Уравнение реакции железа с перекисью водорода

Изучите цепочку химических превращений железа!

Видео:Реакция ХЛОРИДА ЖЕЛЕЗА и ПЕРЕКИСИ ВОДОРОДА. Опыты по химии. Домашние эксперименты по химии.Скачать

Реагенты

Видео:Реакции металлов с кислородом и водой. 8 класс.Скачать

Безопасность

• Перед началом опыта наденьте защитные перчатки и очки.
• Проводите эксперимент на подносе.

• Не допускайте попадания химических реагентов в глаза или рот.
• Не допускайте к месту проведения экспериментов людей без защитных очков, а также маленьких детей и животных.
• Храните экспериментальный набор в месте, недоступном для детей младше 10 лет.
• Помойте или очистите всё оборудование и оснастку после использования.
• Убедитесь, что все контейнеры с реагентами плотно закрыты и хранятся по правилам после использования.
• Убедитесь, что все одноразовые контейнеры правильно утилизированы.
• Используйте только оборудование и реактивы, поставляемые в наборе или рекомендуемые текущими инструкциями.
• Если вы использовали контейнер для еды или посуду для проведения экспериментов, немедленно выбросьте их. Они больше не пригодны для хранения пищи.

• В случае попадания реагентов в глаза тщательно промойте глаза водой, при необходимости держа глаз открытым. Немедленно обратитесь к врачу.
• В случае проглатывания реагентов промойте рот водой, выпейте немного чистой воды. Не вызывайте рвоту. Немедленно обратитесь к врачу.
• В случае вдыхания реагентов выведите пострадавшего на свежий воздух.
• В случае контакта с кожей или ожогов промывайте поврежденную зону большим количеством воды в течение 10 минут или дольше.
• В случае сомнений немедленно обратитесь к врачу. Возьмите с собой химический реагент и контейнер от него.
• В случае травм всегда обращайтесь к врачу.

• Неправильное использование химических реагентов может вызвать травму и нанести вред здоровью. Проводите только указанные в инструкции эксперименты.
• Данный набор опытов предназначен только для детей 10 лет и старше.
• Способности детей существенно различаются даже внутри возрастной группы. Поэтому родители, проводящие эксперименты вместе с детьми, должны по своему усмотрению решить, какие опыты подходят для их детей и будут безопасны для них.
• Родители должны обсудить правила безопасности с ребенком или детьми перед началом проведения экспериментов. Особое внимание следует уделить безопасному обращению с кислотами, щелочами и горючими жидкостями.
• Перед началом экспериментов очистите место проведения опытов от предметов, которые могут вам помешать. Следует избегать хранения пищевых продуктов рядом с местом проведения опытов. Место проведения опытов должно хорошо вентилироваться и находиться близко к водопроводному крану или другому источнику воды. Для проведения экспериментов потребуется устойчивый стол.
• Вещества в одноразовой упаковке должны быть использованы полностью или утилизированы после проведения одного эксперимента, т.е. после открытия упаковки.

Видео:Окисление гидроксида железа II перекисью водорода. Задание 17. Химия ОГЭСкачать

Часто задаваемые вопросы

Проблема могла возникнуть из-за магнита, если он недостаточно сильный. Например, некоторые сувенирные магниты, которые отлично держатся на холодильнике, могут не подойти в этом опыте. Попробуйте поискать более мощный магнит! Мы советуем использовать неодимовые магниты, они подходят лучше всего.

Если в чашку Петри попало совсем немного железа, то не волнуйтесь и просто продолжайте опыт. В противном случае вылейте весь раствор обратно в стаканчик и ополосните чашку Петри водой из-под крана. Затем вылейте раствор обратно в чашку Петри и проводите опыт дальше!

Аккуратно возьмите чашку Петри в руки и покружите ее по поверхности стола. Такие движения помогут воде распределиться в чашке Петри. Если возникнет необходимость, добавьте еще немного воды и покружите чашку Петри вновь.

Да, конечно, вы можете использовать перекись из домашней аптечки или приобрести таковую в аптеке. Подойдет перекись любой концентрации от 3 до 10 процентов.

Видео:Перекись водорода и сульфат железа (II)Скачать

Другие эксперименты

Видео:Качественная реакция на ион трехвалентного железаСкачать

Пошаговая инструкция

Железо реагирует с лимонной кислотой с образованием цитрата железа(II) FeC₆H₆O₇.

