Fe(OH)3 написать уравнение диссоциации.

Внимание! Решения предоставлены обычными людьми, поэтому в решениях могут быть ошибки или неточности. Используя решения, не забудьте их перепроверить!

Fe(OH)3 прокалили. Это как?

Внимание! Решения предоставлены обычными людьми, поэтому в решениях могут быть ошибки или неточности. Используя решения, не забудьте их перепроверить!

Fe(OH)2 + HNO3 = ..; Fe(OH)3 + H2SO4 = ..; MgO + HCl = .. .

Внимание! Решения предоставлены обычными людьми, поэтому в решениях могут быть ошибки или неточности. Используя решения, не забудьте их перепроверить!

Fe(OH)3 + HCl = ..; Fe(OH)3 + H2SO4 = .. .

Внимание! Решения предоставлены обычными людьми, поэтому в решениях могут быть ошибки или неточности. Используя решения, не забудьте их перепроверить!

Fe(OH)3 + NaOH = .. .

Внимание! Решения предоставлены обычными людьми, поэтому в решениях могут быть ошибки или неточности. Используя решения, не забудьте их перепроверить!

HNO3 + Zi2O -> ..; HNO3 + ZnCO3 -> ..; HNO3 + Fe(OH)3 -> .. .

Внимание! Решения предоставлены обычными людьми, поэтому в решениях могут быть ошибки или неточности. Используя решения, не забудьте их перепроверить!

Fe(OH)3 + кислотный оксид = .. .

Внимание! Решения предоставлены обычными людьми, поэтому в решениях могут быть ошибки или неточности. Используя решения, не забудьте их перепроверить!

Fe(OH)3 + H2SO4 = ..; написать ионы.

Внимание! Решения предоставлены обычными людьми, поэтому в решениях могут быть ошибки или неточности. Используя решения, не забудьте их перепроверить!

Fe(OH)3 + HNO3 -> ..; сделать реакцию ионного обмена.

Внимание! Решения предоставлены обычными людьми, поэтому в решениях могут быть ошибки или неточности. Используя решения, не забудьте их перепроверить!

Fe -> FeCl3 -> Fe(OH)3; реакция ОВР.

Внимание! Решения предоставлены обычными людьми, поэтому в решениях могут быть ошибки или неточности. Используя решения, не забудьте их перепроверить!

H2SO4 + Fe(OH)3; составить уравнение реакции.

Внимание! Решения предоставлены обычными людьми, поэтому в решениях могут быть ошибки или неточности. Используя решения, не забудьте их перепроверить!

Соли железа (III)

FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl

2FeCl 3 + 3Na 2 S = 2FeS + S + 6NaCl

2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2

2FeCl 3 + H 2 S = 2FeCl 2 + S + 2HCl

2FeCl 3 + H 2 = 2FeCl 2 + 2HCl

FeCl 3 + 3CH 3 COOAg = (CH 3 COO) 3 Fe + 3AgCl↓

4FeCl 3 + 6H 2 O 2Fe + 3H 2 + 2Fe(OH) 3 + 6Cl 2

2Fe(NO 3) 3 + 3Zn = 2Fe + 3Zn(NO 2) 2

2Fe(NO 3) 3 + 4H 2 SO 4(конц.) = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4HNO 3 + 2H 2 O

Fe(NO 3) 2 + Na 2 S = FeS↓ + 2NaNO 3

Fe 2 (SO 4) 3 + 2KI = I 2 + 2FeSO 4 + K 2 SO 4

Fe 2 (SO 4) 3 + 3BaI 2 = 2FeI 2 + 3BaSO 4 ↓ + I 2 ↓

Fe 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 = 3BaSO 4 ↓ + 2FeCl 3

2K 2 FeO 4 + 16HCl = 4KCl + 2FeCl 3 + 3Cl 2 + 8H 2 O

4Fe(NO 3) 3 2Fe 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2

2FeCl 3 + 3Na 2 SO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 ↓ + 3SO 2 + 6NaCl

2Fe(NO 3) 3 + 3Na 2 CO 3 + H 2 O = 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6NaNO 3

Fe 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 3Na 2 SO 4

Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 3 + H 2 O = Na 2 SO 4 + 2FeSO 4 + H 2 SO 4

Железо. Соединения железа.

1. Соль, полученную при растворении железа в концентрированной серной кислоте, обработали избытком раствора гидроксида натрия. Выпавший бурый осадок отфильтровали и прокалили. Полученное вещество сплавили с железом. Напишите уравнения описанных реакций.

2. Осадок, полученный при взаимодействии хлорида железа (III) и нитрата серебра отфильтровали. Фильтрат обработали раствором едкого кали. Выпавший осадок бурого цвета отделили и прокалили. Полученное вещество при нагревании реагирует с алюминием с выделением тепла и света. Напишите уравнения описанных реакций.

3. Газ, выделившийся при взаимодействии хлористого водорода с перманганатом калия, реагирует с железом. Продукт реакции растворили в воде и добавили к нему сульфид натрия. Более легкое из образовавшихся нерастворимых веществ отделили и ввели в реакцию с горячей концентрированной азотной кислотой. Напишите уравнения описанных реакций.

4.Зловонную жидкость, образовавшуюся при взаимодействии бромистого водорода с перманганатом калия, отделили и нагрели с железной стружкой. Продукт реакции растворили в воде и добавили к нему раствор гидроксида цезия. Образовавшийся осадок отфильтровали и покалили. Напишите уравнения описанных реакций.

5. Вещество, полученное на катоде при электролизе раствора хлорида железа (II), сплавили с серой, и продукт этой реакции подвергли обжигу. Образовавшийся газ пропустили через раствор гидроксида бария. Напишите уравнения описанных реакций.

6. Раствор хлорида железа (III) подвергли электролизу с графитовыми электродами. Осадок бурого цвета, образовавшийся в качестве побочного продукта электролиза, отфильтровали и прокалили. Вещество, образовавшееся на катоде, растворили в концентрированной азотной кислоте при нагревании. Продукт, выделившийся на аноде, пропустили через холодный раствор гидроксида калия. Напишите уравнения описанных реакций.

7. На раствор хлорного железа подействовали раствором едкого натра, выпавший осадок отделили и нагрели. Твердый продукт реакции смешали с кальцинированной содой и прокалили. К оставшемуся веществу добавили нитрат и гидроксид натрия, и длительное время нагревали при высокой температуре. Напишите уравнения описанных реакций.

8. Оксид двухвалентного железа нагрели с разбавленной азотной кислотой. Раствор осторожно выпарили, твердый остаток растворили в воде, в полученный раствор внесли железный порошок и через некоторое время профильтровали. К фильтрату добавили раствор едкого кали, выпавший осадок отделили и оставили на воздухе, при этом цвет вещества изменился. Напишите уравнения описанных реакций.

9. Хлористое железо обработали при нагревании концентрированной азотной кислотой и раствор осторожно выпарили. Твердый продукт растворили в воде, добавили к полученному раствору поташ и выпавший осадок отделили и прокалили. Над полученным веществом пропустили при нагревании газообразный водород. Напишите уравнения описанных реакций.

10. К раствору хлорного железа добавили кальцинированную соду и выпавший осадок отделили и прокалили. Над полученным веществом пропустили при нагревании угарный газ и твердый продукт последней реакции ввели во взаимодействие с бромом. Напишите уравнения описанных реакций.

11. Железную окалину растворили в концентрированной азотной кислоте при нагревании. Раствор осторожно выпарили, и продукт реакции растворили в воде. К полученному раствору добавили железный порошок, через некоторое время раствор отфильтровали, и фильтрат обработали раствором едкого кали, в результате выделился осадок светло-зеленого цвета, который быстро темнеет на воздухе. Напишите уравнения описанных реакций.

12. К раствору хлорного железа добавили железный порошок и через некоторое время раствор профильтровали. К фильтрату добавили гидроксид натрия, выделившийся осадок отделили и обработали перекисью водорода. К полученному веществу добавили избыток раствора едкого кали и бром; в результате протекания реакции окраска брома исчезла. Напишите уравнения описанных реакций.

13. Нерастворимое вещество, образующееся при добавлении в раствор хлористого железа едкого натра, отделили и растворили в разбавленной серной кислоте. В полученный раствор добавили цинковую пыль, выделившийся осадок отфильтровали и растворили в концентрированной соляной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

14. Железный порошок растворили в большом количестве разбавленной серной кислоты и через полученный раствор пропустили воздух, а затем газ с запахом тухлых яиц. Образовавшуюся нерастворимую соль отделили и растворили в горячем растворе концентрированной азотной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

15. Неизвестное вещество А растворяется в концентрированной соляной кислоте, процесс растворения сопровождается выделением газа с запахом тухлых яиц; после нейтрализации раствора щелочью образуется объемный осадок белого (светло-зеленого) цвета. При обжиге вещества А образуются два оксида. Один из них – газ, имеющий характерный резкий запах и обесцвечивающий бромную воду с образованием в растворе двух сильных кислот. Напишите уравнения описанных реакций.

16. Серебристо-серый металл, который притягивается магнитом, внесли в горячую концентрированную серную кислоту и нагрели. Раствор охладили и добавили едкий натр до прекращения образования аморфного осадка бурого цвета. Осадок отделили, прокалили и растворили в концентрированной соляной кислоте при нагревании. Напишите уравнения описанных реакций.

