✅Головні і побічні підгрупи Періодичної таблиці. d-Елементи

Властивості елементів періодично змінюються відповідно до зарядів ядер їх атомів.

Поступово переходячи до атомів з усе більшим і більшим зарядом ядра (і, отже, з усе більшим числом електронів), ми неминуче зіткнемося з елементами, у яких починає заповнюватися d-підрівень. В ряду заповнення підрівнів (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d…) перший зустрівся нам 3d-підрівень починає заповнюватися електронами після 4s – підрівня.

Елемент з валентною оболонкою 4s2 – це кальцій 20Ca.

Отже, елемент із зарядом ядра Z = 21 (скандій 21Sc) буде першим d – елементом з валентною оболонкою… 4s2 3d1.

Оскільки існує п’ять d – орбіталей, кожна з яких може вміщати тільки 2 електрони, поступове їх заповнення електронами має дати 10 d – елементів. Це видно з електронних формул елементів, починаючи з 11Na до 21Sc (першого d-елемента) і далі – до 10-го за рахунком d-елемента цинку 30Zn.

У традиційній (її називають короткою) формі Періодичної таблиці перший d – елемент скандій (Sc) потрапляє в клітинку, розташовану відразу за кальцієм (Ca) – тобто в одну групу з бором (B) і алюмінієм (Al).

Але бор і алюміній – p-елементи. Їх хімічні властивості не можуть бути аналогічні властивостям d-елементів. Тому скандій поміщений в одній групі з бором і алюмінієм, але не прямо під символами цих елементів, а осторонь – у так званій побічній підгрупі. Так само довелося вчинити і з іншими d-елементами.

Отже, символи d-елементів в короткій формі періодичної таблиці розташовують не під символами інших елементів даної групи, а виділяють в окрему побічну підгрупу. d-елементи також виділяють кольором (частіше – блакитним).

• титан (Ti);
• цирконій (Zr);
• гафній (Hf);
• резерфорд (Rf) – це елементи побічної підгрупи IV-ї групи.

• вуглець (C);
• кремній (Si);
• германій (Ge);
• олово (Sn);
• свинець (Pb) – це елементи головної підгрупи тієї ж IV-ї групи.

У короткій формі Періодичної таблиці кожна група елементів підрозділяється на головну підгрупу і побічну підгрупу. У головну підгрупу входять s- і p- елементи, в побічну – d-елементи.

Або, в іншому формулюванні:

Підгрупи, в яких розташовані s- і p-елементи, називають головними, а підгрупи з d-елементами побічної підгрупи. Головні і побічні підгрупи іноді позначають відповідно літерами “А” і “Б”, або “А” і “В”, або “а” і “б”.

Елементи побічних підгруп (d-елементи) називають перехідними елементами або перехідними металами (всі d-елементи – метали).

Термін “перехідні метали” виник внаслідок того, що всі d – елементи в періодах (рядках таблиці) служать як би “перехідним містком” від металевих s – елементів до p – елементів, серед яких вже багато неметалів.

Іноді термін “перехідні метали” застосовують і до f-елементів.

Оскільки в періодах (горизонтальних рядках Періодичної таблиці) є всього по 2 s -елемента і по 6 p – елементів (в сумі 8), а d-елементів з визначення повинно бути більше (10 в кожному періоді), виникла маса незручностей в оформленні таблиці.

Наприклад, у VIII групі разом з інертними газами (головна підгрупа) довелося розташувати не по одному, а по 3 елементи побічної підгрупи в кожному рядку!

Зрозуміло, яскраво виражені метали – залізо (Fe), кобальт (Co), нікель (Ni) та інші елементи цієї побічної підгрупи нічого спільного не мають з елементами головної групи:

Електронна будова і хімічні властивості елементів головних і побічних підгруп можуть не мати нічого спільного.

Збіги мають скоріше випадковий характер. Наприклад, скандій (Sc) має валентну оболонку з трьох електронів:… 4s2 3d1, тому проявляє в з’єднаннях валентність III і ступінь окислення +3 точно так само, як його сусіди (але в головній підгрупі) бор (2s2 2p1) і алюміній (3s2 3p1).

Інший приклад: елемент побічної підгрупи марганець (Mn… 4s2 3d5) може віддавати з валентної оболонки 7 електронів і мати найбільший ступінь окислення +7 точно так само, як знаходяться з ним в одній групі (але в головній підгрупі!) Хлор, бром, йод. Але в I-й і особливо в VIII-й групах дуже добре видно, наскільки різні елементи зібралися в головній та побічній підгрупах. Тут дійсно немає нічого спільного між елементами головних і побічних підгруп.

Існує набагато більш зручна – так звана «довга» форма Періодичної таблиці, де ці труднощі усунені. Саме довга форма Періодичної таблиці рекомендована ІЮПАК до використання в усьому світі ще в 1989 році. Тут немає підгруп, а є тільки групи.

§ 24. Залізо: фізичні й хімічні властивості

ФЕРУМ ЯК ХІМІЧНИЙ ЕЛЕМЕНТ. Металічний елемент Ферум Fe (протонне число 26) розташований у побічній підгрупі VІІІ групи. Зверніть увагу на особливості елементного складу цієї підгрупи. У кожному періоді вона представлена не одним, а трьома металічними елементами. У 4 періоді це металічні елементи Ферум Fe, Кобальт Со і Нікол (Нікель) Ni. Радіуси їх атомів, температури плавлення й кипіння, густини близькі за значеннями, а утворені ними прості речовини схожі за хімічними властивостями. Цим і пояснюється розташування Феруму, Кобальту і Ніколу тріадою у побічній підгрупі VІІІ групи.

Вам відома електронна формула атома Феруму:

₂₆Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 .

Вона свідчить, що зовнішній (четвертий) енергетичний рівень атома Феруму має типову для металічних елементів будову — містить два s-електрони. Тоді чому Ферум розміщений у VІІІ групі і не належить до s-елементів? Відповідь криється у будові третього енергетичного рівня електронної оболонки його атома. До Кальцію включно цей рівень складався лише з s- та р-електронів. В електронній оболонці атома Феруму на d-підрівні третього енергетичного рівня перебуває шість електронів. А в сумі з двома електронами четвертого енергетичного рівня їх вісім. Цим і пояснюється розташування Феруму у VІІІ групі. Чи міг він посісти місце в головній підгрупі цієї групи? Ні, тому що в елементів головних підгруп кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні дорівнює номеру групи (виняток становить Гідроген, якщо вважати його елементом VІІ групи), і валентні електрони розташовані лише на зовнішньому енергетичному рівні.

У сполуках Ферум проявляє здебільшого ступені окиснення +2 і +3, хоча за певних умов можна добути речовини з вищими ступенями окиснення.

ПОШИРЕННЯ ФЕРУМУ В ПРИРОДІ. За поширенням у природі йому належить четверте місце, а серед металічних елементів — друге. Ферум міститься переважно у складі оксидів, сульфідів, карбонатів, що становлять основу його мінералів і руд.

Поклади залізних руд утворюють мінерали магнетит (магнітний залізняк) Fe₃O₄ (мал. 54, а), лимоніт (бурий залізняк) Fe₂O₃ · nН₂О, гематит (червоний залізняк) Fe₂O₃ (мал. 54, б), сидерит (залізний шпат) FeCO₃, пірит (залізний колчедан) FeS₂ (мал. 54, в).

Мал. 54. Залізорудні мінерали: а — магнетит; б — гематит; в — пірит

Проста речовина залізо, утворена атомами Феруму, у природі трапляється рідко, переважно в уламках метеоритів, що досягли поверхні Землі. У незначній кількості Ферум входить до складу клітин організмів. В організмі дорослої людини близько 4-5 г Феруму, з яких 65 % перебуває у складі гемоглобіну крові.

• Поцікавтесь, які харчові продукти дієтологи і лікарі радять вживати для підтримання вмісту Феруму в організмі людини.

Надра нашої держави містять великі запаси залізних руд. Найбільші родовища, на базі яких здійснюють промислове виробництво заліза і його сплавів, відкриті у Криворізькому, Кременчуцькому та Білогірському залізорудних басейнах.

ФІЗИЧНІ ВЛАСТИВОСТІ ЗАЛІЗА. Залізо — сріблясто-білий із сіруватим відтінком метал (у порошкоподібному стані блиск втрачається, колір стає сірувато-чорним). Залізо має густину 7,87 г/см 3 і температуру плавлення 1539 °С. Під час накалювання метал легко прокатується, кується. Наші прадіди використовували цю його властивість для виготовлення у кузнях плугів, борін, коліс, сокир, підків, молотків, лопат тощо. Не випадково одними з головних персонажів «Вечорів на хуторі біля Диканьки» М. В. Гоголя та комедії «За двома зайцями» М. П. Старицького є ковалі Вакула та Микола. Традиції ковальства збереглися в Україні подекуди й до наших днів.

Залізо та його сплави притягуються магнітом і легко намагнічуються у магнітному полі, є добрими провідниками струму й тепла. На підтвердження здатності заліза намагнічуватися піднесіть магніт до купки залізних скріпок, і ви побачите, що скріпки прикріпилися не лише до магніту, а й одна до одної на зразок гірлянди (мал. 55).

Мал. 55. Намагнічування заліза

На магнітних властивостях заліза і його сплавів ґрунтується їхнє використання як матеріалу для виготовлення серцевин трансформаторів, вантажопідіймачів, телефонних мембран тощо.

ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ ЗАЛІЗА. Залізо з високим ступенем чистоти не піддається корозії — іржавінню. В Індії у м. Делі близько 16 століть стоїть монолітна колона заввишки 7,21 м, виготовлена майже із чистого (99,72 %) заліза, і вона практично не піддається іржавінню (мал. 56).

Мал. 56. Нержавіюча колона з чистого заліза (м. Делі, Індія)

Учені до цього часу не дійшли остаточної думки про те, як в ті часи отримали залізо такого ступеня чистоти.

Різні домішки збільшують активність заліза в усіх хімічних реакціях.

Подібно до більшості металів залізо окиснюється киснем та іншими неметалами, вступає у реакції заміщення з кислотами і солями менш активних за Ферум металічних елементів, взаємодіє під час нагрівання з водою.

Розглянемо детальніше хімічні властивості заліза.

1. Взаємодія заліза з киснем

Вам уже демонстрували дослід зі згорання заліза в кисні, у якому за лічені секунди тонка залізна голка згорала сліпучим полум’ям, а утворений продукт реакції залізна окалина Fe₃O₄ поширювався в усі боки, нагадуючи бенгальські вогні:

Як зазначено в дужках, залізна окалина є подвійним оксидом, у ферум(ІІ) оксиді зі ступенем окиснення +2 і +3 у ферум(ІІІ) оксиді.

2. Взаємодія з іншими неметалами

Взаємодія заліза з кислотами залежить від температури та концентрації кислоти. Переконатися в цьому можна на такому демонстраційному досліді. У 4 пробірки помістимо по одній ложці залізного порошку. У першу пробірку доллємо 2-3 мл розбавленої хлоридної кислоти й через невеликий проміжок часу спостерігатимемо появу пухирців газу. Для прискорення реакції вміст пробірки можна підігріти.

У другу пробірку наллємо стільки ж розчину розбавленої сульфатної кислоти. Результати спостереження будуть аналогічні з першою пробіркою.

Складемо рівняння реакцій:

Додавання до третьої пробірки концентрованої сульфатної кислоти H₂SO₄ і в четверту пробірку — концентрованої нітратної кислоти HNO₃, підтвердило експериментально знання, здобуті з § 21, — залізо не взаємодіє з концентрованими нітратною й сульфатною кислотами.

Попрацюйте групами

Завдання 1. Назвіть продукти і визначте типи реакцій 1-6.

Завдання 2. Визначте ступені окиснення елементів у речовинах.

Завдання 3. Окисні чи відновні властивості виявляє залізо в цих реакціях?

Завдання 4. Як будете доводити, що в реакціях з хлоридною й розбавленою сульфатною кислотами виділяється водень, а не інший газ?

