Общие физические свойства

Объясняются особым строением кристаллической решетки - наличием свободных электронов ("электронного газа").

· Пластичность - способность изменять форму при ударе, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы. В ряду –– Au,Ag,Cu,Sn,Pb,Zn,Fe уменьшается;

· Блеск, обычно серый цвет и непрозрачность. Это связано с взаимодействием свободных электронов с падающими на металл квантами света;

· Электропроводность. Объясняется направленным движением свободных электронов от отрицательного полюса к положительному под влиянием небольшой разности потенциалов. В ряду –– Ag,Cu,Al,Fe уменьшается. При нагревании электропроводность уменьшается, т.к. с повышением температуры усиливаются колебания атомов и ионов в узлах кристаллической решетки, что затрудняет направленное движение "электронного газа".

· Теплопроводность. Закономерность та же. Обусловлена высокой подвижностью свободных электронов и колебательным движением атомов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры по массе металла. Наибольшая теплопроводность - у висмута и ртути.

· Твердость. Самый твердый – хром (режет стекло); самые мягкие – щелочные металлы – калий, натрий; рубидий и цезий – режутся ножом.

· Плотность. Она тем меньше, чем меньше атомная масса металла и чем больше радиус его атома (самый легкий - литий (ρ=0,53 г/см³); самый тяжелый – осмий (ρ = 22,6 г/см³). Металлы, имеющие ρ < 5 г/см³, считаются "легкими металлами".

· Температуры плавления и кипения. Самый легкоплавкий металл – ртуть (т.пл. = - 39ºC), самый тугоплавкий металл – вольфрам (tºпл. = 3390ºC). Металлы с tºпл. выше 1000ºC считаются тугоплавкими, ниже – низкоплавкими.

Общие химические свойства металлов

Металлы восстановители: Me⁰ – nē → Meⁿ⁺

I. Реакции с неметаллами:

· с кислородом: 2Mg⁰ + O_{2 }→ 2Mg⁺²O;

· с серой: Hg⁰ + S → Hg⁺² S;

· с галогенами: Ni + Cl₂ –^tºC→ Ni⁺²Cl₂;

· с азотом: 3Ca⁰ + N₂ –^tºC→ Ca₃⁺²N₂;

· с фосфором: 3Ca⁰ + 2P –^tºC→ Ca₃P₂;

· с водородом (реагируют только щелочные и щелочноземельные металлы): 2Li⁰ + H₂ → 2Li⁺¹H; Ca⁰ + H₂ → Ca⁺²H₂

II. Реакции с кислотами:

· Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до H восстанавливают кислоты-неокислители до водорода:

Mg⁰ + 2HCl → Mg⁺²Cl₂ + H₂⁰↑; Mg⁰ + 2H⁺ → Mg²⁺+ H₂⁰↑;

2Al⁰+ 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂⁰↑; 2Al⁰ + 6H⁺ → 2Al³⁺ + 3H₂⁰↑;

6Na⁰ + 2H₃PO₄ → 2Na₃⁺¹PO₄ + 3H₂↑; 6Na⁰ + 6H⁺ → 6Na⁺ + 3H₂⁰↑

Восстановление металлами кислот-окислителей смотри в разделах: "окислительно-восстановительные реакции", "серная кислота", "азотная кислота".

III. Взаимодействие с водой:

· Активные (щелочные и щелочноземельные металлы) образуют растворимое основание и водород:

2Na⁰ + 2H₂O → 2Na⁺¹OH + H₂⁰­; 2Na⁰ + 2H₂O → 2Na¹⁺ + 2OH^{1 -} + H₂⁰↑;

Ca⁰ + 2H₂O → Ca⁺²(OH)₂ + H₂⁰↑; Ca⁰ + 2H₂O → Ca²⁺ + 2OH^{1 -} + H₂⁰↑;

· Металлы средней активности окисляются водой при нагревании до оксида:

Zn⁰ + H₂O –^tºC→ Zn⁺²O + H⁰₂↑;

· Неактивные (Au, Ag, Pt) - не реагируют;

· Вытеснение более активными металлами менее активных металлов из растворов их солей:

Cu⁰ + Hg⁺²Cl₂ → Hg⁰ + Cu⁺²Cl₂; Cu⁰ + Hg²⁺ → Cu²⁺ + Hg⁰;

Fe⁰ + Cu⁺²SO₄ → Cu⁰ + Fe⁺²SO₄; Fe⁰ + Cu²⁺ → Cu⁰ + Fe²⁺;

ПОДГРУППА ЖЕЛЕЗА

Свойства элементов подгруппы железа

 

Атомный номер	Название	Электронная конфигурация	tпл. °C	ЭО	Атомный радиус, нм	Степень окисления
	Железо Fe	[Ar] 3d64s2		1,64	0,128	0, +2, +3, +6
	Кобальт Co	[Ar] 3d74s2		1,7	0,125	0, +2,+3
	Никель Ni	[Ar] 3d8 4s2		1,75	0,124	0, +1,+2,+3

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

Железо

d- элемент VIII группы; порядковый номер – 26; атомная масса – 56; (26p₁¹; 30 n₀¹), 26ē. Электронная формула: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 3d⁶4s². Металл средней активности, восстановитель. Основные степени окисления - +2, +3.

Железо и его соединения

Химические свойства

· 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;

· При высокой температуре (700–900ºC) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4H₂O –^tºC→ Fe₃O₄ + 4H₂↑;

· Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe + 3Br₂ –^tºC→ 2FeBr₃; Fe + S –^tºC→ FeS;

· 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.) –^tºC→ Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂↑ + 6H₂O;

Fe + 6HNO₃(конц.) –^tºC→ Fe(NO₃)₃ + 3NO₂↑ + 3H₂O;

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо);

· Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей: Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu↓

Соединения железа((II)

Гидроксид железа (II)- Fе(OH)₂

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)₂ –^tºC→ 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;

3Fe²⁺ + 3SO₄^2- +6K⁺ + 2[Fe(CN)₆]^3- → Fe₃[Fe(CN)₆]₂↓ + 6K⁺ + 3SO₄^2-;

3Fe²⁺ + 2[Fe(CN)₆]^3- → Fe₃[Fe(CN)₆]₂↓

Соединения железа(III)

Оксид железа (III)

Образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита: 4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑ или при прокаливании солей железа:

2FeSO₄ –^tºC→ Fe₂O₃ + SO₂↑ + SO₃↑

Fe₂O₃ - оксид, проявляющий амфотерные свойства:

Fe₂O₃ + 6HCl –^tºC→ 2FeCl₃ + 3H₂O; Fe₂O₃ + 6H⁺ –^tºC→ 2Fe³⁺ + 3H₂O;

Fe₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O –^tºC→ 2Na[Fe(OH)₄];

Fe₂O₃ + 2OH^- + 3H₂O –^tºC→ 2[Fe(OH)₄] ^-

Гидроксид железа (III)

Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (III):

выпадает в виде красно–бурого осадка:

Fe(NO₃)₃ + 3KOH → Fe(OH)₃↓ + 3KNO₃; Fe³⁺ + 3OH ^- → Fe(OH)₃↓

Fe(OH)₃ – более слабый электролит, чем гидроксид 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 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⁺

· 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↓

· При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe³⁺ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска тиоцианата железа(III): FeCl₃ + 3NH₄CNS → 3NH₄Cl + Fe(CNS)₃

(при взаимодействии же тиоционат ионов с Fe²⁺ раствор остаётся практически бесцветным).