Железо состав

CHEMEGE.RU

Положение железа в периодической системе химических элементов
Электронное строение железа
Физические свойства
Нахождение в природе
Способы получения
Качественные реакции
Химические свойства
1. Взаимодействие с простыми веществами
1.1. Взаимодействие с галогенами
1.2. Взаимодействие с серой
1.3. Взаимодействие с фосфором
1.4. Взаимодействие с азотом
1.5. Взаимодействие с углеродом
1.6. Горение
2. Взаимодействие со сложными веществами
2.1. Взаимодействие с водой
2.2. Взаимодействие с минеральными кислотами
2.3. Взаимодействие с серной кислотой
2.4. Взаимодействие с азотной кислотой
2.5. Взаимодействие с сильными окислителями
2.6. Взаимодействие с оксидами и солями

Оксид железа (II)
Способы получения
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотными оксидами
2. Взаимодействие с кислотами
3. Взаимодействие с водой
4. Взаимодействие с окислителями
5. Взаимодействие с кислотами
6. Взаимодействие с восстановителями

Оксид железа (III)
Способы получения
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами
2. Взаимодействие с щелочами и основными оксидами
3. Взаимодействие с водой
4. Взаимодействие с окислителями
5. Окислительные свойства оксида железа (III)

6. Взаимодействие с солями более летучих кислот

Оксид железа (II, III)
Способы получения
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами
2. Взаимодействие с сильными кислотами-окислителями
3. Взаимодействие с водой
4. Взаимодействие с окислителями
5. Окислительные свойства оксида железа (II, III)

Гидроксид железа (II)
Способы получения
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотами
2. Взаимодействие с кислотными оксидами
3. Восстановительные свойства
4. Разложение при нагревании

Гидроксид железа (III)
Способы получения
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотами
2. Взаимодействие с кислотными оксидами
3. Взаимодействие с щелочами
4. Разложение при нагревании

Соли железа

Железо

Положение в периодической системе химических элементов

Элемент железо расположен в побочной подгруппе VIII группы (или в 8 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение атома железа

Электронная конфигурация железа в основном состоянии:

+26Fe 1s22s22p63s23p64s23d6

Железо проявляет ярко выраженные магнитные свойства.

Физические свойства

Железо – металл серебристо-белого цвета, с высокой химической активностью и высокой ковкостью. Обладает высокой тепло- и электропроводностью.

(изображение с портала vchemraznica.ru)

Температура плавления 1538оС, температура кипения 2861оС.

Нахождение в природе

Железо довольно распространено в земной коре (порядка 4% массы земной коры). По распространенности на Земле железо занимает 4-ое место среди всех элементов и 2-ое место среди металлов. Содержание в земной коре — около 8%.

В природе железо в основном встречается в виде соединений:

Красный железняк Fe2O3 (гематит).

(изображение с портала karatto.ru)

Магнитный железняк Fe3O4 или FeO·Fe2O3 (магнетит).

(изображение с портала emchi-med.ru)

В природе также широко распространены сульфиды железа, например, пирит FeS2.

(изображение с портала livemaster.ru)

Встречаются и другие минералы, содержащие железо.

Способы получения

Железо в промышленности получают из железной руды, гематита Fe2O3 или магнетита (Fe3O4или FeO·Fe2O3).

1. Один из основных способов производства железа – доменный процесс. Доменный процесс основан на восстановлении железа из оксида углеродом в доменной печи.

В печь загружают руду, кокс и флюсы.

Шихта – смесь исходных материалов, а в некоторых случаях и топлива в определённой пропорции, которую обрабатывают в печи.

Каменноугольный кокс – это твёрдый пористый продукт серого цвета, получаемый путем коксования каменного угля при температурах 950—1100 °С без доступа воздуха. Содержит 96—98 % углерода.

Флюсы – это неорганические вещества, которые добавляют к руде при выплавке металлов, чтобы снизить температуру плавления и легче отделить металл от пустой породы.

Шлак – расплав (а после затвердевания – стекловидная масса), покрывающий поверхность жидкого металла. Шлак состоит из всплывших продуктов пустой породы с флюсами и предохраняет металл от вредного воздействия газовой среды печи, удаляет примеси.

В печи кокс окисляется до оксида углерода (II):

2C + O2 → 2CO

Затем нагретый угарный газ восстанавливает оксид железа (III):

3CO + Fe2O3 → 2CO2 + 2Fe

Процесс получения железа – многоэтапный и зависит от температуры.

Наверху, где температура обычно находится в диапазоне между 200 °C и 700 °C, протекает следующая реакция:

3Fe2O3 + CO → 2Fe3O4 + CO2

Ниже в печи, при температурах приблизительно 850 °C, протекает восстановление смешанного оксида железа (II, III) до оксида железа (II):

Fe3O4 + CO → 3FeO + CO2

Встречные потоки газов разогревают шихту, и происходит разложение известняка:

CaCO3 → CaO + CO2

Оксид железа (II) опускается в область с более высоких температур (до 1200oC), где протекает следующая реакция:

FeO + CO → Fe + CO2

Углекислый газ поднимается вверх и реагирует с коксом, образуя угарный газ:

CO2 + C → 2CO

(изображение с портала 900igr.net)

2. Также железо получают прямым восстановлением из оксида водородом:

Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O

При этом получается более чистое железо, т.к. получаемое железо не загрязнено серой и фосфором, которые являются примесями в каменном угле.

3. Еще один способ получения железа в промышленности – электролиз растворов солей железа.

Качественные реакции

Качественные реакции на ионы железа +2.

– взаимодействие солей железа (II) с щелочами. При этом образуется серо-зеленый студенистый осадок гидроксида железа (II).

Например, хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом натрия:

3NaOH + FeCl2 → Fe(OH)2 + 3NaCl

Видеоопыт взаимодействия раствора сульфата железа (II) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть .

Гидроксид железа (II) на воздухе буреет, так как окисляется до гидроксида железа (III):

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3

– ионы железа +2 окрашивают раствор в светлый желто-зеленый цвет.

– взаимодействие с красной кровяной солью K3 – также качественная реакция на ионы железа +2. При этом образуется синий осадок «турнбулева синь».

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (II) с раствором гексацианоферрата (III) калия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть .

Качественные реакции на ионы железа +3

– взаимодействие солей железа (III) с щелочами. При этом образуется бурый осадок гидроксида железа (III).

Например, хлорид железа (III) реагирует с гидроксидом натрия:

3NaOH + FeCl3 → Fe(OH)3 + 3NaCl

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть .

– ионы железа +3 окрашивают раствор в светлый желто-оранжевый цвет.

– взаимодействие с желтой кровяной солью K4 ионы железа +3. При этом образуется синий осадок «берлинская лазурь».

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гексацианоферрата (II) калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть .

В последнее время получены данные, которые свидетельствуют, что молекулы берлинской лазури идентичны по строению молекулам турнбулевой сини. Состав молекул обоих этих веществ можно выразить формулой Fe43.

– при взаимодействии солей железа (III) с роданидами раствор окрашивается в кроваво-красный цвет.

Например, хлорид железа (III) взаимодействует с роданидом натрия:

FeCl3 + 3NaCN → Fe(CN)3 + 3NaCl

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором роданида калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть .

Химические свойства

1. При обычных условиях железо малоактивно, но при нагревании, в особенности в мелкораздробленном состоянии, оно становится активным и реагирует почти со всеми неметаллами.

1.1. Железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом активные неметаллы (фтор, хлор и бром) окисляют железо до степени окисления +3:

2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3

Менее активный йод окисляет железо до степени окисления +2:

Fe + I2 → FeI2

1.2. Железо реагирует с серой с образованием сульфида железа (II):

Fe + S → FeS

1.3. Железо реагирует с фосфором. При этом образуется бинарное соединения – фосфид железа:

Fe + P → FeP

2Fe + P → Fe2P

3Fe + P → Fe3P

1.4. С азотом железо реагирует при нагревании с образованием нитрида:

6Fe + N2 → 2Fe3N

1.5. Железо реагирует с углеродом и кремнием с образованием карбида и силицида:

3Fe + C → Fe3C

1.6. При взаимодействии с кислородом железо образует окалину – двойной оксид железа (II, III):

6Fe + 4O2 → 2Fe3O4

При пропускании кислорода через расплавленное железо возможно образование оксида железа (II):

2Fe + O2 → 2FeO

2. Железо взаимодействует со сложными веществами.

2.1. При обычных условиях железо с водой практически не реагирует. Раскаленное железо может вступать в реакцию при температуре 700-900оС с водяным паром:

3Fe0 + 4H2+O → Fe+33O4 + 4H20

В воде в присутствии кислорода или во влажном воздухе железо медленно окисляется (корродирует):

4Fe + 3O2 + 6H2O → 4Fe(OH)3

2.2. Железо взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой). При этом образуются соль железа со степенью окисления +2 и водород.

Например, железо бурно реагирует с соляной кислотой:

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

2.3. При обычных условиях железо не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат железа (III) и вода:

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

2.4. Железо не реагирует при обычных условиях с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации. При нагревании реакция идет с образованием нитрата железа (III), оксида азота (IV) и воды:

Fe + 6HNO3(конц.) → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

С разбавленной азотной кислотой железо реагирует с образованием оксида азота (II):

Fe + 4HNO3(разб.гор.) → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

При взаимодействии железа с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

8Fe + 30HNO3(оч. разб.) → 8Fe(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O

2.5. Железо может реагировать с щелочными растворами или расплавами сильных окислителей. При этом железо окисляет до степени окисления +6, образуя соль (феррат).

Например, при взаимодействии железа с расплавом нитрата калия в присутствии гидроксида калия железо окисляется до феррата калия, а азот восстанавливается либо до нитрита калия, либо до аммиака:

Fe + 2KOH + 3KNO3 → 3KNO2 + K2FeO4 + H2O

2.6. Железо восстанавливает менее активные металлы из оксидов и солей.

Например, железо вытесняет медь из сульфата меди (II). Реакция экзотермическая:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

Еще пример: простое вещество железо восстанавливает железо до степени окисления +2 при взаимодействии с соединениями железа +3:

2Fe(NO3)3 + Fe → 3Fe(NO3)2

2FeCl3 + Fe → 3FeCl2

Fe2(SO4)3 + Fe → 3FeSO4

Оксид железа (II)

Оксид железа (II) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Способы получения

Оксид железа (II) можно получить различными методами:

1. Частичным восстановлением оксида железа (III).

Например, частичным восстановлением оксида железа (III) водородом:

Fe2O3 + 3H2 → 2FeO + 3H2O

Или частичным восстановлением оксида железа (III) угарным газом:

Fe2O3 + CO → 2FeO + CO2

Еще один пример: восстановление оксида железа (III) железом:

Fe2O3 + Fe → 3FeO

2. Разложение гидроксида железа (II) при нагревании:

Fe(OH)2 → FeO + H2O

Оксид железа (II) — типичный основный оксид.

1. При взаимодействии оксида железа (II) с кислотными оксидами образуются соли.

Например, оксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI):

FeO + SO3 → FeSO4

2. Оксид железа (II) взаимодействует с растворимыми кислотами. При этом также образуются соответствующие соли.

Например, оксид железа (II) взаимодействует с соляной кислотой:

FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O

3. Оксид железа (II) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (II) малоустойчив, и легко окисляется до соединений железа (III).

Например, при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуются нитрат железа (III), оксид азота (IV) и вода:

FeO + 4HNO3(конц.) → NO2 + Fe(NO3)3 + 2H2O

При взаимодействии с разбавленной азотной кислотой образуется оксид азота (II). Реакция идет при нагревании:

3FeO + 10HNO3(разб.) → 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O

5. Оксид железа (II) проявляет слабые окислительные свойства.

Например, оксид железа (II) реагирует с угарным газом при нагревании:

FeO + CO → Fe + CO2

Оксид железа (III)

Оксид железа (III) – это твердое, нерастворимое в воде вещество красно-коричневого цвета.

Оксид железа (III) можно получить различными методами:

1. Окисление оксида железа (II) кислородом.

4FeO + 3O2 → 2Fe2O3

2. Разложение гидроксида железа (III) при нагревании:

2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O

Оксид железа (III) – амфотерный.

1. При взаимодействии оксида железа (III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соли.

Например, оксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой:

Fe2O3 + 6HNO3 → 2Fe(NO3)3 + 3H2O

2. Оксид железа (III) взаимодействует с щелочами и основными оксидами. Реакция протекает в расплаве, при этом образуется соответствующая соль (феррит).

Например, оксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом натрия:

Fe2O3 + 2NaOH → 2NaFeO2 + H2O

3. Оксид железа (III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI).

Например, хлорат калия в щелочной среде окисляет оксид железа (III) до феррата:

Fe2O3 + KClO3 + 4KOH → 2K2FeO4 + KCl + 2H2O

Нитраты и нитриты в щелочной среде также окисляют оксид железа (III):

Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH → 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O

5. Оксид железа (III) проявляет окислительные свойства.

Например, оксид железа (III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II):

Fe2O3 + 3СO → 2Fe + 3CO2

Также оксид железа (III) восстанавливается водородом:

Fe2O3 + 3Н2 → 2Fe + 3H2O

Железом можно восстановить оксид железа только до оксида железа (II):

Fe2O3 + Fe → 3FeO

Оксид железа (III) реагирует с более активными металлами.

Например, с алюминием (алюмотермия):

Fe2O3 + 2Al → 2Fe + Al2O3

Оксид железа (III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями.

Например, с гидридом натрия:

Fe2O3 + 3NaH → 3NaOH + 2Fe

6. Оксид железа (III) – твердый, нелетучий и амфотерный. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

Например, из карбоната натрия:

Fe2O3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2

Оксид железа (II, III)

Оксид железа (II, III) (железная окалина, магнетит) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Оксид железа (II, III) можно получить различными методами:

1. Горение железа на воздухе:

3Fe + 2O2 → Fe3O4

2. Частичное восстановление оксида железа (III) водородом или угарным газом:

3Fe2O3 + Н2 → 2Fe3O4 + H2O

3. При высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой, образуя двойной оксид железа (II, III):

3Fe + 4H2O(пар) → Fe3O4 + 4H2

Свойства оксида железа (II, III) определяются свойствами двух оксидов, из которых он состоит: основного оксида железа (II) и амфотерного оксида железа (III).

1. При взаимодействии оксида железа (II, III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соли железа (II) и железа (III).

Например, оксид железа (II, III) взаимодействует с соляной кислотой. При это образуются две соли – хлорид железа (II) и хлорид железа (III):

Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O

Еще пример: оксид железа (II, III) взаимодействует с разбавленной серной кислотой.

Fe3O4 + 4H2SO4(разб.) → Fe2(SO4)3 + FeSO4 + 4Н2О

2. Оксид железа (II, III) взаимодействует с сильными кислотами-окислителями (серной-концентрированной и азотной).

Например, железная окалина окисляется концентрированной азотной кислотой:

Fe3O4 + 10HNO3(конц.) → NO2 + 3Fe(NO3)3 + 5H2O

Разбавленной азотной кислотой окалина окисляется при нагревании:

3Fe3O4 + 28HNO3(разб.) → 9Fe(NO3)3 + NO + 14H2O

Также оксид железа (II, III) окисляется концентрированной серной кислотой:

2Fe3O4 + 10H2SO4(конц.) → 3Fe2(SO4)3 + SO2 + 10H2O

Также окалина окисляется кислородом воздуха:

4Fe3O4 + O2(воздух) → 6Fe2O3

3. Оксид железа (II, III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (II, III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI), как и прочие оксиды железа (см. выше).

5. Железная окалина проявляет окислительные свойства.

Например, оксид железа (II, III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II):

Fe3O4 + 4CO → 3Fe + 4CO2

Также железная окалина восстанавливается водородом:

Fe3O4 + 4H2 → 3Fe + 4H2O

Оксид железа (II, III) реагирует с более активными металлами.

Например, с алюминием (алюмотермия):

3Fe3O4 + 8Al → 9Fe + 4Al2O3

Оксид железа (II, III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями (йодидами и сульфидами)

Например, с йодоводородом:

Fe3O4 + 8HI → 3FeI2 + I2 + 4H2O

Гидроксид железа (II)

1. Гидроксид железа (II) можно получить действием раствора аммиака на соли железа (II).

Например, хлорид железа (II) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (II) и хлорида аммония:

FeCl2 + 2NH3 + 2H2O → Fe(OH)2 + 2NH4Cl

2. Гидроксид железа (II) можно получить действием щелочи на соли железа (II).

Например, хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом калия с образованием гидроксида железа (II) и хлорида калия:

FeCl2 + 2KOH → Fe(OH)2↓ + 2KCl

1. Гидроксид железа (II) проявляется основные свойства, а именно реагирует с кислотами. При этом образуются соответствующие соли.

Например, гидроксид железа (II) взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата железа (II):

Fe(OH)2 + 2HNO3 → Fe(NO3)2 + 2H2O

Fe(OH)2 + 2HCl → FeCl2 + 2H2O

Fe(OH)2 + H2SO4 → FeSO4 + 2H2O

Fe(OH)2 + 2HBr → FeBr2 + 2H2O

2. Гидроксид железа (II) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

Например, гидроксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (II):

Fe(OH)2 + SO3 → FeSO4 + 2H2O

3. Гидроксид железа (II) проявляет сильные восстановительные свойства, и реагирует с окислителями. При этом образуются соединения железа (III).

