ЖЕЛЕЗО И ХРОМ – МЕТАЛЛЫ ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП

§1. Положение железа и хрома в Периодической системе и строение их атомов

Железо и хром – металлы, расположенные в четвертом периоде Периодической системы Д.И. Менделеева. Железо находится в VIII группе побочной подгруппы, а хром – в VI группе побочной подгруппы. Они относятся к d-элементам, поскольку их валентные электроны расположены на d-подуровне предвнешнего энергетического уровня.

Особенности строения атомов:

  • Железо (Fe, порядковый номер 26): Электронная конфигурация атома железа: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s². В химических реакциях железо проявляет две основные степени окисления: +2 и +3. Степень окисления +2 возникает при потере двух электронов с 4s-орбитали. Более устойчивая степень окисления +3 образуется при потере двух электронов с 4s-орбитали и одного электрона с 3d-орбитали, что приводит к образованию устойчивого полузаполненного d-уровня (3d⁵).

  • Хром (Cr, порядковый номер 24): Электронная конфигурация атома хрома является исключением из общего правила: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵ 4s¹. Такое распределение электронов, называемое «провалом электрона», энергетически более выгодно, так как приводит к устойчивой полузаполненной d-орбитали. Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6, из которых +3 является наиболее устойчивой.

§2. Железо: физические и химические свойства

Физические свойства: Железо – серебристо-белый пластичный металл, обладающий высокой тепло- и электропроводностью. Оно обладает ярко выраженными магнитными свойствами (ферромагнетизм). Чистое железо довольно мягкое, однако его сплавы – чугун и сталь – отличаются высокой прочностью и твердостью.

Химические свойства: Железо – металл средней химической активности. Его реакционная способность сильно зависит от степени измельчения (железные опилки горят, а массивный кусок металла устойчив) и наличия окислителей.

  1. Взаимодействие с неметаллами:

    • С кислородом при нагревании железо сгорает с образованием оксида железа (II,III):
      3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄

    • С серой образуется сульфид железа (II):
      Fe + S → FeS

    • С хлором (сильным окислителем) железо взаимодействует с образованием хлорида железа (III):
      2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃

  2. Взаимодействие с водой: Реагирует с водой при высокой температуре (выше 700°C), образуя смешанный оксид и водород:
    3Fe + 4H₂O(пар) → Fe₃O₄ + 4H₂↑

  3. Взаимодействие с кислотами:

    • С разбавленными кислотами-неокислителями (соляной, серной) железо вытесняет водород, образуя соли железа (II):
      Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑
      Fe + H₂SO₄(разб.) → FeSO₄ + H₂↑

    • С концентрированными кислотами-окислителями (серной, азотной) при обычных условиях железо пассивируется из-за образования на поверхности плотной оксидной пленки.

§3. Оксиды и гидроксиды железа

Для железа характерны два ряда соединений, соответствующих степеням окисления +2 и +3.

 
 
Соединение Формула Характер Способы получения Химические свойства
Оксид железа (II) FeO Основный Разложение Fe(OH)₂: Fe(OH)₂ → FeO + H₂O Реагирует с кислотами: FeO + 2HCl → FeCl₂ + H₂O
Оксид железа (III) Fe₂O₃ Слабый амфотер Разложение Fe(OH)₃: 2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O Реагирует с кислотами: Fe₂O₃ + 6HCl → 2FeCl₃ + 3H₂O. При сплавлении со щелочами: Fe₂O₃ + 2NaOH → 2NaFeO₂ + H₂O
Гидроксид железа (II) Fe(OH)₂ Основание Обменная реакция: FeCl₂ + 2NaOH → Fe(OH)₂↓ + 2NaCl. Осадок грязно-зеленого цвета. Реагирует с кислотами: Fe(OH)₂ + 2HCl → FeCl₂ + 2H₂O. Легко окисляется на воздухе, постепенно превращаясь в бурый Fe(OH)₃: 4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Fe(OH)₃
Гидроксид железа (III) Fe(OH)₃ Основание (очень слабое), с признаками амфотерности Обменная реакция: FeCl₃ + 3NaOH → Fe(OH)₃↓ + 3NaCl. Осадок бурого цвета. Реагирует с кислотами: 2Fe(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 6H₂O. Может реагировать с горячими концентрированными щелочами.

§4. Качественные реакции на ионы Fe²⁺ и Fe³⁺

Для распознавания солей двух- и трехвалентного железа используют следующие реакции:

  1. Реакция с раствором щелочи:

    • Ионы Fe²⁺ образуют грязно-зеленый осадок Fe(OH)₂.

    • Ионы Fe³⁺ образуют бурый осадок Fe(OH)₃.

  2. Реакция с роданидом калия (KCNS):

    • Ионы Fe³⁺ дают характерное кроваво-красное окрашивание due to образованию комплекса [Fe(SCN)]²⁺. Ионы Fe²⁺ этой реакции не дают.

  3. Реакция с гексацианоферратами:

    • Ионы Fe²⁺ с красной кровяной солью (K₃[Fe(CN)₆]) образуют темно-синий осадок (турнбулева синь).

    • Ионы Fe³⁺ с желтой кровяной солью (K₄[Fe(CN)₆]) также образуют темно-синий осадок (берлинская лазурь).

Современная химия считает, что турнбулева синь и берлинская лазурь – это одно и то же вещество состава Fe₄[Fe(CN)₆]₃.

§5. Общая характеристика хрома

Хром – твердый, тугоплавкий, блестящий металл голубовато-белого цвета. Устойчив на воздухе благодаря образованию прочной оксидной пленки (Cr₂O₃).

Химические свойства хрома во многом зависят от степени окисления.

  • Соединения хрома (II) – сильные восстановители, неустойчивы на воздухе.

  • Соединения хрома (III) – наиболее устойчивы.

    • Оксид хрома (III) (Cr₂O₃) – тугоплавкий порошок зеленого цвета, проявляет амфотерные свойства.
      Cr₂O₃ + 6HCl → 2CrCl₃ + 3H₂O
      Cr₂O₃ + 2NaOH → 2NaCrO₂ + H₂O (при сплавлении)

    • Гидроксид хрома (III) (Cr(OH)₃) – вещество зеленого цвета, типичный амфотерный гидроксид.
      Cr(OH)₃ + 3HCl → CrCl₃ + 3H₂O
      Cr(OH)₃ + 3NaOH(конц.) → Na₃[Cr(OH)₆] (в растворе)

  • Соединения хрома (VI) – сильные окислители.

    • Оксид хрома (VI) (CrO₃) – темно-красные кристаллы, токсичен.

    • Хроматы (K₂CrO₄) – соли желтого цвета.

    • Дихроматы (K₂Cr₂O₇) – соли оранжевого цвета. В растворе хроматы и дихроматы легко переходят друг в друга в зависимости от кислотности среды.

Хром и его соединения широко применяются для получения легированных сталей, хромирования металлов, в качестве пигментов и дубильных веществ.

Последнее изменение: среда, 26 ноября 2025, 09:33