Jak uzyskać fe oh 3 z fe2o3 Żelazo i jego związki

Ciało ludzkie zawiera około 5 g żelaza, większość (70%) wchodzi w skład hemoglobiny we krwi.

Właściwości fizyczne

W stanie wolnym żelazo jest srebrzystobiałym metalem o szarawym odcieniu. Czyste żelazo jest plastyczne i ma właściwości ferromagnetyczne. W praktyce zwykle stosuje się stopy żelaza - żeliwo i stal.

Fe jest najważniejszym i najpowszechniejszym pierwiastkiem z dziewięciu d-metali podgrupy VIII grupy. Razem z kobaltem i niklem tworzy „rodzinę żelaza”.

Tworząc związki z innymi pierwiastkami, często wykorzystuje 2 lub 3 elektrony (B = II, III).

Żelazo, podobnie jak prawie wszystkie pierwiastki d grupy VIII, nie wykazuje wyższej wartościowości równej numerowi grupy. Jego maksymalna wartościowość sięga VI i pojawia się niezwykle rzadko.

Najbardziej typowymi związkami są te, w których atomy Fe znajdują się na stopniach utlenienia +2 i +3.

Metody otrzymywania żelaza

1. Żelazo techniczne (stopowe z węglem i innymi zanieczyszczeniami) otrzymuje się w procesie karbotermicznej redukcji jego naturalnych związków według następującego schematu:

Powrót do zdrowia następuje stopniowo, w 3 etapach:

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 + CO2

Żeliwo powstające w tym procesie zawiera ponad 2% węgla. Następnie żeliwo wykorzystuje się do produkcji stali – stopów żelaza zawierających poniżej 1,5% węgla.

2. Bardzo czyste żelazo otrzymuje się jednym z następujących sposobów:

a) rozkład pentakarbonylu Fe

Fe(CO) 5 = Fe + 5СО

b) redukcja czystego FeO wodorem

FeO + H2 = Fe + H2O

c) elektroliza wodnych roztworów soli Fe +2

FeC 2 O 4 = Fe + 2 CO 2

szczawian żelaza(II).

Właściwości chemiczne

Fe jest metalem o średniej aktywności i wykazuje ogólne właściwości charakterystyczne dla metali.

Unikalną cechą jest zdolność „rdzewienia” w wilgotnym powietrzu:

W przypadku braku wilgoci i suchego powietrza żelazo zaczyna reagować zauważalnie dopiero w temperaturze T > 150°C; podczas kalcynacji powstaje „łuska żelaza” Fe 3 O 4:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

Żelazo nie rozpuszcza się w wodzie przy braku tlenu. W bardzo wysokich temperaturach Fe reaguje z parą wodną, ​​wypierając wodór z cząsteczek wody:

3Fe + 4H2O(g) = 4H2

Mechanizmem rdzewienia jest korozja elektrochemiczna. Produkt rdzy przedstawiony jest w uproszczonej formie. W rzeczywistości tworzy się luźna warstwa mieszaniny tlenków i wodorotlenków o zmiennym składzie. W odróżnieniu od folii Al 2 O 3 warstwa ta nie chroni żelaza przed dalszym zniszczeniem.

Rodzaje korozji

Ochrona żelaza przed korozją

1. Oddziaływanie z halogenami i siarką w wysokich temperaturach.

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

2Fe + 3F 2 = 2FeF 3

Fe + Ja 2 = FeI 2

Tworzą się związki, w których dominuje wiązanie jonowe.

2. Oddziaływanie z fosforem, węglem, krzemem (żelazo nie łączy się bezpośrednio z N2 i H2, ale je rozpuszcza).

Fe + P = Fe x P y

Fe + C = Fe x C y

Fe + Si = Fe x Si y

Tworzą się substancje o zmiennym składzie, np. berthollidy (w związkach dominuje kowalencyjny charakter wiązania)

3. Interakcja z kwasami „nieutleniającymi” (HCl, H 2 SO 4 rozcieńcz.)

Fe 0 + 2H + → Fe 2+ + H 2

Ponieważ Fe znajduje się w szeregu aktywności na lewo od wodoru (E° Fe/Fe 2+ = -0,44 V), jest w stanie wypierać H2 ze zwykłych kwasów.

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

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

4. Interakcja z kwasami „utleniającymi” (HNO 3, H 2 SO 4 stężony)

Fe 0 - 3e - → Fe 3+

Stężone HNO 3 i H 2 SO 4 „pasywują” żelazo, dzięki czemu w zwykłych temperaturach metal się w nich nie rozpuszcza. Przy silnym ogrzewaniu następuje powolne rozpuszczanie (bez uwalniania H2).

W sekcji Żelazo HNO 3 rozpuszcza się, przechodzi do roztworu w postaci kationów Fe 3+, a anion kwasowy ulega redukcji do NO*:

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

Bardzo dobrze rozpuszczalny w mieszaninie HCl i HNO 3

5. Stosunek do zasad

Fe nie rozpuszcza się w wodnych roztworach zasad. Reaguje ze stopionymi zasadami tylko w bardzo wysokich temperaturach.

6. Oddziaływanie z solami metali mniej aktywnych

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

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

7. Reakcja z gazowym tlenkiem węgla (t = 200°C, P)

Fe (proszek) + 5CO (g) = Fe 0 (CO) 5 pentakarbonyl żelaza

Związki Fe(III).

Fe 2 O 3 - tlenek żelaza (III).

Czerwono-brązowy proszek, n.d. R. w H 2 O. W naturze - „czerwona ruda żelaza”.

Metody uzyskania:

1) rozkład wodorotlenku żelaza (III).

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

2) wypalanie pirytu

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

3) rozkład azotanów

Właściwości chemiczne

Fe 2 O 3 jest tlenkiem zasadowym wykazującym oznaki amfoteryczności.

I. Główne właściwości przejawiają się w zdolności do reagowania z kwasami:

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

Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O

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

II. Słabe właściwości kwasowe. Fe 2 O 3 nie rozpuszcza się w wodnych roztworach zasad, ale po stopieniu ze stałymi tlenkami, zasadami i węglanami tworzy ferryty:

Fe 2 O 3 + CaO = Ca(FeO 2) 2

Fe 2 O 3 + 2 NaOH = 2 NaFeO 2 + H 2 O

Fe 2 O 3 + MgCO 3 = Mg(FeO 2) 2 + CO 2

III. Fe 2 O 3 – surowiec do produkcji żelaza w metalurgii:

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

Fe(OH) 3 - wodorotlenek żelaza (III).

Metody uzyskania:

Otrzymywany przez działanie zasad na rozpuszczalne sole Fe 3+:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl

W momencie przygotowania Fe(OH) 3 jest czerwono-brązowym, śluzowo-bezpostaciowym osadem.

Wodorotlenek Fe(III) powstaje także podczas utleniania Fe i Fe(OH) 2 w wilgotnym powietrzu:

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

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

Wodorotlenek Fe(III) jest końcowym produktem hydrolizy soli Fe 3+.

Właściwości chemiczne

Fe(OH) 3 jest bardzo słabą zasadą (znacznie słabszą niż Fe(OH) 2). Wykazuje zauważalne właściwości kwasowe. Zatem Fe(OH) 3 ma charakter amfoteryczny:

1) reakcje z kwasami zachodzą łatwo:

2) świeży osad Fe(OH) 3 rozpuszcza się w gorącym stęż. roztwory KOH lub NaOH z tworzeniem kompleksów hydroksylowych:

Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3

W roztworze zasadowym Fe(OH) 3 można utlenić do nadżelazianów (sole kwasu żelazawego H 2 FeO 4 nie uwalniane w stanie wolnym):

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

Sole Fe 3+

Najważniejsze z praktycznego punktu widzenia to: Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe(NO 3) 3, Fe(SCN) 3, K 3 4 - żółta sól krwi = Fe 4 3 Błękit pruski (ciemnoniebieski osad)

b) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 tiocyjanian Fe(III) (krwawoczerwony roztwór)

Tlenek żelaza III jest związkiem tlenu i żelaza i jest substancją nieorganiczną. Wzór Fe2O3.

Właściwości fizyczne:

• stan stały
• kolor czerwono-brązowy
• stabilny termicznie
• temperatura topnienia 1566°C
• gęstość 5,242 g/cm3

Właściwości chemiczne:

• nie reaguje z wodą
• łączy się z tlenkami innych metali i tworzy podwójne tlenki - spinele
• reaguje powoli z zasadami i kwasami

Aplikacja:

• środek do polerowania szkła i stali
• produkcja kolorowych farb mineralnych i cementu
• surowce do wytapiania żelaza
• spawanie termitem
• nośniki danych (cyfrowe i analogowe) na taśmach magnetycznych
• katalizator do produkcji amoniaku
• produkcja ceramiki
• przemysł spożywczy (E172)

Przygotowanie tlenku żelaza 3

Metoda 1. Do szklanki o pojemności 400-600 ml wlać 50 ml kwasu azotowego (HNO3) i odrobinę wody. Następnie stopniowo dodawaj żelazo.

Kiedy całe żelazo się rozpuści, konieczne jest odfiltrowanie cieczy z różnych zanieczyszczeń. Po przefiltrowaniu powinien pozostać czerwony płyn. Dodaj do niego roztwór wodorotlenku potasu (KOH).

W roztworze natychmiast zaczyna tworzyć się osad (tego potrzebujemy). Przefiltruj roztwór. Zebrany osad (Fe(OH)3) umieścić na płycie żelaznej lub stalowej (nie można zastosować folii) i umieścić w piekarniku nagrzanym do 100 stopni.
Wynikiem jest następujący proszek (Fe2O3):

Metoda 2. Dodaj trochę nadtlenku wodoru (H2O2) do szklanki kwasu solnego (HCl). Następnie dodaj żelazo do roztworu. Rozpocznie się reakcja, podczas której należy stopniowo dodawać nadtlenek wodoru.

Roztwór zacznie zmieniać kolor na żółty, a następnie ciemnoczerwony.

Następnie dodać niewielką ilość wody i wodorotlenku potasu. Zaczyna tworzyć się czarny osad (Fe(OH)), który w powietrzu staje się brązowy.

Następnie wysyłamy osad do piekarnika nagrzanego do 700°C.

Metoda 3. Dokładnie wymieszaj 100 g siarczanu żelaza (FeSO4) i 50 g sody kalcynowanej (Na2CO3). Umieścić na patelni i postawić na dużym ogniu. Podgrzej mieszaninę, mieszając od czasu do czasu. Gdy proszek się nagrzeje, zmieni kolor (niebieski -> ciemny fiolet -> czarny -> kasztanowy). Gdy kolor proszku zmieni się na czerwony, zwiększamy ogień i podgrzewamy przez około 20 minut, pamiętając o mieszaniu. Po upływie czasu zdjąć z ognia i ochłodzić mieszaninę (Fe2O3).

Na podstawie materiałów ze strony: pirotehnika.ruhelp.com

Główne metody wytwarzania wodorotlenku sodu to oddziaływanie sodu z wodą, oddziaływanie sody z wapnem gaszonym i elektroliza wodnego roztworu soli kuchennej. Napiszmy te równania:

Reakcja sodu z wodą

2Na + 2H 2O →2NaOH + H 2

Oddziaływanie sody z wapnem gaszonym

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

Elektroliza wodnego roztworu soli kuchennej

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

Wodorotlenek żelaza II jest nierozpuszczalną zasadą, dlatego można go łatwo otrzymać w wyniku oddziaływania rozpuszczalnego kwasu żelaza II z dowolną zasadą, ponadto można go otrzymać w wyniku oddziaływania tlenku i wody. Wszystkie reakcje należy przeprowadzać bez dostępu powietrza, ponieważ w powietrzu wodorotlenek żelaza II szybko utlenia się do wodorotlenku żelaza III. ( 4 Fe(OH) 2 +2H 2 O+O 2 =4 Fe(OH) 3 ). Napiszmy równania:

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 wykonywania obliczeń oblicz znak zmiany entropii dla reakcji:

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(d) ↔ 2CO (G)

Znak zmiany entropii zależy przede wszystkim od stosunku substancji gazowych w materiałach wyjściowych reakcji i produktach reakcji.

Gdy:

a) z 2 moli gazowych substancji wyjściowych otrzymamy 4 mole produktów gazowych, zatem entropia wzrośnie, stąd znakiem zmiany entropii jest „+”.

b) z 4 moli gazowych substancji wyjściowych otrzymamy 2 mole produktów gazowych, dlatego entropia będzie się zmniejszać, dlatego znakiem zmiany entropii jest „–”

c) z 1 mola gazowych substancji wyjściowych otrzymamy 2 mole produktów gazowych, zatem entropia wzrośnie, stąd znakiem zmiany entropii jest „+”.

1. 
   ^ Ile gramów metalu, którego równoważna masa molowa wynosi 12,15 g/mol, reaguje w standardowych warunkach ze 112 cm 3 tlenu?

1. 
   Niejednorodna reakcja C (k) + CO 2 (g) ↔ 2CO (g) determinuje przebieg wszystkich procesów karbotermicznej produkcji metali z tlenków. Ile razy zmieni się szybkość tej reakcji, gdy ciśnienie w układzie spadnie czterokrotnie? Potwierdź swoją odpowiedź obliczeniami.

Rozwiązanie:

Zgodnie z prawem działania mas szybkość reakcji chemicznej jest wprost proporcjonalna do stężenia reagentów w stopniach równych ich współczynnikom stechiometrycznym. Musimy dowiedzieć się, jak zmieni się szybkość reakcji do przodu. Ponieważ reakcja jest niejednorodna, szybkość reakcji chemicznej będzie zależeć tylko od stężenia fazy gazowej, to znaczy od stężenia dwutlenku węgla, dlatego matematycznym wyrażeniem prawa działania masy dla tej reakcji będzie:

v=k[CO2]

Niech w początkowej chwili [CO 2 ] (init) = x, to po 4-krotnym zmniejszeniu ciśnienia w układzie stężenie dwutlenku węgla również zmniejszy się 4-krotnie, czyli [CO 2 ] (con) = 0,25x

Stąd:

w 1 = k[ZO 2 ] (początek) = kx;

v2 =k[CO2] (kon) =k0,25x

Jak widać z obliczeń, szybkość reakcji przed zmianą ciśnienia jest 4-krotnie większa, zatem czterokrotne zmniejszenie ciśnienia w układzie spowoduje czterokrotne zmniejszenie szybkości reakcji bezpośredniej.

Odpowiedź: zmniejszy się 4 razy

1. 
   Redukcja par WCl 6 wodorem jest jedną z metod wytwarzania wolframu WCl 6 (g) + 3H 2 (g) ↔ W (k) + 6HCl (g), ∆ r H 0 = 44,91 kJ. Jak należy zmienić ciśnienie i temperaturę, aby zwiększyć wydajność metalu?

Rozwiązanie:

Musimy zwiększyć wydajność metalu, dlatego musimy przesunąć równowagę w stronę produktów reakcji (w prawo).

Ponieważ z 4 moli produktów gazowych otrzymujemy 6 moli produktów gazowych, zatem w procesie bezpośrednim ciśnienie w układzie wzrasta, zatem aby przesunąć równowagę w prawo, zgodnie z zasadą LeChateliera, należy obniżyć ciśnienie .

Ponieważ reakcja bezpośrednia zachodzi wraz z absorpcją ciepła, aby przesunąć równowagę w prawo, musimy zwiększyć temperaturę.

Aby zwiększyć wydajność metalu, konieczne jest obniżenie ciśnienia i zwiększenie temperatury.

1. 
   ^ Określ stężenie molowe równoważnego roztworu, jeśli 0,1 mola KOH rozpuści się w 200 ml?

1. 
   ^ Dla równania molekularnego Na 2 SO 3 + 2HCl ↔ 2NaCl + H 2 SO 3 napisz równanie jonowo-molekularne.

W tym przypadku powstaje słabo dysocjująca substancja - kwas siarkawy, dzięki czemu zachodzi ta reakcja chemiczna.

molekularny:

Na2SO3 + 2HCl ↔ 2NaCl + H2SO3

kompletny jonowo-molekularny:

2Na + + SO32- + 2H + + 2 kl - → 2Na + + 2 kl - +H2SO3

w skrócie jonowo-molekularny:

2H + + SO 3 2- → H 2 SO 3

1. 
   Napisz równania molekularne i jonowo-molekularne hydrolizy soli: CaCO 3, ZnSO 4, (NH 4) 2 S. Określ ośrodek roztworu. Gdzie przesunie się równowaga hydrolizy, gdy do roztworu każdej soli doda się zasadę?

Hydroliza CaCO 3 ( sól słabego kwasu i mocnej zasady, dlatego hydroliza będzie przebiegać wzdłuż anionu)

I etap:

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 etap:

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 -

› dlatego pH›7 (zasadowe)

Dodatek zasady spowoduje zwiększenie stężenia jonów wodorotlenkowych w roztworze, czyli zwiększy się stężenie produktu reakcji odwracalnej, zatem zgodnie z zasadą LeChateliera równowaga hydrolizy przesunie się w stronę substancji wyjściowych (do lewy).

Hydroliza ZnSO 4 ( sól mocnego kwasu i słabej zasady, dlatego wzdłuż kationu nastąpi hydroliza)

I etap:

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 etap:

(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 +

‹ dlatego pH‹7 (kwaśny)

Dodatek zasady spowoduje zwiększenie stężenia jonów wodorotlenkowych w roztworze, które zwiążą jony wodorkowe powstałe w wyniku hydrolizy, czyli stężenie produktu odwracalnej reakcji zmniejszy się, zatem zgodnie z zasadą LeChateliera hydroliza równowaga przesunie się w stronę produktów hydrolizy (w prawo).

Hydroliza (N.H. 4 ) 2 S ( sól słabego kwasu i słabej zasady, dlatego hydroliza będzie przebiegać wzdłuż kationu i anionu)

(NH 4) 2 S + 2HOH → 2NH 4OH + H 2S

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

= zatem pH=7 (środowisko neutralne)

W takim przypadku dodanie zasady nie wpłynie na równowagę chemiczną hydrolizy siarczku amonu.

1. 
   Uzupełnij równanie reakcji i uporządkuj współczynniki stosując metodę elektronowo-jonową