Читать онлайн учебники
на ANSEVIK.RU

>>> Перейти на мобильную версию сайта >>>

Учебник для 11 класса

Химия

       

§ 18.15. Железо

Железо — металл, известный человечеству с древних времен. Предполагают, что метеоритное железо, встречающееся на поверхности Земли, и было той формой этого металла, свойства и практическую важность которого оценил человек.

Греческое название железа «сидерос», по-видимому, связано с латинским «сидереус», что означает «звездный». Русское название «железо» произошло от славянского «лезо» — «лезвие».

Нахождение в природе. Это самый распространенный из всех d-элементов металл в земной коре (четвертое место среди всех элементов): на его долю приходится 4,65% литосферы (по массе). В свободном состоянии железо обнаружено только в метеоритах. Известно около 300 минералов. Основными минералами, содержащими этот металл, являются магнитный железняк (магнетит) Fe3O4, красный железняк (гематит) Fe2O3, бурый железняк (лимонит) Fe2O3 • nН2O, сидерит FeCO3 и пирит (железный, или серный, колчедан) FeS2.

Установлено, что огромное количество железа располагается в глубинных слоях Земли и ядро нашей планеты представляет собой сплав железа с никелем.

В биосфере железо — важнейший биоэлемент. Как вы знаете, оно входит в состав гемоглобина крови, при недостатке железа листья растений теряют окраску (хлороз).

Строение атома. В природе железо представлено четырьмя стабильными изотопами с массовыми числами 54, 56, 57 и 58, причем на долю 56Fe приходится 91,6% .

Электронная конфигурация атома железа

ls22s22p23s23p63d64s2. Анализируя эту формулу, можно прийти к выводу, что наиболее устойчивые конфигурации ионов железа 3d54s0 и 3d04s0 соответствуют степеням окисления +3 и +8. Однако чаще всего встречаются соединения железа со степенями окисления +2 и +3, реже +6.

Физические свойства. Чистое железо — серебристобелый металл с плотностью 7,9 г/см3, температура плавления 153 °С. Высокой тепло- и электропроводностью железо не отличается (в 6 раз меньше, чем у меди), зато обладает высокой пластичностью, легко намагничивается и размагничивается.

Получение железа (точнее, его важнейших сплавов — чугуна и стали). Чугун получают в доменных печах (из железной руды) пирометаллургией, восстановителем служит оксид углерода (II). Химизм процесса можно описать с помощью суммарного уравнения реакции:

Затем из чугуна получают сталь.

С недавнего времени используют прямое восстановление железной руды продуктами конверсии природного газа. Продукт восстановления — губчатое железо — переплавляют в электропечах, минуя стадию получения чугуна, и получают сталь.

Химические свойства. Железо довольно активный металл. Восстановительные свойства оно проявляет по отношению к неметаллам, кислотам, катионам менее активных металлов.

В кислороде раскаленный порошок железа сгорает, разбрасывая красивые огненные звездочки наподобие бенгальского огня. При этом образуется смешанный оксид железа (II, III) — железная окалина:

Во влажном воздухе железо довольно быстро окисляется с образованием гидратированного оксида железа (III) — ржавчины, которая не защищает металл от дальнейшего окисления, так как очень рыхлая, пористая, осыпается и не препятствует проникновению окислителя к поверхности металла. Схематично этот процесс можно отразить уравнением:

Очевидно, большую роль в этом процессе играет электрохимическая коррозия из-за наличия в железе примесей менее активных металлов. На это указывает тот факт, что высокочистое железо во влажном воздухе устойчиво.

Железо активно реагирует с хлором, а при нагревании и с другими неметаллами — иодом, серой, углеродом:

В отсутствие других окислителей (кислород, оксид углерода (IV)) железо при комнатной температуре с водой не реагирует. Однако реакция бурно протекает при действии перегретого пара на раскаленное железо (свыше 600 °С):

Железо легко реагирует с разбавленными неорганическими кислотами (кроме азотной) с образованием солей железа (II), например:

При действии разбавленной азотной кислоты железо окисляется до степени окисления +3:

В очень сильных окислительных средах (концентрированные азотная и серная кислоты) при комнатной температуре происходит пассивация железа. Однако при нагревании взаимодействие все-таки возможно:

Как ни странно, окислить свободное железо до степени окисления +6 удается не с помощью таких мощных окислителей, как, например, концентрированная азотная кислота, а при сплавлении с нитратом калия и щелочью:

Железо способно вступать еще во многие интересные и практически важные реакции, например образовывать (в степени окисления 0!) нейтральный комплекс пентакарбонилжелезо:

Применение. Чистое железо имеет весьма ограниченное применение, главным образом в качестве катализатора (губчатое железо) и изготовления магнитных лент. Более 90% всего производимого железа используют в виде сплавов — чугуна и сталей. Благодаря доступности и относительной дешевизне эти сплавы — основа множества конструкционных материалов. Магнитные свойства железа используют при изготовлении из его сплавов сердечников электромагнитов и якорей электромашин.

Соединения железа. Известно три оксида железа: FeO, Fe2O3 и смешанный оксид

Оксид железа (II) — черный порошок, пирофорен (в мелкораздробленном состоянии способен самовоспламеняться). Ввиду того что довольно трудно «поймать и зафиксировать» соединения железа в степени окисления +2, получить FeO не удается ни окислением железа, ни разложением соответствующего ему гидроксида Fe(OH)2. Получают оксид железа (II) восстановлением оксида железа (III):

Он не взаимодействует с водой, проявляет слабо выраженные амфотерные свойства, легко реагирует с кислотами:

FeO + 2НСl = FeCl2 + Н2O.

В жестких условиях реагирует с щелочами, аналогично гидроксиду железа (II) (см. далее).

Проявляет восстановительные свойства:

3FeO + l0HNO3 = 3Fe(NO3)3 + NO↑ + 5H2O.

Оксид железа (III) — порошок красно-бурого цвета. В промышленности его получают хорошо вам знакомой реакцией обжига пирита:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2.

Проявляет слабоамфотерные свойства. Хорошо растворяется в кислотах с образованием солей Fe3+:

Fe2O3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3H2O.

При сплавлении с щелочами образует соли ферриты:

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + Н2O.

При нагревании оксид железа (III) восстанавливается водородом или оксидом углерода (II). Последний процесс лежит в основе промышленного получения чугуна из железных руд:

Оксид железа (II, III) выделяют из природного минерала магнетита.

При взаимодействии с неокисляющими кислотами образует смесь солей железа:

Fe3O4 + 8НСl = FeCl2 + 2FeCl3 + 4Н2O.

Оксиды железа используют в качестве сырья для доменного процесса, как пигмент красок (например, железный сурик) и эмалей, а также для получения ферритов.

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 можно получить обменной реакцией между растворимой в воде солью железа (II) и щелочью:

FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + Na2SO4.

Свежевыпавший осадок имеет серовато-зеленую окраску, но быстро темнеет вследствие окисления:

4Fe(OH)2 + O2 + 2Н2O = 4Fe(OH)3.

Проявляет в очень жестких условиях слабые амфотерные свойства с преобладанием основных:

Гидроксид железа (III). Добавление щелочи к растворам солей железа (III) приводит к образованию бурокоричневой желеобразной массы, которую принято называть гидроксидом железа (III) и обозначать формулой Fe(OH)3. Более правильно рассматривать это соединение как гидратированный оксид mFe2O3 • nН2O. При нагревании он разлагается с образованием оксида железа (III). Проявляет амфотерные свойства: растворяется в кислотах с образованием солей железа (III) и растворах щелочей с образованием комплексных гидроксоферритов.

В растворе соли железа (III) значительно более устойчивы, чем соли железа (II). Последние в присутствии кислорода воздуха или других окислителей превращаются в соли железа (III).

Хлориды. В зависимости от окислительной способности хлорсодержащего соединения можно получить хлориды железа (II) и (III). Свободный хлор как более сильный окислитель реагирует с металлическим железом, как вы уже знаете, с образованием FeCl3. С соляной кислотой или газообразным хлороводородом образуется хлорид железа (II). Эти растворимые в воде вещества, соответственно бурого и бледно-зеленого цвета, гидролизуются, поэтому их растворы имеют кислотную реакцию, например:

Хлорид железа (II) проявляет сильные восстановительные свойства:

2FeCl2 + Сl2 = 2FeCl3,

а хлорид железа (III) является довольно сильным окислителем:

2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl,

2FeCl3 + Fe = 3FeCl2.

Сульфаты. Кристаллогидрат сульфата железа (II) FeSO4 • 7Н2O — железный купорос, наиболее распространенная соль железа (II). Это светло-зеленое кристаллическое вещество, растворимое в воде, на воздухе и в растворе постепенно окисляется.

Сравнительно устойчивы двойные соли: соль Мора (NH4)2Fe+2(SO4)2 • 6Н2O, железоаммонийные квасцы (NH4)Fe+3(SO4)2 • 12Н2O.

Ферраты. Соли щелочных металлов, содержащие феррат-анион: Na2FeO4, K2FeO4. Они имеют пурпурно-красную окраску, являются сильными окислителями (способны окислить аммиак до азота).

Железоаммонийные квасцы используют для очистки сточных вод предприятий, в качестве протравы при крашении тканей. С помощью раствора хлорида железа (III) травят электрические платы, т. е. удаляют тонкий слой металлической меди. Галогениды железа (III) — эффективные катализаторы в органическом синтезе. Соль Мора используется в аналитической химии.

Комплексные соединения железа. Вам известны некоторые примеры комплексных соединений железа — это желтая кровяная соль K4[Fe(CN)2] и красная кровяная соль K3[Fe(CN)2], применяемые в аналитической химии для обнаружения соответственно катионов Fe3+ и Fe2+, с которыми они образуют нерастворимые комплексные соединения интенсивно синего цвета.

Комплексы Fe3+ с роданид-анионом SCN- окрашены в интенсивный красный цвет, их образование используют как чувствительный тест для обнаружения и количественного определения катиона железа (III) в растворах:

Fe3+ + 3SCN- = Fe(SCN)3 (а также [Fe(SCN)4]).

Комплексными органическими соединениями являются пентакарбонилжелезо, гемоглобин и др. Некоторые из них имеют интересные магнитные свойства, другие используются для лечения и профилактики недостатка железа в крови, в цветной фотографии, аналитической химии (вспомните качественную реакцию на фенол).

Рейтинг@Mail.ru