Cheat sheet по неорганична химия. Съединения на желязото (III) Железният хидроксид 2 реагира с воден разтвор

Получаване на железен (II) хидроксид и взаимодействието му с киселини

Получаване на соли на железен (III) хидроксид и взаимодействието му с киселини за образуване на съответните соли

Тъй като Fe2+ лесно се окислява до Fe+3:

Fe+2 – 1e = Fe+3

Така прясно получената зеленикава утайка от Fe (OH) 2 във въздуха много бързо променя цвета си - става кафява. Промяната на цвета се обяснява с окисляването на Fe(OH)2 до Fe(OH)3 от атмосферния кислород:

4Fe+2(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe+3(OH)3.

Солите на двувалентното желязо също проявяват редуциращи свойства, особено когато са изложени на окислители в кисела среда. Например, железен (II) сулфат редуцира калиевия перманганат в среда със сярна киселина до манганов (II) сулфат:

10Fe+2SO4 + 2KMn+7O4 + 8H2SO4 = 5Fe+32(SO4)3 + 2Mn+2SO4 + K2SO4 + 8H2O.

Качествена реакция към железен (II) катион.

Реагентът за определяне на железния катион Fe2+ е калиев хексациано(III) ферат (червена кръвна сол) K3:

3FeSO4 + 2K3 = Fe32¯ + 3K2SO4.

Когато 3- йони взаимодействат с железни катиони Fe2+, се образува тъмносиня утайка - Търнбул синьо:

3Fe2+ +23- = Fe32¯

Съединения на желязо(III).

Железен(III) оксид Fe2O3– кафяв прах, неразтворим във вода. Железен (III) оксид се получава:

А) разлагане на железен (III) хидроксид:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

Б) окисление на пирит (FeS2):

4Fe+2S2-1 + 11O20 = 2Fe2+3O3 + 8S+4O2-2.

Fe+2 – 1e ® Fe+3

2S-1 – 10e ® 2S+4

O20 + 4e ® 2O-2 11e

Железният (III) оксид проявява амфотерни свойства:

А) взаимодейства с твърди алкали NaOH и KOH и с натриеви и калиеви карбонати при високи температури:

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O,

Fe2O3 + 2OH- = 2FeO2- + H2O,

Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2.

Натриев ферит

Железен(III) хидроксидполучени от соли на желязо (III) чрез взаимодействието им с основи:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3¯ + 3NaCl,

Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3¯.

Железният (III) хидроксид е по-слаба основа от Fe(OH)2 и проявява амфотерни свойства (с преобладаване на основни). При взаимодействие с разредени киселини Fe(OH)3 лесно образува съответните соли:

Fe(OH)3 + 3HCl « FeCl3 + H2O

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 « Fe2(SO4)3 + 6H2O

Fe(OH)3 + 3H+ « Fe3+ + 3H2O

Реакциите с концентрирани разтвори на алкали протичат само при продължително нагряване. В този случай се получават стабилни хидрокомплекси с координационно число 4 или 6:

Fe(OH)3 + NaOH = Na,

Fe(OH)3 + OH- = -,

Fe(OH)3 + 3NaOH = Na3,

Fe(OH)3 + 3OH- = 3-.

Съединенията със степен на окисление на желязо +3 проявяват окислителни свойства, тъй като под въздействието на редуциращи агенти Fe +3 се превръща в Fe +2:

Fe+3 + 1e = Fe+2.

Например железният (III) хлорид окислява калиевия йодид до свободен йод:

2Fe+3Cl3 + 2KI = 2Fe+2Cl2 + 2KCl + I20

Качествени реакции към железен (III) катион

А) Реагентът за откриване на Fe3+ катиона е калиев хексациано(II) ферат (жълта кръвна сол) K2.

Когато 4- йони взаимодействат с Fe3+ йони, се образува тъмносиня утайка - пруско синьо:

4FeCl3 + 3K4 « Fe43¯ +12KCl,

4Fe3+ + 34- = Fe43¯.

