Železov hidroksid 3 je razvrščen kot. Železove (III) spojine. Interakcija s halogeni in žveplom pri visokih temperaturah

Železove spojine

jaz . Železov(II) hidroksid

Nastane z delovanjem alkalijskih raztopin na železove (II) soli brez dostopa zraka:

FeCl 2 + 2 KOH = 2 KCl + F e (OH) 2 ↓

Fe(OH) 2 je šibka baza, topna v močnih kislinah:

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

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

Dodatno gradivo:

Fe(OH) 2 – ima tudi šibke amfoterne lastnosti, reagira s koncentriranimi alkalijami:

Fe( OH) 2 + 2 NaOH = Na 2 [ Fe( OH) 4 ]. nastane tetrahidroksoferatna sol ( II) natrij

Pri žganju Fe(OH) 2 brez dostopa zraka nastane železov (II) oksid FeO -črna povezava:

Fe(OH) 2 t˚C → FeO + H 2 O

V prisotnosti atmosferskega kisika bela oborina Fe (OH) 2, oksidira, postane rjava - tvori železov (III) hidroksid Fe (OH) 3:

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

Dodatno gradivo:

Spojine železa (II) imajo redukcijske lastnosti, pod vplivom oksidantov se zlahka pretvorijo v spojine železa (III):

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

Železove spojine so nagnjene k tvorbi kompleksov:

FeCl 2 + 6NH 3 = Cl 2

Fe(CN) 2 + 4KCN = K 4 (rumena krvna sol)

Kvalitativna reakcija na Fe 2+

Ko je v akciji kalijev heksacianoferat (III) K 3 (rdeča krvna sol) na raztopinah dvovalentnih železovih soli nastane modra oborina (Turnboole modra):

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

(Turnbull modra - heksacianoferat ( III ) železo ( II )-kalij)

Turnbull modra Po lastnostih je zelo podobna pruski modrini in je služila tudi kot barvilo. Imenovan po enem od ustanoviteljev škotskega barvalnega podjetja Arthur and Turnbull.

Železove spojine

jaz . Železov(III) oksid

Nastane s sežiganjem železovih sulfidov, na primer s praženjem pirita:

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

ali pri kalciniranju železovih soli:

2FeSO 4 t˚C → Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3

Fe 2 O 3 - oksid k rdeče-rjave barve, ki v majhni meri kaže amfoterne lastnosti

Fe 2 O 3 + 6HCl t˚C → 2FeCl 3 + 3H 2 O

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 ],nastane sol - tetrahidroksoferat ( III) natrij

Fe 2 O 3 + 2OH - + 3H 2 O t˚C → 2 -

Pri legiranju z bazičnimi oksidi ali karbonati alkalijske kovine nastanejo feriti:

Fe 2 O 3 + Na 2 O t˚C → 2NaFeO 2

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

II. železov hidroksid ( III )

Nastane z delovanjem alkalijskih raztopin na železove železove soli: obori se v obliki rdeče-rjave oborine.

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

Fe 3+ + 3OH - = Fe(OH) 3 ↓

Dodatno:

Fe(OH) 3 je šibkejša baza od železovega (II) hidroksida.

To je razloženo z dejstvom, da ima Fe 2+ manjši ionski naboj in večji polmer kot Fe 3+, zato Fe 2+ šibkeje zadržuje hidroksidne ione, tj. Fe(OH) 2 lažje disociira.

V zvezi s tem so soli železa (II) rahlo hidrolizirane, soli železa (III) pa zelo močno.

Hidroliza pojasnjuje tudi barvo raztopin Fe(III) soli: kljub temu, da je ion Fe 3+ skoraj brezbarven, so raztopine, ki ga vsebujejo, obarvane rumeno-rjavo, kar je razloženo s prisotnostjo železovih hidroksoionov ali Fe(OH) 3 molekule, ki nastanejo zaradi hidrolize:

Fe 3+ + H 2 O ↔ 2+ + H +

2+ + H 2 O ↔ + + H +

+ + H 2 O ↔ Fe(OH) 3 + H +

Pri segrevanju barva potemni, ob dodajanju kislin pa postane svetlejša zaradi zatiranja hidrolize.

Fe(OH) 3 ima šibke amfoterne lastnosti: topi se v razredčenih kislinah in koncentriranih alkalijskih raztopinah:

Fe(OH) 3 + 3HCl = FeCl 3 + 3H 2 O

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

Fe(OH)3 + NaOH = Na

Fe(OH) 3 + OH - = -

Dodatno gradivo:

Železove (III) spojine so šibki oksidanti, reagirajo z močnimi redukcijskimi sredstvi:

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

FeCl 3 + KI = I 2 ↓ + FeCl 2 + KCl

Kvalitativne reakcije na Fe 3+

Izkušnje

1) Med akcijo kalijev heksacianoferat (II) K 4 (rumena krvna sol) na raztopinah nastanejo železove železove soli modra oborina (prusko modra):

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

(Prusko modra - heksacianoferat ( II ) železo ( III )-kalij)

prusko modra je v začetku 18. stoletja v Berlinu po naključju pridobil barvar Diesbach. Disbach je od trgovca kupil nenavadno pepeliko (kalijev karbonat): raztopina te pepelike je ob dodajanju železovih soli postala modra. Pri kontroli pepelike se je izkazalo, da je žgana z volovsko krvjo. Barva se je izkazala za primerno za tkanine: svetla, trpežna in poceni. Kmalu je postal znan recept za izdelavo barve: pepeliko so spojili s posušeno živalsko krvjo in železovimi opilki. Z izpiranjem takšne zlitine so dobili rumeno krvno sol. Danes se prusko modra uporablja za proizvodnjo tiskarskih barv in barvnih polimerov.

Ugotovljeno je bilo, da sta pruska modra in Turnboole modra ista snov, saj so kompleksi, ki nastanejo v reakcijah, v medsebojnem ravnovesju:

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

2) Ko raztopini, ki vsebuje Fe 3+ ione, dodamo kalijev ali amonijev tiocianat, se pojavi intenzivna krvavo rdeča barva rešitevželezov (III) tiocianat:

2FeCl 3 + 6KCNS = 6KCl + Fe III[ Fe III( CNS) 6 ]

(pri interakciji s tiocianati, ioni Fe 2+ raztopina ostane skoraj brezbarvna).

Oprema za vadbo

Trener št. 1 - Prepoznavanje spojin, ki vsebujejo Fe (2+) ion

Trener št. 2 - Prepoznavanje spojin, ki vsebujejo Fe (3+) ion

Naloge za utrjevanje

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

št. 2. Zapišite reakcijske enačbe, s katerimi lahko dobite:
a) železove (II) soli in železove (III) soli;
b) železov (II) hidroksid in železov (III) hidroksid;
c) železovi oksidi.

Železove (II) spojine

Železove spojine z oksidacijskim stanjem železa +2 so nestabilne in zlahka oksidirajo v železove (III) derivate.

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

Železov (II) hidroksid Fe(OH) 2 ko je sveže oborjen, ima sivkasto-zeleno barvo, se ne topi v vodi, razpade pri temperaturah nad 150 ° C in hitro potemni zaradi oksidacije:

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

Ima blage amfoterne lastnosti s prevlado bazičnih in zlahka reagira z neoksidirajočimi kislinami:

Fe(OH) 2 + 2HCl = FeCl 2 + 2H 2 O.

Pri segrevanju reagira s koncentriranimi raztopinami alkalij in tvori tetrahidroksoferat (II):

Fe(OH) 2 + 2NaOH = Na 2.

Razstave obnovitvene lastnosti, pri interakciji z dušikovo ali koncentrirano žveplovo kislino nastanejo železove (III) soli:

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

Pridobiva se z reakcijo železovih (II) soli z raztopino alkalije v odsotnosti atmosferskega kisika:

FeSO 4 + 2NaOH = Fe(OH) 2 + Na 2 SO 4.

Železove (II) soli.Železo (II) tvori soli s skoraj vsemi anioni. Običajno soli kristalizirajo v obliki zelenih kristalnih hidratov: 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 (sol Mora ) itd. Raztopine soli imajo bledo zeleno barvo in zaradi hidrolize kislo okolje:

Fe 2+ + H 2 O = FeOH + + H +.

Izkazujejo vse lastnosti soli.

Ko stojijo na zraku, jih raztopljeni kisik počasi oksidira v železove (III) soli:

4FeCl 2 + O 2 + 2H 2 O = 4FeOHCl 2.

Kvalitativna reakcija na kation Fe 2+ - interakcija s kalijevim heksacianoferatom (III) (rdeča krvna sol):

FeSO 4 + K 3 = KFe↓ + K 2 SO 4

Fe 2+ + K + + 3- = KFe↓

Kot rezultat reakcije nastane oborina modra- želez (III) heksacianoferat (II) - kalij.

Za železo je značilno oksidacijsko stanje +3.

Železov (III) oksid Fe 2 O 3 - Snov je rjave barve in obstaja v treh polimorfnih modifikacijah.

Kaže blage amfoterne lastnosti s prevlado bazičnih. Z lahkoto reagira s kislinami:

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

Ne reagira z alkalnimi raztopinami, vendar pri taljenju tvori ferite:

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

Kaže oksidacijske in redukcijske lastnosti. Pri segrevanju se reducira z vodikom ali ogljikovim monoksidom (II), razstavlja oksidativne lastnosti:

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

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

V prisotnosti močnih oksidantov v alkalnem okolju ima redukcijske lastnosti in se oksidira v železove (VI) derivate:

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

Pri temperaturah nad 1400°C razpade:

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

Pridobljeno s termično razgradnjo železovega (III) hidroksida:

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

ali oksidacija pirita:

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

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

Ker se Fe2+ zlahka oksidira v Fe+3:

Fe+2 – 1e = Fe+3

Tako sveže pridobljena zelenkasta oborina Fe(OH)2 na zraku zelo hitro spremeni barvo – porjavi. Spremembo barve pojasnjujejo z oksidacijo Fe(OH)2 v Fe(OH)3 z atmosferskim kisikom:

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O,

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

Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2.

Natrijev ferit

Železov(III) hidroksid pridobljeno iz železovih (III) soli z reakcijo z alkalijami:

Nastajanje rje in načini za njegovo preprečevanje.

V tem poglavju smo izvedeli, kako nastanejo kovinski oksidi. Videli smo dve predstavitvi reakcij, v katerih so nastale kovine kot produkti. Nazadnje smo se naučili o kovinskem oksidu iz naših vsakodnevnih izkušenj, pa tudi o načinih za preprečevanje rje, zlasti tistih, ki se uporabljajo v zgradbah in industriji.

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3¯ + 3NaCl,

Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3¯.

Železov (III) hidroksid je šibkejša baza od Fe(OH)2 in ima amfoterne lastnosti (s prevlado bazičnih). Pri interakciji z razredčenimi kislinami Fe(OH)3 zlahka tvori ustrezne soli:

Fe(OH)3 + 3HCl « FeCl3 + H2O

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 « Fe2(SO4)3 + 6H2O

Fe(OH)3 + 3H+ « Fe3+ + 3H2O

Reakcije s koncentriranimi raztopinami alkalij se pojavijo le pri dolgotrajnem segrevanju. V tem primeru dobimo stabilne hidrokomplekse s koordinacijskim številom 4 ali 6:

Izrezani koščki jabolka postanejo rjavi, ker spojine železa v jabolčni kaši reagirajo s kisikom v zraku! Pri reakciji pomaga encim v jabolku, zato če na koščke pokapamo limonin sok, encim razgradi in prepreči, da bi jabolko porjavelo.

Zakaj jabolka porjavijo?

• Ko kovina reagira s kisikom, nastane kovinski oksid.
• Splošna enačba za to reakcijo je: kovinski kisik → kovinski oksid.
• Nekatere kovine bodo pri gorenju reagirale s kisikom.
• Te reakcije imenujemo reakcije zgorevanja.

Kako se imenuje "gorenje"? To vnesite v konceptualni zemljevid. Dopolnite primere kovin, ki ste jih preučevali v tem poglavju. Ustvarjene izdelke si boste morali ogledati, da boste vedeli, kam jih postaviti. Nazadnje navedite dva primera kovin, ki ste jih spoznali v tem poglavju in ki ne rjavita.

Fe(OH)3 + NaOH = Na,

Fe(OH)3 + OH- = -,

Fe(OH)3 + 3NaOH = Na3,

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

Spojine z oksidacijskim stanjem železa +3 ​​imajo oksidativne lastnosti, saj se pod vplivom reducentov Fe+3 pretvori v Fe+2:

Fe+3 + 1e = Fe+2.

Na primer, železov (III) klorid oksidira kalijev jodid v prosti jod:

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

Kvalitativne reakcije na železov (III) kation

Dopolni tabelo z manjkajočimi enačbami za reakcijo med cinkom in kisikom. Kalcijev oksid reagira z vodo in nastane kalcijev hidroksid. Apnenec in njegovi izdelki imajo veliko uporab, vključno s cementom, malto in betonom.

Pri intenzivnem segrevanju se kalcijev karbonat uniči. To reakcijo imenujemo termična razgradnja. Tukaj so enačbe za toplotna razgradnja kalcijev karbonat. Kalcijev dioksid kalcijev karbonat. Drugi kovinski karbonati se razgradijo na enak način, vključno z.

Karbonat karbonat karbonat natrijev karbonat. . Tukaj so na primer enačbe za termično razgradnjo bakrovega karbonata. Ogljikov dioksid karboksilna kislina. Kovine visoko v reakcijskem nizu imajo karbonate, ki potrebujejo visoka energija za razgradnjo razgradnja: Ko snov razpade, razpade na enostavnejše spojine ali elemente. njihov. Dejansko se vsi kovinski karbonati skupine 1 ne razgradijo pri temperaturah, ki jih doseže Bunsenov gorilnik.

A) Reagent za dokaz kationa Fe3+ je kalijev heksaciano(II) ferat (rumena krvna sol) K2.

Pri interakciji 4- ionov z Fe3+ ioni nastane temno modra oborina - prusko modra:

4FeCl3 + 3K4 « Fe43¯ +12KCl,

4Fe3+ + 34- = Fe43¯.

B) Katione Fe3+ zlahka zaznamo z uporabo amonijevega tiocianata (NH4CNS). Kot rezultat interakcije ionov CNS-1 z železovimi (III) kationi Fe3+ nastane nizkodisociacijski železov (III) tiocianat krvavo rdeče barve:

Kovine nizko v vrsti reaktivnost, kot je baker, imajo karbonate, ki se zlahka razgradijo. Zato se bakrov karbonat pogosto uporablja v šolah za prikaz toplotne razgradnje. Zlahka se razgradi in njegova sprememba barve, od zelenega bakrovega karbonata do črnega bakrovega oksida, je zlahka opazna.

Izvirska voda iz Königsbrunnena, ki vsebuje železo. Želodčna voda škofije sv. Obarjanje železovega hidroksida iz raztopine amonijevega sulfata z delno oksidacijo v železov hidroksid z atmosferskim kisikom. Poleg tega spada železov hidroksid v skupino železovih hidroksidov, vendar je zelo nestabilen in v prisotnosti kisika hitro oksidira v železov oksid hidroksid.

FeCl3 + 3NH4CNS « Fe(CNS)3 + 3NH4Cl,

Fe3+ + 3CNS1- « Fe(CNS)3.

Aplikacija in biološko vlogoželezo in njegove spojine.

Najpomembnejše železove zlitine - lito železo in jeklo - so glavni konstrukcijski materiali v skoraj vseh vejah sodobne proizvodnje.

Železov (III) klorid FeCl3 se uporablja za čiščenje vode. IN organska sinteza FeCl3 se uporablja kot katalizator. Železov nitrat Fe(NO3)3 9H2O se uporablja za barvanje tkanin.

Železov hidroksid dobimo z obarjanjem raztopine železovega klorida z alkalijami, po možnosti s presežkom amoniaka. Kristalizira pri zamrzovanju in tudi pri zelo dolgem shranjevanju pod vodo in se zlahka pretvori v vodotopne spojine. Protistrup arsenicium, ki se uporablja pri zastrupitvah z arzenom, vsebuje tudi železov hidroksid kot učinkovino.

Drug prej uradni železov hidroksid je železova vlakna. Hidrat železovega oksida nastane, ko začne železo rjaveti na mokrem premogu ali v zraku, ki vsebuje žveplov dioksid. Železo oksidira zaradi prisotnosti majhnih količin ogljikovega dioksida, čista voda ali suh zrak pa v vsakem primeru ne povzročita nobene reakcije. Železov hidroksid je temno rjav, netopen v vodi, dobro topen v kislinah in pri segrevanju v vodi in železovem oksidu razpade. Lehko prenaša svoj kisik na oksidativna telesa in se spremeni v železov oksid, ki močno absorbira kisik iz zraka.

Železo je eden najpomembnejših mikroelementov v telesu človeka in živali (telo odraslega človeka vsebuje približno 4 g Fe v obliki spojin). Je del hemoglobina, mioglobina, različnih encimov in drugih kompleksnih železo-proteinskih kompleksov, ki jih najdemo v jetrih in vranici. Železo spodbuja delovanje hematopoetskih organov.

Zato deluje kot sredstvo za gnitje in uničuje vrteče se snovi v tekočinah. Les lahko napadejo tudi stvari, kot so zarjaveli žeblji. Železov hidroksid absorbira energijske pline in zato blagodejno vpliva na tla; v kombinaciji z vlakni in nekaterimi barvili služi kot madež za barvanje.

Materiali, ki sestavljajo zlitine Zama. Cink je modrikasto bela kovina, ki se ne spreminja na zraku in se lahko polira. Obstojen v hladnem, suhem zraku, vlažnem zraku je prevlečen s svetlo plastjo bikarbonata, ki ga temni in ščiti pred globljo oksidacijo. Skupni cink se zlahka veže zaradi nečistoč, ki jih vsebuje, od razredčenih kislin, da tvori sol vodika in cinka. iz plemenitih kovin, kot so baker, svinec, srebro itd. so izpostavljeni vročim raztopinam alkalni hidroksidi z zagotavljanjem pocinkanega topnega in vodika.

Seznam uporabljene literature:

1. »Kemija. Dodatek za mentorja." Rostov na Donu. "Feniks". 1997

2. “Priročnik za kandidate na univerzah.” Moskva. " podiplomska šola«, 1995.

3. E.T. Oganesjan. "Vodnik po kemiji za študente." Moskva. 1994

Anorganska spojina železov hidroksid 3 ima kemijsko formulo Fe(OH)2. Spada med amfoterne spojine, v katerih prevladujejo lastnosti, značilne za baze. Zdi se, da je ta snov kristalinična bela, ki ga med daljšim bivanjem na na prostem postopoma potemnijo. Obstajajo možnosti za kristale z zelenkastim odtenkom. IN vsakdanjem življenju Snov lahko opazi vsakdo v obliki zelenkaste prevleke na kovinskih površinah, ki nakazuje začetek procesa rjavenja – železov hidroksid 3 nastopa kot ena od vmesnih stopenj tega procesa.

Ta beli prah, ki se uporablja v imenu belega ali belega cinkovega snega, ni strupen in ni črn v stiku z vodikovim sulfidom. Kristalna sorta fosforescira pred svetlobo ali v prisotnosti radioaktivnih snovi. Cinkove soli so brezbarvne ali bele.

Njihove raztopine zagotavljajo alkalno oborino belega hidroksida, topnega v presežku reagenta. Amonijev sulfid tvori belo sulfidno oborino. Cinkov premog - neprijeten vonj tekočine, mehurji; so običajno zelo vnetljive na zraku in jih je mogoče obdelati le pod tokom inertnega plina, kot je dušik. Pridobijo se z reakcijo cinka, čistega ali zlitine, z alkil jodidom.

V naravi se spojina nahaja v obliki amakinita. Ta kristalni mineral poleg samega železa vsebuje tudi nečistoče magnezija in mangana, vse te snovi dajejo amakinitu različne odtenke - od rumeno-zelene do bledo zelene, odvisno od odstotka določenega elementa. Trdota minerala je 3,5-4 enote po Mohsovi lestvici, gostota pa približno 3 g/cm³.

Alkilozin joloid, ki nastane kot intermediat, razpade z naraščajočo temperaturo v cink v procesu tvorbe cinkovega jodida. Zdi se, da je bil cink na Kitajskem znan že od antičnih časov. V Evropi so zlitine cinka z bakrom uporabljali v prvem tisočletju pr. Pri pridobivanju kovin se uporabljata dve skupini mineralov. Ker so cinkovi minerali običajno povezani s svinčevimi minerali, je treba predkoncentracijo minerala izvesti z magnetno separacijo in flotacijo. Za lažje ločevanje uporabnih delov od sterilnih dodamo razredčeno žveplovo olje ali žveplovo kislino, dodajanje površinskega minerala povzroči sproščanje plina, ki spodbuja flotacijo.

Med fizikalne lastnosti snovi je treba vključiti tudi izjemno nizko topnost. Ko se železov hidroksid 3 segreje, se razgradi.

Ta snov je zelo aktivna in medsebojno deluje s številnimi drugimi snovmi in spojinami. Na primer, ker ima lastnosti baze, komunicira z različnimi kislinami. zlasti žveplova kislina, železov hidroksid 3 med reakcijo vodi do proizvodnje (III). Ker lahko do te reakcije pride z običajnim žganjem na prostem, se ta poceni sulfat uporablja tako v laboratoriju kot v industriji.

Odvisno od držav in sestave mineralov sledita dva različna postopka pridobivanja. Naslednja faza povzroči nastanek kovine za zmanjšanje ogljikovega monoksida. Postopek je treba izvesti pri višji temperaturi od vrelišča cinka, da se kovina z destilacijo loči od nečistoč. Nekaj ​​cinka, ki bi bil izgubljen s para poganjki, se povrne ob zaustavitvi. Tako pridobljena kovina vsebuje kot glavne primesi kadmij, svinec, baker in železo.

Prečiščena raztopina se podvrže elektrolizi z netopno svinčeno anodo in katodo, sestavljeno iz aluminijaste pločevine. Elektrolitski cink se nato loči od aluminijaste podlage in odcedi v odmevni peči. Insekt njegove nespremenljivosti na cinkov zrak se uporablja v ploščah ali ploščah za pokrivanje streh, v obliki plošč ali plošč se uporablja tudi v grafiki in suhih baterijah. Različni predmeti, ki so nato galvanizirani s posebno zlitino, ki jim daje videz bronaste umetnosti.

Med reakcijo je rezultat tvorba železovega (II) klorida.

V nekaterih primerih se lahko pojavi železov hidroksid 3 kislinske lastnosti. Na primer, pri interakciji z visoko koncentrirano (koncentracija mora biti vsaj 50%) raztopine natrijevega hidroksida dobimo natrijev tetrahidroksoferat (II), ki se obori. Res je, da je za takšno reakcijo potrebno zagotoviti precej zapletene pogoje: reakcija mora potekati v pogojih vrele raztopine v dušikovem atmosferskem okolju.

Cink ima učinkovit zaščitni učinek na železo in jeklo, ki sta izpostavljena določenim okoljem, kot so voda, para, organske snovi, benzen ali klorirana topila. To zaščito zagotavljajo različni postopki.

Lozinko je del številnih bakrovih zlitin: medenina, posebna medenina. Cink je glavna sestavina zlitin Zama. Raziskave nemškega kemika Friedricha Wörlerja so omogočile merjenje njene relativne gostote, s čimer so poudarili posebno lahkotnost kovine. Postopek Hall-Jorul je še vedno glavna metoda za proizvodnjo aluminija, čeprav se nove metode še preučujejo. Kovina v stiku z zrakom se hitro prekrije s prozorno in visoko odporno oksidno tančico, ki ščiti površino pred vplivi agresivnih snovi in ​​globoko oksidacijo.

Kot že omenjeno, pri segrevanju snov razpade. Rezultat te razgradnje je (II), poleg tega pa dobimo kovinsko železo in njegove derivate v obliki nečistoč: diželezov oksid (III), katerega kemijska formula je Fe3O4.

Kako proizvesti železov hidroksid 3, katerega proizvodnja je povezana z njegovo sposobnostjo reagiranja s kislinami? Preden začnete s poskusom, se morate spomniti varnostnih pravil pri izvajanju takšnih poskusov. Ta pravila veljajo za vse primere ravnanja s kislinsko bazičnimi raztopinami. Glavna stvar tukaj je zagotoviti zanesljiva zaščita in se izogibajte stiku kapljic raztopin s sluznico in kožo.

Torej lahko hidroksid dobimo z reakcijo, v kateri reagirata železov (III) klorid in KOH - kalijev hidroksid. Ta metoda- najpogostejši za izobraževanje netopne baze. Ko te snovi medsebojno delujejo, pride do normalne reakcije izmenjave, ki povzroči rjavo oborino. Ta oborina je želena snov.

Uporaba železovega hidroksida v industrijske proizvodnje precej široka. Najpogostejša je njegova uporaba kot učinkovina v železo-nikelj baterijah. Poleg tega se spojina uporablja v metalurgiji za proizvodnjo različnih kovinskih zlitin, pa tudi v galvanizaciji in avtomobilski industriji.

Nastane z delovanjem alkalijskih raztopin na železove železove soli: obori se v obliki rdeče-rjave oborine.

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

Fe 3+ + 3OH - ® Fe(OH) 3 ¯

Fe(OH) 3 je šibkejša baza od železovega (II) hidroksida.

To je razloženo z dejstvom, da ima Fe 2+ manjši ionski naboj in večji polmer kot Fe 3+, zato Fe 2+ šibkeje zadržuje hidroksidne ione, tj. Fe(OH) 2 lažje disociira.

V zvezi s tem so soli železa (II) rahlo hidrolizirane, soli železa (III) pa zelo močno. Za boljše razumevanje gradiva v tem razdelku je priporočljivo, da si ogledate video fragment (na voljo samo na CD-ju). Hidroliza pojasnjuje tudi barvo raztopin Fe(III) soli: kljub temu, da je ion Fe 3+ skoraj brezbarven, so raztopine, ki ga vsebujejo, obarvane rumeno-rjavo, kar je razloženo s prisotnostjo železovih hidroksoionov ali Fe(OH) 3 molekule, ki nastanejo zaradi hidrolize:

Fe 3+ + H 2 O « 2+ + H +

2+ + H 2 O « + + H +

H 2 O « Fe(OH) 3 + H +

Pri segrevanju barva potemni, ob dodajanju kislin pa postane svetlejša zaradi zatiranja hidrolize. Fe(OH) 3 ima šibke amfoterne lastnosti: topi se v razredčenih kislinah in v koncentrirane raztopine alkalije:

Fe(OH) 3 + 3HCl ® FeCl 3 + 3H 2 O

Fe(OH) 3 + 3H + ® Fe 3+ + 3H 2 O

Fe(OH) 3 + NaOH ® Na

Fe(OH) 3 + OH - ® -

Železove (III) spojine so šibki oksidanti, reagirajo z močnimi redukcijskimi sredstvi:

2Fe +3 Cl 3 + H 2 S -2 ® S 0 + 2Fe +2 Cl 2 + 2HCl

Kvalitativne reakcije na Fe 3+

1) Ko kalijev heksacianoferat (II) K 4 (rumena krvna sol) deluje na raztopine železovih soli, nastane modra oborina (prusko modra):

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) Ko raztopini, ki vsebuje Fe 3+ ione, dodamo kalijev ali amonijev tiocianat, se pojavi intenzivna krvavo rdeča barva železovega(III) tiocianata:

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

(pri interakciji s tiocianati, ioni Fe 2+ raztopina ostane skoraj brezbarvna).

Delo v laboratoriju

Reagenti : železovi opilki Fe, Mohrova sol (NH 4) 2 SO 4 · FeSO 4 · 6H 2 O, raztopina železovega (III) klorida FeCl 3, raztopina kalijevega heksat ferata (III) K 3, raztopina kalijevega heksat ferata (II) K 4, raztopina kalijevega tiocianata KCNS, raztopina klorovodikova kislina HCl (koncentrirana in razredčena), raztopina žveplove kisline H 2 SO 4 (koncentrirana in razredčena), raztopina dušikova kislina HNO 3 (koncentrirana in razredčena), raztopina natrijevega hidroksida NaOH (koncentrirana in razredčena).

Posoda in oprema : alkoholna svetilka, držalo za epruvete, stojalo za epruvete, spatula, epruvete, steklena palica.

Anorganska spojina železov hidroksid 3 ima kemijsko formulo Fe(OH)2. Spada med amfoterne spojine, v katerih prevladujejo lastnosti, značilne za baze. Na videz je ta snov beli kristali, ki postopoma potemnijo, ko jih dolgo časa pustimo na prostem. Obstajajo možnosti za kristale z zelenkastim odtenkom. V vsakdanjem življenju lahko vsak opazuje snov v obliki zelenkaste prevleke na kovinskih površinah, kar kaže na začetek procesa rjavenja - železov hidroksid 3 deluje kot ena od vmesnih stopenj tega procesa.

V naravi se spojina nahaja v obliki amakinita. Ta kristalni mineral poleg samega železa vsebuje tudi nečistoče magnezija in mangana, vse te snovi dajejo amakinitu različne odtenke - od rumeno-zelene do bledo zelene, odvisno od odstotka določenega elementa. Trdota minerala je 3,5-4 enote po Mohsovi lestvici, gostota pa približno 3 g/cm³.

TO fizikalne lastnosti Snovi je treba pripisati tudi izjemno nizko topnost. Ko se železov hidroksid 3 segreje, se razgradi.

Ta snov je zelo aktivna in medsebojno deluje s številnimi drugimi snovmi in spojinami. Na primer, ker ima lastnosti baze, komunicira z različnimi kislinami. Zlasti železovo žveplo 3 med reakcijo povzroči nastanek (III). Ker lahko do te reakcije pride z običajnim žganjem na prostem, se ta poceni sulfat uporablja tako v laboratoriju kot v industriji.

Med reakcijo je rezultat tvorba železovega (II) klorida.

V nekaterih primerih lahko železov hidroksid 3 kaže tudi kisle lastnosti. Na primer, pri interakciji z visoko koncentrirano (koncentracija mora biti vsaj 50%) raztopine natrijevega hidroksida dobimo natrijev tetrahidroksoferat (II), ki se obori. Res je, da je za takšno reakcijo potrebno zagotoviti precej zapletene pogoje: reakcija mora potekati v pogojih vrele raztopine v dušikovem atmosferskem okolju.

Kot že omenjeno, pri segrevanju snov razpade. Rezultat te razgradnje je (II), poleg tega pa dobimo kovinsko železo in njegove derivate v obliki primesi: diželezov oksid (III), kemijska formula ki Fe3O4.

Kako proizvesti železov hidroksid 3, katerega proizvodnja je povezana z njegovo sposobnostjo reagiranja s kislinami? Preden začnete s poskusom, se morate spomniti varnostnih pravil pri izvajanju takšnih poskusov. Ta pravila veljajo za vse primere ravnanja s kislinsko bazičnimi raztopinami. Glavna stvar pri tem je zagotoviti zanesljivo zaščito in preprečiti stik kapljic raztopin s sluznico in kožo.

Torej lahko hidroksid dobimo z reakcijo, v kateri reagirata železov (III) klorid in KOH - kalijev hidroksid. Ta metoda je najpogostejša za tvorbo netopnih baz. Ko te snovi medsebojno delujejo, pride do normalne reakcije izmenjave, ki povzroči rjavo oborino. Ta oborina je želena snov.

Uporaba železovega hidroksida v industrijski proizvodnji je precej razširjena. Najpogostejša je njegova uporaba kot aktivna snov v železo-nikelj baterijah. Poleg tega se spojina uporablja v metalurgiji za proizvodnjo različnih kovinskih zlitin, pa tudi v galvanizaciji in avtomobilski industriji.