Железо

Железо

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.

Электронно-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:

Fe2O3 ( 3H2O – бурый железняк;

Fe2O3 – красный железняк;

Fe3O4(FeO ( Fe2O3) – 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.

3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2,

Fe3O4 + 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 = Fe3O4(FeO ( Fe2O3) Оксид железа (II,III)

Fe + S = FeS Сульфид железа (II)

При очень высокой температуре железо реагирует с углеродом, кремнием и

фосфором:

3Fe + C = Fe3C Карбид железа (цементит)

3Fe + Si = Fe3Si Силицид железа

3Fe + 2P = Fe3P2 Фосфид железа (II)

Железо реагирует со сложными веществами.

Во влажном воздухе железо быстро окисляется (корродирует):

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

O

Fe(OH)3 = Fe

O – H + H2O

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 + 4H2O = Fe3O4 + 4H2(

Железо реагирует с разбавленными серной и соляной кислотами, вытесняя

из кислот водород:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2(

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2(

При обычной температуре железо не взаимодействует с концентрированной

серной кислотой, так как пассивируется ею. При нагревании концентрированная

H2SO4 окисляет железо до сульфита железа (III):

2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2( + 6H2O.

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

Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO( + 2H2O.

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):

Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2(.

Оксид железа (II) – основной оксид, легко реагирует с кислотами, при

этом образуются соли железа(II):

FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O, FeO + 2H+ = Fe2+ + H2O.

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( + Na2SO4,

Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2(.

Гидроксид железа () Fe(OH)2 проявляет свойства основания, легко

реагирует с кислотами:

Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O,

Fe(OH)2 + 2H+ = Fe2+ + 2H2O.

При нагревании гидроксид железа (II) разлагается:

Fe(OH)2 = FeO + H2O.

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 + 2H2O = 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+2SO4 + 2KMn+7O4 + 8H2SO4 = 5Fe+32(SO4)3 + 2Mn+2SO4 + K2SO4 + 8H2O.

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( + 3K2SO4.

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) Fe2O3 – порошок бурого цвета, не растворяется в

воде. Оксид железа (III) получают:

А) разложением гидроксида железа (III):

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

Б) окислением пирита (FeS2):

4Fe+2S2-1 + 11O20 = 2Fe2+3O3 + 8S+4O2-2.

Fe+2 – 1e ( Fe+3

2S-1 – 10e ( 2S+4

O20 + 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:

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O,

Fe2O3 + 2OH- = 2FeO2- + H2O,

Fe2O3 + Na2CO3 = 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 + H2O

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 ( Fe2(SO4)3 + 6H2O

Fe(OH)3 + 3H+ ( Fe3+ + 3H2O

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+3Cl3 + 2KI = 2Fe+2Cl2 + 2KCl + I20

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 (NH4CNS). В

результате взаимодействия ионов CNS-1 с катионами железа (III) Fe3+

образуется малодиссоциирующий роданид железа (III) кроваво-красного цвета:

FeCl3 + 3NH4CNS ( Fe(CNS)3 + 3NH4Cl,

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 ( 9H2O

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.

-----------------------

|((|( |( |( |( | |( | | |

| | |3d| | |( | |4p| |

| | | | | |4s| | | |

Нормальное состояние атома железа

Возбужденное состояние атомов железа

11e

4e

4e