17. Вещество, полученное при нагревании железной окалины в атмосфере водорода, внесли в горячую концентрированную кислоту и нагрели. Полученный раствор выпарили, остаток растворили в воде и обработали раствором хлорида бария. Раствор профильтровали и в фильтрат внесли медную пластинку, которая через некоторое время растворилась. Напишите уравнения описанных реакций.

18. Раствор хлорида железа (III) подвергли электролизу. Осадок бурого цвета, образовавшийся при электролизе, отфильтровали, и растворили в растворе гидроксида натрия, после чего добавили такое количество серной кислоты, которое необходимо для образования прозрачного раствора. Продукт, выделившийся на аноде, пропустили через горячий раствор гидроксида калия. Напишите уравнения описанных реакций.

19. Железо сожгли в хлоре. Продукт реакции растворили в воде и в раствор внесли железные опилки. Через некоторое время раствор профильтровали и в фильтрат добавили сульфида натрия. Выделившийся осадок отделили и обработали 20%-ной серной кислотой, получив почти бесцветный раствор. Напишите уравнения описанных реакций.

20. Смесь железного порошка и твердого продукта, полученного при взаимодействии сернистого газа и сероводорода, нагрели без доступа воздуха. Полученный продукт подвергли обжигу на воздухе. Образовавшееся твердое вещество реагирует с алюминием с выделением большого количества тепла. Напишите уравнения описанных реакций.

21. Оксид железа (III) сплавили с содой. Полученный продукт внесли в воду. Выпавший осадок растворили в иодоводородной кислоте. Выделившийся галоген связали тиосульфатом натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

22. Хлор прореагировал с горячим раствором гидроксида калия. При охлаждении раствора выпали кристаллы бертолетовой соли. Полученные кристаллы внесли в раствор соляной кислоты. образовавшееся простое вещество прореагировало с металлическим железом. Продукт реакции нагрели с новой навеской железа. Напишите уравнения описанных реакций.

23. Пирит подвергли обжигу, полученный газ с резким запахом пропустили через сероводородную кислоту. Образовавшийся желтоватый осадок отфильтровали, просушили, смешали с концентрированной азотной кислотой и нагрели. Полученный раствор дает осадок с нитратом бария. Напишите уравнения описанных реакций.

24. Железные опилки растворили в разбавленной серной кислоте, полученный раствор обработали избытком раствора гидроксида натрия. Образовавшийся осадок профильтровали и оставили на воздухе до тех пор, пока он не приобрел бурую окраску. Бурое вещество прокалили до постоянной массы. Напишите уравнения описанных реакций.

25. Провели электролиз раствора хлорида натрия. К полученному раствору добавили хлорид железа (III). Выпавший осадок отфильтровали и прокалили. Твердый остаток растворили в иодоводородной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

26. Хлорат калия нагрели в присутствии катализатора, при этом выделился бесцветный газ. Сжиганием железа в атмосфере этого газа была получена железная окалина. Ее растворили в разбавленной соляной кислоте. К полученному при этом раствору добавили раствор, содержащий дихромат натрия и соляную кислоту. Напишите уравнения описанных реакций.

27. Железо сожгли в хлоре. Полученную соль добавили к раствору карбоната натрия, при этом выпал бурый осадок. Этот осадок отфильтровали и прокалили. Полученное вещество растворили в иодоводородной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

28. Серу сплавили с железом. Продукт реакции обработали соляной кислотой. Выделившийся при этом газ сожгли в избытке кислорода. Продукты горения поглотили водным раствором сульфата железа (III). Напишите уравнения описанных реакций.

29. В результате неполного сгорания угля получили газ, в токе которого нагрели оксид железа (III). Полученное вещество растворили в горячей концентрированной серной кислоте. Образовавшийся раствор соли обработали избытком раствора сульфида калия. Напишите уравнения описанных реакций.

30. Железо сожгли в атмосфере хлора. Полученное вещество обработали избытком раствора гидроксида натрия. Образовавшийся бурый осадок, который отфильтровали и прокалили. Остаток после прокаливания растворили в иодоводородной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

31. Железо растворили в разбавленной азотной кислоте. К полученному раствору добавили избыток раствора карбоната натрия. Выделившийся осадок отфильтровали и прокалили. Полученное вещество растерли в мелкий порошок вместе с алюминием и смесь подожгли. Она сгорела с выделением большого количества теплоты. Напишите уравнения описанных реакций.

32. Порошок железа нагрели с порошком серы. Продукт реакции растворили в соляной кислоте, и к раствору добавили избыток щелочи. Выпавший осадок прокалили в атмосфере азота. Напишите уравнения описанных реакций.

33. Железо сожгли в атмосфере хлора. Полученную соль растворили в воде и добавили к ней раствор йодида калия. Выпавший осадок простого вещества отделили и разделили на две части. Первую обработали разбавленной азотной кислотой, а вторую нагрели в атмосфере водорода. Напишите уравнения описанных реакций.

34. Железо растворили в соляной кислоте, к полученному раствору добавили гидроксид натрия до прекращения выпадения осадка. В полученную реакционную массу вначале пропустили кислород, а затем добавили йодоводородной кислоты до прекращения выпадения осадка. Напишите уравнения описанных реакций.

35. Осадок, полученный при взаимодействии растворов сульфата железа () и нитрата бария, отфильтровали. Фильтрат обработали избытком едкого натрия. Выпавший осадок отделили и прокалили. Полученное вещество обработали избытком раствора соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

Железо. Соединения железа.

1. 2Fe + 6H 2 SO 4 (конц.) Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe 2 (SO 4) 3 + 6NaOH = 2Fe(OH) 3 + 3Na 2 SO 4

2Fe(OH) 3 Fe 2 O 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + Fe 3FeO

2. FeCl 3 + 3AgNO 3 = 3AgCl↓ + Fe(NO 3) 3

Fe(NO 3) 3 + 3KOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3KNO 3

2Fe(OH) 3 Fe 2 O 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 2Al 2Fe + Al 2 O 3

3. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

2FeCl 3 + 3Na 2 S = S↓ + 2FeS↓ + 6NaCl

S + 6HNO 3(конц. гор.) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

4. 2KMnO 4 + 16HBr = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Br 2 + 8H 2 O

FeBr 3 + 3CsOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3CsBr

2Fe(OH) 3 Fe 2 O 3 + 3H 2 O

5. 2FeCl 2 + 2H 2 O Fe + H 2 + Fe(OH) 2 + 2Cl 2

4FeS + 7О 2 2Fe 2 O 3 + 4SO 2

Ba(OH) 2 + SO 2 = BaSO 3 + H 2 O

6. 4FeCl 3 + 6H 2 O 2Fe + 3H 2 + 2Fe(OH) 3 + 6Cl 2

2Fe(OH) 3 Fe 2 O 3 + 3H 2 O

Fe + 6HNO 3(конц.) Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

Сl 2 + 2KOH (холодный) = KClO + KCl + H 2 O

7. FeCl 3 + 3KOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3KCl

2Fe(OH) 3 Fe 2 O 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 2NaFeO 2 + CO 2

2NaFeO 2 + 3NaNO 3 + 2NaOH 2Na 2 FeO 4 + 3NaNO 2 + H 2 O

8. 3FeO + 10HNO 3(разб.) 3Fe(NO 3) 3 + NO + 5H 2 O

9. FeCl 2 + 4HNO 3(кнц.) = Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2HCl + H 2 O

2Fe(NO 3) 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6KNO 3

2Fe(OH) 3 Fe 2 O 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 3Н 2 2Fe + 3H 2 O

10. 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6NaCl

2Fe(OH) 3 Fe 2 O 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 3CO 2Fe + 3CO 2

11. Fe 3 O 4 + 10HNO 3(конц.) = 3Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O

2Fe(NO 3) 3 + Fe = 3Fe(NO 3) 2

Fe(NO 3) 2 + 2KOH = Fe(OH) 2 + 2KNO 3

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3

12. 2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2

2Fe(OH) 2 + H 2 O 2 = 2Fe(OH) 3 ↓

2Fe(OH) 3 + 3Br 2 + 10KOH = 2K 2 FeO 4 + 6KBr + 8H 2 O

13. FeCl 2 + 2NaOH = Fe(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Fe(OH) 2 + H 2 SO 4 = FeSO 4 + 2H 2 O

FeSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Fe

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

14. Fe + H 2 SO 4(разб.) = FeSO 4 + H 2

4FeSO 4 + O 2 + 2H 2 SO 4 = 2Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O

Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 S = FeSO 4 + 2S + FeS + 2H 2 SO 4

FeS + 12HNO 3(конц.) = Fe(NO 3) 3 + 9NO 2 + H 2 SO 4 + 5H 2 O

15. FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

FeCl 2 + 2NaOH = Fe(OH) 2 ↓ + 2NaCl

4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr

16. 2Fe + 6H 2 SO 4(конц.) Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe 2 (SO 4) 3 + 6NaOH = 2Fe(OH) 3 ↓ + 3Na 2 SO 4

