68. З'єднання заліза
Оксид заліза (II) FeO– чорна кристалічна речовина, нерозчинна у воді та лугах. FeOвідповідає основа Fe(OH)2.
Отримання.Оксид заліза (II) можна отримати неповним відновленням магнітного залізняку оксидом вуглецю (II):
Хімічні властивості.Є основним оксидом. Реагуючи з кислотами, утворює солі:
Гідроксид заліза (II) Fe(OH)2– кристалічна речовина білого кольору.
Отримання.Гідроксид заліза (II) виходить із солей двовалентного заліза при дії розчинів лугів:
Хімічні властивості.Основний гідроксид. Входить у реакції з кислотами:
На повітрі Fe(OH)2 окислюється до Fе(ОН)3:
Оксид заліза(III) Fe2O3- Речовина бурого кольору, зустрічається в природі у вигляді червоного залізняку, нерозчинний у воді.
Отримання. При випаленні піриту:
Хімічні властивості.Виявляє слабкі амфотерні властивості. При взаємодії з лугами утворює солі:
Гідроксид заліза (III) Fe(OH)3– речовина червоно-бурого кольору, нерозчинна у воді та надлишку лугу.
Отримання. Отримують шляхом окислення оксиду заліза (III) та гідроксиду заліза (II).
Хімічні властивості.Є амфотерним з'єднанням (з величезним переважанням основних властивостей). Випадає в осад при дії лугів на солі тривалентного заліза:
Солі двовалентного залізаодержують взаємодією металевого заліза з відповідними кислотами. Вони сильно гідролізуються, тому їх водні розчини – енергійні відновники:
При нагріванні вище 480 °C розкладається, утворюючи оксиди:
При дії лугів на сульфат заліза (II) утворюється гідроксид заліза (II):
Утворює кристалогідрат – FeSO4-7Н2О (залізний купорос). Хлорид заліза (III) FeCl3 –кристалічна речовина темно-коричневого кольору.
Хімічні властивості.Розчинний у воді. FeCl3виявляє окисні властивості.
Відновлювачі – магній, цинк, сірководень, окислюються без нагрівання.
Залізо - елемент побічної підгрупи восьмої групи четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва атомним номером 26. Позначається символом Fe (лат. Ferrum). Один із найпоширеніших у земній корі металів (друге місце після алюмінію). Метал середньої активності, відновник.
Основні ступені окислення - +2, +3
Проста речовина залізо - кування металу сріблясто-білого кольору з високою хімічною реакційною здатністю: залізо швидко корродує при високих температурах або при високій вологості на повітрі. У чистому кисні залізо горить, а в дрібнодисперсному стані самозаймається і на повітрі.
Хімічні властивості простої речовини – заліза:
Іржавіння та горіння в кисні
1) На повітрі залізо легко окислюється у присутності вологи (іржавіння):
4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3
Розжарений залізний дріт горить у кисні, утворюючи окалину - оксид заліза (II, III):
3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4
3Fe+2O 2 →(Fe II Fe 2 III)O 4 (160 °С)
2) За високої температури (700–900°C) залізо реагує з парами води:
3Fe + 4H 2 O – t° → Fe 3 O 4 + 4H 2
3) Залізо реагує з неметалами при нагріванні:
2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °С)
Fe + S - t ° → FeS (600 ° С)
Fe+2S → Fe+2 (S2-1) (700°С)
4) У ряді напруг стоїть лівіше водню, реагує з розведеними кислотами НСl і Н 2 SO 4 при цьому утворюються солі заліза(II) і виділяється водень:
Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (реакції проводяться без доступу повітря, інакше Fe +2 поступово перекладається киснем у Fe +3)
Fe + H 2 SO 4 (розб.) → FeSO 4 + H 2
У концентрованих кислотах-окислювачах залізо розчиняється тільки при нагріванні, воно відразу переходить у катіон Fе 3+ :
2Fe + 6H 2 SO 4 (конц.) – t° → Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
Fe + 6HNO 3 (конц.) – t° → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
(на холоді концентровані азотна та сірчана кислоти пасивують
Залізний цвях, занурений у блакитний розчин мідного купоросу, поступово покривається нальотом червоної металевої міді.
5) Залізо витісняє метали, що стоять правіше за нього з розчинів їх солей.
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu
Амфотерність заліза проявляється лише у концентрованих лугах при кип'ятінні:
Fе + 2NaОН (50 %) + 2Н 2 O = Nа 2 ↓+ Н 2
і утворюється осад тетрагідроксоферату (II) натрію.
Технічне залізо- сплави заліза з вуглецем: чавун містить 2,06-6,67%, сталь 0,02-2,06 % С, часто присутні інші природні домішки (S, Р, Si) і штучно спеціальні добавки (Мn, Ni, Сr), що вводяться, що надає сплавам заліза технічно корисні властивості- твердість, термічну та корозійну стійкість, ковкість та ін. .
Доменний процес виробництва чавуну
Доменний процес виробництва чавуну становлять такі стадії:
а) підготовка (випал) сульфідних та карбонатних руд - переведення в оксидну руду:
FeS 2 →Fe 2 O 3 (O 2,800°С, -SO 2) FeCO 3 →Fe 2 O 3 (O 2 ,500-600°С, -CO 2)
б) спалювання коксу при гарячому дутті:
С (кокс) + O 2 (повітря) →С 2 (600-700 ° С) С 2 + С (кокс) ⇌ 2СО (700-1000 ° С)
в) відновлення оксидної руди чадним газом СО послідовно:
Fe 2 O 3 →(CO)(Fe II Fe 2 III)O 4 →(CO) FeO →(CO) Fe
г) навуглерожування заліза (до 6,67 % С) та розплавлення чавуну:
Fе (т ) →(C(кокс)900-1200 ° С) Fе (ж) (чавун, t пл 1145 ° С)
У чавуні завжди у вигляді зерен є цементит Fe 2 С і графіт.
Виробництво сталі
Переділ чавуну в сталь проводиться у спеціальних печах (конвертерних, мартенівських, електричних), що відрізняються способом обігріву; температура процесу 1700–2000 °С. Продування повітря, збагаченого киснем, призводить до вигоряння з чавуну надлишкового вуглецю, а також сірки, фосфору та кремнію у вигляді оксидів. При цьому оксиди або уловлюються у вигляді газів, що відходять (СО 2 , SО 2), або зв'язуються в легко відокремлюваний шлак - суміш Са 3 (РO 4) 2 і СаSiO 3 . Для отримання спеціальних сталей у піч вводять легуючі добавки інших металів.
Отриманнячистого заліза в промисловості - електроліз розчину солей заліза, наприклад:
FеСl 2 → Fе↓ + Сl 2 (90°С) (електроліз)
(існують та інші спеціальні методи, У тому числі відновлення оксидів заліза воднем).
Чисте залізо застосовується у виробництві спеціальних сплавів, при виготовленні сердечників електромагнітів та трансформаторів, чавун — у виробництві лиття та сталі, сталь – як конструкційний та інструментальний матеріали, у тому числі зносо-, жаро- та корозійно-стійкі.
Оксид заліза(II) F еО . Амфотерний оксид з великою перевагою основних властивостей. Чорний, має іонну будову Fе2+O2-. При нагріванні спочатку розкладається, потім знову утворюється. Чи не утворюється при згорянні заліза на повітрі. Чи не реагує з водою. Розкладається кислотами, сплавляється із лугами. Повільно окислюється у вологому повітрі. Відновлюється воднем, коксом. Бере участь у доменному процесі виплавки чавуну. Застосовується як компонент кераміки та мінеральних фарб. Рівняння найважливіших реакцій:
4FеО ⇌(Fe II Fe 2 III) + Fе (560-700 °С, 900-1000 °С)
FеО + 2НС1 (розб.) = FеС1 2 + Н 2 O
FеО + 4НNO 3 (конц.) = Fе(NO 3) 3 +NO 2 + 2Н 2 O
FеО + 4NаОН = 2Н 2 O + Nа 4FеO3 (червоний.) тріоксоферрат(II)(400-500 ° С)
FеО + Н 2 = Н 2 O + Fе (особливо чисте) (350 ° С)
FеО + С (кокс) = Fе + СО (вище 1000 ° С)
FеО + СО = Fе + СО 2 (900 ° С)
4FеО + 2Н 2 O (волога) + O 2 (повітря) →4FеО(ВІН) (t)
6FеО + O 2 = 2 (Fe II Fe 2 III) O 4 (300-500 ° С)
Отриманняв лабораторії: термічне розкладання з'єднань заліза (II) без доступу повітря:
Fе(ОН) 2 = FеО + Н 2 O (150-200 ° С)
FеСОз = FеО + СО 2 (490-550 ° С)
Оксид діжелеза (III) – заліза ( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Подвійний оксид. Чорний, має іонну будову Fe 2+ (Fе 3+) 2 (O 2-) 4 . Термічно стійка до високих температур. Чи не реагує з водою. Розкладається кислотами. Відновлюється воднем, розпеченим залізом. Бере участь у доменному процесі виробництва чавуну. Застосовується як компонент мінеральних фарб ( залізний сурик), кераміки, кольорового цементу. Продукт спеціального окиснення поверхні сталевих виробів ( чорніння, вороніння). За складом відповідає коричневій іржі та темній окалині на залозі. Застосування брутто-формули Fe3O4 не рекомендується. Рівняння найважливіших реакцій:
2(Fe II Fe 2 III)O 4 = 6FеО + O 2 (вище 1538 °С)
(Fe II Fe 2 III)O 4 + 8НС1 (розб.) = FеС1 2 + 2FеС1 3 + 4Н 2 O
(Fe II Fe 2 III)O 4 +10НNO 3 (конц.) =3Fе(NO 3) 3 + NO 2 + 5Н 2 O
(Fe II Fe 2 III)O 4 + O 2 (повітря) = 6Fе 2 O 3 (450-600 ° С)
(Fe II Fe 2 III)O 4 + 4Н 2 = 4Н 2 O + 3Fе (особливо чисте, 1000 ° С)
(Fe II Fe 2 III)O 4 + СО =ЗFеО + СО 2 (500-800°C)
(Fe II Fe 2 III)O4 + Fе ⇌4FеО (900-1000 °С, 560-700 °С)
Отримання:згоряння заліза на повітрі.
магнетит.
Оксид заліза(III) F е 2 Про 3 . Амфотерний оксид з величезним переважанням основних властивостей. Червоно-коричневий, має іонну будову (Fе 3+) 2 (O 2-) 3. Термічно стійкий до високих температур. Чи не утворюється при згорянні заліза на повітрі. Не реагує з водою, з розчину випадає бурий аморфний гідрат Fе 2 O 3 nН 2 Про. Повільно реагує з кислотами та лугами. Відновлюється монооксидом вуглецю, розплавленим залізом. Сплавляється з оксидами інших металів і утворює подвійні оксиди. шпинелі(Технічні продукти називаються феритами). Застосовується як сировина при виплавці чавуну в доменному процесі, каталізатор у виробництві аміаку, компонент кераміки, кольорових цементів та мінеральних фарб, при термітному зварюванні сталевих конструкцій, як носій звуку та зображення на магнітних стрічках, як полірувальний засіб для сталі та скла.
Рівняння найважливіших реакцій:
6Fе 2 O 3 = 4(Fe II Fe 2 III)O 4 +O 2 (1200-1300 °С)
Fе 2 O 3 + 6НС1 (розб.) →2FеС1 3 + ДТ 2 O (t) (600 ° С, р)
Fе 2 O 3 + 2NaОН (конц.) →Н 2 O+ 2 NаFеO 2 (червоний.)діоксоферрат(III)
Fе 2 Про 3 + МО = (М II Fе 2 II I) O 4 (М = Су, Мn, Fе, Ni, Zn)
Fе 2 O 3 + ДТ 2 =ДТ 2 O + 2Fе (особливо чисте, 1050-1100 ° С)
Fе 2 O 3 + Fе = ЗFеО (900 °С)
3Fе 2 O 3 + СО = 2(Fe II Fе 2 III)O 4 + СО 2 (400-600 °С)
Отриманняв лабораторії - термічне розкладання солей заліза (III) на повітрі:
Fе 2 (SO 4) 3 = Fе 2 O 3 + 3SO 3 (500-700 ° С)
4(Fе(NO 3) 3 9 Н 2 O) = 2Fе a O 3 + 12NO 2 + 3O 2 + 36Н 2 O (600-700 °С)
У природі – оксидні руди заліза гематит Fе 2 O 3 і лимоніт Fе 2 O 3 nН 2 O
Гідроксид заліза (II) F е(ВІН) 2 . Амфотерний гідроксид з величезним переважанням основних властивостей. Білий (іноді із зеленуватим відтінком), зв'язки Fе - ВІН переважно ковалентні. Термічно нестійкий. Легко окислюється на повітрі, особливо у вологому стані (темніє). Нерозчинний у воді. Реагує із розведеними кислотами, концентрованими лугами. Типовий відновник. Проміжний продукт при іржавінні заліза. Застосовується у виготовленні активної маси залізонікелевих акумуляторів.
Рівняння найважливіших реакцій:
Fе(ON) 2 = FеО + Н 2 O (150-200 ° С, в атм.N 2)
Fе(ОН) 2 + 2НС1 (розб.) = FеС1 2 + 2Н 2 O
Fе(ОН) 2 + 2NаОН (> 50%) = Nа 2 ↓ (синьо-зелений) (кип'ятіння)
4Fе(ОН) 2 (суспензія) + O 2 (повітря) →4FеО(ОН)↓ + 2Н 2 O (t)
2Fе(ОН) 2 (суспензія) +Н 2 O 2 (розб.) = 2FеО(ОН)↓ + 2Н 2 O
Fе(ОН) 2 + КNO 3 (конц.) = FеО(ОН)↓ + NO+ КОН (60 °С)
Отримання: осадження з розчину лугами або гідратом аміаку в інертній атмосфері:
Fе 2+ + 2OH (розб.) = Fе(ОН) 2 ↓
Fе 2+ + 2(NH 3 Н 2 O) = Fе(ОН) 2 ↓+ 2NH 4
Метагідроксід заліза F еО(ВІН). Амфотерний гідроксид з величезним переважанням основних властивостей. Світло-коричневий, зв'язки Fе - Про і Fе - ВІН переважно ковалентні. Під час нагрівання розкладається без плавлення. Нерозчинний у воді. Осідає з розчину у вигляді бурого аморфного полігідрату Fе 2 O 3 nН 2 O, який при витримуванні під розведеним лужним розчином або при висушуванні переходить у FеО(ОН). Реагує із кислотами, твердими лугами. Слабкий окислювач та відновник. Спікається з Fе(ОН) 2 . Проміжний продукт при іржавінні заліза. Застосовується як основа жовтих мінеральних фарб та емалей, поглинач газів, що відходять, каталізатор в органічному синтезі.
З'єднання складу Fе(ОН) 3 не відоме (не отримано).
Рівняння найважливіших реакцій:
Fе 2 O 3 . nН 2 O→( 200-250 ° С, -H 2 O) FеО(ОН)→( 560-700 ° С на повітрі, -H2O)→Fе 2 Про 3
FеО(ОН) + ЗНС1 (розб.) = FеС1 3 + 2Н 2 O
FeO(OH)→ Fe 2 O 3 . nH 2 O-колоїд(NаОН (конц.))
FеО(ОН)→ Nа 3 [Fе(ВІН) 6 ]білий, Nа 5 і 4 відповідно; в обох випадках випадає синій продукт однакового складу та будови, КFе III. У лабораторії цей осад називають берлінська блакить, або турнбульова синь:
Fе 2+ + К + + 3- = КFе III ↓
Fе 3+ + К + + 4- = КFе III ↓
Хімічні назви вихідних реактивів та продукту реакцій:
До 3 Fе III - гексаціаноферрат (III) калію
До 4 Fе III - гексаціаноферрат (II) калію
КFе III - гексаціаноферрат (II) заліза (Ш) калію
Крім того, хорошим реактивом на іони Fе 3+ є тіоціанат-іон NСS - , залізо (III) з'єднується з ним, і з'являється яскраво-червоне («криваве») забарвлення:
Fе 3+ + 6NСS - = 3-
Цим реактивом (наприклад, у вигляді солі КNСS) можна виявити навіть сліди заліза (III) у водопровідній воді, якщо вона проходить через залізні труби, вкриті зсередини іржею.
Залізо утворює два оксиди, у яких виявляє валентності II та III та ступеня окислення (+2) та (+3) відповідно.
ВИЗНАЧЕННЯ
Оксид заліза (II)у звичайних умовах є порошок чорного кольору (рис. 1), що розкладається при помірному нагріванні і утворюється знову з продуктів розкладання при подальшому нагріванні.
Після прожарювання хімічно неактивний. У вигляді порошку пірофорен. Чи не реагує з холодною водою. Виявляє амфотерні властивості (з величезним переважанням основних). Легко окислюється киснем. Відновлюється воднем та вуглецем.
Мал. 1. Оксид заліза (ІІ). Зовнішній вигляд.
ВИЗНАЧЕННЯ
Є твердою речовиною червоно-коричневого кольору у разі тригональної модифікації або темно-коричневого кольору у разі кубічної модифікації, яка є найбільш реакційною (рис. 1).
Термічно стійкий. Температура плавлення 1562 o.
Мал. 1. Оксид заліза (ІІІ).
Чи не реагує з водою, гідратом аміаку. Виявляє амфотерні властивості, реагує із кислотами, лугами. Відновлюється воднем, монооксидом вуглецю, залізом.
Хімічна формула оксиду заліза
Хімічна формула оксиду заліза (II) FeO, а оксиду заліза (III) - Fe2O3. Хімічна формула показує якісний і кількісний склад молекули (скільки і яких атомів є у ній). За хімічною формулою можна обчислити молекулярну масу речовини (Ar(Fe) = 56 а.е.м., Ar(O) = 16 а.е.м.):
Mr(FeO) = Ar(Fe) + Ar(O);
Mr(FeO) = 56 + 16 = 72.
Mr(Fe 2 O 3) = 2×Ar(Fe) + 3×Ar(O);
Mr(Fe2O3) = 2×56 + 3×16 = 58 + 48 = 160.
Структурна (графічна) формула оксиду заліза
Структурна (графічна) формула речовини є наочнішою. Вона показує, як пов'язані атоми між собою всередині молекули. Нижче представлені графічні формули оксидів заліза (а - FeO, б - Fe 2 O 3):
Приклади розв'язання задач
ПРИКЛАД 1
| Завдання | Піддавши аналізу речовину, встановили, що до її складу входять: натрій з масовою часткою 0,4207 (або 42,07%), фосфор з масовою часткою 0,189 (або 18,91%), кисень з часткою 0,3902 (або 39 02%). Знайдіть формулу сполуки. |
| Рішення | Позначимо число атомів натрію в молекулі через "х", число атомів фосфору через "у" та число атомів кисню через "z". Знайдемо відповідні відносні атомні маси елементів натрію, фосфору та кисню (значення відносних атомних мас, узяті з Періодичної таблиці Д.І. Менделєєва, округлим до цілих чисел). Ar(Na) = 23; Ar(P) = 31; Ar(O) = 16. Відсотковий вміст елементів розділимо відповідні відносні атомні маси. Таким чином ми знайдемо співвідношення між числом атомів у молекулі сполуки: Na: P: O = 42,07/39: 18,91/31: 39,02/16; Na: P: O = 1,829: 0,61: 2,43. Найменше число приймемо за одиницю (тобто всі числа розділимо на найменше число 0,61): 1,829/0,61: 0,61/0,61: 2,43/0,61; Отже, найпростіша формула сполуки натрію, фосфору та кисню має вигляд Na 3 PO 4 . Це фосфат натрію. |
| Відповідь | Na 3 PO 4 |
ПРИКЛАД 2
| Завдання | Молярна маса сполуки азоту з воднем дорівнює 32 г/моль. Визначте молекулярну формулу речовини, масова частка азоту у якій становить 85,7%. |
| Рішення | Масова частка елемента Х у молекулі складу НХ розраховується за такою формулою: ω (Х) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Обчислимо масову частку водню у поєднанні: ω(H) = 100% - ω(N) = 100% - 85,7% = 14,3%. Позначимо кількість моль елементів, що входять до складу сполуки за «х» (азот), «у» (водень). Тоді мольне ставлення буде виглядати наступним чином (значення відносних атомних мас, взятих з Періодичної таблиці Д.І. Менделєєва, округлим до цілих чисел): x:y = ω(N)/Ar(N): ω(H)/Ar(H); x: y = 85,7/14: 14,3/1; x: y = 6,12: 14,3 = 1: 2. Значить найпростіша формула сполуки азоту з воднем матиме вигляд NH 2 і молярну масу 16 г/моль. Щоб знайти справжню формулу органічної сполуки знайдемо відношення отриманих молярних мас: M substance / M (NH 2) = 32/16 = 2. Отже індекси атомів азоту і водню би мало бути вдвічі вищими, тобто. формула речовини матиме вигляд N 2 H 4 . Це гідразин. |
| Відповідь | N 2 H 4 |
Хімічні властивості
Хімічні властивості
Солі Fe (II)
Хімічні властивості
Хімічні властивості
FeO – оксид Fe (II).
Тугоплавкий чорний пірофорний порошок, який не розчиняється у воді.
За хімічними властивостями FeO – основний оксид. Взаємодіє з кислотами, утворюючи солі:
FeO + 2HCl = FeCl 2 + H 2 O
4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3
3FeO + 10HNO 3 = 3Fe(NO 3) 3 + NO + 5H 2 O
Fe(OH) 2 – гідроксид Fe (II)- Тверда речовина білого кольору, не розчинна у воді.
За хімічними властивостями – слабка основа, що легко реагує з кислотами і не реагує з лугами. Fe(OH) 2 – нестійка речовина: при нагріванні без доступу повітря розкладається, а на повітрі мимоволі окислюється:
Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O(t)
4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3
блідо-зелений бурий
Найбільш практично важливими є: FeSO 4 FeCl 2 Fe(NO 3) 3 FeS FeS 2 .
Характерно утворення комплексних та подвійних солей з солями лужних металів та амонію:
Fe(CN) 2 + 4KCN = K 4 (жовта кров'яна сіль)
FeCl 2 + 2KCl = K 2
Сіль Мора
(NH 4) 2 SO 4 FeSO 4 6H 2 O
Залізний купорос
Гідратований іон Fe 2+ має блідо-зелене забарвлення.
1. Розчинні солі Fe 2+ у водних розчинах піддаються гідролізу з утворенням кислого середовища:
Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H +
2. Виявляють загальні властивостітипових солей (іонно-обмінні взаємодії):
FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S
FeCl 2 + 2NaOH = Fe(OH) 2 ↓ + 2NaCl
FeSO 4 + BaCl 2 = FeCl 2 + BaSO 4 ↓
3. Легко окислюються сильними окислювачами
Fe 2+ - 1? → Fe 3+
10Fe +2 SO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5Fe +3 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O
4. Якісні реакціїдля виявлення катіонів Fe 2+ :
а) 3Fe 2+ + 2 3- = Fe 3 2 ↓
червона кров'яна сіль турнбулева синь
(темно-синій осад)
б) під дією лугу випадає блідо-зелений осад Fe(OH) 2 , який на повітрі поступово зеленіє, а потім перетворюється на бурий Fe(OH) 3 .
З'єднання Fe(III)
Fe 2 O 3 - оксид заліза (III)
Червоно-бурий порошок, не розчинний у воді. У природі – «червоний залізняк».
Fe 2 O 3 – основний оксид із ознаками амфотерності.
1. Основні властивості проявляються у здатності реагувати з кислотами:
Fe 2 O 3 + 6HCl = 2FeCl 3 + 3H 2 O
Fe 2 O 3 + 6HNO 3 = 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O
2. У водних розчинах лугів Fe 2 O 3 не розчиняється, але при сплавленні з твердими оксидами, лугами та карбонатами відбувається утворення феритів:
Fe 2 O 3 + CaO = Ca(FeO 2) 2 (t)
Fe 2 O 3 + 2NaOH = 2NaFeO 2 + H 2 O(t)
Fe 2 O 3 + MgCO 3 = Mg(FeO 2) 2 + CO 2 (t)
3. Fe 2 O 3 – вихідна сировина для отримання заліза у металургії:
Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO або Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2
Fe(OH) 3 – гідроксид заліза (III)
Fe(OH) 3 – дуже слабка основа (набагато слабша, ніж Fe(OH) 2). Fe(OH) 3 має амфотерний характер:
1) Реакції з кислотами протікають легко:
Fe(OH) 3 + 3HCl = FeCl 3 + 3H 2 O
2) Свіжий осад Fe(OH) 3 розчиняється в гарячих концентрованих розчинах KOH або NaOH з утворенням гідроксокомплексів:
Fe(OH) 3 + 2KOH = K 3
У лужному розчині Fe(OH) 3 може бути окислений до ферратів (солей не виділеної у вільному стані залізної кислоти H 2 FeO 4):
2Fe(OH) 3 + 10KOH + 3Br 2 = 2K 2 FeO 4 + 6KBr + 8H 2 O
Солі Fe 3+
Найбільш практично важливими є:
Fe 2 (SO 4) 3 , FeCl 3 , Fe(NO 3) 3 , Fe(SCN) 3 , K 3
Характерно утворення подвійних солей – залізних галунів:
(NH 4)Fe(SO 4) 2 12H 2 O
KFe(SO 4) 2 12H 2 O
Солі Fe 3+ часто мають фарбування як у твердому стані, так і у водному розчині. Це пояснюється наявністю гідратованих форм або продуктів гідролізу.
ВИЗНАЧЕННЯ
Оксид заліза (II)у звичайних умовах є порошок чорного кольору (рис. 1), що розкладається при помірному нагріванні і утворюється знову з продуктів розкладання при подальшому нагріванні.
Після прожарювання хімічно неактивний. У вигляді порошку пірофорен. Чи не реагує з холодною водою. Виявляє амфотерні властивості (з величезним переважанням основних). Легко окислюється киснем. Відновлюється воднем та вуглецем.
Мал. 1. Оксид заліза (ІІ). Зовнішній вигляд.
Хімічна формула оксиду заліза 2
Хімічна формула оксиду заліза (ІІ) FeO. Хімічна формула показує якісний і кількісний склад молекули (скільки і яких атомів є у ній). За хімічною формулою можна обчислити молекулярну масу речовини (Ar(Fe) = 56 а.е.м., Ar(O) = 16 а.е.м.):
Mr(FeO) = Ar(Fe) + Ar(O);
Mr(FeO) = 56 + 16 = 72.
Структурна (графічна) формула оксиду заліза 2
Структурна (графічна) формула речовини є наочнішою. Вона показує, як пов'язані атоми між собою всередині молекули. Нижче наведено графічну формулу оксиду заліза (II):
Приклади розв'язання задач
ПРИКЛАД 1
| Завдання | При нейтралізації 25,5 г граничної одноосновної кислоти надлишком розчину гідрокарбонату натрію виділилося 5,6 л (н.у.) газу. Визначте молекулярну формулу кислоти. |
| Рішення | Запишемо рівняння реакції нейтралізації граничної одноосновної кислоти надлишком розчину гідрокарбонату натрію у загальному вигляді: C n H 2n+1 COOH + NaHCO 3 → C n H 2n+1 COONa + CO 2 + H 2 O. Розрахуємо кількість речовини вуглекислого газу, що виділився в ході реакції: n(CO 2) = V(CO 2) / V m; n(CO 2 ) = 5,6/22,4 = 0,25 моль. Відповідно до рівняння реакції n(CO 2 ): n(C n H 2n+1 COOH) = 1:1, тобто. n(C n H 2n+1 COOH) = n(CO 2 ) = 0,25 моль. Розрахуємо молярну масу граничної одноосновної кислоти: M(C n H 2n+1 COOH) = m(C n H 2n+1 COOH) / n(C n H 2n+1 COOH); M(C n H 2 n +1 COOH) = 25,5/0,25 = 102 г/моль. Визначимо число атомів вуглецю в молекулі граничної одноосновної кислоти (значення відносних атомних мас, взятих з Періодичної таблиці Д.І. Менделєєва, округлим до цілих чисел: 12 – для вуглецю, 1 – для водню та 16 для кисню): M(C n H 2n+1 COOH) = 12n + 2n + 1 + 12 + 16 + 16 +1 = 14n + 46; 14n + 46 = 102 г/моль; Значить молекулярна формула граничної одноосновної кислоти C4H9COOH. |
| Відповідь | C 4 H 9 COOH |
ПРИКЛАД 2
| Завдання | Встановіть молекулярну формулу алкену, якщо відомо, що 2,8 г його здатні приєднати 1120 мл (н.у.) хлороводню. |
| Рішення | Запишемо рівняння реакції приєднання хлороводню до алкену в загальному вигляді: C n H 2 n + HCl → C n H 2 n +1 Cl. Розрахуємо кількість речовини хлороводню: n(HCl) = V(HCl) / V m; n(HCl) = 1,2/22,4 = 0,05 моль. Відповідно до рівняння реакції n(HCl): n(C n H 2n) = 1:1, тобто. n(C n H 2n) = n(HCl) = 0,05 моль. Розрахуємо молярну масу алкену: M(C n H 2n) = m(C n H 2n) / n(C n H 2n); M(C n H 2 n) = 2,8/0,05 = 56 г/моль. Визначимо число атомів вуглецю в молекулі алкену (значення відносних атомних мас, взятих з Періодичної таблиці Д.І. Менделєєва, округлим до цілих чисел: 12 – для вуглецю та 1 – для водню): M(C n H 2 n) = 12n + 2n = 14n; 14n = 56 г/моль; Значить молекулярна формула алкену C4H8. |
| Відповідь | C 4 H 8 |
