Ферриты. Комплексные соединения железа

Для железа наиболее характерны два ряда соединений: соеди­нения железа (II) и железа (III). Известно также небольшое число соединений железа (VI).

Оксид железа (II) FeO — черный, легко окисляющийся поро­шок. Получают его восстановлением оксида железа (III) оксидом углерода (II) при 500°С:

Fe₂O₃+СО=2FeO+СО₂

FeO проявляет свойства основного оксида: легко растворяется в кислотах, образуя соли железа (II):

Оксид железа (III) Fe₂O₃ — самое устойчивое природное кис­лородсодержащее соединение железа.

Является амфотерным оксидом. При сплавлении Fe₂O₃ с оксидами, гидроксидами или карбонатами металлов образуются ферриты:

Fe₂O₃+2NaOH=2NaFeO₂+Н₂О Fe₂O₃+Na₂CO₃=2NaFeO₂+CO₂

Растворяясь в кислотах, оксид железа (III) образует соли железа(III):

Fe₂O₃+6НСl=2FeCl₃+3Н₂О

Оксид железа (II-III) Fe₃O₄ встречается в природе в виде мине­рала магнетита. Он хороший проводник тока, поэтому использу­ется для изготовления электродов.

Получают взаимодействием железа с водяным паром ниже 570°С:

3Fe+4Н₂O=Fe₃O₄+4H₂­

Оксид железа (II-III) Fe₃O₄ иным образом можно записать как FeO•Fe₂O₃.

Оксидам соответствуют гидроксиды железа.

Гидроксид железа (II) Fe(OH)₂ представляет собой твердое ве­щество, но в чистом виде его можно получить лишь тогда, когда растворы реагирующих веществ не содержат растворенного кис­лорода и если реакцию вести в отсутствие кислорода воздуха:

FeSO₄+2NaOH=Fe(OH)₂¯+Na₂SO₄

На воздухе гидроксид железа (II) неустойчив, при соприкос­новении с ним сначала зеленеет, затем буреет, переходя в гидрок­сид железа (III):

4Fe(OH)₂+О₂+2Н₂O=4Fe(OH)₃

Гидроксид железа (II) Fe(OH)₂ является нерастворимым гид­роксидом и проявляет основные свойства, хорошо растворяясь в минеральных кислотах и образуя соли железа (II):

Fe(OH)₂+H₂SO₄=FeSO₄+2Н₂О

Гидроксид железа (III) Fe(OH)₃ в виде красно-бурого осадка может быть получен окислением Fe(OH)₂ либо действием щелочей на соли железа (III):

FeCl₃+3NaOH=Fe(OH)₃¯+3NaCl

Гидроксид железа (III) трудно растворим, является более сла­бым основанием, чем гидроксид железа (II). Это объясняется тем, что у Fe²⁺ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe³⁺, a значит, Fe²⁺ слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH)₂ бо­лее легко диссоциирует. Гидроксид железа (III) обладает слабовыра­женной амфотерностью: растворяется в разбавленных кислотах:

Fe(OH)₃+3НСl=FeCl₃+3Н₂О

а при сплавлении со щелочами или основными оксидами образует ферриты:

Fe(OH)₃+3NaOH=NaFeO₂+2Н₂О

Соли двухвалентного железа могут быть получены растворе­нием металлического железа, гидроксида, карбоната или сульфи­да железа (II) в разбавленных кислотах без доступа воздуха:

Fe+2НСl=FeCl₂+Н₂О

Соли железа (II)гидролизуются незначительно: Fe²⁺+Н₂О«Fe(OH)⁺+Н⁺

Среди солей железа (II) наибольшее значение имеет железный купорос FeSO₄•7Н₂О, в состав которого входит семь молекул кристаллизационной воды. Железный купорос хорошо растворя­ется в воде. Его применяют для борьбы с вредителями сельского хозяйства, а также для изготовления красителей.

Соли трехвалентного железа могут быть получены окислени­ем порошка железа галогенами, окислением солей железа (II), растворением оксида или гидроксида железа (III) на воздухе:

2Fe+3Cl₂=2FeCl₃

Fe₂O₃+3H₂SO₄=Fe₂(SO₄)₃+3H₂O

Соли железа (III) сильно гидролизуются водой, и их водные растворы имеют кислую реакцию:

FeCl₃+НОН«Fe(OH)Cl₂¯+HCl Fe³⁺+НОН«Fe(OH)²⁺+Н⁺

Из солей железа (III) наибольшее значение имеют хлорид же­леза (III) FeCl₃, представляющий собой весьма гигроскопические оранжевые кристаллы, которые при хранении поглощают воду и расплываются в коричневую кашицу; ионагидрат сульфата желе­за (III) Fe₂(SO₄)₃•9Н₂О, используемый как коагулянт, а также для травления металлов; ионагидрат нитрата железа (III) Fe(NO₃)₃•9Н₂О, используемый как протрава при крашении хлоп­чатобумажных тканей и утяжелитель шелка.

Соли железа (II) легко переходят в соли железа (III), напри­мер, при нагревании с азотной кислотой или с перманганатом калия в присутствии серной кислоты:

6FeSO₄+2HNO₃+3H₂SO₄=3Fe₂(SO₄)₃+2NO­+4H₂O

Окисление солей железа (II) в соли железа (III) может проис­ходить под действием кислорода воздуха при хранении этих со­единений, но только этот процесс очень длительный.

Кроме того, следует отметить также две важные комплексные соли, в которых железо входит в состав анионов: гексацианоферрат (II) калия K₄[Fe(CN)₆] и гексацианоферрат (III) калия K₃[Fe(CN)₆], которые являются реактивами на катионы Fe³⁺ и Fe²⁺ соответственно.

Гексацианоферрат (II) калия K₄[Fe(CN)₆] (желтая кровяная кровь) является важным реактивом для обнаружения ионов же­леза Fe³⁺ в растворе:

K₄[Fe(CN)₆]« 4К⁺+[Fe(CN)₆]^4-

Получающиеся ионы [Fe(CN)₆]^4- могут взаимодействовать с ионами Fe³⁺, образуя характерный темно-синий осадок гексацианоферрата (II) железа (III), называемый часто берлинской лазурью:

3[Fe(CN)₆]^4-+4Fe³⁺=Fe₄[Fe(CN)₆]₃¯

Гексацианоферрат (III) калия K₃[Fe(CN)₆] (красная кровяная соль) является реактивом на катионы Fe²⁺:

K₃[Fe(CN)₆]«3K⁺+[Fe(CN)₆]^3-

и при взаимодействии иона [Fe(CN)₆]^3- с катионами Fe²⁺ выпадает темно-синий осадок гексацианоферрата (III) железа (II), называе­мый часто турнбулевой синью:

2[Fe(CN)₆]^3-+Fe²⁺=Fe₃[Fe(CN)₆]₂¯

Катионы Fe³⁺ могут быть обнаружены также с помощью бес­цветного раствора роданида аммония NH₄SCN:

NH₄SCN«NH₄⁺+SCN^-

Ионы SCN^- образуют с катионом Fe³⁺ соединение кроваво-красного цвета — роданит железа Fe(SCN)₃ (плохо диссоциирую­щий):

Fe³⁺+3SCN^-=Fe(SCN)₃

Известно также небольшое число соединений железа (VI) — ферраты, например феррат калия K₂FeO₄, феррат бария BaFeO₄, которые могут быть получены окислением оксида железа (III) при нагревании с нитратом и гидроксидом калия:

Fe₂O₃+4КОН+3KNO₃=2K₂FeO₄+3KNO₂+2H₂O или при легком нагревании с бромом и щелочью:

Ферраты в окислительно-восстановительных реакциях могут быть только окислителями.