Kako dobiti fe oh 3 iz fe2o3 i njegovih spojeva

Ljudsko tijelo sadrži oko 5 g željeza, većina (70%) je dio hemoglobina krvi.

Fizička svojstva

U slobodnom stanju željezo je srebrnastobijeli metal sivkaste nijanse. Čisto željezo je duktilno i ima feromagnetska svojstva. U praksi se obično koriste legure željeza - lijevano željezo i čelik.

Fe je najvažniji i najobilniji element od devet d-metala VIII podskupine. Zajedno s kobaltom i niklom čini "obitelj željeza".

Pri stvaranju spojeva s drugim elementima često koristi 2 ili 3 elektrona (B = II, III).

Željezo, poput gotovo svih d-elemenata VIII skupine, ne pokazuje višu valenciju jednaku broju skupine. Njegova maksimalna valencija doseže VI i pojavljuje se izuzetno rijetko.

Najtipičniji spojevi su oni u kojima su atomi Fe u oksidacijskim stupnjevima +2 i +3.

Metode dobivanja željeza

1. Tehničko željezo (legirano ugljikom i drugim nečistoćama) dobiva se karbotermičkom redukcijom njegovih prirodnih spojeva prema sljedećoj shemi:

Oporavak se odvija postupno, u 3 faze:

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

Lijevano željezo koje nastaje ovim procesom sadrži više od 2% ugljika. Kasnije se od lijevanog željeza proizvodi čelik - legure željeza koje sadrže manje od 1,5% ugljika.

2. Vrlo čisto željezo dobiva se na jedan od sljedećih načina:

a) razgradnja Fe pentakarbonila

Fe(CO) 5 = Fe + 5SO

b) redukcija čistog FeO vodikom

FeO + H 2 = Fe + H 2 O

c) elektroliza vodenih otopina Fe +2 soli

FeC 2 O 4 = Fe + 2CO 2

željezov(II) oksalat

Kemijska svojstva

Fe je metal srednje aktivnosti i pokazuje opća svojstva karakteristična za metale.

Jedinstvena značajka je sposobnost "hrđanja" u vlažnom zraku:

U nedostatku vlage sa suhim zrakom, željezo počinje osjetno reagirati tek pri T > 150°C; prilikom kalcinacije nastaje "željezni kamenac" Fe 3 O 4:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

Željezo se ne otapa u vodi u nedostatku kisika. Na vrlo visokim temperaturama, Fe reagira s vodenom parom, istiskujući vodik iz molekula vode:

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

Mehanizam hrđanja je elektrokemijska korozija. Proizvod hrđe predstavljen je u pojednostavljenom obliku. Zapravo, nastaje rahli sloj mješavine oksida i hidroksida promjenjivog sastava. Za razliku od Al 2 O 3 filma, ovaj sloj ne štiti željezo od daljnjeg uništenja.

Vrste korozije

Zaštita željeza od korozije

1. Interakcija s halogenima i sumporom na visokim temperaturama.

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

2Fe + 3F 2 = 2FeF 3

Fe + I 2 = FeI 2

Nastaju spojevi u kojima prevladava ionski tip veze.

2. Interakcija s fosforom, ugljikom, silicijem (željezo se ne spaja izravno s N2 i H2, već ih otapa).

Fe + P = Fe x P y

Fe + C = Fe x C y

Fe + Si = Fe x Si y

Nastaju tvari promjenjivog sastava, kao što su bertolidi (u spojevima prevladava kovalentna priroda veze)

3. Interakcija s "neoksidirajućim" kiselinama (HCl, H 2 SO 4 dil.)

Fe 0 + 2H + → Fe 2+ + H 2

Budući da se Fe nalazi u nizu aktivnosti lijevo od vodika (E° Fe/Fe 2+ = -0,44 V), ono može istisnuti H 2 iz običnih kiselina.

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

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

4. Interakcija s "oksidirajućim" kiselinama (HNO 3, H 2 SO 4 konc.)

Fe 0 - 3e - → Fe 3+

Koncentrirani HNO 3 i H 2 SO 4 "pasiraju" željezo, pa se na običnim temperaturama metal u njima ne otapa. S jakim zagrijavanjem dolazi do sporog otapanja (bez oslobađanja H 2).

U odjeljku HNO 3 željezo se otapa, prelazi u otopinu u obliku Fe 3+ kationa i kiselinski anion se reducira u NO*:

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

Vrlo topiv u smjesi HCl i HNO3

5. Odnos prema alkalijama

Fe se ne otapa u vodenim otopinama lužina. S rastaljenim alkalijama reagira samo na vrlo visokim temperaturama.

6. Interakcija sa solima manje aktivnih metala

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

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

7. Interakcija s plinovitim ugljikovim monoksidom (t = 200°C, P)

Fe (prah) + 5CO (g) = Fe 0 (CO) 5 željezo pentakarbonil

Fe(III) spojevi

Fe 2 O 3 - željezov (III) oksid.

Crveno-smeđi prah, n. R. u H 2 O. U prirodi - “crvena željezna ruda”.

Metode dobivanja:

1) razgradnja željezovog (III) hidroksida

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2) pečenje pirita

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

3) razgradnja nitrata

Kemijska svojstva

Fe 2 O 3 je bazični oksid sa znakovima amfoternosti.

I. Glavna svojstva očituju se u sposobnosti reakcije s kiselinama:

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

Fe2O3 + 6HCI = 2FeCI3 + 3H2O

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

II. Slaba svojstva kiselina. Fe 2 O 3 se ne otapa u vodenim otopinama alkalija, ali kada se stopi s čvrstim oksidima, alkalijama i karbonatima, nastaju feriti:

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 - sirovina za proizvodnju željeza u metalurgiji:

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

Fe(OH) 3 - željezov (III) hidroksid

Metode dobivanja:

Dobiva se djelovanjem lužina na topive soli Fe 3+:

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

U trenutku priprave Fe(OH) 3 je crveno-smeđi sluzavo-amorfni sediment.

Fe(III) hidroksid nastaje i tijekom oksidacije Fe i Fe(OH) 2 u vlažnom zraku:

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

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

Fe(III) hidroksid je krajnji proizvod hidrolize Fe 3+ soli.

Kemijska svojstva

Fe(OH) 3 je vrlo slaba baza (puno slabija od Fe(OH) 2). Pokazuje zamjetna kisela svojstva. Dakle, Fe(OH) 3 ima amfoteran karakter:

1) reakcije s kiselinama odvijaju se lako:

2) svježi talog Fe(OH) 3 otapa se u vrućoj konc. otopine KOH ili NaOH uz stvaranje hidrokso kompleksa:

Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3

U alkalnoj otopini Fe (OH) 3 može se oksidirati u ferate (soli željezne kiseline H 2 FeO 4 koje se ne oslobađaju u slobodnom stanju):

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

Fe 3+ soli

Praktično najvažniji su: Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe(NO 3) 3, Fe(SCN) 3, K 3 4 - žuta krvna sol = Fe 4 3 prusko plavo (tamnoplavi talog)

b) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 tiocijanat Fe(III) (krvavo crvena otopina)

Željezni oksid III je spoj kisika i željeza i anorganska je tvar. Formula Fe2O3.

Fizička svojstva:

• kruto stanje
• crveno-smeđe boje
• toplinski stabilan
• talište 1566 °C
• gustoća 5,242 g/cm3

Kemijska svojstva:

• ne reagira s vodom
• stapa se s oksidima drugih metala i stvara dvostruke okside – spinele
• sporo reagira s alkalijama i kiselinama

Primjena:

• sredstvo za poliranje stakla i čelika
• proizvodnja obojenih mineralnih boja i cementa
• sirovine za taljenje željeza
• termičko zavarivanje
• medij za pohranu podataka (digitalni i analogni) na magnetskim vrpcama
• katalizator za proizvodnju amonijaka
• proizvodnja keramike
• prehrambena industrija (E172)

Priprema željeznog oksida 3

Metoda 1. U čašu od 400-600 ml ulijemo 50 ml dušične kiseline (HNO3) i malo vode. Zatim malo po malo dodajte željezo.

Kada se sve željezo otopi, potrebno je filtrirati tekućinu od raznih nečistoća. Nakon filtracije treba ostati crvena tekućina. Dodajte mu otopinu kalijevog hidroksida (KOH).

U otopini se odmah počinje stvarati talog (to je ono što nam treba). Filtrirajte otopinu. Sakupljeni talog (Fe(OH)3) stavite na željeznu ili čeličnu ploču (ne može se koristiti folija) i stavite u pećnicu zagrijanu na 100 stupnjeva.
Izlaz je sljedeći prah (Fe2O3):

Metoda 2. Dodajte malo vodikovog peroksida (H2O2) u čašu klorovodične kiseline (HCl). Zatim dodajte željezo u otopinu. Počet će reakcija tijekom koje morate postupno dodavati vodikov peroksid.

Otopina će postati žuta, a zatim tamno crvena.

Zatim dodajte malu količinu vode i kalijev hidroksid. Počinje se stvarati crni talog (Fe(OH)), koji na zraku postaje smeđi.

I talog šaljemo u pećnicu zagrijanu na 700 °C.

Metoda 3. Temeljito pomiješajte 100 g željeznog sulfata (FeSO4) i 50 g sode (Na2CO3). Stavite u tavu i stavite na jaku vatru. Zagrijte smjesu uz povremeno miješanje. Kako se prah zagrijava, mijenjat će boje (plava -> tamnoljubičasta -> crna -> kestenjasta). Kada boja praha postane crvena, pojačajte vatru i zagrijavajte oko 20 minuta, ne zaboravite miješati. Nakon isteka vremena, maknite s vatre i ohladite smjesu (Fe2O3).

Na temelju materijala sa stranice: pirotehnika.ruhelp.com

Glavne metode za proizvodnju natrijevog hidroksida su interakcija natrija s vodom, interakcija sode s gašenim vapnom i elektroliza vodene otopine kuhinjske soli. Napišimo ove jednadžbe:

Reakcija natrija s vodom

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Interakcija sode s gašenim vapnom

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

Elektroliza vodene otopine kuhinjske soli

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

Željezo II hidroksid je netopljiva baza, stoga se lako može dobiti interakcijom topive željezo II kiseline i bilo koje lužine, osim toga, može se dobiti interakcijom oksida i vode. Sve reakcije moraju se provoditi bez pristupa zraku, jer na zraku željezo II hidroksid brzo oksidira u željezo III hidroksid. ( 4 Fe(OH) 2 +2H 2 O+O 2 =4 Fe(OH) 3 ). Napišimo jednadžbe:

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. 
   Bez izračuna, izračunajte predznak promjene entropije za reakcije:

1. 
   2CH 4 (g) ↔ C 2 H 2 (g) + 3H 2 (g)
2. 
   N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2NH 3 (g)
3. 
   2C (grafit) + O 2(g) ↔ 2CO (G)

Predznak promjene entropije prvenstveno ovisi o omjeru plinovitih tvari u polaznim tvarima reakcije i u produktima reakcije.

Kada:

a) od 2 mola plinovitih polaznih tvari dobivamo 4 mola plinovitih produkata, dakle, entropija će se povećati, stoga je predznak promjene entropije “+”.

b) od 4 mola plinovitih polaznih tvari dobijemo 2 mola plinovitih produkata, dakle, entropija će se smanjiti, pa je predznak promjene entropije “–”

c) od 1 mola plinovitih polaznih tvari dobivamo 2 mola plinovitih produkata, dakle, entropija će se povećati, stoga je predznak promjene entropije “+”.

1. 
   ^ Koliko grama metala, čija je ekvivalentna molarna masa 12,15 g/mol, reagira sa 112 cm 3 kisika u standardnim uvjetima?

1. 
   Heterogena reakcija C (k) + CO 2 (g) ↔ 2CO (g) određuje tijek svih procesa karbotermne proizvodnje metala iz oksida. Koliko će se puta promijeniti brzina te reakcije kada se tlak u sustavu smanji četiri puta? Svoj odgovor potvrdite izračunima.

Riješenje:

Prema zakonu djelovanja mase, brzina kemijske reakcije izravno je proporcionalna koncentraciji reaktanata uzetih u stupnjeve jednake njihovim stehiometrijskim koeficijentima. Moramo pronaći kako će se promijeniti brzina reakcije naprijed. Budući da je reakcija heterogena, brzina kemijske reakcije ovisit će samo o koncentraciji plinovite faze, odnosno o koncentraciji ugljičnog dioksida, stoga će matematički izraz zakona djelovanja mase za ovu reakciju biti:

v=k[CO 2 ]

Neka je u početnom trenutku [CO 2 ] (init) = x, tada će se nakon smanjenja tlaka sustava za 4 puta koncentracija ugljičnog dioksida također smanjiti za 4 puta, odnosno [CO 2 ] (con) = 0,25x

Stoga:

v 1 = k[SO 2 ] (početak) = kx;

v 2 =k[CO2] (kon) =k0,25x

Kao što se može vidjeti iz izračuna, brzina reakcije prije promjene tlaka je 4 puta veća, stoga će smanjenje tlaka sustava za 4 puta dovesti do smanjenja brzine izravne reakcije za 4 puta.

Odgovor: smanjit će se 4 puta

1. 
   Redukcija para WCl 6 vodikom jedna je od metoda za dobivanje volframa WCl 6 (g) + 3H 2 (g) ↔ W (k) + 6HCl (g), ∆ r H 0 = 44,91 kJ. Kako treba promijeniti tlak i temperaturu da se poveća iskorištenje metala?

Riješenje:

Moramo povećati prinos metala, stoga moramo pomaknuti ravnotežu prema produktima reakcije (udesno).

Budući da iz 4 mola plinovitih proizvoda dobivamo 6 mola plinovitih proizvoda, dakle, tijekom izravnog procesa, tlak u sustavu raste, stoga, da bismo pomaknuli ravnotežu udesno, prema LeChatelierovom principu, moramo sniziti tlak .

Budući da se izravna reakcija odvija uz apsorpciju topline, da bismo pomaknuli ravnotežu udesno, moramo povećati temperaturu.

Za povećanje iskorištenja metala potrebno je sniziti tlak i povećati temperaturu.

1. 
   ^ Odredite molarnu koncentraciju ekvivalentne otopine ako je 0,1 mol KOH otopljeno u 200 ml?

1. 
   ^ Za molekularnu jednadžbu Na 2 SO 3 + 2HCl ↔ 2NaCl + H 2 SO 3 napišite ionsko-molekulsku jednadžbu.

U tom slučaju nastaje slabo disocirajuća tvar - sumporna kiselina, zbog koje dolazi do ove kemijske reakcije.

molekularni:

Na 2 SO 3 + 2HCl ↔ 2NaCl + H 2 SO 3

puni ionski molekularni:

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

skraćeno ionsko-molekularni:

2H + + SO 3 2- → H 2 SO 3

1. 
   Napišite molekularne i ionsko-molekulske jednadžbe hidrolize soli: CaCO 3, ZnSO 4, (NH 4) 2 S. Navedite medij otopine. Gdje će se pomaknuti ravnoteža hidrolize kada se otopini svake soli doda lužina?

Hidroliza CaCO 3 ( sol slabe kiseline i jake baze, stoga će se hidroliza odvijati duž aniona)

I faza:

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 faza:

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 -

› stoga pH›7 (alkalno)

Dodatkom lužine povećat će se koncentracija hidroksidnih iona u otopini, odnosno povećati će se koncentracija produkta reverzibilne reakcije, pa će se prema LeChatelierovom principu ravnoteža hidrolize pomaknuti prema polaznim tvarima (na lijevo).

Hidroliza ZnSO 4 ( sol jake kiseline i slabe baze, stoga će doći do hidrolize duž kationa)

I faza:

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 faza:

(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 +

‹ dakle pH‹7 (kiselo)

Dodatkom lužine povećat će se koncentracija hidroksidnih iona u otopini, koji će vezati hidridne ione nastale hidrolizom, odnosno smanjiti će se koncentracija reverzibilnog reakcijskog produkta, pa se prema LeChatelierovom principu hidroliza ravnoteža će se pomaknuti prema produktima hidrolize (udesno).

Hidroliza (N.H. 4 ) 2 S ( sol slabe kiseline i slabe baze, stoga će se hidroliza odvijati duž kationa i aniona)

(NH 4) 2 S + 2HOH → 2NH 4 OH + H 2 S

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

= stoga pH=7 (neutralno okruženje)

U tom slučaju dodavanje lužine neće utjecati na kemijsku ravnotežu hidrolize amonijevog sulfida.

1. 
   Dovršite jednadžbu reakcije i rasporedite koeficijente elektron-ionskom metodom