Железо и его соединения

Строение атома железа, оксиды и гидроксиды Fe(II) и Fe(III), взаимопревращения Fe²⁺ и Fe³⁺, качественные реакции

Положение железа в периодической системе и строение атома

Железо — элемент побочной подгруппы VIII группы (в современной нумерации — 8-я группа), 4-го периода периодической системы, порядковый номер 26. Электронная конфигурация атома: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s². Как типичный d-элемент, железо в соединениях почти никогда не проявляет степень окисления, равную номеру группы; наиболее устойчивы и распространены степени окисления +2 и +3 — они возникают при последовательной отдаче сначала двух 4s-электронов, затем одного 3d-электрона. Значительно реже (в ферратах) железо проявляет степень окисления +6.

В виде простого вещества железо — серебристо-белый ковкий и пластичный металл, хороший проводник тепла и электричества, обладает ярко выраженными ферромагнитными свойствами. Железо — один из самых распространённых в земной коре металлов, встречается в виде минералов: магнитный железняк Fe₃O₄, красный железняк Fe₂O₃, бурый железняк Fe₂O₃·nH₂O, пирит (серный колчедан) FeS₂. В свободном виде в природе не встречается из-за высокой химической активности.

Химические свойства железа

В электрохимическом ряду напряжений металлов железо расположено левее водорода (между цинком и никелем), то есть относится к металлам средней активности. Оно легко реагирует с разбавленными кислотами-неокислителями с выделением водорода, при этом железо окисляется только до степени окисления +2:

$F e + 2 H C l \to {F e C l}_{2} + H_{2} ↑$

$F e + H_{2} {S O}_{4} (р а з б .) \to {F e S O}_{4} + H_{2} ↑$

С сильными окислителями железо окисляется до степени окисления +3, с более слабыми — только до +2. Так, при нагревании в атмосфере хлора образуется хлорид железа(III), а при сплавлении с серой — сульфид железа(II):

$2 F e + {3 C l}_{2} \to {2 F e C l}_{3}$

$F e + S \to F e S$

При горении в кислороде (и вообще при сильном нагревании на воздухе) железо образует смешанный оксид, называемый железной окалиной, — по сути двойной оксид FeO·Fe₂O₃:

$3 F e + {2 O}_{2} \to {F e}_{3} O_{4}$

Раскалённое железо реагирует с водяным паром — эта реакция раньше служила лабораторным способом получения водорода: 3Fe + 4H₂O(пар) → Fe₃O₄ + 4H₂↑. С холодными концентрированными серной и азотной кислотами железо не реагирует — оно пассивируется, покрываясь плотной защитной оксидной плёнкой, поэтому такие кислоты перевозят в стальных цистернах. При нагревании плёнка разрушается, и концентрированные кислоты растворяют железо, окисляя его до степени окисления +3; разбавленная азотная кислота реагирует с железом и без нагревания:

$F e + {4 H N O}_{3} (р а з б .) \to F e {({N O}_{3})}_{3} + N O ↑ + {2 H}_{2} O$

Оксиды железа

Железо образует три важнейших оксида, различающихся степенью окисления металла, окраской и химическим характером.

Формула	Степень окисления Fe	Характер оксида	Цвет, свойства
`FeO`	`+2`	`основный`	`чёрный порошок, легко окисляется до Fe₂O₃`
`Fe₂O₃`	`+3`	`амфотерный (преимущественно основные свойства)`	`красно-бурый, устойчив на воздухе`
`Fe₃O₄ (FeO·Fe₂O₃)`	`+2 и +3 одновременно`	`основный, смешанный`	`чёрный, магнитен (магнитный железняк)`

FeO и Fe₂O₃ проявляют основные свойства и реагируют с кислотами с образованием соответствующих солей: FeO + 2HCl → FeCl₂ + H₂O, Fe₂O₃ + 6HCl → 2FeCl₃ + 3H₂O. Fe₂O₃ при сплавлении со щелочами способен образовывать ферриты, что говорит о слабо выраженных амфотерных свойствах.

Гидроксид железа(II)

Гидроксид железа(II) получают действием щёлочи на растворы солей Fe²⁺ без доступа воздуха:

${F e S O}_{4} + 2 N a O H \to F e {(O H)}_{2} ↓ + {N a}_{2} {S O}_{4}$

Fe(OH)₂ — практически белый (в реальности слегка зеленоватый) студенистый осадок, типичное слабое основание, нерастворимое в воде. Характерная особенность Fe(OH)₂ — крайняя неустойчивость на воздухе: он быстро окисляется кислородом воздуха, приобретая сначала зеленоватую, а затем бурую окраску, превращаясь в гидроксид железа(III):

$4 F e {(O H)}_{2} + O_{2} + {2 H}_{2} O \to 4 F e {(O H)}_{3}$

Гидроксид железа(III)

Гидроксид железа(III) получают действием щёлочи на соли Fe³⁺:

${F e C l}_{3} + 3 N a O H \to F e {(O H)}_{3} ↓ + 3 N a C l$

Fe(OH)₃ — бурый (ржаво-коричневый) осадок, нерастворимый в воде, более слабое основание, чем Fe(OH)₂. В отличие от гидроксида цинка или алюминия, Fe(OH)₃ практически не растворяется в водных растворах щелочей, однако проявляет слабые амфотерные свойства при сплавлении с твёрдыми щелочами, образуя ферриты: Fe(OH)₃ + NaOH →(сплавление) NaFeO₂ + 2H₂O.

Взаимопревращения Fe²⁺ и Fe³⁺

Соединения Fe²⁺ проявляют восстановительные свойства и легко окисляются до Fe³⁺ кислородом воздуха, хлором, перманганатом калия и другими окислителями. Напротив, соединения Fe³⁺ способны выступать окислителями по отношению к более сильным восстановителям — металлическому железу, меди, иодид-ионам, — восстанавливаясь при этом до Fe²⁺:

${2 F e C l}_{3} + F e \to {3 F e C l}_{2}$

${2 F e C l}_{3} + C u \to {2 F e C l}_{2} + {C u C l}_{2}$

${2 F e C l}_{3} + 2 K I \to {2 F e C l}_{2} + I_{2} + 2 K C l$

Именно на последней реакции основано травление медных печатных плат раствором хлорида железа(III), а на предпоследней — очистка растворов солей меди от примеси железа.

Качественная реакция на ион Fe²⁺

Для обнаружения ионов Fe²⁺ используют красную кровяную соль — гексацианоферрат(III) калия K₃[Fe(CN)₆]. При взаимодействии с солью железа(II) образуется тёмно-синий осадок — так называемая турнбулева синь:

${3 F e S O}_{4} + {2 K}_{3} [F e {(C N)}_{6}] \to {F e}_{3} {[F e {(C N)}_{6}]}_{2} ↓ + {3 K}_{2} {S O}_{4}$

Качественные реакции на ион Fe³⁺

Ионы Fe³⁺ обнаруживают двумя характерными реакциями. Первая — действие жёлтой кровяной соли, гексацианоферрата(II) калия K₄[Fe(CN)₆], с образованием тёмно-синего осадка берлинской лазури:

${4 F e C l}_{3} + {3 K}_{4} [F e {(C N)}_{6}] \to {F e}_{4} {[F e {(C N)}_{6}]}_{3} ↓ + 12 K C l$

Вторая, ещё более чувствительная реакция — действие роданида (тиоцианата) калия или аммония KSCN/NH₄SCN, дающего с Fe³⁺ интенсивное кроваво-красное окрашивание раствора за счёт образования роданида железа(III):

${F e C l}_{3} + 3 K S C N \to F e {(S C N)}_{3} + 3 K C l$

Чугун и сталь

В промышленности железо получают восстановлением его оксидов оксидом углерода(II) в доменной печи — так называемый доменный процесс:

${F e}_{2} O_{3} + 3 C O \to 2 F e + {3 C O}_{2}$

Продукт доменного процесса — чугун, сплав железа с углеродом (2–4,3 % C) и другими примесями, хрупкий, но легкоплавкий. Переработкой чугуна (выжиганием избытка углерода и примесей) получают сталь — сплав железа с содержанием углерода до 2 %, отличающийся высокой прочностью, упругостью и способностью к ковке. Легированные стали дополнительно содержат хром, никель, марганец и другие металлы, придающие сплаву особые свойства (нержавеющие, жаропрочные стали).

Пример 1: расчёт по уравнению реакции железа с кислотой

Условие. На порошок железа массой 5,6 г подействовали избытком разбавленной соляной кислоты. Вычислите объём выделившегося газа (н.у.).

Решение. Находим количество вещества железа: n(Fe) = m/M = 5,6/56 = 0,1 моль. Записываем уравнение реакции:

$F e + 2 H C l \to {F e C l}_{2} + H_{2} ↑$

По уравнению n(H₂) = n(Fe) = 0,1 моль (кислота взята в избытке, значит именно железо — вещество, определяющее количество продукта). Тогда объём водорода: V(H₂) = n·Vₘ = 0,1·22,4 = 2,24 л.

Ответ: 2,24 л водорода.

Пример 2: качественное распознавание веществ

Условие. В трёх пронумерованных пробирках без надписей находятся растворы FeCl₂, FeCl₃ и ZnCl₂. Предложите способ различить эти растворы с помощью одного реактива.

Решение. В качестве единого реактива используем раствор гидроксида натрия, добавляя его по каплям к каждой пробе. С FeCl₂ образуется белый осадок, быстро зеленеющий и буреющий на воздухе:

${F e C l}_{2} + 2 N a O H \to F e {(O H)}_{2} ↓ + 2 N a C l$

С FeCl₃ сразу выпадает бурый осадок: FeCl₃ + 3NaOH → Fe(OH)₃↓ + 3NaCl. С ZnCl₂ выпадает белый осадок Zn(OH)₂, который, в отличие от осадков железа, растворяется в избытке щёлочи вследствие амфотерности: Zn(OH)₂ + 2NaOH(изб.) → Na₂[Zn(OH)₄]. Таким образом, все три пробирки уверенно различаются по цвету осадка и по его поведению в избытке реактива.

Ответ: реактив — NaOH; FeCl₂ даёт зеленеющий осадок, FeCl₃ — сразу бурый осадок, ZnCl₂ — белый осадок, растворимый в избытке щёлочи.

Типичные ошибки

Часто путают цвета гидроксидов: Fe(OH)₂ — почти белый (зеленоватый), а Fe(OH)₃ — бурый; забывают, что белый осадок Fe(OH)₂ на воздухе быстро окисляется, и по ошибке считают конечным продуктом реакции щёлочи с солью железа(II) именно бурый осадок, минуя промежуточную стадию. Другая распространённая ошибка — перепутать реактивы на Fe²⁺ и Fe³⁺: красная кровяная соль K₃[Fe(CN)₆] открывает Fe²⁺, а жёлтая кровяная соль K₄[Fe(CN)₆] — Fe³⁺ (легко запомнить наоборот, поэтому нужно тренироваться). Также ошибочно полагают, что железо пассивируется любыми концентрированными кислотами при любых условиях — на самом деле пассивация снимается при нагревании.

Краткий словарь терминов

Пассивация — образование на поверхности металла плотной защитной оксидной плёнки, препятствующей дальнейшей реакции (например, железа с холодной концентрированной HNO₃).

Турнбулева синь — тёмно-синий осадок, образующийся при действии красной кровяной соли K₃[Fe(CN)₆] на соли Fe²⁺; качественная реакция на ион Fe²⁺.

Берлинская лазурь — тёмно-синий осадок, образующийся при действии жёлтой кровяной соли K₄[Fe(CN)₆] на соли Fe³⁺; качественная реакция на ион Fe³⁺.

Чугун — сплав железа с углеродом (2–4,3 %), продукт доменного процесса, хрупкий и легкоплавкий.

Сталь — сплав железа с углеродом (до 2 %), получаемый переработкой чугуна, отличается прочностью и ковкостью.

Заключение

Железо — металл переменной валентности, для которого характерны две устойчивые степени окисления +2 и +3, легко переходящие одна в другую под действием окислителей и восстановителей. Знание цвета и свойств оксидов и гидроксидов железа, а также качественных реакций на Fe²⁺ и Fe³⁺ (красная и жёлтая кровяная соль, роданид калия) — обязательный элемент подготовки к заданиям ЕГЭ по неорганической химии. В следующих темах мы переходим к систематическому изучению неметаллов, начиная с их общей характеристики.