Железо (работа 2)

Сургутский Государственный Университет

Кафедра химии

РЕФЕРАТ

по теме:

ЖЕЛЕЗО

Выполнил:

Бондаренко М.А.

596/2 гр.

Проверил:

Щербакова Л.П.

Сургут, 2000

В периодической системе железо находится в четвертом периоде, в побочной подгруппе VIII группы.

Химический знак – Fe (феррум). Порядковый номер – 26, электронная формула 1s² 2s² 2p⁶ 3d⁶ 4s².

Э

						
		3d					4p
					4s

лектронно-графическая формула

				
		3d					4p
					4s

Валентные электроны у атома железа находятся на последнем электронном слое (4s²) и предпоследнем (3d⁶). В химических реакциях железо может отдавать эти электроны и проявлять степени окисления +2, +3 и, иногда, +6.

Нахождение в природе.

Железо является вторым по распространенности металлом в природе (после алюминия). В свободном состоянии железо встречается только в метеоритах, падающих на землю. Наиболее важные природные соединения:

Fe_>2>O_>3 > 3H_>2>O – бурый железняк;

Fe_>2>O_>3>_> >– красный железняк;

Fe_>3>O_>4>(FeO  Fe_>2>O_>3>) – магнитный железняк;

FeS_>2 >_> >- железный колчедан (пирит).

Соединения железа входят в состав живых организмов.

Получение железа.

В промышленности железо получают восстановлением его из железных руд углеродом (коксом) и оксидом углерода (II) в доменных печах. Химизм доменного процесса следующий:

C + O_>2> = CO_>2>,

CO_>2> + C = 2CO.

3Fe_>2>O_>3> + CO = 2Fe_>3>O_>4> + CO_>2>,

Fe_>3>O_>4> + CO = 3FeO + CO_>2>,

FeO + CO = Fe + CO_>2>.

Физические свойства.

Железо – серебристо серый металл, обладает большой ковкостью, пластичностью и сильными магнитными свойствами. Плотность железа – 7,87 г/см³, температура плавления 1539С.

Химические свойства.

В реакциях железо является восстановителем. Однако при обычной температуре оно не взаимодействует даже с самыми активными окислителями (галогенами, кислородом, серой), но при нагревании становится активным и реагирует с ними:

2Fe + 3Cl_>2> = 2FeCl_>3> Хлорид железа (III)

3Fe + 2O_>2> = Fe_>3>O_>4>(FeO  Fe_>2>O_>3>) Оксид железа (II,III)

Fe + S = FeS Сульфид железа (II)

При очень высокой температуре железо реагирует с углеродом, кремнием и фосфором:

3Fe + C = Fe_>3>C Карбид железа (цементит)

3Fe + Si = Fe_>3>Si Силицид железа

3Fe + 2P = Fe_>3>P_>2> Фосфид железа (II)

Железо реагирует со сложными веществами.

Во влажном воздухе железо быстро окисляется (корродирует):

4Fe + 3O_>2> + 6H_>2>O = 4Fe(OH)_>3>,

O

Fe(OH)_>3> = Fe

O – H + H_>2>O

Ржавчина

Железо находится в середине электрохимического ряда напряжений металлов, поэтому является металлом средней активности. Восстановительная способность у железа меньше, чем у щелочных, щелочноземельных металлов и у алюминия. Только при высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой:

3Fe + 4H_>2>O = Fe_>3>O_>4> + 4H_>2>

Железо реагирует с разбавленными серной и соляной кислотами, вытесняя из кислот водород:

Fe + 2HCl = FeCl_>2> + H_>2>

Fe + H_>2>SO_>4> = FeSO_>4> + H_>2>

При обычной температуре железо не взаимодействует с концентрированной серной кислотой, так как пассивируется ею. При нагревании концентрированная H_>2>SO_>4> окисляет железо до сульфита железа (III):

2Fe + 6H_>2>SO_>4> = Fe_>2>(SO_>4>)_>3> + 3SO_>2> + 6H_>2>O.

Разбавленная азотная кислота окисляет железо до нитрата железа (III):

Fe + 4HNO_>3> = Fe(NO_>3>)_>3> + NO + 2H_>2>O.

Концентрированная азотная кислота пассивирует железо.

Из растворов солей железо вытесняет металлы, которые расположены правее его в электрохимическом ряду напряжений:

Fe + CuSO_>4> = FeSO_>4> + Cu, Fe⁰ + Cu²⁺ = Fe²⁺ + Cu⁰.

Соединения железа (II)

Оксид железа (II) FeO – черное кристаллическое вещество, нерастворимое в воде. Оксид железа (II) получают восстановлением оксида железа(II,III) оксидом углерода (II):

Fe_>3>O_>4> + CO = 3FeO + CO_>2>.

Оксид железа (II) – основной оксид, легко реагирует с кислотами, при этом образуются соли железа(II):

FeO + 2HCl = FeCl_>2> + H_>2>O, FeO + 2H⁺ = Fe²⁺ + H_>2>O.

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 – порошок белого цвета, не растворяется в воде. Получают его из солей железа (II) при взаимодействии их со щелочами:

FeSO_>4> + 2NaOH = Fe(OH)_>2> + Na_>2>SO_>4>,

Fe²⁺ + 2OH^- = Fe(OH)_>2>.

Гидроксид железа () Fe(OH)2 проявляет свойства основания, легко реагирует с кислотами:

Fe(OH)_>2> + 2HCl = FeCl_>2> + 2H_>2>O,

Fe(OH)_>2> + 2H⁺ = Fe²⁺ + 2H_>2>O.

При нагревании гидроксид железа (II) разлагается:

Fe(OH)_>2> = FeO + H_>2>O.

Соединения со степенью окисления железа +2 проявляют восстановительные свойства, так как Fe²⁺ легко окисляются до Fe⁺³:

Fe⁺² – 1e = Fe⁺³

Так, свежеполученный зеленоватый осадок Fe(OH)2 на воздухе очень быстро изменяет окраску – буреет. Изменение окраски объясняется окислением Fe(OH)_>2> в Fe(OH)_>3> кислородом воздуха:

4Fe⁺²(OH)_>2> + O_>2> + 2H_>2>O = 4Fe⁺³(OH)_>3>.

Восстановительные свойства проявляют и соли двухвалентного железа, особенно при действии окислителей в кислотной среде. Например, сульфат железа (II) восстанавливает перманганат калия в сернокислотной среде до сульфата марганца (II):

10Fe⁺²SO_>4> + 2KMn⁺⁷O_>4> + 8H_>2>SO_>4> = 5Fe⁺³_>2>(SO_>4>)_>3> + 2Mn⁺²SO_>4> + K_>2>SO_>4> + 8H_>2>O.

Качественная реакция на катион железа (II).

Реактивом для определения катиона железа Fe2+ является гексациано (III) феррат калия (красная кровяная соль) K3[Fe(CN)_>6>]:

3FeSO_>4> + 2K_>3>[Fe(CN)_>6>] = Fe_>3>[Fe(CN)_>6>]_>2> + 3K_>2>SO_>4>.

При взаимодействии ионов [Fe(CN)_>6>]_>3>- с катионами железа Fe²⁺ образуется темно-синий осадок – турнбулева синь:

3Fe²⁺ +2[Fe(CN)_>6>]^3- = Fe_>3>[Fe(CN)_>6>]_>2>

Соединения железа (III)

Оксид железа (III) Fe_>2>O_>3> – порошок бурого цвета, не растворяется в воде. Оксид железа (III) получают:

А) разложением гидроксида железа (III):

2Fe(OH)_>3> = Fe_>2>O_>3> + 3H_>2>O

Б) окислением пирита (FeS_>2>):

4Fe⁺²S_>2>^-1 + 11O_>2>⁰ = 2Fe_>2>⁺³O_>3> + 8S⁺⁴O_>2>^-2.

F

4e

11e

e⁺² – 1e  Fe⁺³

2S^-1 – 10e  2S⁺⁴

4e

O_>2>⁰ + 4e  2O^-2 11e

Оксид железа (III) проявляет амфотерные свойства:

А) взаимодействует с твердыми щелочами NaOH и KOH и с карбонатами натрия и калия при высокой температуре:

Fe_>2>O_>3> + 2NaOH = 2NaFeO2 + H_>2>O,

Fe_>2>O_>3> + 2OH^- = 2FeO^2- + H_>2>O,

Fe_>2>O_>3> + Na_>2>CO_>3> = 2NaFeO_>2> + CO_>2>.

Феррит натрия

Гидроксид железа (III) получают из солей железа (III) при взаимодействии их со щелочами:

FeCl_>3> + 3NaOH = Fe(OH)_>3> + 3NaCl,

Fe³⁺ + 3OH^- = Fe(OH)³.

Гидроксид железа (III) является более слабым основанием, чем Fe(OH)_>2>, и проявляет амфотерные свойства (с преобладанием основных). При взаимодействии с разбавленными кислотами Fe(OH)_>3> легко образует соответствующие соли:

Fe(OH)_>3> + 3HCl  FeCl_>3> + H_>2>O

2Fe(OH)_>3> + 3H_>2>SO_>4>  Fe_>2>(SO_>4>)_>3> + 6H_>2>O

Fe(OH)_>3> + 3H⁺  Fe³⁺ + 3H_>2>O

Реакции с концентрированными растворами щелочей протекают лишь при длительном нагревании. При этом получаются устойчивые гидрокомплексы с координационным числом 4 или 6:

Fe(OH)_>3> + NaOH = Na[Fe(OH)_>4>],

Fe(OH)_>3> + OH^- = [Fe(OH)4]^-,

Fe(OH)_>3> + 3NaOH = Na_>3>[Fe(OH)_>6>],

Fe(OH)_>3> + 3OH^- = [Fe(OH)_>6>]^3-.

Соединения со степенью окисления железа +3 проявляют окислительные свойства, так как под действием восстановителей Fe⁺³ превращается в Fe⁺²:

Fe+3 + 1e = Fe+2.

Так, например, хлорид железа (III) окисляет йодид калия до свободного йода:

2Fe⁺³Cl_>3> + 2KI = 2Fe⁺²Cl_>2> + 2KCl + I_>2>⁰

Качественные реакции на катион железа (III)

А) Реактивом для обнаружения катиона Fe³⁺ является гексациано (II) феррат калия (желтая кровяная соль) K_>2>[Fe(CN)_>6>].

При взаимодействии ионов [Fe(CN)_>6>]^4- с ионами Fe³⁺ образуется темно-синий осадок – берлинская лазурь:

4FeCl_>3> + 3K_>4>[Fe(CN)_>6>]  Fe_>4>[Fe(CN)_>6>]_>3> +12KCl,

4Fe³⁺ + 3[Fe(CN)_>6>]^4- = Fe_>4>[Fe(CN)_>6>]_>3>.

Б) Катионы Fe³⁺ легко обнаруживаются с помощью роданида аммония (NH_>4>CNS). В результате взаимодействия ионов CNS-1 с катионами железа (III) Fe3+ образуется малодиссоциирующий роданид железа (III) кроваво-красного цвета:

FeCl_>3> + 3NH_>4>CNS  Fe(CNS)_>3> + 3NH_>4>Cl,

Fe³⁺ + 3CNS^1-  Fe(CNS)_>3>.

Применение и биологическая роль железа и его соединений.

Важнейшие сплавы железа – чугуны и стали – являются основными конструкционными материалами практически во всех отраслях современного производства.

Хлорид железа (III) FeCl_>3> применяется для очистки воды. В органическом синтезе FeCl_>3 >применяется как катализатор. Нитрат железа Fe(NO_>3>)_>3>  9H_>2>O используют при окраске тканей.

Железо является одним из важнейших микроэлементов в организме человека и животных (в организме взрослого человека содержится в виде соединений около 4 г Fe). Оно входит в состав гемоглобина, миоглобина, различных ферментов и других сложных железобелковых комплексов, которые находятся в печени и селезенке. Железо стимулирует функцию кроветворных органов.

Список использованной литературы:

1. «Химия. Пособие репетитор». Ростов-на-Дону. «Феникс». 1997 год.

2. «Справочник для поступающих в вузы». Москва. «Высшая школа», 1995 год.

3. Э.Т. Оганесян. «Руководство по химии поступающим в вузы». Москва. 1994 год.