Железо, его положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева.
В периодической таблице химических элементов Д. И. Менделеева железо Fe расположено в 4-м периоде VIII группы побочной подгруппы.
Распределение электронов по электронным слоям в атоме железа выглядит так:
В основном состоянии.
В возбужденном состоянии.
В атоме железа четыре электронных слоя. Электронами заполняется d–подуровень третьего слоя, на нём находится 6 электронов, а на четвёртом слое s–подуровне находится 2 электрона. В соединениях железо проявляет степени окисления +2 и +3.
Известны также соединения с атомами железа в степенях окисления +4, +6 и некоторых других.
Физические свойства.
Железо - типичный металл, блестящий серебристо-белый металл, его плотность 7,87 г\см3, т.пл. 1539 С. Обладает хорошей пластичностью. Железо легко намагничивается и размагничивается, а потому применяется в качестве сердечников динамомашин и электромоторов. Железо состоит из четырех стабильных изотопов с массовыми числами 54,56,57 и 58. Железо относится к умеренно тугоплавким металлам. В ряду стандартных электродных потенциалов железо стоит до водорода и легко реагирует с разбавленными кислотами.
Далее целесообразно отметить, что железо - после алюминия - самый распространенный в природе металл (общее содержание в земной коре - 4,65% по массе). Известно большое число минералов, в состав которых входит железо: магнетит (магнитный железняк) - Fe3O4, гематит (красный железняк) - Fe2O3, железный шпат (сидерит) - FeCO3, железный колчедан - FeS2 и др.
Химические свойства.
Для железа характерны степени окисления - +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 Fe 2 O 3 и коричневый гидроксид Fe(OH) 3 . Они носят амфотерный характер, хотя и кислотные, и основные свойства у них выражены слабо. Так, ионы Fe 3+ нацело гидролизуются даже в кислой среде. Fe(OH) 3 растворяется (и то не полностью), только в концентрированных щелочах. Fe 2 O 3 реагирует со щелочами только при сплавлении, давая ферриты (формальные соли несуществующей в свободном виде кислоты HFeO 2):
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 Fe 3 O 4 , формальная степень окисления железа в котором +8/3. Однако этот оксид можно также рассматривать как феррит железа (II) Fe +2 (Fe +3 O 2) 2 .
Также существует степень окисления +6. Соответствующего оксида и гидроксида в свободном виде не существует, но получены соли - ферраты (например, K 2 FeO 4). Железо (+6) находится в них в виде аниона. Ферраты являются сильными окислителями.
Свойства простого вещества.
При хранении на воздухе при температуре до 200 °C железо постепенно покрывается плотной плёнкой оксида, препятствующего дальнейшему окислению металла. Во влажном воздухе железо покрывается рыхлым слоем ржавчины, который не препятствует доступу кислорода и влаги к металлу и его разрушению. Ржавчина не имеет постоянного химического состава, приближённо её химическую формулу можно записать как Fe 2 O 3 ·xH 2 O.
Взаимодействует с кислотами.
· С соляной кислотой:
· С разбавленной серной кислотой:
· Концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо. C концентрированной серной кислотой взаимодействует только при нагревании:
· Взаимодействие с кислородом:
· Сгорание железа на воздухе:
· Сгорание в чистом кислороде:
· Пропускание кислорода или воздуха через расплавленное железо:
· Взаимодействие с порошком серы при нагревании:
· Взаимодействие с галогенами при нагревании:
· Горение в хлоре:
· При повышенном давлении паров брома:
· Взаимодействие с йодом:
· Взаимодействие с неметаллами:
· С азотом при нагревании:
· С фосфором при нагревании:
· С углеродом:
· С кремнием:
· Взаимодействие раскалённого железа с водяным паром:
· Железо восстанавливает металлы, которые в ряду активности стоят правее него, из растворов солей:
· Железо восстанавливает соединения железа(III):
При повышенном давлении металлическое железо реагирует с оксидом углерода(II) CO, причём образуется жидкий, при обычных условиях легко летучий пентакарбонил железа Fe(CO)5. Известны также карбонилы железа составов Fe2(CO)9 и Fe3(CO)12. Карбонилы железа служат исходными веществами при синтезе железоорганических соединений, в том числе и ферроцена состава (η5-C5H5)2Fe.
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.
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) (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 ·6Н 2 O.
Реактивом на ионы Fe 2+ в растворе может служить гексацианоферрат(III) калия K 3 (красная кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe 2+ и 3− выпадает осадок гексацианоферрата (III) калия-железа (II) (берлинская лазурь):
который внутримолекулярно перегруппировывается в гексацианоферрат (II) калия-железа (III):
Соединения железа (III) .
Оксид железа(III) Fe2O3 – самое устойчивое природное кислородсодержащее соединение железа.
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 практически полностью осаждается 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 неорганическими тиоцианатами SCN−. При этом образуется смесь ярко-красных роданидных комплексов железа 2+, +, Fe(SCN)3, -. 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 (жёлтая кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe3+ и 4− выпадает ярко-синий осадок гексацианоферрата (II) калия-железа (III):
Количественно ионы Fe3+ определяют по образованию красных (в слабокислой среде) или жёлтых (в слабощелочной среде) комплексов с сульфосалициловой кислотой. Эта реакция требует грамотного подбора буферов, так как некоторые анионы (в частности, ацетат) образуют с железом и сульфосалициловой кислотой смешанные комплексы со своими оптическими характеристиками.
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:
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.
Нахождение в природе: в земной коре железо распространено достаточно широко - на его долю приходится около 4,1% массы земной коры (4-е место среди всех элементов, 2-е среди металлов). Известно большое число руд и минералов, содержащих железо. Наибольшее практическое значение имеют красные железняки (руда гематит, Fe2O3; содержит до 70% Fe), магнитные железняки (руда магнетит, Fe3О4; содержит 72,4% Fe), бурые железняки (руда гидрогетит НFeO2·nH2O), а также шпатовые железняки (руда сидерит, карбонат железа, FeСО3; содержит около 48% Fe). В природе встречаются также большие месторождения пирита FeS2 (другие названия - серный колчедан, железный колчедан, дисульфид железа и другие), но руды с высоким содержанием серы пока практического значения не имеют. По запасам железных руд Россия занимает первое место в мире. В морской воде 1·10–5 - 1·10–8% железа.
Биологическая роль.
Железо - незаменимый компонент гемоглобина, миоглобина, цитохромов, пероксидаз и каталаз. Комплекс железа и трансферрина связывается со специфическими рецепторами на мембранах пролифе-рирующих эритроидных клеток, и железо поступает внутрь клетки. При дефиците железа в организме образуются эритроциты с недостаточным содержанием гемоглобина, поэтому основное проявление недостатка железа - гипохромная анемия. Лечение препаратами железа приводит к постепенной регрессии клинических (например, слабости, быстрой утомляемости, головокружения, тахикардии, болезненности и сухости кожных покровов) и лабораторных симптомов.
Железо присутствует в организмах всех растений и животных как микроэлемент, то есть в очень малых количествах (в среднем около 0,02%). Однако железобактерии, использующие энергию окисления железа (II) в железо (III) для хемосинтеза, могут накапливать в своих клетках до 17-20% железа. Основная биологическая функция железа - участие в транспорте кислорода (O) и окислительных процессах. Эту функцию железа выполняет в составе сложных белков - гемопротеидов, простетической группой которых является железопорфириновый комплекс - гем. Среди важнейших гемопротеидов дыхательные пигменты гемоглобин и миоглобин, универсальные переносчики электронов в реакциях клеточного дыхания, окисления и фотосинеза цитохромы, ферменты каталоза и пероксида, и других. У некоторых беспозвоночных железосодержащие дыхательные пигменты гелоэритрин и хлорокруорин имеют отличное от гемоглобинов строение. При биосинтезе гемопротеидов железо переходит к ним от белка ферритина, осуществляющего запасание и транспорт железа. Этот белок, одна молекула которого включает около 4 500 атомов железа, концентрируется в печени, селезенке, костном мозге и слизистой кишечника млекопитающих и человека. Суточная потребность человека в железе (6-20 мг) с избытком покрывается пищей (железом богаты мясо, печень, яйца, хлеб, шпинат, свекла и другие). В организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится 4,2 г железа, в 1 л крови - около 450 мг. При недостатке железа в организме развивается железистая анемия, которую лечат с помощью препаратов, содержащих железо. Препараты железа применяются и как общеукрепляющие средства. Избыточная доза железа (200 мг и выше) может оказывать токсичное действие. Железо также необходимо для нормального развития растений, поэтому существуют микроудобрения на основе препаратов железа.
Препара́ты желе́за - группа лекарственных средств, содержащих соли или комплексы двух- и трёхвалентного железа, а также их комбинации с другими препаратами. В основном используются для лечения и профилактики железодефицитной анемии.
Препараты железа показаны при:
· железодефицитных состояниях (основное показание);
· при непереносимости коровьего молока;
· детям перенесшим острые или длительно текущие инфекционные заболевания.
Дефицит железа может быть вызван:
· недостаточным поступлением железа в организм плода (при фето-фетальной и фето-материнской трансфузии), ребёнка или взрослого человека;
· нарушением всасывания из просвета кишечника (синдром мальабсорбции, воспалительные процессы в кишечнике, на фоне приёма антибиотиков тетрациклинового ряда и других препаратов);
· острые массивные или хронические кровопотери (кровотечения, глистные инвазии, носовые геморрагии, ювенильные маточные кровотечения, длительная гематурия и другие);
· результат повышенного расходования железа (период интенсивного роста, инфекционные заболевания и другие).
Побочные эффекты.
При приёме препаратов железа внутрь могут возникнуть диспепсические эффекты (тошнота, рвота, диарея). Степень их выраженности тем выше, чем больше остаётся невсосавшегося препарата в просвете кишечника. Хуже всего (самая низкая биодоступность) усваивается из ЖКТ восстановленное железо (всего 0,5 %), именно эти препараты чаще всего приводят к нарушении функции кишечника (не следует применять у детей).
Активируя свободнорадикальные реакции, препараты железа способны повредить клеточные мембраны (в том числе, увеличить степень гемолизаэритроцитов).
После парентерального введения препаратов железа могут возникать нежелательные эффекты: из-за увеличения концентрации свободного железа в крови происходит снижение тонуса мелких сосудов - артериол и венул - повышается их проницаемость. Наблюдают покраснение кожи лица, шеи, прилив крови к голове, грудной клетке. Дальнейшее введение препарата в этом случае противопоказано. Если введение препарата не прекращают, в дальнейшем развивается гемосидероз внутренних органов и тканей.
При передозировке принимаемого внутрь препарата железа развиваются кровавые понос и рвота. При передозировке любого препарата железа снижается периферическое сопротивление сосудов, возрастает транссудация жидкости, снижается объём циркулирующей крови. В результате падает АД, возникает тахикардия.
В целом данную категорию лекарственных средств можно разделить на несколько основных групп: препараты на основе солей двухвалентного и трехвалентного железа, различных комплексных соединений железа и комбинированные средства. Препараты из солей железа назначаются только перорально.
Соли двухвалентного железа.
Поглощение железа клетками слизистой оболочки ЖКТ из солевых соединений в основном происходит в двухвалентной форме, так как апоферритин в энтероцитах может связываться только с ионами Fe 2 . Поэтому препараты на основе различных солей железа (II) (сульфата, фумарата, глюконата, сукцината, глутамата, лактата и т. п.) обладают большей биодоступностью, и в общем случае более предпочтительны, чем препараты, содержащие соли железа(III). Кроме того, они являются наиболее дешёвыми лекарственными средствами на фоне других препаратов железа.
Несмотря на указанные преимущества, солевые препараты железа имеют и существенные недостатки, в частности, высокий уровень желудочно-кишечных побочных эффектов (около 23 %)при использовании высоких дозировок. Биодоступность солей железа(II) может снижаться при взаимодействии с различными компонентами пищи и другими лекарственными препаратами (фитинами, оксалатами, танинами, антацидами и др.), в связи с чем их назначают натощак, хотя при этом усиливается их негативное воздействие на слизистую кишечника. Любая передозировка данных препаратов легко приводит к острому отравлению (в США в период с 1986 по 1996 год было зафиксировано 100 тыс. сообщений об отравлениях детей младше 6 лет солями железа), что также несколько ограничивает их широкое использование у детей.
Основными представителями препаратов из солей двухвалентного железа являются средства на основе гептагидрата сульфата железа FeSO 4 ·7H 2 O (содержание элементарного железа - 20 % от массы соли). Сульфат железа хорошо растворим в воде и, как и другие водорастворимые соли, имеет сравнительно высокую биодоступность. При этом следует заметить, что сульфат железа(II) во влажной среде постепенно окисляется до сульфата железа(III), что налагает некоторые ограничения на его хранение и использование (не может применяться в виде растворов, сиропов и других жидких форм). В России зарегистрировано несколько торговых наименований лекарственных средств, содержащих сульфат железа: «Тардиферон», «Гемофер пролонгатум», «Фенюльс» . Также сульфат железа иногда применяют в сочетании со стабилизирующими агентами, например, аскорбиновой кислотой, которая выступает в качестве антиоксиданта (торговые марки «Сорбифер Дурулес», «Ферроплекс» ).
Препараты на основе тетрагидрата хлорида железа FeCl 2 ·4H 2 O (содержание железа 28 %), в отличие от сульфата железа, в водных растворах не окисляются, поэтому производятся в форме капель для приёма внутрь (зарегистрированная в России торговая марка - «Гемофер») . При приёме таких препаратов следует учитывать, что растворы солей железа могут вызывать потемнение зубов, связанное с осаждением на их поверхности нерастворимого сульфида железа, образующегося при взаимодействии ионов Fe 2+ c сероводородом, который может содержаться в полости рта (например, при кариесе зубов).
Фумарат железа FeC 4 H 2 O 4 (содержание элементарного железа 33 % от массы соли), в отличие от предыдущих солей, менее растворим в воде, однако хорошо растворяется в разбавленных растворах кислот, таких, как желудочный сок. Поэтому препараты на основе фумарата железа более стабильны, не имеют характерного железного привкуса, не связываются с белками в верхних отделах ЖКТ, но в то же время хорошо растворяются непосредственно в желудке и поэтому по биодоступности не уступают водорастворимым солям. Фумарат железа зарегистрирован в России как лекарственное средство, однако на данный момент распространения не получил.
Соли трёхвалентного железа.
Препараты из солей трёхвалентного железа традиционно менее предпочтительны в сравнении с солями железа(II), так как для поглощения организмом ионы Fe 3+ должны предварительно восстановиться до Fe 2+ , что является причиной их меньшей биодоступности. Кроме этого, соли железа(III) в верхних отделах тонкой кишки легко гидролизуются с образованием малорастворимых гидроксидов, что также снижает их усвояемость.
Марганец.
Ма́рганец - элемент побочной подгруппы седьмой группы четвёртого периодапериодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 25.
Электронная формула марганца имеет вид:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
Валентные электроны находятся на 4s и 3d подуровнях. На валентных орбиталях атома марганца находится 7 электронов.
Распространение Марганца в природе. Среднее содержание Марганец в земной коре 0,1%, в большинстве изверженных пород 0,06-0,2% по массе, где он находится в рассеянном состоянии в форме Мn 2+ (аналог Fe 2+). На земной поверхности Мn 2+ легко окисляется, здесь известны также минералы Мn 3+ и Мn 4+ . В биосфере Марганец энергично мигрирует в восстановительных условиях и малоподвижен в окислительной среде. Наиболее подвижен Марганец в кислых водах тундры и лесных ландшафтов, где он находится в форме Мn 2+ . Содержание Марганца здесь часто повышено и культурные растения местами страдают от избытка Марганца; в почвах, озерах, болотах образуются железо-марганцевые конкреции, озерные и болотные руды. В сухих степях и пустынях в условиях щелочной окислительной среды Марганец малоподвижен, организмы бедны Марганцем, культурные растения часто нуждаются в марганцевых микроудобрениях. Речные воды бедны Марганцем (10 -6 -10 -5 г/л), однако суммарный вынос этого элемента реками огромен, причем основная его масса осаждается в прибрежной зоне. Еще меньше Марганца в воде озер, морей и океанов; во многих местах океанического дна распространены железо-марганцевые конкреции, образовавшиеся в прошлые геологические периоды.
Минералы марганца .
· пиролюзит MnO 2 ·x H 2 O, самый распространённый минерал (содержит 63,2 % марганца);
· манганит (бурая марганцевая руда) MnO(OH) (62,5 % марганца);
· браунит 3Mn 2 O 3 ·MnSiO 3 (69,5 % марганца);
· гаусманит (Mn II Mn 2 III)O 4 ;
· родохрозит (марганцевый шпат, малиновый шпат) MnCO 3 (47,8 % марганца);
· псиломелан m MnO MnO 2 n H 2 O (45-60 % марганца);
· пурпурит Mn 3+ , (36,65 % марганца).
Химические свойства.
Химически Марганец достаточно активен, при нагревании энергично взаимодействует с неметаллами - кислородом (образуется смесь оксидов Марганца разной валентности), азотом, серой, углеродом, фосфором и другими. При комнатной температуре Марганец на воздухе не изменяется: очень медленно реагирует с водой. В кислотах (соляной, разбавленной серной) легко растворяется, образуя соли двухвалентного Марганца. При нагревании в вакууме Марганец легко испаряется даже из сплавов.
Марганец образует сплавы со многими химическими элементами; большинство металлов растворяется в отдельных его модификациях и стабилизирует их. Так, Cu, Fe, Co, Ni и другие стабилизируют γ-модификацию. Al, Ag и другие расширяют области β- и σ-Mn в двойных сплавах. Это имеет важное значение для получения сплавов на основе Марганца, поддающихся пластической деформации (ковке, прокатке, штамповке).
В соединениях Марганец обычно проявляет валентность от 2 до 7 (наиболее устойчивы степени окисления +2, +4 и +7). С увеличением степени окисления возрастают окислительные и кислотные свойства соединений Марганца.
Соединения Mn(+2) - восстановители.
Оксид MnO - порошок серо-зеленого цвета; обладает основными свойствами. нерастворим в воде и щелочах, хорошо растворим в кислотах. Гидрооксид Mn(OH)3 - белое вещество, нерастворимое в воде. Соединения Mn(+4) могут выступать и как окислители (а) и как восстановители (б):
MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O (а)
(по этой редакции в лабораториях получают хлор)
MnO 2 + KClO 3 + 6KOH = 3K 2 MnO 4 + KCl + 3H 2 O (б)
(реакция идет при сплавлении).
Оксид Марганца (II) MnO2 - черно-бурого цвета, соответствующий гидрооксид Мп(ОН)4 - темно-бурого цвета. Оба соединения в воде нерастворимы, оба амфотсрны с небольшим преобладанием кислотной функции. Соли типа K2MnO4 называются манганитами.
Из соединений Mn(+6) наиболее характерны марганцовистая кислота и ее соли манганаты. Весьма важны соединения Mn(+7) - марганцовая кислота, марганцовый ангидрид и перманганаты.
Характерные степени окисления марганца:0, +2, +3, +4, +6, +7 (+1, +5 мало характерны).
При окислении на воздухе пассивируется. Порошкообразный марганец сгорает в кислороде (Mn + O2 → MnO2). Марганец при нагревании разлагает воду, вытесняя водород (Mn + 2H2O →(t) Mn(OH)2 + H2), образующийся гидроксид марганца замедляет реакцию.
Марганец поглощает водород, с повышением температуры его растворимость в марганце увеличивается. При температуре выше 1200 °C взаимодействует с азотом, образуя различные по составу нитриды.
Углерод реагирует с расплавленным марганцем, образуя карбиды Mn3C и другие. Образует также силициды, бориды, фосфиды.
C соляной и серной кислотами реагирует по уравнению:
С концентрированной серной кислотой реакция идёт по уравнению:
С разбавленной азотной кислотой реакция идёт по уравнению:
В щелочном растворе марганец устойчив.
Марганец образует следующие оксиды: MnO, Mn2O3, MnO2, MnO3 (не выделен в свободном состоянии) и марганцевый ангидрид Mn2O7.
Mn2O7 в обычных условиях жидкое маслянистое вещество тёмно-зелёного цвета, очень неустойчивое; в смеси с концентрированной серной кислотой воспламеняет органические вещества. При 90 °C Mn2O7 разлагается со взрывом. Наиболее устойчивы оксиды Mn2O3 и MnO2, а также комбинированный оксид Mn3O4 (2MnO·MnO2, или соль Mn2MnO4).
При сплавлении оксида марганца (IV) (пиролюзит) со щелочами в присутствии кислорода образуются манганаты:
Раствор манганата имеет тёмно-зелёный цвет. При подкислении протекает реакция:
Раствор окрашивается в малиновый цвет из-за появления аниона MnO4−, и из него выпадает коричневый осадок оксида-гидроксида марганца (IV).
Марганцевая кислота очень сильная, но неустойчивая, её невозможно сконцентрировать более, чем до 20 %. Сама кислота и её соли (перманганаты) - сильные окислители. Например, перманганат калия в зависимости от pH раствора окисляет различные вещества, восстанавливаясь до соединений марганца разной степени окисления. В кислой среде - до соединений марганца (II), в нейтральной - до соединений марганца (IV), в сильно щелочной - до соединений марганца (VI).
При прокаливании перманганаты разлагаются с выделением кислорода (один из лабораторных способов получения чистого кислорода). Реакция идёт по уравнению (на примере перманганата калия):
Под действием сильных окислителей ион Mn2+ переходит в ион MnO4−:
Эта реакция используется для качественного определения Mn2+.
При подщелачивании растворов солей Mn (II) из них выпадает осадок гидроксида марганца (II), быстро буреющий на воздухе в результате окисления.
Соли MnCl3, Mn2(SO4)3 неустойчивы. Гидроксиды Mn(OH)2 и Mn(OH)3 имеют основной характер, MnO(OH)2 - амфотерный. Хлорид марганца (IV) MnCl4очень неустойчив, разлагается при нагревании, чем пользуются для получения хлора:
Нулевая степень окисления у марганца проявляется в соединениях с σ-донорными и π-акцепторными лигандами. Так, для марганца и известен карбонил состава Mn2(CO)10.
Известны и другие соединения марганца с σ-донорными и π-акцепторными лигандами (PF3, NO, N2, P(C5H5)3).
Биологическая роль.
Марганец в организме. Марганец широко распространен в природе, являясь постоянной составной частью растительных и животных организмов. Содержание Марганца в растениях составляет десятитысячные-сотые, а в животных - стотысячные-тысячные доли процента. Беспозвоночные животные богаче Марганцем, чем позвоночные. Среди растений значительное количество Марганца накапливают некоторые ржавчинные грибы, водяной орех, ряска, бактерии родов Leptothrix, Crenothrix и некоторые диатомовые водоросли (Cocconeis) (до нескольких процентов в золе), среди животных - рыжие муравьи, некоторые моллюски и ракообразные (до сотых долей процента). Марганец - активатор ряда ферментов, участвует в процессах дыхания, фотосинтезе, биосинтезе нуклеиновых кислот и других, усиливает действие инсулина и других гормонов, влияет на кроветворение и минеральный обмен. Недостаток Марганца у растений вызывает некрозы, хлороз яблони и цитрусовых, пятнистость злаков, ожоги у картофеля, ячменя и т. п. Марганец обнаружен во всех органах и тканях человека (наиболее богаты им печень, скелет и щитовидная железа). Суточная потребность животных и человека в Марганце - несколько мг (ежедневно с пищей человек получает 3-8 мг Марганца). Потребность в Марганце повышается при физической нагрузке, при недостатке солнечного света; дети нуждаются в большем количестве Марганца, чем взрослые. Показано, что недостаток Марганца в пище животных отрицательно влияет на их рост и развитие, вызывает анемию, так называемых лактационную тетанию, нарушение минерального обмена костной ткани. Для предотвращения указанных заболеваний в корм вводят соли Марганца.
Биологическое действие марганца:
● антиоксидантное
● регулирующее уровень глюкозы в крови
● нормализирующее уровень холестерина и липидный состав крови
● противоанемическое
● противоаллергическое
● способствующее созреванию половых клеток, развитию плода и донашиванию беременности
● восстанавливающее структуру костной и хрящевой ткани
● противосудорожное, предупреждающее ПМС (предменструальный синдром) и др.
Признаки дефицита марганца:
● Утомляемость, слабость, головокружение, шум в ушах
● Ухудшение мозговой активности, снижение памяти
рвота
● Спазмы и судороги
● Боли в мышцах и суставах, двигательные расстройства, склонность к растяжениям и вывихам, артрит, неправильный рост и развитие скелетной системы
● Нарушение зрения
● Витилиго, нарушения пигментации кожи
● Задержка роста ногтей и волос
● Диабет, снижение толерантности к глюкозе, избыточный вес, высокий уровень холестерина, проблемы метаболизма
● Риск бесплодия, репродуктивные проблемы, ранний климакс, дисфункция яичников, остеопороз в климактерическом периоде
● Снижение иммунитета, преждевременное старение
● Аллергии
● Риск раковых заболеваний
● Задержка развития у детей, появление детей с патологиям
Признаки токсичности марганца:
Избыток марганца токсичен: он нарушает всасывание железа и конкурирует с медью в процессе кроветворения, вызывая анемию, а также обуславливает другие патологические изменения.
● Слабый аппетит, апатия, депрессия
● Общая слабость, бессилие
● Нарушенный сон
● Временное безумие, слабоумие
● Неврологические проблемы
● Паркинсонизм или болезнь Паркинсона (мышечная регидность, тремор, монотонный голос, "замороженное" подобное маске лицо).
Кобальт
Со, химический элемент с атомным номером 27. Его атомная масса 58,9332. Природный кобальт состоит из двух стабильных нуклидов: 59 Со (99,83% по массе) и 57 Со (0,17%). В периодической системе элементов Д. И. Менделеева кобальт входит в группу VIII и вместе с железом и никелем образует в 4-м периоде в этой группе триаду близких по свойствам переходных металлов. Конфигурация двух внешних электронных слоев атома кобальта 3s 2 p 6 d 7 4s 2 . Образует соединения чаще всего в степени окисления +2, реже - в степени окисления +3 и очень редко в степенях окисления +1, +4 и +5.
Кобальт - минеральное вещество, который является частью витамина B12. Обычно измеряется в микрограммах (мкг). Кобальт - необходим для красных кровяных клеток. Должен быть получен из пищевых источников. Дневная норма кобальта не установлена, и лишь очень малые количества этого минерального вещества нужны в рационе(обычно не более 8 мкг).
Нахождение в природе.
В земной коре содержание кобальта равно 4·10 -3 % по массе. Кобальт входит в состав более 30 минералов. К ним относятся каролит CuCo 2 S 4 , линнеит Co 3 S 4 , кобальтинCoAsS, сферокобальтит CoCO 3 , смальтит СоAs 2 и другие. Как правило, кобальту в природе сопутствуют его соседи по 4-му периоду - никель, железо, медьи марганец. В морской воде приблизительно (1-7)·10 -10 % кобальта.
Кобальт - относительно редкий металл, и богатые им месторождения в настоящее время практически исчерпаны. Поэтому кобальтсодержащее сырье (часто это никелевые руды, содержащие кобальт как примесь) сначала обогащают, получают из него концентрат. Далее для извлечения кобальта концентрат или обрабатывают растворами серной кислоты или аммиака, или методами пирометаллургии перерабатывают в сульфидный или металлический сплав. Этот сплав затем выщелачивают серной кислотой. Иногда для извлечения кобальта проводят сернокислотное «кучное» выщелачивание исходной руды (измельченную руду размещают в высоких кучах на специальных бетонных площадках и сверху поливают эти кучи выщелачивающим раствором).
Физические свойства.
Кобальт - твердый металл, существующий в двух модификациях. При температурах от комнатной до 427 °C устойчива α-модификация. При температурах от 427 °C до температуры плавления (1494 °C) устойчива β-модификация кобальта (решётка кубическая гранецентрированная). Кобальт - ферромагнетик, точка Кюри 1121 °C. Желтоватый оттенок ему придает тонкий слой оксидов.
Химические свойства.
Оксиды.
· На воздухе кобальт окисляется при температуре выше 300 °C.
· Устойчивый при комнатной температуре оксид кобальта представляет собой сложный оксид Co 3 O 4 , имеющий структуру шпинели, в кристаллической структуре которого одна часть узлов занята ионами Co 2+ , а другая - ионами Co 3+ ; разлагается с образованием CoO выше 900 °C.
· При высоких температурах можно получить α-форму или β-форму оксида CoO.
· Все оксиды кобальта восстанавливаются водородом:
Оксид кобальта (III) можно получить, прокаливая соединения кобальта (II), например:
Другие соединения.
· При нагревании, кобальт реагирует с галогенами, причём соединения кобальта (III) образуются только с фтором.
· С серой кобальт образует 2 различных модификации CoS. Серебристо-серую α-форму (при сплавлении порошков) и чёрную β-форму (выпадает в осадок из растворов).
· При нагревании CoS в
Железо – химический элемент
1. Положение железа в периодической таблице химических элементов и строение его атома
Железо - это d- элемент VIII группы; порядковый номер – 26; атомная масса Ar (Fe ) = 56; состав атома: 26-протонов; 30 – нейтронов; 26 – электронов.
Схема строения атома:
Электронная формула: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2
Металл средней активности, восстановитель:
Fe 0 -2 e - → Fe +2 , окисляется восстановитель
Fe 0 -3 e - → Fe +3 , окисляется восстановитель
Основные степени окисления: +2, +3
2. Распространённость железа
Железо – один из самых распространенных элементов в природе . В земной коре его массовая доля составляет 5,1%, по этому показателю оно уступает только кислороду, кремнию и алюминию . Много железа находится и в небесных телах, что установлено по данным спектрального анализа. В образцах лунного грунта, которые доставила автоматическая станция “Луна”, обнаружено железо в неокисленном состоянии.
Железные руды довольно широко распространены на Земле. Названия гор на Урале говорят сами за себя: Высокая, Магнитная, Железная. Агрохимики в почвах находят соединения железа.
Железо входит в состав большинства горных пород. Для получения железа используют железные руды с содержанием железа 30-70% и более.
Основными железными рудами являются :
магнетит (магнитный железняк) – Fe 3 O 4 содержит 72% железа, месторождения встречаются на Южном Урале, Курской магнитной аномалии:
|
|
|
гематит (железный блеск, кровавик)– Fe 2 O 3 содержит до 65% железа, такие месторождения встречаются в Криворожском районе:
|
|
|
лимонит (бурый железняк) – Fe 2 O 3* nH 2 O содержит до 60% железа, месторождения встречаются в Крыму:
пирит (серный колчедан, железный колчедан, кошачье золото) – FeS 2 содержит примерно 47% железа, месторождения встречаются на Урале.
3. Роль железа в жизни человека и растений
Биохимики открыли важную роль железа в жизни растений, животных и человека. Входя в состав чрезвычайно сложно построенного органического соединения, называемого гемоглобином, железо обусловливает красную окраску этого вещества, от которого в свою очередь, зависит цвет крови человека и животных. В организме взрослого человека содержится 3 г чистого железа, 75% которого входит в состав гемоглобина. Основная роль гемоглобина – перенос кислорода из легких к тканям, а в обратном направлении – CO 2 .
Железо необходимо и растениям. Оно входит в состав цитоплазмы, участвует в процессе фотосинтеза. Растения, выращенные на субстрате, не содержащем железа, имеют белые листья. Маленькая добавка железа к субстрату – и они приобретают зеленый цвет. Больше того, стоит белый лист смазать раствором соли, содержащей железо, и вскоре смазанное место зеленеет.
Так от одной и той же причины – наличия железа в соках и тканях – весело зеленеют листья растений и ярко румянятся щеки человека.
4. Физические свойства железа.
Железо – это серебристо-белый металл с температурой плавления 1539 о С. Очень пластичный, поэтому легко обрабатывается, куется, прокатывается, штампуется. Железо обладает способностью намагничиваться и размагничиваться, поэтому применяется в качестве сердечников электромагнитов в различных электрических машинах и аппаратах. Ему можно придать большую прочность и твердость методами термического и механического воздействия, например, с помощью закалки и прокатки.
Различают химически чистое и технически чистое железо. Технически чистое железо, по сути, представляет собой низкоуглеродистую сталь, оно содержит 0,02 -0,04% углерода, а кислорода, серы, азота и фосфора – еще меньше. Химически чистое железо содержит менее 0,01% примесей. Химически чистое железо – серебристо-серый, блестящий, по внешнему виду очень похожий на платину металл. Химически чистое железо устойчиво к коррозиии хорошо сопротивляется действию кислот. Однако ничтожные доли примесей лишают его этих драгоценный свойств.
5. Получение железа
Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II), а также водородом:
FeO + C = Fe + CO
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2
Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O
Опыт "Получение железа алюминотермией"
6. Химические свойства железа
Как элемент побочной подгруппы железо может проявлять несколько степеней окисления. Мы рассмотрим только соединения, в которых железо проявляет степени окисления +2 и +3. Таким образом, можно говорить, что у железа имеется два ряда соединений, в которых оно двух- и трехвалентно.
1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):
4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3
2) Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III) - вещество чёрного цвета:
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4
C кислородом во влажном воздухе образуется Fe 2 O 3 * nH 2 O
Опыт "Взаимодействие железа с кислородом"
3) При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:
3Fe + 4H 2 O t˚C → Fe 3 O 4 + 4H 2
4) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:
Fe + S t˚C → FeS
5) Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах при обычных условиях:
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Fe + H 2 SO 4 (разб .) = FeSO 4 + H 2
6) В концентрированных кислотах – окислителях железо растворяется только при нагревании
2Fe + 6H 2 SO 4 (конц .) t˚C → Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
Fe + 6HNO 3 (конц
.) t˚C → Fe(NO 3) 3
+ 3NO 2 + 3H 2 O
Железо (III)
7. Применение железа.
Основная часть получаемого в мире железа используется для получения чугуна и стали - сплавов железа с углеродом и другими металлами. Чугуны содержат около 4% углерода. Стали содержат углерода менее 1,4%.
Чугуны необходимы для производства различных отливок - станин тяжелых машин и т.п.
Изделия из чугуна
Стали используются для изготовления машин, различных строительных материалов, балок, листов, проката, рельсов, инструмента и множества других изделий. Для производства различных сортов сталей применяют так называемые легирующие добавки, которыми служат различные металлы: М
Тренажёр №2 - Генетический ряд Fe 3+
Тренажёр №3 - Уравнения реакций железа с простыми и сложными веществами
Задания для закрепления
№1. Составьте
уравнения реакций получения железа из его оксидов Fe 2 O 3 и
Fe 3 O 4 , используя в качестве восстановителя:
а) водород;
б) алюминий;
в) оксид углерода (II).
Для каждой реакции составьте электронный баланс.
№2. Осуществите
превращения по схеме:
Fe 2 O 3 -> Fe - +H2O,
t -> X - +CO, t -> Y - +HCl ->Z
Назовите продукты X, Y, Z?
Инструкция
Периодическая система представляет собой многоэтажный «дом», в котором располагается большое количество квартир. Каждый «жилец» или в своей собственной квартире под определенным номером, который является постоянным. Помимо этого элемент имеет «фамилию» или название, например кислород, бор или азот. Кроме этих данных в каждой «квартире» или указана такая информация, как относительная атомная масса, которая может иметь точные или округленные значения.
Как в любом доме, здесь имеются «подъезды», а именно группы. Причем в группах элементы располагаются слева и справа, образуя . В зависимости от того, с какой стороны их больше, та называется главной. Другая подгруппа, соответственно, будет побочной. Также в таблице имеются «этажи» или периоды. Причем периоды могут быть как большими (состоят из двух рядов) так и малыми (имеют только один ряд).
По таблице можно показать строение атома элемента, каждый из которых имеет положительно заряженное ядро, состоящее из протонов и нейтронов, а также вращающихся вокруг него отрицательно заряженных электронов. Число протонов и электронов численно совпадает и определяется в таблице по порядковому номеру элемента. Например, химический элемент сера имеет №16, следовательно, будет иметь 16 протонов и 16 электронов.
Чтобы определить количество нейтронов (нейтральных частиц, также расположенных в ядре) вычтите из относительной атомной массы элемента его порядковый номер. Например, железо имеет относительную атомную массу равную 56 и порядковый номер 26. Следовательно, 56 – 26 = 30 протонов у железа.
Электроны находятся на разном расстоянии от ядра, образуя электронные уровни. Чтобы определить число электронных (или энергетических) уровней, нужно посмотреть на номер периода, в котором располагается элемент. Например, алюминий находится в 3 периоде, следовательно, у него будет 3 уровня.
По номеру группы (но только для главной подгруппы) можно определить высшую валентность. Например, элементы первой группы главной подгруппы (литий, натрий, калий и т.д.) имеют валентность 1. Соответственно, элементы второй группы (бериллий, магний, кальций и т.д.) будут иметь валентность равную 2.
Также по таблице можно проанализировать свойства элементов. Слева направо металлические свойства ослабевают, а неметаллические усиливаются. Это хорошо видно на примере 2 периода: начинается щелочным металлом натрием, затем щелочноземельный металл магний, после него амфотерный элемент алюминий, затем неметаллы кремний, фосфор, сера и заканчивается период газообразными веществами – хлором и аргоном. В следующем периоде наблюдается аналогичная зависимость.
Сверху вниз также наблюдается закономерность – металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают. То есть, например, цезий гораздо активнее по сравнению с натрием.
МЕТАЛЛЫ ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП
Характеристика переходных элементов – меди, хрома, железа по их положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов.
Понятие переходный элемент обычно используется для обозначения любого из d- или f-элементов. Эти элементы занимают переходное положение между электроположительными s-элементами и электроотрицательными p-элементами. d-Элементы образуют три переходных ряда - в 4-м, 5-м и 6-м периодах соответственно. Первый переходный ряд включает 10 элементов, от скандия до цинка. Он характеризуется внутренней застройкой 3d-орбиталей. Хром и медь имеют на 4s-орбиталях всего по одному электрону. Дело в том, что полузаполненные или заполненные d-подоболочки обладают большей устойчивостью, чем частично заполненные. В атоме хрома на каждой из пяти 3d-орбиталей, образующих 3d-подоболочку, имеется по одному электрону. Такая подоболочка является полузаполненной. В атоме меди на каждой из пяти 3d-орбиталей находится по паре электронов (аналогичным образом объясняется аномалия серебра). Все d-элементы являются металлами. Большинство из них имеет характерный металлический блеск. По сравнению с s-металлами их прочность в целом значительно выше. В частности, для них характерны свойства: высокий предел прочности на разрыв; тягучесть; ковкость (их можно расплющить ударами в листы). d-элементы и их соединения обладают рядом характерных свойств: переменные состояния окисления; способность к обра зованию комплексных ионов; образование окрашенных соединений. d-Элементы характеризуются также более высокой плотностью по сравнению с другими металлами. Это объясняется сравнительно малыми радиусами их атомов. Атомные радиусы этих металлов мало изменяются в этом ряду. d-Элементы - хорошие проводники электрического тока, особенно те из них, в атомах которых имеется только один внешний s-электрон сверх полузаполненной или заполненной d-оболочки. Например, медь.
Химические свойства .
Электроотрицательность металлов первого переходного ряда возрастают в направлении от хрома к цинку. Это означает, что металлические свойства элементов первого переходного ряда постепенно ослабевают в указанном направлении. Такое изменение их свойств проявляется и в последовательном возрастании окислительно-восстановительных потенциалов с переходом от отрицательных к положительным значениям.
Характеристика хрома и его соединений
Хром - твердый, голубовато-белый металл.ρ = 7,2г/см 3 , t плавл = 1857 0 С СО: +1,+2,+3,+4,+5,+6Химические свойства.
4Cr + 3O 2 2Cr 2 O 3
2Cr + 3Cl 2 2CrCl 3
2Cr + 3S Cr 2 S 3
2Cr + 3H 2 O Cr 2 O 3 + 3H 2
Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2 -
2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl 3 + 2H 2 O + H 2 -
2 Сr + 6 Н 2 SО 4 (конц) Сr 2 (SО 4) 3 + 3 SО 2 + 6 Н 2 О
Сr + 6 НNО 3 (конц) Сr(NО 3) 3 + 3 NO 2 + 3 Н 2 О
Получение.Соединения хрома
Соединения двухвалентного хрома
Оксид хрома (II ) CrO
Физические свойства: твердое нерастворимое в воде вещество ярко-красного или коричнево- красного цвета. Химические свойства. CrO – основной оксид.Получение.
Cr 2 O 3 + 3Н 2 2Cr + 3H 2 O Гидроксид хрома (II ) Сr(ОН) 2 Физические свойства: твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета . Химические свойства. Сr(ОН) 2 – слабое основание.
4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O → 4Cr(OH) 3
Соединения трёхвалентного хрома
Оксид хрома (III ) Cr 2 O 3 Физические свойства: темно-зеленое тугоплавкое вещество, нерастворимое в воде. Химические свойства. Cr 2 O 3 - амфотерный оксид.Хромит натрия
Cr 2 O 3 + 3Н 2 2Cr + 3H 2 O
Получение.
Гидроксид хрома (III ) Cr (OH ) 3 Физические свойства: нерастворимое в воде вещество зелёного цвета. Химические свойства. Сr(ОН) 3 – амфотерный гидроксид2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 →Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
Cr(OH) 3 + KOH → KCrO 2 + 2H 2 O
(хромит калия) Получение.
Сr 2 (SО 4) 3 + 6NaОН → 2 Сr(ОН) 3 ↓ + 3 Na 2 SО 4 ,
Соединения шестивалентного хрома
Оксид хрома (VI ) CrO 3 Физические свойства: твердое вещество темно-красного цвета, хорошо растворимое в воде. Ядовит! Химические свойства. CrO 3 – кислотный оксид.CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O
K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 → CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → 2CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
Гидроксиды хрома (VI) H 2 CrO 4 - хромовая кислота , H 2 Cr 2 O 7 - дихромовая кислота Обе кислоты неустойчивы, при попытке их выделения в чистом виде распадаются на воду и оксид хрома (VI). Однако соли их вполне устойчивы. Соли хромовой кислоты называют хроматами, они окрашены в желтый цвет, а соли дихромовой кислоты – дихроматами, они окрашены в оранжевый цвет.Железо и его соединения
Железо – сравнительно мягкий ковкий металл серебристого цвета, пластичный, намагничивается. T плавл =1539 0 С. ρ = 7,87г/см 3 . СО: +2 – со слабыми окислителями – растворы кислот, солей, неметаллы, кроме кислорода и галогенов +3 – с сильными окислителями – концентрированные кислоты, кислород, галогены.Химические свойства.
3Fe + 4H 2 O Fe 3 O 4 + 4H 2 -
Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 -
Fe + H 2 SO 4 (разб.) → FeSO 4 + H 2 -
2Fe + 6H 2 SO 4 (конц.) Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 - + 6H 2 O
Fe + 6HNO 3 (конц.) Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 - + 3H 2 O
(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓
Получение.Fe 2 O 3 + 3CO 2Fe + 3CO 2
FeCl 2 + 2KOH → 2KCl + Fе(OH) 2 ↓
3FeSO 4 + 2K 3 Fe 3 2 + 3K 2 SO 4
2Fe(OH) 3 + 3H 2 SO 4 →Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
Fe(OH) 3 + KOH (тв) → KFeO 2 + 2H 2 O
Fе(ОН) 3 + 3КОН (конц) → К 3
Получение.Fe(NO 3) 3 + 3KOH Fe(OH) 3 + 3KNO 3
4FeCl 3 +3K 4 Fe 4 3 + 12KCl
FeCl 3 + 3KCNS 3КCl + Fe(CNS) 3
Медь и её соединения
Медь - довольно мягкий металл красно-желтого цвета, ковкий, пластичный, обладает высокой тепло- и электропроводностью. T плавл = 1083 0 С. ρ = 8,96г/см 3 . СО: 0,+1,+2
Химические свойства.
Медь стоит в ряду напряжений правее водорода, поэтому не реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами, но растворяется в кислотах – окислителях:
3Cu + 8HNO 3 (разб.) → 3Cu(NO 3) 2 + 2NO- + 2H 2 O
Cu + 4HNO 3 (конц.) → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 -+ 2H 2 O
Cu + 2H 2 SO 4 (конц.) → CuSO 4 + SO 2 -+2H 2 O
Получение .
CuO + CO Cu + CO 2
Соединения одновалентной меди
Оксид меди(I ) С u 2 O Физические свойства: твердое вещество красного цвета, нерастворимое в воде. Химические свойства: Сu 2 O – основной оксид. Получение.Соединения двухвалентной меди
Железо (символ Fe) − химический элемент восьмой группы, четвертого периода. Железо в периодической системе химических элементов расположено под номером 26.
В подгруппе Железа содержится 4 элемента: Fe железо, рутений Ru, осмий Os, Hs хасмий.
Характеристика химического элемента Железо
Ferrum - латинское слово, оно означает не только железо, а также твёрдость и оружие. От него произошли названия железа и в некоторых европейских языках: французском fer, итальянском ferro, испанском hierro и такие термины, как ферриты, ферромагнетизм. Похожие названия этого металла в славянских и балтийских языка: литовском gelezis, польском zelazo, болгарском желязо, украинском залiзо и белорусском жалеза. Английское название Iron, немецкое Eisen, голландское ijzer имеют происхождение от санскритского isira (крепкий, сильный).
Распространение Железа в природе
Железо 26 элемент таблицы Менделеева
Железо - первый на земном шаре и второй по распространённости металл в земной коре, очень важный металл для человека. Ещё с незапамятных времён люди встречали железо в виде железных метеоритов. Обычно в метеоритном железе содержится от 5 до 30 % никеля, почти 0,5 % кобальта и до 1 % других элементов. На территории Африки 80 тысяч лет назад упал самый крупный метеорит Гоба, он весил 66 тонн. Он содержит 84 % железа и 16 % никеля. В метеоритном музее Российской академии наук, хранятся два осколка железного метеорита, которые весят 256 кг, упавшего на Дальнем Востоке. В 1947 г. в Приморском крае на площади 35 км 2 «железным дождём» выпали тысячи осколков (массой от 60 до 100 тонн) железного метеорита. Очень редкий минерал - самородное железо земного происхождения, встречается в виде мелких зёрен и содержит 2% никеля и десятые доли процента других металлов. На Луне было найдено самородное железо в раздробленном состоянии.
В 13- 12 веках до н.э. происходит распад и смена культур на всём пространстве Евразии от Атлантики до Тихого океана, и в течение нескольких веков - до 10-8 веков до н.э. происходят переселения народов. Этот период получил название катастрофы бронзового века и начало перехода к железному веку.
Железа в земной коре очень много, но добывать его тяжело. Этот металл прочно связан в рудах с кислородом, а иногда с серой. Древние печи не могли дать нужной температуры, при которой плавится чистое железо и получалось железо в виде губки с примесями из руды, называемой крицей. При ковке крицы, железо частично отделялось от руды.
Во многих минералах содержится железо. Магнитный железняк, содержащий 72,3% железа - самый богатый железом минерал. Древнегреческий философ Фалес Милетский более 2500 лет назад изучил образцы чёрного металла, которые притягивают железо. Дал ему название magnetis lithos - камень из Магнесии, так произошло название магнита. Теперь известно, что это был магнитный железняк - чёрный оксид железа.
Роль Железа в живом организме
Важнейшей рудой железа является гематит. Он содержит 69,9% железа. Гематит ещё называют красный железняк, а старинное название - кровавик. От греческого haima, что означает кровь. Появились и другие слова, связанные с кровью, такие как гемоглобин. Гемоглобин служит переносчиком кислорода от органов дыхания к тканям организма, а в обратном направлении переносит диоксид углерода. Недостаток железа в организме приводит к тяжёлому заболеванию - железодефицитной анемии . При этом заболевании происходят нарушения скелета, функции центральной нервной и сосудистой систем , наблюдается недостаток кислорода в тканях. Железо необходимо живым организмам. Оно содержится также в мышцах, селезёнке и печени. У взрослого человека железа около 4 г, оно присутствует в каждой клетке организма. Человек каждый день с пищей должен получать 15 миллиграммов железа. При недостатке железа врачи назначают специальные препараты, в которых железо находится в легко усвояемом виде.
Применение Железа
Если в выплавляемом железе больше 2% углерода, то получается чугун, его плавят на сотни градусов ниже, чем чистое железо. Так как чугун хрупкий, из него можно только отливать различные изделия, ковать его нельзя. Из железной руды в доменных печах выплавляют большое количество чугуна, который используют для отливки памятников, решёток и тяжёлых станин для станков. Основную массу чугуна перерабатывают в сталь. Для этого в конвертерах или в мартеновских печах из чугуна «выжигают» часть углерода и других примесей.
Из стали с разным содержанием углерода сделаны все предметы от рельсов до гвоздей. Если в железе мало углерода, получается мягкая низкоуглеродистая сталь, а вводя в сталь легирующие примеси других элементов, получаются разные сорта специальных сталей. Известно огромное множество сталей и каждая имеет своё применение.
Самая известная - нержавеющая сталь, которая содержит никель и хром. Из этой стали делают аппаратуру для химических заводов и столовую посуду. А если в сталь ввести 18% вольфрама, 1% ванадия и 4% хрома, получится быстрорежущая сталь, из неё делают свёрла и наконечники резцов. Если сплавить железо с 1,5% углерода и 15% марганца, получается такая твёрдая сталь, из которой делают ножи бульдозеров и зубья экскаваторов. Сталь содержащая 36% никеля, 0,5 % углерода и 0,5% марганца называется инваром, из неё делают точные приборы и некоторые детали для часов. Сталь, которую называют платинитом, содержит 46% никеля и 15% углерода расширяется при нагревании так же как и стекло. Спай платинита со стеклом не растрескивается и поэтому его используют при изготовлении электрических ламп.
Нержавеющая сталь не намагничивается и к магниту не притягивается. Намагнитить можно только углеродистую сталь. Чистое железо само не намагничивается, а притягивается магнитом, такое железо подходит для изготовления сердечников электромагнитов.
В мире ежегодно выплавляется более миллиарда тонн железа. Но коррозия, которая является страшным врагом металла, не только уничтожает сам металл, на выплавку которого были затрачены огромные усилия , ещё и выводит из строя готовые изделия, которые стоят дороже самого металла. Она ежегодно уничтожает десятки миллионов тонн выплавляемого металла. Железо при коррозии реагирует с кислородом и водой, превращаясь в ржавчину.
Железо, его положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, взаимодействие с серой, хлороводородной кислотой, растворами солей.
ПЛАН ОТВЕТА:
положение в п. с. и строение атома физические свойства химические свойства Химический элемент железо находится в 4-ом периоде 8-ой группе побочной подгруппе. В атоме железа четыре электронных слоя. Электронами заполняется d–подуровень третьего слоя, на нём находится 6 электронов, а на четвёртом слое s–подуровне находится 2 электрона. В соединениях железо проявляет степени окисления +2 и +3.
| IV период VIII группа побочная подгруппа | Fe)))) | +2 | +3 | ||
| +26 2 8 8+6 2 | 4s | ?? | |||
| 3d | ?? | ? | ? | ? | ? |
Простое вещество железо – серебристо-белый металл с температурой плавления 15390С, плотностью 7,87 г/см3, обладает магнитными свойствами. Железо – химически активный металл. При нагревании оно взаимодействует с серой с образованием сульфида железа(II): Fe0 + S0 = Fe+2S-2. Железо вытесняет водород из растворов кислот, при этом образуются соли железа(II), например, при действии на железо соляной кислоты образуется хлорид железа(II): Fe0 + 2H+1Cl-1 = Fe+2Cl2-1 + H20. Железо может вытеснять менее активные металлы из растворов их солей, например, при действии железа на раствор сульфата меди(II) образуются металлическая медь и сульфат железа(II): Fe0 + Cu+2SO4 = Cu0 + Fe+2SO4.
Во всех реакциях железо проявляет свойства восстановителя. Более сильные окислители – хлор, кислород, концентрированные кислоты – окисляют железо до степени окисления +3.
Если домашнее задание на тему: » Железо, его положение в периодической системе химических элементов Д И Менделеева, взаимодействие оказалось вам полезным, то мы будем вам признательны, если вы разместите ссылку на эту сообщение у себя на страничке в вашей социальной сети.
Если таблица Менделеева кажется вам сложной для понимания, вы не одиноки! Хотя бывает непросто понять ее принципы, умение работать с ней поможет при изучении естественных наук. Для начала изучите структуру таблицы и то, какую информацию можно узнать из нее о каждом химическом элементе. Затем можно приступить к изучению свойств каждого элемента. И наконец, с помощью таблицы Менделеева можно определить число нейтронов в атоме того или иного химического элемента.
Часть 1
Структура таблицыТаблица Менделеева, или периодическая система химических элементов, начинается в левом верхнем углу и заканчивается в конце последней строки таблицы (в нижнем правом углу). Элементы в таблице расположены слева направо в порядке возрастания их атомного номера. Атомный номер показывает, сколько протонов содержится в одном атоме. Кроме того, с увеличением атомного номера возрастает и атомная масса. Таким образом, по расположению того или иного элемента в таблице Менделеева можно определить его атомную массу.
Как видно, каждый следующий элемент содержит на один протон больше, чем предшествующий ему элемент. Это очевидно, если посмотреть на атомные номера. Атомные номера возрастают на один при движении слева направо. Поскольку элементы расположены по группам, некоторые ячейки таблицы остаются пустыми.
Узнайте о группах, которые включают в себя элементы со схожими физическими и химическими свойствами. Элементы каждой группы располагаются в соответствующей вертикальной колонке. Как правило, они обозначаются одним цветом, что помогает определить элементы со схожими физическими и химическими свойствами и предсказать их поведение. Все элементы той или иной группы имеют одинаковое число электронов на внешней оболочке.
Узнайте, почему в таблице присутствуют пустые ячейки. Элементы упорядочены не только в соответствии с их атомным номером, но и по группам (элементы одной группы обладают схожими физическими и химическими свойствами). Благодаря этому можно легче понять, как ведет себя тот или иной элемент. Однако с ростом атомного номера не всегда находятся элементы, которые попадают в соответствующую группу, поэтому в таблице встречаются пустые ячейки.
Каждая строка таблицы представляет собой период. Все элементы одного периода имеют одинаковое число атомных орбиталей, на которых расположены электроны в атомах. Количество орбиталей соответствует номеру периода. Таблица содержит 7 строк, то есть 7 периодов.
Научитесь различать металлы, металлоиды и неметаллы. Вы лучше будете понимать свойства того или иного элемента, если сможете определить, к какому типу он относится. Для удобства в большинстве таблиц металлы, металлоиды и неметаллы обозначаются разными цветами. Металлы находятся в левой, а неметаллы - в правой части таблицы. Металлоиды расположены между ними.
Часть 2
Обозначения элементовКаждый элемент обозначается одной или двумя латинскими буквами. Как правило, символ элемента приведен крупными буквами в центре соответствующей ячейки. Символ представляет собой сокращенное название элемента, которое совпадает в большинстве языков. При проведении экспериментов и работе с химическими уравнениями обычно используются символы элементов, поэтому полезно помнить их.
Обратите внимание на полное название элемента, если оно приведено в таблице. Это «имя» элемента используется в обычных текстах. Например, «гелий» и «углерод» являются названиями элементов. Обычно, хотя и не всегда, полные названия элементов указываются под их химическим символом.
Найдите атомный номер. Обычно атомный номер элемента расположен вверху соответствующей ячейки, посередине или в углу. Он может также находиться под символом или названием элемента. Элементы имеют атомные номера от 1 до 118.
Помните о том, что атомный номер соответствует числу протонов в атоме. Все атомы того или иного элемента содержат одинаковое количество протонов. В отличие от электронов, количество протонов в атомах элемента остается постоянным. В противном случае получился бы другой химический элемент!
Обычно количество электронов равно числу протонов. Исключением является тот случай, когда атом ионизирован. Протоны имеют положительный, а электроны - отрицательный заряд. Поскольку атомы обычно нейтральны, они содержат одинаковое количество электронов и протонов. Тем не менее, атом может захватывать электроны или терять их, и в этом случае он ионизируется.
