Вопрос №15 Железо

В периодической системе находится в четвёртом периоде, в побочной подгруппе VIII группы.

Химический знак – Fe (феррум). Порядковый номер – 26, электронная формула 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s².

Валентные электроны у атома железа находятся на последнем электронном слое (4s²) и предпоследнем (3d⁶). В химических реакциях железо может отдавать эти электроны и проявлять степени окисления +2, +3 и иногда +6.

Физические свойства

Чистое железо весьма пластичный металл серебристо-белого цвета. Плотность железа 7,87 г/см³, температура плавления 1539 C. В отличие от многих других металлов железо легко подвергается коррозии.

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

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2

Fe⁰ + 2H⁺ = Fe²⁺ + H2⁰

При обычной температуре железо не взаимодействует с концентрированной серной кислотой, так как пассивируется ею. При нагревании концентрированная H2SO4 окисляет железо до сульфата железа (III):

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

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

Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O

Концентрированная азотная кислота пассивирует железо.

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

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu, Fe⁰ + Cu²⁺ = Fe²⁺ + Cu⁰.

В реакциях железо является восстановителем. Однако при обычной температуре оно не взаимодействует даже с самыми активными окислителями (галогенами, кислородом, серой), но при нагревании становиться активным и реагирует с ними:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 (хлорид железа (III))

3Fe + 2O2 = Fe3O4(FeO * Fe2O3) (оксид железа (II, III))

Fe + S = FeS (сульфид железа (II))

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

3Fe + С = Fe3C (карбид железа (цементит))

3Fe + Si = Fe3Si (силицид железа)

3Fe + 2P = Fe3P2 (фосфид железа (II))

Применение и биологическая роль железа и его соединений

Важнейшие сплавы железа – чугун и стали – являются основными конструкционными материалами практически во всех отраслях современного производства.

Хлорид железа (III) FeCl3 применяется для очистки воды. В органическом синтезе FeCl3 применяется как катализатор. Нитрат железа Fe(NO3)3 * 9H2O 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 селезёнке. Железо стимулирует функцию кроветворных органов.

Вопрос №16 Электрохимический ряд металлов

При погружении металлической пластины (электрода) в раствор соли данного металла может происходить один из двух процессов:

1. Если металл является активным восстановителем (то есть легко теряет электроны), то под действием диполей воды, содержащихся в растворе, некоторая часть атомов металла оставляет свои электроны на электроде и в виде гидратированных ионов переходит в раствор:

Me⁰ + mH2) Meⁿ⁺ * mH2O + ne

в растворе на электроде

Или без учёта гидратации ионов:

Me⁰  Meⁿ⁺ + ne

В результате этого процесса окисления металлическая пластинка заряжается отрицательно, а катионы металла притягиваются к ней, и поэтому прилегающий к пластинке слой растворов заряжается положительно. Таким образом на границе металл – раствор возникает двойной электрический слой (ДЭС).

2. Если сам металл является слабым восстановителем, то его ионы, содержащиеся в растворе соли, являются сильными окислителями. Некоторая часть этих ионов подходит к поверхности металлической пластины и восстанавливается за счёт имеющихся в ней свободных электронов:

Meⁿ⁺ + ne  Me⁰

В результате осаждения катионов пластина металла заряжается положительно и притягивает к себе отрицательно заряженные анионы. Поэтому прилегающий к пластине слой раствора заряжается отрицательно. Таким образом и в этом случае образуется ДЭС.

Разность потенциалов, возникающая в двойном электрическом слое на границе металл – раствор, называется электродным потенциалом.

Непосредственно измерить потенциал отдельного электрода (металла) невозможно. Поэтому электродные потенциалы измеряются относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого принимают равным нулю.

Потенциал каждого электрода (металла) зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе, температуры.

Разность потенциалов между металлом, погружённым в раствор своей соли с концентрацией ионов металла 1 моль/л, и стандартным водородным электродом при стандартных условиях называется стандартным электродным потенциалом металла (E⁰).

Металлы, расположенные в порядке возрастания алгебраического значения их стандартного электродного потенциала, составляют электрохимический ряд напряжений.

Электродные потенциалы щелочных и щелочноземельных металлов рассчитываются теоретически, так как эти металлы в водных растворах взаимодействуют с водой.

Значение электродного потенциала количественно характеризует способность металла отдавать электроны, то есть его восстановительные свойства (химическую активность металла). В этом ряду восстановительная активность металлов в водных растворах слева направо уменьшается: металлы, стоящие в начале ряда, легко отдают электроны и превращаются в положительно заряженные ионы; металлы, стоящие в конце ряда, с трудом отдают электроны. И наоборот, окислительная способность катионов металлов слева направо увеличивается.

Металлический литий Li – самый сильный восстановитель, а золото Au – самый слабый. Ион золота Au³⁺ – самый сильный окислитель, ион лития Li⁺ – самый слабый.

На основании ряда напряжений можно сделать некоторые важные заключения о химической активности металлов.

1. Каждый металл вытесняет из солей другие металлы, имеющие большие (уд. на 1-ый слог) значения стандартных электродных потенциалов, то есть являющиеся менее сильными восстановителями.

2. Металлы, имеющие очень низкие стандартный электродный потенциал меньше нуля (то есть потенциала стандартного водородного электрода), способны вытеснять водород из кислот.

3. Металлы, имеющие очень низкие значения стандартного электродного потенциала, то есть являющиеся сильными восстановителями (от лития до натрия) в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.

Положение металлов в электрохимическом ряду напряжений не вполне соответствует их положению в периодической системе. Это объясняется тем, что при изменении электродных потенциалов учитывается не только энергия отрыва электронов от отдельных изолированных атомов, но и энергия, которая тратится на разрушение кристаллической решётки, а также энергия, которая выделяется при гидратации ионов.

Например, в соответствии с положением в ПС, Na – более активный металл, чем Li. Однако E_Li⁰ < E_Na⁰,то есть в водных растворах литий проявляет большую (уд. на 1-ый слог) восстановительную активность, чем натрий. Это объясняется тем, что энергия гидратации ионов лития Li⁺ значительно больше энергии гидратации ионов Na⁺, поэтому процесс образования гидратированных ионов лития (Li + mH2O  Li⁺ * mH2O + e) является энергетически более выгодным, чем процесс образования гидратированных ионов натрия.