Восемь электронов на внешнем. Внешние энергетические уровни: особенности строения и их роль во взаимодействиях между атомами

Что происходит с атомами элементов во время химических реакций? От чего зависят свойства элементов? На оба эти вопроса можно дать один ответ: причина лежит в строении внешнего В нашей статье мы рассмотрим электронное металлов и неметаллов и выясним зависимость между структурой внешнего уровня и свойствами элементов.

Особые свойства электронов

При прохождении химической реакции между молекулами двух или более реагентов происходят изменения в строении электронных оболочек атомов, тогда как их ядра остаются неизменными. Сначала ознакомимся с характеристиками электронов, находящихся на наиболее удаленных от ядра уровнях атома. Отрицательно заряженные частицы располагаются слоями на определенном расстоянии от ядра и друг от друга. Пространство вокруг ядра, где нахождение электронов наиболее возможно, называется электронной орбиталью. В ней сконденсировано около 90 % отрицательно заряженного электронного облака. Сам электрон в атоме проявляет свойство дуальности, он одновременно может вести себя и как частица, и как волна.

Правила заполнения электронной оболочки атома

Количество энергетических уровней, на которых находятся частицы, равно номеру периода, где располагается элемент. На что же указывает электронный состав? Оказалось, что на внешнем энергетическом уровне для s- и p-элементов главных подгрупп малых и больших периодов соответствует номеру группы. Например, у атомов лития первой группы, имеющих два слоя, на внешней оболочке находится один электрон. Атомы серы содержат на последнем энергетическом уровне шесть электронов, так как элемент расположен в главной подгруппе шестой группы и т. д. Если же речь идет о d-элементах, то для них существует следующее правило: количество внешних отрицательных частиц равно 1 (у хрома и меди) или 2. Объясняется это тем, что по мере увеличения заряда ядра атомов вначале происходит заполнение внутреннего d- подуровня и внешние энергетические уровни остаются без изменений.

Почему изменяются свойства элементов малых периодов?

В малыми считаются 1, 2, 3 и 7 периоды. Плавное изменение свойств элементов по мере возрастания ядерных зарядов, начиная от активных металлов и заканчивая инертными газами, объясняется постепенным увеличением количества электронов на внешнем уровне. Первыми элементами в таких периодах являются те, чьи атомы имеют всего один или два электрона, способные легко отрываться от ядра. В этом случае образуется положительно заряженный ион металла.

Амфотерные элементы, например, алюминий или цинк, свои внешние энергетические уровни заполняют небольшим количеством электронов (1- у цинка, 3 - у алюминия). В зависимости от условий протекания химической реакции они могут проявлять как свойства металлов, так и неметаллов. Неметаллические элементы малых периодов содержат от 4 до 7 отрицательных частиц на внешних оболочках своих атомов и завершают ее до октета, притягивая электроны других атомов. Например, неметалл с наибольшим показателем электроотрицательности - фтор, имеет на последнем слое 7 электронов и всегда забирает один электрон не только у металлов, но и у активных неметаллических элементов: кислорода, хлора, азота. Заканчиваются малые периоды, как и большие, инертными газами, чьи одноатомные молекулы имеют полностью завершенные до 8 электронов внешние энергетические уровни.

Особенности строения атомов больших периодов

Четные ряды 4, 5, и 6 периодов состоят из элементов, внешние оболочки которых вмещают всего один или два электрона. Как мы говорили ранее, у них происходит заполнение электронами d- или f- подуровней предпоследнего слоя. Обычно это - типичные металлы. Физические и химические свойства у них изменяются очень медленно. Нечетные ряды вмещают такие элементы, у которых заполняются электронами внешние энергетические уровни по следующей схеме: металлы - амфотерный элемент - неметаллы - инертный газ. Мы уже наблюдали ее проявление во всех малых периодах. Например, в нечетном ряду 4 периода медь является металлом, цинк - амфотерен, затем от галлия и до брома происходит усиление неметаллических свойств. Заканчивается период криптоном, атомы которого имеют полностью завершенную электронную оболочку.

Как объяснить деление элементов на группы?

Каждая группа - а их в короткой форме таблицы восемь, делится еще и на подгруппы, называемые главными и побочными. Такая классификация отражает различное положение электронов на внешнем энергетическом уровне атомов элементов. Оказалось, что у элементов главных подгрупп, например, лития, натрия, калия, рубидия и цезия последний электрон расположен на s-подуровне. Элементы 7 группы главной подгруппы (галогены) заполняют отрицательными частицами свой p-подуровень.

Для представителей побочных подгрупп, таких, как хром, типичным будет наполнение электронами d-подуровня. А у элементов, входящих в семейства накопление отрицательных зарядов происходит на f-подуровне предпоследнего энергетического уровня. Более того, номер группы, как правило, совпадает с количеством электронов, способных к образованию химических связей.

В нашей статье мы выяснили, какое строение имеют внешние энергетические уровни атомов химических элементов, и определили их роль в межатомных взаимодействиях.

МБОУ «Гимназия №1 города Новопавловска»

Химия 8 класс

Тема:

«Изменение числа электронов

на внешнем энергетическом уровне

атомов химических элементов»

Учитель: Татьяна Алексеевна Комарова

г. Новопавловск

Дата: ___________

Урок – 9

Тема урока: Изменение числа электронов на внешнем энергетическом

уровне атомов химических элементов.

Цели урока:

Сформировать понятие о металлических и неметаллических свойствах элементов на атомном уровне;

Показать причины изменения свойств элементов в периодах и группах на основе строения их атомов;

Дать первоначальные представления об ионной связи.

Оборудование : ПСХЭ, таблица «Ионная связь».

Ход урока

Организационный момент.

Проверка знаний

Характеристика химических элементов по таблице (3 чел.)

Строение атомов (2 чел.)

Изучение нового материала

Рассмотрим следующие вопросы:

1 . Атомы, каких химических элементов, имеют завершенные энергетические уровни?

Это атомы инертных газов, которые расположены в главной подгруппе 8-й группы.

Завершенные электронные слои обладают повышенной устойчивостью и стабильностью.

Атомы VIII группы (He Ne Ar Kr Xe Rn) содержат на внешнем уровне 8е - , именно поэтому они инертны, т.е. химически не активны , не вступают во взаимодействие с другими веществами, т.е. их атомы обладают повышенной устойчивостью и стабильностью. То есть, все химические элементы(обладающие различным электронным строением) стремятся при химическом взаимодействии получить завершенный внешний энергетический уровень ,8е - .

Пример:

11 +12 +9 +17

2 8 1 2 8 2 2 7 2 8 7

1 s 2 2s 2 p 6 3 s 1 1s 2 2s 2 p 6 3 s 2 1s 2 2s 2 p 5 1s 2 2s 2 p 6 3 s 2 p 5

Как вы считаете, каким образом атомы этих элементов могут достичь восемь электронов на внешнем уровне?

Если (предположим) закрыть рукой последний уровень у Na и Mg , то получаются завершенные уровни. Следовательно, надо отдать с внешнего электронного уровня эти электроны! Тогда при отдаче электронов пред-внешний слой из 8е - , становится внешним.

А у элементов F и Cl , следует принять 1 недостающий электрон на свой энергетический уровень, чем отдать 7е - . И так, существует 2 пути достижения завершенного энергетического уровня:

А) Отдача («лишних») электронов с внешнего слоя.

Б) Принятие на внешний уровень («недостающих») электронов.

2. Понятие о металличности и неметалличности на атомном уровне:

Металлы – это элементы, атомы которых отдают свои внешние электроны.

Неметаллы – это элементы, атомы которых принимают на внешний энергетический уровень электроны.

Чем легче атом Ме отдает свои электроны, тем сильнее выражены его металлические свойства.

Чем легче атом неМе принимает недостающие электроны на внешний слой, тем более сильно выражены его неметаллические свойства.

3. Изменение Ме и неМе свойств атомов х.э. в периодах и группах в ПСХЭ.

В периодах:

Пример: Na (1e -) Mg (2е -) – записать строение атома.

Как вы считаете, у какого элемента сильнее выражены металлические свойства, у Na или Mg? Что легче отдать 1е - или 2е - ? (Конечно 1е - , следовательно у Na металлические свойства выражены сильнее).

Пример: Al (3e -) Si (4e -) и т.д.

По периоду количество электронов на внешнем уровне растет слева направо.

(ярче металлические свойства выражены у Al).

Конечно, способность к отдаче электронов по периоду будет уменьшаться, т.е. металлические свойства будут ослабевать.

Таким образом, самые сильные Ме расположены в начале периодов.

А как будет меняться способность к присоединению электронов? (будет увеличиваться)

Пример:

14 r +17 r

2 8 4 2 8 7

Легче принять 1 недостающий электрон (у Cl), чем 4е - у Si.

Вывод:

Неметаллические свойства по периоду слева направо будут усиливаться, а металлические свойства ослабевать.

Еще 1 причина усиления неМе свойств – это уменьшение радиуса атома при неизменном числе уровней.

Т.к. в пределах 1-го периода число энергетических уровней для атомов не меняется, но растет число внешних электронов е - и число протонов р - в ядре. Вследствие этого притяжения электронов к ядру усиливается (закон Кулона), и радиус (r) атома уменьшается, атом как бы сжимается.

Вывод общий:

В пределах одного периода с ростом порядкого номера (N) элемента, металлические свойства элементов ослабевают, а неметаллические – усиливаются, потому что:

Растет число е - на внешнем уровне оно равно № группы и число протонов в ядре.

Радиус атома уменьшается

Число энергетических уровней постоянно.

4. Рассмотрим вертикальную зависимость изменения свойств элементов (в пределах главных подгрупп) в группах.

Пример: VII группа главная подгруппа (галогены)

9 +17

2 7 2 8 7

1 s 2 2s 2 p 5 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 5

Число е - на внешнем уровнях этих элементов одинаковое, а число энергетических уровней разное,

у F -2e - , а Cl – 3e - /

У какого атома радиус больше? (- у хлора, т.к. 3 энергетических уровней).

Чем ближе к ядру расположены е - тем они сильнее притягиваются к нему.

Атом какого элемента будет легче присоединять е - у F или Сl?

(F – легче присоединить 1 недостающий электрон), т.к. у него меньше радиус, а значит сила притяжения электрона к ядру больше, чем у Cl.

Закон Кулона

Сила взаимодействия двух электрических зарядов обратно-пропорциональна квадрату

расстояния между ними, т.е. чем больше расстояние между атомами, тем меньше сила

притяжения двух разноименных зарядов (в данном случае, электронов и протонов).

F сильнее Cl ˃Br˃J и т.д.

Вывод:

В группах (главных подгруппах) неметаллические свойства – уменьшаются, а металлические усиливаются, потому что:

1). Число электронов на внешнем уровне атомов одинаковое (и равно № группы).

2). Число энергетических уровней в атомах растёт.

3). Радиус атома увеличивается.

Устно по таблице ПСХЭ рассмотреть I - группу главную подгруппу. Сделать вывод, что самый сильный металл- это Fr франций, а самый сильный неметалл – это F фтор.

Ионная связь.

Рассмотрим, что произойдет с атомами элементов, если они достигнут октета (т.е. 8е -) на внешнем уровне:

Выпишем формулы элементов:

Na 0 +11 2е - 8е - 1е - Mg 0 +12 2е - 8е - 2е - F 0 +9 2е - 7e - Cl 0 +17 2е - 8е - 7е -

Na х +11 2е - 8е - 0е - Mg х +12 2е - 8е - 0е - F х +9 2е - 8e - Cl х +17 2е - 8е - 8е -

Верхний ряд формул содержит одинаковое число протонов и электронов, т.к. это формулы нейтральных атомов(стоит нулевой заряд «0»- это степень окисления).

Нижний ряд – разное число p + и e - , т.е. это формулы заряженных частиц.

Вычислим заряд данных частиц.

Na +1 +11 2е - 8е - 0е - 2+8=10, 11-10 =1, степень окисления +1

F - +9 2е - 8e - 2+8 =10, 9-10 =-1, степень окисления -1

Mg +2 +12 2е - 8е - 0е - 2+8 =10, 12-10 =-2, степень окисления -2

В результате присоединения – отдачи электронов получаются заряженные частицы, которые называют ионы.

Атомы Ме при отдаче е - приобретает «+» (положительный заряд)

Атомы неМе принимая «чужие» электроны заряжаются «- » (отрицательный заряд)

Химическая связь, образующаяся между ионами, называют ионной.

Ионная связь возникает между сильными Ме и сильными неМе.

Примеры.

а) образование ионной связи. Na + Cl -

Na Cl + -

11 + +17 +11 +17

2 8 1 2 8 7 2 8 2 8 8

1 e -

Процесс превращения атомов в ионы:

Na 0 + Cl 0 Na + + Cl - Na + Cl -

атом атом ион ион ионное соединение

2е -

б) Са О 2+ 2-

20 +8 +20 +8

2 8 8 2 2 6 2 8 8 2 8

Са а 0 – 2е - Са 2+ 2 1

Итог урока

Литература:

1. Химия 8 класс. учебник для общеобразовательных

учреждений/О.С. Габриелян. Дрофа 2009 год

2. Габриелян О.С. Настольная книга учителя.

Химия 8 класс, Дрофа, 2003 г

Соответствующих правильным ответам, вы составите название установки, которая позволит человечеству еще глубже познать строение атома(9 букв).

Число е на Символ элемента

Энергетическом

уровне Mg Si I F C Ba Sn Ca Br

2 к а п о л й с е м

4 а о в к а т д ч я

7 в й л л н г о л р

определить по:
A. номером группы;
Б. номеру периода;
B. порядковым номером.

4. Какая из характеристик химических элементов не меняется в главных подгруппах:
А радиус атома;
Б число электронов на внешнем уровне;
В. число энергетических уровней.

5. Общее у строении атомов элементов с порядковыми номерами 7 и 15:

A. число электронов на внешнем уровне, Б. заряд ядра;

B. число энергетических уровней.

А. 2е, 8е, 8е, 1е В. . 2е, 8е,

18е, 8е, 1е
Б. 2е, 1е Г. 2е, 8е, 1е

2 (2 балла). Число электронов на внешнем электронном слое у атома алюминия:

А. 1 Б. 2 В. 3 Г.4

3 (2 балла). Простое вещество с наиболее ярко выраженными металлическими свойствами:

А. Кальций Б. Барий В. Стронций Г. Радий

4 (2 балла). Вид химической связи в простом веществе - алюминий:

А. Ионная Б. Ковалентная полярная

В. Металлическая Г. Ковалентная неполярная

5 (2 балла). Число энергетических уровней у элементов одной подгруппы сверху вниз:

А. Изменяется периодически. Б. Не изменяется.

В. Увеличивается. Г. Уменьшается.

6 (2 балла). Атом лития отличается от иона лития:

А. 3арядом ядра. Б. Числом электронов на внешнем энергетическом уровне.

В. Числом протонов. Г. Числом нейтронов.

7 (2 балла.). Наименее энергично реагирует с водой:

А. Барий. В. Магний.

Б. Кальций. Г. Стронций

8 (2 балла). С раствором серной кислоты не взаимодействует:

А. Алюминий. В. Натрий

Б. Магний. Г. Медь

9 (2 балла). Гидроксид калия не взаимодействует с веществом, формула которого:

А. Na2O В. АlСl3

Б. Р2O5 Г. Zn(NO3)2

10 (2 балла). Ряд, в котором все вещества реагируют с железом:

А. НСl, СО2, СО

Б. CO2, HCl, S

В. Н2, O2, СаO

Г. O2, СuSO4, Н2SO4

11 (9 баллов). Предложите три способа получения гидроксида натрия. Ответ подтвердите уравнениями реакций.

