Страница 177 - гдз по химии 9 класс учебник Габриелян, Остроумов

3. Перечислите химические свойства железа. Подчеркните особенности его взаимодействия с растворами кислот и солей, а также с неметаллами.

Железо — металл средней активности, проявляющий восстановительные свойства. В соединениях обычно имеет степени окисления +2 и +3. Химические свойства железа разнообразны и зависят от условий реакции и реагентов.

Взаимодействие с неметаллами

Железо реагирует со многими неметаллами, как правило, при нагревании. Особенностью этих реакций является то, что степень окисления железа в продуктах зависит от окислительной способности неметалла.

• С кислородом: во влажном воздухе железо медленно окисляется (ржавеет), образуя гидроксид железа(III): $4Fe + 3O_2 + 6H_2O \rightarrow 4Fe(OH)_3$. При сжигании в кислороде или на воздухе образуется железная окалина (смешанный оксид железа(II, III)): $3Fe + 2O_2 \xrightarrow{t} Fe_3O_4$.

• С галогенами: с сильными окислителями, такими как хлор и бром, железо окисляется до степени окисления +3: $2Fe + 3Cl_2 \xrightarrow{t} 2FeCl_3$. С менее активным иодом образуется иодид железа(II): $Fe + I_2 \xrightarrow{t} FeI_2$.

• С серой: при сплавлении образуется сульфид железа(II), так как сера является более слабым окислителем, чем кислород или хлор: $Fe + S \xrightarrow{t} FeS$.

• С другими неметаллами: при высоких температурах реагирует с азотом, фосфором, углеродом, образуя соответственно нитриды, фосфиды и карбиды.

Ответ: Особенность взаимодействия железа с неметаллами заключается в том, что сильные окислители (кислород, хлор) окисляют его до степени окисления +3 (или до смешанной +2, +3), а более слабые (сера, иод) — до степени окисления +2.

Взаимодействие с растворами кислот

Характер взаимодействия железа с кислотами зависит от природы и концентрации кислоты. Ключевыми особенностями являются пассивация в концентрированных кислотах-окислителях и образование солей железа(II) или железа(III) в зависимости от окислительной способности кислоты.

• С кислотами-неокислителями (например, соляная $HCl$ и разбавленная серная $H_2SO_4$): железо, стоящее в ряду активности металлов до водорода, вытесняет его, образуя соль железа(II):

  $Fe + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2\uparrow$

  $Fe + H_2SO_4 (разб.) \rightarrow FeSO_4 + H_2\uparrow$

• С кислотами-окислителями (азотная $HNO_3$ любой концентрации и концентрированная серная $H_2SO_4$):

  • Пассивация: холодные концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо, создавая на его поверхности прочную оксидную плёнку, которая препятствует дальнейшей реакции.

  • Реакция при нагревании: при нагревании железо реагирует с концентрированными кислотами-окислителями с образованием соли железа(III), воды и продукта восстановления кислоты (но не водорода):

    $2Fe + 6H_2SO_4 (конц., гор.) \rightarrow Fe_2(SO_4)_3 + 3SO_2\uparrow + 6H_2O$

    $Fe + 6HNO_3 (конц., гор.) \rightarrow Fe(NO_3)_3 + 3NO_2\uparrow + 3H_2O$

  • Реакция с разбавленной азотной кислотой: железо также окисляется до +3, а азотная кислота восстанавливается, как правило, до $NO$:

    $Fe + 4HNO_3 (разб.) \rightarrow Fe(NO_3)_3 + NO\uparrow + 2H_2O$

Ответ: Особенности взаимодействия с кислотами: 1) с кислотами-неокислителями (HCl, разб. H₂SO₄) образуются соли железа(II) и водород; 2) концентрированные H₂SO₄ и HNO₃ на холоде пассивируют железо; 3) с кислотами-окислителями (HNO₃ любой концентрации, конц. H₂SO₄) при нагревании образуются соли железа(III) и продукты восстановления кислоты (SO₂, NO₂, NO).

Взаимодействие с растворами солей

Железо как более активный металл способно вытеснять менее активные металлы (стоящие правее его в ряду активности, например, $Cu, Ag, Hg$) из растворов их солей. Особенностью является то, что в этих реакциях, как правило, образуется соль железа(II).

Например, при погружении железного гвоздя в раствор сульфата меди(II) происходит реакция замещения:

$Fe + CuSO_4 \rightarrow FeSO_4 + Cu\downarrow$

Железо окисляется до степени окисления +2, а ионы меди $Cu^{2+}$ восстанавливаются до металлической меди. Это происходит потому, что катионы металлов, таких как $Cu^{2+}$, являются более слабыми окислителями, чем, например, хлор или азотная кислота.

Ответ: Особенность взаимодействия железа с растворами солей менее активных металлов заключается в том, что железо вытесняет их, при этом окисляясь до степени окисления +2 и образуя соответствующую соль железа(II).

4. Составьте уравнения химических реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

а) $FeO \rightarrow Fe \rightarrow FeCl_3 \rightarrow Fe(OH)_3 \rightarrow Fe_2O_3 \rightarrow Fe_2(SO_4)_3 \rightarrow FeCl_3$

б) $Fe \rightarrow FeCl_2 \rightarrow Fe(OH)_2 \rightarrow FeO \rightarrow FeSO_4 \rightarrow FeCl_2$

Для реакций, протекающих в растворах, запишите ионные уравнения. В двух уравнениях окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель.

а) $FeO \rightarrow Fe \rightarrow FeCl_3 \rightarrow Fe(OH)_3 \rightarrow Fe_2O_3 \rightarrow Fe_2(SO_4)_3 \rightarrow FeCl_3$

1. $FeO \rightarrow Fe$

Решение:

Для восстановления железа из его оксида (II) можно использовать сильный восстановитель, например, угарный газ (CO) при высокой температуре (карботермия).

