Какие свойства проявляет оксид железа
Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 3 декабря 2019;
проверки требуют 2 правки.
| Оксид железа(II,III) | |
|---|---|
| Систематическое наименование | Оксид железа(II,III) |
| Традиционные названия | закись-окись железа, железная окалина, магнетит, магнитный железняк |
| Хим. формула | Fe3O4 |
| Состояние | чёрные кристаллы |
| Молярная масса | 231,54 г/моль |
| Плотность | 5,11; 5,18 г/см³ |
| Твёрдость | 5,6-6,5 |
| Температура | |
| • плавления | разл. 1538; 1590; 1594 °C |
| Мол. теплоёмк. | 144,63 Дж/(моль·К) |
| Энтальпия | |
| • образования | −1120 кДж/моль |
| Рег. номер CAS | 1317-61-9 |
| PubChem | 16211978 |
| Рег. номер EINECS | 215-277-5 |
| SMILES | O1[Fe]2O[Fe]O[Fe]1O2 |
| InChI | 1S/3Fe.4O SZVJSHCCFOBDDC-UHFFFAOYSA-N |
| ChEBI | CHEBI:50821 |
| ChemSpider | 17215625, 21169623 и 21250915 |
| NFPA 704 | |
| Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. | |
| Медиафайлы на Викискладе | |
Оксид железа(II,III), закись-окись железа, железная окалина — неорганическое соединение, двойной оксид металла железа с формулой Fe3O4 или FeO·Fe2O3, чёрные кристаллы, не растворимые в воде, образует кристаллогидрат.
Получение[править | править код]
- В природе встречаются большие залежи минерала магнетита (магнитного железняка) — Fe3O4 с различными примесями.
- Сжигание порошкообразного железа на воздухе:
- Действие перегретого пара на железо:
- Осторожное восстановление оксида железа(III) водородом:
Физические свойства[править | править код]
Оксид железа(II,III) при комнатной температуре образует чёрные кристаллы кубической сингонии, пространственная группа F d3m, параметры ячейки a = 0,844 нм, Z = 8 (структура шпинели). При 627 °С α-форма переходит в β-форму. При температуре ниже 120—125 К существует моноклинная форма.
Ферромагнетик с точкой Кюри 858 К (585 °С)[источник не указан 586 дней].
Обладает электрической проводимостью. Полупроводник. Электропроводность низкая. Истинная удельная электропроводность монокристаллического магнетита максимальна при комнатной температуре (250 Ом−1·см−1), она быстро снижается при понижении температуры, достигая значения около 50 Ом−1·см−1 при температуре перехода Вервея (англ.)русск. (фазового перехода от кубической к низкотемпературной моноклинной структуре, существующей ниже TV = 120—125 К)[1]. Электропроводность моноклинного низкотемпературного магнетита на 2 порядка ниже, чем кубического (~1 Ом−1·см−1 при TV); она, как и у любого типичного полупроводника, очень быстро уменьшается с понижением температуры, достигая нескольких единиц ×10−6 Ом−1·см−1 при 50 К. При этом моноклинный магнетит, в отличие от кубического, проявляет существенную анизотропию электропроводности — проводимость вдоль главных осей может отличаться более чем в 10 раз. При 5,3 К электропроводность достигает минимума ~10−15 Ом−1·см−1 и растёт при дальнейшем понижении температуры. При температуре выше комнатной электропроводность медленно уменьшается до ≈180 Ом−1·см−1 при 780—800 К, а затем очень медленно растёт вплоть до температуры разложения[2].
Кажущаяся величина электропроводности поликристаллического магнетита в зависимости от наличия трещин и их ориентировки может отличаться в сотни раз.
Образует кристаллогидрат состава Fe3O4·2H2O.
Химические свойства[править | править код]
- Разлагается при нагревании:
- Реагирует с разбавленными кислотами:
- Реагирует с концентрированными окисляющими кислотами:
- Реагирует с щелочами при сплавлении:
- Окисляется кислородом воздуха:
- Восстанавливается водородом и монооксидом углерода:
- Конпропорционирует при спекании с железом:
Применение[править | править код]
- Изготовление специальных электродов.
Литература[править | править код]
- Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И. Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — 671 с. — ISBN 5-82270-035-5.
- Справочник химика / Редкол.: Никольский Б. П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
- Справочник химика / Редкол.: Никольский Б. П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
- Лидин Р. А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
- Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1972. — Т. 2. — 871 с.
Примечания[править | править код]
Источник
Оксид железа (III), свойства, получение, химические реакции.
Оксид железа (III) – неорганическое вещество, имеет химическую формулу Fe2O3.
Краткая характеристика оксида железа (III)
Модификации оксида железа (III)
Физические свойства оксида железа (III)
Получение оксида железа (III)
Химические свойства оксида железа (III)
Химические реакции оксида железа (III)
Применение и использование оксида железа (III)
Краткая характеристика оксида железа (III):
Оксид железа (III) – неорганическое вещество красно-коричневого цвета.
Оксид железа (III) содержит три атома кислорода и два атома железа.
Химическая формула оксида железа (III) Fe2O3.
В воде не растворяется. С водой не реагирует.
Термически устойчив.
Оксид железа (III) – амфотерный оксид с большим преобладанием основных свойств. Как амфотерный оксид проявляет в зависимости от условий либо основные, либо кислотные свойства.
Модификации оксида железа (III):
Известны следующие кристаллические модификации железа: α-Fe2O3, γ-Fe2O3.
Физические свойства оксида железа (III)*:
| Наименование параметра: | Значение: |
| Химическая формула | Fe2O3 |
| Синонимы и названия иностранном языке | iron(III) oxide (англ.) гематит (рус.) красный железняк (рус.) |
| Тип вещества | неорганическое |
| Внешний вид | красно-коричневые тригональные кристаллы |
| Цвет | красно-коричневый |
| Вкус | —** |
| Запах | — |
| Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.) | твердое вещество |
| Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), кг/м3 | 5242 |
| Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), г/см3 | 5,242 |
| Температура кипения, °C | 1987 |
| Температура плавления, °C | 1566 |
| Молярная масса, г/моль | 159,69 |
Примечание:
* оксид железа α-форма.
** — нет данных.
Получение оксида железа (III):
В природе встречается в виде минералов гематита (красный железняк), лимонита и маггемита.
Оксид железа (III) получают в результате следующих химических реакций:
- 1. окисления железа:
4Fe + 3O2 → 2Fe2O3.
- 2. термического разложения полигидрата оксида железа (III):
Fe2O3•nH2O → Fe2O3 + nH2O (t = 500-700 oC).
- 3. термического разложения метагидроксида железа:
2FeO(OH) → Fe2O3 + H2O (t = 500-700 oC).
- 4. термического разложения гидроксида железа (III):
2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O (t°).
- 5. термического разложения сульфата железа (III):
Fe2(SO4)3 → Fe2O3 + 3SO3 (t = 500-700 oC).
Химические свойства оксида железа (III). Химические реакции оксида железа (III):
Оксид железа (III) относится к амфотерным оксидам, но с большим преобладанием основных свойств.
Химические свойства оксида железа (III) аналогичны свойствам амфотерных оксидов других металлов. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:
1. реакция оксида железа (III) с алюминием:
2Al + Fe2O3 → 2Fe + Al2О (t°).
В результате реакции образуется оксид алюминия и железо.
2. реакция оксида железа (III) с углеродом:
Fe2O3 + 3С → 2Fe + 3CО (t°).
В результате реакции образуется железо и оксид углерода.
3. реакция оксида железа (III) с водородом:
Fe2O3 + H2 → 2FeO + H2О (t°),
Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2О (t = 1050-1100 °C),
3Fe2O3 + H2 → 2Fe3O4 + H2О (t = 400 °C).
В результате реакции в первом случае образуется оксид железа (II) и вода, во втором – железо и вода, в третьем – оксид железа (II, III) и вода.
4. реакция оксида железа (III) с железом:
Fe2O3 + Fe → 3FeО (t = 900 °C).
В результате реакции образуется оксид железа (II).
5. реакция оксида железа (III) с оксидом натрия:
5Na2О + Fe2O3 → 2Na5FeО4 (t = 450-500 °C).
В результате реакции образуется соль – феррат натрия.
6. реакция оксида железа (III) с оксидом магния:
MgО + Fe2O3 → MgFe2О4 (t°).
В результате реакции образуется соль – феррит магния.
7. реакция оксида железа (III) с оксидом меди (II):
CuО + Fe2O3 → CuFe2О4 (t°).
В результате реакции образуется соль – феррит меди.
8. реакция оксида железа (III) с оксидом титана:
TiО + Fe2O3 → TiFe2О4 (t°).
В результате реакции образуется соль – феррит титана.
9. реакция оксида железа (III) с оксидом марганца:
MnО + Fe2O3 → MnFe2О4 (t°).
В результате реакции образуется соль – феррит марганца.
10. реакция оксида железа (III) с оксидом никеля:
NiО + Fe2O3 → NiFe2О4 (t°).
В результате реакции образуется соль – феррит никеля.
11. реакция оксида железа (III) с оксидом кадмия:
CdО + Fe2O3 → CdFe2О4 (t°).
В результате реакции образуется соль – феррит кадмия.
12. реакция оксида железа (III) с оксидом цинка:
ZnО + Fe2O3 → ZnFe2О4 (t = 450-500 °C),
ZnО + Fe2O3 → Fe2ZnО4 (t = 450-500 °C).
В результате реакции образуется оксид железа-цинка.
13. реакция оксида железа (III) с оксидом кальция:
CaО + Fe2O3 → CaFe2О4 (t = 900-1000 °C)
В результате реакции образуется оксид кальция-железа.
14. реакция оксида железа (III) с оксидом углерода:
Fe2O3 + 3СО → 2Fe + 3СО2 (t = 700 °C),
Fe2O3 + СО → 2FeО + СО2 (t = 500-600 °C),
3Fe2O3 + СО → 2Fe3О4 + СО2 (t = 400 °C),
В результате реакции в первом случае образуется железо и углекислый газ, во втором – оксид железа (II) и углекислый газ, в третьем – оксид железа (II, III) и углекислый газ.
15. реакция оксида железа (III) с гидроксидом натрия:
Fe2O3 + 2NaOH → 2NaFeO2 + H2О (t = 600 oC, p).
В результате реакции образуется соль – феррит натрия и вода. Реакция протекает при избыточном давлении.
16. реакция оксида железа (III) с карбонатом натрия:
Fe2O3 + Na2СO3 → 2NaFeO2 + СО2 (t = 800-900 oC).
В результате реакции образуется соль – феррит натрия и оксид углерода.
17. реакция оксида железа (III) с плавиковой кислотой:
Fe2O3 + 6HF → 2FeF3 + 3H2O.
В результате химической реакции получается соль – фторид железа и вода.
18. реакция оксида железа (III) с азотной кислотой:
Fe2O3 + 6HNO3 → 2Fe(NO3)3 + 3H2O.
В результате химической реакции получается соль – нитрат железа и вода. Азотная кислота – разбавленный раствор.
Аналогично проходят реакции оксида железа и с другими кислотами.
19. реакция оксида железа (III) с бромистым водородом (бромоводородом):
Fe2O3 + 6HBr → 2FeBr3 + 3H2O.
В результате химической реакции получается соль – бромид железа и вода.
20. реакция оксида железа (III) с йодоводородом:
Fe2O3 + 6HI → 2FeI3 + 3H2O.
В результате химической реакции получается соль – йодид железа и вода.
21. реакция оксида железа (III) с хлоридом железа:
Fe2O3 + FeСl3 → 3FeOCl3 (t = 350 oC).
В результате химической реакции получается оксид хлорида-железа.
22. реакция термического разложения оксида железа (III):
6Fe2O3 → 4Fe3O4 + O2 (t = 1200-1390 oC).
В результате химической реакции получается оксид железа (II, III) и кислород.
Применение и использование оксида железа:
Оксид железа используется в металлургии для выплавки чугуна, как катализатор в химической и нефтехимической промышленности, как пищевая добавка (E172), как компонент керамики, красок и пр. целей.
Примечание: © Фото //www.pexels.com, //pixabay.com
карта сайта
оксид железа реагирует кислота 1 2 3 4 5 вода
уравнение реакций соединения масса взаимодействие оксида железа
реакции с оксидом железа
Коэффициент востребованности
9 446
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
Железо – химический элемент четвертого периода и побочной подгруппы VIII группы периодической системы. Атом железа содержит восемь валентных электронов, однако в соединениях железо обычно проявляет степени окисления (+2) и (+3), редко – (+6). Имеются сообщения о получении соединений восьмивалентного железа.
Степень окисления +3 для железа является наиболее устойчивой. Соединения железа(III) могут быть восстановлены только под действием сильных восстановителей, таких как водород в момент выделения, сероводород. Эти реакции проводят в кислой среде:
$Fe_2(SO_4)_3 + H_2S = 2FeSO_4 + S + H_2SO_4$
Железо широко распространено в природе – это самый распространенный металл, после алюминия. Существует гипотеза о том, что внутреннее ядро Земли – целиком состоит из железа с примесью никеля и серы, а возможно и других элементов.
В природе железо встречается в виде руд – оксидов Fe$_2$O$_3$ (гематит, красный железняк) и Fe$_3$O$_4$ (магнетит, магнитный железняк), гидратированного оксида Fe$_2$O$_3 cdot$H$_2$O (лимонит, бурый железняк), карбоната FeCO$_3$ (сидерит), дисульфида FeS2 (пирит), редко встречается в виде самородков, попадающих на землю с метеоритами. Такое метеоритное железо было известно людям издревле. Освоение получения железа из железной руды послужило началом железного века.
Получение железа
В настоящее время железную руду восстанавливают коксом в доменных печах, при этом расплавленное железо частично реагирует с углеродом, образуя карбид железа Fe3C (цементит), а частично растворяет его. При затвердевании расплава образуется чугун. Чугун, используемый для получения стали, называют передельным.
Запомнить! Сталь, в отличие от чугуна, содержит меньшее количество углерода.
При получении стали, лишний углерод, содержащийся в чугуне, необходимо выжечь. Этого добиваются, пропуская над расплавленным чугуном воздух, обогащенный кислородом. Существует и прямой метод получения железа, основанный на восстановлении окатышей магнитного железняка природным газом:
Fe$_3$O$_4$ + CH$_4$ = 3Fe + CO$_2$ + 2H$_2$O
Физические свойства
Железо – серебристо-белый, ковкий и пластичный тугоплавкий (т. пл. 1535°C, т. кип. 2870°C) металл, при температурах ниже 769°C притягивается магнитом, то есть обладает ферромагнетизмом. Ферромагнитные свойства вызваны наличием в структуре металла отдельных зон – доменов, магнитные моменты которых под действием внешнего магнитного поля ориентируются в одну и ту же сторону. Железо существует в форме нескольких полиморфных (аллотропных) модификаций. При температурах ниже $910^0C$ устойчиво железо с объемно-центрированной кристаллической решеткой ($alpha$-Fe, немагнитное α-железо существующее при $769 – 910^0C$ называют β-Fe), в интервале температур $910 – 1400^0C$ – более плотная модификация с кубической гранецентрированной ($gamma$-Fe), а выше этой температуры и вплоть до температуры плавления вновь становится устойчивой структура с объемно-центрированной ячейкой (δ-Fe).
Химические свойства железа
Запомнить!
Степень окисления +2 железо проявляет при взаимодействии со слабыми окислителями: серой, йодом, соляной кислотой, растворами солей.
Степень окисления +3 железо проявляет при взаимодействии с сильными окислителями: хлором, бромом.
Смешанную степень окисления железо проявляет при взаимодействии с кислородом, водяным паром.
1) с кислотами. На влажном воздухе окисляется, покрываясь коричневой коркой гидратированного оксида Fe$_2$O$_3 cdot $H$_2$O, ржавчины. Железо легко растворяется в разбавленных кислотах:
Fe + 2HCl = FeCl$_2$ + H$_2$
но пассивируется в холодных концентрированных растворах кислот-окислителях – серной и азотной.
2) с солями.Будучи металлом средней химической активности, железо вытесняет другие, менее активные металлы из растворов их солей:
Fe + CuSO$_4$ = FeSO$_4$ + Cu
При этом, как и при растворении в кислотах, образуются соли двухвалентного железа.
3) с парами воды.При температуре белого каления железо реагирует с водой. Пропуская перегретый водяной пар через раскаленный на жаровне чугунный пушечный ствол, Лавуазье получил водород:
3Fe + 4H$_2$O = Fe$_3$O$_4$ + 4H$_2$.
4) с кислородом.В кислороде железо сгорает с образованием черyого порошка железной окалины – оксида железа(II, III) Fe$_3$O$_4$,имеющей тот же состав, что и природный минерал магнитный железняк^
3Fe + 2O$_2$ = Fe$_3$O$_4$
Искры, вырывающиеся при заточке стальных ножей или при резке стальных листов ацетилено-кислородным пламенем , также представляют собой раскаленные куски железной окалины.
5) с неметаллами. Степень окисления железа в образующихся соединениях зависит от силы окислителя – неметалла. Так, при взаимодействии с хлором образуется хлорид FeCl$_3$:
2Fe + 3Cl$_2$ = 2FeCl$_3$,
с серой – сульфид FeS:
Fe + S = FeS.
Соединения железа(II)
Запомнить! Оксид и гидроксид железа(II) обладают основными свойствами.
Соединения железа(II) являются сильными восстановителями и на воздухе легко окисляются до соединений трехвалентного железа:
4FeSO$_4$ + O$_2$ + 2H$_2$O = 4Fe(OH)SO$_4$.
Белый осадок гидроксида железа(II) Fe(OH)2, образующийся при действии на соли железа(II) растворов щелочей, на воздухе мгновенно зеленеет, образуя «зеленую ржавчину» – смешанный гидроксид железа(II) и железа(III), который лишь через некоторое время приобретает характерный для Fe$_2$O$_3 cdot$H$_2$O ржавый цвет.
Соединения железа(III)
Гидроксид железа(III) выпадает в виде коричневого осадка при действии растворов щелочей, сульфидов, карбонатов на соли железа(III):
2FeCl$_3$ + 3Na$_2$CO$_3$ + 6H$_2$O = 2Fe(OH)$_3^-$ +3CO$_2$+ 6NaCl
Запомнить! Оксид и гидроксид железа(III) являются слабо амфотерными, с преобладанием основных свойств.
Так, при растворении гидроксида железа(III) в кислотах образуются соли железа(III), а при сплавлении оксида с оксидами активных металлов – ферриты (ферраты(+3)):
2Fe(OH)$_3$ + 2H$_2$SO$_4$ = Fe$_2$(SO$_4$)$_3$ + 3H$_2$O,
Fe$_2$O$_3$ + CaO = CaFe$_2$O$_4$.
В концентрированных щелочах Fe(OH)$_3$ медленно растворяется, образуя гидроксоферраты, например, Na$_3$[Fe(OH)$_6$]:
$Fe(OH)_3 + 3NaOH_{textrm{водн.}} =Na_3[Fe(OH)_6]$
При действии недостатка кислот они разлагаются в образованием осадка гидроксида железа(III):
$Na_3[Fe(OH)_6] + 3HCl_{textrm{нед.}} =3NaCl + Fe(OH)_3downarrow +3H_2O$
$Na_3[Fe(OH)_6] + 6HCl_{textrm{изб.}} =3NaCl + FeCl_3 +6H_2O$
При пропускании углекислого газа они разлагаются на гидроксид железа(III) и карбонат натрия:
$2Na_3[Fe(OH)_6] + 3CO_2uparrow=3Na_2CO_3 + 2Fe(OH)_3downarrow +3H_2O$
Запомнить! Соли железа(III) и некоторых слабых кислот, например, сернистой и угольной не могут быть выделены из водных растворов по причине полного необратимого гидролиза
$2FeCl_3 + 3Na_2CO_3 + 3H_2O = 2Fe(OH)_3 +3CO_2uparrow + 6NaCl$
О протекании реакции судят по выделению газа и образованию коричневого осадка гидроксида железа(III).
Окисление Fe(OH)3 бромом в щелочной среде приводит к образованию вишневых растворов ферратов (+6):
2Fe(OH)$_3$ + 3Br$_2$ + 10KOH = 2K$_2$FeO$_4$ + 6KBr + 8H$_2$O.
Запомнить! Ферраты содержат железо в степени окисления (+6), и являются сильными окислителями.
Применение железа
В виде чугуна и стали железо находит широкое применение в народном хозяйстве. Хлорид железа(III) используется при травлении медных плат, а сульфат железа(III) – в качестве хлопьеобразователя (коагулянта) при очистке воды. Ферриты двухвалентных металлов (магния, цинка, кобальта, никеля) со структурой шпинели применяют в радиоэлектронике, вычислительной технике.
Соли железа(III) образуют желто-коричневые растворы, цвет которых объясняется гидролизом, приводящим к образованию коллоидного раствора гидроксида железа(III). Многие из них, например, хлорид FeCl3×6H2O («хлорное железо») сильно гигроскопичны, и при хранении в неплотно закрытых склянках, отсыревают.
Качественные реакции на катионы железа
На ионы железа существуют удобные качественные реакции. Если к раствору соли железа(III) прибавить разбавленный раствор роданида калия KCNS, то образуется интенсивно-красное окрашивание, вызванное образованием роданида железа(III):
$FeCl_3 + 3KSCN= Fe(SCN)_3 + 3KCl$
Другим реагентом на ионы железа(III) служит комплексное соединение гексацианоферрат(II) калия $K_4[Fe(CN)_6]$, часто называемый также “желтая кровяная соль”. Такое странное на первый взгляд название связано с тем, что раньше эту соль получали нагреванием крови с поташом и железными опилками. С солями железа(III) она дает синий коллоидный раствор «берлинской лазури» или “турнбуллева синь”:
$K_4[Fe(CN)_6] + FeCl_3 = KFe[Fe(CN)_6] downarrow + 3KCl$
.
Аналогичное синие окрашивание осадка того же состава можно получить при взаимодействии ионов железа(II) с раствором “красной кровяной соли” – гексацианоферрат(III) калия $K_3[Fe(CN)_6]$:
$K_3[Fe(CN)_6] + FeCl_2 = KFe[Fe(CN)_6] downarrow + 2KCl$
.
Таким образом, красная кровяная соль служит реактивом на соли двухвалентного железа. При более высоких концентрациях растворов выделяется нерастворимая в воде форма «берлинской лазури» состава $Fe_4[Fe(CN)_6]_3$. Именно это вещество долгое время использовали при крашении тканей. При работе с кровяными солями следует помнить об их токсичности.
Источник