Решебник по химии 9 класс Габриелян §34

Алхимики связывали железо с планетой Марс потому, что и металл, и эта планета ассоциировались с войной, силой и мужеством. Марс — в римской мифологии бог войны, а железо на протяжении веков было основным материалом для изготовления оружия и доспехов. Его прочность, твёрдость и способность к намагничиванию делали железо символом силы и мужества, как и сам Марс. Поэтому алхимики использовали один и тот же знак ♂ — круг со стрелкой, направленной вверх и вправо — для обозначения как железа, так и планеты Марс.

При добавлении раствора гидроксида натрия к раствору сульфата железа(II) в первой пробирке выпадает зелёный осадок гидроксида железа(II):

(FeSO₄ + 2NaOH → Fe(OH)₂↓ + Na₂SO₄)

Осадок сначала имеет светло-зелёный цвет, но на воздухе быстро буреет из-за окисления до гидроксида железа(III).

Во второй пробирке, где находится раствор хлорида железа(III), при добавлении NaOH сразу образуется бурый осадок гидроксида железа(III):

(FeCl₃ + 3NaOH → Fe(OH)₃↓ + 3NaCl)

Таким образом:

— В первой пробирке: светло-зелёный осадок Fe(OH)₂.

— Во второй пробирке: бурый осадок Fe(OH)₃.

При добавлении красной кровяной соли (K₃[Fe(CN)₆]) к раствору сульфата железа(II) в первой пробирке происходит образование синего осадка — вещества, называемого турнбулевой синью. Он имеет насыщенный тёмно-синий цвет. Реакция идёт по уравнению:

(3FeSO₄ + 2K₃[Fe(CN)₆] → Fe₃[Fe(CN)₆]₂↓ + 3K₂SO₄)

Во второй пробирке, при добавлении жёлтой кровяной соли (K₄[Fe(CN)₆]) к раствору хлорида железа(III), также образуется синий осадок — только уже другой по составу, это берлинская лазурь:

(4FeCl₃ + 3K₄[Fe(CN)₆] → Fe₄[Fe(CN)₆]₃↓ + 12KCl)

Сравнение: в обеих пробирках образуются синие осадки, но их оттенки немного различаются. Турнбулева синь (в первой пробирке) — темнее и более фиолетовая, а берлинская лазурь (во второй пробирке) — ярко-синяя. Обе реакции служат качественными реакциями на ионы железа.

Железо — один из самых распространённых элементов на Земле. Оно входит в состав земной коры, хотя в ней содержится преимущественно в виде соединений — железных руд, поскольку свободное железо в природе практически не встречается. Железо также входит в состав метеоритов и считается важной частью ядра Земли.

Основными промышленными железными рудами являются:

• Красный железняк — оксид железа(III) (Fe₂O₃),

• Бурый железняк (лимонит) — гидратированный оксид железа(III) (Fe₂O₃·nH₂O),

• Магнитный железняк — смешанный оксид железа(II, III) (Fe₃O₄),

• Железный колчедан (пирит) — сульфид железа (FeS₂), который не относится к железным рудам, но используется для получения серной кислоты.

Эти соединения входят в состав природных минеральных образований, добываются в шахтах и карьерах и служат основным сырьём для получения чистого железа и его сплавов. По запасам железных руд Россия занимает одно из ведущих мест в мире.

Наибольшая массовая доля железа содержится в магнитном железняке (Fe₃O₄). Это объясняется тем, что в его состав входят как ионы железа(II), так и ионы железа(III), то есть в формуле на три атома железа приходится всего четыре атома кислорода. По сравнению с другими рудами (в которых больше кислорода или даже воды, как в буром железняке), содержание железа в Fe₃O₄ — наибольшее.

Железо — металл с переменной валентностью, проявляющий восстановительные свойства. Оно может реагировать с кислотами, неметаллами и солями других металлов.

1. Взаимодействие с неметаллами:

Железо реагирует с серой, кислородом, галогенами:

(Fe + S → FeS)

(3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄)

(2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃)

2. Реакции с кислотами:

Железо вытесняет водород из разбавленных кислот:

(Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑)

(Fe + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂↑)

Но с концентрированными азотной и серной кислотами железо не реагирует, поскольку на его поверхности образуется прочная пассивирующая оксидная плёнка.

3. Реакции с растворами солей других металлов:

Железо может вытеснять менее активные металлы из их солей:

(Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu)

В этих реакциях железо является восстановителем: оно отдаёт электроны и переходит в ионы Fe²⁺ или Fe³⁺, в зависимости от условий реакции и окислителя.

Эти свойства делают железо важным участником множества окислительно-восстановительных процессов.

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

а)

1. (FeO → Fe) — восстановление, например, при нагревании с углем:

   (FeO + CO → Fe + CO₂)

2. (Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃)

3. (FeCl₃ + 3NaOH → Fe(OH)₃↓ + 3NaCl)

4. (2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O)

5. (Fe₂O₃ + 3H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O)

6. (Fe₂(SO₄)₃ + 6HBr → 2FeBr₃ + 3H₂SO₄)

б)

1. (Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑)

2. (FeCl₂ + 2NaOH → Fe(OH)₂↓ + 2NaCl)

3. (Fe(OH)₂ → FeO + H₂O)

4. (FeO + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂O)

5. (FeSO₄ + 2HCl → FeCl₂ + H₂SO₄)

Пример ионного уравнения:

(FeCl₃ + 3NaOH → Fe(OH)₃↓ + 3NaCl)

Ионная форма:

(Fe³⁺ + 3OH⁻ → Fe(OH)₃↓)

Окислительно-восстановительные реакции (например, реакция железа с хлором):

(2Fe⁰ + 3Cl₂⁰ → 2FeCl₃)

Электронный баланс:

Fe⁰ – 3e⁻ → Fe³⁺ (×2)

Cl₂⁰ + 2e⁻ → 2Cl⁻ (×3)

Итог:

(2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃)

Окислитель — Cl₂, восстановитель — Fe.

а) (2Fe(OH)₃ + 3H₂ → 2Fe + 6H₂O)

Баланс:

Fe³⁺ + 3e⁻ → Fe⁰ (×2)

H₂⁰ → 2H⁺ + 2e⁻ (×3)

Окислитель — Fe(OH)₃, восстановитель — H₂.

б) (5FeSO₄ + KMnO₄ + 4H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + 4H₂O)

Баланс:

Fe²⁺ – 1e⁻ → Fe³⁺ (×5)

Mn⁷⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ (×1)

Окислитель — KMnO₄ (Mn⁷⁺), восстановитель — FeSO₄ (Fe²⁺).

а) (FeSO₄ + 2NaOH → Fe(OH)₂↓ + Na₂SO₄)

(FeCl₂ + 2KOH → Fe(OH)₂↓ + 2KCl)

б) (2FeCl₃ + 2KI → 2FeCl₂ + I₂ + 2KCl)

(2Fe(NO₃)₃ + 2NaI → 2Fe(NO₃)₂ + I₂ + 2NaNO₃)

Сначала составим уравнение реакции:

(Fe + H₂SO₄ + 7H₂O → FeSO₄·7H₂O + H₂↑)

Из уравнения видно, что 1 моль железа даёт 1 моль FeSO₄·7H₂O.

Молярная масса Fe = 56 г/моль

Молярная масса FeSO₄·7H₂O = 278 г/моль

Считаем по пропорции:

Из 56 г железа получается 278 г железного купороса

Из 2800 г железа (2,8 кг):

(278 × 2800) / 56 = 13 900 г = 13,9 кг

Ответ: из 2,8 кг железных опилок можно получить 13,9 кг FeSO₄·7H₂O.

Правильная формула двойной соли железа и аммония — (NH₄)₂Fe(SO₄)₂·6H₂O.

Это так называемый аммоний-железный квасец, аналогичный другим квасцам, например, алюмо-калиевым. В таких двойных солях Fe³⁺ образует комплекс с двумя ионами (NH₄)⁺ и двумя сульфатами SO₄²⁻. В названии вещества важна валентность: железо в степени окисления +3, значит, чтобы нейтрализовать заряд, нужно две аммонийные группы (NH₄)⁺.

Формула NH₄Fe(SO₄)₂ предполагает, что у железа валентность +2, а не +3, и она не соответствует кристаллической структуре известных квасцов.

Это задание носит практический и исследовательский характер. На карточках могут быть описаны, например:

• Металл 1: серебристо-белый, лёгкий, используется в авиации, не реагирует с водой — это может быть алюминий.

• Металл 2: тяжёлый, тугоплавкий, хорошо проводит электричество, встречается в самородном виде — возможно, медь.

• Металл 3: твёрдый, магнитный, реагирует с кислотами с выделением водорода — вероятно, железо.

Когда вы получите карточки с чужими описаниями, вы попытаетесь догадаться, о каких металлах идёт речь, сравнив свойства. Однако сделать однозначный вывод бывает сложно, потому что разные металлы могут иметь схожие свойства. Например, и железо, и никель — магнитные; и алюминий, и магний — лёгкие и ковкие.

Вывод: однозначный вывод не всегда возможен, особенно если свойства металлов похожи. Необходимо как можно точнее описывать уникальные особенности каждого элемента.

MgO + 2HCl → MgCl₂ + H₂O

Ионное:

(MgO + 2H⁺ → Mg²⁺ + H₂O)

MgCl₂ + 2NaOH → Mg(OH)₂↓ + 2NaCl

Ионное:

(Mg²⁺ + 2OH⁻ → Mg(OH)₂↓)

Mg(OH)₂ + H₂SO₄ → MgSO₄ + 2H₂O

Ионное:

(Mg(OH)₂ + 2H⁺ → Mg²⁺ + 2H₂O)

MgSO₄ + Na₂CO₃ → MgCO₃↓ + Na₂SO₄

Ионное:

(Mg²⁺ + CO₃²⁻ → MgCO₃↓)

Таким образом, в одной пробирке пошагово происходят реакции:

1. Растворение оксида в кислоте

2. Осаждение гидроксида

3. Растворение осадка в кислоте

4. Образование осадка карбоната

Цепочка показывает основные свойства магния и его соединений — кислотно-основные и реакции ионного обмена.

