Сульфат железа(III) ( лат. Ferrum sulfuricum oxydatum ) — неорганическое химическое соединение , соль, химическая формула — ${\displaystyle {\mathsf {Fe_{2}(SO_{4})_{3}}}}$ .Это негорючее соединение считается токсичным, вредным при проглатывании и может вызвать серьезное повреждение глаз и раздражение кожи. Сульфат железа (III) может вызывать коррозию некоторых металлов. Имеет сильнокислый вкус

Физические свойства

Безводный сульфат железа(III) — светло-жёлтые парамагнитные очень гигроскопичные кристаллы моноклинной сингонии , пространственная группа P2 ₁ /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, трудно растворим в этаноле .

Из воды кристаллизуется в виде кристаллогидратов Fe ₂ (SO ₄ ) ₃ · n H ₂ O, где n = 12, 10, 9, 7, 6, 4, 3, 1. Наиболее изученный кристаллогидрат — нонагидрат сульфата железа(III) Fe ₂ (SO ₄ ) ₃ ·9H ₂ O — 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) . В водных растворах сульфат железа(III) из-за гидролиза приобретает красно-коричневый цвет.

С аммиаком образует аддукт вида Fe ₂ (SO ₄ ) ₃ · n NH ₃ , где n = 8, 12.

При нагревании нонагидрат превращается при 98 °C в тетрагидрат, при 125 °C — в моногидрат и при 175 °C — в безводный Fe ₂ (SO ₄ ) ₃ , который выше 600 °C разлагается на Fe ₂ O ₃ и SO ₃ .

Нахождение в природе

Минералогическая форма сульфата железа(III) — ( англ. mikasaite ), смешанный . Его химическая формула — (Fe ³⁺ , Al ³⁺ ) ₂ (SO ₄ ) ₃ . Этот минерал содержит безводную форму сульфата железа, поэтому встречается в природе очень редко. Гидратированные формы встречаются чаще, например:

• ( англ. coquimbite ) — Fe ₂ (SO ₄ ) ₃ ·9H ₂ O — нонагидрат — наиболее распространённая в природе форма.

• ( англ. paracoquimbite ) — другой нонагидрат — редкая форма.
• ( англ. kornelite ) — гептагидрат — и ( англ. quenstedtite ) — декагидрат — тоже встречаются редко.
• ( 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 ).

Марс

Сульфат железа и ярозит были обнаружены двумя марсоходами : « Спирит » и « Оппортьюнити ». Эти вещества являются признаком сильных окислительных условий на поверхности Марса. В мае 2009 года «Спирит» застрял, когда ехал по мягкому грунту планеты и наехал на залежи сульфата железа, скрытые под слоем обычного грунта . Вследствие того, что сульфат железа имеет очень низкую плотность , марсоход застрял настолько глубоко, что часть его корпуса коснулась поверхности планеты.

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:

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

(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) ( ):

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

Использование

• Как реактив при гидрометаллургической переработке медных руд.
• Как 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.
• Кнунянц И.Л. Краткая химическая энциклопедия. — М. : Рипол Классик, 2013. — 548 с.