Jerntal i det periodiske system. Valensværdi og grafisk formel

Jern, dets position i det periodiske system kemiske elementer D. I. Mendeleev.

I det periodiske system af kemiske elementer af D.I. Mendeleev er jern Fe placeret i den 4. periode af gruppe VIII i den sekundære undergruppe.

Fordelingen af elektroner over elektronlagene i et jernatom ser således ud:

I grundtilstand.

I en ophidset tilstand.

Et jernatom har fire elektronlag. Det tredje lags d-underniveau er fyldt med elektroner; der er 6 elektroner på det, og s-underniveauet på det fjerde lag indeholder 2 elektroner. I forbindelser udviser jern oxidationstilstande +2 og +3.

Forbindelser med jernatomer i oxidationstilstande +4, +6 og nogle andre er også kendte.

Fysiske egenskaber.

Jern er et typisk metal, skinnende sølv hvidt metal densiteten er 7,87 g/cm3, smp. 1539 C. Har god duktilitet. Jern kan let magnetiseres og afmagnetiseres og bruges derfor som kerner i dynamoer og elektriske motorer. Jern består af fire stabile isotoper med massetal 54,56,57 og 58. Jern er en moderat ildfaste metaller. I rækken af standardelektrodepotentialer er jern rangeret før brint og reagerer let med fortyndede syrer.

Yderligere er det tilrådeligt at bemærke, at jern, efter aluminium, er det mest almindelige metal i naturen (det samlede indhold i jordskorpen er 4,65 vægtprocent). Kendt stort antal mineraler, der indeholder jern: magnetit ( magnetisk jernmalm) - Fe3O4, hæmatit (rød jernmalm) - Fe2O3, jern spar(siderit) - FeCO3, jernkis - FeS2 mv.

Kemiske egenskaber.

Jern er karakteriseret ved oxidationstilstande på +2 og +3.

Oxidationstilstanden +2 svarer til sort oxid FeO og grøn hydroxid Fe(OH) 2. De er grundlæggende af natur. I salte er Fe(+2) til stede som en kation. Fe(+2) er et svagt reduktionsmiddel.

Oxidationstilstanden +3 svarer til det rødbrune oxid Fe 2 O 3 og det brune hydroxid Fe(OH) 3. De er amfotere af natur, selvom de er sure, og deres grundlæggende egenskaber er svagt udtrykt. Således hydrolyseres Fe 3+ -ioner fuldstændigt selv i et surt miljø. Fe(OH) 3 opløses (og selv da ikke fuldstændigt) kun i koncentrerede alkalier. Fe 2 O 3 reagerer kun med alkalier ved fusion, hvilket giver ferriter (formelle salte af syren HFeO 2, som ikke findes i fri form):

Jern (+3) udviser oftest svage oxiderende egenskaber.

Oxidationstilstande +2 og +3 skifter let mellem hinanden, når redoxforholdene ændres.

Derudover er der oxidet Fe 3 O 4, hvor den formelle oxidationstilstand for jern er +8/3. Dette oxid kan dog også betragtes som jern (II) ferrit Fe +2 (Fe +3 O 2) 2.

Der er også en oxidationstilstand på +6. Det tilsvarende oxid og hydroxid findes ikke i fri form, men der opnås salte - ferrater (f.eks. K 2 FeO 4). Jern (+6) er til stede i dem i form af en anion. Ferrater er stærke oxidationsmidler.

Egenskaber ved et simpelt stof.

Når det opbevares i luft ved temperaturer op til 200 °C, dækkes jern gradvist med en tæt film af oxid, som forhindrer yderligere oxidation af metallet. I fugtig luft bliver jern dækket af et løst lag rust, som ikke forhindrer adgangen af ilt og fugt til metallet og dets ødelæggelse. Rust har ikke en konstant kemisk sammensætning; den er omtrentlig kemisk formel kan skrives som Fe 2 O 3 xH 2 O.

Interagerer med syrer.

Med saltsyre:

Med fortyndet svovlsyre:

· Koncentrerede salpeter- og svovlsyrer passiverer jern. Det reagerer kun med koncentreret svovlsyre, når det opvarmes:

· Interaktion med ilt:

Forbrænding af jern i luft:

Forbrænding i ren ilt:

At lede ilt eller luft gennem smeltet jern:

· Interaktion med svovlpulver ved opvarmning:

· Interaktion med halogener ved opvarmning:

· Forbrænding i klor:

· Kl højt blodtryk bromdamp:

Interaktion med jod:

· Interaktion med ikke-metaller:

Med nitrogen ved opvarmning:

Med fosfor ved opvarmning:

Med kulstof:

Med silicium:

· Interaktion mellem varmt jern og vanddamp:

· Jern reducerer metaller, der er til højre for det i aktivitetsserien fra saltopløsninger:

Jern reducerer jern(III) forbindelser:

Ved forhøjet tryk reagerer metallisk jern med kulilte (II) CO, og der dannes en væske, kl. normale forhold meget flygtigt jernpentacarbonyl Fe(CO)5. Jerncarbonyler med sammensætningerne Fe2(CO)9 og Fe3(CO)12 er også kendte. Jerncarbonyler tjener som udgangsmaterialer i syntesen af organiske jernforbindelser, herunder ferrocen af sammensætningen (η5-C5H5)2Fe.

Rent metallisk jern er stabilt i vand og fortyndede alkaliske opløsninger. Jern opløses ikke i kolde koncentrerede svovl- og salpetersyrer på grund af passivering af metaloverfladen af en stærk oxidfilm. Varm koncentreret svovlsyre, som er et stærkere oxidationsmiddel, interagerer med jern.

Jern(II)-forbindelser.

Jern(II)oxid FeO har grundlæggende egenskaber; basen Fe(OH)2 svarer til det. Jern (II) salte har en lysegrøn farve. Ved opbevaring, især i fugtig luft, bliver de brune på grund af oxidation til jern (III). Den samme proces sker ved opbevaring af vandige opløsninger af jern(II)salte:

Af jern(II)saltene i vandige opløsninger er det mest stabile Mohrs salt - dobbelt ammonium og jern(II)sulfat (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O.

Kaliumhexacyanoferrat(III) K3 (rødt blodsalt) kan tjene som reagens for Fe 2+ -ioner i opløsning. Når Fe 2+ og 3− ioner interagerer, udfældes et bundfald af kaliumjern (II) hexacyanoferrat (III) (preussisk blå):

som omarrangeres intramolekylært til kaliumjern(III)hexacyanoferrat(II):

Jern(III) forbindelser.

Jern(III)oxid Fe2O3 er den mest stabile naturlige oxygenholdig forbindelse kirtel.

Jern(III)oxid Fe2O3 er svagt amfotert; det matches af en endnu svagere base end Fe (OH)2, Fe(OH)3, som reagerer med syrer:

Fe3+ salte er tilbøjelige til at danne krystallinske hydrater. I dem er Fe3+ ionen normalt omgivet af seks vandmolekyler. Disse salte er lyserøde eller lilla i farven.

Fe3+ ionen er fuldstændig hydrolyseret selv i et surt miljø. Ved pH>4 udfældes denne ion næsten fuldstændigt i form af Fe(OH)3:

Ved delvis hydrolyse af Fe3+ ionen dannes polynukleære oxo- og hydroxokationer, hvorfor opløsningerne bliver brune.

De grundlæggende egenskaber af jern(III)hydroxid Fe(OH)3 er meget svagt udtrykt. Det er kun i stand til at reagere med koncentrerede opløsninger af alkalier:

De resulterende hydroxokomplekser af jern(III) er kun stabile i stærkt alkaliske opløsninger. Når opløsninger fortyndes med vand, ødelægges de, og Fe(OH)3 udfældes.

Når det er legeret med alkalier og oxider af andre metaller, danner Fe2O3 en række ferriter:

Jern(III)-forbindelser i opløsninger reduceres med metallisk jern:

Jern(III) er i stand til at danne dobbeltsulfater med enkeltladede kationer, såsom alun, for eksempel KFe(SO4)2 - jern-kaliumalun, (NH4)Fe(SO4)2 - jern-ammoniumalun osv.

Til kvalitativ påvisning af jern(III)-forbindelser i opløsning anvendes en kvalitativ reaktion af Fe3+-ioner med uorganiske thiocyanater SCN−. I dette tilfælde dannes en blanding af lysrøde thiocyanatjernkomplekser 2+, +, Fe(SCN)3, -. Sammensætningen af blandingen (og derfor intensiteten af dens farve) afhænger af forskellige faktorer Derfor er denne metode ikke anvendelig til nøjagtig kvalitativ bestemmelse af jern.

Et andet højkvalitetsreagens til Fe3+-ioner er kaliumhexacyanoferrat (II) K4 (gult blodsalt). Når Fe3+ og 4− ioner interagerer, dannes et lyseblåt bundfald af kaliumjern (III) hexacyanoferrat (II):

Fe3+ ioner bestemmes kvantitativt af dannelsen af rødt (i et let surt miljø) eller gult (i et svagt surt miljø) alkalisk miljø) komplekser med sulfosalicylsyre. Denne reaktion kræver korrekt valg af buffere, da nogle anioner (især acetat) danner blandede komplekser med jern og sulfosalicylsyre med deres egne optiske egenskaber.

Jern(VI) forbindelser.

Ferrater er salte af jernsyre H2FeO4, som ikke findes i fri form. Disse er violetfarvede forbindelser, der minder om permanganater i oxidative egenskaber og sulfater i opløselighed. Ferrater opnås ved indvirkning af gasformig klor eller ozon på en suspension af Fe(OH)3 i alkali:

Ferrater kan også opnås ved elektrolyse af en 30% alkaliopløsning på en jernanode:

Ferrater er stærke oxidationsmidler. I et surt miljø nedbrydes de med frigivelse af ilt:

Oxidative egenskaber Ferrater bruges til at desinficere vand.

Find i naturen: I jordskorpen er jern ret udbredt - det tegner sig for omkring 4,1 % af massen af jordskorpen (4. plads blandt alle grundstoffer, 2. blandt metaller). Der kendes et stort antal malme og mineraler indeholdende jern. Af størst praktisk betydning er røde jernmalme (hæmatitmalm, Fe2O3; indeholder op til 70 % Fe), magnetiske jernmalme (magnetitmalm, Fe3O4; indeholder 72,4 % Fe), brune jernmalme (hydrogehitmalm HFeO2 nH2O), samt spar jernmalm (sideritmalm, jerncarbonat, FeCO3; indeholder omkring 48% Fe). I naturen er der også store forekomster af pyrit FeS2 (andre navne er svovlkis, jernkis, jerndisulfid m.fl.), men malme med højt indhold svovl for nu praktisk betydning Har ikke. Rusland rangerer først i verden med hensyn til jernmalmreserver. I havvand er der 1·10–5 - 1·10–8 % jern.

Biologisk rolle.

Jern er en væsentlig bestanddel af hæmoglobin, myoglobin, cytochromer, peroxidaser og katalaser. Jern- og transferrinkomplekset binder sig til specifikke receptorer på membranerne af prolifererende erythroidceller, og jern kommer ind i cellen. Med jernmangel producerer kroppen røde blodlegemer med utilstrækkeligt hæmoglobinindhold, derfor er den vigtigste manifestation af jernmangel hypokrom anæmi. Behandling med jernpræparater fører til en gradvis tilbagegang af kliniske (f.eks. svaghed, træthed, svimmelhed, takykardi, ømhed og tør hud) og laboratoriesymptomer.

Jern er til stede i alle planters og dyrs kroppe som et sporstof, det vil sige i meget små mængder (i gennemsnit ca. 0,02%). Men jernbakterier, som bruger energien fra oxidation af jern (II) til jern (III) til kemosyntese, kan akkumulere op til 17-20 % jern i deres celler. Jerns vigtigste biologiske funktion er deltagelse i oxygen (O) transport og oxidative processer. Jern udfører denne funktion som en del af komplekse proteiner - hæmoproteiner, hvis protesegruppe er jernporphyrinkomplekset - hæm. Blandt de vigtigste hæmoproteiner er de respiratoriske pigmenter hæmoglobin og myoglobin, universelle elektronbærere i reaktionerne af cellulær respiration, oxidation og fotosyntese, cytochromer, katalose- og peroxidenzymer og andre. Hos nogle hvirvelløse dyr har de jernholdige respiratoriske pigmenter heloerythrin og chlorocruorin en struktur forskellig fra hæmoglobiner. Under biosyntesen af hæmoproteiner overføres jern til dem fra proteinet ferritin, som lagrer og transporterer jern. Dette protein, hvoraf et molekyle indeholder omkring 4.500 jernatomer, er koncentreret i leveren, milten, knoglemarven og tarmslimhinden hos pattedyr og mennesker. En persons daglige behov for jern (6-20 mg) dækkes rigeligt af mad (kød, lever, æg, brød, spinat, rødbeder og andre er rige på jern). Kroppen af en gennemsnitlig person (kropsvægt 70 kg) indeholder 4,2 g jern, 1 liter blod indeholder omkring 450 mg. Når der er mangel på jern i kroppen, udvikles kirtelanæmi, som behandles med lægemidler, der indeholder jern. Jerntilskud bruges også som generelle styrkende midler. En for høj dosis jern (200 mg eller mere) kan have en toksisk virkning. Jern er også nødvendigt for planters normale udvikling, hvorfor der findes mikrogødning baseret på jernpræparater.

Jerntilskud- en gruppe lægemidler, der indeholder salte eller komplekser af divalent og trivalent jern, såvel som deres kombinationer med andre lægemidler. Anvendes hovedsageligt til behandling og forebyggelse af jernmangelanæmi.

Jerntilskud er indiceret til:

Jernmangeltilstande (hovedindikation);

· med intolerance over for komælk;

· børn, der har lidt akutte eller langvarige infektionssygdomme.

Jernmangel kan skyldes:

· utilstrækkeligt indtag af jern i fosterets krop (under føto-føtal og føto-maternal transfusion), barn eller voksen;

· nedsat absorption fra tarmens lumen (malabsorptionssyndrom, inflammatoriske processer i tarmene, mens du tager tetracyclin-antibiotika og andre lægemidler);

· akut massivt eller kronisk blodtab (blødning, helminthic angreb, nasale blødninger, juvenil uterinblødning, langvarig hæmaturi og andre);

· resultat af øget jernforbrug (periode med intensiv vækst, infektionssygdomme og andre).

Bivirkninger.

Når du tager jerntilskud oralt, kan der forekomme dyspeptiske virkninger (kvalme, opkastning, diarré). Graden af deres sværhedsgrad er højere, jo mere uabsorberet lægemiddel forbliver i tarmens lumen. Reduceret jern (kun 0,5%) optages værst af alt (laveste biotilgængelighed) fra mave-tarmkanalen; det er disse lægemidler, der oftest fører til tarmdysfunktion (bør ikke anvendes til børn).

Ved at aktivere frie radikal-reaktioner kan jernpræparater beskadige cellemembraner (herunder øge graden af hæmolyse af røde blodlegemer).

Efter parenteral administration af jernpræparater kan der opstå uønskede virkninger: på grund af en stigning i koncentrationen af frit jern i blodet falder tonen i små kar - arterioler og venoler - deres permeabilitet øges. Rødme af huden i ansigtet, på halsen og et sus af blod til hovedet og brystet observeres. Yderligere administration af lægemidlet i dette tilfælde er kontraindiceret. Hvis lægemidlet ikke stoppes, udvikler hæmosiderose sig i fremtiden. indre organer og stoffer.

En overdosis af jern indtaget oralt resulterer i blodig diarré og opkastning. Med en overdosis af et hvilket som helst jernpræparat falder perifer vaskulær modstand, væsketransudation øges, og volumen af cirkulerende blod falder. Som et resultat falder blodtrykket, og der opstår takykardi.

Generelt kan denne kategori af lægemidler opdeles i flere hovedgrupper: præparater baseret på divalente og trivalente jernsalte, forskellige komplekse jernforbindelser og kombinationsprodukter. Jernsaltpræparater ordineres kun oralt.

Salte jernholdigt jern.

Absorptionen af jern af cellerne i mave-tarmslimhinden fra saltforbindelser sker hovedsageligt i divalent form, da apoferritin i enterocytter kun kan binde til Fe 2 -ioner. Derfor har præparater baseret på forskellige jern(II)salte (sulfat, fumarat, gluconat, succinat, glutamat, lactat osv.) større biotilgængelighed, og almindelig sag mere foretrukket end præparater indeholdende jern(III)salte. Derudover er de de billigste lægemidler sammenlignet med andre jernpræparater.

På trods af disse fordele har jernsaltpræparater også betydelige ulemper, især et højt niveau af gastrointestinale bivirkninger (ca. 23%) ved anvendelse af høje doser. Biotilgængeligheden af jern(II)-salte kan falde, når de interagerer med forskellige komponenter mad og anden medicin (fytiner, oxalater, tanniner, antacida osv.), og derfor ordineres de på tom mave, selvom dette øger deres negative effekt på tarmslimhinden. Enhver overdosis af disse stoffer fører let til akut forgiftning(i USA var der mellem 1986 og 1996 100 tusinde rapporter om forgiftning af børn under 6 år med jernsalte), hvilket også i nogen grad begrænser deres udbredte anvendelse hos børn.

De vigtigste repræsentanter for præparater fremstillet af divalente jernsalte er produkter baseret på jernsulfatheptahydrat FeSO 4 7H 2 O(indhold af elementært jern - 20 vægt% salt). Jernsulfat er meget opløseligt i vand og har ligesom andre vandopløselige salte relativt høj biotilgængelighed. Det skal bemærkes, at jern(II)sulfat i et fugtigt miljø gradvist oxideres til jern(III)sulfat, hvilket pålægger nogle begrænsninger for dets opbevaring og anvendelse (kan ikke anvendes i form af opløsninger, sirupper og andre flydende former). Flere handelsnavne på lægemidler, der indeholder jernsulfat, er registreret i Rusland: "Tardiferon", "Hemofer prolongatum", "Fenuls". Jernsulfat bruges også nogle gange i kombination med stabiliserende midler, såsom ascorbinsyre, der fungerer som en antioxidant (handelsnavne "Sorbifer Durules", "Ferroplex").

Forberedelser baseret på ferrichloridtetrahydrat FeCl 2 4H 2 O(jernindhold 28%), i modsætning til jernsulfat, oxiderer ikke i vandige opløsninger, derfor produceres de i form af dråber til oral administration (varemærke registreret i Rusland - "Hemofer"). Når man tager sådanne lægemidler, skal det tages i betragtning, at opløsninger af jernsalte kan forårsage mørkfarvning af tænderne på grund af aflejring på deres overflade af uopløseligt jernsulfid, dannet ved interaktionen af Fe 2+ -ioner med hydrogensulfid, som kan være indeholdt i mundhulen (for eksempel under tandkaries).

Jernfumarat FeC 4 H 2 O 4(elementært jernindhold 33 vægtprocent af saltet) er i modsætning til tidligere salte mindre opløseligt i vand, men opløses godt i fortyndede opløsninger af syrer, som f.eks. mavesaft. Derfor er præparater baseret på jern(II)fumarat mere stabile, har ikke en karakteristisk jernsmag og binder sig ikke til proteiner i øvre sektioner Mave-tarmkanalen, men samtidig opløses de godt direkte i maven og er derfor ikke ringere i biotilgængelighed i forhold til vandopløselige salte. Jernholdig fumarat er registreret i Rusland som et lægemiddel, men dette øjeblik ikke modtaget uddeling.

Jernsalte.

Præparater fra jernsalte er traditionelt mindre at foretrække sammenlignet med jern(II)-salte, da Fe 3+-ioner for at blive absorberet af kroppen først skal reduceres til Fe 2+, hvilket er årsagen til deres lavere biotilgængelighed. Desuden hydrolyseres jern(III)-salte i de øvre dele af tyndtarmen let til dannelse af dårligt opløselige hydroxider, hvilket også nedsætter deres fordøjelighed.

Mangan.

Mangan er et element i sideundergruppen af den syvende gruppe af den fjerde periode af det periodiske system af kemiske elementer af D. I. Mendeleev med atomnummer 25.

Den elektroniske formel for mangan er:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
Valenselektroner findes i 4s og 3d underniveauerne. Der er 7 elektroner i manganatomets valensorbitaler.

Fordeling af mangan i naturen. Det gennemsnitlige indhold af mangan i jordskorpen er 0,1 %, i de fleste magmatiske bjergarter er det 0,06-0,2 vægtprocent, hvor det er i en dispergeret tilstand i form af Mn 2+ (en analog til Fe 2+). På jordens overflade oxideres Mn 2+ let, her kendes også mineralerne Mn 3+ og Mn 4+. I biosfæren migrerer mangan kraftigt under reducerende forhold og er inaktivt i et oxiderende miljø. Mangan er mest mobilt i det sure vand i tundraen og skovlandskaberne, hvor det findes i form af Mn 2+. Manganindholdet her er ofte forhøjet og dyrkede planter lider nogle steder af overskydende mangan; Jern-mangan knuder, sø- og sumpmalme dannes i jord, søer og sumpe. I tørre stepper og ørkener under forhold med et alkalisk oxiderende miljø er mangan inaktivt, organismer er fattige på mangan, og dyrkede planter har ofte brug for mangan mikrogødning. Flodvande er fattige på mangan (10 -6 -10 -5 g/l), men den samlede fjernelse af dette element af floder er enorm, og hovedparten af det er aflejret i kystzonen. Der er endnu mindre mangan i vandet af søer, have og oceaner; Mange steder på havbunden er jern-mangan knuder dannet i tidligere geologiske perioder almindelige.

Mangan mineraler.

· pyrolusit MnO 2 · x H 2 O, det mest almindelige mineral (indeholder 63,2% mangan);

· manganit (brun manganmalm) MnO(OH) (62,5% mangan);

· brownit 3Mn203 · MnSiO3 (69,5 % mangan);

· hausmannit (Mn II Mn 2 III) O 4 ;

· rhodochrosit (mangan spar, crimson spar) MnCO 3 (47,8 % mangan);

· psilomelan m MnO MnO 2 n H20 (45-60% mangan);

· purpurit Mn 3+, (36,65 % mangan).

Kemiske egenskaber.

Kemisk er mangan ret aktivt; når det opvarmes, interagerer det energisk med ikke-metaller - oxygen (der dannes en blanding af manganoxider af forskellige valenser), nitrogen, svovl, kulstof, fosfor og andre. På stuetemperatur Mangan ændrer sig ikke i luften: det reagerer meget langsomt med vand. Det opløses let i syrer (salt, fortyndet svovlsyre), og danner divalente mangansalte. Når det opvarmes i vakuum, fordamper mangan nemt selv fra legeringer.

Mangan danner legeringer med mange kemiske grundstoffer; de fleste metaller opløses i deres individuelle modifikationer og stabiliserer dem. Således stabiliserer Cu, Fe, Co, Ni og andre y-modifikationen. Al, Ag og andre udvider β- og σ-Mn-regionerne i binære legeringer. Dette er vigtigt for produktionen af mangan-baserede legeringer, der er modtagelige for plastisk deformation (smedning, valsning, stempling).

I forbindelser udviser mangan sædvanligvis en valens fra 2 til 7 (de mest stabile oxidationstilstande er +2, +4 og +7). Med en stigning i graden af oxidation, oxidativ og syreegenskaber Manganforbindelser.

Mn(+2)-forbindelser er reduktionsmidler.

Oxid MnO- pulver grå-grøn farve; har grundlæggende egenskaber. uopløseligt i vand og alkalier, meget opløseligt i syrer. Mn(OH)3-hydroxid er et hvidt stof, uopløseligt i vand. Mn(+4)-forbindelser kan fungere både som oxidationsmidler (a) og reduktionsmidler (b):

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O (a)

(ifølge denne udgave produceres klor i laboratorier)

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

(reaktionen sker under fusion).

Mangan(II)oxid MnO2- sortbrun i farven, det tilsvarende Mn(OH)4-hydroxid er mørkebrun i farven. Begge forbindelser er uopløselige i vand, begge er amfotere med en lille overvægt af sur funktion. Salte af typen K2MnO4 kaldes manganitter.

Af Mn(+6)-forbindelserne er de mest typiske permangansyre og dens manganatsalte. Mn(+7) forbindelser er meget vigtige - mangansyre, mangananhydrid og permanganater.

Karakteristiske oxidationstilstande for mangan: 0, +2, +3, +4, +6, +7 (+1, +5 er ikke særlig karakteristiske).

Passiverer under oxidation i luft. Pulveriseret mangan brænder i ilt (Mn + O2 → MnO2). Ved opvarmning nedbryder mangan vand og fortrænger hydrogen (Mn + 2H2O → (t) Mn(OH)2 + H2), det resulterende manganhydroxid sænker reaktionen.

Mangan absorberer brint, og med stigende temperatur øges dets opløselighed i mangan. Ved temperaturer over 1200 °C reagerer det med nitrogen og danner nitrider af forskellig sammensætning.

Kulstof reagerer med smeltet mangan for at danne karbider Mn3C og andre. Det danner også silicider, borider og phosphider.

Reagerer med saltsyre og svovlsyre ifølge ligningen:

Med koncentreret svovlsyre forløber reaktionen ifølge ligningen:

Med fortyndet salpetersyre forløber reaktionen ifølge ligningen:

Mangan er stabilt i alkalisk opløsning.

Mangan danner følgende oxider: MnO, Mn2O3, MnO2, MnO3 (ikke isoleret i fri tilstand) og mangananhydrid Mn2O7.

Mn2O7 er under normale forhold et flydende olieagtigt stof, mørkt Grøn farve, meget ustabil; når det blandes med koncentreret svovlsyre, antænder det organiske stoffer. Ved 90 °C nedbrydes Mn2O7 eksplosivt. De mest stabile oxider er Mn2O3 og MnO2, samt det kombinerede oxid Mn3O4 (2MnO·MnO2 eller salt Mn2MnO4).

Når mangan (IV) oxid (pyrolusit) smeltes sammen med alkalier i nærvær af oxygen, dannes manganater:

Manganatopløsningen har en mørkegrøn farve. Når forsuret, sker reaktionen:

Opløsningen bliver rød på grund af udseendet af MnO4−-anionen, og et brunt bundfald af mangan(IV)oxid-hydroxid udfældes fra den.

Mangansyre er meget stærk, men ustabil, den kan ikke koncentreres til mere end 20%. Syren selv og dens salte (permanganater) er stærke oxidationsmidler. For eksempel oxiderer kaliumpermanganat, afhængigt af opløsningens pH forskellige stoffer reduceres til manganforbindelser med varierende grader af oxidation. I et surt miljø - til mangan (II) forbindelser, i et neutralt miljø - til mangan (IV) forbindelser, i et stærkt alkalisk miljø - til mangan (VI) forbindelser.

Ved opvarmning nedbrydes permanganater med frigivelse af ilt (en af laboratoriemetoderne til fremstilling af ren ilt). Reaktionen forløber i henhold til ligningen (ved at bruge eksemplet med kaliumpermanganat):

Under påvirkning af stærke oxidationsmidler omdannes Mn2+ ionen til MnO4− ionen:

Denne reaktion bruges til den kvalitative bestemmelse af Mn2+.

Når opløsninger af Mn(II)-salte alkaliseres, udfældes der et bundfald af mangan(II)hydroxid, som hurtigt bliver brunt i luften som følge af oxidation.

Salte MnCl3, Mn2(SO4)3 er ustabile. Hydroxiderne Mn(OH)2 og Mn(OH)3 er basiske af natur, MnO(OH)2 er amfotere. Mangan (IV) chlorid MnCl4 er meget ustabil, nedbrydes ved opvarmning, som bruges til at producere klor:

Mangans nuloxidationstilstand manifesterer sig i forbindelser med σ-donor- og π-acceptorligander. Carbonyl med sammensætningen Mn2(CO)10 er således kendt for mangan.

Andre manganforbindelser med σ-donor- og π-acceptorligander (PF3, NO, N2, P(C5H5)3) er også kendte.

Biologisk rolle.

Mangan i kroppen. Mangan er vidt udbredt i naturen og er en konstant integreret del plante- og dyreorganismer. Manganindholdet i planter er ti tusindedele til hundrededele, og i dyr - hundrede tusindedele til tusindedele af en procent. Hvirvelløse dyr er rigere på mangan end hvirveldyr. Blandt planter ophobes betydelige mængder mangan i nogle rustsvampe, vandkastanjer, andemad, bakterier af slægterne Leptothrix, Crenothrix og nogle kiselalger (Cocconeis) (op til flere procent i aske), blandt dyr - røde myrer, nogle bløddyr og krebsdyr (op til hundrededele af en procent). Mangan er en aktivator af en række enzymer, deltager i processerne med respiration, fotosyntese, biosyntese nukleinsyrer og andre, øger effekten af insulin og andre hormoner, påvirker hæmatopoiesen og mineralmetabolismen. Manganmangel i planter forårsager nekrose, klorose af æble- og citrusfrugter, pletter af korn, forbrændinger af kartofler, byg osv. Mangan findes i alle menneskelige organer og væv (leveren, skelettet og skjoldbruskkirtlen er de rigeste på det). Dyrs og menneskers daglige behov for mangan er adskillige mg (en person modtager 3-8 mg mangan dagligt fra mad). Behovet for mangan stiger med fysisk aktivitet, med mangel sollys; Børn har brug for mere mangan end voksne. Det har vist sig, at manglen på mangan i dyrefoder negativt påvirker deres vækst og udvikling, forårsager anæmi, såkaldt laktationstetani og en krænkelse af mineralmetabolismen i knoglevæv. For at forebygge disse sygdomme tilsættes mangansalte til foderet.

Biologisk virkning mangan:
● antioxidant
● regulering af blodsukkerniveauet
● normalisering af kolesterolniveauer og blodlipidsammensætning
● antianæmi
● antiallergisk
● fremme modning af kønsceller, fosterudvikling og fuldtidsgraviditet
● genoprette strukturen af knogle- og bruskvæv
● antikonvulsiv, forebyggelse af PMS (præmenstruelt syndrom) mv.

Tegn på manganmangel:

● Træthed, svaghed, svimmelhed, tinnitus
● Forringelse af hjerneaktivitet, hukommelsestab
opkastning
● Spasmer og kramper
● Smerter i muskler og led, bevægelsesforstyrrelser, tendens til forstuvninger og forstuvninger, gigt, unormal vækst og udvikling Skelet system
● Synshandicap
● Vitiligo, hudpigmenteringsforstyrrelser
● Forsinket vækst af negle og hår
● Diabetes, nedsat glukosetolerance, overvægt, højt kolesteroltal, stofskifteproblemer
● Risiko for infertilitet, reproduktionsproblemer, tidlig overgangsalder, ovariedysfunktion, osteoporose i overgangsalderen
● Nedsat immunitet, for tidlig aldring
● Allergier
● Risiko for kræft
● Udviklingsforsinkelse hos børn, udseende af børn med patologier

Tegn på mangan toksicitet:

Overskydende mangan er giftigt: det forstyrrer absorptionen af jern og konkurrerer med kobber i processen med hæmatopoiesis, hvilket forårsager anæmi og forårsager også andre patologiske ændringer.
● Svag appetit, apati, depression
● Generel svaghed, impotens
● Forstyrret søvn
● Midlertidig sindssyge, demens
● Neurologiske problemer
● Parkinsonisme eller Parkinsons sygdom (muskelstivhed, rysten, monoton stemme, frosset, maskelignende ansigt).

Kobolt

Co, kemisk grundstof med atomnummer 27. Dens atommasse 58,9332. Naturlig kobolt består af to stabile nuklider: 59 Co (99,83 vægt%) og 57 Co (0,17%). I det periodiske system af grundstoffer af D.I. Mendeleev indgår kobolt i gruppe VIII og danner sammen med jern og nikkel i 4. periode i denne gruppe en triade af overgangsmetaller med lignende egenskaber. Konfigurationen af de to ydre elektronlag i koboltatomet er 3s 2 p 6 d 7 4s 2. Det danner forbindelser oftest i +2 oxidationstilstand, sjældnere i +3 oxidationstilstand og meget sjældent i +1, +4 og +5 oxidationstilstande.

Kobolt er et mineral, der er en del af vitamin B12. Normalt målt i mikrogram (mcg). Kobolt - afgørende for røde blodlegemer. Skal hentes hos fødekilder. Der er ingen fastlagt daglig værdi for kobolt, og kun meget små mængder af dette mineral er nødvendige i kosten (normalt ikke mere end 8 mcg).

At være i naturen.

I jordskorpen er koboltindholdet 4·10 -3 vægtprocent. Kobolt er en komponent af mere end 30 mineraler. Disse omfatter carolite CuCo 2 S 4, linneite Co 3 S 4, cobaltine CoAsS, spherocobaltite CoCO 3, smaltite CoAs 2 og andre. Som regel er kobolt i naturen ledsaget af sine naboer i den 4. periode - nikkel, jern, kobber, mangan. I havvand er der ca. (1-7)·10 -10 % kobolt.

Kobolt er et relativt sjældent metal, og aflejringer rige på det er nu næsten opbrugt. Derfor beriges først koboltholdige råvarer (ofte nikkelmalme, der indeholder kobolt som urenhed), og der opnås et koncentrat derfra. For at ekstrahere kobolt behandles koncentratet enten med opløsninger af svovlsyre eller ammoniak eller forarbejdes ved pyrometallurgi til en sulfid eller en metallegering. Denne legering udvaskes derefter med svovlsyre. Nogle gange, for at udvinde kobolt, udføres svovlsyre "dynger" udvaskning af den oprindelige malm (knust malm placeres i høje dynger på specielle betonplatforme, og disse dynger vandes med en udvaskningsopløsning ovenpå).

Fysiske egenskaber.

Kobolt er et hårdt metal, der findes i to modifikationer. Ved temperaturer fra stuetemperatur til 427 °C er α-modifikationen stabil. Ved temperaturer fra 427 °C til smeltepunktet (1494 °C) er β-modifikationen af kobolt (ansigtscentreret kubisk gitter) stabil. Kobolt er en ferromagnet, Curie-punkt 1121 °C. Et tyndt lag oxider giver det en gullig farvetone.

Kemiske egenskaber.

Oxider.

· I luft oxiderer kobolt ved temperaturer over 300 °C.

· Cobaltoxid, stabilt ved stuetemperatur, er et komplekst oxid Co 3 O 4, med en spinelstruktur, i krystal struktur hvoraf den ene del af knuderne er optaget af Co 2+ ioner, og den anden af Co 3+ ioner; nedbrydes til dannelse af CoO over 900 °C.

· Ved høje temperaturer kan α-formen eller β-formen af CoO-oxid opnås.

· Alle koboltoxider reduceres med brint:

Cobalt(III)oxid kan opnås ved at kalcinere kobolt(II)forbindelser, for eksempel:

Andre forbindelser.

· Ved opvarmning reagerer kobolt med halogener, og kobolt (III)-forbindelser dannes kun med fluor.

· Med svovl danner kobolt 2 forskellige modifikationer af CoS. Sølvgrå α-form (når pulvere er smeltet sammen) og sort β-form (udfælder fra opløsninger).

Ved opvarmning af CoS ind

Jern (lat. Ferrum) er et kemisk grundstof af gruppe VIII i Mendeleevs periodiske system; atomnummer 26, atommasse 55.847.
Jern kan kaldes vor tids vigtigste metal. Dette kemiske element er blevet meget godt undersøgt. Ikke desto mindre ved forskerne ikke, hvornår og af hvem jern blev opdaget: det er for længe siden. Mennesket begyndte at bruge jernprodukter i begyndelsen af det 1. årtusinde f.Kr. Bronzealderen blev erstattet af jernalderen. Jernmetallurgi i Europa og Asien begyndte at udvikle sig i det 9.-7. århundrede. f.Kr.
Det første jern, der faldt i hænderne på mennesker, var det nok ikke jordisk oprindelse. Hvert år falder mere end tusinde meteoritter på vores Jord, nogle af dem er jern, der hovedsageligt består af nikkeljern. Den største opdagede jernmeteorit vejer omkring 60 tons. Den blev fundet i 1920 i det sydvestlige Afrika. "Himmelsk" jern har en vigtig teknologisk egenskab: Når det opvarmes, kan dette metal ikke smedes; kun koldt meteoritjern kan smedes. Våben lavet af "himmelsk" metal forblev ekstremt sjældne og dyrebare i mange århundreder.
Jern blev også opdaget på Månen, og i månejorden er det til stede i en naturlig, ikke-oxideret tilstand, hvilket tydeligvis forklares med fraværet af en atmosfære.
På Jorden findes jern også nogle gange i en indfødt tilstand.
I oldtiden var jern højt værdsat. I "Geografien" af den antikke græske videnskabsmand Strabo, skrevet i begyndelsen af vores æra, siges det, at blandt de afrikanske folk var jern 10 gange dyrere end guld... Måske er dette rimeligt, hvis vi betragter det vigtigste kriterium for høje omkostninger skal ikke være kemisk resistens og sjældenhed, men værdi for teknologi, for udviklingen af civilisationen. Hovedårsagerne til, at jern er blevet det vigtigste metal til teknologi og produktion, er udbredelsen af forbindelser af dette element og den relative lethed at genvinde metal fra dem.
Størstedelen af jern findes i aflejringer, der kan udvikles industrielt.
Med hensyn til reserver i jordskorpen ligger jern på en fjerdeplads blandt alle grundstoffer, efter ilt, silicium og aluminium. Der er meget mere jern i planetens kerne, som ifølge videnskabsmænd består af nikkel og jern. Men denne hardware er ikke tilgængelig og vil sandsynligvis ikke blive tilgængelig inden for en overskuelig fremtid. Derfor forbliver den vigtigste kilde til jern sådanne mineraler som magnetit Fe3O4, hydrogoethit FeO2-nH2O, hæmatit Fe2O3 og siderit FeCO3, der er placeret på jordens overflade eller på lave dybder. De danner grundlaget for de vigtigste jernmalme - magnetisk, brun, rød og spartlet jernmalm. Mest jern, 72,4%, er i magnetit. De største jernmalmforekomster i USSR er Kursk magnetiske anomali, Krivoy Rog jernmalmforekomsten, i Uralbjergene (Bjergene Magnitnaya, Vysokaya, Blagodat), i Kasakhstan Sokolovskoye og Sarbaiskoye aflejringerne.
Jern er et skinnende sølv-hvidt metal, der er let at bearbejde: skæring, smedning, rulning, stempling. Det kan gives større styrke og hårdhed ved hjælp af termiske og mekaniske metoder (hærdning, valsning).

Når man taler om jerns egenskaber, er det først og fremmest nødvendigt at fastlægge, hvilken slags jern vi taler om - teknisk rent jern eller jern af højeste renhed. Forskellen i deres egenskaber - både fysiske og kemiske - er ret stor.Teknisk rent jern kaldes lavkulstof-elektrisk stål. Dette navn afspejler både formålet med materialet og arten af de vigtigste urenheder: kulstof 0,02-0,04%, og ilt, svovl, nitrogen og fosfor endnu mindre. Jern med højeste renhed indeholder mindre end 0,001 % urenheder. Begge materialer har gode magnetiske egenskaber, begge svejser godt. Men hvis teknisk rent jernmetal er gennemsnitligt kemisk aktivitet, så er høj renhed næsten inert. Opløseligheden af gasser i det, især oxygen, er også meget lav. De mekaniske egenskaber af højrent jern er lave, og styrken er meget mindre end for noget stål eller støbejern. Jern af højeste renhed er uegnet som konstruktionsmateriale. Men hvis højrent jern indføres i i en bestemt rækkefølge legeringsadditiver, vil den kunne modstå belastninger på op til 600 kg/cm2 i stedet for de sædvanlige 17-21.
Jern i forbindelser kan udvise forskellige oxidationstilstande: + 2, +3, +6, sjældent + 1, -r 4 og endda 0 (i carbonyl Fe(CO)5). Af de divalente jernforbindelser er de mest kendte FeO, jern(II)oxid samt dets sulfid og halogenider. Fe-ioner dannes, når jern opløses i fortyndede syrer. Men i koncentreret stærke syrer- nitrogen og svovl - jern opløses ikke: det, som eksperter siger, passiveres på grund af dannelsen af en tynd og tæt oxidfilm på metaloverfladen. Jern opløses praktisk talt ikke i alkalier (undtagen varme koncentrerede opløsninger).
Ferrijernsalte Fe(III) opnås sædvanligvis ved oxidation af ferrojernsalte. Desuden, hvis der sker en reaktion i en opløsning, ændres farven på opløsningen; Den lysegrønne farve, der er karakteristisk for Fe2+, skifter til brun. Jernsalte er ofte tilbøjelige til hydrolyse. Jernholdige Н2FeО4 og jernholdige НFeО2 syrer blev ikke opnået i fri tilstand. Deres salte - ferrater og ferriter - er dog kendt og undersøgt ganske godt.
Jernoxid Fe2O3. Oxidet af sammensætningen Fe3O4 betragtes som en forbindelse af FeO og Fe2O3. Di- og trivalente jernhydroxider Fe(OH)2 og Fe(OH)3 er dårligt opløselige i vand og er i modsætning til oxider af ringe praktisk betydning. Oxider er vigtige ikke kun som kilde til mange jernforbindelser, men også som det vigtigste råmateriale til jernmetallurgi.
Som andre overgangsmetaller danner jern også mange komplekse forbindelser.
Mange jernforbindelser er praktisk talt vigtige. Jernchlorid FeCl3 bruges f.eks. som koaguleringsmiddel i vandrensning og som katalysator i organisk syntese. Ferriter, især divalente metaller, er meget udbredt i computerteknologi. Det er vigtigt ikke at forveksle to begreber: ferriter, salte af jernsyre og ferrit, en polymorf modifikation af jern, der er stabil under normale forhold, ellers kaldet alfajern.
For et normalt liv har mennesker absolut brug for jernholdige organiske forbindelser. Den mest berømte af dem er det respiratoriske pigment hæmoglobin. Men udover hæmoglobin indeholder vores krop også jern i myolgobin, et protein, der lagrer ilt i musklerne.
Det indeholder også jernholdige enzymer. Endelig er der proteinkomplekset ferritin, hvoraf alle andre jernholdige stoffer, der er nødvendige for kroppen, dannes.

Jern er et kemisk grundstof

1. Jerns position i det periodiske system af kemiske grundstoffer og strukturen af dets atom

Jern er et gruppe VIII d-element; serienummer– 26; atommasse Ar(Fe ) = 56; atomsammensætning: 26 protoner; 30 - neutroner; 26 – elektroner.

Atomstrukturdiagram:

Elektronisk formel: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2

Medium aktivitet metal, reduktionsmiddel:

Fe 0 -2 e - → Fe +2 oxideres reduktionsmidlet

Fe 0 -3 e - → Fe +3 oxideres reduktionsmidlet

Vigtigste oxidationstilstande: +2, +3

2. Jernprævalens

Jern er et af de mest almindelige grundstoffer i naturen . I jordskorpen er dens massefraktion 5,1%, ifølge denne indikator er den næst efter ilt, silicium og aluminium. Meget jern findes også i himmellegemer, hvilket er fastslået ud fra data spektral analyse. I prøver af månejord leveret af Lunas automatiske station blev jern fundet i en uoxideret tilstand.

Jernmalm er ret udbredt på Jorden. Navnene på bjergene i Ural taler for sig selv: Vysokaya, Magnitnaya, Zheleznaya. Agrokemikere finder jernforbindelser i jord.

Jern er en del af de fleste sten. For at opnå jern anvendes jernmalme med et jernindhold på 30-70 % eller mere.

De vigtigste jernmalme er :

magnetit(magnetisk jernmalm) – Fe3O4 indeholder 72% jern, aflejringer findes i det sydlige Ural, Kursk magnetisk anomali:

hæmatit(jernglans, blodsten)– Fe2O3 indeholder op til 65% jern, sådanne aflejringer findes i Krivoy Rog-regionen:

limonit(brun jernmalm) – Fe2O3* nH2O indeholder op til 60% jern, aflejringer findes på Krim:

pyrit(svovlkis, jernkis, katteguld) – FeS 2 indeholder cirka 47% jern, aflejringer findes i Ural.

3. Jernets rolle i menneskers og planters liv

Biokemikere har opdaget jernets vigtige rolle i planters, dyrs og menneskers liv. Som en del af en ekstremt kompleks organisk forbindelse kaldet hæmoglobin, bestemmer jern den røde farve af dette stof, som igen bestemmer farven på menneske- og dyreblod. En voksens krop indeholder 3 g rent jern, hvoraf 75% er en del af hæmoglobin. Hæmoglobins hovedrolle er at transportere ilt fra lungerne til vævene og i den modsatte retning - CO 2.

Planter har også brug for jern. Det er en del af cytoplasmaet og deltager i processen med fotosyntese. Planter dyrket på et substrat, der ikke indeholder jern, har hvide blade. En lille tilføjelse af jern til underlaget og de bliver grønne. Desuden er det værd at smøre et hvidt ark med en opløsning af salt indeholdende jern, og snart bliver det udtværede område grønt.

Så af samme grund - tilstedeværelsen af jern i juice og væv - bliver planternes blade muntert grønne, og en persons kinder rødmer klart.

4. Jerns fysiske egenskaber.

Jern er et sølvhvidt metal med et smeltepunkt på 1539 o C. Det er meget duktilt, derfor er det let at behandle, smedet, valset, stemplet. Jern har evnen til at blive magnetiseret og afmagnetiseret, derfor bruges det som elektromagnetkerner i forskellige elektriske maskiner og enheder. Det kan gives større styrke og hårdhed ved termiske og mekaniske metoder, for eksempel ved hærdning og valsning.

Der er kemisk rent og kommercielt rent jern. Teknisk rent jern er i det væsentlige lavkulstofstål; det indeholder 0,02-0,04% kulstof og endnu mindre ilt, svovl, nitrogen og fosfor. Kemisk rent jern indeholder mindre end 0,01 % urenheder. Kemisk rent jern - sølvgrå, skinnende metal, meget lig platin i udseende. Kemisk rent jern er modstandsdygtigt over for korrosion og har god modstandsdygtighed over for syrer. Imidlertid ubetydelige andele urenheder fratager den disse dyrebare egenskaber.

5. Få jern

Reduktion fra oxider med kul eller carbonmonoxid (II) samt brint:

FeO + C = Fe + CO

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

Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O

Eksperiment "Produktion af jern ved aluminothermi"

6. Jerns kemiske egenskaber

Som et sekundært undergruppeelement kan jern udvise flere oxidationstilstande. Vi vil kun overveje forbindelser, hvor jern udviser oxidationstilstande +2 og +3. Således kan vi sige, at jern har to serier af forbindelser, hvori det er di- og trivalent.

1) I luft oxiderer jern let i nærvær af fugt (rustning):

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH) 3

2) Varm jerntråd brænder i ilt og danner kalk - jernoxid (II,III) - et sort stof:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

Cilt i fugtig luft dannes Fe 2 O 3 * nH 2 O

Eksperiment "Interaktion mellem jern og ilt"

3) Ved høje temperaturer (700–900°C) reagerer jern med vanddamp:

3Fe + 4H 2 O t˚C → Fe 3 O 4 + 4H 2

4) Jern reagerer med ikke-metaller ved opvarmning:

Fe + S t˚C → FeS

5) Jern opløses let i saltsyre og fortyndet svovlsyre under normale forhold:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

Fe + H2SO4 (fortyndet) = FeSO4 + H2

6) Jern opløses kun i koncentrerede oxiderende syrer ved opvarmning

2Fe + 6H2S04 (konc. .) t˚C → Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO3 (konc. .) t˚C → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 OJern(III)

7. Brug af jern.

Hovedparten af det jern, der produceres i verden, bruges til at fremstille støbejern og stål - legeringer af jern med kulstof og andre metaller. Støbejern indeholder omkring 4 % kulstof. Stål indeholder mindre end 1,4 % kulstof.

Støbejern er nødvendige til fremstilling af forskellige støbegods - tunge maskinrammer mv.

Støbejernsprodukter

Stål bruges til at lave maskiner, forskellige byggematerialer, bjælker, plader, valsede produkter, skinner, værktøj og mange andre produkter. Til fremstilling af forskellige stålkvaliteter anvendes såkaldte legeringsadditiver, som er forskellige metaller: M

Simulator nr. 2 - Genetisk serie Fe 3+

Simulator nr. 3 - Reaktionsligninger af jern med simple og komplekse stoffer

Opgaver til konsolidering

nr. 1. Skriv reaktionsligninger for fremstilling af jern ud fra dets oxider Fe 2 O 3 og Fe 3 O 4 ved at bruge som reduktionsmiddel:
a) hydrogen;
b) aluminium;
c) carbonmonoxid (II).
For hver reaktion skal du oprette en elektronisk balance.

nr. 2. Udfør transformationer i henhold til skemaet:
Fe 2 O 3 -> Fe - +H2O, t -> X - +CO, t -> Y - +HCl ->Z
Navngiv produkterne X, Y, Z?

Stryge engelsk Jern, fransk Fer, tysk Eisen) er et af antikkens syv metaller. Det er meget sandsynligt, at mennesket har stiftet bekendtskab med jern af meteorit-oprindelse tidligere end med andre metaller. Meteorisk jern er normalt let at skelne fra terrestrisk jern, da det næsten altid indeholder fra 5 til 30% nikkel, oftest 7-8%. Siden oldtiden har man fået jern fra malme, der forekommer næsten overalt. De mest almindelige malme er hæmatit (Fe 2 O 3), brun jernmalm (2Fe 2 O 3, ZN 2 O) og dens varianter (sumpmalm, siderit eller sparjern FeCO,), magnetit (Fe 3 0 4) og nogle andre. Alle disse malme, når de opvarmes med kul, reduceres let ved en relativt lav temperatur, startende fra 500 o C. Det resulterende metal havde udseende af en tyktflydende svampet masse, som derefter blev behandlet ved 700-800 o Med gentagen smedning.

Etymologien af navnene på jern i gamle sprog afspejler ganske klart historien om vores forfædres bekendtskab med dette metal. Mange gamle folkeslag blev utvivlsomt bekendt med det som et metal, der faldt ned fra himlen, det vil sige som meteoritjern. I det gamle Egypten havde jern således navnet bi-ni-pet (benipet, koptisk - benipe), som bogstaveligt betyder himmelsk malm eller himmelsk metal. Under de første dynastier i Ur i Mesopotamien blev jern kaldt an-bar (himmelsk jern). Ebers Papyrus (tidligere 1500 f.Kr.) indeholder to referencer til jern; i et tilfælde omtales det som et metal fra byen Kazi (Øvre Egypten), i et andet - som et metal af himmelsk fremstilling (artpet). Det gamle græske navn for jern, såvel som det nordkaukasiske - zido, er forbundet med det ældste ord, der overlever i det latinske sprog - sidereus (stjerne fra Sidus - stjerne, lysende). Om gammelt og moderne armensk sprog jern kaldes erkat, hvilket betyder dryppet (faldt) fra himlen. Den kendsgerning, at oldtidens mennesker oprindeligt brugte jern af meteorit-oprindelse, bevises også af de myter, der er udbredt blandt nogle folkeslag om guder eller dæmoner, der tabte jerngenstande og værktøj fra himlen - plove, økser osv. Det er også interessant, at pr. opdagelsen af Amerika, indianerne og eskimoerne Nordamerika De var ikke bekendt med metoderne til at få jern fra malme, men de vidste, hvordan man behandler meteoritjern.

I oldtiden og i middelalderen blev de syv dengang kendte metaller sammenlignet med de syv planeter, som symboliserede sammenhængen mellem metaller og himmellegemer og den himmelske oprindelse af metaller. Denne sammenligning blev almindelig for mere end 2000 år siden og findes konstant i litteraturen indtil det 19. århundrede. I det II århundrede. n. e. jern blev sammenlignet med Merkur og blev kaldt kviksølv, men senere begyndte det at blive sammenlignet med Mars og kaldt Mars, hvilket især understregede den ydre lighed mellem Mars rødlige farve med røde jernmalme.

Men nogle folkeslag forbandt ikke navnet på jern med metallets himmelske oprindelse. Blandt de slaviske folk kaldes jern således på et "funktionelt" grundlag. Russisk jern (sydslavisk zalizo, polsk zelaso, litauisk gelesis osv.) har roden "lez" eller "rez" (fra ordet lezo - blade). Denne orddannelse angiver direkte funktionen af genstande lavet af jern - skærende værktøjer og våben. Præfikset "zhe" er tilsyneladende en blødgøring af det mere gamle "ze" eller "for"; det blev bevaret i sin oprindelige form blandt mange slaviske folk (blandt tjekkerne - zelezo). Gamle tyske filologer - repræsentanter for teorien om det indoeuropæiske, eller, som de kaldte det, det indo-germanske protosprog - søgte at producere Slaviske navne fra tyske og sanskrit rødder. Fik sammenligner for eksempel ordet jern med sanskrit ghalgha (smeltet metal, fra ghal - til glød). Men det svarer næppe til virkeligheden: Jernsmeltning var trods alt utilgængelig for gamle mennesker. Det er mere sandsynligt, at det græske navn for kobber kan sammenlignes med sanskrit ghalgha, men ikke det slaviske ord jern. Funktionelt tegn navnene på jern afspejles på andre sprog. Således brugte man på latin, sammen med det sædvanlige navn for stål (kaliber), afledt af navnet på Khalib-stammen, som boede på den sydlige kyst af Sortehavet, navnet acies, der bogstaveligt betyder klinge eller spids. Dette ord svarer nøjagtigt til det gamle græske, som blev brugt i samme betydning. Lad os med nogle få ord nævne oprindelsen af de tyske og engelske navne for jern. Filologer accepterer generelt, at det tyske ord Eisen har Keltisk oprindelse, samt det engelske Iron. Begge udtryk afspejler de keltiske navne på floder (Isarno, Isarkos, Eisack), som derefter blev omdannet) isarn, eisarn) og forvandlet til Eisen. Der er dog andre synspunkter. Nogle filologer henter det tyske Eisen fra det keltiske isara, der betyder "stærk, stærk." Der er også teorier om, at Eisen kommer fra ayas eller aes (kobber), og også fra Eis (is) osv. Det oldengelske navn for jern (før 1150) er iren; det blev brugt sammen med isern og isen og gik over i middelalderen. Moderne jern kom i brug efter 1630. Bemærk, at i Rulands "Alchemical Lexicon" (1612) er ordet Iris givet som et af de gamle navne for jern, der betyder "regnbue" og konsonant med jern.

Blev international latinsk navn Ferrum er accepteret blandt de romanske folk. Det er sandsynligvis relateret til det græsk-latinske fars (at være hårdt), som kommer fra sanskrit bhars (at hærde). En sammenligning er også mulig med ferreus, som blandt gamle forfattere betød "ufølsom, urokkelig, stærk, hård, tung", såvel som med ferre (at bære). Alkymister brugte sammen med Ferrum ynot mange andre navne, for eksempel Iris, Sarsar, Phaulec, Minera osv.

Jernprodukter fremstillet af meteoritjern blev fundet i begravelser tilbage til meget gamle tider (4. - 5. årtusinde f.Kr.) i Egypten og Mesopotamien. Imidlertid jernalderen i Egypten begyndte først i det 12. århundrede. f.Kr e. og i andre lande endnu senere. I gammel russisk litteratur ordet jern optræder i oldtidsminder(fra 1000-tallet) under navnene jern, jern, jern.

D.I. Mendeleev, interaktion med svovl, saltsyre, saltopløsninger.

SVARPLAN:

stilling i p.s. og atomstruktur fysiske egenskaber kemiske egenskaber Det kemiske grundstof jern er i 4. periode, 8. gruppe, sekundær undergruppe. Et jernatom har fire elektronlag. Det tredje lags d-underniveau er fyldt med elektroner; der er 6 elektroner på det, og s-underniveauet på det fjerde lag indeholder 2 elektroner. I forbindelser udviser jern oxidationstilstande +2 og +3.

IV periode VIII gruppe sekundær undergruppe	Fe))))	+2	+3
+26 2 8 8+6 2	4s	??
3d	??	?	?	?	?

Det simple stof jern er et sølvhvidt metal med et smeltepunkt på 15390C, en massefylde på 7,87 g/cm3 og har magnetiske egenskaber. Jern er et reaktivt metal. Ved opvarmning reagerer det med svovl og danner jern(II)sulfid: Fe0 + S0 = Fe+2S-2. Jern fortrænger brint fra sure opløsninger, og der dannes jern(II)salte, når jern fx udsættes for saltsyre, dannes jern(II)chlorid: Fe0 + 2H+1Cl-1 = Fe+2Cl2-1 + H20 . Jern kan fortrænge mindre aktive metaller fra opløsninger af deres salte, for eksempel når jern virker på en opløsning af kobber(II)sulfat, dannes metallisk kobber og jern(II)sulfat: Fe0 + Cu+2SO4 = Cu0 + Fe+2SO4 .

I alle reaktioner udviser jern egenskaberne som et reduktionsmiddel. Stærkere oxidationsmidler - klor, oxygen, koncentrerede syrer– oxider jern til oxidationstilstand +3.

Hvis dine lektier handler om emnet: »Jern, dets position i det periodiske system af kemiske grundstoffer D I Mendeleev, interaktion Hvis du finder det nyttigt, vil vi være taknemmelige, hvis du poster et link til denne besked på din side på dit sociale netværk.

Seneste nyt

Kategorier

Nyheder

Essays om emnet
- Unified State Exam test i kemi Reversible og irreversible kemiske reaktioner Kemisk ligevægt Svar

1. Jern: position i det periodiske system af kemiske grundstoffer af D.I. Mendeleev, atomstruktur, mulige oxidationstilstande, fysiske egenskaber, interaktion med oxygen, halogener, opløsninger af syrer og salte. Jernets rolle i moderne teknologi. Jern legeringer.

Jern er i den sekundære undergruppe af gruppe VIII i det periodiske system. Elektronisk formel for jernatomet:

Typiske oxidationstilstande for jern er +2 og +3. Oxidationstilstanden +2 opstår på grund af tabet af to 4s elektroner. Oxidationstilstanden +3 svarer også til tabet af en Zd-elektron mere, og Zd-niveauet er halvt fyldt; sådanne elektroniske konfigurationer er relativt stabile.

Fysiske egenskaber. Jern er et typisk metal; det danner et metallisk krystalgitter. Jern leder elektricitet, er ret ildfast, smeltepunkt 1539°C. Jern adskiller sig fra de fleste andre metaller i sin evne til at blive magnetiseret.

Kemiske egenskaber. Jern reagerer med mange ikke-metaller:

Der dannes jernskala - blandet jernoxid. Dens formel er også skrevet som følger: FeO Fe2O3.

Reagerer med syrer for at frigive brint:

Det indgår i substitutionsreaktioner med metalsalte placeret til højre for jern i spændingsserien:

Jernforbindelser. FeO er et basisk oxid, der reagerer med sure opløsninger og danner jern (II) salte. Fe2O3 er et amfotert oxid, der også reagerer med alkaliske opløsninger.

Jernhydroxider. Fe(OH)2 er et typisk basisk oxid; Fe(OH)3 har amfotere egenskaber og reagerer ikke kun med syrer, men også med koncentrerede opløsninger af alkalier.

Jern(II)hydroxid oxideres let til jern(III)hydroxid af atmosfærisk oxygen:

Når jern (II) og (III) salte reagerer med alkalier, udfældes de uopløselige hydroxider:

Jern legeringer. Den moderne metallurgiske industri producerer jernlegeringer af forskellige sammensætninger.

Alle jernlegeringer er opdelt i to grupper efter sammensætning og egenskaber. Den første gruppe omfatter forskellige typer støbejern, den anden gruppe omfatter forskellige typer stål.

Støbejern er skørt; stål er duktilt, de kan smedes, rulles, tegnes, stemples. Forskellen i de mekaniske egenskaber af støbejern og stål afhænger primært af deres kulstofindhold - støbejern indeholder omkring 4% kulstof, og stål indeholder normalt mindre end 1,4%.

I moderne metallurgi fremstilles først støbejern af jernmalm, og derefter fremstilles stål af støbejern. Råjern smeltes i højovne, stål koges i stålsmelteovne. Op til 90 % af alt smeltet jern forarbejdes til stål.

Støbejern. Råjern beregnet til forarbejdning til stål kaldes råjern. Den indeholder fra 3,9 til 4,3% C, 0,3-1,5% Si, 1,5-3,5% Mn, ikke mere end 0,3% P og ikke mere end 0,07% S. Støbejern, beregnet "til fremstilling af støbegods, kaldes støbejern. Ferrolegeringer smeltes også i højovne, som primært bruges til fremstilling af stål som tilsætningsstoffer Ferrolegeringer har i forhold til råjern et øget indhold af silicium (ferrosilicium), mangan (ferromangan), krom (ferrokrom) og andre grundstoffer.

Blive. Alle stål er opdelt i kulstof og legering.

Kulstofstål indeholder flere gange mindre kulstof, silicium og mangan end støbejern og meget lidt fosfor og svovl. Egenskaberne af kulstofstål afhænger primært af kulstofindholdet i det: Jo mere kulstof i stålet, jo sværere er det. Industrien producerer blødt stål, mellemhårdt stål og hårdt stål. Bløde stål og mellemhårde stål anvendes til fremstilling af maskindele, rør, bolte, søm mv., og hårde stål anvendes til fremstilling af værktøj.

Stål bør indeholde så lidt svovl og fosfor som muligt, da disse urenheder forværrer stålets mekaniske egenskaber. I øgede mængder forårsager svovl rød skørhed - dannelsen af revner under varm bearbejdning af metal. Fosfor forårsager koldskørhed i stål ved almindelige temperaturer. -

Legeret stål. De fysiske, kemiske og mekaniske egenskaber af stål ændrer sig væsentligt fra introduktionen i deres sammensætning af en øget mængde af mangan og silicium, samt krom, nikkel, wolfram og andre elementer. Disse grundstoffer kaldes legeringselementer, og stål kaldes legeringselementer [fra det latinske ord ligare - at binde, at forbinde].

Chrom er det mest udbredte legeringselement. Især stor betydning til konstruktion af maskiner, apparater og mange maskindele har krom-nikkel blive. Disse stål har høj duktilitet, styrke, varmebestandighed og modstandsdygtighed over for oxidationsmidler. Salpetersyre enhver koncentration ødelægger dem ikke selv ved kogende temperaturer. Krom-nikkel stål ruster ikke under atmosfæriske forhold og i vand. Skinnende, sølvfarvede plader af krom-nikkel stål dekorerer buerne på Mayakovskaya-stationen i Moskvas metro. Rustfri knive, skeer, gafler og andre husholdningsartikler er lavet af samme stål.

Molybdæn og vanadium øger hårdheden og styrken af stål ved forhøjede temperaturer og tryk. Så, krom molybdæn Og krom vanadium stål anvendes til fremstilling af rørledninger og kompressordele til fremstilling af syntetisk ammoniak og flymotorer.

Ved skæring ved høje hastigheder bliver værktøjet meget varmt og slides hurtigt. Ved at tilsætte wolfram bevares stålets hårdhed selv ved høje temperaturer. Derfor bruges krom-wolframstål til fremstilling af skærende værktøjer, der arbejder ved høje hastigheder."

Forøgelse af manganindholdet i stål øger dets modstandsdygtighed over for friktion og slag. Manganstål bruges til fremstilling af jernbaneramper, sporskifter, kryds og stenknusningsmaskiner.

Brugen af legeret stål gør det muligt at reducere vægten af metalstrukturer betydeligt, øge deres styrke, holdbarhed og driftssikkerhed.

2. Egern som biopolymerer. Primære, sekundære og tertiære strukturer af proteiner. Ejendomme og biologiske funktioner proteiner.

Proteiner (proteiner, polypeptider) er højmolekylære organiske stoffer bestående af alfa-aminosyrer forbundet i en kæde med en peptidbinding.

Proteiner er ligesom polysaccharider biologiske polymerer. De fleste proteinmolekyler når gigantiske størrelser sammenlignet med andre organiske forbindelser og har en meget høj molekylvægt:

Molekylær formel et af proteinerne i penicillingruppen - C43H58N4O12; kasein - komælksprotein, - C 47 H 48 N 3 NaO 7 S 2; hæmoglobin - C 3032 H 48I6 O 872 N 780 S8 Fe4;

Jern (symbol Fe)− kemisk grundstof i den ottende gruppe, fjerde periode. Jern i det periodiske system af kemiske grundstoffer er placeret på nummer 26.

Jern undergruppen indeholder 4 grundstoffer: Fe jern, ruthenium Ru, osmium Os, Hs hasmium.

Karakteristika for det kemiske grundstof Jern

Ferrum- latinske ord, det betyder ikke kun jern, men også hårdhed og våben. Fra det kom navnene på jern på nogle europæiske sprog: fransk fer, italiensk ferro, spansk hierro og sådanne udtryk som ferriter, ferromagnetisme. Lignende navne for dette metal på slaviske og baltiske sprog: litauiske gelezis, polske zelazo, bulgarske zhelez, ukrainske zalizo og hviderussiske zalez. Det engelske navn Iron, German Eisen, hollandsk ijzer er afledt af sanskrit isira (stærk, stærk).

Fordeling af jern i naturen

Jern 26 element i det periodiske system

Jern- først på globus og det næstmest talrige metal i jordskorpen, et meget vigtigt metal for mennesker. Siden umindelige tider har folk mødt jern i form af jernmeteoritter. Typisk indeholder meteoritjern fra 5 til 30 % nikkel, næsten 0,5 % kobolt og op til 1 % andre grundstoffer. På Afrikas territorium for 80 tusind år siden, mest stor meteorit Goba, den vejede 66 tons. Den indeholder 84% kirtel og 16% nikkel. I det russiske videnskabsakademis meteoritmuseum opbevares to fragmenter af en jernmeteorit, som vejer 256 kg, som faldt på Fjernøsten. I 1947, i Primorsky-territoriet, over et område på 35 km 2, faldt tusindvis af fragmenter (med en vægt fra 60 til 100 tons) af en jernmeteorit som "jernregn". Et meget sjældent mineral - naturligt jern af terrestrisk oprindelse, forekommer i form af små korn og indeholder 2% nikkel og tiendedele af en procent af andre metaller. Indfødt jern blev fundet på Månen i en knust tilstand.

I det 13.-12. århundrede f.Kr. Der sker et sammenbrud og kulturændringer i hele Eurasiens rum fra Atlanterhavet til Stillehavet, og i løbet af flere århundreder – indtil det 10.-8. århundrede f.Kr. folkevandringer forekommer. Denne periode blev kaldt bronzealderkatastrofen og begyndelsen på overgangen til jernalderen.

Der er meget jern i jordskorpen, men det er svært at udvinde. Dette metal er tæt bundet i malme med oxygen og nogle gange med svovl. Gamle ovne kunne ikke producere den nødvendige temperatur, ved hvilken rent jern smeltede og jern blev opnået i form af en svamp med urenheder fra en malm kaldet kritsa. Ved smedning af kritsa blev jernet delvist adskilt fra malmen.

Mange mineraler indeholder jern. Magnetisk jernmalm, der indeholder 72,3% jern, er det rigeste mineral i jern. Den antikke græske filosof Thales fra Milet for mere end 2.500 år siden studerede prøver af jernholdigt metal, der tiltrækker jern. Han gav den navnet magnetis lithos - en sten fra Magnesia, som er hvordan navnet på magneten opstod. Man ved nu, at det var magnetisk jernmalm - sort jernoxid.

Jerns rolle i en levende organisme

Den vigtigste jernmalm er hæmatit. Den indeholder 69,9% jern. Hæmatit kaldes også rød jernmalm, og det gamle navn er blodsten. Fra det græske haima, der betyder blod. Andre ord relateret til blod dukkede også op, såsom hæmoglobin. Hæmoglobin tjener som en bærer af ilt fra åndedrætsorganerne til kroppens væv, og i den modsatte retning bærer kuldioxid. Mangel på jern i kroppen fører til en alvorlig sygdom - jernmangelanæmi. Med denne sygdom opstår forstyrrelser i skelettet, funktioner i centralnervesystemet og karsystemet, og der er mangel på ilt i vævene. Jern er nødvendigt for levende organismer. Det findes også i muskler, milt og lever. En voksen har omkring 4 g jern; det er til stede i hver celle i kroppen. En person bør modtage 15 milligram jern hver dag med mad. Hvis der er mangel på jern, ordinerer lægerne specielle lægemidler, der indeholder jern i en letfordøjelig form.

Anvendelser af jern

Hvis det smeltede jern indeholder mere end 2% kulstof, opnås støbejern, det smeltes hundredvis af grader lavere end rent jern. Da støbejern er skørt, kan det kun bruges til at støbe forskellige produkter, det kan ikke smedes. Jernmalm smeltes i højovne et stort antal af støbejern, som bruges til støbning af monumenter, riste og tunge maskinbede. Størstedelen af støbejern forarbejdes til stål. For at gøre dette "brændes nogle af kulstoffet og andre urenheder ud" af støbejern i omformere eller ovne med åben ild.

Alle genstande fra skinner til søm er lavet af stål med forskelligt kulstofindhold. Hvis der er lidt kulstof i jernet, opnås blødt kulstoffattigt stål, og ved at indføre legerende urenheder af andre grundstoffer i stålet opnås forskellige kvaliteter af specialstål. Et stort udvalg af stål er kendt, og hver har sin egen anvendelse.

Det mest kendte er rustfrit stål, som indeholder nikkel og krom. Udstyr til kemiske anlæg og service er lavet af dette stål. Og hvis du tilføjer 18 % wolfram, 1 % vanadium og 4 % krom til stål, får du højhastighedsstål; bor og skærespidser er lavet af det. Hvis man smelter jern sammen med 1,5 % kulstof og 15 % mangan, får man den slags hårdt stål, der bruges til at lave bulldozerblade og gravemaskinetænder. Stål, der indeholder 36 % nikkel, 0,5 % kulstof og 0,5 % mangan, kaldes invar; præcisionsinstrumenter og nogle urdele er lavet af det. Stålet, kaldet platinit, indeholder 46 % nikkel og 15 % kulstof og udvider sig ved opvarmning ligesom glas. Forbindelsen mellem platinit og glas revner ikke, og derfor bruges den til fremstilling af elektriske lamper.

Rustfrit stål er ikke magnetiseret og tiltrækkes ikke af en magnet. Kun kulstofstål kan magnetiseres. Rent jern i sig selv magnetiseres ikke, men tiltrækkes af en magnet; et sådant jern er velegnet til fremstilling af elektromagnetkerner.

Mere end en milliard tons jern smeltes årligt i verden. Men korrosion, som er en frygtelig fjende af metal, ødelægger ikke kun selve metallet, hvor der blev brugt en enorm indsats på smeltningen, men deaktiverer også færdige produkter, der er dyrere end selve metallet. Det ødelægger årligt titusinder af tons smeltet metal. Når jern korroderer, reagerer det med ilt og vand og bliver til rust.

METALLER AF UNDERGRUPPER

Karakteristika for overgangselementer - kobber, krom, jern i henhold til deres position i det periodiske system af kemiske elementer D.I. Mendeleev og de strukturelle træk ved deres atomer.

Udtrykket overgangselement bruges normalt til at henvise til et hvilket som helst af d- eller f-elementerne. Disse elementer indtager en overgangsposition mellem elektropositive s-elementer og elektronegative p-elementer. d-Elementer danner tre overgangsserier - i henholdsvis 4., 5. og 6. periode. Den første overgangsserie omfatter 10 grundstoffer, fra scandium til zink. Det er karakteriseret ved den interne konfiguration af 3d orbitaler. Chrom og kobber har kun én elektron i deres 4s orbitaler. Faktum er, at halvfyldte eller fyldte d-subshells er mere stabile end delvist fyldte. Kromatomet har en elektron i hver af de fem 3d orbitaler, der danner 3d subshell. Denne underskal er halvt fyldt. I et kobberatom indeholder hver af de fem 3d orbitaler et par elektroner (sølvs anomali forklares på lignende måde). Alle d-elementer er metaller. De fleste af dem har en karakteristisk metallisk glans. Sammenlignet med s-metaller er deres styrke generelt væsentligt højere. Især er de kendetegnet ved følgende egenskaber: høj trækstyrke; duktilitet; formbarhed (de kan flades ud til ark ved slag). d-elementer og deres forbindelser har en række af karakteristiske egenskaber: variable oxidationstilstande; evne til at danne komplekse ioner; dannelse af farvede forbindelser. d-elementer er også kendetegnet ved mere stor tæthed sammenlignet med andre metaller. Dette forklares med de relativt små radier af deres atomer. Atomradiuserne for disse metaller ændrer sig lidt i denne serie. d-Elementer er gode ledere af elektricitet, især dem, hvis atomer kun har én ydre s-elektron foruden en halvfyldt eller fuld d-skal. For eksempel kobber.

Kemiske egenskaber.

Elektronegativiteten af metallerne i den første overgangsserie stiger i retningen fra krom til zink. Det betyder, at de metalliske egenskaber af elementerne i den første overgangsrække gradvist svækkes i den angivne retning. Denne ændring i deres egenskaber manifesteres også i en konsekvent stigning i redoxpotentialer med en overgang fra negative til positive værdier.

Karakteristika for chrom og dets forbindelser

Chrom- hårdt, blåligt-hvidt metal.ρ = 7,2 g/cm 3, t smelte = 1857 0 C CO: +1,+2,+3,+4,+5,+6

Kemiske egenskaber.

Under normale forhold reagerer krom kun med fluor. Ved høje temperaturer (over 600 0 C) interagerer det med ilt, halogener, nitrogen, silicium, bor, svovl, fosfor.

4Cr + 3O 2 2Cr 2 O 3

2Cr + 3Cl2 2CrCl3

2Cr + 3S Cr 2S 3

Når den opvarmes, reagerer den med vanddamp:

2Cr + 3H2O Cr2O3 + 3H2

Chrom opløses i fortyndede stærke syrer (HCl, H 2 SO 4). I fravær af luft dannes Cr 2+ salte, og i luft dannes Cr 3+ salte.

Cr + 2HCl → CrCl2 + H2 -

2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2H2O + H2 -

Tilstedeværelsen af en beskyttende oxidfilm på overfladen af metallet forklarer dets passivitet over for kolde koncentrerede syrer - oxidationsmidler. Men når de opvarmes kraftigt, opløser disse syrer chrom:

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

Kvittering.

Chromforbindelser

Chromoxid (II) CrO

Fysiske egenskaber: et fast, vanduopløseligt stof af lys rød eller brunlig-rød farve. Kemiske egenskaber. CrO er det vigtigste oxid.

Kvittering.

Cr2O3 + 3H22Cr + 3H2O Chromhydroxid (II) Cr(OH) 2 Fysiske egenskaber: et gult, vanduopløseligt fast stof. Kemiske egenskaber. Cr(OH)2 er en svag base.

Interagerer med syrer: Cr(OH) 2 + 2HCl → CrCl 2 + 2H 2 O Oxideres let i nærvær af fugt af atmosfærisk oxygen i Cr(OH) 3:

4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Cr(OH)3

Når det opvarmes, nedbrydes det: a) uden luftadgang: Cr(OH) 2 CrO + H 2 O b) i nærvær af oxygen: 4Cr(OH) 2 2 Cr 2 O 3 + 4H 2 O Kvittering.

Virkningen af alkali på opløsninger af Cr(II)-salte: CrCl 2 + 2 NaOH = Cr(OH) 2 ↓ + 2 NaCl.

Trivalente kromforbindelser

Chromoxid (III) Cr 2 O 3 Fysiske egenskaber: mørkegrønt, ildfast stof, uopløseligt i vand. Kemiske egenskaber. Cr 2 O 3 er et amfotert oxid.

Natriumchromit

høj temperatur

Cr2O3 + 3H22Cr + 3H2O

Kvittering.

Chromhydroxid (III) Cr(Åh) 3 Fysiske egenskaber: grønt stof uopløseligt i vand. Kemiske egenskaber. Cr(OH)3 – amfotert hydroxid

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 →Cr2(SO4)3 + 6H2O

Cr(OH)3 + KOH → KCrO2 + 2H2O

(kaliumchromit) Kvittering.

Når alkalier virker på Cr 3+ salte, udfældes et gelatinøst bundfald af grønt chrom(III)hydroxid:

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

Hexavalente kromforbindelser

Chromoxid (VI) CrO 3 Fysiske egenskaber: mørkerødt fast stof, meget opløseligt i vand. Giftig! Kemiske egenskaber. CrO 3 er et surt oxid.

Reagerer med alkalier og danner gule kromatsalte:

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O

Reagerer med vand og danner syrer: CrO 3 + H 2 O → H 2 CrO 4 chromsyre 2 CrO 3 + H 2 O → H 2 Cr 2 O 7 dikrominsyre

Termisk ustabil: 4 CrO 3 → 2Cr 2 O 3 + 3O 2Kvittering.

Opnået fra kaliumchromat (eller dichromat) ved indvirkning af 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

Hydroxiderkrom(VI)H 2 CrO 4 - kromsyre, H 2 Cr 2 O 7 - dichromesyre Begge syrer er ustabile, når de forsøger at isolere dem i ren form nedbrydes til vand og chrom(VI)oxid. Deres salte er dog ret stabile. Salte af chromsyre kaldes chromater, de er farvet gule, og salte af dichromsyre kaldes dichromater, de er farvede gule. orange farve.

Jern og dets forbindelser

jern - et relativt blødt formbart metal af sølvfarve, duktilt, magnetiseret. T-smelte = 1539°C. ρ = 7,87 g/cm3. CO: +2 – med svage oxidationsmidler – opløsninger af syrer, salte, ikke-metaller undtagen oxygen og halogener +3 – med stærke oxidationsmidler – koncentrerede syrer, ilt, halogener.

Kemiske egenskaber.

Forbrænder i ilt og danner kalksten - jern(II,III)oxid: 3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4 Jern reagerer med ikke-metaller ved opvarmning:

Ved høje temperaturer (700–900C) reagerer jern med vanddamp:

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

I luft i nærvær af fugt ruster det: 4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3. Jern opløses let i saltsyre og fortyndet svovlsyre og udviser CO +2:

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 -

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

I koncentrerede oxiderende syrer opløses jern kun ved opvarmning og udviser CO +3:

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

Fe + 6HNO3 (konc.) Fe(NO3)3 + 3NO2 - + 3H2O

(i den kolde, koncentreret salpetersyre og svovlsyre passiverer jern).

Jern fortrænger metaller, der er til højre for det i spændingsrækken fra opløsninger af deres salte.

Fe + CuS04 → FeSO4 + Cu ↓

Kvittering.

Reduktion fra oxider med kul eller carbonmonoxid (II)

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

Jernholdige forbindelser

OMjernoxid (II) FeO

Fysiske egenskaber: sort fast stof, uopløseligt i vand. Kemiske egenskaber: FeO – basisk oxid 6 FeO + O 2 2Fe 3 O 4

Reduceret med brint, carbon, carbonmonoxid (II) til jern:Kvittering. Fe 3 O 4 + H 2 - 3 FeO + H 2 O

Jernhydroxid (II) Fe(Åh) 2

Fysiske egenskaber: pulver hvid, uopløseligt i vand. Kemiske egenskaber: Fe(OH)2 er en svag base. Kvittering.

Dannet ved indvirkning af alkaliopløsninger på jern(II)salte uden luftadgang:

FeCl2 + 2KOH → 2KCl + Fe(OH)2 ↓

Kvalitativ respons på Fe 2+

Når kaliumhexacyanoferrat (III) K 3 (rødt blodsalt) virker på opløsninger af jernholdige jernsalte, dannes et blåt bundfald (Turnboole blue):

3FeSO 4 + 2K 3  Fe 3 2  + 3K 2 SO 4

Jernforbindelser

Jernoxid (III) Fe 2 O 3

Fysiske egenskaber: rød-brunt fast stof. Kemiske egenskaber: Fe 2 O 3 er et amfotert oxid. natriumferrit Fe 2 O 3 + 3H 2 - 2 Fe + 3H 2 O Kvittering.

Jernhydroxid (III) Fe(Åh) 3

Fysiske egenskaber: rød-brunt fast stof. Kemiske egenskaber: Fe(OH)3 er et amfotert hydroxid.

Reagerer med syrer som en uopløselig base:

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 →Fe2(SO4)3 + 6H2O

Reagerer med baser som en uopløselig syre:

Fe(OH)3 + KOH (sol) → KFeO2 + 2H2O

Fe(OH)3 + 3KOH (konc) → K3

Kvittering.

Dannet ved virkningen af alkaliske opløsninger på jernsalte: det udfældes i form af et rødbrunt bundfald:

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

Kvalitative reaktioner på Fe 3+

Når kaliumhexacyanoferrat (II) K 4 (gult blodsalt) virker på opløsninger af jernsalte, dannes et blåt bundfald (preussisk blåt):

4FeCl 3 +3K 4  Fe 4 3  + 12KCl

Når kalium- eller ammoniumthiocyanat tilsættes til en opløsning indeholdende Fe 3+ ioner, fremkommer en intens blodrød farve af jern(III) thiocyanat:

FeCl 3 + 3KCNS  3КCl + Fe(CNS) 3

Kobber og dets forbindelser

Kobber- ret blødt metal rød-gul farve, formbar, plastik, har høj termisk og elektrisk ledningsevne. T-smelte = 1083°C. ρ = 8,96 g/cm3. CO: 0,+1,+2

Kemiske egenskaber.

Interaktion med simple stoffer.

Interaktion med komplekse stoffer.

Kobber er i spændingsrækken til højre for brint, derfor reagerer det ikke med fortyndede salt- og svovlsyrer, men opløses i oxiderende syrer:

3Cu + 8HNO3 (fortyndet) → 3Cu(NO3)2 + 2NO- + 2H2O

Cu + 4HNO3 (konc.) → Cu(NO3)2 + 2NO2-+ 2H2O

Cu + 2H2SO4 (konc.) → CuSO4 + SO2-+2H2O

Kvittering.

CuO + CO Cu + CO 2

Kobberforbindelser

Kobberoxid (jeg) MEDu 2 O Fysiske egenskaber: rødt fast stof, uopløseligt i vand. Kemiske egenskaber: Cu 2 O er hovedoxidet. Kvittering.

Opnået ved reduktion af kobber (II) forbindelser, for eksempel glucose i et alkalisk medium: 2CuSO4 + C 6 H 12 O 6 + 5NaOH → Cu 2 O↓ + 2Na 2 SO 4 + C 6 H 11 O 7 Na + 3H 2 O Kobberhydroxid (jeg) CuOH Fysiske egenskaber: ustabil, dårligt opløselig i vand, gult stof, ikke isoleret i fri tilstand. Kemiske egenskaber: CuOH er en svag base.

Reagerer med syrer: CuOH + HCl → CuCl + H 2 O I luft, oxideres let til Cu(OH) 2: 4CuOH + O 2 + 2H 2 O → 4 Cu(OH) 2Kvittering.

Kobberforbindelser

Jerntal i det periodiske system. Valensværdi og grafisk formel

Seneste nyt

Kategorier

Nyheder

Essays om emnet

Jernholdige forbindelser

OMjernoxid (II) FeO

Jernhydroxid (II) Fe(Åh) 2

Kvalitativ respons på Fe 2+

Jernforbindelser

Jernoxid (III) Fe 2 O 3

Jernhydroxid (III) Fe(Åh) 3

Kvalitative reaktioner på Fe 3+