Уравнение реакции полного восстановления fe3o4

Видео:Магнетит - Fe3O4. Реакция Сульфата Железа(2), Хлорида Железа(3) и Гидроксида Натрия.Скачать

Реакция восстановления железа оксида железа (3) водородом

Задача 14.
Вычислите ∆Hº, ∆Sº и ∆Gтº реакции, протекающей по уравнению:
Fe₂O₃(к) + 3Н₂(г) = 2Fe(к) + 3Н₂О (г)
Возможна ли реакция восстановления Fe₂O₃(к) водородом при 500 и 1000 К?
Решение:

1. Расчет энтальпии реакции

В химической реакции, протекающей по уравнению:

Тепловой эффект реакции (∆Н_х.р.), исходя из следствия закона Гесса, равен сумме теплот образования ∆Н_обр. продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции.

— теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю;
— теплота образования Н₂О (г) равна -241.83 кДж;
— теплота образования Fe₂O₃(к) равна -822.10 кДж .

Исходя из указанных данных получим:

∆Н_х.р.= 3(-241.83) – (-822.10) = -725.49 – (-822.10) = 96.61 кДж.

Ответ: ∆Н_х.р.= 96.61 кДж

2. Расчет энтропии реакции

Изменение энтропии продуктов химической реакции, протекающей по уравнению:

Рассчитывается по формуле:

∆S°Fe(к) = 27,2 Дж/(моль . К);
∆S°Н₂О (г)) = 188,72 Дж/(моль . К)
∆S° Fe₂O₃(к) = 89,96 Дж/(моль . К)
∆S° O/H₂(г) = 130,59 Дж/(моль . К)

С учетом этих данных рассчитаем изменение энтропии реакции, получим:

∆S°_х.р.= 2(27,2) + 3(188,72) – (89,96) + 3(130,59) = 620,56 — 481,73 = 138.83 Дж/(моль . К).

Ответ: ∆S°_х.р.= 138.83 Дж/(моль . К)

3. Расчет термического потенциала или энергии Гиббса

Мерой химического сродства (∆G°) является убыль энергии Гиббса (изменение изобарно- термического потенциала или энергии Гиббса).

Убыль энергии Гиббса ∆G°_х.р. в химической реакции:

вычисляем по формуле:

∆G°_х.р. = ∆Н° — Т . ∆S°

∆G°_х.р. = 96,61 – (298 . 0.,3883 = 96,61- 41.37 = +55.24 кДж.

Ответ: ∆G°_х.р. = +55.24 кДж

Т.к. ∆G°_х.р. > 0, то реакция при стандартных условиях невозможна; при этих условиях пойдет обратная реакция — окисление железа (коррозия).

4. Определение температуры начала реакции восстановления Fe₂O₃ CO

∆Н = Т . ∆S, отсюда Т = ∆Н/∆S = 96,61/0,13883 = 695.9 К.

5. Расчитаем энергию Гиббса данной реакции при 500 К.

∆G 0 ₅₀₀ = 96,61-(500 . 0,13883) = +27,19 кДж.

Таким образом, ∆G при температуре 500 К составляет +27.19 кДж, т.е. ∆G > 0 и это означает, что реакция при 500 К. невозможна 1 .

6. Расчитаем энергию Гиббса данной реакции при 1000 К

При температуре 1000 К находим ∆G 0 ₁₀₀₀ аналогично:

∆G 0 ₁₀₀₀ = 96,61 – (1000 . 0,13883 = 96,61 — 138,83 = -42,22 кДж. ∆G 0 ₁₀₀₀ = -42,22 кДж.

Реакция восстановления оксида железа (2) оксидом углерода (2)

Задача 15.
Подсчитайте значения ∆ Н, ∆ ?S, ∆ G рекции: FeO + CO = Fe + CO₂, определите, при каких условиях она возможна?
Решение:
∆Н°(FeO) = -264,8 кДж/моль;
∆Н°(CO) = -110,5 кДж/моль;
∆Н°(CO₂) = -393,5 кДж/моль;
∆S°(Fe) = 27,15 Дж/(моль К);
∆S°(FeO) = 60,8 Дж/(моль К);
∆S°(CO) = 197,5 Дж/(моль К);
∆S°(CO₂) = 213,7 Дж/(моль К);
∆G°(FeO) = -244,3 кДж/моль;
∆G°(CO) = -137,1 кДж/моль;
∆G°(CO₂) = -394,4 кДж/моль.

1. Рассчитаем ∆ Н ° реакции, получим:

Расссчитывается по формуле:

∆Н°_х.р. = ∆Н°(СO₂) — [∆Н°(FeO) + ∆Н°(CeO)] = -393,5 — [(-264,8) + (-110,5)] = -393,5 — (-375,3) = -18,2 кДж/моль.

2. Рассчитать ∆S° реакции,получим:

Расссчитывается по формуле:

∆S°_х.р. = [∆S°(CO₂) + ∆S°(Fe)] — [∆S°(FeO) + ∆S°(CO)] = (213,7 + 27,15) — (60,8 + 197,5) = -17,45 Дж/(моль К).

Отрицательное значение изменения энтропии (убывание энтропии) свидетельствует об увеличении упорядоченности данной системы и, действительно, хотя в реакции объем газов не изменяется, но Fe значительно более устойчив чем FeO.

3. Рассчитаем G° реакции, получим:

Расссчитывается по формуле:

∆G_х.р.= ∑ ∆G обр.прод. — ∑ ∆G обр.исх.

Расчеты показали, что ∆G°х.р.

1 Примечание:
Поскольку изначальная температура, при которой начинается реакция по уравнению:
Fe₂O₃(к) + 3Н₂(г) = 2Fe(к) + 3Н₂О (г), из вышеприведенных расчетов равна 695.9 К, то путем сравнения температур можно сразу определить, что при температуре 500 К реакция не пойдет, а при температуре выше 695.9, т.е. при 1000 К пойдет с получением продуктов согласно уравнению.

Видео:ОВР и Метод Электронного Баланса — Быстрая Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Восстановление оксидов железа

Оксиды железа относятся к категории относительно легко восстановимых. Железорудные материалы (руды, агломераты, окатыши) начинают восстанавливаться после нагрева до 250-400 °С. Восстановление Fe₂О₃ и Fе₃О₄ до чистого железа происходит последовательно, через все промежуточные оксиды. Так, Fе₂О₃ при температурах >570°С восстанавливается по схеме: Fе₂О₃→Fе₃О₄→FеО→Fе. Из трех реагентов-восстановителей в доменной печи (С, СО и Н₂) основным (по объему восстановительной работы) является монооксид углерода. Оксид железа Fе₂O₃ восстанавливается СО по реакции:

Образующийся при этом магнитный оксид Fe₃О₄ восстанавливается до FеО:

В нижней части шахты завершается восстановление железа по реакции:

FеО + СО = Fе + СО₂ + 244 кДж/кг Fе. (3)

Реакции (1) — (3) идут до 700-900 °С. Выделяющийся при восстановлении диоксид углерода СО₂ уносится вверх потоком газа через межкусковые каналы шихты.

Процесс восстановления существенно изменяется, когда шихта опускается до горизонтов с температурой 900-1000 °С. В этой зоне доменной печи выделяющийся в ходе восстановления диоксид углерода СO₂ начинает взаимодействовать с углеродом топлива по реакции:

СО₂ + С = 2СО — 2970 кДж/кг Fе. (4)

Скорость протекания реакции (4) резко увеличивается при 1100-1200 °С. Таким образом, в нижней, высокотемпературной части доменной печи после реакций восстановления (1) — (3) сразу протекает реакция (4). При суммировании этих реакций для FеО получим:

FеО + СО = Fе + СО₂ + 244 кДж/кг Fе

СО₂ + С = 2СО — 2970 кДж/кг Fе

FеО + С = Fе + СО — 2726 кДж/кг Fе (5)

Реакцию (5) называют реакцией прямого восстановления. В отличие от этой схемы, реакции (1) — (3), в которых конечным газообразным продуктом восстановления является СO₂, называют непрямым или косвенным восстановлением. Эту принятую терминологию нельзя признать удачной, так как реакция (5) вовсе не означает, что идет прямое, непосредственное взаимодействие оксида железа и углерода кокса. Указанная реакция представляет лишь формальную запись, характеризующую конечный результат двух других последовательно прошедших реакций (3) и (4), т. е. не только косвенное, но и прямое восстановление происходит через газовую фазу (при помощи СО).

Таким образом, материал, загруженный в доменную печь, начинает восстанавливаться непрямым путем. Этот процесс продолжается до тех пор (по мере опускания шихты температура ее непрерывно повышается), пока выделяющийся в результате восстановления СО₂ не начнет интенсивно взаимодействовать с углеродом твердого топлива. Реакция CO₂ + C = 2CO является определяющей при переходе непрямого восстановления в прямое.

В зависимости от схемы восстановления доменную печь можно разбить на две зоны: 1) верхнюю, до горизонта с температурой

1000 С С, в которой происходит косвенное восстановление; 2) нижнюю, в которой происходит прямое восстановление.

В современных условиях работы доменных печей индекс косвенного восстановления изменяется от 0,45 до 0,65 (45-65 %).

Часть оксидов железа восстанавливается в доменной печи водородом, основное количество которого образуется в горне печи в результате реакций разложения паров воды дутья углеродом кокса

Н₂О + С = Н₂ + СО — 118 МДж (6)

и неполного сгорания природного газа

Восстановление оксидов железа водородом происходит так же, как монооксидом углерода СО, по стадиям, от высших к низшим:

FeO + Н₂ = Fe + Н₂О — 496,4 кДж/кг Fe. (10)

Несмотря на относительно небольшое содержание водорода в доменном газе, он производит значительную восстановительную работу. Это объясняется двумя причинами. Во-первых, водород, как реагент-восстановитель, характеризуется более высокой степенью использования при высоких температурах (>810 0 С). Кроме того, вследствие меньшего размера молекулы по сравнению с молекулой СО водород проникает в такие мелкие поры и трещины восстанавливаемого куска рудного материала, в которые молекулы СО не могут проникнуть. Благодаря этому значительно увеличивается суммарная поверхность взаимодействия. Во-вторых, образующиеся в ходе восстановления молекулы Н₂O регенерируют до водорода не только в нижней части печи в результате реакции (6), но и в верхней, низкотемпературной в результате взаимодействия с СО:

Таким образом, одна и та же молекула водорода по мере подъема от горна к колошнику может принять участие в восстановительном процессе несколько раз, выполняя роль посредника, передающего кислород от оксидов железа к углероду и СО.

Дата добавления: 2015-06-22 ; просмотров: 7410 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

Видео:8 класс. ОВР. Окислительно-восстановительные реакции.Скачать

Железо. Свойства железа и его соединений

Железо Fe: химические свойства, способы получения железа, взаимодействие с простыми веществами (кислород, сера) и со сложными веществами (кислоты, вода, сильные окислители). Оксид железа (II) FeO, оксид железа (III) Fe₂O₃, железная окалина (Fe₃O₄) — способы получения и химические свойства. Гидроксид железа (II) Fe(OH)₂, гидроксид железа (III) Fe(OH)₃ — способы получения и химические свойства.

Железо

Положение в периодической системе химических элементов

Элемент железо расположен в побочной подгруппе VIII группы (или в 8 группе в современной форме ПСХЭ) и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение атома железа

Электронная конфигурация железа в основном состоянии :

+26Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6

Железо проявляет ярко выраженные магнитные свойства.

Физические свойства

Железо – металл серебристо-белого цвета, с высокой химической активностью и высокой ковкостью. Обладает высокой тепло- и электропроводностью.

(изображение с портала vchemraznica.ru)

Температура плавления 1538 о С, температура кипения 2861 о С.

Нахождение в природе

Железо довольно распространено в земной коре (порядка 4% массы земной коры). По распространенности на Земле железо занимает 4-ое место среди всех элементов и 2-ое место среди металлов. Содержание в земной коре — около 8%.

В природе железо в основном встречается в виде соединений:

(изображение с портала karatto.ru)

Магнитный железняк Fe₃O₄ или FeO·Fe₂O₃ (магнетит).

(изображение с портала emchi-med.ru)

В природе также широко распространены сульфиды железа, например, пирит FeS₂.

(изображение с портала livemaster.ru)

Встречаются и другие минералы, содержащие железо.

Способы получения

Железо в промышленности получают из железной руды, гематита Fe₂O₃ или магнетита (Fe₃O₄или FeO·Fe₂O₃).

1. Один из основных способов производства железа – доменный процесс . Доменный процесс основан на восстановлении железа из оксида углеродом в доменной печи.

В печь загружают руду, кокс и флюсы.

Шихта – смесь исходных материалов, а в некоторых случаях и топлива в определённой пропорции, которую обрабатывают в печи.

Каменноугольный кокс – это твёрдый пористый продукт серого цвета, получаемый путем коксования каменного угля при температурах 950—1100 °С без доступа воздуха. Содержит 96—98 % углерода.

Флюсы – это неорганические вещества, которые добавляют к руде при выплавке металлов, чтобы снизить температуру плавления и легче отделить металл от пустой породы.

Шлак – расплав (а после затвердевания – стекловидная масса), покрывающий поверхность жидкого металла. Шлак состоит из всплывших продуктов пустой породы с флюсами и предохраняет металл от вредного воздействия газовой среды печи, удаляет примеси.

В печи кокс окисляется до оксида углерода (II):

2C + O₂ → 2CO

Затем нагретый угарный газ восстанавливает оксид железа (III):

Процесс получения железа – многоэтапный и зависит от температуры.

Наверху, где температура обычно находится в диапазоне между 200 °C и 700 °C, протекает следующая реакция:

Ниже в печи, при температурах приблизительно 850 °C, протекает восстановление смешанного оксида железа (II, III) до оксида железа (II):

Встречные потоки газов разогревают шихту, и происходит разложение известняка:

Оксид железа (II) опускается в область с более высоких температур (до 1200 o C), где протекает следующая реакция:

FeO + CO → Fe + CO₂

Углекислый газ поднимается вверх и реагирует с коксом, образуя угарный газ:

CO₂ + C → 2CO

(изображение с портала 900igr.net)

2. Также железо получают прямым восстановлением из оксида водородом:

При этом получается более чистое железо, т.к. получаемое железо не загрязнено серой и фосфором, которые являются примесями в каменном угле.

3. Еще один способ получения железа в промышленности – электролиз растворов солей железа.

Качественные реакции

Качественные реакции на ионы железа +2.

– взаимодействие солей железа (II) с щелочами . При этом образуется серо-зеленый студенистый осадок гидроксида железа (II).

Например , хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом натрия:

2NaOH + FeCl₂ → Fe(OH)₂ + 2NaCl

Видеоопыт взаимодействия раствора сульфата железа (II) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть здесь.

Гидроксид железа (II) на воздухе буреет, так как окисляется до гидроксида железа (III):

– ионы железа +2 окрашивают раствор в светлый желто-зеленый цвет.

– взаимодействие с красной кровяной солью K₃[Fe(CN)₆] – также качественная реакция на ионы железа +2. При этом образуется синий осадок «турнбулева синь».

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (II) с раствором гексацианоферрата (III) калия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть здесь.

Качественные реакции на ионы железа +3

– взаимодействие солей железа (III) с щелочами . При этом образуется бурый осадок гидроксида железа (III).

Например , хлорид железа (III) реагирует с гидроксидом натрия:

3NaOH + FeCl₃ → Fe(OH)₃ + 3NaCl

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

– ионы железа +3 окрашивают раствор в светлый желто-оранжевый цвет.

– взаимодействие с желтой кровяной солью K₄[Fe(CN)₆] ионы железа +3. При этом образуется синий осадок «берлинская лазурь».

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гексацианоферрата (II) калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

В последнее время получены данные, которые свидетельствуют, что молекулы берлинской лазури идентичны по строению молекулам турнбулевой сини. Состав молекул обоих этих веществ можно выразить формулой Fe₄[Fe₂(CN)₆]₃.

– при взаимодействии солей железа (III) с роданидами раствор окрашивается в кроваво-красный цвет.

Например , хлорид железа (III) взаимодействует с роданидом натрия:

FeCl₃ + 3NaCNS → Fe(CNS)₃ + 3NaCl

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором роданида калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

Химические свойства

1. При обычных условиях железо малоактивно , но при нагревании, в особенности в мелкораздробленном состоянии, оно становится активным и реагирует почти со всеми неметаллами .

1.1. Железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом активные неметаллы (фтор, хлор и бром) окисляют железо до степени окисления +3:

2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃

Менее активный йод окисляет железо до степени окисления +2:

1.2. Железо реагирует с серой с образованием сульфида железа (II):

Fe + S → FeS

1.3. Железо реагирует с фосфором . При этом образуется бинарное соединения – фосфид железа:

Fe + P → FeP

1.4. С азотом железо реагирует в специфических условиях.

1.5. Железо реагирует с углеродом и кремнием с образованием карбида и силицида.

1.6. При взаимодействии с кислородом железо образует окалину – двойной оксид железа (II, III):

При пропускании кислорода через расплавленное железо возможно образование оксида железа (II):

2Fe + O₂ → 2FeO

2. Железо взаимодействует со сложными веществами.

2.1. При обычных условиях железо с водой практически не реагирует. Раскаленное железо может вступать в реакцию при температуре 700-900 о С с водяным паром:

3 Fe 0 + 4 H₂ + O → Fe +3 ₃O₄ + 4 H₂ 0

В воде в присутствии кислорода или во влажном воздухе железо медленно окисляется (корродирует):

2.2. Железо взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой). При этом образуются соль железа со степенью окисления +2 и водород.

Например , железо бурно реагирует с соляной кислотой :

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑

2.3. При обычных условиях железо не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат железа (III) и вода:

2.4. Железо не реагирует при обычных условиях с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации. При нагревании реакция идет с образованием нитрата железа (III), оксида азота (IV) и воды:

С разбавленной азотной кислотой железо реагирует с образованием оксида азота (II):

При взаимодействии железа с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

2.5. Железо может реагировать с щелочными растворами или расплавами сильных окислителей . При этом железо окисляет до степени окисления +6, образуя соль (феррат).

Например , при взаимодействии железа с расплавом нитрата калия в присутствии гидроксида калия железо окисляется до феррата калия, а азот восстанавливается либо до нитрита калия, либо до аммиака:

2.6. Железо восстанавливает менее активные металлы из оксидов и солей .

Например , железо вытесняет медь из сульфата меди (II). Реакция экзотермическая:

Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu

Еще пример : простое вещество железо восстанавливает железо до степени окисления +2 при взаимодействии с соединениями железа +3:

2FeCl₃ + Fe → 3FeCl₂

Оксид железа (II)

Оксид железа (II) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Способы получения

Оксид железа (II) можно получить различными методами :

1. Частичным в осстановлением оксида железа (III).

Например , частичным восстановлением оксида железа (III) водородом:

Или частичным восстановлением оксида железа (III) угарным газом:

Еще один пример : восстановление оксида железа (III) железом:

2. Разложение гидроксида железа (II) при нагревании :

Химические свойства

Оксид железа (II) — типичный основный оксид .

1. При взаимодействии оксида железа (II) с кислотными оксидами образуются соли.

Например , оксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI):

FeO + SO₃ → FeSO₄

2. Оксид железа (II) взаимодействует с растворимыми кислотами. При этом также образуются соответствующие соли .

Например , оксид железа (II) взаимодействует с соляной кислотой:

FeO + 2HCl → FeCl₂ + H₂O

3. Оксид железа (II) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (II) малоустойчив, и легко окисляется до соединений железа (III).

Например , при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуются нитрат железа (III), оксид азота (IV) и вода:

При взаимодействии с разбавленной азотной кислотой образуется оксид азота (II). Реакция идет при нагревании:

5. Оксид железа (II) проявляет слабые окислительные свойства .

Например , оксид железа (II) реагирует с угарным газом при нагревании:

FeO + CO → Fe + CO₂

Оксид железа (III)

Оксид железа (III) – это твердое, нерастворимое в воде вещество красно-коричневого цвета.

Способы получения

Оксид железа (III) можно получить различными методами :

1. Окисление оксида железа (II) кислородом.

2. Разложение гидроксида железа (III) при нагревании :

Химические свойства

Оксид железа (III) – амфотерный .

1. При взаимодействии оксида железа (III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соли.

Например , оксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой:

2. Оксид железа (III) взаимодействует с щелочами и основными оксидами. Реакция протекает в расплаве, при этом образуется соответствующая соль (феррит) .

Например , оксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом натрия:

3. Оксид железа (III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI).

Например , хлорат калия в щелочной среде окисляет оксид железа (III) до феррата:

Нитраты и нитриты в щелочной среде также окисляют оксид железа (III):

5. Оксид железа (III) проявляет окислительные свойства .

Например , оксид железа (III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II) или железной окалины:

Также оксид железа (III) восстанавливается водородом:

Железом можно восстановить оксид железа только до оксида железа (II):

Оксид железа (III) реагирует с более активными металлами .

Например , с алюминием (алюмотермия):

Оксид железа (III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями.

Например , с гидридом натрия:

Fe₂O₃ + 3NaH → 3NaOH + 2Fe

6. Оксид железа (III) – твердый, нелетучий и амфотерный. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

Например , из карбоната натрия:

Оксид железа (II, III)

Оксид железа (II, III) (железная окалина, магнетит) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Фото с сайта wikipedia.ru

Способы получения

Оксид железа (II, III) можно получить различными методами :

1. Горение железа на воздухе:

2. Частичное восстановление оксида железа (III) водородом или угарным газом :

3. При высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой, образуя двойной оксид железа (II, III):

Химические свойства

Свойства оксида железа (II, III) определяются свойствами двух оксидов, из которых он состоит: основного оксида железа (II) и амфотерного оксида железа (III).

1. При взаимодействии оксида железа (II, III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соли железа (II) и железа (III).

Например , оксид железа (II, III) взаимодействует с соляной кислотой. При это образуются две соли – хлорид железа (II) и хлорид железа (III):

Еще пример : оксид железа (II, III) взаимодействует с разбавленной серной кислотой.

2. Оксид железа (II, III) взаимодействует с сильными кислотами-окислителями (серной-концентрированной и азотной).

Например , железная окалина окисляется концентрированной азотной кислотой:

Разбавленной азотной кислотой окалина окисляется при нагревании:

Также оксид железа (II, III) окисляется концентрированной серной кислотой:

Также окалина окисляется кислородом воздуха :

3. Оксид железа (II, III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (II, III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI), как и прочие оксиды железа (см. выше).

5. Железная окалина проявляет окислительные свойства .

Например , оксид железа (II, III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II):

Также железная окалина восстанавливается водородом:

Оксид железа (II, III) реагирует с более активными металлами .

Например , с алюминием (алюмотермия):

Оксид железа (II, III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями (йодидами и сульфидами).

Например , с йодоводородом:

Гидроксид железа (II)

Способы получения

1. Гидроксид железа (II) можно получить действием раствора аммиака на соли железа (II).

Например , хлорид железа (II) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (II) и хлорида аммония:

2. Гидроксид железа (II) можно получить действием щелочи на соли железа (II).

Например , хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом калия с образованием гидроксида железа (II) и хлорида калия:

FeCl₂ + 2KOH → Fe(OH)₂↓ + 2KCl

Химические свойства

1. Гидроксид железа (II) проявляется основные свойства , а именно реагирует с кислотами . При этом образуются соответствующие соли.

Например , гидроксид железа (II) взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида железа (II):

2. Гидроксид железа (II) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот .

Например , гидроксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (II):

3. Гидроксид железа (II) проявляет сильные восстановительные свойства , и реагирует с окислителями. При этом образуются соединения железа (III) .

Например , гидроксид железа (II) взаимодействует с кислородом в присутствии воды:

Гидроксид железа (II) взаимодействует с пероксидом водорода:

При растворении Fe(OH)₂ в азотной или концентрированной серной кислотах образуются соли железа (III):

4. Г идроксид железа (II) разлагается при нагревании :

Гидроксид железа (III)

Способы получения

1. Гидроксид железа (III) можно получить действием раствора аммиака на соли железа (III).

Например , хлорид железа (III) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (III) и хлорида аммония:

2. Окислением гидроксида железа (II) кислородом или пероксидом водорода:

3. Гидроксид железа (III) можно получить действием щелочи на раствор соли железа (III).

Например , хлорид железа (III) реагирует с раствором гидроксида калия с образованием гидроксида железа (III) и хлорида калия:

FeCl₃ + 3KOH → Fe(OH)₃↓ + 3KCl

Видеоопыт получения гидроксида железа (III) взаимодействием хлорида железа (III) и гидроксида калия можно посмотреть здесь.

4. Также гидроксид железа (III) образуется при взаимодействии растворимых солей железа (III) с растворами карбонатов и сульфитов . Карбонаты и сульфиты железа (III) необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: бромид железа (III) реагирует с карбонатом натрия. При этом выпадает осадок гидроксида железа (III), выделяется углекислый газ и образуется бромид натрия:

Но есть исключение ! Взаимодействие солей железа (III) с сульфитами в ЕГЭ по химии — окислительно-восстановительная реакция. Соединения железа (III) окисляют сульфиты, а также сульфиды и иодиды.

Взаимодействие хлорида железа (III) с сульфитом, например, калия — очень интересная реакция. Во-первых, в некоторых источниках указывается, что в ней таки может протекать необратимый гидролиз. Но для ЕГЭ лучше считать, что при этом протекает ОВР. Во-вторых, ОВР можно записать в разных видах:

Также допустима такая запись:

Химические свойства

1. Гидроксид железа (III) проявляет слабовыраженные амфотерные свойства, с преобладанием основных. Как основание, гидроксид железа (III) реагирует с растворимыми кислотами .

Например , гидроксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата железа (III):

2. Гидроксид железа (III) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот .

Например , гидроксид железа (III) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (III):

3. Гидроксид железа (III) взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—ферриты, а в растворе реакция практически не идет. При этом гидроксид железа (III) проявляет кислотные свойства.

Например , гидроксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом калия в расплаве с образованием феррита калия и воды:

4. Г идроксид железа (III) разлагается при нагревании :

Видеоопыт взаимодействия гидроксида железа (III) с соляной кислотой можно посмотреть здесь.

Соли железа

Нитраты железа

Нитрат железа (II) при нагревании разлагается на оксид железа (III), оксид азота (IV) и кислород:

Нитрат железа (III) при нагревании разлагается также на оксид железа (III), оксид азота (IV) и кислород:

Гидролиз солей железа

Растворимые соли железа, образованные кислотными остатками сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. частично:

I ступень: Fe 3+ + H₂O ↔ FeOH 2+ + H +

II ступень: FeOH 2+ + H₂O ↔ Fe(OH )₂ + + H +

Однако сульфиты и карбонаты железа (III) и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:

При взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает ОВР:

2FeCl₃ + 3Na₂S → 2FeS + S + 6NaCl

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Окислительные свойства железа (III)

Соли железа (III) под проявляют довольно сильные окислительные свойств. Так, при взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает окислительно-восстановительная реакция.

Например : хлорид железа (III) взаимодействует с сульфидом натрия. При этом образуется сера, хлорид натрия и либо черный осадок сульфида железа (II) (в избытке сульфида натрия), либо хлорид железа (II) (в избытке хлорида железа (III)):

2FeCl₃ + 3Na₂S → 2FeS + S + 6NaCl

2FeCl₃ + Na₂S → 2FeCl₂ + S + 2NaCl

По такому же принципу соли железа (III) реагируют с сероводородом:

2FeCl₃ + H₂S → 2FeCl₂ + S + 2HCl

Соли железа (III) также вступают в окислительно-восстановительные реакции с йодидами .

Например , хлорид железа (III) взаимодействует с йодидом калия. При этом образуются хлорид железа (II), молекулярный йод и хлорид калия:

2FeCl₃ + 2KI → 2FeCl₂ + I₂ + 2KCl

Интерес представляют также реакции солей железа (III) с металлами. Мы знаем, что более активные металлы вытесняют из солей менее активные металлы . Иначе говоря, металлы, которые стоят в электрохимическом ряду левее, могут взаимодействовать с солями металлов, которые расположены в этом ряду правее . Исходя из этого правила, соли железа могут взаимодействовать только с металлами, которые расположены до железа. И они взаимодействуют.

Однако, соли железа со степенью окисления +3 в этом ряду являются небольшим исключением. Ведь для железа характерны две степени окисления: +2 и +3. И железо со степенью окисления +3 является более сильным окислителем. Таким образом, условно говоря, железо со степенью окисления +3 расположено в ряду активности после меди. И соли железа (III) могут реагировать еще и с металлами, которые расположены правее железа! Но до меди, включительно. Вот такой парадокс.

И еще один момент. Соединения железа (III) с этими металлами реагировать будут, а вот соединения железа (II) с ними реагировать не будут. Таким образом, металлы, расположенные в ряду активности между железом и медью (включая медь) при взаимодействии с солями железа (III) восстанавливают железо до степени окисления +2. А вот металлы, расположенные до железа в ряду активности, могут восстановить железо и до простого вещества.

Например , хлорид железа (III) взаимодействует с медью. При этом образуются хлорид железа (II) и хлорид меди (II):

А вот реакция нитрата железа (III) с цинком протекает уже по привычному механизму. И железо восстанавливается до простого вещества:

💥 Видео

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Окисление иодида калия KI + H2O2, KI + CuSO4, KI + Fe(NO3)3, KI + KMnO4Скачать

Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Типы Химических Реакций — Химия // Урок Химии 8 КлассСкачать

Проклятая химическая реакция 😜 #shortsСкачать

Реакции ионного обмена. 9 класс.Скачать

Составление уравнений химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

Химия | Тепловой эффект химической реакции (энтальпия)Скачать

Химия 9 класс — Как определять Степень Окисления?Скачать

Лабораторная работа №4. Окислительно-восстановительные реакции. Основные окислители и восстановителиСкачать

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного балансаСкачать

Как расставлять коэффициенты в уравнении реакции? Химия с нуля 7-8 класс | TutorOnlineСкачать

Составление уравнений реакций горения. 11 класс.Скачать

Получение и превращения гидроксидов железа Fe(OH)2 и Fe(OH)3Скачать

Расстановка коэффициентов в химических реакциях: как просто это сделатьСкачать

Ионные уравнения реакций. По сокращенному ионному уравнению составляем полное ионное и молекулярное.Скачать

Химия. 9 класс. Вычисление массы вещества по уравнению реакции, если известна масса другого веществаСкачать