Главная » Каталог    
рефераты Разделы рефераты
рефераты
рефератыГлавная

рефератыБиология

рефератыБухгалтерский учет и аудит

рефератыВоенная кафедра

рефератыГеография

рефератыГеология

рефератыГрафология

рефератыДеньги и кредит

рефератыЕстествознание

рефератыЗоология

рефератыИнвестиции

рефератыИностранные языки

рефератыИскусство

рефератыИстория

рефератыКартография

рефератыКомпьютерные сети

рефератыКомпьютеры ЭВМ

рефератыКосметология

рефератыКультурология

рефератыЛитература

рефератыМаркетинг

рефератыМатематика

рефератыМашиностроение

рефератыМедицина

рефератыМенеджмент

рефератыМузыка

рефератыНаука и техника

рефератыПедагогика

рефератыПраво

рефератыПромышленность производство

рефератыРадиоэлектроника

рефератыРеклама

рефератыРефераты по геологии

рефератыМедицинские наукам

рефератыУправление

рефератыФизика

рефератыФилософия

рефератыФинансы

рефератыФотография

рефератыХимия

рефератыЭкономика

рефераты
рефераты Информация рефераты
рефераты
рефераты

Железо

Сургутский Государственный Университет

Кафедра химии

РЕФЕРАТ

по теме:

ЖЕЛЕЗО

Выполнил:

Бондаренко М.А.

596/2 гр.

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 1s2 2s2 2p6 3d6 4s2.

Электронно-графическая формула

|((|( |( |( |( | | | | |

| | |3d| | |((| |4p| |

| | | | | |4s| | | |

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.

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:

Fe2O3 ( 3H2O – бурый железняк;

Fe2O3 – красный железняк;

Fe3O4(FeO ( Fe2O3) – магнитный железняк;

FeS2 - 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 + O2 = CO2,

CO2 + C = 2CO.

3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2,

Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2,

FeO + CO = Fe + CO2.

Физические свойства.

Железо – серебристо серый металл, обладает большой ковкостью,

пластичностью и сильными магнитными свойствами. Плотность железа – 7,87

г/см3, 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 + 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 + C = Fe3C Карбид железа (цементит)

3Fe + Si = Fe3Si Силицид железа

3Fe + 2P = Fe3P2 Фосфид железа (II)

Железо реагирует со сложными веществами.

Во влажном воздухе железо быстро окисляется (корродирует):

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

O

Fe(OH)3 = Fe

O – H + H2O

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 + 4H2O = Fe3O4 + 4H2(

Железо реагирует с разбавленными серной и соляной кислотами, вытесняя

из кислот водород:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2(

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2(

При обычной температуре железо не взаимодействует с концентрированной

серной кислотой, так как пассивируется ею. При нагревании концентрированная

H2SO4 окисляет железо до сульфита железа (III):

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

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

Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO( + 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.

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):

Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2(.

Оксид железа (II) – основной оксид, легко реагирует с кислотами, при

этом образуются соли железа(II):

FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O, FeO + 2H+ = Fe2+ + H2O.

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 – порошок белого цвета, не растворяется в

воде. Получают его из солей железа (II) при взаимодействии их со щелочами:

FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2( + Na2SO4,

Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2(.

Гидроксид железа () Fe(OH)2 проявляет свойства основания, легко

реагирует с кислотами:

Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O,

Fe(OH)2 + 2H+ = Fe2+ + 2H2O.

При нагревании гидроксид железа (II) разлагается:

Fe(OH)2 = FeO + H2O.

Соединения со степенью окисления железа +2 проявляют восстановительные

свойства, так как Fe2+ 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 + O2 + 2H2O = 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+2SO4 + 2KMn+7O4 + 8H2SO4 = 5Fe+32(SO4)3 + 2Mn+2SO4 + K2SO4 + 8H2O.

Качественная реакция на катион железа (II).

Реактивом для определения катиона железа Fe2+ является гексациано (III)

феррат калия (красная кровяная соль) K3[Fe(CN)6]:

3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2( + 3K2SO4.

При взаимодействии ионов [Fe(CN)6]3- с катионами железа Fe2+ образуется

темно-синий осадок – турнбулева синь:

3Fe2+ +2[Fe(CN)6]3- = Fe3[Fe(CN)6]2(

Соединения железа (III)

Оксид железа (III) Fe2O3 – порошок бурого цвета, не растворяется в

воде. Оксид железа (III) получают:

А) разложением гидроксида железа (III):

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

Б) окислением пирита (FeS2):

4Fe+2S2-1 + 11O20 = 2Fe2+3O3 + 8S+4O2-2.

Fe+2 – 1e ( Fe+3

2S-1 – 10e ( 2S+4

O20 + 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:

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O,

Fe2O3 + 2OH- = 2FeO2- + H2O,

Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2.

Феррит натрия

Гидроксид железа (III) получают из солей железа (III) при

взаимодействии их со щелочами:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3( + 3NaCl,

Fe3+ + 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 ( FeCl3 + H2O

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 ( Fe2(SO4)3 + 6H2O

Fe(OH)3 + 3H+ ( Fe3+ + 3H2O

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)4],

Fe(OH)3 + OH- = [Fe(OH)4]-,

Fe(OH)3 + 3NaOH = Na3[Fe(OH)6],

Fe(OH)3 + 3OH- = [Fe(OH)6]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+3Cl3 + 2KI = 2Fe+2Cl2 + 2KCl + I20

Качественные реакции на катион железа (III)

А) Реактивом для обнаружения катиона Fe3+ является гексациано (II)

феррат калия (желтая кровяная соль) K2[Fe(CN)6].

При взаимодействии ионов [Fe(CN)6]4- с ионами Fe3+ образуется темно-

синий осадок – берлинская лазурь:

4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] ( Fe4[Fe(CN)6]3( +12KCl,

4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4- = Fe4[Fe(CN)6]3(.

Б) Катионы Fe3+ легко обнаруживаются с помощью роданида аммония (NH4CNS). В

результате взаимодействия ионов CNS-1 с катионами железа (III) Fe3+

образуется малодиссоциирующий роданид железа (III) кроваво-красного цвета:

FeCl3 + 3NH4CNS ( Fe(CNS)3 + 3NH4Cl,

Fe3+ + 3CNS1- ( 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) 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

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.

-----------------------

|((|( |( |( |( | |( | | |

| | |3d| | |( | |4p| |

| | | | | |4s| | | |

Нормальное состояние атома железа

Возбужденное состояние атомов железа

11e

4e

4e

рефераты Рекомендуем рефератырефераты

     
Рефераты @2011