Важнейшие сплавы железа – чугун и сталь – являются основными конструкционными материалами практически во всех отраслях современного производства.
В химической промышленности железо используют как катализатор (в синтезе аммиака; органических соединений).
Оксид железа (III) Fе2O3 применяют в производстве желтых, красных и коричневых красок, керамики, эмалей, цемента, термитных смесей, магнитных материалов.
Хлорид железа (III) FеСl3 применяется для очистки воды и в органическом синтезе как катализатор.
Нитрат железа (III) Fe(NO3)3·9H2O используют при крашении тканей.
Сульфат железа (II) FeSO4 и железный купорос FeSO4 ∙ 7H2O служит в качестве электролита в гальванотехнике и как ядохимикат в сельском хозяйстве.
Пирит FeS2 (природное соединение) используется в производстве серы и серной кислоты.
Железо является одним из важных микроэлементов в организме человека и животных. В организме взрослого человека содержится в виде соединений около 4 г Fe. Большая часть его сосредоточена в гемоглобине крови (70%), оно входит в состав миоглобина, различных ферментов и других сложных железо-белковых комплексов, которые находятся в печени, селезенке. Железо стимулирует функцию кроветворных органов. При недостатке в организме железа нарушается синтез гемоглобина и железосодержащих ферментов, что может привести к развитию болезни - железодефицитной анемии (малокровие). Для лечения железодефицитных анемий, а также при слабости и истощении организма применяются препараты железа: аскорбинат железа (II); драже «Ферроплекс» (сульфат железа (II) с аскорбиновой кислотой); «Фенюльс», «Гематоген».
Задания для самоконтроля:
1. Опишите положение железа, кобальта и никеля в Периодической системе. Укажите проявляемые валентности.
2. Как изменяются радиусы атомов и потенциалы ионизации в ряду
Fe–Co–Ni
3. Опишите физические свойства железа, кобальта и никеля.
4. Укажите природные минералы железа, кобальта и никеля.
5. Укажите закономерности изменения устойчивости основных степеней окисления в соединениях платиновых металлов.
6. Какие степени окисления характерны для железа в соединениях?
7. Какими реакциями можно доказать наличие в растворе ионов Fe2+ и Fe3+?
8. Назовите особенности взаимодействия железа с различными кислотами.
9.Химические свойства железа, кобальта никеля, способность к комплексообразованию.
Задания для самостоятельной работы:
1. С помощью химических реакций опишите отношение железа, кобальта и никеля к кислороду, водороду и галогенам.
2. С помощью химических реакций опишите отношение железа, кобальта и никеля к воде, кислотам и щелочам.
3. Какие химические реакции приводят к получению химически чистого железа? Напишите уравнения реакций.
4. С помощью химических реакций опишите отношение оксидов железа, кобальта и никеля к кислотам.Вычислитеизменение энтальпии реакции. Оценитевлияние температуры на смещение равновесия:
Fe3O4 (т)+ 4СО (г)= 3Fe(т)+ 4СО2(г)
5. Напишитеуравнениереакции взаимодействия железа с кон-центрированной азотной кислотой на холоду и при нагревании.
6. Составьте таблицы свойств гидроксидов и охарактеризуйте изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств в ряду:
а) Fe(OH)2 – Co(OH)2 – Ni(OH)2;
б) Fe(OH)3 – Co(OH)3 – Ni(OH)3.
7. Каким образом из металлического железа можно получить: а) соль железа (II); б) соль железа (III)? Напишите уравнения реакций.
8. Какой из ионов: Fe+2, Co+2 или Ni+2 является более сильным восстановителем? Приведите примеры реакций, в которых проявляется это различие.
9. Почему для получения водных растворов солей железа (III) прибавляют кислоту?
10. Какая соль железа сильнее подвергается гидролизу FeCl2 или FeCl3? Почему?
11. Закончите уравнения следующих реакций:
а) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4→б) FeSO4 + NaClO3 + NaOH→
в) Ni(NO)2 + NaClO + H2O →г)FeSO4 + H2O2 + H2SO4→
д)Ni(OH)2 + Br2 + H2O →е) Co(OH)2 + H2O2→
12.Составьтекоординационныеформулыследующихсоединений: 3KCN·Fe(CN)3; Co(NO3)2·6NH3; 2NH4NCS·Co(NCS)2; CoCl2·6H2O; NiSO4·6H2O.
Охарактеризуйте состояние реагирующих веществ.
13.Напишите формулы соли Мора и железо-аммониевых квасцов. Определите массовую долю железа в каждой из солей.
14. Рассчитайте, какой объем раствора соляной кислоты с массовой долей 10 % (p = 1,05 г/см3) потребуется для растворения 7,4 г железа?
15.С помощью химических реакций опишите отношение метал-лов платиновой группы к щелочам и «царской водке».
16. Сколько FeSO4 содержится в 20 мл раствора, если на титрование его в кислой среде затрачено 24,6 мл раствора перманганата калия с молярной концентрацией эквивалента 0,01 моль/дм3?
Подготовьте доклад, реферат или презентацию на тему:
· Комплексные соединения железа, кобальта, никеля.
· Комплексные соединения железа с тиоцианат- и цианид- ионами, порфиринами, аминокислотами и белками.
· Гемоглобин и железосодержащие ферменты. Строение и химизм их действия.
· Химические основы применения железа, кобальта, никеля в медицине и фарманализе. Реакция Чугаева.
· Платиновые металлы. Комплексные соединения платины (II) и (IV).
· Биологическая роль железа, влияние соединений железа на живые организмы.
· Применение соединений железа в медицине, в народном хозяйстве.
Список рекомендуемой литературы:
1. Пустовалова Л.М., Никанорова И.Е. Неорганическая химия. Ростов-н/Д. Феникс, 2005
2. Бабков, А.В. Общая и неорганическая химия [Текст]: учебник / А.В. Бабков, Т.И. Барабанова, В.А. Попков. – М.: ГЭОТАР-Медиа, 2014. – 384 с.
Вопросы к итоговой аттестации по общей и неорганической химии
1. Простые вещества. Формы существования простых веществ. Структура. Аллотропия. Классификация. Металлы и неметаллы. Положение металлов и неметаллов в периодической системе.
2. Неметаллы. Физические и химические свойства. Нахождение в природе. Общие принципы получения.
3. Металлы. Физические и химические свойства. Нахождение в природе. Общие принципы получения.
4. Бинарные соединения. Классификация. Номенклатура. Водородные соединения. Ковалентные, ионные, металлоподобные гидриды. Химические свойства. Общие принципы получения.
5. Оксиды. Классификация. Физические и химические свойства. Нахождение в природе. Общие принципы получения.
6. Сложные соединения. Классификация сложных соединений по химическим свойствам и типам химических связей.
7. Гидроксиды металлов как основания: классификация, номенклатура, свойства, общие принципы получения.
8. Кислоты. Классификация и номенклатура. Структурные формулы. Физические и химические свойства кислот. Кислоты-окислители. Общие принципы получения кислот.
9. Соли. Классификация и номенклатура солей. Физические и химические свойства. Общие принципы получения солей.
10. Комплексные соединения: принцип строения, номенклатура, классификация, изомерия. Природа химической связи в комплексных соединениях. Устойчивость комплексных соединений. Константа нестойкости.
11. Водород. Общая характеристика элемента. Физические и химические свойства. Получение и применение. Водородная энергетика.
12. Пероксид водорода. Строение. Физические и химические свойства. Получение и применение. Пероксокислоты и их соли.
13. Вода. Строение молекулы. Физические и химические свойства. Вода в природе. Очистка воды. Биологическая роль.
14. Общая характеристика элементов и простых веществ VI группы, главной подгруппы. Физические и химические свойства галогенов. Получение и применение галогенов. Биологическая роль.
15. Особенности химии фтора и брома. Биологическая роль.
16. Соединения галогенов. Галогеноводороды. Общая характеристика. Физические и химические свойства. Получение и применение. Кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли.
17. Общая характеристика элементов и простых веществ VI группы, главной подгруппы. Физические и химические свойства. Получение и применение.
18. Кислород. Общая характеристика элемента. Аллотропия. Физические и химические свойства кислорода и озона. Получение и применение. Биологическая роль.
19. Сера. Общая характеристика элемента. Аллотропия. Физические и химические свойства. Получение и применение. Биологическая роль.
20. Важнейшие соединения серы. Строение. Физические и химические свойства. Получение. Сероводород. Оксиды серы. Серная кислота.
21. Общая характеристика элементов и простых веществ V группы главной подгруппы. Строение. Аллотропия. Физические и химические свойства. Получение.
22. Аммиак. Строение молекулы, свойства, получение, применение. Соли аммония. Водородные соединения азота: гидразин, гидроксиламин, азидоводород. Строение. Свойства. Получение и применение.
23. Оксиды азота. Строение. Свойства. Получение. Азотная и азотистая кислоты. Строение, свойства и способы получения.
24. Оксид фосфора (V). Фосфорная кислота. Строение, свойства, получение. Полифосфорные кислоты. Фосфорные удобрения.
25. Общая характеристика элементов и простых веществ IV группы главной подгруппы. Углерод. Аллотропия. Физические и химические свойства. Получение и применение. Биологическая роль.
26. Кислородные соединения углерода. Оксид углерода (II) и (IV). Угольная кислота и ее соли. Строение. Физические и химические свойства. Получение и применение.
27. Кремний. Соединения кремния. Водородные соединения. Силициды. Диоксид кремния. Кремниевые кислоты. Силикагель. Силикаты. Стекло.
28. Общая характеристика атомов элементов и простых веществ III группы главной подгруппы. Алюминий. Общая характеристика элемента. Физические и химические свойства. Получение и применение. Соединения алюминия. Биологическая роль.
29. Общая характеристика атомов элементов и простых веществ II группы главной подгруппы. Физические и химические свойства. Получение и применение.
30. Жесткость воды и способы ее устранения.
31. Щелочные металлы. Общая характеристика элементов. Физические и химические свойства. Получение и применение. Биологическая роль.
32. Свойства, получение и применение важнейших соединений щелочных металлов.: гидридов, оксидов, гидроксидов, солей. Получение соды.
33. Медь. Серебро. Золото. Общая характеристика элементов. Физические и химические свойства. Получение и применение. Важнейшие соединения и их свойства.
34. Цинк. Кадмий. Ртуть. Общая характеристика элементов. Физические и химические свойства. Получение и применение. Важнейшие соединения и их свойства.
35. Хром. Марганец. Общая характеристика элементов. Физические и химические свойства. Получение и применение. Важнейшие соединения и их свойства.
36. Железо. Общая характеристика элемента. Физические и химические свойства. Получение и применение. Соединения железа. Важнейшие сплавы. Биологическая роль.
Практическая часть:
1. Составьте уравнения реакций для цепочки превращений:
С→ СО2 → МgСО3 → MgО → МgCl2 → Mg
Сl2→ HСl → CuСl2 → Cu(ОH)2 → CuSO4 → Cu
Mg → MgO → MgCl2 → Mg(OH)2 → MgO → Mg
P → P2O5 → H3PO4 → Na3PO4 → Ca3(PO4)2
H2S → SО2 → SО3 → H2SО4 → BaSО4.
(NH4)2SO4 → NH3 → NO → NO2 → HNO3.
Fe → FeCl2 → Fe(OH)2 → Fe(OH)3 → Fe2(SO4)3.
CH4 → CO2 → CO → CO2 → Ca(HCO3)2.
Be →Be(NO3)2 →Be(OH)2 →K2[Be(OH)4]
2. Подберите коэффициенты к окислительно-восстановительной реакции, укажите процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель:
KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 +O2 + K2SO4 + H2O
Na2S + K2Cr2O7 + H2SO4 → Na2SO4 + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O
Сa3(PO4)2 + C + SiO2→ CaSiO3 + P + CO
Cr(NO3)3+ I2+ KOH ®K2CrO4+ KI + KNO3+ H2O
KMnO4 + HCl → MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O
3. Запишите уравнения реакций в молекулярном, полном ионном и сокращённом ионном виде:
Натрий гидроксид+ хлоридная кислота →
калий сульфид + аргентум хлорид →.
цинк нитрат + кальций гидроксид →.
4. Исходные вещества: Cu(OH)2 и H2SO4. Составить уравнения
возможных реакций с образованием средних, кислых и оснóвных солей.
5. Исходные вещества Ba(OH)2 и H2CO3. Составить уравнения
возможных реакций с образованием средних, кислых и оснóвных солей.
6. Для комплексного соединенияК2[Zn(SCN)4].запишите название комплексного соединения, укажите ионы внешней сферы, внутренней сферы, комплексообразователь, лиганды, координационное число, уравнения диссоциации (две ступени) и составьте выражение для константы устойчивости комплексного иона.
7. Для комплексного соединения [Cr(H2O)6]Cl3 запишите название комплексного соединения, укажите ионы внешней сферы, внутренней сферы, комплексообразователь, лиганды, координационное число, уравнения диссоциации (две ступени) и составьте выражение для константы устойчивости комплексного иона.
8. Для комплексного соединения Na3[PtCl6]запишите название комплексного соединения, укажите ионы внешней сферы, внутренней сферы, комплексообразователь, лиганды, координационное число, уравнения
диссоциации (две ступени) и составьте выражение для константы устойчивости комплексного иона.
9. Составьте уравнения реакций получения металлов согласно приведенному описанию: а) восстановление феррум (II) оксида угарным газом;
б) восстановление плюмбум (II) оксида коксом.
10. Соли угольной кислоты – карбонаты и гидрокарбонаты, их гидролиз. Качественные реакции на карбонат-ион и углекислый газ (ответ подтвердите уравнениями реакции).
11. Составить уравнения гидролиза фосфата калия (К3РО4). Укажите реакцию среды в растворе соли. Напишите выражение для константы гидролиза.
12. Составить уравнения гидролиза карбоната калия (K2CO3). Укажите реакцию среды в растворе соли. Напишите выражение для константы гидролиза.
13. Образец пищевой соды массой 70 г прокалили до устойчивой массы. Вычислите объем полученного газа (н. у.), если содержание термоустойчивых примесей составляет 10%.
14. Над раскаленными катализатором пропустили газовую смесь, состоящую из азота объемом 10 л и водорода объемом 15 л (н. у.). Установите состав (л) смеси после окончания процесса.
15. К раствору массой 220 г с массовой долей сахара 3% добавили сахар массой 30 г. Вычислите массовую долю вещества в полученном растворе.
16. При сплавлении некоторого металла массой 11,8 г с достаточным количеством серы образовалась соединение массой 33 г, в которой металлический элемент имеет степень окисления +3. Определите металл.
17. Вычислите массу раствора с массовой долей хлоридной кислоты 7,3%, необходимую для нейтрализации раствора барий гидроксида массой 120 г с массовой долей щелочи 8,55%.
18. Неизвестный химический элемент образует оксид, в котором имеет степень окисления +3. Определите этот элемент, если его содержание в данном оксиде составляет 70%.
19. Образец стали массой 3 г прокалили и получили при этом карбон (IV) оксид объемом 0,0896 л (н. у.). Вычислите массовую долю углерода в сплаве.
20. К раствору массой 450 г с массовой долей растворенного вещества 8% добавили воду массой 150 г. Определите массовую долю растворенного вещества в полученном растворе.
21. Дано: 100 мл 3 %-ного раствора Na2SO4, плотностью 1,026 г/мл. Найдите молярную, нормальную концентрацию раствора.
22. Из раствора массой 500 г с массовой долей натрий нитрата 4,4% выпарили немного воды. В новообразованном растворе массовая доля соли составляла 8,8%. Вычислите массу воды, которая испарилась.
23. К раствору, содержащему калий ортофосфат массой 42,4 г, добавили аргентум нитрат массой 110 г. Вычислите массу образовавшегося
осадка.
24. При взаимодействии технического алюминия массой 8,5 г с раствором серной кислоты выделился водород объемом 10,08 л (н. у.). Вычислите массовую долю примесей в исходном металле.
25. Вычислите объем аммиака (н. у.), который необходимо растворить в воде для получения раствора массой 500 г с массовой долей растворенного вещества 0,85%
26. К раствору, содержащему купрум (II) нитрат массой 56,4 г добавили избыток раствора щелочи. При этом образовался осадок массой 24,99 г. Вычислите выход продукта от теоретически возможного.
27. Сквозь раствор массой 740 г, в котором массовая доля кальций гидроксида составляет 1,5%, пропустили карбон (IV) оксид объемом 6,72 л (н. у.). Вычислите массу образованной соли.
28. Вычислите массу сульфатной кислоты, которую можно получить из железного колчедана (FeS2) массой 67,5 т. Массовая доля примесей в колчедане составляет 20%
29. При некоторых заболеваниях в организм вводят раствор хлористого натрия с массовой долей 0,9%, называемый физиологическим раствором. Вычислите, сколько воды и соли нужно взять для приготовления 250 мл физиологического раствора, плотность которого 1,005 г/см3.
30. Для определения времени рекальцификации кровяной плазмы применяют 0,025М раствор хлорида кальция, который готовят из сухого прокаленного вещества. Сколько хлористого кальция необходимо для приготовления 500 мл требуемого раствора?
31. Для компенсации недостатка соляной кислоты в желудочном соке применяют ее растворы как лекарственные формы. Сколько мл НС1 с массовой долей 26% (пл. 1,12 г/см3) необходимо для приготовления 200 мл 0,1 н раствора НС1?
