Żelazo jest pierwiastkiem bocznej podgrupy ósmej grupy czwartego okresu układu okresowego pierwiastki chemiczne D.I. Mendelejew o liczbie atomowej 26. Oznaczony symbolem Fe (łac. Ferrum). Jeden z najczęstszych w skorupa Ziemska metale (drugie miejsce po aluminium). Metal o średniej aktywności, środek redukujący.

Główne stopnie utlenienia - +2, +3

Żelazo o prostej substancji to ciągliwy, srebrnobiały metal o dużej zawartości substancji chemicznych reaktywność: Żelazo szybko koroduje pod wpływem wysokich temperatur lub dużej wilgotności. Żelazo spala się w czystym tlenie, a w stanie drobno rozproszonym samorzutnie zapala się w powietrzu.

Właściwości chemiczne prostej substancji - żelaza:

Rdzewieje i pali się w tlenie

1) W powietrzu żelazo łatwo utlenia się w obecności wilgoci (rdzewienie):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Gorący drut żelazny spala się w tlenie, tworząc kamień - tlenek żelaza (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

3Fe+2O 2 →(Fe II Fe 2 III)O 4 (160 °C)

2) W wysokich temperaturach (700–900°C) żelazo reaguje z parą wodną:

3Fe + 4H 2O – t° → Fe 3O 4 + 4H 2

3) Żelazo reaguje z niemetalami po podgrzaniu:

2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °C)

Fe + S – t° → FeS (600 °C)

Fe+2S → Fe +2 (S2-1) (700°C)

4) W szeregu napięciowym, znajdujący się na lewo od wodoru, reaguje z rozcieńczonymi kwasami HCl i H 2 SO 4, tworzą się sole żelaza(II) i wydziela się wodór:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (reakcje prowadzi się bez dostępu powietrza, w przeciwnym razie Fe +2 jest stopniowo przekształcany przez tlen w Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (rozcieńczony) → FeSO 4 + H 2

W stężonych kwasach utleniających żelazo rozpuszcza się dopiero po podgrzaniu i natychmiast przekształca się w kation Fe 3+:

2Fe + 6H 2 SO 4 (stęż.) – t° → Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO 3 (stęż.) – t° → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

(w zimnym, stężonym azocie i Kwas Siarkowy pasywować

Żelazny gwóźdź zanurzony w niebieskawym roztworze siarczanu miedzi stopniowo pokrywa się powłoką z czerwonej metalicznej miedzi.

5) Żelazo wypiera metale znajdujące się po jego prawej stronie z roztworów ich soli.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Amfoteryczne właściwości żelaza pojawiają się tylko w stężonych alkaliach podczas wrzenia:

Fe + 2NaOH (50%) + 2H 2 O= Na 2 ↓+ H 2

i tworzy się osad tetrahydroksżelazianu(II) sodu.

Sprzęt techniczny- stopy żelaza i węgla: żeliwo zawiera 2,06-6,67% C, stal 0,02-2,06% C, często występują inne naturalne zanieczyszczenia (S, P, Si) oraz sztucznie wprowadzane specjalne dodatki (Mn, Ni, Cr), co nadaje stopom żelaza parametry techniczne korzystne cechy— twardość, odporność termiczna i korozyjna, plastyczność itp. .

Proces produkcji żelaza w wielkim piecu

Proces wielkopiecowy do produkcji żeliwa składa się z następujących etapów:

a) przygotowanie (prażenie) rud siarczkowych i węglanowych - konwersja do rudy tlenkowej:

FeS 2 →Fe 2 O 3 (O 2800°C, -SO 2) FeCO 3 →Fe 2 O 3 (O 2500-600°C, -CO 2)

b) spalanie koksu gorącym podmuchem:

C (koks) + O 2 (powietrze) → CO 2 (600-700 ° C) CO 2 + C (koks) ⇌ 2 CO (700-1000 ° C)

c) redukcja rudy tlenkowej tlenkiem węgla CO sekwencyjnie:

Fe2O3 →(CO)(Fe II Fe 2 III) O 4 →(CO) FeO →(CO) Fe

d) nawęglanie żelaza (do 6,67% C) i topienie żeliwa:

Fe (t ) →(C(koks)900-1200°C) Fe (ciecz) (żeliwo, temperatura topnienia 1145°С)

Żeliwo zawsze zawiera cementyt Fe 2 C i grafit w postaci ziaren.

Produkcja stali

Przeróbka żeliwa na stal odbywa się w specjalnych piecach (konwertorowych, martenowskich, elektrycznych), które różnią się sposobem ogrzewania; temperatura procesu 1700-2000°C. Nadmuch powietrza wzbogaconego w tlen powoduje wypalenie nadmiaru węgla, a także siarki, fosforu i krzemu w postaci tlenków z żeliwa. W tym przypadku tlenki albo są wychwytywane w postaci gazów spalinowych (CO 2, SO 2), albo wiązane w łatwo oddzielający się żużel - mieszaninę Ca 3 (PO 4) 2 i CaSiO 3. Aby wyprodukować stale specjalne, do pieca wprowadza się dodatki stopowe innych metali.

Paragon czyste żelazo w przemyśle - elektroliza roztworu soli żelaza, na przykład:

FeСl 2 → Fe↓ + Сl 2 (90°С) (elektroliza)

(istnieją inne specjalne metody, w tym redukcja tlenków żelaza wodorem).

Czyste żelazo wykorzystywane jest do produkcji stopów specjalnych, do produkcji rdzeni elektromagnesów i transformatorów, żeliwo – do produkcji odlewów i stali, stal – jako materiały konstrukcyjne i narzędziowe, w tym odporne na zużycie, ciepło i korozję te.