Непрореагировавшее железо можно собрать магнитом.

Пока магнит удерживает оставшееся железо, слейте бесцветный раствор цитрата железа(II).

Перекись водорода H₂O₂ окисляет железо(II) до железа(III), образуя желтый раствор цитрата железа(III) FeC₆H₅O₇.

Гексацианоферрат(II) калия (или, как это вещество еще называют, желтая кровяная соль) K₄[Fe(CN)₆] реагирует с ионами железа(III), образуя нерастворимый пигмент — берлинскую лазурь.

Для повторения эксперимента помойте чашку Петри.

Видео:Галилео. Эксперимент. Разложение перекиси водородаСкачать

Утилизация

Утилизируйте твердые отходы эксперимента вместе с бытовым мусором. Слейте растворы в раковину, промойте избытком воды.

Видео:Подлинность СТРЕПТОЦИДА. Реакция с ХЛОРИДОМ ЖЕЛЕЗА и ПЕРЕКИСЬЮ ВОДОРОДА. Опыты по фарм химии.Скачать

Что произошло

Что происходит, когда мы добавляем к порошку железа лимонную кислоту?

В этот момент в пробирке запускается длинная цепочка реакций. Она начинается с взаимодействия водного раствора лимонной кислоты с металлическим железом Fe. Будучи типичными металлом, железо легко отдает электроны, то есть «окисляется». При этом протоны лимонной кислоты H + восстанавливаются, и выделяется водород H₂ — пузырьки газа, которые мы наблюдали в опыте. Этот процесс можно проиллюстрировать следующей электрохимической реакцией:

Отдав ионам водорода свои электроны, металлическое железо превращается в ионы Fe 2+ . А вот какая реакция происходит с железом:

Запишем уравнение целиком:

Такие реакции называют окислительно-восстановительными: в них окислитель всегда забирает электроны, а восстановитель их отдает.

Что происходит, когда мы подносим магнит ко дну стаканчика?

Железные опилки притягиваются к магниту, который мы держим снаружи, и превращаются в причудливые иголки: чем ближе к центру, тем они острее и выше. Такое расположение не случайно, опилки расположены вокруг магнита по определенным линиям.

Намагничивание происходит из-за особого строения атомов железа.

Лишь несколько простых веществ благодаря своему строению могут быть постоянными магнитами — это железо, никель и кобальт. В их атомах есть заряженные частицы — электроны. Они вращаются вокруг ядра в одном и том же направлении и создают магнитное поле. Такие вещества называют ферромагнетиками. У каждого магнита есть два полюса (северный и южный), они всегда находятся в разных концах. Сила действия поля направлена от северного полюса к южному. Человеческий глаз не может уловить магнитное поле, но наш опыт показывает, как оно выглядит.

Почему при добавлении перекиси водорода и желтой кровяной соли раствор поменял цвет?

На последней стадии опыта мы наблюдаем одновременно две реакции. Разберем их по порядку.

Первая — реакция двухвалентного железа с перекисью (пероксидом водорода H₂O₂), которую мы знаем как простое и доступное обеззараживающее средство. Ионы Fe 2+ окисляются под действием H₂O₂ до ионов Fe 3+ , по-прежнему связанных с цитрат-ионами. Такой комплекс и дает насыщенную желтую окраску. При этом молекулы перекиси водорода превращаются в молекулы воды.

Вторая — желтая кровяная соль K₄[Fe(CN)₆] воздействует на реакционную смесь. Там, куда попали капли, раствор становится ярко-синим — этот красивый оттенок ему придают мельчайшие гранулы так называемой берлинской лазури. Это нерастворимый в воде пигмент со сложным составом на основе соединения KFe[Fe(CN)₆]. Не менее важным участником реакции является и кислород воздуха.

