Шпаргалка по неорганической химии. Восстановительные свойства Реакция получения гидроксида железа 2

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.

План.
Введение.

химические свойства

Вывод.
Список литературы.

Введение.
Гидроксид железа (II) - неорганическое вещество с формулой Fe(OH) 2 , соединение железа. Встречается в природе в виде минерала амакинита. Данный минерал содержит примеси магния и марганца (эмпирическая формула Fe 0,7 Mg 0,2 Mn 0,1 (OH) 2). Цвет минерала жёлто-зелёный или светло-зелёный, твёрдость по Моосу 3,5-4, плотность 2,925-2,98 г/см?. Амфотерный гидроксид с преобладанием осно?вных свойств. Кристаллическое вещество белого (иногда с зеленоватым оттенком) цвета, на воздухе со временем темнеет. Является одним из промежуточных соединений при ржавлении железа. Гидроксид железа (II) находит применение при изготовлении активной массы железо-никелевых аккумуляторов.
Цель данной работы состоит в получении гидроксида железа (II) и изучении его свойств.
В ходе выполнения работы были поставлены следующие задачи:

Основания классифицируются по ряду признаков.

Деление на растворимые и нерастворимые основания практически полностью совпадает с делением на сильные и слабые основания, или гидроксиды металлов и переходных элементов

гидроксильных групп

1.Реакция обмена между солью и щелочью в растворе.
Это наиболее общий способ получения как растворимых (щелочей), так и нерастворимых оснований, для которых это единственный лабораторный способ получения.
Получение сильной щелочи:
Na 2 CO 3 + Са(ОН) 2 = CaCO 3 + 2NaOH
Получение нерастворимого основания:
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 + K 2 SO 4
2. Гидратация основных оксидов.
Этим способом могут быть получены только сильные щелочи, т.е. гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Например:
ВаО + Н 2 О = Ва(OН) 2
3. Взаимодействие металлов с водой.
С водой при обычных условиях взаимодействуют лишь щелочные и щелочноземельные металлы. При этом образуются соответствующая щелочь и водород:
Ва + 2Н 2 О = Ва(ОН) 2 + Н 2
4. Электролиз водных растворов солей.
В промышленности NaOH и КОН получают электролизом водных растворов хлоридов калия и натрия.
KCl + 2H 2 O =2KOH + H 2 + Cl 2

Физические войства.
Щелочи (гидроксиды натрия, калия, лития) образуют твердые, белые, очень гигроскопические кристаллы. Температура плавления NaOH 322°С, КОН 405°С, а LiOH 473°С. Кристаллические решетки у гидроксида натрия кубическая, типа NaCl, а у гидроксида калия тетрагональная.
Гидроксиды кальция, магния, бериллия, бария образуют белые порошки, также довольно гигроскопические, но не настолько как щелочи. Образуют гексагональную кристаллическую решетку, температуры плавления их не высоки из – за разложения на оксид и воду.
Гидроксиды других металлов (алюминия, меди, цинка и др.) образуют осадки разных цветов, чаще белые. Имеющие цвет гидроксиды используют в качестве пигментов при производстве эмалей, глазурей.
Хорошо в воде растворимы лишь щелочи, значительно меньше основания металлов второй группы (главной подгруппы), а все остальные в воде практически не растворимы.
Химические свойства.
Гидроксиды металлов проявляют различные химические свойства в зависимости от активности металла, который в данный гидроксид входит.
Основания вступают в реакцию с кислотами с образованием соли и воды. Такая реакция называется реакцией нейтрализации, потому что после её окончания среда становится близкой к нейтральной:
2KOH+H 2 SO 4 =K 2 SO 4 +2H 2 O
Если основание растворимо в воде, то оно взаимодействует с кислотными и амфотерными оксидами, образуя соль и воду:
2KOH+SO 3 =K 2 SO 4 +H 2 O
2RbOH+ZnO=Rb 2 ZnO 2 +H 2 O.
Также растворимые в воде основания могут реагировать с солями, образуя новую соль и новое основание при условии, что новое основание нерастворимо:
2NaOH+CuSO 4 =Cu(OH) 2 +Na 2 SO 4
Особую группу гидроксидов составляют амфотерные гидроксиды. Они при диссоциации образуют одновременно и катионы H + и гидроксид-ионы ОН - К ним относятся, например, Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 и другие.
Амфотерные гидроксиды реагируют как с растворами кислот, так и с растворами щелочей. При взаимодействии с основаниями они проявляют свойства кислот, а при взаимодействии с кислотами - свойства оснований:
Zn(OH) 2 +H 2 SO 4 =ZnSO 4 +2H 2 O
Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 (гексагидроксохромат (III) натрия)
Al(OH) 3 + NaOH = Na (тетрагидроксоалюминат (III) натрия)
С точки зрения теории электролитической диссоциации свойства растворов оснований (изменение цвета индикаторов, мыльность на ощупь, взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами и солями) обусловлены присутствием гидроксид-ионов ОН - . Основания окрашивают индикаторы фенолфталеин - в малиновый цвет, лакмус - в синий.
Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на оксид металла и воду
2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