$FeO + CO \xrightarrow{t} Fe + CO_2$

Ответ: $FeO + CO \xrightarrow{t} Fe + CO_2$.

2. $Fe \rightarrow FeCl_3$

Решение:

Железо реагирует с сильным окислителем, хлором, при нагревании с образованием хлорида железа(III). Это окислительно-восстановительная реакция.

Составим электронный баланс:

$Fe^0 - 3e^- \rightarrow Fe^{+3}$ | 2 (процесс окисления)

$Cl_2^0 + 2e^- \rightarrow 2Cl^{-1}$ | 3 (процесс восстановления)

Из баланса следует, что $Fe^0$ является восстановителем, а $Cl_2^0$ — окислителем.

Уравнение реакции:

$2Fe + 3Cl_2 \xrightarrow{t} 2FeCl_3$

Ответ: $2Fe + 3Cl_2 \xrightarrow{t} 2FeCl_3$.

3. $FeCl_3 \rightarrow Fe(OH)_3$

Решение:

Для получения гидроксида железа(III) нужно к раствору соли железа(III) добавить раствор щелочи. Выпадает бурый осадок гидроксида железа(III).

Молекулярное уравнение:

$FeCl_3 + 3NaOH \rightarrow Fe(OH)_3\downarrow + 3NaCl$

Реакция протекает в растворе. Полное ионное уравнение:

$Fe^{3+} + 3Cl^{-} + 3Na^{+} + 3OH^{-} \rightarrow Fe(OH)_3\downarrow + 3Na^{+} + 3Cl^{-}$

Сокращенное ионное уравнение:

$Fe^{3+} + 3OH^{-} \rightarrow Fe(OH)_3\downarrow$

Ответ: $FeCl_3 + 3NaOH \rightarrow Fe(OH)_3\downarrow + 3NaCl$.

4. $Fe(OH)_3 \rightarrow Fe_2O_3$

Решение:

При нагревании нерастворимый гидроксид железа(III) разлагается на оксид железа(III) и воду.

$2Fe(OH)_3 \xrightarrow{t} Fe_2O_3 + 3H_2O$

Ответ: $2Fe(OH)_3 \xrightarrow{t} Fe_2O_3 + 3H_2O$.

5. $Fe_2O_3 \rightarrow Fe_2(SO_4)_3$

Решение:

Оксид железа(III) является основным оксидом и реагирует с кислотами, например, с серной кислотой, с образованием соли и воды.

Молекулярное уравнение:

$Fe_2O_3 + 3H_2SO_4 \rightarrow Fe_2(SO_4)_3 + 3H_2O$

Реакция протекает в растворе (твердый оксид с раствором кислоты). Ионное уравнение:

$Fe_2O_3 + 6H^{+} + 3SO_4^{2-} \rightarrow 2Fe^{3+} + 3SO_4^{2-} + 3H_2O$

Сокращенное ионное уравнение:

$Fe_2O_3 + 6H^{+} \rightarrow 2Fe^{3+} + 3H_2O$

Ответ: $Fe_2O_3 + 3H_2SO_4 \rightarrow Fe_2(SO_4)_3 + 3H_2O$.

6. $Fe_2(SO_4)_3 \rightarrow FeCl_3$

Решение:

Это реакция ионного обмена. Для получения хлорида железа(III) из сульфата железа(III) необходимо добавить растворимую соль хлорида, катион которой образует нерастворимый сульфат. Подойдет хлорид бария.

Молекулярное уравнение:

$Fe_2(SO_4)_3 + 3BaCl_2 \rightarrow 2FeCl_3 + 3BaSO_4\downarrow$

Реакция протекает в растворе. Полное ионное уравнение:

$2Fe^{3+} + 3SO_4^{2-} + 3Ba^{2+} + 6Cl^{-} \rightarrow 2Fe^{3+} + 6Cl^{-} + 3BaSO_4\downarrow$

Сокращенное ионное уравнение:

$Ba^{2+} + SO_4^{2-} \rightarrow BaSO_4\downarrow$

Ответ: $Fe_2(SO_4)_3 + 3BaCl_2 \rightarrow 2FeCl_3 + 3BaSO_4\downarrow$.

б) $Fe \rightarrow FeCl_2 \rightarrow Fe(OH)_2 \rightarrow FeO \rightarrow FeSO_4 \rightarrow FeCl_2$

1. $Fe \rightarrow FeCl_2$

Решение:

Железо реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида железа(II) и выделением водорода. Это окислительно-восстановительная реакция.

Составим электронный баланс:

$Fe^0 - 2e^- \rightarrow Fe^{+2}$ | 1 (процесс окисления)

$2H^{+} + 2e^- \rightarrow H_2^0$ | 1 (процесс восстановления)

Железо ($Fe^0$) является восстановителем, ионы водорода ($H^{+}$) — окислителем.

Молекулярное уравнение:

$Fe + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2\uparrow$

Реакция протекает в растворе. Полное ионное уравнение:

$Fe(s) + 2H^{+} + 2Cl^{-} \rightarrow Fe^{2+} + 2Cl^{-} + H_2\uparrow$

Сокращенное ионное уравнение:

$Fe(s) + 2H^{+} \rightarrow Fe^{2+} + H_2\uparrow$

Ответ: $Fe + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2\uparrow$.

2. $FeCl_2 \rightarrow Fe(OH)_2$

Решение:

При добавлении раствора щелочи к раствору соли железа(II) выпадает осадок гидроксида железа(II) серо-зеленого цвета.

Молекулярное уравнение:

$FeCl_2 + 2KOH \rightarrow Fe(OH)_2\downarrow + 2KCl$

Реакция протекает в растворе. Полное ионное уравнение:

$Fe^{2+} + 2Cl^{-} + 2K^{+} + 2OH^{-} \rightarrow Fe(OH)_2\downarrow + 2K^{+} + 2Cl^{-}$

Сокращенное ионное уравнение:

$Fe^{2+} + 2OH^{-} \rightarrow Fe(OH)_2\downarrow$

Ответ: $FeCl_2 + 2KOH \rightarrow Fe(OH)_2\downarrow + 2KCl$.

3. $Fe(OH)_2 \rightarrow FeO$

Решение:

При нагревании без доступа воздуха гидроксид железа(II) разлагается на оксид железа(II) и воду.

$Fe(OH)_2 \xrightarrow{t} FeO + H_2O$

Ответ: $Fe(OH)_2 \xrightarrow{t} FeO + H_2O$.

4. $FeO \rightarrow FeSO_4$

Решение:

Оксид железа(II) как основный оксид реагирует с серной кислотой с образованием сульфата железа(II) и воды.

Молекулярное уравнение:

$FeO + H_2SO_4 \rightarrow FeSO_4 + H_2O$

Реакция протекает в растворе. Ионное уравнение:

$FeO(s) + 2H^{+} + SO_4^{2-} \rightarrow Fe^{2+} + SO_4^{2-} + H_2O$

Сокращенное ионное уравнение:

$FeO(s) + 2H^{+} \rightarrow Fe^{2+} + H_2O$

Ответ: $FeO + H_2SO_4 \rightarrow FeSO_4 + H_2O$.

5. $FeSO_4 \rightarrow FeCl_2$

Решение:

Для осуществления этого превращения используем реакцию ионного обмена с хлоридом бария, в результате которой выпадает нерастворимый сульфат бария.

Молекулярное уравнение:

$FeSO_4 + BaCl_2 \rightarrow FeCl_2 + BaSO_4\downarrow$

Реакция протекает в растворе. Полное ионное уравнение:

$Fe^{2+} + SO_4^{2-} + Ba^{2+} + 2Cl^{-} \rightarrow Fe^{2+} + 2Cl^{-} + BaSO_4\downarrow$

Сокращенное ионное уравнение:

$Ba^{2+} + SO_4^{2-} \rightarrow BaSO_4\downarrow$

Ответ: $FeSO_4 + BaCl_2 \rightarrow FeCl_2 + BaSO_4\downarrow$.

5. Используя метод электронного баланса, составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, соответствующих схемам:

a) $Fe(OH)_2 + O_2 + H_2O \rightarrow Fe(OH)_3$

б) $Fe + Br_2 \rightarrow FeBr_3$

в) $FeSO_4 + KMnO_4 + H_2SO_4 \rightarrow Fe_2(SO_4)_3 + K_2SO_4 + MnSO_4 + H_2O$

Укажите окислитель и восстановитель.

а) $Fe(OH)_2 + O_2 + H_2O \rightarrow Fe(OH)_3$

Решение:

1. Определяем степени окисления элементов, которые их изменяют:

$\overset{+2}{Fe}(OH)_2 + \overset{0}{O_2} + H_2O \rightarrow \overset{+3}{Fe}(OH)_3$

Железо повышает степень окисления с +2 до +3, а кислород понижает с 0 до -2 (в составе гидроксид-иона).

2. Составляем уравнения электронного баланса:

$Fe^{+2} - 1e^- \rightarrow Fe^{+3} \quad | \cdot 4$ (процесс окисления, $Fe(OH)_2$ - восстановитель)

$O_2^0 + 4e^- \rightarrow 2O^{-2} \quad | \cdot 1$ (процесс восстановления, $O_2$ - окислитель)

3. Используем найденные коэффициенты (4 для железа, 1 для кислорода) для расстановки в уравнении реакции:

$4Fe(OH)_2 + 1O_2 + H_2O \rightarrow 4Fe(OH)_3$

4. Уравниваем количество атомов водорода и кислорода, подбирая коэффициент перед водой. В правой части 12 атомов H и 12 атомов O. В левой части (без учета воды) 8 атомов H и $4 \cdot 2 + 2 = 10$ атомов O. Для баланса необходимо добавить 4 атома H и 2 атома O, что соответствует двум молекулам воды ($2H_2O$).

Итоговое уравнение:

$4Fe(OH)_2 + O_2 + 2H_2O = 4Fe(OH)_3$

Ответ: $4Fe(OH)_2 + O_2 + 2H_2O = 4Fe(OH)_3$. Окислитель — $O_2$, восстановитель — $Fe(OH)_2$.

б) $Fe + Br_2 \rightarrow FeBr_3$

Решение:

1. Определяем степени окисления элементов:

$\overset{0}{Fe} + \overset{0}{Br_2} \rightarrow \overset{+3}{Fe}\overset{-1}{Br_3}$

Железо повышает степень окисления с 0 до +3, а бром понижает с 0 до -1.

2. Составляем уравнения электронного баланса:

$Fe^0 - 3e^- \rightarrow Fe^{+3} \quad | \cdot 2$ (процесс окисления, $Fe$ - восстановитель)

$Br_2^0 + 2e^- \rightarrow 2Br^{-1} \quad | \cdot 3$ (процесс восстановления, $Br_2$ - окислитель)

3. Расставляем коэффициенты в уравнении реакции: 2 перед железом и 3 перед бромом. Чтобы уравнять продукты, ставим 2 перед $FeBr_3$.

$2Fe + 3Br_2 \rightarrow 2FeBr_3$

4. Проверяем баланс атомов: слева 2 атома Fe и 6 атомов Br; справа 2 атома Fe и $2 \cdot 3 = 6$ атомов Br. Уравнение сбалансировано.

Ответ: $2Fe + 3Br_2 = 2FeBr_3$. Окислитель — $Br_2$, восстановитель — $Fe$.

