ГЛАВА IV. Простые и сложные вещества. Водород и кислород

Пероксид водорода, химические свойства, получение

Примечания

Производство стали

Передел чугуна в сталь проводится в специальных печах (конвертерных, мартеновских, электрических), отличающихся способом обогрева; температура процесса 1700-2000 °С. Продувание воздуха, обогащенного кислородом, приводит к выгоранию из чугуна избыточного углерода, а также серы, фосфора и кремния в виде оксидов.

При этом оксиды либо улавливаются в виде отходящих газов (СО

2

, SО

2

), либо связываются в легко отделяемый шлак — смесь Са

3

(РO

4

)

2

и СаSiO

3

. Для получения специальных сталей в печь вводят легирующие добавки других металлов.

Получение

чистого железа в промышленности — электролиз раствора солей железа, например:

FеСl

2

→ Fе↓ Сl

2

↑ (90°С)  (электролиз)

(существуют и другие специальные методы, в том числе восстановление оксидов железа водородом).

Чистое железо применяется в производстве специальных сплавов, при изготовлении сердечников электромагнитов и трансформаторов, чугун — в производстве литья и стали, сталь — как конструкционный и инструментальный материалы, в том числе износо-, жаро- и коррозионно-стойкие.

Оксид железа(II)

F

еО

. Амфотерный оксид с большим преобладанием основных свойств.

Черный, имеет ионное строение Фе

2

O

2-

. При нагревании вначале разлагается, затем образуется вновь. Не образуется при сгорании железа на воздухе.

Не реагирует с водой. Разлагается кислотами, сплавляется со щелочами. Медленно окисляется во влажном воздухе. Восстанавливается водородом, коксом. Участвует в доменном процессе выплавки чугуна. Применяется как компонент керамики и минеральных красок. Уравнения важнейших реакций:

4FеО ⇌(Fe

II

Fe

2

III

) Fе (560—700 °С , 900—1000°С)

FеО 2НС1

(разб.)

= FеС1

2

Н

2

O

ФеО 4ННО

3 (

конц

.)

= Fе(NO

3

)

3

NO

2

↑  2Н

2

O

FеО 4NаОН =2Н

2

O

N

а

4

F

е

O

3(красн

.)

триоксоферрат(II)

(400—500 °С)

FеО Н

2

=Н

2

O Фе (особо чистое) (350°С)

FеО С

(кокс)

= Фе СО (выше 1000 °С)

ФеО СО = Фе СО

2

(900°С)

4FеО 2Н

2

O

(влага)

O

2

(воздух)

→4FеО(ОН) (t)

6ФеО O

2

= 2(Fe

II

Fe

2

III

)O

4

(300—500°С)

Получение

в

лаборатории

: термическое разложение соединений железа (II) без доступа воздуха:

Fе(ОН)

2

= FеО Н

2

O (150-200 °С)

FеСОз = FеО СO

2

(490-550 °С)

Оксид дижелеза (III) – железа(

II

) (

Fe

II

Fe

2

III

)

O

4

. Двойной оксид. Черный, имеет ионное строение Fe

2

(Fе

3

)

2

(

O

2-

)

4

.

Термически устойчив до высоких температур. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами. Восстанавливается водородом, раскаленным железом. Участвует в доменном процессе производства чугуна. Применяется как компонент минеральных красок (

железный сурик

), керамики, цветного цемента.

Продукт специального окисления поверхности стальных изделий (

чернение, воронение

). По составу отвечает коричневой ржавчине и темной окалине на железе. Применение брутто-формулы Fe

3

O

4

не рекомендуется. Уравнения важнейших реакций:

2(Fe

II

Fe

2

III

)O

4

= 6ФеО O

2

(выше 1538 °С)

(Fe

II

Fe

2

III

)O

4

8НС1

(разб.)

= FеС1

2

2FеС1

3

4Н

2

O

(Fe

II

Fe

2

III

)O

4

10НNO

3 (конц.)

=3Fе(NO

3

)

3

NO

2

↑ 5Н

2

O

(Fe

II

Fe

2

III

)O

4

O

2 (воздух)

= 6Fе

2

O

3

(450-600°С)

(Fe

II

Fe

2

III

)O

4

4Н

2

= 4Н

2

O 3Фе (особо чистое, 1000 °С)

(Fe

II

Fe

2

III

)O

4

СО =ЗФеО СО

2

(500—800°C)

(Fe

II

Fe

2

III

)O4 Fе ⇌4FеО (900—1000 °С , 560—700 °С)

Получение:

сгорание железа (см.) на воздухе.

В природе — оксидная руда железа

магнетит.

Оксид железа(III)

F

е

2

О

3

.

Амфотерный оксид с преобладанием основных свойств. Красно-коричневый, имеет ионное строение (Фе

3

)

2

(O

2-

)

3.

Термически устойчив до высоких температур.

Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой, из раствора выпадает бурый аморфный гидрат Фе

2

O

3

nН

2

О.

Медленно реагирует с кислотами и щелочами. Восстанавливается монооксидом углерода, расплавленным железом. Сплавляется с оксидами других металлов и образует двойные оксиды —

шпинели

(технические продукты называются ферритами).

Применяется как сырье при выплавке чугуна в доменном процессе, катализатор в производстве аммиака, компонент керамики, цветных цементов и минеральных красок, при термитной сварке стальных конструкций, как носитель звука и изображения на магнитных лентах, как полирующее средство для стали и стекла.

Уравнения важнейших реакций:

6Fе

2

O

3

= 4(Fe

II

Fe

2

III

)

Fе

2

O

3

6НС1

(разб.)

→2FеС1

3

ЗН

2

O (t)    (600°С,р)

Fе

2

O

3

2NaОН

(конц.)

→Н

2

O

2

N

а

F

е

O

2

(красн.)

диоксоферрат(III)

Fе

2

О

3

МО=(М

II

Fе

2

II

I

)O

4

(М=Сu, Мn, Fе, Ni, Zn)

Fе

2

O

3

ЗН

2

=ЗН

2

O 2Фе (особо чистое, 1050—1100 °С)

Fе

2

O

3

Fе = ЗFеО (900 °С)

3Fе

2

O

3

СО = 2(Fe

II

Fе

2

III

)

Получение

в лаборатории — термическое разложение солей железа (III) на воздухе:

Fе

2

(SO

4

)

3

= Fе

2

O

3

3SO

3

(500-700 °С)

4{Fе(NO

3

)

3

9 Н

2

O} = 2Fе

a

O

3

12NO

2

3O

2

36Н

2

O   (600-700 °С)

В природе — оксидные руды железа

гематит

Fе

2

O

3

и

лимонит

Fе

2

O

3

nН

2

O

Гидроксид железа (II)

F

е(ОН)

2

.

Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств.

Белый (иногда с зеленоватым оттенком), связи Фе — ОН преимущественно ковалентные. Термически неустойчив. Легко окисляется на воздухе, особенно во влажном состоянии (темнеет). Нерастворим в воде. Реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами.

Уравнения важнейших реакций:

Fе(OН)

2

= FеО Н

2

O  (150-200 °С, в атм.N

2

)

Fе(ОН)

2

2НС1

(разб.)

=FеС1

2

2Н

2

O

Fе(ОН)

2

2NаОН

(> 50%)

= Nа

2

[Fе(ОН)

4

] ↓

(сине-зеленый)

(кипячение)

2Fе(ОН)

2 (суспензия)

Н

2

O

2 (разб.)

= 2FеО(ОН)↓ 2Н

2

O

Fе(ОН)

2

КNO

3

(конц.)

= FеО(ОН)↓ NO↑ КОН (60 °С)

Получение

: осаждение из раствора щелочами или гидратом аммиака в инертной атмосфере:

Fе

2

2OH

(разб.)

=

F

е(ОН)

2

↓

Fе

2

2(NH

3

Н

2

O) =

F

е(ОН)

2

↓

2NH

4

Метагидроксид железа

F

еО(ОН).

Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств.

Светло-коричневый, связи Фе — О и Фе — ОН преимущественно ковалентные. При нагревании разлагается без плавления. Нерастворим в воде. Осаждается из раствора в виде бурого аморфного полигидрата Фе

2

O

3

nН

2

O, который при выдерживании под разбавленным щелочным раствором или при высушивании переходит в ФеО(ОН).

Реагирует с кислотами, твердыми щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Спекается с Фе(ОН)

2

. Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется как основа желтых минеральных красок и эмалей, поглотитель отходящих газов, катализатор в органическом синтезе.

Соединение состава Fе(ОН)

3

не известно (не получено).

Уравнения важнейших реакций:

Fе

2

O

3

.

nН

2

O→(

200-250 °С, —

H

2

O

)

FеО(ОН)→(

560-700° С на воздухе , -H2O)

→Fе

2

О

3

FеО(ОН) ЗНС1

(разб.)

=FеС1

3

2Н

2

O

FeO(OH)→

Fe

2

O

3

.

nH

2

O

-коллоид

(NаОН

(конц.)

)

FеО(ОН)→

N

а

3

[

F

е(ОН)

6

]

белый

, Nа

5

[Fе(OН)

8

желтоватый

(75 °С, NаОН

( т)

)

2FеО(ОН) Fе(ОН)

2

=( Fe

II

Fe

2

III

)O

4

2Н

2

O         (600—1000 °С)

2FеО(ОН) ЗН

2

= 4Н

2

O 2Фе (особо чистое, 500—600 °С)

2FеО(ОН) ЗВr

2

10КОН = 2К

2

FеO

4

6Н

2

O 6КВr

Получение:

осаждение из раствора солей железа(Ш) гидрата Фе

2

О

3

nН

2

O и его частичное обезвоживание (см. выше).

В природе — оксидная руда железа

лимонит

Fе

2

O

3

nН

2

О и минерал

гётит

FеО(ОН).

Феррат калия К

2

F

еО

4

. Оксосоль.

Качественная реакция

— образование красного осадка феррата бария. Применяется в синтезе ферритов — промышленно важных двойных оксидов железа (III) и других металлов.

Уравнения важнейших реакций:

4К

2

FеO

4

= 4КФеО

2

3O

2

2К

2

O         (700 °С)

4К

2

FеO

4

6Н

2

O

(гор.)

=4ФеО(ОН)↓ 8КОН 3O

2

↑

FеО

4

2-

2OН

(разб.)

=4Fе

3

3O

2

↑ 10Н

2

O

FеО

4

2-

2(NH

3

.

Н

2

O) →2FеО(ОН)

FеО

4

2-

Ва

2

= ВаFеO

4

(красн.)↓         (в конц. КОН)

Получение

: образуется при окислении соединений железа, например метагидроксида ФеО(ОН), бромной водой, а также при действии сильных окислителей (при спекании) на железо

Fе 2КОН 2КNO

3

=

К

2

F

е

O

4

3КNO

2

H

2

O (420 °С)

и электролизе в растворе:

электролиз

Fе 2КОН

(конц.)

2Н

2

O→ЗН

2

↑

К

2

F

е

O

4

( электролиз)

(феррат калия образуется на аноде).

Качественные реакции на ионы

F

е

2

и

F

е

3

Обнаружение ионов Фе

2

и Fе

3

в водном растворе проводят с помощью реактивов К

3

[Fе(СN)

6

] и К

4

[Fе(СN)

6

] соответственно; в обоих случаях выпадает синий продукт одинакового состава и строения, КФе

III

[Fе

II

(СN)

6

].

Fе

2

К

[Fе(СN)

6

]

3-

= КFе

III

[Fе

II

(СN)

6

]↓

Fе

3

К

[Fе(СN)

6

]

4-

= КFе

III

[Fе

II

(СN)

6

]↓

Химические названия исходных реактивов и продукта реакций:

К

3

Fе

III

[Fе(СN)

6

]- гексацианоферрат (III) калия

К

4

Fе

III

[Fе (СN)

6

]- гексацианоферрат (II) калия

Кроме того, хорошим реактивом на ионы Фе

3

является тиоцианат-ион НСС

—

, железо (III) соединяется с ним, и появляется ярко-красная («кровавая») окраска:

Fе

3

6NСS

—

= [Фе(НСС)

6

]

3-

Этим реактивом (например, в виде соли КНСС) можно обнаружить даже следы железа (III) в водопроводной воде, если она проходит через железные трубы, покрытые изнутри ржавчиной.

Химические свойства

Молекула пероксида водорода сильно полярна, что приводит к возникновению водородных связей между молекулами. Связь O—O непрочна, поэтому H2O2 — неустойчивое соединение, легко разлагается. Также этому может поспособствовать присутствие ионовпереходных металлов.

Чистое вещество крайне неустойчиво и разлагается с выделением теплоты, поэтому в высококонцентрированных его растворах и в пергидроле присутствуют стабилизирующие добавки. Однако в разбавленных водных растворах пероксид водорода сравнительно устойчив[2]. Реакция диспропорционирования катализируется ионами переходных металлов, некоторыми белками:

2H2O2→2H2O O2.{displaystyle {mathsf {2H_{2}O_{2}rightarrow 2H_{2}O O_{2}}}.}

В присутствии катализаторов разложения в среде кислорода может появляться озон:

H2O2 O2→H2O O3↑.{displaystyle {mathsf {H_{2}O_{2} O_{2}rightarrow H_{2}O O_{3}uparrow }}.}

Пероксид водорода проявляет слабые кислотные свойства (К = 1,4⋅10−12), и поэтому диссоциирует по двум ступеням:

H2O2⇄H HO2−;      HO2−⇄H O22−.{displaystyle {mathsf {H_{2}O_{2}rightleftarrows H^{ } HO_{2}^{-};~~~~~~HO_{2}^{-}rightleftarrows H^{ } O_{2}^{2-}}}.}

При действии концентрированного раствора Н2O2 на некоторые гидроксиды в ряде случаев можно выделить пероксиды металлов, которые можно рассматривать как соли пероксида водорода (Li2O2, MgO2 и др.):

H2O2 2NaOH→Na2O2 2H2O;{displaystyle {mathsf {H_{2}O_{2} 2NaOHrightarrow Na_{2}O_{2} 2H_{2}O}};}

H2O2 Ba(OH)2→BaO2↓ 2H2O.{displaystyle {mathsf {H_{2}O_{2} Ba(OH)_{2}rightarrow BaO_{2}downarrow 2H_{2}O}}.}

Пероксидная группа [—O—O—] входит в состав многих веществ. Такие вещества называют пероксидами, или пероксидными соединениями. К ним относятся пероксиды металлов (Na2O2, BaO2 и др.). Кислоты, содержащие пероксидную группу, называют пероксокислотами, например, пероксомонофосфорная H3PO5, пероксодисерная H2S2O8 и пероксоазотная HNO₄ кислоты.