химический каталог




ЖЕЛЕЗА ХЛОРИДЫ

Автор Химическая энциклопедия г.р. И.Л.Кнунянц

ЖЕЛЕЗА ХЛОРИДЫ. Дихлорид FeCl2 бесцветные кристаллы, желтеющие на воздухе вследствие окисления; кристаллич. решетка гексагональная (а = 0,357 нм, с = 1,751 нм, z = 3); температура плавления 677 °С. температура кипения 1026°С; плотность 3,162 г/см3; уравение температурной зависимости давления пара lgp (в мм рт. ст.) = = 26,53 - 9475T- 1 - 5,231gT(950 - 1299 К); С0p 76,29 Дж/(моль * К); D H0обр - 342,9 кДж/моль, D H0пл 43,04 кДж/моль, D H0исп 126,48 кДж/моль; S0298 117,9 Дж/(моль * К). Растворим в воде (35,3% по массе при 7°С, 38,4% при 20 °С, 48,3% при 96 °С), этаноле, ацетоне, не растворим в диэтиловом эфире. В водных растворах слабо гидролизован. Из водного раствора ниже 12,3°С кристаллизуется гексагидрат, в интервале 12,3 76,5°С - тетрагидрат, выше 76,5°С - дигидрат, который при 120°С переходит в моногидрат. Тетрагидрат FeCl2 * 4H2O - прозрачные голубовато-зеленые кристаллы с моноклинной решеткой (а = 0,591 нм, b = 0,717 нм, с = = 0,844 нм, b = 112,17°, пространств. группа P21/c); плотность 1,937 г/см ; обезвоживается в инертной атмосфере при 220 °С. Безводный FeCl2 при нагревании на воздухе окисляется до FeCl3 и FeOCl. Восстанавливается сухим Н2 выше 300 °С до металла. Дихлорид кислота Льюиса. С NH3 образует аммиакаты FeCl2 * nNH3 (n = 1,2,6,10), с хлоридами щелочных металлов и аммония - комплексные хлориды, например K[FeCl3]. Безводный FeCl2 получают при действии газообразного НСl на стружку Fe при 500 °С или восстановлением FeCl3 водородом, раствор FеСl2 - реакцией Fe с соляной кислотой. Применяют FeCl2 для получения FeCl3, как катализатор в органическое синтезе, компонент антианемич. препаратов. Трихлорид FeCl3 - темно-красные кристаллы с зеленоватым оттенком, решетка гексагональная (а = 0,606 нм, с = 1,741 нм, z = 6); температура плавления 309 °С, температура кипения 320 °С; плотность 2,898 г/м3; tкрит 650-700 °С, pкрит 4,5-5,0 МПа; уравение температурной зависимости давления пара lgp (в мм рт. ст.) = 55,898 — 107547 - 1 - 12,641gТ (298-580 К); С0р 94,84 Дж/(моль * К); D H0обр - 502,1 кДж/моль, D H0пл 42,91 кДж/моль, D H0исп 25,20 кДж/моль; S0298 142,3 Дж/(моль * К). В парах до 440 °С существует в виде димера Fe2Cl6, при 750 °С в избытке Сl2 - в виде мономера. Растворим в воде (47,9% по массе при 20 °С, 84,26% при 100 °С), метиловом и этиловом спиртах, ацетоне, диэтиловом и диизопропиловом эфирах, хуже - в CS2 и бензоле. В водных растворах FeCl3 гидролизован, продукты гидролиза - основные хлориды Fe и многоядерные гидроксокомплексы. Из насыщенных растворов кристаллизуются кристаллогидраты FеСl3 * nН2О, где n = 2,0, 2,5, 3,5, 6,0. Гексагидрат FeCl3 * 6H2O - желто-коричневые кристаллы с моноклинной решеткой (а = 1,189 нм, b = 0,705 нм, с = 0,599 нм, b = 100,5°, z = 2, пространств. группа C2/m). Безводный FeCl3 при сильном нагревании в инертной атмосфере разлагается на FeCl2 и Сl2. В токе сухого Н2 выше 100°С восстанавливается до FeCl2, а при более высокой температуре - до металла. Окисляет KI, SnCl2, H2S, Mg, Ca, Al и др. С Fe2O3 образует оксохлорид FeOCl. Трихлорид жесткая кислота Льюиса. С NH3 дает [Fe(NH3)6]Cl3 и др. аммиакаты, с пиридином - FeCl3 * 4C5H5N, с этанолом -FeCl3 * 2C2H5OH. С хлоридами металлов I и II групп и аммония образует комплексные хлориды, например Na[FeCl4]. Трихлорид встречается в природе в виде минерала молизита. Безводный FeCl3 получают при действии сухого Сl2 на Fe при 400-500 °С или НСl на Fe2O3 при 500 °С, раствор FeCl3 хлорированием раствора FeCl2. Трихлорид железа - исходное вещество для получения др. соединение Fe; хлорирующий агент; компонент тонирующих растворов в фотографии; коагулянт при очистке воды; протрава при крашении тканей; катализатор и реагент в органическое синтезе; компонент растворов для электрохимический окрашивания Аl, травления печатных плат; реагент для обнаружения SCN - , Sn2+, Н2О2, для определения фенолов и енолов. Лит. Фурман А. А., Неорганические хлориды, М., 1980, с. 382-402. В. П. Данилов.

Химическая энциклопедия. Том 2 >> К списку статей


[каталог]  [статьи]  [доска объявлений]    [обратная связь]

 

 

Реклама
гипоскутер joybord smart balance offroad
заказать микроавтобус на свадьбу в москве недорого
разделочная доска из стекла
him концерт в москве 2017 спонсоры

Рекомендуемые книги

Введение в химию окружающей среды.

Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности. Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах. Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга читателей.

Химия и технология редких и рассеянных элементов.

Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во второй части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана, лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия, тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по 1972 год включительно.

 

 



Рейтинг@Mail.ru Rambler's Top100

Copyright © 2001-2012
(25.07.2017)