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^- = 2FeO^2- + 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⁺ + 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) 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.