Какие свойства проявляет цинк как простое вещество
Цинк – это металл, стоящий в таблице Менделеева, под номером 30 и имеет обозначение Zn. Плавится при температуре 419 °С градусов, если же температура кипения 913 °С – начинает превращаться в пар. При температурном обычном режиме, состояние хрупкое, а при ста градусах начинает гнуться.
Цвет цинка сине-белый. При воздействии кислорода появляется окисление, а также покрытие карбоната, предохраняющего металл от дальнейшей реакции окисления. Появление на цинке гидроокиси обозначает то, что вода на химический элемент не действует.
Цинк — химический элемент, имеет свои отличительные свойства, преимущества и недостатки. Он широко применяется в повседневной жизни человека, в фармацевтике и металлургии.
Цинк
Особенности цинка
Металл является необходимым и широко применяемым практически во всех отраслях повседневной жизни человека.
Добыча в основном, производится в Иране, Казахстане, Австралии, Боливии. В России изготовителем является ОАО «ГМК Дальполиметалл».
Это переходной металл, имеет степень окисления +2, радиоактивный изотоп, период полураспада 244 дня.
Водный арсенат кадмия, цинка и меди
В чистом виде элемент не добывается. Содержится в рудах и минералах: клейофане, марматите, вюртците, цинките. Обязательно присутствует в сплаве с алюминием, медью, оловом, никелем.
Химические, физические свойства и характеристики цинка
Цинк – металл, обладает рядом свойств и характеристик, отличающих его от иных элементов периодической таблицы.
К физическим свойствам цинка относится его состояние. Основным фактором выступает температурный режим. Если при комнатной температуре это хрупкий материал, плотность цинка 7130 кг/м3 (˃ плотности стали), который практически не гнётся, то при повышении он легко изгибается и прокатывается в листах на заводах. Если взять более высокий температурный режим – материал приобретает жидкое состояние, а если еще поднять температуру на 400-450 °С градусов, тогда он просто испарится. В этом уникальность – менять своё состояние. Если же подействовать кислотами и щелочами, он может рассыпаться, взорваться, расплавиться.
Цинк в жидком состоянии
Формула цинка Zn – zincum. Атомная масса цинка 65.382 а.е.м.
Электронная формула: ядро атома металла содержит 30 протон, 35 нейтрон. В атоме 4 энергетических уровня – 30 электронов. (рис. строение атома цинка)1s22s22p63s23p63d104s2.
Кристаллическая решётка цинка – шестиугольная кристаллическая система с плотно прижатыми атомами. Данные решётки: A=2.66У, С=4.94.
Структура и состав цинка
Добытый и не переработанный материал имеет изотопы 64, 66, 67, электроны 2-8-18-2.
По применению среди всех элементов периодической таблицы металл стоит на 23 месте. В природе элемент выступает в виде сульфида с примесями свинца Pb, кадмия Cd, железа Fe, меди Cu, серебра Ag.
Сульфид цинка
В зависимости от того, какое количество примесей, металл имеет маркировку.
Производство цинка
Как было сказано выше, чистого вида данного элемента в природе нет. Он добывается из иных пород, таких как руда – кадмий, галлий, минералы – сфалерит.
Металл получают на заводе. Каждый завод имеет свои отличительные особенности производства, поэтому оборудование для получения чистого материала различно. Оно может быть таким:
- Роторы, расположенные вертикально, электролитные.
- Специальные печи с достаточно высокой температурой для обжига, а также специальные электропечи.
- Транспортёры и ванны для электролиза.
В зависимости от принимаемого метода добычи металла, задействовано соответствующее оборудование.
Получение чистого цинка
Как упоминалось выше – в природе чистого вида нет. В основном добыча производится из руд, в которых он идет с различными элементами.
Для получения чистого материала задействован специальный флотационный процесс с избирательностью (селективностью). После проведения процесса руда распадается на элементы: цинк, свинец, медь и так далее.
Добытый таким методом чистый металл обжигается в специальной печи. Там при определенных температурах сульфидное состояние материала переходит в оксидное. При обжиге выделяется газ с содержанием серы, направляемый для получения серной кислоты.
Чистый цинк
Есть 2 способа получения металла:
- Пирометаллургический – идет процесс обжигания, после — полученная масса восстанавливается с помощью чёрного угля и кокса. Конечным процессом является отстаивание.
- Электролитический – добытая масса обрабатывается серной кислотой. Полученный раствор подвергают электролизу, при этом металл оседает, его плавят в печах.
Выплавка цинка в печи
Температура плавления цинка в печи 419-480 °С градусов. Если же температурный режим превышен, тогда материал начинает испаряться. При данной температуре допускается примесь железа 0.05%.
При процентной ставке 0.2 железа, лист невозможно будет прокатать.
Применяются различные способы выплавки чистого металла, вплоть до получения цинковых паров, которые направляются в специальные резервуары и там вещество опадает вниз.
Применение металла
Свойства цинка позволяют его применение во многих сферах. В процентном соотношении:
- Цинкование – до 60%.
- Медицина – 10%.
- Различные сплавы, содержащие данный металл 10%.
- Выпуск шин 10%.
- Производство красок – 10%.
Медно-цинковый сплав
А также применение цинка необходимо для восстановления таких металлов, как золото, серебро, платина.
Цинк в металлургии
Металлургическая промышленность задействует данный элемент периодической таблицы как основной для достижения определенных целей. Выплавка чугуна, стали является главной во всей металлургии страны. Но, данные металлы подвержены негативному влиянию окружающей среды. Без определенной обработки идет быстрое окисление металлов, что приводит к их порче. Наилучшей защитой служит оцинкование.
Нанесение защитной плёнки на чугун и сталь является лучшим средством от коррозии. На оцинкование уходит около 40% всего производства чистого материала.
Способы оцинкования
Металлургические заводы отличительны не только своим оборудованием, но и применяемыми методами производства. Это зависит от ценовой политики, и месторасположения (природных ресурсов, используемых для металлургической промышленности). Есть несколько методов оцинкования, которые рассматриваются ниже.
Горячий способ оцинкования
Данный способ заключается в обмакивании металлической детали в жидком растворе. Происходит это так:
- Деталь или изделие обезжиривается, очищается, промывается и сушится.
- Далее, цинк расплавляется до жидкого состояния при температуре до 480 °С.
- В жидкий раствор опускается подготовленное изделие. При этом оно хорошо смачивается в растворе и образуется покрытие толщиной до 450 мкм. Это является 100% защитой от воздействия внешних факторов на изделие (влага, прямые солнечные лучи, вода с химическими примесями).
Горячее цинкование металлоконструкций
Но, данный метод имеет ряд недостатков:
- Цинковая пленка на изделии получается неравномерного слоя.
- Нельзя использовать данный метод для деталей, отвечающих точным стандартам по ГОСТу. Где каждый миллиметр считается браком.
- После горячего оцинкования, не каждая деталь останется прочной и износостойкой, поскольку после прохождения высокой температуры появляется хрупкость.
А также данный метод не подходит для изделий, покрытых лакокрасочными материалами.
Холодное оцинкование
Этот метод носит 2 названия: гальванический и электролитический. Методика покрытия изделия защитой от коррозии такова:
- Металлическая деталь, изделие подготавливается (обезжиривается, очищается).
- После этого проводится «метод окрашивания» — применяется специальный состав, имеющий главный компонент – цинк.
- Деталь покрывается данным составом методом распыления.
Холодное цинкование
Благодаря этому методу защитой покрываются детали с точным допуском, изделия, покрытые лакокрасочными материалами. Повышается стойкость к внешним факторам, приводящим к коррозии.
Недостатки данного метода: тонкий защитный слой – до 35 мкм. Это приводит к меньшей защите и небольшим срокам защиты.
Термодиффузионный способ
Данный метод делает покрытие, которое является электродом с положительной полярностью, в то время как металл изделия (сталь) становится отрицательной полярности. Появляется электрохимический защитный слой.
Метод применим только в случае, если детали произведены из углеродистой стали, чугуна, стали с примесями. Цинк используется таким образом:
- При температуре от 290 °С до 450 °С в порошковой среде, поверхность детали насыщается Zn. Здесь маркировка стали, а также тип изделия имеют значение – выбирается соответствующая температура.
- Толщина защитного слоя достигает 110 мкм.
- В закрытый резервуар помещается изделие из стали, чугуна.
- Добавляется туда специальная смесь.
- Последним шагом является специальная обработка изделия от появления белых высолов от солёной воды.
Термодиффузионное цинкование
В основном данным методом пользуются в случае, если требуется покрыть детали, имеющие сложную форму: резьбу, мелкие штрихи. Образование равномерного защитного слоя является важным, поскольку данные детали претерпевают множественное воздействие внешней агрессивной среды (постоянная влага).
Данный метод дает самый большой процент защиты изделия от коррозии. Оцинкованное напыление является износостойким и практически нестираемым, что очень важно для деталей, которые время о времени крутятся и разбираются.
Иные сферы применения цинка
Помимо оцинкования, металл применяется и в других сферах промышленности.
- Цинковые листы. Для производства листа выполняется прокатка, в которой важна пластичность. Это зависит от температурного режима. Температура в 25 °С дает пластичность только в одной плоскости, что создает определенные свойства металла. Тут главное для чего изготавливается лист. Чем выше температура, тем тоньше получается металл. В зависимости от этого идет маркировка изделия Ц1, Ц2, Ц3. После этого из листов создаются различные изделия для автомобилей, профиля для строительства и ремонта, для полиграфии и так далее.
- Цинковые сплавы. Для улучшенных свойств металлических изделий, добавляется цинк. Данные сплавы создаются при высоких температурах в специальных печах. Чаще всего производятся сплавы из меди, алюминия. Данные сплавы применяются для производства подшипников, различных втулок, которые применимы в машиностроении, судостроении и авиации.
В домашнем обиходе оцинкованное ведро, корыто, листы на крыше – это норма. Применяется цинк, а не хром или никель. И дело не только в том, что оцинкование дешевле, чем покрытие другими материалами. Это наиболее надёжный и продолжительный по службе эксплуатации защитный материал нежели, хром или другие применяемые материалы.
В итоге – цинк наиболее распространенный металл, применяемый широко в металлургии. В машиностроении, строительстве, медицине – материал применим не только как защита от коррозии, но и для увеличения прочности, продолжительного срока эксплуатации. В частных домах оцинкованные листы защищают крышу от осадков, в зданиях выравниваются стены и потолки гипсокартонными листами на основе оцинкованных профилей.
Практически у каждой хозяйки в доме есть оцинкованное ведро, корыто, которым она пользуется длительное время.
Химические свойства меди
Медь (Cu) относится к d-элементам и расположена в IB группе периодической таблицы Д.И.Менделеева. Электронная конфигурация атома меди в основном состоянии записывается виде 1s22s22p63s23p63d104s1 вместо предполагаемой формулы 1s22s22p63s23p63d94s2. Другими словами, в случае атома меди наблюдается так называемый «проскок электрона» с 4s-подуровня на 3d-подуровень. Для меди, кроме нуля, возможны степени окисления +1 и +2. Степень окисления +1 склонна к диспропорционированию и стабильна лишь в нерастворимых соединениях типа CuI, CuCl, Cu2O и т. д., а также в комплексных соединениях, например, [Cu(NH3)2]Cl и [Cu(NH3)2]OH. Соединения меди в степени окисления +1 не имеют конкретной окраски. Так, оксид меди (I) в зависимости от размеров кристаллов может быть темно-красный (крупные кристаллы) и желтый (мелкие кристаллы), CuCl и CuI — белыe, а Cu2S — черно-синий. Более химически устойчивой является степень окисления меди, равная +2. Соли, содержащие медь в данной степени окисления, имеют синюю и сине-зеленую окраску.
Медь является очень мягким, ковким и пластичным металлом с высокой электро- и теплопроводностью. Окраска металлической меди красно-розовая. Медь находится в ряду активности металлов правее водорода, т.е. относится к малоактивным металлам.
Взаимодействие с простыми веществами
с кислородом
В обычных условиях медь с кислородом не взаимодействует. Для протекания реакции между ними требуется нагрев. В зависимости от избытка или недостатка кислорода и температурных условий может образовать оксид меди (II) и оксид меди (I):
с серой
Реакция серы с медью в зависимости от условий проведения может приводить к образованию как сульфида меди (I), так и сульфида меди (II). При нагревании смеси порошкообразных Cu и S до температуры 300-400оС образуется сульфид меди (I):
При избытке серы и проведении реакции при температуре более 400оС образуется сульфид меди (II). Однако, более простым способом получения сульфида меди (II) из простых веществ является взаимодействие меди с серой, растворенной в сероуглероде:
Данная реакция протекает при комнатной температуре.
с галогенами
С фтором, хлором и бромом медь реагирует, образуя галогениды с общей формулой CuHal2, где Hal – F, Cl или Br:
Cu + Br2 = CuBr2
В случае с йодом — самым слабым окислителем среди галогенов — образуется иодид меди (I):
С водородом, азотом, углеродом и кремнием медь не взаимодействует.
Взаимодействие со сложными веществами
с кислотами-неокислителями
Кислотами-неокислителями являются практически все кислоты, кроме концентрированной серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации. Поскольку кислоты-неокислители в состоянии окислить только металлы, находящиеся в ряду активности до водорода; это означает, что медь с такими кислотами не реагирует.
с кислотами-окислителями
— концентрированной серной кислотой
С концентрированной серной кислотой медь реагирует как при нагревании, так и при комнатной температуре. При нагревании реакция протекает в соответствии с уравнением: 
Поскольку медь не является сильным восстановителем, сера восстанавливается в данной реакции только до степени окисления +4 (в SO2).
— с разбавленной азотной кислотой
Реакция меди с разбавленной HNO3 приводит к образованию нитрата меди (II) и монооксида азота:
3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
— с концентрированной азотной кислотой
Концентрированная HNO3 легко реагирует с медью при обычных условиях. Отличие реакции меди с концентрированной азотной кислотой от взаимодействия с разбавленной азотной кислотой заключается в продукте восстановления азота. В случае концентрированной HNO3 азот восстанавливается в меньшей степени: вместо оксида азота (II) образуется оксид азота (IV), что связано с большей конкуренцией между молекулами азотной кислоты в концентрированной кислоте за электроны восстановителя (Cu):
Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
с оксидами неметаллов
Медь реагирует с некоторыми оксидами неметаллов. Например, с такими оксидами, как NO2, NO, N2O медь окисляется до оксида меди (II), а азот восстанавливается до степени окисления 0, т.е. образуется простое вещество N2:
В случае диоксида серы, вместо простого вещества (серы) образуется сульфид меди(I). Связано это с тем, что медь с серой, в отличие от азота, реагирует:
с оксидами металлов
При спекании металлической меди с оксидом меди (II) при температуре 1000-2000 оС может быть получен оксид меди (I):
Также металлическая медь может восстановить при прокаливании оксид железа (III) до оксида железа (II):
с солями металлов
Медь вытесняет менее активные металлы (правее нее в ряду активности) из растворов их солей:
Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag↓
Также имеет место интересная реакция, в которой медь растворяется в соли более активного металла – железа в степени окисления +3. Однако противоречий нет, т.к. медь не вытесняет железо из его соли, а лишь восстанавливает его со степени окисления +3 до степени окисления +2:
Fe2(SO4)3 + Cu = CuSO4 + 2FeSO4
Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2
Последняя реакция используется при производстве микросхем на стадии травления медных плат.
Коррозия меди
Медь со временем подвергается коррозии при контакте с влагой, углекислым газом и кислородом воздуха:
2Cu + H2O + СО2 + О2 = (CuOН)2СO3
В результате протекания данной реакции медные изделия покрываются рыхлым сине-зеленым налетом гидроксокарбоната меди (II).
Химические свойства цинка
Цинк Zn находится в IIБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов химического элемента в основном состоянии 3d104s2. Для цинка возможна только одна единственная степень окисления, равная +2. Оксид цинка ZnO и гидроксид цинка Zn(ОН)2 обладают ярко выраженными амфотерными свойствами.
Цинк при хранении на воздухе тускнеет, покрываясь тонким слоем оксида ZnO. Особенно легко окисление протекает при высокой влажности и в присутствии углекислого газа вследствие протекания реакции:
2Zn + H2O + O2 + CO2 → Zn2(OH)2CO3
Пар цинка горит на воздухе, а тонкая полоска цинка после накаливания в пламени горелки сгорает в нем зеленоватым пламенем:
При нагревании металлический цинк также взаимодействует с галогенами, серой, фосфором:
С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует.
Цинк реагирует с кислотами-неокислителями с выделением водорода:
Zn + H2SO4 (20%) → ZnSO4 + H2↑
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑
Особенно легко растворяется в кислотах технический цинк, поскольку содержит в себе примеси других менее активных металлов, в частности, кадмия и меди. Высокочистый цинк по определенным причинам устойчив к воздействию кислот. Для того чтобы ускорить реакцию, образец цинка высокой степени чистоты приводят в соприкосновение с медью или добавляют в раствор кислоты немного соли меди.
При температуре 800-900oC (красное каление) металлический цинк, находясь в расплавленном состоянии, взаимодействует с перегретым водяным паром, выделяя из него водород:
Zn + H2O = ZnO + H2↑
Цинк реагирует также и с кислотами-окислителями: серной концентрированной и азотной.
Цинк как активный металл может образовывать с концентрированной серной кислотой сернистый газ, элементарную серу и даже сероводород.
Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2↑ + 2H2O
Состав продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:
Zn + 4HNO3(конц.) = Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
3Zn + 8HNO3(40%) = 3Zn(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
4Zn +10HNO3(20%) = 4Zn(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O
5Zn + 12HNO3(6%) = 5Zn(NO3)2 + N2↑ + 6H2O
4Zn + 10HNO3(0,5%) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
На направление протекания процесса влияют также температура, количество кислоты, чистота металла, время проведения реакции.
Цинк реагирует с растворами щелочей, при этом образуются тетрагидроксоцинкаты и водород:
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2↑
Zn + Ba(OH)2 + 2H2O = Ba[Zn(OH)4] + H2↑
С безводными щелочами цинк при сплавлении образует цинкаты и водород:
В сильнощелочной среде цинк является крайне сильным восстановителем, способным восстанавливать азот в нитратах и нитритах до аммиака:
4Zn + NaNO3 + 7NaOH + 6H2O → 4Na2[Zn(OH)4] + NH3↑
Благодаря комплексообразованию цинк медленно растворяется в растворе аммиака, восстанавливая водород:
Zn + 4NH3·H2O → [Zn(NH3)4](OH)2 + H2↑ + 2H2O
Также цинк восстанавливает менее активные металлы (правее него в ряду активности) из водных растворов их солей:
Zn + CuCl2 = Cu + ZnCl2
Zn + FeSO4 = Fe + ZnSO4
Химические свойства хрома
Хром — элемент VIB группы таблицы Менделеева. Электронная конфигурация атома хрома записывается как 1s 22s 22p 63s 23p63d54s1, т.е. в случае хрома, также как и в случае атома меди, наблюдается так называемый «проскок электрона»
Наиболее часто проявляемыми степенями окисления хрома являются значения +2, +3 и +6. Их следует запомнить, и в рамках программы ЕГЭ по химии можно считать, что других степеней окисления хром не имеет.
При обычных условиях хром устойчив к коррозии как на воздухе, так и в воде.
Взаимодействие с неметаллами
с кислородом
Раскаленный до температуры более 600 oС порошкообразный металлический хром сгорает в чистом кислороде образуя окcид хрома (III):
4Cr + 3O2 =ot=> 2Cr2O3
с галогенами
С хлором и фтором хром реагирует при более низких температурах, чем с кислородом (250 и 300 oC соответственно):
2Cr + 3F2 =ot=> 2CrF3
2Cr + 3Cl2 =ot=> 2CrCl3
С бромом же хром реагирует при температуре красного каления (850-900 oC):
2Cr + 3Br2 =ot=> 2CrBr3
с азотом
С азотом металлический хром взаимодействует при температурах более 1000 oС:
2Cr + N2 =ot=> 2CrN
с серой
С серой хром может образовывать как сульфид хрома (II) так и сульфид хрома (III), что зависит от пропорций серы и хрома:
Cr + S =ot=> CrS
2Cr + 3S =ot=> Cr2S3
С водородом хром не реагирует.
Взаимодействие со сложными веществами
Взаимодействие с водой
Хром относится к металлам средней активности (расположен в ряду активности металлов между алюминием и водородом). Это означает, что реакция протекает между раскаленным до красного каления хромом и перегретым водяным паром:
2Cr + 3H2O =ot=> Cr2O3 + 3H2↑
Взаимодействие с кислотами
Хром при обычных условиях пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами, однако, растворяется в них при кипячении, при этом окисляясь до степени окисления +3:
Cr + 6HNO3(конц.) =to=> Cr(NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O
2Cr + 6H2SO4(конц) =to=> Cr2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O
В случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота является простое вещество N2:
10Cr + 36HNO3(разб) = 10Cr(NO3)3 + 3N2↑ + 18H2O
Хром расположен в ряду активности левее водорода, а это значит, что он способен выделять H2 из растворов кислот-неокислителей. В ходе таких реакций в отсутствие доступа кислорода воздуха образуются соли хрома (II):
Cr + 2HCl = CrCl2 + H2↑
Cr + H2SO4(разб.) = CrSO4 + H2↑
При проведении же реакции на открытом воздухе, двухвалентный хром мгновенно окисляется содержащимся в воздухе кислородом до степени окисления +3. При этом, например, уравнение с соляной кислотой примет вид:
4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O
При сплавлении металлического хрома с сильными окислителями в присутствии щелочей хром окисляется до степени окисления +6, образуя хроматы:
Химические свойства железа
Железо Fe, химический элемент, находящийся в VIIIB группе и имеющий порядковый номер 26 в таблице Менделеева. Распределение электронов в атоме железа следующее 26Fe1s22s22p63s23p63d64s2, то есть железо относится к d-элементам, поскольку заполняемым в его случае является d-подуровень. Для него наиболее характерны две степени окисления +2 и +3. У оксида FeO и гидроксида Fe(OH)2 преобладают основные свойства, у оксида Fe2O3 и гидроксида Fe(OH)3 заметно выражены амфотерные. Так оксид и гидроксид железа (lll) в некоторой степени растворяются при кипячении в концентрированных растворах щелочей, а также реагируют с безводными щелочами при сплавлении. Следует отметить что степень окисления железа +2 весьма неустойчива, и легко переходит в степень окисления +3. Также известны соединения железа в редкой степени окисления +6 – ферраты, соли не существующей «железной кислоты» H2FeO4. Указанные соединения относительно устойчивы лишь в твердом состоянии, либо в сильнощелочных растворах. При недостаточной щелочности среды ферраты довольно быстро окисляют даже воду, выделяя из нее кислород.
Взаимодействие с простыми веществами
С кислородом
При сгорании в чистом кислороде железо образует, так называемую, железную окалину, имеющую формулу Fe3O4 и фактически представляющую собой смешанный оксид, состав которого условно можно представить формулой FeO∙Fe2O3. Реакция горения железа имеет вид:
3Fe + 2O2 =to=> Fe3O4
С серой
При нагревании железо реагирует с серой, образуя сульфид двухвалентого железа:
Fe + S =to=> FeS
Либо же при избытке серы дисульфид железа:
Fe + 2S =to=> FeS2
С галогенами
Всеми галогенами кроме йода металлическое железо окисляется до степени окисления +3, образуя галогениды железа (lll):
2Fe + 3F2 =to=> 2FeF3 – фторид железа (lll)
2Fe + 3Cl2 =to=> 2FeCl3 – хлорид железа (lll)
2Fe + 3Br2 =to=> 2FeBr3 – бромид железа (lll)
Йод же, как наиболее слабый окислитель среди галогенов, окисляет железо лишь до степени окисления +2:
Fe + I2 =to=> FeI2 – йодид железа (ll)
Следует отметить, что соединения трехвалентного железа легко окисляют иодид-ионы в водном растворе до свободного йода I2 при этом восстанавливаясь до степени окисления +2. Примеры, подобных реакций из банка ФИПИ:
2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl
2Fe(OH)3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 6H2O
Fe2O3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 3H2O
С водородом
Железо с водородом не реагирует (с водородом из металлов реагируют только щелочные металлы и щелочноземельные):
Взаимодействие со сложными веществами
Взаимодействие с кислотами
С кислотами-неокислителями
Так как железо расположено в ряду активности левее водорода, это значит, что оно способно вытеснять водород из кислот-неокислителей (почти все кислоты кроме H2SO4 (конц.) и HNO3 любой концентрации):
Fe + H2SO4 (разб.) = FeSO4 + H2↑
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑
Нужно обратить внимание на такую уловку в заданиях ЕГЭ, как вопрос на тему того до какой степени окисления окислится железо при действии на него разбавленной и концентрированной соляной кислоты. Правильный ответ – до +2 в обоих случаях.
Ловушка здесь заключается в интуитивном ожидании более глубокого окисления железа (до с.о. +3) в случае его взаимодействия с концентрированной соляной кислотой.
Взаимодействие с кислотами-окислителями
С концентрированными серной и азотной кислотами в обычных условиях железо не реагирует по причине пассивации. Однако, реагирует с ними при кипячении:
2Fe + 6H2SO4 = ot=> Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Fe + 6HNO3 =ot=> Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Обратите внимание на то, что разбавленная серная кислота окисляет железо до степени окисления +2, а концентрированная до +3.
Коррозия (ржавление) железа
На влажном воздухе железо весьма быстро подвергается ржавлению:
4Fe + 6H2O + 3O2 = 4Fe(OH)3
С водой в отсутствие кислорода железо не реагирует ни в обычных условиях, ни при кипячении. Реакция с водой протекает лишь при температуре выше температуры красного каления (>800 оС). т.е.:
