68. Соединения железа
Оксид железа (II) FeO – черное кристаллическое вещество, нерастворимое в воде и щелочах. FeO соответствует основание Fe(OH)2 .
Получение. Оксид железа (II) можно получить неполным восстановлением магнитного железняка оксидом углерода (II):
Химические свойства. Является основным оксидом. Реагируя с кислотами, образует соли:
Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 – кристаллическое вещество белого цвета.
Получение. Гидроксид железа (II) получается из солей двухвалентного железапри действии растворов щелочей:
Химические свойства. Основный гидроксид. Вступает в реакции с кислотами:
На воздухе Fe(OH)2 окисляется до Fе(ОН)3:
Оксид железа(III) Fe2O3 – вещество бурого цвета, встречается в природе в виде красного железняка, нерастворим в воде.
Получение . При обжиге пирита:
Химические свойства. Проявляет слабые амфотерные свойства. При взаимодействии со щелочами образует соли:
Гидроксид железа (III) Fe(OH)3 – вещество красно-бурого цвета, нерастворимое в воде и избытке щелочи.
Получение . Получают путем окисления оксида железа (III) и гидроксида железа (II).
Химические свойства. Является амфотерным соединением (с преобладанием основных свойств). Выпадает в осадок при действии щелочей на соли трехвалентного железа:
Соли двухвалентного железа получают взаимодействием металлического железа с соответствующими кислотами. Они сильно гидро-лизуются, потому их водные растворы – энергичные восстановители:
При нагревании выше 480 °C разлагается, образуя оксиды:
При действии щелочей на сульфат железа (II) образуется гидроксид железа (II):
Образует кристаллогидрат – FeSO4?7Н2О (железный купорос). Хлорид железа (III) FeCl3 – кристаллическое вещество темно-коричневого цвета.
Химические свойства. Растворим в воде. FeCl3 проявляет окислительные свойства.
Восстановители – магний, цинк, сероводород, окисляются без нагревания.
В организме человека содержится около 5 г железа, большая часть его (70%) входит в состав гемоглобина крови.
Физические свойства
В свободном состоянии железо - серебристо-белый металл с сероватым оттенком. Чистое железо пластично, обладает ферромагнитными свойствами. На практике обычно используются сплавы железа - чугуны и стали.
Fe - самый главный и самый распространенный элемент из девяти d-металлов побочной подгруппы VIII группы. Вместе с кобальтом и никелем образует «семейство железа».
При образовании соединений с другими элементами чаще использует 2 или 3 электрона (В = II, III).
Железо, как и почти все d-элементы VIII группы, не проявляет высшую валентность, равную номеру группы. Его максимальная валентность достигает VI и проявляется крайне редко.
Наиболее характерны соединения, в которых атомы Fe находятся в степенях окисления +2 и +3.
Способы получения железа
1. Техническое железо (в сплаве с углеродом и другими примесями) получают карботермическим восстановлением его природных соединений по схеме:
Восстановление происходит постепенно, в 3 стадии:
1) 3Fe 2 O 3 + СО = 2Fe 3 O 4 + СO 2
2) Fe 3 O 4 + СО = 3FeO +СO 2
3) FeO + СО = Fe + СO 2
Образующийся в результате этого процесса чугун содержит более 2% углерода. В дальнейшем из чугуна получают стали - сплавы железа, содержащие менее 1,5 % углерода.
2. Очень чистое железо получают одним из способов:
а) разложение пентакарбонила Fe
Fe(CO) 5 = Fe + 5СО
б) восстановление водородом чистого FeO
FeO + Н 2 = Fe + Н 2 O
в) электролиз водных растворов солей Fe +2
FeC 2 O 4 = Fe + 2СO 2
оксалат железа (II)
Химические свойства
Fe - металл средней активности, проявляет общие свойства, характерные для металлов.
Уникальной особенностью является способность к «ржавлению» во влажном воздухе:
В отсутствие влаги с сухим воздухом железо начинает заметно реагировать лишь при Т > 150°С; при прокаливании образуется «железная окалина» Fe 3 O 4:
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4
В воде в отсутствие кислорода железо не растворяется. При очень высокой температуре Fe реагирует с водяным паром, вытесняя из молекул воды водород:
3 Fe + 4Н 2 O(г) = 4H 2
Процесс ржавления по своему механизму является электрохимической коррозией. Продукт ржавления представлен в упрощенном виде. На самом деле образуется рыхлый слой смеси оксидов и гидроксидов переменного состава. В отличие от пленки Аl 2 О 3 , этот слой не предохраняет железо от дальнейшего разрушения.
Виды коррозии
Защита железа от коррозии
1. Взаимодействие с галогенами и серой при высокой температуре.
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
2Fe + 3F 2 = 2FeF 3
Fe + I 2 = FeI 2
Образуются соединения, в которых преобладает ионный тип связи.
2. Взаимодействие с фосфором, углеродом, кремнием (c N 2 и Н 2 железо непосредственно не соединяется, но растворяет их).
Fe + Р = Fe x P y
Fe + C = Fe x C y
Fe + Si = Fe x Si y
Образуются вещества переменного состава, т к. бертоллиды (в соединениях преобладает ковалентный характер связи)
3. Взаимодействие с «неокисляющими» кислотами (HCl, H 2 SO 4 разб.)
Fe 0 + 2Н + → Fe 2+ + Н 2
Поскольку Fe располагается в ряду активности левее водорода (Е° Fe/Fe 2+ = -0,44В), оно способно вытеснять Н 2 из обычных кислот.
Fe + 2HCl = FeCl 2 + Н 2
Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + Н 2
4. Взаимодействие с «окисляющими» кислотами (HNO 3 , H 2 SO 4 конц.)
Fe 0 - 3e - → Fe 3+
Концентрированные HNO 3 и H 2 SO 4 «пассивируют» железо, поэтому при обычной температуре металл в них не растворяется. При сильном нагревании происходит медленное растворение (без выделения Н 2).
В разб. HNO 3 железо растворяется, переходит в раствор в виде катионов Fe 3+ а анион кислоты восстанавливется до NO*:
Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2Н 2 O
Очень хорошо растворяется в смеси НСl и HNO 3
5. Отношение к щелочам
В водных растворах щелочей Fe не растворяется. С расплавленными щелочами реагирует только при очень высоких температурах.
6. Взаимодействие с солями менее активных металлов
Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0
7. Взаимодействие с газообразным монооксидом углерода (t = 200°C, P)
Fe(порошок) + 5CO (г) = Fe 0 (CO) 5 пентакарбонил железа
Соединения Fe(III)
Fe 2 O 3 - оксид железа (III).
Красно-бурый порошок, н. р. в Н 2 O. В природе - «красный железняк».
Способы получения:
1) разложение гидроксида железа (III)
2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O
2) обжиг пирита
4FeS 2 + 11O 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3
3) разложение нитрата
Химические свойства
Fe 2 O 3 - основный оксид с признаками амфотерности.
I. Основные свойства проявляются в способности реагировать с кислотами:
Fe 2 О 3 + 6Н + = 2Fe 3+ + ЗН 2 О
Fe 2 О 3 + 6HCI = 2FeCI 3 + 3H 2 O
Fe 2 О 3 + 6HNO 3 = 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O
II. Слабокислотные свойства. В водных растворах щелочей Fe 2 O 3 не растворяется, но при сплавлении с твердыми оксидами, щелочами и карбонатами происходит образование ферритов:
Fe 2 О 3 + СаО = Ca(FeО 2) 2
Fe 2 О 3 + 2NaOH = 2NaFeО 2 + H 2 O
Fe 2 О 3 + MgCO 3 = Mg(FeO 2) 2 + CO 2
III. Fe 2 О 3 - исходное сырье для получения железа в металлургии:
Fe 2 О 3 + ЗС = 2Fe + ЗСО или Fe 2 О 3 + ЗСО = 2Fe + ЗСO 2
Fe(OH) 3 - гидроксид железа (III)
Способы получения:
Получают при действии щелочей на растворимые соли Fe 3+ :
FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaCl
В момент получения Fe(OH) 3 - красно-бурый слизистоаморфный осадок.
Гидроксид Fe(III) образуется также при окислении на влажном воздухе Fe и Fe(OH) 2:
4Fe + 6Н 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3
4Fe(OH) 2 + 2Н 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3
Гидроксид Fe(III) является конечным продуктом гидролиза солей Fe 3+ .
Химические свойства
Fe(OH) 3 - очень слабое основание (намного слабее, чем Fe(OH) 2). Проявляет заметные кислотные свойства. Таким образом, Fe(OH) 3 имеет амфотерный характер:
1) реакции с кислотами протекают легко:
2) свежий осадок Fe(OH) 3 растворяется в горячих конц. растворах КОН или NaOH с образованием гидроксокомплексов:
Fe(OH) 3 + 3КОН = K 3
В щелочном растворе Fe(OH) 3 может быть окислен до ферратов (солей не выделенной в свободном состоянии железной кислоты H 2 FeO 4):
2Fe(OH) 3 + 10КОН + 3Br 2 = 2K 2 FeO 4 + 6КВr + 8Н 2 O
Соли Fe 3+
Наиболее практически важными являются: Fe 2 (SO 4) 3 , FeCl 3 , Fe(NO 3) 3 , Fe(SCN) 3 , K 3 4- желтая кровяная соль = Fe 4 3 берлинская лазурь (темно-синий осадок)
б) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 роданид Fe(III) (р-р кроваво-красного цвета)
Оксидами железа называют соединения железа с кислородом.
Наиболее известны три оксида железа: оксид железа (II) – FeO ,оксид железа (III ) – Fe 2 O 3 и оксид железа (II , III ) – Fe 3 O 4 .
Оксид железа (II)
Химическая формула оксида двухвалентного железа - FeO . Это соединение имеет чёрный цвет.
FeO легко реагирует с разбавленной соляной кислотой и концентрированной азотной кислотой.
FeO + 2HCl → FeCl 2 + H 2 O
FeO + 4HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O
С водой и с солями в реакцию не вступает.
При взаимодействии с водородом при температуре 350 о С и коксом при температуре выше 1000 о С восстанавливается до чистого железа.
FeO +H 2 → Fe + H 2 O
FeO +C → Fe + CO
Получают оксид железа (II) разными способами:
1. В результате реакции восстановления оксида трёхвалентного железа угарным газом.
Fe 2 O 3 + CO → 2 FeO + CO 2
2. Нагревая железо при низком давлении кислорода
2Fe + O 2 → 2 FeO
3. Разлагая оксалат двухвалентного железа в вакууме
FeC 2 O 4 → FeO +CO + CO 2
4. Взаимодействием железа с оксидами железа при температуре 900-1000 о
Fe + Fe 2 O 3 → 3 FeO
Fe + Fe 3 O 4 → 4 FeO
В природе оксид двухвалентного железа существует как минерал вюстит.
В промышленности применяется при выплавке чугуна в домнах, в процессе чернения (воронения) стали. Входит он в состав красителей и керамики.
Оксид железа (III )
Химическая формула Fe 2 O 3 . Это соединение трёхвалентного железа с кислородом. Представляет собой порошок красно-коричневого цвета. В природе встречается как минерал гематит.
Fe 2 O 3 имеет и другие названия: окись железа, железный сурик, крокус, пигмент красный 101, пищевой краситель E172 .
В реакцию с водой не вступает. Может взаимодействовать как с кислотами, так и со щелочами.
Fe 2 O 3 + 6HCl → 2 FeCl 3 + 3H 2 O
Fe 2 O 3 + 2NaOH → 2NaFeO 2 + H 2 O
Оксид железа (III) применяют для окраски строительных материалов: кирпича, цемента, керамики, бетона, тротуарной плитки, линолеума. Добавляют его в качестве красителя в краски и эмали, в полиграфические краски. В качестве катализатора оксид железа используется в производстве аммиака. В пищевой промышленности он известен как Е172.
Оксид железа (II, III )
Химическая формула Fe 3 O 4 . Эту формулу можно написать и по-другому: FeO Fe 2 O 3 .
В природе встречается как минерал магнетит, или магнитный железняк. Он является хорошим проводником электрического тока и обладает магнитными свойствами. Образуется при горении железа и при действии перегретого пара на железо.
3Fe + 2 O 2 → Fe 3 O 4
3Fe + 4H 2 O → Fe 3 O 4 + 4H 2
Нагревание при температуре 1538 о С приводит к его распаду
2Fe 3 O 4 → 6FeO + O 2
Вступает в реакцию с кислотами
Fe 3 O 4 + 8HCl → FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O
Fe 3 O 4 + 10HNO 3 → 3Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O
Со щелочами реагирует при сплавлении
Fe 3 O 4 + 14NaOH → Na 3 FeO 3 + 2Na 5 FeO 4 + 7H 2 O
Вступает в реакцию с кислородом воздуха
4 Fe 3 O 4 + O 2 → 6Fe 2 O 3
Восстановление происходит при реакции с водородом и монооксидом углерода
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O
Fe 3 O 4 + 4CO → 3Fe +4CO 2
Магнитные наночастицы оксида Fe 3 O 4 нашли применение в магнитно-резонансной томографии. Они же используются в производстве магнитных носителей. Оксид железа Fe 3 O 4 входит в состав красок, которые производятся специально для военных кораблей, подводных лодок и другой техники. Из плавленного магнетита изготавливают электроды для некоторых электрохимических процессов.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Оксид железа (II) в обычных условиях представляет собой порошок черного цвета (рис. 1), разлагающийся при умеренном нагревании и образующийся вновь из продуктов разложения при дальнейшем нагревании.
После прокаливания химически неактивен. В виде порошка пирофорен. Не реагирует с холодной водой. Проявляет амфотерные свойства (с преобладанием основных). Легко окисляется кислородом. Восстанавливается водородом и углеродом.
Рис. 1. Оксид железа (II). Внешний вид.
Химическая формула оксида железа 2
Химическая формула оксида железа (II) FeO. Химическая формула показывает качественные и количественный состав молекулы (сколько и каких атомов присутствует в ней). По химической формуле можно вычислить молекулярную массу вещества (Ar(Fe) = 56 а.е.м., Ar(O) = 16 а.е.м.):
Mr(FeO) = Ar(Fe) + Ar(O);
Mr(FeO) = 56 + 16 = 72.
Структурная (графическая) формула оксида железа 2
Структурная (графическая) формула вещества является более наглядной. Она показывает то, как связаны атомы между собой внутри молекулы. Ниже представлена графическая формула оксида железа (II):
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
| Задание | При нейтрализации 25,5 г предельной одноосновной кислоты избытком раствора гидрокарбоната натрия выделилось 5,6 л (н.у.) газа. Определите молекулярную формулу кислоты. |
| Решение | Запишем уравнение реакции нейтрализации предельной одноосновной кислоты избытком раствора гидрокарбоната натрия в общем виде:
C n H 2n+1 COOH + NaHCO 3 → C n H 2n+1 COONa + CO 2 + H 2 O. Рассчитаем количество вещества выделившегося в ходе реакции углекислого газа: n(CO 2) = V(CO 2) / V m ; n(CO 2) = 5,6 / 22,4 = 0,25 моль. Согласно уравнению реакции n(CO 2): n(C n H 2n+1 COOH) = 1:1, т.е. n(C n H 2n+1 COOH) = n(CO 2) = 0,25 моль. Рассчитаем молярную массу предельной одноосновной кислоты: M(C n H 2n+1 COOH) = m(C n H 2n+1 COOH) / n(C n H 2n+1 COOH); M(C n H 2 n +1 COOH) = 25,5 / 0,25 = 102 г/моль. Определим число атомов углерода в молекуле предельной одноосновной кислоты (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел: 12 - для углерода, 1 - для водорода и 16 для кислорода): M(C n H 2n+1 COOH) = 12n + 2n + 1 + 12 + 16 + 16 +1 = 14n + 46; 14n + 46 = 102 г/моль; Значит молекулярная формула предельной одноосновной кислоты C 4 H 9 COOH. |
| Ответ | C 4 H 9 COOH |
ПРИМЕР 2
| Задание | Установите молекулярную формулу алкена, если известно, что 2,8 г его способны присоединить 1120 мл (н.у.) хлороводорода. |
| Решение | Запишем уравнение реакции присоединения хлороводорода к алкену в общем виде:
C n H 2 n + HCl → C n H 2 n +1 Cl. Рассчитаем количество вещества хлороводорода: n(HCl) = V(HCl) / V m ; n(HCl) = 1,2 / 22,4 = 0,05 моль. Согласно уравнению реакции n(HCl): n(C n H 2n) = 1:1, т.е. n(C n H 2n) = n(HCl) = 0,05 моль. Рассчитаем молярную массу алкена: M(C n H 2n) = m(C n H 2n) / n(C n H 2n); M(C n H 2 n) = 2,8 / 0,05 = 56 г/моль. Определим число атомов углерода в молекуле алкена (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел: 12 - для углерода и 1 - для водорода): M(C n H 2 n) = 12n + 2n = 14n; 14n= 56 г/моль; Значит молекулярная формула алкена C 4 H 8 . |
| Ответ | C 4 H 8 |
Химические свойства
Химические свойства
Соли Fe (II)
Химические свойства
Химические свойства
FeO - оксид Fe (II).
Тугоплавкий черный пирофорный порошок, не растворим в воде.
По химическим свойствам FeO – основной оксид. Взаимодействует с кислотами, образуя соли:
FeO + 2HCl = FeCl 2 + H 2 O
4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3
3FeO + 10HNO 3 = 3Fe(NO 3) 3 + NO + 5H 2 O
Fe(OH) 2 – гидроксид Fe (II) – твердое вещество белого цвета, не растворимое в воде.
По химическим свойствам – слабое основание, легко реагирует с кислотами и не реагирует со щелочами. Fe(OH) 2 – неустойчивое вещество: при нагревании без доступа воздуха разлагается, а на воздухе самопроизвольно окисляется:
Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O (t)
4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3
бледно-зеленый бурый
Наиболее практически важными являются: FeSO 4 , FeCl 2 , Fe(NO 3) 3 , FeS, FeS 2 .
Характерно образование комплексных и двойных солей с солями щелочных металлов и аммония:
Fe(CN) 2 + 4KCN = K 4 (желтая кровяная соль)
FeCl 2 + 2KCl = K 2
Соль Мора
(NH 4) 2 SO 4 FeSO 4 6H 2 O
Железный купорос
Гидратированный ион Fe 2+ имеет бледно-зеленую окраску.
1. Растворимые соли Fe 2+ в водных растворах подвергаются гидролизу с образованием кислой среды:
Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H +
2. Проявляют общие свойства типичных солей (ионно-обменные взаимодействия):
FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S
FeCl 2 + 2NaOH = Fe(OH) 2 ↓ + 2NaCl
FeSO 4 + BaCl 2 = FeCl 2 + BaSO 4 ↓
3. Легко окисляются сильными окислителями
Fe 2+ - 1ē → Fe 3+
10Fe +2 SO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5Fe +3 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O
4. Качественные реакции для обнаружения катионов Fe 2+ :
а) 3Fe 2+ + 2 3- = Fe 3 2 ↓
красная кровяная соль турнбулева синь
(темно-синий осадок)
б) под действием щелочи выпадает бледно-зеленый осадок Fe(OH) 2 , который на воздухе постепенно зеленеет, а затем превращается в бурый Fe(OH) 3 .
Соединения Fe(III)
Fe 2 O 3 - оксид железа (III)
Красно-бурый порошок, не растворим в воде. В природе – «красный железняк».
Fe 2 O 3 – основной оксид с признаками амфотерности.
1. Основные свойства проявляются в способности реагировать с кислотами:
Fe 2 O 3 + 6HCl = 2FeCl 3 + 3H 2 O
Fe 2 O 3 + 6HNO 3 = 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O
2. В водных растворах щелочей Fe 2 O 3 не растворяется, но при сплавлении с твердыми оксидами, щелочами и карбонатами происходит образование ферритов:
Fe 2 O 3 + CaO = Ca(FeO 2) 2 (t)
Fe 2 O 3 + 2NaOH = 2NaFeO 2 + H 2 O (t)
Fe 2 O 3 + MgCO 3 = Mg(FeO 2) 2 + CO 2 (t)
3. Fe 2 O 3 – исходное сырье для получения железа в металлургии:
Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO или Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2
Fe(OH) 3 – гидроксид железа (III)
Fe(OH) 3 – очень слабое основание (намного слабее, чем Fe(OH) 2). Fe(OH) 3 имеет амфотерный характер:
1) Реакции с кислотами протекают легко:
Fe(OH) 3 + 3HCl = FeCl 3 + 3H 2 O
2) Свежий осадок Fe(OH) 3 растворяется в горячих концентрированных растворах KOH или NaOH с образованием гидроксокомплексов:
Fe(OH) 3 + 2KOH = K 3
В щелочном растворе Fe(OH) 3 может быть окислен до ферратов (солей не выделенной в свободном состоянии железной кислоты H 2 FeO 4):
2Fe(OH) 3 + 10KOH + 3Br 2 = 2K 2 FeO 4 + 6KBr + 8H 2 O
Соли Fe 3+
Наиболее практически важными являются:
Fe 2 (SO 4) 3 , FeCl 3 , Fe(NO 3) 3 , Fe(SCN) 3 , K 3
Характерно образование двойных солей – железных квасцов:
(NH 4)Fe(SO 4) 2 12H 2 O
KFe(SO 4) 2 12H 2 O
Соли Fe 3+ часто имеют окраску как в твердом состоянии, так и в водном растворе. Это объясняется наличием гидратированных форм или продуктов гидролиза.