Пособие-репетитор по химии занятие 23

10-й класс (первый год обучения)

Железо и его соединения

П л а н

1. Положение в таблице Д.И.Менделеева, строение атома.

2. Происхождение названия.

3. Физические свойства.

4. Химические свойства.

5. Нахождение в природе.

6. Основные методы получения.

7. Важнейшие соединения железа.

• Оксид и гидроксид железа(II), их свойства.  • Оксид и гидроксид железа(III), их свойства.  • Смешанный оксид железа и его свойства.

8. Качественные реакции на ионы двух- и трехвалентного железа.

Железо находится в побочной подгруппе VIII группы периодической системы Д.И.Менделеева. Элементы данной подгруппы образуют два семейства: семейство железа (железо, кобальт, никель) и семейство платиновых металлов. Железо относится к d-элементам; его электронная формула: 1s²2s²p⁶3s²p⁶d 64s². Атом железа содержит восемь валентных электронов, что объясняет широкий спектр возможных степеней окисления в соединениях: +2, +3, +4, +5, +6 и +8, например:

Наиболее характерные степени окисления +2 и +3.

По электроотрицательности железо занимает промежуточное значение между типичными металлами и неметаллами. Проявляет амфотерные свойства, металлические (основные) доминируют над неметаллическими (кислотными). В соединениях чаще находится в виде катиона, но может входить в состав аниона (реже), например:

Fe(NO₃)₂, K₂FeO₃.

Латинское название железа (Ferrum) связано, вероятно, с греко-латинским fars («быть твердым»), которое происходит от санскритского «меч»*.

Ф и з и ч е с к и е  с в о й с т в а

Серебристо-белый, пластичный, тугоплавкий металл, обладает хорошей электро- и теплопроводностью, является ферромагнетиком. Из-за большого числа валентных электронов металлическая связь в железе более прочная, чем в щелочных, щелочно-земельных металлах и в алюминии. Поэтому железо имеет более высокие температуры кипения и плавления по сравнению с этими металлами. Железо относится к группе тяжелых металлов (плотность 7,874 г/см³). Для железа известны две аллотропные модификации ( и ).

Х и м и ч е с к и е  с в о й с т в а

Чистое железо химически устойчиво на воздухе и в воде, но «обычное» железо содержит примеси и во влажной атмосфере быстро ржавеет.

Железо находится в середине электрохимического ряда напряжений металлов, является металлом средней активности. Восстановительная способность железа увеличивается при нагревании; но при комнатной температуре железо не взаимодействует даже с самыми активными окислителями (галогенами, кислородом).

Н₂ (–).

О₂ (+):

4Fe + 3O₂  2Fe₂O₃.

Металлы (–).

Неметаллы (+):

2Fe + 3Cl₂  2FeCl₃,

Fe + S  FeS,

3Fe + C  Fe₃C,

3Fe + 2P  Fe₃P₂.

Н₂О (+/–)** в присутствии кислорода или при очень высокой температуре:

4Fe + 3O₂ + 6H₂O = 4Fe(OH)₃,

3Fe + 4H₂O  Fe₃O₄ + 4H₂.

Основные оксиды (–).

Кислотные оксиды (–).

Основания (+/–) только при нагревании с концентрированными растворами щелочей:

2Fe + 6NaOH (конц.) + 6H₂O = 2Na₃[Fe(OH)₆] + 3H₂.

Кислоты-неокислители (+):

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂.

Соли (+/–):

Fe + CuSO₄ = Cu + FeSO₄,

Fe + NaCl  реакция не идет.

Кислоты-окислители (+/–):

Fe + 6HNO₃ (конц.)  Fe(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O,

Fe + 4HNO₃ (р-р)  Fe(NO₃)₃ + NO + 2H₂O,

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

В п р и р о д е элемент железо представлен четырьмя изотопами с массовыми числами 54, 56, 57 и 58. По распространенности в природе железо является вторым среди металлов (после алюминия) и четвертым среди всех элементов. В свободном состоянии железо встречается только в метеоритах. К наиболее важным природным соединениям железа относятся: бурый железняк (Fe₂O₃•3H₂O), красный железняк (Fe₂O₃), магнитный железняк (Fe₃O₄), железный колчедан, или пирит (FeS₂). Железо присутствует во всех живых организмах (входит в состав хлорофилла, гемоглобина, ферментов, витаминов).

О с н о в н ы е  м е т о д ы  п о л у ч е н и я

• Из оксида железа(III) восстановлением Н₂:

• Восстановлением оксидных руд углеродом в доменных печах.

Практически все железо, получаемое в промышленности этим методом, содержит углерод, который существенно изменяет свойства железа: понижает температуру плавления, повышает твердость и хрупкость. В зависимости от содержания в железе углерода различают чугуны (> 2,06% углерода) истали (0,2% – 2,06% углерода).

Химизм доменного процесса:

а) получение восстановителя:

С + O₂  CO₂,

СO₂ + C  2CO;

б) восстановление руды:

FeO + CO  Fe + CO₂;

в) науглероживание железа – растворение углерода в железе с образованием чугуна.

Основное количество чугуна перерабатывается в сталь. Выплавка стали проводится в конвертерных или мартеновских печах. Отрасль промышленности по производству чугуна, стали и других сплавов железа называется черной металлургией.

В а ж н е й ш и е  с о е д и н е н и я  ж е л е з а

Оксид железа(II) – FeO. Черное кристаллическое вещество, молекула имеет ионное строение. Проявляет основные свойства (хотя взаимодействует с расплавами щелочей, проявляя слабую амфотерность). Не взаимодействует с водой при обычных условиях, но в присутствии кислорода воздуха при слабом нагревании медленно реагирует с парами воды. Проявляет свойства слабого восстановителя. При нагревании разлагается, но при дальнейшем нагревании образуется снова. Взаимодействует с кислотами. Окисляется кислородом до смешанного оксида железа. Восстанавливается водородом, углеродом, угарным газом:

FeO + 2HCl = FeCl₂ + H₂O,

6FeO + O₂  2Fe₃O₄,

FeO + H₂  Fe + H₂O,

FeO + C  Fe + CO,

FeO + CO  Fe + CO₂.

Получают FeO восстановлением смешанного оксида железа угарным газом или разложением соединений двухвалентного железа в инертной атмосфере:

Fe₃O₄ + CO  3FeO + CO₂,

Fe(OH)₂  FeO + H₂O,

FeCO₃  FeO + CO₂.

Гидроксид железа(II) – Fe(OH)₂. Белый порошок (иногда с голубовато-зеленоватым оттенком), связи в молекуле ковалентные. Не растворяется в воде. Термически неустойчив. Легко окисляется на воздухе, особенно во влажном состоянии (темнеет). Проявляет основные свойства (может взаимодействовать с концентрированными растворами щелочей, показывая слабую амфотерность). Реагирует с растворами кислот:

Fe(OH)₂  FeO + H₂O,

4Fe(OH)₂ + 2H₂O + O₂ = 4Fe(OH)₃,

Fe(OH)₂ + 2HCl = FeCl₂ + 2H₂O.

Образуется гидроксид железа(II) при взаимодействии растворов соли железа(II) и щелочи:

FeCl₂ + 2NaOH = Fe(OH)₂ + 2NaCl.

Оксид железа(III) – Fe₂O₃. Порошок красно-бурого цвета, молекула имеет ионное строение. Обладает слабыми амфотерными свойствами с преобладанием основных. Не реагирует с водой. Термически устойчив, при сильном нагревании превращается в смешанный оксид, а затем в оксид Fe(II). Термическая устойчивость оксидов железа повышается в ряду:

Fe₂O₃  Fe₃O₄  FeO.

Fe₂O₃ медленно реагирует с кислотами и щелочами, сплавляется с карбонатами. Восстанавливается до свободного металла или до других оксидов.

6Fe₂O₃  4Fe₃O₄ + O₂,

Fe₂O₃ + 6HCl = 2FeCl₃ + 3H₂O,

Fe₂O₃ + 3CO2Fe + 3CO₂,

Fe₂O₃ + CO2FeO + CO₂.

Оксид железа(III) получают окислением пирита или термическим разложением гидроксида железа(III) и нитрата железа(III):

4FeS₂ + 11O₂2Fe₂O₃ + 8SO₂,

2Fe(OH)₃Fe₂O₃ + 3H₂O,

4Fe(NO₃)₃2Fe₂O₃ + 12NO₂ + 3O₂.

Гидроксид железа(III) – Fe(OH)₃. Вещество бурого цвета, выпадающее в осадок при взаимодействии растворов солей железа(III) и щелочи (или раствора аммиака).

FeCl₃ + 3NH₄OH = Fe(OH)₃ + 3NH₄Cl.

Проявляет амфотерные свойства с преобладанием основных. Разлагается при нагревании. Легко взаимодействует с кислотами. Реакции с концентрированными растворами щелочей протекают при длительном нагревании, при этом образуются устойчивые гидроксокомплексы с координационными числами 4 и 6; возможно сплавление со щелочами, например:

2Fe(OH)₃Fe₂O₃ + 3H₂O,

Fe(OH)₃ + 3HCl = FeCl₃ + 3H₂O,

Fe(OH)₃ + 3NaOH (конц.)Na[Fe(OH)₄],

Fe(OH)₃ + 3NaOH (конц.)Na₃[Fe(OH)₆],

Смешанный оксид железа – Fe₃O₄ (FeO•Fe₂O₃, железная окалина). Порошок черного цвета, молекула имеет ионное строение. Термически устойчив. Не взаимодействует с водой. Реагирует с кислотами, восстанавливается до низшего оксида или до свободного металла:

Fe₃O₄ + 8HCl = FeCl₂ + 2FeCl₃ + 4H₂O,

Fe₃O₄ + 10HNO₃ (конц.)3Fe(NO₃)₃ + NO₂ + 5H₂O,

Fe₃O₄ + CO3FeO + CO₂,

Fe₃O₄ + 4CO3Fe + 4CO₂.

Соединения, в состав которых входит ион железа в степени окисления +2, проявляют восстановительные свойства; соединения, содержащие ион железа в степени окисления +3, проявляют окислительные свойства, например:

К а ч е с т в е н н ы е  р е а к ц и и

Качественной реакцией на к а т и о н  ж е л е з а (+2) являются реакции:

а) с гексацианоферратом(III) калия (красной кровяной солью). О присутствии ионов двухвалентного железа судят по образованию темно-синего осадка т у р н б у л е в о й  с и н и:

б) с раствором щелочей (образуется белый осадок, который на воздухе буреет):

FeCl₂ + 2NaOH = Fe(OH)₂ + 2NaCl,

4Fe(OH)₂ + 2H₂O + O₂ = 4Fe(OH)₃.

Качественными реакциями на  к а т и о н  ж е л е з а (+3) являются реакции:

а) с гексацианоферратом(II) калия (желтой кровяной солью). Образуется темно-синий осадок  б е р л и н с к о й  л а з у р и:

б) с роданидом аммония; образуется роданид железа(III) кроваво-красного цвета:

FeCl₃ + 3NH₄CNS = Fe(CNS)₃ + 3NH₄Cl;

в) с растворами щелочей; образуется бурый осадок гидроксида железа(III):

FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaCl.

Соединения, которые н е о б х о д и м о з а п о м н и т ь: берлинская лазурь (Fe₄[Fe(CN)₆]₃, железный колчедан (пирит) (FeS₂), железный купорос (FeSO₄•7H₂O), желтая кровяная соль (K₄[Fe(CN)₆]), красная кровяная соль (K₃[Fe(CN)₆]), магнитный железняк (смешанный оксид железа) (Fe₃O₄).