Diferența Dintre Feros și Feric

2024 Autor: Mildred Bawerman | [email protected]. Modificat ultima dată: 2023-12-16 08:41

Diferența cheie - Feroasă vs Feroasă

Fierul este unul dintre cele mai abundente elemente metalice de pe pământ, iar Feroase (Fe ²⁺) și Feroice (Fe ²⁺) sunt două forme de oxidare a elementului de fier între care există o diferență în funcție de configurația lor electronică., iar fericul are +3 stare de oxidare. Cu alte cuvinte, sunt doi ioni stabili dintr-un element parental. Diferența cheie dintre acești doi ioni este configurația lor de electroni. Ionul feros se formează eliminând electronii 2d din atomul de fier, în timp ce ionul feric se formează prin eliminarea electronilor 3d din atomul de fier. Acest lucru conferă proprietăți chimice diferite, diferențe de aciditate, proprietăți magnetice de reactivitate și culori diferite în complexe chimice și soluții.

Ce este Ferrous?

Fierul feros are +2 stare de oxidare; format prin îndepărtarea a doi electroni 3s-shell dintr-un atom de fier neutru. La formarea fierului feros, electronii 3d rămân aceiași, ionul rezultat are toți cei șase electroni d. Ionul feros este paramagnetic deoarece are electroni nepereche în învelișul exterior. Deși are un număr par de electroni d, atunci când se umple în cinci orbitali d, unii electroni rămân nepereche în ion. Dar când se leagă cu alți liganzi, această proprietate poate fi schimbată. Ionii feroși sunt relativ mai de bază decât ionii ferici.

Ce este Ferric?

Fierul feric are +3 stare de oxidare; format prin îndepărtarea a doi electroni cu coajă 3s și a unui electron d dintr-un atom de fier neutru. Fierul feric are 5d-electroni în învelișul său exterior și această configurație de electroni este relativ stabilă datorită stabilității suplimentare de la orbitalii pe jumătate umpluți. Ionii ferici sunt mai acizi în comparație cu ionii feroși. Ionii ferici pot acționa ca un agent oxidant în unele reacții. De exemplu, poate oxida ionii de iodură la o soluție maro închis dacă iod.

2Fe ³⁺ _(aq) + 2I ^- _(aq) → 2Fe ²⁺ _(aq) + I _{2 (aq / s)}

Care este diferența dintre Ferrous și Ferric?

Caracteristicile feroase și feroase:

Configuratie electronica:

Configurația electronică a fierului este;

1s ², 2s ², 2p ⁶, 3s ², 3p ⁶, 4s ², 3d ⁶

Feroase:

Fierul fier se formează îndepărtând doi electroni (doi electroni 3s) din atomul de fier. Fierul feros are șase electroni în carcasă d.

Fe → Fe ²⁺ + 2e

Are configurația electronică de 1s ², 2s ², 2p ⁶, 3s ², 3p ⁶, 3d ⁶.

Feric:

Fierul feric se formează eliminând trei electroni (doi electroni 3s și un electron d) din fier. Fierul feric are cinci electroni în carcasă. Aceasta este o stare pe jumătate umplută în orbitalele d, care este considerată relativ stabilă. Prin urmare, ionii ferici sunt relativ stabili decât ionii feroși.

Fe → Fe ³⁺ + 3e

Are configurația electronică de 1s ², 2s ², 2p ⁶, 3s ², 3p ⁶, 3d ⁵.

Solubilitate in apa:

Feroase:

Când ioni feroși sunt prezenți în apă, acesta oferă o soluție clară, incoloră. Deoarece, fierele de fier sunt complet solubile în apă. Există o cantitate mică de Fe ²⁺ pe căi naturale de apă.

Feric:

Poate fi identificat clar atunci când ionii ferici (Fe ³⁺) sunt prezenți în apă. Deoarece produce depozite colorate cu un gust caracteristic apei. Aceste sedimente se formează deoarece ionii ferici sunt insolubili în apă. Este destul de neplăcut atunci când ionii ferici sunt dizolvați în apă; oamenii nu pot folosi apa care conține ioni ferici.

Formarea complexă cu apă:

Feroase:

Ionul feros formează un complex cu șase molecule de apă; se numește ion hexaaquairon (II) [Fe (H ₂ O) ₆] ²⁺ _(aq). Este de culoare verde pal.

Feric:

Ionul feric formează un complex cu șase molecule de apă; se numește ion hexaaquairon (III) [Fe (H ₂ O) ₆] ³⁺ _(aq). Este de culoare violet pal.

Dar, de obicei, vedem în apă o culoare galbenă plictisitoare; aceasta datorită formării unui alt hidrocomplex, transferând protoni în apă.

Image Courtesy: 1. „Iron (II) oxid” [Domeniul public] prin Commons 2. „Iron (III) -oxide-sample” de Benjah-bmm27 - Lucrare proprie. [Domeniu public] prin Commons