Используя предложенные вам реактивы, получите хлорид железа(II). Докажите наличие иона Fe²⁺ в полученном растворе.

Используя в качестве окислителя пероксид водорода, получите из хлорида железа(II) хлорид железа(III). Докажите наличие иона Fe³⁺ в полученном растворе.

Переведите ион Fe³⁺ в осадок в виде гидроксида железа(III). Напишите уравнения всех реакций в молекулярной и ионной формах.

(Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑)

(Fe⁰ + 2H⁺ → Fe²⁺ + H₂↑)

Доказательство Fe²⁺: Добавление раствора жёлтой кровяной соли (K₄[Fe(CN)₆]) приводит к образованию тёмно-синего осадка — турнбулевой сини:

(3Fe²⁺ + 2[Fe(CN)₆]⁴⁻ → Fe₃[Fe(CN)₆]₂↓)

(2FeCl₂ + H₂O₂ + 2HCl → 2FeCl₃ + 2H₂O)

(2Fe²⁺ + H₂O₂ + 2H⁺ → 2Fe³⁺ + 2H₂O)

Доказательство Fe³⁺: Добавление красной кровяной соли (K₃[Fe(CN)₆]) приводит к образованию тёмно-синего осадка — берлинской лазури:

(4Fe³⁺ + 3[Fe(CN)₆]³⁻ → Fe₄[Fe(CN)₆]₃↓)

(FeCl₃ + 3NaOH → Fe(OH)₃↓ + 3NaCl)

(Fe³⁺ + 3OH⁻ → Fe(OH)₃↓)

Осадок имеет бурый цвет — это характерное подтверждение присутствия иона Fe³⁺.

Итог: В ходе опыта вы получаете и подтверждаете существование ионов Fe²⁺ и Fe³⁺, а затем осаждаете Fe³⁺ в виде бурого гидроксида. Это демонстрирует окислительно-восстановительные и кислотно-основные свойства соединений железа.

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.

Для распознавания солей используем качественные реакции на ионы Mg²⁺, Zn²⁺, Na⁺, Ca²⁺ и карбонат-ион CO₃²⁻.

1. Карбонат кальция (CaCO₃)

При добавлении разбавленной HCl в пробирку с CaCO₃ наблюдается выделение газа (CO₂), что можно доказать помутнением известковой воды.

Молекулярное уравнение:

(CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O)

Ионное уравнение:

(CO₃²⁻ + 2H⁺ → CO₂↑ + H₂O)

Признак: выделение пузырьков газа.

2. Сульфат цинка (ZnSO₄)

Добавляем раствор NaOH: образуется белый студенистый осадок Zn(OH)₂, растворимый в избытке щёлочи (образуется комплекс).

Молекулярное уравнение:

(ZnSO₄ + 2NaOH → Zn(OH)₂↓ + Na₂SO₄)

(или при избытке: Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄])

Ионное:

(Zn²⁺ + 2OH⁻ → Zn(OH)₂↓)

(при избытке OH⁻: Zn(OH)₂ + 2OH⁻ → [Zn(OH)₄]²⁻)

Признак: осадок, растворяющийся в избытке щёлочи.

3. Сульфат магния (MgSO₄)

Добавляем раствор NaOH: выпадает белый осадок Mg(OH)₂, нерастворимый в избытке щёлочи.

Молекулярное уравнение:

(MgSO₄ + 2NaOH → Mg(OH)₂↓ + Na₂SO₄)

Ионное:

(Mg²⁺ + 2OH⁻ → Mg(OH)₂↓)

Признак: осадок не растворяется в избытке щёлочи — отличает от цинка.

4. Сульфат натрия (Na₂SO₄)

Ионы Na⁺ не дают характерных осадков. Добавление NaOH — нет реакции (все вещества растворимы).

Для подтверждения можно использовать реакцию с ионами бария (BaCl₂), которая даёт белый осадок сульфата бария только у сульфат-содержащих соединений, но отличить Na⁺ от Mg²⁺ и Zn²⁺ проще по отсутствию осадка с NaOH.

Молекулярное уравнение:

(Нет реакции: Na₂SO₄ + NaOH → нет изменений)

Ионное:

(Нет взаимодействия и осадка)

Признак: отсутствие осадка с NaOH.

Итог по пробиркам:

Осадок + растворяется в щёлочи → ZnSO₄

Осадок + не растворяется в щёлочи → MgSO₄

Газ с кислотой → CaCO₃

Нет осадка с NaOH → Na₂SO₄

Таким образом, все соли можно достоверно распознать с помощью несложных реакций.