Железо взаимодействует с соляной кислотой и хлором

Известно доказанный факт, что соляная кислота взаимодействует с активными металлами. При этом часть веществ способна реагировать на такое соединение, другая часть остается нетронутой.

Неактивные металлы не могут реагировать на вещество: к ним относят золото, серебро, ртуть.

Соляная кислота представляет собой соединение хлора и водорода. Путем растворения в воде газообразного вещества под названием хлороводород получается данное соединение.

Ионы водорода при таком уравнении исполняют роль окислителя, что вызывает реакцию у активных металлов.

Какие вещества вступают в реакцию с соляной кислотой

На вступительных экзаменах по химии часто можно встретить задание на определение веществ, которые способны реагировать на соляную кислоту.

Чтобы не путаться с химическими задачами, рекомендуется подробнее изучить информацию о взаимодействии с данным соединением.

Все существующие вещества можно поделить на металлы, вытесняющие водород из соединения, не вытесняющие водород, а также активные и неактивные металлы.


В реакцию с соляной кислотой вступают такие вещества:

    Химические основания. Соляная кислота способна нейтрализовать основания. Как известно, они состоят из атома металла, на который и воздействует кислота.

К ним относят гидроксид натрия, бария, алюминия. Реакция нейтрализации дает образования соли и воды. Металлы. Если обратиться к электрохимическому ряду, можно увидеть, что соляная кислота реагирует со всеми элементами, стоящими до водорода в этом ряду.

Сюда относят натрий, магний, алюминий, литий, барий, кальций, цинк, железо и другие элементы. При взаимодействии они образуют хлориды и выделяют газообразный водород.

  • Основные и атмосферные оксиды. Во время реакции происходит образование растворимых солей и воды. HCl взаимодействует с оксидом алюминия, меди, цинка, натрия.
  • Карбонаты. При взаимодействии с карбонатами кальция получится следующее уравнение: Ca­CO₃ + 2HCl→ Ca­Cl₂ + CO₂↑ + H₂O.

    Из него следует, что выделяется углекислый газ, а также образуется вода и угольная кислота.

  • Сильные окислители. Если вещество взаимодействует с перманганатом калия или диоксидом марганца, на выходе получается выделение газообразного хлора.
  • Аммиак. Такое взаимодействие ознаменовано выделением сильного дыма, поэтому в момент проведения опытов рекомендуется открыть все окна. Тогда выделяется хлорид аммония.

    • Признак взаимодействия с цинком, железом и другими металлами

    Если курс школьной химии был успешно забыт, можно вспомнить о том, какие бывают признаки взаимодействия металлов, вступающих в реакцию с соляной кислотой.

    Чтобы экспериментальные опыты не вызвали несчастного случая, рекомендуется заранее открыть все окна, вооружиться защитной одеждой, чтобы кожа рук была закрыта.

    Также рекомендуется использовать перчатки и повязку на лицо.

    Обратите внимание! Ниже будет рассказано о том, какие признаки говорят о вступлении в реакцию элементов с соединением.

    Чтобы не проводить наглядные опыты, можно воспользоваться теоретической информацией.


    Рассмотрим, что происходит, если добавить немного кислоты на определенный вид металла:

    Металл Признак взаимодействия
    Цинк Если опустить этот металл серебристого цвета в пробирку с указанным веществом, можно постепенно наблюдать выделение небольшого количества пузырьков и водорода.

    Как составить уравнение реакции

    Одно из самых распространенных заданий на экзаменах и в контрольных работах – составить уравнение на реакцию HCl, в данном случае – соляной, с другими веществами или соединениями.


    Чтобы не запутаться в решении, предлагаем несколько советов и шпаргалок для легкого запоминания:

    • Запомните буквенное обозначение данного вещества – соляная кислота в химии обозначается как HCl: если вещество разбавленное, это указывается в скобках рядом.
    • Как уже было сказано выше, вещество способно реагировать с активными металлами, стоящими до водорода в электрохимическом ряду; кроме того, она реагирует на основания, оксиды, гидроксиды и карбонаты.
    • Химические основания обозначаются как OH, оксиды – O, гидроксиды – OH2, карбонаты – CO3.
    • Уравнение реакции всегда будет иметь знак +, потому как в процессе взаимодействия происходит соединение нескольких компонентов.
    • HCl может идти первым или вторым слагаемым, после прибавления металла, вещества идет знак =, после этого описывается реакция, где указаны продукты распада.
    • Например, при реакции кислоты серы с сульфатом магния получается такое уравнение: Mg+H2SO4 = MgSO4+H2.
    • Соляная кислота и гидроксид бария дают такое уравнение: 2HCl + Ba(OH)2 = BaCl2 + 2H2O.
    • При реакции соединения водорода, хлора и мела образуется хлорид кальция: СаСО3 + 2HCl = CaCl2 + СО2 + Н2О.
    • Раствор карбоната натрия с кислотой выглядит так: HCl+Na2CO3=2NaCl+H2O+CO2.

