Физические и химические свойства цинка

Цинк — хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета (тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка). Эссенциальный (незаменимый) микроэлемент тканей человека. По количественному соотношению в организме занимает второе, после железа, место. Ему принадлежит ключевая роль в регенерации поврежденных тканей, так как без цинка нарушается синтез нуклеиновых кислот и белка.

Смотрите так же:

СТРУКТУРА

СВОЙСТВА

При комнатной температуре хрупок, при сгибании пластинки слышен треск от трения кристаллитов (обычно сильнее, чем «крик олова»). Имеет низкую температуру плавления. Объем металла при плавлении увеличивается в соответствии со снижением плотности. С повышением температуры уменьшается кинетическая вязкость и электропроводность цинка и возрастает его удельное электрическое сопротивление. При 100—150 °C цинк пластичен. Примеси, даже незначительные, резко увеличивают хрупкость цинка. Является диамагнетиком.

ЗАПАСЫ И ДОБЫЧА

Среднее содержание цинка в земной коре — 8,3·10 -3 %, в основных извержённых породах его несколько больше (1,3·10 -2 %), чем в кислых (6·10 -3 %). Цинк — энергичный водный мигрант, особенно характерна его миграция в термальных водах вместе со свинцом. Из этих вод осаждаются сульфиды цинка, имеющие важное промышленное значение. Цинк также энергично мигрирует в поверхностных и подземных водах, главным осадителем для него является сероводород, меньшую роль играет сорбция глинами и другие процессы.

Месторождения цинка известны в Иране, Австралии, Боливии, Казахстане. В России крупнейшим производителем свинцово-цинковых концентратов является ОАО «ГМК Дальполиметалл»

Цинк добывают из полиметаллических руд, содержащих 1—4% Zn в виде сульфида, а также Cu, Pb, Ag, Au, Cd, Bi. Руды обогащают селективной флотацией, получая цинковые концентраты (50—60% Zn) и одновременно свинцовые, медные, а иногда также пиритные концентраты.
Основной способ получения цинка — электролитический (гидрометаллургический). Обожжённые концентраты обрабатывают серной кислотой; получаемый сульфатный раствор очищают от примесей (осаждением их цинковой пылью) и подвергают электролизу в ваннах, плотно выложенных внутри свинцом или винипластом. Цинк осаждается на алюминиевых катодах, с которых его ежесуточно удаляют (сдирают) и плавят в индукционных печах.

ПРОИСХОЖДЕНИЕ

Цинк в природе как самородный металл не встречается. Известно 66 минералов цинка, в частности цинкит, сфалерит, виллемит, каламин, смитсонит, франклинит. Наиболее распространенный минерал — сфалерит, или цинковая обманка. Основной компонент минерала — сульфид цинка ZnS, а разнообразные примеси придают этому веществу всевозможные цвета. Из-за трудности определения этого минерала его называют обманкой (др.-греч. σφαλερός — обманчивый). Цинковую обманку считают первичным минералом, из которого образовались другие минералы элемента № 30: смитсонит ZnCO₃, цинкит ZnO, каламин 2ZnO · SiO₂ · Н₂O. На Алтае нередко можно встретить полосатую «бурундучную» руду — смесь цинковой обманки и бурого шпата. Кусок такой руды издали действительно похож на затаившегося полосатого зверька.

ПРИМЕНЕНИЕ

Чистый металлический цинк используется для восстановления благородных металлов, добываемых подземным выщелачиванием (золото, серебро). Кроме того, цинк используется для извлечения серебра, золота (и других металлов) из чернового свинца в виде интерметаллидов цинка с серебром и золотом (так называемой «серебристой пены»), обрабатываемых затем обычными методами аффинажа.

Применяется для защиты стали от коррозии (оцинковка поверхностей, не подверженных механическим воздействиям, или металлизация — для мостов, емкостей, металлоконструкций).

Цинк используется в качестве материала для отрицательного электрода в химических источниках тока, то есть в батарейках и аккумуляторах.

Пластины цинка широко используются в полиграфии, в частности, для печати иллюстраций в многотиражных изданиях. Для этого с XIX века применяется цинкография — изготовление клише на цинковой пластине при помощи вытравливания кислотой рисунка в ней. Примеси, за исключением небольшого количества свинца, ухудшают процесс травления. Перед травлением цинковую пластину подвергают отжигу и прокатывают в нагретом состоянии.

Цинк вводится в состав многих твёрдых припоев для снижения их температуры плавления.

Окись цинка широко используется в медицине как антисептическое и противовоспалительное средство. Также окись цинка используется для производства краски — цинковых белил.

Цинк — важный компонент латуни. Сплавы цинка с алюминием и магнием (ЦАМ, ZAMAK) благодаря сравнительно высоким механическим и очень высоким литейным качествам очень широко используются в машиностроении для точного литья. В частности, в оружейном деле из сплава ZAMAK (-3, −5) иногда отливают затворы пистолетов, особенно рассчитанных на использование слабых или травматических патронов. Также из цинковых сплавов отливают всевозможную техническую фурнитуру, вроде автомобильных ручек, корпусы карбюраторов, масштабные модели и всевозможные миниатюры, а также любые другие изделия, требующие точного литья при приемлемой прочности.

Хлорид цинка — важный флюс для пайки металлов и компонент при производстве фибры.

Теллурид, селенид, фосфид, сульфид цинка — широко применяемые полупроводники. Сульфид цинка — составная часть многих люминофоров. Фосфид цинка используется в качестве отравы для грызунов.

Селенид цинка используется для изготовления оптических стёкол с очень низким коэффициентом поглощения в среднем инфракрасном диапазоне, например, в углекислотных лазерах.

Государственное образовательное учреждение

среднего профессионального образования Ленинградской области Подпорожский Политехнический техникум

Поисково-исследовательская работа по химии

Выполнил(а): студент группы № 89

Фамилия, имя, отчество: Юриков Алексей Александрович

Проверил преподаватель: Ядыкина Людмила Алексеевна

1. Положение в периодической системе и строение атома

2. История открытия

3. Нахождение в природе

4. Физические свойства

5. Химические свойства

6. Получение металлического цинка

7. Применение и значение для здоровья человека

8. Мои исследования

Положение в периодической системе

и строение атома

Элемент цинк (Zn) в таблице Менделеева имеет порядковый номер 30.

Он находится в четвертом периоде второй группы.

атомный вес = 65,37

Природный цинк состоит из смеси пяти стабильных нуклидов: 64Zn (48,6% по массе), 66Zn (27,9%), 67Zn (4,1%), 68Zn (18,8%) и 70Zn (0,6%).

Конфигурация двух внешних электронных слоев 3 s 2 p 6 d 10 4 s 2 .

Сплавы цинка с медью — латуни — были известны еще древним грекам и египтянам. Цинк получали в 5 в. до н. э. в Индии. Римский историк Страбон в 60-20 годах до н. э. писал о получении металлического цинка, или «фальшивого серебра». В дальнейшем секрет получения цинка в Европе был утерян, так как образующийся при термическом восстановлении цинковых руд цинк при 900°C переходит в пар. Пары цинка реагируют с кислородом воздуха, образуя рыхлый оксид цинка, который алхимики называли «белой шерстью».

В XVI веке были предприняты первые попытки выплавлять цинк в заводских условиях. Но производство «не пошло», технологические трудности оказались непреодолимыми. Цинк пытались получать точно также как и другие металлы. Руду обжигали, превращая цинк в окись, затем эту окись восстанавливали углем.

Цинк, естественно, восстанавливался, взаимодействуя с углем, но . не выплавлялся. Не выплавлялся потому, что этот металл уже в плавильной печи испарялся – температура его кипения всего 906° С. А в печи был воздух. Встречая его, пары активного цинка реагировали с кислородом, и вновь образовывался исходный продукт – окись цинка.

Наладить цинковое производство в Европе удалось лишь после того, как руду стали восстанавливать в закрытых ретортах без доступа воздуха. Примерно так же «черновой» цинк получают и сейчас, а очищают его рафинированием. Пирометаллургическим способом сейчас получают примерно половину производимого в мире цинка, а другую половинугидрометаллургическим.

Следует иметь в виду, что чисто цинковые руды в природе почти не встречаются. Соединения цинка (обычно 1-5% в пересчете на металл) входят в состав полиметаллических руд. Полученные при обогащении руды цинковые концентраты содержат 48-65% цинка, до 2% меди, до 2% свинца, до 12% железа. И плюс доли процента рассеянных и редких металлов.

Сложный химический и минералогический состав руд, содержащих цинк, был одной из причин, по которым цинковое производство рождалось долго и трудно. В переработке полиметаллических руд и сейчас еще есть нерешенные проблемы. Но вернемся к пирометаллургии цинка – в этом процессе проявляются сугубо индивидуальные особенности этого элемента.

При резком охлаждении пары цинка сразу же, минуя жидкое состояние, превращаются в твердую пыль. Это несколько осложняет производство, хотя элементарный цинк считается нетоксичным. Часто бывает нужно сохранить цинк именно в виде пыли, а не переплавлять его в слитки.

В пиротехнике цинковую пыль применяют, чтобы получить голубое пламя. Цинковая пыль используется в производстве редких и благородных металлов. В частности, таким цинком вытесняют золото и серебро из цианистых растворов. Как ни парадоксально, но при получении самого цинка (и кадмия) гидрометаллургическим способом применяется цинковая пыль для очистки раствора сульфата меди и кадмия. Но это еще не все. Вы никогда не задумывались, почему металлические мосты, пролеты заводских цехов и другие крупногабаритные изделия из металла чаще всего окрашивают в серый цвет?

Главная составная часть применяемой во всех этих случаях краски — все та же цинковая пыль. Смешанная с окисью цинка и льняным маслом, она превращается в краску, которая отлично предохраняет от коррозии. Эта краска к тому же дешева, пластична, хорошо прилипает к поверхности металла и не отслаивается при температурных перепадах. Мышиный цвет скорее достоинство, чем недостаток. Изделия, которые покрывают такой краской, должны быть не марки и в то же время опрятны.

На свойствах цинка сильно сказывается степень его чистоты. При 99,9 и 99,99% чистоты цинк хорошо растворяется в кислотах. Но стоит «прибавить» еще одну девятку (99,999%), и цинк становится нерастворимым в кислотах даже при сильном нагревании. Цинк такой чистоты отличается и большой пластичностью, его можно вытягивать в тонкие нити. А обычный цинк можно прокатить в тонкие листы, лишь нагрев его до 100-150° С. Нагретый до 250° С и выше, вплоть до точки плавления, цинк опять становится хрупким – происходит очередная перестройка его кристаллической структуры.

Листовой цинк широко применяют в производстве гальванических элементов. Первый “вольтов столб” состоял из кружочков цинка и меди. И в современных химических источниках тока отрицательный электрод чаще всего делается из цинка.

Значительна роль этого элемента в полиграфии. Из цинка делают клише, позволяющие воспроизвести в печати рисунки и фотографии. Специально приготовленный и обработанный типографский цинк воспринимает фотоизображение. Это изображение в нужных местах защищают краской, и будущее клише протравливают кислотой. Изображение приобретает рельефность, опытные граверы подчищают его, делают оттиски, а потом эти клише идут в печатные машины.

К полиграфическому цинку предъявляют особые требования: прежде всего он должен иметь мелкокристаллическую структуру, особенно на поверхности слитка. Поэтому цинк, предназначенный для полиграфии, всегда отливают в закрытые формы. Для «выравнивания» структуры применяют отжиг при 375°С с последующим медленным охлаждением и горячей прокаткой. Строго лимитируют и присутствие в таком металле примесей, особенно свинца. Если его много, то нельзя будет вытравить клише так, как это нужно. Если же свинца меньше 0,4%, то трудно получить нужную мелкокристаллическую структуру. Вот по этой кромке и «ходят» металлурги, стремясь удовлетворить запросы полиграфии.

Нахождение в природе

В природе цинк находиться только в виде соединений.

СФАЛЕРИТ (цинковая обманка, ZnS) имеет вид кубических жёлтых или коричневых кристаллов; плотность 3,9-4,2 г/см 3 , твёрдость 3-4 по шкале Мооса. В качестве примесей содержит кадмий, индий, галлий, марганец, ртуть, германий, железо, медь, олово, свинец.

В кристаллической решётке сфалерита атомы цинка чередуются с атомами серы и наоборот. Атомы серы в решётке образуют кубическую упаковку. Атом цинка располагается в этих тетраэдрических пустотах.

ВЮРТЦИТ (ZnS) представляет собой коричнево-чёрные гексагональные кристаллы, плотностью 3,98 г/см 3 и твердостью 3,5-4 по шкале Мооса. Обычно содержит цинка больше чем сфалерит. В решётке вюртцита каждый атом цинка тетраэдрически окружён четырьмя атомами серы и наоборот. Расположение слоёв вюртцита отличается от расположения слоёв сфалерита.

СМИТСОНИТ (цинковый шпат, ZnCO₃ ) встречается в виде белых (зелёных, серых, коричневых в зависимости от примесей) тригональных кристаллов плотностью 4,3-4,5 г/см 3 и твёрдостью 5 по шкале Мооса.

КАЛАМИН (Zn₂ SiO₄ *H₂ O*ZnCO₃ или Zn₄ [Si₂ O₇ ](OH)₄ *H₂ O*ZnCO₃ ) представляет собой смесь карбоната и силиката цинка; образует белые (зелёные, синие, жёлтые, коричневые в зависимости от примесей) ромбические кристаллы плотностью 3,4-3,5 г/см 3 и твёрдостью 4,5-5 по шкале Мооса.

ВИЛЛЕМИТ (Zn₂ SiO₄ ) залегает в виде бесцветных или жёлто-коричневых ромбоэдрических кристаллов плотностью 3,89-4,18 г/см 3 и твёрдостью 5-5,5 по шкале Мооса.

ЦИНКИТ (ZnO) — гексагональные кристаллы жёлтого, оранжевого или красного цвета с решёткой типа вюртцита и твёрдостью 4-4,5 по шкале Мооса.

ГАНИТ (Zn[Al₂ O₄ ]) имеет вид тёмно-зелёных кристаллов плотностью 4-4,6 г/см 3 и твёрдостью 7,5-8 по шкале Мооса.

Помимо приведённых, известны и другие минералы цинка:

Химические свойства меди

Медь (Cu) относится к d-элементам и расположена в IB группе периодической таблицы Д.И.Менделеева. Электронная конфигурация атома меди в основном состоянии записывается виде 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 вместо предполагаемой формулы 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Другими словами, в случае атома меди наблюдается так называемый «проскок электрона» с 4s-подуровня на 3d-подуровень. Для меди, кроме нуля, возможны степени окисления +1 и +2. Степень окисления +1 склонна к диспропорционированию и стабильна лишь в нерастворимых соединениях типа CuI, CuCl, Cu₂O и т. д., а также в комплексных соединениях, например, [Cu(NH₃)₂]Cl и [Cu(NH₃)₂]OH. Соединения меди в степени окисления +1 не имеют конкретной окраски. Так, оксид меди (I) в зависимости от размеров кристаллов может быть темно-красный (крупные кристаллы) и желтый (мелкие кристаллы), CuCl и CuI — белыe, а Cu₂S — черно-синий. Более химически устойчивой является степень окисления меди, равная +2. Соли, содержащие медь в данной степени окисления, имеют синюю и сине-зеленую окраску.

