Файл: Разработка темы 9 класса железо и его соединения работу Учитель химии Подосиновик Светлана Николаевна.pptx

РАЗРАБОТКА ТЕМЫ 9 КЛАССА: «ЖЕЛЕЗО И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Работу выполнила:

Учитель химии

Подосиновик Светлана Николаевна

МБОУ «Лицей «Технический» им. С.П. Королева»

Город Самара

С О Д Е Р Ж А Н И Е

Положение

В периодической системе

НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ

ОТКРЫТИЕ И ПОЛУЧЕНИЕ

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

ЖЕЛЕЗО В ОРГАНИЗМЕ И ЕГО РОЛЬ

СОЕДИНЕНИЯ

ЖЕЛЕЗА

И ИХ СВОЙСТВА

ПРИМЕНЕНИЕ ЖЕЛЕЗА И ЕГО СПЛАВОВ

ФИЗИЧЕСКИЕ

СВОЙСТВА

П

Р

О

В

Е

Р

К

А

ф

о

л

ь

к

л

о

р

Fе

элемент № 26

элемент

4- ого периода

четвертый по распространенности в земной коре, второй среди металлов

элемент

8 группы

побочной подгруппы

ставшее международным, латинское название «Ferrum», от греко-латинского «быть твердым»

Электронное строение

атома железа

Fe

+26

2е 8е 14е 2е

1S22S22P63S23P63D64S2

возможные степени окисления

+2, +3, +6

Какова степень окисления железа?

Fe 1s22s22p63s23p63d64s2

Fe

4s

Внешний

уровень

3d

Предвнешний

уровень

3p

3s

Для железа характерны две основные степени окисления: +2, +3.

Fe0 - 2e- = Fe+2

Fe0 - 3e- = Fe+3

Запомни!

Особенностью электронного строения элементов побочных подгрупп является заполнение электронами не последнего, а предпоследнего уровня.

Физические свойства железа

серебристо-белый, металлический блеск

тугоплавкий

(Т пл.=15390C Т кип.=27400C)

Тяжелый (плотность=7,8 г\см3 )

ковкий; твердый; пластичный; тепло- и электропроводный;

обладает

магнитными свойствами

Железо

Технически чистое-

низкоуглеродистая сталь

(легко коррозирует)

скрепки, кнопки

Химически

чистое-0,01 % примесей (не подвергается коррозии)

Делийская колонна

Химические свойства

+2

+2, +3

+3

S, Cu2+, HCI,

H2SO4p-р, I2

O2, H2O

Hal2,(кроме I2)

HNO3(разб)

HNO3(конц)(t)

H2SO4(конц)(t)

Химические свойства

I. Реакции с простыми веществами

2. Железо сгорает

а)на воздухе 3Fe +2O2=Fe3O4

б)в чистом кислороде при нагревании:

4Fe +3O2=2Fe2O3

3. Реагирует с порошком серы при нагревании:Fe +S = FeS

Реагирует с галогенами при нагревании:

2Fe + 3Cl2=2FeCl3

Fe + I2=FeI2

Химические свойства

I. Реакции с простыми веществами

5) Реагирует с фосфором: 3Fe + 2Р = Fe3Р2

6) Реагирует с азотом: 3Fe + N2 = Fe3N2

4.Реагирует с углеродом при нагревании:

3Fe + C=Fe3C

цементит

Химические свойства

II. Реакции со сложными веществами

1) С растворимыми солями менее активных металлов :

Fe + CuSO4= Cu + FeSO4

2) С кислотами(кроме HNO3, H2SO4(конц)):

А) с соляной кислотой:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

Б) с разбавленной серной кислотой:

H2SO4 + Fe = FeSO4 + H2

3) С водой(при высокой температуре):

3Fe + 4H2O=Fe3O4 +4H2

(железная окалина)

4) Во влажном воздухе – ржавеет:

4Fe + 6H2O + 3О2 = 4Fe(ОН)3

Железо разрушается под действием окружающей среды, т.е. подвергается коррозии – «ржавлению».

При этом на поверхности образуется «ржавчина».

