В організмі людини міститься близько 5 г заліза, більшість його (70%) входить до складу гемоглобіну крові.
Фізичні властивості
У вільному стані залізо – сріблясто-білий метал із сіруватим відтінком. Чисте залізо пластичне, має феромагнітні властивості. На практиці зазвичай використовуються сплави заліза – чавуни та сталі.
Fe - найголовніший і найпоширеніший елемент дев'яти d-металів побічної підгрупи VIII групи. Разом з кобальтом та нікелем утворює «родина заліза».
При утворенні з'єднань з іншими елементами найчастіше використовує 2 або 3 електрони (В = II, III).
Залізо, як і багато d-елементи VIII групи, не виявляє вищу валентність, рівну номеру групи. Його максимальна валентність досягає VI і виявляється вкрай рідко.
Найбільш характерні сполуки, в яких атоми Fe знаходяться в ступенях окиснення +2 та +3.
Способи одержання заліза
1. Технічне залізо (у сплаві з вуглецем та іншими домішками) отримують карботермічним відновленням його природних сполук за схемою:
Відновлення відбувається поступово, на 3 стадії:
1) 3Fe 2 O 3 + СО = 2Fe 3 O 4 + СО 2
2) Fe 3 O 4 + СО = 3FeO + СО 2
3) FeO + СО = Fe + СО 2
Чавун, що утворюється в результаті цього процесу, містить більше 2% вуглецю. Надалі із чавуну одержують сталі - сплави заліза, що містять менше 1,5% вуглецю.
2. Дуже чисте залізо одержують одним із способів:
а) розкладання пентакарбонілу Fe
Fe(CO) 5 = Fe + 5СО
б) відновлення воднем чистого FeO
FeO + Н 2 = Fe + Н 2 O
в) електроліз водних розчинів солей Fe+2
FeC 2 O 4 = Fe + 2СО 2
оксалат заліза (II)
Хімічні властивості
Fe – метал середньої активності, виявляє загальні властивості, характерні для металів.
Унікальною особливістю є здатність до «іржавіння» у вологому повітрі:
За відсутності вологи із сухим повітрям залізо починає помітно реагувати лише за Т > 150°С; при прожарюванні утворюється «залізна окалина» Fe 3 O 4:
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4
У воді без кисню залізо не розчиняється. За дуже високої температури Fe реагує з водяною парою, витісняючи з молекул води водень:
3 Fe + 4Н2O(г) = 4H2
Процес іржання за своїм механізмом є електрохімічною корозією. Продукт іржавлення представлений у спрощеному вигляді. Насправді утворюється пухкий шар суміші оксидів та гідроксидів змінного складу. На відміну від плівки Аl 2 Про 3 цей шар не оберігає залізо від подальшого руйнування.
Види корозії
Захист заліза від корозії
1. Взаємодія з галогенами та сіркою за високої температури.
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
2Fe + 3F 2 = 2FeF 3
Fe + I 2 = FeI 2
Утворюються сполуки, у яких переважає іонний тип зв'язку.
2. Взаємодія з фосфором, вуглецем, кремнієм (з N 2 і Н 2 залізо безпосередньо не з'єднується, але розчиняє їх).
Fe + Р = Fe x P y
Fe + C = Fe x C y
Fe + Si = Fe x Si y
Утворюються речовини змінного складу, т. к. бертоліди (у сполуках переважає ковалентний характер зв'язку)
3. Взаємодія з "неокислюючими" кислотами (HCl, H 2 SO 4 розб.)
Fe 0 + 2Н + → Fe 2+ + Н 2
Оскільки Fe розташовується у низці активності лівіше водню (Е° Fe/Fe 2+ = -0,44В), воно здатне витісняти Н 2 із звичайних кислот.
Fe + 2HCl = FeCl 2 + Н 2
Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + Н 2
4. Взаємодія з «окисними» кислотами (HNO 3 , H 2 SO 4 конц.)
Fe 0 - 3e - → Fe 3+
Концентровані HNO 3 і H 2 SO 4 "пасивують" залізо, тому при звичайній температурі метал у них не розчиняється. При сильному нагріванні відбувається повільне розчинення (без виділення Н2).
У розб. HNO 3 залізо розчиняється, перетворюється на розчин як катіонів Fe 3+ а аніон кислоти відновлюється до NO*:
Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2Н 2 O
Дуже добре розчиняється в суміші НСl та HNO 3
5. Ставлення до луг
У водних розчинах лугів Fe не розчиняється. З розплавленими лугами реагує лише за дуже високих температур.
6. Взаємодія із солями менш активних металів
Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0
7. Взаємодія із газоподібним монооксидом вуглецю (t = 200°C, P)
Fe(порошок) + 5CO(г) = Fe 0(CO) 5 пентакарбоніл заліза
З'єднання Fe(III)
Fe 2 O 3 – оксид заліза (III).
Червоно-бурий порошок, н. нар. в Н 2 O. У природі – «червоний залізняк».
Способи отримання:
1) розкладання гідроксиду заліза (III)
2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O
2) випалення піриту
4FeS 2 + 11O 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3
3) розкладання нітрату
Хімічні властивості
Fe 2 O 3 – основний оксид з ознаками амфотерності.
I. Основні властивості проявляються у здатності реагувати з кислотами:
Fe 2 Про 3 + 6Н + = 2Fe 3+ + ЗН 2 Про
Fe 2 Про 3 + 6HCI = 2FeCI 3 + 3H 2 O
Fe 2 Про 3 + 6HNO 3 = 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O
ІІ. Слабокислотні властивості. У водних розчинах лугів Fe 2 O 3 не розчиняється, але при сплавленні з твердими оксидами, лугами та карбонатами відбувається утворення феритів:
Fe 2 Про 3 + СаО = Ca(FeО 2) 2
Fe 2 Про 3 + 2NaOH = 2NaFeО 2 + H 2 O
Fe 2 Про 3 + MgCO 3 = Mg(FeO 2) 2 + CO 2
ІІІ. Fe 2 Про 3 - вихідна сировина для отримання заліза у металургії:
Fe 2 Про 3 + ЗС = 2Fe + ЗСО або Fe 2 Про 3 + ЗСО = 2Fe + ЗСО 2
Fe(OH) 3 - гідроксид заліза (III)
Способи отримання:
Отримують при дії лугів на солі розчинні Fe 3+ :
FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaCl
У момент одержання Fe(OH) 3 - червоно-бурий слизово-аморфний осад.
Гідроксид Fe(III) утворюється також при окисленні на вологому повітрі Fe та Fe(OH) 2:
4Fe + 6Н 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3
4Fe(OH) 2 + 2Н 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3
Гідроксид Fe(III) є кінцевим продуктом гідролізу солей Fe 3+ .
Хімічні властивості
Fe(OH) 3 - дуже слабка основа (набагато слабша, ніж Fe(OH) 2). Виявляє помітні кислотні властивості. Таким чином, Fe(OH) 3 має амфотерний характер:
1) реакції з кислотами протікають легко:
2) свіжий осад Fe(OH) 3 розчиняється у гарячих конц. розчинах КОН або NaOH з утворенням гідроксокомплексів:
Fe(OH) 3 + 3КОН = 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 + 10КОН + 3Br 2 = 2K 2 FeO 4 + 6КВr + 8Н 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 4- жовта кров'яна сіль = Fe 4 3 берлінська блакит (темно-синій осад)
б) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 роданід Fe(III) (р-р криваво-червоного кольору)
Залізо - елемент побічної підгрупи восьмої групи четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва з 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
Накалений 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 (S 2 -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 в 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) та штучні спеціальні добавки (Мn, Ni, Сr), що надають сплавам заліза технічно корисні властивості — твердість, термічну і 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:
З (кокс) + O 2 (повітря) →З 2 (600-700°С) З 2 + З (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) науглероживание заліза (до 6,67 % З) і 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 вловлюються 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 й 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 Fе 2+ O 2- . При нагріванні спочатку розкладається, потім утворюється знову. 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 із переважанням основних властивостей. Червоно-коричневий, має іонну будову (Fе3+)2(O2-)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 О. Повільно реагує з кислотами та лугами. Відновлюється монооксидом вуглецю, розплавленим залізом. Сплавляється з оксидами інших металів та 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 + ЗН 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 = Сu, Мn, Fе, Ni, Zn)
Fе 2 O 3 + ЗН 2 =ЗН 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(OН) 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(ВІН) 2 ↓
Fе 2+ + 2(NH 3 Н 2 O) = Fе(ВІН) 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 окисник 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:
Fe 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 («крива») 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.
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. Як порошку пірофорен. Чи не реагує з холодною водою. Виявляє амфотерні властивості (з величезним переважанням основних). Легко окислюється киснем. Відновлюється воднем та вуглецем.
Рис. 1. Оксид заліза (ІІ). Зовнішній вигляд.
Хімічна формула оксиду заліза 2
Хімічна формула оксиду заліза (II) FeO. Хімічна формула показує якісні та кількісний склад молекули (скільки і яких атомів присутній 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 представлена графічна формула 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(CO2) = V(CO2)/Vm; 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 |
68. З'єднання заліза
Оксид заліза (II) FeO– чорна кристалічна речовина, нерозчинна у воді та лугах. FeOвідповідає підстава 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 окиснення 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.
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 мимовільно 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 .
Характерне 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 властивості типових 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 окисниками
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 реакції для 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
Характерне 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.
Завантаження...