Метали родин феруму й купруму

Залізо за поширеністю в природі займає друге місце серед металів (після алюмінію). На нього припадає 4,85 % маси земної кори. Найважливішими природними сполуками заліза, що мають промислове значення, є магнітний залізняк Fe₃O₄, червоний залізняк Fe₂O₃, бурий залізняк Fe₂O₃·nH₂O та пірит FeS₂. Оксиди феруму є рудами, з яких добувають залізо, а пірит – сировиною для сульфатно-кислотного виробництва. Залізо – блискучий сріблясто-білий важкий метал, який має густину 7,86 г/см³ і температуру плавлення 1538⁰C. Залізо досить пластичне, легко кується, штампується, витягується в дріт і прокатується в тонкі листи, легко намагнічується й розмагнічується. Атоми Феруму можуть легко втрачати два, або три електрони й перетворюватись в катіони Fe²⁺ і Fe³⁺. Сполуки тривалентного феруму стійкіші. При нагріванні залізо може легко реагувати із хлором, сіркою та іншими неметалами:

 

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃; Fe + S = FeS.

 

Залізо реагує з водою при нагріванні (до 500⁰С):

 

3Fe + 4H₂O = Fe₃O₄ + 4H₂↑.

 

В електрохімічному ряді напруг залізо стоїть лівіше від водню, тому воно легко реагує з розведеними хлоридною, сульфатною, нітратною кислотами:

 

Fe + 2HCl = FeCl₂ + Н₂↑; Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂↑.

 

Продукти взаємодії залежно від концентрації нітратної кислоти можуть бути різними:

 

4Fe + 10HNO₃ = 4Fe(NO₃)₂ + NН₄NO₃ + 3H₂O;

 

Fe + 6HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + 3NO₂↑ + 6H₂O.

 

Залізо без нагрівання не реагує з концентрованими нітратною та сульфатною кислотами. Воно стає «пасивним», укриваючись тонкою оксидною плівкою, яка не розчиняється в кислотах, і ізолює метал від дії кислоти. Завдяки цьому концентровані нітратну й сульфатну кислоти можна зберігати й транспортувати в залізній тарі. При нагріванні залізо окиснюється цими концентрованими кислотами:

 

Fe + 4HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + NO↑ + 2H₂O;

 

2Fe + 6H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 2H₂O.

 

Оскільки оксиди феруму з водою не реагують, то його гідроксиди одержують дією лугів на розчини солей феруму. Наприклад:

 

FeSO₄ + 2NaOH = Fe(OH)₂↓ + Na₂SO₄;

 

FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃↓ + 3NaCl.

 

Ферум (ІІ) гідроксид Fe(OH)₂ утворюється у вигляді драглистого осаду блідо-зеленого кольору. При доступі кисню повітря легко окиснюється й перетворюється в бурий драглистий осад ферум (ІІІ) гідроксиду. Обидва гідроксиди у воді й розчинах їдких лугів не розчиняються, а в кислотах розчиняються легко. Наприклад:

 

Fe(OH)₂ + 2HCl = FeCl₂ + 2H₂O;

 

Fe(OH)₃ + 3HCl = FeCl₃ + 3H₂O.

 

Розчини солей феруму (ІІ) безбарвні, а розчини солей феруму (ІІІ) мають жовте забарвлення. Солі феруму (ІІ) під дією окисників виявляють відновні властивості:

 

10FeSО₄ + 2КМnО₄ + 8Н₂SО₄ = 5Fe₂(SО₄)₃ + 2МnSО₄ + K₂SO₄ + 8Н₂О.

 

Йони Fe²⁺ утворюють з розчином калій гексаціанофератом (ІІІ) (червоної кров’яної солі) синій осад турнбулевої сині або ферум (ІІ) гексаціаноферату (ІІІ):

 

3FeCl₂ + 2К₃[Fe(CN)₆] = Fe₃[Fe(CN)₆]₂ + 6KCl.

 

Солі феруму (ІІІ) – слабкі окисники:

 

2FeCl₃ + 2КI = 2FeCl₂ + I₂ + 2KCl.

 

Для якісного виявлення йонів Fe³⁺ використовують наступні рекції.

Йони Fe³⁺ утворюють з розчинами роданіду калію або амонію забарвлений у яскраво-червоний колір ферум (ІІІ) роданід:

 

Fe³⁺ + 3CNS^– = Fe(CNS)₃.

 

Йони Fe³⁺ утворюють з розчином калій гексаціанофератом (ІІ) К₄[Fe(CN)₆] (жовтої кров’яної солі) синій осад берлінської лазурі:

 

4Fe³⁺ + 3[Fe(CN)₆]^4– = Fe₄[Fe(CN)₆]_3.

 

У сухому повітрі при звичайній температурі залізо досить стійке, але у вологому – швидко ржавіє, укриваючись товстим шаром іржі. Іржа являє собою суміш оксидів і гідроксидів феруму. Процес корозії заліза можна зобразити такими рівняннями:

 

2Fe + O₂ + 2Н₂О = 2Fe(OH)₂; 4Fe(OH)₂ + O₂ + 2Н₂О = 4Fe(OH)₃;

 

Fe(OH)₂ FeO + H₂O; 2Fe(OH)₃ Fe₂O₃ + 3H₂O.

 

Іржа досить крихка й пориста. Тому вона не може ізолювати метал від атмосфери, через що процес корозії відбувається безперервно.

При високій температурі залізо легко сполучається з киснем, утворюючи окалину Fe₃O₄ (FeO · Fe₂O₃).

Залізо та його сполуки мають велике значення в промисловості. Сплави заліза з вуглецем та іншими речовинами є основними конструкційними матеріалами. Пірит FeS₂ використовується у виробництві сірки та сульфатної кислоти. Оксид Fe₂O₃ застосовують у виробництві фарб, кераміки, емалей, цементу, термітних сумішей, магнітних матеріалів.

У родину феруму входять такі метали як кобальт і нікель, хімічна активність яких менша ніж у заліза. Кобальт і нікель добувають із поліметалічних руд, які піддають ряду послідовних операцій збагачення металом. До них відносяться перетворення сполук кобальту в оксиди з послідовним відновленням алюмінотермією або електролізом розчинів. Нікол (ІІ) сульфід піддають окиснювальній плавці, і одержаний оксид відновлюють вуглецем. Очистка нікелю від інших супутніх металів здійснюється електролітичним шляхом. Кобальт і нікель застосовують як легуючі метали в сталях, щоб надати їй специфічні властивості (сталі нержавіючі, інструментальні, з особливими магнітними властивостями). Значна кількість кобальту використовується у виробництві надтвердих матеріалів на основі карбідів титану та вольфраму, а нікель використовується для нікелювання, тобто для обробки поверхонь виробів з інших металів.

Мідь – м’який, пластичний метал, що має рожево-червоне забарвлення, високу електричну провідність, температуру плавлення 1083⁰С. Мідь – хімічно малоактивний метал.

Мідь не реагує з водою, розчинами лугів, хлоридною й розбавленою сульфатною кислотами. При нагріванні реагує із сіркою й хлором, утворюючи Cu₂S та CuCl₂.

Мідь розчиняється в кислотах, які є сильними окисниками:

 

3Cu + 8HNO₃ (розб.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O;

 

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

 

Купрум утворює такі оксиди: Cu₂O (червоно-коричневий) має основний характер, CuO і Cu₂O₃ чорного кольору, CuO – амфотерний (із перевагою основних властивостей), Cu₂O₃ – слабко кислотний характер. Оксиди реагують із кислотами з утворенням солей:

 

Cu₂O + 2HCl = 2CuCl + H₂O;

 

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O.

При нагріванні вище 1100⁰С купрум (ІІ) оксид розкладається на купрум (І) оксид та кисень. У вологій атмосфері мідь поступово вкривається зеленуватим шаром купрум (ІІ) гідроксидкарбонату:

 

Cu + O₂ + CO₂ + H₂O = (CuOH)₂CO₃ (малахіт).

 

При дії лугів на розчини солей Cu (II) утворюється купрум (ІІ) гідроксид блакитного кольору:

 

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄.

 

Купрум (ІІ) гідроксид – слабка основа, яка невеликою мірою виявляє амфотерні властивості – вона при нагріванні розчиняється в концентрованих розчинах лугів з утворенням тетрагідроксокупрат (ІІ) йонів:

Cu(OH)₂ + 2KOH = K₂[Cu(OH)₄],

 

а також у розчинах кислот:

 

Cu(OH)₂ + 2HCl + 2H₂O = [Cu(H₂O)₄]Cl₂.

 

При нагріванні Cu(OH)₂ легко розкладається:

 

Cu(OH)₂ CuO + H₂O.

 

Із солей купруму (ІІ) найбільше практичне значення має CuSO₄∙5H₂O – мідний купорос (блакитного кольору). При нагріванні мідний купорос втрачає воду. Безводний CuSO₄ безбарвний.

При взаємодії розчину купрум (ІІ) сульфату з аміачною водою утворюється блакитний осад купрум (ІІ) гідроксидсульфату:

 

2CuSO₄ + 2NH₃∙H₂O = (CuOH)₂SO₄↓ + (NH₄)₂SO₄.

 

Під дією надлишку амоніаку утворюється катіон тетраамінокупруму (ІІ) інтенсивного синього кольору:

 

(CuOH)₂SO₄ + 8NH₃∙H₂O = [Cu(NH₃)₄]SO₄ + [Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 8H₂O.

 

Солі купруму (ІІ) мають окиснювальні властивості. Так, при додаванні до розчину CuSO₄ калій йодиду виділяється йод та білий осад купрум (І) йодиду:

 

2CuSO₄ + 4KI = 2CuI↓ + I₂ + 2K₂SO₄.

 

Вихідною сировиною для добування міді найчастіше є сульфідні руди. Для добування міді купрум (І) сульфід Cu₂S спочатку піддають окиснювальному випалюванню:

 

Cu₂S + 2O₂ = 2CuO + SO₂.

 

До купрум (ІІ) оксиду, що утворився, додають нову порцію сульфіду й при високій температурі відбувається реакція:

 

2CuO + Cu₂S = 4Сu + SO₂.

 

Одержують технічний метал, що містить 97-98 % Купруму. Для добування чистішої міді, яку використовують в електротехніці, проводять електрорафінування металу у водному розчині купрум (ІІ) сульфату. Чиста електролітична мідь містить 99,98-99,99 % Сu.

Основна маса міді (електролітичної), що виробляється, використовується в електротехнічній промисловості та при одержанні сплавів: бронзи, алюмінієвої та берилієвої бронзи, мельхіору, константану, латуні.