17. D -Elemente. Eisen, allgemeine Eigenschaften, Eigenschaften. Oxide und Hydroxide, CO- und OM-Eigenschaften, Biorolle, Fähigkeit zur Komplexbildung.
1. Allgemeine Merkmale.
Eisen - d-Element der Nebenuntergruppe der achten Gruppe der vierten Periode von PSHE mit der Ordnungszahl 26.
Eines der häufigsten Metalle in der Erdkruste (Platz zwei nach Aluminium).
Der einfache Stoff Eisen ist ein formbares silberweißes Metall mit hoher chemischer Reaktivität: Eisen schnell korrodiert bei hohen Temperaturen oder hoher Luftfeuchtigkeit.
4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3
Eisen brennt in reinem Sauerstoff und entzündet sich in fein verteiltem Zustand spontan an der Luft.
3Fe + 2O2 = FeO + Fe2O3
3Fe + 4H2O = FeO*Fe2O3
FeO*Fe2O3 = Fe3O4 (Eisenzunder)
Tatsächlich werden Eisenlegierungen üblicherweise als Legierungen mit einem geringen Verunreinigungsgehalt (bis zu 0,8 %) bezeichnet, die die Weichheit und Duktilität von reinem Metall behalten. In der Praxis werden jedoch häufiger Eisenlegierungen mit Kohlenstoff verwendet: Stahl (bis zu 2,14 Gew.-% Kohlenstoff) und Gusseisen (mehr als 2,14 Gew.-% Kohlenstoff) sowie rostfreier (legierter) Stahl mit Legierungszusatz Metalle (Chrom, Mangan, Nickel usw.). Die Kombination spezifischer Eigenschaften von Eisen und seinen Legierungen macht es zum „Metall Nr. 1“ für den Menschen.
In der Natur kommt Eisen selten in reiner Form vor, am häufigsten kommt es in Eisen-Nickel-Meteoriten vor. Die Häufigkeit von Eisen in der Erdkruste beträgt 4,65 % (4. Platz nach O, Si, Al). Es wird auch angenommen, dass Eisen den größten Teil des Erdkerns ausmacht.
2.Eigenschaften
1.Physische St. Eisen ist ein typisches Metall; im freien Zustand hat es eine silbrig-weiße Farbe mit einem gräulichen Schimmer. Reines Metall ist duktil; verschiedene Verunreinigungen (insbesondere Kohlenstoff) erhöhen seine Härte und Sprödigkeit. Es verfügt über ausgeprägte magnetische Eigenschaften. Oft wird die sogenannte „Eisen-Triade“ unterschieden – eine Gruppe von drei Metallen (Eisen Fe, Kobalt Co, Nickel Ni) mit ähnlichen physikalischen Eigenschaften, Atomradien und Elektronegativitätswerten.
2.Chemische St.
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Oxidationszustand |
Oxid |
Hydroxid |
Charakter |
Anmerkungen |
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Schwach basisch |
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Sehr schwache Base, manchmal amphoter |
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Nicht erhalten |
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Säure |
Starkes Oxidationsmittel |
Eisen zeichnet sich durch die Oxidationsstufen von Eisen aus – +2 und +3.
Die Oxidationsstufe +2 entspricht dem schwarzen Oxid FeO und dem grünen Hydroxid Fe(OH) 2. Sie sind grundlegender Natur. In Salzen liegt Fe(+2) als Kation vor. Fe(+2) ist ein schwaches Reduktionsmittel.
Die Oxidationsstufe +3 entspricht dem rotbraunen Oxid Fe 2 O 3 und dem braunen Hydroxid Fe(OH) 3. Sie sind amphoterer Natur, obwohl sie sauer sind, und ihre basischen Eigenschaften sind schwach ausgeprägt. Somit sind Fe 3+-Ionen vollständig hydrolysieren auch in saurer Umgebung. Fe(OH) 3 löst sich (und selbst dann nicht vollständig) nur in konzentrierten Alkalien. Fe 2 O 3 reagiert mit Alkalien erst beim Schmelzen und ergibt Ferrite(formale Säuresalze der Säure HFeO 2, die nicht in freier Form vorliegt):
Eisen (+3) weist am häufigsten schwach oxidierende Eigenschaften auf.
Die Oxidationsstufen +2 und +3 ändern sich leicht, wenn sich die Redoxbedingungen ändern.
Darüber hinaus gibt es das Oxid Fe 3 O 4, dessen formale Oxidationsstufe +8/3 beträgt. Dieses Oxid kann jedoch auch als Eisen(II)ferrit Fe +2 (Fe +3 O 2) 2 betrachtet werden.
Es gibt auch eine Oxidationsstufe von +6. Die entsprechenden Oxide und Hydroxide liegen nicht in freier Form vor, sondern es werden Salze erhalten – Ferrate (z. B. K 2 FeO 4). Eisen (+6) liegt in ihnen in Form eines Anions vor. Ferrate sind starke Oxidationsmittel.
Reines metallisches Eisen ist in Wasser und verdünnten Lösungen stabil Alkalien. Eisen löst sich aufgrund der Passivierung der Metalloberfläche durch einen starken Oxidfilm nicht in kalter konzentrierter Schwefel- und Salpetersäure. Heiße konzentrierte Schwefelsäure interagiert als stärkeres Oxidationsmittel mit Eisen.
MIT Salz und verdünnt (ca. 20 %) Schwefel Säuren Eisen reagiert zu Eisen(II)-Salzen:
Wenn Eisen beim Erhitzen mit etwa 70 %iger Schwefelsäure reagiert, kommt es zur Bildung von Eisen Eisen(III)sulfat:
3.Oxide und Hydroxide, CO- und OM-Eigenschaften...
Eisen(II)-Verbindungen
Eisen(II)-oxid FeO hat basische Eigenschaften, ihm entspricht die Base Fe(OH) 2. Eisen(II)-Salze haben eine hellgrüne Farbe. Bei Lagerung, insbesondere in feuchter Luft, verfärben sie sich durch Oxidation zu Eisen(III) braun. Bei der Lagerung wässriger Lösungen von Eisen(II)-Salzen läuft derselbe Vorgang ab:
Stabil gegenüber Eisen(II)-Salzen in wässrigen Lösungen Mohrs Salz- doppeltes Ammonium- und Eisen(II)-sulfat (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O.
Ein Reagenz für Fe 2+ -Ionen in Lösung kann sein Kaliumhexacyanoferrat(III) K 3 (rotes Blutsalz). Wenn Fe 2+- und 3−-Ionen interagieren, bildet sich ein Niederschlag Turnbull blau:
Zur quantitativen Bestimmung von Eisen(II) in Lösung verwenden Phenanthrolin, bildet mit Eisen (II) einen roten Komplex FePhen 3 in einem weiten pH-Bereich (4-9)
Eisen(III)-Verbindungen
Eisen(III)-oxid Fe 2 O 3 schwach amphoter, darauf antwortet eine noch schwächere Base als Fe(OH) 2, Fe(OH) 3, die mit Säuren reagiert:
Fe 3+-Salze neigen zur Bildung kristalliner Hydrate. In ihnen ist das Fe 3+ -Ion normalerweise von sechs Wassermolekülen umgeben. Solche Salze haben eine rosa oder violette Farbe. Das Fe 3+ -Ion wird auch in saurer Umgebung vollständig hydrolysiert. Bei pH>4 wird dieses Ion fast vollständig ausgefällt als Fe(OH) 3:
Bei teilweiser Hydrolyse des Fe 3+-Ions entstehen mehrkernige Oxo- und Hydroxokation-Kationen, weshalb die Lösungen braun werden. Die Haupteigenschaften von Eisen(III)-hydroxid Fe(OH) 3 kommen nur sehr schwach zum Ausdruck. Es kann nur mit konzentrierten Alkalilösungen reagieren:
Die resultierenden Hydroxokomplexe von Eisen(III) sind nur in stark alkalischen Lösungen stabil. Wenn Lösungen mit Wasser verdünnt werden, werden sie zerstört und Fe(OH) 3 fällt aus.
Wenn es mit Alkalien und Oxiden anderer Metalle legiert wird, bildet Fe 2 O 3 verschiedene Formen Ferrite:
Eisen(III)-Verbindungen in Lösungen werden durch metallisches Eisen reduziert:
Eisen(III) ist in der Lage, mit einfach geladenen Verbindungen Doppelsulfate zu bilden Kationen Typ Alaun, zum Beispiel KFe(SO 4) 2 – Eisen-Kalium-Alaun, (NH 4) Fe(SO 4) 2 – Eisen-Ammonium-Alaun usw.
Für den qualitativen Nachweis von Eisen(III)-Verbindungen in Lösung wird eine qualitative Reaktion von Fe 3+-Ionen mit Thiocyanat-Ionen genutzt SCN − . Wenn Fe 3+ -Ionen mit SCN − -Anionen interagieren, entsteht eine Mischung aus leuchtend roten Eisenthiocyanatkomplexen 2+ , + , Fe(SCN) 3 , -. Die Zusammensetzung der Mischung (und damit die Intensität ihrer Farbe) hängt von verschiedenen Faktoren ab, daher ist diese Methode für eine genaue qualitative Bestimmung von Eisen nicht anwendbar.
Ein weiteres hochwertiges Reagenz für Fe 3+-Ionen ist Kaliumhexacyanoferrat(II) K 4 (gelbes Blutsalz). Wenn Fe 3+- und 4−-Ionen interagieren, bildet sich ein leuchtend blauer Niederschlag Preußischblau:
Eisen(VI)-Verbindungen
Klettersteige- Salze der Eisensäure H 2 FeO 4, die nicht in freier Form vorliegt. Hierbei handelt es sich um violett gefärbte Verbindungen, die in ihren oxidativen Eigenschaften an Permanganate und in ihrer Löslichkeit an Sulfate erinnern. Ferrate entstehen durch die Einwirkung von Gasen Chlor oder Ozon für suspendiertes Fe(OH) 3 in Alkali , zum Beispiel Kaliumferrat(VI) K 2 FeO 4 . Klettersteige sind lila gefärbt.
Es können auch Klettersteige erworben werden Elektrolyse 30 %ige Alkalilösung auf einer Eisenanode:
Ferrate sind starke Oxidationsmittel. In saurer Umgebung zersetzen sie sich unter Freisetzung von Sauerstoff:
Die oxidierenden Eigenschaften von Ferraten werden genutzt Wasserdesinfektion.
4. Biorol
1) In lebenden Organismen ist Eisen ein wichtiges Spurenelement, das die Prozesse des Sauerstoffaustauschs (Atmung) katalysiert.
2) Eisen ist in Enzymen meist in Form eines Komplexes enthalten. Insbesondere ist dieser Komplex im Hämoglobin enthalten, dem wichtigsten Protein, das den Sauerstofftransport im Blut zu allen Organen von Mensch und Tier gewährleistet. Und er ist es, der das Blut in seiner charakteristischen roten Farbe färbt.
4) Eine zu hohe Eisendosis (200 mg und mehr) kann toxisch wirken. Eine Überdosis Eisen hemmt das Antioxidationssystem des Körpers, daher ist die Einnahme von Eisenpräparaten für gesunde Menschen nicht zu empfehlen.
DEFINITION
Eisen- Element der achten Gruppe der vierten Periode des Periodensystems der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev.
Und die Volumenzahl ist 26. Das Symbol ist Fe (lateinisch „ferrum“). Eines der häufigsten Metalle in der Erdkruste (Platz zwei nach Aluminium).
Physikalische Eigenschaften von Eisen
Eisen ist ein graues Metall. In reiner Form ist es recht weich, formbar und zähflüssig. Die elektronische Konfiguration des äußeren Energieniveaus ist 3d 6 4s 2. Eisen weist in seinen Verbindungen die Oxidationsstufen „+2“ und „+3“ auf. Der Schmelzpunkt von Eisen liegt bei 1539 °C. Eisen bildet zwei kristalline Modifikationen: α- und γ-Eisen. Der erste von ihnen hat ein kubisch-raumzentriertes Gitter, der zweite ein kubisch-flächenzentriertes Gitter. α-Eisen ist in zwei Temperaturbereichen thermodynamisch stabil: unter 912 °C und von 1394 °C bis zum Schmelzpunkt. Zwischen 912 und 1394 °C ist γ-Eisen stabil.
Die mechanischen Eigenschaften von Eisen hängen von seiner Reinheit ab – dem Gehalt selbst sehr geringer Mengen anderer Elemente. Festes Eisen hat die Fähigkeit, viele Elemente in sich aufzulösen.
Chemische Eigenschaften von Eisen
In feuchter Luft rostet Eisen schnell, d.h. bedeckt mit einer braunen Schicht aus hydratisiertem Eisenoxid, die aufgrund ihrer Bröckeligkeit das Eisen nicht vor weiterer Oxidation schützt. Im Wasser korrodiert Eisen stark; Bei reichlichem Zugang zu Sauerstoff entstehen Hydratformen von Eisen(III)-oxid:
2Fe + 3/2O 2 + nH 2 O = Fe 2 O 3 ×H 2 O.
Bei Sauerstoffmangel oder erschwertem Zugang entsteht Mischoxid (II, III) Fe 3 O 4:
3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2.
Eisen löst sich in Salzsäure beliebiger Konzentration:
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2.
Die Auflösung in verdünnter Schwefelsäure erfolgt auf ähnliche Weise:
Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2.
In konzentrierten Schwefelsäurelösungen wird Eisen zu Eisen(III) oxidiert:
2Fe + 6H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.
In Schwefelsäure, deren Konzentration nahezu 100 % beträgt, wird Eisen jedoch passiv und es findet praktisch keine Wechselwirkung statt. Eisen löst sich in verdünnten und mäßig konzentrierten Salpetersäurelösungen:
Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O.
Bei hohen Salpetersäurekonzentrationen verlangsamt sich die Auflösung und Eisen wird passiv.
Eisen reagiert wie andere Metalle mit einfachen Stoffen. Beim Erhitzen kommt es zu Reaktionen zwischen Eisen und Halogenen (unabhängig von der Art des Halogens). Die Wechselwirkung von Eisen mit Brom erfolgt bei erhöhtem Dampfdruck des letzteren:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3;
3Fe + 4I 2 = Fe 3 I 8.
Die Wechselwirkung von Eisen mit Schwefel (Pulver), Stickstoff und Phosphor findet auch beim Erhitzen statt:
6Fe + N 2 = 2Fe 3 N;
2Fe + P = Fe 2 P;
3Fe + P = Fe 3 P.
Eisen kann mit Nichtmetallen wie Kohlenstoff und Silizium reagieren:
3Fe + C = Fe 3 C;
Unter den Wechselwirkungsreaktionen von Eisen mit komplexen Stoffen spielen folgende Reaktionen eine besondere Rolle: Eisen ist in der Lage, Metalle, die in der Aktivitätsreihe rechts davon stehen, aus Salzlösungen (1) zu reduzieren und Eisen(III)-Verbindungen zu reduzieren ( 2):
Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu (1);
Fe + 2FeCl 3 = 3FeCl 2 (2).
Eisen reagiert bei erhöhtem Druck mit einem nicht salzbildenden Oxid – CO, unter Bildung von Substanzen komplexer Zusammensetzung – Carbonylen – Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 und Fe 3 (CO) 12.
Eisen ist in Abwesenheit von Verunreinigungen in Wasser und verdünnten Alkalilösungen stabil.
Eisen bekommen
Die Hauptmethode zur Gewinnung von Eisen ist die Gewinnung von Eisenerz (Hämatit, Magnetit) oder die Elektrolyse von Lösungen seiner Salze (in diesem Fall wird „reines“ Eisen gewonnen, d. h. Eisen ohne Verunreinigungen).
Beispiele für Problemlösungen
BEISPIEL 1
| Übung | 10 g schweres Eisenzunder Fe 3 O 4 wurde zunächst mit 150 ml Salzsäurelösung (Dichte 1,1 g/ml) mit einem Massenanteil an Chlorwasserstoff von 20 % behandelt und anschließend der resultierenden Lösung überschüssiges Eisen zugesetzt. Bestimmen Sie die Zusammensetzung der Lösung (in Gew.-%). |
| Lösung | Schreiben wir die Reaktionsgleichungen entsprechend den Bedingungen des Problems: 8HCl + Fe 3 O 4 = FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O (1); 2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 (2). Wenn Sie die Dichte und das Volumen einer Salzsäurelösung kennen, können Sie ihre Masse ermitteln: m sol (HCl) = V(HCl) × ρ (HCl); m Sol (HCl) = 150×1,1 = 165 g. Berechnen wir die Masse von Chlorwasserstoff: m(HCl) = m sol (HCl) ×ω(HCl)/100 %; m(HCl) = 165×20 %/100 % = 33 g. Molmasse (Masse eines Mols) von Salzsäure, berechnet anhand der Tabelle der chemischen Elemente von D.I. Mendelejew – 36,5 g/mol. Lassen Sie uns die Menge an Chlorwasserstoff ermitteln: v(HCl) = m(HCl)/M(HCl); v(HCl) = 33/36,5 = 0,904 mol. Molmasse (Masse eines Mols) der Skala, berechnet anhand der Tabelle der chemischen Elemente von D.I. Mendelejew – 232 g/mol. Lassen Sie uns die Menge an Schuppensubstanz ermitteln: v(Fe 3 O 4) = 10/232 = 0,043 mol. Nach Gleichung 1 ist v(HCl): v(Fe 3 O 4) = 1:8, also v(HCl) = 8 v(Fe 3 O 4) = 0,344 mol. Dann wird die durch die Gleichung berechnete Menge an Chlorwasserstoff (0,344 Mol) geringer sein als die in der Problemstellung angegebene Menge (0,904 Mol). Daher ist Salzsäure im Überschuss vorhanden und es kommt zu einer weiteren Reaktion: Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 (3). Lassen Sie uns die Menge an Eisenchlorid bestimmen, die als Ergebnis der ersten Reaktion entsteht (wir verwenden Indizes, um eine bestimmte Reaktion zu bezeichnen): v 1 (FeCl 2):v(Fe 2 O 3) = 1:1 = 0,043 mol; v 1 (FeCl 3):v(Fe 2 O 3) = 2:1; v 1 (FeCl 3) = 2 × v (Fe 2 O 3) = 0,086 mol. Bestimmen wir die Menge an Chlorwasserstoff, die in Reaktion 1 nicht reagiert hat, und die Menge an Eisen(II)-chlorid, die während Reaktion 3 gebildet wurde: 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. Bestimmen wir die Menge der bei Reaktion 2 gebildeten FeCl 2 -Substanz, die Gesamtmenge der FeCl 2 -Substanz und ihre Masse: v 2 (FeCl 3) = v 1 (FeCl 3) = 0,086 mol; v 2 (FeCl 2): v 2 (FeCl 3) = 3:2; v 2 (FeCl 2) = 3/2× v 2 (FeCl 3) = 0,129 mol; v Summe (FeCl 2) = v 1 (FeCl 2) + v 2 (FeCl 2) + v 3 (FeCl 2) = 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. Bestimmen wir die Stoffmenge und die Eisenmasse, die in die Reaktionen 2 und 3 eingegangen sind: v 2 (Fe): v 2 (FeCl 3) = 1:2; v 2 (Fe) = 1/2× v 2 (FeCl 3) = 0,043 mol; v 3 (Fe): v rem (HCl) = 1:2; v 3 (Fe) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 mol; v sum (Fe) = v 2 (Fe) + v 3 (Fe) = 0,043+0,28 = 0,323 mol; m(Fe) = v sum (Fe) ×M(Fe) = 0,323 ×56 = 18,088 g. Berechnen wir die Stoffmenge und die Masse des in Reaktion 3 freigesetzten Wasserstoffs: v(H 2) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 mol; m(H 2) = v(H 2) ×M(H 2) = 0,28 × 2 = 0,56 g. Wir bestimmen die Masse der resultierenden Lösung m’ sol und den Massenanteil von FeCl 2 darin: m’ sol = m sol (HCl) + m(Fe 3 O 4) + m(Fe) – m(H 2); |
Lernziele:
- Machen Sie die Schüler mit dem Element der Nebengruppe des Periodensystems bekannt – Eisen, seiner Struktur und seinen Eigenschaften.
- Kennen Sie den Standort von Eisen in der Natur, Methoden zu seiner Gewinnung, Anwendung und physikalische Eigenschaften.
- Eisen als Element einer sekundären Untergruppe charakterisieren können.
- In der Lage sein, die chemischen Eigenschaften von Eisen und seinen Verbindungen nachzuweisen und Reaktionsgleichungen in molekularer, ionischer und Redoxform zu schreiben.
- Die Fähigkeiten der Schüler beim Aufstellen von Reaktionsgleichungen mit Eisen zu entwickeln und ihr Wissen über qualitative Reaktionen auf Eisenionen zu vertiefen.
- Wecken Sie Interesse am Thema.
Ausrüstung: Eisen (Pulver, Stift, Platte), Schwefel, Sauerstoffkolben, Salzsäure, Eisen(II)-sulfat, Eisen(III)-chlorid, Natriumhydroxid, rote und gelbe Blutsalze.
WÄHREND DES UNTERRICHTS
I. Organisatorischer Moment
II. Hausaufgaben überprüfen
III. Neues Material lernen
1. Einführung des Lehrers.
– Die Bedeutung von Eisen im Leben, seine Rolle in der Geschichte der Zivilisation. Eines der häufigsten Metalle in der Erdkruste ist Eisen. Die Verwendung begann viel später als bei anderen Metallen (Kupfer, Gold, Zink, Blei, Zinn), was höchstwahrscheinlich auf die geringe Ähnlichkeit von Eisenerz mit dem Metall zurückzuführen ist. Für Naturvölker war es sehr schwierig zu erkennen, dass aus Erz Metall gewonnen werden konnte, das erfolgreich zur Herstellung verschiedener Gegenstände verwendet werden konnte; dies lag an dem Mangel an Werkzeugen und notwendigen Geräten, um einen solchen Prozess zu organisieren. Es dauerte ziemlich lange, bis der Mensch lernte, Eisen aus Erzen zu gewinnen und daraus Stahl und Gusseisen herzustellen.
Derzeit sind Eisenerze ein notwendiger Rohstoff für die Eisenmetallurgie, jene Mineralien, auf die kein entwickeltes Industrieland verzichten kann. Die jährliche Weltproduktion an Eisenerz beträgt etwa 350.000.000 Tonnen. Sie werden zum Schmelzen von Eisen (Kohlenstoffgehalt 0,2–0,4 %), Gusseisen (2,5–4 % Kohlenstoff) und Stahl (2,5–1,5 % Kohlenstoff) verwendet. Stahl ist in der Industrie am weitesten verbreitet als Eisen und Gusseisen warum es eine größere Nachfrage nach seiner Verhüttung gibt.
Zum Schmelzen von Gusseisen aus Eisenerzen werden Hochöfen verwendet, die mit Kohle oder Koks betrieben werden; Stahl und Eisen werden aus Gusseisen in Flammöfen, Bessemer-Konvertern oder der Thomas-Methode geschmolzen.
Eisenmetalle und ihre Legierungen sind für das Leben und die Entwicklung der menschlichen Gesellschaft von großer Bedeutung. Alle Arten von Haushalts- und Konsumgütern werden aus Eisen hergestellt. Hunderte Millionen Tonnen Stahl und Gusseisen werden für den Bau von Schiffen, Flugzeugen, Eisenbahntransportmitteln, Autos, Brücken, Eisenbahnen, verschiedenen Gebäuden, Ausrüstungen und anderen Dingen verwendet. Es gibt keinen Zweig der Landwirtschaft und Industrie, in dem Eisen und seine verschiedenen Legierungen nicht verwendet werden.
Die wenigen in der Natur vorkommenden Mineralien, die Eisen enthalten, sind Eisenerz. Zu diesen Mineralien gehören: Brauneisenerz, Hämatit, Magnetit und andere, die große Lagerstätten bilden und weite Gebiete einnehmen.
Die chemische Verbindung von Magnetit oder magnetischem Eisenerz, das eine eisenschwarze Farbe und eine einzigartige Eigenschaft – Magnetismus – hat, ist eine Verbindung bestehend aus Eisenoxid und Eisenoxid. In der natürlichen Umgebung kommt es sowohl in Form körniger oder fester Massen als auch in Form wohlgeformter Kristalle vor. Eisenerz weist den höchsten Anteil an metallischem Eisen in Magnetit auf (bis zu 72 %).
Die größten Vorkommen an Magnetiterzen in unserem Land befinden sich im Ural, in den Bergen Wysokaja, Blagodat, Magnitnaja, in einigen Gebieten Sibiriens – dem Einzugsgebiet des Flusses Angara, Berg Schoria, auf dem Territorium der Kola-Halbinsel.
2. Arbeiten Sie mit der Klasse. Eigenschaften von Eisen als chemisches Element
a) Position im Periodensystem:
Übung 1. Bestimmen Sie die Position von Eisen im Periodensystem?
Antwort: Eisen befindet sich in der 4. Hauptperiode, der geraden Reihe, der 8. Gruppe und der Nebengruppe.
b) Struktur des Atoms:
Aufgabe 2. Zeichnen Sie die Zusammensetzung und Struktur des Eisenatoms, der elektronischen Formel und der Zellen.
Antwort: Fe +3 2) 8) 14) 2)Metall
p = 26
e = 26
n = (56 – 26) = 301s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2
Frage. Auf welchen Eisenschichten befinden sich die Valenzelektronen? Warum?
Antwort. Valenzelektronen befinden sich auf der letzten und vorletzten Schicht, da es sich um ein Element der sekundären Untergruppe handelt.
Eisen wird als d-Element klassifiziert; es ist Teil der Triade der Elemente – Metalle (Fe-Co-Ni);
c) Redoxeigenschaften von Eisen:
Frage. Was ist Eisen – ein Oxidationsmittel oder ein Reduktionsmittel? Welche Oxidationsstufen und Wertigkeiten weist es auf?
Antwort:
Fe 0 – 2e = Fe +3) Reduktionsmittel
Fe 0 – 3e = Fe +3
so.+ 2,+ 3; Wertigkeit = II und III, Wertigkeit 7 – wird nicht angezeigt;
d) Eisenverbindungen:
FeO – basisches Oxid
Fe(OH) 2 – unlösliche Base
Fe 2 O 3 – Oxid mit Anzeichen von Amphoterität
Fe(OH) 3 – eine Base mit Anzeichen von Amphoterität
Flüchtige Wasserstoffverbindungen sind es nicht.
d) in der Natur sein.
Eisen ist das zweithäufigste Metall in der Natur (nach Aluminium). Im freien Zustand kommt Eisen nur in Meteoriten vor. Die wichtigsten natürlichen Verbindungen:
FeO*3HO – braunes Eisenerz,
FeO – rotes Eisenerz,
FeO (FeO*FeO) – magnetisches Eisenerz,
FeS – Eisenpyrit (Pyrit)
Eisenverbindungen kommen in lebenden Organismen vor.
3. Eigenschaften des einfachen Stoffes Eisen
a) Molekülstruktur, Art der Bindung, Art des Kristallgitters; (unabhängig)
b) physikalische Eigenschaften von Eisen
Eisen ist ein silbergraues Metall mit hervorragender Formbarkeit, Duktilität und starken magnetischen Eigenschaften. Die Dichte von Eisen beträgt 7,87 g/cm 3, der Schmelzpunkt liegt bei 1539 to o C.
c) chemische Eigenschaften von Eisen:
Eisenatome geben bei Reaktionen Elektronen ab und weisen Oxidationsstufen von +2, +3 und manchmal +6 auf.
Bei Reaktionen ist Eisen ein Reduktionsmittel. Bei normalen Temperaturen interagiert es jedoch nicht einmal mit den aktivsten Oxidationsmitteln (Halogen, Sauerstoff, Schwefel), aber beim Erhitzen wird es aktiv und reagiert mit ihnen:
2Fe +3Cl 2 = 2FeCl 3 Eisen(III)-chlorid
3Fe + 2O 2 = Fe 2 O 3 (FeO*Fe O) Eisen(III)-oxid
Fe + S = FeS Eisen(II)-sulfid
Bei sehr hohen Temperaturen reagiert Eisen mit Kohlenstoff, Silizium und Phosphor.
3Fe + C = Fe 3 C Eisencarbid (Zementit)
3Fe + Si = Fe 3 Si Eisensilizid
3Fe + 2P = Fe 3 P 2 Eisenphosphid
Eisen reagiert mit komplexen Substanzen.
In feuchter Luft versauert (korrodiert) Eisen schnell:
4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3
Fe(OH) 3 ––> FeOOH + H 2 O
Rost
Eisen steht in der Mitte der elektrochemischen Spannungsreihe der Metalle und ist daher ein Metall durchschnittliche Aktivität. Die Reduktionsfähigkeit von Eisen ist geringer als die von Alkali-, Erdalkalimetallen und Aluminium. Erst bei hohen Temperaturen reagiert heißes Eisen mit Wasser:
3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2
Eisen reagiert mit verdünnter Schwefel- und Salzsäure und verdrängt daraus Wasserstoff:
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2
Fe 0 + 2H + = Fe 2+ + H 2 0
Bei normalen Temperaturen interagiert Eisen nicht mit konzentrierter Schwefelsäure, da es durch diese passiviert wird. Beim Erhitzen oxidiert konzentrierte Schwefelsäure Eisen zu Eisen(III)-sulfat:
2Fe + 6H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
Verdünnte Salpetersäure oxidiert Eisen zu Eisen(III)-nitrat:
Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O
Konzentrierte Salpetersäure passiviert Eisen.
Aus Salzlösungen verdrängt Eisen Metalle, die in der elektrochemischen Spannungsreihe rechts davon stehen:
Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu,
d) Verwendung von Eisen (auf eigene Faust)
e) Empfangen (zusammen mit Studierenden)
In der Industrie wird Eisen durch Reduktion aus Eisenerzen mit Kohlenstoff (Koks) und Kohlenmonoxid (II) in Hochöfen gewonnen.
Die Chemie des Hochofenprozesses ist wie folgt:
C + O = CO
CO + 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
4. Eisenverbindungen
Chemische Eigenschaften dieser Verbindungen.
Zusatz. Eisen(II)-Verbindungen sind instabil, sie können oxidieren und sich in Eisen(III)-Verbindungen umwandeln
Fe +2 Cl 2 + Cl 2 = Fe +3 Cl 3 bilden das Redoxhaus
Fe +2 (OH) + H 2 O + O 2 = Fe +3 (OH) 3 Schemata, ausgleichen.
Chemische Eigenschaften dieser Verbindungen
Eine qualitative Reaktion auf Fe +2 ist auch die Reaktion von Eisen(II)-Salzen mit einer Substanz namens rotes Blutsalz K3 – es handelt sich dabei um eine komplexe Verbindung.
3FeCl + 2K 3 = Fe 3)
