Железо — общая характеристика элемента, химические свойства железа и его соединений

Желе́зо — элемент побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 26. Обозначается символом Fe (лат. Ferrum). Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия). Металл средней активности, восстановитель.

Основные степени окисления — +2, +3

Простое вещество железо — ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой химической реакционной способностью: железо быстро корродирует при высоких температурах или при высокой влажности на воздухе. В чистом кислороде железо горит, а в мелкодисперсном состоянии самовозгорается и на воздухе.

Химические свойства простого вещества — железа:

Ржавление и горение в кислороде

1)     На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

4Fe + 3O₂ + 6H₂ O → 4Fe(OH)₃

Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину — оксид железа (II, III):

3Fe + 2O₂

→ Fe₃O₄

3Fe+2O₂→(Fe ^IIFe₂^III)O₄   (160 °С)

2)     При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4H₂O  –^t°→  Fe₃O₄ + 4H₂­

 

3)     Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe+3Cl₂→2FeCl₃   (200 °С)

2Fe + 3Br₂  –^t°→  2FeBr₃

Fe + S  –^t°→  FeS (600 °С)

Fe+2S → Fe⁺²(S₂^-1)   (700°С)

4)       В ряду напряжений стоит левее водорода, реагирует с разбавленными кислотами НСl и Н₂SO₄, при этом образуются соли железа(II) и выделяется водород:

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂­ (реакции проводятся без доступа воздуха, иначе Fe⁺² постепенно переводится кислородом в Fe⁺³ )

Fe + H₂SO₄(разб.) → FeSO₄ + H₂­

В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании, оно сразу переходит в катион Fе³⁺:

2Fe + 6H₂SO₄(конц.)  –^t°→  Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂­ + 6H₂O

Fe + 6HNO₃(конц.)  –^t°→  Fe(NO₃)₃ + 3NO₂­ + 3H₂O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).

Железный гвоздь, погруженный в голубоватый раствор медного купороса, постепенно покрывается налетом красной металлической меди

5)     Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu

6)

Амфотерность железа проявляется только в концентрированных щелочах при кипячении:

Fе + 2NaОН _{(50 %)} + 2Н₂O= Nа₂[Fе(ОН)₄]↓+ Н₂↑

и образуется осадок тетрагидроксоферрата(II) натрия.

Техническое железо — сплавы железа с углеродом: чугун содержит 2,06-6,67 % С,

сталь 0,02-2,06 % С, часто присутствуют другие естественные примеси (S, Р, Si) и вводимые искусственно специальные добавки (Мn, Ni, Сr), что придает сплавам железа технически полезные свойства — твердость, термическую и коррозионную стойкость, ковкость и др.

                 Доменный процесс производства чугуна

Доменный процесс производства чугуна составляют следующие стадии:

а) подготовка (обжиг) сульфидных и карбонатных руд — перевод в оксидную руду:

FeS₂→Fe₂O₃   (O₂,800°С, -SO₂)       FeCO₃→Fe₂O₃  (O₂,500-600°С, -CO₂)

б)  сжигание кокса при горячем дутье:

С_(кокс) + O_{2 (воздух)} →СO₂   (600—700°С)   СO₂ + С_(кокс) ⇌ 2СО   (700—1000    °С)

в) восстановление оксидной руды угарным газом СО последовательно:

Fe₂O₃→(CO) (Fe^IIFe₂^III)O₄→(CO) FeO→(CO) Fe

г) науглероживание железа (до 6,67 % С) и расплавление чугуна:

Fе_(т)→(C(кокс) 900—1200°С)Fе_(ж)  (чугун, t _пл 1145°С)

В чугуне всегда в виде зерен присутствуют цементит Fe₂С и графит.

                                Производство стали

Передел чугуна в сталь проводится в специальных печах (конвертерных, мартеновских, электрических), отличающихся способом обогрева; температура процесса 1700-2000 °С. Продувание воздуха, обогащенного кислородом, приводит к выгоранию из чугуна избыточного углерода, а также серы, фосфора и кремния в виде оксидов. При этом оксиды либо улавливаются в виде отходящих газов (СО

2, SО₂), либо связываются в легко отделяемый шлак — смесь Са₃(РO₄)₂ и СаSiO₃. Для получения специальных сталей в печь вводят легирующие добавки других металлов.

    Получение чистого железа в промышленности — электролиз раствора солей железа, например:

FеСl₂→ Fе↓ + Сl₂↑ (90°С)  (электролиз)

(существуют и другие специальные методы, в том числе восстановление оксидов железа водородом).

Чистое железо применяется в производстве специальных сплавов, при изготовлении сердечников электромагнитов и трансформаторов, чугун — в производстве литья и стали, сталь — как конструкционный и инструментальный материалы, в том числе износо-, жаро- и коррозионно-стойкие.

       Оксид железа(II) FеО. Амфотерный оксид с большим преобладанием основных свойств. Черный, имеет ионное строение Fе²⁺ O^2-. При нагревании вначале разлагается, затем образуется вновь. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами, сплавляется со щелочами. Медленно окисляется во влажном воздухе. Восстанавливается водородом, коксом. Участвует в доменном процессе выплавки чугуна. Применяется как компонент керамики и минеральных красок. Уравнения важнейших реакций:

4FеО ⇌(Fe^IIFe₂ ^III) + Fе (560—700 °С , 900—1000°С)

FеО + 2НС1 _(разб.) = FеС1₂ + Н₂O

FеО + 4НNO_{3 (конц.)} = Fе(NO₃)₃ +NO₂↑  + 2Н₂O

FеО + 4NаОН =2Н₂O + Nа₄FеO_3(красн.)  триоксоферрат(II) (400—500 °С)

FеО + Н₂ =Н₂O + Fе (особо чистое)    (350°С)

FеО + С_(кокс) = Fе + СО  (выше 1000 °С)

FеО + СО = Fе + СO₂    (900°С)

4FеО + 2Н₂O_(влага) + O_{2(воздух)} →4FеО(ОН) (t)

6FеО + O₂ = 2(Fe^IIFe₂^III )O₄      (300—500°С)

Получение в лаборатории: термическое разложение соединений железа (II) без доступа воздуха:

Fе(ОН)₂ = FеО + Н₂O (150-200 °С)

FеСОз = FеО + СO₂ (490-550 °С)

       Оксид дижелеза (III) – железа(II) (Fe

IIFe₂^III )O₄ . Двойной оксид. Черный, имеет ионное строение Fe²⁺(Fе³⁺)₂(^O2-)₄. Термически устойчив до высоких температур. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами. Восстанавливается водородом, раскаленным железом. Участвует в доменном процессе производства чугуна. Применяется как компонент минеральных красок (железный сурик), керамики, цветного цемента. Продукт специального окисления поверхности стальных изделий (чернение, воронение). По составу отвечает коричневой ржавчине и темной окалине на железе. Применение брутто-формулы Fe₃O₄ не рекомендуется. Уравнения важнейших реакций:

2(Fe^IIFe₂ ^III )O₄ = 6FеО + O₂   (выше 1538 °С)

(Fe^IIFe₂^III )O₄ + 8НС1 _(разб.) = FеС1₂ + 2FеС1₃ + 4Н₂O

(Fe^IIFe₂^III )O₄ +10НNO_{3 (конц.)} =3Fе(NO₃)₃ + NO₂↑+ 5Н₂O

(Fe^IIFe₂^III )O₄ + O_{2 (воздух)} = 6Fе₂O₃    (450-600°С)

(Fe^IIFe₂^III )O₄ + 4Н₂ = 4Н₂O + 3Fе (особо чистое, 1000 °С)

(Fe^IIFe₂^III

)O₄ + СО =ЗFеО + СO₂  (500—800°C)

(Fe^IIFe₂ ^III )O4 + Fе  ⇌4FеО (900—1000 °С , 560—700 °С)

    Получение: сгорание железа (см.) на воздухе.

В природе — оксидная руда железа магнетит.

       Оксид железа(III) Fе₂О₃. Амфотерный оксид с преобладанием основных свойств. Красно-коричневый, имеет ионное строение (Fе ³⁺)₂(O^2-)_3. Термически устойчив до высоких температур. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой, из раствора выпадает бурый аморфный гидрат Fе₂O₃ nН₂

О. Медленно реагирует с кислотами и щелочами. Восстанавливается монооксидом углерода, расплавленным железом. Сплавляется с оксидами других металлов и образует двойные оксиды — шпинели (технические продукты называются ферритами). Применяется как сырье при выплавке чугуна в доменном процессе, катализатор в производстве аммиака, компонент керамики, цветных цементов и минеральных красок, при термитной сварке стальных конструкций, как носитель звука и изображения на магнитных лентах, как полирующее средство для стали и стекла.

