Железо и его соединения
презентация к уроку по химии (9 класс)

Слайд 1

Слайд 3

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.

Слайд 4

Fe +2 Fe +3 Fe +6 Оксиды FeO основный Fe 2 O 3 основный со слабыми признаками амфотерности FeO 3 - не выделен Гидроксиды Fe(OH) 2 слабое основание Fe(OH) 3 ↔ HFeO 2 + H 2 O H 2 FeO 4 кислота, в свободном состоянии не выделена Соли FeCl 2 , FeSO 4 , Fe(NO 3 ) 2 и др . Тип I FeCl 3 Тип II KFeO 2 K 2 FeO 4 BaFeO 4 SrFeO 4 ферраты (IV)

Слайд 5

Техническое железо (в сплаве с углеродом и другими примесями) получают карботермическим восстановлением его природных соединений по схеме:

Слайд 6

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.

Слайд 7

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)

Слайд 8

Fe - металл средней активности, проявляет общие свойства, характерные для металлов. Уникальной особенностью является способность к «ржавлению» во влажном воздухе: 4Fe + 6Н 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3 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.

Слайд 11

Соединения с галогенами: 2 Fe + 3 Cl 2 = 2 FeCl 3 2Fe + 3F 2 = 2FeF 3 2Fe + 3Br 2 = 2FeBr 3 Fe + I 2 = FeI 2 Fe + S = FeS 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

Слайд 12

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 изобычных кислот. Fe + 2HCl = FeCl 2 + Н 2 ↑ Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + Н 2 ↑ Fe 0 - 3e - → Fe 3+

Слайд 13

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 восстанавливается до NO*: Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3 ) 3 + NO↑ + 2 Н 2 O Очень хорошо растворяется в смеси НСl и HNO 3

Слайд 14

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

Слайд 15

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

Слайд 16

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

Слайд 17

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 + 6 Н 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3 4Fe(OH) 2 + 2 Н 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3 Гидроксид Fe(III) является конечным продуктом гидролиза солей Fe 3+ .

Слайд 18

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: Fe(OH) 3 + 3HCl = FeCl 3 + 3H 2 O 2) свежий осадок Fe(OH) 3 растворяется в горячих конц. растворах КОН или NaOH с образованием гидроксокомплексов: Fe(OH) 3 + 3 КОН = K 3 [Fe(OH) 6 ] 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

Слайд 19

Наиболее практически важными являются: Fe 2 (SO 4 ) 3 , FeCl 3 , Fe(NO 3 ) 3 , Fe(SCN) 3 , K 3 [Fe(CN) 6 ). Характерно образование двойных солей - железных квасцов: (NH 4 )Fe(SO 4 ) 2 •12Н 2 O, KFe(SO 4 ) 2 • 12Н 2 O Соли Fe 3+ часто имеют окраску как в твердом состоянии, так и в водном растворе. Это объясняется наличием гидратированных форм или продуктов гидролиза. Fe + неметалл 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

Слайд 20

2.Fe + кислота Fe + 4HNO 3 разб = Fe(NO 3 ) 3 + NO + 2H 2 O 3. Fe 2 O 3 + кислота Fe 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Fe 2 (S О 4 ) 3 + 3H 2 O 4. Fe(OH) 3 + кислота Fe(OH) 3 + 3HCl = FeCl 3 + 3H 2 O 5. Окисление Fe 2+ до Fe 3+ 2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3 2Fe 2 O 3 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4 ) 3 + 2H 2 O

Слайд 21

Fe 3+ + Н 2 O = FeOH 2+ + Н + FeOH 2+ + Н 2 O = Fe(OH) 2 + + Н + Fe(OH) 2 + Н 2 O = Fe(OH) 3 + Н + Водные растворы солей Fe 3+ имеют сильнокислую реакцию. Соли Fe 3+ с анионами слабых кислот подвергаются необратимому гидролизу.

Слайд 22

II. В реакциях с сильными восстановителями соли Fe3+ проявляют окислительную активность: 2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl Fe 2 (SO 4 ) 3 + H 2 S = 2FeSO 4 + S + H 2 SO 4

Слайд 23

III. При действии щелочей и водных растворов аммиака на растворы солей Fe 3+ образуется осадок: Fe 3+ + ЗОН - = Fe(OH) 3 IV. При нагревании многие соли разлагаются: 2FeCl 3 = 2FeCl 2 + Cl 2 Fe 2 (SO 4 ) 3 = Fe 2 O 3 + 3SO 3 4Fe(NO 3 ) 3 = 2Fe 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2 V. Качественные реакции для обнаружения катионов Fe 3+ : а) 4Fe 3+ + 3[Fe(CN) 6 ] 4- желтая кровяная соль = Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3 берлинская лазурь (темно-синий осадок) б) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 роданид Fe(III) (р-р кроваво-красного цвета)