Związki żelaza(II).

Związki żelaza o stopniu utlenienia żelaza +2 są niestabilne i łatwo utleniają się do pochodnych żelaza (III).

Fe 2 O 3 + CO = 2FeO + CO 2.

Wodorotlenek żelaza (II) Fe(OH) 2świeżo wytrącony ma szaro-zielony kolor, nie rozpuszcza się w wodzie, rozkłada się w temperaturach powyżej 150 ° C i szybko ciemnieje w wyniku utleniania:

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3.

Wykazuje łagodne właściwości amfoteryczne z przewagą zasadowych i łatwo reaguje z kwasami nieutleniającymi:

Fe(OH) 2 + 2HCl = FeCl 2 + 2H 2 O.

Reaguje ze stężonymi roztworami alkalicznymi po podgrzaniu tworząc tetrahydroksżelazian (II):

Fe(OH)2 + 2NaOH = Na2.

Wykazuje właściwości redukujące, podczas interakcji z kwasem azotowym lub stężonym kwasem siarkowym tworzą się sole żelaza (III):

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

Otrzymuje się go w reakcji soli żelaza (II) z roztworem alkalicznym przy braku tlenu atmosferycznego:

FeSO 4 + 2NaOH = Fe(OH) 2 + Na 2 SO 4.

Sole żelaza (II).Żelazo (II) tworzy sole z prawie wszystkimi anionami. Zazwyczaj sole krystalizują w postaci zielonych krystalicznych hydratów: Fe(NO 3) 2 6H 2 O, FeSO 4 7H 2 O, FeBr 2 6H 2 O, (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O (sól Mora) itp. Roztwory soli mają bladozielony kolor i, w wyniku hydrolizy, środowisko kwaśne:

Fe2+ ​​+ H2O = FeOH + + H+.

Wykazują wszystkie właściwości soli.

Stojąc na powietrzu, ulegają powolnemu utlenieniu pod wpływem rozpuszczonego tlenu do soli żelaza (III):

4FeCl 2 + O 2 + 2H 2 O = 4FeOHCl 2.

Jakościowa reakcja na kation Fe 2+ - interakcja z heksacyjanożelazianem (III) potasu (czerwona sól krwi):

FeSO 4 + K 3 = KFe↓ + K 2 SO 4

Fe 2+ + K + + 3- = KFe↓

W wyniku reakcji powstaje niebieski osad - żelazo (III) - heksacyjanożelazian potasu (II).

Stopień utlenienia +3 jest charakterystyczny dla żelaza.

Tlenek żelaza (III) Fe 2 O 3 - Substancja ma kolor brązowy i występuje w trzech modyfikacjach polimorficznych.

Wykazuje łagodne właściwości amfoteryczne z przewagą zasadowych. Łatwo reaguje z kwasami:

Fe 2 O 3 + 6HCl = 2FeCl 3 + 3H 2 O.

Nie reaguje z roztworami alkalicznymi, ale po stopieniu tworzy ferryty:

Fe 2 O 3 + 2 NaOH = 2 NaFeO 2 + H 2 O.

Wykazuje właściwości utleniające i redukujące. Po podgrzaniu ulega redukcji przez wodór lub tlenek węgla (II), wykazując właściwości utleniające:

Fe 2 O 3 + H 2 = 2FeO + H 2 O,

Fe 2 O 3 + CO = 2FeO + CO 2.

W obecności silnych utleniaczy w środowisku zasadowym wykazuje właściwości redukujące i utlenia się do pochodnych żelaza(VI):

Fe 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH = 2K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O.

W temperaturach powyżej 1400°C rozkłada się:

6Fe 2 O 3 = 4Fe 3 O 4 + O 2.

Otrzymywany w wyniku termicznego rozkładu wodorotlenku żelaza (III):

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

lub utlenianie pirytu:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

FeCl 3 + 3KCNS = Fe(CNS) 3 + 3KCl,

Cele Lekcji:

• Zapoznanie uczniów z pierwiastkiem drugiej grupy układu okresowego - żelazem, jego budową, właściwościami.
• Znać miejsce występowania żelaza w przyrodzie, metody jego pozyskiwania, zastosowanie, właściwości fizyczne.
• Potrafi scharakteryzować żelazo jako pierwiastek podgrupy wtórnej.
• Potrafić wykazać właściwości chemiczne żelaza i jego związków, napisać równania reakcji w postaci molekularnej, jonowej, redoks.
• Rozwijanie umiejętności uczniów w zakresie układania równań reakcji z udziałem żelaza, ugruntowanie wiedzy studentów na temat jakościowych reakcji na jony żelaza.
• Pielęgnuj zainteresowanie tematem.

Sprzęt:żelazo (proszek, szpilka, płytka), siarka, kolba tlenowa, kwas solny, siarczan żelaza(II), chlorek żelaza(III), wodorotlenek sodu, czerwone i żółte sole krwi.

PODCZAS ZAJĘĆ

I. Moment organizacyjny

II. Sprawdzanie pracy domowej

III. Nauka nowego materiału

1. Wprowadzenie nauczyciela.

– Znaczenie żelaza w życiu, jego rola w historii cywilizacji. Jednym z najczęściej występujących metali w skorupie ziemskiej jest żelazo. Zaczęto go stosować znacznie później niż inne metale (miedź, złoto, cynk, ołów, cyna), co najprawdopodobniej wynika z małego podobieństwa rudy żelaza do metalu. Ludziom prymitywnym bardzo trudno było uświadomić sobie, że z rudy można uzyskać metal, który można z powodzeniem wykorzystać do wytworzenia różnych przedmiotów, co wynikało z braku narzędzi i urządzeń niezbędnych do zorganizowania takiego procesu. Minęło sporo czasu, zanim człowiek nauczył się wydobywać żelazo z rudy i wytwarzać z niej stal i żeliwo.
W tej chwili rudy żelaza są niezbędnym surowcem dla hutnictwa żelaza, minerałów, bez których żaden rozwinięty kraj przemysłowy nie może się obejść. Roczna światowa produkcja rudy żelaza wynosi około 350 milionów ton. Stosowane są do wytapiania żelaza (zawartość węgla 0,2-0,4%), żeliwa (2,5-4% węgla), stali (2,5-1,5% węgla).Stal ma najszersze zastosowanie w przemyśle niż żelazo i żeliwo, które jest dlaczego istnieje większe zapotrzebowanie na jego wytapianie.
Do wytapiania żeliwa z rud żelaza stosuje się wielkie piece opalane węglem lub koksem, a stal i żelazo wytapia się z żeliwa w piecach martenowskich, konwertorach Bessemera lub metodzie Thomasa.
Metale żelazne i ich stopy mają ogromne znaczenie w życiu i rozwoju społeczeństwa ludzkiego. Wszelkiego rodzaju artykuły gospodarstwa domowego i konsumenckie są wykonane z żelaza. Setki milionów ton stali i żeliwa wykorzystuje się do budowy statków, samolotów, transportu kolejowego, samochodów, mostów, kolei, różnych budynków, sprzętu i innych rzeczy. Nie ma gałęzi rolnictwa i przemysłu, w której nie wykorzystuje się żelaza i jego różnych stopów.
Nieliczne minerały powszechnie występujące w przyrodzie zawierające żelazo to rudy żelaza. Do takich minerałów zaliczają się: ruda żelaza brunatnego, hematyt, magnetyt i inne, które tworzą duże złoża i zajmują rozległe obszary.
Związek chemiczny magnetytu lub magnetycznej rudy żelaza, który ma żelazowoczarny kolor i wyjątkową właściwość - magnetyzm, jest związkiem składającym się z tlenku żelaza i tlenku żelaza. W środowisku naturalnym występuje zarówno w postaci ziarnistej lub stałej masy, jak i w postaci dobrze uformowanych kryształów. Ruda żelaza jest najbogatsza w zawartość metalicznego żelaza w magnetycie (do 72%).
Największe złoża rud magnetytu w naszym kraju znajdują się na Uralu, w górach Vysokaya, Blagodat, Magnitnaya, w niektórych obszarach Syberii - dorzecze rzeki Angara, góra Shoria, na terytorium Półwyspu Kolskiego.

2. Pracuj z klasą. Charakterystyka żelaza jako pierwiastka chemicznego

a) Pozycja w układzie okresowym:

Ćwiczenie 1. Określ położenie żelaza w układzie okresowym?

Odpowiedź:Żelazo znajduje się w czwartym głównym okresie, parzystym rzędzie, ósmej grupie, mniejszej grupie.

b) budowa atomu:

Zadanie 2. Narysuj skład i strukturę atomu żelaza, wzór elektronowy oraz komórki.

Odpowiedź: Fe +3 2) 8) 14) 2)metal

p = 26
mi = 26
n = (56 – 26) = 30

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2

Pytanie. Na jakich warstwach żelaza znajdują się elektrony walencyjne? Dlaczego?

Odpowiedź. Elektrony walencyjne znajdują się na ostatniej i przedostatniej warstwie, ponieważ jest to element podgrupy wtórnej.

Żelazo zaliczane jest do pierwiastka D, wchodzi w skład triady pierwiastków – metale (Fe-Co-Ni);

c) właściwości redoks żelaza:

Pytanie. Co to jest żelazo – utleniacz czy reduktor? Jakie stopnie utlenienia i wartościowość wykazuje?

Odpowiedź:

Fe 0 – 2e = Fe +3) środek redukujący
Fe 0 – 3e = Fe +3
so.o.+ 2,+ 3; wartościowość = II i III, wartościowość 7 – nie pokazuje;

d) związki żelaza:

FeO – tlenek zasadowy
Fe(OH) 2 – nierozpuszczalna zasada
Fe 2 O 3 – tlenek z cechami amfoteryczności
Fe(OH) 3 – zasada wykazująca oznaki amfoteryczności
Lotne związki wodoru nie.

d) przebywanie w naturze.

Żelazo jest drugim po aluminium najpowszechniej występującym metalem w przyrodzie. W stanie wolnym żelazo występuje wyłącznie w meteorytach. Najważniejsze związki naturalne:

FeO*3HO – ruda żelaza brunatna,
FeO – czerwona ruda żelaza,
FeO (FeO*FeO) – magnetyczna ruda żelaza,
FeS – piryt żelaza (piryt)

Związki żelaza występują w organizmach żywych.

3. Charakterystyka substancji prostej żelaza

a) budowa molekularna, rodzaj wiązania, rodzaj sieci krystalicznej (niezależny)

b) właściwości fizyczne żelaza

Żelazo jest srebrnoszarym metalem o dużej plastyczności, ciągliwości i silnych właściwościach magnetycznych. Gęstość żelaza wynosi 7,87 g/cm 3, temperatura topnienia 1539 o C.

c) właściwości chemiczne żelaza:

Atomy żelaza oddają elektrony w reakcjach i wykazują stopnie utlenienia + 2, + 3, a czasami + 6.
W reakcjach żelazo jest środkiem redukującym. Jednak w zwykłych temperaturach nie wchodzi w interakcję nawet z najbardziej aktywnymi utleniaczami (halogenami, tlenem, siarką), ale po podgrzaniu staje się aktywny i reaguje z nimi:

2Fe +3Cl 2 = 2FeCl 3 Chlorek żelaza(III).
3Fe + 2O 2 = Fe 2 O 3 (FeO*Fe O) Tlenek żelaza(III)
Fe + S = FeS Siarczek żelaza(II).

W bardzo wysokich temperaturach żelazo reaguje z węglem, krzemem i fosforem.

3Fe + C = Fe 3 C Węglik żelaza (cementyt)
3Fe + Si = Fe 3Si Krzemek żelaza
3Fe + 2P = Fe 3 P 2 Fosforek żelaza

Żelazo reaguje ze złożonymi substancjami.
W wilgotnym powietrzu żelazo szybko zakwasza (koroduje):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3
Fe(OH) 3 ––> FeOOH + H 2 O
Rdza

Żelazo znajduje się pośrodku szeregu napięć elektrochemicznych metali, dlatego jest metalem średnia aktywność. Zdolność redukcyjna żelaza jest mniejsza niż w przypadku metali alkalicznych, metali ziem alkalicznych i aluminium. Tylko w wysokich temperaturach gorące żelazko reaguje z wodą:

3Fe + 4H 2O = Fe 3O 4 + 4H 2

Żelazo reaguje z rozcieńczonymi kwasami siarkowymi i chlorowodorowymi, wypierając z nich wodór:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2
Fe 0 + 2H + = Fe 2+ + H 2 0

W zwykłych temperaturach żelazo nie oddziałuje ze stężonym kwasem siarkowym, ponieważ jest przez niego pasywowane.Po podgrzaniu stężony kwas siarkowy utlenia żelazo do siarczanu żelaza (III):

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

Rozcieńczony kwas azotowy utlenia żelazo do azotanu żelaza(III):

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

Stężony kwas azotowy pasywuje żelazo.

Z roztworów soli żelazo wypiera metale znajdujące się po jego prawej stronie w szeregu napięcia elektrochemicznego:

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu,

d) korzystanie z żelaza (we własnym zakresie)

e) przyjmowanie (wraz ze studentami)

W przemyśle żelazo otrzymuje się poprzez redukcję go z rud żelaza węglem (koksem) i tlenkiem węgla (II) w wielkich piecach.
Skład chemiczny procesu wielkopiecowego jest następujący:

C + O = CO
CO + C = 2CO
3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2
Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2
FeO + CO = Fe + CO2

4. Związki żelaza

Właściwości chemiczne tych związków.

Dodatek. Związki żelaza(II) są niestabilne, mogą się utleniać i przekształcać w związki żelaza(III).

Fe +2 Cl 2 + Cl 2 = Fe +3 Cl 3 tworzą dom redoks
Fe +2 (OH) + H 2 O + O 2 = Fe +3 (OH) 3 schematy, wyrównaj.

Właściwości chemiczne tych związków

Również jakościową reakcją na Fe +2 jest reakcja soli żelaza(II) z substancją zwaną solą czerwonej krwi K3 - jest to związek złożony.

3FeCl + 2K 3 = Fe 3.

Żelazo jest doskonale kute, zarówno w normalnej, jak i podwyższonej temperaturze. Można odlewać żeliwo i stal.

Substancji nie można nazwać biologicznie obojętną. Jednak jego toksyczność jest bardzo niska. Wiąże się to jednak nie tyle z działaniem pierwiastka, ile z niezdolnością organizmu ludzkiego do jego dobrego przyswojenia: maksymalnie wynosi 20% otrzymanej dawki.

Żelaza nie można sklasyfikować jako substancji środowiskowej. Jednak główna szkoda dla środowiska nie jest spowodowana jego odpadami, ponieważ żelazo rdzewieje dość szybko, ale odpadami produkcyjnymi - uwalnianymi żużlami i gazami.

Produkcja

Żelazo jest pierwiastkiem bardzo powszechnym, dlatego nie wymaga dużych wydatków. Zagospodarowanie złóż odbywa się zarówno metodą odkrywkową, jak i kopalnianą. W rzeczywistości wszystkie rudy wydobywcze zawierają żelazo, ale rozwijają się tylko te, w których udział metalu jest wystarczająco duży. Są to rudy bogate - rudy żelaza czerwone, magnetyczne i brunatne z udziałem żelaza do 74%, rudy o średniej zawartości - na przykład markazyt i rudy niskiej jakości z udziałem żelaza co najmniej 26% - syderyt.

Bogata ruda jest natychmiast wysyłana do zakładu. Wzbogacane są skały o średniej i niskiej zawartości.

Istnieje kilka metod wytwarzania stopów żelaza. Z reguły wytapianie dowolnej stali obejmuje produkcję żeliwa. Wytapia się go w wielkim piecu w temperaturze 1600 C. Wsad - aglomerat, pelety, ładuje się wraz z topnikiem do pieca i przedmuchuje gorącym powietrzem. W tym przypadku metal topi się, a koks spala się, co pozwala na wypalenie niepożądanych zanieczyszczeń i oddzielenie żużla.

Do produkcji stali wykorzystuje się najczęściej żeliwo białe – w nim węgiel wiąże się z żelazem w związek chemiczny. Najczęstsze 3 metody:

• martenowski - roztopione żeliwo z dodatkiem rudy i złomu wytapia się w temperaturze 2000 C w celu zmniejszenia zawartości węgla. Dodatkowe składniki, jeśli występują, dodaje się na końcu stopienia. W ten sposób uzyskuje się stal najwyższej jakości.
• konwerter tlenu jest metodą bardziej produktywną. W piecu grubość żeliwa przedmuchuje się powietrzem pod ciśnieniem 26 kg/m2. patrz W celu poprawy właściwości stali można zastosować mieszaninę tlenu i powietrza lub czystego tlenu;
• topienie elektryczne – częściej stosowane do produkcji specjalnych stali stopowych. Żeliwo wypalane jest w piecu elektrycznym w temperaturze 2200 C.

Stal można otrzymać także metodą bezpośrednią. W tym celu do pieca szybowego ładuje się pelety o dużej zawartości żelaza i oczyszcza je wodorem w temperaturze 1000 C. Ten ostatni redukuje żelazo z tlenku bez etapów pośrednich.

Ze względu na specyfikę hutnictwa żelaza sprzedawana jest ruda o określonej zawartości żelaza lub gotowe produkty - żeliwo, stal, ferryt. Ich ceny są bardzo zróżnicowane. Średni koszt rudy żelaza w 2016 roku – bogatej, o zawartości pierwiastków przekraczającej 60% – wynosi 50 dolarów za tonę.

Koszt stali zależy od wielu czynników, co czasami powoduje, że wzrosty i spadki cen są całkowicie nieprzewidywalne. Jesienią 2016 roku gwałtownie wzrosły koszty armatury oraz stali walcowanej na gorąco i na zimno w związku z równie gwałtownym wzrostem cen węgla koksowego, niezastąpionego uczestnika hutnictwa. W listopadzie europejskie firmy oferują kręgi ze stali walcowanej na gorąco w cenie 500 Euro za tonę.

Obszar zastosowań

Zakres zastosowania żelaza i stopów żelaza jest ogromny. Łatwiej jest wskazać, gdzie metal nie jest używany.

• Budownictwo - budowa wszelkiego rodzaju ram, od ramy nośnej mostu po ramę dekoracyjnego kominka w mieszkaniu, nie może obejść się bez stali różnych gatunków. Łączniki, pręty, dwuteowniki, kanały, kątowniki, rury: absolutnie wszystkie produkty kształtowe i przekrojowe są stosowane w budownictwie. To samo dotyczy blachy: wykonuje się z niej pokrycia dachowe i tak dalej.
• Inżynieria mechaniczna - pod względem wytrzymałości i odporności na zużycie niewiele może się równać ze stalą, dlatego części korpusu zdecydowanej większości maszyn są wykonane ze stali. Zwłaszcza w przypadkach, gdy sprzęt musi pracować w warunkach wysokich temperatur i ciśnienia.
• Narzędzia – za pomocą dodatków stopowych i hartowania można nadać metalowi twardość i wytrzymałość zbliżoną do diamentu. Stale szybkotnące stanowią podstawę wszelkich narzędzi obróbczych.
• W elektrotechnice zastosowanie żelaza jest bardziej ograniczone właśnie dlatego, że zanieczyszczenia zauważalnie pogarszają jego i tak już niskie właściwości elektryczne. Ale metal jest niezbędny w produkcji magnetycznych części sprzętu elektrycznego.
• Rurociąg - komunikacja wszelkiego rodzaju i typu wykonana jest ze stali i żeliwa: systemy grzewcze, wodociągowe, gazociągi, w tym linie główne, osłony kabli energetycznych, rurociągi naftowe i tak dalej. Tylko stal jest w stanie wytrzymać tak ogromne obciążenia i ciśnienie wewnętrzne.
• Do użytku domowego – stal jest stosowana wszędzie: od armatury i sztućców po żelazne drzwi i zamki. Wytrzymałość metalu i odporność na zużycie sprawiają, że jest on niezastąpiony.

Żelazo i jego stopy łączą w sobie wytrzymałość, trwałość i odporność na zużycie. Ponadto metal jest stosunkowo tani w produkcji, co czyni go materiałem niezbędnym dla współczesnej gospodarki narodowej.

W tym filmie dowiesz się o stopach żelaza z metalami nieżelaznymi i ciężkimi żelaznymi:

Ciało ludzkie zawiera około 5 g żelaza, większość (70%) wchodzi w skład hemoglobiny we krwi.

Właściwości fizyczne

W stanie wolnym żelazo jest srebrzystobiałym metalem o szarawym odcieniu. Czyste żelazo jest plastyczne i ma właściwości ferromagnetyczne. W praktyce zwykle stosuje się stopy żelaza - żeliwo i stal.

Fe jest najważniejszym i najpowszechniejszym pierwiastkiem z dziewięciu d-metali podgrupy VIII grupy. Razem z kobaltem i niklem tworzy „rodzinę żelaza”.

Tworząc związki z innymi pierwiastkami, często wykorzystuje 2 lub 3 elektrony (B = II, III).

Żelazo, podobnie jak prawie wszystkie pierwiastki d grupy VIII, nie wykazuje wyższej wartościowości równej numerowi grupy. Jego maksymalna wartościowość sięga VI i pojawia się niezwykle rzadko.

Najbardziej typowymi związkami są te, w których atomy Fe znajdują się na stopniach utlenienia +2 i +3.

Metody otrzymywania żelaza

1. Żelazo techniczne (stopowe z węglem i innymi zanieczyszczeniami) otrzymuje się w procesie karbotermicznej redukcji jego naturalnych związków według następującego schematu:

Powrót do zdrowia następuje stopniowo, w 3 etapach:

1) 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2

2) Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2

3) FeO + CO = Fe + CO2

Żeliwo powstające w tym procesie zawiera ponad 2% węgla. Następnie żeliwo wykorzystuje się do produkcji stali – stopów żelaza zawierających poniżej 1,5% węgla.

2. Bardzo czyste żelazo otrzymuje się jednym z następujących sposobów:

a) rozkład pentakarbonylu Fe

Fe(CO) 5 = Fe + 5СО

b) redukcja czystego FeO wodorem

FeO + H2 = Fe + H2O

c) elektroliza wodnych roztworów soli Fe +2

FeC 2 O 4 = Fe + 2 CO 2

szczawian żelaza(II).

Właściwości chemiczne

Fe jest metalem o średniej aktywności i wykazuje ogólne właściwości charakterystyczne dla metali.

Unikalną cechą jest zdolność „rdzewienia” w wilgotnym powietrzu:

W przypadku braku wilgoci i suchego powietrza żelazo zaczyna reagować zauważalnie dopiero w temperaturze T > 150°C; podczas kalcynacji powstaje „łuska żelaza” Fe 3 O 4:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

Żelazo nie rozpuszcza się w wodzie przy braku tlenu. W bardzo wysokich temperaturach Fe reaguje z parą wodną, ​​wypierając wodór z cząsteczek wody:

3Fe + 4H2O(g) = 4H2

Mechanizmem rdzewienia jest korozja elektrochemiczna. Produkt rdzy przedstawiony jest w uproszczonej formie. W rzeczywistości tworzy się luźna warstwa mieszaniny tlenków i wodorotlenków o zmiennym składzie. W odróżnieniu od folii Al 2 O 3 warstwa ta nie chroni żelaza przed dalszym zniszczeniem.

Rodzaje korozji

Ochrona żelaza przed korozją

1. Oddziaływanie z halogenami i siarką w wysokich temperaturach.

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

2Fe + 3F 2 = 2FeF 3

Fe + Ja 2 = FeI 2

Tworzą się związki, w których dominuje wiązanie jonowe.

2. Oddziaływanie z fosforem, węglem, krzemem (żelazo nie łączy się bezpośrednio z N2 i H2, ale je rozpuszcza).

Fe + P = Fe x P y

Fe + C = Fe x C y

Fe + Si = Fe x Si y

Tworzą się substancje o zmiennym składzie, np. berthollidy (w związkach dominuje kowalencyjny charakter wiązania)

3. Interakcja z kwasami „nieutleniającymi” (HCl, H 2 SO 4 rozcieńcz.)

Fe 0 + 2H + → Fe 2+ + H 2

Ponieważ Fe znajduje się w szeregu aktywności na lewo od wodoru (E° Fe/Fe 2+ = -0,44 V), jest w stanie wypierać H2 ze zwykłych kwasów.

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

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

4. Interakcja z kwasami „utleniającymi” (HNO 3, H 2 SO 4 stężony)

Fe 0 - 3e - → Fe 3+

Stężone HNO 3 i H 2 SO 4 „pasywują” żelazo, dzięki czemu w zwykłych temperaturach metal się w nich nie rozpuszcza. Przy silnym ogrzewaniu następuje powolne rozpuszczanie (bez uwalniania H2).

W sekcji Żelazo HNO 3 rozpuszcza się, przechodzi do roztworu w postaci kationów Fe 3+, a anion kwasowy ulega redukcji do NO*:

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

Bardzo dobrze rozpuszczalny w mieszaninie HCl i HNO 3

5. Stosunek do zasad

Fe nie rozpuszcza się w wodnych roztworach zasad. Reaguje ze stopionymi zasadami tylko w bardzo wysokich temperaturach.

6. Oddziaływanie z solami metali mniej aktywnych

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0

7. Reakcja z gazowym tlenkiem węgla (t = 200°C, P)

Fe (proszek) + 5CO (g) = Fe 0 (CO) 5 pentakarbonyl żelaza

Związki Fe(III).

Fe 2 O 3 - tlenek żelaza (III).

Czerwono-brązowy proszek, n.d. R. w H 2 O. W naturze - „czerwona ruda żelaza”.

Metody uzyskania:

1) rozkład wodorotlenku żelaza (III).

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

2) wypalanie pirytu

4FeS 2 + 11O 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3

3) rozkład azotanów

Właściwości chemiczne

Fe 2 O 3 jest tlenkiem zasadowym wykazującym oznaki amfoteryczności.

I. Główne właściwości przejawiają się w zdolności do reagowania z kwasami:

Fe 2 O 3 + 6H + = 2Fe 3+ + ZN 2 O

Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O

Fe 2 O 3 + 6HNO 3 = 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

II. Słabe właściwości kwasowe. Fe 2 O 3 nie rozpuszcza się w wodnych roztworach zasad, ale po stopieniu ze stałymi tlenkami, zasadami i węglanami tworzy ferryty:

Fe 2 O 3 + CaO = Ca(FeO 2) 2

Fe 2 O 3 + 2 NaOH = 2 NaFeO 2 + H 2 O

Fe 2 O 3 + MgCO 3 = Mg(FeO 2) 2 + CO 2

III. Fe 2 O 3 – surowiec do produkcji żelaza w metalurgii:

Fe 2 O 3 + ZS = 2Fe + ZSO lub Fe 2 O 3 + ZSO = 2Fe + ZSO 2

Fe(OH) 3 - wodorotlenek żelaza (III).

Metody uzyskania:

Otrzymywany przez działanie zasad na rozpuszczalne sole Fe 3+:

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

W momencie przygotowania Fe(OH) 3 jest czerwono-brązowym, śluzowo-bezpostaciowym osadem.

Wodorotlenek Fe(III) powstaje także podczas utleniania Fe i Fe(OH) 2 w wilgotnym powietrzu:

4Fe + 6H 2O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3

4Fe(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3

Wodorotlenek Fe(III) jest końcowym produktem hydrolizy soli Fe 3+.

Właściwości chemiczne

Fe(OH) 3 jest bardzo słabą zasadą (znacznie słabszą niż Fe(OH) 2). Wykazuje zauważalne właściwości kwasowe. Zatem Fe(OH) 3 ma charakter amfoteryczny:

1) reakcje z kwasami zachodzą łatwo:

2) świeży osad Fe(OH) 3 rozpuszcza się w gorącym stęż. roztwory KOH lub NaOH z tworzeniem kompleksów hydroksylowych:

Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3

W roztworze zasadowym Fe(OH) 3 można utlenić do nadżelazianów (sole kwasu żelazawego H 2 FeO 4 nie uwalniane w stanie wolnym):

2Fe(OH) 3 + 10KOH + 3Br 2 = 2K 2 FeO 4 + 6KBr + 8H 2O

Sole Fe 3+

Najbardziej praktyczne są: Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe(NO 3) 3, Fe(SCN) 3, K 3 4 - żółta sól krwi = Fe 4 3 Błękit pruski (ciemnoniebieski osad)

b) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 tiocyjanian Fe(III) (krwawoczerwony roztwór)