Какие свойства проявляет fe2o3

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.