Сульфат заліза(II)

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Гептагідрат сульфату заліза(II).

Сульфа́т залі́за(II), фе́рум(II) сульфа́т — сіль сульфатної кислоти складу FeSO4. Речовина є білим порошком, добре розчинним у воді. Також поширена у формі гептагідрату FeSO4·7Н2О — ясно-зеленої кристалічної речовини, котра з давніх часів відома під назвами «залізний купорос», шевський купорос і лат. Atramentum sutorius[1].

Фізичні властивості[ред.ред. код]

В температурному діапазоні від 56,6°C до 63,7°C в рівновазі з водним розчином перебуває тетрагідрат , вище 63,7°C - моногідрат , розчинність якого , на відміну від попередніх форм , падає із зростанням температури .

Хімічні властивості[ред.ред. код]

Гептагідрат на повітрі вивітрюється ( втрачає кристалізаційну воду ) і повільно окиснюється киснем і перетворюється в сульфат-гідроксид заліза(III) Fe(OH)SO4:

4FeSO4 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)SO4

Через цю властивість в лабораторній практиці ширше використовують сіль Мора яка на повітрі краще зберігає свій склад .

У присутності сульфатної кислоти легко окиснюється різними окисниками у сульфат заліза(III) Fe2(SO4)3:

6FeSO4 + 2HNO3 + 9H2SO4 → 3Fe2(SO4)3 + 2NO↑ + 10H2O

При надлишку FeSO4 утворюється бурий розчин комлексної солі нітропрусиду :

FeSO4 + NO → Fe(NO)SO4

або в іонній формі :

[Fe(H2O)6]+2 + NO → [Fe(H2O)5NO]+2 + H2O

Нітропрусид при нагріванні розкладається , тому може бути використаний для зберігання або очищення NO .

Киснем повітря окиснення швидше відбувається в нейтральному або слабколужному середовищі ( для ефективного окиснення молекула кисню має прореагувати одночасно з кількома іонами заліза , а в кислому розчині вони не асоційовані ) , при цьому на поверхні розчину виникає плівка з нерозчинних форм тривалентного заліза .

Застосування[ред.ред. код]

Сульфат заліза у формі купоросу застосовується для боротьби з шкідниками садів, виготовлення мінеральних фарб і чорнила, а також як реактив у хімічних лабораторіях.

Примітки[ред.ред. код]

  1. Georgii Agricolae. De Re Metallica libri XII. – Basileae: Froben. – 1556. – 590 s.

Джерела[ред.ред. код]

  • Деркач Ф. А. Хімія. — Львів : Львівський університет, 1968. — 312 с.

Посилання[ред.ред. код]

Аміак Це незавершена стаття про неорганічну сполуку.
Ви можете допомогти проекту, виправивши або дописавши її.