Sloučeniny železa (II).

Sloučeniny železa s oxidačním stavem železa +2 jsou nestabilní a snadno se oxidují na deriváty železa (III).

Fe203 + CO = 2FeO + CO2.

Hydroxid železitý Fe(OH) 2čerstvě vysrážený má šedozelenou barvu, nerozpouští se ve vodě, při teplotách nad 150 °C se rozkládá a oxidací rychle tmavne:

4Fe(OH)2 + 02 + 2H20 = 4Fe(OH)3.

Vykazuje mírné amfoterní vlastnosti s převahou zásaditých a snadno reaguje s neoxidačními kyselinami:

Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H20.

Reaguje s koncentrovanými alkalickými roztoky při zahřívání za vzniku tetrahydroxoferátu (II):

Fe(OH)2 + 2NaOH = Na2.

Vykazuje redukční vlastnosti, při interakci s dusičnou nebo koncentrovanou kyselinou sírovou se tvoří železité soli:

2Fe(OH)2 + 4H2S04 = Fe2(S04)3 + S02 + 6H20.

Získává se reakcí železnatých solí s alkalickým roztokem v nepřítomnosti vzdušného kyslíku:

FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 + Na2S04.

Soli železa (II).Železo (II) tvoří soli s téměř všemi anionty. Typicky soli krystalizují ve formě zelených krystalických hydrátů: Fe(NO 3) 2 6H 2 O, FeSO 4 7H 2 O, FeBr 2 6H 2 O, (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O (sůl Mora) atd. Solné roztoky mají světle zelenou barvu a v důsledku hydrolýzy kyselé prostředí:

Fe2+ ​​+ H20 = FeOH + + H +.

Vykazují všechny vlastnosti solí.

Když stojí na vzduchu, pomalu se oxidují rozpuštěným kyslíkem na železité soli:

4FeCl2 + 02 + 2H20 = 4FeOHCl2.

Kvalitativní reakce na kationt Fe 2+ - interakce s hexakyanoželezitanem draselným (III) (červená krevní sůl):

FeSO4 + K3 = KFe↓ + K2SO4

Fe 2+ + K + + 3- = KFe↓

V důsledku reakce se vytvoří modrá sraženina - železo (III) - hexakyanoželezitan draselný (II).

Oxidační stav +3 je charakteristický pro železo.

Oxid železitý Fe 2 O 3 - Látka je hnědé barvy a existuje ve třech polymorfních modifikacích.

Vykazuje mírné amfoterní vlastnosti s převahou základních. Snadno reaguje s kyselinami:

Fe203 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H20.

Nereaguje s alkalickými roztoky, ale při fúzi tvoří ferity:

Fe203 + 2NaOH = 2NaFe02 + H20.

Vykazuje oxidační a redukční vlastnosti. Při zahřátí se redukuje vodíkem nebo oxidem uhelnatým (II), přičemž vykazuje oxidační vlastnosti:

Fe203 + H2 = 2FeO + H20,

Fe203 + CO = 2FeO + CO2.

V přítomnosti silných oxidačních činidel v alkalickém prostředí vykazuje redukční vlastnosti a je oxidován na deriváty železa (VI):

Fe203 + 3KNO3 + 4KOH = 2K2FeO4 + 3KN02 + 2H20.

Při teplotách nad 1400 °C se rozkládá:

6Fe203 = 4Fe304 + O2.

Získává se tepelným rozkladem hydroxidu železitého:

2Fe(OH)3 = Fe203 + 3H20

nebo oxidace pyritu:

4FeS2 + 1102 = 2Fe203 + 8SO2.

FeCl3 + 3KCNS = Fe(CNS)3 + 3KCl,

Cíle lekce:

• Seznámit studenty s prvkem sekundární skupiny periodické tabulky – železo, jeho struktura, vlastnosti.
• Znát umístění železa v přírodě, způsoby jeho získávání, použití, fyzikální vlastnosti.
• Umět charakterizovat železo jako prvek vedlejší podskupiny.
• Umět dokázat chemické vlastnosti železa a jeho sloučenin, napsat reakční rovnice v molekulární, iontové, redoxní formě.
• Rozvíjet dovednosti studentů při sestavování rovnic reakcí se železem, formovat znalosti studentů o kvalitativních reakcích na ionty železa.
• Pěstovat zájem o předmět.

Zařízení:železo (prášek, špendlík, talíř), síra, kyslíková baňka, kyselina chlorovodíková, síran železnatý, chlorid železitý, hydroxid sodný, červené a žluté krevní soli.

BĚHEM lekcí

I. Organizační moment

II. Kontrola domácích úkolů

III. Učení nového materiálu

1. Představení učitele.

– Význam železa v životě, jeho role v dějinách civilizace. Jedním z nejběžnějších kovů v zemské kůře je železo. Začal se používat mnohem později než ostatní kovy (měď, zlato, zinek, olovo, cín), což je nejspíš způsobeno nízkou podobností železné rudy s kovem. Pro primitivní lidi bylo velmi obtížné si uvědomit, že z rudy lze získat kov, který lze úspěšně použít při výrobě různých předmětů, bylo to kvůli nedostatku nástrojů a nezbytných zařízení pro organizaci takového procesu. Uplynula poměrně dlouhá doba, než se člověk naučil z rudy získávat železo a vyrábět z ní ocel a litinu.
Železné rudy jsou v současnosti nezbytnou surovinou pro hutnictví železa, tedy nerosty, bez kterých se neobejde žádná vyspělá průmyslová země. Roční světová produkce železné rudy je přibližně 350 000 000 tun. Používají se pro tavení železa (obsah uhlíku 0,2-0,4 %), litiny (2,5-4 % uhlíku), oceli (2,5-1,5 % uhlíku) Ocel má v průmyslu nejrozšířenější použití než železo a litina, která je proč je větší poptávka po jeho tavení.
K tavení litiny ze železných rud se používají vysoké pece na uhlí nebo koks, ocel a železo se taví z litiny v dozvukových pecích s otevřenou nístějí, Bessemerových konvertorech nebo Thomasovou metodou.
Železné kovy a jejich slitiny mají velký význam v životě a rozvoji lidské společnosti. Všechny druhy domácích a spotřebních předmětů jsou vyrobeny ze železa. Ze stovek milionů tun oceli a litiny se staví lodě, letadla, železniční doprava, auta, mosty, železnice, různé budovy, zařízení a další věci. Neexistuje odvětví zemědělství a průmyslu, ve kterém by se nepoužívalo železo a jeho různé slitiny.
Těch pár minerálů, které se běžně vyskytují v přírodě a které obsahují železo, je železná ruda. Mezi takové minerály patří: hnědá železná ruda, hematit, magnetit a další, které tvoří velká ložiska a zabírají rozsáhlé oblasti.
Chemická příbuznost magnetitu neboli magnetické železné rudy, která má železně černou barvu a jedinečnou vlastnost - magnetismus, je sloučenina skládající se z oxidu železa a oxidu železa. V přírodním prostředí se vyskytuje jak ve formě zrnité nebo pevné hmoty, tak ve formě dobře tvarovaných krystalů. Železná ruda je nejbohatší na obsah kovového železa v magnetitu (až 72 %).
Největší ložiska magnetitových rud u nás se nacházejí na Uralu, v pohoří Vysokaya, Blagodat, Magnitnaya, v některých oblastech Sibiře - povodí řeky Angara, Mountain Shoria, na území poloostrova Kola.

2. Práce se třídou. Charakteristika železa jako chemického prvku

a) Pozice v periodické tabulce:

Cvičení 1. Určete polohu železa v periodické tabulce?

Odpovědět:Železo se nachází ve 4. hlavní periodě, sudá řada, 8. skupina, vedlejší skupina.

b) struktura atomu:

Úkol 2. Nakreslete složení a strukturu atomu železa, elektronový vzorec a buňky.

Odpovědět: Fe +3 2) 8) 14) 2)kov

p = 26
e = 26
n = (56 – 26) = 30

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2

Otázka. Na kterých vrstvách železa se nacházejí valenční elektrony? Proč?

Odpovědět. Valenční elektrony jsou umístěny na poslední a předposlední vrstvě, protože se jedná o prvek sekundární podskupiny.

Železo je klasifikováno jako d-prvek, je součástí triády prvků - kovy (Fe-Co-Ni);

c) redoxní vlastnosti železa:

Otázka. Co je železo - oxidační činidlo nebo redukční činidlo? Jaké oxidační stavy a mocenství vykazuje?

Odpovědět:

Fe 0 – 2e = Fe +3) redukční činidlo
Fe 0 – 3e = Fe +3
s.o.+ 2,+ 3; valence = II a III, valence 7 – nezobrazuje se;

d) sloučeniny železa:

FeO – zásaditý oxid
Fe(OH) 2 – nerozpustná zásada
Fe 2 O 3 – oxid se známkami amfoterity
Fe(OH) 3 – báze se známkami amfoterity
Těkavé sloučeniny vodíku nejsou.

d) pobyt v přírodě.

Železo je druhý nejrozšířenější kov v přírodě (po hliníku). Ve volném stavu se železo nachází pouze v meteoritech. Nejdůležitější přírodní sloučeniny:

FeO*3HO – hnědá železná ruda,
FeO – červená železná ruda,
FeO (FeO*FeO) – magnetická železná ruda,
FeS – pyrit železitý (pyrit)

Sloučeniny železa se nacházejí v živých organismech.

3. Charakteristika jednoduché látky železo

a) molekulární struktura, typ vazby, typ krystalové mřížky; (nezávisle)

b) fyzikální vlastnosti železa

Železo je stříbrno-šedý kov, který má velkou kujnost, tažnost a silné magnetické vlastnosti. Hustota železa je 7,87 g/cm3, bod tání je 1539 t o C.

c) chemické vlastnosti železa:

Atomy železa darují elektrony v reakcích a vykazují oxidační stavy + 2, + 3 a někdy + 6.
V reakcích je železo redukčním činidlem. Při běžných teplotách však neinteraguje ani s nejaktivnějšími oxidačními činidly (halogeny, kyslík, síra), ale při zahřátí se aktivuje a reaguje s nimi:

2Fe +3Cl 2 = 2FeCl 3 Chlorid železitý
3Fe + 2O 2 = Fe 2 O 3 (FeO*Fe O) Oxid železitý
Fe +S = FeS Sulfid železnatý

Při velmi vysokých teplotách železo reaguje s uhlíkem, křemíkem a fosforem.

3Fe + C = Fe 3 C Karbid železa (cementit)
3Fe + Si = Fe 3 Si Silicid železa
3Fe + 2P = Fe 3 P 2 Fosfid železa

Železo reaguje se složitými látkami.
Ve vlhkém vzduchu železo rychle okyseluje (koroduje):

4Fe + 302 + 6H20 = 4Fe(OH)3
Fe(OH) 3 ––> FeOOH + H 2 O
Rez

Železo je uprostřed elektrochemické napěťové řady kovů, je to tedy kov průměrná aktivita. Redukční schopnost železa je menší než u alkálií, kovů alkalických zemin a hliníku. Pouze při vysokých teplotách reaguje horké železo s vodou:

3Fe + 4H20 = Fe304 + 4H2

Železo reaguje se zředěnou kyselinou sírovou a chlorovodíkovou a vytěsňuje z nich vodík:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Fe + H2S04 = FeSO4 + H2
Feo + 2H+ = Fe2+ + H20

Za běžných teplot železo nereaguje s koncentrovanou kyselinou sírovou, protože je pasivováno. Koncentrovaná kyselina sírová při zahřátí oxiduje železo na síran železitý:

2Fe + 6H2S04 = Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H20

Zředěná kyselina dusičná oxiduje železo na dusičnan železitý:

Fe + 4HN03 = Fe(N03)3 + NO + 2H20

Koncentrovaná kyselina dusičná pasivuje železo.

Ze solných roztoků železo vytlačuje kovy, které se nacházejí napravo od něj v elektrochemické řadě napětí:

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu,

d) použití železa (sami)

e) přijímání (společně se studenty)

V průmyslu se železo získává redukcí ze železných rud uhlíkem (koks) a oxidem uhelnatým (II) ve vysokých pecích.
Chemie procesu ve vysoké peci je následující:

C + O = CO
CO + C = 2CO
3Fe203 + CO = 2Fe304 + CO2
Fe304 + CO = 3FeO + CO2
FeO + CO = Fe + CO2

4. Sloučeniny železa

Chemické vlastnosti těchto sloučenin.

Přidání. Sloučeniny železa (II) jsou nestabilní, mohou oxidovat a přeměnit se na sloučeniny železa (III).

Fe +2 Cl 2 + Cl 2 = Fe +3 Cl 3 tvoří redoxní dům
Fe +2 (OH) + H 2 O + O 2 = Fe +3 (OH) 3 schémata, vyrovnat.

Chemické vlastnosti těchto sloučenin

Také kvalitativní reakcí na Fe +2 je reakce železitých solí s látkou zvanou červená krevní sůl K3 - jedná se o komplexní sloučeninu.

3FeCl + 2K3 = Fe3.

Železo je dokonale kované, a to jak za normálních, tak za zvýšených teplot. Litinu a ocel lze odlévat.

Látku nelze nazvat biologicky inertní. Jeho toxicita je však velmi nízká. To však nesouvisí ani tak s aktivitou živlu, ale s neschopností lidského těla jej dobře asimilovat: maximum je 20 % přijaté dávky.

Železo nelze klasifikovat jako ekologickou látku. Hlavní poškození životního prostředí však není způsobeno jeho odpadem, protože železo poměrně rychle rezaví, ale výrobním odpadem - struskou a uvolněnými plyny.

Výroba

Železo je velmi běžný prvek, takže nevyžaduje velké výdaje. Ložiska jsou vytvářena jak povrchovými, tak i těžebními metodami. Ve skutečnosti všechny těžební rudy obsahují železo, ale vyvinuty jsou pouze ty, kde je podíl kovu dostatečně velký. Jsou to bohaté rudy - červená, magnetická a hnědá železná ruda s podílem železa do 74 %, rudy s průměrným obsahem - např. markazit a rudy nízké jakosti s podílem železa alespoň 26 % - siderit.

Bohatá ruda je okamžitě odeslána do závodu. Horniny se středním a nízkým obsahem jsou obohaceny.

Existuje několik způsobů výroby slitin železa. Tavení jakékoli oceli zpravidla zahrnuje výrobu litiny. Taví se ve vysoké peci při teplotě 1600 C. Vsázka - aglomerát, pelety, se vkládá spolu s tavidlem do pece a vhání horkým vzduchem. V tomto případě se kov roztaví a koks hoří, což vám umožní vypálit nežádoucí nečistoty a oddělit strusku.

K výrobě oceli se obvykle používá bílá litina - v ní je uhlík vázán do chemické sloučeniny se železem. Nejběžnější 3 způsoby:

• otevřené ohniště - roztavená litina s přídavkem rudy a šrotu se taví při 2000 C za účelem snížení obsahu uhlíku. Další přísady, pokud existují, se přidávají na konci tání. Tímto způsobem se získá ocel nejvyšší kvality.
• kyslíkový konvertor je produktivnější metodou. V peci se tloušťka litiny fouká vzduchem pod tlakem 26 kg/m2. viz Směs kyslíku a vzduchu nebo čistý kyslík lze použít ke zlepšení vlastností oceli;
• elektrické tavení – častěji se používá k výrobě speciálních legovaných ocelí. Litina se vypaluje v elektrické peci při teplotě 2200 C.

Ocel lze získat i přímou metodou. K tomu se pelety s vysokým obsahem železa vkládají do šachtové pece a proplachují se vodíkem o teplotě 1000 C. Ten redukuje železo z oxidu bez mezistupňů.

Vzhledem ke specifikům metalurgie železa se prodává buď ruda s určitým obsahem železa, nebo hotové výrobky - litina, ocel, ferit. Jejich ceny se velmi liší. Průměrné náklady na železnou rudu v roce 2016 – bohatou, s obsahem prvků více než 60 % – jsou 50 USD za tunu.

Cena oceli závisí na mnoha faktorech, což někdy způsobuje, že růst a pokles cen je zcela nepředvídatelný. Na podzim roku 2016 prudce vzrostly náklady na armatury a ocel válcovanou za tepla a za studena v důsledku stejně prudkého nárůstu cen koksovatelného uhlí, které je nepostradatelným účastníkem tavení. V listopadu evropské společnosti nabízejí ocelové svitky válcované za tepla za 500 eur za tunu.

Oblast použití

Rozsah použití železa a slitin železa je obrovský. Je snazší označit, kde se kov nepoužívá.

• Konstrukce - konstrukce všech typů rámů, od nosného rámu mostu až po rám ozdobného krbu v bytě, se neobejde bez oceli různých jakostí. Tvarovky, tyče, I-nosníky, kanály, úhelníky, trubky: ve stavebnictví se používají absolutně všechny tvarové a profilové výrobky. Totéž platí pro plech: vyrábí se z něj střešní krytina a tak dále.
• Strojírenství - z hlediska pevnosti a odolnosti proti opotřebení se s ocelí vyrovná jen velmi málo, proto jsou části karoserie naprosté většiny strojů ocelové. Zejména v případech, kdy zařízení musí pracovat v podmínkách vysokých teplot a tlaku.
• Nástroje – pomocí legovacích prvků a kalení lze kovu dodat tvrdost a pevnost blízkou diamantům. Rychlořezné oceli jsou základem všech obráběcích nástrojů.
• V elektrotechnice je použití železa omezenější právě proto, že nečistoty znatelně zhoršují jeho elektrické vlastnosti, které jsou již nízké. Kov je ale nepostradatelný při výrobě magnetických částí elektrických zařízení.
• Potrubí - komunikace jakéhokoli druhu a typu jsou vyrobeny z oceli a litiny: topení, vodovodní systémy, plynovody, včetně hlavních vedení, pláště pro silové kabely, ropovody atd. Tak obrovské zatížení a vnitřní tlak vydrží jen ocel.
• Využití v domácnosti – ocel se používá všude: od kování a příborů až po železné dveře a zámky. Pevnost kovu a odolnost proti opotřebení jej činí nenahraditelným.

Železo a jeho slitiny spojují pevnost, trvanlivost a odolnost proti opotřebení. Kov je navíc poměrně levný na výrobu, což z něj činí nepostradatelný materiál pro moderní národní hospodářství.

Toto video vám řekne o slitinách železa s neželeznými a těžkými železnými kovy:

Lidské tělo obsahuje asi 5 g železa, většina (70 %) je součástí krevního hemoglobinu.

Fyzikální vlastnosti

Ve volném stavu je železo stříbřitě bílý kov s šedavým nádechem. Čisté železo je tvárné a má feromagnetické vlastnosti. V praxi se obvykle používají slitiny železa - litina a ocel.

Fe je nejdůležitějším a nejhojnějším prvkem z devíti d-kovů skupiny VIII podskupiny. Spolu s kobaltem a niklem tvoří „rodinu železa“.

Při tvorbě sloučenin s jinými prvky často využívá 2 nebo 3 elektrony (B = II, III).

Železo, stejně jako téměř všechny d-prvky skupiny VIII, nevykazuje vyšší mocenství rovnající se číslu skupiny. Jeho maximální valence dosahuje VI a objevuje se extrémně zřídka.

Nejtypičtějšími sloučeninami jsou ty, ve kterých jsou atomy Fe v oxidačních stavech +2 a +3.

Způsoby získávání železa

1. Technické železo (legované uhlíkem a jinými nečistotami) se získává karbotermickou redukcí jeho přírodních sloučenin podle následujícího schématu:

K zotavení dochází postupně, ve 3 fázích:

1) 3Fe 2 O 3 + CO = 2 Fe 3 O 4 + CO 2

2) Fe304 + CO = 3FeO + CO2

3) FeO + CO = Fe + CO2

Litina získaná tímto procesem obsahuje více než 2 % uhlíku. Následně se z litiny vyrábí ocel – slitiny železa obsahující méně než 1,5 % uhlíku.

2. Velmi čisté železo se získává jedním z následujících způsobů:

a) rozklad Fe pentakarbonylu

Fe(CO)5 = Fe + 5СО

b) redukce čistého FeO vodíkem

FeO + H2 = Fe + H20

c) elektrolýza vodných roztoků solí Fe +2

FeC204 = Fe + 2C02

oxalát železitý

Chemické vlastnosti

Fe je kov střední aktivity a vykazuje obecné vlastnosti charakteristické pro kovy.

Jedinečnou vlastností je schopnost „rezivět“ ve vlhkém vzduchu:

V nepřítomnosti vlhkosti se suchým vzduchem začne železo znatelně reagovat až při T > 150°C; při kalcinaci se tvoří „železné okují“ Fe 3 O 4:

3Fe + 202 = Fe304

Železo se ve vodě bez kyslíku nerozpouští. Při velmi vysokých teplotách Fe reaguje s vodní párou a vytlačuje vodík z molekul vody:

3Fe + 4H20 (g) = 4H2

Mechanismem koroze je elektrochemická koroze. Výrobek rzi je prezentován ve zjednodušené formě. Ve skutečnosti vzniká sypká vrstva směsi oxidů a hydroxidů různého složení. Na rozdíl od filmu Al 2 O 3 tato vrstva nechrání železo před další destrukcí.

Druhy koroze

Ochrana železa před korozí

1. Interakce s halogeny a sírou při vysokých teplotách.

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

2Fe + 3F2 = 2FeF3

Fe + I2 = FeI2

Vznikají sloučeniny, ve kterých převažuje iontový typ vazby.

2. Interakce s fosforem, uhlíkem, křemíkem (železo se přímo neslučuje s N2 a H2, ale rozpouští je).

Fe + P = Fe x P y

Fe + C = Fe x C y

Fe + Si = Fe x Si y

Vznikají látky různého složení, jako jsou berthollidy (ve sloučeninách převládá kovalentní povaha vazby)

3. Interakce s „neoxidačními“ kyselinami (HCl, H 2 SO 4 řed.)

Fe 0 + 2H + → Fe 2+ + H2

Protože se Fe nachází v řadě aktivit nalevo od vodíku (E° Fe/Fe 2+ = -0,44 V), je schopné vytěsnit H 2 z běžných kyselin.

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

Fe + H2S04 = FeSO4 + H2

4. Interakce s „oxidačními“ kyselinami (HNO 3, H 2 SO 4 konc.)

Fe 0 - 3e - → Fe 3+

Koncentrovaná HNO 3 a H 2 SO 4 železo „pasivují“, takže při běžných teplotách se v nich kov nerozpouští. Při silném zahřívání dochází k pomalému rozpouštění (bez uvolňování H 2).

V sekci HNO 3 železo se rozpouští, přechází do roztoku ve formě Fe 3+ kationtů a kyselý aniont se redukuje na NO*:

Fe + 4HN03 = Fe(N03)3 + NO + 2H20

Velmi dobře rozpustný ve směsi HCl a HNO 3

5. Vztah k alkáliím

Fe se nerozpouští ve vodných roztocích alkálií. S roztavenými alkáliemi reaguje pouze při velmi vysokých teplotách.

6. Interakce se solemi méně aktivních kovů

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

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

7. Reakce s plynným oxidem uhelnatým (t = 200°C, P)

Fe (prášek) + 5CO (g) = Fe 0 (CO) 5 pentakarbonyl železa

Sloučeniny Fe(III).

Fe 2 O 3 - oxid železitý.

Červenohnědý prášek, n. R. v H 2 O. V přírodě - „červená železná ruda“.

Způsoby získání:

1) rozklad hydroxidu železitého

2Fe(OH)3 = Fe203 + 3H20

2) vypalování pyritu

4FeS2 + 11O2 = 8SO2 + 2Fe203

3) rozklad dusičnanů

Chemické vlastnosti

Fe 2 O 3 je bazický oxid se známkami amfoterity.

I. Hlavní vlastnosti se projevují ve schopnosti reagovat s kyselinami:

Fe203 + 6H+ = 2Fe3+ + ZH20

Fe203 + 6HC1 = 2FeCI3 + 3H20

Fe203 + 6HN03 = 2Fe(NO3)3 + 3H20

II. Slabé kyselé vlastnosti. Fe 2 O 3 se nerozpouští ve vodných roztocích alkálií, ale při tavení s pevnými oxidy, alkáliemi a uhličitany tvoří ferity:

Fe203 + CaO = Ca(Fe02)2

Fe203 + 2NaOH = 2NaFe02 + H20

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

III. Fe 2 O 3 - surovina pro výrobu železa v hutnictví:

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

Fe(OH) 3 - hydroxid železitý

Způsoby získání:

Získává se působením alkálií na rozpustné soli Fe 3+:

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

V době přípravy je Fe(OH) 3 červenohnědý slizničně-amorfní sediment.

Hydroxid Fe(III) vzniká také při oxidaci Fe a Fe(OH) 2 ve vlhkém vzduchu:

4Fe + 6H20 + 302 = 4Fe(OH)3

4Fe(OH)2 + 2H20 + O2 = 4Fe(OH)3

Hydroxid železitý je konečným produktem hydrolýzy solí Fe3+.

Chemické vlastnosti

Fe(OH) 3 je velmi slabá báze (mnohem slabší než Fe(OH) 2). Vykazuje výrazné kyselé vlastnosti. Fe(OH) 3 má tedy amfoterní charakter:

1) reakce s kyselinami probíhají snadno:

2) čerstvá sraženina Fe(OH) 3 se rozpustí v horké konc. roztoky KOH nebo NaOH s tvorbou hydroxokomplexů:

Fe(OH)3 + 3KOH = K3

V alkalickém roztoku může být Fe(OH) 3 oxidováno na feráty (soli kyseliny železa H 2 FeO 4 neuvolněné ve volném stavu):

2Fe(OH)3 + 10KOH + 3Br2 = 2K2Fe04 + 6KBr + 8H20

Fe 3+ soli

Prakticky nejdůležitější jsou: Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe(NO 3) 3, Fe(SCN) 3, K 3 4 - žlutá krevní sůl = Fe 4 3 Pruská modř (tmavě modrá sraženina)

b) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 thiokyanát Fe(III) (roztok krvavě červené)