Тема №7247 Характерные химические свойства простых веществ — металлов
Поиск задачи:

Рассмотрим тему Характерные химические свойства простых веществ — металлов из предмета Химия и все вопросы которые связанны с ней. Из представленного текста вы познакомитесь с Характерные химические свойства простых веществ — металлов, узнаете ключевые особенности и основные понятия.

Уважаемые посетители сайта, если вы не согласны с той информацией которая представлена на данной странице или считаете ее не правильной, не стоит попросту тратить свое время на написание негативных высказываний, вы можете помочь друг другу, для этого присылайте в комментарии свое "правильное" решение и мы его скорее всего опубликуем.

Характерные химические свойства простых веществ — металлов: щелочных, щелочно-земельных, алюминия; переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа)

♦ Металлы — это химические элементы, атомы которых легко отдают электроны внешнего (а некоторые и предвнешнего) электронного слоя, превращаясь в положительные ионы.

Типичными металлами являются щелочные и щелочно-земельные металлы, которые характеризуются небольшим (1—2) числом электронов на внешнем уровне их атомов и легкостью потери электронов. Металлы имеют низкие значения электроотрицательности. Алюминий, галлий, бериллий, германий, олово, свинец и и сурьма, атомы которых имеют на внешнем уровне 3 — 5 электронов, способны проявлять как металлические, так и неметаллические свойства.

В главных подгруппах периодической системы металлы находятся ниже диагонали бор-астат, и в побочных подгруппах. В периодах и главных подгруппах действуют закономерности в изменении металлических, а значит, и восстановительных свойств элементов.

Щелочные металлы

К щелочным металлам относятся элементы главной подгруппы I группы периодической системы: литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций.

Для щелочных металлов характерны большие атомные и ионные радиусы и самые маленькие потенциалы ионизации. Радиусы атомов в группе возрастают сверху вниз, так же увеличивается и химическая активность (см. табл. 8).

Атомы щелочных металлов на внешнем электронном уровне содержат один s-электрон, который они легко отдают в химических реакциях, образуя катион с зарядом +1:

Ме0 - 1 e ^ Ме+L

Щелочные металлы характеризуются незначительной твердостью (они мягкие и легко режутся ножом), малой плотностью и низкими температурами плавления и кипения. Наименьшую плотность имеет литий (0,53 г/см3), а самую низкую температуру плавления — франций (около 200 С).

Щелочные металлы принадлежат к числу наиболее химически активных элементов и поэтому в природе в свободном состоянии не встречаются.

Щелочные металлы - сильные восстановители.

1) Взаимодействие щелочных металлов с неметаллами

•    Взаимодействие с кислородом

На воздухе щелочные металлы быстро окисляются кислородом воздуха, поэтому их хранят под слоем керосина. При взаимодействии с кислородом щелочные металлы образуют не оксиды, а пероксиды или надпероксиды:

2 Na + O2 = Na2O2 пероксид натрия 2K + 2O2 = K2O4 надпероксид калия

Из щелочных металлов только литий при взаимодействии с кислородом образует оксид:

4 Li + O2 = 2Li2O оксид лития

•    Взаимодействие с галогенами

Щелочные металлы энергично взаимодействуют с галогенами, образуя соответствующие галогениды:

2Li + Cl2 = 2LiCl хлорид лития 2Na + Br2 = 2NaBr бромид натрия 2K + I2 = 2KI иодид калия

•    Взаимодействие с азотом

При нагревании щелочные металлы взаимодействуют с азотом с образованием нитридов. При этом литий вступает в реакцию с азотом при комнатной температуре:

6Li + N2 = 2Li3N нитрид лития 6Na + N2 = 2Na3N нитрид натрия

•    Взаимодействие с фосфором

При взаимодействии с фосфором щелочные металлы образуют фосфиды:

3K + P = К3Р фосфид калия 3Na + P = Na3P фосфид натрия

•    Взаимодействие с водородом

При нагревании в атмосфере водорода щелочные металлы образуют гидриды, имеющие ионное строение:

