Студопедия
Случайная страница | ТОМ-1 | ТОМ-2 | ТОМ-3
АрхитектураБиологияГеографияДругоеИностранные языки
ИнформатикаИсторияКультураЛитератураМатематика
МедицинаМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогика
ПолитикаПравоПрограммированиеПсихологияРелигия
СоциологияСпортСтроительствоФизикаФилософия
ФинансыХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника

III. Fe(III) – соединения железа(III)



Характеристика

 

III. Fe(III) – соединения железа(III)

 

Окислительно-восстановительная

кислотно-основных

     

способность

свойств

 

А

Fe2O3

оксид железа(III)

Окислители (в паре «Cr+3»/ «Cr+2»)

   

Б

Fe(ОН)3

гидроксид железа(III)

 

Амфотерны

(категория III,

с уклоном в основные)

 

В

Fe3+ (FeCl3)

[Fe(H2O)6]3+ ([Fe(H2O)6]Cl3)

FeO2 (KFeO2)

[Fe(OH)6]3 (K3[Fe(OH)6])

 

соли железа(III)

(в водных растворах)

ферриты, или ферраты(III)

(в водных растворах)

Слабые восстановители в щелочной среде (в паре «Fe+6»/ «Fе+3»)

                 

 

 

   

A

Fe2O3 (твердое вещество от темно-коричневого до черного цвета)

 

 

 

Fe2O3 – существует, подобно Al2O3, в виде нескольких модификаций: α- Fe2O3 – химически инертна, γ-Fe2O3 – реакционноспособна.

 

1.

 

В воде не растворяется: Fe2O3 + Н2О ¾х¾®

 

 

2.

 

Fe2O3 как окислитель – восстанавливается СО и Н2:

 

 

 

 

 

 

 

при высоких температурах:

4.

 

Проявляя основные свойства, с образованием солей

 

 

 

а)

Fe2O3 + СО ¾t¾® 2FeO + СО2

 

 

железа(III)

 

 

 

б)

Fe2O3 + Н2 ¾t¾® 2Fe + 3Н2О

 

а)

… растворяется в кислотах:

 

 

 

Примечание:

Реакция 2 б используется для получения чистого

 

 

Fe2O3 + 6HCl (изб.) ¾® 3Н2О + 2FeCl3

 

 

 

 

железа.

 

 

Fe2O3 + 6Н+ ¾® 3Н2О + 2Fe3+

 

 

 

 

 

 

 

В водных растворах катион Fe3+ существует в виде бледно-розового (практически бесцветного) аквокомплекса – иона гексааквожелеза(III).

 

 

3.

а)

При высоких температурах претерпевает внутримолекулярную окислительно-восстановительную реакцию – разлагается с выделением О2:

 

 

С учетом этого реакцию в водном растворе записывают

 

 

 

 

6Fe2O3 ¾t¾® 4Fe3O4 + О2

 

 

следующим образом:

 

 

 

б)

Однако может быть получен при окислении Fe3O4 при

 

 

Fe2O3 + 6Н+ + 9Н2О ¾® 2[Fe(Н2О)6]3+

 

 

 

 

нагревании на воздухе:

 

 

Fe2O3 + 6НCl + 9Н2О ¾® 2[Fe(Н2О)6]Cl3

 

 

 

 

4Fe3O4 + О2 ¾t¾® 6Fe2O3

 

 

 

 

 

 

 

 

 

б)

… взаимодействует с кислотными оксидами:

 

 

 

 

 

 

 

Fe2O3 + SO3 ¾t® Fe2(SO4)3

 

 

 

 

 

 

 

Fe2O3 + SiO2 ¾t, сплав® Fe2(SiO3)3

 

 

 

 

 

                 

 



 

5.

 

Проявляя кислотные свойства, сплавляется

 

 

6.

 

В присутствии окислителя в щелочной среде «работает»

 

 

со щелочами, соответствующими основными оксидами

 

¾®

 

как восстановитель, окисляясь при этом до «Fe+6» и образуя

 

 

и карбонатами с образованием ферратов(III) (или

 

   

 

ферраты (VI) (или ферраты)соли, содержащие ионы

 

 

ферритов) – солей, содержащих ионы FeO2:

 

   

 

FeO42:

 

а)

Fe2O3 + 2KОH ¾t, сплав® 2K FeO2 + Н2О↑

 

 

 

а)

Fe2O3 + 4KOH + KClO3 ¾t, сплав® 2K2 FeO4 + KCl + 2Н2О↑

 

б)

Fe2O3 + Na2CO3 ¾t, сплав® 2Na FeO2 + CO2

 

 

 

б)

Fe2O3 + 2Na2CO3 + 3 NaNO3 ¾t,сплав®

 

в)

Fe2O3 + СаО ¾t, сплав® Са(FeO2)2

 

 

 

 

 

¾¾® 2Na2 FeO4 + CO2↑ + NaNO2

 

Примечание:

Ферриты, по-существу, являются мета-

 

 

 

 

Примечание:

Реакции 6 – это получение ферратов.

 

 

ферритами, поскольку соответствуют

 

 

 

 

 

 

 

 

мета-железистой кислоте НFeO2,

 

 

 

 

 

 

 

а не орто-железистой Н3FeO3 (=Fe(ОН)3)

 

 

 

 

 

 

 

(см. тему «Амфотерность»).

 

 

 

 

 

 

                     

 

   

Б

Fe(OН)3 (бурый порошок)

 

 

Примечание:

Гидроксид железа(III) – полимерное соединение переменного состава Fe2O3∙nH2O. Полученный по обменной реакции (см. III-B-4a) свежеосажденный осадок со временем теряет свою активность.

 

 

 

КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ СВОЙСТВА

 

 

 

 

В этом отношении Fe(OН)3 напоминает Cr(OН)3, но его кислотные свойства выражены еще слабее.

 

 

 

1.

 

В воде не растворяется. При нагревании теряет воду: 2Fe(OН)3 ¾t¾® Fe2O3 + 3Н2О

2.

 

Проявляя основные свойства, с образованием солей железа(III)

 

а)

… легко растворяется в водных растворах сильных кислот:

 

 

Fe(OН)3 + 3HCl (изб.) ¾¾® FeCl3 +3H2O

 

 

Fe(OН)3↓ + 3H+ ¾¾® 3H2O + Fe3+

 

 

Для реакции в водном растворе справедлива запись, учитывающая образование аквокомплекса:

 

 

Fe(OН)3↓ + 3H+ + 3H2O [Fe(H2O)6] 3+

 

 

Fe(OН)3 + 3HCl (изб.) + 3H2O ¾¾® [Fe(H2O)6]Cl3

 

б)

… должен взаимодействовать с кислотными оксидами. При сплавлении реакции идут через Fe2O3, образующийся в результате разложения Fe(OН)3 (см. III-Б-1).

 

 

 

3.

 

Проявляя кислотные свойства,

 

а)

с образованием ферратов(III) (ферритов) сплавляется со щелочами, соответствующими основными оксидами и карбонатами:

 

 

Fe(OН)3 + KОH ¾t, сплав® K FeO2 + 2Н2О↑

 

 

2Fe(OН)3 + Na2CO3 ¾t, сплав® 2Na FeO2 + CO2↑ + 3Н2О↑

 

б)

В растворах щелочей (даже в концентрированных, при нагревании) растворяется лишь в незначительно степени с переходом в гидроксоферраты(III):

 

 

Fe(OН)3 + 3KОH(изб.) K3[Fe(OH)6]

 

 

Fe(OН)3↓ + 3ОH [Fe(OH)6]3

           

 

 

 

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА

 

 

4.

 

Проявляет восстановительные свойства в щелочной среде, окисляется до ферратов(VI).

 

а)

Водная суспезия:

 

 

2Fe(OН)3 + 3Cl2 + 10NaOH ¾¾® 8H2О + 2Na2 FeO4 + 6NaCl

 

 

Fe(OН)3 + 5ОH − 3e

¾¾®

FeO42 + 4Н2О

 

 

 

Cl2 + 2e

¾¾®

2Cl

 

 

 

4Fe(OН)3 + 10ОH + 3Cl2

¾¾®

2FeO42 + 8Н2О + 6Cl

 

 

б)

Сплавление – см. III-A-6.

 

 

 

5.

 

Так же, как и соли железа(III) обладает окислительной способностью (см. III-В-), в частности:

 

 

2Fe(OН)3 + H2S ¾¾® S + 2Fe(OH)2 + 2Н2О

                   

 

   

В

Соли Fe(III) и ферраты(III) (ферриты)

 

 

 

КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ СВОЙСТВА

 

 

1.

 

Соли железа(III), гидролиз

 

 

 

 

а)

Как соли очень слабого основания (амфотерного гидроксида) соли железа(III) в водном растворе сильно гидролизуются В обычных условиях легко превращается в основные соли (гидролиз по 1-ой и 2-ой ступеням), при этом окраска раствора становится желто-коричневой. При повышении температуры вплоть до кипения гидролиз идет до конца.

Записать уравнения соответствующих процессов можно через гидроксоаквокомплексы и без них:

 

 

Диссоциация соли:

 

 

(1)

FeCl3 ¾¾® Fe3+ + 3Cl

 

(1)

FeCl3 ¾¾® Fe3+ + 3Cl

 

 

Образование аквокомплекса:

 

 

(2)

Fe3+ + 6Н2О [Fe(H2O)6]3+

 

(2)

 

 

Гидролиз по 1-ой ступени:

 

 

(3)

[Fe(H2O)6]3+ [FeОН(H2O)5]2+ + H+

 

(3)

Fe3+ + НОН FeОН2+ + H+

 

 

Гидролиз по 2-ой ступени:

 

 

(4)

[FeОН(H2O)5]2+ [Fe(ОН)2(H2O)4] + H+

 

(4)

FeОН2+ + НОН Fe(ОН)2+ + H+

 

 

 

 

 

 

 

 

Далее картина гидролиза серьезно усложняется,

поскольку гидроксоаквокомплексы склонны к полимеризации и образованию при нагревании FeО+:

 

 

 

 

 

 

Fe(ОН)2+ FeО+ + Н2О

 

 

Тем не менее, в виде весьма упрощенной схемы годится следующая:

 

 

 

Гидролиз по 3-ой ступени:

 

 

(5)

[Fe(ОН)2(H2O)4] [Fe(ОН)3(H2O)3] + H+

 

(5)

Fe(ОН)2+ + НОН Fe(ОН)3↓+ H+

 

 

Равновесие между осадком и раствором:

 

 

(6)

[Fe(ОН)3(H2O)3] Fe(ОН)3↓ + 3Н2О

 

 

 

 

 

Соли железа(III) могут находиться в растворе только в присутствии кислоты (это подавляет гидролиз). Добавление щелочи к раствору соли переводит гидролиз в процессы III-В-3 (см. ниже).

 

 

 

 

б)

Карбонат железа(III) в результате реакции обмена получить нельзя – совместное нахождение в водном растворе катионов Fe3+ и анионов СО32− приводит к полному (и необратимому) гидролизу:

 

 

2FeCl3 + 3Na2СО3 + 3НОН ¾¾® 2Fe(ОН)3↓ + 3СО2(↑) + 6NaCl

 

 

2Fe3+ + 3СО32− + 3НОН ¾¾® 2Fe(ОН)3↓ + 3СО2(↑)

 

ЗАДАНИЕ:

Какими визуальными эффектами сопровождается этот процесс?

                       

 

2.

а)

Ферраты(III) (ферриты), гидролиз

 

 

Fe(ОН)3 имеет настолько слабые кислотные свойства, что ферриты полностью гидролизуются уже при соприкосновении с водой:

 

 

2NaFeO2 + H2О ¾¾® Fe2O3↓ +2NaOH

 

 

2FeO2 + H2О ¾¾® Fe2O3↓ +2OH

 

 

б)

Ферриты (мета-хромиты) при растворении в водно-щелочном растворе переходят в оксид (см. выше 2 а) и, возможно, в гидроксид:

 

 

FeO2 + 2H2О ¾¾® Fe(ОН)3↓ + ОН

 

 

NaFeO2 + 2H2О ¾(NaOH) ¾® Fe(ОН)3↓ + NaOH

 

3.

 

Соли железа(III), взаимодействие с основаниями. Получение Fe(ОН)3

 

 

Как соли слабого основания соли железа(III) вступают в реакции обмена со щелочью. Добавление раствора щелочи к раствору соли приводит к образованию осадка Fe(ОН)3. Fe(ОН)3 как слабое основание вытесняется из своей соли:

 

 

Fe3+ + 3OH ¾¾® Fe(ОН)3

 

 

FeCl3 + 3NaOH ¾¾® Fe(ОН)3↓ + 3NaCl

 

 

Поскольку добавление избытка щелочи не приведет к растворению Fe(ОН)3 (см. III-Б-3б), то эту реакцию используют как способ получения Fe(ОН)3.

 

 

Ферриты, взаимодействие с кислотами

 

 

Как соли очень слабой кислоты ферриты вступают в реакции обмена с кислотами, например, соляной.

 

а)

NaFeO2 + HCl + H2О ¾¾® Fe(ОН)3↓ + 3NaCl

 

б)

Fe(ОН)3↓ + 3HCl (изб.) ¾¾® FeCl3 + 3H2О

 

в)

В итоге:

 

 

NaFeO2 + 4HCl(изб.) ¾¾® FeCl3 + 3NaCl +2H2О

 

 

Однако поскольку уже растворение феррита в воде (см. выше 2 а, б) приводит к образованию Fe(ОН)3 (и/или Fe2O3), взаимодействие феррита в растворе с кислотой сводится к взаимодействию с кислотой Fe(ОН)3 (или Fe2O3).

 

 

 

Схема взаимных превращений гидроксида и соли железа(III)

в водных растворах в зависимости от кислотности среды

 

 

 

         

 

 

 

   

+3 Н+, +3Н2О

   

 

 

 

 

Fe(ОН)3

¾¾¾¾¾¾¾®

[Fe(H2O)6]3+

 

 

 

 

   

←¾¾¾¾¾¾¾

   

 

 

 

   

+3 ОН,–3Н2О

   

                     

 

5.

 

Двойные соли (квасцы)

 

 

Железо-аммонийные

NH4Fe(SO4)2∙12Н2О

 

Железо-калиевые

KFe(SO4)2∙12Н2О

 

 

Получение:

 

а)

Общий способ.

 

 

1.

Окисление FeSO4 разбавленной HNO3

2.

Кристаллизация после добавления (NH4)2SO4 или К2SO4

 

 

 

3FeSO4 + 4HNO3 (разб.) ¾¾® NO + 2Н2О + Fe2(SO4)3

 

Fe2(SO4)3 + (NH4)2SO4 + 24 Н2О ¾¾® 2NH4Fe(SO4)2∙12Н2О(↓)

 

 

 

 

 

Fe2(SO4)3 + К2SO4 + 24 Н2О ¾¾® 2КFe(SO4)2∙12Н2О(↓)

 

б)

Использование персульфата аммония (NH4)2S2O8 (см. тему «Химия марганца») и как окислителя, и как поставщика ионов NH4+:

 

 

2FeSO4 + (NH4)2S2O8 ¾¾® 2NH4Fe(SO4)2

 

 

Fe2+ – е

¾¾®

Fe3+

 

 

 

S2O82– + 2е

¾¾®

2SO42–

 

 

 

2Fe2+ + S2O82–

¾¾®

2Fe3+ + 2SO42–

 

                               

 

 

 

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА

 

 

 

6.

 

Соли железа(III) – окислители.

 

 

Fe3+ + е ¾® Fe2+0 = 0,77 В)

 

 

Окислительно-восстановительная пара Fe3+/ Fe2+ устойчива в диапазоне биопотенциалов (границы которого определяются окислительно-восстановительными процессами с участием Н2О как восстановителя и Н2О как окислителя).

 

 

Примеры реакций:

 

а)

FeCl3 + Н2S ¾® S↓+ 2FeCl2 + 2HCl (см. I-2б)

 

б)

FeCl3 + 2KI ¾® I2 ↓+ 2FeCl2 + 2KCl (см. I-2б)

 

в)

2FeCl3 + Fe ¾® 3FeCl2

 

 

Характеристика

 

IV. Fe(VI) – соединения железа(VI)

 

Окислительно-восстановительная

кислотно-основных свойств

     

способность

   

Немногочисленны.

 

Кислотные свойства

(по-видимому, категория I)

 

Известны лишь соли (FeO42 )– ферраты, или ферраты(VI),

кристаллические вещества красного цвета.

Сильные окислители

   

Получение ферратов – см. III-A-6, III-Б-4.

 

 

               

 

1.

 

Ферраты – сильнейшие окислители (более сильные, чем перманганаты).

В нейтральной и кислой средах феррат окисляет Н2О c выделением О2. Поэтому (из-за высокой окислительной способности) не существуют гидроксид Fe(VI) и оксид Fe(VI): железная кислота Н2FeО4 и FeО3.

 

 

 

 

 

 

 

Итак, если феррат растворять в воде или в водных растворах кислот,

идут окислительно-восстановительные реакции с выделением из-за разложения воды кислорода.

При этом железо восстанавливается до степени окисления +3, и феррат переходит …

 

 

а)

… при растворении в воде в Fe2O3:

 

 

 

4K2FeО4 + 4Н2О ¾¾® Fe2O3↓ + 3O2↑ + 8KOH

 

 

 

2FeО42− + 5Н2О + 6е

¾¾®

Fe2O3 + 10ОН

 

 

 

 

4ОН − 4е

¾¾®

O2 + 2Н2О

 

 

 

 

2FeО42− + 10 Н2О + 12ОН

¾¾®

2Fe2O3+ 20 ОН + 3O2 + 2О

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

и, возможно, в Fe(OH)3:

 

 

 

4K2FeО4 + 10Н2О ¾¾® 4Fe(OH)3↓ + 3O2↑ + 8KOH

 

 

 

FeО42− + 4Н2О + 3е

¾¾®

Fe(OH)3 + 5ОН

 

 

 

 

4ОН − 4е

¾¾®

O2 + 2Н2О

 

 

 

 

4FeО42− + 16 Н2О + 12ОН

¾¾®

4Fe(OH)3 + 20 ОН + 3O2 + 2О

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

                           

 

 

 

 

 

 

б)

… при растворении в водно-кислой среде – в соль Fe(III):

 

 

4K2FeО4 + 10H2SO4 ¾¾® 2Fe2(SO4)3↓ + 3O2↑ + 10Н2О

 

 

 

FeО42− + 8Н+ + 3е

¾¾®

Fe3+ + 4Н2О

 

 

 

 

2О − 4е

¾¾®

O2 + 4Н+

 

 

 

 

4FeО42− + 32 Н+ + 6 Н2О

¾¾®

4Fe3+ + 3O2 + 16Н2О + 12Н +

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

ЗАДАНИЕ:

Объясните, почему в качестве продуктов реакций 1а и 1б образуются разные производные железа(III).

 

 

 

                             

 

2.

 

Ферраты устойчивы лишь в сильнощелочной среде.

 

ЗАДАНИЕ:

Задумайтесь и объясните, с чем связано то, что при наличии щелочи в водном растворе феррат не разлагает воду.

       

 

 

 

Ферраты в водно-щелочной среде окисляют …

 

 

а)

… аммиак до нитрата:

 

 

 

8Na2FeО4 + 3NH3 + 14Н2О ¾(NaOH)¾® 8Fe(OH)3↓ + 3NaNO3 + 13NaOH

 

 

 

FeО42− + 4Н2О + 3е

¾¾®

Fe(OH)3 + 5ОН

 

 

 

 

NH3 + 9ОН − 8е

¾¾®

NO3 + 6Н2О

 

 

 

 

8FeО42− + 32 Н2О + 3NH3 + 27 ОН

¾¾®

8Fe(OH)3 + 40 ОН + 3NO3 + 18 Н2О

 

 

 

 

 

   

 

 

 

 

 

 

 

б)

…соединения Cr(III) до хроматов(VI):

 

 

 

K2FeО4 + CrCl3 + 3KOH ¾¾® 8Fe(OH)3↓ + K2CrO4 + 3KCl

 

 

 

FeО42− + 4Н2О + 3е

¾¾®

Fe(OH)3 + 5ОН

 

 

 

 

Cr3+ + 8ОН − 3е

¾¾®

CrO42 + 4Н2О

 

 

 

 

FeО42− + 2О + Cr3+ + 8 ОН

¾¾®

Fe(OH)3 + 5ОН + CrO42− + 4 Н2О

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

V.

Получение Fe

                               

 

 

 

 

Чистое железо получают:

 

 

1.

Через комплекс [Fe(CO)5] (см. VII-1)

 

 

 

Из солей Fe(II) – путем электролиза их водных растворов (см. II-В-9).

 

 

 

Из Fe2О3 – восстановлением оксида водородом (см. III-А-2б)

 

 

 

4.

Основная масса железа используется в виде сплавов с углеродом (и другими добавками) – чугун, сталь.

 

 

 

Для получения чугуна и стали перерабатывают железные руды, содержащие железо в виде оксидов.

 

 

 

Первичная обработка руды – доменный процесс, получение чугуна (содержание углерода составляет 2-5%).

 

 

 

Все химические реакции при этом окислительно-восстановительные. В качестве восстановителей выступает СО,

образующийся при окислении кокса (С) при высоких температурах (1800-1500 0С) в нижней части доменной печи:

 

 

 

С + О2 ¾¾® СО2

 

 

 

СО2 + С ¾¾® СО

 

 

 

В печи реализуется принцип противотока: восстановитель поступает снизу, а руда – сверху. Руда восстанавливается в несколько стадий, по мере увеличения температуры (участки доменной печи сверху вниз) «работают» оксиды железа в следующем порядке:

 

 

 

Fe2О3 + СО ¾¾® Fe3О4 + СО2

 

 

 

Fe3О4 + СО ¾¾® FeО + СО2

 

 

 

FeО + СО ¾¾® Fe + СО2

 

 

 

FeО + С ¾¾® Fe + СО2

 

 

 

И наконец, железо

 

 

 

Fe + С ¾¾® Fe3С (карбид железа)

 

 

ЗАДАНИЕ:

Если есть желание, можете уравнять приведенные выше реакции.

 

 

 

 

 

 

 

Сталь (содержание углерода составляет 0,3-1,9%) получают из чугуна.

Вторичный процесс – переработка чугуна в сталь состоит в том, что из чугуна удаляется избыток углерода и других примесей (кремния, серы, фосфор и других элементов).

         

 


Дата добавления: 2015-08-29; просмотров: 44 | Нарушение авторских прав




<== предыдущая лекция | следующая лекция ==>
Из FeСO3 – пиролизом в инертной (N2) атмосфере: | Комплексные соединения железа

mybiblioteka.su - 2015-2024 год. (0.27 сек.)