Αποκαταστατικές ιδιότητες

Η ανόργανη ένωση υδροξείδιο του σιδήρου 3 έχει τον χημικό τύπο Fe(OH)2. Ανήκει σε μια σειρά από αμφοτερικές ενώσεις στις οποίες κυριαρχούν οι ιδιότητες που χαρακτηρίζουν τις βάσεις. Αυτή η ουσία φαίνεται να είναι κρυσταλλική άσπρο, που σταδιακά σκουραίνουν όταν μένουν στην ύπαιθρο για αρκετή ώρα. Υπάρχουν επιλογές για κρύσταλλα με πρασινωπή απόχρωση. Στην καθημερινή ζωή, ο καθένας μπορεί να παρατηρήσει την ουσία με τη μορφή πρασινωπής επικάλυψης σε μεταλλικές επιφάνειες, που υποδηλώνει την έναρξη της διαδικασίας σκουριάς - το υδροξείδιο του σιδήρου 3 ενεργεί ως ένα από τα ενδιάμεσα στάδια αυτής της διαδικασίας.

Στη φύση, η ένωση βρίσκεται με τη μορφή αμακινίτη. Αυτό το κρυσταλλικό ορυκτό, εκτός από τον ίδιο τον σίδηρο, περιέχει επίσης ακαθαρσίες μαγνησίου και μαγγανίου· όλες αυτές οι ουσίες δίνουν στον αμακινίτη διαφορετικές αποχρώσεις - από κιτρινοπράσινο έως απαλό πράσινο, ανάλογα με το ποσοστό ενός συγκεκριμένου στοιχείου. Η σκληρότητα του ορυκτού είναι 3,5-4 μονάδες στην κλίμακα Mohs και η πυκνότητα είναι περίπου 3 g/cm³.

ΠΡΟΣ ΤΗΝ φυσικές ιδιότητεςΗ ουσία θα πρέπει επίσης να αποδοθεί στην εξαιρετικά χαμηλή διαλυτότητά της. Όταν το υδροξείδιο του σιδήρου 3 θερμαίνεται, αποσυντίθεται.

Αυτή η ουσία είναι πολύ δραστική και αλληλεπιδρά με πολλές άλλες ουσίες και ενώσεις. Για παράδειγμα, έχοντας τις ιδιότητες μιας βάσης, αλληλεπιδρά με διάφορα οξέα. Συγκεκριμένα, το θειικό οξύ και το υδροξείδιο του σιδήρου 3 κατά την αντίδραση οδηγούν στην παραγωγή του (III). Δεδομένου ότι αυτή η αντίδραση μπορεί να συμβεί με συμβατική φρύξη σε ανοιχτό αέρα, αυτό το φθηνό θειικό άλας χρησιμοποιείται τόσο σε εργαστηριακό όσο και σε βιομηχανικό περιβάλλον.

Κατά τη διάρκεια της αντίδρασης, το αποτέλεσμα είναι ο σχηματισμός χλωριούχου σιδήρου (II).

Σε ορισμένες περιπτώσεις, το υδροξείδιο του σιδήρου 3 μπορεί επίσης να παρουσιάζει όξινες ιδιότητες. Για παράδειγμα, όταν αλληλεπιδρά με ένα εξαιρετικά συμπυκνωμένο (η συγκέντρωση πρέπει να είναι τουλάχιστον 50%) διάλυμα υδροξειδίου του νατρίου, λαμβάνεται τετραϋδροξοφερικό νάτριο (II), το οποίο καθιζάνει. Είναι αλήθεια ότι για να συμβεί μια τέτοια αντίδραση, είναι απαραίτητο να παρασχεθούν μάλλον πολύπλοκες συνθήκες: η αντίδραση πρέπει να συμβεί υπό συνθήκες βρασμού διαλύματος σε ατμοσφαιρικό περιβάλλον αζώτου.

Όπως ήδη αναφέρθηκε, όταν θερμαίνεται, η ουσία αποσυντίθεται. Το αποτέλεσμα αυτής της αποσύνθεσης είναι το (II) και, επιπλέον, ο μεταλλικός σίδηρος και τα παράγωγά του λαμβάνονται με τη μορφή ακαθαρσιών: οξείδιο του δισιδήρου (III), χημική φόρμουλαπου Fe3O4.

Πώς να παραχθεί το υδροξείδιο του σιδήρου 3, η παραγωγή του οποίου συνδέεται με την ικανότητά του να αντιδρά με οξέα; Πριν ξεκινήσετε το πείραμα, θα πρέπει να θυμάστε τους κανόνες ασφαλείας κατά τη διεξαγωγή τέτοιων πειραμάτων. Αυτοί οι κανόνες ισχύουν για όλες τις περιπτώσεις χειρισμού διαλυμάτων οξέος-βάσης. Το κύριο πράγμα εδώ είναι να παρέχουμε αξιόπιστη προστασία και να αποφεύγουμε την επαφή σταγόνων διαλυμάτων με τους βλεννογόνους και το δέρμα.

Έτσι, το υδροξείδιο μπορεί να ληφθεί μέσω μιας αντίδρασης στην οποία αντιδρούν χλωριούχος σίδηρος (III) και ΚΟΗ - υδροξείδιο του καλίου. Αυτή η μέθοδος- το πιο συνηθισμένο για το σχηματισμό αδιάλυτων βάσεων. Όταν αυτές οι ουσίες αλληλεπιδρούν, εμφανίζεται μια φυσιολογική αντίδραση ανταλλαγής, με αποτέλεσμα ένα καφέ ίζημα. Αυτό το ίζημα είναι η ουσία που αναζητούμε.

Η χρήση του υδροξειδίου του σιδήρου στη βιομηχανική παραγωγή είναι αρκετά διαδεδομένη. Η πιο συνηθισμένη είναι η χρήση του ως δραστική ουσία σε μπαταρίες σιδήρου-νικελίου. Επιπλέον, η ένωση χρησιμοποιείται στη μεταλλουργία για την παραγωγή διαφόρων κραμάτων μετάλλων, καθώς και στην ηλεκτρολυτική επιμετάλλωση και την κατασκευή αυτοκινήτων.

Κρατικό Πανεπιστήμιο Σουργκούτ

Τμήμα Χημείας

ΑΦΗΡΗΜΕΝΗ

πανω σε αυτο το θεμα:

ΣΙΔΕΡΟ

Ολοκληρώθηκε το:

Bondarenko M.A.

Τετραγωνισμένος:

Shcherbakova L.P.

Σουργκούτ, 2000
Στον περιοδικό πίνακα, ο σίδηρος βρίσκεται στην τέταρτη περίοδο, σε μια δευτερεύουσα υποομάδα της ομάδας VIII.

Το χημικό πρόσημο είναι Fe (σίδηρο). Αύξων αριθμός –26, ηλεκτρονικός τύπος 1s2 2s2 2p6 3d64s2.

Τα ηλεκτρόνια σθένους του ατόμου του σιδήρου βρίσκονται στο τελευταίο στρώμα ηλεκτρονίων ( 4s2) και προτελευταία ( 3d6).ΣΕ χημικές αντιδράσειςΟ σίδηρος μπορεί να δώσει αυτά τα ηλεκτρόνια και να εμφανίσει καταστάσεις οξείδωσης +2, +3 και μερικές φορές +6.

Όντας στη φύση.

Ο σίδηρος είναι το δεύτερο πιο κοινό μέταλλο στη φύση (μετά το αλουμίνιο). Στην ελεύθερη του κατάσταση, ο σίδηρος βρίσκεται μόνο σε μετεωρίτες που πέφτουν στο έδαφος. Οι πιο σημαντικές φυσικές ενώσεις:

Fe2O3· 3H2O – καφέ σιδηρομετάλλευμα;

Fe2O3 _{– κόκκινο σιδηρομετάλλευμα·}

Fe3O4 (FeO · Fe2O3) – μαγνητικό σιδηρομετάλλευμα.

FeS2 - σιδηροπυρίτης (πυρίτης).

Οι ενώσεις του σιδήρου αποτελούν μέρος των ζωντανών οργανισμών.

Λήψη σιδήρου.

Στη βιομηχανία, ο σίδηρος λαμβάνεται με την αναγωγή του από σιδηρομεταλλεύματα με άνθρακα (οπτάνθρακας) και μονοξείδιο του άνθρακα (II) σε υψικάμινους. Η χημεία της διαδικασίας της υψικάμινου είναι η εξής:

3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4+ CO2,

Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2,

FeO + CO = Fe + CO2.

Φυσικές ιδιότητες.

Ο σίδηρος είναι ένα ασημί-γκρι μέταλλο που έχει μεγάλη ελατότητα, ολκιμότητα και ισχυρές μαγνητικές ιδιότητες. Η πυκνότητα του σιδήρου είναι 7,87 g/cm3, σημείο τήξεως 1539°C.

Χημικές ιδιότητες.

Στις αντιδράσεις, ο σίδηρος είναι αναγωγικός παράγοντας. Ωστόσο, όταν κανονική θερμοκρασίαδεν αλληλεπιδρά ακόμη και με τους πιο ενεργούς οξειδωτικούς παράγοντες (αλογόνα, οξυγόνο, θείο), αλλά όταν θερμαίνεται γίνεται ενεργό και αντιδρά μαζί τους:

2Fe+ 3Cl2 = 2FeCl3 Χλωριούχος σίδηρος (III)

3Fe+ 2O2 = Fe3O4(FeO Fe2O3) Οξείδιο σιδήρου (II,III)

Fe+ S = FeS Θειούχο σίδηρο (II).

Σε πολύ υψηλές θερμοκρασίες, ο σίδηρος αντιδρά με άνθρακα, πυρίτιο και φώσφορο:

3Fe + C = Fe3C Καρβίδιο σίδηρος (τσιμεντίτης)

3Fe + Si = Fe3Si Πυριτικό σίδηρο

3Fe + 2P = Φωσφίδιο Fe3P2 (II)

Ο σίδηρος αντιδρά με πολύπλοκες ουσίες.

Σε υγρό αέρα, ο σίδηρος οξειδώνεται γρήγορα (διαβρώνεται):

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3,

Fe(OH)3 = Fe

O–H + H2O

Σκουριά

Ο σίδηρος βρίσκεται στη μέση της ηλεκτροχημικής σειράς μετάλλων τάσης, επομένως είναι μέταλλο μέση δραστηριότητα. Η αναγωγική ικανότητα του σιδήρου είναι μικρότερη από αυτή των αλκαλίων, μετάλλων αλκαλικών γαιών και αλουμινίου. Μόνο σε υψηλές θερμοκρασίες ο ζεστός σίδηρος αντιδρά με το νερό:

3Fe + 4H2O = Fe3O4 +4H2

Ο σίδηρος αντιδρά με αραιό θείο και υδροχλωρικά οξέα, εκτοπίζοντας το υδρογόνο από οξέα:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

Fe + H2SO4 = FeSO4 +H2

Σε συνηθισμένες θερμοκρασίες, ο σίδηρος αντιδρά με το πυκνό θειικό οξύ, καθώς παθητικοποιείται από αυτό. Όταν θερμαίνεται, το συμπυκνωμένο H2SO4 οξειδώνει το σίδηρο σε θειώδες σίδηρο (III):

2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3+ 3SO2 + 6H2O.

Το αραιό νιτρικό οξύ οξειδώνει τον σίδηρο σε νιτρικό σίδηρο (III):

Fe + 4HNO3 =Fe(NO3)3 + NO + 2H2O.

Το συμπυκνωμένο νιτρικό οξύ παθητικοποιεί τον σίδηρο.

Από τα διαλύματα αλάτων, ο σίδηρος εκτοπίζει τα μέταλλα που βρίσκονται στα δεξιά του στην ηλεκτροχημική σειρά τάσεων:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu, Fe0+ Cu2+ = Fe2+ + Cu0.

Ενώσεις σιδήρου(II).

Οξείδιο σιδήρου (II) FeO– μαύρη κρυσταλλική ουσία, αδιάλυτη στο νερό. Το οξείδιο του σιδήρου (II) λαμβάνεται με αναγωγή του οξειδίου του σιδήρου (II, III) με οξείδιο του άνθρακα (II):

Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2.

Το οξείδιο του σιδήρου (II) είναι ένα βασικό οξείδιο που αντιδρά εύκολα με οξέα, με αποτέλεσμα το σχηματισμό αλάτων σιδήρου (II):

FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O, FeO+ 2H+ = Fe2+ + H2O.

Υδροξείδιο σιδήρου (II) Fe(OH)2– λευκή σκόνη, αδιάλυτη στο νερό. Λαμβάνεται από άλατα σιδήρου(II) αντιδρώντας τα με αλκάλια:

FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2¯ + Na2SO4,

Fe2+ ​​+ 2OH- = Fe(OH)2¯.

Το υδροξείδιο του σιδήρου () Fe(OH)2 παρουσιάζει τις ιδιότητες μιας βάσης και αντιδρά εύκολα με οξέα:

Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O,

Fe(OH)2 + 2H+ = Fe2++ 2H2O.

Όταν θερμαίνεται, το υδροξείδιο του σιδήρου (II) αποσυντίθεται:

Fe(OH)2 = FeO + H2O.

Ενώσεις με κατάσταση οξείδωσης σιδήρου +2 παρουσιάζουν αποκαταστατικές ιδιότητες, αφού το Fe2+ οξειδώνεται εύκολα σε Fe+3:

Fe+2 – 1e = Fe+3

Έτσι, ένα πρόσφατα ληφθέν πρασινωπό ίζημα Fe(OH)2 στον αέρα αλλάζει πολύ γρήγορα χρώμα - γίνεται καφέ. Η αλλαγή χρώματος εξηγείται από την οξείδωση του Fe(OH)2 σε Fe(OH)3 από το ατμοσφαιρικό οξυγόνο:

4Fe+2(OH)2 + O2 + 2H2O= 4Fe+3(OH)3.

Αποκαταστατικές ιδιότητεςΤα άλατα δισθενούς σιδήρου παρουσιάζουν επίσης αυτό το αποτέλεσμα, ειδικά όταν εκτίθενται σε οξειδωτικά μέσα σε όξινο περιβάλλον. Για παράδειγμα, ο θειικός σίδηρος (II) μειώνει το υπερμαγγανικό κάλιο σε ένα μέσο θειικού οξέος σε θειικό μαγγάνιο (II):

10Fe+2SO4+ 2KMn+7O4 + 8H2SO4 = 5Fe+32(SO4)3+ 2Mn+2SO4 + K2SO4 + 8H2O.

Ποιοτική αντίδραση σε κατιόν σιδήρου (II).

Το αντιδραστήριο για τον προσδιορισμό του κατιόντος σιδήρου Fe2+ είναι το εξακυανο(III) φερρατικό κάλιο (κόκκινο άλας αίματος) Κ3:

3FeSO4 + 2K3= Fe32¯ + 3K2SO4.

Όταν 3-ιόντα αλληλεπιδρούν με κατιόντα σιδήρου Fe2+, σχηματίζεται ένα σκούρο μπλε ίζημα - τουρμπουλεβασίνη:

3Fe2+ +23- =Fe32¯

Ενώσεις σιδήρου (III).

Οξείδιο σιδήρου (III) Fe2O3– καφέ σκόνη, αδιάλυτη στο νερό. Το οξείδιο του σιδήρου (III) λαμβάνεται:

Α) αποσύνθεση του υδροξειδίου του σιδήρου (III):

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

Β) οξείδωση πυρίτη (FeS2):

4Fe+2S2-1 + 11O20= 2Fe2+3O3 + 8S+4O2-2.

/>/>/>Fe+2 – 1e ® Fe+3

2S-1 – 10e ® 2S+4

O20+4e ® 2O-2 11e

Το οξείδιο του σιδήρου (III) παρουσιάζει αμφοτερικές ιδιότητες:

Α) αλληλεπιδρά με στερεά αλκάλια NaOH και ΚΟΗ και με ανθρακικό νάτριο και κάλιο σε υψηλές θερμοκρασίες:

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O,

Fe2O3 + 2OH- = 2FeO2-+ H2O,

Fe2O3 + Na2CO3= 2NaFeO2 + CO2.

Φερρίτης νατρίου

Υδροξείδιο σιδήρου (III).που λαμβάνονται από άλατα σιδήρου (III) με αντίδραση με αλκάλια:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3¯ + 3NaCl,

Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3¯.

Το υδροξείδιο του σιδήρου (III) είναι ασθενέστερη βάση από το Fe(OH)2 και εμφανίζει αμφοτερικές ιδιότητες (με υπεροχή των βασικών). Όταν αλληλεπιδρά με αραιά οξέα, το Fe(OH)3 σχηματίζει εύκολα τα αντίστοιχα άλατα:

Fe(OH)3 + 3HCl « FeCl3 + H2O

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 « Fe2(SO4)3 + 6H2O

Fe(OH)3 + 3H+ « Fe3+ + 3H2O

Αντιδράσεις με συμπυκνωμένα διαλύματα αλκαλίων συμβαίνουν μόνο με παρατεταμένη θέρμανση. Αυτό παράγει σταθερά υδροσύμπλεγμα με αριθμό συντονισμού 4 ή 6:

Fe(OH)3+ NaOH = Na,

Fe(OH)3+ OH- = -,

Fe(OH)3+ 3NaOH = Na3,

Fe(OH)3+ 3OH- = 3-.

Οι ενώσεις με κατάσταση οξείδωσης του σιδήρου +3 παρουσιάζουν οξειδωτικές ιδιότητες, αφού υπό την επίδραση αναγωγικών παραγόντων το Fe+3 μετατρέπεται σε Fe+2:

Fe+3 + 1e = Fe+2.

Για παράδειγμα, ο χλωριούχος σίδηρος (III) οξειδώνει το ιωδιούχο κάλιο σε ελεύθερο ιώδιο:

2Fe+3Cl3 + 2KI = 2Fe+2Cl2+ 2KCl + I20

Ποιοτικές αντιδράσεις σε κατιόν σιδήρου (III).

Α) Το αντιδραστήριο για την ανίχνευση του κατιόντος Fe3+ είναι το εξακυανο(ΙΙ) φερρατικό κάλιο (κίτρινο άλας αίματος) Κ2.

Όταν 4-ιόντα αλληλεπιδρούν με ιόντα Fe3+, σχηματίζεται ένα σκούρο μπλε ίζημα - κυανούν χρώμα:

4FeCl3 + 3K4« Fe43¯ +12KCl,

4Fe3+ + 34-= Fe43¯.

Β) Τα κατιόντα Fe3+ ανιχνεύονται εύκολα με χρήση ροδανιδίου αμμωνίου (NH4CNS). Ως αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης των ιόντων του ΚΝΣ-1 με τις κηλίδες σιδήρου (III) Fe3+, σχηματίζεται θειοκυανικός σίδηρος χαμηλής διάστασης (III) κόκκινου χρώματος:

FeCl3 + 3NH4CNS« Fe(CNS)3 + 3NH4Cl,

Fe3+ + 3CNS1-« Fe(CNS)3.

Εφαρμογή και βιολογικός ρόλος του σιδήρου και των ενώσεων του.

Τα σημαντικότερα κράματα σιδήρου - ο χυτοσίδηρος και ο χάλυβας - είναι τα κύρια δομικά υλικά σε όλους σχεδόν τους κλάδους της σύγχρονης παραγωγής.

Το χλωριούχο σίδηρο (III) FeCl3 χρησιμοποιείται για τον καθαρισμό του νερού. ΣΕ οργανική σύνθεσηΩς καταλύτης χρησιμοποιείται το FeCl3. Ο νιτρικός σίδηρος Fe(NO3)3 · 9H2O χρησιμοποιείται για τη βαφή υφασμάτων.

Ο σίδηρος είναι ένα από τα απαραίτητα μικροστοιχείαστο σώμα των ανθρώπων και των ζώων (το σώμα ενός ενήλικα περιέχει περίπου 4 g Fe με τη μορφή ενώσεων). Είναι μέρος της αιμοσφαιρίνης, της μυοσφαιρίνης, διαφόρων ενζύμων και άλλων σύνθετων συμπλεγμάτων σιδήρου-πρωτεΐνης που βρίσκονται στο ήπαρ και τη σπλήνα. Ο σίδηρος διεγείρει τη λειτουργία των αιμοποιητικών οργάνων.

Λίστα χρησιμοποιημένης βιβλιογραφίας:

1. "Χημεία. Εγχειρίδιο καθηγητή." Ροστόφ-ον-Ντον. "Φοίνιξ". 1997

2. «Εγχειρίδιο για υποψήφιους στα πανεπιστήμια». Μόσχα. "Γυμνάσιο", 1995.

3. E.T.Oganesyan. "Οδηγός χημείας για υποψήφιους πανεπιστημίου." Μόσχα. 1994

Δεδομένου ότι το Fe2+ οξειδώνεται εύκολα σε Fe+3:

Fe+2 – 1e = Fe+3

Έτσι, ένα πρόσφατα ληφθέν πρασινωπό ίζημα Fe(OH)2 στον αέρα αλλάζει πολύ γρήγορα χρώμα - γίνεται καφέ. Η αλλαγή χρώματος εξηγείται από την οξείδωση του Fe(OH)2 σε Fe(OH)3 από το ατμοσφαιρικό οξυγόνο:

4Fe+2(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe+3(OH)3.

Τα άλατα δισθενούς σιδήρου παρουσιάζουν επίσης αναγωγικές ιδιότητες, ειδικά όταν εκτίθενται σε οξειδωτικά μέσα σε όξινο περιβάλλον. Για παράδειγμα, ο θειικός σίδηρος (II) μειώνει το υπερμαγγανικό κάλιο σε ένα μέσο θειικού οξέος σε θειικό μαγγάνιο (II):

10Fe+2SO4 + 2KMn+7O4 + 8H2SO4 = 5Fe+32(SO4)3 + 2Mn+2SO4 + K2SO4 + 8H2O.

Ποιοτική αντίδραση σε κατιόν σιδήρου (II).

Το αντιδραστήριο για τον προσδιορισμό του κατιόντος σιδήρου Fe2+ είναι το εξακυανο(III) φερρατικό κάλιο (κόκκινο άλας αίματος) Κ3:

3FeSO4 + 2K3 = Fe32¯ + 3K2SO4.

Όταν 3-ιόντα αλληλεπιδρούν με κατιόντα σιδήρου Fe2+, σχηματίζεται ένα σκούρο μπλε ίζημα - Μπλε Turnbull:

3Fe2+ +23- = Fe32¯

Ενώσεις σιδήρου (III).

Οξείδιο σιδήρου (III) Fe2O3– καφέ σκόνη, αδιάλυτη στο νερό. Το οξείδιο του σιδήρου (III) λαμβάνεται:

Α) αποσύνθεση υδροξειδίου του σιδήρου (III):

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

Β) οξείδωση πυρίτη (FeS2):

4Fe+2S2-1 + 11O20 = 2Fe2+3O3 + 8S+4O2-2.

Fe+2 – 1e ® Fe+3

2S-1 – 10e ® 2S+4

O20 + 4e ® 2O-2 11e

Το οξείδιο του σιδήρου (III) παρουσιάζει αμφοτερικές ιδιότητες:

Α) αλληλεπιδρά με στερεά αλκάλια NaOH και ΚΟΗ και με ανθρακικό νάτριο και κάλιο σε υψηλές θερμοκρασίες:

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O,

Fe2O3 + 2OH- = 2FeO2- + H2O,

Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2.

Φερρίτης νατρίου

Υδροξείδιο σιδήρου (III).που λαμβάνονται από άλατα σιδήρου (III) με αντίδραση με αλκάλια:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3¯ + 3NaCl,

Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3¯.

Το υδροξείδιο του σιδήρου (III) είναι ασθενέστερη βάση από το Fe(OH)2 και εμφανίζει αμφοτερικές ιδιότητες (με υπεροχή των βασικών). Όταν αλληλεπιδρά με αραιά οξέα, το Fe(OH)3 σχηματίζει εύκολα τα αντίστοιχα άλατα:

Fe(OH)3 + 3HCl « FeCl3 + H2O

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 « Fe2(SO4)3 + 6H2O

Fe(OH)3 + 3H+ « Fe3+ + 3H2O

Αντιδράσεις με συμπυκνωμένα διαλύματα αλκαλίων συμβαίνουν μόνο με παρατεταμένη θέρμανση. Σε αυτή την περίπτωση, λαμβάνονται σταθερά υδροσύμπλεγμα με αριθμό συντονισμού 4 ή 6:

Fe(OH)3 + NaOH = Na,

Fe(OH)3 + OH- = -,

Fe(OH)3 + 3NaOH = Na3,

Fe(OH)3 + 3OH- = 3-.

Οι ενώσεις με κατάσταση οξείδωσης του σιδήρου +3 παρουσιάζουν οξειδωτικές ιδιότητες, αφού υπό την επίδραση αναγωγικών παραγόντων το Fe+3 μετατρέπεται σε Fe+2:

Fe+3 + 1e = Fe+2.

Για παράδειγμα, ο χλωριούχος σίδηρος (III) οξειδώνει το ιωδιούχο κάλιο σε ελεύθερο ιώδιο:

2Fe+3Cl3 + 2KI = 2Fe+2Cl2 + 2KCl + I20

Ποιοτικές αντιδράσεις σε κατιόν σιδήρου (III).

Α) Το αντιδραστήριο για την ανίχνευση του κατιόντος Fe3+ είναι το εξακυανο(ΙΙ) φερρατικό κάλιο (κίτρινο άλας αίματος) Κ2.

Όταν 4-ιόντα αλληλεπιδρούν με ιόντα Fe3+, σχηματίζεται ένα σκούρο μπλε ίζημα - κυανούν χρώμα:

4FeCl3 + 3K4 « Fe43¯ +12KCl,

4Fe3+ + 34- = Fe43¯.

Β) Τα κατιόντα Fe3+ ανιχνεύονται εύκολα χρησιμοποιώντας θειοκυανικό αμμώνιο (NH4CNS). Ως αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης των ιόντων CNS-1 με τα κατιόντα σιδήρου (III) Fe3+, σχηματίζεται θειοκυανικός σίδηρος χαμηλής διάστασης (III) με κόκκινο χρώμα:

FeCl3 + 3NH4CNS « Fe(CNS)3 + 3NH4Cl,

Fe3+ + 3CNS1- « Fe(CNS)3.

Εφαρμογή και βιολογικός ρόλος του σιδήρου και των ενώσεων του.

Τα σημαντικότερα κράματα σιδήρου - ο χυτοσίδηρος και ο χάλυβας - είναι τα κύρια δομικά υλικά σε όλους σχεδόν τους κλάδους της σύγχρονης παραγωγής.

Το χλωριούχο σίδηρο (III) FeCl3 χρησιμοποιείται για τον καθαρισμό του νερού. Στην οργανική σύνθεση, το FeCl3 χρησιμοποιείται ως καταλύτης. Ο νιτρικός σίδηρος Fe(NO3)3 9H2O χρησιμοποιείται για τη βαφή υφασμάτων.

Ο σίδηρος είναι ένα από τα πιο σημαντικά μικροστοιχεία στο σώμα του ανθρώπου και των ζώων (το σώμα του ενήλικου ανθρώπου περιέχει περίπου 4 g Fe με τη μορφή ενώσεων). Είναι μέρος της αιμοσφαιρίνης, της μυοσφαιρίνης, διαφόρων ενζύμων και άλλων σύνθετων συμπλεγμάτων σιδήρου-πρωτεΐνης που βρίσκονται στο ήπαρ και τη σπλήνα. Ο σίδηρος διεγείρει τη λειτουργία των αιμοποιητικών οργάνων.

Λίστα χρησιμοποιημένης βιβλιογραφίας:

1. «Χημεία. Επίδομα καθηγητή». Ροστόφ-ον-Ντον. "Φοίνιξ". 1997

2. «Εγχειρίδιο για υποψήφιους στα πανεπιστήμια». Μόσχα. "Γυμνάσιο", 1995.

3. Ε.Τ. Oganesyan. "Οδηγός χημείας για υποψήφιους πανεπιστημίου." Μόσχα. 1994