2Na + Н2 = 2NaH гидрид натрия 2Li + Н2 = 2LiН гидрид лития

•    Взаимодействие с серой

При взаимодействии с серой щелочные металлы образуют сульфиды: 2Na + S = Na2S сульфид натрия 2К + S = K.S сульфид калия

2) Взаимодействие со сложными веществами

•    Взаимодействие с водой

Щелочные металлы бурно взаимодействуют с водой с выделением водорода и образованием щелочи:

2Na + 2HOH = 2NaOH + H2

2K + 2HOH = 2KOH + H2

•    Взаимодействие с галогеноводородами (реакция Вюрца):

2CH3Cl + 2Na ^ C2H6 + 2NaCl хлорметан    этан

2C6H5Cl + 2Na ^ C6H5-C6H5 + 2NaCl хлорбензол    дифенил

•    Взаимодействие со спиртами и фенолами

Щелочные металлы реагируют со спиртами и фенолами, проявляющими в данной реакции кислотные свойства, с выделением водорода:

2Na + 2C2H5OH = 2C2H5ONa + H2 этилат натрия

2K + 2C6H5OH = 2C6H5OK + H2

фенолят калия

Металлы главной подгруппы II группы

К металлам главной подгруппы II относятся бериллий Ве, магний Mg, кальций Са, стронций Sr, барий Ва и радий Ra. Среди них к щелочно-земельным металлам относятся кальций, стронций, барий и радий.

Атомы элементов II группы главной подгруппы относятся к s-элементам и содержат на внешнем электронном уровне два электрона, отдавая которые они приобретают степень окисления +2:

Ме0 - 2 e ^ Ме+2.

По сравнению с щелочными металлами металлы главной подгруппы II группы обладают большей твердостью и плотностью, а также более высокими температурами плавления. По плотности они все, кроме радия, являются легкими металлами.

С возрастанием порядкового номера способность отдавать валентные электроны у атомов элементов главной подгруппы II группы закономерно увеличивается, поэтому их металлические свойства так же закономерно возрастают от бериллия к радию (табл. 9).

Щелочно-земельные металлы — кальций Са, стронций Sr, барий Ва и радий Ra — являются сильными восстановителями, но по сравнению с соответствующими щелочными металлами их восстановительная активность ниже. Металлический бериллий и многие его соединения проявляют диагональные сходства с алюминием, например его гидроксид — амфотерен, соли гидролизуются с образованием основных солей.

Бериллий и магний по свойствам значительно отличаются от щелочно-земельных металлов.

1) Взаимодействие с простыми веществами

• Взаимодействие с кислородом

На воздухе при комнатной температуре бериллий и магний устойчивы к действию кислорода благодаря наличию очень тонкой оксидной пленки. Поэтому при хранении от соприкосновения с воздухом защищают только щелочно-земельные металлы, помещая их, как и щелочные металлы, под слой керосина.

При горении бериллия, магния, кальция и стронция образуются оксиды, а при горении бария - смесь оксида и пероксида:

2Mg + O2 = 2MgO оксид магния 2Ca + O2 = 2CaO оксид кальция 2Ba + O2 = 2BaO оксид бария Ba + O2 = BaO2 пероксид бария

•    Взаимодействие с галогенами

Бериллий взаимодействует с галогенами при нагревании, для остальных металлов главной подгруппы II группы повышения температуры не требуется:

Мg + Br2 = MgBr2 бромид магния Са + Cl2 = СаС12 хлорид кальция Ва + I2 = ВаI2 йодид бария

•    Взаимодействие с неметаллами IV—VI групп

Все металлы главной подгруппы II группы взаимодействуют с неметаллами IV—VI групп, причем, чем менее активен металл, тем более высокая температура требуется для протекания реакции:

2Ве + C = Be2C карбид бериллия Mg + 2C = MgC2 карбид магния Ca + 2C = CaC2 карбид кальция Ba + 2C = BaC2 карбид бария 2Mg + Si = Mg2Si силицид магния 3Ca + N2 = Ca3N2 нитрид кальция 3Ca + 2P = Ca3P2 фосфид кальция Mg + S = MgS сульфид магния Ва + S = ВаS сульфид бария