в) $FeSO_4 + KMnO_4 + H_2SO_4 \rightarrow Fe_2(SO_4)_3 + K_2SO_4 + MnSO_4 + H_2O$

Решение:

1. Определяем степени окисления элементов, которые их изменяют:

$\overset{+2}{Fe}SO_4 + K\overset{+7}{Mn}O_4 + H_2SO_4 \rightarrow \overset{+3}{Fe}_2(SO_4)_3 + K_2SO_4 + \overset{+2}{Mn}SO_4 + H_2O$

Железо повышает степень окисления с +2 до +3, а марганец понижает с +7 до +2.

2. Составляем уравнения электронного баланса:

$Fe^{+2} - 1e^- \rightarrow Fe^{+3} \quad | \cdot 5$ (процесс окисления, $FeSO_4$ - восстановитель)

$Mn^{+7} + 5e^- \rightarrow Mn^{+2} \quad | \cdot 1$ (процесс восстановления, $KMnO_4$ - окислитель)

3. Соотношение восстановителя ($Fe^{+2}$) и окислителя ($Mn^{+7}$) составляет 5:1. Однако в продуктах реакции образуется димер $Fe_2(SO_4)_3$, поэтому количество атомов железа должно быть четным. Удваиваем оба коэффициента, получая соотношение 10:2.

4. Расставляем коэффициенты в уравнении: 10 перед $FeSO_4$, 2 перед $KMnO_4$, 5 перед $Fe_2(SO_4)_3$ (т.к. $10/2=5$) и 2 перед $MnSO_4$.

$10FeSO_4 + 2KMnO_4 + H_2SO_4 \rightarrow 5Fe_2(SO_4)_3 + K_2SO_4 + 2MnSO_4 + H_2O$

5. Уравниваем остальные атомы:

- Калий (K): слева 2, справа в $K_2SO_4$ ставим коэффициент 1 (уже уравнено).

- Сульфат-ионы ($SO_4^{2-}$): справа $5 \cdot 3 + 1 + 2 = 18$. Слева 10 в $FeSO_4$. Недостающие $18-10=8$ ионов берем из серной кислоты, ставя коэффициент 8 перед $H_2SO_4$.

$10FeSO_4 + 2KMnO_4 + 8H_2SO_4 \rightarrow 5Fe_2(SO_4)_3 + K_2SO_4 + 2MnSO_4 + H_2O$

- Водород (H): слева $8 \cdot 2=16$. Чтобы получить 16 атомов H справа, ставим коэффициент 8 перед $H_2O$.

6. Итоговое уравнение с проверкой по кислороду:

$10FeSO_4 + 2KMnO_4 + 8H_2SO_4 = 5Fe_2(SO_4)_3 + K_2SO_4 + 2MnSO_4 + 8H_2O$

Слева: $10 \cdot 4 + 2 \cdot 4 + 8 \cdot 4 = 40+8+32 = 80$. Справа: $5 \cdot 12 + 4 + 2 \cdot 4 + 8 = 60+4+8+8 = 80$. Баланс соблюден.

Ответ: $10FeSO_4 + 2KMnO_4 + 8H_2SO_4 = 5Fe_2(SO_4)_3 + K_2SO_4 + 2MnSO_4 + 8H_2O$. Окислитель — $KMnO_4$, восстановитель — $FeSO_4$.

6. Напишите по два молекулярных уравнения, соответствующих каждому ионному уравнению:

а) $Fe^{2+} + 2OH^- = Fe(OH)_2\downarrow$

б) $Fe_2O_3 + 6H^+ = 2Fe^{3+} + 6H_2O$

в) $2Fe^{3+} + 2I^- = 2Fe^{2+} + I_2$

а) $Fe^{2+} + 2OH^{-} = Fe(OH)_2↓$

Решение:

Данное сокращенное ионное уравнение описывает реакцию ионного обмена, в результате которой образуется осадок — гидроксид железа(II). Для составления молекулярных уравнений необходимо взять растворимую соль железа(II) и растворимое основание (щелочь).

1. В качестве соли железа(II) можно использовать хлорид железа(II) $FeCl_2$, а в качестве щелочи — гидроксид натрия $NaOH$.

$FeCl_2 + 2NaOH = Fe(OH)_2↓ + 2NaCl$

2. В качестве соли железа(II) можно использовать сульфат железа(II) $FeSO_4$, а в качестве щелочи — гидроксид калия $KOH$.

$FeSO_4 + 2KOH = Fe(OH)_2↓ + K_2SO_4$

Ответ: $FeCl_2 + 2NaOH = Fe(OH)_2↓ + 2NaCl$; $FeSO_4 + 2KOH = Fe(OH)_2↓ + K_2SO_4$.

б) $Fe_2O_3 + 6H^{+} = 2Fe^{3+} + 6H_2O$

Решение:

Данное ионное уравнение описывает реакцию основного оксида $Fe_2O_3$ с сильной кислотой (источником ионов $H^+$). В результате реакции образуется растворимая соль железа(III) и вода. Стоит отметить, что в приведенном ионном уравнении, скорее всего, допущена опечатка в коэффициенте перед водой, так как для баланса атомов кислорода и водорода правильный коэффициент — 3. Ниже приведены уравнения для химически корректной реакции.

1. В качестве кислоты можно использовать соляную кислоту $HCl$.

$Fe_2O_3 + 6HCl = 2FeCl_3 + 3H_2O$

2. В качестве кислоты можно использовать серную кислоту $H_2SO_4$.

$Fe_2O_3 + 3H_2SO_4 = Fe_2(SO_4)_3 + 3H_2O$

Ответ: $Fe_2O_3 + 6HCl = 2FeCl_3 + 3H_2O$; $Fe_2O_3 + 3H_2SO_4 = Fe_2(SO_4)_3 + 3H_2O$.

