Железо - конспект - Химия, Рефераты из Химия
zaycev_ia
zaycev_ia20 июня 2013 г.

Железо - конспект - Химия, Рефераты из Химия

PDF (195 KB)
7 страница
733Количество просмотров
Описание
I.M. Sechenov Moscow Medical Academy. Реферат по химии. Железо является вторым по распространенности металлом в природе (после алюминия). В свободном состоянии железо встречается только в метеоритах, падающих на землю. ...
20баллов
Количество баллов, необходимое для скачивания
этого документа
Скачать документ
Предварительный просмотр3 страница / 7
Это только предварительный просмотр
3 страница на 7 страницах
Скачать документ
Это только предварительный просмотр
3 страница на 7 страницах
Скачать документ
Это только предварительный просмотр
3 страница на 7 страницах
Скачать документ
Это только предварительный просмотр
3 страница на 7 страницах
Скачать документ
? ????????????? ??????? ?????? ????????? ? ????????? ???????, ? ???????? ????????? VIII ??????

Сургутский Государственный Университет Кафедра химии

РЕФЕРАТ по теме:

ЖЕЛЕЗО

Выполнил: Бондаренко М.А. 596/2 гр.

Проверил: Щербакова Л.П.

Сургут, 2000

2

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.

     

3d  4p

4s

Нормальное состояние атома железа Возбужденное состояние атомов железа

2

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):

2

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.

2

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],

4e11e

4e

2

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.

2

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.

комментарии (0)
Здесь пока нет комментариев
Ваш комментарий может быть первым
Это только предварительный просмотр
3 страница на 7 страницах
Скачать документ