Железо и его соединения. Соединения железа (III) Уравнение гидроксид железа 3

Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка

Fe(NO 3) 3 + 3KOH ® Fe(OH) 3 ¯ + 3KNO 3

Fe 3+ + 3OH - ® Fe(OH) 3 ¯

Fe(OH) 3 – более слабое основание, чем гидроксид железа (II).

Это объясняется тем, что у Fe 2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe 3+ , а поэтому, Fe 2+ слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH) 2 более легко диссоциирует.

В связи с этим соли железа (II) гидролизуются незначительно, а соли железа (III) - очень сильно. Для лучшего усвоения материалов этого раздела рекомендуется просмотреть видеофрагмент (доступен только на CDROM). Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III): несмотря на то, что ион Fe 3+ почти бесцветен, содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe(OH) 3 , которые образуются благодаря гидролизу:

Fe 3+ + H 2 O « 2+ + H +

2+ + H 2 O « + + H +

H 2 O « Fe(OH) 3 + H +

При нагревании окраска темнеет, а при прибавлении кислот становится более светлой вследствие подавления гидролиза. Fe(OH) 3 обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей:

Fe(OH) 3 + 3HCl ® FeCl 3 + 3H 2 O

Fe(OH) 3 + 3H + ® Fe 3+ + 3H 2 O

Fe(OH) 3 + NaOH ® Na

Fe(OH) 3 + OH - ® -

Соединения железа (III) - слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:

2Fe +3 Cl 3 + H 2 S -2 ® S 0 + 2Fe +2 Cl 2 + 2HCl

Качественные реакции на Fe 3+

1) При действии гексацианоферрата (II) калия K 4 (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):

4FeCl 3 +3K 4 ® Fe 4 3 ¯ + 12KCl

4Fe 3+ + 12C l - + 12K + + 3 4- ® Fe 4 3 ¯ + 12K + + 12C l -

4Fe 3+ + 3 4- ® Fe 4 3 ¯

2) При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe 3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III):

FeCl 3 + 3NH 4 CNS « 3NH 4 Cl + Fe(CNS) 3

(при взаимодействии же с роданидами ионов Fe 2+ раствор остаётся практически бесцветным).

Работа в лаборатории

Реактивы: железные опилки Fe, соль Мора (NH 4) 2 SO 4 ·FeSO 4 ·6H 2 O, раствор хлорида железа (III) FeCl 3 , раствор гексационоферрата (III) калия K 3 , раствор гексационоферрата (II) калия K 4 , раствор роданида калия KCNS, раствор соляной кислоты HCl (концентрированный и разбавленный), раствор серной кислоты H 2 SO 4 (концентрированный и разбавленный), раствор азотной кислоты HNO 3 (концентрированный и разбавленный), раствор гидроксида натрия NaOH (концентрированный и разбавленный).

Посуда и оборудование: спиртовка, держатель для пробирок, штатив для пробирок, шпатель, пробирки, стеклянная палочка.

Соединения железа (II)

Соединения железа со степень окисления железа +2 малоустойчивы и легко окисляются до производных железа (III).

Fe 2 O 3 + CO = 2FeO + CO 2 .

Гидроксид железа (II) Fe(OH) 2 в свежеосажденном виде имеет серовато-зеленую окраску, в воде не растворяется, при температуре выше 150 °С разлагается, быстро темнеет вследствие окисления:

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

Проявляет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных, легко реагирует с неокисляющими кислотами:

Fe(OH) 2 + 2HCl = FeCl 2 + 2H 2 O.

Взаимодействует с концентрированными растворами щелочей при нагревании с образованием тетрагидроксоферрата (II):

Fe(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 .

Проявляет восстановительные свойства, при взаимодействии с азотной или концентрированной серной кислотой образуются соли железа (III):

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

Получается при взаимодействии солей железа (II) с раствором щелочи в отсутствии кислорода воздуха:

FeSO 4 + 2NaOH = Fe(OH) 2 + Na 2 SO 4 .

Соли железа (II). Железо (II) образует соли практически со всеми анионами. Обычно соли кристаллизуются в виде зеленых кристаллогидратов: Fe(NO 3) 2 · 6H 2 O, FeSO 4 · 7H 2 O, FeBr 2 · 6H 2 O, (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 · 6H 2 O (соль Мора) и др. Растворы солей имеют бледно-зеленую окраску и, вследствие гидролиза , кислую среду:

Fe 2+ + H 2 O = FeOH + + H + .

Проявляют все свойства солей.

При стоянии на воздухе медленно окисляются растворенным кислородом до солей железа (III):

4FeCl 2 + O 2 + 2H 2 O = 4FeOHCl 2 .

Качественная реакция на катион Fe 2+ - взаимодействие с гексацианоферратом (III) калия (красной кровяной солью) :

FeSO 4 + K 3 = KFe↓ + K 2 SO 4

Fe 2+ + K + + 3- = KFe↓

в результате реакции образуется осадок синего цвета - гексацианоферрат (II) железа (III) - калия.

Степень окисления +3 характерна для железа.

Оксид железа (III) Fe 2 O 3 - вещество бурого цвета, существует в трех полиморфных модификациях.

Проявляет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных. Легко реагирует с кислотами:

Fe 2 O 3 + 6HCl = 2FeCl 3 + 3H 2 O.

С растворами щелочей не реагирует, но при сплавлении образует ферриты :

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

Проявляет окислительные и восстановительные свойства. При нагревании восстанавливается водородом или оксидом углерода (II), проявляя окислительные свойства:

Fe 2 O 3 + H 2 = 2FeO + H 2 O,

Fe 2 O 3 + CO = 2FeO + CO 2 .

В присутствии сильных окислителей в щелочной среде проявляет восстановительные свойства и окисляется до производных железа (VI):

Fe 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH = 2K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O.

При температуре выше 1400°С разлагается:

6Fe 2 O 3 = 4Fe 3 O 4 + O 2 .

Получается при термическом разложении гидроксида железа (III):

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

или окислением пирита:

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

FeCl 3 + 3KCNS = Fe(CNS) 3 + 3KCl,

Оксид железа (III)

Гидроксид железа (II)

Соединения двухвалентного железа

Химические свойства

1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O ® 4Fe(OH) 3

Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III):

3Fe + 2O 2 ® Fe 3 O 4

2) При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4H 2 O – t ° ® Fe 3 O 4 + 4H 2 ­

3) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

Fe + S – t ° ® FeS

4) Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:

Fe + 2HCl ® FeCl 2 + H 2 ­

Fe + H 2 SO 4 (разб.) ® FeSO 4 + H 2 ­

В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании

2Fe + 6H 2 SO 4 (конц.) – t ° ® Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 ­ + 6H 2 O

Fe + 6HNO 3 (конц.) – t ° ® Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 ­ + 3H 2 O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).

5) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

Fe + CuSO 4 ® FeSO 4 + Cu¯

Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeCl + 2KOH ® 2KCl + Fе(OH) 2 ¯

Fe(OH) 2 - слабое основание, растворимо в сильных кислотах:

Fe(OH) 2 + H 2 SO 4 ® FeSO 4 + 2H 2 O

Fe(OH) 2 + 2H + ® Fe 2+ + 2H 2 O

При прокаливании Fe(OH) 2 без доступа воздуха образуется оксид железа (II) FeO:

Fe(OH) 2 – t ° ® FeO + H 2 O

В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH) 2 , окисляясь, буреет – образуя гидроксид железа (III) Fe(OH) 3:

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O ® 4Fe(OH) 3

Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:

10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 ® 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O

6FeSO 4 + 2HNO 3 + 3H 2 SO 4 ® 3Fe 2 (SO 4) 3 + 2NO­ + 4H 2 O

Соединения железа склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

FeCl 2 + 6NH 3 ® Cl 2

Fe(CN) 2 + 4KCN ® K 4 (жёлтая кровяная соль)

Качественная реакция на Fe 2+

При действии гексацианоферрата (III) калия K 3 (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):

3FeSO 4 + 2K 3 ® Fe 3 2 ¯ + 3K 2 SO 4

3Fe 2+ + 3SO 4 2- +6K + + 2 3- ® Fe 3 2 ¯ + 6K + + 3SO 4 2-

3Fe 2+ + 2 3- ® Fe 3 2 ¯

Соединения трёхвалентного железа

Образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита:

4FeS 2 + 11O 2 ® 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 ­

или при прокаливании солей железа:

2FeSO 4 – t ° ® Fe 2 O 3 + SO 2 ­ + SO 3 ­

Fe 2 O 3 - основной оксид, в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства

Fe 2 O 3 + 6HCl – t ° ® 2FeCl 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 6H + – t ° ® 2Fe 3+ + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O – t ° ® 2Na

Fe 2 O 3 + 2OH - + 3H 2 O ® 2 -

Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка

Fe(NO 3) 3 + 3KOH ® Fe(OH) 3 ¯ + 3KNO 3

Fe 3+ + 3OH - ® Fe(OH) 3 ¯

Fe(OH) 3 – более слабое основание, чем гидроксид железа (II).

Это объясняется тем, что у Fe 2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe 3+ , а поэтому, Fe 2+ слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH) 2 более легко диссоциирует.

В связи с этим соли железа (II) гидролизуются незначительно, а соли железа (III) - очень сильно. Для лучшего усвоения материалов этого раздела рекомендуется просмотреть видеофрагмент (доступен только на CDROM). Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III): несмотря на то, что ион Fe 3+ почти бесцветен, содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe(OH) 3 , которые образуются благодаря гидролизу:

Fe 3+ + H 2 O « 2+ + H +

2+ + H 2 O « + + H +

H 2 O « Fe(OH) 3 + H +

При нагревании окраска темнеет, а при прибавлении кислот становится более светлой вследствие подавления гидролиза. Fe(OH) 3 обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей:

Fe(OH) 3 + 3HCl ® FeCl 3 + 3H 2 O

Fe(OH) 3 + 3H + ® Fe 3+ + 3H 2 O

Fe(OH) 3 + NaOH ® Na

Fe(OH) 3 + OH - ® -

Соединения железа (III) - слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:

2Fe +3 Cl 3 + H 2 S -2 ® S 0 + 2Fe +2 Cl 2 + 2HCl

Качественные реакции на Fe 3+

1) При действии гексацианоферрата (II) калия K 4 (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):

4FeCl 3 +3K 4 ® Fe 4 3 ¯ + 12KCl

4Fe 3+ + 12C l - + 12K + + 3 4- ® Fe 4 3 ¯ + 12K + + 12C l -

4Fe 3+ + 3 4- ® Fe 4 3 ¯

2) При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe 3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III):

FeCl 3 + 3NH 4 CNS « 3NH 4 Cl + Fe(CNS) 3

(при взаимодействии же с роданидами ионов Fe 2+ раствор остаётся практически бесцветным).

Получение

Алюмотермия: 3MnO 2 + 4Al = 2Al 2 O 3 + 3Mn

Химические свойства

Металл средней активности. На воздухе покрывается тонкой плёнкой оксидов. Реагирует с неметаллами, например, с серой:

Растворяется в кислотах: Mn + 2HCl = MnCl 2 + H 2 (При этом образуются соединения двухвалентного марганца).

Соединения Mn(II)

Оксид марганца (II) MnO получается восстановлением природного пиролюзита MnO 2 водородом: MnO 2 + H 2 ╝ MnO + H 2 O

Гидроксид марганца (II) Mn(OH) 2 - светло-розовое нерастворимое в воде основание: MnSO 4 + 2NaOH = Mn(OH) 2  + Na 2 SO 4 , Mn 2+ + 2OH - = Mn(OH) 2

Легко растворимо в кислотах:

Mn(OH) 2 + 2HCl = MnCl 2 + 2H 2 O Mn(OH) 2 + 2H + = Mn 2+ + 2H 2 O

На воздухе Mn(OH) 2 быстро темнеет в результате окисления:

2Mn(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O ╝ 2

При действии сильных окислителей наблюдается переход Mn 2+ в MnO 4 - :

2Mn(OH) 2 + 5Br 2 + 12NaOH═ кат. CuSO 4 ═ 2NaMnO 4 + 10NaBr + 8H 2 O

2Mn(NO 3) 2 + 5PbO 2 + 6HNO 3 = 2HMnO 4 + 5Pb(NO 3) 2 + 2H 2 O

2Mn(NO 3) 2 + 5NaBiO 3 + 16HNO 3 = 2HMnO 4 + 5NaNO 2 + 5Bi(NO 3) 3 + 7H 2 O

Оксид марганца (IV) MnO 2 - тёмно-коричневый порошок, нерастворимый в воде. Образуется при термическом разложении нитрата марганца (II):

Mn(NO 3) 2 ═ MnO 2 + 2NO 2 ╜

При сильном нагревании теряет кислород, превращаясь в Mn 2 O 3 (при 600C) или Mn 3 O 4 (при 1000C).

Сильный окислитель:

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

При сплавлении с содой и селитрой образует манганат натрия тёмно - зелёного цвета:

MnO 2 + Na 2 CO 3 + NaNO 3 ═ Na 2 MnO 4 + NaNO 2 + CO 2 ╜

Манганаты также могут быть получены при восстановлении перманганатов в щелочной среде:

Na 2 SO 3 + 2KMn +7 O 4 + 2KOH ╝ Na 2 SO 4 + 2K 2 Mn +6 O 4 + H 2 O

Гидролиз манганатов протекает по схеме:

3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH

3MnO 4 2- + 2H 2 O = 2MnO 4 - + MnO 2 + 4OH -

За способность обратимо менять окраску манганат калия называют "минеральным хамелеоном".

Оксид марганца (VII) Mn 2 O 7 - тёмно-зелёная жидкость, кислотный оксид. Получают действием концентрированной cерной кислоты на кристаллический KMnO 4 (марганцевая кислота HMnO 4 ═ нестабильна):

2KMnO 4 + H 2 SO 4 = Mn 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O(взрывается от нагревания и соприкосновения, неустойчив)

При растворении в щелочах образует перманганаты:

Mn 2 O 7 + 2KOH = 2KMnO 4 + H 2 O

Перманганат калия KMn +7 O 4 -тёмно-фиолетовое кристаллическое вещество, растворимое в воде. При нагревании разлагается с выделением кислорода:

2KMnO 4 ═K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

Сильный окислитель, причём восстанавливается в кислой среде до Mn 2+ , в нейтральной до Mn +4 O 2 , а в щелочной до Mn +6 O 4 2

KMn +7 O 4 = (H2SO4разб) MnSO4

Манганаты

Марганцевая кислота неустойчива, в водном растворе диспропорционирует

3 H2MnO4 = 2 HMnO4 + Mn02 + 2H2O

Билет 22: Получение металлов подгруппы железа

Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II)

FeO + C = Fe + CO

Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2

NiO + C = Ni + CO

Co 2 O 3 + 3C = 2Co + 3CO

Fe железо

d- элемент VIII группы; порядковый номер 26; атомная масса 56; (26p 1 1 ; 30 n 0 1), 26

Металл средней активности, восстановитель. Основные степени окисления - +2, +3

Железо и его соединения

Химические свойства

1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

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

Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III):

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

2) При высокой температуре (700-900╟C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4H 2 O═ t ═ Fe 3 O 4 + 4H 2 ╜

3) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

Fe + S═ t ═ FeS

4) Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 ╜

Fe + H 2 SO 4 (разб.) = FeSO 4 + H 2 ╜

В концентрированных кислотах-окислителях железо растворяется только при нагревании

2Fe + 6H 2 SO 4 (конц.)═ t ═ Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 ╜ + 6H 2 O

Fe + 6HNO 3 (конц.)═ t ═ Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 ╜ + 3H 2 O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).

5) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu¯

Соединения двухвалентного железа

Гидроксид железа (II)

Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeCl + 2KOH = 2KCl + Fе(OH) 2 ¯

Fe(OH) 2 - слабое основание, растворимо в сильных кислотах:

Fe(OH) 2 + H 2 SO 4 = FeSO 4 + 2H 2 O

Fe(OH) 2 + 2H + ═ Fe 2+ + 2H 2 O

При прокаливании Fe(OH) 2 без доступа воздуха образуется оксид железа (II) FeO:

Fe(OH) 2 ═ t ═ FeO + H 2 O

В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH) 2 , окисляясь, буреет образуя гидроксид железа (III) Fe(OH) 3:

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

Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:

10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O

6FeSO 4 + 2HNO 3 + 3H 2 SO 4 = 3Fe 2 (SO 4) 3 + 2NO╜ + 4H 2 O

Соединения железа склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

FeCl 2 + 6NH 3 = Cl 2

Fe(CN) 2 + 4KCN = K 4 = Fe 3 2 ¯ + 3K 2 SO 4

3Fe 2+ + 3SO 4 2- +6K + + 2 3- = Fe 3 2 ¯ + 6K + + 3SO 4 2-

3Fe 2+ + 2 3- = Fe 3 2 ¯

Соединения трёхвалентного железа

Оксид железа (III)

Образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 ╜

или при прокаливании солей железа:

2FeSO 4 ═ t ═ Fe 2 O 3 + SO 2 ╜ + SO 3 ╜

Fe 2 O 3 - основной оксид, в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства

Fe 2 O 3 + 6HCl═ t ═ 2FeCl 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 6H + ═ t ═ 2Fe 3+ + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O═ t ═ 2Na

Fe 2 O 3 + 2OH - + 3H 2 O = 2 -

Гидроксид железа (III)

Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно-бурого осадка

Fe(NO 3) 3 + 3KOH = Fe(OH) 3 ¯ + 3KNO 3

Fe 3+ + 3OH - = Fe(OH) 3 ¯

Fe(OH) 3 более слабое основание, чем гидрооксид железа (II).

Это объясняется тем, что у Fe 2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe 3+ , а поэтому, Fe 2+ слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH) 2 более легко диссоциирует.

В связи с этим соли железа (II) гидролизуются незначительно, а соли железа (III) - очень сильно. Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III): несмотря на то, что ион Fe 3+ почти бесцветен, содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe(OH) 3 , которые образуются благодаря гидролизу:

Fe 3+ + H 2 O = 2+ + H +

2+ + H 2 O = + + H +

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

При нагревании окраска темнеет, а при прибавлении кислот становится более светлой вследствие подавления гидролиза. Fe(OH) 3 обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей:

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

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

Fe(OH) 3 + NaOH = Na

Fe(OH) 3 + OH - = -

Соединения железа (III) - слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:

2Fe +3 Cl 3 + H 2 S -2 = S 0 + 2Fe +2 Cl 2 + 2HCl

Качественные реакции на Fe 3+

1) При действии гексацианоферрата (II) калия K 4 (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):

4FeCl 3 +3K 4 = Fe 4 3 ¯ + 12KCl

4Fe 3+ + 12C l - + 12K + + 3 4- ╝═ Fe 4 3 ¯ + 12K + + 12C l -

4Fe 3+ + 3 4- = Fe 4 3 ¯

2) При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe 3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III):

FeCl 3 + 3NH 4 CNS = 3NH 4 Cl + Fe(CNS) 3

(при взаимодействии же с роданидами ионов Fe 2+ раствор остаётся практически бесцветным).