3. Железо и его соединения. Биологическая роль.

В=до 6 (4s²) и (3d⁶). Степ.окис= +2, +3 и, иногда, +6.

Нахождение в природе

В свободном состоянии железо встречается только в метеоритах.Наиболее важные природные соединения:Fe₂O₃ 3H₂O – бурый железняк;Fe₂O₃ – красный железняк;Fe₃O₄(FeOFe₂O₃) – магнитный железняк;FeS₂ - железный колчедан (пирит).Получение железа

В промышленности железо получают восстановлением его из железных руд углеродом (коксом) и оксидом углерода (II) в доменных печах:3Fe₂O₃+CO= 2Fe₃O₄+CO₂,Fe₃O₄+CO= 3FeO+CO₂,FeO+CO=Fe+CO₂.Серебристо серый металл, обладает большой ковкостью, пластичностью и сильными магнитными свойствами(ферромагнетик).Имеет две крист.модификации:объемноцентрированную кубич, гранецентрированной кубич)-зависит от Т.

В реакциях железо является вос-лем. Однако при обычной Т оно не взаимодействует даже с галогенами, O,S), но при нагревании:2Fe + 3Cl₂= 2FeCl₃;3Fe + 2O₂= Fe₃O₄(FeOFe₂O₃); Fe + S = FeS;

При оч выс Т:3Fe + C = Fe₃C ;3Fe + Si = Fe₃Si ;3Fe + 2P = Fe₃P₂На воздухе окис-ся:4Fe + 3O₂+ 6H₂O = 4Fe(OH)₃,Только при высокой температуре:3Fe + 4H₂O = Fe₃O₄+ 4H₂.С к-тамиFe+ 2HCl(H₂SO₄₎=FeCl₂+H₂.При обыч Т железо не взаимодействует с концH₂SO₄.При нагревании конц:2Fe+ 6H₂SO₄=Fe₂(SO₄)₃+ 3SO₂+ 6H₂O.Разб:Fe+ 4HNO₃=Fe(NO₃)₃+NO+ 2H₂O.(конц-нет)

Fe+CuSO₄=FeSO₄+Cu,Fe⁰+Cu²⁺=Fe²⁺+Cu⁰.Соединения железа (II)FeO – черн крист, нераств в воде. получают:Fe₃O₄+ CO = 3FeO + CO₂. FeO + 2HCl = FeCl₂+ H₂O.Fe(OH)2– порошок бел, не раств в воде. Получают:FeSO₄+ 2NaOH=Fe(OH)₂+Na₂SO₄,проявляет св-ва основанияFe(OH)₂+ 2HCl=FeCl₂+ 2H₂O,При Т:Fe(OH)₂= FeO + H₂O.+2 проявляют восст свойства, так как Fe²⁺легко окисляются до Fe⁺³:Так, свежеполученный зеленоватый осадок на воздухе буреет:4Fe⁺²(OH)₂+O₂+ 2H₂O= 4Fe⁺³(OH)₃.Качественная реакция на катион железа (II).Реактивом катиона железа Fe2+ является красная кровяная соль K3[Fe(CN)₆] =темно-синий осадок – турнбулева синь.Соединения железа (III)Fe₂O₃– порошок бур не раствв воде. амф свойства:при высокой температуре:Fe₂O₃+ 2NaOH= 2NaFeO2 +H₂O,При взаимодействии с разб кислотами Fe(OH)₃легко образует соответствующие соли:Fe(OH)₃+ 3HClFeCl₃+ H₂O.При Т:Fe(OH)₃+NaOH=Na[Fe(OH)₄],Кач реакции Fe³⁺желтая кровяная сольK₂[Fe(CN)₆].=темно-синий осадок – берлинская лазурь:4FeCl₃+ 3K₄[Fe(CN)₆]Fe₄[Fe(CN)₆]₃+12KCl,Или с помощ.роданида аммония=кроваво-красного цвета:FeCl₃+ 3NH₄CNSFe(CNS)₃+ 3NH₄Cl.Нулевая и отриц.степени-в комплесах.0-Fe(CO)5.Применение:создание чугунов и сталей,ферраты-в вычисл,радио,запомин.технике,квасцы-коагулянты при очистке воды,текстильн.пром-ти,берлинская лазурь-основа для масл.красок син и зел;сульфат в мед и ветеринарии для лечения анемии.Биологическая роль:важнейших микроЭ =4 г ,в состав гемоглобина, миоглобина, различных ферментов и др. комплексов, кот в печени и селезенке; стимулирует кроветворение.

4. Ионное произведение воды. Водородный показатель.

Вода служит не только наиболее распространенным растворителем для многих электролитов, но и сама является идеальным амфолитом(диссоциирует как к-та и как осн-ие). В соответствии с равновесиемН₂0 Н⁺ +OH- в воде присутствуют катионы водорода и гидроксид-анионы в строго эквива­лентных количествах. Но вода –весьма слабый электролит.Константа ионизации водыК_И = [Н*][0Н-]/[Н₂0]=. Отсюда [Н⁺] + [ОН^-]=1,8∙^10-16 ∙ 55,56=10^-14. Величина [Н⁺] + [ОН^-]=10^-14 называется ионным произведением воды. При добавлении кислоты [Н⁺] увеличивается и уменьшается [ОН^-], поскольку при данной Т ионное произведение воды — величина постоянная. При добавлении щелочи -наоборот. Таким образом, концентрация ионов водорода в растворе может служить мерой кислотности или щелочности среды. В кислых растворах [Н⁺] > 10"⁷, в щелочных [Н⁺] < 10"⁷.В данном случ реакция среды выр-ся колич-но через концентрацию моль/л.А можно через отри­цательного десятичного логарифма концентрации водородных ионов, которое называют водородным показателем:pH=-lg[H⁺](у воды=7,меньше-кислоты) для нейтральной среды. Для определения рН используют кислотно-щелочные индикаторы, которые представляют собой слабые органические кислоты и основания, имеющие различную окраску в диссоциированной и молекулярной формах. Так, индикатор фенолфталеин представляет собой слабую органическую кислоту (общий видHind). В водном растворе фенолфталеин диссоциирует по схеме НInd(бесцветный) = Н⁺+Ind^-(малиновый), причем окраска остается бесцветной , поскольку концентрация окрашенного иона ничтожно мала. При добавлении щелочи равновесие сильно смещается вправо, так как ионы водорода связываются гидроксид-ионами в малодиссоциированные молекулы воды. Поэтому в щелочной среде раствор приобретает малиновую окраску. При работе в кислых средах в качестве индикатора используют слабые органические основания, диссоциирующие по схемеIndOH(окраскаI) =Ind⁺(окраскаII)+OH^-. Увеличение концентрации ионов водорода (повышение кислотности среды) сдвигает равновесие вправо за счет связывания ионов ОН^-, и наблюдается изменение цветности раствора.