Текст книги "Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ"
Автор книги: Ростислав Лидин
Жанры:
Химия
,сообщить о нарушении
Текущая страница: 3 (всего у книги 14 страниц) [доступный отрывок для чтения: 6 страниц]
5.4. Жёсткость воды
Природная вода, проходя через известковые горные породы и почвы, обогащается солями кальция и магния (а также железа) и становится жёсткой.В жесткой воде при стирке белья увеличивается расход мыла, а ткань, впитывая соли, становится желтой и быстро ветшает. Накипь –нерастворимые соединения кальция и магния и оксид железами), осаждающиеся на внутренних стенках посуды, паровых котлов и трубопроводов. В жесткой воде дольше варятся овощи, крупы и мясо. Различают временнуюи постояннуюжесткость воды.
Временная жесткость вызвана присутствием в воде гидрокарбонатов М(НСO 3) 2(М = Са, Mg) и Fe(HCO 3) 2. Если количественно определяют содержание ионов HCO 3 -, говорят о карбонатнойжесткости, если содержание ионов Са 2+, Mg 2+и Fe 2+– о кальциевой, магниевойили железнойжесткости. Временная жесткость тем выше, чем больше содержание этих ионов в воде. Жесткость воды назвали временной потому, что она устраняется простым кипячением:
Са(НСO 3) 2= СаСO 3↓ + Н 2O + СO 2↑
Mg(HCO 3) 2= Mg(OH) 2↓ + 2СO 2↑
4Fe(HCO 3) 2+ O 2= 2Fe 2O 3↓ + 8CO 2↑ + 4H 2O
Постояннаяжесткость обусловлена другими солями кальция и магния (сульфаты, хлориды, нитраты, дигидро-ортофосфаты и др.). Такая жесткость не устраняется кипячением воды. Поэтому для удаления из жесткой воды большей части всех солей ее умягчают, используя химические реактивы и специальные (ионообменные) способы. Умягченная вода пригодна для питья и приготовления пищи.
Умягчение воды достигается, если ее обработать различными осадителями – гашеной известью, содой и ортофосфатом натрия:
устранение временной жесткости:
Са(НСO 3) 2+ Са(ОН) 2= 2СаСO 3↓ + 2Н 2O
Mg(HCO 3) 2+ Ca(OH) 2= CaMg(CO 3) 2↓ + 2Н 2O
4Fe(HCO 3) 2+ 8Са(ОН) 2+ O 2= 4FeO(OH)↓ + 8СаСO 3↓ + 10Н 2O
устранение постоянной жесткости:
Ca(NO 3) 2+ Na 2CO 3= СаСO 3↓ + 2NaNO 3
2MgSO 4+ Н 2O = Na 2CO 3= Mg 2CO 3(OH) 2↓ + СO 2↑ + 2Na 2SO 4
3FeCl 2+ 2Na 3PO 4= Fe 3(PO 4) 2↓ + 6NaCl
В химической лаборатории и в промышленности используется полностью обессоленная вода (для питья она непригодна). Для получения обессоленной воды природную воду подвергают перегонке (дистилляции). Такая дистиллированнаявода является мягкой, подобно дождевой воде.
5.5. Алюминий
Алюминий– элемент 3-го периода и IIIA-группы Периодической системы, порядковый номер 13. Электронная формула атома [ 10Ne]3s 23p 1, степени окисления + III и 0.
По электроотрицательности (1,47) одинаков с бериллием, проявляет амфотерные (кислотные и основные) свойства. В соединениях может находиться в составе катионов и анионов.
В природе – четвертыйпо химической распространенности элемент (первый среди металлов), находится в химически связанном состоянии.
АлюминийAl. Серебристо-белый, блестящий, легкий и пластичный металл. На воздухе покрывается матовой защитной пленкой Al 2O 3, весьма устойчивой и защищающей металл от коррозии; пассивируется в воде и концентрированной HNO 3(образование той же оксидной пленки).
Реакционноспособный, сгорает на воздухе, при комнатной температуре реагирует с галогенами Cl 2, Br 2и I 2, при нагревании – с фтором, серой:
4Al(порошок) + 3O 2(воздух) = 2Al 2O 3 (700 °C)
2Al(порошок) + ЗЕ 2= 2AlЕ 3 (25 °C, Е = CI, Br)
2Al(порошок) + 3I 2= 2AlI 3 (25 °C, кат. – капля Н 2O)
2Al + 3F 2= 2AlF 3 (600 °C)
2Al + 3S = Al 2S 3 (150–200 °C)
Алюминий восстанавливает другие металлы из их оксидов (промышленно важный метод – алюминотермия):
Амальгамированный алюминий, т. е. очищенный от оксидной пленки, энергично и с большим экзо-эффектом реагирует с водой:
2Al + 6Н 2O = 2Al(ОН) 3↓ + ЗН 2↑ + 836 кДж
Алюминий – сильный (типичный) восстановитель, в ряду напряжений стоит значительно левее водорода; вытесняет водород из разбавленных кислот НCl и H 2SO 4:
2Al + 6Н+ = 2Al 3++ ЗН 2↑
и, проявляя амфотерность, из концентрированного раствора щелочей (окислитель – вода):
2Al + 2NaOH + 6Н 2O = 2Na[Al(OH) 4] + ЗН 2↑ (80 °C)
Реагирует со щелочами в расплаве (также демонстрируя амфотерные свойства):
2Al + 6NaOH (T)= 2NaAlO 2+ ЗН 2+ 2Na 2O (450 °C)
Взаимодействует с разбавленнойазотной кислотой:
Al + 4НNO 3(разб.) = Al(NO 3) 3+ NO↑ + 2Н 2O
и восстанавливает N vдо N -IIIв реакциях с очень разбавленнойазотной кислотой и ее солями:
8Al + З0НNO 3(оч. разб.) = 8Al(NO 3) 3+ 3NH 4NO 3+ 9Н 2O
8Al + 18Н 2O + 5КОН + 3KNO 3= 8К[Al(ОН) 4] + 3NH 3↑ (кипячение)
(движущей силой этих реакций служит промежуточное выделение атомарного водорода Н 0, а во второй реакции – также и образование устойчивого гидроксокомплекса [Al(OH),] -).
Получениеалюминия в промышленности– электролиз Al 2O 3в расплаве криолита Na 3[AlF 6] при 950 °C:
Применяется как реагент в алюминотермии для получения редких металлов и термитной сварке стальных конструкций. Алюминий – важнейший конструкционный материал, основа легких коррозионно-стойких сплавов (с магнием – дуралюмин,или дюраль,с медью – желтая алюминиевая бронза,из которой чеканят мелкую разменную монету). Чистый алюминий в больших количествах идет на изготовление посуды и электрических проводов.
Оксид алюминияAl 2O 3.Амфотерный оксид, кислотные и основные свойства равно выражены. Белый, имеет ионное строение (Al 3+) 2(O 2-) 3. Тугоплавкий, термически устойчивый. Аморфный порошок гигроскопичен и химически активен, кристаллический – очень тверд и химически пассивен. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Переводится в раствор концентрированными кислотами и щелочами, реагирует со щелочами и карбонатом натрия при сплавлении. Применяется как сырье в производстве алюминия, для изготовления огнеупорных, химически стойких и абразивных материалов, особо чистый Al 2O 3– для изготовления рубиновых лазеров и синтетических драгоценных камней (рубины, сапфиры и др.), окрашенных примесями оксидов других металлов – Cr 2O 3(красный цвет), Ti 2O 3и Fe 2O 3(голубой цвет).
Уравнения важнейших реакций:
(эта реакция используется для «вскрытия» бокситов)
В природе входит в состав глиныи бокситов,образует минерал корунд.
Гидроксид алюминияAl(ОН) 3.Амфотерный гидроксид, кислотные и основные свойства равно выражены. Белый, аморфный (гелеобразный) или кристаллический. Связи Al – ОН преимущественно ковалентные. Разлагается при нагревании без плавления. Практически не растворяется в воде. Реагирует с кислотами, щелочами в растворе и при сплавлении. Не реагирует с NH 3Н 2O, NH 4Cl, СO 2, SO 2и H 2S. МетагидроксидАlO(ОН) химически менее активен, чем Al(ОН) 3. Промежуточный продукт в производстве алюминия. Применяется для синтеза других соединений алюминия (в том числе криолита),органических красителей, как лекарственный препарат при повышенной кислотности желудочного сока.
Уравнения важнейших реакций:
• термическое разложение
• основная и кислотная диссоциация в растворе
(реакции характеризуют очень малую растворимость в воде и амфотерность гидроксида, поставляющего в раствор одновременно ионы ОН и Н +примерно в равной концентрации; гидроксид диссоциирует слабее, чем сама вода)
• амфотерные свойства
Al(ОН) 3+ ЗНСlразб.) = AlCl 3+ ЗН 2O
Al(ОН) 3+ NaOH (т)= NaAlO 2+ 2Н 2O (1000 °C)
Al(ОН) 3+ NaOH(конц.) = Na[Al(OH) 4] (p)
Для полученияосадка Al(ОН) 3щелочь обычно не используют из-за легкости перехода осадка в раствор (см. выше), а действуют на соли алюминия гидратом аммиака. При комнатной температуре образуется Al(ОН) 3, а при кипячении – менее активный АlO(ОН):
Удобный способ получения Al(ОН) 3– пропускание СO 2через раствор гидроксокомплекса:
[Al(ОН) 4] -+ СO 2= Al(ОН) 3↓ +HCO 3 -
Тетрагидроксоалюминат(III) натрияNa[Al(OH) 4].Комплексная соль. С таким составом существует при комнатной температуре в концентрированном растворе NaOH. Для твердого состояния состав условный, так как при кристаллизации из раствора он усложняется (выделены Na 4[Al(OH) 7], Na 4[Al 4O 3(OH) 10] и др.). При прокаливании твердые соли разлагаются до диоксоалюмината(III) натрия NaAlO 2, при разбавлении их растворов – до Al(ОН) 3. По-разному реагируют с сильными и слабыми кислотами, с хлоридом алюминия и карбонатом аммония.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: взаимодействие Al(ОН) 3и солей алюминия с NaOH в концентрированном растворе:
Al(OH) 3+ NaOH(конц.) = Na[Al(OH) 4]
AlCl 3+ 4NaOH(конц.) = Na[Al(OH) 4]+ 3NaCl
Образуется из оксида алюминия (см.) как промежуточный продукт при промышленном «вскрытии» бокситов.
Примеры заданий части А
1. Среди металлов главной подгруппы II группы наиболее сильнымвосстановителем является
1) барий
2) кальций
3) стронций
4) магний
2. При сжигании магния на воздухе образуются
1) Mg(OH) 2
2) MgO
3) Mg(NO 3) 2
4) Mg 3N 2
3. Алюминий будет выделять водород из реактива
1) HNO 3(разб.)
2) NaHSO 4(разб.)
3) H 2SO 4(конц.)
4) NaOH (конц.)
4. Реакция замещения протекает в растворе между алюминием и
1) Na 2SO 4
2) BeSO 4
3) NiSO 4
4) MgSO 4
5. Из раствора гидрокарбоната бария выпадает осадок при добавлении реактивов
1) ВаО
2) СO 2
3) Ва(ОН) 2
4) H 2SO 4
6. Калий можно получить электролизом на угольных электродах из
1) раствора КCl
2) раствора KNO 3
3) расплава КCl
4) расплава смеси КCl и MgCl 2
7—8. Если внести каплю раствора
7. поваренной соли
8. хлорида калия
в бесцветное пламя газовой горелки, оно станет
1) красным
2) желтым
3) зеленым
4) фиолетовым
9. Устранение временной жёсткости воды проводится по реакции
1) Са(НСO 3) 2+ Na 3PO 4 →…
2) Са(НСO 3) 2+ Са(ОН) 2→…
3) CaSO 4+ Na 2CO 3→…
4) СаCl 2+ NaHCO 3→…
6. Переходные металлы 4-го периода. Свойства, способы получения. Общие свойства металлов
6.1. Хром
Хром– элемент 4-го периода и VIБ-группы Периодической системы, порядковый номер 24. Электронная формула атома [ 18Ar]3d 54s 1, характерные степени окисления +VI, + III и 0.
Шкала степеней окисления хрома:
По электроотрицательности (1,56) хром занимает промежуточное положение между типичными металлами (Na, К, Са) и типичными неметаллами (F, О, N. CI, S). Соединения Cr IIIпроявляют амфотерные свойства, металлические (основные) свойства преобладают у Cr II, неметаллические (кислотные) – у Cr VI; в соединениях хром чаще находится в составе катионов и реже – в составе анионов. Хром образует многочисленные соли и бинарные соединения.
В природе – девятнадцатыйпо химической распространенности элемент (десятый среди металлов), находится только в виде соединений (минералы, полиметаллические руды). Растворимые соли хрома ядовиты.
ХромCr.Серый (с голубоватым оттенком) металл, очень твердый, ковкий (технический продукт – хрупкий). Блестящий, хотя покрыт очень тонкой оксидной пленкой, сохраняет блеск даже во влажном воздухе. Не реагирует с водой, щелочами и гидратом аммиака, пассивируется в концентрированной и разбавленной азотной кислоте и в «царской водке».
В ряду напряжений стоит левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H 2SO 4вытесняет водород:
Cr + 2H += Cr 2++ Н 2↓
Далее катион Cr 2+можно перевести кислотами-окислителями в катион Cr 3+:
Хром реагирует в расплаве с сильными окислителями:
2Cr + КClO 3= Cr 2O 3+ КCl (500–700 °C)
2Cr + 3KNO 3= Cr 2O 3+ 3KNO 2(400–550 °C)
Получениехрома в промышленности – алюминотермия:
Cr 2O 3+ 2Al = 2Cr + Al 2O 3(800 °C)
и электролиз раствора:
Промышленно важен сплав хрома с железом – феррохром(6O—85 % хрома), его производят восстановлением оксидов, например минерала хромит:
Применяется хром для создания защитных покрытий на других металлах ( хромирование), как компонент механически прочных и коррозионно-стойких сталей.
Гидроксид хрома (III)Cr(ОН) 3.Амфотерный гидроксид. Серо-зеленый, разлагается при нагревании, теряя воду и образуя зеленый метагидроксидCrО(ОН). Не растворяется в воде. Из раствора осаждается в виде серо-голубого и голубовато-зеленого гидрата. Реагирует с кислотами и щелочами, не взаимодействует с гидратом аммиака. Применяется для синтеза соединений хрома (III).
Уравнения важнейших реакций:
Получение:осаждение гидратом аммиака из растора солей хрома(III):
Cr 3++ 3(NH 3Н 2O) = Cr(OH) 3↓ + 3NH 4 +
Хромат калияК 2CrO 4.Оксосоль. Желтый, негигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде ( желтаяокраска раствора отвечает иону CrO 4 2-), незначительно гидролизуется по аниону. В кислотной среде переходит в К 2Cr 2O 7. Окислитель (более слабый, чем К 2Cr 2O 7). Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакцияна ион CrO 4 2-– выпадение желтого осадка хромата бария, разлагающегося в сильнокислотной среде. Применяется как протрава при крашении тканей, дубитель кож, селективный окислитель, реактив в аналитической химии.
Уравнения важнейших реакций:
2К 2CrO 4+ H 2SO 4(30 %) = К 2Cr 2O 7+ K 2SO 4+ Н 2O
2К 2CrO 4(т)+ 16HCl (конц., гор.) = 2CrCl 3+ ЗCl 3↑ + 8H 2O + 4КCl
2К 2CrO 4+ 2H 2O + 3H 2S = 2Cr(OH) 3↓ + 3S↓ + 4KOH
2К 2CrO 4+ 8H 2O + 3K 2S = 2K 3[Cr(OH) 6] + 3S↓ + 4KOH
2К 2CrO 4+ 2AgNO 3= 2KNO 3+ Ag 2CrO 4(красн.)↓
Качественная реакция:
К 2CrO 4+ ВаCl 2= 2КCl + ВаCrO 4↓
2BaCrO 4(т)+ 2HCl (разб.) = ВаCr 2O 7(р)+ ВаCl 2+ Н 2O
Получение:спекание хромитас поташом на воздухе:
4(Cr 2Fe II)O 4+ 8К 2СO 3+ 7O 2= 8К 2CrO 4+ 2Fe 2O 3+ 8СO 2 (1000 °C)
Дихромат калияК 2Cr 2O 7.Оксосоль. Техническое название хромпик.Оранжево-красный, негигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде ( оранжеваяокраска раствора отвечает иону Cr 2O 7 2-). В щелочной среде образует К 2CrO 4. Типичный окислитель в растворе и при сплавлении. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественные реакции– синее окрашивание эфирного раствора в присутствии Н 2O 2, синее окрашивание водного раствора при действии атомарного водорода.
Применяется как дубитель кож, протрава при крашении тканей, компонент пиротехнических составов, реагент в аналитической химии, ингибитор коррозии металлов, в смеси с H 2SO 4(конц.) – для мытья химической посуды.
Уравнения важнейших реакций:
6.2. Марганец
Марганец– элемент 4-го периода и VIIB-группы Периодической системы, порядковый номер 25. Электронная формула атома [ 18Ar]3d 54s 2; характерные степени окисления +VII, +VI, +IV, +II и 0.
Шкала степеней окисления марганца:
По электроотрицательности (1,60) марганец занимает промежуточное положение между типичными металлами (Na, К, Са, Mg) и неметаллами (F, О, N, Cl). Соединения Mn II– оксид и гидроксид – проявляют основные свойства, соединения Mn IIIи Mn IV– амфотерные свойства, для соединений Mn VIи Mn VIIхарактерно почти полное преобладание кислотных свойств. Марганец образует многочисленные соли и бинарные соединения.
В природе – четырнадцатый по химической распространенности элемент (восьмой среди металлов; второй, после железа, тяжелый металл).
МарганецMn.Серебристо-белый (с серым оттенком) металл, более твердый и хрупкий по сравнению с железом. В виде мелкого порошка пирофорен. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в воде, поглощает водород, но не реагирует с ним.
При нагревании сгорает в кислороде воздуха, реагирует с хлором и серой:
В ряду напряжений марганец стоит левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H 2SO 4вытесняет водород:
Mn (порошок) + 2H += Mn 2++ Н 2↑
Взаимодействует с кислотами-окислителями при нагревании, также образуя соли марганца (II):
Mn + 2H 2SO 4(конц.) = MnSO 4+ SO 2↑ + 2Н 2O
ЗMn + 8HNO 3(разб.) = 3Mn(NO 3) 2+ 2NO↑ + 4Н 2O
Получениемарганца в промышленности– восстановление пиролюзитаMnO 2или гаусманита(Mn IIMn 2 III)O 4коксом или алюминием:
MnO 2+ С (кокс) = Mn+ СO 2 (600 °C)
3(Mn IIMn 2 III)O 4+ 8Al = 9 Mn+ 4Al 2O 3 (700–900 °C)
Наиболее чистый марганец выделяют электролизом раствора из солей марганца(II), например:
Промышленно важен сплав с железом – ферромарганец(> 70 % Mn), его получают восстановлением оксидных руд марганца и железа.
Применяется марганец для изготовления специальных и тугоплавких сплавов, зеркального чугуна и марганцевых твердых сталей, в качестве катализатора в органическом синтезе.
Оксид марганца (IV)MnO 2.Черный, с коричневым оттенком, при нагревании разлагается. Из раствора осаждается в виде черного гидрата MnO 2nН 2O. Не проявляет амфотерных свойств в силу малой реакционной способности по отношению к воде, разбавленным кислотам НCl и H 2SO 4, азотной кислоте и щелочам в растворе. Типичный окислитель в растворе и расплаве, менее характерны свойства восстановителя.
Применяется для промышленного производства марганца, как деполяризатор в «батарейках» (сухих гальванических элементах), компонент минеральных пигментов, осветлитель стекла.
Уравнения важнейших реакций:
4MnO 2= 2Mn 2O 3+ O 2(530–585 °C)
2MnO 2+ 2H 2SO 4(конц.) = MnSO 4+ O 2↑ + 2Н 2O (кипячение)
MnO 2+ 4HCl (конц.) = MnCl 2+ Cl 2↑ + 2H 2O
MnO 2+ H 2SO 4(гор.) + KNO 2= MnSO 4+ KNO 3+ H 2O
MnO 2+ 2H 2SO 4+ 2FeSO 4= MnSO 4+ Fe 2(SO 4) 3+ 2H 2O
MnO 2+ 2KOH + KNO 3= K 2MnO 4+ KNO 2+ H 2O (350–450 °C)
3MnO 2+ 3K 2CO 3+ KClO 3= 3K 2MnO 4+ KCl + 3CO 2(400 °C)
В природе самое распространенное соединение марганца – минерал пиролюзит.
Манганат калияК 2MnO 4.Оксосоль. Темно-зеленый, плавится под избыточным давлением O 2. В растворе устойчив только в сильнощелочной среде. Зеленая окраска раствора отвечает иону MnO 4 2-. Медленно разлагается при разбавлении раствора водой, быстро – при подкислении. Проявляет окислительно-восстановительные свойства.
Качественная реакция– появление фиолетовой окраски при подкислении раствора. Промежуточный продукт при синтезе КMnO 4.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: сплавление MnO 2с сильными окислителями (KNO 3, КСlO 3).
Пермапгапат калияКMnO 4.Оксосоль. Красно-фиолетовый (почти черный). При нагревании разлагается без плавления. Умеренно растворим в воде ( интенсивно-фиолетоваяокраска раствора отвечает иону MnO 4 -), гидролиза нет. Медленно разлагается в воде, серной кислоте, щелочах. Сильный окислитель в растворе и при сплавлении; в сильнокислотной среде восстанавливается до Mn II, в нейтральной среде – до Mn IV, в сильнощелочной среде – до Mn VI.
Качественная реакцияна ион MnO 4 -– исчезновение фиолетовой окраски раствора при восстановлении в кислотной среде.
Применяется как окислитель углеводородов до карбоновых кислот, реактив в фотографии, антисептик в медицине, средство для очистки газов и отбеливания тканей, твердый источник кислорода. Распространенный окислитель в лабораторной практике.
Уравнения важнейших реакций:
Получение– электролиз раствора K 2MnO 4(см.).
6.3. Железо
Железо– элемент 4-го периода и VIIIБ-группы Периодической системы, порядковый номер 26. Вместе с кобальтом Со и никелем Ni образует семейство (триаду) железа.Электронная формула атома [ 18Ar]3d 64s 2, характерные степени окисления 0, +II и +III (последняя наиболее устойчива).
Шкала степеней окисления железа:
По электроотрицательности (1,64) железо занимает промежуточное положение между типичными металлами (Na, Са) и типичными неметаллами (F, О, N). Проявляет амфотерные свойства, металлические (основные) свойства преобладают над неметаллическими (кислотными), в соединениях находится в составе катионов (чаще) и анионов (реже). Образует многочисленные соли и бинарные соединения.
В природе – седьмойпо химической распространенности элемент (четвертый среди металлов, первый тяжелый металл); находится в химически связанном виде. Жизненно важный элемент для всех организмов.
ЖелезоFe.Простое вещество. Серый мягкий, ковкий, тугоплавкий металл. Обычное железо медленно окисляется во влажном воздухе (ржавеет), чистое железо коррозии не подвергается. Не реагирует с водой, пассивируется в концентрированных серной и азотной кислотах.
Компактный металл покрывается при нагревании на воздухе оксидной пленкой (окалиной),а порошок сгорает; реагирует с хлором и серой:
Восстанавливает водяной пар (старый способ получения водорода в промышленности):
3Fe + 4Н 2O (пар) = (Fe IIFe 2 III)O 4+ 4Н 2(800 °C)
В ряду напряжений стоит левее водорода, реагирует с разбавленными кислотами НCl и H 2SO 4, при этом образуются соли железа(II) и выделяется водород:
Fe + 2Н += Fe 2++ Н 2↑
(реакции проводятся без доступа воздуха, иначе Fe IIпостепенно переводится кислородом в Fe III).
При действии на железо более сильного окислителя (здесь – азотная кислота) оно сразу переходит в катион Fe 3+:
Fe + 4HNO 3(разб.) = Fe(NO 3) 3+ NO↑ + 2H 2O
Амфотерность железа проявляется только в концентрированных щелочах при кипячении:
Fe + 2NaOH (50 %) + 2Н 2O = Na 2[Fe(OH) 4]↓ + Н 2↑
и образуется осадок тетрагидроксоферрата(II) натрия.
Железо вытесняет (по ряду напряжений) менее активные металлы из растворов их солей:
Fe + CuSO 4= FeSO 4+ Cu↓
Железо медленно окисляется во влажном воздухе (ржавеет), из-за рыхлости коричневой ржавчины(Fe IIFe 2 III)O 4защитный слой не создается. Процесс ржавления:
Техническое железо– сплавы железа с углеродом: чугунсодержит 2,06—6,67 % С, сталь0,02—2,06 % С, часто присутствуют другие естественные примеси (S, Р, Si) и вводимые искусственно специальные добавки (Mn, Ni, Cr), что придает сплавам железа технически полезные свойства – твердость, термическую и коррозионную стойкость, ковкость и др.
Доменный процесс производства чугуна
Доменный процесс производства чугуна составляют следующие стадии:
а) подготовка (обжиг) сульфидных и карбонатных руд – перевод в оксидную руду:
б) сжигание кокса при горячем дутье:
в) восстановление оксидной руды угарным газом СО последовательно (см. рубрики соответствующих оксидов):
г) науглероживание железа (до 6,67 % С) и расплавление чугуна:
В чугуне всегда в виде зерен присутствуют цементитFe 2C и графит.
Производство стали
Передел чугуна в сталь проводится в специальных печах (конвертерных, мартеновских, электрических), отличающихся способом обогрева; температура процесса 1700–2000 °C. Продувание воздуха, обогащенного кислородом, приводит к выгоранию из чугуна избыточного углерода, а также серы, фосфора и кремния в виде оксидов. При этом оксиды либо улавливаются в виде отходящих газов (СO 2, SO 2), либо связываются в легко отделяемый шлак – смесь Са 3(РO 4) 2и CaSiO 3. Для получения специальных сталей в печь вводят легирующие добавки других металлов.
Получениечистого железа в промышленности – электролиз раствора солей железа, например:
(существуют и другие специальные методы, в том числе восстановление оксидов железа водородом).
Чистое железо применяется в производстве специальных сплавов, при изготовлении сердечников электромагнитов и трансформаторов, чугун – в производстве литья и стали, сталь – как конструкционный и инструментальный материалы, в том числе износо-, жаро– и коррозионно-стойкие.
Оксид железа(II)FeO.Амфотерный оксид с большим преобладанием основных свойств. Черный, имеет ионное строение Fe 2+O 2-. При нагревании вначале разлагается, затем образуется вновь. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами, сплавляется со щелочами. Медленно окисляется во влажном воздухе. Восстанавливается водородом, коксом. Участвует в доменном процессе выплавки чугуна. Применяется как компонент керамики и минеральных красок. Уравнения важнейших реакций:
Получениев лаборатории: термическое разложение соединений железа (II) без доступа воздуха:
Fe(OH) 2= FeO+ H 2O (150–200 °C)
FeCO 3= FeO+ СO 2(490–550 °C)
Оксид дижелеза (III) – железа(II) (Fe IIFe 2 III)O 4.Двойной оксид. Черный, имеет ионное строение Fe 2+(Fe 3+) 2(O 2-) 4. Термически устойчив до высоких температур. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами. Восстанавливается водородом, раскаленным железом. Участвует в доменном процессе производства чугуна. Применяется как компонент минеральных красок ( железный сурик),керамики, цветного цемента. Продукт специального окисления поверхности стальных изделий ( чернение, воронение).По составу отвечает коричневой ржавчине и темной окалине на железе. Применение брутто-формулы Fe 3O 4не рекомендуется. Уравнения важнейших реакций:
Получение: сгорание железа (см.) на воздухе.
В природе – оксидная руда железа магнетит.
Оксид железа(III)Fe 2O 3.Амфотерный оксид с преобладанием основных свойств. Красно-коричневый, имеет ионное строение (Fe 3+) 2(O 2-) 3. Термически устойчив до высоких температур. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой, из раствора выпадает бурый аморфный гидрат Fe 2O 3nН 2O. Медленно реагирует с кислотами и щелочами. Восстанавливается монооксидом углерода, расплавленным железом. Сплавляется с оксидами других металлов и образует двойные оксиды – шпинели(технические продукты называются ферритами). Применяется как сырье при выплавке чугуна в доменном процессе, катализатор в производстве аммиака, компонент керамики, цветных цементов и минеральных красок, при термитной сварке стальных конструкций, как носитель звука и изображения на магнитных лентах, как полирующее средство для стали и стекла.
Уравнения важнейших реакций:
Получениев лаборатории– термическое разложение солей железа(III) на воздухе:
Fe 2(SO 4) 3= Fe 2O 3+ 3SO 3(500–700 °C)
4{Fe(NO 3) 39 H 2O} = 2Fe aO 3+ 12NO 2+ 3O 2+ 36H 2O (600–700 °C)
В природе – оксидные руды железа гематитFe 2O 3и лимонитFe 2O 3nН 2O.
Гидроксид железа (II)Fe(OH) 2.Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Белый (иногда с зеленоватым оттенком), связи Fe – ОН преимущественно ковалентные. Термически неустойчив. Легко окисляется на воздухе, особенно во влажном состоянии (темнеет). Нерастворим в воде. Реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Типичный восстановитель. Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется в изготовлении активной массы железоникелевых аккумуляторов.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: осаждение из раствора щелочами или гидратом аммиака в инертной атмосфере:
Fe 2++ 2OН(разб.) = Fe(OH) 2↓
Fe 2++ 2(NH 3H 2O) = Fe(OH) 2↓ + 2NH 4 +
Метагидроксид железаFeO(OH).Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Светло-коричневый, связи Fe – О и Fe – ОН преимущественно ковалентные.
При нагревании разлагается без плавления. Нерастворим в воде. Осаждается из раствора в виде бурого аморфного полигидрата Fe 2O 3nН 2O, который при выдерживании под разбавленным щелочным раствором или при высушивании переходит в FeO(OH). Реагирует с кислотами, твердыми щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Спекается с Fe(OH) 2. Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется как основа желтых минеральных красок и эмалей, поглотитель отходящих газов, катализатор в органическом синтезе.
Соединение состава Fe(OH) 3не известно (не получено).
Уравнения важнейших реакций:
Получение: осаждение из раствора солей железа(III) гидрата Fe 2O 3nН 2O и его частичное обезвоживание (см. выше).
В природе – оксидная руда железа лимонитFe 2O 3nН 2O и минерал гётитFeO(OH).
Феррат калияK 2FeO 4.Оксосоль. Красно-фиолетовый, разлагается при сильном нагревании. Хорошо растворим в концентрированном растворе КОН, реагирует с кипящей водой, неустойчив в кислотной среде. Сильный окислитель. Качественная реакция– образование красного осадка феррата бария. Применяется в синтезе ферритов – промышленно важных двойных оксидов железа (III) и других металлов.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: образуется при окислении соединений железа, например метагидроксида FeO(OH), бромной водой, а также при действии сильных окислителей (при спекании) на железо
Fe + 2KOH + 2KNO 3= K 2FeO 4+ 3KNO 2+ H 2O (420 °C)
и электролизе в растворе:
(феррат калия образуется на аноде).
Качественные реакции на ионыFe 2+и Fe 3+.Обнаружение ионов Fe 2+и Fe 3+в водном растворе проводят с помощью реактивов K 3[Fe(CN) 6] и K 4[Fe(CN) 6] соответственно; в обоих случаях выпадает синий продукт одинакового состава и строения, KFe III[Fe II(CN) 6]. В лаборатории этот осадок называют берлинская лазурь,или турнбуллева синь:
Fe 2++ К ++ [Fe(CN) 6] 3-= KFe III[Fe II(CN) 6]↓
Fe 3++ K ++ [Fe(CN) 6] 4-= KFe III[Fe II(CN) 6]↓
Химические названия исходных реактивов и продукта реакций:
K 3[Fe(CN) 6] – гексацианоферрат (III) калия
K 4[Fe(CN) 6] – гексацианоферрат (II) калия
KFe III[Fe II(CN) 6] – гексацианоферрат (II) железа(III) калия
Кроме того, хорошим реактивом на ионы Fe 3+является тиоцианат-ион NCS -, железо (III) соединяется с ним, и появляется ярко-красная («кровавая») окраска:
Fe 3++ 6NCS– = [Fe(NCS) 6] 3-
Этим реактивом (например, в виде соли KNCS) можно обнаружить даже следы железа (III) в водопроводной воде, если она проходит через железные трубы, покрытые изнутри ржавчиной.
