- •Тема 1. Общая и неорганическая химия
- •1.1 Введение
- •1.2 Основные понятия химии
- •1.3Основные законы химии.
- •1. Закон сохранения массы веществ.
- •2. Закон постоянства состава вещества
- •1. Вычислите массовые доли элементов в соединении CuSo4
- •Вычислите, сколько граммов меди содержится в CuO массой 40г?
- •1.4.Периодический закон и периодическая система элементов д.И.Менделеева. Строение атома
- •1.5. Основные классы неорганических соединений
- •1. Определите класс соединений и назовите их:
- •Химическая связь
- •1.8 Окислительно-восстановительные реакции
- •Окисление, восстановление
- •Важнейшие восстановители и окислители
- •1.9 Растворы
- •Электролитическая диссоциация электролиты и неэлектролиты Теория электролитической диссоциации
- •Электролиты и неэлектролиты
- •Неэлектролиты
- •Степень диссоциации
- •Ионные реакции. Гидролиз
- •Условия необратимости реакций ионного обмена
- •Растворимость солей, кислот и оснований в воде
- •Величина pH используется для характеристики раствора.
- •Гидролиз по катиону и аниону
- •1.10Водород
- •Хлор и его соединения
- •Бромистый водород hBr
- •1.12 Подгруппа кислорода Общая характеристика элементов главной подгруппы VI группы (подгруппы кислорода)
- •Химические свойства
- •Горение в кислороде
- •Озон o3
- •1.13 Подгруппа серы
- •Оксид серы VI-so3 (серный ангидрид)
- •Угольная кислота и её соли h2co3
- •1.15 Подгруппа азота
- •Аммиак nh3
- •Оксиды азота
- •Соединения фосфора
- •Осуществите превращения:
- •1.17 Металлы
- •I. Реакции с неметаллами
- •II. Реакции с кислотами
- •III. Взаимодействие с водой
- •Оксиды щелочных металлов – r2o
- •Осуществите превращения:
- • Металлургия; Сплавы.
- •1.18 Щелочноземельные металлы
- •Гидроксиды щелочноземельных металлов r(oh)2
- •1.19 Подгруппа алюминия
- •1.20 Подгруппа железа
- •Получение металлов подгруппы железа
- •Соединения двухвалентного железа
- •Соединения трёхвалентного железа Оксид железа (III)
- •Гидроксид железа (III)
- •Соединения двухвалентной меди
- •Серебро и его соединения
- •1.22 Подгруппа марганца
- •2. С увеличением степени окисления усиливается кислотный характер оксидов и гидроксидов. (ro – основные; r2o7 – кислотные, им соответствуют кислоты hro4). Марганец и его соединения
- •Хром и его соединения
- •Соединения хрома
- •Физические свойства
- •Цинк и его соединения
- •Кадмий и его соединения
1.20 Подгруппа железа
Свойства элементов подгруппы железа
Атомный номер |
Название |
Электронная конфигурация
|
г/см3 |
tпл. C |
tкип. C |
ЭО |
Атомный радиус, нм |
Степень окисления |
26 |
Железо Fe |
[Ar] 3d64s2 |
7,87 |
1535 |
2750 |
1,64 |
0,128 |
+2,+3 |
27 |
Кобальт Co |
[Ar] 3d74s2 |
8,9 |
1495 |
2870 |
1,7 |
0,125 |
+2,+3 |
28 |
Никель Ni |
[Ar] 3d8 4s2 |
8,9 |
1453 |
2732 |
1,75 |
0,124 |
+1,+2,+3,+4 |
Получение металлов подгруппы железа
Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II)
FeO + C Fe + CO Co2O3 + 3C 2Co + 3CO
Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2 NiO + C Ni + CO
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 (700–900C) 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
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)6](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