Получение

Современный метод получения был разработан независимо американцем Чарльзом Холлом и французом Полем Эру в 1886 году. Он заключается в растворении оксида алюминия Al₂O₃ в расплаве криолита Na₃AlF₆ с последующим электролизом с использованием расходуемых коксовых или графитовых электродов. Такой метод получения требует больших затрат электроэнергии, и поэтому оказался востребован только в XX веке.

Для производства 1 т алюминия чернового требуется 1,920 т глинозёма, 0,065 т криолита, 0,035 т фторида алюминия, 0,600 т анодной массы и 17 тыс. кВт·ч электроэнергии постоянного тока^[2].

Физ св ва

Металл серебристо-белого цвета, лёгкий, плотность — 2,7 г/см³, температура плавления у технического алюминия — 658 °C, у алюминия высокой чистоты — 660 °C, удельная теплота плавления — 390 кДж/кг, температура кипения — 2500 °C, удельная теплота испарения — 10,53 МДж/кг, временное сопротивление литого алюминия — 10…12 кг/мм², деформируемого — 18…25 кг/мм², сплавов — 38…42 кг/мм².

Твёрдость по Бринеллю — 24…32 кгс/мм², высокая пластичность: у технического — 35 %, у чистого — 50 %, прокатывается в тонкий лист и даже фольгу. Модуль Юнга — 70 ГПа.

Алюминий обладает высокой электропроводностью (0,0265 мкОм·м) и теплопроводностью (203,5 Вт/(м·К)), 65 % от электропроводности меди, обладает высокой светоотражательной способностью. Слабый парамагнетик. Температурный коэффициент линейного расширения 24,58×10⁻⁶ К⁻¹ (20…200 °C). Температурный коэффициент электрического сопротивления 2,7×10⁻⁸K⁻¹.

Алюминий образует сплавы почти со всеми металлами. Наиболее известны сплавы с медью и магнием (дюралюминий) и кремнием (силумин).

Хим св ва

При нормальных условиях алюминий покрыт тонкой и прочной оксидной плёнкой и потому не реагирует с классическими окислителями: с H₂O (t°);O₂, HNO₃ (без нагревания). Благодаря этому алюминий практически не подвержен коррозии и потому широко востребован современной индустрией. Однако при разрушении оксидной плёнки (например, при контакте с растворами солей аммония NH₄⁺, горячими щелочами или в результате амальгамирования), алюминий выступает как активный металл-восстановитель.

Легко реагирует с простыми веществами:

• с кислородом, образуя оксид алюминия:

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃

• с галогенами (кроме фтора)^[6], образуя хлорид, бромид или иодид алюминия:

2Al + 3Hal₂ = 2AlHal₃ (Hal = Cl, Br, I)

• с другими неметаллами реагирует при нагревании:

  • с фтором, образуя фторид алюминия:

2Al + 3F₂ = 2AlF₃

• с серой, образуя сульфид алюминия:

2Al + 3S = Al₂S₃

• с азотом, образуя нитрид алюминия:

2Al + N₂ = 2AlN

• с углеродом, образуя карбид алюминия:

4Al + 3С = Al₄С₃

Сульфид и карбид алюминия полностью гидролизуются:

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S­

Al₄C₃ + 12H₂O = 4Al(OH)₃+ 3CH₄­

Со сложными веществами:

• с водой (после удаления защитной оксидной пленки, например, амальгамированием или растворами горячей щёлочи):

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H_2­

• со щелочами (с образованием тетрагидроксоалюминатов и других алюминатов):

2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H_2­

2(NaOH•H₂O) + 2Al = 2NaAlO₂ + 3H₂

• Легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H_2­

2Al + 3H₂SO₄(разб) = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂

• При нагревании растворяется в кислотах — окислителях, образующих растворимые соли алюминия:

2Al + 6H₂SO₄(конц) = Al₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

Al + 6HNO₃(конц) = Al(NO₃)₃ + 3NO_2­ + 3H₂O

• восстанавливает металлы из их оксидов (алюминотермия):

8Al + 3Fe₃O₄ = 4Al₂O₃ + 9Fe

2Al + Cr₂O₃ = Al₂O₃ + 2Cr

Способ получения кислородсодержащего соединения алюминия формулы Аl₂О₃ · nH₂O включает быструю частичную дегидратацию гидроксида алюминия при высокой температуре и подвергаемый дегидратации гидроксид алюминия дополнительно содержит по крайней мере одно соединение элемента из группы: Na, К, Fe, Si, В, С, Ti, Zr, Ва, Са, Mg, Ga, Sn, La в количестве 0,01-2,0 мас.% (в пересчете на оксид), быструю дегидратацию проводят при температуре 300-1200°С с последующим проведением закалки при температуре не более 280°С до получения конечного соединения алюминия определенного состава формулы Al₂O₃ · nН₂О, где n = 0,03-2,0. Изобретение дает возможность получать соединения алюминия, обладающие различными физико-химическими свойствами, которые содержат в структуре дополнительные элементы. На основе предлагаемых соединений алюминия возможно приготовление различных по свойствам катализаторов для целого ряда процессов.

СВОЙСТВА ????

41

ЛЕГКИЕ СПЛАВЫ - конструкционные материалы на основе Al, Mg, Ti и Be. Высокая удельная прочность (отношение показателей прочности к плотности). Применяются в самолето-, ракето- и судостроении, ядерной энергетике, строительстве, производстве бытовых изделий и т. д.

Физические свойства

Титан — легкий серебристо-белый металл. Пластичен, сваривается в инертной атмосфере.

Имеет высокую вязкость, при механической обработке склонен к налипанию на режущий инструмент, и поэтому требуется нанесение специальных покрытий на инструмент, различных смазок.

При обычной температуре покрывается защитной пассивирующей пленкой оксида TiO2, благодаря этому коррозионностоек в большинстве сред (кроме щелочной).

Химические свойства

Устойчив к коррозии благодаря оксидной плёнке, но при измельчении в порошок горит на воздухе.

Титан устойчив к разбавленным растворам многих кислот и щелочей (кроме HF, H3PO4 и концентрированной H2SO4).

Легко реагирует даже со слабыми кислотами в присутствии комплексообразователей, например, с плавиковой кислотой HF он взаимодействует благодаря образованию комплексного аниона [TiF6]2-.

При нагревании на воздухе до 1200°C Ti загорается с образованием оксидных фаз переменного состава TiOx. Из растворов солей титана осаждается гидроксид TiO(OH)2·xH2O, осторожным прокаливанием которого получают оксид TiO2. Гидроксид TiO(OH)2·xH2O и диоксид TiO2 амфотерны.

TiO2 взаимодействует с серной кислотой при длительном кипячении. При сплавлении с содой Na2CO3 или поташом K2CO3 оксид TiO2 образует титанат: TiO2+K2CO3=K2TiO3+CO2.

При нагревании Ti взаимодействует с галогенами. Тетрахлорид титана TiCl4 при обычных условиях — желтоватая, сильно дымящая на воздухе жидкость, что объясняется сильным гидролизом TiCl4 содержащимися в воздухе парами воды и образованием мельчайших капелек HCl и взвеси гидроксида титана.

Восстановлением TiCl4 водородом, Al, Si, другими сильными восстановителями, получен трихлорид и дихлорид титана TiCl3 и TiCl2 — твердые вещества с сильно восстановительными свойствами. Ti взаимодействует с Br2 и I2.

С N2 выше 400 °C титан образует нитрид TiNx(x=0,58-1,00). При взаимодействии титана с C образуется карбид титана TiCx (x=0,49-1,00).

При нагревании Ti поглощает H2 с образованием соединения переменного состава TiHх (x=1,0). При нагревании эти гидриды разлагаются с выделением H2. Титан образует сплавы со многими металлами.

Получение

Концентрат титановых руд подвергают сернокислотной или пирометаллургической переработке. Продукт сернокислотной обработки — порошок диоксида титана TiO2. Пирометаллургическим методом руду спекают с коксом и обрабатывают хлором, получая пары тетрахлорида титана TiCl4: TiO2 + 2C + 2Cl2 =TiCl4 + 2CO

Образующиеся пары TiCl4 при 850 °C восстанавливают Mg: TiCl4+ 2Mg = 2MgCl2+ Ti

Полученную титановую «губку» переплавляют и очищают. Ильменитовые концентраты восстанавливают в электродуговых печах с последующим хлорированием возникающих титановых шлаков. Рaфинируют титан иодидным способом или электролизом, выделяя Ti из TiCl4. Для получения титановых слитков применяют дуговую, электроннолучевую или плазменную переработку.

В виде сплавов

Металл применяется в химической промышленности (реакторы, трубопроводы, насосы), лёгких сплавах, остеопротезах. Является важнейшим конструкционным материалом в авиа-, ракето-, кораблестроении.

Титан является легирующей добавкой в некоторых марках стали.

Нитинол (никель-титан) — сплав, обладающий памятью формы, применяемый в медицине и технике.

Алюминиды титана являются очень стойкими к окислению и жаропрочными, что в свою очередь определило их использование в авиации и автомобилестроении в качестве конструкционных материалов.

В виде соединений

Белый диоксид титана (TiO2) используется в красках (например, титановые белила), а также при производстве бумаги и пластика.

Титанорганические соединения (напр. тетрабутоксититан) применяются в качестве катализатора и отвердителя в химической и лакокрасочной промышленности.

Неорганические соединения титана применяются в химической электронной, стекловолоконной промышленности в качестве добавки.

Диборид титана — важный компонент сверхтвердых материалов для обработки металлов.

Нитрид титана применяется для покрытия инструментов

Комплексы с кислородсодержащими соединениями

Многие из кислород-, а также серусодержащих органических соединений входят в качестве лигандов в состав нейтральных или катионных титановых комплексов. К этим соединениям относятся простые эфиры, альдегиды, кетоны, карбоновые кислоты и их производные (например, сложные эфиры), соответствующие тиопро-изводные, гетероциклические соединения.

Соединения с простыми эфирами. Многочисленные простые эфиры (диметилоксид, диэтилоксид, пропил- и бутилоксиды, анизол, фенетол и многие другие) образуют с тетрахлоридом и тетрабромидом титана продукты присоединения состава TiT4-OR2 и TiT4-•2OR2. Они получаются посредством простого смешения компонентов и представляют собой кристаллические вещества желтого, оранжевого или красноватого цветов, хорошо растворимые в соответствующих эфирах.

Структуру эфирных соединений тетрагалидов титана можно представить двояко: или в виде нейтральных комплексов — [TiT4OR2] и [TiT4 (OR2)2], или в виде сложных эфиров комплексных смешанных алкоксогалотитановых кислот — R[TiT4(OR)] и R2[TiT4(OR)2].

Аналогично эфирным соединениям образуются соединения с органическими сульфидами. Например, известны соединения тетрахлорида титана с органическими сульфидами двух видов: TiCl4-SR2 и TiCl4•2SR2, где R — этил, бутил, бензил. Кроме того, известны соединения тетрахлорида титана с более сложными органическими сульфидами типа TiCl4-RS (CH2)„SR, где R — этил, бутил, а п = 2, 3, 6.

Св ва???????

И что сказать про холл пром

42

Желе́зо — элемент побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 26. Обозначается символом Fe (лат. Ferrum). Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия).

Простое вещество железо (CAS-номер: 7439-89-6) — ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой химической реакционной способностью: железо быстро корродирует при высоких температурах или при высокой влажности на воздухе. В чистом кислороде железо горит, а в мелкодисперсном состоянии самовозгорается и на воздухе.

Собственно, железом обычно называют его сплавы с малым содержанием примесей (до 0,8 %), которые сохраняют мягкость и пластичность чистого металла. Но на практике чаще применяются сплавы железа с углеродом: сталь (до 2,14 вес. % углерода) и чугун (более 2,14 вес. % углерода), а также нержавеющая (легированная) сталь с добавками легирующих металлов (хром, марганец, никель и др.). Совокупность специфических свойств железа и его сплавов делают его «металлом № 1» по важности для человека.

В природе железо редко встречается в чистом виде, чаще всего оно встречается в составе железо-никелевых метеоритов. Распространённость железа в земной коре — 4,65 % (4-е место после O, Si, Al^[2]). Считается так же, что железо составляет бо́льшую часть земного ядра.

Получение

В промышленности железо получают из железной руды, в основном из гематита (Fe₂O₃) и магнетита (FeO·Fe₂O₃).

Существуют различные способы извлечения железа из руд. Наиболее распространённым является доменный процесс.

Первый этап производства — восстановление железа углеродом в доменной печи при температуре 2000 °C. В доменной печи углерод в виде кокса, железная руда в виде агломерата или окатышей и флюс (например, известняк) подаются сверху, а снизу их встречает поток нагнетаемого горячего воздуха.

В печи углерод в виде кокса окисляется до монооксида углерода. Данный оксид образуется при горении в недостатке кислорода:

В свою очередь, монооксид углерода восстанавливает железо из руды. Чтобы данная реакция шла быстрее, нагретый угарный газ пропускают через оксид железа(III):

Флюс добавляется для избавления от нежелательных примесей (в первую очередь от силикатов; например, кварц) в добываемой руде. Типичный флюс содержит известняк (карбонат кальция) и доломит (карбонат магния). Для устранения других примесей используют другие флюсы.

Действие флюса (в данном случае карбонат кальция) заключается в том, что при его нагревании он разлагается до его оксида:

Оксид кальция соединяется с диоксидом кремния, образуя шлак — метасиликат кальция:

Шлак, в отличие от диоксида кремния, плавится в печи. Более лёгкий, чем железо, шлак плавает на поверхности — это свойство позволяет разделять шлак от металла. Шлак затем может использоваться при строительстве и сельском хозяйстве. Расплав железа, полученный в доменной печи, содержит довольно много углерода (чугун). Кроме таких случаев, когда чугун используется непосредственно, он требует дальнейшей переработки.

Излишки углерода и другие примеси (сера, фосфор) удаляют из чугуна окислением в мартеновских печах или в конвертерах. Электрические печи используются и для выплавки легированных сталей.

Кроме доменного процесса, распространён процесс прямого получения железа. В этом случае предварительно измельчённую руду смешивают с особой глиной, формируя окатыши. Окатыши обжигают, и обрабатывают в шахтной печи горячими продуктами конверсии метана, которые содержат водород. Водород легко восстанавливает железо:

,

при этом не происходит загрязнения железа такими примесями как сера и фосфор, которые являются обычными примесями в каменном угле. Железо получается в твёрдом виде, и в дальнейшем переплавляется в электрических печах.

Химически чистое железо получается электролизом растворов его солей.

Физ св ва

Железо — типичный металл, в свободном состоянии — серебристо-белого цвета с сероватым оттенком. Чистый металл пластичен, различные примеси (в частности — углерод) повышают его твёрдость и хрупкость. Обладает ярко выраженными магнитными свойствами. Часто выделяют так называемую «триаду железа» — группу трёх металлов (железо Fe, кобальт Co, никель Ni), обладающих схожими физическими свойствами, атомными радиусами и значениями электроотрицательности.

Для железа характерен полиморфизм, он имеет четыре кристаллические модификации:

• до 769 °C существует α-Fe (феррит) с объёмноцентрированной кубической решёткой и свойствами ферромагнетика (769 °C ≈ 1043 K — точка Кюри для железа)

• в температурном интервале 769—917 °C существует β-Fe, который отличается от α-Fe только параметрами объёмноцентрированной кубической решётки и магнитными свойствами парамагнетика

• в температурном интервале 917—1394 °C существует γ-Fe (аустенит) с гранецентрированной кубической решёткой

• выше 1394 °C устойчиво δ-Fe с объёмоцентрированной кубической решёткой

Металловедение не выделяет β-Fe как отдельную фазу^[15], и рассматривает её как разновидность α-Fe. При нагреве железа или стали выше точки Кюри (769 °C ≈ 1043 K) тепловое движение ионов расстраивает ориентацию спиновых магнитных моментов электронов, ферромагнетик становится парамагнетиком — происходит фазовый переход второго рода, но фазового перехода первого рода с изменением основных физических параметров кристаллов не происходит.

Для чистого железа при нормальном давлении, с точки зрения металловедения, существуют следующие устойчивые модификации:

• От абсолютного нуля до 910 °C устойчива α-модификация с объёмноцентрированной кубической (ОЦК) кристаллической решёткой.

• От 910 до 1400 °C устойчива γ-модификация с гранецентрированной кубической (ГЦК) кристаллической решёткой.

• От 1400 до 1539 °C устойчива δ-модификация с объёмноцентрированной кубической (ОЦК) кристаллической решёткой.

Наличие в стали углерода и легирующих элементов существенным образом изменяет температуры фазовых переходов (см. фазовую диаграмму железо — углерод). Твёрдый раствор углерода в α- и δ-железе называется ферритом. Иногда различают высокотемпературный δ-феррит и низкотемпературный α-феррит (или просто феррит), хотя их атомные структуры одинаковы. Твёрдый раствор углерода в γ-железе называется аустенитом.

• В области высоких давлений (свыше 104 МПа, 100 тыс. атм.) возникает модификация ε-железа с гексагональной плотноупакованной (ГПУ) решёткой.

Явление полиморфизма чрезвычайно важно для металлургии стали. Именно благодаря α—γ переходам кристаллической решётки происходит термообработка стали. Без этого явления железо как основа стали не получило бы такого широкого применения.

Железо тугоплавко, относится к металлам средней активности. Температура плавления железа 1539 °C, температура кипения — 2862 °C

Хим св ва

ля железа характерны степени окисления железа — +2 и +3.

Степени окисления +2 соответствует чёрный оксид FeO и белоснежный гидроксид Fe(OH)₂. Они имеют основный характер. В солях Fe(+2) присутствует в виде катиона. Fe(+2) — слабый восстановитель.

Степени окисления +3 соответствуют красно-коричневый оксид Fe₂O₃ и коричневый гидроксид Fe(OH)₃. Они носят амфотерный характер, хотя и кислотные, и основные свойства у них выражены слабо. Так, ионы Fe³⁺ нацело гидролизуются даже в кислой среде. Fe(OH)₃ растворяется (и то не полностью), только в концентрированных щелочах. Fe₂O₃ реагирует со щелочами только при сплавлении, давая ферриты (формальные соли кислоты HFeO₂): Fe₂O₃ + 2NaOH = NaFeO₂ + H₂O Железо (+3) чаще всего проявляет слабые окислительные свойства.

Степени окисления +2 и +3 легко переходят между собой при изменении окислительно-восстановительных условий. Кроме того, существует оксид Fe₃O₄, формальная степень окисления железа в котором +8/3. Однако этот оксид можно также рассматривать как феррит железа (II)

Fe⁺²(Fe⁺³O₂)₂. Также существует степень окисления +6. Соответствующего оксида и гидроксида с свободном виде не существует, но получены соли — ферраты (например, K₂FeO₄). Железо (+6) находится в них в виде аниона. Ферраты — сильнейшие окислители

[править] Свойства простого вещества

При хранении на воздухе при температуре до 200 °C железо постепенно покрывается плотной плёнкой оксида, препятствующего дальнейшему окислению металла. Во влажном воздухе железо покрывается рыхлым слоем ржавчины, который не препятствует доступу кислорода и влаги к металлу и его разрушению. Ржавчина не имеет постоянного химического состава, приближённо её химическую формулу можно записать как Fe₂O₃·xH₂O.

С кислородом железо реагирует при нагревании. При сгорании железа на воздухе образуется оксид Fe₃O₄, при сгорании в чистом кислороде — оксид Fe₂O₃. Если кислород или воздух пропускать через расплавленное железо, то образуется оксид FeO. При нагревании порошка серы и железа образуется сульфид, приближённую формулу которого можно записать как FeS.

При нагревании железо реагирует с галогенами. Так как FeF₃ нелетуч, железо устойчиво к действию фтора до температуры 200—300 °C. В хлоре железо горит (при температуре около 200 °C), при этом образуется коричневый летучий димер Fe₂Cl₆. Если взаимодействие железа и брома протекает при комнатной температуре или при нагревании и повышенном давлении паров брома, то образуется FeBr₃. При нагревании FeCl₃ и, особенно, FeBr₃ отщепляют галоген и превращаются в галогениды железа(II). При взаимодействии железа и иода образуется иодид Fe₃I₈.

При нагревании железо реагирует с азотом, образуя нитрид железа Fe₃N, с фосфором, образуя фосфиды FeP, Fe₂P и Fe₃P, с углеродом, образуя карбид Fe₃C, с кремнием, образуя несколько силицидов, например, FeSi.

При повышенном давлении металлическое железо реагирует с оксидом углерода(II) CO, причём образуется жидкий, при обычных условиях легко летучий пентакарбонил железа Fe(CO)₅. Известны также карбонилы железа составов Fe₂(CO)₉ и Fe₃(CO)₁₂. Карбонилы железа служат исходными веществами при синтезе железоорганических соединений, в том числе и ферроцена состава (η⁵-C₅H₅)₂Fe.

Чистое металлическое железо устойчиво в воде и в разбавленных растворах щелочей. Железо не растворяется в холодных концентрированных серной и азотной кислотах из-за пассивации поверхности металла прочной оксидной плёнкой. Горячая концентрированная серная кислота, являясь более сильным окислителем, взаимодействует с железом.

С соляной и разбавленной (приблизительно 20%-й) серной кислотами железо реагирует с образованием солей железа(II):

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑;

Fe + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂↑.

При взаимодействии железа с приблизительно 70%-й серной кислотой реакция протекает с образованием сульфата железа(III):

2Fe + 6H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂↑ + 6H₂O.

[править] Соединения железа (II)

Оксид железа(II) FeO обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(OH)₂. Соли железа (II) обладают светло-зелёным цветом. При их хранении, особенно во влажном воздухе, они коричневеют за счёт окисления до железа (III). Такой же процесс протекает при хранении водных растворов солей железа(II):

4FeCl₂ + O₂ + 2H₂O → 4Fe(OH)Cl₂.

Из солей железа(II) в водных растворах устойчива соль Мора — двойной сульфат аммония и железа(II) (NH₄)₂Fe(SO₄)₂·6Н₂O.

Реактивом на ионы Fe²⁺ в растворе может служить гексацианоферрат(III) калия K₃[Fe(CN)₆] (красная кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe²⁺ и [Fe(CN)₆]³⁻ выпадает осадок турнбулевой сини:

3K₃[Fe(CN)₆] + 3Fe²⁺ → 3KFe^II[Fe^III(CN)₆]↓ + 6K⁺.

Для колчиественного определения железа (II) в растворе используют фенантролин Phen, образующий с железом (II) красный комплекс FePhen₃ (максимум светопоглощения — 520 нм) в широком диапазоне рН (4-9)^[16].

[править] Соединения железа (III)

Оксид железа(III) Fe₂O₃ слабо амфотерен, ему отвечает ещё более слабое, чем Fe(OH)₂, основание Fe(OH)₃, которое реагирует с кислотами:

2Fe(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 6H₂O.

Соли Fe³⁺ склонны к образованию кристаллогидратов. В них ион Fe³⁺ как правило, окружен шестью молекулами воды. Такие соли имеют розовый или фиолетовый цвет.

Ион Fe³⁺ полностью гидролизуется даже в кислой среде. При рН>4 этот ион практчиески полностью осаждается^[17] в виде Fe(OH)₃: Fe³⁺ + 3H₂O = Fe(OH)₃ + 3H⁺ При частичном гидролизе иона Fe³⁺ образуются многоядерные оксо- и гидроксокатионы, из-за чего растворы приобретают коричневый цвет.

Основные свойства гидроксида железа(III) Fe(OH)₃ выражены очень слабо. Он способен реагировать только с концентрированными растворами щелочей:

Fe(OH)₃ + 3КОН → K₃[Fe(OH)₆].

Образующиеся при этом гидроксокомплексы железа(III) устойчивы только в сильно щелочных растворах. При разбавлении растворов водой они разрушаются, причём в осадок выпадает Fe(OH)₃.

При сплавлении со щелочами и оксидами других металлов Fe₂O₃ образует разнообразные ферриты:

Соединения железа(III) в растворах восстанавливаются металлическим железом:

Fe + 2FeCl₃ → 3FeCl₂.

Железо(III) способно образовывать двойные сульфаты с однозарядными катионами типа квасцов, например, KFe(SO₄)₂ — железокалиевые квасцы, (NH₄)Fe(SO₄)₂ — железоаммонийные квасцы и т. д.

Для качественного обнаружения в растворе соединений железа(III) используют качественную реакцию ионов Fe³⁺ с тиоцианат-ионами SCN⁻. При взаимодействии ионов Fe³⁺ с анионами SCN⁻ образуется смесь ярко-красных роданидных комплексов железа [Fe(SCN)]²⁺, [Fe(SCN)₂]⁺, Fe(SCN)₃, [Fe(SCN)₄]_-.^[18] Состав смеси (а значит, и интенсивность её окраски) зависит от различных факторов, поэтому для точного качественного определения железа этот метод неприменим. Другим качественным реактивом на ионы Fe³⁺ служит гексацианоферрат(II) калия K₄[Fe(CN)₆] (жёлтая кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe³⁺ и [Fe(CN)₆]⁴⁻ выпадает ярко-синий осадок берлинской лазури: 4K₄[Fe(CN)₆] + 4Fe³⁺ → 4KFe^III[Fe^II(CN)₆]↓ + 12K⁺.

[править] Соединения железа (VI)

Ферраты — соли не существующей в свободном виде железной кислоты H₂FeO₄. Это соединения фиолетового цвета, по окислительным свойствам напоминающие перманганаты, а по растворимости — сульфаты. Получают ферраты при действии газообразного хлора или озона на взвесь Fe(OH)₃ в щелочи^[19], например, феррат(VI) калия K₂FeO₄. Ферраты окрашены в фиолетовый цвет. Ферраты также можно получить электролизом 30%-ного раствора щелочи на железном аноде: Fe + 2KOH + 2H₂O = K₂FeO₄ + 3H₂ Ферраты — сильнейшие окислители. В кислой среде разлагаются с выделением кислорода:^[20]: 4FeO₄^2- + 20H⁺ = 4Fe³⁺ + 3O₂ + 10H₂O Окислительные свойства ферратов используют для обеззараживания воды.

[править] Соединения железа VII и VIII

Имеются сообщения об электрохимическом получении соединений железа(VIII).^{[21],[22],[23]}, однако независимых работ, подтверждающих эти результаты, нет.

Оксид железа (III) Fe₂O₃. Самое устойчивое природное кислородсодержащее соединение железа, которое встречается в виде минералов гематита или красного железняка. Существует три модификации: -Fe₂О₃ (парамагнитна), -Fe₂О₃ (ферромагнитна), -Fe₂О₃ (ферромагнитна). -Fe₂О₃ представляет собой красный порошок. t_пл=1562°С [1], плотность равна 5,24 г/см³ [2]. Мало растворим в воде. Растворимость в кислотах зависит от температуры и продолжительности прокаливания оксида перед растворением. Получают прокаливанием гидроксида или нитрата железа (III), карбоната, сульфата железа (II) или пирита на воздухе. Применяется как пигмент для изготовления красок под названием железный сурик, охра, мумия.

-822 кДж/моль;

-740 кДж/моль;

87 Дж/моль.K [3].

Св ва???????

43

Хром — элемент побочной подгруппы шестой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 24. Обозначается символом Cr (лат. Chromium). Простое вещество хром (CAS-номер: 7440-47-3) — твёрдый металл голубовато-белого цвета.