Dom

Aluminijumske ploče

Osobine željeznog hidroksida 2. Šablon o neorganskoj hemiji. Metode dobijanja gvožđa

Ljudsko tijelo sadrži oko 5 g željeza, a većina (70%) je dio krvnog hemoglobina.

Fizička svojstva

U slobodnom stanju, željezo je srebrno-bijeli metal sa sivkastom nijansom. Čisto željezo je duktilno i ima feromagnetna svojstva. U praksi se obično koriste legure željeza - lijevano željezo i čelik.

Fe je najvažniji i najzastupljeniji element od devet d-metala Grupe VIII podgrupe. Zajedno sa kobaltom i niklom čini „porodicu gvožđa“.

Prilikom formiranja spojeva sa drugim elementima, često koristi 2 ili 3 elektrona (B = II, III).

Gvožđe, kao skoro svi d-elementi grupe VIII, ne pokazuje veću valentnost jednaku broju grupe. Njegova maksimalna valencija dostiže VI i pojavljuje se izuzetno rijetko.

Najtipičnija jedinjenja su ona u kojima su atomi Fe u oksidacionim stanjima +2 i +3.

Metode dobijanja gvožđa

1. Tehničko željezo (legirano ugljikom i drugim nečistoćama) dobija se karbotermičnom redukcijom njegovih prirodnih spojeva prema sljedećoj shemi:

Oporavak se odvija postepeno, u 3 faze:

1) 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2

2) Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2

3) FeO + CO = Fe + CO 2

Lijevano željezo koje nastaje ovim procesom sadrži više od 2% ugljika. Nakon toga, liveno gvožđe se koristi za proizvodnju legura čelika - gvožđa koje sadrže manje od 1,5% ugljenika.

2. Veoma čisto gvožđe se dobija na jedan od sledećih načina:

a) razlaganje Fe pentakarbonila

Fe(CO) 5 = Fe + 5SO

b) redukcija čistog FeO vodonikom

FeO + H 2 = Fe + H 2 O

c) elektroliza vodenih rastvora soli Fe +2

FeC 2 O 4 = Fe + 2CO 2

gvožđe(II) oksalat

Hemijska svojstva

Fe je metal srednje aktivnosti i pokazuje opšta svojstva karakteristična za metale.

Jedinstvena karakteristika je sposobnost "rđanja" na vlažnom zraku:

U nedostatku vlage sa suvim vazduhom, gvožđe počinje primetno da reaguje tek pri T > 150°C; nakon kalcinacije nastaje „gvozdeni kamenac“ Fe 3 O 4:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

Gvožđe se ne rastvara u vodi u nedostatku kiseonika. U vrlo visoka temperatura Fe reaguje sa vodenom parom, istiskujući vodonik iz molekula vode:

3 Fe + 4H 2 O(g) = 4H 2

Mehanizam nastanka hrđe je elektrohemijska korozija. Proizvod od hrđe predstavljen je u pojednostavljenom obliku. U stvari, formira se labav sloj mješavine oksida i hidroksida promjenjivog sastava. Za razliku od Al 2 O 3 filma, ovaj sloj ne štiti željezo od daljeg uništavanja.

Vrste korozije

Zaštita gvožđa od korozije

1. Interakcija sa halogenima i sumporom na visokim temperaturama.

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

2Fe + 3F 2 = 2FeF 3

Fe + I 2 = FeI 2

Nastaju spojevi u kojima prevladava ionski tip veze.

2. Interakcija sa fosforom, ugljenikom, silicijumom (gvožđe se ne spaja direktno sa N2 i H2, već ih rastvara).

Fe + P = Fe x P y

Fe + C = Fe x C y

Fe + Si = Fe x Si y

Nastaju supstance promenljivog sastava, kao što su bertolidi (kovalentna priroda veze preovlađuje u jedinjenjima)

3. Interakcija sa “neoksidirajućim” kiselinama (HCl, H 2 SO 4 dil.)

Fe 0 + 2H + → Fe 2+ + H 2

Budući da se Fe nalazi u nizu aktivnosti lijevo od vodonika (E° Fe/Fe 2+ = -0,44 V), sposoban je istisnuti H 2 iz običnih kiselina.

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2

4. Interakcija sa “oksidirajućim” kiselinama (HNO 3, H 2 SO 4 konc.)

Fe 0 - 3e - → Fe 3+

Koncentrovani HNO 3 i H 2 SO 4 "pasiviraju" željezo, tako da se na uobičajenim temperaturama metal u njima ne otapa. Kod jakog zagrijavanja dolazi do sporog rastvaranja (bez oslobađanja H 2).

U sekciji HNO 3 željezo se rastvara, prelazi u otopinu u obliku Fe 3+ kationa i kiseli anion se reducira u NO*:

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

Veoma rastvorljiv u mešavini HCl i HNO 3

5. Odnos prema alkalijama

Fe se ne otapa u vodenim rastvorima alkalija. Reaguje sa rastopljenim alkalijama samo na veoma visokim temperaturama.

6. Interakcija sa solima manje aktivnih metala

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0

7. Interakcija sa gasovitim ugljen monoksidom (t = 200°C, P)

Fe (prašak) + 5CO (g) = Fe 0 (CO) 5 željezo pentakarbonil

Jedinjenja Fe(III).

Fe 2 O 3 - gvožđe (III) oksid.

Crveno-smeđi prah, n. r. u H 2 O. U prirodi - “crvena željezna ruda”.

Načini dobijanja:

1) razlaganje gvožđe (III) hidroksida

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

2) pečenje pirita

4FeS 2 + 11O 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3

3) raspadanje nitrata

Hemijska svojstva

Fe 2 O 3 je bazični oksid sa znacima amfoternosti.

I. Glavna svojstva se manifestuju u sposobnosti reakcije sa kiselinama:

Fe 2 O 3 + 6H + = 2Fe 3+ + ZH 2 O

Fe 2 O 3 + 6HCI = 2FeCI 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 6HNO 3 = 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

II. Slaba kiselinska svojstva. Fe 2 O 3 se ne otapa u vodenim rastvorima alkalija, ali kada se stapa sa čvrstim oksidima, alkalijama i karbonatima, formiraju se feriti:

Fe 2 O 3 + CaO = Ca(FeO 2) 2

Fe 2 O 3 + 2NaOH = 2NaFeO 2 + H 2 O

Fe 2 O 3 + MgCO 3 = Mg(FeO 2) 2 + CO 2

III. Fe 2 O 3 - sirovina za proizvodnju željeza u metalurgiji:

Fe 2 O 3 + ZS = 2Fe + ZSO ili Fe 2 O 3 + ZSO = 2Fe + ZSO 2

Fe(OH) 3 - gvožđe (III) hidroksid

Načini dobijanja:

Dobija se djelovanjem alkalija na rastvorljive Fe 3+ soli:

FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaCl

U vrijeme pripreme, Fe(OH) 3 je crveno-smeđi mukozno-amorfni sediment.

Fe(III) hidroksid nastaje i tokom oksidacije Fe i Fe(OH) 2 u vlažnom vazduhu:

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

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

Fe(III) hidroksid je krajnji proizvod hidrolize Fe 3+ soli.

Hemijska svojstva

Fe(OH) 3 je vrlo slaba baza (mnogo slabija od Fe(OH) 2). Pokazuje uočljiva kisela svojstva. Dakle, Fe(OH) 3 ima amfoterni karakter:

1) lako se odvijaju reakcije sa kiselinama:

2) svježi talog Fe(OH) 3 rastvara se u vrućem konc. otopine KOH ili NaOH sa stvaranjem hidrokso kompleksa:

Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3

U alkalnoj otopini, Fe(OH) 3 se može oksidirati u ferate (soli željezne kiseline H 2 FeO 4 koje se ne oslobađaju u slobodnom stanju):

2Fe(OH) 3 + 10KOH + 3Br 2 = 2K 2 FeO 4 + 6KBr + 8H 2 O

Fe 3+ soli

Praktično najvažniji su: Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe(NO 3) 3, Fe(SCN) 3, K 3 4 - žuta krvna sol = Fe 4 3 prusko plava (tamnoplavi talog)

b) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 tiocijanat Fe(III) (krvavocrveni rastvor)

Plan.
Uvod.

hemijska svojstva

Zaključak.
Reference.

Uvod.
Gvožđe (II) hidroksid je neorganska supstanca sa formulom Fe(OH) 2, jedinjenje gvožđa. U prirodi se javlja u obliku minerala amakinita. Ovaj mineral sadrži nečistoće magnezijuma i mangana (empirijska formula Fe 0,7 Mg 0,2 Mn 0,1 (OH) 2). Boja minerala je žuto-zelena ili svijetlozelena, tvrdoća po Mohsu 3,5-4, gustina 2,925-2,98 g/cm?. Amfoterni hidroksid sa dominantnim osnovnim svojstvima. Kristalna tvar je bijela (ponekad sa zelenkastom nijansom) i vremenom potamni na zraku. To je jedno od intermedijarnih jedinjenja u rđenju gvožđa. Gvožđe (II) hidroksid se koristi u proizvodnji aktivne mase gvožđe-nikl baterija.
Svrha ovog rada je dobijanje gvožđe (II) hidroksida i proučavanje njegovih svojstava.
Tokom rada postavljeni su sledeći zadaci:

Baze su klasifikovane prema brojnim karakteristikama.

Podela na rastvorljive i nerastvorljive baze gotovo se u potpunosti poklapa sa podelom na jake i slabe baze, odnosno hidrokside metala i prelazne elemente

hidroksilne grupe

organska jedinjenja

1. Reakcija razmjene između soli i lužine u otopini.
Ovo je najčešća metoda za pripremu kako rastvorljivih (alkalija) tako i nerastvorljivih baza, za koje je to jedina laboratorijska metoda pripreme.
Priprema jake alkalije:
Na 2 CO 3 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + 2NaOH
Priprema nerastvorljive baze:
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 + K 2 SO 4
2. Hidratacija bazičnih oksida.
Ova metoda može proizvesti samo jake alkalije, tj. hidroksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala. na primjer:
BaO + H 2 O = Ba(OH) 2
3. Interakcija metala sa vodom.
U normalnim uslovima, samo alkalni i zemnoalkalni metali stupaju u interakciju sa vodom. U tom slučaju nastaju odgovarajuća alkalija i vodonik:
Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2
4. Elektroliza vodenih rastvora soli.
U industriji se NaOH i KOH proizvode elektrolizom vodenih otopina kalijevih i natrijum hlorida.
KCl + 2H 2 O = 2KOH + H 2 + Cl 2

Fizička svojstva.
Alkalije (natrijum, kalijum, litijum hidroksidi) formiraju tvrde, bele, veoma higroskopne kristale. Tačka topljenja NaOH je 322°C, KOH je 405°C, a LiOH je 473°C. Kristalne rešetke natrijum hidroksida su kubične, poput NaCl, a one kalijum hidroksida su tetragonalne.
Hidroksidi kalcijuma, magnezijuma, berilija i barijuma formiraju bele prahove, koji su takođe prilično higroskopni, ali ne toliko kao alkalije. Oni formiraju heksagonalnu kristalnu rešetku, njihove temperature topljenja nisu visoke zbog razlaganja na oksid i vodu.
Hidroksidi drugih metala (aluminijum, bakar, cink i dr.) formiraju taloge različitih boja, najčešće bele. Obojeni hidroksidi se koriste kao pigmenti u proizvodnji emajla i glazura.
Samo alkalije su dobro rastvorljive u vodi, znatno manje od baza metala druge grupe (glavne podgrupe), a sve ostale su praktično nerastvorljive u vodi.
Hemijska svojstva.
Metalni hidroksidi pokazuju različita hemijska svojstva u zavisnosti od aktivnosti metala koji je uključen u hidroksid.
Baze reaguju sa kiselinama i formiraju so i vodu. Ova reakcija se naziva reakcija neutralizacije, jer nakon njenog završetka medij postaje blizu neutralnog:
2KOH+H 2 SO 4 =K 2 SO 4 +2H 2 O
Ako je baza topljiva u vodi, tada reagira s kiselim i amfoternim oksidima, stvarajući sol i vodu:
2KOH+SO 3 =K 2 SO 4 +H 2 O
2RbOH+ZnO=Rb 2 ZnO 2 +H 2 O.
Također, baze rastvorljive u vodi mogu reagovati sa solima i formirati novu so i novu bazu, pod uslovom da je nova baza nerastvorljiva:
2NaOH+CuSO 4 =Cu(OH) 2 +Na 2 SO 4
Posebnu grupu hidroksida čine amfoterni hidroksidi. Tokom disocijacije, oni istovremeno formiraju i H + katione i OH - hidroksidne jone. To uključuje, na primer, Zn(OH) 2, Al(OH) 3, Be(OH) 2, Pb(OH) 2 i druge.
Amfoterni hidroksidi reaguju i sa kiselim i sa alkalnim rastvorima. U interakciji sa bazama ispoljavaju svojstva kiselina, a u interakciji sa kiselinama ispoljavaju svojstva baza:
Zn(OH) 2 +H 2 SO 4 =ZnSO 4 +2H 2 O
Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 (natrijum heksahidroksokromat (III))
Al(OH) 3 + NaOH = Na (natrijum tetrahidroksoaluminat (III))
Sa stanovišta teorije elektrolitičke disocijacije, svojstva baznih otopina (promjene u boji indikatora, sapunavost na dodir, interakcija s kiselinama, kiselim oksidima i solima) određuju se prisustvom OH - hidroksidnih iona. Baze su obojene indikatorima fenolftalein - grimizno, lakmus - plavo.
Nerastvorljive baze se raspadaju kada se zagrijavaju na metalni oksid i vodu
2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

Gvožđe je poznato od davnina. Najstariji gvozdeni predmeti koje su pronašli arheolozi datiraju iz 4 hiljade pre nove ere. e. Vjeruje se da je materijal od kojeg je čovjek napravio prve željezne proizvode bilo meteoritsko željezo. Nije slučajno što se na mnogim jezicima gvožđe nazivalo "nebeskim metalom", "kapajući s neba" itd. Prvi naučni dokaz da „gvozdeno kamenje pada s neba“ pružio je 1775. godine akademski geograf i putnik iz Sankt Peterburga Peter Simon Pallas (1741–1811), koji je u Sankt Peterburg doneo blok gvozdenog meteorita težine 600 kg. Najveći željezni meteorit pronađen na Zemlji je meteorit Gobe, težak oko 60 tona, koji je otkriven 1920. godine u jugozapadnoj Africi. Najveći željezni meteorit koji je primijećen kako pada nalazi se u Moskvi u Muzeju Ruske akademije nauka. Prilikom pada (18.10.1816. Daleki istok), meteorit se srušio i pronađena su dva fragmenta teška 256 kg. Bilo je vremena kada je željezo na zemlji bilo cijenjeno mnogo više od zlata. Sovjetski istoričar G. Arešjan proučavao je uticaj gvožđa na antičke kulture mediteranskim zemljama. On daje sljedeću proporciju: 1: 160: 1280: 6400. Ovo je omjer vrijednosti bakra, srebra, zlata i željeza među starim Hetitima. Kao što Homer svjedoči u Odiseji, pobjednik igara koje je organizirao Ahilej nagrađen je komadom zlata i komadom željeza. Pegla je bila unutra jednako neophodna i za ratnika i za orača, a praktična potreba je, kao što znamo, najbolji motor proizvodnje i tehničkog napretka.
Termin „gvozdeno doba“ u nauku je uveden sredinom 19. veka. Danski arheolog K.Yu. Thomsen. „Zvanične“ granice ovog perioda ljudske istorije: od IX...VII veka. BC kada se metalurgija gvožđa počela razvijati kod mnogih naroda i plemena Evrope i Azije, a prije nastanka klasnog društva i države među ovim plemenima. Ali ako su ere imenovane prema glavnom materijalu oruđa, onda se, očigledno, gvozdeno doba nastavlja i danas. Kako su naši daleki preci dolazili do željeza? Prvo, takozvana metoda puhanja sira. Peći za sir su građene direktno na tlu, obično na padinama jaruga i jaruga. Izgledali su kao cijev. Ova cijev je bila napunjena drvenim ugljem i željeznom rudom. Ugalj je bio zapaljen, a vjetar koji je duvao u padinu jaruge držao je ugalj da gori. Željezna ruda je smanjena, a dobivena je mekana kora - željezo sa inkluzijama šljake. Takvo gvožđe se zvalo gvožđe za zavarivanje; sadržavao je nešto ugljika i nečistoća prenesenih iz rude. Kritsa je krivotvorena. Komadi šljake su otpali, a željezo, izrešetano nitima šljake, ostalo je ispod čekića. Od njega su se kovali razni alati. Doba kovanog gvožđa bilo je dugo, ali su ljudi antike i ranog srednjeg veka bili upoznati i sa drugim gvožđem. Čuveni Damask čelik (ili damast čelik) napravljen je na Istoku još u Aristotelovo doba (IV vek pne). Ali tehnologija njegove proizvodnje, kao i proces izrade oštrica od damasta, držani su u tajnosti. Gvozdene rude su se počele topiti u Africi u 1. milenijumu pre nove ere. Ovdje željezne rude dolaze na površinu zemlje. Možda su pronađeni u riječnim sedimentima. U slivu rijeke Arheolozi Zambezija otkrili su visoke peći od gline, napuštene rudnike željezne rude i gomile šljake. Lokalna plemena su se preselila iz kamenog doba direktno u gvozdeno doba, zaobilazeći bronzano doba. S vremenom je željezo posvuda zamijenilo druge metale i postalo glavni materijal za proizvodnju alata, oružja, mehanizama i drugih proizvoda. „Gvozdeno doba“ koje je počelo u tim dalekim vremenima traje do danas. Gvožđe i njegove legure čine oko 95% svih metalnih proizvoda proizvedenih u svijetu. Sada se najveći dio željeza topi u obliku lijevanog željeza i čelika.

Gvožđe je prilično rasprostranjeno u zemljinoj kori - čini oko 4,1% mase zemljine kore (4. mesto među svim elementima, 2. među metalima). U plaštu i kori, gvožđe je koncentrisano uglavnom u silikatima, dok je njegov sadržaj značajan u bazičnim i ultrabazičnim stenama, a nizak u kiselim i srednjim stenama.
Poznato veliki broj rude i minerali koji sadrže željezo. Od najvećeg praktičnog značaja su ruda crvenog gvožđa (hematit, Fe 2 O 3; sadrži do 70% Fe), magnetna ruda gvožđa (magnetit, FeFe 2 O 4, Fe 3 O 4; sadrži 72,4% Fe), ruda smeđeg gvožđa ili limonit (getit i hidrogoetit, odnosno FeOOH i FeOOH·nH 2 O). Getit i hidrogoetit se najčešće nalaze u korama koje se kvare, formirajući takozvane „gvozdene kape“, čija debljina dostiže nekoliko stotina metara. Mogu biti i sedimentnog porijekla, ispadati iz koloidnih otopina u jezerima ili priobalnim područjima mora. U tom slučaju nastaju oolitske, ili mahunarke, željezne rude. U njima se često nalazi vivijanit Fe 3 (PO 4) 2 8H 2 O, formirajući crne izdužene kristale i radijalne agregate.
U prirodi su rasprostranjeni i željezni sulfidi - pirit FeS 2 (sumpor ili željezni pirit) i pirotit. Nisu željezna ruda - pirit se koristi za proizvodnju sumporne kiseline, a pirotin često sadrži nikal i kobalt.
Rusija je na prvom mjestu u svijetu po rezervama željezne rude. Sadržaj željeza u morskoj vodi je 1·10?5 -1·10?8%.

Glavni depoziti.

Prema podacima američkog Geološkog zavoda, dokazane svjetske rezerve željezne rude iznose oko 178 milijardi tona. Glavna nalazišta željeza nalaze se u Brazilu, Australiji, SAD-u, Kanadi, Švedskoj, Venecueli, Liberiji, Ukrajini, Francuskoj i Indiji. U Rusiji se gvožđe kopa u Kurskoj magnetnoj anomaliji (KMA), na poluostrvu Kola, Kareliji i Sibiru. Donje okeanske naslage, u kojima se gvožđe, zajedno sa manganom i drugim vrednim metalima, nalazi u nodulama, u poslednje vreme dobijaju značajnu ulogu.

Potvrda.

U industriji se željezo dobiva iz željezne rude, uglavnom iz hematita (Fe 2 O 3) i magnetita (FeO Fe 2 O 3).
Postoje različiti načini za izdvajanje željeza iz ruda. Najčešći je domenski proces.
Prva faza proizvodnje je redukcija gvožđa ugljenikom u visokoj peći na temperaturi od 2000°C. U visokoj peći, ugljenik u obliku koksa, željezna ruda u obliku aglomerata ili peleta i fluks (kao što je krečnjak) se napajaju odozgo, a susreću ih struja prisilno vrućeg zraka odozdo.
U peći se ugljenik u obliku koksa oksidira u ugljični monoksid. Ovaj oksid nastaje tokom sagorevanja u nedostatku kiseonika:
2C + O = 2CO
Zauzvrat, ugljen monoksid smanjuje željezo iz rude. Da bi ova reakcija išla brže, zagrijani ugljični monoksid se propušta kroz željezov (III) oksid:
3CO + Fe 2 O 3 = 2Fe + 3CO 2
Fluks se dodaje kako bi se otklonile neželjene nečistoće (prvenstveno silikati; na primjer, kvarc) u iskopanoj rudi. Tipični fluks sadrži krečnjak (kalcijum karbonat) i dolomit (magnezijev karbonat). Za uklanjanje drugih nečistoća koriste se drugi tokovi.
Efekat fluksa (u ovom slučaju kalcijum karbonata) je da se kada se zagreje, razlaže do svog oksida:
CaCO 3 = CaO + CO 2
Kalcijum oksid se spaja sa silicijum dioksidom, formirajući trosku - kalcijum metasilikat:
CaO + SiO 2 = CaSiO 3
Šljaka se, za razliku od silicijum dioksida, topi u peći. Šljaka, lakša od željeza, pluta na površini - ovo svojstvo vam omogućava da odvojite šljaku od metala. Zgura se zatim može koristiti u građevinarstvu i poljoprivredi. Rastopljeno željezo proizvedeno u visokoj peći sadrži dosta ugljika (lijevano željezo). Osim u slučajevima kada se liveno gvožđe koristi direktno, zahteva dalju obradu.
Višak ugljenika i druge nečistoće (sumpor, fosfor) uklanjaju se iz livenog gvožđa oksidacijom u otvorenim pećima ili konverterima. Električne peći se također koriste za topljenje legiranih čelika.
Pored procesa visoke peći, uobičajen je i proces direktne proizvodnje željeza. U ovom slučaju, prethodno zdrobljena ruda se miješa sa posebnom glinom, formirajući pelete. Pelet se peče i obrađuje u osovinskoj peći sa vrućim proizvodima konverzije metana koji sadrže vodonik. Vodik lako smanjuje željezo:
Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3 H 2 O
u ovom slučaju, željezo se ne kontaminira nečistoćama kao što su sumpor i fosfor, koji su uobičajene nečistoće u uglju. Gvožđe se dobija u čvrsta forma, a zatim se topi u električnim pećima.
Hemijski čisto gvožđe se dobija elektrolizom rastvora njegovih soli.
Upotreba gvožđa.
Gvožđe je najvažniji metal moderne tehnologije. U svom čistom obliku, željezo se praktički ne koristi zbog svoje niske čvrstoće, iako se u svakodnevnom životu proizvodi od čelika ili lijevanog željeza često nazivaju "gvožđem". Najveći dio željeza se koristi u obliku legura vrlo različitih sastava i svojstava. Legure željeza čine oko 95% svih metalnih proizvoda. Legure bogate ugljenikom (preko 2% po masi) - liveno gvožđe - tope se u visokim pećima iz ruda obogaćenih gvožđem. Čelik različitih razreda (sa sadržajem ugljika manji od 2% masenog udjela) se topi iz lijevanog željeza u otvorenim i električnim pećima i pretvaračima oksidacijom (sagorijevanjem) viška ugljika, uklanjanjem štetnih nečistoća (uglavnom S, P, O) i dodavanjem legirajućih elemenata. Visokolegirani čelici (sa visokim sadržajem nikla, hroma, volframa i drugih elemenata) tope se u elektrolučnim i indukcijskim pećima. Za proizvodnju čelika i legura željeza specijalne namjene koriste se novi procesi - vakuum, elektrotrosko pretapanje, plazma i topljenje elektronskim snopom i drugi. Razvijaju se metode za topljenje čelika u kontinuirano radnim jedinicama koje osiguravaju visok kvalitet metala i automatizaciju procesa.
Stvoreni su materijali na bazi željeza koji mogu izdržati visoke i niske temperature, vakuum i visoki pritisci, agresivne sredine, visoki naizmjenični naponi, nuklearno zračenje itd. Proizvodnja željeza i njegovih legura stalno raste.
Gvožđe kao umetnički materijal koristilo se od davnina u Egiptu, Mezopotamiji i Indiji. Od srednjeg vijeka u evropskim zemljama (Engleska, Francuska, Italija, Rusija i dr.) sačuvani su brojni visokoumjetnički proizvodi od željeza - kovane ograde, šarke za vrata, zidni nosači, vjetrobran, okviri sanduka, svjetla. Kovani proizvodi napravljeni od šipki i proizvodi od ekspandiranog lima (često sa oblogom od liskuna) odlikuju se svojim ravnim oblicima, jasnom linearnom grafičkom siluetom i efikasno su vidljivi na svetlo-zračnoj pozadini. U 20. veku, gvožđe se koristilo za izradu rešetki, ograda, otvorenih unutrašnjih pregrada, svećnjaka i spomenika.

Fizička svojstva.
Gvožđe je tipičan metal u slobodnom stanju srebrnasto bijela sa sivkastom nijansom. Čisti metal je duktilan; razne nečistoće povećavaju njegovu tvrdoću i lomljivost. Ima izražena magnetna svojstva. Često se razlikuje takozvana "gvozdena trijada" - grupa od troje metali koji imaju slična fizička svojstva, atomske radijuse i vrijednosti elektronegativnosti.
Gvožđe se odlikuje polimorfizmom, ima četiri kristalne modifikacije:

Metalurgija ne razlikuje?-Fe kao zasebnu fazu, već ga smatra varijantom?-Fe. Kada se gvožđe ili čelik zagreju iznad Curie tačke, toplotno kretanje jona poremeti orijentaciju spin magnetnih momenata elektrona, feromagnet postaje paramagnetičan - javlja se fazni prelaz drugog reda, ali fazni prelaz prvog reda sa ne dolazi do promjene osnovnih fizičkih parametara kristala.
Za čisto željezo pri normalnom pritisku, sa stanovišta metalurgije, postoje sljedeće stabilne modifikacije:

Prisutnost ugljika i legirajućih elemenata u čeliku značajno mijenja temperature faznih prijelaza. Čvrsti rastvor ugljenika u α- i β-gvožđu naziva se ferit. Ponekad se pravi razlika između visokotemperaturnog ?-ferita i niskotemperaturnog ?-ferita, iako su njihove atomske strukture iste. Čvrsti rastvor ugljenika u α-gvožđu naziva se austenit.

Fenomen polimorfizma je izuzetno važan za metalurgiju čelika. Upravo zahvaljujući?-? Toplinska obrada čelika odvija se na prijelazima kristalne rešetke. Bez ovog fenomena, željezo kao osnova čelika ne bi dobilo tako široku upotrebu.
Gvožđe je vatrostalno i spada u metale srednje aktivnosti. Tačka topljenja gvožđa je 1539 °C, tačka ključanja je 2862 °C.
Hemijska svojstva.
Gvožđe ispoljava umerenu hemijsku aktivnost. Sagorijeva u atmosferi kisika, stvarajući oksid Fe 2 O 3. U fino usitnjenom stanju metal je piroforan, tj. sposoban za spontano sagorevanje na vazduhu. Fini željezni prah može se dobiti termičkom razgradnjom željeznog oksalata u atmosferi vodika.
Kada se čuva na vazduhu na temperaturama do 200°C, gvožđe se postepeno prekriva gustim filmom oksida, koji sprečava dalju oksidaciju metala. U vlažnom zraku, željezo se prekriva labavim slojem rđe, koji ne sprječava pristup kisika i vlage metalu i njegovo uništavanje. Rđa nema stalan hemijski sastav, približno njena hemijska formula može se napisati kao Fe 2 O 3.
Gvožđe reaguje sa rastopljenim sumporom, formirajući sulfid, i aktivno reaguje sa hlorom, bromom i jodom dajući trihlorid, tribromid i dijodid. Željezo slabo reagira s fluorom zbog stvaranja gustog, nisko hlapljivog trifluoridnog filma na površini. Na temperaturama iznad 500°C, metal reverzibilno reagira s ugljikom:
3Fe+C<=>Fe3C
Željezni karbid ovog sastava naziva se cementit. Nalazi se u livenom gvožđu i čeliku.
Gvožđe pri zagrevanju reaguje sa kiseonikom. Kada željezo sagorijeva na zraku, nastaje Fe 2 O 3 oksid, kada se sagorijeva u čistom kisiku, nastaje Fe 3 O 4 oksid. Ako se kisik ili zrak propuštaju kroz rastopljeno željezo, nastaje FeO oksid.
Kada se zagrije, željezo reagira s dušikom, formirajući željezni nitrid Fe3N, s fosforom, formirajući fosfide FeP, Fe 2 P i Fe 3 P, s ugljikom, formirajući karbid Fe 3 C, sa silicijumom, formirajući nekoliko silicida, na primjer, FeSi. Pri povišenom pritisku, metalno gvožđe reaguje sa ugljen monoksidom CO i nastaje tečnost, at normalnim uslovima visoko hlapljivi željezni pentakarbonil Fe(CO) 5 . Poznati su i karbonili gvožđa sastava Fe 2 (CO) 9 i Fe 3 (CO) 12. Karbonili željeza služe kao polazni materijali u sintezi organskih željeznih spojeva, uključujući sastav ferocena.
Čisto metalno željezo je stabilno u vodi i razrijeđenim alkalnim otopinama. Gvožđe se ne otapa u koncentrovanoj sumpornoj i azotnoj kiselini, jer jak oksidni film pasivira njegovu površinu sa hlorovodoničnom i razblaženom (otprilike 20%) sumpornom kiselinom, gvožđe reaguje da nastane soli gvožđa(II):
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2
Gvožđe se otapa u razrijeđenim i umjereno koncentriranim otopinama dušične kiseline:
Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO ^ + 2H 2 O
Kada gvožđe reaguje sa približno 70% sumporne kiseline, reakcija nastavlja da formira gvožđe (III) sulfat:
2Fe + 4H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O
Pod uticajem atmosferske vlage i vazduha gvožđe korodira (rđa):
4Fe + 2H 2 O + 3O 2 = 4FeO(OH)
Godišnje se gubi do 10% cjelokupnog proizvedenog željeza zbog korozije.
Vrlo čisto željezo, koje sadrži manje od 0,01% nečistoća sumpora, ugljika i fosfora, otporno je na koroziju. U blizini grada Delhija u Indiji nalazi se gvozdeni stub podignut u 9. veku. prije Krista, koji ne pokazuje znakove rđe. Izrađen je od veoma čistog metala sa sadržajem gvožđa od 99,72%. Klimatske karakteristike ovog područja mogu igrati važnu ulogu u otpornosti materijala poznatog stupa na koroziju.
Metalno gvožđe reaguje kada se zagreva sa koncentrovanim (više od 30%) rastvorima alkalija, formirajući hidrokso komplekse. Pod uticajem jakih oksidacionih sredstava pri zagrevanju, gvožđe može formirati jedinjenja u oksidacionom stanju (+VI) - ferati:
Fe + 2KNO 3 = K 2 FeO 4 + 2NO
Za željezo su poznati oksidi i hidroksidi u oksidacijskim stanjima (II) i (III).
Gvožđe tvori jednostavne soli sa gotovo svim anionima. Nitrati, sulfati, halogenidi (osim fluorida), acetati, itd. su rastvorljivi u vodi. Kation gvožđa (II) se može oksidovati mnogim oksidacionim agensima u kation gvožđa (III). Otopine soli željeza (II) i njegovih čvrstih soli postepeno oksidiraju čak i kada se jednostavno skladište na zraku:
4FeCO 3 + 2H 2 O + O 2 = 4FeO(OH) + 2CO 2
4FeS + 6H 2 O + O 2 = 4FeO(OH) + 4H 2 S
Pri zagrijavanju se razlažu željezni sulfati, nitrati, karbonati i oksalati. U ovom slučaju, željezo (II) se obično oksidira u željezo (III), na primjer:
2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2
Soli željeza (III) podliježu teškoj hidrolizi.

Gvožđe (II) oksid – FeO. Crna kristalna tvar, molekula ima jonsku strukturu. Pokazuje osnovna svojstva (iako je u interakciji sa alkalnim topljenjem, pokazujući slabu amfoternost). U normalnim uslovima ne reaguje sa vodom, ali u prisustvu atmosferskog kiseonika i slabog zagrevanja polako reaguje sa vodenom parom. Pokazuje svojstva slabog redukcionog sredstva. Pri zagrijavanju se raspada, ali se daljnjim zagrijavanjem ponovo formira. Interagira sa kiselinama. Oksidirano kisikom u miješani željezni oksid. Redukovano vodonikom, ugljikom, ugljičnim monoksidom:
FeO + 2HCl = FeCl 2 + H 2 O,
FeO + 4NaOH = Na 4 FeO 3 + 2H 2 O
4FeO + 6H 2 O+ O 2 = 4Fe(OH) 3
FeO Fe 3 O 4 +Fe FeO
6FeO + O 2 2Fe 3 O 4,
FeO + H 2 Fe + H 2 O,
FeO + C Fe + CO,
FeO + CO Fe + CO 2 .
FeO se dobiva redukcijom miješanog željeznog oksida ugljičnim monoksidom ili razgradnjom dvovalentnih spojeva željeza u inertnoj atmosferi:
Fe 3 O 4 + CO 3FeO + CO 2,
Fe(OH) 2 FeO + H 2 O,
FeCO 3 FeO + CO 2 .

Gvožđe(II) hidroksid se prirodno javlja kao mineral amakinit. Ovaj mineral sadrži nečistoće magnezijuma i mangana (empirijska formula Fe 0,7 Mg 0,2 Mn 0,1 (OH) 2). Boja minerala je žuto-zelena ili svijetlozelena, tvrdoća po Mohsu 3,5-4, gustina 2,925-2,98 g/cm?.
Čisti željezo (II) hidroksid je bijela kristalna supstanca. Ponekad ima zelenkastu nijansu zbog nečistoća soli željeza. S vremenom potamni na zraku zbog oksidacije. Nerastvorljivo u vodi (rastvorljivost 5,8·10?6 mol/l). Razlaže se kada se zagreje. Ima sistem trigonalne kristalne rešetke.
Gvožđe (II) hidroksid pokazuje svojstva baze - lako ulazi u reakcije neutralizacije sa razblaženim kiselinama, na primer hlorovodoničnom kiselinom (nastaje rastvor gvožđe (II) hlorida):
Fe(OH) 2 + 2HCl 2 = 2 H 2 O + FeCl 2
U težim uslovima pokazuje kisela svojstva, na primjer, s koncentriranim (više od 50%) natrijum hidroksida pri ključanju u atmosferi dušika stvara talog natrijum tetrahidroksoferata (II):
Fe(OH) 2 + 2NaOH = Na 2
Ne reaguje sa amonijak hidratom. Kada se zagrije, reagira s koncentriranim otopinama amonijevih soli, na primjer, amonijevog klorida:
Fe(OH) 2 + 2NH 4 Cl = FeCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O
Kada se zagrije, razlaže se i formira željezo (II) oksid: Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O
U ovoj reakciji nastaju metalno gvožđe i digvožđe(III)-gvožđe(II) oksid (Fe 3 O 4) kao nečistoće.
U obliku suspenzije, kada se kuha u prisustvu atmosferskog kisika, oksidira se u željezni metahidroksid. Kada se zagrije s ovim potonjim, formira diiron(III)-gvožđe(II) oksid:
4Fe(OH) 2 + O 2 = 4FeO(OH) + 2H 2 O
Fe(OH) 2 + 2FeO(OH) = (FeFe 2)O + 2H 2 O
Ove reakcije se takođe javljaju (polako) tokom procesa rđe gvožđa.
Gvožđe (II) hidroksid se može dobiti u obliku taloga u reakcijama razmene rastvora soli gvožđa (II) sa alkalijama, na primer:
FeSO 4 + 2KOH = Fe(OH) 2 + K 2 SO 4
Formiranje gvožđe (II) hidroksida je jedna od faza rđe gvožđa:
2Fe + 2H 2 O + O 2 = 2 Fe(OH) 2
Gvožđe (II) hidroksid se koristi u proizvodnji aktivne mase gvožđe-nikl baterija.

Gvožđe (II) hidroksid je žutozeleni ili svetlozeleni mineral, tvrdoće po Mohsu 3,5-4, gustine 2,925-2,98 g/cm?. Amfoterni hidroksid sa dominantnim osnovnim svojstvima.

U solima gvožđa (II), zbog njegove delimične oksidacije u vazduhu, uvek su prisutni kationi gvožđa (III). Stoga, za proučavanje svojstava Fe 2+ katjona, umjesto željezo(II) sulfata, treba uzeti najstabilniju dvostruku kristalnu Mohrovu sol (NH 4) 2 SO 4 · FeSO 4 · 6H 2 O ili koristiti svježe pripremljenu otopinu gvožđe (II) sulfata. Pošto je stabilnost gvožđa (II) u kristalnom stanju veća nego u rastvoru, za istraživanje je potrebno uzeti sveže pripremljen rastvor soli.

Oprema i reagensi: pipeta, epruvete, čaša, filter papir, makaze; Mohrova so, natrijum hidroksid, sumporna kiselina.

Vodeni rastvor natrijum hidroksida se dodaje Mohrovoj soli dok se ne formira zeleni talog. Izdvojeni talog se filtrira i podeli u tri epruvete. Jedna epruveta se ostavi da odstoji na vazduhu, mešajući sediment staklenom šipkom. Nakon 2-3 minuta, boja taloga će početi da se menja usled oksidacije gvožđe (II) hidroksida u gvožđe (III) hidroksid. U drugu epruvetu dodajte nekoliko kapi razrijeđenog rastvora hlorovodonične kiseline, a u treću višak lužine.

Lijek se dobiva interakcijom alkalije i željezne soli +2 (Mohrova sol):

Studiranje nekretnina:
Fe(OH) 2 + NaOH = reakcija ne dolazi, jer Fe(OH) 2 pokazuje osnovna svojstva
Fe(OH) 2 + H 2 SO 4 = FeSO 4 + 2H 2 O boja se mijenja u prljavo zelenu
4Fe(OH) 2 + O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4H 2 O talog na zraku oksidira (rđa) i pretvara se u željezo (III) hidroksid
Da biste dobili 6 gr. Fe(OH) 2 izračunajmo svaku supstancu koja je reagovala.
Izračuni:
(NH 4) 2 SO 4 FeSO 4 6H 2 O + 2NaOH = Fe(OH) 2 v + Na 2 SO 4 + NH 4 O 2
M(Fe(OH) 2) = 53 g/mol
n(Fe(OH) 2) = 0,067 mol
M(NaOH) = 40 g/mol
m(NaOH) = 0,067 mol 40 g/mol? 2=5,36g
M((NH 4) 2 SO 4 FeSO 4 6H 2 O) = 392 g/mol
m((NH 4) 2 SO 4 FeSO 4 6H 2 O) = 26 g
? = (me/mtheor)?100% = (5,63/6)?100% =93,8%

Zaključak.
U okviru ovog kursa proučavana su fizička i hemijska svojstva hidroksida kao klase neorganskih jedinjenja, gvožđa i njegovih jedinjenja u oksidacionom stanju +2; razmatra se njihova istorija otkrića, rasprostranjenosti u prirodi, proizvodnje; odabrana je optimalna metoda za dobijanje gvožđe(II) hidroksida; Dobijen je gvožđe (II) hidroksid i proučavana su njegova svojstva.

Reference.
1. Glinka N. L. Opća hemija. - L.: Hemija, 1988. - 702 str.
2. Kreshkov A. P., Yaroslavtsev A. A. Kurs analitičke hemije. - M.: Hemija, 1964. - 430 str.
3. Podobaev N. I. Elektroliza. - M.: Obrazovanje, 1989, 100 str.
4. Polees M. E. Analytical chemistry. - M.: Medicina, 1981. - 286 str.
5. Rabinovich V. A., Khavin Z. Ya. - L.: Hemija, 1978. - 331 str.
6. Hemijska enciklopedija u 5 tomova / ur. I. L. Knunyants. - M.: Sovjetska enciklopedija, 1990.
7. Shchukarev S. A. Neorganska hemija. - M.: postdiplomske škole, 1970. - 437 str.
8. Rabinovich V.A., Khavin Z.Ya. "Kratki hemijski priručnik" L.: Hemija, 1977. str
9. Lidin R. A., Molochko V. A., Andreeva L. L. Reakcije neorganske supstance: referentna knjiga / Ed. R. A. Lidina. - 2. izd., revidirano. i dodatne - M.: Drfa, 2007. - P. 179. - 637 str.
10. Ahmetov N.S. Opća i neorganska hemija. –M.: Viša škola, 1981. -681 str.
11. Karyakin Yu.V., Angelov I.I. Čiste hemikalije. – M.: Hemija, 1974. – 168 str.

1. Kiseonik oksidira željezo, što rezultira stvaranjem željeznog kamenca - miješanog oksida

Klor je jako oksidaciono sredstvo, pa oksidira željezo do višeg oksidacijskog stanja (+3), što rezultira stvaranjem željeznog (III) hlorida. 2. Kiseonik i hlor su oksidanti, gvožđe je redukciono sredstvo.

Interakcija gvožđa sa koncentrisane kiseline 1. Azotna i koncentrisana sumporna kiselina spadaju u oksidacione kiseline, tj. pokazuju jaka oksidirajuća svojstva zbog ostatka kiseline. Dušikov oksid (II) koji se oslobađa tokom redukcije dušične kiseline lako se oksidira kisikom u zraku u dušikov oksid (IV).

Napomena: Gvožđe ne reaguje sa koncentrovanom azotnom kiselinom i koncentrovanom sumpornom kiselinom na hladnom (pasivira).

Priprema željezovog (II) hidroksida i njegova interakcija sa kiselinama

A) Akcije: Dodati rastvor natrijum hidroksida u sveže pripremljen rastvor gvožđe (II) sulfata. Zapažanja: Nastaje zelenkasti talog. Jednačine reakcije:

Zaključci: Gvožđe (II) i (III) hidroksidi se mogu dobiti kao rezultat reakcije razmene između rastvorljivih soli gvožđa (II) i (III) sa rastvorom alkalija, jer u ovom slučaju dolazi do vezivanja jona:

b) Akcije: Dodati rastvor hlorovodonične kiseline u talog. Zapažanja: Talog se rastvara. Jednačine reakcije:

Zaključci: Jer

je bazične prirode, pa reaguje sa kiselinama.

Priprema soli željezovog (III) hidroksida i njegova interakcija sa kiselinama za stvaranje odgovarajućih soli

A) Akcije: Dodati rastvor alkalija u rastvor gvožđe (III) hlorida. Zapažanja: Formira se smeđi talog. Jednačine reakcije:

Zaključci: Joni

može se odrediti pomoću reakcije između njihovih soli i alkalija, jer u ovom slučaju, padavine se formiraju:

- zelena;

- braon. b) Akcije: Dodati sumpornu kiselinu u talog. Zapažanja: Talog se rastvara. Jednačine reakcije:

68. Jedinjenja gvožđa

Gvožđe (II) oksid FeO– crna kristalna supstanca, nerastvorljiva u vodi i alkalijama. FeO odgovara bazi Fe(OH)2.

Potvrda. Gvožđe (II) oksid se može dobiti nepotpunom redukcijom magnetne željezne rude ugljičnim (II) oksidom:

Hemijska svojstva. To je glavni oksid. Reagujući sa kiselinama, formira soli:

Gvožđe (II) hidroksid Fe(OH)2- bijela kristalna supstanca.

Potvrda. Gvožđe (II) hidroksid se dobija iz dvovalentnih soli gvožđa pod dejstvom alkalnih rastvora:

Hemijska svojstva. Bazični hidroksid. Reaguje sa kiselinama:

U zraku se Fe(OH)2 oksidira u Fe(OH)3:

Gvožđe(III) oksid Fe2O3– smeđa tvar, koja se u prirodi nalazi u obliku crvene željezne rude, nerastvorljiva u vodi.

Potvrda. Prilikom pečenja pirita:

Hemijska svojstva. Pokazuje slaba amfoterna svojstva. U interakciji sa alkalijama, stvara soli:

Gvožđe (III) hidroksid Fe(OH)3– crveno-smeđa supstanca, nerastvorljiva u vodi i višku alkalija.

Potvrda. Dobija se oksidacijom gvožđe (III) oksida i gvožđe (II) hidroksida.

Hemijska svojstva. To je amfoterno jedinjenje (sa preovlađujućim osnovnim svojstvima). Precipitati pod djelovanjem alkalija na soli feri željeza:

Željezne soli dobijeno reakcijom metalnog gvožđa sa odgovarajućim kiselinama. Visoko su hidrolizovani, zbog čega su vodeni rastvori– energetski reduktori:

Kada se zagrije iznad 480 °C, razgrađuje se, stvarajući okside:

Kada alkalije djeluju na željezo (II) sulfat, nastaje željezo (II) hidroksid:

Formira kristalni hidrat - FeSO4?7N2O (gvozdeni sulfat). Gvožđe (III) hlorid FeCl3 – tamno smeđa kristalna supstanca.

Hemijska svojstva. Otopimo u vodi. FeCl3 pokazuje oksidirajuća svojstva.

Redukcioni agensi - magnezijum, cink, sumporovodik, oksidiraju bez zagrijavanja.

Gvožđe(II) hidroksid- neorganska supstanca formule Fe(OH)2, jedinjenje gvožđa. Amfoterni hidroksid sa dominantnim osnovnim svojstvima. Kristalna tvar je bijela (ponekad sa zelenkastom nijansom) i vremenom potamni na zraku. To je jedno od intermedijarnih jedinjenja u rđenju gvožđa.

1 Biti u prirodi
2 Fizička svojstva
3 Hemijska svojstva
4 Račun
5 Aplikacija
6 Napomene

Biti u prirodi

Gvožđe(II) hidroksid se prirodno javlja kao mineral amakinit. Ovaj mineral sadrži nečistoće magnezijuma i mangana (empirijska formula Fe0.7Mg0.2Mn0.1(OH)2). Boja minerala je žuto-zelena ili svijetlozelena, tvrdoća po Mohsu 3,5-4, gustina 2,925-2,98 g/cm³.

Fizička svojstva

Čisti željezo(II) hidroksid je bijela kristalna supstanca. Ponekad ima zelenkastu nijansu zbog nečistoća soli željeza. Vremenom potamni na vazduhu usled oksidacije. Nerastvorljiv u vodi (rastvorljivost 5,8·10−6 mol/l). Raspada kada se zagreje. Ima sistem trigonalne kristalne rešetke.

Hemijska svojstva

Gvožđe(II) hidroksid prolazi kroz sledeće reakcije.

Pokazuje svojstva baze - lako ulazi u reakcije neutralizacije s razrijeđenim kiselinama, na primjer klorovodičnom kiselinom (nastaje otopina željeznog(II) hlorida):

U težim uslovima pokazuje kisela svojstva, na primer, sa koncentrisanim (više od 50%) natrijum hidroksida kada ključa u atmosferi azota, formira talog natrijum tetrahidroksoferata(II):

Ne reaguje sa amonijak hidratom. Kada se zagrije, reagira s koncentriranim otopinama amonijevih soli, na primjer, amonijevog klorida:

Kada se zagrije, razlaže se u željezo(II) oksid:

U ovoj reakciji nastaju metalno željezo i digvožđe(III)-gvožđe(II) oksid (Fe3O4) kao nečistoće.

U obliku suspenzije, kada se kuha u prisustvu atmosferskog kisika, oksidira se u željezni metahidroksid. Kada se zagrije s potonjim, formira diiron(III)-gvožđe(II) oksid:

Ove reakcije se takođe javljaju (polako) tokom procesa korozije gvožđa.

Potvrda

Gvožđe(II) hidroksid se može dobiti u obliku taloga u reakcijama razmene rastvora soli gvožđa(II) sa alkalijama, na primer:

Formiranje gvožđe(II) hidroksida je jedna od faza rđe gvožđa:

Aplikacija

Gvožđe(II) hidroksid se koristi u proizvodnji aktivne mase gvožđe-nikl baterija.

Bilješke

Amankinite na webmineral.com. Arhivirano iz originala 21. aprila 2012.
1 2 Lidin R. A., Molochko V. A., Andreeva L. L. Reakcije neorganskih supstanci: referentna knjiga / Ed. R. A. Lidina. - 2. izd., revidirano. i dodatne - M.: Drfa, 2007. - Str. 179. - 637 str. - ISBN 978-5-358-01303-2.
Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Konstante neorganskih supstanci: priručnik / Ed. R. A. Lidina. - 2. izd., revidirano. i dodatne - M.: Drfa, 2006. - Str. 109, 467, 580, 605. - 685 str. - ISBN 5-7107-8085-5.

p·o·r Hidroksidi

Informacije o željezo(II) hidroksidu

Sekcije