З'єднання заліза та його властивості. Залізо це

Сторінка 3

На рис. V.8 наведено кореляційну схему, яка дає уявлення про інтервали ізомерних зрушень 57Fe для сполук заліза. Ступінь окислення заліза може змінюватися від 0 до 6, і охарактеризувати її за ізомерним зсувом 57Fe не так просто.

Відновлювальна атмосфера викликає зниження ступеня окиснення заліза в шлаку, тим часом як при окисної атмосфері під впливом високих температур полум'я триває розпад вищих оксидів заліза. Підвищення ступеня окиснення заліза в шлаку впливом окисної атмосфери можливе лише за температури полум'я нижче 1 200 З великої поверхні шлаку.

Досить різко у породах змінюється вміст А12Оз, лугів. Постійним зберігається рівень окислення заліза.

Зразок зі ступенем окислення 13% не має пластичної області, і шлак веде себе, як скло. З підвищенням ступеня окислення заліза до 30 або 56% у кривих в'язкості зразків В і А з'являється вигин, що свідчить про те, що шлак у місці вигину перетворюється на пластичний стан.

Але ступінь окислення сірки, що входить до складу цих іонів, є різною. У першому випадку ступінь окислення заліза збігається із зарядом простого іона Fe2 та з валентністю заліза. Таким чином, валентністю даного елемента в комплексному з'єднанні називають всю суму зв'язків, який має в даному з'єднанні центральний атом - комплексоутворювач.

Тенденція до комплексоутворення підтверджується і існуванням типових подвійних солей типу шенітів та галунів. У цьому поєднанні ступінь окислення заліза 2 стабілізується, у той час як сульфат FeSO4 у водному розчині схильний до окиснення киснем повітря. Нікель подібних сполук не утворює, оскільки ступінь окислення 3 цього елемента настільки малохарактерна, що навіть не стабілізується в подвійних солях.

Це збільшення ступеня окиснення заліза у шлаку триває до температури близько 1200 С. При подальшому підвищенні температури шлаку ступінь окиснення заліза значно падає.

Як зазначено, центральний атом заліза лежить у площині 16-членного пор-фірипового кільця, причому він пов'язаний з атомами азоту піррольних кілець чотирма з наявних валентностей, а тому для завершення октаедричного комплексу залишаються дві валентності; ці валентності знаходяться вище і нижче за площину креслення показаної моделі. Крім того, слід враховувати також ступінь окислення заліза; коли залізо перебуває у закисному стані, як показано малюнку, то протопорфірин зветься тема чи, чіткіше, феррогема. Якщо гем знаходиться у вільному стані в розчині і не пов'язаний з білком, то передбачається, що дві молекули води перебувають у координаційному зв'язку з п'ятим та шостим положеннями валентності заліза. Джордж позначає цей феррогем так: H2O - Fep-H. При окисленні він перетворюється на Н О Fep НаО з однією позитивним зарядом. Цей феригем може координувати хлор-іон з переходом у H2O - Fep-Cl і в цьому випадку називається геміном; при координованому гидроксилыюм іоні ферригем позначається як гематин Н2О - Рер-ОН, хоча ці терміни іноді використовуються і менш специфічно, лише позначення наявності окисного заліза. Можлива координація та інших молекул, причому насамперед грає роль координація з перекисом водню. Феррогем легко координує азотисті основи, наприклад піридин, утворюючи гемохромогеї В-Рбр - В. Така ж сполука з феригемом B-Fep-B називається парагематіном.

За допомогою магнітного методу встановлено наявність та дана кількісна оцінка валентних зв'язків між сусідніми позитивними іонами. Так, у Fe203 на носії А1203 ступінь окислення заліза дорівнює трьом, але одночасно сусідні атоми заліза утворюють між собою ковалентний зв'язок.

За допомогою магнітного методу встановлено наявність і дана кількісна оцінка валентних зв'язків між сусідніми позитивними іонами. Так, у Fe2O3 на носії А12О3 ступінь окислення заліза дорівнює трьом, але одночасно сусідні атоми заліза утворюють між собою ковалентний зв'язок.

Якщо розглянути гідроксиди Fe(OH) 2 та Fe(OH) 3, то з позиції схеми Косселя кислотні властивості другого гідроксиду повинні бути виражені сильніше першого. Це випливає з того, що чим вищий ступінь окислення заліза (навіть якщо прийняти, що радіуси іонів Fe2 і Fe3 однакові), тим вище відштовхування протона і тим більше виражені кислотні властивості відповідного гідроксиду. Якщо врахувати, що радіус іона Fe3 трохи менше, ніж іона Fe2, то більше відштовхування протона в з'єднанні Fe (OH) 3 порівняно з Fe (OH) 2 стає ще очевиднішим.

Частина оксидів заліза відновлюється до металевого заліза, інша частина - до [закис-окису]; крім того, ними виділяється вуглець. Кількість кисню, що ще міститься у руді, характеризує ступінь окислення заліза.

Якщо після попередніх випробувань залишається сумнів, чи є іон заліза, можна виконати перевірочні реакції. Але слід пам'ятати, що при цьому випробуванні вже не можна встановити початковий рівень окислення заліза в аналізованій пробі.

Лише у присутності сильних окислювачів вдається отримати досить неміцні похідні залізної кислоти H2FeO4 зі ступенем окислення заліза 6, проте відповідний оксид виділити не вдалося. Якщо RuO4 – малостійка речовина, яку отримують непрямим шляхом, то OsO4 – з'єднання цілком стійке, що утворюється при окисненні металу на повітрі.

13.ЕЛЕМЕНТИ ПІДГРУПИ ХРОМУ.

Атомний номер	Назва	Електронна конфігурація	ρ г/см 3	tпл. 0 C	tкіп. 0 C	ЕО	Атомний радіус, нм	Ступінь окиснення
26	Залізо Fe	3d64s2	7,87	1535	2750	1,64	0,128	+2,+3
27	Кобальт Co	3d74s2	8,9	1495	2870	1,7	0,125	+2,+3
28	Нікель Ni	3d8 4s2	8,9	1453	2732	1,75	0,124	+1,+2,+3,+4

Отримання
металів підгрупи заліза

Відновленням з оксидів вугіллям або оксидом вуглецю (II)

FeO + C Fe + CO
Fe 2 O 3 + 3CO 2Fe + 3CO 2
NiO + C Ni + CO
Co 2 O 3 + 3C 2Co + 3CO

Fe
d-елемент VIII групи; порядковий номер – 26; атомна маса – 56; (26p; 30 n), 26e

Метал середньої активності, відновник.
Основні ступені окислення - +2, +3

Залізо та його сполуки

Хімічні властивості

На повітрі залізо легко окислюється у присутності вологи (іржавіння):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O 4Fe(OH) 3

Накалений залізний дріт горить у кисні, утворюючи окалину - оксид заліза (II,III):

3Fe + 2O 2 Fe 3 O 4

За високої температури (700-900 0 C) залізо реагує з парами води:

3Fe + 4H 2 O Fe 3 O 4 + 4H 2
Залізо реагує з неметалами при нагріванні:

2Fe + 3Br 2 2FeBr 3
Fe + S FeS
Залізо легко розчиняється в соляній та розведеній сірчаній кислотах:

Fe + 2HCl FeCl 2 + H 2
Fe + H 2 SO 4 (розб.) FeSO 4 + H 2

У концентрованих кислотах-окислювачах залізо розчиняється лише при нагріванні

2Fe + 6H 2 SO 4 (конц.) Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
Fe + 6HNO 3 (конц.) Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

(На холоді концентровані азотна та сірчана кислоти пасивують залізо).
Залізо витісняє метали, що стоять правіше його в ряді напруг із розчинів їх солей.

Fe + CuSO 4 FeSO 4 + Cu

З'єднання двовалентного заліза

Гідроксид заліза (II)

Утворюється при дії розчинів лугів на солі заліза (II) без доступу повітря:

FeCl + 2KOH 2KCl + Fе(OH) 2

Fe(OH) 2 - слабка основа, розчинна в сильних кислотах:

Fe(OH) 2 + H 2 SO 4 FeSO 4 + 2H 2 O

При прожарюванні Fe(OH)2 без доступу повітря утворюється оксид заліза (II) FeO:

Fe(OH) 2 FeO + H 2 O

У присутності кисню повітря білий осад Fe(OH) 2 , окислюючись, буріє – утворюючи гідроксид заліза (III) Fe(OH) 3:

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O 4Fe(OH) 3

З'єднання заліза (II) мають відновлювальні властивості, вони легко перетворюються на сполуки заліза (III) під дією окислювачів:

10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O
6FeSO 4 + 2HNO 3 + 3H 2 SO 4 3Fe 2 (SO 4) 3 + 2NO + 4H 2 O

З'єднання заліза схильні до комплексоутворення (координаційне число = 6):