Медь является очень мягким, ковким и пластичным металлом с высокой электро- и теплопроводностью. Окраска металлической меди красно-розовая. Медь находится в ряду активности металлов правее водорода, т.е. относится к малоактивным металлам.

Взаимодействие с простыми веществами

с кислородом

В обычных условиях медь с кислородом не взаимодействует. Для протекания реакции между ними требуется нагрев. В зависимости от избытка или недостатка кислорода и температурных условий может образовать оксид меди (II) и оксид меди (I):

с серой

Реакция серы с медью в зависимости от условий проведения может приводить к образованию как сульфида меди (I), так и сульфида меди (II). При нагревании смеси порошкообразных Cu и S до температуры 300-400 о С образуется сульфид меди (I):

При недостатке серы и проведении реакции при температуре более 400 о С образуется сульфид меди (II). Однако, более простым способом получения сульфида меди (II) из простых веществ является взаимодействие меди с серой, растворенной в сероуглероде:

Данная реакция протекает при комнатной температуре.

с галогенами

С фтором, хлором и бромом медь реагирует, образуя галогениды с общей формулой CuHal₂, где Hal – F, Cl или Br:

В случае с йодом — самым слабым окислителем среди галогенов — образуется иодид меди (I):

С водородом, азотом, углеродом и кремнием медь не взаимодействует.

Взаимодействие со сложными веществами

с кислотами-неокислителями

Кислотами-неокислителями являются практически все кислоты, кроме концентрированной серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации. Поскольку кислоты-неокислители в состоянии окислить только металлы, находящиеся в ряду активности до водорода; это означает, что медь с такими кислотами не реагирует.

с кислотами-окислителями

— концентрированной серной кислотой

С концентрированной серной кислотой медь реагирует как при нагревании, так и при комнатной температуре. При нагревании реакция протекает в соответствии с уравнением:

Поскольку медь не является сильным восстановителем, сера восстанавливается в данной реакции только до степени окисления +4 (в SO₂).

— с разбавленной азотной кислотой

Реакция меди с разбавленной HNO₃ приводит к образованию нитрата меди (II) и монооксида азота:

— с концентрированной азотной кислотой

Концентрированная HNO₃ легко реагирует с медью при обычных условиях. Отличие реакции меди с концентрированной азотной кислотой от взаимодействия с разбавленной азотной кислотой заключается в продукте восстановления азота. В случае концентрированной HNO₃ азот восстанавливается в меньшей степени: вместо оксида азота (II) образуется оксид азота (IV), что связано с большей конкуренцией между молекулами азотной кислоты в концентрированной кислоте за электроны восстановителя (Cu):

с оксидами неметаллов

Медь реагирует с некоторыми оксидами неметаллов. Например, с такими оксидами, как NO₂, NO, N₂O медь окисляется до оксида меди (II), а азот восстанавливается до степени окисления 0, т.е. образуется простое вещество N₂:

В случае диоксида серы, вместо простого вещества (серы) образуется сульфид меди(I). Связано это с тем, что медь с серой, в отличие от азота, реагирует:

с оксидами металлов

При спекании металлической меди с оксидом меди (II) при температуре 1000-2000 о С может быть получен оксид меди (I):

Также металлическая медь может восстановить при прокаливании оксид железа (III) до оксида железа (II):

с солями металлов

Медь вытесняет менее активные металлы (правее нее в ряду активности) из растворов их солей:

Также имеет место интересная реакция, в которой медь растворяется в соли более активного металла – железа в степени окисления +3. Однако противоречий нет, т.к. медь не вытесняет железо из его соли, а лишь восстанавливает его со степени окисления +3 до степени окисления +2:

Последняя реакция используется при производстве микросхем на стадии травления медных плат.

Коррозия меди

Медь со временем подвергается коррозии при контакте с влагой, углекислым газом и кислородом воздуха:

В результате протекания данной реакции медные изделия покрываются рыхлым сине-зеленым налетом гидроксокарбоната меди (II).

