Из FeСO3 – пиролизом в инертной (N2) атмосфере:

			Получение
6.		Из FeСO3 – пиролизом в инертной (N2) атмосфере:			5.		Из Fe2O3 – восстанавливают CO при 500 ^0C:
		FeСO3 ¾t (без доступа О2) ® FeO + CO2↑					Fe2O3 + СО ¾t¾® 2FeO + СО2
		В присутствии кислорода	¾®	7.	→	6FeСO3 + О2 ¾t® 2Fe3O4 + 6СО2

Б

Fe(OН)2 (белый порошок)

1.	а)	В воде не растворяется (труднорастворимый электролит).
		При нагревании теряет воду:
		Fe(ОН)2 ¾t (без доступа О2) ® FeO + Н2О
	б)	Слабое основание – та часть, что растворяется, в растворе диссоциирует как слабый электролит. Растворение и диссоциация заметны только в присутствии кислоты. Поэтому реальное поведение (в присутствии избытка Н^+) Fe(OН)2можно отразить следующей схемой:
		Fe(ОН)2↓ ←Н^+→ Fe^2+ + 2ОН^─
		↓↓
2.		Способ получения:
		Из растворимых солей железа(II) действием более сильного (или более растворимого) основания, чем Fe (OН)2, например:
		FeSO4 + 2NaOH ¾® Fe(ОН)2↓ + Na2SO4
		Fe^2+ + 2ОН^─ ¾® Fe(ОН)2↓
		Fe(OН)2 образуется в виде белого осадка	¾®	3.		Fe(OН)2 вследствие окисления кислородом (ох) воздуха,
							быстро буреет, переходя в Fe(OН)3:
4.		С образованием солей железа(II) растворяется в кислотах-неокислителях (взаимодействует с кислотными					4Fe(OН)2↓ + О2 + Н2О ¾® 4Fe(OН)3↓
		оксидами):					О2 + 2Н2О + 4e ¾® 4ОН^–
		Fe(OН)2 + Н2SO4 (изб.) ¾® 2Н2О + FeSO4					Fe(OН)2 + ОН^– – е ¾® Fe(OН)3
		Fe (OН)2↓ + 2Н^+ ¾® 2Н2О + Fe^2+					О2 + 2Н2О + 4Fe(OН)2 + 4ОН ^– ¾® 4ОН ^– + 4Fe(OН)3
		или реально в водных растворах
		Fe(OН)2↓ + 2Н^+ + 4Н2О ¾® [Fe(Н2О)6]^2+ Fe(OН)2↓ + Н2SO4 + 4Н2О ¾® [Fe(Н2О)6]SO4				Примечание:	В щелочной среде окисление «Fe^+2» в «Fe^+3» идет особенно легко.

		В кислотах-окислителях тоже растворяется, но	¾®	5.		кислоты H2SO4 (конц.) и HNO3 окисляют железо до +3,
							что приводит к образованию солей железа(III):
						а)	Fe(OН)2 + 4Н2SO4 (конц.) ¾® SO2 ↑ + …
						б)	Fe(OН)2 + НNO3 (конц.) ¾® NO2 ↑ + …
						в)	Fe(OН)2 + НNO3 (разб.) ¾® NO ↑ + …
					ЗАДАНИЕ:	Уравняйте реакции 5 а, б, в методом полуреакций.

В

Соли Fe(II)

1.

Большинство солей железа(II) хорошо растворимы в воде.

6.

Восстановители, взаимодействуют с окислителями

Катион Fe^2+ в водном растворе существует в виде аквокомплекса, придающего раствору бледно-зеленую окраску:

(сильными): Cl2, Br2, KMnO4, K2Cr2O7, H2O2, кислотами-окислителями и т.п., легко переводятся в соли Fe(III): Fe^2+ − e ¾¾® Fe^3+

FeCl2 ¾® Fe^2+ + 2Cl^–

а)

2FeCl2 + Cl2 ¾¾® 2FeCl3

Fe^2+ + 6Н2О [Fe(Н2О)6]^2+

б)

2FeBr2 + Br2 ¾¾® 2FeBr3

В сухом виде кристаллогидраты солей тоже окрашены в

в)

FeSO4 + KMnO4 + Н2SO4 ¾¾® …

бледно-зеленый цвет. Не растворимы в воде: FeS, FeCO3.

