Железо, медь

период
Электронная конфигурация: [Ar]4s23d6

Основные степени окисления: +2, +3. Менее устойчивая: +6.

Известно с глубокой древности. Название "ghelgh" было в праиндоевропейском языке и, по всей видимости, не имеет слов-предшественников.
Лат. "ferrum" - нет общепринятой версии происхождения.
Англ. "iron" - во многих древних языках (напр. кельтском, греческом, санскрите) этот корень имел смысл "крепкий"/"сильный".

от всей выплавки металлов в мире приходится на железо.

Магнитные

материалы (в т.ч. элементы памяти)

Катализаторы:
Fe - производство аммиака по Габеру-Бошу; синтез алканов по Фишеру-Тропшу;
FeCl3 - алкилирование и ацилирование ароматических соединений по Фриделю-Крафтсу)

Аккумуляторы (напр. железо-никелевые) - невысокая эффективность, но высокая химическая стабильность и долговечность работы.

и Al)
Основные добывающие страны: Китай, Бразилия, Австралия, Индия.
Производство стали:

Китай - больше 50% от мирового.

Добывают из минералов: Fe2O3 (гематит), Fe3O4 (магнетит), FeO(OH) (лимонит), FeCO3 (сидерит). Из FeS2 (пирит) получают серную кислоту.
Основной путь выделения железа: 1). 2С + O2 →(t°C) 2CO↑ 2). Fe2O3 + 3CO →(t°C) 2Fe + 3CO2↑
Другие пути:
Fe2O3 + 3C →(t°C) 3CO↑ + Fe (загрязнено углеродом, серой и т.д.)
Fe2O3 + 3H2 →(t°C) 2Fe + 3H2O↑

на Mn.
Fe + 2HCl → FeCl2 (светло-зеленая окраска) + H2↑

На воздухе: FeCl2 + O2 + H2O → Fe(OH)Cl2 (постепенно)
Fe + NaOH(р-р) = не идёт ( т.к. Fe(OH)2 - основный гидроксид )
Железо пассивируется H2SO4(конц.) и HNO3(конц.) на холоду.
2Fe + 3H2O(пар) →(t°C) Fe2O3 + 3H2↑
4Fe + 6H2O + 3O2 →(tкомн) 4"Fe(OH)3" (медленная коррозия).
"Fe(OH)3" → Fe2O3*xH2O (непостоянный состав). "Ржавчина"
Реакции с простыми веществами:
3Fe + 2O2 →(t°C) Fe3O4 ("Железная окалина")
2Fe + 3Cl2 →(t°C) 2FeCl3 (Cl2 - сильный окислитель)
Fe + S →(t°C) FeS (S - слабый окислитель)

растворами кислот реагирует, с р-рами щелочей – нет.
Fe(OH)2 +

H2SO4(разб.) → FeSO4 + 2H2O
Fe(OH)2 + NaOH(изб.) = не идёт
Но! Идёт 4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 → 4Fe(OH)3 (В щелочной среде - очень быстро)

K4[Fe(CN)6]

Fe(OH)2

Осаждение Fe(OH)2 :
FeSO4 + 2NaOH(изб.) → Fe(OH)2↓ (грязно-зеленый) + Na2SO4
FeSO4 + 2NH3∙H2O(изб.) → Fe(OH)2↓ + (NH4)2SO4

Пример комплекса Fe2+:
FeSO4 + 6KCN → K4[Fe(CN)6] (гексацианоферрат(II) калия, "желтая кровяная соль")

→ FeS↓ (черный) + (NH4)2SO4
Сульфид железа(II) растворяется в сильнокислой среде:

FeS + 2HCl(20% р-р) → FeCl2 + H2S↑

2. FeCl2 + 2NaHCO3 → FeCO3↓ (зеленый) + 2NaCl + CO2↑ + H2O

FeCO3

Примеры восстановительных свойств Fe+2:

FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

Fe(OH)2 + HNO3(разб.) → Fe(NO3)3 + NO + H2O

FeCl2 + Br2(водн.) → FeBr3 + FeCl3

Задание на дом: самостоятельно уравнять реакции!

