Comment obtenir du fe oh 3 à partir du fer et de ses composés.

Le corps humain contient environ 5 g de fer, dont la majeure partie (70 %) fait partie de l'hémoglobine sanguine.

Propriétés physiques

À l’état libre, le fer est un métal blanc argenté avec une teinte grisâtre. Le fer pur est ductile et possède des propriétés ferromagnétiques. Dans la pratique, des alliages de fer - fonte et acier - sont généralement utilisés.

Fe est l’élément le plus important et le plus abondant des neuf métaux d du sous-groupe du groupe VIII. Avec le cobalt et le nickel, il forme la « famille du fer ».

Lors de la formation de composés avec d’autres éléments, il utilise souvent 2 ou 3 électrons (B = II, III).

Le fer, comme presque tous les éléments d du groupe VIII, ne présente pas une valence supérieure égale au numéro de groupe. Sa valence maximale atteint VI et apparaît extrêmement rarement.

Les composés les plus typiques sont ceux dans lesquels les atomes de Fe sont dans les états d'oxydation +2 et +3.

Méthodes d'obtention du fer

1. Le fer technique (allié au carbone et à d'autres impuretés) est obtenu par réduction carbothermique de ses composés naturels selon le schéma suivant :

La récupération se fait progressivement, en 3 étapes :

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

La fonte issue de ce procédé contient plus de 2% de carbone. Par la suite, la fonte est utilisée pour produire des alliages acier-fer contenant moins de 1,5 % de carbone.

2. Le fer très pur est obtenu de l’une des manières suivantes :

a) décomposition du Fe pentacarbonyle

Fe(CO) 5 = Fe + 5СО

b) réduction de FeO pur avec de l'hydrogène

FeO + H 2 = Fe + H 2 O

c) électrolyse de solutions aqueuses de sels de Fe +2

FeC 2 O 4 = Fe + 2CO 2

oxalate de fer(II)

Propriétés chimiques

Fe est un métal d'activité moyenne et présente des propriétés générales caractéristiques des métaux.

Une caractéristique unique est la capacité de « rouiller » dans l’air humide :

En l'absence d'humidité et d'air sec, le fer ne commence à réagir sensiblement qu'à une température > 150°C ; lors de la calcination, de la « calamine de fer » Fe 3 O 4 se forme :

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

Le fer ne se dissout pas dans l'eau en l'absence d'oxygène. À très haute température, Fe réagit avec la vapeur d'eau, déplaçant l'hydrogène des molécules d'eau :

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

Le mécanisme de la rouille est la corrosion électrochimique. Le produit de la rouille est présenté sous une forme simplifiée. En fait, il se forme une couche lâche d’un mélange d’oxydes et d’hydroxydes de composition variable. Contrairement au film Al 2 O 3, cette couche ne protège pas le fer d'une destruction ultérieure.

Types de corrosion

Protéger le fer de la corrosion

1. Interaction avec les halogènes et le soufre à haute température.

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

2Fe + 3F2 = 2FeF3

Fe + I 2 = FeI 2

Des composés se forment dans lesquels le type de liaison ionique prédomine.

2. Interaction avec le phosphore, le carbone, le silicium (le fer ne se combine pas directement avec N2 et H2, mais les dissout).

Fe + P = Fe x P y

Fe + C = Fe x C y

Fe + Si = Fe x Si y

Des substances de composition variable se forment, comme les berthollides (le caractère covalent de la liaison prédomine dans les composés)

3. Interaction avec les acides « non oxydants » (HCl, H 2 SO 4 dil.)

Fe 0 + 2H + → Fe 2+ + H 2

Puisque Fe est situé dans la série d'activités à gauche de l'hydrogène (E° Fe/Fe 2+ = -0,44 V), il est capable de déplacer H 2 des acides ordinaires.

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2

4. Interaction avec les acides « oxydants » (HNO 3, H 2 SO 4 conc.)

Fe 0 - 3e - → Fe 3+

Les concentrés HNO 3 et H 2 SO 4 « passivent » le fer, de sorte qu'à des températures ordinaires, le métal ne s'y dissout pas. Avec un fort chauffage, une dissolution lente se produit (sans libérer H 2).

Dans la rubrique Le fer HNO 3 se dissout, passe en solution sous forme de cations Fe 3+ et l'anion acide est réduit en NO* :

Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NON + 2H 2 O

Très soluble dans un mélange de HCl et HNO 3

5. Relation avec les alcalis

Fe ne se dissout pas dans les solutions aqueuses d'alcalis. Il réagit avec les alcalis fondus uniquement à des températures très élevées.

6. Interaction avec des sels de métaux moins actifs

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0

7. Interaction avec le monoxyde de carbone gazeux (t = 200°C, P)

Fe (poudre) + 5CO (g) = Fe 0 (CO) 5 fer pentacarbonyle

Composés Fe (III)

Fe 2 O 3 - oxyde de fer (III).

Poudre rouge-brun, n. R. dans H 2 O. Dans la nature - "minerai de fer rouge".

Modalités d'obtention :

1) décomposition de l'hydroxyde de fer (III)

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

2) cuisson de pyrite

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

3) décomposition des nitrates

Propriétés chimiques

Fe 2 O 3 est un oxyde basique présentant des signes d'amphotéricité.

I. Les principales propriétés se manifestent dans la capacité de réagir avec les acides :

Fe 2 O 3 + 6H + = 2Fe 3+ + ZH 2 O

Fe 2 O 3 + 6HCI = 2FeCI 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 6HNO 3 = 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

II. Faibles propriétés acides. Fe 2 O 3 ne se dissout pas dans les solutions aqueuses d'alcalis, mais lorsqu'elles sont fusionnées avec des oxydes solides, des alcalis et des carbonates, des ferrites se forment :

Fe 2 O 3 + CaO = Ca(FeO 2) 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 - matière première pour la production de fer en métallurgie :

Fe 2 O 3 + ZS = 2Fe + ZSO ou Fe 2 O 3 + ZSO = 2Fe + ZSO 2

Fe(OH) 3 - hydroxyde de fer (III)

Modalités d'obtention :

Obtenu par action d'alcalis sur les sels solubles de Fe 3+ :

FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaCl

Au moment de la préparation, Fe(OH) 3 est un sédiment amorphe muqueux rouge-brun.

L'hydroxyde de Fe(III) se forme également lors de l'oxydation de Fe et Fe(OH) 2 dans l'air humide :

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

4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3

L'hydroxyde de Fe(III) est le produit final de l'hydrolyse des sels de Fe 3+.

Propriétés chimiques

Fe(OH) 3 est une base très faible (beaucoup plus faible que Fe(OH) 2). Présente des propriétés acides notables. Ainsi, Fe(OH) 3 a un caractère amphotère :

1) les réactions avec les acides se produisent facilement :

2) le précipité frais de Fe(OH) 3 se dissout dans le concentré chaud. solutions de KOH ou NaOH avec formation de complexes hydroxo :

Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3

Dans une solution alcaline, Fe(OH) 3 peut être oxydé en ferrates (sels de l'acide ferreux H 2 FeO 4 non libérés à l'état libre) :

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

Sels Fe 3+

Les plus importants en pratique sont : Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe(NO 3) 3, Fe(SCN) 3, K 3 4 - sel de sang jaune = Fe 4 3 Bleu de Prusse (précipité bleu foncé)

b) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 thiocyanate Fe(III) (solution rouge sang)

L'oxyde de fer III est un composé d'oxygène et de fer et est une substance inorganique. Formule Fe2O3.

Propriétés physiques:

• état solide
• couleur rouge-brun
• thermiquement stable
• point de fusion 1566 °C
• densité 5,242 g/cm3

Propriétés chimiques:

• ne réagit pas avec l'eau
• fusionne avec des oxydes d'autres métaux et forme des oxydes doubles - spinelles
• réagit lentement avec les alcalis et les acides

Application:

• agent de polissage pour le verre et l'acier
• production de peintures minérales colorées et de ciment
• matières premières pour la fonte du fer
• soudage à la thermite
• support de stockage (numérique et analogique) sur bandes magnétiques
• catalyseur pour la production d'ammoniac
• production de céramique
• industrie alimentaire (E172)

Préparation de l'oxyde de fer 3

Méthode 1. Dans un verre de 400 à 600 ml, versez 50 ml d'acide nitrique (HNO3) et un peu d'eau. Ensuite, ajoutez du fer petit à petit.

Lorsque tout le fer est dissous, il est nécessaire de filtrer le liquide de diverses impuretés. Après filtration, un liquide rouge doit rester. Ajoutez-y une solution d'hydroxyde de potassium (KOH).

Dans la solution, un précipité commence immédiatement à se former (c’est ce dont nous avons besoin). Filtrez la solution. Placez le précipité collecté (Fe(OH)3) sur une plaque de fer ou d'acier (le papier d'aluminium ne peut pas être utilisé) et placez-le dans un four chauffé à 100 degrés.
Le résultat est la poudre suivante (Fe2O3) :

Méthode 2. Ajoutez un peu de peroxyde d'hydrogène (H2O2) à un verre d'acide chlorhydrique (HCl). Ensuite, ajoutez du fer à la solution. Une réaction commencera au cours de laquelle vous devrez ajouter progressivement du peroxyde d'hydrogène.

