Оксид железа 2 проявляет свойства. Железо — общая характеристика элемента, химические свойства железа и его соединений. Примеры решения задач

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Оксид железа (II) в обычных условиях представляет собой порошок черного цвета (рис. 1), разлагающийся при умеренном нагревании и образующийся вновь из продуктов разложения при дальнейшем нагревании.

После прокаливания химически неактивен. В виде порошка пирофорен. Не реагирует с холодной водой. Проявляет амфотерные свойства (с преобладанием основных). Легко окисляется кислородом. Восстанавливается водородом и углеродом.

Рис. 1. Оксид железа (II). Внешний вид.

Химическая формула оксида железа 2

Химическая формула оксида железа (II) FeO. Химическая формула показывает качественные и количественный состав молекулы (сколько и каких атомов присутствует в ней). По химической формуле можно вычислить молекулярную массу вещества (Ar(Fe) = 56 а.е.м., Ar(O) = 16 а.е.м.):

Mr(FeO) = Ar(Fe) + Ar(O);

Mr(FeO) = 56 + 16 = 72.

Структурная (графическая) формула оксида железа 2

Структурная (графическая) формула вещества является более наглядной. Она показывает то, как связаны атомы между собой внутри молекулы. Ниже представлена графическая формула оксида железа (II):

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание При нейтрализации 25,5 г предельной одноосновной кислоты избытком раствора гидрокарбоната натрия выделилось 5,6 л (н.у.) газа. Определите молекулярную формулу кислоты.
Решение Запишем уравнение реакции нейтрализации предельной одноосновной кислоты избытком раствора гидрокарбоната натрия в общем виде:

C n H 2n+1 COOH + NaHCO 3 → C n H 2n+1 COONa + CO 2 + H 2 O.

Рассчитаем количество вещества выделившегося в ходе реакции углекислого газа:

n(CO 2) = V(CO 2) / V m ;

n(CO 2) = 5,6 / 22,4 = 0,25 моль.

Согласно уравнению реакции n(CO 2): n(C n H 2n+1 COOH) = 1:1, т.е. n(C n H 2n+1 COOH) = n(CO 2) = 0,25 моль.

Рассчитаем молярную массу предельной одноосновной кислоты:

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.

Определим число атомов углерода в молекуле предельной одноосновной кислоты (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел: 12 - для углерода, 1 - для водорода и 16 для кислорода):

M(C n H 2n+1 COOH) = 12n + 2n + 1 + 12 + 16 + 16 +1 = 14n + 46;

14n + 46 = 102 г/моль;

Значит молекулярная формула предельной одноосновной кислоты C 4 H 9 COOH.
Ответ C 4 H 9 COOH

ПРИМЕР 2

Задание Установите молекулярную формулу алкена, если известно, что 2,8 г его способны присоединить 1120 мл (н.у.) хлороводорода.
Решение Запишем уравнение реакции присоединения хлороводорода к алкену в общем виде:

C n H 2 n + HCl → C n H 2 n +1 Cl.

Рассчитаем количество вещества хлороводорода:

n(HCl) = V(HCl) / V m ;

n(HCl) = 1,2 / 22,4 = 0,05 моль.

Согласно уравнению реакции n(HCl): n(C n H 2n) = 1:1, т.е. n(C n H 2n) = n(HCl) = 0,05 моль.

Рассчитаем молярную массу алкена:

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.

Определим число атомов углерода в молекуле алкена (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел: 12 - для углерода и 1 - для водорода):

M(C n H 2 n) = 12n + 2n = 14n;

14n= 56 г/моль;

Значит молекулярная формула алкена C 4 H 8 .
Ответ C 4 H 8

Железо (II) окись

ТУ 6-09-1404-76

Fe 2 O 3

Оксид железа(III) - сложное неорганическое вещество, соединение железа и кислорода с химической формулой Fe 2 O 3 .

Оксид железа(III) - амфотерный оксид с большим преобладанием основных свойств. Красно-коричневого цвета. Термически устойчив к высоким температурам. Образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой. Медленно реагирует с кислотами и щелочами. Восстанавливается монооксидом углерода, расплавленным железом. Сплавляется с оксидами других металлов и образует двойные оксиды - шпинели.

В природе встречается как широко распространённый минерал гематит, примеси которого обусловливают красноватую окраску латерита, краснозёмов, а также поверхности Марса; другая кристаллическая модификация встречается как минерал маггемит.

Окись железа Fe 2 O 3 представляет собой кристаллы от красно-коричневого до черно-фиолетового цвета. Химикат термически устойчив. Нет реакции с водой. Медленная реакция с щелочами и кислотами.

Окись железа Fe 2 O 3 применяют в качестве сырья производства чугуна в доменном техпроцессе. Этот химикат является катализатором в техпроцессе изготовления аммиака. Он входит в керамику в качестве одного из компонентов, его применяют при изготовлении минеральных красок и цветных цементов. Окись железа Fe2O3 эффективна при термической сварке стальных элементов конструкций. С этим веществом связана запись звука и изображения на магнитных носителях. Fe2O3 является качественным полирующим средством для полировки стальных и стеклянных деталей.

В железном сурике является главной компонентой. Fe 2 O 3 в пищевой отрасли является достаточно распространенной пищевой добавкой E172.

Физические свойства

Состояние

твёрдое

Молярная масса

159,69 г/моль

Плотность

5,242 г/см³

Термические свойства

Т. плав.

1566 °C

Т. кип.

1987 °C

Давление пара

0 ± 1 мм рт.ст.

Fe 2 O 3 применяется при выплавке чугуна в доменном процессе, катализатор в производстве аммиака, компонент керамики, цветных цементов и минеральных красок , при термитной сварке стальных конструкций, как носитель аналоговой и цифровой информации (напр. звука и изображения) на магнитных лентах (ферримагнитный γ -Fe 2 O 3), как полирующее средство (красный крокус) для стали и стекла.

В пищевой промышленности используется в качестве пищевого красителя (E172).

В ракетомоделировании применяется для получения катализированного карамельного топлива, которое имеет скорость горения на 80% выше, чем обычное топливо.

Является основным компонентом железного сурика (колькотара).

В нефтехимической промышленности используется в качестве основного компонента катализатора дегидрирования при синтезе диеновых мономеров .

Химические свойства

Химические свойства

Соли Fe (II)

Химические свойства

Химические свойства

FeO - оксид Fe (II).

Тугоплавкий черный пирофорный порошок, не растворим в воде.

По химическим свойствам FeO – основной оксид. Взаимодействует с кислотами, образуя соли:

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 – гидроксид Fe (II) – твердое вещество белого цвета, не растворимое в воде.

По химическим свойствам – слабое основание, легко реагирует с кислотами и не реагирует со щелочами. Fe(OH) 2 – неустойчивое вещество: при нагревании без доступа воздуха разлагается, а на воздухе самопроизвольно окисляется:

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

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

бледно-зеленый бурый

Наиболее практически важными являются: FeSO 4 , FeCl 2 , Fe(NO 3) 3 , FeS, FeS 2 .

Характерно образование комплексных и двойных солей с солями щелочных металлов и аммония:

Fe(CN) 2 + 4KCN = K 4 (желтая кровяная соль)

FeCl 2 + 2KCl = K 2

Соль Мора

(NH 4) 2 SO 4 FeSO 4 6H 2 O

Железный купорос

Гидратированный ион Fe 2+ имеет бледно-зеленую окраску.

1. Растворимые соли Fe 2+ в водных растворах подвергаются гидролизу с образованием кислой среды:

Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H +

2. Проявляют общие свойства типичных солей (ионно-обменные взаимодействия):

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

FeCl 2 + 2NaOH = Fe(OH) 2 ↓ + 2NaCl

FeSO 4 + BaCl 2 = FeCl 2 + BaSO 4 ↓

3. Легко окисляются сильными окислителями

Fe 2+ - 1ē → 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. Качественные реакции для обнаружения катионов Fe 2+ :

а) 3Fe 2+ + 2 3- = Fe 3 2 ↓

красная кровяная соль турнбулева синь

(темно-синий осадок)

б) под действием щелочи выпадает бледно-зеленый осадок Fe(OH) 2 , который на воздухе постепенно зеленеет, а затем превращается в бурый Fe(OH) 3 .

Соединения Fe(III)

Fe 2 O 3 - оксид железа (III)

Красно-бурый порошок, не растворим в воде. В природе – «красный железняк».

Fe 2 O 3 – основной оксид с признаками амфотерности.

