V. Характерные степени окисления железа.

I. Строение атома.

Fe⁺², Fe⁺³ - основные степени окисления

Fe⁺⁶ - очень редко, в солях железной кислоты (K₂FeO₄)

II. Физические свойства.

Fe - металл серебристо-белого цвета с сероватым оттенком. Чистый металл пластичен, различные примеси (в частности — углерод) повышают его твёрдость и хрупкость. Обладает ярко выраженными магнитными свойствами. Железо относится к умеренно тугоплавким металлам. Температура плавления железа 1539 °C, температура кипения — 2862 °C.

III. Химические свойства.

Железо относится к металлам средней активности.

При хранении на воздухе при температуре до 200 °C железо постепенно покрывается плотной плёнкой оксида, препятствующей 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, приближённо её химическую формулу можно записать как Fe₂O₃·xH₂O.

1. Взаимодействие с кислородом.

Железо горит в кислороде, нагретое горит на воздухе.

150 - 600°C

3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄

t

Пропускание кислорода или воздуха через расплавленное железо:

2Fe + O₂ → 2FeO

t

2. Взаимодействие с серой.

Fe + S → FeS

3. Взаимодействие с углеродом.

Fe + C → Fe₃C (карбид железа)

4. Взаимодействие с азотом.

t

Fe + N₂ → Fe₃N (нитрид железа)

5. Взаимодействие с хлором.

t

2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃ (хлорид железа)

t

6. Взаимодействие раскалённого железа с водяным паром:

3Fe + 4H₂O → Fe₃O₄ + 4H₂↑

7. Взаимодействие с кислотами.

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑

Fe + H₂SO_4(разб) = FeSO₄ + H₂↑

8. Особенности взаимодействия железа с концентрированными H₂SO₄ и HNO₃.

t

Fe + H₂SO_{4 (конц)}→ пассивирует

2Fe + 6H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂↑ + 6H₂O

Fe + HNO_{3 (конц)}→ пассивирует

С разбавленной азотной кислотой железо взаимодействует, причем в зависимости от концентрации кислоты образуются не только различные продукты восстановления азота, но и различные продукты окисления железа:

Fe + 4HNO₃ (разб) = Fe(NO₃)₃ + NO↑ +2H₂O

5Fe + 12HNO₃ (оч. разб) = 5Fe(NO₃)₂ + N₂↑ + 6H₂O

4Fe + 10HNO₃ (оч. разб) = 4Fe(NO₃)₂ + NН₄NO₃↑ + 3H₂O

9. Взаимодействие с растворами солей - железо способно восстанавливать металлы, стоящие в ряду активности правее него.

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

10. Железо восстанавливает соединения железа (III):

Fe + 2FeCl₃ = 3FeCl₂

11. Железо, при повышенном давлении, реагирует с несолеобразующим оксидом – СО с образованием веществ сложного состава – карбонилов — Fe(CO)₅, Fe₂(CO)₉ и Fe₃(CO)₁₂.

IV. Получение железа

Основной способ получения железа – из железной руды (гематит (Fe₂O₃), магнетит (FeO·Fe₂O₃)) или электролиз растворов его солей (в этом случае получают «чистое» железо, т.е. железо без примесей).

Существуют различные способы извлечения железа из руд. Наиболее распространённым является доменный процесс.

Химизм доменного процесса следующий:

C + O₂ = CO₂,

CO₂ + C = 2CO.

3Fe₂O₃ + CO = 2Fe₃O₄ + CO₂,

Fe₃O₄ + CO = 3FeO + CO₂,

FeO + CO = Fe + CO₂.

V. Характерные степени окисления железа.

Степень окисления	Оксид	Гидроксид	Характер	Примечания
+2	FeO	Fe(OH)2	Слабоосновный	Слабый восстановитель
+3	Fe2O3	Fe(OH)3	Очень слабое основание, иногда — амфотерный	Слабый окислитель
+6	Не получен	<H2FeO4>*	Кислотный	Сильный окислитель

^* Кислота в свободном виде не существует — получены только её соли.

Для железа характерны степени окисления — +2 и +3.

Соединения Fe⁺².

FeO - основный оксид черного цвета, в воде не растворим, растворим в к кислотах, бурый железняк.

FeO + 2HCl → FeCl₂ + H₂O

FeO + H₂SO₄ (разб)= FeSO₄ + H₂O

FeO + 4HNO_3(конц) → Fe(NO₃)₃ + NO₂ + 2H₂O

При взаимодействии с водородом при температуре 350^оС и коксом при температуре выше 1000^оС восстанавливается до чистого железа.

FeO + H₂ → Fe + H₂O

FeO +C → Fe + CO

 

Получают оксид железа (II) разными способами:

1. В результате реакции восстановления оксида трёхвалентного железа угарным газом.

Fe₂O₃ + CO → 2FeO + CO₂

2. Нагревая железо при низком давлении кислорода

2Fe + O₂ → 2FeO

3. Разлагая оксалат двухвалентного железа в вакууме

FeC₂O₄ → FeO +CO ↑ + CO₂ ↑

4. Взаимодействием железа с оксидами железа при температуре 900-1000^о

Fe + Fe₂O₃ → 3FeO

Fe + Fe₃O₄ → 4FeO

 

Fe(OH)₂ - кристаллическое вещество белого цвета. Иногда имеет зеленоватый оттенок из-за примесей солей железа. Со временем на воздухе темнеет вследствие окисления. Нерастворим в воде. При нагревании разлагается.

1. Взаимодействие с кислотами.

Fe(OH)₂ + 2HCl = FeCl₂ + H₂O

2. При нагревании реагирует с концентрированными растворами солей аммония

Fe(OH)₂ + 2NH₄Cl = FeCl₂ + 2NH₃↑ + 2H₂O

150 - 200°C

3. При нагревании разлагается.

Fe(OH)₂ → FeO + H₂O

4. Fe(OH)₂ не устойчив, легко окисляется.

Fe(OH)₂ + О₂ + 2Н₂О → Fe(OH)₃↓

желто-коричневого цвета

Получение Fe(OH)₂.

1. В виде осадка в обменных реакциях растворов солей железа(II) со щёлочью

FeSO₄ + 2KOH = K₂SO₄ + Fe(OH)₂↓

2. Образование гидроксида железа(II) является одной из стадий ржавления железа:

2Fe + 2H₂O + O₂ → 2Fe(OH)₂

Качественные реакции на Fe⁺²

1. Pеакция с красной кровяной солью ( гексацианоферрат калия K₃[Fe(CN)₆]).

2 К₃[Fe(CN)6 ] +3Fe SO₄ = KFe[Fe(CN)₆])↓ + 3K₂SO₄

темно-синий осадок

турнбуллева синь (гексацианоферрат (II) железа (III) - калия)

Появление турнбуллевой сини доказывает присутствие в растворе ионов железа (II).

2. Pеакция со щелочью.

FeSO₄ +2NaOH = Fe(OH)₂ ↓ + Na₂ SO₄

серо-зеленого цвета

 

Соединения Fe⁺³.

Fe₂O₃ - оксид, проявляющий слабоамфотерные свойства, порошок бурого цвета, в воде не растворим. В природе встречается как минерал гематит.

Fe₂O₃ имеет и другие названия: окись железа, железный сурик, крокус, пигмент красный 101, пищевой краситель E172.

Может взаимодействовать как с кислотами, так и со щелочами.

1. Взаимодействие с кислотами.

Fe₂O₃ + 6HCl → 2FeCl₃ + 3H₂O

2. Взаимодействие со щелочами.

Fe₂O₃ + 2NaOH → 2NaFeO₂ + H₂O

феррит натрия

3. Взаимодействие с солями щелочных металлов.

Fe₂O₃ + Na₂СO₃ → 2NaFeO₂ + СO₂↑

4. При температуре выше 1400°С разлагается:

6Fe₂O₃ = 4Fe₃O₄ + O₂

Получение Fe₂O₃.

1. Термическое разложение гидроксида железа (III)

2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3H₂O

2. Окисление пирита

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂

Fe(OH)₃ - образуется в виде осадка, называемым ржавчиной коричнево-бурого цвета, слабоамфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. В воде нерастворим. Легко образует коллоидные растворы.

1. Взаимодействие с кислотами.

2Fe(OH)₃ + 6HCl → 2FeCl₃ + 6H₂O

2. Взаимодействие с концентрированными растворами щелочей.

Fe(OH)₃ + 3NaOH → Na₃[Fe(OH)₆]

гексагидроксоферрат (III) натрия

При сплавлении со щелочами или щелочными реагентами образует ферриты:

Fe(OH)₃ + NaOH = NaFeO₂ + 2H₂O,

2Fe(OH)₃ + Na₂CO₃ = 2NaFeO₂ + CO₂ + 3H₂O

3. При нагревании разлагается:

Fe(OH)₃ = FeO(OH) + H₂O,

2FeO(OH) = Fe₂O₃ + H₂O

 

Получение Fe(OH)₃.

1. FeCl₃ + 3KOH = Fe(OH)₃↓ + 3KCl

2. 4Fe + 6H₂O + 3O₂ → 4Fe(OH)₃

3. Fe(OH)₂ + О₂ + 2Н₂О → Fe(OH)₃↓

Соли железа (III).

Железо (III) образует соли практически со многими анионами.

В растворе соли железа (III) значительно более устойчивы, чем соли железа (II). Растворы солей имеют желто-бурую окраску и, вследствие гидролиза, кислую среду:

Fe³⁺ + H₂O = FeOH²⁺ + H⁺.

Соли железа (III) гидролизуют в большей степени, чем соли железа (II), по этой причине соли железа (III) и слабых кислот нельзя выделить из раствора, они мгновенно гидролизуют с образованием гидроксида железа (III):

Fe₂(SO₄)₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃ + 3CO₂ + 3Na₂SO₄.

Проявляют все свойства солей.

Обладают преимущественно окислительными свойствами:

2FeCl₃ + 2KI = 2FeCl₂ + I₂ + 2KCl

2FeCl₃ + H₂S = 2FeCl₂ + S + 2HCl

Качественные реакции на Fe³⁺

1. Взаимодействие с гексацианоферратом (II) калия (желтой кровяной солью):

FeCl₃ + K₄[Fe(CN)₆] = KFe[Fe(CN)₆]↓ + 3KCl

осадок синего цвета

берлинская лазурь (гексацианоферрат (III) железа (II) - калия)

2. Взаимодействие солей железа (III) с роданидом калия или аммония:

FeCl₃ + 3KCNS = Fe(CNS)₃ + 3KCl

роданид железа(III)

кроваво-красного цвета

Но стоит только к кроваво-красному раствору роданида железа добавить раствор фторида натрия, как он становится совершенно бесцветным. Образуется очень прочный комплексный ион [FeF₆] ^3-, при этом роданидный комплекс разрушается:

[Fe(SCN)₃] + 6F^- = [FeF₆^{] 3-} + 3SCN^-

Реакция со щелочью.

FeCl₃ + 3 NaOH = Fe(OH)₃↓+ 3 NaCl

бурого цвета

Fe₃O₄ (FeO•Fe₂O₃) - оксид железа (II, III)

В природе встречается как минерал магнетит, или магнитный железняк. Он является хорошим проводником электрического тока и обладает магнитными свойствами. Образуется при горении железа и при действии перегретого пара на железо.

3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄

3Fe + 4H₂O → Fe₃O₄ + 4H₂

1. Нагревание при температуре 1538^оС приводит к его распаду

2Fe₃O₄ → 6FeO + O₂

2. Вступает в реакцию с кислотами

Fe₃O₄ + 8HCl → FeCl₂ + 2FeCl₃ + 4H₂O

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

3. Со щелочами реагирует при сплавлении

Fe₃O₄ + 14NaOH → Na₃FeO₃ + 2Na₅FeO₄ + 7H₂O

4. Вступает в реакцию с кислородом воздуха

4Fe₃O₄ + O₂ → 6Fe₂O₃

5. Восстановление происходит при реакции с водородом и монооксидом углерода

Fe₃O₄ + 4H₂ → 3Fe + 4H₂O

Fe₃O₄ + 4CO → 3Fe +4CO₂

 

Соединения Fe⁺⁶.

K₂FeO₄, Na₂FeO₄, MgFeO₄ и др. - соли железной кислоты (H₂FeO₄).

H₂FeO₄ в свободном состоянии не существует.