Качественные реакции на ионы железа

В методических материалах по ЕГЭ рассматриваются следующие реакции:

а) ионы железа(III) в щелочной среде образуют бурый осадок гидроксида:

Fe⁺³ + 3OH^– = Fe(OH)₃¯

 

т.о. Fe⁺³ ионы можно обнаружить, добавив раствор щелочи или раствор соли, гидролизующейся по аниону;

б) ионы железа(III) и роданид-ионы SCN^– образуют комплексную соль винно-красного цвета, упрощенно:

FeCl₃ + 3NН₄SCN = Fe(SCN)₃ + 3NН₄Cl

 

в) наиболее известная аналитическая реакция и ионов Fe⁺³ и Fe⁺² – образование ярко-синего комплексного соединения KFe³⁺[Fe⁺²(CN)₆], известного под названиями берлинская лазурь или турнбулева синь.

Это соединение образуется, если к раствору соли железа(II) добавить гексацианоферрат(III) калия K₃[Fe(CN)₆] (т.н. красная кровяная соль), например:

FeSO₄ + K₃[Fe(CN)₆] = KFe³⁺[Fe⁺²(CN)₆]¯ + K₂SO₄

 

Оно же образуется, если к раствору соли железа(III) добавить гексацианоферрат(II) калия (т.н. желтая кровяная соль), например:

 

FeCl₃ + K₄[Fe(CN)₆] = KFe³⁺[Fe⁺²(CN)₆]¯ +3KCl

 

Применение железа и его соединений

Железо является основным компонентом сталей и чугунов – важнейших конструкционных материалов.

Оксиды железа используются как пигменты, как катализаторы в химической промышленности.

Хлорид железа(III) (т.н. хлорное железо) в растворе способно окислять малоактивные металлы медь и ртуть, его используют для травления печатных плат и для удаления металлической ртути.

 

Медь

 

Медь переходный металл золотисто-красного цвета, обладает высокой тепло- и электропроводностью, пластична.

Медь относится к благородным металлам (в ряду активности расположена после водорода). В природе встречается самородная медь, важнейшими минералами меди являются халькопирит CuFeS₂ (медный колчедан), медный купорос CuSO₄×5H₂O, малахит (CuOH)₂CO₃.

 

Получение меди

Из-за малой активности, медь достаточно легко восстановить из соединений. C давних пор использовалась прямая выплавка из малахита:

 

(CuOH)₂CO₃ + 2СО = 2Cu + 3СО₂ + Н₂O

 

В настоящее время медь получают, преимущественно, из халькопирита CuFeS₂, причем восстановителем является сама сульфидная сера.

В лаборатории медь можно легко получить из оксидов – темно-красного Cu₂O или черного CuO, эти реакции часто встречаются в заданиях повышенной сложности:

CuO + H₂  Cu + H₂O

 

Cu₂O + СО  2Cu + СО₂

 

3CuO + 2NH₃  3Cu + N₂ + 3H₂O

 

CuO + С  Cu + СO

 

Химические свойства меди

В соединениях медь проявляет две степени окисления: +1 и +2. Медь слабый восстановитель, окислить ее можно только сильными окислителями.

1. Из простых веществ медь реагирует только с кислородом, галогенами, серой:

Cu + O₂ (избыток)  CuO

 

Cu + O₂ (недостаток)  Cu₂O

 

Cu + Cl₂ = CuCl₂

 

Cu + S  CuS

 

2. Медь растворяется в азотной и концентрированной серной кислоте:

 

3Cu + 8HNO₃ (разб.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4Н₂O

 

Cu + 4HNO₃ (конц.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2Н₂O

 

Cu + 2H₂SO₄ (конц.) = CuSO₄ + SO₂ + 2Н₂O

 

3. Медь не растворяется в воде, в кислотах-неокислителях, но в присутствии кислорода идут реакции:

 

2Cu + 4HCl + O₂ = 2CuCl₂ + 2Н₂O

 

2Cu + СО₂ + Н₂O + O₂ = (CuOH)₂CO₃

 

4. Медь – d -элемент, сильный комплексообразователь. Ион Cu²⁺ в водном растворе существует в виде иона тетрааквамеди [Cu(Н₂O)₄]²⁺ голубого цвета, без воды ион меди бесцветный. В присутствии аммиака образуется более стойкий аммиачный комплекс [Cu(NН₃)₄]²⁺ ярко-синего цвета, например:

[Cu(Н₂O)₄]²⁺ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 4Н₂O

 

или в молекулярном виде (молекулы воды обычно не указывают):

 

CuSO₄ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]SO₄

                         голубой           ярко-синий

 

Аммиачный комплекс меди образуется при растворении гидроксида меди(II) и даже оксида меди(II) в растворе аммиака:

 

Cu(OH)₂¯ + 4NH₃×Н₂O = [Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 4Н₂O

 

CuO + 4NH₃×Н₂O = [Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 3Н₂O

 

5. Как и железо, медь имеет две степени окисления, поэтому возможны реакции:

Cu⁰ + Cu⁺²O  Cu⁺¹₂O

 

Cu⁰ + Cu⁺²Cl₂ + 2NaCl = 2Na[Cu⁺¹Cl₂]

 

Последняя реакция протекает, так как образуется устойчивый комплексный ион.