Химия железа и его соединений часто попадается в заданиях № 6–9, 29, 30 и 31 ЕГЭ по химии. Ошибки в этой теме чаще всего связаны с тем, что свойства веществ сильно зависят от степени окисления, а сам металл может по-разному реагировать на окислители. Разберём положение элемента в таблице Менделеева, физические свойства простого вещества и алгоритмы химических реакций, чтобы без подсказок писать уравнения любой сложности.

В каких заданиях ЕГЭ проверяют знания о железе

Чтобы выстроить грамотную подготовку, полезно понимать специфику экзаменационных заданий:

В заданиях 6–9 проверяют базовые неорганические реакции. Требуется предсказать продукты взаимодействия простых веществ, кислот, щелочей и солей. Часто нужно найти неизвестное вещество в цепочке превращений.
В задании 29 (ОВР) проверяют знание переходов степеней окисления железа.
В задании 30 (реакции ионного обмена) делают упор на процессы образования осадков и совместного гидролиза с участием солей железа.
В задании 31 (неорганическая цепочка) оценивают умение писать полноценные уравнения реакций с правильными продуктами и коэффициентами.

Теория: строение атома и степени окисления

Железо находится в побочной подгруппе VIII группы, в четвёртом периоде. Порядковый номер элемента равен 26. Электронная конфигурация атома железа в основном состоянии: $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{2} 3 p^{6} 3 d^{6} 4 s^{2}$ [i]

Железо представляет собой пластичный металл серебристо-белого цвета. Оно хорошо проводит тепло и электрический ток, обладает выраженными магнитными свойствами.[i]

Типичные степени окисления

Степень окисления	Тип оксида/гидроксида	Характер свойств	Пример соединения	Окраска осадков и растворов
$+ 2$	$F e O, F e (O H)_{2}$	Оснóвный	$F e C l_{2}, F e S O_{4}$	Бледно-зелёный (осадок легко темнеет)
$+ 3$	$F e_{2} O_{3}, F e (O H)_{3}$	Амфотерный	$F e C l_{3}, N a F e O_{2}$	Бурый гидроксид, жёлтые растворы солей
$+ 6$	FeO3 (неустойчив)	Кислотный (сильный окислитель)	$K_{2} F e O_{4}$ (феррат)	Красно-фиолетовый раствор

Подготовка к экзаменам в 100балльном репетиторе

Химические свойства простого вещества

Железо — металл средней активности. Свойства реакции напрямую зависят от силы окислителя, с которым оно взаимодействует. С сильными окислителями реакция идёт до степени окисления $+ 3$ , со слабыми — до $+ 2$ .[i]

Реакции с простыми веществами

Взаимодействие с галогенами (хлор и бром окисляют до $+ 3$ , а йод — только до $+ 2$ ):

$2 F e + 3 C l_{2} \overset{t}{\to} 2 F e C l_{3}; 2 F e + 3 B r_{2} \overset{t}{\to} 2 F e B r_{3}; F e + I_{2} \overset{t}{\to} F e I_{2}$

Взаимодействие с серой:

$F e + S \overset{t}{\to} F e S$

Взаимодействие с кислородом. Образуется железная окалина, которая состоит из смеси оксидов $F e O$ и $F e_{2} O_{3}$ :

$3 F e + 2 O_{2} \overset{t}{\to} F e_{3} O_{4}$

Взаимодействие с водой

При обычных условиях без доступа кислорода реакция не идёт, но раскалённое железо реагирует с водяным паром с образованием железной окалины:[i]

$3 F e + 4 H_{2} O \overset{t}{\to} F e_{3} O_{4} + 4 H_{2} ↑$

Во влажной среде в присутствии кислорода протекает процесс ржавления:

$4 F e + 3 O_{2} + 6 H_{2} O \to 4 F e (O H)_{3}$

Реакции с кислотами-неокислителями

Металл реагирует с кислотами-неокислителями, вытесняя водород и переходя в степень окисления $+ 2$ :[i]

$Fe + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2\uparrow;\\
Fe + H_2SO_4\text{(разб.)} \rightarrow FeSO_4 + H_2\uparrow;\\
Fe + 2HBr \rightarrow FeBr_2 + H_2\uparrow;\\
Fe + 2CH_3COOH \rightarrow (CH_3COO)_2Fe + H_2\uparrow$

Реакции с кислотами-окислителями

Реакция с концентрированной серной кислотой:

$2 F e + 6 H_{2} S O_{4} (конц.) \overset{t}{\to} F e_{2} (S O_{4})_{3} + 3 S O_{2} ↑ + 6 H_{2} O$

