Соединения железа

думать так, как не думал никто.

А. Сент–Дьерди

железа (III)
5. Желтая и красная кровяные соли
6. Качественные реакции на ионы железа
7. Другие соединения

железа

практически не растворим, хорошо растворим в кислотах, растворах щелочей. Легко

окисляется; пирофорeн. После прокаливания химическая активность и пирофорность FeO снижаются. Нестехиометрический, имеет область гомогенности Fe1−xO (0,05  х  0,11; вюстит).
Проявляет амфотерные свойства (основные свойства преобладают); реагирует с кислотами, гидроксидом натрия (при сплавлении). Легко окисляется кислородом. Восстанавливается водородом, углеродом.
FeO + 2НСl (разб.) = FeCl2 + Н2O
FeO + 4HNO3 (конц.) = Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O
FeO + 4NaOH = Na4FeO3 (краcн.) + 2H2O (400-500°C)
4FeO + 2nH2O + O2 –() 2(Fe2O3∙nH2O)
6FeO + O2 = 2Fe3O4 (300-500°С)
FeO + H2 = Fe + H2O (350°C)
FeO + С (кокс) = Fe + CO (выше 1000°C)
Оксид железа (II) получают разложением оксалата FeC2O4 в вакууме:
FeC2O4 –(t°) FeO + СО + СО2.
Можно использовать и восстановление оксида железа (III), например, водородом, оксидом углерода (II) или металлом:
Fe2O3 + Н2 –(300°C) 2FeO + Н2О.

быстро изменяет окраску, превращаясь вследствие окисления сначала в сине-зеленый смешанно-валентный

гидратированный оксид примерного состава Fe3O4·хН2О, а затем в частично обезвоженный гидроксид FeIII бурого цвета:
4Fe(OH)2 + О2 + 2Н2О = 4Fe(OH)3.
Для получения неокисленного гидроксида Fe(OH)2 необходима тщательная изоляция реагентов и прибора от кислорода воздуха.
Будучи основанием средней силы и средней растворимости, гидроксид железа (II) растворяется в кислотах. Считают вместе с тем, что у Fe(OH)2 проявляются признаки амфотерности, хотя их можно обнаружить лишь в жестких условиях. Так, обработкой 50%-ным раствором NaOH в присутствии мелкораздробленного металлического железа (для создания восстановительной среды) при кипячении можно растворить Fe(OH)2 и из полученного раствора выделить кристаллы гидроксокомплекса Na2[Fe(OH)4]·2Н2О. Известен также светло-зеленый Ba2[Fe(OH)6].
Таким образом, здесь мы имеем делo с амфотерностью – комплексообразованием: железо (II) входит в состав аниона за счет образования комплекса, где лигандами являются гидроксид-ионы.

становится бурым, такое изменение окраски соответствует полному окислению железа. Более

сильные окислители, например гипохлорит или бромная вода, сразу позволяют получить гидратированный оксид железа(III):
2Fe(OH)2 + Br2 + 2NaOH + (х−3)Н2O = Fe2O3·xH2O + 2NaBr.
В качестве окислителя в щелочной среде можно также использовать пероксид водорода:
2Fe(OH)2 + Н2O2 + (х−3)Н2O = Fe2O3·хН2O.
Около 150°С гидроксид железа (II) разлагается:
3Fe(OH)2 –(t°) Fe3O4 + H2 + 2Н2О.

whitish iron(II) hydroxide
This container has a precipitate of dark greenish

iron(II) hydroxide in it.

Они обесцвечивают подкисленный раствор перманганата калия, хлорную и бромную воду,

восстанавливают дихромат до солей хрома(III). Для их окисления удобно использовать азотную кислоту:
6FeSO4 + 3H2SO4 + 2HNO3 = 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O.

