Сульфат железа (iii)

Алан-э-Дейл       11.06.2022 г.

Страницы

  • Главная страница
  • ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ
  • 1.1 Важнейшие классы неорганических веществ
  • 2.1 Вещества. Атомы
  • 2.2 Размеры атомов
  • 2.3 Молекулы. Химические формулы
  • 2.4 Простые и сложные вещества
  • 2.5 Валентность элементов
  • 2.6 Моль. Молярная масса
  • 2.7 Закон Авогадро
  • 2.8 Закон сохранения массы веществ
  • 2.9 Вывод химических формул
  • 3.1 Строение атома. Химическая связь
  • 3.2 Строение атома
  • 3.4 Строение электронной оболочки атома
  • 3.5 Периодическая система химических элементов
  • 3.6 Зависимость свойств элементов
  • 3.7 Химическая связь и строение вещества
  • 3.8 Гибридизация орбиталей
  • 3.9 Донорно-акцепторный механизм образования
  • 3.10 Степени окисления элементов
  • 4.1 Классификация химических реакций
  • 4.2 Тепловые эффекты реакций
  • 4.3 Скорость химических реакций
  • 4.4 Необратимые и обратимые реакции
  • 4.5 Общая классификация химических реакций
  • НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
  • 5.1 Растворы. Электролитическая диссоциация
  • 5.2 Количественная характеристика состава растворов
  • 5.3 Электролитическая диссоциация
  • 5.4 Диссоциация кислот, оснований и солей
  • 5.5 Диссоциация воды
  • 5.6 Реакции обмена в водных растворах электролитов
  • 5.7 Гидролиз солей
  • 6.1 Важнейшие классы неорганических веществ
  • 6.2 Кислоты, их свойства и получение
  • 6.3 Амфотерные гидроксиды
  • 6.4 Соли, их свойства и получение
  • 6.5 Генетическая связь между важнейшими классами
  • 6.6 Понятие о двойных солях
  • 7.1 Металлы и их соединения
  • 7.2 Электролиз
  • 7.3 Общая характеристика металлов
  • 7.4 Металлы главных подгрупп I и II групп
  • 7.5 Алюминий
  • 7.6 Железо
  • 7.7 Хром
  • 7.8 Важнейшие соединения марганца и меди
  • 8.1 Неметаллы и их неорганические соединения
  • 8.2 Водород, его получение
  • 8.3 Галогены. Хлор
  • 8.4 Халькогены. Кислород
  • 8.5 Сера и ее важнейшие соединения
  • 8.6 Азот. Аммиак. Соли аммония
  • 8.7 Оксиды азота. Азотная кислота
  • 8.8 Фосфор и его соединения
  • 8.9 Углерод и его важнейшие соединения
  • 8.10 Кремний и его важнейшие соединения
  • ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
  • 9.1 Основные положения органической химии. Углеводороды
  • 9.2 Электронные эффекты заместителей в органических соединениях
  • 9.3 Предельные углеводороды (алканы)
  • 9.3.1 Насыщенные УВ. Метан
  • 9.4 Понятие о циклоалканах
  • 9.5 Непредельные углеводороды
  • 9.6 Диеновые углеводороды (алкадиены)
  • 9.7 Алкины
  • 9.8 Ароматические углеводороды
  • 9.9 Природные источники углеводородов
  • 10.1 Кислородсодержащие органические соединения
  • 10.2 Фенолы
  • 10.3 Альдегиды
  • 10.4 Карбоновые кислоты
  • 10.5 Сложные эфиры. Жиры
  • 10.6 Понятие о поверхностно-активных веществах
  • 10.7 Углеводы
  • 11.1 Амины. Аминокислоты
  • 11.2 Белки
  • 11.3 Понятие о гетероциклических соединениях
  • 11.4 Нуклеиновые кислоты
  • 12.1 Высокомолекулярные соединения
  • 12.2 Синтетические волокна

Фармакодинамика и фармакокинетика

Железо является основным микроэлементом, входящим в состав гемоглобина, миоглобина и прочих компонентов крови. Вещество принимает участие в окислительно-восстановительных реакциях, связывается и переносит молекулы кислорода по организму, стимулирует гемопоэз и эритропоэз. Сульфат Железа обеспечивает синтез всех железосодержащих метаболитов. После поступления Fe с пищей, оно усваивается в двенадцатиперстной кишке и переносится в депо тканей с помощью ферментов трансферетинов.

После приема лекарства внутрь, его активные компоненты полностью усваиваются организмом. Максимальная концентрация в крови наблюдается через 2-4 часа.

Химические свойства

Двухвалентное сернокислое железо – неорганическое соединение, соль образованная серной кислотой и железом. Вещество не имеет запаха, не летуче. Безводная форма имеет вид бесцветных не прозрачных мелких гигрокопичных кристаллов. Кристаллогидраты имеют характерный зеленовато-голубой окрас, тетрагидраты зеленого цвета. Химическая формула Сульфата Железа 2: FeSO4, рацемическая: O4SFe. На вкус соединение вяжущее, с привкусом металла. Средство хорошо растворяется в воде. Молекулярная масса = 151,9 грамм на моль.

Вещество выделяется из железного купороса. Раствор сульфата Fe(2) под действием кислорода окисляется в переходит в Сульфат Железа 3. Разлагается при температуре выше 480 градусов Цельсия на оксиды.

Сульфат Железа 2 можно получить при воздействии разбавленной серной кислоты на обрезки железа; в виде побочного продукта реакции травления железных листов, при удалении окалины, при окислительном обжиге пирита.

Гидролиз Сульфата Железа 2 протекает по катиону в кислой среде. Первая ступень гидролиза: Fe2+ + SO42- + HOH FeOH+ + SO42- + H+; теоретически может протекать и вторая ступень гидролиза: FeOH+ + SO42- + HOH Fe(OH)2↓ + SO42- + H+.

Вещество применяют:

  • для окраски изделий и шерстяной ткани в черный цвет, при производстве чернила, при консервировании древесины;
  • в химической дозиметрии, для обработки садовых деревьев в сельском хозяйстве;
  • в медицине при лечении железодефицитной анемии.

Сернокислое железо 3 или тетрасульфид 6 железа 3 – это светло-желтые парамагнитные мелкие кристаллы. Вещество хорошо растворяется в воде, медленно – в этиловом спирте. Химическая формула Сульфата Железа 3: Fe2(SО4)3, рацемическая: Fe2O12S3. Вещество обладает способностью кристаллизоваться в форме кристаллогидратов Fe2(SO4)3•n H2O. Наибольшее значение имеет нонагидрат сульфата железа(III). Водные растворы приобретают красно-коричневую окраску из-за реакции гидролиза, протекающей по катиону. Соединение разлагается под действие горячей воды и высоких температур. При 98 градусах нонагидрат превращается в тетрагидрат, при температуре выше 125 градусов – в моногидрат и выше 175 – в безводный сульфат Fe, который при температуре более 600 градусов разлагается на оксиды серы и железа.

Вещество используют:

  • при переработке медной руды, для очистки сточных вод, промышленных и коммунальных стоков;
  • при окраске ткани и дублении в кожевельном производстве;
  • в качестве флотационного регулятора, в виде катализатора некоторых реакций или окислителя;
  • в медицине в качестве кровоостанавливающего средства.

Как усилить гидролиз хлорида железа (III)

Задача 1136. 
Добавление каких веществ усилит гидролиз FeCl3: а) H2SO4; б) ZnCl2;  в) (NH4)2CO3; г) Zn?Решение:а) FeCl3 – соль сильной кислоты и слабого основания гидролизуется по катиону с образованием избытка ионов водорода Н+:

Fe3+ + H2O ⇔ FeOH2+ + H+

При добавлении H2SO4 в раствор соли FeCl3 уменьшится степень гидролиза соли, так как дополнительное количество ионов водорода Н+ от серной кислоты (H2SO4 ⇔ 2H+ + SO42-)будет способствовать смещению равновесия в системе в сторону уменьшения концентрации ионов Н+, гидролиз соли уменьшится.

б) ZnCl2 – соль сильной кислоты и слабого основания гидролизуется по катиону с образованием избытка ионов водорода Н+:

Zn2+ + H2O — ZnOH+ + H+

Дополнительное количество ионов водорода, образуемое при гидролизе ZnCl2, будет уменьшать гидролиз FeCl3, так как, согласно принципу Ле Шателье, равновесие системы сместится влево, в сторону уменьшения концентрации ионов Н+.

в) (NH4)2CO3 – соль слабого основания и слабой кислоты гидролизуется как по катиону, так и по аниону:

(NH4)2CO3 ⇔ 2NH4+ + CO32-;

NH4+ + H2O ⇔ NH4OH + H+;

CO32- + H2O ⇔ HCO– + OH–

При гидролизе образуется избыточное количество ионов Н+ и OH–, которые связываясь друг с другом, образуют воду (Н+ + OH– ⇔ Н2О). Поэтому при смешении растворов (NH4)2CO3 и FeCl3 гидролиз обеих солей будет взаимно усиливаться, так как, согласно принципу Ле Шателье, равновесие  в системе сместится вправо, в сторону увеличения гидролиза.

г) Цинк в ряду напряжений металлов стоит перед водородом, поэтому при введении металлического цинка в раствор соли FeCl3 (кислая среда) будет наблюдаться окисление атомов цинка и восстановление ионов водорода:

Zn + 2H+ ⇔ Zn + H2,

что будет уменьшать концентрацию ионов водорода. Уменьшение концентрации ионов Н+ согласно принципу Ле Шателье будет способствовать смещению равновесия системы вправо, в сторону увеличения концентрации ионов Н+, т. е. гидролиз соли будет увеличиваться.

К тому же цинк как более активный металл будет вытеснять железо из его солей, дополнительно будет протекать реакция обмена между цинком и железом:

3Zn + 2FeCl3 — 3ZnCl2 + 2Fe

Таким образом, цинк будет вступать в реакцию обмена с солью FeCl3 и дополнительно будет способствовать усилению гидролиза соли.
 

Продукты взаимодействия карбоната натрия с водным раствором сульфата железа (III)

Задача 1137. 
Каковы продукты взаимодействия карбоната натрия с водным раствором Ее2(SO4)3: а) Ее(ОН)3 и СО2 б) Ее2(СО3)3 и Na2SO4?
Потому что: 1) протекает реакция обмена; 2) происходит взаимное усиление процесса гидролиза двух солей.Решение:N2CO3 – соль сильного основания и слабой кислоты гидролизуется по аниону с образованием избытка ионов ОН¯:

N2CO3⇔ 2Na+ + CO32-;

I ступень CO32- + H2O ⇔ HCO¯ +  ОН¯;

II ступень HCO¯ + H2O ⇔ H2CO3 +  ОН¯;

Уравнение реакции гидролиза имеет вид:

При гидролизе образуется избыточное количество ионов ОН¯.

Ее2(SO4)3 – соль сильной кислоты и слабого основания гидролизуется по катиону с дополнительным образованием ионов Н+:

Fe3+ + H2O  ⇔ FeOH2+ + H+

При смешении растворов N2CO3 и Ее2(SO4)3 избыточные ионы Н+ и ОН¯, связываясь друг с другом образуют воду 
(Н+ + ОН¯ ⇔ Н2О). В результате уменьшения в системе ионов Н+ и ОН¯ согласно принципу Ле Шателье равновесие сместится в сторону увеличения концентраций ионов Н+ и ОН¯, т. е. гидролиз обеих солей будет усиливаться. Гидролиз Ее2(SO4)3:

Таким образом, гидролиз обеих солей будет протекать до конца с образованием Ее(ОН)3 и СО2:

I ступень Fe3+ + H2O — FeOH2+ + H+;

II ступень FeOH2+ + H2O ⇔ Fe(OH)2+ + H+;

III ступень Fe(OH)2+ + H2O ⇔ Fe(OH)3 ↓+ H+

Уравнение реакции гидролиза будет иметь вид:

Ее2(SO4)3 + 3H2O = 2Fe(OH)3↓ + 3H2SO4

Значит, при смешении растворов Na2CO3 и Ее2(SO4)3 будет протекать реакция по схеме:

Таким образом, при смешении растворов Na2CO3 и Ее2(SO4)3 образуются нерастворимый Fe(OH)3 и газообразный СО2, так как происходит взаимное усиление процесса гидролиза обеих солей.

Химические свойства сульфата железа. Химические реакции сульфата железа и кристаллогидратов меди:

Химические свойства сульфата железа аналогичны свойствам сульфатов других металлов. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:

1. реакция сульфата железа и цинка:

Zn + FeSO4 → ZnSO4 + Fe.

В результате реакции образуются сульфат цинка и железо.

2. реакция сульфата железа и алюминия:

6FeSO4 + 4Al = 2Al2(SO4)3 + 6Fe.

В результате реакции образуются сульфат алюминия и железо.

3. реакция сульфата железа и магния:

FeSO4 + Mg → Fe + MgSO4.

В результате реакции образуются сульфат алюминия и железо.

4. реакция сульфата железа и кальция:

FeSO4 + Ca → CaSO4 + Fe.

В результате реакции образуются сульфат кальция и железо.

5. реакция взаимодействия сульфата железа и кислорода:

12FeSO4 + 3O2 → 4Fe2(SO4)3 + 2Fe2O3.

В результате реакции образуются сульфат железа (III) и оксид железа (III).

6. реакция взаимодействия сульфата железа, кислорода и воды:

4FeSO4 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)SO4.

В результате реакции образуется гидроксосульфат железа (III). Реакция протекает медленно.

7. реакция взаимодействия сульфата железа и гидроксида натрия:

FeSO4 + 2NaOH → Fe(OH)2 + Na2SO4.

В результате реакции образуются сульфат натрия и гидроксид железа. Реакция протекает в атмосфере азота.

реакция взаимодействия сульфата железа и сульфида натрия:

FeSO4 + Na2S → FeS + Na2SO4.

В результате реакции образуются сульфат натрия и сульфид железа.

реакция взаимодействия сульфата железа и нитрата свинца:

FeSO4 + Pb(NO3)2 → Fe(NO3)2 + PbSO4 (t = 10 °C).

В результате реакции образуются нитрат железа и сульфат свинца. Реакция протекает в атмосфере азота.

реакция взаимодействия сульфата железа и карбоната натрия:

FeSO4 + Na2CO3 → FeCO3 + Na2SO4 (t = 150 °C).

В результате реакции образуются сульфат натрия и карбонат железа.

реакция взаимодействия сульфата железа и фосфата натрия:

3FeSO4 + 2Na3PO4 → Fe3(PO4)2 + 3Na2SO4 (t = 60-80°C).

В результате реакции образуются фосфат железа и сульфат натрия. В ходе реакции используется разбавленный раствор фосфата натрия.

реакция взаимодействия сульфата железа (II) и сульфата меди:

2FeSO4 + CuSO4 → Cu + Fe2(SO4)3.

В результате реакции образуются медь и сульфат железа (III). В ходе реакции используется концентрированный раствор фосфата железа.

реакция термического разложения сульфата железа:

2FeSO4 → Fe2O3 + SO2 + SO3 (t > 480 °C),

4FeSO4 → 2Fe2O3 + 4SO2 + O2 (t = 700°C).

В результате реакции образуются в первом случае – оксид железа (III), оксид серы (IV) и оксид серы (VI), во втором – оксид железа (III), оксид серы (IV) и кислород. В ходе второй реакции также образуется примесь SO3.

реакция термического разложения гептагидрата сульфата железа:

FeSO4•7H2O → FeSO4 + 7H2O (t < 250 °C).

Гептагидрат сульфата железа FeSO4•7H2O  разлагается на сульфат железа и воду. Реакция протекает в атмосфере водорода.

Физические свойства

Безводный сульфат железа (III) — светло-жёлтые парамагнитные очень гигроскопичные кристаллы моноклинной сингонии, пространственная группа P21/m, параметры элементарной ячейки a = 0,8296 нм, b = 0,8515 нм, c = 1,160 нм, β = 90,5°, Z = 4. Есть данные, что безводный сульфат железа образовывает орторомбическую и гексагональную модификации. Растворим в воде, трудно растворим в этаноле.

Из воды кристаллизуется в виде кристаллогидратов Fe2(SO4)3·n H2O, где n = 12, 10, 9, 7, 6, 4, 3, 1. Наиболее изученный кристаллогидрат — нонагидрат сульфата железа (III) Fe2(SO4)3·9H2O — жёлтые гексагональные кристаллы, параметры элементарной ячейки a = 1,085 нм, c = 1,703 нм, Z = 4. Хорошо растворяется в воде (440 г на 100 г воды). В водных растворах сульфат железа(III) из-за гидролиза приобретает красно-коричневый цвет.

При нагревании нонагидрат превращается при 98 °C в тетрагидрат, при 125 °C — в моногидрат и при 175 °C — в безводный Fe2(SO4)3, который выше 600 °C разлагается на Fe2O3 и SO3.

Получение

В промышленности сульфат железа (III) получают прокаливанием пирита или марказита с NaCl на воздухе:

 2FeS2 + 2NaCl + 😯2 ⟶ Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + Cl2

или растворяют оксид железа (III) в серной кислоте:

 Fe2O3 + 3H2SO4 ⟶ Fe2(SO4)3 + 3H2O

В лабораторной практике сульфат железа (III) можно получить из гидроокиси железа (III):

 2Fe(OH)3 + 3H2SO4 ⟶ Fe2(SO4)3 + 6H2O

Препарат той же чистоты можно получить окислением сульфата железа (II) азотной кислотой:

 2FeSO4 + H2SO4 + 2 HNO3 ⟶ Fe2(SO4)3 + 2NO2 + 2H2O

также окисление можно провести кислородом или оксидом серы:

 12FeSO4 + 3O2 ⟶ 4Fe2(SO4)3 + 2Fe2O3
 2FeSO4 + 2SO3 ⟶ Fe2(SO4)3 + SO2

Концентрированные серная и азотная кислоты окисляют сульфид железа до сульфата железа (III):

 2FeS + H2SO4 + 18HNO3 ⟶ Fe2(SO4)3 + 18NO2↑ + 10H2O

Дисульфид железа можно окислить концентрированной серной кислотой:

 2FeS2 + 14H2SO4 ⟶ Fe2(SO4)3 + 15SO2↑ + 14H2O

Сульфат-аммоний железа (II) (соль Мора) также можно окислить дихроматом калия. Вследствие данной реакции выделятся сразу четыре сульфата — железа (III), хрома (III), аммония и калия, и вода:

 6Fe(NH4)2(SO4)2 + 7H2SO4 + K2Cr2O7 ⟶ Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + 6(NH4)2SO4 + K2SO4 + 7H2O

Сульфат железа (III) можно получить как один из продуктов термического разложения сульфата железа (II):

 6FeSO4 →T  Fe2(SO4)3 + 2Fe2O3 + 3SO2

Ферраты с разбавленной серной кислотой восстанавливаются до сульфата железа (III):

 4K2FeO4 + 10H2SO4 → 2Fe2(SO4)3 + 3O2↑ + 4K2SO4 + 10H2O

При нагревании пентагидрата до температуры 70—175 °C получается безводный сульфат железа (III):

 Fe2(SO4)3 ⋅ 5H2O →70−175oC Fe2(SO4)3 + 5H2O

Сульфат железа (II) можно окислить триоксидом ксенона:

 XeO3 + 3H2SO4 + 6FeSO4 ⟶ 3Fe2(SO4)3 + Xe↑ + 3H2O

Получение сульфата железа:

В промышленности сульфат железа получают как побочный продукт при травлении железных листов, проволоки, удалении окалины и пр., а также как побочный продукт производства оксида титана из ильменита.

Сульфат железа в промышленности может быть получен путем окислительного обжига пирита (FeS2).

В лаборатории сульфат железа получают в результате следующих химических реакций:

  1. 1. взаимодействия сульфида железа (II) и кислорода:

FeS + 2O2 → FeSO4.

  1. 2. взаимодействия сульфида железа (IV) и кислорода:

FeS2 + 2O2 → FeSO4 + SO2.

  1. 3. взаимодействия сульфата меди и железа:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu.

Нахождение в природе

Минералогическая форма сульфата железа (III) — микасаит (англ. mikasaite), смешанный сульфат железа-алюминия. Его химическая формула — (Fe3+, Al3+)2(SO4)3. Этот минерал содержит безводную форму сульфата железа, поэтому встречается в природе очень редко. Гидратированные формы встречаются чаще, например:

Кокимбит (англ. coquimbite) — Fe2(SO4)3·9H2O — нонагидрат — наиболее распространённая в природе форма.

Кристаллическая структура кокимбита

  • Паракокимбит (англ. paracoquimbite) — другой нонагидрат — редкая форма.
  • Корнелит (англ. kornelite) — гептагидрат — и куэнстедтит (англ. quenstedtite) — декагидрат — тоже встречаются редко.
  • Лаусенит (англ. lausenite) — гекса- или пентагидрат (самостоятельность этого минерала под вопросом).

Все перечисленные выше природные гидраты железа на поверхности Земли нестабильны. Но их запасы постоянно пополняются благодаря окислению других минералов (в основном пирита и марказита).

Марс

Сульфат железа и ярозит были обнаружены двумя марсоходами: «Спирит» и «Оппортьюнити». Эти вещества являются признаком сильных окислительных условий на поверхности Марса. В мае 2009 года «Спирит» застрял, когда ехал по мягкому грунту планеты и наехал на залежи сульфата железа, скрытые под слоем обычного грунта. Вследствие того, что сульфат железа имеет очень низкую плотность, марсоход застрял настолько глубоко, что часть его корпуса коснулась поверхности планеты.

Гидролиз солей

Главная страница —>
Лекции по общей и неорганической химии —>
Гидролиз солей

Гидролизом солей называют реакцию между молекулами соли и воды

соль + вода = основание + кислота

Возможны случаи:

а) если в результате гидролиза соли образуются слабое основание и слабая кислота,  или сильное основание и сильная кислота,  то рН раствора не изменяется (основание и кислота по силе компенсируют (нейтрализуют) друг друга, например:

NaCl + H2O = NaOH + HCl

б) если в результате гидролиза образуется сильное основание, но слабая кислота, то побеждает сильнейший, и раствор становится щелочным (рН повышается);

Na2CO3 + 2H2O = 2NaOH + H2CO3   гидролиз соды

и) если в результате гидролиза образуется слабое основание, но сильная кислота, то снова побеждает сильнейший, и раствор становится кислым (рН понижается)

FeCl3 + 3H2O = Fe(OH)3
+ 3HCl

Эта реакция является результатом сложения трех последовательных реакций (ступеней) гидролиза:

FeCl3 + H2O = Fe(OH)Сl2
+ HCl

Fe(OH)Сl2+ H2O = Fe(OH)2Cl + HCl

Fe(OH)2Cl+ H2O= Fe(OH)3
+ HCl

Основной вклад в рН раствора вносит первая ступень гидролиза.

Учитывая, что средняя соль FeCl3 и основная соль Fe(OH)Сl2 диссоциируют

FeCl3 = Fe3+ + 3Cl-

Fe(OH)Сl2 = Fe(OH)2+ + 2Cl-

Перепишем реакцию гидролиза хлорида железа по первой ступени

FeCl3 + H2O = Fe(OH) Сl2
+ HCl

в ионном виде:

Fe3+ + 3Cl- + H2O = Fe(OH)2+  + H+ + 3Cl-

или после сокращений

Fe3+ + H2O = Fe(OH)2+  + H+

Подобные реакции, в которых гидролизу подвергаются катионы соли иногда называют гидролизом по катиону.

Константа равновесия для реакции гидролиза  называется константой гидролиза и  по закону действующих масс она равна

                           ×

               KГ =  ¾¾¾¾¾ ¾¾       

Во всех водных растворах »55 моль/л остается постоянной, поэтому она включена в KГ.

Допустим, что начальная концентрация недиссоциированной соли FeCl3 равнялась 0.  После ее полной диссоциации на ионы начальная концентрация Fe3+
должна равняться

 0 = 0

Если до момента наступления равновесия в реакцию гидролиза вступило х молей Fe3+, то равновесная концентрация ионов железа станет

=  0
-х=0 -х

Из уравнения реакции гидролиза следует, что ионы Fe(OH)2+  и H+ образуются в равных количествах, поэтому в состоянии равновесия будет

= =х

Поэтому выражение для константы гидролиза соли принимает вид

                        х2

               KГ =  ¾¾¾¾     

                       0

Отсюда при   0
>>х  получаем

              ________

x== ÖKГ0

Следовательно, искомое рН при гидролизе соли будет равно

рН= — 1/2lg(KГ0)

т.е. оно определяется константой гидролиза и концентрацией растворенной соли.

При реакции гидролиза

Fe3+ + H2O = Fe(OH)2+  + H+

образуются частицы Fe(OH)2+, которые могут диссоциировать по схеме

Fe(OH)2+ = Fe3+ + OH-

Константа диссоциации для этой реакции равна

               KД =  ¾¾¾¾¾     

Отсюда получаем

=  ¾¾¾¾¾     

                                                                             KД

Подставим найденную концентрацию в уравнение для константы гидролиза

                      ×

               KГ =  ¾¾¾¾¾ ¾¾       

при этом получим

                           ×                       

               KГ =  ¾¾¾¾¾ ¾¾  =    ¾¾  

                            KД
                  KД

так как

=×

Следовательно,  константа гидролиза соли выражается через ионное произведение воды и константу диссоциации продукта гидролиза (Fe(OH)2+)

               KГ =  ¾¾  

                         KД

При гидролизе по аниону (соль MeAn, образованная  слабой кислотой и сильным основанием)

Ann- + H2O = HAn(n-1)-
+ OH-

рН=14 + 1/2lg(KГ0)

Вывод этой формулы дан ниже.

Примером соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой может служить сода

Na2CO3 + 2H2O = 2NaOH + H2CO3   гидролиз соды

Моющие свойства соды основаны на том, что при ее гидролизе раствор становится щелочным. Эта реакция является результатом сложения двух реакций:

Na2CO3
+ H2O = NaOH + NaHCO3     первая ступень гидролиза

NaHCO3 + H2O = NaOH + H2CO3       вторая ступень гидролиза

При многоступенчатом гидролизе основной вклад в рН раствора вносит первая ступень.

Ann- + H2O = HAn(n-1)- + OH-

                    ×

               KГ
=  ¾¾¾¾¾ ¾¾       

                        2

               KГ
=  ¾¾¾      

=(KГ
0)1.2

=/=/(KГ 0)1.2

рН=14 + 1/2lg(KГ0)

Предыдущие материалы:
  • рН сильных двухосновных кислот
  • рН слабых оснований
  • рН сильных оснований
  • рН слабых кислот
  • рН сильных кислот
Следующие материалы:
  • Расчет рН-гидратообразования
  • рН в  буферных растворах
  • Активность
  • Окислительно-восстановительные реакции
  • Способ уравнивания окислительно-восстановительных реакций

Применение железа:

  1. 1. Водород
  2. 2. Гелий
  3. 3. Литий
  4. 4. Бериллий
  5. 5. Бор
  6. 6. Углерод
  7. 7. Азот
  8. 8. Кислород
  9. 9. Фтор
  10. 10. Неон
  11. 11. Натрий
  12. 12. Магний
  13. 13. Алюминий
  14. 14. Кремний
  15. 15. Фосфор
  16. 16. Сера
  17. 17. Хлор
  18. 18. Аргон
  19. 19. Калий
  20. 20. Кальций
  21. 21. Скандий
  22. 22. Титан
  23. 23. Ванадий
  24. 24. Хром
  25. 25. Марганец
  26. 26. Железо
  27. 27. Кобальт
  28. 28. Никель
  29. 29. Медь
  30. 30. Цинк
  31. 31. Галлий
  32. 32. Германий
  33. 33. Мышьяк
  34. 34. Селен
  35. 35. Бром
  36. 36. Криптон
  37. 37. Рубидий
  38. 38. Стронций
  39. 39. Иттрий
  40. 40. Цирконий
  41. 41. Ниобий
  42. 42. Молибден
  43. 43. Технеций
  44. 44. Рутений
  45. 45. Родий
  46. 46. Палладий
  47. 47. Серебро
  48. 48. Кадмий
  49. 49. Индий
  50. 50. Олово
  51. 51. Сурьма
  52. 52. Теллур
  53. 53. Йод
  54. 54. Ксенон
  55. 55. Цезий
  56. 56. Барий
  57. 57. Лантан
  58. 58. Церий
  59. 59. Празеодим
  60. 60. Неодим
  61. 61. Прометий
  62. 62. Самарий
  63. 63. Европий
  64. 64. Гадолиний
  65. 65. Тербий
  66. 66. Диспрозий
  67. 67. Гольмий
  68. 68. Эрбий
  69. 69. Тулий
  70. 70. Иттербий
  71. 71. Лютеций
  72. 72. Гафний
  73. 73. Тантал
  74. 74. Вольфрам
  75. 75. Рений
  76. 76. Осмий
  77. 77. Иридий
  78. 78. Платина
  79. 79. Золото
  80. 80. Ртуть
  81. 81. Таллий
  82. 82. Свинец
  83. 83. Висмут
  84. 84. Полоний
  85. 85. Астат
  86. 86. Радон
  87. 87. Франций
  88. 88. Радий
  89. 89. Актиний
  90. 90. Торий
  91. 91. Протактиний
  92. 92. Уран
  93. 93. Нептуний
  94. 94. Плутоний
  95. 95. Америций
  96. 96. Кюрий
  97. 97. Берклий
  98. 98. Калифорний
  99. 99. Эйнштейний
  100. 100. Фермий
  101. 101. Менделеевий
  102. 102. Нобелий
  103. 103. Лоуренсий
  104. 104. Резерфордий
  105. 105. Дубний
  106. 106. Сиборгий
  107. 107. Борий
  108. 108. Хассий
  109. 109. Мейтнерий
  110. 110. Дармштадтий
  111. 111. Рентгений
  112. 112. Коперниций
  113. 113. Нихоний
  114. 114. Флеровий
  115. 115. Московий
  116. 116. Ливерморий
  117. 117. Теннессин
  118. 118. Оганесон
  1. https://en.wikipedia.org/wiki/Iron
  2. https://de.wikipedia.org/wiki/Eisen
  3. https://ru.wikipedia.org/wiki/Железо
  4. http://chemister.ru/Database/properties.php?dbid=1&id=236
  5. https://chemicalstudy.ru/zhelezo-svoystva-atoma-himicheskie-i-fizicheskie-svoystva/

Примечание:  Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com

карта сайта

железо атомная масса степень окисления валентность плотность температура кипения плавления физические химические свойства структура теплопроводность электропроводность кристаллическая решеткаатом нарисовать строение число протонов в ядре строение электронных оболочек электронная формула конфигурация схема строения электронной оболочки заряд ядра состав масса орбита уровни модель радиус энергия электрона переход скорость спектр длина волны молекулярная масса объем атома электронные формулы сколько атомов в молекуле железа сколько электронов в атоме свойства металлические неметаллические термодинамические 

Коэффициент востребованности
1 256

Показания к применению

Средство используют:

  • для лечения и профилактики железодефицитной анемии у детей и взрослых;
  • при нарушении всасывания железа из пищеварительного тракта;
  • у пациентов с повышенной потребностью в железе, при беременности, кормлении грудью, во время интенсивного роста, при несбалансированном питании;
  • при хроническом гастрите, сопровождающимся секреторной недостаточностью;
  • на некоторых стадиях лечения B12-дефицитной анемии;
  • при обострении язвы желудка и 12-перстной кишки;
  • во время реабилитации после резекции желудка;
  • для лечения недоношенных детей;
  • для стимуляции иммунитета во время инфекционных заболеваний и при опухолях;
  • при лечении пациентов с ахлоргидрией, хронической диареей, болезнью Крона, синдромом мальабсорбции.

Особые указания

Во время лечения Сульфатом Железа ii может наблюдаться окрашивание кала в черный цвет и потемнение эмали зубов.

При заболеваниях почек и печени железо может накапливаться в организме.

Особую осторожность соблюдают при лечении пациентов с язвенной болезнью желудка и 12-персной кишки, при язвенном колите и энтерите. Вещество рекомендуется комбинировать с Фолиевой кислотой при железодефицитной анемии с дефицитом фол

к-ты

Вещество рекомендуется комбинировать с Фолиевой кислотой при железодефицитной анемии с дефицитом фол. к-ты.

При курсовом приеме лекарства рекомендуют периодически проводить контроль гемоглобина и уровня сывороточного железа.

Гидролиз — соль — железо

Гидролиз солей железа ведет к образованию основных солей железа, образующих красноватый коллоидный раствор, что уменьшает резкость изменения окраски индикатора.

Гидролиз солей железа ведет к образованию основных солей железа, образующих красноватый коллоидный раствор, что уменьшает резкость изменения окраски индикатора. При гидролизе освобождаются Н — ионы, отчего среда раствора становится кислой. Следовательно, чтобы сместить равновесие этой реакции в обратную сторону, раствор соли железа следует сильно подкислить. Поэтому при приготовлении индикатора насыщенный 40 % — ный водный раствор железо-аммонийных квасцов быстро отфильтровывают через пористый складчатый фильтр и прибавляют к мутному фильтрату концентрированную азотную кислоту до тех пор, пока ее прибавление не перестанет вызывать дальнейшее просветление раствора.

Гидролиз солей железа ( III) может также протекать с образованием основных солей, которые выделяются в коллоидном состоянии и окрашены в коричневый цвет.

Гидролиз солей железа ведет к образованию основных солей железа, образующих красноватый коллоидный раствор, что уменьшает резкость изменения окраски индикатора. При гидролизе освобождаются Н — ионы, отчего среда раствора становится кислой. Следовательно, чтобы сместить равновесие этой реакции в обратную сторону, раствор соли железа следует сильно подкислить. Поэтому при приготовлении индикатора насыщенный 40 % — ный водный раствор железо-аммонийных квасцов быстро отфильтровывают через пористый складчатый фильтр и прибавляют к мутному фильтрату концентрированную азотную кислоту до тех пор, пока ее прибавление не перестанет вызывать дальнейшее просветление раствора.

При гидролизе солей железа и органических кислот образуются основные соли и гидрат окиси железа, которые выпадают в виде твердых частиц на границе раздела органической и водной фаз и обусловливают образование труднорасслаивающихся эмульсий.

При гидролизе солей железа ( Ш) могут образоваться основные соли, которые выделяются в коллоидном состоянии и окрашены в коричнево-желтый цвет.

Для подавления гидролиза солей железа реакцию ведут в кислой среде. Практически ее выполняют следующим образом. I — 2 капли раствора K3

Для подавления гидролиза солей железа реакцию ведут в кислой среде. Практически ее выполняют следующим образом. Тотчас же выпадает темно-синий осадок указанного выше состава. Избытка реактива следует избегать, так как его желтая окраска маскирует цвет осадка, придавая ему зеленый оттенок.

Для подавления гидролиза солей железа реакцию ведут в кислой среде. Практически ее выполняют следующим о-бразом. Тотчас же выпадает темно-синий осадок указанного выше состава. Избытка реактива следует избегать, так как его желтая оираска маскирует цвет осадка, придавая ему зеленый оттенок.

Во избежание гидролиза солей железа и возможного в связи с этим выпадения осадков гидроокиси железа или основных солей необходимо иметь достаточную кислотность раствора, причем подкислять лучше всего разбавленной азотной кислотой. Концентрация последней не должна быть высокой, так как в противном случае окисляется роданид.

В результате гидролиза соли железа и разряда Н при электролизе в лрикатодном слое происходит изменение кислотности.

Для подавления гидролиза солей железа реакцию ведут в кислой среде. Практически ее выполняют следующим образом. Тотчас же выпадает темно-синий осадок указанного выше состава. Избытка реактива следует избегать, так как его желтая окраска маскирует цвет осадка, придавая ему зеленый оттенок.

В результате гидролиза соли железа и разряда Н при электролизе в лрикатодном слое происходит изменение кислотности.

Кривые катодной поляризации ( совместно с Н2.

Для предупреждения гидролиза трехвалентных солей железа, образующихся при окислении Fe2 кислородом воздуха, в электролит добавляют щавелевую кислоту.

Химические свойства

Сульфат железа (III) в водных растворах подвергается сильному гидролизу по катиону, при этом раствор окрашивается в красновато-коричневый цвет:

 Fe[(H2O)6]3+ + H2O ⇄ Fe[(H2O)5(OH)]2+ + H3O+ ; pK = 2,17
 Fe[(H2O)5(OH)]2+ + H2O ⇄ Fe[(H2O)4(OH)2]+ + H3O+ ;  pK = 3,26
 [2Fe(H2O)6]3+ + 2H2O ⇄ [Fe2(H2O)8(OH)2]4+ + 2H3O+ ; pK = 2,91

Горячая вода или пар разлагают сульфат железа (III):

 Fe2(SO4)3 + 2H2O →100oC 2FeSO4(OH)↓ + H2SO4

Безводный сульфат железа (III) при нагревании разлагается:

 Fe2(SO4)3 →500−700oC Fe2O3 + 3SO3
 2Fe2(SO4)3 →900−1000oC 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2

Растворы щелочей разлагают сульфат железа (III), продукты реакции зависят от концентрации щёлочи:

 Fe2(SO4)3 + 2NaOH ⟶ 2FeSO4(OH)↓ + Na2SO4
 Fe2(SO4)3 + 6NaOH ⟶ 2FeO(OH)↓ + 3Na2SO4 + 2H2O

Если с щёлочью взаимодействует эквимолярный раствор сульфатов железа (III) и железа (II), то в результате получится сложный оксид железа:

 Fe2(SO4)3 + FeSO4 + 8NaOH ⟶ Fe3O4↓ + 4Na2SO4 + 4H2O

Активные металлы (такие как магний, цинк, кадмий, железо) восстанавливают сульфат железа (III):

 Fe2(SO4)3 + Fe ⟶ 3FeSO4

Некоторые сульфиды металлов (например, меди, кальция, олова, свинца, ртути) в водном растворе восстанавливают сульфат железа (III):

 CuS + Fe2(SO4)3 ⟶ 2FeSO4 + CuSO4 + S

С растворимыми солями ортофосфорной кислоты образует нерастворимый фосфат железа (III) (гетерозит):

 Fe2(SO4)3 + 2NaH2PO4 ⟶ Na2SO4 + 2H2SO4 + 2FePO4
Гость форума
От: admin

Эта тема закрыта для публикации ответов.