Зверніть увагу! У реакціях з розбавленими хлоридною та сульфатною кислотами залізо утворює сіль Феруму(2+), тоді як у реакції з хлором утворюється сіль Феруму(3+).

З власного досвіду кожен з вас знає, що залізо з водою не взаємодіє. А інакше, навіщо тоді виготовляти з нього днища кораблів, кухонне приладдя тощо? Та під час пропускання парів води над нагрітим порошком заліза відбувається реакція, що супроводжується утворенням залізної окалини Fe₃O₄ і водню:

Як бачите, залізо відновлює Гідроген до водню.

5. Взаємодія заліза із солями

Атоми Феруму заміщують йони менш активного металічного елемента в розчині його солі. Приклад такої реакції вам відомий: у розчині мідного купоросу на залізні предмети (цвяхи, скріпки, кнопки тощо) досить швидко осідає відновлена мідь, надаючи їм червоно-цегляного кольору (мал. 57):

Мал. 57. Дія розчину купрум(ІІ) сульфату (мідного купоросу) на залізний предмет

ЯКІСНІ РЕАКЦІЇ З ВИЗНАЧЕННЯ В РОЗЧИНАХ ЙОНІВ ФЕРУМУ(2+), ФЕРУМУ(3+), ШЛЯХОМ ОСАДЖЕННЯ ЇХ ЛУГАМИ. Розчинними у воді складними речовинами, що дисоціюють з утворенням катіонів Феруму(2+) і Феруму(3+), є їхні солі. Вивчивши властивості солей і лугів, ви дізнались, що реакції між представниками цих класів неорганічних сполук відбуваються за умови утворення нерозчинного гідроксиду або солі.

• Пригадайте, що натрій гідроксид, кальцій гідроксид білого кольору, з водою вони утворюють безбарвні розчини.

Ферум(ІІ) гідроксид і ферум(ІІІ) гідроксид — нерозчинні у воді речовини. До того ж їхній колір відмінний від кольору більшості гідроксидів.

Ферум(ІІІ) гідроксид Fe(OH)₃ — речовина іржаво-коричневого кольору.

Ферум(ІІ) гідроксид Fe(OH)₂ — речовина зеленувато-білого кольору, що після утворення поступово набуває іржаво-коричневого забарвлення через подальше окиснення катіонів Феруму(2+) киснем у присутності води до катіонів Феруму(3+):

Наведеною інформацією можна скористатися для визначення в розчинах йонів Феруму(2+) та Феруму(3+).

Знання цих якісних реакцій допоможе вам розпізнавати сполуки Феруму(2+) і Феруму(3+) в розчинах.

Хімія — це життя: сторінка природодослідника

Лабораторні досліди 4-6

Виявлення в розчині катіонів Феруму(2+), Феруму(3+), Барію

Вам знадобляться: пробірки, штативи для пробірок, розчини солей Феруму(2+), Феруму(3+), Барію, солей сульфатної кислоти, лугу.

Завдання 1. Проведіть реакцію між розчинами солі Феруму(2+) і лугу. Спостерігайте за явищем, що супроводжує цю реакцію, поясніть його. Запишіть результати спостереження у зошит. Складіть молекулярне, повне і скорочене йонні рівняння проведеної реакції.

Завдання 2. Проведіть реакцію між розчинами солі Феруму(3+) і лугу. Спостерігайте за явищем, що супроводжує цю реакцію, поясніть його. Запишіть результати спостереження у зошит. Складіть молекулярне, повне і скорочене йонні рівняння проведеної реакції.

Завдання 3. Проведіть реакцію між розчинами солей Барію і сульфатної кислоти. Спостерігайте за явищем, що супроводжує цю реакцію, поясніть його. Запишіть результати спостереження у зошит. Складіть молекулярне, повне і скорочене йонні рівняння проведеної реакції.

У висновку зазначте, за допомогою яких якісних реакцій можна виявити в розчині катіони Fe 2+ , Fe 3+ , Ва 2+ .

Знаємо, розуміємо

• 1. У чому полягають особливості будови атома Феруму та його місце в періодичній системі порівняно з Алюмінієм?
• 2. Поясніть, на підставі чого Ферум помістили у VIII групу періодичної системи.
• 3. Схарактеризуйте фізичні властивості заліза.
• 4. Перелічіть хімічні властивості заліза. До активних чи малоактивних речовин належить залізо?

Застосовуємо

Електронна формула

Назва елемента

§ 25. Ферум. Залізо. Сполуки Феруму

Ферум. Елемент Ферум розміщений у 4-му періоді в побічній підгрупі VIII групи.

Поширеність у природі. Ферум — один із найпоширеніших металічних елементів у літосфері; його атомна частка становить 1,8 %.

Відомо дуже багато природних сполук Феруму. Деякі з них слугують сировиною для виробництва заліза. Це — залізні руди: гематит (або червоний залізняк) Fe₂O₃, магнетит (магнітний залізняк) Fe₃O₄, лимоніт (бурий залізняк) Fe₂O₃ · nН₂О (мал. 68).

Мал. 68. Природні сполуки Феруму

Україна має потужні поклади червоного залізняку в Криворізькому басейні. Пірит, або залізний колчедан, FeS₂ (мал. 69) для металургії не придатний, оскільки домішка Сульфуру в залізі робить метал крихким. Цю сполуку використовують у виробництві сульфатної кислоти.

Мал. 69. Пірит

Самородне залізо у природі трапляється дуже рідко.

Невелика кількість катіонів Fe 2+ міститься у природній воді. Окиснюючись розчиненим киснем, вони перетворюються на йони Fe 3+ , які осаджуються з води у складі бурого гідроксиду Fe(OH)₃. Такий відтінок іноді має дно річки чи озера, накип у чайнику.

У живих істотах Феруму дуже мало, проте без цього елемента їх існування було б неможливим. Йони Fe 2+ входять до складу гемоглобіну крові. Нестача Феруму в організмі призводить до недокрів’я.

Електронна будова атома і йонів. В атомі Феруму містяться 26 електронів (порядковий номер цього елемента — 26), які перебувають на чотирьох енергетичних рівнях (Ферум — елемент 4-го періоду). Електронна формула атома Феруму: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 .

• Зобразіть графічний варіант електронної формули цього атома.

Атом Феруму порівняно легко втрачає два електрони зовнішнього (четвертого) енергетичного рівня, перетворюючись на йон Fe 2+ . Він може позбутися ще й третього електрона — одного із d-електронів. У цьому разі утворюється йон Fe 3+ . У кожній його d-орбіталі перебуває по одному електрону:

Йони Fe 2+ і Fe 3+ містяться в сполуках Феруму(ІІ) і Феруму(ІІІ).

Проста речовина. Залізо — метал, який людина використовує вже кілька тисячоліть. Без заліза і сплавів на його основі не можна уявити розвитку нашої цивілізації.

Фізичні властивості. Залізо — сірувато-сріблястий пластичний метал. Він має густину 7,87 г/см 3 , плавиться за температури 1539 °С, є феромагнетиком. Цей метал утворює сплави з багатьма металами.

Хімічні властивості. Залізо виявляє в хімічних реакціях достатню активність. Якщо його добути у вигляді дуже дрібного порошку (наприклад, розкладаючи органічні сполуки Феруму), то метал набуває здатності самозайматися на повітрі. Таку властивість речовини називають пірофoрністю 1 .

1 Термін походить від грецьких слів pyr — вогонь і phoros — той, що несе.

Реакції з неметалами. При нагріванні залізо реагує з багатьма неметалами. Сталеве лезо або пружинка із закріпленим палаючим сірником згоряє в кисні (мал. 70):

Мал. 70. Реакція заліза з киснем

Залізо горить і в атмосфері хлору (мал. 71), при нагріванні активно взаємодіє із сіркою:

Мал. 71. Реакція заліза із хлором

Реакції з водою. Якщо залізні ошурки або цвях помістити у воду, то з часом на поверхні металу з’явиться іржа. Це — продукт взаємодії заліза з водою і розчиненим у ній киснем. Іржа має змінний склад — Fe₂O₃ · nН₂О. У хімічному рівнянні її формулу для спрощення запишемо як Fe(OH)₃ (цю формулу можна подати і так: Fe₂O₃ · 3Н₂О):

Розжарене залізо взаємодіє з водяною парою:

Раніше на цій реакції ґрунтувався промисловий метод добування водню.

Реакції з кислотами. Залізо взаємодіє із хлоридною, розбавленою сульфатною та деякими іншими кислотами з виділенням водню й утворенням солей Феруму(ІІ):

Із концентрованими нітратною та сульфатною кислотами залізо, як і алюміній, за звичайних умов майже не реагує через утворення на поверхні металу хімічно пасивної оксидної плівки. Тому ці кислоти транспортують у залізних цистернах. При нагріванні оксидна плівка взаємодіє з кислотою й відразу в реакцію вступає метал (мал. 72):

• Доберіть коефіцієнти методом електронного балансу.

Мал. 72. Реакція заліза з концентрованою нітратною кислотою

Реакції із солями. Залізо «витісняє» із солей у розчинах менш активні метали — мідь, срібло, бісмут та ін. При цьому, крім них, утворюються солі Феруму(ІІ), але не Феруму(ІІІ):

Оксиди Феруму. Ферум утворює три сполуки з Оксигеном: прості оксиди FeO, Fe₂O₃ і подвійний оксид Fe₃O₄ (або FeO · Fe₂O₃). Це — тверді речовини чорного (FeO і Fe₃O₄) або коричневого (Fe₂O₃) кольору. Докладно розглядатимемо лише прості оксиди (мал. 73).

Мал. 73. Оксиди Феруму

Ферум(ІІ) оксид і ферум(ІІІ) оксид можна добути термічним розкладом відповідних гідроксидів, деяких оксигеновмісних солей:

Необхідною умовою для добування чистого ферум(ІІ) оксиду є відсутність кисню, інакше сполука реагує з ним, перетворюючись на оксид Fe₃O₄ або Fe₂O₃.

Прості оксиди Феруму різняться за хімічним характером: FeO — основний оксид, Fe₂O₃ — амфотерний. Вони реагують з кислотними оксидами та кислотами.

• Напишіть рівняння реакцій: а) між оксидами FeO і Р₂О₅; б) оксиду Fe₂O₃ із сульфатною кислотою.

Ферум(ІІІ) оксид не реагує з розчином лугу. Взаємодія цього оксиду з лугами відбувається лише при сплавлянні чи спіканні сполук. Продуктами реакцій є солі — ферити:

Цікаво знати

Деякі ферити використовують у техніці як магнітні матеріали.

Гідроксиди Феруму нерозчинні у воді; сполука Fe(OH)₂ має білий колір, іноді із зеленкуватим відтінком, a Fe(OH)₃ — бурий (мал. 74).

Мал. 74. Гідроксиди Феруму

Добути чистий ферум(ІІ) гідроксид за реакцією обміну у водному розчині дуже важко; він досить швидко окиснюється розчиненим у воді киснем повітря й перетворюється на ферум(ІІІ) гідроксид:

• Перетворіть схему реакції на хімічне рівняння.

За хімічним характером гідроксиди Феруму подібні до відповідних оксидів: сполука Fe(OH)₂ є основою, a Fe(OH)₃ — амфотерним гідроксидом, який, однак, майже не реагує з розчином лугу за звичайних умов.

Солі Феруму. Елемент Ферум утворює багато солей. Солі Феруму(ІІ) містять катіони Fe 2+ , а в солях Феруму(ІІІ) цей металічний елемент може перебувати у формі катіонів Fe 3+ (FeF₃, Fe₂(SO₄)₃) або бути складником аніонів кислотних залишків (NaFeO₂, K₃FeO₃).

• Чим зумовлене існування двох типів солей Феруму(ІІІ)?

