Химия железа и его соединений часто попадается в заданиях № 6–9, 29, 30 и 31 ЕГЭ по химии. Ошибки в этой теме чаще всего связаны с тем, что свойства веществ сильно зависят от степени окисления, а сам металл может по-разному реагировать на окислители. Разберём положение элемента в таблице Менделеева, физические свойства простого вещества и алгоритмы химических реакций, чтобы без подсказок писать уравнения любой сложности.
В каких заданиях ЕГЭ проверяют знания о железе
Чтобы выстроить грамотную подготовку, полезно понимать специфику экзаменационных заданий:
- В заданиях 6–9 проверяют базовые неорганические реакции. Требуется предсказать продукты взаимодействия простых веществ, кислот, щелочей и солей. Часто нужно найти неизвестное вещество в цепочке превращений.
- В задании 29 (ОВР) проверяют знание переходов степеней окисления железа.
- В задании 30 (реакции ионного обмена) делают упор на процессы образования осадков и совместного гидролиза с участием солей железа.
- В задании 31 (неорганическая цепочка) оценивают умение писать полноценные уравнения реакций с правильными продуктами и коэффициентами.
Теория: строение атома и степени окисления
Железо находится в побочной подгруппе VIII группы, в четвёртом периоде. Порядковый номер элемента равен 26. Электронная конфигурация атома железа в основном состоянии: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 3d^6 4s^2$
При образовании химических связей атом сначала отдаёт два электрона с внешнего $4s$-подуровня, образуя соединения со степенью окисления $+2$. При потере ещё одного электрона с $3d$-подуровня железо переходит в более стабильное состояние со степенью окисления $+3$, так как $3d$-подуровень оказывается заполненным ровно наполовину ($3d^5$).
Железо представляет собой пластичный металл серебристо-белого цвета. Оно хорошо проводит тепло и электрический ток, обладает выраженными магнитными свойствами.
Типичные степени окисления
| Степень окисления | Тип оксида/гидроксида | Характер свойств | Пример соединения | Окраска осадков и растворов |
|---|---|---|---|---|
| $+2$ | $FeO, Fe(OH)_2$ | Оснóвный | $FeCl_2, FeSO_4$ | Бледно-зелёный (осадок легко темнеет) |
| $+3$ | $Fe_2O_3, Fe(OH)_3$ | Амфотерный | $FeCl_3, NaFeO_2$ | Бурый гидроксид, жёлтые растворы солей |
| $+6$ | $FeO_3 (неустойчив)$ | Кислотный (сильный окислитель) | $K_2FeO_4$ (феррат) | Красно-фиолетовый раствор |
Химические свойства простого вещества
Железо — металл средней активности. Свойства реакции напрямую зависят от силы окислителя, с которым оно взаимодействует. С сильными окислителями реакция идёт до степени окисления $+3$, со слабыми — до $+2$.
Реакции с простыми веществами
Взаимодействие с галогенами (хлор и бром окисляют до $+3$, а йод — только до $+2$):
$2Fe + 3Cl_2 \xrightarrow{t} 2FeCl_3;\quad 2Fe + 3Br_2 \xrightarrow{t} 2FeBr_3;\quad Fe + I_2 \xrightarrow{t} FeI_2$
Взаимодействие с серой:
$Fe + S \xrightarrow{t} FeS$
Взаимодействие с кислородом. Образуется железная окалина, которая состоит из смеси оксидов $FeO$ и $Fe_2O_3$:
$3Fe + 2O_2 \xrightarrow{t} Fe_3O_4$
Взаимодействие с водой
При обычных условиях без доступа кислорода реакция не идёт, но раскалённое железо реагирует с водяным паром с образованием железной окалины:
$3Fe + 4H_2O \xrightarrow{t} Fe_3O_4 + 4H_2\uparrow$
Во влажной среде в присутствии кислорода протекает процесс ржавления:
$4Fe + 3O_2 + 6H_2O \rightarrow 4Fe(OH)_3$
Реакции с кислотами-неокислителями
Металл реагирует с кислотами-неокислителями, вытесняя водород и переходя в степень окисления $+2$:
$Fe + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2\uparrow;\\
Fe + H_2SO_4\text{(разб.)} \rightarrow FeSO_4 + H_2\uparrow;\\
Fe + 2HBr \rightarrow FeBr_2 + H_2\uparrow;\\
Fe + 2CH_3COOH \rightarrow (CH_3COO)_2Fe + H_2\uparrow$
Реакции с кислотами-окислителями
Концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют железо на холоду благодаря образованию плотной оксидной плёнки. Реакция идёт только при нагревании, при этом металл окисляется до $+3$. Разбавленная азотная кислота реагирует без нагрева.
Реакция с концентрированной серной кислотой:
$2Fe + 6H_2SO_4\text{(конц.)} \xrightarrow{t} Fe_2(SO_4)_3 + 3SO_2\uparrow + 6H_2O$
Реакции с концентрированной и разбавленной азотной кислотой:
$2Fe + 6HNO_3\text{(конц.)} \xrightarrow{t} 2Fe(NO_3)_3 + 3NO_2\uparrow + 3H_2O;\\
Fe + 4HNO_3\text{(разб.)} \rightarrow Fe(NO_3)_3 + NO\uparrow + 2H_2O$
Взаимодействие с солями и оксидами менее активных металлов
Железо способно вытеснять металлы, стоящие правее него в электрохимическом ряду напряжений.
В водных растворах образуется соль со степенью окисления $+2$:
$Fe + CuSO_4 \rightarrow FeSO_4 + Cu\downarrow;\quad Fe + 2AgNO_3\text{(нед.)} \rightarrow Fe(NO_3)_2 + 2Ag\downarrow$
При нагревании с оксидами менее активных металлов протекает реакция замещения:
$Fe + CuO \xrightarrow{t} FeO + Cu$
Оксиды железа
Оксид железа (II), $FeO$
Основный оксид чёрного цвета, нерастворимый в воде.
Реагирует с кислотами-неокислителями по механизму ионного обмена:
$FeO + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2O;\quad FeO + H_2SO_4\text{(разб.)} \rightarrow FeSO_4 + H_2O$
Проявляет восстановительные свойства. При контакте с кислотами-окислителями или кислородом степень окисления железа повышается до $+3$:
$3FeO + 10HNO_3\text{(разб.)} \rightarrow 3Fe(NO_3)_3 + NO\uparrow + 5H_2O;\\
2FeO + 4H_2SO_4\text{(конц.)} \xrightarrow{t} Fe_2(SO_4)_3 + SO_2\uparrow + 4H_2O;\\
4FeO + O_2 \xrightarrow{t} 2Fe_2O_3$
Оксид железа (III), $Fe_2O_3$
Порошок красно-коричневого цвета. Проявляет амфотерные свойства с преобладанием основных.
Взаимодействует с кислотами:
$Fe_2O_3 + 6HCl \rightarrow 2FeCl_3 + 3H_2O$
Взаимодействует со щелочами, карбонатами щелочных металлов и основными оксидами (процессы идут только при твердофазном сплавлении и приводят к образованию ферритов):
$Fe_2O_3 + 2NaOH \xrightarrow{t} 2NaFeO_2 + H_2O;\\
Fe_2O_3 + Na_2CO_3 \xrightarrow{t} 2NaFeO_2 + CO_2\uparrow;\\
Fe_2O_3 + CaO \xrightarrow{t} Ca(FeO_2)_2$
Восстанавливается до чистого металла угарным газом, углём, более активными металлами и водородом:
$Fe_2O_3 + 3CO \xrightarrow{t} 2Fe + 3CO_2\uparrow;\\
Fe_2O_3 + 2Al \xrightarrow{t} Al_2O_3 + 2Fe;\\
Fe_2O_3 + 3H_2 \xrightarrow{t} 2Fe + 3H_2O$
Реакция с иодоводородом протекает по окислительно-восстановительному механизму. Железо ($+3$) понижает степень окисления, а иодид-ион отдаёт электроны, превращаясь в свободный иод: $Fe_2O_3 + 6HI \rightarrow 2FeI_2 + I_2\downarrow + 3H_2O$
Оксид железа (VI), $FeO_3$
В рамках ЕГЭ соединения железа ($+6$) в основном встречаются в виде солей — ферратов. Сам оксид неустойчив, реагирует с водой с образованием железной кислоты, а со щелочами даёт ферраты:
$FeO_3 + H_2O \rightarrow H_2FeO_4;\quad FeO_3 + 2KOH \rightarrow K_2FeO_4 + H_2O$
Гидроксиды железа
Гидроксид железа (II), $Fe(OH)_2$
Белый осадок с основными свойствами. На воздухе он мгновенно зеленеет, а затем приобретает бурую окраску за счёт окисления кислородом до гидроксида железа ($+3$).