    Составить уравнение несложно, важно изначально правильно обозначить буквенные символы каждого элемента или вещества.

    Для правильного уравновешивания формулы пользуются правилами школьного курса химии, основанными на математическом принципе расстановки коэффициентов.

    Тест по химии Железо и его соединения для учащихся 9 класса с ответами. Тест состоит из 3 вариантов, каждый вариант включает в себя 10 заданий.

    1 вариант

    1. Красный железняк — это:

    2. При взаимодействии с хлором и соляной кислотой же­лезо образует соответственно соединения состава:

    3. Железо пассивирует:

    а) холодная концентрированная соляная кислота
    б) холодная концентрированная серная кислота
    в) горячая разбавленная серная кислота
    г) горячая разбавленная соляная кислота

    4. Гидроксид железа (II) может быть получен в результа­те взаимодействия:

    5. Железо в окислительно-восстановительных реакциях является:

    а) только восстановителем
    б) только окислителем
    в) проявляет двойственность окислитедьно-восстанови­тельных свойств
    г) не проявляет окислительно-восстановительных свойств

    6. Fe(OH)3 взаимодействует с веществами ряда:

    7. Вещества, с помощью которых можно осуществить превращения:
    Fe → Fe(NO3)2 → Fe → FeCl3 :

    8. Сульфат железа (II) реагирует со всеми веществами ряда:

    9. Качественным реактивом на ионы Fe 3+ является:

    10. Сумма коэффициентов в уравнении реакции
    Fe + HNO3 → Fe(NO3)3 + NO + Н2О
    равна:

    2 вариант

    1. Бурый железняк — это:

    2. При взаимодействии без нагревания с разбавленной и концентрированной серной кислотой железо образует соответственно соединения состава:

    3. Железо окисляется до степени окисления +3 при дей­ствии:

    а) кислорода
    б) хлора
    в) гидроксида натрия
    г) соляной кислоты

    4. Гидроксид железа (III) может быть получен в резуль­тате взаимодействия:

    5. В окислительно-восстановительных реакциях FeCl2 проявляет свойства:

    а) только восстановителя за счет Fe 2+
    б) только окислителя за счет Fe 2+
    в) проявляет двойственность окислительно-восстанови­тельных свойств за счет Fe 2+
    г) проявляет окислительные свойства за счет Cl —

    6. Гидроксид железа (II) взаимодействует с веществами ряда:

    7. Вещества, с помощью которых можно осуществить превращения:
    Fe → Fe(NO3)3 → Fe(OH)3 → NaFeO2:

    8. Реакция взаимодействия железной окалины с алюми­нием относится к реакциям:

    а) замещения (экзотермической)
    б) соединения (эндотермической)
    в) разложения (экзотермической)
    г) обмена (эндотермической)

    9. Качественным реактивом на ионы Fe 2+ является:

    10. Сумма коэффициентов в уравнении реакции
    Fe + HNO3 → Fe(NO3)3 + N2 + Н2О
    равна:

    3 вариант

    1. Магнитный железняк — это:

    2. При действии на железо холодной разбавленной и хо­лодной концентрированной азотной кислоты:

    а) образуются соответственно Fe(NO3)2, Fe(NO3)3
    б) образуются соответственно Fe(NO3)3, Fe(NO3)3
    в) образуется Fe(NO3)3, железо пассивируется разбавленной азотной кислотой
    г) образуется Fe(NO3)3, железо пассивируется концентрированной азотной кислотой

    3. Железо окисляется до степени окисления +2 при дей­ствии:
    а) CuCl2 и HCl
    б) HCl и Cl2
    в) CuCl2 и O2
    г) Br2 и Cl2

    4. Оксид железа (II) может быть получен в результате:

    а) обжига пирита
    б) окисления железа кислородом
    в) разложения Fe(OH)3
    г) разложения Fe(OH)2

    5. Хлорид железа (III) в окислительно-восстановительных реакциях проявляет свойства:

    а) только восстановителя за счет Fe 3+
    б) только окислителя за счет Fe 3+
    в) проявляет двойственность окислительно-восстанови­тельных свойств за счет Fe 3+
    г) только окислителя за счет Cl —

    6. FeO взаимодействует с веществами ряда:

    7. Вещества, с помощью которых можно осуществить превращения:
    Fe → Fe(OH)2 → Fe(NO3)3 → Fe(NO3)2:

    8. Реактивом на ион Fe 3+ является:

    9. Гидроксиды железа (II) и (III) можно отличить с помощью:

    10. Сумма коэффициентов в уравнении реакции
    Fe + HNO3 → Fe(NO3)3 + N2O + Н2О
    равна:

    а) 64
    б) 21
    в) 11
    г) 14

    Реакции, взаимодействие железа. Уравнения реакции железа с веществами.











    Железо реагирует, взаимодействует с неметаллами, оксидами, кислотами, основаниями, солями и пр. веществами.

    Реакции, взаимодействие железа с неметаллами. Уравнения реакции:

    1. Реакция взаимодействия железа и серы :

    Fe + S → FeS (t = 600-950 °C),

    Fe + 2S → FeS2 (t серы происходит с образованием в первом случае – сульфида железа (II), во втором – дисульфида железа (II).

    2. Реакция взаимодействия железа и красного фосфора:

    Fe + 3P → Fe3P (t = 600-700 °C).

    Реакция взаимодействия железа и красного фосфора происходит с образованием фосфида железа . Также образуются Fe2P, FeP, FeP2.

    3. Реакция взаимодействия железа и селена :

    Fe + Se → FeSe (t = 600-950 °C).

    Реакция взаимодействия железа и селена происходит с образованием селенида железа.

    4. Реакция взаимодействия железа и кремния :

    2Si + Fe → FeSi2 (t o ).

    Реакция взаимодействия железа и кремния происходит с образованием силицида железа. Реакция протекает при сплавлении реакционной смеси.

    5. Реакция взаимодействия железа, кремния и кислорода:

    2Fe + 2Si + 3O2 → 2FeSiO3 (t = 1100-1300 °C).

    Реакция взаимодействия железа, кремния и кислорода происходит в первом случае – с образованием ортосиликата железа, во втором – метасиликата железа.

    6. Реакция взаимодействия железа и кислорода:

    2Fe + O2 → 2FeO (t o ),

    Реакция взаимодействия железа и кислорода происходит в первом случае – с образованием оксида железа (II, III), во втором – оксида железа (II), в третьем – оксида железа (III). Первая и третья реакции представляют собой сгорание железа на воздухе . Вторая реакция происходит при продувании воздуха через расплавленный чугун.

    7. Реакция взаимодействия железа и углерода :

    Реакция взаимодействия железа и углерода происходит с образованием карбида железа.

    8. Реакция взаимодействия железа и фтора :

    Реакция взаимодействия железа и фтора происходит с образованием фторида железа.

    9. Реакция взаимодействия железа и хлора:

    Реакция взаимодействия железа и хлора происходит с образованием хлорида железа.

    10. Реакция взаимодействия железа и брома:

    Реакция взаимодействия железа и брома происходит с образованием бромида железа.

    11. Реакция взаимодействия железа и йода :

    Реакция взаимодействия железа и йода происходит с образованием йодида железа.

    12. Реакция взаимодействия железа и бора:

    Реакция взаимодействия железа и бора происходит с образованием борида железа.

    Реакции, взаимодействие железа с оксидами. Уравнения реакции:

    1. Реакция взаимодействия железа и воды:

    2. Реакция взаимодействия железа, воды и кислорода:

    Реакция взаимодействия железа, воды и кислорода происходит с образованием гидроксида железа. Реакция протекает медленно и представляет собой коррозию железа.

    3. Реакция взаимодействия железа, воды и пероксида калия:

    Реакция взаимодействия железа, воды и пероксида калия происходит с образованием феррата железа и гидроксида калия . Реакция протекает медленно в концентрированном растворе гидроксида калия.

    4. Реакция взаимодействия железа и оксида железа (II, III):

    Реакция взаимодействия железа и оксида железа (II, III) происходит с образованием оксида железа (II).

    5. Реакция взаимодействия железа и оксида железа (III):

    Реакция взаимодействия железа и оксида железа (III) происходит с образованием оксида железа (II).

    6. Реакция взаимодействия железа и оксида углерода (II):

    Fe + 5CO → [Fe(CO)5] (t = 150-200 °C, р = 1·10 7 -2·10 7 Па).