Уравнения важнейших реакций:

6Fе₂O₃ = 4(Fe^IIFe₂^III )O₄ +O₂            (1200—1300 °С)

Fе₂O₃ + 6НС1 _(разб.) →2FеС1₃ + ЗН₂O (t)    (600°С,р)

Fе₂O₃ + 2NaОН _(конц.) →Н₂O+ 2NаFеO₂ (красн.)  диоксоферрат(III)

Fе₂О₃ + МО=(М^IIFе₂^III)O₄     (М=Сu, Мn, Fе, Ni, Zn)

Fе₂O₃ + ЗН₂ =ЗН₂O+ 2Fе (особо чистое, 1050—1100 °С)

Fе₂O₃ + Fе = ЗFеО    (900 °С)

3Fе₂O₃ + СО = 2(Fe^IIFе₂^III)O₄ + СO₂  (400—600 °С)

     Получение в лаборатории — термическое разложение солей железа (III) на воздухе:

Fе₂(SO₄)₃ = Fе₂O₃ + 3SO₃    (500-700 °С)

4{Fе(NO₃)₃ 9 Н₂O} = 2Fе_aO₃ + 12NO₂+ 3O₂ + 36Н₂O   (600-700 °С)

В природе — оксидные руды железа гематит Fе₂O₃ и лимонит Fе₂O₃ nН₂O

Гидроксид железа (II) Fе(ОН)₂. Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Белый (иногда с зеленоватым оттенком), связи Fе — ОН преимущественно ковалентные. Термически неустойчив. Легко окисляется на воздухе, особенно во влажном состоянии (темнеет). Нерастворим в воде. Реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Типичный восстановитель. Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется в изготовлении активной массы железоникелевых аккумуляторов.

Уравнения важнейших реакций:

Fе(OН)₂ = FеО + Н₂O  (150-200 °С, в атм.N₂)

Fе(ОН)₂ + 2НС1 _(разб.) =FеС1₂ + 2Н₂O

Fе(ОН)₂ + 2NаОН _{(> 50%)} = Nа₂[Fе(ОН)₄] ↓_{(сине-зеленый)} (кипячение)

4Fе(ОН)_{2 (суспензия)} + O_{2 (воздух)} →4FеО(ОН)↓ + 2Н₂O  (t)

2Fе(ОН)_{2 (суспензия)} +Н₂O_{2 (разб.)} = 2FеО(ОН)↓ + 2Н₂O

Fе(ОН)₂ + КNO_3(конц.) = FеО(ОН)↓ + NO↑+ КОН   (60 °С)

   Получение: осаждение из раствора щелочами или гидратом аммиака в инертной атмосфере:

Fе²⁺ + 2OH _(разб.) = Fе(ОН)₂↓

Fе²⁺ + 2(NH₃Н₂O) = Fе(ОН)₂↓+ 2NH₄

     Метагидроксид железа FеО(ОН). Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Светло-коричневый, связи Fе — О и Fе — ОН преимущественно ковалентные. При нагревании разлагается без плавления. Нерастворим в воде. Осаждается из раствора в виде бурого аморфного полигидрата Fе₂O₃  nН₂O, который при выдерживании под разбавленным щелочным раствором или при высушивании переходит в FеО(ОН). Реагирует с кислотами, твердыми щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Спекается с Fе(ОН)₂. Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется как основа желтых минеральных красок и эмалей, поглотитель отходящих газов, катализатор в органическом синтезе.

Соединение состава Fе(ОН)₃ не известно (не получено).

Уравнения важнейших реакций:

Fе₂O₃^. nН₂O→(200-250 °С, —H₂O) FеО(ОН)→( 560-700° С на воздухе , -h3O) →Fе₂О₃

FеО(ОН) + ЗНС1 _(разб.) =FеС1₃ + 2Н₂O

FeO(OH)→Fe₂O₃^.nH₂O -коллоид (NаОН _(конц.))

FеО(ОН)→Nа₃[Fе(ОН)₆] белый , Nа₅[Fе(OН)₈желтоватый (75 °С, NаОН_{( т)})

2FеО(ОН) + Fе(ОН)₂=( Fe^IIFe₂^III )O₄ + 2Н₂O         (600—1000 °С)

2FеО(ОН) + ЗН₂ = 4Н₂O+ 2Fе (особо чистое, 500—600 °С)

2FеО(ОН) + ЗВr₂ + 10КОН = 2К₂FеO₄ + 6Н₂O + 6КВr

       Получение: осаждение из раствора солей железа(Ш) гидрата Fе₂О₃ nН₂O и его частичное обезвоживание (см. выше).

В природе — оксидная руда железа лимонит Fе₂O₃ nН₂О и минерал гётит FеО(ОН).

Феррат калия К₂FеО₄. Оксосоль. Красно-фиолетовый, разлагается при сильном нагревании. Хорошо растворим в концентрированном растворе КОН, реагирует с кипящей водой, неустойчив в кислотной среде. Сильный окислитель.

Качественная реакция — образование красного осадка феррата бария. Применяется в синтезе ферритов — промышленно важных двойных оксидов железа (III) и других металлов.

Уравнения важнейших реакций:

4К₂FеO₄= 4КFеO₂ + 3O₂ + 2К₂O         (700 °С)

4К₂FеO₄ + 6Н₂O _(гор.) =4FeО(ОН)↓ + 8КОН + 3O₂↑

FеО₄^2- + 2OН⁺_(разб.) =4Fе³⁺ + 3O₂↑+10Н₂O

FеО₄^2- + 2(NH₃^. Н₂O)     →2FеО(ОН)↓ + N₂↑+ 2Н₂O+ 4OН^—

FеО₄^2- + Ва²⁺ = ВаFеO₄ (красн.)↓         (в конц. КОН)

   Получение: образуется при окислении соединений железа, например метагидроксида FеО(ОН), бромной водой, а также при действии сильных окислителей (при спекании) на железо

Fе + 2КОН + 2КNO₃ = К₂FеO₄ + 3КNO₂+ H₂O (420 °С)

и электролизе в растворе:

электролиз

Fе + 2КОН _(конц.) + 2Н₂O→ЗН₂↑ + К₂FеO₄ ( электролиз)

(феррат калия образуется на аноде).

      Качественные реакции на ионы Fе²⁺ и Fе³⁺

Обнаружение ионов Fе²⁺ и Fе³⁺в водном растворе проводят с помощью реактивов К₃[Fе(СN)₆] и К₄[Fе(СN)₆] соответственно; в обоих случаях выпадает синий продукт одинакового состава и строения, КFе^III[Fе^II (СN)₆]. В лаборатории этот осадок называют берлинская лазурь, или турнбуллева синь:

Fе²⁺ + К⁺ + [Fе(СN)₆]^3- = КFе^III[Fе^II (СN) ₆]↓

Fе³⁺ + К⁺ + [Fе(СN)₆]^4- = КFе^III[Fе^II (СN) ₆]↓

Химические названия исходных реактивов и продукта реакций:

К₃Fе^III[Fе(СN) ₆]- гексацианоферрат (III) калия

К₄Fе^III[Fе (СN) ₆]- гексацианоферрат (II) калия

КFе^III[Fе^II (СN) ₆]- гексацианоферрат (II) железа  (Ш) калия

Кроме того, хорошим реактивом на ионы Fе³⁺ является тиоцианат-ион NСS^—, железо (III) соединяется с ним, и появляется ярко-красная («кровавая») окраска:

Fе³⁺ + 6NСS^— = [Fе(NСS)₆]^3-

Этим реактивом (например, в виде соли КNСS) можно обнаружить даже следы железа (III) в водопроводной воде, если она проходит через железные трубы, покрытые изнутри ржавчиной.

 

Реакции, взаимодействие железа. Уравнения реакции железа с веществами

Реакции, взаимодействие железа. Уравнения реакции железа с веществами.

 

 

Железо реагирует, взаимодействует с неметаллами, оксидами, кислотами, основаниями, солями и пр. веществами.

 

Реакции, взаимодействие железа с неметаллами

Реакции, взаимодействие железа с оксидами

Реакции, взаимодействие железа с солями

Реакции, взаимодействие железа с кислотами

Реакции, взаимодействие железа с основаниями

Реакции, взаимодействие железа с водородсодержащими соединениями

 

Реакции, взаимодействие железа с неметаллами. Уравнения реакции: 

1. Реакция взаимодействия железа и серы:

Fe + S → FeS (t = 600-950 °C),

Fe + 2S → FeS₂ (t < 689 °C).

Реакция взаимодействия железа и серы происходит с образованием в первом случае – сульфида железа (II), во втором – дисульфида железа (II).

