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