    Реакция взаимодействия железа и оксида углерода (II) происходит с образованием пентакарбонилжелеза. В ходе реакции железо нагревается в струе СО.

    7. Реакция взаимодействия железа и оксида серы:

    Реакция взаимодействия железа и оксида серы происходит с образованием сульфита железа и тиосульфата железа. Реакция медленно протекает при комнатной температуре.

    Реакции, взаимодействие железа с солями. Уравнения реакции:

    1. Реакция взаимодействия железа и нитрата меди:

    Реакция взаимодействия нитрата меди и железа происходит с образованием нитрата железа и меди.

    2. Реакция взаимодействия железа и нитрата серебра:

    Реакция взаимодействия нитрата серебра и железа происходит с образованием нитрата железа и серебра .

    3. Реакция взаимодействия железа и сульфата меди:

    Реакция взаимодействия сульфата меди и железа происходит с образованием сульфата железа и меди.

    4. Реакция взаимодействия железа и хлорида меди:

    Реакция взаимодействия хлорида меди и железа происходит с образованием меди и хлорида железа.

    5. Реакция взаимодействия железа и хлорида железа (III):

    Реакция взаимодействия хлорида железа (III) и железа происходит с образованием хлорида железа (II). Реакция протекает при кипении в тетрагидрофуране.

    Реакции, взаимодействие железа с кислотами. Уравнения реакции:

    1. Реакция взаимодействия железа и азотной кислоты:

    Реакция взаимодействия железа и азотной кислоты происходит с образованием нитрата железа, оксида азота и воды. В ходе реакции используется концентрированная азотная кислота.

    2. Реакция взаимодействия железа и ортофосфорной кислоты:

    Реакция взаимодействия железа и ортофосфорной кислоты происходит с образованием гидроортофосфата железа, ортофосфата железа и водорода. В ходе реакции используется разбавленный раствор ортофосфорной кислоты.

    Аналогичные реакции протекают и с другими минеральными кислотами.

    Реакции, взаимодействие железа с основаниями. Уравнения реакции:

    1. Реакция взаимодействия железа, гидроксида натрия и воды:

    Реакция взаимодействия железа, гидроксида натрия и воды происходит с образованием тетрагидроксоферрата натрия и водорода. Реакция протекает при кипении раствора в атмосфере азота.

    2. Реакция электролиза железа, водного раствора гидроксида калия:

    Реакция взаимодействия железа и водного раствора гидроксида калия происходит с образованием феррата калия и водорода.

    Реакции, взаимодействие железа с водородсодержащими соединениями. Уравнения реакции:

    1. Реакция взаимодействия железа и бромоводорода:

    Fe + 2HBr → FeBr2 + H2 (t = 800-900 °C).

    Реакция взаимодействия железа и бромоводорода происходит с образованием бромида железа и водорода.

    2. Реакция взаимодействия железа и фтороводорода:

    Реакция взаимодействия железа и фтороводорода происходит с образованием фторида железа и водорода. В ходе реакции используется разбавленный раствор фтороводорода.

    Химические свойства меди

    Медь является очень мягким, ковким и пластичным металлом с высокой электро- и теплопроводностью. Окраска металлической меди красно-розовая. Медь находится в ряду активности металлов правее водорода, т.е. относится к малоактивным металлам.

    В обычных условиях медь с кислородом не взаимодействует. Для протекания реакции между ними требуется нагрев. В зависимости от избытка или недостатка кислорода и температурных условий может образовать оксид меди (II) и оксид меди (I):

    Реакция серы с медью в зависимости от условий проведения может приводить к образованию как сульфида меди (I), так и сульфида меди (II). При нагревании смеси порошкообразных Cu и S до температуры 300-400 о С образуется сульфид меди (I):

    При избытке серы и проведении реакции при температуре более 400 о С образуется сульфид меди (II). Однако, более простым способом получения сульфида меди (II) из простых веществ является взаимодействие меди с серой, растворенной в сероуглероде:

    Данная реакция протекает при комнатной температуре.

    С фтором, хлором и бромом медь реагирует, образуя галогениды с общей формулой CuHal2, где Hal – F, Cl или Br:

    В случае с йодом — самым слабым окислителем среди галогенов — образуется иодид меди (I):

    С водородом, азотом, углеродом и кремнием медь не взаимодействует.

    Кислотами-неокислителями являются практически все кислоты, кроме концентрированной серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации. Поскольку кислоты-неокислители в состоянии окислить только металлы, находящиеся в ряду активности до водорода; это означает, что медь с такими кислотами не реагирует.

    Поскольку медь не является сильным восстановителем, сера восстанавливается в данной реакции только до степени окисления +4 (в SO2).

    Реакция меди с разбавленной HNO3 приводит к образованию нитрата меди (II) и монооксида азота:

    Концентрированная HNO3 легко реагирует с медью при обычных условиях. Отличие реакции меди с концентрированной азотной кислотой от взаимодействия с разбавленной азотной кислотой заключается в продукте восстановления азота. В случае концентрированной HNO3 азот восстанавливается в меньшей степени: вместо оксида азота (II) образуется оксид азота (IV), что связано с большей конкуренцией между молекулами азотной кислоты в концентрированной кислоте за электроны восстановителя (Cu):

    Медь реагирует с некоторыми оксидами неметаллов. Например, с такими оксидами, как NO2, NO, N2O медь окисляется до оксида меди (II), а азот восстанавливается до степени окисления 0, т.е. образуется простое вещество N2:

    В случае диоксида серы, вместо простого вещества (серы) образуется сульфид меди(I). Связано это с тем, что медь с серой, в отличие от азота, реагирует:

    При спекании металлической меди с оксидом меди (II) при температуре 1000-2000 о С может быть получен оксид меди (I):

    Также металлическая медь может восстановить при прокаливании оксид железа (III) до оксида железа (II):

    Медь вытесняет менее активные металлы (правее нее в ряду активности) из растворов их солей:

    Также имеет место интересная реакция, в которой медь растворяется в соли более активного металла – железа в степени окисления +3. Однако противоречий нет, т.к. медь не вытесняет железо из его соли, а лишь восстанавливает его со степени окисления +3 до степени окисления +2:

    Последняя реакция используется при производстве микросхем на стадии травления медных плат.

    Медь со временем подвергается коррозии при контакте с влагой, углекислым газом и кислородом воздуха:

    В результате протекания данной реакции медные изделия покрываются рыхлым сине-зеленым налетом гидроксокарбоната меди (II).

    Химические свойства цинка

    Цинк Zn находится в IIБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов химического элемента в основном состоянии 3d 10 4s 2 . Для цинка возможна только одна единственная степень окисления, равная +2. Оксид цинка ZnO и гидроксид цинка Zn(ОН)2 обладают ярко выраженными амфотерными свойствами.

    Цинк при хранении на воздухе тускнеет, покрываясь тонким слоем оксида ZnO. Особенно легко окисление протекает при высокой влажности и в присутствии углекислого газа вследствие протекания реакции:

    Пар цинка горит на воздухе, а тонкая полоска цинка после накаливания в пламени горелки сгорает в нем зеленоватым пламенем:

    При нагревании металлический цинк также взаимодействует с галогенами, серой, фосфором:

    С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует.

    Цинк реагирует с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

    Особенно легко растворяется в кислотах технический цинк, поскольку содержит в себе примеси других менее активных металлов, в частности, кадмия и меди. Высокочистый цинк по определенным причинам устойчив к воздействию кислот. Для того чтобы ускорить реакцию, образец цинка высокой степени чистоты приводят в соприкосновение с медью или добавляют в раствор кислоты немного соли меди.

    При температуре 800-900 o C (красное каление) металлический цинк, находясь в расплавленном состоянии, взаимодействует с перегретым водяным паром, выделяя из него водород:

    Цинк реагирует также и с кислотами-окислителями: серной концентрированной и азотной.

    Цинк как активный металл может образовывать с концентрированной серной кислотой сернистый газ, элементарную серу и даже сероводород.

    Состав продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:

    На направление протекания процесса влияют также температура, количество кислоты, чистота металла, время проведения реакции.

    Цинк реагирует с растворами щелочей, при этом образуются тетрагидроксоцинкаты и водород:

    С безводными щелочами цинк при сплавлении образует цинкаты и водород:

    В сильнощелочной среде цинк является крайне сильным восстановителем, способным восстанавливать азот в нитратах и нитритах до аммиака:

    Благодаря комплексообразованию цинк медленно растворяется в растворе аммиака, восстанавливая водород:

    Также цинк восстанавливает менее активные металлы (правее него в ряду активности) из водных растворов их солей:

    Химические свойства хрома

    Наиболее часто проявляемыми степенями окисления хрома являются значения +2, +3 и +6. Их следует запомнить, и в рамках программы ЕГЭ по химии можно считать, что других степеней окисления хром не имеет.

