Feo какие свойства проявляет

Химические свойства

Химические свойства

Соли Fe (II)

Химические свойства

Химические свойства

FeO – оксид Fe (II).

Тугоплавкий черный пирофорный порошок, не растворим в воде.

По химическим свойствам FeO – основной оксид. Взаимодействует с кислотами, образуя соли:

FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O

Под действием окислителей легко переходит в соединения Fe3+, например:

4FeO + O2 = 2Fe2O3

3FeO + 10HNO3 = 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O

Fe(OH)2 – гидроксид Fe (II) – твердое вещество белого цвета, не растворимое в воде.

По химическим свойствам – слабое основание, легко реагирует с кислотами и не реагирует со щелочами. Fe(OH)2 – неустойчивое вещество: при нагревании без доступа воздуха разлагается, а на воздухе самопроизвольно окисляется:

Fe(OH)2 = FeO + H2O (t)

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3

бледно-зеленый бурый

Наиболее практически важными являются: FeSO4, FeCl2, Fe(NO3)3, FeS, FeS2.

Характерно образование комплексных и двойных солей с солями щелочных металлов и аммония:

Fe(CN)2 + 4KCN = K4[Fe(CN)6] (желтая кровяная соль)

FeCl2 + 2KCl = K2[FeCl4]

Соль Мора

(NH4)2SO4•FeSO4•6H2O

Железный купорос

FeSO4•7H2O

Гидратированный ион Fe2+ имеет бледно-зеленую окраску.

1. Растворимые соли Fe2+ в водных растворах подвергаются гидролизу с образованием кислой среды:

Fe2+ + H2O ↔ FeOH+ + H+

2. Проявляют общие свойства типичных солей (ионно-обменные взаимодействия):

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S↑

FeCl2 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + 2NaCl

FeSO4 + BaCl2 = FeCl2 + BaSO4↓

3. Легко окисляются сильными окислителями

Fe2+ – 1ē → Fe3+

10Fe+2SO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Fe+3(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O

4. Качественные реакции для обнаружения катионов Fe2+ :

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

красная кровяная соль турнбулева синь

(темно-синий осадок)

б) под действием щелочи выпадает бледно-зеленый осадок Fe(OH)2, который на воздухе постепенно зеленеет, а затем превращается в бурый Fe(OH)3.

Соединения Fe(III)

Fe2O3 – оксид железа (III)

Красно-бурый порошок, не растворим в воде. В природе – «красный железняк».

Fe2O3 – основной оксид с признаками амфотерности.

1. Основные свойства проявляются в способности реагировать с кислотами:

Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O

Fe2O3 + 6HNO3 = 2Fe(NO3)3 + 3H2O

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

Fe2O3 + CaO = Ca(FeO2)2 (t)

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O (t)

Fe2O3 + MgCO3 = Mg(FeO2)2 + CO2↑ (t)

3. Fe2O3 – исходное сырье для получения железа в металлургии:

Fe2O3 + 3C = 2Fe + 3CO или Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2

Fe(OH)3 – гидроксид железа (III)

Fe(OH)3 – очень слабое основание (намного слабее, чем Fe(OH)2). 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 концентрированных растворах KOH или NaOH с образованием гидроксокомплексов:

Fe(OH)3 + 2KOH = 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 + 10KOH + 3Br2 = 2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O

Соли Fe3+

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•12H2O

KFe(SO4)2•12H2O

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

Îêñèä æåëåçà

FeO(ê, æ)
Òåðìîäèíàìè÷åñêèå ñâîéñòâà êðèñòàëëè÷åñêîãî è æèäêîãî ñòåõèîìåòðè÷åñêîãî îêñèäà
æåëåçà â ñòàíäàðòíîì ñîñòîÿíèè ïðè òåìïåðàòóðàõ 100 – 4000 Ê
ïðèâåäåíû â òàáë. FeO_c.

Çíà÷åíèÿ ïîñòîÿííûõ, èñïîëüçîâàííûå äëÿ ðàñ÷åòà òåðìîäèíàìè÷åñêèõ ôóíêöèé
FeO(ê, æ), ïðèâåäåíû â
òàáë. Fe.1. Êàê áûëî
ðàññìîòðåíî âûøå (ñì. òåêñò î ôàçå âþñòèòà), ñòåõèîìåòðè÷åñêèé ñîñòàâ îêñèäà
æåëåçà FeO ëåæèò çà
ïðåäåëàìè îáëàñòè ãîìîãåííîñòè ôàçû âþñòèòà (ãðàíèöà ôàçû âþñòèòà ñ Fe-ñòîðîíû áëèçêà ê ñîñòàâó Fe0.947O). Â ñâÿçè ñ òåì, ÷òî â ðÿäå
ñëó÷àåâ ïðèáëèæåííûå òåðìîäèíàìè÷åñêèå ðàñ÷åòû óäîáíî ïðîâîäèòü ñ ó÷åòîì
òâåðäîãî îêñèäà ñòåõèîìåòðè÷åñêîãî ñîñòàâà, â íàñòîÿùåé ðàáîòå âû÷èñëåíû
òåðìîäèíàìè÷åñêèå ôóíêöèè ãèïîòåòè÷åñêîãî êðèñòàëëè÷åñêîãî îêñèäà æåëåçà FeO(ê) â èíòåðâàëå 100 – 1650
Ê. Ýòî ôóíêöèè îöåíåíû ñ èñïîëüçîâàíèåì ýêñïåðèìåíòàëüíûõ äàííûõ äëÿ âþñòèòà Fe0.947O, êîòîðûé îòëè÷àåòñÿ îò
ñîñòàâà FeO ïî
ñîäåðæàíèþ æåëåçà íà 5.3%. Æèäêèé îêñèä æåëåçà ñîñòàâà FeO ñóùåñòâóåò â âèäå ðåàëüíîé
îäíîôàçíîé æèäêîñòè, è åãî òåðìîäèíàìè÷åñêèå ôóíêöèè ïðèâîäÿòñÿ â èíòåðâàëå
1650 – 4000 Ê.

Îöåíêà ýíòðîïèè FeO(ê)
ïðè 298.15 Ê ïðîâåäåíà ïî óðàâíåíèþ [85CHA/DAV]:

S(298.15 K) = S (Fe0..947O,ê) + 0.053
S(Fe,ê) + ΔSmix,
ãäå ΔSmix – ýíòðîïèÿ
ñìåøåíèÿ óçëîâ, çàíÿòûõ àòîìàìè æåëåçà, ñ âàêàíñèÿìè:

ΔSmix = -R(N1lnN1
 + N2lgN2) = -1.72 Äæ×K‑1×ìîëü‑1

Èçìåíåíèå ýíòàëüïèè Hº(298.15 K) – Hº(0)
è çíà÷åíèå òåïëîåìêîñòè FeO(ê)
ïðè 298.15 Ê îöåíåíû ïî ïðàâèëó ïðîñòîé àääèòèâíîñòè:

Cp(FeO,ê) = Cp(Fe0.947O,ê) + 0.053 Cp(Fe,ê).

Ïîãðåøíîñòè ïðèíÿòûõ çíà÷åíèé S(298.15 K)
è Hº(298.15 K) – Hº(0) (ñì. òàáë.Fe.1.) îöåíèâàþòñÿ â 1.5 Äæ×K‑1×ìîëü‑1
è 0.15 êÄæ×ìîëü‑1
ñîîòâåòñòâåííî. Óðàâíåíèå òåïëîåìêîñòè äëÿ FeO(ê) â èíòåðâàëå 298.15 – 1650 Ê (ñì. òàáë. Fe.1.) ïîëó÷åíî ñóììèðîâàíèåì
ñîîòâåòñòâåííîãî óðàâíåíèÿ äëÿ âþñòèòà ñ ïîïðàâî÷íûì ëèíåéíûì ÷ëåíîì

ΔCp = 0.053 Cp(Fe,ê) = 1.02 + 1.05·10-3T.

Ýòîò ÷ëåí âûâåäåí ñ ó÷åòîì èçìåíåíèÿ ýíòàëüïèè îáúåìíîöåíòðèðîâàííîé
ìîäèôèêàöèè æåëåçà (α-δ-Fe): Hº(1650 K) – Hº(298.15 K) = 52
êÄæ×ìîëü‑1.

Çíà÷åíèå òåìïåðàòóðû ïëàâëåíèÿ (1650 Ê), îêðóãëåííîå çíà÷åíèå ýíòàëüïèè
ïëàâëåíèÿ (31 êÄæ×ìîëü‑1)
è òåïëîåìêîñòü æèäêîãî FeO
(68.2 Äæ×K‑1×ìîëü‑1)
ïðèíÿòû ïî ýêñïåðèìåíòàëüíûì äàííûì äëÿ âþñòèòà Fe0.947O, ïîëó÷åííûì Êàôëèíûì è äð. [51COU/KIN] (äî 1784 Ê) áåç ââåäåíèÿ êàêèõ-ëèáî
ïîïðàâîê íà ñîñòàâ.

Ïîãðåøíîñòè âû÷èñëåííûõ çíà÷åíèé Φº(T) ïðè 298.15, 500, 1000, 2000, 3000 è 4000 Ê îöåíèâàþòñÿ â 0.7,
1.5, 3, 7 è 10 Äæ×K‑1×ìîëü‑1
ñîîòâåòñòâåííî. Ðàñõîæäåíèÿ ìåæäó òåðìîäèíàìè÷åñêèìè ôóíêöèÿìè FeO(ê), ïðèâåäåííûìè â òàáë. FeO_c è â ñïðàâî÷íèêå JANAF [85CHA/DAV]:íå ñóùåñòâåííû (íå ïðåâûøàþò 0.1 Äæ×K‑1×ìîëü‑1
â çíà÷åíèÿõ Sº(T)). Ñîîòâåòñòâóþùèå ðàñõîæäåíèÿ äëÿ ðàñïëàâà FeO(æ) ñîñòàâëÿþò îêîëî 5 Äæ×K‑1×ìîëü‑1
â çíà÷åíèÿõ Sº(T), ââèäó òîãî, ÷òî â
ñïðàâî÷íèêå JANAF [85CHA/DAV] äëÿ ýíòàëüïèè ïëàâëåíèÿ FeO áûëî ïðèíÿòî ðåçêî
çàíèæåííîå çíà÷åíèå 24 êÄæ×ìîëü‑1, ðàñ÷èòàííîå äëÿ
ðåàêöèè  Fe0.947O(ê) = 0.947 FeO(æ) + (0.053/2)O2(ãàç).

 äàííîì èçäàíèè ïðèíÿòî:

ΔfH°(FeO, ê, 298,15K) = -273 ± 4êÄæ×ìîëü‑1.

Çíà÷åíèå îöåíåíî â ïðåäïîëîæåíèè ðàâåíñòâà
ýíòàëüïèé îáðàçîâàíèÿ FeO(ê) è Fe0.947O(ê) â ðàñ÷åòå íà 1 ã-àòîì
âåùåñòâà:

1.947ΔfH°(FeO, ê, 298.15K) = 2ΔfH°(Fe0.947O, ê, 298.15K).

Ïîãðåøíîñòü ïðèíÿòîãî çíà÷åíèÿ îöåíåíà.

Êîíñòàíòà ðàâíîâåñèÿ FeO(ê,æ) = Fe(ã) + O(ã) âû÷èñëåíà ñ èñïîëüçîâàíèåì âåëè÷èíû ΔrH°(0) = 932.305 ± 4.5 êÄæ×ìîëü‑1, ñîîòâåòñòâóþùåé ïðèíÿòûì ýíòàëüïèÿì
îáðàçîâàíèÿ.

ÀÂÒÎÐÛ

Áåðãìàí Ã.À. bergman@yandex.ru

Ãóñàðîâ À.Â. a-gusarov@yandex.ru

16.11.06

Ñïèñîê ëèòåðàòóðû

Учебно-методическое пособие для подготовки к ЕГЭ

Химия железа

Бражникова Алла Михайловна,

ГБОУ СОШ №332

Невского района Санкт-Петербурга

Содержание:

Настоящее пособие рассматривает вопросы по теме «Химия железа». Помимо традиционных теоретических вопросов рассматриваются вопросы, выходящие за рамки базового уровня. Содержатся вопросы для самоконтроля, которые дают возможность учащимся проверить уровень усвоения ими соответствующего учебного материала при подготовке к ЕГЭ.

                    ГЛАВА 1. ЖЕЛЕЗО – ПРОСТОЕ ВЕЩЕСТВО.

Строение атома железа.

Железо – d-элемент, находится в побочной подгруппе VIIIгруппы периодической системы. Самый распространенный в природе металлпосле алюминия. Входит в состав многих минералов: бурый железняк (гематит) Fe2O3, магнитный железняк (магнетит) Fe3O4, пирит FeS2.

Электронное строение:1s22s22p63s23p63d64s2.

Валентность: II, III, (IV).

Степени окисления: 0, +2, +3, +6 (только в ферратах K2FeO4).

Физические свойства.

Железо – блестящий, серебристо-белый металл, т. пл. – 1539 0С.

Получение.

Чистое железо можно получить восстановлением оксидов водородом при нагревании, а также электролизом растворов его солей. Доменный процесс – получение железа в виде сплавов с углеродом (чугун и сталь):

1) 3Fe2O3 + CO → 2Fe3O4 + CO2

2) Fe3O4 + CO →  3FeO + CO2

3) FeO + CO → Fe + CO2

Химические свойства.

I. Взаимодействие с простыми веществами – неметаллами

1) С хлором и серой (при нагревании). Более сильным окислителем хлором железо окисляется до Fe3+, более слабым – серой – до Fe2+:

2Fe2 + 3Cl →  2FeCl3

Fe + S → FeS

2) С углем, кремнием и фосфором (при высокой температуре).

3) В сухом воздухе окисляется кислородом, образуя окалину – смесь оксидов железа (II) и (III):

3Fe + 2O2 → Fe3O4 (FeO Fe2O3)

II. Взаимодействие со сложными веществами.

1) Во влажном воздухе протекает коррозия (ржавление) железа:

4Fe + 3O2+ 6H2O → 4Fe(OH)3

При высокой температуре (700 – 900 0С) в отсутствие кислорода железо реагирует с парами воды, вытесняя из неё водород:

3Fe+ 4H2O→ Fe3O4 + 4H2 ↑

2) Вытесняет водород из разбавленной соляной и серной кислот:

Fe+ 2HCl= FeCl2+ H2 ↑

Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2 ↑

Высококонцентрированные серная и азотная кислоты при обычной температуре с железом не реагируют вследствие его пассивации.

Разбавленной азотной кислотой железо окисляется до Fe3+, продукты восстановления HNO3  зависят от её концентрации и температуры:

8Fe + 30HNO3(оч. разб.) →8Fe(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O

Fe + 4HNO3(разб.) → Fe(NO3)3 + NO↑ + 2H2O

Fe + 6HNO3(конц.) → (температура) Fe(NO3)3 + 3NO2 ↑+ 3H2O

3) Реакция с растворами солей металлов, стоящих правее железа в электрохимическом ряду напряжений металлов:

Fe + CuSO4 → Fe SO4 + Cu

              ГЛАВА2. СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА (II).

Оксид железа(II).

Оксид FeO– черный порошок, нерастворим в воде.

Получение.

Восстановление из оксида железа (III) при 500 0С действием оксида углерода (II):

Fe2O3+ CO→2FeO+ CO2

Химические свойства.

Основный оксид, ему соответствует гидрокосид Fe(OH)2 : растворяется в кислотах, образуя соли железа (II):

FeO+ 2HCl→ FeCl2+ H2O

                                        Гидроксид железа (II).

Гидроксид железа Fe(OH)2 – нерастворимое в воде основание.

Получение.

Действие щелочей на соли железа () без доступа воздуха:

FeSO4 + NaOH → Fe(OH)2↓+ Na2SO4

Химические свойства.

Гидроксид Fe(OH)2 проявляет основные свойства, хорошо растворяется в минеральных кислотах, образуя соли.

Fe(OH)2 + H2SO4 →FeSO4 + 2H2O

При нагревании разлагается:

Fe(OH)2 → (температура) FeO+ H2O

Окислительно-восстановительные свойства.

Соединения железа (II) проявляют достаточно сильные восстановительные свойства, устойчивы только в инертной атмосфере; на воздухе (медленно) или в водном растворе при действии окислителей (быстро) переходят в соединения железа (III):

4 Fe(OH)2 (в осадок)+ O2+ 2H2O→ 4 Fe(OH)3↓

2FeCl2 + Cl2 → 2FeCl3

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5 Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O

Соединения железа (II) могут выступать и в роли окислителей:

FeO+ CO→ (температура) Fe+ CO

                     ГЛАВА 3. СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА (III).

Оксид железа(III)

Оксид Fe2O3 – самое устойчивое природное кислородсодержащее соединение железа. Это амфотерный оксид, нерастворимый в воде. Образуется при обжиге пирита FeS2(см. 20.4 «Получение SO2».

Химические свойства.

1)Растворяясь в кислотах, образует соли железа (III):

Fe2O3 + 6HCl→ 2FeCl3+ 3H2O

2) При сплавлении с карбонатом калия образует феррит калия:

Fe2O3 + K2СO3 → (температура) 2KFeO2 + CO2 ↑

3) При действии восстановителей выступает как окислитель:

Fe2O3 + 3H2 ↑→  (температура) 2Fe+ 3H2O

Гидроксид железа (III)

Гидроксид железа Fe(OH)3 – красно-бурое вещество, нерастворимое в воде.

Получение.

Fe2(SO4)3 + 6NaOH →  2Fe(OH)3↓ + 3Na2SO4

Химические свойства.

Гидроксид Fe(OH)3 – более слабое основание, чем гидроксид железа (II), обладает слабо выраженной амфотерностью.

1) Растворяется в слабых кислотах:

2Fe(OH)3 + 3H2SO4→ Fe2(SO4)3 + 6H2O

2) При кипячении в 50% растворе NaOHобразует

Fe(OH)3 + 3NaOH →  Na3[Fe(OH)6]

Соли железа (III).

Подвергаются сильному гидролизу в водном растворе:

Fe3+ + H2O ↔ Fe(OH)2+ + H+

Fe2(SO4)3 + 2H2O ↔ Fe(OH)SO4 + H2SO4

При действии сильных восстановителей в водном растворе проявляют окислительные свойства, переходя в соли железа (II):

2FeCl3 + 2KI → 2FeCl2 + I2 + 2KCl

Fe2(SO4)3 + Fe → 3 Fe

                      ГЛАВА4. КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ.

Качественные реакции на ионы Fe2+  и Fe3+.

1. Реактивом на ион Fe2+ является гексацианоферрат (III) калия (красная кровавая соль), который дает с ним интенсивно синий осадок смешанной соли – гексацианоферрат (III) калия-железа (II) или турнбулева синь:

          FeCl2 + K3[Fe(CN)6] → KFe2+[Fe3+(CN)6]↓ + 2KCl

1. Реактивом на ион Fe3+ является тиоцианат-ион (роданид-ион) CNS-, при взаимодействии которого с солями железа (III) образуется вещество кроваво-красного цвета – роданид железа (III) :

              FeCl3 + 3KCNS→ Fe(CNS)3 + 3KCl

      3)Ионы Fe3+ можно обнаружить также с помощью гексацианоферрата (II) калия (желтая кровяная соль). При этом образуется нерастворимое в воде вещество интенсивного синего цвета – гексацианоферрат (II) калия-железа (III) или берлинская лазурь:

            FeCl3 + K4[Fe(CN)6] → KFe3+[Fe2+(CN)6]↓ + 3KCl

ГЛАВА 5. МЕДИКО-БИОЛОГИЧЕСКОЕ ЗНАЧЕНИЕ ЖЕЛЕЗА.

Роль железа в организме.

Железо участвует в образовании гемоглобина в крови, в синтезе гормонов щитовидной железы, в защите организма от бактерий. Оно необходимо для образования иммунных защитных клеток, требуется для “работы” витаминов группы В.

Железо входит в состав более чем 70 различных ферментов, в том числе дыхательных, обеспечивающих процессы дыхания в клетках и тканях, и участвующих в обезвреживании чужеродных веществ, поступающих в организм человека.

Кроветворение. Гемоглобин.

Газообмен в легких и тканях.

Железодефицитная анемия.

Недостаток железа в организме приводит к таким заболеваниям, как анемия, малокровие.

Железодефицитная анемия (ЖДА) — гематологический синдром, характеризующийся нарушением синтеза гемоглобина вследствие дефицита железа и проявляющийся анемией и сидеропенией. Основными причинами ЖДА являются кровопотери и недостаток богатой гемом пищи и питья.

Больного может беспокоить усталость, одышка и сердцебиение, особенно после физической нагрузки, часто  – головокружение и головные боли, шум вушах, возможен даже обморок. Человек становится раздражительным,нарушается сон, снижается концентрация внимания. Поскольку кровоток в коже снижен, может развиватьсяповышенная чувствительность к холоду. Возникает симптоматика и со стороны желудочно-кишечного тракта  – резкое снижение аппетита, диспепсические расстройства (тошнота, изменение характера и частоты стула).

Железо – составная часть жизненно важных биологических комплексов, таких как гемоглобин (транспорт кислорода и углекислого газа), миоглобин (запасание кислорода в мышцах), цитохромы(ферменты). В организме взрослого человека содержится 4-5 г железа.

                  СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННОЙ ЛИТЕРАТУРЫ:

1. К.Н. Зеленин, В.П. Сергутин, О.В. Солод «Сдаем экзамен  по химии отлично». ООО «Элбль-СПб», 2001 год.
2. К.А.Макаров «Медицинская химия». Издательство СПбГМУ Санкт-Петербурга, 1996 год.
3. Н.Л. Глинка «Общая химия». Ленинград «Химия», 1985 год.
4. В.Н. Доронькин, А.Г. Бережная, Т.В. Сажнева, В.А. Февралева «Химия. Тематические тесты для подготовки к ЕГЭ». Издательство «Легион», Ростов-на-Дону, 2012 год.