Железо образует два оксида, в которых проявляет валентности II и III и степени окисления (+2) и (+3) соответственно.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Оксид железа (II) в обычных условиях представляет собой порошок черного цвета (рис. 1), разлагающийся при умеренном нагревании и образующийся вновь из продуктов разложения при дальнейшем нагревании.
После прокаливания химически неактивен. В виде порошка пирофорен. Не реагирует с холодной водой. Проявляет амфотерные свойства (с преобладанием основных). Легко окисляется кислородом. Восстанавливается водородом и углеродом.
Рис. 1. Оксид железа (II). Внешний вид.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Представляет собой твердое вещество красно-коричневого цвета в случае тригональной модификации или темно-коричневого цвета в случае кубической модификации, которая является наиболее реакционноспособной (рис. 1).
Термически устойчив. Температура плавления 1562 o C.
Рис. 1. Оксид железа (III).
Не реагирует с водой, гидратом аммиака. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с кислотами, щелочами. Восстанавливается водородом, монооксидом углерода, железом.
Химическая формула оксида железа (II) FeO, а оксида железа (III) — Fe 2 O 3 . Химическая формула показывает качественные и количественный состав молекулы (сколько и каких атомов присутствует в ней). По химической формуле можно вычислить молекулярную массу вещества (Ar(Fe) = 56 а.е.м., Ar(O) = 16 а.е.м.):
Mr(FeO) = Ar(Fe) + Ar(O);
Mr(FeO) = 56 + 16 = 72.
Mr(Fe 2 O 3) = 2×Ar(Fe) + 3×Ar(O);
Mr(Fe 2 O 3) = 2×56 + 3×16 = 58 + 48 = 160.
Структурная (графическая) формула вещества является более наглядной. Она показывает то, как связаны атомы между собой внутри молекулы. Ниже представлены графические формулы оксидов железа (а - FeO, б — Fe 2 O 3):
ПРИМЕР 1
Задание | Подвергнув анализу вещество, установили, что в его состав входят: натрий с массовой долей 0,4207 (или 42,07%), фосфор с массовой долей 0,189 (или 18,91%), кислород с массовой долей 0,3902 (или 39,02%). Найдите формулу соединения. |
Решение | Обозначим число атомов натрия в молекуле через «х», число атомов фосфора через «у» и число атомов кислорода через «z».
Найдем соответствующие относительные атомные массы элементов натрия, фосфора и кислорода (значения относительных атомных масс, взятые из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел). Ar(Na) = 23; Ar(P) = 31; Ar(O) = 16. Процентное содержание элементов разделим на соответствующие относительные атомные массы. Таким образом мы найдем соотношения между числом атомов в молекуле соединения: Na:P:O = 42,07/39: 18,91/31: 39,02/16; Na:P:O = 1,829: 0,61: 2,43. Наименьшее число примем за единицу (т.е. все числа разделим на наименьшее число 0,61): 1,829/0,61: 0,61/0,61: 2,43/0,61; Следовательно, простейшая формула соединения натрия, фосфора и кислорода имеет вид Na 3 PO 4 . Это фосфат натрия. |
Ответ | Na 3 PO 4 |
ПРИМЕР 2
Задание | Молярная масса соединения азота с водородом равна 32 г/моль. Определите молекулярную формулу вещества, массовая доля азота в котором составляет 85,7%. |
Решение | Массовая доля элемента Х в молекуле состава НХ рассчитывается по следующей формуле:
ω (Х) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Вычислим массовую долю водорода в соединении: ω (H) = 100% — ω(N) = 100% — 85,7% = 14,3%. Обозначим количество моль элементов, входящих в состав соединения за «х» (азот), «у» (водород). Тогда, мольное отношение будет выглядеть следующим образом (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел): x:y = ω(N)/Ar(N) : ω(H)/Ar(H); x:y= 85,7/14: 14,3/1; x:y= 6,12: 14,3= 1: 2. Значит простейшая формула соединения азота с водородом будет иметь вид NH 2 и молярную массу 16 г/моль . Чтобы найти истинную формулу органического соединения найдем отношение полученных молярных масс: M substance / M(NH 2) = 32 / 16 = 2. Значит индексы атомов азота и водорода должны быть в 2 раза выше, т.е. формула вещества будет иметь вид N 2 H 4 . Это гидразин. |
Ответ | N 2 H 4 |
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Оксид железа (II) в обычных условиях представляет собой порошок черного цвета (рис. 1), разлагающийся при умеренном нагревании и образующийся вновь из продуктов разложения при дальнейшем нагревании.
После прокаливания химически неактивен. В виде порошка пирофорен. Не реагирует с холодной водой. Проявляет амфотерные свойства (с преобладанием основных). Легко окисляется кислородом. Восстанавливается водородом и углеродом.
Рис. 1. Оксид железа (II). Внешний вид.
Химическая формула оксида железа (II) FeO. Химическая формула показывает качественные и количественный состав молекулы (сколько и каких атомов присутствует в ней). По химической формуле можно вычислить молекулярную массу вещества (Ar(Fe) = 56 а.е.м., Ar(O) = 16 а.е.м.):
Mr(FeO) = Ar(Fe) + Ar(O);
Mr(FeO) = 56 + 16 = 72.
Структурная (графическая) формула вещества является более наглядной. Она показывает то, как связаны атомы между собой внутри молекулы. Ниже представлена графическая формула оксида железа (II):
ПРИМЕР 1
Задание | При нейтрализации 25,5 г предельной одноосновной кислоты избытком раствора гидрокарбоната натрия выделилось 5,6 л (н.у.) газа. Определите молекулярную формулу кислоты. |
Решение | Запишем уравнение реакции нейтрализации предельной одноосновной кислоты избытком раствора гидрокарбоната натрия в общем виде:
C n H 2n+1 COOH + NaHCO 3 → C n H 2n+1 COONa + CO 2 + H 2 O. Рассчитаем количество вещества выделившегося в ходе реакции углекислого газа: n(CO 2) = V(CO 2) / V m ; n(CO 2) = 5,6 / 22,4 = 0,25 моль. Согласно уравнению реакции n(CO 2): n(C n H 2n+1 COOH) = 1:1, т.е. n(C n H 2n+1 COOH) = n(CO 2) = 0,25 моль. Рассчитаем молярную массу предельной одноосновной кислоты: M(C n H 2n+1 COOH) = m(C n H 2n+1 COOH) / n(C n H 2n+1 COOH); M(C n H 2 n +1 COOH) = 25,5 / 0,25 = 102 г/моль. Определим число атомов углерода в молекуле предельной одноосновной кислоты (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел: 12 - для углерода, 1 - для водорода и 16 для кислорода): M(C n H 2n+1 COOH) = 12n + 2n + 1 + 12 + 16 + 16 +1 = 14n + 46; 14n + 46 = 102 г/моль; Значит молекулярная формула предельной одноосновной кислоты C 4 H 9 COOH. |
Ответ | C 4 H 9 COOH |
ПРИМЕР 2
Задание | Установите молекулярную формулу алкена, если известно, что 2,8 г его способны присоединить 1120 мл (н.у.) хлороводорода. |
Решение | Запишем уравнение реакции присоединения хлороводорода к алкену в общем виде:
C n H 2 n + HCl → C n H 2 n +1 Cl. Рассчитаем количество вещества хлороводорода: n(HCl) = V(HCl) / V m ; n(HCl) = 1,2 / 22,4 = 0,05 моль. Согласно уравнению реакции n(HCl): n(C n H 2n) = 1:1, т.е. n(C n H 2n) = n(HCl) = 0,05 моль. Рассчитаем молярную массу алкена: M(C n H 2n) = m(C n H 2n) / n(C n H 2n); M(C n H 2 n) = 2,8 / 0,05 = 56 г/моль. Определим число атомов углерода в молекуле алкена (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел: 12 - для углерода и 1 - для водорода): M(C n H 2 n) = 12n + 2n = 14n; 14n= 56 г/моль; Значит молекулярная формула алкена C 4 H 8 . |
Ответ | C 4 H 8 |
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.
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 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.
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.
В организме человека содержится около 5 г железа, большая часть его (70%) входит в состав гемоглобина крови.
В свободном состоянии железо - серебристо-белый металл с сероватым оттенком. Чистое железо пластично, обладает ферромагнитными свойствами. На практике обычно используются сплавы железа - чугуны и стали.
Fe - самый главный и самый распространенный элемент из девяти d-металлов побочной подгруппы VIII группы. Вместе с кобальтом и никелем образует «семейство железа».
При образовании соединений с другими элементами чаще использует 2 или 3 электрона (В = II, III).
Железо, как и почти все d-элементы VIII группы, не проявляет высшую валентность, равную номеру группы. Его максимальная валентность достигает VI и проявляется крайне редко.
Наиболее характерны соединения, в которых атомы Fe находятся в степенях окисления +2 и +3.
1. Техническое железо (в сплаве с углеродом и другими примесями) получают карботермическим восстановлением его природных соединений по схеме:
Восстановление происходит постепенно, в 3 стадии:
1) 3Fe 2 O 3 + СО = 2Fe 3 O 4 + СO 2
2) Fe 3 O 4 + СО = 3FeO +СO 2
3) FeO + СО = Fe + СO 2
Образующийся в результате этого процесса чугун содержит более 2% углерода. В дальнейшем из чугуна получают стали - сплавы железа, содержащие менее 1,5 % углерода.
2. Очень чистое железо получают одним из способов:
а) разложение пентакарбонила Fe
Fe(CO) 5 = Fe + 5СО
б) восстановление водородом чистого FeO
FeO + Н 2 = Fe + Н 2 O
в) электролиз водных растворов солей Fe +2
FeC 2 O 4 = Fe + 2СO 2
оксалат железа (II)
Fe - металл средней активности, проявляет общие свойства, характерные для металлов.
Уникальной особенностью является способность к «ржавлению» во влажном воздухе:
В отсутствие влаги с сухим воздухом железо начинает заметно реагировать лишь при Т > 150°С; при прокаливании образуется «железная окалина» Fe 3 O 4:
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4
В воде в отсутствие кислорода железо не растворяется. При очень высокой температуре Fe реагирует с водяным паром, вытесняя из молекул воды водород:
3 Fe + 4Н 2 O(г) = 4H 2
Процесс ржавления по своему механизму является электрохимической коррозией. Продукт ржавления представлен в упрощенном виде. На самом деле образуется рыхлый слой смеси оксидов и гидроксидов переменного состава. В отличие от пленки Аl 2 О 3 , этот слой не предохраняет железо от дальнейшего разрушения.
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
2Fe + 3F 2 = 2FeF 3
Fe + I 2 = FeI 2
Образуются соединения, в которых преобладает ионный тип связи.
Fe + Р = Fe x P y
Fe + C = Fe x C y
Fe + Si = Fe x Si y
Образуются вещества переменного состава, т к. бертоллиды (в соединениях преобладает ковалентный характер связи)
Fe 0 + 2Н + → Fe 2+ + Н 2
Поскольку Fe располагается в ряду активности левее водорода (Е° Fe/Fe 2+ = -0,44В), оно способно вытеснять Н 2 из обычных кислот.
Fe + 2HCl = FeCl 2 + Н 2
Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + Н 2
Fe 0 - 3e - → Fe 3+
Концентрированные HNO 3 и H 2 SO 4 «пассивируют» железо, поэтому при обычной температуре металл в них не растворяется. При сильном нагревании происходит медленное растворение (без выделения Н 2).
В разб. HNO 3 железо растворяется, переходит в раствор в виде катионов Fe 3+ а анион кислоты восстанавливется до NO*:
Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2Н 2 O
Очень хорошо растворяется в смеси НСl и HNO 3
В водных растворах щелочей Fe не растворяется. С расплавленными щелочами реагирует только при очень высоких температурах.
Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0
Fe(порошок) + 5CO (г) = Fe 0 (CO) 5 пентакарбонил железа
Красно-бурый порошок, н. р. в Н 2 O. В природе - «красный железняк».
1) разложение гидроксида железа (III)
2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O
2) обжиг пирита
4FeS 2 + 11O 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3
3) разложение нитрата
Fe 2 O 3 - основный оксид с признаками амфотерности.
I. Основные свойства проявляются в способности реагировать с кислотами:
Fe 2 О 3 + 6Н + = 2Fe 3+ + ЗН 2 О
Fe 2 О 3 + 6HCI = 2FeCI 3 + 3H 2 O
Fe 2 О 3 + 6HNO 3 = 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O
II. Слабокислотные свойства. В водных растворах щелочей Fe 2 O 3 не растворяется, но при сплавлении с твердыми оксидами, щелочами и карбонатами происходит образование ферритов:
Fe 2 О 3 + СаО = Ca(FeО 2) 2
Fe 2 О 3 + 2NaOH = 2NaFeО 2 + H 2 O
Fe 2 О 3 + MgCO 3 = Mg(FeO 2) 2 + CO 2
III. Fe 2 О 3 - исходное сырье для получения железа в металлургии:
Fe 2 О 3 + ЗС = 2Fe + ЗСО или Fe 2 О 3 + ЗСО = 2Fe + ЗСO 2
Получают при действии щелочей на растворимые соли Fe 3+ :
FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaCl
В момент получения Fe(OH) 3 - красно-бурый слизистоаморфный осадок.
Гидроксид Fe(III) образуется также при окислении на влажном воздухе Fe и Fe(OH) 2:
4Fe + 6Н 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3
4Fe(OH) 2 + 2Н 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3
Гидроксид Fe(III) является конечным продуктом гидролиза солей Fe 3+ .
Fe(OH) 3 - очень слабое основание (намного слабее, чем Fe(OH) 2). Проявляет заметные кислотные свойства. Таким образом, Fe(OH) 3 имеет амфотерный характер:
1) реакции с кислотами протекают легко:
2) свежий осадок Fe(OH) 3 растворяется в горячих конц. растворах КОН или NaOH с образованием гидроксокомплексов:
Fe(OH) 3 + 3КОН = K 3
В щелочном растворе Fe(OH) 3 может быть окислен до ферратов (солей не выделенной в свободном состоянии железной кислоты H 2 FeO 4):
2Fe(OH) 3 + 10КОН + 3Br 2 = 2K 2 FeO 4 + 6КВr + 8Н 2 O
Наиболее практически важными являются: Fe 2 (SO 4) 3 , FeCl 3 , Fe(NO 3) 3 , Fe(SCN) 3 , K 3 4- желтая кровяная соль = Fe 4 3 берлинская лазурь (темно-синий осадок)
б) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 роданид Fe(III) (р-р кроваво-красного цвета)
Оксид железа (II) (закись железа ) - сложное неорганическое соединение двухвалентного железа и кислорода .
Соединение черного цвета. Кристаллическая решетка по типу каменной соли . Имеет нестехиометрическое строение с областью гомогенности от Fe 0,84 O до Fe 0,95 O. Это обусловлено тем, что его кристаллическая решетка стабильна только тогда, когда не все её узлы занимают атомы железа. Устойчивым оксид железа (II) становится лишь при повышении температуры.
Оксид железа (II) встречается в природе в виде минерала вюстита .
Образование прочного тонкого слоя оксида железа(II) на поверхности стали является результатом процесса, называемого воронением (чернением). Регулированием толщины этого слоя помимо черного можно достичь любых цветов побежалости . На этом свойстве оксида железа(II) построена технология получения цветных рисунков на стали.
Аэрозоли (пыль, дым) оксида железа (II) при длительном воздействии откладываются в лёгких и вызывают сидероз - разновидность пневмокониоза с относительно доброкачественным течением.
Это заготовка статьи о неорганическом веществе . Вы можете помочь проекту, дополнив её. |
Граф Илья Андреич повез своих девиц к графине Безуховой. На вечере было довольно много народу. Но всё общество было почти незнакомо Наташе. Граф Илья Андреич с неудовольствием заметил, что всё это общество состояло преимущественно из мужчин и дам, известных вольностью обращения. M lle Georges, окруженная молодежью, стояла в углу гостиной. Было несколько французов и между ними Метивье, бывший, со времени приезда Элен, домашним человеком у нее. Граф Илья Андреич решился не садиться за карты, не отходить от дочерей и уехать как только кончится представление Georges.
Анатоль очевидно у двери ожидал входа Ростовых. Он, тотчас же поздоровавшись с графом, подошел к Наташе и пошел за ней. Как только Наташа его увидала, тоже как и в театре, чувство тщеславного удовольствия, что она нравится ему и страха от отсутствия нравственных преград между ею и им, охватило ее. Элен радостно приняла Наташу и громко восхищалась ее красотой и туалетом. Вскоре после их приезда, m lle Georges вышла из комнаты, чтобы одеться. В гостиной стали расстанавливать стулья и усаживаться. Анатоль подвинул Наташе стул и хотел сесть подле, но граф, не спускавший глаз с Наташи, сел подле нее. Анатоль сел сзади.
M lle Georges с оголенными, с ямочками, толстыми руками, в красной шали, надетой на одно плечо, вышла в оставленное для нее пустое пространство между кресел и остановилась в ненатуральной позе. Послышался восторженный шопот. M lle Georges строго и мрачно оглянула публику и начала говорить по французски какие то стихи, где речь шла о ее преступной любви к своему сыну. Она местами возвышала голос, местами шептала, торжественно поднимая голову, местами останавливалась и хрипела, выкатывая глаза.
– Adorable, divin, delicieux! [Восхитительно, божественно, чудесно!] – слышалось со всех сторон. Наташа смотрела на толстую Georges, но ничего не слышала, не видела и не понимала ничего из того, что делалось перед ней; она только чувствовала себя опять вполне безвозвратно в том странном, безумном мире, столь далеком от прежнего, в том мире, в котором нельзя было знать, что хорошо, что дурно, что разумно и что безумно. Позади ее сидел Анатоль, и она, чувствуя его близость, испуганно ждала чего то.
После первого монолога всё общество встало и окружило m lle Georges, выражая ей свой восторг.
– Как она хороша! – сказала Наташа отцу, который вместе с другими встал и сквозь толпу подвигался к актрисе.
– Я не нахожу, глядя на вас, – сказал Анатоль, следуя за Наташей. Он сказал это в такое время, когда она одна могла его слышать. – Вы прелестны… с той минуты, как я увидал вас, я не переставал….
– Пойдем, пойдем, Наташа, – сказал граф, возвращаясь за дочерью. – Как хороша!
Наташа ничего не говоря подошла к отцу и вопросительно удивленными глазами смотрела на него.
После нескольких приемов декламации m lle Georges уехала и графиня Безухая попросила общество в залу.
Граф хотел уехать, но Элен умоляла не испортить ее импровизированный бал. Ростовы остались. Анатоль пригласил Наташу на вальс и во время вальса он, пожимая ее стан и руку, сказал ей, что она ravissante [обворожительна] и что он любит ее. Во время экосеза, который она опять танцовала с Курагиным, когда они остались одни, Анатоль ничего не говорил ей и только смотрел на нее. Наташа была в сомнении, не во сне ли она видела то, что он сказал ей во время вальса. В конце первой фигуры он опять пожал ей руку. Наташа подняла на него испуганные глаза, но такое самоуверенно нежное выражение было в его ласковом взгляде и улыбке, что она не могла глядя на него сказать того, что она имела сказать ему. Она опустила глаза.
– Не говорите мне таких вещей, я обручена и люблю другого, – проговорила она быстро… – Она взглянула на него. Анатоль не смутился и не огорчился тем, что она сказала.
– Не говорите мне про это. Что мне зa дело? – сказал он. – Я говорю, что безумно, безумно влюблен в вас. Разве я виноват, что вы восхитительны? Нам начинать.
Наташа, оживленная и тревожная, широко раскрытыми, испуганными глазами смотрела вокруг себя и казалась веселее чем обыкновенно. Она почти ничего не помнила из того, что было в этот вечер. Танцовали экосез и грос фатер, отец приглашал ее уехать, она просила остаться. Где бы она ни была, с кем бы ни говорила, она чувствовала на себе его взгляд. Потом она помнила, что попросила у отца позволения выйти в уборную оправить платье, что Элен вышла за ней, говорила ей смеясь о любви ее брата и что в маленькой диванной ей опять встретился Анатоль, что Элен куда то исчезла, они остались вдвоем и Анатоль, взяв ее за руку, нежным голосом сказал:
– Я не могу к вам ездить, но неужели я никогда не увижу вас? Я безумно люблю вас. Неужели никогда?… – и он, заслоняя ей дорогу, приближал свое лицо к ее лицу.
Блестящие, большие, мужские глаза его так близки были от ее глаз, что она не видела ничего кроме этих глаз.
– Натали?! – прошептал вопросительно его голос, и кто то больно сжимал ее руки.
– Натали?!
«Я ничего не понимаю, мне нечего говорить», сказал ее взгляд.
Горячие губы прижались к ее губам и в ту же минуту она почувствовала себя опять свободною, и в комнате послышался шум шагов и платья Элен. Наташа оглянулась на Элен, потом, красная и дрожащая, взглянула на него испуганно вопросительно и пошла к двери.
– Un mot, un seul, au nom de Dieu, [Одно слово, только одно, ради Бога,] – говорил Анатоль.
Она остановилась. Ей так нужно было, чтобы он сказал это слово, которое бы объяснило ей то, что случилось и на которое она бы ему ответила.
– Nathalie, un mot, un seul, – всё повторял он, видимо не зная, что сказать и повторял его до тех пор, пока к ним подошла Элен.
Элен вместе с Наташей опять вышла в гостиную. Не оставшись ужинать, Ростовы уехали.
Вернувшись домой, Наташа не спала всю ночь: ее мучил неразрешимый вопрос, кого она любила, Анатоля или князя Андрея. Князя Андрея она любила – она помнила ясно, как сильно она любила его. Но Анатоля она любила тоже, это было несомненно. «Иначе, разве бы всё это могло быть?» думала она. «Ежели я могла после этого, прощаясь с ним, улыбкой ответить на его улыбку, ежели я могла допустить до этого, то значит, что я с первой минуты полюбила его. Значит, он добр, благороден и прекрасен, и нельзя было не полюбить его. Что же мне делать, когда я люблю его и люблю другого?» говорила она себе, не находя ответов на эти страшные вопросы.