Образование берлинской лазури можно заметить, даже если ионов железа в растворе совсем мало, поэтому ее используют для определения ионов Fe 2+ в качественном анализе. В этом видео анализируемое вещество практически прозрачно, но даже нескольких капель раствора желтой кровяной соли достаточно, чтобы образовалась берлинская лазурь:

Видео:Поджигаем спичку марганцовкой и перекисью водорода #shortsСкачать

Это интересно

Железо: химия кузни

Знаете ли вы, что такое кузня и чем занимается кузнец? Кузней осталось очень и очень мало на свете, и в основном они используются только в ручном ремесле. Так что же такое кузня? Это место, в котором с помощью огня нагревают металл, пока он не расплавится. В таком мягком состоянии ему можно легко придать любую форму. Кузнец — это мастер, который работает с таким металлом. Кузнечное искусство впервые упоминается в исторических записях за 1500 лет до нашей эры. Мало что изменилось в этом деле с тех пор, на самом деле. Чтобы изменить форму железа при помощи молота, металл сперва нужно было сильно нагреть. Вследствие того, что железо очень быстро остывает, кузнецу нужно было работать со скоростью молнии. В качестве топлива в кузнях использовали уголь. При помощи мехов кузнец добавлял воздух в кузню для того, чтобы пламя горело сильнее, а жара было больше. Затем кузнец клал куски железа в пламя, нагревал их до нужной температуры, вынимал их и стучал по ним молотом, а потом возвращал их в пламя. Этот цикл действий повторялся до тех пор, пока железо не становилось нужной формы.

Чтобы получить сталь (железо с небольшим содержанием углерода), кованое железо клали в емкость с обоженными костями и углем, а затем нагревали до примерно 950 o C. Таким образом поверхность металла насыщалась углеродом. Затем кузнец закалял сталь, чтобы сделать ее менее хрупкой. Кузнец нагревал сталь в пламени еще раз, но намного медленнее. Когда сталь нагревалась до температуры от 150 до 350 o C, ее цвет изменялся. При превышении этого ограничения по температуре сталь становилась вначале желтой, потом коричневой, фиолетовой и, в конце концов, голубой. Кузнецам нужно было быть крайне внимательными и физически сильными. Современный процесс производства стали включает в себя создание сплавов из стали с различными элементами, такими как: хром, никель, медь, марганец, кремний, вольфрам, кобальт, фосфор, титан, ванадий, молибден и алюминий. Свойства сплава меняются в зависимости от выбранного элемента. Например, если добавить кремний и марганец, то повысится эластичность и крепость стали, а вот из-за никеля сталь лучше сохраняет свою тягучесть при низких температурах.

Подпишитесь на наборы MEL Chemistry и проведите эти опыты у себя дома!

Видео:Надванадиевая кислота - HVO4. Реакция Метаванадата Натрия , Перекиси Водорода и Соляной кислоты.Скачать

Железо. Свойства железа и его соединений

Железо Fe: химические свойства, способы получения железа, взаимодействие с простыми веществами (кислород, сера) и со сложными веществами (кислоты, вода, сильные окислители). Оксид железа (II) FeO, оксид железа (III) Fe₂O₃, железная окалина (Fe₃O₄) — способы получения и химические свойства. Гидроксид железа (II) Fe(OH)₂, гидроксид железа (III) Fe(OH)₃ — способы получения и химические свойства.

Железо

Положение в периодической системе химических элементов

Элемент железо расположен в побочной подгруппе VIII группы (или в 8 группе в современной форме ПСХЭ) и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение атома железа

Электронная конфигурация железа в основном состоянии :

+26Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6

Железо проявляет ярко выраженные магнитные свойства.

Физические свойства

Железо – металл серебристо-белого цвета, с высокой химической активностью и высокой ковкостью. Обладает высокой тепло- и электропроводностью.

(изображение с портала vchemraznica.ru)

Температура плавления 1538 о С, температура кипения 2861 о С.

Нахождение в природе

Железо довольно распространено в земной коре (порядка 4% массы земной коры). По распространенности на Земле железо занимает 4-ое место среди всех элементов и 2-ое место среди металлов. Содержание в земной коре — около 8%.

В природе железо в основном встречается в виде соединений:

(изображение с портала karatto.ru)

Магнитный железняк Fe₃O₄ или FeO·Fe₂O₃ (магнетит).

(изображение с портала emchi-med.ru)

В природе также широко распространены сульфиды железа, например, пирит FeS₂.

(изображение с портала livemaster.ru)

Встречаются и другие минералы, содержащие железо.

Способы получения

Железо в промышленности получают из железной руды, гематита Fe₂O₃ или магнетита (Fe₃O₄или FeO·Fe₂O₃).

1. Один из основных способов производства железа – доменный процесс . Доменный процесс основан на восстановлении железа из оксида углеродом в доменной печи.

В печь загружают руду, кокс и флюсы.

Шихта – смесь исходных материалов, а в некоторых случаях и топлива в определённой пропорции, которую обрабатывают в печи.

Каменноугольный кокс – это твёрдый пористый продукт серого цвета, получаемый путем коксования каменного угля при температурах 950—1100 °С без доступа воздуха. Содержит 96—98 % углерода.

Флюсы – это неорганические вещества, которые добавляют к руде при выплавке металлов, чтобы снизить температуру плавления и легче отделить металл от пустой породы.

Шлак – расплав (а после затвердевания – стекловидная масса), покрывающий поверхность жидкого металла. Шлак состоит из всплывших продуктов пустой породы с флюсами и предохраняет металл от вредного воздействия газовой среды печи, удаляет примеси.

В печи кокс окисляется до оксида углерода (II):

2C + O₂ → 2CO

Затем нагретый угарный газ восстанавливает оксид железа (III):

Процесс получения железа – многоэтапный и зависит от температуры.

Наверху, где температура обычно находится в диапазоне между 200 °C и 700 °C, протекает следующая реакция:

Ниже в печи, при температурах приблизительно 850 °C, протекает восстановление смешанного оксида железа (II, III) до оксида железа (II):

Встречные потоки газов разогревают шихту, и происходит разложение известняка:

Оксид железа (II) опускается в область с более высоких температур (до 1200 o C), где протекает следующая реакция:

FeO + CO → Fe + CO₂

Углекислый газ поднимается вверх и реагирует с коксом, образуя угарный газ:

CO₂ + C → 2CO

(изображение с портала 900igr.net)

2. Также железо получают прямым восстановлением из оксида водородом:

При этом получается более чистое железо, т.к. получаемое железо не загрязнено серой и фосфором, которые являются примесями в каменном угле.

3. Еще один способ получения железа в промышленности – электролиз растворов солей железа.

Качественные реакции

Качественные реакции на ионы железа +2.

– взаимодействие солей железа (II) с щелочами . При этом образуется серо-зеленый студенистый осадок гидроксида железа (II).

Например , хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом натрия:

2NaOH + FeCl₂ → Fe(OH)₂ + 2NaCl

Видеоопыт взаимодействия раствора сульфата железа (II) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть здесь.

Гидроксид железа (II) на воздухе буреет, так как окисляется до гидроксида железа (III):

– ионы железа +2 окрашивают раствор в светлый желто-зеленый цвет.

– взаимодействие с красной кровяной солью K₃[Fe(CN)₆] – также качественная реакция на ионы железа +2. При этом образуется синий осадок «турнбулева синь».

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (II) с раствором гексацианоферрата (III) калия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть здесь.

Качественные реакции на ионы железа +3

– взаимодействие солей железа (III) с щелочами . При этом образуется бурый осадок гидроксида железа (III).

Например , хлорид железа (III) реагирует с гидроксидом натрия:

3NaOH + FeCl₃ → Fe(OH)₃ + 3NaCl

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

– ионы железа +3 окрашивают раствор в светлый желто-оранжевый цвет.

– взаимодействие с желтой кровяной солью K₄[Fe(CN)₆] ионы железа +3. При этом образуется синий осадок «берлинская лазурь».

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гексацианоферрата (II) калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

В последнее время получены данные, которые свидетельствуют, что молекулы берлинской лазури идентичны по строению молекулам турнбулевой сини. Состав молекул обоих этих веществ можно выразить формулой Fe₄[Fe₂(CN)₆]₃.

– при взаимодействии солей железа (III) с роданидами раствор окрашивается в кроваво-красный цвет.

Например , хлорид железа (III) взаимодействует с роданидом натрия:

FeCl₃ + 3NaCNS → Fe(CNS)₃ + 3NaCl

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором роданида калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

Химические свойства

1. При обычных условиях железо малоактивно , но при нагревании, в особенности в мелкораздробленном состоянии, оно становится активным и реагирует почти со всеми неметаллами .

1.1. Железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом активные неметаллы (фтор, хлор и бром) окисляют железо до степени окисления +3:

2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃

Менее активный йод окисляет железо до степени окисления +2:

1.2. Железо реагирует с серой с образованием сульфида железа (II):

Fe + S → FeS

1.3. Железо реагирует с фосфором . При этом образуется бинарное соединения – фосфид железа:

Fe + P → FeP

1.4. С азотом железо реагирует в специфических условиях.

1.5. Железо реагирует с углеродом и кремнием с образованием карбида и силицида.

1.6. При взаимодействии с кислородом железо образует окалину – двойной оксид железа (II, III):

При пропускании кислорода через расплавленное железо возможно образование оксида железа (II):

2Fe + O₂ → 2FeO

2. Железо взаимодействует со сложными веществами.

2.1. При обычных условиях железо с водой практически не реагирует. Раскаленное железо может вступать в реакцию при температуре 700-900 о С с водяным паром:

3 Fe 0 + 4 H₂ + O → Fe +3 ₃O₄ + 4 H₂ 0

В воде в присутствии кислорода или во влажном воздухе железо медленно окисляется (корродирует):

2.2. Железо взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой). При этом образуются соль железа со степенью окисления +2 и водород.

Например , железо бурно реагирует с соляной кислотой :

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑

2.3. При обычных условиях железо не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат железа (III) и вода:

2.4. Железо не реагирует при обычных условиях с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации. При нагревании реакция идет с образованием нитрата железа (III), оксида азота (IV) и воды:

С разбавленной азотной кислотой железо реагирует с образованием оксида азота (II):

При взаимодействии железа с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

2.5. Железо может реагировать с щелочными растворами или расплавами сильных окислителей . При этом железо окисляет до степени окисления +6, образуя соль (феррат).

Например , при взаимодействии железа с расплавом нитрата калия в присутствии гидроксида калия железо окисляется до феррата калия, а азот восстанавливается либо до нитрита калия, либо до аммиака:

2.6. Железо восстанавливает менее активные металлы из оксидов и солей .

Например , железо вытесняет медь из сульфата меди (II). Реакция экзотермическая:

Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu

Еще пример : простое вещество железо восстанавливает железо до степени окисления +2 при взаимодействии с соединениями железа +3:

2FeCl₃ + Fe → 3FeCl₂

Оксид железа (II)

Оксид железа (II) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Способы получения

Оксид железа (II) можно получить различными методами :

1. Частичным в осстановлением оксида железа (III).

Например , частичным восстановлением оксида железа (III) водородом:

Или частичным восстановлением оксида железа (III) угарным газом:

Еще один пример : восстановление оксида железа (III) железом:

2. Разложение гидроксида железа (II) при нагревании :

Химические свойства

Оксид железа (II) — типичный основный оксид .

1. При взаимодействии оксида железа (II) с кислотными оксидами образуются соли.

Например , оксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI):

FeO + SO₃ → FeSO₄

2. Оксид железа (II) взаимодействует с растворимыми кислотами. При этом также образуются соответствующие соли .

Например , оксид железа (II) взаимодействует с соляной кислотой:

FeO + 2HCl → FeCl₂ + H₂O

3. Оксид железа (II) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (II) малоустойчив, и легко окисляется до соединений железа (III).

Например , при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуются нитрат железа (III), оксид азота (IV) и вода:

При взаимодействии с разбавленной азотной кислотой образуется оксид азота (II). Реакция идет при нагревании:

5. Оксид железа (II) проявляет слабые окислительные свойства .

Например , оксид железа (II) реагирует с угарным газом при нагревании:

FeO + CO → Fe + CO₂

Оксид железа (III)

Оксид железа (III) – это твердое, нерастворимое в воде вещество красно-коричневого цвета.

Способы получения

Оксид железа (III) можно получить различными методами :

1. Окисление оксида железа (II) кислородом.

2. Разложение гидроксида железа (III) при нагревании :

Химические свойства

Оксид железа (III) – амфотерный .

1. При взаимодействии оксида железа (III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соли.

Например , оксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой:

2. Оксид железа (III) взаимодействует с щелочами и основными оксидами. Реакция протекает в расплаве, при этом образуется соответствующая соль (феррит) .

Например , оксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом натрия:

3. Оксид железа (III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI).

Например , хлорат калия в щелочной среде окисляет оксид железа (III) до феррата:

Нитраты и нитриты в щелочной среде также окисляют оксид железа (III):

5. Оксид железа (III) проявляет окислительные свойства .

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

Также оксид железа (III) восстанавливается водородом:

Железом можно восстановить оксид железа только до оксида железа (II):

Оксид железа (III) реагирует с более активными металлами .

Например , с алюминием (алюмотермия):

Оксид железа (III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями.

Например , с гидридом натрия:

Fe₂O₃ + 3NaH → 3NaOH + 2Fe

6. Оксид железа (III) – твердый, нелетучий и амфотерный. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

Например , из карбоната натрия:

Оксид железа (II, III)

Оксид железа (II, III) (железная окалина, магнетит) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Фото с сайта wikipedia.ru

Способы получения

Оксид железа (II, III) можно получить различными методами :

1. Горение железа на воздухе:

2. Частичное восстановление оксида железа (III) водородом или угарным газом :

3. При высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой, образуя двойной оксид железа (II, III):

Химические свойства

Свойства оксида железа (II, III) определяются свойствами двух оксидов, из которых он состоит: основного оксида железа (II) и амфотерного оксида железа (III).

1. При взаимодействии оксида железа (II, III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соли железа (II) и железа (III).

Например , оксид железа (II, III) взаимодействует с соляной кислотой. При это образуются две соли – хлорид железа (II) и хлорид железа (III):

Еще пример : оксид железа (II, III) взаимодействует с разбавленной серной кислотой.

2. Оксид железа (II, III) взаимодействует с сильными кислотами-окислителями (серной-концентрированной и азотной).

Например , железная окалина окисляется концентрированной азотной кислотой:

Разбавленной азотной кислотой окалина окисляется при нагревании:

Также оксид железа (II, III) окисляется концентрированной серной кислотой:

Также окалина окисляется кислородом воздуха :

3. Оксид железа (II, III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (II, III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI), как и прочие оксиды железа (см. выше).

5. Железная окалина проявляет окислительные свойства .

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

Также железная окалина восстанавливается водородом:

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

Например , с алюминием (алюмотермия):

Оксид железа (II, III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями (йодидами и сульфидами).

Например , с йодоводородом:

Гидроксид железа (II)

Способы получения

1. Гидроксид железа (II) можно получить действием раствора аммиака на соли железа (II).

Например , хлорид железа (II) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (II) и хлорида аммония:

2. Гидроксид железа (II) можно получить действием щелочи на соли железа (II).

Например , хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом калия с образованием гидроксида железа (II) и хлорида калия:

FeCl₂ + 2KOH → Fe(OH)₂↓ + 2KCl

Химические свойства

1. Гидроксид железа (II) проявляется основные свойства , а именно реагирует с кислотами . При этом образуются соответствующие соли.

Например , гидроксид железа (II) взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида железа (II):

2. Гидроксид железа (II) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот .

Например , гидроксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (II):

3. Гидроксид железа (II) проявляет сильные восстановительные свойства , и реагирует с окислителями. При этом образуются соединения железа (III) .

Например , гидроксид железа (II) взаимодействует с кислородом в присутствии воды:

Гидроксид железа (II) взаимодействует с пероксидом водорода:

При растворении Fe(OH)₂ в азотной или концентрированной серной кислотах образуются соли железа (III):

4. Г идроксид железа (II) разлагается при нагревании :

Гидроксид железа (III)

Способы получения

1. Гидроксид железа (III) можно получить действием раствора аммиака на соли железа (III).

Например , хлорид железа (III) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (III) и хлорида аммония:

2. Окислением гидроксида железа (II) кислородом или пероксидом водорода:

3. Гидроксид железа (III) можно получить действием щелочи на раствор соли железа (III).

Например , хлорид железа (III) реагирует с раствором гидроксида калия с образованием гидроксида железа (III) и хлорида калия:

FeCl₃ + 3KOH → Fe(OH)₃↓ + 3KCl

Видеоопыт получения гидроксида железа (III) взаимодействием хлорида железа (III) и гидроксида калия можно посмотреть здесь.

4. Также гидроксид железа (III) образуется при взаимодействии растворимых солей железа (III) с растворами карбонатов и сульфитов . Карбонаты и сульфиты железа (III) необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: бромид железа (III) реагирует с карбонатом натрия. При этом выпадает осадок гидроксида железа (III), выделяется углекислый газ и образуется бромид натрия:

Но есть исключение ! Взаимодействие солей железа (III) с сульфитами в ЕГЭ по химии — окислительно-восстановительная реакция. Соединения железа (III) окисляют сульфиты, а также сульфиды и иодиды.

Взаимодействие хлорида железа (III) с сульфитом, например, калия — очень интересная реакция. Во-первых, в некоторых источниках указывается, что в ней таки может протекать необратимый гидролиз. Но для ЕГЭ лучше считать, что при этом протекает ОВР. Во-вторых, ОВР можно записать в разных видах:

Также допустима такая запись:

Химические свойства

1. Гидроксид железа (III) проявляет слабовыраженные амфотерные свойства, с преобладанием основных. Как основание, гидроксид железа (III) реагирует с растворимыми кислотами .

Например , гидроксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата железа (III):

2. Гидроксид железа (III) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот .

Например , гидроксид железа (III) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (III):

3. Гидроксид железа (III) взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—ферриты, а в растворе реакция практически не идет. При этом гидроксид железа (III) проявляет кислотные свойства.

Например , гидроксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом калия в расплаве с образованием феррита калия и воды:

4. Г идроксид железа (III) разлагается при нагревании :

Видеоопыт взаимодействия гидроксида железа (III) с соляной кислотой можно посмотреть здесь.

Соли железа

Нитраты железа

Нитрат железа (II) при нагревании разлагается на оксид железа (III), оксид азота (IV) и кислород:

Нитрат железа (III) при нагревании разлагается также на оксид железа (III), оксид азота (IV) и кислород:

Гидролиз солей железа

Растворимые соли железа, образованные кислотными остатками сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. частично:

I ступень: Fe 3+ + H₂O ↔ FeOH 2+ + H +

II ступень: FeOH 2+ + H₂O ↔ Fe(OH )₂ + + H +

Однако сульфиты и карбонаты железа (III) и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:

При взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает ОВР:

2FeCl₃ + 3Na₂S → 2FeS + S + 6NaCl

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Окислительные свойства железа (III)

Соли железа (III) под проявляют довольно сильные окислительные свойств. Так, при взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает окислительно-восстановительная реакция.

Например : хлорид железа (III) взаимодействует с сульфидом натрия. При этом образуется сера, хлорид натрия и либо черный осадок сульфида железа (II) (в избытке сульфида натрия), либо хлорид железа (II) (в избытке хлорида железа (III)):

2FeCl₃ + 3Na₂S → 2FeS + S + 6NaCl

2FeCl₃ + Na₂S → 2FeCl₂ + S + 2NaCl

По такому же принципу соли железа (III) реагируют с сероводородом:

2FeCl₃ + H₂S → 2FeCl₂ + S + 2HCl

Соли железа (III) также вступают в окислительно-восстановительные реакции с йодидами .

Например , хлорид железа (III) взаимодействует с йодидом калия. При этом образуются хлорид железа (II), молекулярный йод и хлорид калия:

2FeCl₃ + 2KI → 2FeCl₂ + I₂ + 2KCl

Интерес представляют также реакции солей железа (III) с металлами. Мы знаем, что более активные металлы вытесняют из солей менее активные металлы . Иначе говоря, металлы, которые стоят в электрохимическом ряду левее, могут взаимодействовать с солями металлов, которые расположены в этом ряду правее . Исходя из этого правила, соли железа могут взаимодействовать только с металлами, которые расположены до железа. И они взаимодействуют.

Однако, соли железа со степенью окисления +3 в этом ряду являются небольшим исключением. Ведь для железа характерны две степени окисления: +2 и +3. И железо со степенью окисления +3 является более сильным окислителем. Таким образом, условно говоря, железо со степенью окисления +3 расположено в ряду активности после меди. И соли железа (III) могут реагировать еще и с металлами, которые расположены правее железа! Но до меди, включительно. Вот такой парадокс.

И еще один момент. Соединения железа (III) с этими металлами реагировать будут, а вот соединения железа (II) с ними реагировать не будут. Таким образом, металлы, расположенные в ряду активности между железом и медью (включая медь) при взаимодействии с солями железа (III) восстанавливают железо до степени окисления +2. А вот металлы, расположенные до железа в ряду активности, могут восстановить железо и до простого вещества.

Например , хлорид железа (III) взаимодействует с медью. При этом образуются хлорид железа (II) и хлорид меди (II):

А вот реакция нитрата железа (III) с цинком протекает уже по привычному механизму. И железо восстанавливается до простого вещества:

Видео:9 класс. Железо. Соединения железа. Ч2Скачать

Перекись водорода как окислитель

Видео:Эксперименты с ПЕРЕКИСЬЮСкачать

Окислительно восстановительные реакции перекиси водорода с металлами

В разделе щелочных металлов следует остановиться на окислительных свойствах перекисных соединений этих металлов, рассматривая их как соли слабой кислоты — перекиси водорода. Изучение этих свойств удобнее вести на примере перекиси натрия.

Окислительные свойства перекиси натрия в водном растворе можно объяснить гидролизом её, как соли слабой кислоты и сильного основания:

Если реакция ведётся в кислом растворе, то опять получается перекись водорода:

В последнем случае слабая кислота — перекись водород вытесняется более сильной — серной кислотой.

Как в первом, так и во втором случае получившаяся перекись водорода и проявляет окислительные свойства.

В промышленности, медицине и бытовой жизни используются главным образом окислительные свойства перекиси водорода, поэтому говорить подробно в средней школе о её восстановительных свойствах нет особой необходимости.

К объяснению механизма окислительных свойств перекиси водорода можно подойти так: в растворе эта кислота, можно допустить, диссоциирует по уравнению:

Анион перекиси водорода [O₂]« может принять ещё два электрона и получатся два аниона кислорода:

Таким образом, перекись водорода как окислитель обладает окислительным числом, равным двум, т. е. она может принять два электрона. Пример окислительно-восстановительной реакции при участии перекиси водорода:

Следует чётко подчеркнуть различие между перекисями металлов и нормальными окислами: перекиси в реакциях с кислотами дают перекись водорода и соли, а нормальные окислы— воду и соль:

В связи с изучением перекисных соединений целесообразно продемонстрировать опыты:

1. Разложение перекиси натрия. В пробирке нагревается 0,5 г перекиси натрия. Тлеющей лучинкой констатируется выделение кислорода:

По охлаждении пробирки можно добавить в неё воды и индикаторами доказать образование щёлочи:

2. Разложение перекиси натрия водой. В пробирку наливается около 3 см 3 воды и насыпается в неё около 1 г перекиси натрия. Опять констатируется выделение кислорода и образование щёлочи.

3. Окислительные свойства перекиси водорода. К нитрату свинца (или ацетату свинца) добавить сероводородной воды. Происходит реакция по уравнению:

К половине раствора с чёрным осадком добавить перекиси водорода. Происходит окислительно-восстановительная реакция:

Следует предложить учащимся дописать это уравнение с указанием окислителя и восстановителя в ней.

В связи с этим опытом полезно сделать замечания воспитательного характера, которые всегда с неизменным интересом выслушиваются учащимися, а именно: в масляных красках обычно содержатся свинцовые белила; как само название показывает, они имеют белый цвет. Состав их приблизительно выражается формулой:

Под влиянием сероводорода, всегда в некотором количестве находящегося в воздухе, на картинах и иконах, писанных масляными красками, происходит реакция:

Вследствие образования PbS картина или икона темнеет, «стареет».

Протиранием перекисью водорода изображения, написанного масляными красками и с течением времени потемневшего, чёрный PbS заменяется белым PbSО₄.

На этом принципе основана реставрация старинных картин, этим же принципом в недалёком прошлом пользовались (а возможно, и сейчас ещё где-нибудь пользуются) реакционные церковники—«обновленцы» икон.

В связи с получением гидратов щелочных металлов путём электролиза водных растворов солей этих металлов можно перейти к объяснению электролиза с разрядкой ионов воды.

Статья на тему Перекись водорода как окислитель

Похожие страницы:

Понравилась статья поделись ей

Leave a Comment

Для отправки комментария вам необходимо авторизоваться.

📽️ Видео

[ Реакция ] железо + оксид железа + пероксид водорода(3)Скачать

ЖЕЛЕЗО в бассейне 😱 Реакция на перекись и хлор🩸 Эксперимент🧪Скачать

Получение Диоксоферрата Натрия. Реакция Оксида Железа и Гидроксида Натрия.Скачать

Получение Титановой Кислоты. Реакция Оксида Титана и Перекиси ВодородаСкачать

Как получают перекись водородаСкачать

ПЕРОКСИД ВОДОРОДА | Химические свойства перекиси водорода | ПЕРЕКИСЬ | Химические реакции | ХимияСкачать

Повышение степени окисление железа( с + 2 до +3), с помощью пероксида водорода.Скачать

Получение и превращения гидроксидов железа Fe(OH)2 и Fe(OH)3Скачать

Пероксид водородаСкачать