Выбор читателей
Популярные статьи
Железа(II) сульфат , сульфат железа (III) .
Двухвалентное сернокислое железо – неорганическое соединение, соль образованная серной кислотой и железом. Вещество не имеет запаха, не летуче. Безводная форма имеет вид бесцветных не прозрачных мелких гигрокопичных кристаллов. Кристаллогидраты имеют характерный зеленовато-голубой окрас, тетрагидраты зеленого цвета. Химическая формула Сульфата Железа 2: FeSO4 , рацемическая: O4SFe . На вкус соединение вяжущее, с привкусом металла. Средство хорошо растворяется в воде. Молекулярная масса = 151,9 грамм на моль.
Вещество выделяется из железного купороса . Раствор сульфата Fe(2) под действием кислорода окисляется в переходит в Сульфат Железа 3. Разлагается при температуре выше 480 градусов Цельсия на оксиды.
Сульфат Железа 2 можно получить при воздействии разбавленной серной кислоты на обрезки железа; в виде побочного продукта реакции травления железных листов, при удалении окалины, при окислительном обжиге пирита.
Гидролиз Сульфата Железа 2 протекает по катиону в кислой среде. Первая ступень гидролиза: Fe2+ + SO42- + HOH ↔ FeOH+ + SO42- + H+; теоретически может протекать и вторая ступень гидролиза: FeOH+ + SO42- + HOH ↔ Fe(OH)2↓ + SO42- + H+.
Вещество применяют:
Сернокислое железо 3 или тетрасульфид 6 железа 3 – это светло-желтые парамагнитные мелкие кристаллы. Вещество хорошо растворяется в воде, медленно – в этиловом спирте. Химическая формула Сульфата Железа 3: Fe2(SО4)3 , рацемическая: Fe2O12S3 . Вещество обладает способностью кристаллизоваться в форме кристаллогидратов Fe2(SO4)3 n H2O . Наибольшее значение имеет нонагидрат сульфата железа(III) . Водные растворы приобретают красно-коричневую окраску из-за реакции гидролиза, протекающей по катиону. Соединение разлагается под действие горячей воды и высоких температур. При 98 градусах нонагидрат превращается в тетрагидрат , при температуре выше 125 градусов – в моногидрат и выше 175 – в безводный сульфат Fe , который при температуре более 600 градусов разлагается на оксиды серы и железа.
Вещество используют:
Противоанемическое, устраняющее железодефицит. Кровоостанавливающее (Сульфат Железа 3).
Железо является основным микроэлементом, входящим в состав , миоглобина и прочих компонентов крови. Вещество принимает участие в окислительно-восстановительных реакциях, связывается и переносит молекулы кислорода по организму, стимулирует гемопоэз и эритропоэз . Сульфат Железа обеспечивает синтез всех железосодержащих метаболитов. После поступления Fe с пищей, оно усваивается в двенадцатиперстной кишке и переносится в депо тканей с помощью ферментов трансферетинов .
После приема лекарства внутрь, его активные компоненты полностью усваиваются организмом. Максимальная концентрация в крови наблюдается через 2-4 часа.
Средство используют:
Сульфат Железа 2 противопоказан к приему:
Побочные реакции во время лечения Сульфатом Железа возникают не часто.
Могут проявиться:
Лекарство назначают внутрь. Минимальная эффективная дозировка в пересчете на элементарное железо составляет 100 мг. Максимальное количество лекарства, которое можно принять – до 400 мг.
В профилактических целях назначают от 30 до 60 мг элементарного железа в сутки.
При передозировке усиливаются побочные реакции от приема лекарства. Возникают: диарея , тошнота, болезненные ощущения в животе, рвота, и рост ЧСС, повышается проницаемость капилляров, возможен сердечно-сосудистый коллапс . В качестве терапии промывают желудок, вводят дефероксамин для связывания ионов железа.
При сочетании с улучшается всасывание препаратов железа.
Сочетанный прием сульфата и антацидных средств с магнием, алюминием, кальцием, пеницилламином и колестирамином замедляет всасывание железа.
При сочетании лекарства с ГКС взаимно усиливается эритропоэз .
Препараты хранят в сухом, темном, прохладном месте в оригинальной упаковке. Нельзя использовать лекарство после истечения срока годности.
Во время лечения Сульфатом Железа ii может наблюдаться окрашивание кала в черный цвет и потемнение эмали зубов.
При заболеваниях почек и печени железо может накапливаться в организме.
Особую осторожность соблюдают при лечении пациентов с язвенной болезнью желудка и 12-персной кишки , при язвенном колите и энтерите .
Fe 2 (SO 4) 3 Мол. в. 399,88
Fe 2 (SO 4) 3 ·9H 2 O Мол. в. 562,02
СвойстваБезводный реактив - белый или желтоватый порошок, расплывающийся на воздухе в коричневую жидкость. Пл. 3,097 г/см 3 .
Кристаллогидрат Fe 2 (SO 4) 3 ·9H 2 O - кристаллическое вещество, пл. 2,1 г/см 3 . Соль способна образовывать очень концентрированные водные растворы (при 20 °С в 100 г воды растворяется 440 г Fe 2 (SO 4) 3 ·9H 2 O), но растворение идет медленно; растворима в этиловом спирте, нерастворима в концентрированной H 2 SO 4 . Водный раствор вследствие гидролиза (образование золя Fe(OH) 3) окрашен в красно-бурый цвет, добавление H 2 SO 4 подавляет гидролиз и раствор становится почти бесцветным. При кипячении разбавленного раствора осаждается основная соль.
1. Сернокислое железо (III) можно получить, растворяя гидроокись железа (III) в серной кислоте:
Fe(NO 3) 3 + 3NH 4 OH = 3NH 4 NO 3 + Fe(OH) 3 в
2Fe(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
В раствор 50 г Fe(NO) 3 ·9H 2 O (ч.) в 50 мл горячей воды приливают 65-70 мл NH 4 OH (ч. д. а. или ч., пл. 0,91). Осадок Fe(OH) 3 быстро промывают декантацией горячей водой до полного отсутствия NO 3 - в промывных водах (проба с дифениламином).
Влажный осадок Fe(OH) 3 переносят в фарфоровую чашку, добавляют 9 мл H 2 SO 4 (х.ч., пл. 1,84) и нагревают 1-2 ч, часто перемешивая, до почти полного растворения осадка. Раствор фильтруют, добавляют к фильтрату 1 каплю H 2 SO 4 и упаривают до консистенции густого сиропа (объем оставшейся жидкости должен быть около 50 мл). В раствор вносят затравку (кристаллик Fe 2 (SO 4) 3 ·9H 2 O) и оставляют на сутки для кристаллизации. Кристаллы отсасывают на воронке Бюхнера и сушат на стеклянной пластинке при 50-60 °С.
Выход 40 г (80%). Полученный препарат обычно соответствует реактиву квалификации ч.д.а.
2. Препарат той же чистоты можно получить окислением сернокислого железа (II) азотной кислотой:
2FeSO 4 + H 2 SO 4 + 2HNO 3 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2NO 2 б + 2H 2 O
Работу следует проводить под тягой.
В нагретый до 70 °С раствор 85 г FeSO 4 ·7H 2 O (ч. д. а.) в 110 мл воды небольшими порциями приливают 8 мл H2SO4 (ч. д. а., пл. 1,84) (остерегаться брызг !) и затем 100 мл HNO 3 (ч. д. а., пл. 1,35), поддерживая температуру раствора 95-100 °С. Степень окисления Fe 2+ в Fe 3+ проверяют пробой с K 3 (Fe(CN) 6) (при полном окислении не должно быть синего окрашивания).
Раствор фильтруют, к фильтрату добавляют 4 мл H 2 SO 4 и упаривают до образования тягучей тестообразно массы, при этом температура ее достигает 120 °С. Массу охлаждают до 45-50 °С, выпавшие кристаллы отсасывают на воронке Бюхнера и сушат их при температуре не выше 65 °С.
Соединения железа (II)
Соединения железа со степень окисления железа +2 малоустойчивы и легко окисляются до производных железа (III).
Fe 2 O 3 + CO = 2FeO + CO 2 .
Гидроксид железа (II) Fe(OH) 2 в свежеосажденном виде имеет серовато-зеленую окраску, в воде не растворяется, при температуре выше 150 °С разлагается, быстро темнеет вследствие окисления:
4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3 .
Проявляет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных, легко реагирует с неокисляющими кислотами:
Fe(OH) 2 + 2HCl = FeCl 2 + 2H 2 O.
Взаимодействует с концентрированными растворами щелочей при нагревании с образованием тетрагидроксоферрата (II):
Fe(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 .
Проявляет восстановительные свойства, при взаимодействии с азотной или концентрированной серной кислотой образуются соли железа (III):
2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 6H 2 O.
Получается при взаимодействии солей железа (II) с раствором щелочи в отсутствии кислорода воздуха:
FeSO 4 + 2NaOH = Fe(OH) 2 + Na 2 SO 4 .
Соли железа (II). Железо (II) образует соли практически со всеми анионами. Обычно соли кристаллизуются в виде зеленых кристаллогидратов: 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 (соль Мора) и др. Растворы солей имеют бледно-зеленую окраску и, вследствие гидролиза , кислую среду:
Fe 2+ + H 2 O = FeOH + + H + .
Проявляют все свойства солей.
При стоянии на воздухе медленно окисляются растворенным кислородом до солей железа (III):
4FeCl 2 + O 2 + 2H 2 O = 4FeOHCl 2 .
Качественная реакция на катион Fe 2+ - взаимодействие с гексацианоферратом (III) калия (красной кровяной солью) :
FeSO 4 + K 3 = KFe↓ + K 2 SO 4
Fe 2+ + K + + 3- = KFe↓
в результате реакции образуется осадок синего цвета - гексацианоферрат (II) железа (III) - калия.
Степень окисления +3 характерна для железа.
Оксид железа (III) Fe 2 O 3 - вещество бурого цвета, существует в трех полиморфных модификациях.
Проявляет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных. Легко реагирует с кислотами:
Fe 2 O 3 + 6HCl = 2FeCl 3 + 3H 2 O.
С растворами щелочей не реагирует, но при сплавлении образует ферриты :
Fe 2 O 3 + 2NaOH = 2NaFeO 2 + H 2 O.
Проявляет окислительные и восстановительные свойства. При нагревании восстанавливается водородом или оксидом углерода (II), проявляя окислительные свойства:
Fe 2 O 3 + H 2 = 2FeO + H 2 O,
Fe 2 O 3 + CO = 2FeO + CO 2 .
В присутствии сильных окислителей в щелочной среде проявляет восстановительные свойства и окисляется до производных железа (VI):
Fe 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH = 2K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O.
При температуре выше 1400°С разлагается:
6Fe 2 O 3 = 4Fe 3 O 4 + O 2 .
Получается при термическом разложении гидроксида железа (III):
2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O
или окислением пирита:
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .
FeCl 3 + 3KCNS = Fe(CNS) 3 + 3KCl,
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Железо - элемент восьмой группы четвёртого периода Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева.
А томный номер — 26. Символ – Fe (лат. «ferrum»). Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия).
Железо – металл серого цвета. В чистом виде оно довольно мягкое, ковкое и тягучее. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – 3d 6 4s 2 . В своих соединениях железо проявляет степени окисления «+2» и «+3». Температура плавления железа – 1539С. Железо образует две кристаллические модификации: α- и γ-железо. Первая из них имеет кубическую объемноцентрированную решетку, вторая – кубическую гранецентрированную. α-Железо термодинамически устойчиво в двух интервалах температур: ниже 912 и от 1394С до температуры плавления. Между 912 и 1394С устойчиво γ-железо.
Механические свойства железа зависят от его чистоты – содержания в нем даже весьма малых количеств других элементов. Твердое железо обладает способностью растворять в себе многие элементы.
Во влажном воздухе железо быстро ржавеет, т.е. покрывается бурым налетом гидратированного оксида железа, который вследствие своей рыхлости не защищает железо от дальнейшего окисления. В воде железо интенсивно корродирует; при обильном доступе кислорода образуются гидратные формы оксида железа (III):
2Fe + 3/2O 2 + nH 2 O = Fe 2 O 3 ×H 2 O.
При недостатке кислорода или при затрудненном доступе образуется смешанный оксид (II, III) Fe 3 O 4:
3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2 .
Железо растворяется в соляной кислоте любой концентрации:
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 .
Аналогично происходит растворение в разбавленной серной кислоте:
Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 .
В концентрированных растворах серной кислоты железо окисляется до железа (III):
2Fe + 6H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.
Однако, в серной кислоте, концентрация которой близка к 100%, железо становится пассивным и взаимодействия практически не происходит. В разбавленных и умеренно концентрированных растворах азотной кислоты железо растворяется:
Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO +2H 2 O.
При высоких концентрациях азотной кислоты растворение замедляется и железо становится пассивным.
Как и другие металлы железо вступает в реакции с простыми веществами. Реакции взаимодействия железа с галогенами (вне зависимости от типа галогена) протекают при нагревании. Взаимодействие железа с бромом протекает при повышенном давлении паров последнего:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 ;
3Fe + 4I 2 = Fe 3 I 8 .
Взаимодействие железа с серой (порошок), азотом и фосфором также происходит при нагревании:
6Fe + N 2 = 2Fe 3 N;
2Fe + P = Fe 2 P;
3Fe + P = Fe 3 P.
Железо способно реагировать с такими неметаллами, как углерод и кремний:
3Fe + C = Fe 3 C;
Среди реакций взаимодействия железа со сложными веществами особую роль играют следующие реакции — железо способно восстанавливать металлы, стоящие в ряду активности правее него, из растворов солей (1), восстанавливать соединения железа (III) (2):
Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu (1);
Fe + 2FeCl 3 = 3FeCl 2 (2).
Железо, при повышенном давлении, реагирует с несолеобразующим оксидом – СО с образованием веществ сложного состава – карбонилов — Fe(CO) 5 , Fe 2 (CO) 9 и Fe 3 (CO) 12 .
Железо при отсутствии примесей устойчиво в воде и в разбавленных растворах щелочей.
Основной способ получения железа – из железной руды (гематит, магнетит) или электролиз растворов его солей (в этом случае получают «чистое» железо, т.е. железо без примесей).
ПРИМЕР 1
Задание | Железная окалина Fe 3 O 4 массой 10 г была сначала обработана 150 мл раствора соляной кислоты (плотность 1,1 г/мл) с массовой долей хлороводорода 20%, а затем в полученный раствор добавили избыток железа. Определите состав раствора (в % по массе). |
Решение |
Запишем уравнения реакций согласно условию задачи:
8HCl + Fe 3 O 4 = FeCl 2 +2FeCl 3 + 4H 2 O (1); 2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 (2). Зная плотность и объем раствора соляной кислоты, можно найти его массу: m sol (HCl) = V(HCl) × ρ (HCl); m sol (HCl) = 150×1,1 = 165 г. Рассчитаем массу хлороводорода: m(HCl) = m sol (HCl) ×ω(HCl)/100%; m(HCl) = 165×20%/100% = 33 г. Молярная масса (масса одного моль) соляной кислоты, рассчитанная с помощью таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 36,5 г/моль. Найдем количество вещества хлороводорода: v(HCl) = m(HCl)/M(HCl); v(HCl) = 33/36,5 = 0,904 моль. Молярная масса (масса одного моль) окалины, рассчитанная с помощью таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 232 г/моль. Найдем количество вещества окалины: v(Fe 3 O 4) = 10/232 = 0,043 моль. Согласно уравнению 1, v(HCl): v(Fe 3 O 4) = 1:8, следовательно, v(HCl) = 8 v(Fe 3 O 4) = 0,344 моль. Тогда, количество вещества хлородорода, рассчитанное по уравнению (0,344 моль) будет меньше, чем указанное в условии задачи (0,904 моль). Следовательно, соляная кислота находится в избытке и будет протекать еще одна реакция: Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 (3). Определим количество вещества хлоридов железа, образующихся в результате первой реакции (индексами обозначим конкретную реакцию): v 1 (FeCl 2):v(Fe 2 O 3) = 1:1 = 0,043 моль; v 1 (FeCl 3):v(Fe 2 O 3) = 2:1; v 1 (FeCl 3) = 2×v(Fe 2 O 3) = 0,086 моль. Определим количество хлороводорода, которое не прореагировало в реакции 1 и количество вещества хлорида железа (II), образовавшееся в ходе реакции 3: v rem (HCl) = v(HCl) – v 1 (HCl) = 0,904 – 0,344 = 0,56 моль; v 3 (FeCl 2): v rem (HCl) = 1:2; v 3 (FeCl 2) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 моль. Определим количество вещества FeCl 2 , образовавшегося в ходе реакции 2, общее количество вещества FeCl 2 и его массу: v 2 (FeCl 3) = v 1 (FeCl 3) = 0,086 моль; v 2 (FeCl 2): v 2 (FeCl 3) = 3:2; v 2 (FeCl 2) = 3/2× v 2 (FeCl 3) = 0,129 моль; v sum (FeCl 2) = v 1 (FeCl 2) + v 2 (FeCl 2) + v 3 (FeCl 2) = 0,043+0,129+0,28 = 0,452 моль; m(FeCl 2) = v sum (FeCl 2) ×M(FeCl 2) = 0,452×127 = 57,404 г. Определим количество вещества и массу железа, вступившего в реакции 2 и 3: v 2 (Fe): v 2 (FeCl 3) = 1:2; v 2 (Fe) = 1/2× v 2 (FeCl 3) = 0,043 моль; v 3 (Fe): v rem (HCl) = 1:2; v 3 (Fe) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 моль; v sum (Fe) = v 2 (Fe) + v 3 (Fe) = 0,043+0,28 = 0,323 моль; m(Fe) = v sum (Fe) ×M(Fe) = 0,323 ×56 = 18,088 г. Вычислим количество вещества и массу водорода, выделившегося в реакции 3: v(H 2) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 моль; m(H 2) = v(H 2) ×M(H 2) = 0,28 ×2 = 0,56 г. Определяем массу полученного раствора m’ sol и массовую долю FeCl 2 в нём: m’ sol = m sol (HCl) + m(Fe 3 O 4) + m(Fe) – m(H 2); |
17. d -элементы.Железо, общая характеристика, свойства. Оксиды и гидроксиды, КО и ОВ характеристика, биороль, способность к комплексообразованию.
1.Общая характеристика.
Железо - d-элемент побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода ПСХЭ с атомным номером 26.
Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия).
Простое вещество железо - ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой химической реакционной способностью: железо быстро корродирует при высоких температурах или при высокой влажности на воздухе.
4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3
В чистом кислороде железо горит, а в мелкодисперсном состоянии самовозгорается и на воздухе.
3Fe + 2O2 = FeO + Fe2O3
3Fe + 4H2O = FeO*Fe2O3
FeO*Fe2O3 = Fe3O4 (железная окалина)
Собственно, железом обычно называют его сплавы с малым содержанием примесей (до 0,8 %), которые сохраняют мягкость и пластичность чистого металла. Но на практике чаще применяются сплавы железа с углеродом: сталь (до 2,14 вес. % углерода) и чугун (более 2,14 вес. % углерода), а также нержавеющая (легированная) сталь с добавками легирующих металлов (хром,марганец, никель и др.). Совокупность специфических свойств железа и его сплавов делают его «металлом № 1» по важности для человека.
В природе железо редко встречается в чистом виде, чаще всего оно встречается в составе железо-никелевых метеоритов. Распространённость железа в земной коре - 4,65 % (4-е место после O, Si, Al). Считается также, что железо составляет бо́льшую часть земного ядра.
2.Свойства
1.Физ.св-ва. Железо - типичный металл, в свободном состоянии - серебристо-белого цвета с сероватым оттенком. Чистый металл пластичен, различные примеси (в частности - углерод) повышают его твёрдость и хрупкость. Обладает ярко выраженными магнитными свойствами. Часто выделяют так называемую «триаду железа» - группу трёх металлов (железо Fe,кобальт Co, никель Ni), обладающих схожими физическими свойствами, атомными радиусами и значениями электроотрицательности.
2.Хим.св-ва.
Степень окисления |
Оксид |
Гидроксид |
Характер |
Примечания |
Слабоосновный |
||||
Очень слабое основание, иногда - амфотерный |
||||
Не получен |
|
Кислотный |
Сильный окислитель |
Для железа характерны степени окисления железа - +2 и +3.
Степени окисления +2 соответствует чёрный оксид FeO и зелёный гидроксид Fe(OH) 2 . Они имеют основный характер. В солях Fe(+2) присутствует в виде катиона. Fe(+2) - слабый восстановитель.
Степени окисления +3 соответствуют красно-коричневый оксид Fe 2 O 3 и коричневый гидроксид Fe(OH) 3 . Они носят амфотерный характер, хотя и кислотные, и основные свойства у них выражены слабо. Так, ионы Fe 3+ нацело гидролизуются даже в кислой среде. Fe(OH) 3 растворяется (и то не полностью), только в концентрированных щелочах. Fe 2 O 3 реагирует со щелочами только при сплавлении, давая ферриты (формальные соли кислоты несуществующей в свободном виде кислоты HFeO 2):
Железо (+3) чаще всего проявляет слабые окислительные свойства.
Степени окисления +2 и +3 легко переходят между собой при изменении окислительно-восстановительных условий.
Кроме того, существует оксид Fe 3 O 4 , формальная степень окисления железа в котором +8/3. Однако этот оксид можно также рассматривать как феррит железа (II) Fe +2 (Fe +3 O 2) 2 .
Также существует степень окисления +6. Соответствующего оксида и гидроксида в свободном виде не существует, но получены соли - ферраты (например, K 2 FeO 4). Железо (+6) находится в них в виде аниона. Ферраты являются сильными окислителями.
Чистое металлическое железо устойчиво в воде и в разбавленных растворах щелочей . Железо не растворяется в холодных концентрированных серной и азотной кислотах из-за пассивации поверхности металла прочной оксидной плёнкой. Горячая концентрированная серная кислота, являясь более сильным окислителем, взаимодействует с железом.
С соляной и разбавленной (приблизительно 20%-й) серной кислотами железо реагирует с образованием солей железа(II):
При взаимодействии железа с приблизительно 70%-й серной кислотой при нагревании реакция протекает с образованием сульфата железа(III) :
3.Оксиды и гидроксиды, КО и ОВ хар-ка…
Соединения железа (II)
Оксид железа(II) FeO обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(OH) 2 . Соли железа (II) обладают светло-зелёным цветом. При их хранении, особенно во влажном воздухе, они коричневеют за счёт окисления до железа (III). Такой же процесс протекает при хранении водных растворов солей железа(II):
Из солей железа(II) в водных растворах устойчива соль Мора - двойной сульфат аммония и железа(II) (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 ·6Н 2 O.
Реактивом на ионы Fe 2+ в растворе может служить гексацианоферрат(III) калия K 3 (красная кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe 2+ и 3− выпадает осадоктурнбулевой сини :
Для количественного определения железа (II) в растворе используют фенантролин , образующий с железом (II) красный комплекс FePhen 3 в широком диапазоне рН (4-9)
Соединения железа (III)
Оксид железа(III) Fe 2 O 3 слабо амфотерен , ему отвечает ещё более слабое, чем Fe(OH) 2 , основание Fe(OH) 3 , которое реагирует с кислотами:
Соли Fe 3+ склонны к образованию кристаллогидратов. В них ион Fe 3+ как правило окружен шестью молекулами воды. Такие соли имеют розовый или фиолетовый цвет.Ион Fe 3+ полностью гидролизуется даже в кислой среде. При рН>4 этот ион практчиески полностью осаждается в виде Fe(OH) 3:
При частичном гидролизе иона Fe 3+ образуются многоядерные оксо- и гидроксокатионы, из-за чего растворы приобретают коричневый цвет.Основные свойства гидроксида железа(III) Fe(OH) 3 выражены очень слабо. Он способен реагировать только с концентрированными растворами щелочей:
Образующиеся при этом гидроксокомплексы железа(III) устойчивы только в сильно щелочных растворах. При разбавлении растворов водой они разрушаются, причём в осадок выпадает Fe(OH) 3 .
При сплавлении со щелочами и оксидами других металлов Fe 2 O 3 образует разнообразные ферриты :
Соединения железа(III) в растворах восстанавливаются металлическим железом:
Железо(III) способно образовывать двойные сульфаты с однозарядными катионами типа квасцов , например, KFe(SO 4) 2 - железокалиевые квасцы, (NH 4)Fe(SO 4) 2 - железоаммонийные квасцы и т. д.
Для качественного обнаружения в растворе соединений железа(III) используют качественную реакцию ионов Fe 3+ с тиоцианат-ионами SCN − . При взаимодействии ионов Fe 3+ с анионами SCN − образуется смесь ярко-красных роданидных комплексов железа 2+ , + , Fe(SCN) 3 , - . Состав смеси (а значит, и интенсивность её окраски) зависит от различных факторов, поэтому для точного качественного определения железа этот метод неприменим.
Другим качественным реактивом на ионы Fe 3+ служит гексацианоферрат(II) калия K 4 (жёлтая кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe 3+ и 4− выпадает ярко-синий осадок берлинской лазури :
Соединения железа (VI)
Ферраты - соли не существующей в свободном виде железной кислоты H 2 FeO 4 . Это соединения фиолетового цвета, по окислительным свойствам напоминающие перманганаты, а по растворимости - сульфаты. Получают ферраты при действии газообразного хлора или озона на взвесь Fe(OH) 3 в щелочи , например, феррат(VI) калия K 2 FeO 4 . Ферраты окрашены в фиолетовый цвет.
Ферраты также можно получить электролизом 30%-ного раствора щелочи на железном аноде:
Ферраты - сильные окислители. В кислой среде разлагаются с выделением кислорода:
Окислительные свойства ферратов используют для обеззараживания воды .
4.Биороль
1)В живых организмах железо является важным микроэлементом, катализирующим процессы обмена кислородом (дыхания).
2)Обычно железо входит в ферменты в виде комплекса.В частности, этот комплекс присутствует в гемоглобине - важнейшем белке, обеспечивающем транспорт кислорода с кровью ко всем органам человека и животных. И именно он окрашивает кровь в характерный красный цвет.
4)Избыточная доза железа (200 мг и выше) может оказывать токсическое действие. Передозировка железа угнетает антиоксидантную систему организма, поэтому употреблять препараты железа здоровым людям не рекомендуется.
Статьи по теме: | |
Функции и графики. Понятие функции. Способы задания функции Табличный способ задания функции
Что означают слова "задать функцию"? Они означают: объяснить всем... "Духота и трупный запах": детские воспоминания о Сталинградской битве Воспоминания участников сталинградской битвы читать
В начале 70-х годов поздней осенью, когда уже выпал первый снег, мне... Трубецкой дети. Биографии декабристок. Биография Екатерины
Ивановны Трубецкой
План Введение 1 Биография 2 Жена декабриста 3 Произведения,... |