La solution commencera à virer au jaune puis au rouge foncé.

Ajoutez ensuite une petite quantité d'eau et d'hydroxyde de potassium. Un précipité noir (Fe(OH)) commence à se former et devient brun à l'air.

Et nous envoyons les sédiments dans un four chauffé à 700 °C.

Méthode 3. Mélangez soigneusement 100 g de sulfate de fer (FeSO4) et 50 g de carbonate de sodium (Na2CO3). Placer dans une poêle et placer sur feu vif. Faites chauffer le mélange en remuant de temps en temps. Au fur et à mesure que la poudre chauffe, elle changera de couleur (bleu -> violet foncé -> noir -> auburn). Lorsque la couleur de la poudre devient rouge, augmentez le feu et faites chauffer pendant environ 20 minutes en n'oubliant pas de remuer. Une fois le temps écoulé, retirez du feu et refroidissez le mélange (Fe2O3).

Basé sur des matériaux du site : pirotehnika.ruhelp.com

Les principales méthodes de production d'hydroxyde de sodium sont l'interaction du sodium avec l'eau, l'interaction de la soude avec la chaux éteinte et l'électrolyse d'une solution aqueuse de sel de table. Écrivons ces équations :

Réaction du sodium avec l'eau

2Na + 2H 2 O →2NaOH + H 2

Interaction de la soude avec la chaux éteinte

Na 2 CO 3 + Ca(OH) 2 →2NaOH + CaCO 3 ↓

Électrolyse d'une solution aqueuse de sel de table

2NaCl + 2H 2 O (électrolyse) → 2NaOH + H 2 + Cl 2

L'hydroxyde de fer II est une base insoluble, il peut donc facilement être obtenu par l'interaction de l'acide de fer II soluble et de tout alcali, de plus, il peut être obtenu par l'interaction de l'oxyde et de l'eau. Toutes les réactions doivent être effectuées sans accès à l'air, car dans l'air, l'hydroxyde de fer II s'oxyde rapidement en hydroxyde de fer III. ( 4 Fe(OH) 2 +2H 2 O+O 2 =4 Fe(OH) 3 ). Écrivons les équations :

FeSO 4 + 2NaOH → Fe(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

FeCl 2 + 2KOH → Fe(OH) 2 ↓ + 2KCl

FeO + H 2 O → Fe(OH) 2 ↓

1. 
   Sans faire de calculs, calculez le signe du changement d'entropie pour les réactions :

1. 
   2CH 4 (g) ↔ C 2 H 2 (g) + 3H 2 (g)
2. 
   N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g)
3. 
   2C (graphite) + O 2g) ↔2CO (G)

Le signe du changement d'entropie dépend principalement du rapport des substances gazeuses dans les matières premières de la réaction et dans les produits de réaction.

Quand:

a) à partir de 2 moles de substances de départ gazeuses, nous obtenons 4 moles de produits gazeux, donc l'entropie va augmenter, d'où le signe du changement d'entropie est « + ».

b) à partir de 4 moles de substances de départ gazeuses, nous obtenons 2 moles de produits gazeux, donc l'entropie va diminuer, donc le signe du changement d'entropie est "-"

c) à partir de 1 mole de substances de départ gazeuses, nous obtenons 2 moles de produits gazeux, donc l'entropie va augmenter, d'où le signe du changement d'entropie est « + ».

1. 
   ^ Combien de grammes d'un métal dont la masse molaire équivalente est de 12,15 g/mol réagissent avec 112 cm 3 d'oxygène dans des conditions standards ?

1. 
   La réaction hétérogène C (k) + CO 2 (g) ↔ 2CO (g) détermine le déroulement de tous les processus de production carbothermique de métaux à partir d'oxydes. Combien de fois la vitesse de cette réaction changera-t-elle lorsque la pression du système diminuera d'un facteur quatre ? Confirmez votre réponse avec des calculs.