Химические свойства

II. Реакции со сложными веществами

5) С кислотами:

А) с концентрированной азотной кислотой при н.у. пассивируется

t

Fе + 6HNOз (конц.) → Fе(NOз)з + 3NО2 + 3Н2О

t

Fе + 4HNOз (разб.30%) → Fе(NOз)з + NО + 2Н2О

4Fе + 10HNOз (разб.2-3%)→4Fе(NOз)з +NH4NО3 +3Н2О (t)

Б) с концентрированной серной кислотой при н.у. пассивируется

t

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

6. Как ни странно, окислить свободное железо до степени окисления +6 удается при сплавлении с нитратом калия и щелочью:

Fe + 2KOH + 3KNO3 = K2FeO4 + 3KNO2 + H2O

феррат калия

7. Железо образует комплексные соединения

(в с.о. 0)

2Fe + 5CO = [Fe2(CO)5]

пентакарбонил железа

Восстановление из оксида (зависит от соотношения реагентов и условий реакции):

Fe2O3 →Fe3O4 →FeO →Fe

а) угарным газом

3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2

Fe3O4 + CO = 3FeО + CO2

FeO + CO = Fe + CO2

Получение железа

б) водородом при высокой температуре:

FeO + H2= Fe + H2O

Fe2O3 + 3H2= 2Fe + 3H2O

в) Алюминотермическим способом:

3Fe3O4 + 8Al= 9Fe + 4Al2O3

термит

г) углеродом

FeO + C= Fe + CO

2) Электролиз водных растворов солей:

FeSO4 + 2H2O = Fe + H2 +O2 + H2SO4

Получение железа

Чистое железо используется в качестве катализатора и для изготовления магнитных лент. Более 90% всего производимого железа идет на изготовление сплавов – чугуна и сталей.

Применение железа

Нахождение в природе

В земной коре на долю железа приходится около 4,1% массы земной коры (4-е место среди всех элементов, 2-е среди металлов).

Известно большое число руд и минералов, содержащих железо.

Оно бывает в виде различных соединений: оксидов, гидроксидов и солей.

В свободном виде железо находят в метеоритах, изредка встречается самородное железо (феррит) в земной коре как продукт застывания магмы.

Первое металлическое железо, попавшее в руки человека, имело, явно, метеоритное происхождение.

Руды железа широко распространены и часто встречаются даже на поверхности Земли

Железные изделия из метеоритного железа найдены в захоронениях, относящихся к очень давним временам (IV - V тысячелетиях до н.э.), в Египте и Месопотамии

Наиболее распространенные и добываемые руды и минералы

1) Магнитный железняк - магнетит - Fe3O4

(содержит 72,4 % Fe, производство чугуна и стали);

2) Красный железняк - гематит - Fe2O3

( содержит до 70 % Fe, производство чугуна и стали)

3) Бурый железняк - лимонит - Fe2О3∙пН2О

(содержит до 65% Fe, производство чугуна и стали);

4) Колчедан, пирит FeS2-производство серной кислоты;

5) Железный шпат - сидерит – FeCO3

(содержит до 48% Fe);

Наиболее

распространенные

и добываемые

руды и минералы

магнитный железняк

(магнетит - Fe3O4;

содержит 72,4 % Fe, производство чугуна и стали)

бурый железняк (лимонит -

Fe2О3*пН2О;

содержит до 65% Fe, производство чугуна и стали)

красный железняк (гематит - Fe2O3; содержит до 70 % Fe, производство чугуна и стали)

железный шпат

(сидерит – FeCO3

содержит до 48% Fe)

Колчедан, пирит FeS2-производство серной кислоты

Люди впервые овладели железом в 4-3 тысячелетиях

до н. э., подбирая упавшие с неба камни — железные метеориты, и превращая их в украшения, орудия труда и охоты. Их и сейчас находят у жителей Северной и Южной Америки, Гренландии и Ближнего Востока, а также при археологических раскопках на всех континентах.

Самый древний способ получения железа основывается на его восстановлении из оксидных руд. В 19 веке были разработаны современные способы: мартеновские печи, электросталеплавильные процессы и другие методы…

История получения железа

СОЕДИНЕНИЯ

ЖЕЛЕЗА

Соли (+2) (+3)- растворимые и нерастворимые:

Fe(NO3)2, FeCl3, Fe2(SO4)3 , FeS…..

оксиды:

FeO, Fe2O3

Fe3O4

гидроксиды:

Fe(OH)2

Fe(OH)3

ОКСИДЫ

ЖЕЛЕЗА

FeO - основный оксид

Fe2O3- слабовыраженный амфотерный оксид

Fe3O4-

смешанный оксид (FeO и Fe2O3)

FeO - вюстит - порошок черного цвета

Химические свойства FeO - основный оксид

1) с растворами кислот кроме (HNO3):

FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O

2) с O2: 4FeO +О2=2Fe2O3

3) с более активными металлами:

3FeO + 2Al = 3Fe + Al2O3

4) С другими восстановителями (Н2, С, СО)

FeO + Н2 = Fe + Н2O

FeO+ C=Fe+ CO

FeO + CO=Fe+ CO2

5) С кислотами окислителями:

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

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

2FeO + 4H2SO4(конц.) = Fe2(SO4)3+ SO2 + 4H2O

Получение FeO

восстановление из оксидов:

Fe3O4+СО=FeO+ СO2

Fe2O3 +СО=FeO+ СO2

Fe2O3 + Н2 = 2FeО + Н2O

3) Разложение FeCO3 :

FeCO3=FeO + CO2

2) Разложение Fe(OH)2

Fe(OH)2=FeO+H2O

t

3Fe(OH)2=Fe3O4+H2+2H2O

Химические свойства Fe3O4

(FeO ∙ Fe2O3 железная окалина)

1) с растворами кислотам:

Fe3O4 + 8HCl=FeCl2 +2FeCl3 + 4H2O

2) также с более активными металлами , водородом, углеродом, угарным газом:

Fe3O4 +4Zn=4ZnO +3Fe

Fe3O4 +4СО=4СO2 +3Fe

3) с кислотами-окислителями:

2Fe3O4 + 10H2SO4(конц.)=3Fe2(SO4)3 + SO2+10H2O

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

3Fe3O4 + 28HNO3(разб.)=9Fe(NO3)3 + NO+14H2O

Получение Fe3O4

Горение железа на воздухе:

3Fe + 2O2 = Fe3O4

2) С водой(при высокой температуре):

3Fe + 4H2O = Fe3O4 +4H2

Fe2O3 - порошок красно-бурого цвета

Химические свойства Fe2O3

- слабовыраженный амфотерный оксид

1) с растворами кислот:

Fe2O3 + 6HCl = 2FeСl3 + 3H2O

2) с более активными металлами

Fe2O3 + 3Mg = 3MgO +2Fe

3) Со щелочами и их оксидами при сплавлении-ферриты (ферраты (III)):

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O

Fe2O3 + Na2O = 2NaFeO2

4) Сплавление с карбонатами:

Fe2O3 + Na2СO3 = 2NaFeO2 + СO2

5) При нагревании восстанавливается водородом, углеродом или оксидом углерода (II):

Fe2O3 → Fe3O4 → FeO → Fe

Fe2O3 - порошок красно-бурого цвета

Химические свойства Fe2O3

6) Проявляет окислительные свойства:

Fe2O3 +6HI=2FeI2+I2+3H2O

Получение Fe2O3

Обжиг пирита

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

2) Горение в чистом кислороде:

4Fe+3O2=2Fe2O3

ГИДРОКСИДЫ

ЖЕЛЕЗА

Fe(OH)2 и Fe(OH)3

Окисление:

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

2Fe(OH)2+ H2O2=2Fe(OH)3

Fe(OH)2 –осадок белого (зеленого) цвета

Химические свойства Fe(OH)2

1) Реагирует с растворами кислот, кроме HNO3:

Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O

2) Реагирует с кислотами-окислителями:

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

3Fe(OH)2+10HNO3(разб.) = 3Fe(NO3)3+NO +8H2O

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

3) Разлагается при нагревании с последующим окислением:

Fe(OH)2 = FeO + H2O

3Fe(OH)2 = Fe3O4 + H2 + 2H2O

4Fe(OH)2 +O2 = 2Fe2O3 + 4H2O

Fe(OH)2 –осадок белого (зеленого) цвета

Химические свойства Fe(OH)2

4) Окисление на воздухе:

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

осадок белого осадок бурого цвета

(зеленого) цвета

FeCl2 + 2NaOH = Fe(OH)2 + 2NaCl

Fe(OH)3-осадок бурого цвета-амфотерный гидроксид

Химические свойства Fe(OH)3

1) Реагирует с кислотам:

Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3+3H2O

2) Разлагаются при нагревании:

2Fe(OH)3 = Fe2O3+3H2O

3) Реагирует с конц. щелочами:

Fe(OH)3 + 3NaOH = Na3[Fe(OH)6]

4) В сильнощелочной среде Fe(OH)3 окисляется хлором до красного раствора феррата:

2Fe(ОН)3+ 3Cl2 + 10КOH = 2К2FeO4 + 6КCl + 8Н2О

Fe(OH)3-осадок бурого цвета-амфотерный гидроксид

Смотрите также файлы

Д. И. Гуща подпись, дата инициалы, фамилия.docx

Задание Запомни и правильно повтори предложения. Следи за правильным произношением звука р Рома начертил квадрат.docx

Однодольные растения Двудольные растения.docx

Лабораторная работа 4 Тема. Железо и его соединения.docx

Курс лекций по дисциплине Теория систем и системный анализ, читаемый автором в соответствии с учебными планами специальностей 351400 Прикладная информатика.doc