в) $2Fe^{3+} + 2I^{-} = 2Fe^{2+} + I_2$

Решение:

Это сокращенное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции. Ион $Fe^{3+}$ является окислителем (восстанавливается до $Fe^{2+}$), а иодид-ион $I^-$ — восстановителем (окисляется до $I_2$). Для составления молекулярных уравнений нужно взять растворимую соль железа(III) и растворимый иодид.

1. В качестве реагентов можно использовать хлорид железа(III) $FeCl_3$ и иодид калия $KI$.

$2FeCl_3 + 2KI = 2FeCl_2 + I_2 + 2KCl$

2. В качестве реагентов можно использовать сульфат железа(III) $Fe_2(SO_4)_3$ и иодид натрия $NaI$.

$Fe_2(SO_4)_3 + 2NaI = 2FeSO_4 + I_2 + Na_2SO_4$

Ответ: $2FeCl_3 + 2KI = 2FeCl_2 + I_2 + 2KCl$; $Fe_2(SO_4)_3 + 2NaI = 2FeSO_4 + I_2 + Na_2SO_4$.

7. Железный купорос $FeSO_4 \cdot 7H_2O$ широко используют как фунгицид — средство для борьбы с грибковыми заболеваниями растений. Какую массу железного купороса можно получить из 2,8 кг железных опилок и необходимого количества разбавленной серной кислоты?

Дано:

Масса железных опилок $m(Fe) = 2,8$ кг

Серная кислота $H_2SO_4$ — в необходимом количестве (в избытке)

Для удобства вычислений переведем массу железа в граммы:
$m(Fe) = 2,8 \text{ кг} = 2800 \text{ г}$

Найти:

Массу железного купороса $m(FeSO_4 \cdot 7H_2O)$ — ?

Решение:

1. Составим уравнение химической реакции взаимодействия железа с разбавленной серной кислотой. В результате реакции образуется сульфат железа(II) и выделяется водород:

$Fe + H_2SO_4 \rightarrow FeSO_4 + H_2 \uparrow$

При кристаллизации из водного раствора сульфат железа(II) образует кристаллогидрат — железный купорос:

$FeSO_4 + 7H_2O \rightarrow FeSO_4 \cdot 7H_2O$

Из уравнений реакции следует, что из одного моля атомов железа образуется один моль железного купороса. Таким образом, их количества вещества соотносятся как 1:1.

$n(Fe) = n(FeSO_4 \cdot 7H_2O)$

2. Рассчитаем молярные массы железа (Fe) и железного купороса ($FeSO_4 \cdot 7H_2O$), используя относительные атомные массы элементов из Периодической таблицы Д.И. Менделеева (округляя до целых чисел): $Ar(Fe)=56$, $Ar(S)=32$, $Ar(O)=16$, $Ar(H)=1$.

Молярная масса железа:

$M(Fe) = 56$ г/моль

Молярная масса железного купороса:

$M(FeSO_4 \cdot 7H_2O) = Ar(Fe) + Ar(S) + 4 \cdot Ar(O) + 7 \cdot (2 \cdot Ar(H) + Ar(O))$

$M(FeSO_4 \cdot 7H_2O) = 56 + 32 + 4 \cdot 16 + 7 \cdot (2 \cdot 1 + 16) = 56 + 32 + 64 + 7 \cdot 18 = 152 + 126 = 278$ г/моль

3. Вычислим количество вещества (моль) в 2800 г железных опилок:

$n(Fe) = \frac{m(Fe)}{M(Fe)} = \frac{2800 \text{ г}}{56 \text{ г/моль}} = 50$ моль

4. Так как серная кислота дана в избытке, расчёт ведём по железу. Согласно стехиометрии реакции, количество вещества железного купороса равно количеству вещества железа:

$n(FeSO_4 \cdot 7H_2O) = n(Fe) = 50$ моль

5. Теперь можем рассчитать массу железного купороса, которая может быть получена:

$m(FeSO_4 \cdot 7H_2O) = n(FeSO_4 \cdot 7H_2O) \cdot M(FeSO_4 \cdot 7H_2O)$

$m(FeSO_4 \cdot 7H_2O) = 50 \text{ моль} \cdot 278 \text{ г/моль} = 13900$ г

6. Переведём полученную массу из граммов в килограммы:

$13900 \text{ г} = 13,9$ кг

Ответ: из 2,8 кг железных опилок можно получить 13,9 кг железного купороса.

8. Один из учащихся написал формулу двойной соли железа и аммония как $NH_4Fe(SO_4)_2 \cdot 12H_2O$, а другой — как $(NH_4)_2Fe(SO_4)_2 \cdot 6H_2O$. Кто из них прав? Докажите ваше утверждение.

Для того чтобы определить, кто из учащихся прав, необходимо проверить, соответствуют ли предложенные формулы реально существующим, химически стабильным соединениям. Основным принципом для составления формулы соли является её электронейтральность, то есть суммарный заряд всех ионов в формульной единице должен быть равен нулю.

В обоих случаях мы имеем дело с двойными солями, содержащими катион аммония ($NH_4^+$), катион железа ($Fe^{n+}$) и сульфат-анион ($SO_4^{2-}$).

Известно, что:

• Заряд катиона аммония $NH_4^+$ равен $+1$.
• Заряд сульфат-аниона $SO_4^{2-}$ равен $-2$.
• Железо является переходным металлом и может проявлять различные степени окисления, наиболее устойчивые из которых $+2$ и $+3$.

Проанализируем каждую из предложенных формул.

Разбор формулы первого учащегося: $NH_4Fe(SO_4)_2 \cdot 12H_2O$

Рассчитаем, какой должна быть степень окисления железа, чтобы это соединение было электронейтральным. Обозначим степень окисления железа как $x$.

Сумма зарядов ионов в соли должна быть равна нулю:

$(+1) + x + 2 \cdot (-2) = 0$

$1 + x - 4 = 0$

$x - 3 = 0$

$x = +3$

Степень окисления железа $+3$ является одной из самых распространенных и устойчивых для этого элемента. Следовательно, формула $NH_4Fe(SO_4)_2 \cdot 12H_2O$ является химически корректной. Она описывает додекагидрат сульфата железа(III)-аммония, который относится к классу квасцов и известен как железо-аммонийные квасцы. Это реально существующее вещество.

Разбор формулы второго учащегося: $(NH_4)_2Fe(SO_4)_2 \cdot 6H_2O$

Аналогично рассчитаем степень окисления железа для этой формулы. Обозначим её также как $x$.

Сумма зарядов ионов:

$2 \cdot (+1) + x + 2 \cdot (-2) = 0$

$2 + x - 4 = 0$

$x - 2 = 0$

$x = +2$

Степень окисления железа $+2$ также является устойчивой и распространенной. Формула $(NH_4)_2Fe(SO_4)_2 \cdot 6H_2O$ является химически корректной. Она описывает гексагидрат сульфата железа(II)-аммония, широко известный как соль Мора. Это также реально существующее вещество.

Заключение

Обе предложенные формулы описывают реально существующие двойные соли железа и аммония:

• $NH_4Fe(SO_4)_2 \cdot 12H_2O$ – соль, где железо имеет степень окисления $+3$ (железо-аммонийные квасцы).
• $(NH_4)_2Fe(SO_4)_2 \cdot 6H_2O$ – соль, где железо имеет степень окисления $+2$ (соль Мора).

Поскольку в условии задачи не указана степень окисления железа в двойной соли, обе формулы являются верными. Таким образом, оба учащихся правы, так как каждый из них написал формулу одной из возможных двойных солей железа и аммония.

Ответ: Оба учащихся правы. Первый учащийся написал формулу железо-аммонийных квасцов (соли железа(III)), а второй — формулу соли Мора (соли железа(II)). Обе формулы химически корректны и описывают реально существующие двойные соли железа и аммония, так как в условии не была уточнена степень окисления железа.

9. На трёх карточках опишите свойства различных металлов, не называя эти металлы. Раздайте карточки своим одноклассникам, получите от них три аналогичные карточки с описанием. К следующему уроку постарайтесь определить, описания каких металлов вам достались. Можно ли по полученному вами тексту сделать однозначный вывод?

Это задание представляет собой игру-упражнение на знание свойств металлов. Ниже представлен пример выполнения этого задания.

Часть 1. Создание карточек с описанием металлов

Вот примеры трех карточек с описанием свойств различных металлов без указания их названий.

Карточка 1

Этот металл имеет серебристо-белый цвет. Он пластичен, ковок и обладает сильными магнитными свойствами (является ферромагнетиком). Это довольно тяжелый металл с плотностью около 7,9 г/см³. На влажном воздухе он подвержен коррозии, покрываясь рыхлым слоем ржавчины. Является основой самых распространенных конструкционных материалов – чугуна и стали.

Карточка 2

Этот металл отличается характерным золотисто-розовым цветом. Он очень пластичен и обладает одной из самых высоких электро- и теплопроводностей среди всех металлов, уступая лишь серебру. Плотность составляет около 9,0 г/см³. На влажном воздухе со временем покрывается зеленоватой пленкой – патиной. Широко применяется в электротехнике для изготовления проводов и в теплообменных аппаратах.

Карточка 3

Легкий металл серебристо-белого цвета с плотностью всего 2,7 г/см³. Обладает высокой пластичностью, его можно прокатать в очень тонкую фольгу. Является хорошим проводником электричества и тепла. На воздухе мгновенно покрывается очень тонкой, но прочной прозрачной пленкой оксида, которая защищает его от дальнейшей коррозии. Благодаря легкости и прочности в виде сплавов широко применяется в авиастроении.

Ответ: Подготовлены карточки с описанием железа, меди и алюминия.

Часть 2. Определение металлов по полученным карточкам

Предположим, мы получили от одноклассников три следующие карточки. Попробуем определить, какие металлы на них описаны.

Полученная карточка A

«Тяжелый, мягкий, ковкий металл серого цвета с синеватым отливом. У него низкая температура плавления. На воздухе покрывается защитной пленкой оксида. Сам металл и его соединения токсичны. Благодаря высокой плотности его используют для защиты от ионизирующего излучения, а также в аккумуляторах.»

Анализ: Ключевые признаки – тяжелый, мягкий, серый, легкоплавкий, токсичный, используется в аккумуляторах и для защиты от радиации. Эта совокупность свойств однозначно указывает на свинец (Pb).

Полученная карточка Б

«Очень тяжелый благородный металл яркого желтого цвета. Исключительно пластичен и ковок. Является отличным проводником. Химически очень стоек: не окисляется на воздухе и не растворяется в большинстве кислот. Основные области применения – ювелирное дело, электроника и инвестиции.»

Анализ: Ключевые признаки – желтый цвет, высокая плотность, химическая инертность (благородный металл) и применение в ювелирном деле. Это классическое описание золота (Au).

Полученная карточка В

«Уникальный металл, который при комнатной температуре находится в жидком состоянии. Это тяжелая серебристо-белая жидкость. Ее пары чрезвычайно ядовиты. Раньше этот металл широко применялся в измерительных приборах, например, в термометрах.»

Анализ: Главный и уникальный признак – жидкое агрегатное состояние при комнатной температуре. Это свойство среди металлов характерно только для ртути (Hg).

Ответ: На полученных карточках были описаны: А – свинец, Б – золото, В – ртуть.

Можно ли по полученному вами тексту сделать однозначный вывод?

Сделать однозначный вывод о том, какой металл описан на карточке, возможно, но только при выполнении определенных условий.