Реакции с концентрированной и разбавленной азотной кислотой:

$2Fe + 6HNO_3\text{(конц.)} \xrightarrow{t} 2Fe(NO_3)_3 + 3NO_2\uparrow + 3H_2O;\\
Fe + 4HNO_3\text{(разб.)} \rightarrow Fe(NO_3)_3 + NO\uparrow + 2H_2O$

Взаимодействие с солями и оксидами менее активных металлов

Железо способно вытеснять металлы, стоящие правее него в электрохимическом ряду напряжений.[i]

В водных растворах образуется соль со степенью окисления $+ 2$ :

$F e + C u S O_{4} \to F e S O_{4} + C u ↓; F e + 2 A g N O_{3} (нед.) \to F e (N O_{3})_{2} + 2 A g ↓$

При нагревании с оксидами менее активных металлов протекает реакция замещения:

$F e + C u O \overset{t}{\to} F e O + C u$

Оксиды железа

Оксид железа (II), $F e O$

Основный оксид чёрного цвета, нерастворимый в воде.[i]

Реагирует с кислотами-неокислителями по механизму ионного обмена:

$F e O + 2 H C l \to F e C l_{2} + H_{2} O; F e O + H_{2} S O_{4} (разб.) \to F e S O_{4} + H_{2} O$

Проявляет восстановительные свойства. При контакте с кислотами-окислителями или кислородом степень окисления железа повышается до $+ 3$ :

$3FeO + 10HNO_3\text{(разб.)} \rightarrow 3Fe(NO_3)_3 + NO\uparrow + 5H_2O;\\
2FeO + 4H_2SO_4\text{(конц.)} \xrightarrow{t} Fe_2(SO_4)_3 + SO_2\uparrow + 4H_2O;\\
4FeO + O_2 \xrightarrow{t} 2Fe_2O_3$

Оксид железа (III), $F e_{2} O_{3}$

Порошок красно-коричневого цвета. Проявляет амфотерные свойства с преобладанием основных.

Взаимодействует с кислотами:

$F e_{2} O_{3} + 6 H C l \to 2 F e C l_{3} + 3 H_{2} O$

Взаимодействует со щелочами, карбонатами щелочных металлов и основными оксидами (процессы идут только при твердофазном сплавлении и приводят к образованию ферритов):

$Fe_2O_3 + 2NaOH \xrightarrow{t} 2NaFeO_2 + H_2O;\\
Fe_2O_3 + Na_2CO_3 \xrightarrow{t} 2NaFeO_2 + CO_2\uparrow;\\
Fe_2O_3 + CaO \xrightarrow{t} Ca(FeO_2)_2$

Восстанавливается до чистого металла угарным газом, углём, более активными металлами и водородом:

$Fe_2O_3 + 3CO \xrightarrow{t} 2Fe + 3CO_2\uparrow;\\
Fe_2O_3 + 2Al \xrightarrow{t} Al_2O_3 + 2Fe;\\
Fe_2O_3 + 3H_2 \xrightarrow{t} 2Fe + 3H_2O$

Оксид железа (VI), $F e O_{3}$

В рамках ЕГЭ соединения железа ( $+ 6$ ) в основном встречаются в виде солей — ферратов. Сам оксид неустойчив, реагирует с водой с образованием железной кислоты, а со щелочами даёт ферраты:

$F e O_{3} + H_{2} O \to H_{2} F e O_{4}; F e O_{3} + 2 K O H \to K_{2} F e O_{4} + H_{2} O$

Гидроксиды железа

Гидроксид железа (II), $F e (O H)_{2}$

Белый осадок с основными свойствами. На воздухе он мгновенно зеленеет, а затем приобретает бурую окраску за счёт окисления кислородом до гидроксида железа ( $+ 3$ ).

Взаимодействует с кислотами-неокислителями по реакции обмена:

$F e (O H)_{2} + 2 H C l \to F e C l_{2} + 2 H_{2} O$

Окисляется растворённым кислородом, пероксидом водорода и кислотами-окислителями:

$4 F e (O H)_{2} + O_{2} + 2 H_{2} O \to 4 F e (O H)_{3}; 2 F e (O H)_{2} + H_{2} O_{2} \to 2 F e (O H)_{3}$

При взаимодействии с азотной кислотой образуется соль железа ( $+ 3$ ) и выделяется оксид азота:

$3 F e (O H)_{2} + 10 H N O_{3} (разб.) \to 3 F e (N O_{3})_{3} + N O ↑ + 8 H_{2} O$

Разлагается при нагревании без доступа молекулярного кислорода:

$F e (O H)_{2} \overset{t}{\to} F e O + H_{2} O$

Гидроксид железа (III), $F e (O H)_{3}$

Объёмный бурый осадок. Это амфотерный гидроксид, в котором основные свойства преобладают над кислотными.

Реагирует с сильными кислотами:

$F e (O H)_{3} + 3 H N O_{3} \to F e (N O_{3})_{3} + 3 H_{2} O$

Сплавляется с твёрдыми щелочами с образованием средних солей:

$F e (O H)_{3} + K O H \overset{t}{\to} K F e O_{2} + 2 H_{2} O$

При пропускании сильных окислителей (например, галогенов) через щелочной раствор с осадком гидроксида железа образуются ферраты (соли железа $+ 6$ ):

$2 F e (O H)_{3} + 3 C l_{2} + 10 K O H \to 2 K_{2} F e O_{4} + 6 K C l + 8 H_{2} O$

В реакции с иодоводородной кислотой выступает окислителем:

$2 F e (O H)_{3} + 6 H I \to 2 F e I_{2} + I_{2} + 6 H_{2} O$

Разлагается при прокаливании:

$2 F e (O H)_{3} \overset{t}{\to} F e_{2} O_{3} + 3 H_{2} O$

Химические свойства солей железа

Соли железа (II)

Соли двухвалентного железа вступают в реакции ионного обмена с выпадением осадков гидроксида или нерастворимых солей железа:

$FeSO_4 + 2KOH \rightarrow Fe(OH)_2\downarrow + K_2SO_4;\\
FeCl_2 + Na_2S \rightarrow FeS\downarrow + 2NaCl;\\
Fe(NO_3)_2 + K_2CO_3 \rightarrow FeCO_3\downarrow + 2KNO_3$

Часто они выступают в роли восстановителей и окисляются до степени окисления $+ 3$ под действием галогенов, пероксида водорода или перманганата калия в кислой среде (классическая ОВР из задания 29):

$2FeCl_2 + Cl_2 \rightarrow 2FeCl_3;\\
2FeSO_4 + H_2O_2 + H_2SO_4 \rightarrow Fe_2(SO_4)_3 + 2H_2O;\\
10FeSO_4 + 2KMnO_4 + 8H_2SO_4 \rightarrow 5Fe_2(SO_4)_3 + 2MnSO_4 + K_2SO_4 + 8H_2O$

Соли железа (III)

Соли трёхвалентного железа, как правило, проявляют окислительные свойства, реагируя с медью, йодидами, сероводородом, сульфидами и соединениями серы (+4):

$2FeCl_3 + Cu \rightarrow 2FeCl_2 + CuCl_2;\\
2FeCl_3 + 2KI \rightarrow 2FeCl_2 + I_2\downarrow + 2KCl;\\
2FeCl_3 + H_2S \rightarrow 2FeCl_2 + S\downarrow + 2HCl;\\
2FeCl_3 + K_2SO_3 + H_2O \rightarrow 2FeCl_2 + K_2SO_4 + 2HCl;\\
2FeCl_3 + 3K_2S \rightarrow 2FeS\downarrow + S\downarrow + 6KCl$

В растворах щелочей протекает обычная реакция обмена с выпадением бурого осадка:

$F e C l_{3} + 3 N a O H \to F e (O H)_{3} ↓ + 3 N a C l$

Ферраты — соли железа (VI)

Ферраты — производные нестабильной железной кислоты $H_{2} F e O_{4}$ . Это сильные окислители. При добавлении концентрированной соляной кислоты железо в составе ферратов окисляет хлорид-ионы до свободного галогена:

$4 K_{2} F e O_{4} + 20 H C l \to 4 F e C l_{3} + 8 K C l + 3 C l_{2} ↑ + 10 H_{2} O$

В водных растворах ферраты медленно разлагаются с выделением пузырьков кислорода:

$4 K_{2} F e O_{4} + 10 H_{2} O \to 4 F e (O H)_{3} ↓ + 8 K O H + 3 O_{2} ↑$

Таблица переходов

Для быстрого повторения перед экзаменом пользуйся таблицей основных превращений:

Исходное состояние	Реагент/Условие	Продукт	Тип превращения
$F e^{0}$	Слабый окислитель ( $H C l$ , разбавленная $H_{2} S O_{4}, S, I_{2}$ )	$F e^{+ 2}$	Окисление
$F e^{0}$	Сильный окислитель ( $C l_{2}, H N O_{3}$ , горячая концентрированная $H_{2} S O_{4}$ )	$F e^{+ 3}$	Окисление
$F e^{+ 2}$	Кислород воздуха, пероксид, $K M n O_{4}$ в кислой среде	$F e^{+ 3}$	Окисление
$F e^{+ 3}$	Металлы ($Cu, Fe$), йодиды ( $K I$ ), сероводород ( $H_{2} S$ ), соединения серы (+4)	$F e^{+ 2}$	Восстановление