    При обычных условиях хром устойчив к коррозии как на воздухе, так и в воде.

    Раскаленный до температуры более 600 o С порошкообразный металлический хром сгорает в чистом кислороде образуя окcид хрома (III):

    С хлором и фтором хром реагирует при более низких температурах, чем с кислородом (250 и 300 o C соответственно):

    С бромом же хром реагирует при температуре красного каления (850-900 o C):

    С азотом металлический хром взаимодействует при температурах более 1000 o С:

    С серой хром может образовывать как сульфид хрома (II) так и сульфид хрома (III), что зависит от пропорций серы и хрома:

    С водородом хром не реагирует.

    Хром относится к металлам средней активности (расположен в ряду активности металлов между алюминием и водородом). Это означает, что реакция протекает между раскаленным до красного каления хромом и перегретым водяным паром:

    Хром при обычных условиях пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами, однако, растворяется в них при кипячении, при этом окисляясь до степени окисления +3:

    В случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота является простое вещество N2:

    Хром расположен в ряду активности левее водорода, а это значит, что он способен выделять H2 из растворов кислот-неокислителей. В ходе таких реакций в отсутствие доступа кислорода воздуха образуются соли хрома (II):

    При проведении же реакции на открытом воздухе, двухвалентный хром мгновенно окисляется содержащимся в воздухе кислородом до степени окисления +3. При этом, например, уравнение с соляной кислотой примет вид:

    При сплавлении металлического хрома с сильными окислителями в присутствии щелочей хром окисляется до степени окисления +6, образуя хроматы:

    Химические свойства железа

    При сгорании в чистом кислороде железо образует, так называемую, железную окалину, имеющую формулу Fe3O4 и фактически представляющую собой смешанный оксид, состав которого условно можно представить формулой FeO∙Fe2O3. Реакция горения железа имеет вид:

    При нагревании железо реагирует с серой, образуя сульфид двухвалентого железа:

    Либо же при избытке серы дисульфид железа:

    Всеми галогенами кроме йода металлическое железо окисляется до степени окисления +3, образуя галогениды железа (lll):

    2Fe + 3F2 =t o => 2FeF3 – фторид железа (lll)

    2Fe + 3Cl2 =t o => 2FeCl3 – хлорид железа (lll)

    2Fe + 3Br2 =t o => 2FeBr3 – бромид железа (lll)

    Йод же, как наиболее слабый окислитель среди галогенов, окисляет железо лишь до степени окисления +2:

    Следует отметить, что соединения трехвалентного железа легко окисляют иодид-ионы в водном растворе до свободного йода I2 при этом восстанавливаясь до степени окисления +2. Примеры, подобных реакций из банка ФИПИ:

    Железо с водородом не реагирует (с водородом из металлов реагируют только щелочные металлы и щелочноземельные):

    Так как железо расположено в ряду активности левее водорода, это значит, что оно способно вытеснять водород из кислот-неокислителей (почти все кислоты кроме H2SO4 (конц.) и HNO3 любой концентрации):

    Нужно обратить внимание на такую уловку в заданиях ЕГЭ, как вопрос на тему того до какой степени окисления окислится железо при действии на него разбавленной и концентрированной соляной кислоты. Правильный ответ – до +2 в обоих случаях.

    Ловушка здесь заключается в интуитивном ожидании более глубокого окисления железа (до с.о. +3) в случае его взаимодействия с концентрированной соляной кислотой.

    С концентрированными серной и азотной кислотами в обычных условиях железо не реагирует по причине пассивации. Однако, реагирует с ними при кипячении:

    Обратите внимание на то, что разбавленная серная кислота окисляет железо до степени окисления +2, а концентрированная до +3.

    На влажном воздухе железо весьма быстро подвергается ржавлению:

    С водой в отсутствие кислорода железо не реагирует ни в обычных условиях, ни при кипячении. Реакция с водой протекает лишь при температуре выше температуры красного каления (>800 о С). т.е.:

    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.

      Взаимодействие с неметаллами

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

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

    С галогенами металлы реагируют, образуя галогениды :

    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:

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

    Взаимодействие с водой

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

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

    Кобальт и никель с водой не взаимодействуют.

    Взаимодействие с кислотами

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

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

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

    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:

    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:

    Взаимодействие со щелочами

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

    Для кобальта и никеля взаимодействие с расплавами щелочей не характерно.

    Восстановительные свойства

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

    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:

    Карбонилы никеля образуются при давлении 2·10 7 – 3·10 7 Па и температуре 150–200 °С:

    Читайте также: