Síran železitý

Aktuální verze stránky ještě nebyla zkontrolována zkušenými přispěvateli a může se výrazně lišit od verze recenzované 5. března 2021; kontroly vyžadují 5 úprav .

Síran železitý (III).
$\mathsf{ \Biggl[}$ $\mathsf{ \!\ \Biggr]_2}\mathsf{ \Biggl[}$ $\mathsf{ \!\ \Biggr]_3}$

Všeobecné
Systematický název	síran železitý (III)
Tradiční jména	síran železitý, tetrasulfid železitý (VI)
Chem. vzorec	Fe2 ( SO4 ) 3 _ _
Krysa. vzorec	Fe2 ( SO4 ) 3 _
Fyzikální vlastnosti
Stát	bezvodý - světle žlutý prášek
Molární hmotnost	(anh.) 399,88 g/ mol (pentahydrát) 489,96 g/ mol (nenahydrát) 562,02 g/ mol
Hustota	(anh.) 3,097 g/cm³ (pentahydrát) 1,898 (nenahydrát) 2,1 g/cm³
Tepelné vlastnosti
Teplota
• tání	(bezvodý) 480 °C (rozkl.) (nenahydrát) 175 °C
• rozklad	600 [1]
Mol. tepelná kapacita	271,75 J/(mol K)
Entalpie
• vzdělávání	−2580 kJ/mol
Chemické vlastnosti
Rozpustnost
• ve vodě	(anh.) rozpustný (neahydrát) 440 g/100 ml
• v ethanolu	(nenahydrát) rozpustný
Klasifikace
Reg. Číslo CAS	10028-22-5 15244-10-7 (pro všechny hydráty se vzorcem Fe2 ( S04 ) 3nH20 ( kde n=1, 3, 4, 6, 7, 9, 10, 12 )
PubChem	24826
Reg. číslo EINECS	233-072-9
ÚSMĚVY	[O-]S(=O)(=O)[O-].[O-]S(=O)(=O)[O-].[O-]S(=O)(=O)[ O-].[Fe+3].[Fe+3]
InChI	InChI=lS/2Fe.3H204S/c;31-5(2,3)4/h;;3(H2,1,2,3,4)/q2*+3;;;/p- 6RUTXIHLAWFEWGM-UHFFFAOYSA-H
RTECS	NO8505000
CHEBI	53438
ChemSpider	23211 a 21493902
Bezpečnost
LD 50	(krysy, orálně) 500 mg/kg
Ikony ECB
NFPA 704	0 jeden 0
Údaje jsou založeny na standardních podmínkách (25 °C, 100 kPa), pokud není uvedeno jinak.
Mediální soubory na Wikimedia Commons

Síran železitý ( lat. Ferrum sulfuricum oxydatum ) - anorganická chemická sloučenina , sůl, chemický vzorec - . ${\displaystyle {\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3))))$

Fyzikální vlastnosti

Bezvodý síran železitý - světle žluté paramagnetické velmi hygroskopické krystaly monoklinické syngonie , prostorová grupa P2 1 /m, parametry základní buňky a = 0,8296 nm, b = 0,8515 nm, c = 1,160 nm, β = 90, 5°, Z = 4. Existují důkazy, že bezvodý síran železnatý tvoří ortorombické a hexagonální modifikace. Rozpustíme ve vodě, v ethanolu se už jen stěží rozpustíme [2] .

Krystalizuje z vody ve formě krystalických hydrátů Fe 2 (SO 4 ) 3 n H 2 O, kde n = 12, 10, 9, 7, 6, 4, 3, 1. Nejvíce studovaným krystalickým hydrátem je železo (III ) sulfát nonahydrát Fe 2 (SO 4 ) 3 9H 2 O - žluté hexagonální krystaly, parametry základní buňky a = 1,085 nm, c = 1,703 nm, Z = 4. Dobře se rozpouští ve vodě (440 g na 100 g vody) [ 3] . Ve vodných roztocích získává síran železitý v důsledku hydrolýzy červenohnědou barvu.

S amoniakem tvoří adukt ve formě Fe 2 (SO 4 ) 3 n NH 3 , kde n \ u003d 8, 12.

Při zahřátí se nonahydrát mění při 98 °C na tetrahydrát, při 125 °C na monohydrát a při 175 °C na bezvodý Fe 2 (SO 4 ) 3 , který se nad 600 rozkládá na Fe 2 O 3 a SO 3 ° C

Být v přírodě

Mineralogická forma síranu železitého je mikasait ( anglicky mikasaite ), smíšený síran železitý-hlinitý . Jeho chemický vzorec je (Fe 3+ , Al 3+ ) 2 (SO 4 ) 3 . Tento minerál obsahuje bezvodou formu síranu železnatého, takže je v přírodě velmi vzácný. Hydratované formy jsou běžnější, například:

Coquimbit ( anglicky coquimbite ) - Fe 2 (SO 4 ) 3 9H 2 O - nonahydrát - nejběžnější forma v přírodě.

Parakokimbit ( anglicky paracoquimbite ) - další nonahydrát - vzácná forma.
Vzácný je také kornelit ( anglicky kornelite ) - heptahydrát - a kuenstedtit ( anglicky quenstedtite ) - dekahydrát.
Lausenit ( anglicky lausenite ) - hexa- nebo pentahydrát (nezávislost tohoto minerálu je sporná).

Všechny výše uvedené přírodní hydráty železa jsou na zemském povrchu nestabilní. Jejich zásoby jsou však neustále doplňovány oxidací jiných minerálů (hlavně pyritu a markazitu ).

Mars

Síran železnatý a jarosit byly detekovány dvěma rovery : Spirit a Opportunity . Tyto látky jsou známkou silných oxidačních podmínek na povrchu Marsu. V květnu 2009 se Spirit zasekl při jízdě na měkké půdě planety a narazil do usazenin síranu železnatého skrytých pod vrstvou normální půdy [4] . Vzhledem k tomu, že síran železnatý má velmi nízkou hustotu , rover uvízl tak hluboko, že se část jeho těla dotkla povrchu planety.

Získání

V průmyslu se síran železitý získává kalcinací pyritu nebo markazitu s NaCl na vzduchu:

{\mathsf {2FeS_{2}+2NaCl+8O_{2}\longrightarrow Fe_{2}(SO_{4})_{3}+Na_{2}SO_{4}+Cl_{2))}

nebo rozpustit oxid železitý v kyselině sírové:

{\mathsf {Fe_{2}O_{3}+3H_{2}SO_{4}\longrightarrow Fe_{2}(SO_{4})_{3}+3H_{2}O))

V laboratorní praxi lze síran železitý získat z hydroxidu železitého:

{\mathsf {2Fe(OH)_{3}+3H_{2}SO_{4}\longrightarrow Fe_{2}(SO_{4})_{3}+6H_{2}O))

Přípravek stejné čistoty lze získat oxidací síranu železnatého kyselinou dusičnou :

{\mathsf {2FeSO_{4}+H_{2}SO_{4}+2HNO_{3}\longrightarrow Fe_{2}(SO_{4})_{3}+2NO_{2}+2H_{2 }Ó}}

oxidace může být také provedena kyslíkem nebo oxidem síry:

{\displaystyle {\mathsf {12FeSO_{4}+3O_{2}\longrightarrow 4Fe_{2}(SO_{4})_{3}+2Fe_{2}O_{3))))

{\displaystyle {\mathsf {2FeSO_{4}+2SO_{3}\longrightarrow Fe_{2}(SO_{4})_{3}+SO_{2))))

Koncentrované kyseliny sírové a dusičné oxidují sulfid železa na síran železitý:

{\mathsf {2FeS+H_{2}SO_{4}+18HNO_{3}\longrightarrow Fe_{2}(SO_{4})_{3}+18NO_{2}\uparrow +10H_{2} Ó}}

Disulfid železa lze oxidovat koncentrovanou kyselinou sírovou:

{\mathsf {2FeS_{2}+14H_{2}SO_{4}\longrightarrow Fe_{2}(SO_{4})_{3}+15SO_{2}\uparrow +14H_{2}O} }

Iron(II) amonium sulfát ( Mohrova sůl) může být také oxidován dichromanem draselným . V důsledku této reakce se okamžitě uvolní čtyři sírany - železo (III), chrom (III) , amonium a draslík a voda :

{\mathsf {6Fe(NH_{4})_{2}(SO_{4})_{2}+7H_{2}SO_{4}+K_{2}Cr_{2}O_{7} \longrightarrow }}

{\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}+Cr_{2}(SO_{4})_{3}+6(NH_{4})_{2}SO_{ 4}+K_{2}SO_{4}+7H_{2}O}}

Síran železitý lze získat jako jeden z produktů tepelného rozkladu síranu železnatého:

{\mathsf {6FeSO_{4}{\xrightarrow {~T~}}Fe_{2}(SO_{4})_{3}+2Fe_{2}O_{3}+3SO_{2))}

Ferráty se zředěnou kyselinou sírovou se redukují na síran železitý:

{\mathsf {4K_{2}FeO_{4}+10H_{2}SO_{4}{\xrightarrow {~~}}2Fe_{2}(SO_{4})_{3}+3O_{2 }\uparrow +4K_{2}SO_{4}+10H_{2}O}}

Když se pentahydrát zahřeje na teplotu 70-175 °C, získá se bezvodý síran železitý:

{\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}\cdot \ 5H_{2}O{\xrightarrow {70-175^{o}C))Fe_{2}(SO_{ 4})_{3}+5H_{2}O}}

Síran železitý může být oxidován oxidem xenonovým :

{\mathsf {XeO_{3}+3H_{2}SO_{4}+6FeSO_{4}\longrightarrow 3Fe_{2}(SO_{4})_{3}+Xe\uparrow \ +3H_{2 }Ó}}

Chemické vlastnosti

Síran železitý ve vodných roztocích podléhá silné kationtové hydrolýze a roztok se změní na červenohnědý:

{\mathsf {Fe[(H_{2}O)_{6}]^{3+}+H_{2}O\rightleftarrows Fe[(H_{2}O)_{5}(OH) ]^{2+}+H_{3}O^{+};~~~~~~p{\mathit {K}}=2,17}}

{\mathsf {Fe[(H_{2}O)_{5}(OH)]^{2+}+H_{2}O\rightleftarrows Fe[(H_{2}O)_{4} (OH)_{2}]^{+}+H_{3}O^{+};~~~~~~p{\mathit {K}}=3,26}}

{\mathsf {[2Fe(H_{2}O)_{6}]^{3+}+2H_{2}O\rightleftarrows [Fe_{2}(H_{2}O)_{8} (OH)_{2}]^{4+}+2H_{3}O^{+};~~~~~~p{\mathit {K}}=2,91}}

Horká voda nebo pára rozkládají síran železitý:

{\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}+2H_{2}O{\xarrowarrow {100^{o}C}}2FeSO_{4}(OH)\downarrow +H_ {2}SO_{4}}}

Bezvodý síran železitý se při zahřívání rozkládá:

{\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}{\xrightarrow {500-700^{o}C}}Fe_{2}O_{3}+3SO_{3}}}

{\mathsf {2Fe_{2}(SO_{4})_{3}{\xrightarrow {900-1000^{o}C}}2Fe_{2}O_{3}+6SO_{2}+3O_ {2}}}

Alkalické roztoky rozkládají síran železitý, reakční produkty závisí na koncentraci alkálií:

{\displaystyle {\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}+2NaOH\longrightarrow 2FeSO_{4}(OH)\downarrow +Na_{2}SO_{4))))

{\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}+6NaOH\longrightarrow 2FeO(OH)\downarrow +3Na_{2}SO_{4}+2H_{2}O))

Pokud ekvimolární roztok síranů železa (III) a železa (II) interaguje s alkálií, získá se jako výsledek komplexní oxid železa:

{\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}+FeSO_{4}+8NaOH\longrightarrow Fe_{3}O_{4}\downarrow +4Na_{2}SO_{4}+ 4h_{2}O}}

Aktivní kovy (jako je hořčík , zinek , kadmium , železo) redukují síran železitý:

{\displaystyle {\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}+Fe\longrightarrow 3FeSO_{4))))

Některé sulfidy kovů (například měď , vápník , cín , olovo , rtuť ) ve vodném roztoku redukují síran železitý:

{\mathsf {CuS+Fe_{2}(SO_{4})_{3}\longrightarrow 2FeSO_{4}+CuSO_{4}+S))

S rozpustnými solemi kyseliny fosforečné tvoří nerozpustný fosforečnan železitý ( heterosit ):

{\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}+2NaH_{2}PO_{4}\longrightarrow Na_{2}SO_{4}+2H_{2}SO_{4}+ 2FePO_{4}\downarrow}}

Použití

Jako činidlo při hydrometalurgickém zpracování měděných rud.
Jako mořidlo při barvení látek.
Při činění kůže.
Pro moření nerezových austenitických ocelí, slitin zlata a hliníku .
Jako regulátor flotace ke snížení vztlaku rud .
V lékařství se používá jako adstringentní a hemostatické činidlo.
V chemickém průmyslu jako okysličovadlo a katalyzátor.

Viz také

Poznámky

↑ [www.xumuk.ru/spravochnik/460.html Stránka XuMuK.ru] . Staženo: 4. dubna 2010. (neurčitý)
↑ Ripan, Chetyanu, 1972 , str. 526.
↑ Knunyants, 2013 , str. 38.
↑ Kenneth Chang. 5 pracovních kol Mars Rover je zaseknutých na skrytém měkkém místě . The New York Times (19. května 2009). Získáno 25. dubna 2011. Archivováno z originálu 22. dubna 2012.

Literatura

Příručka chemika / Redakční rada: Nikolsky B.P. a další - 3. vyd., opraveno. - L . : Chemie, 1971. - T. 2. - 1168 s.
Ripan R., Chetyanu I. Anorganická chemie. Chemie kovů. - M .: Mir, 1972. - T. 2. - 871 s.
Knunyants I.L. Stručná chemická encyklopedie. — M. : Ripol Classic, 2013. — 548 s.