•    Взаимодействие с водородом

Бериллий с водородом не взаимодействует, магний реагирует лишь при повышенном давлении, щелочно-земельные металлы при нагревании образуют ионные гидриды:

Mg + H2 = MgH2 гидрид магния Sr + H2 = SrH2 гидрид стронция

•    Взаимодействие с водой

Бериллий с водой не взаимодействует из-за наличия защитной оксидной пленки; защитная пленка на поверхности магния более слабая, поэтому магний постепенно реагирует с горячей водой и водяным паром; кальций, стронций, барий энергично взаимодействуют с водой при комнатной температуре:

Mg + 2H2O i Mg(OH)2i + H2 Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

• Взаимодействие с кислотами

Все металлы главной подгруппы II группы реагируют с разбавленными кислотами (хлороводородной, серной, уксусной):

Ве + 2На = BeCl2 + H2 f Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 f Mg + 2CH3COOH = (CH3COO)2Mg + H2 f Ca + H2SO4 = CaSO4i + H2f

Разбавленная азотная кислота реагирует со всеми металлами главной подгруппы II группы с образованием N2O, а очень разбавленная — с образованием нитрата аммония NH4NO3:

4Mg + 10HNO3 (разб.) = 4Mg(NO3)2 + N2Of + 5H2O

4Ca + 10HNO3 (очень разб.) = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Концентрированная азотная кислота пассивирует бериллий и магний, а щелочно-земельными металлами восстанавливается преимущественно до N2O.

Концентрированная серная кислота пассивирует бериллий, а с остальными металлами главной подгруппы II группы в зависимости от условий (активности металла, температуры, концентрации кислоты) реагирует с образованием оксида серы (IV) SO2, свободной серы S или сероводорода H2S:

Mg + 2H2SO4 (конц.) = MgSO4 + SO2 f + 2H2O 3Mg + 4H2SO4 (конц.) = 3MgSO4 + Si + 4H2O 4Ca + 5H2SO4 (конц.) = 4CaSO4 +H2Sf + 4H2O

4)    Взаимодействие со щелочами

Магний и щелочно-земельные металлы не реагируют со щелочами, а бериллий довольно легко в них растворяется, образуя комплексные соли и водород Н2:

Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2 f

5)    Взаимодействие с оксидами

Магний и щелочно-земельные металлы способны восстанавливать менее активные металлы и некоторые неметаллы из их оксидов, например:

2Mg + CO2 = С + 2MgO 2Mg + SiO2 = Si + 2MgO 2Ca + SiO2 = Si + 2CaO

Алюминий

Алюминий — элемент III группы главной подгруппы третьего периода. Его электронная конфигурация 1s22s22p63s23p!. В соединениях алюминий имеет постоянную степень окисления +3. Благодаря высокой химической активности алюминий в свободном виде в природе не встречается. По распространенности в природе алюминий занимает третье место.

Алюминий — химически активный металл. На воздухе покрывается чрезвычайно прочной оксидной пленкой, которая защищает его от химического воздействия. Поэтому большинство реакций алюминия с различными веществами начинается не сразу, а через некоторое время, в течение которого происходит разрушение оксидной пленки.

Из-за наличия оксидной пленки алюминий при обычных условиях не реагирует с водой и сероводородом. Алюминий, очищенный от оксидной пленки, начинает активно реагировать с водой и неметаллами. Алюминий проявляет достаточно сильные восстановительные свойства.

1) Взаимодействие с неметаллами

В мелкораздробленном состоянии при нагревании алюминий взаимодействует c кислородом с образованием оксида Al2O3:

4Al + 3O2 = 2Al2O3.

Реакция сопровождается выделением большого количества теплоты.

При нагревании алюминий реагирует с серой с образованием сульфида алюминия Al2S3:

2Al + 3S = Al2S3.

При температуре 500°С алюминий взаимодействует с фосфором, образуя фосфид алюминия AlP:

Al + P = AlP.

