WikiSort.ru - Не сортированное

Сульфат железа(III)
${\displaystyle {\mathsf {\Biggl [}}}$ ${\displaystyle {\mathsf {\!\ {\Biggr ]}_{2}}}{\mathsf {\Biggl [}}}$ ${\displaystyle {\mathsf {\!\ {\Biggr ]}_{3}}}}$
Общие
Систематическое наименование	сульфат железа(III)
Традиционные названия	сернокислое железо(III), тетрасульфид(VI) железа(III)
Хим. формула	Fe2(SО4)3
Рац. формула	Fe2O12S3
Физические свойства
Состояние	безводный — светло-жёлтый порошок
Молярная масса	(безв.) 399.88 г/моль (пентагидрат) 489.96 г/моль
Плотность	(безв.) 3.097 г/см³ (пентагидрат) 1.898 (нонагидрат) 2.1 г/см³
Термические свойства
Т. плав.	(безв.) 480 °C (с разл.) (нонагидрат) 175 °C
Т. разл.	600[1]
Мол. теплоёмк.	271,75 Дж/(моль·К)
Энтальпия образования	−2580 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость в воде	(безв.) растворим, (нонагидрат) 81,5 г/100 мл
Растворимость в этаноле	(нонагидрат) растворим
Классификация
Рег. номер CAS	10028-22-5 15244-10-7 (для всех гидратов с формулой Fe2(SО4)3·nН2О (где n=1, 3, 4, 6, 7, 9, 10, 12)
PubChem	24826
Рег. номер EINECS	233-072-9
SMILES	[O-]S(=O)(=O)[O-].[O-]S(=O)(=O)[O-].[O-]S(=O)(=O)[O-].[Fe+3].[Fe+3]
InChI	1S/2Fe.3H2O4S/c;;3*1-5(2,3)4/h;;3*(H2,1,2,3,4)/q2*+3;;;/p-6 RUTXIHLAWFEWGM-UHFFFAOYSA-H
RTECS	NO8505000
ChEBI	53438
ChemSpider	23211 и 21493902
Безопасность
ЛД50	(крысы, орально) 500 мг/кг
Токсичность	0 1 0
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Сульфат железа(III) (лат. Ferrum sulfuricum oxydatum, нем. Eisensulfat (oxyd) Ferrisulfat^[2]) — неорганическое химическое соединение, соль, химическая формула — ${\displaystyle {\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}}}}$ .

Физические свойства

Безводный сульфат железа(III) — светло-желтые парамагнитные очень гигроскопичные кристаллы моноклинной сингонии, пространственная группа P2₁/m, параметры элементарной ячейки a = 0,8296 нм, b = 0,8515 нм, c = 1,160 нм, β = 90,5°, Z = 4. Есть данные, что безводный сульфат железа образовывает орторомбическую и гексагональную модификации. Растворим в воде, медленно растворяется в этаноле^{[уточнить]}.

Из воды кристаллизуется в виде кристаллогидратов Fe₂(SO₄)₃·n H₂O, где n = 12, 10, 9, 7, 6, 4, 3, 1. Наиболее изученный кристаллогидрат — нонагидрат сульфата железа(III) Fe₂(SO₄)₃·9H₂O — жёлтые гексагональные кристаллы, параметры элементарной ячейки a = 1,085 нм, c = 1,703 нм, Z = 4. Хорошо растворяется в воде (440 г на 100 г воды) и этаноле (абс.). В водных растворах сульфат железа(III) из-за гидролиза приобретает красно-коричневый цвет.

При нагревании нонагидрат превращается при 98 °C в тетрагидрат, при 125 °C — в моногидрат и при 175 °C — в безводный Fe₂(SO₄)₃, который выше 600 °C разлагается на Fe₂O₃ и SO₃.

Нахождение в природе

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

• Кокимбит (англ. coquimbite) — Fe₂(SO₄)₃·9H₂O — нонагидрат — наиболее распространённая в природе форма.

• Паракокимбит (англ. paracoquimbite) — другой нонагидрат — редкая форма.
• Корнелит (англ. kornelite) — гептагидрат — и куэнстедтит (англ. quenstedtite) — декагидрат — тоже встречаются редко.
• Лаусенит (англ. lausenite) — гекса- или пентагидрат (самостоятельность этого минерала под вопросом).

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

Получение

В промышленности сульфат железа(III) получают прокаливанием пирита или марказита с NaCl на воздухе:

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

или растворяют оксид железа(III) в серной кислоте:

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

В лабораторной практике сульфат железа(III) можно получить из гидроокиси железа(III):

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

Препарат той же чистоты можно получить окислением сульфата железа(II) азотной кислотой:

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

также окисление можно провести кислородом или оксидом серы:

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

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

Концентрированные серная и азотная кислоты окисляют сульфид железа до сульфата железа(III):

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

Дисульфид железа можно окислить концентрированной серной кислотой:

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

Сульфат-аммоний железа(II) (соль Мора) также можно окислить дихроматом калия. Вследствие данной реакции выделятся сразу четыре сульфата — железа(III), хрома(III), аммония и калия, и вода:

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

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

Сульфат железа(III) можно получить как один из продуктов термического разложения сульфата железа(II):

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

Ферраты с разбавленной серной кислотой восстанавливаются до сульфата железа(III):

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

При нагревании пентагидрата до температуры 70—175 °C получается безводный сульфат железа(III):

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

Сульфат железа(II) можно окислить триоксидом ксенона:

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

Химические свойства

Сульфат железа(III) в водных растворах подвергается сильному гидролизу по катиону, при этом раствор окрашивается в красновато-коричневый цвет:

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

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

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

Горячая вода или пар разлагают сульфат железа(III):

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

Безводный сульфат железа(III) при нагревании разлагается:

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

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

Растворы щелочей разлагают сульфат железа(III), продукты реакции зависят от концентрации щёлочи:

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

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

Если с щёлочью взаимодействует эквимолярный раствор сульфатов железа(III) и железа(II), то в результате получится сложный оксид железа:

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

Активные металлы (такие как магний, цинк, кадмий, железо) восстанавливают сульфат железа(III):

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

Некоторые сульфиды металлов (например, меди, кальция, олова, свинца, ртути) в водном растворе восстанавливают сульфат железа(III):

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

С растворимыми солями ортофосфорной кислоты образует нерастворимый фосфат железа(III) (гетерозит):

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

Использование

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

См. также

• Алунит
• Ярозит

Примечания

Литература

• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1972. — Т. 2. — 871 с.