Как найти степень окисления ферума

Энергия ионизации

Чем ближе электрон к центру атома — тем больше энергии необходимо, что бы его оторвать.
Энергия, затрачиваемая на отрыв электрона от атома называется энергией ионизации и обозначается E_o.
Если не указано иное, то энергия ионизации — это энергия отрыва первого электрона, также существуют энергии
ионизации для каждого последующего электрона.

Энергия ионизации Fe:
E_o = 763 кДж/моль

— Что такое ион читайте в статье.

Перейти к другим элементам таблицы менделеева

Где Fe в таблице менделеева?

Скачать таблицу менделеева в хорошем качестве

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.

Положение железа в периодической системе химических элементов
Электронное строение железа
Физические свойства
Нахождение в природе
Способы получения
Качественные реакции
Химические свойства
1. Взаимодействие с простыми веществами
1.1. Взаимодействие с галогенами
1.2. Взаимодействие с серой
1.3. Взаимодействие с фосфором
1.4. Взаимодействие с азотом
1.5. Взаимодействие с углеродом
1.6. Горение
2. Взаимодействие со сложными веществами
2.1. Взаимодействие с водой
2.2. Взаимодействие с минеральными кислотами
2.3. Взаимодействие с серной кислотой
2.4. Взаимодействие с азотной кислотой
2.5. Взаимодействие с сильными окислителями
2.6. Взаимодействие с оксидами и солями

Оксид железа (II)
 Способы получения
 Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотными оксидами
2. Взаимодействие с кислотами
3. Взаимодействие с водой
4. Взаимодействие с окислителями
5. Взаимодействие с кислотами
6. Взаимодействие с восстановителями

Оксид железа (III)
 Способы получения
 Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами 
2. Взаимодействие с щелочами и основными оксидами
3. Взаимодействие с водой
4. Взаимодействие с окислителями
5. Окислительные свойства оксида железа (III)

6. Взаимодействие с солями более летучих кислот

Оксид железа (II, III)
 Способы получения
 Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами 
2. Взаимодействие с сильными кислотами-окислителями
3. Взаимодействие с водой
4. Взаимодействие с окислителями
5. Окислительные свойства оксида железа (II, III)

Гидроксид железа (II)
 Способы получения
 Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотами
2. Взаимодействие с кислотными оксидами
3. Восстановительные свойства 
4. Разложение при нагревании

Гидроксид железа (III)
 Способы получения
 Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотами
2. Взаимодействие с кислотными оксидами
3. Взаимодействие с щелочами 
4. Разложение при нагревании

Соли железа

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 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁶

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^оС, температура кипения 2861^оС.

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:

Красный железняк Fe₂O₃ (гематит).

(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):

3CO   +  Fe₂O₃    →   3CO₂    +   2Fe

Процесс получения железа – многоэтапный и зависит от температуры.

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

3Fe₂O₃    +   CO   →    2Fe₃O₄      +    CO₂

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

Fe₃O₄   +   CO   →   3FeO   +   CO₂

Встречные потоки газов разогревают шихту, и происходит разложение известняка:

CaCO₃    →    CaO    +       CO₂

Оксид железа (II) опускается в область с более высоких температур (до 1200^oC), 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:

Fe₂O₃    +   3H₂   →    2Fe      +    3H₂O

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):

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

– 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:

Fe  +  I₂  →  FeI₂

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):

3Fe  +  2O₂  →  Fe₃O₄

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^оС с водяным паром:

3Fe⁰ + 4H₂⁺O  →  Fe⁺³₃O₄ + 4H₂⁰

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

4Fe  +  3O₂   +   6H₂O    →   4Fe(OH)₃

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:

2Fe + 6H₂SO_4(конц.)   →  Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

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:

Fe  +  6HNO_3(конц.)   →   Fe(NO₃)₃  +  3NO₂↑   +  3H₂O

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

Fe   +  4HNO_{3(разб.гор.)}  →   Fe(NO₃)₃  +  NO  +  2H₂O

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

8Fe  +  30HNO_{3(оч. разб.)}  →  8Fe(NO₃)₃   +   3NH₄NO₃   +  9H₂O

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:

Fe  +  2KOH  +  3KNO₃  →   3KNO₂   +  K₂FeO₄  +  H₂O

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:

2Fe(NO₃)₃   +  Fe  → 3Fe(NO₃)₂  

2FeCl₃  +  Fe  → 3FeCl₂

Fe₂(SO₄)₃   +  Fe  →   3FeSO₄

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 восстановлением оксида железа (III).

Например,  частичным восстановлением оксида железа (III) водородом:

 Fe₂O₃   +   H₂   →   2FeO   +  H₂O

Или частичным восстановлением оксида железа (III) угарным газом:

 Fe₂O₃   +   CO   →   2FeO   +  CO₂

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

 Fe₂O₃   +   Fe   →   3FeO

2. Разложение гидроксида железа (II) при нагревании:

Fe(OH)₂   →   FeO   +  H₂O

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: 

FeO  +  4HNO_3(конц.)   →   NO₂  +  Fe(NO₃)₃  +  2H₂O

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

3FeO  +  10HNO_3(разб.)   →   3Fe(NO₃)₃  +  NO  +  5H₂O

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.

 4FeO   +   O₂   →   2Fe₂O₃

2. Разложение гидроксида железа (III) при нагревании:

2Fe(OH)₃   →   Fe₂O₃   +  3H₂O

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:

Fe₂O₃  +  6HNO₃   →  2Fe(NO₃)₃  +  3H₂O

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:

Fe₂O₃  +  2NaOH   →   2NaFeO₂  +  H₂O

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: 

Fe₂O₃  +  KClO₃  +  4KOH   →  2K₂FeO₄  +  KCl  +  2H₂O

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

Fe₂O₃  +  3KNO₃  +  4KOH   →  2K₂FeO₄  +  3KNO₂  +  2H₂O

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:

Fe₂O₃  +  3СO  →  2Fe  +  3CO₂

Также оксид железа (III) восстанавливается водородом:

Fe₂O₃  +  3Н₂  →  2Fe  +  3H₂O

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

Fe₂O₃  +  Fe   →  3FeO 

Оксид железа (III) реагирует с более активными металлами.

Например, с алюминием (алюмотермия):

Fe₂O₃  +  2Al  →  2Fe  +  Al₂O₃

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:

Fe₂O₃  +  Na₂CO₃ → 2NaFeO₂  +  CO₂

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:

3Fe  +  2O₂  →  Fe₃O₄

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

3Fe₂O₃  +  Н₂  →  2Fe₃O₄  +  H₂O

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

3Fe  +  4H₂O_(пар)  → Fe₃O₄  +  4H₂

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):

Fe₃O₄  +  8HCl  →   FeCl₂  +  2FeCl₃  +  4H₂O

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

Fe₃O₄   +  4H₂SO_4(разб.)  →  Fe₂(SO₄)₃  +  FeSO₄  +  4Н₂О

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

Например, железная окалина окисляется концентрированной азотной кислотой:

Fe₃O₄  +  10HNO_3(конц.) →  NO₂↑  +  3Fe(NO₃)₃  +  5H₂O

Разбавленной азотной кислотой окалина окисляется при нагревании:

 3Fe₃O₄   +  28HNO_3(разб.) →  9Fe(NO₃)₃   +   NO   +  14H₂O

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

2Fe₃O₄   +  10H₂SO_4(конц.)  →  3Fe₂(SO₄)₃  +  SO₂   +   10H₂O

Также окалина окисляется кислородом воздуха:

4Fe₃O₄  +  O_{2(воздух)}  →  6Fe₂O₃

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):

Fe₃O₄  +  4CO  →  3Fe  +  4CO₂

Также железная окалина восстанавливается водородом:

Fe₃O₄   +  4H₂  →  3Fe   +   4H₂O

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

Например, с алюминием (алюмотермия):

3Fe₃O₄  +  8Al  →  9Fe  +  4Al₂O₃

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

Например, с йодоводородом:

Fe₃O₄  +  8HI  →  3FeI₂  +  I₂  +  4H₂O

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:

FeCl₂   +   2NH₃   +   2H₂O  →  Fe(OH)₂   +   2NH₄Cl

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):

Fe(OH)₂  +  2HCl →  FeCl₂  +  2H₂O

Fe(OH)₂  +  H₂SO₄  → FeSO₄  +  2H₂O

Fe(OH)₂  +  2HBr →  FeBr₂  +  2H₂O

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

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

Fe(OH)₂ + SO₃  →   FeSO₄ + 2H₂O

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:

4Fe(OH)₂  +  O₂  +  2H₂O  →   4Fe(OH)₃↓

Гидроксид железа (II) взаимодействует с пероксидом водорода:

2Fe(OH)₂   +  H₂O₂    →  2Fe(OH)₃

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

2Fe(OH)₂  +  4H₂SO_4(конц.)  → Fe₂(SO₄)₃  +  SO₂  +  6H₂O

4. Гидроксид железа (II) разлагается при нагревании:

Fe(OH)₂  →  FeO  +  H₂O

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:

FeCl₃ + 3NH₃ + 3H₂O = Fe(OH)₃ + 3NH₄Cl

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

4Fe(OH)₂  +  O₂  +  2H₂O  →   4Fe(OH)₃↓

2Fe(OH)₂   +  H₂O₂    →  2Fe(OH)₃

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:

2FeBr₃  +  3Na₂CO₃  + 3H₂O  =  2Fe(OH)₃↓  +  CO₂↑ +  6NaBr

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:

2FeCl₃  +  Na₂SO₃  + H₂O =  2FeCl₂  +  Na₂SO₄  + 2HCl

Также допустима такая запись:

2FeCl₃  +  Na₂SO₃ + H₂O =  FeSO₄  +  2NaCl  + FeCl₂ + 2HCl

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):

Fe(OH)₃ + 3HNO₃ → Fe(NO₃)₃ + 3H₂O

Fe(OH)₃  +  3HCl →  FeCl₃  +  3H₂O

2Fe(OH)₃  +  3H₂SO₄  → Fe₂(SO₄)₃  +  6H₂O

Fe(OH)₃  +  3HBr →  FeBr₃  +  3H₂O

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

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

2Fe(OH)₃ + 3SO₃ → Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O

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:

KOH  +  Fe(OH)₃  → KFeO₂ + 2H₂O

4. Гидроксид железа (III) разлагается при нагревании:

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O

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:

4Fe(NO₃)₂ → 2Fe₂O₃  +  8NO₂  +   O₂

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

4Fe(NO₃)₃ → 2Fe₂O₃  +  12NO₂  +   3O₂

Гидролиз солей железа

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

I ступень: Fe³⁺ +  H₂O  ↔  FeOH²⁺ + H⁺

II ступень: FeOH²⁺ + H₂O ↔ Fe(OH)₂⁺ + H⁺

III ступень: Fe(OH)₂⁺ + H₂O ↔ Fe(OH)₃ + H⁺

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

Fe₂(SO₄)₃  +  6NaHSO₃  → 2Fe(OH)₃  +  6SO₂  +  3Na₂SO₄

2FeBr₃  +  3Na₂CO₃  + 3H₂O →  2Fe(OH)₃↓  +  CO₂↑ +  6NaBr

2Fe(NO₃)₃  +  3Na₂CO₃  +  3H₂O →  2Fe(OH)₃↓  +  6NaNO₃  +  3CO₂↑

2FeCl₃  +  3Na₂CO₃  +  3H₂O → 2Fe(OH)₃↓  +  6NaCl  +  3CO₂↑

Fe₂(SO₄)₃  +  3K₂CO₃  +  3H₂O →  2Fe(OH)₃↓  +  3CO₂↑  +  3K₂SO₄

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):

2FeCl₃   +  Cu  →   2FeCl₂   +   CuCl₂

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

2Fe(NO₃)₃   +   3Zn  →  2Fe  +   3Zn(NO₃)₂

Степень окисления железа.

Степень окисления железа:

Степень окисления (окислительное число) – это вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций. Она указывает на состояние окисления отдельного атома молекулы и представляет собой лишь удобный метод учёта переноса электронов. Однако она не является истинным зарядом атома в молекуле.

Степень окисления соответствует числу электронов, которое следует присоединить к положительному иону (катиону), чтобы восстановить его до нейтрального атома, или отнять от отрицательного иона (аниона), чтобы окислить его до нейтрального атома.

Степень окисления (в отличие от валентности) может иметь нулевое, отрицательное и положительное значения.

Значения степени окисления записывают арабскими цифрами сверху над символом элемента. При указании степени окисления первым ставится знак, а потом численное значение, а не наоборот.

Степень окисления (в отличие от валентности) может иметь нулевое, отрицательное и положительное значения: -5, -4, -3, -2, -1, 0, +1, +2 , +3 , +4, +5, +6 , +7.

Следует помнить, что степень окисления является сугубо условной величиной, не имеющей физического смысла, но характеризующей образование химической связи межатомного взаимодействия в молекуле.

Степень окисления в ряде случаев не совпадает с валентностью. Например, в молекуле азотной кислоты степень окисления центрального атома азота равна +5, тогда как валентность равна IV.

Степень окисления зачастую не совпадает с фактическим числом электронов, которые участвуют в образовании связей.

Степень окисления железа равна -4, -2, -1, 0, +1, +2 , +3 , +4, +5, +6 , +7.

Все свойства атома железа

Источник: https://ru.wikipedia.org

Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com

Коэффициент востребованности
162