Химия практикум Задачи.. химия. Химия практикум

• Название: Химия практикум
• Анкор: Химия практикум Задачи
• Дата: 08.02.2021
• Размер: 142.64 Kb.
• Имя файла: химия .docx
• Тип: Практикум; #174732

Химия практикум.
1. В окислительно-восстановительных реакциях перекись водорода может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, потому что кислород в ней имеет промежуточную степень окисления -1.

а)H₂O₂ + Ag₂O → 2Ag + O₂↑ + H₂O
2O^- - 2e → O₂⁰  | 2 | 1восстановитель
Ag⁺ + 1e → Ag⁰ | 1 | 2 окислитель

б)H₂O₂ + 2KI → I₂↓ + 2KOH
2I^- - 2e → I₂⁰ | 1 | 1 восстановитель
O^- + 1e → O₂^- | 1 | 1 окислитель
2. Какую массу карбоната натрия необходимо добавить к 400 л воды, чтобы устранить жесткость, равную 3 м-экв?

Na₂CO₃  это соль двухвалентная,
Эквивалентность равна 2, эквивалентная масса равна половине молярной массы
Mэкв=106/2=53 г/моль экв.
m(Na₂CO₃)=400л·0,003моль экв./л·53г/моль экв.=63,6 г

3. Для олова наиболее характерна степень окисления +4, а для свинца +2.

Sn + 4HNO₃(конц. ) = SnO₂↓ + 4NO₂↑ + 2H₂O
Sn⁰ - 4e → Sn⁺⁴ 4 1 восстановитель
N⁺⁵ + 1e → N⁺⁴ 1 4 окислитель

Pb + 2HNO₃(конц. ) = Pb(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + H₂O
Pb⁰ - 2e → Pb⁺² 2 1 восстановитель
N⁺⁵ + 1e → N⁺⁴ 1 2 окислитель

4. Способы получения диоксид углерода в промышленности.
Диоксид углерода в промышленности получают из продуктов разложения природных карбонатов (например известняк):
CaCO₃  → CaO + CO₂↑
Далее смесь газов пропускают через раствор карбоната калия, который поглощает углекислый газ, переходя в гидрокарбонат:
K₂CO₃ + H₂O + CO₂ → 2KHCO₃
Далее гидрокарбонат калия нагревают, и тем самым высвобождают углекислый газ:
2KHCO₃ → K₂CO₃ + CO₂↑ + H₂O

В пищевых целях используется газ, образующийся при спиртовом брожении:
C₁₂H₂₂O₁₁ + H₂O -брожение→ 4C₂H₅OH + 4CO₂↑

Также углекислый газ получают на установках разделения воздуха, как побочный продукт получения чистого кислорода, азота и аргона.

Способы получения диоксид углерода в лабораторных условиях.
Небольшие количества получают взаимодействием карбонатов и гидрокарбонатов с кислотами, например мрамора, мела или соды с соляной кислотой:
CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O

Превращения:
2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + CO₂↑ + H₂O
Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃↓ + H₂O
CaCO₃ + CO₂ + H₂O → Ca(HCO₃)₂
5. При постепенном прибавлении раствора KI к раствору Hg(NO3)2 образующийся вначале осадок растворяется. Какое комплексное соединение при этом получается? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций.


2KI + Hg(NO₃)₂ → HgI₂↓ + 2KNO₃
2K⁺ + 2I^- + Hg²⁺ + 2NO^3- → HgI₂↓ + 2K⁺ + 2NO^3-
Hg²⁺ + 2I^- → HgI₂↓

Образуется комплекс тетраиодомеркурат (II) калия
2KI + HgI2 → K₂[HgI₄]
2K⁺ + 2I^- + HgI₂ → 2K⁺ + [HgI₄]^2-
HgI₂ + 2I^- → [HgI₄]^2-
6. Хром получают методом алюмотермии из его оксида (III), а вольфрам восстановлением вольфрамового ангидрида (VI) водородом. Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций

Cr₂O₃ + 2Al -t→ Al₂O₃ +2 Cr
Al ⁰- 3e → Al³⁺
Cr³⁺ + 3e → Cr⁰

WO₃ + 3H₂ -t→ W + 3H₂O
H₂⁰ - 2e → 2H⁺
W⁶⁺ + 6e → W⁰


7.