1. Основные свойства проявляются в способности реагировать с 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. В водных растворах щелочей Fe 2 O 3 не растворяется, но при сплавлении с твердыми оксидами, щелочами и карбонатами происходит образование ферритов:

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 – исходное сырье для получения железа в металлургии:



Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO или Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2

Fe(OH) 3 – гидроксид железа (III)

Fe(OH) 3 – очень слабое основание (намного слабее, чем Fe(OH) 2). Fe(OH) 3 имеет амфотерный характер:

1) Реакции с кислотами протекают легко:

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

2) Свежий осадок Fe(OH) 3 растворяется в горячих концентрированных растворах KOH или NaOH с образованием гидроксокомплексов:

Fe(OH) 3 + 2KOH = K 3

В щелочном растворе Fe(OH) 3 может быть окислен до ферратов (солей не выделенной в свободном состоянии железной кислоты H 2 FeO 4):

2Fe(OH) 3 + 10KOH + 3Br 2 = 2K 2 FeO 4 + 6KBr + 8H 2 O

Соли Fe 3+

Наиболее практически важными являются:

Fe 2 (SO 4) 3 , FeCl 3 , Fe(NO 3) 3 , Fe(SCN) 3 , K 3

Характерно образование двойных солей – железных квасцов:

(NH 4)Fe(SO 4) 2 12H 2 O

KFe(SO 4) 2 12H 2 O

Соли Fe 3+ часто имеют окраску как в твердом состоянии, так и в водном растворе. Это объясняется наличием гидратированных форм или продуктов гидролиза.

Желе́зо - элемент побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 26. Обозначается символом Fe (лат. Ferrum). Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия). Металл средней активности, восстановитель.

Основные степени окисления — +2, +3

Простое вещество железо - ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой химической реакционной способностью: железо быстро корродирует при высоких температурах или при высокой влажности на воздухе. В чистом кислороде железо горит, а в мелкодисперсном состоянии самовозгорается и на воздухе.

Химические свойства простого вещества — железа:

Ржавление и горение в кислороде

1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину — оксид железа (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

3Fe+2O 2 →(Fe II Fe 2 III)O 4 (160 °С)

2) При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4H 2 O – t° → Fe 3 O 4 + 4H 2 ­

3) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °С)

Fe + S – t° → FeS (600 °С)

Fe+2S → Fe +2 (S 2 -1) (700°С)

4) В ряду напряжений стоит левее водорода, реагирует с разбавленными кислотами НСl и Н 2 SO 4 , при этом образуются соли железа(II) и выделяется водород:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 ­ (реакции проводятся без доступа воздуха, иначе Fe +2 постепенно переводится кислородом в Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (разб.) → FeSO 4 + H 2 ­

В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании, оно сразу переходит в катион 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 холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют

Железный гвоздь, погруженный в голубоватый раствор медного купороса, постепенно покрывается налетом красной металлической меди

5) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в из растворов их солей.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Амфотерность железа проявляется только в концентрированных щелочах при кипячении:

Fе + 2NaОН (50 %) + 2Н 2 O= Nа 2 ↓+ Н 2

и образуется осадок тетрагидроксоферрата(II) натрия.

Техническое железо - сплавы железа с углеродом: чугун содержит 2,06-6,67 % С, сталь 0,02-2,06 % С, часто присутствуют другие естественные примеси (S, Р, Si) и вводимые искусственно специальные добавки (Мn, Ni, Сr), что придает сплавам железа технически полезные свойства — твердость, термическую и коррозионную стойкость, ковкость и др.

Доменный процесс производства чугуна

Доменный процесс производства чугуна составляют следующие стадии:

а) подготовка (обжиг) сульфидных и карбонатных руд - перевод в оксидную 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) сжигание кокса при горячем дутье:

С (кокс) + O 2 (воздух) →СO 2 (600-700°С) СO 2 + С (кокс) ⇌ 2СО (700-1000 °С)

в) восстановление оксидной руды угарным газом СО последовательно:

Fe 2 O 3 →(CO) (Fe II Fe 2 III)O 4 →(CO) FeO→(CO) Fe

г) науглероживание железа (до 6,67 % С) и расплавление чугуна:

Fе (т) →(C (кокс) 900-1200°С) Fе (ж) (чугун, t пл 1145°С)

В чугуне всегда в виде зерен присутствуют цементит Fe 2 С и графит.

Производство стали

Передел чугуна в сталь проводится в специальных печах (конвертерных, мартеновских, электрических), отличающихся способом обогрева; температура процесса 1700-2000 °С. Продувание воздуха, обогащенного кислородом, приводит к выгоранию из чугуна избыточного углерода, а также серы, фосфора и кремния в виде оксидов. При этом оксиды либо улавливаются в виде отходящих газов (СО 2 , SО 2), либо связываются в легко отделяемый шлак — смесь Са 3 (РO 4) 2 и СаSiO 3 . Для получения специальных сталей в печь вводят легирующие добавки других металлов.

Получение чистого железа в промышленности — электролиз раствора солей железа, например:

FеСl 2 → Fе↓ + Сl 2 (90°С) (электролиз)

(существуют и другие специальные методы, в том числе восстановление оксидов железа водородом).

Чистое железо применяется в производстве специальных сплавов, при изготовлении сердечников электромагнитов и трансформаторов, чугун — в производстве литья и стали, сталь - как конструкционный и инструментальный материалы, в том числе износо-, жаро- и коррозионно-стойкие.

Оксид железа(II) F еО . Амфотерный оксид с большим преобладанием основных свойств. Черный, имеет ионное строение Fе 2+ O 2- . При нагревании вначале разлагается, затем образуется вновь. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами, сплавляется со щелочами. Медленно окисляется во влажном воздухе. Восстанавливается водородом, коксом. Участвует в доменном процессе выплавки чугуна. Применяется как компонент керамики и минеральных красок. Уравнения важнейших реакций:

4FеО ⇌(Fe II Fe 2 III) + Fе (560-700 °С, 900-1000°С)

FеО + 2НС1 (разб.) = FеС1 2 + Н 2 O

FеО + 4НNO 3 (конц.) = Fе(NO 3) 3 +NO 2 + 2Н 2 O

FеО + 4NаОН =2Н 2 O + N а 4 F е O 3(красн .) триоксоферрат(II) (400-500 °С)

FеО + Н 2 =Н 2 O + Fе (особо чистое) (350°С)

FеО + С (кокс) = Fе + СО (выше 1000 °С)

FеО + СО = Fе + СO 2 (900°С)

4FеО + 2Н 2 O (влага) + O 2 (воздух) →4FеО(ОН) (t)

6FеО + O 2 = 2(Fe II Fe 2 III)O 4 (300-500°С)

Получение в лаборатории : термическое разложение соединений железа (II) без доступа воздуха:

Fе(ОН) 2 = FеО + Н 2 O (150-200 °С)

FеСОз = FеО + СO 2 (490-550 °С)

Оксид дижелеза (III) – железа( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Двойной оксид. Черный, имеет ионное строение Fe 2+ (Fе 3+) 2 (O 2-) 4 . Термически устойчив до высоких температур. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами. Восстанавливается водородом, раскаленным железом. Участвует в доменном процессе производства чугуна. Применяется как компонент минеральных красок (железный сурик ), керамики, цветного цемента. Продукт специального окисления поверхности стальных изделий (чернение, воронение ). По составу отвечает коричневой ржавчине и темной окалине на железе. Применение брутто-формулы Fe 3 O 4 не рекомендуется. Уравнения важнейших реакций:

2(Fe II Fe 2 III)O 4 = 6FеО + O 2 (выше 1538 °С)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 8НС1 (разб.) = 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 (воздух) = 6Fе 2 O 3 (450-600°С)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 4Н 2 = 4Н 2 O + 3Fе (особо чистое, 1000 °С)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + СО =ЗFеО + СO 2 (500-800°C)

(Fe II Fe 2 III)O4 + Fе ⇌4FеО (900-1000 °С, 560-700 °С)

Получение: сгорание железа (см.) на воздухе.

магнетит.

Оксид железа(III) F е 2 О 3 . Амфотерный оксид с преобладанием основных свойств. Красно-коричневый, имеет ионное строение (Fе 3+) 2 (O 2-) 3. Термически устойчив до высоких температур. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой, из раствора выпадает бурый аморфный гидрат Fе 2 O 3 nН 2 О. Медленно реагирует с кислотами и щелочами. Восстанавливается монооксидом углерода, расплавленным железом. Сплавляется с оксидами других металлов и образует двойные оксиды — шпинели (технические продукты называются ферритами). Применяется как сырье при выплавке чугуна в доменном процессе, катализатор в производстве аммиака, компонент керамики, цветных цементов и минеральных красок, при термитной сварке стальных конструкций, как носитель звука и изображения на магнитных лентах, как полирующее средство для стали и стекла.

Уравнения важнейших реакций:

6Fе 2 O 3 = 4(Fe II Fe 2 III)O 4 +O 2 (1200-1300 °С)

Fе 2 O 3 + 6НС1 (разб.) →2FеС1 3 + ЗН 2 O (t) (600°С,р)

Fе 2 O 3 + 2NaОН (конц.) →Н 2 O+ 2 N а F е O 2 (красн.) диоксоферрат(III)

Fе 2 О 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 (особо чистое, 1050-1100 °С)

Fе 2 O 3 + Fе = ЗFеО (900 °С)

3Fе 2 O 3 + СО = 2(Fe II Fе 2 III)O 4 + СO 2 (400-600 °С)

Получение в лаборатории — термическое разложение солей железа (III) на воздухе:

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)

В природе — оксидные руды железа гематит Fе 2 O 3 и лимонит Fе 2 O 3 nН 2 O

Гидроксид железа (II) F е(ОН) 2 . Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Белый (иногда с зеленоватым оттенком), связи Fе — ОН преимущественно ковалентные. Термически неустойчив. Легко окисляется на воздухе, особенно во влажном состоянии (темнеет). Нерастворим в воде. Реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Типичный восстановитель. Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется в изготовлении активной массы железоникелевых аккумуляторов.

Уравнения важнейших реакций:

Fе(OН) 2 = FеО + Н 2 O (150-200 °С, в атм.N 2)

Fе(ОН) 2 + 2НС1 (разб.) =FеС1 2 + 2Н 2 O

Fе(ОН) 2 + 2NаОН (> 50%) = Nа 2 ↓ (сине-зеленый) (кипячение)

4Fе(ОН) 2 (суспензия) + O 2 (воздух) →4FеО(ОН)↓ + 2Н 2 O (t)

2Fе(ОН) 2 (суспензия) +Н 2 O 2 (разб.) = 2FеО(ОН)↓ + 2Н 2 O

Fе(ОН) 2 + КNO 3 (конц.) = FеО(ОН)↓ + NO+ КОН (60 °С)

Получение : осаждение из раствора щелочами или гидратом аммиака в инертной атмосфере:

Fе 2+ + 2OH (разб.) = F е(ОН) 2 ↓

Fе 2+ + 2(NH 3 Н 2 O) = F е(ОН) 2 ↓ + 2NH 4

Метагидроксид железа F еО(ОН). Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Светло-коричневый, связи Fе — О и Fе — ОН преимущественно ковалентные. При нагревании разлагается без плавления. Нерастворим в воде. Осаждается из раствора в виде бурого аморфного полигидрата Fе 2 O 3 nН 2 O, который при выдерживании под разбавленным щелочным раствором или при высушивании переходит в FеО(ОН). Реагирует с кислотами, твердыми щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Спекается с Fе(ОН) 2 . Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется как основа желтых минеральных красок и эмалей, поглотитель отходящих газов, катализатор в органическом синтезе.

Соединение состава Fе(ОН) 3 не известно (не получено).

Уравнения важнейших реакций:

Fе 2 O 3 . nН 2 O→(200-250 °С, — H 2 O ) FеО(ОН)→(560-700° С на воздухе, -H2O) →Fе 2 О 3

FеО(ОН) + ЗНС1 (разб.) =FеС1 3 + 2Н 2 O

FeO(OH)→Fe 2 O 3 . nH 2 O -коллоид (NаОН (конц.))

FеО(ОН)→N а 3 [ F е(ОН) 6 ] белый , Nа 5 и К 4 соответственно; в обоих случаях выпадает синий продукт одинакового состава и строения, КFе III . В лаборатории этот осадок называют берлинская лазурь , или турнбуллева синь :

Fе 2+ + К + + 3- = КFе III ↓

Fе 3+ + К + + 4- = КFе III ↓

Химические названия исходных реактивов и продукта реакций:

К 3 Fе III - гексацианоферрат (III) калия

К 4 Fе III - гексацианоферрат (II) калия

КFе III - гексацианоферрат (II) железа (Ш) калия

Кроме того, хорошим реактивом на ионы Fе 3+ является тиоцианат-ион NСS — , железо (III) соединяется с ним, и появляется ярко-красная («кровавая») окраска:

Fе 3+ + 6NСS — = 3-

Этим реактивом (например, в виде соли КNСS) можно обнаружить даже следы железа (III) в водопроводной воде, если она проходит через железные трубы, покрытые изнутри ржавчиной.

Плотность 5,745 г/см³ Термические свойства Т. плав. 1377 °C Т. кип. 3414 °C Т. разл. 560-700 °C Энтальпия образования FeO(тв): -272 кДж/моль
FeO(ж): 251 кДж/моль Классификация SMILES Безопасность NFPA 704 Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа) , если не указано иного.

Оксид железа (II) (закись железа ) - сложное неорганическое соединение двухвалентного железа и кислорода .

Физические свойства

Соединение черного цвета. Кристаллическая решетка по типу каменной соли . Имеет нестехиометрическое строение с областью гомогенности от Fe 0,84 O до Fe 0,95 O. Это обусловлено тем, что его кристаллическая решетка стабильна только тогда, когда не все её узлы занимают атомы железа. Устойчивым оксид железа (II) становится лишь при повышении температуры.

Нахождение в природе

Оксид железа (II) встречается в природе в виде минерала вюстита .

Получение

  • Нагревание железа при низком парциальном давлении кислорода:
\mathsf{2Fe + O_2 \xrightarrow{t} 2FeO}
  • Разложение оксалата железа (II) в вакууме:
\mathsf{FeC_2O_4 \xrightarrow{t} FeO + CO\uparrow + CO_2\uparrow}
  • Взаимодействие железа с оксидом железа (III) или оксидом железа (II,III) :
\mathsf{Fe + Fe_2O_3 \xrightarrow{900^oC} 3FeO}
\mathsf{Fe + Fe_3O_4 \xrightarrow{900-1000^oC} 4FeO}
  • Восстановление оксида железа (III) угарным газом :
\mathsf{Fe_2O_3 + CO \xrightarrow{500-600^oC} 2FeO + CO_2\uparrow}
  • Термическое разложение оксида железа (II,III):
\mathsf{2Fe_3O_4 \xrightarrow{>1538^oC} 6FeO + O_2\uparrow}
  • Термическое разложение гидроксида железа (II) без доступа воздуха:
\mathsf{Fe(OH)_2 \xrightarrow{150-200^oC} FeO + H_2O}
  • Термическое разложение карбоната железа (II) без доступа воздуха:
\mathsf{FeCO_3 \xrightarrow{t} FeO + CO_2\uparrow}

Химические свойства

\mathsf{4FeO \xrightarrow{ 200 -565^oC} Fe_3O_4 + Fe}
  • Взаимодействие с разбавленной соляной кислотой :
\mathsf{FeO + 2HCl \longrightarrow FeCl_2 + H_2O}
  • Взаимодействие с концентрированной азотной кислотой :
\mathsf{FeO + 4HNO_3 \longrightarrow Fe(NO_3)_3 + NO_2 + 2H_2O}
  • Сплавление с гидроксидом натрия :
\mathsf{FeO + 4NaOH \xrightarrow{400-500^oC} Na_4FeO_3 + 2H_2O}
  • Взаимодействие с кислородом:
\mathsf{4FeO + 2nH_2O + O_2 \rightarrow 2(Fe_2O_3\cdot nH_2O)} \mathsf{6FeO + O_2 \xrightarrow{300-500^oC} 2Fe_3O_4}
  • Взаимодействие с сероводородом :
\mathsf{FeO + H_2S \xrightarrow{500^oC} FeS + H_2O}
  • Восстановление водородом и коксом:
\mathsf{FeO + H_2 \xrightarrow{350^oC} Fe + H_2O} \mathsf{FeO + C \xrightarrow{>1000^oC} Fe + CO}

Применение

  • Участвует в доменном процессе выплавки чугуна.
  • Применяется как компонент керамики и минеральных красок.
  • В пищевой промышленности широко используется в качестве пищевого красителя под номером E172.

Образование прочного тонкого слоя оксида железа(II) на поверхности стали является результатом процесса, называемого воронением (чернением). Регулированием толщины этого слоя помимо черного можно достичь любых цветов побежалости . На этом свойстве оксида железа(II) построена технология получения цветных рисунков на стали.

Токсичность

Аэрозоли (пыль, дым) оксида железа (II) при длительном воздействии откладываются в лёгких и вызывают сидероз - разновидность пневмокониоза с относительно доброкачественным течением.

См. также

Напишите отзыв о статье "Оксид железа(II)"

Литература

  • Лидин Р. А. «Справочник школьника. Химия» М.: Астерель, 2003.
  • Волков А.И., Жарский И.М. Большой химический справочник / А.И.Волков, И.М.Жарский. - Мн.: Современная школа, 2005. - 608 с.
  • Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. 3-е изд., испр./Р.А. Лидин, В.А.Молочко, Л.Л.Андреева; Под ред. Р.А.Лидина. - М.: Химия, 200. 480 с.: ил.
  • Гринвуд Н. Химия элементов: в 2 томах.
  • .Гринвуд, А.Эрншо; пер. с англ. - М.: БИНОМ. Лаборатория знаний, 2011. - (Лучший зарубежный учебник)
  • Вредные химические вещества. Неорганические соединения V-VIII групп: Справ. изд./ А.Л.Бандман, Н.В.Волкова, Т.Д.Грехова и др.; Под ред. В.А.Филова и др. - Л.: Химия, 1989. 592 с.
Это заготовка статьи о неорганическом веществе . Вы можете помочь проекту, дополнив её.

Отрывок, характеризующий Оксид железа(II)

Наташа багрово покраснела услыхав эти слова.
– Как краснеет, как краснеет, ma delicieuse! [моя прелесть!] – проговорила Элен. – Непременно приезжайте. Si vous aimez quelqu"un, ma delicieuse, ce n"est pas une raison pour se cloitrer. Si meme vous etes promise, je suis sure que votre рromis aurait desire que vous alliez dans le monde en son absence plutot que de deperir d"ennui. [Из того, что вы любите кого нибудь, моя прелестная, никак не следует жить монашенкой. Даже если вы невеста, я уверена, что ваш жених предпочел бы, чтобы вы в его отсутствии выезжали в свет, чем погибали со скуки.]
«Стало быть она знает, что я невеста, стало быть и oни с мужем, с Пьером, с этим справедливым Пьером, думала Наташа, говорили и смеялись про это. Стало быть это ничего». И опять под влиянием Элен то, что прежде представлялось страшным, показалось простым и естественным. «И она такая grande dame, [важная барыня,] такая милая и так видно всей душой любит меня, думала Наташа. И отчего не веселиться?» думала Наташа, удивленными, широко раскрытыми глазами глядя на Элен.
К обеду вернулась Марья Дмитриевна, молчаливая и серьезная, очевидно понесшая поражение у старого князя. Она была еще слишком взволнована от происшедшего столкновения, чтобы быть в силах спокойно рассказать дело. На вопрос графа она отвечала, что всё хорошо и что она завтра расскажет. Узнав о посещении графини Безуховой и приглашении на вечер, Марья Дмитриевна сказала:
– С Безуховой водиться я не люблю и не посоветую; ну, да уж если обещала, поезжай, рассеешься, – прибавила она, обращаясь к Наташе.

Граф Илья Андреич повез своих девиц к графине Безуховой. На вечере было довольно много народу. Но всё общество было почти незнакомо Наташе. Граф Илья Андреич с неудовольствием заметил, что всё это общество состояло преимущественно из мужчин и дам, известных вольностью обращения. M lle Georges, окруженная молодежью, стояла в углу гостиной. Было несколько французов и между ними Метивье, бывший, со времени приезда Элен, домашним человеком у нее. Граф Илья Андреич решился не садиться за карты, не отходить от дочерей и уехать как только кончится представление Georges.
Анатоль очевидно у двери ожидал входа Ростовых. Он, тотчас же поздоровавшись с графом, подошел к Наташе и пошел за ней. Как только Наташа его увидала, тоже как и в театре, чувство тщеславного удовольствия, что она нравится ему и страха от отсутствия нравственных преград между ею и им, охватило ее. Элен радостно приняла Наташу и громко восхищалась ее красотой и туалетом. Вскоре после их приезда, m lle Georges вышла из комнаты, чтобы одеться. В гостиной стали расстанавливать стулья и усаживаться. Анатоль подвинул Наташе стул и хотел сесть подле, но граф, не спускавший глаз с Наташи, сел подле нее. Анатоль сел сзади.
M lle Georges с оголенными, с ямочками, толстыми руками, в красной шали, надетой на одно плечо, вышла в оставленное для нее пустое пространство между кресел и остановилась в ненатуральной позе. Послышался восторженный шопот. M lle Georges строго и мрачно оглянула публику и начала говорить по французски какие то стихи, где речь шла о ее преступной любви к своему сыну. Она местами возвышала голос, местами шептала, торжественно поднимая голову, местами останавливалась и хрипела, выкатывая глаза.
– Adorable, divin, delicieux! [Восхитительно, божественно, чудесно!] – слышалось со всех сторон. Наташа смотрела на толстую Georges, но ничего не слышала, не видела и не понимала ничего из того, что делалось перед ней; она только чувствовала себя опять вполне безвозвратно в том странном, безумном мире, столь далеком от прежнего, в том мире, в котором нельзя было знать, что хорошо, что дурно, что разумно и что безумно. Позади ее сидел Анатоль, и она, чувствуя его близость, испуганно ждала чего то.
После первого монолога всё общество встало и окружило m lle Georges, выражая ей свой восторг.
– Как она хороша! – сказала Наташа отцу, который вместе с другими встал и сквозь толпу подвигался к актрисе.
– Я не нахожу, глядя на вас, – сказал Анатоль, следуя за Наташей. Он сказал это в такое время, когда она одна могла его слышать. – Вы прелестны… с той минуты, как я увидал вас, я не переставал….
– Пойдем, пойдем, Наташа, – сказал граф, возвращаясь за дочерью. – Как хороша!
Наташа ничего не говоря подошла к отцу и вопросительно удивленными глазами смотрела на него.
После нескольких приемов декламации m lle Georges уехала и графиня Безухая попросила общество в залу.
Граф хотел уехать, но Элен умоляла не испортить ее импровизированный бал. Ростовы остались. Анатоль пригласил Наташу на вальс и во время вальса он, пожимая ее стан и руку, сказал ей, что она ravissante [обворожительна] и что он любит ее. Во время экосеза, который она опять танцовала с Курагиным, когда они остались одни, Анатоль ничего не говорил ей и только смотрел на нее. Наташа была в сомнении, не во сне ли она видела то, что он сказал ей во время вальса. В конце первой фигуры он опять пожал ей руку. Наташа подняла на него испуганные глаза, но такое самоуверенно нежное выражение было в его ласковом взгляде и улыбке, что она не могла глядя на него сказать того, что она имела сказать ему. Она опустила глаза.
– Не говорите мне таких вещей, я обручена и люблю другого, – проговорила она быстро… – Она взглянула на него. Анатоль не смутился и не огорчился тем, что она сказала.
– Не говорите мне про это. Что мне зa дело? – сказал он. – Я говорю, что безумно, безумно влюблен в вас. Разве я виноват, что вы восхитительны? Нам начинать.
Наташа, оживленная и тревожная, широко раскрытыми, испуганными глазами смотрела вокруг себя и казалась веселее чем обыкновенно. Она почти ничего не помнила из того, что было в этот вечер. Танцовали экосез и грос фатер, отец приглашал ее уехать, она просила остаться. Где бы она ни была, с кем бы ни говорила, она чувствовала на себе его взгляд. Потом она помнила, что попросила у отца позволения выйти в уборную оправить платье, что Элен вышла за ней, говорила ей смеясь о любви ее брата и что в маленькой диванной ей опять встретился Анатоль, что Элен куда то исчезла, они остались вдвоем и Анатоль, взяв ее за руку, нежным голосом сказал:
– Я не могу к вам ездить, но неужели я никогда не увижу вас? Я безумно люблю вас. Неужели никогда?… – и он, заслоняя ей дорогу, приближал свое лицо к ее лицу.
Блестящие, большие, мужские глаза его так близки были от ее глаз, что она не видела ничего кроме этих глаз.
– Натали?! – прошептал вопросительно его голос, и кто то больно сжимал ее руки.
– Натали?!
«Я ничего не понимаю, мне нечего говорить», сказал ее взгляд.
Горячие губы прижались к ее губам и в ту же минуту она почувствовала себя опять свободною, и в комнате послышался шум шагов и платья Элен. Наташа оглянулась на Элен, потом, красная и дрожащая, взглянула на него испуганно вопросительно и пошла к двери.
– Un mot, un seul, au nom de Dieu, [Одно слово, только одно, ради Бога,] – говорил Анатоль.
Она остановилась. Ей так нужно было, чтобы он сказал это слово, которое бы объяснило ей то, что случилось и на которое она бы ему ответила.
– Nathalie, un mot, un seul, – всё повторял он, видимо не зная, что сказать и повторял его до тех пор, пока к ним подошла Элен.
Элен вместе с Наташей опять вышла в гостиную. Не оставшись ужинать, Ростовы уехали.
Вернувшись домой, Наташа не спала всю ночь: ее мучил неразрешимый вопрос, кого она любила, Анатоля или князя Андрея. Князя Андрея она любила – она помнила ясно, как сильно она любила его. Но Анатоля она любила тоже, это было несомненно. «Иначе, разве бы всё это могло быть?» думала она. «Ежели я могла после этого, прощаясь с ним, улыбкой ответить на его улыбку, ежели я могла допустить до этого, то значит, что я с первой минуты полюбила его. Значит, он добр, благороден и прекрасен, и нельзя было не полюбить его. Что же мне делать, когда я люблю его и люблю другого?» говорила она себе, не находя ответов на эти страшные вопросы.

Поделиться с друзьями:
Похожие публикации