2Fe(OH) 3 Fe 2 O 3 + 3H 2 O

17. Fe 3 O 4 + 4H 2 3Fe + 4H 2 O

2Fe + 6H 2 SO 4(конц.) Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe 2 (SO 4) 3 + BaCl 2 = FeCl 3 + BaSO 4 ↓

2FeCl 3 + Cu = 2FeCl 2 + CuCl 2

18. 4FeCl 3 + 6H 2 O 2Fe + 3H 2 + 2Fe(OH) 3 + 6Cl 2

Fe(OH) 3 + 3NaOH = Na 3

2Na 3 + 6H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 SO 4 + 12H 2 O

3Cl 2 + 6KOH (гор.) = KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O

19. 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2

FeCl 2 + Na 2 S = FeS↓ + 2NaCl

FeS + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 S

20. SO 2 + 2H 2 S = 3S↓ + 2H 2 O

4FeS + 7O 2 2Fe 2 O 3 + 4SO 2

Fe 2 O 3 + 2Al 2Fe + Al 2 O 3

21. Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 2NaFeO 2 + CO 2

NaFeO 2 + 2H 2 O = Fe(OH) 3 + NaOH

2Fe(OH) 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 6H 2 O

I 2 + 2Na 2 S 2 O 3 = 2NaI + Na 2 S 4 O 6

22. 3Cl 2 + 6KOH (гор.) = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

KClO 3 + 6 HCl = KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2

23. 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O

H 2 SO 4 + Ba(NO 3) 2 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

24. Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2

FeSO 4 + 2NaOH = Fe(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

2Fe(OH) 3 Fe 2 O 3 + 3H 2 O

25. 2NaCl + 2H 2 O H 2 + 2NaOH + Cl 2

2Fe(OH) 3 Fe 2 O 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 6HI (конц.) = 2FeI 2 + I 2 + 3H 2 O

26. 2KClO 3 2KCl + 3O 2

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

Fe 3 O 4 + 8HCl = FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O

6FeCl 2 + Na 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 6FeCl 3 + 2CrCl 3 + 2NaCl + 7H 2 O

27. 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6NaCl

2Fe(OH) 3 Fe 2 O 3 + 3H 2 O

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O

Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 2H 2 O = 2FeSO 4 + 2H 2 SO 4

29. C + O 2 2CO

Fe 2 O 3 + 3CO 2Fe + 3CO 2

2Fe + 6H 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe 2 (SO 4) 3 + 3K 2 S = 2FeS + S + 3K 2 SO 4

30. 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaCl

2Fe(OH) 3 Fe 2 O 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 3H 2 O

31. Fe + 4HNO 3 (разб.) = Fe(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O

(в качестве продукта восстановления HNO 3 принимается также N 2 O и N 2)

2Fe(NO 3) 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 ↓ + 6NaNO 3 + 3CO 2

2HNO 3 + Na 2 CO 3 = 2NaNO 3 + CO 2 + H 2 O

2Fe(OH) 3 Fe 2 O 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 2Al 2Fe + Al 2 O 3

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

FeCl 2 + 2KOH = Fe(OH) 2 ↓ + 2KCl

Fe(OH) 2 FeO + H 2 O

33. 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl

3I 2 + 10HNO 3 = 6HIO 3 + 10NO + 2H 2 O

34. Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

FeCl 2 + 2NaOH = Fe(OH) 2 ↓ + 2NaCl

4Fe(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3 ↓

Fe(OH) 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 6H 2 O

35. Fe 2 (SO 4) 3 + 3Ba(NO 3) 2 = 3BaSO 4 ↓ + 2Fe(NO 3) 3

Fe(NO 3) 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaNO 3

2Fe(OH) 3 Fe 2 O 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 6HCl 2FeCl 3 + 3H 2 O

Цинк. Соединения цинка.

Цинк – довольно активный металл, но на воздухе он устойчив, так как покрывается тонким слоем оксида, предохраняющим его от дальнейшего окисления. При нагревании цинк реагирует с простыми веществами (исключением является азот):

2Zn + О 2 2ZnО

Zn + Сl 2 ZnCl 2

3Zn + 2Р Zn 3 Р 2

а также с оксидами неметаллов и аммиаком:

3Zn + SO 2 2ZnO + ZnS

Zn + CO 2 ZnO + CO

3Zn + 2NH 3 Zn 3 N 2 + 3H 2

При нагревании цинк окисляется под действием водяных паров:

Zn + H 2 O (пар) ZnO + H 2

Цинк реагирует с растворами кислот серной и соляной кислот, вытесняя из них водород:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

Как активный металл цинк реагирует с кислотами-окислителями:

Zn + 2H 2 SO 4(конц.) = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

4Zn + 5H 2 SO 4(конц.) = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

Zn + 4HNO 3(конц.) → Zn(NO 4) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

4Zn + 10HNO 3(оч. разб.) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

При сплавлении цинка с щелочами образуется цинкат:

Zn + 2NаОН (крист.) Nа 2 ZnО 2 + Н 2

Цинк хорошо растворяется в растворах щелочей:

Zn + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2

В отличие от алюминия, цинк растворяется и в водном растворе аммиака:

Zn + 4NH 3 + 2H 2 O = (OH) 2 + H 2

Цинк восстанавливает многие металлы из растворов их солей:

CuSO 4 + Zn = Zn SO 4 + Cu

Pb(NO 3) 2 + Zn = Zn(NO 3) 2 + Pb

4Zn + KNO 3 + 7KOH = NН 3 + 4K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

4Zn + 7NaOH + 6H 2 O + NaNO 3 = 4Na 2 + NH 3

3Zn + Na 2 SO 3 + 8HCl = 3ZnCl 2 + H 2 S + 2NaCl + 3H 2 O

Zn + NaNO 3 + 2HCl = ZnCl 2 + NaNO 2 + H 2 O

II. Соединения цинка (соединения цинка ядовиты).

1) Оксид цинка.

Оксид цинка обладает амфотерными свойствами.

ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O

ZnO + 2NaOH Na 2 ZnO 2 + H 2 O

ZnO + Na 2 O Na 2 ZnO 2

ZnO + SiO 2 ZnSiO 3

ZnO + BaCO 3 BaZnO 2 + СО 2

Цинк восстанавливают из оксидов действием сильных восстановителей:

ZnO + С (кокс) Zn + СО

ZnO + СО Zn + СО 2

2) Гидроксид цинка.

Гидроксид цинка обладает амфотерными свойствами.

Zn(OН) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

Zn(OН) 2 + 2NaOH Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Zn(OН) 2 + 2NaOH = Na 2

2Zn(OН) 2 + СО 2 = (ZnOH) 2 СО 3 + H 2 O

Zn(OН) 2 + 4(NH 3 · H 2 O) = (OH) 2

Гидроксид цинка термически неустойчив:

Zn(OН) 2 ZnO + H 2 O

3) Соли.

СaZnO 2 + 4HCl (избыток) = CaCl 2 + ZnCl 2 + 2H 2 O

Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O = Zn(OH) 2 + 2NaHCO 3

Na 2 + 2CO 2 = Zn(OH) 2 + 2NaHCO 3

2ZnSO 4 2ZnO + 2SO 2 + O 2

ZnS + 4H 2 SO 4(конц.) = ZnSO 4 + 4SO 2 + 4H 2 O

ZnS + 8HNO 3(конц.) = ZnSO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O

ZnS + 4NaOH + Br 2 = Na 2 + S + 2NaBr

Цинк. Соединения цинка.

1. Оксид цинка растворили в растворе хлороводородной кислоты и раствор нейтрализовали, добавляя едкий натр. Выделившееся студенистое вещество белого цвета отделили и обработали избытком раствора щелочи, при этом осадок полностью растворился. нейтрализация полученного раствора кислотой, например, азотной, приводит к повторному образованию студенистого осадка. Напишите уравнения описанных реакций.

2. Цинк растворили в очень разбавленной азотной кислоте и в полученный раствор добавили избыток щелочи, получив прозрачный раствор. Напишите уравнения описанных реакций.

3. Соль, полученную при взаимодействии оксида цинка с серной кислотой, прокалили при температуре 800°С. Твердый продукт реакции обработали концентрированным раствором щелочи, и через полученный раствор пропустили углекислый газ. Напишите уравнения описанных реакций.

4. Нитрат цинка прокалили, продукт реакции при нагревании обработали раствором едкого натра. Через образовавшийся раствор пропустили углекислый газ до прекращения выделения осадка, после чего обработали избытком концентрированного нашатырного спирта, при этом осадок растворился. Напишите уравнения описанных реакций.

5. Цинк растворили в очень разбавленной азотной кислоте, полученный раствор осторожно выпарили и остаток прокалили. Продукты реакции смешали с коксом и нагрели. Напишите уравнения описанных реакций.

6. Несколько гранул цинка растворили при нагревании в растворе едкого натра. В полученный раствор небольшими порциями добавляли азотную кислоту до образования осадка. Осадок отделили, растворили в разбавленной азотной кислоте, раствор осторожно выпарили и остаток прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

7. В концентрированную серную кислоту добавили металлический цинк. образовавшуюся соль выделили, растворили в воде и в раствор добавили нитрат бария. После отделения осадка в раствор внесли магниевую стружку, раствор профильтровали, фильтрат выпарили и прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

8. Сульфид цинка подвергли обжигу. Полученное твердое вещество полностью прореагировало с раствором гидроксида калия. Через полученный раствор пропустили углекислый газ до выпадения осадка. Осадок растворили в соляной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

9. Некоторое количество сульфида цинка разделили на две части. Одну из них обработали соляной кислотой, а другую подвергли обжигу на воздухе. При взаимодействии выделившихся газов образовалось простое вещество. Это вещество нагрели с концентрированной азотной кислотой, причем выделился бурый газ. Напишите уравнения описанных реакций.

10. Цинк растворили в растворе гидроксида калия. Выделившийся газ прореагировал с литием, а к полученному раствору по каплям добавили соляную кислоту до прекращения выпадения осадка. Его отфильтровали и прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

1) ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O

ZnCl 2 + 2NaOH = Zn(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2

Na 2 + 2HNO 3(недостаток) = Zn(OH) 2 ↓ + 2NaNO 3 + 2H 2 O

2) 4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H 2 O

NH 4 NO 3 + NaOH = NaNO 3 + NH 3 + H 2 O

Zn(NO 3) 2 + 4NaOH = Na 2 + 2NaNO 3

3) ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O

2ZnSO 4 2ZnO + 2SO 2 + O 2

ZnO + 2NaOH + H 2 O = Na 2

4) 2Zn(NO 3) 2 2ZnO + 4NO 2 + O 2

ZnO + 2NaOH + H 2 O = Na 2

Na 2 + 2CO 2 = Zn(OH) 2 ↓ + 2NaHCO 3

Zn(OH) 2 + 4(NH 3 · H 2 O) = (OH) 2 + 4H 2 O

5) 4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

2Zn(NO 3) 2 2ZnO + 4NO 2 + O 2

NH 4 NO 3 N 2 O + 2H 2 O

ZnO + C Zn + CO

6) Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

Na 2 + 2HNO 3 = Zn(OH) 2 ↓ + 2NaNO 3 + 2H 2 O

Zn(OH) 2 + 2HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + 2H 2 O

2Zn(NO 3) 2 2ZnO + 4NO 2 + O 2

7) 4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

ZnSO 4 + Ba(NO 3) 2 = Zn(NO 3) 2 + BaSO 4

Zn(NO 3) 2 + Mg = Zn + Mg(NO 3) 2

2Mg(NO 3) 2 2Mg(NO 2) 2 + O 2

8) 2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2

ZnO + 2NaOH + H 2 O = Na 2

Na 2 + CO 2 = Zn(OH) 2 + Na 2 CO 3 + H 2 O

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

9) ZnS + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 S

2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2

2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O

S + 6HNO 3 = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

10) Zn + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2

H 2 + 2Li = 2LiH

K 2 + 2HCl = 2KCl + Zn(OH) 2 ↓

Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O

Медь и соединения меди.

Медь – химически малоактивный металл, в сухом воздухе и при комнатной температуре не окисляется, но во влажном воздухе, в присутствии оксида углерода (IV) покрывается зеленым налетом карбоната гидроксомеди (II).

2Cu + H 2 O + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3

При нагревании медь реагирует с достаточно сильными окислителями,

с кислородом, образуя CuО, Cu 2 О в зависимости от условий:

4Cu + О 2 2Cu 2 О 2Cu + О 2 2CuО

С галогенами, серой:

Cu + Cl 2 = CuCl 2

Сu + Br 2 = CuBr 2

Медь растворяется в кислотах-окислителях:

при нагревании в концентрированной серной кислоте:

Cu + 2H 2 SO 4(конц.) CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

без нагревания в азотной кислоте:

Cu + 4HNO 3(конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

3Cu + 8HNO 3(разб..) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 4H 2 O

3Cu + 2HNO 3 + 6HCl = 3CuCl 2 + 2NO + 4H 2 O

Медь окисляется оксидом азота (IV) и солями железа (III)

2Cu + NO 2 = Cu 2 O + NO

2FeCl 3 + Cu = 2FeCl 2 + CuCl 2

Медь вытесняет металлы, стоящие правее в ряду напряжений, из растворов их солей:

Hg(NO 3) 2 + Cu = Cu(NO 3) 2 + Hg

II. Соединения меди.

1) Оксиды.

Оксид меди (II)

В лаборатории оксид меди (II) получают окислением меди при нагревании, или прокаливанием (CuOH) 2 CO 3 , Cu(NO 3) 2:

Оксид меди проявляет слабо выраженные амфотерные свойства (с преобладанием основных ). СuO взаимодействует с кислотами:

СuO + 2HBr = CuBr 2 + H 2 O

CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O

CuO + 2H + = Cu 2+ + H 2 O

3CuO + 2NH 3 3Cu + N 2 + 3H 2 O

СuO + C = Cu + CO

3CuO + 2Al = 3Cu + Al 2 O 3

Оксид меди (I)

В лаборатории его получают восстановлением свежеосажденного гидроксида меди (II), например, альдегидами или глюкозой:

CH 3 CHO + 2Cu(OH) 2 CH 3 COOH + Cu 2 O↓ + 2H 2 O

CH 2 ОН(CHOН) 4 СНО + 2Cu(OH) 2 CH 2 ОН(CHOН) 4 СООН + Cu 2 O↓ + 2H 2 O

Оксид меди (I) обладает основными свойствами. При действии на оксид меди (I) галогеноводородной кислотой получают галогениды меди (I) и воду:

Cu 2 O + 2HCl = 2CuCl↓ + H 2 O

При растворении Cu 2 O в кислородсодержащих кислотах, например, в растворе серной, образуются соли меди (II) и медь:

Cu 2 O + H 2 SO 4(разб.) = CuSO 4 + Cu + H 2 O

В концентрированной серной, азотной кислотах образуются только соли (II).

Cu 2 O + 3H 2 SO 4(конц.) = 2CuSO 4 + SO 2 + 3H 2 O

Cu 2 O + 6HNO 3(конц.) = 2Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 3H 2 O

5Cu 2 O + 13H 2 SO 4 + 2KMnO 4 = 10CuSO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 13H 2 O

Устойчивыми соединениями меди (I) являются нерастворимые соединения (CuCl, Cu 2 S) или комплексные соединения + . Последние получают растворением в концентрированном растворе аммиака оксида меди (I), хлорида меди (I):

Cu 2 O + 4NH 3 + H 2 O = 2OH

CuCl + 2NH 3 = Cl

Аммиачные растворы солей меди (I) взаимодействуют с ацетиленом:

СH ≡ CH + 2Cl → Сu–C ≡ C–Cu + 2NH 4 Cl

В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (I) проявляют окислительно-восстановительную двойственность

Cu 2 O + CO = 2Cu + CO 2

Cu 2 O + H 2 = 2Cu + H 2 O

3Cu 2 O + 2Al = 6Cu + Al 2 O 3

2Cu 2 O + O 2 = 4CuO

2) Гидроксиды.

Гидроксид меди (II).

Гидроксид меди (II) проявляет слабо выраженные амфотерные свойства (с преобладанием основных ). Сu(OН) 2 взаимодействует с кислотами:

Сu(OН) 2 + 2HBr = CuBr 2 + 2H 2 O

Cu(OН) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

Cu(OН) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O

Гидроксид меди (II) легко взаимодействует с раствором аммиака, образуя сине-фиолетовое комплексное соединение:

Сu(OH) 2 + 4(NH 3 · H 2 O) = (OH) 2 + 4H 2 O

Cu(OH) 2 + 4NH 3 = (OH) 2

При взаимодействии гидроксида меди (II) с концентрированными (более 40%) растворами щелочей образуется комплексное соединение:

Cu(OH) 2 + 2NaOH (конц.) = Na 2

При нагревании гидроксид меди (II) разлагается:

Сu(OH) 2 CuO + H 2 O

3) Соли.

Соли меди (I).

В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (I) проявляют окислительно-восстановительную двойственность. Как восстановители они реагируют с окислителями:

CuCl + 3HNO 3(конц.) = Cu(NO 3) 2 + HCl + NO 2 + H 2 O

2CuCl + Cl 2 = 2CuCl 2

4CuCl + O 2 + 4HCl = 4CuCl 2 + 2H 2 O

2CuI + 4H 2 SO 4 + 2MnO 2 = 2CuSO 4 + 2MnSO 4 + I 2 + 4H 2 O

4CuI + 5H 2 SO 4(конц. гор.) = 4CuSO 4 + I 2 + H 2 S + 4H 2 O

Cu 2 S + 8HNO 3(конц. хол.) = 2Cu(NO 3) 2 + S + 4NO 2 + 4H 2 O

Cu 2 S + 12HNO 3(конц. хол.) = Cu(NO 3) 2 + CuSO 4 + 10NO 2 + 6H 2 O

Для соединений меди (I) возможна реакция диспропорционирования:

2CuCl = Cu + CuCl 2

Комплексные соединения типа + получают растворением в концентрированном растворе аммиака:

CuCl + 3NH 3 + H 2 O → OH + NH 4 Cl

Соли меди (II)

В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (II) проявляют окислительные свойства:

2CuCl 2 + 4KI = 2CuI + I 2 + 4HCl

2CuCl 2 + Na 2 SO 3 + 2NaOH = 2CuCl + Na 2 SO 4 + 2NaCl + H 2 O

5CuBr 2 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5CuSO 4 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 5Br 2 + 8H 2 O

CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu

CuS + 8HNO 3(конц. гор..) = CuSO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O

CuS + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2 + S

2CuS + 3O 2 2CuO + 2SO 2

CuS + 10HNO 3(конц.) = Cu(NO 3) 2 + H 2 SO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O

2CuCl 2 + 4KI = 2CuI + I 2 ↓ + 4KCl

CuBr 2 + Na 2 S = CuS↓ + 2NaBr

Cu(NO 3) 2 + Fe = Fe(NO 3) 2 + Cu

CuSO 4 + Cu + 2NaCl = 2CuCl↓ + Na 2 SO 4

2Cu(NO 3) 2 + 2Н 2 О 2Cu + O 2 + 4HNO 3

CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

2Cu(NO 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2

CuCl 2 + 4NH 3 = Cl 2

(CuOH) 2 CO 3 2CuO + CO 2 + H 2 O

Na 2 + 4HCl = 2NaCl + CuCl 2 + 4H 2 O

2Cl + К 2 S = Cu 2 S + 2KCl + 4NH 3

При смешивании растворов происходит гидролиз и по катиону слабого основания, и по аниону слабой кислоты:

2CuSO 4 + Na 2 SO 3 + 2H 2 O = Cu 2 O + Na 2 SO 4 + 2H 2 SO 4

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 ↓ + 2Na 2 SO 4 + CO 2

Медь и соединения меди.

1) Через раствор хлорида меди (II) с помощью графитовых электродов пропускали постоянный электрический ток. Выделившийся на катоде продукт электролиза растворили в концентрированной азотной кислоте. Образовавшийся при этом газ собрали и пропустили через раствор гидроксида натрия. Выделившийся на аноде газообразный продукт электролиза пропустили через горячий раствор гидроксида натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

2) Вещество, полученное на катоде при электролизе расплава хлорида меди (II), реагирует с серой. Полученный продукт обработали концентрированной азотной кислотой, и выделившийся газ пропустили через раствор гидроксида бария. Напишите уравнения описанных реакций.

3) Неизвестная соль бесцветна и окрашивает пламя в желтый цвет. При легком нагревании этой соли с концентрированной серной кислотой отгоняется жидкость, в которой растворяется медь; последнее превращение сопровождается выделением бурого газа и образованием соли меди. При термическом распаде обеих солей одним из продуктов разложения является кислород. Напишите уравнения описанных реакций.

4) При взаимодействии раствора соли А со щелочью было получено студенистое нерастворимое в воде вещество голубого цвета, которое растворили в бесцветной жидкости Б с образованием раствора синего цвета. Твердый продукт, оставшийся после осторожного выпаривания раствора, прокалили; при этом выделились два газа, один из которых бурого цвета, а второй входит в состав атмосферного воздуха, и осталось твердое вещество черного цвета, которое растворяется в жидкости Б с образованием вещества А. Напишите уравнения описанных реакций.

5) Медную стружку растворили в разбавленной азотной кислоте, и раствор нейтрализовали едким кали. Выделившееся вещество голубого цвета отделили, прокалили (цвет вещества изменился на черный), смешали с коксом и повторно прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

МЕТОДИКА ПОДГОТОВКИ УЧАЩИХСЯ К РЕШЕНИЮ

ЗАДАНИЙ С 2 (мысленный эксперимент) ЕГЭ ПО ХИМИИ

В 2012 году в задании С2 ЕГЭ по химии предусмотрено изменение. Учащимся будет предложено описание химического эксперимента, в соответствии с которым им нужно будет составить 4 уравнения реакции.

О содержании и уровне сложности этого задания мы можем судить по демо-версии варианта ЕГЭ 2012 года. Задание сформулировано следующим образом: Соль, полученную при растворении железа в горячей концентрированной серной кислоте, обработали избытком раствора гидроксида натрия. Выпавший бурый осадок отфильтровали и прокалили. Полученное вещество сплавили с железом. Напишите уравнения описанных реакций.

Анализ содержания задания показывает, что первые два вещества, вступающие в реакцию, указаны в открытом виде. Для всех остальных реакций указан реагент и условия проведения. Подсказками можно считать указания на класс полученного вещества, его агрегатное состояние, характерные признаки (цвет, запах). Заметим, что два уравнения реакций характеризуют особые свойства веществ (1 – окислительные свойства концентрированной серной кислоты; 4 – окислительные свойства оксида железа (III)), два уравнения характеризуют типичные свойства важнейших классов неорганических веществ (2 – реакция ионного обмена между растворами соли и щелочи, 3 – термическое разложение нерастворимого основания).

toC NaOH (изб.) toC + Fe/toC

Fe + H2SO4(к) → соль → бурый осадок → X → Y

Выделять подсказки, ключевые моменты, например: бурый осадок – гидроксид железа (III), говорит о том, что соль образована ионом железа (3+).

2Fe + 6H2SO4(к) → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Fe2(SO4)3 + 6NaOH(к) → 2Fe(OH)3 + 3Na2SO4

2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O

Fe 2 O 3 + Fe → 3 FeO

Какие затруднения могут вызвать у учащихся подобные задания?

1. Описание действий с веществами (фильтрование, выпаривание, обжиг, прокаливание, спекание, сплавление). Учащиеся должны понимать, где с веществом происходит физическое явление, а где – химическая реакция. Наиболее часто используемые действия с веществами описаны ниже.

Фильтрование – способ разделения неоднородных смесей с помощью фильтров – пористых материалов, пропускающих жидкость или газ, но задерживающих твёрдые вещества. При разделении смесей, содержащих жидкую фазу, на фильтре остается твердое вещество, через фильтр проходит фильтрат .

Выпаривание - процесс концентрирования растворов путём испарения растворителя. Иногда выпаривание проводят до получения насыщенных растворов, с целью дальнейшей кристаллизации из них твердого вещества в виде кристаллогидрата, или до полного испарения растворителя с целью получения растворенного вещества в чистом виде.

Прокаливание – нагревание вещества с целью изменения его химического состава.

Прокаливание может проводиться на воздухе и в атмосфере инертного газа.

При прокаливании на воздухе кристаллогидраты теряют кристаллизационную воду:

CuSO4∙5H2O →CuSO4 + 5H2O

Термически нестойкие вещества разлагаются (нерастворимые основания, некоторые соли, кислоты, оксиды): Cu(OH)2 →CuO + H2O; CaCO3→ CaO + CO2

Вещества, неустойчивые к действию компонентов воздуха, при прокаливании окисляются, реагируют с компонентами воздуха: 2Сu + O2 → 2CuO;

4Fe(OH)2 + O2 →2Fe2O3 + 4H2O

Для того, чтобы окисление при прокаливании не происходило, процесс проводят в инертной атмосфере: Fe(OH)2 → FeO + H2O

Спекание, сплавление – это нагревание двух и более твердых реагентов, приводящее к их взаимодействию. Если реагенты устойчивы к действию окислителей, то спекание можно проводить на воздухе:

Al2O3 + Na2CO3 → 2NaAlO2 + CO2

Если же один из реагентов или продукт реакции могут окисляться компонентами воздуха, процесс проводят с инертной атмосфере, например: Сu + CuO → Cu2O

Обжиг – процесс термической обработки, приводящий к сгоранию вещества (в узком смысле. В более широком понимании, обжиг – разнообразные термические воздействия на вещества в химическом производстве и металлургии). В основном, используется по отношению к сульфидным рудам. Например, обжиг пирита:

4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2

2. Описание характерных признаков веществ (цвет, запах, агрегатное состояние).

Указание характерных признаков веществ должно служить для учащихся подсказкой или проверкой правильности выполненных действий. Однако, если учащиеся не знакомы с физическими свойствами веществ, подобные сведения не могут оказать вспомогательной функции при выполнении мысленного эксперимента. Ниже представлены наиболее характерные признаки газов, растворов, твердых веществ.

ГАЗЫ:

Окрашенные : Cl 2 – желто-зеленый; NO 2 – бурый; O 3 – голубой (все имеют запахи). Все ядовиты, растворяются в воде, Cl 2 и NO 2 реагируют с ней.

Бесцветные без запаха : Н2, N2, O2, CO2, CO (яд), NO (яд), инертные газы. Все плохо растворимы в воде.

Бесцветные с запахом : HF, HCl, HBr, HI, SO2 (резкие запахи), NH3(нашатырного спирта) –хорошо растворимы в воде и ядовиты,

PH3(чесночный), H2S(тухлых яиц) - мало растворимы в воде, ядовиты.

ОКРАШЕННЫЕ РАСТВОРЫ :

ОКРАШЕННЫЕ ОСАДКИ,

ПОЛУЧАЮЩИЕСЯ ПРИ ВЗАИМОДЕЙСТВИИ РАСТВОРОВ

ДРУГИЕ ОКРАШЕННЫЕ ВЕЩЕСТВА

Это, конечно, минимальные сведения, которые могут пригодиться для решения заданий С2.

В процессе подготовки учащихся к решению заданий С2 можно предложить им составить тексты заданий в соответствии со схемами превращений . Это задание позволит учащимся освоить терминологию и запомнить характерные признаки веществ.

Пример 1:

toC toC/H2 HNO3(конц) NaOH, 0oC

(CuOH)2CO3 → CuO → Cu → NO2 → X

Текст: Малахит прокалили, полученное твердое черное вещество нагрели в токе водорода . Образовавшееся красное вещество полностью растворили в концентрированной азотной кислоте. Выделившийся бурый газ пропустили через холодный раствор гидроксида натрия.

Пример 2:

O2 H2S р-р toC/Al H2O

ZnS → SO2 → S → Al2S3 → X

Текст : Сульфид цинка подвергли обжигу. Образовавшийся газ с резким запахом пропустили через раствор сероводорода до выпадения жёлтого осадка. Осадок отфильтровали, просушили и сплавили с алюминием . Полученное соединение поместили в воду до прекращения реакции.

На следующем этапе можно предложить учащимся самим составлять как схемы превращения веществ, так и тексты заданий. Конечно же, «авторы» заданий должны представить и собственное решение . При этом ученики повторяют все свойства неорганических веществ. А учитель может сформировать банк заданий С2.

После этого можно переходить к решению заданий С2 . При этом учащиеся по тексту составляют схему превращений, а затем и соответствующие уравнения реакций. Для этого в тексте задания выделяются опорные моменты: названия веществ, указание на их классы, физические свойства, условия проведения реакций, названия процессов.

Приведем примеры выполнения некоторых заданий.

Пример 1. Нитрат марганца (II ) прокалили, к полученному твёрдому бурому веществу прилили концентрированную хлороводородную кислоту. Выделившийся газ пропустили через сероводородную кислоту. Образовавшийся раствор образует осадок с хлоридом бария.

Решение:

· Выделение опорных моментов:

Нитрат марганца (II ) – Mn(NO3)2,

Прокалили – нагрели до разложения,

Твёрдое бурое вещество – MnО2,

Концентрированная хлороводородная кислота – HCl,

Сероводородная кислота – р-р Н2S,

Хлорид бария – BaCl2, образует осадок с сульфат-ионом.

toC HCl Н2Sр-р BaCl2

Mn(NO3)2 → MnО2 → Х → У → ↓ (BaSO4 ?)

1) Mn(NO3)2 → MnО2 + 2NO2

2) MnО2 + 4 HCl → MnCl2 + 2H2O + Cl2 (газ Х)

3) Cl2 + Н2S → 2HCl + S (не подходит, т. к. нет продукта, который дает осадок с хлоридом бария) или 4Cl2 + Н2S + 4Н2О → 8HCl + Н2SO4

4) Н2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + 2HCl

Пример 2. Оранжевый оксид меди поместили в концентрированную серную кислоту и нагрели. К полученному голубому раствору прилили избыток раствора гидроксида калия. Выпавший синий осадок отфильтровали, просушили и прокалили. Полученное при этом твёрдое черное вещество поместили в стеклянную трубку, нагрели и пропустили над ним аммиак .

Решение:

· Выделение опорных моментов:

Оранжевый оксид меди – Cu2O,

Концентрированная серная кислота – Н2SO4,

Голубой раствор – соль меди (II), СuSO4

Гидроксид калия – КОН,

Синий осадок – Cu(OH)2,

Прокалили – нагрели до разложения,

Твёрдое черное вещество – CuO,

Аммиак – NH3.

· Составление схемы превращений:

Н2SO4 КОН toC NH3

Cu2O → СuSO4 → Cu(OH)2 ↓ → CuO → X

· Составление уравнений реакций:

1) Cu2O + 3Н2SO4 → 2СuSO4 + SO2 +3H2O

2) СuSO4 + 2КОН → Cu(OH)2 + K2SO4

3) Cu(OH)2 → CuO + Н2О

4) 3CuO + 2NH3 → 3Cu + 3Н2О + N2

ПРИМЕРЫ ЗАДАНИЙ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

1

2.

3.

4

5

6

7.

8.

9 . Дихромат аммония разложили при нагревании. Твёрдый продукт разложения растворили в серной кислоте. К полученному раствору прилили раствор гидроксида натрия до выпадения осадка. При дальнейшем приливании раствора гидроксида натрия к осадку, он растворился.

10

11.

12

РЕШЕНИЯ

1 . Натрий сожгли в избытке кислорода, полученное кристаллическое вещество поместили в стеклянную трубку и пропустили через нее углекислый газ. Газ, выходящий из трубки, собрали и сожгли в его атмосфере фосфор. Полученное вещество нейтрализовали избытком раствора гидроксида натрия.

1) 2Na + O2 = Na2O2

2) 2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2

3) 4P + 5O2 = 2P2O5

4) P2O5 + 6 NaOH = 2Na3PO4 + 3H2O

2. Карбид алюминия обработали соляной кислотой. Выделившийся газ сожгли, продукты сгорания пропустили через известковую воду до образования белого осадка, дальнейшее пропускание продуктов сгорания в полученную взвесь привело к растворению осадка.

1) Al4C3 + 12HCl = 3CH4 + 4AlCl3

2) CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

3) CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3+ H2O

4) CaCO3+ H2O + CO2 = Ca(HCO3)2

3. Пирит подвергли обжигу, полученный газ с резким запахом пропустили через сероводородную кислоту. Образовавшийся желтоватый осадок отфильтровали, просушили, смешали с концентрированной азотной кислотой и нагрели. Полученный раствор дает осадок с нитратом бария.

1) 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2

2) SO2 + 2H2 S = 3S + 2H2O

3) S+ 6HNO3 = H2SO4+ 6NO2 +2H2O

4) H2SO4+ Ba(NO3)2 = BaSO4↓ + 2 HNO3

4 . Медь поместили в концентрированную азотную кислоту, полученную соль выделили из раствора, высушили и прокалили. Твёрдый продукт реакции смешали с медной стружкой и прокалили в атмосфере инертного газа. Полученное вещество растворили в аммиачной воде.

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

2) 2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2

3) Cu + CuO = Cu2O

4) Cu2O + 4NH3 + H2O = 2OH

5 . Железные опилки растворили в разбавленной серной кислоте, полученный раствор обработали избытком раствора гидроксида натрия. Образовавшийся осадок профильтровали и оставили на воздухе до тех пор, пока он не приобрёл бурую окраску. Бурое вещество прокалили до постоянной массы.

1) Fe + H2SO4 = FeSO4+ H2

2) FeSO4 + 2NaOH= Fe(OH)2 + Na2SO4

3) 4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3

4) 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

6 . Сульфид цинка подвергли обжигу. Полученное твердое вещество полностью прореагировало с раствором гидроксида калия. Через полученный раствор пропустили углекислый газ до выпадения осадка. Осадок растворили в соляной кислоте.

1) 2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2

2) ZnO + 2NaOH + H2O = Na2

3 Na2 + CO2 = Na2CO3 + H2O + Zn(OH)2

4) Zn(OH)2 + 2 HCl = ZnCl2 + 2H2O

7. Газ, выделившийся при взаимодействии цинка с соляной кислотой, смешали с хлором и взорвали. Полученный при этом газообразный продукт растворили в воде и подействовали им на диоксид марганца. Образовавшийся газ пропустили через горячий раствор гидроксида калия.

1) Zn+ 2HCl = ZnCl2 + H2

2) Cl2 + H2 = 2HCl

3) 4HCl + MnO2 = MnCl2 + 2H2O + Cl2

4) 3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O

8. Фосфид кальция обработали соляной кислотой. Выделившийся газ сожгли в закрытом сосуде, продукт горения полностью нейтрализовали раствором гидроксида калия. К полученному раствору прилили раствор нитрата серебра.

1) Ca3P2 + 6HCl = 3CaCl2 + 2PH3

2) PH3 + 2O2 = H3PO4

3) H3PO4 + 3KOH = K3PO4 + 3H2O

4) K3PO4 + 3AgNO3 = 3KNO3 + Ag3PO4

9 . Дихромат аммония разложили при нагревании. Твёрдый продукт разложения растворили в серной кислоте. К полученному раствору прилили раствор гидроксида натрия до выпадения осадка. При дальнейшем приливании гидроксида натрия к осадку, он растворился.

1) (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O

2) Cr2O3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3H2O

3) Cr2(SO4)3 + 6NaOH = 3Na2SO4 + 2Cr(OH)3

4) 2Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3

10 . Ортофорсфат кальция прокалили с углем и речным песком. Образовавшееся при этом белое светящееся в темноте вещество сожгли в атмосфере хлора. Продукт этой реакции растворили в избытке гидроксида калия. К полученной смеси прилили раствор гидроксида бария.

1) Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 5CO + 2P

2) 2P + 5Cl2 = 2PCl5

3) PCl5 + 8KOH = K3PO4 + 5KCl + 4H2O

4) 2K3PO4 + 3Ba(OH)2 = Ba3(PO4)2 + 6KOH

11. Алюминиевый порошок смешали с серой и нагрели. Полученное вещество поместили в воду. Образовавшийся осадок разделили на две части. К одной части прилили соляную кислоту, к другой – раствор гидроксида натрия до полного растворения осадка.

1) 2Al + 3S = Al2S3

2) Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

3) Al(OH)3 + 3HCl= AlCl3 + 3H2O

4) Al(OH)3 + NaOH = Na

12 . Кремний поместили в раствор гидроксида калия, после окончания реакции к полученному раствору прилили избыток соляной кислоты. Выпавший осадок отфильтровали, просушили и прокалили. Твёрдый продукт прокаливания реагирует с фтороводородом.

1) Si + 2KOH + H2O = K2SiO3+ 2H2

2) K2SiO3 + 2HCl = 2KCl + H2SiO3

3) H2SiO3 = SiO2 + H2O

4) SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O

Химия. Тематические тесты. Новые задания ЕГЭ-2012. Химический эксперимент (С2): учебно-методическое пособие . – Роств н/Д: Легион, 2012. – 92 с.

МЕТОДИКА ПОДГОТОВКИ УЧАЩИХСЯ К РЕШЕНИЮ

ЗАДАНИЙ С 2 (мысленный эксперимент) ЕГЭ ПО ХИМИИ

В 2012 году в задании С2 ЕГЭ по химии предусмотрено изменение. Учащимся будет предложено описание химического эксперимента, в соответствии с которым им нужно будет составить 4 уравнения реакции.

О содержании и уровне сложности этого задания мы можем судить по демо-версии варианта ЕГЭ 2012 года. Задание сформулировано следующим образом: Соль, полученную при растворении железа в горячей концентрированной серной кислоте, обработали избытком раствора гидроксида натрия. Выпавший бурый осадок отфильтровали и прокалили. Полученное вещество сплавили с железом. Напишите уравнения описанных реакций.

Анализ содержания задания показывает, что первые два вещества, вступающие в реакцию, указаны в открытом виде. Для всех остальных реакций указан реагент и условия проведения. Подсказками можно считать указания на класс полученного вещества, его агрегатное состояние, характерные признаки (цвет, запах). Заметим, что два уравнения реакций характеризуют особые свойства веществ (1 – окислительные свойства концентрированной серной кислоты; 4 – окислительные свойства оксида железа (III)), два уравнения характеризуют типичные свойства важнейших классов неорганических веществ (2 – реакция ионного обмена между растворами соли и щелочи, 3 – термическое разложение нерастворимого основания).

t o C NaOH (изб.) t o C + Fe/t o C

Fe + H 2 SO 4 (к) → соль → бурый осадок → X → Y

Выделять подсказки, ключевые моменты, например: бурый осадок – гидроксид железа (III), говорит о том, что соль образована ионом железа (3+).

2Fe + 6H 2 SO 4 (к) → Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe 2 (SO 4) 3 + 6NaOH(к) → 2Fe(OH) 3 + 3Na 2 SO 4

2Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + Fe → 3 FeO

Какие затруднения могут вызвать у учащихся подобные задания?

1. Описание действий с веществами (фильтрование, выпаривание, обжиг, прокаливание, спекание, сплавление). Учащиеся должны понимать, где с веществом происходит физическое явление, а где – химическая реакция. Наиболее часто используемые действия с веществами описаны ниже.

Фильтрование – способ разделения неоднородных смесей с помощью фильтров – пористых материалов, пропускающих жидкость или газ, но задерживающих твёрдые вещества. При разделении смесей, содержащих жидкую фазу, на фильтре остается твердое вещество, через фильтр проходит фильтрат .

Выпаривание - процесс концентрирования растворов путём испарения растворителя. Иногда выпаривание проводят до получения насыщенных растворов, с целью дальнейшей кристаллизации из них твердого вещества в виде кристаллогидрата, или до полного испарения растворителя с целью получения растворенного вещества в чистом виде.

Прокаливание – нагревание вещества с целью изменения его химического состава.

Прокаливание может проводиться на воздухе и в атмосфере инертного газа.

При прокаливании на воздухе кристаллогидраты теряют кристаллизационную воду:

CuSO 4 ∙5H 2 O →CuSO 4 + 5H 2 O

Термически нестойкие вещества разлагаются (нерастворимые основания, некоторые соли, кислоты, оксиды): Cu(OH) 2 →CuO + H 2 O; CaCO 3 → CaO + CO 2

Вещества, неустойчивые к действию компонентов воздуха, при прокаливании окисляются, реагируют с компонентами воздуха: 2Сu + O 2 → 2CuO;

4Fe(OH) 2 + O 2 →2Fe 2 O 3 + 4H 2 O

Для того, чтобы окисление при прокаливании не происходило, процесс проводят в инертной атмосфере: Fe(OH) 2 → FeO + H 2 O

Спекание, сплавление – это нагревание двух и более твердых реагентов, приводящее к их взаимодействию. Если реагенты устойчивы к действию окислителей, то спекание можно проводить на воздухе:

Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaAlO 2 + CO 2

Если же один из реагентов или продукт реакции могут окисляться компонентами воздуха, процесс проводят с инертной атмосфере, например: Сu + CuO → Cu 2 O

Обжиг – процесс термической обработки, приводящий к сгоранию вещества (в узком смысле. В более широком понимании, обжиг – разнообразные термические воздействия на вещества в химическом производстве и металлургии). В основном, используется по отношению к сульфидным рудам. Например, обжиг пирита:

4FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

2. Описание характерных признаков веществ (цвет, запах, агрегатное состояние).

Указание характерных признаков веществ должно служить для учащихся подсказкой или проверкой правильности выполненных действий. Однако, если учащиеся не знакомы с физическими свойствами веществ, подобные сведения не могут оказать вспомогательной функции при выполнении мысленного эксперимента. Ниже представлены наиболее характерные признаки газов, растворов, твердых веществ.

ГАЗЫ:

Окрашенные : Cl 2 – желто-зеленый; NO 2 – бурый; O 3 – голубой (все имеют запахи). Все ядовиты, растворяются в воде, Cl 2 и NO 2 реагируют с ней.

Бесцветные без запаха : Н 2 , N 2 , O 2 , CO 2 , CO (яд), NO (яд), инертные газы. Все плохо растворимы в воде.

Бесцветные с запахом : HF, HCl, HBr, HI, SO 2 (резкие запахи), NH 3 (нашатырного спирта) –хорошо растворимы в воде и ядовиты,

PH 3 (чесночный), H 2 S(тухлых яиц) - мало растворимы в воде, ядовиты.

ОКРАШЕННЫЕ РАСТВОРЫ :

ОКРАШЕННЫЕ ОСАДКИ,

ПОЛУЧАЮЩИЕСЯ ПРИ ВЗАИМОДЕЙСТВИИ РАСТВОРОВ

ДРУГИЕ ОКРАШЕННЫЕ ВЕЩЕСТВА

Это, конечно, минимальные сведения, которые могут пригодиться для решения заданий С2.

В процессе подготовки учащихся к решению заданий С2 можно предложить им составить тексты заданий в соответствии со схемами превращений . Это задание позволит учащимся освоить терминологию и запомнить характерные признаки веществ.

Пример 1:

t o C t o C/H 2 HNO 3 (конц) NaOH, 0 o C

(CuOH) 2 CO 3 → CuO → Cu → NO 2 → X

Текст: Малахит прокалили, полученное твердое черное вещество нагрели в токе водорода. Образовавшееся красное вещество полностью растворили в концентрированной азотной кислоте. Выделившийся бурый газ пропустили через холодный раствор гидроксида натрия.

Пример 2:

O 2 H 2 S р-р t o C/Al H 2 O

ZnS → SO 2 → S → Al 2 S 3 → X

Текст: Сульфид цинка подвергли обжигу. Образовавшийся газ с резким запахом пропустили через раствор сероводорода до выпадения жёлтого осадка. Осадок отфильтровали, просушили и сплавили с алюминием. Полученное соединение поместили в воду до прекращения реакции.

На следующем этапе можно предложить учащимся самим составлять как схемы превращения веществ, так и тексты заданий. Конечно же, «авторы» заданий должны представить и собственное решение . При этом ученики повторяют все свойства неорганических веществ. А учитель может сформировать банк заданий С2. После этого можно переходить крешению заданий С2 . При этом учащиеся по тексту составляют схему превращений, а затем и соответствующие уравнения реакций. Для этого в тексте задания выделяются опорные моменты: названия веществ, указание на их классы, физические свойства, условия проведения реакций, названия процессов.

Приведем примеры выполнения некоторых заданий.

Пример 1. Нитрат марганца (II) прокалили, к полученному твёрдому бурому веществу прилили концентрированную хлороводородную кислоту. Выделившийся газ пропустили через сероводородную кислоту. Образовавшийся раствор образует осадок с хлоридом бария.

Решение:

· Выделение опорных моментов:

Нитрат марганца (II) – Mn(NO 3) 2 ,

Прокалили – нагрели до разложения,

Твёрдое бурое вещество – MnО 2 ,

Концентрированная хлороводородная кислота –HCl,

Сероводородная кислота – р-р Н 2 S,

Хлорид бария – BaCl 2 , образует осадок с сульфат-ионом.

t o C HCl Н 2 Sр-р BaCl 2

Mn(NO 3) 2 → MnО 2 → Х → У → ↓ (BaSO 4 ?)

1) Mn(NO 3) 2 → MnО 2 + 2NO 2

2) MnО 2 + 4 HCl → MnCl 2 + 2H 2 O + Cl 2 (газ Х)

3) Cl 2 + Н 2 S → 2HCl + S (не подходит, т.к. нет продукта, который дает осадок с хлоридом бария) или 4Cl 2 + Н 2 S + 4Н 2 О → 8HCl + Н 2 SO 4

4) Н 2 SO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 + 2HCl

Пример 2. Оранжевый оксид меди поместили в концентрированную серную кислоту и нагрели. К полученному голубому раствору прилили избыток раствора гидроксида калия. Выпавший синий осадок отфильтровали, просушили и прокалили. Полученное при этом твёрдое черное вещество поместили в стеклянную трубку, нагрели и пропустили над ним аммиак.

Решение:

· Выделение опорных моментов:

Оранжевый оксид меди – Cu 2 O,

Концентрированная серная кислота – Н 2 SO 4 ,

Голубой раствор – соль меди (II), СuSO 4

Гидроксид калия –КОН,

Синий осадок – Cu(OH) 2 ,

Прокалили – нагрели до разложения,

Твёрдое черное вещество – CuO,

Аммиак – NH 3 .

· Составление схемы превращений:

Н 2 SO 4 КОН t o C NH 3

Cu 2 O → СuSO 4 → Cu(OH) 2 ↓ → CuO → X

· Составление уравнений реакций:

1) Cu 2 O + 3Н 2 SO 4 → 2СuSO 4 + SO 2 +3H 2 O

2) СuSO 4 + 2КОН → Cu(OH) 2 + K 2 SO 4

3) Cu(OH) 2 → CuO + Н 2 О

4) 3CuO + 2NH 3 → 3Cu + 3Н 2 О + N 2

В организме человека содержится около 5 г железа, большая часть его (70%) входит в состав гемоглобина крови.

Физические свойства

В свободном состоянии железо - серебристо-белый металл с сероватым оттенком. Чистое железо пластично, обладает ферромагнитными свойствами. На практике обычно используются сплавы железа - чугуны и стали.

Fe - самый главный и самый распространенный элемент из девяти d-металлов побочной подгруппы VIII группы. Вместе с кобальтом и никелем образует «семейство железа».

При образовании соединений с другими элементами чаще использует 2 или 3 электрона (В = II, III).

Железо, как и почти все d-элементы VIII группы, не проявляет высшую валентность, равную номеру группы. Его максимальная валентность достигает VI и проявляется крайне редко.

Наиболее характерны соединения, в которых атомы Fe находятся в степенях окисления +2 и +3.

Способы получения железа

1. Техническое железо (в сплаве с углеродом и другими примесями) получают карботермическим восстановлением его природных соединений по схеме:

Восстановление происходит постепенно, в 3 стадии:

1) 3Fe 2 O 3 + СО = 2Fe 3 O 4 + СO 2

2) Fe 3 O 4 + СО = 3FeO +СO 2

3) FeO + СО = Fe + СO 2

Образующийся в результате этого процесса чугун содержит более 2% углерода. В дальнейшем из чугуна получают стали - сплавы железа, содержащие менее 1,5 % углерода.

2. Очень чистое железо получают одним из способов:

а) разложение пентакарбонила Fe

Fe(CO) 5 = Fe + 5СО

б) восстановление водородом чистого FeO

FeO + Н 2 = Fe + Н 2 O

в) электролиз водных растворов солей Fe +2

FeC 2 O 4 = Fe + 2СO 2

оксалат железа (II)

Химические свойства

Fe - металл средней активности, проявляет общие свойства, характерные для металлов.

Уникальной особенностью является способность к «ржавлению» во влажном воздухе:

В отсутствие влаги с сухим воздухом железо начинает заметно реагировать лишь при Т > 150°С; при прокаливании образуется «железная окалина» Fe 3 O 4:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

В воде в отсутствие кислорода железо не растворяется. При очень высокой температуре Fe реагирует с водяным паром, вытесняя из молекул воды водород:

3 Fe + 4Н 2 O(г) = 4H 2

Процесс ржавления по своему механизму является электрохимической коррозией. Продукт ржавления представлен в упрощенном виде. На самом деле образуется рыхлый слой смеси оксидов и гидроксидов переменного состава. В отличие от пленки Аl 2 О 3 , этот слой не предохраняет железо от дальнейшего разрушения.

Виды коррозии

Защита железа от коррозии

1. Взаимодействие с галогенами и серой при высокой температуре.

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

2Fe + 3F 2 = 2FeF 3

Fe + I 2 = FeI 2

Образуются соединения, в которых преобладает ионный тип связи.

2. Взаимодействие с фосфором, углеродом, кремнием (c N 2 и Н 2 железо непосредственно не соединяется, но растворяет их).

Fe + Р = Fe x P y

Fe + C = Fe x C y

Fe + Si = Fe x Si y

Образуются вещества переменного состава, т к. бертоллиды (в соединениях преобладает ковалентный характер связи)

3. Взаимодействие с «неокисляющими» кислотами (HCl, H 2 SO 4 разб.)

Fe 0 + 2Н + → Fe 2+ + Н 2

Поскольку Fe располагается в ряду активности левее водорода (Е° Fe/Fe 2+ = -0,44В), оно способно вытеснять Н 2 из обычных кислот.

Fe + 2HCl = FeCl 2 + Н 2

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + Н 2

4. Взаимодействие с «окисляющими» кислотами (HNO 3 , H 2 SO 4 конц.)

Fe 0 - 3e - → Fe 3+

Концентрированные HNO 3 и H 2 SO 4 «пассивируют» железо, поэтому при обычной температуре металл в них не растворяется. При сильном нагревании происходит медленное растворение (без выделения Н 2).

В разб. HNO 3 железо растворяется, переходит в раствор в виде катионов Fe 3+ а анион кислоты восстанавливется до NO*:

Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2Н 2 O

Очень хорошо растворяется в смеси НСl и HNO 3

5. Отношение к щелочам

В водных растворах щелочей Fe не растворяется. С расплавленными щелочами реагирует только при очень высоких температурах.

6. Взаимодействие с солями менее активных металлов

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0

7. Взаимодействие с газообразным монооксидом углерода (t = 200°C, P)

Fe(порошок) + 5CO (г) = Fe 0 (CO) 5 пентакарбонил железа

Соединения Fe(III)

Fe 2 O 3 - оксид железа (III).

Красно-бурый порошок, н. р. в Н 2 O. В природе - «красный железняк».

Способы получения:

1) разложение гидроксида железа (III)

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

2) обжиг пирита

4FeS 2 + 11O 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3

3) разложение нитрата

Химические свойства

Fe 2 O 3 - основный оксид с признаками амфотерности.

I. Основные свойства проявляются в способности реагировать с кислотами:

Fe 2 О 3 + 6Н + = 2Fe 3+ + ЗН 2 О

Fe 2 О 3 + 6HCI = 2FeCI 3 + 3H 2 O

Fe 2 О 3 + 6HNO 3 = 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

II. Слабокислотные свойства. В водных растворах щелочей Fe 2 O 3 не растворяется, но при сплавлении с твердыми оксидами, щелочами и карбонатами происходит образование ферритов:

Fe 2 О 3 + СаО = Ca(FeО 2) 2

Fe 2 О 3 + 2NaOH = 2NaFeО 2 + H 2 O

Fe 2 О 3 + MgCO 3 = Mg(FeO 2) 2 + CO 2

III. Fe 2 О 3 - исходное сырье для получения железа в металлургии:

Fe 2 О 3 + ЗС = 2Fe + ЗСО или Fe 2 О 3 + ЗСО = 2Fe + ЗСO 2

Fe(OH) 3 - гидроксид железа (III)

Способы получения:

Получают при действии щелочей на растворимые соли Fe 3+ :

FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaCl

В момент получения Fe(OH) 3 - красно-бурый слизистоаморфный осадок.

Гидроксид Fe(III) образуется также при окислении на влажном воздухе Fe и Fe(OH) 2:

4Fe + 6Н 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3

4Fe(OH) 2 + 2Н 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3

Гидроксид Fe(III) является конечным продуктом гидролиза солей Fe 3+ .

Химические свойства

Fe(OH) 3 - очень слабое основание (намного слабее, чем Fe(OH) 2). Проявляет заметные кислотные свойства. Таким образом, Fe(OH) 3 имеет амфотерный характер:

1) реакции с кислотами протекают легко:

2) свежий осадок Fe(OH) 3 растворяется в горячих конц. растворах КОН или NaOH с образованием гидроксокомплексов:

Fe(OH) 3 + 3КОН = K 3

В щелочном растворе Fe(OH) 3 может быть окислен до ферратов (солей не выделенной в свободном состоянии железной кислоты H 2 FeO 4):

2Fe(OH) 3 + 10КОН + 3Br 2 = 2K 2 FeO 4 + 6КВr + 8Н 2 O

Соли Fe 3+

Наиболее практически важными являются: Fe 2 (SO 4) 3 , FeCl 3 , Fe(NO 3) 3 , Fe(SCN) 3 , K 3 4- желтая кровяная соль = Fe 4 3 берлинская лазурь (темно-синий осадок)

б) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 роданид Fe(III) (р-р кроваво-красного цвета)