Гидроксид железа

Чистый гидроксид железа (II) — кристаллическое вещество белого цвета. Иногда имеет зеленоватый оттенок из-за примесей солей железа. Со временем на воздухе темнеет вследствие окисления. Нерастворим в воде (растворимость 5,8·10⁻⁶ моль/л). При нагревании разлагается. Имеет тригональную сингонию кристаллической решётки.

Гидроксид железа (II) проявляет свойства основания — легко вступает в реакции нейтрализации с разбавленными кислотами, например с соляной (образуется раствор хлорида железа (II)):

Fe(OH)₂ + 2HCl₂ = 2 H₂O + FeCl₂

В более жёстких условиях проявляет кислотные свойства, например с концентрированным (более 50 %) гидроксидом натрия при кипении в атмосфере азота образует осадок тетрагидроксоферрата (II) натрия:

 Fe(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Fe(OH)₄]

Не реагирует с гидратом аммиака. При нагревании реагирует  с концентрированными растворами солей аммония, например, хлорида аммония:

 Fe(OH)₂ + 2NH₄Cl = FeCl₂  + 2NH₃  + 2H₂O

При нагревании разлагается  с образованием оксида железа (II):              Fe(OH)₂ = FeO + H₂O

В этой реакции в качестве примесей образуются металлическое железо и оксид дижелеза (III)-железа (II) (Fe₃O₄).

В виде суспензии, при  кипячении в присутствии кислорода  воздуха окисляется до метагидроксида железа. При нагревании с последним  образует оксид дижелеза (III)-железа (II):

 4Fe(OH)₂ + O₂ = 4FeO(OH) + 2H₂O         

  Fe(OH)₂   + 2FeO(OH) = (FeFe₂)O  + 2H₂O

Эти реакции также  происходят (медленно) в процессе ржавления  железа.

Гидроксид железа (II) может быть получен в виде осадка в обменных реакциях растворов солей железа (II) со щёлочью, например:

FeSO₄ + 2KOH = Fe(OH)₂ + K₂SO₄

Образование гидроксида железа (II) является одной из стадий ржавления железа:

2Fe + 2H₂O + O₂  = 2 Fe(OH)₂

Гидроксид железа (II) находит применение при изготовлении активной массы железо-никелевых аккумуляторов.

 

2. Экспериментальная часть.
1. Получение гидроксида железа (II) и изучение его свойств.

Гидроксид железа (II) представляет собой минерал жёлто-зелёного или светло-зелёного цвета, твёрдость по Моосу 3,5—4, плотность 2,925—2,98 г/см³. Амфотерный гидроксид с преобладанием осно́вных свойств.

 

В солях железа (II), из-за частичного окисления его на воздухе, всегда присутствуют катионы железа (III). Поэтому для изучения свойств катионов Fe²⁺, вместо сульфата железа (II) следует брать наиболее устойчивую двойную кристаллическую соль Мора (NH₄)₂SO₄·FeSO₄·6H₂O  или использовать свежеприготовленный раствор сульфата железа (II). Поскольку устойчивость железа (II) в кристаллическом состоянии выше, чем в растворе, то для исследований необходимо брать свежеприготовленный раствор соли.

 

Оборудование и реактивы: пипетка, пробирки, стакан, фильтровальная бумага, ножницы; соль Мора, гидроксид натрия, серная кислота.

 

К раствору соли Мора добавляют водный раствор гидроксида натрия до образования осадка зеленого цвета. Выделившийся осадок фильтруют и делят на три пробирки. Одну пробирку оставиляют стоять на воздухе, перемешав осадок стеклянной палочкой. Через 2–3 минуты окраска осадка начнет изменяться из-за окисления гидроксида железа (II) в гидроксид железа (III). Во вторую пробирку добавляют несколько капель разбавленного раствора соляной кислоты, в третью – избыток щелочи.

 

Препарат получают взаимодействием  щелочи  и соли железа +2 (соли Мора):

(NH₄)₂SO₄·FeSO₄·6H₂O  + 2NaOH = Fe(OH)₂↓ + Na₂SO₄ + NH₄O₂

Изучение свойств:

Fe(OH)₂ + NaOH = реакция не идет, т.к. Fe(OH)₂ проявляет основные свойства

Fe(OH)₂ + H₂SO₄ = FeSO₄ + 2H₂O цвет изменяется на грязно-зеленый

4Fe(OH)₂ + O₂ = 2Fe₂O₃ + 4H₂O осадок на воздухе окисляется (ржавеет) и переходит в гидроксид железа (III)

Для того чтобы получить 6 гр. Fe(OH)₂  произведем расчет каждого вещества вступившего в реакцию.

Расчеты:

(NH₄)₂SO₄·FeSO₄·6H₂O  + 2NaOH = Fe(OH)₂↓ + Na₂SO₄ + NH₄O₂

M(Fe(OH)₂) = 53 г/моль

n(Fe(OH)₂) = 0,067 моль

M(NaOH) = 40 г/моль

m(NaOH) = 0,067моль×40 г/моль × 2=5,36г

M((NH₄)₂SO₄·FeSO₄·6H₂O) = 392г/моль

m((NH₄)₂SO₄·FeSO₄·6H₂O) = 26г

ƞ = (mэ/mтеор)×100% = (5,63/6) ×100% =93,8%

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Заключение.

В ходе выполнения данной курсовой работы были изучены физические и химические свойства гидроксидов как класса неорганические соединений, железа и его соединений в степени окисления +2; рассмотрена их история открытия, распространение в природе, получение; подобрана оптимальная методика получения гидроксида железа (II); был получен гидроксида железа (II) и изучены его свойства.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Список литературы.

1.Глинка Н. Л. Общая химия. - Л.: Химия, 1988. - 702 с.

2.Крешков А. П., Ярославцев А. А. Курс аналитической химии. - М.: Химия, 1964. - 430 с.

3.Подобаев Н. И. Электролиз. - М.: Просвещение, 1989, 100 с.

4.Полеес М. Э. Аналитическая химия. - М.: Медицина, 1981. - 286 с.

5.Рабинович В. А., Хавин З. Я. Краткий химический справочник. - Л.: Химия, 1978. - 331 с.

6. Химическая энциклопедия в 5 т. / под ред. И. Л. Кнунянца. - М.: Советская энциклопедия, 1990.

7.Щукарев С. А. Неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 1970. - 437 с.

8.Рабинович В.А., Хавин З.Я. "Краткий химический справочник" Л.: Химия, 1977 стр. 62

9.Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Реакции неорганических веществ: справочник / Под ред. Р. А. Лидина. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Дрофа, 2007. — С. 179. — 637 с. 

10.Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. –М.: Высшая школа, 1981. -681 с.

11.Карякин Ю.В., Ангелов И.И. Чистые химические вещества. – М.: Химия, 1974. – 168 с.