Вкус железа химия


Железо. Химия железа и его соединений

Положение железа в периодической системе химических элементов Электронное строение железа Физические свойства Нахождение в природе Способы получения Качественные реакции Химические свойства 1. Взаимодействие с простыми веществами 1.1. Взаимодействие с галогенами 1.2. Взаимодействие с серой 1.3. Взаимодействие с фосфором 1.4. Взаимодействие с азотом 1.5. Взаимодействие с углеродом 1.6. Горение 2. Взаимодействие со сложными веществами 2.1. Взаимодействие с водой 2.2. Взаимодействие с минеральными кислотами 2.3. Взаимодействие с серной кислотой 2.4. Взаимодействие с азотной кислотой 2.5. Взаимодействие с сильными окислителями 2.6. Взаимодействие с оксидами и солями

Оксид железа (II)  Способы получения  Химические свойства 1. Взаимодействие с кислотными оксидами 2. Взаимодействие с кислотами 3. Взаимодействие с водой 4. Взаимодействие с окислителями 5. Взаимодействие с кислотами 6. Взаимодействие с восстановителями

Оксид железа (III)  Способы получения  Химические свойства 1. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами  2. Взаимодействие с щелочами и основными оксидами 3. Взаимодействие с водой 4. Взаимодействие с окислителями 5. Окислительные свойства оксида железа (III)

6. Взаимодействие с солями более летучих кислот

Оксид железа (II, III)  Способы получения  Химические свойства 1. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами  2. Взаимодействие с сильными кислотами-окислителями 3. Взаимодействие с водой 4. Взаимодействие с окислителями 5. Окислительные свойства оксида железа (II, III)

Гидроксид железа (II)  Способы получения  Химические свойства 1. Взаимодействие с кислотами 2. Взаимодействие с кислотными оксидами 3. Восстановительные свойства  4. Разложение при нагревании

Гидроксид железа (III)  Способы получения  Химические свойства 1. Взаимодействие с кислотами 2. Взаимодействие с кислотными оксидами 3. Взаимодействие с щелочами  4. Разложение при нагревании

Соли железа

Железо

Положение в периодической системе химических элементов

Элемент железо расположен в побочной подгруппе VIII группы  (или в 8 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение атома железа 

Электронная конфигурация  железа в основном состоянии:

+26Fe 1s22s22p63s23p64s23d6

Железо проявляет ярко выраженные магнитные свойства.

Физические свойства 

Железо – металл серебристо-белого цвета, с высокой химической активностью и высокой ковкостью. Обладает высокой тепло- и электропроводностью.

(изображение с портала vchemraznica.ru)

Температура плавления 1538оС, температура кипения 2861оС.

Нахождение в природе

Железо довольно распространено в земной коре (порядка 4% массы земной коры). По распространенности на Земле железо занимает 4-ое место среди всех элементов и 2-ое место среди металлов. Содержание в земной коре  — около 8%.

В природе железо в основном встречается в виде соединений:

Красный железняк Fe2O3 (гематит).

(изображение с портала karatto.ru)

Магнитный железняк Fe3O4 или FeO·Fe2O3 (магнетит).

(изображение с портала emchi-med.ru)

В природе также широко распространены сульфиды железа, например,  пирит FeS2.

(изображение с портала livemaster.ru)

Встречаются и другие минералы, содержащие железо.

Способы получения 

Железо в промышленности получают из железной руды, гематита Fe2O3  или магнетита (Fe3O4или FeO·Fe2O3).

1. Один из основных способов производства железа – доменный процесс. Доменный процесс основан на восстановлении железа из оксида углеродом в доменной печи.

В печь загружают руду, кокс и флюсы.

Шихта – смесь исходных материалов, а в некоторых случаях и топлива в определённой пропорции, которую обрабатывают в печи.

Каменноугольный кокс – это твёрдый пористый продукт серого цвета, получаемый путем коксования каменного угля при температурах 950—1100 °С без доступа воздуха. Содержит 96—98 % углерода.

Флюсы – это неорганические вещества, которые добавляют к руде при выплавке металлов, чтобы снизить температуру плавления и легче отделить металл от пустой породы.

Шлак – расплав (а после затвердевания – стекловидная масса), покрывающий поверхность жидкого металла. Шлак состоит из всплывших продуктов пустой породы с флюсами и предохраняет металл от вредного воздействия газовой среды печи, удаляет примеси.

В печи кокс окисляется до оксида углерода (II):

2C   +  O2   →  2CO

Затем нагретый угарный газ восстанавливает оксид железа (III):

3CO   +  Fe2O3    →   2CO2    +   2Fe

Процесс получения железа – многоэтапный и зависит от температуры.

Наверху, где температура обычно находится в диапазоне между 200 °C и 700 °C, протекает следующая реакция:

3Fe2O3    +   CO   →    2Fe3O4      +    CO2

Ниже в печи, при температурах приблизительно 850 °C, протекает восстановление смешанного оксида железа (II, III)  до оксида железа (II):

Fe3O4   +   CO   →   3FeO   +   CO2

Встречные потоки газов разогревают шихту, и происходит разложение известняка:

CaCO3    →    CaO    +       CO2

Оксид железа (II) опускается в область с более высоких температур (до 1200oC), где протекает следующая реакция:

FeO   +   CO   →   Fe   +   CO2

Углекислый газ поднимается вверх и реагирует с коксом, образуя угарный газ:

CO2   +    C   →    2CO

(изображение с портала 900igr.net)

2. Также железо получают прямым восстановлением из оксида водородом:

Fe2O3    +   3h3   →    2Fe      +    3h3O

При этом получается более чистое железо, т.к.  получаемое железо не загрязнено серой и фосфором, которые являются примесями в каменном угле.

3. Еще один способ получения железа в промышленности – электролиз растворов солей железа.

Качественные реакции

Качественные реакции на ионы железа +2.

– взаимодействие солей железа (II) с щелочами. При этом образуется серо-зеленый студенистый осадок гидроксида железа (II).

Например, хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом натрия:

3NaOH  +   FeCl2    →    Fe(OH)2   + 3NaCl

Видеоопыт взаимодействия раствора сульфата железа (II) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть здесь.

Гидроксид железа (II) на воздухе буреет, так как окисляется до гидроксида железа (III):

4Fe(OH)2   +    O2   +   2h3O    →   4Fe(OH)3

– ионы железа +2 окрашивают раствор в светлый желто-зеленый цвет.

– взаимодействие с красной кровяной солью K3[Fe(CN)6] – также качественная реакция на ионы железа +2. При этом образуется синий осадок «турнбулева синь».

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (II) с раствором гексацианоферрата (III) калия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть здесь.

Качественные реакции на ионы железа +3

– взаимодействие солей железа (III) с щелочами. При этом образуется бурый осадок гидроксида железа (III).

   

Например, хлорид железа (III) реагирует с гидроксидом натрия:

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

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

– ионы железа +3 окрашивают раствор в светлый желто-оранжевый цвет.

– взаимодействие с желтой кровяной солью K4[Fe(CN)6] ионы железа +3. При этом образуется синий осадок «берлинская лазурь».

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гексацианоферрата (II) калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

В последнее время получены данные, которые свидетельствуют, что молекулы берлинской лазури идентичны по строению молекулам турнбулевой сини. Состав молекул обоих этих веществ можно выразить формулой Fe4[Fe2(CN)6]3.

–  при взаимодействии солей железа (III) с роданидами раствор окрашивается в кроваво-красный цвет.

Например, хлорид железа (III) взаимодействует с роданидом натрия:

FeCl3   +    3NaCN   →   Fe(CN)3   +  3NaCl

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором роданида калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

Химические свойства

1. При обычных условиях железо малоактивно, но при нагревании, в особенности в мелкораздробленном состоянии, оно становится активным и реагирует почти со всеми неметаллами.

