Условие задачи
Чем отличается взаимодействие гидроксидов кобальта (III) и никеля (III) с кислотами от взаимодействия гидроксида железа (III) с кислотами? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
Решение
Ниже приводится подробное решение задачи по неорганической химии, где учитываются свойства гидроксидов, их кислотно-основное поведение и, что особенно важно, редокс-свойства соединений металлов с высокой валентностью.
──────────────────────────────
1. Объяснение разницы в реакциях
Гидроксиды кобальта(III) и никеля(III) обладают значительной окислительной способностью. Именно из‑за высокой электроотрицательности данных высоковалентных металлов их гидроксидные формы, находясь в состоянии +3, являются сильными окислителями. При взаимодействии с кислотами (например, с соляной кислотой) они не просто действуют как основания, нейтрализующие кислоту, а вступают в окислительно-восстановительные реакции. При этом анионы кислоты (Cl⁻) окисляются до газа хлора (Cl₂), а сами металлы восстанавливаются до состояния +2 – более устойчивого для кобальта и никеля.
В то же время гидроксид железа(III) (Fe(OH)₃) не обладает выраженной окислительной активностью в кислой среде. Он реагирует с кислотами как типичное гидроксидное основание, образуя соответствующие соли (в данном случае – FeCl₃) без изменения степени окисления железа.
Причина такой разницы кроется в энергетике переходов между степенями окисления. Для Co и Ni переход от +3 к +2 сопровождается получением стабильного электронного строения, а Fe(III) уже находится в устойчивом состоянии и не склонен к дополнительному восстановлению в данных условиях.
──────────────────────────────
2. Запись электронных (полуреакционных) и молекулярных уравнений
Ниже приведём процедуру записи уравнений для обеих групп гидроксидов.
──────────────────────────────
A. Реакция гидроксида железа(III) с кислотой (например, соляной кислотой)
Поскольку здесь задействована только кислотно-основная реакция (без редокс процессов), составляем обычное нейтрализационное уравнение.
Молекулярное уравнение:
Fe(OH)₃( ) + 3 HCl( q) → FeCl₃( q) + 3 H₂O( )
Ионное уравнение (с выделением нет изменения окисл. состояний):
Fe(OH)₃( ) + 3 H⁺( q) → Fe³⁺( q) + 3 H₂O( )
──────────────────────────────
B. Реакция гидроксидов кобальта(III) и никеля(III) с кислотой
Для обоих металлов закономерность одинаковая, поэтому рассмотрим её на примере Co(OH)₃.
Поскольку Co(III) – сильный окислитель, реакция протекает по схеме:
1. Гидроксид Co(OH)₃ в кислой среде реагирует с H⁺, что условно “освобождает” Co³⁺, однако Co³⁺ тут быстро восстанавливается до Co²⁺, отдавая один электрон.
2. Окислительно-восстановительный процесс сопровождается окислением хлорид-ионов (Cl⁻) до Cl₂.
Для записи полуреакций выберем следующие:
Редукция Co(III) до Co(II):
Co(OH)₃ + 3 H⁺ + e⁻ → Co²⁺ + 3 H₂O
(здесь баланс по атомам кислорода и водорода: в Co(OH)₃ – 3 OH⁻, суммарно дающие 3 H и 3 O; добавляя 3 H⁺ получаем 6 H, которые затем переносятся в 3 воды)
Окисление двух хлорид-ионов:
2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻
Чтобы число переносимых электронов совпало, умножим реакцию восстановления на 2:
2 Co(OH)₃ + 6 H⁺ + 2 e⁻ → 2 Co²⁺ + 6 H₂O
Суммируя с полуреакцией окисления, получаем чистый редокс-процесс:
2 Co(OH)₃ + 6 H⁺ + 2 Cl⁻ → 2 Co²⁺ + Cl₂ + 6 H₂O
Далее необходимо учесть образование солей. Для стабилизации Co²⁺ требуется два Cl⁻ на каждый атом кобальта:
2 Co²⁺ + 4 Cl⁻ → 2 CoCl₂
Таким образом, суммарная молекулярная реакция получается при наличии общего числа хлорид-ионов, поставляемых HCl. Общее число Cl⁻ должно быть 6 (2, участвующих в редокс-процессе и 4 для комплексообразования). Это соответствует использованию 6 молекул HCl, которые обеспечивают и 6 H⁺, и 6 Cl⁻.
Молекулярное уравнение для Co(OH)₃:
2 Co(OH)₃( ) + 6 HCl( q) → 2 CoCl₂( q) + Cl₂( ) + 6 H₂O( )
Аналогично для Ni(OH)₃, так как Ni(III) в кислой среде также восстанавливается до Ni(II) с одновременным окислением Cl⁻ до Cl₂, получим:
Молекулярное уравнение для Ni(OH)₃:
2 Ni(OH)₃( ) + 6 HCl( q) → 2 NiCl₂( q) + Cl₂( ) + 6 H₂O( )
Нет необходимости писать отдельное полное ионное уравнение, поскольку редокс-процесс уже показан через полуреакции, а итоговое уравнение демонстрирует, что гидроксиды Co(III) и Ni(III) в кислой среде выступают не только как основания, но и как окислители.
──────────────────────────────
3. Итог
• Гидроксид Fe(OH)₃ реагирует с кислотами по классической схеме нейтрализации:
Fe(OH)₃( ) + 3 HCl( q) → FeCl₃( q) + 3 H₂O( )
• Гидроксиды Co(OH)₃ и Ni(OH)₃, благодаря высокой окислительной способности, в кислой среде приводят к одновременному восстановлению металла (Co(III) и Ni(III) → Co(II) и Ni(II)) и окислению Cl⁻ до Cl₂:
2 Co(OH)₃( ) + 6 HCl( q) → 2 CoCl₂( q) + Cl₂( ) + 6 H₂O( )
2 Ni(OH)₃( ) + 6 HCl( q) → 2 NiCl₂( q) + Cl₂( ) + 6 H₂O( )
Причина различия кроется в том, что Co(III) и Ni(III) являются сильными окислителями, что приводит к появлению в реакции дополнительного редокс-шляха с образованием газа хлора, тогда как Fe(III) гидроксид проявляет лишь кислотно-основное поведение.
Это и есть ответ задачи в рамках неорганической химии с использованием основных правил балансировки кислотно-основных и редокс-реакций, записанных символами Unicode вместо LaTeX.