлов, которые расположены в этом ряду правее. Исходя из этого правила, соли железа могут взаимодействовать только с металлами, которые расположены до железа. И они взаимодействуют.

Однако, соли железа со степенью окисления +3 в этом ряду являются небольшим исключением. Ведь для железа характерны две степени окисления: +2 и +3. И железо со степенью окисления +3 является более сильным окислителем. Таким образом, условно говоря, железо со степенью окисления +3 расположено в ряду активности после меди. И соли железа (III) могут реагировать еще и с металлами, которые расположены правее железа! Но до меди, включительно. Вот такой парадокс.

И еще один момент. Соединения железа (III) с этими металлами реагировать будут, а вот соединения железа (II) с ними реагировать не будут. Таким образом, металлы, расположенные в ряду активности между железом и медью (включая медь) при взаимодействии с солями железа (III) восстанавливают железо до степени окисления +2. А вот металлы, расположенные до железа в ряду активности, могут восстановить железо и до простого вещества.

Например, хлорид железа (III) взаимодействует с медью. При этом образуются хлорид железа (II) и хлорид меди (II):

2FeCl₃ + Cu → 2FeCl₂ + CuCl₂

А вот реакция нитрата железа (III) с цинком протекает уже по привычному механизму. И железо восстанавливается до простого вещества:

2Fe(NO₃)₃ + 3Zn → 2Fe + 3Zn(NO₃)₂

Источник

Схемы превращений веществ. Составление уравнений реакций превращений железа

Задание 237.
Составьте уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:
Fe → FeSO₄ → Fe(OH)₂ → Fe(OH)₃ → FeCl₃
Решение:
Уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:

Задание 429 (ш)
Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, которые надо провести для осуществления превращений:
Fe → FeCl₂ → Fe(CN)₂ → К₄[Fe(CN)₆] → К₃[Fe(CN)₆]
К окислительно-восстановительным реакциям составьте электронные уравнения.
Решение:
Молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, которые надо провести для осуществления превращений: Fe → FeCl₂ → Fe(CN)₂ → К₄[Fe(CN)₆] → К₃[Fe(CN)₆]

а) Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑ (молекулярная форма);
Fe + 2H + = Fe 2+ + H₂ 0 (ионно-молекулярная форма).

б) FeCl₂ + 2KCN = Fe(CN)₂↓ + 2KCl (молекулярная форма);
Fe 2+ + 2CN — = Fe(CN)₂↓ (ионно-молекулярная форма).

в) В избытке цианида калия осадок Fe(CN)₂ растворяется вследствие образования комплексного соединения К₄[Fe(CN)₆]:

Fe(CN)₂ + 4KCN → К₄[Fe(CN)₆] (молекулярная форма);
Fe(CN)₂ + 4CN — → [Fe(CN)₆] 4- (ионно-молекулярная форма).

г) При действии хлора или брома на раствор жёлтой кровяной соли анион [Fe(CN)₆] 4- превращается в анион [Fe(CN)₆] 3- :

Данная реакция является окислительно-восстановительной, так как атом железа увеличивает свою степень окисления от +2 до +3, т. е. проявляет свойства восстановителя; атомы хлора уменьшают свою степень окисления от 0 до -1, т. е. проявляют свойства окислителя:

Уравнение превращения с железом в химии

Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить цепочку превращений веществ:
а) Железо ⟶ Хлорид железа (II) ⟶ Гидроксид железа (II) ⟶ Гидроксид железа (III) ⟶ Оксид железа (III) ⟶ Железо;
б) Железо ⟶ Хлорид железа (III) ⟶ Гидроксид железо (III) ⟶ Сульфат железа (III) ⟶ Железа ⟶ Оксид дижелеза(III)-железа(II) ⟶ Железо ⟶ Карбид трижелеза;
в) Нитрат железа (III) ⟶ Оксид железа (III) ⟶ Оксид железа (II) ⟶ Железо ⟶ Сульфид железа (II) ⟶ Оксид железа (III) ⟶ Хлорид железа (III) ⟶ Роданид железа (III);
г) Железо ⟶ Сульфид железа (II) ⟶ Хлорид железа (II) ⟶ Хлорид железа (III) ⟶ Гексацианоферрат (II) железа (III);
д) Дисульфид железа (II) ⟶ Оксид железа (III) ⟶ Железо ⟶ Хлорид железа (III) ⟶ Хлорид железа (II) ⟶ Гексацианоферрат (III) железа (II);
е) Оксид железа (II) ⟶ Диоксоферрат (III) натрия ⟶ Хлорид железа (III) ⟶ Гидроксид железа (III) ⟶ Феррат калия ⟶ Сульфат железа (III) ⟶ Оксид железа (III) ⟶ Сульфат железа (III) ⟶ Гексационоферрат (II) железа(III)-калия.

Для реакций, протекающих в растворе с участием ионов, составьте ионные уравнения. К уравнениям всех окислительно-восстановительных реакций составьте схему электронного баланса или покажите переход электронов стрелкой.

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑
Fe 0 — 2ē ⟶ Fe +2	2	2	1	восстановитель (окисление)
2H + + 2ē ⟶ H₂ 0	2	1	окислитель (восстановление)

FeCl₂ + 2NaOH = 2NaCl + Fe(OH)₂↓
Fe 2+ + 2Cl — + 2Na + + 2OH — = 2Na + + 2Cl — + Fe(OH)₂↓
Fe 2+ + 2OH — = Fe(OH)₂↓

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃
Fe +2 — 1ē ⟶ Fe +3	1	4	4	восстановитель (окисление)
O₂ 0 + 4ē ⟶ 2O -2	4	1	окислитель (восстановление)

Fe₂O₃ + 3CO `overset(t)(=)` 2Fe + 3CO₂
C +2 — 2ē ⟶ C +4	2	6	3	восстановитель (окисление)
Fe +3 + 3ē ⟶ Fe 0	3	2	окислитель (восстановление)

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃
Fe 0 — 3ē ⟶ Fe +3	3	6	2	восстановитель (окисление)
Cl₂ 0 + 2ē ⟶ 2Cl —	2	3	окислитель (восстановление)

FeCl₃ + 3NaOH = 3NaCl + Fe(OH)₃↓
Fe 3+ + 3Cl — + 3Na + + 3OH — = 3Na + + 3Cl — + Fe(OH)₃↓
Fe 3+ + 3OH — = Fe(OH)₃↓

3Zn + Fe₂(SO₄)₃ = 3ZnSO₄ + 2Fe
Zn 0 — 2ē ⟶ Zn +2	2	6	3	восстановитель (окисление)
Fe +3 + 3ē ⟶ Fe 0	3	2	окислитель (восстановление)

3Fe + 2O₂ = FeO∙Fe₂O₃
Fe 0 — 2ē ⟶ Fe +2	8	8	1	восстановитель (окисление)
2Fe 0 — 6ē ⟶ 2Fe +3
O₂ 0 + 4ē ⟶ 2O -2	4	2	окислитель (восстановление)

FeO∙Fe₂O₃ + 4CO `overset(t)(=)` 3Fe + 4CO₂
C +2 — 2ē ⟶ C +4	2	8	4	восстановитель (окисление)
Fe +2 + 2ē ⟶ Fe 0	8	1	окислитель (восстановление)
2Fe +3 + 6ē ⟶ Fe 0

4Fe + 3C `overset(t)(=)` Fe₄C₃
Fe 0 — 3ē ⟶ Fe +3	3	12	4	восстановитель (окисление)
C 0 + 4ē ⟶ C +4	4	3	окислитель (восстановление)

4Fe(NO₃)₃ = 2Fe₂O₃ + 12NO₂ + 3O₂↑
2O -2 — 4ē ⟶ O₂ 0	4	4	1	восстановитель (окисление)
N +5 + 1ē ⟶ N +4	1	4	окислитель (восстановление)

Fe₂O₃ + CO `overset(t)(=)` 2FeO + CO₂
C +2 — 2ē ⟶ C +4	2	2	1	восстановитель (окисление)
Fe +3 + 1ē ⟶ Fe +2	1	2	окислитель (восстановление)

