Досьє металевий елемент хімії заліза
Пилка - Праска падає маскою
Клер Кеніг
Вчитель природничих наук
Опубліковано 31.01.2017
Змінено 01.02.2017
Опубліковано 31.01.2017 - Змінено 01.02.2017
Залізо є поширеним хімічним елементом у повсякденному житті, але що ми насправді про нього знаємо? Відкрийте цей казковий метал з дивовижними властивостями.
Праска відвалюється від маски
Хімія заліза: металевий елемент
Залізний вік: деякі етапи
Виробництво заліза в доменній печі
Доменна піч та її експлуатація
Сталь: виробництво та сплави
Залізні пам'ятники: металева архітектура
Залізо в крові: для чого потрібне залізо ?
Анемія та залізо: симптоми та причини
Залізні руди та металургія заліза
Залізо: книги та веб-сайти
Залізо належить до першої серії перехідних елементів. Найбільш поширений ізотоп має атомну масу 56, його атомний номер 26, а електрони розподілені відповідно: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d6, 4s2.
Характеристика заліза
| Символ | Fe |
| Атомне число | 26 з ізотопами: 54 - 56 - 57 - 58 |
| Молярна маса | 55,845 |
| Об'ємна маса | 7874кг.м -3 |
| Точка плавлення | 1,536 ° C |
| Точка кипіння | 2,861 ° С |
| Опір | 9.7.10 -8 Ом.м |
| Твердість | 4 |
- Міцність (міцність на розрив): праска міцна: розривне навантаження дроту перетином 1 мм 2 становить приблизно 30 кг.
- Ковкість: залізо дає змогу виготовляти листи з. При контакті з кислотою метал дає сіль; при контакті з киснем він дає оксид (з труднощами для "благородних металів", таких як золото,. "data-url ="/science/definitions/matiere-metal-3877/"data-more =" Детальніше "> металеві .
- Пластичність: залізо дозволяє робити дроти.
Форми і дефекти заліза
Самородне залізо
Залізо завжди знаходиться в природі як хімічні сполуки або сплави в метеоритах; відомі лише два випадки самородного заліза:
Хімія заліза
Залізо +3 стабільніше, ніж залізо +2, незважаючи на вищу енергію іонізації 30,64 В замість 16,18 В для заліза +2. Це пояснюється тим, що при третій іонізації залізо втрачає електрон на d-оболонці і тому має відносно стабільну електронну конфігурацію з наполовину повною d-оболонкою та 5 одиничними електронами.
Ми маємо такі конфігурації: Fe +2: 3d 6, 4s 0 і для Fe +3: 3d 5, 4s 0. Ми можемо краще зрозуміти стабільність Fe +3, якщо порівняти його 3-ю енергію іонізації з енергією його сусідів Mn (34V) або Co (34V) або навіть Ni (36V), тобто приблизно на 10% більше.
Для заліза +2 це s-електрони, які залишають, отже, у нас порожня орбіталя, для заліза +3 це d-електрон першої пари, отже, у нас орбіталь рівно наполовину порожній (або повний!). Для заліза +6 усі d-електрони залишились, тому ми знову маємо порожню орбіталу: очевидно, що це найбільш стабільні можливі ситуації іонізації, і саме тому ми спостерігаємо в основному ці ступені окислення там. Ми не спостерігаємо заліза 7 або 8, оскільки для того, щоб вивести з цього атома більше електронів, знадобиться занадто багато енергії .
Окисно-відновний потенціал
Окисно-відновний потенціал показує, що залізо легко окислюється: тому воно відновлюється! Справді:
E 0 Fe 2+/Fe = - 0,44 В
Але взаємодія катіонів заліза в комплексах може, очевидно, змінити окисно-відновні властивості цих комплексів.
Реакції з чистими простими речовинами
Залізо реагує з усіма неметалами, і ми отримуємо, наприклад:
З вуглецем ми отримуємо 3 Fe + C -> Fe3C, цементит, який відіграє провідну роль у металургійній промисловості.
У гарячому стані ми маємо таку реакцію з киснем: 3Fe + 2O2 -> Fe3O4.
Реакції із сполуками
Що стосується реакцій із сполуками, то і тут залізо проявляє свій відновний характер, і ми маємо всі реакції знизу та доменної печі з гарячими:
а з вуглецем маємо:
Всі ці реакції, будучи рівновагами, більш-менш зміщуються вліво або вправо залежно від умов експерименту.
Реакції заліза на кислоти
Але концентровані кислоти атакують залізо лише поверхнево, окислений шар стає захисним, з практичним наслідком у промисловості, що проблемою є не зберігання концентрованих кислот у бочках заліза, а розбавлених кислот. !
Залізо не реагує з основами: гідроксиди заліза є основними !
Сполуки заліза II
Цей комплекс міститься у багатьох солях, наприклад, солі Мора, з яких тут є формула Fe (H2O) 6 (NH4) 2 (SO4) 2 6H2O, у якій ми маємо Fe II.
Реакції окислення-відновлення
Щодо реакцій відновлення окислення, ми згадаємо:
Сполуки заліза III
Катіон заліза III також малий з радіусом 0,067 нм, сильно заряджений, рівень 3d якого ще більш ненасичений, тому він також схильний утворювати комплекси. Гідратований іон має таку ж формулу, що і залізо II, але більш заряджений - фіолетовий, Іноді колір. "data-image =" https://cdn.futura-sciences.com/buildsv6/images/midioriginal/7/9/5/7951943cc1_85596_couleur.jpg "data-url ="/science/definitions/physique-color-4126/"data-more =" Детальніше "> колір, який часто маскується наявністю оксиду заліза в суспензії оранжевого кольору. Ціаноферрат III утворює з іонами Fe2 + характерний синій осад. +3 іони мають помітний кислотний характер: це походить від масове осадження гідроксиду заліза, який є дуже нерозчинним. Що стосується окислювально-відновного відновлення, тут буде збережено лише 3 реакції нижче:
Це відновлення є незворотним, як і те, що отримується дигідродом.
Останнє відомо всім, саме окислення в навколишньому повітрі та утворення іржі слід розглядати як суміш оксиду Fe2O3 та гідроксиду заліза Fe (OH) 3.
Сполуки заліза VI
У цих іонах FeO4 2- залізо представляє DO VI. Феррат можна отримати обробкою гідроксиду заліза III поташем або потоком хлору. Всі ферати є сильними окислювачами: вони окислюють воду при звичайній температурі і тому не є стабільними. Їх стабільність є прийнятною в дуже базових умовах, як свідчить окисно-відновне напіврівнення: FeO4 2-/Fe 3+