Гидроксид железа ii какие свойства
| 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.
Соединения
двухвалентного железа
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.
СургутскийГосударственный Университет
Кафедра химии
РЕФЕРАТ
по теме:
ЖЕЛЕЗО
Выполнил:
Бондаренко М.А.
Проверил:
Щербакова Л.П.
Сургут, 2000
Впериодической системе железо находится в четвертом периоде, в побочнойподгруппе VIII группы.
Химический знак – Fe (феррум). Порядковый номер –26, электронная формула 1s2 2s2 2p6 3d64s2
.
¯ 3d 4p 4s Электронно-графическаяформула
¯ 3d ¯ 4p
Валентные электроны у атома железа находятся напоследнем электронном слое (4s2
) и предпоследнем (3d6
).В химических реакциях железо может отдавать эти электроны и проявлять степениокисления +2, +3 и, иногда, +6.
Нахождение в природе.
Железо является вторым пораспространенности металлом в природе (после алюминия). В свободном состояниижелезо встречается только в метеоритах, падающих на землю. Наиболее важныеприродные соединения:
Fe2O3· 3H2O – бурый железняк;
Fe2O3– красный железняк;
Fe3O4(FeO· Fe2O3) – магнитныйжелезняк;
FeS2 — железный колчедан (пирит).
Соединения железа входят всостав живых организмов.
Получение железа.
В промышленности железо получаютвосстановлением его из железных руд углеродом (коксом) и оксидом углерода (II)в доменных печах. Химизм доменного процесса следующий:
3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4+ CO2,
Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2,
FeO + CO = Fe + CO2.
Физические свойства.
Железо – серебристо серыйметалл, обладает большой ковкостью, пластичностью и сильными магнитнымисвойствами. Плотность железа – 7,87 г/см3, температура плавления1539°С.
Химические свойства.
В реакциях железо являетсявосстановителем. Однако при обычной температуре оно не взаимодействует даже ссамыми активными окислителями (галогенами, кислородом, серой), но принагревании становится активным и реагирует с ними:
2Fe+ 3Cl2 = 2FeCl3 Хлорид железа (III)
3Fe+ 2O2 = Fe3O4(FeO · Fe2O3) Оксид железа (II,III)
Fe+ S = FeS Сульфид железа (II)
При очень высокой температурежелезо реагирует с углеродом, кремнием и фосфором:
3Fe + C = Fe3C Карбиджелеза (цементит)
3Fe + Si = Fe3Si Силициджелеза
3Fe + 2P = Fe3P2 Фосфиджелеза (II)
Железо реагирует сосложными веществами.
Во влажном воздухе железо быстроокисляется (корродирует):
4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3,
Fe(OH)3 = Fe
O– H + H2O
Ржавчина
Железо находится в серединеэлектрохимического ряда напряжений металлов, поэтому является металлом среднейактивности
. Восстановительная способность у железа меньше, чем у щелочных,щелочноземельных металлов и у алюминия. Только при высокой температурераскаленное железо реагирует с водой:
3Fe + 4H2O = Fe3O4 +4H2
Железо реагирует с разбавленнымисерной и соляной кислотами, вытесняя из кислот водород:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Fe + H2SO4 = FeSO4 +H2
При обычной температуре железоне взаимодействует с концентрированной серной кислотой, так как пассивируетсяею. При нагревании концентрированная H2SO4 окисляетжелезо до сульфита железа (III):
2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3+ 3SO2 + 6H2O.
Разбавленная азотная кислота окисляетжелезо до нитрата железа (III):
Fe + 4HNO3 =Fe(NO3)3 + NO + 2H2O.
Концентрированная азотнаякислота пассивирует железо.
Из растворов солей железовытесняет металлы, которые расположены правее его в электрохимическом рядунапряжений:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu, Fe0+ Cu2+ = Fe2+ + Cu0.
Соединения железа (II)
Оксид железа (II) FeO
– черноекристаллическое вещество, нерастворимое в воде. Оксид железа (II) получаютвосстановлением оксида железа(II,III) оксидом углерода (II):
Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2.
Оксид железа (II) – основнойоксид, легко реагирует с кислотами, при этом образуются соли железа(II):
FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O, FeO+ 2H+ = Fe2+ + H2O.
Гидроксид железа (II) Fe(OH)2
– порошок белого цвета, не растворяется в воде. Получают его из солей железа(II) при взаимодействии их со щелочами:
FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2¯ + Na2SO4,
Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2¯.
Гидроксид железа () Fe(OH)2 проявляетсвойства основания, легко реагирует с кислотами:
Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O,
Fe(OH)2 + 2H+ = Fe2++ 2H2O.
При нагревании гидроксид железа(II) разлагается:
Fe(OH)2 = FeO + H2O.
Соединения со степенью окисленияжелеза +2 проявляют восстановительные свойства
, так как Fe2+ легкоокисляются до Fe+3:
Fe+2 – 1e = Fe+3
Так, свежеполученный зеленоватыйосадок Fe(OH)2 на воздухе очень быстро изменяет окраску – буреет. Изменениеокраски объясняется окислением Fe(OH)2 в Fe(OH)3кислородом воздуха:
4Fe+2(OH)2 + O2 + 2H2O= 4Fe+3(OH)3.
Восстановительные свойствапроявляют и соли двухвалентного железа, особенно при действии окислителей вкислотной среде. Например, сульфат железа (II) восстанавливает перманганаткалия в сернокислотной среде до сульфата марганца (II):
10Fe+2SO4+ 2KMn+7O4 + 8H2SO4 = 5Fe+32(SO4)3+ 2Mn+2SO4 + K2SO4 + 8H2O.
Качественнаяреакция на катион железа (II).
Реактивом для определениякатиона железа Fe2+ является гексациано (III) феррат калия (красная кровянаясоль) K3:
3FeSO4 + 2K3= Fe32¯ + 3K2SO4.
При взаимодействии ионов 3-с катионами железа Fe2+ образуется темно-синий осадок – турнбулевасинь:
3Fe2+ +23- =Fe32¯
Соединения железа (III)
Оксид железа (III) Fe2O3
– порошок бурого цвета, не растворяется в воде. Оксид железа (III) получают:
А) разложением гидроксида железа(III):
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
Б) окислением пирита (FeS2):
4Fe+2S2-1 + 11O20= 2Fe2+3O3 + 8S+4O2-2.
/>/>/>Fe+2 – 1e ® Fe+3
2S-1 – 10e ® 2S+4
O20+4e ® 2O-2 11e
Оксид железа (III) проявляетамфотерные свойства:
А) взаимодействует с твердымищелочами NaOH и KOH и с карбонатами натрия и калия при высокой температуре:
Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O,
Fe2O3 + 2OH- = 2FeO2-+ H2O,
Fe2O3 + Na2CO3= 2NaFeO2 + CO2.
Феррит натрия
Гидроксид железа (III)
получают из солей железа (III) при взаимодействии их со щелочами:
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3¯ + 3NaCl,
Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3¯.
Гидроксид железа (III) являетсяболее слабым основанием, чем Fe(OH)2, и проявляет амфотерныесвойства (с преобладанием основных). При взаимодействии с разбавленнымикислотами Fe(OH)3 легко образует соответствующие соли:
Fe(OH)3 + 3HCl « FeCl3 + H2O
2Fe(OH)3 + 3H2SO4 « Fe2(SO4)3 + 6H2O
Fe(OH)3 + 3H+ « Fe3+ + 3H2O
Реакции с концентрированнымирастворами щелочей протекают лишь при длительном нагревании. При этомполучаются устойчивые гидрокомплексы с координационным числом 4 или 6:
Fe(OH)3+ NaOH = Na,
Fe(OH)3+ OH- = -,
Fe(OH)3+ 3NaOH = Na3,
Fe(OH)3+ 3OH- = 3-.
Соединения со степенью окисленияжелеза +3 проявляют окислительные свойства, так как под действиемвосстановителей Fe+3 превращается в Fe+2:
Fe+3 + 1e = Fe+2.
Так, например, хлорид железа (III)окисляет йодид калия до свободного йода:
2Fe+3Cl3 + 2KI = 2Fe+2Cl2+ 2KCl + I20
Качественныереакции на катион железа (III)
А) Реактивом для обнаружениякатиона Fe3+ является гексациано (II) феррат калия (желтая кровянаясоль) K2.
При взаимодействии ионов 4-с ионами Fe3+ образуется темно-синий осадок – берлинская лазурь
:
4FeCl3 + 3K4« Fe43¯ +12KCl,
4Fe3+ + 34-= Fe43¯.
Б) Катионы Fe3+ легко обнаруживаются с помощьюроданида аммония (NH4CNS). В результате взаимодействия ионов CNS-1 скатионами железа (III) Fe3+ образуется малодиссоциирующий роданид железа (III)кроваво-красного цвета:
FeCl3 + 3NH4CNS« Fe(CNS)3 + 3NH4Cl,
Fe3+ + 3CNS1-« Fe(CNS)3.
Применение и биологическая роль железа и егосоединений.
Важнейшие сплавы железа – чугуны и стали – являютсяосновными конструкционными материалами практически во всех отрасляхсовременного производства.
