В организме человека содержится около 5 г железа, большая часть его (70%) входит в состав гемоглобина крови.

Физические свойства

В свободном состоянии железо - серебристо-белый металл с сероватым оттенком. Чистое железо пластично, обладает ферромагнитными свойствами. На практике обычно используются сплавы железа - чугуны и стали.

Fe - самый главный и самый распространенный элемент из девяти d-металлов побочной подгруппы VIII группы. Вместе с кобальтом и никелем образует «семейство железа».

При образовании соединений с другими элементами чаще использует 2 или 3 электрона (В = II, III).

Железо, как и почти все d-элементы VIII группы, не проявляет высшую валентность, равную номеру группы. Его максимальная валентность достигает VI и проявляется крайне редко.

Наиболее характерны соединения, в которых атомы Fe находятся в степенях окисления +2 и +3.

Способы получения железа

1. Техническое железо (в сплаве с углеродом и другими примесями) получают карботермическим восстановлением его природных соединений по схеме:

Восстановление происходит постепенно, в 3 стадии:

1) 3Fe 2 O 3 + СО = 2Fe 3 O 4 + СO 2

2) Fe 3 O 4 + СО = 3FeO +СO 2

3) FeO + СО = Fe + СO 2

Образующийся в результате этого процесса чугун содержит более 2% углерода. В дальнейшем из чугуна получают стали - сплавы железа, содержащие менее 1,5 % углерода.

2. Очень чистое железо получают одним из способов:

а) разложение пентакарбонила Fe

Fe(CO) 5 = Fe + 5СО

б) восстановление водородом чистого FeO

FeO + Н 2 = Fe + Н 2 O

в) электролиз водных растворов солей Fe +2

FeC 2 O 4 = Fe + 2СO 2

оксалат железа (II)

Химические свойства

Fe - металл средней активности, проявляет общие свойства, характерные для металлов.

Уникальной особенностью является способность к «ржавлению» во влажном воздухе:

В отсутствие влаги с сухим воздухом железо начинает заметно реагировать лишь при Т > 150°С; при прокаливании образуется «железная окалина» Fe 3 O 4:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

В воде в отсутствие кислорода железо не растворяется. При очень высокой температуре Fe реагирует с водяным паром, вытесняя из молекул воды водород:

3 Fe + 4Н 2 O(г) = 4H 2

Процесс ржавления по своему механизму является электрохимической коррозией. Продукт ржавления представлен в упрощенном виде. На самом деле образуется рыхлый слой смеси оксидов и гидроксидов переменного состава. В отличие от пленки Аl 2 О 3 , этот слой не предохраняет железо от дальнейшего разрушения.

Виды коррозии

Защита железа от коррозии

1. Взаимодействие с галогенами и серой при высокой температуре.

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

2Fe + 3F 2 = 2FeF 3

Fe + I 2 = FeI 2

Образуются соединения, в которых преобладает ионный тип связи.

2. Взаимодействие с фосфором, углеродом, кремнием (c N 2 и Н 2 железо непосредственно не соединяется, но растворяет их).

Fe + Р = Fe x P y

Fe + C = Fe x C y

Fe + Si = Fe x Si y

Образуются вещества переменного состава, т к. бертоллиды (в соединениях преобладает ковалентный характер связи)

3. Взаимодействие с «неокисляющими» кислотами (HCl, H 2 SO 4 разб.)

Fe 0 + 2Н + → Fe 2+ + Н 2

Поскольку Fe располагается в ряду активности левее водорода (Е° Fe/Fe 2+ = -0,44В), оно способно вытеснять Н 2 из обычных кислот.

Fe + 2HCl = FeCl 2 + Н 2

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + Н 2

4. Взаимодействие с «окисляющими» кислотами (HNO 3 , H 2 SO 4 конц.)

Fe 0 - 3e - → Fe 3+

Концентрированные HNO 3 и H 2 SO 4 «пассивируют» железо, поэтому при обычной температуре металл в них не растворяется. При сильном нагревании происходит медленное растворение (без выделения Н 2).

В разб. HNO 3 железо растворяется, переходит в раствор в виде катионов Fe 3+ а анион кислоты восстанавливется до NO*:

Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2Н 2 O

Очень хорошо растворяется в смеси НСl и HNO 3

5. Отношение к щелочам

В водных растворах щелочей Fe не растворяется. С расплавленными щелочами реагирует только при очень высоких температурах.

6. Взаимодействие с солями менее активных металлов

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0

7. Взаимодействие с газообразным монооксидом углерода (t = 200°C, P)

Fe(порошок) + 5CO (г) = Fe 0 (CO) 5 пентакарбонил железа

Соединения Fe(III)

Fe 2 O 3 - оксид железа (III).

Красно-бурый порошок, н. р. в Н 2 O. В природе - «красный железняк».

Способы получения:

1) разложение гидроксида железа (III)

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

2) обжиг пирита

4FeS 2 + 11O 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3

3) разложение нитрата

Химические свойства

Fe 2 O 3 - основный оксид с признаками амфотерности.

I. Основные свойства проявляются в способности реагировать с кислотами:

Fe 2 О 3 + 6Н + = 2Fe 3+ + ЗН 2 О

Fe 2 О 3 + 6HCI = 2FeCI 3 + 3H 2 O

Fe 2 О 3 + 6HNO 3 = 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

II. Слабокислотные свойства. В водных растворах щелочей Fe 2 O 3 не растворяется, но при сплавлении с твердыми оксидами, щелочами и карбонатами происходит образование ферритов:

Fe 2 О 3 + СаО = Ca(FeО 2) 2

Fe 2 О 3 + 2NaOH = 2NaFeО 2 + H 2 O

Fe 2 О 3 + MgCO 3 = Mg(FeO 2) 2 + CO 2

III. Fe 2 О 3 - исходное сырье для получения железа в металлургии:

Fe 2 О 3 + ЗС = 2Fe + ЗСО или Fe 2 О 3 + ЗСО = 2Fe + ЗСO 2

Fe(OH) 3 - гидроксид железа (III)

Способы получения:

Получают при действии щелочей на растворимые соли Fe 3+ :

FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaCl

В момент получения Fe(OH) 3 - красно-бурый слизистоаморфный осадок.

Гидроксид Fe(III) образуется также при окислении на влажном воздухе Fe и Fe(OH) 2:

4Fe + 6Н 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3

4Fe(OH) 2 + 2Н 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3

Гидроксид Fe(III) является конечным продуктом гидролиза солей Fe 3+ .

Химические свойства

Fe(OH) 3 - очень слабое основание (намного слабее, чем Fe(OH) 2). Проявляет заметные кислотные свойства. Таким образом, Fe(OH) 3 имеет амфотерный характер:

1) реакции с кислотами протекают легко:

2) свежий осадок Fe(OH) 3 растворяется в горячих конц. растворах КОН или NaOH с образованием гидроксокомплексов:

Fe(OH) 3 + 3КОН = K 3

В щелочном растворе Fe(OH) 3 может быть окислен до ферратов (солей не выделенной в свободном состоянии железной кислоты H 2 FeO 4):

2Fe(OH) 3 + 10КОН + 3Br 2 = 2K 2 FeO 4 + 6КВr + 8Н 2 O

Соли Fe 3+

Наиболее практически важными являются: Fe 2 (SO 4) 3 , FeCl 3 , Fe(NO 3) 3 , Fe(SCN) 3 , K 3 4- желтая кровяная соль = Fe 4 3 берлинская лазурь (темно-синий осадок)

б) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 роданид Fe(III) (р-р кроваво-красного цвета)

Соединения двухвалентного железа

I . Гидроксид железа (II)

Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeCl 2 + 2 KOH = 2 KCl + F е(OH ) 2 ↓

Fe(OH) 2 - слабое основание, растворимо в сильных кислотах:

Fe(OH) 2 + H 2 SO 4 = FeSO 4 + 2H 2 O

Fe(OH) 2 + 2H + = Fe 2+ + 2H 2 O

Дополнительный материал:

Fe(OH) 2 – проявляет и слабые амфотерные свойства, реагирует с концентрированными щелочами:

Fe ( OH ) 2 + 2 NaOH = Na 2 [ Fe ( OH ) 4 ]. образуется соль тетрагидроксоферрат ( II ) натрия

При прокаливании Fe(OH) 2 без доступа воздуха образуется оксид железа (II) FeO - соединение черного цвета :

Fe(OH) 2 t˚C → FeO + H 2 O

В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH) 2 , окисляясь, буреет – образуя гидроксид железа (III) Fe(OH) 3:

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3 ↓

Дополнительный материал:

Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:

10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O

6FeSO 4 + 2HNO 3 + 3H 2 SO 4 = 3Fe 2 (SO 4) 3 + 2NO­ + 4H 2 O

Соединения железа склонны к комплексообразованию:

FeCl 2 + 6NH 3 = Cl 2

Fe(CN) 2 + 4KCN = K 4 (жёлтая кровяная соль)

Качественная реакция на Fe 2+

При действии гексацианоферрата (III) калия K 3 (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):

3 Fe 2+ Cl 2 + 3 K 3 [ Fe 3+ ( CN ) 6 ] → 6 KCl + 3 KFe 2+ [ Fe 3+ ( CN ) 6 ]↓

(турнбулева синь – гексацианоферрат ( III ) железа ( II )-калия)

Турнбуллева синь очень похожа по свойствам на берлинскую лазурь и тоже служила красителем. Названа по имени одного из основателей шотландской фирмы по производству красителей «Артур и Турнбуль».

Соединения трёхвалентного железа

I . Оксид железа (III)

Образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита:

4 FeS 2 + 11 O 2 t ˚ C → 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2 ­

или при прокаливании солей железа:

2FeSO 4 t˚C → Fe 2 O 3 + SO 2 ­ + SO 3 ­

Fe 2 O 3 - оксид к расно-коричневого цвета , в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства

Fe 2 O 3 + 6HCl t˚C → 2FeCl 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 6H + t˚C → 2Fe 3+ + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 2 NaOH + 3 H 2 O t ˚ C → 2 Na [ Fe (OH ) 4 ],образуется соль – тетрагидроксоферрат ( III ) натрия

Fe 2 O 3 + 2OH - + 3H 2 O t˚C → 2 -

При сплавлении с основными оксидамиили карбонатами щелочных металлов образуются ферриты:

Fe 2 O 3 + Na 2 O t˚C → 2NaFeO 2

Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaFeO 2 + CO 2

II. Гидроксид железа ( III )

Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка

Fe(NO 3) 3 + 3KOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3KNO 3

Fe 3+ + 3OH - = Fe(OH) 3 ↓

Дополнительно:

Fe(OH) 3 – более слабое основание, чем гидроксид железа (II).

Это объясняется тем, что у Fe 2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe 3+ , а поэтому, Fe 2+ слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH) 2 более легко диссоциирует.

В связи с этим соли железа (II) гидролизуются незначительно, а соли железа (III) - очень сильно.

Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III): несмотря на то, что ион Fe 3+ почти бесцветен, содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe(OH) 3 , которые образуются благодаря гидролизу:

Fe 3+ + H 2 O ↔ 2+ + H +

2+ + H 2 O ↔ + + H +

+ + H 2 O ↔ Fe(OH) 3 + H +

При нагревании окраска темнеет, а при прибавлении кислот становится более светлой вследствие подавления гидролиза.

Fe(OH) 3 обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей:

Fe(OH) 3 + 3HCl = FeCl 3 + 3H 2 O

Fe(OH) 3 + 3H + = Fe 3+ + 3H 2 O

Fe(OH) 3 + NaOH = Na

Fe(OH) 3 + OH - = -

Дополнительный материал:

Соединения железа (III) - слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:

2Fe +3 Cl 3 + H 2 S -2 = S 0 ↓ + 2Fe +2 Cl 2 + 2HCl

FeCl 3 + KI = I 2 ↓ + FeCl 2 + KCl

Качественные реакции на Fe 3+

Опыт

1) При действии гексацианоферрата (II) калия K 4 (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):

4 Fe 3+ Cl 3 + 4 K 4 [ Fe 2+ ( CN ) 6 ] → 12 KCl + 4 KFe 3+ [ Fe 2+ ( CN ) 6 ]↓

(берлинская лазурь - гексацианоферрат ( II ) железа ( III )-калия)

Берлинская лазурь была получена случайно в начале 18 века в Берлине красильных дел мастером Дисбахом. Дисбах купил у торговца необычный поташ (карбонат калия): раствор этого поташа при добавлении солей железа получался синим. При проверке поташа оказалось, что он был прокален с бычьей кровью. Краска оказалась подходящей для тканей: яркой, устойчивой и недорогой. Вскоре стал известен и рецепт получения краски: поташ сплавляли с высушенной кровью животных и железными опилками. Выщелачиванием такого сплава получали желтую кровяную соль. Сейчас берлинскую лазурь используют для получения печатной краски и подкрашивания полимеров.

Установлено, что берлинская лазурь и турнбулева синь – одно и то же вещество, так как комплексы, образующиеся в реакциях находятся между собой в равновесии:

KFe III [ Fe II ( CN ) 6 ] ↔ KFe II [ Fe III ( CN ) 6 ]

2) При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe 3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска раствора роданида железа(III):

2FeCl 3 + 6KCNS = 6KCl + Fe III [ Fe III ( CNS ) 6 ]

(при взаимодействии же с роданидами ионов Fe 2+ раствор остаётся практически бесцветным).

Тренажёры

Тренажёр №1 - Распознавание соединений, содержащих ион Fe (2+)

Тренажёр №2 - Распознавание соединений, содержащих ион Fe (3+)

Задания для закрепления

№1. Осуществите превращения:
FeCl 2 -> Fe(OH) 2 -> FeO -> FeSO 4
Fe -> Fe(NO 3) 3 -> Fe(OH) 3 -> Fe 2 O 3 -> NaFeO 2

№2. Составьте уравнения реакций, при помощи которых можно получить:
а) соли железа (II) и соли железа (III);
б) гидроксид железа (II) и гидроксид железа (III);
в) оксиды железа.

Получение

Алюмотермия: 3MnO 2 + 4Al = 2Al 2 O 3 + 3Mn

Химические свойства

Металл средней активности. На воздухе покрывается тонкой плёнкой оксидов. Реагирует с неметаллами, например, с серой:

Растворяется в кислотах: Mn + 2HCl = MnCl 2 + H 2 (При этом образуются соединения двухвалентного марганца).

Соединения Mn(II)

Оксид марганца (II) MnO получается восстановлением природного пиролюзита MnO 2 водородом: MnO 2 + H 2 ╝ MnO + H 2 O

Гидроксид марганца (II) Mn(OH) 2 - светло-розовое нерастворимое в воде основание: MnSO 4 + 2NaOH = Mn(OH) 2  + Na 2 SO 4 , Mn 2+ + 2OH - = Mn(OH) 2

Легко растворимо в кислотах:

Mn(OH) 2 + 2HCl = MnCl 2 + 2H 2 O Mn(OH) 2 + 2H + = Mn 2+ + 2H 2 O

На воздухе Mn(OH) 2 быстро темнеет в результате окисления:

2Mn(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O ╝ 2

При действии сильных окислителей наблюдается переход Mn 2+ в MnO 4 - :

2Mn(OH) 2 + 5Br 2 + 12NaOH═ кат. CuSO 4 ═ 2NaMnO 4 + 10NaBr + 8H 2 O

2Mn(NO 3) 2 + 5PbO 2 + 6HNO 3 = 2HMnO 4 + 5Pb(NO 3) 2 + 2H 2 O

2Mn(NO 3) 2 + 5NaBiO 3 + 16HNO 3 = 2HMnO 4 + 5NaNO 2 + 5Bi(NO 3) 3 + 7H 2 O

Оксид марганца (IV) MnO 2 - тёмно-коричневый порошок, нерастворимый в воде. Образуется при термическом разложении нитрата марганца (II):

Mn(NO 3) 2 ═ MnO 2 + 2NO 2 ╜

При сильном нагревании теряет кислород, превращаясь в Mn 2 O 3 (при 600C) или Mn 3 O 4 (при 1000C).

Сильный окислитель:

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

При сплавлении с содой и селитрой образует манганат натрия тёмно - зелёного цвета:

MnO 2 + Na 2 CO 3 + NaNO 3 ═ Na 2 MnO 4 + NaNO 2 + CO 2 ╜

Манганаты также могут быть получены при восстановлении перманганатов в щелочной среде:

Na 2 SO 3 + 2KMn +7 O 4 + 2KOH ╝ Na 2 SO 4 + 2K 2 Mn +6 O 4 + H 2 O

Гидролиз манганатов протекает по схеме:

3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH

3MnO 4 2- + 2H 2 O = 2MnO 4 - + MnO 2 + 4OH -

За способность обратимо менять окраску манганат калия называют "минеральным хамелеоном".

Оксид марганца (VII) Mn 2 O 7 - тёмно-зелёная жидкость, кислотный оксид. Получают действием концентрированной cерной кислоты на кристаллический KMnO 4 (марганцевая кислота HMnO 4 ═ нестабильна):

2KMnO 4 + H 2 SO 4 = Mn 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O(взрывается от нагревания и соприкосновения, неустойчив)

При растворении в щелочах образует перманганаты:

Mn 2 O 7 + 2KOH = 2KMnO 4 + H 2 O

Перманганат калия KMn +7 O 4 -тёмно-фиолетовое кристаллическое вещество, растворимое в воде. При нагревании разлагается с выделением кислорода:

2KMnO 4 ═K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

Сильный окислитель, причём восстанавливается в кислой среде до Mn 2+ , в нейтральной до Mn +4 O 2 , а в щелочной до Mn +6 O 4 2

KMn +7 O 4 = (H2SO4разб) MnSO4

Манганаты

Марганцевая кислота неустойчива, в водном растворе диспропорционирует

3 H2MnO4 = 2 HMnO4 + Mn02 + 2H2O

Билет 22: Получение металлов подгруппы железа

Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II)

FeO + C = Fe + CO

Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2

NiO + C = Ni + CO

Co 2 O 3 + 3C = 2Co + 3CO

Fe железо

d- элемент VIII группы; порядковый номер 26; атомная масса 56; (26p 1 1 ; 30 n 0 1), 26

Металл средней активности, восстановитель. Основные степени окисления - +2, +3

Железо и его соединения

Химические свойства

1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3

Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III):

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

2) При высокой температуре (700-900╟C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4H 2 O═ t ═ Fe 3 O 4 + 4H 2 ╜

3) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

Fe + S═ t ═ FeS

4) Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 ╜

Fe + H 2 SO 4 (разб.) = FeSO 4 + H 2 ╜

В концентрированных кислотах-окислителях железо растворяется только при нагревании

2Fe + 6H 2 SO 4 (конц.)═ t ═ Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 ╜ + 6H 2 O

Fe + 6HNO 3 (конц.)═ t ═ Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 ╜ + 3H 2 O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).

5) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu¯

Соединения двухвалентного железа

Гидроксид железа (II)

Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeCl + 2KOH = 2KCl + Fе(OH) 2 ¯

Fe(OH) 2 - слабое основание, растворимо в сильных кислотах:

Fe(OH) 2 + H 2 SO 4 = FeSO 4 + 2H 2 O

Fe(OH) 2 + 2H + ═ Fe 2+ + 2H 2 O

При прокаливании Fe(OH) 2 без доступа воздуха образуется оксид железа (II) FeO:

Fe(OH) 2 ═ t ═ FeO + H 2 O

В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH) 2 , окисляясь, буреет образуя гидроксид железа (III) Fe(OH) 3:

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3

Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:

10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O

6FeSO 4 + 2HNO 3 + 3H 2 SO 4 = 3Fe 2 (SO 4) 3 + 2NO╜ + 4H 2 O

Соединения железа склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

FeCl 2 + 6NH 3 = Cl 2

Fe(CN) 2 + 4KCN = K 4 = Fe 3 2 ¯ + 3K 2 SO 4

3Fe 2+ + 3SO 4 2- +6K + + 2 3- = Fe 3 2 ¯ + 6K + + 3SO 4 2-

3Fe 2+ + 2 3- = Fe 3 2 ¯

Соединения трёхвалентного железа

Оксид железа (III)

Образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 ╜

или при прокаливании солей железа:

2FeSO 4 ═ t ═ Fe 2 O 3 + SO 2 ╜ + SO 3 ╜

Fe 2 O 3 - основной оксид, в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства

Fe 2 O 3 + 6HCl═ t ═ 2FeCl 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 6H + ═ t ═ 2Fe 3+ + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O═ t ═ 2Na

Fe 2 O 3 + 2OH - + 3H 2 O = 2 -

Гидроксид железа (III)

Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно-бурого осадка

Fe(NO 3) 3 + 3KOH = Fe(OH) 3 ¯ + 3KNO 3

Fe 3+ + 3OH - = Fe(OH) 3 ¯

Fe(OH) 3 более слабое основание, чем гидрооксид железа (II).

Это объясняется тем, что у Fe 2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe 3+ , а поэтому, Fe 2+ слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH) 2 более легко диссоциирует.

В связи с этим соли железа (II) гидролизуются незначительно, а соли железа (III) - очень сильно. Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III): несмотря на то, что ион Fe 3+ почти бесцветен, содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe(OH) 3 , которые образуются благодаря гидролизу:

Fe 3+ + H 2 O = 2+ + H +

2+ + H 2 O = + + H +

H 2 O = Fe(OH) 3 + H +

При нагревании окраска темнеет, а при прибавлении кислот становится более светлой вследствие подавления гидролиза. Fe(OH) 3 обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей:

Fe(OH) 3 + 3HCl = FeCl 3 + 3H 2 O

Fe(OH) 3 + 3H + = Fe 3+ + 3H 2 O

Fe(OH) 3 + NaOH = Na

Fe(OH) 3 + OH - = -

Соединения железа (III) - слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:

2Fe +3 Cl 3 + H 2 S -2 = S 0 + 2Fe +2 Cl 2 + 2HCl

Качественные реакции на Fe 3+

1) При действии гексацианоферрата (II) калия K 4 (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):

4FeCl 3 +3K 4 = Fe 4 3 ¯ + 12KCl

4Fe 3+ + 12C l - + 12K + + 3 4- ╝═ Fe 4 3 ¯ + 12K + + 12C l -

4Fe 3+ + 3 4- = Fe 4 3 ¯

2) При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe 3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III):

FeCl 3 + 3NH 4 CNS = 3NH 4 Cl + Fe(CNS) 3

(при взаимодействии же с роданидами ионов Fe 2+ раствор остаётся практически бесцветным).

Русское название

Железа (III) гидроксид полимальтозат

Латинское название вещества Железа (III) гидроксид полимальтозат

Ferri (III) hydroxydum polymaltosatum (род. Ferri (III) hydroxydi polymaltosati)

Фармакологическая группа вещества Железа (III) гидроксид полимальтозат

Типовая клинико-фармакологическая статья 1

Фармдействие. Препарат Fe в виде полимальтозного комплекса гидроксида Fe 3+ (является декстрином железа, в отличие от Fe 3+ гидроксид полиизомальтозата — декстрана Fe, не содержит декстранов, обусловливающих большую вероятность развития анафилактических реакций). Снаружи многоядерные центры гидроксида Fe 3+ окружаются многими нековалентно связанными молекулами полимальтозы, образуя комплекс с общей мол. массой 50 тыс.Da, который является настолько большим, что его диффузия через мембраны слизистой оболочки кишечника приблизительно в 40 раз меньше, чем у гексагидрата Fe 2+ . Данный макромолекулярный комплекс стабилен, не выделяет Fe в виде свободных ионов, сходен по структуре с естественным соединением Fe и ферритина. Благодаря такому сходству, Fe 3+ из кишечника поступает в кровь только путем активного всасывания, что объясняет невозможность передозировки (и интоксикации) препаратом в отличие от простых солей Fe, всасывание которых происходит по градиенту концентрации. Всосавшееся Fe депонируется в связанном с ферритином виде, главным образом в печени. Позже, в костном мозге оно включается в Hb. Железо, входящее в состав Fe 3+ -гидроксид полимальтозного комплекса, не обладает прооксидантными свойствами (которые присущи простым солям Fe 2+), что приводит к снижению окисления ЛПНП и ЛПОНП . Быстро восполняет дефицит Fe в организме, стимулирует эритропоэз, восстанавливает Hb.

Фармакокинетика. Степень абсорбции после перорального приема зависит от степени дефицита Fe (чем больше дефицит, тем выше абсорбция) и от величины дозы препарата (чем выше доза, тем хуже абсорбция). Всасывается преимущественно в 12-перстной и тонкой кишке. Невсосавшаяся часть Fe 3+ выводится с каловыми массами. После в/м введения попадает в кровоток через лимфатическую систему. TC max — 24 ч. В РЭС комплекс расщепляется на гидроксид Fe 3+ и полимальтозу (метаболизируется путем окисления). В кровотоке Fe связывается с трансферрином, в тканях депонируется в составе ферритина, в костном мозге включается в Hb и используется в процессе эритропоэза.

Показания. Пероральные формы: лечение железодефицитной анемии различного генеза и латентного дефицита Fe у младенцев и детей младшего возраста; повышенная потребность в Fe (беременность, период лактации, донорство, период интенсивного роста, вегетарианство, пожилой возраст).

Раствор для инъекций: лечение железодефицитной анемии при неэффективности или невозможности приема пероральных Fe-содержащих ЛС (в т.ч. у больных с заболеваниями ЖКТ и страдающих синдромом мальабсорбции).

Противопоказания. Гиперчувствительность, избыток Fe в организме (гемохроматоз, гемосидероз), анемия, не связанная с дефицитом Fe (гемолитическая анемия или мегалобластная анемия, вызванная недостатком цианокобаламина, апластическая анемия), нарушение механизмов утилизации Fe (свинцовая анемия, сидероахрестическая анемия, талассемия, поздняя порфирия кожи). Раствор для в/м введения (дополнительно): болезнь Рандю-Вебера-Ослера, хронический полиартрит, инфекционные болезни почек в острой стадии, неконтролируемый гиперпаратиреоз, декомпенсированный цирроз печени, инфекционный гепатит, ранний детский возраст (до 4 мес), беременность (I триместр).

Дозирование. Внутрь, во время или сразу после еды. Дозировка и сроки лечения зависят от степени недостатка Fe. Суточная доза может быть разделена на несколько приемов или принята однократно.

Таблетки: следует разжевывать или глотать целиком во время или после еды. Суточную дозу допустимо принимать за 1 раз. Лечение клинически выраженного дефицита: 1 таблетка 1-3 раза в день в течение 3-5 мес до нормализации Hb. Затем прием следует продолжить в течение еще нескольких месяцев для того, чтобы восстановить запасы Fe в организме (1 таблетка в сутки). Беременным женщинам: 1 таблетка 2-3 раза в сутки до нормализации Hb, с последующим приемом по 1 таблетке в сутки до родов. Для терапии латентного дефицита Fe и для профилактики недостаточности Fe — 1 таблетка в сутки.

Капли допустимо смешивать с фруктовыми и овощными соками или с искусственными питательными смесями, не опасаясь снижения активности препарата. 1 мл (20 кап) содержит 176,5 мг Fe 3+ гидроксид полимальтозного комплекса (50 мг элементарного Fe), 1 кап равна 2,5 мг элементарного Fe. Дозы для лечения клинически выраженного дефицита Fe: недоношенные дети — 1-2 кап/кг ежедневно в течение 3-5 мес; дети до 1 года — 10-20 кап/сут; 1-12 лет — 20-40 кап/сут; дети старше 12 лет и взрослые — 40-120 кап/сут; беременные — 80-120 кап/сут. Длительность лечения — не менее 2 мес. В случае клинически выраженного дефицита Fe нормализация Hb достигается лишь через 2-3 мес после начала лечения. Для восстановления внутренних резервов Fe прием в профилактических дозах должен быть продолжен в течение нескольких месяцев. Дозы для лечения латентного дефицита Fe: дети до 1 года — 6-10 кап/сут; 1-12 лет — 10-20 кап/сут; дети старше 12 лет и взрослые — 20-40 кап/сут; беременные — 40 кап/сут. Профилактика дефицита Fe: дети до 1 года — 2-4 кап/сут; 1-12 лет — 4-6 кап/сут; дети старше 12 лет и взрослые — 4-6 кап/сут; беременные — 6 кап/сут.

Сироп содержит в 1 мл 10 мг Fe 3+ . Дозы для лечения клинически выраженного дефицита Fe: дети до 1 года — 2,5-5 мл/сут (25-50 мг Fe); 1-12 лет — 5-10 мл/сут; дети старше 12 лет, взрослые и кормящие женщины — 10-30 мл/сут; беременные — 20-30 мл/сут. Дозы для лечения латентного дефицита Fe: дети от 1 до 12 лет — 2,5-5 мл/сут; дети старше 12 лет, взрослые и кормящие женщины — 5-10 мл/сут; беременные — 10 мл/сут. Профилактика дефицита Fe: беременные — 5-10 мл/сут.

Побочное действие. Пероральные лекарственные формы: диспепсия (ощущение переполнения и давления в эпигастральной области, тошнота, запор или диарея), темная окраска кала (обусловлена выведением невсосавшегося Fe и не имеет клинического значения).

Раствор для в/м введения: в редких случаях — артралгия, увеличение лимфатических узлов, лихорадка, головная боль, недомогание, диспепсия (тошнота, рвота); крайне редко — аллергические реакции.

Местные реакции (при неправильной технике введения): окрашивание кожи, болезненность, воспаление.

Взаимодействие. Пероральные формы: взаимодействия с др. ЛС не обнаружено. Раствор для инъекций: ингибиторы АПФ усиливают системные эффекты. Не следует применять одновременно с пероральными Fe-содержащими препаратами (уменьшается всасывание Fe из ЖКТ).

Особые указания. Раствор для инъекций: экспериментальное изучение репродукции, а также контролируемые исследования у беременных женщин не проводились. В малых количествах неизмененное железо из полимальтозного комплекса может проникать в грудное молоко, однако маловероятно возникновение нежелательных эффектов у вскармливаемых детей.

Не установлено никаких отрицательных воздействий на плод при назначении пероральных форм в период беременности (в т.ч. в I триместре).

При назначении препарата пациентам с сахарным диабетом следует учитывать, что 1 мл сиропа содержит 0,04 ХЕ , а 1 мл капель — 0,01 ХЕ .

Прием препаратов Fe необходимо продолжать и после нормализации Hb. Не вызывает окрашивания зубной эмали.

Раствор для инъекций предназначен только для в/м введения. Техника инъекции имеет важное значение. В результате неправильного введения препарата могут возникнуть болезненность и окрашивание кожи в месте инъекции. Методика вентро-ягодичной инъекции рекомендована вместо общепринятой — в верхний наружный квадрант большой ягодичной мышцы.

1) Длина иглы должна быть не менее 5-6 см. Просвет иглы не должен быть слишком широким. Для детей, а также для взрослых с небольшой массой тела иглы должны быть короче и тоньше.

2) В соответствии с рекомендациями Hochstetter, место инъекции определяют следующим образом: по линии позвоночного столба на уровне, соответствующем пояснично-подвздошному сочленению, фиксируют точку A. Если больной лежит на правом боку, располагают средний палец левой руки в точке A. Отставляют указательный палец от среднего так, чтобы он находился под линией подвздошного гребня в точке B. Треугольник, располагающийся между проксимальными фалангами, средним и указательным пальцами является местом инъекции.

3) Инструменты дезинфицируются обычным методом.

4) Прежде чем ввести иглу, сдвигают кожу примерно на 2 см для того, чтобы хорошо закрыть канал прокола после извлечения иглы. Это предотвращает проникновение введенного раствора в подкожные ткани и окрашивание кожи.

5) Располагают иглу вертикально по отношению к поверхности кожи, под большим углом к точке подвздошного сочленения, чем к точке бедренного сустава.

Неорганическое соединение гидроксид железа 3 имеет химическую формулу Fe(OH)2. Оно принадлежит к ряду амфотерных в которых преобладают свойства, характерные для оснований. На вид это вещество представляет собой кристаллы белого цвета, которые при длительном пребывании на открытом воздухе постепенно темнеют. Имеются варианты кристаллов зеленоватого оттенка. В повседневной жизни вещество может наблюдать каждый в виде зеленоватого налета на металлических поверхностях, что свидетельствует о начала процесса ржавления - гидроксид железа 3 выступает в качестве одной из промежуточных стадий этого процесса.

В природе соединение находят в виде амакинита. Этот кристаллический минерал, кроме собственно железа, содержит в себе еще примеси магния и марганца, все эти вещества придают амакиниту разные оттенки - от желто-зеленого до бледно- зеленого, в зависимости от процентного содержания того или иного элемента. Твердость минерала составляет 3,5-4 единицы по шкале Мооса, а плотность равна примерно 3 г/см³.

К физическим свойствам вещества следует также отнести его крайне слабую растворимость. В том случае, когда гидроксид железа 3 подвергается нагреванию, он разлагается.

Это вещество очень активно и взаимодействует со многими другими веществами и соединениями. Так, например, обладая свойствами основания, оно вступает в с различными кислотами. В частности, серная железа 3 в ходе реакции ведут к получению (III). Так как эта реакция может происходить путем обычного прокаливания на открытом воздухе, такой недорогой сульфата используется как в лабораторных, так и в промышленных условиях.

В ходе реакции с ее результатом является образование хлорида железа (II).

В некоторых случаях гидроксид железа 3 может проявлять и кислотные свойства. Так, например, при взаимодействии с сильно концентрированным (концентрация должна быть не менее 50%) раствором гидроксида натрия получается тетрагидроксоферрат (II) натрия, выпадающий в виде осадка. Правда, для течения такой реакции необходимо обеспечить довольно сложные условия: реакция должна происходить в условиях кипения раствора в азотной атмосферной среде.

Как уже говорилось, при нагревании вещество разлагается. Результатом этого разложения выступает (II), а, кроме того, в виде примесей получаются металлическое железо и его производные: оксид дижелеза (III), химическая формула которого Fe3O4.

Как произвести гидроксид железа 3, получение которого связано с его способностью вступать в реакции с кислотами? До того как приступить к проведению опыта, следует обязательно напомнить о правилах безопасности при проведении таких опытов. Эти правила применимы для всех случаев обращения с кислотно-щелочными растворами. Главное здесь - обеспечить надежную защиту и избегать попадания капель растворов на слизистые оболочки и кожу.

Итак, получить гидроксид можно в ходе проведения реакции, в которой взаимодействуют хлорид железа (III) и KOH - калия гидроксид. Данный метод - самый распространенный для образования нерастворимых оснований. При взаимодействии этих веществ протекает обычная реакция обмена, в результате которой получается осадок бурого цвета. Этот осадок и есть искомое вещество.

Применение гидроксида железа в промышленном производстве довольно широко. Наиболее распространенным является его использование в качестве активного вещества в аккумуляторах железо-никелевого типа. Кроме того, соединение используется в металлургии для получения различных металлосплавов, а также в гальваническом призводстве, авомобилестроении.