Какими свойствами обладает гидроксид железа
| 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) 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
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
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
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.
Изучение свойств и строения оксида и гидроксидов железа (III).
Анализ методов получения оксида и гидроксидов железа (III).
Получение оксида и гидроксидов железа (III), с последующим определением практического выхода полученного продукта.
Расчет термодинамической вероятности протекания реакций получения оксида и гидроксидов (III).
1 Теоретическая часть
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)
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.
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
Источник