Железо. Свойства железа и его соединений.
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 1s22s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
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.
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 Fe 2 O 3 (гематит).
Магнитный железняк Fe 3 O 4 или FeO·Fe 2 O 3 (магнетит).
В природе также широко распространены сульфиды железа, например, пирит FeS 2.
Встречаются и другие минералы, содержащие железо.
Способы получения
Железо в промышленности получают из железной руды, гематита Fe 2 O 3или магнетита (Fe 3 O 4или FeO·Fe 2 O 3).
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 + O 2 → 2CO
Затем нагретый угарный газ восстанавливает оксид железа (III):
3CO + Fe 2 O 3 → 3CO 2 + 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:
3Fe 2 O 3 + CO → 2Fe 3 O 4 + CO 2
Ниже в печи, при температурах приблизительно 850 °C, протекает восстановление смешанного оксида железа (II, III) до оксида железа (II):
Fe 3 O 4 + CO → 3FeO + CO 2
Встречные потоки газов разогревают шихту, и происходит разложение известняка:
CaCO 3 → CaO + CO 2
Оксид железа (II) опускается в область с более высоких температур (до 1200oC), где протекает следующая реакция:
FeO + CO → Fe + CO 2
Углекислый газ поднимается вверх и реагирует с коксом, образуя угарный газ:
CO 2 + C → 2CO
2. Также железо получают прямым восстановлением из оксида водородом:
Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2Fe + 3H 2 O
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:
2NaOH + FeCl 2 → Fe(OH) 2 + 2NaCl
Гидроксид железа (II) на воздухе буреет, так как окисляется до гидроксида железа (III):
4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O → 4Fe(OH) 3
– ионы железа +2 окрашивают раствор в светлый желто-зеленый цвет.
– взаимодействие с красной кровяной солью K 3 [Fe(CN) 6 ] – также качественная реакция на ионы железа +2. При этом образуется синий осадок «турнбулева синь».
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 + FeCl 3 → Fe(OH) 3 + 3NaCl
– ионы железа +3 окрашивают раствор в светлый желто-оранжевый цвет.
– взаимодействие с желтой кровяной солью K 4 [Fe(CN) 6 ] ионы железа +3. При этом образуется синий осадок «берлинская лазурь».
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 Fe 4 [Fe 2 (CN) 6 ] 3.
– при взаимодействии солей железа (III) с роданидами раствор окрашивается в кроваво-красный цвет.
Например, хлорид железа (III) взаимодействует с роданидом натрия:
FeCl 3 + 3NaCNS → Fe(CNS) 3 + 3NaCl
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 + 3Cl 2 → 2FeCl 3
Менее активный йод окисляет железо до степени окисления +2:
Fe + I 2 → FeI 2
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
1.4. С азотом железо реагирует при нагревании с образованием нитрида:
6Fe + N 2 → 2Fe 3 N
1.5. Железо реагирует с углеродом и кремнием с образованием карбида и силицида:
3Fe + C → Fe 3 C
1.6. При взаимодействии с кислородом железо образует окалину – двойной оксид железа (II, III):
3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4
При пропускании кислорода через расплавленное железо возможно образование оксида железа (II):
2Fe + O 2 → 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:
3Fe 0 + 4H 2+ O → Fe +33 O 4 + 4H 20
В воде в присутствии кислорода или во влажном воздухе железо медленно окисляется (корродирует):
4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 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 → FeCl 2 + H 2 ↑
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 + 6H 2 SO 4(конц.) → Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
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 + 6HNO 3(конц.) → Fe(NO 3 ) 3 + 3NO 2 ↑ + 3H 2 O
С разбавленной азотной кислотой железо реагирует с образованием оксида азота (II):
Fe + 4HNO 3(разб.гор.) → Fe(NO 3 ) 3 + NO + 2H 2 O
При взаимодействии железа с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:
8Fe + 30HNO 3(оч. разб.) → 8Fe(NO 3 ) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9H 2 O
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 + 3KNO 3 → 3KNO 2 + K 2 FeO 4 + H 2 O
2.6. Железо восстанавливает менее активные металлы из оксидов и солей.
Например, железо вытесняет медь из сульфата меди (II). Реакция экзотермическая:
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu
Еще пример: простое вещество железо восстанавливает железо до степени окисления +2 при взаимодействии с соединениями железа +3:
2Fe(NO 3 ) 3 + Fe → 3Fe(NO 3 ) 2
2FeCl 3 + Fe → 3FeCl 2
Fe 2 (SO 4 ) 3 + Fe → 3FeSO 4
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:
Fe 2 O 3 + H 2 → 2FeO + H 2 O
Или частичным восстановлением оксида железа (III) угарным газом:
Fe 2 O 3 + CO → 2FeO + CO 2
Еще один пример: восстановление оксида железа (III) железом:
Fe 2 O 3 + Fe → 3FeO
2. Разложение гидроксида железа (II) при нагревании:
Fe(OH) 2 → FeO + H 2 O
Химические свойства
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 + SO 3 → 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 → FeCl 2 + H 2 O
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 + 4HNO 3(конц.) → NO 2 + Fe(NO 3 ) 3 + 2H 2 O
При взаимодействии с разбавленной азотной кислотой образуется оксид азота (II). Реакция идет при нагревании:
3FeO + 10HNO 3(разб.) → 3Fe(NO 3 ) 3 + NO + 5H 2 O
5. Оксид железа (II) проявляет слабые окислительные свойства.
Например, оксид железа (II) реагирует с угарным газом при нагревании:
FeO + CO → Fe + CO 2
Оксид железа (III)
Оксид железа (III) – это твердое, нерастворимое в воде вещество красно-коричневого цвета.
Способы получения
Оксид железа (III) можно получить различными методами:
1. Окисление оксида железа (II) кислородом.
4FeO + O 2 → 2Fe 2 O 3
2. Разложение гидроксида железа (III) при нагревании:
2Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + 3H 2 O
Химические свойства
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:
Fe 2 O 3 + 6HNO 3 → 2Fe(NO 3 ) 3 + 3H 2 O
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:
Fe 2 O 3 + 2NaOH → 2NaFeO 2 + H 2 O
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:
Fe 2 O 3 + KClO 3 + 4KOH → 2K 2 FeO 4 + KCl + 2H 2 O
Нитраты и нитриты в щелочной среде также окисляют оксид железа (III):
Fe 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH → 2K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O
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) или железной окалины:
Fe 2 O 3 + 3СO → 2Fe + 3CO 2
Также оксид железа (III) восстанавливается водородом:
Fe 2 O 3 + 3Н 2 → 2Fe + 3H 2 O
Железом можно восстановить оксид железа только до оксида железа (II):
Fe 2 O 3 + Fe → 3FeO
Оксид железа (III) реагирует с более активными металлами.
Например, с алюминием (алюмотермия):
Fe 2 O 3 + 2Al → 2Fe + Al 2 O 3
Оксид железа (III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями.
Например, с гидридом натрия:
Fe 2 O 3 + 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:
Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaFeO 2 + CO2
Оксид железа (II, III)
Оксид железа (II, III) (железная окалина, магнетит) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.
Способы получения
Оксид железа (II, III) можно получить различными методами:
1. Горение железа на воздухе:
3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4
2. Частичное восстановление оксида железа (III) водородом или угарным газом:
3Fe 2 O 3 + Н 2 → 2Fe 3 O 4 + H 2 O
3. При высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой, образуя двойной оксид железа (II, III):
3Fe + 4H 2 O (пар) → Fe 3 O 4 + 4H 2
Химические свойства
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):
Fe 3 O 4 + 8HCl → FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O
Еще пример: оксид железа (II, III) взаимодействует с разбавленной серной кислотой.
Fe 3 O 4 + 4H 2 SO 4(разб.) → Fe 2 (SO 4 ) 3 + FeSO 4 + 4Н 2 О
2. Оксид железа (II, III) взаимодействует с сильными кислотами-окислителями (серной-концентрированной и азотной).
Например, железная окалина окисляется концентрированной азотной кислотой:
Fe 3 O 4 + 10HNO 3(конц.) → NO 2 ↑ + 3Fe(NO 3 ) 3 + 5H 2 O
Разбавленной азотной кислотой окалина окисляется при нагревании:
3Fe 3 O 4 + 28HNO 3(разб.) → 9Fe(NO 3 ) 3 + NO + 14H 2 O
Также оксид железа (II, III) окисляется концентрированной серной кислотой:
2Fe 3 O 4 + 10H 2 SO 4(конц.) → 3Fe 2 (SO 4 ) 3 + SO 2 + 10H 2 O
Также окалина окисляется кислородом воздуха:
4Fe 3 O 4 + O 2(воздух) → 6Fe 2 O 3
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):
Fe 3 O 4 + 4CO → 3Fe + 4CO 2
Также железная окалина восстанавливается водородом:
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O
Оксид железа (II, III) реагирует с более активными металлами.
Например, с алюминием (алюмотермия):
3Fe 3 O 4 + 8Al → 9Fe + 4Al 2 O 3
Оксид железа (II, III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями (йодидами и сульфидами).
Например, с йодоводородом:
Fe 3 O 4 + 8HI → 3FeI 2 + I 2 + 4H 2 O
Гидроксид железа (II)
Способы получения
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:
FeCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O → Fe(OH) 2 + 2NH 4 Cl
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:
FeCl 2 + 2KOH → Fe(OH) 2 ↓ + 2KCl
Химические свойства
1. Гидроксид железа (II) проявляется основные свойства, а именно реагирует с кислотами. При этом образуются соответствующие соли.
Например, гидроксид железа (II) взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида железа (II):
Fe(OH) 2 + 2HCl → FeCl 2 + 2H 2 O
Fe(OH) 2 + H 2 SO 4 → FeSO 4 + 2H 2 O
Fe(OH) 2 + 2HBr → FeBr 2 + 2H 2 O
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 + SO 3 → FeSO 4 + 2H 2 O
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 + O 2 + 2H 2 O → 4Fe(OH) 3 ↓
Гидроксид железа (II) взаимодействует с пероксидом водорода:
2Fe(OH) 2 + H 2 O 2 → 2Fe(OH) 3
При растворении Fe(OH)2 в азотной или концентрированной серной кислотах образуются соли железа (III):
2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4(конц.) → Fe 2 (SO 4 ) 3 + SO 2 + 6H 2 O
4. Гидроксид железа (II) разлагается при нагревании:
Fe(OH) 2 → FeO + H 2 O
Гидроксид железа (III)
Способы получения
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:
FeCl 3 + 3NH 3 + 3H 2 O = Fe(OH) 3 + 3NH 4 Cl
2. Окислением гидроксида железа (II) кислородом или пероксидом водорода:
4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O → 4Fe(OH) 3 ↓
2Fe(OH) 2 + H 2 O 2 → 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:
FeCl 3 + 3KOH → Fe(OH) 3 ↓ + 3KCl
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:
2FeBr 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 ↓ + CO 2 ↑ + 6NaBr
Но есть исключение! Взаимодействие солей железа (III) с сульфитами — окислительно-восстановительная реакция. Соединения железа (III) окисляют сульфиты, а также сульфиды и иодиды.
Взаимодействие хлорида железа (III) с сульфитом, например, калия — очень интересная реакция. Во-первых, в некоторых источниках указывается, что в ней таки может протекать необратимый гидролиз. Но для ЕГЭ лучше считать, что при этом протекает ОВР. Во-вторых, ОВР можно записать в разных видах:
2FeCl 3 + Na 2 SO 3 + H 2 O = 2FeCl 2 + Na 2 SO 4 + 2HCl
Также допустима такая запись:
2FeCl 3 + Na 2 SO 3 + H 2 O = FeSO 4 + 2NaCl + FeCl 2 + 2HCl
Химические свойства
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 + 3HNO 3 → Fe(NO 3 ) 3 + 3H 2 O
Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O
2Fe(OH) 3 + 3H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4 ) 3 + 6H 2 O
Fe(OH) 3 + 3HBr → FeBr 3 + 3H 2 O
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 + 3SO 3 → Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 O
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 → KFeO 2 + 2H 2 O
4. Гидроксид железа (III) разлагается при нагревании:
2Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + 3H 2 O
Соли железа
Нитраты железа
Нитрат железа (II) при нагревании разлагается на оксид железа (III), оксид азота (IV) и кислород:
4Fe(NO 3 ) 2 → 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2
Нитрат железа (III) при нагревании разлагается также на оксид железа (III), оксид азота (IV) и кислород:
4Fe(NO 3 ) 3 → 2Fe 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2
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:
Fe 2 (SO 4 ) 3 + 6NaHSO 3 → 2Fe(OH) 3 + 6SO 2 + 3Na 2 SO 4
2FeBr 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 2Fe(OH) 3 ↓ + CO 2 ↑ + 6NaBr
2Fe(NO 3 ) 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 2Fe(OH) 3 ↓ + 6NaNO 3 + 3CO 2 ↑
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 2Fe(OH) 3 ↓ + 6NaCl + 3CO 2 ↑
Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O → 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2 ↑ + 3K 2 SO 4
При взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает ОВР:
2FeCl 3 + 3Na 2 S → 2FeS + S + 6NaCl
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 сера, хлорид натрия и либо черный осадок сульфида железа (II) (в избытке сульфида натрия), либо хлорид железа (II) (в избытке хлорида железа (III)):
2FeCl 3 + 3Na 2 S → 2FeS + S + 6NaCl
2FeCl 3 + H 2 S → 2FeCl 2 + S + 2HCl
По такому же принципу соли железа (III) реагируют с сероводородом:
2FeCl 3 + H 2 S → 2FeCl 2 + 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:
2FeCl 3 + 2KI → 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl
Интерес представляют также реакции 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 акти