Formula chimică a sulfatului de fier 3. Fierul și compușii săi

17. d -elemente Fier, caracteristici generale, proprietăți. Oxizi și hidroxizi, caracteristici CO și OM, biorol, capacitatea de a forma complexe.

1. Caracteristici generale.

Fier - elementul d al subgrupului lateral al celui de-al optulea grup al perioadei a patra a PSHE cu număr atomic 26.

Una dintre cele mai comune în scoarta terestra metale (locul doi după aluminiu).

Substanța simplă fier este un metal maleabil alb-argintiu cu reactivitate chimică ridicată: fier rapid corodează la temperaturi ridicate ah sau cu umiditate ridicată în aer.

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

Fierul arde în oxigen pur și, într-o stare fin dispersată, se aprinde spontan în aer.

3Fe + 2O2 = FeO + Fe2O3

3Fe + 4H2O = FeO*Fe2O3

FeO*Fe2O3 = Fe3O4 (scara de fier)

De fapt, fierul este de obicei numit aliaje cu un conținut scăzut de impurități (până la 0,8%), care păstrează moliciunea și ductilitatea metalului pur. Dar, în practică, aliajele de fier cu carbon sunt mai des folosite: oțel (până la 2,14% în greutate carbon) și fontă (mai mult de 2,14% în greutate carbon), precum și oțel inoxidabil (aliat) cu adaos de metale de aliaj. (crom, mangan, nichel etc.). Combinația de proprietăți specifice ale fierului și aliajelor sale îl fac „metalul nr. 1” în importanță pentru oameni.

În natură, fierul se găsește rar în forma sa pură, cel mai adesea se găsește în meteoriții fier-nichel. Abundența fierului în scoarța terestră este de 4,65% (locul 4 după O, Si, Al). De asemenea, se crede că fierul constituie cea mai mare parte a miezului pământului.

2.Proprietăți

1.St. fizică Fierul este un metal tipic, în stare liberă, este de culoare alb-argintie cu o nuanță cenușie. Metalul pur este ductil; diverse impurități (în special carbonul) îi cresc duritatea și fragilitatea. Are proprietăți magnetice pronunțate. Adesea se distinge așa-numita „triada de fier” - un grup de trei metale (fier Fe, cobalt Co, nichel Ni) cu proprietăți fizice similare, raze atomice și valori de electronegativitate.

2.Chimic St.

Starea de oxidare	Oxid	Hidroxid	Caracter	Note
			Slab de bază
			Foarte fundație slabă, uneori amfoter
	Neprimit	*	Acid	Agent oxidant puternic

Fierul se caracterizează prin stări de oxidare ale fierului - +2 și +3.

Starea de oxidare +2 corespunde oxidului negru FeO și hidroxidului verde Fe(OH)2.

Ele sunt de bază în natură. În săruri, Fe(+2) este prezent ca cation. Fe(+2) este un agent reducător slab. Starea de oxidare +3 corespunde oxidului roșu-brun Fe 2 O 3 și hidroxidului brun Fe(OH) 3. Ele sunt de natură amfoteră, deși acide, iar proprietățile lor de bază sunt slab exprimate. Astfel, ionii Fe 3+ sunt complet hidroliza chiar în mediu acid. Fe(OH) 3 se dizolvă (și chiar și atunci nu complet) numai în alcalii concentrate. Fe 2 O 3 reacţionează cu alcalii numai la fuziune, dând

ferite

(săruri acide formale ale acidului HFeO 2, care nu există sub formă liberă):

Fierul (+3) prezintă cel mai adesea proprietăți oxidante slabe.

Stările de oxidare +2 și +3 se schimbă cu ușurință între ele când se schimbă condițiile redox.

În plus, există oxidul Fe 3 O 4, starea formală de oxidare a fierului în care este +8/3. Cu toate acestea, acest oxid poate fi considerat și ca ferită de fier (II) Fe +2 (Fe +3 O 2) 2. Există, de asemenea, o stare de oxidare de +6. Oxidul și hidroxidul corespunzător nu există în formă liberă, dar se obțin săruri - ferați (de exemplu, K 2 FeO 4).

Fierul (+6) este prezent în ele sub formă de anion. Ferratele sunt agenți oxidanți puternici. Fierul metalic pur este stabil în apă și în soluții diluate alcalii . Fierul nu se dizolvă în acizi sulfuric și azotic concentrați la rece datorită pasivării suprafeței metalice de către o peliculă puternică de oxid. Acidul sulfuric concentrat fierbinte, fiind un agent oxidant mai puternic, interactioneaza cu fierul. CU

sare și diluat (aproximativ 20%):

sulf

acizi

fierul reacționează pentru a forma săruri de fier (II):

Când fierul reacţionează cu aproximativ 70% acid sulfuric la încălzire, reacţia continuă să se formeze sulfat de fier (III). 3. Oxizi și hidroxizi, caracteristici CO și OM...

Compuși de fier (II). Oxidul de fier (II) FeO are proprietăți de bază, baza Fe(OH) 2 îi corespunde. Sărurile de fier (II) au o culoare verde deschis. Când sunt depozitate, în special în aer umed, devin maronii din cauza oxidării la fier (III). Același proces are loc la depozitarea soluțiilor apoase de săruri de fier (II): K 3 (sare roșie din sânge). Când ionii Fe 2+ și 3− interacționează, se formează un precipitat turnbull albastru:

Pentru determinarea cantitativă a fierului (II) în soluție, se utilizează fenantrolina, formând un complex roșu FePhen 3 cu fier (II) într-un interval larg de pH (4-9)

Compuși de fier (III).

Oxid de fier(III) Fe 2 O 3 slab amfoter, i se raspunde o baza chiar mai slaba decat Fe(OH) 2, Fe(OH) 3, care reactioneaza cu acizii:

Sărurile de Fe 3+ sunt predispuse la formarea de hidrați cristalini. În ele, ionul Fe 3+ este de obicei înconjurat de șase molecule de apă. Astfel de săruri au o culoare roz sau violet Ionul Fe 3+ este complet hidrolizat chiar și într-un mediu acid. La pH>4 acest ion este aproape complet precipitat ca Fe(OH)3:

Odată cu hidroliza parțială a ionului Fe 3+, se formează oxo și hidroxocații polinucleare, motiv pentru care soluțiile devin maronii Principalele proprietăți ale hidroxidului de fier (III) Fe(OH) 3 sunt foarte slab exprimate. Este capabil să reacționeze numai cu soluții concentrate de alcalii:

Complecșii hidroxo de fier (III) rezultați sunt stabili numai în soluții puternic alcaline. Când soluțiile sunt diluate cu apă, acestea sunt distruse, iar Fe(OH)3 precipită.

Atunci când este aliat cu alcalii și oxizi ai altor metale, Fe 2 O 3 formează o varietate de mediu acid:

Compușii de fier (III) în soluții sunt reduși de fier metalic:

Fierul (III) este capabil să formeze sulfați dubli cu încărcare unică cationi tip alaun, de exemplu, KFe(SO 4) 2 - alaun fier-potasiu, (NH 4) Fe(SO 4) 2 - alaun fier-amoniu etc.

Pentru detectarea calitativă a compușilor de fier(III) în soluție, se utilizează o reacție calitativă a ionilor de Fe 3+ cu ionii de tiocianat. SCN − . Când ionii Fe 3+ interacționează cu anionii SCN −, se formează un amestec de complecși de tiocianat de fier roșu strălucitor 2+ , + , Fe(SCN) 3 , -. Compoziția amestecului (și, prin urmare, intensitatea culorii acestuia) depinde de diverși factori, prin urmare această metodă nu este aplicabilă pentru determinarea calitativă precisă a fierului.

Un alt reactiv de înaltă calitate pentru ionii Fe 3+ este hexacianoferat de potasiu (II) K 4 (sare galbenă de sânge). Când ionii Fe 3+ și 4− interacționează, se formează un precipitat albastru strălucitor albastru prusac:

Compuși de fier (VI).

Ferrate- săruri ale acidului de fier H 2 FeO 4, care nu există sub formă liberă. Aceștia sunt compuși de culoare violetă, care amintesc de permanganați în proprietăți oxidative și de sulfați în solubilitate. Ferrații sunt produși prin acțiunea gazoșilor clor sau ozon pentru Fe(OH)3 în suspensie în alcali de exemplu, ferat de potasiu(VI)K2FeO4. Ferratele sunt de culoare violet.

Se pot obține și ferate electroliză Soluție alcalină 30% pe un anod de fier:

Ferratele sunt agenți oxidanți puternici. Într-un mediu acid se descompun odată cu eliberarea de oxigen:

Proprietățile oxidante ale feraților sunt utilizate pentru dezinfectarea apei.

4.Biorole

1) În organismele vii, fierul este un oligoelement important care catalizează procesele de schimb de oxigen (respirație).

2) Fierul este de obicei inclus în enzime sub formă de complex În special, acest complex este prezent în hemoglobină, cea mai importantă proteină care asigură transportul oxigenului în sânge către toate organele oamenilor și animalelor. Și el este cel care colorează sângele în culoarea lui roșie caracteristică.

4) O doză excesivă de fier (200 mg și peste) poate avea un efect toxic. O supradoză de fier inhibă sistemul antioxidant al organismului, așa că nu este recomandat persoanelor sănătoase să ia suplimente de fier.

• Denumire - Fe (Fier);
• Perioada - IV;
• Grupa - 8 (VIII);
• Masa atomică - 55,845;
• Număr atomic - 26;
• Raza atomică = 126 pm;
• Raza covalentă = 117 pm;
• Distribuția electronilor - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 ;
• temperatura de topire = 1535°C;
• punct de fierbere = 2750°C;
• Electronegativitatea (după Pauling/după Alpred și Rochow) = 1,83/1,64;
• Stare de oxidare: +8, +6, +4, +3, +2, +1, 0;
• Densitatea (nr.) = 7,874 g/cm3;
• Volumul molar = 7,1 cm 3 /mol.

Compuși de fier:

Fierul este cel mai abundent metal din scoarța terestră (5,1% din masă) după aluminiu.

Pe Pământ, fierul liber se găsește în cantități mici sub formă de pepite, precum și în meteoriții căzuți.

Pe plan industrial, fierul este extras din zăcăminte de minereu de fier din minerale care conțin fier: minereu de fier magnetic, roșu, brun.

Trebuie spus că fierul face parte din multe minerale naturale, provocând culoarea lor naturală. Culoarea mineralelor depinde de concentrația și raportul ionilor de fier Fe 2+ /Fe 3+, precum și de atomii din jurul acestor ioni. De exemplu, prezența impurităților ionilor de fier afectează culoarea multor pietre prețioase și semiprețioase: topaze (de la galben pal la roșu), safire (de la albastru la albastru închis), acvamarine (de la albastru deschis la albastru verzui), etc.

Fierul se găsește în țesuturile animalelor și plantelor, de exemplu, aproximativ 5 g de fier sunt prezente în corpul unui adult. Fierul este un element vital; face parte din proteina hemoglobinei, participând la transportul oxigenului de la plămâni la țesuturi și celule. Cu o lipsă de fier în corpul uman, se dezvoltă anemie (anemie cu deficit de fier).

Orez. Structura atomului de fier.

Configurația electronică a atomului de fier este 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 (vezi Structura electronică a atomilor). În educație legături chimice cu alte elemente, pot participa 2 electroni situati la nivelul 4s exterior + 6 electroni ai subnivelului 3d (8 electroni în total), deci în compuși fierul poate lua stări de oxidare +8, +6, +4, +3, +2 , + 1, (cele mai frecvente sunt +3, +2). Fierul are activitate chimică medie.

Orez. Stare de oxidare a fierului: +2, +3.

Proprietăți fizice glanda:

• metal alb-argintiu;
• în forma sa pură este destul de moale și plastic;
• are o bună conductivitate termică și electrică.

Fierul există sub forma a patru modificări (diferă prin structura rețelei cristaline): α-fier; β-fier; γ-fier; δ-fier.

Proprietățile chimice ale fierului

• reacţionează cu oxigenul, în funcţie de temperatură şi concentraţia de oxigen, se pot forma diverşi produşi sau un amestec de produşi de oxidare a fierului (FeO, Fe 2 O 3, Fe 3 O 4):
  3Fe + 2O2 = Fe3O4;
• oxidarea fierului la temperaturi scăzute:
  4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3;
• reactioneaza cu vaporii de apa:
  3Fe + 4H20 = Fe3O4 + 4H2;
• fierul sfărâmat fin reacționează când este încălzit cu sulf și clor (sulfură și clorură de fier):
  Fe + S = FeS; 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3;
• la temperaturi ridicate reacționează cu siliciu, carbon, fosfor:
  3Fe + C = Fe3C;
• Fierul poate forma aliaje cu alte metale și nemetale;
• fierul înlocuiește metalele mai puțin active din sărurile lor:
  Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu;
• Cu acizii diluați, fierul acționează ca un agent reducător, formând săruri:
  Fe + 2HCI = FeCI2 + H2;
• cu acid azotic diluat, fierul formează diverși produși de reducere a acidului, în funcție de concentrația sa (N 2, N 2 O, NO 2).

Obținerea și utilizarea fierului

Se obține fier industrial topirea fontă și oțel.

Fonta este un aliaj de fier cu impurități de siliciu, mangan, sulf, fosfor și carbon. Conținutul de carbon din fontă depășește 2% (în oțel mai puțin de 2%).

Se obține fier pur:

• în convertoare de oxigen din fontă;
• reducerea oxizilor de fier cu hidrogen și monoxid de carbon divalent;
• electroliza sărurilor corespunzătoare.

Fonta se obține din minereurile de fier prin reducerea oxizilor de fier. Topirea fierului se realizează în furnalele înalte. Cocsul este folosit ca sursă de căldură într-un furnal.

Un furnal este o structură tehnică foarte complexă, înaltă de câteva zeci de metri. Este căptușită cu cărămizi refractare și protejată de o carcasă exterioară din oțel. Începând cu 2013, cel mai mare furnal a fost construit în Coreea de Sud de către compania siderurgică POSCO la Uzina metalurgică Gwangyang (volumul cuptorului după modernizare a fost de 6.000 de metri cubi cu o capacitate anuală de 5.700.000 de tone).

Orez. Furnal.

Procesul de topire a fontei într-un furnal continuă continuu timp de câteva decenii până când cuptorul ajunge la final.

Orez. Procesul de topire a fierului într-un furnal.

• prin partea superioară a furnalului se toarnă minereurile îmbogățite (minereu de fier magnetic, roșu, brun) și cocs;
• procesele de reducere a fierului din minereu sub influența monoxidului de carbon (II) au loc în partea de mijloc a furnalului (mina) la o temperatură de 450-1100°C (oxizii de fier se reduc la metal):
  • 450-500°C - 3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2;
  • 600°C - Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2;
  • 800°C - FeO + CO = Fe + CO2;
  • o parte din oxidul de fier divalent este redusă de cocs: FeO + C = Fe + CO.
• În paralel, are loc procesul de reducere a siliciului și oxizilor de mangan (incluși în minereul de fier sub formă de impurități) siliciul și manganul fac parte din fierul de topire:
  • Si02 + 2C = Si + 2CO;
  • Mn2O3 + 3C = 2Mn + 3CO.
• În timpul descompunerii termice a calcarului (introdus într-un furnal), se formează oxid de calciu, care reacţionează cu oxizii de siliciu şi aluminiu conţinuţi în minereu:
  • CaC03 = CaO + C02;
  • CaO + Si02 = CaSi03;
  • CaO + Al2O3 = Ca(AlO2)2.
• la 1100°C procesul de reducere a fierului se oprește;
• sub ax se află abur, cea mai largă parte a furnalului, sub care se află un umăr, în care cocsul arde și se formează produse lichide de topire - fontă și zgură, care se acumulează chiar în partea de jos a cuptorului - forja. ;
• În partea superioară a vetrei, la o temperatură de 1500°C, are loc arderea intensivă a cocsului într-un curent de aer suflat: C + O 2 = CO 2 ;
• trecând prin cocs fierbinte, monoxidul de carbon (IV) este transformat în monoxid de carbon (II), care este un agent reducător al fierului (vezi mai sus): CO 2 + C = 2CO;
• zguri formate din silicati si aluminosilicati de calciu sunt situate deasupra fontei, protejandu-l de actiunea oxigenului;
• prin orificii speciale situate la diferite niveluri ale focarului se evacuează fonta și zgura;
• Cea mai mare parte a fontei este folosită pentru prelucrarea ulterioară - topirea oțelului.

Oțelul este topit din fontă și fier vechi folosind metoda convertor (metoda cu focar deschis este deja depășită, deși este încă folosită) sau prin topire electrică (în cuptoare electrice, cuptoare cu inducție). Esența procesului (prelucrarea fontei) este reducerea concentrației de carbon și alte impurități prin oxidare cu oxigen.

După cum sa menționat mai sus, concentrația de carbon din oțel nu depășește 2%. Datorită acestui fapt, oțelul, spre deosebire de fontă, poate fi forjat și laminat destul de ușor, ceea ce face posibilă realizarea unei varietăți de produse care au duritate și rezistență ridicate.

Duritatea oțelului depinde de conținutul de carbon (cu cât mai mult carbon, cu atât oțelul este mai dur) într-un anumit grad de oțel și de condițiile de tratament termic. În timpul călirii (răcire lentă), oțelul devine moale; Când este stins (răcire rapidă), oțelul devine foarte dur.

Pentru a conferi oțelului proprietățile specifice necesare, i se adaugă aditivi de aliere: crom, nichel, siliciu, molibden, vanadiu, mangan etc.

Fonta și oțelul sunt cele mai importante materiale structurale în marea majoritate a sectoarelor economiei naționale.

Rolul biologic al fierului:

• corpul uman adult conține aproximativ 5 g de fier;
• fierul joacă un rol important în funcționarea organelor hematopoietice;
• fierul face parte din multe complexe proteice complexe (hemoglobina, mioglobina, diverse enzime).

Primele produse din fier și aliajele acestuia au fost găsite în timpul săpăturilor și datează aproximativ din mileniul IV î.Hr. Adică, chiar și egiptenii și sumerienii antici foloseau depozite de meteoriți din această substanță pentru a face bijuterii și obiecte de uz casnic, precum și arme.

Astăzi, compușii de fier de diferite tipuri, precum și metalul pur, sunt substanțele cele mai comune și utilizate. Nu degeaba secolul al XX-lea a fost considerat fier. La urma urmei, înainte de apariția și utilizarea pe scară largă a plasticului și a materialelor conexe, acest compus a fost de o importanță decisivă pentru oameni. Ce este acest element și ce substanțe formează, vom lua în considerare în acest articol.

Element chimic fier

Dacă luăm în considerare structura unui atom, atunci în primul rând ar trebui să indicăm locația acestuia în tabelul periodic.

1. Număr de serie - 26.
2. Perioada este a patra majoră.
3. Grupa opt, subgrup secundar.
4. Greutate atomică - 55.847.
5. Structura învelișului de electroni exterioară este notă cu formula 3d 6 4s 2.
6. - Fe.
7. Numele este fier, citirea din formulă este „ferrum”.
8. În natură, există patru izotopi stabili ai elementului în cauză numerele de masă 54, 56, 57, 58.

Elementul chimic fier are, de asemenea, aproximativ 20 de izotopi diferiți, care nu sunt stabili. Posibilele stări de oxidare arată că un anumit atom poate prezenta:

Nu numai elementul în sine este important, ci și diferiții săi compuși și aliaje.

Proprietăți fizice

Ca substanță simplă, fierul are un metalism pronunțat. Adică este un metal alb-argintiu cu o tentă gri, având grad înalt maleabilitatea și ductilitatea și punctele ridicate de topire și fierbere. Dacă ne uităm la caracteristicile mai detaliat, atunci:

• punct de topire - 1539 0 C;
• punctul de fierbere - 2862 0 C;
• activitate - medie;
• refractaritate - mare;
• prezintă proprietăți magnetice pronunțate.

În funcție de condiții și temperaturi diferite, există mai multe modificări pe care le formează fierul. Proprietățile lor fizice diferă deoarece rețelele cristaline diferă.

Toate modificările au diverse tipuri structura rețelelor cristaline și diferă, de asemenea, în proprietăți magnetice.

Proprietăți chimice

După cum sa menționat mai sus, substanța simplă fier prezintă o activitate chimică medie. Cu toate acestea, într-o stare fin dispersată, se poate aprinde spontan în aer, iar în oxigen pur metalul însuși arde.

Capacitatea de coroziune este mare, astfel încât aliajele acestei substanțe sunt acoperite cu compuși de aliere. Fierul poate interacționa cu:

• acizi;
• oxigen (inclusiv aer);
• gri;
• halogeni;
• la încălzire - cu azot, fosfor, carbon și siliciu;
• cu mai putine saruri metale active, reducându-le la substanțe simple;
• cu vapori de apă fierbinte;
• cu săruri de fier în stare de oxidare +3.

Este evident că, prezentând o astfel de activitate, metalul este capabil să formeze diverși compuși, cu proprietăți diverse și polare. Asta se întâmplă. Fierul și compușii săi sunt extrem de diversi și sunt utilizați într-o mare varietate de ramuri ale științei, tehnologiei și activității industriale umane.

Distribuția în natură

Compuși naturali ai fierului se găsesc destul de des, deoarece este al doilea element cel mai abundent de pe planeta noastră, după aluminiu. În același timp, metalul se găsește extrem de rar în forma sa pură, ca parte a meteoriților, ceea ce indică acumulările sale mari în spațiu. Cea mai mare parte este conținută în minereuri, roci și minerale.

Dacă vorbim despre procentul elementului în cauză în natură, putem da următoarele cifre.

1. Miezuri planetare grup terestru - 90%.
2. În scoarța terestră - 5%.
3. În mantaua Pământului - 12%.
4. În miezul pământului - 86%.
5. În apa râului - 2 mg/l.
6. În mare și ocean - 0,02 mg/l.

Cei mai comuni compuși de fier formează următoarele minerale:

• magnetit;
• limonit sau minereu de fier brun;
• vivianită;
• pirotita;
• pirită;
• siderit;
• marcasit;
• lelingita;
• mispickel;
• mylanterit și altele.

Aceasta este încă o listă lungă, pentru că sunt într-adevăr o mulțime. În plus, sunt răspândite diverse aliaje care sunt create de om. Aceștia sunt, de asemenea, compuși de fier care sunt greu de imaginat fără. viata moderna oameni. Acestea includ două tipuri principale:

• fontă;
• oţel.

Fierul este, de asemenea, un aditiv valoros în multe aliaje de nichel.

Compuși de fier (II).

Acestea includ cele în care starea de oxidare a elementului de formare este +2. Sunt destul de numeroase, deoarece includ:

• oxid;
• hidroxid;
• compuși binari;
• săruri complexe;
• compuși complecși.

Formule compuși chimici, în care fierul prezintă starea de oxidare indicată, sunt individuale pentru fiecare clasă. Să ne uităm la cele mai importante și comune dintre ele.

1. Oxid de fier (II). Pulbere neagră, insolubilă în apă. Natura conexiunii este de bază. Se poate oxida rapid, dar poate fi, de asemenea, redus la o substanță simplă la fel de ușor. Se dizolvă în acizi, formând sărurile corespunzătoare. Formula - FeO.
2. Hidroxid de fier (II). Este un precipitat alb amorf. Formată prin reacția sărurilor cu baze (alcali). Prezintă proprietăți de bază slabe și este capabil să se oxideze rapid în aer în compuși de fier +3. Formula - Fe(OH)2.
3. Sărurile unui element într-o stare de oxidare specificată. De regulă, au o culoare verde pal a soluției, se oxidează bine chiar și în aer, dobândind și transformându-se în săruri de fier 3. Se dizolvă în apă. Exemple de compuși: FeCL2, FeSO4, Fe(NO3)2.

   

   Dintre substanțele desemnate, mai mulți compuși sunt de importanță practică. În primul rând, (II). Acesta este principalul furnizor de ioni pentru corpul unei persoane cu anemie. Când o astfel de boală este diagnosticată la un pacient, i se prescriu medicamente complexe pe baza compusului în cauză. Acesta este modul în care deficitul de fier din organism este completat.

   În al doilea rând, sulfatul de fier (II), împreună cu cuprul, este folosit pentru a distruge dăunătorii agricoli de pe culturi. Metoda și-a dovedit eficacitatea de zeci de ani, așa că este foarte apreciată de grădinari și grădinari.

   Sarea lui Mora

   Acesta este un compus care este un hidrat cristalin de sulfat de amoniu feros. Formula sa este scrisă ca FeSO 4 *(NH 4) 2 SO 4 * 6H 2 O. Unul dintre compușii fierului (II), care este utilizat pe scară largă în practică. Principalele domenii de utilizare umană sunt următoarele.

   1. Produse farmaceutice.
   2. Cercetare științifică și analize titrimetrice de laborator (pentru a determina conținutul de crom, permanganat de potasiu, vanadiu).
   3. Medicina - ca supliment alimentar pentru lipsa de fier în corpul pacientului.
   4. Pentru impregnarea produselor din lemn, deoarece sarea Mohr protejează împotriva proceselor de putrezire.

   Există și alte domenii în care se utilizează această substanță. Și-a primit numele în onoarea chimistului german care a descoperit pentru prima dată aceste proprietăți.

   Substanțe cu starea de oxidare a fierului (III)

   Proprietățile compușilor de fier, în care prezintă o stare de oxidare de +3, sunt oarecum diferite de cele discutate mai sus. Astfel, natura oxidului și hidroxidului corespunzător nu mai este bazică, ci clar amfoteră. Să dăm o descriere a principalelor substanțe.

   
   

   Dintre exemplele date, din punct de vedere practic, este important un hidrat cristalin precum FeCL3*6H2O sau clorura de fier hexahidrat (III). Este folosit în medicină pentru a opri sângerarea și a reface ionii de fier din organism în timpul anemiei.

   Sulfatul de fier (III) ninehidrat este folosit pentru purificarea apei de băut, deoarece se comportă ca un coagulant.

   Compuși de fier (VI).

   Formulele compușilor chimici ai fierului, unde acesta prezintă o stare specială de oxidare de +6, pot fi scrise după cum urmează:

   • K2Fe04;
   • Na2Fe04;
   • MgFeO 4 și altele.

   Toate au o denumire comună - ferați - și au proprietăți similare (agenți reducători puternici). De asemenea, sunt capabili să dezinfecteze și au un efect bactericid. Acest lucru le permite să fie utilizate pentru tratarea apei potabile la scară industrială.

   Conexiuni complexe

   Foarte important în chimie analitică si nu numai sunt substante speciale. Cele care se formează în soluții apoase de săruri. Aceștia sunt compuși complecși ai fierului. Cele mai populare și mai bine studiate dintre ele sunt următoarele.

   1. Hexacianoferat de potasiu (II) K4. Un alt nume pentru compus este sarea galbenă din sânge. Folosit pentru definiție calitativăîntr-o soluţie de ion de fier Fe 3+. Ca urmare a expunerii, soluția capătă o culoare albastră strălucitoare frumoasă, deoarece se formează un alt complex - albastru prusac KFe 3+. Din cele mai vechi timpuri a fost folosit ca
   2. Hexacianoferat de potasiu (III) K 3 . Un alt nume este sarea roșie din sânge. Folosit ca reactiv de înaltă calitate pentru determinarea ionului de fier Fe 2+. Ca rezultat, se formează un precipitat albastru, numit Turnboole blue. Folosit și ca vopsea pentru țesături.

   

   Fierul în materie organică

   Fierul și compușii săi, așa cum am văzut deja, au o mare capacitate semnificație practicăîn viața economică umană. Cu toate acestea, pe lângă aceasta, rolul său biologic în organism nu este mai puțin mare, chiar și invers.

   Există o proteină foarte importantă care conține acest element. Aceasta este hemoglobina. Datorită acesteia, oxigenul este transportat și are loc un schimb de gaze uniform și în timp util. Prin urmare, rolul fierului într-un proces vital - respirația - este pur și simplu enorm.

   

   În total, corpul uman conține aproximativ 4 grame de fier, care trebuie reînnoit în mod constant prin alimentele consumate.

DEFINIŢIE

Fier- element al grupei a opta din perioada a patra Tabel periodic elemente chimice D. I. Mendeleev.

Și numărul volumului este 26. Simbolul este Fe (latina „ferrum”). Unul dintre cele mai comune metale din scoarța terestră (locul al doilea după aluminiu).

Proprietățile fizice ale fierului

Fier - metal gri. În forma sa pură este destul de moale, maleabilă și vâscoasă. Configurația electronică a nivelului de energie exterior este 3d 6 4s 2. În compușii săi, fierul prezintă stări de oxidare „+2” și „+3”. Punctul de topire al fierului este 1539C. Fierul formează două modificări cristaline: α- și γ-fier. Primul dintre ele are o rețea cubică centrată pe corp, al doilea are o rețea cubică centrată pe față. α-Fierul este stabil termodinamic în două intervale de temperatură: sub 912 și de la 1394C până la punctul de topire. Între 912 și 1394C γ-fierul este stabil.

Proprietățile mecanice ale fierului depind de puritatea acestuia - conținutul chiar și în cantități foarte mici de alte elemente din el. Fierul solid are capacitatea de a dizolva multe elemente în sine.

Proprietățile chimice ale fierului

În aer umed, fierul de călcat ruginește rapid, de exemplu. acoperit cu un strat maro de oxid de fier hidratat, care, datorită friabilității sale, nu protejează fierul de oxidarea ulterioară. În apă, fierul se corodează intens; cu acces abundent la oxigen, se formează forme hidratate de oxid de fier (III):

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

Cu lipsă de oxigen sau acces dificil, se formează oxid mixt (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2.

Fierul se dizolvă în acid clorhidric de orice concentrație:

Fe + 2HCI = FeCI2 + H2.

Dizolvarea în acid sulfuric diluat are loc în mod similar:

Fe + H2S04 = FeS04 + H2.

În soluțiile concentrate de acid sulfuric, fierul este oxidat în fier (III):

2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O.

Cu toate acestea, în acidul sulfuric, a cărui concentrație este aproape de 100%, fierul devine pasiv și practic nu are loc nicio interacțiune. Fierul se dizolvă în soluții diluate și moderat concentrate de acid azotic:

Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O.

La concentrații mari de acid azotic, dizolvarea încetinește și fierul devine pasiv.

Ca și alte metale, fierul reacționează cu substanțe simple. Reacțiile dintre fier și halogeni (indiferent de tipul de halogen) apar atunci când sunt încălzite. Interacțiunea fierului cu bromul are loc la creșterea presiunii de vapori a acestuia din urmă:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3;

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

Interacțiunea fierului cu sulful (pulbere), azotul și fosforul are loc și atunci când este încălzit:

6Fe + N2 = 2Fe3N;

2Fe + P = Fe 2P;

3Fe + P = Fe 3 P.

Fierul este capabil să reacționeze cu nemetale precum carbonul și siliciul:

3Fe + C = Fe3C;

Printre reacţiile de interacţiune a fierului cu substanțe complexe Următoarele reacții joacă un rol special - fierul este capabil să reducă metalele care se află în seria de activități din dreapta lui din soluțiile de sare (1), reducând compușii de fier (III) (2):

Fe + CuS04 = FeS04 + Cu (1);

Fe + 2FeCl3 = 3FeCl2 (2).

Fierul, la presiune ridicată, reacționează cu un oxid care nu formează sare - CO pentru a forma substanțe de compoziție complexă - carbonili - Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 și Fe 3 (CO) 12.

Fierul, în absența impurităților, este stabil în apă și în soluții alcaline diluate.

Luarea de fier

Principala metodă de obținere a fierului este din minereu de fier (hematit, magnetit) sau electroliza soluțiilor sărurilor sale (în acest caz, se obține fier „pur”, adică fier fără impurități).

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

Exercita

Cântarul de fier Fe 3 O 4 cântărind 10 g a fost tratat mai întâi cu 150 ml de soluție de acid clorhidric (densitate 1,1 g/ml) cu o fracție de masă de acid clorhidric de 20% și apoi s-a adăugat fier în exces la soluția rezultată. Determinați compoziția soluției (în % în greutate).

Soluţie

Să scriem ecuațiile reacției în funcție de condițiile problemei: 8HCI + Fe304 = FeCI2 + 2FeCl3 + 4H20 (1); 2FeCl3 + Fe = 3FeCl2 (2). Cunoscând densitatea și volumul unei soluții de acid clorhidric, puteți găsi masa acesteia: m sol (HCl) = V(HCl) × ρ (HCl); m sol (HCl) = 150×1,1 = 165 g. Să calculăm masa acidului clorhidric: m(HCI) = m sol (HCI) ×ω(HCI)/100%; m(HCI) = 165×20%/100% = 33 g. Masa molară (masa unui mol) de acid clorhidric, calculată folosind tabelul elementelor chimice de D.I. Mendeleev – 36,5 g/mol. Să aflăm cantitatea de acid clorhidric: v(HCI) = m(HCI)/M(HCI); v(HCI) = 33/36,5 = 0,904 mol. Masa molară (masa unui mol) de scară, calculată folosind tabelul elementelor chimice de D.I. Mendeleev – 232 g/mol. Să aflăm cantitatea de substanță de scară: v(Fe3O4) = 10/232 = 0,043 mol. Conform ecuației 1, v(HCl): v(Fe 3 O 4) = 1:8, prin urmare, v(HCl) = 8 v(Fe 3 O 4) = 0,344 mol. Apoi, cantitatea de acid clorhidric calculată prin ecuație (0,344 mol) va fi mai mică decât cea indicată în enunțul problemei (0,904 mol). Prin urmare, acidul clorhidric este în exces și va avea loc o altă reacție: Fe + 2HCI = FeCI2 + H2 (3). Să determinăm cantitatea de substanță clorură ferică formată ca urmare a primei reacții (notăm o reacție specifică cu indici): v1 (FeCI2):v(Fe203) = 1:1 = 0,043 mol; v1 (FeCI3):v(Fe203) = 2:1; v 1 (FeCl 3) = 2 × v (Fe 2 O 3) = 0,086 mol. Să determinăm cantitatea de acid clorhidric care nu a reacționat în reacția 1 și cantitatea de clorură de fier (II) formată în timpul reacției 3: v rem (HCl) = v(HCl) – v 1 (HCl) = 0,904 – 0,344 = 0,56 mol; v 3 (FeCl 2): ​​​​v rem (HCl) = 1:2; v 3 (FeCl 2) = 1/2 × v rem (HCl) = 0,28 mol. Să determinăm cantitatea de substanță FeCl 2 formată în timpul reacției 2, cantitatea totală de substanță FeCl 2 și masa acesteia: v2 (FeCI3) = v1 (FeCI3) = 0,086 mol; v 2 (FeCl 2): ​​​​v 2 (FeCl 3) = 3:2; v2 (FeCl2) = 3/2× v2 (FeCI3) = 0,129 mol; v suma (FeCl2) = v1 (FeCl2) + v2 (FeCl2) + v3 (FeCl2) = 0,043 + 0,129 + 0,28 = 0,452 mol; m(FeCl 2) = v sum (FeCl 2) × M(FeCl 2) = 0,452 × 127 = 57,404 g. Să determinăm cantitatea de substanță și masa de fier care a intrat în reacțiile 2 și 3: v2 (Fe): v2 (FeCl3) = 1:2; v2 (Fe) = 1/2× v2 (FeCl3) = 0,043 mol; v3 (Fe): v rem (HCl) = 1:2; v3 (Fe) = 1/2×v rem (HCI) = 0,28 mol; v suma (Fe) = v 2 (Fe) + v 3 (Fe) = 0,043+0,28 = 0,323 mol; m(Fe) = v suma (Fe) ×M(Fe) = 0,323 ×56 = 18,088 g. Să calculăm cantitatea de substanță și masa de hidrogen eliberată în reacția 3: v(H2) = 1/2×v rem (HCI) = 0,28 mol; m(H2) = v(H2) ×M(H2) = 0,28 × 2 = 0,56 g. Să se determine masa soluției rezultate m’ sol și fracție de masă FeCl 2 în el: m’ sol = m sol (HCl) + m(Fe 3 O 4) + m(Fe) – m(H 2);

Sulfat de fier (II)., sulfat de fier (III)..

Proprietăți chimice

Sulfat feros - compus anorganic, s-a format sare acid sulfuric și fierul de călcat. Substanța este inodoră și nevolatilă. Forma anhidră are forma unor cristale incolore, opace, mici higroscopice. Hidrații de cristal au o culoare caracteristică verzui-albastru, tetrahidrații sunt verzi. Formula chimică Sulfat de fier 2: FeSO4, racemic: O4SFe. Gustul compusului este astringent, cu gust metalic. Produsul se dizolvă bine în apă. Greutate moleculară= 151,9 grame pe mol.

Substanța este eliberată din sulfat de fier . Soluţie sulfat de Fe(2). sub influența oxigenului se oxidează și devine Sulfat de Fier 3. Se descompune la temperaturi peste 480 de grade Celsius în oxizi.

Sulfatul de fier 2 poate fi obținut prin expunere la diluat acid sulfuric pentru resturi de fier; ca produs secundar al reacției de gravare a foilor de fier, la îndepărtarea calcarului, în timpul prăjirii oxidative a piritei.

Hidroliza sulfatului de fier 2 are loc prin cation într-un mediu acid. Prima etapă de hidroliză: Fe2+ + SO42- + HOH ↔ FeOH+ + SO42- + H+; teoretic se poate produce și a doua etapă de hidroliză: FeOH+ + SO42- + HOH ↔ Fe(OH)2↓ + SO42- + H+.

Substanța este utilizată:

• pentru vopsirea produselor și a țesăturilor de lână neagră, în producția de cerneală și în conservarea lemnului;
• în dozimetrie chimică, pentru tratarea pomilor de grădină în agricultură;
• în medicină în timpul tratamentului anemie cu deficit de fier .

Sulfat de fier 3 sau tetrasulfură de fier 6 3 - Acestea sunt cristale mici paramagnetice galben deschis. Substanța se dizolvă bine în apă, încet - în alcool etilic. Formula chimică a sulfatului feros 3: Fe2(SO4)3, racemic: Fe2O12S3. Substanța are capacitatea de a cristaliza sub formă de hidrați cristalini Fe2(S04)3nH2O. Cea mai mare valoare are sulfat de fier (III) nonahidrat . Soluții apoase capătă o culoare roșu-maro datorită reacției de hidroliză care are loc asupra cationului. Compusul se descompune atunci când este expus la apă fierbinte și la temperaturi ridicate. La 98 de grade nonahidrat se transformă în tetrahidrat , la temperaturi peste 125 de grade - in monohidrat iar peste 175 – anhidru sulfat de Fe , care la temperaturi peste 600 de grade se descompune în oxizi de sulf și fier.

Substanța este utilizată:

• la prelucrarea minereului de cupru, pentru curățare apa reziduala, ape uzate industriale și municipale;
• la vopsirea țesăturilor și tăbăcirea în producția de piele;
• ca regulator de flotație, ca catalizator pentru anumite reacții sau ca agent de oxidare;
• în medicină ca agent hemostatic.

Acțiune farmacologică

Antianemic, eliminând deficitul de fier. Hemostatic (sulfat feric 3).

Farmacodinamica si farmacocinetica

Fierul este principalul microelement găsit în, mioglobina și alte componente ale sângelui. Substanța participă la reacțiile redox, leagă și transportă moleculele de oxigen în tot organismul, stimulează hematopoieza Şi eritropoieza . Sulfatul feros asigură sinteza tuturor metaboliților care conțin fier. După admitere Fe cu alimente, este absorbit în duoden și transferat în depozitele de țesuturi cu ajutorul enzimelor transferins .

După administrarea medicamentului pe cale orală, componentele sale active sunt complet absorbite de organism. Concentrația maximă în sânge se observă după 2-4 ore.

Indicatii de utilizare

Produsul este utilizat:

• pentru tratament si prevenire anemie cu deficit de fier la copii și adulți;
• în caz de afectare a absorbției fierului din tractul digestiv;
• la pacientele cu nevoie crescută de fier, în timpul alăptării, în timpul creșterii intensive, cu o dietă dezechilibrată;
• în cazuri cronice, însoțite de insuficiență secretorie;
• în unele etape ale tratamentului anemie cu deficit de B12 ;
• în timpul exacerbării;
• în timpul reabilitării după rezecție gastrică ;
• pentru tratamentul bebelușilor prematuri;
• pentru stimulare în timpul boli infectioaseși la ;
• atunci când se tratează pacienţi cu aclorhidrie , cronic , boala Crohn , sindrom malabsorbție .

Contraindicații

Sulfatul de fier 2 este contraindicat pentru utilizare:

• când pe mijloace;
• la pacientii cu tulburari metabolice in organism, cu hemosideroza , hemocromatoza ;
• pacienți cu disfuncție gastrointestinală care interferează cu absorbția fierului;
• cu aplastic şi hemolitic anemie ;
• pacientii cu talasemie .

Efecte secundare

Reacțiile adverse în timpul tratamentului cu sulfat feros nu apar frecvent.

Pot apărea:

• , durere de cap , slăbiciune generală și iritabilitate, sindrom epileptic Și ;
• senzație de presiune în piept sau greață;
• durere de dinți, durere în regiunea epigastrică;
• erupții cutanate, mâncărime, dureri în gât;
• foarte rar - reacții anafilactice .

Instructiuni de utilizare (metoda si dozare)

Medicamentul este prescris pe cale orală. Doza minimă eficientă în ceea ce privește fierul elementar este de 100 mg. Cantitatea maximă de medicament care poate fi luată este de până la 400 mg.

În scopuri preventive, se prescriu 30 până la 60 mg de fier elementar pe zi.

Supradozaj

În caz de supradozaj, reacțiile adverse de la administrarea medicamentului se intensifică. Sunt: diaree , greață, durere în abdomen, vărsături și o creștere a ritmului cardiac, creșterea permeabilității capilare, posibil colaps cardiovascular . Ca terapie se spală stomacul, se administrează deferoxamină pentru legarea ionilor de fier.

Interacţiune

Atunci când sunt combinate cu, absorbția preparatelor de fier se îmbunătățește.

Aportul combinat de sulfat și antiacide cu magneziu, aluminiu, calciu, penicilamină Şi colestiramina încetinește absorbția fierului.

Când un medicament este combinat cu GCS, se îmbunătățește reciproc eritropoieza .

Condiții de depozitare

Medicamentele sunt depozitate într-un loc uscat, întunecat și răcoros, în ambalajul original. Nu utilizați medicamentul după data de expirare.

Instructiuni speciale

În timpul tratamentului cu Sulfat Feros II, pot apărea scaune negre și închiderea la culoare a smalțului dentar.

În cazul bolilor de rinichi și ficat, fierul se poate acumula în organism.

Se acordă o atenție deosebită la tratarea pacienților cu ulcer peptic al stomacului și duodenului , la colita ulcerativa Şi enterită .