• Да, если описание достаточно подробное. Чтобы однозначно идентифицировать металл, описание должно содержать набор характерных свойств. Чем больше уникальных или отличительных черт перечислено (например, цвет, плотность, магнитные свойства, агрегатное состояние, химическая активность, специфические области применения), тем выше вероятность правильного и однозначного ответа. В приведенных выше примерах выводы были однозначными именно благодаря набору таких свойств.
• Нет, если описание слишком общее. Если на карточке будет указано, например: «пластичный металл серебристо-белого цвета, хороший проводник электричества», то сделать однозначный вывод невозможно. Под это описание подходят десятки металлов: алюминий, серебро, железо, цинк, никель, платина и другие. В таком случае можно лишь перечислить группу возможных вариантов.

Ответ: Однозначный вывод можно сделать только в том случае, если описание содержит достаточное количество характерных, отличительных или уникальных свойств металла. При общем описании свойств, присущих многим металлам, однозначный вывод невозможен.

Практическая работа 7

РЕШЕНИЕ ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ «МЕТАЛЛЫ»

Опыт 1. Осуществление цепочки превращений

Проведите химические реакции, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

$MgO \rightarrow MgCl_2 \rightarrow Mg(OH)_2 \rightarrow MgSO_4 \rightarrow MgCO_3$

Все опыты проводите в одной пробирке, добавляя по каплям следующий реагент до прекращения признаков протекания реакции.

Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Опыт 2. Получение соединений металлов и изучение их свойств

Используя предложенные вам реактивы, получите хлорид железа(II). Докажите наличие иона $Fe^{2+}$ в полученном растворе.

Используя в качестве окислителя пероксид водорода, получите из хлорида железа(II) хлорид железа(III). Докажите наличие иона $Fe^{3+}$ в полученном растворе.

Переведите ион $Fe^{3+}$ в осадок в виде гидроксида железа(III).

Напишите уравнения всех реакций в молекулярной и ионной формах.

Опыт 3. Распознавание соединений металлов

В четырёх пронумерованных пробирках без этикеток находятся кристаллические соли: сульфат магния, сульфат цинка, сульфат натрия, карбонат кальция. С помощью предложенных вам реактивов распознайте каждую соль. Напишите уравнения проведённых реакций в молекулярной и ионной формах.

Опыт 1. Осуществление цепочки превращений

Решение

Для осуществления данной цепочки превращений $MgO \rightarrow MgCl_2 \rightarrow Mg(OH)_2 \rightarrow MgSO_4 \rightarrow MgCO_3$ необходимо последовательно добавлять в пробирку следующие реагенты: соляную кислоту, гидроксид натрия, серную кислоту и карбонат натрия.

1. К оксиду магния ($MgO$) приливаем соляную кислоту ($HCl$) до полного растворения оксида. Образуется растворимый хлорид магния ($MgCl_2$).

Молекулярное уравнение:

$MgO + 2HCl \rightarrow MgCl_2 + H_2O$

Полное ионное уравнение:

$MgO(s) + 2H^+ + 2Cl^- \rightarrow Mg^{2+} + 2Cl^- + H_2O(l)$

Сокращенное ионное уравнение:

$MgO(s) + 2H^+ \rightarrow Mg^{2+} + H_2O(l)$

2. К полученному раствору хлорида магния ($MgCl_2$) добавляем раствор щелочи, например, гидроксида натрия ($NaOH$), до выпадения белого осадка гидроксида магния ($Mg(OH)_2$).

Молекулярное уравнение:

$MgCl_2 + 2NaOH \rightarrow Mg(OH)_2\downarrow + 2NaCl$

Полное ионное уравнение:

$Mg^{2+} + 2Cl^- + 2Na^+ + 2OH^- \rightarrow Mg(OH)_2(s) + 2Na^+ + 2Cl^-$

Сокращенное ионное уравнение:

$Mg^{2+} + 2OH^- \rightarrow Mg(OH)_2(s)$

3. К осадку гидроксида магния ($Mg(OH)_2$) приливаем серную кислоту ($H_2SO_4$) до полного растворения осадка. Образуется растворимый сульфат магния ($MgSO_4$).

Молекулярное уравнение:

$Mg(OH)_2 + H_2SO_4 \rightarrow MgSO_4 + 2H_2O$

Полное ионное уравнение:

$Mg(OH)_2(s) + 2H^+ + SO_4^{2-} \rightarrow Mg^{2+} + SO_4^{2-} + 2H_2O(l)$

Сокращенное ионное уравнение:

$Mg(OH)_2(s) + 2H^+ \rightarrow Mg^{2+} + 2H_2O(l)$

4. К полученному раствору сульфата магния ($MgSO_4$) добавляем раствор карбоната натрия ($Na_2CO_3$). Выпадает белый осадок карбоната магния ($MgCO_3$).

Молекулярное уравнение:

$MgSO_4 + Na_2CO_3 \rightarrow MgCO_3\downarrow + Na_2SO_4$

Полное ионное уравнение:

$Mg^{2+} + SO_4^{2-} + 2Na^+ + CO_3^{2-} \rightarrow MgCO_3(s) + 2Na^+ + SO_4^{2-}$

Сокращенное ионное уравнение:

$Mg^{2+} + CO_3^{2-} \rightarrow MgCO_3(s)$

Ответ: Уравнения реакций, позволяющих осуществить данную цепочку превращений, написаны выше.

Опыт 2. Получение соединений металлов и изучение их свойств

Решение

1. Получение хлорида железа(II). В пробирку с железными стружками (или порошком железа) добавляем соляную кислоту. Наблюдаем выделение пузырьков газа (водорода) и растворение железа с образованием раствора хлорида железа(II) ($FeCl_2$).

Молекулярное уравнение:

$Fe + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2\uparrow$

Сокращенное ионное уравнение:

$Fe(s) + 2H^+ \rightarrow Fe^{2+} + H_2(g)$

2. Доказательство наличия иона $Fe^{2+}$. К части полученного раствора добавляем раствор гексацианоферрата(III) калия ($K_3[Fe(CN)_6]$). Выпадение темно-синего осадка (турнбулевой сини) доказывает наличие ионов $Fe^{2+}$.

Молекулярное уравнение:

$3FeCl_2 + 2K_3[Fe(CN)_6] \rightarrow Fe_3[Fe(CN)_6]_2\downarrow + 6KCl$

Сокращенное ионное уравнение:

$3Fe^{2+} + 2[Fe(CN)_6]^{3-} \rightarrow Fe_3[Fe(CN)_6]_2(s)$

3. Окисление $Fe^{2+}$ до $Fe^{3+}$. К оставшемуся раствору хлорида железа(II) добавляем несколько капель пероксида водорода ($H_2O_2$). Раствор меняет цвет со светло-зеленого на желто-бурый, что свидетельствует об окислении ионов $Fe^{2+}$ до $Fe^{3+}$. Реакция идет в кислой среде (соляная кислота осталась с первой стадии).

Молекулярное уравнение:

$2FeCl_2 + H_2O_2 + 2HCl \rightarrow 2FeCl_3 + 2H_2O$

Сокращенное ионное уравнение:

$2Fe^{2+} + H_2O_2 + 2H^+ \rightarrow 2Fe^{3+} + 2H_2O$

4. Доказательство наличия иона $Fe^{3+}$. К полученному раствору хлорида железа(III) добавляем раствор тиоцианата калия ($KSCN$). Появление кроваво-красного окрашивания раствора доказывает наличие ионов $Fe^{3+}$.

Молекулярное уравнение:

$FeCl_3 + 3KSCN \rightarrow Fe(SCN)_3 + 3KCl$

Сокращенное ионное уравнение:

$Fe^{3+} + 3SCN^- \rightarrow Fe(SCN)_3$

5. Осаждение гидроксида железа(III). К раствору с ионами $Fe^{3+}$ добавляем раствор щелочи, например, гидроксида натрия ($NaOH$). Выпадает бурый осадок гидроксида железа(III) ($Fe(OH)_3$).

Молекулярное уравнение:

$FeCl_3 + 3NaOH \rightarrow Fe(OH)_3\downarrow + 3NaCl$

Сокращенное ионное уравнение:

$Fe^{3+} + 3OH^- \rightarrow Fe(OH)_3(s)$

Ответ: Уравнения всех проведенных реакций для получения и идентификации соединений железа написаны выше.

Опыт 3. Распознавание соединений металлов

Решение

В четырех пробирках находятся: сульфат магния ($MgSO_4$), сульфат цинка ($ZnSO_4$), сульфат натрия ($Na_2SO_4$) и карбонат кальция ($CaCO_3$).

1. Проверка растворимости в воде. Добавим в каждую пробирку дистиллированную воду и перемешаем. Вещество, которое не растворяется, — это карбонат кальция ($CaCO_3$). Остальные три соли ($MgSO_4$, $ZnSO_4$, $Na_2SO_4$) растворятся.

Для подтверждения, что это карбонат, можно добавить к осадку сильную кислоту (например, $HCl$), что вызовет выделение углекислого газа:

$CaCO_3(s) + 2H^+ \rightarrow Ca^{2+} + H_2O(l) + CO_2(g)\uparrow$

2. Распознавание трех растворимых солей. В три пробирки с растворами солей добавим по каплям раствор сильной щелочи, например, гидроксида натрия ($NaOH$).

а) В пробирке, где видимых изменений не происходит, находится сульфат натрия ($Na_2SO_4$).

б) В двух других пробирках образуются белые студенистые осадки. Это гидроксид магния ($Mg(OH)_2$) и гидроксид цинка ($Zn(OH)_2$).

Уравнение для сульфата магния:

$MgSO_4 + 2NaOH \rightarrow Mg(OH)_2\downarrow + Na_2SO_4$

Ионное уравнение:

$Mg^{2+} + 2OH^- \rightarrow Mg(OH)_2(s)$

Уравнение для сульфата цинка:

$ZnSO_4 + 2NaOH \rightarrow Zn(OH)_2\downarrow + Na_2SO_4$

Ионное уравнение:

$Zn^{2+} + 2OH^- \rightarrow Zn(OH)_2(s)$

3. Различение $Mg(OH)_2$ и $Zn(OH)_2$. Продолжим добавлять раствор $NaOH$ в пробирки с осадками. Гидроксид цинка является амфотерным и растворится в избытке щелочи с образованием бесцветного комплексного соединения. Гидроксид магния не растворится в избытке щелочи.

В пробирке, где осадок растворился, исходно был сульфат цинка ($ZnSO_4$).

Молекулярное уравнение:

$Zn(OH)_2 + 2NaOH \rightarrow Na_2[Zn(OH)_4]$

Ионное уравнение:

$Zn(OH)_2(s) + 2OH^- \rightarrow [Zn(OH)_4]^{2-}$

В пробирке, где осадок не растворился, исходно был сульфат магния ($MgSO_4$).

Ответ: 1. $CaCO_3$ определяется по нерастворимости в воде. 2. $Na_2SO_4$, $MgSO_4$, $ZnSO_4$ различаются с помощью раствора $NaOH$: $Na_2SO_4$ не дает осадка, $MgSO_4$ и $ZnSO_4$ дают белые осадки. 3. $MgSO_4$ и $ZnSO_4$ различаются добавлением избытка $NaOH$: осадок $Zn(OH)_2$ растворяется, а $Mg(OH)_2$ — нет. Уравнения реакций приведены в решении.