Взаимодействует с кислотами-неокислителями по реакции обмена:
$Fe(OH)_2 + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + 2H_2O$
Окисляется растворённым кислородом, пероксидом водорода и кислотами-окислителями:
$4Fe(OH)_2 + O_2 + 2H_2O \rightarrow 4Fe(OH)_3;\quad 2Fe(OH)_2 + H_2O_2 \rightarrow 2Fe(OH)_3$
При взаимодействии с азотной кислотой образуется соль железа ($+3$) и выделяется оксид азота:
$3Fe(OH)_2 + 10HNO_3\text{(разб.)} \rightarrow 3Fe(NO_3)_3 + NO\uparrow + 8H_2O$
Разлагается при нагревании без доступа молекулярного кислорода:
$Fe(OH)_2 \xrightarrow{t} FeO + H_2O$
Гидроксид железа (III), $Fe(OH)_3$
Объёмный бурый осадок. Это амфотерный гидроксид, в котором основные свойства преобладают над кислотными.
Реагирует с сильными кислотами:
$Fe(OH)_3 + 3HNO_3 \rightarrow Fe(NO_3)_3 + 3H_2O$
Сплавляется с твёрдыми щелочами с образованием средних солей:
$Fe(OH)_3 + KOH \xrightarrow{t} KFeO_2 + 2H_2O$
При пропускании сильных окислителей (например, галогенов) через щелочной раствор с осадком гидроксида железа образуются ферраты (соли железа $+6$):
$2Fe(OH)_3 + 3Cl_2 + 10KOH \rightarrow 2K_2FeO_4 + 6KCl + 8H_2O$
В реакции с иодоводородной кислотой выступает окислителем:
$2Fe(OH)_3 + 6HI \rightarrow 2FeI_2 + I_2 + 6H_2O$
Разлагается при прокаливании:
$2Fe(OH)_3 \xrightarrow{t} Fe_2O_3 + 3H_2O$
Химические свойства солей железа
Соли железа (II)
Соли двухвалентного железа вступают в реакции ионного обмена с выпадением осадков гидроксида или нерастворимых солей железа:
$FeSO_4 + 2KOH \rightarrow Fe(OH)_2\downarrow + K_2SO_4;\\
FeCl_2 + Na_2S \rightarrow FeS\downarrow + 2NaCl;\\
Fe(NO_3)_2 + K_2CO_3 \rightarrow FeCO_3\downarrow + 2KNO_3$
Часто они выступают в роли восстановителей и окисляются до степени окисления $+3$ под действием галогенов, пероксида водорода или перманганата калия в кислой среде (классическая ОВР из задания 29):
$2FeCl_2 + Cl_2 \rightarrow 2FeCl_3;\\
2FeSO_4 + H_2O_2 + H_2SO_4 \rightarrow Fe_2(SO_4)_3 + 2H_2O;\\
10FeSO_4 + 2KMnO_4 + 8H_2SO_4 \rightarrow 5Fe_2(SO_4)_3 + 2MnSO_4 + K_2SO_4 + 8H_2O$
Соли железа (III)
Соли трёхвалентного железа, как правило, проявляют окислительные свойства, реагируя с медью, йодидами, сероводородом, сульфидами и соединениями серы (+4):
$2FeCl_3 + Cu \rightarrow 2FeCl_2 + CuCl_2;\\
2FeCl_3 + 2KI \rightarrow 2FeCl_2 + I_2\downarrow + 2KCl;\\
2FeCl_3 + H_2S \rightarrow 2FeCl_2 + S\downarrow + 2HCl;\\
2FeCl_3 + K_2SO_3 + H_2O \rightarrow 2FeCl_2 + K_2SO_4 + 2HCl;\\
2FeCl_3 + 3K_2S \rightarrow 2FeS\downarrow + S\downarrow + 6KCl$
В растворах щелочей протекает обычная реакция обмена с выпадением бурого осадка:
$FeCl_3 + 3NaOH \rightarrow Fe(OH)_3\downarrow + 3NaCl$
Соли железа ($+3$) нельзя смешивать в водном растворе с карбонатами. Происходит необратимый совместный гидролиз: вместо осадка соли выпадает осадок гидроксида железа и выделяется газ. $FeCl_3 + 3K_2CO_3 + 3H_2O \rightarrow 2Fe(OH)_3\downarrow + 3CO_2\uparrow + 6KCl$
Ферраты — соли железа (VI)
Ферраты — производные нестабильной железной кислоты $H_2FeO_4$. Это сильные окислители. При добавлении концентрированной соляной кислоты железо в составе ферратов окисляет хлорид-ионы до свободного галогена:
$4K_2FeO_4 + 20HCl \rightarrow 4FeCl_3 + 8KCl + 3Cl_2\uparrow + 10H_2O$
В водных растворах ферраты медленно разлагаются с выделением пузырьков кислорода:
$4K_2FeO_4 + 10H_2O \rightarrow 4Fe(OH)_3\downarrow + 8KOH + 3O_2\uparrow$
Таблица переходов
Для быстрого повторения перед экзаменом пользуйся таблицей основных превращений:
| Исходное состояние | Реагент/Условие | Продукт | Тип превращения |
|---|---|---|---|
| $Fe^0$ | Слабый окислитель ($HCl$, разбавленная $H_2SO_4, S, I_2$) | $Fe^{+2}$ | Окисление |
| $Fe^0$ | Сильный окислитель ($Cl_2, HNO_3$, горячая концентрированная $H_2SO_4$) | $Fe^{+3}$ | Окисление |
| $Fe^{+2}$ | Кислород воздуха, пероксид, $KMnO_4$ в кислой среде | $Fe^{+3}$ | Окисление |
| $Fe^{+3}$ | Металлы ($Cu, Fe$), йодиды ($KI$), сероводород ($H_2S$), соединения серы (+4) | $Fe^{+2}$ | Восстановление |
Разбор экзаменационных заданий
Пример 1
Дано вещество $Fe_2O_3$. Нужно выбрать из списка ряд реагентов, с каждым из которых оно может взаимодействовать:
- $H_2O, NaOH, HCl$.
- $Fe, HCl, NaOH\text{(тв)}$.
- $O_2, HNO_3, Cu$.
Анализируем каждый набор веществ:
- Оксид железа(III) амфотерен (с преобладанием основных свойств) и совершенно нерастворим в воде. Этот вариант не подходит.
- Проверяем второй набор. Железо как восстановитель реагирует со своим же оксидом: $Fe_2O_3 + Fe \xrightarrow{t} 3FeO$. Реакция с соляной кислотой — реакция обмена. Твёрдый гидроксид натрия при сплавлении вступает в реакцию благодаря амфотерности оксида: $Fe_2O_3 + 2NaOH\text{(тв)} \xrightarrow{t} 2NaFeO_2 + H_2O$. Ряд полностью подходит.
- В третьем варианте есть кислород. Железо уже находится в высшей устойчивой степени окисления $+3$, окислить дальше кислород не сможет. Медь $Cu$ тоже не сможет восстановить оксид из-за низкой активности.
Ответ: 2.
Пример 2
Для выполнения задания используйте следующий перечень веществ: хлорид железа (III), карбонат калия, гидроксид натрия, перманганат калия, серная кислота. Допустимо использование водных растворов веществ. Среди предложенных веществ выберите два вещества, между которыми протекает реакция ионного обмена с одновременным выделением газа и образованием осадка. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции с участием выбранных веществ.
- Газ и осадок одновременно формируются в реакциях совместного необратимого гидролиза.
- Для гидролиза нужно сочетание слабой соли трёхвалентного металла и соли слабой летучей кислоты. Из списка подходят $FeCl_3$ и $K_2CO_3$.
- Составляем молекулярное уравнение реакции: $2FeCl_3 + 3K_2CO_3 + 3H_2O \rightarrow 2Fe(OH)_3\downarrow + 3CO_2\uparrow + 6KCl$
- Полное ионное уравнение: $2Fe^{3+} + 6Cl^{-} + 6K^+ + 3CO_3^{2-} + 3H_2O \rightarrow 2Fe(OH)_3 + 3CO_2 + 6K^+ + 6Cl^{-}$
- Сокращённое ионное уравнение: $2Fe^{3+} + 3CO_3^{2-} + 3H_2O \rightarrow 2Fe(OH)_3 + 3CO_2$
Пример 3
Порошок железа нагрели с серой. Полученное твёрдое вещество растворили в бромоводородной кислоте, а к образовавшемуся раствору добавляли нитрат серебра до прекращения выделения осадка. Осадок отфильтровали, а к раствору добавили карбонат натрия. Напишите уравнения четырёх описанных реакций.
- Реакция между простыми веществами. Сера — слабый окислитель. Железо пойдёт в степень окисления +2. $Fe + S \rightarrow FeS$
- Бромоводородная кислота — кислота-неокислитель. Идёт обычная реакция ионного обмена с образованием бромида железа(II) и сероводорода. $FeS + 2HBr \rightarrow FeBr_2 + H_2S$
- Реакция ионного обмена между двумя растворимыми солями с образованием осадка бромида серебра. $FeBr_2 + 2AgNO_3 \rightarrow Fe(NO_3)_2 + 2AgBr$
- В растворе остался нитрат железа(II), карбонат натрия вступает с ним в реакцию ионного обмена. $Fe(NO_3)_2 + Na_2CO_3 \rightarrow 2NaNO_3 + FeCO_3$
Типичные ловушки в заданиях
- Реакция с галогенами. Ошибочно писать $Fe + Cl_2 \rightarrow FeCl_2$. Хлор — сильный окислитель, поэтому реакция идёт глубже: $2Fe + 3Cl_2 \xrightarrow{t} 2FeCl_3$. А вот реакция с иодом даёт только иодид железа(II): $Fe + I_2 \xrightarrow{t} FeI_2$.
- Карбонаты против сульфидов. Ошибочно предполагать, что $FeCl_3$ и $Na_2S$ вступают в реакцию совместного гидролиза с выделением сероводорода. Сульфид-ион — мощный восстановитель. С солями железа(III) происходит ОВР с выпадением серы.
- Растворимость гидроксида в щёлочи. Ошибочно писать уравнение растворения $Fe(OH)_3$ в водном растворе $NaOH$ по аналогии с цинком или алюминием. Амфотерность железа очень слабая, поэтому реакция возможна только при сплавлении твёрдых веществ: $Fe(OH)_3 + NaOH\text{(тв)} \xrightarrow{t} NaFeO_2 + 2H_2O$.
- Пассивация. При обычных условиях железо не реагирует с концентрированными азотной и серной кислотами. Реакция идёт только при нагревании. Если в задании сказано «без нагревания» или «на холоде» — уравнение писать не нужно.
Заключение
Теперь ты знаешь, как меняются химические свойства соединений железа в зависимости от степени окисления, и умеешь предсказывать продукты сложных реакций. Разобранные механизмы гидролиза, пассивации и окислительно-восстановительных переходов помогут без ошибок справиться с заданиями тестовой и развёрнутой частей ЕГЭ. Чтобы закрепить материал и довести навык составления уравнений до автоматизма, рекомендуем порешать аналогичные задания в «100балльном банке».
