Соединения железа химия 9 класс уравнения

Железо. Свойства железа и его соединений

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

Железо

Положение в периодической системе химических элементов

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

Электронное строение атома железа

Электронная конфигурация железа в основном состоянии :

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

Железо проявляет ярко выраженные магнитные свойства.

Физические свойства

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

(изображение с портала vchemraznica.ru)

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

Нахождение в природе

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

В природе железо в основном встречается в виде соединений:

(изображение с портала karatto.ru)

Магнитный железняк Fe₃O₄ или FeO·Fe₂O₃ (магнетит).

(изображение с портала emchi-med.ru)

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

(изображение с портала livemaster.ru)

Встречаются и другие минералы, содержащие железо.

Способы получения

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

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

В печь загружают руду, кокс и флюсы.

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

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

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

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

В печи кокс окисляется до оксида углерода (II):

2C + O₂ → 2CO

Затем нагретый угарный газ восстанавливает оксид железа (III):

Процесс получения железа – многоэтапный и зависит от температуры.

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

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

Встречные потоки газов разогревают шихту, и происходит разложение известняка:

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

FeO + CO → Fe + CO₂

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

CO₂ + C → 2CO

(изображение с портала 900igr.net)

2. Также железо получают прямым восстановлением из оксида водородом:

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

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

Качественные реакции

Качественные реакции на ионы железа +2.

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

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

2NaOH + FeCl₂ → Fe(OH)₂ + 2NaCl

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

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

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

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

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

Качественные реакции на ионы железа +3

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

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

3NaOH + FeCl₃ → Fe(OH)₃ + 3NaCl

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

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

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

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

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

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

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

FeCl₃ + 3NaCNS → Fe(CNS)₃ + 3NaCl

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

Химические свойства

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

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

2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃

Менее активный йод окисляет железо до степени окисления +2:

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

Fe + S → FeS

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

Fe + P → FeP

1.4. С азотом железо реагирует в специфических условиях.

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

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

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

2Fe + O₂ → 2FeO

2. Железо взаимодействует со сложными веществами.

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

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

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

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

Например , железо бурно реагирует с соляной кислотой :

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑

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

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

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

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

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

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

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

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

Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu

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

2FeCl₃ + Fe → 3FeCl₂

Оксид железа (II)

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

Способы получения

Оксид железа (II) можно получить различными методами :

1. Частичным в осстановлением оксида железа (III).

Например , частичным восстановлением оксида железа (III) водородом:

Или частичным восстановлением оксида железа (III) угарным газом:

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

2. Разложение гидроксида железа (II) при нагревании :

Химические свойства

Оксид железа (II) — типичный основный оксид .

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

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

FeO + SO₃ → FeSO₄

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

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

FeO + 2HCl → FeCl₂ + H₂O

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

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

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

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

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

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

FeO + CO → Fe + CO₂

Оксид железа (III)

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

Способы получения

Оксид железа (III) можно получить различными методами :

1. Окисление оксида железа (II) кислородом.

2. Разложение гидроксида железа (III) при нагревании :

Химические свойства

Оксид железа (III) – амфотерный .

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

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

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

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

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

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

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

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

5. Оксид железа (III) проявляет окислительные свойства .

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

Также оксид железа (III) восстанавливается водородом:

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

Оксид железа (III) реагирует с более активными металлами .

Например , с алюминием (алюмотермия):

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

Например , с гидридом натрия:

Fe₂O₃ + 3NaH → 3NaOH + 2Fe

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

Например , из карбоната натрия:

Оксид железа (II, III)

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

Фото с сайта wikipedia.ru

Способы получения

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

1. Горение железа на воздухе:

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

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

Химические свойства

Свойства оксида железа (II, III) определяются свойствами двух оксидов, из которых он состоит: основного оксида железа (II) и амфотерного оксида железа (III).

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

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

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

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

Например , железная окалина окисляется концентрированной азотной кислотой:

Разбавленной азотной кислотой окалина окисляется при нагревании:

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

Также окалина окисляется кислородом воздуха :

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

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

5. Железная окалина проявляет окислительные свойства .

