Условие задачи
Составьте уравнения химических реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:а) FeO ⟶ Fe ⟶ FeCl3 ⟶ Fe(OH)3 ⟶ Fe2O3 ⟶ Fe2(SO4)3 ⟶ FeCl3;б) Fe ⟶ FeCl2 ⟶ Fe(OH)2 ⟶ FeO ⟶ FeSO4 ⟶ FeCl2.
Для реакций, протекающих в растворах, запишите ионные уравнения, а для двух уравнений окислительно-восстановительных реакций в каждой схеме расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель.
Решение
Ниже приведён подробный разбор задачи по составлению последовательности химических превращений железа, где используются реакции окисления–восстановления, гидролиза, дегидратации и обмена в водных растворах. Задача относится к разделу неорганической химии (общая химия, реакционная система железа). При этом для реакций, проводимых в водном растворе, записаны ионные уравнения, а для двух окислительно‑восстановительных реакций в каждой схеме расставлены коэффициенты методом электронного баланса с указанием окислителя и восстановителя.
Ниже приведём по шагам обе схемы превращений. При записи реакционных уравнений используются символы Unicode (например, FeO, FeCl₃, Fe(OH)₃, Fe₂O₃, Fe₂(SO₄)₃ и т. д.).
──────────────────────────────
Схема (а):
Последовательность превращений:
FeO ⟶ Fe ⟶ FeCl₃ ⟶ Fe(OH)₃ ⟶ Fe₂O₃ ⟶ Fe₂(SO₄)₃ ⟶ FeCl₃
1) Превращение FeO в металлическое железо (восстановление).
Для восстановления оксида железа (FeO, в котором Fe имеет степень +2) можно использовать водород (H₂) как восстановитель.
Уравнение реакции:
FeO + H₂ → Fe + H₂O
Проверим баланс:
«Fe»: 1 = 1;
«O»: 1 = 1 (в H₂O);
«H»: 2 = 2 (в H₂ и H₂O).
Метод электронного баланса можно записать через полуреакции:
– Полуреакция восстановления:
FeO + 4H⁺ + 2e⁻ → Fe + H₂O
– Полуреакция окисления водорода:
H₂ → 2H⁺ + 2e⁻
Таким образом, окислителем в данной реакции является оксид FeO (принимающий электроны), а восстановителем – водород H₂.
2) Превращение металлического железа в хлорид железа(III) (FeCl₃) – окислительно‑восстановительная реакция.
Металл Fe реагирует с хлором (Cl₂); в FeCl₃ железо переходит из степени 0 в +3, а хлор, наоборот, восстанавливается из 0 в –1.
Уравнение реакции (с расстановкой коэффициентов по методу электронного баланса):
2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃
Проверка:
«Fe»: 2 = 2;
«Cl»: 3×2 = 6 с обеих сторон.
Полуреакции можно записать так:
– Окисление железа:
Fe → Fe³⁺ + 3e⁻
– Восстановление хлора:
Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻
Чтобы уравнять число электронов, умножим полуреакции:
(1) × 2: 2Fe → 2Fe³⁺ + 6e⁻
(2) × 3: 3Cl₂ + 6e⁻ → 6Cl⁻
Схема реакции подтверждает баланс.
Окислитель – Cl₂, восстановитель – Fe.
3) Превращение FeCl₃ в Fe(OH)₃.
Это реакция гидролиза хлорида железа(III) в водном растворе.
Пишем уравнение с ионами:
Fe³⁺(aq) + 3H₂O(l) → Fe(OH)₃(s) + 3H⁺(aq)
После гидролиза в растворе могут образовываться ионы H⁺ и ионы хлора остаются в виде свободных Cl⁻; если требуется полное ионное уравнение, то учитывают ион Cl⁻, однако основное изменение связано с превращением Fe³⁺.
4) Превращение гидроксида железа(III) в оксид железа(III).
Термодеструкция гидроксида при нагревании:
2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O
Проверка баланса:
«Fe»: 2 = 2;
«O»: (2·3) = 6 слева, справа: 3 + 3 = 6;
«H»: 2×3 = 6 слева, 3×2 = 6 справа.
5) Превращение оксида железа(III) в сульфат железа(III).
Реакция с серной кислотой:
Fe₂O₃ + 3H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O
Балланс по элементам:
«Fe»: 2;
«S»: 3;
«O»: Fe₂O₃ даёт 3 O, 3H₂SO₄ – 3×4 = 12 O, всего 15 O слева, справа: Fe₂(SO₄)₃ – 3×4 = 12, плюс 3H₂O – 3 = 3, итого 15 O;
«H»: 3×2 = 6 слева, 3×2 = 6 справа.
6) Превращение сульфата железа(III) в хлорид железа(III).
Здесь можно провести обменное (двойного замещения) превращение, например, с использованием соляной кислоты:
Fe₂(SO₄)₃ + 6HCl → 2FeCl₃ + 3H₂SO₄
Либо в некислотном варианте с использованием хлоридов натрия:
Fe₂(SO₄)₃ + 6NaCl → 2FeCl₃ + 3Na₂SO₄
Проверка первого варианта:
«Fe»: 2;
«Cl»: 6 HCl даёт 6 Cl; в 2FeCl₃ – 2×3 = 6 Cl;
«S» и «O» – по 3 и 12 соответственно.
──────────────────────────────
Схема (б):
Последовательность превращений:
Fe ⟶ FeCl₂ ⟶ Fe(OH)₂ ⟶ FeO ⟶ FeSO₄ ⟶ FeCl₂
1) Превращение металлического железа в хлорид железа(II) – окислительно‑восстановительная реакция.
Железо реагирует с хлором, при этом Fe переходит из 0 в +2, а хлор из 0 в –1.
Уравнение реакции:
Fe + Cl₂ → FeCl₂
Проверим баланс:
«Fe»: 1 = 1;
«Cl»: 2 = 2.
Полуреакции:
– Окисление Fe:
Fe → Fe²⁺ + 2e⁻
– Восстановление Cl₂:
Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻
Электроны сходятся, что подтверждает баланс.
Окислитель – Cl₂, восстановитель – Fe.
2) Превращение FeCl₂ в гидроксид железа(II).
Водный раствор FeCl₂ при добавлении щёлочи (например, NaOH) даёт осадок гидроксида Fe(OH)₂.
Напишем ионное уравнение:
Fe²⁺(aq) + 2OH⁻(aq) → Fe(OH)₂(s)
3) Превращение гидроксида железа(II) в оксид железа(II).
Как правило, при нагревании гидроксида железа(II) происходит дегидратация:
Fe(OH)₂ → FeO + H₂O
Баланс по атомам:
«Fe»: 1; «O»: 2 (1 из FeO и 1 из H₂O) = 2; «H»: 2 = 2.
4) Превращение оксида железа(II) в сульфат железа(II).
При реакции с серной кислотой происходит нейтрализация:
FeO + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂O
Баланс по атомам:
«Fe»: 1;
«S»: 1;
«O»: 1 + 4 = 5 слева, 4 (в FeSO₄) + 1 (в H₂O) = 5 справа;
«H»: 2 = 2.
5) Превращение сульфата железа(II) в хлорид железа(II).
Аналогично схеме (а) можно провести обменное превращение с добавлением соляной кислоты:
FeSO₄ + 2HCl → FeCl₂ + H₂SO₄
Либо реакция с использованием NaCl:
FeSO₄ + 2NaCl → FeCl₂ + Na₂SO₄
Проверка:
«Fe»: 1; «Cl»: 2; остальные элементы также сбалансированы.
Замечание по окислительно‑восстановительным реакциям в схеме (б):
Во второй схеме явно выраженной окислительно‑восстановительной реакцией является превращение Fe в FeCl₂ (реакция 1). Остальные реакции (гидролиз, дегидратация, обмен) не сопровождаются изменением степени окисления железа. Если по условию требуется расставить коэффициенты методом электронного баланса для двух реакций, то в схеме (а) это сделано для реакций 1 и 2, а в схеме (б) – для реакции 1 (Fe + Cl₂ → FeCl₂). При необходимости можно отметить, что в схеме (б) других процессов изменения степеней окисления не происходит, и они относятся к реакциям обмена и дегидратации.
──────────────────────────────
Ответ можно оформить так:
Схема (а):
1. Восстановление FeO:
FeO + H₂ → Fe + H₂O
(Полуреакции:
FeO + 4H⁺ + 2e⁻ → Fe + H₂O
H₂ → 2H⁺ + 2e⁻;
окислитель – FeO, восстановитель – H₂.)
2. Окисление Fe до FeCl₃:
2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃
(Полуреакции:
Fe → Fe³⁺ + 3e⁻
Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻;
окислитель – Cl₂, восстановитель – Fe.)
3. Гидролиз:
Fe³⁺(aq) + 3H₂O(l) → Fe(OH)₃(s) + 3H⁺(aq)
4. Дегидратация гидроксида:
2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O
5. Реакция с H₂SO₄:
Fe₂O₃ + 3H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O
6. Обменное превращение:
Fe₂(SO₄)₃ + 6HCl → 2FeCl₃ + 3H₂SO₄
(или: Fe₂(SO₄)₃ + 6NaCl → 2FeCl₃ + 3Na₂SO₄)
Схема (б):
1. Окисление Fe до FeCl₂:
Fe + Cl₂ → FeCl₂
(Полуреакции:
Fe → Fe²⁺ + 2e⁻
Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻;
окислитель – Cl₂, восстановитель – Fe.)
2. Гидролиз FeCl₂:
Fe²⁺(aq) + 2OH⁻(aq) → Fe(OH)₂(s)
3. Дегидратация гидроксида:
Fe(OH)₂ → FeO + H₂O
4. Реакция с H₂SO₄:
FeO + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂O
5. Обменное превращение:
FeSO₄ + 2HCl → FeCl₂ + H₂SO₄
(или: FeSO₄ + 2NaCl → FeCl₂ + Na₂SO₄)
Таким образом, полученные уравнения отражают все этапы превращений с учётом условий (растворная фаза – ионные уравнения, окислительно‑восстановительные реакции – с методом электронного баланса и указанием окислителя и восстановителя).
Это и есть подробное решение задачи по дисциплине неорганическая химия.