|
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+ (φ0 = 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− + | ¾¾® | 2Fe2O3+ |
|
| |||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
| |||||
|
|
|
| ||||||||||
|
| 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− + | ¾¾® | 4Fe(OH)3 + |
|
| |||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
| |||||
|
|
|
| ||||||||||
|
|
|
| |||||||||||
| 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 |
| |||||||||
|
| 2Н2О − 4е | ¾¾® | O2 + 4Н+ |
| |||||||||
|
| 4FeО42− + | ¾¾® | 4Fe3+ + 3O2 + 16Н2О + |
|
| ||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
| ||||||
| 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− + | ¾¾® | 8Fe(OH)3 + |
|
| |||||||||
|
|
|
|
| |||||||||||
|
|
|
| ||||||||||||
| 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− + 4Н2О + Cr3+ + | ¾¾® | Fe(OH)3 + |
|
| |||||||||
|
|
|
|
|
| ||||||||||
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 |