Формула сульфата железа 2

После эксперимента коллеги Termoyad по получению металлического цинка из водного раствора решил провести аналогичный эксперимент с железом. Скажу сразу, задача получить железо в качестве реактива не стояла: слава богу, железа пока хватает. Стояла задача ответить на вопрос: можно ли выделить металлическое железо из водного раствора солей химическим способом? Цинк легко образует гидрокомплексы при растворении гидроксида цинка в щелочах, про железо такое не скажешь, поэтому придется обойтись кислыми растворами.
В качестве исходного вещества использовал соль Мора, FeSO4·(NH4)2SO4·6H2O двойной сульфат железа (II) и аммония. Дальше для простоты его формула будет обозначаться как FeSO4 (т.к. сульфат аммония в данном случае практически является балластом). Казалось бы, получить железо из раствора сульфата двухвалентного железа просто, достаточно добавить более активный металл, например, магний. Помните, в школе писали реакции вроде приведенной ниже:
FeSO4 + Mg = MgSO4 + Fe
Так вот, это уравнение можно смело заранее перечеркнуть. Почему?
В водном растворе сульфата железа (II) находится сразу два катиона-окислителя — Fe2+ и H+. Последний образуется в результате гидролиза. Водород расположен в электрохимическом ряду напряжений правее железа, поэтому согласно теории восстанавливаться должны, прежде всего, катионы водорода, а уже потом — катионы железа. На практике, скорее всего, эти процессы будут идти одновременно.
Чем плохо выделение водорода? Как уже отмечалось, катионы водорода присутствуют в растворе сульфата железа в результате гидролиза. Гидролиз — обратимая реакция:
Fe2+ + H2O Fe(OH)+ + H+
Fe(OH)+ + H2O Fe(OH)2 + H+
Если катионы водорода будут реагировать с магнием, то равновесие сместится вправо — гидролиз приведет к образованию осадка гидроксида железа или основных солей.
Чтобы основные соли не выпадали, нужно добавить кислоту. Решил использовать лимонную кислоту, т.к. она сравнительно слабая, и если и будет реагировать с железом, которое образуется, то не слишком быстро.
Растворил в воде 11.7 г соли Мора и 6.2 г лимонной кислоты, получился зеленоватый раствор. Довел объем до 75 мл. Взял кусочек магния массой 1.5 г. Точнее, не чистого магния, а сплава электрон. Электрон — сплав, который содержит около 90% магния, около 10% алюминия и около 1% марганца. В нашем случае он заменил чистый магний. Важно то, что все компоненты и сплав электрон в целом не обладают ферромагнитными свойствами (именно по ним легче всего обнаружить металлическое железо — если оно образуется в результате реакции). Если условно принять, что сплав электрон — чистый магний, а лимонная кислота безводная, то на 1 моль магния приходится 0.48 моль двухвалентного железа и 0.52 моль лимонной кислоты.
Поместил кусочек магния в раствор соли Мора и лимонной кислоты. Началось выделение водорода — не очень сильное, но аэрозоль раствора летел стабильно. Зеленоватый раствор быстро стал светло-серым, со временем — темно-серым, в конце — черным (при разбавлении порции темного раствора она становилась коричневой с зеленоватым оттенком). Растворение магния продолжалось примерно 2 часа — реакция шла сравнительно медленно. Раствор заметно нагрелся.
Вскоре после начала реакции стало заметно образование мелкого порошка железа, который оседал на дно или был взвешен в растворе. Поднес к стакану магнит, образовавшийся порошок железа притянулся к магниту и собрался на стенке стакана. Кусочек магния также примагнитился, т.к. на его поверхности осело железо.
По-видимому, железо было целесообразно отделять в процессе реакции с помощью магнита — по мере его образования. Я этого не сделал и дождался полного растворения кусочка магния, а потом профильтровал раствор. Жидкость фильтровалась медленно, по-видимому, какой-то коллоид забил поры бумаги. Потом промыл железо на фильтре, после сушки осталось 0.06 г черного порошка (который содержал частички не растворившегося сплава электрон). Выход очень низкий. Порошок мазал бумагу и легко притягивался магнитом.
По моему предположению, часть железа, которое образовалось в процессе реакции, затем растворилось в лимонной кислоте. Видимо, этим и объясняется черный цвет раствора на заключительной стадии эксперимента.
Читатель спросит: «Может быть, добавлять лимонную кислоту было не обязательно? — Ведь соображения насчет образования осадка основных солей (при реакции магния и сульфата железа) — только теория, зато лимонная кислота может растворять образовавшееся железо».
Ответ даст эксперимент, который описан в следующей статье.
__________________________________________________
1 Получение металлического цинка из водного раствора. The precipitation of metallic zinc from aqueous solution

CHEMEGE.RU

Положение железа в периодической системе химических элементов
Электронное строение железа
Физические свойства
Нахождение в природе
Способы получения
Качественные реакции
Химические свойства
1. Взаимодействие с простыми веществами
1.1. Взаимодействие с галогенами
1.2. Взаимодействие с серой
1.3. Взаимодействие с фосфором
1.4. Взаимодействие с азотом
1.5. Взаимодействие с углеродом
1.6. Горение
2. Взаимодействие со сложными веществами
2.1. Взаимодействие с водой
2.2. Взаимодействие с минеральными кислотами
2.3. Взаимодействие с серной кислотой
2.4. Взаимодействие с азотной кислотой
2.5. Взаимодействие с сильными окислителями
2.6. Взаимодействие с оксидами и солями

