Кочкаров Ж.А. Химия в уранениях реакций

Химия в уравнениях реакций

♦ В разбавленных растворах щелочей:

А1(ОН)3 (т)+ NaOH(p) + 2Н20 = Na[Al(0H)4(H20 )2]

♦В концентрированных растворах щелочей:

А1(ОН)3 (т) + 3NaOH(K) = Na3[Al(OH)6]

♦В расплавах щелочей образуются алюминаты:

А1(ОН)3 (т)+ NaOH(x)= NaA102+ 2НгО (t)

2А1(ОН)3 (т)+ Na2Of' r 2NaA102+ 3H20 (t) 2А1(ОН)3 (т) + Na2C 03 (т) = 2NaA102 + 3H20 + C 02T (t) ♦ Реакции с кислотами:

2А1(ОН)3(т)+ 3H2S04(kohu р)= A12(S04)3 + 6Н20 (t) А1(ОН)3(т)+ H2S03(p)= Al(OH)S03+ 2Н20 А1(ОН)3 (т)+ ЗНС1(р)= А1С13 + ЗН20

А1(ОН)3(т)+ 3HN03(p) = A1(N03)3+ ЗН20

А1(ОН)3 + H2S , С 02, S02 Фнет реакции с слабыми кислотами, так как A12S3, А12(С 03)3, A12(S03)3 подвергаются необратимому гид­ ролизу и не могут существовать в водных растворах:

Al2s 3+ 6Н20 = 2Al(OH)3l+ 3H 2S t А12(С03)3+ ЗН20 = 2Al(0H)3i+ 3C 02T

Al(OH)3(T)+NH3(r)^ ; Al(OH)3(T)+N H 3 • Н20 (р)* АЮ(ОН)(т)+ ЗНС1 = А1С13+ 2Н20

А10(0Н )(т) + NaOH(x)= NaA102+ Н20 (t, сплавление) ♦ Получение криолита:

2А1(ОН)3(т)+ 12HF(p)+ 3Na2C 03(i)= 2Na3[AlF6] + ЗС02Т+ 9НгО

Важнейшие соли алюминия (в водных растворах сильно гидролизуются)

А1С13 + н 20 = А1(ОН)2С1+ НС1: А13++ Н20 = АЮН2++ Н+, pH < 7

AIF3 + Н20	А1С13(р)+ 6NH3(r) = [A1(NH3)6]C13
А1С13(р)+ 3NaOH(no иплш)= Al(OH)3i			+ 3NaCl
А1С1 .. + 4NaOH. ,= Na[Al(OH)J				+ 3NaCl
3 (p)	(p)	L v ^4-*упрощенно

AlCl3(p)+ 4NaOH(p)+ 2H20 = Na[Al(0H)4(H20 )2] + 3NaCl AlCl, ф)+ 6NaOH(m6)= Na3[Al(OH)6] + 3NaCl

♦ Совместный гидролиз идет необратимо:

2А1С13(р) + 3(NH4)2S(p)+ 6Н20 = 2А1(ОН)34+ 6NH4C1 + 3H2ST 2А1С13 ^ + 3Na2S(p)+ 6Н20 = 2А1(ОН)31+ 6NaCl + 3H2S t 2А1С13(р) + 3Na2C 03(p)+ 3H20 = 2А1(ОН)31+ 6NaCl + ЗС02Т Al2(S04)3(p)+ 3Na2S03(p)+ 3H20 = 2А1(ОН)31+ 3Na2S04 + 3S02t

170

Глава I. Химия элементов и их соединений

2A1(N0 3)3(P)+ З К /:0 3(р)+ н 20 = 2А10(0Н)1+ 6KN0 3 + ЗС0 2Т (t) А14С3(т,+ 12Н20 = 4А1(ОН)3(т)+ ЗСН4(г)

2NaA102+ 4Н20 «-» Na[Al(OH)4(H20 )2] A1F3 + кислоты, основания Фнет реакции

Комплексные соединения алюминия

2№[А1(ОН)4]ф)+ C 02(r = 2Al(OH)3i + Na2C 03+ Н20 Na3[Al(OH)6](p)+ 3C02(r)= Al(OH)3i+ ЗЫаНС03или 2Na3[А1(ОН)6]ф)+ 3C02(r)= 2Al(OH)3i + 3Na2C 03+ 3H20 Na3[Al(OH)6](p)+ 3S02(r)= Al(OH)3i + 3NaHS03 Na3[Al(OH)J(p)+ 3H2S(r)= Al(OH)3i + 3NaHS + 3H20 Na3[Al(OH)6](p)+ 6НС1ф)= A1C13 + 3NaCl + 6H20 Ка[А1(ОН)4]ф) = Al(OH)3 + NaOH (при добавлении в раствор

А1(ОН)3)

Na[Al(OH)4] = NaA102+ 2Н20 (t)

Разложение основных солей бескислородных кислот

А1(ОН)2Вг= АЮВг + Н20 (t); 2АЮНС12= А12ОС14+ Н 20 (t)

Разложение основных солей кислородсодержащих кислот

Соль = оксид + продукт разложения кислоты: 2A10H(N03)2= А12Оэ+ 4N02 + 0 2 + Н20 (t)

Разложение двойных солей

2NH4A1(S04)2= А120 3 + 2NH3 + 4S03 + Н20 (1200 °С)

171

13.ХИМИЯ ЖЕЛЕЗА

ИЕГО СОЕДИНЕНИЙ

Серебристо-серый пластичный и ковкий металл с сильными магнитными свойствами, tnji = 1539 °С; природные минералы: Fe20 3 • пН20 — бурый железняк, Fe20 3— красный железняк, Fe30 4— магнитный железняк, железная окалина, FeS2— железный кол­ чедан (пирит); d-элемент, электронная формула: \s22s2p 63s2p 6(fAs2\ электронно-графическая формула:

	3d			4р
i t I	I	i	I	As
				i t
Возможные пути получения железа
♦ В промышленности:
Fe20 3(x) + ЗСО(г) = 2Fe + ЗС02 (400650 °С):
Г 3Fe20 3(T) + CO(r)= 2Fe30 4+ СО2(450 <*С):
1зона: -I Fe3O4(T)+CO (r) = 3FeO(T)+CO2(550°C)

L FeO(T) + CO(r) = Fe + C 02 (650-700 »C)

Fe30 4(x)+ C(T) = 3FeO(T)+ CO (900-950 °C)

II зона.

FeO(T) + C(T) = Fe + CO (900-950 °C) Fe20 3 (t) + CO(r) + 2H2 = 2Fe + C 02 + 2HzO (850 °C):

3Fe20 3(T) + 3H2 = 2Fe+ 3H20 ; FeO(T) + H2 = 2Fe+ H20 (350 °C) FeO(T) + CO(r) = Fe + C 02 (t); FeO(r) + C(t) = Fe + CO (t)

Fe20 3(x)+ 3C = 2Fe+ 3CO (t); Fe30 4(i)+ CH4= 3Fe + C 02+ 2H20 (t) 3Fe30 4(т) + 8A1(t)= 9Fe + A120 3 (tt); Fe20 3 (t)+ 2A1(t)= 2Fe + A120 3 (tt) Fe20 3 (T)+ 2Cr(i)= 2Fe + Cr20 3 (tt); Fe(CO)5(r)= Fe + 5CO (t > 130 °C) ♦ В лаборатории:

2FeS04(p) + 2H20 = 2Fe + 0 2 + H2S04 (электролиз раствора) FeS04(j>)+ Me = Fe + MeS04(Me = левее Fe в ряду СЭП)

172

Глава I. Химия элементов и их соединений

Химические свойства железа

♦	С кислородом образуются различные оксиды:
4Fe(Ti + 302(r) = 2Fe20 3(t); 3Fe(T) + 202(r) = Fe30 4(Fe0 • Fe20 3) (t):
l)2Few + 0 2(r) = 2FeO(t); 2) 2FeO + 302(r) = 2Fe20 3(t)
♦	С активными окислителями (Г = Cl, F, Br):
2Fe(T) + 3 r2(r) = 2Fer3(t)

♦	С слабыми окислителями:
F e (T) +		Г 2	(Г) = Р е 1 2 « ; F e (x) +	^(расплав) = F e S W
4	)	^	^(расплав) = FeS2(t);	3Fe(T) + Si(T) = Fe3Si (tt)
3Fe(i) + C(T) = Fe3C _ ( t >				5 0 0 “C )

3Fe(r)		+ 2CO(r) = Fe3C + C0 2T (tt)
3Fe(T) + 2P(r) = Fe3 P2 (tt); 3Fe(x) + P(r) = Fe3 P (tt)
♦	Химическая коррозия:
4Fe(T) + 302(r) + 3S02(r) = Fe2(S04)3
♦	Электрохимическая коррозия:

2ре(т) + 302 (r) + 6H20 = 4Fe(OH)3

♦С водой взаимодействует при сильном нагревании (с водой, не содержащей растворенного кислорода, при обычных условиях не взаимодействует):

3Fe(T) + 4Н20 (г) о Fe30 4+ 4Н2Т (t < 570 “С): Fe(T) + Н20 (г) <-> FeO+ Н2Т (570-700 °С) Fe(T) + КОН(р) Фнет реакции

4Fe(T) + 2NH3 (r)= 2Fe2N + 3H2T (500 °C) 4Fe2N = 2Fe4N + N2T (420 °C)

♦В реакциях с разбавленными кислотами железо не может окислиться до Fe3+, этому мешает выделяющийся атомарный водо­ род, который восстанавливает Fe3+ до Fe2+:

Fe., + 2НС1. = FeCl, + Н,Т; Fe, + H,S04, = FeS04+ H,T

( t )	(p )	2	2 ’ ( t )	2 4 ( p )	4	2
♦ В концентрированных растворах:
Fe(T) + H2SO4(>70O/)* Ha холоду пассивируется
2Fe(T) + 6H2SO4(K)°50%= Fe2(S04)3 + 3S02T+ 6H20					(t)

2Fe(T)+ 4H2SO4(k)>50% = Fe2(S04)3 + S4 + 4H20 (t) Fe(x) + HN03 ( Фна холоду пассивируется

FeJ, + 3HN0“ ( + 3HN03 (k) = Fe(N03)3 + 3N02 + 3H20 (t) Fe,T>+ HNO3(30%) + 3HNO3(30%)= Fe(N03)3 + NO+ 2H20

8Fe(T) + 6HN03(p) + 24HNO3(<30%)= BFe(N03)3(p)+ 3N20 + 15H20

173

Химия в уравнениях реакций

10Fe(x) + 6HN03(p) + 30HNOJ(<20%)= 10Fe(NO3)3+ 3N2+ 18H20 4Fe(T) + HN03 (<5%) + 9HN03(<5%)= 4Fe(N03)2+N H 4N 03+ 3H20 ♦ В окислительных расплавах получаются ферраты 3 2Fe04: Fe(T) + КСЮ3 (ш) + 2КОН(пл) = K2Fe04 + КС1 + Н20 (t)

Fe(T)+ 3KNOJ(nj])+ 2KOH(njj) = K2Fe04+ 3KNO.+ H20 (t) Fe(T) + 3K20 2 (t) + 2H20 = K2Fe04 + 4KOH

♦ Электролизом раствора щелочи с железным анодом получа­ ют ферраты:

F%<*)+ 2КОН(р)+ 2Н20 = K2Fe04+ ЗН2Т

♦ Вытесняет металлы, стоящие в ряду СЭП правее железа: Fe(T) + CuS04(p)= FeS04 + C ui

Химические свойства соединений Fe (II)

Оксид железа (II)

Оксид железа (II) FeO — черное кристаллическое вещество, не растворяется в воде; основный оксид нестехиометрического соста­ ва; плавится при 1369 °С, порошок оксида легко окисляется.

Получение

Fe30 4+ СО= 3FeO+ C 02(t); Fe20 3(x)+ CO(r) = 2FeO(x) + C 02(t)

Fe20 3W+ H 2(r) = 2Fe0(T)+ H 20(t)

FeC.O.,	,= FeO + CO + CO. (t, в вакууме)
2 4(оксалат железа)		2 v 5	J J '

Химические свойства

FeO + 2НС1ф)= FeCl2 + H2; FeO + H2S04 ф)= FeS04 + H20 — под действием кислорода воздуха продукты быстро переходят в хлори­ ды и сульфаты железа (III).

4Fe0 (T)+ 0 2(r)=2Fe20 3(t};6Fe0(T)+ 0 2(r)=2Fe30 4(t)

Fe(V

Сст)= Fe(T, + с о

Fe° w + с о ,г,= Fe,T) +

ре ° (т,+ H2(r) = Fe(T)+ H20(t); FeO(x) + N20 5 = Fe(N03)3 FeO(T)+ H20 Фпри обычных условиях; FeO(T)+NaOH^ Ф FeO(x)+ H2(r) = Fe + H20(t); 6FeO + 3C12 = 2FTe20 3 + 2FeCl3 (t) 4FeO(T) = Fe + Fe30 4 (t < 570 °C, ММД)

FeO(i)+ HN03 (k) + 3HN03 (K)= NO, + Fe(N03)3 + 2H20 3FeO(i)+ HN03 (p) + 9HN03 (p = 3Fe(N03)3 + NO + 5H20

174

Глава I. Химия элементов и их соединений

Гидроксид железа Fe(OH)2, (FeO - пН20)

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 — порошок белого цвета, не растворяется в воде; основание средней силы; свежеосажденный — белый, переходящий в серо-зеленый, что связано с частичным окислением и образованием гидрата смешанно-валентного оксида

FeO • Fe20 3 • лН20 , (Fe30 4 • wH20), а затем в бурый — вследствие дальнейшего окисления FeO • Fe20 3 • wH20 в Fe20 3 • иН20:

4Fe(OH)2(T) + 0 2(r) + 2H20 = 4Fe(OH)3i 6ypbiil:

1) 6Fe(OH)2 (t) + 0 2(r) + 2H20 = 2[FeO • Fe20 3 • 4Н20]4 серо.е т й 2) 4[FeO • Fe20 3 • 4H20] + 0 2(r) + 2H20 = 6Fe20 3 • ЗН20 4 6урый

Получение

FeCl2(p) + 2NaOH(p) = Fe(OH)2!*+ 2NaCl

FeS04 + 2NaOH = Fe(OH)2i + Na2S04

FeCl2(p) + 2NH3(r) + 2H20 = Fe(OH)2i + 2NH4C1

* Fe(OH)2 кислородом воздуха быстро окисляется с образова­ нием промежуточного гидрата смешанно-валентного оксида серо­ зеленого цвета (см. выше). Эту реакцию упрощенно (специально для школьников) можно записать следующим образом:

8Fe(OH)2(T) + 0 2(г) + 2Н20 = 4[Fe(OH)2 • Fe(OH)3] i

Затем продукт, медленно окисляясь, переходит в осадок Fe(OH)3 бурого цвета. Реакцию упрощенно можно представить так:

4[Fe(OH)2 • Fe(OH)3] + 0 2(r) + 2Н20 = в Р е С О Н ) , ! ^ ^

Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства

Внимание! Все реакции с соединениями железа (II) нужно про­ водить без доступа воздуха.

Fe(OH)2(T)+ 2НС1(р) = FeCl2+ 2НгО

Fe(OH)2 (т)+ N20 5 = Fe(N03)2 + Н20

Fe(OH)2(T) = FeO i + Н20 (t) Fe(OH)2(T) + NaOH(p к) * 3Fe(OH)2(T) = Fe30 4i + H2+ H20 (150 °C)

4Fe(OH)2(T) + 0 2(r)=4FeO(OH)i; 2Fe(OH)2(T)+ H20 2(p)= 2Fe(OH)34 2Fe(OH)2(x) + H2S04(K)+ 3H2S04(K)= Fe2(S04)3 + S02+ 6H20 3Fe(OH)2 (i) + HN03 (p) + 9HN03 (p)= 3Fe(NOs)3 + NO + 8H20 Fe(OH)2 (T) + HN03 w + 3HN03 (k)= N 02 + Fe(N03)3 + 3H20

175

Химия в уравнениях реакций

Галогениды железа (II)

Легко окисляются в соли железа (III), являются восстановителями. 2FeCl2(p) + Cl2(r) = 2FeCl3(t); FeCl2(p) + H2(r) = Fe(t)+ 2HC1 (t)

4FeCl2 ^ + 0 2 (r) + 2H20 = 4FeOHCl2
FeCl2 (p) + 2NH3 (r) + 2H20 = Fe(OH)2l			+ 2NH4C1
FeCl2(i) + 6NH3(i)=[Fe(N H )6]Cl2
FeCl.,, + 2KCN = Fe(CN),i			. + 2KC1
2 (p)	v	J2 желто-коричневыи
FeCl2(p) + 6KCN(p) = K4[Fe(CN)6](p)+ 2KC1
FeCl2(p) + 2KSCN(p) = Fe(SCN)2„			)+ 2KC1
Fe2++ H20 = FeOH+ + H+(гидролиз, pH < 7)

♦ Восстановительные свойства сильно выражены в кислой среде: 6FeCl2+ 4H2S04(k)= Fe2(S04)3 + 4FeCl3+ S i + 4H20

6FeCl2+ 6H2S04(‘ = Fe2(S04)3+ 4FeCl3+ 3S02t				+ 6H20
2FeCl2(p) + 8HN03= 2Fe(N03)3+ 2NOC1 + Cl2+ 4H20
5FeCl, + KMn04,, + 8HC1,,= 5FeCl, + KC1 + MnCl, + 4H,0
2	4 ( p )	( p )	3	2	2

Сульфиды железа (II)

FeS04(p) + (NH4)2S(p) = F e S iepHbm+ (NH4)2S04 4FeS(i) + 302(r) + 6H20 = 4Fe(OH)3l + 4 S l (t) 4FeS(* + 0 2(} + 6H20 = 4FeO(OH)i + 4H2S t

FeS(T)T(MaxHbtf)V 202 = FeS04(t); 4FeS(T) + 702 = 2Fe20 3 + 4S02T (t) 4FeS2(T)+ 1 1 0 2(r) = 2Fe20 3 + 8S02T(t)

F eS ,,. + 12Na C O ,,. + 18KMn04,, = Na,Fe04 + 9K,Mn04 +
2 (t)	2 3 (t)	4 (t)	2	4	2	4
+ 9Na2M n04+ 2Na2S04+ 12C02(t)
FeS(r) + 2HCl(p) = FeCl2+ H 2S t; FeS + H2S04				= FeS04 + H2S t
3FeS(x) + 8HN03(p)= 3Fe(N03)2+ 3S l + 2NOT + 4H20
FeS(T) + 2CH3COOH(p)= Fe(CH3COO)2 + H2S t

Сульфат железа (II)

FeS04 — бесцветные кристаллы; FeS04 • 7НгО — голубовато­ зеленые кристаллы, железный купорос.

10FeSO4(p)+ 2KMn04(p)+ 8H2S04(p = 5Fe2(S04)3+ K2S04+2MnS04+ + 8 ^ 0

6FeS04(p)+ K2Cr20 ?(p)+ 7H2S04(p)= 3Fe2(S04)3+ K2S0 + Cr2(S04)3 + + 7H20

4FeS04(p) + 0 2 + 2H2S04(p) = 2Fe2(S04)3+ 2H20

FeS04(p) + K,S04(W+ 6H20 = K2Fe(S04)2 • 6H20 двойнаясоль

176

Глава I. Химия элементов и их соединений

FeS04(p)+(NH4)2S04(p)+6H20=(N H 4)2[Fe(S04)2] • 6Н20 (соль Мора) 2FeS04(} = Fe20 3 + S02 + S03 (700 °C)

3FeS04(^+ 3H2S04(p) + 2HN03(p)= 3Fe2(S0 4)3 + 2NOT + 2H20

Карбонат железа (II)

FeSCF,. + Na.CO.., = FeCO .i. . + Na S04
4 (p)	2 3 (p)	3 белый	2 4
4FeC03 + 0 2(r) + 6H20 = 4Fe(OH)3i			+ 4C02 (идет быстро)

3FeC03= Fe30 4+ 2C02 + CO (400 °C)

FeC03+ C 02+ H20 <-»Fe(HC03)2(имеет место в природных водах)

4FeCO, + О ,,, + 2Н.0 = 4FeO(OH)l			„1П+ 4СО,	2
3 2 (г)	2	v 7	оксвдгидроксид железа (III)

4Fe(HC03)2+ 0 2(г) + 2Н20 = 4Fe(OH)34 + 8С02 — наблюдается у источников нарзанов в виде буро-красных натеков.

При кипячении воды имеют место реакции: Fe(HC03)2=Fe(OH)2! + 2С02; 4Fe(OH)2+ 0 2(r)+ 2R.O= 4Fe(OH)3l

Комплексные соединения железа (II)

Установлено, что берлинская лазурь и турнбулева синь — это одно и то же вещество, так как комплексы, образующиеся в реакци­ ях, находятся между собой в равновесии:

KFenl[Fen(CN)6] <-> KFen[Feni(CN)6]

Обозначения: ЖКС — желтая кровяная соль, ККС — красная кровяная соль.

3Fe(CN)2+ 4КОН = 2Fe(OHU+ K4[Fe(CN)6](p)reK— еррэт(П)жк FeCl2(p)+ 2KCN(p) = Fe(CN)2i _ 6ypu0+ 2KC1

2KCN(p) + Fe(CN)2=K2[Fe(CN)4]fp)T_ ^ ppaTffl)Hn„ 4KCN(p) + Fe(CN)2 = K4[Fe(CN)6](p)Mc (более характерна) 2KSCN(p) + Fe(SCN)2=K2[Fe(SCN)4](p)rapaposaHo^ ppai(n)MH

4KSCN(p) + Fe(SCN)2 = K4[Fe(SCN)6](p) гексароданоферрат (1I) (более ха­ рактерна)

K4[Fe(CN)6](p) жкс = 4KCN + Fe(CN)2 (t,)

K4[Fe(CN)6](p)jKKc= 4KCN + FeC2 + N2 (t2> t,, прокаливание) 3K4[Fe(CN)6](} = Fe3C +5C + 3N2+ 12KCN (t2< 650 °C) 2K4[Fe(CN)6](*)жкс+ Cl2= 2K3[Fe(CN)6]fp)кк + 2КС1(в солянокис-

лой среде)
K J F ^ C N ) , ] ^	4HCl(p) = H4[Fe(CN)6] i	_ + 4KC1
K4[Fe(CN)6](p)Mc+	2CuS04(p) + Cu2[Fe(CN)6]I	+ 2K2S04

K4[Fe(CN)6](p)ee+ 2BaCl2(p)= Ba2[Fe(CN)6]4 5ejiMii+ 4KC1 К4[Ре(Ш )6](р)жкс+ CaCl2(p)= K2Ca[Fe(CN)6]46eibie+ 2KC1

177

Химия в уравнениях реакций

К4[Ре(СМ)6](р)жкс+ FeCl2(p)= K ^ F e t C N ) ^ + 2КС1 3K4[Fe(CN)6](p)jKKc+ 4FeCl3(p)=Fe4+3tFe-(CN)6]3l + 12КС1 3Fe +3[Fe+2(CN) ] = 6(CN),+ 7Fe,+2[Fe+2(CN)A] (200 °C) Fe2+2(Fe+2(CN)6] = 5C + 3N2T + Fe3C (560 °C) Fe4+3[Fe+2(CN)6]3 + разбавленные кислоты Ф нет реакции KFe+3[Fe+2(CN)6] + разбавленные кислоты Ф нет реакции

K4[Fe(CN)6](p) жкс + FeCl3(p)=K Fe(Fe(CN )ji(_ e)+ 2КС1 5K4[Fe(CN)J(p)+ KMn04(p)+ 4H2S04(p) = 5K3[Fe(CN)6] + MnSO +

+ З К ^ + 4H20

K4[Fe(CN)6](p)_ + H 20 = Kj[Fe(CN)5(H20)] + KCN (вдет медленно) [Fe(NH3)6]Cl2+ 6H20 о Fe(OH)2l+ 2NH4C1 + 4NH3 • H20 (идет

быстро).

Химические свойства соединений Fe (III)

Растворы солей железа (III) имеют желто-бурый цвет, что объяс­ няется частичным гидролизом с образованием в коллоидном состоя­ нии катионов [Fe(H20 )50H]2+, [Fe(H20 )4(0H)2]+ (основные соли) или гидроксида железа (III), а сами катионы железа Fe3+ и гидратиро­ ванные ионы [Fe(H20 )6]3+ — бесцветны.

Оксид железа (III) Fe2Os , триоксид дижелеза

Fe20 3— гематит, красный железняк; красно-коричневое веще­ ство со слабыми амфотерными свойствами — кислотные свойства выражены слабо.

Получение
2Fe(OH)3=Fe20 3 + 3H20 (t); 2FeO(OH)(T}i_	c(M= Fe20 3+ H20 (t)
4Fe(N03)3 = 2Fe20 3 + 12N02 + 302 (t)

Химические свойства Fe20 3

(проявляет слабую амфотерность)

Fe20 3 (т) + ЗСО = 2Fe + 3C02 (t, Fe20 3 — гематит) Fe20 3 + СО = 2FeO + C02 (t)

Fe20 3 (x) + Fe = 3FeO (900 °C, вакуум)

Fe20 3(T) + 3C = 2Fe + 3CO (t); 3Fe20 3(T)+ C = 2Fe30 4(T) + CO (t) Fe20 3 + С = 2FeO + CO (t); Fe20 3 + H2 = 2FeO + HzO (t = 300 °C)

178

Глава I. Химия элементов и их соединений

3Fe20 3 (т) + Н2 = 2Fe30 4 (т) + Н20 (t = 400 °С); Fe20 3+ Н20 Ф при обычных условиях.

^ е 2 ^ 3 (плавл.) “ ^ е 3 ^ 4 (т ) + ^ 2

2Fe2O3(_ . , = 4FeO(i) + 3O2(1560»C)

m—Fe20 3 (т) + NaOH(p) Ф нет реакции при обычных условиях

^^2^з (т) ^КС)H(pacra) 2KFe02 феррИТ Н2О (0 Fe20 , w + Na2C 03(pacim)= 2NaFe02 феррит + C 02(t) Fe20 3 + 6НС1(р) = 2FeCl3 + 3H20

Fe20 3+3H2S04(K) = Fe2(S04)3 + 3H20

Fe20 3(T) + 3KNOJ(p)+ 4KOH(p) = 2K2Fe04+ 3KN02+ 2H20 (t)

Метагидроксид железа (III) FeO(OH)

FeO(OH) — амфотерный гидроксид с преобладанием основ­ ных свойств; окрашен в светло-коричневый цвет, не растворяется в воде; осаждается из раствора в виде бурого аморфного полигидра­ та Fe20 3 HH20 , который при выдерживании под разбавленным ще­ лочным раствором или при высушивании переходит в FeO(OH); про­ являет слабые окислительные и восстановительные свойства; явля­ ется продуктом атмосферной коррозии железа.

		Получение
Fe(OH)3 = FeO(OH) + Н20			(t) или
Fe20 3 • 3H20 = 2FeO(OH) + 2Н20				(t)
Fe2(S04)3(p) + 6КОН(р) = 2FeO(OH)i6ypbiij + 3K2S04 + 2H20
FeCl3 w + 3NH3 + 3H20 = FeO(OH)l + 3NH4C1
4FeS., + O ,,. + 6H,0 = 4FeO(OH)i + 4H,S
( t )	2 (r )	2	v '	2

4FeC03+ 0 2(r) + 2H20 = 4FeO(OH)-t + 4C02

Химические свойства

При нагревании разлагается без плавления до воды и оксида железа (III):

2FeO(OH) = Fe20 3 + Н20 (1)

2FeO(OH) + 3H2S04(p) = Fe2(S04)3 + 4H20 FeO(OH) + ЗНС1(р) = FeCl3 + 2H20 2FeO(OH)(T)+ 3H2= 2Fe + 4H20

2FeO(OH)V 3C12 + 10NaOH(i)= 2Na2Fe04+ 6NaCl + 6H20 (t)

179