При температуре 800 0С алюминий вступает во взаимодействие с азотом, образуя нитрид AlN, а при еще более высокой температуре, равной 2000 0С, — с углеродом, образуя карбид Al4C3:

2Al + N2 = 2AlN

4Al + 3C = Al4C3.

С хлором и бромом алюминий взаимодействует при обычных условиях, а с йодом — при нагревании и в присутствии воды в качестве катализатора:

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3 хлорид алюминия

2Al + 3I2 = 2AlI3 иодид алюминия

С водородом алюминий непосредственно не взаимодействует.

С металлами алюминий образует сплавы, которые содержат интерметаллические соединения — алюминиды, например CuAl2, CrAl7, FeAl3 и др.

2)    Взаимодействие с водой

Очищенный от оксидной пленки алюминий бурно взаимодействует с водой с образованием гидроксида и выделением водорода:

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 J, + 3H2 f

3)    Взаимодействие с кислотами

Алюминий легко взаимодействует с разбавленными хлороводородной и серной кислотами с выделением водорода:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2 f

2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2 f

Разбавленная азотная кислота в зависимости от условий может реагировать с алюминием с образованием различных продуктов восстановления (N2O, N2 или NH4NO3), например:

8Al + 30ШО3(разб.) = 8Al(NO3)3 + 3N2Of + 15H2O

Концентрированные азотная и серная кислоты при комнатной температуре пассивируют алюминий, но при нагревании реагируют с ним с образованием соли и продукта восстановления кислоты:

2Al + 6H2SO4 (конц.) = Al2(SO4)3 + 3SO2f + 6H2O

Al + 6HNO3 (конц.) = Al(NO3)3 + 3NO2f + 3H2O

4)    Взаимодействие со щелочами

Алюминий легко реагирует с растворами щелочей с образованием комплексных солей и выделением водорода:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2 f

5)    Взаимодействие с оксидами металлов (алюминотермия)

Алюминий способен вытеснять металлы из их оксидов. Это свойство алюминия нашло практическое применение в металлургии:

2Al + Cr2O3 = 2Cr + AljOg 2Al + Fe2O3 = 2Fe + Al2O3

Эти реакции сопровождаются выделением большого количества теплоты. Медь

Медь — представитель d-элементов. Медь расположена в побочной подгруппе I группы. В основном состоянии атом меди имеет электронную конфигурацию 3d104s1 («проскок» электрона). В соединениях медь проявляет степени окисления +1 и +2, наиболее устойчива степень окисления +2.

Медь — мягкий, пластичный, ковкий металл, обладает высокой тепло- и электропроводностью. Медь имеет красноватую окраску.

Химическая активность меди невысока. В сухом воздухе медь практически не окисляется, с водой не реагирует.

1)    Взаимодействие с неметаллами

При нагревании медь взаимодействует с кислородом и в зависимости от условий образует различные оксиды:

2Cu + O2 = 2CuO (400—500 0C, избыток кислорода)

оксид меди (II)

4Cu + O2 = 2Cu2O (t > 500 0C, недостаток кислорода)

оксид меди (I)

При взаимодействии с серой медь способна к образованию двух сульфидов: при 400 0С образуется сульфид меди (II) CuS:

Cu + S = CuS (t = 400 0C),

а при температуре выше 400 0C — сульфид меди (I) Cu2S:

2Cu + S = Cu2S (t > 400 0C).

При нагревании с фтором, хлором, бромом медь образует галогениды меди (II):

Cu + Br2 = CuBr2, а с иодом — иодид меди (I):

2Cu + I2 = 2CuI.

Медь не реагирует с водородом, азотом, углеродом и кремнием.