деле ни оксид, ни гидроксид в щелочах не растворяются.
Fe2O3

инертен из-за прочной кристаллической решетки (как Cr2O3)
Fe(OH)3 – из-за быстрого "старения" (его реальная формула - Fe2O3*xH2O).
Старение осадка – постепенная потеря осадком кристаллизационной воды. Обычно сопровождается снижением реакционной способности. Очень характерно для гидроксидов переходных металлов.

Fe2O3*xH2O

Fe2O3 + 6HCl → 2FeCl3 (желтая окраска) + 3H2O

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

Осаждение гидроксида:

Fe2(SO4)3 + 6KOH → 2Fe(OH)3↓ + 3K2SO4

Fe2(SO4)3 + 6NH3*H2O → 2Fe(OH)3↓ + 3(NH4)2SO4

Fe3+ тоже не образует аммиачных комплексов!

2FeCl2 + I2↓ + 2NaCl
Fe2(SO4)3 + SO2 + 2H2O →

2FeSO4 + 2H2SO4

Может быть восстановителем (только в щелочной среде!):
2Fe(OH)3 + 10KOH + 3Cl2 → 2K2FeO4 (фиолетовая окраска) + 6KCl + 8H2O

Пример комплекса Fe3+:
FeCl3 + 6KCN → K3[Fe(CN)6] (гексацианоферрат(III) калия, "красная кровяная соль")

K3[Fe(CN)6]

Соли FeO42- (ферраты) устойчивы в сильнощелочных растворах, могут быть выделены

в твердом виде
Получение: Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH →(t°C) 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O↑
Окислительная щелочная плавка!

Очень сильный окислитель:
2K2FeO4 + 16HCl(разб.) → 2FeCl3 + 3Cl2↑ + 4KCl + 8H2O
2K2FeO4 + 2NH3(разб.) + 2H2O → 2Fe(OH)3↓ + N2↑ + 4KOH
4K2FeO4 + 10H2O → 4Fe(OH)3↓ + 8KOH + 3O2↑ (при стоянии)

K2FeO4

3OH- → Fe(OH)3↓ (бурый осадок)

С роданидом (тиоцианатом)
Fe3+ + 3SCN-

→ Fe(SCN)3↓ (кроваво-красное окрашивание)

Берлинская лазурь

Fe(SCN)3

С желтой кровяной солью:
FeCl3 + K4[Fe(CN)6] → K[FeFe(CN)6]↓ (синий осадок) + 3KCl
"Берлинская лазурь"

→ K[FeFe(CN)6]↓ (синий осадок) + K2SO4
"Турнбулева синь"
"Турнбулева синь"

= "Берлинская лазурь" по составу и строению

в тетраэдрическом окружении

Аналог B2H6

«сэндвич»

Устойчив на воздухе, в кислотах-неокислителях, в щелочах.


Ферроцен
Использование: присадка к

автомобильным топливам, стабилизирующая добавка к органическим полимерам
Его производные - катализаторы в органических реакциях

период

Электронная конфигурация: [Ar]4s13d10 ("проскок" электрона!)

Основные степени окисления: +1, +2. Очень

неустойчива +3.

Происхождение названия: лат. "Cuprum" произошло от названия острова Кипр. Происхождение славянского "Медь" неизвестно.

цинком)

Конструкционные материалы - водопроводные трубы; покрытие крыш и фасадов зданий;

изделия из бронзы (бронза - сплав меди с оловом)

Чеканка монет (медь, медно-никелевые сплавы)

Катализаторы: CuCl+NH4Cl - димеризация ацетилена в винилацетилен; порошок Cu - синтез полиацетилена (проводящий полимер).
Есть перспектива замены платины и палладия медью в каталитических процессах.

Чили, Китай, Перу, США.
Добывают из сульфидных минералов: CuFeS2 (халькопирит),

Cu2S (халькозин), Cu5FeS4 (борнит).
Другие известные минералы: Cu2(OH)2CO3 (малахит), Cu3(OH)2(CO3)2 (азурит).
Основной путь выделения:
1). 2Cu2S + 3O2 →(t°C) 2Cu2O + 2SO2↑
2). Cu2S + 2Cu2O →(t°C) 6Cu + 2SO2↑ ("томление" в безвоздушной среде)
3). Электролитическое рафинирование - очистка меди:
2Cu + 2H2SO4(р-р) + O2 2CuSO4(р-р) + 2H2O

Не растворяется в щелочах и кислотах-неокислителях, кроме HClконц:
2Cu +

2HCl(конц.) → 2H[CuCl2] (бесцв. раствор) + H2↑
С водой не реагирует даже при нагревании
Cu + 2H2SO4(конц.) → CuSO4 + SO2↑ + H2O
Cu + 4HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + H2O
3Cu + 8HNO3(разб.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + H2O

Реакции с простыми веществами:
2Cu + O2 →(t°C) CuO (до 1000°С. Выше - Cu2O)
Cu + Cl2 →(t°C) CuCl2 (В недостатке - CuCl)
2Cu + S →(t°C) Cu2S (идёт медленно и плохо)

+ H2SO4(разб.) → Cu↓ + CuSO4 (голубой раствор) + H2O

В

растворе устойчив аммиачный комплекс:
4Cu + 8NH3 + 2H2O + O2 → 4[Cu(NH3)2]OH (бесцветный раствор, может окисляться дальше до меди(+2) )
CuCl(тв.) + 2NH3(водн.) → [Cu(NH3)2]Cl (бесцветный р-р)

Медь (+1) проявляет свойства восстановителя:
Cu2O + 3H2SO4(конц.) → 2CuSO4 + SO2↑ + 3H2O
4[Cu(NH3)2]OH + O2 + 8NH3 + 2H2O → 4[Cu(NH3)4](OH)2

не растворяется в щелочах:
Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 +

2H2O
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
Cu(OH)2 + NaOH(изб) = не идёт (с CuO тоже)
При долгом стоянии или кипячении разлагается до оксида:
Cu(OH)2 →(t°C) CuO + H2O

Cu(OH)2

CuO

Cu(OH)2 осаждается щелочами:
CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaCl

Образует прочный аммиачный комплекс [Cu(NH3)4]2+ :
Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2 (темно-синий раствор)

→ CuS↓ (черный) + H2SO4
Выпадает даже из H2S и не

растворяется даже в конц. HCl !

2. 2CuCl2 + 4NaHCO3 → Cu2(OH)2CO3↓ (голубовато-зеленый) + 4NaCl + 3CO2↑ + H2O
Средний карбонат CuCO3 из водного раствора выпасть не может (гидролиз).

Cu2(OH)2CO3

CuI

Окислительные свойства меди (+2) :
2CuSO4 + 4KI → 2CuI↓ ("телесный") + I2↓ (бурый) + 2K2SO4

CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu↓

CuO - окислитель при нагревании:
3CuO + 2NH3 →(t°C) 3Cu + N2 + 3H2O

через стадию образования хелатного комплекса!
C6H12O6(р-р) + 2Cu(OH)2 + NaOH(р-р) →(t°C)

C6H11O7Na(р-р)+ Cu2O + 3H2O

+ Na2SO4 + 6NaCl + 2NaHSO3

Соль Шевреля
2Cu+2 + 2e- = 2Cu+1 S+4 - 2 e- = S+6

Соль Шевреля

2Cu(OH)2 (голубой) + Na2S2O8 (р-р) + 2NaOH(р-р) →(t°C) → 2Cu(OH)3↓ (черный) + 2Na2SO4

Конц. раствор CuCl2 - зеленый
Разб. раствор CuCl2 - голубой

CuCl2 (конц.)

[CuCl2] + 4H2O → [Cu(H2O)4]Cl2 (замещение Cl- на воду при разбавлении)