Свойства fe oh 2 – Оксид железа(II) и оксид железа(III) . Гидроксиды железа(II) и гидроксид железа(III)

Оксиды и гидроксиды железа

Железо в соединениях проявляет несколько степеней окисления, наиболее характерными из которых являются +2 и +3.

Железо (II) оксид FeO — это порошок черного цвета, плохо растворим в воде. Этот оксид обладает основными свойствами и реагирует с кислотами с образованием солей двухвалентного железа:

FeO + 2HCl = FeCl2 + h3O.

Железо (III) оксид Fe2O3 — порошок темно-красного или коричневого цвета, практически не растворим в воде. Он встречается в природе в виде минерала гематита. Этот оксид обладает амфотерными свойствами. Он реагирует с кислотами с образованием солей трехвалентного железа:

Fe2O3 + 3h3SO4 = Fe2 (SO4) 3 + 3h3O.

Со щелочами феррум (III) оксид взаимодействует при сплавлении, образуя ферраты:

Fe2O3 + 2NaOH 2NaFeO2 + h3O.

Существует смешанный оксид Fe3O4 (FeO · Fe2O3), который является порошком черного цвета.

Железо (II) гидроксид Fe (OH) 2 является нерастворимой веществом белого цвета, которая при контакте с воздухом приобретает зеленого цвета. Он образуется в виде осадка по реакции обмена при взаимодействии растворов солей двухвалентного железа со щелочами, например:

FeSO4 + 2NaOH → Na2SO4 + Fe (OH) 2 ↓.

Железо (II) гидроксид обладает основными свойствами и легко растворяется в кислотах:

Fe (OH) 2 + 2HCl = FeCl2 + 2h3O.

На воздухе феррум (II) гидроксид постепенно окисляется до феррум (III) гидроксида:

4Fe (OH) 2 + О2 + 2Н2О = 4Fe (OH) 3.

Железо (III) гидроксид Fe (OH) 3 является нерастворимой веществом бурого цвета. Его можно добыть реакции обмена между солями трехвалентного железа и щелочами в растворе:

FeCl3 + 3NaOH → 3NaCl + Fe (OH) 3 ↓.

Железо (III) гидроксид проявляет амфотерные свойства и может взаимодействовать с кислотами и щелочами.

Железо (II) гидроксид и феррум (III) гидроксид при нагревании разлагаются с образованием соответствующего оксида и воды:

Fe (OH) 2 FeO + Н2О.

Важнейшими солями железа есть железный купорос FeSO4 · 7Н2О и феррум (III) хлорид FeCl3. Железный купорос применяют в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями растений, для очистки промышленных сточных вод, для изготовления красителей.

Железо (III) хлорид применяют при окраске тканей как протраву и при изготовлении печатных плат методом химического травления.

 

химические свойства. Оксиды и гидроксиды железа

Билет № 20

1. Железо: положение этого химического элемента в периодической системе. Химические свойства железа: взаимодействие с серой, хлороводородной кислотой, растворами солей. Оксиды и гидроксиды железа

Положение в периодической системе: железо находится в 4 периоде, побочной (Б) подгруппе VIII группы. Атомный номер железа 26.

Заряд атома равен + 26, число электронов 26. Четыре электронных уровня, на внешнем уровне 2 электрона.

Схема расположения электронов по уровням:
26Fe ) ) ) )
       2 8 14 2

 

Чистое железо — мягкий металл. Железо способно намагничиваться в магнитном поле.

Железо в химических реакциях окисляется до степени окисления +2 или +3. Со слабыми окислителями, такими как сера, разбавленные кислоты, растворы солей, — железо окисляется до +2 (валентность II).

Если нагреть железные опилки с порошком серы, начинается экзотермическая реакция (с выделением теплоты), которая продолжается без дальнейшего нагревания. Образуется сульфид железа (II):

Fe + S = FeS

Железо находится в электрохимическом ряду напряжений левее водорода, поэтому вытесняет водород из кислот. При взаимодействии с соляной (хлороводородной) кислотой образуется хлорид железа (II):

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

Железо вытесняет менее активные металлы (которые расположены правее в ряду напряжений) из растворов их солей. Если поместить железные опилки (или кнопку) в раствор хлорида меди (II), железо покрывается красным слоем меди, а голубой раствор приобретает зеленоватый цвет:

Fe + CuCl

2 = FeCl2 + Cu↓

Оксиды и гидроксиды железа нерастворимы в воде. Получены оксиды и гидроксиды с различной степенью окисления железа:

  1. Оксид железа (II) FeO, гидроксид железа (II) Fe(OH)2. Проявляют осно́вные свойства. Оксид железа (II) черного цвета. Гидроксид железа (II) выпадает в виде осадка зеленоватого цвета при добавлении щелочей в раствор соли железа (II).
  2. Железо горит в кислороде:
    3Fe + 2O2 = Fe3O4
    с образованием железной окалины (представляет из себя смешанный оксид Fe+2O•Fe2+3O3). Темно-серого цвета.
  3. Гидратированный оксид железа (III) Fe2O3• nH2O является основной составной частью ржавчины. Бурого цвета. Проявляет слабые амфотерные свойства. Гидроксид железа (III) получают воздействием щелочей на соли железа трехвалентного.

Сильные окислители, например, хлор при нагревании, окисляют железо до степени окисления +3:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

Железо пассивируется концентрированной серной кислотой, поэтому ее перевозят в стальных цистернах.

Железо широко применяется в промышленности в виде сплавов: чугуна и стали. Сплавы отличаются более высокой твердостью. С помощью специальных легирующих добавок получают сталь, устойчивую к коррозии, высоким температурам и пр.

В организме человека элемент железо входит в состав гемоглобина крови, осуществляющего транспорт кислорода из легких в ткани.

2. Опыт. Распознавание среди трех предложенных веществ кислоты и щелочи

  1. Разделяем каждый раствор пополам, т. е. получаем два набора по три пробирки.
  2. Чтобы распознать среди трех растворов кислоту, капаем в первые три пробирки индикатор лакмус синий или метилоранж (метиловый оранжевый). В пробирке с кислотой индикатор покраснеет.
  3. Чтобы распознать щелочь, капаем в оставшиеся три пробирки индикатор фенолфталеин (ф-ф). В пробирке со щелочью он станет малиновым.

Можно воспользоваться универсальным индикатором: капаем исследуемый раствор на полоску индикаторной бумаги и сравниваем со шкалой, делаем вывод о наличии кислоты или щелочи.

автор: Владимир Соколов

Оксиды и гидроксиды железа

Железо в соединениях проявляет несколько степеней окисления, наиболее характерными из которых являются +2 и +3.

Железо (II) оксид FeO — это порошок черного цвета, плохо растворим в воде. Этот оксид обладает основными свойствами и реагирует с кислотами с образованием солей двухвалентного железа:

FeO + 2HCl = FeCl2 + h3O.

Железо (III) оксид Fe2O3 — порошок темно-красного или коричневого цвета, практически не растворим в воде. Он встречается в природе в виде минерала гематита. Этот оксид обладает амфотерными свойствами. Он реагирует с кислотами с образованием солей трехвалентного железа:

Fe2O3 + 3h3SO4 = Fe2 (SO4) 3 + 3h3O.

Со щелочами феррум (III) оксид взаимодействует при сплавлении, образуя ферраты:

Fe2O3 + 2NaOH 2NaFeO2 + h3O.

Существует смешанный оксид Fe3O4 (FeO • Fe2O3), который является порошком черного цвета.

Железо (II) гидроксид Fe (OH) 2 является нерастворимой веществом белого цвета, которая при контакте с воздухом приобретает зеленого цвета. Он образуется в виде осадка по реакции обмена при взаимодействии растворов солей двухвалентного железа со щелочами, например:

FeSO4 + 2NaOH ? Na2SO4 + Fe (OH) 2 ?.

Железо (II) гидроксид имеет основные свойства и легко растворяется в кислотах:

Fe (OH) 2 + 2HCl = FeCl2 + 2h3O.

На воздухе феррум (II) гидроксид постепенно окисляется до феррум (III) гидроксида:

4Fe (OH) 2 + О2 + 2Н2О = 4Fe (OH) 3.

Железо (III) гидроксид Fe (OH) 3 является нерастворимой веществом бурого цвета. Его можно добыть реакцией обмена между солями трехвалентного железа и щелочами в растворе:

FeCl3 + 3NaOH ? 3NaCl + Fe (OH) 3 ?.

Железо (III) гидроксид проявляет амфотерные свойства и может взаимодействовать с кислотами и щелочами.

Железо (II) гидроксид и феррум (III) гидроксид при нагревании разлагаются с образованием соответствующего оксида и воды:

Fe (OH) 2 FeO + Н2О.

Важнейшими солями железа есть железный купорос FeSO4 • 7Н2О и феррум (III) хлорид FeCl3. Железный купорос применяют в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями растений, для очистки промышленных сточных вод, для изготовления красителей. Железо (III) хлорид применяют при окраске тканей как протраву и при изготовлении печатных плат методом химического травления.


Железо и его соединения

В организме человека содержится около 5 г железа, большая часть его (70%) входит в состав гемоглобина крови.

В свободном состоянии железо — серебристо-белый металл с сероватым оттенком. Чистое железо пластично, обладает ферромагнитными свойствами. На практике обычно используются сплавы железа — чугуны и стали.

Fe — самый главный и самый распространенный элемент из девяти d-металлов побочной подгруппы VIII группы. Вместе с кобальтом и никелем образует «семейство железа».

При образовании соединений с другими элементами чаще использует 2 или 3 электрона (В = II, III ).

Железо, как и почти все d-элементы VIII группы, не проявляет высшую валентность, равную номеру группы. Его максимальная валентность достигает VI и проявляется крайне редко.

Наиболее характерны соединения, в которых атомы Fe находятся в степенях окисления +2 и +3.

Fe+2

Fe+3

Fe+6

Оксиды

FeOосновный

Fe2O3основный со слабыми признаками амфотерости

FeO3 — не выделен

Гидроксиды

Fe(OH)2 слабое основание

Fe(OH)3 ↔ HFeO2 + H2O

H2FeO4кислота, в свободном состоянии не выделена

Соли

FeCl2, FeSO4, Fe(NO3)2 и др.

Тип IFeCl3

Тип IIKFeO2

K2FeO4BaFeO4SrFeO4ферраты (IV)

1. Техническое железо (в сплаве с углеродом и другими примесями) получают карботермическим восстановлением его природных соединений по схеме:

Восстановление происходит постепенно, в 3 стадии:

1) 3Fe2O3 + СО = 2Fe3O4 + СO2

2) Fe3O4 + СО = 3FeO +СO2

3) FeO + СО = Fe + СO2

Образующийся в результате этого процесса чугун содержит более 2% углерода. В дальнейшем из чугуна получают стали — сплавы железа, содержащие менее 1,5 % углерода.

2. Очень чистое железо получают одним из способов:

а) разложение пентакарбонила Fe

Fe(CO)5 = Fe + 5СО

б) восстановление водородом чистого FeO

FeO + Н2 = Fe + Н2O

в) электролиз водных растворов солей Fe+2

FeC2O4 = Fe + 2СO2

оксалат железа (II)

Fe — металл средней активности, проявляет общие свойства, характерные для металлов.

Уникальной особенностью является способность к «ржавлению» во влажном воздухе:

4Fe + 6Н2O + 3O2 = 4Fe(OH)3

В отсутствие влаги с сухим воздухом железо начинает заметно реагировать лишь при Т > 150°С; при прокаливании образуется «железная окалина» Fe3O4:

3Fe + 2O2 = Fe3O4

В воде в отсутствие кислорода железо не растворяется. При очень высокой температуре Fe реагирует с водяным паром, вытесняя из молекул воды водород:

3 Fe + 4Н2O(г) = 4H2

Процесс ржавления по своему механизму является электрохимической коррозией. Продукт ржавления представлен в упрощенном виде. На самом деле образуется рыхлый слой смеси оксидов и гидроксидов переменного состава. В отличие от пленки Аl2О3, этот слой не предохраняет железо от дальнейшего разрушения.

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

2Fe + 3F2 = 2FeF3

2Fe + 3Br2 = 2FeBr3

Fe + I2 = FeI2

Fe + S = FeS

Образуются соединения, в которых преобладает ионный тип связи.

Fe + Р = FexPy

Fe + C = FexCy

Fe + Si = FexSiy

Образуются вещества переменного состава, т к. бертоллиды (в соединениях преобладает ковалентный характер связи)

Fe0 + 2Н+ → Fe2+ + Н2

Поскольку Fe располагается в ряду активности левее водорода (Е°Fe/Fe2+ = -0,44В), оно способно вытеснять Н2 из обычных кислот.

Fe + 2HCl = FeCl2 + Н2

Fe + H2SO4 = FeSO4 + Н2

Fe0 — 3e → Fe3+

Концентрированные HNO3 и H2SO4 «пассивируют» железо, поэтому при обычной температуре металл в них не растворяется. При сильном нагревании происходит медленное растворение (без выделения Н2).

В разб. HNO3 железо растворяется, переходит в раствор в виде катионов Fe3+ а анион кислоты восстанавливется до NO*:

Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO↑ + 2Н2O

Очень хорошо растворяется в смеси НСl и HNO3

В водных растворах щелочей Fe не растворяется. С расплавленными щелочами реагирует только при очень высоких температурах.

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Fe0 + Cu2+ = Fe2+ + Cu0

Fe(порошок) + 5CO (г) = Fe0(CO)5пентакарбонил железа

Соединения Fe(III)

Красно-бурый порошок, н. р. в Н2O. В природе — «красный железняк».

1) разложение гидроксида железа (III)

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2) обжиг пирита

4FeS2 + 11O2 = 8SO2 + 2Fe2O3

3) разложение нитрата

4Fe(NO3)3 = 2Fe2O3 + 12NO2 + 3O2

Fe2O3 — основный оксид с признаками амфотерности.

I. Основные свойства проявляются в способности реагировать с кислотами:

Fe2О3 + 6Н+ = 2Fe3+ + ЗН2О

Fe2О3 + 6HCI = 2FeCI3 + 3H2O

Fe2О3 + 6HNO3 = 2Fe(NO3)3 + 3H2O

II. Слабокислотные свойства. В водных растворах щелочей Fe2O3 не растворяется, но при сплавлении с твердыми оксидами, щелочами и карбонатами происходит образование ферритов:

Fe2О3 + СаО = Ca(FeО2)2

Fe2О3 + 2NaOH = 2NaFeО2 + H2O

Fe2О3 + MgCO3 = Mg(FeO2)2 + CO2

III. Fe2О3 — исходное сырье для получения железа в металлургии:

Fe2О3 + ЗС = 2Fe + ЗСО или Fe2О3 + ЗСО = 2Fe + ЗСO2

Получают при действии щелочей на растворимые соли Fe3+:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl

В момент получения Fe(OH)3 — красно-бурый слизистоаморфный осадок.

Гидроксид Fe(III) образуется также при окислении на влажном воздухе Fe и Fe(OH)2:

4Fe + 6Н2O + 3O2 = 4Fe(OH)3

4Fe(OH)2 + 2Н2O + O2 = 4Fe(OH)3

Гидроксид Fe(III) является конечным продуктом гидролиза солей Fe3+.

Fe(OH)3 — очень слабое основание (намного слабее, чем Fe(OH)2). Проявляет заметные кислотные свойства. Таким образом, Fe(OH)3 имеет амфотерный характер:

1) реакции с кислотами протекают легко:

Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O

2) свежий осадок Fe(OH)3 растворяется в горячих конц. растворах КОН или NaOH с образованием гидроксокомплексов:

Fe(OH)3 + 3КОН = K3[Fe(OH)6]

В щелочном растворе Fe(OH)3 может быть окислен до ферратов (солей не выделенной в свободном состоянии железной кислоты H2FeO4):

2Fe(OH)3 + 10КОН + 3Br2 = 2K2FeO4 + 6КВr + 8Н2O

Наиболее практически важными являются: Fe2(SO4)3, FeCl3, Fe(NO3)3, Fe(SCN)3, K3[Fe(CN)6).

Характерно образование двойных солей — железных квасцов: (NH4)Fe(SO4)2•12Н2O, KFe(SO4)2• 12Н2O

Соли Fe3+ часто имеют окраску как в твердом состоянии, так и в водном растворе. Это объясняется наличием гидратированных форм или продуктов гидролиза.

1. Fe + неметалл

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

2.Fe + кислота

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

3. Fe2O3 + кислота

Fe2O3 + 3H2SO4 = Fe2(SО4)3 + 3H2O

4. Fe(OH)3 + кислота

Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O

5. Окисление Fe2+ до Fe3+

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3

2Fe2O3 + H2O2 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 2H2O

I. Все растворимые соли Fe3+ в водных растворах сильно гидролизованы:

Fe3+ + Н2O = FeOH2+ + Н+

FeOH2+ + Н2O = Fe(OH)2+ + Н+

Fe(OH)2+ Н2O = Fe(OH)3 + Н+

Водные растворы солей Fe3+ имеют сильнокислую реакцию. Соли Fe3+ с анионами слабых кислот подвергаются необратимому гидролизу.

II. В реакциях с сильными восстановителями соли Fe3+ проявляют окислительную активность:

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl

Fe2(SO4)3 + H2S = 2FeSO4 + S + H2SO4

III. При действии щелочей и водных растворов аммиака на растворы солей Fe3+ образуется осадок:

Fe3+ + ЗОН = Fe(OH)3

IV. При нагревании многие соли разлагаются:

2FeCl3 = 2FeCl2 + Cl2

Fe2(SO4)3 = Fe2O3 + 3SO3

4Fe(NO3)3 = 2Fe2O3 + 12NO2 + 3O2

V. Качественные реакции для обнаружения катионов Fe3+:

а) 4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4-желтая кровяная соль = Fe4[Fe(CN)6]3 берлинская лазурь (темно-синий осадок)

б) Fe3+ + 3SCN = Fe(SCN)3 роданид Fe(III) (р-р кроваво-красного цвета)

Химия железа

Учебно-методическое пособие для подготовки к ЕГЭ

Химия железа

 

Бражникова Алла Михайловна,

ГБОУ СОШ №332

Невского района Санкт-Петербурга

 

Содержание:

 

Настоящее пособие рассматривает вопросы по теме «Химия железа». Помимо традиционных теоретических вопросов рассматриваются вопросы, выходящие за рамки базового уровня. Содержатся вопросы для самоконтроля, которые дают возможность учащимся проверить уровень усвоения ими соответствующего учебного материала при подготовке к ЕГЭ.

 

                    ГЛАВА 1. ЖЕЛЕЗО – ПРОСТОЕ ВЕЩЕСТВО.

 

Строение атома железа.

 

Железо – d-элемент, находится в побочной подгруппе VIIIгруппы периодической системы. Самый распространенный в природе металлпосле алюминия. Входит в состав многих минералов: бурый железняк (гематит) Fe2O3, магнитный железняк (магнетит) Fe3O4, пирит FeS2.

 

Электронное строение:1s22s22p63s23p63d64s2.

Валентность: II, III, (IV).

Степени окисления: 0, +2, +3, +6 (только в ферратах K2FeO4).

 

Физические свойства.

Железо – блестящий, серебристо-белый металл, т. пл. – 1539 0С.

Получение.

Чистое железо можно получить восстановлением оксидов водородом при нагревании, а также электролизом растворов его солей. Доменный процесс – получение железа в виде сплавов с углеродом (чугун и сталь):

1) 3Fe2O3 + CO → 2Fe3O4 + CO2

2) Fe3O4 + CO →  3FeO + CO2

3) FeO + CO → Fe + CO2

 

Химические свойства.

 

I. Взаимодействие с простыми веществами – неметаллами

1) С хлором и серой (при нагревании). Более сильным окислителем хлором железо окисляется до Fe3+, более слабым – серой – до Fe2+:

2Fe2 + 3Cl →  2FeCl3

Fe + S → FeS

2) С углем, кремнием и фосфором (при высокой температуре).

3) В сухом воздухе окисляется кислородом, образуя окалину – смесь оксидов железа (II) и (III):

3Fe + 2O2 → Fe3O4 (FeO Fe2O3)

 

II. Взаимодействие со сложными веществами.

1) Во влажном воздухе протекает коррозия (ржавление) железа:

4Fe + 3O2+ 6H2O → 4Fe(OH)3

При высокой температуре (700 – 900 0С) в отсутствие кислорода железо реагирует с парами воды, вытесняя из неё водород:

3Fe+ 4H2O→ Fe3O4 + 4H2

2) Вытесняет водород из разбавленной соляной и серной кислот:

Fe+ 2HCl= FeCl2+ H2

Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2

Высококонцентрированные серная и азотная кислоты при обычной температуре с железом не реагируют вследствие его пассивации.

Разбавленной азотной кислотой железо окисляется до Fe3+, продукты восстановления HNO3  зависят от её концентрации и температуры:

8Fe + 30HNO3(оч. разб.) →8Fe(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O

Fe + 4HNO3(разб.) → Fe(NO3)3 + NO↑ + 2H2O

Fe + 6HNO3(конц.) → (температура) Fe(NO3)3 + 3NO2 ↑+ 3H2O

3) Реакция с растворами солей металлов, стоящих правее железа в электрохимическом ряду напряжений металлов:

Fe + CuSO4 → Fe SO4 + Cu

 

              ГЛАВА2. СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА (II).

 

Оксид железа(II).

 

Оксид FeO– черный порошок, нерастворим в воде.

Получение.

Восстановление из оксида железа (III) при 500 0С действием оксида углерода (II):

Fe2O3+ CO→2FeO+ CO2

Химические свойства.

Основный оксид, ему соответствует гидрокосид Fe(OH)2 : растворяется в кислотах, образуя соли железа (II):

FeO+ 2HCl→ FeCl2+ H2O

                                        Гидроксид железа (II).

 

Гидроксид железа Fe(OH)2 – нерастворимое в воде основание.

Получение.

Действие щелочей на соли железа () без доступа воздуха:

FeSO4 + NaOH → Fe(OH)2↓+ Na2SO4

Химические свойства.

Гидроксид Fe(OH)2 проявляет основные свойства, хорошо растворяется в минеральных кислотах, образуя соли.

Fe(OH)2 + H2SO4 →FeSO4 + 2H2O

При нагревании разлагается:

Fe(OH)2 → (температура) FeO+ H2O

Окислительно-восстановительные свойства.

Соединения железа (II) проявляют достаточно сильные восстановительные свойства, устойчивы только в инертной атмосфере; на воздухе (медленно) или в водном растворе при действии окислителей (быстро) переходят в соединения железа (III):

4 Fe(OH)2 (в осадок)+ O2+ 2H2O→ 4 Fe(OH)3

2FeCl2 + Cl2 → 2FeCl3

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5 Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O

Соединения железа (II) могут выступать и в роли окислителей:

FeO+ CO→ (температура) Fe+ CO

 

                     ГЛАВА 3. СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА (III).

 

Оксид железа(III)

 

Оксид Fe2O3 – самое устойчивое природное кислородсодержащее соединение железа. Это амфотерный оксид, нерастворимый в воде. Образуется при обжиге пирита FeS2(см. 20.4 «Получение SO2».

Химические свойства.

1)Растворяясь в кислотах, образует соли железа (III):

Fe2O3 + 6HCl→ 2FeCl3+ 3H2O

 

2) При сплавлении с карбонатом калия образует феррит калия:

Fe2O3 + K2СO3 → (температура) 2KFeO2 + CO2

3) При действии восстановителей выступает как окислитель:

Fe2O3 + 3H2 ↑→  (температура) 2Fe+ 3H2O

 

Гидроксид железа (III)

 

Гидроксид железа Fe(OH)3 – красно-бурое вещество, нерастворимое в воде.

Получение.

Fe2(SO4)3 + 6NaOH →  2Fe(OH)3↓ + 3Na2SO4

Химические свойства.

Гидроксид Fe(OH)3 – более слабое основание, чем гидроксид железа (II), обладает слабо выраженной амфотерностью.

1) Растворяется в слабых кислотах:

2Fe(OH)3 + 3H2SO4→ Fe2(SO4)3 + 6H2O

2) При кипячении в 50% растворе NaOHобразует

Fe(OH)3 + 3NaOH →  Na3[Fe(OH)6]

 

Соли железа (III).

 

Подвергаются сильному гидролизу в водном растворе:

Fe3+ + H2O ↔ Fe(OH)2+ + H+

Fe2(SO4)3 + 2H2O ↔ Fe(OH)SO4 + H2SO4

При действии сильных восстановителей в водном растворе проявляют окислительные свойства, переходя в соли железа (II):

2FeCl3 + 2KI → 2FeCl2 + I2 + 2KCl

Fe2(SO4)3 + Fe → 3 Fe

                      ГЛАВА4. КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ.

 

Качественные реакции на ионы Fe2+  и Fe3+.

 

  1. Реактивом на ион Fe2+ является гексацианоферрат (III) калия (красная кровавая соль), который дает с ним интенсивно синий осадок смешанной соли — гексацианоферрат (III) калия-железа (II) или турнбулева синь:

          FeCl2 + K3[Fe(CN)6] → KFe2+[Fe3+(CN)6]↓ + 2KCl

  1. Реактивом на ион Fe3+ является тиоцианат-ион (роданид-ион) CNS, при взаимодействии которого с солями железа (III) образуется вещество кроваво-красного цвета – роданид железа (III) :

              FeCl3 + 3KCNS→ Fe(CNS)3 + 3KCl

      3)Ионы Fe3+ можно обнаружить также с помощью гексацианоферрата (II) калия (желтая кровяная соль). При этом образуется нерастворимое в воде вещество интенсивного синего цвета — гексацианоферрат (II) калия-железа (III) или берлинская лазурь:

            FeCl3 + K4[Fe(CN)6] → KFe3+[Fe2+(CN)6]↓ + 3KCl

 

ГЛАВА 5. МЕДИКО-БИОЛОГИЧЕСКОЕ ЗНАЧЕНИЕ ЖЕЛЕЗА.

 

Роль железа в организме.

Железо участвует в образовании гемоглобина в крови, в синтезе гормонов щитовидной железы, в защите организма от бактерий. Оно необходимо для образования иммунных защитных клеток, требуется для «работы» витаминов группы В.

Железо входит в состав более чем 70 различных ферментов, в том числе дыхательных, обеспечивающих процессы дыхания в клетках и тканях, и участвующих в обезвреживании чужеродных веществ, поступающих в организм человека.

Кроветворение. Гемоглобин.

Газообмен в легких и тканях.

 

Железодефицитная анемия.

 

Недостаток железа в организме приводит к таким заболеваниям, как анемия, малокровие.

Железодефицитная анемия (ЖДА) — гематологический синдром, характеризующийся нарушением синтеза гемоглобина вследствие дефицита железа и проявляющийся анемией и сидеропенией. Основными причинами ЖДА являются кровопотери и недостаток богатой гемом пищи и питья.

Больного может беспокоить усталость, одышка и сердцебиение, особенно после физической нагрузки, часто  – головокружение и головные боли, шум вушах, возможен даже обморок. Человек становится раздражительным,нарушается сон, снижается концентрация внимания. Поскольку кровоток в коже снижен, может развиватьсяповышенная чувствительность к холоду. Возникает симптоматика и со стороны желудочно-кишечного тракта  – резкое снижение аппетита, диспепсические расстройства (тошнота, изменение характера и частоты стула).

Железо – составная часть жизненно важных биологических комплексов, таких как гемоглобин (транспорт кислорода и углекислого газа), миоглобин (запасание кислорода в мышцах), цитохромы(ферменты). В организме взрослого человека содержится 4-5 г железа.

     

                  СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННОЙ ЛИТЕРАТУРЫ:

 

  1. К.Н. Зеленин, В.П. Сергутин, О.В. Солод «Сдаем экзамен  по химии отлично». ООО «Элбль-СПб», 2001 год.
  2. К.А.Макаров «Медицинская химия». Издательство СПбГМУ Санкт-Петербурга, 1996 год.
  3. Н.Л. Глинка «Общая химия». Ленинград «Химия», 1985 год.
  4. В.Н. Доронькин, А.Г. Бережная, Т.В. Сажнева, В.А. Февралева «Химия. Тематические тесты для подготовки к ЕГЭ». Издательство «Легион», Ростов-на-Дону, 2012 год.

Характеристика химических свойств железа и его соединений: Fe2O3, Fe3O4, Fe(OH)2

Превращения железа.Железо — восьмой элемент четвёртого периода в таблице Менделеева. Его номер в таблице (также его называют атомным) 26, что соответствует числу протонов в ядре и электронов в электронной оболочке. Обозначается первыми двумя буквами своего латинского эквивалента — Fe (лат. Ferrum — читается как «феррум»). Железо — второй по распространённости элемент в земной коре, процентное содержание — 4,65% (самый распространённый — алюминий, Al). В самородном виде данный металл встречается достаточно редко, чаще его добывают из смешанной руды с никелем.

ВконтактеFacebookTwitterGoogle+Мой мир

Сверхчистое железоКакова же природа данного соединения? Железо как атом состоит из металлической кристаллической решётки, за счёт чего обеспечивается твёрдость соединений, содержащих этот элемент, и молекулярная стойкость. Именно в связи с этим данный металл — типичное твёрдое тело в отличие, например, от ртути.

Железо как простое вещество — металл серебристого цвета c типичными для этой группы элементов свойствами: ковкость, металлический блеск и пластичность. Помимо этого, железо обладает высокой реакционной активностью. О последнем свойстве свидетельствует тот факт, что железо очень быстро подвергается коррозии при наличии высокой температуры и соответствующей влажности. В чистом кислороде этот металл хорошо горит, а если раскрошить его на очень мелкие частицы, то они будут не просто гореть, а самовозгораться.

Зачастую железом мы называем не чистый металл, а его сплавы, содержащих углерод ©, например, сталь (&lt,2,14% C) и чугун (&gt,2,14% C). Также важное промышленное значение имеют сплавы, в которые добавляются легирующие металлы (никель, марганец, хром и другие), за счёт них сталь становится нержавеющей, т. е. легированной. Таким образом, исходя из этого становится понятным, какое обширное промышленное применение имеет этот металл.

Характеристика Fe

  •  Метеоритное железо.M (молярная масса) железа — 55, 872 а. е. м. В школьной химии это значение часто округляют: M (Fe) = 56 г/моль
  • Электронная конфигурация валентного уровня: 3d6 4s2. Это значит, что на четвёртом электронном s-уровне находятся 2 электрона, а на третьем d-уровне — 6. Соответственно, наиболее устойчивым состоянием, с химической точки зрения, является: изначальное (все электроны атома находятся на своих электронных орбиталях), промежуточное (два или три электрона с валентного уровня переходят на электронные орбитали окислителя), в этом случае электроны могут как бы «метаться», не зная оставаться ли им на орбитали железа или переходить на электронное облако окислителя, сильно окисленное (все электроны переходят на электронные орбитали окислителя)
  • Степени окисления железа: 0, +2, +3, +6
  • Температура плавления железа — 1812 K (1538,85 °C)
  • Температура кипения — 3134 K (2861 °C)

Химические свойства железа

Рассмотрим подробнее особенности этого элемента.

Свойства простого вещества

  • Окисление на воздухе при высокой влажности (коррозийный процесс):

4Fe+3O2+6h3O = 4Fe (OH)3 — гидроксид (гидроокись) железа (III)

  • Горение железной проволоки в кислороде с образованием смешанного оксида (в нём присутствует элемент и со степенью окисления +2, и со степенью окисления +3):

3Fe+2O2 = Fe3O4 (железная окалина). Реакция возможна при нагревании до 160 ⁰C.

  • Взаимодействие с водой при высокой температуре (600−700 ⁰C):

3Fe+4h3O = Fe3O4+4h3

  • Реакции с неметаллами:

а) Реакция с галогенами (Важно! При данном взаимодействии приобретает степень окисления элемента +3)

2Fe+3Cl2 = 2FeCl3 — хлорид трёхвалентного железа

2Fe+3Br2 = 2FeBr3 — бромид железа (III)

Кусок железа.б) Реакция с серой (Важно! При данном взаимодействии элемент имеет степень окисления +2)

Fe+S = FeS

Сульфид железа (III) — Fe2S3 можно получить в ходе другой реакции:

Fe2O3+ 3h3S=Fe2S3+3h3O

в) Образование пирита

Fe+2S = FeS2 — пирит. Обратите внимание на степень окисления элементов, составляющих данное соединение: Fe (+2), S (-1).

  • Взаимодействие с солями металлов, стоящими в электрохимическом ряду активности металлов справа от Fe:

Fe+CuCl2 = FeCl2+Cu — хлорид железа (II)

  • Взаимодействие с разбавленными кислотами (например, соляной и серной):

Fe+HBr = FeBr2+h3

Fe+HCl = FeCl2+ h3

Обратите внимание, что в этих реакция получается железо со степенью окисления +2.

  • В неразбавленных кислотах, которые являются сильнейшими окислителями, реакция возможна только при нагревании, в холодных кислотах металл пассивируется:

Fe+h3SO4 (концентрированная) = Fe2 (SO4)3+3SO2+6h3O

Fe+6HNO3 = Fe (NO3)3+3NO2+3h3O

  • Амфотерные свойства железа проявляются только при взаимодействии с концентрированными щелочами:

Fe+2KOH+2h3O = K2[Fe (OH)4]+h3 — тетрагидроксиферрат (II) калия выпадает в осадок.

Процесс производства чугуна в доменной печи

  • Обжиг и последующее разложение сульфидных и карбонатных руд (выделение оксидов металла):

FeS2 &gt, Fe2O3 (O2, 850 ⁰C, -SO2). Эта реакция также является первым этапом промышленного синтеза серной кислоты.

FeCO3 &gt, Fe2O3 (O2, 550−600 ⁰C, -CO2).

  • Сжигание кокса (в избытке):

С (кокс)+O2 (возд.) &gt, CO2 (600−700 ⁰C)

CO2+С (кокс) &gt, 2CO (750−1000 ⁰C)

  • Восстановление руды, содержащий оксид, угарным газом:

Fe2O3 &gt, Fe3O4 (CO, -CO2)

Fe3O4 &gt, FeO (CO, -CO2)

FeO &gt, Fe (CO, -CO2)

  • Науглероживание железа (до 6,7%) и расплавление чугуна (t⁰плавления — 1145 ⁰C)

Fe (твёрдый)+С (кокс) &gt, чугун. Температура реакции — 900−1200 ⁰C.

В чугуне всегда присутствует в виде зёрен цементит (Fe2C) и графит.

Характеристика соединений, содержащих Fe

Изучим особенности каждого соединения отдельно.

Fe3O4

Металлы в природе. Общие характеристикиСмешанный или двойной оксид железа, имеющий в своём составе элемент со степенью окисления как +2, так и +3. Также Fe3O4 называют железной окалиной. Это соединение стойко переносит высокие температуры. Не вступает реакцию с водой, парами воды. Подвергается разложению минеральными кислотами. Может быть подвергнуто восстановлению водородом либо железом при высокой температуре. Как вы могли понять из вышеизложенной информации, является промежуточным продуктом в цепочке реакция промышленного производства чугуна.

Непосредственно же железную окалину применяют в производстве красок на минеральной основе, цветного цемента и изделий из керамики. Fe3O4 — это то, что получается при чернении и воронении стали. Получают смешанный оксид путём сгорания железа на воздухе (реакция приведена выше). Руда, содержащая оксиды, является магнетитом.

Fe2O3

Оксид железа (III), тривиальное название — красный железняк, соединение красно-коричневого цвета. Устойчиво к воздействию высоких температур. В чистом виде не образуется при окислении железа кислородом воздуха. Не вступает в реакцию с водой, образует гидраты, выпадающие в осадок. Плохо реагирует с разбавленными щелочами и кислотами. Может сплавляться с оксидами других металлов, образуя шпинели — двойные оксиды.

Красный железняк применяется в качестве сырья при промышленном получении чугуна доменным способом. Также ускоряет реакцию, то есть является катализатором, в аммиачной промышленности. Применяется в тех же областях, что и железная окалина. Плюс к этому использовался как носитель звука и картинки на магнитных лентах.

FeOh3

Гидроксид железа (II), соединение, обладающее как кислотными, так и основными свойствами, преобладают последние, то есть, является амфотерным. Вещество белого цвета, которое быстро окисляется на воздухе, «буреет», до гидроокиси железа (III). Подвержено распаду при воздействии температуры. Вступает в реакцию и со слабыми растворами кислот, и со щелочами. В воде не растворим. В реакции выступает в роли восстановителя. Является промежуточным продуктом в реакции коррозии.

Обнаружение ионов Fe2+ и Fe3+ («качественные» реакции)

Распознавание ионов Fe2+ и Fe3+ в водных растворах производят с помощью сложных комплексных соединений — K3[Fe (CN)6], красная кровяная соль, и K4[Fe (CN)6], жёлтая кровяная соль, соответственно. В обеих реакциях выпадает осадок насыщенного синего цвета с одинаковым количественным составом, но различным положением железа с валентностью +2 и +3. Этот осадок также часто называют берлинской лазурью или турнбуллевой синью.

Реакция, записанная в ионном виде

Fe2++K++[Fe (CN)6]3-  K+1Fe+2 [Fe+3 (CN)6]

Fe3++K++[Fe (CN)6]4-  K+1Fe+3 [Fe+2 (CN)6]

Хороший реактив для выявления Fe3+ тиоцианат-ион (NCS-)

Fe3++ NCS-  [Fe (NCS)6]3- эти соединения имеют ярко-красную («кровавую») окраску.

Этот реактив, например, тиоцианат калия (формула — KNCS), позволяет определить даже ничтожно малую концентрацию железа в растворах. Так, он способен при исследовании водопроводной воды определить, не заржавели ли трубы.

ВконтактеFacebookTwitterGoogle+Мой мир

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *