Железо

Строение атома

Железо находится в VIIIB группе Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева.
Электронное строение атома: +26 Fe 1s22s22p63s23p64s23d6 4p0

На внешнем электронном слое у атома находится 2 электрона. При возбуждении атома один из электронов может перейти на на 4p орбиталь. На внешнем уровне может находится 6 неспаренных электронов. Железо проявляет степень окисления +2 и +3, но максимальная возможная степень окисления +6.


Нахождение в природе Fe

Железо относится к одним из самых распространенных химических элементов в земной коре. По содержанию оно на втором месте среди металлов. 

Основные природные минералы железа:
FeS2 — пирит, серый колчедан, железный колчедан
Fe2O3 — гематит, железный блеск, красный железняк
Fe2O3*nH2O — лимонит, бурый железняк
Fe3O4 — магнетит (магнитный железняк), железная окалина
FeOOH — гетит, железная руда игольчатая
FeOOH*nH2O — гидрогетит
Fe(CO3) — сидерит, железный шпат


Получение Fe

В лабораторных условиях железо можно получить следующими способами:                     
1) восстановлением Fe2O3  чистым водородом;
Fe2O3+H2=H2O+Fe
2) алюмотермия (при нагревании)
Fe2O3+Al=Al2O3+Fe 
3) электролиз водных растворов  солей железа (II)

В промышленности железо получают из руд в доменной печи.

Доменная печь представляет собой вертикальную печь высотой 20-35 метров. В ней непрерывно при высокой температуре происходит доменный процесс:

  1. Сверху подается железная руда, кокс и флюсы (карбонаты кальция и магния);
  2. Снизу поступает воздух, обогащенный кислородом. 
  3. В результате восстановительных процессов из руды получается железо. 

Физические свойства Fe

  • Серебристо-белый металл с сероватым оттенком
  • Пластичен 
  • Различные примеси (в частности углерод) повышает его твердость и хрупкость.
  • Ярко выражены магнитные свойства
  • Высокие температуры плавления и кипения

Химические свойства Fe

Железо — металл с невысокой химической активностью. При обычных условиях он инертен к сильным окислителям, но при нагревании его активность увеличивается. 

Железо реагирует с простыми веществами при нагревании:

  1. С кислородом, галогенами и серой

Fe+O2 = Fe3O4(FeO*Fe2O3)
Fe+Cl2 = FeCl3
Fe+Br2=FeBr3
Fe+I2=FeI2
Fe+S=FeS

2. С фосфором и кремнием

Fe+P=Fe3P2
Fe+Si=Fe2Si

  1. С водой

При высоких температурах раскаленное железо взаимодействует с парами воды:

Fe+H2O=Fe3O4+H2

На влажном воздухе может происходить коррозия железа:

Fe+O2+H2O=Fe(OH)3

  1. С кислотами

Концентрированные растворы серной и азотной кислоты при обычных условиях пассивируют поверхность железа. Железо растворяется в этих кислотах только при нагревании.

Fe + H2SO4(конц.) = Fe2(SO4)3 + SO2 + 6H2O
Fe + HNO3(конц.) = Fe(NO3)3  + NO2↑ +3H2O
Fe + HNO3(разб.гор.) =  Fe(NO3)3 + NO↑+H2

Fe + HNO3(оч. разб.)  = Fe(NO3)3   +   NH4NO3   +  H2

Железо в электрохимическом ряду напряжений металлов стоит перед водородом, поэтому оно может реагировать с минеральными кислотами. Если при реакции будет выделяться водород, то образуется соль Fe (II): 

Fe+HCl = FeCl2+H2
Fe+H2SO4(разб) = FeSO4+H2

5. С солями

Железо может вытеснять малоактивные металлы (стоящие в ЭХР напряжений металлов после Fe) из растворов их солей. Fe+CuSO4=FeSO4+Cu


Оксиды железа

Наиболее распространены соединения железа со степенью окисления +2 и +3.  Известен и смешанный оксид железа Fe3O4 или FeO*Fe2O3.

Оксид железа (II) можно получить различными методами:

  1. Восстановлением оксида железа (III).

Fe2O3 +H2 = 2FeO +H2O
Fe2O3 +CO = 2FeO+CO2
Fe2O3 +Fe = 3FeO

  1. Разложением гидроксида железа (II) при нагревании:

Fe(OH)2 = FeO   +  H2O

Оксид железа (II) — типичный основный оксид.

  1. При взаимодействии FeO с кислотными оксидами образуются соответствующие соли.

FeO  +  SO3 = FeSO4

  1. FeO взаимодействует с растворимыми кислотами. При этом также образуются соответствующие соли.

FeO  +  2HCl  = FeCl2 +  H2O

  1. Оксид железа II с водой не реагирует.
  2. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуются нитрат железа (III), оксид азота (IV) и вода: 
  3. FeO легко окисляется до соединений железа (III).

FeO  +  4HNO3(конц.)  = NO2  +  Fe(NO3)3  +  2H2O

При взаимодействии с разбавленной азотной кислотой образуется оксид азота (II). Реакция идет при нагревании:

3FeO  +  10HNO3(разб.) = 3Fe(NO3)3  +  NO  +  5H2O

  1. FeO обладает слабыми окислительными свойствами.

FeO   +   CO  = Fe   +  CO2

Оксид железа (III) – это твердое вещество, нерастворимое в воде красно-бурого цвета.

Оксид железа (III) можно получить различными способами:

  1. Окислением оксида железа (II) кислородом.

4FeO   +   O2  = 2Fe2O3

  1. Разложением гидроксида железа (III) при нагревании:

2Fe(OH)3  =  Fe2O3   +  3H2O

Оксид железа (III) – амфотерный оксид.

  1. При взаимодействии Fe2O3 с кислотными оксидами и кислотами образуются соответствующие соли.

Fe2O3  +  6HNO3   = 2Fe(NO3)3  +  3H2O

  1. Взаимодействует с щелочами и основными оксидами только в расплаве с образованием  соответствующих солей (ферритов).

Fe2O3  +  2NaOH = 2NaFeO2  +  H2O

  1. Fe2O3 с водой не реагирует.
  2. Окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI).

Fe2O3  +  KClO3  +  4KOH = 2K2FeO4  +  KCl  +  2H2O

Нитраты и нитриты в щелочной среде окисляют оксид железа (III):
Fe2O3  +  3KNO3  +  4KOH  = 2K2FeO4  +  3KNO2  +  2H2O

  1. Проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства.

Fe2O3  +  3СO  = 2Fe  +  3CO2
Fe2O3  +  3Н2 = 2Fe  +  3H2O
Fe2O3  +  Fe = 3FeO
Fe2O3  +  3NaH = 3NaOH  +  2Fe

Может реагировать с более активными металлами.
Алюмотермия:
Fe2O3  +  2Al = 2Fe  +  Al2O3

  1. Оксид железа (III) – твердый, нелетучий  и амфотерный. При сплавлении он вытесняет более летучие оксиды (углекислый газ) из солей.

Fe2O3  +  Na2CO3 = 2NaFeO+  CO2

Оксид железа (II, III) (железная окалина, магнетит) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Оксид железа (II, III) можно получить различными способами:

  1. Горением железа на воздухе:

3Fe  +  2O2  = Fe3O4

  1. Неполным восстановлением оксида железа (III) водородом или угарным газом:

3Fe2O3  +  Н2  =  2Fe3O4  +  H2O

  1. При высокой температуре раскаленное железо реагирует с парами воды с образованием двойного оксида железа (II, III):

3Fe  +  4H2O(пар) = Fe3O4  +  4H2

Свойства оксида железа (II, III) определяются свойствами двух оксидов, из которых он состоит: основного оксида железа (II) и амфотерного оксида железа (III).

  1. При взаимодействии оксида железа (II, III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соответствующие соли железа (II) и железа (III).

Fe3O4  +  8HCl  = FeCl2  +  2FeCl3  +  4H2O
Fe3O4   +  4H2SO4(разб.) = Fe2(SO4)3  +  FeSO4  +  4Н2О

  1. Реагирует с сильными кислотами-окислителями (серной-концентрированной и азотной). 

Fe3O4  +  10HNO3(конц.) = NO2↑  +  3Fe(NO3)3  +  5H2O

Разбавленной азотной кислотой Fe3O4 окисляется при нагревании:
3Fe3O4   +  28HNO3(разб.) =  9Fe(NO3)3   +   NO   +  14H2O

Окалина окисляется концентрированной серной кислотой:
2Fe3O4   +  10H2SO4(конц.)  = 3Fe2(SO4)3  +  SO2   +   10H2O

Fe3O4 окисляется кислородом воздуха:
4Fe3O4  +  O2(воздух)  = 6Fe2O3

  1. С водой не взаимодействует.
  2. Fe3O4 окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI), как и прочие оксиды железа.
  3. Проявляет окислительные свойства.

Оксид железа (II, III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II):
Fe3O4  +  4CO  = 3Fe  +  4CO2

Fe3O4 восстанавливается водородом:
Fe3O4   +  4H2  = 3Fe   +   4H2O

Оксид железа (II, III) реагирует с более активными металлами.

Алюмотермия:
3Fe3O4  +  8Al  = 9Fe  +  4Al2O3


Гидроксиды железа

Гидроксид железа (II) можно получить:

  1. действием раствора аммиака на соли железа (II).

FeCl +   2NH3   +   2H2O = Fe(OH)2   +   2NH4Cl

  1. действием щелочи на соли железа (II).

FeCl2 + 2KOH  = Fe(OH)2↓ + 2KCl

Свойства гидроксида железа (II):

  1. Проявляет основные свойства — реагирует с кислотами. При этом образуются соответствующие соли.

Fe(OH)2  +  2HCl = FeCl2  +  2H2O
Fe(OH)2  +  H2SO4  = FeSO4  +  2H2O
Fe(OH)2  +  2HBr = FeBr2  +  2H2O

  1. Взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

Fe(OH)2 + SO3  =  FeSO4 + 2H2O

  1. Проявляет сильные восстановительные свойства. При этом образуются соединения железа (III).

4Fe(OH)2  +  O2  +  2H2O  =  4Fe(OH)3
2Fe(OH)2   +  H2O = 2Fe(OH)3
2Fe(OH)2  +  4H2SO4(конц.) = Fe2(SO4)3  +  SO2  +  6H2O

  1. Разлагается при нагревании:

Fe(OH)2 = FeO  +  H2O

Гидроксид железа (III) можно получить: 

  1. Действием раствора аммиака на соли железа (III).

FeCl3 + 3NH3 + 3H2O = Fe(OH)3 + 3NH4Cl

  1. Окислением гидроксида железа (II) кислородом или пероксидом водорода:

4Fe(OH)2  +  O2  +  2H2O  =  4Fe(OH)3
2Fe(OH)2   +  H2O  = 2Fe(OH)3

  1. Действием щелочи на раствор соли железа (III).

FeCl3 + 3KOH   = Fe(OH)3↓ + 3KCl

  1. При взаимодействии растворимых солей железа (III) с растворами карбонатов. Образующийся карбонат железа (III) подвергаются необратимому гидролизу в водном растворе.

2FeBr3  +  3Na2CO3  + 3H2O  =  2Fe(OH)3↓  +  CO2↑ +  6NaBr

Гидроксид железа (III) проявляет следующие свойства:

  1. Слабовыраженные амфотерные. Как основание, гидроксид железа (III) реагирует с растворимыми кислотами.

Fe(OH)3 + 3HNO3 = Fe(NO3)3 + 3H2O
Fe(OH)3  +  3HCl =  FeCl3  +  3H2O
2Fe(OH)3  +  3H2SO4  = Fe2(SO4)3  +  6H2O
Fe(OH)3  +  3HBr = FeBr3  +  3H2O

  1. Взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

2Fe(OH)3 + 3SO3 = Fe2(SO4)3 + 3H2O

  1. Взаимодействует с щелочами в расплавах с образованием соответствующих солей — ферритов. При этом гидроксид железа (III) проявляет кислотные свойства.

KOH  +  Fe(OH)3  = KFeO2 + 2H2O

  1. Разлагается при нагревании:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O


Соли железа

Нитрат железа (II) при нагревании разлагается на оксид железа (III), оксид азота (IV)  и кислород:

4Fe(NO3)2 = 2Fe2O3  +  8NO2  +   O2

 Гидролиз солей железа

Растворимые соли железа, образованные кислотными остатками сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает обратимо по нескольким ступеням.

I ступень: Fe3+ +  H2O  ↔  FeOH2+ + H+
II ступень: FeOH2+ + H2O ↔ Fe(OH)2+ + H+
III ступень: Fe(OH)2+ + H2O ↔ Fe(OH)3 + H+

Однако  сульфиты и карбонаты железа (III) и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:

Fe2(SO4)3  +  6NaHSO3  = 2Fe(OH)3  +  6SO2  +  3Na2SO4
2FeBr3  +  3Na2CO3  + 3H2O = 2Fe(OH)3↓  +  CO2↑ +  6NaBr
2Fe(NO3)3  +  3Na2CO3  +  3H2O = 2Fe(OH)3↓  +  6NaNO3  +  3CO2
2FeCl3  +  3Na2CO3  +  3H2O = 2Fe(OH)3↓  +  6NaCl  +  3CO2
Fe2(SO4)3  +  3K2CO3  +  3H2O = 2Fe(OH)3↓  +  3CO2↑  +  3K2SO4

При взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает ОВР:
2FeCl3  +  3Na2S  →  2FeS  +  S  +  6NaCl

Окислительные свойства железа (III)

Соли железа (III) под проявляют довольно сильные окислительные свойства. Так, при взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает окислительно-восстановительная реакция.

2FeCl3  +  3Na2S(избыток) =  2FeS  +  S  +  6NaCl
2FeCl3 (избыток)  +  Na2S  =  2FeCl2  +  S   +  2NaCl

По такому же принципу соли железа (III) реагируют с сероводородом:
2FeCl3  +  H2S  =  2FeCl2  +  S   +  2HCl

Соли железа (III) также вступают в окислительно-восстановительные реакции с йодидами.
2FeCl3  +  2KI    →   2FeCl2  +  I2   +  2KCl

Ферраты и ферриты

Ферриты – соли несуществующей в свободном виде железистой кислоты HFeO (феррит натрия NaFeO2). 

Обычно ферриты натрия или калия получают сплавлением оксида железа (III) с карбонатом натрия или калия:

Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO↑

В технике ферритами называют продукты спекания (при температуре 1000-1400 С) порошков оксида железа (III) и некоторых оксидов двухвалентных металлов (Zn, Ni, Mn):

Fe2O3 + ZnO = Zn(FeO2)2

Ферраты – соли железной кислоты H2FeO2. Здесь железо находится в своей степени окисления +6. 

Если нагреть стальные опилки или оксид железа(III) с нитратом и гидроксидом калия, то образуется сплав, содержащий феррат калия: K2FeO4:

Fe2O3 + 4KOH + 3KNO3 = K2FeO + 3KNO2 + 2H2O

При растворении сплава в воде получается красно-фиолетовый раствор, из которого действием хлорида бария можно осадить нерастворимый в воде феррат бария BaFeO4:

K2FeO+ BaCl2 = BaFeO4↓+ 2KCl

Все ферраты – сильные оксилители (более сильные, чем перманганаты). H2FeO4 и FeO3 в свободном состоянии не получены.