FeCl 2 + 6NH 3 Cl 2
Fe(CN)2 + 4KCN K4(жовта кров'яна сіль)

Якісна реакція на Fe 2+

При дії гексаціаноферату (III) калію K 2 (червоної кров'яної солі) на розчини солей двовалентного заліза утворюється синій осад (турнбулева синь):

3FeSO 4 + 2K 3 Fe 3 + 3K 2 SO 4

З'єднання тривалентного заліза

Оксид заліза (III)

Утворюється при спалюванні сульфідів заліза, наприклад, при випаленні піриту:

4FeS 2 + 11O 2 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

або при прожарюванні солей заліза:

2FeSO 4 Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3

Fe 2 O 3 - основний оксид, який незначною мірою виявляє амфотерні властивості

Fe 2 O 3 + 6HCl 2FeCl 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O 2Na

Гідроксид заліза (III)

Утворюється при дії розчинів лугів на солі тривалентного заліза: випадає як червоно-бурого осаду

Fe(NO 3) 3 + 3KOH Fe(OH) 3 + 3KNO 3

Fe(OH) 3 – слабша основа, ніж гідроксид заліза (II).
Це тим, що з Fe 2+ менше заряд іона і його радіус, ніж у Fe 3+ , тому, Fe 2+ слабше утримує гідроксид-іони, тобто. Fe(OH) 2 легше дисоціює.
У зв'язку з цим солі заліза (II) незначно гідролізуються, а солі заліза (III) - дуже сильно. Гідролізом пояснюється і колір розчинів солей Fe(III): незважаючи на те, що іон Fe3+ майже безбарвний, розчини, що містять його, пофарбовані в жовто-бурий колір, що пояснюється присутністю гідроксоїонів заліза або молекул Fe(OH)3, які утворюються завдяки гідролізу:

Fe 3+ + H 2 O 2 + + H +
2 + + H 2 O + + H +
+ + H2O Fe(OH) 3 + H +

При нагріванні забарвлення темніє, а при додаванні кислот стає світлішим внаслідок придушення гідролізу. Fe(OH)3 має слабо виражену амфотерність: він розчиняється в розведених кислотах і в концентрованих розчинах лугів:

Fe(OH) 3 + 3HCl FeCl 3 + 3H 2 O

Fe(OH) 3 + NaOH Na

З'єднання заліза (III) - слабкі окислювачі, що реагують із сильними відновниками:

2FeCl 3 + H2S S + 2FeCl 2 + 2HCl

Якісні реакції на Fe3+

У земній корі залізо поширене досить на його частку припадає близько 4,1 % маси земної кори (4-е місце серед всіх елементів, 2-е серед металів). У мантії та земній корі залізо зосереджено головним чином у силікатах, при цьому його вміст значно в основних та ультраосновних породах, і мало у кислих та середніх породах. Відомо велика кількість руд та мінералів, що містять залізо. Найбільше практичного значення мають червоний залізняк (гематит, Fe 2 O 3 ; містить до 70 % Fe), магнітний залізняк (магнетит, FeFe 2 O 4, Fe 3 O 4 ; містить 72,4 % Fe), бурий залізняк або лимоніт (гетит та гідрогетит, відповідно FeOOH та FeOOH·nH 2 O) гематит магнетит лимоніт гетит

Сидерит FeCO 3 містить приблизно 35% заліза. Має жовтувато - білий (з сірим або коричневим відтінком у разі забруднення) кольором. Сидерит Міспікель FeAsS містить 34,3% заліза. Міспікель Леллінгіт FeAs 2 містить 27,2 % заліза Леллінгіт ільменіт FeTiO 3 ільменіт магномагнетит (Fe, Mg)

Основні ступені окислення заліза +2 та +3. При зберіганні на повітрі за температури до 200 °C залізо поступово покривається щільною плівкою оксиду, що перешкоджає подальшому окисленню металу. У вологому повітрі залізо покривається пухким шаром іржі, який не перешкоджає доступу кисню та вологи до металу та його руйнуванню. Іржа не має постійного хімічного складу, приблизно її хімічну формулу можна записати як Fe 2 O 3 ·xH 2 O. оксиду іржі

З киснем залізо реагує під час нагрівання. При згорянні заліза на повітрі утворюється оксид Fe 3 O 4 при згорянні в чистому кисні оксид Fe 2 O 3. Якщо кисень або повітря пропускати через розплавлене залізо, то утворюється оксид FeO. При нагріванні порошку сірки та заліза утворюється сульфід, наближену формулу якого можна записати як FeS. киснемFe 3 O 4Fe 2 O 3 FeO сірки

17. d -елементи. Залізо, загальна характеристика, властивості. Оксиди та гідроксиди, КО та ОВ характеристика, біороль, здатність до комплексоутворення.

1. Загальна характеристика.

Залізо d-елемент побічної підгрупи восьмої групи четвертого періоду ПСХЕ з атомним номером 26.

Один із найпоширеніших у земній корі металів (друге місце після алюмінію).

Проста речовина залізо - ковкий метал сріблясто-білого кольору з високою хімічною реакційною здатністю: залізо швидко корродуєпри високих температурах або при високій вологості на повітрі.

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

У чистому кисні залізо горить, а в дрібнодисперсному стані самозаймається і на повітрі.

3Fe + 2O2 = FeO + Fe2O3

3Fe + 4H2O = FeO*Fe2O3

FeO*Fe2O3 = Fe3O4 (залізна окалина)

Власне, залізом зазвичай називають його сплави з малим вмістом домішок (до 0,8%), які зберігають м'якість та пластичність чистого металу. Але на практиці частіше застосовуються сплави заліза з вуглецем: сталь (до 2,14 вага. % вуглецю) і чавун (більше 2,14 вага. % Вуглецю), а також нержавіюча (легована) сталь з добавками легуючих металів (хром, марганець, нікелії ін.). Сукупність специфічних властивостей заліза та її сплавів роблять його «металом № 1» за важливістю людини.

У природі залізо рідко зустрічається у чистому вигляді, найчастіше воно зустрічається у складі залізо-нікелевих метеоритів. Поширеність заліза в земній корі - 4,65% (4 місце після O, Si, Al). Вважається також, що залізо становить більшу частину земного ядра.

2.Властивості

1.Фіз.св-ва.Залізо – типовий метал, у вільному стані – сріблясто-білого кольору з сіруватим відтінком. Чистий метал пластичний, різні домішки (зокрема – вуглець) підвищують його твердість та крихкість. Має яскраво виражені магнітні властивості. Часто виділяють так звану «тріаду заліза» - групу трьох металів (залізо Fe, кобальт Co, нікель Ni), що мають схожі фізичні властивості, атомні радіуси і значення електронегативності.

2.Хім.св-ва.

Для заліза характерні ступені окислення заліза - +2 та +3.

Ступеня окиснення +2 відповідає чорний оксид FeO і зелений гідроксид Fe(OH) 2 . Вони мають основний характер. У солях Fe(+2) є у вигляді катіону. Fe(+2) – слабкий відновник.

Ступені окиснення +3 відповідають червоно-коричневий оксид Fe 2 O 3 і коричневий гідроксид Fe(OH) 3 . Вони носять амфотерний характер, хоч і кислотні, і основні властивості вони виражені слабо. Так, іони Fe 3+ націло гідролізуютьсянавіть у кислому середовищі. Fe(OH) 3 розчиняється (і то не повністю), тільки концентрованих лугах. Fe 2 O 3 реагує зі лугами лише при сплавленні, даючи ферити(формальні солі кислоти неіснуючої у вільному вигляді кислоти HFeO 2):

Залізо (+3) найчастіше виявляє слабкі окисні властивості.

Ступені окислення +2 і +3 легко переходять між собою за зміни окисно-відновних умов.

Крім того, існує оксид Fe 3 O 4 формальний ступінь окислення заліза в якому +8/3. Однак цей оксид можна розглядати як ферит заліза (II) Fe +2 (Fe +3 O 2) 2 .

Також існує ступінь окиснення +6. Відповідного оксиду та гідроксиду у вільному вигляді не існує, але отримані солі - ферати (наприклад, K 2 FeO 4). Залізо (+6) знаходиться у них у вигляді аніону. Феррат є сильними окислювачами.

Чисте металеве залізо стійке у воді та у розбавлених розчинах лугів. Залізо не розчиняється в холодних концентрованих сірчаної та азотної кислотах через пасивацію поверхні металу міцною оксидною плівкою. Гаряча концентрована сірчана кислота, будучи сильнішим окислювачем, взаємодіє із залізом.

З солянийта розведеної (приблизно 20%-й) сірчаної кислотамизалізо реагує з утворенням солей заліза(II):

При взаємодії заліза з приблизно 70% сірчаною кислотою при нагріванні реакція протікає з утворенням сульфату заліза(III):

3.Оксиди та гідроксиди, КО та ОВ хар-ка…

З'єднання заліза (II)

Оксид заліза(II) FeO має основні властивості, йому відповідає основа Fe(OH) 2 . Солі заліза (II) мають світло-зелений колір. При їх зберіганні, особливо у вологому повітрі, вони коричневіють за рахунок окиснення до заліза (III). Такий самий процес протікає при зберіганні водних розчинів солей заліза(II):

Із солей заліза(II) у водних розчинах стійка сіль Мора- подвійний сульфат амонію та заліза(II) (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 ·6Н 2 O.

Реактивом на іони Fe 2+ у розчині може служити гексаціаноферрат(ІІІ) калію K 3 (червона кров'яна сіль). При взаємодії іонів Fe 2+ та 3− випадає осад турнбульової сині:

Для кількісного визначення заліза (II) у розчині використовують фенантролін, що утворює із залізом (II) червоний комплекс FePhen 3 у широкому діапазоні рН (4-9)

З'єднання заліза (III)

Оксид заліза(III) Fe 2 O 3 слабко амфотерен, йому відповідає ще слабкіше, ніж Fe(OH) 2 , основа Fe(OH) 3 , яке реагує з кислотами:

Солі Fe 3+ схильні до утворення кристалогідратів. Вони іон Fe 3+ зазвичай оточений шістьма молекулами води. Такі солі мають рожевий або фіолетовий колір. Іон Fe 3+ повністю гідролізується навіть у кислому середовищі. При рН>4 цей іон практично повністю осаджується у вигляді Fe(OH) 3:

При частковому гідролізі іону Fe 3+ утворюються багатоядерні оксо- та гідроксокатіони, через що розчини набувають коричневого кольору. Основні властивості гідроксиду заліза(III) Fe(OH) 3 виражені дуже слабо. Він здатний реагувати лише з концентрованими розчинами лугів:

Гідроксокомплекси заліза(III), що утворюються при цьому, стійкі тільки в сильно лужних розчинах. При розведенні розчинів водою вони руйнуються, причому осад випадає Fe(OH) 3 .

При сплавленні з лугами та оксидами інших металів Fe 2 O 3 утворює різноманітні ферити:

З'єднання заліза(III) у розчинах відновлюються металевим залізом:

Залізо(III) здатне утворювати подвійні сульфати з однозарядними катіонамитипу галунів, наприклад, KFe(SO 4) 2 - залізокалієві галун, (NH 4)Fe(SO 4) 2 - залізоамонійні галун і т. д.

Для якісного виявлення в розчині сполук заліза(III) використовують якісну реакцію іонів Fe 3+ з тіоціанат-іонами SCN − . При взаємодії іонів Fe 3+ з аніонами SCN − утворюється суміш яскраво-червоних роданідних комплексів заліза 2+ , + , Fe(SCN) 3 , - . Склад суміші (отже, і інтенсивність її фарбування) залежить від різних факторів, тому для точного якісного визначення заліза цей метод не застосовується.

Іншим якісним реактивом на іони Fe3+ служить гексаціаноферрат(II) калію K 4 (жовта кров'яна сіль). При взаємодії іонів Fe 3+ та 4− випадає яскраво-синій осад берлінської лазурі:

З'єднання заліза (VI)

Ферати- солі не існує у вільному вигляді залізної кислоти H 2 FeO 4 . Це з'єднання фіолетового кольору, що за окисними властивостями нагадують перманганати, а по розчинності - сульфати. Отримують ферати при дії газоподібного хлоруабо озонуна завись Fe(OH) 3 у лугу наприклад, феррат(VI) ​​калію K 2 FeO 4 . Феррати пофарбовані у фіолетовий колір.

Ферати також можна отримати електролізом 30%-ного розчину лугу на залізному аноді:

Ферати - сильні окисники. У кислому середовищі розкладаються із кисню:

Окисні властивості ферратів використовують для знезараження води.

4.Біороль

1) У живих організмах залізо є важливим мікроелементом, що каталізує процеси обміну киснем (дихання).

2) Зазвичай залізо входить у ферменти як комплекса.В частности, цей комплекс присутній у гемоглобіні - найважливішому білку, що забезпечує транспорт кисню з кров'ю всім органам людини і тварин. І саме він забарвлює кров у характерний червоний колір.

4) Надлишкова доза заліза (200 мг і вище) може мати токсичну дію. Передозування заліза гнітить антиоксидантну систему організму, тому вживати препарати заліза здоровим людям не рекомендується.