Железо – Fe. Расположен в VIII группе, атомный номер 26, атомная масса 55,847. Степени окисления: +2, +3 – наиболее характерны. Есть производные, где степень окисления равна -2, 0, +4, +6 (неустойчивые соединения) +8 не может достигнуть. Координационные числа: 6 и 4. Электронная формула: 1S22S22p63S23p64S23d6
Легко растворяется в избытке H2SO4 и HNO3 :
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑
4Fe + 10HNO3 = 4Fe(NO3)2 + NO + 3H2O
Концент кислоты, такие, как HNO3 и H2SO4,не взаимодействуют с железом. При этом железо пассивируется, покрывается защитной пленкой на поверхности металла, которая меняет значение электрохимического потенциала.
Нахождение в природе.
Железо является вторым по распространенности металлом в природе (после
алюминия). В свободном состоянии железо встречается только в метеоритах, падающих на землю.
Наиболее важные природные соединения:
nFe2O3 * nH2O – бурый железняк;
Fe2O3 – красный железняк;
Fe3O4(FeO ( Fe2O3) – магнитный железняк;
FeS2 - железный колчедан (пирит).
Получение железа. В промыш железо получают восстановлением его из железных руд углеродом (коксом) и оксидом углерода (II) в доменных печах. Химизм
доменного процесса следующий:
C + O2 = CO2,
CO2 + C = 2CO.
3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2,
Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2,
FeO + CO = Fe + CO2.
В реакциях железо является восстановителем. Однако при обычной температуре оно не взаимодействует даже с самыми активными окислителями (галогенами, кислородом, серой), но при нагревании становится активным и реагирует с ними:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 Хлорид железа (III)
3Fe + 2O2 = Fe3O4(FeO ( Fe2O3) Оксид железа (II,III)
Fe + S = FeS Сульфид железа (II)
При очень высокой температуре с углеродом, кремнием и фосфором:
3Fe + C = Fe3C Карбид железа (цементит)
3Fe + Si = Fe3Si Силицид железа
3Fe + 2P = Fe3P2 Фосфид железа (II)
Жел реагирует со сложными веществами.
Во влажном воздухе железо быстро окисляется (коррозирует):
4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3
Железо находится в середине элек-хим ряда напряжений металлов, поэтому является металлом средней активности. Восстановительная способность у железа меньше, чем у щелочных, щелочноземельных металлов и у алюминия. Только при высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой:
3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2(
с разбавленными серной и соляной кисл:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2(
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2(
Из растворов солей железо вытесняет металлы, которые расположены правее в электрохимическом ряду напряжений:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu, Fe0 + Cu2+ = Fe2+ + Cu0
Комплексные соединения:
Цианид калия KCN - сильный яд, взаимодействует с цианидом железа (II) Fe(CN)2 с образованием
практически безвредной для организма человека желтой кровяной соли –гексацианоферрата(II) калия.
4KCN + Fe(CN)2 = K4[Fe(CN)6]
Реакции с концентрированными растворами щелочей протекают лишь при длительном нагревании:
Fe(OH)3 + NaOH = Na[Fe(OH)4]
Fe(OH)3 + 3NaOH = Na3[Fe(OH)6]
Тетрафтороферрат(II) [FeF4]2-
Гексаакважелезо [Fe(H2O)6]2+
Дитиосульфатоферрат [Fe(S2O3)2]-
Ферраты — соли не существующей в свободном виде железной кислоты H2FeO4. Получают ферраты при действии газообразного хлора или озона на взвесь Fe(OH)3 в щелочи:
2Fe(OH)3 + 3Cl2 + 10KOH = 2K2FeO4 + 6KCL + 8H2O
Ферраты также можно получить электролизом 30%-ного раствора щелочи на железном аноде:
Fe + 2KOH + 2H2O = K2FeO4 + 3H2)
Ферраты — сильные окислители. В кислой среде разлагаются с выделением кислорода:
4FeO42- + 20H+ = 4Fe3+ + 3O2) + 10H2O
