Залізо, його становище у періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва.
У періодичній таблиці хімічних елементів Д. І. Менделєєва залізо Fe розташоване у 4-му періоді VIII групи побічної підгрупи.
Розподіл електронів за електронними шарами в атомі заліза має такий вигляд:
Здебільшого стані.
У збудженому стані.
В атомі заліза чотири електронні шари. Електронами заповнюється d-підрівень третього шару, на ньому знаходиться 6 електронів, а на четвертому шарі s-підрівні знаходиться 2 електрони. У сполуках залізо виявляє ступеня окиснення +2 та +3.
Відомі також з'єднання з атомами заліза в ступенях окиснення +4, +6 та деяких інших.
Фізичні властивості.
Залізо - типовий метал, блискучий сріблясто-білий метал, його густина 7,87 г\см3, т.пл. 1539 С. Має гарну пластичність. Залізо легко намагнічується і розмагнічується, а тому застосовується як осердя динамомашин та електромоторів. Залізо складається з чотирьох стабільних ізотопів з масовими числами 54,56,57 та 58. Залізо відноситься до помірно тугоплавких металів. Серед стандартних електродних потенціалів залізо стоїть до водню і легко реагує з розведеними кислотами.
Далі доцільно відзначити, що залізо - після алюмінію - найпоширеніший у природі метал (загальний вміст у земній корі - 4,65% за масою). Відомо велика кількість мінералів, до складу яких входить залізо: магнетит (магнітний залізняк) – Fe3O4, гематит (червоний залізняк) – Fe2O3, залізний шпат (сидерит) – FeCO3, залізний колчедан – FeS2 та ін.
Хімічні властивості.
Для заліза характерні ступеня окиснення - +2 та +3.
Ступеня окиснення +2 відповідає чорний оксид FeO і зелений гідроксид Fe(OH) 2 . Вони мають основний характер. У солях Fe(+2) є у вигляді катіону. Fe(+2) – слабкий відновник.
Ступені окиснення +3 відповідають червоно-коричневий оксид Fe 2 O 3 і коричневий гідроксид Fe(OH) 3 . Вони носять амфотерний характер, хоч і кислотні, і основні властивості вони виражені слабо. Так, іони Fe 3+ націло гідролізуються навіть у кислому середовищі. Fe(OH) 3 розчиняється (і то не повністю), тільки концентрованих лугах. Fe 2 O 3 реагує зі лугами тільки при сплавленні, даючи ферити (формальні солі неіснуючої у вільному вигляді кислоти HFeO 2):
Залізо (+3) найчастіше виявляє слабкі окисні властивості.
Ступені окислення +2 і +3 легко переходять між собою за зміни окисно-відновних умов.
Крім того, існує оксид Fe 3 O 4 формальний ступінь окислення заліза в якому +8/3. Однак цей оксид можна розглядати як ферит заліза (II) Fe +2 (Fe +3 O 2) 2 .
Також існує ступінь окиснення +6. Відповідного оксиду та гідроксиду у вільному вигляді не існує, але отримані солі - ферати (наприклад, K 2 FeO 4). Залізо (+6) знаходиться у них у вигляді аніону. Феррат є сильними окислювачами.
Властивості простої речовини.
При зберіганні на повітрі за температури до 200 °C залізо поступово покривається щільною плівкою оксиду, що перешкоджає подальшому окисленню металу. У вологому повітрі залізо покривається пухким шаром іржі, який не перешкоджає доступу кисню та вологи до металу та його руйнуванню. Іржа не має постійного хімічного складу, приблизно її хімічну формулу можна записати як Fe 2 O 3 ·xH 2 O.
Взаємодіє із кислотами.
· З соляною кислотою:
· З розведеною сірчаною кислотою:
· Концентровані азотна та сірчана кислоти пасивують залізо. C концентрованою сірчаною кислотою взаємодіє лише при нагріванні:
· Взаємодія з киснем:
· Згоряння заліза на повітрі:
· Згоряння в чистому кисні:
· Пропускання кисню або повітря через розплавлене залізо:
· Взаємодія з порошком сірки під час нагрівання:
· Взаємодія з галогенами при нагріванні:
· Горіння в хлорі:
· При підвищеному тиску парів брому:
· Взаємодія з йодом:
· Взаємодія з неметалами:
· З азотом при нагріванні:
· З фосфором при нагріванні:
· З вуглецем:
· З кремнієм:
· Взаємодія розпеченого заліза з водяною парою:
· Залізо відновлює метали, які в ряду активності стоять правіше за нього, з розчинів солей:
· Залізо відновлює сполуки заліза (III):
При підвищеному тиску металеве залізо реагує з оксидом вуглецю(II) CO, причому утворюється рідкий, за звичайних умов легко летючий пентакарбоніл Fe(CO)5. Відомі також карбоніли заліза складів Fe2(CO)9 та Fe3(CO)12. Карбоніли заліза служать вихідними речовинами при синтезі залізоорганічних сполук, у тому числі ферроцену складу (η5-C5H5)2Fe.
Чисте металеве залізо стійке у воді та у розведених розчинах лугів. Залізо не розчиняється в холодних концентрованих сірчаної та азотної кислотах через пасивацію поверхні металу міцною оксидною плівкою. Гаряча концентрована сірчана кислота, будучи сильнішим окислювачем, взаємодіє із залізом.
З'єднання заліза (II).
Оксид заліза(II) FeO має основні властивості, йому відповідає основа Fe(OH) 2 . Солі заліза (II) мають світло-зелений колір. При їх зберіганні, особливо у вологому повітрі, вони коричневіють за рахунок окиснення до заліза (III). Такий самий процес протікає при зберіганні водних розчинів солей заліза(II):
З солей заліза(II) у водних розчинах стійка сіль Мора - подвійний сульфат амонію та заліза(II) (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 ·6Н 2 O.
Реактивом на іони Fe 2+ у розчині може служити гексаціаноферрат(III) калію K 3 (червона кров'яна сіль). При взаємодії іонів Fe 2+ і 3− випадає осад гексаціаноферату (III) калію-заліза (II) (берлінська блакит):
який внутрішньомолекулярно перегрупується в гексаціаноферрат (II) калію-заліза (III):
З'єднання заліза (III).
Оксид заліза(III) Fe2O3 – найстійкіша природна кисневмісна сполука заліза.
Оксид заліза(III) Fe2O3 слабко амфотерен, йому відповідає ще слабша, ніж Fe(OH)2, основа Fe(OH)3, яка реагує з кислотами:
Солі Fe3+ схильні до утворення кристалогідратів. Вони іон Fe3+ зазвичай оточений шістьма молекулами води. Такі солі мають рожевий чи фіолетовий колір.
Іон Fe3+ повністю гідролізується навіть у кислому середовищі. При рН>4 цей іон практично повністю осаджується у вигляді Fe(OH)3:
При частковому гідролізі іона Fe3+ утворюються багатоядерні оксо- та гідроксокатіони, через що розчини набувають коричневого кольору.
Основні властивості гідроксиду заліза(III) Fe(OH)3 виражені дуже слабко. Він здатний реагувати лише з концентрованими розчинами лугів:
Гідроксокомплекси заліза(III), що утворюються при цьому, стійкі тільки в сильно лужних розчинах. При розведенні розчинів водою вони руйнуються, причому осад випадає Fe(OH)3.
При сплавленні з лугами та оксидами інших металів Fe2O3 утворює різноманітні ферити:
З'єднання заліза(III) у розчинах відновлюються металевим залізом:
Залізо(III) здатне утворювати подвійні сульфати з однозарядними катіонами типу галунів, наприклад, KFe(SO4)2 - залізокалієві галун, (NH4)Fe(SO4)2 - залізоамонійні галун і т. д.
Для якісного виявлення у розчині сполук заліза(III) використовують якісну реакцію іонів Fe3+ з неорганічними тіоціанатами SCN−. При цьому утворюється суміш яскраво-червоних роданідних комплексів заліза 2+, +, Fe(SCN)3, -. Склад суміші (отже, і інтенсивність її фарбування) залежить від різних факторів, тому для точного якісного визначення заліза цей метод не застосовується.
Іншим якісним реактивом на іони Fe3+ є гексаціаноферрат (II) калію K4 (жовта кров'яна сіль). При взаємодії іонів Fe3+ та 4− випадає яскраво-синій осад гексаціаноферату (II) калію-заліза (III):
Кількісно іони Fe3+ визначають за освітою червоних (у слабокислому середовищі) або жовтих (у слаболужному середовищі) комплексів із сульфосаліциловою кислотою. Ця реакція вимагає грамотного підбору буферів, так як деякі аніони (зокрема, ацетат) утворюють із залізом та сульфосаліциловою кислотою змішані комплекси зі своїми оптичними характеристиками.
З'єднання заліза (VI).
Ферати - солі не існує у вільному вигляді залізної кислоти H2FeO4. Це з'єднання фіолетового кольору, що за окисними властивостями нагадують перманганати, а по розчинності - сульфати. Одержують ферати при дії газоподібного хлору або озону на завись Fe(OH)3 у лугу:
Ферати також можна отримати електролізом 30%-ного розчину лугу на залізному аноді:
Ферати - сильні окисники. У кислому середовищі розкладаються із кисню:
Окисні властивості ферратів використовують для знезараження води.
Знаходження у природі:в земній корі залізо поширене досить широко - його частку припадає близько 4,1% маси земної кори (4-е місце серед всіх елементів, 2-е серед металів). Відомо велика кількість руд та мінералів, що містять залізо. Найбільше практичне значення мають червоні залізняки (руда гематит, Fe2O3; містить до 70% Fe), магнітні залізняки (руда магнетит, Fe3О4; містить 72,4% Fe), бурі залізняки (руда гідрогетиту НFeO2·nH2O), а також шпатові залізняки ( руда сидерит, карбонат заліза, FeСО3, містить близько 48% Fe). У природі зустрічаються також великі родовища піриту FeS2 (інші назви - сірчаний колчедан, залізний колчедан, дисульфід заліза та інші), але руди з високим вмістом сірки поки що практичного значення не мають. За запасами залізняку Росія посідає перше місце світі. У морській воді 1 · 10-5 - 1 · 10-8% заліза.
Біологічна роль.
Залізо – незамінний компонент гемоглобіну, міоглобіну, цитохромів, пероксидаз та каталаз. Комплекс заліза і трансферину зв'язується зі специфічними рецепторами на мембранах проліферуючих еритроїдних клітин, і залізо надходить усередину клітини. При дефіциті заліза в організмі утворюються еритроцити з недостатнім вмістом гемоглобіну, тому основний прояв нестачі заліза – гіпохромна анемія. Лікування препаратами заліза призводить до поступової регресії клінічних (наприклад, слабкості, швидкої стомлюваності, запаморочення, тахікардії, хворобливості та сухості шкірних покривів) та лабораторних симптомів.
Залізо є в організмах всіх рослин і тварин як мікроелемент, тобто в дуже малих кількостях (в середньому близько 0,02%). Однак залізобактерії, що використовують енергію окислення заліза (II) у залізо (III) для хемосинтезу, можуть накопичувати у своїх клітинах до 17-20% заліза. Основна біологічна функція заліза - участь у транспорті кисню (O) та окисних процесах. Цю функцію заліза виконує у складі складних білків – гемопротеїдів, простетичною групою яких є залізопорфіриновий комплекс – гем. Серед найважливіших гемопротеїдів дихальні пігменти гемоглобін та міоглобін, універсальні переносники електронів у реакціях клітинного дихання, окислення та фотосинезу цитохроми, ферменти каталозу та пероксиду, та інших. У деяких безхребетних залізовмісних дихальних пігментах гелоеритрин і хлорокруорин мають відмінну від гемоглобінів будову. При біосинтезі гемопротеїдів залізо переходить до них від білка феритину, що здійснює запас та транспортування заліза. Цей білок, одна молекула якого включає близько 4 500 атомів заліза, концентрується в печінці, селезінці, кістковому мозку та слизовій оболонці кишечнику ссавців та людини. Добова потреба людини в залозі (6-20 мг) з надлишком покривається їжею (залізом багаті м'ясо, печінка, яйця, хліб, шпинат, буряк та інші). В організмі середньої людини (маса тіла 70 кг) міститься 4,2 г заліза, в 1 л крові – близько 450 мг. За нестачі заліза в організмі розвивається залізиста анемія, яку лікують за допомогою препаратів, що містять залізо. Препарати заліза застосовують і як загальнозміцнюючі засоби. Надмірна доза заліза (200 мг і вище) може мати токсичну дію. Залізо також потрібне для нормального розвитку рослин, тому існують мікродобрива на основі препаратів заліза.
Препарати заліза- група лікарських засобів, що містять солі або комплекси дво- та тривалентного заліза, а також їх комбінації з іншими препаратами. В основному використовуються для лікування та профілактики залізодефіцитної анемії.
Препарати заліза показані при:
· Залізодефіцитних станах (основне показання);
· При непереносимості коров'ячого молока;
· Дітям, які перенесли гострі або тривало поточні інфекційні захворювання.
Дефіцит заліза може бути спричинений:
· Недостатнім надходженням заліза в організм плода (при фето-фетальної і фето-материнської трансфузії), дитини або дорослої людини;
· Порушенням всмоктування з просвіту кишечника (синдром мальабсорбції, запальні процеси в кишечнику, на фоні прийому антибіотиків тетрациклінового ряду та інших препаратів);
· гострі масивні або хронічні крововтрати (кровотечі, глистяні інвазії, носові геморагії, ювенільні маткові кровотечі, тривала гематурія та інші);
· Результат підвищеного витрачання заліза (період інтенсивного зростання, інфекційні захворювання та інші).
Побічні ефекти.
При прийомі препаратів заліза можуть виникнути диспепсичні ефекти (нудота, блювання, діарея). Ступінь їх виразності тим вище, що більше залишається невсмоктався препарату в просвіті кишечника. Найгірше (найнижча біодоступність) засвоюється із шлунково-кишкового тракту відновлене залізо (всього 0,5 %), саме ці препарати найчастіше призводять до порушення функції кишечника (не слід застосовувати у дітей).
Активуючи вільнорадикальні реакції, препарати заліза здатні пошкодити клітинні мембрани (зокрема, збільшити рівень гемолізаеритроцитів).
Після парентерального введення препаратів заліза можуть виникати небажані ефекти: через збільшення концентрації вільного заліза в крові відбувається зниження тонусу дрібних судин – артеріол та венул – підвищується їхня проникність. Спостерігають почервоніння шкіри обличчя, шиї, приплив крові до голови, грудної клітки. Подальше запровадження препарату у разі протипоказано. Якщо введення препарату не припиняють, надалі розвивається гемосидероз внутрішніх органів та тканин.
При передозуванні препарату заліза, що приймається внутрішньо, розвиваються криваві пронос і блювота. При передозуванні будь-якого препарату заліза знижується периферичний опір судин, зростає транссудація рідини, знижується обсяг циркулюючої крові. В результаті падає артеріальний тиск, виникає тахікардія.
Загалом цю категорію лікарських засобів можна розділити на кілька основних груп: препарати на основі солей двовалентного та тривалентного заліза, різних комплексних сполук заліза та комбіновані засоби. Препарати із солей заліза призначаються лише перорально.
Солі двовалентного заліза.
Поглинання заліза клітинами слизової оболонки ШКТ із сольових сполук в основному відбувається у двовалентній формі, тому що апоферитин в ентероцитах може зв'язуватися лише з іонами Fe2. Тому препарати на основі різних солей заліза (II) (сульфату, фумарату, глюконату, сукцинату, глутамату, лактату тощо) мають більшу біодоступність, і в загальному випадку більш переважні, ніж препарати, що містять солі заліза (III). Крім того, вони є найдешевшими лікарськими засобами на тлі інших препаратів заліза.
Незважаючи на зазначені переваги, сольові препарати заліза мають і суттєві недоліки, зокрема високий рівень шлунково-кишкових побічних ефектів (близько 23%) при використанні високих дозувань. Біодоступність солей заліза(II) може знижуватися при взаємодії з різними компонентами їжі та іншими лікарськими препаратами (фітинами, оксалатами, танінами, антацидами та ін.), у зв'язку з чим їх призначають натще, хоча при цьому посилюється їх негативний вплив на слизову оболонку кишечника. Будь-яке передозування цих препаратів легко призводить до гострого отруєння (у США в період з 1986 по 1996 рік було зафіксовано 100 тис. повідомлень про отруєння дітей молодше 6 років солями заліза), що також обмежує їх широке використання у дітей.
Основними представниками препаратів із солей двовалентного заліза є засоби на основі гептагідрату сульфату заліза FeSO 4 ·7H 2 O(Зміст елементарного заліза - 20% від маси солі). Сульфат заліза добре розчинний у воді та, як і інші водорозчинні солі, має порівняно високу біодоступність. При цьому слід зауважити, що сульфат заліза(II) у вологому середовищі поступово окислюється до сульфату заліза(III), що накладає деякі обмеження на його зберігання та використання (не може застосовуватись у вигляді розчинів, сиропів та інших рідких форм). У Росії зареєстровано кілька торгових найменувань лікарських засобів, що містять сульфат заліза: "Тардіферон", "Гемофер пролонгатум", "Фенюльс". Також сульфат заліза іноді застосовують у поєднанні зі стабілізуючими агентами, наприклад, аскорбіновою кислотою, яка виступає як антиоксидант (торгові марки "Сорбіфер Дурулес", "Ферроплекс").
Препарати на основі тетрагідрату хлориду заліза FeCl 2 ·4H 2 O(Зміст заліза 28%), на відміну від сульфату заліза, у водних розчинах не окислюються, тому виробляються у формі крапель для прийому всередину (Зареєстрована в Росії торгова марка – «Гемофер»). При прийомі таких препаратів слід враховувати, що розчини солей заліза можуть викликати потемніння зубів, пов'язане з осадженням на поверхні нерозчинного сульфіду заліза, що утворюється при взаємодії іонів Fe 2+ c сірководнем, який може утримуватися в порожнині рота (наприклад, при карієсі зубів).
Фумарат заліза FeC 4 H 2 O 4(Зміст елементарного заліза 33% від маси солі), на відміну від попередніх солей, менш розчинний у воді, проте добре розчиняється в розведених розчинах кислот, таких, як шлунковий сік. Тому препарати на основі фумарату заліза більш стабільні, не мають характерного залізного присмаку, не зв'язуються з білками у верхніх відділах шлунково-кишкового тракту, але водночас добре розчиняються безпосередньо у шлунку і тому за біодоступністю не поступаються водорозчинним солям. Фумарат заліза зареєстрований у Росії як лікарський засіб, проте на даний момент поширення не набув.
Солі тривалентного заліза.
Препарати із солей тривалентного заліза традиційно менш переважні порівняно з солями заліза(II), тому що для поглинання організмом іони Fe 3+ повинні попередньо відновитися до Fe 2+, що є причиною їхньої меншої біодоступності. Крім цього, солі заліза (III) у верхніх відділах тонкої кишки легко гідролізуються з утворенням малорозчинних гідроксидів, що також знижує їхню засвоюваність.
Марганець.
Марганець - елемент побічної підгрупи сьомої групи четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва з атомним номером 25.
Електронна формула марганцю має вигляд:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
Валентні електрони знаходяться на 4s та 3d підрівнях. На валентних орбіталях атома марганцю перебуває 7 електронів.
Поширення Марганцю у природі.Середній вміст марганця в земній корі 0,1%, у більшості вивержених порід 0,06-0,2% за масою, де він знаходиться в розсіяному стані у формі Мn 2+ (аналог Fe 2+). На земній поверхні Мn 2+ легко окислюється, тут відомі також мінерали Мn 3+ та Мn 4+ . У біосфері Марганець енергійно мігрує у відновлювальних умовах і малорухливий в окисному середовищі. Найбільш рухливий Марганець у кислих водах тундри та лісових ландшафтів, де він знаходиться у формі Мn 2+ . Зміст Марганцю тут часто підвищено і культурні рослини подекуди страждають від надлишку Марганцю; у ґрунтах, озерах, болотах утворюються залізо-марганцеві конкреції, озерні та болотні руди. У сухих степах і пустелях за умов лужного окисного середовища Марганець малорухливий, організми бідні Марганцем, культурні рослини часто потребують марганцевих мікродобривах. Річкові води бідні Марганцем (10 -6 -10 -5 г/л), проте сумарний винос цього елемента річками величезний, причому основна його маса тримається в облозі в прибережній зоні. Ще менше Марганця у воді озер, морів та океанів; у багатьох місцях океанічного дна поширені залізо-марганцеві конкреції, що утворилися у минулі геологічні періоди.
Мінерали марганцю.
· піролюзит MnO 2 · x H 2 O, найпоширеніший мінерал (містить 63,2% марганцю);
· манганіт (бура марганцева руда) MnO(OH) (62,5% марганцю);
· Брауніт 3Mn 2 O 3 · MnSiO 3 (69,5% марганцю);
· Гаусманіт (Mn II Mn 2 III) O 4;
· родохрозит (марганцевий шпат, малиновий шпат) MnCO 3 (47,8% марганцю);
· Псиломелан m MnO MnO 2 n H 2 O (45-60% марганцю);
· Пурпурит Mn 3+, (36,65% марганцю).
Хімічні властивості.
Хімічно марганець досить активний, при нагріванні енергійно взаємодіє з неметалами - киснем (утворюється суміш оксидів марганцю різної валентності), азотом, сіркою, вуглецем, фосфором та іншими. За кімнатної температури Марганець на повітрі не змінюється: дуже повільно реагує з водою. У кислотах (соляної, розведеної сірчаної) легко розчиняється, утворюючи солі двовалентного марганцю. При нагріванні у вакуумі марганець легко випаровується навіть із сплавів.
Марганець утворює метали з багатьма хімічними елементами; більшість металів розчиняється в окремих його модифікаціях та стабілізує їх. Так, Cu, Fe, Co, Ni та інші стабілізують γ-модифікацію. Al, Ag та інші розширюють області β- та σ-Mn у подвійних сплавах. Це має важливе значення для отримання сплавів на основі Марганцю, що піддаються пластичній деформації (ковці, прокатці, штампування).
У сполуках Марганець зазвичай виявляє валентність від 2 до 7 (найбільш стійкі ступеня окиснення +2, +4 та +7). Зі збільшенням ступеня окиснення зростають окисні та кислотні властивості сполук Марганцю.
З'єднання Mn(+2) – відновники.
Оксид MnO- порошок сіро-зеленого кольору; має основні властивості. нерозчинний у воді та лугах, добре розчинний у кислотах. Гідрооксид Mn(OH)3 - біла речовина, нерозчинна у воді. Сполуки Mn(+4) можуть бути як окислювачі (а) і як відновники (б):
MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O (а)
(за цією редакцією в лабораторіях одержують хлор)
MnO 2 + KClO 3 + 6KOH = 3K 2 MnO 4 + KCl + 3H 2 O (б)
(Реакція йде при сплавленні).
Оксид Марганцю (II) MnO2- чорно-бурого кольору, відповідний гідрооксид Мп(ОН)4 - темно-бурого кольору. Обидві сполуки у воді нерозчинні, обидва амфотсрни з невеликим переважанням кислотної функції. Солі типу K2MnO4 називаються манганітами.
Зі сполук Mn(+6) найбільш характерні марганцовиста кислота та її солі манганати. Дуже важливими є сполуки Mn(+7) - марганцова кислота, марганцовий ангідрид і перманганати.
Характерні ступеня окиснення марганцю: 0, +2, +3, +4, +6, +7 (+1, +5 мало характерні).
При окисненні на повітрі пасивується. Порошкоподібний марганець згоряє у кисні (Mn + O2 → MnO2). Марганець при нагріванні розкладає воду, витісняючи водень (Mn + 2H2O →(t) Mn(OH)2 + H2), гідроксид марганцю, що утворюється, уповільнює реакцію.
Марганець поглинає водень, із підвищенням температури його розчинність у марганці збільшується. При температурі вище 1200 C взаємодіє з азотом, утворюючи різні за складом нітриди.
Вуглець реагує з розплавленим марганцем, утворюючи карбіди Mn3C та інші. Утворює також силіциди, бориди, фосфіди.
C соляною та сірчаною кислотами реагує за рівнянням:
З концентрованою сірчаною кислотою реакція йде за рівнянням:
З розведеною азотною кислотою реакція йде за рівнянням:
У лужному розчині марганець стійкий.
Марганець утворює такі оксиди: MnO, Mn2O3, MnO2, MnO3 (не виділений у вільному стані) та марганцевий ангідрид Mn2O7.
Mn2O7 у звичайних умовах рідка масляниста речовина темно-зеленого кольору, дуже нестійка; у суміші з концентрованою сірчаною кислотою запалює органічні речовини. При 90 °C Mn2O7 розкладається із вибухом. Найбільш стійкі оксиди Mn2O3 та MnO2, а також комбінований оксид Mn3O4 (2MnO·MnO2, або сіль Mn2MnO4).
При сплавленні оксиду марганцю (IV) (піролюзит) з лугами у присутності кисню утворюються манганати:
Розчин манганату має темно-зелений колір. При підкисленні протікає реакція:
Розчин забарвлюється в малиновий колір через появу аніону MnO4−, і з нього випадає коричневий осад оксиду-гідроксиду марганцю (IV).
Марганцева кислота дуже сильна, але нестійка, її неможливо сконцентрувати більш ніж до 20%. Сама кислота та її солі (перманганати) – сильні окисники. Наприклад, перманганат калію залежно від pH розчину окислює різні речовини, відновлюючись до сполук марганцю різного ступеня окиснення. У кислому середовищі - до сполук марганцю (II), в нейтральному - до сполук марганцю (IV), сильно лужному - до сполук марганцю (VI).
При прожарюванні перманганати розкладаються із кисню (один з лабораторних способів отримання чистого кисню). Реакція йде за рівнянням (на прикладі перманганату калію):
Під дією сильних окислювачів іон Mn2+ перетворюється на іон MnO4−:
Ця реакція використається для якісного визначення Mn2+.
При підлужуванні розчинів солей Mn (II) з них випадає осад гідроксиду марганцю (II), що швидко буріє на повітрі в результаті окислення.
Солі MnCl3, Mn2(SO4)3 нестійкі. Гідроксиди Mn(OH)2 та Mn(OH)3 мають основний характер, MnO(OH)2 - амфотерний. Хлорид марганцю (IV) MnCl4 дуже нестійкий, розкладається при нагріванні, чим користуються для одержання хлору:
Нульовий ступінь окислення у марганцю проявляється у сполуках з σ-донорними та π-акцепторними лігандами. Так, для марганцю і відомий карбоніл складу Mn2(CO)10.
Відомі й інші сполуки марганцю з σ-донорними та π-акцепторними лігандами (PF3, NO, N2, P(C5H5)3).
Біологічна роль.
Марганець у організмі.Марганець широко поширений у природі, будучи постійною складовою рослинних і тваринних організмів. Зміст Марганцю у рослинах становить десятитисячні-соті, а тварин - стотисячно-тисячні частки відсотка. Безхребетні тварини багатші за Марганець, ніж хребетні. Серед рослин значну кількість Марганцю накопичують деякі іржі гриби, водяний горіх, ряска, бактерії пологів Leptothrix, Crenothrix та деякі діатомові водорості (Cocconeis) (до кількох відсотків у золі), серед тварин – руді мурахи, деякі молюски та ракоподібні (до сотих ). Марганець – активатор низки ферментів, бере участь у процесах дихання, фотосинтезі, біосинтезі нуклеїнових кислот та інших, посилює дію інсуліну та інших гормонів, впливає на кровотворення та мінеральний обмін. Нестача Марганця у рослин викликає некрози, хлороз яблуні та цитрусових, плямистість злаків, опіки у картоплі, ячменю тощо. Добова потреба тварин і людини у Марганці – кілька мг (щодня з їжею людина отримує 3-8 мг Марганцю). Потреба у Марганці підвищується при фізичному навантаженні, при нестачі сонячного світла; діти потребують більшої кількості Марганцю, ніж дорослі. Показано, що недолік Марганцю в їжі тварин негативно впливає на їх ріст та розвиток, викликає анемію, так звану лактаційну тетанію, порушення мінерального обміну кісткової тканини. Для запобігання зазначеним захворюванням у корм вводять солі Марганцю.
Біологічна дія марганцю:
● антиоксидантне
● регулююче рівень глюкози в крові
● нормалізуючий рівень холестерину та ліпідний склад крові
● протианемічне
● протиалергічне
● сприяє дозріванню статевих клітин, розвитку плода та доношування вагітності
● відновлює структуру кісткової та хрящової тканини
● протисудомне, попереджувальне ПМС (передменструальний синдром) та ін.
Ознаки дефіциту марганцю:
● Стомлюваність, слабкість, запаморочення, шум у вухах
● Погіршення мозкової активності, зниження пам'яті
блювота
● Спазми та судоми
● Болі у м'язах та суглобах, рухові розлади, схильність до розтягувань та вивихів, артрит, неправильне зростання та розвиток скелетної системи
● Порушення зору
● Вітіліго, порушення пігментації шкіри
● Затримка росту нігтів та волосся
● Діабет, зниження толерантності до глюкози, надмірна вага, високий рівень холестерину, проблеми метаболізму
● Ризик безпліддя, репродуктивні проблеми, ранній клімакс, дисфункція яєчників, остеопороз у клімактеричному періоді
● Зниження імунітету, передчасне старіння
● Алергії
● Ризик ракових захворювань
● Затримка розвитку у дітей, поява дітей із патологіями
Ознаки токсичності марганцю:
Надлишок марганцю токсичний: він порушує всмоктування заліза та конкурує з міддю у процесі кровотворення, викликаючи анемію, а також зумовлює інші патологічні зміни.
● Слабкий апетит, апатія, депресія
● Загальна слабкість, безсилля
● Порушений сон
● Тимчасове безумство, недоумство
● Неврологічні проблеми
● Паркінсонізм або хвороба Паркінсона (м'язова регідність, тремор, монотонний голос, "заморожене" подібне до маски обличчя).
Кобальт
З, хімічний елемент з атомним номером 27. Його атомна маса 58,9332. Природний кобальт складається з двох стабільних нуклідів: 59 (99,83% за масою) і 57 (0,17%). У періодичній системі елементів Д. І. Менделєєва кобальт входить у групу VIII і разом із залізом і нікелем утворює у 4-му періоді у цій групі тріаду близьких за властивостями перехідних металів. Конфігурація двох зовнішніх електронних шарів атома кобальту 3s 2 p 6 d 7 4s 2 . Утворює сполуки найчастіше у ступені окислення +2, рідше - у ступені окислення +3 і дуже рідко у ступенях окислення +1, +4 та +5.
Кобальт – мінеральна речовина, яка є частиною вітаміну B12. Зазвичай вимірюється у мікрограмах (мкг). Кобальт – необхідний для червоних кров'яних клітин. Має бути отримано з харчових джерел. Денна норма кобальту не встановлена, і лише дуже малі кількості цієї мінеральної речовини потрібні в раціоні (зазвичай трохи більше 8 мкг).
Знаходження у природі.
У земній корі вміст кобальту дорівнює 4 10 -3 % за масою. Кобальт входить до складу понад 30 мінералів. До них відносяться кароліт CuCo 2 S 4 , Ліннеїт Co 3 S 4 , кобальтинCoAsS, сферокобальтит CoCO 3 , смальтит СоAs 2 та інші. Як правило, кобальту в природі супроводжують його сусіди за 4-м періодом – нікель, залізо, мідь марганець. У морській воді приблизно (1-7) 10 -10% кобальту.
Кобальт - відносно рідкісний метал, і багаті на них родовища в даний час практично вичерпані. Тому кобальтсодержащее сировину (часто це нікелеві руди, що містять кобальт як домішка) спочатку збагачують, одержують із нього концентрат. Далі для вилучення кобальту концентрат або обробляють розчинами сірчаної кислоти або аміаку, або методами пірометалургії переробляють на сульфідний або металевий сплав. Цей сплав потім вилуговують сірчаною кислотою. Іноді для вилучення кобальту проводять сірчано-кислотне «купне» вилуговування вихідної руди (подрібнену руду розміщують у високих купах на спеціальних бетонних майданчиках і зверху поливають ці купи вилуговуючим розчином).
Фізичні властивості.
Кобальт – твердий метал, що існує у двох модифікаціях. При температурі від кімнатної до 427 °C стійка α-модифікація. При температурі від 427 °C до температури плавлення (1494 °C) стійка β-модифікація кобальту (решітка кубічна гранецентрована). Кобальт - феромагнетик, точка Кюрі 1121 °C. Жовтуватий колір йому надає тонкий шар оксидів.
Хімічні властивості.
Оксиди.
· На повітрі кобальт окислюється при температурі вище 300 °C.
· Стійкий при кімнатній температурі оксид кобальту є складним оксидом Co 3 O 4 , що має структуру шпинелі, в кристалічній структурі якого одна частина вузлів зайнята іонами Co 2+ , а інша - іонами Co 3+ ; розкладається із утворенням CoO вище 900 °C.
· За високих температур можна отримати α-форму або β-форму оксиду CoO.
· Всі оксиди кобальту відновлюються воднем:
Оксид кобальту (III) можна отримати, прожарюючи з'єднання кобальту (II), наприклад:
Інші з'єднання.
· При нагріванні кобальт реагує з галогенами, причому з'єднання кобальту (III) утворюються тільки з фтором.
· З сірою кобальт утворює 2 різні модифікації CoS. Сріблясто-сіру α-форму (при сплавленні порошків) та чорну β-форму (випадає в осад із розчинів).
· При нагріванні CoS в
Fe (Лат. Ferrum), хімічний елемент VIII групи періодичної системи, атомний номер 26, атомна маса 55,847. Блискучий сріблясто-білий метал. утворює поліморфні модифікації; при звичайній температурі стійко a - Fe (кристалічні грати кубічні об'ємноцентровані) з щільністю 7,874 г/см?. a - Fe аж до 769 ° С (точка Кюрі) феромагнітно; tпл 1535°С.
На повітрі окислюється покривається пухкою іржею. За поширеністю елементів у природі залізо перебуває в 4-му місці; утворює прибл. 300 мінералів. Перед сплавів заліза з вуглецем та інші елементами припадає близько 95% всієї металевої продукції (чавун, сталь, феросплави). У чистому вигляді практично не використовується (у побуті залізними часто називають сталеві або чавунні вироби). Необхідно для життєдіяльності тваринних організмів; входить до складу гемоглобіну.
Желемзо – елемент побічної підгрупи восьмої групи четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д.І. Менделєєва з атомним номером 26. Позначається символом Fe (лат. Ferrum). Один із найпоширеніших у земній корі металів (друге місце після алюмінію).
Проста речовина залізо (CAS-номер: 7439-89-6) - кування металу сріблясто-білого кольору з високою хімічною реакційною здатністю: залізо швидко корозує при високих температурах або при високій вологості на повітрі. У чистому кисні залізо горить, а в дрібнодисперсному стані самозаймається і на повітрі.
Насправді залізом зазвичай називають його сплави з малим вмістом домішок (до 0,8%), які зберігають м'якість та пластичність чистого металу. Але на практиці частіше застосовуються сплави заліза з вуглецем: сталь (до 2,14 вага.% вуглецю) і чавун (більше 2,14 вага.% вуглецю), а також нержавіюча (легована) сталь з добавками легуючих металів (хром, марганець, нікель та ін). Сукупність специфічних властивостей заліза та її сплавів роблять його «металом №1» за важливістю людини.
У природі залізо рідко зустрічається у чистому вигляді, найчастіше воно зустрічається у складі залізо-нікелевих метеоритів. Поширеність заліза в земній корі - 4,65% (4 місце після O, Si, Al). Вважається також, що залізо становить велику частину земного ядра.
Залізо у працях вчених
Про те, що давні люди користувалися спочатку саме залізом метеоритного походження, свідчать і поширені в деяких народів міфи про богів або демонів, що скинули з неба залізні предмети та знаряддя - плуги, сокири та ін.
Цікавий також факт, що на момент відкриття Америки індіанці та ескімоси Північної Америки були знайомі зі способами отримання заліза з руд, але вміли обробляти метеоритне залізо.
У давнину та в середні віки сім відомих тоді металів зіставляли з сімома планетами, що символізувало зв'язок між металами та небесними тілами та небесне походження металів. Таке зіставлення стало звичайним понад 2000 років тому і постійно зустрічається в літературі аж до ХІХ ст.
У ІІ. н.е. залізо зіставлялося з Меркурієм і називалося меркурієм, але пізніше його стали зіставляти з Марсом і називати марс (Mars), що, зокрема, підкреслювало зовнішню схожість червоного забарвлення Марса з червоними залізними рудами.
Втім, деякі народи не пов'язували назву заліза із небесним походженням металу. Так, у слов'янських народів залізо називається за «функціональною» ознакою.
Російське залізо (південнослов'янське залізо, польське zelaso, литовське gelesis тощо) має корінь «ліз» чи «різ» (від слова лезо – лезо). Таке словотвори прямо вказує на функцію предметів, що виготовлялися із заліза, - ріжучих інструментів та зброї.
Приставка «ж», мабуть, пом'якшення давнішого «зе» або «за»; вона збереглася у початковому вигляді у багатьох слов'янських народів (у чехів – zelezo).
Старі німецькі філологи - представники теорії індоєвропейської, або, як вони її називали, індогерманської прамови - прагнули зробити слов'янські назви від німецького та санскритського коріння.
Наприклад, Фік зіставляє слово залізо із санскритським ghalgha (розплавлений метал, від ghal - палати). Але навряд чи це відповідає дійсності: адже давнім людям було недоступне плавлення заліза. З санскритським ghalgha швидше можна зіставити грецьку назву міді, але не слов'янське слово залізо.
Функціональна ознака в назвах заліза знайшла відображення і в інших мовах. Так, латинською мовою поряд із звичайною назвою сталі (chalybs), що походить від найменування племені халібов, що жило на південному узбережжі Чорного моря, вживалася назва acies, що буквально позначає лезо або вістря.
Це слово точно відповідає давньогрецькому, що застосовувався в тому ж самому сенсі.
Згадаємо у кількох словах про походження німецької та англійської назв заліза. Філологи зазвичай сприймають, що німецьке слово Eisen має кельтське походження, як і англійське Iron. В обох термінах відображені кельтські назви річок (Isarno, Isarkos, Eisack), які потім трансформувалися (isarn, eisarn) і перетворилися на Eisen. Існують, втім, інші точки зору.
Деякі філологи виробляють німецьке Eisen від кельтського Isara, що означає «міцний, сильний». Існують також теорії, що стверджують, що Eisen походить від ayas або aes (мідь), а також Eis (лід) і т.д. Староанглійська назва заліза (до 1150) - iren; воно вживалося поряд з isern і isen і перейшло в середні віки. Сучасне Iron увійшло у вжиток після 1630 р.
Зауважимо, що в «Алхімічному лексиконі» Руланда (1612) як одна зі старих назв заліза наведено слово Iris, що означає «райдуга» і співзвучне Iron.
Латинська назва Ferrum, що стала міжнародною, прийнята у романських народів. Воно, ймовірно, пов'язане з греколатинським fars (бути твердим), яке походить від санскритського bhars (твердіти). Можливе зіставлення і з ferreus, що означає у стародавніх письменників "нечутливий, непохитний, міцний, твердий, тяжкий", а також з ferre (носити). Алхіміки поряд з Ferrum споживали і багато інших назв, наприклад Iris, Sarsar, Phaulec, Minera та ін.
Залізні вироби з метеоритного заліза знайдені в похованнях, що відносяться до дуже давніх часів (IV-V тисячоліттях до н.е.), в Єгипті та Месопотамії. Проте залізний вік Єгипті почався лише з ХIIв. е., а інших країнах ще пізніше. У давньоруській літературі слово залізо фігурує у найдавніших пам'ятниках (з ХІ ст.) під назвами жел'зо, залізо, залізо.
Інструкція
Періодична система є багатоповерховий «будинок», в якому розташовується велика кількість квартир. Кожен «мешканець» або у власній квартирі під певним номером, який є постійним. Крім цього, елемент має «прізвище» або назву, наприклад кисень, бор або азот. Крім цих даних у кожній «квартирі» або зазначена така інформація, як відносна атомна маса, яка може мати точні або заокруглені значення.
Як у будь-якому будинку, тут є «під'їзди», а саме гурти. Причому в групах елементи розташовуються ліворуч та праворуч, утворюючи . Залежно від того, з якого боку їх більше, той називається головним. Інша підгрупа відповідно буде побічною. Також у таблиці є «поверхи» чи періоди. Причому періоди можуть бути як більшими (складаються з двох рядів), так і малими (мають лише один ряд).
По таблиці можна показати будову атома елемента, кожен з яких має позитивно заряджене ядро, що складається з протонів і нейтронів, а також негативно заряджених електронів, що обертаються навколо нього. Число протонів і електронів чисельно збігається і визначається таблиці за порядковим номером елемента. Наприклад, хімічний елемент сірка має №16, отже, матиме 16 протонів та 16 електронів.
Щоб визначити кількість нейтронів (нейтральних частинок, також розташованих у ядрі) відніміть від відносної атомної маси елемента його порядковий номер. Наприклад, залізо має відносну атомну масу, що дорівнює 56 і порядковий номер 26. Отже, 56 – 26 = 30 протонів у заліза.
Електрони знаходяться на різній відстані від ядра, утворюючи електронні рівні. Щоб визначити кількість електронних (або енергетичних) рівнів, потрібно подивитися на номер періоду, в якому міститься елемент. Наприклад, алюміній знаходиться у 3 періоді, отже, у нього буде 3 рівні.
За номером групи (але лише для головної підгрупи) можна визначити найвищу валентність. Наприклад, елементи першої групи головної підгрупи (літій, натрій, калій тощо) мають валентність 1. Відповідно, елементи другої групи (берилій, магній, кальцій тощо) матимуть валентність рівну 2.
Також у таблиці можна проаналізувати властивості елементів. Зліва направо металеві властивості слабшають, а неметалеві посилюються. Це добре видно з прикладу 2 періоду: починається лужним металом натрієм, потім лужноземельний метал магній, після нього амфотерний елемент алюміній, потім неметали кремній, фосфор, сірка і закінчується період газоподібними речовинами – хлором та аргоном. У наступному періоді спостерігається аналогічна залежність.
Зверху вниз також спостерігається закономірність – металеві властивості посилюються, а неметалеві слабшають. Тобто, наприклад, цезій набагато активніший у порівнянні з натрієм.
МЕТАЛИ ПОБОЧНИХ ПІДГРУП
Характеристика перехідних елементів – міді, хрому, заліза за становищем у періодичної системі хімічних елементів Д.І. Менделєєва та особливості будови їх атомів.
Поняття перехідний елемент зазвичай використовується для позначення будь-якого з d або f-елементів. Ці елементи займають перехідне положення між електропозитивними s-елементами та електронегативними p-елементами. d-Елементи утворюють три перехідні ряди - у 4-му, 5-му та 6-му періодах відповідно. Перший перехідний ряд містить 10 елементів, від скандію до цинку. Він характеризується внутрішньою забудовою 3d-орбіталей. Хром і мідь мають на 4s-орбіталях лише по одному електрону. Справа в тому, що напівзаповнені або заповнені d-подоболочки мають більшу стійкість, ніж частково заповнені. В атомі хрому на кожній з п'яти 3d-орбіталей, що утворюють 3d-доболочку, є один електрон. Така підболочка є напівзаповненою. В атомі міді на кожній із п'яти 3d-орбіталей знаходиться по парі електронів (аналогічно пояснюється аномалія срібла). Усі d-елементи є металами. Більшість із них має характерний металевий блиск. Порівняно з s-металами їхня міцність загалом значно вища. Зокрема, для них характерні властивості: висока межа міцності на розрив; тягучість; ковкість (їх можна розплющити ударами в листи). d-елементи та їх сполуки мають низку характерних властивостей: змінні стани окиснення; здатність до утворення комплексних іонів; утворення пофарбованих з'єднань. d-Елементи характеризуються також більш високою густиною в порівнянні з іншими металами. Це порівняно малими радіусами їх атомів. Атомні радіуси цих металів мало змінюються у цьому ряду. d-Елементи – хороші провідники електричного струму, особливо ті з них, в атомах яких є лише один зовнішній s-електрон понад напівзаповненою або заповненою d-оболонкою. Наприклад, мідь.
Хімічні властивості.
Електронегативність металів першого перехідного ряду зростають у напрямку від хрому до цинку. Це означає, що металеві властивості елементів першого перехідного ряду поступово слабшають у вказаному напрямку. Така зміна їх властивостей проявляється і в послідовному зростанні окиснювально-відновних потенціалів з переходом від негативних до позитивних значень.
Характеристика хрому та його сполук
Хром- твердий, голубувато-білий метал. ρ = 7,2г/см 3 , t плавл = 1857 0 З СО: +1, +2, +3, +4, +5, +6Хімічні властивості.
- За звичайних умов хром реагує лише з фтором. За високих температур (вище 600 0 C) взаємодіє з киснем, галогенами, азотом, кремнієм, бором, сіркою, фосфором.
4Cr + 3O 2 2Cr 2 O 3
2Cr + 3Cl 2 2CrCl 3
2Cr + 3S Cr 2 S 3
- У розжареному стані реагує з парами води:
2Cr + 3H 2 O Cr 2 O 3 + 3H 2
- Хром розчиняється у розведених сильних кислотах (HCl, H 2 SO 4). Без повітря утворюються солі Cr 2+ , але в повітрі – солі Cr 3+ .
Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2 -
2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl 3 + 2H 2 O + H 2 -
- Наявність захисної окисної плівки на поверхні металу пояснює його пасивність по відношенню до холодних концентрованих кислот - окисників. Однак при сильному нагріванні ці кислоти розчиняють:
2 Сr + 6 Н 2 SО 4 (конц) Сr 2 (SО 4) 3 + 3 SО 2 + 6 Н 2 О
Сr + 6 НNО 3 (конц) Сr(NО 3) 3 + 3 NO 2 + 3 Н 2 О
Отримання.З'єднання хрому
З'єднання двовалентного хрому
Оксид хрому (II) CrO
Фізичні властивості:тверда нерозчинна у воді речовина яскраво-червоного або коричнево-червоного кольору. Хімічні властивості. CrO – основний оксид.Отримання.
Cr 2 O 3 + 3Н 2 2Cr + 3H 2 O Гідроксид хрому (II) Сr(ВІН) 2 Фізичні властивості:тверда нерозчинна у воді речовина жовтого кольору. Хімічні властивості.Сr(ОН) 2 – слабка основа.
- Взаємодіє з кислотами: Cr(OH) 2 + 2HCl → CrCl 2 + 2H 2 O Легко окислюється в присутності вологи киснем повітря Сr(ОН) 3:
4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O → 4Cr(OH) 3
- При прожарюванні розкладається:
- Дією лугу на розчини солей Cr(II): СrСl 2 + 2 NaОН = Сr(ОН) 2 ↓ + 2 NaСl.
З'єднання тривалентного хрому
Оксид хрому (III) Cr 2 O 3 Фізичні властивості:темно-зелена тугоплавка речовина, нерозчинна у воді. Хімічні властивості. Cr 2 O 3 – амфотерний оксид.Кульгає натрію
- При високій температурі відновлюється воднем, кальцієм, вуглецем до хрому:
Cr 2 O 3 + 3Н 2 2Cr + 3H 2 O
Отримання.
Гідроксид хрому (III) Cr(OH) 3 Фізичні властивості:нерозчинна у воді речовина зеленого кольору. Хімічні властивості.Сr(ОН) 3 – амфотерний гідроксид2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 →Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
Cr(OH) 3 + KOH → KCrO 2 + 2H 2 O
(кульгає калію) Отримання.
- При дії лугів на солі Сr 3+ випадає студнеподібний осад гідроксиду хрому (III) зеленого кольору:
Сr 2 (SО 4) 3 + 6NaОН → 2 Сr(ОН) 3 ↓ + 3 Na 2 SО 4 ,
З'єднання шестивалентного хрому
Оксид хрому (VI) CrO 3 Фізичні властивості:тверда речовина темно-червоного кольору, добре розчинна у воді. Отруйний! Хімічні властивості. CrO3 – кислотний оксид.- Взаємодіє з лугами, утворюючи солі жовтого кольору-хромати:
CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O
- Взаємодіє з водою, утворюючи кислоти: CrO 3 + H 2 O → H 2 CrO 4 хромова кислота
- Термічно нестійкий: 4 CrO 3 → 2Cr 2 O 3 + 3O 2
- Одержують із хромату (або дихромату) калію дією H 2 SO 4 (конц.).
K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 → CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → 2CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
Гідроксидихрому(VI)H 2 CrO 4 - хромовакислота, H 2 Cr 2 O 7 - дихромовакислотаОбидві кислоти нестійкі, при спробі їх виділення у чистому вигляді розпадаються на воду та оксид хрому (VI). Проте солі їх цілком стійкі. Солі хромової кислоти називають хроматами, вони забарвлені у жовтий колір, а солі дихромової кислоти – дихроматами, вони забарвлені у помаранчевий колір.Залізо та його сполуки
Залізопорівняно м'який ковкий метал сріблястого кольору, пластичний, намагнічується. T плавл =1539 0 З. ρ = 7,87г/см 3 . СО: +2 – зі слабкими окисниками – розчини кислот, солей, неметали, крім кисню та галогенів +3 – із сильними окисниками – концентровані кислоти, кисень, галогени.Хімічні властивості.
- Горить у кисні, утворюючи окалину - оксид заліза (II,III): 3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4 Залізо реагує з неметалами при нагріванні:
- За високої температури (700–900C) залізо реагує з парами води:
3Fe + 4H 2 O Fe 3 O 4 + 4H 2 -
- На повітрі у присутності вологи іржавіє: 4Fе + 3O 2 + 6Н 2 О → 4Fе(ОН) 3 . Залізо легко розчиняється в соляній та розведеній сірчаній кислотах, виявляючи СО +2:
Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 -
Fe + H 2 SO 4 (розб.) → FeSO 4 + H 2 -
- У концентрованих кислотах-окислювачах залізо розчиняється тільки при нагріванні, виявляючи СО +3:
2Fe + 6H 2 SO 4 (конц.) Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 - + 6H 2 O
Fe + 6HNO 3 (конц.) Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 - + 3H 2 O
(На холоді концентровані азотна та сірчана кислоти пасивують залізо).
- Залізо витісняє метали, що стоять правіше його в ряді напруг із розчинів їх солей.
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓
Отримання.- Відновленням з оксидів вугіллям або оксидом вуглецю (II)
Fe 2 O 3 + 3CO 2Fe + 3CO 2
З'єднання двовалентного заліза
Проксид заліза (II) FeO
Фізичні властивості:тверда речовина чорного кольору, нерозчинна у воді. Хімічні властивості: FeО – основний оксид 6 FeО + O 2 2Fe 3 Про 4- Відновлюється воднем, вуглецем, оксидом вуглецю(II) до заліза:
Гідроксид заліза (II) Fe(OH) 2
Фізичні властивості:порошок білого кольору нерозчинний у воді. Хімічні властивості: Fe(OH) 2 – слабка основа. Отримання.- Утворюється при дії розчинів лугів на солі заліза (II) без доступу повітря:
FeCl 2 + 2KOH → 2KCl + Fе(OH) 2 ↓
Якісна реакція на Fe 2+
При дії гексаціаноферату (III) калію K 3 (червоної кров'яної солі) на розчини солей двовалентного заліза утворюється синій осад (турнбулева синь):3FeSO 4 + 2K 3 Fe 3 2 + 3K 2 SO 4
З'єднання тривалентного заліза
Оксид заліза (III) Fe 2 O 3
Фізичні властивості:тверда речовина червоно-коричневого кольору. Хімічні властивості: Fe2O3 – амфотерний оксид. ферит натрію Fe 2 Про 3 + 3H 2 - 2 Fe + 3H 2 O Отримання.Гідроксид заліза (III) Fe(OH) 3
Фізичні властивості:тверда речовина червоно-бурого кольору. Хімічні властивості: Fe(OH) 3 – амфотерний гідроксид.- Взаємодіє з кислотами, як нерозчинна основа:
2Fe(OH) 3 + 3H 2 SO 4 →Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
- Взаємодіє з лугами як нерозчинна кислота:
Fe(OH) 3 + KOH (тв) → KFeO 2 + 2H 2 O
Fе(ОН) 3 + 3КОН (конц) → До 3
Отримання.- Утворюється при дії розчинів лугів на солі тривалентного заліза: випадає у вигляді червоно-бурого осаду:
Fe(NO 3) 3 + 3KOH Fe(OH) 3 + 3KNO 3
Якісні реакції на Fe 3+
- При дії гексаціаноферату (II) калію K 4 (жовтої кров'яної солі) на розчини солей тривалентного заліза утворюється синій осад (берлінська блакить):
4FeCl 3 +3K 4 Fe 4 3 + 12KCl
- При додаванні до розчину, що містить іони Fe 3+ роданистого калію або амонію, з'являється інтенсивне криваво-червоне забарвлення роданіду заліза(III):
FeCl 3 + 3KCNS 3КCl + Fe(CNS) 3
Мідь та її сполуки
Мідь- досить м'який метал червоно-жовтого кольору, ковкий, пластичний, має високу тепло- та електропровідність. T плавл = 1083 0 З. ρ = 8,96 г/см 3 . ЗІ: 0,+1,+2
Хімічні властивості.
- Взаємодія із простими речовинами.
- Взаємодія із складними речовинами.
Мідь стоїть у ряді напруг правіше водню, тому не реагує з розведеними соляною та сірчаною кислотами, але розчиняється в кислотах – окислювачах:
3Cu + 8HNO 3 (розб.) → 3Cu(NO 3) 2 + 2NO- + 2H 2 O
Cu + 4HNO 3 (конц.) → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 -+ 2H 2 O
Cu + 2H 2 SO 4 (конц.) → CuSO 4 + SO 2 -+2H 2 O
Отримання.
CuO + CO Cu + CO 2
- При електролізі солей міді: 2CuSO 4 + 2H 2 O → 2
Cu + O 2
-
+ 2H 2 SO 4
З'єднання одновалентної міді
Оксид міді(I) Зu 2 O Фізичні властивості:тверда речовина червоного кольору, нерозчинна у воді. Хімічні властивості:Сu 2 O - Основний оксид. Отримання.- Отримують відновленням сполук міді (II), наприклад, глюкозою в лужному середовищі:
- Взаємодіє із кислотами: CuOH + HCl → CuCl + H 2 O На повітрі легко окислюється до Cu(OH) 2: 4CuOH + О 2 + 2H 2 O → 4 Cu(OH) 2
З'єднання двовалентної міді
Залізо (символ Fe)− хімічний елемент восьмої групи, четвертого періоду. Залізоу періодичній системі хімічних елементів розташовано під номером 26.
У підгрупі Заліза міститься 4 елементи: Fe залізо, рутен Ru, осмій Os, Hs хасмій.
Характеристика хімічного елемента
Ferrum – латинське слово, воно означає не лише залізо, а також твердість та зброю. Від нього відбулися назви заліза і в деяких європейських мовах: французькій fer, італійській ferro, іспанській hierro і такі терміни, як ферити, феромагнетизм. Схожі назви цього металу в слов'янських та балтійських мовах: литовському gelezis, польському zelazo, болгарському залізі, українському залізу та білоруському залізу. Англійська назва Iron, німецька Eisen, голландська ijzer мають походження від санскритського isira (міцний, сильний).
Поширення Заліза у природі
Залізо 26 елемент таблиці Менделєєва
Залізо- перший на земній кулі та другий за поширеністю метал у земній корі, дуже важливий метал для людини. Ще з давніх-давен люди зустрічали залізо у вигляді залізних метеоритів. Зазвичай у метеоритному залозі міститься від 5 до 30 % нікелю, майже 0,5 % кобальту та до 1 % інших елементів. На території Африки 80 тисяч років тому упав найбільший метеорит Гоба, він важив 66 тонн. Він містить 84% залізата 16% нікелю. У метеоритному музеї Російської академії наук, зберігаються два уламки залізного метеорита, які важать 256 кг, що впав на Далекому Сході. У 1947 р. у Приморському краї на площі 35 км 2 "залізним дощем" випали тисячі осколків (масою від 60 до 100 тонн) залізного метеориту. Дуже рідкісний мінерал - самородне залізо земного походження, зустрічається у вигляді дрібних зерен і містить 2% нікелю та десяті частки відсотка інших металів. На Місяці було знайдено самородне залізо у роздробленому стані.
У 13-12 століттях до н. відбувається розпад та зміна культур на всьому просторі Євразії від Атлантики до Тихого океану, і протягом кількох століть – до 10-8 століть до н.е. відбуваються переселення народів. Цей період отримав назву катастрофи бронзової доби і початок переходу до залізного віку.
Заліза у земній корі дуже багато, але добувати його важко. Цей метал міцно пов'язаний у рудах із киснем, інколи ж із сіркою. Стародавні печі було неможливо дати потрібної температури, коли він плавиться чисте залізо і виходило залізо як губки з домішками з руди, званої крицей. При куванні криці, залізо частково відокремлювалося від руди.
Багато мінералах міститься залізо. Магнітний залізняк, що містить 72,3% заліза – найбагатший залізом мінерал. Давньогрецький філософ Фалес Мілетський понад 2500 років тому вивчив зразки чорного металу, що притягують залізо. Дав йому назву magnetis lithos – камінь із Магнесії, так сталася назва магніту. Тепер відомо, що це був магнітний залізняк – чорний оксид заліза.
Роль Заліза у живому організмі
Найважливішою рудою заліза є гематит. Він містить 69,9% заліза. Гематит ще називають червоний залізняк, а старовинна назва – кривавик. Від грецького haima, що означає кров. З'явилися й інші слова, пов'язані з кров'ю, такі як гемоглобін. Гемоглобін служить переносником кисню від органів дихання до тканин організму, а у зворотному напрямку переносить діоксид вуглецю. Нестача заліза в організмі призводить до тяжкого захворювання – залізодефіцитної анемії. При цьому захворюванні відбуваються порушення скелета, функції центральної нервової та судинної систем, спостерігається нестача кисню в тканинах. Залізо необхідне живим організмам. Воно міститься також у м'язах, селезінці та печінці. У дорослої людини заліза близько 4 г, вона присутня в кожній клітині організму. Людина щодня з їжею має отримувати 15 міліграмів заліза. При нестачі заліза лікарі призначають спеціальні препарати, у яких залізо перебуває у легко засвоюваному вигляді.
Застосування Заліза
Якщо в залізі, що виплавляється, більше 2% вуглецю, то виходить чавун, його плавлять на сотні градусів нижче, ніж чисте залізо. Так як чавун тендітний, з нього можна тільки відливати різні вироби, кувати його не можна. З залізняку в доменних печах виплавляють велику кількість чавуну, який використовують для виливки пам'ятників, ґрат і важких станин для верстатів. Основну масу чавуну переробляють на сталь. Для цього в конвертерах або мартенівських печах з чавуну «випалюють» частину вуглецю та інших домішок.
Зі сталі з різним вмістом вуглецю виготовлені всі предмети від рейок до цвяхів. Якщо в залізі мало вуглецю, виходить м'яка сталь, а вводячи в сталь легуючі домішки інших елементів, виходять різні сорти спеціальних сталей. Відомо безліч сталей і кожна має своє застосування.
Найвідоміша - нержавіюча сталь, що містить нікель та хром. З цієї сталі роблять апаратуру для хімічних заводів та столовий посуд. А якщо в сталь ввести 18% вольфраму, 1% ванадію і 4% хрому, вийде швидкорізальна сталь, з неї роблять свердла та наконечники різців. Якщо сплавити залізо з 1,5% вуглецю та 15% марганцю, виходить така тверда сталь, з якої роблять ножі бульдозерів та зуби екскаваторів. Сталь, що містить 36% нікелю, 0,5% вуглецю і 0,5% марганцю називається інваром, з неї роблять точні прилади та деякі деталі для годинника. Сталь, яку називають платінітом, містить 46% нікелю і 15% вуглецю розширюється при нагріванні як і скло. Спай платініту зі склом не розтріскується і тому його використовують для виготовлення електричних ламп.
Нержавіюча сталь не намагнічується та до магніту не притягується. Намагнітити можна лише вуглецеву сталь. Чисте залізо не намагнічується, а притягується магнітом, таке залізо підходить виготовлення серцевиків електромагнітів.
У світі щорічно виплавляється понад мільярд тонн заліза. Але корозія, яка є страшним ворогом металу, не тільки знищує сам метал, на виплавку якого були витрачені величезні зусилля, ще й виводить з ладу готові вироби, які коштують дорожче за сам метал. Вона щорічно знищує десятки мільйонів тонн металу, що виплавляється. Залізо при корозії реагує з киснем та водою, перетворюючись на іржу.
Залізо, його положення в періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва, взаємодія із сіркою, хлороводневою кислотою, розчинами солей.
ПЛАН ВІДПОВІДІ:
становище у п. с. і будова атома хімічні властивості Хімічний елемент залізо знаходиться в 4-му періоді 8-й групі побічної підгрупи. В атомі заліза чотири електронні шари. Електронами заповнюється d-підрівень третього шару, на ньому знаходиться 6 електронів, а на четвертому шарі s-підрівні знаходиться 2 електрони. У сполуках залізо виявляє ступеня окиснення +2 та +3.
| IV період VIII група побічна підгрупа | Fe)))) | +2 | +3 | ||
| +26 2 8 8+6 2 | 4s | ?? | |||
| 3d | ?? | ? | ? | ? | ? |
Проста речовина залізо – сріблясто-білий метал з температурою плавлення 15390С, щільністю 7,87 г/см3, має магнітні властивості. Залізо – хімічно активний метал. При нагріванні воно взаємодіє із сіркою з утворенням сульфіду заліза(II): Fe0 + S0 = Fe+2S-2. Залізо витісняє водень із розчинів кислот, при цьому утворюються солі заліза(II), наприклад, при дії на залізо соляної кислоти утворюється хлорид заліза(II): Fe0 + 2H+1Cl-1 = Fe+2Cl2-1 + H20. Залізо може витісняти менш активні метали з розчинів їх солей, наприклад, при дії заліза на розчин сульфату міді(II) утворюються металева мідь та сульфат заліза(II): Fe0 + Cu+2SO4 = Cu0 + Fe+2SO4.
У всіх реакціях залізо виявляє властивості відновника. Найсильніші окисники – хлор, кисень, концентровані кислоти – окислюють залізо до ступеня окиснення +3.
Якщо домашнє завдання на тему: » Залізо, його положення в періодичній системі хімічних елементів Д І Менделєєва, взаємодіявиявилося вам корисним, то ми будемо вам вдячні, якщо ви розмістите посилання на це повідомлення у себе на сторінці у вашій соціальній мережі.
Якщо таблиця Менделєєва видається вам складною для розуміння, ви не самотні! Хоча буває непросто зрозуміти її принципи, уміння працювати з нею допоможе щодо природничих наук. Для початку вивчіть структуру таблиці та те, яку інформацію можна дізнатися з неї про кожен хімічний елемент. Потім можна розпочати вивчення властивостей кожного елемента. І, нарешті, з допомогою таблиці Менделєєва можна визначити число нейтронів у атомі тієї чи іншої хімічного елемента.
Кроки
Частина 1
Структура таблиці-
Як видно, кожен наступний елемент містить один протон більше, ніж попередній елемент.Це очевидно, якщо подивитися на атомні номери. Атомні номери зростають на один під час руху зліва направо. Оскільки елементи розташовані за групами, деякі осередки таблиці залишаються порожніми.
- Наприклад, перший рядок таблиці містить водень, який має атомний номер 1, і гелій з атомним номером 2. Однак вони розташовані на протилежних краях, оскільки належать до різних груп.
-
Дізнайтеся про групи, які включають елементи зі схожими фізичними і хімічними властивостями.Елементи кожної групи розміщуються у відповідній вертикальній колонці. Як правило, вони позначаються одним кольором, що допомагає визначити елементи зі схожими фізичними та хімічними властивостями та передбачити їхню поведінку. Усі елементи тієї чи іншої групи мають однакову кількість електронів на зовнішній оболонці.
- Гідроген можна віднести як до групи лужних металів, так і до групи галогенів. У деяких таблицях його вказують у обох групах.
- Найчастіше групи пронумеровані від 1 до 18, і номери ставляться вгорі чи внизу таблиці. Номери можуть бути вказані римськими (наприклад, IA) або арабськими (наприклад, 1A або 1) цифрами.
- При русі вздовж колонки зверху вниз кажуть, що ви переглядаєте групу.
-
Дізнайтеся, чому в таблиці є порожні комірки.Елементи впорядковані не тільки відповідно до їх атомного номера, але і по групах (елементи однієї групи мають схожі фізичні та хімічні властивості). Завдяки цьому можна легше зрозуміти, як поводиться той чи інший елемент. Проте зі зростанням атомного номера який завжди перебувають елементи, які потрапляють у відповідну групу, у таблиці зустрічаються порожні осередки.
- Наприклад, перші 3 рядки мають порожні осередки, оскільки перехідні метали зустрічаються лише з атомного номера 21.
- Елементи з атомними номерами з 57 по 102 відносяться до рідкісноземельних елементів, і зазвичай їх виносять в окрему підгрупу в правому нижньому куті таблиці.
-
Кожен рядок таблиці є періодом.Усі елементи одного періоду мають однакове число атомних орбіталей, у яких розташовані електрони в атомах. Кількість орбіталей відповідає номеру періоду. Таблиця містить 7 рядків, тобто 7 періодів.
- Наприклад, атоми елементів першого періоду мають одну орбіталь, а атоми елементів сьомого періоду – 7 орбіталей.
- Як правило, періоди позначаються цифрами від 1 до 7 зліва таблиці.
- При русі вздовж рядка ліворуч кажуть, що ви «переглядаєте період».
-
Навчіться розрізняти метали, металоїди та неметали.Ви краще розумітимете властивості того чи іншого елемента, якщо зможете визначити, до якого типу він відноситься. Для зручності більшості таблиць метали, металоїди і неметали позначаються різними кольорами. Метали знаходяться у лівій, а неметали – у правій частині таблиці. Металоїди розташовані між ними.
Частина 2
Позначення елементів-
Кожен елемент позначається однією або двома латинськими літерами.Як правило, символ елемента наведено великими літерами у центрі відповідного осередку. Символ є скороченою назвою елемента, яка збігається в більшості мов. При проведенні експериментів та роботі з хімічними рівняннями зазвичай використовуються символи елементів, тому корисно їх пам'ятати.
- Зазвичай символи елементів є скороченням їхньої латинської назви, хоча для деяких, особливо нещодавно відкритих елементів, вони отримані із загальноприйнятої назви. Наприклад, гелій позначається символом He, що близько до загальноприйнятої назви здебільшого мов. У той самий час залізо позначається як Fe, що скороченням його латинської назви.
-
Зверніть увагу на повну назву елемента, якщо вона наведена у таблиці.Це ім'я елемента використовується у звичайних текстах. Наприклад, «гелій» та «вуглець» є назвами елементів. Зазвичай, хоч і завжди, повні назви елементів вказуються під їх хімічним символом.
- Іноді в таблиці не вказуються назви елементів та наводяться лише їхні хімічні символи.
-
Знайдіть атомний номер.Зазвичай атомний номер елемента розташований зверху відповідного осередку, посередині або в кутку. Він також може знаходитися під символом або назвою елемента. Елементи мають атомні номери від 1 до 118.
- Атомний номер завжди є цілим числом.
-
Пам'ятайте, що атомний номер відповідає числу протонів в атомі.Усі атоми тієї чи іншої елемента містять однакову кількість протонів. На відміну від електронів кількість протонів в атомах елемента залишається постійним. Інакше вийшов би інший хімічний елемент!
- За атомним номером елемента можна визначити кількість електронів і нейтронів в атомі.
-
Зазвичай кількість електронів дорівнює числу протонів.Винятком є той випадок, коли атом іонізовано. Протони мають позитивний, а електрони – негативний заряд. Оскільки атоми зазвичай нейтральні, вони містять однакову кількість електронів та протонів. Тим не менш, атом може захоплювати електрони або втрачати їх, і в цьому випадку він іонізується.
- Іони мають електричний заряд. Якщо в іоні більше протонів, то він має позитивний заряд, і в цьому випадку після символу елемента ставиться знак плюс. Якщо іон містить більше електронів, має негативний заряд, що позначається знаком «мінус».
- Знаки «плюс» та «мінус» не ставляться, якщо атом не є іоном.
-
Таблиця Менделєєва, або періодична система хімічних елементів, починається в лівому верхньому кутку і закінчується в кінці останнього рядка таблиці (у правому нижньому кутку). Елементи в таблиці розташовані ліворуч у порядку зростання їх атомного номера. Атомний номер показує скільки протонів міститься в одному атомі. З іншого боку, зі збільшенням атомного номера зростає і атомна маса. Таким чином, розташування того чи іншого елемента в таблиці Менделєєва можна визначити його атомну масу.