Какими свойствами обладает feo
| 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 | 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 638 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
Физические свойства FeO(II):
- кристаллы черного цвета;
- плотность 5,7 г/см3;
- нерастворим в воде.
Химические свойства FeO(II):
- это основной оксид;
- легко вступает в реакции с кислотами, образуя соли железа:
FeO+H2SO4 = FeSO4+H2O;
FeO+2HCl = FeCl2+H2O - легко окисляется кислородом воздуха:
4FeO+O2 = 2Fe2O3 - FeO(II) получают восстановлением FeO(III) при высоких температурах:
Fe2O3+H2 = 2Fe+H2O;
Fe2O3+CO = 2FeO+CO2↑
Гидроксид железа Fe(OH)2(II)
Физические свойства Fe(OH)2:
- белый порошок;
- на воздухе частично окисляется, приобретая зеленый оттенок;
- не растворяется в воде.
Химические свойства Fe(OH)2:
- Fe(OH)2 проявляет основные свойства;
- в присутствии влаги окисляется, образуя гидроксид железа (III), приобретая при этом бурый цвет:
4Fe(OH)2+O2+2H2O = 4Fe(OH)3 - легко реагирует с кислотами:
Fe(OH)2+2HCl = FeCl2+2H2O
Fe(OH)2+H2SO4 = FeSO4+2H2O - в концентрированных растворах щелочей образует ферраты (комплексные соли железа) при кипячении:
Fe(OH)2+2NaOH = Na2[Fe(OH)4] - разлагается при нагревании:
Fe(OH)2 = FeO+H2O
Получают Fe(OH)2 из солей железа (II) при их взаимодействии с щелочами:
FeCl2+2NaOH = Fe(OH)2+2NaCl
FeSO4+2NaOH = Fe(OH)2+Na2SO4
Поскольку, Fe+2 легко окисляется до Fe+3, все соединения железа(II) являются восстановителями. Также восстановительными свойствами обладают и соли железа (II).
Качественная реакция на катион железа (II):
- для обнаружения Fe+2 используют красную кровяную соль (гексацианоферрат калия):
3FeSO4+2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2↓+3K2SO4 - о присутствии катионов железа судят по образовавшемуся осадку темно-синего цвета (турнбулева синь):
3Fe2++2[Fe(CN)6]3- = Fe3[Fe(CN)6]2↓
Оксид железа Fe2O3(III)
Физические свойства Fe2O3:
- порошок бурого цвета;
- может существовать в трех модификациях: α, β, γ
- нерастворим в воде.
Химические свойства Fe2O3:
- Fe2O3 проявляет амфотерные свойства;
- реагирует с кислотами:
Fe2O3+6HCl = 2FeCl3+3H2O
Fe2O3+3H2SO4 = Fe2(SO4)3+3H2O - реагирует с твердыми щелочами при высокой температуре:
Fe2O3+2NaOH = 2NaFeO2+H2O
Fe2O3+2KOH = 2KFeO2+H2O - реагирует с карбонатами натрия и калия при высокой температуре:
Fe2O3+Na2CO3 = 2NaFeO2+CO2 - реагирует с восстановителями:
Fe2O3+2Al = 2Fe+Al2O3
3Fe2O3+CO = 2Fe3O4+CO2↑
Fe2O3 получают:
- обжигом пирита:
4FeS2+11O2 = 2Fe2O3+8SO2↑ - разложением гидроксида железа (III):
2Fe(OH)3 = Fe2O3+3H2O
Fe2O3 содержится в буром и красном железняке, являющихся исходным сырьем в производстве чугуна.
Гидроксид железа Fe(OH)3(III)
Физические свойства Fe(OH)3:
- вещество рыхлой консистенции красно-коричневого цвета.
Химические свойства Fe(OH)3:
- Fe(OH)3 является слабым основанием;
- Fe(OH)3 проявляет амфотерные свойства с преобладанием оснОвных;
- реагирует с разбавленными кислотами с образованием солей:
Fe(OH)3+3HCl = FeCl3+3H2O - реагирует с концентрированными растворами щелочей при длительном нагревании с образованием устойчивых гидроксокомплексов:
Fe(OH)3+3NaOH = Na3[Fe(OH)6] - при нагревании разлагается с образованием оксида железа (III):
2Fe(OH)3 = Fe2O3+3H2O - Fe(OH)3 получают из солей железа (III) при их взаимодействии с щелочами:
Fe(OH)3+3NaOH = Fe(OH)3↓+3NaCl
Поскольку, под действием восстановителей Fe+3 превращается в Fe+2, все соединения железа со степенью окисления +3 являются окислителями:
2Fe+3Cl3+2KI-1 = 2Fe+2Cl2+2KCl+I20
Качественные реакции на катион железа (III):
- катионы Fe+3 обнаруживаются действием желтой кровяной соли (гексацианоферрат калия) – реакция идет с выпадением берлинской лазури (осадка темно-синего цвета):
4Fe+3Cl3+3K4[Fe(CN)6]-4 = Fe4[Fe(CN)6]3↓+12KCl - катионы Fe+3 обнаруживаются роданидом аммония (в результате реакции образуется роданид железа красного цвета):
Fe+3Cl3+3NH4CNS- ↔ Fe(CNS)3+3NH4Cl
Соли железа
- Соли, в которых железо имеет степень окисления +2 (FeCl2, FeSO4), обладают восстановительными свойствами:
- сульфат железа FeSO4 применяют в качестве фунгицидов, консерванта древесины, как компонент электролитов;
- хлорид железа FeCl2 применяют для получения хлорида железа (III), в качестве катализатора в органическом синтезе.
- Соли, в которых железо имеет степень окисления +3 (FeCl3, Fe2(SO4)3), являются слабыми окислителями:
- сульфат железа Fe2(SO4)3 применяют для очистки воды, для получения квасцов, как компонент электролитов;
- хлорид железа FeCl3 применяют в качестве коагулятора при очистке воды, катализатора в органическом синтезе, протравы при крашении текстиля.
Источник
| 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 |
| Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. | |
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.
Магнетит.
Получение
- В природе встречаются большие залежи минерала магнетита (магнитного железняка) — Fe3O4 с различными примесями.
- Сжигание порошкообразного железа на воздухе:
3Fe + 2O2 →150−600oC Fe3O4
- Действие перегретого пара на железо:
3Fe + 4H2O →800oC Fe3O4 + 4H2
- Осторожное восстановление оксида железа (III) водородом:
3Fe2O3 + H2 →400oC 2Fe3O4 + H2O
Физические свойства
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).
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 (фазового перехода от кубической к низкотемпературной моноклинной структуре, существующей ниже TV = 120—125 К). 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.
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
- Разлагается при нагревании:
2Fe3O4 →1538oC 6FeO + O2
- Реагирует с разбавленными кислотами:
Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O
- Реагирует с концентрированными окисляющими кислотами:
Fe3O4 + 10HNO3 → 3Fe(NO3)3 + NO2↑ + 5H2O
- Реагирует с щелочами при сплавлении:
Fe3O4 + 14NaOH →400−500oC Na4FeO3 + 2Na5FeO4 + 7H2O
- Окисляется кислородом воздуха:
4Fe3O4 + O2 →450−600oC 6Fe2O3
- Восстанавливается водородом и монооксидом углерода:
Fe3O4 + 4H2 →1000oC 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4CO →700oC 3Fe + 4CO2
- Конпропорционирует при спекании с железом:
Fe3O4 + Fe →900−1000oC 4FeO
Применение
- Изготовление специальных электродов.
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