Железо – побочный элемент VIIIВ группы четвёртого периода ПСХЭ. Стабильные степени окисления +2, +3 и +6. 

Простое вещество – металл серебристого цвета, с высокой химической активностью и ковкостью, обладает электропроводностью и теплопроводностью, высокой температурой плавления. Характерны магнитные свойства.

В природе встречается в виде соединений, образующих минералы: гематит, пирит, магнетит и др.

Получение железа происходит в основном пирометаллургическим методом восстановлением из оксидов в доменных печах:

2C + O₂  → 2CO

3CO  + Fe₂O₃ → 3CO₂ + 2Fe

Химические свойства

1. При сгорании образует железную окалину – двойной оксид железа (II, III):

3Fe + 2O2 → Fe3O4

2. С серой реагирует до сульфида железа (II). По контексту может образовывать пирит FeS2:

Fe + S → FeS

3. С галогенами при нагреве образует FeHal3, с иодом образуется FeI2:

Fe + I2 → FeI2

Иодид железа FeI3 нестабилен и при образовании тут же разлагается:

2Fe(OH)3 + 6HI → 2FeI2 + I2↓ + 6H2O

4. Может взаимодействовать при нагреве с углеродом с образованием карбида (FeC3), с кремнием с образованием силицида (FeSi), c азотом – до нитрида (Fe2N), с фосфором – до фосфида (FeP). Не взаимодействует с водородом!

5. . При взаимодействии со всеми кислотами-неокислителями и солями
менее активных металлов образует соли железа со с.о. +2:

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑

Fe + CuCl2 → FeCl2 + Cu↓

6. С концентрированными кислотами-окислителями не реагирует без нагревания (из-за пассивации):

2Fe + 6H2SO4(конц.) → Fe2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O

Fe + 6HNO3 (конц.) → Fe(NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O

Продукт восстановления с разбавленной азотной кислотой может быть
различным, смотреть по контексту.

7. Может взаимодействовать при сильном нагревании с водяным паром с образованием железной окалины:

3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2

8. Коррозия железа:

4Fe + 3O2 + 6H2O → 4Fe(OH)3

9. Восстанавливает железо +3 в +2:
Fe + Fe2O3 → 3FeO

Хром – побочный элемент VIB группы 4 периода ПСХЭ. Проявляет стабильные степени окисления +2, +3, +6.

Простое вещество – твердый металл при н.у. голубовато-белого цвета, обладает ковкостью, электропроводностью и теплопроводностью, высокой температурой плавления.

В природе встречается в виде соединений, образующих минералы: хромистый железняк, хромит, крокоит и др.

Получение из соединений происходит в основном пирометаллургическими методами – восстановлением коксом и металлами:

2Al + Cr₂O₃ → 2Cr + Al₂O₃

Fe(CrO₂)₂ + 4C → Fe + 2Cr + 4CO

Химические свойства

1. Горит при нагревании с образованием оксида (lll):

4Cr + 3O₂ → 2Cr₂O₃

2. С галогенами при нагревании образует галогениды хрома:

2Cr + 3Hal₂ → 2CrHal₃

3. При нагревании с серой образует сульфид хрома (lll), с фосфором – фосфид хрома CrP, с азотом – нитрид хрома CrN. Не взаимодействует
с водородом!

4. Реагирует водяным паром при температуре:

2Cr + 2H₂O → Cr₂O₃ + 3H₂

5. Может реагировать с кислотами-неокислителями до солей хрома (II), которые на воздухе окисляются до солей хрома (III):

Cr + 2HCI → CrCl₂ + H₂↑

4Cr + 12HCI + 3O₂ → 4CrCl₃ + 6H₂O

6. Может замещать менее активные металлы из солей:

2Cr + 3CuCl₂ → 2CrCl₃ + 3Cu↓

7. С кислотами-окислителями в концентрированном виде реагирует только при нагревании (пассивация):

2Cr + 6H₂SO_{4 (конц.)} → Cr₂(SO₄)₃ + 3SO₂↑ + 6H₂O

Cr + 6HNO_{3 (конц.)} → Cr(NO₃)₃ + 3NO₂↑ + 3H₂O

В случае разбавленной азотной кислоты продукт восстановления зависит от условий (по контексту).

8. При сплавлении с сильными окислителями в присутствии щелочей образует хроматы:

Cr + 3KNO₃ + 2KOH → K₂CrO₄ + 3KNO₂ + H₂O

Cr + KCIO₃ + 2KOH → K₂CrO₄+ KCI + H₂O

Медь – побочный элемент IB группы 4 периода ПСХЭ. Типичные степени окисления +1 и +2. 

Простое вещество – твёрдый при н.у. металл розоватого цвета, обладает типичными свойствами металлов (тепло- и электропроводность, пластичность), тугоплавкостью.

В природе медь встречается как в виде соединений в минералах, так и в самородном виде (простое вещество). Примеры минералов: куприт, халькопирит, малахит и др.

Получение меди из руд-минералов проводят разными методами:

Пирометаллургия:

2CuS + 3O₂ → 2CuO + 2SO₂↑

CuO + H₂ → Cu + H₂O

Гидрометаллургия:

CuS + H2SO4 → CuSO4 + H2S↑

CuSO₄ + Fe → Cu + FeSO₄

Электрометаллургия:

CuS + H2SO4 → CuSO4 + H2S↑

2CuSO₄ + 2H₂O → 2Cu + O₂↑ + 2H₂SO₄

Химические свойства

1. С кислородом может гореть до оксида меди (II или I, по контексту и условиям):

2Cu + O2 → 2СuO

4Cu + O2 → 2Сu2O

2. При нагревании с серой реагирует с образованием сульфида меди (II или I, по контексту и условиям):

Cu + S → CuS

2Cu + S → Cu2S

3. С галогенами при нагревании образует СuHal2, кроме I2:

2Cu + I2 → 2CuI

Иодид меди CuI2 нестабилен и при образовании тут же разлагается:

2CuO + 4HI → 2CuI↓ + I2↓ + 2H2O

4. Не взаимодействует с азотом, водородом, углеродом и кремнием; c фосфором образует фосфид меди Cu3P

5. С кислотами-неокислителями не взаимодействует, может вытеснять менее активные металлы из солей:

Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag↓

6. Взаимодействует с кислотами-окислителями:

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

Cu + 4HNO3 (конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

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

7. Может реагировать с оксидами азота, оксидом меди (II) и частично восстанавливать железо из соединений (III):

Cu + N2O → CuO + N2

Cu + CuO → Cu2O

Cu + 2FeCl3 → CuCl2 + 2FeCl2

8. Коррозия меди – образуется зелёный гидроксокарбонат, образующий малахит:

2Cu + CO2 + O2 + H2O → (CuOH)2CO3

Интересный факт: изначально Статуя Свободы в Нью-Йорке была изготовлена из бронзы и была светло-коричневого цвета, но из-за образования патины при коррозии меди сейчас она голубовато-зеленая

Читать следующую главу