Сульфат железа 3 формула химическая. Железо и его соединения

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

1.Общая характеристика.

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
			Слабоосновный
			Очень слабое основание, иногда - амфотерный
	Не получен	*	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 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 кислоты 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.

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.

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

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) (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 осадоктурнбулевой сини :

Для количественного определения железа (II) в растворе используют фенантролин , образующий с железом (II) красный комплекс FePhen 3 в широком диапазоне рН (4-9)

Соединения железа (III)

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

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

При частичном гидролизе иона Fe 3+ 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 Fe 2 O 3 образует разнообразные ферриты :

Соединения железа(III) в растворах восстанавливаются металлическим железом:

Железо(III) способно образовывать двойные сульфаты с однозарядными катионами типа квасцов , например, KFe(SO 4) 2 - железокалиевые квасцы, (NH 4)Fe(SO 4) 2 - железоаммонийные квасцы и т. д.

Для качественного обнаружения в растворе соединений железа(III) используют качественную реакцию ионов Fe 3+ с тиоцианат-ионами SCN − . При взаимодействии ионов Fe 3+ с анионами SCN − 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 Fe 3+ служит гексацианоферрат(II) калия K 4 (жёлтая кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe 3+ и 4− выпадает ярко-синий осадок берлинской лазури :

Соединения железа (VI)

Ферраты - соли не существующей в свободном виде железной кислоты H 2 FeO 4 . 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 , например, феррат(VI) калия K 2 FeO 4 . 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.

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.

Обозначение - Fe (Iron);
Период - IV;
Группа - 8 (VIII);
Атомная масса - 55,845;
Атомный номер - 26;
Радиус атома = 126 пм;
Ковалентный радиус = 117 пм;
Распределение электронов - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 ;
t плавления = 1535°C;
t кипения = 2750°C;
Электроотрицательность (по Полингу/по Алпреду и Рохову) = 1,83/1,64;
Степень окисления: +8, +6, +4, +3, +2, +1, 0;
Плотность (н. у.) = 7,874 г/см 3 ;
Молярный объем = 7,1 см 3 /моль.

Соединения железа :

Железо является самым распространенным металлом в земной коре (5,1% по массе) после алюминия .

На Земле железо в свободном состоянии встречается в незначительных количествах в виде самородков, а также в упавших метеоритах.

Промышленным способом железо добывают на железнорудных месторождениях, из железосодержащих минералов: магнитного, красного, бурого железняка.

Следует сказать, что железо входит в состав многих природных минералов, обуславливая их природную окраску. Окраска минералов зависит зависит от концентрации и соотношения ионов железа Fe 2+ /Fe 3+ , а также от атомов, окружающих эти ионы. Например, присутствие примесей ионов железа влияет на окраску многих драгоценных и полудрагоценных камней: топазов (от бледно-желтого до красного), сапфиров (от голубого до темно-синего), аквамаринов (от светло-голубого до зеленовато-голубого) и проч.

Железо содержится в тканях животных и растений, например, в организме взрослого человека присутствует около 5 г железа. Железо является жизненно важным элементом, оно входит в состав белка гемоглобина, участвуя в транспортировке кислорода от легких к тканям и клеткам. При недостатке железа в организме человека развивается малокровие (железодефицитная анемия).

Рис. Строение атома железа .

Электронная конфигурация атома железа - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 (см. Электронная структура атомов). В образовании химических связей с другими элементами могут участвовать 2 электрона, находящихся на внешнем 4s-уровне + 6 электронов 3d-подуровня (всего 8 электронов), поэтому в соединениях железо может принимать степени окисления +8, +6, +4, +3, +2, +1, (наиболее часто встречаются +3, +2). Железо обладает средней химической активностью.

Рис. Степени окисления железа: +2, +3.

Физические свойства железа:

металл серебристо-белого цвета;
в чистом виде достаточно мягкий и пластичный;
хобладает хорошей тепло- и электропроводимостью.

Железо существует в виде четырех модификаций (различаются строением кристаллической решетки): α-железо; β-железо; γ-железо; δ-железо.

Химические свойства железа

реагирует с кислородом, в зависимости от температуры и концентрации кислорода могут образовываться различные продукты или смесь продуктов окисления железа (FeO, Fe 2 O 3 , Fe 3 O 4):
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ;
окисление железа при низких температурах:
4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3 ;
реагирует с водяным паром:
3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2 ;
мелко раздробленное железо реагирует при нагревании с серой и хлором (сульфид и хлорид железа):
Fe + S = FeS; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 ;
при высоких температурах реагирует с кремнием, углеродом, фосфором:
3Fe + C = Fe 3 C;
с другими металлами и с неметаллами железо может образовывать сплавы;
железо вытесняет менее активные металлы из их солей:
Fe + CuCl 2 = FeCl 2 + Cu;
с разбавленными кислотами железо выступает в роли восстановителя, образуя соли:
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 ;
с разбавленной азотной кислотой железо образует различные продукты восстановления кислоты, в зависимости от ее концентрации (N 2 , N 2 O, NO 2).

Получение и применение железа

Промышленное железо получают выплавкой чугуна и стали.

Чугун - это сплав железа с примесями кремния, марганца, серы, фосфора, углерода. Содержание углерода в чугуне превышает 2% (в стали менее 2%).

Чистое железо получают:

в кислородных конверторах из чугуна;
восстановлением оксидов железа водородом и двухвалентным оксидом углерода;
электролизом соответствующих солей.

Чугун получают из железных руд восстановлением оксидов железа. Выплавку чугуна осуществляют в доменных печах. В качестве источника тепла в доменной печи используется кокс.

Доменная печь является очень сложным техническим сооружением высотой в несколько десятков метров. Она выкладывается из огнеупорного кирпича и защищается внешним стальным кожухом. По состоянию на 2013 год самая крупная доменная печь была построена в Южной Корее сталелитейной компанией POSCO на металлургическом заводе в городе Кванъян (объем печи после модернизации составил 6000 кубометров при ежегодной производительности 5 700 000 тонн).

Рис. Доменная печь .

Процесс выплавки чугуна в доменной печи идет непрерывно в течение нескольких десятилетий, пока печь не выработает свой ресурс.

Рис. Процесс выплавки чугуна в доменной печи .

обогащенные руды (магнитный, красный, бурый железняк) и кокс засыпаются через колошник, расположенный в самом верху доменной печи;
процессы восстановления железа из руды под действием оксида углерода (II) протекают в средней части доменной печи (шахте) при температуре 450-1100°C (оксиды железа восстанавливаются до металла):
- 450-500°C - 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2 ;
- 600°C - Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2 ;
- 800°C - FeO + CO = Fe + CO 2 ;
- часть двухвалентного оксида железа восстанавливается коксом: FeO + C = Fe + CO.
параллельно идет процесс восстановления оксидов кремния и марганца (входят в железную руду в виде примесей), кремний и марганец входят в состав выплавляющегося чугуна:
- SiO 2 + 2C = Si + 2CO;
- Mn 2 O 3 + 3C = 2Mn + 3CO.
при термическом разложении известняка (вносится в доменную печь) образуется оксид кальция, который реагирует с оксидами кремния и алюминия, содержащихся в руде:
- CaCO 3 = CaO + CO 2 ;
- CaO + SiO 2 = CaSiO 3 ;
- CaO + Al 2 O 3 = Ca(AlO 2) 2 .
при 1100°C процесс восстановления железа прекращается;
ниже шахты располагается распар, самая широкая часть доменной печи, ниже которой следует заплечник, в котором выгорает кокс и образуются жидкие продукты плавки - чугун и шлаки, накапливающиеся в самом низу печи - горне;
в верхней части горна при температуре 1500°C в струе вдуваемого воздуха происходит интенсивное сгорание кокса: C + O 2 = CO 2 ;
проходя через раскаленный кокс, оксид углерода (IV) превращается в оксид углерода (II), являющийся восстановителем железа (см. выше): CO 2 + C = 2CO;
шлаки, образованные силикатами и алюмосиликатами кальция, располагаются выше чугуна, защищая его от действия кислорода;
через специальные отверстия, расположенные на разных уровнях горна, чугун и шлаки выпускаются наружу;
бОльшая часть чугуна идет на дальнейшую переработку - выплавку стали.

Сталь выплавляют из чугуна и металлолома конверторным способом (мартеновский уже устарел, хотя еще и применяется) или электроплавкой (в электропечах, индукционных печах). Суть процесса (передела чугуна) заключается в понижении концентрации углерода и других примесей путем окисления кислородом.

Как уже было сказано выше, концентрация углерода в стали не превышает 2%. Благодаря этому, сталь в отличие от чугуна достаточно легко поддается ковке и прокатке, что позволяет изготавливать из нее разнообразные изделия, обладающие высокой твердостью и прочностью.

Твердость стали зависит от содержания углерода (чем больше углерода, тем тверже сталь) в конкретной марке стали и условий термообработки. При отпуске (медленном охлаждении) сталь становится мягкой; при закалке (быстром охлаждении) сталь получается очень твердой.

Для придания стали нужных специфических свойств в нее добавляют лигирующие добавки: хром, никель, кремний, молибден, ванадий, марганец и проч.

Чугун и сталь являются важнейшими конструкционными материалами в подавляющем большинстве отраслей народного хозяйства.

Биологическая роль железа:

в организме взрослого человека содержится около 5 г железа;
железо играет важную роль в работе кроветворных органов;
железо входит в состав многих сложных белковых комплексов (гемоглобина, миоглобина, различных ферментов).

Первые изделия из железа и его сплавов были найдены при раскопках и датируются примерно 4 тысячелетием до нашей эры. То есть еще древние египтяне и шумеры использовали метеоритные месторождения данного вещества, чтобы изготовлять украшения и предметы быта, а также оружие.

Сегодня соединения железа различного рода, а также чистый металл - это самые распространенные и применяемые вещества. Не зря XX век считался железным. Ведь до появления и широкого распространения пластика и сопутствующих материалов именно это соединение имело для человека решающее значение. Что представляет собой данный элемент и какие вещества образует, рассмотрим в данной статье.

Химический элемент железо

Если рассматривать строение атома, то в первую очередь следует указать его местоположения в периодической системе.

Порядковый номер - 26.
Период - четвертый большой.
Группа восьмая, подгруппа побочная.
Атомный вес - 55,847.
Строение внешней электронной оболочки обозначается формулой 3d 6 4s 2 .
- Fe.
Название - железо, чтение в формуле - "феррум".
В природе существует четыре стабильных изотопа рассматриваемого элемента с массовыми числами 54, 56, 57, 58.

Химический элемент железо имеет также около 20 различных изотопов, которые не отличаются стабильностью. Возможные степени окисления, которые может проявлять данный атом:

Важное значение имеет не только сам элемент, но и его различные соединения и сплавы.

Физические свойства

Как простое вещество, железо имеет с ярко выраженным металлизмом. То есть это серебристо-белый с серым оттенком металл, обладающий высокой степенью ковкости и пластичности и высокой температурой плавления и кипения. Если рассматривать характеристики более подробно, то:

температура плавления - 1539 0 С;
кипения - 2862 0 С;
активность - средняя;
тугоплавкость - высокая;
проявляет ярко выраженные магнитные свойства.

В зависимости от условий и различных температур, существует несколько модификаций, которые образует железо. Физические свойства их различаются от того, что разнятся кристаллические решетки.

Все модификации имеют различные типы строения кристаллических решеток, а также отличаются магнитными свойствами.

Химические свойства

Как уже упоминалось выше, простое вещество железо проявляет среднюю химическую активность. Однако в мелкодисперсном состоянии способно самовоспламеняться на воздухе, а в чистом кислороде сгорает сам металл.

Коррозионная способность высокая, поэтому сплавы данного вещества покрываются легирующими соединениями. Железо способно взаимодействовать с:

кислотами;
кислородом (в том числе воздухом);
серой;
галогенами;
при нагревании - с азотом, фосфором, углеродом и кремнием;
с солями менее активных металлов, восстанавливая их до простых веществ;
с острым водяным паром;
с солями железа в степени окисления +3.

Очевидно, что, проявляя такую активность, металл способен образовывать различные соединения, многообразные и полярные по свойствам. Так и происходит. Железо и его соединения чрезвычайно разнообразны и находят применение в самых разных отраслях науки, техники, промышленной деятельности человека.

Распространение в природе

Природные соединения железа встречаются довольно часто, ведь это второй по распространенности элемент на нашей планете после алюминия. При этом в чистом виде металл встречается крайне редко, в составе метеоритов, что говорит о больших его скоплениях именно в космосе. Основная же масса содержится в составе руд, горных пород и минералов.

Если говорить о процентном содержании рассматриваемого элемента в природе, то можно привести следующие цифры.

Ядра планет земной группы - 90%.
В земной коре - 5%.
В мантии Земли - 12%.
В земном ядре - 86%.
В речной воде - 2 мг/л.
В морской и океанской - 0,02 мг/л.

Самые распространенные соединения железа формируют следующие минералы:

магнетит;
лимонит или бурый железняк;
вивианит;
пирротин;
пирит;
сидерит;
марказит;
леллингит;
миспикель;
милантерит и прочие.

Это еще далеко список, ведь их действительно очень много. Кроме того, широко распространены различные сплавы, которые создаются человеком. Это тоже такие соединения железа, без которых сложно представить современную жизнь людей. К ним относятся два основных типа:

чугуны;
стали.

Также именно железо является ценной добавкой в составе многих никелевых сплавов.

Соединения железа (II)

К таковым относятся такие, в которых степень окисления образующего элемента равна +2. Они достаточно многочисленны, ведь к ним можно отнести:

оксид;
гидроксид;
бинарные соединения;
сложные соли;
комплексные соединения.

Формулы химических соединений, в которых железо проявляет указанную степень окисления, для каждого класса индивидуальны. Рассмотрим наиболее важные и распространенные из них.

Оксид железа (II). Порошок черного цвета, в воде не растворяется. Характер соединения - основный. Способен быстро окисляться, однако и восстанавливаться до простого вещества может также легко. Растворяется в кислотах, образуя соответствующие соли. Формула - FeO.
Гидроксид железа (II). Представляет собой белый аморфный осадок. Образуется при реакции солей с основаниями (щелочами). Проявляет слабые основные свойства, способен быстро окисляться на воздухе до соединений железа +3. Формула - Fe(OH) 2 .
Соли элемента в указанной степени окисления. Имеют, как правило, бледно-зеленую окраску раствора, хорошо окисляются даже на воздухе, приобретая и переходя в соли железа 3. Растворяются в воде. Примеры соединений: FeCL 2 , FeSO 4 , Fe(NO 3) 2 .
Практическое значение среди обозначенных веществ имеют несколько соединений. Во-первых, (II). Это главный поставщик ионов в организм человека, больного анемией. Когда такой недуг диагностируется у пациента, то ему прописывают комплексные препараты, в основе которых лежит рассматриваемое соединение. Так происходит восполнение дефицита железа в организме.
Во-вторых, то есть сульфат железа (II), вместе с медным используется для уничтожения сельскохозяйственных вредителей на посевах. Метод доказывает свою эффективность уже не первый десяток лет, поэтому очень ценится садоводами и огородниками.
Соль Мора
Это соединение, которое представляет собой кристаллогидрат сульфата железа и аммония. Формула его записывается, как FeSO 4 *(NH 4) 2 SO 4 *6H 2 O. Одно из соединений железа (II), которое получило широкое применение на практике. Основные области использования человеком следующие.
1. Фармацевтика.
2. Научные исследования и лабораторные титриметрические анализы (для определения содержания хрома, перманганата калия, ванадия).
3. Медицина - как добавка в пищу при нехватке железа в организме пациента.
4. Для пропитки деревянных изделий, так как соль Мора защищает от процессов гниения.
Есть и другие области, в которых находит применение это вещество. Название свое оно получило в честь немецкого химика, впервые обнаружившего проявляемые свойства.
Вещества со степенью окисления железа (III)
Свойства соединений железа, в которых оно проявляет степень окисления +3, несколько отличны от рассмотренных выше. Так, характер соответствующего оксида и гидроксида уже не основный, а выраженный амфотерный. Дадим описание основным веществам.

Среди приведенных примеров с практической точки зрения важное значение имеет такой кристаллогидрат, как FeCL 3* 6H 2 O, или шестиводный хлорид железа (III). Его применяют в медицине для остановки кровотечений и восполнения ионов железа в организме при анемии.
Девятиводный сульфат железа (III) используется для очистки питьевой воды, так как ведет себя как коагулянт.
Соединения железа (VI)
Формулы химических соединений железа, где оно проявляет особую степень окисления +6, можно записать следующим образом:
- K 2 FeO 4 ;
- Na 2 FeO 4 ;
- MgFeO 4 и прочие.
Все они имеют общее название - ферраты - и обладают схожими свойствами (сильные восстановители). Также они способны обеззараживать и обладают бактерицидным действием. Это позволяет использовать их для обработки питьевой воды в промышленных масштабах.
Комплексные соединения
Очень важными в аналитической химии и не только являются особые вещества. Такие, которые образуются в водных растворах солей. Это комплексные соединения железа. Наиболее популярные и хорошо изученные из них следующие.
1. Гексацианоферрат (II) калия K 4 . Другое название соединения - желтая кровяная соль. Используется для качественного определения в растворе иона железа Fe 3+ . В результате воздействия раствор приобретает красивую ярко-синюю окраску, так как формируется другой комплекс - берлинская лазурь KFe 3+ . Издревле использовалась как
2. Гексацианоферрат (III) калия K 3 . Другое название - красная кровяная соль. Используется как качественный реагент на определение иона железа Fe 2+ . В результате образуется синий осадок, имеющий название турнбулева синь. Также использовалась, как краситель для ткани.
Железо в составе органических веществ
Железо и его соединения, как мы уже убедились, имеют большое практическое значение в хозяйственной жизни человека. Однако, помимо этого, его биологическая роль в организме не менее велика, даже наоборот.
Существует одно очень важное белок, в состав которого входит данный элемент. Это гемоглобин. Именно благодаря ему происходит транспорт кислорода и осуществляется равномерный и своевременный газообмен. Поэтому роль железа в жизненно важном процессе - дыхании - просто огромна.
Всего внутри организма человека содержится около 4 грамм железа, которое постоянно должно пополняться за счет потребляемых продуктов питания.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Железо - элемент восьмой группы четвёртого периода Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева.

А томный номер — 26. Символ – Fe (лат. «ferrum»). Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия).

Физические свойства железа

Железо – металл серого цвета. В чистом виде оно довольно мягкое, ковкое и тягучее. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – 3d 6 4s 2 . В своих соединениях железо проявляет степени окисления «+2» и «+3». Температура плавления железа – 1539С. Железо образует две кристаллические модификации: α- и γ-железо. Первая из них имеет кубическую объемноцентрированную решетку, вторая – кубическую гранецентрированную. α-Железо термодинамически устойчиво в двух интервалах температур: ниже 912 и от 1394С до температуры плавления. Между 912 и 1394С устойчиво γ-железо.

Механические свойства железа зависят от его чистоты – содержания в нем даже весьма малых количеств других элементов. Твердое железо обладает способностью растворять в себе многие элементы.

Химические свойства железа

Во влажном воздухе железо быстро ржавеет, т.е. покрывается бурым налетом гидратированного оксида железа, который вследствие своей рыхлости не защищает железо от дальнейшего окисления. В воде железо интенсивно корродирует; при обильном доступе кислорода образуются гидратные формы оксида железа (III):

2Fe + 3/2O 2 + nH 2 O = Fe 2 O 3 ×H 2 O.

При недостатке кислорода или при затрудненном доступе образуется смешанный оксид (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2 .

Железо растворяется в соляной кислоте любой концентрации:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 .

Аналогично происходит растворение в разбавленной серной кислоте:

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 .

В концентрированных растворах серной кислоты железо окисляется до железа (III):

2Fe + 6H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.

Однако, в серной кислоте, концентрация которой близка к 100%, железо становится пассивным и взаимодействия практически не происходит. В разбавленных и умеренно концентрированных растворах азотной кислоты железо растворяется:

Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO +2H 2 O.

При высоких концентрациях азотной кислоты растворение замедляется и железо становится пассивным.

Как и другие металлы железо вступает в реакции с простыми веществами. Реакции взаимодействия железа с галогенами (вне зависимости от типа галогена) протекают при нагревании. Взаимодействие железа с бромом протекает при повышенном давлении паров последнего:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 ;

3Fe + 4I 2 = Fe 3 I 8 .

Взаимодействие железа с серой (порошок), азотом и фосфором также происходит при нагревании:

6Fe + N 2 = 2Fe 3 N;

2Fe + P = Fe 2 P;

3Fe + P = Fe 3 P.

Железо способно реагировать с такими неметаллами, как углерод и кремний:

3Fe + C = Fe 3 C;

Среди реакций взаимодействия железа со сложными веществами особую роль играют следующие реакции — железо способно восстанавливать металлы, стоящие в ряду активности правее него, из растворов солей (1), восстанавливать соединения железа (III) (2):

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu (1);

Fe + 2FeCl 3 = 3FeCl 2 (2).

Железо, при повышенном давлении, реагирует с несолеобразующим оксидом – СО с образованием веществ сложного состава – карбонилов — Fe(CO) 5 , Fe 2 (CO) 9 и Fe 3 (CO) 12 .

Железо при отсутствии примесей устойчиво в воде и в разбавленных растворах щелочей.

Получение железа

Основной способ получения железа – из железной руды (гематит, магнетит) или электролиз растворов его солей (в этом случае получают «чистое» железо, т.е. железо без примесей).

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание

Железная окалина Fe 3 O 4 массой 10 г была сначала обработана 150 мл раствора соляной кислоты (плотность 1,1 г/мл) с массовой долей хлороводорода 20%, а затем в полученный раствор добавили избыток железа. Определите состав раствора (в % по массе).

Решение

Запишем уравнения реакций согласно условию задачи:

8HCl + Fe 3 O 4 = FeCl 2 +2FeCl 3 + 4H 2 O (1);

2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 (2).

Зная плотность и объем раствора соляной кислоты, можно найти его массу:

m sol (HCl) = V(HCl) × ρ (HCl);

m sol (HCl) = 150×1,1 = 165 г.

Рассчитаем массу хлороводорода:

m(HCl) = m sol (HCl) ×ω(HCl)/100%;

m(HCl) = 165×20%/100% = 33 г.

Молярная масса (масса одного моль) соляной кислоты, рассчитанная с помощью таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 36,5 г/моль. Найдем количество вещества хлороводорода:

v(HCl) = m(HCl)/M(HCl);

v(HCl) = 33/36,5 = 0,904 моль.

Молярная масса (масса одного моль) окалины, рассчитанная с помощью таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 232 г/моль. Найдем количество вещества окалины:

v(Fe 3 O 4) = 10/232 = 0,043 моль.

Согласно уравнению 1, v(HCl): v(Fe 3 O 4) = 1:8, следовательно, v(HCl) = 8 v(Fe 3 O 4) = 0,344 моль. Тогда, количество вещества хлородорода, рассчитанное по уравнению (0,344 моль) будет меньше, чем указанное в условии задачи (0,904 моль). Следовательно, соляная кислота находится в избытке и будет протекать еще одна реакция:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 (3).

Определим количество вещества хлоридов железа, образующихся в результате первой реакции (индексами обозначим конкретную реакцию):

v 1 (FeCl 2):v(Fe 2 O 3) = 1:1 = 0,043 моль;

v 1 (FeCl 3):v(Fe 2 O 3) = 2:1;

v 1 (FeCl 3) = 2×v(Fe 2 O 3) = 0,086 моль.

Определим количество хлороводорода, которое не прореагировало в реакции 1 и количество вещества хлорида железа (II), образовавшееся в ходе реакции 3:

v rem (HCl) = v(HCl) – v 1 (HCl) = 0,904 – 0,344 = 0,56 моль;

v 3 (FeCl 2): v rem (HCl) = 1:2;

v 3 (FeCl 2) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 моль.

Определим количество вещества FeCl 2 , образовавшегося в ходе реакции 2, общее количество вещества FeCl 2 и его массу:

v 2 (FeCl 3) = v 1 (FeCl 3) = 0,086 моль;

v 2 (FeCl 2): v 2 (FeCl 3) = 3:2;

v 2 (FeCl 2) = 3/2× v 2 (FeCl 3) = 0,129 моль;

v sum (FeCl 2) = v 1 (FeCl 2) + v 2 (FeCl 2) + v 3 (FeCl 2) = 0,043+0,129+0,28 = 0,452 моль;

m(FeCl 2) = v sum (FeCl 2) ×M(FeCl 2) = 0,452×127 = 57,404 г.

Определим количество вещества и массу железа, вступившего в реакции 2 и 3:

v 2 (Fe): v 2 (FeCl 3) = 1:2;

v 2 (Fe) = 1/2× v 2 (FeCl 3) = 0,043 моль;

v 3 (Fe): v rem (HCl) = 1:2;

v 3 (Fe) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 моль;

v sum (Fe) = v 2 (Fe) + v 3 (Fe) = 0,043+0,28 = 0,323 моль;

m(Fe) = v sum (Fe) ×M(Fe) = 0,323 ×56 = 18,088 г.

Вычислим количество вещества и массу водорода, выделившегося в реакции 3:

v(H 2) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 моль;

m(H 2) = v(H 2) ×M(H 2) = 0,28 ×2 = 0,56 г.

Определяем массу полученного раствора m’ sol и массовую долю FeCl 2 в нём:

m’ sol = m sol (HCl) + m(Fe 3 O 4) + m(Fe) – m(H 2);

Железа(II) сульфат , сульфат железа (III) .

Химические свойства

Двухвалентное сернокислое железо – неорганическое соединение, соль образованная серной кислотой и железом. Вещество не имеет запаха, не летуче. Безводная форма имеет вид бесцветных не прозрачных мелких гигрокопичных кристаллов. Кристаллогидраты имеют характерный зеленовато-голубой окрас, тетрагидраты зеленого цвета. Химическая формула Сульфата Железа 2: FeSO4 , рацемическая: O4SFe . На вкус соединение вяжущее, с привкусом металла. Средство хорошо растворяется в воде. Молекулярная масса = 151,9 грамм на моль.

Вещество выделяется из железного купороса . Раствор сульфата Fe(2) под действием кислорода окисляется в переходит в Сульфат Железа 3. Разлагается при температуре выше 480 градусов Цельсия на оксиды.

Сульфат Железа 2 можно получить при воздействии разбавленной серной кислоты на обрезки железа; в виде побочного продукта реакции травления железных листов, при удалении окалины, при окислительном обжиге пирита.

Гидролиз Сульфата Железа 2 протекает по катиону в кислой среде. Первая ступень гидролиза: Fe2+ + SO42- + HOH ↔ FeOH+ + SO42- + H+; теоретически может протекать и вторая ступень гидролиза: FeOH+ + SO42- + HOH ↔ Fe(OH)2↓ + SO42- + H+.

Вещество применяют:

для окраски изделий и шерстяной ткани в черный цвет, при производстве чернила, при консервировании древесины;
в химической дозиметрии, для обработки садовых деревьев в сельском хозяйстве;
в медицине при лечении железодефицитной анемии .

Сернокислое железо 3 или тетрасульфид 6 железа 3 – это светло-желтые парамагнитные мелкие кристаллы. Вещество хорошо растворяется в воде, медленно – в этиловом спирте. Химическая формула Сульфата Железа 3: Fe2(SО4)3 , рацемическая: Fe2O12S3 . Вещество обладает способностью кристаллизоваться в форме кристаллогидратов Fe2(SO4)3 n H2O . Наибольшее значение имеет нонагидрат сульфата железа(III) . Водные растворы приобретают красно-коричневую окраску из-за реакции гидролиза, протекающей по катиону. Соединение разлагается под действие горячей воды и высоких температур. При 98 градусах нонагидрат превращается в тетрагидрат , при температуре выше 125 градусов – в моногидрат и выше 175 – в безводный сульфат Fe , который при температуре более 600 градусов разлагается на оксиды серы и железа.

Вещество используют:

при переработке медной руды, для очистки сточных вод, промышленных и коммунальных стоков;
при окраске ткани и дублении в кожевельном производстве;
в качестве флотационного регулятора, в виде катализатора некоторых реакций или окислителя;
в медицине в качестве кровоостанавливающего средства.

Фармакологическое действие

Противоанемическое, устраняющее железодефицит. Кровоостанавливающее (Сульфат Железа 3).

Фармакодинамика и фармакокинетика

Железо является основным микроэлементом, входящим в состав , миоглобина и прочих компонентов крови. Вещество принимает участие в окислительно-восстановительных реакциях, связывается и переносит молекулы кислорода по организму, стимулирует гемопоэз и эритропоэз . Сульфат Железа обеспечивает синтез всех железосодержащих метаболитов. После поступления Fe с пищей, оно усваивается в двенадцатиперстной кишке и переносится в депо тканей с помощью ферментов трансферетинов .

После приема лекарства внутрь, его активные компоненты полностью усваиваются организмом. Максимальная концентрация в крови наблюдается через 2-4 часа.

Показания к применению

Средство используют:

для лечения и профилактики железодефицитной анемии у детей и взрослых;
при нарушении всасывания железа из пищеварительного тракта;
у пациентов с повышенной потребностью в железе, при , кормлении грудью, во время интенсивного роста, при несбалансированном питании;
при хроническом , сопровождающимся секреторной недостаточностью;
на некоторых стадиях лечения B12-дефицитной анемии ;
при обострении ;
во время реабилитации после резекции желудка ;
для лечения недоношенных детей;
для стимуляции во время инфекционных заболеваний и при ;
при лечении пациентов с ахлоргидрией , хронической , болезнью Крона , синдромом мальабсорбции .

Противопоказания

Сульфат Железа 2 противопоказан к приему:

при на средство;
у пациентов с нарушениями обменных процессов в организме, при гемосидерозе , гемохроматозе ;
больным с дисфункцией ЖКТ, которая препятствует всасыванию железа;
при апластической и гемолитической анемии ;
пациентам с талассемией .

Побочные действия

Побочные реакции во время лечения Сульфатом Железа возникают не часто.

Могут проявиться:

, головная боль , общая слабость и раздражительность, эпилептический синдром и ;
чувство давления в груди, или , тошнота;
зубная боль, боль в эпигастральной области;
высыпания на коже, зуд, боль в горле;
очень редко – анафилактические реакции .

Инструкция по применению (Способ и дозировка)

Лекарство назначают внутрь. Минимальная эффективная дозировка в пересчете на элементарное железо составляет 100 мг. Максимальное количество лекарства, которое можно принять – до 400 мг.

В профилактических целях назначают от 30 до 60 мг элементарного железа в сутки.

Передозировка

При передозировке усиливаются побочные реакции от приема лекарства. Возникают: диарея , тошнота, болезненные ощущения в животе, рвота, и рост ЧСС, повышается проницаемость капилляров, возможен сердечно-сосудистый коллапс . В качестве терапии промывают желудок, вводят дефероксамин для связывания ионов железа.