Реферат: Железо - текст реферата. Скачать бесплатно.
Банк рефератов, курсовых и дипломных работ. Много и бесплатно. # | Правила оформления работ | Добавить в избранное
 
 
   
Меню Меню Меню Меню Меню
   
Napishem.com Napishem.com Napishem.com

Реферат

Железо

Банк рефератов / Химия

Рубрики  Рубрики реферат банка

закрыть
Категория: Реферат
Язык реферата: Русский
Дата добавления:   
 
Скачать
Архив Zip, 21 kb, скачать бесплатно
Заказать
Узнать стоимость написания уникального реферата

Узнайте стоимость написания уникальной работы

7 Сургутский Государств енный Университет Кафедра химии РЕФЕРАТ по теме: ЖЕЛЕЗО Выполнил: Бондаренко М.А. 596/2 гр. Проверил: Щербакова Л.П. Сургут, 2000 В периодической системе железо находится в четвертом периоде, в п обочной подгруппе VIII группы. Химический знак – Fe (ферр ум). Порядковый номер – 26, электронная формула 1s 2 2s 2 2p 6 3d 6 4s 2 . Электронно- графическая формула 3d 4p 4s Валентные электроны у ат ома железа находятся на последнем электронном слое ( 4s 2 ) и предпоследнем ( 3d 6 ). В химических реакциях же лезо может отдавать эти электроны и проявлять степени окисления +2, +3 и, ино гда, +6. Нахождение в природе. Железо является вторым по распространенности металлом в п рироде (после алюминия). В свободном состоянии железо встречается только в метеоритах, падающих на землю. Наиболее важные природные соединения: Fe 2 O 3 3H 2 O – бурый железняк; Fe 2 O 3 – красный железняк; Fe 3 O 4 (FeO Fe 2 O 3 ) – магни тный железняк; FeS 2 - железный колчедан (пирит). Соединения железа входят в состав живых организмов. Получение железа. В промышленности железо получают восстановлением его из ж елезных руд углеродом (коксом) и оксидом углерода (II) в доменных печах. Хими зм доменного процесса следующий: C + O 2 = CO 2 , CO 2 + C = 2CO. 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2 , Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2 , FeO + CO = Fe + CO 2 . Физические свойства. Железо – серебристо серый металл, обладает больш ой ковкостью, пластичностью и сильными магнитными свойствами. Плотност ь железа – 7,87 г/см 3 , температ ура плавления 1539 С. Химические свойства. В реакциях железо является восстановителем. Однако при обы чной температуре оно не взаимодействует даже с самыми активными окисли телями (галогенами, кислородом, серой), но при нагревании становится акти вным и реагирует с ними: 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 Хлорид железа (III) 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (FeO Fe 2 O 3 ) Ок сид железа (II,III) Fe + S = FeS Сульфид железа (II) При очень высокой т емпературе железо реагирует с углеродом, кремнием и фосфором: 3Fe + C = Fe 3 C Карбид железа (цементит) 3Fe + Si = Fe 3 Si Силицид жел еза 3Fe + 2P = Fe 3 P 2 Фосфид железа (II) Железо реагирует со сложными веществами. Во влажном воздухе железо быстро окисляется (корродирует): 4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3 , O Fe(OH) 3 = Fe O – H + H 2 O Ржавчина Железо находится в середине электрохимического ряда напряжений металлов, поэтому являетс я металлом средней активности . Восстановительная способность у железа меньше, чем у щело чных, щелочноземельных металлов и у алюминия. Только при высокой темпера туре раскаленное железо реагирует с водой: 3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2 Железо реагирует с разбавленными серной и соляной кислотами, вытесняя из кислот водород: Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 При обычной темпер атуре железо не взаимодействует с концентрированной серной кислотой, т ак как пассивируется ею. При нагревании концентрированная H 2 SO 4 окисляет железо до сульфита железа (III): 2Fe + 6H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O. Разбавленная азот ная кислота окисляет железо до нитрата железа (III): Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3 ) 3 + NO + 2H 2 O. Концентрированная азотная кислота пассивирует железо. Из растворов солей железо вытесняет металлы, которые расположены праве е его в электрохимическом ряду напряжений: Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu, Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0 . Соединения желе за (II) Оксид железа (II) FeO – черное кристаллическое вещество, нерастворимо е в воде. Оксид железа (II) получают восстановлением оксида железа(II,III) оксидо м углерода (II): Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2 . Оксид железа (II) – ос новной оксид, легко реагирует с кислотами, при этом образуются соли желе за(II): FeO + 2HCl = FeCl 2 + H 2 O, FeO + 2H + = Fe 2+ + H 2 O. Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 – порошок белого цвета, не растворяется в вод е. Получают его из солей железа (II) при взаимодействии их со щелочами: FeSO 4 + 2NaOH = Fe(OH) 2 + Na 2 SO 4 , Fe 2+ + 2OH - = Fe(OH) 2 . Гидроксид железа () Fe(OH)2 проявляет свойства основания, легко реагирует с кислотами: Fe(OH) 2 + 2HCl = FeCl 2 + 2H 2 O, Fe(OH) 2 + 2H + = Fe 2+ + 2H 2 O. При нагревании гид роксид железа (II) разлагается: Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O. Соединения со степ енью окисления железа +2 проявляют восстановител ьные свойства , так как Fe 2+ легко окисляются до Fe +3 : Fe +2 – 1e = Fe +3 Так, свежеполученн ый зеленоватый осадок Fe(OH)2 на воздухе очень быстро изменяет окраску – бур еет. Изменение окраски объясняется окислением Fe(OH) 2 в Fe(OH) 3 кислородом воздуха: 4Fe +2 (OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe +3 (OH) 3 . Восстановительные свойства проявляют и соли двухвалентного железа, особенно при действии окислителей в кислотной среде. Например, сульфат железа (II) восстанавлива ет перманганат калия в сернокислотной среде до сульфата марганца (II): 10Fe +2 SO 4 + 2KMn +7 O 4 + 8H 2 SO 4 = 5Fe +3 2 (SO 4 ) 3 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O. Качественная реакция на катион железа (II). Реактивом для опре деления катиона железа Fe2+ является гексациано (III) феррат калия (красная кр овяная соль) K3[Fe(CN) 6 ]: 3FeSO 4 + 2K 3 [Fe(CN) 6 ] = Fe 3 [Fe(CN) 6 ] 2 + 3K 2 SO 4 . При взаимодействии и онов [Fe(CN) 6 ] 3 - с катионами железа Fe 2+ образуется темно-синий осадок – турнбулева синь: 3Fe 2+ +2[Fe(CN) 6 ] 3- = Fe 3 [Fe(CN) 6 ] 2 Соединения желе за (III) Оксид железа (III) Fe 2 O 3 – порошок бурого цвета, не раствор яется в воде. Оксид железа (III) получают: А) разложением гидроксида железа (III): 2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O Б ) окислением пирита (FeS 2 ): 4Fe +2 S 2 -1 + 11O 2 0 = 2Fe 2 +3 O 3 + 8S +4 O 2 -2 . Fe +2 – 1e Fe +3 2S -1 – 10e 2S +4 O 2 0 + 4e 2O -2 11e Оксид железа (III) проя вляет амфотерные свойства: А) взаимодействует с твердыми щелочами NaOH и KOH и с карбонатами натрия и кали я при высокой температуре: Fe 2 O 3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H 2 O, Fe 2 O 3 + 2OH - = 2FeO 2- + H 2 O, Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaFeO 2 + CO 2 . Феррит натрия Гидроксид железа (III) получают из солей железа (III) при взаимодействии и х со щелочами: FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaCl, Fe 3+ + 3OH - = Fe(OH) 3 . Гидроксид железа (III) является более слабым основанием, чем Fe(OH) 2 , и проявляет амфотерные свойства (с преобладанием основны х). При взаимодействии с разбавленными кислотами Fe(OH) 3 легко образует соответствующие со ли: Fe(OH) 3 + 3HCl FeCl 3 + H 2 O 2Fe(OH) 3 + 3H 2 SO 4 Fe 2 (SO 4 ) 3 + 6H 2 O Fe(OH) 3 + 3H + Fe 3+ + 3H 2 O Реакции с концентр ированными растворами щелочей протекают лишь при длительном нагревани и. При этом получаются устойчивые гидрокомплексы с координационным чис лом 4 или 6: Fe(OH) 3 + NaOH = Na[Fe(OH) 4 ], Fe(OH) 3 + OH - = [Fe(OH)4] - , Fe(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 [Fe(OH) 6 ], Fe(OH) 3 + 3OH - = [Fe(OH) 6 ] 3- . Соединения со степенью окисления железа +3 проявля ют окислительные свойства, так как под действием восстановителей Fe +3 превращается в Fe +2 : Fe+3 + 1e = Fe+2. Так, например, хлори д железа (III) окисляет йодид калия до свободного йода: 2Fe +3 Cl 3 + 2KI = 2Fe +2 Cl 2 + 2KCl + I 2 0 Качественные реакции на катион железа (III) А) Реактивом для обн аружения катиона Fe 3+ являет ся гексациано (II) феррат калия (желтая кровяная соль) K 2 [Fe(CN) 6 ]. При взаимодействии ионов [Fe(CN) 6 ] 4- с ионами Fe 3+ образуется темно-синий ос адок – берлинская лазурь : 4FeCl 3 + 3K 4 [Fe(CN) 6 ] Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3 +12KCl, 4Fe 3+ + 3[Fe(CN) 6 ] 4- = Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3 . Б) Катионы Fe 3+ легко обнаруживаются с помощью роданида аммония (NH 4 CNS). В результате взаимодействия и онов CNS-1 с катионами железа (III) Fe3+ образуется малодиссоциирующий роданид же леза (III) кроваво-красного цвета: FeCl 3 + 3NH 4 CNS Fe(CNS) 3 + 3NH 4 Cl, Fe 3+ + 3CNS 1- Fe(CNS) 3 . Применение и био логическая роль железа и его соединений. Важнейшие сплавы жел еза – чугуны и стали – являются основными конструкционными материала ми практически во всех отраслях современного производства. Хлорид железа (III) FeCl 3 применяе тся для очистки воды. В органическом синтезе FeCl 3 применяется как катализатор. Нитрат железа Fe(NO 3 ) 3 9H 2 O используют при окраске тканей. Железо является одним из важнейших микроэлементов в организме человек а и животных (в организме взрослого человека содержится в виде соединени й около 4 г Fe). Оно входит в состав гемоглобина, миоглобина, различных фермен тов и других сложных железобелковых комплексов, которые находятся в печ ени и селезенке. Железо стимулирует функцию кроветворных органов. Список исполь зованной литературы: 1. «Химия. Пособ ие репетитор». Ростов-на-Дону. « Феникс». 1997 год. 2. «Справочник для поступающих в вузы». Москва. «Высшая школа», 1995 год. 3. Э.Т. Оганесян. «Руководство по химии поступающим в вузы». Москва. 1994 год.
1Архитектура и строительство
2Астрономия, авиация, космонавтика
 
3Безопасность жизнедеятельности
4Биология
 
5Военная кафедра, гражданская оборона
 
6География, экономическая география
7Геология и геодезия
8Государственное регулирование и налоги
 
9Естествознание
 
10Журналистика
 
11Законодательство и право
12Адвокатура
13Административное право
14Арбитражное процессуальное право
15Банковское право
16Государство и право
17Гражданское право и процесс
18Жилищное право
19Законодательство зарубежных стран
20Земельное право
21Конституционное право
22Конституционное право зарубежных стран
23Международное право
24Муниципальное право
25Налоговое право
26Римское право
27Семейное право
28Таможенное право
29Трудовое право
30Уголовное право и процесс
31Финансовое право
32Хозяйственное право
33Экологическое право
34Юриспруденция
 
35Иностранные языки
36Информатика, информационные технологии
37Базы данных
38Компьютерные сети
39Программирование
40Искусство и культура
41Краеведение
42Культурология
43Музыка
44История
45Биографии
46Историческая личность
47Литература
 
48Маркетинг и реклама
49Математика
50Медицина и здоровье
51Менеджмент
52Антикризисное управление
53Делопроизводство и документооборот
54Логистика
 
55Педагогика
56Политология
57Правоохранительные органы
58Криминалистика и криминология
59Прочее
60Психология
61Юридическая психология
 
62Радиоэлектроника
63Религия
 
64Сельское хозяйство и землепользование
65Социология
66Страхование
 
67Технологии
68Материаловедение
69Машиностроение
70Металлургия
71Транспорт
72Туризм
 
73Физика
74Физкультура и спорт
75Философия
 
76Химия
 
77Экология, охрана природы
78Экономика и финансы
79Анализ хозяйственной деятельности
80Банковское дело и кредитование
81Биржевое дело
82Бухгалтерский учет и аудит
83История экономических учений
84Международные отношения
85Предпринимательство, бизнес, микроэкономика
86Финансы
87Ценные бумаги и фондовый рынок
88Экономика предприятия
89Экономико-математическое моделирование
90Экономическая теория

 Анекдоты - это почти как рефераты, только короткие и смешные Следующий
Новости образования:
"С открытием кафедры теологии, выпускники МИФИ будут получать не только звание "лейтенант запаса", то и "протоиерей запаса".
Anekdot.ru

Узнайте стоимость курсовой, диплома, реферата на заказ.

Банк рефератов - РефератБанк.ру
© РефератБанк, 2002 - 2016
Рейтинг@Mail.ru