2. Реакция взаимодействия железа и красного фосфора:

Fe + 3P → Fe₃P (t = 600-700 °C).

Реакция взаимодействия железа и красного фосфора происходит с образованием фосфида железа. Также образуются Fe₂P, FeP, FeP₂.

3. Реакция взаимодействия железа и селена:

Fe + Se → FeSe (t = 600-950 °C).

Реакция взаимодействия железа и селена происходит с образованием селенида железа.

4. Реакция взаимодействия железа и кремния:

2Si + Fe → FeSi₂ (t^o).

Реакция взаимодействия железа и кремния происходит с образованием силицида железа. Реакция протекает при сплавлении реакционной смеси.

5. Реакция взаимодействия железа, кремния и кислорода:

2Fe + Si + 2O₂ → Fe₂SiO₄ (t = 1100-1300 °C),

2Fe + 2Si + 3O₂ → 2FeSiO₃ (t = 1100-1300 °C).

Реакция взаимодействия железа, кремния и кислорода происходит в первом случае – с  образованием ортосиликата железа, во втором – метасиликата железа.

6. Реакция взаимодействия железа и кислорода:

3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄ (t = 150-500 °C),

2Fe + O₂ → 2FeO (t^o),

4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃ (t = 150-500 °C).

Реакция взаимодействия железа и кислорода происходит в первом случае – с образованием оксида железа (II, III), во втором – оксида железа (II), в третьем – оксида железа (III). Первая и третья реакции представляют собой сгорание железа на воздухе. Вторая реакция происходит при продувании воздуха через расплавленный чугун.

7. Реакция взаимодействия железа и углерода:

3Fe + C → Fe₃C (t°).

Реакция взаимодействия железа и углерода происходит с образованием карбида железа.

8. Реакция взаимодействия железа и фтора:

2Fe + 3F₂ → 2FeF₃ (t > 300 °C).

Реакция взаимодействия железа и фтора происходит с образованием фторида железа.

9. Реакция взаимодействия железа и хлора:

2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃ (t > 250 °C).

Реакция взаимодействия железа и хлора происходит с образованием хлорида железа.

10. Реакция взаимодействия железа и брома:

Fe + Br₂ → FeBr₂ (t = 600-700 °C).

Реакция взаимодействия железа и брома происходит с образованием бромида железа.

11. Реакция взаимодействия железа и йода:

Fe + I₂  FeI₂ (t = 500 °C).

Реакция взаимодействия железа и йода происходит с образованием йодида железа.

12. Реакция взаимодействия железа и бора:

Fe + B → FeB.

Реакция взаимодействия железа и бора происходит с образованием борида железа.

 

Реакции, взаимодействие железа с оксидами. Уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия железа и воды:

3Fe + 4H₂O → Fe₃O₄ + 4H₂ (t < 570 °C).

Реакция взаимодействия железа и воды происходит с образованием оксида железа (II, III). Данная реакция представляет собой исторически первый способ получения водорода.

2. Реакция взаимодействия железа, воды и кислорода:

2Fe + 2H₂O + O₂ → 2Fe(OH)₂.

Реакция взаимодействия железа, воды и кислорода происходит с образованием гидроксида железа. Реакция протекает медленно и представляет собой коррозию железа.

3. Реакция взаимодействия железа, воды и пероксида калия:

Fe + 3K₂O₂ + 2H₂O → K₂FeO₄ + 4KOH.

Реакция взаимодействия железа, воды и пероксида калия происходит с образованием феррата железа и гидроксида калия. Реакция протекает медленно в концентрированном растворе гидроксида калия.

4. Реакция взаимодействия железа и оксида железа (II, III):

Fe₃O₄ + Fe → 5FeO (t = 900-1000 °C).

Реакция взаимодействия железа и оксида железа (II, III) происходит с образованием оксида железа (II).

5. Реакция взаимодействия железа и оксида железа (III):

Fe₂O₃ + Fe → 3FeO (t = 900 °C).

Реакция взаимодействия железа и оксида железа (III) происходит с образованием оксида железа (II).

6. Реакция взаимодействия железа и оксида углерода (II):

Fe + 5CO → [Fe(CO)₅] (t = 150-200 °C, р = 1·10⁷-2·10⁷ Па).

Реакция взаимодействия железа и оксида углерода (II) происходит с образованием пентакарбонилжелеза. В ходе реакции железо нагревается в струе СО.

7. Реакция взаимодействия железа и оксида серы:

2Fe + 3SO₂ → FeSO₃ + FeS₂O₃.

Реакция взаимодействия железа и оксида серы происходит с образованием сульфита железа и тиосульфата железа.  Реакция медленно протекает при комнатной температуре.

 

Реакции, взаимодействие железа с солями. Уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия железа и нитрата меди:

Cu(NO₃)₂ + Fe → Fe(NO₃)₂ + Cu.

Реакция взаимодействия нитрата меди и железа происходит с образованием нитрата железа и меди.

2. Реакция взаимодействия железа и нитрата серебра:

2AgNO₃ + Fe → Fe(NO₃)₂ + 2Ag.

Реакция взаимодействия нитрата серебра и железа происходит с образованием нитрата железа и серебра.

3. Реакция взаимодействия железа и сульфата меди:

Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu.

Реакция взаимодействия сульфата меди и железа происходит с образованием сульфата железа и меди.

4. Реакция взаимодействия железа и хлорида меди:

CuCl₂ + Fe → FeCl₂ + Cu.

Реакция взаимодействия хлорида меди и железа происходит с образованием меди и хлорида железа.

5. Реакция взаимодействия железа и хлорида железа (III):

2FeCl₃ + Fe → 3FeCl₂ (t^о).

Реакция взаимодействия хлорида железа (III) и железа происходит с образованием хлорида железа (II). Реакция протекает при кипении в тетрагидрофуране.

 

Реакции, взаимодействие железа с кислотами. Уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия железа и азотной кислоты:

Fe + 6HNO₃ → Fe(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O (t^o).

Реакция взаимодействия железа и азотной кислоты происходит с образованием нитрата железа, оксида азота и воды. В ходе реакции  используется концентрированная азотная кислота.

2. Реакция взаимодействия железа и ортофосфорной кислоты:

4Fe + 3H₃PO₄ → FeHPO₄ + Fe₂(PO₄)₂ + 4H₂.

Реакция взаимодействия железа и ортофосфорной кислоты происходит с образованием гидроортофосфата железа, ортофосфата железа и водорода. В ходе реакции  используется разбавленный раствор ортофосфорной кислоты.

Аналогичные реакции протекают и с другими минеральными кислотами.

 

Реакции, взаимодействие железа с основаниями. Уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия железа, гидроксида натрия и воды:

Fe + 2NaOH + 2H₂O → Na₂[Fe(OH)₄] + H₂ (t^o).

Реакция взаимодействия железа, гидроксида натрия и воды происходит с образованием тетрагидроксоферрата натрия и водорода. Реакция протекает при кипении раствора в атмосфере азота.

2. Реакция электролиза железа, водного раствора гидроксида калия:

Fe + 2KOH + 2H₂O → 3H₂ + K₂FeO₄.

Реакция взаимодействия железа и водного раствора гидроксида калия происходит с образованием феррата калия и водорода.

 

Реакции, взаимодействие железа с водородсодержащими соединениями. Уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия железа и бромоводорода:

Fe + 2HBr → FeBr₂ + H₂ (t = 800-900 °C).

Реакция взаимодействия железа и бромоводорода происходит с образованием бромида железа и водорода.

2. Реакция взаимодействия железа и фтороводорода:

Fe + 2HF → FeF₂ + H₂.

Реакция взаимодействия железа и фтороводорода происходит с образованием фторида железа и водорода. В ходе реакции  используется разбавленный раствор фтороводорода.

 

Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com

 

карта сайта

 

Коэффициент востребованности 338

Железо и его соединения

В организме человека содержится около 5 г железа, большая часть его (70%) входит в состав гемоглобина крови.

В свободном состоянии железо — серебристо-белый металл с сероватым оттенком. Чистое железо пластично, обладает ферромагнитными свойствами. На практике обычно используются сплавы железа — чугуны и стали.

Fe — самый главный и самый распространенный элемент из девяти d-металлов побочной подгруппы VIII группы. Вместе с кобальтом и никелем образует «семейство железа».

При образовании соединений с другими элементами чаще использует 2 или 3 электрона (В = II, III ).

Железо, как и почти все d-элементы VIII группы, не проявляет высшую валентность, равную номеру группы. Его максимальная валентность достигает VI и проявляется крайне редко.

Наиболее характерны соединения, в которых атомы Fe находятся в степенях окисления +2 и +3.

	Fe+2	Fe+3		Fe+6
Оксиды	FeOосновный	Fe2O3основный со слабыми признаками амфотерости		FeO3 — не выделен
Гидроксиды	Fe(OH)2 слабое основание	Fe(OH)3 ↔ HFeO2 + H2O		H2FeO4кислота, в свободном состоянии не выделена
Соли	FeCl2, FeSO4, Fe(NO3)2 и др.	Тип IFeCl3	Тип IIKFeO2	K2FeO4BaFeO4SrFeO4ферраты (IV)

1. Техническое железо (в сплаве с углеродом и другими примесями) получают карботермическим восстановлением его природных соединений по схеме:

Восстановление происходит постепенно, в 3 стадии:

1) 3Fe₂O₃ + СО = 2Fe₃O₄ + СO₂

2) Fe₃O₄ + СО = 3FeO +СO₂

3) FeO + СО = Fe + СO₂

Образующийся в результате этого процесса чугун содержит более 2% углерода. В дальнейшем из чугуна получают стали — сплавы железа, содержащие менее 1,5 % углерода.

2. Очень чистое железо получают одним из способов:

а) разложение пентакарбонила Fe

Fe(CO)₅ = Fe + 5СО

б) восстановление водородом чистого FeO

FeO + Н₂ = Fe + Н₂O

в) электролиз водных растворов солей Fe⁺²

FeC₂O₄ = Fe + 2СO₂

оксалат железа (II)

Fe — металл средней активности, проявляет общие свойства, характерные для металлов.

Уникальной особенностью является способность к «ржавлению» во влажном воздухе:

4Fe + 6Н₂O + 3O₂ = 4Fe(OH)₃

В отсутствие влаги с сухим воздухом железо начинает заметно реагировать лишь при Т > 150°С; при прокаливании образуется «железная окалина» Fe₃O₄:

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄

В воде в отсутствие кислорода железо не растворяется. При очень высокой температуре Fe реагирует с водяным паром, вытесняя из молекул воды водород:

3 Fe + 4Н₂O(г) = 4H₂

Процесс ржавления по своему механизму является электрохимической коррозией. Продукт ржавления представлен в упрощенном виде. На самом деле образуется рыхлый слой смеси оксидов и гидроксидов переменного состава. В отличие от пленки Аl₂О₃, этот слой не предохраняет железо от дальнейшего разрушения.

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

2Fe + 3F₂ = 2FeF₃

2Fe + 3Br₂ = 2FeBr₃

Fe + I₂ = FeI₂

Fe + S = FeS

Образуются соединения, в которых преобладает ионный тип связи.

Fe + Р = Fe_xP_y

Fe + C = Fe_xC_y

Fe + Si = Fe_xSi_y

Образуются вещества переменного состава, т к. бертоллиды (в соединениях преобладает ковалентный характер связи)

Fe⁰ + 2Н⁺ → Fe²⁺ + Н₂↑

Поскольку Fe располагается в ряду активности левее водорода (Е°_Fe/Fe²⁺ = -0,44В), оно способно вытеснять Н₂ из обычных кислот.

Fe + 2HCl = FeCl₂ + Н₂↑

Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + Н₂↑

Fe⁰ — 3e^— → Fe³⁺

Концентрированные HNO₃ и H₂SO₄ «пассивируют» железо, поэтому при обычной температуре металл в них не растворяется. При сильном нагревании происходит медленное растворение (без выделения Н₂).

В разб. HNO₃ железо растворяется, переходит в раствор в виде катионов Fe³⁺ а анион кислоты восстанавливется до NO*:

Fe + 4HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + NO↑ + 2Н₂O

Очень хорошо растворяется в смеси НСl и HNO₃

В водных растворах щелочей Fe не растворяется. С расплавленными щелочами реагирует только при очень высоких температурах.

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

Fe⁰ + Cu²⁺ = Fe²⁺ + Cu⁰

Fe(порошок) + 5CO (г) = Fe⁰(CO)₅пентакарбонил железа

Соединения Fe(III)

Красно-бурый порошок, н. р. в Н₂O. В природе — «красный железняк».

1) разложение гидроксида железа (III)

2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3H₂O

2) обжиг пирита

4FeS₂ + 11O₂ = 8SO₂ + 2Fe₂O₃

3) разложение нитрата

4Fe(NO₃)₃ = 2Fe₂O₃ + 12NO₂ + 3O₂

Fe₂O₃ — основный оксид с признаками амфотерности.

I. Основные свойства проявляются в способности реагировать с кислотами:

Fe₂О₃ + 6Н⁺ = 2Fe³⁺ + ЗН₂О

Fe₂О₃ + 6HCI = 2FeCI₃ + 3H₂O

Fe₂О₃ + 6HNO₃ = 2Fe(NO₃)₃ + 3H₂O

II. Слабокислотные свойства. В водных растворах щелочей Fe₂O₃ не растворяется, но при сплавлении с твердыми оксидами, щелочами и карбонатами происходит образование ферритов:

Fe₂О₃ + СаО = Ca(FeО₂)₂

Fe₂О₃ + 2NaOH = 2NaFeО₂ + H₂O

Fe₂О₃ + MgCO₃ = Mg(FeO₂)₂ + CO₂

III. Fe₂О₃ — исходное сырье для получения железа в металлургии:

Fe₂О₃ + ЗС = 2Fe + ЗСО или Fe₂О₃ + ЗСО = 2Fe + ЗСO₂

Получают при действии щелочей на растворимые соли Fe³⁺:

FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaCl

В момент получения Fe(OH)₃ — красно-бурый слизистоаморфный осадок.

Гидроксид Fe(III) образуется также при окислении на влажном воздухе Fe и Fe(OH)₂:

4Fe + 6Н₂O + 3O₂ = 4Fe(OH)₃

4Fe(OH)₂ + 2Н₂O + O₂ = 4Fe(OH)₃

Гидроксид Fe(III) является конечным продуктом гидролиза солей Fe³⁺.

Fe(OH)₃ — очень слабое основание (намного слабее, чем Fe(OH)₂). Проявляет заметные кислотные свойства. Таким образом, Fe(OH)₃ имеет амфотерный характер:

1) реакции с кислотами протекают легко:

Fe(OH)₃ + 3HCl = FeCl₃ + 3H₂O

2) свежий осадок Fe(OH)₃ растворяется в горячих конц. растворах КОН или NaOH с образованием гидроксокомплексов:

Fe(OH)₃ + 3КОН = K₃[Fe(OH)₆]

В щелочном растворе Fe(OH)₃ может быть окислен до ферратов (солей не выделенной в свободном состоянии железной кислоты H₂FeO₄):

2Fe(OH)₃ + 10КОН + 3Br₂ = 2K₂FeO₄ + 6КВr + 8Н₂O

Наиболее практически важными являются: Fe₂(SO₄)₃, FeCl₃, Fe(NO₃)₃, Fe(SCN)₃, K₃[Fe(CN)₆).

Характерно образование двойных солей — железных квасцов: (NH₄)Fe(SO₄)₂•12Н₂O, KFe(SO₄)₂• 12Н₂O

Соли Fe³⁺ часто имеют окраску как в твердом состоянии, так и в водном растворе. Это объясняется наличием гидратированных форм или продуктов гидролиза.

1. Fe + неметалл

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

2.Fe + кислота

Fe + 4HNO_{3 разб} = Fe(NO₃)₃ + NO + 2H₂O

3. Fe₂O₃ + кислота

Fe₂O₃ + 3H₂SO₄ = Fe₂(SО₄)₃ + 3H₂O

4. Fe(OH)₃ + кислота

Fe(OH)₃ + 3HCl = FeCl₃ + 3H₂O

5. Окисление Fe²⁺ до Fe³⁺

2FeCl₂ + Cl₂ = 2FeCl₃

2Fe₂O₃ + H₂O₂ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂O

I. Все растворимые соли Fe³⁺ в водных растворах сильно гидролизованы:

Fe³⁺ + Н₂O = FeOH²⁺ + Н⁺

FeOH²⁺ + Н₂O = Fe(OH)₂⁺ + Н⁺

Fe(OH)₂⁺ Н₂O = Fe(OH)₃ + Н⁺

Водные растворы солей Fe³⁺ имеют сильнокислую реакцию. Соли Fe³⁺ с анионами слабых кислот подвергаются необратимому гидролизу.

