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.

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

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.

11.

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

t o C NaOH (изб.) t o C + Fe/t o C

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

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?

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

4Fe(OH) 2 + O 2 →2Fe 2 O 3 + 4H 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

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).

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.

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)

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!