Реферат: Железо

СургутскийГосударственный Университет

Кафедра химии

РЕФЕРАТ

по теме:

 

ЖЕЛЕЗО

Выполнил:

Бондаренко М.А.

    596/2 гр.

Проверил:

Щербакова Л.П.

Сургут, 2000
Впериодической системе железо находится в четвертом периоде, в побочнойподгруппе VIII группы.

Химический знак – Fe (феррум). Порядковый номер –26, электронная формула 1s2 2s2 2p6 3d64s2.

¯­ ­ ­ ­ ­ ­ 3d ­ 4p 4s   Электронно-графическаяформула
 ¯­ ­ ­ ­ ­ 3d ¯­ 4p

/>

4s

Валентные электроны у атома железа находятся напоследнем электронном слое (4s2) и предпоследнем (3d6).В химических реакциях железо может отдавать эти электроны и проявлять степениокисления +2, +3 и, иногда, +6.

Нахождение в природе.

 

Железо является вторым пораспространенности металлом в природе (после алюминия). В свободном состояниижелезо встречается только в метеоритах, падающих на землю. Наиболее важныеприродные соединения:

Fe2O3· 3H2O – бурый железняк;

Fe2O3<sub/>– красный железняк;

Fe3O4(FeO· Fe2O3) – магнитныйжелезняк;

FeS2  — железный колчедан (пирит).

Соединения железа входят всостав живых организмов.

Получение железа.

 

В промышленности железо получаютвосстановлением 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 серыйметалл, обладает большой ковкостью, пластичностью и сильными магнитнымисвойствами. Плотность железа – 7,87 г/см3, температура плавления1539°С.

Химические свойства.

 

В реакциях железо являетсявосстановителем. Однако при обычной температуре оно не взаимодействует даже ссамыми активными окислителями (галогенами, кислородом, серой), но принагревании 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 температурежелезо реагирует с углеродом, кремнием и фосфором:

3Fe + C = Fe3C             Карбиджелеза (цементит)

3Fe + Si = Fe3Si           Силициджелеза

3Fe + 2P = Fe3P2           Фосфиджелеза (II)

Железо реагирует сосложными веществами.

Во влажном воздухе железо быстроокисляется (корродирует):

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

                                   O

Fe(OH)3 = Fe

                                     O– H + H2O

Ржавчина

 

Железо находится в серединеэлектрохимического ряда напряжений металлов, поэтому является металлом среднейактивности. Восстановительная способность у железа меньше, чем у щелочных,щелочноземельных металлов и у алюминия. Только при высокой температурераскаленное железо реагирует с водой:

3Fe + 4H2O = Fe3O4 +4H2­

Железо реагирует с разбавленнымисерной и соляной кислотами, вытесняя из кислот водород:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2­

Fe + H2SO4 = FeSO4 +H2­

При обычной температуре железоне взаимодействует с концентрированной серной кислотой, так как пассивируетсяею. При нагревании концентрированная H2SO4 окисляетжелезо до сульфита железа (III):

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

Разбавленная азотная кислота окисляетжелезо до нитрата железа (III):

Fe + 4HNO3 =Fe(NO3)3 + NO­ + 2H2O.

Концентрированная азотнаякислота пассивирует железо.

Из растворов солей железовытесняет металлы, которые расположены правее его в электрохимическом рядунапряжений:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu,  Fe0+ Cu2+ = Fe2+ + Cu0.

Соединения железа (II)

 

Оксид железа (II) FeO – черноекристаллическое вещество, нерастворимое в воде. Оксид железа (II) получаютвосстановлением оксида железа(II,III) оксидом углерода (II):

Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2­.

Оксид железа (II) – основнойоксид, 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 проявляетсвойства 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 окисленияжелеза +2 проявляют восстановительные свойства, так как Fe2+ легкоокисляются до Fe+3:

Fe+2 – 1e = Fe+3

Так, свежеполученный зеленоватыйосадок Fe(OH)2 на воздухе очень быстро изменяет окраску – буреет. Изменениеокраски объясняется окислением Fe(OH)2 в Fe(OH)3кислородом воздуха:

4Fe+2(OH)2 + O2 + 2H2O= 4Fe+3(OH)3.

Восстановительные свойствапроявляют и соли двухвалентного железа, особенно при действии окислителей вкислотной среде. Например, сульфат железа (II) восстанавливает перманганаткалия в сернокислотной среде до сульфата марганца (II):

10Fe+2SO4+ 2KMn+7O4 + 8H2SO4 = 5Fe+32(SO4)3+ 2Mn+2SO4 + K2SO4 + 8H2O.

Качественнаяреакция на катион железа (II).

Реактивом для определениякатиона железа Fe2+ является гексациано (III) феррат калия (красная кровянаясоль) 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 – турнбулевасинь:

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) проявляетамфотерные свойства:

А) взаимодействует с твердымищелочами 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) являетсяболее слабым основанием, чем Fe(OH)2, и проявляет амфотерныесвойства (с преобладанием основных). При взаимодействии с разбавленнымикислотами 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 концентрированнымирастворами щелочей протекают лишь при длительном нагревании. При этомполучаются 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 окисленияжелеза +3 проявляют окислительные свойства, так как под действиемвосстановителей 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

Качественныереакции на катион железа (III)

А) Реактивом для обнаружениякатиона Fe3+ является гексациано (II) феррат калия (желтая кровянаясоль) 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 помощьюроданида аммония (NH4CNS). В результате взаимодействия ионов CNS-1 скатионами 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 егосоединений.

 

Важнейшие сплавы железа – чугуны и стали – являютсяосновными конструкционными материалами практически во всех отрасляхсовременного производства.

Хлорид железа (III) FeCl3 применяется для очисткиводы. В органическом синтезе FeCl3 применяется как катализатор.Нитрат железа Fe(NO3)3 · 9H2O используют при окраске тканей.

Железо является одним из важнейших микроэлементов ворганизме человека и животных (в организме взрослого человека содержится в видесоединений около 4 г Fe). Оно входит в состав гемоглобина, миоглобина,различных ферментов и других сложных железобелковых комплексов, которыенаходятся в печени и селезенке. Железо стимулирует функцию кроветворныхорганов.

Список использованнойлитературы:

1.     «Химия.Пособие репетитор».  Ростов-на-Дону.  «Феникс». 1997 год.

2.    «Справочникдля поступающих в вузы».  Москва. «Высшая школа»,  1995 год.

3.    Э.Т.Оганесян.  «Руководство по химии поступающим в вузы». Москва.  1994 год.