2.2 Характерні хімічні властивості і отримання простих речовин - металів: лужних, лужноземельних, алюмінію; перехідних елементів (міді, цинку, хрому, заліза)

Відеоурок 1: Неорганічна хімія. Метали: лужні, лужноземельні, алюміній

Відеоурок 2: Перехідні метали

Лекція: Характерні хімічні властивості і отримання простих речовин - металів: лужних, лужноземельних, алюмінію; перехідних елементів (міді, цинку, хрому, заліза)

Всі метали в хімічних реакціях проявляють себе, як відновники. Вони легко розлучаються з валентними електронами, окислюючись при цьому. Згадаймо, що, чим лівіше розташовується метал в електрохімічному ряду напруги, тим сильнішим відновником він є. Отже, найсильніший - це літій, найслабший - золото і навпаки, золото - найсильніший окислювач, а літій - найслабший.

Li → Rb → K → Ba → Sr → Ca → Na → Mg → Al → Mn → Cr → Zn → Fe → Cd → Co → Ni → Sn → Pb → H → Sb → Bi → Cu → Hg → Ag → Pd → Pt → Au

Всі метали витісняють з розчину солей інші метали, тобто відновлюють їх. Все, крім лужних і лужноземельних, так як вони взаємодіють з водою. Метали, розташовані до Н, витісняють його з розчинів розбавлених кислот, а самі розчиняються в них.

Розглянемо деякі загальні хімічні властивості металів:

• Взаємодія металів з киснем утворює основні (СаО, Na2O, 2Li2O і ін.) Або амфотерні (ZnO, Cr2O3, Fe2O3 і ін.) Оксиди.
• Взаємодія металів з галогенами (головна підгрупа VII групи) утворює галогеноводородних кислоти (HF - фтороводород, HCl - хлороводень і ін.).
• Взаємодія металів з неметалами утворює солі (хлориди, сульфіди, нітриди і ін.).
• Взаємодія металів з металами утворює інтерметалліді (MgB2, NaSn, Fe3Ni і ін.).
• Взаємодія активних металів з воднем утворює гідриди (NaH, CaH2, KH і ін.).
• Взаємодія лужних і лужноземельних металів з водою утворює лугу (NaOH, Ca (OH) 2, Cu (OH) 2 та ін.).
• Взаємодія металів (тільки, що стоять в електрохімічному ряду до Н) з кислотами утворює солі (сульфати, нітрити, фосфати і ін.). Слід мати на увазі, що метали реагують з кислотами досить неохоче, тоді як з підставами і солями взаємодіють практично завжди. Для того, щоб реакція металу з кислотою пройшла потрібно, щоб метал був активним, а кислота сильною.

Хімічні властивості лужних металів

До групи лужних металів належать такі хімічні елементи: літій (Li), натрій (Na), калій (К), рубідій (Rb), цезій (Cs), францій (Fr). З переміщенням зверху вниз по групі I Періодичної таблиці їх атомні радіуси збільшуються, а значить зростають металеві і відновні властивості.

Розглянемо хімічні властивості лужних металів:

• Не мають ознак амфотерности, так як мають негативними значеннями електродних потенціалів.
• Найсильніші відновники серед всіх металів.
• У з'єднаннях виявляють тільки ступінь окислення +1.
• Віддаючи єдиний валентний електрон, атоми даних хімічних елементів перетворюються в катіони.
• Утворюють численні іонні сполуки.
• Практично всі розчиняються у воді.

Взаємодія лужних металів з іншими елементами:

1. З киснем, утворюючи з'єднання з абонентом, так оксид утворює тільки літій (Li2O), натрій утворює пероксид (Na2O2), а калій, рубідій і цезій - надпероксида (KO2, RbO2, CsO2).

2. З водою, утворюючи лугу і водень. Пам'ятайте, ці реакції вибухонебезпечні. Без вибуху з водою реагує тільки літій:

3. З галогенами, утворюючи галогеніди (NaCl - хлорид натрію, NaBr - бромід натрію, NaI - йодид натрію і ін.).

4. З воднем при нагріванні, утворюючи гідриди (LiH, NaH і ін.)

5. З сірої при нагріванні, утворюючи сульфіди (Na2S, K2S і ін.). Вони безбарвні і добре розчиняються у воді.

6. З фосфором при нагріванні, утворюючи фосфіди (Na3P, Li3P і ін.), Дуже чутливі до вологи і повітрю.

7. З вуглецем при нагріванні карбіди утворюють тільки літій і натрій (Li2CO3, Na2CO3), тоді як калій, рубідій і цезій не утворюють карбідів, вони утворюють бінарні сполуки з графітом (C8Rb, C8Cs і ін).

8. З азотом при звичайних умовах реагує тільки літій, утворюючи нітрид Li3N, з іншими лужними металами реакція можлива тільки при нагріванні.

9. З кислотами реагують з вибухом, тому проведення таких реакцій дуже небезпечно. Дані реакції проходять неоднозначно, тому що лужний метал активно реагує з водою, утворюючи луг, яка потім нейтралізуються кислотою. Таким чином створюється конкуренція між лугом і кислотою.

10. З аміаком, утворюючи аміди - аналоги гідроксидів, але сильніші підстави (NaNH2 - амід натрію, KNH2 - амід калію та ін.).

11. З спиртами, утворюючи алкоголяти.

Францій - радіоактивний лужної метал, один з рідкісних і найменш стійких серед всіх радіоактивних елементів. Його хімічні властивості вивчені недостатньо.

Отримання лужних металів:

Для отримання лужних металів використовують в основному електроліз розплавів їх галогенідів, найчастіше - хлоридів, що утворюють природні мінерали:
Є й інші способи отримання лужних металів:
Натрій також можна отримати, прожарюючи соду з вугіллям в закритих тиглях:

• Na2CO3 + 2C → 2Na + 3CO.

Відомий спосіб отримання літію з його оксиду в вакуумі при 300 ° С:

• 2Li2O + Si + 2CaO → 4Li + Ca2SiO4.

Калій отримують, пропускаючи пари натрію через розплав хлориду калію при 800 ° С, що виділяють пари калію конденсують:

Хімічні властивості лужноземельних металів

До лужноземельних металів відносяться елементи головної підгрупи II групи: кальцій (Ca), стронцій (Sr), барій (Ba), радій (Ra). Хімічна активність даних елементів зростає також, як і у лужних металів, тобто зі збільшенням вниз по підгрупі.

Хімічні властивості лужноземельних металів:

Взаємодія лужноземельних металів з іншими елементами:

1. З киснем всі лужноземельні метали, крім барію утворюють оксиди, барій утворює пероксид BaO2. З даних металів берилий і магній, покриті тонкою захисною оксидною плівкою взаємодіють з киснем тільки при дуже високих t. Основні оксиди лужноземельних металів реагують з водою, за винятком оксиду Беріл BeO, що володіє амфотерними властивостями. Реакція оксиду кальцію і води називається реакцією гасіння вапна. Якщо реагентом є CaO утворюється негашене вапно, якщо Ca (OH) 2, гашене. Також основні оксиди реагують з кислотними оксидами і кислотами. Наприклад:

• 3CaO + P2O5 → Ca3 (PO4) 2.

2. З водою лужноземельні метали і їх оксиди утворюють гідроксиди - білі кристалічні речовини, які в порівнянні з гідроксидами лужних металів гірше розчиняються у воді. Гідроксиди лужноземельних металів є лугами, крім амфотерного Be (OH) 2 і слабкої основи Mg (OH) 2. Оскільки берилий не реагує з водою, Be (OH) 2 може бути отриманий іншими способами, наприклад гідролізом нітриду:

• Be3N 2 + 6 Н2О → 3 Be (OH) 2 + 2N Н3.

3. З галогенами при звичайних умовах реагую все, крім берилію. Останній вступає в реакцію тільки при високих t. Утворюються нітрати (MgI2 - йодид магнію, CaI2 - йодид кальцію, СаBr2 - бромід кальцію і ін.).

4. З воднем реагують при нагріванні всі лужноземельні метали, крім Беріл. Утворюються гідриди (BaH2, CaH2 і ін.). Для реагування магнію з воднем крім високої t потрібно ще й підвищений тиск водню.

5. З сірої утворюють сульфіди. Наприклад:

Сульфіди служать для отримання сірчаної кислоти і відповідних металів.

6. З азотом утворюють нітриди. Наприклад:

7. З кислотами утворюючи солі відповідної кислоти і водень. Наприклад:

• Ве + Н2SO4 (разб.) → BeSO4 + H2 ↑.

Ці реакції протікають також, як і в випадку лужних металів.

Отримання лужноземельних металів:

Берилій отримують відновленням фториду:

• BeF2 + Mg -tо → Be + MgF 2

Барій отримують відновленням оксиду:

• 3BaO + 2Al -tо → 3Ba + Al2O3

Решта метали отримують електролізом розплавів хлоридів:

Хімічні властивості алюмінію

Алюміній - активний, легкий метал, під порядковим номером 13 в таблиці. У природі найпоширеніший з усіх металів. А з хімічних елементів займає третю позицію по поширенню. Високий тепло- і електропровідниками. Стійкий до корозії, оскільки покривається оксидною плівкою. Температура плавлення дорівнює 6600 С.

Розглянемо хімічні властивості і взаємодію алюмінію з іншими елементами:

1. У всіх з'єднаннях алюміній знаходиться в ступені окислення +3.

2. Практично у всіх реакціях проявляє відновні властивості.

3. Амфотерний метал, проявляє як кислотні, так і основні властивості.

4. Відновлює багато металів з оксидів. Цей метод отримання металів отримав назву алюмотермії. Приклад отримання хрому:

5. Чи взаємодіє з усіма розведеними кислотами, утворюючи солі і виділяючи водень. Наприклад:

У концентрованих HNO3 і H2SO4 алюміній пассивируется. Завдяки цьому, можливо зберігати і транспортувати дані кислоти в ємностях, виготовлених з алюмінію.

6. Чи взаємодіє з лугами, так як вони розчиняють оксидну плівку.

7. Чи взаємодіє з усіма неметалами, крім водню. Для проведення реакції з киснем потрібен мелкораздробленного алюміній. Реакція можлива тільки при високій t:

• 4Al + 3O2 → 2Al2O 3.

За своїм тепловим ефектом дана реакція відноситься до екзотермічним. Взаємодія з сіркою утворює сульфід алюмінію Al2S3, з фосфором фосфід AlP, з азотом нітрид AlN, з вуглецем карбід Al4C3.

8. Взаємодіє з іншими металами, утворюючи алюмініди (FeAl3 CuAl2, CrAl7 і ін.).

Металевий алюміній отримують електролізом розчину глинозему Al2O3 в розплавленому кріоліті Na2AlF6 при 960-970 ° С.

До перехідним відносяться елементи побічних підгруп Періодичної таблиці. Розглянемо хімічні властивості міді, цинку, хрому та заліза.

Хімічні властивості міді

1. В електрохімічному ряді знаходиться правіше Н, тому даний метал малоактивний.

2. Слабкий відновник.

3. У з'єднаннях проявляє ступені окислення +1 і +2.

4. Взаємодіє з киснем при нагріванні, утворюючи:

• оксид міді (I) 2Cu + O2 → 2CuO (при t 4000C)
• або оксид міді (II): 4 Cu + O2 → 2Cu2O (при t 2000C).

Оксиди мають основними властивостями. При нагріванні в атмосфері інертного Cu2O диспропорционирует: Cu2O → CuO + Cu. Оксид міді (II) CuO в реакціях з лугами утворює купрати, наприклад: CuO + 2NaOH → Na2CuO2 + H2O.

5. Гідроксид міді Сі (ОН) 2 амфотерен, основні властивості в ньому переважають. У кислотах він розчиняється легко:

• Сu (OH) 2 + 2HNO3 → Cu (NO3) 2 + 2H2O,

а в концентрованих розчинах лугів з працею:

• Сu (OH) 2 + 2NaOH → Na2 [Cu (OH) 4].

6. Взаємодія міді з сіркою при різних температурних умовах, також утворює два сульфіду. При нагріванні до 300-4000с в вакуумі утворюється сульфід міді (I):

При кімнатній t, розчинивши сірку в сірководні, можна отримати сульфід міді (II):

7. З галогенів взаємодіє зі фтором, хлором і бромом, утворюючи галогеніди (CuF2, CuCl2, CuBr2), йодом, утворюючи йодид міді (I) CuI; не взаємодіє з воднем, азотом, вуглецем, кремнієм.

8. З кислотами - неокислителях не реагує, тому як вони окислюють тільки метали, розташовані до водню в електрохімічному ряду. Даний хімічний елемент реагує з кислотами - окислювачами: розведеної та концентрованої азотної і концентрованої сірчаної:

• 3Cu + 8HNO3 (разб) → 3Cu (NO3) 2 + 2NO ↑ + 4H2O;

• Cu + 4HNO3 (конц) → Cu (NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O;

• Cu + 2H2SO4 (конц) → CuSO4 + SO2 ↑ + 2H2O.

9. Взаємодіючи з солями, мідь витісняє з їх складу метали, розташовані правіше неї в електрохімічному ряду. Наприклад,

Тут ми бачимо, що мідь перейшла в розчин, а залізо (III) відновилося до заліза (II). Дана реакція має важливе практичне значення і застосовується для видалення міді, напилень на пластмасу.

Хімічні властивості цинку

Найактивніший після лужноземельних металів.

2. Має виражені відновні властивості і амфотерними властивостями.

3. У з'єднаннях виявляє ступінь окислення +2.

4. На повітрі покривається оксидною плівкою ZnO.

5. Взаємодія з водою можливо при температурі червоного розжарювання. В результаті утворюється оксид цинку і водень:

6. Чи взаємодіє з галогенами, утворюючи галогеніди (ZnF2 - фторид цинку, ZnBr2 - бромід цинку, ZnI2 - йодид цинку, ZnCl2 - хлорид цинку).

7. З фосфором утворює Фосфіди Zn3P2 і ZnP2.

8. З сірої халькогенід ZnS.

9. Безпосередньо не реагує з воднем, азотом, вуглецем, кремнієм і бором.

10. Взаємодіє з кислотами - неокислителях, утворюючи солі і витісняючи водень. Наприклад:

• H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2 ↑
• Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 ↑.

З кислотами - окислювачами теж реагує: з конц. сірчаною кислотою утворює сульфат цинку і сірчистий газ:

• Zn + 2H2SO4 → ZnSO4 + SO2 ↑ + 2H2O.

11. Активно реагує з лугами, так як цинк - амфотерний метал. З розчинами лугів утворює тетрагідроксоцінкати і виділяючи водень:

• Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 [Zn (OH) 4] + H 2 ↑.

На гранулах цинку, згодом реакції, з'являються бульбашки газу. З безводними лугами при сплаву утворює цинкати і виділяє водень:

• Zn + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2 ↑.

Хімічні властивості хрому

1.

У звичайних умовах інертний, при нагріванні активний.

2. Має амфотерні властивості.

3. Утворює забарвлені сполуки.

4. У з'єднаннях проявляє ступені окислення +2 (основний оксид CrO чорного кольору), +3 (амфотерний оксид Cr2O3 і гідроксид Cr (OH) 3 зеленого кольору) і +6 (кислотний оксид хрому (VI) CrO3 і кислоти: хромова H2CrO4 і двухромову H2Cr2O7 і ін.).

5. З фтором взаємодіє при t 350-4000C, утворюючи фторид хрому (IV):

6. C киснем, азотом, бором, кремнієм, сіркою, фосфором і галогенами при t 6000C:

• з'єднання з киснем утворює оксид хрому (VI) CrO3 (темно-червоні кристали),
• з'єднання з азотом - нітрид хрому CrN (чорні кристали),
• з'єднання з бором - борид хрому CrB (жовті кристали),
• з'єднання з кремнієм - силицид хрому CrSi,
• з'єднання з вуглецем - карбід хрому Cr3C2.

7. З водяною парою реагує, перебуваючи в розпеченому стані, утворюючи оксид хрому (III) і водень:

• 2Cr + 3H2O → Cr2O3 + 3H 2.

8. З розчинами лугів не реагує, однак повільно реагує з їх расплавами, утворюючи хромати:

• 2Cr + 6KOH → 2KCrO2 + 2K2O + 3H2.

9. У розбавлених сильних кислотах розчиняється, утворюючи солі. Якщо реакція проходить на повітрі утворюються солі Cr3 +, наприклад:

• 2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2H2O + H 2.

Якщо ж без повітря, то солі Cr2 +, наприклад:

• Cr + 2HCl → CrCl2 + H2.

10. З концентрованими сірчаної та азотної кислотами, а також з царською горілкою, реагує тільки при нагріванні, тому що при низьких t ці кислоти пасивують хром. Реакції з кислотами при нагріванні виглядають так:

Хімічні властивості:

• Володіє основними і відновлюють властивостями.
• При нагріванні до 1000С на повітрі окислюється до Cr2O3 - оксиду хрому (III).
• Можливо відновлення хрому воднем з даного оксиду: CrO + Н 2 → Cr + H2O або коксом: CrO + С → Cr + СO.
• Реагує з соляною кислотою, при цьому виділяючи водень: 2CrO + 6HCl → 2CrCl3 + H2 ↑ + 2H2O.
• Не реагує з лугами, розведеними сірчаної та азотної кислотами.

Оксид хрому (III) Cr2O3 - тугоплавка речовина, темно-зеленого кольору, нерастворяющуюся в воді.

Хімічні властивості:

• Має амфотерні властивості.
• Як основний оксид взаємодіє з кислотами: Cr2O3 + 6HCl → CrCl3 + 3H2O.
• Як кислотний оксид взаємодіє з лугами: Cr2O3 + 2КОН → 2КCrО3 + H2O.
• Сильні окислювачі окислюють Cr2O3 до хромату H2CrO4.
• Сильні відновники відновлюють Cr з Cr2O3.

Гідроксид хрому (II) Cr (OH) 2 - тверда речовина жовтого або коричневого кольору, погано розчиняється у воді.

Хімічні властивості:

• Слабка основа, проявляє основні властивості.
• У присутності вологи на повітрі окислюється до Cr (OH) 3 - гідроксиду хрому (III).
• Реагує з концентрованими кислотами, утворюючи солі хрому (II) синього кольору: Cr (OH) 2 + H2SO4 → CrSO4 + 2H2O.
• Не реагує з лугами і розведеними кислотами.

Гідроксид хрому (III) Cr (OH) 3 - речовина сіро-зеленого кольору, нерастворяющуюся в воді.

Хімічні властивості:

• Має амфотерні властивості.
• Як основний гідроксид взаємодіє з кислотами: Cr (OH) 3 + 3HCl → CrCl3 + 3H2O.
• Як кислотний гідроксид взаємодіє з лугами: Cr (OH) 3 + 3NaОН → Na3 [Cr (OH) 6].

Хімічні властивості заліза

1. Активний метал, що володіє високою реакційною здатністю.

2. Володіє відновні властивості, а також яскраво вираженими магнітними властивостями.

3. У з'єднаннях проявляє основні ступені окислення +2 (зі слабкими окислювачами: S, I, HCl, розчинами солей), +3 (з сильними окислювачами: Br і Cl) і менш характерну +6 (з О і H2O). У слабких окислювачів залізо приймає ступінь окислення +2, у більш сильних +3. Ступені окислення +2 відповідають чорний оксид FeO і зелений гідроксид Fe (OH) 2, що володіють основними властивостями. Ступені окислення +3 відповідають червоно-коричневий оксид Fe2O3 і коричневий гідроксид Fe (OH) 3, що володіють слабо вираженими амфотерними властивостями. Fe (+2) - слабкий відновник, а Fe (+3) - частіше слабкий окислювач. При зміні окисно - відновних умов, ступеня окислення заліза можуть змінюватися один з одним.

4.

На повітрі при t 2000C покривається оксидною плівкою. У звичайних атмосферних умовах легко піддається корозії. П ри пропущенні кисню через розплав заліза утворюється оксид FeО. При згорянні заліза на повітрі утворюється оксид Fe2О3. При згорянні в чистому кисні утворюється оксид - залізна окалина:

5. C галогенами реагує при нагріванні:

• з'єднання з хлором утворює хлорид заліза (III) FeCl3,
• з'єднання з бромом - бромід заліза (III) FeBr3,
• з'єднання з йодом - йодид заліза (II, III) Fe3I8,
• з'єднання з фтором - фторид заліза (II) FeF2, фторид заліза (III) FeF3.

З сірої, азотом, фосфором, кремнієм і вуглецем також реагує при нагріванні:

• з'єднання з сіркою утворює сульфід заліза (II) FeS,
• з'єднання з азотом - нітрид заліза Fe3N,
• з'єднання з фосфором - фосфіди FeP, Fe2P і Fe3P,
• з'єднання з кремнієм - силицид заліза FeSi,
• з'єднання з вуглецем - карбід заліза Fe3C.

7. При високій t взаємодіє з водою:

• 3Fe + 4Н2О → Fe3O4 + 4Н2.
  

8. Не реагує з концентрованими сірчаної та азотної кислотами, так як покрите оксидною плівкою, фізична хімія даний метал. Якщо ж концентровану сірчану кислоту нагріти, реакція піде:

• 2Fe + 6Н2SО4 (конц) → Fe 2 (SО4) 3 + 3SО2 ↑ + 6Н2О

Реакції з соляною і розбавленою 20% сірчаної кислотами утворюють солі заліза (II):

Реакція з розведеною 70-% сірчаною кислотою утворює сульфат заліза (III):

• 2Fe + 4H2SO4 → Fe2 (SO4) 3 + SO2 + 4H2O

9. З розчинами лугів не реагує, однак повільно реагує з розплавами лугів, що є сильними окислювачами:

• Fe + KClO3 + 2KOH → K2FeO4 + KCl + H2O.

10. Відновлює метали, розташовані в електрохімічному ряду правіше:

• Fe + SnCl2 → FeCl2 + Sn.

У промисловості залізо отримують з залізної руди, в основному з гематиту (Fe2O3) і магнетиту (FeO · Fe2O3).

• 3Fe2O3 + CO → CO2 + 2Fe3O4,
• Fe3O4 + CO → CO2 + 3FeO,
• FeO + CO → CO2 + Fe.

Хімічні властивості:

• Володіє основними властивостями.
• Реагує з розведеною соляною кислотою: FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O.
• Реагує з концентрованою азотною кислотою: FeO + 4HNO3 → Fe (NO3) 3 + NO2 + 2H2O.
• Не реагує з водою і солями.
• З воднем при t 3500C відновлюється до чистого металу: FeO + H2 → Fe + H2O.
• Також відновлюється до чистого металу при з'єднанні з коксом: FeO + C → Fe + CO.
• Отримати даний оксид можна різними способами, один з них нагрівання Fe при низькому тиску Про: 2Fe + O2 → 2FeO.

Оксид заліза (III) Fe2O3 - порошок бурового кольору (гематит), нерастворяющуюся в воді речовина. Інші назви: окис заліза, залізний сурик, харчовий барвник E172 та ін.

Хімічні властивості:

• Має слабковиражені амфотерними властивостями з переважанням основних.
• Легко взаємодіє з кислотами: Fe2O3 + 6HCl → 2 FeCl3 + 3H2O.
• З розчинами лугів не реагує, реагує з їх расплавами, утворюючи ферити: Fe2O3 + 2NaOH → 2NaFeO2 + H2O.
• При нагріванні з воднем проявляє окислювальні властивості: Fe2O3 + H2 → 2FeO + H2O.
• У лужному середовищі з сильними окислювачами проявляє відновні властивості: Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH → 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O.

Оксид заліза (II, III) Fe3O4 або FeO • Fe2O 3 - сірувато-чорне тверда речовина (магнетит, магнітний залізняк), нерастворяющуюся в воді речовина.

Хімічні властивості:

• Розкладається при нагріванні понад 15000С: 2Fe3O4 → 6FeO + O 2.
• Реагує з розведеними кислотами: Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O.
• З розчинами лугів не реагує, реагує з їх расплавами: Fe3O4 + 14NaOH → Na3FeO3 + 2Na5FeO4 + 7H2O.
• При реакції з киснем окислюється: 4Fe3O4 + O2 → 6Fe2O 3.
• З воднем при нагріванні відновлюється: Fe3O4 + 4H2 → 3Fe + 4H2O.
• Також відновлюється при з'єднанні з оксидом вуглецю: Fe3O4 + 4CO → 3Fe + 4CO 2.

Гідроксид заліза (II) Fe (OH) 2 - біле, рідко зеленувате кристалічна речовина, нерастворяющуюся в воді.

Хімічні властивості:

• Має амфотерні властивості з переважанням основних.
• Вступає в реакції нейтралізації кислоти-неокислителях, проявляючи основні властивості: Fe (OH) 2 + 2HCl → FeCl2 + 2H2O.
• При взаємодії з азотною або концентрованої сірчаної кислотами проявляє відновні властивості, утворюючи солі заліза (III): 2Fe (OH) 2 + 4H2SO4 → Fe2 (SO4) 3 + SO2 + 6H2O.
• При нагріванні вступає в реакції з концентрованими розчинами лугів: Fe (OH) 2 + 2NaOH → Na2 [Fe (OH) 4].

Гідроксид заліза (I I I) Fe (OH) 3 - буре кристалічна або аморфне речовина, нерастворяющуюся в воді.

Хімічні властивості:

• Має слабковиражені амфотерними властивостями з переважанням основних.
• Легко взаємодіє з кислотами: Fe (OH) 3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O.
• З концентрованими розчинами лугів утворює гексагідроксоферрати (III): Fe (OH) 3 + 3NaOH → Na3 [Fe (OH) 6].
• З розплавами лугів утворює ферати: 2Fe (OH) 3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2 + 3H2O.
• У лужному середовищі з сильними окислювачами проявляє відновні властивості: 2Fe (OH) 3 + 3Br2 + 10KOH → 2K2FeO4 + 6NaBr + 8H2O.

Виникло питання по темі? Задавайте його репетитора з хімії 👉 Джапарову Тамерлану