12 (6 баллов). Осуществите цепочку химических превращений, составив уравнения реакций в молекулярном и ионном видах, назовите продукты реакций:

FeCl2 → Fe(OH)2 → FeSO4 → Fe(OH)2

13 (6 баллов). Как, используя любые реактивы (вещества) и цинк, получить его оксид, основание, соль? Составьте уравнения реакций в молекулярном виде.

14 (4 балла). Составьте уравнение химической реакции взаимодействия лития с азотом. Определите восстановитель и окислитель в этой реакции

Каждый период Периодической системы Д. И. Менделеева заканчивается инертным, или благородным, газом.

Самым распространённым из инертных (благородных) газов в атмосфере Земли является аргон, который удалось выделить в чистом виде раньше других аналогов. В чём причина инертности гелия, неона, аргона, криптона, ксенона и радона?

В том, что у атомов инертных газов на внешних, самых удалённых от ядра уровнях находится восемь электронов (у гелия - два). Восемь электронов на внешнем уровне - предельное число для каждого элемента Периодической системы Д. И. Менделеева, кроме водорода и гелия. Это своеобразный идеал прочности энергетического уровня, к которому стремятся атомы всех остальных элементов Периодической системы Д. И. Менделеева.

Добиваться такого положения электронов атомы могут двумя путями: отдавая электроны с внешнего уровня (в этом случае внешний незавершённый уровень исчезает, а предпоследний, который был завершён в предыдущем периоде, становится внешним) или принимая электроны, которых не хватает до заветной восьмёрки. Атомы, имеющие на внешнем уровне меньшее число электронов, отдают их атомам, у которых на внешнем уровне больше электронов. Легко отдать один электрон, когда он единственный на внешнем уровне, атомам элементов главной подгруппы I группы (IA группы). Труднее отдавать два электрона, например, атомам элементов главной подгруппы II группы (IIA группы). Ещё труднее отдавать свои три внешних электрона атомам элементов III группы (IIIA группы).

Тенденцию к отдаче электронов с внешнего уровня имеют атомы элементов-металлов . И чем легче атомы элемента-металла отдают свои внешние электроны, тем в большей степени выражены у него металлические свойства. Понятно поэтому, что наиболее типичными металлами в Периодической системе Д. И. Менделеева являются элементы главной подгруппы I группы (IA группы). И наоборот, тенденцию к принятию недостающих до завершения внешнего энергетического уровня имеют атомы элементов-неметаллов. Из сказанного можно сделать следующий вывод. В пределах периода с увеличением заряда атомного ядра, а соответственно и с увеличением числа внешних электронов металлические свойства химических элементов ослабевают. Неметаллические свойства элементов, характеризующиеся лёгкостью принятия электронов на внешний уровень, при этом усиливаются.

Наиболее типичными неметаллами являются элементы главной подгруппы VII группы (VIIA группы) Периодической системы Д. И. Менделеева. На внешнем уровне атомов этих элементов находятся семь электронов. До восьми электронов на внешнем уровне, т. е. до устойчивого состояния атомов, им не хватает по одному электрону. Они легко их присоединяют, проявляя неметаллические свойства.

А как ведут себя атомы элементов главной подгруппы IV группы (IVA группы) Периодической системы Д. И. Менделеева? Ведь у них на внешнем уровне четыре электрона, и им, казалось бы, всё равно, отдать или принять четыре электрона. Выяснилось, что на способность атомов отдавать или принимать электроны оказывает влияние не только число электронов на внешнем уровне, но и радиус атома. В пределах периода число энергетических уровней у атомов элементов не изменяется, оно одинаково, а вот радиус уменьшается, так как увеличивается положительный заряд ядра (число протонов в нём). Вследствие этого притяжение электронов к ядру усиливается, и радиус атома уменьшается, атом как бы сжимается. Поэтому становится всё труднее отдать внешние электроны и, наоборот, всё легче принять недостающие до восьми электроны.

В пределах одной и той же подгруппы радиус атома увеличивается с увеличением заряда атомного ядра, так как при постоянном числе электронов на внешнем уровне (он равен номеру группы) увеличивается число энергетических уровней (оно равно номеру периода). Поэтому атому становится всё легче отдать внешние электроны.

В Периодической системе Д. И. Менделеева с увеличением порядкового номера свойства атомов химических элементов изменяются следующим образом.

Каков же результат принятия или отдачи электронов атомами химических элементов?

Представим себе, что «встречаются» два атома: атом металла IA группы и атом неметалла VIIA группы. У атома металла на внешнем энергетическом уровне находится единственный электрон, а атому неметалла как раз не хватает именно одного электрона, чтобы его внешний уровень оказался завершённым.

Атом металла легко отдаст свой наиболее удалённый от ядра и слабо связанный с ним электрон атому неметалла, который предоставит ему свободное место на своём внешнем энергетическом уровне.

Тогда атом металла, лишённый одного отрицательного заряда, приобретёт положительный заряд, а атом неметалла благодаря полученному электрону превратится в отрицательно заряженную частицу - ион.

Оба атома осуществят свою «заветную мечту» - получат столь желанную восьмёрку электронов на внешнем энергетическом уровне. Но что произойдёт дальше? Разноимённо заряженные ионы в полном соответствии с законом притяжения противоположных зарядов тут же соединятся, т. е. между ними возникнет химическая связь.

Рассмотрим образование этой химической связи на примере хорошо знакомого всем соединения хлорида натрия (поваренной соли):

Процесс превращения атомов в ионы изображён на схеме и рисунке:

Например, ионная связь образуется и при взаимодействии атомов кальция и кислорода:

Такое превращение атомов в ионы происходит всегда при взаимодействии атомов типичных металлов и типичных неметаллов.

В заключение рассмотрим алгоритм (последовательность) рассуждений при записи схемы образования ионной связи, например между атомами кальция и хлора.

1. Кальций - это элемент главной подгруппы II группы (НА группы) Периодической системы Д. И. Менделеева, металл. Его атому легче отдать два внешних электрона, чем принять недостающие шесть:

2. Хлор - это элемент главной подгруппы VII группы (VIIA группы) таблицы Д. И. Менделеева, неметалл. Его атому легче принять один электрон, которого ему не хватает до завершения внешнего энергетического уровня, чем отдать семь электронов с внешнего уровня:

3. Сначала найдём наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 2 (2×1). Затем определим, сколько атомов кальция нужно взять, чтобы они отдали два электрона (т. е. надо взять 1 атом Са), и сколько атомов хлора надо взять, чтобы они могли принять два электрона (т. е. нужно взять 2 атома Сl).

4. Схематично образование ионной связи между атомами кальция и хлора можно записать так:

Для выражения состава ионных соединений пользуются формульными единицами - аналогами молекулярных формул.

Цифры, показывающие число атомов, молекул или формульных единиц, называют коэффициентами, а цифры, показывающие число атомов в молекуле или ионов в формульной единице, называют индексами.

В первой части параграфа мы сделали вывод о характере и причинах изменения свойств элементов. Во второй части параграфа приведём ключевые слова.

Ключевые слова и словосочетания

1. Атомы металлов и неметаллов.
2. Ионы положительные и отрицательные.
3. Ионная химическая связь.
4. Коэффициенты и индексы.

Работа с компьютером

1. Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.
2. Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока - сделайте сообщение по ключевым словам и словосочетаниям следующего параграфа.

Вопросы и задания

1. Сравните строение и свойства атомов: а) углерода и кремния; б) кремния и фосфора.
2. Рассмотрите схемы образования ионной связи между атомами химических элементов: а) калия и кислорода; б) лития и хлора; в) магния и фтора.
3. Назовите самый типичный металл и самый типичный неметалл Периодической системы Д. И. Менделеева.
4. Пользуясь дополнительными источниками информации, объясните, почему инертные газы стали называть благородными.

На внешнем энергетическом уровне атомов железа, кобальта и никеля находится по 2 электрона. На d-подуровне предпоследнего энергетического уровня у железа, кобальта и никеля находится соответственно 6, 7 и 8 электронов. Характерные степени окисления металлов семейства железа +2 и +3 (известны соединения, в которых они проявляют степень окисления +1, +4 и +6, например, феррат калия K 2 FeO 4 , но подобных соединений мало и они не типичны). Для железа более устойчивыми являются соединения со степенью окисления (+3), а для никеля и кобальта - (+2). Поэтому Fe 2+ является довольно сильным восстановителем, тогда как Ni 2+ и Со 2+ этими свойствами в заметной степени не обладают, соединения кобальта и нике­ля вполне устойчивы на воздухе. В степени окисления +3 железо, кобальт, никель проявляют окислительные свойства, окислительная способность увеличивается в ряду Fe 3+ - Ni 3+ - Co 3+ .

По свойствам железо, кобальт и никель очень похожи друг на друга (ферромагнитность, каталитическая активность, способность к образованию окрашенных ионов, комплексообразованию). Однако между ними существуют и различия: железо по своим магнитным свойствам выделяется в триаде, восстановительная активность железа значительно больше, чем кобальта и никеля, которые по значению своих электродных потен­циалов находятся ближе к олову, чем к железу.

При нагревании металлы семейства железа энергично взаимодействуют с металлоидами, например, с хлором, бромом, кислородом, серой и т.д. Химически чистое железо, кобальт и никель не изменяются под действием воздуха и воды. Однако обычное железо содержит различные примеси, поэтому во влажном воздухе подвергается коррозии. Образующийся при этом слой ржавчины является хрупким и пористым, он не препятствует контакту металла с окружающей средой и не предохраняет его от дальнейшего окисления. При высокой температуре железо взаимодействует с водой, вытесняя из нее водород. Железо легко растворяется в разбавленных кислотах; кобальт, никель – значительно труднее.

При высокой концентрации кислот на холоде железо пассивируется, покрываясь тончайшей пленкой оксидов. Оксиды всех трех металлов (FeO, CoO, NiO) в воде не растворимы. Их гидраты получаются действием щелочи на растворимые соли. Гидраты оксидов проявляют основные свойства. Гидроксид Fe(OH) 2 , взаимодействуя с кислородом воздуха и водой, быстро окисляется:

4Fе(OH) 2 + О 2 + 2Н 2 О = 4Fe(ОH) 3 .

Окисление ионов Со 2+ и особенно Ni 2+ происходит немного труднее. Из оксидов и гидроксидов Fe,Co, Ni только Fe 2 О 3 и Fe(OH) 3 амфотерны с преобладанием основных свойств. Оксиды и гидроксиды кобальта и никеля являются сильными окислителями; при взаимодействии с кислотами они восстанавливаются в соли двухвалентных металлов:

Со 2 О 3 + 6НС1 = 2СоС1 2 + Сl 2 + 3Н 2 О;

4Ni(ОН) 3 + 4H 2 SO 4 = 4NiSO 4 + О 2 + 10H 2 O

Соединения Fe 3+ являются слабыми окислителями и при действии восстановителей переходят в производные Fe 2+ :

H 2 S + Fe 2 (SO 4) 3 = S + 2FeSO 4 + H 2 SO 4

Многие простые и комплексные ионы элементов железа, кобальта и никеля окрашены. Так, гидратированные ионы Со 2+ розовые, Ni 2+ - зеленые, Fe 3+ в водном растворе вследствие гидролиза имеет коричнево-желтую окраску.