Сульфат железа(III)

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Сульфат железа(III)
Сульфат железа(III)
\mathsf{ \Biggl[}Eisenion\mathsf{ \!\ \Biggr]_2}\mathsf{ \Biggl[}Sulfation\mathsf{ \!\ \Biggr]_3}
Общие
Систематическое
наименование
сульфат железа(III)
Традиционные названия сернокислое железо(III), тетрасульфид(VI) железа(III)
Хим. формула Fe2(4)3
Рац. формула Fe2O12S3
Физические свойства
Состояние 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
Т. плав. (безв.) 480 °C (с разл.)

(нонагидрат) 175 °C

Т. разл. 600[1]
Мол. теплоёмк. 271,75 Дж/(моль·К)
Энтальпия образования −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 [http://www.chemnet.com/cas/supplier.cgi?exact=dict&terms=10028-22-5 10028-22-5

15244-10-7 (для всех гидратов с формулой Fe2(SО4)3·nН2О (где n=1 10028-22-5 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)

PubChem 24826
SMILES
RTECS NO8505000
ChemSpider 23211
Безопасность
ЛД50 (крысы, орально) 500 мг/кг
Токсичность
NFPA 704.svg
Hazard X.svg
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иначе.

Сульфат железа(III) (лат. Ferrum sulfuricum oxydatum, нем. Eisensulfat (oxyd) Ferrisulfat[2]) — неорганическое химическое соединение, соль, химическая формула — ~\mathsf{Fe_2(SO_4)_3}.

Физические свойства[править | править исходный текст]

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[править | править исходный текст]

Минералогическая форма сульфата железа(III) — микасаит (англ. mikasaite), смешанный сульфат железа-алюминия. Его химическая формула — (Fe3+, Al3+)2(SO4)3. Этот минерал содержит безводную форму сульфата железа, поэтому встречается в природе очень редко. Гидратированные формы встречаются чаще, например:

Все перечисленные выше природные гидраты железа на поверхности Земли нестабильны. Но их запасы постоянно пополняются благодаря окислению других минералов (в основном пирита и марказита).

Марс[править | править исходный текст]

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 «Спирит» застрял, когда он ехал по мягкому грунту планеты и наехал на залежи сульфата железа, скрытые под слоем обычного грунта[3]. Вследствие того, что сульфат железа имеет очень низкую плотность, марсоход застрял настолько глубоко, что часть его корпуса коснулась поверхности планеты.

Получение[править | править исходный текст]

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}

При нагревании пентагидрата до температуры 70—175 °C получается 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 триоксидом ксенона:

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

Химические свойства[править | править исходный текст]

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[править | править исходный текст]

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

См. также[править | править исходный текст]

Примечания[править | править исходный текст]

Литература[править | править исходный текст]

  • 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.