ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Железо - элемент восьмой группы четвёртого периода Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева.

А томный номер — 26. Символ – Fe (лат. «ferrum»). Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия).

Физические свойства железа

Железо – металл серого цвета. В чистом виде оно довольно мягкое, ковкое и тягучее. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – 3d 6 4s 2 . В своих соединениях железо проявляет степени окисления «+2» и «+3». Температура плавления железа – 1539С. Железо образует две кристаллические модификации: α- и γ-железо. Первая из них имеет кубическую объемноцентрированную решетку, вторая – кубическую гранецентрированную. α-Железо термодинамически устойчиво в двух интервалах температур: ниже 912 и от 1394С до температуры плавления. Между 912 и 1394С устойчиво γ-железо.

Механические свойства железа зависят от его чистоты – содержания в нем даже весьма малых количеств других элементов. Твердое железо обладает способностью растворять в себе многие элементы.

Химические свойства железа

Во влажном воздухе железо быстро ржавеет, т.е. покрывается бурым налетом гидратированного оксида железа, который вследствие своей рыхлости не защищает железо от дальнейшего окисления. В воде железо интенсивно корродирует; при обильном доступе кислорода образуются гидратные формы оксида железа (III):

2Fe + 3/2O 2 + nH 2 O = Fe 2 O 3 ×H 2 O.

При недостатке кислорода или при затрудненном доступе образуется смешанный оксид (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2 .

Железо растворяется в соляной кислоте любой концентрации:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 .

Аналогично происходит растворение в разбавленной серной кислоте:

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 .

В концентрированных растворах серной кислоты железо окисляется до железа (III):

2Fe + 6H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.

Однако, в серной кислоте, концентрация которой близка к 100%, железо становится пассивным и взаимодействия практически не происходит. В разбавленных и умеренно концентрированных растворах азотной кислоты железо растворяется:

Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO +2H 2 O.

При высоких концентрациях азотной кислоты растворение замедляется и железо становится пассивным.

Как и другие металлы железо вступает в реакции с простыми веществами. Реакции взаимодействия железа с галогенами (вне зависимости от типа галогена) протекают при нагревании. Взаимодействие железа с бромом протекает при повышенном давлении паров последнего:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 ;

3Fe + 4I 2 = Fe 3 I 8 .

Взаимодействие железа с серой (порошок), азотом и фосфором также происходит при нагревании:

6Fe + N 2 = 2Fe 3 N;

2Fe + P = Fe 2 P;

3Fe + P = Fe 3 P.

Железо способно реагировать с такими неметаллами, как углерод и кремний:

3Fe + C = Fe 3 C;

Среди реакций взаимодействия железа со сложными веществами особую роль играют следующие реакции — железо способно восстанавливать металлы, стоящие в ряду активности правее него, из растворов солей (1), восстанавливать соединения железа (III) (2):

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu (1);

Fe + 2FeCl 3 = 3FeCl 2 (2).

Железо, при повышенном давлении, реагирует с несолеобразующим оксидом – СО с образованием веществ сложного состава – карбонилов — Fe(CO) 5 , Fe 2 (CO) 9 и Fe 3 (CO) 12 .

Железо при отсутствии примесей устойчиво в воде и в разбавленных растворах щелочей.

Получение железа

Основной способ получения железа – из железной руды (гематит, магнетит) или электролиз растворов его солей (в этом случае получают «чистое» железо, т.е. железо без примесей).

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание

Железная окалина Fe 3 O 4 массой 10 г была сначала обработана 150 мл раствора соляной кислоты (плотность 1,1 г/мл) с массовой долей хлороводорода 20%, а затем в полученный раствор добавили избыток железа. Определите состав раствора (в % по массе).

Решение

Запишем уравнения реакций согласно условию задачи: 8HCl + Fe 3 O 4 = FeCl 2 +2FeCl 3 + 4H 2 O (1); 2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 (2). Зная плотность и объем раствора соляной кислоты, можно найти его массу: m sol (HCl) = V(HCl) × ρ (HCl); m sol (HCl) = 150×1,1 = 165 г. Рассчитаем массу хлороводорода: m(HCl) = m sol (HCl) ×ω(HCl)/100%; m(HCl) = 165×20%/100% = 33 г. Молярная масса (масса одного моль) соляной кислоты, рассчитанная с помощью таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 36,5 г/моль. Найдем количество вещества хлороводорода: v(HCl) = m(HCl)/M(HCl); v(HCl) = 33/36,5 = 0,904 моль. Молярная масса (масса одного моль) окалины, рассчитанная с помощью таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 232 г/моль. Найдем количество вещества окалины: v(Fe 3 O 4) = 10/232 = 0,043 моль. Согласно уравнению 1, v(HCl): v(Fe 3 O 4) = 1:8, следовательно, v(HCl) = 8 v(Fe 3 O 4) = 0,344 моль. Тогда, количество вещества хлородорода, рассчитанное по уравнению (0,344 моль) будет меньше, чем указанное в условии задачи (0,904 моль). Следовательно, соляная кислота находится в избытке и будет протекать еще одна реакция: Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 (3). Определим количество вещества хлоридов железа, образующихся в результате первой реакции (индексами обозначим конкретную реакцию): v 1 (FeCl 2):v(Fe 2 O 3) = 1:1 = 0,043 моль; v 1 (FeCl 3):v(Fe 2 O 3) = 2:1; v 1 (FeCl 3) = 2×v(Fe 2 O 3) = 0,086 моль. Определим количество хлороводорода, которое не прореагировало в реакции 1 и количество вещества хлорида железа (II), образовавшееся в ходе реакции 3: v rem (HCl) = v(HCl) – v 1 (HCl) = 0,904 – 0,344 = 0,56 моль; v 3 (FeCl 2): v rem (HCl) = 1:2; v 3 (FeCl 2) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 моль. Определим количество вещества FeCl 2 , образовавшегося в ходе реакции 2, общее количество вещества FeCl 2 и его массу: v 2 (FeCl 3) = v 1 (FeCl 3) = 0,086 моль; v 2 (FeCl 2): v 2 (FeCl 3) = 3:2; v 2 (FeCl 2) = 3/2× v 2 (FeCl 3) = 0,129 моль; v sum (FeCl 2) = v 1 (FeCl 2) + v 2 (FeCl 2) + v 3 (FeCl 2) = 0,043+0,129+0,28 = 0,452 моль; m(FeCl 2) = v sum (FeCl 2) ×M(FeCl 2) = 0,452×127 = 57,404 г. Определим количество вещества и массу железа, вступившего в реакции 2 и 3: v 2 (Fe): v 2 (FeCl 3) = 1:2; v 2 (Fe) = 1/2× v 2 (FeCl 3) = 0,043 моль; v 3 (Fe): v rem (HCl) = 1:2; v 3 (Fe) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 моль; v sum (Fe) = v 2 (Fe) + v 3 (Fe) = 0,043+0,28 = 0,323 моль; m(Fe) = v sum (Fe) ×M(Fe) = 0,323 ×56 = 18,088 г. Вычислим количество вещества и массу водорода, выделившегося в реакции 3: v(H 2) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 моль; m(H 2) = v(H 2) ×M(H 2) = 0,28 ×2 = 0,56 г. Определяем массу полученного раствора m’ sol и массовую долю FeCl 2 в нём: m’ sol = m sol (HCl) + m(Fe 3 O 4) + m(Fe) – m(H 2);

Химические свойства железа рассмотрим на примере его взаимодействия с типичными неметаллами — серой и кисло-родом.

Смешаем в чашке Петри измельченные до порошкообраз-ного состояния железо и серу. Раскалим в пламени сталь-ную спицу и коснемся ею смеси реагентов. Бурная реакция между железом и серой сопровождается выделением тепло-вой и световой энергии. Твердый продукт взаимодействия этих веществ — сульфид железа (II) — черного цвета. В отли-чие от железа он не притягивается магнитом.

Железо реагирует с серой с образованием сульфида железа (II). Составим уравнение реакции:

Для реакции железа с кислородом также нужно предва-рительное нагревание. Насыпем в толстостенный сосуд кварцевого песка. Разогреем в пламени горелки пучок очень тонкой железной проволоки — так называемую железную шерсть. Раскаленную проволоку внесем в сосуд с кислородом. Железо сгорает ослепительным пламенем, разбрасывая искры — раскаленные час-тицы железной окалины Fe 3 O 4 .

Эта же реакция происходит и на воздухе, когда сталь при механической обработке сильно нагревается от трения.

При сгорании железа в кислороде или на воздухе обра-зуется железная окалина:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 , Материал с сайта

или 3Fe + 2O 2 = FeO . Fe 2 O 3 .

Железная окалина — соединение, в котором железо имеет разные значения валентности.

Прохождение обоих реакций соединения сопровождается выде-лением тепловой и световой энергии.

На этой странице материал по темам:

• Сульфид железа с кислородом реакция к какому типу относится

• Составитьуравнение между железом и серой

• Уровнение реакций железа с кислородом

• Пример химической реакции соединения железа с серой

• Уравнение взаимодействие кислорода с железом

Вопросы по этому материалу:

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 + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

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

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

3Fe+2O 2 →(Fe II Fe 2 III)O 4 (160 °С)

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

3Fe + 4H 2 O – t° → Fe 3 O 4 + 4H 2 ­

3) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °С)

Fe + S – t° → FeS (600 °С)

Fe+2S → Fe +2 (S 2 -1) (700°С)

4) В ряду напряжений стоит левее водорода, реагирует с разбавленными кислотами НСl и Н 2 SO 4 , при этом образуются соли железа(II) и выделяется водород:

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

Fe + H 2 SO 4 (разб.) → FeSO 4 + H 2 ­

В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании, оно сразу переходит в катион Fе 3+ :

2Fe + 6H 2 SO 4 (конц.) – t° → Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 ­ + 6H 2 O

Fe + 6HNO 3 (конц.) – t° → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 ­ + 3H 2 O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют

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

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

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Амфотерность железа проявляется только в концентрированных щелочах при кипячении:

Fе + 2NaОН (50 %) + 2Н 2 O= Nа 2 ↓+ Н 2

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:

FeS 2 →Fe 2 O 3 (O 2 ,800°С, -SO 2) FeCO 3 →Fe 2 O 3 (O 2 ,500-600°С, -CO 2)

б) сжигание кокса при горячем дутье:

С (кокс) + O 2 (воздух) →СO 2 (600-700°С) СO 2 + С (кокс) ⇌ 2СО (700-1000 °С)

в) восстановление оксидной руды угарным газом СО последовательно:

Fe 2 O 3 →(CO) (Fe II Fe 2 III)O 4 →(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 Fe 2 С 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 , SО 2), либо связываются в легко отделяемый шлак — смесь Са 3 (РO 4) 2 и СаSiO 3 . Для получения специальных сталей в печь вводят легирующие добавки других металлов.

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

FеСl 2 → Fе↓ + Сl 2 (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) F еО . Амфотерный оксид с большим преобладанием основных свойств. Черный, имеет ионное строение Fе 2+ 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 II Fe 2 III) + Fе (560-700 °С, 900-1000°С)

FеО + 2НС1 (разб.) = FеС1 2 + Н 2 O

FеО + 4НNO 3 (конц.) = Fе(NO 3) 3 +NO 2 + 2Н 2 O

FеО + 4NаОН =2Н 2 O + N а 4 F е O 3(красн .) триоксоферрат(II) (400-500 °С)

FеО + Н 2 =Н 2 O + Fе (особо чистое) (350°С)

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

FеО + СО = Fе + СO 2 (900°С)

4FеО + 2Н 2 O (влага) + O 2 (воздух) →4FеО(ОН) (t)

6FеО + O 2 = 2(Fe II Fe 2 III)O 4 (300-500°С)

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

Fе(ОН) 2 = FеО + Н 2 O (150-200 °С)

FеСОз = FеО + СO 2 (490-550 °С)

Оксид дижелеза (III) – железа( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Двойной оксид. Черный, имеет ионное строение Fe 2+ (Fе 3+) 2 (O 2-) 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 Fe 3 O 4 не рекомендуется. Уравнения важнейших реакций:

2(Fe II Fe 2 III)O 4 = 6FеО + O 2 (выше 1538 °С)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 8НС1 (разб.) = FеС1 2 + 2FеС1 3 + 4Н 2 O

(Fe II Fe 2 III)O 4 +10НNO 3 (конц.) =3Fе(NO 3) 3 + NO 2 + 5Н 2 O

(Fe II Fe 2 III)O 4 + O 2 (воздух) = 6Fе 2 O 3 (450-600°С)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 4Н 2 = 4Н 2 O + 3Fе (особо чистое, 1000 °С)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + СО =ЗFеО + СO 2 (500-800°C)

(Fe II Fe 2 III)O4 + Fе ⇌4FеО (900-1000 °С, 560-700 °С)

Получение: сгорание железа (см.) на воздухе.

магнетит.

Оксид железа(III) F е 2 О 3 . 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 Fе 2 O 3 nН 2 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:

6Fе 2 O 3 = 4(Fe II Fe 2 III)O 4 +O 2 (1200-1300 °С)

Fе 2 O 3 + 6НС1 (разб.) →2FеС1 3 + ЗН 2 O (t) (600°С,р)

Fе 2 O 3 + 2NaОН (конц.) →Н 2 O+ 2 N а F е O 2 (красн.) диоксоферрат(III)

Fе 2 О 3 + МО=(М II Fе 2 II I)O 4 (М=Сu, Мn, Fе, Ni, Zn)

Fе 2 O 3 + ЗН 2 =ЗН 2 O+ 2Fе (особо чистое, 1050-1100 °С)

Fе 2 O 3 + Fе = ЗFеО (900 °С)

3Fе 2 O 3 + СО = 2(Fe II Fе 2 III)O 4 + СO 2 (400-600 °С)

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

Fе 2 (SO 4) 3 = Fе 2 O 3 + 3SO 3 (500-700 °С)

4{Fе(NO 3) 3 9 Н 2 O} = 2Fе a O 3 + 12NO 2 + 3O 2 + 36Н 2 O (600-700 °С)

В природе — оксидные руды железа гематит Fе 2 O 3 и лимонит Fе 2 O 3 nН 2 O

Гидроксид железа (II) F е(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 + Н 2 O (150-200 °С, в атм.N 2)

Fе(ОН) 2 + 2НС1 (разб.) =FеС1 2 + 2Н 2 O

Fе(ОН) 2 + 2NаОН (> 50%) = Nа 2 ↓ (сине-зеленый) (кипячение)

4Fе(ОН) 2 (суспензия) + O 2 (воздух) →4FеО(ОН)↓ + 2Н 2 O (t)

2Fе(ОН) 2 (суспензия) +Н 2 O 2 (разб.) = 2FеО(ОН)↓ + 2Н 2 O

Fе(ОН) 2 + КNO 3 (конц.) = FеО(ОН)↓ + NO+ КОН (60 °С)

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

Fе 2+ + 2OH (разб.) = F е(ОН) 2 ↓

Fе 2+ + 2(NH 3 Н 2 O) = F е(ОН) 2 ↓ + 2NH 4

Метагидроксид железа F еО(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 Fе 2 O 3 nН 2 O, 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:

Fе 2 O 3 . nН 2 O→(200-250 °С, — H 2 O ) FеО(ОН)→(560-700° С на воздухе, -H2O) →Fе 2 О 3

FеО(ОН) + ЗНС1 (разб.) =FеС1 3 + 2Н 2 O

FeO(OH)→Fe 2 O 3 . nH 2 O -коллоид (NаОН (конц.))

FеО(ОН)→N а 3 [ F е(ОН) 6 ] белый , Nа 5 и К 4 соответственно; в обоих случаях выпадает синий продукт одинакового состава и строения, КFе III . В лаборатории этот осадок называют берлинская лазурь , или турнбуллева синь :

Fе 2+ + К + + 3- = КFе III ↓

Fе 3+ + К + + 4- = КFе III ↓

Химические названия исходных реактивов и продукта реакций:

К 3 Fе III - гексацианоферрат (III) калия

К 4 Fе III - гексацианоферрат (II) калия

КFе III - гексацианоферрат (II) железа (Ш) калия

Кроме того, хорошим реактивом на ионы Fе 3+ является тиоцианат-ион NСS — , железо (III) соединяется с ним, и появляется ярко-красная («кровавая») окраска:

Fе 3+ + 6NСS — = 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.