Оксид железа (II)
Способы получения
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотными оксидами
2. Взаимодействие с кислотами
3. Взаимодействие с водой
4. Взаимодействие с окислителями
5. Взаимодействие с кислотами
6. Взаимодействие с восстановителями

Оксид железа (III)
Способы получения
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами
2. Взаимодействие с щелочами и основными оксидами
3. Взаимодействие с водой
4. Взаимодействие с окислителями
5. Окислительные свойства оксида железа (III)

6. Взаимодействие с солями более летучих кислот

Оксид железа (II, III)
Способы получения
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами
2. Взаимодействие с сильными кислотами-окислителями
3. Взаимодействие с водой
4. Взаимодействие с окислителями
5. Окислительные свойства оксида железа (II, III)

Гидроксид железа (II)
Способы получения
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотами
2. Взаимодействие с кислотными оксидами
3. Восстановительные свойства
4. Разложение при нагревании

Гидроксид железа (III)
Способы получения
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотами
2. Взаимодействие с кислотными оксидами
3. Взаимодействие с щелочами
4. Разложение при нагревании

Соли железа

Железо

Положение в периодической системе химических элементов

Элемент железо расположен в побочной подгруппе VIII группы (или в 8 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение атома железа

Электронная конфигурация железа в основном состоянии:

+26Fe 1s22s22p63s23p64s23d6

Железо проявляет ярко выраженные магнитные свойства.

Физические свойства

Железо – металл серебристо-белого цвета, с высокой химической активностью и высокой ковкостью. Обладает высокой тепло- и электропроводностью.

(изображение с портала vchemraznica.ru)

Температура плавления 1538оС, температура кипения 2861оС.

Нахождение в природе

Железо довольно распространено в земной коре (порядка 4% массы земной коры). По распространенности на Земле железо занимает 4-ое место среди всех элементов и 2-ое место среди металлов. Содержание в земной коре — около 8%.

В природе железо в основном встречается в виде соединений:

Красный железняк Fe2O3 (гематит).

(изображение с портала karatto.ru)

Магнитный железняк Fe3O4 или FeO·Fe2O3 (магнетит).

(изображение с портала emchi-med.ru)

В природе также широко распространены сульфиды железа, например, пирит FeS2.

(изображение с портала livemaster.ru)

Встречаются и другие минералы, содержащие железо.

Способы получения

Железо в промышленности получают из железной руды, гематита Fe2O3 или магнетита (Fe3O4или FeO·Fe2O3).

1. Один из основных способов производства железа – доменный процесс. Доменный процесс основан на восстановлении железа из оксида углеродом в доменной печи.

В печь загружают руду, кокс и флюсы.

Шихта – смесь исходных материалов, а в некоторых случаях и топлива в определённой пропорции, которую обрабатывают в печи.

Каменноугольный кокс – это твёрдый пористый продукт серого цвета, получаемый путем коксования каменного угля при температурах 950—1100 °С без доступа воздуха. Содержит 96—98 % углерода.

Флюсы – это неорганические вещества, которые добавляют к руде при выплавке металлов, чтобы снизить температуру плавления и легче отделить металл от пустой породы.

Шлак – расплав (а после затвердевания – стекловидная масса), покрывающий поверхность жидкого металла. Шлак состоит из всплывших продуктов пустой породы с флюсами и предохраняет металл от вредного воздействия газовой среды печи, удаляет примеси.

В печи кокс окисляется до оксида углерода (II):

2C + O2 → 2CO

Затем нагретый угарный газ восстанавливает оксид железа (III):

3CO + Fe2O3 → 2CO2 + 2Fe

Процесс получения железа – многоэтапный и зависит от температуры.

Наверху, где температура обычно находится в диапазоне между 200 °C и 700 °C, протекает следующая реакция:

3Fe2O3 + CO → 2Fe3O4 + CO2

Ниже в печи, при температурах приблизительно 850 °C, протекает восстановление смешанного оксида железа (II, III) до оксида железа (II):

Fe3O4 + CO → 3FeO + CO2

Встречные потоки газов разогревают шихту, и происходит разложение известняка:

CaCO3 → CaO + CO2

Оксид железа (II) опускается в область с более высоких температур (до 1200oC), где протекает следующая реакция:

FeO + CO → Fe + CO2

Углекислый газ поднимается вверх и реагирует с коксом, образуя угарный газ:

CO2 + C → 2CO

(изображение с портала 900igr.net)

2. Также железо получают прямым восстановлением из оксида водородом:

Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O

При этом получается более чистое железо, т.к. получаемое железо не загрязнено серой и фосфором, которые являются примесями в каменном угле.

3. Еще один способ получения железа в промышленности – электролиз растворов солей железа.

Качественные реакции

Качественные реакции на ионы железа +2.

– взаимодействие солей железа (II) с щелочами. При этом образуется серо-зеленый студенистый осадок гидроксида железа (II).

Например, хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом натрия:

3NaOH + FeCl2 → Fe(OH)2 + 3NaCl

Видеоопыт взаимодействия раствора сульфата железа (II) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть .

Гидроксид железа (II) на воздухе буреет, так как окисляется до гидроксида железа (III):

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3

– ионы железа +2 окрашивают раствор в светлый желто-зеленый цвет.

– взаимодействие с красной кровяной солью K3 – также качественная реакция на ионы железа +2. При этом образуется синий осадок «турнбулева синь».

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (II) с раствором гексацианоферрата (III) калия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть .

Качественные реакции на ионы железа +3

– взаимодействие солей железа (III) с щелочами. При этом образуется бурый осадок гидроксида железа (III).

Например, хлорид железа (III) реагирует с гидроксидом натрия:

3NaOH + FeCl3 → Fe(OH)3 + 3NaCl

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть .

– ионы железа +3 окрашивают раствор в светлый желто-оранжевый цвет.

– взаимодействие с желтой кровяной солью K4 ионы железа +3. При этом образуется синий осадок «берлинская лазурь».

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гексацианоферрата (II) калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть .

В последнее время получены данные, которые свидетельствуют, что молекулы берлинской лазури идентичны по строению молекулам турнбулевой сини. Состав молекул обоих этих веществ можно выразить формулой Fe43.

– при взаимодействии солей железа (III) с роданидами раствор окрашивается в кроваво-красный цвет.

Например, хлорид железа (III) взаимодействует с роданидом натрия:

FeCl3 + 3NaCN → Fe(CN)3 + 3NaCl

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором роданида калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть .

Химические свойства

1. При обычных условиях железо малоактивно, но при нагревании, в особенности в мелкораздробленном состоянии, оно становится активным и реагирует почти со всеми неметаллами.

1.1. Железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом активные неметаллы (фтор, хлор и бром) окисляют железо до степени окисления +3:

2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3

Менее активный йод окисляет железо до степени окисления +2:

Fe + I2 → FeI2

1.2. Железо реагирует с серой с образованием сульфида железа (II):

Fe + S → FeS

1.3. Железо реагирует с фосфором. При этом образуется бинарное соединения – фосфид железа:

Fe + P → FeP

2Fe + P → Fe2P

3Fe + P → Fe3P

1.4. С азотом железо реагирует при нагревании с образованием нитрида:

6Fe + N2 → 2Fe3N

1.5. Железо реагирует с углеродом и кремнием с образованием карбида и силицида:

3Fe + C → Fe3C

1.6. При взаимодействии с кислородом железо образует окалину – двойной оксид железа (II, III):

6Fe + 4O2 → 2Fe3O4

При пропускании кислорода через расплавленное железо возможно образование оксида железа (II):

2Fe + O2 → 2FeO

2. Железо взаимодействует со сложными веществами.

2.1. При обычных условиях железо с водой практически не реагирует. Раскаленное железо может вступать в реакцию при температуре 700-900оС с водяным паром:

3Fe0 + 4H2+O → Fe+33O4 + 4H20

В воде в присутствии кислорода или во влажном воздухе железо медленно окисляется (корродирует):

4Fe + 3O2 + 6H2O → 4Fe(OH)3

2.2. Железо взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой). При этом образуются соль железа со степенью окисления +2 и водород.

Например, железо бурно реагирует с соляной кислотой:

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

2.3. При обычных условиях железо не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат железа (III) и вода:

2Fe + 6H2SO4(конц.) → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

2.4. Железо не реагирует при обычных условиях с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации. При нагревании реакция идет с образованием нитрата железа (III), оксида азота (IV) и воды:

Fe + 6HNO3(конц.) → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

С разбавленной азотной кислотой железо реагирует с образованием оксида азота (II):

Fe + 4HNO3(разб.гор.) → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

При взаимодействии железа с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

8Fe + 30HNO3(оч. разб.) → 8Fe(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O

2.5. Железо может реагировать с щелочными растворами или расплавами сильных окислителей. При этом железо окисляет до степени окисления +6, образуя соль (феррат).

Например, при взаимодействии железа с расплавом нитрата калия в присутствии гидроксида калия железо окисляется до феррата калия, а азот восстанавливается либо до нитрита калия, либо до аммиака:

Fe + 2KOH + 3KNO3 → 3KNO2 + K2FeO4 + H2O

2.6. Железо восстанавливает менее активные металлы из оксидов и солей.

Например, железо вытесняет медь из сульфата меди (II). Реакция экзотермическая:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

Еще пример: простое вещество железо восстанавливает железо до степени окисления +2 при взаимодействии с соединениями железа +3:

2Fe(NO3)3 + Fe → 3Fe(NO3)2

2FeCl3 + Fe → 3FeCl2

Fe2(SO4)3 + Fe → 3FeSO4

Оксид железа (II)

Оксид железа (II) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Способы получения

Оксид железа (II) можно получить различными методами:

1. Частичным восстановлением оксида железа (III).