2)    Взаимодействие с кислотами

Так как в электрохимическом ряду напряжений металлов медь расположена после водорода, то она не взаимодействует с разбавленными соляной и серной кислотами. Однако в присутствии кислорода медь растворяется в этих кислотах с образованием соответствующих солей:

2Cu + 4HCl + O2 = 2CuCl2 + H2O

С разбавленной азотной кислотой медь реагирует с образованием нитрата меди (II) и оксида азота (II):

3Cu + 8HNO3 (разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO f + 4H2O

С концентрированными серной и азотной кислотами медь взаимодействует с образованием солей меди (II) и продуктов восстановления кислот — SO2 и NO2 соответственно:

Cu + 2H2SO4 (конц.) = CuSO4 + SO2f + 2H2O Cu + 4HNO3 (конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2f + 2H2O

С концентрированными хлороводородной, бромоводородной и иодоводородной кислотами медь реагирует с образованием комплексного соединения (дихлоркупрата(1) водорода) и выделением водорода:

2Cu + 4HCl = 2H[CuCl2] + H2 f

дихлорокупрат(Г)

водорода

3)    Взаимодействие с аммиаком

Медь растворяется в водном растворе аммиака в присутствии кислорода воздуха с образованием ярко-синего раствора гидроксида тетра-амминмеди (II):

2Cu + 8NH3 + 2H2O + O2 = 2[Cu(NH3)4](OH)2

гидроксид

тетраамминмеди (И)

4)    Восстановительные свойства

Медь окисляется под действием таких окислителей, как оксид азота (IV) NO2, оксид серы (IV) SO2, хлорид железа (III) FeCl3:

4Cu + 2NO2 = 4CuO + N2 4Cu + SO2 = Cu2S + 2CuO Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2

Во влажном воздухе в присутствии углекислого газа медь покрывается зеленым налетом гидроксокарбоната меди (II):

2Cu + H2O + СО2 + О2 = (CuOH)2CO3

гидроксокарбонат меди (И)

Цинк

Цинк расположен в побочной подгруппе II группы. Атом цинка имеет полностью заполненные 3d- и 4s- электронные подуровни. Электронная конфигурация атома цинка в основном состоянии 3d104s2. Во всех соединениях цинк проявляет степень окисления +2.

Цинк — блестящий серебристо-белый металл, мягкий и пластичный, относительно легкоплавкий (температура плавления 419 0C).

Цинк проявляет достаточно высокую химическую активность, обладает выраженными восстановительными свойствами, однако по активности уступает щелочно-земельным металлам. При комнатной температуре в атмосфере кислорода цинк тускнеет, так как покрывается оксидной пленкой.

1)    Взаимодействие с неметаллами

При нагревании цинк взаимодействует с кислородом с образованием оксида ZnO:

2Zn + O2 = 2ZnO

При поджигании цинк энергично реагирует с серой, образуя сульфид ZnS:

Zn + S = ZnS

С галогенами цинк реагирует при обычных условиях в присутствии паров воды в качестве катализатора с образованием соответствующих галогенидов, например:

Zn + Cl2 = ZnCl2 хлорид цинка Zn + Br2 = ZnBr2 бромид цинка

При взаимодействии с парами фосфора цинк образует фосфиды разного состава, например:

3Zn + 2P = Zn3P2

Zn + 2P = ZnP2

С водородом, азотом, бором, кремнием, углеродом цинк не взаимодействует.

2)    Взаимодействие с водой

Цинк реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода:

Zn + H2O = ZnO + H2 f

3)    Взаимодействие с кислотами

В электрохимическом ряду напряжений металлов цинк находится до водорода и взаимодействует с разбавленными хлороводородной и серной кислотами с выделением водорода:

Zn + 2HC1 (разб.) = ZnCl2 + H2 f

Zn + H2SO4 (разб.) = ZnSO4 + H2f

Разбавленная азотная кислота в зависимости от условий может реагировать с цинком с образованием различных продуктов восстановления (NO, N2, NH4NO3), например:

3Zn + 8HNO3(30%) = 3Zn(NO3)2 + 2NO f + 4H2O

4Zn + 10HNO3(/%) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

С концентрированными серной и азотной кислотами цинк взаимодействует с образованием солей цинка и продуктов восстановления кислот:

Zn + 2H2SO4 (конц.) = ZnSO4 + SO2f + 2H2O 3Zn + 4Н^0(конц.) = 3ZnSO4 + Si + 4H2O 4Zn + 5H2SO4 (конц.) = 4ZnSO4 + H2S f + 4H2O Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 + 2NO2 f + 2H2O

4)    Взаимодействие со щелочами

Цинк растворяется в концентрированных растворах щелочей с образованием гидроксокомплексов и выделением водорода:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2 f

5)    Взаимодействие с аммиаком

С газообразным аммиаком при 550 — 600 0С цинк образует нитрид Zn3N2:

3Zn + 2NH3 = Zn3N2 + 3H2

В водном растворе аммиака цинк растворяется, образуя гидроксид тетраамминцинка и водород:

Zn + 4NH3 + 2H2O = [Zn(NH3)4](OH)2 + H2 f

гидроксид

тетраамминцинка

6)    Взаимодействие с солями и с оксидами

Цинк вытесняет менее активные металлы из растворов солей и из оксидов:

Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4 Zn + CuO = Cu + ZnO

Цинк окисляется под действием оксида серы (IV):

3Zn + SO2 = ZnS +2ZnO

В щелочной среде цинк восстанавливает нитрат-ионы до аммиака: 4Zn + NaNO3 + 7NaOH + 6H2O = 4Na2[Zn(OH)4] + NH3f

Хром

Хром — элемент побочной подгруппы VI группы периодической системы. Строение электронной оболочки 3d54s' («проскок» электрона).

Хром может проявлять в соединениях различные степени окисления — от +1 до +6. Наиболее устойчивы соединения хрома со степенями окисления +2, +3, +6.

Хром — твердый, тугоплавкий блестящий металл. При комнатной температуре хром устойчив на воздухе и в воде.

1)    Взаимодействие с неметаллами

При нагревании выше 600 0С хром сгорает в кислороде с образованием оксида хрома (III):

4Cr + 3O2 = 2Cr2O3

С фтором хром реагирует при 350 0С, с хлором — при 300 0С, с бромом — при температуре красного каления, образуя соответствующие галогениды хрома (III):

2Cr + 3F2 = 2CrF3

2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3

2Cr + 3Br2 = 2CrBr3

С азотом хром реагирует при температуре выше 1000 0С с образованием нитридов:

2Cr + N2 = 2CrN или 4Cr + N2 = 2Cr2N

Сера при нагревании с хромом образует сульфиды различного состава, например, при взаимодействии стехиометрических количеств порошков серы и хрома можно получить сульфиды хрома (II) CrS и хрома (III) Cr2S3:

Cr + S = CrS 2Cr + 3S = Cr2S3

С водородом хром непосредственно не взаимодействует.

2)    Взаимодействие с водой

Тонкоизмельченный хром при высокой температуре реагирует с водой, образуя оксид хрома (III) и водород:

2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2

3)    Взаимодействие с кислотами

В электрохимическом ряду напряжений металлов хром находится до водорода, поэтому он вытесняет водород из разбавленных хлороводородной и серной кислот, образуя окрашенные в голубой цвет соли хрома (II):

Cr + 2HCl (разб.) = CrCl2 + H2 f

Cr + H2SO4 (разб.) = CrSO4 + H2 f

На воздухе катионы Cr2+ быстро окисляются до Cr3+:

4CrCl2 + O2 + 4HCl (разб.) = 4CrCl3 + 2H2O

В присутствии кислорода воздуха разбавленные хлороводородная и серная кислоты реагируют с хромом с образованием солей хрома (III):

4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O

Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют хром. Хром может растворяться в них лишь при сильном нагревании с образованием солей хрома (III) и продуктов восстановления кислот:

2Cr + 6H2SO4 (конц.) = Cr2(SO4)3 + 3SO2f + 6H2O

Cr + 6HNO3(конц.) = Cr(NO3)3 + 3NO2 f + 3H2O

4)    Взаимодействие с окислителями в щелочной среде

Хром реагирует с щелочными расплавами окислителей, например с хлоратом калия, образуя при этом хроматы:

Cr + KClO3 + 2KOH = K2CrO4 + KCl + H2O

хромат калия

Cr + 3NaNO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + 3NaNO2 + H2O хромат натрия

5)    Восстановление металлов из растворов солей

Хром способен вытеснять менее активные металлы из растворов их солей:

Cr + CuCl2 = CrCl2 + Cu

Железо

Железо находится в побочной подгруппе VIII группы. Электронная конфигурация атома железа 3d64s2. В соединениях железо проявляет степени окисления +2, +3, менее характерной является степень окисления +6, наиболее стабильна степень окисления +3.

Железо представляет собой тугоплавкий пластичный металл. Железо проявляет ферромагнитные свойства, т. е. может намагничиваться и создавать в намагниченном состоянии сильное магнитное поле.

Железо относится к металлам средней химической активности. В электрохимическом ряду напряжений металлов оно располагается левее водорода, между цинком и оловом. Чистое железо при комнатной температуре довольно устойчиво, его активность сильно возрастает при нагревании и измельчении. Наличие примесей значительно снижает устойчивость железа.

1)    Взаимодействие с неметаллами

При умеренном нагревании на воздухе в отсутствие воды железо взаимодействует с кислородом, образуя оксиды переменного состава, мелкодисперсное железо сгорает с образованием железной окалины — смешанного оксида железа (II, III), состав которого можно выразить формулой Fe3O4:

3Fe + 2O2 = Fe3O4

железная

окалина

Под действием фтора, хлора и брома при нагревании железо образует соответствующие галогениды железа (III):

2Fe + 3F2 = 2FeF3 фторид железа(Ш)

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 хлорид железа(Ш)

2Fe + 3Br2 = 2FeBr3 бромид железа(Ш)

Иод окисляет железо до степени окисления +2 с образованием ио-дида железа (II):

Fe + I2 = FeI2 иодид железа(И)

При нагревании с серой железо образует сульфид железа (II) FeS:

Fe + S = FeS

С углеродом, бором, кремнием, фосфором при нагревании железо образует соединения нестехиометрического состава, например:

3Fe + P = Fe3P

2)    Взаимодействие с водой

В воде в присутствии кислорода железо медленно окисляется кислородом воздуха (корродирует):

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

При температуре 700—900 0С раскаленное железо реагирует с водяным паром с выделением водорода и образованием железной окалины:

3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2 f

3)    Взаимодействие с кислотами

Железо вытесняет водород из разбавленных хлороводородной и серной кислот, образуя при этом соли железа (II):

Fe + 2HCl (разб.) = FeCl2 + H2 f

Fe + H2SO4 (разб.) = FeSO4 + H2f

При взаимодействии железа с разбавленной азотной кислотой образуется нитрат железа (III) и продукт восстановления азотной кислоты, состав которого зависит от концентрации кислоты, например:

Fe + 4Ш03(разб.) = Fe(NO3)3 + NO f + 2H2O

При комнатной температуре концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют железо, а при нагревании окисляют его до степени окисления +3:

2Fe + 6H2SO4 (конц.) = Fe2(SO4)3 + 3SO2f + 6H2O Fe + 6HNO3 (конц.) = Fe(NO3)3 + 3NO2 f + 3H2O

4)    Взаимодействие с сильными окислителями в щелочной среде

Железо устойчиво к действию щелочей, но окисляется сильными окислителями в щелочных расплавах до степени окисления +6, образуя ферраты:

Fe + KClO3 + 2KOH = K2FeO4 + KCl + H2O

феррат калия

5)    Восстановление металлов из растворов солей

Железо вытесняет менее активные металлы из растворов их солей:

Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu

6)    Взаимодействие с оксидом углерода (II) с образованием карбонилов

При обычном давлении и температуре 20 — 60 0С порошок железа взаимодействует с оксидом углерода (II) с образованием карбонилов — комплексных соединений, в которых железо имеет формальную степень окисления, равную 0:

Fe + 5CO = Fe(CO)5


Категория: Химия | Добавил: Админ (30.07.2016)
Просмотров: | Рейтинг: 0.0/0


Другие задачи:
Всего комментариев: 0
avatar