Гидроксид железа ii какие свойства

Гидроксид железа (II)
Систематическое название	Гидроксид железа (II)
Химическая формула	Fe(OH)2
Внешний вид	белые или светло-зелёные кристаллы
Молярная масса	89,86 г/моль
Температура разложения	150—200 °C
Плотность	3,4 г/см³
Твёрдость по Моосу	3,5—4
Константа диссоциации pKb	1,92
Растворимость в воде	5,2⋅10−5 г/100 мл
Произведение растворимости	7,9⋅10−16
Кристаллическая решётка	тригональная
Стандартная энтальпия образования	−574 кДж/моль
Стандартная молярная энтропия	+92 Дж/(К·моль)
Стандартная энергия образования Гиббса	−493 кДж/моль
Регистрационный номер CAS	18624-44-7
Где это не указано, данные приведены при стандартных условиях (25 °C, 100 кПа).

Гидроксид железа (II) — неорганическое вещество с формулой Fe(OH)2, соединение железа. Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Кристаллическое вещество белого (иногда с зеленоватым оттенком) цвета, на воздухе со временем темнеет. Является одним из промежуточных соединений при ржавлении железа.

Нахождение в природе

Гидроксид железа (II) встречается в природе в виде минерала амакинита. Данный минерал содержит примеси магния и марганца (эмпирическая формула Fe0,7Mg0,2Mn0,1(OH)2). Цвет минерала жёлто-зелёный или светло-зелёный, твёрдость по Моосу 3,5—4, плотность 2,925—2,98 г/см³.[1]

Физические свойства

Чистый гидроксид железа (II) — кристаллическое вещество белого цвета (на фото – коричневый цвет). Иногда имеет зеленоватый оттенок из-за примесей солей железа. Со временем на воздухе темнеет вследствие окисления. Нерастворим в воде (растворимость 5,8⋅10−6 моль/л). При нагревании разлагается. Имеет тригональную сингонию кристаллической решётки.

Химические свойства

Гидроксид железа (II) вступает в следующие реакции.

Проявляет свойства основания — легко вступает в реакции нейтрализации с разбавленными кислотами, например с соляной (образуется раствор хлорида железа (II)):

Fe(OH)2 + 2HCl ⟶ FeCl2 + 2H2O

В более жёстких условиях проявляет кислотные свойства, например с концентрированным (более 50 %) гидроксидом натрия при кипении в атмосфере азота образует осадок тетрагидроксоферрата (II) натрия:

Fe(OH)2 + 2NaOH ⟶ Na2[Fe(OH)4]↓

Не реагирует с гидратом аммиака. При нагревании реагирует с концентрированными растворами солей аммония, например, хлорида аммония:

Fe(OH)2 + 2NH4Cl ⟶ FeCl2 + 2NH3↑ + 2H2O

При нагревании разлагается с образованием оксида железа (II):

Fe(OH)2 →150−200∘C FeO + H2OВ этой реакции в качестве примесей образуются металлическое железо и оксид железа (III) – железа (II) (Fe3O4).

В виде суспензии, при кипячении в присутствии кислорода воздуха окисляется до метагидроксида железа. При нагревании с последним образует оксид железа (III)-железа (II):

4Fe(OH)2 + O2 ⟶ 4FeO(OH) + 2H2O Fe(OH)2 + 2FeO(OH) →600−1000∘C (FeIIFe2III)O4 + 2H2OЭти реакции также происходят (медленно) в процессе коррозии железа.

Получение

Гидроксид железа (II)

Гидроксид железа (II) может быть получен в виде осадка в обменных реакциях растворов солей железа (II) со щёлочью, например:

FeSO4 + 2KOH ⟶ Fe(OH)2↓ + K2SO4

Образование гидроксида железа (II) является одной из стадий ржавления железа:

2Fe + 2H2O + O2 ⟶ 2Fe(OH)2Также гидроксид железа (II) может быть получен электролизом раствора солей щелочных металлов(например хлорида натрия) при перемешивании. Сначала образуется соль железа, которая при реакции с образовавшимся гидроксидом натрия даёт гидроксид железа. Чтобы получить двухвалентный гидроксид нужно вести электролиз при большой плотности тока. Реакция в общем виде: Fe + 2H2O ⟶ Fe(OH)2↓ + H2

Применение

Гидроксид железа (II) находит применение при изготовлении активной массы железо-никелевых аккумуляторов.

Источник

Соединения
двухвалентного железа

Дополнительно в учебнике “Фоксфорд”

I. Гидроксид
железа (II)

Образуется при действии растворов щелочей на соли
железа (II) без доступа воздуха:

FeCl2 + 2KOH = 2KCl + Fе(OH)2↓

Fe(OH)2 – слабое основание, растворимо в
сильных кислотах:

Fe(OH)2
+ H2SO4 = FeSO4 + 2H2O

Fe(OH)2
+ 2H+ = Fe2+ + 2H2O

Дополнительный материал:

Fe(OH)2 – проявляет и слабые амфотерные
свойства, реагирует с концентрированными щелочами:

Fe(OH)2
+ 2NaOH = Na2[Fe(OH)4].
образуется соль тетрагидроксоферрат (II) натрия

При прокаливании Fe(OH)2 без доступа
воздуха образуется оксид железа (II) FeO – соединение черного цвета:

Fe(OH)2
t˚C→ FeO + H2O

В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH)2,
окисляясь, буреет – образуя гидроксид железа (III) Fe(OH)3:

4Fe(OH)2
+ O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3↓

Дополнительный материал:

Соединения железа (II) обладают восстановительными
свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:

10FeSO4 + 2KMnO4
+ 8H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 +
K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O

6FeSO4 + 2HNO3
+ 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 +
2NO + 4H2O

Соединения железа склонны к комплексообразованию:

FeCl2 + 6NH3 = [Fe(NH3)6]Cl2

Fe(CN)2 + 4KCN = K4[Fe(CN)6]
(жёлтая кровяная соль)

Качественная
реакция на Fe2+

Опыт

При действии гексацианоферрата
(III) калия K3[Fe(CN)6] (красной кровяной соли) на
растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):

3Fe2+Cl2
+ 3K3[Fe3+(CN)6] → 6KCl + 3KFe2+[Fe3+(CN)6]↓

(турнбулева синь – гексацианоферрат (III) железа (II)-калия)

Турнбуллева
синь очень похожа по свойствам на берлинскую лазурь и тоже служила
красителем. Названа по имени одного из основателей шотландской
фирмы по производству красителей «Артур и Турнбуль».

Соединения трёхвалентного
железа

I. Оксид железа
(III)

Образуется при сжигании сульфидов железа, например,
при обжиге пирита:

4FeS2 + 11O2 t˚C→ 2Fe2O3 + 8SO2

или при прокаливании солей железа:

2FeSO4
t˚C→ Fe2O3 + SO2 + SO3

Fe2O3 – оксид красно-коричневого цвета, в незначительной
степени проявляющий амфотерные свойства

Fe2O3
+ 6HCl t˚C→ 2FeCl3 + 3H2O

Fe2O3
+ 6H+ t˚C→ 2Fe3+ + 3H2O

Fe2O3 + 2NaOH + 3H2O t˚C→ 2Na[Fe(OH)4],
образуется соль – тетрагидроксоферрат
(III) натрия

Fe2O3
+ 2OH- + 3H2O t˚C→ 2[Fe(OH)4]-

При сплавлении с основными оксидами или карбонатами щелочных металлов образуются
ферриты:

Fe2O3
+ Na2O t˚C→ 2NaFeO2

Fe2O3 + Na2CO3
= 2NaFeO2 + CO2

II.Гидроксид железа (III)

Образуется при действии растворов щелочей на соли
трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка

Fe(NO3)3
+ 3KOH = Fe(OH)3↓ + 3KNO3

Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3↓

Дополнительно:

Fe(OH)3 – более слабое основание, чем
гидроксид железа (II).

Это объясняется тем, что у Fe2+ меньше
заряд иона и больше его радиус, чем у Fe3+, а поэтому, Fe2+
слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH)2 более легко
диссоциирует.

В связи с этим соли железа (II) гидролизуются
незначительно, а соли железа (III) – очень сильно.

Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III):
несмотря на то, что ион Fe3+ почти бесцветен, содержащие его
растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием
гидроксоионов железа или молекул Fe(OH)3, которые образуются
благодаря гидролизу:

Fe3+ + H2O
↔ [Fe(OH)]2+ + H+

[Fe(OH)]2+ + H2O
↔ [Fe(OH)2]+ + H+

[Fe(OH)2]+
+ H2O ↔ Fe(OH)3 + H+

При нагревании окраска темнеет, а при прибавлении
кислот становится более светлой вследствие подавления гидролиза.

Fe(OH)3 обладает слабо выраженной
амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных
растворах щелочей:

Fe(OH)3
+ 3HCl = FeCl3 + 3H2O

Fe(OH)3
+ 3H+ = Fe3+ + 3H2O

Fe(OH)3
+ NaOH = Na[Fe(OH)4]

Fe(OH)3
+ OH- = [Fe(OH)4]-

Дополнительный материал:

Соединения железа (III) – слабые окислители, реагируют
с сильными восстановителями:

2Fe+3Cl3 + H2S-2 = S0↓ + 2Fe+2Cl2 + 2HCl

FeCl3 + KI = I2↓ + FeCl2 + KCl

Качественные реакции на Fe3+

Опыт

1) При действии гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6]
(жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):

4Fe3+Cl3 + 4K4[Fe2+(CN)6]
→ 12KCl
+ 4KFe3+[Fe2+(CN)6]↓

(берлинская лазурь – гексацианоферрат
(II)
железа (III)-калия)

Берлинская
лазурь была получена случайно в
начале 18 века в Берлине красильных дел мастером Дисбахом. Дисбах купил у
торговца необычный поташ (карбонат калия): раствор этого поташа при добавлении
солей железа получался синим. При проверке поташа оказалось, что он был прокален с
бычьей кровью. Краска оказалась подходящей для тканей: яркой, устойчивой и
недорогой. Вскоре стал известен и рецепт получения краски: поташ сплавляли с
высушенной кровью животных и железными опилками. Выщелачиванием такого сплава
получали желтую кровяную соль. Сейчас берлинскую лазурь используют для
получения печатной краски и подкрашивания полимеров.

Установлено, что берлинская лазурь и турнбулева синь
– одно и то же вещество, так как комплексы, образующиеся в реакциях находятся между собой в равновесии:

KFeIII[FeII(CN)6]↔KFeII[FeIII(CN)6]

2) При добавлении к раствору,
содержащему ионы Fe3+ роданистого калия или аммония появляется
интенсивная кроваво-красная окраска раствора роданида железа(III):

2FeCl3
+ 6KCNS = 6KCl + FeIII[FeIII(CNS)6]

(при взаимодействии же с роданидами ионов Fe2+
раствор остаётся практически бесцветным).

Тренажёры

Тренажёр №1 – Распознавание соединений, содержащих ион
Fe (2+)

Тренажёр №2 – Распознавание соединений, содержащих ион
Fe (3+)

Задания для закрепления

№1. Осуществите превращения:
FeCl2 -> Fe(OH)2 -> FeO -> FeSO4
Fe -> Fe(NO3)3 -> Fe(OH)3 -> Fe2O3->
NaFeO2

№2. Составьте уравнения реакций, при помощи которых
можно получить:
а) соли железа (II) и соли железа (III);
б) гидроксид железа (II) и гидроксид железа (III);
в) оксиды железа.

Источник

Билет № 20

1. Железо: положение этого химического элемента в периодической системе. Химические свойства железа: взаимодействие с серой,
хлороводородной кислотой, растворами солей. Оксиды и гидроксиды железа

Положение в периодической системе: железо находится в 4 периоде, побочной (Б) подгруппе VIII группы. Атомный номер железа 26.

Заряд ядра атома равен + 26, число электронов 26. Четыре электронных уровня, на внешнем уровне 2 электрона.

Схема расположения электронов по уровням:
26Fe ) ) ) )
2 8 14 2

Чистое железо — мягкий металл. Железо способно намагничиваться в магнитном поле.

Железо в химических реакциях окисляется до степени окисления +2 или +3. Со слабыми окислителями, такими как сера, разбавленные кислоты, растворы солей, — железо окисляется до +2 (валентность II).

Если нагреть железные опилки с порошком серы, начинается экзотермическая реакция (с выделением теплоты), которая продолжается без дальнейшего нагревания. Образуется сульфид железа (II):

Fe + S = FeS

Железо находится в электрохимическом ряду напряжений левее водорода, поэтому вытесняет водород из кислот. При взаимодействии с соляной (хлороводородной) кислотой образуется хлорид железа (II):

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑

Железо вытесняет менее активные металлы (которые расположены правее в ряду напряжений) из растворов их солей. Если поместить железные опилки (или кнопку) в раствор хлорида меди (II), железо покрывается красным слоем меди, а голубой раствор приобретает зеленоватый цвет:

Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu↓

Оксиды и гидроксиды железа нерастворимы в воде. Получены оксиды и гидроксиды с различной степенью окисления железа:

Оксид железа (II) FeO, гидроксид железа (II) Fe(OH)2. Проявляют осно́вные свойства. Оксид железа (II) черного цвета. Гидроксид железа (II) выпадает в виде осадка зеленоватого цвета при добавлении щелочей в раствор соли железа (II).
Железо горит в кислороде:
3Fe + 2O2 = Fe3O4
с образованием железной окалины (представляет из себя смешанный оксид Fe+2O•Fe2+3O3). Темно-серого цвета.
Гидратированный оксид железа (III) Fe2O3• nH2O является основной составной частью ржавчины. Бурого цвета. Проявляет слабые амфотерные свойства. Гидроксид железа (III) получают воздействием щелочей на соли железа трехвалентного.

Сильные окислители, например, хлор при нагревании, окисляют железо до степени окисления +3:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

Железо пассивируется концентрированной серной кислотой, поэтому ее перевозят в стальных цистернах.

Железо широко применяется в промышленности в виде сплавов: чугуна и стали. Сплавы отличаются более высокой твердостью. С помощью специальных легирующих добавок получают сталь, устойчивую к коррозии, высоким температурам и пр.

В организме человека элемент железо входит в состав гемоглобина крови, осуществляющего транспорт кислорода из легких в ткани.

2. Опыт. Распознавание среди трех предложенных веществ кислоты и щелочи

Разделяем каждый раствор пополам, т. е. получаем два набора по три пробирки.
Чтобы распознать среди трех растворов кислоту, капаем в первые три пробирки индикатор лакмус синий или метилоранж (метиловый оранжевый). В пробирке с кислотой индикатор покраснеет.
Чтобы распознать щелочь, капаем в оставшиеся три пробирки индикатор фенолфталеин (ф-ф). В пробирке со щелочью он станет малиновым.

Можно воспользоваться универсальным индикатором: капаем исследуемый раствор на полоску индикаторной бумаги и сравниваем со шкалой, делаем вывод о наличии кислоты или щелочи.

автор: Владимир Соколов

Источник

СургутскийГосударственный Университет

Кафедра химии

РЕФЕРАТ

по теме:

ЖЕЛЕЗО

Выполнил:

Бондаренко М.А.

Проверил:

Щербакова Л.П.

Сургут, 2000
Впериодической системе железо находится в четвертом периоде, в побочнойподгруппе VIII группы.

Химический знак – Fe (феррум). Порядковый номер –26, электронная формула 1s2 2s2 2p6 3d64s2
.

¯ 3d 4p 4s Электронно-графическаяформула
¯ 3d ¯ 4p

Валентные электроны у атома железа находятся напоследнем электронном слое (4s2
) и предпоследнем (3d6
).В химических реакциях железо может отдавать эти электроны и проявлять степениокисления +2, +3 и, иногда, +6.

Нахождение в природе.

Железо является вторым пораспространенности металлом в природе (после алюминия). В свободном состояниижелезо встречается только в метеоритах, падающих на землю. Наиболее важныеприродные соединения:

Fe2O3· 3H2O – бурый железняк;

Fe2O3– красный железняк;

Fe3O4(FeO· Fe2O3) – магнитныйжелезняк;

FeS2 – железный колчедан (пирит).

Соединения железа входят всостав живых организмов.

Получение железа.

В промышленности железо получаютвосстановлением его из железных руд углеродом (коксом) и оксидом углерода (II)в доменных печах. Химизм доменного процесса следующий:

3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4+ CO2,

Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2,

FeO + CO = Fe + CO2.

Физические свойства.

Железо – серебристо серыйметалл, обладает большой ковкостью, пластичностью и сильными магнитнымисвойствами. Плотность железа – 7,87 г/см3, температура плавления1539°С.

Химические свойства.

В реакциях железо являетсявосстановителем. Однако при обычной температуре оно не взаимодействует даже ссамыми активными окислителями (галогенами, кислородом, серой), но принагревании становится активным и реагирует с ними:

2Fe+ 3Cl2 = 2FeCl3 Хлорид железа (III)

3Fe+ 2O2 = Fe3O4(FeO · Fe2O3) Оксид железа (II,III)

Fe+ S = FeS Сульфид железа (II)

При очень высокой температурежелезо реагирует с углеродом, кремнием и фосфором:

3Fe + C = Fe3C Карбиджелеза (цементит)

3Fe + Si = Fe3Si Силициджелеза

3Fe + 2P = Fe3P2 Фосфиджелеза (II)

Железо реагирует сосложными веществами.

Во влажном воздухе железо быстроокисляется (корродирует):

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3,

Fe(OH)3 = Fe

O– H + H2O

Ржавчина

Железо находится в серединеэлектрохимического ряда напряжений металлов, поэтому является металлом среднейактивности
. Восстановительная способность у железа меньше, чем у щелочных,щелочноземельных металлов и у алюминия. Только при высокой температурераскаленное железо реагирует с водой:

3Fe + 4H2O = Fe3O4 +4H2

Железо реагирует с разбавленнымисерной и соляной кислотами, вытесняя из кислот водород:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

Fe + H2SO4 = FeSO4 +H2

При обычной температуре железоне взаимодействует с концентрированной серной кислотой, так как пассивируетсяею. При нагревании концентрированная H2SO4 окисляетжелезо до сульфита железа (III):

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

Разбавленная азотная кислота окисляетжелезо до нитрата железа (III):

Fe + 4HNO3 =Fe(NO3)3 + NO + 2H2O.

Концентрированная азотнаякислота пассивирует железо.

Из растворов солей железовытесняет металлы, которые расположены правее его в электрохимическом рядунапряжений:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu, Fe0+ Cu2+ = Fe2+ + Cu0.

Соединения железа (II)

Оксид железа (II) FeO
– черноекристаллическое вещество, нерастворимое в воде. Оксид железа (II) получаютвосстановлением оксида железа(II,III) оксидом углерода (II):

Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2.

Оксид железа (II) – основнойоксид, легко реагирует с кислотами, при этом образуются соли железа(II):

FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O, FeO+ 2H+ = Fe2+ + H2O.

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2
– порошок белого цвета, не растворяется в воде. Получают его из солей железа(II) при взаимодействии их со щелочами:

FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2¯ + Na2SO4,

Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2¯.

Гидроксид железа () Fe(OH)2 проявляетсвойства основания, легко реагирует с кислотами:

Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O,

Fe(OH)2 + 2H+ = Fe2++ 2H2O.

При нагревании гидроксид железа(II) разлагается:

Fe(OH)2 = FeO + H2O.

Соединения со степенью окисленияжелеза +2 проявляют восстановительные свойства
, так как Fe2+ легкоокисляются до Fe+3:

Fe+2 – 1e = Fe+3

Так, свежеполученный зеленоватыйосадок Fe(OH)2 на воздухе очень быстро изменяет окраску – буреет. Изменениеокраски объясняется окислением Fe(OH)2 в Fe(OH)3кислородом воздуха:

4Fe+2(OH)2 + O2 + 2H2O= 4Fe+3(OH)3.

Восстановительные свойствапроявляют и соли двухвалентного железа, особенно при действии окислителей вкислотной среде. Например, сульфат железа (II) восстанавливает перманганаткалия в сернокислотной среде до сульфата марганца (II):

10Fe+2SO4+ 2KMn+7O4 + 8H2SO4 = 5Fe+32(SO4)3+ 2Mn+2SO4 + K2SO4 + 8H2O.

Качественнаяреакция на катион железа (II).

Реактивом для определениякатиона железа Fe2+ является гексациано (III) феррат калия (красная кровянаясоль) K3:

3FeSO4 + 2K3= Fe32¯ + 3K2SO4.

При взаимодействии ионов 3-с катионами железа Fe2+ образуется темно-синий осадок – турнбулевасинь:

3Fe2+ +23- =Fe32¯

Соединения железа (III)

Оксид железа (III) Fe2O3
– порошок бурого цвета, не растворяется в воде. Оксид железа (III) получают:

А) разложением гидроксида железа(III):

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

Б) окислением пирита (FeS2):

4Fe+2S2-1 + 11O20= 2Fe2+3O3 + 8S+4O2-2.

/>/>/>Fe+2 – 1e ® Fe+3

2S-1 – 10e ® 2S+4

O20+4e ® 2O-2 11e

Оксид железа (III) проявляетамфотерные свойства:

А) взаимодействует с твердымищелочами NaOH и KOH и с карбонатами натрия и калия при высокой температуре:

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O,

Fe2O3 + 2OH- = 2FeO2-+ H2O,

Fe2O3 + Na2CO3= 2NaFeO2 + CO2.

Феррит натрия

Гидроксид железа (III)
получают из солей железа (III) при взаимодействии их со щелочами:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3¯ + 3NaCl,

Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3¯.

Гидроксид железа (III) являетсяболее слабым основанием, чем Fe(OH)2, и проявляет амфотерныесвойства (с преобладанием основных). При взаимодействии с разбавленнымикислотами Fe(OH)3 легко образует соответствующие соли:

Fe(OH)3 + 3HCl « FeCl3 + H2O

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 « Fe2(SO4)3 + 6H2O

Fe(OH)3 + 3H+ « Fe3+ + 3H2O

Реакции с концентрированнымирастворами щелочей протекают лишь при длительном нагревании. При этомполучаются устойчивые гидрокомплексы с координационным числом 4 или 6:

Fe(OH)3+ NaOH = Na,

Fe(OH)3+ OH- = -,

Fe(OH)3+ 3NaOH = Na3,

Fe(OH)3+ 3OH- = 3-.

Соединения со степенью окисленияжелеза +3 проявляют окислительные свойства, так как под действиемвосстановителей Fe+3 превращается в Fe+2:

Fe+3 + 1e = Fe+2.

Так, например, хлорид железа (III)окисляет йодид калия до свободного йода:

2Fe+3Cl3 + 2KI = 2Fe+2Cl2+ 2KCl + I20

Качественныереакции на катион железа (III)

А) Реактивом для обнаружениякатиона Fe3+ является гексациано (II) феррат калия (желтая кровянаясоль) K2.

При взаимодействии ионов 4-с ионами Fe3+ образуется темно-синий осадок – берлинская лазурь
:

4FeCl3 + 3K4« Fe43¯ +12KCl,

4Fe3+ + 34-= Fe43¯.

Б) Катионы Fe3+ легко обнаруживаются с помощьюроданида аммония (NH4CNS). В результате взаимодействия ионов CNS-1 скатионами железа (III) Fe3+ образуется малодиссоциирующий роданид железа (III)кроваво-красного цвета:

FeCl3 + 3NH4CNS« Fe(CNS)3 + 3NH4Cl,

Fe3+ + 3CNS1-« Fe(CNS)3.

Применение и биологическая роль железа и егосоединений.

Важнейшие сплавы железа – чугуны и стали – являютсяосновными конструкционными материалами практически во всех отрасляхсовременного производства.

Хлорид железа (III) FeCl3 применяется для очисткиводы. В органическом синтезе FeCl3 применяется как катализатор.Нитрат железа Fe(NO3)3 · 9H2O используют при окраске тканей.

Железо является одним из важнейших микроэлементов ворганизме человека и животных (в организме взрослого человека содержится в видесоединений около 4 г Fe). Оно входит в состав гемоглобина, миоглобина,различных ферментов и других сложных железобелковых комплексов, которыенаходятся в печени и селезенке. Железо стимулирует функцию кроветворныхорганов.

Список использованнойлитературы:

1. «Химия.Пособие репетитор». Ростов-на-Дону. «Феникс». 1997 год.

2. «Справочникдля поступающих в вузы». Москва. «Высшая школа», 1995 год.

3. Э.Т.Оганесян. «Руководство по химии поступающим в вузы». Москва. 1994 год.

Так как Fe2+ легко окисляются до Fe+3:

Fe+2 – 1e = Fe+3

Так, свежеполученный зеленоватый осадок Fe(OH)2 на воздухе очень быстро изменяет окраску – буреет. Изменение окраски объясняется окислением Fe(OH)2 в Fe(OH)3 кислородом воздуха:

4Fe+2(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe+3(OH)3.

Восстановительные свойства проявляют и соли двухвалентного железа, особенно при действии окислителей в кислотной среде. Например, сульфат железа (II) восстанавливает перманганат калия в сернокислотной среде до сульфата марганца (II):

10Fe+2SO4 + 2KMn+7O4 + 8H2SO4 = 5Fe+32(SO4)3 + 2Mn+2SO4 + K2SO4 + 8H2O.

Качественная реакция на катион железа (II).

Реактивом для определения катиона железа Fe2+ является гексациано (III) феррат калия (красная кровяная соль) K3:

3FeSO4 + 2K3 = Fe32¯ + 3K2SO4.

При взаимодействии ионов 3- с катионами железа Fe2+ образуется темно-синий осадок – турнбулева синь:

3Fe2+ +23- = Fe32¯

Соединения железа (III)

Оксид железа (III) Fe2O3
– порошок бурого цвета, не растворяется в воде. Оксид железа (III) получают:

А) разложением гидроксида железа (III):

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

Б) окислением пирита (FeS2):

4Fe+2S2-1 + 11O20 = 2Fe2+3O3 + 8S+4O2-2.

Fe+2 – 1e ® Fe+3

2S-1 – 10e ® 2S+4

O20 + 4e ® 2O-2 11e

Оксид железа (III) проявляет амфотерные свойства:

А) взаимодействует с твердыми щелочами NaOH и KOH и с карбонатами натрия и калия при высокой температуре:

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O,

Fe2O3 + 2OH- = 2FeO2- + H2O,

Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2.

Феррит натрия

Гидроксид железа (III)
получают из солей железа (III) при взаимодействии их со щелочами:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3¯ + 3NaCl,

Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3¯.

Гидроксид железа (III) является более слабым основанием, чем Fe(OH)2, и проявляет амфотерные свойства (с преобладанием основных). При взаимодействии с разбавленными кислотами Fe(OH)3 легко образует соответствующие соли:

Fe(OH)3 + 3HCl « FeCl3 + H2O

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 « Fe2(SO4)3 + 6H2O

Fe(OH)3 + 3H+ « Fe3+ + 3H2O

Реакции с концентрированными растворами щелочей протекают лишь при длительном нагревании. При этом получаются устойчивые гидрокомплексы с координационным числом 4 или 6:

Fe(OH)3 + NaOH = Na,

Fe(OH)3 + OH- = -,

Fe(OH)3 + 3NaOH = Na3,

Fe(OH)3 + 3OH- = 3-.

Соединения со степенью окисления железа +3 проявляют окислительные свойства, так как под действием восстановителей Fe+3 превращается в Fe+2:

Fe+3 + 1e = Fe+2.

Так, например, хлорид железа (III) окисляет йодид калия до свободного йода:

2Fe+3Cl3 + 2KI = 2Fe+2Cl2 + 2KCl + I20

Качественные реакции на катион железа (III)

А) Реактивом для обнаружения катиона Fe3+ является гексациано (II) феррат калия (желтая кровяная соль) K2.

При взаимодействии ионов 4- с ионами Fe3+ образуется темно-синий осадок – берлинская лазурь
:

4FeCl3 + 3K4 « Fe43¯ +12KCl,

4Fe3+ + 34- = Fe43¯.

Б) Катионы Fe3+ легко обнаруживаются с помощью роданида аммония (NH4CNS). В результате взаимодействия ионов CNS-1 с катионами железа (III) Fe3+ образуется малодиссоциирующий роданид железа (III) кроваво-красного цвета:

FeCl3 + 3NH4CNS « Fe(CNS)3 + 3NH4Cl,

Fe3+ + 3CNS1- « Fe(CNS)3.

Применение и биологическая роль железа и его соединений.

Важнейшие сплавы железа – чугуны и стали – являются основными конструкционными материалами практически во всех отраслях современного производства.

Хлорид железа (III) FeCl3 применяется для очистки воды. В органическом синтезе FeCl3 применяется как катализатор. Нитрат железа Fe(NO3)3 · 9H2O используют при окраске тканей.

Железо является одним из важнейших микроэлементов в организме человека и животных (в организме взрослого человека содержится в виде соединений около 4 г Fe). Оно входит в состав гемоглобина, миоглобина, различных ферментов и других сложных железобелковых комплексов, которые находятся в печени и селезенке. Железо стимулирует функцию кроветворных органов.

Список использованной литературы:

1. «Химия. Пособие репетитор». Ростов-на-Дону. «Феникс». 1997 год.

2. «Справочник для поступающих в вузы». Москва. «Высшая школа», 1995 год.

3. Э.Т. Оганесян. «Руководство по химии поступающим в вузы». Москва. 1994 год.

Неорганическое соединение гидроксид железа 3 имеет химическую формулу Fe(OH)2. Оно принадлежит к ряду амфотерных в которых преобладают свойства, характерные для оснований. На вид это вещество представляет собой кристаллы белого цвета, которые при длительном пребывании на открытом воздухе постепенно темнеют. Имеются варианты кристаллов зеленоватого оттенка. В повседневной жизни вещество может наблюдать каждый в виде зеленоватого налета на металлических поверхностях, что свидетельствует о начала процесса ржавления – гидроксид железа 3 выступает в качестве одной из промежуточных стадий этого процесса.

В природе соединение находят в виде амакинита. Этот кристаллический минерал, кроме собственно железа, содержит в себе еще примеси магния и марганца, все эти вещества придают амакиниту разные оттенки – от желто-зеленого до бледно- зеленого, в зависимости от процентного содержания того или иного элемента. Твердость минерала составляет 3,5-4 единицы по шкале Мооса, а плотность равна примерно 3 г/см³.

К физическим свойствам вещества следует также отнести его крайне слабую растворимость. В том случае, когда гидроксид железа 3 подвергается нагреванию, он разлагается.

Это вещество очень активно и взаимодействует со многими другими веществами и соединениями. Так, например, обладая свойствами основания, оно вступает в с различными кислотами. В частности, серная кислота, гидроксид железа 3 в ходе реакции ведут к получению (III). Так как эта реакция может происходить путем обычного прокаливания на открытом воздухе, такой недорогой сульфата используется как в лабораторных, так и в промышленных условиях.

В ходе реакции с ее результатом является образование хлорида железа (II).

В некоторых случаях гидроксид железа 3 может проявлять и кислотные свойства. Так, например, при взаимодействии с сильно концентрированным (концентрация должна быть не менее 50%) раствором гидроксида натрия получается тетрагидроксоферрат (II) натрия, выпадающий в виде осадка. Правда, для течения такой реакции необходимо обеспечить довольно сложные условия: реакция должна происходить в условиях кипения раствора в азотной атмосферной среде.

Как уже говорилось, при нагревании вещество разлагается. Результатом этого разложения выступает (II), а, кроме того, в виде примесей получаются металлическое железо и его производные: оксид дижелеза (III), химическая формула которого Fe3O4.

Как произвести гидроксид железа 3, получение которого связано с его способностью вступать в реакции с кислотами? До того как приступить к проведению опыта, следует обязательно напомнить о правилах безопасности при проведении таких опытов. Эти правила применимы для всех случаев обращения с кислотно-щелочными растворами. Главное здесь – обеспечить надежную защиту и избегать попадания капель растворов на слизистые оболочки и кожу.

Итак, получить гидроксид можно в ходе проведения реакции, в которой взаимодействуют хлорид железа (III) и KOH – калия гидроксид. Данный метод – самый распространенный для образования нерастворимых оснований. При взаимодействии этих веществ протекает обычная реакция обмена, в результате которой получается осадок бурого цвета. Этот осадок и есть искомое вещество.

Применение гидроксида железа в промышленном производстве довольно широко. Наиболее распространенным является его использование в качестве активного вещества в аккумуляторах железо-никелевого типа. Кроме того, соединение используется в металлургии для получения различных металлосплавов, а также в гальваническом призводстве, авомобилестроении.

Источник