Chemische eigenschappen
Chemische eigenschappen
Fe(II)-zouten
Chemische eigenschappen
Chemische eigenschappen
FeO - Fe(II)oxide.
Vuurvast zwart pyrofoor poeder, onoplosbaar in water.
In termen van chemische eigenschappen is FeO een basisch oxide. Reageert met zuren en vormt zouten:
FeO + 2HCl = FeCl 2 + H 2 O
4FeO + O2 = 2Fe2O3
3FeO + 10HNO 3 = 3Fe(NO 3) 3 + NO + 5H 2 O
Fe(OH) 2 – Fe(II)hydroxide– een witte vaste stof, onoplosbaar in water.
In termen van chemische eigenschappen is het een zwakke base, reageert gemakkelijk met zuren en reageert niet met alkaliën. Fe(OH) 2 is een onstabiele stof: bij verhitting zonder toegang tot lucht valt het uiteen en in de lucht oxideert het spontaan:
Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O (t)
4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3
lichtgroen bruin
De meest praktisch belangrijke zijn: FeSO 4, FeCl 2, Fe(NO 3) 3, FeS, FeS 2.
Kenmerkend is de vorming van complexe en dubbele zouten met alkalimetaal- en ammoniumzouten:
Fe(CN) 2 + 4KCN = K 4 (geel bloedzout)
FeCl2 + 2KCl = K2
Mora's zout
(NH 4) 2 SO 4 FeSO 4 6H 2 O
inktsteen
Het gehydrateerde Fe2+-ion is lichtgroen van kleur.
1. Oplosbare Fe 2+-zouten in waterige oplossingen ondergaan hydrolyse onder vorming van een zuur milieu:
Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H +
2. Algemene eigenschappen van typische zouten aantonen (ionenuitwisselingsinteracties):
FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S
FeCl 2 + 2NaOH = Fe(OH) 2 ↓ + 2NaCl
FeSO 4 + BaCl 2 = FeCl 2 + BaSO 4 ↓
3. Gemakkelijk geoxideerd door sterke oxidatiemiddelen
Fe 2+ - 1ē → Fe 3+
10Fe +2 SO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5Fe +3 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O
4. Kwalitatieve reacties voor de detectie van Fe 2+ kationen:
a) 3Fe 2+ + 2 3- = Fe 3 2 ↓
rood bloedzout turnbull's blauw
(donkerblauw neerslag)
b) onder invloed van alkali slaat een lichtgroen neerslag van Fe(OH) 2 neer, dat in de lucht geleidelijk groen wordt en vervolgens verandert in bruin Fe(OH) 3.
Fe(III)-verbindingen
Fe 2 O 3 - ijzer(III)oxide
Roodbruin poeder, onoplosbaar in water. In de natuur - "rood ijzererts".
Fe 2 O 3 is een basisch oxide met tekenen van amfotericiteit.
1. De belangrijkste eigenschappen komen tot uiting in het vermogen om met zuren te reageren:
Fe 2 O 3 + 6HCl = 2FeCl 3 + 3H 2 O
Fe 2 O 3 + 6HNO 3 = 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O
2. Fe 2 O 3 lost niet op in waterige oplossingen van alkaliën, maar wanneer het wordt gesmolten met vaste oxiden, alkaliën en carbonaten, vormen ferrieten:
Fe 2 O 3 + CaO = Ca(FeO 2) 2 (t)
Fe 2 O 3 + 2NaOH = 2NaFeO 2 + H 2 O (t)
Fe 2 O 3 + MgCO 3 = Mg(FeO 2) 2 + CO 2 (t)
3. Fe 2 O 3 – grondstof voor de productie van ijzer in de metallurgie:
Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO of Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2
Fe(OH) 3 – ijzer(III)hydroxide
Fe(OH) 3 is een zeer zwakke base (veel zwakker dan Fe(OH) 2). Fe(OH)3 is amfoteer van aard:
1) Reacties met zuren treden gemakkelijk op:
Fe(OH) 3 + 3HCl = FeCl 3 + 3H 2 O
2) Vers neerslag van Fe(OH) 3 lost op in hete geconcentreerde oplossingen van KOH of NaOH om hydroxocomplexen te vormen:
Fe(OH)3 + 2KOH = K3
In een alkalische oplossing kan Fe(OH) 3 worden geoxideerd tot ferraat (zouten van ijzerzuur H 2 FeO 4 die niet in vrije toestand vrijkomen):
2Fe(OH) 3 + 10KOH + 3Br 2 = 2K 2 FeO 4 + 6KBr + 8H 2 O
Fe 3+ zouten
De meest praktische belangrijke zijn:
Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe(NO 3) 3, Fe(SCN) 3, K 3
De vorming van dubbele zouten - ijzeraluin is kenmerkend:
(NH 4)Fe(SO 4) 2 12H 2 O
KFe(SO 4) 2 12H 2 O
Fe 3+-zouten zijn vaak gekleurd, zowel in vaste toestand als in waterige oplossing. Dit komt door de aanwezigheid van gehydrateerde vormen of hydrolyseproducten.
IJzer(II)oxide
TU 6-09-1404-76
Fe2O3
IJzer(III)oxide- een complexe anorganische stof, een verbinding van ijzer en zuurstof met de chemische formule Fe 2 O 3.
IJzer(III)oxide is een amfoteeroxide met een hoog overwicht aan basische eigenschappen. Roodbruine kleur. Thermisch bestand tegen hoge temperaturen. Gevormd wanneer ijzer in de lucht verbrandt. Reageert niet met water. Reageert langzaam met zuren en alkaliën. Gereduceerd door koolmonoxide, gesmolten ijzer. Het versmelt met oxiden van andere metalen en vormt dubbele oxiden: spinellen.
Hematiet wordt in de natuur aangetroffen als een wijdverspreid mineraal, waarvan de onzuiverheden de roodachtige kleur van lateriet, rode aarde en ook het oppervlak van Mars veroorzaken; een andere kristallijne modificatie treedt op als het mineraal maghemiet.
IJzeroxide Fe 2 O 3 is kristallen van roodbruin tot zwartviolet. De chemische stof is thermisch stabiel. Geen reactie met water. Langzame reactie met alkaliën en zuren.
IJzeroxide Fe 2 O 3 wordt gebruikt als grondstof voor de productie van gietijzer in het hoogovenproces. Deze chemische stof is een katalysator in het productieproces van ammoniak. Het is als een van de componenten opgenomen in keramiek en wordt gebruikt bij de vervaardiging van minerale verven en gekleurde cementen. IJzeroxide Fe2O3 is effectief voor het thermisch lassen van stalen structurele elementen. Deze stof wordt geassocieerd met het opnemen van geluid en beeld op magnetische media. Fe2O3 is een kwalitatief polijstmiddel voor het polijsten van stalen en glazen onderdelen.
Het is het hoofdbestanddeel van rood lood. Fe 2 O 3 in de voedingsmiddelenindustrie is een vrij gebruikelijk voedingsadditief E172.
|
Fysieke eigenschappen |
|
|---|---|
|
Staat |
moeilijk |
|
Molaire massa |
159,69 g/mol |
|
Dikte |
5,242 g/cm³ |
|
Thermische eigenschappen |
|
|
T. zweven. |
1566°C |
|
T. kip. |
1987°C |
|
Stoomdruk |
0 ± 1 mmHg |
Fe 2 O 3 wordt gebruikt bij het smelten van gietijzer in het hoogovenproces, als katalysator bij de productie van ammoniak, een bestanddeel van keramiek, gekleurde cementen en minerale verven, bij het thermietlassen van staalconstructies, als drager van analoge en digitale informatie (bijvoorbeeld geluid en beeld) op magneetbanden (ferrimagnetisch γ -Fe 2 O 3), als polijstmiddel (rode krokus) voor staal en glas.
In de voedingsindustrie wordt het gebruikt als kleurstof voor levensmiddelen (E172).
Bij raketmodellering wordt het gebruikt om gekatalyseerde karamelbrandstof te produceren, die een brandsnelheid heeft die 80% hoger is dan die van conventionele brandstof.
Het is het hoofdbestanddeel van rood lood (kolkotar).
In de petrochemische industrie wordt het gebruikt als hoofdbestanddeel van een dehydrogeneringskatalysator bij de synthese van dieenmonomeren.
68. IJzerverbindingen
IJzer(II)oxide FeO– een zwarte kristallijne substantie, onoplosbaar in water en alkaliën. FeO past bij de basis Fe(OH)2.
Ontvangst. IJzer(II)oxide kan worden verkregen door onvolledige reductie van magnetisch ijzererts met koolstof(II)oxide:
Chemische eigenschappen. Het is het belangrijkste oxide. Door te reageren met zuren vormt het zouten:
IJzer(II)hydroxide Fe(OH)2- witte kristallijne substantie.
Ontvangst. IJzer(II)hydroxide wordt verkregen uit tweewaardige ijzerzouten onder invloed van alkalische oplossingen:
Chemische eigenschappen. Basisch hydroxide. Reageert met zuren:
In de lucht wordt Fe(OH)2 geoxideerd tot Fe(OH)3:
IJzer(III)oxide Fe2O3– een bruine substantie, in de natuur aangetroffen in de vorm van rood ijzererts, onoplosbaar in water.
Ontvangst. Bij het afvuren van pyriet:
Chemische eigenschappen. Vertoont zwakke amfotere eigenschappen. Bij interactie met alkaliën vormt het zouten:
IJzer(III)hydroxide Fe(OH)3– een roodbruine substantie, onoplosbaar in water en overtollige alkali.
Ontvangst. Verkregen door de oxidatie van ijzer(III)oxide en ijzer(II)hydroxide.
Chemische eigenschappen. Het is een amfotere verbinding (met overwegend basiseigenschappen). Neerslaat onder invloed van alkaliën op ferri-ijzerzouten:
IJzerzouten verkregen door metallisch ijzer te laten reageren met geschikte zuren. Ze zijn sterk gehydrolyseerd en daarom zijn hun waterige oplossingen energetische reductiemiddelen:
Bij verhitting boven 480 °C ontleedt het en vormt het oxiden:
Wanneer alkaliën inwerken op ijzer (II) sulfaat, wordt ijzer (II) hydroxide gevormd:
Vormt kristallijn hydraat - FeSO4?7Н2О (ijzersulfaat). IJzer(III)chloride FeCl3 – donkerbruine kristallijne substantie.
Chemische eigenschappen. Laten we oplossen in water. FeCl3 vertoont oxiderende eigenschappen.
Reductiemiddelen - magnesium, zink, waterstofsulfide, oxideren zonder verwarming.
IJzeroxiden zijn verbindingen van ijzer en zuurstof.
De bekendste zijn drie ijzeroxiden: ijzeroxide (II) - FeO, ijzer(III)oxide – Fe 2 O 3 en ijzer(II,III)oxide – Fe 3 O 4.
IJzer(II)oxide
De chemische formule van ijzeroxide is FeO . Deze aansluiting is zwart van kleur.
FeO Reageert gemakkelijk met verdund zoutzuur en geconcentreerd salpeterzuur.
FeO + 2HCl → FeCl 2 + H 2 O
FeO + 4HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O
Het reageert niet met water of zouten.
Bij interactie met waterstof bij een temperatuur van 350 o C en cokes bij een temperatuur boven 1000 o C wordt het gereduceerd tot puur ijzer.
FeO +H 2 → Fe + H 2 O
FeO +C → Fe + CO
IJzer(II)oxide wordt op verschillende manieren verkregen:
1. Als gevolg van de reductiereactie van ijzeroxide met koolmonoxide.
Fe 2 O 3 + CO → 2 FeO + CO 2
2. Verwarmingsijzer met lage zuurstofdruk
2Fe + O 2 → 2 FeO
3. Ontleding van ijzeroxalaat in vacuüm
FeC 2 O 4 → FeO +CO + CO 2
4. Interactie van ijzer met ijzeroxiden bij een temperatuur van 900-1000 o
Fe + Fe 2 O 3 → 3 FeO
Fe + Fe 3 O 4 → 4 FeO
In de natuur bestaat ijzeroxide als het mineraal wustiet.
In de industrie wordt het gebruikt bij het smelten van gietijzer in hoogovens, bij het zwart maken (blauwen) van staal. Het wordt aangetroffen in kleurstoffen en keramiek.
IJzer(III)oxide
Chemische formule Fe2O3 . Dit is een verbinding van ferri-ijzer met zuurstof. Het is een roodbruin poeder. Hematiet wordt in de natuur aangetroffen als mineraal.
Fe2O3 heeft andere namen: ijzeroxide, rood lood, krokus, pigment rood 101, kleurstof voor levensmiddelenE172 .
Reageert niet met water. Kan interageren met zowel zuren als alkaliën.
Fe 2 O 3 + 6HCl → 2 FeCl 3 + 3H 2 O
Fe 2 O 3 + 2NaOH → 2NaFeO 2 + H 2 O
IJzer(III)oxide wordt gebruikt voor het verven van bouwmaterialen: baksteen, cement, keramiek, beton, straatstenen, linoleum. Het wordt als kleurstof toegevoegd aan verven, email en aan drukinkten. IJzeroxide wordt gebruikt als katalysator bij de productie van ammoniak. In de voedingsindustrie staat het bekend als E172.
IJzer(II, III)oxide
Chemische formule Fe3O4 . Deze formule kan ook op een andere manier geschreven worden: FeO Fe 2 O 3.
Het wordt in de natuur aangetroffen als het mineraal magnetiet of magnetisch ijzererts. Het is een goede geleider van elektrische stroom en heeft magnetische eigenschappen. Gevormd wanneer ijzer verbrandt en wanneer oververhitte stoom op ijzer inwerkt.
3Fe + 2 O 2 → Fe 3 O 4
3Fe + 4H 2 O → Fe 3 O 4 + 4H 2
Verwarming op een temperatuur van 1538 o C leidt tot desintegratie ervan
2Fe 3 O 4 → 6FeO + O 2
Reageert met zuren
Fe 3 O 4 + 8HCl → FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O
Fe 3 O 4 + 10HNO 3 → 3Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O
Reageert met alkaliën bij fusie
Fe 3 O 4 + 14NaOH → Na 3 FeO 3 + 2Na 5 FeO 4 + 7H 2 O
Reageert met zuurstof in de lucht
4 Fe 3 O 4 + O 2 → 6Fe 2 O 3
Reductie vindt plaats door reactie met waterstof en koolmonoxide
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O
Fe 3 O 4 + 4CO → 3Fe +4CO 2
Magnetische nanodeeltjes van Fe 3 O 4-oxide hebben toepassing gevonden in magnetische resonantiebeeldvorming. Ze worden ook gebruikt bij de productie van magnetische media. IJzeroxide Fe 3 O 4 zit in verven die speciaal worden geproduceerd voor oorlogsschepen, onderzeeërs en ander materieel. Voor sommige elektrochemische processen zijn elektroden gemaakt van gesmolten magnetiet.
IJzer is een element van de zijsubgroep van de achtste groep van de vierde periode van het periodieke systeem van chemische elementen van D.I. Mendelejev met atoomnummer 26. Het wordt aangeduid met het symbool Fe (lat. Ferrum). Eén van de meest voorkomende metalen in de aardkorst (tweede plaats na aluminium). Metaal met gemiddelde activiteit, reductiemiddel.
Belangrijkste oxidatietoestanden - +2, +3
De eenvoudige substantie ijzer is een smeedbaar zilverwit metaal met een hoge chemische reactiviteit: ijzer corrodeert snel bij hoge temperaturen of hoge luchtvochtigheid. IJzer brandt in zuivere zuurstof en ontbrandt in fijnverdeelde toestand spontaan in de lucht.
Chemische eigenschappen van een eenvoudige stof - ijzer:
Roest en verbrandt in zuurstof
1) In de lucht oxideert ijzer gemakkelijk in aanwezigheid van vocht (roest):
4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3
Heet ijzerdraad brandt in zuurstof en vormt kalkaanslag - ijzeroxide (II, III):
3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4
3Fe+2O 2 →(Fe II Fe 2 III)O 4 (160 °C)
2) Bij hoge temperaturen (700–900°C) reageert ijzer met waterdamp:
3Fe + 4H 2 O – t° → Fe 3 O 4 + 4H 2
3) IJzer reageert bij verhitting met niet-metalen:
2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °C)
Fe + S – t° → FeS (600 °C)
Fe+2S → Fe +2 (S 2 -1) (700°C)
4) In de spanningsreeks bevindt deze zich links van waterstof, reageert met verdunde zuren HCl en H 2 SO 4, waarbij ijzer(II)zouten worden gevormd en waterstof vrijkomt:
Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (reacties worden uitgevoerd zonder toegang tot lucht, anders wordt Fe +2 geleidelijk door zuurstof omgezet in Fe +3)
Fe + H 2 SO 4 (verdund) → FeSO 4 + H 2
In geconcentreerde oxiderende zuren lost ijzer alleen op bij verhitting; het wordt onmiddellijk omgezet in het Fe 3+ kation:
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
(in de koude, geconcentreerde salpeter- en zwavelzuren passiveren
Een ijzeren spijker, ondergedompeld in een blauwachtige oplossing van kopersulfaat, wordt geleidelijk bedekt met een laagje rood metaalachtig koper.
5) IJzer verdringt metalen die zich rechts ervan bevinden uit oplossingen van hun zouten.
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu
De amfotere eigenschappen van ijzer verschijnen alleen in geconcentreerde alkaliën tijdens het koken:
Fe + 2NaOH (50%) + 2H 2 O= Na 2 ↓+ H 2
en er wordt een neerslag van natriumtetrahydroxoferraat(II) gevormd.
Technische hardware- legeringen van ijzer en koolstof: gietijzer bevat 2,06-6,67% C, staal 0,02-2,06% C, andere natuurlijke onzuiverheden (S, P, Si) en kunstmatig geïntroduceerde speciale additieven (Mn, Ni, Cr) zijn vaak aanwezig, waardoor ijzerlegeringen technisch bruikbare eigenschappen krijgen - hardheid, thermische en corrosieweerstand, kneedbaarheid, enz. . .
Productieproces van hoogovenijzer
Het hoogovenproces voor de productie van gietijzer bestaat uit de volgende fasen:
a) bereiding (roosteren) van sulfide- en carbonaatertsen - omzetting in oxide-erts:
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) verbranding van cokes met hete explosie:
C (cokes) + O 2 (lucht) → CO 2 (600-700 ° C) CO 2 + C (cokes) ⇌ 2 CO (700-1000 ° C)
c) reductie van oxide-erts met koolmonoxide CO achtereenvolgens:
Fe2O3 →(CO)(Fe II Fe 2 III) O 4 →(CO) FeO →(CO) Fe
d) carboneren van ijzer (tot 6,67% C) en smelten van gietijzer:
Fe (t ) →(C(cokes)900-1200°С) Fe (vloeistof) (gietijzer, smeltpunt 1145°С)
Gietijzer bevat altijd cementiet Fe 2 C en grafiet in de vorm van korrels.
Staalproductie
De omzetting van gietijzer in staal wordt uitgevoerd in speciale ovens (converter, open haard, elektrisch), die verschillen in de verwarmingsmethode; procestemperatuur 1700-2000 °C. Het blazen van met zuurstof verrijkte lucht leidt tot het verbranden van overtollige koolstof, evenals zwavel, fosfor en silicium in de vorm van oxiden uit het gietijzer. In dit geval worden de oxiden ofwel opgevangen in de vorm van uitlaatgassen (CO 2, SO 2), ofwel gebonden in een gemakkelijk te scheiden slak - een mengsel van Ca 3 (PO 4) 2 en CaSiO 3. Om speciale staalsoorten te produceren, worden legeringsadditieven van andere metalen in de oven gebracht.
Ontvangst puur ijzer in de industrie - elektrolyse van een oplossing van ijzerzouten, bijvoorbeeld:
FeСl 2 → Fe↓ + Сl 2 (90°С) (elektrolyse)
(er zijn nog andere speciale methoden, waaronder de reductie van ijzeroxiden met waterstof).
Zuiver ijzer wordt gebruikt bij de productie van speciale legeringen, bij de vervaardiging van kernen van elektromagneten en transformatoren, gietijzer - bij de productie van gietstukken en staal, staal - als constructie- en gereedschapsmaterialen, inclusief slijtvast, hitte- en corrosiebestendig degenen.
IJzer(II)oxide F EO . Een amfoteer oxide met een hoog overwicht aan basiseigenschappen. Zwart, heeft een ionische structuur Fe 2+ O 2-. Bij verhitting ontleedt het eerst en vormt zich vervolgens opnieuw. Het wordt niet gevormd wanneer ijzer in de lucht verbrandt. Reageert niet met water. Ontleedt met zuren, versmelt met alkaliën. Oxideert langzaam in vochtige lucht. Verminderd door waterstof en cokes. Neemt deel aan het hoogovenproces van het smelten van ijzer. Het wordt gebruikt als bestanddeel van keramiek en minerale verven. Vergelijkingen van de belangrijkste reacties:
4FeO ⇌(Fe II Fe 2 III) + Fe (560-700 °C, 900-1000 °C)
FeO + 2HC1 (verdund) = FeC1 2 + H 2 O
FeO + 4HNO 3 (conc.) = Fe(NO 3) 3 +NO 2 + 2H 2 O
FeO + 4NaOH = 2H2O+ Neen 4FeO3(rood.) trioxoferraat(II)(400-500 °C)
FeO + H 2 =H 2 O + Fe (extra zuiver) (350°C)
FeO + C (cokes) = Fe + CO (boven 1000 °C)
FeO + CO = Fe + CO 2 (900°C)
4FeO + 2H 2 O (vocht) + O 2 (lucht) →4FeO(OH) (t)
6FeO + O 2 = 2(Fe II Fe 2 III) O 4 (300-500°C)
Ontvangst V laboratoria: thermische ontleding van ijzer(II)verbindingen zonder toegang tot lucht:
Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 °C)
FeCO3 = FeO + CO 2 (490-550 °C)
Diijzer(III)oxide - ijzer( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Dubbel oxide. Zwart heeft de ionische structuur Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Thermisch stabiel tot hoge temperaturen. Reageert niet met water. Ontleedt met zuren. Verminderd door waterstof, heet ijzer. Neemt deel aan het hoogovenproces van de gietijzerproductie. Gebruikt als onderdeel van minerale verven ( rode draad), keramiek, gekleurd cement. Product van speciale oxidatie van het oppervlak van staalproducten ( zwart worden, blauw worden). De compositie komt overeen met bruine roest en donkere aanslag op ijzer. Het gebruik van de brutoformule Fe 3 O 4 wordt niet aanbevolen. Vergelijkingen van de belangrijkste reacties:
2(Fe II Fe 2 III)O 4 = 6FeO + O 2 (boven 1538 °C)
(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8НС1 (dil.) = FeС1 2 + 2FeС1 3 + 4Н 2 O
(Fe II Fe 2 III) O 4 +10HNO 3 (conc.) = 3Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O
(Fe II Fe 2 III) O 4 + O 2 (lucht) = 6 Fe 2 O 3 (450-600 ° C)
(Fe II Fe 2 III)O 4 + 4H 2 = 4H 2 O + 3Fe (extra zuiver, 1000 °C)
(Fe II Fe 2 III) O 4 + CO = 3 FeO + CO 2 (500-800°C)
(Fe II Fe 2 III)O4 + Fe ⇌4FeO (900-1000 °C, 560-700 °C)
Ontvangst: verbranding van ijzer (zie) in de lucht.
magnetiet.
IJzer(III)oxide F e 2 O 3 . Amfoteer oxide met overwegend basiseigenschappen. Roodbruin, heeft een ionische structuur (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Thermisch stabiel tot hoge temperaturen. Het wordt niet gevormd wanneer ijzer in de lucht verbrandt. Reageert niet met water, bruin amorf hydraat Fe 2 O 3 nH 2 O slaat neer uit de oplossing, reageert langzaam met zuren en alkaliën. Gereduceerd door koolmonoxide, gesmolten ijzer. Versmelt met oxiden van andere metalen en vormt dubbele oxiden - spinellen(technische producten worden ferrieten genoemd). Het wordt gebruikt als grondstof bij het smelten van gietijzer in het hoogovenproces, als katalysator bij de productie van ammoniak, als bestanddeel van keramiek, gekleurde cementen en minerale verven, bij het thermietlassen van staalconstructies, als drager van geluid en afbeelding op magneetbanden, als polijstmiddel voor staal en glas.
Vergelijkingen van de belangrijkste reacties:
6Fe 2 O 3 = 4(Fe II Fe 2 III)O 4 +O 2 (1200-1300 °C)
Fe 2 O 3 + 6НС1 (dil.) →2FeС1 3 + ЗН 2 O (t) (600°С,р)
Fe 2 O 3 + 2NaOH (geconc.) →H 2 O+ 2 NAFeO 2 (rood)dioxoferraat(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+ 2Fe (extra zuiver, 1050-1100 °C)
Fe 2 O 3 + Fe = 3FeO (900 °C)
3Fe 2 O 3 + CO = 2(Fe II Fe 2 III)O 4 + CO 2 (400-600 °C)
Ontvangst in het laboratorium - thermische ontleding van ijzer (III) zouten in de lucht:
Fe 2 (SO 4) 3 = Fe 2 O 3 + 3SO 3 (500-700 °C)
4(Fe(NO 3) 3 9 H 2 O) = 2Fe a O 3 + 12NO 2 + 3O 2 + 36H 2 O (600-700 °C)
In de natuur - ijzeroxide-ertsen hematiet Fe2O3 en limoniet Fe 2 O 3 nH 2 O
IJzer(II)hydroxide F e(OH)2. Amfoteer hydroxide met overwegend basische eigenschappen. Wit (soms met een groenachtige tint), Fe-OH-bindingen zijn overwegend covalent. Thermisch onstabiel. Oxideert gemakkelijk in de lucht, vooral als het nat is (het wordt donkerder). Onoplosbaar in water. Reageert met verdunde zuren en geconcentreerde alkaliën. Typisch verloopstuk. Een tussenproduct bij het roesten van ijzer. Het wordt gebruikt bij de vervaardiging van de actieve massa van ijzer-nikkelbatterijen.
Vergelijkingen van de belangrijkste reacties:
Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 °C, atm.N 2)
Fe(OH) 2 + 2HC1 (verd.) = FeC1 2 + 2H 2 O
Fe(OH) 2 + 2NaOH (> 50%) = Na 2 ↓ (blauwgroen) (kokend)
4Fe(OH) 2 (suspensie) + O 2 (lucht) →4FeO(OH)↓ + 2H 2 O (t)
2Fe(OH) 2 (suspensie) +H 2 O 2 (verdund) = 2FeO(OH)↓ + 2H 2 O
Fe(OH) 2 + KNO 3 (conc.) = FeO(OH)↓ + NO+ KOH (60 °C)
Ontvangst: neerslag uit oplossing met alkaliën of ammoniakhydraat in een inerte atmosfeer:
Fe 2+ + 2OH (verd.) = Fe(OH) 2 ↓
Fe 2+ + 2(NH 3 H 2 O) = Fe(OH) 2 ↓+ 2NH4
IJzermetahydroxide F eO(OH). Amfoteer hydroxide met overwegend basische eigenschappen. Lichtbruine, Fe - O en Fe - OH bindingen zijn overwegend covalent. Bij verhitting ontleedt het zonder te smelten. Onoplosbaar in water. Neerslaat uit de oplossing in de vorm van een bruin amorf polyhydraat Fe 2 O 3 nH 2 O, dat, wanneer het in een verdunde alkalische oplossing wordt gehouden of na drogen, verandert in FeO(OH). Reageert met zuren en vaste basen. Zwak oxidatie- en reductiemiddel. Gesinterd met Fe(OH) 2. Een tussenproduct bij het roesten van ijzer. Het wordt gebruikt als basis voor gele minerale verven en emails, als absorber voor afgassen en als katalysator bij organische synthese.
De verbinding met samenstelling Fe(OH)3 is onbekend (niet verkregen).
Vergelijkingen van de belangrijkste reacties:
Fe2O3. nH 2 O →( 200-250 °C, —H 2 O) FeO(OH) →( 560-700°C in lucht, -H2O)→Fe 2 O 3
FeO(OH) + ZNS1 (verd.) = FeC1 3 + 2H 2 O
FeO(OH) → Fe 2 O 3 . nH 2 O-colloïd(NaOH (geconc.))
FeO(OH) → Neen 3 [Fe(OH) 6 ]wit respectievelijk Na 5 en K 4; in beide gevallen slaat een blauw product met dezelfde samenstelling en structuur, KFe III, neer. In het laboratorium wordt dit neerslag genoemd Pruisisch blauw, of turnbull blauw:
Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓
Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓
Chemische namen van de uitgangsreagentia en reactieproducten:
K 3 Fe III - kaliumhexacyanoferraat (III)
K 4 Fe III - kaliumhexacyanoferraat (II)
КFe III - ijzer (III) kaliumhexacyanoferraat (II)
Bovendien is een goed reagens voor Fe 3+-ionen het thiocyanaat-ion NСS -, ijzer (III) wordt ermee gecombineerd en er verschijnt een felrode ("bloederige") kleur:
Fe 3+ + 6NCS - = 3-
Dit reagens (bijvoorbeeld in de vorm van KNCS-zout) kan zelfs sporen van ijzer (III) in leidingwater detecteren als dit door aan de binnenkant met roest bedekte ijzeren buizen gaat.
