ПЛАН КОНСПЕКТА УРОКА
Предмет: химия.
Класс: 9.
Тема: Железо и его соединения.
Тип урока: урок открытия новых знаний.
Цель урока: рассмотреть строение атома железа, как элемента побочной
подгруппы, изучить свойства простого вещества железа, нахождение в природе и
его биологическое значение.
Задачи:
-обучающие: рассмотреть положение химического элемента
железа в Периодической системе химических элементов Д. И Менделеева, строение его
атома. Изучить физические и химические свойства простого вещества - железа,
познакомиться с природными соединениями железа; ознакомиться с биологическим
значением железа;
-развивающие: развивать общеинтеллектуальные умения: сравнивать,
анализировать, выделять главное, делать выводы, использовать ранее изученный
материал по химии в контексте нового материала;
-воспитательные:
воспитывать
коммуникативные навыки, формировать интерес к предмету, поддерживать устойчивую
мотивацию к изучению химии на основании положительного эмоционального
восприятия предмета.
Планируемые
результаты обучения.
- учащиеся должны
знать положение химического элемента железа в ПСХЭ, уметь характеризовать
свойства атома на основании положения в ПСХЭ, особенности строения атома
железа;
- уметь объяснять
химические реакции, протекающие между простым веществом железом и простыми и
сложными веществами;
- знать общие
физические свойства, области применения и биологическое значение железа.
Оборудование урока:
- персональный компьютер и мультимедийный проектор;
- таблицы «Периодическая система химических элементов» и «Растворимость
кислот, солей и оснований»;
- лабораторное оборудование.
Ход урока
I. Введение в новую тему:
Сегодня на уроке мы познакомимся с металлом, который занимает 4-е
место по распространённости в земной коре (после кислорода, кремния и алюминия).
Считается, что в глубинах нашей планеты находится расплавленное «ядро» Земли,
состоящее из сплава этого металла с никелем. Серый, мягкий, ковкий металл,
медленно окисляется во влажном воздухе, не реагирует с водой, гидратом аммиака,
пассивируется в концентрированных серной и азотной кислотах, разбавленных
щелочах. «Земное» оно – практически всегда связанное в виде соединений,
минералов магнетита Fe3O4 (магнитного железняка), гематита Fe2O3 (красного железняка), лимонита Fe2O3∙ nH2O (бурого железняка), пирита FeS2 (железного или серного колчедана) и других. О
каком элементе идёт речь?
II. Изучение
нового материала:
1. Положение железа в Периодической системе химических
элементов Д.И. Менделеева. Строение атома.
Элемент железо расположен в побочной
подгруппе VIII группы и в четвертом периоде периодической
системы химических элементов Д.И. Менделеева. Главное отличие от металлов,
расположенных в главных подгруппах состоит в том, что у атома железа происходит
заполнение электронами не внешнего, а предвнешнего электронного слоя.
Железо-элемент с переменной валентностью +2,+3 и даже +6.
Электронное строение атома
железа
Электронная конфигурация железа в основном
состоянии:
+26Fe 1s22s22p63s23p64s23d6
2. Физические свойства
Железо как простое вещество – металл серебристо-белого цвета,
с высокой химической активностью и высокой ковкостью. Обладает высокой
тепло- и электропроводностью.
Температура плавления 1536оС, температура
кипения 2861оС.
Железо проявляет ярко выраженные магнитные
свойства.
3. 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.
4. Химические свойства железа.
А) При обычных условиях железо малоактивно,
но при нагревании, в особенности в мелкораздробленном состоянии, оно становится
активным и реагирует почти со всеми простыми веществами неметаллами.
- 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
-- Железо реагирует с серой с
образованием сульфида железа (II): Fe + S
→ FeS
- Железо реагирует с фосфором.
При этом образуется бинарное соединения – фосфид железа: Fe
+ P → FeP
- С азотом железо реагирует
в специфических условиях с образованием нитрида дижелеза: 4Fe
+ N2 →
2Fe2N
- Железо реагирует с углеродом
и кремнием с образованием карбида и силицида:
3Fe + C
→ Fe3C
- При взаимодействии с кислородом железо
образует окалину – двойной оксид железа (II, III). При высокой температуре
порошок железа сгорает :с образованием необычного оксида
3Fe + 2O2
→ Fe3O4
При пропускании кислорода через расплавленное железо
возможно образование оксида железа (II):
2Fe + O2
→ 2FeO
Б) Железо взаимодействует со сложными
веществами.
- При обычных условиях железо с
водой практически не реагирует. Раскаленное железо может вступать в
реакцию при температуре 700-900оС с водяным паром:
3Fe0 + 4H2+O → Fe+33O4 + 4H20
В воде в присутствии кислорода или во влажном воздухе
железо медленно окисляется (корродирует): 4Fe + 3O2
+ 6H2O → 4Fe(OH)3
- 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 + H2↑
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 + 6H2SO4(конц.) → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
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↑ + 3H2O
С разбавленной азотной кислотой железо
реагирует с образованием оксида азота (II):
Fe + 4HNO3(разб.гор.) → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O
При взаимодействии железа с очень разбавленной
азотной кислотой образуется нитрат аммония:
8Fe + 30HNO3(оч. разб.) → 8Fe(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
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 + H2O
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
Железо дает два ряда соединений,
соответствующих степени окисления +2, +3. Степень окисления Fe зависит от окислительной способности реагирующего
вещества. У сильных окислителей железо принимает степень окисления +3, у более
слабых +2.
5. Соединения железа.
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 + H2 →
2FeO + H2O
Или
частичным восстановлением оксида железа (III) угарным газом:
Fe2O3 + CO →
2FeO + CO2
Еще
один пример: восстановление оксида железа (III) железом:
Fe2O3 + Fe →
3FeO
2. Разложением гидроксида железа
(II) при нагревании:
Fe(OH)2 →
FeO + H2O
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 + H2O
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 + 2H2O
При взаимодействии с разбавленной азотной кислотой
образуется оксид азота (II). Реакция идет при нагревании:
3FeO + 10HNO3(разб.)
→ 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O
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 + O2
→ 2Fe2O3
2. Разложение гидроксида железа
(III) при нагревании: 2Fe(OH)3
→ Fe2O3 +
3H2O
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 + 3H2O
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 + H2O
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 + 2H2O
Нитраты и нитриты в щелочной среде также окисляют оксид
железа (III):
Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH → 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O
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) или железной окалины: Fe2O3
+ 3СO → 2Fe + 3CO2
Также
оксид железа (III) восстанавливается водородом: Fe2O3
+ 3Н2 → 2Fe
+ 3H2O
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 + H2O
3. При
высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой,
образуя двойной оксид железа (II, III):
3Fe + 4H2O(пар) → Fe3O4 + 4H2
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 этом образуются две соли – хлорид железа (II)
и хлорид железа (III):
Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O
Еще пример: оксид
железа (II, III) взаимодействует с разбавленной серной кислотой.
Fe3O4 + 4H2SO4(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 + 5H2O
Разбавленной
азотной кислотой окалина
окисляется при нагревании:
3Fe3O4 + 28HNO3(разб.) → 9Fe(NO3)3 + NO + 14H2O
Также оксид железа (II, III) окисляется концентрированной
серной кислотой:
2Fe3O4 + 10H2SO4(конц.) → 3Fe2(SO4)3 + SO2 + 10H2O
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 + 4H2 → 3Fe
+ 4H2O
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 + 4H2O
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 + 2NH3 + 2H2O → Fe(OH)2 + 2NH4Cl
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 соляной
кислотой с образованием хлорида железа (II):
Fe(OH)2 + 2HCl → FeCl2 + 2H2O
Fe(OH)2 + H2SO4 → FeSO4 + 2H2O
Fe(OH)2 + 2HBr → FeBr2 + 2H2O
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 + 2H2O
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 + 2H2O → 4Fe(OH)3↓
Гидроксид железа (II) взаимодействует с пероксидом
водорода:
2Fe(OH)2 + H2O2 → 2Fe(OH)3
При растворении Fe(OH)2 в азотной или концентрированной
серной кислотах образуются соли железа (III):
2Fe(OH)2 + 4H2SO4(конц.) → Fe2(SO4)3 + SO2 + 6H2O
4. Гидроксид железа (II) разлагается при
нагревании:
Fe(OH)2 → FeO + H2O
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 + 3NH3 + 3H2O = Fe(OH)3 + 3NH4Cl
2. Окислением
гидроксида железа (II) кислородом или пероксидом водорода:
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3↓
2Fe(OH)2 + H2O2 → 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 + 3H2O = 2Fe(OH)3↓ + CO2↑ + 6NaBr
Но есть исключение! Взаимодействие солей
железа (III) с сульфитами
в ЕГЭ по химии — окислительно-восстановительная реакция. Соединения железа
(III) окисляют сульфиты, а также сульфиды и иодиды.
Взаимодействие
хлорида железа (III) с сульфитом, например, калия — очень интересная реакция.
Во-первых, в некоторых источниках указывается, что в ней таки может протекать
необратимый гидролиз. Но для ЕГЭ лучше считать, что при этом протекает ОВР.
Во-вторых, ОВР можно записать в разных видах:
2FeCl3 + Na2SO3 + H2O = 2FeCl2 + Na2SO4 + 2HCl
Также
допустима такая запись:
2FeCl3 + Na2SO3 + H2O = FeSO4 +
2NaCl + FeCl2 + 2HCl
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 + 3H2O
Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O
2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 6H2O
Fe(OH)3 + 3HBr → FeBr3 + 3H2O
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 + 3H2O
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 + 2H2O
4. Гидроксид
железа (III) разлагается при нагревании:
2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O
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
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 сера, хлорид натрия и либо черный
осадок сульфида железа (II) (в избытке сульфида
натрия), либо хлорид железа (II) (в избытке хлорида
железа (III)):
2FeCl3 + 3Na2S → 2FeS + S +
6NaCl
2FeCl3 + Na2S → 2FeCl2 + S + 2NaCl
По
такому же принципу соли железа (III) реагируют с сероводородом:
2FeCl3 + H2S → 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 представляют также реакции 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. 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 будут, а вот соединения железа (II) с
ними реагировать не будут. 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 простого вещества:
2Fe(NO3)3 + 3Zn →
2Fe + 3Zn(NO3)2
6. Качественные реакции на ионы железа.
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:
2NaOH + FeCl2 →
Fe(OH)2 + 2NaCl
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 + 2H2O → 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 + 3NaCNS → Fe(CNS)3 + 3NaCl
Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с
раствором роданида калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно
посмотреть здесь.
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
→ 3CO2 + 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
2. Также железо получают прямым восстановлением из оксида
водородом:
Fe2O3
+
3H2 → 2Fe + 3H2O
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.
III. Закрепление изученного материала.
Выполнение проверочного теста с последующей
проверкой.
Тренажер: по модулю ЭОР http://fcior.edu.ru/card/6049/trenazher-svoystva-oksidov-i-gidroksidov-zheleza.html.
Домашнее задание: §34, упр. 4,5
По желанию пройти тренажёр по ссылке http://fcior.edu.ru/card/6049/trenazher-svoystva-oksidov-i-gidroksidov-zheleza.html.
Оставьте свой комментарий
Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.