Например, частичным восстановлением оксида железа (III) водородом:

Fe2O3 + 3H2 → 2FeO + 3H2O

Или частичным восстановлением оксида железа (III) угарным газом:

Fe2O3 + CO → 2FeO + CO2

Еще один пример: восстановление оксида железа (III) железом:

Fe2O3 + Fe → 3FeO

2. Разложение гидроксида железа (II) при нагревании:

Fe(OH)2 → FeO + H2O

Оксид железа (II) — типичный основный оксид.

1. При взаимодействии оксида железа (II) с кислотными оксидами образуются соли.

Например, оксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI):

FeO + SO3 → FeSO4

2. Оксид железа (II) взаимодействует с растворимыми кислотами. При этом также образуются соответствующие соли.

Например, оксид железа (II) взаимодействует с соляной кислотой:

FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O

3. Оксид железа (II) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (II) малоустойчив, и легко окисляется до соединений железа (III).

Например, при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуются нитрат железа (III), оксид азота (IV) и вода:

FeO + 4HNO3(конц.) → NO2 + Fe(NO3)3 + 2H2O

При взаимодействии с разбавленной азотной кислотой образуется оксид азота (II). Реакция идет при нагревании:

3FeO + 10HNO3(разб.) → 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O

5. Оксид железа (II) проявляет слабые окислительные свойства.

Например, оксид железа (II) реагирует с угарным газом при нагревании:

FeO + CO → Fe + CO2

Оксид железа (III)

Оксид железа (III) – это твердое, нерастворимое в воде вещество красно-коричневого цвета.

Оксид железа (III) можно получить различными методами:

1. Окисление оксида железа (II) кислородом.

4FeO + 3O2 → 2Fe2O3

2. Разложение гидроксида железа (III) при нагревании:

2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O

Оксид железа (III) – амфотерный.

1. При взаимодействии оксида железа (III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соли.

Например, оксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой:

Fe2O3 + 6HNO3 → 2Fe(NO3)3 + 3H2O

2. Оксид железа (III) взаимодействует с щелочами и основными оксидами. Реакция протекает в расплаве, при этом образуется соответствующая соль (феррит).

Например, оксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом натрия:

Fe2O3 + 2NaOH → 2NaFeO2 + H2O

3. Оксид железа (III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI).

Например, хлорат калия в щелочной среде окисляет оксид железа (III) до феррата:

Fe2O3 + KClO3 + 4KOH → 2K2FeO4 + KCl + 2H2O

Нитраты и нитриты в щелочной среде также окисляют оксид железа (III):

Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH → 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O

5. Оксид железа (III) проявляет окислительные свойства.

Например, оксид железа (III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II):

Fe2O3 + 3СO → 2Fe + 3CO2

Также оксид железа (III) восстанавливается водородом:

Fe2O3 + 3Н2 → 2Fe + 3H2O

Железом можно восстановить оксид железа только до оксида железа (II):

Fe2O3 + Fe → 3FeO

Оксид железа (III) реагирует с более активными металлами.

Например, с алюминием (алюмотермия):

Fe2O3 + 2Al → 2Fe + Al2O3

Оксид железа (III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями.

Например, с гидридом натрия:

Fe2O3 + 3NaH → 3NaOH + 2Fe

6. Оксид железа (III) – твердый, нелетучий и амфотерный. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

Например, из карбоната натрия:

Fe2O3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2

Оксид железа (II, III)

Оксид железа (II, III) (железная окалина, магнетит) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Оксид железа (II, III) можно получить различными методами:

1. Горение железа на воздухе:

3Fe + 2O2 → Fe3O4

2. Частичное восстановление оксида железа (III) водородом или угарным газом:

3Fe2O3 + Н2 → 2Fe3O4 + H2O

3. При высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой, образуя двойной оксид железа (II, III):

3Fe + 4H2O(пар) → Fe3O4 + 4H2

Свойства оксида железа (II, III) определяются свойствами двух оксидов, из которых он состоит: основного оксида железа (II) и амфотерного оксида железа (III).

1. При взаимодействии оксида железа (II, III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соли железа (II) и железа (III).

Например, оксид железа (II, III) взаимодействует с соляной кислотой. При это образуются две соли – хлорид железа (II) и хлорид железа (III):

Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O

Еще пример: оксид железа (II, III) взаимодействует с разбавленной серной кислотой.

Fe3O4 + 4H2SO4(разб.) → Fe2(SO4)3 + FeSO4 + 4Н2О

2. Оксид железа (II, III) взаимодействует с сильными кислотами-окислителями (серной-концентрированной и азотной).

Например, железная окалина окисляется концентрированной азотной кислотой:

Fe3O4 + 10HNO3(конц.) → NO2 + 3Fe(NO3)3 + 5H2O

Разбавленной азотной кислотой окалина окисляется при нагревании:

3Fe3O4 + 28HNO3(разб.) → 9Fe(NO3)3 + NO + 14H2O

Также оксид железа (II, III) окисляется концентрированной серной кислотой:

2Fe3O4 + 10H2SO4(конц.) → 3Fe2(SO4)3 + SO2 + 10H2O

Также окалина окисляется кислородом воздуха:

4Fe3O4 + O2(воздух) → 6Fe2O3

3. Оксид железа (II, III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (II, III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI), как и прочие оксиды железа (см. выше).

