- Йога начинающим видео
- Хулахуп танец видео
- Смотреть моя тренировка видео
- Видео тренировки александра емельяненко
- Как правильно крутить обруч на бедрах видео
- Тренировки в кудо видео
- Тренировки рой джонса видео
- Йога онлайн смотреть видео
- Тренировки костя дзю видео
- Видео тренировки роя джонса
- Видео спинальной
- Айенгар йога видео
- Йога для женщин на видео
- Правильно крутить обруч видео
- Плиометрические отжимания видео
- Новости
Управление Здравоохранения Евпаторийского городского совета (С)2011
67 гостей
2.2 Характерные химические свойства и получение простых веществ - металлов: щелочных, щелочноземельных, алюминия; переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа)
Опубликовано: 01.09.2018
Видеоурок 1: Неорганическая химия. Металлы: щелочные, щелочноземельные, алюминий
Видеоурок 2: Переходные металлы
Лекция: Характерные химические свойства и получение простых веществ - металлов: щелочных, щелочноземельных, алюминия; переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа)
Все металлы в химических реакциях проявляют себя, как восстановители. Они легко расстаются с валентными электронами, окисляясь при этом. Вспомним, что, чем левее располагается металл в электрохимическом ряду напряженности, тем более сильным восстановителем он является. Следовательно, самый сильный - это литий, самый слабый - золото и наоборот, золото - самый сильный окислитель, а литий - самый слабый.
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
Все металлы вытесняют из раствора солей другие металлы, т.е. восстанавливают их. Все, кроме щелочных и щелочноземельных, так как они взаимодействуют с водой. Металлы, расположенные до Н, вытесняют его из растворов разбавленных кислот, а сами растворяются в них.
Рассмотрим некоторые общие химические свойства металлов:
Взаимодействие металлов с кислородом образует основные (СаО, Na2O, 2Li2O и др.) или амфотерные (ZnO, Cr2O3, Fe2O3 и др.) оксиды. Взаимодействие металлов с галогенами (главная подгруппа VII группы) образует галогеноводородные кислоты (HF - фтороводород, HCl - хлороводород и др.). Взаимодействие металлов с неметаллами образует соли (хлориды, сульфиды, нитриды и др.). Взаимодействие металлов с металлами образует интерметаллиды (MgB2, NaSn, Fe3Ni и др.). Взаимодействие активных металлов с водородом образует гидриды (NaH, CaH2, KH и др.). Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой образует щелочи (NaOH, Ca(OH)2, Cu(OH)2 и др.). Взаимодействие металлов (только, стоящих в электрохимическом ряду до Н) с кислотами образует соли (сульфаты, нитриты, фосфаты и др.). Следует иметь ввиду, что металлы реагируют с кислотами достаточно неохотно, тогда как с основаниями и солями взаимодействуют практически всегда. Для того, чтобы реакция металла с кислотой прошла нужно, чтобы металл был активным, а кислота сильной.Химические свойства щелочных металлов
К группе щелочных металлов относятся следующие химические элементы: литий (Li), натрий (Na), калий (К), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr). С перемещением сверху вниз по группе I Периодической таблицы их атомные радиусы увеличиваются, а значит возрастают металлические и восстановительные свойства.
Рассмотрим химические свойства щелочных металлов:
Не имеют признаков амфотерности, так как обладают отрицательными значениями электродных потенциалов. Самые сильные восстановители среди всех металлов. В соединениях проявляют только степень окисления +1. Отдавая единственный валентный электрон, атомы данных химических элементов преобразуются в катионы. Образуют многочисленные ионные соединения. Практически все растворяются в воде.Взаимодействие щелочных металлов с другими элементами:
1. С кислородом, образуя индивидуальные соединения, так оксид образует только литий (Li2O), натрий образует пероксид (Na2O2), а калий, рубидий и цезий - надпероксиды (KO2, RbO2, CsO2).
2. С водой, образуя щелочи и водород. Помните, эти реакции взрывоопасны. Без взрыва с водой реагирует только литий:
3. С галогенами, образуя галогениды (NaCl - хлорид натрия, NaBr - бромид натрия, NaI - йодид натрия и др.).
4. С водородом при нагревании, образуя гидриды (LiH, NaH и др.)
5. С серой при нагревании, образуя сульфиды (Na2S, K2S и др.). Они бесцветны и хорошо растворимы в воде.
6. С фосфором при нагревании, образуя фосфиды (Na3P, Li3P и др.), очень чувствительны к влаге и воздуху.
7. С углеродом при нагревании карбиды образуют только литий и натрий (Li2CO3, Na2CO3), тогда как калий, рубидий и цезий не образуют карбидов, они образуют бинарные соединения с графитом (C8Rb, C8Cs и др).
8. С азотом при обычных условиях реагирует только литий, образуя нитрид Li3N, с остальными щелочными металлами реакция возможна только при нагревании.
9. С кислотами реагируют со взрывом, поэтому проведение таких реакций очень опасно. Данные реакции проходят неоднозначно, потому что щелочной металл активно реагирует с водой, образуя щелочь, которая потом нейтрализуются кислотой. Таким образом создается конкуренция между щелочью и кислотой.
10. С аммиаком, образуя амиды - аналоги гидроксидов, но более сильные основания (NaNH2 - амид натрия, KNH2 - амид калия и др.).
11. Со спиртами, образуя алкоголяты.
Франций - радиоактивный щелочной металл, один из редчайших и наименее устойчивых среди всех радиоактивных элементов. Его химические свойства изучены недостаточно.
Получение щелочных металлов: Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов, чаще всего — хлоридов, образующих природные минералы: Есть и другие способы получения щелочных металлов: Натрий также можно получить, прокаливая соду с углем в закрытых тиглях: Na2CO3 + 2C → 2Na + 3CO. Известен способ получения лития из его оксида в вакууме при 300°С: 2Li2O + Si + 2CaO → 4Li + Ca2SiO4. Калий получают, пропуская пары натрия через расплав хлорида калия при 800°С, выделяющие пары калия конденсируют:Химические свойства щелочноземельных металлов
К щелочноземельным металлам относятся элементы главной подгруппы II группы: кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba), радий (Ra). Химическая активность данных элементов растет также, как и у щелочных металлов, т.е. с увеличением вниз по подгруппе.
Химические свойства щелочноземельных металлов:
Взаимодействие щелочноземельных металлов с другими элементами:
1. С кислородом все щелочноземельные металлы, кроме бария образуют оксиды, барий образует пероксид BaO2. Из данных металлов берилий и магний, покрытые тонкой защитной оксидной пленкой взаимодействуют с кислородом только при очень высоких t. Основные оксиды щелочноземельных металлов реагируют с водой, за исключением оксида берилия BeO, обладающего амфотерными свойствами. Реакция оксида кальция и воды называется реакцией гашения извести. Если реагентом является CaO образуется негашенная известь, если Ca(OH)2, гашенная. Также основные оксиды реагируют с кислотными оксидами и кислотами. К примеру:
3CaO + P2O5 → Ca3(PO4) 2 .2. С водой щелочноземельные металлы и их оксиды образуют гидроксиды - белые кристаллические вещества, которые в сравнении с гидроксидами щелочных металлов хуже растворяются в воде. Гидроксиды щелочноземельных металлов являются щелочами, кроме амфотерного Be (OH )2 и слабого основания Mg (OH )2 . Поскольку берилий не реагирует с водой, Be (OH )2 может быть получен другими способами, например гидролизом нитрида:
Be3N 2 + 6 Н2О → 3 Be (OH )2 + 2N Н3.3. С галогенами при обычных условиях реагирую все, кроме бериллия. Последний вступает в реакцию только при высоких t. Образуются галогениды (MgI2 – иодид магния, CaI2 – иодид кальция, СаBr2 – бромид кальция и др.).
4. С водородом реагируют при нагревании все щелочноземельные металлы, кроме берилия. Образуются гидриды (BaH2, CaH2 и др.). Для реагирования магния с водородом помимо высокой t требуется еще и повышенное давление водорода.
5. С серой образуют сульфиды. К примеру:
Сульфиды служат для получения серной кислоты и соответствующих металлов.
6. С азотом образуют нитриды. К примеру:
7. С кислотами образуя соли соответствующей кислоты и водород. К примеру:
Ве + Н2SO4(разб.) → BeSO4 + H2↑.Эти реакции протекают также, как и в случае щелочных металлов.
Получение щелочно-земельных металлов:
Бериллий получают восстановлением фторида: BeF2 + Mg –tо→ Be + MgF 2 Барий получают восстановлением оксида: 3BaO + 2Al –tо→ 3Ba + Al2O3 Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов:Химические свойства алюминия
Алюминий – активный, легкий металл, под порядковым номером 13 в таблице. В природе самый распространенный из всех металлов. А из химических элементов занимает третью позицию по распространению. Высокий тепло- и электропроводник. Устойчив к коррозии, поскольку покрывается оксидной пленкой. Температура плавления равна 6600 С.
Рассмотрим химические свойства и взаимодействие алюминия с другими элементами:
1. Во всех соединениях алюминий находится в степени окисления +3.
2. Практически во всех реакциях проявляет восстановительные свойства.
3. Амфотерный металл, проявляет как кислотные, так и основные свойства.
4. Восстанавливает многие металлы из оксидов. Этот метод получения металлов получил название алюмотермии. Пример получения хрома:
5. Взаимодействует со всеми разбавленными кислотами, образуя соли и выделяя водород. К примеру:
В концентрированных HNO3 и H2SO4 алюминий пассивируется. Благодаря этому, возможно хранить и транспортировать данные кислоты в емкостях, изготовленных из алюминия.
6. Взаимодействует со щелочами, так как они растворяют оксидную пленку.
7. Взаимодействует со всеми неметаллами, кроме водорода. Для проведения реакции с кислородом нужен мелкораздробленный алюминий. Реакция возможна только при высокой t:
4Al + 3O2 → 2Al2O 3.По своему тепловому эффекту данная реакция относится к экзотермическим. Взаимодействие с серой образует сульфид алюминия Al2S3, с фосфором фосфид AlP, с азотом нитрид AlN, с углеродом карбид Al4C3.
8. Взаимодействует с другими металлами, образуя алюминиды (FeAl3 CuAl2, CrAl7 и др.).
Получение алюминия: Металлический алюминий получают электролизом раствора глинозема Al2O3 в расплавленном криолите Na2AlF6 при 960–970°С.К переходным относятся элементы побочных подгрупп Периодической таблицы. Рассмотрим химические свойства меди, цинка, хрома и железа.
Химические свойства меди
1. В электрохимическом ряду находится правее Н, поэтому данный металл малоактивен.
2. Слабый восстановитель.
3. В соединениях проявляет степени окисления +1 и +2.
4. Взаимодействует с кислородом при нагревании, образуя:
оксид меди (I) 2Cu + O2 → 2CuO (при t 4000C) или оксид меди (II): 4 Cu + O2 → 2Cu2O (при t 2000C).Оксиды обладают основными свойствами. При нагревании в инертной атмосфере Cu2O диспропорционируется: Cu2O → CuO + Cu . Оксид меди (II) CuO в реакциях со щелочами образует купраты, к примеру: CuO + 2NaOH → Na2CuO2 + H2O.
5. Гидроксид меди Си(ОН)2 амфотерен, основные свойства в нем преобладают. В кислотах он растворяется легко:
Сu(OH)2 + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + 2H2O ,а в концентрированных растворах щелочей с трудом:
Сu(OH)2 + 2NaOH → Na2[Cu(OH)4] .6. Взаимодействие меди с серой при различных температурных условиях, также образует два сульфида. При нагревании до 300-4000С в вакууме образуется сульфид меди (I):
При комнатной t, растворив серу в сероводороде, можно получить сульфид меди (II):
7. Из галогенов взаимодействует со фтором, хлором и бромом, образуя галогениды (CuF2, CuCl2, CuBr2), йодом, образуя йодид меди (I) CuI; не взаимодействует с водородом, азотом, углеродом, кремнием.
8. С кислотами - неокислителями не реагирует, потому как они окисляют только металлы, расположенные до водорода в электрохимическом ряду. Данный химический элемент реагирует с кислотами - окислителями: разбавленной и концентрированной азотной и концентрированной серной:
3Cu + 8HNO3(разб) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O;
Cu + 4HNO3 (конц) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O;
Cu + 2H2SO4 (конц) → CuSO4 + SO2↑ + 2H2O.
9. Взаимодействуя с солями, медь вытесняет из их состава металлы, расположенные правее неё в электрохимическом ряду. К примеру,
Здесь мы видим, что медь перешла в раствор, а железо (III) восстановилось до железа (II). Данная реакция имеет важное практическое значение и применяется для удаления меди, напыленной на пластмассу.
Химические свойства цинка
1. Самый активный после щелочноземельных металлов.2. Обладает выраженными восстановительными свойствами и амфотерными свойствами.
3. В соединениях проявляет степень окисления +2.
4. На воздухе покрывается оксидной пленкой ZnO.
5. Взаимодействие с водой возможно при температуре красного каления. В результате образуется оксид цинка и водород:
6. Взаимодействует с галогенами, образуя галогениды (ZnF2 - фторид цинка, ZnBr2 - бромид цинка, ZnI2 - йодид цинка, ZnCl2 - хлорид цинка).
7. С фосфором образует фосфиды Zn3P2 и ZnP2.
8. С серой халькогенид ZnS.
9. Непосредственно не реагирует с водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором.
10. Взаимодействует с кислотами - неокислителями, образуя соли и вытесняя водород. К примеру:
H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2↑ Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 ↑ .С кислотами - окислителями тоже реагирует: с конц. серной кислотой образует сульфат цинка и сернистый газ:
Zn + 2H2SO4 → ZnSO4 + SO2↑ + 2H2O.11. Активно реагирует со щелочами, так как цинк - амфотерный металл. С растворами щелочей образует тетрагидроксоцинкаты и выделяя водород:
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H 2 ↑ .На гранулах цинка, впоследствии реакции, появляются пузырьки газа. С безводными щелочами при сплавлении образует цинкаты и выделяет водород:
Zn + 2NaOH → Na2ZnO2 +H2↑.Химические свойства хрома
1. В обычных условиях инертен, при нагревании активен.2. Обладает амфотерными свойствами.
3. Образует окрашенные соединения.
4. В соединениях проявляет степени окисления +2 (основный оксид CrO черного цвета), +3 (амфотерный оксид Cr2O3 и гидроксид Cr(OH)3 зеленого цвета) и +6 (кислотный оксид хрома (VI) CrO3 и кислоты: хромовая H2CrO4 и двухромовая H2Cr2O7 и др.).
5. Со фтором взаимодействует при t 350-4000C, образуя фторид хрома (IV):
6. C кислородом, азотом, бором, кремнием, серой, фосфором и галогенами при t 6000C:
соединение с кислородом образует оксид хрома(VI) CrO3 (тёмно-красные кристаллы), соединение с азотом - нитрид хрома CrN (черные кристаллы), соединение с бором - борид хрома CrB (желтые кристаллы), соединение с кремнием - силицид хрома CrSi, соединение с углеродом - карбид хрома Cr3C2.7. С водяным паром реагирует, находясь в раскалённом состоянии, образуя оксид хрома (III) и водород:
2Cr + 3H2O → Cr2O3 + 3H 2.8. С растворами щелочей не реагирует, однако медленно реагирует с их расплавами, образуя хроматы:
2Cr + 6KOH → 2KCrO2 + 2K2O + 3H2.9. В разбавленных сильных кислотах растворяется, образуя соли. Если реакция проходит на воздухе образуются соли Cr3+, например:
2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2H2O + H 2 .Если же без воздуха, то соли Cr2+, например:
Cr + 2HCl → CrCl2 + H2 .10. С концентрированными серной и азотной кислотами, а также с царской водкой, реагирует только при нагревании, т.к. при низких t эти кислоты пассивируют хром. Реакции с кислотами при нагревании выглядят так:
Химические свойства:
Обладает основными и восстанавливающими свойствами. При нагревании до 1000С на воздухе окисляется до Cr2O3 - оксида хрома (III). Возможно восстановление хрома водородом из данного оксида: CrO + Н 2 → Cr + H2O или коксом: CrO + С → Cr + СO. Реагирует с соляной кислотой, при этом выделяя водород: 2CrO + 6HCl → 2CrCl3 + H2↑ + 2H2O. Не реагирует со щелочами, разбавленными серной и азотной кислотами.Оксид хрома (III) Cr2O3 - тугоплавкое вещество, темно-зеленого цвета, нерастворяющееся в воде.
Химические свойства:
Обладает амфотерными свойствами. Как основный оксид взаимодействует с кислотами: Cr2O3 + 6HCl → CrCl3 + 3H2O . Как кислотный оксид взаимодействует со щелочами: Cr2O3 + 2КОН → 2КCrО3 + H2O . Сильные окислители окисляют Cr2O3 до хромата H2CrO4. Сильные восстановители восстанавливают Cr из Cr2O3.Гидроксид хрома(II) Cr(OH) 2 - твердое вещество желтого или коричневого цвета, плохо растворяющееся в воде.
Химические свойства:
Слабое основание, проявляет основные свойства. В присутствии влаги на воздухе окисляется до Cr(OH)3 - гидроксида хрома (III). Реагирует с концентрированными кислотами, образуя соли хрома (II) синего цвета: Cr(OH)2 + H2SO4 → CrSO4 + 2H2O . Не реагирует со щелочами и разбавленными кислотами.Гидроксид хрома (III) Cr(OH) 3 - вещество серо-зеленого цвета, нерастворяющееся в воде.
Химические свойства:
Обладает амфотерными свойствами. Как основный гидроксид взаимодействует с кислотами: Cr(OH)3 + 3HCl → CrCl3 + 3H2O . Как кислотный гидроксид взаимодействует со щелочами: Cr(OH)3 + 3NaОН → Na3 [Cr(OH)6 ] .Химические свойства железа
1. Активный металл, обладающий высокой реакционной способностью.
2. Обладает восстановительными свойствами, а также ярко выраженными магнитными свойствами.
3. В соединениях проявляет основные степени окисления +2 (со слабыми окислителями: S, I, HCl, растворами солей ), +3 (с сильными окислителями: Br и Cl) и менее характерную +6 (с О и H2O ). У слабых окислителей железо принимает степень окисления +2, у более сильных +3. Степени окисления +2 соответствуют чёрный оксид FeO и зелёный гидроксид Fe(OH)2, обладающие основными свойствами. Степени окисления +3 соответствуют красно-коричневый оксид Fe2O3 и коричневый гидроксид Fe(OH)3, обладающие слабо выраженными амфотерными свойствами. Fe (+2) - слабый восстановитель, а Fe (+3) - чаще слабый окислитель. При изменении окислительно - восстановительных условий, степени окисления железа могут меняться друг с другом.
4. На воздухе при t 2000C покрывается оксидной пленкой. В обычных атмосферных условиях легко подвергается коррозии. П ри пропускании кислорода через расплав железа образуется оксид FeО. При сгорании железа на воздухе образуется оксид Fe2О3. При сгорании в чистом кислороде образуется оксид - железная окалина:5. C галогенами реагирует при нагревании:
соединение с хлором образует хлорид железа(III) FeCl3, соединение с бромом - бромид железа (III) FeBr3, соединение с йодом - йодид железа (II,III) Fe3I8, соединение со фтором - фторид железа (II) FeF2, фторид железа(III) FeF3. 6. С серой, азотом, фосфором, кремнием и углеродом также реагирует при нагревании: соединение с серой образует сульфид железа(II) FeS, соединение с азотом - нитрид железа Fe3N, соединение с фосфором - фосфиды FeP, Fe2P и Fe3P, соединение с кремнием - силицид железа FeSi, соединение с углеродом - карбид железа Fe3C.7. При высокой t взаимодействует с водой:
3Fe + 4Н2О → Fe3O4 + 4Н2.8. Не реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами, так как покрыто оксидной пленкой, пассивирующее данный металл. Если же концентрированную серную кислоту нагреть, реакция пойдет:
2Fe + 6Н2SО4(конц) → Fe 2(SО4)3 + 3SО2↑ + 6Н2ОРеакции с соляной и разбавленной 20-% серной кислотами образуют соли железа (II):
Реакция с разбавленной 70-% серной кислотой образует сульфат железа (III):
2Fe + 4H2SO4 → Fe2 (SO4)3 + SO2 + 4H2O9. С растворами щелочей не реагирует, однако медленно реагирует с расплавами щелочей, являющихся сильными окислителями:
Fe + KClO3 + 2KOH → K2FeO4 + KCl + H2O.10. Восстанавливает металлы, расположенные в электрохимическом ряду правее:
Fe + SnCl2 → FeCl2 + Sn. Получение железа: В промышленности железо получают из железной руды, в основном из гематита (Fe2O3) и магнетита (FeO·Fe2O3). 3Fe2O3 + CO → CO2 + 2Fe3O4, Fe3O4 + CO → CO2 + 3FeO, FeO + CO → CO2 + Fe.Химические свойства:
Обладает основными свойствами. Реагирует с разбавленной соляной кислотой: FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O. Реагирует с концентрированной азотной кислотой: FeO + 4HNO3 → Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O . Не реагирует с водой и солями. С водородом при t 3500C восстанавливается до чистого металла: FeO +H2 → Fe + H2O . Также восстанавливается до чистого металла при соединении с коксом: FeO +C → Fe + CO. Получить данный оксид можно различными способами, один из них нагревание Fe при низком давлении О: 2Fe + O2 → 2FeO .Оксид железа (III) Fe2O3 - порошок бурового цвета (гематит), нерастворяющееся в воде вещество. Другие названия: окись железа, железный сурик, пищевой краситель E172 и пр.
Химические свойства:
Обладает слабовыраженными амфотерными свойствами с преобладанием основных. Легко взаимодействует с кислотами: Fe2O3 + 6HCl → 2 FeCl3 + 3H2O. С растворами щелочей не реагирует, реагирует с их расплавами, образуя ферриты: Fe2O3 + 2NaOH → 2NaFeO2 + H2O . При нагревании с водородом проявляет окислительные свойства: Fe2O3 + H2 → 2FeO + H2O . В щелочной среде с сильными окислителями проявляет восстановительные свойства: Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH → 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O.Оксид железа (II, III) Fe3O4 или FeO•Fe2O 3 - серовато-черное твердое вещество (магнетит, магнитный железняк), нерастворяющееся в воде вещество.
Химические свойства:
Разлагается при нагревании более 15000С: 2Fe3O4 → 6FeO + O 2. Реагирует с разбавленными кислотами: Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O. С растворами щелочей не реагирует, реагирует с их расплавами: Fe3O4 + 14NaOH → Na3FeO3 + 2Na5FeO4 + 7H2O . При реакции с кислородом окисляется: 4Fe3O4 + O2 → 6Fe2O 3. С водородом при нагревании восстанавливается: Fe3O4 + 4H2 → 3Fe + 4H2O . Также восстанавливается при соединении с оксидом углерода: Fe3O4 + 4CO → 3Fe +4CO 2.Гидроксид железа(II) Fe(OH) 2 - белое, редко зеленоватое кристаллическое вещество, нерастворяющееся в воде.
Химические свойства:
Обладает амфотерными свойствами с преобладанием основных. Вступает в реакции нейтрализации кислоты-неокислителя, проявляя основные свойства: Fe(OH)2 + 2HCl → FeCl2 + 2H2O . При взаимодействии с азотной или концентрированной серной кислотами проявляет восстановительные свойства, образуя соли железа (III): 2Fe(OH)2 + 4H2SO4 → Fe2(SO4)3 + SO2 + 6H2O . При нагревании вступает в реакции с концентрированными растворами щелочей: Fe(OH)2 + 2NaOH → Na2[Fe(OH)4] .Гидроксид железа (I I I) Fe(OH)3 - бурое кристаллическое или аморфное вещество, нерастворяющееся в воде.
Химические свойства:
Обладает слабовыраженными амфотерными свойствами с преобладанием основных. Легко взаимодействует с кислотами: Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O . С концентрированными растворами щелочей образует гексагидроксоферраты (III): Fe(OH)3 + 3NaOH → Na3[Fe(OH)6]. С расплавами щелочей образует ферраты: 2Fe(OH)3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2 + 3H2O . В щелочной среде с сильными окислителями проявляет восстановительные свойства: 2Fe(OH)3 + 3Br2 + 10KOH → 2K2FeO4 + 6NaBr + 8H2O. Возник вопрос по теме? Задавайте его репетитору по химии ???? Джапарову Тамерлану