Сургутский Государственный Университет

Кафедра химии

РЕФЕРАТ

по теме:

ЖЕЛЕЗО

Выполнил:

Бондаренко М.А.

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 1s 2 2s 2 2p 6 3d 6 4s 2 .

Электронно-графическая формула

Валентные электроны у атома железа находятся на последнем электронном слое (4s 2 ) и предпоследнем (3d 6 ). 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:

Fe 2 O 3 · 3H 2 O – бурый железняк;

Fe 2 O 3 – красный железняк;

Fe 3 O 4 (FeO · Fe 2 O 3) – магнитный железняк;

FeS 2 - 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 + O 2 = CO 2 ,

CO 2 + 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 .

Физические свойства.

Железо – серебристо серый металл, обладает большой ковкостью, пластичностью и сильными магнитными свойствами. Плотность железа – 7,87 г/см 3 , 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 + 3Cl 2 = 2FeCl 3 Хлорид железа (III)

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (FeO · Fe 2 O 3) Оксид железа (II,III)

Fe + S = FeS Сульфид железа (II)

При очень высокой температуре железо реагирует с углеродом, кремнием и фосфором:

3Fe + C = Fe 3 C Карбид железа (цементит)

3Fe + Si = Fe 3 Si Силицид железа

3Fe + 2P = Fe 3 P 2 Фосфид железа (II)

Железо реагирует со сложными веществами.

Во влажном воздухе железо быстро окисляется (корродирует):

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

Fe(OH) 3 = Fe

O – H + H 2 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 + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2 ­

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

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 ­

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 ­

При обычной температуре железо не взаимодействует с концентрированной серной кислотой, так как пассивируется ею. При нагревании концентрированная H 2 SO 4 окисляет железо до сульфита железа (III):

2Fe + 6H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 ­ + 6H 2 O.

Разбавленная азотная кислота окисляет железо до нитрата железа (III):

Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO­ + 2H 2 O.

Концентрированная азотная кислота пассивирует железо.

Из растворов солей железо вытесняет металлы, которые расположены правее его в электрохимическом ряду напряжений:

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu, Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0 .

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):

Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2 ­.

Оксид железа (II) – основной оксид, легко реагирует с кислотами, при этом образуются соли железа(II):

FeO + 2HCl = FeCl 2 + H 2 O, FeO + 2H + = Fe 2+ + H 2 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:

FeSO 4 + 2NaOH = Fe(OH) 2 ¯ + Na 2 SO 4 ,

Fe 2+ + 2OH - = Fe(OH) 2 ¯.

Гидроксид железа () Fe(OH)2 проявляет свойства основания, легко реагирует с кислотами:

Fe(OH) 2 + 2HCl = FeCl 2 + 2H 2 O,

Fe(OH) 2 + 2H + = Fe 2+ + 2H 2 O.

При нагревании гидроксид железа (II) разлагается:

Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O.

Соединения со степенью окисления железа +2 проявляют восстановительные свойства , так как Fe 2+ 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 + O 2 + 2H 2 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 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.

Качественная реакция на катион железа (II).

Реактивом для определения катиона железа Fe2+ является гексациано (III) феррат калия (красная кровяная соль) K3:

3FeSO 4 + 2K 3 = Fe 3 2 ¯ + 3K 2 SO 4 .

При взаимодействии ионов 3 - с катионами железа Fe 2+ образуется темно-синий осадок – турнбулева синь:

3Fe 2+ +2 3- = Fe 3 2 ¯

Соединения железа (III)

Оксид железа (III) Fe 2 O 3 – порошок бурого цвета, не растворяется в воде. Оксид железа (III) получают:

А) разложением гидроксида железа (III):

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

Б) окислением пирита (FeS 2):

4Fe +2 S 2 -1 + 11O 2 0 = 2Fe 2 +3 O 3 + 8S +4 O 2 -2 .

2S -1 – 10e ® 2S +4

O 2 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:

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 .

Феррит натрия

Гидроксид железа (III) получают из солей железа (III) при взаимодействии их со щелочами:

FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 ¯ + 3NaCl,

Fe 3+ + 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 « 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

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) 3 + OH - = - ,

Fe(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 ,

Fe(OH) 3 + 3OH - = 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 Cl 3 + 2KI = 2Fe +2 Cl 2 + 2KCl + I 2 0

Качественные реакции на катион железа (III)

А) Реактивом для обнаружения катиона Fe 3+ является гексациано (II) феррат калия (желтая кровяная соль) K 2 .

При взаимодействии ионов 4- с ионами Fe 3+ образуется темно-синий осадок – берлинская лазурь :

4FeCl 3 + 3K 4 « Fe 4 3 ¯ +12KCl,

4Fe 3+ + 3 4- = Fe 4 3 ¯.

Б) Катионы Fe 3+ легко обнаруживаются с помощью роданида аммония (NH 4 CNS). В результате взаимодействия ионов CNS-1 с катионами железа (III) Fe3+ образуется малодиссоциирующий роданид железа (III) кроваво-красного цвета:

FeCl 3 + 3NH 4 CNS « Fe(CNS) 3 + 3NH 4 Cl,

Fe 3+ + 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) FeCl 3 применяется для очистки воды. В органическом синтезе FeCl 3 применяется как катализатор. Нитрат железа Fe(NO 3) 3 · 9H 2 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.

Цели урока:

• Познакомить учащихся с элементом побочной группы Периодической системы – железом, его строением, свойствами.
• Знать нахождение железа в природе, способы его получения, применение, физические свойства.
• Уметь давать характеристику железа как элемента побочной подгруппы.
• Уметь доказывать химические свойства железа и его соединений, записывать уравнения реакций в молекулярном, ионном, окислительно-восстановительном виде.
• Развивать умения учащихся составлять уравнения реакций с участием железы, сформировать знания учащихся о качественных реакциях на ионы железы.
• Воспитывать интерес к предмету.

Оборудование: железо (порошок, булавка, пластина), сера, колба с кислородом, соляная кислота, сульфат железы(II), хлорид железы(III),гидроксид натрия, красная и желтая кровяные соли.

ХОД УРОКА

I. Органиционный момент

II. Проверка домашнего задания

III. Изучение нового материала

1. Вступление учителя.

– Значение железа в жизни, его роль в истории цивилизации. Одним из самых распространенных металлов в земной коре является железо. Применять его начали гораздо позже других металлов (меди, золота, цинка, свинца, олова), что, скорее всего, объясняется малым сходством руды железа с металлом. Первобытным людям было очень трудно догадаться, что из руды можно получить металл, который успешно можно использовать при изготовлении различных предметов, сказалось отсутствие инструментов и необходимых приспособлений для организации такого процесса. До того времени, когда человек научился получать из руды железо и изготавливать из него сталь и чугун, прошло довольно длительное время.
На данный момент железные руды являются необходимым сырьем для черной металлургии, теми полезными ископаемыми, обходиться без которых не сможет ни одна развитая промышленная страна. За год мировая добыча железных руд составляет приблизительно 350 000 000 тонн. Используются они для выплавки железа (содержание углерода 0,2-0,4 %), чугуна (2,5-4% углерода), стали (2,5-1,5 % углерода) Сталь имеет наиболее широкое применение в промышленности, чем железо и чугун, поэтому и больше спрос на ее выплавку.
Для выплавки чугуна из железных руд используются домны, которые работают на каменном угле или коксе, переплавка стали и железа из чугуна происходит в отражательных мартеновских печах, бессемеровских конверторах или способом Томаса.
Черные металлы и их сплавы имеют огромное значение в жизни и развитии человеческого общества. Всевозможные предметы быта и широкого потребления изготавливаются из железа. Для строительства кораблей, самолетов, железнодорожного транспорта, автомобилей, мостов, железных дорог, различных зданий, оборудования и прочего, используются сотни миллионов тонн стали и чугуна. Не существует такой отрасли сельского хозяйства и промышленности, в которой бы не применялись железо и его различные сплавы.
Немногие часто встречающиеся в природе минералы, имеющие в своем составе железо, являются именно железной рудой. К таким минералам можно отнести: бурый железняк, гематит, магнетит, другие, образующие крупные месторождения и занимающие огромные площади.
Химическое отношение магнетита или магнитного железняка, имеющего железо – черный цвет и уникальное свойство – магнитность, представляет собой соединение, состоящее из окиси и закиси железа. В природной среде его можно встретить как в виде зернистых или сплошных масс, так и в виде хорошо сформированных кристаллов. Железная руда наиболее богата содержанием металлического железа магнетита (до 72%).
Самые крупные в нашей стране месторождения магнетитовых руд находятся на Урале, в горах Высокая, Благодать, Магнитная, в некоторых районах Сибири – бассейне реки Ангара, Горной Шории, на территории Кольского полуострова.

2. Работа с классом. Характеристика железа как химического элемента

а) Положение в периодической системе:

Задание 1. Определить положение железа в Периодической системе?

Ответ: Железо расположено в 4-м большом периоде, четном ряду, 8-й группе, побочной группе.

б) строение атома:

Задание 2. Зарисовать состав и строение атома железа, электронные формулу и ячейки.

Ответ: Fe +3 2) 8) 14) 2)металл

р = 26
е = 26
n = (56 – 26) = 30

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2

Вопрос. На каких слоях у железа расположены валентные электроны? Почему?

Ответ. Валентные электроны расположены на последнем и предпоследнем слоях, так как это элемент побочной подгруппы.

Железо относят к d-элементам, оно входит в состав триады элементов – металлов (Fe-Co-Ni);

в) окислительно-восстановительные свойства железа:

Вопрос. Чем является железо-окислителем или восстановителем? Какие степени окисления и валентность проявляет?

Ответ:

Fe 0 – 2e = Fe +3 }восстановитель
Fe 0 – 3e = Fe +3
с.о.+ 2,+ 3; валентность = II и III, валентность 7 – не проявляет;

г) соединения железа:

FeO – основный оксид
Fe(OH) 2 – нерастворимое основание
Fe 2 O 3 – оксид признаками амфотерности
Fe(OH) 3 – основание с признаки амфотерности
Летучие водородные соединения – нет.

д) нахождение в природе.

Железо является вторым по распространенности металлом в природе(после алюминия).В свободном состоянии железо встречается только в метеоритах.Наиболее важные природные соединения:

FeO*3HO – бурый железняк,
FeO – красный железняк,
FeO (FeO*FeO) – магнитный железняк,
FeS – железный колчедан (пирит)

Соединения железа входят в состав живых организмов.

3. Характеристика простого вещества железа

а) строение молекулы, тип связи, тип кристаллической решетки;(самостоятельно)

б) физические свойства железа

Железо – серебристо-серый металл, обладает большой ковкостью, пластичностью и сильными магнитными свойствами. Плотность железа – 7,87г/см 3 , температура плавления 1539 t о С.

в) химические свойства железа:

Атомы железа в реакциях отдают электроны и проявляют степени окисления + 2,+ 3 и иногда + 6.
В реакциях железо является восстановителем. Однако при обычной температуре оно не взаимодействует даже с самыми октивными окислителями(галогенами,кислородом,серой) но при нагревании становится активными и реагирует с ними:

2Fe +3Cl 2 = 2FeCl 3 Хлорид железа(III)
3Fe + 2O 2 = Fe 2 O 3 (FeO*Fe O) Оксид железа(III)
Fe +S = FeS Сульфид железа(II)

При очень высокой температуре железо реагирует с углеродом, кремнием и фосфором.

3Fe + C = Fe 3 C Карбид железа(цементит)
3Fe + Si = Fe 3 Si Силицид железа
3Fe + 2P = Fe 3 P 2 Фосфид железа

Железо реагирует со сложными веществами.
Во влажном воздухе железо быстро скисляется(корродирует):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3
Fe(OH) 3 ––> FeOOH + H 2 O
Ржавчина

Железо находится в середине электрохимического ряда напряжений металлов,поэтому является металлом средней активности. Восстановительная способность у железаменьше, чем у щелочных, щелочноземельных металлов и у алюминия. Только при высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой:

3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2

Железо реагирует с разбавленными серной и соляной кислотами,вытесняя из них водород:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2
Fe 0 + 2H + = Fe 2+ + H 2 0

При обычной температуре железо не взаимодействует с концентрированной серной кислотой, так как пассивируется ею.При нагревании концентрированная серная кислота окисляет железо до сульфата железа(III):

2Fe + 6H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Разбавленная азотная кислота окисляет железо до нитрата железа(III):

Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O

Концентрированная азотная кислота пассивирует железо.

Из растворов солей железо вытесняет металлы, которые расположены правее его в электрохимическом ряду напряжений:

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu,

г) применение железа (самостоятельно)

д) получение (вместе с учащимися)

В промышленности железо получают восстановлением его из железных руд углеродом (коксом) и оксидом углерода (II) в доменных печах.
Химизм доменного процесса следующий:

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. Соединения железа

Химические свойства данных соединений.

Дополнение. Соединения железа(II) неустойчивы, они могут они могут окисляться и переходить в соединения железа(III)

Fe +2 Cl 2 + Cl 2 = Fe +3 Cl 3 составить дома окислительно-восстановительные
Fe +2 (OH) + H 2 O + O 2 = Fe +3 (OH) 3 схемы, уравнять.

Химические свойства данных соединений

Также качественной реакцией на Fe +2 служит реакция солей железа(II) с веществом,называемым красный кровяной солью K 3 – это комплексное соединение.

3FeCl + 2K 3 = Fe 3 ,"de":["HY7CqWc6WfE"],"es":["zhomCMDQurk","cFsKQvX-sH8","o2GN1FUPJH8"],"pt":["uIEIrciTwOc","0AyoZ_UU2yY"],"fr":["31nvESQbbG8","1FmdeA4K5gg"],"ro":["6HNFpOmTS2c","YAlG-FBbUWc","YAlG-FBbUWc"]}