Каталог статей /

Железо :: Химические свойства

Железо · История · Происхождение названия · Изотопы · Геохимия железа · Получение · Физические свойства · Химические свойства · Применение · Биологическое значение железа · Примечания · Источники (к разделу История) · Близкие статьи · Официальный сайт ·


Характерные степени окисления

Степень окисления Оксид Гидроксид Характер Примечания
+2 FeO Fe(OH)2 Слабоосновный
+3 Fe2O3 Fe(OH)3 Очень слабое основание, в некоторых случаях — амфотерный
+6 Не получен <H2FeO4>* Кислотный Сильный окислитель

* Кислота в свободном виде не существует — получены только её соли.

Диаграмма Пурбе  для Fe-H 2 O
Диаграмма Пурбе для Fe-H2O

Для железа характерны степени окисления — +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 Fe2O3 и коричневый гидроксид Fe(OH)3. Они носят амфотерный характер, не смотря на то, что и кислотные, и основные свойства у них выражены слабо. Так, ионы Fe3+ нацело гидролизуются даже в кислой среде. Fe(OH)3 растворяется (и то не полностью), только в концентрированных щелочах. Fe2O3 реагирует со щелочами только при сплавлении, давая ферриты (формальные соли несуществующей в свободном виде кислоты HFeO2):

\mathsf{Fe_2O_3 + 2NaOH \rightarrow 2NaFeO_2 + H_2O}

Железо (+3) наиболее часто проявляет слабые окислительные свойства.

Степени окисления +2 и +3 легко переходят между собой при изменении окислительно-восстановительных условий.

Кроме того, существует оксид Fe3O4, формальная степень окисления железа в котором +8/3. Но в тоже время этот оксид можно также рассматривать как феррит железа (II) Fe+2(Fe+3O2)2.

Также существует степень окисления +6. Соответствующего оксида и гидроксида в свободном виде не существует, но получены соли — ферраты (к примеру, K2FeO4). Железо (+6) находится в них в виде аниона. Ферраты являются сильными окислителями.

Свойства простого вещества

При хранении на воздухе при температуре до 200 °C железо постепенно покрывается плотной плёнкой оксида, препятствующего дальнейшему окислению металла. Во влажном воздухе железо покрывается рыхлым слоем ржавчины, который не препятствует доступу кислорода и влаги к металлу и его разрушению. Ржавчина не имеет постоянного химического состава, приближённо её химическую формулу можно записать как Fe2O3·xH2O.

Взаимодействует с кислотами

  • С соляной кислотой:
\mathsf{Fe + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2\uparrow}
  • С разбавленной серной кислотой:
\mathsf{Fe + H_2SO_4 \rightarrow FeSO_4 + H_2\uparrow}
  • Концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо. C концентрированной серной кислотой взаимодействует только при нагревании:
\mathsf{2Fe + 6H_2SO_4 \rightarrow Fe_2(SO_4)_3 + 3SO_2\uparrow + 6H_2O}
  • Взаимодействие с кислородом:
  • Сгорание железа на воздухе:
\mathsf{3Fe + 2O_2 \rightarrow Fe_3O_4}
  • Сгорание в чистом кислороде:
\mathsf{4Fe + 3O_2 \rightarrow 2Fe_2O_3}
  • Пропускание кислорода или воздуха через расплавленное железо:
\mathsf{2Fe + O_2 \rightarrow 2FeO}
  • Взаимодействие с порошком серы при нагревании:
\mathsf{Fe + S \rightarrow FeS}
\mathsf{2Fe + 3Cl_2 \rightarrow 2FeCl_3}
  • При повышенном давлении паров брома:
\mathsf{2Fe + 3Br_2 \rightarrow 2FeBr_3}
  • Взаимодействие с йодом:
\mathsf{3Fe + 4I_2 \rightarrow Fe_3I_8}
\mathsf{6Fe + N_2 \rightarrow 2Fe_3N}
\mathsf{Fe + P \rightarrow FeP}
\mathsf{2Fe + P \rightarrow Fe_2P}
\mathsf{3Fe + P \rightarrow Fe_3P}
\mathsf{3Fe + C \rightarrow Fe_3C}
\mathsf{Fe + Si \rightarrow FeSi}
  • Взаимодействие раскалённого железа с водяным паром:
\mathsf{3Fe + 4H_2O \rightarrow Fe_3O_4 + 4H_2\uparrow}
  • Железо восстанавливает металлы, которые в ряду активности стоят правее него, из растворов солей:
\mathsf{Fe + CuSO_4 \rightarrow FeSO_4 + Cu}
  • Железо восстанавливает соединения железа(III):
\mathsf{Fe + 2FeCl_3 \rightarrow 3FeCl_2}

При повышенном давлении металлическое железо реагирует с оксидом углерода(II) CO, причём образуется жидкий, при обычных условиях легко летучий пентакарбонил железа Fe(CO)5. Известны также карбонилы железа составов Fe2(CO)9 и Fe3(CO)12. Карбонилы железа служат исходными веществами при синтезе железоорганических соединений, в том числе и ферроцена состава (5-C5H5)2Fe.

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.

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):

\mathsf{4FeCl_2 + O_2 + 2H_2O \rightarrow 4Fe(OH)Cl_2}

Из солей железа(II) в водных растворах устойчива соль Мора — двойной сульфат аммония и железа(II) (NH4)2Fe(SO4)2·6Н2O.

Реактивом на ионы Fe2+ в растворе может служить гексацианоферрат(III) калия K3[Fe(CN)6] (красная кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe2+ и [Fe(CN)6]3- выпадает осадок гексацианоферрата (III) калия-железа (II) (берлинская лазурь):

\mathsf{3K_3[Fe(CN)_6] + 3Fe^{2+} \rightarrow 3KFe^{II}[Fe^{III}(CN)_6]\downarrow + 6K^+}

который внутримолекулярно перегруппировывается в гексацианоферрат (II) калия-железа (III):

\mathsf{KFe^{II}[Fe^{III}(CN)_6] \rightarrow KFe^{III}[Fe^{II}(CN)_6]}

Для количественного определения железа (II) в растворе используют фенантролин Phen, образующий с железом (II) красный комплекс FePhen3 (максимум светопоглощения — 520 нм) в широком диапазоне рН (4-9).

Соединения железа (III)

Оксид железа(III) Fe2O3 слабо амфотерен, ему отвечает ещё более слабое, чем Fe(OH)2, основание Fe(OH)3, которое реагирует с кислотами:

\mathsf{2Fe(OH)_3 + 3H_2SO_4 \rightarrow Fe_2(SO_4)_3 + 6H_2O}

Соли Fe3+ склонны к образованию кристаллогидратов. В них ион Fe3+ как правило окружен шестью молекулами воды. Такие соли имеют розовый или фиолетовый цвет.

Ион Fe3+ полностью гидролизуется даже в кислой среде. При pH>4 этот ион практически полностью осаждается в виде Fe(OH)3:

\mathsf{Fe^{3+} + 3H_2O \rightarrow Fe(OH)_3\downarrow + 3H^+}

При частичном гидролизе иона Fe3+ 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:

\mathsf{Fe(OH)_3 + 3KOH \rightarrow K_3[Fe(OH)_6]}

Образующиеся при том 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 Fe2O3 образует разнообразные ферриты:

\mathsf{Fe_2O_3 + 2NaOH \rightarrow 2NaFeO_2 + H_2O}

Соединения железа(III) в растворах восстанавливаются металлическим железом:

\mathsf{Fe + 2FeCl_3 \rightarrow 3FeCl_2}

Железо(III) способно образовывать двойные сульфаты с однозарядными катионами типа квасцов, например, KFe(SO4)2 — железокалиевые квасцы, (NH4)Fe(SO4)2 — железоаммонийные квасцы и т. д.

Для качественного обнаружения в растворе соединений железа(III) используют качественную реакцию ионов Fe3+ с неорганическими тиоцианатами SCN-. При том образуется смесь ярко-красных роданидных комплексов железа [Fe(SCN)]2+, [Fe(SCN)2]+, Fe(SCN)3, [Fe(SCN)4]-. 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 Fe3+ служит гексацианоферрат(II) калия K4[Fe(CN)6] (жёлтая кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe3+ и [Fe(CN)6]4- выпадает ярко-синий осадок гексацианоферрата (II) калия-железа (III):

\mathsf{4K_4[Fe(CN)_6] + 4FeCl_3 \rightarrow 4KFe^{III}[Fe^{II}(CN)_6]\downarrow + 12KCl}

Количественно ионы Fe3+ определяют по образованию красных (в слабокислой среде) или жёлтых (в слабощелочной среде) комплексов с сульфосалициловой кислотой. Эта реакция требует грамотного подбора буферов, поскольку некоторые анионы (в частности, ацетат) образуют с железом и сульфосалициловой кислотой смешанные комплексы со своими оптическими характеристиками.

Соединения железа (VI)

Ферраты — соли не существующей в свободном виде железной кислоты H2FeO4. 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:

\mathsf{2Fe(OH)_3 + 3Cl_2 + 10KOH\rightarrow 2K_2FeO_4 + 6KCl + 8H_2O}

Ферраты также можно получить электролизом 30%-ного раствора щелочи на железном аноде:

\mathsf{Fe + 2KOH + 2H_2O\rightarrow K_2FeO_4 + 3H_2\uparrow}

Ферраты — сильные окислители. В кислой среде разлагаются с выделением кислорода:

\mathsf{4FeO_4^{2-} + 20H^+ \rightarrow 4Fe^{3+} + 3O_2\uparrow + 10H_2O}

Окислительные свойства ферратов используют для обеззараживания воды.

Соединения железа VII и VIII

Имеются сообщения об электрохимическом получении соединений железа(VIII), но в тоже время независимых работ, подтверждающих эти результаты, нет.

  • Russian to English Russian to German Russian to French Russian to Spanish Russian to Italian Russian to Japanese

Информация на сайте из открытых источников. Основа ВикипедиЯ. | Пожалуйста, внимательно прочитайте эту страницу!