Какие продукты образуются при растворении железа в концентрированной азотной кислоте

Какие продукты образуются при растворении железа в концентрированной азотной кислоте thumbnail

Азотная кислота является одной из самых сильных минеральных кислот, в концентрированном виде выделяет пары
желтого цвета с резким запахом. За исключением золота и платины растворяет все металлы.

Применяют азотную кислоту для получения красителей, удобрений, органических нитропродуктов, серной и фосфорной
кислот. В результате ожога азотной кислотой образуется сухой струп желто-зеленого цвета.

Ожог азотной кислотой

Получение

В промышленности азотную кислоту получают в результате окисления аммиака на платино-родиевых катализаторах.

NH3 + O2 → (кат. Pt) NO + H2O

NO + O2 → NO2

NO2 + H2O + O2 → HNO3

Чистая азотная кислота впервые была получена действием на селитру концентрированной серной кислоты:

KNO3 + H2SO4(конц.) → KHSO4 + HNO3↑

Химические свойства

  • Кислотные свойства
  • Является одноосновной сильной кислотой, вступает в реакции с основными оксидами, основаниями. С солями реагирует при условии
    выпадения осадка, выделения газа или образования слабого электролита.

    CaO + HNO3 → Ca(NO3)2 + H2O

    HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O

    Na2CO3 + HNO3 → NaNO3 + H2O + CO2↑

    Выделение углекислого газа

  • Термическое разложение
  • При нагревании азотная кислота распадается. На свету (hv) также происходит подобная реакция, поэтому азотную кислоту следует хранить в
    темном месте.

    HNO3 → (hv) NO2 + H2O + O2

  • Реакции с неметаллами
  • Азотная кислота способна окислить все неметаллы, при этом, если кислота концентрированная, азот обычно восстанавливается до NO2,
    если разбавленная – до NO.

    HNO3(конц.) + C → CO2 + H2O + NO2

    HNO3(конц.) + S → H2SO4 + NO2 + H2O

    HNO3(разб.) + S → H2SO4 + NO + H2O

    HNO3(конц.) + P → H3PO4 + NO2 + H2O

    Оксид азота IV бурый газ

  • Реакции с металлами
  • В любой концентрации азотная кислота проявляет свойства окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +5 до -3. На какой
    именно степени окисления остановится азот, зависит от активности металла и концентрации азотной кислоты.

    Для малоактивных металлов (стоящих в ряду напряжений после водорода) реакция с концентрированной азотной кислотой происходит с образованием
    нитрата и преимущественно NO2.

    Cu + HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

    С разбавленной азотной кислотой газообразным продуктом преимущественно является NO.

    Cu + HNO3(разб.) → Cu(NO3)2 + NO + H2O

    В реакциях с металлами, стоящими левее водорода в ряду напряжений, возможны самые разные газообразные (и не газообразные) продукты: бурый газ NO2,
    NO, N2O, атмосферный газ N2, NH4NO3.

    Помните о закономерности: чем более разбавлена кислота и активен металл, тем сильнее восстанавливается азот. Ниже представлены реакции цинка
    с азотной кислотой в различных концентрациях.

    Zn + HNO3(70% – конц.) → Zn(NO3)2 + NO2 + H2O

    Zn + HNO3(35% – ср. конц.) → Zn(NO3)2 + NO + H2O

    Zn + HNO3(20% – разб.) → Zn(NO3)2 + N2O + H2O

    Цинк и азотная кислота

    Zn + HNO3(10% – оч. разб.) → Zn(NO3)2 + N2 + H2O

    Zn + HNO3(3% – оч. разб.) → Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O

    Посмотрите на таблицу ниже, в которой также отражены изученные нами закономерности.

    Азотная кислота и металлы

    Концентрированная холодная азотная кислота пассивирует хром, железо, алюминий, никель, свинец и бериллий. Это происходит
    за счет оксидной пленки, которой покрыты данные металлы.

    Al + HNO3(конц.) ⇸ (реакция не идет)

    При нагревании или амальгамировании (покрытие ртутью) перечисленных металлов реакция с азотной кислотой идет, так
    как оксидная пленка на поверхности металлов разрушается.

    Al + HNO3 → (t) Al2O3 + NO2 + H2O

Соли азотной кислоты – нитраты NO3-

Получение

Получают нитраты в ходе реакции азотной кислоты с металлами, их оксидами и основаниями.

Fe + HNO3(разб.) → Fe(NO3)2 + NH4NO3 + H2O

В реакциях с оксидами и основаниями газообразный продукт обычно не выделяется.

MgO + HNO3 → Mg(NO3)2 + H2O

Cr(OH)3 + HNO3 → Cr(NO3)3 + H2O

Гидроксид хрома III

Нитрат аммония получают реакция аммиака с азотной кислотой.

NH3 + HNO3 → NH4NO3

Обратите внимание на следующую закономерность: концентрированная азотная кислота, как правило, окисляет железо и хром до +3. Разбавленная
кислота – до +2.

Fe + HNO3(разб.) → Fe(NO3)2 + NH4NO3 + H2O

Fe + HNO3(конц.) → Fe(NO3)3 + NO + H2O

Химические свойства

  • Реакции с металлами, основаниями и кислотами
  • Как и для всех солей, из нитратов можно вытеснить металл другим более активным. Соли реагируют с основаниями и кислотами, если в результате
    реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

    Hg(NO3)2 + Mg → Mg(NO3)2 + Hg

    Pb(NO3)2 + LiOH → Pb(OH)2 + LiNO3

    AgNO3 + KCl → AgCl↓ + KNO3

    Хлорид серебра осадок

    Ba(NO3)2 + Na2SO4 → BaSO4 + NaNO3

  • Разложение нитратов
  • Нитраты разлагаются в зависимости от активности металла, входящего в их состав.

    Разложение нитратов

    Pb(NO3)2 → (t) PbO + NO2 + O2

    NaNO3 → (t) NaNO2 + O2

    Cu(NO3)2 → (t) CuO + NO2 + O2

    PtNO3 → (t) Pt + NO2 + O2

    Разложение нитратов

    © Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020

    Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
    (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
    без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
    обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

А вы хорошо пишете уравнения химических реакций? Или вы смотрите на них как на Фредди Крюгера? Тогда вам сюда, для аналитического знакомства с 32 заданием ЕГЭ по химии (реакции, подтверждающие взаимосвязь различных классов неорганических веществ). Это – достаточно сложное задание. Но… Как говорил мой очень хороший знакомый, “сложное” значит ” с ложью”. Спорить не буду, но для 32 задания такая интерпретация эпитета “сложный” абсолютно верно. Вас обманывают. Не составители ЕГЭ, а обычные преподаватели химии. Вам внушают, что свойства химических элементов и веществ можно выучить только путем запоминания. НЕТ, НЕТ и еще раз НЕТ! Запоминать, конечно, кое-что придется, но совсем чуть-чуть. Нужно уметь анализировать и пользоваться официальными шпаргалками. Не удивляйтесь. НА ЕГЭ по химии вам выдадут целых три (!) шпаргалки – Периодическую систему элементов, Таблицу растворимости и Ряд активности металлов.

Поняв закономерности изменения свойств элементов по таблице Менделеева, можно путем простого анализа описать свойства ЛЮБОГО вещества и определить возможность или невозможность протекания реакций с другими веществами.

По таблице растворимости можно предположить протекание реакций обмена и реакций, протекающих по механизму необратимого гидролиза.

По ряду активности металлов можно написать реакции электролиза, реакции замещения, даже многие реакции разложения солей.

Читайте также:  Какие продукты добавляют цинк

На реальном примере 32 задания ЕГЭ по химии, попытаюсь показать вам, как нужно работать с такого рода заданиями. Будем имитировать выполнение задания на сканах работы ЕГЭ моего ученика.

Серу растворили в концентрированной азотной кислоте при нагревании. Выделившийся при этом бурый газ пропустили над нагретым порошком меди. Полученное твердое вещество растворили в соляной кислоте. К образовавшемуся раствору добавили йодоводородную кислоту, при этом наблюдали образование осадка и изменение цвета раствора. Напишите уравнения четырёх описанных реакций.

1. Серу растворили в концентрированной азотной кислоте при нагревании.

Очевидно, что протекает реакция между серой и азотной кислотой. Определим тип реакции. Сера – неметалл, азотная кислота – кислота-окислитель. Между ними возможна только окислительно-восстановительная реакция. Теперь то, что нужно помнить. Концентрированная азотная кислота в ОВР в качестве продукта обычно дает оксид азота (IV) – газ бурого цвета, разбавленная – оксид азота (II), бесцветный газ. Напишем уравнение ОВР методом полуреакций.

2. Выделившийся при этом бурый газ пропустили над нагретым порошком меди.

Бурый газ – оксид азота (IV), реагирует с порошком меди до некого твердого вещества (это следует из условия). Как протекает реакция? Попытаемся разобраться. Воспользуемся первой шпаргалкой – Периодической системой элементов. Азот имеет более высокую электроотрицательность и проявляет более сильную окислительную активность. Медь – металл, гораздо более сильный восстановитель. В этой реакции азот восстановится до простого вещества, а медь окислится за счет кислорода, который покинет атом азота и соединится с атомом меди. Твердое вещество – это оксид меди (II), порошок черного цвета.

3. Полученное твердое вещество растворили в соляной кислоте.

Это очень легкая реакция. Оксид меди (II) – основный оксид, поэтому он легко реагирует с кислотами с образованием солей. Небольшая ремарка – химические реакции, в принципе, протекают между представителями разных полюсов (окислитель – восстановитель, кислота – основание) или по “принципу сильного” (сильный вытесняет слабого). Обещаю раскрыть эту ремарку более детально в других статьях.

4. К образовавшемуся раствору добавили йодоводородную кислоту, при этом наблюдали образование осадка и изменение цвета раствора.

Образование осадка и изменение цвета раствора – признаки химической реакции. Какой? В неорганической химии нам известны несколько механизмов реакций: без изменения степени окисления (реакции обмена), окислительно-восстановительные реакции, реакции, протекающие по механизму необратимого гидролиза. Проведем анализ. Допустим, это реакция обмена. Воспользуемся Таблицей растворимости. Предполагаемый продукт – хлорид меди (II) в таблице обозначен “-“. Значит, реакция обмена не протекает. Возможно, это реакция необратимого гидролиза? Тоже нет, поскольку гидролиз по аниону не протекает (сильный анион). Остается только ОВР. Окислитель – медь в хлориде меди (II), она восстанавливается до меди (I), восстановитель – иод в иодоводороде, он окисляется до свободного иода. Откуда я знаю, какие продукты образуются? А я и не знаю, я анализирую по градационным шкалам степеней окисления? Что это такое? Это – мой авторский секрет. Я его раскрою обязательно на моих занятиях и, возможно, в других статьях. А пока пишем уравнение реакции между хлоридом меди (II) и иодоводородом. Осадок – это оксид меди (I) красно-коричневого цвета. Цвет раствора изменился с насыщенно голубого (за счет иона меди (II)) на рыжевато-коричневый (за счет свободного иода).

Вы готовитесь к ЕГЭ и хотите поступить в медицинский? Обязательно посетите мой сайт Репетитор по химии и биологии https://repetitor-him.ru. Здесь вы найдете огромное количество задач, заданий и теоретического материала, познакомитесь с моими учениками, многие из которых уже давно работают врачами. Звоните мне +7(903) 186-74-55. Приходите ко мне на курс, на Мастер-классы “Решение задач по химии” – и вы сдадите ЕГЭ с высочайшими баллами, и станете студентом престижного ВУЗа!

PS! Если вы не можете со мной связаться из-за большого количества звонков от моих читателей, пишите мне в личку ВКонтакте, или на Facebook. Я обязательно отвечу вам.

Репетитор по химии и биологии кбн В.Богунова

Источник

Химические свойства меди

Медь (Cu) относится к d-элементам и расположена в IB группе периодической таблицы Д.И.Менделеева. Электронная конфигурация атома меди в основном состоянии записывается виде 1s22s22p63s23p63d104s1 вместо предполагаемой формулы 1s22s22p63s23p63d94s2. Другими словами, в случае атома меди наблюдается так называемый «проскок электрона» с 4s-подуровня на 3d-подуровень. Для меди, кроме нуля, возможны степени окисления +1 и +2. Степень окисления +1 склонна к диспропорционированию и стабильна лишь в нерастворимых соединениях типа CuI, CuCl, Cu2O и т. д., а также в комплексных соединениях, например, [Cu(NH3)2]Cl и [Cu(NH3)2]OH. Соединения меди в степени окисления +1 не имеют конкретной окраски. Так, оксид меди (I) в зависимости от размеров кристаллов может быть темно-красный (крупные кристаллы) и желтый (мелкие кристаллы), CuCl и CuI —   белыe, а Cu2S — черно-синий. Более химически устойчивой является степень окисления меди, равная +2. Соли, содержащие медь в данной степени окисления, имеют синюю и сине-зеленую окраску.

Медь является очень мягким, ковким и пластичным металлом с высокой электро- и теплопроводностью. Окраска металлической меди красно-розовая. Медь находится в ряду активности металлов правее водорода, т.е. относится к малоактивным металлам.

Взаимодействие с простыми веществами

с кислородом

В обычных условиях медь с кислородом не взаимодействует. Для протекания реакции между ними требуется нагрев. В зависимости от избытка или недостатка кислорода и температурных условий может образовать оксид меди (II) и оксид меди (I):

vzaimodejstvie-medi-s-kislorodom2

с серой

Реакция серы с медью в зависимости от условий проведения может приводить к образованию как сульфида меди (I), так и сульфида меди (II). При нагревании смеси порошкообразных Cu и S до температуры 300-400оС образуется сульфид меди (I):

2cu-plus-s-ravno-cu2s

При избытке серы и проведении реакции при температуре более 400оС образуется сульфид меди (II). Однако, более простым способом получения сульфида меди (II) из простых веществ является взаимодействие меди с серой, растворенной в сероуглероде:

cu-plus-s-ravno-cus-v-cs2

Данная реакция протекает при комнатной температуре.

с галогенами

С фтором, хлором и бромом медь реагирует, образуя галогениды с общей формулой CuHal2, где Hal – F, Cl или Br:

Читайте также:  Какие продукты вызывают урчание в животе

Cu + Br2  = CuBr2

В случае с йодом — самым слабым окислителем среди галогенов — образуется иодид меди (I):

2cu-plus-i2-ravno-2cui

С водородом, азотом, углеродом и кремнием медь не взаимодействует.

Взаимодействие со сложными веществами

с кислотами-неокислителями

Кислотами-неокислителями являются практически все кислоты, кроме концентрированной серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации. Поскольку кислоты-неокислители в состоянии окислить только металлы, находящиеся в ряду активности до водорода; это означает, что медь с такими кислотами не реагирует.

cu-plus-hcl-konc-i-cu-plus-hcl-konc-table2

с кислотами-окислителями

— концентрированной серной кислотой

С концентрированной серной кислотой медь реагирует как при нагревании, так и при комнатной температуре. При нагревании реакция протекает в соответствии с уравнением: cu-pljus-2h2so4-ravno-cuso4-plus-so2-plus-2h2o

Поскольку медь не является сильным восстановителем, сера восстанавливается в данной реакции только до степени окисления +4 (в SO2).

— с разбавленной азотной кислотой

Реакция меди с разбавленной HNO3 приводит к образованию нитрата меди (II) и монооксида азота:

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

— с концентрированной азотной кислотой

Концентрированная HNO3 легко реагирует с медью при обычных условиях. Отличие реакции меди с концентрированной азотной кислотой от взаимодействия с разбавленной азотной кислотой заключается в продукте восстановления азота. В случае концентрированной HNO3 азот восстанавливается в меньшей степени: вместо оксида азота (II) образуется оксид азота (IV), что связано с большей конкуренцией между молекулами азотной кислоты в концентрированной кислоте за электроны восстановителя (Cu):

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

с оксидами неметаллов

Медь реагирует с некоторыми оксидами неметаллов. Например, с такими оксидами, как NO2, NO, N2O медь окисляется до оксида меди (II), а азот восстанавливается до степени окисления 0, т.е. образуется простое вещество N2:

vzaimodejstvie-cu-s-oxidami-azota

В случае диоксида серы, вместо простого вещества (серы) образуется сульфид меди(I). Связано это с тем, что медь с серой, в отличие от азота, реагирует:

cu-pljus-so2

с оксидами металлов

При спекании металлической меди с оксидом меди (II) при температуре 1000-2000 оС может быть получен оксид меди (I):

cu-pljus-cuo-ravno-cu2o

Также металлическая медь может восстановить при прокаливании оксид железа (III) до оксида железа (II):

cu-pljus-fe2o3-ravno-2feo-plus-cuo

с солями металлов

Медь вытесняет менее активные металлы (правее нее в ряду активности) из растворов их солей:

Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag↓

Также имеет место интересная реакция, в которой медь растворяется в соли более активного металла – железа в степени окисления +3. Однако противоречий нет, т.к. медь не вытесняет железо из его соли, а лишь восстанавливает его со степени окисления +3 до степени окисления +2:

Fe2(SO4)3 + Cu = CuSO4 + 2FeSO4

Cu + 2FeCl3 = CuCl2  + 2FeCl2

Последняя реакция используется при производстве микросхем на стадии травления медных плат.

Коррозия меди

Медь со временем подвергается коррозии при контакте с влагой, углекислым газом и кислородом воздуха:

2Cu + H2O + СО2 + О2 = (CuOН)2СO3

В результате протекания данной реакции медные изделия покрываются рыхлым сине-зеленым налетом гидроксокарбоната меди (II).

Химические свойства цинка

Цинк Zn находится в IIБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов химического элемента в основном состоянии 3d104s2. Для цинка возможна только одна единственная степень окисления, равная +2. Оксид цинка ZnO и гидроксид цинка Zn(ОН)2 обладают ярко выраженными амфотерными свойствами.

Цинк при хранении на воздухе тускнеет, покрываясь тонким слоем оксида ZnO. Особенно легко окисление протекает при высокой влажности и в присутствии углекислого газа вследствие протекания реакции:

2Zn + H2O + O2 + CO2 → Zn2(OH)2CO3

Пар цинка горит на воздухе, а тонкая полоска цинка после накаливания в пламени горелки сгорает в нем зеленоватым пламенем:

zn-plus-o2-2

При нагревании металлический цинк также взаимодействует с галогенами, серой, фосфором:

zn-plus-cl2-i-zn-plus-s-i-zn-plus-p

С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует.

Цинк реагирует с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

Zn + H2SO4 (20%) → ZnSO4 + H2↑

Zn + 2HCl  →  ZnCl2 + H2↑

Особенно легко растворяется в кислотах технический цинк, поскольку содержит в себе примеси других менее активных металлов, в частности, кадмия и меди. Высокочистый цинк по определенным причинам устойчив к воздействию кислот. Для того чтобы ускорить реакцию, образец цинка высокой степени чистоты приводят в соприкосновение с медью или добавляют в раствор кислоты немного соли меди.

При температуре 800-900oC (красное каление) металлический цинк, находясь в расплавленном состоянии, взаимодействует с перегретым водяным паром, выделяя из него водород:

Zn + H2O = ZnO + H2↑

Цинк реагирует также и с кислотами-окислителями: серной концентрированной и азотной.

Цинк как активный металл может образовывать с концентрированной серной кислотой сернистый газ, элементарную серу и даже сероводород.

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2↑ + 2H2O

Состав продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:

Zn + 4HNO3(конц.) = Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

3Zn + 8HNO3(40%) = 3Zn(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

4Zn +10HNO3(20%) = 4Zn(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O

5Zn + 12HNO3(6%) = 5Zn(NO3)2 + N2↑ + 6H2O

4Zn + 10HNO3(0,5%) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

На направление протекания процесса влияют также температура, количество кислоты, чистота металла, время проведения реакции.

Цинк реагирует с растворами щелочей, при этом образуются тетрагидроксоцинкаты и водород:

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

Zn + Ba(OH)2 + 2H2O = Ba[Zn(OH)4] + H2↑

С безводными щелочами цинк при сплавлении образует цинкаты и водород:

zn-plus-2naoh-i-zn-plus-baoh2

В сильнощелочной среде цинк является крайне сильным восстановителем, способным восстанавливать азот в нитратах и нитритах до аммиака:

4Zn + NaNO3 + 7NaOH + 6H2O → 4Na2[Zn(OH)4] + NH3↑

Благодаря комплексообразованию цинк медленно растворяется в растворе аммиака, восстанавливая водород:

Zn + 4NH3·H2O → [Zn(NH3)4](OH)2 + H2↑ + 2H2O

Также цинк восстанавливает менее активные металлы (правее него в ряду активности) из водных растворов их солей:

Zn + CuCl2 = Cu + ZnCl2

Zn + FeSO4 = Fe + ZnSO4

Химические свойства хрома

Хром — элемент VIB группы таблицы Менделеева. Электронная конфигурация атома хрома записывается как 1s 22s 22p 63s 23p63d54s1, т.е. в случае хрома,  также как и в случае атома меди,  наблюдается так называемый «проскок электрона»

Наиболее часто проявляемыми степенями окисления хрома являются значения +2, +3 и +6. Их следует запомнить, и в рамках программы ЕГЭ по химии можно считать, что других степеней окисления хром не имеет.

Читайте также:  Какие продукты разрешенные на атаке

При обычных условиях хром устойчив к коррозии как на воздухе, так и в воде.

Взаимодействие с неметаллами

с кислородом

Раскаленный до температуры более 600 oС порошкообразный металлический хром сгорает в чистом кислороде образуя окcид хрома (III):

4Cr + 3O2 =ot=> 2Cr2O3

с галогенами

С хлором и фтором хром реагирует при более низких температурах, чем с кислородом (250 и 300 oC соответственно):

2Cr + 3F2 =ot=> 2CrF3

2Cr + 3Cl2 =ot=> 2CrCl3

С бромом же хром реагирует при температуре красного каления (850-900 oC):

2Cr + 3Br2 =ot=> 2CrBr3

с азотом

С азотом металлический хром взаимодействует при температурах более 1000 oС:

2Cr + N2 =ot=> 2CrN

с серой

С серой хром может образовывать как сульфид хрома (II) так и сульфид хрома (III), что зависит от пропорций серы и хрома:

Cr + S  =ot=>  CrS

2Cr + 3S  =ot=>  Cr2S3

С водородом хром не реагирует.

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с водой

Хром относится к металлам средней активности (расположен в ряду активности металлов между алюминием и водородом). Это означает, что реакция протекает  между раскаленным до красного каления хромом и перегретым водяным паром:

2Cr + 3H2O =ot=>  Cr2O3 + 3H2↑

Взаимодействие с кислотами

Хром при обычных условиях пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами, однако, растворяется в них при кипячении, при этом окисляясь до степени окисления +3:

Cr + 6HNO3(конц.) =to=> Cr(NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O

2Cr + 6H2SO4(конц)  =to=> Cr2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O

В случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота является простое вещество N2:

10Cr + 36HNO3(разб) = 10Cr(NO3)3 + 3N2↑ + 18H2O

Хром расположен в ряду активности левее водорода, а это значит, что он способен выделять H2 из растворов кислот-неокислителей. В ходе таких реакций в отсутствие доступа кислорода воздуха образуются соли хрома (II):

Cr + 2HCl = CrCl2 + H2↑

Cr + H2SO4(разб.) = CrSO4 + H2↑

При проведении же реакции на открытом воздухе, двухвалентный хром мгновенно окисляется содержащимся в воздухе кислородом до степени окисления +3. При этом, например, уравнение с соляной кислотой примет вид:

4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O

При сплавлении металлического хрома с сильными окислителями в присутствии щелочей хром окисляется до степени окисления +6, образуя хроматы:

2.2.4. Химические свойства переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа).

Химические свойства железа

Железо Fe, химический элемент, находящийся в VIIIB группе и имеющий порядковый номер 26 в таблице Менделеева. Распределение электронов в атоме железа следующее 26Fe1s22s22p63s23p63d64s2, то есть железо относится к d-элементам,  поскольку заполняемым в его случае является d-подуровень. Для него наиболее характерны две степени окисления +2 и +3. У оксида FeO и гидроксида Fe(OH)2 преобладают основные свойства, у оксида Fe2O3 и гидроксида Fe(OH)3 заметно выражены амфотерные. Так оксид и гидроксид железа (lll) в некоторой степени растворяются при кипячении в концентрированных растворах щелочей,  а также реагируют с безводными щелочами при сплавлении. Следует отметить что степень окисления железа +2 весьма неустойчива, и легко переходит в степень окисления +3. Также известны соединения железа в редкой степени окисления +6 – ферраты, соли не существующей «железной кислоты» H2FeO4. Указанные соединения относительно устойчивы лишь в твердом состоянии, либо в сильнощелочных растворах.  При недостаточной щелочности среды ферраты довольно быстро окисляют даже воду,  выделяя из нее кислород.

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом

При сгорании в чистом кислороде железо образует, так называемую, железную окалину, имеющую формулу Fe3O4 и фактически представляющую собой смешанный оксид, состав которого условно можно представить формулой FeO∙Fe2O3. Реакция горения железа имеет вид:

3Fe + 2O2 =to=> Fe3O4

С серой

При нагревании железо реагирует с серой, образуя сульфид двухвалентого железа:

Fe + S =to=> FeS

Либо же при избытке серы дисульфид железа:

Fe + 2S =to=> FeS2

С галогенами

Всеми галогенами кроме йода металлическое железо окисляется до степени окисления +3, образуя галогениды железа (lll):

2Fe + 3F2 =to=> 2FeF3 – фторид железа (lll)

2Fe + 3Cl2 =to=> 2FeCl3 – хлорид железа (lll)

2Fe + 3Br2 =to=> 2FeBr3 – бромид железа (lll)

Йод же, как наиболее слабый окислитель среди галогенов, окисляет железо лишь до степени окисления +2:

Fe + I2 =to=> FeI2 – йодид железа (ll)

Следует отметить, что соединения трехвалентного железа легко окисляют иодид-ионы в водном растворе до свободного йода I2 при этом восстанавливаясь до степени окисления +2. Примеры, подобных реакций из банка ФИПИ:

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl

2Fe(OH)3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 6H2O

Fe2O3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 3H2O

С водородом

Железо с водородом не реагирует (с водородом из металлов реагируют только щелочные металлы и щелочноземельные):

2.2.4. Химические свойства переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа).

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с кислотами

С кислотами-неокислителями

Так как железо расположено в ряду активности левее водорода, это значит, что оно способно вытеснять водород из кислот-неокислителей (почти все кислоты кроме H2SO4 (конц.)  и HNO3 любой концентрации):

Fe + H2SO4 (разб.) =  FeSO4 + H2↑

Fe + 2HCl =  FeCl2 + H2↑

Нужно обратить внимание на такую уловку в заданиях ЕГЭ, как вопрос на тему того до какой степени окисления окислится железо при действии на него разбавленной  и концентрированной соляной кислоты. Правильный ответ – до +2 в обоих случаях.

Ловушка здесь заключается в интуитивном ожидании более глубокого окисления железа (до с.о. +3) в случае его взаимодействия с концентрированной соляной кислотой.

Взаимодействие с кислотами-окислителями

С концентрированными серной и азотной кислотами в обычных условиях железо не реагирует по причине пассивации. Однако, реагирует с ними при кипячении:

2Fe + 6H2SO4 = ot=> Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Fe + 6HNO3 =ot=> Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

Обратите внимание на то,  что разбавленная серная кислота окисляет железо до степени окисления +2, а концентрированная до +3.

Коррозия (ржавление) железа

На влажном воздухе железо весьма быстро подвергается ржавлению:

4Fe + 6H2O + 3O2 = 4Fe(OH)3

С водой в отсутствие кислорода железо не реагирует ни в обычных условиях, ни при кипячении. Реакция с водой протекает лишь при температуре выше температуры красного каления (>800 оС). т.е.:

2.2.4. Химические свойства переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа).

Источник