Рассмотрим зависимость некоторых свойств атомов от строения их электронных оболочек. Остановимся, прежде всего, на закономерностях изменения атомных и ионных радиусов.
Электронные облака не имеют резко очерченных границ. Поэтому понятие о размере атома не является строгим. Но если представить себе атомы в кристаллах простого вещества в виде соприкасающихся друг с другом шаров, то расстояние между центрами соседних шаров (т. е. между ядрами соседних атомов) можно принять равным удвоенному радиусу атома. Так, наименьшее межъядерное расстояние в кристаллах меди равно ; это позволяет считать, что радиус атома меди равен половине этой величины, т. е. .
Зависимость атомных радиусов от заряда ядра атома Z имеет периодический характер. В пределах одного периода с увеличением Z проявляется тенденция к уменьшению размеров атома, что особенно четко наблюдается в коротких периодах (радиусы атомов приведены в нм):
Это объясняется увеличивающимся притяжением электронов внешнего слоя к ядру по мере возрастания его заряда.
С началом застройки нового электронного слоя, более удаленного от ядра, т. е. при переходе к следующему периоду, атомные радиусы возрастают (сравните, например, радиусы атомов фтора и натрия). В результате в пределах подгруппы с возрастанием заряда ядра размеры атомов увеличиваются. Приведем в качестве примера значения атомных радиусов (в нм) элементов некоторых главных подгрупп:
Электроны наружного слоя, наименее прочно связанные с ядром, могут отрываться от атома и присоединяться к другим атомам, входя в состав наружного слоя последних.
Атомы, лишившиеся одного или нескольких электронов, становятся заряженными положительно, так как заряд ядра атома превышает сумму зарядов оставшихся электронов. Наоборот, атомы, присоединившие к себе лишние электроны, заряжаются отрицательно. Образующиеся заряженные частицы называются ионами.
Ионы обозначают теми же символами, что и атомы, указывая справа вверху их заряд: например, положительный трехзарядный ион алюминия обозначают , отрицательный однозарядный ион хлора - .
Потеря атомов электронов приводит к уменьшению его эффективных размеров, а присоединение избыточных электронов - к увеличению. Поэтому радиус положительно заряженного иона (катиона) всегда меньше, а радиус отрицательно заряженного нона (аниона) всегда больше радиуса соответствующего электронейтрального атома. Так, радиус атома калия составляет , а радиус иона радиусы атома хлора и иона соответственно равны 0,099 и . При этом радиус иона тем сильней отличается от радиуса атома, чем больше заряд иона. Например, радиусы атома хрома и ионов и составляют соответственно 0,127, 0,083 и .
В пределах одной подгруппы радиусы ионов одинакового заряда возрастают с увеличением заряда ядра. Это иллюстрируется следующими примерами (радиусы ионов даны в нм):
Такая закономерность объясняется увеличением числа электронных слоев и растущим удалением внешних электронов от ядра.
Под эффективным радиусом атома или иона понимается радиус сферы его действия, причем атом (ион) считается несжимаемым шаром. Используя планетарную модель атома, его представляют как ядро, вокруг которого по орбиталям вращаются электроны. Последовательность элементов в Периодической системе Менделеева соответствует последовательности заполнения электронных оболочек. Эффективный радиус иона зависит от заполненности электронных оболочек, но он не равен радиусу наружной орбиты. Для определения эффективного радиуса представляют атомы (ионы) в структуре кристалла как соприкасающиеся жесткие шары, так что расстояние между их центрами равно сумме радиусов. Атомные и ионные радиусы определены экспериментально по рентгеновским измерениям межатомных расстояний и вычислены теоретически на основе квантово-механических представлений.
Размеры ионных радиусов подчиняются следующим закономерностям:
1. Внутри одного вертикального ряда периодической системы радиусы ионов с одинаковым зарядом увеличиваются с возрастанием атомного номера, поскольку растет число электронных оболочек, а значит, и размер атома.
2. Для одного и того же элемента ионный радиус возрастает с увеличением отрицательного заряда и уменьшается с увеличением положительного заряда. Радиус аниона больше радиуса катиона, поскольку у аниона имеется избыток электронов, а у катиона – недостаток. Например, у Fe, Fe 2+ , Fe 3+ эффективный радиус равен 0, 126, 0, 080 и 0, 067 нм соответственно, у Si 4- , Si, Si 4+ эффективный радиус равен 0, 198, 0, 118 и 0, 040 нм.
3. Размеры атомов и ионов следуют периодичности системы Менделеева; исключения составляют элементы от № 57 (лантан) до №71 (лютеций), где радиусы атомов не увеличиваются, а равномерно уменьшаются (так называемое лантаноидное сжатие), и элементы от № 89 (актиний) и дальше (так называемое актиноидное сжатие).