г)

FeSO4 + H2O2 + Н2SO4 ¾¾® …

д)

FeSO4 + HNO3 ¾¾® NO + …

2.

Гидролиз. Соли (разумеется, растворимые) по катиону

(Fe^2+) гидролизуются слабо.

ЗАДАНИЕ:

Составьте уравнения реакций 5 в, г, д

а)

В упрощенной форме записи:

Fe^2+ + Н2О FeOН^+ + Н^+

FeCl2 + Н2О FeOНCl + НCl

7.

Окисление О2 …

а)

… в кислой среде:

б)

Реально (см. тему «Химия алюминия»):

4FeSO4 + O2 + 2Н2SO4 ¾¾® 2Н2О + Fe2(SO4)3

[Fe(Н2О)6]^2+ [FeОН(Н2О)5]^+ + Н^+

б)

… твердые соли в присутствии влаги:

3.

FeCO3, FeS …

¾®

4FeS + О2 + 10Н2О ¾¾® 4Fe(OН)3 + 4Н2S

а)

… могут быть получены в растворах в результате

4FeCO3 + О2 + 6Н2О ¾¾® 4Fe(OН)3 + 4СО2

реакций обмена:

4FeSO4 + O2 + 2Н2О ¾¾® 4Fe(OН)SO4 + 4СО2

FeCl2 + Na2CO3 ¾® FeCO3↓ + 2NaCl

Fe^2+ + CO3^2−¾® FeCO3↓

8.

Разложение при нагревании сульфата:

2FeSO4 ¾t¾® Fe2O3 + SO2↑ + SO3↑

б)

… растворяются в более сильных кислотах, в частности:

FeCO3 + 2НCl (изб.) ¾® Н2О + СО2(↑) + FeCl2

9.

В окислительно-восстановительной паре

FeCO3↓ + 2Н^+ ¾® Н2О + СО2(↑) + Fe^2+

Fe^2+ + 2е ¾¾® Fe

Примечание:

В природных железистых водах:

катионы Fe^2+ – окислители. Следовательно, соли

FeCO3 + СО2 + Н2О ¾® Fe(НCO3)2

восстанавливаются до металла Fe

FeCO3↓ + СО2 + Н2О ¾® Fe^2+ +2НCO3^−

а)

электролитически:

ЗАДАНИЕ:

Запишите в аналогичном виде процессы

FeSO4 ¾¾® Fe^2+ + SO4^2^–

образования в водном растворе сульфида

железа(II) и его растворения в разбавленной

КАТОД (–)

Fe^2+, Н2О

АНОД (+)

SO4^2^–, Н2О

серной кислоте.

Fe^2+ + 2е ¾® Fe

2Н2О – 4e ¾® О2 + 4Н^+

4.

Нитрат железа(II) – Fe(NO3)2 получить можно только по

2Fe^2+ + 2Н2О ¾ электролиз раствора ® 2Fe + О2 + 4Н^+

реакции обмена:

2 FeSO4 + 2Н2О ¾ электролиз р-ра ® 2Fe + О2↑ + 2Н2SO4

FeSO4 + Ba(NO3)2 ¾® BaSO4↓ + Fe(NO3)2

Примечание:

Так получают чистое железо.

5.

Соли железа(II) взаимодействуют с более сильными

б)

под действием более сильного восстановителя-металла

основаниями (см. II-Б-2).

(см. электрохимический ряд напряжений металлов).

Дата добавления: 2015-08-29