Розчинні солі Феруму при випарюванні води з їх розчинів виділяються у вигляді кристалогідратів — FeSO₄ · 7Н₂О, FeCl₃ · 6Н₂О тощо (мал. 75). Більшість солей Феруму(ІІ) зеленкувато-блакитні, а солі Феруму(ІІІ) мають різне забарвлення; зокрема, сполука FeCl₃ · 6Н₂О — коричневий, Fe₂(SO₄)₃ · 9Н₂О — білий, Fe(NO₃)₃· 9Н₂О — блідо-бузковий.

Мал. 75. Солі Феруму

Солі Феруму зазнають гідролізу; їх розчини мають кисле середовище:

Добути деякі солі Феруму(ІІІ) через одночасний гідроліз катіонів і аніонів не вдається:

Цікаво знати

Існує кілька сполук Феруму(VІ) — фератів: K₂FeO₄, BaFeO₄ та ін.

Застосування сполук Феруму. Сполуки Феруму широко використовують на практиці. Оксиди Fe₂O₃ і Fe₃O₄ є сировиною для чорної металургії. Природні гідрати ферум(ІІІ) оксиду Fe₂O₃ · nН₂О забарвлені в різні кольори — від жовто-коричневого до бурого; вони слугують пігментами у фарбах — охрі (жовта), залізному сурику та мумії (червоно-коричневі). Подвійний оксид Fe₃O₄ використовують як матеріал електродів для електролізу, а також у лужних акумуляторах. Найважливішою сіллю Феруму є залізний купорос (ферум(ІІ) сульфат, гептагідрат) FeSO₄ · 7Н₂О. Сполуку застосовують для консервування деревини, боротьби із хворобами рослин, як відновник і вихідну речовину для добування різних сполук Феруму.

Ферум — один із найважливіших металічних елементів. Він належить до d-елементів, утворює просту речовину — залізо.

Залізо реагує з більшістю неметалів, кислотами, розчинами багатьох солей, а за наявності води і кисню ржавіє.

Для Феруму відомі оксиди FeO, Fe₂O₃ і Fe₃O₄. Оксид FeO є основним, a Fe₂O₃ — амфотерним. Гідроксиди Fe(OH)₂ і Fe(OH)₃ за хімічним характером подібні до відповідних оксидів. Оксиди і гідроксиди Феруму реагують із кислотами, а ферум(ІІІ) оксид при нагріванні — ще й із лугами.

Солі Феруму мають різне забарвлення, а розчинні у воді утворюють кристалогідрати.

Оксиди та солі Феруму використовують у багатьох сферах.

• 193. Запишіть формули мінералів Fe₃Al₂(SiO₄)₃ і Ca₃Fe₂(SiO4)3 (їх загальна назва — гранати) за допомогою формул відповідних оксидів.
• 194. Складіть електронні формули катіонів Феруму та зобразіть їх графічні варіанти.
• 195. Допишіть схеми реакцій і складіть хімічні рівняння:

• 198. Ферум(ІІ, III) оксид реагує з кислотами подібно до суміші простих оксидів Феруму. Складіть рівняння реакцій сполуки Fe₃O₄ з хлоридною і розбавленою сульфатною кислотами.
• 199. Напишіть рівняння гідролізу нітратів Феруму в молекулярній та йонно-молекулярній формах. Зважте на те, що осади не утворюються.
• 200. Під час пропускання сірководню у водний розчин ферум(ІІІ) хлориду утворюється світло-жовтий осад простої речовини. Складіть рівняння реакції.
• 201. Виведіть формулу оксиду Феруму, в якому масова частка металічного елемента становить 70 %.
• 202. Яку масу ферум(ІІІ) нітрату потрібно взяти для добування 8 г ферум(ІІІ) оксиду?
• 203. Визначте кількість молекул води у формулі солі FeCl₂ · nH₂O, якщо масова частка води у сполуці становить 36,2 %.
• 204. Який об’єм водню виділиться за нормальних умов, якщо до 1,12 г заліза додати 18 г хлоридної кислоти з масовою часткою НСl 10 %?
• 205. У розчин купрум(ІІ) сульфату занурили залізну пластинку масою 28 г. Через деякий час маса пластинки збільшилась до 30 г. Обчисліть масу міді, яка виділилась на пластинці. Зважте на те, що утворюваний метал із пластинки не осипається.