Hydroxid železa 3 je klasifikován jako. Sloučeniny železa (III). Při vysokých teplotách reaguje s halogeny a sírou

Sloučeniny železa

Já ... Hydroxid železitý

Vytvořeno působením alkalických roztoků na soli železa (II) bez přístupu vzduchu:

FeCl 2 + 2 KOH = 2 KCl + F е (OH) 2 ↓

Fe (OH) 2 - slabá zásada, rozpustná v silných kyselinách:

Fe (OH) 2 + H 2 SO 4 = FeSO 4 + 2 H 2 O

Fe (OH) 2 + 2H + = Fe 2+ + 2H20

Doplňkový materiál:

Fe (OH) 2 - také vykazuje slabé amfoterní vlastnosti, reaguje s koncentrovanými zásadami:

Fe( ACH) 2 + 2 NaOH = Na 2 [ Fe( ACH) 4]. vzniká sůl tetrahydroxoferátu ( II) sodík

Když je Fe (OH) 2 kalcinován bez přístupu vzduchu, oxid železitý FeO -černé připojení:

Fe (OH) 2 t˚C → FeO + H 2 O

V přítomnosti atmosférického kyslíku bílá sraženina Fe (OH) 2, oxidující, zhnědne a vytvoří hydroxid železitý Fe (OH) 3:

4Fe (OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe (OH) 3 ↓

Doplňkový materiál:

Sloučeniny železa (II) mají redukční vlastnosti, snadno se přeměňují na sloučeniny železa (III) působením oxidačních činidel:

10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O

6FeSO 4 + 2HNO 3 + 3H 2 SO 4 = 3Fe 2 (SO 4) 3 + 2NO + 4H 2 O

Sloučeniny železa jsou náchylné ke komplexaci:

FeCl2 + 6NH3 = Cl2

Fe (CN) 2 + 4KCN = K 4 (žlutá krev)

Kvalitativní reakce na Fe 2+

Na akci hexakyanoželeznatan draselný (III) K 3 (sůl červené krve) na roztocích solí železitého železa modrý sediment (turnboolean blue):

3 Fe 2+ Cl 2 + 3 K 3 [ Fe 3+ ( CN) 6 ] → 6 KCl + 3 KFe 2+ [ Fe 3+ ( CN) 6 ]↓

(turnboolean blue - hexacyanoferát ( III ) žehlička ( II ) -draslík)

Turnbull je modrý vlastnostmi velmi podobný pruské modři a sloužil také jako barvivo. Pojmenován po jednom ze zakladatelů skotské společnosti pro výrobu barviv „Arthur a Turnbull“.

Sloučeniny železité

Já ... Oxid železitý

Vytvořené při spalování sulfidů železa, například při spalování pyritu:

4 FeS 2 + 11 O 2 t ˚ C → 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2

nebo při kalcinaci solí železa:

2FeSO 4 t˚C → Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3

Fe 2 O 3 - oxid do červenohnědámírně amfoterní

Fe 2 O 3 + 6HCl t˚C → 2FeCl3 + 3H20

Fe 2 O 3 + 6H + t˚C → 2Fe 3+ + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 2 NaOH + 3 H 2 O t ˚ C → 2 Na [Fe (OH ) 4 ],vzniká sůl - tetrahydroxoferát ( III) sodík

Fe 2 O 3 + 2OH - + 3H 2 O t˚C → 2 -

Při fúzi se zásaditými oxidy nebo uhličitany alkalických kovů vznikají ferity:

Fe 2 O 3 + Na 2 O t˚C → 2NaFeO 2

Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2 NaaFeO 2 + CO 2

II. Hydroxid železa ( III )

Vytváří se působením alkalických roztoků na železité soli: sráží se jako červenohnědá sraženina

Fe (NO 3) 3 + 3KOH = Fe (OH) 3 ↓ + 3KNO 3

Fe 3+ + 3OH - = Fe (OH) 3 ↓

Dodatečně:

Fe (OH) 3 je slabší báze než hydroxid železitý.

To je vysvětleno skutečností, že Fe 2+ má nižší iontový náboj a větší poloměr než Fe 3+, a proto Fe 2+ zadržuje hydroxidové ionty slabší, tj. Fe (OH) 2 se snadněji disociuje.

V tomto ohledu jsou soli železa (II) mírně hydrolyzovány a soli železa (III) jsou velmi silně.

Hydrolýza také vysvětluje barvu roztoků solí Fe (III): navzdory skutečnosti, že iont Fe 3+ je téměř bezbarvý, jsou roztoky, které ho obsahují, zbarveny do žlutohněda, což se vysvětluje přítomností hydroxoionů železa nebo Fe (OH ) 3 molekuly, které vznikají hydrolýzou:

Fe 3+ + H 2 O ↔ 2+ + H +

2+ + H 2 O ↔ + + H +

+ + H 2 O ↔ Fe (OH) 3 + H +

Po zahřátí barva ztmavne a s přídavkem kyselin se díky potlačení hydrolýzy zesvětlí.

Fe (OH) 3 má slabě vyjádřenou amfoteritu: rozpouští se ve zředěných kyselinách a v koncentrovaných alkalických roztocích:

Fe (OH) 3 + 3HCl = FeCl3 + 3H20

Fe (OH) 3 + 3H + = Fe 3+ + 3H20

Fe (OH) 3 + NaOH = Na

Fe (OH) 3 + OH - = -

Doplňkový materiál:

Sloučeniny železa (III) jsou slabými oxidačními činidly, reagují se silnými redukčními činidly:

2Fe +3 Cl3 + H 2 S -2 = S 0 ↓ + 2Fe +2 Cl 2 + 2HCl

FeCl 3 + KI = I 2 ↓ + FeCl 2 + KCl

Kvalitativní reakce pro Fe 3+

Zkušenost

1) V akci hexakyanoželeznatan draselný (II) K 4 (žlutá krev) na roztocích solí železitého železa modrý sediment (pruská modř):

4 Fe 3+ Cl 3 + 4 K 4 [ Fe 2+ ( CN) 6 ] → 12 KCl + 4 KFe 3+ [ Fe 2+ ( CN) 6 ]↓

(Pruská modř - hexacyanoferát ( II ) žehlička ( III ) -draslík)

pruská modř byl získán náhodou na začátku 18. století v berlínském barvířském mistrovi Diesbachu. Disbach koupil neobvyklý potaš (uhličitan draselný) od obchodníka: roztok tohoto potaše, když byl přidán solemi železa, se ukázal být modrý. Při kontrole potaše se ukázalo, že byl kalcinován hovězí krví. Bylo zjištěno, že barvivo je vhodné pro tkaniny: jasné, dlouhotrvající a levné. Brzy se stal známým recept na získávání barvy: potaš byl srostlý se sušenou zvířecí krví a železnými pilinami. Vyluhováním této slitiny vznikla žlutá krev. Nyní se pro tisk inkoustu a tónování polymerů používá pruská modř.

Bylo zjištěno, že pruská modrá a Turnbule blue jsou jedna a tatáž látka, protože komplexy vytvořené v reakcích jsou navzájem v rovnováze:

KFe III[ Fe II( CN) 6 ] ↔ KFe II[ Fe III( CN) 6 ]

2) Když se do roztoku obsahujícího ionty Fe 3+ přidá rhodanát draselný nebo amonný, objeví se intenzivní krvavě červená barva řešení thiokyanát železitý:

2FeCl3 + 6KCNS = 6KCl + Fe III[ Fe III( CNS) 6 ]

(při interakci s thiokyanáty iontů Fe 2+ zůstává roztok prakticky bezbarvý).

Cvičební zařízení

Simulátor č. 1 - Rozpoznání sloučenin obsahujících iont Fe (2+)

Simulátor č. 2 - Rozpoznání sloučenin obsahujících iont Fe (3+)

Úkoly pro konsolidaci

№1. Proveďte transformace:
FeCl 2 -> Fe (OH) 2 -> FeO -> FeSO 4
Fe -> Fe (NO 3) 3 -> Fe (OH) 3 -> Fe 2 O 3 -> NaFeO 2

Č. 2. Vytvořte reakční rovnice, pomocí kterých můžete získat:
a) soli železa (II) a soli železa (III);
b) hydroxid železitý a hydroxid železitý;
c) oxidy železa.

Sloučeniny železa (II)

Sloučeniny železa s oxidačním stavem železa +2 jsou nestabilní a snadno oxidují na deriváty železa (III).

Fe 2 O 3 + CO = 2 FeO + CO 2.

Hydroxid železa (II) Fe (OH) 2čerstvě vysrážený má šedozelenou barvu, nerozpouští se ve vodě, rozkládá se při teplotách nad 150 ° C, rychle tmavne v důsledku oxidace:

4Fe (OH) 2 + 02 + 2H20 = 4Fe (OH) 3.

Vykazuje mírné amfoterní vlastnosti s převahou zásaditých, snadno reaguje s neoxidujícími kyselinami:

Fe (OH) 2 + 2HCl = FeCl2 + 2H20.

Interakce s koncentrovanými alkalickými roztoky při zahřívání za vzniku tetrahydroxoferátu (II):

Fe (OH) 2 + 2NaOH = Na2.

Exponáty regenerační vlastnosti Při interakci s kyselinou dusičnou nebo koncentrovanou kyselinou sírovou se vytvářejí soli železa (III):

2Fe (OH) 2 + 4H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 6H 2 O.

Získává se interakcí solí železa (II) s alkalickým roztokem za nepřítomnosti atmosférického kyslíku:

FeS04 + 2NaOH = Fe (OH) 2 + Na2S04.

Soli železa (II).Železo (II) tvoří soli téměř se všemi anionty. Soli obvykle krystalizují ve formě zelených krystalických hydrátů: Fe (NO 3) 2 6H 2 O, FeSO 4 7H 2 O, FeBr 2 6H 2 O, (NH 4) 2 Fe (SO 4) 2 6H 2 O (sůl Mora ) atd. Solné roztoky mají světle zelenou barvu a v důsledku hydrolýzy kyselé prostředí:

Fe 2+ + H20 = FeOH + + H +.

Ukažte všechny vlastnosti solí.

Když stojí ve vzduchu, jsou pomalu oxidovány rozpuštěným kyslíkem na soli železa (III):

4FeCl2 + O2 + 2H20 = 4FeOHCl2.

Kvalitativní reakce pro kation Fe 2+ - interakce s hexakyanoferátem draselným (III) (sůl červené krve):

FeSO 4 + K 3 = KFe ↓ + K 2 SO 4

Fe 2+ + K + + 3- = KFe ↓

v důsledku reakce se vytvoří sraženina modré barvy- hexakyanoferát (II) železo (III) - draslík.

Pro železo je typický oxidační stav +3.

Oxid železitý Fe 2 O 3 - hnědá látka, existuje ve třech polymorfních modifikacích.

Vykazuje mírné amfoterní vlastnosti s převahou hlavních. Snadno reaguje s kyselinami:

Fe 2 O 3 + 6 HCl = 2 Fe Fe 3 + 3 H 2 O.

Nereaguje s alkalickými roztoky, ale po fúzi vytváří ferity:

Fe 2 O 3 + 2 NaOH = 2 NaFeO 2 + H 2 O.

Vykazuje oxidační a redukční vlastnosti. Po zahřátí se redukuje vodíkem nebo oxidem uhelnatým (II) a vykazuje oxidační vlastnosti:

Fe 2 O 3 + H 2 = 2 FeO + H 2 O,

Fe 2 O 3 + CO = 2 FeO + CO 2.

V přítomnosti silných oxidantů v alkalickém prostředí vykazuje redukční vlastnosti a je oxidován na deriváty železa (VI):

Fe 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH = 2K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O.

Při teplotách nad 1400 ° C se rozkládá:

6Fe 2 O 3 = 4Fe 3 O 4 + O 2.

Získává se tepelným rozkladem hydroxidu železitého:

2Fe (OH) 3 = Fe203 + 3H20

nebo oxidací pyritu:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

FeCl 3 + 3KCNS = Fe (CNS) 3 + 3KCl,

Protože se Fe2 + snadno oxiduje na Fe + 3:

Fe + 2 - 1e = Fe + 3

Čerstvě získaná nazelenalá sraženina Fe (OH) 2 na vzduchu tak velmi rychle změní barvu - zhnědne. Změna barvy je vysvětlena oxidací Fe (OH) 2 na Fe (OH) 3 atmosférickým kyslíkem:

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O,

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

Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2.

Ferit sodný

Hydroxid železitý se získávají ze solí železa jejich interakcí s alkáliemi:

Tvorba rzi a způsoby, jak tomu zabránit.

V této kapitole jsme se dozvěděli, jak vznikají oxidy kovů. Viděli jsme dvě ukázky reakcí, při nichž se kovy tvořily jako produkty. Nakonec jsme se dozvěděli o oxidu kovu z našich každodenních zkušeností a také o způsobech, jak zabránit tvorbě rzi, zejména těch, které se používají v budovách a průmyslu.

FeCl3 + 3NaOH = Fe (OH) 3¯ + 3NaCl,

Fe3 + + 3OH- = Fe (OH) 3.

Hydroxid železa (III) je slabší zásadou než Fe (OH) 2 a vykazuje amfoterní vlastnosti (s převahou zásaditých). Při interakci se zředěnými kyselinami Fe (OH) 3 snadno tvoří odpovídající soli:

Fe (OH) 3 + 3HCl «FeCl3 + H2O

2Fe (OH) 3 + 3H2SO4 «Fe2 (SO4) 3 + 6H2O

Fe (OH) 3 + 3H + "Fe3 + + 3H20

Reakce s koncentrovanými alkalickými roztoky probíhají pouze při prodlouženém zahřívání. V tomto případě se získají stabilní hydro-komplexy s koordinačním číslem 4 nebo 6:

Nakrájené kousky jablek hnědnou, protože sloučeniny železa v jablečné dužině reagují s kyslíkem ve vzduchu! Enzym v jablku napomáhá reakci, takže odkapávání citronové šťávy na kousky enzym zničí a zabrání jeho hnědnutí.

Proč jablka hnědnou?

• Když kov reaguje s kyslíkem, vzniká oxid kovu.
• Obecná rovnice pro tuto reakci je kovový kyslík → oxid kovu.
• Některé kovy budou při spalování reagovat s kyslíkem.
• Tyto reakce se nazývají spalovací reakce.

Jak se jmenuje „pálení“? Vyplňte to na koncepční kartě. Dokončete příklady kovů, které jste studovali v této kapitole. Budete se muset podívat na vytvořené produkty, abyste věděli, kam je umístit. Nakonec uveďte dva příklady kovů, o kterých jste se dozvěděli v této kapitole, které nerezaví.

Fe (OH) 3 + NaOH = Na,

Fe (OH) 3 + OH- = -,

Fe (OH) 3 + 3 NaOH = Na3,

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

Sloučeniny s oxidačním stavem železa +3 ​​vykazují oxidační vlastnosti, protože působením redukčních činidel se Fe + 3 převádí na Fe + 2:

Fe + 3 + 1e = Fe + 2.

Například chlorid železitý oxiduje jodid draselný na volný jód:

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

Kvalitativní reakce pro kationt železa (III)

Doplňte tabulku zadáním chybějících rovnic pro reakci mezi zinkem a kyslíkem. Oxid vápenatý reaguje s vodou za vzniku hydroxidu vápenatého. Vápenec a jeho výrobky mají mnoho použití, včetně cementu, malty a betonu.

Při intenzivním zahřívání je uhličitan vápenatý zničen. Tato reakce se nazývá tepelný rozklad. Zde jsou rovnice pro tepelný rozklad uhličitanu vápenatého. Oxid vápenatý Uhličitan vápenatý. Ostatní uhličitany kovů se rozkládají stejným způsobem, včetně.

Uhličitan uhličitan uhličitan uhličitan uhličitan. ... Jsou zde například uvedeny rovnice pro tepelný rozklad uhličitanu měďnatého. Oxid uhličitý karboxylová kyselina... Kovy s vysokou reaktivní řadou obsahují uhličitany, které potřebují velká energie pro rozklad rozklad: pokud se látka rozkládá, rozkládá se na jednodušší sloučeniny nebo prvky. jejich. Skutečně ne všechny uhličitany kovů skupiny 1 se rozkládají při teplotách dosažených Bunsenovým hořákem.

A) Činidlem pro detekci kationtu Fe3 + je hexakyano (II) ferát draselný (žlutá krev) K2.

Když 4 ionty interagují s ionty Fe3 +, vytvoří se tmavě modrá sraženina - pruská modř:

4FeCl3 + 3K4 "Fe43¯ + 12KCl,

4Fe3 + + 34- = Fe43¯.

B) Kationty Fe3 + lze snadno detekovat pomocí thiokyanátu amonného (NH4CNS). V důsledku interakce iontů CNS-1 s kationty železa (III) Fe3 +vzniká krvavě červený, nízko disociační thiokyanát železitý:

Kovy nízko za sebou reaktivita například měď má uhličitany, které se snadno rozkládají. Proto se ve školách často používá uhličitan měďnatý k tepelnému rozkladu. Snadno se rozkládá a jeho změna barvy ze zeleného uhličitanu měďnatého na černý oxid měďnatý je dobře vidět.

Železitá pramenitá voda Königsbrunnen. Žaludeční voda biskupství svatého Jana. Srážení hydroxidu železa z roztoku síranu amonného s částečnou oxidací na hydroxid železa atmosférickým kyslíkem. Hydroxid železa navíc patří do skupiny hydroxidů železa, ale je velmi nestabilní a v přítomnosti kyslíku rychle oxiduje na hydroxid oxidu železa.

FeCl3 + 3NH4CNS "Fe (CNS) 3 + 3NH4Cl,

Fe3 + + 3CNS1- "Fe (CNS) 3.

Aplikace a biologickou roliželezo a jeho sloučeniny.

Nejdůležitější slitiny železa - litina a ocel - jsou hlavními konstrukčními materiály téměř ve všech odvětvích moderní výroby.

K čištění vody se používá chlorid železitý FeCl3. PROTI organická syntéza Jako katalyzátor se používá FeCl3. K barvení tkanin se používá dusičnan železitý Fe (NO3) 3 9H2O.

Hydroxid železa se získává vysrážením roztoku chloridu železitého zásadami, výhodně přebytkem amoniaku. Při zmrazení krystalizuje, stejně jako při velmi dlouhém skladování pod vodou a snadno se transformuje na ve vodě rozpustné sloučeniny. Protijed arsenicidu používaný při otravě arsenem také obsahuje jako účinnou látku hydroxid železa.

Dalším dříve oficiálním hydroxidem železa je železné vlákno. Hydratovaný oxid železitý se tvoří, když železo začíná rezivět na vlhkém uhlí nebo na vzduchu obsahujícím oxid siřičitý. Je to kvůli přítomnosti malého množství oxidu uhličitého, že je železo oxidováno, zatímco v každém případě čistá voda nebo suchý vzduch nevyvolávají žádnou reakci. Hydroxid železa je tmavě hnědý, nerozpustný ve vodě, snadno rozpustný v kyselinách a rozkládá se zahříváním ve vodě a oxidu železa. Snadno přenáší svůj kyslík do oxidovaných těl a mění se na oxid železa, který energicky absorbuje kyslík ze vzduchu.

Železo je jedním z nejdůležitějších stopových prvků v lidském a zvířecím těle (v těle dospělého je obsažen ve formě sloučenin asi 4 g Fe). Je součástí hemoglobinu, myoglobinu, různých enzymů a dalších komplexních komplexů železo-protein, které se nacházejí v játrech a slezině. Železo stimuluje funkci krvetvorných orgánů.

Proto působí jako rozpadající se látka a ničí rotující látky obsažené v kapalinách. Na dřevo lze také útočit, například na rezavé hřebíky. Hydroxid železa absorbuje energetické plyny, a proto má příznivý účinek na půdu; v kombinaci s vláknitými vlákny a některými barvivy slouží jako skvrna na barvení.

Materiály, které tvoří slitiny Zama. Zinek je namodralý bílý kov, který nelze na vzduchu měnit a lze jej leštit. Vlhký vzduch, beze změny ve studeném vzduchu v suchém vzduchu, je pokryt lehkou vrstvou hydrogenuhličitanu, který ji ztmaví a chrání před hlubší oxidací. Běžný zinek se snadno přichytí díky nečistotám, které obsahuje, od zředěných kyselin za vzniku vodíkových a zinečnatých solí. z drahých kovů, jako je měď, olovo, stříbro atd. ovlivňují je horká řešení alkalické hydroxidy poskytováním pozinkovaného rozpustného a vodíku.

Seznam použité literatury:

1. „Chemie. Příspěvek pro učitele “. Rostov na Donu. „Phoenix“. Rok 1997.

2. „Příručka pro uchazeče o studium na vysokých školách“. Moskva. " absolventská škola“, 1995.

3. E.T. Hovhannisyan. „Průvodce po chemii pro uchazeče o univerzitu.“ Moskva. Rok 1994.

Anorganická sloučenina hydroxidu železa 3 má chemický vzorec Fe (OH) 2. Patří k řadě amfoterních, u nichž převládají vlastnosti charakteristické pro báze. Vzhledově je tato látka krystaly bílý, který během dlouhého pobytu na venku postupně tmavnout. K dispozici v nazelenalých krystalech. PROTI Každodenní život látku může každý pozorovat ve formě nazelenalého povlaku na kovových površích, což naznačuje začátek procesu rezivění - hydroxid železa 3 působí jako jeden z mezistupňů tohoto procesu.

Tento bílý prášek, používaný ve jménu bílého nebo bílého sněhového zinku, není ve styku se sirovodíkem toxický ani černý. Krystalická diverzita fosforeskuje na světlo nebo v přítomnosti radioaktivních látek. Zinečnaté soli jsou bezbarvé nebo bílé.

Jejich roztoky poskytují sraženinu bílého hydroxidu s alkálií, která je rozpustná v přebytku činidla. Sulfid amonný tvoří sraženinu bílého sulfidu. Zinkové uhlí - nepříjemný kapalný zápach, puchýře; obvykle hořlavý na vzduchu a lze s ním manipulovat pouze v proudu inertního plynu, jako je dusík. Získávají se reakcí čistého zinku nebo slitiny s alkyljodidem.

V přírodě se sloučenina nachází ve formě amakinitu. Tento krystalický minerál kromě samotného železa obsahuje také nečistoty hořčíku a manganu, všechny tyto látky dávají amakinitu různé odstíny - od žlutozelené až po světle zelenou, podle procenta toho či onoho prvku. Tvrdost minerálu je 3,5-4 jednotky na Mohsově stupnici a hustota je přibližně 3 g / cm3.

Alkylosin ioloid, který vzniká jako meziprodukt, se při zvýšené teplotě rozkládá na zinek během tvorby jodidu zinečnatého. Zdá se, že zinek je v Číně znám již od starověku. V Evropě se v prvním tisíciletí před naším letopočtem používaly slitiny zinku a mědi. Při těžbě kovů se používají dvě skupiny minerálů. Vzhledem k tomu, že minerály zinku jsou obvykle spojeny s minerály olova, předběžné využití minerálu musí být provedeno magnetickou separací a flotací. Aby se usnadnilo oddělení užitečných částí od sterilních, přidejte zředěný sírový olej nebo kyselinu sírovou a přidejte povrchový minerál, který způsobí uvolnění plynu, který podporuje flotaci.

Fyzikální vlastnosti látky by měly zahrnovat také její extrémně slabou rozpustnost. Když se hydroxid železa 3 zahřeje, rozkládá se.

Tato látka je velmi aktivní a interaguje s mnoha dalšími látkami a sloučeninami. Například má vlastnosti báze a vstupuje do různých kyselin. Zejména, kyselina sírová, hydroxid železa 3 v průběhu reakce vede k získání (III). Protože tato reakce může probíhat konvenční kalcinací na čerstvém vzduchu, používá se tento levný síran v laboratorním i průmyslovém prostředí.

V závislosti na zemích a složení minerálů se používají dva různé extrakční procesy. Následná fáze má za následek tvorbu kovu pro redukci oxidu uhelnatého. Operace musí být provedena při vyšší teplotě, než je teplota varu zinku, aby se kov destilací oddělil od nečistot. Část zinku, který by byl ztracen pro para-výhonky, se po zastavení získá zpět. Takto získaný kov obsahuje jako hlavní nečistoty kadmium, olovo, měď a železo.

Vyčištěný roztok se podrobí elektrolýze nerozpustnou olověnou anodou a katodou z hliníkového plechu. Elektrolytický zinek se poté oddělí od hliníkového substrátu a vypustí v dozvukové peci. Hmyz jeho neměnnosti vůči zinkovému vzduchu se používá v deskách nebo pleších k zakrytí střech, ve stavu plech nebo plech se používá také v grafice a suchých bateriích. Různé předměty, které jsou poté galvanicky pokoveny speciální slitinou, která jim dodává vzhled bronzového umění.

V průběhu reakce je výsledkem tvorba chloridu železitého.

V některých případech může hydroxid železa 3 vykazovat a kyselé vlastnosti... Například při interakci s vysoce koncentrovaným (koncentrace by měla být alespoň 50%) roztokem hydroxidu sodného se získá tetrahydroxoferát sodný (II), který se vysráží. Je pravda, že aby taková reakce probíhala, musí být zajištěny poměrně obtížné podmínky: reakce musí probíhat za podmínek varu roztoku v dusíkové atmosféře.

Zinek má účinný ochranný účinek na železo a ocel vystavené určitým médiím, jako je voda, pára, organické látky, benzen nebo chlorovaná rozpouštědla. Tuto ochranu zajišťují různé procesy.

Lozinko je součástí mnoha slitin mědi: mosaz, speciální mosaz. Zinek je hlavní složkou slitin Zama. Studie německého chemika Friedricha Wörlera umožnily měřit jeho relativní hustotu s důrazem na zvláštní lehkost kovu. Hall-Jörulův proces je i nadále hlavní metodou výroby hliníku, i když nové metody jsou stále studovány. Kov ve styku se vzduchem se rychle zakryje průhledným a vysoce odolným oxidovým závojem, který chrání povrch před agresivními látkami a hlubokou oxidací.

Jak již bylo zmíněno, při zahřívání se látka rozkládá. Výsledkem tohoto rozkladu je (II) a navíc se získá kovové železo a jeho deriváty ve formě nečistot: oxid diironový (III), jehož chemický vzorec je Fe3O4.

Jak vyrobit hydroxid železa 3, jehož výroba je spojena s jeho schopností reagovat s kyselinami? Před pokračováním v experimentu je nutné si při provádění těchto experimentů připomenout bezpečnostní pravidla. Tato pravidla platí pro veškerou manipulaci s acido-bazickými roztoky. Hlavní věcí zde je zajistit spolehlivá ochrana a vyhněte se kapkám roztoků na sliznice a kůži.

Hydroxid můžete získat v průběhu reakce, ve které interagují chlorid železitý a hydroxid draselný. Tato metoda je pro vzdělávání nejběžnější. nerozpustné báze... Když tyto látky interagují, dochází k obvyklé metabolické reakci, v důsledku čehož se získá hnědá sraženina. Tento sediment je požadovaná látka.

Použití hydroxidu železa v průmyslová produkce pěkně široký. Nejběžnějším je jeho použití jako účinná látka v bateriích typu železo-nikl. Kromě toho se sloučenina používá v metalurgii pro výrobu různých slitin kovů, jakož i při galvanickém pokovování a konstrukci automobilů.

Vytváří se působením alkalických roztoků na železité soli: sráží se jako červenohnědá sraženina

Fe (NO 3) 3 + 3KOH ® Fe (OH) 3 ¯ + 3KNO 3

Fe 3+ + 3OH - ® Fe (OH) 3 ¯

Fe (OH) 3 je slabší báze než hydroxid železitý.

To je vysvětleno skutečností, že Fe 2+ má nižší iontový náboj a větší poloměr než Fe 3+, a proto Fe 2+ zadržuje hydroxidové ionty slabší, tj. Fe (OH) 2 se snadněji disociuje.

V tomto ohledu jsou soli železa (II) mírně hydrolyzovány a soli železa (III) jsou velmi silně. Pro lepší asimilaci materiálů této části se doporučuje sledovat fragment videa (k dispozici pouze na disku CDROM). Hydrolýza také vysvětluje barvu roztoků solí Fe (III): navzdory skutečnosti, že iont Fe 3+ je téměř bezbarvý, jsou roztoky, které ho obsahují, zbarveny do žlutohněda, což se vysvětluje přítomností hydroxoionů železa nebo Fe (OH ) 3 molekuly, které vznikají hydrolýzou:

Fe 3+ + H 2 O «2+ + H +

2+ + H 2 O « + + H +

H 2 O «Fe (OH) 3 + H +

Po zahřátí barva ztmavne a s přídavkem kyselin se díky potlačení hydrolýzy zesvětlí. Fe (OH) 3 má slabě vyjádřenou amfoteritu: rozpouští se ve zředěných kyselinách a v koncentrovaných alkalických roztocích:

Fe (OH) 3 + 3HCl ® FeCl3 + 3H20

Fe (OH) 3 + 3H + ® Fe 3+ + 3H20

Fe (OH) 3 + NaOH ® Na

Fe (OH) 3 + OH - ® -

Sloučeniny železa (III) jsou slabými oxidačními činidly, reagují se silnými redukčními činidly:

2Fe +3 Cl3 + H 2S -2 ® S 0 + 2Fe +2 Cl2 + 2HCl

Kvalitativní reakce pro Fe 3+

1) Působením hexakyanoželeznatanu draselného (II) K 4 (žlutá krevní sůl) na roztoky železitých solí se vytvoří modrá sraženina (pruská modř):

4FeCl 3 + 3K 4 ® Fe 4 3 ¯ + 12KCl

4Fe 3+ + 12C l - + 12K + + 3 4- ® Fe 4 3 ¯ + 12K + + 12C l -

4Fe 3+ + 3 4- ® Fe 4 3 ¯

2) Když se do roztoku obsahujícího ionty Fe 3+ přidá rhodanát draselný nebo amonný, objeví se intenzivní krvavě červená barva thiokyanátu železitého:

FeCl 3 + 3NH 4 CNS «3NH 4 Cl + Fe (CNS) 3

(při interakci s thiokyanáty iontů Fe 2+ zůstává roztok prakticky bezbarvý).

Laboratorní práce

Činidla : železné piliny Fe, Mohrova sůl (NH 4) 2 SO 4 FeSO 4 6H 2 O, roztok chloridu železitého FeCl 3, roztok hexacionoferátu draselného (III) K 3, roztok hexacionoferátu draselného (II) K 4, roztok rodanidu roztok KCNS draslíku kyseliny chlorovodíkové HCl (koncentrovaný a zředěný), roztok kyseliny sírové H 2 SO 4 (koncentrovaný a zředěný), roztok kyselina dusičná HNO 3 (koncentrovaný a zředěný), roztok hydroxidu sodného NaOH (koncentrovaný a zředěný).

Nádobí a vybavení : lihovina, držák na zkumavky, stojan na zkumavky, špachtle, zkumavky, skleněná tyčinka.

Anorganická sloučenina hydroxidu železa 3 má chemický vzorec Fe (OH) 2. Patří k řadě amfoterních, u nichž převládají vlastnosti charakteristické pro báze. Vzhledově je tato látka bílými krystaly, které při dlouhodobém působení na čerstvém vzduchu postupně tmavnou. K dispozici v nazelenalých krystalech. V každodenním životě může každý pozorovat látku ve formě nazelenalého povlaku na kovových površích, což naznačuje začátek procesu rezivění - hydroxid železa 3 působí jako jeden z mezistupňů tohoto procesu.

V přírodě se sloučenina nachází ve formě amakinitu. Tento krystalický minerál kromě samotného železa obsahuje také nečistoty hořčíku a manganu, všechny tyto látky dávají amakinitu různé odstíny - od žlutozelené až po světle zelenou, podle procenta toho či onoho prvku. Tvrdost minerálu je 3,5-4 jednotky na Mohsově stupnici a hustota je přibližně 3 g / cm3.

NA fyzikální vlastnosti látka by měla být také přičítána její extrémně špatné rozpustnosti. Když se hydroxid železa 3 zahřeje, rozkládá se.

Tato látka je velmi aktivní a interaguje s mnoha dalšími látkami a sloučeninami. Například má vlastnosti báze a vstupuje do různých kyselin. Zejména železo sírové 3 v průběhu reakce vede k produkci (III). Protože tato reakce může probíhat konvenční kalcinací na čerstvém vzduchu, používá se tento levný síran v laboratorním i průmyslovém prostředí.

V průběhu reakce je výsledkem tvorba chloridu železitého.

V některých případech může hydroxid železa 3 také vykazovat kyselé vlastnosti. Například při interakci s vysoce koncentrovaným (koncentrace by měla být alespoň 50%) roztokem hydroxidu sodného se získá tetrahydroxoferát sodný (II), který se vysráží. Je pravda, že aby taková reakce probíhala, musí být zajištěny poměrně obtížné podmínky: reakce musí probíhat za podmínek varu roztoku v dusíkové atmosféře.

Jak již bylo zmíněno, při zahřívání se látka rozkládá. Výsledkem tohoto rozkladu je (II) a navíc se získá kovové železo a jeho deriváty ve formě nečistot: oxid diironový (III), chemický vzorec které Fe3O4.

Jak vyrobit hydroxid železa 3, jehož výroba je spojena s jeho schopností reagovat s kyselinami? Před pokračováním v experimentu je nutné si při provádění těchto experimentů připomenout bezpečnostní pravidla. Tato pravidla platí pro veškerou manipulaci s acido-bazickými roztoky. Hlavní věc zde je poskytnout spolehlivou ochranu a vyhnout se kapkám roztoků na sliznice a kůži.

Hydroxid můžete získat v průběhu reakce, ve které interagují chlorid železitý a hydroxid draselný. Tato metoda je nejběžnější pro tvorbu nerozpustných bází. Když tyto látky interagují, dochází k obvyklé metabolické reakci, v důsledku čehož se získá hnědá sraženina. Tento sediment je požadovaná látka.

Využití hydroxidu železa v průmyslové výrobě je poměrně široké. Nejběžnější je jeho použití jako účinné látky v nikl-železitých bateriích. Kromě toho se sloučenina používá v metalurgii pro výrobu různých slitin kovů, jakož i při galvanickém pokovování a konstrukci automobilů.