Химические свойства цинка

Цинк Zn находится в IIБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов химического элемента в основном состоянии 3d 10 4s 2 . Для цинка возможна только одна единственная степень окисления, равная +2. Оксид цинка ZnO и гидроксид цинка Zn(ОН)₂ обладают ярко выраженными амфотерными свойствами.

Цинк при хранении на воздухе тускнеет, покрываясь тонким слоем оксида ZnO. Особенно легко окисление протекает при высокой влажности и в присутствии углекислого газа вследствие протекания реакции:

Пар цинка горит на воздухе, а тонкая полоска цинка после накаливания в пламени горелки сгорает в нем зеленоватым пламенем:

При нагревании металлический цинк также взаимодействует с галогенами, серой, фосфором:

С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует.

Цинк реагирует с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

Особенно легко растворяется в кислотах технический цинк, поскольку содержит в себе примеси других менее активных металлов, в частности, кадмия и меди. Высокочистый цинк по определенным причинам устойчив к воздействию кислот. Для того чтобы ускорить реакцию, образец цинка высокой степени чистоты приводят в соприкосновение с медью или добавляют в раствор кислоты немного соли меди.

При температуре 800-900 o C (красное каление) металлический цинк, находясь в расплавленном состоянии, взаимодействует с перегретым водяным паром, выделяя из него водород:

Цинк реагирует также и с кислотами-окислителями: серной концентрированной и азотной.

Цинк как активный металл может образовывать с концентрированной серной кислотой сернистый газ, элементарную серу и даже сероводород.

Состав продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:

На направление протекания процесса влияют также температура, количество кислоты, чистота металла, время проведения реакции.
Цинк реагирует с растворами щелочей, при этом образуются тетрагидроксоцинкаты и водород:

С безводными щелочами цинк при сплавлении образует цинкаты и водород:

В сильнощелочной среде цинк является крайне сильным восстановителем, способным восстанавливать азот в нитратах и нитритах до аммиака:

Благодаря комплексообразованию цинк медленно растворяется в растворе аммиака, восстанавливая водород:

Также цинк восстанавливает менее активные металлы (правее него в ряду активности) из водных растворов их солей:

Химические свойства хрома

Хром — элемент VIB группы таблицы Менделеева. Электронная конфигурация атома хрома записывается как 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 , т.е. в случае хрома, также как и в случае атома меди, наблюдается так называемый «проскок электрона»

Наиболее часто проявляемыми степенями окисления хрома являются значения +2, +3 и +6. Их следует запомнить, и в рамках программы ЕГЭ по химии можно считать, что других степеней окисления хром не имеет.

При обычных условиях хром устойчив к коррозии как на воздухе, так и в воде.

Взаимодействие с неметаллами

с кислородом

Раскаленный до температуры более 600 o С порошкообразный металлический хром сгорает в чистом кислороде образуя окcид хрома (III):

с галогенами

С хлором и фтором хром реагирует при более низких температурах, чем с кислородом (250 и 300 o C соответственно):

С бромом же хром реагирует при температуре красного каления (850-900 o C):

с азотом

С азотом металлический хром взаимодействует при температурах более 1000 o С:

с серой

С серой хром может образовывать как сульфид хрома (II) так и сульфид хрома (III), что зависит от пропорций серы и хрома:

С водородом хром не реагирует.

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с водой

Хром относится к металлам средней активности (расположен в ряду активности металлов между алюминием и водородом). Это означает, что реакция протекает между раскаленным до красного каления хромом и перегретым водяным паром:

Взаимодействие с кислотами

Хром при обычных условиях пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами, однако, растворяется в них при кипячении, при этом окисляясь до степени окисления +3:

В случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота является простое вещество N₂:

Хром расположен в ряду активности левее водорода, а это значит, что он способен выделять H₂ из растворов кислот-неокислителей. В ходе таких реакций в отсутствие доступа кислорода воздуха образуются соли хрома (II):

При проведении же реакции на открытом воздухе, двухвалентный хром мгновенно окисляется содержащимся в воздухе кислородом до степени окисления +3. При этом, например, уравнение с соляной кислотой примет вид:

При сплавлении металлического хрома с сильными окислителями в присутствии щелочей хром окисляется до степени окисления +6, образуя хроматы:

Химические свойства железа

Железо Fe, химический элемент, находящийся в VIIIB группе и имеющий порядковый номер 26 в таблице Менделеева. Распределение электронов в атоме железа следующее ₂₆Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 , то есть железо относится к d-элементам, поскольку заполняемым в его случае является d-подуровень. Для него наиболее характерны две степени окисления +2 и +3. У оксида FeO и гидроксида Fe(OH)₂ преобладают основные свойства, у оксида Fe₂O₃ и гидроксида Fe(OH)₃ заметно выражены амфотерные. Так оксид и гидроксид железа (lll) в некоторой степени растворяются при кипячении в концентрированных растворах щелочей, а также реагируют с безводными щелочами при сплавлении. Следует отметить что степень окисления железа +2 весьма неустойчива, и легко переходит в степень окисления +3. Также известны соединения железа в редкой степени окисления +6 – ферраты, соли не существующей «железной кислоты» H₂FeO₄. Указанные соединения относительно устойчивы лишь в твердом состоянии, либо в сильнощелочных растворах. При недостаточной щелочности среды ферраты довольно быстро окисляют даже воду, выделяя из нее кислород.

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом

При сгорании в чистом кислороде железо образует, так называемую, железную окалину, имеющую формулу Fe₃O₄ и фактически представляющую собой смешанный оксид, состав которого условно можно представить формулой FeO∙Fe₂O₃. Реакция горения железа имеет вид:

С серой

При нагревании железо реагирует с серой, образуя сульфид двухвалентого железа:

Либо же при избытке серы дисульфид железа:

С галогенами

Всеми галогенами кроме йода металлическое железо окисляется до степени окисления +3, образуя галогениды железа (lll):

2Fe + 3F₂ =t o => 2FeF₃ – фторид железа (lll)

2Fe + 3Cl₂ =t o => 2FeCl₃ – хлорид железа (lll)

2Fe + 3Br₂ =t o => 2FeBr₃ – бромид железа (lll)

Йод же, как наиболее слабый окислитель среди галогенов, окисляет железо лишь до степени окисления +2:

Следует отметить, что соединения трехвалентного железа легко окисляют иодид-ионы в водном растворе до свободного йода I2 при этом восстанавливаясь до степени окисления +2. Примеры, подобных реакций из банка ФИПИ:

Fe₂O₃ + 6HI = 2FeI₂ + I₂ + 3H₂O

С водородом

Железо с водородом не реагирует (с водородом из металлов реагируют только щелочные металлы и щелочноземельные):

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с кислотами

С кислотами-неокислителями

Так как железо расположено в ряду активности левее водорода, это значит, что оно способно вытеснять водород из кислот-неокислителей (почти все кислоты кроме H₂SO₄ (конц.) и HNO₃ любой концентрации):

Нужно обратить внимание на такую уловку в заданиях ЕГЭ, как вопрос на тему того до какой степени окисления окислится железо при действии на него разбавленной и концентрированной соляной кислоты. Правильный ответ – до +2 в обоих случаях.

Ловушка здесь заключается в интуитивном ожидании более глубокого окисления железа (до с.о. +3) в случае его взаимодействия с концентрированной соляной кислотой.

Взаимодействие с кислотами-окислителями

С концентрированными серной и азотной кислотами в обычных условиях железо не реагирует по причине пассивации. Однако, реагирует с ними при кипячении:

Обратите внимание на то, что разбавленная серная кислота окисляет железо до степени окисления +2, а концентрированная до +3.

Коррозия (ржавление) железа

На влажном воздухе железо весьма быстро подвергается ржавлению:

С водой в отсутствие кислорода железо не реагирует ни в обычных условиях, ни при кипячении. Реакция с водой протекает лишь при температуре выше температуры красного каления (>800 о С). т.е.: