Как горячая вода разрушает железо напишите уравнение реакции

Реакция взаимодействия железа и воды.

Уравнение реакции взаимодействия железа и воды:

Железо и вода взаимодействуют друг с другом.

3Fe + 4H₂O → Fe₃O₄ + 4H₂ (t = 700-900 °C).

При обычных условиях железо с водой практически не реагирует. Только раскаленное железо может вступать в реакцию с водяным паром при температуре 700-900 ^оС.

Реакция железа и воды протекает при условии: при температуре 700-900 °C.

В результате реакции железа и воды образуются оксид железа (II, III) и водород. Данная реакция является исторически первым способом получения водорода.

Однако в присутствии кислорода или во влажном воздухе железо медленно окисляется.

2Fe + 2H₂O + O₂ → 2Fe(OH)₂.

Реакция железа, воды и кислорода протекает при обычных условиях.

В результате реакции железа, воды и кислорода образуется гидроксид железа (II).

Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com

Коэффициент востребованности
7 221

Источник

Железо вода реакция

Реакцию железа с водой можно выразить следующим суммарным уравнением:

3Fe + 4Н₂О = Fe₃О₄ + 4Н₂ ↑ + Q

Реакция идет с достаточной скоростью при нагревании (примерно до 400 °С). На ней был основан железопаровой способ получения водорода, утративший в настоящее время практическое значение. Однако эта реакция представляет интерес для истории химии: этим превращением в конце XVIII в. было доказано, что вода не простое вещество, а химическое соединение, в состав которого входит «горючий воздух» (т. е. водород).

Для опыта удобно воспользоваться свежевосстановленным железом в виде порошка, полученным взаимодействием водорода с оксидом железа (III) при сильном нагревании. Вместо восстановленного железа можно взять железные стружки, очищенные от оксидов железа споласкиванием их в кислоте, обезжиренные раствором щелочи, промытые водой и высушенные. Однако в этом случае реакция протекает медленнее.

Железо помещают в железную трубку, куда подводится вода (водяной пар). На рисунке 2 изображен вариант I опыта в железной трубке с диаметром 1,5—2 см. Более удобной для опытов является изогнутая трубка с длиной колен 15 и 25 см, которую можно изготовить в порядке самооборудования.

Рис. 2. Установка для взаимодействие раскаленного железа с водяным паром (вариант I):

1 — железная трубка, 2 — пробки, 3 — алонж, 4 — капельная воронка, 5 — газоотводная трубка, 6 — цилиндр, 7 — чаша кристаллизационная, 5 — горелка с насадкой.

В среднюю часть трубки 1 ближе к пробке помещают около 20 г железного порошка (или железных стружек) и слабо запирают его стеклянной ватой. Концы трубки закрывают хорошо подогнанными корковыми пробками 2 с отверстиями для алонжа 3 с капельной воронкой 4 и газоотводной трубкой 5. Нагревают железную трубку, не доводя ее до красного каления (более высокая температура способствует обратному — эндотермическому — процессу). Из капельной воронки 4 прибавляют по каплям воду.

После вытеснения из установки воздуха образующийся водород собирают в цилиндры и испытывают его, соблюдая правила техники безопасности. Заканчивают опыт: вынимают газоотводную трубку вместе с пробкой, прекращают нагревание железной трубки и приливание воды из капельной воронки. Содержащиеся в трубке оксиды железа могут быть использованы для восстановления из них железа для опытов, а иногда их оставляют в трубке для проведения другого опыта — восстановления оксидов железа водородом.

Рис. 3. Установка для взаимодействия железа с водяным паром (вариант II):

1 — колба круглодонная с водой, 2 —тройник, 3 — стеклянная трубка с порошком восстановленного железа между комками стеклянной ваты, 4 — газоотводная трубка, 5 — чаша кристаллизационная, б — цилиндр, 7 — газовая горелка со щелевой насадкой.

В другом варианте опыта, при котором пропускают над раскаленным железом не воду, а водяные пары, применяют не изогнутую, а прямую железную или фарфоровую трубку. В этой установке использовано сочетание двух типов реакторов: колба и реакционная трубка.

Для проведения опыта собирают установку, изображенную на рисунке 3. В трубке 3 помещают железный порошок или железные опилки между комками стеклянной ваты. Трубку сильно накаливают, после чего воду в колбе 1 доводят до кипения (для равномерного кипения в колбу помещают капилляры-кипятильники). Избыток пара выходит через тройник 2. Через несколько минут, когда из установки будет вытеснен воздух, подводят под цилиндр 6 газоотводную трубку и собирают водород. Наличие водорода доказывают поджиганием собранного в цилиндре газа.

Восстановление железа водородом

Взаимодействие железа с водой может протекать и в обратном направлении. Восстановление оксидов железа водородом — эндотермические процессы:

Fe₂О₃ + 3Н₂ = 2Fe + 3Н₂О — Q₁Fe₃О₄ + 4Н₂ = 3Fe + 4Н₂О — Q₂

Для проведения опыта можно использовать установку, показанную на рисунке 3.

Рис. 3. Установка для получения железа восстановлением оксидов железа водородом:

1 — газоотводная трубка для подачи водорода, 2 — промывная склянка с концентрированной серной кислотой, 3 — железная трубка, 4 — стакан с охлаждающей смесью, 3 — приемник с обезвоженным медным купоросом, 6 — пробирка для собирания водорода.

Поступающий из аппарата Киппа по трубке 1 водород проходит через концентрированную серную кислоту в склянке 2 и в сухом виде проникает в реакционную трубку 3, и далее водород выходит наружу через трубку 6. После вытеснения из установки воздуха (проба водорода на чистоту!) водород поджигают у газоотводной трубки 6. Затем сильно нагревают трубку 3 с оксидом железа, что может привести к угасанию пламени у отверстия трубки 6. Через 10—15 мин разъединяют реактор с приемником, вынув пробку из него. В пробирке легко можно заметить голубые кристаллы медного купороса.

Они образовались при взаимодействии безводного сульфата меди с водой — одним из продуктов реакции водорода с оксидами железа. После этого прекращают нагревание трубки, продолжая пропускать водород до ее остывания. Высыпают содержимое трубки на стекло или в фарфоровую чашку и сравнивают его с исходным веществом. Если для опыта был взят оксид железа (III) красного цвета, то он отличается от образовавшегося продукта реакции — железа — по цвету и отсутствию магнитных свойств. В том же случае, когда в реакционной трубке находится оксид Fe₃О₄, в состав которого входит железо со степенями окисления +2 и +3, то исходные и конечные продукты идентифицируют при помощи разбавленной соляной кислоты, а не с помощью магнита, так как оба они — железо (Fe) и оксид железа (Fe₃О₄) — почти не отличаются по цвету и обладают магнитными свойствами.

Полученное таким способом железо может быть использовано в качестве катализатора при синтезе аммиака.

Железо восстановленное, Fe

Горючий порошок. Состав, % (масс): железо 98,5, углерод 0,18, кислород 0,9. Дисперсность образца менее 50 мкм. Т. самовоспл.: аэрогеля 240 °С, аэровзвеси 400 °С; нижн. конц. предел распр. пл. 100 г/м³; макс. давл. взрыва 250 кПа; макс, скорость нарастания давл. 3 МПа/с; МВСК 13,1% (об.); миним. энергия зажигания аэровзвеси 80 мДж. В зависимости от состава и дисперсности образца нижн. конц. предел распр. пл. колеблется в интервале 66—460 г/м³.

Железо Fe физические свойства

Порошок железа в зависимости от состава, крупности и технологии получения может быть горючим или трудногорючим веществом. Уменьшение размеров частиц порошка, т-ры восстановления или отжига, содержания кислорода способствуют развитию пирофорных свойств.

Железные порошки марок ПЖМ и ПЖОМ дисперсностью 40—100 мкм имеют следующие показатели пожаро-взрывоопасности: т. самовоспл. аэрогеля 260—460 °С, аэровзвеси 300—940 °С; нижн. конц. предел распр. пл. 100—875 г/мз. макс. давл. взрыва 101,3—3039 кПа; скор, нарастания давл. взрыва 1 — 18,2 МПа/с; МВСК 13—18% (об.); миним. энергия зажигания 6,8—23 мДж; железные порошки марок ПЖС и ПЖИ не воспламеняются в слое вплоть до 1000 °С и в аэровзвеси до 2000 ⁰С.

Для определения пожароопасных свойств использованы нестандартные методики, можно применять распыленную воду.

Железо карбонильное

Горючий порошок. Содержание Fe 99% (масс). Дисперсность образца менее 74 мкм. Т. самовоспл.: аэрогеля 170 °С, аэровзвеси 320 °С; нижн. конц. предел распр. пл. 105 г/м³; миним. энергия зажигания 20 мДж; при конц. пыли 1000 г/м³ макс, давл. взрыва 300 кПа; макс, скорость нарастания давл. 16,6 МПа/с; МВСК 10% (об.) при разбавлении пылевоздушной смеси диоксидом углерода. Для образца со следами аммиаками дисперсностью менее 44 мкм т. самовоспл.: аэрогеля 260 °С, аэровзвеси 460 °С; нижн. конц. предел распр. пл. 120 г/м³; при конц. пыли 500 г/м³ макс. давл. взрыва 350 кПа; макс, скорость нарастания давл. 48,2 МПа/с; миним. энергия зажигания 120 мДж [471]. Средства тушения: табл. 4.1, гр. 3.

Железо карбонильное КЖ-20ф

Горючий серый порошок. Состав, % (масс): железо 97—98, углерод 0,7—0,8, азот 0,7—0,8, фосфор 0,01. Насыпная масса 2500—4500 кг/м³. Дисперсность образца 2—3 мкм. Т. воспл, 473 °С; т. самовоспл. 542 °С; т. тлен. 223 °С; нижн. конц. предел распр. пл. 102 г/м³. Средства тушения: табл. 4.1, гр. 3.

Железо карбонильное КЖР-10ф

горючий серый порошок. Состав, % (масс): железо 97—98, углерод 0,8—0,9, азот 0,8—0,9, фосфор 0,01. Насыпная масса 2500—4500 кг/м³. Дисперсность образца 3—4 мкм. Т. воспл. 482 °С; т. самовоспл. 555 °С; т. тлен. 229 °С; нижн. конц. предел распр. пл. 106 г/м³. Средства тушения: табл. 4.1, гр. 3.

Железо электролитическое

Горючее вещество, склонно к самовозгоранию. Дисперсность образца 25 мкм. Т. самовоспл. аэровзвеси 430 °С; т. тлен. 350 °С; нижн. конц. предел распр. пл. 220 г/м³; макс, давл. взрыва 330 кПа; миним. энергия зажигания 240 мДж; МВСК 13% (об.) [394, 532]. Средства тушения: табл. 4.1, гр. 10.

Статья на тему Реакция железа с водой

Источник

Министерство
образования и науки

Донецкой
Народной Республики

ГПОУ
«Ясиноватский строительный техникум транспортного

строительства»

МЕТОДИЧЕСКАЯ
РАЗРАБОТКА

занятия

по теме: Лабораторная
работа №3

« Изучение свойств
железа и его соединений».

Учебная
дисциплина: Химия

Специальность: 22.02.06 «Сварочное
производство»

г. Ясиноватая, 2016 г.

Методическая разработка занятия по
учебной дисциплине «Химия».

Подготовила: Руснак О.Ф., преподаватель учебной
дисциплины «Химия» ГПОУ «Ясиноватский строительный техникум транспортного строительства».

Изложена методика проведения занятия-
лабораторная работа.

Одной из
возможностей формирования и развития учебных умений и навыков на уроках химии
является использование практического метода обучения. Этот метод лучше других
способствует развитию умений добывать, систематизировать и применять знания.
Он развивает мышление, познавательный интерес, активность, память, волю,
способность выражать свои мысли.

Требованием
к результатам освоения дисциплины является умение проводить качественные
реакции, знать характерные химические свойства неорганических веществ,
составлять уравнения реакций, давать характеристику химическим элементам на
основании положения их в Периодической системе, уметь грамотно работать в
лаборатории, используя химическую посуду и оборудование, применять на практике
правила безопасной работы в химической лаборатории. Эти требования находят свою
реализацию в ходе выполнения лабораторных работ.

«Ни одна
наука не нуждается в эксперименте в такой степени как ХИМИЯ» (М. Фарадей).

Для преподавателей учебной дисциплины «Химия» профессиональных
образовательных учреждений СПО.

Рецензент: Хрипченко Г.В., преподаватель ГПОУ
«Ясиноватский строительный техникум транспортного строительства» , специалист
высшей категории, председатель предметно-цикловой комиссии естественнонаучных
дисциплин.

Рассмотрено и
одобрено на заседании цикловой комиссии преподавателей естественно —
математических дисциплин.

Протокол №
от

Председатель
ПЦК Хрипченко Г.В.

СОДЕРЖАНИЕ

Введение
……………………………………………………………………… 4

Обоснование
темы …………………………………………………………….. 5

Организационно-методические
указания ………………………………….. . 6

План занятия…………………………………………………………… .7

Структура
занятия……………………………………………………………….. 8

Содержание и ход занятия
9

Приложения …………………………………………………………………….13

Рецензия

на методическую разработку занятия по
учебной дисциплине «Химия» на тему: «Лабораторная работа №3 «Изучение свойств
железа и его соединений», подготовленную Руснак О.Ф., преподавателем химии
ГПОУ «Ясиноватский строительный техникум транспортного строительства».

Методическая разработка занятия
посвящена определению основных функций и важности их соблюдения при организации
контроля знаний, умений и навыков по химии у студентов технических
специальностей.

Актуальность данной
методразработки не вызывает сомнения, поскольку проверка и оценка знаний,
умений и навыков владения студентами приемами работы с химическими веществами,
планирования и проведения эксперимента, грамотного оформления отчета о
лабораторной работе является очень важной и необходимой составной частью
учебного процесса, а овладение методикой проверки знаний является одной из
важных и трудных задач, стоящих перед преподавателем.

Автором проведена серьезная работа
по определению функций обратной связи или контроля при обучении химии.
Немаловажным является и то, что Руснак О.Ф. понимает необходимость изменения
роли преподавателя в процессе обучения студентов, так как сегодня
преподаватель перестает являться основным источником информации, он должен
скорее направлять обучение, а не управлять им.

Представленная методическая
разработка занятия « Лабораторная работа №3 «Изучение свойств железа и его
соединений» соответствует всем требованиям, предъявляемым к работам такого
рода, она может быть рекомендована к участию в конкурсе методических
разработок.

Рецензент: Хрипченко Г.В.,
преподаватель ГПОУ «Ясиноватский строительный техникум транспортного
строительства» , специалист высшей категории, председатель предметно-цикловой
комиссии естественнонаучных дисциплин.

«___»_____________2016г.

Подпись_______________

Подпись Хрипченко Г.В. заверяю.

ВВЕДЕНИЕ

При изучении химии важную роль играет химический эксперимент
– составная часть учебного процесса.
Экспериментальный характер химии проявляется
прежде всего в том, что каждое научное понятие должно логически вытекать из
поставленной задачи и обосновываться практически. Познание начинается с
ощущения и восприятия конкретных предметов, явлений, процессов, фактов и
переходит затем к обобщению и абстрагированию. Химическое понятие – это
обобщенные знания о существенных признаках химических явлений и процессов,
которые формируются на основе их восприятия. Их анализ дает возможность найти
существенные, присущие им всем черты и на этой основе установить химические
закономерности. Выполняя различные виды химического эксперимента, студент учится
конкретизировать теоретические знания, находить общее в единичном, конкретном.
Химический эксперимент помогает студентам наполнить усваиваемые ими химические
понятия живым, конкретным содержанием, увидеть в отдельных фактах общие
закономерности.
Химический эксперимент способствует развитию
самостоятельности, повышает интерес к химии, т. к. в процессе его выполнения
студенты убеждаются не только в практическом значении такой работы, но и имеют
возможность творчески применять свои знания.
Химический эксперимент развивает мышление,
умственную активность, его можно рассматривать как критерий правильности
полученных результатов, сделанных выводов. Очень часто эксперимент становится
источником формируемых представлений, без которых не может протекать
продуктивная мыслительная деятельность. В умственном развитии ведущую роль
играет теория, но в единстве с экспериментом, с практикой.

ОБОСНОВАНИЕ
ТЕМЫ

Тема: «Лабораторная работа №3
«Изучение свойств железа и его соединений».

Занятие по этой теме является
важным для студентов специальности «Сварочное производство» т.к. способствует
практическому закреплению теоретических знаний, полученных на предыдущем
занятии, а также формирует осознанное отношение к избранной профессии.

Методическая цель
этого занятия:

активизировать
познавательную деятельность студентов в процессе выполнения лабораторной работы.

Применяется
репродуктивный и частично проблемно-поисковый методы обучения.

Во время занятия запланировано формирование следующих
компетенций:

— каждый студент ставит перед
собою задачу, организует свою работу;

— развивается мыслительная способность
обучающихся, логическое мышление, коммуникативные качества;

— формируются умения логично и
последовательно излагать свои мысли.

Содержание занятия отвечает рабочей
программе учебной дисциплины «Химия» и расчитано на студентов ПОУ СПО.

ОРГАНИЗАЦИОННО-МЕТОДИЧЕСКИЕ
УКАЗАНИЯ

Рабочая программа
учебной дисциплины «Химия» разработана в соответствии с требованиями
Государственного образовательного стандарта среднего общего образования,
утвержденного приказом Министерства образования и науки ДНР от 17.07.2015 г. №
325.

Программа предусматривает формирование у обучающихся
общеучебных умений и навыков, универсальных способов
деятельности и ключевых компетенций.

Представленный
урок проводится в группах 2 курса по специальности « Сварочное производство».
Требованием к результатам освоения дисциплины является умение проводить
качественные реакции, знать характерные химические свойства неорганических
веществ, составлять уравнения реакций, давать характеристику химическим
элементам на основании положения их в Периодической системе, уметь грамотно
работать в лаборатории, используя химическую посуду и оборудование, применять
на практике правила безопасной работы в химической лаборатории.

Программа
разработана таким образом, что при изучении химии как учебной дисциплины основные
цели обучения дополняются выполнением демонстрационных, лабораторных опытов,
лабораторных работ.

Подготовка преподавателя к занятию начинается
заблаговременно. Она включает изучение рекомендованной литературы, руководств и
пособий, составление плана проведения занятия.

Определяется вид занятия :
лабораторная работа, занятие-исследование.

Методы и формы проведения: фронтальный,
устный отрос, тестирование, собеседование, планирование и выполнение
лабораторной работы.

Использование разных форм проведения занятия и заданий
исследовательского характера активизирует позицию обучающегося, развивает общие
креативные способности.

ПЛАН
ЗАНЯТИЯ

Лабораторная
работа №3

« Изучение свойств
железа и его соединений».

Цель занятия:

обучающая:
экспериментально проверить свойства железа и его соединений, выполнить
качественные реакции на соединения Fe +2 и Fe +3.

воспитательная:
продолжить формироване научного мировоззрения, самостоятельности в учебной
деятельности. Воспитывать культуру химического эксперимента. Продолжить
формировать интерес к профессии через применение изучаемого материала в
профессиональной деятельности.

развивающая:
продолжить развитие умений самостоятельно планировать, анализировать химический
эксперимент и делать выводы.

Методическая
цель: активизировать познавательную деятельность студентов в процессе
выполнения лабораторной работы.

Тип урока: урок
практического применения знаний, умений.

Вид урока: лабораторная
работа.

Форма
проведения занятия: фронтальный,
устный опрос, тестирование, собеседование, планирование и выполнение
лабораторной работы.

Междисциплинарные
связи:

обеспечивающие: «Химия»
общего образования;

обеспечиваемые: «Материаловедение»,
«Технология металлов».

Методическое
обеспечение занятия: методическая разработка
занятия,

методические
рекомендации к лабораторной работе №3« Изучение свойств железа и его
соединений»,

раздаточный
материал для студентов: тестовые задания по теме «Свойства
железа и его соединений»,

плакаты «Опорные
схемы по теме «Железо и его соединения».

Материально-техническое
обеспечение:

1.Реактивы,
лабораторная посуда и оборудование.

2.Периодическая
система химических элементов Д.И.Менделеева.

3.Плакаты
«Опорные схемы по теме «Железо и его соединения».

4.Электрохимический
ряд напряжений металлов.

Информационное
обеспечение обучения:

Основные
источники:

1.Рудзитис
Г.Е. Химия.11класс:ученик для общеобразовательных организаций с приложеним на
электронном носителе (DVD): базовый урівеньГ.Е.Рудзитис,
Ф.Г. Фельдман. М. :Просвещение, 2014.- 224с.

Дополнительные
источники:

1.Пустовалова
Л.М., Никанорова И.Е. Неорганическая химия. Ростов-на- Дону.:Феникс,2005.-347с.

2. Ахметов
Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа, 2009.-375с.

3. Егоров
А.А. и др. Химия. Пособие репетитор для поступающих в ВУЗы. Ростов-на-Дону,
Феникс, 2003.-417с.

4.
Кузьменко Н.Е., Еремин В.В. Начала химии. Современный курс для поступающих в
ВУЗы. М.:Экзамен, 2002.-324с.

5.
Хомченко Г.П. Химия для поступающих вуз. М.: Новая Волна, 2007.-452с.

6. http://ido.tsu.ru/schools/chem./data/res/neord/uchpos

СТРУКТУРА
ЗАНЯТИЯ

1.
Организационный этап ( 1-2 мин ).

2.
Сообщение темы и плана занятия, постановка цели ( 2 мин ).

3.
Актуализация опорных знаний ( 15 мин ).

4.Инстуктаж
по технике безопасности (5 мин.)

5.Самостоятельная
работа студентов (выполнение опытов, составление отчета). (40 мин.)

6.
Проверка результатов исследования. (15 мин)

7.
Выполнение теста (5 мин)

8.Домашнее
задание (2 мин).

9.Итоги
занятия. Рефлексия студентов ( 2-3 мин).

ХОД ЗАНЯТИЯ

Этап занятия	Деятельность преподавателя	Деятельность студентов	Средства обучения
Организацион ный этап	Создать у студентов настрой на учебную деятельность, концентрация внимания. Приветствие, определение отсутствующих	Слуховое и зрительное восприятие	Отметка отсутствующих студентов в рапортичке и журнале теоретического обучения
Сообщение темы и плана занятия, постановка цели	Сообщить тему, подвести студентов к формулировке целей и плана занятия; -обеспечить мотивацию учения: сварщик – профессия ответственная, почти виртуозная, от качества его работы зависит многое – долговечность и устойчивость строительных конструкций, работа и срок службы различной техники. Кстати, профессия сварщика входит в десятку самых востребованных профессий на рынке труда. Спрос на эту специальность будет всегда. С какими материалами приходится работать сварщику? Какое место занимают сплавы железа?	Фронтальная беседа. Ответ: если тема занятия «Лабораторная работа о свойствах железа и его соединений», то необходимо обладать теоретическими знаниями по этому вопросу и проверить их на опытах. Ответ:с черными и цветными металлами и их сплавами, полимерными материалами. Ответ: первое место. Это чугун, различные марки легированной нержавеющей стали.
Актуализация опорных знаний	Вопросы для студентов: 1.Какими физическими свойствами обладает железо? 2. Какая степень окисления характерна для железа в его соединениях ? 3.С какими кислотами взаимодействует железо? 4. Какие реакции называются качественными? 5.Назовите качественные реакции на ионы Fe2+ ? 6.Назовите качественные реакции на ионы Fe3+ ? 7.Какие неорганические соединения называются основаниями? Какие основания образует железо? 8. Какие основания называются амфотерными? Как доказать амфотерность оснований?	Отвечают по опорным схемам, составленным на предыдущем уроке изучения темы «Железо и его соединения».	1.Периодическая система химических элементов. 2.Электрохимический ряд напряжений металлов. 3.Плакаты «Опорные схемы по теме «Железо и его соединения» (приложение1).
Инстуктаж по технике безопасности Самостоятель-ная работа студентов (выполнение опытов, составление отчетов). Проверка результатов исследования.		Групповая работа Слуховое и зрительное восприятие Работа в бригадах. Проводят исследование, анализируют результаты, пишут молекулярные и ионные уравнения реакций Оформляют отчѐт, анализируют, делают вывод о полученных умениях и навыках. Защищают отчёт согласно инструкции (собеседование)	Методические указания к лабораторной работые№3 «Свойства железа и его соединений» (приложение 2) Методическая разработка лабораторной работы №3 «Свойства железа и его соединений» (приложение 2)
Выполнение теста	Создаёт условия для самостоятельной работы студентов	Выполняют тестовое задание	Тестовые задания (приложение 3).

Домашнее задание	Обеспечить понимание учащимися цели, содержания и способов выполнения домашнего задания	Фронтальная, записывают домашнее задание
Итоги занятия, рефлексия	Инициировать рефлексию студентов по поводу своего психо-эмоционального состояния, мотивации своей деятельности и взаимодействия с преподавателем и одногруппниками.	Фронтальный опрос. 1. На занятии я работал пассивно/ активно 2. Своей работой я доволен/ недоволен 3. Занятие показалось мне коротким/ длинным 4. За время занятия я не устал/ устал 5. Мое настроение улучшилось/ ухудшилось

Приложение 1.

Опорные схемы по теме

«Свойства железа и его соединений».

Схема 1.

161

Схема 2.

Схема
3.

Гидроксиды
железа

Схема
4.

Приложение 2

Методические
указания к лабораторной работе №3

Тема:
Лабораторная работа №3 « Изучение свойств железа и его соединений».

Цель:

Познакомить
студентов с некоторыми химическими свойствами железа и его соединений в
различных степенях окисления.

Реактивы: железные
опилки Fe, соль Мора (NH₄)₂SO₄·FeSO₄·6H₂O,
раствор хлорида железа (III) FeCl₃, раствор
гексационоферрата (III) калия K₃[Fe(CN)₆], раствор
гексационоферрата (II) калия K₄[Fe(CN)₆], раствор
роданида калия KCNS, раствор соляной кислоты HCl (концентрированный и
разбавленный), раствор серной кислоты H₂SO₄ (концентрированный
и разбавленный), раствор азотной кислоты HNO₃ (концентрированный
и разбавленный), раствор гидроксида натрия NaOH (концентрированный и
разбавленный).

Посуда и
оборудование: спиртовка, держатель для пробирок, штатив для
пробирок, шпатель, пробирки, стеклянная палочка.

Внимание!

Техника
безопасности.

1.Соблюдать
правила обращения с растворами щелочей и растворами гексацианоферратов. Не
допускать контакта растворов гексацианоферратов с концентрированными кислотами.

2.
При работе с кислотами и щелочами соблюдайте осторожность: не допускайте их
попадание на кожу, слизистые оболочки, одежду.

3.Реакции
железа с кислотами проводите в вытяжном шкафу!

Теоретическая часть

Железо — элемент XVIII группы
четвертого периода периодической системы Менделеева, металл, d-элемент.

Степень окисления +2,+3, иногда +6.

Запомнить!

Степень
окисления +2 железо проявляет при взаимодействии со слабыми
окислителями: серой, йодом, соляной
кислотой, растворами солей.

Степень окисления +3 железо
проявляет при взаимодействии с сильными окислителями: хлором,
бромом.

Смешанную
степень окисления железо проявляет при взаимодействии с кислородом,
водяным паром.

Физические
свойства:
Чистое
железо — серебристо-белый металл, быстро тускнеющий (ржавеющий) на влажном
воздухе или в воде, содержащей кислород. Железо пластично, легко подвергается
ковке и прокатке, температура плавления 1539°С. Обладает сильными магнитными
свойствами (ферромагнетик), хорошей тепло- и электропроводностью.
Химические свойства:
Железо — активный металл.
1. На воздухе образуется защитная оксидная пленка, препятствующая коррозии
металла. 3Fe + 2O2 = Fe2O3 • FeO (Феррит железа)
2. Во влажном воздухе железо окисляется и покрывается ржавчиной, которая
частично состоит из гидроксида железа (III).

4Fe + 3О2 +
6Н2О = 4Fe(ОН)3 .

Взаимодействует с хлором,
углеродом и другими неметаллами при нагревании:

2Fe + 3Cl2 =
2FeCl3
4.Железо вытесняет из растворов солей металлы, находящиеся в электрохимическом
ряду напряжений правее железа:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
5. Растворяется в разбавленных серной и соляной кислотах c выделением
водорода:
Fe + 2НCl = FeCl2 + H2

При обычной температуре железо не
взаимодействует с концентрированной серной кислотой, так как пассивируется ею.
При нагревании концентрированная серная кислота окисляет железо до сульфата
железа(III):

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

Разбавленная
азотная кислота окисляет железо до нитрата железа(III):

Fe + 4HNO₃ =
Fe(NO₃)₃ +
NO + 2H₂O

Концентрированная
азотная кислота пассивирует железо при комнатной температуре, но горячая-
окисляет его до нитрата железа:

Fe + 6HNO3 = Fe(NO3)3 +
3NO2 + 3H2O.

Качественной реакцией на Fe⁺² служит
реакция солей железа(II) с веществом, называемым красный кровяной солью K₃[Fe(CN)₆]
– это комплексное соединение.

Появление
турнбуллевой сини доказывает присутствие в растворе ионов железа (II).

3FeSO₄+ 2K₃[Fe(CN)₆]
= Fe₃[Fe(CN)₆]₂ + 3K₂SO₄.

     Образуется темно-синий осадок.

Турнбуллева
синь очень похожа по свойствам на берлинскую лазурь и тоже служила
красителем. Названа по
имени одного из основателей шотландской фирмы по производству красителей «Артур и
Турнбуль».

Качественной реакций на Fe⁺³ служит реакция солей железа(III) с
роданидом калия KCNS или роданидом аммония NH₄CNS

FeCl₃ +
3KCNS = Fe(CNS)₃ + 3KCl


     Образуется роданид железа(III)


     темно-красного цвета

Качественная
реакция на ион железа (III)
– реакция с желтой кровяной солью.

Желтая
кровяная соль – это гексацианоферрат калия K₄[Fe(CN)₆].

Синий осадок берлинской лазури указывает на присутствие в
исходном растворе ионов трехвалентного железа.

4FeCl₃ + 3K₄[Fe(CN)₆] =
Fe₄[Fe(CN)₆]₃ + 12KCl.

Берлинская лазурь была получена случайно в начале 18 века в
Берлине красильных дел мастером Дисбахом. Дисбах купил у торговца необычный
поташ (карбонат калия): раствор этого поташа при добавлении солей железа
получался синим. При проверке поташа оказалось, что он был
прокален с бычьей кровью. Краска оказалась подходящей для тканей:
яркой, устойчивой и недорогой. Вскоре стал известен и рецепт получения краски:
поташ сплавляли с высушенной кровью животных и железными опилками.
Выщелачиванием такого сплава получали желтую кровяную соль. Сейчас берлинскую
лазурь используют для получения печатной краски и подкрашивания полимеров.

Рекомендуемая
литература

1.
Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Попков В.А. Начала
химии. Современный курс для поступающих в вузы. – М.: Экзамен, 2004. – С.
415–416.

2.
Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Попков В.А. Химия. Для
школьников старших классов и поступающих в вузы. – М.: ОНИКС 21 век: Мир и
образование, 2002. – С. 258–259.

3.
Габриелян О.С., Остроумов И.Г., Соловьев С.Н.,
Маскаев Ф.Н. Общая химия: Учебник для 11 класса общеобразовательных
учреждений с углубленным изучением химии. – М.: Просвещение, 2005. – С.
345–352.

4.
Фримантл М. Химия в действии. Т.2. – М.: Мир, 1991. – С.
147–149.

Экспериментальная часть

Опыт
1. Свойства металлического железа

Испытайте
действие на железо концентрированных и разбавленных кислот при обычных условиях
и при нагревании.

Для
этого поместите железные опилки в пробирку и прилейте несколько капель
разбавленной соляной кислоты, запишите наблюдаемые явления и дайте им
объяснения. Опыт повторите с разбавленными растворами серной и азотной кислот.
Осторожно нагрейте те пробирки, в которых не происходит взаимодействие железа с
кислотой. Отметьте наблюдения.

Повторите
опыт с концентрированными растворами кислот. Запишите наблюдаемые явления,
обратите внимание на цвет и запах выделяющихся газов и на цвет растворов.

Пример
оформления отчета:

№ эксп.

Порядок
выполнения

Наблюдения

Уравнение
реакции

Выводы

1.
В пробирку поместили железные опилки и прилили несколько капель разбавленной
соляной кислоты.

2.
…

Наблюдается
выделение бесцветного газа, раствор окрашивается в бледно-зеленый цвет

Fe + 2HCl = FeCl₂ +
H₂

Fe⁰ -2еà Fe²⁺

Fe^— восстановитель

2H⁺ +
2e H₂

Н+
-окислитель

Железо
взаимодействует с соляной кислотой, проявляя восстановительные свойства, в
результате реакции образуется соль – хлорид железа (II) и выделяется
бесцветный газ — водород

Опыт
2. Гидроксид железа (II), получение и свойства

Вскипятите
немного воды, охладите ее и добавьте несколько кристаллов соли Мора (NH₄)₂SO₄·FeSO₄·6H₂O.
В пробирку со свежеприготовленным раствором соли Мора прилейте раствор
гидроксида натрия до выпадения осадка. Отметьте цвет осадка. Оставьте осадок на
воздухе и наблюдайте за быстрым изменением окраски.

Запишите
уравнение реакции получения гидроксида железа (II) (в уравнении учитывайте
только FeSO₄) в молекулярной и ионной форме и уравнение окисления
гидроксида железа (II) кислородом воздуха. Сделайте вывод об устойчивости
ионов двухвалентного железа.

Опыт
3. Гидроксид железа (III), получение и свойства

В
пробирку поместите несколько капель раствора хлорида железа (III) и
прибавьте по каплям раствор гидроксида натрия до выпадения осадка. Отметьте
цвет осадка. Полученный осадок разделите на две части. К первой прилейте по
каплям раствор соляной кислоты, ко второй – концентрированный раствор
гидроксида натрия. Запишите наблюдаемые явления.

Запишите
уравнения получения гидроксида железа (III). Приведите уравнения
растворения гидроксида железа (III) в кислоте и в щелочи, сделайте вывод о
кислотно-основных свойствах гидроксида железа (III).

Опыт
4. Качественные реакции на ионы Fe (II) и Fe (III)

Взаимодействие
соли железа (II) с гексацианоферратом (III) калия (качественная
реакция на ионы Fe²⁺)

В
пробирку с раствором соли Мора (NH₄)₂SO₄·FeSO₄·6H₂O
прилейте несколько капель раствора гексацианоферрата (III) калия (красной
кровяной соли). Отметьте цвет осадка. Запишите уравнение реакции, дайте
название образовавшемуся соединению KFe⁺²[Fe⁺³(CN)₆]
(используйте справочную литературу).

Взаимодействие
соли железа (III) с гексацианоферратом (II) калия (качественная
реакция на ионы Fe³⁺)

В
пробирку с раствором хлорида железа (III) прилейте несколько капель раствора
гексацианоферрата (II) калия (желтой кровяной соли). Отметьте цвет осадка.
Запишите уравнение реакции, дайте название образовавшемуся соединению KFe⁺³[Fe⁺²(CN)₆]
(используйте справочную литературу).

Взаимодействие
соли железа (III) с роданидом калия (качественная реакция на ионы Fe³⁺)

В
пробирку с раствором хлорида железа (III) прилейте несколько капель раствора
роданида калия. Отметьте цвет раствора. Запишите уравнение реакции.

Сделайте
общий вывод к работе.

Контрольные вопросы

Приложение 3.

Тест по теме
«Свойства железа и его соединений».

Вариант 1

1. Какую
степень окисления проявляет железо в соединениях? а) +1; +2;

б) +2; +3
; в) +3; +4

2. С
какими из указанных веществ не реагирует железо? а) CaO;

б) H2O
; в)СuSO4

3. С
какими из указанных веществ реагирует железо? а) O2; б) Na2O;

в) H2SO4 (разб.)

4.
Металлическое железо вытесняет металл из одной из следующих солей:

а)
AICI3; б) NaCI; в) CuSO4

5. С
какими из указанных веществ реагирует Fe(OH)2 ? а) O2 и H2O;

б)
раствор NaCI; в) раствор NaOH

6. При
взаимодействии железа с разбавленной серной кислотой образуется:

а) FeSO4; б)
Fe2(SO4)3; в) Fe2(SO4)3 + SO2

7.
Качественной реакцией на ионы Fe2+ является образование:

а) Fe3(Fe(CN)6)2;
б) Fe4(Fe(CN)6)3
; в) Fe(CNS)3

8. Fe(OH)3
можно получить при взаимодействии: а) Fe(OH)2 , O2 и H2O;

б) FeSO4 и KOН ; в) FeCI2 и NaOH

Вариант 2

1. В
Периодической системе элементов железо расположено: а) в первом периоде Периодической
системы; б) в главной подгруппе 1 группы Периодической системы; в)
в побочной подгруппе VIII группы Периодической системы

2. Какие
вещества образуются при взаимодействии железа с HCI ?

а) FeCI3; б) FeCI2; в) FeCI3 + H2

3. При
взаимодействии железа с концентрированной серной кислотой образуется: а)
FeSO4; б) Fe2(SO4)3 + SO2 ; в) Fe2(SO4)3

4. При
окислении Fe(OH)2 на воздухе образуется: а) Fe(OH)3;

б) Fe2O3+
H2O; в) FeO + H2O

5.
Качественной реакцией на ионы Fe3+ является образование:

а)
Fe3(Fe(CN)6)2; б) Fe4(Fe(CN)6)3; в) Fe(OH)2

6. Какие
вещества образуются при взаимодействии Fe(OH)3 с HCI ?

а)
FeCI3; б) FeCI2 ; в) FeO

7. Какие
вещества образуются при взаимодействии Fe(OH)3 с NaOH?

а)
Na[Fe(OH)4]; б) Na2O+Fe2O3 + H2O; в) Na2O + FeO+ H2O

8.
Металлическое железо вытесняет металл из одной из следующих солей:

а) KCI; б)
Cu(NO3)2; в) Na2SO4

Источник

Оксид железа (II, III)

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

Фото с сайта wikipedia.ru

Способы получения

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

1. Горение железа на воздухе:

3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄

2. Частичное восстановление оксида железа (III) водородом или угарным газом:

3Fe₂O₃ + Н₂ → 2Fe₃O₄ + H₂O

3. При высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой, образуя двойной оксид железа (II, III):

3Fe + 4H₂O_(пар) → Fe₃O₄ + 4H₂

Химические свойства

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 соли железа (II) и железа (III).

Например, оксид железа (II, III) взаимодействует с соляной кислотой. При это образуются две соли – хлорид железа (II) и хлорид железа (III):

Fe₃O₄ + 8HCl → FeCl₂ + 2FeCl₃ + 4H₂O

Еще пример: оксид железа (II, III) взаимодействует с разбавленной серной кислотой.

Fe₃O₄ + 4H₂SO₄₍_разб_.) → Fe₂(SO₄)₃ + FeSO₄ + 4Н₂О

2. Оксид железа (II, III) взаимодействует с сильными кислотами-окислителями (серной-концентрированной и азотной).

Например, железная окалина окисляется концентрированной азотной кислотой:

Fe₃O₄ + 10HNO₃₍_конц_.) → NO₂↑ + 3Fe(NO₃)₃ + 5H₂O

Разбавленной азотной кислотой окалина окисляется при нагревании:

3Fe₃O₄ + 28HNO₃₍_разб_.) → 9Fe(NO₃)₃ + NO + 14H₂O

Также оксид железа (II, III) окисляется концентрированной серной кислотой:

2Fe₃O₄ + 10H₂SO₄₍_конц.) → 3Fe₂(SO₄)₃ + SO₂ + 10H₂O

Также окалина окисляется кислородом воздуха:

4Fe₃O₄ + O₂₍_воздух₎ → 6Fe₂O₃

3. Оксид железа (II, III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (II, III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI), как и прочие оксиды железа (см. выше).

5. Железная окалина проявляет окислительные свойства.

Например, 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

Также железная окалина восстанавливается водородом:

Fe₃O₄ + 4H₂ → 3Fe + 4H₂O

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

Например, с алюминием (алюмотермия):

3Fe₃O₄ + 8Al → 9Fe + 4Al₂O₃

Оксид железа (II, III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями (йодидами и сульфидами).

Например, с йодоводородом:

Fe₃O₄ + 8HI → 3FeI₂ + I₂ + 4H₂O

Источник

Алгебра
Геометрия
Физика
Химия

Например, Ag3PO4 + HCl

Реакция железа и воды

2Fe + 6H₂O →
2Fe(OH)₃ + 3H₂

В результате реакции железа (Fe) и воды (H₂O) образуется гидроксид железа (iii) (Fe(OH)₃), водород (H₂)

простое вещество

Железо

H₂O

Вода

Fe(OH)₃

амфотерный гидроксид

Гидроксид железа (III)

H₂

простое вещество

Водород

Другие реакции:

BeTe + Na₂CO₃ + 2H₂O → Na₂[Be(OH)₄] + Na₂Te + 2CO₂

KCN + 2H₂O → NH₃ + HCOOK

NH₄OH + H₃PO₄ → NH₄(H₂PO₄) + H₂O

2NH₄OH + H₃PO₄ → (NH₄)₂HPO₄ + 2H₂O

NH₄OH → NH₄HSO₄ + H₂O

Источник

Содержание

Реакция железа и воды
Реакция взаимодействия железа и воды.
Уравнение реакции взаимодействия железа и воды:
Мировая экономика
Справочники
Востребованные технологии
Поиск технологий
О чём данный сайт?
О Второй индустриализации
Реакция железа с водой
Железо вода реакция
Восстановление железа водородом
Железо восстановленное, Fe
Железо Fe физические свойства
Железо карбонильное
Железо карбонильное КЖ-20ф
Железо карбонильное КЖР-10ф
Железо электролитическое
Похожие страницы:

Реакция железа и воды

Реакция взаимодействия железа и воды.

Уравнение реакции взаимодействия железа и воды:

При обычных условиях железо с водой практически не реагирует. Только раскаленное железо может вступать в реакцию с водяным паром при температуре 700-900 о С.

Реакция железа и воды протекает при условии: при температуре 700-900 °C.

В результате реакции железа и воды образуются оксид железа (II, III) и водород . Данная реакция является исторически первым способом получения водорода .

Однако в присутствии кислорода или во влажном воздухе железо медленно окисляется.

Реакция железа, воды и кислорода протекает при обычных условиях.

В результате реакции железа, воды и кислорода образуется гидроксид железа (II) .

Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com

Мировая экономика

Справочники

Востребованные технологии

Концепция инновационного развития общественного производства – осуществления Второй индустриализации России на период 2017-2022 гг. (106 482)
Экономика Второй индустриализации России (102 475)
Программа искусственного интеллекта ЭЛИС (27 488)
Метан, получение, свойства, химические реакции (23 725)
Этилен (этен), получение, свойства, химические реакции (22 778)
Природный газ, свойства, химический состав, добыча и применение (21 160)
Крахмал, свойства, получение и применение (20 568)
Целлюлоза, свойства, получение и применение (19 411)
Пропилен (пропен), получение, свойства, химические реакции (19 080)
Прямоугольный треугольник, свойства, признаки и формулы (18 725)

Поиск технологий

О чём данный сайт?

Настоящий сайт посвящен авторским научным разработкам в области экономики и научной идее осуществления Второй индустриализации России.

Он включает в себя:
– экономику Второй индустриализации России,
– теорию, методологию и инструментарий инновационного развития – осуществления Второй индустриализации России,
– организационный механизм осуществления Второй индустриализации России,
– справочник прорывных технологий.

Мы не продаем товары, технологии и пр. производителей и изобретателей! Необходимо обращаться к ним напрямую!

Мы проводим переговоры с производителями и изобретателями отечественных прорывных технологий и даем рекомендации по их использованию.

О Второй индустриализации

Осуществление Второй индустриализации России базируется на качественно новой научной основе (теории, методологии и инструментарии), разработанной авторами сайта.

Конечным результатом Второй индустриализации России является повышение благосостояния каждого члена общества: рядового человека, предприятия и государства.

Вторая индустриализация России есть совокупность научно-технических и иных инновационных идей, проектов и разработок, имеющих возможность быть широко реализованными в практике хозяйственной деятельности в короткие сроки (3-5 лет), которые обеспечат качественно новое прогрессивное развитие общества в предстоящие 50-75 лет.

Та из стран, которая первой осуществит этот комплексный прорыв – Россия, станет лидером в мировом сообществе и останется недосягаемой для других стран на века.

Источник

Реакция железа с водой

Железо вода реакция

Реакцию железа с водой можно выразить следующим суммарным уравнением:

Рис. 2. Установка для взаимодействие раскаленного железа с водяным паром (вариант I):

В среднюю часть трубки 1 ближе к пробке помещают около 20 г железного порошка (или железных стружек) и слабо запирают его стеклянной ватой. Концы трубки закрывают хорошо подогнанными корковыми пробками 2 с отверстиями для алонжа 3 с капельной воронкой 4 и газоотводной трубкой 5. Нагревают железную трубку, не доводя ее до красного каления (более высо кая температура способствует обратному — эндотермическому — процессу). Из капельной воронки 4 прибавляют по каплям воду.

Рис. 3. Установка для взаимодействия железа с водяным паром (вариант II):

Восстановление железа водородом

Для проведения опыта можно использовать установку, показанную на рисунке 3.

Рис. 3. Установка для получения железа восстановлением оксидов железа водородом:

Полученное таким способом железо может быть использовано в качестве катализатора при синтезе аммиака.

Железо восстановленное, Fe

Горючий порошок. Состав, % (масс): железо 98,5, углерод 0,18, кислород 0,9. Дисперсность образца менее 50 мкм. Т. самовоспл.: аэрогеля 240 °С, аэровзвеси 400 °С; нижн. конц. предел распр. пл. 100 г/м 3 ; макс. давл. взрыва 250 кПа; макс, скорость нарастания давл. 3 МПа/с; МВСК 13,1% (об.); миним. энергия зажигания аэровзвеси 80 мДж. В зависимости от состава и дисперсности образца нижн. конц. предел распр. пл. колеблется в интервале 66—460 г/м 3 .

Железо Fe физические свойства

Железо карбонильное

Горючий порошок. Содержание Fe 99% (масс). Дисперсность образца менее 74 мкм. Т. самовоспл.: аэрогеля 170 °С, аэровзвеси 320 °С; нижн. конц. предел распр. пл. 105 г/м 3 ; миним. энергия зажигания 20 мДж; при конц. пыли 1000 г/м 3 макс, давл. взрыва 300 кПа; макс, скорость нарастания давл. 16,6 МПа/с; МВСК 10% (об.) при разбавлении пылевоздушной смеси диоксидом углерода. Для образца со следами аммиаками дисперсностью менее 44 мкм т. самовоспл.: аэрогеля 260 °С, аэровзвеси 460 °С; нижн. конц. предел распр. пл. 120 г/м 3 ; при конц. пыли 500 г/м 3 макс. давл. взрыва 350 кПа; макс, скорость нарастания давл. 48,2 МПа/с; миним. энергия зажигания 120 мДж [471]. Средства тушения: табл. 4.1, гр. 3.

Железо карбонильное КЖ-20ф

Горючий серый порошок. Состав, % (масс): железо 97—98, углерод 0,7—0,8, азот 0,7—0,8, фосфор 0,01. Насыпная масса 2500—4500 кг/м 3 . Дисперсность образца 2—3 мкм. Т. воспл, 473 °С; т. самовоспл. 542 °С; т. тлен. 223 °С; нижн. конц. предел распр. пл. 102 г/м 3 . Средства тушения: табл. 4.1, гр. 3.

Железо карбонильное КЖР-10ф

горючий серый порошок. Состав, % (масс): железо 97—98, углерод 0,8—0,9, азот 0,8—0,9, фосфор 0,01. Насыпная масса 2500—4500 кг/м 3 . Дисперсность образца 3—4 мкм. Т. воспл. 482 °С; т. самовоспл. 555 °С; т. тлен. 229 °С; нижн. конц. предел распр. пл. 106 г/м 3 . Средства тушения: табл. 4.1, гр. 3.

Железо электролитическое

Горючее вещество, склонно к самовозгоранию. Дисперсность образца 25 мкм. Т. самовоспл. аэровзвеси 430 °С; т. тлен. 350 °С; нижн. конц. предел распр. пл. 220 г/м 3 ; макс, давл. взрыва 330 кПа; миним. энергия зажигания 240 мДж; МВСК 13% (об.) [394, 532]. Средства тушения: табл. 4.1, гр. 10.

Статья на тему Реакция железа с водой

Учебно-методическое пособие

9 класс

Продолжение.
См. 21, 22, 23, 24, 25-26, 27-28, 29, 30, 31/2003

9. Металлы побочных подгрупп

Знать: особенности строения атомов металлов побочных подгрупп; химические свойства железа, хрома, цинка и их соединений; влияние степеней окисления элементов на кислотно-основные свойства их соединений.
Уметь: давать общую характеристику металлов побочных подгрупп по положению элементов в периодической системе и строению атомов; подтверждать уравнениями реакций восстановительные свойства металлов; описывать состав, характер и свойства их оксидов и гидроксидов в свете учения об ионных реакциях и окислительно-восстановительных процессах; раскрывать значение железа и его сплавов в жизни человека.
Основные понятия: природные соединения железа, цинка, меди, серебра; сильные и слабые окислители; коррозионная стойкость Fe, Zn, Cu, Ag, Au; амфотерность гидроксидов железа(III) и цинка; качественные реакции на ионы металлов Fe 2+ , Fe 3+ , Cu 2+ , Zn 2+ , Ag + .

Контрольные вопросы

1. Каково строение атома железа? Каковы степени окисления железа в соединениях? Приведите примеры.
2. Назовите формулы природных соединений железа.
3. Каковы физические свойства железа?
4. Какова активность железа в химических реакциях?
5. Как можно окислить железо?
6. Какова степень окисления железа в железной окалине Fe₃O₄?
7. Как горячая вода разрушает железо? Напишите уравнение реакции.
8. В чем различие реакций железа с хлором и с соляной кислотой? Составьте уравнения реакций.
9. В чем различие действия на железо сильных и слабых окислителей? Приведите уравнения реакций.
10. Как реагирует железо с серной и азотной кислотами?
11. Какие металлы могут быть вытеснены железом из растворов их солей?
12. Каково биологическое значение железа?
13. От чего зависит коррозионная стойкость железа?
14. Какие оксиды железа известны? Чему равны степени окисления элемента в них?
15. Как можно получить FеО? Как доказать его основный характер?
16. Как можно получить Fe₂О₃? Как доказать его амфотерность?
17. Какие гидроксиды образует железо? Каков их химический характер?
18. Почему гидроксид железа(II) буреет на воздухе? Напишите уравнение реакции.
19. Как можно получить гидроксиды железа в лаборатории? Напишите уравнения реакций.
20. Как ведут себя гидроксиды железа при нагревании? Составьте уравнения реакций.
21. Какой из гидроксидов железа амфотерен? Как он взаимодействует с щелочами?
22. Как окрашены растворы солей железа и от чего зависит их окраска?
23. Как распознать соли двухвалентного железа? Приведите уравнения реакций.
24. Как распознать соли трехвалентного железа? Приведите уравнения реакций.
25. Какое применение находит железо?
26. Опишите строение атома цинка, укажите его возможные степени окисления в соединениях.
27. Как можно получить цинк из его сульфида и карбоната? Приведите уравнения реакций.
28. Опишите физические свойства цинка.
29. Приведите уравнения реакций, описывающие химические свойства цинка.
30. Как цинк взаимодействует с щелочами и их растворами? Приведите уравнения реакций.
31. Приведите уравнения реакций, описывающие химические свойства оксида цинка.
32. Приведите уравнения реакций, описывающие химические свойства гидроксида цинка.
33. Каково применение цинка и его соединений?
34. Каково строение атома меди? Укажите возможные степени окисления меди в соединениях.
35. Опишите важнейшие природные соединения меди.
36. Как можно получить медь из ее оксида, сульфида, карбоната? Составьте уравнения соответствующих реакций.
37. Опишите физические свойства меди.
38. Как медь взаимодействует с неметаллами? Приведите уравнения реакций.
39. Приведите уравнение реакции меди с концентрированной серной кислотой.
40. Как медь реагирует с азотной кислотой? Приведите уравнения реакций.
41. Какие оксиды образует медь? Каков их внешний вид?
42. Какие гидроксиды образует медь? Как они выглядят при получении?
43. Что происходит с гидроксидами меди при нагревании? Приведите уравнения реакций.
44. Каков химический характер гидроксида меди(II)? Подтвердите свое предположение уравнением реакции.
45. Как распознать растворы солей меди?
46. Каково применение меди и ее соединений?
47. Какова формула медного купороса? Как он ведет себя при нагревании?
48. Каково положение меди в ряду напряжений металлов? Как это проявляется в ее химических свойствах?
49. Каково строение атома серебра? Укажите его возможные степени окисления.
50. В каком виде серебро встречается в природе?
51. Каковы физические свойства серебра?
52. Каково положение серебра в ряду активности металлов? Как это проявляется в его химических свойствах?
53. Как серебро реагирует с серной и азотной кислотами? Приведите соответствующие уравнения реакций.
54. Что вы знаете об оксиде и гидроксиде серебра?
55. Где применяется серебро и его соединения?
56. В каком виде в природе встречается золото и почему?
57. Каковы физические свойства золота?
58. Каковы химические свойства золота?
59. Какие кислоты способны растворять золото, взаимодействуя с ним?
60. Где применяется золото и на каких свойствах основано его применение?

9.1. Свойства некоторых соединений металлов
побочных подгрупп

Хром устойчив к воздуху и воде, при нагревании растворяется в разбавленных кислотах:

Сr + 2НСl = СrCl₂ + Н₂,

Сr + Н₂SO₄ = СrSO₄ + Н₂.

Цвет раствора соли двухвалентного хрома – голубой. Соединения двухвалентного хрома очень неустойчивы:

Соли хрома(III) окрашены в зеленовато-фиолетовый цвет.
Оксид хрома(III) Сr₂О₃ – твердое вещество зеленого цвета, тугоплавкий.
Соединения хрома(III) по многим свойствам напоминают соединения алюминия.
Гидроксид хрома(III) образуется в виде студенистого остатка серо-синего цвета:

Сr₂(SO₄)₃ + 6NaOH = 2Cr(ОН)₃ + 3Na₂SO₄.

При растворении Сr(ОН)₃ в щелочах образуются хромиты, имеющие зеленую окраску:

Оксид хрома(VI) СrО₃ – твердое кристаллическое вещество темно-красного цвета, неустойчив и ядовит, сильный окислитель:

4СrО₃ = 2Сr₂O₃ + 3O₂,

Кислоты Н₂СrO₄ и Н₂Сr₂O₇ существуют только в растворе, где устанавливается равновесие между ними:

Соединения шестивалентного хрома – окислители, особенно в кислой среде. Протекание окислительно-восстановительных реакций с участием солей хромовых кислот хорошо наблюдается по изменению окраски растворов от оранжевой до зеленовато-фиолетовой:

9.2. Решение задач по теме
«Металлы побочных подгрупп»

Задача 1. Для определения содержания серебра в сплаве его в количестве 0,5 г растворили в азотной кислоте. Раствор обработали соляной кислотой. Выпавший осадок промыли, высушили и взвесили. Масса его оказалась равной 0,398 г. Найти содержание серебра в сплаве.

Решение

При действии азотной кислоты серебро переходит в раствор в виде ионов Аg + , а после обработки полученного раствора соляной кислотой выпадает осадок AgCl, его масса 0,398 г.
Воспользуемся значениями молярных масс хлорида серебра и металлического серебра:

чтобы составить запись:

Рассчитаем массовую долю серебра в сплаве:

(Ag) = m(Ag)/m(сплава), (Ag) = 0,299/0,5 = 0,6, или 60%.

Задача 2. Сколько металлической меди растворилось в 500 мл 92,1%-й серной кислоты (плотность равна 1,83 г/мл), если конечная концентрация кислоты 91,6% (выделившуюся в реакции воду не учитывать).

Решение

Находим массу кислоты, содержащейся в растворе:

Находим массу воды в растворе:

m(Н₂O) = 500•1,83 – 842,7 = 915 – 842,7 = 72,3 г.

Массовая доля воды в растворе после реакции составляет 8,4% (т. к. 91,6% – Н₂SO₄).
Находим содержание Н₂SO₄ в растворе после реакции:

Значит, в реакцию вступило 842,7 – 788,4 = 54,3 г серной кислоты.
Составим уравнение реакции:

Найдем массу растворившейся меди:

m(Cu) = 64•54,3/196 = 17,7 г.

Задания для самоконтроля

1. Запишите уравнения реакций, соответствующих следующим превращениям:

а) Сu Сu(NO₃)₂ СuО СuSO₄ Сu Сu(ОН)₂;
б) ZnS ZnO ZnSO₄ Zn(OH)₂ ZnO Zn;
в) Fe FeS FeCl₂ FeCl₃ Fe(OH)₃ Fe₂O₃ FePO₄;
г) FeS₂ Fe(OH)₃ Fe₂(SO₄)₃ Fe(NO₃)₃ Fe₂O₃.

2. Как можно распознать в растворе:

а) сульфаты железа(III), меди(II) и цинка;
б) хлориды железа(II) и железа(III)?

3. Определите коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.

а) К₂Сr₂O₇ + SnCl₂ + НСl СrCl₃ + SnCl₄ + КСl + Н₂O;
б) СrCl₃ + КNO₃ + К₂СО₃ K₂СrО₄ + СО₂ + КNO₂ + КСl;
в) МnO₂ + NаВiО₃ + НNО₃ HMnO₄ + BiONO₃ + NaNO₃ + H₂O;
г) К₂МnO₄ + Н₂О МnО₂ + КМnO₄ + КОН;
д) НNО₃ + FeO Fe(NO₃)₃ + NO + H₂O.

4. Определите минимальный объем раствора с массовой долей азотной кислоты 80% и плотностью 1,45 г/мл, который потребуется для растворения серебра, полученного при взаимодействии 11,2 г железа с раствором, содержащим 51 г нитрата серебра.

5. Достаточно ли 29 мл раствора соляной кислоты, содержащего 0,146 массовых частей HCl (плотность 1,07 г/см 3 ), для растворения стальной детали массой 3,36 г?

6. Какой объем раствора соляной кислоты (концентрация 0,25 моль/л) потребуется для растворения 7,2 г смеси порошков железа и оксида железа(III), если массовая доля оксида железа равна 22,2%?

7. Образец оксида железа массой 32 г восстановили до металла оксидом углерода(II). Определите формулу оксида железа, если объем СО, вступившего в реакцию, составил при нормальных условиях 13,44 л.

10. Металлургия

Знать: основные способы получения металлов; сущность доменного производства чугуна; химизм производства стали; особенности промышленного получения алюминия; научные принципы металлургических производств.
Уметь: составлять уравнения реакций, отражающих различные способы промышленного получения металлов; сравнивать различные способы производства стали; раскрывать проблемы безотходных производств и охраны окружающей среды.
Основные понятия: металлургия, руда, пустая порода, пирометаллургия, гидрометаллургия, электрометаллургия, металлотермия, алюмотермия, флюсы, раскислители, передельный чугун, доменная печь, кислородный конвертор, легированные стали, закалка и отпуск стали.

Контрольные вопросы

1. Известно, что металлы нашли широкое применение в электротехнике. Какое свойство металлов используется в этом случае?
2. Приведите примеры применения металлов в быту и на производстве.
3. Железо является основным конструкционным металлом. Как вы это понимаете? Как железо используют в качестве конструкционного материала?
4. Что такое металлургия?
5. В чем отличие черной металлургии от цветной?
6. Какие руды вам известны?
7. Как улучшают состав и свойства руды? Что называют дроблением, размолом, флотацией, брикетированием, агломерацией, пустой породой?
8. Какие металлы в цветной металлургии относят к легким, тяжелым, благородным?
9. Какие вещества используют в металлургии в роли восстановителей?
10. Что называют пирометаллургией, металлотермией, гидрометаллургией, электрометаллургией, алюмотермией?
11. Дайте определение понятиям «рафинирование», «закалка».
12. Какие виды механической обработки металлов вам известны? Что называют прокаткой, прессованием, ковкой, волочением, штамповкой?
13. Что такое чугун и передельный чугун? Какие примеси содержатся в чугуне?
14. Назовите основные руды, используемые в производстве чугуна. Какие формулы им соответствуют?
15. Что называют флюсом, коксом, раскислителем, шихтой?
16. Как устроена доменная печь? Сделайте рисунок доменной печи.
17. Напишите уравнения реакций, лежащих в основе производства чугуна.
18. Назовите основные области применения чугуна.
19. Почему нельзя загружать в доменную печь сильно измельченные плавильные материалы?
20. Какова роль шлака в доменном процессе? Ответ подтвердите уравнениями соответствующих реакций.
21. Почему доменная печь должна работать в непрерывном режиме?
22. Опишите основные отличия стали от чугуна (состав и свойства).
23. Как чугун превращают в сталь? Какие способы получения стали вам известны?
24. Что такое легирование и отпуск стали?
25. Что называют квасцами? Приведите формулу алюмокалиевых квасцов.
26. Назовите алюмосодержащие руды.
27. Опишите превращение боксита в глинозем. Приведите соответствующее уравнение химической реакции.
28. Опишите промышленный процесс превращения глинозема в алюминий.
29. Какие сплавы алюминия вам известны?
30. Назовите основные области применения алюминия.

10.1. Решение задач по теме
«Металлургия»

Задача 1. Для легирования стали требуется внести в расплав титан с массовой долей 0,12%. Какую массу сплава ферротитана надо добавить к расплаву стали массой 500 кг, если массовые доли металлов в ферротитане составляют: титана – 30%, железа – 70%?

Решение

Пусть m(ферротитана) – х кг, тогда

m (Тi) = m (ферротитана) • (Тi) = 0,3x кг.

Находим массу стали после добавления ферротитана в сплав:

Массовая доля титана в полученном сплаве составит:

(Тi) = m (Тi)/m’ (стали),

Задача 2. Барий получают алюмотермическим восстановлением оксида бария. Какая масса бария будет получена при взаимодействии оксидного концентрата массой 600 г (массовая доля BaO 91,8%) с техническим алюминием массой 100 г (массовая доля алюминия 98,55%)?

Решение

Запишем уравнение реакции:

Найдем массу и количество вещества оксида бария, взятого для реакции:

m(ВаО) = 600•0,918 = 550,8 г, (ВаО) = 550,8/153 = 3,6 моль.

Найдем массу и количество вещества алюминия, взятого для реакции:

m(Аl) = 100•0,9855 = 98,55 г, (Аl) = 98,55/27 = 3,65 моль.

По уравнению реакции определяем, какое из веществ взято в избытке:

Расчет ведем по BаО:

(Ва) = (ВаО) = 3,6 моль, m(Ва) = 3,6•137 = 493,2 г.

Задания для самоконтроля

1. Составьте уравнения реакций промышленных способов получения металлов:

а) цинка из сульфида цинка;
б) калия из хлорида калия;
в) железа из оксида железа(III);
г) никеля из сульфата никеля.

2. Действием оксида углерода(II) восстановили 9,95 г оксида металла(II) и получили 7,82 г чистого металла. Какой оксид металла был взят? Какой объем оксида углерода(II) (н. у.) прореагировал в этой реакции?

Ответ. NiO; 2,97 л СО.

3. Определите массу технического алюминия (массовая доля алюминия 98,4%), который потребуется для алюминотермического получения ванадия массой 15,3 кг из оксида ванадия(V).

4. Образец сплава железа с углеродом массой 7,27 г растворили в серной кислоте, при этом выделился водород объемом 2,8 л (н. у.). Определите массовую долю углерода в сплаве. Какой сплав железа был взят?

5. Определите массу свинца, который можно получить из каждого килограмма руды, содержащей 0,717 массовой доли PbS, если в процессе получения теряется 1% металла.

Ответы на задания для самоконтроля

9.2. Решение задач по теме «Металлы побочных подгрупп»

10.1. Решение задач по теме «Металлургия»

Реакция железа с водой

Железо вода реакция

Реакцию железа с водой можно выразить следующим суммарным уравнением:

Рис. 2. Установка для взаимодействие раскаленного железа с водяным паром (вариант I):

В среднюю часть трубки 1 ближе к пробке помещают около 20 г железного порошка (или железных стружек) и слабо запирают его стеклянной ватой. Концы трубки закрывают хорошо подогнанными корковыми пробками 2 с отверстиями для алонжа 3 с капельной воронкой 4 и газоотводной трубкой 5. Нагревают железную трубку, не доводя ее до красного каления (более высо кая температура способствует обратному — эндотермическому — процессу). Из капельной воронки 4 прибавляют по каплям воду.

Рис. 3. Установка для взаимодействия железа с водяным паром (вариант II):

Восстановление железа водородом

Для проведения опыта можно использовать установку, показанную на рисунке 3.

Рис. 3. Установка для получения железа восстановлением оксидов железа водородом:

Полученное таким способом железо может быть использовано в качестве катализатора при синтезе аммиака.

Железо восстановленное, Fe

Горючий порошок. Состав, % (масс): железо 98,5, углерод 0,18, кислород 0,9. Дисперсность образца менее 50 мкм. Т. самовоспл.: аэрогеля 240 °С, аэровзвеси 400 °С; нижн. конц. предел распр. пл. 100 г/м 3 ; макс. давл. взрыва 250 кПа; макс, скорость нарастания давл. 3 МПа/с; МВСК 13,1% (об.); миним. энергия зажигания аэровзвеси 80 мДж. В зависимости от состава и дисперсности образца нижн. конц. предел распр. пл. колеблется в интервале 66—460 г/м 3 .

Железо Fe физические свойства

Железо карбонильное

Железо карбонильное КЖ-20ф

Железо карбонильное КЖР-10ф

Железо электролитическое

Статья на тему Реакция железа с водой

Железо. Свойства железа и его соединений

Железо Fe: химические свойства, способы получения железа, взаимодействие с простыми веществами (кислород, сера) и со сложными веществами (кислоты, вода, сильные окислители). Оксид железа (II) FeO, оксид железа (III) Fe₂O₃, железная окалина (Fe₃O₄) — способы получения и химические свойства. Гидроксид железа (II) Fe(OH)₂, гидроксид железа (III) Fe(OH)₃ — способы получения и химические свойства.

Железо

Положение в периодической системе химических элементов

Элемент железо расположен в побочной подгруппе VIII группы (или в 8 группе в современной форме ПСХЭ) и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение атома железа

Электронная конфигурация железа в основном состоянии :

+26Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6

Железо проявляет ярко выраженные магнитные свойства.

Физические свойства

Железо – металл серебристо-белого цвета, с высокой химической активностью и высокой ковкостью. Обладает высокой тепло- и электропроводностью.

(изображение с портала vchemraznica.ru)

Температура плавления 1538 о С, температура кипения 2861 о С.

Нахождение в природе

Железо довольно распространено в земной коре (порядка 4% массы земной коры). По распространенности на Земле железо занимает 4-ое место среди всех элементов и 2-ое место среди металлов. Содержание в земной коре — около 8%.

В природе железо в основном встречается в виде соединений:

(изображение с портала karatto.ru)

Магнитный железняк Fe₃O₄ или FeO·Fe₂O₃ (магнетит).

(изображение с портала emchi-med.ru)

В природе также широко распространены сульфиды железа, например, пирит FeS₂.

(изображение с портала livemaster.ru)

Встречаются и другие минералы, содержащие железо.

Способы получения

Железо в промышленности получают из железной руды, гематита Fe₂O₃ или магнетита (Fe₃O₄или FeO·Fe₂O₃).

1. Один из основных способов производства железа – доменный процесс . Доменный процесс основан на восстановлении железа из оксида углеродом в доменной печи.

В печь загружают руду, кокс и флюсы.

Шихта – смесь исходных материалов, а в некоторых случаях и топлива в определённой пропорции, которую обрабатывают в печи.

Каменноугольный кокс – это твёрдый пористый продукт серого цвета, получаемый путем коксования каменного угля при температурах 950—1100 °С без доступа воздуха. Содержит 96—98 % углерода.

Флюсы – это неорганические вещества, которые добавляют к руде при выплавке металлов, чтобы снизить температуру плавления и легче отделить металл от пустой породы.

Шлак – расплав (а после затвердевания – стекловидная масса), покрывающий поверхность жидкого металла. Шлак состоит из всплывших продуктов пустой породы с флюсами и предохраняет металл от вредного воздействия газовой среды печи, удаляет примеси.

В печи кокс окисляется до оксида углерода (II):

2C + O₂ → 2CO

Затем нагретый угарный газ восстанавливает оксид железа (III):

Процесс получения железа – многоэтапный и зависит от температуры.

Наверху, где температура обычно находится в диапазоне между 200 °C и 700 °C, протекает следующая реакция:

Ниже в печи, при температурах приблизительно 850 °C, протекает восстановление смешанного оксида железа (II, III) до оксида железа (II):

Встречные потоки газов разогревают шихту, и происходит разложение известняка:

Оксид железа (II) опускается в область с более высоких температур (до 1200 o C), где протекает следующая реакция:

FeO + CO → Fe + CO₂

Углекислый газ поднимается вверх и реагирует с коксом, образуя угарный газ:

CO₂ + C → 2CO

(изображение с портала 900igr.net)

2. Также железо получают прямым восстановлением из оксида водородом:

При этом получается более чистое железо, т.к. получаемое железо не загрязнено серой и фосфором, которые являются примесями в каменном угле.

3. Еще один способ получения железа в промышленности – электролиз растворов солей железа.

Качественные реакции

Качественные реакции на ионы железа +2.

– взаимодействие солей железа (II) с щелочами . При этом образуется серо-зеленый студенистый осадок гидроксида железа (II).

Например , хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом натрия:

2NaOH + FeCl₂ → Fe(OH)₂ + 2NaCl

Видеоопыт взаимодействия раствора сульфата железа (II) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть здесь.

Гидроксид железа (II) на воздухе буреет, так как окисляется до гидроксида железа (III):

– ионы железа +2 окрашивают раствор в светлый желто-зеленый цвет.

– взаимодействие с красной кровяной солью K₃[Fe(CN)₆] – также качественная реакция на ионы железа +2. При этом образуется синий осадок «турнбулева синь».

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (II) с раствором гексацианоферрата (III) калия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть здесь.

Качественные реакции на ионы железа +3

– взаимодействие солей железа (III) с щелочами . При этом образуется бурый осадок гидроксида железа (III).

Например , хлорид железа (III) реагирует с гидроксидом натрия:

3NaOH + FeCl₃ → Fe(OH)₃ + 3NaCl

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

– ионы железа +3 окрашивают раствор в светлый желто-оранжевый цвет.

– взаимодействие с желтой кровяной солью K₄[Fe(CN)₆] ионы железа +3. При этом образуется синий осадок «берлинская лазурь».

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гексацианоферрата (II) калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

В последнее время получены данные, которые свидетельствуют, что молекулы берлинской лазури идентичны по строению молекулам турнбулевой сини. Состав молекул обоих этих веществ можно выразить формулой Fe₄[Fe₂(CN)₆]₃.

– при взаимодействии солей железа (III) с роданидами раствор окрашивается в кроваво-красный цвет.

Например , хлорид железа (III) взаимодействует с роданидом натрия:

FeCl₃ + 3NaCNS → Fe(CNS)₃ + 3NaCl

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором роданида калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

Химические свойства

1. При обычных условиях железо малоактивно , но при нагревании, в особенности в мелкораздробленном состоянии, оно становится активным и реагирует почти со всеми неметаллами .

1.1. Железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом активные неметаллы (фтор, хлор и бром) окисляют железо до степени окисления +3:

2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃

Менее активный йод окисляет железо до степени окисления +2:

1.2. Железо реагирует с серой с образованием сульфида железа (II):

Fe + S → FeS

1.3. Железо реагирует с фосфором . При этом образуется бинарное соединения – фосфид железа:

Fe + P → FeP

1.4. С азотом железо реагирует в специфических условиях.

1.5. Железо реагирует с углеродом и кремнием с образованием карбида и силицида.

1.6. При взаимодействии с кислородом железо образует окалину – двойной оксид железа (II, III):

При пропускании кислорода через расплавленное железо возможно образование оксида железа (II):

2Fe + O₂ → 2FeO

2. Железо взаимодействует со сложными веществами.

2.1. При обычных условиях железо с водой практически не реагирует. Раскаленное железо может вступать в реакцию при температуре 700-900 о С с водяным паром:

3 Fe 0 + 4 H₂ + O → Fe +3 ₃O₄ + 4 H₂ 0

В воде в присутствии кислорода или во влажном воздухе железо медленно окисляется (корродирует):

2.2. Железо взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой). При этом образуются соль железа со степенью окисления +2 и водород.

Например , железо бурно реагирует с соляной кислотой :

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑

2.3. При обычных условиях железо не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат железа (III) и вода:

2.4. Железо не реагирует при обычных условиях с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации. При нагревании реакция идет с образованием нитрата железа (III), оксида азота (IV) и воды:

С разбавленной азотной кислотой железо реагирует с образованием оксида азота (II):

При взаимодействии железа с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

2.5. Железо может реагировать с щелочными растворами или расплавами сильных окислителей . При этом железо окисляет до степени окисления +6, образуя соль (феррат).

Например , при взаимодействии железа с расплавом нитрата калия в присутствии гидроксида калия железо окисляется до феррата калия, а азот восстанавливается либо до нитрита калия, либо до аммиака:

2.6. Железо восстанавливает менее активные металлы из оксидов и солей .

Например , железо вытесняет медь из сульфата меди (II). Реакция экзотермическая:

Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu

Еще пример : простое вещество железо восстанавливает железо до степени окисления +2 при взаимодействии с соединениями железа +3:

2FeCl₃ + Fe → 3FeCl₂

Оксид железа (II)

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

Способы получения

Оксид железа (II) можно получить различными методами :

1. Частичным в осстановлением оксида железа (III).

Например , частичным восстановлением оксида железа (III) водородом:

Или частичным восстановлением оксида железа (III) угарным газом:

Еще один пример : восстановление оксида железа (III) железом:

2. Разложение гидроксида железа (II) при нагревании :

Химические свойства

Оксид железа (II) — типичный основный оксид .

1. При взаимодействии оксида железа (II) с кислотными оксидами образуются соли.

Например , оксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI):

FeO + SO₃ → FeSO₄

2. Оксид железа (II) взаимодействует с растворимыми кислотами. При этом также образуются соответствующие соли .

Например , оксид железа (II) взаимодействует с соляной кислотой:

FeO + 2HCl → FeCl₂ + H₂O

3. Оксид железа (II) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (II) малоустойчив, и легко окисляется до соединений железа (III).

Например , при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуются нитрат железа (III), оксид азота (IV) и вода:

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

5. Оксид железа (II) проявляет слабые окислительные свойства .

Например , оксид железа (II) реагирует с угарным газом при нагревании:

FeO + CO → Fe + CO₂

Оксид железа (III)

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

Способы получения

Оксид железа (III) можно получить различными методами :

1. Окисление оксида железа (II) кислородом.

2. Разложение гидроксида железа (III) при нагревании :

Химические свойства

Оксид железа (III) – амфотерный .

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

Например , оксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой:

2. Оксид железа (III) взаимодействует с щелочами и основными оксидами. Реакция протекает в расплаве, при этом образуется соответствующая соль (феррит) .

Например , оксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом натрия:

3. Оксид железа (III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI).

Например , хлорат калия в щелочной среде окисляет оксид железа (III) до феррата:

Нитраты и нитриты в щелочной среде также окисляют оксид железа (III):

5. Оксид железа (III) проявляет окислительные свойства .

Например , оксид железа (III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II) или железной окалины:

Также оксид железа (III) восстанавливается водородом:

Железом можно восстановить оксид железа только до оксида железа (II):

Оксид железа (III) реагирует с более активными металлами .

Например , с алюминием (алюмотермия):

Оксид железа (III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями.

Например , с гидридом натрия:

Fe₂O₃ + 3NaH → 3NaOH + 2Fe

6. Оксид железа (III) – твердый, нелетучий и амфотерный. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

Например , из карбоната натрия:

Оксид железа (II, III)

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

Фото с сайта wikipedia.ru

Способы получения

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

1. Горение железа на воздухе:

2. Частичное восстановление оксида железа (III) водородом или угарным газом :

3. При высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой, образуя двойной оксид железа (II, III):

Химические свойства

Например , оксид железа (II, III) взаимодействует с соляной кислотой. При это образуются две соли – хлорид железа (II) и хлорид железа (III):

Еще пример : оксид железа (II, III) взаимодействует с разбавленной серной кислотой.

Например , железная окалина окисляется концентрированной азотной кислотой:

Разбавленной азотной кислотой окалина окисляется при нагревании:

Также оксид железа (II, III) окисляется концентрированной серной кислотой:

Также окалина окисляется кислородом воздуха :

3. Оксид железа (II, III) не взаимодействует с водой.

5. Железная окалина проявляет окислительные свойства .

Например , оксид железа (II, III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II):

Также железная окалина восстанавливается водородом:

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

Например , с алюминием (алюмотермия):

Например , с йодоводородом:

Гидроксид железа (II)

Способы получения

1. Гидроксид железа (II) можно получить действием раствора аммиака на соли железа (II).

Например , хлорид железа (II) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (II) и хлорида аммония:

2. Гидроксид железа (II) можно получить действием щелочи на соли железа (II).

Например , хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом калия с образованием гидроксида железа (II) и хлорида калия:

FeCl₂ + 2KOH → Fe(OH)₂↓ + 2KCl

Химические свойства

1. Гидроксид железа (II) проявляется основные свойства , а именно реагирует с кислотами . При этом образуются соответствующие соли.

Например , гидроксид железа (II) взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида железа (II):

2. Гидроксид железа (II) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот .

Например , гидроксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (II):

3. Гидроксид железа (II) проявляет сильные восстановительные свойства , и реагирует с окислителями. При этом образуются соединения железа (III) .

Например , гидроксид железа (II) взаимодействует с кислородом в присутствии воды:

Гидроксид железа (II) взаимодействует с пероксидом водорода:

При растворении Fe(OH)₂ в азотной или концентрированной серной кислотах образуются соли железа (III):

4. Г идроксид железа (II) разлагается при нагревании :

Гидроксид железа (III)

Способы получения

1. Гидроксид железа (III) можно получить действием раствора аммиака на соли железа (III).

Например , хлорид железа (III) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (III) и хлорида аммония:

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

3. Гидроксид железа (III) можно получить действием щелочи на раствор соли железа (III).

Например , хлорид железа (III) реагирует с раствором гидроксида калия с образованием гидроксида железа (III) и хлорида калия:

FeCl₃ + 3KOH → Fe(OH)₃↓ + 3KCl

Видеоопыт получения гидроксида железа (III) взаимодействием хлорида железа (III) и гидроксида калия можно посмотреть здесь.

4. Также гидроксид железа (III) образуется при взаимодействии растворимых солей железа (III) с растворами карбонатов и сульфитов . Карбонаты и сульфиты железа (III) необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: бромид железа (III) реагирует с карбонатом натрия. При этом выпадает осадок гидроксида железа (III), выделяется углекислый газ и образуется бромид натрия:

Но есть исключение ! Взаимодействие солей железа (III) с сульфитами в ЕГЭ по химии — окислительно-восстановительная реакция. Соединения железа (III) окисляют сульфиты, а также сульфиды и иодиды.

Взаимодействие хлорида железа (III) с сульфитом, например, калия — очень интересная реакция. Во-первых, в некоторых источниках указывается, что в ней таки может протекать необратимый гидролиз. Но для ЕГЭ лучше считать, что при этом протекает ОВР. Во-вторых, ОВР можно записать в разных видах:

Также допустима такая запись:

Химические свойства

1. Гидроксид железа (III) проявляет слабовыраженные амфотерные свойства, с преобладанием основных. Как основание, гидроксид железа (III) реагирует с растворимыми кислотами .

Например , гидроксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата железа (III):

2. Гидроксид железа (III) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот .

Например , гидроксид железа (III) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (III):

3. Гидроксид железа (III) взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—ферриты, а в растворе реакция практически не идет. При этом гидроксид железа (III) проявляет кислотные свойства.

Например , гидроксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом калия в расплаве с образованием феррита калия и воды:

4. Г идроксид железа (III) разлагается при нагревании :

Видеоопыт взаимодействия гидроксида железа (III) с соляной кислотой можно посмотреть здесь.

Соли железа

Нитраты железа

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

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

Гидролиз солей железа

Растворимые соли железа, образованные кислотными остатками сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. частично:

I ступень: Fe 3+ + H₂O ↔ FeOH 2+ + H +

II ступень: FeOH 2+ + H₂O ↔ Fe(OH )₂ + + H +

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

При взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает ОВР:

2FeCl₃ + 3Na₂S → 2FeS + S + 6NaCl

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Окислительные свойства железа (III)

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

Например : хлорид железа (III) взаимодействует с сульфидом натрия. При этом образуется сера, хлорид натрия и либо черный осадок сульфида железа (II) (в избытке сульфида натрия), либо хлорид железа (II) (в избытке хлорида железа (III)):

2FeCl₃ + 3Na₂S → 2FeS + S + 6NaCl

2FeCl₃ + 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 .

Например , хлорид железа (III) взаимодействует с йодидом калия. При этом образуются хлорид железа (II), молекулярный йод и хлорид калия:

2FeCl₃ + 2KI → 2FeCl₂ + I₂ + 2KCl

Интерес представляют также реакции солей железа (III) с металлами. Мы знаем, что более активные металлы вытесняют из солей менее активные металлы . Иначе говоря, металлы, которые стоят в электрохимическом ряду левее, могут взаимодействовать с солями металлов, которые расположены в этом ряду правее . Исходя из этого правила, соли железа могут взаимодействовать только с металлами, которые расположены до железа. И они взаимодействуют.

Однако, соли железа со степенью окисления +3 в этом ряду являются небольшим исключением. Ведь для железа характерны две степени окисления: +2 и +3. И железо со степенью окисления +3 является более сильным окислителем. Таким образом, условно говоря, железо со степенью окисления +3 расположено в ряду активности после меди. И соли железа (III) могут реагировать еще и с металлами, которые расположены правее железа! Но до меди, включительно. Вот такой парадокс.

И еще один момент. Соединения железа (III) с этими металлами реагировать будут, а вот соединения железа (II) с ними реагировать не будут. Таким образом, металлы, расположенные в ряду активности между железом и медью (включая медь) при взаимодействии с солями железа (III) восстанавливают железо до степени окисления +2. А вот металлы, расположенные до железа в ряду активности, могут восстановить железо и до простого вещества.

Например , хлорид железа (III) взаимодействует с медью. При этом образуются хлорид железа (II) и хлорид меди (II):

А вот реакция нитрата железа (III) с цинком протекает уже по привычному механизму. И железо восстанавливается до простого вещества:

источники:

http://znaesh-kak.com/x/h/%D1%80%D0%B5%D0%B0%D0%BA%D1%86%D0%B8%D1%8F-%D0%B6%D0%B5%D0%BB%D0%B5%D0%B7%D0%B0-%D1%81-%D0%B2%D0%BE%D0%B4%D0%BE%D0%B9

http://chemege.ru/iron/

Источник

Реакция взаимодействия железа и воды.

Уравнение реакции взаимодействия железа и воды:

Железо вода реакция

Восстановление железа водородом

Железо восстановленное, Fe

Железо Fe физические свойства

Железо карбонильное

Железо карбонильное КЖ-20ф

Железо карбонильное КЖР-10ф

Железо электролитическое

Оксид железа (II, III)

Способы получения

Химические свойства

Реакция железа и воды

Реакция железа и воды

Реакция взаимодействия железа и воды.

Уравнение реакции взаимодействия железа и воды:

Мировая экономика

Справочники

Востребованные технологии

Поиск технологий

О чём данный сайт?

О Второй индустриализации

Реакция железа с водой

Железо вода реакция

Восстановление железа водородом

Железо восстановленное, Fe

Железо Fe физические свойства

Железо карбонильное

Железо карбонильное КЖ-20ф

Железо карбонильное КЖР-10ф

Железо электролитическое

Похожие страницы:

Учебно-методическое пособие

9 класс

9. Металлы побочных подгрупп

9.1. Свойства некоторых соединений металлов побочных подгрупп

9.2. Решение задач по теме «Металлы побочных подгрупп»

10. Металлургия

10.1. Решение задач по теме «Металлургия»

Реакция железа с водой

Железо вода реакция

Восстановление железа водородом

Железо восстановленное, Fe

Железо Fe физические свойства

Железо карбонильное

Железо карбонильное КЖ-20ф

Железо карбонильное КЖР-10ф

Железо электролитическое

Похожие страницы:

Leave a Comment

Железо. Свойства железа и его соединений

Железо

Положение в периодической системе химических элементов

Электронное строение атома железа

Физические свойства

Нахождение в природе

Способы получения

Качественные реакции

Химические свойства

Оксид железа (II)

Способы получения

Химические свойства

Оксид железа (III)

Способы получения

Химические свойства

Оксид железа (II, III)

Способы получения

Химические свойства

Гидроксид железа (II)

Способы получения

Химические свойства

Гидроксид железа (III)

Способы получения

Химические свойства

Соли железа

Нитраты железа

Гидролиз солей железа

Окислительные свойства железа (III)

9.1. Свойства некоторых соединений металлов
побочных подгрупп

9.2. Решение задач по теме
«Металлы побочных подгрупп»

10.1. Решение задач по теме
«Металлургия»