Atomsko število železa v periodnem sistemu. Spojine trivalentnega kroma

Železo je kemični element

1. Položaj železa v periodni sistem kemijski elementi in zgradba njegovega atoma

Železo je element skupine VIII d; serijska številka – 26; atomska masa Ar(Fe ) = 56; atomska sestava: 26 protonov; 30 – nevtroni; 26 – elektroni.

Diagram atomske zgradbe:

Elektronska formula: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2

Srednjeaktivna kovina, redukcijsko sredstvo:

Fe 0 -2 e - → Fe +2 , redukcijsko sredstvo oksidira

Fe 0 -3 e - → Fe +3 , redukcijsko sredstvo oksidira

Glavna oksidacijska stanja: +2, +3

2. Prevalenca železa

Železo je eden najpogostejših elementov v naravi . V zemeljski skorji je njegov masni delež 5,1%, glede na ta indikator takoj za kisikom, silicijem in aluminijem. Veliko železa je tudi v nebesnih telesih, kar ugotavljajo s spektralno analizo. V vzorcih lunine zemlje, ki jih je dostavila avtomatska postaja Luna, so našli železo v neoksidiranem stanju.

Železove rude so na Zemlji precej razširjene. Imena gora na Uralu govorijo zase: Vysokaya, Magnitnaya, Zheleznaya. Agrokemiki najdejo železove spojine v tleh.

Železo najdemo v večini skale. Za pridobivanje železa se uporabljajo železove rude z vsebnostjo železa 30-70% ali več.

Glavne železove rude so :

magnetit(magnetna železova ruda) – Fe3O4 vsebuje 72% železa, nahajališča so na južnem Uralu, Kurska magnetna anomalija:

hematit(železen lesk, krvni kamen)– Fe2O3 vsebuje do 65% železa, takšna nahajališča najdemo v regiji Krivoy Rog:

limonit(rjava železova ruda) – Fe 2 O 3* nH 2 O vsebuje do 60% železa, nahajališča so na Krimu:

pirit(žveplov pirit, železov pirit, mačje zlato) – FeS 2 vsebuje približno 47% železa, nahajališča najdemo na Uralu.

3. Vloga železa v življenju ljudi in rastlin

Biokemiki so odkrili pomembno vlogo železa v življenju rastlin, živali in ljudi. Ker je del izjemno kompleksne organske spojine, imenovane hemoglobin, železo določa rdečo barvo te snovi, ki posledično določa barvo človeške in živalske krvi. Telo odraslega človeka vsebuje 3 g čistega železa, od tega je 75% del hemoglobina. Glavna vloga hemoglobina je transport kisika iz pljuč v tkiva in v nasprotni smeri - CO 2.

Tudi rastline potrebujejo železo. Je del citoplazme in sodeluje v procesu fotosinteze. Rastline, vzgojene na substratu, ki ne vsebuje železa, imajo bele liste. Majhen dodatek železa v substrat in pozelenijo. Poleg tega je vredno namazati belo rjuho z raztopino soli, ki vsebuje železo, in kmalu namazano območje postane zeleno.

Torej, iz istega razloga - prisotnost železa v sokovih in tkivih - listi rastlin postanejo veselo zeleni in človekova lica močno pordijo.

4. Fizične lastnostižleza.

Železo je srebrno bela kovina s tališčem 1539 o C. Je zelo duktilno, zato se zlahka obdeluje, kova, valja, štanca. Železo ima sposobnost magnetiziranja in razmagnetenja, zato se uporablja kot jedra elektromagnetov v različnih električnih strojih in napravah. Večjo trdnost in trdoto mu lahko damo s toplotno in mehanski vpliv, na primer s kaljenjem in valjanjem.

Obstajata kemično čisto in komercialno čisto železo. Tehnično čisto železo je v bistvu nizkoogljično jeklo, vsebuje 0,02-0,04 % ogljika, še manj pa kisika, žvepla, dušika in fosforja. Kemično čisto železo vsebuje manj kot 0,01 % primesi. Kemično čisto železo - srebrno siva, sijoča ​​kovina, po videzu zelo podobna platini. Kemično čisto železo je odporno proti koroziji in ima dobro odpornost na kisline. Vendar pa mu majhne količine nečistoč odvzamejo te dragocene lastnosti.

5. Pridobivanje železa

Redukcija iz oksidov s premogom ali ogljikovim monoksidom (II), pa tudi z vodikom:

FeO + C = Fe + CO

Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2

Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O

Eksperiment "Pridobivanje železa z aluminotermijo"

6. Kemijske lastnostižleza

Kot element stranska podskupinaželezo ima lahko več oksidacijskih stanj. Upoštevali bomo le spojine, v katerih ima železo oksidacijski stopnji +2 in +3. Tako lahko rečemo, da ima železo dve vrsti spojin, v katerih je dvo- in trivalentno.

1) Na zraku železo zlahka oksidira v prisotnosti vlage (rjavenje):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3

2) Vroča železna žica gori v kisiku, pri čemer nastane obloga - železov oksid (II,III) - črna snov:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

Cv vlažnem zraku nastaja kisik Fe 2 O 3 * nH 2 O

Eksperiment "Interakcija železa s kisikom"

3) Pri visokih temperaturah (700–900 °C) železo reagira z vodno paro:

3Fe + 4H 2 O t˚C → Fe 3 O 4 + 4H 2

4) Železo pri segrevanju reagira z nekovinami:

Fe + S t˚C → FeS

5) Železo se v normalnih pogojih zlahka raztopi v klorovodikovi in ​​razredčeni žveplovi kislini:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

Fe + H 2 SO 4 (razt.) = FeSO 4 + H 2

6) Železo se raztopi v koncentriranih oksidantnih kislinah le pri segrevanju

2Fe + 6H 2 SO 4 (konc. .) t˚C → Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO 3 (konc. .) t˚C → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 OŽelezo (III)

7. Uporaba železa.

Večina proizvedenega železa na svetu se uporablja za proizvodnjo litega železa in jekla - zlitin železa z ogljikom in drugimi kovinami. Litine vsebujejo približno 4 % ogljika. Jekla vsebujejo manj kot 1,4 % ogljika.

Lito železo je potrebno za izdelavo različnih ulitkov - okvirjev težkih strojev itd.

Izdelki iz litega železa

Jekla se uporabljajo za izdelavo strojev, različnih gradbenih materialov, nosilcev, pločevin, valjanih izdelkov, tirnic, orodij in mnogih drugih izdelkov. Za izdelavo različnih vrst jekla se uporabljajo tako imenovani legirni dodatki, ki so različne kovine: M

Simulator št. 2 - Genetska serija Fe 3+

Simulator št. 3 - Enačbe reakcij železa z enostavnimi in kompleksnimi snovmi

Naloge za utrjevanje

št. 1. Zapišite reakcijske enačbe za proizvodnjo železa iz njegovih oksidov Fe 2 O 3 in Fe 3 O 4 z uporabo redukcijskega sredstva:
a) vodik;
b) aluminij;
c) ogljikov monoksid (II).
Za vsako reakcijo ustvarite elektronsko tehtnico.

št. 2. Izvedite transformacije po shemi:
Fe 2 O 3 -> Fe - +H2O, t -> X - +CO, t -> Y - +HCl ->Z
Poimenujte izdelke X, Y, Z?

Železna angleščina Železo, francoščina Fer, nemško Eisen) je ena od sedmih kovin antike. Zelo verjetno se je človek z železom meteoritskega izvora seznanil prej kot z drugimi kovinami. Meteoritsko železo je običajno enostavno ločiti od zemeljskega železa, saj skoraj vedno vsebuje od 5 do 30% niklja, najpogosteje 7-8%. Od pradavnine so železo pridobivali iz rud, ki se pojavljajo skoraj povsod. Najpogostejše rude so hematit (Fe 2 O 3), rjavi želez (2Fe 2 O 3, ZN 2 O) in njegove različice (močvirska ruda, siderit ali železovo železo FeCO,), magnetit (Fe 3 0 4) in nekateri drugi. Vse te rude se pri segrevanju s premogom zlahka reducirajo pri relativno nizki temperaturi, začenši s 500 o C. Nastala kovina je imela videz viskozne gobaste mase, ki je bila nato obdelana pri 700-800 o s ponovnim kovanjem.

Etimologija imen železa v starih jezikih precej jasno odraža zgodovino poznavanja te kovine naših prednikov. Mnoga stara ljudstva so ga nedvomno spoznala kot kovino, ki je padla z neba, torej kot meteoritno železo. Tako je imelo železo v starem Egiptu ime bi-ni-pet (benipet, koptsko - benipe), kar dobesedno pomeni nebeška ruda, oziroma nebeška kovina. V obdobju prvih dinastij Ura v Mezopotamiji so železo imenovali an-bar (nebeško železo). Papirus Ebers (prej 1500 pr. n. št.) vsebuje dve omembi železa; v enem primeru se o njem govori kot o kovini iz mesta Kazi (Zgornji Egipt), v drugem - kot o kovini nebeške izdelave (artpet). Starogrško ime za železo, tako kot severnokavkaško - zido, je povezano z najstarejša beseda, preživeli v latinščina, - sidereus (zvezda iz Sidusa - zvezda, svetilo). V stari in sodobni armenščini se železo imenuje erkat, kar pomeni kapljalo (padlo) z neba. Da so stari ljudje sprva uporabljali železo meteoritskega izvora, pričajo tudi med nekaterimi ljudstvi razširjeni miti o bogovih ali demonih, ki so z neba spuščali železne predmete in orodja – pluge, sekire itd. Zanimivo je tudi, da so do l. odkritje Amerike Indijanci in Eskimi v Severni Ameriki niso poznali načinov pridobivanja železa iz rud, znali pa so predelati meteoritsko železo.

V antiki in srednjem veku so sedem takrat znanih kovin primerjali s sedmimi planeti, ki so simbolizirali povezavo med kovinami in nebesnimi telesi ter nebesni izvor kovin. Ta primerjava je postala običajna pred več kot 2000 leti in jo nenehno najdemo v literaturi vse do 19. stoletja. V II stoletju. n. e. železo so primerjali z živim srebrom in ga imenovali živo srebro, kasneje pa so ga začeli primerjati z Marsom in ga imenovali Mars, kar je zlasti poudarilo zunanjo podobnost rdečkaste barve Marsa z rdečimi železovimi rudami.

Nekatera ljudstva pa imena železa niso povezovala z nebeškim izvorom kovine. Ja, y Slovanski narodiželezo se imenuje glede na njegove "funkcionalne" značilnosti. Rusko železo (južnoslovansko zalizo, poljsko zelaso, litovsko gelesis itd.) ima koren "lez" ali "rez" (iz besede lezo - rezilo). Ta besedna tvorba neposredno nakazuje funkcijo predmetov iz železa – rezilnega orodja in orožja. Predpona »zhe« je očitno mehčanje starejšega »ze« ali »for«; se je ohranilo v začetna oblika pri mnogih slovanskih narodih (pri Čehih - zelezo). Stari nemški filologi - predstavniki teorije indoevropskega ali, kot so ga imenovali, indogermanskega prajezika - so si prizadevali izpeljati slovanska imena iz nemških in sanskrtskih korenin. Fik na primer besedo železo primerja s sanskrtom ghalgha (staljena kovina, od ghal - žareti). Toda to verjetno ne ustreza resničnosti: navsezadnje je bilo taljenje železa starodavnim ljudem nedostopno. Bolj verjetno je, da lahko grško ime za baker primerjamo s sanskrtskim ghalgha, ne pa tudi s slovansko besedo železo. Funkcionalni znak imena železa se odražajo v drugih jezikih. Tako se je v latinščini poleg običajnega imena za jeklo (chalybs), ki izhaja iz imena plemena Khalib, ki je živelo na južni obali Črnega morja, uporabljalo ime acies, ki dobesedno pomeni rezilo ali konica. Ta beseda natančno ustreza starogrški, ki je bila uporabljena v istem pomenu. Naj v nekaj besedah ​​omenimo izvor nemškega in angleškega imena za železo. Filologi to običajno sprejmejo nemška beseda Eisen je keltskega izvora, prav tako angleški Iron. Oba izraza odražata keltska imena rek (Isarno, Isarkos, Eisack), ki so se nato preoblikovala) isarn, eisarn) in spremenila v Eisen. Obstajajo pa tudi drugačna stališča. Nekateri filologi izpeljejo nemški Eisen iz keltske isare, kar pomeni "močan, močan". Obstajajo tudi teorije, da Eisen izvira iz ayas ali aes (baker), pa tudi iz Eis (led) itd. Staro angleško ime za železo (pred letom 1150) je iren; uporabljali so ga skupaj z isernom in isenom ter prešli v srednji vek. Sodobno železo se je začelo uporabljati po letu 1630. Upoštevajte, da je v Rulandovem "Alkemičnem leksikonu" (1612) beseda Iris navedena kot eno od starih imen za železo, kar pomeni "mavrica" ​​in je soglasna z železo.

Latinsko ime Ferrum, ki je postalo mednarodno, je prevzelo romanski narodi. Verjetno je povezano z grško-latinskim fars (biti trd), ki izhaja iz sanskrta bhars (trdeti). Primerjava je možna tudi s ferreus, ki je med starimi pisci pomenil »neobčutljiv, nepopustljiv, močan, trd, težek«, pa tudi s ferre (nositi). Alkimisti so poleg Ferrum ynot uporabljali še številna druga imena, na primer Iris, Sarsar, Phaulec, Minera itd.

Železni izdelki iz meteoritnega železa so bili najdeni v pokopih iz zelo davnih časov (4. - 5. tisočletja pr. n. št.) v Egiptu in Mezopotamiji. Vendar se je železna doba v Egiptu začela šele v 12. stoletju. pr. n. št e., v drugih državah pa še kasneje. V stari ruski literaturi se beseda železo pojavlja v najstarejših spomenikih (iz 11. stoletja) pod imeni zhelezo, železo, železo.

KOVINE PODSKUPIN

Značilnosti prehodnih elementov - baker, krom, železo glede na njihov položaj v periodnem sistemu kemijskih elementov D.I. Mendelejev in strukturne značilnosti njihovih atomov.

Izraz prehodni element se običajno uporablja za označevanje katerega koli od d- ali f-elementov. Ti elementi zavzemajo prehodni položaj med elektropozitivnimi s-elementi in elektronegativnimi p-elementi. d-elementi tvorijo tri prehodne serije - v 4., 5. in 6. obdobju oz. Prva prehodna serija vključuje 10 elementov, od skandij do cinka. Zanj je značilna notranja konfiguracija 3d orbital. Krom in baker imata samo en elektron v svojih 4s orbitalah. Bistvo je, da imajo napol zapolnjene ali zapolnjene d-podlupine večja stabilnost kot delno zapolnjena. Atom kroma ima en elektron v vsaki od petih 3d orbital, ki tvorijo 3d podlupino. Ta podlupina je napol zapolnjena. V atomu bakra vsaka od petih 3d orbital vsebuje par elektronov (anomalija srebra je razložena na podoben način). Vsi d-elementi so kovine. Večina jih ima značilen kovinski lesk. V primerjavi s s-kovinami je njihova trdnost na splošno bistveno večja. Predvsem so značilne naslednje lastnosti: visoka natezna trdnost; duktilnost; gnetljivost (z udarci jih je mogoče sploščiti v plošče). d-elementi in njihove spojine imajo številne značilne lastnosti: spremenljiva oksidacijska stanja; sposobnost tvorbe kompleksnih ionov; tvorba barvnih spojin. Za d-elemente je značilna tudi večja gostota v primerjavi z drugimi kovinami. To je razloženo z relativno majhnimi radiji njihovih atomov. Atomski polmeri teh kovin se v tej seriji malo spremenijo. d-elementi so dobri prevodniki elektrike, še posebej tisti, katerih atomi imajo poleg napol zapolnjene ali polne d-lupine samo en zunanji s-elektron. Na primer baker.

Kemijske lastnosti.

Elektronegativnost kovin prve prehodne serije narašča v smeri od kroma do cinka. To pomeni, da kovinske lastnosti elementov prve prehodne vrstice postopoma slabijo v označeni smeri. Ta sprememba njihovih lastnosti se kaže tudi v doslednem povečanju redoks potencialov s prehodom iz negativnih v pozitivne vrednosti.

Značilnosti kroma in njegovih spojin

Kemijske lastnosti.

V normalnih pogojih krom reagira samo s fluorom. pri visoke temperature(nad 600 0 C) medsebojno deluje s kisikom, halogeni, dušikom, silicijem, borom, žveplom, fosforjem.

4Cr + 3O 2 2Cr 2 O 3

2Cr + 3Cl 2 2CrCl 3

2Cr + 3S Cr 2 S 3

Pri segrevanju reagira z vodno paro:

2Cr + 3H 2 O Cr 2 O 3 + 3H 2

Krom se raztopi v razredčenem močne kisline(HCl, H2SO4). V odsotnosti zraka nastajajo soli Cr 2+, v zraku pa soli Cr 3+.

Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2 -

2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl 3 + 2H 2 O + H 2 -

Prisotnost zaščitnega oksidnega filma na površini kovine pojasnjuje njegovo pasivnost do hladnih koncentriranih kislin - oksidantov. Vendar te kisline pri močnem segrevanju raztopijo krom:

2 Сr + 6 Н 2 SO 4 (konc) Сr 2 (SO 4) 3 + 3 SO 2 + 6 Н 2 О

Cr + 6 HNO 3 (konc.) Cr(NO 3) 3 + 3 NO 2 + 3 H 2 O

Kromove spojine

Kromove spojine

kromov oksid (II) CrO

potrdilo o prejemu.

Cr 2 O 3 + 3H 2 2Cr + 3H 2 O kromov hidroksid (II) Cr(OH) 2 Fizične lastnosti: rumena, v vodi netopna trdna snov. Kemijske lastnosti. Cr(OH) 2 je šibka baza.

Interakcija s kislinami: Cr(OH) 2 + 2HCl → CrCl 2 + 2H 2 O Zlahka oksidira v prisotnosti vlage z atmosferskim kisikom v Cr(OH) 3:

4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O → 4Cr(OH) 3

Pri segrevanju se razgradi:

Vpliv alkalij na raztopine Cr(II) soli: CrCl 2 + 2 NaOH = Cr(OH) 2 ↓ + 2 NaCl.

Spojine trivalentnega kroma

Natrijev kromit

Pri visokih temperaturah se reducira z vodikom, kalcijem, ogljikom v krom:

Cr 2 O 3 + 3H 2 2Cr + 3H 2 O

potrdilo o prejemu.

2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Cr(OH) 3 + KOH → KCrO 2 + 2H 2 O

(kalijev kromit) potrdilo o prejemu.

Pri delovanju alkalij na soli Cr 3+ se izloči želatinasta oborina zelenega kromovega (III) hidroksida:

Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH → 2 Cr(OH) 3 ↓ + 3 Na 2 SO 4,

Spojine šestvalentnega kroma

Reagira z alkalijami in tvori soli rumena barva-kromati:

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

Reagira z vodo in tvori kisline: CrO 3 + H 2 O → H 2 CrO 4 kromova kislina

Toplotno nestabilno: 4 CrO 3 → 2Cr 2 O 3 + 3O 2

Pridobiva se iz kalijevega kromata (ali dikromata) z delovanjem H 2 SO 4 (konc.).

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

Železo in njegove spojine

Kemijske lastnosti.

Gori v kisiku, tvori obloge - železov (II,III) oksid: 3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4 Železo pri segrevanju reagira z nekovinami:

Pri visokih temperaturah (700–900C) železo reagira z vodno paro:

3Fe + 4H 2 O Fe 3 O 4 + 4H 2 -

Na zraku v prisotnosti vlage rjavi: 4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3. Železo se zlahka raztopi v klorovodikovi in ​​​​razredčeni žveplovi kislini, pri čemer se pojavi CO +2:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 -

Fe + H 2 SO 4 (razredčeno) → FeSO 4 + H 2 -

V koncentriranih oksidativnih kislinah se železo raztopi le pri segrevanju in kaže CO +3:

2Fe + 6H 2 SO 4 (konc.) Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 - + 6H 2 O

Fe + 6HNO 3 (konc.) Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 - + 3H 2 O

(na hladnem koncentrirani dušikova in žveplova kislina pasivirata železo).

Železo izpodriva kovine, ki so v napetostnem nizu desno od njega, iz raztopin njihovih soli.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu ↓

Redukcija iz oksidov s premogom ali ogljikovim monoksidom (II)

Fe 2 O 3 + 3CO 2Fe + 3CO 2

Železove spojine

Oželezov oksid (II) FeO

Reducirano z vodikom, ogljikom, ogljikovim monoksidom (II) v železo:

železov hidroksid (II) Fe(OH) 2

Nastane z delovanjem alkalijskih raztopin na železove (II) soli brez dostopa zraka:

FeCl 2 + 2KOH → 2KCl + Fe(OH) 2 ↓

Kakovosten odziv na Fe 2+

3FeSO 4 + 2K 3  Fe 3 2  + 3K 2 SO 4

Železove spojine

železov oksid (III) Fe 2 O 3

železov hidroksid (III) Fe(OH) 3

Reagira s kislinami kot netopna baza:

2Fe(OH) 3 + 3H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Reagira z alkalijami kot netopna kislina:

Fe(OH) 3 + KOH (sol) → KFeO 2 + 2H 2 O

Fe(OH) 3 + 3KOH (konc) → K 3

Nastane z delovanjem alkalijskih raztopin na železove soli: obori se v obliki rdeče-rjave oborine:

Fe(NO 3) 3 + 3KOH  Fe(OH) 3  + 3KNO 3

Kvalitativne reakcije na Fe 3+

Ko kalijev heksacianoferat (II) K 4 (rumena krvna sol) deluje na raztopine železovih soli, nastane modra oborina (prusko modra):

4FeCl 3 +3K 4  Fe 4 3  + 12KCl

Ko raztopini, ki vsebuje ione Fe 3+, dodamo kalijev ali amonijev tiocianat, se pojavi intenzivna krvavo rdeča barva železovega(III) tiocianata:

FeCl 3 + 3KCNS  3КCl + Fe(CNS) 3

Baker in njegove spojine

baker- precej mehka kovina rdeče-rumene barve, temprana, duktilna in ima visoko toplotno in električno prevodnost. T taline = 1083 0 C. ρ = 8,96 g/cm3. CO: 0,+1,+2

Kemijske lastnosti.

Interakcija s preprostimi snovmi.

Interakcija s kompleksnimi snovmi.

Baker je v napetostnem nizu desno od vodika, zato ne reagira z razredčeno klorovodikovo in žveplovo kislino, ampak se topi v oksidativnih kislinah:

3Cu + 8HNO 3 (razd.) → 3Cu(NO 3) 2 + 2NO- + 2H 2 O

Cu + 4HNO 3 (konc.) → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 -+ 2H 2 O

Cu + 2H 2 SO 4 (konc.) → CuSO 4 + SO 2 -+2H 2 O

potrdilo o prejemu.

CuO + CO Cu + CO 2

Med elektrolizo bakrovih soli: 2CuSO 4 + 2H 2 O → 2 Cu + O 2 - + 2H 2 SO 4

Bakrove spojine

Pridobljeno z redukcijo bakrovih (II) spojin, na primer glukoze v alkalnem mediju:

Reagira s kislinami: CuOH + HCl → CuCl + H 2 O Na zraku zlahka oksidira v Cu(OH) 2: 4CuOH + O 2 + 2H 2 O → 4 Cu(OH) 2

Bakrove spojine

Železo (simbol Fe)− kemijski element osme skupine, četrto obdobje. Železo v periodnem sistemu kemijskih elementov se nahaja na številki 26.

Podskupina železa vsebuje 4 elemente: Fe železo, rutenij Ru, osmij Os, Hs hasmij.

Značilnosti kemijskega elementa železa

Ferrum je latinska beseda, ne pomeni le železa, ampak tudi trdoto in orožje. Iz tega izvirajo imena železa v nekaterih evropskih jezikih: francosko fer, italijansko ferro, špansko hierro in izrazi, kot so feriti, feromagnetizem. Podobna imena za to kovino v slovanskih in baltskih jezikih: litovski gelezis, poljski zelazo, bolgarski zhelez, ukrajinski zalizo in beloruski zalez. Angleško ime Iron, nemško Eisen, nizozemsko ijzer izhaja iz sanskrtskega isira (močan, močan).

Porazdelitev železa v naravi

Železo 26 element periodnega sistema

Železo- prva kovina na zemeljski obli in druga najbolj razširjena kovina v zemeljski skorji, zelo pomembna kovina za človeka. Že od nekdaj so se ljudje srečevali z železom v obliki železovih meteoritov. Običajno meteoritsko železo vsebuje od 5 do 30% niklja, skoraj 0,5% kobalta in do 1% drugih elementov. Največji meteorit Goba je padel v Afriko pred 80 tisoč leti; tehtal je 66 ton. Vsebuje 84% žleza in 16% niklja. V muzeju meteoritov Ruska akademija znanosti, shranjena sta dva fragmenta železov meteorit, ki tehta 256 kg, je padla na Daljnem vzhodu. Leta 1947 je na Primorskem, na območju 35 km 2, kot "železni dež" padlo na tisoče drobcev (težkih od 60 do 100 ton) železovega meteorita. Zelo redek mineral - samorodno železo kopenskega izvora, se pojavlja v obliki majhnih zrnc in vsebuje 2 % niklja ter desetinke odstotka drugih kovin. Samorodno železo so našli na Luni v zdrobljenem stanju.

V 13.-12. stoletju pr. pride do propada in menjave kultur na celotnem prostoru Evrazije od Atlantika do Tihi ocean, in več stoletij - do 10.-8. stoletja pr. prihaja do preseljevanja narodov. To obdobje so poimenovali katastrofa bronasta doba in začetek prehoda v železno dobo.

V zemeljski skorji je veliko železa, vendar ga je težko pridobiti. Ta kovina je v rudah tesno vezana s kisikom in včasih z žveplom. Starodavne peči niso mogle proizvesti zahtevane temperature, pri kateri se je čisto železo talilo in železo je bilo pridobljeno v obliki gobe s primesmi iz rude, imenovane kritsa. Pri kovanju kritsa se je železo delno ločilo od rude.

Številni minerali vsebujejo železo. Magnetna železova ruda, ki vsebuje 72,3 % železa, je z železom najbogatejši mineral. Starogrški filozof Thales iz Mileta je pred več kot 2500 leti preučeval vzorce železne kovine, ki privlačijo železo. Poimenoval ga je magnetis lithos – kamen iz magnezije, od koder je nastalo ime magneta. Zdaj je znano, da je šlo za magnetno železovo rudo – črni železov oksid.

Vloga železa v živem organizmu

Najpomembnejša železova ruda je hematit. Vsebuje 69,9 % železa. Hematit se imenuje tudi rdeča železova ruda in staro ime- krvava Iz grške besede haima, kar pomeni kri. Pojavile so se tudi druge besede, povezane s krvjo, na primer hemoglobin. Hemoglobin služi kot nosilec kisika od dihalnih organov do telesnih tkiv, v nasprotni smeri pa prenaša ogljikov dioksid. Pomanjkanje železa v telesu vodi v resno bolezen - anemijo zaradi pomanjkanja železa. Pri tej bolezni pride do motenj v skeletu, delovanju centralnega živčnega in žilnega sistema, v tkivih pride do pomanjkanja kisika. Železo je potrebno za žive organizme. Najdemo ga tudi v mišicah, vranici in jetrih. Odrasla oseba ima približno 4 g železa, prisotno je v vsaki celici telesa. Človek mora s hrano vsak dan prejeti 15 miligramov železa. Če pride do pomanjkanja železa, zdravniki predpišejo posebna zdravila, ki vsebujejo železo v lahko prebavljivi obliki.

Uporaba železa

Če taljeno železo vsebuje več kot 2% ogljika, potem se lito železo tali na stotine stopinj nižje od čistega železa. Ker je lito železo krhko, se lahko uporablja samo za ulivanje različnih izdelkov, ni ga mogoče kovati. Železovo rudo talijo v plavžih veliko število lito železo, ki se uporablja za ulivanje spomenikov, rešetk in težkih strojnih postelj. Večji del litega železa se predela v jeklo. Da bi to naredili, se del ogljika in drugih nečistoč "izžge" iz litega železa v pretvornikih ali odprtih pečeh.

Vsi predmeti od tirnic do žebljev so izdelani iz jekla z različnimi vsebnostmi ogljika. Če je v železu malo ogljika, dobimo mehko nizkoogljično jeklo, z vnosom legirnih primesi drugih elementov v jeklo pa dobimo različne vrste specialnih jekel. Poznamo ogromno različnih jekel in vsako ima svojo uporabo.

Najbolj znano je nerjavno jeklo, ki vsebuje nikelj in krom. Iz tega jekla so izdelani oprema za kemične tovarne in posoda. In če jeklu dodate 18% volframa, 1% vanadija in 4% kroma, dobite hitrorezno jeklo; iz njega so izdelani svedri in konice rezil. Če spojite železo z 1,5 % ogljika in 15 % mangana, dobite vrsto trdega jekla, ki se uporablja za izdelavo rezil buldožerjev in zob bagrov. Jeklo, ki vsebuje 36 % niklja, 0,5 % ogljika in 0,5 % mangana, se imenuje invar; iz njega so izdelani nekateri deli ur. Jeklo, imenovano platinit, vsebuje 46 % niklja in 15 % ogljika in se pri segrevanju razširi, tako kot steklo. Spoj platinita s steklom ne poči, zato se uporablja pri izdelavi električnih svetilk.

Nerjavno jeklo ni magnetizirano in ga magnet ne privlači. Samo ogljikovo jeklo je mogoče magnetizirati. Samo čisto železo ni magnetizirano, ampak ga privlači magnet; tako železo je primerno za izdelavo jeder elektromagnetov.

Na svetu letno pretalijo več kot milijardo ton železa. Toda korozija, ki je strašni sovražnik kovine, ne uniči le same kovine, za taljenje katere so bili vloženi ogromni napori, ampak tudi onesposobi končne izdelke, ki so dražji od same kovine. Letno uniči več deset milijonov ton staljene kovine. Ko železo korodira, reagira s kisikom in vodo ter se spremeni v rjo.

Železo, njegov položaj v periodnem sistemu kemijskih elementov D.I. Mendelejeva, interakcija z žveplom, klorovodikovo kislino, raztopine soli.

NAČRT ODGOVOROV:

pozicija v p.s. in atomska zgradba fizikalne lastnosti kemijske lastnosti Kemijski element železo je v 4. periodi, 8. skupini, sekundarni podskupini. Atom železa ima štiri elektronske plasti. D-podnivo tretje plasti je zapolnjen z elektroni, na njem je 6 elektronov, s-podnivo četrte plasti pa vsebuje 2 elektrona. V spojinah ima železo oksidacijski stopnji +2 in +3.

Preprosta snov železo je srebrno bela kovina s tališčem 1539 °C, gostoto 7,87 g/cm3 in ima magnetne lastnosti. Železo je reaktivna kovina. Pri segrevanju reagira z žveplom in tvori železov(II) sulfid: Fe0 + S0 = Fe+2S-2. Železo izpodriva vodik iz kislih raztopin in nastanejo železove (II) soli, na primer, ko je železo izpostavljeno klorovodikovi kislini, nastane železov (II) klorid: Fe0 + 2H+1Cl-1 = Fe+2Cl2-1 + H20 . Železo lahko izpodriva manj aktivne kovine iz raztopin njihovih soli, na primer, ko železo deluje na raztopino bakrovega (II) sulfata, nastaneta kovinski baker in železov (II) sulfat: Fe0 + Cu+2SO4 = Cu0 + Fe+2SO4 .

V vseh reakcijah kaže železo lastnosti reducenta. Močnejši oksidanti - klor, kisik, koncentrirane kisline - oksidirajo železo do oksidacijskega stanja +3.

če Domača naloga na temo: » Železo, njegova lega v periodnem sistemu kemijskih elementov D I Mendelejev, interakcijaČe se vam zdi koristno, vam bomo hvaležni, če na svoji strani v svojem družbenem omrežju objavite povezavo do tega sporočila.

D.I. Mendeleev, interakcija z žveplom, klorovodikovo kislino, raztopinami soli.

NAČRT ODGOVOROV:

pozicija v p.s. in atomska zgradba fizikalne lastnosti kemijske lastnosti Kemijski element železo je v 4. periodi, 8. skupini, sekundarni podskupini. Atom železa ima štiri elektronske plasti. D-podnivo tretje plasti je zapolnjen z elektroni, na njem je 6 elektronov, s-podnivo četrte plasti pa vsebuje 2 elektrona. V spojinah ima železo oksidacijski stopnji +2 in +3.

Preprosta snov železo je srebrno bela kovina s tališčem 15390C, gostoto 7,87 g/cm3 in ima magnetne lastnosti. Železo je reaktivna kovina. Pri segrevanju reagira z žveplom in tvori železov(II) sulfid: Fe0 + S0 = Fe+2S-2. Železo izpodriva vodik iz kislih raztopin in nastanejo železove (II) soli, na primer, ko je železo izpostavljeno klorovodikovi kislini, nastane železov (II) klorid: Fe0 + 2H+1Cl-1 = Fe+2Cl2-1 + H20 . Železo lahko izpodriva manj aktivne kovine iz raztopin njihovih soli, na primer, ko železo deluje na raztopino bakrovega (II) sulfata, nastaneta kovinski baker in železov (II) sulfat: Fe0 + Cu+2SO4 = Cu0 + Fe+2SO4 .

V vseh reakcijah kaže železo lastnosti reducenta. Močnejši oksidanti - klor, kisik, koncentrirane kisline - oksidirajo železo do oksidacijskega stanja +3.

Če je vaša domača naloga na temo: » Železo, njegova lega v periodnem sistemu kemijskih elementov D I Mendelejev, interakcijaČe se vam zdi koristno, vam bomo hvaležni, če na svoji strani v svojem družbenem omrežju objavite povezavo do tega sporočila.

• Zadnje novice

• kategorije

• Novice

• Eseji na temo

  Gimnazija št. 12, Lipetsk Znamenshchikova Nadezhda Aleksandrovna Tema lekcije: Železo in njegove spojine (9. razred) Namen: oblikovati koncept odvisnosti smeri oksidacijskih reakcij od Test "Kemični element" Imena kemičnih elementov so večinoma ...... . Izvor Znaki kemijskih elementov so označeni z latinskimi črkami v angleščini in črkami v ruskih črkah. Izpolnite prazna mesta v tabeli Lekcija kemijske kemije v 9. razredu na temo "Svet kovin." Razvoj je sestavil učitelj kemije občinske avtonomne izobraževalne ustanove "Bazarno-Matakskaya srednje splošno izobraževanje Test v kemiji na temo "Kisik in žveplo" Možnost 1 1. Sestavite enačbe elektrolitska disociacijažveplova kislina. 2. Sestavite popolno in skrajšano enačbo
  • Preizkus enotnega državnega izpita iz kemije Reverzibilne in ireverzibilne kemijske reakcije Kemijsko ravnovesje Odgovori

  Reverzibilne in ireverzibilne kemične reakcije. Kemijsko ravnotežje. Premik kemijskega ravnovesja pod vplivom različni dejavniki 1. Kemijsko ravnotežje v sistemu 2NO(g).

  Niobij v svojem kompaktnem stanju je sijoča ​​srebrnobela (ali siva, če je v prahu) paramagnetna kovina s kubično kristalno mrežo, osredotočeno na telo.

  Samostalnik. Nasičenost besedila s samostalniki lahko postane sredstvo jezikovne figurativnosti. Besedilo pesmi A. A. Feta "Šepet, plaho dihanje ...", v njegovem

1. Železo: položaj v periodnem sistemu kemijskih elementov D. I. Mendelejeva, atomska zgradba, možna oksidacijska stanja, fizikalne lastnosti, interakcija s kisikom, halogeni, raztopine kislin in soli. Vloga železa v sodobni tehnologiji. Železove zlitine.

Železo je v sekundarni podskupini VIII skupine periodnega sistema. Elektronska formula atoma železa:

Tipični oksidacijski stopnji železa sta +2 in +3. Oksidacijsko stanje +2 nastane zaradi izgube dveh 4s elektronov. Oksidacijsko stanje +3 ustreza tudi izgubi še enega Zd elektrona, nivo Zd pa je polovično zapolnjen; takšne elektronske konfiguracije so relativno stabilne.

Fizične lastnosti.železo - tipična kovina, tvori kovinsko kristalna mreža. Železo prevaja elektriko, je precej ognjevzdržno, tališče 1539°C. Železo se od večine drugih kovin razlikuje po svoji sposobnosti magnetiziranja.

Kemijske lastnosti.Železo reagira z mnogimi nekovinami:

Nastane železov kamen – mešani železov oksid. Njegova formula je zapisana tudi na naslednji način: FeO Fe2O3.

Reagira s kislinami in sprosti vodik:

Vstopi v substitucijske reakcije s kovinskimi solmi, ki se nahajajo desno od železa v napetostnem nizu:

Železove spojine. FeO je bazični oksid, ki reagira s kislinskimi raztopinami in tvori železove (II) soli. Fe2O3 je amfoteren oksid, ki reagira tudi z alkalnimi raztopinami.

Železovi hidroksidi. Fe(OH)2 je tipičen bazični oksid, Fe(OH)3 ima amfoterne lastnosti, reagira ne le s kislinami, temveč tudi s koncentriranimi raztopinami alkalij.

Železov (II) hidroksid zlahka oksidira v železov (III) hidroksid z atmosferskim kisikom:

Ko soli železa (II) in (III) reagirajo z alkalijami, se oborijo netopni hidroksidi:

Železove zlitine. Sodobna metalurška industrija proizvaja železove zlitine različnih sestav.

Vse železove zlitine po sestavi in ​​lastnostih delimo v dve skupini. V prvo skupino uvrščamo različne vrste litega železa, v drugo pa različne vrste jekel.

Lito železo je krhko; jeklo je duktilno, lahko ga kujemo, valjamo, vlečemo, štancamo. Razlika v mehanskih lastnostih litega železa in jekla je odvisna predvsem od njune vsebnosti ogljika – lito železo vsebuje približno 4 % ogljika, jeklo pa običajno manj kot 1,4 %.

V sodobni metalurgiji iz železove rude najprej proizvajajo lito železo, nato pa iz litega železa pridobivajo jeklo. Lito železo talijo v plavžih, jeklo kuhajo v jeklarskih pečeh. Do 90 % vsega staljenega železa se predela v jeklo.

Lito železo. Grodelj, namenjen predelavi v jeklo, se imenuje grodelj. Vsebuje od 3,9 do 4,3% C, 0,3-1,5% Si, 1,5-3,5% Mn, ne več kot 0,3% P in ne več kot 0,07% S. Lito železo, namenjeno za proizvodnjo ulitkov, se imenuje livarsko železo. talijo se tudi v plavžih, ki se uporabljajo predvsem pri proizvodnji jekla kot dodatki. Ferolegure imajo v primerjavi z grodljem povečano vsebnost silicija (ferosilicija), mangana (feromangana), kroma (ferokroma) in drugih elementov.

Postanite. Vsa jekla so razdeljena na ogljikova in legirana.

Ogljikova jekla vsebujejo nekajkrat manj ogljika, silicija in mangana kot lito železo ter zelo malo fosforja in žvepla. Lastnosti ogljikovega jekla so odvisne predvsem od vsebnosti ogljika v njem: več kot je ogljika v jeklu, trše je. Industrija proizvaja mehka jekla, srednje trda jekla in trda jekla. Mehka in srednje trda jekla se uporabljajo za izdelavo strojnih delov, cevi, sornikov, žebljev itd., trda jekla pa za izdelavo orodij.

Jekla naj vsebujejo čim manj žvepla in fosforja, saj te primesi poslabšajo mehanske lastnosti jekel. V povečanih količinah žveplo povzroča rdečo krhkost - nastanek razpok med vročo obdelavo kovine. Fosfor povzroča hladno krhkost jekla pri običajnih temperaturah. -

Legirana jekla. Fizikalne, kemijske in mehanske lastnosti jekel se bistveno spremenijo zaradi vnosa v njihovo sestavo povečane količine mangana in silicija, pa tudi kroma, niklja, volframa in drugih elementov. Ti elementi se imenujejo legirni elementi, jekla pa legirni elementi [iz latinske besede ligare - vezati, povezovati].

Krom je najpogosteje uporabljen legirni element. Za gradnjo strojev so še posebej pomembni aparati in številni strojni deli krom-nikelj postati. Ta jekla imajo visoko duktilnost, trdnost, toplotno odpornost in odpornost na oksidante. Dušikova kislina katere koli koncentracije jih ne uniči niti pri vreliščih. Krom-nikelj jekla ne rjavijo v atmosferskih razmerah in v vodi. Sijoče, srebrne pločevine iz krom-nikljevega jekla krasijo oboke postaje Mayakovskaya moskovskega metroja. Iz istega jekla so izdelani nerjavni noži, žlice, vilice in drugi gospodinjski predmeti.

Molibden in vanadij povečata trdoto in trdnost jekel pri povišanih temperaturah in tlakih. Torej, krom molibden in krom vanadij jekla se uporabljajo za izdelavo cevovodov in kompresorskih delov pri proizvodnji sintetičnega amoniaka in letalskih motorjev.

Pri rezanju pri visokih hitrostih se orodje zelo segreje in se hitro obrabi. Z dodajanjem volframa se ohrani trdota jekla tudi pri povišanih temperaturah. Zato se krom-volframova jekla uporabljajo za izdelavo rezalnih orodij, ki delujejo na visoke hitrosti "

Povečanje vsebnosti mangana v jeklu poveča njegovo odpornost proti trenju in udarcem. Manganova jekla se uporabljajo za izdelavo železniških klančin, kretnic, križev in strojev za drobljenje kamna.

Uporaba legiranih jekel omogoča znatno zmanjšanje teže kovinskih konstrukcij, povečanje njihove trdnosti, vzdržljivosti in zanesljivosti delovanja.

2. Veverice kot biopolimeri. Primarno, sekundarno in terciarna struktura beljakovine. Lastnosti in biološke funkcije beljakovin.

Beljakovine (proteini, polipeptidi) - visokomolekularne organske snovi, sestavljene iz verižnih peptidna vez alfa aminokisline.

Beljakovine so tako kot polisaharidi biološki polimeri. Večina beljakovinskih molekul doseže velikanske velikosti v primerjavi z drugimi organske spojine in ima zelo veliko molekularna teža:

Molekulska formula eden od proteinov penicilinske skupine - C 43 H 58 N 4 O 12; kazein - beljakovine kravjega mleka, - C 47 H 48 N 3 NaO 7 S 2; hemoglobin - C 3032 H 48I6 O 872 N 780 S 8 Fe 4;

Železo (simbol Fe)− kemijski element osme skupine, četrta doba. Železo v periodnem sistemu kemijskih elementov se nahaja na številki 26.

Podskupina železa vsebuje 4 elemente: Fe železo, rutenij Ru, osmij Os, Hs hasmij.

Značilnosti kemijskega elementa železa

Ferrum je latinska beseda, ne pomeni le železa, ampak tudi trdoto in orožje. Iz tega izvirajo imena železa v nekaterih evropskih jezikih: francosko fer, italijansko ferro, špansko hierro in izrazi, kot so feriti, feromagnetizem. Podobna imena za to kovino v slovanskih in baltskih jezikih: litovski gelezis, poljski zelazo, bolgarski zhelez, ukrajinski zalizo in beloruski zalez. Angleško ime Iron, nemško Eisen, nizozemsko ijzer izhaja iz sanskrtskega isira (močan, močan).

Porazdelitev železa v naravi

Železo 26 element periodnega sistema

Železo- prva kovina na zemeljski obli in druga najbolj razširjena kovina v zemeljski skorji, zelo pomembna kovina za človeka. Že od nekdaj so se ljudje srečevali z železom v obliki železovih meteoritov. Običajno meteoritsko železo vsebuje od 5 do 30% niklja, skoraj 0,5% kobalta in do 1% drugih elementov. Največji meteorit Goba je padel v Afriko pred 80 tisoč leti; tehtal je 66 ton. Vsebuje 84% žleza in 16% niklja. Muzej meteoritov Ruske akademije znanosti hrani dva drobca železovega meteorita, težka 256 kg, ki sta padla na Daljnem vzhodu. Leta 1947 je na Primorskem, na območju 35 km 2, kot "železni dež" padlo na tisoče drobcev (težkih od 60 do 100 ton) železovega meteorita. Zelo redek mineral - samorodno železo kopenskega izvora, se pojavlja v obliki majhnih zrnc in vsebuje 2 % niklja ter desetinke odstotka drugih kovin. Samorodno železo so našli na Luni v zdrobljenem stanju.

V 13.-12. stoletju pr. Prihaja do propada in menjave kultur na celotnem prostoru Evrazije od Atlantika do Tihega oceana in v nekaj stoletjih - do 10.-8. stoletja pr. prihaja do preseljevanja narodov. To obdobje so poimenovali bronastodobna katastrofa in začetek prehoda v železno dobo.

V zemeljski skorji je veliko železa, vendar ga je težko pridobiti. Ta kovina je v rudah tesno vezana s kisikom in včasih z žveplom. Starodavne peči niso mogle proizvesti zahtevane temperature, pri kateri se je čisto železo talilo in železo je bilo pridobljeno v obliki gobe s primesmi iz rude, imenovane kritsa. Pri kovanju kritsa se je železo delno ločilo od rude.

Številni minerali vsebujejo železo. Magnetna železova ruda, ki vsebuje 72,3 % železa, je z železom najbogatejši mineral. Starogrški filozof Thales iz Mileta je pred več kot 2500 leti preučeval vzorce železne kovine, ki privlačijo železo. Poimenoval ga je magnetis lithos – kamen iz magnezije, od koder je nastalo ime magneta. Zdaj je znano, da je šlo za magnetno železovo rudo – črni železov oksid.

Vloga železa v živem organizmu

Najpomembnejša železova ruda je hematit. Vsebuje 69,9 % železa. Hematit se imenuje tudi rdeča železova ruda, starodavno ime pa je krvni kamen. Iz grške besede haima, kar pomeni kri. Pojavile so se tudi druge besede, povezane s krvjo, na primer hemoglobin. Hemoglobin služi kot nosilec kisika od dihalnih organov do telesnih tkiv, v nasprotni smeri pa prenaša ogljikov dioksid. Pomanjkanje železa v telesu vodi v resno bolezen - anemijo zaradi pomanjkanja železa. Pri tej bolezni pride do motenj v skeletu, delovanju centralnega živčnega in žilnega sistema, v tkivih pride do pomanjkanja kisika. Železo je potrebno za žive organizme. Najdemo ga tudi v mišicah, vranici in jetrih. Odrasla oseba ima približno 4 g železa, prisotno je v vsaki celici telesa. Človek mora s hrano vsak dan prejeti 15 miligramov železa. Če pride do pomanjkanja železa, zdravniki predpišejo posebna zdravila, ki vsebujejo železo v lahko prebavljivi obliki.

Uporaba železa

Če taljeno železo vsebuje več kot 2% ogljika, potem se lito železo tali na stotine stopinj nižje od čistega železa. Ker je lito železo krhko, se lahko uporablja samo za ulivanje različnih izdelkov, ni ga mogoče kovati. Iz železove rude se v plavžih talijo velike količine litega železa, ki se uporablja za ulivanje spomenikov, rešetk in postelj težkih strojev. Večji del litega železa se predela v jeklo. Za to se del ogljika in drugih nečistoč "izžge" iz litega železa v pretvornikih ali odprtih pečeh.

Vsi predmeti od tirnic do žebljev so izdelani iz jekla z različnimi vsebnostmi ogljika. Če je v železu malo ogljika, dobimo mehko nizkoogljično jeklo, z vnosom legirnih primesi drugih elementov v jeklo pa dobimo različne vrste specialnih jekel. Poznamo ogromno različnih jekel in vsako ima svojo uporabo.

Najbolj znano je nerjavno jeklo, ki vsebuje nikelj in krom. Iz tega jekla so izdelani oprema za kemične tovarne in posoda. In če jeklu dodate 18% volframa, 1% vanadija in 4% kroma, dobite hitrorezno jeklo; iz njega so izdelani svedri in konice rezil. Če spojite železo z 1,5 % ogljika in 15 % mangana, dobite vrsto trdega jekla, ki se uporablja za izdelavo rezil buldožerjev in zob bagrov. Jeklo, ki vsebuje 36 % niklja, 0,5 % ogljika in 0,5 % mangana, se imenuje invar; iz njega so izdelani nekateri deli ur. Jeklo, imenovano platinit, vsebuje 46 % niklja in 15 % ogljika in se pri segrevanju razširi, tako kot steklo. Spoj platinita s steklom ne poči, zato se uporablja pri izdelavi električnih svetilk.

Nerjavno jeklo ni magnetizirano in ga magnet ne privlači. Samo ogljikovo jeklo je mogoče magnetizirati. Samo čisto železo ni magnetizirano, ampak ga privlači magnet; tako železo je primerno za izdelavo jeder elektromagnetov.

Na svetu letno pretalijo več kot milijardo ton železa. Toda korozija, ki je strašni sovražnik kovine, ne uniči le same kovine, za taljenje katere so bili vloženi ogromni napori, ampak tudi onesposobi končne izdelke, ki so dražji od same kovine. Letno uniči več deset milijonov ton staljene kovine. Ko železo korodira, reagira s kisikom in vodo ter se spremeni v rjo.

KOVINE PODSKUPIN

Značilnosti prehodnih elementov - baker, krom, železo glede na njihov položaj v periodnem sistemu kemijskih elementov D.I. Mendelejev in strukturne značilnosti njihovih atomov.

Izraz prehodni element se običajno uporablja za označevanje katerega koli od d- ali f-elementov. Ti elementi zavzemajo prehodni položaj med elektropozitivnimi s-elementi in elektronegativnimi p-elementi. d-elementi tvorijo tri prehodne serije - v 4., 5. in 6. obdobju oz. Prva prehodna serija vključuje 10 elementov, od skandij do cinka. Zanj je značilna notranja konfiguracija 3d orbital. Krom in baker imata samo en elektron v svojih 4s orbitalah. Dejstvo je, da so napol zapolnjene ali zapolnjene d-podlupine stabilnejše od delno zapolnjenih. Atom kroma ima en elektron v vsaki od petih 3d orbital, ki tvorijo 3d podlupino. Ta podlupina je napol zapolnjena. V atomu bakra vsaka od petih 3d orbital vsebuje par elektronov (anomalija srebra je razložena na podoben način). Vsi d-elementi so kovine. Večina jih ima značilen kovinski lesk. V primerjavi s s-kovinami je njihova trdnost na splošno bistveno večja. Predvsem so značilne naslednje lastnosti: visoka natezna trdnost; duktilnost; gnetljivost (z udarci jih je mogoče sploščiti v plošče). d-elementi in njihove spojine imajo številne značilne lastnosti: spremenljiva oksidacijska stanja; sposobnost tvorbe kompleksnih ionov; tvorba barvnih spojin. Za d-elemente je značilna tudi večja gostota v primerjavi z drugimi kovinami. To je razloženo z relativno majhnimi radiji njihovih atomov. Atomski polmeri teh kovin se v tej seriji malo spremenijo. d-elementi so dobri prevodniki elektrike, še posebej tisti, katerih atomi imajo poleg napol zapolnjene ali polne d-lupine samo en zunanji s-elektron. Na primer baker.

Kemijske lastnosti.

Elektronegativnost kovin prve prehodne serije narašča v smeri od kroma do cinka. To pomeni, da kovinske lastnosti elementov prve prehodne vrste postopoma slabijo v navedeni smeri. Ta sprememba njihovih lastnosti se kaže tudi v doslednem povečanju redoks potencialov s prehodom iz negativnih v pozitivne vrednosti.

Značilnosti kroma in njegovih spojin

Kemijske lastnosti.

V normalnih pogojih krom reagira samo s fluorom. Pri visokih temperaturah (nad 600 0 C) medsebojno deluje s kisikom, halogeni, dušikom, silicijem, borom, žveplom, fosforjem.

4Cr + 3O 2 2Cr 2 O 3

2Cr + 3Cl 2 2CrCl 3

2Cr + 3S Cr 2 S 3

Pri segrevanju reagira z vodno paro:

2Cr + 3H 2 O Cr 2 O 3 + 3H 2

Krom se topi v razredčenih močnih kislinah (HCl, H 2 SO 4). V odsotnosti zraka nastajajo soli Cr 2+, v zraku pa soli Cr 3+.

Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2 -

2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl 3 + 2H 2 O + H 2 -

Prisotnost zaščitnega oksidnega filma na površini kovine pojasnjuje njegovo pasivnost do hladnih koncentriranih kislin - oksidantov. Vendar te kisline pri močnem segrevanju raztopijo krom:

2 Сr + 6 Н 2 SO 4 (konc) Сr 2 (SO 4) 3 + 3 SO 2 + 6 Н 2 О

Cr + 6 HNO 3 (konc.) Cr(NO 3) 3 + 3 NO 2 + 3 H 2 O

Kromove spojine

Kromove spojine

kromov oksid (II) CrO

potrdilo o prejemu.

Cr 2 O 3 + 3H 2 2Cr + 3H 2 O kromov hidroksid (II) Cr(OH) 2 Fizične lastnosti: rumena, v vodi netopna trdna snov. Kemijske lastnosti. Cr(OH) 2 je šibka baza.

Interakcija s kislinami: Cr(OH) 2 + 2HCl → CrCl 2 + 2H 2 O Zlahka oksidira v prisotnosti vlage z atmosferskim kisikom v Cr(OH) 3:

4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O → 4Cr(OH) 3

Pri segrevanju se razgradi:

Vpliv alkalij na raztopine Cr(II) soli: CrCl 2 + 2 NaOH = Cr(OH) 2 ↓ + 2 NaCl.

Spojine trivalentnega kroma

Natrijev kromit

Pri visokih temperaturah se reducira z vodikom, kalcijem, ogljikom v krom:

Cr 2 O 3 + 3H 2 2Cr + 3H 2 O

potrdilo o prejemu.

2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Cr(OH) 3 + KOH → KCrO 2 + 2H 2 O

(kalijev kromit) potrdilo o prejemu.

Pri delovanju alkalij na soli Cr 3+ se izloči želatinasta oborina zelenega kromovega (III) hidroksida:

Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH → 2 Cr(OH) 3 ↓ + 3 Na 2 SO 4,

Spojine šestvalentnega kroma

Reagira z alkalijami in tvori rumene kromatne soli:

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

Reagira z vodo in tvori kisline: CrO 3 + H 2 O → H 2 CrO 4 kromova kislina

Toplotno nestabilno: 4 CrO 3 → 2Cr 2 O 3 + 3O 2

Pridobiva se iz kalijevega kromata (ali dikromata) z delovanjem H 2 SO 4 (konc.).

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

Železo in njegove spojine

Kemijske lastnosti.

Gori v kisiku, tvori obloge - železov (II,III) oksid: 3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4 Železo pri segrevanju reagira z nekovinami:

Pri visokih temperaturah (700–900C) železo reagira z vodno paro:

3Fe + 4H 2 O Fe 3 O 4 + 4H 2 -

Na zraku v prisotnosti vlage rjavi: 4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3. Železo se zlahka raztopi v klorovodikovi in ​​​​razredčeni žveplovi kislini, pri čemer se pojavi CO +2:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 -

Fe + H 2 SO 4 (razredčeno) → FeSO 4 + H 2 -

V koncentriranih oksidativnih kislinah se železo raztopi le pri segrevanju in kaže CO +3:

2Fe + 6H 2 SO 4 (konc.) Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 - + 6H 2 O

Fe + 6HNO 3 (konc.) Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 - + 3H 2 O

(na hladnem koncentrirani dušikova in žveplova kislina pasivirata železo).

Železo izpodriva kovine, ki so v napetostnem nizu desno od njega, iz raztopin njihovih soli.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu ↓

Redukcija iz oksidov s premogom ali ogljikovim monoksidom (II)

Fe 2 O 3 + 3CO 2Fe + 3CO 2

Železove spojine

Oželezov oksid (II) FeO

Reducirano z vodikom, ogljikom, ogljikovim monoksidom (II) v železo:

železov hidroksid (II) Fe(OH) 2

Nastane z delovanjem alkalijskih raztopin na železove (II) soli brez dostopa zraka:

FeCl 2 + 2KOH → 2KCl + Fe(OH) 2 ↓

Kakovosten odziv na Fe 2+

3FeSO 4 + 2K 3  Fe 3 2  + 3K 2 SO 4

Železove spojine

železov oksid (III) Fe 2 O 3

železov hidroksid (III) Fe(OH) 3

Reagira s kislinami kot netopna baza:

2Fe(OH) 3 + 3H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Reagira z alkalijami kot netopna kislina:

Fe(OH) 3 + KOH (sol) → KFeO 2 + 2H 2 O

Fe(OH) 3 + 3KOH (konc) → K 3

Nastane z delovanjem alkalijskih raztopin na železove soli: obori se v obliki rdeče-rjave oborine:

Fe(NO 3) 3 + 3KOH  Fe(OH) 3  + 3KNO 3

Kvalitativne reakcije na Fe 3+

Ko kalijev heksacianoferat (II) K 4 (rumena krvna sol) deluje na raztopine železovih soli, nastane modra oborina (prusko modra):

4FeCl 3 +3K 4  Fe 4 3  + 12KCl

Ko raztopini, ki vsebuje ione Fe 3+, dodamo kalijev ali amonijev tiocianat, se pojavi intenzivna krvavo rdeča barva železovega(III) tiocianata:

FeCl 3 + 3KCNS  3КCl + Fe(CNS) 3

Baker in njegove spojine

baker- precej mehka kovina rdeče-rumene barve, temprana, duktilna in ima visoko toplotno in električno prevodnost. T taline = 1083 0 C. ρ = 8,96 g/cm3. CO: 0,+1,+2

Kemijske lastnosti.

Interakcija s preprostimi snovmi.

Interakcija s kompleksnimi snovmi.

Baker je v napetostnem nizu desno od vodika, zato ne reagira z razredčeno klorovodikovo in žveplovo kislino, ampak se topi v oksidativnih kislinah:

3Cu + 8HNO 3 (razd.) → 3Cu(NO 3) 2 + 2NO- + 2H 2 O

Cu + 4HNO 3 (konc.) → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 -+ 2H 2 O

Cu + 2H 2 SO 4 (konc.) → CuSO 4 + SO 2 -+2H 2 O

potrdilo o prejemu.

CuO + CO Cu + CO 2

Med elektrolizo bakrovih soli: 2CuSO 4 + 2H 2 O → 2 Cu + O 2 - + 2H 2 SO 4

Bakrove spojine

Pridobljeno z redukcijo bakrovih (II) spojin, na primer glukoze v alkalnem mediju:

Reagira s kislinami: CuOH + HCl → CuCl + H 2 O Na zraku zlahka oksidira v Cu(OH) 2: 4CuOH + O 2 + 2H 2 O → 4 Cu(OH) 2

Bakrove spojine

Železo, njegov položaj v periodnem sistemu kemičnih elementov D. I. Mendelejeva.

V periodnem sistemu kemijskih elementov D.I. Mendelejeva se železo Fe nahaja v 4. obdobju skupine VIII sekundarne podskupine.

Porazdelitev elektronov po elektronskih plasteh v atomu železa izgleda takole:

V osnovnem stanju.

V razburjenem stanju.

Atom železa ima štiri elektronske plasti. D-podnivo tretje plasti je zapolnjen z elektroni, na njem je 6 elektronov, s-podnivo četrte plasti pa vsebuje 2 elektrona. V spojinah ima železo oksidacijski stopnji +2 in +3.

Poznane so tudi spojine z atomi železa v oksidacijskih stopnjah +4, +6 in nekatere druge.

Fizične lastnosti.

Železo je tipična kovina, sijoča ​​srebrno bela kovina, njegova gostota je 7,87 g/cm3, tal. 1539 C. Ima dobro duktilnost. Železo se zlahka magnetizira in razmagneti, zato se uporablja kot jedra dinamov in elektromotorjev. Železo sestavljajo štirje stabilni izotopi z masnimi števili 54, 56, 57 in 58. Železo je zmerno ognjevzdržna kovina. V seriji standardnih elektrodnih potencialov je železo uvrščeno pred vodik in zlahka reagira z razredčenimi kislinami.

Poleg tega je priporočljivo omeniti, da je železo za aluminijem najpogostejša kovina v naravi (celotna vsebnost v zemeljski skorji je 4,65% teže). Znano velika številka minerali, ki vsebujejo železo: magnetit (magnetna železova ruda) - Fe3O4, hematit (rdeča železova ruda) - Fe2O3, železov špat (siderit) - FeCO3, železov pirit - FeS2 itd.

Kemijske lastnosti.

Za železo sta značilni oksidacijski stopnji +2 in +3.

Oksidacijsko stanje +2 ustreza črnemu oksidu FeO in zelenemu hidroksidu Fe(OH) 2. So osnovne narave. V soli je Fe(+2) prisoten kot kation. Fe(+2) je šibek reducent.

Oksidacijsko stanje +3 ustreza rdeče-rjavemu oksidu Fe 2 O 3 in rjavemu hidroksidu Fe(OH) 3. Po naravi so amfoterne, čeprav kisle, njihove bazične lastnosti pa so šibko izražene. Tako so ioni Fe 3+ popolnoma hidrolizirani tudi v kislem okolju. Fe(OH) 3 se raztopi (pa še to ne popolnoma) le v koncentriranih alkalijah. Fe 2 O 3 reagira z alkalijami šele pri taljenju in daje ferite (formalne soli kisline HFeO 2, ki ne obstaja v prosti obliki):

Železo (+3) najpogosteje kaže šibke oksidacijske lastnosti.

Oksidacijski stopnji +2 in +3 se med seboj zlahka spreminjata, ko se spremenijo redoks pogoji.

Poleg tega obstaja oksid Fe 3 O 4, formalno oksidacijsko stanje železa v katerem je +8/3. Vendar pa lahko ta oksid štejemo tudi za železov (II) ferit Fe +2 (Fe +3 O 2) 2.

Obstaja tudi oksidacijsko stanje +6. Ustrezni oksid in hidroksid ne obstajata v prosti obliki, dobimo pa soli - ferate (na primer K 2 FeO 4). Železo (+6) je v njih prisotno v obliki aniona. Ferati so močni oksidanti.

Lastnosti enostavne snovi.

Pri shranjevanju na zraku pri temperaturah do 200 °C se železo postopoma prekrije z gosto plastjo oksida, ki preprečuje nadaljnjo oksidacijo kovine. V vlažnem zraku se železo prekrije z ohlapno plastjo rje, ki ne preprečuje dostopa kisika in vlage do kovine in njenega uničenja. Rja nima stalne kemijske sestave; njeno kemijsko formulo lahko zapišemo kot Fe 2 O 3 x H 2 O.

Interakcija s kislinami.

S klorovodikovo kislino:

Z razredčeno žveplovo kislino:

· Koncentrirana dušikova in žveplova kislina pasivizirata železo. S koncentrirano žveplovo kislino reagira le pri segrevanju:

· Medsebojno delovanje s kisikom:

Zgorevanje železa na zraku:

Zgorevanje v čistem kisiku:

Prehajanje kisika ali zraka skozi staljeno železo:

· Medsebojno delovanje z žveplovim prahom pri segrevanju:

· Medsebojno delovanje s halogeni pri segrevanju:

· Zgorevanje v kloru:

· Pri visok krvni pritisk bromove pare:

Medsebojno delovanje z jodom:

· Medsebojno delovanje z nekovinami:

Z dušikom pri segrevanju:

S fosforjem pri segrevanju:

Z ogljikom:

S silicijem:

· Interakcija vročega železa z vodno paro:

· Železo reducira kovine, ki so desno od njega v seriji aktivnosti iz raztopin soli:

· Železo reducira spojine železa (III):

Pri povišanem tlaku kovinsko železo reagira z ogljikovim monoksidom (II) CO in nastane v normalnih pogojih tekoči zelo hlapni železov pentakarbonil Fe(CO)5. Znani so tudi železovi karbonili sestav Fe2(CO)9 in Fe3(CO)12. Železovi karbonili služijo kot izhodne snovi pri sintezi organskih železovih spojin, vključno s ferocenom sestave (η5-C5H5)2Fe.

Čisto kovinsko železo je stabilno v vodi in razredčenih alkalijskih raztopinah. Železo se ne topi v hladnih koncentriranih žveplovi in ​​dušikovi kislini zaradi pasivizacije kovinske površine z močnim oksidnim filmom. Vroča koncentrirana žveplova kislina, ki je močnejši oksidant, medsebojno deluje z železom.

Železove (II) spojine.

Bazične lastnosti ima železov(II) oksid Fe(OH) 2 . Soli železa (II) so svetlo zelene barve. Pri skladiščenju, zlasti na vlažnem zraku, porjavijo zaradi oksidacije v železo (III). Enak postopek poteka pri shranjevanju vodnih raztopin železovih(II) soli:

Iz železovih(II) soli v vodne raztopine Mohrova sol je stabilna - dvojni amonijev in železov(II) sulfat (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O.

Kalijev heksacianoferat(III) K3 (rdeča krvna sol) lahko služi kot reagent za ione Fe 2+ v raztopini. Ko Fe 2+ in 3− ioni medsebojno delujejo, se oborina kalijevega železovega (II) heksacianoferata (III) (prusko modra):

ki se intramolekularno prerazporedi v kalijev železov(III) heksacianoferat(II):

Železove (III) spojine.

Železov(III) oksid Fe2O3 je najbolj stabilna naravna spojina železa, ki vsebuje kisik.

Železov(III) oksid Fe2O3 je šibko amfoteren; ustreza mu še šibkejša baza kot Fe(OH)2, Fe(OH)3, ki reagira s kislinami:

Soli Fe3+ so nagnjene k tvorbi kristalnih hidratov. V njih je ion Fe3+ običajno obdan s šestimi molekulami vode. Te soli so rožnate ali vijolične barve.

Ion Fe3+ je tudi v kislem okolju popolnoma hidroliziran. Pri pH>4 se ta ion skoraj v celoti obori v obliki Fe(OH)3:

Pri delni hidrolizi iona Fe3+ nastanejo polinuklearne okso- in hidroksokacije, zato se raztopine obarvajo rjavo.

Osnovne lastnosti železovega(III) hidroksida Fe(OH)3 so zelo šibko izražene. Sposoben je reagirati samo s koncentriranimi raztopinami alkalij:

Nastali hidroksokompleksi železa(III) so stabilni le v močno alkalnih raztopinah. Ko raztopine razredčimo z vodo, se uničijo in Fe(OH)3 se obori.

Pri legiranju z alkalijami in oksidi drugih kovin Fe2O3 tvori različne ferite:

Železove (III) spojine v raztopinah se reducirajo s kovinskim železom:

Železo(III) lahko tvori dvojne sulfate z enojno nabitimi kationi, kot je galun, na primer KFe(SO4)2 - železo-kalijev galun, (NH4)Fe(SO4)2 - železo-amonijev galun itd.

Za kvalitativno dokazovanje spojin železa(III) v raztopini se uporablja kvalitativna reakcija Fe3+ ionov z anorganskimi tiocianati SCN−. V tem primeru nastane zmes svetlo rdečih tiocianatnih železovih kompleksov 2+, +, Fe(SCN)3, -. Sestava zmesi (in s tem intenzivnost njene barve) je odvisna od različnih dejavnikov, zato ta metoda ni uporabna za natančno kvalitativno določanje železa.

Drug visokokakovosten reagent za ione Fe3+ je kalijev heksacianoferat (II) K4 (rumena krvna sol). Pri interakciji ionov Fe3+ in 4− nastane svetlo modra oborina kalijevega železovega (III) heksacianoferata (II):

Ione Fe3+ kvantitativno določamo s tvorbo rdečih (v rahlo kislem okolju) ali rumenih (v rahlo alkalnem okolju) kompleksov s sulfosalicilno kislino. Ta reakcija zahteva pravilno izbiro pufrov, saj nekateri anioni (zlasti acetatni) tvorijo mešane komplekse z železom in sulfosalicilno kislino z lastnimi optičnimi lastnostmi.

Železove(VI) spojine.

Ferati so soli železove kisline H2FeO4, ki v prosti obliki ne obstaja. To so povezave vijolična, ki po svojih oksidativnih lastnostih spominjajo na permanganate, po topnosti pa na sulfate. Ferate dobimo z delovanjem plinastega klora ali ozona na suspenzijo Fe(OH)3 v alkaliji:

Ferate lahko dobimo tudi z elektrolizo 30% raztopine alkalije na železovi anodi:

Ferati so močni oksidanti. V kislem okolju se razgradijo s sproščanjem kisika:

Oksidativne lastnosti ferat se uporabljajo za dezinfekcijo vode.

Najdba v naravi: V zemeljski skorji je železo precej razširjeno - predstavlja približno 4,1% mase zemeljske skorje (4. mesto med vsemi elementi, 2. med kovinami). Znanih je veliko število rud in mineralov, ki vsebujejo železo. Največji praktični pomen imajo rdeče železove rude (hematit, Fe2O3; vsebuje do 70 % Fe), magnetne železove rude (magnetitna ruda, Fe3O4; vsebuje 72,4 % Fe), rjave železove rude (hidrogetitna ruda HFeO2 nH2O), kot tudi železove rude (sideritna ruda, železov karbonat, FeCO3; vsebuje približno 48 % Fe). V naravi najdemo tudi velika nahajališča pirita FeS2 (druga imena so žveplov pirit, železov pirit, železov disulfid in druga), vendar rude z visoko vsebnostjo žvepla še nimajo praktičnega pomena. Rusija je po zalogah železove rude na prvem mestu na svetu. V morski vodi je 1·10–5 - 1·10–8 % železa.

Biološka vloga.

Železo je bistvena sestavina hemoglobina, mioglobina, citokromov, peroksidaz in katalaz. Kompleks železa in transferina se veže na specifične receptorje na membranah proliferirajočih eritroidnih celic in železo vstopi v celico. Pri pomanjkanju železa telo proizvaja rdeče krvne celice z nezadostno vsebnostjo hemoglobina, zato je glavna manifestacija pomanjkanja železa hipokromna anemija. Zdravljenje s pripravki železa vodi v postopno regresijo kliničnih (na primer šibkost, utrujenost, omotica, tahikardija, bolečina in suha koža) in laboratorijskih simptomov.

Železo je prisotno v telesih vseh rastlin in živali kot element v sledovih, to je v zelo majhnih količinah (povprečno okoli 0,02%). Vendar pa lahko železove bakterije, ki za kemosintezo uporabljajo energijo oksidacije železa (II) v železo (III), v svojih celicah kopičijo do 17-20 % železa. Glavni biološka funkcijaželezo - sodelovanje pri transportu kisika (O) in oksidativnih procesih. Železo opravlja to funkcijo kot del kompleksnih beljakovin - hemoproteinov, katerih prostetična skupina je železov porfirinski kompleks - hem. Med najpomembnejšimi hemoproteini so dihalna pigmenta hemoglobin in mioglobin, univerzalni prenašalci elektronov v reakcijah celičnega dihanja, oksidacije in fotosinteze, citokromi, encimi kataloza in peroksid idr. Pri nekaterih nevretenčarjih imata dihalna pigmenta heloeritrin in klorokruorin, ki vsebujeta železo, drugačno strukturo kot hemoglobini. Med biosintezo hemoproteinov se železo nanje prenese iz beljakovine feritina, ki shranjuje in prenaša železo. Ta protein, katerega ena molekula vsebuje približno 4500 atomov železa, je skoncentriran v jetrih, vranici, kostnem mozgu in črevesni sluznici sesalcev in ljudi. Dnevna potrebačlovek v železu (6-20 mg) je obilno pokrit s hrano (z železom so bogati meso, jetra, jajca, kruh, špinača, pesa in drugi). Telo povprečnega človeka (telesna teža 70 kg) vsebuje 4,2 g železa, 1 liter krvi ga vsebuje približno 450 mg. Ob pomanjkanju železa v telesu se razvije žlezna anemija, ki jo zdravimo z zdravili, ki vsebujejo železo. Dodatki železa se uporabljajo tudi kot sredstva za splošno krepitev. Prevelik odmerek železa (200 mg ali več) ima lahko toksičen učinek. Železo je potrebno tudi za normalen razvoj rastlin, zato obstajajo mikrognojila na osnovi pripravkov železa.

Dodatki železa- skupina zdravil, ki vsebujejo soli ali komplekse dvo- in trivalentnega železa, pa tudi njihove kombinacije z drugimi zdravili. Uporablja se predvsem za zdravljenje in preprečevanje anemije zaradi pomanjkanja železa.

Dodatki železa so indicirani za:

Stanja pomanjkanja železa (glavna indikacija);

· z nestrpnostjo do kravjega mleka;

· otroci, ki so imeli akutno ali dolgotrajno nalezljive bolezni.

Pomanjkanje železa je lahko posledica:

· nezadosten vnos železa v telo ploda (med feto-fetalno in feto-maternalno transfuzijo), otroka ali odraslega;

· oslabljena absorpcija iz črevesnega lumna (sindrom malabsorpcije, vnetni procesi v črevesju, med jemanjem tetraciklinskih antibiotikov in drugih zdravil);

· akutna masivna ali kronična izguba krvi (krvavitve, helmintske infestacije, krvavitve iz nosu, juvenilne krvavitve iz maternice, dolgotrajna hematurija in drugo);

· posledica povečane porabe železa (obdobje intenzivne rasti, nalezljive bolezni in drugo).

Stranski učinki.

Pri peroralnem jemanju dodatkov železa se lahko pojavijo dispeptični učinki (slabost, bruhanje, driska). Stopnja njihove resnosti je večja, več neabsorbiranega zdravila ostane v črevesnem lumnu. Zmanjšano železo (samo 0,5 %) se najslabše absorbira (najnižja biološka uporabnost) iz prebavil, prav ta zdravila najpogosteje povzročijo motnje v delovanju črevesja (se ne smejo uporabljati pri otrocih).

Z aktiviranjem reakcij prostih radikalov lahko dodatki železa poškodujejo celične membrane(vključno s povečanjem stopnje hemolize rdečih krvnih celic).

Po parenteralni uporabi pripravkov železa se lahko pojavijo neželeni učinki: zaradi povečanja koncentracije prostega železa v krvi se zmanjša tonus majhnih žil - arteriol in venul - poveča se njihova prepustnost. Opazimo pordelost kože obraza, vratu in naval krvi v glavo in prsni koš. Nadaljnja uporaba zdravila v tem primeru je kontraindicirana. Če se uporaba zdravila ne prekine, se kasneje razvije hemosideroza notranjih organov in tkiv.

Prevelik odmerek peroralno zaužitega železa povzroči krvavo drisko in bruhanje. Pri prevelikem odmerjanju katerega koli pripravka železa se zmanjša periferni žilni upor, poveča se transudacija tekočine in zmanjša volumen cirkulirajoče krvi. Posledično se krvni tlak zniža in pojavi se tahikardija.

Na splošno lahko to kategorijo zdravil razdelimo na več glavnih skupin: pripravki na osnovi dvo- in trivalentnih železovih soli, različne kompleksne spojine železa in kombinirani izdelki. Pripravki železove soli se predpisujejo samo peroralno.

Železove soli.

Absorpcija železa v celicah sluznice prebavil iz solnih spojin poteka predvsem v dvovalentni obliki, saj se apoferitin v enterocitih lahko veže le na Fe 2 ione. Zato imajo pripravki na osnovi različnih železovih (II) soli (sulfat, fumarat, glukonat, sukcinat, glutamat, laktat itd.) večjo biološko uporabnost in so na splošno bolj prednostni od pripravkov, ki vsebujejo železove (III) soli. Poleg tega so najcenejša zdravila v primerjavi z drugimi pripravki železa.

Kljub tem prednostim imajo pripravki z železovo soljo tudi pomembne pomanjkljivosti, zlasti visoko stopnjo gastrointestinalnega stranski učinki(približno 23 %) pri uporabi velikih odmerkov. Biološka uporabnost železovih (II) soli se lahko zmanjša pri interakciji z različnimi sestavinami hrane in drugimi zdravili (fitini, oksalati, tanini, antacidi itd.), Zato se predpisujejo na prazen želodec, čeprav njihova negativen vpliv na črevesni sluznici. Vsako preveliko odmerjanje teh zdravil zlahka privede do akutna zastrupitev(v ZDA je bilo od leta 1986 do 1996 100 tisoč poročil o zastrupitvah otrok, mlajših od 6 let, z železovimi solmi), kar jih tudi nekoliko omejuje. široko uporabo pri otrocih.

Glavni predstavniki pripravkov iz soli dvovalentnega železa so izdelki na osnovi železov sulfat heptahidrat FeSO 4 7H 2 O(vsebnost elementarnega železa - 20% teže soli). Železov sulfat je zelo topen v vodi in ima tako kot druge vodotopne soli relativno visoko biološko uporabnost. Upoštevati je treba, da železov (II) sulfat v vlažnem okolju postopoma oksidira v železov (III) sulfat, kar nalaga nekatere omejitve glede njegovega shranjevanja in uporabe (ni ga mogoče uporabljati v obliki raztopin, sirupov in drugih tekočih oblik). V Rusiji je registriranih več trgovskih imen zdravil, ki vsebujejo železov sulfat: "Tardiferon", "Hemofer prolongatum", "Fenuls". Železov sulfat se včasih uporablja tudi v kombinaciji s stabilizatorji, kot je askorbinska kislina, ki deluje kot antioksidant (trgovska imena "Sorbifer Durules", "Ferroplex").

Pripravki na osnovi železov klorid tetrahidrat FeCl 2 4H 2 O(vsebnost železa 28%), za razliko od železovega sulfata, v vodnih raztopinah ne oksidirajo, zato se proizvajajo v obliki kapljic za peroralno dajanje (blagovna znamka, registrirana v Rusiji - "Hemofer"). Pri jemanju takšnih zdravil je treba upoštevati, da lahko raztopine železovih soli povzročijo temnenje zob zaradi odlaganja na njihovi površini netopnega železovega sulfida, ki nastane pri interakciji ionov Fe 2+ z vodikovim sulfidom, kar je lahko v ustni votlini (na primer med zobnim kariesom).

Železov fumarat FeC 4 H 2 O 4(vsebnost elementarnega železa 33 mas. % soli) je za razliko od prejšnjih soli slabše topna v vodi, vendar se dobro topi v razredčenih raztopinah kislin, kot je želodčni sok. Zato so pripravki na osnovi železovega fumarata stabilnejši, nimajo značilnega okusa po železu in se ne vežejo na beljakovine v zgornji deli Gastrointestinalni trakt, vendar se hkrati dobro raztopijo neposredno v želodcu in zato po biološki uporabnosti niso slabše od vodotopnih soli. Železov fumarat je v Rusiji registriran kot zdravilo, pa na ta trenutek ni prejel distribucije.

Železove soli.

Pripravki iz železovih soli so tradicionalno manj zaželeni v primerjavi s solmi železa(II), saj se morajo Fe 3+ ioni najprej reducirati v Fe 2+, da jih telo absorbira, kar je razlog za njihovo manjšo biološko uporabnost. Poleg tega se soli železa(III) v zgornjih delih tankega črevesa zlahka hidrolizirajo v težko topne hidrokside, kar tudi zmanjša njihovo prebavljivost.

Mangan.

Mangan je element stranske podskupine sedme skupine četrtega obdobja periodnega sistema kemijskih elementov D. I. Mendelejeva z atomsko številko 25.

Elektronska formula mangana je:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
Valenčne elektrone najdemo v podravni 4s in 3d. V valenčnih orbitalah atoma mangana je 7 elektronov.

Porazdelitev mangana v naravi. Povprečna vsebnost mangana v zemeljski skorji je 0,1%, v večini magmatskih kamnin je 0,06-0,2% mase, kjer je v razpršenem stanju v obliki Mn 2+ (analog Fe 2+). Vklopljeno zemeljsko površje Mn 2+ zlahka oksidira, tu poznamo tudi minerala Mn 3+ in Mn 4+. V biosferi se mangan močno seli v redukcijskih pogojih in je neaktiven v oksidacijskem okolju. Mangan je najbolj mobilen v kislih vodah tundre in gozdnih pokrajin, kjer ga najdemo v obliki Mn 2+. Vsebnost mangana je tukaj pogosto povišana in gojene rastline ponekod trpijo zaradi presežka mangana; Železo-manganovi noduli, jezerske in močvirne rude nastajajo v tleh, jezerih in močvirjih. V suhih stepah in puščavah v razmerah alkalnega oksidacijskega okolja je mangan neaktiven, organizmi so revni z manganom, gojene rastline pa pogosto potrebujejo mikrognojila z manganom. Rečne vode so revne z manganom (10 -6 -10 -5 g/l), vendar je skupni odnos tega elementa z rekami ogromen, večina pa se odloži v obalnem pasu. Še manj pa je mangana v vodi jezer, morij in oceanov; Marsikje na oceanskem dnu so pogosti železo-manganovi noduli, ki so nastali v preteklih geoloških obdobjih.

Minerali mangana.

· piroluzit MnO 2 · x H 2 O, najpogostejši mineral (vsebuje 63,2 % mangana);

· manganit (rjava manganova ruda) MnO(OH) (62,5 % mangana);

· brownit 3Mn 2 O 3 · MnSiO 3 (69,5 % mangana);

· hausmanit (Mn II Mn 2 III) O 4 ;

· rodokrozit (manganov spar, škrlatni spar) MnCO 3 (47,8 % mangana);

· psilomelan m MnO MnO 2 n H2O (45-60% mangana);

· purpurit Mn 3+, (36,65 % mangana).

Kemijske lastnosti.

Kemično je mangan precej aktiven, pri segrevanju energijsko sodeluje z nekovinami - kisikom (tvori se mešanica manganovih oksidov različnih valenc), dušikom, žveplom, ogljikom, fosforjem in drugimi. Pri sobni temperaturi se mangan na zraku ne spreminja: z vodo reagira zelo počasi. Z lahkoto se topi v kislinah (klorovodikovi, razredčeni žveplovi) in tvori dvovalentne manganove soli. Pri segrevanju v vakuumu mangan zlahka izhlapi tudi iz zlitin.

Mangan tvori zlitine s številnimi kemičnimi elementi; večina kovin se raztopi v svojih posameznih modifikacijah in jih stabilizira. Tako Cu, Fe, Co, Ni in drugi stabilizirajo γ-modifikacijo. Al, Ag in drugi razširijo področja β- in σ-Mn v binarnih zlitinah. Ima pomembno za proizvodnjo zlitin na osnovi mangana, primernih za plastično deformacijo (kovanje, valjanje, vtiskovanje).

V spojinah ima mangan običajno valenco od 2 do 7 (najbolj stabilna oksidacijska stanja so +2, +4 in +7). S povečanjem stopnje oksidacije se povečajo oksidacijske in kisle lastnosti manganovih spojin.

Mn(+2) spojine so reducenti.

Oksid MnO- sivo-zelen prah; ima osnovne lastnosti. netopen v vodi in alkalijah, dobro topen v kislinah. Mn(OH)3 hidroksid je bela snov, netopna v vodi. Mn(+4) spojine lahko delujejo tako kot oksidanti (a) kot reducenti (b):

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O (a)

(po tej izdaji se klor proizvaja v laboratorijih)

MnO 2 + KClO 3 + 6KOH = 3K 2 MnO 4 + KCl + 3H 2 O (b)

(reakcija poteka med fuzijo).

Manganov (II) oksid MnO2- črno-rjave barve, ustrezni Mn(OH)4 hidroksid je temno rjave barve. Obe spojini sta netopni v vodi, obe sta amfoterni z rahlo prevladujočo kislo funkcijo. Soli tipa K2MnO4 imenujemo manganiti.

Od spojin Mn(+6) sta najbolj značilni permanganova kislina in njene manganatne soli. Zelo pomembne so spojine Mn(+7) - manganova kislina, manganov anhidrid in permanganati.

Značilna oksidacijska stanja mangana: 0, +2, +3, +4, +6, +7 (+1, +5 niso zelo značilni).

Med oksidacijo na zraku pasivira. Mangan v prahu gori v kisiku (Mn + O2 → MnO2). Pri segrevanju mangan razgradi vodo, izpodriva vodik (Mn + 2H2O → (t) Mn(OH)2 + H2), nastali manganov hidroksid upočasni reakcijo.

Mangan absorbira vodik, z naraščajočo temperaturo pa se njegova topnost v manganu povečuje. Pri temperaturah nad 1200 °C reagira z dušikom in tvori nitride različnih sestav.

Ogljik reagira s staljenim manganom in tvori karbide Mn3C in druge. Tvori tudi silicide, boride in fosfide.

Reagira s klorovodikovo in žveplovo kislino po enačbi:

S koncentrirano žveplovo kislino poteka reakcija po enačbi:

Z razredčeno dušikovo kislino poteka reakcija po enačbi:

Mangan je stabilen v alkalni raztopini.

Mangan tvori naslednje okside: MnO, Mn2O3, MnO2, MnO3 (ni izoliran v prostem stanju) in manganov anhidrid Mn2O7.

Mn2O7 je v normalnih pogojih tekoča oljnata snov temno zelene barve, zelo nestabilna; v mešanici s koncentrirano žveplovo kislino vžge organske snovi. Pri 90 °C Mn2O7 eksplozivno razpade. Najbolj stabilna oksida sta Mn2O3 in MnO2 ter kombinirani oksid Mn3O4 (2MnO·MnO2 ali sol Mn2MnO4).

Pri spajanju manganovega (IV) oksida (piroluzita) z alkalijami v prisotnosti kisika nastanejo manganati:

Raztopina manganata ima temno zeleno barvo. Pri zakisanju pride do reakcije:

Raztopina se zaradi pojava aniona MnO4− obarva škrlatno, iz nje pa se izloči rjava oborina manganovega (IV) oksid-hidroksida.

Manganova kislina je zelo močna, vendar nestabilna, ne more se jo koncentrirati na več kot 20%. Sama kislina in njene soli (permanganati) so močni oksidanti. Na primer, kalijev permanganat, odvisno od pH raztopine, oksidira različne snovi in ​​se reducira v manganove spojine različnih stopenj oksidacije. V kislem okolju - do spojin mangana (II), v nevtralnem okolju - do spojin mangana (IV), v močno alkalnem okolju - do spojin mangana (VI).

Pri segrevanju se permanganati razgradijo s sproščanjem kisika (ena od laboratorijskih metod za pridobivanje čistega kisika). Reakcija poteka po enačbi (na primeru kalijevega permanganata):

Pod vplivom močnih oksidantov se ion Mn2+ spremeni v ion MnO4−:

Ta reakcija se uporablja za kvalitativno določanje Mn2+.

Pri alkalizaciji raztopin Mn(II) soli se iz njih izloči oborina manganovega(II) hidroksida, ki zaradi oksidacije na zraku hitro porjavi.

Soli MnCl3, Mn2(SO4)3 sta nestabilni. Hidroksida Mn(OH)2 in Mn(OH)3 sta po naravi bazična, MnO(OH)2 je amfoteren. Manganov (IV) klorid MnCl4 je zelo nestabilen, pri segrevanju razpade, ki se uporablja za proizvodnjo klora:

Ničelno oksidacijsko stanje mangana se kaže v spojinah z σ-donorskimi in π-akceptorskimi ligandi. Tako je za mangan znan karbonil sestave Mn2(CO)10.

Poznane so tudi druge manganove spojine z σ-donorskimi in π-akceptorskimi ligandi (PF3, NO, N2, P(C5H5)3).

Biološka vloga.

Mangan v telesu. Mangan je zelo razširjen v naravi, saj je stalna sestavina rastlinskih in živalskih organizmov. Vsebnost mangana v rastlinah je od desettisočink do stotink, v živalih pa od stotisočink do tisočink odstotka. Nevretenčarji so bogatejši z manganom kot vretenčarji. Med rastlinami se znatne količine mangana kopičijo v nekaterih rjastih glivah, vodnem kostanju, vodni leči, bakterijah iz rodu Leptothrix, Crenothrix in nekaterih diatomejah (Cocconeis) (do več odstotkov v pepelu), med živalmi - rdečimi mravljami, nekaterimi mehkužci in raki. (do stotink odstotka). Mangan je aktivator številnih encimov, sodeluje pri procesih dihanja, fotosinteze, biosinteze nukleinskih kislin in drugih, povečuje učinek insulina in drugih hormonov, vpliva na hematopoezo in presnovo mineralov. Pomanjkanje mangana v rastlinah povzroča nekrozo, klorozo jablan in agrumov, pegavost žit, ožige krompirja, ječmena itd. Mangan se nahaja v vseh človeških organih in tkivih (z njim so najbolj bogata jetra, okostje in ščitnica). ). Dnevna potreba živali in ljudi po manganu je nekaj mg (človek prejme 3-8 mg mangana dnevno s hrano). Potreba po manganu se poveča s telesno aktivnostjo, s pomanjkanjem sončna svetloba; Otroci potrebujejo več mangana kot odrasli. Dokazano je, da pomanjkanje mangana v živalski hrani negativno vpliva na njihovo rast in razvoj, povzroča anemijo, tako imenovano laktacijsko tetanijo in kršitev mineralne presnove kostnega tkiva. Za preprečevanje teh bolezni krmi dodamo manganove soli.

Biološki učinek mangana:
● antioksidant
● uravnavanje ravni glukoze v krvi
● normalizacija ravni holesterola in lipidne sestave krvi
● antianemičen
● antialergijsko
● pospeševanje zorenja zarodnih celic, razvoja ploda in donošene nosečnosti
● obnavljanje strukture kosti in hrustančnega tkiva
● antikonvulziv, preprečevanje PMS (predmenstrualni sindrom) itd.

Znaki pomanjkanja mangana:

● Utrujenost, šibkost, omotica, tinitus
● Poslabšanje možganske aktivnosti, izguba spomina
bruhanje
● Krči in krči
● Bolečine v mišicah in sklepih, motnje gibanja, nagnjenost k zvinom in zvinom, artritis, nenormalna rast in razvoj skeletnega sistema
● Okvara vida
● Vitiligo, motnje pigmentacije kože
● Upočasnjena rast nohtov in las
● Sladkorna bolezen, zmanjšana toleranca za glukozo, prekomerna telesna teža, povišan holesterol, presnovne težave
● Tveganje za neplodnost, reproduktivne težave, zgodnja menopavza, disfunkcija jajčnikov, osteoporoza med menopavzo
● Zmanjšana imunost, prezgodnje staranje
● Alergije
● Tveganje za raka
● Zaostanek v razvoju pri otrocih, pojav otrok s patologijami

Znaki zastrupitve z manganom:

Presežek mangana je strupen: moti absorpcijo železa in tekmuje z bakrom v procesu hematopoeze, kar povzroča anemijo, povzroča pa tudi druge patološke spremembe.
● Šibek apetit, apatija, depresija
● Splošna šibkost, impotenca
● Moten spanec
● Začasna norost, demenca
● Nevrološke težave
● Parkinsonizem ali Parkinsonova bolezen (otrdelost mišic, tresenje, monoton glas, zmrznjen obraz podoben maski).

Kobalt

Co, kemični element z atomskim številom 27. Njegova atomska masa je 58,9332. Naravni kobalt je sestavljen iz dveh stabilnih nuklidov: 59 Co (99,83 mas. %) in 57 Co (0,17 %). V periodnem sistemu elementov D. I. Mendelejeva je kobalt vključen v skupino VIII in skupaj z železom in nikljem tvori v 4. obdobju v tej skupini triado prehodnih kovin s podobnimi lastnostmi. Konfiguracija dveh zunanjih elektronskih plasti atoma kobalta je 3s 2 p 6 d 7 4s 2. Najpogosteje tvori spojine v oksidacijskem stanju +2, redkeje v oksidacijskem stanju +3, zelo redko pa v oksidacijskem stanju +1, +4 in +5.

Kobalt je mineral, ki je del vitamina B12. Običajno se meri v mikrogramih (mcg). Kobalt – bistven za rdeče krvne celice. Pridobiti ga je treba pri viri hrane. Za kobalt ni določene dnevne vrednosti in v prehrani so potrebne le zelo majhne količine tega minerala (običajno ne več kot 8 mcg).

Biti v naravi.

V zemeljski skorji je vsebnost kobalta 4·10 -3% mase. Kobalt je sestavni del več kot 30 mineralov. Sem spadajo karolit CuCo 2 S 4, lineit Co 3 S 4, kobaltin CoAsS, sferokobaltit CoCO 3, smaltit CoAs 2 in drugi. Praviloma kobalt v naravi spremljajo njegovi sosedje v 4. obdobju - nikelj, železo, baker, mangan. V morski vodi je približno (1-7)·10 -10 % kobalta.

Kobalt je razmeroma redka kovina in nahajališča, bogata z njim, so zdaj skoraj izčrpana. Zato se surovine, ki vsebujejo kobalt (pogosto nikljeve rude, ki vsebujejo kobalt kot primesi), najprej obogatijo in iz njih pridobijo koncentrat. Nato za ekstrakcijo kobalta koncentrat bodisi obdelamo z raztopinami žveplove kisline ali amoniaka ali ga predelamo s pirometalurgijo v sulfid ali kovinsko zlitino. To zlitino nato izlužimo z žveplovo kislino. Včasih se za pridobivanje kobalta izvede izpiranje prvotne rude z žveplovo kislino (zdrobljena ruda se postavi v visoke kupe na posebne betonske ploščadi in te kupe na vrhu zalije z raztopino za izpiranje).

Fizične lastnosti.

Kobalt je trda kovina, ki obstaja v dveh modifikacijah. Pri temperaturah od sobne temperature do 427 °C je α-modifikacija stabilna. Pri temperaturah od 427 °C do tališča (1494 °C) je β-modifikacija kobalta (stransko centrirana kubična mreža) stabilna. Kobalt je feromagnet, Curiejeva točka 1121 °C. Tanka plast oksidov mu daje rumenkast odtenek.

Kemijske lastnosti.

Oksidi.

· Na zraku kobalt oksidira pri temperaturah nad 300 °C.

· Kobaltov oksid, stabilen pri sobni temperaturi, je kompleksen oksid Co 3 O 4, ki ima strukturo spinela, v kristalna struktura od tega en del vozlišč zasedajo ioni Co 2+, drugi pa ioni Co 3+; nad 900 °C razpade v CoO.

· Pri visokih temperaturah lahko dobimo α-obliko ali β-obliko CoO oksida.

· Vse kobaltove okside reducira vodik:

Kobaltov(III) oksid lahko dobimo s kalciniranjem kobaltovih(II) spojin, na primer:

Druge povezave.

· Pri segrevanju kobalt reagira s halogeni, kobaltove (III) spojine pa nastanejo samo s fluorom.

· Z žveplom tvori kobalt 2 različni modifikaciji CoS. Srebrno siva α-oblika (ko so praški zliti) in črna β-oblika (oborina iz raztopin).

Pri segrevanju CoS v