нагревании до 400°С происходит термическое разложение:
3FeCO3 = Fe3O4 +

2CO2 + СО.
FeCO3 выпадает в виде белого осадка при действии на растворы солей FeII карбонатов ЩЭ:
FeSO4 + Na2CO3 = FeCO3 + Na2SO4.
Во влажном состоянии осадок быстро зеленеет, а затем буреет на воздухе вследствие окисления и гидролиза с образованием Fe(OH)3. Получение индивидуального карбоната FeII требует тонкой техники эксперимента, хотя в природе он встречается в виде минерала сидерита. Карбонат железа (II) заметно растворяется в воде, содержащей СО2, с образованием существующего только в растворе гидрокарбоната: FeCO3 + CO2 + H2O ⇄ Fe(HCO3)2, который легко (особенно при концентрировании раствора и при нагревании) распадается с отщеплением углекислого газа и воды.
В присутствии О2 происходит быстрое окисление гидрокарбоната железа (II):
4Fe(HCO3)2 + О2 + 2Н2О = 4Fe(OH)3 + 8CO2.

chloride (FeCl2, in beaker at right) and sodium carbonate (Na2CO3,

left). These two salts swap ions during this reaction, forming iron (II) carbonate

(в недрах Земли) в окислительную, превращается в Fe(OH)3.
В природе

это можно видеть, например, на Кавказе у источников нарзанов. Из недр земной коры (восстановительная среда) выходит практически бесцветный раствор, содержащий Fe(HCO3)2. Испаряясь и взаимодействуя с О2 воздуха, он образует на скалах буро-красные натеки, состоящие из гидроксида Fe(OH)3 и продуктов его дегидратации.
Распад гидрокарбоната железа (II), сосуществующего в природных водах с гидрокарбонатами магния и кальция, при нагревании «жесткой» воды приводит к образованию накипи (например, в паровых котлах), имеющей тем более интенсивный бурый цвет, чем выше содержание Fe(HCO3)2 в воде.

растворяется в воде, образует железный купорос – голубовато-зеленые кристаллы FeSO4·7H2O.

При хранении выветривается, превращаясь в белый порошок, а на воздухе постепенно желтеет вследствие окисления. Выветривание железного купороса объясняется тем, что в его структуре [Fe(H2O)6]SO4·Н2O присутствует одна молекула внешнесферной воды, которая легко покидает кристаллическую решетку.
Его обезвоживание на воздухе сопровождается частичным гидролизом и окислением до основного сульфата Fe(OH)SO4 и завершается при температуре 700°С образованием оксида Fe2O3:
FeSO4·7Н2O –(100°C) FeSO4·Н2O + 6Н2O;
4FeSO4·Н2O + O2 –(150°C) 4Fe(OH)SO4+ 2Н2O;
6Fe(OH)SO4 –(450°C) 2Fe2(SO4)3 + Fe2O3 + 3H2O.
Некоторое количество FeSO4·Н2O теряет воду, не успев окислиться, и при температуре 650°С разлагается на Fe2(SO4)3, Fe2O3 и SO2.

собой неярко сине-зелёные моноклинные кристаллы. Растворяется в воде. Растворимость соли

Мора в воде равна 21,6 г безводного вещества в 100 г воды при 20°C. В кислоте растворимость несколько больше. Устойчива на воздухе. Парамагнетик. Соль Мора используется в медицине (добавляется в пищу, или в виде фармакопейного препарата, при нехватке в организме больного железа), для определения уробилина, в фармацевтике.
Применение. Соль Мора применяется в научно-исследовательских работах и химических лабораториях как удобная форма препарата железа (II): для определения концентрации (титра) перманганата калия в растворах, при определении концентраций хрома и ванадия в растворах этилового спирта и эфира. В растворах ион Fe2+ даже слабыми окислителями легко окисляется до Fe3+.
10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O.
Также, в виде концентрированных растворов, применяется для пропитки древесины для защиты её от гниения. Имеет и другие применения.
Соль названа в честь немецкого химика Карла Фридриха Мора (1809-1879).

кислородом воздуха до соединений железа (III). В кислой среде этот процесс

протекает медленнее, чем в щелочной:
4Fe(ОН)2 + 2Н2О + О2  4Fe(ОН)3
В присутствии сильных окислителей этот процесс протекает очень быстро, например:
2FeSO4 + Н2О2 + H2SO4  Fe2(SO4)3 + 2Н2О
4FeSO4 + О2 + 2H2SO4  2Fe2(SO4)3 + 2Н2О
 
Соединения железа (III) более устойчивы к действию восстановителей. Их восстановление проводят с помощью достаточно сильных восстановителей. Например:
Fe2(SO4)3 + SO2 + 2Н2О  2FeSO4 + 2H2SO4
2FeCl3 + Cu  CuCl2 + 2FeCl2
2FeCl3 + Fe  3FeCl2
2FeCl3 + H2S  S + 2FeCl2 + 2HCl

– красно-коричневое кристаллическое вещество, существующее в нескольких полиморфных модификациях.
При атмосферном

давлении Fe2O3 устойчив до 1455°С, при более высокой температуре он теряет часть кислорода и переходит в Fe3O4:
6Fe2O3 –(t°) 4Fe3O4 + О2.
Расплавить Fe2O3 без разложения (1562°С) можно только при повышенном давлении кислорода.
При нагревании Fe2O3 восстанавливается водородом или оксидом углерода (II):
Fe2O3 + Н2 –(t°) 2FeO + Н2О
Fe2O3 + СО –(t°) 2FeO + СО2
Fe2O3 + Fe = 3FeO (900°C)

но растворяется в кислотах и проявляет амфотерные свойства, образуя при

сплавлении со щелочами или карбонатами ЩЭ ферраты (III) (по старому «ферриты»).
Fe2O3 + 6HCl  2FeCl3 + 3H2O.
Fe2O3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3H2O,
Fe2O3 + 6HNO3 (разб.)  2Fe(NO3)3 + 3H2O.
Fe2O3 + Na2CO3 –(t°) 2NaFeO2 + CO2
Fe2O3 + 2NaOH –(t°) 2NaFeO2 + Н2О

Это большая группа соединений: шпинели MFe2O4, где М = Fe,

Co, Ni, Mg, Mn, Cu; гранаты M3Fe5О12, где М – некоторые РЗЭ; ортоферриты MFeO3, где М = РЗЭ; гексаферриты, например, ВаО·6Fe2O3. Многие ферриты сочетают пространственную упорядоченность атомных магнитных моментов, ведущую к высоким значениям намагниченности, с низкой электрической проводимостью. Поэтому ферриты широко используют как магнитные материалы в радиотехнике, электронике, автоматике, вычислительной технике (ферритовые антенны, сердечники и др.) В промышленности ферриты получают спеканием при высокой температуре оксидов, карбонатов, сухих остатков совместно упаренных растворов двух солей (нитратов, сульфатов) или совместно осажденных гидроксидов, оксалатов или карбонатов.

strontium ferrite

Ферриты - гранаты (Re3Fe5O12)

Очень твердый, термически устойчивый. В прокаленном виде химически неактивен.
Fe3O4 не

растворяется в воде, взаимодействует с кислотами и щелочами. При нагревании может быть окислен до Fe2O3 и восстановлен до FeO:
4Fe3O4 + O2 –(t°) 6Fe2O3
Fe3O4 + Н2 –(570°C) 3FeO + Н2О
Fe3O4 + Fe = 4FeO (900-1000°C)
Fe3O4 образуется при прокаливании Fe2O3 до t > 1400°С или выдерживании при 250°С в вакууме. Кроме этого, Fe3O4 получают действием водорода на Fe2O3 при 400°С. Для синтеза Fe3O4 предложено также нагревать железо в атмосфере углекислого газа.
Fe3O4 + 8НСl = FeCl2 + 2FeCl3 + 4Н2O.
Fe3O4 + 10HNO3 (конц.) = 3Fe(NO3)3 + NO2 + 5H2O.
Fe3O4 + 14NaOH = Na4FeO3 + 2Na5FeO4 + 7H2O (400-500°C).
Оксид железа (II,III) можно рассматривать и как двойной оксид, и как соль Fe(FeO2)2, т.е. феррит железа (II).

содержания кислорода) можно представить следующей схемой:
Fe2O3 ⇄ Fe3O4 ⇄ FeO

⇄ Fe.
Повышение температуры и действие восстановителей, связывающих кислород, смещает равновесие направо. Напротив, повышение содержания кислорода в системе и понижение температуры смещает равновесие влево.

при действии щелочей на растворы солей железа(III) Fe3+ + 3ОН⎺

= Fe(OH)3, а также при гидролизе ферратов (III), полученных с помощью твердофазных реакций (ферритов). Например, реакция NaFeO2 + 2Н2О = Fe(OH)3 + NaOH раньше использовалась для получения едкого натра из Na2CO3 («способ Левига», первая стадия которого – сплавление Na2CO3 и Fe2O3, вторая – гидролиз полученного NaFeO2).
Суждения о том, существуют ли гидроксид железа (III) в форме Fe(OH)3 или в виде Fe2O3·nН2О, противоречивы. По-видимому, чрезвычайно низкая растворимость рыхлого осадка, называемого гидроксидом железа (III), связана с быстро протекающей полимеризацией nFe(OH)3  [Fe(OH)3]n и с одновременным обезвоживанием из-за превращения оловых мостиков в оксоловые.
Гидроксид железа (III) – амфотерное вещество с преобладанием основных свойств, легко растворяющееся в кислотах с образованием солей FeIII и плохо растворимое даже в горячих концентрированных растворах щелочей с образованием гидроксоферратов (III) различного состава, например, Na4[Fe(OH)7], K3[Fe(OH)6] и Na5[Fe(OH)8].
Гидроксид железа(III) в водных растворах устойчив как к окислению, так и к восстановлению. Сильные окислители (бром, гипохлорит) способны перевести его в ферраты(VI).
 

из которых главными являются встречающиеся в природе -FeO(OH) – гетит

и -FeO(OH) – лепидокрокит.

обработке Fe2O3 концентрированной серной кислотой, хорошо растворим в воде и

образует несколько кристаллогидратов, например Fe2(SO4)3·10Н2О и Fe2(SO4)3·9Н2О (желтого цвета).
При осторожном нагревании кристаллогидратов они обезвоживаются.
Безводная соль выше 600°С разлагается с выделением SO3 [Fe2(SO4)3 = Fe2O3 + 3SO3], что использовали в прежние времена для получения концентрированной серной кислоты («купоросное масло»).
Сульфат железа (III) проявляет окислительные свойства, например, по отношению к иодид- и сульфид-ионам:
Fe2(SO4)3 + 6KI = 2FeI2 + I2 + 3K2SO4
Fe2(SO4)3 + H2S = 2FeSO4 + S + H2SO4

в водных растворах, например, действием соды на раствор Fe2(SO4)3, происходит

полный гидролиз как катиона Fe3+·aq (за счет щелочной среды, создаваемой содой), так и аниона СО32− (за счет кислой среды, возникающей при гидролизе Fe3+·aq):
Fe2(SO4)3 + 3Na2CO3 + 3H2O = Fe(OH)3 + 3Na2SO4 + 3CO2

то соответствующие им соли подвергаются гидролизу. При этом соли FeIII

гидролизуются в гораздо большей степени, чем соли FeII в таких же условиях, что связано с более сильным поляризующим действием иона Fe3+ на окружающую его воду в Fe3+·aq.
Вследствие гидролиза водные растворы солей FeIII имеют сильнокислую реакцию; в зависимости от концентрации их рН составляет 2-3.
Только добавление к растворам солей FeIII сильных кислот (до рН < 1) подавляет гидролиз. Напротив, под действием щелочи (или при кипячении и разбавлении) гидролиз солей FeIII усиливается, и его можно довести до конца – до образования осадка (геля) или коллоидного раствора (золя) гидроксида Fe(OH)3.
Ионы гексаакважелеза(III) входят в состав некоторых кристаллогидратов, однако в растворах в заметной концентрации присутствуют лишь в сильнокислой (рН < 0) среде. Ион [Fe(H2O)6]3+ практически бесцветен (имеет едва заметную бледно-фиолетовую окраску). Таким образом, соединения, в состав которых входит гексаакваион [Fe(H2O)6]3+ (например, Fe(ClO4)3·10Н2О, Fe(NO3)3·9Н2O), не имеют интенсивной окраски. В тоже время хорошо известно, что растворы, а зачастую и твердые препараты солей железа(III) окрашены в желтый или коричневый цвет. Это связано с протеканием гидролиза или вхождением аниона соли в координационную сферу металла.

изученный процесс. На первой стадии происходит депротонирование одной из молекул

воды:
[Fe(H2O)6]3+ ⇄ [Fe(OH)(H2O)5]2+ + Н+.
Появление гидроксильной группы в координационной сфере атома железа приводит к появлению типичной для соединений железа(III) желтой окраски.
На второй стадии поликонденсации образовавшиеся гидроксокомплексы объединяются в димеры, содержащие оксомостик:
2[Fe(OH)(H2О)5]2+ ⇄ [(H2O)5Fe−O−Fe(OH2)5]4+ + Н2O.
На дальнейших стадиях частицы еще более усложняются

высокой концентрации эти растворы почти бесцветны.
На фотографиях показаны растворы

с содержанием соли железа примерно 2%.

