Cómo obtener fe oh 3 a partir de fe2o3.
El cuerpo humano contiene alrededor de 5 g de hierro, la mayor parte (70%) forma parte de la hemoglobina sanguínea.
Propiedades físicas
En estado libre, el hierro es un metal de color blanco plateado con un tinte grisáceo. El hierro puro es dúctil y tiene propiedades ferromagnéticas. En la práctica, se suelen utilizar aleaciones de hierro (hierro fundido y acero).
Fe es el elemento más importante y abundante de los nueve metales d del subgrupo Grupo VIII. Junto con el cobalto y el níquel forma la “familia del hierro”.
Al formar compuestos con otros elementos, suele utilizar 2 o 3 electrones (B = II, III).
El hierro, como casi todos los elementos d del grupo VIII, no presenta una valencia superior al número del grupo. Su valencia máxima alcanza VI y aparece muy raramente.
Los compuestos más típicos son aquellos en los que los átomos de Fe se encuentran en los estados de oxidación +2 y +3.
Métodos para obtener hierro.
1. El hierro técnico (aleado con carbono y otras impurezas) se obtiene por reducción carbotérmica de sus compuestos naturales según el siguiente esquema:
La recuperación se produce de forma gradual, en 3 etapas:
1) 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2
2) Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2
3) FeO + CO = Fe + CO 2
El hierro fundido resultante de este proceso contiene más del 2% de carbono. Posteriormente, el hierro fundido se utiliza para producir aleaciones de acero y hierro que contienen menos del 1,5% de carbono.
2. El hierro muy puro se obtiene de alguna de las siguientes formas:
a) descomposición del Fe pentacarbonilo
Fe(CO) 5 = Fe + 5СО
b) reducción de FeO puro con hidrógeno
FeO + H2 = Fe + H2O
c) electrólisis de soluciones acuosas de sales de Fe +2
FeC 2 O 4 = Fe + 2CO 2
oxalato de hierro (II)
Propiedades químicas
El Fe es un metal de actividad media y presenta propiedades generales características de los metales.
Una característica única es la capacidad de "oxidarse" en el aire húmedo:
En ausencia de humedad con aire seco, el hierro comienza a reaccionar notablemente sólo a T > 150°C; tras la calcinación, se forman “escamas de hierro” Fe 3 O 4:
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4
El hierro no se disuelve en agua en ausencia de oxígeno. A temperaturas muy altas, el Fe reacciona con el vapor de agua, desplazando el hidrógeno de las moléculas de agua:
3 Fe + 4H 2 O (g) = 4H 2
El mecanismo de oxidación es la corrosión electroquímica. El producto de óxido se presenta de forma simplificada. De hecho, se forma una capa suelta de una mezcla de óxidos e hidróxidos de composición variable. A diferencia de la película Al 2 O 3, esta capa no protege al hierro de una mayor destrucción.
Tipos de corrosión
Proteger el hierro de la corrosión
1. Interacción con halógenos y azufre a altas temperaturas.
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
2Fe + 3F 2 = 2FeF 3
Fe + Yo 2 = FeI 2
Se forman compuestos en los que predomina el tipo de enlace iónico.
2. Interacción con fósforo, carbono, silicio (el hierro no se combina directamente con N2 y H2, sino que los disuelve).
Fe + P = Fe x P y
Fe + C = Fe x C y
Fe + Si = Fe x Si y
Se forman sustancias de composición variable, como las bertholidas (en los compuestos predomina la naturaleza covalente del enlace)
3. Interacción con ácidos “no oxidantes” (HCl, H 2 SO 4 dil.)
Fe 0 + 2H + → Fe 2+ + H 2
Dado que el Fe se encuentra en la serie de actividad a la izquierda del hidrógeno (E° Fe/Fe 2+ = -0,44 V), es capaz de desplazar el H 2 de los ácidos ordinarios.
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2
4. Interacción con ácidos “oxidantes” (HNO 3, H 2 SO 4 conc.)
Fe 0 - 3e - → Fe 3+
Los concentrados HNO 3 y H 2 SO 4 “pasivan” el hierro, por lo que a temperaturas normales el metal no se disuelve en ellos. Con un fuerte calentamiento, se produce una disolución lenta (sin liberación de H 2).
En la sección El hierro HNO 3 se disuelve, se disuelve en forma de cationes Fe 3+ y el anión ácido se reduce a NO*:
Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O
Muy soluble en una mezcla de HCl y HNO 3.
5. Relación con los álcalis
Fe no se disuelve en soluciones acuosas de álcalis. Sólo reacciona con álcalis fundidos a temperaturas muy altas.
6. Interacción con sales de metales menos activos.
Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0
7. Interacción con monóxido de carbono gaseoso (t = 200°C, P)
Fe (polvo) + 5CO (g) = Fe 0 (CO) 5 hierro pentacarbonilo
Compuestos de Fe (III)
Fe 2 O 3 - óxido de hierro (III).
Polvo rojo-marrón, n. r. en H 2 O. En la naturaleza - "mineral de hierro rojo".
Métodos de obtención:
1) descomposición del hidróxido de hierro (III)
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
2) cocción de pirita
4FeS 2 + 11O 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3
3) descomposición del nitrato
Propiedades químicas
Fe 2 O 3 es un óxido básico con signos de anfotericidad.
I. Las principales propiedades se manifiestan en la capacidad de reaccionar con ácidos:
Fe 2 O 3 + 6H + = 2Fe 3+ + ZH 2 O
Fe 2 O 3 + 6HCI = 2FeCI 3 + 3H 2 O
Fe2O3 + 6HNO3 = 2Fe(NO3)3 + 3H2O
II. Propiedades ácidas débiles. Fe 2 O 3 no se disuelve en soluciones acuosas de álcalis, pero cuando se fusiona con óxidos sólidos, álcalis y carbonatos, se forman ferritas:
Fe2O3 + CaO = Ca(FeO2)2
Fe 2 O 3 + 2NaOH = 2NaFeO 2 + H 2 O
Fe 2 O 3 + MgCO 3 = Mg(FeO 2) 2 + CO 2
III. Fe 2 O 3 - materia prima para la producción de hierro en metalurgia:
Fe 2 O 3 + ZS = 2Fe + ZSO o Fe 2 O 3 + ZSO = 2Fe + ZSO 2
Fe(OH) 3 - hidróxido de hierro (III)
Métodos de obtención:
Obtenido por la acción de álcalis sobre sales solubles de Fe 3+:
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl
En el momento de la preparación, el Fe(OH)3 es un sedimento mucoso-amorfo de color marrón rojizo.
El hidróxido de Fe(III) también se forma durante la oxidación de Fe y Fe(OH) 2 en aire húmedo:
4Fe + 6H 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3
4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3
El hidróxido de Fe (III) es el producto final de la hidrólisis de las sales de Fe 3+.
Propiedades químicas
Fe(OH) 3 es una base muy débil (mucho más débil que Fe(OH) 2). Muestra notables propiedades ácidas. Por tanto, el Fe(OH) 3 tiene un carácter anfótero:
1) las reacciones con ácidos ocurren fácilmente:
2) el precipitado fresco de Fe(OH)3 se disuelve en concentración caliente. Soluciones de KOH o NaOH con formación de hidroxocomplejos:
Fe(OH)3 + 3KOH = K3
En una solución alcalina, el Fe(OH) 3 se puede oxidar a ferratos (sales del ácido ferroso H 2 FeO 4 que no se liberan en estado libre):
2Fe(OH)3 + 10KOH + 3Br 2 = 2K 2 FeO 4 + 6KBr + 8H 2 O
Sales Fe 3+
Los más importantes en la práctica son: Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe(NO 3) 3, Fe(SCN) 3, K 3 4 - sal de sangre amarilla = Fe 4 3 Azul de Prusia (precipitado azul oscuro)
b) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 tiocianato Fe(III) (solución rojo sangre)
El óxido de hierro III es un compuesto de oxígeno y hierro y es una sustancia inorgánica. Fórmula Fe2O3.
Propiedades físicas:
- de Estado sólido
- color marrón rojizo
- térmicamente estable
- punto de fusión 1566 °C
- densidad 5.242 g/cm3
Propiedades químicas:
- no reacciona con el agua
- Se fusiona con óxidos de otros metales y forma óxidos dobles: espinelas.
- reacciona lentamente con álcalis y ácidos
Solicitud:
- agente de pulido para vidrio y acero
- producción de pinturas minerales coloreadas y cemento
- Materias primas para la fundición de hierro.
- soldadura termita
- Medio de almacenamiento (digital y analógico) en cintas magnéticas.
- catalizador para la producción de amoníaco
- producción de cerámica
- industria alimentaria (E172)
Preparación de óxido de hierro 3.
Método 1. En un vaso de 400-600 ml verter 50 ml de ácido nítrico (HNO3) y un poco de agua. A continuación, añade hierro poco a poco.
Cuando todo el hierro se haya disuelto, es necesario filtrar el líquido de diversas impurezas. Después de la filtración, debe quedar un líquido rojo. Agregue una solución de hidróxido de potasio (KOH).
En la solución, inmediatamente comienza a formarse un precipitado (eso es lo que necesitamos). Filtrar la solución. Coloque el precipitado recolectado (Fe(OH)3) sobre una placa de hierro o acero (no se puede usar papel de aluminio) y colóquelo en un horno calentado a 100 grados.
El resultado es el siguiente polvo (Fe2O3):
Método 2. Agrega un poco de peróxido de hidrógeno (H2O2) a un vaso de ácido clorhídrico (HCl). Luego, agregue hierro a la solución. Comenzará una reacción, durante la cual deberá agregar gradualmente peróxido de hidrógeno.
La solución comenzará a tornarse amarilla y luego roja oscura.
Luego agregue una pequeña cantidad de agua e hidróxido de potasio. Comienza a formarse un precipitado negro (Fe(OH)), que se vuelve marrón en el aire.
Y enviamos el sedimento a un horno calentado a 700 °C.
Método 3. Mezcle bien 100 g de sulfato de hierro (FeSO4) y 50 g de carbonato de sodio (Na2CO3). Colocar en una sartén y colocar a fuego alto. Calienta la mezcla, revolviendo ocasionalmente. A medida que el polvo se calienta, cambiará de color (azul -> morado oscuro -> negro -> castaño rojizo). Cuando el color del polvo se vuelva rojo, aumenta el fuego y calienta durante unos 20 minutos, sin olvidar revolver. Pasado el tiempo, retirar del fuego y enfriar la mezcla (Fe2O3).
Basado en materiales del sitio: pirotehnika.ruhelp.com
Los principales métodos para producir hidróxido de sodio son la interacción del sodio con agua, la interacción de la soda con cal apagada y la electrólisis de una solución acuosa de sal de mesa. Escribamos estas ecuaciones:
Reacción del sodio con agua.
2Na + 2H 2 O →2NaOH + H 2
Interacción de refresco con cal apagada.
Na 2 CO 3 + Ca(OH) 2 →2NaOH + CaCO 3 ↓
Electrólisis de una solución acuosa de sal de mesa.
2NaCl + 2H 2 O (electrólisis) → 2NaOH + H 2 + Cl 2
El hidróxido de hierro II es una base insoluble, por lo que se puede obtener fácilmente mediante la interacción de un ácido de hierro II soluble y cualquier álcali, además, se puede obtener mediante la interacción de un óxido y agua. Todas las reacciones deben llevarse a cabo sin acceso al aire, ya que en el aire el hidróxido de hierro II se oxida rápidamente a hidróxido de hierro III. ( 4 fe(OH) 2 +2H 2 O+O 2 =4 fe(OH) 3 ). Escribamos las ecuaciones:
FeSO 4 + 2NaOH → Fe(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4
FeCl 2 + 2KOH → Fe(OH) 2 ↓ + 2KCl
FeO + H2O → Fe(OH)2 ↓
Sin hacer cálculos, calcula el signo del cambio de entropía de las reacciones:
2CH4 (g) ↔ C2H2 (g) + 3H2 (g)
norte2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g)
2C (grafito) +O 2(d) ↔ 2CO (GRAMO)
Cuando:
a) de 2 moles de sustancias de partida gaseosas obtenemos 4 moles de productos gaseosos, por lo tanto, la entropía aumentará, por lo tanto el signo del cambio de entropía es “+”.
b) de 4 moles de sustancias de partida gaseosas obtenemos 2 moles de productos gaseosos, por lo tanto, la entropía disminuirá, por lo tanto el signo del cambio de entropía es “-”
c) de 1 mol de sustancias de partida gaseosas obtenemos 2 moles de productos gaseosos, por lo tanto, la entropía aumentará, por lo tanto el signo del cambio de entropía es “+”.
^ ¿Cuántos gramos de un metal, cuya masa molar equivalente es 12,15 g/mol, reacciona con 112 cm 3 de oxígeno en condiciones estándar?
La reacción heterogénea C (k) + CO 2 (g) ↔ 2CO (g) determina el curso de todos los procesos de producción carbotérmica de metales a partir de óxidos. ¿Cuántas veces cambiará la velocidad de esta reacción cuando la presión del sistema disminuya en un factor de cuatro? Confirma tu respuesta con cálculos.
Según la ley de acción de masas, la velocidad de una reacción química es directamente proporcional a la concentración de los reactivos medida en grados iguales a sus coeficientes estequiométricos. Necesitamos encontrar cómo cambiará la velocidad de la reacción directa. Dado que la reacción es heterogénea, la velocidad de la reacción química dependerá únicamente de la concentración de la fase gaseosa, es decir, de la concentración de dióxido de carbono, por tanto, la expresión matemática de la ley de acción de masas para esta reacción será:
v=k[CO2]
Sea en el momento inicial [CO 2 ] (init) = x, luego después de reducir la presión del sistema 4 veces, la concentración de dióxido de carbono también disminuirá 4 veces, es decir, [CO 2 ] (con) = 0.25x
Por eso:
v 1 = k[CONoh 2 ] (comienzo) = kx;
v 2 =k[CO 2 ] (kon) =k0.25x
Como puede verse en los cálculos, la velocidad de reacción antes del cambio de presión es 4 veces mayor, por lo tanto, reducir la presión del sistema en 4 veces conducirá a una disminución en la velocidad de la reacción directa en 4 veces.
Respuesta: disminuirá 4 veces
La reducción de vapores de WCl 6 con hidrógeno es uno de los métodos para producir tungsteno WCl 6 (g) + 3H 2 (g) ↔ W (k) + 6HCl (g), ∆ r H 0 = 44,91 kJ. ¿Cómo se deben cambiar la presión y la temperatura para aumentar el rendimiento del metal?
Necesitamos aumentar el rendimiento del metal, por lo tanto debemos desplazar el equilibrio hacia los productos de reacción (a la derecha).
Dado que de 4 moles de productos gaseosos obtenemos 6 moles de productos gaseosos, entonces, durante el proceso directo, la presión en el sistema aumenta, por lo tanto, para desplazar el equilibrio hacia la derecha, según el principio de LeChatelier, es necesario reducir la presión. .
Dado que la reacción directa ocurre con la absorción de calor, para desplazar el equilibrio hacia la derecha necesitamos aumentar la temperatura.
Para aumentar el rendimiento del metal, es necesario disminuir la presión y aumentar la temperatura.
^ Determine la concentración molar de la solución equivalente si se disuelven 0,1 moles de KOH en 200 ml.
^ Para la ecuación molecular Na 2 SO 3 + 2HCl ↔ 2NaCl + H 2 SO 3, escriba la ecuación iónico-molecular.
molecular:
Na 2 SO 3 + 2HCl ↔ 2NaCl + H 2 SO 3
ion-molecular completo:
2na + + SO 3 2- + 2H + + 2cl - → 2na + + 2cl - +H2SO3
abreviado ion-molecular:
2H + + SO 3 2- → H 2 SO 3
Escriba ecuaciones moleculares e iónico-moleculares para la hidrólisis de sales: CaCO 3, ZnSO 4, (NH 4) 2 S. Especifique el medio de solución. ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio de hidrólisis cuando se agrega álcali a una solución de cada sal?
Yo pongo en escena:
2CaCO 3 + 2HOH → Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2
2Ca 2+ + 2CO 3 2- + 2HOH →Ca 2+ + 2HCO 3 - + Ca 2+ + 2OH -
CO 3 2- + HOH →HCO 3 - + OH -
II etapa:
Ca(HCO 3) 2 + 2HOH → Ca(OH) 2 + 2H 2 CO 3
Ca 2+ + 2HCO 3 - + 2HOH → Ca 2+ + 2OH - + 2H 2 CO 3
HCO 3 - + HOH → H 2 CO 3 + OH -
› por lo tanto pH›7 (alcalino)
La adición de álcali aumentará la concentración de iones de hidróxido en la solución, es decir, aumentará la concentración del producto de la reacción reversible, por lo tanto, según el principio de LeChatelier, el equilibrio de la hidrólisis se desplazará hacia las sustancias de partida (a la izquierda).
Hidrólisis ZnSO 4 ( una sal de un ácido fuerte y una base débil, por lo tanto se producirá hidrólisis a lo largo del catión)
Yo pongo en escena:
2ZnSO 4 + 2HOH →(ZnOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4
2Zn 2+ + 2SO 4 2- + 2HOH →2ZnOH + + SO 4 2- + 2H + + SO 4 2-
Zn 2+- + HOH →ZnOH + + H +
II etapa:
(ZnOH) 2 SO 4 + 2HOH → 2Zn(OH) 2 + H 2 SO 4
2ZnOH + + SO 4 2 + 2HOH→ 2Zn(OH) 2 + 2H + + SO 4 2-
^ ZnOH + + HOH → Zn(OH)2 + H +
‹ por lo tanto pH‹7 (ácido)
La adición de álcali aumentará la concentración de iones de hidróxido en la solución, que unirán los iones de hidruro formados como resultado de la hidrólisis, es decir, la concentración del producto de reacción reversible disminuirá, por lo tanto, según el principio de LeChatelier, la hidrólisis El equilibrio se desplazará hacia los productos de hidrólisis (a la derecha).
Hidrólisis (Nueva Hampshire 4 ) 2 S ( una sal de un ácido débil y una base débil, por lo tanto, la hidrólisis se producirá a lo largo del catión y el anión)
(NH 4) 2 S + 2HOH → 2NH 4 OH + H 2 S
2NH 4 + + S 2- + 2HOH →2NH 4 OH + H 2 S
= por lo tanto pH=7 (ambiente neutro)
En este caso, agregar álcali no afectará el equilibrio químico de la hidrólisis del sulfuro de amonio.
Complete la ecuación de reacción y ordene los coeficientes usando el método del ion electrónico.
