Resumen sobre el tema:

Sulfato de hierro (III)

Plan:

Introducción

• 1 Propiedades físicas
• 2 Estar en la naturaleza
  • 2.1 Marte
• 3 Recibir
• 4 Propiedades químicas
• 5 Uso
Notas (editar)

Introducción

Sulfato de hierro (III)(lat. Ferrum sulfuricum oxydatum, eso. Eisensulfat (oxyd) Ferrisulfat ) - compuesto químico inorgánico, sal, fórmula química -.

1. Propiedades físicas

Sulfato de hierro (III) anhidro - cristales de color amarillo claro, paramagnéticos, muy higroscópicos del sistema monoclínico, grupo espacial P2 1 / m, parámetros de celda unitaria a= 0,8296 nm, B= 0,8515 nm, C= 1.160 nm, β = 90,5 °, Z = 4. Existe evidencia de que el sulfato de hierro anhidro forma modificaciones ortorrómbicas y hexagonales. Disolvamos en agua y acetona, no se disuelve en etanol.

Se cristaliza a partir del agua en forma de hidratos cristalinos Fe 2 (SO 4) 3 norte H 2 O, donde norte= 12, 10, 9, 7, 6, 3. El hidrato cristalino más estudiado - sulfato de hierro (III) no hidratado Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O - cristales hexagonales amarillos, parámetros de celda unitaria a= 1.085 nm, C= 1,703 nm, Z = 4. Se disuelve bien en agua (440 g por 100 g de agua) y etanol, no se disuelve en acetona. En soluciones acuosas, el sulfato de hierro (III) se vuelve marrón rojizo debido a la hidrólisis.

Cuando se calienta, el nonahidrato se transforma a 98 ° C en tetrahidrato, a 125 ° C - en monohidrato y a 175 ° C - en Fe 2 (SO 4) 3 anhidro, que se descompone en Fe 2 O 3 y SO 3 por encima de 600 ° C.

2. Estar en la naturaleza

El mineral que contiene una mezcla de sulfato de hierro y aluminio se llama mykasaite (ing. mikasaite), Con fórmula química(Fe 3+, Al 3+) 2 (SO 4) 3 es la forma mineralógica del sulfato de hierro (III). Este mineral contiene una forma anhidra de sulfato ferroso, por lo que es muy raro en la naturaleza. Las formas hidratadas son las más comunes, por ejemplo:

• Coquimbit (ing. coquimbita) - Fe 2 (SO 4) 3 · 9H 2 O - nonahidrato - el más común entre ellos.
• Parakokimbit (ing. paracoquimbita) - nonahidrato - por el contrario - el mineral más raro en la naturaleza.
• Cornelita (ing. kornelita) - heptahidrato - y cuestedtite (ing. quenstedtite) - decahidrato - también son raros.
• Lausenita (ing. lausenita) es un hexa- o pentahidrato, un mineral poco estudiado.

Todos los hidratos de hierro naturales enumerados anteriormente son compuestos frágiles y se erosionan rápidamente cuando se abren.

2.1. Marte

El sulfato ferroso y la jarosita fueron descubiertos por dos rovers: Spirit y Opportunity. Estas sustancias son un signo de fuertes condiciones oxidantes en la superficie de Marte. En mayo de 2009, el rover Spirit se atascó al atravesar el suelo blando del planeta y chocó contra depósitos de sulfato de hierro ocultos bajo una capa de suelo normal. Debido al hecho de que el sulfato de hierro tiene una densidad muy baja, el rover quedó atascado tan profundo que parte de su cuerpo tocó la superficie del planeta.

3. Recibir

En la industria, el sulfato de hierro (III) se obtiene calcinando pirita o marcasita con NaCl en aire:

o disolver óxido de hierro (III) en ácido sulfúrico:

En la práctica de laboratorio, el sulfato de hierro (III) se puede obtener a partir del hidróxido de hierro (III):

Se puede obtener una preparación de la misma pureza por oxidación de sulfato de hierro (II) Ácido nítrico:

La oxidación también se puede realizar con oxígeno u óxido de azufre:

Los ácidos sulfúrico y nítrico concentrados oxidan el sulfuro de hierro a sulfato de hierro (III):

El disulfuro de hierro se puede oxidar con ácido sulfúrico concentrado:

El sulfato de hierro (II) y amonio (sal de Mohr) también se puede oxidar con dicromato de potasio. Como resultado de esta reacción, se liberan cuatro sulfatos a la vez: hierro (III), cromo (III), amoníaco y potasio, y agua:

El sulfato de hierro (III) se puede obtener como uno de los productos de descomposición térmica del sulfato de hierro (II):

Los ferratos con ácido sulfúrico diluido se reducen a sulfato de hierro (III):

Calentar el pentahidrato a una temperatura de 70-175 ° C dará sulfato de hierro (III) anhidro:

El sulfato de hierro (II) se puede oxidar con un agente oxidante tan exótico como el óxido de xenón (III):

4. Propiedades químicas

El sulfato de hierro (III) en soluciones acuosas se somete a una fuerte hidrólisis catiónica, mientras que la solución se vuelve marrón rojiza:

El agua caliente o el vapor descomponen el sulfato de hierro (III):

El sulfato de hierro (III) anhidro se descompone cuando se calienta:

Las soluciones alcalinas descomponen el sulfato de hierro (III), los productos de reacción dependen de la concentración de álcali:

Si una solución equimolar de hierro (III) y sulfatos de hierro (II) interactúa con el álcali, el resultado es un óxido de hierro complejo:

Los metales activos (como magnesio, zinc, cadmio, hierro) reducen el sulfato de hierro (III):

Algunos sulfuros de metales (por ejemplo, cobre, calcio, estaño, plomo, mercurio) en una solución acuosa reducen el sulfato de hierro (III):

CON sales solubles El ácido ortofosfórico forma fosfato de hierro (III) insoluble (heterosita):

5. Uso

• Como reactivo en el procesamiento hidrometalúrgico de minerales de cobre.
• Como coagulante para tratamiento de aguas residuales, municipales e industriales.
• Como mordiente para teñir tejidos.
• Al curtir cuero.
• Para el decapado de aceros austeníticos inoxidables, aleaciones de oro y aluminio.
• Como regulador de flotación para reducir la flotabilidad de los minerales.
• En medicina, se utiliza como agente astringente y hemostático.
• V industria química como agente oxidante y catalizador.

El hierro es el octavo elemento del cuarto período de la tabla periódica. Su número en la tabla (también llamado atómico) es 26, que corresponde al número de protones en el núcleo y electrones en cáscara electrónica... Es designado por las dos primeras letras de su equivalente latino - Fe (Latín Ferrum - leído como "ferrum"). El hierro es el segundo elemento más común en la corteza terrestre, con un porcentaje del 4,65% (el más común es el aluminio, Al). En su forma nativa, este metal es bastante raro; más a menudo se extrae de mineral mezclado con níquel.

En contacto con

¿Cuál es la naturaleza de esta conexión? El hierro como átomo consiste en una red cristalina metálica, por lo que se asegura la dureza de los compuestos que contienen este elemento y la estabilidad molecular. A este respecto, este metal es un sólido típico, a diferencia, por ejemplo, del mercurio.

Hierro como sustancia simple- un metal plateado con propiedades típicas de este grupo de elementos: maleabilidad, brillo metálico y ductilidad. Además, el hierro es muy reactivo. Esta última propiedad se evidencia por el hecho de que el hierro se corroe muy rápidamente en presencia de alta temperatura y humedad adecuada. En oxígeno puro, este metal se quema bien, y si lo desmenuzas en partículas muy pequeñas, no solo arderán, sino que se encenderán espontáneamente.

A menudo llamamos hierro no metal puro, pero sus aleaciones que contienen carbono ©, por ejemplo, acero (<2,14% C) и чугун (>2,14% C). También de gran importancia industrial son las aleaciones a las que se añaden metales de aleación (níquel, manganeso, cromo y otros), por lo que el acero se vuelve inoxidable, es decir, aleado. Así, en base a esto, queda claro qué amplia aplicación industrial tiene este metal.

Característica de Fe

Propiedades químicas del hierro

Echemos un vistazo más de cerca a las características de este elemento.

Propiedades de una sustancia simple

• Oxidación en aire a alta humedad (proceso corrosivo):

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe (OH) 3 - hidróxido de hierro (III) (hidróxido)

• Combustión de alambre de hierro en oxígeno con la formación de un óxido mixto (contiene un elemento con un estado de oxidación de +2 y un estado de oxidación de +3):

3Fe + 2O2 = Fe3O4 (escala de hierro). La reacción es posible cuando se calienta a 160 ⁰C.

• Interacción con agua a altas temperaturas (600-700 ⁰C):

3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2

• Reacciones con no metales:

a) Reacción con halógenos (¡Importante! En esta interacción, adquiere el estado de oxidación del elemento +3)

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 - cloruro férrico

b) Reacción con azufre (¡Importante! En esta interacción, el elemento tiene un estado de oxidación de +2)

El sulfuro de hierro (III) - Fe2S3 se puede obtener en el curso de otra reacción:

Fe2O3 + 3H2S = Fe2S3 + 3H2O

c) Formación de pirita

Fe + 2S = FeS2 - pirita. Preste atención al estado de oxidación de los elementos que componen este compuesto: Fe (+2), S (-1).

• Interacción con sales metálicas, que se encuentra en la serie electroquímica de actividades metálicas a la derecha de Fe:

Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu - cloruro de hierro (II)

• Interacción con ácidos diluidos (por ejemplo, clorhídrico y sulfúrico):

Fe + HBr = FeBr2 + H2

Fe + HCl = FeCl2 + H2

Tenga en cuenta que estas reacciones producen hierro en el estado de oxidación +2.

• En ácidos sin diluir, que son los agentes oxidantes más fuertes, la reacción es posible solo cuando se calienta; en ácidos fríos, el metal se pasiva:

Fe + H2SO4 (concentrado) = Fe2 (SO4) 3 + 3SO2 + 6H2O

Fe + 6HNO3 = Fe (NO3) 3 + 3NO2 + 3H2O

• Las propiedades anfóteras del hierro aparecen solo cuando interactúa con álcalis concentrados:

Fe + 2KOH + 2H2O = K2 + H2 - precipitados de tetrahidroxferrato de potasio (II).

Proceso de producción de arrabio en alto horno

• Tostado y posterior descomposición de minerales de sulfuro y carbonato (liberación de óxidos metálicos):

FeS2 -> Fe2O3 (O2, 850 ⁰C, -SO2). Esta reacción también es la primera etapa en la síntesis industrial de ácido sulfúrico.

FeCO3 -> Fe2O3 (O2, 550-600 ⁰C, -CO2).

• Quema de coque (en exceso):

С (coque) + O2 (aire) -> CO2 (600-700 ⁰C)

CO2 + C (coque) -> 2CO (750-1000 ⁰C)

• Reducción de monóxido de carbono de mineral que contiene óxido:

Fe2O3 -> Fe3O4 (CO, -CO2)

Fe3O4 -> FeO (CO, -CO2)

FeO -> Fe (CO, -CO2)

• Carburación de hierro (hasta 6,7%) y fusión de hierro fundido (temperatura de fusión - 1145 ⁰C)

Fe (sólido) + C (coque) -> hierro fundido. La temperatura de reacción es de 900-1200 ⁰C.

En el hierro fundido, la cementita (Fe2C) y el grafito siempre están presentes en forma de granos.

Caracterización de compuestos que contienen Fe

Estudiemos las características de cada compuesto por separado.

Fe3O4

Óxido de hierro mixto o doble, que contiene un elemento con un estado de oxidación de +2 y +3. También se llama Fe3O4 oxido de hierro... Este compuesto es resistente a altas temperaturas. No reacciona con agua, vapor de agua. Se descompone ácidos minerales... Puede reducirse con hidrógeno o hierro a altas temperaturas. Como puede comprender a partir de la información anterior, es un producto intermedio en la cadena de reacción. producción industrial hierro fundido.

Directamente, la misma cascarilla de hierro se utiliza en la producción de pinturas a base de minerales, cemento coloreado y cerámicas. El Fe3O4 es lo que se obtiene ennegreciendo y azulando el acero. El óxido mixto se obtiene mediante la combustión del hierro en el aire (la reacción se indica más arriba). El mineral que contiene óxido es magnetita.

Fe2O3

Óxido de hierro (III), un nombre trivial - hematites, el compuesto es de color marrón rojizo. Resistente a altas temperaturas. V forma pura no se forma cuando el hierro es oxidado por el oxígeno atmosférico. No reacciona con el agua, forma hidratos que precipitan. Reacciona mal con álcalis y ácidos diluidos. Puede fusionarse con óxidos de otros metales, formando espinelas - óxidos dobles.

El mineral de hierro rojo se utiliza como materia prima para producción industrial Hierro fundido por el método de alto horno. También acelera la reacción, es decir, es un catalizador, en la industria del amoniaco. Se utiliza en las mismas áreas que la escoria de hierro. Además, se utilizó como portador de sonido e imágenes en cintas magnéticas.

FeOH2

Hidróxido de hierro (II), compuesto con propiedades tanto ácidas como básicas, predominan estas últimas, es decir, es anfótero. Sustancia de color blanco, que se oxida rápidamente en el aire, "se vuelve marrón", a hidróxido de hierro (III). Puede descomponerse cuando se expone a la temperatura. Reacciona tanto con soluciones ácidas débiles como con álcalis. Insoluble en agua. En la reacción, actúa como agente reductor. Es un producto intermedio en la reacción de corrosión.

Detección de iones Fe2 + y Fe3 + (reacciones "cualitativas")

El reconocimiento de iones Fe2 + y Fe3 + en soluciones acuosas se lleva a cabo utilizando compuestos complejos complejos: K3, sal de sangre roja y K4, sal de sangre amarilla, respectivamente. En ambas reacciones, se forma un precipitado azul saturado con la misma composición cuantitativa pero diferentes posiciones de hierro con valencia +2 y +3. Este sedimento también se conoce como azul de Prusia o azul de Turnbull.

Reacción iónica

Fe2 ++ K ++ 3-  K + 1Fe + 2

Fe3 ++ K ++ 4-  K + 1Fe + 3

Buen reactivo para detectar Fe3 + - ion tiocianato (NCS-)

Fe3 ++ NCS-  3- - estos compuestos tienen un color rojo brillante ("sanguinolento").

Este reactivo, por ejemplo, tiocianato de potasio (fórmula - KNCS), le permite determinar incluso una concentración insignificante de hierro en soluciones. Por lo tanto, puede determinar, al examinar el agua del grifo, si las tuberías están oxidadas.

• Designación - Fe (Hierro);
• Período - IV;
• Grupo - 8 (VIII);
• Masa atómica - 55,845;
• Número atómico - 26;
• Radio del átomo = 126 pm;
• Radio covalente = 117 pm;
• Distribución de electrones - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2;
• punto de fusión = 1535 ° C;
• punto de ebullición = 2750 ° C;
• Electronegatividad (Pauling / Alpred y Rohov) = 1,83 / 1,64;
• Estado de oxidación: +8, +6, +4, +3, +2, +1, 0;
• Densidad (n. At.) = 7,874 g / cm 3;
• Volumen molar = 7,1 cm 3 / mol.

Compuestos de hierro:

El hierro es el metal más abundante en la corteza terrestre (5,1% en masa) después del aluminio.

En la Tierra, el hierro en estado libre se encuentra en pequeñas cantidades en forma de pepitas, así como en meteoritos caídos.

El hierro se extrae industrialmente en depósitos de mineral de hierro, a partir de minerales que contienen hierro: mineral de hierro magnético, rojo, marrón.

Cabe decir que el hierro forma parte de muchos minerales naturales, provocando su color natural. El color de los minerales depende de la concentración y la proporción de iones de hierro Fe 2+ / Fe 3+, así como de los átomos que rodean estos iones. Por ejemplo, la presencia de impurezas de iones de hierro afecta el color de muchas piedras preciosas y semipreciosas: topacio (de amarillo pálido a rojo), zafiros (de azul a azul oscuro), aguamarinas (de azul claro a azul verdoso), etc.

El hierro se encuentra en los tejidos de animales y plantas, por ejemplo, en el cuerpo de un adulto hay alrededor de 5 g de hierro. El hierro es un elemento vital, forma parte de la proteína hemoglobina, participando en el transporte de oxígeno desde los pulmones hacia los tejidos y células. Con la falta de hierro en el cuerpo humano, se desarrolla anemia (anemia por deficiencia de hierro).

Arroz. La estructura del átomo de hierro..

La configuración electrónica del átomo de hierro es 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 (ver Estructura electrónica de los átomos). En educación enlaces químicos 2 electrones ubicados en el nivel exterior 4s + 6 electrones del subnivel 3d (8 electrones en total) pueden participar con otros elementos, por lo tanto, en compuestos, el hierro puede tomar los estados de oxidación +8, +6, +4, + 3, +2, + 1, (los más comunes son +3, +2). El hierro tiene una actividad química media.

Arroz. Estados de oxidación del hierro: +2, +3.

Propiedades físicas del hierro:

• metal blanco plateado;
• en su forma pura, es bastante blando y plástico;
• Posee buena conductividad térmica y eléctrica.

El hierro existe en forma de cuatro modificaciones (que difieren en la estructura red cristalina): α-hierro; β-hierro; γ-hierro; δ-hierro.

Propiedades químicas del hierro

• reacciona con el oxígeno, dependiendo de la temperatura y la concentración de oxígeno, se pueden formar varios productos o una mezcla de productos de oxidación del hierro (FeO, Fe 2 O 3, Fe 3 O 4):
  3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4;
• oxidación de hierro en temperaturas bajas:
  4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3;
• reacciona con el vapor de agua:
  3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2;
• El hierro finamente triturado reacciona cuando se calienta con azufre y cloro (sulfuro ferroso y cloruro):
  Fe + S = FeS; 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3;
• a altas temperaturas reacciona con silicio, carbono, fósforo:
  3Fe + C = Fe 3 C;
• con otros metales y con no metales, el hierro puede formar aleaciones;
• el hierro desplaza los metales menos activos de sus sales:
  Fe + CuCl 2 = FeCl 2 + Cu;
• con ácidos diluidos, el hierro actúa como agente reductor, formando sales:
  Fe + 2HCl = FeCl2 + H2;
• con ácido nítrico diluido, el hierro forma varios productos reductores de ácido, dependiendo de su concentración (N 2, N 2 O, NO 2).

Obtener y usar hierro

Se obtiene hierro industrial fundición hierro fundido y acero.

El hierro fundido es una aleación de hierro con mezclas de silicio, manganeso, azufre, fósforo, carbono. El contenido de carbono en hierro fundido supera el 2% (en acero menos del 2%).

Se obtiene hierro puro:

• en convertidores de oxígeno de hierro fundido;
• reducción de óxidos de hierro con hidrógeno y monóxido de carbono bivalente;
• electrólisis de las sales correspondientes.

El arrabio se obtiene a partir de minerales de hierro por reducción de óxidos de hierro. El arrabio se funde en altos hornos. El alto horno utiliza coque como fuente de calor.

Un alto horno es una estructura técnica muy compleja con una altura de varias decenas de metros. Está revestido con ladrillos refractarios y protegido por una carcasa exterior de acero. En 2013, el alto horno más grande fue construido en Corea del Sur por la empresa siderúrgica POSCO en la planta de acero de Gwangyang (el volumen del horno después de la modernización fue de 6.000 metros cúbicos con una capacidad anual de 5.700.000 toneladas).

Arroz. Alto horno.

El proceso de fundición de arrabio en un alto horno continúa de forma continua durante varias décadas hasta que el horno llega al final de su vida útil.

Arroz. El proceso de fundición de arrabio en un alto horno..

• los minerales beneficiados (mineral de hierro magnético, rojo, marrón) y el coque se vierten por la parte superior, ubicada en la parte superior del alto horno;
• los procesos de reducción de hierro del mineral bajo la influencia del monóxido de carbono (II) ocurren en la parte media de un alto horno (mío) a una temperatura de 450-1100 ° C (los óxidos de hierro se reducen a metal):
  • 450-500 ° C - 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2;
  • 600 ° C - Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2;
  • 800 ° C - FeO + CO = Fe + CO 2;
  • parte del óxido de hierro bivalente se reduce mediante el coque: FeO + C = Fe + CO.
• Paralelamente, hay un proceso de reducción de óxidos de silicio y manganeso (incluidos en el mineral de hierro en forma de impurezas), el silicio y el manganeso forman parte del hierro fundido:
  • SiO 2 + 2C = Si + 2CO;
  • Mn 2 O 3 + 3C = 2 Mn + 3CO.
• Durante la descomposición térmica de la piedra caliza (introducida en un alto horno), se forma óxido de calcio, que reacciona con los óxidos de silicio y aluminio contenidos en el mineral:
  • CaCO 3 = CaO + CO 2;
  • CaO + SiO 2 = CaSiO 3;
  • CaO + Al 2 O 3 = Ca (AlO 2) 2.
• a 1100 ° C, el proceso de reducción de hierro se detiene;
• debajo del eje está el vapor, la parte más ancha del alto horno, debajo del cual sigue un hombro, en el que el coque se quema y se forman los productos líquidos de la fundición: arrabio y escoria, que se acumulan en el fondo del horno: el hogar;
• en la parte superior del hogar a una temperatura de 1500 ° C en una corriente de aire soplado, se produce una intensa combustión de coque: C + O 2 = CO 2;
• al pasar a través del coque al rojo vivo, el monóxido de carbono (IV) se convierte en monóxido de carbono (II), que es un agente reductor del hierro (ver arriba): CO 2 + C = 2CO;
• las escorias formadas por silicatos de calcio y aluminosilicatos se ubican sobre el hierro colado, protegiéndolo de la acción del oxígeno;
• a través de orificios especiales ubicados en diferentes niveles de la solera, el hierro fundido y la escoria se descargan al exterior;
• La mayor parte del arrabio se destina a un procesamiento posterior: fundición de acero.

El acero se funde a partir de hierro fundido y chatarra por el método de conversión (el hogar abierto ya está obsoleto, aunque todavía se usa) o por fusión eléctrica (en hornos eléctricos, hornos de inducción). La esencia del proceso (redistribución del hierro fundido) es reducir la concentración de carbono y otras impurezas por oxidación con oxígeno.

Como se mencionó anteriormente, la concentración de carbono en el acero no supera el 2%. Debido a esto, el acero, a diferencia del hierro fundido, se forja y lamina con bastante facilidad, lo que permite fabricar varios productos con alta dureza y resistencia.

La dureza del acero depende del contenido de carbono (cuanto más carbono, más duro es el acero) en un grado de acero en particular y en las condiciones de tratamiento térmico. Cuando se templa (enfriamiento lento), el acero se vuelve blando; cuando se templa (se enfría rápidamente), el acero es muy duro.

Para darle al acero las propiedades específicas deseadas, se le agregan aditivos ligantes: cromo, níquel, silicio, molibdeno, vanadio, manganeso, etc.

El hierro y el acero son los materiales estructurales más importantes en la inmensa mayoría de los sectores de la economía nacional.

El papel biológico del hierro:

• el cuerpo de un adulto contiene aproximadamente 5 g de hierro;
• el hierro juega un papel importante en el trabajo de los órganos hematopoyéticos;
• el hierro forma parte de muchos complejos proteicos complejos (hemoglobina, mioglobina, varias enzimas).

Hierro: un elemento del subgrupo lateral del octavo grupo del cuarto período. sistema periódico elementos químicos DI Mendeleev con número atómico 26. Se designa con el símbolo Fe (lat. Ferrum). Uno de los metales más extendidos en la corteza terrestre (solo superado por el aluminio). Metal de actividad media, agente reductor.

Estados de oxidación mayores - +2, +3

Una sustancia simple, el hierro es un metal maleable de color blanco plateado con un alto contenido químico. reactividad: El hierro se corroe rápidamente a altas temperaturas o alta humedad en el aire. En oxígeno puro, el hierro arde y en un estado finamente disperso se enciende espontáneamente en el aire.

Propiedades químicas de una sustancia simple: hierro:

Oxido y quemado en oxigeno

1) En el aire, el hierro se oxida fácilmente en presencia de humedad (oxidación):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe (OH) 3

Un alambre de hierro caliente se quema en oxígeno, formando escamas - óxido de hierro (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

3Fe + 2O 2 → (Fe II Fe 2 III) O 4 (160 ° С)

2) A altas temperaturas (700-900 ° C), el hierro reacciona con el vapor de agua:

3Fe + 4H 2 O - t ° → Fe 3 O 4 + 4H 2

3) El hierro reacciona con los no metales cuando se calienta:

2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3 (200 ° С)

Fe + S - t ° → FeS (600 ° С)

Fe + 2S → Fe +2 (S 2-1) (700 ° С)

4) En una serie de voltajes, se sitúa a la izquierda del hidrógeno, reacciona con los ácidos diluidos HCl y H 2 SO 4, mientras se forman sales de hierro (II) y se libera hidrógeno:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (las reacciones se llevan a cabo sin acceso al aire, de lo contrario, el Fe +2 se transfiere gradualmente por el oxígeno a Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (diluido) → FeSO 4 + H 2

En los ácidos oxidantes concentrados, el hierro se disuelve solo cuando se calienta, pasa inmediatamente al catión Fe 3+:

2Fe + 6H 2 SO 4 (conc.) - t ° → Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO 3 (conc.) - t ° → Fe (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

(en el nitrógeno frío, concentrado y ácido sulfúrico pasivar

Un clavo de hierro sumergido en una solución azulada. sulfato de cobre, gradualmente se cubre con una flor de cobre metálico rojo

5) El hierro desplaza a los metales, colocándose a su derecha, de las soluciones de sus sales.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

La anfotericidad del hierro se manifiesta solo en álcalis concentrados durante la ebullición:

Fe + 2NaOH (50%) + 2H 2 O = Na 2 ↓ + H 2

y se forma un precipitado de tetrahidroxoferrato de sodio (II).

Plancha técnica- aleaciones de hierro con carbono: el hierro fundido contiene 2.06-6.67% C, acero 0.02-2.06% C, otras impurezas naturales (S, P, Si) y aditivos especiales introducidos artificialmente (Mn, Ni, Cr) están a menudo presentes, lo que da técnicamente aleaciones de hierro características beneficiosas- dureza, resistencia térmica y a la corrosión, ductilidad, etc. .

Producción de arrabio en altos hornos

El proceso de alto horno para la producción de arrabio consta de las siguientes etapas:

a) preparación (tostado) de minerales de sulfuro y carbonato - transferencia a mineral de óxido:

FeS 2 → Fe 2 O 3 (O 2, 800 ° C, -SO 2) FeCO 3 → Fe 2 O 3 (O 2, 500-600 ° C, -CO 2)

b) combustión de coque con explosión caliente:

С (coque) + O 2 (aire) → СO 2 (600-700 ° С) СO 2 + С (coque) ⇌ 2СО (700-1000 ° С)

c) reducción de mineral de óxido con monóxido de carbono CO secuencialmente:

Fe 2 O 3 → (CO)(Fe II Fe 2 III) O 4 → (CO) FeO → (CO) Fe

d) carburación de hierro (hasta 6,67% C) y fusión de hierro fundido:

Fe (t ) →(C(Coca)900-1200 ° C) Fe (w) (hierro fundido, punto de fusión 1145 ° C)

En el hierro fundido, la cementita Fe 2 C y el grafito siempre están presentes en forma de granos.

Producción de acero

La conversión de hierro fundido en acero se realiza en hornos especiales (convertidores, hogar abierto, eléctricos), que se diferencian en la forma de calentamiento; temperatura de proceso 1700-2000 ° C. Soplar aire enriquecido con oxígeno provoca la quema del exceso de carbono del hierro fundido, así como azufre, fósforo y silicio en forma de óxidos. En este caso, los óxidos se capturan en forma de gases residuales (CO 2, SO 2) o se unen a una escoria fácilmente separable, una mezcla de Ca 3 (PO 4) 2 y CaSiO 3. Para obtener aceros especiales, se introducen en el horno aditivos de aleación de otros metales.

Recepción Hierro puro en la industria: electrólisis de una solución de sales de hierro, por ejemplo:

FeСl 2 → Fe ↓ + Сl 2 (90 ° С) (electrólisis)

(existen otros métodos especiales, incluida la reducción de óxidos de hierro con hidrógeno).

El hierro puro se utiliza en la producción de aleaciones especiales, en la fabricación de núcleos de electroimanes y transformadores, hierro fundido - en la producción de piezas fundidas y acero, acero - como materiales estructurales y de herramientas, incluido el desgaste, el calor y la corrosión. resistente.

Óxido de hierro (II) F eO ... Óxido anfótero con gran predominio de propiedades básicas. Negro, tiene una estructura iónica Fe 2+ O 2-. Cuando se calienta, primero se descompone y luego se vuelve a formar. No se forma cuando el hierro se quema en el aire. No reacciona con el agua. Descompuesto por ácidos, fusionado con álcalis. Se oxida lentamente en aire húmedo. Reducido con hidrógeno, coque. Participa en el proceso de alto horno de fundición de hierro. Se utiliza como componente de cerámicas y pinturas minerales. Ecuaciones de las reacciones más importantes:

4FеО ⇌ (Fe II Fe 2 III) + Fe (560-700 ° С, 900-1000 ° С)

FeO + 2HC1 (diluido) = FeC1 2 + H 2 O

FeO + 4HNO 3 (conc.) = Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O

FеО + 4NаОН = 2Н 2 O + norteun 4FmiO3 (rojo.) trioxoferrato (II)(400-500 ° C)

FeO + H 2 = H 2 O + Fe (extra puro) (350 ° C)

FeO + C (coque) = Fe + CO (por encima de 1000 ° C)

FeO + CO = Fe + CO 2 (900 ° C)

4FеО + 2Н 2 O (humedad) + O 2 (aire) → 4FеО (ОН) (t)

6FеО + O 2 = 2 (Fe II Fe 2 III) O 4 (300-500 ° С)

Recepción v laboratorios: Descomposición térmica de compuestos de hierro (II) sin acceso al aire:

Fe (OH) 2 = FeO + H2O (150-200 ° C)

FeCO3 = FeO + CO 2 (490-550 ° C)

Óxido de diirón (III) - hierro ( II ) ( Fe II Fe 2 III) O 4 ... Óxido doble. Negro, tiene una estructura iónica Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Térmicamente estable hasta altas temperaturas. No reacciona con el agua. Descompuesta por ácidos. Reducido con hidrógeno, hierro caliente. Participa en el proceso de alto horno de producción de arrabio. Se utiliza como componente de pinturas minerales ( plomo de hierro), cerámica, cemento coloreado. Producto de oxidación especial de la superficie de productos de acero ( ennegrecimiento, azulado). La composición corresponde a óxido marrón y escamas oscuras sobre el hierro. No se recomienda el uso de la fórmula bruta Fe 3 O 4. Ecuaciones de las reacciones más importantes:

2 (Fe II Fe 2 III) O 4 = 6FеO + O 2 (por encima de 1538 ° C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8HC1 (dilución) = FeC1 2 + 2FeC1 3 + 4H 2 O

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 10НNO 3 (conc.) = 3Fе (NO 3) 3 + NO 2 + 5Н 2 O

(Fe II Fe 2 III) O 4 + O 2 (aire) = 6Fе 2 O 3 (450-600 ° C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 4H 2 = 4H 2 O + 3Fе (extra puro, 1000 ° C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + CO = ZFeO + CO 2 (500-800 ° C)

(Fe II Fe 2 III) O4 + Fe ⇌4FеО (900-1000 ° С, 560-700 ° С)

Recepción: combustión de hierro (ver) en el aire.

magnetita.

Óxido de hierro (III) F e 2 O 3 ... Óxido anfótero con predominio de propiedades básicas. Marrón rojizo, tiene una estructura iónica (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Térmicamente estable hasta altas temperaturas. No se forma cuando el hierro se quema en el aire. No reacciona con el agua, sale de la solución el hidrato amorfo marrón Fe 2 O 3 nH 2 O. Reacciona lentamente con ácidos y álcalis. Reducido con monóxido de carbono, hierro fundido. Aleaciones con óxidos de otros metales y forma dobles óxidos - espinelas(los productos técnicos se denominan ferritas). Se utiliza como materia prima en la fundición de arrabio en el proceso de alto horno, como catalizador en la producción de amoniaco, componente de cerámica, cementos no ferrosos y pinturas minerales, en la soldadura con termita de estructuras de acero, como un portador de sonido e imágenes en cintas magnéticas, como agente de pulido para acero y vidrio.

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

6Fе 2 O 3 = 4 (Fe II Fe 2 III) O 4 + O 2 (1200-1300 ° C)

Fe 2 O 3 + 6HC1 (dilución) → 2FeC1 3 + ÇН 2 O (t) (600 ° C, p)

Fe 2 O 3 + 2NaOH (conc.) → H 2 O + 2 norteaFmiO 2 (rojo)dioxoferrato (III)

Fe 2 O 3 + MO = (M II Fe 2 II I) O 4 (M = Cu, Mn, Fe, Ni, Zn)

Fe 2 O 3 + ZN 2 = ZN 2 O + 2Fе (extra puro, 1050-1100 ° C)

Fe 2 O 3 + Fe = ZFeO (900 ° C)

3Fе 2 O 3 + CO = 2 (Fe II Fe 2 III) O 4 + CO 2 (400-600 ° C)

Recepción en el laboratorio - descomposición térmica de sales de hierro (III) en el aire:

Fe 2 (SO 4) 3 = Fe 2 O 3 + 3SO 3 (500-700 ° C)

4 (Fe (NO 3) 3 9 Н 2 O) = 2Fе a O 3 + 12NO 2 + 3O 2 + 36Н 2 O (600-700 ° С)

En la naturaleza: minerales de óxido de hierro hematites Fe 2 O 3 y limonita Fe 2 O 3 nН 2 O

Hidróxido de hierro (II) F e (OH) 2. Hidróxido anfótero con predominio de propiedades básicas. Blancos (a veces con un tinte verdoso), los enlaces Fe-OH son predominantemente covalentes. Térmicamente inestable. Se oxida fácilmente en el aire, especialmente cuando está húmedo (se oscurece). Insoluble en agua. Reacciona con ácidos diluidos, álcalis concentrados. Agente reductor típico. Intermedio en oxidación del hierro. Se utiliza en la fabricación de masa activa de baterías de hierro-níquel.

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

Fe (OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 ° C, en atm N 2)

Fe (OH) 2 + 2HC1 (dilución) = FeC1 2 + 2H 2 O

Fe (OH) 2 + 2NаОН (> 50%) = Na 2 ↓ (azul-verde) (hirviendo)

4Fе (ОН) 2 (suspensión) + O 2 (aire) → 4FеО (ОН) ↓ + 2Н 2 O (t)

2Fе (ОН) 2 (suspensión) + Н 2 O 2 (dilución) = 2FеО (ОН) ↓ + 2Н 2 O

Fe (OH) 2 + KNO 3 (conc.) = FeO (OH) ↓ + NO + KOH (60 ° C)

Recepción: precipitación de una solución con álcalis o hidrato de amoniaco en atmósfera inerte:

Fe 2+ + 2OH (expandido) = Fe (OH) 2 ↓

Fe 2+ + 2 (NH 3 H 2 O) = Fe (OH) 2 ↓+ 2NH 4

Metahidróxido de hierro F eO (OH). Hidróxido anfótero con predominio de propiedades básicas. Los enlaces marrón claro, Fe-O y Fe-OH son predominantemente covalentes. Se descompone cuando se calienta sin derretirse. Insoluble en agua. Precipita de la solución en forma de polihidrato marrón amorfo Fe 2 O 3 nH 2 O, que, cuando se mantiene bajo una solución alcalina diluida o al secarse, se transforma en FeO (OH). Reacciona con ácidos, álcalis sólidos. Agente oxidante y reductor débil. Sinterizado con Fe (OH) 2. Intermedio en oxidación del hierro. Se utiliza como base para pinturas y esmaltes minerales amarillos, absorbente de gases de escape, catalizador en síntesis orgánica.

El compuesto de la composición Fe (OH) 3 no se conoce (no se obtiene).

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

Fe 2 O 3. nН 2 O → ( 200-250 ° C, -H 2 O) FeO (OH) → ( 560-700 ° C en aire, -H2O)→ Fe 2 O 3

FeO (OH) + ZNS1 (dilución) = FeC1 3 + 2H 2 O

FeO (OH) → Fe 2 O 3 . Nueva Hampshire 2 O-coloide(NaOH (conc.))

FeO (OH) → nortea 3 [Fe (OH) 6]blanco, Na 5 y K 4, respectivamente; en ambos casos, se precipita un producto azul de la misma composición y estructura, КFе III. En el laboratorio, este sedimento se llama azul de Prusia, o Turnbull's blue:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Nombres químicos de los reactivos de partida y del producto de reacción:

K 3 Fe III - hexacianoferrato de potasio (III)

K 4 Fe III - hexacianoferrato de potasio (II)

КFе III - hexacianoferrato de potasio (II) de hierro (III)

Además, un buen reactivo para los iones Fe 3+ es el ión tiocianato NСS -, el hierro (III) se combina con él y aparece un color rojo brillante ("sanguinolento"):

Fe 3+ + 6NСS - = 3-

Este reactivo (por ejemplo, en forma de sal KNCS) puede incluso detectar trazas de hierro (III) en el agua del grifo si pasa por tuberías de hierro cubiertas de óxido en el interior.

Fe 2 (SO 4) 3 Mol. v. 399,88

Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O Mol. v. 562.02

Propiedades

El reactivo anhidro es un polvo blanco o amarillento que se esparce en el aire hasta convertirse en un líquido marrón. Pl. 3,097 g / cm3.

Hidrato cristalino Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O - sustancia cristalina, pl. 2,1 g / cm3. La sal es capaz de formar soluciones acuosas muy concentradas (a 20 ° C, 440 g de Fe 2 (SO 4) 3 · 9H 2 O se disuelven en 100 g de agua), pero la disolución es lenta; soluble en alcohol etílico, insoluble en H 2 SO 4 concentrado. Solución de agua debido a la hidrólisis (formación de sol de Fe (OH) 3) se colorea de color marrón rojizo, la adición de H 2 SO 4 suprime la hidrólisis y la solución se vuelve casi incolora. Cuando se hierve la solución diluida, precipita una sal básica.

Preparación

1. El sulfato de hierro (III) se puede obtener disolviendo hidróxido de hierro (III) en ácido sulfúrico:

Fe (NO 3) 3 + 3NH 4 OH = 3NH 4 NO 3 + Fe (OH) 3 c

2Fe (OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

En una solución de 50 g de Fe (NO) 3 · 9H 2 O (ch.) En 50 ml de agua caliente, se vierten 65-70 ml de NH 4 OH (grado analítico o ch., Pl. 0,91). El precipitado de Fe (OH) 3 se lava rápidamente por decantación con agua caliente hasta que el NO 3 esté completamente ausente, en el agua de lavado (muestra de difenilamina).

El precipitado húmedo de Fe (OH) 3 se transfiere a una taza de porcelana, se añaden 9 ml de H 2 SO 4 (químicamente puro, pl. 1,84) y se calienta durante 1-2 horas, agitando con frecuencia, hasta que el precipitado se disuelva casi por completo. . La solución se filtra, se agrega 1 gota de H 2 SO 4 al filtrado y se evapora hasta obtener la consistencia de un jarabe espeso (el volumen del líquido restante debe ser de aproximadamente 50 ml). La solución se siembra (un cristal de Fe 2 (SO 4) 3 · 9H 2 O) y se deja durante un día para que cristalice. Los cristales se aspiran en un embudo Buchner y se secan sobre una placa de vidrio a 50-60 ° C.

Rendimiento 40 g (80%). La preparación resultante suele corresponder a un reactivo de grado analítico.

2. Se puede obtener una preparación de la misma pureza oxidando el sulfato de hierro (II) con ácido nítrico:

2FeSO 4 + H 2 SO 4 + 2HNO 3 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2NO 2 b + 2H 2 O

El trabajo debe realizarse con tracción.

Se vierte una solución de 85 g de FeSO 4 7H 2 O (grado analítico) en 110 ml de agua en pequeñas porciones de 8 ml de H2SO4 (grado analítico, pf 1,84) ( cuidado con las salpicaduras!) y luego 100 ml de HNO 3 (grado analítico, pl. 1,35), manteniendo la temperatura de la solución a 95-100 ° C. El estado de oxidación de Fe 2+ a Fe 3+ se comprueba mediante una muestra con K 3 (Fe (CN) 6) (con oxidación completa, no debe haber coloración azul).

Se filtra la solución, se añaden 4 ml de H 2 SO 4 al filtrado y se evapora hasta formar una masa pastosa viscosa, mientras su temperatura alcanza los 120 ° C. La masa se enfría a 45-50 ° C, los cristales precipitados se aspiran en un embudo Buchner y se secan a una temperatura no superior a 65 ° C.