B) Fe3+ катиони се откриват лесно с помощта на амониев тиоцианат (NH4CNS). В резултат на взаимодействието на CNS-1 йони с железни (III) катиони Fe3+ се образува нискодисоцииран железен (III) тиоцианат с кървавочервен цвят:

FeCl3 + 3NH4CNS « Fe(CNS)3 + 3NH4Cl,

Fe3+ + 3CNS1- « Fe(CNS)3.

Приложение и биологична роля на желязото и неговите съединения.

Най-важните железни сплави - чугун и стомана - са основните конструкционни материали в почти всички отрасли на съвременното производство.

За пречистване на водата се използва железен (III) хлорид FeCl3. В органичния синтез FeCl3 се използва като катализатор. Железният нитрат Fe(NO3)3 9H2O се използва за боядисване на тъкани.

Желязото е един от най-важните микроелементи в организма на човека и животните (организмът на възрастен човек съдържа около 4 g Fe под формата на съединения). Той е част от хемоглобина, миоглобина, различни ензими и други сложни желязо-протеинови комплекси, които се намират в черния дроб и далака. Желязото стимулира функцията на хемопоетичните органи.

Списък на използваната литература:

1. „Химия. Надбавка за учител“. Ростов на Дон. "Феникс". 1997 г

2. „Наръчник за кандидатстващи в университети“. Москва. "Висше училище", 1995г.

3. E.T. Оганесян. „Ръководство по химия за кандидат-студенти.“ Москва. 1994 г

Имотид-елементи (част 2).

Теоретична част

Желязото, кобалтът и никелът съставляват желязното „семейство“.

Те показват степени на окисление главно +2 и +3. Степента на окисление +3 е по-типична за желязото, +2 за кобалта и никела.

Свързаните характеристики на тези метали се проявяват в присъщата им феромагнитност, каталитична активност, способност да образуват цветни йони и образуване на комплекси. Но въпреки сходството на свойствата, желязото се откроява ясно в триадата по своите магнитни свойства. Редукционната активност на желязото е много по-голяма от тази на кобалта и никела (виж електродните потенциали). Всички тези метали не взаимодействат с алкали. При разтваряне в неокисляващи киселини се образуват йони Fe 2+, Co 2+, Ni 2+

В разредена азотна киселина (силен окислител) се образуват йони Fe 3+, Co 3+, Ni 3+

Силна окислителна среда: H 2 SO 4 (конц.), HNO 3 (конц.) Пасивира желязото и започва да реагира само при нагряване:

В солите, съдържащи азотна киселина NaNO 2 и NaNO 3, желязото се пасивира, за да образува филм от оксид с най-високо ниво на окисление FeO 3

В поредицата от хидроксиди: Fe (OH) 2 - Co (OH) 2 - Ni (OH) 2

Регенеративната способност намалява

Железният (II) хидроксид лесно се окислява от атмосферния кислород:

Окисляването на Co 2+ йони е по-трудно и протича бавно:

Процесът протича по-интензивно, когато към разтвора се добави водороден прекис:

Спонтанното окисление на Ni (OH) 2 с атмосферен кислород също не е достатъчно силен окислител и процесът на окисление на Ni (OH) 2 става възможен само при използване на по-силен окислител, например бром; вода:

Хидроксидите на Fe (III), Co (II), Co (III), Ni (II), Ni (III) са основни по природа при нормални условия. Когато се разтварят в киселини, Co(OH) 3 и Ni(OH) 3 проявяват силни окислителни свойства и се редуцират до Co 2+ и Ni 2+ катиони.

Железният (III) хидроксид, когато се вари с концентриран алкален разтвор, образува ферити - соли на желязна киселина.

Така Fe(OH)3 хидроксидът проявява амфотерни свойства.

Хидроксидите на Fe(II), Fe(III), Co(II), Co(III), Ni(II) са неразтворими

Хидроксидите на Fe (II), Fe (III), Co (II), Co (III), Ni (II) са слаби основи, така че техните соли се хидролизират във водни разтвори.

Тези процеси протичат без нагряване.

Въпреки това, хидролизата на солите не протича докрай поради натрупването на Н + в разтвора. При силно разреждане и нагряване хидролизата продължава:

При кипене на разтвор на FeCl3 процесът на хидролиза може да се извърши необратимо:

Когато солните разтвори се подкисляват с подходящи киселини, степента на тяхната хидролиза намалява, тъй като равновесието се измества към изходните вещества.

При силно разреждане степента на хидролиза се увеличава. При добавяне на разтворими карбонати настъпва необратима хидролиза, тъй като реакционните продукти напускат сферата на взаимодействие.

Fe(II) солите във въздуха постепенно се превръщат в Fe(III) соли.

В комплексните съединения Fe, Co, Ni са централните комплексообразуващи йони с координационни числа 4 или 6.

ПРАКТИЧЕСКА ЧАСТ

Опит № 3 Получаване и свойства на железен (II) хидроксид.

Добавете алкален разтвор на NaOH към разтвора на желязна (II) сол, докато се образува утайка, след което разделете утайката на три части:

а) добавете излишък от алкали към първата епруветка;

б) във втория - киселина;

в) филтрирайте утайката от третата епруветка и я оставете да престои на въздух.

В присъствието на влага и атмосферен кислород железният (II) хидроксид се превръща в железен (III) хидроксид.

Опит No4Характерна реакция към Fe 2+ йон.

Изсипете малко желязна (II) сол в епруветката и добавете малко количество разтвор на червена кръвна сол К 3. Тази реакция се използва за откриване на железни (II) йони.

Заключение:Червената кръвна сол K 3 е реагент за железен (II) йон.

Опит No5Получаване и хидролиза на железен (II) карбонат.

Добавете разтвор на натриев карбонат към разтвора на желязна (II) сол. Получената бяла въглеродна диоксидна сол на желязото (II) незабавно претърпява хидролиза до образуване на железен (II) хидроксид.

Заключение:солта, образувана от слаба киселина, се хидролизира до края, т.к H 2 CO 3 се разпада на H 2 O и CO 2 и  H 2 CO 3 се отстранява напълно от реакционната сфера.

Опит № 6 Получаване на железен (III) хидроксид

Изсипете малко желязо (II) сол в епруветката. Добавете алкален разтвор на NaOH, докато се появи утайка.

Добавете луга. Няма реакция.

Добавете киселина -

Опит № 8 Характерни реакции към Fe 3+ йон

А) Добавете няколко капки жълта кръвна сол към разтвора на желязна (III) сол. Резултатът е синя утайка от пруско синьо.

B) Добавете няколко капки амониев тиоцианат NH 4 CNS към разтвора на желязна (III) сол.

Заключение: Образува се синя утайка.

Заключение: Образува се червен разтвор

Опит № 12 Изследване силата на цианидни и тиоцианатни комплекси

Добавете концентриран разтвор на амониев тиоцианат към разтвора на червената кръвна сол.

Никаква реакция

Заключение:не се наблюдава червен цвят на Fe 3+.

Експеримент №13Получаване на кобалтов (II) хидроксид и изследване на неговите свойства

Добавете малко разтвор на натриев хидроксид към разтвора на кобалтова(II) сол. Образува се слабо разтворима основна кобалтова сол. Основната сол се трансформира в розов кобалтов (II) хидроксид. Разделяме получената утайка на три части: а) добавяме киселина към първата епруветка; б) втори - излишък на алкали; в) в третата епруветка наблюдаваме постепенно покафеняване на утайката поради окисляването на Co (OH) 2 до Co (OH) 3 от атмосферния кислород. Процесът на покафеняване на утайката във въздуха отнема доста дълго време (в рамките на 10 минути). Нека отделим част от утайката Co(OH) 2 и да я третираме с разтвор на водороден пероксид.

Заключение:утайката се превръща в розов Co(II) хидроксид

б)
Р.Н.И.

Заключение:Когато се добави водороден пероксид, скоростта на преход към Co(OH) 3 се увеличава.

Експеримент №14Получаване на кобалтов (II) амоняк

Към разтвора на кобалтова (II) сол първо добавете малко разтвор на амоняк, а след това излишък от него.

Заключение:Наблюдава се светлосин колоиден разтвор.

Опит No18Производство на никелов амоняк

Към разтвора на никелова (II) сол добавете няколко капки разтвор на амоняк и след това излишък от него.

светлозелен разтвор

Опит No19Характерна реакция към йон

Към разтвора на никелова комплексна сол, получена в експеримент 18, добавяме алкохолен разтвор на диметилглиоксим, образува се розово-червена утайка от никелов диметилглиоксимат съгласно следното уравнение на реакцията:

розово-червена утайка.

Заключение:реакция се използва за количествено определяне на Ni 2+ в разтвор, получен чрез разтваряне на неговите сплави.

Контролни въпроси

Fe(III) хидроксид се получава, защото Fe2(CO3)3 се хидролизира допълнително.

Протича необратим процес.

не могат да съществуват заедно.

д)

могат да съществуват заедно, т.к H 2 O 2 не е достатъчно силен окислител за Ni(OH) 2.

Те не могат да съществуват заедно.

Железен(II) хидроксид- неорганично вещество с формула Fe(OH)2, съединение на желязото. Амфотерен хидроксид с преобладаващи основни свойства. Кристалното вещество е бяло (понякога със зеленикав оттенък) и потъмнява с времето във въздуха. Това е едно от междинните съединения при ръждясването на желязото.

• 1 Да бъдеш сред природата
• 2 Физични свойства
• 3 Химични свойства
• 4 Разписка
• 5 Приложение
• 6 Бележки

Да бъдеш сред природата

Железният (II) хидроксид се среща естествено като минерал амакинит. Този минерал съдържа примеси от магнезий и манган (емпирична формула Fe0.7Mg0.2Mn0.1(OH)2). Цветът на минерала е жълто-зелен или светлозелен, твърдост по Моос 3,5-4, плътност 2,925-2,98 g/cm³.

Физични свойства

Чистият железен(II) хидроксид е бяло кристално вещество. Понякога има зеленикав оттенък поради примеси на железни соли. С течение на времето потъмнява във въздуха поради окисляване. Неразтворим във вода (разтворимост 5,8·10−6 mol/l). Разлага се при нагряване. Има тригонална кристална решетъчна система.

Химични свойства

Железният (II) хидроксид претърпява следните реакции.

Проявява свойствата на основа - лесно влиза в реакции на неутрализация с разредени киселини, например солна киселина (образува се разтвор на железен (II) хлорид):

При по-тежки условия той проявява киселинни свойства, например с концентриран (повече от 50%) натриев хидроксид при кипене в азотна атмосфера образува утайка от натриев тетрахидроксоферат (II):

Не реагира с амонячен хидрат. При нагряване той реагира с концентрирани разтвори на амониеви соли, например амониев хлорид:

При нагряване се разлага до образуване на железен (II) оксид:

При тази реакция като примеси се образуват метално желязо и дижелезен(III)-железен(II) оксид (Fe3O4).

Под формата на суспензия, при кипене в присъствието на атмосферен кислород се окислява до железен метахидроксид. При нагряване с последния, той образува дижелезен(III)-железен(II) оксид:

Тези реакции също се случват (бавно) по време на процеса на корозия на желязото.

Касова бележка

Железен (II) хидроксид може да се получи под формата на утайка при обменни реакции на разтвори на железни (II) соли с алкали, например:

Образуването на железен (II) хидроксид е един от етапите на ръждясване на желязото:

Приложение

Железният (II) хидроксид се използва при производството на активната маса на желязо-никелови батерии.

Бележки

1. Аманкините на webmineral.com. Архивиран от оригинала на 21 април 2012 г.
2. 1 2 Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Реакции на неорганични вещества: справочник / Изд. Р. А. Лидина. - 2-ро изд., преработено. и допълнителни - М.: Дропла, 2007. - С. 179. - 637 с. - ISBN 978-5-358-01303-2.
3. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Константи на неорганични вещества: справочник / Изд. Р. А. Лидина. - 2-ро изд., преработено. и допълнителни - М.: Дропла, 2006. - С. 109, 467, 580, 605. - 685 с. - ISBN 5-7107-8085-5.

Железен(II) хидроксид Информация за