Уравнение химической реакции fe2o3 c

Оксид железа (III)

Оксид железа (III)

Оксид железа (III) – это твердое, нерастворимое в воде вещество красно-коричневого цвета.

Способы получения

Оксид железа (III) можно получить различными методами :

1. Окисление оксида железа (II) кислородом.

2. Разложение гидроксида железа (III) при нагревании :

Химические свойства

Оксид железа (III) – амфотерный .

1. При взаимодействии оксида железа (III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соли.

Например , оксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой:

2. Оксид железа (III) взаимодействует с щелочами и основными оксидами. Реакция протекает в расплаве, при этом образуется соответствующая соль (феррит) .

Например , оксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом натрия:

3. Оксид железа (III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI).

Например , хлорат калия в щелочной среде окисляет оксид железа (III) до феррата:

Нитраты и нитриты в щелочной среде также окисляют оксид железа (III):

5. Оксид железа (III) проявляет окислительные свойства . Но есть интересный нюанс — при восстановлении оксида железа (III), как правило, образуется смесь продуктов: это может быть оксид железа (II), просто вещество железо, или железная окалина Fe₃O₄. Но в реакции мы записываем при этом только один продукт. А вот какой именно это будет продукт, зависит от условий реакции. Как правило, в экзаменах по химии нам даются указания на возможный продукт (цвет образовавшегося вещества или дальнейшие характерные реакции).

Например , оксид железа (III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до простого железа, так и до оксида железа (II) или железной окалины:

При восстановлении оксида железа (III) водородом также возможно образование различных продуктов, например, простого железа:

Железом можно восстановить оксид железа только до оксида железа (II):

Оксид железа (III) реагирует с более активными металлами .

Например , с алюминием (алюмотермия):

Оксид железа (III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями.

Например , с гидридом натрия:

Fe₂O₃ + 3NaH → 3NaOH + 2Fe

6. Оксид железа (III) – твердый, нелетучий и амфотерный. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

Например , из карбоната натрия:

Примеры решения задач. Составить уравнение реакции восстановления оксида железа углем по реакции Fe2O3 + C = Fe + CO

Пример 1

Составить уравнение реакции восстановления оксида железа углем по реакции Fe₂O₃ + C = Fe + CO.

Решение. Железо восстанавливается, понижая степень окисления от +3 до 0; углерод окисляется, его степень окисления повышается от 0 до +2. Составим схемы этих процессов, указывая степень окисления элементов.

Отношение чисел электронов, участвующих в восстановлении и окислении, равно 3:2. Следовательно, в реакции каждые два атома железа восстанавливаются тремя атомами углерода.

Пример 2

Гальванический элемент состоит из металлического цинка, погруженного в 0,1 моль/л раствор нитрата цинка, и металлического свинца, погруженного в 0,02 моль/л раствор нитрата свинца. Вычислить ЭДС элемента, написать уравнения электродных процессов, составить схему элемента.

Решение. Чтобы определить ЭДС элемента, необходимо вычислить электродные потенциалы. Для этого находим значения стандартных электродных потенциалов систем (прил. 2):

–0,76 В и –0,13 В,

а затем рассчитываем значения электродного потенциала по уравнению Нернста (9.3.2):

= –0,76 + 0,030(–1)= –0,79 В,

= –0,13 + 0,03(–1,7) = –0,18 В.

Поскольку > , то на свинцовом электроде будет происходить восстановление, т. е. он будет служить катодом:

Pb +2 + 2e – = Pb 0 .

На цинковом электроде будет происходить процесс окисления, т. е. этот электрод будет анодом:

Zn 0 – 2e – = Zn 2+ .

Находим ЭДС элемента:

ЭДС= – = –0,18 – (–0,79) = 0,61 В.

Схема гальванического элемента имеет следующий вид:

Пример 3

Определить ЭДС гальванического элемента

(–) Ag | AgNO₃ (0,001 моль/л) || (0,1 моль/л) AgNO₃ | Ag (+).

В каком направлении будут перемещаться электроны по внешней цепи при работе этого элемента?

Решение. Стандартный электродный потенциал

= 0,80 В.

Найдем потенциалы серебряных электродов:

= 0,8 + 0,059(–3) = 0,62 В;

= 0,8 + 0,059(–1) = 0,74 В.

Вычислим ЭДС элемента:

ЭДС = Е_к – Е_а = = 0,74 – 0,62 = 0,12 В.

Процессы, проходящие при работе гальванического элемента:

Ag + + 1e – = Ag 0 – реакция на катоде;

Ag 0 – 1e – = Ag + – реакция на аноде.

Электроны будут перемещаться по цепи от анода к катоду.

Пример 4

Гальванический элемент составлен из стандартного цинкового электрода и хромового электрода, погруженного в раствор, содержащий ионы Cr 3+ . При какой концентрации ионов Cr 3+ ЭДС этого элемента будет равна нулю?

Решение. Так как по условию задачи ЭДС равна нулю, то исходя из формулы (9.5.1) можно заключить, что электродные потенциалы катода и анода равны: .

Запишем уравнение Нернста для этих металлов и приравняем их:

= –0,76 + 0,030·(0)= –0,76 В;

=

= –0,74 + 0,0196 · lg[Cr 3+ ];

–0,76 = –0,74 + 0, 0196 · lg[Cr 3+ ].

Найдем искомую концентрацию ионов Сr 3+ :

[Cr 3+ ] = 10 –1,02 = 0,095.

Концентрация ионов Сr 3+ составит 0,1 моль/л.

Пример 5

Написать уравнения процессов, происходящих при электролизе раствора сульфата натрия с инертным анодом и разделенным катодным и анодным пространством.

Решение. В растворе сульфата натрия будет происходить диссоциация согласно уравнению

К отрицательному электроду (катоду) будут подходить ионы натрия и воды. Так как стандартный электродный потенциал системы

значительно отрицательнее потенциала водородного электрода, то согласно правилам электролиза (табл. 9.6.1) на катоде будет происходить электрохимическое восстановление воды, а ионы натрия Na + , приходящие к катоду, будут накапливаться в прилегающей к нему части раствора.

На аноде (табл. 9.6.2) будет происходить электрохимическое окисление воды, приводящее к выделению кислорода, так как стандартный электродный потенциал реакции окисления воды ниже, чем стандартный потенциал окисления сульфат ионов. Ионы SO₄ 2– , движущиеся при электролизе к аноду, будут накапливаться в анодном пространстве.

Таким образом, будут протекать следующие реакции:

Складывая катодные и анодные процессы и умножая левую и правую части катодного процесса на 2, получаем суммарное уравнение

Одновременно происходит накопление ионов Na + в катодном пространстве и SO₄ 2– в анодном пространстве. Таким образом, одновременно с выделением водорода и кислорода образуется гидроксид натрия в катодном пространстве и серная кислота в анодном пространстве.

Пример 6

Ток силой 3 А проходит через раствор электролита СuSO₄ за 30 мин. Определить массу выделившегося металла. Записать электродные процессы.

Решение. Согласно правилам электродных процессов при электролизе сульфата меди будут протекать следующие реакции:

Закон Фарадея (9.6.2) для меди, выделяющейся на катоде, будет выглядеть следующим образом:

= 1,51 г.

Пример 7

Ток силой 6 А пропускали через водный раствор нитрата калия в течение 1,5 ч. Вычислить массу разложившейся воды и объем выделившихся кислорода и водорода (условия нормальные).

Решение. Запишем электродные процессы при электролизе нитрата калия.

Массу разложившейся воды находим из закона Фарадея, имея в виду 1,5 ч = 5400 с.

= 3,02 г,

= 9 г/моль экв.

При вычислении объемов выделившихся газов используем закон Фарадея, записанный через объемы. Так как при нормальных условиях эквивалентный объем водорода равен 11,2 л/моль, а кислорода – 5,6 л/моль, то получим

= 3,76 л;

= 1,88 л.

Расчет термодинамических величин (энтальпии, энтропии, энергии Гиббса) реакций восстановления оксидов железа

Реакция восстановления железа оксида железа (3) водородом

Задача 14.
Вычислите ∆Hº, ∆Sº и ∆Gтº реакции, протекающей по уравнению:
Fe₂O₃(к) + 3Н₂(г) = 2Fe(к) + 3Н₂О (г)
Возможна ли реакция восстановления Fe₂O₃(к) водородом при 500 и 1000 К?
Решение:

1. Расчет энтальпии реакции

В химической реакции, протекающей по уравнению:

Тепловой эффект реакции (∆Н_х.р.), исходя из следствия закона Гесса, равен сумме теплот образования ∆Н_обр. продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции.

— теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю;
— теплота образования Н₂О (г) равна -241.83 кДж;
— теплота образования Fe₂O₃(к) равна -822.10 кДж .

Исходя из указанных данных получим:

∆Н_х.р.= 3(-241.83) – (-822.10) = -725.49 – (-822.10) = 96.61 кДж.

Ответ: ∆Н_х.р.= 96.61 кДж

2. Расчет энтропии реакции

Изменение энтропии продуктов химической реакции, протекающей по уравнению:

Рассчитывается по формуле:

∆S°Fe(к) = 27,2 Дж/(моль . К);
∆S°Н₂О (г)) = 188,72 Дж/(моль . К)
∆S° Fe₂O₃(к) = 89,96 Дж/(моль . К)
∆S° O/H₂(г) = 130,59 Дж/(моль . К)

С учетом этих данных рассчитаем изменение энтропии реакции, получим:

∆S°_х.р.= 2(27,2) + 3(188,72) – (89,96) + 3(130,59) = 620,56 — 481,73 = 138.83 Дж/(моль . К).

Ответ: ∆S°_х.р.= 138.83 Дж/(моль . К)

3. Расчет термического потенциала или энергии Гиббса

Мерой химического сродства (∆G°) является убыль энергии Гиббса (изменение изобарно- термического потенциала или энергии Гиббса).

Убыль энергии Гиббса ∆G°_х.р. в химической реакции:

вычисляем по формуле:

∆G°_х.р. = ∆Н° — Т . ∆S°

∆G°_х.р. = 96,61 – (298 . 0.,3883 = 96,61- 41.37 = +55.24 кДж.

Ответ: ∆G°_х.р. = +55.24 кДж

Т.к. ∆G°_х.р. > 0, то реакция при стандартных условиях невозможна; при этих условиях пойдет обратная реакция — окисление железа (коррозия).

4. Определение температуры начала реакции восстановления Fe₂O₃ CO

∆Н = Т . ∆S, отсюда Т = ∆Н/∆S = 96,61/0,13883 = 695.9 К.

5. Расчитаем энергию Гиббса данной реакции при 500 К.

∆G 0 ₅₀₀ = 96,61-(500 . 0,13883) = +27,19 кДж.

Таким образом, ∆G при температуре 500 К составляет +27.19 кДж, т.е. ∆G > 0 и это означает, что реакция при 500 К. невозможна 1 .

6. Расчитаем энергию Гиббса данной реакции при 1000 К

При температуре 1000 К находим ∆G 0 ₁₀₀₀ аналогично:

∆G 0 ₁₀₀₀ = 96,61 – (1000 . 0,13883 = 96,61 — 138,83 = -42,22 кДж. ∆G 0 ₁₀₀₀ = -42,22 кДж.

Реакция восстановления оксида железа (2) оксидом углерода (2)

Задача 15.
Подсчитайте значения ∆ Н, ∆ ?S, ∆ G рекции: FeO + CO = Fe + CO₂, определите, при каких условиях она возможна?
Решение:
∆Н°(FeO) = -264,8 кДж/моль;
∆Н°(CO) = -110,5 кДж/моль;
∆Н°(CO₂) = -393,5 кДж/моль;
∆S°(Fe) = 27,15 Дж/(моль К);
∆S°(FeO) = 60,8 Дж/(моль К);
∆S°(CO) = 197,5 Дж/(моль К);
∆S°(CO₂) = 213,7 Дж/(моль К);
∆G°(FeO) = -244,3 кДж/моль;
∆G°(CO) = -137,1 кДж/моль;
∆G°(CO₂) = -394,4 кДж/моль.

1. Рассчитаем ∆ Н ° реакции, получим:

Расссчитывается по формуле:

∆Н°_х.р. = ∆Н°(СO₂) — [∆Н°(FeO) + ∆Н°(CeO)] = -393,5 — [(-264,8) + (-110,5)] = -393,5 — (-375,3) = -18,2 кДж/моль.

2. Рассчитать ∆S° реакции,получим:

Расссчитывается по формуле:

∆S°_х.р. = [∆S°(CO₂) + ∆S°(Fe)] — [∆S°(FeO) + ∆S°(CO)] = (213,7 + 27,15) — (60,8 + 197,5) = -17,45 Дж/(моль К).

Отрицательное значение изменения энтропии (убывание энтропии) свидетельствует об увеличении упорядоченности данной системы и, действительно, хотя в реакции объем газов не изменяется, но Fe значительно более устойчив чем FeO.

3. Рассчитаем G° реакции, получим:

Расссчитывается по формуле:

∆G_х.р.= ∑ ∆G обр.прод. — ∑ ∆G обр.исх.

Расчеты показали, что ∆G°х.р.

1 Примечание:
Поскольку изначальная температура, при которой начинается реакция по уравнению:
Fe₂O₃(к) + 3Н₂(г) = 2Fe(к) + 3Н₂О (г), из вышеприведенных расчетов равна 695.9 К, то путем сравнения температур можно сразу определить, что при температуре 500 К реакция не пойдет, а при температуре выше 695.9, т.е. при 1000 К пойдет с получением продуктов согласно уравнению.