Например, гидроксид железа (II) взаимодействует с кислородом в присутствии воды:

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3↓

Гидроксид железа (II) взаимодействует с пероксидом водорода:

2Fe(OH)2 + H2O2 → 2Fe(OH)3

При растворении Fe(OH)2 в азотной или концентрированной серной кислотах образуются соли железа (III):

2Fe(OH)2 + 4H2SO4(конц.) → Fe2(SO4)3 + SO2 + 6H2O

4. Гидроксид железа (II) разлагается при нагревании:

Fe(OH)2 → FeO + H2O

Гидроксид железа (III)

1. Гидроксид железа (III) можно получить действием раствора аммиака на соли железа (III).

Например, хлорид железа (III) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (III) и хлорида аммония:

FeCl3 + 3NH3 + 3H2O = Fe(OH)3 + 3NH4Cl

2. Окислением гидроксида железа (II) кислородом или пероксидом водорода:

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3↓

2Fe(OH)2 + H2O2 → 2Fe(OH)3

3. Гидроксид железа (III) можно получить действием щелочи на раствор соли железа (III).

Например, хлорид железа (III) реагирует с раствором гидроксида калия с образованием гидроксида железа (III) и хлорида калия:

FeCl3 + 3KOH → Fe(OH)3↓ + 3KCl

Видеоопыт получения гидроксида железа (III) взаимодействием хлорида железа (III) и гидроксида калия можно посмотреть .

4. Также гидроксид железа (III) образуется при взаимодействии растворимых солей железа (III) с растворами карбонатов и сульфитов. Карбонаты и сульфиты железа (III) необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: бромид железа (III) реагирует с карбонатом натрия. При этом выпадает осадок гидроксида железа (III), выделяется углекислый газ и образуется бромид натрия:

2FeBr3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3↓ + CO2 + 6NaBr

Хлорид железа (III) реагирует с сульфитом натрия с образованием гидроксида алюминия, сернистого газа и хлорида натрия:

2FeCl3 + 3Na2SO3 + 6H2O = 2Fe(OH)3 + 3SO2 + 6NaCl

1. Гидроксид железа (III) проявляет слабовыраженные амфотерные свойства, с преобладанием основных. Как основание, гидроксид железа (III) реагирует с растворимыми кислотами.

Например, гидроксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата железа (III):

Fe(OH)3 + 3HNO3 → Fe(NO3)3 + 3H2O

Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 6H2O

Fe(OH)3 + 3HBr → FeBr3 + 3H2O

2. Гидроксид железа (III) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

Например, гидроксид железа (III) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (III):

2Fe(OH)3 + 3SO3 → Fe2(SO4)3 + 3H2O

3. Гидроксид железа (III) взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—ферриты, а в растворе реакция практически не идет. При этом гидроксид железа (III) проявляет кислотные свойства.

Например, гидроксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом калия в расплаве с образованием феррита калия и воды:

KOH + Fe(OH)3 → KFeO2 + 2H2O

4. Гидроксид железа (III) разлагается при нагревании:

2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O

Видеоопыт взаимодействия гидроксида железа (III) с соляной кислотой можно посмотреть .

Соли железа

Нитраты железа

Нитрат железа (II) при нагревании разлагается на оксид железа (III), оксид азота (IV) и кислород:

4Fe(NO3)2 → 2Fe2O3 + 8NO2 + O2

Нитрат железа (III) при нагревании разлагается также на оксид железа (III), оксид азота (IV) и кислород:

4Fe(NO3)3 → 2Fe2O3 + 12NO2 + 3O2

Гидролиз солей железа

Растворимые соли железа, образованные кислотными остатками сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. частично:

I ступень: Fe3+ + H2O ↔ FeOH2+ + H+

II ступень: FeOH2+ + H2O ↔ Fe(OH)2+ + H+

III ступень: Fe(OH)2+ + H2O ↔ Fe(OH)3 + H+

Однако сульфиты и карбонаты железа (III) и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:

Fe2(SO4)3 + 6NaHSO3 → 2Fe(OH)3 + 6SO2 + 3Na2SO4

2FeBr3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Fe(OH)3↓ + CO2 + 6NaBr

2Fe(NO3)3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Fe(OH)3↓ + 6NaNO3 + 3CO2

2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Fe(OH)3↓ + 6NaCl + 3CO2

Fe2(SO4)3 + 3K2CO3 + 3H2O → 2Fe(OH)3↓ + 3CO2 + 3K2SO4

При взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает ОВР:

2FeCl3 + 3Na2S → 2FeS + S + 6NaCl

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Окислительные свойства железа (III)

Соли железа (III) под проявляют довольно сильные окислительные свойств. Так, при взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает окислительно-восстановительная реакция.

Например: хлорид железа (III) взаимодействует с сульфидом натрия. При этом образуется либо черный осадок сульфида железа (II) (в избытке сульфида натрия), либо хлорид железа (II) (в избытке хлорида железа (III)), сера и хлорид натрия:

2FeCl3 + 3Na2S → 2FeS + S + 6NaCl

2FeCl3 + H2S → 2FeCl2 + S + 2HCl

По такому же принципу соли железа (III) реагируют с сероводородом:

2FeCl3 + H2S → 2FeCl2 + S + 2HCl

Соли железа (III) также вступают в окислительно-восстановительные реакции с йодидами.

Например, хлорид железа (III) взаимодействует с йодидом калия. При этом образуются хлорид железа (II), молекулярный йод и хлорид калия:

2FeCl3 + 2KI → 2FeCl2 + I2 + 2KCl

Интерес представляет также реакция солей железа (III) с металлами. Мы знаем, что более активные металлы вытесняют из солей менее активные металлы. Иначе говоря, металлы, которые стоят в электрохимическом ряду левее, могут взаимодействовать с солями металлов, которые расположены в этом ряду правее. Исходя из этого правила, соли железа могут взаимодействовать только с металлами, которые расположены до железа. И они взаимодействуют.

Однако, соли железа со степенью окисления +3 в этом ряду являются небольшим исключением. Ведь для железа характерны две степени окисления: +2 и +3. И железо со степенью окисления +3 является более сильным окислителем. Таким образом, условно говоря, железо со степенью окисления +3 расположено в ряду активности после меди. И соли железа (III) могут реагировать еще и с металлами, которые расположены правее железа! Но до меди, включительно. Вот такой парадокс.

И еще один момент. Соединения железа (III) с этими металлами реагировать будет, а вот соединения железа (II) с ними реагировать не будет. Таким образом, металлы, расположенные в ряду активности между железом и медью (включая медь) при взаимодействии с солями железа (III) восстанавливают железо до степени окисления +2. А вот металлы, расположенные до железа в ряду активности, могут восстановить железо и до простого вещества.

Например, хлорид железа (III) взаимодействует с медью. При этом образуются хлорид железа (II) и хлорид меди (II):

Раствор лимоной кислоты + железный гвоздь формула

Составьте формулы соединений по валентности элементов: I II I III IV II CuO , Li N , S O. 1Из приведенного ниже перечня выпишите формулы оснований и дайте им названия: AgNO3; H2SO4; Ba(OH)2; CO2; KHCO3; HCI; CuO; NaOH; CaO; Na2CO3; Cu(OH)2; CaOHCI; Н3PO4 2. Какие оксиды будут соответствовать этим основаниям. Составьте формулы этих оксидов. 3. Дать классификацию этим основаниям: а) по растворимости в воде; б) по кислотности. 4. Какие из этих оснований будут взаимодействовать со следующими веществами: вода; оксид серы (IV); серная кислота; гидроксид калия; оксид магния; сера; сульфат железа (II). Составьте уравнения возможных реакций. Одно уравнение показать в свете теории ЭД. Допишите уравнения реакций и уравняйте реакции: K 2 CO 3 +ZnCl 2 = ZnCl 2 +KOH= Получить сложный эфир исходя из пропана ( 5-6 реакций) У вас есть две пробирки в которых муравьиная кислота и уксусный альдегид каким реактивом можно воспользоваться ,что бы определить что в ваших пробирк ах. Помогите задание по химии Даны три пробирки с веществами: муравьиная кислота, белок, этилен. Составьте план распознавания веществ, осуществите превращ ения. Запишите уравнения реакций. 1.пентанол какой класс и формула2.пентадиен какой клас и формула 3.Бутан кислота какой клас и формула 4.Аминобутан кислота какой клас и формула 5.Гек сен кислота какой клас и формула ​ Помогитее пожалуйста!!!!!!1. Спирттерге қай функционалды топ сәйкес келетінін таңдаңыз:1) альдегид, 2) карбонил, 3) гидроксил, 4) карбоксил.2. Аталған қасиеттердің қайсысы метаналға тән емес?қалыпты жағдайлар:1) сұйықтық, 2) өткір иіс, 3) газдар, 4) суда ериді.3. Гидроксидпен әрекеттескенде ашық көк түсті ерітіндінің түзілуі ,мыс (II) — сапалы жауап1) альдегидтер 2) полигидридті спирттер 3) фенолдар 4) карбон қышқылдары4. Аталған заттардың көпшілігі сірке қышқылымен әрекеттеседі: магний,темір (II) гидроксиді, пропанол-1, хлор (катализатор қатысуымен), натрий карбонаты, формальдегид.1) алты, 2) үш, 3) төрт, 4) бес.5. Сірке қышқылының тұздары деп аталады: 1) ацетаттар 2) карбонаттар 3) түзеді 4) стеараттар 5) липаза 6. 30 г пропанолды дегидратациялағанда неше (қ.ж.) литр пропентүзіледі?1) 11,2 л; 2) 1,12 л; 3) 3,36 л; 4) 4,48 л 7. 4,6г натрий метанолдан неше литр (қ.ж.) сутекті ығыстрады?1) 2,24 л; 2) 1,12 л; 3) 3,36 л; 4) 4,48 л 8. Сұйық майлардың қатты майларға айналуы реакция нәтижесінде пайда болады: 1) гидратация 2) сусыздандыру 3) гидрогенизация. Гексен қышқылы қай класқа жатадыГексен кислота какой клас​ 1. Допишіть схеми, складіть рівняння реакцій та укажіть тип кожної зознакою «число і склад реагентів та продуктів реакції: ​

Железо – химический элемент

1. Положение железа в периодической таблице химических элементов и строение его атома

Схема строения атома:

Электронная формула: 1s22s22p63s23p63d64s2

Металл средней активности, восстановитель:

Fe0-2e-→Fe+2, окисляется восстановитель

Fe0-3e-→Fe+3, окисляется восстановитель

Основные степени окисления: +2, +3

2. Распространённость железа

Железо – один из самых распространенных элементов в природе. В земной коре его массовая доля составляет 5,1%, по этому показателю оно уступает только кислороду, кремнию и алюминию. Много железа находится и в небесных телах, что установлено по данным спектрального анализа. В образцах лунного грунта, которые доставила автоматическая станция “Луна”, обнаружено железо в неокисленном состоянии.

Железные руды довольно широко распространены на Земле. Названия гор на Урале говорят сами за себя: Высокая, Магнитная, Железная. Агрохимики в почвах находят соединения железа.

Железо входит в состав большинства горных пород. Для получения железа используют железные руды с содержанием железа 30-70% и более.

Основными железными рудами являются:

магнетит (магнитный железняк) – Fe3O4 содержит 72% железа, месторождения встречаются на Южном Урале, Курской магнитной аномалии:

гематит (железный блеск, кровавик)– Fe2O3 содержит до 65% железа, такие месторождения встречаются в Криворожском районе:

лимонит (бурый железняк) – Fe2O3*nH2O содержит до 60% железа, месторождения встречаются в Крыму:

пирит (серный колчедан, железный колчедан, кошачье золото) – FeS2 содержит примерно 47% железа, месторождения встречаются на Урале.

3. Роль железа в жизни человека и растений

Биохимики открыли важную роль железа в жизни растений, животных и человека. Входя в состав чрезвычайно сложно построенного органического соединения, называемого гемоглобином, железо обусловливает красную окраску этого вещества, от которого в свою очередь, зависит цвет крови человека и животных. В организме взрослого человека содержится 3 г чистого железа, 75% которого входит в состав гемоглобина. Основная роль гемоглобина – перенос кислорода из легких к тканям, а в обратном направлении – CO2.

Железо необходимо и растениям. Оно входит в состав цитоплазмы, участвует в процессе фотосинтеза. Растения, выращенные на субстрате, не содержащем железа, имеют белые листья. Маленькая добавка железа к субстрату – и они приобретают зеленый цвет. Больше того, стоит белый лист смазать раствором соли, содержащей железо, и вскоре смазанное место зеленеет.

Так от одной и той же причины – наличия железа в соках и тканях – весело зеленеют листья растений и ярко румянятся щеки человека.

4. Физические свойства железа.

Железо – это серебристо-белый металл с температурой плавления 1539оС. Очень пластичный, поэтому легко обрабатывается, куется, прокатывается, штампуется. Железо обладает способностью намагничиваться и размагничиваться, поэтому применяется в качестве сердечников электромагнитов в различных электрических машинах и аппаратах. Ему можно придать большую прочность и твердость методами термического и механического воздействия, например, с помощью закалки и прокатки.

Различают химически чистое и технически чистое железо. Технически чистое железо, по сути, представляет собой низкоуглеродистую сталь, оно содержит 0,02 -0,04% углерода, а кислорода, серы, азота и фосфора – еще меньше. Химически чистое железо содержит менее 0,01% примесей. Химически чистое железо – серебристо-серый, блестящий, по внешнему виду очень похожий на платину металл. Химически чистое железо устойчиво к коррозии и хорошо сопротивляется действию кислот. Однако ничтожные доли примесей лишают его этих драгоценный свойств.

5. Получение железа

Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II), а также водородом:

FeO + C = Fe + CO

Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2

Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O

Опыт «Получение железа алюминотермией»

6. Химические свойства железа

Как элемент побочной подгруппы железо может проявлять несколько степеней окисления. Мы рассмотрим только соеди­нения, в которых железо проявляет степени окисления +2 и +3. Таким образом, можно говорить, что у железа имеется два ряда соединений, в которых оно двух- и трехвалентно.

1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

4Fe + 3O2 + 6H2 O = 4Fe(OH)3

2) Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину — оксид железа (II,III) — вещество чёрного цвета:

3Fe + 2O2 = Fe3O4

C кислородом во влажном воздухе образуется Fe2O3*nH2O

Опыт «Взаимодействие железа с кислородом»

3) При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4H2O t˚C→ Fe3O4 + 4H2­

4) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe + 3Br2 t˚C→ 2FeBr3

Fe + S t˚C→ FeS

5) Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах при обычных условиях:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2­

Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2­

6) В концентрированных кислотах – окислителях железо растворяется только при нагревании

2Fe + 6H2SO4(конц.) t˚C→ Fe2(SO4)3 + 3SO2­ + 6H2O

Fe + 6HNO3(конц.) t˚C→ Fe(NO3)3 + 3NO2­ + 3H2O

На холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо!

Опыт «Взаимодействие железа с концентрированными кислотами»

7) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

8) Качественные реакции на

Железо (II)

Железо (III)

7. Применение железа.

Основная часть получаемого в мире железа используется для получения чугуна и стали — сплавов железа с углеродом и другими металлами. Чугуны содержат около 4% углерода. Стали содержат углерода менее 1,4%.

Чугуны необходимы для производства различных отли­вок — станин тяжелых машин и т.п.

Изделия из чугуна

Стали используются для изготовления машин, различных строительных материалов, балок, листов, проката, рельсов, инструмента и множества других изделий. Для производства различных сортов сталей применяют так называемые легиру­ющие добавки, которыми служат различные металлы: Мn, Сr, Мо и другие, улучшающие качество стали.

Изделия из стали

«ПОЯВЛЕНИЕ ЖЕЛЕЗА»

ТРЕНАЖЁРЫ

Тренажёр №1 — Генетический ряд Fe 2+

Тренажёр №2 — Генетический ряд Fe 3+

Тренажёр №3 — Уравнения реакций железа с простыми и сложными веществами

Задания для закрепления

№1. Составьте уравнения реакций получения железа из его оксидов Fe2O3 и Fe3O4 , используя в качестве восстановителя:
а) водород;
б) алюминий;
в) оксид углерода (II).
Для каждой реакции составьте электронный баланс.

№2. Осуществите превращения по схеме:
Fe2O3 -> Fe -+H2O, t -> X -+CO, t-> Y -+HCl-> Z
Назовите продукты X, Y, Z?

Железо — общая характеристика элемента, химические свойства железа и его соединений

Желе́зо — элемент побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 26. Обозначается символом Fe (лат. Ferrum). Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия). Металл средней активности, восстановитель.

Основные степени окисления — +2, +3

Простое вещество железо — ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой химической реакционной способностью: железо быстро корродирует при высоких температурах или при высокой влажности на воздухе. В чистом кислороде железо горит, а в мелкодисперсном состоянии самовозгорается и на воздухе.

Химические свойства простого вещества — железа:

Ржавление и горение в кислороде

1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

4Fe + 3O2 + 6H2 O → 4Fe(OH)3

Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину — оксид железа (II, III):

3Fe + 2O2 → Fe3O4

3Fe+2O2→(Fe IIFe2 III)O4 (160 °С)

2) При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4H2O –t°→ Fe3O4 + 4H2­

3) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe+3Cl2→2FeCl3 (200 °С)

2Fe + 3Br2 –t°→ 2FeBr3

Fe + S –t°→ FeS (600 °С)

Fe+2S → Fe+2(S2-1) (700°С)

4) В ряду напряжений стоит левее водорода, реагирует с разбавленными кислотами НСl и Н2SO4, при этом образуются соли железа(II) и выделяется водород:

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2­ (реакции проводятся без доступа воздуха, иначе Fe+2 постепенно переводится кислородом в Fe+3 )

Fe + H2SO4(разб.) → FeSO4 + H2­

В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании, оно сразу переходит в катион Fе3+:

2Fe + 6H2SO4(конц.) –t°→ Fe2(SO4)3 + 3SO2­ + 6H2O

Fe + 6HNO3(конц.) –t°→ Fe(NO3)3 + 3NO2­ + 3H2O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).

Железный гвоздь, погруженный в голубоватый раствор медного купороса, постепенно покрывается налетом красной металлической меди

5) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

6)

Амфотерность железа проявляется только в концентрированных щелочах при кипячении:

Fе + 2NaОН (50 %) + 2Н2O= Nа2↓+ Н2

и образуется осадок тетрагидроксоферрата(II) натрия.

Техническое железо — сплавы железа с углеродом: чугун содержит 2,06-6,67 % С, сталь 0,02-2,06 % С, часто присутствуют другие естественные примеси (S, Р, Si) и вводимые искусственно специальные добавки (Мn, Ni, Сr), что придает сплавам железа технически полезные свойства — твердость, термическую и коррозионную стойкость, ковкость и др.

Доменный процесс производства чугуна

Доменный процесс производства чугуна составляют следующие стадии:

а) подготовка (обжиг) сульфидных и карбонатных руд — перевод в оксидную руду:

FeS2→Fe2O3 (O2,800°С, -SO2) FeCO3→Fe2O3 (O2,500-600°С, -CO2)

б) сжигание кокса при горячем дутье:

С(кокс) + O2 (воздух) →СO2 (600—700°С) СO2 + С(кокс) ⇌ 2СО (700—1000 °С)

в) восстановление оксидной руды угарным газом СО последовательно:

Fe2O3→(CO) (FeIIFe2 III)O4→(CO) FeO→(CO) Fe

г) науглероживание железа (до 6,67 % С) и расплавление чугуна:

Fе(т)→(C(кокс) 900—1200°С)Fе(ж) (чугун, t пл 1145°С)

В чугуне всегда в виде зерен присутствуют цементит Fe2С и графит.

Производство стали

Передел чугуна в сталь проводится в специальных печах (конвертерных, мартеновских, электрических), отличающихся способом обогрева; температура процесса 1700-2000 °С. Продувание воздуха, обогащенного кислородом, приводит к выгоранию из чугуна избыточного углерода, а также серы, фосфора и кремния в виде оксидов. При этом оксиды либо улавливаются в виде отходящих газов (СО2, SО2), либо связываются в легко отделяемый шлак — смесь Са3(РO4)2 и СаSiO3. Для получения специальных сталей в печь вводят легирующие добавки других металлов.

Получение чистого железа в промышленности — электролиз раствора солей железа, например:

FеСl2→ Fе↓ + Сl2 (90°С) (электролиз)

(существуют и другие специальные методы, в том числе восстановление оксидов железа водородом).

Чистое железо применяется в производстве специальных сплавов, при изготовлении сердечников электромагнитов и трансформаторов, чугун — в производстве литья и стали, сталь — как конструкционный и инструментальный материалы, в том числе износо-, жаро- и коррозионно-стойкие.

Оксид железа(II) FеО. Амфотерный оксид с большим преобладанием основных свойств. Черный, имеет ионное строение Fе2+ O2-. При нагревании вначале разлагается, затем образуется вновь. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами, сплавляется со щелочами. Медленно окисляется во влажном воздухе. Восстанавливается водородом, коксом. Участвует в доменном процессе выплавки чугуна. Применяется как компонент керамики и минеральных красок. Уравнения важнейших реакций:

4FеО ⇌(FeIIFe2 III) + Fе (560—700 °С , 900—1000°С)

FеО + 2НС1 (разб.) = FеС12 + Н2O

FеО + 4НNO3 (конц.) = Fе(NO3)3 +NO2 + 2Н2O

FеО + 4NаОН =2Н2O + Nа4FеO3(красн.) триоксоферрат(II) (400—500 °С)

FеО + Н2 =Н2O + Fе (особо чистое) (350°С)

FеО + С(кокс) = Fе + СО (выше 1000 °С)

FеО + СО = Fе + СO2 (900°С)

4FеО + 2Н2O(влага) + O2 (воздух) →4FеО(ОН) (t)

6FеО + O2 = 2(FeIIFe2 III )O4 (300—500°С)

Получение в лаборатории: термическое разложение соединений железа (II) без доступа воздуха:

Fе(ОН)2 = FеО + Н2O (150-200 °С)

FеСОз = FеО + СO2 (490-550 °С)

Оксид дижелеза (III) – железа(II) (FeIIFe2 III )O4 . Двойной оксид. Черный, имеет ионное строение Fe2+(Fе3+)2(O2-)4. Термически устойчив до высоких температур. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами. Восстанавливается водородом, раскаленным железом. Участвует в доменном процессе производства чугуна. Применяется как компонент минеральных красок (железный сурик), керамики, цветного цемента. Продукт специального окисления поверхности стальных изделий (чернение, воронение). По составу отвечает коричневой ржавчине и темной окалине на железе. Применение брутто-формулы Fe3O4 не рекомендуется. Уравнения важнейших реакций:

2(FeIIFe2 III )O4 = 6FеО + O2 (выше 1538 °С)

(FeIIFe2 III )O4 + 8НС1 (разб.) = FеС12 + 2FеС13 + 4Н2O

(FeIIFe2 III )O4 +10НNO3 (конц.) =3Fе(NO3)3 + NO2+ 5Н2O

(FeIIFe2 III )O4 + O2 (воздух) = 6Fе2O3 (450-600°С)

(FeIIFe2 III )O4 + 4Н2 = 4Н2O + 3Fе (особо чистое, 1000 °С)

(FeIIFe2 III )O4 + СО =ЗFеО + СO2 (500—800°C)

(FeIIFe2 III )O4 + Fе ⇌4FеО (900—1000 °С , 560—700 °С)

Получение: сгорание железа (см.) на воздухе.

В природе — оксидная руда железа магнетит.

Оксид железа(III) Fе2О3. Амфотерный оксид с преобладанием основных свойств. Красно-коричневый, имеет ионное строение (Fе 3+)2(O2-)3. Термически устойчив до высоких температур. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой, из раствора выпадает бурый аморфный гидрат Fе2O3 nН2О. Медленно реагирует с кислотами и щелочами. Восстанавливается монооксидом углерода, расплавленным железом. Сплавляется с оксидами других металлов и образует двойные оксиды — шпинели (технические продукты называются ферритами). Применяется как сырье при выплавке чугуна в доменном процессе, катализатор в производстве аммиака, компонент керамики, цветных цементов и минеральных красок, при термитной сварке стальных конструкций, как носитель звука и изображения на магнитных лентах, как полирующее средство для стали и стекла.

Уравнения важнейших реакций:

6Fе2O3 = 4(FeIIFe2 III )O4 +O2 (1200—1300 °С)

Fе2O3 + 6НС1 (разб.) →2FеС13 + ЗН2O (t) (600°С,р)

Fе2O3 + 2NaОН (конц.) →Н2O+ 2NаFеO2 (красн.) диоксоферрат(III)

Fе2О3 + МО=(МIIFе2III)O4 (М=Сu, Мn, Fе, Ni, Zn)

Fе2O3 + ЗН2 =ЗН2O+ 2Fе (особо чистое, 1050—1100 °С)

Fе2O3 + Fе = ЗFеО (900 °С)

3Fе2O3 + СО = 2(FeIIFе2III)O4 + СO2 (400—600 °С)

Получение в лаборатории — термическое разложение солей железа (III) на воздухе:

Fе2(SO4)3 = Fе2O3 + 3SO3 (500-700 °С)

4{Fе(NO3)3 9 Н2O} = 2FеaO3 + 12NO2+ 3O2 + 36Н2O (600-700 °С)

В природе — оксидные руды железа гематит Fе2O3 и лимонит Fе2O3 nН2O

Гидроксид железа (II) Fе(ОН)2. Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Белый (иногда с зеленоватым оттенком), связи Fе — ОН преимущественно ковалентные. Термически неустойчив. Легко окисляется на воздухе, особенно во влажном состоянии (темнеет). Нерастворим в воде. Реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Типичный восстановитель. Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется в изготовлении активной массы железоникелевых аккумуляторов.

Уравнения важнейших реакций:

Fе(OН)2 = FеО + Н2O (150-200 °С, в атм.N2)

Fе(ОН)2 + 2НС1 (разб.) =FеС12 + 2Н2O

Fе(ОН)2 + 2NаОН (> 50%) = Nа2 ↓(сине-зеленый) (кипячение)

4Fе(ОН)2 (суспензия) + O2 (воздух) →4FеО(ОН)↓ + 2Н2O (t)

2Fе(ОН)2 (суспензия) +Н2O2 (разб.) = 2FеО(ОН)↓ + 2Н2O

Fе(ОН)2 + КNO3 (конц.) = FеО(ОН)↓ + NO+ КОН (60 °С)

Получение: осаждение из раствора щелочами или гидратом аммиака в инертной атмосфере:

Fе2+ + 2OH (разб.) = Fе(ОН)2↓

Fе2+ + 2(NH3Н2O) = Fе(ОН)2↓+ 2NH4

Метагидроксид железа FеО(ОН). Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Светло-коричневый, связи Fе — О и Fе — ОН преимущественно ковалентные. При нагревании разлагается без плавления. Нерастворим в воде. Осаждается из раствора в виде бурого аморфного полигидрата Fе2O3 nН2O, который при выдерживании под разбавленным щелочным раствором или при высушивании переходит в FеО(ОН). Реагирует с кислотами, твердыми щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Спекается с Fе(ОН)2. Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется как основа желтых минеральных красок и эмалей, поглотитель отходящих газов, катализатор в органическом синтезе.

Соединение состава Fе(ОН)3 не известно (не получено).

Уравнения важнейших реакций:

Fе2O3 . nН2O→(200-250 °С, —H2O) FеО(ОН)→( 560-700° С на воздухе , -H2O) →Fе2О3

FеО(ОН) + ЗНС1 (разб.) =FеС13 + 2Н2O

FeO(OH)→Fe2O3.nH2O -коллоид (NаОН (конц.))

FеО(ОН)→Nа3 белый , Nа5 и К4 соответственно; в обоих случаях выпадает синий продукт одинакового состава и строения, КFеIII. В лаборатории этот осадок называют берлинская лазурь, или турнбуллева синь:

Fе2+ + К+ + 3- = КFеIII↓

Fе3+ + К+ + 4- = КFеIII↓

Химические названия исходных реактивов и продукта реакций:

К3FеIII- гексацианоферрат (III) калия

К4FеIII- гексацианоферрат (II) калия

КFеIII- гексацианоферрат (II) железа (Ш) калия

Кроме того, хорошим реактивом на ионы Fе3+ является тиоцианат-ион NСS—, железо (III) соединяется с ним, и появляется ярко-красная («кровавая») окраска:

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *