Химическая характеристика железа. Черный металл: основные характеристики, производство и применение железа

Является одним из самых распространенных элементов в земной коре.

Физические свойства железа.

Железо - ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой химической стойкостью. Оно хорошо переносит высокие температуры и влажности. Быстро тускнеет (ржавеет) на воздухе и в воде. Очень пластичный, хорошо поддается ковке и прокатке. Обладает хорошей тепло- и электропроводностью, отличный ферромагнетик.

Химические свойства железа.

Железо переходный металл. Может иметь степень окисления +2 и +3. Реагирует с водяным паром:

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

Но в присутствии влаги железо ржавеет:

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

2 Fe + 3 Cl 2 = 2 FeCl 3 .

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 .

Концентрированные кислоты пассивируют железо на холоде, но растворяют при нагревании:

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

Гидроксид железа (II ) получается при действии щелочи на соли железа (II) без доступа кислорода :

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

Выделяется осадок белого цвета, который на воздухе быстро окисляется:

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

Данный гидроксид амфотерный, при нагреве растворяется в щелочах с образованием гексагидроферата:

Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3 .

Железо образует две комплексные соли железа :

• Желтая кровяная соль K 4 [ Fe (CN ) 6 ];
• Красная кровяная соль K 3 [ Fe (CN ) 6 ].

Эти соединения являются качественными для определения ионов железа. Соединение берлинская лазурь :

K 4 + Fe 2+ = KFe III + 2K + .

Применение железа.

Железо является важнейшим компонентом процесса дыхания. Он входит в состав гемоглобина крови, участвует в переносе кислорода от легких к тканям. В природе железо встречается в составе руд и минералов.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Железо - элемент четвертого периода VIII группы побочной (B) подгруппы Периодической таблицы. Обозначение – Fe. В виде простого вещества железо - серебристо-белый металл.

Плотность равна 7,87 г/см 3 . Температура плавления 1539 o С, кипения 3200 o С. Железо имеет несколько модификаций. До 769 o С устойчиво α-железо с объемно центрированной кубической решеткой и ферромагнитными свойствами. При 769 o С осуществляется переход в β-железо (кристаллическая структура та же, парамагнетик). При 910 o С образуется γ-железо с гранецентрированной кристаллической решеткой. Парамагнитные свойства. При 1400 o С и до температуры плавления - δ- железо с объемно центрированной кубической решеткой.

Степень окисления железа в соединениях

Железо может существовать в виде простого вещества - металла, а степень окисления металлов в элементарном состоянии равна нулю , так как распределение электронной плотности в них равномерно.

Для железа характерны степени окисления (+2) и (+3) : Fe +2 O, Fe +3 2 O 3 , Fe +2 (OH) 2 , Fe +3 (OH) 3 , Fe +2 Cl 2 , Fe +3 Cl 3 , Fe +2 SO 4 , Fe +3 2 (SO 4) 3 .

Известны соединения железа со степенью окисления (+6) , они носят название «ферраты» (K 2 Fe +6 O 4).

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

Бражникова Алла Михайловна,

ГБОУ СОШ №332

Невского района Санкт-Петербурга

Настоящее пособие рассматривает вопросы по теме «Химия железа». Помимо традиционных теоретических вопросов рассматриваются вопросы, выходящие за рамки базового уровня. Содержатся вопросы для самоконтроля, которые дают возможность учащимся проверить уровень усвоения ими соответствующего учебного материала при подготовке к ЕГЭ.

ГЛАВА 1. ЖЕЛЕЗО - ПРОСТОЕ ВЕЩЕСТВО.

Строение атома железа.

Железо - d-элемент, находится в побочной подгруппе VIIIгруппы периодической системы. Самый распространенный в природе металлпосле алюминия. Входит в состав многих минералов: бурый железняк (гематит) Fe 2 O 3 , магнитный железняк (магнетит) Fe 3 O 4 , пирит FeS 2 .

Электронное строение: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 .

Валентность: II, III, (IV).

Степени окисления: 0, +2, +3, +6 (только в ферратах K 2 FeO 4).

Физические свойства.

Железо - блестящий, серебристо-белый металл, т. пл. - 1539 0 С.

Получение.

Чистое железо можно получить восстановлением оксидов водородом при нагревании, а также электролизом растворов его солей. Доменный процесс - получение железа в виде сплавов с углеродом (чугун и сталь):

1) 3Fe 2 O 3 + CO → 2Fe 3 O 4 + CO 2

2) Fe 3 O 4 + CO → 3FeO + CO 2

3) FeO + CO → Fe + CO 2

Химические свойства.

I. Взаимодействие с простыми веществами - неметаллами

1) С хлором и серой (при нагревании). Более сильным окислителем хлором железо окисляется до Fe 3+ , более слабым - серой - до Fe 2+ :

2Fe 2 + 3Cl → 2FeCl 3

2) С углем, кремнием и фосфором (при высокой температуре).

3) В сухом воздухе окисляется кислородом, образуя окалину - смесь оксидов железа (II) и (III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4 (FeO Fe 2 O 3)

II. Взаимодействие со сложными веществами.

1) Во влажном воздухе протекает коррозия (ржавление) железа:

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

При высокой температуре (700 - 900 0 С) в отсутствие кислорода железо реагирует с парами воды, вытесняя из неё водород:

3Fe+ 4H 2 O→ Fe 3 O 4 + 4H 2

2) Вытесняет водород из разбавленной соляной и серной кислот:

Fe+ 2HCl= FeCl 2 + H 2

Fe + H 2 SO 4(разб.) = FeSO 4 + H 2

Высококонцентрированные серная и азотная кислоты при обычной температуре с железом не реагируют вследствие его пассивации.

Разбавленной азотной кислотой железо окисляется до Fe 3+ , продукты восстановления HNO 3 зависят от её концентрации и температуры:

8Fe + 30HNO 3(оч. разб.) →8Fe(NO 3) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9H 2 O

Fe + 4HNO 3(разб.) → Fe(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O

Fe + 6HNO 3(конц.) → (температура) Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

3) Реакция с растворами солей металлов, стоящих правее железа в электрохимическом ряду напряжений металлов:

Fe + CuSO 4 → Fe SO 4 + Cu

ГЛАВА 2. СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА (II).

Оксид железа(II ) .

Оксид FeO- черный порошок, нерастворим в воде.

Получение.

Восстановление из оксида железа (III) при 500 0 С действием оксида углерода (II):

Fe 2 O 3 + CO→2FeO+ CO 2

Химические свойства.

Основный оксид, ему соответствует гидрокосид Fe(OH) 2: растворяется в кислотах, образуя соли железа (II):

FeO+ 2HCl→ FeCl 2 + H 2 O

Гидроксид железа (II ).

Гидроксид железа Fe(OH) 2 - нерастворимое в воде основание.

Получение.

Действие щелочей на соли железа () без доступа воздуха:

FeSO 4 + NaOH → Fe(OH) 2 ↓+ Na 2 SO 4

Химические свойства .

Гидроксид Fe(OH) 2 проявляет основные свойства, хорошо растворяется в минеральных кислотах, образуя соли.

Fe(OH) 2 + H 2 SO 4 →FeSO 4 + 2H 2 O

При нагревании разлагается:

Fe(OH) 2 → (температура) FeO+ H 2 O

Окислительно-восстановительные свойства.

Соединения железа (II) проявляют достаточно сильные восстановительные свойства, устойчивы только в инертной атмосфере; на воздухе (медленно) или в водном растворе при действии окислителей (быстро) переходят в соединения железа (III):

4 Fe(OH) 2 (в осадок)+ O 2 + 2H 2 O→ 4 Fe(OH) 3 ↓

2FeCl 2 + Cl 2 → 2FeCl 3

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

Соединения железа (II) могут выступать и в роли окислителей:

FeO+ CO→ (температура) Fe+ CO

ГЛАВА 3. СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА (III ).

Оксид железа(III )

Оксид Fe 2 O 3 - самое устойчивое природное кислородсодержащее соединение железа. Это амфотерный оксид, нерастворимый в воде. Образуется при обжиге пирита FeS 2 (см. 20.4 «Получение SO 2 ».

Химические свойства.

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

Fe 2 O 3 + 6HCl→ 2FeCl 3 + 3H 2 O

2) При сплавлении с карбонатом калия образует феррит калия:

Fe 2 O 3 + K 2 СO 3 → (температура) 2KFeO 2 + CO 2

3) При действии восстановителей выступает как окислитель:

Fe 2 O 3 + 3H 2 → (температура) 2Fe+ 3H 2 O

Гидроксид железа (III )

Гидроксид железа Fe(OH) 3 - красно-бурое вещество, нерастворимое в воде.

Получение.

Fe 2 (SO 4) 3 + 6NaOH → 2Fe(OH) 3 ↓ + 3Na 2 SO 4

Химические свойства .

Гидроксид Fe(OH) 3 - более слабое основание, чем гидроксид железа (II), обладает слабо выраженной амфотерностью.

1) Растворяется в слабых кислотах:

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

2) При кипячении в 50% растворе NaOHобразует

Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3

Соли железа (III ).

Подвергаются сильному гидролизу в водном растворе:

Fe 3+ + H 2 O ↔ Fe(OH) 2+ + H +

Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O ↔ Fe(OH)SO 4 + H 2 SO 4

При действии сильных восстановителей в водном растворе проявляют окислительные свойства , переходя в соли железа (II):

2FeCl 3 + 2KI → 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl

Fe 2 (SO 4) 3 + Fe → 3 Fe

ГЛАВА 4. КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ.

Качественные реакции на ионы Fe 2+ и Fe 3+ .

1. Реактивом на ион Fe 2+ является гексацианоферрат (III) калия (красная кровавая соль), который дает с ним интенсивно синий осадок смешанной соли - гексацианоферрат (III) калия-железа (II) или турнбулева синь :

FeCl 2 + K 3 → KFe 2+ ↓ + 2KCl

1. Реактивом на ион Fe 3+ является тиоцианат-ион (роданид-ион) CNS - , при взаимодействии которого с солями железа (III) образуется вещество кроваво-красного цвета - роданид железа (III) :

FeCl 3 + 3KCNS→ Fe(CNS) 3 + 3KCl

3)Ионы Fe 3+ можно обнаружить также с помощью гексацианоферрата (II) калия (желтая кровяная соль). При этом образуется нерастворимое в воде вещество интенсивного синего цвета - гексацианоферрат (II) калия-железа (III) или берлинская лазурь :

FeCl 3 + K 4 → KFe 3+ ↓ + 3KCl

ГЛАВА 5. МЕДИКО-БИОЛОГИЧЕСКОЕ ЗНАЧЕНИЕ ЖЕЛЕЗА.

Роль железа в организме.

Железо участвует в образовании гемоглобина в крови, в синтезе гормонов щитовидной железы, в защите организма от бактерий. Оно необходимо для образования иммунных защитных клеток, требуется для "работы" витаминов группы В.

Железо входит в состав более чем 70 различных ферментов, в том числе дыхательных, обеспечивающих процессы дыхания в клетках и тканях, и участвующих в обезвреживании чужеродных веществ, поступающих в организм человека.

Кроветворение. Гемоглобин.

Газообмен в легких и тканях.

Железодефицитная анемия.

Недостаток железа в организме приводит к таким заболеваниям, как анемия, малокровие.

Железодефицитная анемия (ЖДА) — гематологический синдром, характеризующийся нарушением синтеза гемоглобина вследствие дефицита железа и проявляющийся анемией и сидеропенией. Основными причинами ЖДА являются кровопотери и недостаток богатой гемом пищи и питья.

Больного может беспокоить усталость, одышка и сердцебиение, особенно после физической нагрузки, часто - головокружение и головные боли, шум вушах, возможен даже обморок. Человек становится раздражительным,нарушается сон, снижается концентрация внимания. Поскольку кровоток в коже снижен, может развиватьсяповышенная чувствительность к холоду. Возникает симптоматика и со стороны желудочно-кишечного тракта - резкое снижение аппетита, диспепсические расстройства (тошнота, изменение характера и частоты стула).

Железо - составная часть жизненно важных биологических комплексов, таких как гемоглобин (транспорт кислорода и углекислого газа), миоглобин (запасание кислорода в мышцах), цитохромы(ферменты). В организме взрослого человека содержится 4-5 г железа.

СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННОЙ ЛИТЕРАТУРЫ:

1. К.Н. Зеленин, В.П. Сергутин, О.В. Солод «Сдаем экзамен по химии отлично». ООО «Элбль-СПб», 2001 год.
2. К.А.Макаров «Медицинская химия». Издательство СПбГМУ Санкт-Петербурга, 1996 год.
3. Н.Л. Глинка «Общая химия». Ленинград «Химия», 1985 год.
4. В.Н. Доронькин, А.Г. Бережная, Т.В. Сажнева, В.А. Февралева «Химия. Тематические тесты для подготовки к ЕГЭ». Издательство «Легион», Ростов-на-Дону, 2012 год.

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,

Железо - восьмой элемент четвёртого периода в таблице Менделеева. Его номер в таблице (также его называют атомным) 26, что соответствует числу протонов в ядре и электронов в электронной оболочке. Обозначается первыми двумя буквами своего латинского эквивалента - Fe (лат. Ferrum - читается как «феррум»). Железо - второй по распространённости элемент в земной коре, процентное содержание - 4,65% (самый распространённый - алюминий, Al). В самородном виде данный металл встречается достаточно редко, чаще его добывают из смешанной руды с никелем.

Какова же природа данного соединения? Железо как атом состоит из металлической кристаллической решётки, за счёт чего обеспечивается твёрдость соединений, содержащих этот элемент, и молекулярная стойкость. Именно в связи с этим данный металл - типичное твёрдое тело в отличие, например, от ртути.

Железо как простое вещество - металл серебристого цвета c типичными для этой группы элементов свойствами: ковкость, металлический блеск и пластичность. Помимо этого, железо обладает высокой реакционной активностью. О последнем свойстве свидетельствует тот факт, что железо очень быстро подвергается коррозии при наличии высокой температуры и соответствующей влажности. В чистом кислороде этот металл хорошо горит, а если раскрошить его на очень мелкие частицы, то они будут не просто гореть, а самовозгораться.

Зачастую железом мы называем не чистый металл, а его сплавы, содержащих углерод ©, например, сталь (<2,14% C) и чугун (>2,14% C). Также важное промышленное значение имеют сплавы, в которые добавляются легирующие металлы (никель, марганец, хром и другие), за счёт них сталь становится нержавеющей, т. е. легированной. Таким образом, исходя из этого становится понятным, какое обширное промышленное применение имеет этот металл.

Характеристика Fe

Химические свойства железа

Рассмотрим подробнее особенности этого элемента.

Свойства простого вещества

• Окисление на воздухе при высокой влажности (коррозийный процесс):

4Fe+3O2+6H2O = 4Fe (OH)3 - гидроксид (гидроокись) железа (III)

• Горение железной проволоки в кислороде с образованием смешанного оксида (в нём присутствует элемент и со степенью окисления +2, и со степенью окисления +3):

3Fe+2O2 = Fe3O4 (железная окалина). Реакция возможна при нагревании до 160 ⁰C.

• Взаимодействие с водой при высокой температуре (600−700 ⁰C):

3Fe+4H2O = Fe3O4+4H2

• Реакции с неметаллами:

а) Реакция с галогенами (Важно! При данном взаимодействии приобретает степень окисления элемента +3)

2Fe+3Cl2 = 2FeCl3 - хлорид трёхвалентного железа

б) Реакция с серой (Важно! При данном взаимодействии элемент имеет степень окисления +2)

Сульфид железа (III) - Fe2S3 можно получить в ходе другой реакции:

Fe2O3+ 3H2S=Fe2S3+3H2O

в) Образование пирита

Fe+2S = FeS2 - пирит. Обратите внимание на степень окисления элементов, составляющих данное соединение: Fe (+2), S (-1).

• Взаимодействие с солями металлов, стоящими в электрохимическом ряду активности металлов справа от Fe:

Fe+CuCl2 = FeCl2+Cu - хлорид железа (II)

• Взаимодействие с разбавленными кислотами (например, соляной и серной):

Fe+HBr = FeBr2+H2

Fe+HCl = FeCl2+ H2

Обратите внимание, что в этих реакция получается железо со степенью окисления +2.

• В неразбавленных кислотах, которые являются сильнейшими окислителями, реакция возможна только при нагревании, в холодных кислотах металл пассивируется:

Fe+H2SO4 (концентрированная) = Fe2 (SO4)3+3SO2+6H2O

Fe+6HNO3 = Fe (NO3)3+3NO2+3H2O

• Амфотерные свойства железа проявляются только при взаимодействии с концентрированными щелочами:

Fe+2KOH+2H2O = K2+H2 - тетрагидроксиферрат (II) калия выпадает в осадок.

Процесс производства чугуна в доменной печи

• Обжиг и последующее разложение сульфидных и карбонатных руд (выделение оксидов металла):

FeS2 —> Fe2O3 (O2, 850 ⁰C, -SO2). Эта реакция также является первым этапом промышленного синтеза серной кислоты.

FeCO3 —> Fe2O3 (O2, 550−600 ⁰C, -CO2).

• Сжигание кокса (в избытке):

С (кокс)+O2 (возд.) —> CO2 (600−700 ⁰C)

CO2+С (кокс) —> 2CO (750−1000 ⁰C)

• Восстановление руды, содержащий оксид, угарным газом:

Fe2O3 —> Fe3O4 (CO, -CO2)

Fe3O4 —> FeO (CO, -CO2)

FeO —> Fe (CO, -CO2)

• Науглероживание железа (до 6,7%) и расплавление чугуна (t⁰плавления - 1145 ⁰C)

Fe (твёрдый)+С (кокс) —> чугун. Температура реакции - 900−1200 ⁰C.

В чугуне всегда присутствует в виде зёрен цементит (Fe2C) и графит.

Характеристика соединений, содержащих Fe

Изучим особенности каждого соединения отдельно.

Fe3O4

Смешанный или двойной оксид железа, имеющий в своём составе элемент со степенью окисления как +2, так и +3. Также Fe3O4 называют железной окалиной . Это соединение стойко переносит высокие температуры. Не вступает реакцию с водой, парами воды. Подвергается разложению минеральными кислотами. Может быть подвергнуто восстановлению водородом либо железом при высокой температуре. Как вы могли понять из вышеизложенной информации, является промежуточным продуктом в цепочке реакция промышленного производства чугуна.

Непосредственно же железную окалину применяют в производстве красок на минеральной основе, цветного цемента и изделий из керамики. Fe3O4 - это то, что получается при чернении и воронении стали. Получают смешанный оксид путём сгорания железа на воздухе (реакция приведена выше). Руда, содержащая оксиды, является магнетитом.

Fe2O3

Оксид железа (III), тривиальное название - красный железняк , соединение красно-коричневого цвета. Устойчиво к воздействию высоких температур. В чистом виде не образуется при окислении железа кислородом воздуха. Не вступает в реакцию с водой, образует гидраты, выпадающие в осадок. Плохо реагирует с разбавленными щелочами и кислотами. Может сплавляться с оксидами других металлов, образуя шпинели - двойные оксиды.

Красный железняк применяется в качестве сырья при промышленном получении чугуна доменным способом. Также ускоряет реакцию, то есть является катализатором, в аммиачной промышленности. Применяется в тех же областях, что и железная окалина. Плюс к этому использовался как носитель звука и картинки на магнитных лентах.

FeOH2

Гидроксид железа (II) , соединение, обладающее как кислотными, так и основными свойствами, преобладают последние, то есть, является амфотерным. Вещество белого цвета, которое быстро окисляется на воздухе, «буреет», до гидроокиси железа (III). Подвержено распаду при воздействии температуры. Вступает в реакцию и со слабыми растворами кислот, и со щелочами. В воде не растворим. В реакции выступает в роли восстановителя. Является промежуточным продуктом в реакции коррозии.

Обнаружение ионов Fe2+ и Fe3+ («качественные» реакции)

Распознавание ионов Fe2+ и Fe3+ в водных растворах производят с помощью сложных комплексных соединений - K3, красная кровяная соль, и K4, жёлтая кровяная соль, соответственно. В обеих реакциях выпадает осадок насыщенного синего цвета с одинаковым количественным составом, но различным положением железа с валентностью +2 и +3. Этот осадок также часто называют берлинской лазурью или турнбуллевой синью.

Реакция, записанная в ионном виде

Fe2++K++3-  K+1Fe+2

Fe3++K++4-  K+1Fe+3

Хороший реактив для выявления Fe3+ — тиоцианат-ион (NCS-)

Fe3++ NCS-  3- — эти соединения имеют ярко-красную («кровавую») окраску.

Этот реактив, например, тиоцианат калия (формула - KNCS), позволяет определить даже ничтожно малую концентрацию железа в растворах. Так, он способен при исследовании водопроводной воды определить, не заржавели ли трубы.