показывает раствор, содержащий железо (III) в разбавленной азотной кислоте (концентрация

HNO3 – 2 моль/л).
На фотографии справа показан раствор с подобной концентрацией железа (III), но в дистиллированной воде.
На правой фотографии виден некоторый осадок внизу пробирки, образовавшийся благодаря гидролизу.

соляной кислоты) кислые растворы, содержащие ионы железа (III) приобретают ярко-желтую

окраску.
Фотография слева показывает раствор соли железа (III) в 2 М HNO3.
Фотография справа показывает такую же пробирку, но с добавкой концентрированного раствора NaCl. Цвет изменился от слабого зелено-коричневого до ярко-желтого. Желтая окраска появляется благодаря образованию в растворе иона FeCl4⎺.

случае растворения в воде нитрата железа (III).
На фотографии слева –

концентрированный свежеприготовленный раствор нитрата железа (III). Этот раствор имеет желто-оранжевую окраску. Вероятно это происходит благодаря тому, что эта соль сильно гидролизована в водном растворе (раствор имеет острый запах азотной кислоты).
На средней фотографии показан результат добавления небольшого количества разбавленной азотной кислоты (2 М) – образуется бесцветная жидкость.
На фотографии справа показан результат добавления небольшого количества разбавленной (10%-ной) соляной кислоты к бесцветной жидкости, показанной на средней фотографии.

Так, трибромид железа уже при 100°С разлагается на FeBr2 и

Вr2, а трииодид еще менее устойчив. В водных растворах при попытке получить FeI3 количественно протекает окислительно-восстановительная реакция
Fe2(SO4)3 + 6KI = 2FeI2 + I2 + 3K2SO4.
Очевидно, что железо (III) – слишком сильный окислитель по отношению к иодид-иону, чтобы в его иодиде сохранилась степень окисления +3. Однако в неводных растворах удалось получить FeI3.

разложения. Летуч в потоке НСl при нагревании, в газе –

димер Fe2Cl4. На воздухе желтеет вследствие окисления. Хорошо растворяется в холодной воде (гидролиз по катиону) и хлороводородной кислоте. Разлагается кипящей водой, кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель, при стоянии раствора окисляется растворенным в воде O2. Восстанавливается водородом. Вступает в реакции обмена и комплексообразования.
FeCl2 + Н2O = FeCl(OH) + НСl (кип.)
FeCl2 (т) + H2SO4 (конц., гор.) = FeSO4 + 2HCl
FeCl2 + 4HNO3 (конц.) = Fe(NO3)3 + NO2 + 2HCl + H2O (кип.)
FeCl2 + 2NaOH (разб.) = Fe(OH)2 + 2NaCl (в атмосфере N2)
FeCl2 + 2(NH3∙Н2O) [конц.] = Fe(OH)2 + 2NH4Cl (80°С, в атмосфере N2)
4FeCl2 + 3O2 = 2Fe2O3 + 4Cl2 (450-480°C)
4FeCl2 + 6H2O + O2 = 4FeO(OH) + 8HCl (кип.)
FeCl2 + H2 = Fe + 2HCl (выше 500°С)
2FeCl2 (p) + Cl2 = 2FeCl3

свете). При нагревании плавится (красная жидкость), кипит и разлагается; в

жидкости и паре – димер Fe2Cl6. Хорошо растворяется в воде (сильный гидролиз по катиону) и в хлороводородной кислоте. Кристаллогидрат FeCl3·6Н2O имеет строение [Fe(H2O)4Cl2]Cl·2Н2O. Реагирует с кипящей водой, щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Вступает в реакции обмена и комплексообразования.
2FeCl3 ⇄ 2FeCl2 + Cl2 (500°С)
FeCl3 + 2H2O (гор.) = FeCl(OH)2 + 2HCl
2FeCl3 + 3H2O (пар) = Fe2O3 + 6HCl (350-500°C)
FeCl3 + НСl (конц.) + H2O = H[FeCl4] + H2O = [FeCl4]⎺ + H3O+
2FeCl3 (т) + 3H2SO4 (конц., гор.) = Fe2(SO4)3 + 6HCl
2FeCl3 + 6NаОН (разб., гор.) + (n−3)H2O = Fe2O3∙nH2O + 6NaCl
2FeCl3 + 6(NH3∙Н2O) [конц.] + (n−3)H2O = Fe2O3∙nH2O + 6NH4Cl
4FeCl3 + 3O2 (воздух) = 2Fe2O3 + 3Cl2 (350-500°C)
2FeCl3 + 3Na2S = 2FeS + S + 6NaCl
2FeCl3 + H2 = 2FeCl2 + 2HCl (250-300°C)
2FeCl3 + Fe = 3FeCl2 (кип. в тетрагидрофуране)
2FeCl3 + 2H2O + SO2 = 2FeCl2 + H2SO4 + 2HCl

химической связи. Об этом говорят сравнительно высокие ТПЛ, закономерно понижающиеся

от фторидов к иодидам. Дифториды мало растворимы в воде, остальные дигалогениды, напротив, растворяются хорошо.
Для синтеза безводных дифторида и дихлорида железа сначала получают галогенированием металлического железа соответствующие тригалогениды, а затем их восстанавливают водородом при нагревании:
2FeX3 + Н2 –(t°) 2FeX2 + 2HX.
Нагревание иода с избытком железа в запаянной ампуле приводит к образованию дииодида FeI2, который можно синтезировать также нагреванием железа в токе паров иода и водорода или термическим разложением Fe(CO)4I2.
Безводные тригалогениды железа можно получить взаимодействием железа с галогенами: 2Fe + 3Х2 = 2FeX3. Исключение представляет иод, при растирании которого с порошком Fe или при нагревании железа с иодом в воде образуется соединение состава Fe3I8 (FeI2·2FeI3). Взаимодействие последнего с поташом может служить методом получения иодида калия из иода:
Fe3I8 + 4K2СО3 = 8KI + Fe3O4 + 4СО2.
Все безводные галогениды элементов триады железа гигроскопичны.
Из водных растворов галогениды элементов триады железа выделяются в виде кристаллогидратов различного состава, причем КЧ металла в них равно 6. В качестве примера можно привести FeF2·8Н2О, FeCl2·4Н2О, FeBr2·6Н2О, FeI2·4Н2О, FeF3·3Н2О, FeF3·4,5Н2О, FeCl3·6Н2О.

H2S через раствор солей железа (III) происходит окислительно-восстановительное взаимодействие
2FeCl3 +

H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl.
Сульфид аммония осаждает из растворов солей железа (III) сульфид FeS:
2FeCl3 + 3(NH4)2S = 2FeS + S + 6NH4Cl.
Взаимодействие ионов железа(III) с сульфид-ионами зависит от кислотности среды. В кислом и нейтральном растворах протекает окислительно-восстановительная реакция, сопровождающаяся помутнением раствора вследствие образования серы.
В щелочных растворах окислительная активность железа(III) понижается, поэтому реакция с сульфидами щелочных металлов, растворы которых имеют сильнощелочную среду вследствие гидролиза, протекает преимущественно с выпадением осадка гидроксида:
Fe2(SO4)3 + 3Na2S + (х+3)Н2O = Fe2O3·xH2O + 3Na2SO4 + 3H2S.
Считается, что при взаимодействии солей железа(III) с растворами карбонатов, сульфитов, сульфидов и силикатов происходит выпадение осадка гидроксида вследствие взаимно усиливающегося гидролиза:
Fe2(SO4)3 + 3Na2CO3 + xH2O = Fe2O3·xH2O + 3CO2 + 3Na2SO4.

желтое кристаллическое вещество, разлагающееся при прокаливании.
K4[Fe(CN)6] –(t°) 4KCN + FeC2

+ N2.
В кислой среде гексацианоферрат (II)-анион не разрушается, а по обменной реакции превращается в кислоту H4[Fe(CN)6], образующую осадок, умеренно растворимый в воде и спирте, но не растворимый в эфире.
Анион [Fe(CN)6]4- с различными катионами образует малорастворимые соединения, например Ba2[Fe(CN)6], K2Ca[Fe(CN)6] и др. В растворах при взаимодействии с ионами Fe2+ выпадает белый осадок K2Fe[Fe(CN)6], с ионами Fe3+ – синий осадок «берлинской лазури». Под действием окислителей желтая кровяная соль превращается в красную кровяную соль K3[Fe(CN)6]:
2K4[Fe(CN)6] + Cl2 = 2K3[Fe(CN)6] + 2KCl.
В лаборатории желтую кровяную соль получают, добавляя к раствору соли FeII цианид калия, при этом наблюдают две стадии:
Fe2+ + 2CN⎺ = Fe(CN)2 (желто-бурый осадок)
Fe(CN)2 + 4KCN = K4[Fe(CN)6] (раствор)
На втором этапе происходит растворение первоначально выпавшего осадка Fe(CN)2, а при упаривании или охлаждении раствора кристаллизуется K4[Fe(CN)6]·3Н2О.

красно-оранжевое кристаллическое вещество
K3[Fe(CN)6] является сильным окислителем, особенно активно действующим в

щелочной среде Например, металлический вольфрам красной кровяной солью легко окисляется, переходя в раствор:
W + 6K3[Fe(CN)6] + 8KОН = 6K4[Fe(CN)6] + K2WO4 + 4Н2О.
Нагревание K3[Fe(CN)6] с раствором KОН (1:1) сопровождается выделением О2 и образованием K4[Fe(CN)6]:
4K3[Fe(CN)6] + 4KОН = 4K4[Fe(CN)6] + O2 + 2H2O.
При взаимодействии красной кровяной соли с растворами солей Fe3+ возникает зеленовато-коричневое окрашивание, а с Fe2+ – синий осадок (или синее окрашивание при малых концентрациях). Поэтому гексацианоферраты (II) и (III) издавна использовали как реактивы для определения соединений FeIII и FeII соответственно.

качественного химического анализа при взаимодействии желтой и красной кровяной соли

с солями железа (III и II), имеют разный состав: при определении FeIII получается так называемая берлинская лазурь Fe4III[FeII(CN)6]3, а при определении FeII – турнбулева синь Fe3II[FeIII(CN)6]2:
4Fe3+ + 3[FeII(CN)6]4− = Fe4III[FeII(CN)6]3
3Fe2+ + 2[FeIII(CN)6]3− = Fe3II[FeIII(CN)6]2
Из данных -резонансной спектроскопии следует, однако, что оба эти соединения представляют собой одно и то же вещество – гидратированный комплекс Fe4III[FeII(CN)6]3·nH2O.
Образование синих осадков, которые использовались как красители, стало основанием для еще одного названия желтой и красной кровяной соли – «железосинеродистый» и «железистосинеродистый» калий.
Известна, кроме того, «растворимая берлинская лазурь» состава KFeIIIFeII(CN)6, образование которой можно описать уравнениями реакций
K4[Fe(CN)6] + FeCl3 = KFeIIIFeII(CN)6 + 3KCl
K3[Fe(CN)6] + FeCl2 = KFeIIIFeII(CN)6 + 2KCl

солью K3[Fe(CN)6] на Fe2+
K3[Fe(CN)6] + FeCl2 = KFeIIIFeII(CN)6 + 2KCl

(синий осадок «турнбулевой сини»)


Качественная реакция с желтой кровяной солью K4[Fe(CN)6] на Fe3+
K4[Fe(CN)6] + FeCl3 = KFeIIIFeII(CN)6 + 3KCl (синий осадок «берлинской лазури»)

или аммония образуют с солями железа (III) красный роданид железа,

который по виду напоминает кровь. Обычно эту реакцию записывают так:
3KSCN + FeCl3 ⇄ [Fe(SCN)3] + 3KCl
В действительности образуется одновременно несколько комплексов железа, которые находятся в динамическом равновесии: [Fe(SCN)]2+, [Fe(SCN)2]+, [Fe(SCN)3], [Fe(SCN)4]⎺.
Данную реакцию используют в аналитической химии для обнаружения трехвалентного железа в растворе.
Реакция очень чувствительна, с ее помощью можно обнаружить примесь Fe(III) в солях Fe(II) или других реактивах, например – в азотной кислоте.
Образование роданида железа используют для имитации крови во время химических опытов.

с ацетатом натрия образуются основные ацетаты железа (III) темно-красного цвета.
Качественная

реакция на ацетат-ионы
При добавлении FeCl3 к ацетат-ионам появляется красная окраска, обусловленная образованием основного ацетата железа:
8CH3COO⎺ + 3Fe3+ + 2H2O  [Fe3(OH)2(CH3COO)6]+ + 2CH3COOH.
Упрощенный состав – Fe(CH3COO)3.
Выполнение реакции. 2-3 мл раствора уксусной кислоты вносят в пробирку и добавляют 1 каплю 5%-го свежеприготовленного раствора FeCl3. Появление красной окраски указывает на наличие ацетат-ионов в растворе. При нагревании окрашенного раствора происходит гидролиз, в результате которого выпадает бурый осадок.
Основный ацетат железа имеет довольно сложное строение. Координационная сфера этого вещества содержит не один, а три атома металла (в данном случае – железа), которые расположены по вершинам правильного треугольника вокруг центрального атома кислорода. Такие комплексы называются трехъядерными (в общем случае – полиядерными). Аналогичный комплекс с ацетатом образует и трехвалентный хром.

Компонент сплавов железа с углеродом (техническое железо). Не реагирует с

водой, щелочами, гидратом аммиака. Разлагается кислотами, реагирует с кислородом.
Fe3C = 3Fe + С(графит) [выше 1650°С]
Fe3C + 6НСl (конц.) = 3FeCl2 + С (графит) + 3H2
Fe3C + 22НNО3 (конц.) = 3Fe(NO3)3 + CO2 + 13NO2 + 11H2O
Fe3C + 3O2 = Fe3O4 + CO2 (600-700°C)
4Fe3C + Fe3O4 = 15Fe + 4CO (1000-1100°C)

оно проявляет в ферратах (VI) состава (ЩЭ)2FeO4 и (ЩЗЭ)FеО4. Существует

несколько способов получения ферратов (VI), например, прокаливанием твердых реагентов:
Fe2O3 + 3KNO3 + 4KОН –(t°) 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O
Феррат калия придает образующемуся расплаву красно-фиолетовую окраску.
Ферраты ЩЭ и ЩЗЭ можно получить и в растворе, окисляя соединения FeII или FeIII хлором или бромом. Как и в других случаях, для стабилизации высокой степени окисления элементов-металлов необходима щелочная среда:
1) FeCl3 + 3KОН = Fe(OH)3 + 3KCl
2) 2Fe(OH)3 + 3Сl2 + 10KОН = 2K2FeO4 + 6KСl + 8Н2О
Для синтеза феррата калия можно использовать и окисление металлического железа щелочным раствором нитрата калия или пероксидом калия:
Fe + 3KNO3 + 2KOH = K2FeO4 + 3KNO2 + Н2О
Fe + 3K2O2 + 2H2O = K2FeO4 + 4KОН.

феррат (VI):
Fe + 2KOH + 2Н2О –(электролиз) K2FeO4 + 3Н2.
Лучше

всего изучены и сравнительно легко получаются ферраты (VI) калия и бария, но даже они термически неустойчивы. Так, при нагревании малиново-красного раствора K2FeO4 происходит разложение:
4K2FeO4 + 10Н2О = 4Fe(OH)3 + 3О2 + 8KОН.
Кристаллический K2FeO4 разлагается с отщеплением кислорода при ~200°С, BaFeO4 – при 120°С. Феррат бария (из раствора выпадает красный BaFeO4·Н2О) практически нерастворим и в этом отношении подобен BaSO4. Строение феррат-иона тетраэдрическое, связи железо–кислород преимущественно ковалентные.
Ферраты (VI) проявляют свойства сильных окислителей. Соединения железа (VI) особенно неустойчивы в кислой среде:
4K2FeO4 + 10H2SO4 = 2Fe2(SO4)3 + 3O2 + 4K2SO4 + 10H2O
2K2FeO4 + 16HCl = 2FeCl3 + 3Cl2 + 4KCl + 8H2O
2K2FeO4 + 2NH3 + 2H2O = 2Fe(OH)3 + N2 + 4KOH
2K2FeO4 + 3H2S + 2H2O = 2Fe(OH)3 + 3S + 4KOH
Из-за сильного поляризующего действия протона на феррат-анион кислота H2FeO4 и соответствующий ангидрид FeO3 до настоящего времени в индивидуальном состоянии не выделены.

(справа)

а именно FeO4, аналогичного OsO4. Попытки синтеза соединений FeVIII предпринимались

и раньше. Оксид FeO4 удалось получить (МГУ, д.х.н. Ю.М. Киселев с сотр.), по реакции диспропорционирования в сильнощелочных растворах при нагревании: 2FeVI = FeIV + FeVIII.