Разбор экзаменационных заданий

Пример 1

Дано вещество $F e_{2} O_{3}$ . Нужно выбрать из списка ряд реагентов, с каждым из которых оно может взаимодействовать:
$H_{2} O, N a O H, H C l$ .
$F e, H C l, N a O H (тв)$ .
$O_{2}, H N O_{3}, C u$ .
[i]

Анализируем каждый набор веществ:

Оксид железа(III) амфотерен (с преобладанием основных свойств) и совершенно нерастворим в воде. Этот вариант не подходит.
Проверяем второй набор. Железо как восстановитель реагирует со своим же оксидом: $F e_{2} O_{3} + F e \overset{t}{\to} 3 F e O$ . Реакция с соляной кислотой — реакция обмена. Твёрдый гидроксид натрия при сплавлении вступает в реакцию благодаря амфотерности оксида: $F e_{2} O_{3} + 2 N a O H (тв) \overset{t}{\to} 2 N a F e O_{2} + H_{2} O$ . Ряд полностью подходит.
В третьем варианте есть кислород. Железо уже находится в высшей устойчивой степени окисления $+ 3$ , окислить дальше кислород не сможет. Медь $C u$ тоже не сможет восстановить оксид из-за низкой активности.

Ответ: 2.

Пример 2

Для выполнения задания используйте следующий перечень веществ: хлорид железа (III), карбонат калия, гидроксид натрия, перманганат калия, серная кислота. Допустимо использование водных растворов веществ. Среди предложенных веществ выберите два вещества, между которыми протекает реакция ионного обмена с одновременным выделением газа и образованием осадка. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции с участием выбранных веществ.[i]

Газ и осадок одновременно формируются в реакциях совместного необратимого гидролиза.
Для гидролиза нужно сочетание слабой соли трёхвалентного металла и соли слабой летучей кислоты. Из списка подходят $F e C l_{3}$ и $K_{2} C O_{3}$ .
Составляем молекулярное уравнение реакции: $2 F e C l_{3} + 3 K_{2} C O_{3} + 3 H_{2} O \to 2 F e (O H)_{3} ↓ + 3 C O_{2} ↑ + 6 K C l$
Полное ионное уравнение: $2 F e^{3 +} + 6 C l^{-} + 6 K^{+} + 3 C O_{3}^{2 -} + 3 H_{2} O \to 2 F e (O H)_{3} + 3 C O_{2} + 6 K^{+} + 6 C l^{-}$
Сокращённое ионное уравнение: $2 F e^{3 +} + 3 C O_{3}^{2 -} + 3 H_{2} O \to 2 F e (O H)_{3} + 3 C O_{2}$

Пример 3

Порошок железа нагрели с серой. Полученное твёрдое вещество растворили в бромоводородной кислоте, а к образовавшемуся раствору добавляли нитрат серебра до прекращения выделения осадка. Осадок отфильтровали, а к раствору добавили карбонат натрия. Напишите уравнения четырёх описанных реакций.[i]

Реакция между простыми веществами. Сера — слабый окислитель. Железо пойдёт в степень окисления +2. $F e + S \to F e S$
Бромоводородная кислота — кислота-неокислитель. Идёт обычная реакция ионного обмена с образованием бромида железа(II) и сероводорода. $F e S + 2 H B r \to F e B r_{2} + H_{2} S$
Реакция ионного обмена между двумя растворимыми солями с образованием осадка бромида серебра. $F e B r_{2} + 2 A g N O_{3} \to F e (N O_{3})_{2} + 2 A g B r$
В растворе остался нитрат железа(II), карбонат натрия вступает с ним в реакцию ионного обмена. $F e (N O_{3})_{2} + N a_{2} C O_{3} \to 2 N a N O_{3} + F e C O_{3}$

Типичные ловушки в заданиях

Реакция с галогенами. Ошибочно писать $F e + C l_{2} \to F e C l_{2}$ . Хлор — сильный окислитель, поэтому реакция идёт глубже: $2 F e + 3 C l_{2} \overset{t}{\to} 2 F e C l_{3}$ . А вот реакция с иодом даёт только иодид железа(II): $F e + I_{2} \overset{t}{\to} F e I_{2}$ .
Карбонаты против сульфидов. Ошибочно предполагать, что $F e C l_{3}$ и $N a_{2} S$ вступают в реакцию совместного гидролиза с выделением сероводорода. Сульфид-ион — мощный восстановитель. С солями железа(III) происходит ОВР с выпадением серы.
Растворимость гидроксида в щёлочи. Ошибочно писать уравнение растворения $F e (O H)_{3}$ в водном растворе $N a O H$ по аналогии с цинком или алюминием. Амфотерность железа очень слабая, поэтому реакция возможна только при сплавлении твёрдых веществ: $F e (O H)_{3} + N a O H (тв) \overset{t}{\to} N a F e O_{2} + 2 H_{2} O$ .
Пассивация. При обычных условиях железо не реагирует с концентрированными азотной и серной кислотами. Реакция идёт только при нагревании. Если в задании сказано «без нагревания» или «на холоде» — уравнение писать не нужно.

Заключение

Теперь ты знаешь, как меняются химические свойства соединений железа в зависимости от степени окисления, и умеешь предсказывать продукты сложных реакций. Разобранные механизмы гидролиза, пассивации и окислительно-восстановительных переходов помогут без ошибок справиться с заданиями тестовой и развёрнутой частей ЕГЭ. Чтобы закрепить материал и довести навык составления уравнений до автоматизма, рекомендуем порешать аналогичные задания в «100балльном банке».

Железо и его соединения: свойства, реакции и разбор заданий ЕГЭ по химии

В каких заданиях ЕГЭ проверяют знания о железе

Теория: строение атома и степени окисления

Типичные степени окисления

Химические свойства простого вещества

Реакции с простыми веществами

Взаимодействие с водой

Реакции с кислотами-неокислителями

Реакции с кислотами-окислителями

Взаимодействие с солями и оксидами менее активных металлов

Оксиды железа

Оксид железа (II), $F e O$

Оксид железа (III), $F e_{2} O_{3}$

Оксид железа (VI), $F e O_{3}$

Гидроксиды железа

Гидроксид железа (II), $F e (O H)_{2}$

Гидроксид железа (III), $F e (O H)_{3}$

Химические свойства солей железа

Соли железа (II)

Соли железа (III)

Ферраты — соли железа (VI)

Таблица переходов

Разбор экзаменационных заданий

Пример 1

Пример 2

Пример 3

Типичные ловушки в заданиях

Заключение

Марганец и его соединения: химические свойства, реакции для ЕГЭ по химии

Хром и его соединения: подробный разбор свойств для ЕГЭ по химии

Медь, серебро и их соединения в заданиях ЕГЭ по химии

Водород, кислород и пероксид водорода в заданиях ЕГЭ по химии

Галогены и их соединения в ЕГЭ по химии: подробный разбор с примерами заданий

Азот и соединения азота: химические свойства и задания ЕГЭ по химии

В каких заданиях ЕГЭ проверяют знания о железе

Теория: строение атома и степени окисления

Типичные степени окисления

Химические свойства простого вещества

Реакции с простыми веществами

Взаимодействие с водой

Реакции с кислотами-неокислителями

Реакции с кислотами-окислителями

Взаимодействие с солями и оксидами менее активных металлов

Оксиды железа

Оксид железа (II), FeO

Оксид железа (III), Fe2O3

Оксид железа (VI), FeO3

Гидроксиды железа

Гидроксид железа (II), Fe(OH)2

Гидроксид железа (III), Fe(OH)3

Химические свойства солей железа

Соли железа (II)

Соли железа (III)

Ферраты — соли железа (VI)

Таблица переходов

Разбор экзаменационных заданий

Пример 1

Пример 2

Пример 3

Типичные ловушки в заданиях

Заключение

Похожие статьи

Марганец и его соединения: химические свойства, реакции для ЕГЭ по химии

Хром и его соединения: подробный разбор свойств для ЕГЭ по химии

Медь, серебро и их соединения в заданиях ЕГЭ по химии

Водород, кислород и пероксид водорода в заданиях ЕГЭ по химии

Галогены и их соединения в ЕГЭ по химии: подробный разбор с примерами заданий

Азот и соединения азота: химические свойства и задания ЕГЭ по химии

С нами ты получишь высокие баллы на ЕГЭ и ОГЭ

Мы знаем, как забрать максимум на экзамене

Сложно готовиться самостоятельно? Мы поможем!

Химфак с Катей Строгановой | ЕГЭ-2027

Оксид железа (II), $F e O$

Оксид железа (III), $F e_{2} O_{3}$

Оксид железа (VI), $F e O_{3}$

Гидроксид железа (II), $F e (O H)_{2}$

Гидроксид железа (III), $F e (O H)_{3}$

Сложно готовиться самостоятельно?
Мы поможем!