Tlenek żelaza(II). F EO . Tlenek amfoteryczny o dużej przewadze właściwości zasadowych. Czarny, ma strukturę jonową Fe 2+ O 2- . Po podgrzaniu najpierw rozkłada się, a następnie ponownie tworzy. Nie powstaje, gdy żelazo spala się w powietrzu. Nie reaguje z wodą. Rozkłada się z kwasami, łączy się z zasadami. Powoli utlenia się w wilgotnym powietrzu. Redukowany wodorem i koksem. Uczestniczy w procesie wielkopiecowym wytapiania żelaza. Stosowany jest jako składnik ceramiki i farb mineralnych. Równania najważniejszych reakcji:

4FeO ⇌(Fe II Fe 2 III) + Fe (560-700 °C, 900-1000 °C)

FeO + 2HC1 (rozcieńczony) = FeCl2 + H2O

FeO + 4HNO 3 (stęż.) = Fe(NO 3) 3 +NO 2 + 2H 2 O

FeO + 4NaOH = 2H 2 O + N4FmiO3(czerwony.) trioksżelazian (II)(400-500°C)

FeO + H 2 = H 2 O + Fe (bardzo czysty) (350°C)

FeO + C (koks) = Fe + CO (powyżej 1000 °C)

FeO + CO = Fe + CO2 (900°C)

4FeO + 2H 2 O (wilgoć) + O 2 (powietrze) →4FeO(OH) (t)

6FeO + O 2 = 2(Fe II Fe 2 III) O 4 (300-500°C)

Paragon V laboratoria: rozkład termiczny związków żelaza (II) bez dostępu powietrza:

Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 °C)

FeCO3 = FeO + CO2 (490-550 °C)

Tlenek diżelaza(III) - żelazo( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Podwójny tlenek. Czarny, ma strukturę jonową Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Termostabilny aż do wysokich temperatur. Nie reaguje z wodą. Rozkłada się z kwasami. Zredukowany wodorem, gorącym żelazem. Uczestniczy w procesie wielkopiecowym produkcji żeliwa. Stosowany jako składnik farb mineralnych ( Czerwony przewód), ceramika, kolorowy cement. Produkt specjalnego utleniania powierzchni wyrobów stalowych ( czernienie, niebieszczenie). Skład odpowiada brunatnej rdzy i ciemnej łusce żelaza. Nie zaleca się stosowania wzoru brutto Fe 3 O 4. Równania najważniejszych reakcji:

2(Fe II Fe 2 III)O 4 = 6FeO + O 2 (powyżej 1538 °C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8НС1 (rozcieńczony) = FeС1 2 + 2FeС1 3 + 4Н 2 O

(Fe II Fe 2 III) O 4 +10HNO 3 (stęż.) = 3Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O

(Fe II Fe 2 III) O 4 + O 2 (powietrze) = 6 Fe 2 O 3 (450-600 ° C)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 4H 2 = 4H 2 O + 3Fe (bardzo czysty, 1000 °C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + CO = 3 FeO + CO 2 (500-800°C)

(Fe II Fe 2 III)O4 + Fe ⇌4FeO (900-1000 °C, 560-700 °C)

Paragon: spalanie żelaza (patrz) w powietrzu.

magnetyt.

Tlenek żelaza(III). F mi 2 O 3 . Tlenek amfoteryczny z przewagą właściwości zasadowych. Czerwono-brązowy, ma strukturę jonową (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Stabilny termicznie do wysokich temperatur. Nie powstaje, gdy żelazo spala się w powietrzu. Nie reaguje z wodą, z roztworu wytrąca się brązowy amorficzny hydrat Fe 2 O 3 nH 2 O. Wolno reaguje z kwasami i zasadami. Zredukowany przez tlenek węgla, stopione żelazo. Łączy się z tlenkami innych metali i tworzy podwójne tlenki - spinele(produkty techniczne nazywane są ferrytami). Wykorzystywany jest jako surowiec do wytopu żeliwa w procesie wielkopiecowym, katalizator przy produkcji amoniaku, składnik ceramiki, cementów barwionych i farb mineralnych, przy spawaniu termitowym konstrukcji stalowych, jako nośnik dźwięku i obrazu na taśmach magnetycznych, jako środek polerski do stali i szkła.

Równania najważniejszych reakcji:

6Fe 2 O 3 = 4(Fe II Fe 2 III) O 4 + O 2 (1200-1300 °C)

Fe 2 O 3 + 6НС1 (rozcień.) →2FeС1 3 + ЗН 2 O (t) (600°С,р)

Fe 2 O 3 + 2NaOH (stęż.) →H 2 O+ 2 NAFmiO 2 (czerwony)dioksżelazian (III)

Fe 2 O 3 + MO=(M II Fe 2 II I)O 4 (M=Cu, Mn, Fe, Ni, Zn)

Fe 2 O 3 + ZN 2 = ZN 2 O+ 2Fe (bardzo czysty, 1050-1100 °C)

Fe 2 O 3 + Fe = 3FeO (900 °C)

3Fe 2 O 3 + CO = 2(Fe II Fe 2 III)O 4 + CO 2 (400-600 °C)

Paragon w laboratorium - rozkład termiczny soli żelaza (III) w powietrzu:

Fe 2 (SO 4) 3 = Fe 2 O 3 + 3SO 3 (500-700 °C)

4(Fe(NO 3) 3 9 H 2 O) = 2Fe a O 3 + 12NO 2 + 3O 2 + 36H 2 O (600-700 °C)

W naturze - rudy tlenku żelaza krwawień Fe 2 O 3 i limonit Fe2O3nH2O

Wodorotlenek żelaza(II). F e(OH) 2 . Wodorotlenek amfoteryczny z przewagą podstawowych właściwości. Białe (czasami z zielonkawym odcieniem), wiązania Fe-OH są przeważnie kowalencyjne. Termicznie niestabilny. Łatwo utlenia się na powietrzu, zwłaszcza gdy jest mokry (ciemnieje). Nierozpuszczalne w wodzie. Reaguje z rozcieńczonymi kwasami i stężonymi zasadami. Typowy reduktor. Produkt pośredni w rdzewieniu żelaza. Stosowany jest do produkcji masy czynnej akumulatorów żelazowo-niklowych.

Równania najważniejszych reakcji:

Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 °C, atm. N 2)

Fe(OH) 2 + 2HC1 (rozcieńczony) = FeCl 2 + 2H 2 O

Fe(OH) 2 + 2NaOH (> 50%) = Na 2 ↓ (niebiesko-zielony) (wrzenie)

4Fe(OH) 2 (zawiesina) + O 2 (powietrze) →4FeO(OH)↓ + 2H 2 O (t)

2Fe(OH) 2 (zawiesina) + H 2 O 2 (rozcieńczony) = 2FeO(OH) ↓ + 2H 2 O

Fe(OH) 2 + KNO 3 (stęż.) = FeO(OH) ↓ + NO+ KOH (60 °C)

Paragon: wytrącanie z roztworu alkaliami lub hydratem amoniaku w obojętnej atmosferze:

Fe2+ ​​+ 2OH (rozcieńczony) = Fe(OH)2 ↓

Fe2+ ​​+ 2(NH3H2O) = Fe(OH)2 ↓+ 2NH 4

Metawodorotlenek żelaza F eO(OH). Wodorotlenek amfoteryczny z przewagą właściwości zasadowych. Jasnobrązowe wiązania Fe - O i Fe - OH są przeważnie kowalencyjne. Po podgrzaniu rozkłada się bez topienia. Nierozpuszczalne w wodzie. Wytrąca się z roztworu w postaci brązowego bezpostaciowego polihydratu Fe 2 O 3 nH 2 O, który przechowywany w rozcieńczonym roztworze alkalicznym lub po wysuszeniu zamienia się w FeO(OH). Reaguje z kwasami i stałymi zasadami. Słaby środek utleniający i redukujący. Spiekane z Fe(OH) 2. Produkt pośredni w rdzewieniu żelaza. Stosowany jest jako baza do żółtych farb i emalii mineralnych, pochłaniacz gazów odlotowych oraz katalizator w syntezie organicznej.

Związek o składzie Fe(OH) 3 jest nieznany (nie otrzymany).

Równania najważniejszych reakcji:

Fe 2 O 3 . nH2O →( 200–250 °C, —H 2 O) FeO(OH) →( 560-700° C w powietrzu, -H2O)→Fe 2 O 3

FeO(OH) + ZNS1 (rozcieńczony) = FeCl 3 + 2H 2 O

FeO(OH) → Fe 2 O 3 . nH 2 O-koloid(NaOH (stężony))

FeO(OH) → N3 [Fe(OH) 6]biały, odpowiednio Na5 i K4; w obu przypadkach wytrąca się niebieski produkt o tym samym składzie i strukturze, KFe III. W laboratorium osad ten nazywa się Błękit pruski, Lub niebieski Turnbull:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Nazwy chemiczne wyjściowych odczynników i produktów reakcji:

K 3 Fe III - heksacyjanożelazian (III) potasu

K 4 Fe III - heksacyjanożelazian (II) potasu

КFe III - heksacyjanożelazian (II) żelaza (III) potasu

Ponadto dobrym odczynnikiem dla jonów Fe 3+ jest jon tiocyjanianowy NСS -, żelazo (III) łączy się z nim i pojawia się jasnoczerwony („krwawy”) kolor:

Fe 3+ + 6NCS - = 3-

Odczynnik ten (na przykład w postaci soli KNCS) może nawet wykryć ślady żelaza (III) w wodzie wodociągowej, jeśli przejdzie ona przez żelazne rury pokryte od wewnątrz rdzą.

DEFINICJA

Żelazo- element ósmej grupy czwartego okresu Układ okresowy pierwiastki chemiczne D. I. Mendelejewa.

A numer tomu to 26. Symbolem jest Fe (łac. „ferrum”). Jeden z najpowszechniejszych metali w skorupie ziemskiej (drugie miejsce po aluminium).

Właściwości fizyczne żelaza

Żelazo to szary metal. W czystej postaci jest dość miękki, plastyczny i lepki. Elektroniczna Konfiguracja zewnętrzny poziom energii– 3d 6 4s 2 . W swoich związkach żelazo wykazuje stopnie utlenienia „+2” i „+3”. Temperatura topnienia żelaza wynosi 1539°C. Żelazo tworzy dwie modyfikacje krystaliczne: żelazo α i γ. Pierwsza z nich ma siatkę sześcienną skupioną na ciele, druga ma siatkę sześcienną skupioną na twarzy. Żelazo α jest stabilne termodynamicznie w dwóch zakresach temperatur: poniżej 912°C i od 1394°C do temperatury topnienia. Między 912 a 1394C żelazo γ jest stabilne.

Właściwości mechaniczne żelaza zależą od jego czystości – zawartości w nim nawet bardzo małych ilości innych pierwiastków. Żelazo stałe ma zdolność rozpuszczania w sobie wielu pierwiastków.

Właściwości chemiczne żelaza

W wilgotnym powietrzu żelazo szybko rdzewieje, tj. pokryty brązową powłoką uwodnionego tlenku żelaza, który ze względu na swoją kruchość nie chroni żelaza przed dalszym utlenianiem. W wodzie żelazo intensywnie koroduje; przy obfitym dostępie tlenu powstają uwodnione formy tlenku żelaza (III):

2Fe + 3/2O 2 + nH 2 O = Fe 2 O 3 × H 2 O.

Przy braku tlenu lub trudnym dostępie powstaje mieszany tlenek (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2O (v) ↔ Fe 3O 4 + 4H 2.

Żelazo rozpuszcza się w kwasie solnym o dowolnym stężeniu:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2.

Rozpuszczanie w rozcieńczonym kwasie siarkowym przebiega podobnie:

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2.

W stężonych roztworach kwasu siarkowego żelazo utlenia się do żelaza (III):

2Fe + 6H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.

Natomiast w kwasie siarkowym, którego stężenie jest bliskie 100%, żelazo staje się pasywne i praktycznie nie zachodzi żadna interakcja. Żelazo rozpuszcza się w rozcieńczonych i średnio stężonych roztworach kwasu azotowego:

Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O.

Przy wysokich stężeniach kwasu azotowego rozpuszczanie ulega spowolnieniu, a żelazo staje się bierne.

Podobnie jak inne metale, żelazo reaguje z proste substancje. Reakcje pomiędzy żelazem i halogenami (niezależnie od rodzaju halogenu) zachodzą podczas ogrzewania. Oddziaływanie żelaza z bromem zachodzi przy zwiększonej prężności pary tego ostatniego:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3;

3Fe + 4I 2 = Fe 3 Ja 8.

Oddziaływanie żelaza z siarką (proszek), azotem i fosforem zachodzi również po podgrzaniu:

6Fe + N2 = 2Fe3N;

2Fe + P = Fe2P;

3Fe + P = Fe3P.

Żelazo może reagować z niemetalami, takimi jak węgiel i krzem:

3Fe + C = Fe 3C;

Wśród reakcji interakcji żelaza z substancje złożone Szczególną rolę odgrywają następujące reakcje - żelazo jest w stanie redukować metale znajdujące się w szeregu aktywności na prawo od niego z roztworów soli (1), redukując związki żelaza (III) (2):

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu (1);

Fe + 2FeCl 3 = 3FeCl 2 (2).

Żelazo pod podwyższonym ciśnieniem reaguje z nietworzącym soli tlenkiem – CO, tworząc substancje złożony skład– karbonyle - Fe(CO) 5, Fe 2 (CO) 9 i Fe 3 (CO) 12.

Żelazo przy braku zanieczyszczeń jest stabilne w wodzie i rozcieńczonych roztworach alkalicznych.

Zdobywanie żelaza

Główną metodą pozyskiwania żelaza jest ruda żelaza (hematyt, magnetyt) lub elektroliza roztworów jego soli (w tym przypadku otrzymuje się żelazo „czyste”, czyli pozbawione zanieczyszczeń).

Przykłady rozwiązywania problemów

PRZYKŁAD 1

Ćwiczenia Żelazną łuskę Fe 3 O 4 o masie 10 g najpierw zadano 150 ml roztworu kwasu solnego (gęstość 1,1 g/ml) o udziale masowym chlorowodoru 20%, a następnie do powstałego roztworu dodano nadmiar żelaza. Określić skład roztworu (w % wagowych).
Rozwiązanie Zapiszmy równania reakcji zgodnie z warunkami zadania:

8HCl + Fe3O4 = FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O (1);

2FeCl3 + Fe = 3FeCl2 (2).

Znając gęstość i objętość roztworu kwasu solnego, możesz znaleźć jego masę:

m zol (HCl) = V(HCl) × ρ (HCl);

m zol (HCl) = 150×1,1 = 165 g.

Obliczmy masę chlorowodoru:

m(HCl) = m zol (HCl) × ω(HCl)/100%;

m(HCl) = 165×20%/100% = 33 g.

Masa molowa (masa jednego mola) kwasu solnego, obliczona na podstawie tabeli pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew – 36,5 g/mol. Znajdźmy ilość chlorowodoru:

v(HCl) = m(HCl)/M(HCl);

v(HCl) = 33/36,5 = 0,904 mol.

Masa molowa (masa jednego mola) skali, obliczona na podstawie tabeli pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew – 232 g/mol. Znajdźmy ilość substancji skali:

v(Fe3O4) = 10/232 = 0,043 mol.

Zgodnie z równaniem 1, v(HCl): v(Fe 3 O 4) = 1:8, zatem v(HCl) = 8 v(Fe 3 O 4) = 0,344 mol. Następnie ilość chlorowodoru obliczona za pomocą równania (0,344 mol) będzie mniejsza niż wskazana w opisie problemu (0,904 mol). Stąd, kwas chlorowodorowy jest w nadmiarze i nastąpi inna reakcja:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 (3).

Określmy ilość substancji chlorku żelaza powstałej w wyniku pierwszej reakcji (stosujemy wskaźniki do oznaczenia konkretnej reakcji):

v 1 (FeCl 2): ​​v (Fe 2 O 3) = 1:1 = 0,043 mol;

v 1 (FeCl 3): v (Fe 2 O 3) = 2:1;

v 1 (FeCl 3) = 2 × v (Fe 2 O 3) = 0,086 mol.

Określmy ilość chlorowodoru, która nie przereagowała w reakcji 1 oraz ilość chlorku żelaza(II) powstałego w reakcji 3:

v rem (HCl) = v(HCl) – v 1 (HCl) = 0,904 – 0,344 = 0,56 mol;

v 3 (FeCl 2): ​​​​v rem (HCl) = 1:2;

v 3 (FeCl 2) = 1/2 × v rem (HCl) = 0,28 mol.

Wyznaczmy ilość substancji FeCl 2 powstałej podczas reakcji 2, całkowitą ilość substancji FeCl 2 i jej masę:

v 2 (FeCl 3) = v 1 (FeCl 3) = 0,086 mol;

v 2 (FeCl 2): ​​​​v 2 (FeCl 3) = 3:2;

v 2 (FeCl 2) = 3/2 × v 2 (FeCl 3) = 0,129 mol;

suma v (FeCl 2) = v 1 (FeCl 2) + v 2 (FeCl 2) + v 3 (FeCl 2) = 0,043 + 0,129 + 0,28 = 0,452 mol;

m(FeCl2) = v suma (FeCl2) × M(FeCl2) = 0,452 × 127 = 57,404 g.

Określmy ilość substancji i masę żelaza, które weszły w reakcje 2 i 3:

v 2 (Fe): v 2 (FeCl 3) = 1:2;

v 2 (Fe) = 1/2 × v 2 (FeCl 3) = 0,043 mol;

v 3 (Fe): v rem (HCl) = 1:2;

v3 (Fe) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 mol;

v suma (Fe) = v 2 (Fe) + v 3 (Fe) = 0,043 + 0,28 = 0,323 mol;

m(Fe) = v suma (Fe) ×M(Fe) = 0,323 ×56 = 18,088 g.

Obliczmy ilość substancji i masę wodoru uwolnionego w reakcji 3:

v(H2) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 mol;

m(H 2) = v(H 2) × M(H 2) = 0,28 × 2 = 0,56 g.

Określ masę powstałego roztworu m’ zol i ułamek masowy FeCl 2 w nim:

m’ zol = m zol (HCl) + m(Fe 3 O 4) + m(Fe) – m(H 2);

17. D -pierwiastki Żelazo, ogólna charakterystyka, właściwości. Tlenki i wodorotlenki, charakterystyka CO i OM, biorola, zdolność do tworzenia kompleksów.

1. Charakterystyka ogólna.

Żelazo - element d bocznej podgrupy ósmej grupy czwartego okresu PSHE o liczbie atomowej 26.

Jeden z najpowszechniejszych metali w skorupie ziemskiej (drugie miejsce po aluminium).

Prosta substancja żelaza to kowalny srebrnobiały metal o wysokiej reaktywności chemicznej: żelazo szybko koroduje przy wysokich temperaturach lub dużej wilgotności powietrza.

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

Żelazo spala się w czystym tlenie, a w stanie drobno rozproszonym samorzutnie zapala się w powietrzu.

3Fe + 2O2 = FeO + Fe2O3

3Fe + 4H2O = FeO*Fe2O3

FeO*Fe2O3 = Fe3O4 (skala żelaza)

Właściwie żelazo nazywa się zwykle jego stopami o niskiej zawartości zanieczyszczeń (do 0,8%), które zachowują miękkość i plastyczność czystego metalu. Jednak w praktyce częściej stosuje się stopy żelaza z węglem: stal (do 2,14% wag. węgla) i żeliwo (ponad 2,14% wag. węgla), a także stal nierdzewną (stopową) z dodatkami metali stopowych (chrom, mangan, nikiel itp.). Połączenie specyficznych właściwości żelaza i jego stopów sprawia, że ​​jest to „metal nr 1” pod względem znaczenia dla człowieka.

W naturze żelazo rzadko występuje w czystej postaci, najczęściej występuje w meteorytach żelazowo-niklowych. Zawartość żelaza w skorupie ziemskiej wynosi 4,65% (4. miejsce po O, Si, Al). Uważa się również, że żelazo stanowi większość jądra Ziemi.

2.Właściwości

1.Fizyczny św.Żelazo jest typowym metalem, w stanie wolnym ma srebrzystobiałą barwę z szarawym odcieniem. Czysty metal jest plastyczny, różne zanieczyszczenia (w szczególności węgiel) zwiększają jego twardość i kruchość. Ma wyraźne właściwości magnetyczne. Często wyróżnia się tzw. „żelazną triadę” – grupę trzech metali (żelazo Fe, kobalt Co, nikiel Ni) o podobnych właściwościach fizycznych, promieniach atomowych i wartościach elektroujemności.

2.Chemiczna ul.

Stan utlenienia

Tlenek

Wodorotlenek

Postać

Notatki

Słabo zasadowy

Bardzo słaba zasada, czasami amfoteryczna

Nieotrzymany

*

Kwas

Silny środek utleniający

Żelazo charakteryzuje się stopniami utlenienia żelaza - +2 i +3.

    Stopień utlenienia +2 odpowiada czarnemu tlenkowi FeO i zielonemu wodorotlenkowi Fe(OH) 2. Mają charakter podstawowy. W solach Fe(+2) występuje jako kation. Fe(+2) jest słabym środkiem redukującym.

    Stopień utlenienia +3 odpowiada czerwonobrązowemu tlenkowi Fe 2 O 3 i brązowemu wodorotlenkowi Fe(OH) 3. Noszą charakter amfoteryczny, chociaż zarówno właściwości kwasowe, jak i zasadowe są słabo wyrażone. Zatem jony Fe 3+ są całkowicie zmydlać się nawet w kwaśnym środowisku. Fe(OH) 3 rozpuszcza się (i nawet nie całkowicie) tylko w stężonych alkaliach. Fe 2 O 3 reaguje z zasadami dopiero po stopieniu, dając ferryty(formalne sole kwasowe kwasu HFeO 2, który nie występuje w postaci wolnej):

Żelazo (+3) najczęściej wykazuje słabe właściwości utleniające.

Stany utlenienia +2 i +3 łatwo zmieniają się między sobą, gdy zmieniają się warunki redoks.

    Ponadto istnieje tlenek Fe 3 O 4, formalny stopień utlenienia żelaza, w którym wynosi +8/3. Jednak tlenek ten można również uznać za ferryt żelaza (II) Fe +2 (Fe +3 O 2) 2.

    Istnieje również stopień utlenienia +6. Odpowiedni tlenek i wodorotlenek nie występują w postaci wolnej, ale otrzymuje się sole - nadżelaziany (na przykład K 2 FeO 4). Żelazo (+6) występuje w nich w formie anionu. Żelazany są silnymi utleniaczami.

Czyste metaliczne żelazo jest stabilne w wodzie i rozcieńczonych roztworach alkalia. Żelazo nie rozpuszcza się w zimnych stężonych kwasach siarkowych i azotowych ze względu na pasywację powierzchni metalu przez silną warstwę tlenkową. Gorący stężony kwas siarkowy, będący silniejszym utleniaczem, oddziałuje z żelazem.

    Z sól i rozcieńczony (około 20%) siarka kwasyżelazo reaguje tworząc sole żelaza(II):

    Kiedy żelazo reaguje po podgrzaniu z około 70% kwasem siarkowym, reakcja zaczyna się tworzyć siarczan żelaza(III).:

3. Charakterystyka tlenków i wodorotlenków, CO i OM...

    Związki żelaza(II).

Tlenek żelaza(II) FeO ma właściwości zasadowe, odpowiada mu zasada Fe(OH) 2. Sole żelaza (II) mają jasnozielony kolor. Podczas przechowywania, zwłaszcza w wilgotnym powietrzu, brązowieją w wyniku utlenienia do żelaza (III). Ten sam proces zachodzi podczas przechowywania wodnych roztworów soli żelaza (II):

Stabilny wobec soli żelaza(II) w roztworach wodnych sól Mohra- podwójny siarczan amonu i żelaza(II) (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O.

Odczynnikiem do usuwania jonów Fe 2+ w roztworze może być heksacyjanożelazian(III) potasu K3 (czerwona sól krwi). Kiedy jony Fe 2+ i 3− oddziałują, tworzy się osad niebieski Turnbull:

Do ilościowego oznaczania żelaza (II) w roztworze należy zastosować fenantrolina, tworząc czerwony kompleks FePhen 3 z żelazem (II) w szerokim zakresie pH (4-9)

    Związki żelaza(III).