II. В реакциях с сильными восстановителями соли Fe3+ проявляют окислительную активность:

2FeCl₃ + 2KI = 2FeCl₂ + I₂ + 2KCl

Fe₂(SO₄)₃ + H₂S = 2FeSO₄ + S + H₂SO₄

III. При действии щелочей и водных растворов аммиака на растворы солей Fe³⁺ образуется осадок:

Fe³⁺ + ЗОН^— = Fe(OH)₃

IV. При нагревании многие соли разлагаются:

2FeCl₃ = 2FeCl₂ + Cl₂

Fe₂(SO₄)₃ = Fe₂O₃ + 3SO₃

4Fe(NO₃)₃ = 2Fe₂O₃ + 12NO₂ + 3O₂

V. Качественные реакции для обнаружения катионов Fe³⁺:

а) 4Fe³⁺ + 3[Fe(CN)₆]^4-_{желтая кровяная соль} = Fe₄[Fe(CN)₆]_{3 берлинская лазурь (темно-синий осадок)}

б) Fe³⁺ + 3SCN^— = Fe(SCN)_{3 роданид Fe(III) (р-р кроваво-красного цвета)}

«Металлы. Железо. Строение атома, физические и химические свойства»

Цель: на основании положения в периодической системе химических элементов, строения атома железа учащиеся должны составить представление о физических и химических свойствах железа.

Реактивы. На демонстрационном столе опилки железа, серная кислота (разбавленная), раствор сульфата меди (2), речной песок, вода дистиллированная. Штатив с пробирками, пипетки, пробка с газоотводной трубкой, стакан, лабораторный штатив, спиртовка.

На ученических столах — серная кислота (разбавленная), сульфат меди (2), опилки железные, штатив с пробирками, пипетки.

Оборудование: карта «Минеральные ресурсы» и таблица «План урока». Коллекция «Полезные ископаемые»; 3 конверта с заданиями. 

Ход урока

1. Изучение нового материала.

УЧИТЕЛЬ. Ребята! Послушайте отрывок из «Поэмы о периодическом законе», В. Половняк.

Громоподобные раскаты
И в небе раскаленный след:
На землю новый камень падал
И ужасался человек
Но редким был подарок неба
Им лишь счастливец обладал:
Топор был выкован железный,
Сверкает лезвием кинжал.
Вот длинный ряд тысячелетний
Приходит в поисках, в борьбе,
И наступает век железный
Кровавый беспокойный век.

Проблемный вопрос: на каком древнем языке железо именуют «небесным камнем»?
(ученики выдвигают версии на поставленный вопрос).

Сообщение ученика. 30 июня 1908 году эвенка Чучанги рассказывал: тут я увидел страшное диво — лесины падают, хвоя горит. Жарко очень. Жарко сгореть можно. Вдруг над горой, где уже упал лес, стало сильно светло, будто второе солнце появилось. Эту местность эвенки стали называть «страной мертвого леса», площадь радиусом 25-30 км после падения метеорита.

При падении Тунгусского метеорита по всей Центральной Сибири был виден ослепительно-яркий свет. Установлено, что в земную атмосферу со скоростью 70 км/с влетело метеоритное тело массой 1000000 т. Удары огромной силы, подобные взрывам, были слышны, в тысяче километров от места падения! Куски «небесного тела», которые называют «метеоритами», бывают похожи на камни черно-бурого цвета. В свободном состоянии железо встречается только в метеоритах. Ежесуточно на Землю выпадают до 10 т метеоритного вещества.[3]

УЧИТЕЛЬ. Итак, запишите в свои тетради тему урока: Железо. Строение атома, физические и химические свойства.

Цель урока: на основании положения в периодической системе химических элементов, строение атома железа составить представление о физических и химических свойствах железа.

1. Строение и свойства атомов.

Что можно дополнительно сказать о железе на основании положения его в периодической системе химических элементов? (Ученики сообщают — 8 группа, побочная подгруппа, 4 большой период, d-элемент. Химическое знак – Fe. Порядковый номер – 26. Относительная атомная масса (Ar) – 56).

УЧИТЕЛЬ. А теперь я прошу вас написать строение атома, электронную и графическую формулы железа?( к доске приглашаются ученики).

Ученики составляют следующую запись:

Схема строения атома: Fe +26 )₂ )₈ )₁₄ )₂.

Электронная формула атома 1s² 2s² p⁶ 3s² p⁶ 4s² 3d⁶.

Графическая схема:

В соединениях железо проявляет степень окисления, в основном +2 и +3, реже +4 и +6. Как и всегда при изучении соединений, мы рассмотрим физические свойства железа: 

2. Физические свойства железа.

Вашим помощником на этом уроке будет таблица «План урока», которая висит на доске ( см. приложение). Прошу вас использовать ее в работе на сегодняшнем уроке. (Учитель демонстрирует опилки железа). Начнем с физических свойств железа. Блестящий серебристо-белый металлический. Один из наиболее распространенных элементов в природе, по содержанию в земной коре (4,65% по массе) уступает лишь кислороду, кремнию и алюминию. Оно входит в состав многих оксидных руд – гематита, или красного железняка Fe₂O₃, магнетита Fe₃O₄, пирита FeS₂ и др.

Комментируя руды, учитель демонстрирует коллекцию «Полезные ископаемые» и просит учеников на карте «Минеральные ресурсы», найти основные месторождения и назвать их?

УЧИТЕЛЬ. Сравним атомный радиус железа 0,126 нм с атомным радиусом натрия 0,186 нм, магния 0,16 нм, алюминии 0,14 нм. Какое влияние на свойства железа оказывает такие размеры атома и возможность отдавать электроны c внешнего и предпоследнего слоя?

Железо, имеющее атомы небольших размеров и большое число электронов, участвующих в металлической связи, должно обладать высокой температурой плавления и значительной твердостью, но вместе с тем сравнительно небольшой электропроводностью. Железо тугоплавкое – tпл = 1539°С, относительно мягкое (по школе твердость его равна 4), способен сильно притягиваться магнитами.

У железа есть две аллотропные модификации: альфа-железа устойчивое до 910°С, имеет кубическую объемно-центрированную решетку; гамма-железо t=910 – 1400°С – кубическую гранецентрированную.

Железо может отдавать электроны, находящиеся на двух ( внешнем и предпоследнем) слоях. Проявляет восстановительные свойства. Степень железа зависит от окислительной способности реагирующих с ним веществ. Итак, химические свойства железа:

3. Химические свойства железа.

Познакомимся с химическими свойствами железа: искры, вырывающиеся при резке стального инструмента, представляет с собой раскаленные частички окалины. В кислороде железо сгорает, разбрасывая искры – частички железной окалины Fe3O4.

Свойства №1 Взаимодействия железа с кислородом: 

промежуточный оксид

Свойства №2 Взаимодействие железа с водой:

Учитель пишет на доске уравнение реакции и просит уравнять его с помощью электронного баланса. Это задание выполняет ученик у доски, а остальные – на своих рабочих местах:

 

Затем учитель проводит демонстрацию опыта «Взаимодействия железа с водой» (см. приложение).

Свойство №3 Взаимодействие железа с разбавленными кислотами: 

УЧИТЕЛЬ. Используя предложенные вам реактивы, проведите химическую реакцию, о которой идет речь. Напишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде. Докажите, что железо в данном процессе проявляет свойство восстановителя.

Учитель приглашает к доске ученика, который проводит эксперимент и записывает уравнение реакции, а остальные выполняют предложенное задание на своих рабочих местах:

В электрохимическом ряду напряжений металлов железо расположено до водорода. Поэтому оно растворяется в разбавленных серной и соляной кислотах, вытесняя из них водород и образуя соответствующую соль, степень окисления +2.

Свойства №4 Взаимодействие с растворами солей: 

УЧИТЕЛЬ. Используя предложенные вам реактивы, проведите химическую реакцию, о которой идет речь. Напишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде – это задание делают ученики первого варианта, а ученики второго варианта – докажите, что железо в данном процессе проявляет свойство восстановителя.

Учитель приглашает к доске ученика, который проводит эксперимент. А остальные выполняют предложенное задание на своих рабочих местах:

2. Подведем итоги урока по таблице «План урока»

3. Закрепление материала.

УЧИТЕЛЬ. Ребята! К нам на урок химии прислали три конверта, в них помещены задания для тех, кто хочет получить отметку «5» и «4». Приглашаю к доске желающих. Ученикам, работающим на своих местах, можно выполнить задание по своему усмотрению.

№1 конверт (за правильно выполненное задание – «5»).

Какой объем оксида углевода (2) потребуется для восстановления железа из 2,32 кг магнитного железа (), содержащего 5% пустой породы? Какое количество вещества железа при этом получится, если выход его составляет 80% от теоретически возможного?

№2 конверт (за правильное выполненное задания – «4»).

Напишите два уравнения реакции железа с концентрированной серной кислотой, в которой продуктом восстановления кислоты будет соответственно оксид серы(4), сера S. При уравнивании записей реакции используйте метод электронного баланса. Определите окислитель и восстановитель в этих реакциях.

УЧИТЕЛЬ. Ребята! У нас еще остался конверт (учитель показывает конверт). Что же здесь находится? (Учитель вскрываетконверт и читает). Домашнее задание (записывает на доске домашнее задание).

Учить §14 до статьи «Соединение железа», по рабочей тетради тема «Железо» №3-4 письменно.

Завершая знакомство со свойствами железа, хочу напомнить, насколько химия многолика. Она дает ученику огромные возможности, но при этом требует ответственного отношения и понимания химических реакций. Надеюсь, что полученные сведения окажутся вам полезными.

Комментирую отметки учащихся.

ЛИТЕРАТУРА:

1. Бусев А.И., Ефимов И.П., Определения, понятия, термины в химии. Просвещение 1981.
2. Габриелян О.С. Химия 9 класс Дрофа,2001.
3. Гонтарук Т.И. автор- составитель. Я познаю мир. Детская энциклопедия. АСП 1999, с. 294-297.
4. Полосин В.С. Школьный эксперимент по неорганической химии. Просвещение 1970.
5. ТретьяковЮ.Д. Справочные материалы. Просвещение 1988.

Приложение

Оксид железа (III), свойства, получение, химические реакции

Оксид железа (III), свойства, получение, химические реакции.

 

 

Оксид железа (III) – неорганическое вещество, имеет химическую формулу Fe₂O₃.

 

Краткая характеристика оксида железа (III)

Модификации оксида железа (III)

Физические свойства оксида железа (III)

Получение оксида железа (III)

Химические свойства оксида железа (III)

Химические реакции оксида железа (III)

Применение и использование оксида железа (III)

 

Краткая характеристика оксида железа (III):

Оксид железа (III) – неорганическое вещество красно-коричневого цвета.

Оксид железа (III) содержит три атома кислорода и два атома железа.

Химическая формула оксида железа (III) Fe₂O₃.

В воде не растворяется. С водой не реагирует.

Термически устойчив.

Оксид железа (III) – амфотерный оксид с большим преобладанием основных свойств. Как амфотерный оксид проявляет в зависимости от условий либо основные, либо кислотные свойства.

 

Модификации оксида железа (III):

Известны следующие кристаллические модификации железа: α- Fe₂O₃, γ-Fe₂O₃.

 

Физические свойства оксида железа (III)*:

Наименование параметра:	Значение:
Химическая формула	Fe2O3
Синонимы и названия иностранном языке	iron(III) oxide (англ.) гематит (рус.) красный железняк (рус.)
Тип вещества	неорганическое
Внешний вид	красно-коричневые тригональные кристаллы
Цвет	красно-коричневый
Вкус	—**
Запах	—
Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.)	твердое вещество
Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), кг/м3	5242
Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), г/см3	5,242
Температура кипения, °C	1987
Температура плавления, °C	1566
Молярная масса, г/моль	159,69

Примечание:

* оксид железа α-форма.

** — нет данных.

 

Получение оксида железа (III):

В природе встречается в виде минералов гематита (красный железняк), лимонита и маггемита.

Оксид железа (III) получают в результате следующих химических реакций:

1. 1. окисления железа:

4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃.

2. 2. термического разложения полигидрата оксида железа (III):

Fe₂O₃•nH₂O →  Fe₂O₃ + nH₂O (t = 500-700 ^oC).

2. 3. термического разложения метагидроксида железа:

2FeO(OH) → Fe₂O₃ + H₂O (t = 500-700 ^oC).

3. 4. термического разложения гидроксида железа (III):

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O (t°).

4. 5. термического разложения сульфата железа (III):

Fe₂(SO₄)₃ → Fe₂O₃ + 3SO₃ (t = 500-700 ^oC).

 

Химические свойства оксида железа (III). Химические реакции оксида железа (III):

Оксид железа (III) относится к амфотерным оксидам, но с большим преобладанием основных свойств.

Химические свойства оксида железа (III) аналогичны свойствам амфотерных оксидов других металлов. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:

1. реакция оксида железа (III) с алюминием:

2Al + Fe₂O₃ → 2Fe +  Al₂О (t°).

В результате реакции образуется оксид алюминия и железо.

2. реакция оксида железа (III) с углеродом:

Fe₂O₃ + 3С → 2Fe + 3CО (t°).

В результате реакции образуется железо и оксид углерода.

3. реакция оксида железа (III) с водородом:

Fe₂O₃ + H₂ → 2FeO + H₂О (t°),

Fe₂O₃ + 3H₂ → 2Fe + 3H₂О (t = 1050-1100 °C),

3Fe₂O₃ + H₂ → 2Fe₃O₄ + H₂О (t = 400 °C).

В результате реакции в первом случае образуется оксид железа (II) и вода, во втором – железо и вода, в третьем – оксид железа (II, III) и вода.

4. реакция оксида железа (III) с железом:

Fe₂O₃ + Fe → 3FeО (t = 900 °C).

В результате реакции образуется оксид железа (II).

5. реакция оксида железа (III) с оксидом натрия:

5Na₂О + Fe₂O₃ → 2Na₅FeО₄ (t = 450-500 °C).

В результате реакции образуется соль – феррат натрия.

6. реакция оксида железа (III) с оксидом магния:

MgО + Fe₂O₃ → MgFe₂О₄ (t°).

В результате реакции образуется соль – феррит магния.

7. реакция оксида железа (III) с оксидом меди (II):

CuО + Fe₂O₃ → CuFe₂О₄ (t°).

В результате реакции образуется соль – феррит меди.

8. реакция оксида железа (III) с оксидом титана:

TiО + Fe₂O₃ → TiFe₂О₄ (t°).

В результате реакции образуется соль – феррит титана.

9. реакция оксида железа (III) с оксидом марганца:

MnО + Fe₂O₃ → MnFe₂О₄ (t°).

В результате реакции образуется соль – феррит марганца.

10. реакция оксида железа (III) с оксидом никеля:

NiО + Fe₂O₃ → NiFe₂О₄ (t°).

В результате реакции образуется соль – феррит никеля.

11. реакция оксида железа (III) с оксидом кадмия:

CdО + Fe₂O₃ → CdFe₂О₄ (t°).

В результате реакции образуется соль – феррит кадмия.

12. реакция оксида железа (III) с оксидом цинка:

ZnО + Fe₂O₃ → ZnFe₂О₄ (t = 450-500 °C),

ZnО + Fe₂O₃ → Fe₂ZnО₄ (t = 450-500 °C).

В результате реакции образуется оксид железа-цинка.

13. реакция оксида железа (III) с оксидом кальция:

CaО + Fe₂O₃ → CaFe₂О₄ (t = 900-1000 °C)

В результате реакции образуется оксид кальция-железа.

14. реакция оксида железа (III) с оксидом углерода:

Fe₂O₃ + 3СО → 2Fe + 3СО₂ (t = 700 °C),

Fe₂O₃ + СО → 2FeО + СО₂ (t = 500-600 °C),

3Fe₂O₃ + СО → 2Fe₃О4 + СО₂ (t = 400 °C),

В результате реакции в первом случае образуется железо и углекислый газ, во втором – оксид железа (II) и углекислый газ, в третьем – оксид железа (II, III) и углекислый газ.

15. реакция оксида железа (III) с гидроксидом натрия:

Fe₂O₃ + 2NaOH → 2NaFeO₂ + H₂О (t  = 600 ^oC, p).

В результате реакции образуется соль – феррит натрия и вода. Реакция протекает при избыточном давлении.

16. реакция оксида железа (III) с карбонатом натрия:

Fe₂O₃ + Na₂СO₃ → 2NaFeO₂ + СО₂ (t  = 800-900 ^oC).

В результате реакции образуется соль – феррит натрия и оксид углерода.

17. реакция оксида железа (III) с плавиковой кислотой:

Fe₂O₃ + 6HF → 2FeF₃ + 3H₂O.

В результате химической реакции получается соль – фторид железа и вода.

18. реакция оксида железа (III) с азотной кислотой:

Fe₂O₃ + 6HNO₃ → 2Fe(NO₃)₃ + 3H₂O.

В результате химической реакции получается соль – нитрат железа и вода. Азотная кислота – разбавленный раствор.

Аналогично проходят реакции оксида железа и с другими кислотами.  

19. реакция оксида железа (III) с бромистым водородом (бромоводородом):

Fe₂O₃ + 6HBr → 2FeBr₃ + 3H₂O.

В результате химической реакции получается соль – бромид железа и вода.

20. реакция оксида железа (III) с йодоводородом:

Fe₂O₃ + 6HI → 2FeI₃ + 3H₂O.

В результате химической реакции получается соль – йодид железа и вода.

21. реакция оксида железа (III) с хлоридом железа:

Fe₂O₃ + FeСl₃ → 3FeOCl₃ (t  = 350 ^oC).

В результате химической реакции получается оксид хлорида-железа.

22. реакция термического разложения оксида железа (III):

6Fe₂O₃ → 4Fe₃O₄ + O₂ (t  = 1200-1390 ^oC).

В результате химической реакции получается оксид железа (II, III) и кислород.

 

Применение и использование оксида железа:

Оксид железа используется в металлургии для выплавки чугуна, как катализатор в химической и нефтехимической промышленности, как пищевая добавка (E172), как компонент керамики, красок и пр. целей.

 

Примечание: © Фото //www.pexels.com, //pixabay.com

 

карта сайта

оксид железа реагирует кислота 1 2 3 4 5 вода
уравнение реакций соединения масса взаимодействие оксида железа
реакции с оксидом железа

 

Коэффициент востребованности 2 996

Химические свойства переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа).

Химические свойства меди

Медь (Cu) относится к d-элементам и расположена в IB группе периодической таблицы Д.И.Менделеева. Электронная конфигурация атома меди в основном состоянии записывается виде 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹ вместо предполагаемой формулы 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁹4s². Другими словами, в случае атома меди наблюдается так называемый «проскок электрона» с 4s-подуровня на 3d-подуровень. Для меди, кроме нуля, возможны степени окисления +1 и +2. Степень окисления +1 склонна к диспропорционированию и стабильна лишь в нерастворимых соединениях типа CuI, CuCl, Cu₂O и т. д., а также в комплексных соединениях, например, [Cu(NH₃)₂]Cl и [Cu(NH₃)₂]OH. Соединения меди в степени окисления +1 не имеют конкретной окраски. Так, оксид меди (I) в зависимости от размеров кристаллов может быть темно-красный (крупные кристаллы) и желтый (мелкие кристаллы), CuCl и CuI —   белыe, а Cu₂S — черно-синий. Более химически устойчивой является степень окисления меди, равная +2. Соли, содержащие медь в данной степени окисления, имеют синюю и сине-зеленую окраску.

Медь является очень мягким, ковким и пластичным металлом с высокой электро- и теплопроводностью. Окраска металлической меди красно-розовая. Медь находится в ряду активности металлов правее водорода, т.е. относится к малоактивным металлам.

Взаимодействие с простыми веществами

с кислородом

В обычных условиях медь с кислородом не взаимодействует. Для протекания реакции между ними требуется нагрев. В зависимости от избытка или недостатка кислорода и температурных условий может образовать оксид меди (II) и оксид меди (I):

с серой

Реакция серы с медью в зависимости от условий проведения может приводить к образованию как сульфида меди (I), так и сульфида меди (II). При нагревании смеси порошкообразных Cu и S до температуры 300-400^оС образуется сульфид меди (I):

При недостатке серы и проведении реакции при температуре более 400^оС образуется сульфид меди (II). Однако, более простым способом получения сульфида меди (II) из простых веществ является взаимодействие меди с серой, растворенной в сероуглероде:

Данная реакция протекает при комнатной температуре.

с галогенами

С фтором, хлором и бромом медь реагирует, образуя галогениды с общей формулой CuHal₂, где Hal – F, Cl или Br:

Cu + Br₂  = CuBr₂

В случае с йодом — самым слабым окислителем среди галогенов — образуется иодид меди (I):

С водородом, азотом, углеродом и кремнием медь не взаимодействует.

Взаимодействие со сложными веществами

с кислотами-неокислителями

Кислотами-неокислителями являются практически все кислоты, кроме концентрированной серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации. Поскольку кислоты-неокислители в состоянии окислить только металлы, находящиеся в ряду активности до водорода; это означает, что медь с такими кислотами не реагирует.

с кислотами-окислителями

— концентрированной серной кислотой

С концентрированной серной кислотой медь реагирует как при нагревании, так и при комнатной температуре. При нагревании реакция протекает в соответствии с уравнением:

Поскольку медь не является сильным восстановителем, сера восстанавливается в данной реакции только до степени окисления +4 (в SO₂).

— с разбавленной азотной кислотой

Реакция меди с разбавленной HNO₃ приводит к образованию нитрата меди (II) и монооксида азота:

3Cu + 8HNO₃(разб.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

— с концентрированной азотной кислотой

Концентрированная HNO₃ легко реагирует с медью при обычных условиях. Отличие реакции меди с концентрированной азотной кислотой от взаимодействия с разбавленной азотной кислотой заключается в продукте восстановления азота. В случае концентрированной HNO₃ азот восстанавливается в меньшей степени: вместо оксида азота (II) образуется оксид азота (IV), что связано с большей конкуренцией между молекулами азотной кислоты в концентрированной кислоте за электроны восстановителя (Cu):

Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

с оксидами неметаллов

Медь реагирует с некоторыми оксидами неметаллов. Например, с такими оксидами, как NO₂, NO, N₂O медь окисляется до оксида меди (II), а азот восстанавливается до степени окисления 0, т.е. образуется простое вещество N₂:

В случае диоксида серы, вместо простого вещества (серы) образуется сульфид меди(I). Связано это с тем, что медь с серой, в отличие от азота, реагирует:

с оксидами металлов

При спекании металлической меди с оксидом меди (II) при температуре 1000-2000 ^оС может быть получен оксид меди (I):

Также металлическая медь может восстановить при прокаливании оксид железа (III) до оксида железа (II):

с солями металлов

Медь вытесняет менее активные металлы (правее нее в ряду активности) из растворов их солей:

Cu + 2AgNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2Ag↓

Также имеет место интересная реакция, в которой медь растворяется в соли более активного металла – железа в степени окисления +3. Однако противоречий нет, т.к. медь не вытесняет железо из его соли, а лишь восстанавливает его со степени окисления +3 до степени окисления +2:

Fe₂(SO₄)₃ + Cu = CuSO₄ + 2FeSO₄

Cu + 2FeCl₃ = CuCl₂  + 2FeCl₂

Последняя реакция используется при производстве микросхем на стадии травления медных плат.

Коррозия меди

Медь со временем подвергается коррозии при контакте с влагой, углекислым газом и кислородом воздуха:

2Cu + H₂O + СО₂ + О₂ = (CuOН)₂СO₃

В результате протекания данной реакции медные изделия покрываются рыхлым сине-зеленым налетом гидроксокарбоната меди (II).

Химические свойства цинка

Цинк Zn находится в IIБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов химического элемента в основном состоянии 3d¹⁰4s². Для цинка возможна только одна единственная степень окисления, равная +2. Оксид цинка ZnO и гидроксид цинка Zn(ОН)₂ обладают ярко выраженными амфотерными свойствами.

Цинк при хранении на воздухе тускнеет, покрываясь тонким слоем оксида ZnO. Особенно легко окисление протекает при высокой влажности и в присутствии углекислого газа вследствие протекания реакции:

2Zn + H₂O + O₂ + CO₂ → Zn₂(OH)₂CO₃

Пар цинка горит на воздухе, а тонкая полоска цинка после накаливания в пламени горелки сгорает в нем зеленоватым пламенем:

При нагревании металлический цинк также взаимодействует с галогенами, серой, фосфором:

С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует.

Цинк реагирует с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

Zn + H₂SO₄ (20%) → ZnSO₄ + H₂↑

Zn + 2HCl  →  ZnCl₂ + H₂↑

Особенно легко растворяется в кислотах технический цинк, поскольку содержит в себе примеси других менее активных металлов, в частности, кадмия и меди. Высокочистый цинк по определенным причинам устойчив к воздействию кислот. Для того чтобы ускорить реакцию, образец цинка высокой степени чистоты приводят в соприкосновение с медью или добавляют в раствор кислоты немного соли меди.

При температуре 800-900^oC (красное каление) металлический цинк, находясь в расплавленном состоянии, взаимодействует с перегретым водяным паром, выделяя из него водород:

Zn + H₂O = ZnO + H₂↑

Цинк реагирует также и с кислотами-окислителями: серной концентрированной и азотной.

Цинк как активный металл может образовывать с концентрированной серной кислотой сернистый газ, элементарную серу и даже сероводород.

Zn + 2H₂SO₄ = ZnSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

Состав продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:

Zn + 4HNO₃(конц.) = Zn(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

3Zn + 8HNO₃(40%) = 3Zn(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

4Zn +10HNO₃(20%) = 4Zn(NO₃)₂ + N₂O↑ + 5H₂O

5Zn + 12HNO₃(6%) = 5Zn(NO₃)₂ + N₂↑ + 6H₂O

4Zn + 10HNO₃(0,5%) = 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

На направление протекания процесса влияют также температура, количество кислоты, чистота металла, время проведения реакции.

Цинк реагирует с растворами щелочей, при этом образуются тетрагидроксоцинкаты и водород:

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑

Zn + Ba(OH)₂ + 2H₂O = Ba[Zn(OH)₄] + H₂↑

С безводными щелочами цинк при сплавлении образует цинкаты и водород:

В сильнощелочной среде цинк является крайне сильным восстановителем, способным восстанавливать азот в нитратах и нитритах до аммиака:

4Zn + NaNO₃ + 7NaOH + 6H₂O → 4Na₂[Zn(OH)₄] + NH₃↑

Благодаря комплексообразованию цинк медленно растворяется в растворе аммиака, восстанавливая водород:

Zn + 4NH₃·H₂O → [Zn(NH₃)₄](OH)₂ + H₂↑ + 2H₂O

Также цинк восстанавливает менее активные металлы (правее него в ряду активности) из водных растворов их солей:

Zn + CuCl₂ = Cu + ZnCl₂

Zn + FeSO₄ = Fe + ZnSO₄

Химические свойства хрома

Хром — элемент VIB группы таблицы Менделеева. Электронная конфигурация атома хрома записывается как 1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p⁶3d⁵4s¹, т.е. в случае хрома,  также как и в случае атома меди,  наблюдается так называемый «проскок электрона»

Наиболее часто проявляемыми степенями окисления хрома являются значения +2, +3 и +6. Их следует запомнить, и в рамках программы ЕГЭ по химии можно считать, что других степеней окисления хром не имеет.

При обычных условиях хром устойчив к коррозии как на воздухе, так и в воде.

Взаимодействие с неметаллами

с кислородом

Раскаленный до температуры более 600 ^oС порошкообразный металлический хром сгорает в чистом кислороде образуя окcид хрома (III):

4Cr + 3O₂ =^ot=> 2Cr₂O₃

с галогенами

С хлором и фтором хром реагирует при более низких температурах, чем с кислородом (250 и 300 ^oC соответственно):

2Cr + 3F₂ =^ot=> 2CrF₃

2Cr + 3Cl₂ =^ot=> 2CrCl₃

С бромом же хром реагирует при температуре красного каления (850-900 ^oC):

2Cr + 3Br₂ =^ot=> 2CrBr₃

с азотом

С азотом металлический хром взаимодействует при температурах более 1000 ^oС:

2Cr + N₂ =^ot=> 2CrN

с серой

С серой хром может образовывать как сульфид хрома (II) так и сульфид хрома (III), что зависит от пропорций серы и хрома:

Cr + S  =^ot=>  CrS

2Cr + 3S  =^ot=>  Cr₂S₃

С водородом хром не реагирует.

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с водой

Хром относится к металлам средней активности (расположен в ряду активности металлов между алюминием и водородом). Это означает, что реакция протекает  между раскаленным до красного каления хромом и перегретым водяным паром:

2Cr + 3H₂O =^ot=>  Cr₂O₃ + 3H₂↑

Взаимодействие с кислотами

Хром при обычных условиях пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами, однако, растворяется в них при кипячении, при этом окисляясь до степени окисления +3:

Cr + 6HNO_3(конц.) =t^o=> Cr(NO₃)₃ + 3NO₂↑ + 3H₂O

2Cr + 6H₂SO_4(конц)  =t^o=> Cr₂(SO₄)₃ + 3SO₂↑ + 6H₂O

В случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота является простое вещество N₂:

10Cr + 36HNO_3(разб) = 10Cr(NO₃)₃ + 3N₂↑ + 18H₂O

Хром расположен в ряду активности левее водорода, а это значит, что он способен выделять H₂ из растворов кислот-неокислителей. В ходе таких реакций в отсутствие доступа кислорода воздуха образуются соли хрома (II):

Cr + 2HCl = CrCl₂ + H₂↑

Cr + H₂SO_4(разб.) = CrSO₄ + H₂↑

При проведении же реакции на открытом воздухе, двухвалентный хром мгновенно окисляется содержащимся в воздухе кислородом до степени окисления +3. При этом, например, уравнение с соляной кислотой примет вид:

4Cr + 12HCl + 3O₂ = 4CrCl₃ + 6H₂O

При сплавлении металлического хрома с сильными окислителями в присутствии щелочей хром окисляется до степени окисления +6, образуя хроматы:

Химические свойства железа

Железо Fe, химический элемент, находящийся в VIIIB группе и имеющий порядковый номер 26 в таблице Менделеева. Распределение электронов в атоме железа следующее ₂₆Fe1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s², то есть железо относится к d-элементам,  поскольку заполняемым в его случае является d-подуровень. Для него наиболее характерны две степени окисления +2 и +3. У оксида FeO и гидроксида Fe(OH)₂ преобладают основные свойства, у оксида Fe₂O₃ и гидроксида Fe(OH)₃ заметно выражены амфотерные. Так оксид и гидроксид железа (lll) в некоторой степени растворяются при кипячении в концентрированных растворах щелочей,  а также реагируют с безводными щелочами при сплавлении. Следует отметить что степень окисления железа +2 весьма неустойчива, и легко переходит в степень окисления +3. Также известны соединения железа в редкой степени окисления +6 – ферраты, соли не существующей «железной кислоты» H₂FeO₄. Указанные соединения относительно устойчивы лишь в твердом состоянии, либо в сильнощелочных растворах.  При недостаточной щелочности среды ферраты довольно быстро окисляют даже воду,  выделяя из нее кислород.

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом

При сгорании в чистом кислороде железо образует, так называемую, железную окалину, имеющую формулу Fe₃O₄ и фактически представляющую собой смешанный оксид, состав которого условно можно представить формулой FeO∙Fe₂O₃. Реакция горения железа имеет вид:

3Fe + 2O₂ =t^o=> Fe₃O₄

С серой

При нагревании железо реагирует с серой, образуя сульфид двухвалентого железа:

Fe + S =t^o=> FeS

Либо же при избытке серы дисульфид железа:

Fe + 2S =t^o=> FeS₂

С галогенами

Всеми галогенами кроме йода металлическое железо окисляется до степени окисления +3, образуя галогениды железа (lll):

2Fe + 3F₂ =t^o=> 2FeF₃ – фторид железа (lll)

2Fe + 3Cl₂ =t^o=> 2FeCl₃ – хлорид железа (lll)

2Fe + 3Br₂ =t^o=> 2FeBr₃ – бромид железа (lll)

Йод же, как наиболее слабый окислитель среди галогенов, окисляет железо лишь до степени окисления +2:

Fe + I₂ =t^o=> FeI₂ – йодид железа (ll)

Следует отметить, что соединения трехвалентного железа легко окисляют иодид-ионы в водном растворе до свободного йода I₂ при этом восстанавливаясь до степени окисления +2. Примеры, подобных реакций из банка ФИПИ:

2FeCl₃ + 2KI = 2FeCl₂ + I₂ + 2KCl

2Fe(OH)₃ + 6HI = 2FeI₂ + I₂ + 6H₂O

Fe₂O₃ + 6HI = 2FeI₂ + I₂ + 3H₂O

С водородом

Железо с водородом не реагирует (с водородом из металлов реагируют только щелочные металлы и щелочноземельные):

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с кислотами

С кислотами-неокислителями

Так как железо расположено в ряду активности левее водорода, это значит, что оно способно вытеснять водород из кислот-неокислителей (почти все кислоты кроме H₂SO₄ (конц.)  и HNO₃ любой концентрации):

Fe + H₂SO₄ (разб.) =  FeSO₄ + H₂↑

Fe + 2HCl =  FeCl₂ + H₂↑

Нужно обратить внимание на такую уловку в заданиях ЕГЭ, как вопрос на тему того до какой степени окисления окислится железо при действии на него разбавленной  и концентрированной соляной кислоты. Правильный ответ – до +2 в обоих случаях.

Ловушка здесь заключается в интуитивном ожидании более глубокого окисления железа (до с.о. +3) в случае его взаимодействия с концентрированной соляной кислотой.

Взаимодействие с кислотами-окислителями

С концентрированными серной и азотной кислотами в обычных условиях железо не реагирует по причине пассивации. Однако, реагирует с ними при кипячении:

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

Fe + 6HNO₃ =^ot=> Fe(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O

Обратите внимание на то,  что разбавленная серная кислота окисляет железо до степени окисления +2, а концентрированная до +3.

Коррозия (ржавление) железа

На влажном воздухе железо весьма быстро подвергается ржавлению:

4Fe + 6H₂O + 3O₂ = 4Fe(OH)₃

С водой в отсутствие кислорода железо не реагирует ни в обычных условиях, ни при кипячении. Реакция с водой протекает лишь при температуре выше температуры красного каления (>800 ^оС). т.е.: