Железо Fe – элемент № 26, 4-го периода, VIIIB группы. Электронная конфигурация атома железа в стационарном состоянии 1s22s22p63s23p6 3d64s2.
Наиболее устойчивые электронные конфигурации ионов железа:
Fe2+ – 3d64s0;
Fe3+ – 3d54s0.Железо проявляет следующие степени окисления:
0 – в простых веществах;
+2 – в оксиде FeO, в гидроксиде Fe(OH)2 и солях, например FeCl2, FeSO4 и т. д.;
+3 – в оксиде Fe2O3, в гидроксиде Fe(OH)3 и солях, например FeCl3, Fe(NO3)3 и т. д.
Можно окислить железо до степени окисления +6, которую оно проявляет в ферратах, например K2FeO4. Несмотря на существование ферратов калия и бария, железная кислота H2FeO4 не получена – под действием кислот ферраты разлагаются.
Железо образует оксиды FeO и Fe2O3. Кроме того, существует оксид Fe3O4, оксид дижелеза (III) – железа (II), или железная окалина.
Формулу оксида Fe3O4 можно записать по–другому:Железо образует гидроксиды Fe(OH)2 и Fe(OH)3. Оба они являются слабыми электролитами, проявляют амфотерные свойства, но основные заметно преобладают над кислотными.
Жeлезo образует несколько кристаллических модификаций, устойчивых при определённых температурах.
При обычных условиях чистое железо – мягкий, ковкий серебристо–серый металл, относится к тяжёлым (р = 7,87 г/см3), тугоплавким (t°пл. = 1539 °С) металлам.
В электрохимическом ряду напряжений металлов жeлезо находится в его средней части, железо – металл средней активности.
При нагревании (особенно в измельчённом состоянии) железо взаимодействует практически со всеми неметаллами.
Железo взаимодействует с кислородом (при нагревании на воздухе), образуется двойной оксид Fe3O4:
Желeзо реагирует с галогенами (см. конспект «Галогены»).
При взаимодействии с азотом, фосфором и углеродом образуются металлообразные соединения нестехиометрического состава, например Fe2N, Fe3C (цементит).
При нагревании железа с серой образуются сульфид железа (II) FeS или дисульфид железа FeS2:
Раскалённое желeзo реагирует с парами воды, при этом образуется двойной оксид железа (II, III) – железная окалина:
На влажном воздухе при условиях, близких к стандартным, железо окисляется кислородом (ржавление железа):
Жeлезo реагирует с кислотами, окисляющими металлы за счёт Н+, с выделением водорода. При этом железо окисляется до степени окисления +2 (если бы получились соли железа со степенью окисления +3, то водород в момент выделения восстановил бы железо до +2):
Концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют железо, но с разбавленной азотной кислотой железо реагирует. При этом могут образоваться как Fe(NO3)2, так и Fe(NO3)3, в зависимости от концентрации кислоты (степени её разбавления) и от температуры:
Железо реагирует с растворами солей металлов, расположенных в ряду напряжений правее железа. При этом обычно железо окисляется до +2:
Объяснение:
Химические свойства алканов.
Соотнесите исходные вещества, продукты и название реакций.
Исходные вещества продукты название реакций
1) С4Н10+6,5О2→ а)С4Н10+С4Н8 А) замещение
2) С6Н14→ б)С6Н12+Н2 Б) горение
3) С8Н18→ в)4СО2+5Н2О В)крекинг
4) 2СН4+О2→ г)С2Н5Сl+НСl Г)окисление
5) С2Н6+Сl2→ д) СН3ОН Д) дегидрирование
1) С4Н10+6,5О2 → в)4СО2+5Н2О Б) горение
2) С6Н14→ б)С6Н12+Н2 Д) дегидрирование
3) С8Н18→ а)С4Н10+С4Н8 В)крекинг
4) 2СН4+О2→ д) СН3ОН Г)окисление
5) С2Н6+Сl2→ г)С2Н5Сl+НСl замещение
Железо Fe – элемент № 26, 4-го периода, VIIIB группы. Электронная конфигурация атома железа в стационарном состоянии 1s22s22p63s23p6 3d64s2.
Наиболее устойчивые электронные конфигурации ионов железа:
Fe2+ – 3d64s0;
Fe3+ – 3d54s0.Железо проявляет следующие степени окисления:
0 – в простых веществах;
+2 – в оксиде FeO, в гидроксиде Fe(OH)2 и солях, например FeCl2, FeSO4 и т. д.;
+3 – в оксиде Fe2O3, в гидроксиде Fe(OH)3 и солях, например FeCl3, Fe(NO3)3 и т. д.
Можно окислить железо до степени окисления +6, которую оно проявляет в ферратах, например K2FeO4. Несмотря на существование ферратов калия и бария, железная кислота H2FeO4 не получена – под действием кислот ферраты разлагаются.
Железо образует оксиды FeO и Fe2O3. Кроме того, существует оксид Fe3O4, оксид дижелеза (III) – железа (II), или железная окалина.
Формулу оксида Fe3O4 можно записать по–другому:Железо образует гидроксиды Fe(OH)2 и Fe(OH)3. Оба они являются слабыми электролитами, проявляют амфотерные свойства, но основные заметно преобладают над кислотными.
Жeлезo образует несколько кристаллических модификаций, устойчивых при определённых температурах.
При обычных условиях чистое железо – мягкий, ковкий серебристо–серый металл, относится к тяжёлым (р = 7,87 г/см3), тугоплавким (t°пл. = 1539 °С) металлам.
В электрохимическом ряду напряжений металлов жeлезо находится в его средней части, железо – металл средней активности.
При нагревании (особенно в измельчённом состоянии) железо взаимодействует практически со всеми неметаллами.
Железo взаимодействует с кислородом (при нагревании на воздухе), образуется двойной оксид Fe3O4:
Желeзо реагирует с галогенами (см. конспект «Галогены»).
При взаимодействии с азотом, фосфором и углеродом образуются металлообразные соединения нестехиометрического состава, например Fe2N, Fe3C (цементит).
При нагревании железа с серой образуются сульфид железа (II) FeS или дисульфид железа FeS2:
Раскалённое желeзo реагирует с парами воды, при этом образуется двойной оксид железа (II, III) – железная окалина:
На влажном воздухе при условиях, близких к стандартным, железо окисляется кислородом (ржавление железа):
2Fe + 2H2O + O2 = 2Fe(OH)2 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3
Жeлезo реагирует с кислотами, окисляющими металлы за счёт Н+, с выделением водорода. При этом железо окисляется до степени окисления +2 (если бы получились соли железа со степенью окисления +3, то водород в момент выделения восстановил бы железо до +2):
Концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют железо, но с разбавленной азотной кислотой железо реагирует. При этом могут образоваться как Fe(NO3)2, так и Fe(NO3)3, в зависимости от концентрации кислоты (степени её разбавления) и от температуры:
Железо реагирует с растворами солей металлов, расположенных в ряду напряжений правее железа. При этом обычно железо окисляется до +2: