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 .
|
| ¯ | | | | |
| 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:
Fe2 O3 · 3H2 O – бурый железняк;
Fe2 O3 – красный железняк;
Fe3 O4 (FeO · Fe2 O3 ) – магнитный железняк;
FeS2 - 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 + O2 = CO2 ,
CO2 + C = 2CO.
3Fe2 O3 + CO = 2Fe3 O4 + CO2 ,
Fe3 O4 + CO = 3FeO + CO2 ,
FeO + CO = Fe + CO2 .
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 + 3Cl2 = 2FeCl3 Хлорид железа (III)
3Fe + 2O2 = Fe3 O4 (FeO · Fe2 O3 ) Оксид железа (II,III)
Fe + S = FeS Сульфид железа (II)
При очень высокой температуре железо реагирует с углеродом, кремнием и фосфором:
3Fe + C = Fe3 C Карбид железа (цементит)
3Fe + Si = Fe3 Si Силицид железа
3Fe + 2P = Fe3 P2 Фосфид железа (II)
Железо реагирует со сложными веществами.
Во влажном воздухе железо быстро окисляется (корродирует):
4Fe + 3O2 + 6H2 O = 4Fe(OH)3 ,
O
Fe(OH)3 = Fe
O – H + H2 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 + 4H2 O = Fe3 O4 + 4H2
Железо реагирует с разбавленными серной и соляной кислотами, вытесняя из кислот водород:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Fe + H2 SO4 = FeSO4 + H2
При обычной температуре железо не взаимодействует с концентрированной серной кислотой, так как пассивируется ею. При нагревании концентрированная H2 SO4 окисляет железо до сульфита железа (III):
2Fe + 6H2 SO4 = Fe2 (SO4 )3 + 3SO2 + 6H2 O.
Разбавленная азотная кислота окисляет железо до нитрата железа (III):
Fe + 4HNO3 = Fe(NO3 )3 + NO + 2H2 O.
Концентрированная азотная кислота пассивирует железо.
Из растворов солей железо вытесняет металлы, которые расположены правее его в электрохимическом ряду напряжений:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + 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):
Fe3 O4 + CO = 3FeO + CO2 .
Оксид железа (II) – основной оксид, легко реагирует с кислотами, при этом образуются соли железа(II):
FeO + 2HCl = FeCl2 + H2 O, FeO + 2H+ = Fe2+ + H2 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:
FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 ¯ + Na2 SO4 ,
Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2 ¯.
Гидроксид железа () Fe(OH)2 проявляет свойства основания, легко реагирует с кислотами:
Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2 O,
Fe(OH)2 + 2H+ = Fe2+ + 2H2 O.
При нагревании гидроксид железа (II) разлагается:
Fe(OH)2 = FeO + H2 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 + O2 + 2H2 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+2 SO4 + 2KMn+7 O4 + 8H2 SO4 = 5Fe+3 2 (SO4 )3 + 2Mn+2 SO4 + K2 SO4 + 8H2 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 ]:
3FeSO4 + 2K3 [Fe(CN)6 ] = Fe3 [Fe(CN)6 ]2 ¯ + 3K2 SO4 .
При взаимодействии ионов [Fe(CN)6 ]3 - с катионами железа Fe2+ образуется темно-синий осадок – турнбулева синь:
3Fe2+ +2[Fe(CN)6 ]3- = Fe3 [Fe(CN)6 ]2 ¯
Соединения железа (III)
Оксид железа (III) Fe2 O3 – порошок бурого цвета, не растворяется в воде. Оксид железа (III) получают:
А) разложением гидроксида железа (III):
2Fe(OH)3 = Fe2 O3 + 3H2 O
Б) окислением пирита (FeS2 ):
4Fe+2 S2 -1 + 11O2 0 = 2Fe2 +3 O3 + 8S+4 O2 -2 .
 |
Fe+2
– 1e ® Fe+3
2S-1 – 10e ® 2S+4
O2 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:
Fe2 O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2 O,
Fe2 O3 + 2OH- = 2FeO2- + H2 O,
Fe2 O3 + Na2 CO3 = 2NaFeO2 + CO2 .
Феррит натрия
Гидроксид железа (III) получают из солей железа (III) при взаимодействии их со щелочами:
FeCl3 + 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 « FeCl3 + H2 O
2Fe(OH)3 + 3H2 SO4 « Fe2 (SO4 )3 + 6H2 O
Fe(OH)3 + 3H+ « Fe3+ + 3H2 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 = Na3 [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+3 Cl3 + 2KI = 2Fe+2 Cl2 + 2KCl + I2 0
Качественные реакции на катион железа (III)
А) Реактивом для обнаружения катиона Fe3+ является гексациано (II) феррат калия (желтая кровяная соль) K2 [Fe(CN)6 ].
При взаимодействии ионов [Fe(CN)6 ]4- с ионами Fe3+ образуется темно-синий осадок – берлинская лазурь :
4FeCl3 + 3K4 [Fe(CN)6 ] « Fe4 [Fe(CN)6 ]3 ¯ +12KCl,
4Fe3+ + 3[Fe(CN)6 ]4- = Fe4 [Fe(CN)6 ]3 ¯.
Б) Катионы Fe3+ легко обнаруживаются с помощью роданида аммония (NH4 CNS). В результате взаимодействия ионов CNS-1 с катионами железа (III) Fe3+ образуется малодиссоциирующий роданид железа (III) кроваво-красного цвета:
FeCl3 + 3NH4 CNS « Fe(CNS)3 + 3NH4 Cl,
Fe3+ + 3CNS1- « 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) FeCl3 применяется для очистки воды. В органическом синтезе FeCl3 применяется как катализатор. Нитрат железа Fe(NO3 )3 · 9H2 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.