Какими свойствами обладает железо и сера
Голосование за лучший ответ
Магистр
Мастер
(2034)
11 лет назад
Физические свойства
Природный сросток кристаллов самородной серы
Сера существенно отличается от кислорода способностью образовывать устойчивые цепочки и циклы из атомов серы. Наиболее стабильны циклические молекулы S8, имеющие форму короны, образующие ромбическую и моноклинную серу. Это кристаллическая сера — хрупкое вещество желтого цвета. Кроме того, возможны молекулы с замкнутыми (S4, S6) цепями и открытыми цепями. Такой состав имеет пластическая сера, вещество коричневого цвета. Формулу пластической серы чаще всего записывают просто S, так как она, хотя и имеет молекулярную структуру, является смесью простых веществ с разными молекулами. Химические свойства
Горение серы
При комнатной температуре сера реагирует со фтором и хлором, проявляя восстановительные свойства:
S + 3F2 = SF6
S + Cl2 = SCl2
С концентрированными кислотами-окислителями (HNO3, H2SO4) сера реагирует только при длительном нагревании, окисляясь:
S + 6HNO3(конц. ) = H2SO4 + 6NO2 ↑ + 2H2O
S + 2H2SO4(конц. ) = 3SO2 ↑ + 2H2O
На воздухе сера горит, образуя сернистый ангидрид — бесцветный газ с резким запахом:
S + O2 = SO2
С помощью спектрального анализа установлено, что на самом деле процесс окисления серы в двуокись представляет собой цепную реакцию и происходит с образованием ряда промежуточных продуктов: моноокиси серы S2O2, молекулярной серы S2, свободных атомов серы S и свободных радикалов моноокиси серы SO.[2]
При взаимодействии с металлами образует сульфиды. 2Na + S = Na2S При нагревании сера реагирует с углеродом, кремнием, фосфором, водородом:
C + 2S = CS2 (сероуглерод)
Сера при нагревании растворяется в щелочах — реакция диспропорционирования
3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O
Физические свойства
Железо — типичный металл, в свободном состоянии — серебристо-белого цвета с сероватым оттенком. Чистый металл пластичен, различные примеси (в частности — углерод) повышают его твёрдость и хрупкость. Обладает ярко выраженными магнитными свойствами. Часто выделяют так называемую «триаду железа» — группу трёх металлов (железо Fe, кобальт Co, никель Ni), обладающих схожими физическими свойствами, атомными радиусами и значениями электроотрицательности.
Для железа характерен полиморфизм, он имеет четыре кристаллические модификации:
до 769 °C существует α-Fe (феррит) с объёмноцентрированной кубической решёткой
в температурном интервале 769—917 °C существует β-Fe, который отличается от α-Fe только параметрами кристаллической решётки и магнитными свойствами
в температурном интервале 917—1394 °C существует γ-Fe (аустенит) с гранецентрированной кубической решёткой
выше 1394 °C устойчив δ-Fe с объёмоцентрированной кубической решёткой
Железо тугоплавко, относится к металлам средней активности. Температура плавления железа 1539 °C, температура кипения — около 3200 °C.
Химические свойства
Основные степени окисления железа — +2 и +3.
При хранении на воздухе при температуре до 200 °C железо постепенно покрывается плотной пленкой оксида, препятствующего дальнейшему окислению металла. Во влажном воздухе железо покрывается рыхлым слоем ржавчины, который не препятствует доступу кислорода и влаги к металлу и его разрушению. Ржавчина не имеет постоянного химического состава, приближённо её химическую формулу можно записать как Fe2О3·хН2О.
С кислородом железо реагирует при нагревании. При сгорании железа на воздухе образуется оксид Fe3О4, при сгорании в чистом кислороде — оксид Fe2О3. Если кислород или воздух пропускать через расплавленное железо, то образуется оксид FeO. При нагревании порошка серы и железа образуется сульфид, приближённую формулу которого можно записать как FeS.
Источник
Сера,
её физические и химические свойства. Биологическое значение серы, её применение
(демеркуризация).СЕРА S
Cера в природе
Самородная сера
Сульфиды
PbS – свинцовый блеск
Cu2S – медный блеск
ZnS – цинковая обманка
FeS2 – пирит, серный колчедан, кошачье золото
H2S – сероводород (в минеральных источниках и природном газе)
Белки
Сульфаты
CaSO4 * 2H2O – гипс
MgSO4 * 7H2O – горькая соль (английская)
Na2SO4 *10H2O – глауберова соль (мирабилит)
Физические свойства
Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), t°кип = 445°С.
Одно из особенных физических свойств серы – флотация, способность мелкого порошка серы всплывать, тогда, как ее крупные кристаллы тонут в воде. Дело в том, что сера не смачивается водой, и ее частички держатся на поверхности воды за счет прилипших к ним мелких пузырьков воздуха. Это свойство используют при отделении самородной серы от примесей. Руду размалывают, заливают водой, а снизу продувают воздухом, сера всплывает, а примеси остаются на дне.
Аллотропия
Для серы характерны несколько аллотропных модификаций, но наиболее известные видоизменения: ромбическая (кристаллическая), моноклинная (игольчатая) и пластическая.
Ромбическая (a – сера) – S8
t°пл. = 113°C; ρ = 2,07 г/см3. Наиболее устойчивая модификация.
Моноклинная (b – сера) – S8
темно-желтые иглы, t°пл. = 119°C; ρ = 1,96 г/см3. Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую.
Пластическая Sn
коричневая резиноподобная (аморфная) масса. Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую.
ПОЛУЧЕНИЕ ПЛАСТИЧЕСКОЙ СЕРЫ
Взаимопревращение аллотропных модификаций серы
Строение атома серы
Размещение электронов по уровням и подуровням
Основное состояние
1s22s22p63s23p4
Размещение электронов по
орбиталям (последний слой)Степень
окисленияВалентность
-2
В основном состоянии
II
+4
Первое возбуждённое состояние
IV
+6
Второе возбуждённое состояние
VI
Получение серы
1. Промышленный метод – выплавление из руды с помощью водяного пара.
2. Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода).
2H2S + O2 = 2S + 2H2O
3. Реакция Вакенродера
2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
Химические свойства серы
Сера – окислитель S0 + 2ē→ S-2 | Сера – восстановитель: S – 4ē → S+4; S – 6ē →S+6 |
1. Взаимодействие серы со всеми щелочными и щелочноземельными металлами, медью, ртутью, серебром без нагревания: 2Na + S → Na2S ОПЫТ S + Hg = HgS Ртуть обладает высокой летучестью. Её пары ядовиты. Эта реакция лежит в основе удаления и обезвреживания ртути, например из разбитого медицинского термометра. Места, из которых нельзя извлечь капельки ртути, засыпают порошком серы. Сера и ртуть вступают в реакцию при соприкосновении. В результате образуется химически инертное и безвредное вещество. Этот процесс называется демеркуризацией 2. Взаимодействие серы c остальными металлами (кроме Au,Pt) при повышенной t°: 2Al + 3S t→ Al2S3 Zn + S t°→ ZnS ОПЫТ Cu + S t→ CuS ОПЫТ 3.Взаимодействие серы с некоторыми неметаллами с образованием бинарных соединений: H2 + S → H2S 2P + 3S→ P2S3 C + 2S → CS2 | 1. Взаимодействие серы c кислородом: S + O2 t°→ S+4O2 2S + 3O2 t°;pt→ 2S+6O3 2. Взаимодействие серы c галогенами (кроме йода): S + Cl2 → S+2Cl2 **Взаимодействие серы с кислотами – окислителями: S + 2H2SO4(конц) → 3S+4O2 + 2H2O S + 6HNO3(конц) → H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O **Реакции диспропорционирования: 4. 3S0 + 6KOH→ K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O |
Тренажёр №1 – Характеристика серы по её положению в периодической системе Д. И. Менделеева
Тренажёр №2 – Химические свойства серы
Тренажёр №3 – Взаимодействие серы с металлами
Применение
Вулканизация каучука, получение эбонита, производство спичек, пороха, в борьбе с вредителями сельского хозяйства, для медицинских целей (серные мази для лечения кожных заболеваний), для получения серной кислоты и т.д.
Применение серы и её соединений
Домашнее задание параграф 21; упражнения 1, 3, 4 стр. 99-100.
Дополнительные зхадания
Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель.
- S + O2
- S + Na
- S + H2
№2. Осуществите превращения по схеме:
Это интересно…
- Содержание серы в организме человека массой 70 кг – 140 г.
- В сутки человеку необходимо 1 г серы.
- Серой богаты горох, фасоль, овсяные хлопья, пшеница, мясо, рыба, плоды и сок манго.
- Сера входит в состав гормонов, витаминов, белков, она есть в хрящевой ткани, в волосах, ногтях. При недостатке серы в организме наблюдается хрупкость ногтей и костей, выпадение волос.
Следите за своим здоровьем!
Знаете ли вы..
- Соединения серы могут служить лекарственными препаратами;
- Сера – основа мази для лечения грибковых заболеваний кожи, для борьбы с чесоткой. Тиосульфат натрия Na2S2O3 используется для борьбы с нею.
- Многие соли серной кислоты содержат кристаллизационную воду: ZnSO4×7H2O и CuSO4×5H2O. Их применяют как антисептические средства для опрыскивания растений и протравливания зерна в борьбе с вредителями сельского хозяйства.
- Железный купорос FeSO4×7H2O используют при анемии.
- BaSO4 применяют при рентгенографическом исследовании желудка и кишечника.
- Алюмокалиевые квасцы KAI(SO4)2×12H2O – кровоостанавливающее средство при порезах.
- Минерал Na2SO4×10H2O носит название «глауберова соль» в честь открывшего его в VIII веке немецкого химика Глаубера И.Р.Глаубер во время своего путешествия внезапно заболел. Он ничего не мог есть, желудок отказывался принимать пищу. Один из местных жителей направил его к источнику. Как только он выпил горькую соленую воду, сразу стал есть. Глаубер исследовал эту воду, из нее выкристаллизовалась соль Na2SO4×10H2O. Сейчас ее применяют как слабительное в медицине, при окраске хлопчато- бумажных тканей. Соль также находит применение в производстве стекла.
- Тысячелистник обладает повышенной способностью извлекать из почвы серу и стимулировать поглощение этого элемента с соседними растениями.
- Чеснок выделяет вещество – альбуцид, едкое соединение серы. Это вещество предотвращает раковые заболевания, замедляет старение, предупреждает сердечные заболевания.
Источник
Желе́зо — элемент побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 26. Обозначается символом Fe (лат. Ferrum). Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия). Металл средней активности, восстановитель.
Основные степени окисления — +2, +3
Простое вещество железо — ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой химической реакционной способностью: железо быстро корродирует при высоких температурах или при высокой влажности на воздухе. В чистом кислороде железо горит, а в мелкодисперсном состоянии самовозгорается и на воздухе.
Химические свойства простого вещества — железа:
Ржавление и горение в кислороде
1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):
4Fe + 3O2 + 6H2 O → 4Fe(OH)3
Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину — оксид железа (II, III):
3Fe + 2O2 → Fe3O4
3Fe+2O2→(Fe IIFe2III)O4 (160 °С)
2) При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:
3Fe + 4H2O –t°→ Fe3O4 + 4H2
3) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:
2Fe+3Cl2→2FeCl3 (200 °С)
2Fe + 3Br2 –t°→ 2FeBr3
Fe + S –t°→ FeS (600 °С)
Fe+2S → Fe+2(S2-1) (700°С)
4) В ряду напряжений стоит левее водорода, реагирует с разбавленными кислотами НСl и Н2SO4, при этом образуются соли железа(II) и выделяется водород:
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 (реакции проводятся без доступа воздуха, иначе Fe+2 постепенно переводится кислородом в Fe+3 )
Fe + H2SO4(разб.) → FeSO4 + H2
В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании, оно сразу переходит в катион Fе3+:
2Fe + 6H2SO4(конц.) –t°→ Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Fe + 6HNO3(конц.) –t°→ Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).
Железный гвоздь, погруженный в голубоватый раствор медного купороса, постепенно покрывается налетом красной металлической меди
5) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
6)
Амфотерность железа проявляется только в концентрированных щелочах при кипячении:
Fе + 2NaОН (50 %) + 2Н2O= Nа2[Fе(ОН)4]↓+ Н2↑
и образуется осадок тетрагидроксоферрата(II) натрия.
Техническое железо — сплавы железа с углеродом: чугун содержит 2,06-6,67 % С, сталь 0,02-2,06 % С, часто присутствуют другие естественные примеси (S, Р, Si) и вводимые искусственно специальные добавки (Мn, Ni, Сr), что придает сплавам железа технически полезные свойства — твердость, термическую и коррозионную стойкость, ковкость и др.
Доменный процесс производства чугуна
Доменный процесс производства чугуна составляют следующие стадии:
а) подготовка (обжиг) сульфидных и карбонатных руд — перевод в оксидную руду:
FeS2→Fe2O3 (O2,800°С, -SO2) FeCO3→Fe2O3 (O2,500-600°С, -CO2)
б) сжигание кокса при горячем дутье:
С(кокс) + O2 (воздух) →СO2 (600—700°С) СO2 + С(кокс) ⇌ 2СО (700—1000 °С)
в) восстановление оксидной руды угарным газом СО последовательно:
Fe2O3→(CO) (FeIIFe2III)O4→(CO) FeO→(CO) Fe
г) науглероживание железа (до 6,67 % С) и расплавление чугуна:
Fе(т)→(C(кокс) 900—1200°С)Fе(ж) (чугун, t пл 1145°С)
В чугуне всегда в виде зерен присутствуют цементит Fe2С и графит.
Производство стали
Передел чугуна в сталь проводится в специальных печах (конвертерных, мартеновских, электрических), отличающихся способом обогрева; температура процесса 1700-2000 °С. Продувание воздуха, обогащенного кислородом, приводит к выгоранию из чугуна избыточного углерода, а также серы, фосфора и кремния в виде оксидов. При этом оксиды либо улавливаются в виде отходящих газов (СО2, SО2), либо связываются в легко отделяемый шлак — смесь Са3(РO4)2 и СаSiO3. Для получения специальных сталей в печь вводят легирующие добавки других металлов.
Получение чистого железа в промышленности — электролиз раствора солей железа, например:
FеСl2→ Fе↓ + Сl2↑ (90°С) (электролиз)
(существуют и другие специальные методы, в том числе восстановление оксидов железа водородом).
Чистое железо применяется в производстве специальных сплавов, при изготовлении сердечников электромагнитов и трансформаторов, чугун — в производстве литья и стали, сталь — как конструкционный и инструментальный материалы, в том числе износо-, жаро- и коррозионно-стойкие.
Оксид железа(II) FеО. Амфотерный оксид с большим преобладанием основных свойств. Черный, имеет ионное строение Fе2+ O2-. При нагревании вначале разлагается, затем образуется вновь. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами, сплавляется со щелочами. Медленно окисляется во влажном воздухе. Восстанавливается водородом, коксом. Участвует в доменном процессе выплавки чугуна. Применяется как компонент керамики и минеральных красок. Уравнения важнейших реакций:
4FеО ⇌(FeIIFe2 III) + Fе (560—700 °С , 900—1000°С)
FеО + 2НС1 (разб.) = FеС12 + Н2O
FеО + 4НNO3 (конц.) = Fе(NO3)3 +NO2↑ + 2Н2O
FеО + 4NаОН =2Н2O + Nа4FеO3(красн.) триоксоферрат(II) (400—500 °С)
FеО + Н2 =Н2O + Fе (особо чистое) (350°С)
FеО + С(кокс) = Fе + СО (выше 1000 °С)
FеО + СО = Fе + СO2 (900°С)
4FеО + 2Н2O(влага) + O2(воздух) →4FеО(ОН) (t)
6FеО + O2 = 2(FeIIFe2III )O4 (300—500°С)
Получение в лаборатории: термическое разложение соединений железа (II) без доступа воздуха:
Fе(ОН)2 = FеО + Н2O (150-200 °С)
FеСОз = FеО + СO2 (490-550 °С)
Оксид дижелеза (III) – железа(II) (FeIIFe2III )O4 . Двойной оксид. Черный, имеет ионное строение Fe2+(Fе3+)2(O2-)4. Термически устойчив до высоких температур. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами. Восстанавливается водородом, раскаленным железом. Участвует в доменном процессе производства чугуна. Применяется как компонент минеральных красок (железный сурик), керамики, цветного цемента. Продукт специального окисления поверхности стальных изделий (чернение, воронение). По составу отвечает коричневой ржавчине и темной окалине на железе. Применение брутто-формулы Fe3O4 не рекомендуется. Уравнения важнейших реакций:
2(FeIIFe2 III )O4 = 6FеО + O2 (выше 1538 °С)
(FeIIFe2III )O4 + 8НС1 (разб.) = FеС12 + 2FеС13 + 4Н2O
(FeIIFe2III )O4 +10НNO3 (конц.) =3Fе(NO3)3 + NO2↑+ 5Н2O
(FeIIFe2III )O4 + O2 (воздух) = 6Fе2O3 (450-600°С)
(FeIIFe2III )O4 + 4Н2 = 4Н2O + 3Fе (особо чистое, 1000 °С)
(FeIIFe2III )O4 + СО =ЗFеО + СO2 (500—800°C)
(FeIIFe2 III )O4 + Fе ⇌4FеО (900—1000 °С , 560—700 °С)
Получение: сгорание железа (см.) на воздухе.
В природе — оксидная руда железа магнетит.
Оксид железа(III) Fе2О3. Амфотерный оксид с преобладанием основных свойств. Красно-коричневый, имеет ионное строение (Fе 3+)2(O2-)3. Термически устойчив до высоких температур. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой, из раствора выпадает бурый аморфный гидрат Fе2O3 nН2О. Медленно реагирует с кислотами и щелочами. Восстанавливается монооксидом углерода, расплавленным железом. Сплавляется с оксидами других металлов и образует двойные оксиды — шпинели (технические продукты называются ферритами). Применяется как сырье при выплавке чугуна в доменном процессе, катализатор в производстве аммиака, компонент керамики, цветных цементов и минеральных красок, при термитной сварке стальных конструкций, как носитель звука и изображения на магнитных лентах, как полирующее средство для стали и стекла.
Уравнения важнейших реакций:
6Fе2O3 = 4(FeIIFe2III )O4 +O2 (1200—1300 °С)
Fе2O3 + 6НС1 (разб.) →2FеС13 + ЗН2O (t) (600°С,р)
Fе2O3 + 2NaОН (конц.) →Н2O+ 2NаFеO2 (красн.) диоксоферрат(III)
Fе2О3 + МО=(МIIFе2III)O4 (М=Сu, Мn, Fе, Ni, Zn)
Fе2O3 + ЗН2 =ЗН2O+ 2Fе (особо чистое, 1050—1100 °С)
Fе2O3 + Fе = ЗFеО (900 °С)
3Fе2O3 + СО = 2(FeIIFе2III)O4 + СO2 (400—600 °С)
Получение в лаборатории — термическое разложение солей железа (III) на воздухе:
Fе2(SO4)3 = Fе2O3 + 3SO3 (500-700 °С)
4{Fе(NO3)3 9 Н2O} = 2FеaO3 + 12NO2+ 3O2 + 36Н2O (600-700 °С)
В природе — оксидные руды железа гематит Fе2O3 и лимонит Fе2O3 nН2O
Гидроксид железа (II) Fе(ОН)2. Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Белый (иногда с зеленоватым оттенком), связи Fе — ОН преимущественно ковалентные. Термически неустойчив. Легко окисляется на воздухе, особенно во влажном состоянии (темнеет). Нерастворим в воде. Реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Типичный восстановитель. Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется в изготовлении активной массы железоникелевых аккумуляторов.
Уравнения важнейших реакций:
Fе(OН)2 = FеО + Н2O (150-200 °С, в атм.N2)
Fе(ОН)2 + 2НС1 (разб.) =FеС12 + 2Н2O
Fе(ОН)2 + 2NаОН (> 50%) = Nа2[Fе(ОН)4] ↓(сине-зеленый) (кипячение)
4Fе(ОН)2 (суспензия) + O2 (воздух) →4FеО(ОН)↓ + 2Н2O (t)
2Fе(ОН)2 (суспензия) +Н2O2 (разб.) = 2FеО(ОН)↓ + 2Н2O
Fе(ОН)2 + КNO3(конц.) = FеО(ОН)↓ + NO↑+ КОН (60 °С)
Получение: осаждение из раствора щелочами или гидратом аммиака в инертной атмосфере:
Fе2+ + 2OH (разб.) = Fе(ОН)2↓
Fе2+ + 2(NH3Н2O) = Fе(ОН)2↓+ 2NH4
Метагидроксид железа FеО(ОН). Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Светло-коричневый, связи Fе — О и Fе — ОН преимущественно ковалентные. При нагревании разлагается без плавления. Нерастворим в воде. Осаждается из раствора в виде бурого аморфного полигидрата Fе2O3 nН2O, который при выдерживании под разбавленным щелочным раствором или при высушивании переходит в FеО(ОН). Реагирует с кислотами, твердыми щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Спекается с Fе(ОН)2. Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется как основа желтых минеральных красок и эмалей, поглотитель отходящих газов, катализатор в органическом синтезе.
Соединение состава Fе(ОН)3 не известно (не получено).
Уравнения важнейших реакций:
Fе2O3. nН2O→(200-250 °С, —H2O) FеО(ОН)→( 560-700° С на воздухе , -H2O) →Fе2О3
FеО(ОН) + ЗНС1 (разб.) =FеС13 + 2Н2O
FeO(OH)→Fe2O3.nH2O -коллоид (NаОН (конц.))
FеО(ОН)→Nа3[Fе(ОН)6] белый , Nа5[Fе(OН)8желтоватый (75 °С, NаОН( т))
2FеО(ОН) + Fе(ОН)2=( FeIIFe2III )O4 + 2Н2O (600—1000 °С)
2FеО(ОН) + ЗН2 = 4Н2O+ 2Fе (особо чистое, 500—600 °С)
2FеО(ОН) + ЗВr2 + 10КОН = 2К2FеO4 + 6Н2O + 6КВr
Получение: осаждение из раствора солей железа(Ш) гидрата Fе2О3 nН2O и его частичное обезвоживание (см. выше).
В природе — оксидная руда железа лимонит Fе2O3 nН2О и минерал гётит FеО(ОН).
Феррат калия К2FеО4. Оксосоль. Красно-фиолетовый, разлагается при сильном нагревании. Хорошо растворим в концентрированном растворе КОН, реагирует с кипящей водой, неустойчив в кислотной среде. Сильный окислитель.
Качественная реакция — образование красного осадка феррата бария. Применяется в синтезе ферритов — промышленно важных двойных оксидов железа (III) и других металлов.
Уравнения важнейших реакций:
4К2FеO4= 4КFеO2 + 3O2 + 2К2O (700 °С)
4К2FеO4 + 6Н2O (гор.) =4FeО(ОН)↓ + 8КОН + 3O2↑
FеО42- + 2OН+(разб.) =4Fе3+ + 3O2↑+10Н2O
FеО42- + 2(NH3. Н2O) →2FеО(ОН)↓ + N2↑+ 2Н2O+ 4OН—
FеО42- + Ва2+ = ВаFеO4 (красн.)↓ (в конц. КОН)
Получение: образуется при окислении соединений железа, например метагидроксида FеО(ОН), бромной водой, а также при действии сильных окислителей (при спекании) на железо
Fе + 2КОН + 2КNO3 = К2FеO4 + 3КNO2+ H2O (420 °С)
и электролизе в растворе:
электролиз
Fе + 2КОН (конц.) + 2Н2O→ЗН2↑ + К2FеO4 ( электролиз)
(феррат калия образуется на аноде).
Качественные реакции на ионы Fе2+ и Fе3+
Обнаружение ионов Fе2+ и Fе3+в водном растворе проводят с помощью реактивов К3[Fе(СN)6] и К4[Fе(СN)6] соответственно; в обоих случаях выпадает синий продукт одинакового состава и строения, КFеIII[FеII (СN)6]. В лаборатории этот осадок называют берлинская лазурь, или турнбуллева синь:
Fе2+ + К+ + [Fе(СN)6]3- = КFеIII[FеII (СN) 6]↓
Fе3+ + К+ + [Fе(СN)6]4- = КFеIII[FеII (СN) 6]↓
Химические названия исходных реактивов и продукта реакций:
К3FеIII[Fе(СN) 6]- гексацианоферрат (III) калия
К4FеIII[Fе (СN) 6]- гексацианоферрат (II) калия
КFеIII[FеII (СN) 6]- гексацианоферрат (II) железа (Ш) калия
Кроме того, хорошим реактивом на ионы Fе3+ является тиоцианат-ион NСS—, железо (III) соединяется с ним, и появляется ярко-красная («кровавая») окраска:
Fе3+ + 6NСS— = [Fе(NСS)6]3-
Этим реактивом (например, в виде соли КNСS) можно обнаружить даже следы железа (III) в водопроводной воде, если она проходит через железные трубы, покрытые изнутри ржавчиной.
Источник