Лабораторная работа 8. Свойства железа и его соединений

 

Цель работы: познакомить с некоторыми химическими свойствами соединений железа в различных степенях окисления.

Пояснения к работе

Железо и его соединения

 

Химические свойства

 

1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

4Fe + 3O₂ + 6H₂ O ® 4Fe(OH)₃

 

Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III):

3Fe + 2O₂ ® Fe₃O₄

 

2) При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4H₂O –^t°® Fe₃O₄ + 4H₂­

 

3) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe + 3Br₂ –^t°® 2FeBr₃

Fe + S –^t°® FeS

 

4) Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:

Fe + 2HCl ® FeCl₂ + H₂­

Fe + H₂SO₄(разб.) ® FeSO₄ + H₂­

 

В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании

2Fe + 6H₂SO₄(конц.) –^t°® Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂­ + 6H₂O

Fe + 6HNO₃(конц.) –^t°® Fe(NO₃)₃ + 3NO₂­ + 3H₂O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).

 

5) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

Fe + CuSO₄ ® FeSO₄ + Cu¯

 

Соединения двухвалентного железа

 

Гидроксид железа (II)

 

Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeCl + 2KOH ® 2KCl + Fе(OH)₂¯

 

Fe(OH)₂ - слабое основание, растворимо в сильных кислотах:

Fe(OH)₂ + H₂SO₄ ® FeSO₄ + 2H₂O

Fe(OH)₂ + 2H⁺ ® Fe²⁺ + 2H₂O

 

При прокаливании Fe(OH)₂ без доступа воздуха образуется оксид железа (II) FeO:

Fe(OH)₂ –^t°® FeO + H₂O

 

В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH)₂, окисляясь, буреет – образуя гидроксид железа (III) Fe(OH)₃:

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O ® 4Fe(OH)₃

 

Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:

10FeSO₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ ® 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 8H₂O

6FeSO₄ + 2HNO₃ + 3H₂SO₄ ® 3Fe₂(SO₄)₃ + 2NO­ + 4H₂O

 

Соединения железа склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

FeCl₂ + 6NH₃ ® [Fe(NH₃)₆]Cl₂

Fe(CN)₂ + 4KCN ® K₄[Fe(CN)₆](жёлтая кровяная соль)

 

Качественная реакция на Fe²⁺

При действии гексацианоферрата (III) калия K₃[Fe(CN)₆] (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):

3FeSO₄ + 2K₃[Fe(CN)₆] ® Fe₃[Fe(CN)₆]₂¯ + 3K₂SO₄

3Fe²⁺ + 3SO₄^2- +6K⁺ + 2[Fe(CN)₆]^3- ® Fe₃[Fe(CN)₆]₂¯ + 6K⁺ + 3SO₄^2-

3Fe²⁺ + 2[Fe(CN)₆]^3- ® Fe₃[Fe(CN)₆]₂¯

 

Соединения трёхвалентного железа

 

Оксид железа (III)

Образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита:

4FeS₂ + 11O₂ ® 2Fe₂O₃ + 8SO₂­

 

или при прокаливании солей железа:

2FeSO₄ –^t°® Fe₂O₃ + SO₂­ + SO₃­

 

Fe₂O₃ - основной оксид, в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства

Fe₂O₃ + 6HCl –^t°® 2FeCl₃ + 3H₂O

Fe₂O₃ + 6H⁺ –^t°® 2Fe³⁺ + 3H₂O

Fe₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O –^t°® 2Na[Fe(OH)₄]

Fe₂O₃ + 2OH^- + 3H₂O ® 2[Fe(OH)₄]^-

 

Гидроксид железа (III)

Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка

Fe(NO₃)₃ + 3KOH ® Fe(OH)₃¯ + 3KNO₃

Fe³⁺ + 3OH^- ® Fe(OH)₃¯

 

Fe(OH)₃ – более слабое основание, чем гидроксид железа (II).

Это объясняется тем, что у Fe²⁺ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe³⁺, а поэтому, Fe²⁺ слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH)₂ более легко диссоциирует.

В связи с этим соли железа (II) гидролизуются незначительно, а соли железа (III) - очень сильно. Для лучшего усвоения материалов этого раздела рекомендуется просмотреть видеофрагмент (доступен только на CDROM). Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III): несмотря на то, что ион Fe³⁺ почти бесцветен, содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe(OH)₃, которые образуются благодаря гидролизу:

 

Fe³⁺ + H₂O «[Fe(OH)]²⁺ + H⁺

[Fe(OH)]²⁺ + H₂O «[Fe(OH)₂]⁺ + H⁺

[Fe(OH)₂]⁺ + H₂O «Fe(OH)₃ + H⁺

 

При нагревании окраска темнеет, а при прибавлении кислот становится более светлой вследствие подавления гидролиза. Fe(OH)₃ обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей:

 

Fe(OH)₃ + 3HCl ® FeCl₃ + 3H₂O

Fe(OH)₃ + 3H⁺ ® Fe³⁺ + 3H₂O

Fe(OH)₃ + NaOH ® Na[Fe(OH)₄]

Fe(OH)₃ + OH^- ® [Fe(OH)₄]^-

 

Соединения железа (III) - слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:

 

2Fe⁺³Cl₃ + H₂S^-2 ® S⁰ + 2Fe⁺²Cl₂ + 2HCl

 

Качественные реакции на Fe³⁺

 

1) При действии гексацианоферрата (II) калия K₄[Fe(CN)₆] (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):

 

4FeCl₃ +3K₄[Fe(CN)₆] ® Fe₄[Fe(CN)₆]₃¯ + 12KCl

4Fe³⁺ + 12Cl^- + 12K⁺ + 3[Fe(CN)₆]^4- ® Fe₄[Fe(CN)₆]₃¯ + 12K⁺ + 12Cl^-

4Fe³⁺ + 3 [Fe(CN)₆]^4- ® Fe₄[Fe(CN)₆]₃¯

 

2) При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe³⁺ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III):

 

FeCl₃ + 3NH₄CNS «3NH₄Cl + Fe(CNS)₃

 

(при взаимодействии же с роданидами ионов Fe²⁺ раствор остаётся практически бесцветным).

 

 

Работа в лаборатории

Реактивы: железные опилки Fe, соль Мора (NH₄)₂SO₄·FeSO₄·6H₂O, раствор хлорида железа (III) FeCl₃, раствор гексационоферрата (III) калия K₃[Fe(CN)₆], раствор гексационоферрата (II) калия K₄[Fe(CN)₆], раствор роданида калия KCNS, раствор соляной кислоты HCl (концентрированный и разбавленный), раствор серной кислоты H₂SO₄ (концентрированный и разбавленный), раствор азотной кислоты HNO₃ (концентрированный и разбавленный), раствор гидроксида натрия NaOH (концентрированный и разбавленный).

Посуда и оборудование: спиртовка, держатель для пробирок, штатив для пробирок, шпатель, пробирки, стеклянная палочка.

Ход работы