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 + Na2SO4 ,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[MnO2*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

3MnO42- + 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 + 3Br2t═ 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)2t═ 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+ + 3SO42- +6K+ + 2[Fe(CN)6]3- = Fe3[Fe(CN)6]2¯ + 6K+ + 3SO42-

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:

2FeSO4t═ 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).

Наши рекомендации