Железо образует два оксида, в которых проявляет валентности II и III и степени окисления (+2) и (+3) соответственно.

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.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Представляет собой твердое вещество красно-коричневого цвета в случае тригональной модификации или темно-коричневого цвета в случае кубической модификации, которая является наиболее реакционноспособной (рис. 1).

Термически устойчив. Температура плавления 1562 o C.

Рис. 1. Оксид железа (III).

Не реагирует с водой, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с кислотами, щелочами. Восстанавливается водородом, монооксидом углерода, железом.

Химическая формула оксида железа

Химическая формула оксида железа (II) FeO, а оксида железа (III) — Fe 2 O 3 . 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.

Mr(Fe 2 O 3) = 2×Ar(Fe) + 3×Ar(O);

Mr(Fe 2 O 3) = 2×56 + 3×16 = 58 + 48 = 160.

Структурная (графическая) формула оксида железа

Структурная (графическая) формула вещества является более наглядной. Она показывает то, как связаны атомы между собой внутри молекулы. Ниже представлены графические формулы оксидов железа (а - FeO, б — Fe 2 O 3):

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание	Подвергнув анализу вещество, установили, что в его состав входят: натрий с массовой долей 0,4207 (или 42,07%), фосфор с массовой долей 0,189 (или 18,91%), кислород с массовой долей 0,3902 (или 39,02%). Найдите формулу соединения.
Решение	Обозначим число атомов натрия в молекуле через «х», число атомов фосфора через «у» и число атомов кислорода через «z». Найдем соответствующие относительные атомные массы элементов натрия, фосфора и кислорода (значения относительных атомных масс, взятые из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел). Ar(Na) = 23; Ar(P) = 31; Ar(O) = 16. Процентное содержание элементов разделим на соответствующие относительные атомные массы. Таким образом мы найдем соотношения между числом атомов в молекуле соединения: Na:P:O = 42,07/39: 18,91/31: 39,02/16; Na:P:O = 1,829: 0,61: 2,43. Наименьшее число примем за единицу (т.е. все числа разделим на наименьшее число 0,61): 1,829/0,61: 0,61/0,61: 2,43/0,61; Следовательно, простейшая формула соединения натрия, фосфора и кислорода имеет вид Na 3 PO 4 . Это фосфат натрия.
Ответ	Na 3 PO 4

ПРИМЕР 2

Задание	Молярная масса соединения азота с водородом равна 32 г/моль. Определите молекулярную формулу вещества, массовая доля азота в котором составляет 85,7%.
Решение	Массовая доля элемента Х в молекуле состава НХ рассчитывается по следующей формуле: ω (Х) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Вычислим массовую долю водорода в соединении: ω (H) = 100% — ω(N) = 100% — 85,7% = 14,3%. Обозначим количество моль элементов, входящих в состав соединения за «х» (азот), «у» (водород). Тогда, мольное отношение будет выглядеть следующим образом (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел): x:y = ω(N)/Ar(N) : ω(H)/Ar(H); x:y= 85,7/14: 14,3/1; x:y= 6,12: 14,3= 1: 2. Значит простейшая формула соединения азота с водородом будет иметь вид NH 2 и молярную массу 16 г/моль . Чтобы найти истинную формулу органического соединения найдем отношение полученных молярных масс: M substance / M(NH 2) = 32 / 16 = 2. Значит индексы атомов азота и водорода должны быть в 2 раза выше, т.е. формула вещества будет иметь вид N 2 H 4 . Это гидразин.
Ответ	N 2 H 4

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

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.

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 + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину — оксид железа (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

3Fe+2O 2 →(Fe II Fe 2 III)O 4 (160 °С)

2) При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4H 2 O – t° → Fe 3 O 4 + 4H 2 ­

3) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °С)

Fe + S – t° → FeS (600 °С)

Fe+2S → Fe +2 (S 2 -1) (700°С)

4) В ряду напряжений стоит левее водорода, реагирует с разбавленными кислотами НСl и Н 2 SO 4 , при этом образуются соли железа(II) и выделяется водород:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 ­ (реакции проводятся без доступа воздуха, иначе Fe +2 постепенно переводится кислородом в Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (разб.) → FeSO 4 + H 2 ­

В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании, оно сразу переходит в катион Fе 3+ :

2Fe + 6H 2 SO 4 (конц.) – t° → Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 ­ + 6H 2 O

Fe + 6HNO 3 (конц.) – t° → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 ­ + 3H 2 O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют

Железный гвоздь, погруженный в голубоватый раствор медного купороса, постепенно покрывается налетом красной металлической меди

5) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в из растворов их солей.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Амфотерность железа проявляется только в концентрированных щелочах при кипячении:

Fе + 2NaОН (50 %) + 2Н 2 O= Nа 2 ↓+ Н 2

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:

FeS 2 →Fe 2 O 3 (O 2 ,800°С, -SO 2) FeCO 3 →Fe 2 O 3 (O 2 ,500-600°С, -CO 2)

б) сжигание кокса при горячем дутье:

С (кокс) + O 2 (воздух) →СO 2 (600-700°С) СO 2 + С (кокс) ⇌ 2СО (700-1000 °С)

в) восстановление оксидной руды угарным газом СО последовательно:

Fe 2 O 3 →(CO) (Fe II Fe 2 III)O 4 →(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 Fe 2 С 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 (СО 2 , SО 2), либо связываются в легко отделяемый шлак — смесь Са 3 (РO 4) 2 и СаSiO 3 . Для получения специальных сталей в печь вводят легирующие добавки других металлов.

Получение чистого железа в промышленности — электролиз раствора солей железа, например:

FеСl 2 → Fе↓ + Сl 2 (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) F еО . Амфотерный оксид с большим преобладанием основных свойств. Черный, имеет ионное строение Fе 2+ O 2- . 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 ⇌(Fe II Fe 2 III) + Fе (560-700 °С, 900-1000°С)

FеО + 2НС1 (разб.) = FеС1 2 + Н 2 O

FеО + 4НNO 3 (конц.) = Fе(NO 3) 3 +NO 2 + 2Н 2 O

FеО + 4NаОН =2Н 2 O + N а 4 F е O 3(красн .) триоксоферрат(II) (400-500 °С)

FеО + Н 2 =Н 2 O + Fе (особо чистое) (350°С)

FеО + С (кокс) = Fе + СО (выше 1000 °С)

FеО + СО = Fе + СO 2 (900°С)

4FеО + 2Н 2 O (влага) + O 2 (воздух) →4FеО(ОН) (t)

6FеО + O 2 = 2(Fe II Fe 2 III)O 4 (300-500°С)

Получение в лаборатории : термическое разложение соединений железа (II) без доступа воздуха:

Fе(ОН) 2 = FеО + Н 2 O (150-200 °С)

FеСОз = FеО + СO 2 (490-550 °С)

Оксид дижелеза (III) – железа( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Двойной оксид. Черный, имеет ионное строение Fe 2+ (Fе 3+) 2 (O 2-) 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 Fe 3 O 4 не рекомендуется. Уравнения важнейших реакций:

2(Fe II Fe 2 III)O 4 = 6FеО + O 2 (выше 1538 °С)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 8НС1 (разб.) = FеС1 2 + 2FеС1 3 + 4Н 2 O

(Fe II Fe 2 III)O 4 +10НNO 3 (конц.) =3Fе(NO 3) 3 + NO 2 + 5Н 2 O

(Fe II Fe 2 III)O 4 + O 2 (воздух) = 6Fе 2 O 3 (450-600°С)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 4Н 2 = 4Н 2 O + 3Fе (особо чистое, 1000 °С)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + СО =ЗFеО + СO 2 (500-800°C)

(Fe II Fe 2 III)O4 + Fе ⇌4FеО (900-1000 °С, 560-700 °С)

Получение: сгорание железа (см.) на воздухе.

магнетит.

Оксид железа(III) F е 2 О 3 . Амфотерный оксид с преобладанием основных свойств. Красно-коричневый, имеет ионное строение (Fе 3+) 2 (O 2-) 3. Термически устойчив до высоких температур. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой, из раствора выпадает бурый аморфный гидрат Fе 2 O 3 nН 2 О. 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:

6Fе 2 O 3 = 4(Fe II Fe 2 III)O 4 +O 2 (1200-1300 °С)

Fе 2 O 3 + 6НС1 (разб.) →2FеС1 3 + ЗН 2 O (t) (600°С,р)

Fе 2 O 3 + 2NaОН (конц.) →Н 2 O+ 2 N а F е O 2 (красн.) диоксоферрат(III)

Fе 2 О 3 + МО=(М II Fе 2 II I)O 4 (М=Сu, Мn, Fе, Ni, Zn)

Fе 2 O 3 + ЗН 2 =ЗН 2 O+ 2Fе (особо чистое, 1050-1100 °С)

Fе 2 O 3 + Fе = ЗFеО (900 °С)

3Fе 2 O 3 + СО = 2(Fe II Fе 2 III)O 4 + СO 2 (400-600 °С)

Получение в лаборатории — термическое разложение солей железа (III) на воздухе:

Fе 2 (SO 4) 3 = Fе 2 O 3 + 3SO 3 (500-700 °С)

4{Fе(NO 3) 3 9 Н 2 O} = 2Fе a O 3 + 12NO 2 + 3O 2 + 36Н 2 O (600-700 °С)

В природе — оксидные руды железа гематит Fе 2 O 3 и лимонит Fе 2 O 3 nН 2 O

Гидроксид железа (II) F е(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 + Н 2 O (150-200 °С, в атм.N 2)

Fе(ОН) 2 + 2НС1 (разб.) =FеС1 2 + 2Н 2 O

Fе(ОН) 2 + 2NаОН (> 50%) = Nа 2 ↓ (сине-зеленый) (кипячение)

4Fе(ОН) 2 (суспензия) + O 2 (воздух) →4FеО(ОН)↓ + 2Н 2 O (t)

2Fе(ОН) 2 (суспензия) +Н 2 O 2 (разб.) = 2FеО(ОН)↓ + 2Н 2 O

Fе(ОН) 2 + КNO 3 (конц.) = FеО(ОН)↓ + NO+ КОН (60 °С)

Получение : осаждение из раствора щелочами или гидратом аммиака в инертной атмосфере:

Fе 2+ + 2OH (разб.) = F е(ОН) 2 ↓

Fе 2+ + 2(NH 3 Н 2 O) = F е(ОН) 2 ↓ + 2NH 4

Метагидроксид железа F еО(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 Fе 2 O 3 nН 2 O, 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:

Fе 2 O 3 . nН 2 O→(200-250 °С, — H 2 O ) FеО(ОН)→(560-700° С на воздухе, -H2O) →Fе 2 О 3

FеО(ОН) + ЗНС1 (разб.) =FеС1 3 + 2Н 2 O

FeO(OH)→Fe 2 O 3 . nH 2 O -коллоид (NаОН (конц.))

FеО(ОН)→N а 3 [ F е(ОН) 6 ] белый , Nа 5 и К 4 соответственно; в обоих случаях выпадает синий продукт одинакового состава и строения, КFе III . В лаборатории этот осадок называют берлинская лазурь , или турнбуллева синь :

Fе 2+ + К + + 3- = КFе III ↓

Fе 3+ + К + + 4- = КFе III ↓

Химические названия исходных реактивов и продукта реакций:

К 3 Fе III - гексацианоферрат (III) калия

К 4 Fе III - гексацианоферрат (II) калия

КFе III - гексацианоферрат (II) железа (Ш) калия

Кроме того, хорошим реактивом на ионы Fе 3+ является тиоцианат-ион NСS — , железо (III) соединяется с ним, и появляется ярко-красная («кровавая») окраска:

Fе 3+ + 6NСS — = 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.

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.