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

Также железная окалина восстанавливается водородом:

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

Например , с алюминием (алюмотермия):

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

Например , с йодоводородом:

Гидроксид железа (II)

Способы получения

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

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

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

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

FeCl₂ + 2KOH → Fe(OH)₂↓ + 2KCl

Химические свойства

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

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

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

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

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

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

Гидроксид железа (II) взаимодействует с пероксидом водорода:

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

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

Гидроксид железа (III)

Способы получения

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

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

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

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

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

FeCl₃ + 3KOH → Fe(OH)₃↓ + 3KCl

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

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

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

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

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

Также допустима такая запись:

Химические свойства

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

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

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

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

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

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

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

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

Соли железа

Нитраты железа

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

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

Гидролиз солей железа

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

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

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

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

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

2FeCl₃ + 3Na₂S → 2FeS + S + 6NaCl

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Окислительные свойства железа (III)

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

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

2FeCl₃ + 3Na₂S → 2FeS + S + 6NaCl

2FeCl₃ + Na₂S → 2FeCl₂ + S + 2NaCl

По такому же принципу соли железа (III) реагируют с сероводородом:

2FeCl₃ + H₂S → 2FeCl₂ + S + 2HCl

Соли железа (III) также вступают в окислительно-восстановительные реакции с йодидами .

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

2FeCl₃ + 2KI → 2FeCl₂ + I₂ + 2KCl

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

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

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

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

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

Соединения железа химия 9 класс уравнения

Ключевые слова конспекта: соединения железа (II), cоединения железа (III), железный купорос, соль Мора, гидрооксид железа, ферриты, оксид железа, полигидрат оксида.

СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА (II)

Наиболее распространёнными соединениями железа (II) являются его соли:

• FeSO₄ 7H₂O – сульфат железа (II) гептагидрат – железный купорос;
• FeSO₄ (NH₄)₂SO₄ • 6H₂O – сульфат диаммония – железа (II) гексагидрат, соль Мора;
• FeCl₂ 4H₂O – хлорид железа (II) тетрагидрат.

Гидратированные соли железа (II) обычно имеют бледно–зелёную окраску, безводные – бесцветны. Соли железа (II) чаще всего получают при взаимодействии железа с кислотами:

Fe + 2НCl = FeCl₂ + H₂↑

или в результате восстановления соединений железа (III):

Соединения железа (II) обладают хорошей восстановительной способностью, поэтому они удобны для использования в этом качестве в водных растворах.

Гидроксид железа (II) Fe(OH)₂ – белое (иногда с зеленоватым оттенком), нерастворимое в воде вещество. Легко окисляется на воздухе, особенно в присутствии влаги:

Хотя гидроксид железа (II) и проявляет амфотерные свойства, основные свойства существенно преобладают. Так, гидроксид железа (III) реагирует с кислотами:

Fe(OH)₂ + 2Н + → Fe 2+ + 2H₂O

СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА (III)

Соединения железа (III) получают действием сильных окислителей на металлическое железо или на соединения железа (II):

Соли железа (III) могут выступать в роли окислителей. Например:

Одной из качественных реакций на ион Fe 3+ является взаимодействие с роданидом калия (натрия, аммония). Признаком реакции служит образование кроваво–красного раствора роданида железа (III):

Оксид железа (III) Fe₂O₃ – красно-коричневый или тёмно-коричневый порошок. Оксид железа (III) хотя и проявляет амфотерность и реагирует с кислотами, а со щелочами реагирует при сплавлении:

Fe₂O₃ + 2NaOH = 2NaFeO₂ + H₂O

В результате реакции образуются ферриты. Они также образуются при сплавлении с основными оксидами или карбонатами щелочных металлов:

Оксид железа (III) получают прокаливанием гидроксида или нитрата железа (III):

Гидроксид железа (III) Fe(OH)₃. Формула Fe(OH)₃ употребляется условно. Существует полигидрат оксида железа (III) Fe₂O₃ • nH₂O.

Полигидрат оксида железа (III) – осадок бурого цвета, выпадает при действии щелочей или водного раствора аммиака на растворы, содержащие Fe 3+ :

FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃↓ + 3NaCl
Fe 3+ + 3ОН – = Fe(OH)₃↓

Гидроксид железа (III) – это слабое основание, его амфотерные свойства проявляются только при сплавлении со щелочами и основными оксидами, при этом образуются ферриты. Под действием воды ферриты полностью гидролизуются:

NaFeO₂ + 2H₂O = Fe (ОН)₃↓ + NaOH

Конспект урока по химии «Соединения железа». Выберите дальнейшее действие:

Урок химии на тему «Железо и его соединения». 9-й класс

Разделы: Химия

Класс: 9

Образовательная цель: обеспечить усвоение знаний о важнейших соединениях железа +2 и +3, качественных реакциях на ионы железа +2 и +3, биологической роли железа, используя опорные знания о строении железа, демонстрацию занимательных опытов, лабораторную работу, сообщения учащихся, мультимедийное приложение.

• Продолжить формировать умения составлять схемы строения атома, электронную формулу, графическую формулу; на основе этого определять степени окисления, окислитель, восстановитель.
• Систематизировать знания о характере оксидов и гидроксидов со степенями окисления +2 и +3 на примере оксидов и гидроксидов железа +2 и +3.
• Формировать умения сравнивать свойства важнейших соединений железа(II) и железа(III), научиться определять с помощью качественных реакций соединения, содержащие ионы Fe 2+ , Fe 3+
• Совершенствовать умения школьников из предложенных формул составлять генетические ряды, осуществлять цепочки превращений, составлять уравнения химических реакций.
• Совершенствовать навыки работы с реактивами при выполнении опытов, соблюдать правила по ТБ.
• Раскрыть значение железа в природе и жизни человека.

• мыслительных способностей: умения пользоваться опорными знаниями, умения сравнивать, обобщать, делать выводы, объяснять ход эксперимента;
• навыков самостоятельности при работе с учебником, инструктивной картой и реактивами;
• исследовательских навыков при исследовании свойств соединений железа(II) и железа (III) и проведении качественных реакций;
• способности к рефлексии, коммуникативные умения.

• положительной мотивации обучения, используя привлечение учащихся к подготовке занимательных опытов, сообщений о роли железа, лабораторной работы, мультимедийного сопровождения;
• чувство ответственности при подготовке сообщений, выполнения домашнего задания;
• правильной самооценки.

Тип урока: Комбинированный. Сообщение новых знаний и их совершенствование.

Вид урока: Лабораторный.

Оборудование: Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева, таблица растворимости веществ, таблица “Генетические ряды неорганических веществ”, инструктивные карты к лабораторной работе, тесты, презентация “Соединения железа”, Коллекция минералов: красный железняк, бурый железняк, магнитный железняк, железный колчедан.

На столах учащихся:

Для занимательного опыта: скальпель, вата, пинцет, растворы: FeCI₃ растворы: FeCI₃, KSCN, желтая кровяная соль K₄[Fe(CN)₆], красная кровяная соль K₃[Fe(CN)₆], нашатырный спирт.

1. Организационный момент.

Среди металлов самый славный
Важнейший древний элемент.
В тяжелой индустрии – главный
Знаком с ним школьник и студент.
Родился в огненной стихии
А сплав его течет рекой.
Важнее нет в металлургии
Он нужен всей стране родной.

О каком металле идет речь?

Учитель: Сегодня на уроке мы продолжим изучение металла 8 группы, побочной подгруппы Fe и рассмотрим его соединения. А для этого нам необходимо повторить те сведения о железе, которые вы приобрели на прошлом уроке.

2. Проверка знаний (индивидуальный опрос).

Цель: повторение изученного материала, необходимого для открытия “нового знания” и выявления затруднений в работе учащихся.

1-й ученик. Написать на доске схему строения атома железа, электронную и графическую формулы. Какие степени окисления может проявлять железо? Окислитель или восстановитель?

2-й ученик. Написать на доске уравнения реакций взаимодействия железа с простыми веществами: хлором, серой, кислородом. Расставить степени окисления, уравнять методом электронного баланса. Проверка (Слайд 3)

3-й ученик. Написать уравнения реакций взаимодействия железа со сложными веществами: с растворами кислот, солей, водой при нагревании. Для одной из реакций ионного обмена написать полное и сокращенное ионное уравнение. (Слайд 4)

4-й ученик. Рассказать о распространенности железа в земной коре. Среди предложенных образцов выбрать важнейшие руды железа и назвать их.

3. Обобщение по опросу.

1. Какие степени окисления может проявлять железо?
2. В каких случаях образуются соединения железа(II)?
   Планируемый ответ: При действии на железо слабых окислителей, например, растворов кислот (кроме HNO₃), солей и простых веществ, например, серы.
3. А как можно получить соединения железа(III)?
   Планируемый ответ: При действии сильных окислителей на железо, например, галогенов, раствора азотной кислоты.
4. Почему концентрированные азотную и серную кислоты можно перевозить в железной таре?
   Планируемый ответ: они пассивируют железо и реакции с ними не происходит.

Учитель: Железо дает два ряда соединений, соответствующих степени окисления +2, +3. Степень окисления Fe зависит от окислительной способности реагирующего вещества. У сильных окислителей железо принимает степень окисления +3, у более слабых +2.

Ученики записывают схему в тетрадь. (Слайд 6)

4. Актуализация знаний

Цель: на основе имеющихся знаний о металлах подготовить учащихся к восприятию новых знаний о соединениях железа.

(Фронтальный опрос по таблице “Генетические связи”.)

1. Какие соединения образуют металлы со степенью окисления +2? (Планируемый ответ: основные оксиды, основания, соли.)
2. Какие соединения образуют металлы со степенью окисления +3? (Планируемый ответ: амфотерные оксиды, амфотерные гидроксиды, соли.)
3. Сделайте вывод о характере оксида и гидроксида железа со степенью окисления +2 (Планируемый ответ: FeO – oсновный оксид, Fe(OH)₂ – основание.)
4. Сделайте вывод о характере оксида и гидроксида железа со степенью окисления +3. (Планируемый ответ: Fe₂O₃ – амфотерный оксид, Fe(OH)₃ – амфотерный гидроксид.)
5. Какие химические свойства следует ожидать от этих соединений? (Планируемый ответ: взаимодействуют с кислотами, амфотерные окиды и гидроксиды еще взаимодействуют и со щелочами, нерастворимые основания разлагаются при нагревании)

5. Формирование знаний о получении гидроксидов железа и качественных реакциях на ионы Fe 2+ , Fe 3+ .

Учитель: Как можно получить гидроксиды железа в лаборатории?

Предполагаемый ответ: нерастворимые основания можно получить при взаимодействии раствора соответствующей соли со щелочью.

Лабораторный опыт 1. Получение гидроксида железа(II) и гидроксида железа(III) (Приложение 1)

(Выполняют по инструкции в парах.)

Получить гидроксиды железа в лаборатории можно взаимодействием солей железа со щелочью.

а) Налейте в пробирку 1 мл раствора хлорид железа(II). Добавьте к нему по каплям раствор гидроксида натрия до появления явных признаков химической реакции. Отметьте цвет образовавшегося осадка. Записать уравнения реакций.

б) К хлориду железа(III) прилейте по каплям раствор гидроксида натрия до появления явных признаков химической реакции. Отметьте цвет образовавшегося осадка.

Что наблюдаете? Записать уравнения реакции.

Слайд 6 – уравнение реакций (самопроверка)

Вывод: Это один из способов распознавания соединений железа с различной степенью окисления, качественные реакции на ионы Fe 2+ Fe 3+ .

Fe(OH)₂ окисляется на воздухе: сначала зеленеет, потом приобретает бурую окраску.

(Демонстрация разрезанного яблока и пробирки с Fe(OH)₂, на стенках которой видно как осадок становится бурого цвета.)

Учитель: Существуют и другие качественные реакции, позволяющие распознать соли железа с различными степенями окисления. Вспомним сценку, которую вам в 7 классе на Дне школы демонстрировали девятиклассники.

Выходят 2 учащихся в белых халатах – “доктор” и его “ассистент”. Учитель представляет их классу.

Доктор: (держит в руках нож)

Вот еще одно развлечение:
Кто даст руку на отсечение?

Жалко руку на отсечение?

Тогда нужен больной для лечения. (Приглашают к столу ученика из класса.)

Оперируем без боли,
правда, будет много крови.

При каждой операции
Нужна стерилизация.

Помогите, ассистент, дайте йод

Один момент! (Подает “иод” – раствор FeCI₃.)

Йодом смочим мы обильно,
Чтобы было все стерильно. (Тампоном, смоченным раствором FeCI₃, смазывает обильно руку “пациента”.)
Не вертитесь, пациент,
Нож подайте, ассистент! Скальпель “дезинфицирует” “спиртом” (раствором KSCN).

Доктор делает “разрез” ножом, смоченным обильно раствором KSCN, течет “кровь”.

Посмотрите, прямо струйкой кровь течет,

Живой водой я смою руку

И от раны – ни следа! (Смывает “кровь” ваткой, смоченной раствором нашатырного спирта.)

Помните, ребята, в 7-ом классе мы вам говорили:

“Этот опыт объяснить мы пока не можем
В класс девятый перейдем – объяснение найдем”

Конечно, эта кровь не настоящая и рана – тоже, зато помогает определить в растворе ионы Fe 3+ . “Йод” – в нашем случае – это раствор FeCI₃, а спирт – это роданид калия KSCN. А реакция между ними – это еще одна качественная реакция на ионы Fe 3+ .

Кроме перечисленных реакций, ионы Fe 2+ и Fe 3+ можно определить и с помощью других реактивов – желтой кровяной соли K₄[Fe(CN)₆] и красной кровяной соли K₃[Fe(CN)₆]. Качественные реакции на ионы железа вы сейчас проделаете сами в процессе лабораторной работы.

Лабораторный опыт 2. (Приложение 1)

Качественная реакция на ион Fe 3+

1. Реактив – роданид калия KSCN.

К раствору хлорида железа(III) добавить одну каплю раствора роданида калия (KSCN). Перемешайте содержимое пробирки и рассмотрите на свету. Отметьте цвет.

Результат воздействия – интенсивно красный цвет

2. Реактив – желтая кровяная соль K₄ [Fe(CN)₆]

г) К раствору хлорида железа(III) Во 2-ю пробирку добавьте 1–2 капли раствора гексацианоферрата(II) калия K₄[Fe(CN)₆] (желтой кровяной соли). Перемешайте содержимое пробирки, отметьте цвет.

Результат воздействия – синий осадок берлинской лазури.

Лабораторный опыт 3.

Качественная реакция на ион Fe 2+ .

Налейте в пробирку 1 мл раствора хлорида железа(II). Добавьте к нему по каплям раствор осадка. гексацианоферрата(III) калия K₃[Fe(CN)₆] (красной кровяной соли). Отметьте цвет осадка.

Результат воздействия – синий осадок (турнбулевой сини)

1. Реактивами на ионы Fe 2+ являются щелочи и красная кровяная сольK₃[Fe(CN)₆].
2. Реактивами на ионы Fe 3+ являются щелочи, роданид калия и желтая кровяная соль K₄[Fe(CN)₆].

Учащиеся записывают уравнения качественных реакций в тетради и выводы. (Слайд 9)

6. Первичное закрепление знаний.

(Работа по цепочке.) (Слайд 5–9)

1. Перечислите, какие соединения образует железо со степенью окисления +2.
2. Каков характер оксида и гидроксида железа(II)?
3. Перечислите формулы соединений железа со степенью окисления +3.
4. Каков характер оксида и гидроксида железа(III)?
5. Как можно получить гидроксиды железа?
6. По каким признакам можно распознать осадки гидроксида железа(II) и гидроксида железа(III)?
7. При помощи каких качественных реакций можно распознать соли железа(II) и соли железа(III)?

7. Генетические ряды соединений железа(II) и железа(III).

(Конструирование схем из приведенных формул.) (Слайд 14)

Из приведенных формул составить схемы генетических рядов:

Вариант 1. От оксида железа(II) до железа.

Вариант 2. От железа до оксида железа(III).

Написать уравнения соответствующих реакций.

Ответы учеников проверяются по слайду.

9. Формирование знаний о соединениях железа, имеющих наибольшее практическое значение.

(Самостоятельная работа с учебником и образцами минералов.)

Задания для самостоятельной работы

1. Рассмотреть образцы выданных вам минералов, отметить их агрегатное состояние, цвет.
2. Выписать в тетради формулы, название этих соединений, их практическое значение.

10. Первичное закрепление.

Цель: зафиксировать изученное содержание.

Ребята, давайте еще раз повторим, что мы сегодня изучили.

Формы и способы организации учебной деятельности (по “цепочке” учащиеся повторяют все вопросы этого урока, используя слайды презентации учителя,)

Выявление возможных затруднений и способы их коррекции.

11. Контроль знаний. Тест. (Приложение 2)

12. Подведение итогов. Выставление оценок.

Д/З. § 44 – 45 , стр.135 упр. 6 письменно, упр. 11 а); б) желающим получить оценку.

13. Рефлексия учебной деятельности на уроке. (Слайд 15)

1. Зафиксировать новое знание, полученное на уроке.
2. Оценить собственную деятельность на уроке.
3. Оценить учебную деятельность класса.
4. Зафиксировать неразрешенные затруднения как направления будущей учебной деятельности.
5. Обсудить и записать домашнее задание. (Слайд 16)

1. Венецкий С. И. В мире металлов. М., 1988.
2. Габриелян О. С. Химия 9 класс, М.: Дрофа, 2010 Химия – 9 с. 76–82.
3. Денисова В. Г. Химия. 9 класс: поурочные планы по учебнику О. С. Габриеляна – Волгоград: Учитель, 2009.
4. Книга для чтения по неорганической химии. Под ред. В. А. Крицмана. М., 1979.
5. Мезин Н. А. Занимательно о железе. М., Металлургия, 1977.
6. Пузынина М. А. Занимательный час “Чудеса своими руками” Химия в школе. 1991. № 5. С. 66–67.