Aide-mémoire sur la chimie inorganique. Composés de fer (III) L'hydroxyde de fer 2, lorsqu'il est chauffé, se décompose en

Plan.
Introduction.

Conclusion.
Références.

Introduction.
L'hydroxyde de fer (II) est une substance inorganique de formule Fe(OH) 2, un composé du fer. Présent dans la nature sous la forme d’amakinite minérale. Ce minéral contient des impuretés de magnésium et de manganèse (formule empirique Fe 0,7 Mg 0,2 Mn 0,1 (OH) 2). La couleur du minéral est jaune-vert ou vert clair, dureté Mohs 3,5-4, densité 2,925-2,98 g/cm². Hydroxyde amphotère à prédominance de propriétés basiques. La substance cristalline est blanche (parfois avec une teinte verdâtre) et s'assombrit avec le temps à l'air. C'est l'un des composés intermédiaires dans la rouille du fer. L'hydroxyde de fer (II) est utilisé dans la fabrication de la masse active des batteries fer-nickel.
Le but de ce travail est d'obtenir de l'hydroxyde de fer (II) et d'étudier ses propriétés.
Au cours des travaux, les tâches suivantes ont été fixées :

Les bases sont classées selon un certain nombre de caractéristiques.

La division en bases solubles et insolubles coïncide presque complètement avec la division en bases fortes et faibles, ou hydroxydes de métaux et éléments de transition.

1. Réaction d'échange entre le sel et l'alcali en solution.
Il s’agit de la méthode la plus courante pour préparer des bases solubles (alcalis) et insolubles, pour laquelle c’est la seule méthode de préparation en laboratoire.
Préparation d'alcali fort :
Na 2 CO 3 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + 2NaOH
Préparation d'une base insoluble :
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 + K 2 SO 4
2. Hydratation des oxydes basiques.
Seuls des alcalis forts peuvent être obtenus de cette manière, c'est-à-dire hydroxydes de métaux alcalins et alcalino-terreux. Par exemple:
BaO + H 2 O = Ba(OH)2
3. Interaction des métaux avec l'eau.
Dans des conditions normales, seuls les métaux alcalins et alcalino-terreux interagissent avec l’eau. Dans ce cas, l'alcali et l'hydrogène correspondants se forment :
Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2
4. Électrolyse de solutions aqueuses de sel.
Dans l'industrie, NaOH et KOH sont produits par électrolyse de solutions aqueuses de chlorures de potassium et de sodium.
KCl + 2H 2 O = 2KOH + H 2 + Cl 2

Propriétés physiques.
Les alcalis (hydroxydes de sodium, de potassium, de lithium) forment des cristaux durs, blancs et très hygroscopiques. Le point de fusion de NaOH est de 322°C, celui de KOH est de 405°C et celui de LiOH est de 473°C. Les réseaux cristallins de l'hydroxyde de sodium sont cubiques, comme le NaCl, et ceux de l'hydroxyde de potassium sont tétragonaux.
Les hydroxydes de calcium, de magnésium, de béryllium et de baryum forment des poudres blanches, également assez hygroscopiques, mais pas autant que les alcalis. Ils forment un réseau cristallin hexagonal ; leurs températures de fusion ne sont pas élevées en raison de leur décomposition en oxyde et en eau.
Les hydroxydes d'autres métaux (aluminium, cuivre, zinc...) forment des précipités de différentes couleurs, le plus souvent blancs. Les hydroxydes colorés sont utilisés comme pigments dans la production d'émaux et de glaçures.
Seuls les alcalis sont bien solubles dans l'eau, nettement moins que les métaux de base du deuxième groupe (sous-groupe principal), et tous les autres sont pratiquement insolubles dans l'eau.
Propriétés chimiques.
Les hydroxydes métalliques présentent des propriétés chimiques différentes en fonction de l'activité du métal inclus dans l'hydroxyde.
Les bases réagissent avec les acides pour former du sel et de l'eau. Cette réaction est appelée réaction de neutralisation, car une fois terminée, le milieu devient proche de la neutralité :
2KOH+H 2 SO 4 =K 2 SO 4 +2H 2 O
Si la base est soluble dans l'eau, elle réagit avec les oxydes acides et amphotères, formant du sel et de l'eau :
2KOH+SO 3 =K 2 SO 4 +H 2 O
2RbOH + ZnO = Rb 2 ZnO 2 + H 2 O.
De plus, les bases hydrosolubles peuvent réagir avec les sels pour former un nouveau sel et une nouvelle base, à condition que la nouvelle base soit insoluble :
2NaOH+CuSO 4 =Cu(OH) 2 +Na 2 SO 4
Un groupe spécial d'hydroxydes est constitué des hydroxydes amphotères. Lors de la dissociation, ils forment simultanément des cations H + et des ions hydroxyde OH. Ceux-ci incluent, par exemple, Zn(OH) 2, Al(OH) 3, Be(OH) 2, Pb(OH) 2 et autres.
Les hydroxydes amphotères réagissent avec les solutions acides et alcalines. Lorsqu'ils interagissent avec des bases, ils présentent les propriétés des acides, et lorsqu'ils interagissent avec des acides, ils présentent les propriétés des bases :
Zn(OH) 2 +H 2 SO 4 =ZnSO 4 +2H 2 O
Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 (hexahydroxochromate de sodium (III))
Al(OH) 3 + NaOH = Na (tétrahydroxoaluminate de sodium (III))
Du point de vue de la théorie de la dissociation électrolytique, les propriétés des solutions de base (changements de couleur des indicateurs, savonnosité au toucher, interaction avec les acides, les oxydes d'acide et les sels) sont déterminées par la présence d'ions OH - hydroxyde. Les bases sont colorées par les indicateurs phénolphtaléine - pourpre, tournesol - bleu.
Les bases insolubles se décomposent lorsqu'elles sont chauffées en oxyde métallique et en eau
2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

Le fer est connu depuis l’Antiquité. Les objets en fer les plus anciens trouvés par les archéologues remontent à 4 000 avant JC. e. On pense que le matériau à partir duquel l’homme a fabriqué les premiers produits en fer était le fer météorite. Ce n'est pas un hasard si dans de nombreuses langues le fer était appelé « métal céleste », « dégoulinant du ciel », etc. La première preuve scientifique selon laquelle « des pierres de fer tombent du ciel » a été fournie en 1775 par le géographe et voyageur universitaire de Saint-Pétersbourg Peter Simon Pallas (1741-1811), qui a apporté à Saint-Pétersbourg un bloc de météorite de fer pesant 600 kg. La plus grosse météorite de fer trouvée sur Terre est la météorite Gobe, pesant environ 60 tonnes, découverte en 1920 dans le sud-ouest de l'Afrique. La plus grosse météorite de fer observée en chute se trouve à Moscou, au Musée de l'Académie des sciences de Russie. Lors de sa chute (18 octobre 1816, Extrême-Orient), la météorite se brise et deux fragments pesant 256 kg sont retrouvés. Il fut un temps où le fer sur terre était bien plus valorisé que l’or. L'historien soviétique G. Areshyan a étudié l'influence du fer sur la culture ancienne des pays méditerranéens. Il donne la proportion suivante : 1 : 160 : 1280 : 6400. C'est le rapport des valeurs du cuivre, de l'argent, de l'or et du fer chez les anciens Hittites. Comme en témoigne Homère dans l'Odyssée, le vainqueur des jeux organisés par Achille était récompensé par une pièce d'or et une pièce de fer. Le fer était également nécessaire au guerrier comme au laboureur, et le besoin pratique, comme nous le savons, est le meilleur moteur de la production et du progrès technique.
Le terme « âge du fer » a été introduit dans la science au milieu du XIXe siècle. L'archéologue danois K.Yu. Thomsen. Limites « officielles » de cette période de l'histoire humaine : du IXe au VIIe siècle. Colombie-Britannique lorsque la métallurgie du fer a commencé à se développer parmi de nombreux peuples et tribus d'Europe et d'Asie, et avant l'émergence d'une société de classes et de l'État parmi ces tribus. Mais si les époques sont nommées par le matériau principal des outils, alors, évidemment, l'âge du fer se poursuit aujourd'hui. Comment nos lointains ancêtres ont-ils obtenu le fer ? Premièrement, la méthode dite de soufflage du fromage. Les fours à fromage étaient construits directement sur le sol, généralement sur les pentes des ravins et des fossés. Ils ressemblaient à une pipe. Ce tuyau était rempli de charbon de bois et de minerai de fer. Le charbon était allumé et le vent soufflant sur la pente du ravin entretenait la combustion du charbon. Le minerai de fer a été réduit et une croûte molle a été obtenue - du fer avec des inclusions de scories. Un tel fer était appelé fer à souder ; il contenait du carbone et des impuretés transférés du minerai. Kritsa a été forgée. Des morceaux de scories tombaient et du fer, criblé de fils de scories, restait sous le marteau. Divers outils en ont été forgés. L’ère du fer forgé a été longue, mais les hommes de l’Antiquité et du début du Moyen Âge connaissaient également d’autres fers. Le célèbre acier Damas (ou acier damas) était fabriqué en Orient à l'époque d'Aristote (IVe siècle avant JC). Mais la technologie de sa production, ainsi que le processus de fabrication des lames damassées, étaient gardés secrets. Les minerais de fer ont commencé à être fondus en Afrique au 1er millénaire avant JC. Ici, les minerais de fer arrivent à la surface de la terre. Peut-être ont-ils été trouvés dans des sédiments fluviaux. Dans le bassin fluvial Les archéologues du Zambèze ont découvert des hauts fourneaux en argile, des mines de minerai de fer abandonnées et des tas de scories. Les tribus locales sont passées directement de l'âge de pierre à l'âge du fer, en contournant l'âge du bronze. Au fil du temps, le fer a partout remplacé d'autres métaux et est devenu le principal matériau pour la fabrication d'outils, d'armes, de mécanismes et d'autres produits. L’« âge du fer » qui a commencé à cette époque lointaine se poursuit encore aujourd’hui. Le fer et ses alliages représentent environ 95 % de tous les produits métalliques fabriqués dans le monde. Aujourd’hui, la majeure partie du fer est fondue sous forme de fonte et d’acier.

Le fer est assez répandu dans la croûte terrestre - il représente environ 4,1 % de la masse de la croûte terrestre (4e place parmi tous les éléments, 2e parmi les métaux). Dans le manteau et la croûte, le fer est concentré principalement dans les silicates, tandis que sa teneur est importante dans les roches basiques et ultrabasiques, et faible dans les roches acides et intermédiaires.
Un grand nombre de minerais et minéraux contenant du fer sont connus. Le minerai de fer rouge (hématite, Fe 2 O 3 ; contient jusqu'à 70 % de Fe), le minerai de fer magnétique (magnétite, FeFe 2 O 4, Fe 3 O 4 ; contient 72,4 % de Fe), le minerai de fer brun ou limonite (goethite et hydrogoethite, respectivement FeOOH et FeOOH·nH 2 O). La goethite et l'hydrogoethite se trouvent le plus souvent dans les croûtes d'altération, formant ce qu'on appelle des « chapeaux de fer », dont l'épaisseur atteint plusieurs centaines de mètres. Ils peuvent également être d'origine sédimentaire, tombant de solutions colloïdales dans les lacs ou les zones côtières des mers. Dans ce cas, des minerais de fer oolithiques ou légumineuses se forment. On y trouve souvent de la vivianite Fe 3 (PO 4) 2 8H 2 O, formant des cristaux noirs allongés et des agrégats radiaux.
Les sulfures de fer sont également répandus dans la nature - pyrite FeS 2 (pyrite de soufre ou de fer) et pyrrhotite. Ce ne sont pas des minerais de fer - la pyrite est utilisée pour fabriquer de l'acide sulfurique et la pyrrhotite contient souvent du nickel et du cobalt.
La Russie occupe la première place mondiale en termes de réserves de minerai de fer. La teneur en fer de l'eau de mer est de 1·10?5 -1·10?8%.

Principaux gisements.

Selon l'US Geological Survey, les réserves mondiales prouvées de minerai de fer s'élèvent à environ 178 milliards de tonnes. Les principaux gisements de fer se trouvent au Brésil, en Australie, aux États-Unis, au Canada, en Suède, au Venezuela, au Libéria, en Ukraine, en France et en Inde. En Russie, le fer est extrait dans l'anomalie magnétique de Koursk (KMA), dans la péninsule de Kola, en Carélie et en Sibérie. Les gisements des fonds marins, dans lesquels le fer, ainsi que le manganèse et d'autres métaux précieux, se trouvent sous forme de nodules, ont récemment acquis un rôle important.

Reçu.

Dans l'industrie, le fer est obtenu à partir du minerai de fer, principalement de l'hématite (Fe 2 O 3) et de la magnétite (FeO Fe 2 O 3).
Il existe différentes manières d’extraire le fer des minerais. Le plus courant est le processus de domaine.
La première étape de la production est la réduction du fer avec du carbone dans un haut fourneau à une température de 2 000°C. Dans un haut fourneau, le carbone sous forme de coke, le minerai de fer sous forme d'agglomérat ou de pellets et le fondant (comme le calcaire) sont alimentés par le haut et sont accueillis par un flux d'air chaud forcé par le bas.
Dans le four, le carbone sous forme de coke est oxydé en monoxyde de carbone. Cet oxyde se forme lors d'une combustion en manque d'oxygène :
2C + O = 2CO
À son tour, le monoxyde de carbone réduit le fer du minerai. Pour accélérer cette réaction, du monoxyde de carbone chauffé passe à travers de l'oxyde de fer (III) :
3CO + Fe 2 O 3 = 2Fe + 3CO 2
Un flux est ajouté pour éliminer les impuretés indésirables (principalement des silicates ; par exemple, du quartz) dans le minerai extrait. Un flux typique contient du calcaire (carbonate de calcium) et de la dolomite (carbonate de magnésium). Pour éliminer d'autres impuretés, d'autres flux sont utilisés.
L'effet du flux (dans ce cas le carbonate de calcium) est que lorsqu'il est chauffé, il se décompose en son oxyde :
CaCO 3 = CaO + CO 2
L'oxyde de calcium se combine avec le dioxyde de silicium pour former des scories - métasilicate de calcium :
CaO + SiO 2 = CaSiO 3
Les scories, contrairement au dioxyde de silicium, sont fondues dans un four. Les scories, plus légères que le fer, flottent à la surface - cette propriété permet de séparer les scories du métal. Les scories peuvent ensuite être utilisées dans la construction et l’agriculture. La fonte en fusion produite dans un haut fourneau contient beaucoup de carbone (fonte). Sauf dans les cas où la fonte est utilisée directement, elle nécessite un traitement ultérieur.
L'excès de carbone et d'autres impuretés (soufre, phosphore) sont éliminés de la fonte par oxydation dans des fours ou des convertisseurs à sole ouverte. Les fours électriques sont également utilisés pour la fusion des aciers alliés.
En plus du processus de haut fourneau, le processus de production directe de fer est courant. Dans ce cas, le minerai pré-broyé est mélangé à de l'argile spéciale pour former des pellets. Les pellets sont cuits et traités dans un four à cuve avec des produits chauds de conversion du méthane, qui contiennent de l'hydrogène. L’hydrogène réduit facilement le fer :
Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3 H 2 O
dans ce cas, le fer n'est pas contaminé par des impuretés telles que le soufre et le phosphore, qui sont des impuretés courantes dans le charbon. Le fer est obtenu sous forme solide et est ensuite fondu dans des fours électriques.
Le fer chimiquement pur est obtenu par électrolyse de solutions de ses sels.
Utilisation du fer.
Le fer est le métal le plus important de la technologie moderne. Dans sa forme pure, le fer n'est pratiquement pas utilisé en raison de sa faible résistance, bien que dans la vie quotidienne, les produits en acier ou en fonte soient souvent appelés « fer ». L’essentiel du fer est utilisé sous forme d’alliages aux compositions et propriétés très différentes. Les alliages de fer représentent environ 95 % de tous les produits métalliques. Les alliages riches en carbone (plus de 2 % en poids) - les fontes - sont fondus dans des hauts fourneaux à partir de minerais enrichis en fer. L'acier de différentes qualités (teneur en carbone inférieure à 2 % en poids) est fondu à partir de la fonte dans des fours et des convertisseurs à foyer ouvert et électriques en oxydant (brûlant) l'excès de carbone, en éliminant les impuretés nocives (principalement S, P, O) et en ajoutant éléments d'alliage. Les aciers fortement alliés (à haute teneur en nickel, chrome, tungstène et autres éléments) sont fondus dans des fours à arc électrique et à induction. Pour la production d'aciers et d'alliages de fer destinés à des usages spéciaux, de nouveaux procédés sont utilisés - refusion sous vide, sous laitier électrique, fusion par plasma et faisceau d'électrons, etc. Des méthodes sont en cours de développement pour la fusion de l'acier dans des unités fonctionnant en continu, garantissant un métal de haute qualité et l'automatisation du processus.
Des matériaux à base de fer sont créés qui peuvent résister à des températures élevées et basses, au vide et à des pressions élevées, aux environnements agressifs, aux tensions alternatives élevées, aux rayonnements nucléaires, etc. La production de fer et de ses alliages est en constante croissance.
Le fer comme matériau artistique est utilisé depuis l’Antiquité en Égypte, en Mésopotamie et en Inde. Depuis le Moyen Âge, de nombreux produits en fer hautement artistiques ont été conservés dans les pays européens (Angleterre, France, Italie, Russie et autres) : clôtures forgées, charnières de porte, supports muraux, girouettes, cadres de coffre et luminaires. Les produits forgés à partir de tiges et les produits en tôle expansée (souvent avec un revêtement en mica) se distinguent par leurs formes plates, leur silhouette graphique linéaire claire et sont bien visibles sur un fond clair et aérien. Au XXe siècle, le fer était utilisé pour fabriquer des grilles, des clôtures, des cloisons intérieures ajourées, des bougeoirs et des monuments.

Propriétés physiques.
Le fer est un métal typique ; à l’état libre, il est de couleur blanc argenté avec une teinte grisâtre. Le métal pur est ductile ; diverses impuretés augmentent sa dureté et sa fragilité. Il possède des propriétés magnétiques prononcées. On distingue souvent ce qu'on appelle la « triade du fer » : un groupe de trois métaux qui ont des propriétés physiques, des rayons atomiques et des valeurs d'électronégativité similaires.
Le fer est caractérisé par un polymorphisme ; il présente quatre modifications cristallines :

La métallurgie ne distingue pas le ?-Fe comme une phase distincte et le considère comme une variété de ?-Fe. Lorsque le fer ou l'acier est chauffé au-dessus du point de Curie, le mouvement thermique des ions perturbe l'orientation des moments magnétiques de spin des électrons, le ferromagnétique devient paramagnétique - une transition de phase du second ordre se produit, mais une transition de phase du premier ordre avec un aucun changement dans les paramètres physiques de base des cristaux ne se produit.
Pour le fer pur à pression normale, du point de vue de la métallurgie, il existe les modifications stables suivantes :

La présence de carbone et d'éléments d'alliage dans l'acier modifie considérablement les températures de transition de phase. Une solution solide de carbone dans le fer α et β est appelée ferrite. Parfois, une distinction est faite entre la ferrite à haute température et la ferrite à basse température, bien que leurs structures atomiques soient les mêmes. Une solution solide de carbone dans le fer α est appelée austénite.

Le phénomène de polymorphisme est extrêmement important pour la métallurgie de l'acier. Justement grâce à ?-? Le traitement thermique de l'acier se produit aux transitions du réseau cristallin. Sans ce phénomène, le fer comme base de l'acier n'aurait pas été aussi largement utilisé.
Le fer est réfractaire et fait partie des métaux de moyenne activité. Le point de fusion du fer est de 1 539 °C et le point d’ébullition de 2 862 °C.
Propriétés chimiques.
Le fer présente une activité chimique modérée. Il brûle dans une atmosphère d'oxygène, formant l'oxyde Fe 2 O 3. A l'état finement broyé, le métal est pyrophorique, c'est-à-dire capable de combustion spontanée dans l'air. Une fine poudre de fer peut être obtenue par décomposition thermique de l'oxalate de fer dans une atmosphère d'hydrogène.
Lorsqu’il est stocké dans l’air à des températures allant jusqu’à 200°C, le fer se recouvre progressivement d’un film dense d’oxyde, qui empêche toute oxydation ultérieure du métal. Dans l'air humide, le fer se recouvre d'une couche lâche de rouille, ce qui n'empêche pas l'accès de l'oxygène et de l'humidité au métal et sa destruction. La rouille n'a pas de composition chimique constante ; sa formule chimique peut s'écrire approximativement Fe 2 O 3.
Le fer réagit avec le soufre fondu, formant du sulfure, et interagit activement avec le chlore, le brome et l'iode pour former du trichlorure, du tribromure et du diiodure. Le fer réagit faiblement avec le fluor en raison de la formation d'un film de trifluorure dense et peu volatil à la surface. A des températures supérieures à 500°C, le métal réagit de manière réversible avec le carbone :
3Fe+C<=>Fe3C
Le carbure de fer de cette composition est appelé cémentite. On le retrouve dans la fonte et l'acier.
Le fer réagit avec l'oxygène lorsqu'il est chauffé. Lorsque le fer brûle dans l'air, de l'oxyde de Fe 2 O 3 se forme, lorsqu'il est brûlé dans de l'oxygène pur, de l'oxyde de Fe 3 O 4 se forme. Si de l’oxygène ou de l’air traverse du fer en fusion, de l’oxyde de FeO se forme.
Lorsqu'il est chauffé, le fer réagit avec l'azote pour former du nitrure de fer Fe3N, avec du phosphore pour former des phosphures FeP, Fe 2 P et Fe 3 P, avec du carbone pour former du carbure Fe 3 C, avec du silicium pour former plusieurs siliciures, par exemple FeSi. À pression élevée, le fer métallique réagit avec le monoxyde de carbone CO et, dans des conditions normales, du pentacarbonyl de fer hautement volatil Fe(CO) 5 se forme. Des carbonyles de fer de compositions Fe 2 (CO) 9 et Fe 3 (CO) 12 sont également connus. Les fer-carbonyles servent de matières premières dans la synthèse de composés organoirés, y compris la composition ferrocène.
Le fer métallique pur est stable dans l’eau et les solutions alcalines diluées. Le fer ne se dissout pas dans les acides sulfurique et nitrique concentrés, car un fort film d'oxyde passive sa surface avec les acides chlorhydrique et sulfurique dilué (environ 20 %), le fer réagit pour former des sels de fer (II) :
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2
Le fer se dissout dans des solutions diluées et modérément concentrées d'acide nitrique :
Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NON ^ + 2H 2 O
Lorsque le fer réagit avec environ 70 % d’acide sulfurique, la réaction se déroule pour former du sulfate de fer (III) :
2Fe + 4H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O
Sous l'influence de l'humidité atmosphérique et de l'air, le fer se corrode (rouille) :
4Fe + 2H 2 O + 3O 2 = 4FeO(OH)
Jusqu'à 10 % de tout le fer produit est perdu chaque année à cause de la corrosion.
Le fer très pur, contenant moins de 0,01 % d’impuretés de soufre, de carbone et de phosphore, résiste à la corrosion. Près de la ville de Delhi en Inde se trouve une colonne de fer érigée au IXe siècle. BC, qui ne présente aucun signe de rouille. Il est composé de métal très pur avec une teneur en fer de 99,72 %. Les caractéristiques climatiques de cette zone peuvent jouer un rôle important dans la résistance à la corrosion du matériau de la célèbre colonne.
Le fer métallique réagit lorsqu'il est chauffé avec des solutions concentrées (plus de 30 %) d'alcalis, formant des complexes hydroxo. Sous l'influence d'agents oxydants puissants lorsqu'il est chauffé, le fer peut former des composés à l'état d'oxydation (+VI) - ferrates :
Fe + 2KNO 3 = K 2 FeO 4 + 2NO
Pour le fer, les oxydes et hydroxydes sont connus dans les états d'oxydation (II) et (III).
Le fer forme des sels simples avec presque tous les anions. Les nitrates, sulfates, halogénures (sauf fluorures), acétates, etc. sont solubles dans l'eau. Le cation fer (II) peut être oxydé par de nombreux agents oxydants en cation fer (III). Les solutions de sels de fer (II) et de ses sels solides s'oxydent progressivement même lorsqu'elles sont simplement stockées dans l'air :
4FeCO 3 + 2H 2 O + O 2 = 4FeO(OH) + 2CO 2
4FeS + 6H 2 O + O 2 = 4FeO(OH) + 4H 2 S
Lorsqu'ils sont chauffés, les sulfates de fer, les nitrates, les carbonates et les oxalates se décomposent. Dans ce cas, le fer (II) est généralement oxydé en fer (III), par exemple :
2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2
Les sels de fer (III) subissent une hydrolyse sévère.

Oxyde de fer (II) – FeO. Substance cristalline noire, la molécule a une structure ionique. Présente des propriétés basiques (bien qu’il interagisse avec les produits alcalins fondus, présentant une faible amphotéricité). Il ne réagit pas avec l'eau dans des conditions normales, mais en présence d'oxygène atmosphérique et d'un faible chauffage, il réagit lentement avec la vapeur d'eau. Montre les propriétés d’un agent réducteur faible. Lorsqu'il est chauffé, il se décompose, mais lorsqu'il est chauffé davantage, il se reforme. Interagit avec les acides. Oxydé par l'oxygène en oxyde de fer mixte. Réduit par l'hydrogène, le carbone, le monoxyde de carbone :
FeO + 2HCl = FeCl 2 + H 2 O,
FeO + 4NaOH = Na 4 FeO 3 + 2H 2 O
4FeO + 6H 2 O+ O 2 = 4Fe(OH) 3
FeO Fe 3 O 4 + Fe FeO
6FeO + O 2 2Fe 3 O 4,
FeO + H 2 Fe + H 2 O,
FeO + C Fe + CO,
FeO + CO Fe + CO 2 .
FeO est obtenu par réduction d'oxyde de fer mixte avec du monoxyde de carbone ou décomposition de composés de fer divalents dans une atmosphère inerte :
Fe 3 O 4 + CO 3FeO + CO 2,
Fe(OH) 2 FeO + H 2 O,
FeCO 3 FeO + CO 2 .

L’hydroxyde de fer (II) est présent naturellement sous forme d’amakinite minérale. Ce minéral contient des impuretés de magnésium et de manganèse (formule empirique Fe 0,7 Mg 0,2 Mn 0,1 (OH) 2). La couleur du minéral est jaune-vert ou vert clair, dureté Mohs 3,5-4, densité 2,925-2,98 g/cm².
L'hydroxyde de fer (II) pur est une substance cristalline blanche. Parfois, il a une teinte verdâtre due aux impuretés des sels de fer. Au fil du temps, l'exposition à l'air s'assombrit en raison de l'oxydation. Insoluble dans l'eau (solubilité 5,8·10?6 mol/l). Se décompose lorsqu'il est chauffé. Il possède un système de réseau cristallin trigonal.
L'hydroxyde de fer (II) présente les propriétés d'une base - il entre facilement dans des réactions de neutralisation avec des acides dilués, par exemple l'acide chlorhydrique (une solution de chlorure de fer (II) se forme) :
Fe(OH) 2 + 2HCl 2 = 2 H 2 O + FeCl 2
Dans des conditions plus sévères, il présente des propriétés acides, par exemple, avec de l'hydroxyde de sodium concentré (plus de 50 %) lorsqu'il bout dans une atmosphère d'azote, il forme un précipité de tétrahydroxoferrate de sodium (II) :
Fe(OH) 2 + 2NaOH = Na 2
Ne réagit pas avec l'hydrate d'ammoniaque. Lorsqu'il est chauffé, il réagit avec des solutions concentrées de sels d'ammonium, par exemple le chlorure d'ammonium :
Fe(OH) 2 + 2NH 4 Cl = FeCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O
Lorsqu'il est chauffé, il se décompose pour former de l'oxyde de fer (II) : Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O
Dans cette réaction, du fer métallique et de l'oxyde de difer(III)-fer(II) (Fe 3 O 4) se forment comme impuretés.
Sous forme de suspension, lorsqu'il est bouilli en présence d'oxygène atmosphérique, il est oxydé en métahydroxyde de fer. Lorsqu'il est chauffé avec ce dernier, il forme de l'oxyde de diiron(III)-fer(II) :
4Fe(OH) 2 + O 2 = 4FeO(OH) + 2H 2 O
Fe(OH) 2 + 2FeO(OH) = (FeFe 2)O + 2H 2 O
Ces réactions se produisent également (lentement) pendant le processus de rouille du fer.
L'hydroxyde de fer (II) peut être obtenu sous forme de précipité lors de réactions d'échange de solutions de sels de fer (II) avec des alcalis, par exemple :
FeSO 4 + 2KOH = Fe(OH) 2 + K 2 SO 4
La formation d'hydroxyde de fer (II) est l'une des étapes de la rouille du fer :
2Fe + 2H 2 O + O 2 = 2 Fe(OH) 2
L'hydroxyde de fer (II) est utilisé dans la fabrication de la masse active des batteries fer-nickel.

L'hydroxyde de fer (II) est un minéral jaune-vert ou vert clair, dureté Mohs 3,5-4, densité 2,925-2,98 g/cm². Hydroxyde amphotère à prédominance de propriétés basiques.

Dans les sels de fer (II), du fait de son oxydation partielle dans l'air, les cations de fer (III) sont toujours présents. Par conséquent, pour étudier les propriétés des cations Fe 2+, au lieu du sulfate de fer (II), vous devez prendre le sel de Mohr double cristallin le plus stable (NH 4) 2 SO 4 · FeSO 4 · 6H 2 O ou utiliser une solution fraîchement préparée de sulfate de fer (II). Étant donné que la stabilité du fer (II) à l'état cristallin est supérieure à celle en solution, pour la recherche, il est nécessaire de prendre une solution saline fraîchement préparée.

Matériel et réactifs : pipette, tubes à essai, bécher, papier filtre, ciseaux ; Sel de Mohr, hydroxyde de sodium, acide sulfurique.

Une solution aqueuse d'hydroxyde de sodium est ajoutée à la solution saline de Mohr jusqu'à formation d'un précipité vert. Le précipité séparé est filtré et réparti dans trois tubes à essai. Un tube à essai est laissé au repos dans l'air, en remuant le sédiment avec une tige de verre. Après 2 à 3 minutes, la couleur du précipité commencera à changer en raison de l'oxydation de l'hydroxyde de fer (II) en hydroxyde de fer (III). Ajoutez quelques gouttes d'une solution diluée d'acide chlorhydrique dans le deuxième tube à essai et un excès d'alcali dans le troisième.

Le médicament est obtenu par l'interaction d'un alcali et d'un sel de fer +2 (sel de Mohr) :

Étudier les propriétés :
Fe(OH) 2 + NaOH = la réaction ne se produit pas car Fe(OH) 2 présente des propriétés fondamentales
Fe(OH) 2 + H 2 SO 4 = FeSO 4 + 2H 2 O la couleur passe au vert sale
4Fe(OH) 2 + O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4H 2 O le précipité dans l'air s'oxyde (rouille) et se transforme en hydroxyde de fer (III)
Afin d'obtenir 6 gr. Fe(OH) 2 calculons chaque substance qui a réagi.
Calculs :
(NH 4) 2 SO 4 FeSO 4 6H 2 O + 2NaOH = Fe(OH) 2 v + Na 2 SO 4 + NH 4 O 2
M(Fe(OH)2) = 53 g/mol
n(Fe(OH)2) = 0,067 mole
M(NaOH) = 40 g/mol
m(NaOH) = 0,067 mole ? 40 g/mole ? 2=5,36g
M((NH 4) 2 SO 4 FeSO 4 6H 2 O) = 392 g/mol
m((NH 4) 2 SO 4 FeSO 4 6H 2 O) = 26g
? = (moi/mthéor)?100% = (5,63/6)?100% =93,8%

Conclusion.
Au cours de ce cours, les propriétés physiques et chimiques des hydroxydes en tant que classe de composés inorganiques, du fer et de ses composés à l'état d'oxydation +2 ont été étudiées ; leur histoire de découverte, de répartition dans la nature, de production est prise en compte ; la méthode optimale d'obtention de l'hydroxyde de fer (II) a été sélectionnée ; De l'hydroxyde de fer (II) a été obtenu et ses propriétés ont été étudiées.

Références.
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Puisque Fe2+ s’oxyde facilement en Fe+3 :

Fe+2 – 1e = Fe+3

Ainsi, un précipité verdâtre fraîchement obtenu de Fe(OH)2 dans l'air change très rapidement de couleur - devient brun. Le changement de couleur s'explique par l'oxydation de Fe(OH)2 en Fe(OH)3 par l'oxygène atmosphérique :

4Fe+2(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe+3(OH)3.

Les sels de fer divalents présentent également des propriétés réductrices, notamment lorsqu'ils sont exposés à des agents oxydants dans un environnement acide. Par exemple, le sulfate de fer (II) réduit le permanganate de potassium en milieu acide sulfurique en sulfate de manganèse (II) :

10Fe+2SO4 + 2KMn+7O4 + 8H2SO4 = 5Fe+32(SO4)3 + 2Mn+2SO4 + K2SO4 + 8H2O.

Réaction qualitative au cation fer (II).

Le réactif pour déterminer le cation fer Fe2+ est l'hexacyano(III) ferrate de potassium (sel de sang rouge) K3 :

3FeSO4 + 2K3 = Fe32¯ + 3K2SO4.

Lorsque les ions 3- interagissent avec les cations fer Fe2+, un précipité bleu foncé se forme - Bleu Turnbull :

3Fe2+ +23- = Fe32¯

Composés de fer (III)

Oxyde de fer(III) Fe2O3– poudre brune, insoluble dans l'eau. L'oxyde de fer (III) est obtenu :

A) décomposition de l'hydroxyde de fer (III) :

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

B) oxydation de la pyrite (FeS2) :

4Fe+2S2-1 + 11O20 = 2Fe2+3O3 + 8S+4O2-2.

Fe+2 – 1e ® Fe+3

2S-1 – 10e ® 2S+4

O20 + 4e ® 2O-2 11e

L'oxyde de fer (III) présente des propriétés amphotères :

A) interagit avec les alcalis solides NaOH et KOH et avec les carbonates de sodium et de potassium à haute température :

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O,

Fe2O3 + 2OH- = 2FeO2- + H2O,

Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2.

Ferrite de sodium

Hydroxyde de fer (III) obtenu à partir de sels de fer (III) en les faisant réagir avec des alcalis :

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3¯ + 3NaCl,

Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3¯.

L'hydroxyde de fer (III) est une base plus faible que Fe(OH)2 et présente des propriétés amphotères (avec une prédominance de propriétés basiques). Lorsqu'il interagit avec des acides dilués, Fe(OH)3 forme facilement les sels correspondants :

Fe(OH)3 + 3HCl « FeCl3 + H2O

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 « Fe2(SO4)3 + 6H2O

Fe(OH)3 + 3H+ « Fe3+ + 3H2O

Les réactions avec des solutions concentrées d'alcalis ne se produisent qu'en cas de chauffage prolongé. Dans ce cas, des hydrocomplexes stables avec un numéro de coordination de 4 ou 6 sont obtenus :

Fe(OH)3 + NaOH = Na,

Fe(OH)3 + OH- = -,

Fe(OH)3 + 3NaOH = Na3,

Fe(OH)3 + 3OH- = 3-.

Les composés ayant l'état d'oxydation du fer +3 présentent des propriétés oxydantes, puisque sous l'influence d'agents réducteurs Fe+3 se transforme en Fe+2 :

Fe+3 + 1e = Fe+2.

Par exemple, le chlorure de fer (III) oxyde l'iodure de potassium en iode libre :

2Fe+3Cl3 + 2KI = 2Fe+2Cl2 + 2KCl + I20

Réactions qualitatives au cation fer (III)

A) Le réactif pour détecter le cation Fe3+ est le ferrate d'hexacyano(II) de potassium (sel de sang jaune) K2.

Lorsque les ions 4- interagissent avec les ions Fe3+, un précipité bleu foncé se forme - Bleu de Prusse:

4FeCl3 + 3K4 « Fe43¯ +12KCl,

4Fe3+ + 34- = Fe43¯.

B) Les cations Fe3+ sont facilement détectés à l’aide du thiocyanate d’ammonium (NH4CNS). À la suite de l'interaction des ions CNS-1 avec les cations de fer (III) Fe3+, il se forme du thiocyanate de fer (III) à faible dissociation de couleur rouge sang :

FeCl3 + 3NH4CNS « Fe(CNS)3 + 3NH4Cl,

Fe3+ + 3CNS1- « Fe(CNS)3.

Application et rôle biologique du fer et de ses composés.

Les alliages de fer les plus importants - la fonte et l'acier - sont les principaux matériaux de construction dans presque toutes les branches de la production moderne.

Le chlorure de fer (III) FeCl3 est utilisé pour la purification de l'eau. En synthèse organique, FeCl3 est utilisé comme catalyseur. Le nitrate de fer Fe(NO3)3·9H2O est utilisé pour teindre les tissus.

Le fer est l'un des microéléments les plus importants du corps humain et animal (le corps humain adulte contient environ 4 g de Fe sous forme de composés). Il fait partie de l'hémoglobine, de la myoglobine, de diverses enzymes et d'autres complexes complexes fer-protéine que l'on trouve dans le foie et la rate. Le fer stimule la fonction des organes hématopoïétiques.

Liste de la littérature utilisée :

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3. E.T. Oganesian. « Guide de chimie pour les candidats universitaires. » Moscou. 1994

Propriétésd-éléments (partie 2).

Partie théorique

Le fer, le cobalt et le nickel constituent la « famille » du fer.

Ils présentent des états d'oxydation principalement +2 et +3. L'état d'oxydation +3 est plus typique pour le fer, +2 pour le cobalt et le nickel.

Les caractéristiques connexes de ces métaux se manifestent par leur ferromagnétisme inhérent, leur activité catalytique, leur capacité à former des ions colorés et leur formation de complexes. Cependant, malgré la similitude des propriétés, le fer se distingue clairement dans la triade par ses propriétés magnétiques. L'activité de réduction du fer est bien supérieure à celle du cobalt et du nickel (voir potentiels des électrodes). Tous ces métaux n'interagissent pas avec les alcalis. Lorsqu'ils sont dissous dans des acides non oxydants, des ions Fe 2+, Co 2+, Ni 2+ se forment

Dans l'acide nitrique dilué (un agent oxydant puissant), des ions Fe 3+, Co 3+, Ni 3+ se forment

Un environnement fortement oxydant : H 2 SO 4 (conc.), HNO 3 (conc.) passive le fer et il ne commence à réagir que lorsqu'il est chauffé :

Dans l'acide nitrique contenant des sels de NaNO 2 et NaNO 3, le fer est passivé pour former un film d'oxyde de degré d'oxydation le plus élevé FeO 3

Dans la série des hydroxydes : Fe(OH) 2 - Co(OH) 2 - Ni(OH) 2

La capacité de régénération diminue

L'hydroxyde de fer (II) est facilement oxydé par l'oxygène atmosphérique :

L'oxydation des ions Co 2+ est plus difficile et se produit lentement :

Le processus se produit plus intensément lorsque du peroxyde d'hydrogène est ajouté à la solution :

L'oxydation spontanée de Ni(OH) 2 avec l'oxygène de l'air ne se produit pas ; H 2 O 2 n'est pas non plus un agent oxydant assez puissant et le processus d'oxydation de Ni(OH) 2 ne devient possible qu'en utilisant un agent oxydant plus puissant, par exemple le brome. eau:

Les hydroxydes de Fe (III), Co (II), Co (III), Ni (II), Ni (III) sont de nature basique dans des conditions normales. Lorsqu'ils sont dissous dans des acides, Co(OH) 3 et Ni(OH) 3 présentent de fortes propriétés oxydantes et sont réduits en cations Co 2+ et Ni 2+.

L'hydroxyde de fer (III), lorsqu'il est bouilli avec une solution alcaline concentrée, forme des ferrites - des sels d'acide ferreux.

Ainsi, l'hydroxyde de Fe(OH) 3 présente des propriétés amphotères.

Les hydroxydes de Fe(II), Fe(III), Co(II), Co(III), Ni(II) sont insolubles

Les hydroxydes de Fe (II), Fe (III), Co (II), Co (III), Ni (II) sont des bases faibles, donc leurs sels s'hydrolysent dans les solutions aqueuses.

Ces processus se déroulent sans chauffage.

Cependant, l'hydrolyse des sels ne se poursuit pas jusqu'à son terme en raison de l'accumulation de H + dans la solution. Avec une forte dilution et un chauffage, l'hydrolyse se poursuit :

Lors de l'ébullition d'une solution de FeCl 3, le processus d'hydrolyse peut être réalisé de manière irréversible :

Lorsque les solutions salines sont acidifiées avec des acides appropriés, le degré de leur hydrolyse diminue car l'équilibre se déplace vers les substances de départ.

Avec une forte dilution, le degré d'hydrolyse augmente. Lorsque des carbonates solubles sont ajoutés, une hydrolyse irréversible se produit puisque les produits de réaction quittent la sphère d'interaction.

Les sels de Fe(II) présents dans l'air se transforment progressivement en sels de Fe(III).

Dans les composés complexes, Fe, Co, Ni sont les ions complexants centraux avec des numéros de coordination de 4 ou 6.

PARTIE PRATIQUE

Expérience n°3 Préparation et propriétés de l'hydroxyde de fer (II).

Ajoutez la solution alcaline NaOH à la solution saline de fer (II) jusqu'à ce qu'un précipité se forme, puis divisez le précipité en trois parties :

a) ajouter un excès d'alcali dans le premier tube à essai ;

b) dans le second - acide ;

c) filtrer le précipité du troisième tube à essai et le laisser reposer à l'air.

En présence d'humidité et d'oxygène atmosphérique, l'hydroxyde de fer (II) se transforme en hydroxyde de fer (III).

Expérience n°4 Réaction caractéristique à l'ion Fe 2+.

Versez un peu de sel de fer (II) dans le tube à essai et ajoutez une petite quantité de solution de sel de sang rouge K 3. Cette réaction est utilisée pour découvrir les ions fer (II).

Conclusion: Le sel de sang rouge K 3 est un réactif pour l'ion fer (II).

Expérience n°5 Préparation et hydrolyse du carbonate de fer (II).

Ajoutez une solution de carbonate de sodium à la solution de sel de fer (II). Le sel de dioxyde de carbone blanc de fer (II) résultant subit instantanément une hydrolyse pour former de l'hydroxyde de fer (II).

Conclusion: le sel formé par un acide faible est hydrolysé jusqu'au bout, car H 2 CO 3 se décompose en H 2 O et CO 2 et  H 2 CO 3 est complètement éliminé de la sphère de réaction.

Expérience n°6 Préparation d'hydroxyde de fer (III)

Versez un peu de sel de fer (II) dans le tube à essai. Ajouter une solution alcaline NaOH jusqu'à ce qu'un précipité apparaisse.

Ajoutez de la lessive. Il n’y a aucune réaction.

Ajouter de l'acide -

Expérience n°8 Réactions caractéristiques à l'ion Fe 3+

A) Ajoutez quelques gouttes de sel de sang jaune à la solution de sel de fer (III). Le résultat est un précipité bleu de bleu de Prusse.

B) Ajouter quelques gouttes de thiocyanate d'ammonium NH 4 CNS à la solution de sel de fer (III).

Conclusion : Un précipité bleu se forme.

Conclusion : une solution rouge se forme

Expérience n°12 Etude de la résistance des complexes cyanure et thiocyanate

Ajoutez une solution concentrée de thiocyanate d'ammonium à la solution de sel de sang rouge.

Aucune réaction

Conclusion: aucune couleur rouge de Fe 3+ n'est observée.

Expérience n°13 Préparation de l'hydroxyde de cobalt (II) et étude de ses propriétés

Ajoutez un peu de solution d'hydroxyde de sodium à la solution de sel de cobalt (II). Un sel de cobalt basique peu soluble se forme. Le sel basique se transforme en hydroxyde de cobalt rose (II). Nous divisons le précipité obtenu en trois parties : a) ajoutons de l'acide dans le premier tube à essai ; b) deuxième - excès d'alcali ; c) dans le troisième tube à essai on observe un brunissement progressif du précipité dû à l'oxydation du Co(OH) 2 en Co(OH) 3 par l'oxygène de l'air. Le processus de brunissement des sédiments à l'air prend un temps assez long (moins de 10 minutes). Séparons une partie du précipité de Co(OH) 2 et traitons-le avec une solution de peroxyde d'hydrogène.

Conclusion: le précipité se transforme en hydroxyde rose de Co(II)

b)
R.N.I.

Conclusion: Lorsque du peroxyde d'hydrogène est ajouté, la vitesse de transition vers Co(OH) 3 augmente.

Expérience n°14 Préparation de cobalt (II) ammoniac

À la solution de sel de cobalt (II), ajoutez d'abord un peu de solution d'ammoniaque, puis un excès.

Conclusion: Une solution colloïdale bleu clair est observée.

Expérience n°18 Production de nickel-ammoniac

A la solution de sel de nickel (II), ajoutez quelques gouttes de solution d'ammoniaque, puis un excès.

solution vert clair

Expérience n°19 Réaction caractéristique à un ion

A la solution de sel complexe de nickel obtenue dans l'expérience 18, on ajoute une solution alcoolique de diméthylglyoxime, un précipité rose-rouge de diméthylglyoximate de nickel se forme selon l'équation de réaction suivante :

précipité rose-rouge.

Conclusion: la réaction est utilisée pour le quantitatif dosage du Ni 2+ dans une solution obtenue par dissolution de ses alliages.

Questions de sécurité

L'hydroxyde de Fe(III) est produit parce que Fe2(CO3)3 est davantage hydrolysé.

Un processus irréversible est en train de se produire.

ne peuvent pas exister ensemble.

peuvent exister ensemble, parce que H 2 O 2 n'est pas un agent oxydant suffisamment puissant pour Ni(OH) 2.

Ils ne peuvent pas exister ensemble.

68. Composés de fer

Oxyde de fer (II) FeO– une substance cristalline noire, insoluble dans l'eau et les alcalis. FeO correspond à la base Fe(OH)2.

Reçu. L'oxyde de fer (II) peut être obtenu par réduction incomplète du minerai de fer magnétique avec de l'oxyde de carbone (II) :

Propriétés chimiques. C'est l'oxyde principal. En réagissant avec les acides, il forme des sels :

Hydroxyde de fer (II) Fe(OH)2- substance cristalline blanche.

Reçu. L'hydroxyde de fer (II) est obtenu à partir de sels de fer divalents sous l'action de solutions alcalines :

Propriétés chimiques. Hydroxyde basique. Réagit avec les acides :

Dans l'air, Fe(OH)2 est oxydé en Fe(OH)3 :

Oxyde de fer(III) Fe2O3– une substance brune, présente dans la nature sous forme de minerai de fer rouge, insoluble dans l’eau.

Reçu. Lors de la cuisson de pyrite :

Propriétés chimiques. Présente de faibles propriétés amphotères. Lorsqu'il interagit avec les alcalis, il forme des sels :

Hydroxyde de fer (III) Fe(OH)3– une substance rouge-brun, insoluble dans l’eau et l’excès d’alcali.

Reçu. Obtenu par l'oxydation de l'oxyde de fer (III) et de l'hydroxyde de fer (II).

Propriétés chimiques. C'est un composé amphotère (avec une prédominance de propriétés basiques). Précipite sous l'action des alcalis sur les sels de fer ferrique :

Sels ferreux obtenu en faisant réagir du fer métallique avec des acides appropriés. Ils sont fortement hydrolysés, c'est pourquoi leurs solutions aqueuses sont des réducteurs énergétiques :

Lorsqu'il est chauffé au-dessus de 480 °C, il se décompose en formant des oxydes :

Lorsque les alcalis agissent sur le sulfate de fer (II), de l'hydroxyde de fer (II) se forme :

Forme un hydrate cristallin - FeSO4?7Н2О (sulfate de fer). Chlorure de fer (III) FeCl3 – substance cristalline brun foncé.

Propriétés chimiques. Dissolvons dans l'eau. FeCl3 présente des propriétés oxydantes.

Agents réducteurs - magnésium, zinc, sulfure d'hydrogène, s'oxydent sans chauffer.

1. L'oxygène oxyde le fer, entraînant la formation de tartre de fer - oxyde mixte

Le chlore est un agent oxydant puissant, il oxyde donc le fer à un état d'oxydation plus élevé (+3), entraînant la formation de chlorure de fer (III). 2. L'oxygène et le chlore sont des agents oxydants, le fer est un agent réducteur.

Interaction du fer avec les acides concentrés 1. Les acides nitrique et sulfurique concentré sont des acides oxydants, c'est-à-dire ils présentent de fortes propriétés oxydantes dues au résidu acide. L'oxyde d'azote (II) libéré lors de la réduction de l'acide nitrique est facilement oxydé par l'oxygène de l'air en oxyde d'azote (IV).

Note: Le fer ne réagit pas à froid avec l'acide nitrique concentré et l'acide sulfurique concentré (passivation).

Préparation de l'hydroxyde de fer (II) et son interaction avec les acides

UN) Actes: Ajouter une solution d'hydroxyde de sodium à une solution fraîchement préparée de sulfate de fer (II). Observations: Un précipité verdâtre se forme. Équations de réaction :

Conclusions : Les hydroxydes de fer (II) et (III) peuvent être obtenus à la suite d'une réaction d'échange entre des sels solubles de fer (II) et (III) avec une solution alcaline, car dans ce cas, la liaison des ions se produit :

b) Actes: Ajouter une solution d'acide chlorhydrique au précipité. Observations: Le précipité se dissout. Équations de réaction :

Conclusions : Parce que

est de nature basique, il réagit donc avec les acides.

Préparation de sels d'hydroxyde de fer (III) et son interaction avec des acides pour former les sels correspondants

UN) Actes: Ajouter une solution alcaline à la solution de chlorure de fer (III). Observations: Un précipité brun se forme. Équations de réaction :

Conclusions : Ions

peut être déterminé en utilisant la réaction entre leurs sels et un alcali, car dans ce cas, des précipitations se forment :

- vert;

- brun. b) Actes: Ajouter de l'acide sulfurique au précipité. Observations: Le précipité se dissout. Équations de réaction :