FeO + CO `overset(t)(=)` Fe + CO₂
C +2 — 2ē ⟶ C +4	2	2	1	восстановитель (окисление)
Fe +2 + 2ē ⟶ Fe 0	2	1	окислитель (восстановление)

Fe + S = FeS
Fe 0 — 2ē ⟶ Fe +2	2	2	1	восстановитель (окисление)
S 0 + 2ē ⟶ S -2	2	1	окислитель (восстановление)

4FeS + 7O₂ = 2Fe₂O₃ + 4SO₂↑
Fe +2 — 1ē ⟶ Fe +3	7	28	4	восстановитель (окисление)
S -2 — 6ē ⟶ S +4
O₂ 0 + 4ē ⟶ 2O -2	4	7	окислитель (восстановление)

FeCl₃ + 3KSCN = 3KCl + Fe(SCN)₃
Fe 3+ + 3Cl — + 3K + + 3SCN — = 3K + + 3Cl — + Fe(SCN)₃
Fe 3+ + 3SCN — = Fe(SCN)₃

Fe + S = FeS
Fe 0 — 2ē ⟶ Fe +2	2	2	1	восстановитель (окисление)
S 0 + 2ē ⟶ S -2	2	1	окислитель (восстановление)

FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S↑
FeS + 2H + + 2Cl — = Fe 2+ + 2Cl — + H₂S↑
FeS + 2H + = Fe 2+ + H₂S↑

2FeCl₂ + Cl₂ = 2FeCl₃
Fe +2 — 1ē ⟶ Fe +3	1	2	2	восстановитель (окисление)
Cl₂ 0 + 2ē ⟶ 2Cl —	2	1	окислитель (восстановление)

4FeS₂ + 11O₂ `overset(t)(=)` 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑
Fe +2 — 1ē ⟶ Fe +3	11	44	4	восстановитель (окисление)
2S — — 10ē ⟶ 2S +4
O₂ 0 + 4ē ⟶ 2O -2	4	11	окислитель (восстановление)

Fe₂O₃ + 3CO `overset(t)(=)` 2Fe + 3CO₂
C +2 — 2ē ⟶ C +4	2	6	3	восстановитель (окисление)
Fe +3 + 3ē ⟶ Fe 0	3	2	окислитель (восстановление)

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃
Fe 0 — 3ē ⟶ Fe +3	3	6	2	восстановитель (окисление)
Cl₂ 0 + 2ē ⟶ 2Cl —	2	3	окислитель (восстановление)

2FeCl₃ `overset(t)(=)` 2FeCl₂ + Cl₂↑
2Cl — — 2ē ⟶ Cl₂ 0	2	2	1	восстановитель (окисление)
Fe +3 + 1ē ⟶ Fe +2	1	2	окислитель (восстановление)

4FeO + 2Na₂O + O₂ `overset(t)(=)` 4NaFeO₂
Fe +2 — 1ē ⟶ Fe +3	1	4	4	восстановитель (окисление)
O₂ 0 + 4ē ⟶ 2O -2	4	1	окислитель (восстановление)

NaFeO₂ + 4HCl = NaCl + FeCl₃ + 2H₂O
NaFeO₂ + 4H + + 4Cl — = Na + + Cl — + Fe 3+ + 3Cl — + 2H₂O
NaFeO₂ + 4H + = Na + + Fe 3+ + 2H₂O

FeCl₃ + 3NaOH = 3NaCl + Fe(OH)₃↓
Fe 3+ + 3Cl — + 3Na + + 3OH — = 3Na + + 3Cl — + Fe(OH)₃↓
Fe 3+ + 3OH — = Fe(OH)₃↓

Железо. Свойства железа и его соединений

Железо

Положение в периодической системе химических элементов

Электронное строение атома железа

Электронная конфигурация железа в основном состоянии :

+26Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6

Железо проявляет ярко выраженные магнитные свойства.

Физические свойства

(изображение с портала vchemraznica.ru)

Температура плавления 1538 о С, температура кипения 2861 о С.

Нахождение в природе

В природе железо в основном встречается в виде соединений:

(изображение с портала karatto.ru)

Магнитный железняк Fe₃O₄ или FeO·Fe₂O₃ (магнетит).

(изображение с портала emchi-med.ru)

В природе также широко распространены сульфиды железа, например, пирит FeS₂.

(изображение с портала livemaster.ru)

Встречаются и другие минералы, содержащие железо.

Способы получения

Железо в промышленности получают из железной руды, гематита Fe₂O₃ или магнетита (Fe₃O₄или FeO·Fe₂O₃).

1. Один из основных способов производства железа – доменный процесс . Доменный процесс основан на восстановлении железа из оксида углеродом в доменной печи.

В печь загружают руду, кокс и флюсы.

В печи кокс окисляется до оксида углерода (II):

2C + O₂ → 2CO

Затем нагретый угарный газ восстанавливает оксид железа (III):

Процесс получения железа – многоэтапный и зависит от температуры.

Наверху, где температура обычно находится в диапазоне между 200 °C и 700 °C, протекает следующая реакция:

Встречные потоки газов разогревают шихту, и происходит разложение известняка:

Оксид железа (II) опускается в область с более высоких температур (до 1200 o C), где протекает следующая реакция:

FeO + CO → Fe + CO₂

Углекислый газ поднимается вверх и реагирует с коксом, образуя угарный газ:

CO₂ + C → 2CO

(изображение с портала 900igr.net)

2. Также железо получают прямым восстановлением из оксида водородом:

3. Еще один способ получения железа в промышленности – электролиз растворов солей железа.

Качественные реакции

Качественные реакции на ионы железа +2.

– взаимодействие солей железа (II) с щелочами . При этом образуется серо-зеленый студенистый осадок гидроксида железа (II).

Например , хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом натрия:

2NaOH + FeCl₂ → Fe(OH)₂ + 2NaCl

Гидроксид железа (II) на воздухе буреет, так как окисляется до гидроксида железа (III):

– ионы железа +2 окрашивают раствор в светлый желто-зеленый цвет.

Качественные реакции на ионы железа +3

– взаимодействие солей железа (III) с щелочами . При этом образуется бурый осадок гидроксида железа (III).

Например , хлорид железа (III) реагирует с гидроксидом натрия:

3NaOH + FeCl₃ → Fe(OH)₃ + 3NaCl

– ионы железа +3 окрашивают раствор в светлый желто-оранжевый цвет.

– при взаимодействии солей железа (III) с роданидами раствор окрашивается в кроваво-красный цвет.

Например , хлорид железа (III) взаимодействует с роданидом натрия:

FeCl₃ + 3NaCNS → Fe(CNS)₃ + 3NaCl

Химические свойства

1. При обычных условиях железо малоактивно , но при нагревании, в особенности в мелкораздробленном состоянии, оно становится активным и реагирует почти со всеми неметаллами .

2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃

Менее активный йод окисляет железо до степени окисления +2:

1.2. Железо реагирует с серой с образованием сульфида железа (II):

Fe + S → FeS

1.3. Железо реагирует с фосфором . При этом образуется бинарное соединения – фосфид железа:

Fe + P → FeP

1.4. С азотом железо реагирует в специфических условиях.

1.5. Железо реагирует с углеродом и кремнием с образованием карбида и силицида.

1.6. При взаимодействии с кислородом железо образует окалину – двойной оксид железа (II, III):

При пропускании кислорода через расплавленное железо возможно образование оксида железа (II):

2Fe + O₂ → 2FeO

2. Железо взаимодействует со сложными веществами.

2.1. При обычных условиях железо с водой практически не реагирует. Раскаленное железо может вступать в реакцию при температуре 700-900 о С с водяным паром:

3 Fe 0 + 4 H₂ + O → Fe +3 ₃O₄ + 4 H₂ 0

В воде в присутствии кислорода или во влажном воздухе железо медленно окисляется (корродирует):

Например , железо бурно реагирует с соляной кислотой :

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑

С разбавленной азотной кислотой железо реагирует с образованием оксида азота (II):

При взаимодействии железа с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

2.5. Железо может реагировать с щелочными растворами или расплавами сильных окислителей . При этом железо окисляет до степени окисления +6, образуя соль (феррат).

Например , при взаимодействии железа с расплавом нитрата калия в присутствии гидроксида калия железо окисляется до феррата калия, а азот восстанавливается либо до нитрита калия, либо до аммиака:

2.6. Железо восстанавливает менее активные металлы из оксидов и солей .

Например , железо вытесняет медь из сульфата меди (II). Реакция экзотермическая:

Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu

Еще пример : простое вещество железо восстанавливает железо до степени окисления +2 при взаимодействии с соединениями железа +3:

2FeCl₃ + Fe → 3FeCl₂

Оксид железа (II)

Оксид железа (II) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Способы получения

Оксид железа (II) можно получить различными методами :

1. Частичным в осстановлением оксида железа (III).

Например , частичным восстановлением оксида железа (III) водородом:

Или частичным восстановлением оксида железа (III) угарным газом:

Еще один пример : восстановление оксида железа (III) железом:

2. Разложение гидроксида железа (II) при нагревании :

Химические свойства

Оксид железа (II) — типичный основный оксид .

1. При взаимодействии оксида железа (II) с кислотными оксидами образуются соли.

Например , оксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI):

FeO + SO₃ → FeSO₄

Например , оксид железа (II) взаимодействует с соляной кислотой:

FeO + 2HCl → FeCl₂ + H₂O

3. Оксид железа (II) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (II) малоустойчив, и легко окисляется до соединений железа (III).

Например , при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуются нитрат железа (III), оксид азота (IV) и вода:

При взаимодействии с разбавленной азотной кислотой образуется оксид азота (II). Реакция идет при нагревании:

5. Оксид железа (II) проявляет слабые окислительные свойства .

Например , оксид железа (II) реагирует с угарным газом при нагревании:

FeO + CO → Fe + CO₂

Оксид железа (III)

Оксид железа (III) – это твердое, нерастворимое в воде вещество красно-коричневого цвета.

Способы получения

Оксид железа (III) можно получить различными методами :

1. Окисление оксида железа (II) кислородом.

2. Разложение гидроксида железа (III) при нагревании :

Химические свойства

Оксид железа (III) – амфотерный .

1. При взаимодействии оксида железа (III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соли.

Например , оксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой:

Например , оксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом натрия:

3. Оксид железа (III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI).

Например , хлорат калия в щелочной среде окисляет оксид железа (III) до феррата:

Нитраты и нитриты в щелочной среде также окисляют оксид железа (III):

5. Оксид железа (III) проявляет окислительные свойства .

Например , оксид железа (III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II) или железной окалины:

Также оксид железа (III) восстанавливается водородом:

Железом можно восстановить оксид железа только до оксида железа (II):

Оксид железа (III) реагирует с более активными металлами .

Например , с алюминием (алюмотермия):

Оксид железа (III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями.

Например , с гидридом натрия:

Fe₂O₃ + 3NaH → 3NaOH + 2Fe

Например , из карбоната натрия:

Оксид железа (II, III)

Оксид железа (II, III) (железная окалина, магнетит) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Фото с сайта wikipedia.ru

Способы получения

Оксид железа (II, III) можно получить различными методами :

1. Горение железа на воздухе:

2. Частичное восстановление оксида железа (III) водородом или угарным газом :

3. При высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой, образуя двойной оксид железа (II, III):

Химические свойства

Например , оксид железа (II, III) взаимодействует с соляной кислотой. При это образуются две соли – хлорид железа (II) и хлорид железа (III):

Еще пример : оксид железа (II, III) взаимодействует с разбавленной серной кислотой.

Например , железная окалина окисляется концентрированной азотной кислотой:

Разбавленной азотной кислотой окалина окисляется при нагревании:

Также оксид железа (II, III) окисляется концентрированной серной кислотой:

Также окалина окисляется кислородом воздуха :

3. Оксид железа (II, III) не взаимодействует с водой.

5. Железная окалина проявляет окислительные свойства .

Например , оксид железа (II, III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II):

Также железная окалина восстанавливается водородом:

Оксид железа (II, III) реагирует с более активными металлами .

Например , с алюминием (алюмотермия):

Например , с йодоводородом:

Гидроксид железа (II)

Способы получения

1. Гидроксид железа (II) можно получить действием раствора аммиака на соли железа (II).

Например , хлорид железа (II) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (II) и хлорида аммония:

2. Гидроксид железа (II) можно получить действием щелочи на соли железа (II).

Например , хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом калия с образованием гидроксида железа (II) и хлорида калия:

FeCl₂ + 2KOH → Fe(OH)₂↓ + 2KCl

Химические свойства

1. Гидроксид железа (II) проявляется основные свойства , а именно реагирует с кислотами . При этом образуются соответствующие соли.

Например , гидроксид железа (II) взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида железа (II):

2. Гидроксид железа (II) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот .

Например , гидроксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (II):

3. Гидроксид железа (II) проявляет сильные восстановительные свойства , и реагирует с окислителями. При этом образуются соединения железа (III) .

Например , гидроксид железа (II) взаимодействует с кислородом в присутствии воды:

Гидроксид железа (II) взаимодействует с пероксидом водорода:

При растворении Fe(OH)₂ в азотной или концентрированной серной кислотах образуются соли железа (III):

4. Г идроксид железа (II) разлагается при нагревании :

Гидроксид железа (III)

Способы получения

1. Гидроксид железа (III) можно получить действием раствора аммиака на соли железа (III).

Например , хлорид железа (III) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (III) и хлорида аммония:

2. Окислением гидроксида железа (II) кислородом или пероксидом водорода:

3. Гидроксид железа (III) можно получить действием щелочи на раствор соли железа (III).

Например , хлорид железа (III) реагирует с раствором гидроксида калия с образованием гидроксида железа (III) и хлорида калия:

FeCl₃ + 3KOH → Fe(OH)₃↓ + 3KCl

4. Также гидроксид железа (III) образуется при взаимодействии растворимых солей железа (III) с растворами карбонатов и сульфитов . Карбонаты и сульфиты железа (III) необратимо гидролизуются в водном растворе.

Но есть исключение ! Взаимодействие солей железа (III) с сульфитами в ЕГЭ по химии — окислительно-восстановительная реакция. Соединения железа (III) окисляют сульфиты, а также сульфиды и иодиды.

Также допустима такая запись:

Химические свойства

Например , гидроксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата железа (III):

2. Гидроксид железа (III) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот .

Например , гидроксид железа (III) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (III):

Например , гидроксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом калия в расплаве с образованием феррита калия и воды:

4. Г идроксид железа (III) разлагается при нагревании :

Видеоопыт взаимодействия гидроксида железа (III) с соляной кислотой можно посмотреть здесь.

Соли железа

Нитраты железа

Нитрат железа (II) при нагревании разлагается на оксид железа (III), оксид азота (IV) и кислород:

Нитрат железа (III) при нагревании разлагается также на оксид железа (III), оксид азота (IV) и кислород:

Гидролиз солей железа

I ступень: Fe 3+ + H₂O ↔ FeOH 2+ + H +

II ступень: FeOH 2+ + H₂O ↔ Fe(OH )₂ + + H +

При взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает ОВР:

2FeCl₃ + 3Na₂S → 2FeS + S + 6NaCl

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Окислительные свойства железа (III)

Например : хлорид железа (III) взаимодействует с сульфидом натрия. При этом образуется сера, хлорид натрия и либо черный осадок сульфида железа (II) (в избытке сульфида натрия), либо хлорид железа (II) (в избытке хлорида железа (III)):

2FeCl₃ + 3Na₂S → 2FeS + S + 6NaCl

2FeCl₃ + Na₂S → 2FeCl₂ + S + 2NaCl

По такому же принципу соли железа (III) реагируют с сероводородом:

2FeCl₃ + H₂S → 2FeCl₂ + S + 2HCl

Соли железа (III) также вступают в окислительно-восстановительные реакции с йодидами .

Например , хлорид железа (III) взаимодействует с йодидом калия. При этом образуются хлорид железа (II), молекулярный йод и хлорид калия:

2FeCl₃ + 2KI → 2FeCl₂ + I₂ + 2KCl

Интерес представляют также реакции солей железа (III) с металлами. Мы знаем, что более активные металлы вытесняют из солей менее активные металлы . Иначе говоря, металлы, которые стоят в электрохимическом ряду левее, могут взаимодействовать с солями металлов, которые расположены в этом ряду правее . Исходя из этого правила, соли железа могут взаимодействовать только с металлами, которые расположены до железа. И они взаимодействуют.

Например , хлорид железа (III) взаимодействует с медью. При этом образуются хлорид железа (II) и хлорид меди (II):

источники:

http://gomolog.ru/reshebniki/9-klass/zadachnik-kuznecova-2020/8-114.html

http://chemege.ru/iron/

Источник

Схемы превращений веществ. Составление уравнений реакций превращений железа

Fe → FeSO₄ → Fe(OH)₂ → Fe(OH)₃ → FeCl₃

а) Fe + H2SO_{4 (разб.)} —> FeSO₄ + H₂↑;

б) FeSO₄ + 2NaOH —> Fe(OH)₂↓ + Na₂SO₄;

в) 4Fe(OH)₂↓ + О₂ + 2Н₂О —> 4Fe(OH)₃↓;
зелёный буро-красный
осадок осадок

г) Fe(OH)₃ + 3HCl —> FeCl₃ + 3H₂O

Задание 429 (ш)
Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, которые надо провести для осуществления превращений:
Fe → FeCl₂→ Fe(CN)₂ → К₄[Fe(CN)₆] → К₃[Fe(CN)₆]
К окислительно-восстановительным реакциям составьте электронные уравнения.
Решение:
Молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, которые надо провести для осуществления превращений:Fe → FeCl₂→ Fe(CN)₂ → К₄[Fe(CN)₆] → К₃[Fe(CN)₆]

а) Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑ (молекулярная форма);
Fe + 2H⁺ = Fe²⁺ + H₂⁰ (ионно-молекулярная форма).

б) FeCl₂ + 2KCN = Fe(CN)₂↓ + 2KCl (молекулярная форма);
Fe²⁺+ 2CN^— = Fe(CN)₂↓ (ионно-молекулярная форма).

Fe(CN)₂ + 4KCN → К₄[Fe(CN)₆] (молекулярная форма);
Fe(CN)₂ + 4CN^— → [Fe(CN)₆]^4- (ионно-молекулярная форма).

г) При действии хлора или брома на раствор жёлтой кровяной соли анион [Fe(CN)₆]^4- превращается в анион [Fe(CN)₆]^3-:

2К₄[Fe(CN)₆] + Cl₂ → 2К₃[Fe(CN)₆] + 2KCl (молекулярная форма);
2[Fe(CN)₆]^4- + Cl₂→ 2[Fe(CN)₆]^2- + 2Cl^— (ионно-молекулярная форма).

Уравнения электронного баланса:

Ионно-молекулярное уравнение:

2Fe²⁺ + Cl₂⁰= Fe³⁺ + 2Cl^—

Молекулярная форма:

2К₄[Fe(CN)₆] + Cl₂ → 2К₃[Fe(CN)₆] + 2KCl.

Источник

Цепочка превращений

Уравнения химических реакций, с помощью которых можно осуществить цепочку превращений:
Fe → FeCl₃ → Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ → Fe.

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

FeCl₃ → Fe(OH)₃

FeCl₃ + 3NaOH = 3NaCl + Fe(OH)₃↓

FeCl₃ + 3KOH = 3KCl + Fe(OH)₃↓

2FeCl₃ + 3Ba(OH)₂ = 3BaCl₂ + 2Fe(OH)₃↓

2FeCl₃ + 3Ca(OH)₂ = 3CaCl₂ + 2Fe(OH)₃↓

FeCl₃ + 3LiOH = 3LiCl + Fe(OH)₃↓

Fe(OH)₃ → Fe₂O₃

2Fe(OH)₃ `overset(t)(=)` Fe₂O₃ + 3H₂O

Fe₂O₃ → Fe

Fe₂O₃ + 3CO `overset(t)(=)` 2Fe + 3CO₂

Fe₂O₃ + 3H₂ `overset(t)(=)` 2Fe + 3H₂O

Fe₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Fe

Источник