68. Jernforbindelser

Jern(II)oxid FeO– et sort krystallinsk stof, uopløseligt i vand og alkalier. FeO passer til basen Fe(OH)2.

Kvittering. Jern(II)oxid kan opnås ved ufuldstændig reduktion af magnetisk jernmalm med kul(II)oxid:

Kemiske egenskaber. Det er det vigtigste oxid. Ved at reagere med syrer danner det salte:

Jern(II)hydroxid Fe(OH)2- hvidt krystallinsk stof.

Kvittering. Jern(II)hydroxid opnås fra divalente jernsalte under indvirkning af alkaliske opløsninger:

Kemiske egenskaber. Basisk hydroxid. Reagerer med syrer:

I luft oxideres Fe(OH)2 til Fe(OH)3:

Jern(III)oxid Fe2O3– et brunt stof, der findes i naturen i form af rød jernmalm, uopløseligt i vand.

Kvittering. Ved fyring af pyrit:

Kemiske egenskaber. Udviser svage amfotere egenskaber. Når det interagerer med alkalier, danner det salte:

Jern(III)hydroxid Fe(OH)3– et rødbrunt stof, uopløseligt i vand og overskydende alkali.

Kvittering. Opnået ved oxidation af jern(III)oxid og jern(II)hydroxid.

Kemiske egenskaber. Det er en amfoter forbindelse (med en overvægt af grundlæggende egenskaber). Bundfalder under påvirkning af alkalier på ferrijernsalte:

Jernholdige salte opnås ved at omsætte metallisk jern med passende syrer. De er stærkt hydrolyserede, hvorfor deres vandige opløsninger er energiske reduktionsmidler:

Når det opvarmes til over 480 °C, nedbrydes det og danner oxider:

Når alkalier virker på jern(II)sulfat, dannes jern(II)hydroxid:

Danner krystallinsk hydrat - FeSO4?7Н2О (jernsulfat). Jern (III) chlorid FeCl3 – mørkebrunt krystallinsk stof.

Kemiske egenskaber. Lad os opløse i vand. FeCl3 udviser oxiderende egenskaber.

Reduktionsmidler - magnesium, zink, hydrogensulfid, oxider uden opvarmning.

Den menneskelige krop indeholder omkring 5 g jern, det meste af det (70%) er en del af blodhæmoglobin.

Fysiske egenskaber

I sin frie tilstand er jern et sølvhvidt metal med en grålig nuance. Rent jern er duktilt og har ferromagnetiske egenskaber. I praksis bruges normalt jernlegeringer - støbejern og stål.

Fe er det vigtigste og mest rigelige element af de ni d-metaller i gruppe VIII-undergruppen. Sammen med kobolt og nikkel danner den "jernfamilien".

Når man danner forbindelser med andre grundstoffer, bruger den ofte 2 eller 3 elektroner (B = II, III).

Jern, som næsten alle d-elementer i gruppe VIII, udviser ikke en højere valens svarende til gruppetallet. Dens maksimale valens når VI og optræder ekstremt sjældent.

De mest typiske forbindelser er dem, hvor Fe-atomerne er i oxidationstilstande +2 og +3.

Metoder til at opnå jern

1. Teknisk jern (legeret med kulstof og andre urenheder) opnås ved carbotermisk reduktion af dets naturlige forbindelser i henhold til følgende skema:

Genopretning sker gradvist i 3 faser:

1) 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2

2) Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2

3) FeO + CO = Fe + CO 2

Støbejernet fra denne proces indeholder mere end 2 % kulstof. Efterfølgende bruges støbejern til at fremstille stål - jernlegeringer indeholdende mindre end 1,5 % kulstof.

2. Meget rent jern opnås på en af ​​følgende måder:

a) nedbrydning af Fe pentacarbonyl

Fe(CO)5 = Fe + 5СО

b) reduktion af rent FeO med brint

FeO + H2 = Fe + H2O

c) elektrolyse af vandige opløsninger af Fe+2-salte

FeC 2 O 4 = Fe + 2CO 2

jern(II)oxalat

Kemiske egenskaber

Fe er et metal med middel aktivitet og udviser generelle egenskaber, der er karakteristiske for metaller.