K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 3H₂O₂= Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O + 3O₂

2NaCrO₂+H₂O₂+4NaOH+3H₂O=2Na₃Cr(OH)₆+3O₂

8.

1) FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S

2)2 H₂S+3O₂ →2SO₂+2H₂O

3) SO₂ + 2NaOH = Н₂O + Na₂SO₃

4) 8 Na₂SO₃ + S8 = 8 Na₂S₂O₃
5) Na₂S₂O₃ + 3 H₂SO₄ = 3 H₂O + Na₂SO₄ + 4 SO₂
9. Какой объём раствора NaOH (w=30% , p =1.328 г/см) необходимо добавить к 0.5л. 0.2 н. раствора Pl(NO₃)₂ что бы его полностью перевести в тетрагидроксоплюмбит

Решение :

 Pb(NO₃)₂ + 4NaOH = Na2[Pb(OH)₄] + 2NaNO₃;

в данной реакции ф.э. Pb(NO₃)₂ = 1/4, т.к. к.ч. Pb²⁺ = 4 ([Pb(OH)₄]^2-),

следовательно, 0.2 Н р-р Pb(NO₃)₂ соответствует = 0.2*(1/4) = 0.05 моль/л;

в 0.5 л 0.05 М раствора 0.05*0.5 = 0.025 моль Pb(NO₃)₂, для реакции с которым требуется 0.025*4 = 0.1 моль NaOH;

V р-ра NaOH = (40*0.1):0.3:1.328 = 10.04 см³; 

10. Определите массовую долю примесей в образце карбида кальция если при полном разложении образца водой из 1.8 кг. Образовалось 560л. ацетилена

11.

M(MnO₂*nH₂O) = 55+32 + 18*n
w(Mn) = 0.445
55/(87+18n) = 0.445
87+18n=123.6
n=2
Значит, MnO₂ *2H₂O

12.

w Cu = 0.496/0.8 = 0.62 или 62%,

латунь растворили в разб. HNO₃, тогда:

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

и 3Zn + 8HNO₃ = 3Zn(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O;

электролиз раствора Cu(NO₃)₂: 2Cu(NO₃)₂ + 2H₂O = 2Cu + O₂ + 4HNO₃.

13. Индий, галлий и таллий в свободном состоянии представляют собой серебристо-белые металлы с низкими температурами плавления, устойчивые к окислению кислородом воздуха. Воду они не разлагают, но легко растворяются в кислотах, а галлий и индий – также и в щелочах, т.е. химия галлия и индия напоминает химию алюминия.

Таллий отличается тем, что для него более характерны соединения, в которых его степень окисления равна +1.

Соединения таллия (I) сходны, с одной стороны, с соединениями щелочных металлов, с другой – с соединениями серебра. Так, Tl₂O энергично соединяется с водой, образуя TlOH – сильное, хорошо растворимое в воде основание. Большинство солей таллия (I) хорошо растворимо в воде, но соли галогеноводородных кислот, как и соответствующие соли серебра, нерастворимы и отличаются светочувствительностью, однако, TlF, как и AgF, хорошо растворим в воде.

Поскольку в главных подгруппах с увеличением порядкового номера элемента устойчивость высшей степени окисления уменьшается, соединения трёхвалентного таллия, в отличие от всех остальных элементов подгруппы, проявляют достаточно сильные окислительные свойства, превращаясь в соединения таллия (I)

Эти элементы принадлежат к числу редких.  Получают их главным образом из цинковых концентратов после выплавки из них цинка. В свободном состоянии эти элементы представляют собой серебристо-белые мягкие металлы с низкими температурами плавления. На воздухе они довольно стойки, воду не разлагают, но легко растворяются в кислотах, а галлий и индий-также и в щелочах. Кроме максимальной степени окисленности, равной +3, они могут проявлять и меньшую. 

Оксиды и гидроксиды галлия (III) и индия (II) амфотерны; гидроксид же таллия Tl(OH)3 обладает только основными свойствами.

СольTlCl подобно AgCl почти нерастворима в воде и отличается светочувствительностью.

Металлическим галлием пользуются для наполнения кварцевых термометров, служащих для измерения высоких температур до 10000 С.

Добавление галлия к алюминию получают сплавы, хорошо поддающиеся горячей обработке; сплавы галлия с золотом применяют в ювелирном деле.

