Сургутський Державний Університет
Кафедра хімії
РЕФЕРАТ
по темі:
Залізо
Виконав:
Бондаренко М.О.
Перевірив:
Щербакова Л.П.
Сургут, 2000
У періодичній системі залізо знаходиться у четвертому періоді, у побічній підгрупі VIII групи.
Хімічний знак – Fe (ферум). Порядковий номер – 26, електронна формула 1s 2 2s 2 2p 6 3d 6 4s 2 .
Електронно-графічна формула
Валентні електрони в атома заліза знаходяться на останньому електронному шарі ( 4s 2) та передостанньому ( 3d 6). У хімічних реакціях залізо може віддавати ці електрони і виявляти ступеня окиснення +2, +3 і іноді +6.
Знаходження у природі.
Залізо є другим за поширеністю металом у природі (після алюмінію). У вільному стані залізо зустрічається лише у метеоритах, що падають на землю. Найважливіші природні сполуки:
Fe 2 O 3 · 3H 2 O - бурий залізняк;
Fe 2 O 3 – червоний залізняк;
Fe 3 O 4 (FeO · Fe 2 O 3) - магнітний залізняк;
FeS 2 – залізний колчедан (пірит).
Сполуки заліза входять до складу живих організмів.
Одержання заліза.
У промисловості залізо отримують відновленням його із залізних руд вуглецем (коксом) та оксидом вуглецю (II) у доменних печах. Хімізм доменного процесу наступний:
C + O 2 = CO 2
CO2+C=2CO.
3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2
Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2
FeO + CO = Fe + CO2.
Фізичні властивості.
Залізо – сріблясто-сірий метал, має велику ковкість, пластичність і сильні магнітні властивості. Щільність заліза – 7,87 г/см 3 температура плавлення 1539°С.
Хімічні властивості.
У реакціях залізо є відновником. Однак при звичайній температурі воно не взаємодіє навіть із найактивнішими окислювачами (галогенами, киснем, сіркою), але при нагріванні стає активним і реагує з ними:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 Хлорид заліза (III)
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (FeO · Fe 2 O 3) Оксид заліза (II,III)
Fe + S = FeS Сульфід заліза (II)
За дуже високої температури залізо реагує з вуглецем, кремнієм та фосфором:
3Fe + C = Fe 3 C Карбід заліза (цементит)
3Fe + Si = Fe 3 Si Силицид заліза
3Fe + 2P = Fe 3 P 2 Фосфід заліза (II)
Залізо реагує із складними речовинами.
У вологому повітрі залізо швидко окислюється (кородує):
4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3 ,
Fe(OH) 3 = Fe
O - H + H 2 O
Іржа
Залізо знаходиться в середині електрохімічного ряду напруг металів, тому є металом середньої активності. Відновлювальна здатність у заліза менша, ніж у лужних, лужноземельних металів та у алюмінію. Тільки за високої температури розпечене залізо реагує з водою:
3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2
Залізо реагує з розведеними сірчаною та соляною кислотами, витісняючи з кислот водень:
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2
За нормальної температури залізо не взаємодіє з концентрованою сірчаною кислотою, оскільки пасивується нею. При нагріванні концентрована H 2 SO 4 окислює залізо до сульфіту заліза (III):
2Fe + 6H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.
Розведена азотна кислота окислює залізо до нітрату заліза (III):
Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2H2O.
Концентрована азотна кислота пасивує залізо.
З розчинів солей залізо витісняє метали, які розташовані правіше за нього в електрохімічному ряді напруг:
Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu, Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0 .
З'єднання заліза (II)
Оксид заліза (II) FeO- Чорна кристалічна речовина, нерозчинна у воді. Оксид заліза (II) одержують відновленням оксиду заліза(II,III) оксидом вуглецю (II):
Fe3O4+CO=3FeO+CO2.
Оксид заліза (II) – основний оксид, що легко реагує з кислотами, при цьому утворюються солі заліза(II):
FeO + 2HCl = FeCl 2 + H 2 O, FeO + 2H + = Fe 2+ + H 2 O.
Гідроксид заліза (II) Fe(OH)2– порошок білого кольору, що не розчиняється у воді. Отримують його із солей заліза (II) при взаємодії їх із лугами:
FeSO 4 + 2NaOH = Fe(OH) 2 + Na 2 SO 4 ,
Fe 2+ + 2OH - = Fe(OH) 2 ¯.
Гідроксид заліза () Fe(OH)2 виявляє властивості основи, легко реагує з кислотами:
Fe(OH) 2 + 2HCl = FeCl 2 + 2H 2 O,
Fe(OH) 2 + 2H + = Fe 2+ + 2H 2 O.
При нагріванні гідроксид заліза (II) розкладається:
Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O.
З'єднання зі ступенем окиснення заліза +2 виявляють відновлювальні властивості, оскільки Fe 2+ легко окислюються до Fe +3:
Fe +2 - 1e = Fe +3
Так, свіжоотриманий зелений осад Fe(OH)2 повітря дуже швидко змінює забарвлення – буріє. Зміна забарвлення пояснюється окисленням Fe(OH) 2 у Fe(OH) 3 киснем повітря:
4Fe +2 (OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe +3 (OH) 3 .
Відновлювальні властивості виявляють і солі двовалентного заліза, особливо при дії окисників у кислотному середовищі. Наприклад, сульфат заліза (II) відновлює перманганат калію в сірчанокислотному середовищі до сульфату марганцю (II):
10Fe +2 SO 4 + 2KMn +7 O 4 + 8H 2 SO 4 = 5Fe +3 2 (SO 4) 3 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O.
Якісна реакція на катіон заліза (ІІ).
Реактивом для визначення катіону заліза Fe2+ є гексаціано (III) феррат калію (червона кров'яна сіль).
3FeSO 4 + 2K 3 = Fe 3 2 ¯ + 3K 2 SO 4 .
При взаємодії іонів 3 з катіонами заліза Fe 2+ утворюється темно-синій осад – турнбулева синь:
3Fe 2+ +2 3- = Fe 3 2 ¯
З'єднання заліза (III)
Оксид заліза (III) Fe 2 O 3– порошок бурого кольору, що не розчиняється у воді. Оксид заліза (III) одержують:
А) розкладанням гідроксиду заліза (III):
2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O
Б) окисленням піриту (FeS 2):
4Fe +2 S 2 -1 + 11O 2 0 = 2Fe 2 +3 O 3 + 8S +4 O 2 -2 .
Fe +2 – 1e ® Fe +3
2S -1 – 10e ® 2S +4
O 2 0 + 4e ® 2O -2 11e
Оксид заліза (III) виявляє амфотерні властивості:
А) взаємодіє з твердими лугами NaOH та KOH та з карбонатами натрію та калію при високій температурі:
Fe 2 O 3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H 2 O,
Fe 2 O 3 + 2OH - = 2FeO 2- + H 2 O,
Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaFeO 2 + CO 2 .
Ферріт натрію
Гідроксид заліза (III)одержують із солей заліза (III) при взаємодії їх із лугами:
FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaCl,
Fe 3+ + 3OH - = Fe(OH) 3 ¯.
Гідроксид заліза (III) є більш слабкою основою, ніж Fe(OH) 2 і виявляє амфотерні властивості (з переважанням основних). При взаємодії з розведеними кислотами Fe(OH) 3 легко утворює відповідні солі:
Fe(OH) 3 + 3HCl « FeCl 3 + H 2 O
2Fe(OH) 3 + 3H 2 SO 4 « Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
Fe(OH) 3 + 3H + « Fe 3+ + 3H 2 O
Реакції з концентрованими розчинами лугів протікають лише за тривалого нагрівання. При цьому виходять стійкі гідрокомплекси з координаційним числом 4 або 6:
Fe(OH) 3 + NaOH = Na,
Fe(OH) 3 + OH - = - ,
Fe(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 ,
Fe(OH) 3 + 3OH - = 3-.
З'єднання зі ступенем окиснення заліза +3 виявляють окисні властивості, тому що під дією відновників Fe +3 перетворюється на Fe +2:
Fe+3+1e = Fe+2.
Так, наприклад, хлорид заліза (III) окислює йодид калію до вільного йоду:
2Fe +3 Cl 3 + 2KI = 2Fe +2 Cl 2 + 2KCl + I 2 0
Якісні реакції на катіон заліза (III)
А) Реактивом для виявлення катіону Fe 3+ є гексаціано (II) феррат калію (жовта кров'яна сіль) K 2 .
При взаємодії іонів 4 з іонами Fe 3+ утворюється темно-синій осад – берлінська блакить :
4FeCl 3 + 3K 4 « Fe 4 3 ¯ +12KCl,
4Fe 3+ + 3 4- = Fe 4 3 ¯.
Б) Катіони Fe 3+ легко виявляються за допомогою роданіду амонію (NH 4 CNS). Внаслідок взаємодії іонів CNS-1 з катіонами заліза (III) Fe3+ утворюється малодисоціюючий роданід заліза (III) криваво-червоного кольору:
FeCl 3 + 3NH 4 CNS « Fe(CNS) 3 + 3NH 4 Cl,
Fe 3+ + 3CNS 1- «Fe(CNS) 3 .
Застосування та біологічна роль заліза та його сполук.
Найважливіші сплави заліза – чавуни та сталі – є основними конструкційними матеріалами практично у всіх галузях сучасного виробництва.
Хлорид заліза (III) FeCl 3 застосовується для очищення води. В органічному синтезі FeCl 3 застосовується як каталізатор. Нітрат заліза Fe(NO 3) 3 · 9H 2 O використовують при фарбуванні тканин.
Залізо є одним з найважливіших мікроелементів в організмі людини та тварин (в організмі дорослої людини міститься у вигляді сполук близько 4 г Fe). Воно входить до складу гемоглобіну, міоглобіну, різних ферментів та інших складних залізобілкових комплексів, що знаходяться в печінці та селезінці. Залізо стимулює функцію кровотворних органів.
Список використаної литературы:
1. «Хімія. Посібник репетитор». Ростов-на-Дону. "Фенікс". 1997 рік.
2. «Довідник для вступників до вузів». Москва. "Вища школа", 1995 рік.
3. Е.Т. Оганесян. «Керівництво з хімії вступників до вузів». Москва. 1994 рік.
Хімічні властивості залізарозглянемо з прикладу його взаємодії з типовими неметалами — сірою і кислородом.
Змішаємо в чашці Петрі подрібнені до порошкоподібного стану залізо та сірку. Розжаримо в полум'ї сталеву спицю і торкнемося нею суміші реагентів. Бурхлива реакція між залізом та сіркою супроводжується виділенням тепло-вої та світлової енергії. Твердий продукт взаємодії цих речовин – сульфід заліза (II) – чорного кольору. На відміну від заліза він не притягується магнітом.
Залізо реагує із сіркою з утворенням сульфіду заліза (II). Складемо рівняння реакції:
Для реакції заліза з киснем також потрібно попереднє нагрівання. Насипаємо в товстостінний посуд кварцового піску. Розігріємо в полум'ї пальника пучок дуже тонкого залізного дроту - так звану залізну шерсть. Розжарений дріт внесемо в посудину з киснем. Залізо згоряє сліпучим полум'ям, розкидаючи іскри - розпечені частки залізної окалини Fe 3 O 4 .
Ця ж реакція відбувається і на повітрі, коли при механічній обробці сталь сильно нагрівається від тертя.
При згорянні заліза в кисні або на повітрі утворюється залізна окалина:
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 , Матеріал із сайту
або 3Fe + 2O 2 = FeO. Fe 2 O 3 .
Залізна окалина - з'єднання, в якому залізо має різні значеннявалентності.
Проходження обох реакцій з'єднання супроводжується виділенням теплової та світлової енергії.
На цій сторінці матеріал за темами:
Рівняння взаємодії заліза з сіркою
Взаємодія кисню із залізом формула
Сульфід заліза з киснем реакція
Хімічна реакція між порошкоподібним залізом та сіркою
Мета досвіду взаємодія сірки із залізом
Питання щодо цього матеріалу:
Цілі уроку:
- Ознайомити учнів із елементом побічної групи Періодичної системи – залізом, його будовою, властивостями.
- Знати знаходження заліза в природі, способи його отримання, застосування, Фізичні властивості.
- Вміти давати характеристику заліза як побічної підгрупи.
- Вміти доводити Хімічні властивостізаліза та його сполук, записувати рівняння реакцій у молекулярному, іонному, окисно-відновному вигляді.
- Розвивати вміння учнів складати рівняння реакцій за участю залози, сформувати знання учнів про якісні реакції на іони залози.
- Виховувати інтерес до предмета.
Обладнання:залізо (порошок, шпилька, пластина), сірка, колба з киснем, соляна кислота, сульфат залози (II), хлорид залози (III), гідроксид натрію, червона та жовта кров'яні солі.
ХІД УРОКУ
I. Організаційний момент
ІІ. Перевірка домашнього завдання
ІІІ. Вивчення нового матеріалу
1. Вступ учителя.
- Значення заліза у житті, його роль історії цивілізації. Одним із найпоширеніших металів у земній корі є залізо. Застосовувати його почали набагато пізніше за інші метали (міді, золота, цинку, свинцю, олова), що, швидше за все, пояснюється малою подібністю руди заліза з металом. Первісним людям було дуже важко здогадатися, що з руди можна отримати метал, який успішно можна використовувати при виготовленні різних предметів, далася взнаки відсутність інструментів і необхідних пристосувань для організації такого процесу. До того часу, коли людина навчилася отримувати із руди залізо та виготовляти з нього сталь та чавун, пройшов досить тривалий час.
На даний момент залізняк є необхідною сировиною для чорної металургії, тими корисними копалинами, обходитися без яких не зможе жодна розвинена промислова країна. За рік світовий видобуток залізняку складає приблизно 350 000 000 тонн. Використовуються для виплавки заліза (вміст вуглецю 0,2-0,4 %), чавуну (2,5-4% вуглецю), сталі (2,5-1,5 % вуглецю) Сталь має більш широке застосування у промисловості, ніж залізо та чавун, тому й більший попит на її виплавку.
Для виплавки чавуну із залізних руд використовуються домни, які працюють на кам'яному вугіллі або коксі, переплавлення сталі та заліза із чавуну відбувається у відбивних мартенівських печах, безсемерівських конверторах або способом Томаса.
Чорні метали та його метали мають велике значення у житті та розвитку людського суспільства. Різні предмети побуту та широкого вжитку виготовляються із заліза. Для будівництва кораблів, літаків, залізничного транспорту, автомобілів, мостів, залізниць, різних будівель, обладнання та іншого, використовуються сотні мільйонів тонн сталі та чавуну. Немає такої галузі сільського господарства та промисловості, у якій не застосовувалися залізо та її різні сплави.
Небагато мінерали, що часто зустрічаються в природі, мають у своєму складі залізо, є саме залізною рудою. До таких мінералів можна віднести: бурий залізняк, гематит, магнетит, інші, що утворюють великі родовища і займають великі площі.
Хімічне відношення магнетиту або магнітного залізняку, що має залізо – чорний колір і унікальна властивість – магнітність, є сполукою, що складається з окису та закису заліза. У природному середовищі його можна зустріти як у вигляді зернистих або суцільних мас, так і у вигляді сформованих кристалів. Залізна руда найбільш багата на вміст металевого заліза магнетиту (до 72%).
Найбільші у нашій країні родовища магнетитових руд перебувають на Уралі, у горах Висока, Благодать, Магнітна, у деяких районах Сибіру – басейні річки Ангара, Гірської Шорії, біля Кольського півострова.
2. Робота із класом. Характеристика заліза як хімічного елемента
а) Положення в періодичній системі:
Завдання 1.Визначити становище заліза у Періодичній системі?
Відповідь:Залізо розташоване у 4-му великому періоді, парному ряду, 8-й групі, побічній групі.
б) будова атома:
Завдання 2.Замалювати склад і будову атома заліза, електронні формули та комірки.
Відповідь: Fe +3 2) 8) 14) 2) метал
р = 26
е = 26
n = (56 - 26) = 301s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2
Запитання.На яких шарах заліза розташовані валентні електрони? Чому?
Відповідь.Валентні електрони розташовані на останньому та передостанньому шарах, оскільки це елемент побічної підгрупи.
Залізо відносять до d-елементів, воно входить до складу тріади елементів – металів (Fe-Co-Ni);
в) окиснювально-відновлювальні властивості заліза:
Запитання.Чим є залізо-окислювач чи відновник? Які ступеня окиснення та валентність виявляє?
Відповідь:
Fe 0 - 2e = Fe +3) відновник
Fe 0 - 3e = Fe +3
с.о.+2,+3; валентність = II та III, валентність 7 – не виявляє;
г) сполуки заліза:
FeO – основний оксид
Fe(OH) 2 – нерозчинна основа
Fe 2 O 3 – оксид ознаками амфотерності
Fe(OH) 3 – основа з ознаками амфотерності
Летючі водневі сполуки – ні.
д) перебування у природі.
Залізо є другим за поширеністю металом у природі (після алюмінію). У вільному стані залізо зустрічається тільки в метеоритах.
FeO*3HO – бурий залізняк,
FeO – червоний залізняк,
FeO (FeO*FeO) – магнітний залізняк,
FeS – залізний колчедан (пірит)
Сполуки заліза входять до складу живих організмів.
3. Характеристика простої речовини заліза
а) будова молекули, тип зв'язку, тип кристалічних ґрат; (самостійно)
б) фізичні властивості заліза
Залізо – сріблясто-сірий метал, має велику ковкість, пластичність і сильні магнітні властивості. Щільність заліза – 7,87г/см 3 температура плавлення 1539 t про С.
в) хімічні властивості заліза:
Атоми заліза в реакціях віддають електрони і виявляють ступеня окиснення + 2 + 3 і іноді + 6.
У реакціях залізо є відновником. Однак при звичайній температурі воно не взаємодіє навіть з найактивнішими окислювачами (галогенами, киснем, сірою), але при нагріванні стає активними і реагує з ними:
2Fe +3Cl 2 = 2FeCl 3 Хлорид заліза(III)
3Fe + 2O 2 = Fe 2 O 3 (FeO*Fe O) Оксид заліза(III)
Fe +S = FeS Сульфід заліза(II)
За дуже високої температури залізо реагує з вуглецем, кремнієм та фосфором.
3Fe + C = Fe 3 C Карбід заліза (цементит)
3Fe + Si = Fe 3 Si Силицид заліза
3Fe + 2P = Fe 3 P 2 Фосфід заліза
Залізо реагує із складними речовинами.
У вологому повітрі залізо швидко скислюється (кородує):
4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3
Fe(OH) 3 ––> FeOOH + H 2 O
Іржа
Залізо знаходиться в середині електрохімічного ряду напруг металів, тому є металом середньої активності.Відновлювальна здатність у заліза менша, ніж у лужних, лужноземельних металів і у алюмінію. Тільки за високої температури розпечене залізо реагує з водою:
3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2
Залізо реагує з розведеними сірчаною та соляною кислотами, витісняючи їх водень:
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2
Fe 0 + 2H + = Fe 2+ + H 2 0
При звичайній температурі залізо не взаємодіє із концентрованою сірчаною кислотою, оскільки пасивується нею. При нагріванні концентрована сірчана кислота окислює залізо до сульфату заліза
2Fe + 6H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
Розведена азотна кислота окислює залізо до нітрату заліза(III):
Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O
Концентрована азотна кислота пасивує залізо.
З розчинів солей залізо витісняє метали, які розташовані правіше за нього в електрохімічному ряді напруг:
Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu,
г) застосування заліза (самостійно)
д) отримання (разом із учнями)
У промисловості залізо отримують відновленням його із залізних руд вуглецем (коксом) та оксидом вуглецю (II) у доменних печах.
Хімізм доменного процесу наступний:
C + O = CO
CO + C = 2CO
3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2
Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2
FeO + CO = Fe + CO 2
4. З'єднання заліза
Хімічні властивості цих сполук.
Доповнення.З'єднання заліза(II) нестійкі, вони можуть окислюватися і переходити в сполуки заліза(III)
Fe +2 Cl 2 + Cl 2 = Fe +3 Cl 3 скласти будинки окиснювально-відновлювальні
Fe +2 (OH) + H 2 O + O 2 = Fe +3 (OH) 3 схеми зрівняти.
Хімічні властивості цих сполук
Також якісною реакцією на Fe +2 служить реакція солей заліза (II) з речовиною, яка називається червоною кров'яною сіллю K 3 – це комплексне з'єднання.
3FeCl + 2K 3 = Fe 3 ,"de":["HY7CqWc6WfE"],"es":["zhomCMDQurk","cFsKQvX-sH8","o2GN1FUPJH8"],"pt":["uIEIrciTwOc"," ],"fr":["31nvESQbbG8","1FmdeA4K5gg"],"ro":["6HNFpOmTS2c","YAlG-FBbUWc","YAlG-FBbUWc"])