1.1. Железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом активные неметаллы (фтор, хлор и бром) окисляют железо до степени окисления +3:

2Fe  +  3Cl2  → 2FeCl3

Менее активный йод окисляет железо до степени окисления +2:

Fe  +  I2  →  FeI2

1.2. Железо реагирует с серой с образованием сульфида железа (II):

Fe  +  S   →  FeS

1.3. Железо реагирует с фосфором. При этом образуется бинарное соединения – фосфид железа:

Fe  +  P   →   FeP

2Fe  +  P   →   Fe2P

3Fe  +  P   →   Fe3P

1.4. С азотом железо реагирует при нагревании с образованием нитрида:

6Fe  +  N2  →  2Fe3N

1.5. Железо реагирует с углеродом и кремнием с образованием карбида и силицида:

3Fe  +  C   →   Fe3C

1.6. При взаимодействии с кислородом железо образует окалину – двойной оксид железа (II, III):

6Fe  +  4O2  →  2Fe3O4

При пропускании кислорода через расплавленное железо возможно образование оксида железа (II):

2Fe  +  O2  →  2FeO

2. Железо взаимодействует со сложными веществами.

2.1. При обычных условиях железо с водой практически не реагирует. Раскаленное железо может вступать в реакцию при температуре 700-900оС с водяным паром:

3Fe0 + 4h3+O  →  Fe+33O4 + 4h30

В воде в присутствии кислорода или во влажном воздухе железо медленно окисляется (корродирует):

4Fe  +  3O2   +   6h3O    →   4Fe(OH)3

2.2. Железо взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой). При этом образуются соль железа со степенью окисления +2 и водород.

Например, железо бурно реагирует с соляной кислотой:

Fe + 2HCl   →   FeCl2  +  h3↑

2.3. При обычных условиях железо не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат железа (III) и вода:

2Fe + 6h3SO4(конц.)   →  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6h3O

2.4. Железо не реагирует при обычных условиях с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации. При нагревании реакция идет с образованием нитрата железа (III), оксида азота (IV) и воды:

Fe  +  6HNO3(конц.)   →   Fe(NO3)3  +  3NO2↑   +  3h3O

С разбавленной азотной кислотой железо реагирует с образованием оксида азота (II):

Fe   +  4HNO3(разб.гор.)  →   Fe(NO3)3  +  NO  +  2h3O

При взаимодействии железа с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

8Fe  +  30HNO3(оч. разб.)  →  8Fe(NO3)3   +   3Nh5NO3   +  9h3O

2.5. Железо может реагировать с щелочными растворами или расплавами сильных окислителей. При этом железо окисляет до степени окисления +6, образуя соль (феррат).

Например, при взаимодействии железа с расплавом нитрата калия в присутствии гидроксида калия железо окисляется до феррата калия, а азот восстанавливается либо до нитрита калия, либо до аммиака:

Fe  +  2KOH  +  3KNO3  →   3KNO2   +  K2FeO4  +  h3O

2.6. Железо восстанавливает менее активные металлы из оксидов и солей.

Например, железо вытесняет медь из сульфата меди (II). Реакция экзотермическая:

Fe  +  CuSO4  →   FeSO4  +  Cu

Еще пример: простое вещество железо восстанавливает железо до степени окисления +2  при взаимодействии с соединениями железа +3:

2Fe(NO3)3   +  Fe  → 3Fe(NO3)2  

2FeCl3  +  Fe  → 3FeCl2

Fe2(SO4)3   +  Fe  →   3FeSO4

Оксид железа (II)

Оксид железа (II) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Способы получения

Оксид железа (II) можно получить различными методами:

1. Частичным восстановлением оксида железа (III).

Например,  частичным восстановлением оксида железа (III) водородом:

 Fe2O3   +   3h3   →   2FeO   +  3h3O

Или частичным восстановлением оксида железа (III) угарным газом:

 Fe2O3   +   CO   →   2FeO   +  CO2

Еще один пример: восстановление оксида железа (III) железом:

 Fe2O3   +   Fe   →   3FeO

2. Разложение гидроксида железа (II) при нагревании:

Fe(OH)2   →   FeO   +  h3O

Химические свойства

Оксид железа (II) — типичный основный оксид.

1. При взаимодействии оксида железа (II) с кислотными оксидами образуются соли.

Например, оксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI):

FeO  +  SO3   →   FeSO4

2. Оксид железа (II) взаимодействует с растворимыми кислотами. При этом также образуются соответствующие соли.

Например, оксид железа (II) взаимодействует с соляной кислотой:

FeO  +  2HCl  → FeCl2 +  h3O

3. Оксид железа (II) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (II) малоустойчив, и легко окисляется до соединений железа (III).

Например, при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуются нитрат железа (III), оксид азота (IV) и вода: 

FeO  +  4HNO3(конц.)   →   NO2  +  Fe(NO3)3  +  2h3O

При взаимодействии с разбавленной азотной кислотой образуется оксид азота (II). Реакция идет при нагревании:

3FeO  +  10HNO3(разб.)   →   3Fe(NO3)3  +  NO  +  5h3O

5. Оксид железа (II) проявляет слабые окислительные свойства.

Например, оксид железа (II) реагирует с угарным газом при нагревании:

FeO   +   CO  →   Fe   +  CO2

Оксид железа (III)

Оксид железа (III) – это твердое, нерастворимое в воде вещество красно-коричневого цвета.

Способы получения

Оксид железа (III) можно получить различными методами:

1. Окисление оксида железа (II) кислородом.

 4FeO   +   3O2   →   2Fe2O3

2. Разложение гидроксида железа (III) при нагревании:

2Fe(OH)3   →   Fe2O3   +  3h3O

Химические свойства

Оксид железа (III) – амфотерный.

1. При взаимодействии оксида железа (III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соли.

Например, оксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой:

Fe2O3  +  6HNO3   →  2Fe(NO3)3  +  3h3O

2. Оксид железа (III) взаимодействует с щелочами и основными оксидами. Реакция протекает в расплаве, при этом образуется соответствующая соль (феррит).

Например, оксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом натрия:

Fe2O3  +  2NaOH   →   2NaFeO2  +  h3O

3. Оксид железа (III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI).

Например, хлорат калия в щелочной среде окисляет оксид железа (III) до феррата: 

Fe2O3  +  KClO3  +  4KOH   →  2K2FeO4  +  KCl  +  2h3O

Нитраты и нитриты в щелочной среде также окисляют оксид железа (III):

Fe2O3  +  3KNO3  +  4KOH   →  2K2FeO4  +  3KNO2  +  2h3O

5. Оксид железа (III) проявляет окислительные свойства.

Например, оксид железа (III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II):

Fe2O3  +  3СO  →  2Fe  +  3CO2

Также оксид железа (III) восстанавливается водородом:

Fe2O3  +  3Н2  →  2Fe  +  3h3O

Железом можно восстановить оксид железа только до оксида железа (II):

Fe2O3  +  Fe   →  3FeO 

Оксид железа (III) реагирует с более активными металлами.

Например, с алюминием (алюмотермия):

Fe2O3  +  2Al  →  2Fe  +  Al2O3

Оксид железа (III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями.

Например, с гидридом натрия:

Fe2O3  +  3NaH  →  3NaOH  +  2Fe

6. Оксид железа (III) – твердый, нелетучий  и амфотерный. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

Например, из карбоната натрия:

Fe2O3  +  Na2CO3 → 2NaFeO2  +  CO2

Оксид железа (II, III)

Оксид железа (II, III) (железная окалина, магнетит) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Фото с сайта wikipedia.ru

Способы получения

Оксид железа (II, III) можно получить различными методами:

1. Горение железа на воздухе:

3Fe  +  2O2  →  Fe3O4

2. Частичное восстановление оксида железа (III) водородом или угарным газом:

3Fe2O3  +  Н2  →  2Fe3O4  +  h3O

3. При высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой, образуя двойной оксид железа (II, III):

3Fe  +  4h3O(пар)  → Fe3O4  +  4h3

Химические свойства

Свойства оксида железа (II, III) определяются свойствами двух оксидов, из которых он состоит: основного оксида железа (II) и амфотерного оксида железа (III).

1. При взаимодействии оксида железа (II, III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соли железа (II) и железа (III).

Например, оксид железа (II, III) взаимодействует с соляной кислотой. При это образуются две соли – хлорид железа (II) и хлорид железа (III):

Fe3O4  +  8HCl  →   FeCl2  +  2FeCl3  +  4h3O

Еще пример: оксид железа (II, III) взаимодействует с разбавленной серной кислотой.

Fe3O4   +  4h3SO4(разб.)  →  Fe2(SO4)3  +  FeSO4  +  4Н2О

2. Оксид железа (II, III) взаимодействует с сильными кислотами-окислителями (серной-концентрированной и азотной). 

Например, железная окалина окисляется концентрированной азотной кислотой:

Fe3O4  +  10HNO3(конц.) →  NO2↑  +  3Fe(NO3)3  +  5h3O

Разбавленной азотной кислотой окалина окисляется при нагревании:

 3Fe3O4   +  28HNO3(разб.) →  9Fe(NO3)3   +   NO   +  14h3O

Также оксид железа (II, III) окисляется концентрированной серной кислотой:

2Fe3O4   +  10h3SO4(конц.)  →  3Fe2(SO4)3  +  SO2   +   10h3O

Также окалина окисляется кислородом воздуха:

4Fe3O4  +  O2(воздух)  →  6Fe2O3

3. Оксид железа (II, III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (II, III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI), как и прочие оксиды железа (см. выше).

5. Железная окалина проявляет окислительные свойства.

Например, оксид железа (II, III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II):

Fe3O4  +  4CO  →  3Fe  +  4CO2

Также железная окалина восстанавливается водородом:

Fe3O4   +  4h3  →  3Fe   +   4h3O

Оксид железа (II, III) реагирует с более активными металлами.

Например, с алюминием (алюмотермия):

3Fe3O4  +  8Al  →  9Fe  +  4Al2O3

Оксид железа (II, III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями (йодидами и сульфидами)

Например, с йодоводородом:

Fe3O4  +  8HI  →  3FeI2  +  I2  +  4h3O

Гидроксид железа (II)

Способы получения

1. Гидроксид железа (II) можно получить действием раствора аммиака на соли железа (II).

Например, хлорид железа (II) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (II) и хлорида аммония:

FeCl2   +   2Nh4   +   2h3O  →  Fe(OH)2   +   2Nh5Cl

2. Гидроксид железа (II) можно получить действием щелочи на соли железа (II).

Например, хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом калия с образованием гидроксида железа (II) и хлорида калия:

FeCl2 + 2KOH  →  Fe(OH)2↓ + 2KCl

Химические свойства

1. Гидроксид железа (II) проявляется основные свойства, а именно реагирует с кислотами. При этом образуются соответствующие соли.

Например, гидроксид железа (II) взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата железа (II):

Fe(OH)2 + 2HNO3 → Fe(NO3)2 + 2h3O

Fe(OH)2  +  2HCl →  FeCl2  +  2h3O

Fe(OH)2  +  h3SO4  → FeSO4  +  2h3O

Fe(OH)2  +  2HBr →  FeBr2  +  2h3O

2. Гидроксид железа (II) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

Например, гидроксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (II):

Fe(OH)2 + SO3  →   FeSO4 + 2h3O

3. Гидроксид железа (II) проявляет сильные восстановительные свойства, и реагирует с окислителями. При этом образуются соединения железа (III).

Например, гидроксид железа (II) взаимодействует с кислородом в присутствии воды:

4Fe(OH)2  +  O2  +  2h3O  →   4Fe(OH)3↓

Гидроксид железа (II) взаимодействует с пероксидом водорода:

2Fe(OH)2   +  h3O2    →  2Fe(OH)3

При растворении Fe(OH)2  в азотной или концентрированной серной кислотах образуются соли железа (III):

2Fe(OH)2  +  4h3SO4(конц.)  → Fe2(SO4)3  +  SO2  +  6h3O

4. Гидроксид железа (II) разлагается при нагревании:

Fe(OH)2  →  FeO  +  h3O

Гидроксид железа (III)

Способы получения

1. Гидроксид железа (III) можно получить действием раствора аммиака на соли железа (III).

Например, хлорид железа (III) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (III) и хлорида аммония:

FeCl3 + 3Nh4 + 3h3O = Fe(OH)3 + 3Nh5Cl

2. Окислением гидроксида железа (II) кислородом или пероксидом водорода:

4Fe(OH)2  +  O2  +  2h3O  →   4Fe(OH)3↓

2Fe(OH)2   +  h3O2    →  2Fe(OH)3

3. Гидроксид железа (III) можно получить действием щелочи на раствор соли железа (III).

Например, хлорид железа (III) реагирует с раствором гидроксида калия с образованием гидроксида железа (III) и хлорида калия:

FeCl3 + 3KOH    →   Fe(OH)3↓ + 3KCl

Видеоопыт получения гидроксида железа (III) взаимодействием хлорида железа (III) и гидроксида калия можно посмотреть здесь.

4. Также гидроксид железа (III) образуется при взаимодействии растворимых солей железа (III) с растворами карбонатов и сульфитов. Карбонаты и сульфиты железа (III) необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: бромид железа (III) реагирует с карбонатом натрия. При этом выпадает осадок гидроксида железа (III), выделяется углекислый газ и образуется бромид натрия:

2FeBr3  +  3Na2CO3  + 3h3O  =  2Fe(OH)3↓  +  CO2↑ +  6NaBr

Хлорид железа (III) реагирует с сульфитом натрия с образованием гидроксида алюминия, сернистого газа и хлорида натрия:

2FeCl3  +  3Na2SO3  +  6h3O  =  2Fe(OH)3  +  3SO2↑  +  6NaCl

Химические свойства

1. Гидроксид железа (III) проявляет слабовыраженные амфотерные свойства, с преобладанием основных. Как основание, гидроксид железа (III) реагирует с растворимыми кислотами.

Например, гидроксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата железа (III):

Fe(OH)3 + 3HNO3 → Fe(NO3)3 + 3h3O

Fe(OH)3  +  3HCl →  FeCl3  +  3h3O

2Fe(OH)3  +  3h3SO4  → Fe2(SO4)3  +  6h3O

Fe(OH)3  +  3HBr →  FeBr3  +  3h3O

2. Гидроксид железа (III) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

Например, гидроксид железа (III) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (III):

2Fe(OH)3 + 3SO3 → Fe2(SO4)3 + 3h3O

3. Гидроксид железа (III) взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—ферриты, а в растворе реакция практически не идет. При этом гидроксид железа (III) проявляет кислотные свойства.

Например, гидроксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом калия в расплаве с образованием феррита калия и воды:

KOH  +  Fe(OH)3  → KFeO2 + 2h3O

4. Гидроксид железа (III) разлагается при нагревании:

2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3h3O

Видеоопыт взаимодействия гидроксида железа (III) с соляной кислотой можно посмотреть здесь.

Соли железа

Нитраты железа

Нитрат железа (II) при нагревании разлагается на оксид железа (III), оксид азота (IV)  и кислород:

4Fe(NO3)2 → 2Fe2O3  +  8NO2  +   O2

Нитрат железа (III) при нагревании разлагается также на оксид железа (III), оксид азота (IV)  и кислород:

4Fe(NO3)3 → 2Fe2O3  +  12NO2  +   3O2

Гидролиз солей железа

Растворимые соли железа, образованные кислотными остатками сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. частично:

I ступень: Fe3+ +  h3O  ↔  FeOh3+ + H+

II ступень: FeOh3+ + h3O ↔ Fe(OH)2+ + H+

III ступень: Fe(OH)2+ + h3O ↔ Fe(OH)3 + H+

Однако  сульфиты и карбонаты железа (III) и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:

Fe2(SO4)3  +  6NaHSO3  → 2Fe(OH)3  +  6SO2  +  3Na2SO4

2FeBr3  +  3Na2CO3  + 3h3O →  2Fe(OH)3↓  +  CO2↑ +  6NaBr

2Fe(NO3)3  +  3Na2CO3  +  3h3O →  2Fe(OH)3↓  +  6NaNO3  +  3CO2↑

2FeCl3  +  3Na2CO3  +  3h3O → 2Fe(OH)3↓  +  6NaCl  +  3CO2↑

Fe2(SO4)3  +  3K2CO3  +  3h3O →  2Fe(OH)3↓  +  3CO2↑  +  3K2SO4

При взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает ОВР:

2FeCl3  +  3Na2S  →  2FeS  +  S  +  6NaCl

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Окислительные свойства железа (III)

Соли железа (III) под проявляют довольно сильные окислительные свойств. Так, при взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает окислительно-восстановительная реакция.

Например: хлорид железа (III) взаимодействует с сульфидом натрия. При этом образуется либо черный осадок сульфида железа (II) (в избытке сульфида натрия), либо хлорид железа (II) (в избытке хлорида железа (III)), сера и хлорид натрия:

2FeCl3  +  3Na2S  →   2FeS  +  S  +  6NaCl

2FeCl3  +  h3S  →   2FeCl2  +  S   +  2HCl

По такому же принципу соли железа (III) реагируют с сероводородом:

2FeCl3  +  h3S  →   2FeCl2  +  S   +  2HCl

Соли железа (III) также вступают в окислительно-восстановительные реакции с йодидами.

Например, хлорид железа (III) взаимодействует с йодидом калия. При этом образуются хлорид железа (II), молекулярный йод и хлорид калия:

2FeCl3  +  2KI    →   2FeCl2  +  I2   +  2KCl

Интерес представляет также реакция солей железа (III) с металлами. Мы знаем, что более активные металлы вытесняют из солей менее активные металлы. Иначе говоря, металлы, которые стоят в электрохимическом ряду левее, могут взаимодействовать с солями металлов, которые расположены в этом ряду правее. Исходя из этого правила, соли железа могут взаимодействовать только с металлами, которые расположены до железа. И они взаимодействуют.

Однако, соли железа со степенью окисления +3 в этом ряду являются небольшим исключением. Ведь для железа характерны две степени окисления: +2 и +3. И железо со степенью окисления +3 является более сильным окислителем. Таким образом, условно говоря, железо со степенью окисления +3 расположено в ряду активности после меди. И соли железа (III) могут реагировать еще и с металлами, которые расположены правее железа! Но до меди, включительно. Вот такой парадокс.

И еще один момент. Соединения железа (III) с этими металлами реагировать будет, а вот соединения железа (II) с ними реагировать не будет. Таким образом, металлы, расположенные в ряду активности между железом и медью (включая медь) при взаимодействии с солями железа (III) восстанавливают железо до степени окисления +2. А вот металлы, расположенные до железа в ряду активности, могут восстановить железо и до простого вещества.

Например, хлорид железа (III) взаимодействует с медью. При этом образуются хлорид железа (II) и хлорид меди (II):

2FeCl3   +  Cu  →   2FeCl2   +   CuCl2

А вот реакция нитрата железа (III) с цинком протекает уже по привычному механизму. И железо восстанавливается до степени окисления 0:

2Fe(NO3)3   +   3Zn  →  2Fe  +   3Zn(NO2)2

chemege.ru

Железо — общая характеристика элемента, химические свойства железа и его соединений

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 + 3O2 + 6h3 O → 4Fe(OH)3

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

3Fe + 2O2 → Fe3O4

3Fe+2O2→(Fe IIFe2 III)O4   (160 °С)

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

3Fe + 4h3O  –t°→  Fe3O4 + 4h3­

3)     Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe+3Cl2→2FeCl3   (200 °С)

2Fe + 3Br2  –t°→  2FeBr3

Fe + S  –t°→  FeS (600 °С)

Fe+2S → Fe+2(S2-1)   (700°С)

4)       В ряду напряжений стоит левее водорода, реагирует с разбавленными кислотами НСl и Н2SO4, при этом образуются соли железа(II) и выделяется водород:

Fe + 2HCl → FeCl2 + h3­ (реакции проводятся без доступа воздуха, иначе Fe+2 постепенно переводится кислородом в Fe+3 )

Fe + h3SO4(разб.) → FeSO4 + h3­

В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании, оно сразу переходит в катион Fе3+:

2Fe + 6h3SO4(конц.)  –t°→  Fe2(SO4)3 + 3SO2­ + 6h3O

Fe + 6HNO3(конц.)  –t°→  Fe(NO3)3 + 3NO2­ + 3h3O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).

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

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

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

6)

Амфотерность железа проявляется только в концентрированных щелочах при кипячении:

Fе + 2NaОН (50 %) + 2Н2O= Nа2[Fе(ОН)4]↓+ Н2↑

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:

FeS2→Fe2O3   (O2,800°С, -SO2)       FeCO3→Fe2O3  (O2,500-600°С, -CO2)

б)  сжигание кокса при горячем дутье:

С(кокс) + O2 (воздух) →СO2   (600—700°С)   СO2 + С(кокс) ⇌ 2СО   (700—1000    °С)

в) восстановление оксидной руды угарным газом СО последовательно:

Fe2O3→(CO) (FeIIFe2 III)O4→(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 Fe2С 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 (СО2, SО2), либо связываются в легко отделяемый шлак — смесь Са3(РO4)2 и СаSiO3. Для получения специальных сталей в печь вводят легирующие добавки других металлов.

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

FеСl2→ Fе↓ + Сl2↑ (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) FеО. Амфотерный оксид с большим преобладанием основных свойств. Черный, имеет ионное строение Fе2+ O2-. 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 ⇌(FeIIFe2 III) + Fе (560—700 °С , 900—1000°С)

FеО + 2НС1 (разб.) = FеС12 + Н2O

FеО + 4НNO3 (конц.) = Fе(NO3)3 +NO2↑  + 2Н2O

FеО + 4NаОН =2Н2O + Nа4FеO3(красн.)  триоксоферрат(II) (400—500 °С)

FеО + Н2 =Н2O + Fе (особо чистое)    (350°С)

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

FеО + СО = Fе + СO2    (900°С)

4FеО + 2Н2O(влага) + O2 (воздух) →4FеО(ОН) (t)

6FеО + O2 = 2(FeIIFe2 III )O4      (300—500°С)

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

Fе(ОН)2 = FеО + Н2O (150-200 °С)

FеСОз = FеО + СO2 (490-550 °С)

       Оксид дижелеза (III) – железа(II) (FeIIFe2 III )O4 . Двойной оксид. Черный, имеет ионное строение Fe2+(Fе3+)2(O2-)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 Fe3O4 не рекомендуется. Уравнения важнейших реакций:

2(FeIIFe2 III )O4 = 6FеО + O2   (выше 1538 °С)

(FeIIFe2 III )O4 + 8НС1 (разб.) = FеС12 + 2FеС13 + 4Н2O

(FeIIFe2 III )O4 +10НNO3 (конц.) =3Fе(NO3)3 + NO2↑+ 5Н2O

(FeIIFe2 III )O4 + O2 (воздух) = 6Fе2O3    (450-600°С)

(FeIIFe2 III )O4 + 4Н2 = 4Н2O + 3Fе (особо чистое, 1000 °С)

(FeIIFe2 III )O4 + СО =ЗFеО + СO2  (500—800°C)

(FeIIFe2 III )O4 + Fе  ⇌4FеО (900—1000 °С , 560—700 °С)

    Получение: сгорание железа (см.) на воздухе.

В природе — оксидная руда железа магнетит.

       Оксид железа(III) Fе2О3. Амфотерный оксид с преобладанием основных свойств. Красно-коричневый, имеет ионное строение (Fе 3+)2(O2-)3. Термически устойчив до высоких температур. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой, из раствора выпадает бурый аморфный гидрат Fе2O3 nН2О. 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:

6Fе2O3 = 4(FeIIFe2 III )O4 +O2            (1200—1300 °С)

Fе2O3 + 6НС1 (разб.) →2FеС13 + ЗН2O (t)    (600°С,р)

Fе2O3 + 2NaОН (конц.) →Н2O+ 2NаFеO2 (красн.)  диоксоферрат(III)

Fе2О3 + МО=(МIIFе2III)O4     (М=Сu, Мn, Fе, Ni, Zn)

Fе2O3 + ЗН2 =ЗН2O+ 2Fе (особо чистое, 1050—1100 °С)

Fе2O3 + Fе = ЗFеО    (900 °С)

3Fе2O3 + СО = 2(FeIIFе2III)O4 + СO2  (400—600 °С)

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

Fе2(SO4)3 = Fе2O3 + 3SO3    (500-700 °С)

4{Fе(NO3)3 9 Н2O} = 2FеaO3 + 12NO2+ 3O2 + 36Н2O   (600-700 °С)

В природе — оксидные руды железа гематит Fе2O3 и лимонит Fе2O3 nН2O

Гидроксид железа (II) Fе(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 + Н2O  (150-200 °С, в атм.N2)

Fе(ОН)2 + 2НС1 (разб.) =FеС12 + 2Н2O

Fе(ОН)2 + 2NаОН (> 50%) = Nа2[Fе(ОН)4] ↓(сине-зеленый) (кипячение)

4Fе(ОН)2 (суспензия) + O2 (воздух) →4FеО(ОН)↓ + 2Н2O  (t)

2Fе(ОН)2 (суспензия) +Н2O2 (разб.) = 2FеО(ОН)↓ + 2Н2O

Fе(ОН)2 + КNO3 (конц.) = FеО(ОН)↓ + NO↑+ КОН   (60 °С)

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

Fе2+ + 2OH (разб.) = Fе(ОН)2↓

Fе2+ + 2(Nh4Н2O) = Fе(ОН)2↓+ 2Nh5

     Метагидроксид железа FеО(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 Fе2O3  nН2O, 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:

Fе2O3 . nН2O→(200-250 °С, —h3O) FеО(ОН)→( 560-700° С на воздухе , -h3O) →Fе2О3

FеО(ОН) + ЗНС1 (разб.) =FеС13 + 2Н2O

FeO(OH)→Fe2O3.nh3O -коллоид (NаОН (конц.))

FеО(ОН)→Nа3[Fе(ОН)6] белый , Nа5[Fе(OН)8 желтоватый (75 °С, NаОН( т))

2FеО(ОН) + Fе(ОН)2=( FeIIFe2 III )O4 + 2Н2O         (600—1000 °С)

2FеО(ОН) + ЗН2 = 4Н2O+ 2Fе (особо чистое, 500—600 °С)

2FеО(ОН) + ЗВr2 + 10КОН = 2К2FеO4 + 6Н2O + 6КВr

       Получение: осаждение из раствора солей железа(Ш) гидрата Fе2О3 nН2O и его частичное обезвоживание (см. выше).

В природе — оксидная руда железа лимонит Fе2O3 nН2О и минерал гётит FеО(ОН).

Феррат калия К2FеО4. Оксосоль. Красно-фиолетовый, разлагается при сильном нагревании. Хорошо растворим в концентрированном растворе КОН, реагирует с кипящей водой, неустойчив в кислотной среде. Сильный окислитель.

Качественная реакция — образование красного осадка феррата бария. Применяется в синтезе ферритов — промышленно важных двойных оксидов железа (III) и других металлов.

Уравнения важнейших реакций:

4К2FеO4= 4КFеO2 + 3O2 + 2К2O         (700 °С)

4К2FеO4 + 6Н2O (гор.) =4FeО(ОН)↓ + 8КОН + 3O2↑

FеО42- + 2OН+ (разб.) =4Fе3+ + 3O2↑+10Н2O

FеО42- + 2(Nh4. Н2O)     →2FеО(ОН)↓ + N2↑+ 2Н2O+ 4OН—

FеО42- + Ва2+ = ВаFеO4 (красн.)↓         (в конц. КОН)

   Получение: образуется при окислении соединений железа, например метагидроксида FеО(ОН), бромной водой, а также при действии сильных окислителей (при спекании) на железо

Fе + 2КОН + 2КNO3 = К2FеO4 + 3КNO2+ h3O (420 °С)

и электролизе в растворе:

электролиз

Fе + 2КОН (конц.) + 2Н2O→ЗН2↑ + К2FеO4 ( электролиз)

(феррат калия образуется на аноде).

      Качественные реакции на ионы Fе2+ и Fе3+

Обнаружение ионов Fе2+ и Fе3+в водном растворе проводят с помощью реактивов К3[Fе(СN)6] и К4[Fе(СN)6] соответственно; в обоих случаях выпадает синий продукт одинакового состава и строения, КFеIII[FеII (СN)6]. В лаборатории этот осадок называют берлинская лазурь, или турнбуллева синь:

Fе2+ + К+ + [Fе(СN)6]3- = КFеIII[FеII (СN) 6]↓

Fе3+ + К+ + [Fе(СN)6]4- = КFеIII[FеII (СN) 6]↓

Химические названия исходных реактивов и продукта реакций:

К3FеIII[Fе(СN) 6]- гексацианоферрат (III) калия

К4FеIII[Fе (СN) 6]- гексацианоферрат (II) калия

КFеIII[FеII (СN) 6]- гексацианоферрат (II) железа  (Ш) калия

Кроме того, хорошим реактивом на ионы Fе3+ является тиоцианат-ион NСS—, железо (III) соединяется с ним, и появляется ярко-красная («кровавая») окраска:

Fе3+ + 6NСS— = [Fе(NСS)6]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.

himege.ru

Почему у крови металлический привкус? И чем она пахнет?

Действительно, если вы до крови прикусите язык, то почувствуете металлический привкус во рту. Отчасти в этом повинен сам гемоглобин, точнее, присутствующее в нем железо. Но в большей степени — вещества, которые образуются при взаимодействии ионов железа из гемоглобина (Fe2+) и молекул жира. В результате образуется спектр веществ, самое главное из которых — 1-октен-3-он, или винилпентилкетон:

Этот же кетон образуется при контакте крови с кожей и дает «металлический запах». Но ведь у металлов нет запаха? Верно. Однако стоит нам потереть монетку в пальцах, как мы явственно его почувствуем. Это результат взаимодействия металла с жирами кожи, в результате которого и образуется винилпентилкетон.

Сама кровь также обладает легким «металлическим» запахом. Именно его улавливают хищники и безошибочно находят раненую жертву. Своим запахом кровь обязана веществу транс-4,5- эпокси-2-деценаль, которое по структуре очень похоже на окт-1-ен-3-он:

В прошлом году шведские и немецкие исследователи провели эксперимент с хищниками, содержащимися в неволе, — дикими азиатскими, австралийскими и африканскими собаками и сибирскими тиграми. Им предложили четыре бревна. Одно из них было пропитано настоящей кровью, второе — транс-4,5-эпокси- 2-деценалем, третье — жидкостью с фруктовым запахом (изопентилацетатом), а четвертое — раствором почти без запаха (диэтилфталатом). А затем исследователи наблюдали за реакцией животных. Оказалось, что животных в равной степени интересовали первые два бревна, то есть они не различали натуральную кровь и индивидуальное вещество, ответственное за ее запах. Так что тайна запаха и привкуса крови раскрыта.

hij.ru

Химическое и физические свойства железа

Железо — всем известный химический элемент. Он относится к средним по химической активности металлам. Свойства и применение железа мы рассмотрим в этой статье.

Распространенность в природе

Существует довольно большое количество минералов, в состав которых входит феррум. Прежде всего, это магнетит. Он на семьдесят два процента состоит из железа. Его химическая формула — Fe3O4. Данный минерал еще называют магнитный железняк. Он обладает светло-серым цветом, иногда с темно-серым, вплоть до черного, с металлическим блеском. Наибольшее его месторождение среди стран СНГ находится на Урале.

Следующий минерал с высоким содержанием железа — гематит — он на семьдесят процентов состоит из данного элемента. Его химическая формула — Fe2O3. Его еще называют красным железняком. Он обладает окраской от красно-коричневой до красно-серой. Наибольшее месторождение на территории стран СНГ находится в Кривом Роге.

Третий по содержанию феррума минерал — лимонит. Здесь железа шестдесят процентов от общей массы. Это кристаллогидрат, то есть в его кристаллическую решетку вплетены молекулы воды, его химическая формула — Fe2O3•h3O. Как понятно из названия, данный минерал имеет желто-коричневатый цвет, изредка бурый. Он является одной из главных составляющих природных охр и используется в качестве пигмента. Его также называют бурый железняк. Самые крупные места залегания — Крым, Урал.

В сидерите, так называемом шпатовом железняке, сорок восемь процентов феррума. Его химическая формула — FeCO3. Его структура неоднородна и состоит из соединенных вместе кристаллов разного цвета: серых, бледно-зеленых, серо-желтых, коричнево-желтых и др.

Последний часто встречающийся в природе минерал с высоким содержанием феррума — пирит. Он обладает такой химической формулой FeS2. Железа в нем находится сорок шесть процентов от общей массы. Благодаря атомам серы данный минерал имеет золотисто-желтую окраску.

Многие из рассмотренных минералов применяются для получения чистого железа. Кроме того, гематит используют в изготовлении украшений из натуральных камней. Вкрапления пирита могут иметься в украшениях из лазурита. Кроме этого, в природе железо встречается в составе живых организмов — оно является одним из важнейших компонентов клетки. Данный микроэлемент обязательно должен поступать в организм человека в достаточном количестве. Лечебные свойства железа во многом связаны с тем, что данный химический элемент является основой гемоглобина. Поэтому употребление феррума хорошо сказывается на состоянии крови, а следовательно, и всего организма в целом.

Железо: физические и химические свойства

Рассмотрим по порядку два этих больших раздела. Физические свойства железа — это его внешний вид, плотность, температура плавления и т. д. То есть все отличительные черты вещества, которые связаны с физикой. Химические свойства железа — это его способность вступать в реакцию с другими соединениями. Начнем с первых.

В чистом виде при нормальных условиях это твердое вещество. Оно обладает серебристо-серым цветом и ярко выраженным металлическим блеском. Механические свойства железа включают в себя уровень твердости по шкале Мооса. Она равна четырем (средняя). Железо обладает хорошей электропроводностью и теплопроводностью. Последнюю особенность можно ощутить, дотронувшись до железного предмета в холодном помещении. Так как этот материал быстро проводит тепло, он за короткий промежуток времени забирает большую его часть из вашей кожи, и поэтому вы ощущаете холод. Дотронувшись, к примеру, до дерева, можно отметить, что его теплопроводность намного ниже. Физические свойства железа — это и его температуры плавления и кипения. Первая составляет 1539 градусов по шкале Цельсия, вторая — 2860 градусов по Цельсию. Можно сделать вывод, что характерные свойства железа — хорошая пластичность и легкоплавкость. Но и это еще далеко не все.

Также в физические свойства железа входит и его ферромагнитность. Что это такое? Железо, магнитные свойства которого мы можем наблюдать на практических примерах каждый день, - единственный металл, обладающий такой уникальной отличительной чертой. Это объясняется тем, что данный материал способен намагничиваться под действием магнитного поля. А по прекращении действия последнего железо, магнитные свойства которого только что сформировались, еще надолго само остается магнитом. Такой феномен можно объяснить тем, что в структуре данного металла присутствует множество свободных электронов, которые способны передвигаться.

С точки зрения химии

Данный элемент относится к металлам средней активности. Но химические свойста железа являются типичными и для всех остальных металлов (кроме тех, которые находятся правее водорода в электрохимическом ряду). Оно способно реагировать со многими классами веществ.

Начнем с простых

Феррум вступает во взаимодействие с килородом, азотом, галогенами (йодом, бромом, хлором, фтором), фосфором, карбоном. Первое, что нужно рассмотреть, - реакции с оксигеном. При сжигании феррума образуются его оксиды. В зависимости от условий проведения реакции и пропорций между двумя участниками они могут быть разнообразными. Как пример такого рода взаимодействиям можно привести следующие уравнения реакций: 2Fe + O2 = 2FeO; 4Fe + 3O2 = 2Fe2O3; 3Fe + 2O2 = Fe3O4. И свойства оксида железа (как физические, так и химические) могут быть разнообразными, в зависимости от его разновидности. Такого рода реакции происходят при высоких температурах.

Следующее — взаимодействие с азотом. Оно также может произойти только при условии нагревания. Если взять шесть молей железа и один моль азота, получим два моля нитрида железа. Уравнение реакции будет выглядеть следующим образом: 6Fe + N2 = 2Fe3N.

При взаимодействии с фосфором образуется фосфид. Для проведения реакции необходимы такие компоненты: на три моля феррума - один моль фосфора, в результате образуется один моль фосфида. Уравнение можно записать следующим образом: 3Fe + P = Fe3P.

Кроме того, среди реакций с простыми веществами можно также выделить взаимодействие с серой. При этом можно получить сульфид. Принцип, по которому происходит процесс образования данного вещества, подобен описанным выше. А именно происходит реакция присоединения. Для всех химических взаимодействий подобного рода нужны специальные условия, в основном это высокие температуры, реже — катализаторы.

Также распространены в химической промышленности реакции между железом и галогенами. Это хлорирование, бромирование, йодирование, фторирование. Как понятно из названий самих реакций, это процесс присоединения к атомам феррума атомов хлора/брома/йода/фтора с образованием хлорида/бромида/йодида/фторида соответственно. Данные вещества широко используются в разнообразных отраслях промышленности. Кроме того, феррум способен соединяться с кремнием при высоких температурах. Благодаря тому что химические свойства железа разнообразны, его часто используют в химической отрасли промышленности.

Феррум и сложные вещества

От простых веществ перейдем к тем, молекулы которых состоят из двух и более различных химических элементов. Первое, что нужно упомянуть, - реакцию феррума с водой. Здесь проявляются основные свойства железа. При нагревании воды вместе с железом образуется основный оксид (называется он так потому, что при взаимодействии с той же водой образует гидроксид, по-другому говоря — основание). Итак, если взять по одному молю обоих компонентов, образуются такие вещества, как диоксид феррума и водород в виде газа с резким запахом — также в молярных пропорциях один к одному. Уравнение такого рода реакции можно записать следующим образом: Fe + h3O = FeO + h3. В зависимости от пропорций, в которых смешать эти два компонента, можно получить ди- либо триоксид железа. Оба этих вещества очень распространены в химической промышленности, а также используются во многих других отраслях.

Так как феррум находится левее водорода в электрохимическом ряду активности металлов, он спосособен вытеснять данный элемент из соединений. Примером этому является реакция замещения, которую можно наблюдать при добавлении железа к кислоте. Например, если смешать в одинаковых молярных пропорциях железо и сульфатную кислоту (она же серная) средней концентрации, в результате получим сульфат железа (ІІ) и водород в одинаковых молярных пропорциях. Уравнение такой реакции будет выглядеть таким образом: Fe + h3SO4 = FeSO4 + h3.

При взаимодействии с солями проявляются восстановительные свойства железа. То есть с помощью него можно выделить менее активный металл из соли. Например, если взять один моль сульфата меди и столько же феррума, то можно получить сульфат железа (ІІ) и чистую медь в одинаковых молярных пропорциях.

Значение для организма

Один из самых распространенных в земной коре химических элементов — железо. Свойства вещества мы уже рассмотрели, теперь подойдем к нему с биологической точки зрения. Феррум выполняет очень важные функции как на клеточном уровне, так и на уровне всего организма. В первую очередь железо является основой такого белка, как гемоглобин. Он необходим для транспорта кислорода по крови от легких ко всем тканям, органам, к каждой клетке организма, в первую очередь к нейронам головного мозга. Поэтому полезные свойства железа невозможно переоценить.

Кроме того что он влияет на кровеобразование, феррум также важен для полноценного функционирования щитовидной железы (для этого нужен не только йод, как некоторые считают). Также железо принимает участие во внутриклеточном обмене веществ, регулирует иммунитет. Еще феррум в особенно большом количестве содержится в клетках печени, так как помогает нейтрализовать вредные вещества. Также он является одним из главных компонентов многих видов ферментов нашего организма. В суточном рационе человека должно содержаться от десяти до двадцати миллиграмм данного микроэлемента.

Продукты, богатые железом

Таких немало. Они есть как растительного, так и животного происхождения. Первые — это злаки, бобовые, крупы (в особенности гречка), яблоки, грибы (белые), сухофрукты, шиповник, груши, персики, авокадо, тыква, миндаль, финики, помидоры, брокколи, капуста, черника, ежевика, сельдерей и др. Вторые — печень, мясо. Употребление продуктов с высоким содержанием железа особенно важно в период беременности, так как организм формирующегося плода требует большого количества данного микроэлемента для полноценного роста и развития.

Признаки недостатка в организме железа

Симптомами слишком маленького количества феррума, поступающего в организм, являются усталость, постоянное замерзание рук и ног, депрессии, ломкость волос и ногтей, снижение интеллектуальной активности, пищеварительные расстройства, низкая работоспособность, нарушения в работе щитовидной железы. Если вы заметили несколько из этих симптомов, то стоит увеличить количество продуктов с содержанием железа в своем рационе либо купить витамины или пищевые добавки с содержанием феррума. Также обязательно нужно обратиться к врачу, если какие-либо из этих симптомов вы ощущаете слишком остро.

Использование феррума в промышленности

Применение и свойства железа тесно связаны. В связи с его ферромагнитностью, его применяют для изготовления магнитов — как более слабых для бытовых целей (сувенирные магниты на холодильник и т. д.), так и более сильных — для промышленных целей. В связи с тем что рассматриваемый металл обладает высокой прочностью и твердостью, его с древности использовали для изготовления оружия, доспехов и других военных и бытовых инструментов. К слову, еще в Древнем Египте было известно метеоритное железо, свойства которого превосходят таковые у обычного металла. Также такое особенное железо использовалось и в Древнем Риме. Из него изготавливали элитное оружие. Щит или меч, выполненный из метеоритного металла, мог иметь только очень богатый и знатный человек.

Вообще, металл, который мы рассматриваем в данной статье, является самым разносторонне используемым среди всех веществ данной группы. Прежде всего, из него изготавливаются сталь и чугун, которые применяются для производства всевозможных изделий, необходимых как в промышленности, так и в повседневной жизни.

Чугуном называется сплав железа и углерода, в котором второго присутствует от 1,7 до 4,5 процента. Если второго меньше, чем 1,7 процента, то такого рода сплав называется сталью. Если углерода в составе присутствует около 0,02 процента, то это уже обыкновенное техническое железо. Присутствие в сплаве углерода необходимо для придания ему большей прочности, термоустойчивости, стойкости к ржавлению.

Кроме того, в стали может содержаться много других химических элементов в качестве примесей. Это и марганец, и фосфор, и кремний. Также в такого рода сплав для придания ему определенных качеств могут быть добавлены хром, никель, молибден, вольфрам и многие другие химические элементы. Виды стали, в которых присутствует большое количество кремния (около четырех процентов), используются в качестве трансформаторных. Те, в составе которых много марганца (вплоть до двенадцати-четырнадцати процентов), находят свое применение при изготовлении деталей железных дорог, мельниц, дробилок и других инструментов, части которых подвержены быстрому стиранию.

Молибден вводят в состав сплава, чтобы сделать его более термоустойчивым — такие стали используются в качестве инструментальных. Кроме того, для получения всем известных и часто используемых в быту в виде ножей и других бытовых инструментов нержавеющих сталей необходимо добавление в сплав хрома, никеля и титана. А для того чтобы получить ударостойкую, высокопрочную, пластичную сталь, достаточно добавить к ней ванадий. При вводе в состав ниобия можно добиться высокой устойчивости к коррозии и воздействию химически агрессивных веществ.

Минерал магнетит, который был упомянут в начале статьи, нужен для изготовления жестких дисков, карт памяти и других устройств подобного типа. Благодаря магнитным свойствам, железо можно найти в устройстве трансформаторов, двигателей, электронных изделий и др. Кроме того, феррум могут добавлять в сплавы прочих металлов для придания им большей прочности и механической устойчивости. Сульфат данного элемента применяют в садоводстве для борьбы с вредителями (наряду с сульфатом меди). Хлориды железа являются незаменимыми при очистке воды. Кроме того, порошок магнетита используется в черно-белых принтерах. Главный способ применения пирита — получение из него серной кислоты. Данный процесс происходит в лабораторных условиях в три этапа. На первой стадии пирит феррума сжигают, получая при этом оксид железа и диоксид серы. На втором этапе происходит превращение диоксида сульфура в его триоксид при участии кислорода. И на завершающей стадии полученное вещество пропускают через водяной пар в присутствии катализаторов, тем самым и получая серную кислоту.

Получение железа

В основном добывают данный металл из двух основных его минералов: магнетита и гематита. Делают это с помощью восстановления железа из его соединений углеродом в виде кокса. Делается это в доменных печах, температура в которых достигает двух тысяч градусов по шкале Цельсия. Кроме того, есть способ восстановления феррума водородом. Для этого необязательно наличие доменной печи. Для осуществления данного метода берут специальную глину, смешивают ее с измельченной рудой и обрабатывают водородом в шахтной печи.

Заключение

Свойства и применение железа разнообразны. Это, пожалуй, самый важный в нашей жизни металл. Став известным человечеству, он занял место бронзы, которая на тот момент была основным материалом для изготовления всех орудий труда, а также оружия. Сталь и чугун во многом превосходят сплав меди с оловом с точки зрения своих физических свойств, устойчивости к механическим воздействиям.

Кроме того, железо на нашей планете более распространено, чем многие другие металлы. Массовая доля его в земной коре составляет почти пять процентов. Это четвертый по распространенности в природе химический элемент. Также данный химический элемент очень важен для нормального функционирования организма животных и растений, прежде всего потому, что на его основе построен гемоглобин. Железо является важнейшим микроэлементом, употребление которого важно для поддержания здоровья и нормальной работы органов. Кроме вышеперечисленного, это единственный металл, который обладает уникальными магнитными свойствами. Без феррума невозможно представить нашу жизнь.

fb.ru

Причины появления привкуса железа в полости рта

Необычный привкус в полости рта, напоминающий собой железо, указывает на присутствие у человека определенных проблем со здоровьем. Если вы замечать за собой, что у вас появился привкус железа во рту, это является следствием того, что вы нездоровый и стоит безотлагательно посетить доктора, для оказания вам квалифицированной медицинской помощи. Такие же действия будут правильными, если железистый вкус в полости рта, тревожит вас продолжительное время и становиться более выраженным.

Причиной привкуса железа в ротовой полости у девушек, является также, увеличение уровня гормонов при беременности, однако иногда данный симптом сигнализирует о присутствии сбоя в организме женщины или о развитии болезни. По этой причине крайне рекомендуется при таких симптомах обращаться в медицинские центры и проходить необходимые процедуры, а также сдавать назначенные анализы.

Сладкая жизнь

Многие с детства привыкли заканчивать трапезу сладким, а для некоторых остаться без сладкого было просто наказанием. Легко утешать себя, что шоколадный десерт не такое большое зло, а сладкий привкус во рту имеет вполне законное основание. Однако стоит задуматься, если сладость во рту разливается после мяса с горчицей, соленых огурцов, пива и тому подобных удовольствий. И совсем не стоит игнорировать сладкий вкус слюны по утрам.

Первым делом надо сдать анализ крови на диабет. При недостатке инсулина, сахар проникает в лимфу и слюну. Возможно отравление химическими веществами, например пестицидами. Надо подумать, был ли такой контакт, например, в магазине удобрений. Пресловутые гормоны стресса повышают сахар, но в этом случае привкус кратковременный. Если причиной болезни горла или зубов оказалась синегнойная палочка, во рту будет постоянный привкус сахарной пудры. Страдают также от этого неприятного ощущения недавние курильщики. Так или иначе, не стоит оставлять без внимания беспричинно «сладкую жизнь».

Вкус металла

Любое изменение вкуса опасно оставлять без внимания. Особенно вкус металла во рту. Причины такой дисфункции бывают серьезные и не очень.

Болезни желудочно-кишечного тракта с пониженной кислотностью и, внезапно возникший привкус металла во рту, требуют обращения к гастроэнтерологу. Ранним признаком опасного отравления мышьяком, медью, цинком и другими тяжелыми металлами будет все тот же металлический привкус. Если такой же привкус ощущается после приема лекарств, надо отправляться к врачу. Антибиотики, антигистаминные, от диабета, бронхиальной астмы, мочегонные, кортикостероиды, миорелаксанты, мочегонные, нейролептики и другие лекарства могут вызвать изменение вкуса.

Странно, но при дефиците железа часто ощущается металлический привкус. Авитаминоз, с симптомами утомляемости и раздражительности, может сопровождаться таким неприятным явлением. Быстро проходящий металлический привкус возможен из-за новых зубных протезов, коронок и кровоточивости десен. Если болезней нет, народная примета говорит, что металлический привкус у женщин бывает признаком начала беременности.

zadachi-po-khimii.ru

Вода с привкусом железа – отстаивание не поможет, необходим специальный фильтр

Вода - источник жизни, она является сильным естественным растворителем, и жить без нее человек не может. Загрязненная вода способна вызывать серьезные проблемы со здоровьем, несравнимые с порчей сантехники и бытового теплового оборудования. Если вода из крана бежит ржавая, с осадком и привкусом железа, то сантехнику отмыть от ржавого налета просто невозможно. Это значит, что в ней превышен показатель содержания железа и пришло время задуматься о водоочистке. Вода с привкусом железа или металлический вкус - это не является основным вкусом питьевой воды и рассматривается как нежелательный привкус, который может быть вызван наличием ионов меди, ионов железа и некоторых других веществ и соединений. Железо в такой воде чаще содержится в двухвалентном состоянии, в виде ионов, в виде мелкодисперсных частиц гидроксида железа. Железистая вода на первый взгляд может казаться абсолютно чистой и прозрачной, но буквально через короткий промежуток времени она мутнеет и приобретает специфический желтоватый цвет, а уже через несколько часов начинает оседать муть, образуя рыхлый осадок. Скорость процесса осаждения и величина осадка зависит от температуры и состава воды. Но железо зачастую содержится в воде не только в видимой форме, так например двухвалентная форма железа не видна невооруженным глазом. Даже внешне кристально чистая вода может иметь целый букет примесей и пользоваться ей совсем небезопасно, поэтому судить о ее качестве лучше после полного химического анализа. Избыточное содержание железа полностью меняет вкусовые качества воды и определяется на вкус при его концентрации 1-1,5мг/л. Предельно допустимая концентрация железа 0,3мг/л, но уже и при таком малом содержании железа в воде появляется характерный привкус и желтоватый оттенок, и уже стоит задуматься об очистке воды для дома.

Вода с привкусом железа портит не только вкус чая, кофе и другой пищи, а в больших концентрациях негативно влияет на здоровье. Может вызывать аллергические реакции и даже привести к заболеваниям крови. Вода с привкусом железа вызывает пожелтение зубов и даже кожи лица, волосы могут поблекнуть и потерять свой естественный цвет, а светлые и седые волосы могут стать коричнево-рыжими. При очень высокой концентрации железа волосы можно испортить настолько, что никакие шампуни не помогают. Стирка в воде с повышенным содержанием железа приводит к образованию на нем бурых пятен, а добавление отбеливателей приводит к образованию хлопьев. Железистая вода образует желто-коричневые подтеки на глазурованной поверхности сантехники и плитки, удаляется только кислотосодержащими препаратами, которые в свою очередь разрушают верхний слой и позволяют железу проникать внутрь керамики, и поэтому белизна ванн, унитазов и раковин утрачивается безвозвратно. В системе горячего водоснабжения вода с привкусом железа вызывает образование хлопьев и рыхлого шлама, который забивает трубопроводы, радиаторы, теплообменники. Помимо всего этот шлам попадает в смесители, краны, приборы автоматики, затвердевает в качестве осадка и вызывает поломки, снижение теплоотдачи и возникновение коррозии. В железистых отложениях внутри труб активно размножаются железобактерии, и буквально за несколько месяцев система горячего водоснабжения может полностью зарасти шламом и даже выстрелить шламовые пробки. Поэтому фильтры для обезжелезивания стоят не настолько дорого, чтобы игнорировать проблему повышенного содержания железа в используемой воде. Они обеспечивают комфорт и безопасность при использовании воды, позволят забыть про образование ржаво-бурых подтеков на сантехнике, уберут металлический вкус из воды, защитят бытовые приборы от дорогостоящего преждевременного ремонта.

Обезжелезиватели воды бывают разные. Удаление растворенного железа осуществляется на каталитических фильтрах реагентным или безреагентным путем или ионообменными методами. Принцип действия системы очистки воды для дома основан на преобразовании и связывании растворенного железа и выпадении его в осадок при прохождении через него и удалении в дренаж. Чаще всего такая система обезжелезивания воды устанавливается в самом начале главной водопроводной системы. В отдельных случаях возможно применение очистки с применением фильтров обратного осмоса. Выбор каждый осуществляет самостоятельно, а опытные менеджеры только помогают и направляют его.

Смотрите также:

www.bwt.ru


Смотрите также