5. Железная окалина проявляет окислительные свойства.

Например, оксид железа (II, III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II):

Fe3O4 + 4CO → 3Fe + 4CO2

Также железная окалина восстанавливается водородом:

Fe3O4 + 4H2 → 3Fe + 4H2O

Оксид железа (II, III) реагирует с более активными металлами.

Например, с алюминием (алюмотермия):

3Fe3O4 + 8Al → 9Fe + 4Al2O3

Оксид железа (II, III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями (йодидами и сульфидами)

Например, с йодоводородом:

Fe3O4 + 8HI → 3FeI2 + I2 + 4H2O

Гидроксид железа (II)

1. Гидроксид железа (II) можно получить действием раствора аммиака на соли железа (II).

Например, хлорид железа (II) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (II) и хлорида аммония:

FeCl2 + 2NH3 + 2H2O → Fe(OH)2 + 2NH4Cl

2. Гидроксид железа (II) можно получить действием щелочи на соли железа (II).

Например, хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом калия с образованием гидроксида железа (II) и хлорида калия:

FeCl2 + 2KOH → Fe(OH)2↓ + 2KCl

1. Гидроксид железа (II) проявляется основные свойства, а именно реагирует с кислотами. При этом образуются соответствующие соли.

Например, гидроксид железа (II) взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата железа (II):

Fe(OH)2 + 2HNO3 → Fe(NO3)2 + 2H2O

Fe(OH)2 + 2HCl → FeCl2 + 2H2O

Fe(OH)2 + H2SO4 → FeSO4 + 2H2O

Fe(OH)2 + 2HBr → FeBr2 + 2H2O

2. Гидроксид железа (II) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

Например, гидроксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (II):

Fe(OH)2 + SO3 → FeSO4 + 2H2O

3. Гидроксид железа (II) проявляет сильные восстановительные свойства, и реагирует с окислителями. При этом образуются соединения железа (III).

Например, гидроксид железа (II) взаимодействует с кислородом в присутствии воды:

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3↓

Гидроксид железа (II) взаимодействует с пероксидом водорода:

2Fe(OH)2 + H2O2 → 2Fe(OH)3

При растворении Fe(OH)2 в азотной или концентрированной серной кислотах образуются соли железа (III):

2Fe(OH)2 + 4H2SO4(конц.) → Fe2(SO4)3 + SO2 + 6H2O

4. Гидроксид железа (II) разлагается при нагревании:

Fe(OH)2 → FeO + H2O

Гидроксид железа (III)

1. Гидроксид железа (III) можно получить действием раствора аммиака на соли железа (III).

Например, хлорид железа (III) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (III) и хлорида аммония:

FeCl3 + 3NH3 + 3H2O = Fe(OH)3 + 3NH4Cl

2. Окислением гидроксида железа (II) кислородом или пероксидом водорода:

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3↓

2Fe(OH)2 + H2O2 → 2Fe(OH)3

3. Гидроксид железа (III) можно получить действием щелочи на раствор соли железа (III).

Например, хлорид железа (III) реагирует с раствором гидроксида калия с образованием гидроксида железа (III) и хлорида калия:

FeCl3 + 3KOH → Fe(OH)3↓ + 3KCl

Видеоопыт получения гидроксида железа (III) взаимодействием хлорида железа (III) и гидроксида калия можно посмотреть .

4. Также гидроксид железа (III) образуется при взаимодействии растворимых солей железа (III) с растворами карбонатов и сульфитов. Карбонаты и сульфиты железа (III) необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: бромид железа (III) реагирует с карбонатом натрия. При этом выпадает осадок гидроксида железа (III), выделяется углекислый газ и образуется бромид натрия:

2FeBr3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3↓ + CO2 + 6NaBr

Хлорид железа (III) реагирует с сульфитом натрия с образованием гидроксида алюминия, сернистого газа и хлорида натрия:

2FeCl3 + 3Na2SO3 + 6H2O = 2Fe(OH)3 + 3SO2 + 6NaCl

1. Гидроксид железа (III) проявляет слабовыраженные амфотерные свойства, с преобладанием основных. Как основание, гидроксид железа (III) реагирует с растворимыми кислотами.

Например, гидроксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата железа (III):

Fe(OH)3 + 3HNO3 → Fe(NO3)3 + 3H2O

Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 6H2O

Fe(OH)3 + 3HBr → FeBr3 + 3H2O

2. Гидроксид железа (III) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

Например, гидроксид железа (III) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (III):

2Fe(OH)3 + 3SO3 → Fe2(SO4)3 + 3H2O

3. Гидроксид железа (III) взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—ферриты, а в растворе реакция практически не идет. При этом гидроксид железа (III) проявляет кислотные свойства.

Например, гидроксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом калия в расплаве с образованием феррита калия и воды:

KOH + Fe(OH)3 → KFeO2 + 2H2O

4. Гидроксид железа (III) разлагается при нагревании:

2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O

Видеоопыт взаимодействия гидроксида железа (III) с соляной кислотой можно посмотреть .

