Vzorec:

Síran železnatý, síran železnatý, FeSO 4 - soľ kyseliny sírovej a 2-mocné železo. Tvrdosť - 2.

V chémii sa síran železnatý nazýva kryštalický hydrát. síran železnatý. Kryštály sú svetlo zelené. Používa sa v textilnom priemysle, v poľnohospodárstve ako insekticíd a na prípravu minerálnych farieb.

Prírodný analóg - minerál melanterit; v prírode sa nachádza v kryštáloch monoklinoedrického systému, zelenožltej farby, vo forme šmúh alebo usadenín.

Molárna hmota: 151,91 g/mol

Hustota: 1,8-1,9 g/cm³

Teplota topenia: 400 °C

Rozpustnosť vo vode: 25,6 g/100 ml

Síran železnatý sa uvoľňuje pri teplotách od 1,82 °C do 56,8 °C z vodných roztokov vo forme svetlozelených kryštálov FeSO 4 · 7H 2 O, nazývaných síran železnatý (kryštalický hydrát). V 100 g vody sa rozpustí: 26,6 g bezvodého FeS04 pri 20 °C a 54,4 g pri 56 °C.

Roztoky síranu železnatého pod vplyvom vzdušného kyslíka časom oxidujú a menia sa na síran železitý:

12FeS04 + O2 + 6H20 = 4Fe2(S04)3 + 4Fe(OH)3 ↓

Pri zahriatí nad 480 °C sa rozkladá:

2FeSO4 → Fe203 + SO2 + SO3

Potvrdenie.

Síran železitý možno pripraviť pôsobením zriedenej kyseliny sírovej na železný šrot, odrezky strešného železa a pod. V priemysle sa získava ako vedľajší produkt pri morení zriedenej H 2 SO 4 železných plechov, drôtov a pod. odstráňte vodný kameň.

Fe + H2S04 = FeS04 + H2

Ďalšou metódou je oxidačné praženie pyritu:

2FeS2 + 702 + 2H20 = 2FeS04 + 2H2S04

Kvalitatívna analýza.

Analytické reakcie na katión železa (II).

1. S hexakyanoželeznatanom draselným (III) K 3 s tvorbou tmavomodrej zrazeniny hexakyanoželeznatanu draselného (II) („Turnboole blue“), nerozpustného v kyselinách, rozkladajúceho sa zásadami za vzniku Fe(OH) 3 (HF).

FeSO 4 + K3KFe + K2SO4

Optimálna hodnota pH pre reakciu je 2-3. Reakcia je zlomková, vysoko citlivá. Vysoké koncentrácie Fe 3+ interferujú.

2. So sulfidom amónnym (NH 4 ) 2 S s tvorbou čiernej zrazeniny, rozpustnej v silných kyselinách (HF).

FeSO 4 + (NH4)2S
FeS + (NH 4) 2 SO 4

3.2. Analytické reakcie pre síranový ión.

1. So skupinovým činidlom BaCl 2 + CaCl 2 alebo BaCl 2 (GF).

Frakčný objav síranového iónu sa uskutočňuje v kyslom prostredí, ktoré eliminuje rušivý vplyv CO 3 2-, PO 4 3- atď., a varom testovaného roztoku s 6 mol/dm 3 HCl na odstránenie S 2 -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2- ióny, ktoré môžu vytvárať elementárnu síru, ktorej zrazeninu je možné zameniť za zrazeninu BaSO 4. Zrazenina BaSO 4 je schopná vytvárať izomorfné kryštály s KMnO 4 a sfarbovať sa do ružova (špecifickosť reakcie sa zvyšuje).

Metodológia uskutočnenie reakcie v prítomnosti 0,002 mol/dm 3 KMnO 4 .

Pridajte rovnaké objemy roztokov manganistanu draselného, ​​chloridu bárnatého a kyseliny chlorovodíkovej k 3-5 kvapkám testovaného roztoku a intenzívne miešajte 2-3 minúty. Nechajte usadiť a bez oddelenia zrazeniny od roztoku pridajte 1 – 2 kvapky 3 % roztoku H 2 O 2 , premiešajte a odstreďte. Zrazenina by mala zostať ružová a roztok nad zrazeninou by mal byť bezfarebný.

2. S octanom olovnatým.

SO 4 2- + Pb 2+
PbSO 4 

Metodológia : do 2 cm 3 roztoku síranu sa pridá 0,5 cm 3 zriedenej kyseliny chlorovodíkovej a 0,5 cm 3 roztoku octanu olovnatého; vznikne biela zrazenina, rozpustná v nasýtenom roztoku octanu amónneho alebo hydroxidu sodného.

PbSO 4  + 4 NaOH
Na2 + Na2S04

So soľami stroncia – tvorba bielej zrazeniny, nerozpustnej v kyselinách (na rozdiel od siričitanov).

SO 4 2 - + Sr 2+
SrSO 4 

Metodológia : Pridajte 4-5 kvapiek koncentrovaného roztoku chloridu strontnatého k 4-5 kvapkám analyzovaného roztoku, vytvorí sa biela zrazenina.

So soľami vápnika - tvorba ihličkovitých kryštálov sadry CaSO 4  2H 2 O.

S042- + Ca2+ + 2H20
CaS04  2H20

Metodológia: Dajte kvapku testovacieho roztoku a vápenatej soli na podložné sklíčko a zľahka ich osušte. Výsledné kryštály sa skúmajú pod mikroskopom.

Kvantitatívna analýza.

Permanganatometria.

Stanovenie hmotnostného zlomku železa vo vzorke Mohrovej soli (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O manganatometrickou metódou

(možnosť priamej titrácie)

Stanovenie je založené na oxidácii železa(II) manganistanom draselným na železo(III).

10 FeSO 4 + 2 KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5 Fe 2 (SO 4 ) 3 + 2 MnSO 4 +K 2 SO 4 + 8H 2 O

M (Fe) = 55,85 g/mol

Metodológia: Presná odvážená časť Mohrovej soli potrebná na prípravu 100 cm 3 0,1 M roztoku Mohrovej soli sa kvantitatívne prenesie do 100 cm 3 odmernej banky, po úplnom rozpustení sa rozpustí v malom množstve destilovanej vody, upraví sa po značku pomocou vodou a premiešame. Alikvotná časť výsledného roztoku (individuálne priradenie) sa umiestni do titračnej banky, pridá sa rovnaký objem zriedenej kyseliny sírovej (1:5) a pomaly sa titruje roztokom manganistanu draselného, ​​kým sa roztok nesfarbí do mierne ružova, stabilný 30 sekúnd.

Aplikácia.

Používa sa vo výrobe atrament;

Pri farbení (na farbenie vlna v čiernej farbe);

Na konzerváciu dreva.

Bibliografia.

Lurie Yu.Yu. Príručka analytickej chémie. Moskva, 1972;

Metodické pokyny „Inštrumentálne metódy analýzy“, Perm, 2004;

Metodické pokyny „Kvalitatívna chemická analýza“, Perm, 2003;

Metodické pokyny „Kvantitatívna chemická analýza“, Perm, 2004;

Rabinovich V.A., Khavin Z.Ya. Stručná chemická referenčná kniha, Leningrad, 1991;

"Veľká sovietska encyklopédia";

17. d -prvky Železo, všeobecná charakteristika, vlastnosti. Oxidy a hydroxidy, charakteristika CO a OM, biorola, schopnosť tvoriť komplexy.

1. Všeobecná charakteristika.

Železo - d-prvok vedľajšej podgrupy ôsmej skupiny štvrtej periódy PSHE s atómovým číslom 26.

Jeden z najbežnejších kovov v zemskej kôre (druhé miesto po hliníku).

Jednoduchá látka železo je kujný strieborno-biely kov s vysokou chemickou reaktivitou: rýchlo železo koroduje pri vysokých teplotách alebo vysokej vlhkosti vzduchu.

4Fe + 302 + 6H20 = 4Fe(OH)3

Železo horí v čistom kyslíku a v jemne rozptýlenom stave sa na vzduchu samovoľne vznieti.

3Fe + 202 = FeO + Fe203

3Fe + 4H20 = FeO*Fe203

FeO*Fe2O3 = Fe3O4 (železné kamene)

V skutočnosti sa železo zvyčajne nazýva jeho zliatiny s nízkym obsahom nečistôt (do 0,8%), ktoré si zachovávajú mäkkosť a ťažnosť čistého kovu. V praxi sa však častejšie používajú zliatiny železa s uhlíkom: oceľ (do 2,14 % hm. uhlíka) a liatina (viac ako 2,14 % hm. uhlíka), ako aj nehrdzavejúca (legovaná) oceľ s prídavkom legovania. kovy (chróm, mangán, nikel atď.). Kombinácia špecifických vlastností železa a jeho zliatin z neho robí „kov č. 1“ v dôležitosti pre človeka.

V prírode sa železo vyskytuje zriedkavo v čistej forme, najčastejšie sa nachádza v železo-niklových meteoritoch. Podiel železa v zemskej kôre je 4,65 % (4. miesto po O, Si, Al). Tiež sa verí, že železo tvorí väčšinu zemského jadra.

2.Vlastnosti

1.Fyzická sv.Železo je typický kov, vo voľnom stave je strieborno-bielej farby so sivastým odtieňom. Čistý kov je tvárny, rôzne nečistoty (najmä uhlík) zvyšujú jeho tvrdosť a krehkosť. Má výrazné magnetické vlastnosti. Často sa rozlišuje takzvaná „triáda železa“ - skupina troch kovov (železo Fe, kobalt Co, nikel Ni) s podobnými fyzikálnymi vlastnosťami, atómovými polomermi a hodnotami elektronegativity.

2.Chemický St.

Oxidačný stav	Oxid	Hydroxid	Charakter	Poznámky
			Slabo základné
			Veľmi slabý základ, niekedy amfotérny
	Nedostal	*	Kyselina	Silné oxidačné činidlo

Železo je charakterizované oxidačnými stavmi železa - +2 a +3.

Oxidačný stav +2 zodpovedá čiernemu oxidu FeO a zelenému hydroxidu Fe(OH)2. Majú základnú povahu. V soliach je Fe(+2) prítomný ako katión. Fe(+2) je slabé redukčné činidlo.

Oxidačný stav +3 zodpovedá červenohnedému oxidu Fe 2 O 3 a hnedému hydroxidu Fe(OH) 3. Majú amfotérny charakter, aj keď sú kyslé, a ich základné vlastnosti sú slabo vyjadrené. Ióny Fe 3+ sú teda úplne hydrolyzovať aj v kyslom prostredí. Fe(OH) 3 sa rozpúšťa (a aj to nie úplne) len v koncentrovaných alkáliách. Fe 2 O 3 reaguje s alkáliami až pri fúzii, pričom vzniká ferity(formálne kyslé soli kyseliny HFeO 2, ktorá neexistuje vo voľnej forme):

Železo (+3) najčastejšie vykazuje slabé oxidačné vlastnosti.

Oxidačné stavy +2 a +3 sa medzi sebou ľahko menia pri zmene redoxných podmienok.

Okrem toho existuje oxid Fe 3 O 4, formálny oxidačný stav železa v ktorom je +8/3. Tento oxid však možno považovať aj za železitý (II) ferit Fe +2 (Fe +3 O 2) 2.

Existuje tiež oxidačný stav +6. Zodpovedajúci oxid a hydroxid neexistujú vo voľnej forme, ale získavajú sa soli - feráty (napríklad K2FeO4). Železo (+6) je v nich prítomné vo forme aniónu. Ferráty sú silné oxidačné činidlá.

Čisté kovové železo je stabilné vo vode a v zriedených roztokoch alkálie. Železo sa nerozpúšťa v studenej koncentrovanej kyseline sírovej a dusičnej kvôli pasivácii kovového povrchu silným oxidovým filmom. Horúca koncentrovaná kyselina sírová, ktorá je silnejším oxidačným činidlom, interaguje so železom.

S soľ a zriedený (približne 20 %) síra kyselinyželezo reaguje za vzniku solí železa (II):

Keď železo pri zahrievaní reaguje s približne 70% kyselinou sírovou, reakcia pokračuje vo forme síran železitý:

3.Oxidy a hydroxidy, charakteristika CO a OM...

Zlúčeniny železa (II).

Oxid železitý FeO má zásadité vlastnosti, tomu zodpovedá zásada Fe(OH) 2. Soli železa (II) majú svetlozelenú farbu. Skladovaním, najmä na vlhkom vzduchu, vplyvom oxidácie na železo (III) hnednú. Rovnaký proces sa vyskytuje pri skladovaní vodných roztokov solí železa (II):

Stabilný voči železnatým soliam vo vodných roztokoch Mohrova soľ- podvojný síran amónny a železnatý (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O.

Činidlom pre ióny Fe2+ v roztoku môže byť hexakyanoželezitan draselný (III) K 3 (červená krvná soľ). Pri interakcii Fe 2+ a 3- iónov vzniká zrazenina turnbull modrý:

Na kvantitatívne stanovenie železa (II) v roztoku použite fenantrolín, tvoriaci červený komplex FePhen 3 so železom (II) v širokom rozsahu pH (4-9)

Zlúčeniny železa (III).

Oxid železitý Fe 2 O 3 slabý amfotérny odpovedá ešte slabšia zásada ako Fe(OH) 2, Fe(OH) 3, ktorá reaguje s kyselinami:

Soli Fe 3+ sú náchylné na tvorbu kryštalických hydrátov. V nich je ión Fe 3+ zvyčajne obklopený šiestimi molekulami vody. Takéto soli majú ružovú alebo fialovú farbu.Ión Fe 3+ je úplne hydrolyzovaný aj v kyslom prostredí. Pri pH > 4 sa tento ión takmer úplne vyzráža ako Fe(OH)3:

Pri čiastočnej hydrolýze iónu Fe 3+ vznikajú viacjadrové oxo- a hydroxokatiónové katióny, preto roztoky hnednú.Veľmi slabo sú vyjadrené hlavné vlastnosti hydroxidu železitého Fe(OH) 3. Je schopný reagovať iba s koncentrovanými roztokmi zásad:

Výsledné hydroxokomplexy trojmocného železa sú stabilné iba v silne alkalických roztokoch. Keď sa roztoky zriedia vodou, zničia sa a vyzráža sa Fe(OH)3.

Pri legovaní s alkáliami a oxidmi iných kovov vytvára Fe 2 O 3 rôzne formy ferity:

Zlúčeniny železa (III) v roztokoch sú redukované kovovým železom:

Železo (III) je schopné vytvárať dvojité sírany s jedným nábojom katiónov typu kamenec, napríklad KFe(SO 4) 2 - železo-draselný kamenec, (NH 4) Fe(SO 4) 2 - železo-amónny kamenec atď.

Na kvalitatívnu detekciu zlúčenín trojmocného železa v roztoku sa používa kvalitatívna reakcia iónov Fe 3+ s tiokyanátovými iónmi SCN − . Pri interakcii iónov Fe 3+ s aniónmi SCN − vzniká zmes jasne červených komplexov tiokyanátu železa 2+ , + , Fe(SCN) 3, -. Zloženie zmesi (a teda aj intenzita jej farby) závisí od rôznych faktorov, preto táto metóda nie je použiteľná na presné kvalitatívne stanovenie železa.

Ďalším kvalitným činidlom pre Fe 3+ ióny je hexakyanoželezitan draselný (II) K 4 (žltá krvná soľ). Pri interakcii iónov Fe 3+ a 4- sa vytvorí svetlomodrá zrazenina Pruská modrá:

Zlúčeniny železa (VI).

Ferraty- soli kyseliny železa H 2 FeO 4, ktorá neexistuje vo voľnej forme. Sú to zlúčeniny fialovej farby, ktoré oxidačnými vlastnosťami pripomínajú manganistan a rozpustnosťou sírany. Ferráty vznikajú pôsobením plynov chlór alebo ozón pre suspendované Fe(OH)3 v alkálii napríklad železitan draselný (VI) K2Fe04. Ferráty sú sfarbené do fialova.

Je možné získať aj ferraty elektrolýza 30% alkalický roztok na železnej anóde:

Ferráty sú silné oxidačné činidlá. V kyslom prostredí sa za uvoľňovania kyslíka rozkladajú:

Oxidačné vlastnosti ferratov sa využívajú na dezinfekcia vody.

4.Biorole

1) V živých organizmoch je železo dôležitým stopovým prvkom, ktorý katalyzuje procesy výmeny kyslíka (dýchanie).

2) Železo je zvyčajne obsiahnuté v enzýmoch vo forme komplexu.Tento komplex je prítomný najmä v hemoglobíne, najdôležitejšej bielkovine, ktorá zabezpečuje transport kyslíka v krvi do všetkých orgánov ľudí a zvierat. A práve on farbí krv do jej charakteristickej červenej farby.

4) Nadmerná dávka železa (200 mg a viac) môže mať toxický účinok. Predávkovanie železom inhibuje antioxidačný systém tela, preto sa zdravým ľuďom neodporúča užívať doplnky železa.

Ľudské telo obsahuje asi 5 g železa, väčšina (70 %) je súčasťou krvného hemoglobínu.

Fyzikálne vlastnosti

Vo voľnom stave je železo strieborno-biely kov so sivastým odtieňom. Čisté železo je tvárne a má feromagnetické vlastnosti. V praxi sa zvyčajne používajú zliatiny železa - liatina a oceľ.




Fe je najdôležitejším a najrozšírenejším prvkom z deviatich d-kovov podskupiny skupiny VIII. Spolu s kobaltom a niklom tvorí „rodinu železa“.




Pri tvorbe zlúčenín s inými prvkami často využíva 2 alebo 3 elektróny (B = II, III).




Železo, ako takmer všetky d-prvky skupiny VIII, nevykazuje vyššiu mocnosť rovnajúcu sa číslu skupiny. Jeho maximálna valencia dosahuje VI a objavuje sa extrémne zriedkavo.




Najtypickejšie zlúčeniny sú tie, v ktorých sú atómy Fe v oxidačnom stave +2 a +3.




Spôsoby získavania železa

1. Technické železo (legované uhlíkom a inými nečistotami) sa získava karbotermickou redukciou jeho prírodných zlúčenín podľa tejto schémy:








K zotaveniu dochádza postupne, v 3 fázach:




1) 3Fe203 + CO = 2Fe304 + CO2




2) Fe304 + CO = 3FeO + CO2




3) FeO + CO = Fe + C02




Liatina získaná týmto procesom obsahuje viac ako 2 % uhlíka. Následne sa z liatiny vyrába oceľ – zliatiny železa obsahujúce menej ako 1,5 % uhlíka.




2. Veľmi čisté železo sa získava jedným z nasledujúcich spôsobov:




a) rozklad Fe pentakarbonylu




Fe(CO)5 = Fe + 5СО




b) redukcia čistého FeO vodíkom




FeO + H2 = Fe + H20




c) elektrolýza vodných roztokov solí Fe +2




FeC204 = Fe + 2C02

oxalát železitý

Chemické vlastnosti

Fe je kov strednej aktivity a vykazuje všeobecné vlastnosti charakteristické pre kovy.




Jedinečnou vlastnosťou je schopnosť „hrdzavenia“ vo vlhkom vzduchu:





V neprítomnosti vlhkosti so suchým vzduchom začne železo zreteľne reagovať až pri T > 150°C; pri kalcinácii sa vytvorí „železný kameň“ Fe 3 O 4:




3Fe + 202 = Fe304




Železo sa vo vode bez kyslíka nerozpúšťa. Pri veľmi vysokých teplotách Fe reaguje s vodnou parou a vytláča vodík z molekúl vody:




3Fe + 4H20 (g) = 4H2




Mechanizmom hrdzavenia je elektrochemická korózia. Produkt hrdze je prezentovaný v zjednodušenej forme. V skutočnosti sa vytvára sypká vrstva zmesi oxidov a hydroxidov rôzneho zloženia. Na rozdiel od filmu Al 2 O 3 táto vrstva nechráni železo pred ďalšou deštrukciou.

Druhy korózie




Ochrana železa pred koróziou




1. Interakcia s halogénmi a sírou pri vysokých teplotách.

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3




2Fe + 3F2 = 2FeF3





Fe + I2 = FeI2





Vznikajú zlúčeniny, v ktorých prevláda iónový typ väzby.

2. Interakcia s fosforom, uhlíkom, kremíkom (železo sa priamo nespája s N2 a H2, ale rozpúšťa ich).

Fe + P = Fe x P y




Fe + C = Fe x C y




Fe + Si = Fe x Si y




Vznikajú látky rôzneho zloženia, ako sú berthollidy (v zlúčeninách prevláda kovalentná povaha väzby)

3. Interakcia s „neoxidačnými“ kyselinami (HCl, H 2 SO 4 ried.)

Feo + 2H + → Fe2+ + H2




Keďže Fe sa nachádza v sérii aktivít naľavo od vodíka (E° Fe/Fe2+ = -0,44 V), je schopné vytesniť H2 z obyčajných kyselín.




Fe + 2HCl = FeCl2 + H2




Fe + H2S04 = FeS04 + H2

4. Interakcia s „oxidačnými“ kyselinami (HNO 3, H 2 SO 4 konc.)

Fe 0 - 3e - → Fe 3+




Koncentrovaná HNO 3 a H 2 SO 4 železo „pasivujú“, takže pri bežných teplotách sa v nich kov nerozpúšťa. Pri silnom zahrievaní dochádza k pomalému rozpúšťaniu (bez uvoľnenia H 2).




V sekcii Železo HNO 3 sa rozpúšťa, prechádza do roztoku vo forme katiónov Fe 3+ a kyslý anión sa redukuje na NO*:




Fe + 4HN03 = Fe(N03)3 + NO + 2H20




Veľmi dobre rozpustný v zmesi HCl a HNO 3

5. Vzťah k zásadám

Fe sa nerozpúšťa vo vodných roztokoch alkálií. S roztavenými alkáliami reaguje len pri veľmi vysokých teplotách.

6. Interakcia so soľami menej aktívnych kovov

Fe + CuSO4 = FeS04 + Cu




Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0

7. Reakcia s plynným oxidom uhoľnatým (t = 200°C, P)

Fe (prášok) + 5CO (g) = Fe 0 (CO) 5 pentakarbonyl železa

zlúčeniny Fe(III).

Fe 2 O 3 - oxid železitý.

Červeno-hnedý prášok, č. R. v H 2 O. V prírode - „červená železná ruda“.

Spôsoby získania:

1) rozklad hydroxidu železitého




2Fe(OH)3 = Fe203 + 3H20




2) vypaľovanie pyritu




4FeS2 + 11O2 = 8SO2 + 2Fe203




3) rozklad dusičnanov




Chemické vlastnosti

Fe 2 O 3 je zásaditý oxid so znakmi amfoterity.




I. Hlavné vlastnosti sa prejavujú v schopnosti reagovať s kyselinami:




Fe203 + 6H+ = 2Fe3+ + ZH20




Fe203 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H20




Fe203 + 6HN03 = 2Fe(N03)3 + 3H20




II. Slabé kyslé vlastnosti. Fe 2 O 3 sa nerozpúšťa vo vodných roztokoch alkálií, ale pri tavení s pevnými oxidmi, alkáliami a uhličitanmi vznikajú ferity:




Fe203 + CaO = Ca(Fe02)2




Fe203 + 2NaOH = 2NaFe02 + H20




Fe203 + MgC03 = Mg(Fe02)2 + CO2




III. Fe 2 O 3 - surovina na výrobu železa v hutníctve:




Fe 2 O 3 + ZS = 2Fe + ZSO alebo Fe 2 O 3 + ZSO = 2Fe + ZSO 2

Fe(OH) 3 - hydroxid železitý

Spôsoby získania:

Získané pôsobením alkálií na rozpustné Fe 3+ soli:




FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl




V čase prípravy je Fe(OH) 3 červenohnedý hlienovo-amorfný sediment.




Hydroxid Fe(III) vzniká aj pri oxidácii Fe a Fe(OH)2 vo vlhkom vzduchu:




4Fe + 6H20 + 302 = 4Fe(OH)3




4Fe(OH)2 + 2H20 + O2 = 4Fe(OH)3




Hydroxid Fe(III) je konečným produktom hydrolýzy Fe3+ solí.

Chemické vlastnosti

Fe(OH)3 je veľmi slabá zásada (oveľa slabšia ako Fe(OH)2). Vykazuje výrazné kyslé vlastnosti. Fe(OH)3 má teda amfotérny charakter:




1) reakcie s kyselinami prebiehajú ľahko:





2) čerstvá zrazenina Fe(OH) 3 sa rozpúšťa v horúcej konc. roztoky KOH alebo NaOH s tvorbou hydroxokomplexov:




Fe(OH)3 + 3KOH = K3




V alkalickom roztoku môže byť Fe(OH) 3 oxidované na feráty (soli kyseliny železa H 2 FeO 4 neuvoľňujúce sa vo voľnom stave):




2Fe(OH)3 + 10KOH + 3Br2 = 2K2Fe04 + 6KBr + 8H20

Fe 3+ soli

Prakticky najdôležitejšie sú: Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe(NO 3) 3, Fe(SCN) 3, K 3 4 - žltá krvná soľ = Fe 4 3 Pruská modrá (tmavomodrá zrazenina)




b) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 tiokyanát Fe(III) (roztok krvavej červene)

Železo je prvkom vedľajšej podskupiny ôsmej skupiny štvrtej periódy periodického systému chemických prvkov D. I. Mendelejeva s atómovým číslom 26. Označuje sa symbolom Fe (lat. Ferrum). Jeden z najbežnejších kovov v zemskej kôre (druhé miesto po hliníku). Stredne aktívny kov, redukčné činidlo.

Hlavné oxidačné stavy - +2, +3

Jednoduchá látka železo je kujný strieborno-biely kov s vysokou chemickou reaktivitou: železo rýchlo koroduje pri vysokých teplotách alebo vysokej vlhkosti vzduchu. Železo horí v čistom kyslíku a v jemne rozptýlenom stave sa na vzduchu samovoľne vznieti.

Chemické vlastnosti jednoduchej látky - železa:



Hrdzavie a horí v kyslíku

1) Na vzduchu železo v prítomnosti vlhkosti ľahko oxiduje (hrdzavie):

4Fe + 302 + 6H20 -> 4Fe(OH) 3

Horúci železný drôt horí v kyslíku a vytvára vodný kameň - oxid železitý (II, III):

3Fe + 202 → Fe304

3Fe+202 →(FeIIFe2III)04 (160 °C)

2) Pri vysokých teplotách (700–900 °C) železo reaguje s vodnou parou:

3Fe + 4H20 – t° → Fe304 + 4H2

3) Železo pri zahrievaní reaguje s nekovmi:

2Fe+3Cl2 →2FeCl3 (200 °C)

Fe + S – t° → FeS (600 °C)

Fe+2S → Fe +2 (S2-1) (700°C)

4) V napäťovom rade je vľavo od vodíka, reaguje so zriedenými kyselinami HCl a H 2 SO 4 a tvoria sa železnaté soli a uvoľňuje sa vodík:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (reakcie prebiehajú bez prístupu vzduchu, inak sa Fe +2 postupne premieňa kyslíkom na Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (zriedené) → FeSO 4 + H 2

V koncentrovaných oxidačných kyselinách sa železo rozpúšťa len zahriatím, okamžite sa premieňa na katión Fe 3+:

2Fe + 6H2S04 (konc.) – t° → Fe2 (SO4)3 + 3SO2 + 6H20

Fe + 6HNO 3 (konc.) – t° → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

(v chlade koncentrovaná kyselina dusičná a sírová pasivovať



Železný klinec ponorený do modrastého roztoku síranu meďnatého sa postupne pokryje vrstvou červenej kovovej medi.

5) Železo vytláča kovy, ktoré sa nachádzajú napravo od neho, z roztokov ich solí.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Amfotérne vlastnosti železa sa prejavujú iba v koncentrovaných zásadách počas varu:

Fe + 2NaOH (50 %) + 2H20 = Na2↓+ H2

a vytvorí sa zrazenina tetrahydroxoferátu sodného (II).

Technický hardvér- zliatiny železa a uhlíka: liatina obsahuje 2,06-6,67% C, oceľ 0,02-2,06% C, často sú prítomné ďalšie prírodné nečistoty (S, P, Si) a umelo zavádzané špeciálne prísady (Mn, Ni, Cr), čo dodáva zliatinám železa technicky užitočné vlastnosti - tvrdosť, tepelná a korózna odolnosť, kujnosť atď. . .

Proces výroby vysokopecného železa

Proces výroby liatiny vo vysokej peci pozostáva z nasledujúcich etáp:

a) príprava (praženie) sulfidových a uhličitanových rúd - konverzia na oxidovú rudu:

FeS2 →Fe203 (0 2800 °C, -S02) FeC03 →Fe203 (0 2500-600 °C, -C02)

b) spaľovanie koksu horúcim vzduchom:

C (koks) + O 2 (vzduch) → CO 2 (600 - 700 ° C) CO 2 + C (koks) ⇌ 2 CO (700 - 1 000 ° C)

c) redukcia oxidovej rudy oxidom uhoľnatým CO postupne:

Fe203 →(CO)(Fe II Fe 2 III) O 4 →(CO) FeO →(CO) Fe

d) nauhličovanie železa (do 6,67 % C) a tavenie liatiny:

Fe (t ) →(C(koks)900-1200 °C) Fe (kvapalné) (liatina, bod topenia 1145°C)

Liatina vždy obsahuje cementit Fe 2 C a grafit vo forme zŕn.

Výroba ocele

Konverzia liatiny na oceľ sa uskutočňuje v špeciálnych peciach (konvertorové, otvorené ohnisko, elektrické), ktoré sa líšia spôsobom ohrevu; procesná teplota 1700-2000 °C. Fúkanie vzduchu obohateného kyslíkom vedie k vyhoreniu prebytočného uhlíka, ako aj síry, fosforu a kremíka vo forme oxidov z liatiny. V tomto prípade sú oxidy buď zachytávané vo forme výfukových plynov (CO 2, SO 2), alebo sú viazané do ľahko separovateľnej trosky - zmesi Ca 3 (PO 4) 2 a CaSiO 3. Na výrobu špeciálnych ocelí sa do pece zavádzajú legujúce prísady iných kovov.

Potvrdeniečisté železo v priemysle - elektrolýza roztoku solí železa, napr.

FeСl 2 → Fe↓ + Сl 2 (90°С) (elektrolýza)

(existujú aj iné špeciálne metódy vrátane redukcie oxidov železa vodíkom).

Čisté železo sa používa pri výrobe špeciálnych zliatin, pri výrobe jadier elektromagnetov a transformátorov, liatina - pri výrobe odliatkov a ocele, oceľ - ako konštrukčné a nástrojové materiály vrátane odolných voči opotrebovaniu, teplu a korózii tie.

Oxid železitý F EO . Amfotérny oxid s vysokou prevahou základných vlastností. Čierna, má iónovú štruktúru Fe 2+ O 2-. Pri zahrievaní sa najskôr rozkladá a potom sa opäť tvorí. Nevzniká pri horení železa na vzduchu. Nereaguje s vodou. Rozkladá sa kyselinami, taví sa zásadami. Vo vlhkom vzduchu pomaly oxiduje. Redukované vodíkom a koksom. Podieľa sa na vysokopecnom procese tavenia železa. Používa sa ako zložka keramiky a minerálnych farieb. Rovnice najdôležitejších reakcií:

4FeO ⇌(Fe II Fe 2 III) + Fe (560-700 °C, 900-1000 °C)

FeO + 2HC1 (zriedený) = FeCl2 + H20

FeO + 4HN03 (konc.) = Fe(N03)3 +N02 + 2H20

FeO + 4NaOH = 2H20+ Na 4FeO3 (červená.) trioxoferát (II)(400-500 °C)

FeO + H2 = H20 + Fe (extra čisté) (350 °C)

FeO + C (koks) = Fe + CO (nad 1000 °C)

FeO + CO = Fe + CO2 (900 °C)

4FeO + 2H20 (vlhkosť) + O2 (vzduch) →4FeO(OH) (t)

6FeO + O2 = 2(FeIIFe2III)04 (300-500 °C)

Potvrdenie V laboratóriách: tepelný rozklad zlúčenín železa (II) bez prístupu vzduchu:

Fe(OH)2 = FeO + H20 (150-200 °C)

FeCO3 = FeO + C02 (490-550 °C)

Oxid železitý - železo ( II ) ( Fe II Fe 2 III) O 4 . Dvojitý oxid. Čierna, má iónovú štruktúru Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Tepelne stabilný až do vysokých teplôt. Nereaguje s vodou. Rozkladá sa kyselinami. Redukované vodíkom, horúcim železom. Podieľa sa na vysokopecnom procese výroby liatiny. Používa sa ako zložka minerálnych farieb ( železné olovo), keramika, farebný cement. Produkt špeciálnej oxidácie povrchu oceľových výrobkov ( černanie, modranie). Zloženie zodpovedá hnedej hrdzi a tmavým šupinám na železe. Použitie hrubého vzorca Fe 3 O 4 sa neodporúča. Rovnice najdôležitejších reakcií:

2(FeIIFe2III)04 = 6FeO + O2 (nad 1538 °C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8НС1 (zried.) = FeС1 2 + 2FeС1 3 + 4Н 2 O

(Fe2Fe2III)04+10HN03 (konc.) = 3Fe(N03)3 + N02 + 5H20

(Fe2Fe2III)04 + O2 (vzduch) = 6 Fe203 (450-600 °C)

(Fe2Fe2III)04 + 4H2 = 4H20 + 3Fe (extra čistý, 1000 °C)

(Fe2Fe2III)04 + CO = 3 FeO + C02 (500-800 °C)

(Fe II Fe 2 III) O4 + Fe ⇌4FeO (900-1000 °C, 560-700 °C)

Potvrdenie: spaľovanie železa (pozri) vo vzduchu.

magnetit.

Oxid železitý F e203 . Amfotérny oxid s prevahou základných vlastností. Červenohnedý, má iónovú štruktúru (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Tepelne stabilný do vysokých teplôt. Nevzniká pri horení železa na vzduchu. Nereaguje s vodou, z roztoku sa vyzráža hnedý amorfný hydrát Fe 2 O 3 nH 2 O. Pomaly reaguje s kyselinami a zásadami. Redukované oxidom uhoľnatým, roztaveným železom. Poistky s oxidmi iných kovov a tvoria dvojité oxidy - spinely(technické výrobky sa nazývajú ferity). Používa sa ako surovina pri tavení liatiny vo vysokopecnom procese, katalyzátor pri výrobe čpavku, zložka keramiky, farebných cementov a minerálnych farieb, pri termitovom zváraní oceľových konštrukcií, ako nosič zvuku a obraz na magnetických páskach, ako prostriedok na leštenie ocele a skla.

Rovnice najdôležitejších reakcií:

6Fe203 = 4(FeIIFe2III)04+02 (1200-1300 °C)

Fe 2 O 3 + 6НС1 (zried.) →2FeС1 3 + ЗН 2 O (t) (600°С,р)

Fe203 + 2NaOH (konc.) ->H20+ 2 NAFeO 2 (červená)dioxoferát (III)

Fe203 + MO=(MIIFe2III)04 (M=Cu, Mn, Fe, Ni, Zn)

Fe203 + ZN2 = ZN20+ 2Fe (extra čistý, 1050-1100 °C)

Fe203 + Fe = 3FeO (900 °C)

3Fe203 + CO = 2(FeIIFe2III)04 + CO2 (400-600 °C)

Potvrdenie v laboratóriu - tepelný rozklad železitých solí na vzduchu:

Fe2(S04)3 = Fe203 + 3S03 (500-700 °C)

4(Fe(N03)39H20) = 2Fea03 + 12N02 + 302 + 36H20 (600-700 °C)

V prírode - rudy oxidu železa hematit Fe203 a limonit Fe203 nH20

Hydroxid železitý F e(OH)2. Amfotérny hydroxid s prevahou zásaditých vlastností. Biele (niekedy so zelenkastým odtieňom), väzby Fe-OH sú prevažne kovalentné. Tepelne nestabilné. Ľahko oxiduje na vzduchu, najmä ak je vlhký (stmavne). Nerozpustný vo vode. Reaguje so zriedenými kyselinami a koncentrovanými zásadami. Typický reduktor. Medziprodukt pri hrdzavení železa. Používa sa pri výrobe aktívnej hmoty železo-niklových batérií.

Rovnice najdôležitejších reakcií:

Fe(OH)2 = FeO + H20 (150-200 °C, atm.N2)

Fe(OH)2 + 2HC1 (ried.) = FeCl2 + 2H20

Fe(OH)2 + 2NaOH (> 50 %) = Na2 ↓ (modro-zelený) (vriaci)

4Fe(OH)2 (suspenzia) + O2 (vzduch) →4FeO(OH)↓ + 2H20 (t)

2Fe(OH)2 (suspenzia) +H202 (zriedený) = 2FeO(OH)↓ + 2H20

Fe(OH)2 + KNO3 (konc.) = FeO(OH)↓ + NO+ KOH (60 °C)

Potvrdenie: vyzrážanie z roztoku s alkáliami alebo hydrátom amoniaku v inertnej atmosfére:

Fe2+ ​​+ 2OH (ried.) = Fe(OH)2↓

Fe2+ ​​+ 2(NH3H20)= Fe(OH)2↓+ 2NH4

Metahydroxid železa F eO(OH). Amfotérny hydroxid s prevahou zásaditých vlastností. Svetlohnedé väzby Fe - O a Fe - OH sú prevažne kovalentné. Pri zahrievaní sa rozkladá bez roztavenia. Nerozpustný vo vode. Z roztoku sa vyzráža vo forme hnedého amorfného polyhydrátu Fe 2 O 3 nH 2 O, ktorý sa udržiavaním v zriedenom alkalickom roztoku alebo sušením mení na FeO(OH). Reaguje s kyselinami a pevnými zásadami. Slabé oxidačné a redukčné činidlo. Spekané s Fe(OH)2. Medziprodukt pri hrdzavení železa. Používa sa ako základ pre žlté minerálne farby a emaily, absorbér odpadových plynov a katalyzátor v organickej syntéze.

Zlúčenina so zložením Fe(OH)3 je neznáma (nezískané).

Rovnice najdôležitejších reakcií:

Fe203. nH20→( 200-250 °C, —H 2 O) FeO(OH)→( 560-700 °C na vzduchu, -H2O)→Fe2O3

FeO(OH) + ZNS1 (ried.) = FeC13 + 2H20

FeO(OH)→ Fe 2 O 3 . nH 2 O- koloidný(NaOH (konc.))

FeO(OH)→ Na 3 [Fe(OH)6]biely Na5 a K4; v oboch prípadoch sa vyzráža modrý produkt rovnakého zloženia a štruktúry, KFe III. V laboratóriu sa táto zrazenina nazýva Pruská modrá, alebo turnbull modrý:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Chemické názvy východiskových činidiel a reakčných produktov:

K 3 Fe III - hexakyanoželezitan draselný (III)

K 4 Fe III - hexakyanoželezitan draselný (II)

КFe III - hexakyanoželezitan draselný (II) železo (III)

Okrem toho je dobrým činidlom pre ióny Fe 3+ tiokyanátový ión NСS -, spája sa s ním železo (III) a objaví sa jasne červená („krvavá“) farba:

Fe 3+ + 6NCS - = 3-

Toto činidlo (napríklad vo forme soli KNCS) dokáže dokonca detekovať stopy železa (III) vo vode z vodovodu, ak prechádza cez železné rúry potiahnuté zvnútra hrdzou.





Abstrakt na tému:

Síran železitý





Plán:

Úvod

• 1 Fyzikálne vlastnosti
• 2 Byť v prírode
  • 2.1 Mars
• 3 Potvrdenie
• 4 Chemické vlastnosti
• 5 Použite
Poznámky




Úvod

Síran železitý(lat. Ferrum sulfuricum oxydatum, nemčina Eisensulfát (oxid) Ferisulfát ) - anorganická chemická zlúčenina, soľ, chemický vzorec - .




1. Fyzikálne vlastnosti

Bezvodý síran železitý - svetložlté, paramagnetické, veľmi hygroskopické kryštály monoklinického systému, priestorová grupa P2 1 /m, parametre jednotkovej bunky a= 0,8296 nm, b= 0,8515 nm, c= 1,160 nm, β = 90,5°, Z = 4. Existujú dôkazy, že bezvodý síran železnatý tvorí ortorombické a šesťuholníkové modifikácie. Rozpustný vo vode a acetóne, nerozpustný v etanole.

Kryštalizuje z vody vo forme kryštalických hydrátov Fe 2 (SO 4) 3 n H20, kde n= 12, 10, 9, 7, 6, 3. Najviac študovaným kryštálovým hydrátom je nonahydrát síranu železitého Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O - žlté hexagonálne kryštály, parametre jednotkovej bunky a= 1,085 nm, c= 1,703 nm, Z = 4. Ľahko rozpustný vo vode (440 g na 100 g vody) a etanole, nerozpustný v acetóne. Vo vodných roztokoch získava síran železitý v dôsledku hydrolýzy červenohnedú farbu.

Pri zahrievaní sa nonahydrát premieňa pri 98 °C na tetrahydrát, pri 125 °C na monohydrát a pri 175 °C na bezvodý Fe 2 (SO 4) 3, ktorý sa nad 600 °C rozkladá na Fe 2 O 3 a SO 3.




2. Byť v prírode

Minerál obsahujúci zmiešaný síran železito-hlinitý sa nazýva mikasait. mikasait), s chemickým vzorcom (Fe 3+, Al 3+) 2 (SO 4) 3 je mineralogická forma síranu železitého. Tento minerál nesie bezvodú formu síranu železnatého, a preto je v prírode veľmi vzácny. Najbežnejšie sú hydratované formy, napríklad:

• Coquimbit (anglicky) coquimbit) - Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O - nonahydrát - najbežnejší z nich.
• parakokimbit (anglicky) paracoquimbit) - nonahydrát - je naopak najvzácnejším minerálom v prírode.
• Cornelit (anglicky) korelitu) - heptahydrát - a kuenstedtit (angl. quenstedtit) - dekahydrát - sú tiež zriedkavé.
• lausenite (anglicky) lausenit) - hexa- alebo pentahydrát, málo študovaný minerál.

Všetky prírodné hydráty železa uvedené vyššie sú krehké zlúčeniny a keď sú otvorené, rýchlo erodujú.




2.1. Mars

Síran železnatý a jarosit objavili dva vozidlá na Marse: Spirit a Opportunity. Tieto látky sú znakom silných oxidačných podmienok na povrchu Marsu. V máji 2009 sa vozítko Spirit zaseklo, keď prechádzalo mäkkou pôdou planéty a narazilo na usadeniny síranu železnatého skryté pod vrstvou normálnej pôdy. Vzhľadom na to, že síran železnatý má veľmi nízku hustotu, rover uviazol tak hlboko, že sa časť jeho tela dotýkala povrchu planéty.




3. Potvrdenie

V priemysle sa síran železitý získava kalcináciou pyritu alebo markazitu s NaCl na vzduchu:

alebo rozpustiť oxid železitý v kyseline sírovej:

V laboratórnej praxi možno síran železitý získať z hydroxidu železitého:

Prípravok rovnakej čistoty možno získať oxidáciou síranu železnatého kyselinou dusičnou:

oxidácia sa môže uskutočniť aj kyslíkom alebo oxidom síry:

Koncentrované kyseliny sírové a dusičné oxidujú sulfid železa na síran železitý:

Disulfid železa možno oxidovať koncentrovanou kyselinou sírovou:

Síran železnato-amónny (Mohrova soľ) sa môže oxidovať aj dvojchrómanom draselným. V dôsledku tejto reakcie sa naraz uvoľňujú štyri sírany - železo (III), chróm (III), amoniak a draslík a voda:

Síran železitý možno získať ako jeden z produktov tepelného rozkladu síranu železnatého:

Ferráty sa redukujú zriedenou kyselinou sírovou na síran železitý:

Zahriatím pentahydrátu na teplotu 70-175 °C sa získa bezvodý síran železitý:

Síran železitý môže byť oxidovaný exotickým oxidačným činidlom, ako je oxid xenónový:




4. Chemické vlastnosti

Síran železitý vo vodných roztokoch podlieha silnej hydrolýze na katión a roztok sa zmení na červenohnedý:

Horúca voda alebo para rozkladá síran železitý:

Bezvodý síran železitý sa pri zahrievaní rozkladá:

Alkalické roztoky rozkladajú síran železitý; reakčné produkty závisia od koncentrácie alkálie:

Ak ekvimolárny roztok síranov železnatých a železnatých reaguje s alkáliami, výsledkom je komplexný oxid železa:

Aktívne kovy (ako je horčík, zinok, kadmium, železo) redukujú síran železitý:

Niektoré sulfidy kovov (napríklad meď, vápnik, cín, olovo, ortuť) redukujú síran železitý vo vodnom roztoku:

S rozpustnými soľami kyseliny ortofosforečnej tvorí nerozpustný fosforečnan železitý (heterozit):




5. Použitie

• Ako činidlo na hydrometalurgické spracovanie medených rúd.
• Ako koagulant pri čistení odpadových vôd, komunálnych a priemyselných odpadových vôd.
• Ako moridlo na farbenie látok.
• Pri opaľovaní kože.
• Na morenie nehrdzavejúcich austenitických ocelí, zlata a zliatin hliníka.
• Ako regulátor flotácie na zníženie vztlaku rúd.
• V medicíne sa používa ako adstringentný a hemostatický prostriedok.
• V chemickom priemysle ako okysličovadlo a katalyzátor.