Хлорид железа (III) FeCl3 применяется для очисткиводы. В органическом синтезе FeCl3 применяется как катализатор.Нитрат железа Fe(NO3)3 · 9H2O используют при окраске тканей.
Железо является одним из важнейших микроэлементов ворганизме человека и животных (в организме взрослого человека содержится в видесоединений около 4 г Fe). Оно входит в состав гемоглобина, миоглобина,различных ферментов и других сложных железобелковых комплексов, которыенаходятся в печени и селезенке. Железо стимулирует функцию кроветворныхорганов.
Список использованнойлитературы:
1. «Химия.Пособие репетитор». Ростов-на-Дону. «Феникс». 1997 год.
2. «Справочникдля поступающих в вузы». Москва. «Высшая школа», 1995 год.
3. Э.Т.Оганесян. «Руководство по химии поступающим в вузы». Москва. 1994 год.
Так как Fe2+ легко окисляются до Fe+3:
Fe+2 – 1e = Fe+3
Так, свежеполученный зеленоватый осадок Fe(OH)2 на воздухе очень быстро изменяет окраску – буреет. Изменение окраски объясняется окислением Fe(OH)2 в Fe(OH)3 кислородом воздуха:
4Fe+2(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe+3(OH)3.
Восстановительные свойства проявляют и соли двухвалентного железа, особенно при действии окислителей в кислотной среде. Например, сульфат железа (II) восстанавливает перманганат калия в сернокислотной среде до сульфата марганца (II):
10Fe+2SO4 + 2KMn+7O4 + 8H2SO4 = 5Fe+32(SO4)3 + 2Mn+2SO4 + K2SO4 + 8H2O.
Качественная реакция на катион железа (II).
Реактивом для определения катиона железа Fe2+ является гексациано (III) феррат калия (красная кровяная соль) K3:
3FeSO4 + 2K3 = Fe32¯ + 3K2SO4.
При взаимодействии ионов 3- с катионами железа Fe2+ образуется темно-синий осадок – турнбулева синь:
3Fe2+ +23- = Fe32¯
Соединения железа (III)
Оксид железа (III) Fe2O3
– порошок бурого цвета, не растворяется в воде. Оксид железа (III) получают:
А) разложением гидроксида железа (III):
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
Б) окислением пирита (FeS2):
4Fe+2S2-1 + 11O20 = 2Fe2+3O3 + 8S+4O2-2.
Fe+2 – 1e ® Fe+3
2S-1 – 10e ® 2S+4
O20 + 4e ® 2O-2 11e
Оксид железа (III) проявляет амфотерные свойства:
А) взаимодействует с твердыми щелочами NaOH и KOH и с карбонатами натрия и калия при высокой температуре:
Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O,
Fe2O3 + 2OH- = 2FeO2- + H2O,
Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2.
Феррит натрия
Гидроксид железа (III)
получают из солей железа (III) при взаимодействии их со щелочами:
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3¯ + 3NaCl,
Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3¯.
Гидроксид железа (III) является более слабым основанием, чем Fe(OH)2, и проявляет амфотерные свойства (с преобладанием основных). При взаимодействии с разбавленными кислотами Fe(OH)3 легко образует соответствующие соли:
Fe(OH)3 + 3HCl « FeCl3 + H2O
2Fe(OH)3 + 3H2SO4 « Fe2(SO4)3 + 6H2O
Fe(OH)3 + 3H+ « Fe3+ + 3H2O
Реакции с концентрированными растворами щелочей протекают лишь при длительном нагревании. При этом получаются устойчивые гидрокомплексы с координационным числом 4 или 6:
Fe(OH)3 + NaOH = Na,
Fe(OH)3 + OH- = -,
Fe(OH)3 + 3NaOH = Na3,
Fe(OH)3 + 3OH- = 3-.
Соединения со степенью окисления железа +3 проявляют окислительные свойства, так как под действием восстановителей Fe+3 превращается в Fe+2:
Fe+3 + 1e = Fe+2.
Так, например, хлорид железа (III) окисляет йодид калия до свободного йода:
2Fe+3Cl3 + 2KI = 2Fe+2Cl2 + 2KCl + I20
Качественные реакции на катион железа (III)
А) Реактивом для обнаружения катиона Fe3+ является гексациано (II) феррат калия (желтая кровяная соль) K2.
При взаимодействии ионов 4- с ионами Fe3+ образуется темно-синий осадок – берлинская лазурь
:
4FeCl3 + 3K4 « Fe43¯ +12KCl,
4Fe3+ + 34- = Fe43¯.
Б) Катионы Fe3+ легко обнаруживаются с помощью роданида аммония (NH4CNS). В результате взаимодействия ионов CNS-1 с катионами железа (III) Fe3+ образуется малодиссоциирующий роданид железа (III) кроваво-красного цвета:
FeCl3 + 3NH4CNS « Fe(CNS)3 + 3NH4Cl,
Fe3+ + 3CNS1- « Fe(CNS)3.
Применение и биологическая роль железа и его соединений.
Важнейшие сплавы железа – чугуны и стали – являются основными конструкционными материалами практически во всех отраслях современного производства.
Хлорид железа (III) FeCl3 применяется для очистки воды. В органическом синтезе FeCl3 применяется как катализатор. Нитрат железа Fe(NO3)3 · 9H2O используют при окраске тканей.
Железо является одним из важнейших микроэлементов в организме человека и животных (в организме взрослого человека содержится в виде соединений около 4 г Fe). Оно входит в состав гемоглобина, миоглобина, различных ферментов и других сложных железобелковых комплексов, которые находятся в печени и селезенке. Железо стимулирует функцию кроветворных органов.
Список использованной литературы:
1. «Химия. Пособие репетитор». Ростов-на-Дону. «Феникс». 1997 год.
2. «Справочник для поступающих в вузы». Москва. «Высшая школа», 1995 год.
3. Э.Т. Оганесян. «Руководство по химии поступающим в вузы». Москва. 1994 год.
Неорганическое соединение гидроксид железа 3 имеет химическую формулу Fe(OH)2. Оно принадлежит к ряду амфотерных в которых преобладают свойства, характерные для оснований. На вид это вещество представляет собой кристаллы белого цвета, которые при длительном пребывании на открытом воздухе постепенно темнеют. Имеются варианты кристаллов зеленоватого оттенка. В повседневной жизни вещество может наблюдать каждый в виде зеленоватого налета на металлических поверхностях, что свидетельствует о начала процесса ржавления — гидроксид железа 3 выступает в качестве одной из промежуточных стадий этого процесса.
В природе соединение находят в виде амакинита. Этот кристаллический минерал, кроме собственно железа, содержит в себе еще примеси магния и марганца, все эти вещества придают амакиниту разные оттенки — от желто-зеленого до бледно- зеленого, в зависимости от процентного содержания того или иного элемента. Твердость минерала составляет 3,5-4 единицы по шкале Мооса, а плотность равна примерно 3 г/см³.
К физическим свойствам вещества следует также отнести его крайне слабую растворимость. В том случае, когда гидроксид железа 3 подвергается нагреванию, он разлагается.
Это вещество очень активно и взаимодействует со многими другими веществами и соединениями. Так, например, обладая свойствами основания, оно вступает в с различными кислотами. В частности, серная кислота, гидроксид железа 3 в ходе реакции ведут к получению (III). Так как эта реакция может происходить путем обычного прокаливания на открытом воздухе, такой недорогой сульфата используется как в лабораторных, так и в промышленных условиях.
В ходе реакции с ее результатом является образование хлорида железа (II).
В некоторых случаях гидроксид железа 3 может проявлять и кислотные свойства. Так, например, при взаимодействии с сильно концентрированным (концентрация должна быть не менее 50%) раствором гидроксида натрия получается тетрагидроксоферрат (II) натрия, выпадающий в виде осадка. Правда, для течения такой реакции необходимо обеспечить довольно сложные условия: реакция должна происходить в условиях кипения раствора в азотной атмосферной среде.
Как уже говорилось, при нагревании вещество разлагается. Результатом этого разложения выступает (II), а, кроме того, в виде примесей получаются металлическое железо и его производные: оксид дижелеза (III), химическая формула которого Fe3O4.
Как произвести гидроксид железа 3, получение которого связано с его способностью вступать в реакции с кислотами? До того как приступить к проведению опыта, следует обязательно напомнить о правилах безопасности при проведении таких опытов. Эти правила применимы для всех случаев обращения с кислотно-щелочными растворами. Главное здесь — обеспечить надежную защиту и избегать попадания капель растворов на слизистые оболочки и кожу.
Итак, получить гидроксид можно в ходе проведения реакции, в которой взаимодействуют хлорид железа (III) и KOH — калия гидроксид. Данный метод — самый распространенный для образования нерастворимых оснований. При взаимодействии этих веществ протекает обычная реакция обмена, в результате которой получается осадок бурого цвета. Этот осадок и есть искомое вещество.
Применение гидроксида железа в промышленном производстве довольно широко. Наиболее распространенным является его использование в качестве активного вещества в аккумуляторах железо-никелевого типа. Кроме того, соединение используется в металлургии для получения различных металлосплавов, а также в гальваническом призводстве, авомобилестроении.