18.08.2023
Сульфат железа 3 формула химическая. Химические свойства железа и его соединений, их применение
Формула:
Сульфат железа(II), железный купорос, FeSO 4 - соль серной кислоты и 2-х валентного железа. Твёрдость - 2.
В химии железным купоросом называют кристаллогидрат сульфата железа(II) . Кристаллы светло-зелёного цвета. Применяется втекстильной промышленности, в сельском хозяйстве как инсектицид, для приготовления минеральных красок.
Природный аналог - минерал мелантерит ; в природе встречается в кристаллах моноклиноэдрической системы, зелёно-жёлтого цвета, в виде примазок или натёков.
Молярная масса : 151,91 г/моль
Плотность: 1,8-1,9 г/см³
Температура плавления : 400 °C
Растворимость в воде : 25.6 г/100 мл
Сульфат 2-валентного железа выделяется при температурах от 1,82 °C до 56,8 °C из водных растворов в виде светло-зелёных кристаллов FeSO 4 · 7H 2 О, называется в технике железным купоросом (кристаллогидрат). В 100 г воды растворяется: 26,6 г безводного FeSO 4 при 20 °C и 54,4 г при 56 °C.
Растворы сульфата 2-валентного железа под действием кислорода воздуха со временем окисляются, переходя в сульфат железа (III):
12FeSO 4 + O 2 + 6H 2 O = 4Fe 2 (SO 4) 3 + 4Fe(OH) 3 ↓
При нагревании свыше 480 °C разлагается:
2FeSO 4 → Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3
Получение.
Железный купорос можно приготовить действием разбавленной серной кислоты на железный лом, обрезки кровельного железа и т. д. В промышленности его получают как побочный продукт при травлении разбавленной H 2 SO 4 железных листов, проволоки и др., для удаленияокалины.
Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2
Другой способ - окислительный обжиг пирита:
2FeS 2 + 7O 2 + 2H 2 O = 2FeSO 4 + 2H 2 SO 4
Качественный анализ.
Аналитические реакции на катион железа (II ).
1. С гексацианоферратом(III) калия K 3 с образованием тёмно-синего осадка гексацианоферрата(III) железа(II) калия (“турнбулевой сини”), нерастворимого в кислотах, разлагающегося щелочами с образованием Fe(OH) 3 (ГФ).
FeSO 4 + K 3 KFe + K 2 SO 4
Оптимальная величина рН проведения реакции составляет 2-3. Реакция дробная, высокочувствительная. Мешают высокие концентрации Fe 3+ .
2. С сульфидом аммония (NH 4 ) 2 S с образованием чёрного осадка, растворимого в сильных кислотах (ГФ).
FeSO
4
+ (NH 4) 2 S
FeS
+ (NH 4) 2 SO 4
3.2. Аналитические реакции на сульфат-ион.
1. С групповым реактивом BaCl 2 + CaCl 2 или BaCl 2 (ГФ).
Дробное открытие сульфат-иона проводят в кислой среде, что позволяет устранить мешающее влияние CO 3 2- , PO 4 3- , и др., и при кипячении исследуемого раствора с 6 моль/дм 3 HCl для удаления S 2- , SO 3 2- , S 2 O 3 2- -ионов, которые могут образовать элементную серу, осадок которой можно принять за осадок BaSO 4 . Осадок BaSO 4 способен образовывать изоморфные кристаллы с KMnO 4 и окрашиваться в розовый цвет (повышается специфичность реакции).
Методика выполнения реакции в присутствии 0,002 моль/дм 3 KMnO 4 .
К 3-5 каплям испытуемого раствора добавляют равные объёмы растворов перманганата калия, хлорида бария и хлороводородной кислоты и энергично перемешивают 2-3 мин. Дают отстояться и, не отделяя осадка от раствора, добавляют 1-2 капли 3% раствора Н 2 О 2 , перемешивают и центрифугируют. Осадок должен остаться окрашенным в розовый цвет, а раствор над осадком обесцветиться.
2. С ацетатом свинца.
SO
4
2-
+ Pb 2+
PbSO 4
Методика : к 2 см 3 раствора сульфата добавляют 0,5 см 3 разбавленной хлороводородной кислоты и 0,5 см 3 раствора ацетата свинца; образуется белый осадок, растворимый в насыщенном растворе ацетата аммония или гидроксида натрия.
PbSO 4
+ 4 NaOH
Na 2
+ Na 2 SO 4
С cолями стронция – образование белого осадка, нерастворимого в кислотах (отличие от сульфитов).
SO
4
2
-
+ Sr 2+
SrSO 4
Методика : К 4-5 каплям анализируемого раствора добавляют 4-5 капель концентрированного раствора хлорида стронция, выпадает белый осадок.