Железо известно с глубокой древности. Самые старые железные предметы найденные археологами, относятся к 4 тыс. до н. э. Считают, что материалом, из которого человек изготовил первые железные изделия, было метеоритное железо. Не случайно на многих языках железо называли «небесный металл», «капающий с неба» и т.п. Первое научное доказательство того, что «железные камни падают с неба», предоставил в 1775 петербургский академик географ и путешественник Петр Симон Паллас (1741–1811), который привез в Петербург глыбу железного метеорита массой 600 кг. Самым крупным из железных метеоритов, найденных на Земле, является метеорит «Гобэ» массой около 60 т, который был обнаружен в 1920 в Юго-Западной Африке. Крупнейший железный метеорит, который наблюдали при падении, находится в Москве в музее Российской академии наук. При падении (18 октября 1816, Дальний Восток), метеорит разбился и было найдено два осколка массой 256 кг. Было время, когда железо на земле ценилось значительно дороже золота. Советский историк Г. Арешян изучал влияние железа на древнюю культуру стран Средиземноморья. Он приводит такую пропорцию: 1: 160: 1280: 6400. Это соотношение стоимостей меди, серебра, золота и железа у древних хеттов. Как свидетельствует в «Одиссее» Гомер, победителя игр, устроенных Ахиллесом, награждали куском золота и куском железа. Железо было в равной степени необходимо и воину, и пахарю, а практическая потребность, как известно, – лучший двигатель производства и технического прогресса.
Термин «железный век» введен в науку в середине XIX в. датским археологом К.Ю. Томсеном. «Официальные» границы этого периода человеческой истории: от IX...VII вв. до н.э. когда у многих народов и племен Европы и Азии начала развиваться металлургия железа, и до времени возникновения у этих племен классового общества и государства. Но если эпохи называть по главному материалу орудий труда, то, очевидно, железный век продолжается и сегодня. Как получали железо наши далекие предки? Сначала так называемым сыродутным методом. Сыродутные печи устраивали прямо на земле, обычно на склонах оврагов и канав. Они имели вид трубы. Эту трубу заполняли древесным углем и железной рудой. Уголь зажигали, и ветер, дувший в склон оврага, поддерживал горение угля. Железная руда восстанавливалась, и получалась мягкая крица – железо с включениями шлака. Такое железо называлось сварочным; в нем содержалось немного углерода и примесей, перешедших из руды. Крицу ковали. Куски шлака отваливались, и под молотом оставалось железо, пронизанное шлаковыми нитями. Из него отковывали различные орудия. Век сварочного железа был долгим, однако людям древности и раннего средневековья было знакомо и другое железо. Знаменитую дамасскую сталь (или булат) делали на Востоке еще во времена Аристотеля (IV в. до н.э.). Но технология ее производства, так же как процесс изготовления булатных клинков, держалась в секрете. Железо из руд начали выплавлять в Африке в I тысячелетии до н.э. Здесь железные руды выходят на поверхность земли. Возможно, их находили в речных наносах. В бассейне р. Замбези археологи обнаружили глиняные домны, заброшенные железорудные шахты, груды шлака. Местные племена перешли из каменного века сразу в железный, минуя бронзовый. Со временем железо повсеместно потеснило другие металлы и стало главным материалом для изготовления инструментов, оружия, механизмов и прочих изделий. Начавшийся в те далекие времена «железный век» продолжается до сих пор. На долю железа и его сплавов приходится около 95% всей производимой в мире металлопродукции. Сейчас основную массу железа выплавляют в виде чугуна и стали.

В земной коре железо распространено достаточно широко - на его долю приходится около 4,1 % массы земной коры (4-е место среди всех элементов, 2-е среди металлов). В мантии и земной коре железо сосредоточено главным образом в силикатах, при этом его содержание значительно в основных и ультраосновных породах, и мало - в кислых и средних породах.
Известно большое число руд и минералов, содержащих железо. Наибольшее практическое значение имеют красный железняк (гематит, Fe 2 O 3 ; содержит до 70 % Fe), магнитный железняк (магнетит, FeFe 2 O 4 , Fe 3 O 4 ; содержит 72,4 % Fe), бурый железняк или лимонит (гётит и гидрогётит, соответственно FeOOH и FeOOH·nH 2 O). Гётит и гидрогётит чаще всего встречаются в корах выветривания, образуя так называемые «железные шляпы», мощность которых достигает несколько сотен метров. Также они могут иметь осадочное происхождение, выпадая из коллоидных растворов в озёрах или прибрежных зонах морей. При этом образуются оолитовые, или бобовые, железные руды. В них часто встречается вивианит Fe 3 (PO 4) 2 ·8H 2 O, образующий чёрные удлинённые кристаллы и радиально-лучистые агрегаты.
В природе также широко распространены сульфиды железа - пирит FeS 2 (серный или железный колчедан) и пирротин. Они не являются железной рудой - пирит используют для получения серной кислоты, а пирротин часто содержит никель и кобальт.
По запасам железных руд Россия занимает первое место в мире. Содержание железа в морской воде - 1·10 ?5 -1·10 ?8 %.

Основные месторождения.

По данным Геологической службы США, мировые разведанные запасы железной руды составляют порядка 178 млрд тонн.Основные месторождения железа находятся в Бразилии, Австралии, США, Канаде, Швеции, Венесуэле, Либерии, Украине, Франции, Индии. В России железо добывается на Курской магнитной аномалии (КМА), Кольском полуострове, в Карелии и в Сибири. Значительную роль в последнее время приобретают донные океанские месторождения, в которых железо совместно с марганцем и другими ценными металлами находится в конкрециях.

Получение.

В промышленности железо получают из железной руды, в основном из гематита (Fe 2 O 3) и магнетита (FeO·Fe 2 O 3).
Существуют различные способы извлечения железа из руд. Наиболее распространённым является доменный процесс.
Первый этап производства - восстановление железа углеродом в доменной печи при температуре 2000°C. В доменной печи углерод в виде кокса, железная руда в виде агломерата или окатышей и флюс (например, известняк) подаются сверху, а снизу их встречает поток нагнетаемого горячего воздуха.
В печи углерод в виде кокса окисляется до монооксида углерода. Данный оксид образуется при горении в недостатке кислорода:
2C + O = 2CO
В свою очередь, монооксид углерода восстанавливает железо из руды. Чтобы данная реакция шла быстрее, нагретый угарный газ пропускают через оксид железа (III):
3CO + Fe 2 O 3 = 2Fe + 3CO 2
Флюс добавляется для избавления от нежелательных примесей (в первую очередь от силикатов; например, кварц) в добываемой руде. Типичный флюс содержит известняк (карбонат кальция) и доломит (карбонат магния). Для устранения других примесей используют другие флюсы.
Действие флюса (в данном случае карбонат кальция) заключается в том, что при его нагревании он разлагается до его оксида:
CaCO 3 = CaO + CO 2
Оксид кальция соединяется с диоксидом кремния, образуя шлак - метасиликат кальция:
CaO + SiO 2 = CaSiO 3
Шлак, в отличие от диоксида кремния, плавится в печи. Более лёгкий, чем железо, шлак плавает на поверхности - это свойство позволяет разделять шлак от металла. Шлак затем может использоваться при строительстве и сельском хозяйстве. Расплав железа, полученный в доменной печи, содержит довольно много углерода (чугун). Кроме таких случаев, когда чугун используется непосредственно, он требует дальнейшей переработки.
Излишки углерода и другие примеси (сера, фосфор) удаляют из чугуна окислением в мартеновских печах или в конвертерах. Электрические печи используются и для выплавки легированных сталей.
Кроме доменного процесса, распространён процесс прямого получения железа. В этом случае предварительно измельчённую руду смешивают с особой глиной, формируя окатыши. Окатыши обжигают, и обрабатывают в шахтной печи горячими продуктами конверсии метана, которые содержат водород. Водород легко восстанавливает железо:
Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3 H 2 O
при этом не происходит загрязнения железа такими примесями как сера и фосфор, которые являются обычными примесями в каменном угле. Железо получается в твёрдом виде, и в дальнейшем переплавляется в электрических печах.
Химически чистое железо получается электролизом растворов его солей.
Применение железа.
Железо - важнейший металл современной техники. В чистом виде железо из-за его низкой прочности практически не используется, хотя в быту "железными" часто называют стальные или чугунные изделия. Основная масса железа применяется в виде весьма различных по составу и свойствам сплавов. На долю сплавов железа приходится примерно 95% всей металлической продукции. Богатые углеродом сплавы (свыше 2% по массе) - чугуны, выплавляют в доменных печах из обогащенных железом руд. Сталь различных марок (содержание углерода менее 2% по массе) выплавляют из чугуна в мартеновских и электрических печах и конвертерах путем окисления (выжигания) излишнего углерода, удаления вредных примесей (главным образом S, P, О) и добавления легирующих элементов. Высоколегированные стали (с большим содержанием никеля, хрома, вольфрама и других элементов) выплавляют в электрических дуговых и индукционных печах. Для производства сталей и сплавов железа особо ответственного назначения служат новые процессы - вакуумный, электрошлаковый переплав, плазменная и электронно-лучевая плавка и другие. Разрабатываются способы выплавки стали в непрерывно действующих агрегатах, обеспечивающих высокое качество металла и автоматизацию процесса.
На основе железа создаются материалы, способные выдерживать воздействие высоких и низких температур, вакуума и высоких давлений, агрессивных сред, больших переменных напряжений, ядерных излучений и т. п. Производство железа и его сплавов постоянно растет.
Железо как художественный материал использовалось с древности в Египте, Месопотамии, Индии. Со времен средневековья сохранились многочисленные высокохудожественные изделия из железа в странах Европы (Англии, Франции, Италии, России и других) - кованые ограды, дверные петли, настенные кронштейны, флюгера, оковки сундуков, светцы. Кованые сквозные изделия из прутьев и изделия из просечного листового железа (часто со слюдяной подкладкой) отличаются плоскостными формами, четким линейно-графическим силуэтом и эффектно просматриваются на световоздушном фоне. В 20 веке Железо используется для изготовления решеток, оград, ажурных интерьерных перегородок, подсвечников, монументов.

Физические свойства.
Железо - типичный металл, в свободном состоянии - серебристо-белого цвета с сероватым оттенком. Чистый металл пластичен, различные примеси повышают его твёрдость и хрупкость. Обладает ярко выраженными магнитными свойствами. Часто выделяют так называемую «триаду железа» - группу трёх металлов, обладающих схожими физическими свойствами, атомными радиусами и значениями электроотрицательности.
Для железа характерен полиморфизм, он имеет четыре кристаллические модификации:

температурном интервале

Металловедение не выделяет?-Fe как отдельную фазу, и рассматривает её как разновидность?-Fe. При нагреве железа или стали выше точки Кюри тепловое движение ионов расстраивает ориентацию спиновых магнитных моментов электронов, ферромагнетик становится парамагнетиком - происходит фазовый переход второго рода, но фазового перехода первого рода с изменением основных физических параметров кристаллов не происходит.
Для чистого железа при нормальном давлении, с точки зрения металловедения, существуют следующие устойчивые модификации:

Наличие в стали углерода и легирующих элементов существенным образом изменяет температуры фазовых переходов. Твёрдый раствор углерода в?- и?-железе называется ферритом. Иногда различают высокотемпературный?-феррит и низкотемпературный?-феррит, хотя их атомные структуры одинаковы. Твёрдый раствор углерода в?-железе называется аустенитом.

Явление полиморфизма чрезвычайно важно для металлургии стали. Именно благодаря?-? переходам кристаллической решётки происходит термообработка стали. Без этого явления железо как основа стали не получило бы такого широкого применения.
Железо тугоплавко, относится к металлам средней активности. Температура плавления железа 1539 °C, температура кипения - 2862 °C.
Химические свойства.
Железо проявляет умеренную химическую активность. Оно горит в атмосфере кислорода, образуя оксид Fe 2 O 3 . В мелкораздробленном состоянии металл пирофорен, т.е. способен самовозгораться на воздухе. Тонкий порошок железа можно получить при термическом разложении оксалата железа в атмосфере водорода.
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, приближенно ее химическую формулу можно записать как Fe 2 O 3 .
Железо реагирует с расплавленной серой, образуя сульфид, активно взаимодействует с хлором, бромом и иодом с образованием трихлорида, трибромида и дииодида. С фтором железо реагирует слабо из-за образования на поверхности плотной мало летучей пленки трифторида. При температурах более 500° С металл обратимо взаимодействует с углеродом:
3Fe + C <=> Fe 3 C
Карбид железа такого состава называют цементитом. Он содержится в чугунах и сталях.
С кислородом железо реагирует при нагревании. При сгорании железа на воздухе образуется оксид Fe 2 О 3 , при сгорании в чистом кислороде - оксид Fe 3 О 4 . Если кислород или воздух пропускать через расплавленное железо, то образуется оксид FeО.
При нагревании железо реагирует с азотом, образуя нитрид железа Fe3N, с фосфором, образуя фосфиды FeP, Fe 2 P и Fe 3 P, с углеродом, образуя карбид Fe 3 C, с кремнием, образуя несколько силицидов, например, FeSi. При повышенном давлении металлическое железо реагирует с монооксидом углерода СО, причем образуется жидкий, при обычных условиях легко летучий пентакарбонил железа Fe(CO) 5 . Известны также карбонилы железа составов Fe 2 (CO) 9 и Fe 3 (CO) 12 . Карбонилы железа служат исходными веществами при синтезе железоорганических соединений, в том числе и ферроцена состава .
Чистое металлическое железо устойчиво в воде и в разбавленных растворах щелочей. В концентрированной серной и азотной кислотах железо не растворяется, так как прочная оксидная пленка пассивирует его поверхность.С соляной и разбавленной (приблизительно 20%-й) серной кислотами железо реагирует с образованием солей железа(II):
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2
В разбавленных и умеренно концентрированных растворах азотной кислоты железо растворяется:
Fе + 4НNО 3 = Fе(NО 3) 3 + NО ^ + 2Н 2 О
При взаимодействии железа с приблизительно 70%-й серной кислотой реакция протекает с образованием сульфата железа (III):
2Fe + 4H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O
Под действием атмосферной влаги и воздуха железо коррозирует (ржавеет):
4Fe + 2H 2 O + 3O 2 = 4FeO(OH)
За счет коррозии ежегодно теряется до 10% всего производимого железа.
Очень чистое железо, содержащее менее 0,01% примесей серы, углерода и фосфора, устойчиво к коррозии. Близ г. Дели в Индии стоит железная колонна, поставленная еще в 9 в. до н.э., на которой нет никаких признаков ржавчины. Она сделана из очень чистого металла с содержанием железа 99,72%. Не последнюю роль в коррозионной устойчивости материала знаменитой колонны могут играть климатические особенности этой местности.
Металлическое железо взаимодействует при нагревании с концентрированными (более 30%) растворами щелочей, образуя гидроксокомплексы. Под действием сильных окислителей при нагревании железо может образовывать соединения в степени окисления (+VI) – ферраты:
Fe + 2KNO 3 = K 2 FeO 4 + 2NO
Для железа известны оксиды и гидроксиды в степенях окисления (II) и (III).
Железо образует простые соли почти со всеми анионами. Растворимы в воде нитраты, сульфаты, галогениды (кроме фторидов), ацетаты и др. Катион железа (II) может быть окислен многими окислителями до катиона железа (III). Растворы солей железа (II) и его твердые соли постепенно окисляются даже просто при хранении на воздухе:
4FeCO 3 + 2H 2 O + O 2 = 4FeO(OH) + 2CO 2
4FeS + 6H 2 O + O 2 = 4FeO(OH) + 4H 2 S
При нагревании сульфаты, нитраты, карбонаты и оксалаты железа разлагаются. При этом железо (II) обычно окисляется до железа (III), например:
2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2
Соли железа (III) подвергаются сильному гидролизу.

Оксид железа (II) – FeO. Черное кристаллическое вещество, молекула имеет ионное строение. Проявляет основные свойства (хотя взаимодействует с расплавами щелочей, проявляя слабую амфотерность). Не взаимодействует с водой при обычных условиях, но в присутствии кислорода воздуха при слабом нагревании медленно реагирует с парами воды. Проявляет свойства слабого восстановителя. При нагревании разлагается, но при дальнейшем нагревании образуется снова. Взаимодействует с кислотами. Окисляется кислородом до смешанного оксида железа. Восстанавливается водородом, углеродом, угарным газом:
FeO + 2HCl = FeCl 2 + H 2 O,
FeO + 4NaOH = Na 4 FeO 3 + 2H 2 O
4FeO + 6H 2 O+ O 2 = 4Fe(OH) 3
FeO Fe 3 O 4 +Fe FeO
6FeO + O 2 2Fe 3 O 4 ,
FeO + H 2 Fe + H 2 O,
FeO + C Fe + CO ,
FeO + CO Fe + CO 2 .
Получают FeO восстановлением смешанного оксида железа угарным газом или разложением соединений двухвалентного железа в инертной атмосфере:
Fe 3 O 4 + CO 3FeO + CO 2 ,
Fe(OH) 2 FeO + H 2 O,
FeCO 3 FeO + CO 2 .

Гидроксид железа (II) встречается в природе в виде минерала амакинита. Данный минерал содержит примеси магния и марганца (эмпирическая формула Fe 0,7 Mg 0,2 Mn 0,1 (OH) 2). Цвет минерала жёлто-зелёный или светло-зелёный, твёрдость по Моосу 3,5-4, плотность 2,925-2,98 г/см?.
Чистый гидроксид железа (II) - кристаллическое вещество белого цвета. 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.
Гидроксид железа (II) проявляет свойства основания - легко вступает в реакции нейтрализации с разбавленными кислотами, например с соляной (образуется раствор хлорида железа (II)):
Fe(OH) 2 + 2HCl 2 = 2 H 2 O + FeCl 2
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 = Na 2
Не реагирует с гидратом аммиака. При нагревании реагирует с концентрированными растворами солей аммония, например, хлорида аммония:
Fe(OH) 2 + 2NH 4 Cl = FeCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O
При нагревании разлагается с образованием оксида железа (II): Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O
В этой реакции в качестве примесей образуются металлическое железо и оксид дижелеза (III)-железа (II) (Fe 3 O 4).
В виде суспензии, при кипячении в присутствии кислорода воздуха окисляется до метагидроксида железа. При нагревании с последним образует оксид дижелеза (III)-железа (II):
4Fe(OH) 2 + O 2 = 4FeO(OH) + 2H 2 O
Fe(OH) 2 + 2FeO(OH) = (FeFe 2)O + 2H 2 O
Эти реакции также происходят (медленно) в процессе ржавления железа.
Гидроксид железа (II) может быть получен в виде осадка в обменных реакциях растворов солей железа (II) со щёлочью, например:
FeSO 4 + 2KOH = Fe(OH) 2 + K 2 SO 4
Образование гидроксида железа (II) является одной из стадий ржавления железа:
2Fe + 2H 2 O + O 2 = 2 Fe(OH) 2
Гидроксид железа (II) находит применение при изготовлении активной массы железо-никелевых аккумуляторов.

Гидроксид железа (II) представляет собой минерал жёлто-зелёного или светло-зелёного цвета, твёрдость по Моосу 3,5-4, плотность 2,925-2,98 г/см?. Амфотерный гидроксид с преобладанием осно?вных свойств.

В солях железа (II), из-за частичного окисления его на воздухе, всегда присутствуют катионы железа (III). Поэтому для изучения свойств катионов Fe 2+ , вместо сульфата железа (II) следует брать наиболее устойчивую двойную кристаллическую соль Мора (NH 4) 2 SO 4 ·FeSO 4 ·6H 2 O или использовать свежеприготовленный раствор сульфата железа (II). Поскольку устойчивость железа (II) в кристаллическом состоянии выше, чем в растворе, то для исследований необходимо брать свежеприготовленный раствор соли.

Оборудование и реактивы: пипетка, пробирки, стакан, фильтровальная бумага, ножницы; соль Мора, гидроксид натрия, серная кислота.

К раствору соли Мора добавляют водный раствор гидроксида натрия до образования осадка зеленого цвета. Выделившийся осадок фильтруют и делят на три пробирки. Одну пробирку оставиляют стоять на воздухе, перемешав осадок стеклянной палочкой. Через 2–3 минуты окраска осадка начнет изменяться из-за окисления гидроксида железа (II) в гидроксид железа (III). Во вторую пробирку добавляют несколько капель разбавленного раствора соляной кислоты, в третью – избыток щелочи.

Препарат получают взаимодействием щелочи и соли железа +2 (соли Мора):

Изучение свойств:
Fe(OH) 2 + NaOH = реакция не идет, т.к. Fe(OH) 2 проявляет основные свойства
Fe(OH) 2 + H 2 SO 4 = FeSO 4 + 2H 2 O цвет изменяется на грязно-зеленый
4Fe(OH) 2 + O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4H 2 O осадок на воздухе окисляется (ржавеет) и переходит в гидроксид железа (III)
Для того чтобы получить 6 гр. Fe(OH) 2 произведем расчет каждого вещества вступившего в реакцию.
Расчеты:
(NH 4) 2 SO 4 ·FeSO 4 ·6H 2 O + 2NaOH = Fe(OH) 2 v + Na 2 SO 4 + NH 4 O 2
M(Fe(OH) 2) = 53 г/моль
n(Fe(OH) 2) = 0,067 моль
M(NaOH) = 40 г/моль
m(NaOH) = 0,067моль?40 г/моль? 2=5,36г
M((NH 4) 2 SO 4 ·FeSO 4 ·6H 2 O) = 392г/моль
m((NH 4) 2 SO 4 ·FeSO 4 ·6H 2 O) = 26г
? = (mэ/mтеор)?100% = (5,63/6) ?100% =93,8%

Заключение.
В ходе выполнения данной курсовой работы были изучены физические и химические свойства гидроксидов как класса неорганические соединений, железа и его соединений в степени окисления +2; рассмотрена их история открытия, распространение в природе, получение; подобрана оптимальная методика получения гидроксида железа (II); был получен гидроксида железа (II) и изучены его свойства.

Список литературы.
1.Глинка Н. Л. Общая химия. - Л.: Химия, 1988. - 702 с.
2.Крешков А. П., Ярославцев А. А. Курс аналитической химии. - М.: Химия, 1964. - 430 с.
3.Подобаев Н. И. Электролиз. - М.: Просвещение, 1989, 100 с.
4.Полеес М. Э. Аналитическая химия. - М.: Медицина, 1981. - 286 с.
5.Рабинович В. А., Хавин З. Я. Краткий химический справочник. - Л.: Химия, 1978. - 331 с.
6. Химическая энциклопедия в 5 т. / под ред. И. Л. Кнунянца. - М.: Советская энциклопедия, 1990.
7.Щукарев С. А. Неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 1970. - 437 с.
8.Рабинович В.А., Хавин З.Я. "Краткий химический справочник" Л.: Химия, 1977 стр. 62
9.Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Реакции неорганических веществ: справочник / Под ред. Р. А. Лидина. - 2-е изд., перераб. и доп. - М.: Дрофа, 2007. - С. 179. - 637 с.
10.Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. –М.: Высшая школа, 1981. -681 с.
11.Карякин Ю.В., Ангелов И.И. Чистые химические вещества. – М.: Химия, 1974. – 168 с.

Свойства d -элементов (2 часть).

Теоретическая часть

Железо, кобальт, никель составляют «семейство» железа.

Проявляют степень окисления главным образом +2 и +3. Степень окисления +3 более характерна железа, +2 для кобальта и никеля.

Родственные черты этих металлов проявляются в свойственной им ферромагнитности, каталитической активности, способности к образованию окрашенных ионов, комплексообразовании. Однако при схожести свойств, железо по своим магнитным свойствам ярко выделяется в триаде. Восстановительная активность железа значительно больше, чем кобальта и никеля (смотри электродные потенциалы). Все эти металлы со щелочами не взаимодействуют. При растворении в неокисляющих кислотах образуют ионы Fe 2+ , Co 2+ , Ni 2+

В разбавленной азотной кислоте (сильном окислителе) образуются ионы Fe 3+ , Co 3+ , Ni 3+

Сильная окислительная среда: H 2 SO 4 (конц.), HNO 3 (конц.) пассивирует железо и оно начинает реагировать лишь при нагревании:

В азотной кислоте, содержащей соли NaNO 2 и NaNO 3 , железо пассивируется с образованием пленки оксида высшей степени окисления FeO 3

В ряду гидроксидов: Fe(OH) 2 - Co(OH) 2 - Ni(OH) 2

Восстановительная способность падает

Гидроксид железа (II) легко окисляется кислородом воздуха:

Окисление ионов Co 2+ происходит труднее и протекает медленно:

Более интенсивно идет процесс при добавлении в раствор пероксида водорода:

Самопроизвольного окисления Ni(OH) 2 кислородом воздуха не происходит, H 2 O 2 является также не достаточно сильным окислителем и процесс окисления Ni(OH) 2 становится возможным лишь при использовании более сильного окислителя, например бромной воды:

Гидроксиды Fe (III), Co (II), Co (III), Ni (II), Ni (III) носят в обычных условиях основной характер. При растворении в кислотах Co(OH) 3 и Ni(OH) 3 проявляют сильные окислительные свойства и восстанавливаются до катионов Co 2+ и Ni 2+ .

Гидроксид железа (III) при кипячении с концентрированным раствором щелочи образует ферриты - соли железистой кислоты.

Таким образом гидроксид Fe(OH) 3 , проявляет амфотерные свойства.

Гидроксиды Fe (II), Fe (III), Co (II), Co (III), Ni (II) нерастворимы

Гидроксиды Fe (II), Fe (III), Co (II), Co (III), Ni (II) являются слабыми основаниями, поэтому их соли в водных растворах гидролизуются.

Эти процессы идут без нагревания.

Однако гидролиз солей не идет до конца вследствие накопления в растворе H + . При сильном разбавлении и нагревании гидролиз идет дальше:

При кипячении раствора FeCl 3 процесс гидролиза можно провести необратимо:

При подкислении растворов солей соответствующими кислотами степень их гидролиза уменьшается, так как равновесие сдвигается в сторону исходных веществ.

При сильном разбавлении степень гидролиза увеличивается. При добавлении растворимых карбонатов - происходит необратимой гидролиз, так как продукты реакции уходят из сферы взаимодействия.

Соли Fe (II) на воздухе постепенно переходят в соли Fe (III).

В комплексных соединениях Fe, Co, Ni являются центральными ионами комплексообразователями с координационными числами 4 или 6.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Опыт № 3 Получение и свойства гидроксида железа (II).

К раствору соли железа (II) подливаем раствор щелочи NaOH до образования осадка, затем осадок разделить на три части:

а) в первую пробирку добавляем избыток щелочи;

б) во вторую - кислоту;

в) осадок из третьей пробирки отфильтровать и дать ему постоять на воздухе.

В присутствии влаги и кислорода воздуха гидроксид железа (II) переходит в гидроксид железа (III).

Опыт № 4 Характерная реакция на ион Fe 2+ .

Наливаем в пробирку немного соли железа (II) и добавляем небольшое количество раствора красной кровяной соли K 3 . Эта реакция применяется для открытия ионов железа (II).

Вывод: Красная кровяная соль K 3 является реактивом на ион железа (II).

Опыт № 5 Получение и гидролиз карбоната железа (II).

К раствору соли железа (II) добавляем раствор карбоната натрия. Образовавшаяся белая углекислая соль железа (II) мгновенно подвергается гидролизу с образованием гидроксида железа (II).

Вывод: соль, образованная слабой кислотой гидролизуется до конца, т.к. H 2 CO 3 распадается на H 2 O и CO 2 и  H 2 CO 3 полностью удаляется из сферы реакции.

Опыт № 6 Получение гидроксида железа (III)

Наливаем в пробирку немного соли железа (II). Добавляем раствор щелочи NaOH до появления осадка.

Добавляем щелочь. Реакция не идет.

Добавляем кислоту -

Опыт № 8 Характерные реакции на ион Fe 3+

А) К раствору соли железа (III) добавляем несколько капель желтой кровяной соли. Получается синий осадок берлинской лазури.

Б) К раствору соли железа (III) добавляем несколько капель роданида аммония NH 4 CNS.

Вывод: Выпадает синий осадок.

Вывод: Образовывается красный раствор

Опыт № 12 Исследование прочности цианистых и роданистых комплексов

К раствору красной кровяной соли добавляем концентрированный раствор роданида аммония.

Реакция не идет

Вывод: красной окраски Fe 3+ не наблюдается.

Опыт № 13 Получение гидроксида кобальта (II) и изучение его свойств

К раствору соли кобальта (II) добавляем немного раствора едкого натра. Образуется плохо растворимая основная соль кобальта. Основная соль переходит в розовый гидроксид кобальта (II). Полученный осадок разделяем на три части: а) в первую пробирку добавляем кислоту; б) во вторую - избыток щелочи; в) в третьей пробирке наблюдаем постепенное побурение, осадка вследствие окисления Co(OH) 2 в Co(OH) 3 кислородом воздуха. Процесс побурения осадка на воздухе происходит достаточно долго (в течение 10 минут). Отделим часть осадка Co(OH) 2 и подействуем на него раствором перекиси водорода.

Вывод: осадок переходит в розовый гидроксид Со(II)

б)
Р.Н.И.

Вывод: При добавлении перекиси водорода скорость перехода к Co(OH) 3 увеличивается.

Опыт № 14 Получение аммиаката кобальта (II)

К раствору соли кобальта (II) добавляем сначала немного раствора аммиака, а затем избыток его.

Вывод: Наблюдается светло-синий коллоидный раствор.

Опыт № 18 Получение аммиаката никеля

К раствору соли никеля (II) добавим несколько капель раствора аммиака, а затем его избыток.

светло-зеленый раствор

Опыт № 19 Характерная реакция на ион

К полученному в опыте 18 раствору комплексной соли никеля добавим спиртовой раствор диметилглиоксима, образуется розово-красный осадок никельдиметилглиоксимата по следующему уравнению реакции:

розово-красный осадок.

Вывод: реакция используется для колич. определения Ni 2+ в растворе, полученном при растворении его сплавов.

Контрольные вопросы

Гидроксид Fe (III) получается потому, что Fe 2 (CO 3) 3 в дальнейшем гидролизуется.

Происходит необратимый процесс.

существовать совместно не могут.

д)

могут существовать совместно, т.к. H 2 O 2 не достаточно сильный окислитель для Ni(OH) 2 .

Существовать совместно не могут.

Соединения двухвалентного железа

I . Гидроксид железа (II)

Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeCl 2 + 2 KOH = 2 KCl + F е(OH ) 2 ↓

Fe(OH) 2 - слабое основание, растворимо в сильных кислотах:

Fe(OH) 2 + H 2 SO 4 = FeSO 4 + 2H 2 O

Fe(OH) 2 + 2H + = Fe 2+ + 2H 2 O

Дополнительный материал:

Fe(OH) 2 – проявляет и слабые амфотерные свойства, реагирует с концентрированными щелочами:

Fe ( OH ) 2 + 2 NaOH = Na 2 [ 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 + H 2 O

В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH) 2 , окисляясь, буреет – образуя гидроксид железа (III) Fe(OH) 3:

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3 ↓

Дополнительный материал:

Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:

10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O

6FeSO 4 + 2HNO 3 + 3H 2 SO 4 = 3Fe 2 (SO 4) 3 + 2NO + 4H 2 O

Соединения железа склонны к комплексообразованию:

FeCl 2 + 6NH 3 = Cl 2

Fe(CN) 2 + 4KCN = K 4 (жёлтая кровяная соль)

Качественная реакция на Fe 2+

При действии гексацианоферрата (III) калия K 3 (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):

3 Fe 2+ Cl 2 + 3 K 3 [ Fe 3+ ( CN ) 6 ] → 6 KCl + 3 KFe 2+ [ Fe 3+ ( 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:

4 FeS 2 + 11 O 2 t ˚ C → 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2

или при прокаливании солей железа:

2FeSO 4 t˚C → Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3

Fe 2 O 3 - оксид к расно-коричневого цвета , в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства

Fe 2 O 3 + 6HCl t˚C → 2FeCl 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 6H + t˚C → 2Fe 3+ + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 2 NaOH + 3 H 2 O t ˚ C → 2 Na [ Fe (OH ) 4 ],образуется соль – тетрагидроксоферрат ( III ) натрия

Fe 2 O 3 + 2OH - + 3H 2 O t˚C → 2 -

При сплавлении с основными оксидамиили карбонатами щелочных металлов образуются ферриты:

Fe 2 O 3 + Na 2 O t˚C → 2NaFeO 2

Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaFeO 2 + CO 2

II. Гидроксид железа ( III )

Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка

Fe(NO 3) 3 + 3KOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3KNO 3

Fe 3+ + 3OH - = Fe(OH) 3 ↓

Дополнительно:

Fe(OH) 3 – более слабое основание, чем гидроксид железа (II).

Это объясняется тем, что у Fe 2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe 3+ , а поэтому, Fe 2+ 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 Fe 3+ почти бесцветен, содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe(OH) 3 , которые образуются благодаря гидролизу:

Fe 3+ + H 2 O ↔ 2+ + H +

2+ + H 2 O ↔ + + H +

+ + H 2 O ↔ 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 = FeCl 3 + 3H 2 O

Fe(OH) 3 + 3H + = Fe 3+ + 3H 2 O

Fe(OH) 3 + NaOH = Na

Fe(OH) 3 + OH - = -

Дополнительный материал:

Соединения железа (III) - слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:

2Fe +3 Cl 3 + H 2 S -2 = S 0 ↓ + 2Fe +2 Cl 2 + 2HCl

FeCl 3 + KI = I 2 ↓ + FeCl 2 + KCl

Качественные реакции на Fe 3+

Опыт

1) При действии гексацианоферрата (II) калия K 4 (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):

4 Fe 3+ Cl 3 + 4 K 4 [ Fe 2+ ( CN ) 6 ] → 12 KCl + 4 KFe 3+ [ Fe 2+ ( 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:

KFe III [ Fe II ( CN ) 6 ] ↔ KFe II [ Fe III ( CN ) 6 ]

2) При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe 3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска раствора роданида железа(III):

2FeCl 3 + 6KCNS = 6KCl + Fe III [ Fe III ( CNS ) 6 ]

(при взаимодействии же с роданидами ионов Fe 2+ 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:
FeCl 2 -> Fe(OH) 2 -> FeO -> FeSO 4
Fe -> Fe(NO 3) 3 -> Fe(OH) 3 -> Fe 2 O 3 -> NaFeO 2

№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.

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.