Соли железа

Нитраты железа

Нитрат железа (II) при нагревании разлагается на оксид железа (III), оксид азота (IV) и кислород:

4Fe(NO3)2 → 2Fe2O3 + 8NO2 + O2

Нитрат железа (III) при нагревании разлагается также на оксид железа (III), оксид азота (IV) и кислород:

4Fe(NO3)3 → 2Fe2O3 + 12NO2 + 3O2

Гидролиз солей железа

Растворимые соли железа, образованные кислотными остатками сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. частично:

I ступень: Fe3+ + H2O ↔ FeOH2+ + H+

II ступень: FeOH2+ + H2O ↔ Fe(OH)2+ + H+

III ступень: Fe(OH)2+ + H2O ↔ Fe(OH)3 + H+

Однако сульфиты и карбонаты железа (III) и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:

Fe2(SO4)3 + 6NaHSO3 → 2Fe(OH)3 + 6SO2 + 3Na2SO4

2FeBr3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Fe(OH)3↓ + CO2 + 6NaBr

2Fe(NO3)3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Fe(OH)3↓ + 6NaNO3 + 3CO2

2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Fe(OH)3↓ + 6NaCl + 3CO2

Fe2(SO4)3 + 3K2CO3 + 3H2O → 2Fe(OH)3↓ + 3CO2 + 3K2SO4

При взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает ОВР:

2FeCl3 + 3Na2S → 2FeS + S + 6NaCl

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Окислительные свойства железа (III)

Соли железа (III) под проявляют довольно сильные окислительные свойств. Так, при взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает окислительно-восстановительная реакция.

Например: хлорид железа (III) взаимодействует с сульфидом натрия. При этом образуется либо черный осадок сульфида железа (II) (в избытке сульфида натрия), либо хлорид железа (II) (в избытке хлорида железа (III)), сера и хлорид натрия:

2FeCl3 + 3Na2S → 2FeS + S + 6NaCl

2FeCl3 + H2S → 2FeCl2 + S + 2HCl

По такому же принципу соли железа (III) реагируют с сероводородом:

2FeCl3 + H2S → 2FeCl2 + S + 2HCl

Соли железа (III) также вступают в окислительно-восстановительные реакции с йодидами.

Например, хлорид железа (III) взаимодействует с йодидом калия. При этом образуются хлорид железа (II), молекулярный йод и хлорид калия:

2FeCl3 + 2KI → 2FeCl2 + I2 + 2KCl

Интерес представляет также реакция солей железа (III) с металлами. Мы знаем, что более активные металлы вытесняют из солей менее активные металлы. Иначе говоря, металлы, которые стоят в электрохимическом ряду левее, могут взаимодействовать с солями металлов, которые расположены в этом ряду правее. Исходя из этого правила, соли железа могут взаимодействовать только с металлами, которые расположены до железа. И они взаимодействуют.

Однако, соли железа со степенью окисления +3 в этом ряду являются небольшим исключением. Ведь для железа характерны две степени окисления: +2 и +3. И железо со степенью окисления +3 является более сильным окислителем. Таким образом, условно говоря, железо со степенью окисления +3 расположено в ряду активности после меди. И соли железа (III) могут реагировать еще и с металлами, которые расположены правее железа! Но до меди, включительно. Вот такой парадокс.

И еще один момент. Соединения железа (III) с этими металлами реагировать будет, а вот соединения железа (II) с ними реагировать не будет. Таким образом, металлы, расположенные в ряду активности между железом и медью (включая медь) при взаимодействии с солями железа (III) восстанавливают железо до степени окисления +2. А вот металлы, расположенные до железа в ряду активности, могут восстановить железо и до простого вещества.

Например, хлорид железа (III) взаимодействует с медью. При этом образуются хлорид железа (II) и хлорид меди (II):

Сульфат железа(III)

У этого термина существуют и другие значения, см. Сульфат железа.

  • 1 Физические свойства
  • 2 Нахождение в природе
    • 2.1 Марс
  • 3 Получение
  • 4 Химические свойства
  • 5 Использование
  • 6 См. также
  • 7 Примечания

Физические свойства

Безводный сульфат железа(III) — светло-желтые, парамагнитные, очень гигроскопичные кристаллы моноклинной сингонии, пространственная группа P21/m, параметры элементарной ячейки a = 0,8296 нм, b = 0,8515 нм,c = 1,160 нм, β = 90,5°, Z = 4. Есть данные, что безводный сульфат железа образовывает орторомбическую и гексагональную модификации. Растворим в воде и ацетоне, не растворяется в этаноле.

Из воды кристаллизуется в виде кристаллогидратов Fe2(SO4)3·n H2O, где n = 12, 10, 9, 7, 6, 3. Наиболее изученный кристаллогидрат — нонагидрат сульфата железа(III) Fe2(SO4)3·9H2O — жёлтые гексагональные кристаллы, параметры элементарной ячейки a = 1,085 нм, c = 1,703 нм, Z = 4. Хорошо растворяется в воде (440 г на 100 г воды) и этаноле, не растворяется в ацетоне. В водных растворах сульфат железа(III) из-за гидролиза приобретает красно-коричневый цвет.

При нагревании нонагидрат превращается при 98 °C в тетрагидрат, при 125 °C — в моногидрат и при 175 °C — в безводный Fe2(SO4)3, который выше 600 °C разлагается на Fe2O3 и SO3.

Нахождение в природе

Минерал, содержащий в себе смешанный сульфат железа-алюминия называется микасаит (англ. mikasaite), с химической формулой (Fe3+, Al3+)2(SO4)3 является минералогической формой сульфата железа(III). Этот минерал несет в себе безводную форму сульфата железа, поэтому встречается в природе очень редко. Гидратированные формы встречаются чаще всего, например:

  • Кокимбит (англ. coquimbite) — Fe2(SO4)3·9H2O — нонагидрат — наиболее чаще встречающийся среди таковых.
  • Паракокимбит (англ. paracoquimbite) — нонагидрат — наоборот — наиболее редко встречающийся минерал в природе.
  • Корнелит (англ. kornelite) — гептагидрат — и куэнстедтит (англ. quenstedtite) — декагидрат — так же встречаются редко.
  • Лаусенит (англ. lausenite) — гекса- или пентагидрат, малоизученный минерал.

Все перечисленные выше природные гидраты железа являются непрочными соединениями и в открытом состоянии быстро выветриваются.

Марс

Сульфат железа и ярозит были обнаружены двумя марсоходами: Спирит и Оппортьюнити. Эти вещества являются признаком сильных окислительных условий на поверхности Марса. В мае 2009 года марсоход Спирит застрял, когда он ехал по мягкому грунту планеты и наехал на залежи сульфата железа, скрытые под слоем обычного грунта. Вследствие того, что сульфат железа имеет очень низкую плотность, то марсоход застрял настолько глубоко, что часть его корпуса коснулась поверхности планеты.

Получение

В промышленности сульфат железа(III) получают прокаливанием пирита или марказита с NaCl на воздухе:

или растворяют оксид железа(III) в серной кислоте:

В лабораторной практике сульфат железа(III) можно получить из гидроокиси железа(III):

Препарат той же чистоты можно получить окислением сульфата железа(II) азотной кислотой:

также окисление можно провести кислородом или оксидом серы:

Концентрированные серная и азотная кислоты окисляют сульфид железа до сульфата железа(III):

Дисульфид железа можно окислить концентрированной серной кислотой:

Сульфат-аммоний железа(II) (соль Мора) также можно окислить дихроматом калия. Вследствие данной реакции выделятся сразу четыре сульфата — железа(III), хрома(III), аммиака и калия, и вода:

Сульфат железа(III) можно получить как один из продуктов термического разложения сульфата железа(II):

Ферраты с разбавленной серной кислотой восстанавливаются до сульфата железа(III):

Нагрев пентагидрат до температуры 70—175 °C получим безводный сульфат железа(III):

Сульфат железа(II) можно окислить таким экзотическим окислителем, как оксид ксенона(III):

Химические свойства

Сульфат железа(III) в водных растворах подвергается сильному гидролизу по катиону, при этом раствор окрашивается в красновато-коричневый цвет:

Горячая вода или пар разлагают сульфат железа(III):

Безводный сульфат железа(III) при нагревании разлагается:

Растворы щелочей разлагают сульфат железа(III), продукты реакции зависят от концентрации щёлочи:

Если с щёлочью взаимодействует эквимолярный раствор сульфатов железа(III) и железа(II), то в результате получится сложный оксид железа:

Активные металлы (такие как магний, цинк, кадмий, железо) восстанавливают сульфат железа(III):

Некоторые сульфиды металлов (например, меди, кальция, олова, свинца, ртути) в водном растворе восстанавливают сульфат железа(III):

С растворимыми солями ортофосфорной кислоты образует нерастворимый фосфат железа(III) (гетерозит):

Использование

  • Как реактив при гидрометаллургической переработке медных руд.
  • Как коагулянт при очистке сточных вод, коммунальных и промышленных стоков.
  • Как протрава при в окраске тканей.
  • При дублении кожи.
  • Для декапирования нержавеющих аустенитных сталей, сплавов золота с алюминием.
  • Как флотационый регулятор для уменьшения плавучести руд.
  • В медицине используется в качестве вяжущего и кровоостанавливающего средства.
  • В химическое промышленности как окислитель и катализатор.

См. также

  • Алунит
  • Ярозит
  • Минерал
  • Марс

Примечания

  1. Сайт XuMuK.ru. Архивировано из первоисточника 22 апреля 2012. Проверено 4 апреля 2010.
  2. Сайт c-books.narod.ru. Архивировано из первоисточника 22 апреля 2012. Проверено 4 апреля 2010.
  3. Kenneth Chang Mars Rover’s 5 Working Wheels Are Stuck in Hidden Soft Spot (англ.). The New York Times (19 мая 2009). Архивировано из первоисточника 22 апреля 2012. Проверено 25 апреля 2011.

Железа сульфат (Ferrous sulfate)

  • Фармакология
  • Применение вещества Железа сульфат
  • Противопоказания
  • Побочные действия вещества Железа сульфат
  • Взаимодействие
  • Пути введения
  • Меры предосторожности вещества Железа сульфат
  • Взаимодействия с другими действующими веществами
  • Торговые названия

Структурная формула

Русское название

Железа сульфат

Латинское название вещества Железа сульфат

Ferri sulfas (род. Ferri sulfatis)

Химическое название

Железа (II) сульфат

Брутто-формула

FeSO4

Фармакологическая группа вещества Железа сульфат

  • Макро- и микроэлементы
  • Стимуляторы гемопоэза

Нозологическая классификация (МКБ-10)

  • D50.9 Железодефицитная анемия неуточненная
  • E61.1 Недостаточность железа
  • Код CAS

    7720-78-7

    Характеристика вещества Железа сульфат

    Призматические прозрачные кристаллы голубовато-зеленого цвета или кристаллический бледно-зеленый порошок. Растворим в воде с образованием зеленоватого раствора вяжущего вкуса, имеет слабокислую реакцию.

    Фармакология

    Фармакологическое действие — восполняющее дефицит железа, противоанемическое.

    Субстратно обеспечивает синтез железосодержащих метаболитов. Железо входит в состав гемоглобина, миоглобина, многих ферментов. В обычных условиях поступает с пищей, всасывается в двенадцатиперстной кишке (только двухвалентное), переносится в тканевые депо транспортными белками — трансферетинами. При дефиците железа (в т.ч. недостаточное содержание в пище, нарушение всасывания, дефицит трансферринов, кровопотеря, паразитарные инвазии) развивается гипохромная железодефицитная анемия и сидероахрестический синдром.

    Применение вещества Железа сульфат

    Профилактика и лечение железодефицитных состояний, вызванных различными причинами: кровотечения (в т.ч. полименорея, метроррагия, роды, геморрой, язвенная болезнь желудка и двенадцатиперстной кишки, хирургические вмешательства, частые носовые кровотечения, кровопотеря при других заболеваниях); повышенная потребность в железе (беременность, период лактации, интенсивного роста, донорство, ожоги, гемодиализ); недостаточность поступления железа с пищей или нарушение его всасывания (хроническая диарея, ахлоргидрия, гастрэктомия, целиакия, болезнь Крона, энтерит, синдром мальабсорбции).

    Противопоказания

    Гиперчувствительность, нарушение обмена железа в организме, гемохроматоз, гемосидероз; дисфункции ЖКТ, препятствующие всасыванию железа; апластическая и гемолитическая анемия, талассемия.

    Побочные действия вещества Железа сульфат

    Со стороны нервной системы и органов чувств: головная боль, головокружение, слабость, раздражительность; редко — энцефалопатия с эпилептическим синдромом.

    Со стороны сердечно-сосудистой системы и крови (кроветворение, гемостаз): ощущение давления за грудиной.

    Со стороны органов ЖКТ: тошнота, рвота, запор/диарея, боль в животе, зубная боль.

    Аллергические реакции: зуд, сыпь; редко — анафилактический шок.

    Прочие: гиперемия кожи, боль в горле.

    Взаимодействие

    Снижает активность тетрациклинов и пеницилламина (при сочетанном применении в ЖКТ образуются плохо всасывающиеся комплексы). Антациды снижают, а аскорбиновая кислота повышает резорбцию железа.

    Пути введения

    Внутрь.

    Меры предосторожности вещества Железа сульфат

    Возможно окрашивание экскрементов в коричнево-черный цвет, стойкое потемнение зубов.

    Печеночная и/или почечная недостаточность увеличивает риск кумуляции железа.

    С осторожностью применять при язвенной болезни желудка и двенадцатиперстной кишки, энтерите и язвенном колите.

    Взаимодействия с другими действующими веществами

    Название Значение Индекса Вышковского ®
    Тардиферон® 0.0472
    Ферроградумет® 0.0036
    Гемофер® пролонгатум 0.0014

    Железо сернокислое закисное 

    Сульфат гептагидрат железа (II) ГОСТ 4148-78

    FeSO4.7H2O

    Химическая формула: FeSO4*7H2O
    Синоним: Железо (II) сульфат 7-водное, сульфат гептагидрат железа (II), железный купорос, железо сернокислое закисное, сульфат железа
    Международное название: FERROUS SULFATE
    CAS No: 7782-63-0 (heptahydrate)
    Квалификация: Имп. «хч», ГОСТ 4148-78
    Внешний вид: зеленовато-голубые кристаллы
    Гарантийный срок хранения: 1 год
    Фасовка: мешки, 50 кг, 25 кг
    Условия хранения: в сухом, хорошо проветриваемом помещении

    Спецификация:

    Железо сернокислое 7- водное (сульфат гептагидрат железа (II), железо II сульфат 7 водное, железный купорос, железо сернокислое закисное) — зеленовато-голубые кристаллы.
    Применение
    Железо сернокислое 7 водное (сульфат железа) используется
    • в качестве добавки в пищевой промышленности
    • как компонент электролита в гальванотехнике,
    • как консервант древесины, фунгицид;
    • для получения пигментов,
    • как восстановитель, как коагулянт при очистки воды,
    • в аналитической химии и др.

    Оставить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *