Какие свойства проявляет гидроксид железа

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) 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.

Содержание

1 Теоретическая часть

1.1 Физические свойства гидроксидов и оксидов железа

и их строение

1.2 Химические свойства Fe(OH)3 и Fe2O3

1.3 Получение FeO(OH),Fe(OH)3 и Fe2O3

1.4 Применение оксидов и гидроксидов железа

2 Экспериментальная часть

2.1 Получение оксида и гидроксидов железа (III)

2.2 Определение термодинамической возможности

протекания процессов получения FeO(OH),Fe(OH)3 и Fe2O3

2.3 Определение практического выхода продукта

2.4 Методы качественного определения ионов железа (III)

2.5 Кислотно –основные свойства FeO(OH), Fe(OH)3 и Fe2O3

Заключение

Список использованной литературы

Введение

Железо играло и играет исключительную роль в материальной истории человечества. Первое металлическое железо, попавшее в руки человека, имело, вероятно, метеоритное происхождение.

Железо является биогенным элементов, входит в состав гемоглобина крови, обеспечивая процессы дыхания.

Железо образует ряд соединений, в которых проявляет валентности II, III. Среди них оксиды и гидроксиды, простые соли, двойные соли, комплексные соединения.

Целью данной работы стало изучение свойств оксида и гидроксидов железа (III), получение гидроксидов железа (III).

Реализация поставленной цели осуществляется в ходе решения следующих задач.

1. Изучение свойств и строения оксида и гидроксидов железа (III).

2. Анализ методов получения оксида и гидроксидов железа (III).

3. Получение оксида и гидроксидов железа (III), с последующим определением практического выхода полученного продукта.

4. Расчет термодинамической вероятности протекания реакций получения оксида и гидроксидов (III).

1 Теоретическая часть

1. 1. Физические свойства гидроксидов и оксидов железа и их строение

Железо (Ferrum (Fe)) – элемент 4 периода, VI группы побочной подгруппы периодической системы химических элементов, порядковый номер 26. Валентные электроны 3d6 4s2. Железо в соединениях проявляет несколько степеней окисления, наиболее характерными из которых являются +2 и +3.

Простое вещество – ковкий вязкий металл серебристо-белого цвета.

Рисунок 1 – Внешний вид железа

Таблица 1 – Свойства железа

Свойства атома

Атомная масса

55,847

Электронная конфигурация

[Ar] 3d6 4s2

Радиус атома, пм

126

Ковалентный радиус, пм

117

Радиус иона, пм

(+3e)

64

(+2e)

74

Электроотрицательность (шкала Полинга)

1,83

Электродный потенциал, В

Fe←Fe3+ −0,04 В
Fe←Fe2+ −0,44 В

Степени окисления

6, 3, 2, 0

Энергия ионизации, кДж/моль

(первый электрон)

759,1

Свойства простого вещества

Плотность (при н. у.)

7,874 г/см³

Температура плавления, К

1812

Температура кипения, К

3134

Теплота плавления, кДж/моль

13,8

Теплота испарения, кДж/моль

~340

Молярная теплоёмкость, Дж/(K·моль)

25,14

Молярный объём, см³/моль

7,1

Оксиды железа

Оксид FeO (в другое название – вюстит). В природе встречается в виде чрезвычайно редкого минерала иоцита. Это порошок черного цвета, плохо растворим в воде. Этот оксид обладает основными свойствами и реагирует с кислотами с образованием солей двухвалентного железа.

В кристаллической решетке FeO имеются вакантные узлы, и его состав отвечает формуле FexO, где х = 0,89-0,95.

В воде практически не растворим, хорошо растворим в кислотах, растворах щелочей. Легко окисляется; пирофорeн. После прокаливания химическая  активность и пирофорность FeO снижаются.

Оксид железа (II) получают восстановлением Fe2O3 или водородом, или СО.

Оксид железа (III) Fe2O3  – порошок темно-красного или коричневого цвета, практически не растворим в воде. Он встречается в природе в виде минерала гематита. Этот оксид обладает амфотерными свойствами. Оксид существует в трех полиморфных модификациях: наиболее устойчивая а (минерал – гематит), g (минералы – маггемит, оксимагнетит) и d . d-модификация имеет тригональную кристаллическую решетку. Температуры перехода a : g 677°С, g: d 777°С; DH0 перехода a: g 0,67 кДж/моль. Хорошо растворяется в соляной и серной кислотах, слабо – в HNO3. а-модификация проявляется парамагнитные свойства, модификации g- и d-Fe2O3 ферримагнитны.

Рисунок 2 – Внешний вид оксида железа (III)

g-Fе2О3 образуется при низкотемпературном окислении Fe3O4 и Fe, d-Fe2O3 может быть получен при гидролизе и окислении растворов солей Fe (II).

Оксид Fe (II,III) Fe3O4, или FeOFe2O3 (минерал магнетит). При нагревании разлагается; ферримагнетик, отличается высокой электрической проводимостью. Растворим в кислотах с образованием солей Fe(II) и Fe(III), прокаленный при 1200-1300 °С природный магнетит практически не растворим в кислотах и их смесях. При нагревании на воздухе окисляется до Fe2O3. Получают действием водяного пара на раскаленное железо, восстановлением Fe2O3, окислением FeO.

Гидроксиды железа

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 является нерастворимой веществом белого цвета, которая при контакте с воздухом приобретает зеленого цвета. Он образуется в виде осадка по реакции обмена при взаимодействии растворов солей двухвалентного железа со щелочами; быстро окисляется до FeO(OH). Гидроксид железа (II) обладает основными свойствами и легко растворяется в кислотах. Растворимость в воде 0,00015 г в 100 г (18°С), растворим в кислотах, растворах щелочей с образованием гидроксоферратов(II), например, Na2[Fe(OH)4], и растворах NH4Cl.

Гидроксиды Fe(III) Fe(OH)3 является нерастворимым в воде веществом бурого цвета. Его можно добыть реакции обмена между солями трехвалентного железа и щелочами в растворе: FeCl3 + 3NaOH = 3NaCl + Fe(OH)3 ↓.

Гидроксиды железа (III) Fe(OH)3 образуют в природе ряд бурых железняков: гидрогематит Fe2O3*0,1H2O (представляет собой твердый раствор воды в гематите), турьит 2Fe2O3*Н2О (представляет собой тонкую механическую смесь гётита и гидрогематита), гётит a-FeO(OH), или Fe2O3*H2O, лепидокрокит g-FeO(OH), гидрогётит 3Fe2O3*4H2O, лимонит 2Fe2O3*3H2O, ксантосидерит Fe2O3*2H2O и лимнит Fe2O33H2O (твердые растворы воды в гётите).

Лимнит совпадает по составу с искусственным гидрогелем Fe(OH)3, получаемым осаждением щелочью из растворов солей Fe(III). При прокаливании гидроксиды железа (III) превращаются в a-Fe2O3.

Гидроксид Fe(OH)3 – очень слабое основание; амфотерен, при сплавлении со щелочами или основными оксидами образуют соли не выделенной в свободном состоянии железистой кислоты НFеО2 – ферраты (III), или ферриты, например, NaFeO2. При окислении Fe(OH)3 в щелочной среде сильными окислителями образуются соли не существующей железной кислоты H2FeO4 (триоксид FeO3 также неизвестен) – ферраты(VI), например, K2FeO4 – красно-фиолетовые кристаллы, которые при 120-200 °С разлагаются на Fe2O3, Mе2O и О2; и являются более сильными окислителями, чем КМnО4. 

1.2 Химические свойства Fe(OH)3 и Fe2O3

Химические свойства оксида железа (III)

1. Fe2O3 реагирует с кислотами с образованием солей трехвалентного железа:

2. Взаимодействие с карбонатом натрия:

3. Взаимодействие с гидроксидом натрия при сплавлении:

Химические свойства гидроксида железа (III)

Взаимодействие оснований с кислотами с образованием соли и воды – реакция нейтрализации: Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O.

5. Разложение при нагреве с образованием оксида и воды:

2Fe (OH)3 = Fe2O3 + 3H2O.

6. Реагирует с хлоридом аммония:

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

Железо (III) гидроксид проявляет амфотерные свойства и может взаимодействовать с кислотами и щелочами.

1.3 Получение FeO(OH), Fe2O3

Получение Fe2O3

В условиях лаборатории получают Fe2O3 при прокаливании FeO(OH) при температуре 250 °С.

2FeO(OH) = Fe2O3 + Н2О

В [8] приводится способ получения наночастиц Fe2O3 при легировании марганцем (3+). Установлено, что при легировании 8,5% марганцем (3+) аморфных наночастиц Fe2O3 при 500 °С в течение 3 часов образуется Fe2O3 (кубическая фаза).

В [9] предложен способ получения Fe2O3 из железо (II) карбоксилато-гидразинатов. Соединения автокаталитически разлагаются в основном до Fe2O3. Выделяющийся при нагревании гидразин реагирует с атмосферным кислородом: N2H4+O2 = N2+H2O с выделением тепла, что способствует окислительному разложению дегидрозинированного комплекса до Fe2O3.

Получить Fe2O3 путем разложения солей железа (III):

.

Получение гидроксидов железа (III)

1 способ

В 0,1М раствор FeCl2 приливают 2М раствор (CH2)N4. К полученной смеси при постоянном перемешивании и поддержании температур около 60°С добавляют 1М раствор NaNO2. Оставляют раствор на 3 ч, время от времени перемешивая. В результате образуется осадок FeO(OH).

2FeCl2*4H2O + (CH2)6N4+2H2O =  2Fe(OH)2+4NH4Cl+6(CH2O)

Fe(OH)2+NaNO2+HCl = FeO(OH)+NO+NaCl+H2O

Можно провести синтез по аналогичной схеме, используя вместо FeCl2*4H2O FeSO4*7H2O.

2 способ

Осаждают из 30 мл 0,1М раствора FeCl2 0,1М водной суспензией Ba(OH)2 и медленным окислением кислородом воздуха (6 часов) при комнатной температуре.

FeCl2 + Ba(OH)2 = Fe(OH)2 + BaCl2

4Fe(OH)2 + O2 = 4FeO(OH) + 2H2O

3 способ

Осаждением из щелочного раствора 5-10 г. FeCl2 с помощью 0,1М раствора KIO3 и 0,1М раствора Na2S2O8.

4 способ

Гидроксид осаждают действием на соль железа (III) гидроксидом аммония.

FeCl3 + 3NH4OH = Fe(OH)3 + 3NH4Cl

1.4 Применение оксидов и гидроксидов железа

Природные оксиды и гидроксиды железа являются сырьем в производстве железа, природные и синтетические могут быть использованы как минеральные пигменты (железная слюдка, железооксидные пигменты, железный сурик, мумия, охры, умбра). FeO является промежуточным продуктом в производстве железа и ферритов, компонентом керамики и термостойких эмалей; a-Fe2O3 – компонент футеровочной керамики, цемента, термита, поглотительной массы для очистки газов, полирующего материала (крокуса), используют для получения ферритов; g-Fe2O3 – рабочий слой магн. лент; Fe3O4 – материал для электродов при электролизе хлоридов щелочных металлов, компонент активной массы щелочных аккумуляторов, цветного цемента, футеровочной керамики, термита; Fe(OH)2 – является промежуточным продуктом при получении оксидов железа и активной массы железоникелевых аккумуляторов; Fe(OH)3 – компонент поглотительной массы для очистки газов, катализатор в органическом синтезе.

Важнейшими солями железа есть железный купорос FeSO4 · 7Н2О и феррум (III) хлорид FeCl3. Железный купорос применяют в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями растений, для очистки промышленных сточных вод, для изготовления красителей. Железо (III) хлорид применяют при окраске тканей как протраву и при изготовлении печатных плат методом химического травления.

2 Экспериментальная часть

2.1 Получение оксида и гидроксидов железа (III)

Гидроксиды железа (III) получали двумя способами. В первом случае гидроксид осаждали из соли железа (III) гидроксидом аммония, во втором случае сначала осаждали гидроксид железа (II), используя соль двухвалентного железа, а затем окисляли его нитритом натрия.

Методики получения гидроксидов железа (III)

1. Берут 5 г FeCl3*nH2O и растворяют в 20 мл воды, раствор вливают при перемешивании в 20 мл 6 % – ного раствора аммиака. Выпавший аморфный гидроксид промывают несколько раз декантацией 80-100 мл воды. Затем к гидроксиду (с остатками воды) приливают равный объем раствора гидроксида калия (4 г), смесь перемешивают и нагревают в течение 2-2,5 ч на водяной бане до 60-700С. При этом происходит дегидратация гидроксида железа (III) и образование светло –желтой FeO(OH). Поскольку КОН с трудом отмывается, к смеси добавляют 7 г хлорида аммония и после перемешивания смесь промывают декантацией (горячей водой) до удаления хлорид –ионов в промывных водах. Затем препарат отфильтровывают и сушат.

Уравнение протекающей реакции:

FeCl3 + 3NH4OH = Fe(OH)3 + 3NH4Cl.

2. Берут 2,3 г FeSO4 и растворяют в 75 мл воды, фильтруют и приливают к раствору 4,2г гексаметилентетрамина (уротропина) в 15 мл воды. При этом выпадает осадок гидроксида железа. К смеси прибавляют 2г нитрита натрия (работу выполняют в вытяжном шкафу!). Полученную смесь взбалтывают и осадок промывают декантацией, используя теплую воду, до удаления следов ионов хлора и фильтруют. Осадок сушат в шкафу при 600С.

Уравнения протекающих реакций:

2FeSO4 + (CH2)6N4+2H2O =  2Fe(OH)2+2(NH4)2SO4+6(CH2O)

Fe(OH)2+KNO2+HCl = FeO(OH)+NO+KCl+H2O.

Методика получения оксида железа (III)

Полученные гидроксиды подвергались прокаливанию в муфельной печи при температуре около 3000 С: 2FeO(OH) = Fe2O3 + Н2О.

2.2 Определение термодинамической возможности протекания процессов получения FeO(OH), Fe2O3

Термодинамическая вероятность протекания процессов получения гидроксидов и оксида железа (III) состоит в расчете энергии Гиббса для протекающих реакций по уравнению Гесса:

ΔG0Х.Р. = ΣΔG0 (продуктов) – ΣΔG0 (исходных веществ).

1 способ получения гидроксида железа (III)

FeCl3 + 3NH4OH = Fe(OH)3 + 3NH4Cl

ΔG0Х.Р. = ΔG0(Fe(OH)3) + 3ΔG0(NH4Cl) – ΔG0 (FeCl3) – 3ΔG0 (NH4OH)

ΔG0, кДж/моль

Fe(OH)3

NH4Cl

FeCl3

NH4OH

ΔG0Х.Р. =

ΔG0Х.Р. =

2 способ получения гидроксида железа (III)

2FeSO4 + (CH2)6N4+2H2O =  2Fe(OH)2+2(NH4)2SO4+6(CH2O)

ΔG0, кДж/моль

CH2O

(NH4)2SO4

Fe(OH)2

H2O

(CH2)6N4

FeSO4

ΔG0Х.Р. =

Fe(OH)2+KNO2+HCl = FeO(OH)+NO+KCl+H2O

ΔG0, кДж/моль

FeO(OH)

NO

KCl

H2O(жид.)

Fe(OH)2

KNO2

HCl (р-р)

ΔG0Х.Р. =

ΔG0Х.Р. =

Получение оксида железа (III)

2FeO(OH) = Fe2O3 + Н2О

ΔG0, кДж/моль

FeO(OH)

H2O

Fe2O3

ΔG0Х.Р. =

ΔG0Х.Р. =

2.3 Определение практического выхода продукта

2.4 Методы качественного определения ионов железа (III)

1. Реакция с гексацианоферратом (II) калия K4[Fe(CN)6]

В пробирку поместите несколько капель раствора соли трёхвалентного железа, подкислите 1 -2 каплями раствора HCl, прибавьте 2 – 3 капли раствора K4[Fe(CN)6]. Выпадает тёмно-синий осадок берлинской лазури Fe4[Fe(CN)6]3. Сильное подкисление и избыток реактива приводит к растворению осадка.

4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4− = Fe4[Fe(CN)6]3↓

4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3↓ + 12KCl

2. Реакция с роданидом аммония (роданидом калия)

В пробирку поместите несколько капель раствора соли трёхвалентного железа, прибавьте 2 – 3 капли раствора NH4CNS (KCNS). При этом появляется кроваво-красное окрашивание.

Fe3+ + 6CNS− = [Fe(CNS)6]3−

FeCl3 + 6KCNS = K3[Fe(CNS)6] + 3KCl

3. Реакция с гидроксидами щелочных металлов и аммония

В пробирку поместите несколько капель раствора соли трёхвалентного железа, прибавьте 2 – 3 капли раствора щелочи (гидроксида аммония) Наблюдают выпадение оранжевого осадка.

Fe3+ + 3ОН− = Fe(OH)3

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

FeCl3 + 3NH4OH = Fe(OH)3 + 3NH4Cl

2.5 Кислотно –основные свойства FeO(OH), Fe(OH)3 и Fe2O3

Заключение

Список использованной литературы