17dэлементы Железо

17.d-элементы.Железо, общая характеристика, свойства. Оксиды и гидроксиды, КО и ОВ характеристика, биороль, способность к комплексообразованию.

1.Общая характеристика.

26	Железо
Fe 55,847
3d^64s^2

Железо — d-элемент побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода ПСХЭ с атомным номером 26.

Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия).

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.

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

В чистом кислороде железо горит, а в мелкодисперсном состоянии самовозгорается и на воздухе.

3Fe + 2O2 = FeO + Fe2O3

3Fe + 4H2O = FeO*Fe2O3

FeO*Fe2O3 = Fe3O4 (железная окалина)

Собственно, железом обычно называют его сплавы с малым содержанием примесей (до 0,8 %), которые сохраняют мягкость и пластичность чистого металла. Но на практике чаще применяются сплавы железа с углеродом: сталь (до 2,14 вес. % углерода) и чугун (более 2,14 вес. % углерода), а также нержавеющая (легированная) сталь с добавками легирующих металлов (хром,марганец, никель и др.). Совокупность специфических свойств железа и его сплавов делают его «металлом № 1» по важности для человека.

В природе железо редко встречается в чистом виде, чаще всего оно встречается в составе железо-никелевых метеоритов. Распространённость железа в земной коре — 4,65 % (4-е место после O, Si, Al). Считается также, что железо составляет бо́льшую часть земного ядра.

2.Свойства

1.Физ.св-ва.Железо — типичный металл, в свободном состоянии — серебристо-белого цвета с сероватым оттенком. Чистый металл пластичен, различные примеси (в частности — углерод) повышают его твёрдость и хрупкость. Обладает ярко выраженными магнитными свойствами. Часто выделяют так называемую «триаду железа» — группу трёх металлов (железо Fe,кобальт Co, никель Ni), обладающих схожими физическими свойствами, атомными радиусами и значениями электроотрицательности.

2.Хим.св-ва.

Степень окисления	Оксид	Гидроксид	Характер	Примечания
+2	FeO	Fe(OH)2	Слабоосновный
+3	Fe2O3	Fe(OH)3	Очень слабое основание, иногда - амфотерный
+6	Не получен	<H2FeO4>*	Кислотный	Сильный окислитель

Для железа характерны степени окисления железа — +2 и +3.

• Степени окисления +2 соответствует чёрный оксид FeO и зелёный гидроксид Fe(OH)₂. Они имеют основный характер. В солях Fe(+2) присутствует в виде катиона. Fe(+2) — слабый восстановитель.

• Степени окисления +3 соответствуют красно-коричневый оксид Fe₂O₃ и коричневый гидроксид Fe(OH)₃. Они носят амфотерный характер, хотя и кислотные, и основные свойства у них выражены слабо. Так, ионы Fe³⁺ нацело гидролизуются даже в кислой среде. Fe(OH)₃ растворяется (и то не полностью), только в концентрированных щелочах. Fe₂O₃ реагирует со щелочами только при сплавлении, давая ферриты (формальные соли кислоты несуществующей в свободном виде кислоты HFeO₂):

Железо (+3) чаще всего проявляет слабые окислительные свойства.

Степени окисления +2 и +3 легко переходят между собой при изменении окислительно-восстановительных условий.

• Кроме того, существует оксид Fe₃O₄, формальная степень окисления железа в котором +8/3. Однако этот оксид можно также рассматривать как феррит железа (II) Fe⁺²(Fe⁺³O₂)₂.

• Также существует степень окисления +6. Соответствующего оксида и гидроксида в свободном виде не существует, но получены соли — ферраты (например, K₂FeO₄). Железо (+6) находится в них в виде аниона. Ферраты являются сильными окислителями.

Чистое металлическое железо устойчиво в воде и в разбавленных растворах щелочей. Железо не растворяется в холодных концентрированных серной и азотной кислотах из-за пассивации поверхности металла прочной оксидной плёнкой. Горячая концентрированная серная кислота, являясь более сильным окислителем, взаимодействует с железом.

1. С соляной и разбавленной (приблизительно 20%-й) серной кислотами железо реагирует с образованием солей железа(II):

2. При взаимодействии железа с приблизительно 70%-й серной кислотой при нагревании реакция протекает с образованием сульфата железа(III):

3.Оксиды и гидроксиды, КО и ОВ хар-ка…

• Соединения железа (II)

Оксид железа(II) FeO обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(OH)₂. Соли железа (II) обладают светло-зелёным цветом. При их хранении, особенно во влажном воздухе, они коричневеют за счёт окисления до железа (III). Такой же процесс протекает при хранении водных растворов солей железа(II):

Из солей железа(II) в водных растворах устойчива соль Мора — двойной сульфат аммония и железа(II) (NH₄)₂Fe(SO₄)₂·6Н₂O.

Реактивом на ионы Fe²⁺ в растворе может служить гексацианоферрат(III) калия K₃[Fe(CN)₆] (красная кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe²⁺ и [Fe(CN)₆]³⁻ выпадает осадоктурнбулевой сини:

Для количественного определения железа (II) в растворе используют фенантролин , образующий с железом (II) красный комплекс FePhen₃ в широком диапазоне рН (4-9)

• Соединения железа (III)

Оксид железа(III) Fe₂O₃ слабо амфотерен, ему отвечает ещё более слабое, чем Fe(OH)₂, основание Fe(OH)₃, которое реагирует с кислотами:

Соли Fe³⁺ склонны к образованию кристаллогидратов. В них ион Fe³⁺ как правило окружен шестью молекулами воды. Такие соли имеют розовый или фиолетовый цвет.Ион Fe³⁺ полностью гидролизуется даже в кислой среде. При рН>4 этот ион практчиески полностью осаждается^[18] в виде Fe(OH)₃:

При частичном гидролизе иона Fe³⁺ образуются многоядерные оксо- и гидроксокатионы, из-за чего растворы приобретают коричневый цвет.Основные свойства гидроксида железа(III) Fe(OH)₃ выражены очень слабо. Он способен реагировать только с концентрированными растворами щелочей:

Образующиеся при этом гидроксокомплексы железа(III) устойчивы только в сильно щелочных растворах. При разбавлении растворов водой они разрушаются, причём в осадок выпадает Fe(OH)₃.

При сплавлении со щелочами и оксидами других металлов Fe₂O₃ образует разнообразные ферриты:

Соединения железа(III) в растворах восстанавливаются металлическим железом:

Железо(III) способно образовывать двойные сульфаты с однозарядными катионами типа квасцов, например, KFe(SO₄)₂ — железокалиевые квасцы, (NH₄)Fe(SO₄)₂ — железоаммонийные квасцы и т. д.

Для качественного обнаружения в растворе соединений железа(III) используют качественную реакцию ионов Fe³⁺ с тиоцианат-ионами SCN⁻. При взаимодействии ионов Fe³⁺ с анионами SCN⁻ образуется смесь ярко-красных роданидных комплексов железа [Fe(SCN)]²⁺, [Fe(SCN)₂]⁺, Fe(SCN)₃, [Fe(SCN)₄]_-. Состав смеси (а значит, и интенсивность её окраски) зависит от различных факторов, поэтому для точного качественного определения железа этот метод неприменим.

Другим качественным реактивом на ионы Fe³⁺ служит гексацианоферрат(II) калия K₄[Fe(CN)₆] (жёлтая кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe³⁺ и [Fe(CN)₆]⁴⁻ выпадает ярко-синий осадок берлинской лазури:

• Соединения железа (VI)

Ферраты — соли не существующей в свободном виде железной кислоты H₂FeO₄. Это соединения фиолетового цвета, по окислительным свойствам напоминающие перманганаты, а по растворимости — сульфаты. Получают ферраты при действии газообразного хлора или озона на взвесь Fe(OH)₃ в щелочи^[20], например, феррат(VI) калия K₂FeO₄. Ферраты окрашены в фиолетовый цвет.

Ферраты также можно получить электролизом 30%-ного раствора щелочи на железном аноде:

Ферраты — сильные окислители. В кислой среде разлагаются с выделением кислорода:

Окислительные свойства ферратов используют для обеззараживания воды.

4.Биороль

1)В живых организмах железо является важным микроэлементом, катализирующим процессы обмена кислородом (дыхания).

2)Обычно железо входит в ферменты в виде комплекса.В частности, этот комплекс присутствует в гемоглобине — важнейшем белке, обеспечивающем транспорт кислорода с кровью ко всем органам человека и животных. И именно он окрашивает кровь в характерный красный цвет.

3)Содержание железа в воде больше 1—2 мг/л значительно ухудшает её органолептические свойства, придавая ей неприятный вяжущий вкус, и делает воду малопригодной для использования, вызывает у человека аллергические реакции, может стать причиной болезни крови и печени (гемохроматоз)..

4)Избыточная доза железа (200 мг и выше) может оказывать токсическое действие. Передозировка железа угнетает антиоксидантную систему организма, поэтому употреблять препараты железа здоровым людям не рекомендуется.