Гидроксид железа (III)

Получение

Алюмотермия: 3MnO₂ + 4Al = 2Al₂O₃ + 3Mn

Химические свойства

Металл средней активности. На воздухе покрывается тонкой плёнкой оксидов. Реагирует с неметаллами, например, с серой:

Mn + S = MnS

Растворяется в кислотах: Mn + 2HCl = MnCl₂ + H₂(При этом образуются соединения двухвалентного марганца).

Соединения Mn(II)

Оксид марганца (II) MnO получается восстановлением природного пиролюзита MnO₂ водородом: MnO₂ + H₂ ╝ MnO + H₂O

Гидроксид марганца (II) Mn(OH)₂ - светло-розовое нерастворимое в воде основание: MnSO₄ + 2NaOH = Mn(OH)₂ + Na₂SO_{4 ,}Mn²⁺ + 2OH^- = Mn(OH)₂

Легко растворимо в кислотах:

Mn(OH)₂ + 2HCl = MnCl₂ + 2H₂O Mn(OH)₂ + 2H⁺ = Mn²⁺ + 2H₂O

На воздухе Mn(OH)₂ быстро темнеет в результате окисления:

2Mn(OH)₂ + O₂ + 2H₂O ╝ 2[MnO_2*2H₂O]

При действии сильных окислителей наблюдается переход Mn²⁺ в MnO₄^-:

2Mn(OH)₂ + 5Br₂ + 12NaOH═ ^кат.CuSO4═ 2NaMnO₄ + 10NaBr + 8H₂O

2Mn(NO₃)₂ + 5PbO₂ + 6HNO₃ = 2HMnO₄ + 5Pb(NO₃)₂ + 2H₂O

2Mn(NO₃)₂ + 5NaBiO₃ + 16HNO₃ = 2HMnO₄ + 5NaNO₂ + 5Bi(NO₃)₃ + 7H₂O

Оксид марганца (IV) MnO₂ - тёмно-коричневый порошок, нерастворимый в воде. Образуется при термическом разложении нитрата марганца (II):

Mn(NO₃)₂═ MnO₂ + 2NO₂╜

При сильном нагревании теряет кислород, превращаясь в Mn₂O₃ (при 600C) или Mn₃O₄ (при 1000C).

Сильный окислитель:

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂+ 2H₂O

При сплавлении с содой и селитрой образует манганат натрия тёмно - зелёного цвета:

MnO₂ + Na₂CO₃ + NaNO₃═ Na₂MnO₄ + NaNO₂ + CO₂╜

Манганаты также могут быть получены при восстановлении перманганатов в щелочной среде:

Na₂SO₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + 2KOH ╝ Na₂SO₄ + 2K₂Mn⁺⁶O₄ + H₂O

Гидролиз манганатов протекает по схеме:

3K₂MnO₄ + 2H₂O = 2KMnO₄ + MnO₂ + 4KOH

3MnO₄^2- + 2H₂O = 2MnO₄^- + MnO₂ + 4OH^-

За способность обратимо менять окраску манганат калия называют "минеральным хамелеоном".

Оксид марганца (VII) Mn₂O₇ - тёмно-зелёная жидкость, кислотный оксид. Получают действием концентрированной cерной кислоты на кристаллический KMnO₄ (марганцевая кислота HMnO₄═ нестабильна):

2KMnO₄ + H₂SO₄ = Mn₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O(взрывается от нагревания и соприкосновения, неустойчив)

При растворении в щелочах образует перманганаты:

Mn₂O₇ + 2KOH = 2KMnO₄ + H₂O

Перманганат калия KMn⁺⁷O₄ -тёмно-фиолетовое кристаллическое вещество, растворимое в воде. При нагревании разлагается с выделением кислорода:

2KMnO₄═K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

Сильный окислитель, причём восстанавливается в кислой среде до Mn²⁺, в нейтральной до Mn⁺⁴O₂, а в щелочной до Mn⁺⁶O₄²

KMn⁺⁷O₄ = (H2SO4разб) MnSO4

= (OH) K2MnSO4

= (H2O) MnO2

Манганаты

Марганцевая кислота неустойчива, в водном растворе диспропорционирует

3 H2MnO4 = 2 HMnO4 + Mn02 + 2H2O

 

 

Билет 22: Получение металлов подгруппы железа

Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II)

FeO + C = Fe + CO

Fe₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₂

NiO + C = Ni + CO

Co₂O₃ + 3C = 2Co + 3CO

Fe железо

d- элемент VIII группы; порядковый номер 26; атомная масса 56; (26p₁¹; 30 n₀¹), 26

Металл средней активности, восстановитель. Основные степени окисления - +2, +3

Железо и его соединения

Химические свойства

1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

4Fe + 3O₂ + 6H₂ O = 4Fe(OH)₃

Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III):

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄

2) При высокой температуре (700-900╟C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4H₂O═ ^t═ Fe₃O₄ + 4H₂╜

3) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe + 3Br₂═ ^t═ 2FeBr₃

Fe + S═ ^t═ FeS

4) Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂╜

Fe + H₂SO₄(разб.) = FeSO₄ + H₂╜

В концентрированных кислотах-окислителях железо растворяется только при нагревании

2Fe + 6H₂SO₄(конц.)═ ^t═ Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂╜ + 6H₂O

Fe + 6HNO₃(конц.)═^t═ Fe(NO₃)₃ + 3NO₂╜ + 3H₂O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).

5) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu¯

Соединения двухвалентного железа

Гидроксид железа (II)

Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeCl + 2KOH = 2KCl + Fе(OH)₂¯

Fe(OH)₂ - слабое основание, растворимо в сильных кислотах:

Fe(OH)₂ + H₂SO₄ = FeSO₄ + 2H₂O

Fe(OH)₂ + 2H⁺ ═ Fe²⁺ + 2H₂O

При прокаливании Fe(OH)₂ без доступа воздуха образуется оксид железа (II) FeO:

Fe(OH)₂═ ^t═ FeO + H₂O

В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH)₂, окисляясь, буреет образуя гидроксид железа (III) Fe(OH)₃:

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃

Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:

10FeSO₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ = 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 8H₂O

6FeSO₄ + 2HNO₃ + 3H₂SO₄ = 3Fe₂(SO₄)₃ + 2NO╜ + 4H₂O

Соединения железа склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

FeCl₂ + 6NH₃ = [Fe(NH₃)₆]Cl₂

Fe(CN)₂ + 4KCN = K₄[Fe(CN) (жёлтая кровяная соль)

Качественная реакция на Fe²⁺

При действии гексацианоферрата (III) калия K₃[Fe(CN)₆ (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):

3FeSO₄ + 2K₃[Fe(CN)₆] = Fe₃[Fe(CN)₆]₂¯ + 3K₂SO₄

3Fe²⁺ + 3SO₄^2- +6K⁺ + 2[Fe(CN)₆]^3- = Fe₃[Fe(CN)₆]₂¯ + 6K⁺ + 3SO₄^2-

3Fe²⁺ + 2[Fe(CN)₆]^3- = Fe₃[Fe(CN)₆]₂¯

Соединения трёхвалентного железа

Оксид железа (III)

Образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита:

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂╜

или при прокаливании солей железа:

2FeSO₄═ ^t═ Fe₂O₃ + SO₂╜ + SO₃╜

Fe₂O₃ - основной оксид, в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства

Fe₂O₃ + 6HCl═ ^t═ 2FeCl₃ + 3H₂O

Fe₂O₃ + 6H⁺═ ^t═ 2Fe³⁺ + 3H₂O

Fe₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O═^t═ 2Na[Fe(OH)₄]

Fe₂O₃ + 2OH^- + 3H₂O = 2[Fe(OH)₄]^-

Гидроксид железа (III)

Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно-бурого осадка

Fe(NO₃)₃ + 3KOH = Fe(OH)₃¯ + 3KNO₃

Fe³⁺ + 3OH^- = Fe(OH)₃¯

Fe(OH)₃ более слабое основание, чем гидрооксид железа (II).

Это объясняется тем, что у Fe²⁺ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe³⁺, а поэтому, Fe²⁺ слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH)₂ более легко диссоциирует.

В связи с этим соли железа (II) гидролизуются незначительно, а соли железа (III) - очень сильно. Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III): несмотря на то, что ион Fe³⁺ почти бесцветен, содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe(OH)₃, которые образуются благодаря гидролизу:

Fe³⁺ + H₂O = [Fe(OH)]²⁺ + H⁺

[Fe(OH)]²⁺ + H₂O = [Fe(OH)₂]⁺ + H⁺

[Fe(OH)₂]⁺ + H₂O = Fe(OH)₃ + H⁺

При нагревании окраска темнеет, а при прибавлении кислот становится более светлой вследствие подавления гидролиза. Fe(OH)₃ обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей:

Fe(OH)₃ + 3HCl = FeCl₃ + 3H₂O

Fe(OH)₃ + 3H⁺ = Fe³⁺ + 3H₂O

Fe(OH)₃ + NaOH = Na[Fe(OH)₄]

Fe(OH)₃ + OH^- = [Fe(OH)₄]^-

Соединения железа (III) - слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:

2Fe⁺³Cl₃ + H₂S^-2 = S⁰ + 2Fe⁺²Cl₂ + 2HCl

Качественные реакции на Fe³⁺

1) При действии гексацианоферрата (II) калия K₄[Fe(CN)₆] (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):

4FeCl₃ +3K₄[Fe(CN)₆] = Fe₄[Fe(CN)₆]₃¯ + 12KCl

4Fe³⁺ + 12Cl^- + 12K⁺ + 3[Fe(CN)₆]^4- ╝═ Fe₄[Fe(CN)₆]₃¯ + 12K⁺ + 12Cl^-

4Fe³⁺ + 3 [Fe(CN)₆]^4- = Fe₄[Fe(CN)₆]₃¯

2) При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe³⁺ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III):

FeCl₃ + 3NH₄CNS = 3NH₄Cl + Fe(CNS)₃

(при взаимодействии же с роданидами ионов Fe²⁺ раствор остаётся практически бесцветным).