Fe2O3 + 2NaOH → 2NaFeO2 + H2O.
При добавлении щелочей к растворам, содержащим Fe2+, выпадает осадок гидроксида Fe(ОН)2. Гидроксид железа Fe(ОН)2 желтовато-белого цвета, на воздухе легко превращается в бурый Fe(ОН)3:
4Fe(ОН)2 + О2 + Н2О → 4Fe(ОН)3.
Fe(ОН)2 легко растворим в кислотах, но под действием сильно концентрированных щелочей образуют соединения типа Na2[Fe(OH)4]. При нагревании без доступа воздуха Fe(ОН)2 превращаются в FeO. Гидроксид Fe(ОН)3 выпадает в осадок при действии щелочей на растворы солей Fe3+. Для него характерны амфотерные свойства:
Fe(ОН)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O;
Fe(ОН)3 + 3KOH → K3[Fe(OH)6].
При окислении Fe(ОН)3 в щелочной среде образуются ферраты – соли не выделенной в свободном состоянии железной кислоты Н2FeO4:
2Fe(ОН)3 + 10KOH + 3Br2 → 2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O.
Ферраты являются очень сильными окислителями.
Хром образует пять оксидов (+2, +3, +4, +5, +6). Все оксиды при обычных условиях – твердые вещества. Наиболее устойчивый – Cr2O3, он может быть получен при непосредственном взаимодействии простых веществ. Остальные оксиды получаются косвенным путем. Низшие оксиды – сильные восстановители и обладают кислотными свойствами. С ростом СО наблюдается увеличение кислотных свойств. Так, Cr2O3 – амфотер, CrO3 – типичный кислотный оксид со свойствами сильнейшего окислителя. CrO3 при растворении в воде образует хромовую кислоту Н2CrO4 или дихромовую кислоту Н2Cr2O7, которые являются кислотами средней силы и существуют только в водных растворах. Соли этих кислот являются сильными окислителями. При действии на растворы солей Cr2+ щелочей выпадает малорастворимое основание Cr(ОН)2, являющееся (как и соли Cr2+ ) сильным восстановителем. Cr(ОН)2 уже на воздухе окисляется до Cr(ОН)3, который представляет собой зеленовато-серый студенистый осадок. Cr(ОН)3 – амфотер, при взаимодействии со щелочами образует гидроксохромиты типа Mn[Cr(OH)n+3] (n=1, 2, 3 и растет с увеличением концентрации щелочи). При прокаливании эти соли обезвоживаются и переходят в безводные хромиты, являющиеся солями не выделенной в свободном состоянии хромистой кислоты НСrO2. Хромиты образуются также при сплавлении Cr2O3 или Cr(ОН)3 со щелочами или основными оксидами. При растворении Cr(ОН)3 в кислотах образуются соответствующие соли Cr3+.
Водород, его химические и физические свойства. Получение водорода в лаборатории, его использование.
Водород – первый элемент и один из двух представителей первого периода системы. По электронной формуле 1s¹ он формально относится к s-элементам и является типовым аналогом типических элементов 1 группы (лития и натрия) и собственно щелочных металлов. Водород и металлы 1А-группы проявляют степень окисления +1, являются типичными восстановителями. Однако в состоянии однозарядного катиона Н+ (протона) водород не имеет аналогов. В металлах 1А-группы валентный электрон экранирован электронами внутренних орбиталей. У атома водорода отсутствует эффект экранирования, чем и объясняется уникальность его свойств.
С другой стороны, как у водорода, так и у галогенов не хватает одного электрона до электронной структуры последующего благородного газа. Действительно, водород, подобно галогенам, проявляет степень окисления –1 и окислительные свойства. Сходен водород с галогенами и по агрегатному состоянию и по составу молекул Э2.
Давно известно, что реакционная способность водорода резко повышается, если его использовать в момент выделения. В этом случае химически реагируют не молекулы, а атомы водорода. Атомарный водород уже при комнатной температуре восстанавливает перманганат калия, реагирует с кислородом, многими металлами и неметаллами.
Молекула водорода представляет собой пример простейшей молекулы, состоящей из двух атомов, связанных ковалентной связью. Вследствие большой прочности и высокой энергии диссоциации распад молекул водорода на атомы происходит в заметной степени лишь при температуре 2500º.
Интересной особенностью молекулярного водорода является наличие в смеси двух видов молекул. Обе модификации отличаются друг от друга направлением собственного момента вращения протонов. В орто-форме о-Н2 оба протона вращаются вокруг своей оси в одинаковых направлениях, т.е. спины ядер параллельны (↑↑). У пара-формы п-Н2 ядра вращаются в противоположных направлениях и спины антипараллельны (↑↓). Существование орто- и пара-водорода – пример новой разновидности аллотропии.
При нормальных условиях водород представляет собой очень легкий (в 14,32 раза легче воздуха) бесцветный газ без вкуса и запаха. Плотность его при 0º равна 0,0000899 кг/л. Из всех газов водород обладает наибольшей теплопроводностью. Водород очень трудно сжижается. Точки кипения
(-252,56º) и плавления (-259,1º) отстоят друг от друга всего на 6,5º. Жидкий водород – прозрачная, бесцветная, неэлектропроводная жидкость. Водород плохо растворяется в воде, еще хуже в органических растворителях. Небольшие количества водорода растворимы во всех расплавленных металлах.
Исключительная прочность молекул водорода обусловливает высокие энергии активации химических реакций с участием молекулярного водорода. При обычных условиях водород взаимодействует только со фтором и при освещении с хлором. При нагревании же молекулярный водород вступает в химическое взаимодействие со многими металлами, неметаллами и сложными веществами.
1. H2 + 2Na → 2NaH
2. H2 + I2 → 2HI
3. H2 + PbO → Pb + H2O
В лабораторных условиях водород получают действием цинка на соляную или серную кислоту.
Крупным потребителем водорода в химической промышленности является производство аммиака, львиная доля которого имеет на производство азотной кислоты и минеральных удобрений. Кроме того, водород широко используется для синтеза хлороводорода и метанола. Значительные количества водорода расходуются в процессах каталитической гидрогенизации жиров, масел, углей и нефтяных прогонов. Пламя водорода достигает 2700º С, благодаря чему он применяется при сварке и резке тугоплавких металлов и кварца. Восстановительная способность водорода используется в металлургии при получении металлов из их оксидов и галогенидов. Жидкий водород применяют в технике низких температур, а также в реактивной технике как одно из наиболее эффективных реактивных топлив.
К 7А группе относятся элементы фтор, хлор, бром, йод, астат. Эти элементы принято называть галогенами. Почти все способы получения свободных галогенов основаны на окислении их отрицательных ионов различными окислителями или под действием электрического тока. В промышленности Br2 и I2 получают окислением бромидов и иодидов природной воды хлором, в лаборатории – окисление различными сильными окислителями соляной кислоты, бромидов, иодидов:
16HCl + 2KMnO4 → 5Cl2 + MnCl2 + 2KCl + 8H2O;
2NaBr + Cl2 → Br2 + 2NaCl;
2NaI + MnO2 + 2H2SO4 → I2+ MnSO4 + Na2SO4 + 2H2O.
Химическая активность простых веществ галогенов чрезвычайно высока. Они проявляют сильные окислительные свойства, энергично реагируют с металлами, большинством неметаллов, окисляют ряд сложных веществ. Окислительная способность уменьшается в ряду F2 – At2. Фтор – один из сильнейших окислителей, с большинством простых веществ реагирует бурно уже при обычной температуре, с некоторыми из них (S, P) – даже при температуре жидкого воздуха (-190˚ С); окисляет инертные газы (Kr, Xe, Rn) и такие стойкие соединения, как вода и SiO2. Бром, йод, астат окисляются при действии сильных окислителей, хлор – только при взаимодействии с фтором. Способность окисляться повышается в ряду Br2 – At2. Для хлора, брома, йода характерны реакции диспропорционирования; способность к диспропорционированию уменьшается в ряду Cl2 – I2.
Э2 + H2 → 2HЭ
Э2+ Hal2 → ЭHal
F2 + O2 → O2F2
Э2+ S → SxЭy
3F2 + N2 → 2NF3
Э2 + P → PЭ3, PЭ5
2F2+ C → CF4
Э2 + Me → MeЭ, MeЭ2…
2F2 + 2NaOH → OF2 + 2NaF + H2O
Э + NaOH → NaЭ + NaЭO
2F2 + H2O → 2HF + OF2
Э + H2O → HЭ + HЭO
I2 + HNO3(к) → HIO3+ NO2 + H2O