Атомный радиус химического элемента зависит от координационного числа . Увеличение координационного числа всегда сопровождается увеличением межатомных расстояний. При этом относительная разность значений атомных радиусов, соответствующих двум разным координационным числам, не зависит от типа химической связи (при условии, что тип связи в структурах со сравниваемыми координационными числами одинаков). Изменение атомных радиусов с изменением координационного числа существенно сказывается на величине объемных изменений при полиморфных превращениях. Например, при охлаждении железа, его превращение из модификации с гранецентрированной кубической решеткой в модификацию с объемно-центрированной кубической решеткой имеющее место при 906 о С, должно сопровождаться увеличением объема на 9%, в действительности увеличение объема составляет 0, 8%. Это связано с тем, что за счет изменения координационного числа от 12 до 8 атомный радиус железа уменьшается на 3%. Т.е., изменение атомных радиусов при полиморфных превращениях в значительной степени компенсируют те объемные изменения, которые должны были бы произойти, если бы при этом не менялся атомный радиус. Атомные радиусы элементов можно сопоставлять только при одинаковом координационном числе.
Атомные (ионные) радиусы зависят также от типа химической связи.
В кристаллах с металлической связью атомный радиус определяется как половина межатомного расстояния между ближайшими атомами. В случае твердых растворов металлические атомные радиусы меняются сложным образом.
Под ковалентными радиусами элементов с ковалентной связью понимают половину межатомного расстояния между ближайшими атомами, соединенными единичной ковалентной связью. Особенностью ковалентных радиусов является их постоянство в разных ковалентных структурах с одинаковыми координационными числами. Так, расстояния в одинарных связях С-С в алмазе и насыщенных углеводородах одинаковы и равны 0, 154 нм.
Ионные радиусы в веществах с ионной связью не могут быть определены как полусумма расстояний между ближайшими ионами. Как правило, размеры катионов и анионов резко различаются. Кроме того, симметрия ионов отличается от сферической. Существует несколько подходов к оценке величины ионных радиусов. На основании этих подходов оценивают ионные радиусы элементов, а затем из экспериментально определенных межатомных расстояний определяют ионные радиусы других элементов.
Ван-дер-ваальсовы радиусы определяют эффективные размеры атомов благородных газов. Кроме того, ван-дер-ваальсовыми атомными радиусами считают половину межъядерного расстояния между ближайшими одинаковыми атомами, не связанными между собой химической связью, т.е. принадлежащими разным молекулам (например, в молекулярных кристаллах).
При использовании в расчетах и построениях величин атомных (ионных) радиусов их значения следует брать из таблиц, построенных по одной системе.
Железо – химический элемент
1. Положение железа в периодической таблице химических элементов и строение его атома
Железо - это d- элемент VIII группы; порядковый номер – 26; атомная масса Ar (Fe ) = 56; состав атома: 26-протонов; 30 – нейтронов; 26 – электронов.
Схема строения атома:
Электронная формула: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2
Металл средней активности, восстановитель:
Fe 0 -2 e - → Fe +2 , окисляется восстановитель
Fe 0 -3 e - → Fe +3 , окисляется восстановитель
Основные степени окисления: +2, +3
2. Распространённость железа
Железо – один из самых распространенных элементов в природе . В земной коре его массовая доля составляет 5,1%, по этому показателю оно уступает только кислороду, кремнию и алюминию . Много железа находится и в небесных телах, что установлено по данным спектрального анализа. В образцах лунного грунта, которые доставила автоматическая станция “Луна”, обнаружено железо в неокисленном состоянии.
Железные руды довольно широко распространены на Земле. Названия гор на Урале говорят сами за себя: Высокая, Магнитная, Железная. Агрохимики в почвах находят соединения железа.
Железо входит в состав большинства горных пород. Для получения железа используют железные руды с содержанием железа 30-70% и более.
Основными железными рудами являются :
магнетит (магнитный железняк) – Fe 3 O 4 содержит 72% железа, месторождения встречаются на Южном Урале, Курской магнитной аномалии:
|
|
|
гематит (железный блеск, кровавик)– Fe 2 O 3 содержит до 65% железа, такие месторождения встречаются в Криворожском районе:
|
|
|
лимонит (бурый железняк) – Fe 2 O 3* nH 2 O содержит до 60% железа, месторождения встречаются в Крыму:
пирит (серный колчедан, железный колчедан, кошачье золото) – FeS 2 содержит примерно 47% железа, месторождения встречаются на Урале.
3. Роль железа в жизни человека и растений
Биохимики открыли важную роль железа в жизни растений, животных и человека. Входя в состав чрезвычайно сложно построенного органического соединения, называемого гемоглобином, железо обусловливает красную окраску этого вещества, от которого в свою очередь, зависит цвет крови человека и животных. В организме взрослого человека содержится 3 г чистого железа, 75% которого входит в состав гемоглобина. Основная роль гемоглобина – перенос кислорода из легких к тканям, а в обратном направлении – CO 2 .
Железо необходимо и растениям. Оно входит в состав цитоплазмы, участвует в процессе фотосинтеза. Растения, выращенные на субстрате, не содержащем железа, имеют белые листья. Маленькая добавка железа к субстрату – и они приобретают зеленый цвет. Больше того, стоит белый лист смазать раствором соли, содержащей железо, и вскоре смазанное место зеленеет.
Так от одной и той же причины – наличия железа в соках и тканях – весело зеленеют листья растений и ярко румянятся щеки человека.
4. Физические свойства железа.
Железо – это серебристо-белый металл с температурой плавления 1539 о С. Очень пластичный, поэтому легко обрабатывается, куется, прокатывается, штампуется. Железо обладает способностью намагничиваться и размагничиваться, поэтому применяется в качестве сердечников электромагнитов в различных электрических машинах и аппаратах. Ему можно придать большую прочность и твердость методами термического и механического воздействия, например, с помощью закалки и прокатки.
Различают химически чистое и технически чистое железо. Технически чистое железо, по сути, представляет собой низкоуглеродистую сталь, оно содержит 0,02 -0,04% углерода, а кислорода, серы, азота и фосфора – еще меньше. Химически чистое железо содержит менее 0,01% примесей. Химически чистое железо – серебристо-серый, блестящий, по внешнему виду очень похожий на платину металл. Химически чистое железо устойчиво к коррозиии хорошо сопротивляется действию кислот. Однако ничтожные доли примесей лишают его этих драгоценный свойств.
5. Получение железа
Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II), а также водородом:
FeO + C = Fe + CO
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2
Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O
Опыт "Получение железа алюминотермией"
6. Химические свойства железа
Как элемент побочной подгруппы железо может проявлять несколько степеней окисления. Мы рассмотрим только соединения, в которых железо проявляет степени окисления +2 и +3. Таким образом, можно говорить, что у железа имеется два ряда соединений, в которых оно двух- и трехвалентно.
1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):
4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3
2) Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III) - вещество чёрного цвета:
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4
C кислородом во влажном воздухе образуется Fe 2 O 3 * nH 2 O
Опыт "Взаимодействие железа с кислородом"
3) При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:
3Fe + 4H 2 O t˚C → Fe 3 O 4 + 4H 2
4) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:
Fe + S t˚C → FeS
5) Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах при обычных условиях:
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Fe + H 2 SO 4 (разб .) = FeSO 4 + H 2
6) В концентрированных кислотах – окислителях железо растворяется только при нагревании
2Fe + 6H 2 SO 4 (конц .) t˚C → Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
Fe + 6HNO 3 (конц
.) t˚C → Fe(NO 3) 3
+ 3NO 2 + 3H 2 O
Железо (III)
7. Применение железа.
Основная часть получаемого в мире железа используется для получения чугуна и стали - сплавов железа с углеродом и другими металлами. Чугуны содержат около 4% углерода. Стали содержат углерода менее 1,4%.
Чугуны необходимы для производства различных отливок - станин тяжелых машин и т.п.
Изделия из чугуна
Стали используются для изготовления машин, различных строительных материалов, балок, листов, проката, рельсов, инструмента и множества других изделий. Для производства различных сортов сталей применяют так называемые легирующие добавки, которыми служат различные металлы: М
Тренажёр №2 - Генетический ряд Fe 3+
Тренажёр №3 - Уравнения реакций железа с простыми и сложными веществами
Задания для закрепления
№1. Составьте
уравнения реакций получения железа из его оксидов Fe 2 O 3 и
Fe 3 O 4 , используя в качестве восстановителя:
а) водород;
б) алюминий;
в) оксид углерода (II).
Для каждой реакции составьте электронный баланс.
№2. Осуществите
превращения по схеме:
Fe 2 O 3 -> Fe - +H2O,
t -> X - +CO, t -> Y - +HCl ->Z
Назовите продукты X, Y, Z?
Рис 46. Соприкасающиеся частицы в кристалле
Применение рентгеновых лучей к исследованию кристаллов дает возможность не только устанавливать внутреннее строение последних, но и определять размеры частиц, образующих кристалл, - атомов или ионов.
Чтобы понять, как производятся такие вычисления, представим себе, что частицы, из которых построен кристалл, имеют сферическую форму и соприкасаются друг с другом. В таком случае мы можем считать, что расстояние между центрами двух соседних частиц равно сумме их радиусов (рис. 46). Если частицами являются атомы простого и расстояние между ними измерено, тем самым определяется и радиус атома, очевидно, равный половине найденного расстояния. Например, зная, что для кристаллов металлического натрия константа решеткиd равна 3,84 ангстрема, находим, что радиус r атома натрия равен.
Несколько сложнее производится определение радиусов различных ионов. Здесь уже нельзя просто делить расстояние между ионами пополам, так как размеры ионов неодинаковы. Но если радиус одного из ионов r 1 известен, радиус другого r 2 легко находится простым вычитанием:
r 2 = d - r 1
Отсюда следует, что для вычисления радиусов различных ионов по константам кристаллических решеток нужно знать радиус хотя бы какого-нибудь одного иона. Тогда нахождение радиусов всех остальных ионов уже не представит затруднений.
При помощи оптических методов удалось довольно точно определить радиусы ионов фтора F — (1,33 А) и кислорода O — (1,32 А); эти радиусы и служат исходными величинами при вычислении радиусов других ионов. Так, например, определение константы решетки окиси магния MgO показало, что она равна 2,1 ангстрема. Вычитая отсюда величину радиуса иона кислорода, находим радиус иона магния:
2,1 - 1,32 = 0,78 Å
Константа решетки фтористого натрия равняется 2,31 Å; так как радиус иона фтора 1,33 ангстрема, радиус иона натрия должен равняться:
2,31 -1,33 = 0,98 Å
Зная радиус иона натрия и константу решетки хлористого натрия, легко рассчитать радиус иона хлора и т. д.
Таким путем определены радиусы почти всех атомов и ионов.
Общее представление о размерах этих величин дают данные, приведенные в табл. 7.
Таблица 7
Радиусы атомов и ионов некоторых элементов
| Элемент | Радиус атома | Радиус иона | Символ иона |
| 1,92 | 0,98 | Na+ | |
| 2,38 | 1,33 | К + | |
| 2,51 | 1,49 | Rb+ | |
| 2,70 | 1,65 | Cs+ | |
| 1,60 | 0,78 | Mg++ | |
| 1,97 | 1,06 | Са++ | |
| 2,24 | 1,43 | Ва++ | |
| 0,67 | 1,33 | F- | |
| 1,07 | 1,81 | Сl- | |
| 1,19 | 1,96 | Вr- | |
| 1,36 | 2,20 | J- | |
| 1,04 | 1,74 | S— |
Как показывают эти данные, у металлов радиусы атомов больше, чем радиусы ионов, у металлоидов, наоборот, радиусы ионов больше, чем радиусы атомов.
Относительные размеры ионов, образующих кристалл, оказывают огромное влияние на структуру пространственной решетки. Так, например, два очень сходных по своей химической природе - CsCl и NaCl тем не менее образуют решетки различного типа, причем в первом случае каждый положительный ион окружен восьмью отрицательными ионами, а во втором - только шестью. Это различие объясняется тем, что размеры ионов цезия
и натрия неодинаковы. Ряд соображений заставляет принять, что ионы должны располагаться в кристалле так, чтобы каждый меньший ион по возможности целиком заполнял пространство между окружающими его большими ионами и наоборот; другими словами, отрицательные ионы, которые почти всегда больше положительных, должны возможно теснее окружать положительные ионы, иначе система будет неустойчивой. Так как радиус иона Cs + равен 1,65 Å, а иона Na + только 0,98 Å, то очевидно, что вокруг первого может разместиться больше ионов Сl — , чем вокруг второго.
Число отрицательных ионов, окружающих каждый положительный ион в кристалле, называется координационным числом данной решетки. Изучение структуры различных кристаллов показывает, что наиболее часто встречаются следующие координационные числа: 2, 3, 4, 6, 8 и 12.
Координационное число зависит от отношения радиуса положительного иона к радиусу отрицательного иона: чем ближе это отношение к единице, тем больше координационное число. Рассматривая ионы как шары, расположенные в кристалле по способу наиболее плотной упаковки, можно рассчитать, при каком соотношении между радиусом положительного и отрицательного ионов должно получиться то или иное координационное число.
Ниже приведены вычисленные теоретически наибольшие координационные числа для данного отношения радиусов.
Нетрудно убедиться, что координационные числа для NaCl и CsCl, найденные по этой таблице, как раз отвечают действительному расположению ионов в кристаллах указанных веществ.
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.
