Сульфат железа(III)

Сульфат железа(III)
$\mathsf{ \Biggl[}$$\mathsf{ \!\ \Biggr]_2}\mathsf{ \Biggl[}$$\mathsf{ \!\ \Biggr]_3}$
Общие
Систематическое наименование	сульфат железа(III)
Традиционные названия	сернокислое железо(III), тетрасульфид(VI) железа(III)
Химическая формула	Fe2(SО4)3
Эмпирическая формула	Fe2O12S3
Физические свойства
Состояние (ст. усл.)	безводный — светло-жёлтый порошок
Молярная масса	(безв.) 399.88 г/моль (пентагидрат) 489.96 г/моль
Плотность	(безв.) 3.097 г/см³ (пентагидрат) 1.898 (нонагидрат) 2.1 г/см³
Термические свойства
Температура плавления	(безв.) 480 °C (с разл.) (нонагидрат) 175 °C
Температура разложения	600
Молярная теплоёмкость (ст. усл.)	271,75 Дж/(моль·К)
Энтальпия образования (ст. усл.)	−2580 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость в воде	(безв.) растворим, (нонагидрат) 81,5 г/100 мл
Растворимость в этаноле	(нонагидрат) растворим
Классификация
Рег. номер CAS	10028-22-5 15244-10-7 (для всех гидратов с формулой Fe2(SО4)3·nН2О (где n=1, 3, 4, 6, 7, 9, 10, 12)
RTECS	NO8505000
Безопасность
ЛД50	(крысы, орально) 500 мг/кг
Токсичность	0 1 0

Сульфат железа(III) (лат. Ferrum sulfuricum oxydatum, нем. Eisensulfat (oxyd) Ferrisulfat) — неорганическое химическое соединение, соль, химическая формула — $~\mathsf{Fe_2(SO_4)_3}$.

Физические свойства

Безводный сульфат железа(III) — светло-желтые, 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, не растворяется 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) и этаноле (абс.). 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.

Нахождение в природе

Минерал, содержащий в себе смешанный сульфат железа-алюминия называется микасаит (англ. mikasaite), с химической формулой (Fe³⁺, Al³⁺)₂(SO₄)₃ является минералогической формой сульфата железа(III). Этот минерал несет в себе безводную форму сульфата железа, поэтому встречается в природе очень редко. Гидратированные формы встречаются чаще всего, например:

• Кокимбит (англ. coquimbite) — Fe₂(SO₄)₃·9H₂O — нонагидрат — наиболее чаще встречающийся среди таковых.
• Паракокимбит (англ. paracoquimbite) — нонагидрат — наоборот — наиболее редко встречающийся минерал в природе.
• Корнелит (англ. kornelite) — гептагидрат — и куэнстедтит (англ. quenstedtite) — декагидрат — так же встречаются редко.
• Лаусенит (англ. lausenite) — гекса- или пентагидрат, малоизученный минерал.

Все перечисленные выше природные гидраты железа являются непрочными соединениями и в открытом состоянии быстро выветриваются.

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 марсоход Спирит застрял, когда он 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, то марсоход застрял настолько глубоко, что часть его корпуса коснулась поверхности планеты.

Получение

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

$~\mathsf{2FeS_2 + 2NaCl + 8O_2 \longrightarrow Fe_2(SO_4)_3 + Na_2SO_4 + Cl_2}$

или растворяют оксид железа(III) в серной кислоте:

$~\mathsf{Fe_2O_3 + 3H_2SO_4 \longrightarrow Fe_2(SO_4)_3 + 3H_2O}$

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

$~\mathsf{2Fe(OH)_3 + 3H_2SO_4 \longrightarrow Fe_2(SO_4)_3 + 6H_2O}$

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

$~\mathsf{2FeSO_4 + H_2SO_4 + 2HNO_3 \longrightarrow Fe_2(SO_4)_3 + 2NO_2 + 2H_2O}$

также окисление можно провести кислородом или оксидом серы:

$~\mathsf{12FeSO_4 + 3O_2 \longrightarrow 4Fe_2(SO_4)_3 + 2Fe_2O_3}$

$~\mathsf{2FeSO_4 + 2SO_3 \longrightarrow Fe_2(SO_4)_3 + SO_2}$

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

$~\mathsf{2FeS + H_2SO_4 + 18HNO_3 \longrightarrow Fe_2(SO_4)_3 + 18NO_2\uparrow + 10H_2O}$

Дисульфид железа можно окислить концентрированной серной кислотой:

$~\mathsf{2FeS_2 + 14H_2SO_4 \longrightarrow Fe_2(SO_4)_3 + 15SO_2\uparrow + 14H_2O}$

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

$~\mathsf{6Fe(NH_3)_2(SO_4)_2 + 7H_2SO_4 + K_2Cr_2O_7 \longrightarrow}$

$~\mathsf{ Fe_2(SO_4)_3 + Cr_2(SO_4)_3 + 6(NH_3)_2SO_4 + K_2SO_4 + 7H_2O}$

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

$~\mathsf{6FeSO_4 \xrightarrow{~T~} Fe_2(SO_4)_3 + 2Fe_2O_3 + 3SO_2}$

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

$~\mathsf{4K_2FeO_4 + 10H_2SO_4 \xrightarrow{~~} 2Fe_2(SO_4)_3 + 3O_2\uparrow + 4K_2SO_4 + 10H_2O}$

Нагрев пентагидрат до температуры 70—175 °C получим безводный сульфат железа(III):

$~\mathsf{Fe_2(SO_4)_3\cdot\ 5H_2O \xrightarrow{70-175^oC} Fe_2(SO_4)_3+5H_2O}$

Сульфат железа(II) можно окислить таким экзотическим окислителем, как оксид ксенона(III):

$~\mathsf{XeO_3+3H_2SO_4+6FeSO_4 \longrightarrow 3Fe_2(SO_4)_3+Xe\uparrow\ +3H_2O}$

Химические свойства

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

$~\mathsf{Fe[(H_2O)_6]^{3+} + H_2O \rightleftarrows Fe[(H_2O)_5(OH)]^{2+} + H_3O^+;~~~~~~p\mathit{K} = 2,17}$

$~\mathsf{Fe[(H_2O)_5(OH)]^{2+} + H_2O \rightleftarrows Fe[(H_2O)_4(OH)_2]^{+} + H_3O^+;~~~~~~p\mathit{K} = 3,26}$

$~\mathsf{[2Fe(H_2O)_6]^{3+} + 2H_2O \rightleftarrows [Fe_2(H_2O)_8(OH)_2]^{4+} + 2H_3O^+;~~~~~~p\mathit{K} = 2,91}$

Горячая вода или пар разлагают сульфат железа(III):

$~\mathsf{Fe_2(SO_4)_3 + 2H_2O \xrightarrow{100^oC} 2 FeSO_4(OH)\downarrow + H_2SO_4}$

Безводный сульфат железа(III) при нагревании разлагается:

$~\mathsf{Fe_2(SO_4)_3 \xrightarrow{500-700^oC} Fe_2O_3 + 3SO_3}$

$~\mathsf{2Fe_2(SO_4)_3 \xrightarrow{900-1000^oC} 2Fe_2O_3 + 6SO_2 + 3O_2}$

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

$~\mathsf{Fe_2(SO_4)_3 + 2NaOH \longrightarrow 2FeSO_4(OH)\downarrow + Na_2SO_4}$

$~\mathsf{Fe_2(SO_4)_3 + 6NaOH \longrightarrow 2FeO(OH)\downarrow + 3Na_2SO_4 + 2H_2O}$

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

$~\mathsf{Fe_2(SO_4)_3 + FeSO_4 + 8NaOH \longrightarrow Fe_3O_4\downarrow + 4Na_2SO_4 + 4H_2O}$

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

$~\mathsf{Fe_2(SO_4)_3 + Fe \longrightarrow 3FeSO_4}$

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

$~\mathsf{CuS + Fe_2(SO_4)_3 \longrightarrow 2FeSO_4 + CuSO_4 + S}$

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

$~\mathsf{Fe_2(SO_4)_3 + 2NaH_2PO_4 \longrightarrow Na_2SO_4 + 2 H_2SO_4 + 2 FePO_4\downarrow}$

Использование

• Как реактив при гидрометаллургической переработке медных руд.
• Как коагулянт при очистке сточных вод, коммунальных и промышленных стоков.
• Как протрава при в окраске тканей.
• При дублении кожи.
• Для декапирования нержавеющих аустенитных сталей, сплавов золота с алюминием.
• Как флотационый регулятор для уменьшения плавучести руд.
• В медицине используется в качестве вяжущего и кровоостанавливающего средства.
• В химическое промышленности как окислитель и катализатор.

См. также

• Алунит
• Ярозит
• Минерал
• Марс

Литература

• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1972. — Т. 2. — 871 с.