En unik egenskab er evnen til at "ruste" i fugtig luft:

I fravær af fugt med tør luft begynder jern kun at reagere mærkbart ved T > 150°C; ved kalcinering dannes "jernbelægning" Fe 3 O 4:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

Jern opløses ikke i vand i fravær af ilt. Ved meget høje temperaturer reagerer Fe med vanddamp og fortrænger brint fra vandmolekyler:

3Fe + 4H20(g) = 4H2

Mekanismen for rust er elektrokemisk korrosion. Rustproduktet præsenteres i en forenklet form. Faktisk dannes et løst lag af en blanding af oxider og hydroxider med variabel sammensætning. I modsætning til Al 2 O 3-filmen beskytter dette lag ikke jern mod yderligere ødelæggelse.

Typer af korrosion

Beskytter jern mod korrosion

1. Interaktion med halogener og svovl ved høje temperaturer.

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

2Fe + 3F 2 = 2FeF 3

Fe + I2 = FeI2

Der dannes forbindelser, hvor den ioniske type binding dominerer.

2. Interaktion med phosphor, kulstof, silicium (jern forenes ikke direkte med N2 og H2, men opløser dem).

Fe + P = Fe x P y

Fe + C = Fe x C y

Fe + Si = Fe x Si y

Der dannes stoffer med variabel sammensætning, såsom berthollider (bindingens kovalente natur dominerer i forbindelserne)

3. Interaktion med "ikke-oxiderende" syrer (HCl, H 2 SO 4 dil.)

Fe 0 + 2H+ → Fe2+ + H2

Da Fe er placeret i aktivitetsrækken til venstre for brint (E° Fe/Fe 2+ = -0,44 V), er det i stand til at fortrænge H 2 fra almindelige syrer.

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2

4. Interaktion med "oxiderende" syrer (HNO 3, H 2 SO 4 konc.)

Fe 0 - 3e - → Fe 3+

Koncentreret HNO 3 og H 2 SO 4 "passiverer" jern, så ved almindelige temperaturer opløses metallet ikke i dem. Ved kraftig opvarmning sker langsom opløsning (uden at frigive H 2).

I afsnittet HNO 3 jern opløses, går i opløsning i form af Fe 3+ kationer og syreanionen reduceres til NO*:

Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

Meget opløselig i en blanding af HCl og HNO3

5. Relation til alkalier

Fe opløses ikke i vandige opløsninger af alkalier. Det reagerer kun med smeltede alkalier ved meget høje temperaturer.

6. Interaktion med salte af mindre aktive metaller

Fe + CuS04 = FeSO4 + Cu

Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0

7. Reaktion med gasformig carbonmonoxid (t = 200°C, P)

Fe (pulver) + 5CO (g) = Fe 0 (CO) 5 jernpentacarbonyl

Fe(III) forbindelser

Fe 2 O 3 - jern(III)oxid.

rødbrunt pulver, n. R. i H 2 O. I naturen - "rød jernmalm".

Metoder til at opnå:

1) nedbrydning af jern(III)hydroxid

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2) pyritbrænding

4FeS 2 + 11O 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3

3) nitratnedbrydning

Kemiske egenskaber

Fe 2 O 3 er et basisk oxid med tegn på amfotericitet.

I. Hovedegenskaberne manifesteres i evnen til at reagere med syrer:

Fe2O3 + 6H+ = 2Fe3+ + ZN2O

Fe2O3 + 6HCI = 2FeCl3 + 3H2O

Fe 2 O 3 + 6HNO 3 = 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

II. Svage syreegenskaber. Fe 2 O 3 opløses ikke i vandige opløsninger af alkalier, men ved sammensmeltning med faste oxider, alkalier og karbonater dannes ferriter:

Fe 2 O 3 + CaO = Ca(FeO 2) 2

Fe 2 O 3 + 2 NaOH = 2 NaFeO 2 + H 2 O

Fe 2 O 3 + MgCO 3 = Mg(FeO 2) 2 + CO 2

III. Fe 2 O 3 - råmateriale til fremstilling af jern i metallurgi:

Fe 2 O 3 + ZS = 2Fe + ZSO eller Fe 2 O 3 + ZSO = 2Fe + ZSO 2

Fe(OH)3 - jern(III)hydroxid

Metoder til at opnå:

Opnået ved indvirkning af alkalier på opløselige Fe 3+ salte:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl

På fremstillingstidspunktet er Fe(OH) 3 et rødbrunt slim-amorft sediment.

Fe(III)-hydroxid dannes også under oxidationen af ​​Fe og Fe(OH) 2 i fugtig luft:

4Fe + 6H2O + 3O2 = 4Fe(OH) 3

4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3

Fe(III)-hydroxid er slutproduktet af hydrolysen af ​​Fe3+-salte.

Kemiske egenskaber

Fe(OH) 3 er en meget svag base (meget svagere end Fe(OH) 2). Viser mærkbare sure egenskaber. Fe(OH)3 har således en amfoter karakter:

1) reaktioner med syrer opstår let:

2) frisk bundfald af Fe(OH)3 opløses i varm konc. opløsninger af KOH eller NaOH med dannelse af hydroxokomplekser:

Fe(OH)3 + 3KOH = K3

I en alkalisk opløsning kan Fe(OH) 3 oxideres til ferrater (salte af jernsyre H 2 FeO 4 frigives ikke i fri tilstand):

2Fe(OH)3 + 10KOH + 3Br2 = 2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O

Fe 3+ salte

De mest praktisk vigtige er: Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe(NO 3) 3, Fe(SCN) 3, K 3 4 - gult blodsalt = Fe 4 3 Preussisk blåt (mørkeblåt bundfald)

b) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 thiocyanat Fe(III) (blodrød opløsning)

Jernoxider er forbindelser af jern og ilt.

De mest berømte er tre jernoxider: jernoxid (II) - FeO, jern(III)oxid – Fe 2 O 3 og jern(II, III)oxid – Fe 3 O 4.

Jern(II)oxid

Den kemiske formel for ferrooxid er FeO . Denne forbindelse er sort i farven.

FeO Reagerer let med fortyndet saltsyre og koncentreret salpetersyre.

FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O

FeO + 4HNO3 → Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O

Det reagerer ikke med vand eller salte.

Når det interagerer med brint ved en temperatur på 350 o C og koks ved en temperatur over 1000 o C, reduceres det til rent jern.

FeO +H2 → Fe + H2O

FeO +C → Fe + CO

Jern(II)oxid opnås på forskellige måder:

1. Som et resultat af reduktionsreaktionen af ​​ferrioxid med carbonmonoxid.

Fe 2 O 3 + CO → 2 FeO + CO 2

2. Varmejern med lavt ilttryk

2Fe + O2 → 2 FeO

3. Nedbrydning af jernholdig oxalat i vakuum

FeC 2 O 4 → FeO + CO + CO 2

4. Interaktion af jern med jernoxider ved en temperatur på 900-1000 o

Fe + Fe203 → 3 FeO

Fe + Fe304 → 4 FeO

I naturen eksisterer jernoxid som mineralet wustite.

I industrien bruges det til smeltning af støbejern i højovne, i processen med sværtning (blåning) af stål. Det findes i farvestoffer og keramik.

Jern(III)oxid

Kemisk formel Fe2O3 . Dette er en forbindelse af ferrijern med oxygen. Det er et rødbrunt pulver. Hæmatit findes i naturen som et mineral.

Fe2O3 har andre navne: jernoxid, rødt bly, krokus, pigment rød 101, madfarveE172 .

Reagerer ikke med vand. Kan interagere med både syrer og baser.

Fe 2 O 3 + 6 HCI → 2 FeCl 3 + 3 H 2 O

Fe 2 O 3 + 2 NaOH → 2 NaFeO 2 + H 2 O

Jern(III)oxid bruges til maling af byggematerialer: mursten, cement, keramik, beton, belægningsplader, linoleum. Det tilsættes som farvestof til maling og emaljer og til trykfarver. Jernoxid bruges som katalysator ved fremstilling af ammoniak. I fødevareindustrien er det kendt som E172.

Jern (II, III) oxid

Kemisk formel Fe3O4 . Denne formel kan skrives på en anden måde: FeO Fe 2 O 3.

Det findes i naturen som mineralet magnetit eller magnetisk jernmalm. Det er en god leder af elektrisk strøm og har magnetiske egenskaber. Dannes når jern brænder og når overophedet damp virker på jern.

3Fe + 2 O 2 → Fe 3 O 4

3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2

Opvarmning ved en temperatur på 1538 o C fører til dens opløsning

2Fe 3 O 4 → 6FeO + O 2

Reagerer med syrer

Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O

Fe 3 O 4 + 10HNO 3 → 3Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O

Reagerer med alkalier ved fusion

Fe 3 O 4 + 14NaOH → Na 3 FeO 3 + 2Na 5 FeO 4 + 7H 2 O

Reagerer med ilt i luften

4 Fe 3 O 4 + O 2 → 6 Fe 2 O 3

Reduktion sker ved reaktion med brint og carbonmonoxid

Fe304 + 4H2 → 3Fe + 4H2O

Fe 3 O 4 + 4CO → 3Fe + 4CO 2

Magnetiske nanopartikler af Fe 3 O 4 oxid har fundet anvendelse i magnetisk resonansbilleddannelse. De bruges også til fremstilling af magnetiske medier. Jernoxid Fe 3 O 4 er en del af maling, der produceres specielt til krigsskibe, ubåde og andet udstyr. Elektroder er lavet af smeltet magnetit til nogle elektrokemiske processer.

DEFINITION

Jern(II)oxid under normale forhold er det et sort pulver (fig. 1), der nedbrydes ved moderat opvarmning og dannes igen af ​​nedbrydningsprodukter ved yderligere opvarmning.

Efter calcinering er den kemisk inaktiv. Pyroforisk i pulverform. Reagerer ikke med koldt vand. Udviser amfotere egenskaber (med en overvægt af grundlæggende egenskaber). Let oxideres af ilt. Reduceret af brint og kulstof.

Ris. 1. Jern(II)oxid. Udseende.

Kemisk formel for jernoxid 2

Den kemiske formel for jern(II)oxid er FeO. Den kemiske formel viser den kvalitative og kvantitative sammensætning af molekylet (hvor mange og hvilke atomer der er til stede i det). Ved hjælp af den kemiske formel kan du beregne molekylmassen af ​​et stof (Ar(Fe) = 56 amu, Ar(O) = 16 amu):

Mr(FeO) = Ar(Fe) + Ar(O);

Mr(FeO) = 56 + 16 = 72.

Strukturel (grafisk) formel for jernoxid 2

Den strukturelle (grafiske) formel for et stof er mere klar. Det viser, hvordan atomer er forbundet med hinanden i et molekyle. Nedenfor er den grafiske formel for jern(II)oxid:

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

Dyrke motion	Når 25,5 g mættet monobasisk syre blev neutraliseret med et overskud af natriumbicarbonatopløsning, blev 5,6 l (n.s.) gas frigivet. Bestem syrens molekylære formel.
Løsning	Lad os skrive ligningen for reaktionen af ​​neutralisering af en mættet monoprotisk syre med et overskud af natriumbicarbonatopløsning i generel form: C n H 2n+1 COOH + NaHCO 3 → C n H 2n+1 COONa + CO 2 + H 2 O. Lad os beregne mængden af ​​kuldioxid, der frigives under reaktionen: n(CO2) = V(CO2)/Vm; n(CO2) = 5,6 / 22,4 = 0,25 mol. Ifølge reaktionsligningen n(CO 2): n(C n H 2n+1 COOH) = 1:1, dvs. n(CnH2n+1 COOH) = n(CO2) = 0,25 mol. Lad os beregne molmassen af ​​en mættet monobasisk syre: M(CnH2n+1COOH) = m(CnH2n+1COOH)/n(CnH2n+1COOH); M(CnH2n+1 COOH) = 25,5 / 0,25 = 102 g/mol. Lad os bestemme antallet af kulstofatomer i molekylet af en mættet monobasisk syre (værdierne af relative atommasser taget fra D.I. Mendeleevs periodiske system er afrundet til hele tal: 12 for kulstof, 1 for hydrogen og 16 for oxygen): M(CnH2n+1 COOH) = 12n + 2n + 1 + 12 + 16 + 16 +1 = 14n + 46; 14n + 46 = 102 g/mol; Dette betyder, at molekylformlen for den mættede monobasiske syre er C 4 H 9 COOH.
Svar	C4H9COOH

EKSEMPEL 2

Dyrke motion	Etabler molekylformlen for en alken, hvis det vides, at 2,8 g af den kan tilsætte 1120 ml (n.s.) hydrogenchlorid.
Løsning	Lad os skrive ligningen for reaktionen af ​​tilsætningen af ​​hydrogenchlorid til en alken i generel form: C n H 2 n + HCI → C n H 2 n + 1 Cl. Lad os beregne mængden af ​​hydrogenchlorid: n(HCl) = V(HCl)/Vm; n(HCl) = 1,2 / 22,4 = 0,05 mol. Ifølge reaktionsligningen n(HCl): n(C n H 2n) = 1:1, dvs. n(CnH2n) = n(HCl) = 0,05 mol. Lad os beregne molmassen af ​​alkenen: M(CnH2n) = m(CnH2n)/n(CnH2n); M(CnH2n) = 2,8 / 0,05 = 56 g/mol. Lad os bestemme antallet af carbonatomer i et alkenmolekyle (værdierne af relative atommasser taget fra D.I. Mendeleevs periodiske system er afrundet til hele tal: 12 for carbon og 1 for hydrogen): M(CnH2n) = 12n + 2n = 14n; 14n = 56 g/mol; Dette betyder, at alkenens molekylære formel er C 4 H 8.
Svar	C4H8

Kemiske egenskaber

Kemiske egenskaber

Fe(II)-salte

Kemiske egenskaber

Kemiske egenskaber

FeO - Fe(II)oxid.

Ildfast sort pyroforisk pulver, uopløseligt i vand.

Med hensyn til kemiske egenskaber er FeO et basisk oxid. Reagerer med syrer og danner salte:

FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O

4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3

3FeO + 10HNO3 = 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O

Fe(OH)2 – Fe(II)hydroxid– et hvidt fast stof, uopløseligt i vand.

Med hensyn til kemiske egenskaber er det en svag base, reagerer let med syrer og reagerer ikke med alkalier. Fe(OH) 2 er et ustabilt stof: når det opvarmes uden adgang til luft, nedbrydes det, og i luften oxideres det spontant:

Fe(OH)2 = FeO + H2O (t)

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3

lysegrøn brun

De mest praktisk vigtige er: FeSO 4, FeCl 2, Fe(NO 3) 3, FeS, FeS 2.

Dannelsen af ​​komplekse og dobbelte salte med alkalimetal- og ammoniumsalte er karakteristisk:

Fe(CN) 2 + 4KCN = K 4 (gult blodsalt)

FeCl2 + 2KCl = K2

Moras salt

(NH 4) 2 SO 4 FeSO 4 6H 2 O

blæksten

Den hydrerede Fe 2+ ion er lysegrøn i farven.

1. Opløselige Fe 2+ salte i vandige opløsninger undergår hydrolyse med dannelse af et surt miljø:

Fe 2+ + H2O ↔ FeOH + + H+

2. Udviser generelle egenskaber for typiske salte (ionbytningsinteraktioner):

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

FeCl2 + 2NaOH = Fe(OH)2 ↓ + 2NaCl

FeSO 4 + BaCl 2 = FeCl 2 + BaSO 4 ↓

3. Oxideres nemt af stærke oxidationsmidler

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. Kvalitative reaktioner til påvisning af Fe 2+ kationer:

a) 3Fe 2+ + 2 3- = Fe 3 2 ↓

rødt blod salt turnbulls blå

(mørkeblåt bundfald)

b) under påvirkning af alkali udfældes et lysegrønt bundfald af Fe(OH) 2, som i luften gradvist bliver grønt og derefter bliver til brunt Fe(OH) 3.

Fe(III) forbindelser

Fe 2 O 3 - jern(III)oxid

Rødbrunt pulver, uopløseligt i vand. I naturen - "rød jernmalm".

Fe 2 O 3 er et basisk oxid med tegn på amfotericitet.

1. Hovedegenskaberne manifesteres i evnen til at reagere med syrer:

Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O

Fe 2 O 3 + 6HNO 3 = 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

2. Fe 2 O 3 opløses ikke i vandige opløsninger af alkalier, men ved sammensmeltning med faste oxider, alkalier og carbonater dannes ferriter:

Fe 2 O 3 + CaO = Ca(FeO 2) 2 (t)

Fe 2 O 3 + 2 NaOH = 2 NaFeO 2 + H 2 O (t)

Fe 2 O 3 + MgCO 3 = Mg(FeO 2) 2 + CO 2 (t)

3. Fe 2 O 3 – råmateriale til fremstilling af jern i metallurgi:

Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO eller Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2

Fe(OH)3 – jern(III)hydroxid

Fe(OH) 3 er en meget svag base (meget svagere end Fe(OH) 2). Fe(OH) 3 er amfoter af natur:

1) Reaktioner med syrer opstår let:

Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O

2) Frisk bundfald Fe(OH) 3 opløses i varme koncentrerede opløsninger af KOH eller NaOH for at danne hydroxokomplekser:

Fe(OH)3 + 2KOH = K3

I en alkalisk opløsning kan Fe(OH) 3 oxideres til ferrater (salte af jernsyre H 2 FeO 4 frigives ikke i fri tilstand):

2Fe(OH)3 + 10KOH + 3Br2 = 2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O

Fe 3+ salte

De mest praktisk vigtige er:

Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe(NO 3) 3, Fe(SCN) 3, K 3

Dannelsen af ​​dobbeltsalte - jernalun er karakteristisk:

(NH4)Fe(SO4)212H2O

KFe(SO4)212H2O

Fe 3+ salte er ofte farvede både i fast tilstand og i vandig opløsning. Dette skyldes tilstedeværelsen af ​​hydrerede former eller hydrolyseprodukter.