Окислительные свойства соединений железа(III)

97 Соединения марганца(VII), оксид, марганцевая кислота, перманганаты, получение, химические свойства. Перманганат калия, его окислительные свойства в кислой и щелочной средах, применение. Пиролиз перманганата калия.

Оксид марганца (VII) Mn₂O₇ – маслянистая жидкость черно-зеленого цвета, выше 50°С разлагается с образованием кислорода и низших оксидов, при более высокой температуре взрывается:

2Mn₂O₇ = 4MnO₂ + 3O₂.

Проявляет кислотные свойства. Реагирует с водой, образуя марганцовую кислоту:

Mn₂O₇ + H₂O = 2HMnO₄.

Оксид марганца можно получить только косвенным путем:

2KMnO₄ + H₂SO₄ = Mn₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O.

Марганцовая кислота – сильная кислота, очень неустойчивая, разлагается уже выше 3°С:

4HMnO₄ = 4MnO₂ + 2H₂O + 3O₂.

Марганцовая кислота, как и её соли (перманганаты), является очень сильным окислителем, например в реакциях:

Проявляет общие для сильных кислот свойства, например вступает в реакции нейтрализации с сильными и слабыми основаниями:

Соли марганцевой кислоты – перманганаты – содержат в составе перманганат-ион MnO₄^-, в растворе – фиолетового цвета. Проявляют окислительные свойства, в кислой среде образуются соединения марганца (II):

2KMnO₄ + 5K₂SO₃ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 3H₂O

в нейтральной – марганца (IV):

2KMnO₄ + 3K₂SO₃ + H₂O = 2MnO₂ + 3K₂SO₄ + 2KOH

в щелочной – марганца (VI):

2KMnO₄ + K₂SO₃ + 2KOH = 2K₂MnO₄ + K₂SO₄ + H₂O

При нагревании разлагаются (Пиролиз перманганата калия):

2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂.

Перманганат калия получается по следующей схеме:

2MnO₂ + 4KOH + O₂ = 2K₂MnO₄ + 2H₂O;

затем манганат переводится в перманганат электрохимическим окислением, суммарное уравнение процесса имеет вид:

2K₂MnO₄ + 2H₂O = 2KMnO₄ + 2KOH + Н₂.

98 Железо, кобальт, никель. Отношение к кислотам, щелочам, различным окислителям. Железо(II, III), кобальт(II, III), никель(II, III), их оксиды, гидроксиды.

В химическом отношении железо, кобальт и никель относятся к металлам средней активности. В электрохимическом ряду напряжений металлов они располагаются левее водорода, между цинком и оловом. Чистые металлы при комнатной температуре довольно устойчивы, их активность сильно увеличивается при нагревании, особенно если они находятся в мелкодисперсном состоянии. Наличие примесей значительно снижает устойчивость металлов.

1. Взаимодействие с неметаллами

При нагревании на воздухе выше 200 °С железо взаимодействует с кислородом, образуя оксиды нестехиометрического состава Fe_xO, мелкодисперсное железо сгорает с образованием смешанного оксида железа (II, III):

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄.

Кобальт и никель реагируют с кислородом при более высоких температурах, образуя в основном оксиды двухвалентных элементов, имеющие переменный состав в зависимости от условий получения:

2Co + O₂ = 2CoO,

2Ni + O₂ = 2NiO.

С галогенами металлы реагируют, образуя галогениды :

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃,

Co + Br₂ = CoBr₂,

Ni + Cl₂ = NiCl₂.

Металлы довольно устойчивы к действию фтора, никель не разрушается фтором даже при температуре красного каления.

При взаимодействии с азотом при невысокой температуре железо, кобальт и никель образуют нитриды различного состава, например:

4Fe + N₂ = 2Fe₂N,

2Co + N₂ = 2CoN,

3Ni + N₂ = Ni₃N₂.

Взаимодействие с серой экзотермично и начинается при слабом нагревании, в результате образуются нестехиометрические соединения, которые имеют состав, близкий к ЭS:

Э + S = ЭS.

С водородом металлы триады железа не образуют стехиометрических соединений, но они поглощают водород в значительных количествах.

С углеродом, бором, кремнием, фосфором также при нагревании образуют соединения нестехиометрического состава, например:

3Co + C = Co₃C,

2Ni + B = Ni₂B,

Co + Si = CoSi,

3Fe + P = Fe₃P.

2. Взаимодействие с водой

В воде в присутствии кислорода железо медленно окисляется кислородом воздуха (корродирует):

4Fe + 3O₂ + 6H₂O = 4Fe(OH)₃.

При температуре 700–900 °С раскаленное железо реагирует с водяным паром:

3Fe + 4H₂O = Fe₃O₄ + 4H₂.

Кобальт и никель с водой не взаимодействуют.

3. Взаимодействие с кислотами

Железо реагирует с разбавленными растворами соляной и серной кислот, образуя соли железа (II):

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂,

Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂;

с разбавленной азотной кислотой образует нитрат железа (III) и продукт восстановления азотной кислоты, состав которого зависит от концентрации кислоты, например:

Fe + 4HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + NO + 2H₂O.

При обычных условиях концентрированные (до 70 мас. %) серная и азотная кислоты пассивируют железо. При нагревании возможно взаимодействие с образованием солей железа (III):

2Fe + 6H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O,

Fe + 6HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O.

По отношению к кислотам кобальт и никель устойчивее железа, медленно реагируют с неокисляющими кислотами с образованием солей кобальта (II) и никеля (II) и водорода. С разбавленной азотной кислотой образуют нитраты кобальта (II) и никеля (II) и продукт восстановления азотной кислоты, состав которого зависит от концентрации кислоты:

3Э + 8HNO₃ = 3Э(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

При обычных условиях концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют кобальт и никель, хотя в меньшей степени, чем железо. При нагревании возможно взаимодействие с образованием солей железа двухвалентных металлов:

Co + 2H₂SO₄ = CoSO₄ + SO₂ + 2H₂O,

Ni + 4HNO₃ = Ni(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O.

4. Взаимодействие со щелочами

Разбавленные растворы щелочей на металлы триады железа не действуют. Возможно только взаимодействие железа с щелочными расплавами сильных окислителей:

Fe + KClO₃ + 2KOH = K₂FeO₄ + KCl + H₂O.

Для кобальта и никеля взаимодействие с расплавами щелочей не характерно.

5. Восстановительные свойства

Железо, кобальт и никель вытесняют металлы, которые расположены правее в электрохимическом ряду напряжений их растворов солей:

Fe + SnCl₂ = FeCl₂ + Sn,

Ni + CuSO₄ = NiSO₄ + Cu.

6. Образование карбонилов

Для металлов триады железа характерно образование карбонилов, в которых железо, кобальт и никель имеют степень окисления, равную 0. Карбонилы железа и никеля получаются при обычном давлении и температуре 20–60 °С:

Fe + 5CO = Fe(CO)₅,

Ni + 4CO = Ni(CO)₄.

Карбонилы никеля образуются при давлении 2·10⁷ – 3·10⁷ Па и температуре 150–200 °С:

2Co + 8CO = Co₂(CO)₈.

99 Условие устойчивости соединений кобальта(II) и (III) в водных растворах. Окислительные свойства соединений железа(III), восстановительные свойства соединений железа(II).

Окислительные свойства соединений железа(III)

Проявляет окислительные и восстановительные свойства. При нагревании восстанавливается водородом или оксидом углерода (II), проявляя окислительные свойства:

Fe2O3 + H2 = 2FeO + H2O,

Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2.

Например, оксид железа (III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II):

Fe2O3+3CO=2Fe+3CO2

Также оксид железа (III) восстанавливается водородом:

Оксид железа (II, III) реагирует с более активными металлами.

Например, с алюминием (алюмотермия):

Fe₂O₃ + 2 Al → 2Fe + Al₂O₃

Соединения железа (III) - слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями

2Fe⁺³Cl₃ + H₂S^-2 = S⁰↓ + 2Fe⁺²Cl₂ + 2HCl

FeCl₃ + KI = I₂↓ + FeCl₂ + KCl

12 Следующая ⇒