Solution:

Selon la loi de l'action de masse, la vitesse d'une réaction chimique est directement proportionnelle à la concentration des réactifs prise à des degrés égaux à leurs coefficients stoechiométriques. Nous devons déterminer comment le taux de réaction directe va changer. Puisque la réaction est hétérogène, la vitesse de la réaction chimique dépendra uniquement de la concentration de la phase gazeuse, c'est-à-dire de la concentration du dioxyde de carbone, donc l'expression mathématique de la loi d'action de masse pour cette réaction sera :

v=k[CO 2 ]

Soit au moment initial [CO 2 ] (init) = x, puis après avoir réduit la pression du système de 4 fois, la concentration de dioxyde de carbone diminuera également de 4 fois, c'est-à-dire [CO 2 ] (con) = 0,25x

Ainsi:

v 1 = k[AVECÔ 2 ] (début) = kx;

v 2 =k[CO 2 ] (kon) =k0,25x

Comme le montrent les calculs, la vitesse de réaction avant le changement de pression est 4 fois plus grande, par conséquent, réduire la pression du système de 4 fois entraînera une diminution de 4 fois de la vitesse de réaction directe.

Réponse : diminuera de 4 fois

1. 
   La réduction des vapeurs de WCl 6 avec de l'hydrogène est l'une des méthodes de production de tungstène WCl 6 (g) + 3H 2 (g) ↔ W (k) + 6HCl (g), ∆ r H 0 = 44,91 kJ. Comment modifier la pression et la température pour augmenter le rendement en métal ?

Solution:

Nous devons augmenter le rendement en métal, nous devons donc déplacer l'équilibre vers les produits de réaction (vers la droite).

Puisque nous obtenons 6 moles de produits gazeux à partir de 4 moles de produits gazeux, donc, pendant le processus direct, la pression dans le système augmente, donc pour déplacer l'équilibre vers la droite, selon le principe de LeChatelier, nous devons baisser la pression .

Puisque la réaction directe se produit avec l’absorption de chaleur, pour déplacer l’équilibre vers la droite, nous devons augmenter la température.

Pour augmenter le rendement en métal, il faut baisser la pression et augmenter la température.

1. 
   ^ Déterminer la concentration molaire de la solution équivalente si 0,1 mole de KOH est dissoute dans 200 ml ?

1. 
   ^ Pour l'équation moléculaire Na 2 SO 3 + 2HCl ↔ 2NaCl + H 2 SO 3, écrivez l'équation ionique-moléculaire.

Dans ce cas, une substance faiblement dissociée se forme - l'acide sulfureux, à cause de laquelle cette réaction chimique se produit.

moléculaire:

Na 2 SO 3 + 2HCl ↔ 2NaCl + H 2 SO 3

ion-moléculaire complet :

2Na + + SO 3 2- + 2H + + 2Cl - → 2Na + + 2Cl - +H2SO3

abrégé ion-moléculaire :

2H + + SO 3 2- → H 2 SO 3

1. 
   Écrivez des équations moléculaires et ioniques-moléculaires pour l'hydrolyse des sels : CaCO 3, ZnSO 4, (NH 4) 2 S. Précisez le milieu de solution. Où l’équilibre de l’hydrolyse se déplacera-t-il lorsqu’un alcali sera ajouté à une solution de chaque sel ?

Hydrolyse CaCO 3 ( sel d'un acide faible et d'une base forte, donc l'hydrolyse se déroulera le long de l'anion)

Je mets en scène :

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 -

Étape II :

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 -

› donc pH›7 (alcalin)

L'ajout d'alcali augmentera la concentration d'ions hydroxyde dans la solution, c'est-à-dire que la concentration du produit de la réaction réversible augmentera donc, selon le principe de LeChatelier, l'équilibre d'hydrolyse se déplacera vers les substances de départ (vers le gauche).

Hydrolyse ZnSO 4 ( un sel d'un acide fort et d'une base faible, donc l'hydrolyse se produira le long du cation)

Je mets en scène :

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 +

Étape II :

(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 +

‹ donc pH‹7 (acide)

L'ajout d'alcali augmentera la concentration d'ions hydroxyde dans la solution, qui liera les ions hydrure formés à la suite de l'hydrolyse, c'est-à-dire que la concentration du produit de réaction réversible diminuera donc, selon le principe de LeChatelier, l'hydrolyse l'équilibre se déplacera vers les produits d'hydrolyse (à droite).

Hydrolyse (N.H. 4 ) 2 S ( un sel d'un acide faible et d'une base faible, donc l'hydrolyse se déroulera le long du cation et de l'anion)

(NH 4) 2 S + 2HOH → 2NH 4 OH + H 2 S

2NH 4 + + S 2- + 2HOH →2NH 4 OH + H 2 S

= donc pH=7 (milieu neutre)

Dans ce cas, l'ajout d'alcali n'affectera pas l'équilibre chimique de l'hydrolyse du sulfure d'ammonium.

1. 
   Complétez l'équation de réaction et disposez les coefficients en utilisant la méthode électron-ion