Tlenek żelaza(III) Fe 2 O 3 słaby amfoteryczny odpowiada jeszcze słabsza zasada niż Fe(OH) 2, Fe(OH) 3, która reaguje z kwasami:

Sole Fe 3+ mają skłonność do tworzenia krystalicznych hydratów. W nich jon Fe 3+ jest zwykle otoczony sześcioma cząsteczkami wody. Takie sole mają kolor różowy lub fioletowy.Jon Fe 3+ ulega całkowitej hydrolizie nawet w środowisku kwaśnym. Przy pH>4 jon ten ulega prawie całkowitemu wytrąceniu jako Fe(OH)3:

Przy częściowej hydrolizie jonu Fe 3+ powstają wielopierścieniowe kationy okso- i hydroksykationowe, dlatego roztwory brązowieją.Główne właściwości wodorotlenku żelaza(III) Fe(OH) 3 są bardzo słabo wyrażone. Może reagować tylko ze stężonymi roztworami zasad:

Powstałe hydroksykompleksy żelaza (III) są trwałe tylko w roztworach silnie zasadowych. Roztwory rozcieńczone wodą ulegają zniszczeniu i wytrąca się Fe(OH) 3.

W połączeniu z zasadami i tlenkami innych metali Fe 2 O 3 tworzy różnorodne ferryty:

Związki żelaza(III) w roztworach są redukowane przez metaliczne żelazo:

Żelazo(III) jest zdolne do tworzenia podwójnych siarczanów z pojedynczym ładunkiem kationy typ ałun, na przykład KFe(SO 4) 2 - ałun żelazowo-potasowy, (NH 4) Fe(SO 4) 2 - ałun żelazowo-amonowy itp.

Do jakościowego wykrywania związków żelaza(III) w roztworze wykorzystuje się jakościową reakcję jonów Fe 3+ z jonami tiocyjanianowymi SCN − . Kiedy jony Fe 3+ oddziałują z anionami SCN -, powstaje mieszanina jasnoczerwonych kompleksów tiocyjanianów żelaza 2+ , + , Fe(SCN) 3 , -. Skład mieszaniny (a co za tym idzie intensywność jej zabarwienia) zależy od różnych czynników, dlatego metoda ta nie ma zastosowania do dokładnego jakościowego oznaczania żelaza.

Kolejnym wysokiej jakości odczynnikiem do jonów Fe 3+ jest heksacyjanożelazian(II) potasu K 4 (żółta sól krwi). Kiedy jony Fe 3+ i 4− oddziałują, tworzy się jasnoniebieski osad Błękit pruski:

    Związki żelaza(VI).

Ferraty- sole kwasu żelazawego H 2 FeO 4, które nie występują w postaci wolnej. Są to związki o barwie fioletowej, przypominające nadmanganianami właściwościami utleniającymi i siarczanami rozpuszczalnością. Żelazany powstają w wyniku działania gazów chlor Lub ozon dla zawieszonego Fe(OH) 3 w zasadach na przykład żelazian(VI) potasu K 2 FeO 4 . Żelazany są zabarwione na fioletowo.

Można również zdobyć ferraty elektroliza 30% roztwór alkaliczny na anodzie żelaznej:

Żelazany są silnymi utleniaczami. W środowisku kwaśnym rozkładają się z wydzieleniem tlenu:

Wykorzystuje się właściwości utleniające nadżelazianów dezynfekcja wody.

4. Biorola

1) W organizmach żywych żelazo jest ważnym pierwiastkiem śladowym, który katalizuje procesy wymiany tlenu (oddychanie).

2) Żelazo zwykle wchodzi w skład enzymów w postaci kompleksu, w szczególności kompleks ten występuje w hemoglobinie, najważniejszym białku zapewniającym transport tlenu we krwi do wszystkich narządów ludzi i zwierząt. I to on zabarwia krew na jej charakterystyczny czerwony kolor.

4) Nadmierna dawka żelaza (200 mg i więcej) może działać toksycznie. Przedawkowanie żelaza hamuje działanie układu antyoksydacyjnego organizmu, dlatego też osobom zdrowym nie zaleca się przyjmowania suplementów żelaza.

Formuła:

Siarczan żelaza(II), siarczan żelazawy, FeSO 4 - sól kwasu siarkowego i żelaza 2-wartościowego. Twardość - 2.

W chemii siarczan żelaza nazywany jest krystalicznym hydratem. siarczan żelaza(II).. Kryształy są jasnozielone. Stosowany jest w przemyśle tekstylnym, w rolnictwie jako środek owadobójczy oraz do przygotowania farb mineralnych.

Naturalny analog - minerał melanteryt; w naturze występuje w kryształach układu jednoskośnego, o barwie zielonożółtej, w postaci rozmazów lub osadów.

Masa cząsteczkowa: 151,91 g/mol

Gęstość: 1,8-1,9 g/cm3

Temperatura topnienia: 400°C

Rozpuszczalność w wodzie: 25,6 g/100 ml

Siarczan żelazawy wydziela się w temperaturach od 1,82°C do 56,8°C z roztworów wodnych w postaci jasnozielonych kryształów FeSO 4 · 7H 2 O, zwanych siarczanem żelazawym (krystaliczny hydrat). W 100 g wody rozpuszcza się: 26,6 g bezwodnego FeSO 4 w temperaturze 20°C i 54,4 g w temperaturze 56°C.

Roztwory siarczanu żelazawego pod wpływem tlenu atmosferycznego z czasem utleniają się, zamieniając się w siarczan żelaza (III):

12FeSO 4 + O 2 + 6H 2 O = 4Fe 2 (SO 4) 3 + 4Fe(OH) 3 ↓

Po podgrzaniu powyżej 480°C rozkłada się:

2FeSO 4 → Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3

    Paragon.

    Siarczan żelaza można otrzymać przez działanie rozcieńczonym kwasem siarkowym na złom żelazny, ścinki blachy dachowej itp. W przemyśle otrzymuje się go jako produkt uboczny podczas trawienia blach, drutu itp. z rozcieńczonym H2SO4 usunąć skalę.

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2

    Inną metodą jest oksydacyjne prażenie pirytu:

2FeS 2 + 7O 2 + 2H 2 O = 2FeSO 4 + 2H 2 SO 4

    Analiza jakościowa.

      Reakcje analityczne dla kationu żelaza (II).

1. Z heksacyjanożelazianem(III) potasu K 3 z utworzeniem ciemnoniebieskiego osadu heksacyjanożelazianu(III) potasu żelaza(II) („błękit Turnboole’a”), nierozpuszczalnego w kwasach, rozkładającego się z zasadami tworząc Fe(OH) 3 (HF).

FeSO 4 + K 3 KFe + K 2 SO 4

Optymalna wartość pH dla reakcji wynosi 2-3. Reakcja jest ułamkowa i bardzo czuła. Wysokie stężenia Fe 3+ zakłócają.

2. Z siarczkiem amonu (NH 4 ) 2 S z utworzeniem czarnego osadu, rozpuszczalnego w mocne kwasy(GF).

FeSO 4 + (NH4)2S
FeS + (NH 4) 2 SO 4

3.2. Reakcje analityczne dla jonu siarczanowego.

1. Z odczynnikiem grupowym BaCl 2 + CaCl 2 lub BaCl 2 (GF).

Frakcyjne odkrycie jonu siarczanowego przeprowadza się w środowisku kwaśnym, co eliminuje zakłócający wpływ CO 3 2-, PO 4 3- itp. oraz poprzez gotowanie badanego roztworu z 6 mol/dm 3 HCl w celu usunięcia S 2 -, SO 3 2 - , S 2 O 3 2-, które mogą tworzyć siarkę elementarną, której osad można pomylić z osadem BaSO 4. Osad BaSO 4 może tworzyć izomorficzne kryształy z KMnO 4 i ulegać zabarwieniu kolor różowy(specyficzność reakcji wzrasta).

Metodologia prowadzenie reakcji w obecności 0,002 mol/dm 3 KMnO 4 .

Do 3-5 kropli badanego roztworu dodać równe objętości roztworów nadmanganianu potasu, chlorku baru i kwasu solnego i energicznie mieszać przez 2-3 minuty. Pozostawić do osadzenia i nie oddzielając osadu od roztworu dodać 1-2 krople 3% roztworu H 2 O 2, wymieszać i odwirować. Osad powinien pozostać różowy, a roztwór nad osadem powinien stać się bezbarwny.

2. Z octanem ołowiu.

WIĘC 4 2- + Pb2+
PbSO4 

Metodologia : do 2 cm3 roztworu siarczanu dodać 0,5 cm3 rozcieńczonego kwasu solnego i 0,5 cm3 roztworu octanu ołowiu; tworzy się biały osad, rozpuszczalny w nasyconym roztworze octanu amonu lub wodorotlenku sodu.

PbSO 4  + 4 NaOH
Na2 + Na2SO4

    Z solami strontu – powstawanie białego osadu, nierozpuszczalnego w kwasach (w przeciwieństwie do siarczynów).

WIĘC 4 2 - + Sr 2+
SrSO4 

Metodologia : Do 4-5 kropli analizowanego roztworu dodać 4-5 kropli stężonego roztworu chlorku strontu, wytrąci się biały osad.

    Z solami wapnia - tworzenie iglastych kryształów gipsu CaSO 4  2H 2 O.

SO 4 2- + Ca 2+ + 2H 2 O
CaSO 4  2H 2 O

Metodologia: Umieścić kroplę roztworu testowego i soli wapniowej na szklanym szkiełku i lekko je osuszyć. Powstałe kryształy bada się pod mikroskopem.

    Analiza ilościowa.

      Permanganatometria.

Oznaczanie udziału masowego żelaza w próbce soli Mohra (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O metodą permanganatometryczną

(opcja miareczkowania bezpośredniego)

Oznaczenie opiera się na utlenianiu żelaza(II) przez nadmanganian potasu do żelaza(III).

10 FeSO2 4 + 2 KMnO 4 + 8H 2 WIĘC 4 = 5 Fe 2 (WIĘC 4 ) 3 + 2MnSO4 4 +K 2 WIĘC 4 + 8H 2 O

M (Fe) = 55,85 g/mol

Metodologia: Dokładnie odważoną porcję soli Mohra potrzebną do przygotowania 100 cm 3 0,1 M roztworu soli Mohra przenosi się ilościowo do kolby miarowej o pojemności 100 cm 3, rozpuszcza w małej ilości wody destylowanej, po całkowitym rozpuszczeniu, dopasowuje do kreski za pomocą wodę i wymieszać. Porcję otrzymanego roztworu (zadanie indywidualne) umieszcza się w kolbie miareczkowej i dodaje równa objętość rozcieńczyć kwas siarkowy (1:5) i powoli miareczkować roztworem nadmanganianu potasu, aż roztwór zmieni kolor na lekko różowy, stabilny przez 30 sekund.

    Aplikacja.

Używany w produkcji atrament;

W barwieniu (do barwienia wełna w czerni);

Do konserwacji drewna.

    Bibliografia.

    Lurie Yu.Yu. Podręcznik chemii analitycznej . Moskwa, 1972;

    Instrukcje metodologiczne „Instrumentalne metody analizy”, Perm, 2004;

    Instrukcje metodologiczne „Jakościowa analiza chemiczna”, Perm, 2003;

    Instrukcje metodologiczne „Ilościowa analiza chemiczna”, Perm, 2004;

    Rabinovich V.A., Khavin Z.Ya. Krótka książka referencyjna chemikaliów, Leningrad, 1991;

    „Wielka Encyklopedia Radziecka”;

    Streszczenie na temat:

    Siarczan żelaza(III).



    Plan:

      Wstęp
    • 1 Właściwości fizyczne
    • 2 Będąc w naturze
      • 2.1 Mars
    • 3 Odbiór
    • 4 Właściwości chemiczne
    • 5 Użyj
      • Notatki

    Wstęp

    Siarczan żelaza(III).(łac. Ferrum siarki oksydatum, Niemiecki Eisensiarczan (tlenowy) Ferrysiarczan ) - nieorganiczny związek chemiczny, sól, wzór chemiczny - .


    1. Właściwości fizyczne

    Bezwodny siarczan żelaza(III) - jasnożółte, paramagnetyczne, bardzo higroskopijne kryształy układu jednoskośnego, grupa przestrzenna P2 1 /m, parametry komórki elementarnej A= 0,8296 nm, B= 0,8515 nm, C= 1,160 nm, β = 90,5°, Z = 4. Istnieją dowody na to, że bezwodny siarczan żelaza tworzy modyfikacje rombowe i heksagonalne. Rozpuszczalny w wodzie i acetonie, nierozpuszczalny w etanolu.

    Krystalizuje z wody w postaci krystalicznych hydratów Fe 2 (SO 4) 3 N H 2 O, gdzie N= 12, 10, 9, 7, 6, 3. Najbardziej badanym hydratem kryształu jest bezwodny siarczan żelaza(III) Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O - żółte kryształy heksagonalne, parametry komórki elementarnej A= 1,085 nm, C= 1,703 nm, Z = 4. Łatwo rozpuszczalny w wodzie (440 g na 100 g wody) i etanolu, nierozpuszczalny w acetonie. W roztworach wodnych siarczan żelaza(III) w wyniku hydrolizy przybiera czerwonobrązową barwę.

    Po podgrzaniu nonahydrat przekształca się w temperaturze 98°C w tetrahydrat, w temperaturze 125°C w monohydrat, a w temperaturze 175°C w bezwodny Fe2(SO4)3, który powyżej 600°C rozkłada się na Fe2O3 i SO3.


    2. Bycie na łonie natury

    Minerał zawierający mieszany siarczan żelaza i glinu nazywany jest mikasaitem. mikasaite), Z wzór chemiczny(Fe 3+ , Al 3+) 2 (SO 4) 3 to mineralogiczna postać siarczanu żelaza(III). Minerał ten występuje w bezwodnej postaci siarczanu żelazawego i dlatego występuje bardzo rzadko w przyrodzie. Najczęściej spotykane są formy uwodnione, na przykład:

    • Coquimbit (angielski) kokwibit) - Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O - nonahydrat - wśród nich najpowszechniejszy.
    • Parakokimbit (angielski) parakokwimbit) - nonahydrat - wręcz przeciwnie, jest najrzadszym minerałem w przyrodzie.
    • Kornelit (angielski) kornelit) - heptahydrat - i kuenstedtite (eng. kwestytyzm) - dekahydrat - są również rzadkie.
    • Louzenit (angielski) louzenit) - heksa- lub pentahydrat, mało zbadany minerał.

    Wszystkie wymienione powyżej naturalne hydraty żelaza są związkami delikatnymi i po otwarciu szybko ulegają erozji.


    2.1. Mars

    Siarczan żelazawy i jarozyt odkryły dwa łaziki marsjańskie: Spirit i Opportunity. Substancje te są oznaką silnych warunków utleniających na powierzchni Marsa. W maju 2009 roku łazik Spirit utknął podczas jazdy przez miękką glebę planety i natrafił na złoża siarczanu żelaza ukryte pod warstwą normalnej gleby. Ze względu na to, że siarczan żelaza ma bardzo małą gęstość, łazik utknął tak głęboko, że część jego ciała dotknęła powierzchni planety.


    3. Odbiór

    W przemyśle siarczan żelaza (III) otrzymuje się przez kalcynację pirytu lub markasytu za pomocą NaCl w powietrzu:

    lub rozpuścić tlenek żelaza (III) w kwasie siarkowym:

    W praktyce laboratoryjnej siarczan żelaza (III) można otrzymać z wodorotlenku żelaza (III):

    Preparat o tej samej czystości można otrzymać przez utlenienie siarczanu żelaza (II) kwasem azotowym:

    utlenianie można również przeprowadzić za pomocą tlenu lub tlenku siarki:

    Stężony siarka i kwas azotowy utleniać siarczek żelaza do siarczanu żelaza (III):

    Dwusiarczek żelaza można utlenić stężonym kwasem siarkowym:

    Siarczan amonu żelaza (II) (sól Mohra) można również utlenić dwuchromianem potasu. W wyniku tej reakcji wydzielają się jednocześnie cztery siarczany - żelazo(III), chrom(III), amoniak i potas oraz woda:

    Siarczan żelaza(III) można otrzymać jako jeden z produktów rozkładu termicznego siarczanu żelaza(II):

    Żelazany redukuje się rozcieńczonym kwasem siarkowym do siarczanu żelaza (III):

    Ogrzewając pentahydrat do temperatury 70-175 ° C otrzyma się bezwodny siarczan żelaza (III):

    Siarczan żelaza (II) można utlenić egzotycznym środkiem utleniającym, takim jak tlenek ksenonu (III):


    4. Właściwości chemiczne

    Siarczan żelaza(III) w roztworach wodnych ulega silnej hydrolizie do kationu, a roztwór zmienia kolor na czerwono-brązowy:

    Gorąca woda lub para rozkładają siarczan żelaza(III):

    Bezwodny siarczan żelaza (III) rozkłada się po podgrzaniu:

    Roztwory alkaliczne rozkładają siarczan żelaza (III), produkty reakcji zależą od stężenia zasady:

    Jeśli równomolowy roztwór siarczanów żelaza (III) i żelaza (II) reaguje z zasadami, powstaje złożony tlenek żelaza:

    Metale aktywne(takie jak magnez, cynk, kadm, żelazo) redukują siarczan żelaza(III):

    Niektóre siarczki metali (np. miedź, wapń, cyna, ołów, rtęć) w roztwór wodny redukcja siarczanu żelaza(III):

    Z rozpuszczalne sole kwas ortofosforowy tworzy nierozpuszczalny fosforan żelaza (III) (heterozyt):


    5. Użycie

    • Jako odczynnik do hydrometalurgicznej obróbki rud miedzi.
    • Jako koagulant w czyszczeniu Ścieki, ścieki komunalne i przemysłowe.
    • Jako zaprawa do barwienia tkanin.
    • Podczas garbowania skóry.
    • Do wytrawiania nierdzewnych stali austenitycznych, stopów złota i aluminium.
    • Jako regulator flotacji w celu zmniejszenia wyporu rud.
    • W medycynie stosowany jest jako środek ściągający i hemostatyczny.
    • W przemyśle chemicznym jako utleniacz i katalizator.