С солями кальция – образование игольчатых кристаллов гипса CaSO 4 2H 2 O.
SO 4 2-
+ Са 2+
+ 2Н 2 О
СаSO 4
2Н 2 О
Методика: на предметное стекло наносят по капле анализируемого раствора и соли кальция, слегка подсушивают. Образовавшиеся кристаллы рассматривают под микроскопом.
Количественный анализ.
Перманганатометрия.
Определение массовой доли железа в образце соли Мора (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O перманганатометрическим методом
(вариант прямого титрования)
Определение основано на окислении железа(II) перманганатом калия до железа(III).
10 FeSO 4 + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 Fe 2 (SO 4 ) 3 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8 H 2 O
М (Fe) = 55,85 г/моль
Методика: Точную навеску соли Мора, необходимую для приготовления 100 см 3 0,1 М раствора соли Мора, количественно переносят в мерную колбу вместимостью 100 см 3 , растворяют в небольшом количестве дистиллированной воды, после полного растворения доводят водой до метки, перемешивают. Аликвотную часть полученного раствора (индивидуальное задание) помещают в колбу для титрования, прибавляют равный объём разведённой серной кислоты (1:5) и медленно титруют раствором перманганата калия до слаборозового окрашивания раствора, устойчивого в течение 30 секунд.
Применение.
Применяют в производстве чернил ;
В красильном деле (для окраски шерсти в чёрный цвет);
Для консервирования дерева.
Список литературы.
- 1 Физические свойства
- 2
Нахождение в природе
- 2.1 Марс
- 3 Получение
- 4 Химические свойства
- 5 Использование Примечания
- Кокимбит (англ. coquimbite ) - Fe 2 (SO 4) 3 ·9H 2 O - нонагидрат - наиболее чаще встречающийся среди таковых.
- Паракокимбит (англ. paracoquimbite ) - нонагидрат - наоборот - наиболее редко встречающийся минерал в природе.
- Корнелит (англ. kornelite ) - гептагидрат - и куэнстедтит (англ. quenstedtite ) - декагидрат - так же встречаются редко.
- Лаусенит (англ. lausenite ) - гекса- или пентагидрат, малоизученный минерал.
- Как реактив при гидрометаллургической переработке медных руд.
- Как коагулянт при очистке сточных вод, коммунальных и промышленных стоков.
- Как протрава при в окраске тканей.
- При дублении кожи.
- Для декапирования нержавеющих аустенитных сталей, сплавов золота с алюминием.
- Как флотационый регулятор для уменьшения плавучести руд.
- В медицине используется в качестве вяжущего и кровоостанавливающего средства.
- В химическое промышленности как окислитель и катализатор.
Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии. Москва, 1972;
Методическое указание «Инструментальные методы анализа», Пермь, 2004;
Методическое указание «Качественный химический анализ», Пермь, 2003;
Методическое указание «Количественный химический анализ», Пермь, 2004;
Рабинович В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник, Ленинград, 1991;
«Большая советская энциклопедия»;
17. d -элементы.Железо, общая характеристика, свойства. Оксиды и гидроксиды, КО и ОВ характеристика, биороль, способность к комплексообразованию.
1.Общая характеристика.
Железо - d-элемент побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода ПСХЭ с атомным номером 26.
Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия).
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.
4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3
В чистом кислороде железо горит, а в мелкодисперсном состоянии самовозгорается и на воздухе.
3Fe + 2O2 = FeO + Fe2O3
3Fe + 4H2O = FeO*Fe2O3
FeO*Fe2O3 = Fe3O4 (железная окалина)
Собственно, железом обычно называют его сплавы с малым содержанием примесей (до 0,8 %), которые сохраняют мягкость и пластичность чистого металла. Но на практике чаще применяются сплавы железа с углеродом: сталь (до 2,14 вес. % углерода) и чугун (более 2,14 вес. % углерода), а также нержавеющая (легированная) сталь с добавками легирующих металлов (хром,марганец, никель и др.). Совокупность специфических свойств железа и его сплавов делают его «металлом № 1» по важности для человека.
В природе железо редко встречается в чистом виде, чаще всего оно встречается в составе железо-никелевых метеоритов. Распространённость железа в земной коре - 4,65 % (4-е место после O, Si, Al). Считается также, что железо составляет бо́льшую часть земного ядра.
2.Свойства
1.Физ.св-ва. Железо - типичный металл, в свободном состоянии - серебристо-белого цвета с сероватым оттенком. Чистый металл пластичен, различные примеси (в частности - углерод) повышают его твёрдость и хрупкость. Обладает ярко выраженными магнитными свойствами. Часто выделяют так называемую «триаду железа» - группу трёх металлов (железо Fe,кобальт Co, никель Ni), обладающих схожими физическими свойствами, атомными радиусами и значениями электроотрицательности.
2.Хим.св-ва.
Степень окисления |
Оксид |
Гидроксид |
Характер |
Примечания |
Слабоосновный |
||||
Очень слабое основание, иногда - амфотерный |
||||
Не получен |
|
Кислотный |
Сильный окислитель |
Для железа характерны степени окисления железа - +2 и +3.
Степени окисления +2 соответствует чёрный оксид FeO и зелёный гидроксид Fe(OH) 2 . Они имеют основный характер. В солях Fe(+2) присутствует в виде катиона. Fe(+2) - слабый восстановитель.
Степени окисления +3 соответствуют красно-коричневый оксид Fe 2 O 3 и коричневый гидроксид Fe(OH) 3 . Они носят амфотерный характер, хотя и кислотные, и основные свойства у них выражены слабо. Так, ионы Fe 3+ нацело гидролизуются даже в кислой среде. Fe(OH) 3 растворяется (и то не полностью), только в концентрированных щелочах. Fe 2 O 3 реагирует со щелочами только при сплавлении, давая ферриты (формальные соли кислоты несуществующей в свободном виде кислоты HFeO 2):
Железо (+3) чаще всего проявляет слабые окислительные свойства.
Степени окисления +2 и +3 легко переходят между собой при изменении окислительно-восстановительных условий.
Кроме того, существует оксид Fe 3 O 4 , формальная степень окисления железа в котором +8/3. Однако этот оксид можно также рассматривать как феррит железа (II) Fe +2 (Fe +3 O 2) 2 .
Также существует степень окисления +6. Соответствующего оксида и гидроксида в свободном виде не существует, но получены соли - ферраты (например, K 2 FeO 4). Железо (+6) находится в них в виде аниона. Ферраты являются сильными окислителями.
Чистое металлическое железо устойчиво в воде и в разбавленных растворах щелочей . Железо не растворяется в холодных концентрированных серной и азотной кислотах из-за пассивации поверхности металла прочной оксидной плёнкой. Горячая концентрированная серная кислота, являясь более сильным окислителем, взаимодействует с железом.
С соляной и разбавленной (приблизительно 20%-й) серной кислотами железо реагирует с образованием солей железа(II):
При взаимодействии железа с приблизительно 70%-й серной кислотой при нагревании реакция протекает с образованием сульфата железа(III) :
3.Оксиды и гидроксиды, КО и ОВ хар-ка…
Соединения железа (II)
Оксид железа(II) FeO обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(OH) 2 . Соли железа (II) обладают светло-зелёным цветом. При их хранении, особенно во влажном воздухе, они коричневеют за счёт окисления до железа (III). Такой же процесс протекает при хранении водных растворов солей железа(II):
Из солей железа(II) в водных растворах устойчива соль Мора - двойной сульфат аммония и железа(II) (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 ·6Н 2 O.
Реактивом на ионы Fe 2+ в растворе может служить гексацианоферрат(III) калия K 3 (красная кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe 2+ и 3− выпадает осадоктурнбулевой сини :
Для количественного определения железа (II) в растворе используют фенантролин , образующий с железом (II) красный комплекс FePhen 3 в широком диапазоне рН (4-9)
Соединения железа (III)
Оксид железа(III) Fe 2 O 3 слабо амфотерен , ему отвечает ещё более слабое, чем Fe(OH) 2 , основание Fe(OH) 3 , которое реагирует с кислотами:
Соли Fe 3+ склонны к образованию кристаллогидратов. В них ион Fe 3+ как правило окружен шестью молекулами воды. Такие соли имеют розовый или фиолетовый цвет.Ион Fe 3+ полностью гидролизуется даже в кислой среде. При рН>4 этот ион практчиески полностью осаждается в виде Fe(OH) 3:
При частичном гидролизе иона Fe 3+ образуются многоядерные оксо- и гидроксокатионы, из-за чего растворы приобретают коричневый цвет.Основные свойства гидроксида железа(III) Fe(OH) 3 выражены очень слабо. Он способен реагировать только с концентрированными растворами щелочей:
Образующиеся при этом гидроксокомплексы железа(III) устойчивы только в сильно щелочных растворах. При разбавлении растворов водой они разрушаются, причём в осадок выпадает Fe(OH) 3 .
При сплавлении со щелочами и оксидами других металлов Fe 2 O 3 образует разнообразные ферриты :
Соединения железа(III) в растворах восстанавливаются металлическим железом:
Железо(III) способно образовывать двойные сульфаты с однозарядными катионами типа квасцов , например, KFe(SO 4) 2 - железокалиевые квасцы, (NH 4)Fe(SO 4) 2 - железоаммонийные квасцы и т. д.
Для качественного обнаружения в растворе соединений железа(III) используют качественную реакцию ионов Fe 3+ с тиоцианат-ионами SCN − . При взаимодействии ионов Fe 3+ с анионами SCN − образуется смесь ярко-красных роданидных комплексов железа 2+ , + , Fe(SCN) 3 , - . Состав смеси (а значит, и интенсивность её окраски) зависит от различных факторов, поэтому для точного качественного определения железа этот метод неприменим.
Другим качественным реактивом на ионы Fe 3+ служит гексацианоферрат(II) калия K 4 (жёлтая кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe 3+ и 4− выпадает ярко-синий осадок берлинской лазури :
Соединения железа (VI)
Ферраты - соли не существующей в свободном виде железной кислоты H 2 FeO 4 . Это соединения фиолетового цвета, по окислительным свойствам напоминающие перманганаты, а по растворимости - сульфаты. Получают ферраты при действии газообразного хлора или озона на взвесь Fe(OH) 3 в щелочи , например, феррат(VI) калия K 2 FeO 4 . Ферраты окрашены в фиолетовый цвет.
Ферраты также можно получить электролизом 30%-ного раствора щелочи на железном аноде:
Ферраты - сильные окислители. В кислой среде разлагаются с выделением кислорода:
Окислительные свойства ферратов используют для обеззараживания воды .
4.Биороль
1)В живых организмах железо является важным микроэлементом, катализирующим процессы обмена кислородом (дыхания).
2)Обычно железо входит в ферменты в виде комплекса.В частности, этот комплекс присутствует в гемоглобине - важнейшем белке, обеспечивающем транспорт кислорода с кровью ко всем органам человека и животных. И именно он окрашивает кровь в характерный красный цвет.
4)Избыточная доза железа (200 мг и выше) может оказывать токсическое действие. Передозировка железа угнетает антиоксидантную систему организма, поэтому употреблять препараты железа здоровым людям не рекомендуется.
В организме человека содержится около 5 г железа, большая часть его (70%) входит в состав гемоглобина крови.
Физические свойства
В свободном состоянии железо - серебристо-белый металл с сероватым оттенком. Чистое железо пластично, обладает ферромагнитными свойствами. На практике обычно используются сплавы железа - чугуны и стали.
Fe - самый главный и самый распространенный элемент из девяти d-металлов побочной подгруппы VIII группы. Вместе с кобальтом и никелем образует «семейство железа».
При образовании соединений с другими элементами чаще использует 2 или 3 электрона (В = II, III).
Железо, как и почти все d-элементы VIII группы, не проявляет высшую валентность, равную номеру группы. Его максимальная валентность достигает VI и проявляется крайне редко.
Наиболее характерны соединения, в которых атомы Fe находятся в степенях окисления +2 и +3.
Способы получения железа
1. Техническое железо (в сплаве с углеродом и другими примесями) получают карботермическим восстановлением его природных соединений по схеме:
Восстановление происходит постепенно, в 3 стадии:
1) 3Fe 2 O 3 + СО = 2Fe 3 O 4 + СO 2
2) Fe 3 O 4 + СО = 3FeO +СO 2
3) FeO + СО = Fe + СO 2
Образующийся в результате этого процесса чугун содержит более 2% углерода. В дальнейшем из чугуна получают стали - сплавы железа, содержащие менее 1,5 % углерода.
2. Очень чистое железо получают одним из способов:
а) разложение пентакарбонила Fe
Fe(CO) 5 = Fe + 5СО
б) восстановление водородом чистого FeO
FeO + Н 2 = Fe + Н 2 O
в) электролиз водных растворов солей Fe +2
FeC 2 O 4 = Fe + 2СO 2
оксалат железа (II)
Химические свойства
Fe - металл средней активности, проявляет общие свойства, характерные для металлов.
Уникальной особенностью является способность к «ржавлению» во влажном воздухе:
В отсутствие влаги с сухим воздухом железо начинает заметно реагировать лишь при Т > 150°С; при прокаливании образуется «железная окалина» Fe 3 O 4:
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4
В воде в отсутствие кислорода железо не растворяется. При очень высокой температуре Fe реагирует с водяным паром, вытесняя из молекул воды водород:
3 Fe + 4Н 2 O(г) = 4H 2
Процесс ржавления по своему механизму является электрохимической коррозией. Продукт ржавления представлен в упрощенном виде. На самом деле образуется рыхлый слой смеси оксидов и гидроксидов переменного состава. В отличие от пленки Аl 2 О 3 , этот слой не предохраняет железо от дальнейшего разрушения.
Виды коррозии
Защита железа от коррозии
1. Взаимодействие с галогенами и серой при высокой температуре.
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
2Fe + 3F 2 = 2FeF 3
Fe + I 2 = FeI 2
Образуются соединения, в которых преобладает ионный тип связи.
2. Взаимодействие с фосфором, углеродом, кремнием (c N 2 и Н 2 железо непосредственно не соединяется, но растворяет их).
Fe + Р = Fe x P y
Fe + C = Fe x C y
Fe + Si = Fe x Si y
Образуются вещества переменного состава, т к. бертоллиды (в соединениях преобладает ковалентный характер связи)
3. Взаимодействие с «неокисляющими» кислотами (HCl, H 2 SO 4 разб.)
Fe 0 + 2Н + → Fe 2+ + Н 2
Поскольку Fe располагается в ряду активности левее водорода (Е° Fe/Fe 2+ = -0,44В), оно способно вытеснять Н 2 из обычных кислот.
Fe + 2HCl = FeCl 2 + Н 2
Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + Н 2
4. Взаимодействие с «окисляющими» кислотами (HNO 3 , H 2 SO 4 конц.)
Fe 0 - 3e - → Fe 3+
Концентрированные HNO 3 и H 2 SO 4 «пассивируют» железо, поэтому при обычной температуре металл в них не растворяется. При сильном нагревании происходит медленное растворение (без выделения Н 2).
В разб. HNO 3 железо растворяется, переходит в раствор в виде катионов Fe 3+ а анион кислоты восстанавливется до NO*:
Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2Н 2 O
Очень хорошо растворяется в смеси НСl и HNO 3
5. Отношение к щелочам
В водных растворах щелочей Fe не растворяется. С расплавленными щелочами реагирует только при очень высоких температурах.
6. Взаимодействие с солями менее активных металлов
Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0
7. Взаимодействие с газообразным монооксидом углерода (t = 200°C, P)
Fe(порошок) + 5CO (г) = Fe 0 (CO) 5 пентакарбонил железа
Соединения Fe(III)
Fe 2 O 3 - оксид железа (III).
Красно-бурый порошок, н. р. в Н 2 O. В природе - «красный железняк».
Способы получения:
1) разложение гидроксида железа (III)
2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O
2) обжиг пирита
4FeS 2 + 11O 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3
3) разложение нитрата
Химические свойства
Fe 2 O 3 - основный оксид с признаками амфотерности.
I. Основные свойства проявляются в способности реагировать с кислотами:
Fe 2 О 3 + 6Н + = 2Fe 3+ + ЗН 2 О
Fe 2 О 3 + 6HCI = 2FeCI 3 + 3H 2 O
Fe 2 О 3 + 6HNO 3 = 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O
II. Слабокислотные свойства. В водных растворах щелочей Fe 2 O 3 не растворяется, но при сплавлении с твердыми оксидами, щелочами и карбонатами происходит образование ферритов:
Fe 2 О 3 + СаО = Ca(FeО 2) 2
Fe 2 О 3 + 2NaOH = 2NaFeО 2 + H 2 O
Fe 2 О 3 + MgCO 3 = Mg(FeO 2) 2 + CO 2
III. Fe 2 О 3 - исходное сырье для получения железа в металлургии:
Fe 2 О 3 + ЗС = 2Fe + ЗСО или Fe 2 О 3 + ЗСО = 2Fe + ЗСO 2
Fe(OH) 3 - гидроксид железа (III)
Способы получения:
Получают при действии щелочей на растворимые соли Fe 3+ :
FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaCl
В момент получения Fe(OH) 3 - красно-бурый слизистоаморфный осадок.
Гидроксид Fe(III) образуется также при окислении на влажном воздухе Fe и Fe(OH) 2:
4Fe + 6Н 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3
4Fe(OH) 2 + 2Н 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3
Гидроксид Fe(III) является конечным продуктом гидролиза солей Fe 3+ .
Химические свойства
Fe(OH) 3 - очень слабое основание (намного слабее, чем Fe(OH) 2). Проявляет заметные кислотные свойства. Таким образом, Fe(OH) 3 имеет амфотерный характер:
1) реакции с кислотами протекают легко:
2) свежий осадок Fe(OH) 3 растворяется в горячих конц. растворах КОН или NaOH с образованием гидроксокомплексов:
Fe(OH) 3 + 3КОН = K 3
В щелочном растворе Fe(OH) 3 может быть окислен до ферратов (солей не выделенной в свободном состоянии железной кислоты H 2 FeO 4):
2Fe(OH) 3 + 10КОН + 3Br 2 = 2K 2 FeO 4 + 6КВr + 8Н 2 O
Соли Fe 3+
Наиболее практически важными являются: Fe 2 (SO 4) 3 , FeCl 3 , Fe(NO 3) 3 , Fe(SCN) 3 , K 3 4- желтая кровяная соль = Fe 4 3 берлинская лазурь (темно-синий осадок)
б) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 роданид Fe(III) (р-р кроваво-красного цвета)
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 + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3
Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину — оксид железа (II, III):
3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4
3Fe+2O 2 →(Fe II Fe 2 III)O 4 (160 °С)
2) При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:
3Fe + 4H 2 O – t° → Fe 3 O 4 + 4H 2
3) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:
2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °С)
Fe + S – t° → FeS (600 °С)
Fe+2S → Fe +2 (S 2 -1) (700°С)
4) В ряду напряжений стоит левее водорода, реагирует с разбавленными кислотами НСl и Н 2 SO 4 , при этом образуются соли железа(II) и выделяется водород:
Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (реакции проводятся без доступа воздуха, иначе Fe +2 постепенно переводится кислородом в Fe +3)
Fe + H 2 SO 4 (разб.) → FeSO 4 + H 2
В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании, оно сразу переходит в катион Fе 3+ :
2Fe + 6H 2 SO 4 (конц.) – t° → Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
Fe + 6HNO 3 (конц.) – t° → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют
Железный гвоздь, погруженный в голубоватый раствор медного купороса, постепенно покрывается налетом красной металлической меди
5) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в из растворов их солей.
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu
Амфотерность железа проявляется только в концентрированных щелочах при кипячении:
Fе + 2NaОН (50 %) + 2Н 2 O= Nа 2 ↓+ Н 2
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:
FeS 2 →Fe 2 O 3 (O 2 ,800°С, -SO 2) FeCO 3 →Fe 2 O 3 (O 2 ,500-600°С, -CO 2)
б) сжигание кокса при горячем дутье:
С (кокс) + O 2 (воздух) →СO 2 (600-700°С) СO 2 + С (кокс) ⇌ 2СО (700-1000 °С)
в) восстановление оксидной руды угарным газом СО последовательно:
Fe 2 O 3 →(CO) (Fe II Fe 2 III)O 4 →(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 Fe 2 С 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 (СО 2 , SО 2), либо связываются в легко отделяемый шлак — смесь Са 3 (РO 4) 2 и СаSiO 3 . Для получения специальных сталей в печь вводят легирующие добавки других металлов.
Получение чистого железа в промышленности — электролиз раствора солей железа, например:
FеСl 2 → Fе↓ + Сl 2 (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) F еО . Амфотерный оксид с большим преобладанием основных свойств. Черный, имеет ионное строение Fе 2+ O 2- . 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 ⇌(Fe II Fe 2 III) + Fе (560-700 °С, 900-1000°С)
FеО + 2НС1 (разб.) = FеС1 2 + Н 2 O
FеО + 4НNO 3 (конц.) = Fе(NO 3) 3 +NO 2 + 2Н 2 O
FеО + 4NаОН =2Н 2 O + N а 4 F е O 3(красн .) триоксоферрат(II) (400-500 °С)
FеО + Н 2 =Н 2 O + Fе (особо чистое) (350°С)
FеО + С (кокс) = Fе + СО (выше 1000 °С)
FеО + СО = Fе + СO 2 (900°С)
4FеО + 2Н 2 O (влага) + O 2 (воздух) →4FеО(ОН) (t)
6FеО + O 2 = 2(Fe II Fe 2 III)O 4 (300-500°С)
Получение в лаборатории : термическое разложение соединений железа (II) без доступа воздуха:
Fе(ОН) 2 = FеО + Н 2 O (150-200 °С)
FеСОз = FеО + СO 2 (490-550 °С)
Оксид дижелеза (III) – железа( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Двойной оксид. Черный, имеет ионное строение Fe 2+ (Fе 3+) 2 (O 2-) 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 Fe 3 O 4 не рекомендуется. Уравнения важнейших реакций:
2(Fe II Fe 2 III)O 4 = 6FеО + O 2 (выше 1538 °С)
(Fe II Fe 2 III)O 4 + 8НС1 (разб.) = FеС1 2 + 2FеС1 3 + 4Н 2 O
(Fe II Fe 2 III)O 4 +10НNO 3 (конц.) =3Fе(NO 3) 3 + NO 2 + 5Н 2 O
(Fe II Fe 2 III)O 4 + O 2 (воздух) = 6Fе 2 O 3 (450-600°С)
(Fe II Fe 2 III)O 4 + 4Н 2 = 4Н 2 O + 3Fе (особо чистое, 1000 °С)
(Fe II Fe 2 III)O 4 + СО =ЗFеО + СO 2 (500-800°C)
(Fe II Fe 2 III)O4 + Fе ⇌4FеО (900-1000 °С, 560-700 °С)
Получение: сгорание железа (см.) на воздухе.
магнетит.
Оксид железа(III) F е 2 О 3 . Амфотерный оксид с преобладанием основных свойств. Красно-коричневый, имеет ионное строение (Fе 3+) 2 (O 2-) 3. Термически устойчив до высоких температур. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой, из раствора выпадает бурый аморфный гидрат Fе 2 O 3 nН 2 О. 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:
6Fе 2 O 3 = 4(Fe II Fe 2 III)O 4 +O 2 (1200-1300 °С)
Fе 2 O 3 + 6НС1 (разб.) →2FеС1 3 + ЗН 2 O (t) (600°С,р)
Fе 2 O 3 + 2NaОН (конц.) →Н 2 O+ 2 N а F е O 2 (красн.) диоксоферрат(III)
Fе 2 О 3 + МО=(М II Fе 2 II I)O 4 (М=Сu, Мn, Fе, Ni, Zn)
Fе 2 O 3 + ЗН 2 =ЗН 2 O+ 2Fе (особо чистое, 1050-1100 °С)
Fе 2 O 3 + Fе = ЗFеО (900 °С)
3Fе 2 O 3 + СО = 2(Fe II Fе 2 III)O 4 + СO 2 (400-600 °С)
Получение в лаборатории — термическое разложение солей железа (III) на воздухе:
Fе 2 (SO 4) 3 = Fе 2 O 3 + 3SO 3 (500-700 °С)
4{Fе(NO 3) 3 9 Н 2 O} = 2Fе a O 3 + 12NO 2 + 3O 2 + 36Н 2 O (600-700 °С)
В природе — оксидные руды железа гематит Fе 2 O 3 и лимонит Fе 2 O 3 nН 2 O
Гидроксид железа (II) F е(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 + Н 2 O (150-200 °С, в атм.N 2)
Fе(ОН) 2 + 2НС1 (разб.) =FеС1 2 + 2Н 2 O
Fе(ОН) 2 + 2NаОН (> 50%) = Nа 2 ↓ (сине-зеленый) (кипячение)
4Fе(ОН) 2 (суспензия) + O 2 (воздух) →4FеО(ОН)↓ + 2Н 2 O (t)
2Fе(ОН) 2 (суспензия) +Н 2 O 2 (разб.) = 2FеО(ОН)↓ + 2Н 2 O
Fе(ОН) 2 + КNO 3 (конц.) = FеО(ОН)↓ + NO+ КОН (60 °С)
Получение : осаждение из раствора щелочами или гидратом аммиака в инертной атмосфере:
Fе 2+ + 2OH (разб.) = F е(ОН) 2 ↓
Fе 2+ + 2(NH 3 Н 2 O) = F е(ОН) 2 ↓ + 2NH 4
Метагидроксид железа F еО(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 Fе 2 O 3 nН 2 O, 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:
Fе 2 O 3 . nН 2 O→(200-250 °С, — H 2 O ) FеО(ОН)→(560-700° С на воздухе, -H2O) →Fе 2 О 3
FеО(ОН) + ЗНС1 (разб.) =FеС1 3 + 2Н 2 O
FeO(OH)→Fe 2 O 3 . nH 2 O -коллоид (NаОН (конц.))
FеО(ОН)→N а 3 [ F е(ОН) 6 ] белый , Nа 5 и К 4 соответственно; в обоих случаях выпадает синий продукт одинакового состава и строения, КFе III . В лаборатории этот осадок называют берлинская лазурь , или турнбуллева синь :
Fе 2+ + К + + 3- = КFе III ↓
Fе 3+ + К + + 4- = КFе III ↓
Химические названия исходных реактивов и продукта реакций:
К 3 Fе III - гексацианоферрат (III) калия
К 4 Fе III - гексацианоферрат (II) калия
КFе III - гексацианоферрат (II) железа (Ш) калия
Кроме того, хорошим реактивом на ионы Fе 3+ является тиоцианат-ион NСS — , железо (III) соединяется с ним, и появляется ярко-красная («кровавая») окраска:
Fе 3+ + 6NСS — = 3-
Этим реактивом (например, в виде соли КNСS) можно обнаружить даже следы железа (III) в водопроводной воде, если она проходит через железные трубы, покрытые изнутри ржавчиной.
Реферат на тему:
Сульфат железа(III)
План:
-
Введение
Введение
Сульфат железа(III) (лат. Ferrum sulfuricum oxydatum , нем. Eisensulfat (oxyd) Ferrisulfat ) - неорганическое химическое соединение, соль, химическая формула - .
1. Физические свойства
Безводный сульфат железа(III) - светло-желтые, парамагнитные, очень гигроскопичные кристаллы моноклинной сингонии, пространственная группа P2 1 /m, параметры элементарной ячейки a = 0,8296 нм, b = 0,8515 нм,c = 1,160 нм, β = 90,5°, Z = 4. Есть данные, что безводный сульфат железа образовывает орторомбическую и гексагональную модификации. Растворим в воде и ацетоне, не растворяется в этаноле.
Из воды кристаллизуется в виде кристаллогидратов Fe 2 (SO 4) 3 ·n H 2 O, где n = 12, 10, 9, 7, 6, 3. Наиболее изученный кристаллогидрат - нонагидрат сульфата железа(III) Fe 2 (SO 4) 3 ·9H 2 O - жёлтые гексагональные кристаллы, параметры элементарной ячейки a = 1,085 нм, c = 1,703 нм, Z = 4. Хорошо растворяется в воде (440 г на 100 г воды) и этаноле, не растворяется в ацетоне. В водных растворах сульфат железа(III) из-за гидролиза приобретает красно-коричневый цвет.
При нагревании нонагидрат превращается при 98 °C в тетрагидрат, при 125 °C - в моногидрат и при 175 °C - в безводный Fe 2 (SO 4) 3 , который выше 600 °C разлагается на Fe 2 O 3 и SO 3 .
2. Нахождение в природе
Минерал, содержащий в себе смешанный сульфат железа-алюминия называется микасаит (англ. mikasaite ), с химической формулой (Fe 3+ , Al 3+) 2 (SO 4) 3 является минералогической формой сульфата железа(III). Этот минерал несет в себе безводную форму сульфата железа, поэтому встречается в природе очень редко. Гидратированные формы встречаются чаще всего, например:
Все перечисленные выше природные гидраты железа являются непрочными соединениями и в открытом состоянии быстро выветриваются.
2.1. Марс
Сульфат железа и ярозит были обнаружены двумя марсоходами: Спирит и Оппортьюнити. Эти вещества являются признаком сильных окислительных условий на поверхности Марса. В мае 2009 года марсоход Спирит застрял, когда он ехал по мягкому грунту планеты и наехал на залежи сульфата железа, скрытые под слоем обычного грунта . Вследствие того, что сульфат железа имеет очень низкую плотность, то марсоход застрял настолько глубоко, что часть его корпуса коснулась поверхности планеты.
3. Получение
В промышленности сульфат железа(III) получают прокаливанием пирита или марказита с NaCl на воздухе:
или растворяют оксид железа(III) в серной кислоте:
В лабораторной практике сульфат железа(III) можно получить из гидроокиси железа(III):
Препарат той же чистоты можно получить окислением сульфата железа(II) азотной кислотой:
также окисление можно провести кислородом или оксидом серы:
Концентрированные серная и азотная кислоты окисляют сульфид железа до сульфата железа(III):
Дисульфид железа можно окислить концентрированной серной кислотой:
Сульфат-аммоний железа(II) (соль Мора) также можно окислить дихроматом калия. Вследствие данной реакции выделятся сразу четыре сульфата - железа(III), хрома(III), аммиака и калия, и вода:
Сульфат железа(III) можно получить как один из продуктов термического разложения сульфата железа(II):
Ферраты с разбавленной серной кислотой восстанавливаются до сульфата железа(III):
Нагрев пентагидрат до температуры 70-175 °C получим безводный сульфат железа(III):
Сульфат железа(II) можно окислить таким экзотическим окислителем, как оксид ксенона(III):
4. Химические свойства
Сульфат железа(III) в водных растворах подвергается сильному гидролизу по катиону, при этом раствор окрашивается в красновато-коричневый цвет:
Горячая вода или пар разлагают сульфат железа(III):
Безводный сульфат железа(III) при нагревании разлагается:
Растворы щелочей разлагают сульфат железа(III), продукты реакции зависят от концентрации щёлочи:
Если с щёлочью взаимодействует эквимолярный раствор сульфатов железа(III) и железа(II), то в результате получится сложный оксид железа:
Активные металлы (такие как магний, цинк, кадмий, железо) восстанавливают сульфат железа(III):
Некоторые сульфиды металлов (например, меди, кальция, олова, свинца, ртути) в водном растворе восстанавливают сульфат железа(III):
С растворимыми солями ортофосфорной кислоты образует нерастворимый фосфат железа(III) (гетерозит):