Индий используют вместо серебра для покрытия рефлекторов, которые со временем не тускнеют, и потому их коэффициент отражения остается постоянным.  Индий применяется также для покрытия вкладышей подшипников и в качестве одного из компонентов сплава для плавких предохранителей.

Галлий и индий применяются в полупроводниковой электронике в качестве присадок к германию и в виде интерметаллических соединений.

Галогениды таллия хорошо пропускают инфракрасные лучи. Поэтому они используются в оптических приборах, работающих в инфракрасной области спектра. Карбонат таллия служит для изготовления стекол с высокой преломляющей способностью.  Сульфид таллия используется в фотоэлементах.  

Металлический таллий-компонент многих свинцовых сплавов: подшипниковых, кислотоупорных, легкоплавких.

Таллий и его соединения весьма токсичны.

14.


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). Металл средней активности, восстановитель.

Основные степени окисления — +2, +3

Простое вещество железо — 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.

Химические свойства простого вещества — железа:

Ржавление и горение в кислороде

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

4Fe + 3O₂ + 6H₂ O → 4Fe(OH)₃

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

3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄

3Fe+2O₂→(Fe ^IIFe₂ ^III)O₄   (160 °С)

2)     При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4H₂O  –^t°→  Fe₃O₄ + 4H₂­

 

3)     Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe+3Cl₂→2FeCl₃   (200 °С)

2Fe + 3Br₂  –^t°→  2FeBr₃

Fe + S  –^t°→  FeS (600 °С)

Fe+2S → Fe⁺²(S₂^-1)   (700°С)

4)       В ряду напряжений стоит левее водорода, реагирует с разбавленными кислотами НСl и Н₂SO₄, при этом образуются соли железа(II) и выделяется водород:

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂­ (реакции проводятся без доступа воздуха, иначе Fe⁺² постепенно переводится кислородом в Fe⁺³ )

Fe + H₂SO₄(разб.) → FeSO₄ + H₂­

В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании, оно сразу переходит в катион Fе³⁺:

2Fe + 6H₂SO₄(конц.)  –^t°→  Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂­ + 6H₂O

Fe + 6HNO₃(конц.)  –^t°→  Fe(NO₃)₃ + 3NO₂­ + 3H₂O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).
Железный гвоздь, погруженный в голубоватый раствор медного купороса, постепенно покрывается налетом красной металлической меди

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

Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu

6)Амфотерность железа проявляется только в концентрированных щелочах при кипячении:

Fе + 2NaОН _{(50 %)} + 2Н₂O= Nа₂[Fе(ОН)₄]↓+ Н₂↑

и образуется осадок тетрагидроксоферрата(II) натрия.

Техническое железо — сплавы железа с углеродом: чугун содержит 2,06-6,67 % С, сталь 0,02-2,06 % С, часто присутствуют другие естественные примеси (S, Р, Si) и вводимые искусственно специальные добавки (Мn, Ni, Сr), что придает сплавам железа технически полезные свойства — твердость, термическую и коррозионную стойкость, ковкость и др.

                 Доменный процесс производства чугуна

Доменный процесс производства чугуна составляют следующие стадии:

а) подготовка (обжиг) сульфидных и карбонатных руд — перевод в оксидную руду:

FeS₂→Fe₂O₃   (O₂,800°С, -SO₂)       FeCO₃→Fe₂O₃  (O₂,500-600°С, -CO₂)

б)  сжигание кокса при горячем дутье:

С_(кокс) + O_{2 (воздух)} →СO₂   (600—700°С)   СO₂ + С_(кокс) ⇌ 2СО   (700—1000    °С)

в) восстановление оксидной руды угарным газом СО последовательно:

Fe₂O₃→(CO) (Fe^IIFe₂ ^III)O₄→(CO) FeO→(CO) Fe

г) науглероживание железа (до 6,67 % С) и расплавление чугуна:

Fе_(т)→(C(кокс) 900—1200°С)Fе_(ж)  (чугун, t _пл 1145°С)

В чугуне всегда в виде зерен присутствуют цементит Fe₂С и графит.

                                Производство стали

Передел чугуна в сталь проводится в специальных печах (конвертерных, мартеновских, электрических), отличающихся способом обогрева; температура процесса 1700-2000 °С. Продувание воздуха, обогащенного кислородом, приводит к выгоранию из чугуна избыточного углерода, а также серы, фосфора и кремния в виде оксидов. При этом оксиды либо улавливаются в виде отходящих газов (СО₂, SО₂), либо связываются в легко отделяемый шлак — смесь Са₃(РO₄)₂ и СаSiO₃. Для получения специальных сталей в печь вводят легирующие добавки других металлов.

    Получение чистого железа в промышленности — электролиз раствора солей железа, например:

FеСl₂→ Fе↓ + Сl₂↑ (90°С)  (электролиз)

(существуют и другие специальные методы, в том числе восстановление оксидов железа водородом).

Чистое железо применяется в производстве специальных сплавов, при изготовлении сердечников электромагнитов и трансформаторов, чугун — в производстве литья и стали, сталь — как конструкционный и инструментальный материалы, в том числе износо-, жаро- и коррозионно-стойкие.

       Оксид железа(II) FеО. Амфотерный оксид с большим преобладанием основных свойств. Черный, имеет ионное строение Fе²⁺ O^2-. При нагревании вначале разлагается, затем образуется вновь. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами, сплавляется со щелочами. Медленно окисляется во влажном воздухе. Восстанавливается водородом, коксом. Участвует в доменном процессе выплавки чугуна. Применяется как компонент керамики и минеральных красок. Уравнения важнейших реакций:

4FеО ⇌(Fe^IIFe₂ ^III) + Fе (560—700 °С , 900—1000°С)

FеО + 2НС1 _(разб.) = FеС1₂ + Н₂O

FеО + 4НNO_{3 (конц.)} = Fе(NO₃)₃ +NO₂↑  + 2Н₂O

FеО + 4NаОН =2Н₂O + Nа₄FеO_3(красн.)  триоксоферрат(II) (400—500 °С)

FеО + Н₂ =Н₂O + Fе (особо чистое)    (350°С)

FеО + С_(кокс) = Fе + СО  (выше 1000 °С)

FеО + СО = Fе + СO₂    (900°С)

4FеО + 2Н₂O_(влага) + O_{2 (воздух)} →4FеО(ОН) (t)

6FеО + O₂ = 2(Fe^IIFe₂ ^III )O₄      (300—500°С)

Получение в лаборатории: термическое разложение соединений железа (II) без доступа воздуха:

Fе(ОН)₂ = FеО + Н₂O (150-200 °С)

FеСОз = FеО + СO₂ (490-550 °С)

       Оксид дижелеза (III) – железа(II) (Fe^IIFe₂^III )O₄ . Двойной оксид. Черный, имеет ионное строение Fe²⁺(Fе³⁺)₂(^O2-)₄. Термически устойчив до высоких температур. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами. Восстанавливается водородом, раскаленным железом. Участвует в доменном процессе производства чугуна. Применяется как компонент минеральных красок (железный сурик), керамики, цветного цемента. Продукт специального окисления поверхности стальных изделий (чернение, воронение). По составу отвечает коричневой ржавчине и темной окалине на железе. Применение брутто-формулы Fe₃O₄ не рекомендуется. Уравнения важнейших реакций:

2(Fe^IIFe₂ ^III )O₄ = 6FеО + O₂   (выше 1538 °С)

(Fe^IIFe₂ ^III )O₄ + 8НС1 _(разб.) = FеС1₂ + 2FеС1₃ + 4Н₂O

(Fe^IIFe₂ ^III )O₄ +10НNO_{3 (конц.)} =3Fе(NO₃)₃ + NO₂↑+ 5Н₂O

(Fe^IIFe₂ ^III )O₄ + O_{2 (воздух)} = 6Fе₂O₃    (450-600°С)

(Fe^IIFe₂ ^III )O₄ + 4Н₂ = 4Н₂O + 3Fе (особо чистое, 1000 °С)

(Fe^IIFe₂ ^III )O₄ + СО =ЗFеО + СO₂  (500—800°C)

(Fe^IIFe₂ ^III )O4 + Fе  ⇌4FеО (900—1000 °С , 560—700 °С)

    Получение: сгорание железа (см.) на воздухе.

В природе — оксидная руда железа магнетит.

       Оксид железа(III) Fе₂О₃. Амфотерный оксид с преобладанием основных свойств. Красно-коричневый, имеет ионное строение (Fе ³⁺)₂(O^2-)_3. Термически устойчив до высоких температур. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой, из раствора выпадает бурый аморфный гидрат Fе₂O₃ nН₂О. Медленно реагирует с кислотами и щелочами. Восстанавливается монооксидом углерода, расплавленным железом. Сплавляется с оксидами других металлов и образует двойные оксиды — шпинели (технические продукты называются ферритами). Применяется как сырье при выплавке чугуна в доменном процессе, катализатор в производстве аммиака, компонент керамики, цветных цементов и минеральных красок, при термитной сварке стальных конструкций, как носитель звука и изображения на магнитных лентах, как полирующее средство для стали и стекла.

Уравнения важнейших реакций:

6Fе₂O₃ = 4(Fe^IIFe₂ ^III )O₄ +O₂            (1200—1300 °С)

Fе₂O₃ + 6НС1 _(разб.) →2FеС1₃ + ЗН₂O (t)    (600°С,р)

Fе₂O₃ + 2NaОН _(конц.) →Н₂O+ 2NаFеO₂ (красн.)  диоксоферрат(III)

Fе₂О₃ + МО=(М^IIFе₂^III)O₄     (М=Сu, Мn, Fе, Ni, Zn)

Fе₂O₃ + ЗН₂ =ЗН₂O+ 2Fе (особо чистое, 1050—1100 °С)

Fе₂O₃ + Fе = ЗFеО    (900 °С)

3Fе₂O₃ + СО = 2(Fe^IIFе₂^III)O₄ + СO₂  (400—600 °С)

     Получение в лаборатории — термическое разложение солей железа (III) на воздухе:

Fе₂(SO₄)₃ = Fе₂O₃ + 3SO₃    (500-700 °С)

4{Fе(NO₃)₃ 9 Н₂O} = 2Fе_aO₃ + 12NO₂+ 3O₂ + 36Н₂O   (600-700 °С)

В природе — оксидные руды железа гематит Fе₂O₃ и лимонит Fе₂O₃ nН₂O

Гидроксид железа (II) Fе(ОН)₂. Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Белый (иногда с зеленоватым оттенком), связи Fе — ОН преимущественно ковалентные. Термически неустойчив. Легко окисляется на воздухе, особенно во влажном состоянии (темнеет). Нерастворим в воде. Реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Типичный восстановитель. Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется в изготовлении активной массы железоникелевых аккумуляторов.

Уравнения важнейших реакций:

Fе(OН)₂ = FеО + Н₂O  (150-200 °С, в атм.N₂)

Fе(ОН)₂ + 2НС1 _(разб.) =FеС1₂ + 2Н₂O

Fе(ОН)₂ + 2NаОН _{(> 50%)} = Nа₂[Fе(ОН)₄] ↓_{(сине-зеленый)} (кипячение)

4Fе(ОН)_{2 (суспензия)} + O_{2 (воздух)} →4FеО(ОН)↓ + 2Н₂O  (t)

2Fе(ОН)_{2 (суспензия)} +Н₂O_{2 (разб.)} = 2FеО(ОН)↓ + 2Н₂O

Fе(ОН)₂ + КNO_{3 (конц.)} = FеО(ОН)↓ + NO↑+ КОН   (60 °С)

   Получение: осаждение из раствора щелочами или гидратом аммиака в инертной атмосфере:

Fе²⁺ + 2OH _(разб.) = Fе(ОН)₂↓

Fе²⁺ + 2(NH₃Н₂O) = Fе(ОН)₂↓+ 2NH₄

     Метагидроксид железа FеО(ОН). Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Светло-коричневый, связи Fе — О и Fе — ОН преимущественно ковалентные. При нагревании разлагается без плавления. Нерастворим в воде. Осаждается из раствора в виде бурого аморфного полигидрата Fе₂O₃  nН₂O, который при выдерживании под разбавленным щелочным раствором или при высушивании переходит в FеО(ОН). Реагирует с кислотами, твердыми щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Спекается с Fе(ОН)₂. Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется как основа желтых минеральных красок и эмалей, поглотитель отходящих газов, катализатор в органическом синтезе.

Соединение состава Fе(ОН)₃ не известно (не получено).

Уравнения важнейших реакций:

Fе₂O₃ ^. nН₂O→(200-250 °С, —H₂O) FеО(ОН)→( 560-700° С на воздухе , -H2O) →Fе₂О₃

FеО(ОН) + ЗНС1 _(разб.) =FеС1₃ + 2Н₂O

FeO(OH)→Fe₂O₃^.nH₂O -коллоид (NаОН _(конц.))

FеО(ОН)→Nа₃[Fе(ОН)₆] белый , Nа₅[Fе(OН)₈ желтоватый (75 °С, NаОН_{( т)})

2FеО(ОН) + Fе(ОН)₂=( Fe^IIFe₂ ^III )O₄ + 2Н₂O         (600—1000 °С)

2FеО(ОН) + ЗН₂ = 4Н₂O+ 2Fе (особо чистое, 500—600 °С)

2FеО(ОН) + ЗВr₂ + 10КОН = 2К₂FеO₄ + 6Н₂O + 6КВr

       Получение: осаждение из раствора солей железа(Ш) гидрата Fе₂О₃ nН₂O и его частичное обезвоживание (см. выше).

В природе — оксидная руда железа лимонит Fе₂O₃ nН₂О и минерал гётит FеО(ОН).

Феррат калия К₂FеО₄. Оксосоль. Красно-фиолетовый, разлагается при сильном нагревании. Хорошо растворим в концентрированном растворе КОН, реагирует с кипящей водой, неустойчив в кислотной среде. Сильный окислитель.

Качественная реакция — образование красного осадка феррата бария. Применяется в синтезе ферритов — промышленно важных двойных оксидов железа (III) и других металлов.

Уравнения важнейших реакций:

4К₂FеO₄= 4КFеO₂ + 3O₂ + 2К₂O         (700 °С)

4К₂FеO₄ + 6Н₂O _(гор.) =4FeО(ОН)↓ + 8КОН + 3O₂↑

FеО₄^2- + 2OН⁺ _(разб.) =4Fе³⁺ + 3O₂↑+10Н₂O

FеО₄^2- + 2(NH₃^. Н₂O)     →2FеО(ОН)↓ + N₂↑+ 2Н₂O+ 4OН^—

FеО₄^2- + Ва²⁺ = ВаFеO₄ (красн.)↓         (в конц. КОН)

   Получение: образуется при окислении соединений железа, например метагидроксида FеО(ОН), бромной водой, а также при действии сильных окислителей (при спекании) на железо

Fе + 2КОН + 2КNO₃ = К₂FеO₄ + 3КNO₂+ H₂O (420 °С)

и электролизе в растворе:

электролиз

Fе + 2КОН _(конц.) + 2Н₂O→ЗН₂↑ + К₂FеO₄ ( электролиз)

(феррат калия образуется на аноде).

      Качественные реакции на ионы Fе²⁺ и Fе³⁺

Обнаружение ионов Fе²⁺ и Fе³⁺в водном растворе проводят с помощью реактивов К₃[Fе(СN)₆] и К₄[Fе(СN)₆] соответственно; в обоих случаях выпадает синий продукт одинакового состава и строения, КFе^III[Fе^II (СN)₆]. В лаборатории этот осадок называют берлинская лазурь, или турнбуллева синь:

Fе²⁺ + К⁺ + [Fе(СN)₆]^3- = КFе^III[Fе^II (СN) ₆]↓

Fе³⁺ + К⁺ + [Fе(СN)₆]^4- = КFе^III[Fе^II (СN) ₆]↓

Химические названия исходных реактивов и продукта реакций:

К₃Fе^III[Fе(СN) ₆]- гексацианоферрат (III) калия

К₄Fе^III[Fе (СN) ₆]- гексацианоферрат (II) калия

КFе^III[Fе^II (СN) ₆]- гексацианоферрат (II) железа  (Ш) калия

Кроме того, хорошим реактивом на ионы Fе³⁺ является тиоцианат-ион NСS^—, железо (III) соединяется с ним, и появляется ярко-красная («кровавая») окраска:

Fе³⁺ + 6NСS^— = [Fе(NСS)₆]^3-

Этим реактивом (например, в виде соли КNСS) можно обнаружить даже следы железа (III) в водопроводной воде, если она проходит через железные трубы, покрытые изнутри ржавчиной.