Fe OH FeOOH

оксогидроксид

OH железа (III)

гидроксид

железа (III)

6) расплавленное железо хорошо поглощает водород.

Отношение к сложным веществам.

1. 3Fe + 4H₂O ®^t Fe₃O₄ + 4H₂­
2. Fe + H₂SO₄ ®^t FeSO₄ + H₂­

разбав.

Концентрированные азотная и серная кислоты при нормальных условиях пассивируют железо, а при нагревании реакции протекают следующим образом:

3. 2Fe + 6H₂SO₄ ®^t Fe₂(SO4)₃ + 3SO₄­ + 6H₂O

конц.

4. Fe + 4HNO₃ ® Fe(NO₃)₃ + NO­ +2H₂O

25%

5. Fe + CuSO_4(р) ®^t Cu +FeSO₄­

VI. Важнейшие соединения железа.

Fe Fe

¯ ¯

FeO Fe₂O₃

¯ ¯

Fe(OH)₂ Fe(OH)₃

Соединения Fe⁺²

Оксид железа (II) FeO

Получение:

_{t = 600°C}

Fe₃O₄ + CO 3FeO + CO₂­

FeO – черный порошок, проявляет основные свойства, реагирует с кислотой с образованием соли:

FeO + H₂SO₄ ® FeSO₄ + H₂O

Гидроксид железа Fe(OH)₂.

Получают гидроксид железа (II) следующим образом:

FeSO₄ + 2NaOH ® Fe(OH)₂¯ + Na₂SO₄

Гидроксид железа (II) окисляется кислородом воздуха до гидроксида железа (III):

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O ® 4Fe(OH)₃¯

воздух красно-бурый

Сульфат железа (II) в окислительно-восстановительных реакциях может быть восстановителем:

10FeSO₄+8H₂SO₄+2KMnO₄®5Fe₂(SO₄)₃+2MnSO₄+K₂SO₄+8H₂O

Качественная реакция на катион Fe²⁺

K₃[Fe(CN)₆]

Ферриционид калия

(красная кровяная соль)

гексациано – III - феррат калия

2+ 3+ 3- 2+ 3+ 3-

3FeSO₄ + 2K₃[Fe(CN)₆] ® Fe₃[Fe(CN)₆]₂¯ + 3K₂SO₄

гексациано- (III) – темно-синий

феррат калия (турнбулева синь)

3Fe²⁺ + 2[Fe(CN)₆]^3- ® Fe₃[Fe(CN)₆]₂¯

Соединения Fe³⁺.

Оксид железа (III) Fe₂O₃.

a) 2Fe(OH)₃ ®^t Fe₂O₃ + 3H₂O

б) 2Fe₂(SO₄)₃ ®^t 2Fe₂O₃ + 6SO₂­+3O₂­

Fe₂O₃ – порошок красно-бурого цвета (железный сурик):

а) Fe₂O₃ + 3H₂SO₄ ® Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O

б) Fe₂O₃ + Na₂CO₃ ®^t 2NaFeO₂ + CO₂­

в) 2NaFeO₂ + H₂O ®^t 2NaOH + Fe₂O₃

тригидроксид железа Fe(OH)₃:

FeCl₃ + 3NaOH ® Fe(OH)₃¯ + 3NaCl

Красно-бурый

Качественная реакция на катион Fe³⁺.

2+

K₄[Fe(CN)₆]

ферроцианид калия

(желтая кровяная соль)

+3 +2 +3 +2

а) 4FeCl₃ + 3K₄[Fe(CN)₆] ® Fe₄[Fe(CN)₆]₃¯ + 12KCl

гексациано – (II) – темно-синего цвета

феррат калия (берлинская лазурь)

гексационо – (II) –

феррат железа (III)

4Fe⁺³ + 3[Fe(CN)₆]^4- ® Fe₄[Fe(CN]₆]₃¯

б) FeCl₃ + 3NH₄SCN Û [Fe(SCN)₃] + 3NH₄Cl

тиоцианат комплекс кроваво-

аммония красного цвета

бесцветный

Fe³⁺ + 3SCN^- ® [Fe(SCN)₃]

Соли Fe³⁺

1. Хлорид железа (III) FeCl₃ – безводная соль, получается в виде темно-зеленых чешуек при пропускании хлора под нагретым железом.

2. Кристаллогидрат FeCl₃ · 6H₂O вещество темно-желтого цвета, гигроскопическое вещество, применяется в аналитической химии.

3. Железо – аммониевые квасцы NH₄Fe(SO₄)₂ · 12H₂O – кристаллы бледно-лилового цвета, применяются в виде индикатора в аналитической химии.

Доказательство амфотерности Fe₂O₃, Fe(OH)₃.

1. Fe₂O₃ + 3H₂SO₄ ®Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Fe₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O ® 2Na[Fe(OH)₄]

2. 2Fe(OH)₃ + 3H₂SO₄ ® Fe₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Fe(OH)₃ + 3NaOH ® Na₃[Fe(OH)₆]

VII. Применение в медицине.

Железо является незаменимым металлом, необходим для жизнедеятельности организма. Он входит в состав гемоглобина, миоглобина, разных ферментов; обратимо связывает кислород и участвует в ряде окислительно-восстановительных реакций, играет важную роль в процессах кроветворения.

Недостаток железа в организме приводит к развитию железодефицитных анемий. Для профилактики и лечения железодефицитных анемий применяют лекарственные препараты двух- и трехосновного железа: железа лактат, гемостимулин, сироп алоэ с железом и т.д.

МАРГАНЕЦ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

I. Характеристика марганца, исходя из его положения в периодической системе:

Mn 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁵

+25))))

2 8 13 2

­¯
­¯	­¯	­¯	­¯	­	­	­	­	­
­¯	­¯	­¯	­¯
­¯

Степень окисления: 0; +2; +3; +4; +5; +6; +7.

в-ль двойственная природа ок-ль

55 ₁p = 25 + ₀ n = 30

Mn = ------------------------

25 е^- = 25

II. Физические свойства.

Mn – серебристо-белый тяжелый металл, по внешнему виду напоминает железо.

III. Распространение в природе.

1. MnSO₄ х 7H₂O

_2. MnCO₃

3. MnO₂ х H₂O

пиролюзит

IV. Получение.

Получают марганец:

1. электролизом расплавов и растворов солей.

2. алюмотермией:

Mn₂O₃ + 2Al ®^t 2Mn + Al₂O₃

V. Химические свойства.

1. Mn + H₂SO₄ ® MnSO₄ + H₂­

(разбав.)

2. Mn + 2H₂SO₄ ® MnSO₄ + SO₂­ + 2H₂O

(конц.)

3. Mn + Cl₂ ®^t MnCl₂

_1200°C

4. 3Mn + N₂ ® Mn₃N₂

5. Mn + 4HNO₃ ® Mn(NO₃)₂ + 2NO₂­ + 2H₂O

(конц.)

6. 3Mn + 8HNO₃ ® 2NO­ + 3Mn(NO₃)₂ +4H₂O

(разбав.)

VI. Важнейшие соединения марганца.

Марганец образует несколько оксидов, наиболее устойчивыми являются: MnO, Mn₂O₃, MnO₂, Mn₂O₇.

+2 +3 +4 +6

MnO Mn₂O₃ MnO₂ MnO₃ Mn₂O₇

основной основной амфотерный кислотный кислотный

оксид оксид оксид оксид оксид

¯ ¯ ¯ ¯ ¯

Mn(OH)₂ Mn(OH)₃ Mn(OH)₄ H₂MnO₄ HMnO₄

¯­ марганцовистая марганцовая

H₄MnO₄ кислота(соли кислота (соли

манганаты). перманганаты).

MnO – твердое вещество зеленого цвета.

MnO₂ + H₂ ®^t MnO + H₂O

Mn(NO₃)₂ получают искусственным путем.

MnO₂ – устойчив, амфотерен, имеет двойственную

природу.

MnO₂ +4HCl ® MnCl₂ + Cl₂­ + 2H₂O

MnO₂ + KNO₃ + 2KOH ® K₂MnO₄ + KNO₂ + H₂O

VII. Применение соединений марганца.

MnCO₃ - это соль белого цвета, устойчива, используется в металлургии.

Mn(NO₃)₂ используют для разделения лантаноидов и элементов побочной подгруппы III группы.

MnSO₄ · 7H₂O используют при крашении тканей, в сельском хозяйстве для прорастания семян, а также для получения других соединений.

MnO₂ – катализатор в производстве стекла, в металлургии.

KMnO₄ используют в аналитических определениях, для отбеливания волокон, в обработке древесины. В медицине используется как дезинфицирующее средство, антисептическое средство. Применяется наружно в растворах для промывания ран (0,1 – 0,5%), для полоскания рта и горла (0,01 – 0,1%), для смазывания ран и ожогов (2-5%). Внутрь для промывания желудка (0,02 – 0,1%) при отравлении алкалоидими, цианидами, фосфором.

KMnO₄ – сильный окислитель, представляет из себя кристаллическое вещество растворимое в воде, его раствор имеет фиолетовый цвет.

Окислительные свойства калия перманганата:

Эту таблицу можно использовать при составлении окислительно-восстановительных реакций с участием перманганата калия.

HCl

HCl ® Cl₂°

H₂SO₄

H₂S ® S°

H₂SO₄

KJ ® J₂°

KCl + MnCl₂ + H₂O H₂SO₄

KMnO₄ H₂O₂ ® O₂°

K₂SO₄+MnSO₄+H₂O H₂SO₄

H₂C₂O₄ ®2CO₂°

H₂SO₄

FeSO₄ ® Fe₂(SO₄)₃

H₂SO₄

Na₂SO₃ ® Na₂SO₄

H₂SO₄

Al ®Аl₂(SO₄)₃

H₂SO₄

NaNO₂ ® NaNO₃

Примечание: вещества, вступающие в реакцию заключены в рамку. Вещества, образующиеся в результате реакции, находятся за рамкой.

Перманганат – ион и среда:

Окислит. Среда. Восстановительная

форма форма

H⁺

Mn²⁺ - бесцветный раствор

H₂O

MnO₄^- MnO₂¯ - бурый осадок

OH^-

MnO₄^2- - раствор зеленого Цвета

Домашнее задание:

Г. М. Чернобельская «Общая химия», Москва, «Медицина», 1991 г.; стр. 261-288.

Вопросы для повторения:

1. Чем отличаются металлы побочных подгрупп с точки зрения электронного строения?

2. Важнейшие соединения меди, железа, марганца.

3. Участие соединений металлов побочных подгрупп в ОВР.

4. Какие качественные реакции существуют на катионы железа?

Дата добавления: 2014-01-11