Маса заліза за менделєєвою таблицею. З'єднання одновалентної міді

МЕТАЛИ ПОБОЧНИХ ПІДГРУП

Характеристика перехідних елементів – міді, хрому, заліза за становище у періодичної системі хімічних елементів Д.І. Менделєєва та особливостям будови їх атомів.

Поняття перехідний елемент зазвичай використовується для позначення будь-якого з d-або f-елементів. Ці елементи займають перехідне положення між електропозитивними sелементами і електронегативними pелементами. d-Елементи утворюють три перехідні ряди - у 4-му, 5-му та 6-му періодах відповідно. Перший перехідний ряд включає 10 елементів від скандію до цинку. Він характеризується внутрішньою забудовою 3d-орбіталей. Хром та мідь мають на 4s-орбіталях всього по одному електрону. Справа в тому, що напівзаповнені або заповнені d-подоболочки мають більшу стійкість, ніж частково заповнені. В атомі хрому на кожній з п'яти 3d-орбіталей, що утворюють 3d-подоболочку, є по одному електрону. Така підболочка є напівзаповненою. В атомі міді на кожній із п'яти 3d-орбіталей знаходиться по парі електронів (аналогічно пояснюється аномалія срібла). Усі d-елементи є металами. Більшість із них має характерний металевий блиск. Порівняно з s-металами їхня міцність загалом значно вища. Зокрема, для них характерні властивості: висока межа міцності на розрив; тягучість; ковкість (їх можна розплющити ударами в листи). d-елементи та їх сполуки мають ряд характерних властивостей: змінні стани окислення; здатність до утворення комплексних іонів; утворення забарвлених сполук. d-Елементи характеризуються також більш високою густиною в порівнянні з іншими металами. Це порівняно малими радіусами їх атомів. Атомні радіуси цих металів мало змінюються у цьому ряду. d-Елементи – хороші провідники електричного струму, особливо ті з них, в атомах яких є лише один зовнішній s-електрон понад напівзаповненою або заповненою d-оболонкою. Наприклад, мідь.

Хімічні властивості.

Електронегативність металів першого перехідного ряду зростають у напрямку від хрому до цинку. Це означає, що металеві властивості елементів першого перехідного ряду поступово слабшають у вказаному напрямку. Така зміна їх властивостей проявляється і в послідовному зростанні окисно-відновних потенціалів з переходом від негативних до позитивних значень.

Характеристика хрому та його сполук

Хімічні властивості.

За звичайних умов хром реагує лише з фтором. При високих температурах (понад 600 0 C) взаємодіє з киснем, галогенами, азотом, кремнієм, бором, сіркою, фосфором.

4Cr + 3O 2 2Cr 2 O 3

2Cr + 3Cl 2 2CrCl 3

2Cr + 3S Cr 2 S 3

У розжареному стані реагує з парами води:

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

Хром розчиняється у розведених сильних кислотах (HCl, H 2 SO 4). У відсутності повітря утворюються солі Cr 2+ , але в повітрі – солі Cr 3+ .

Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2 -

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

Наявність захисної окисної плівки лежить на поверхні металу пояснює його пасивність стосовно холодним концентрованим кислот – окислювачам. Однак при сильному нагріванні ці кислоти розчиняють хром:

2 Сr + 6 Н 2 SО 4 (конц) Сr 2 (SО 4) 3 + 3 SО 2 + 6 Н 2 О

Сr + 6 НNО 3 (конц) Сr(NО 3) 3 + 3 NO 2 + 3 Н 2 О

З'єднання хрому

З'єднання двовалентного хрому

Оксид хрому (II) CrO

Отримання.

Cr 2 O 3 + 3Н 2 2Cr + 3H 2 O Гідроксид хрому (II) Сr(ВІН) 2 Фізичні властивості:тверда нерозчинна у воді речовина жовтого кольору. Хімічні властивості.Сr(ОН) 2 – слабка основа.

Взаємодіє з кислотами: Cr(OH) 2 + 2HCl → CrCl 2 + 2H 2 O Легко окислюється в присутності вологи киснем повітря Сr(ОН) 3:

4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O → 4Cr(OH) 3

При прожарюванні розкладається:

Дією лугу на розчини солей Cr(II): СrСl 2 + 2 NaОН = Сr(ОН) 2 ↓ + 2 NaСl.

З'єднання тривалентного хрому

Кульгає натрію

При високій температурі відновлюється воднем, кальцієм, вуглецем до хрому:

Cr 2 O 3 + 3Н 2 2Cr + 3H 2 O

Отримання.

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

Cr(OH) 3 + KOH → KCrO 2 + 2H 2 O

(кульгає калію) Отримання.

При дії лугів на солі Сr 3+ випадає студнеподібний осад гідроксиду хрому (III) зеленого кольору:

Сr 2 (SО 4) 3 + 6NaОН → 2 Сr(ОН) 3 ↓ + 3 Na 2 SО 4 ,

З'єднання шестивалентного хрому

Взаємодіє з лугами, утворюючи солі жовтого кольору-хромати:

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

Взаємодіє з водою, утворюючи кислоти: CrO 3 + H 2 O → H 2 CrO 4 хромова кислота

Термічно нестійкий: 4 CrO 3 → 2Cr 2 O 3 + 3O 2

Одержують із хромату (або дихромату) калію дією H 2 SO 4 (конц.).

K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 → CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → 2CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

Залізо та його сполуки

Хімічні властивості.

Горить у кисні, утворюючи окалину - оксид заліза (II,III): 3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4 Залізо реагує з неметалами при нагріванні:

За високої температури (700–900C) залізо реагує з парами води:

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

На повітрі у присутності вологи іржавіє: 4Fе + 3O 2 + 6Н 2 Про → 4Fе(ОН) 3 . Залізо легко розчиняється в соляній та розведеній сірчаній кислотах, виявляючи СО +2:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 -

Fe + H 2 SO 4 (розб.) → FeSO 4 + H 2 -

У концентрованих кислотах-окислювачах залізо розчиняється тільки при нагріванні, виявляючи СО +3:

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

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

(На холоді концентровані азотна та сірчана кислоти пасивують залізо).

Залізо витісняє метали, що стоять правіше його в ряді напруг із розчинів їх солей.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓

Відновленням з оксидів вугіллям або оксидом вуглецю (II)

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

З'єднання двовалентного заліза

Проксид заліза (II) FeO

Відновлюється воднем, вуглецем, оксидом вуглецю(II) до заліза:

Гідроксид заліза (II) Fe(OH) 2

Утворюється при дії лужних розчинів на солі заліза (II) без доступу повітря:

FeCl 2 + 2KOH → 2KCl + Fе(OH) 2 ↓

Якісна реакція на Fe 2+

3FeSO 4 + 2K 3  Fe 3 2  + 3K 2 SO 4

З'єднання тривалентного заліза

Оксид заліза (III) Fe 2 O 3

Гідроксид заліза (III) Fe(OH) 3

Взаємодіє з кислотами, як нерозчинна основа:

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

Взаємодіє з лугами як нерозчинна кислота:

Fe(OH) 3 + KOH (тв) → KFeO 2 + 2H 2 O

Fе(ОН) 3 + 3КОН (конц) → До 3

Утворюється при дії розчинів лугів на солі тривалентного заліза: випадає у вигляді червоно-бурого осаду:

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

Якісні реакції на Fe 3+

При дії гексаціаноферату (II) калію K 4 (жовтої кров'яної солі) на розчини солей тривалентного заліза утворюється синій осад (берлінська блакить):

4FeCl 3 +3K 4  Fe 4 3  + 12KCl

При додаванні до розчину, що містить іони Fe 3+ роданистого калію або амонію, з'являється інтенсивне криваво-червоне забарвлення роданіду заліза(III):

FeCl 3 + 3KCNS  3КCl + Fe(CNS) 3

Мідь та її сполуки

Мідь- досить м'який метал червоно-жовтого кольору, ковкий, пластичний, має високу тепло- та електропровідність. T плавл = 1083 0 С. ρ = 8,96 г/см 3 . СО: 0+1,+2

Хімічні властивості.

Взаємодія із простими речовинами.

Взаємодія із складними речовинами.

Мідь стоїть у ряді напруг правіше водню, тому не реагує з розведеними соляною та сірчаною кислотами, але розчиняється в кислотах – окислювачах:

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

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

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

Отримання.

CuO + CO Cu + CO 2

При електролізі солей міді: 2CuSO 4 + 2H 2 O → 2 Cu + O 2 - + 2H 2 SO 4

З'єднання одновалентної міді

Отримують відновленням сполук міді (II), наприклад, глюкозою в лужному середовищі:

Взаємодіє з кислотами: CuOH + HCl → CuCl + H 2 O На повітрі легко окислюється до Cu(OH) 2: 4CuOH + О 2 + 2H 2 O → 4 Cu(OH) 2

З'єднання двовалентної міді

Залізо (символ Fe)− хімічний елемент восьмої групи, четвертого періоду. Залізоу періодичній системі хімічних елементів розташовано під номером 26.

У підгрупі Заліза міститься 4 елементи: Fe залізо, рутен Ru, осмій Os, Hs хасмій.

Характеристика хімічного елемента Залізо

Ferrum – латинське слово, воно означає не тільки залізо, а також твердість та зброю. Від нього походять назви заліза і в деяких європейських мовах: французькій fer, італійській ferro, іспанській hierro і такі терміни, як ферити, феромагнетизм. Подібні назви цього металу в слов'янських та балтійських мовах: литовському gelezis, польському zelazo, болгарському залізо, українському залізу та білоруському залізу. Англійська назва Iron, німецька Eisen, голландська ijzer мають походження від санскритського isira (міцний, сильний).

Поширення Заліза у природі

Залізо 26 елемент таблиці Менделєєва

Залізо- перший на земній кулі та другий за поширеністю метал у земній корі, дуже важливий метал для людини. Ще з давніх-давен люди зустрічали залізо у вигляді залізних метеоритів. Зазвичай у метеоритному залозі міститься від 5 до 30 % нікелю, майже 0,5 % кобальту та до 1 % інших елементів. На території Африки 80 тисяч років тому впав найбільший метеорит Гоба, який важив 66 тонн. Він містить 84% залізата 16% нікелю. У метеоритному музеї Російської академії наук, зберігаються два уламки залізного метеорита, які важать 256 кг, що впав на Далекому Сході. У 1947 р. у Приморському краї площею 35 км 2 «залізним дощем» випали тисячі осколків (масою від 60 до 100 тонн) залізного метеорита. Дуже рідкісний мінерал - самородне залізо земного походження, що зустрічається у вигляді дрібних зерен і містить 2% нікелю та десяті частки відсотка інших металів. На Місяці було знайдено самородне залізо у роздробленому стані.

У 13-12 століттях до н. відбувається розпад та зміна культур на всьому просторі Євразії від Атлантики до Тихого океану, і протягом кількох століть – до 10-8 століть до н.е. відбуваються переселення народів. Цей період отримав назву катастрофи бронзового віку та початок переходу до залізного віку.

Заліза у земній корі дуже багато, але добувати його важко. Цей метал міцно пов'язаний у рудах із киснем, інколи ж із сіркою. Стародавні печі було неможливо дати потрібної температури, коли він плавиться чисте залізо і виходило залізо як губки з домішками з руди, званої крицей. При куванні криці, залізо частково відокремлювалося від руди.

У багатьох мінералах міститься залізо. Магнітний залізняк, що містить 72,3% заліза – найбагатший залізом мінерал. Давньогрецький філософ Фалес Мілетський понад 2500 років тому вивчив зразки чорного металу, які притягують залізо. Дав йому назву magnetis lithos – камінь із Магнесії, так сталася назва магніту. Тепер відомо, що це був магнітний залізняк – чорний оксид заліза.

Роль Заліза у живому організмі

Найважливішою рудою заліза є гематит. Він містить 69,9 % заліза. Гематит ще називають червоний залізняк, а старовинна назва – кривавик. Від грецького haima, що означає кров. З'явилися й інші слова, пов'язані з кров'ю, такі як гемоглобін. Гемоглобін служить переносником кисню від органів дихання до тканин організму, а у зворотному напрямку переносить діоксид вуглецю. Нестача заліза в організмі призводить до тяжкого захворювання - залізодефіцитної анемії. При цьому захворюванні відбуваються порушення скелета, функції центральної нервової та судинної систем, спостерігається нестача кисню в тканинах. Залізо необхідне живим організмам. Воно міститься також у м'язах, селезінці та печінці. У дорослої людини заліза близько 4 г, вона присутня в кожній клітині організму. Людина щодня з їжею має отримувати 15 міліграм заліза. При нестачі заліза лікарі призначають спеціальні препарати, у яких залізо перебуває у легко засвоюваному вигляді.

Застосування Заліза

Якщо в залізі, що виплавляється, більше 2% вуглецю, то виходить чавун, його плавлять на сотні градусів нижче, ніж чисте залізо. Так як чавун тендітний, з нього можна тільки відливати різні вироби, кувати його не можна. З залізняку в доменних печах виплавляють велику кількість чавуну, який використовують для виливки пам'ятників, грат і важких станин для верстатів. Основну масу чавуну переробляють на сталь. Для цього в конвертерах або мартенівських печах з чавуну «випалюють» частину вуглецю та інших домішок.

Зі сталі з різним вмістом вуглецю виготовлені всі предмети від рейок до цвяхів. Якщо в залізі мало вуглецю, виходить м'яка сталь низьковуглецева, а вводячи в сталь легуючі домішки інших елементів, виходять різні сорти спеціальних сталей. Відомо безліч сталей і кожна має своє застосування.

Найвідоміша - нержавіюча сталь, що містить нікель та хром. З цієї сталі роблять апаратуру для хімічних заводів та столовий посуд. А якщо в сталь ввести 18% вольфраму, 1% ванадію і 4% хрому, вийде швидкорізальна сталь, з неї роблять свердла та наконечники різців. Якщо сплавити залізо з 1,5% вуглецю та 15% марганцю, виходить така тверда сталь, з якої роблять ножі бульдозерів та зуби екскаваторів. Сталь, що містить 36% нікелю, 0,5% вуглецю і 0,5% марганцю називається інваром, з неї роблять точні прилади та деякі деталі для годинника. Сталь, яку називають платінітом, містить 46% нікелю і 15% вуглецю розширюється при нагріванні так само, як і скло. Спай платініту зі склом не розтріскується і тому його використовують для виготовлення електричних ламп.

Нержавіюча сталь не намагнічується та до магніту не притягується. Намагнітити можна лише вуглецеву сталь. Чисте залізо не намагнічується, а притягується магнітом, таке залізо підходить виготовлення серцевиків електромагнітів.

У світі щорічно виплавляється понад мільярд тонн заліза. Але корозія, яка є страшним ворогом металу, не тільки знищує сам метал, на виплавку якого були витрачені величезні зусилля, ще й виводить з ладу готові вироби, які коштують дорожче за сам метал. Вона щорічно знищує десятки мільйонів тонн металу, що виплавляється. Залізо при корозії реагує з киснем та водою, перетворюючись на іржу.

Залізо, його положення в періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва, взаємодія із сіркою, хлороводневою кислотою, розчинами солей.

ПЛАН ВІДПОВІДІ:

становище у п. с. Хімічний елемент залізо знаходиться в 4-му періоді 8-й групі побічної підгрупи. В атомі заліза чотири електронні шари. Електронами заповнюється d-підрівень третього шару, на ньому знаходиться 6 електронів, а на четвертому шарі s-підрівні знаходиться 2 електрони. У сполуках залізо виявляє ступеня окиснення +2 та +3.

Проста речовина залізо – сріблясто-білий метал з температурою плавлення 15390С, щільністю 7,87 г/см3, має магнітні властивості. Залізо – хімічно активний метал. При нагріванні воно взаємодіє із сіркою з утворенням сульфіду заліза(II): Fe0 + S0 = Fe+2S-2. Залізо витісняє водень із розчинів кислот, при цьому утворюються солі заліза(II), наприклад, при дії на залізо соляної кислоти утворюється хлорид заліза(II): Fe0 + 2H+1Cl-1 = Fe+2Cl2-1 + H20. Залізо може витісняти менш активні метали з розчинів їх солей, наприклад, при дії заліза на розчин сульфату міді(II) утворюються металева мідь та сульфат заліза(II): Fe0 + Cu+2SO4 = Cu0 + Fe+2SO4.

У всіх реакціях залізо виявляє властивості відновлювача. Більш сильні окисники – хлор, кисень, концентровані кислоти – окислюють залізо до ступеня окиснення +3.

Якщо домашнє завдання на тему: » Залізо, його положення в періодичній системі хімічних елементів Д І Менделєєва, взаємодіявиявилося вам корисним, то ми будемо вам вдячні, якщо ви розмістите посилання на це повідомлення у себе на сторінці у вашій соціальній мережі.

Залізо, його становище у періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва.

У періодичній таблиці хімічних елементів Д. І. Менделєєва залізо Fe розташоване у 4-му періоді VIII групи побічної підгрупи.

Розподіл електронів за електронними шарами в атомі заліза має такий вигляд:

Здебільшого стані.

У збудженому стані.

В атомі заліза чотири електронні шари. Електронами заповнюється d-підрівень третього шару, на ньому знаходиться 6 електронів, а на четвертому шарі s-підрівні знаходиться 2 електрони. У сполуках залізо виявляє ступеня окиснення +2 та +3.

Відомі також сполуки з атомами заліза в ступенях окиснення +4, +6 та деяких інших.

Фізичні властивості.

Залізо - типовий метал, блискучий сріблясто-білий метал, його щільність 7,87 г см3, т.пл. 1539 С. Має гарну пластичність. Залізо легко намагнічується і розмагнічується, а тому застосовується як осердя динамомашин і електромоторів. Залізо складається з чотирьох стабільних ізотопів з масовими числами 54,56,57 та 58. Залізо відноситься до помірно тугоплавких металів. Серед стандартних електродних потенціалів залізо стоїть до водню і легко реагує з розведеними кислотами.

Далі доцільно відзначити, що залізо – після алюмінію – найпоширеніший у природі метал (загальний вміст у земній корі – 4,65% за масою). Відомо велика кількість мінералів, до складу яких входить залізо: магнетит (магнітний залізняк) – Fe3O4, гематит (червоний залізняк) – Fe2O3, залізний шпат (сидерит) – FeCO3, залізний колчедан – FeS2 та ін.

Хімічні властивості.

Для заліза характерні ступені окислення – +2 та +3.

Ступеня окислення +2 відповідає чорний оксид FeO і зелений гідроксид Fe(OH) 2 . Вони мають основний характер. У солях Fe(+2) є у вигляді катіону. Fe(+2) – слабкий відновник.

Ступені окислення +3 відповідають червоно-коричневий оксид Fe 2 O 3 і коричневий гідроксид Fe(OH) 3 . Вони мають амфотерний характер, хоч і кислотні, і основні властивості у них виражені слабо. Так, іони Fe 3+ націло гідролізуються навіть у кислому середовищі. Fe(OH) 3 розчиняється (і то не повністю), тільки в концентрованих лугах. Fe 2 O 3 реагує з лугами тільки при сплавленні, даючи ферити (формальні солі неіснуючої у вільному вигляді кислоти HFeO 2):

Залізо (+3) найчастіше виявляє слабкі окисні властивості.

Ступені окислення +2 і +3 легко переходять між собою за зміни окислювально-відновних умов.

Крім того, існує оксид Fe 3 O 4 формальний ступінь окислення заліза в якому +8/3. Однак цей оксид можна розглядати як ферит заліза (II) Fe +2 (Fe +3 O 2) 2 .

Також існує ступінь окиснення +6. Відповідного оксиду та гідроксиду у вільному вигляді не існує, але отримані солі - ферати (наприклад, K 2 FeO 4). Залізо (+6) знаходиться у них у вигляді аніону. Феррат є сильними окислювачами.

Властивості простої речовини.

При зберіганні на повітрі за температури до 200 °C залізо поступово покривається щільною плівкою оксиду, що перешкоджає подальшому окисленню металу. У вологому повітрі залізо покривається пухким шаром іржі, який не перешкоджає доступу кисню та вологи до металу та його руйнуванню. Іржа не має постійного хімічного складу, приблизно її хімічну формулу можна записати як Fe 2 O 3 ·xH 2 O.

Взаємодіє із кислотами.

· З соляною кислотою:

· З розведеною сірчаною кислотою:

· Концентровані азотна та сірчана кислоти пасивують залізо. C концентрованою сірчаною кислотою взаємодіє тільки при нагріванні:

· Взаємодія з киснем:

· Згоряння заліза на повітрі:

· Згоряння в чистому кисні:

· Пропускання кисню або повітря через розплавлене залізо:

· Взаємодія з порошком сірки при нагріванні:

· Взаємодія з галогенами при нагріванні:

· Горіння в хлорі:

· При підвищеному тиску парів брому:

· Взаємодія з йодом:

· Взаємодія з неметалами:

· З азотом при нагріванні:

· З фосфором при нагріванні:

· З вуглецем:

· З кремнієм:

· Взаємодія розпеченого заліза з водяною парою:

· Залізо відновлює метали, які в ряду активності стоять правіше за нього, з розчинів солей:

· Залізо відновлює сполуки заліза (III):

При підвищеному тиску металеве залізо реагує з оксидом вуглецю(II) CO, причому утворюється рідкий, при звичайних умовах пентакарбоніл заліза Fe(CO)5 легко леткий. Відомі також карбоніли заліза складів Fe2(CO)9 і Fe3(CO)12. Карбоніли заліза служать вихідними речовинами при синтезі залізоорганічних сполук, у тому числі ферроцену складу (η5-C5H5)2Fe.

Чисте металеве залізо стійке у воді та у розведених розчинах лугів. Залізо не розчиняється в холодних концентрованих сірчаної та азотної кислотах через пасивацію поверхні металу міцною оксидною плівкою. Гаряча концентрована сірчана кислота, будучи сильнішим окислювачем, взаємодіє із залізом.

З'єднання заліза (II).

Оксид заліза(II) FeO має основні властивості, йому відповідає основа Fe(OH) 2 . Солі заліза (II) мають світло-зелений колір. При їх зберіганні, особливо у вологому повітрі, вони коричневіють за рахунок окиснення до заліза (III). Такий самий процес протікає при зберіганні водних розчинів солей заліза(II):

З солей заліза(II) у водних розчинах стійка сіль Мора - подвійний сульфат амонію та заліза(II) (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 ·6Н 2 O.

Реактивом на іони Fe 2+ у розчині може служити гексаціаноферрат(III) калію K 3 (червона кров'яна сіль). При взаємодії іонів Fe 2+ і 3− випадає осад гексаціаноферату (III) калію-заліза (II) (берлінська блакит):

який внутрішньомолекулярно перегрупується в гексаціаноферрат (II) калію-заліза (III):

З'єднання заліза (III).

Оксид заліза(III) Fe2O3 – найстійкіша природна кисневмісна сполука заліза.

Оксид заліза(III) Fe2O3 слабо амфотерен, йому відповідає ще слабша, ніж Fe(OH)2, основа Fe(OH)3, яка реагує з кислотами:

Солі Fe3+ схильні до утворення кристалогідратів. Вони іон Fe3+ зазвичай оточений шістьма молекулами води. Такі солі мають рожевий чи фіолетовий колір.

Іон Fe3+ повністю гідролізується навіть у кислому середовищі. При рН>4 цей іон практично повністю осідає у вигляді Fe(OH)3:

При частковому гідролізі іона Fe3+ утворюються багатоядерні оксо- і гідроксокатіони, через що розчини набувають коричневого кольору.

Основні властивості гідроксиду заліза(III) Fe(OH)3 виражені дуже слабко. Він здатний реагувати лише з концентрованими розчинами лугів:

Гідроксокомплекси заліза(III), що утворюються при цьому, стійкі тільки в сильно лужних розчинах. При розведенні розчинів водою вони руйнуються, причому осад випадає Fe(OH)3.

При сплавленні з лугами та оксидами інших металів Fe2O3 утворює різноманітні ферити:

З'єднання заліза(III) у розчинах відновлюються металевим залізом:

Залізо(III) здатне утворювати подвійні сульфати з однозарядними катіонами типу галунів, наприклад, KFe(SO4)2 - залізокалієві галун, (NH4)Fe(SO4)2 - залізоамонійні галун і т. д.

Для якісного виявлення у розчині сполук заліза(III) використовують якісну реакцію іонів Fe3+ з неорганічними тіоціанатами SCN−. При цьому утворюється суміш яскраво-червоних роданідних комплексів заліза 2+, +, Fe(SCN)3, -. Склад суміші (а отже, і інтенсивність її забарвлення) залежить від різних факторів, тому для точного якісного визначення заліза цей метод не застосовується.

Іншим якісним реактивом на іони Fe3+ є гексаціаноферрат (II) калію K4 (жовта кров'яна сіль). При взаємодії іонів Fe3+ та 4− випадає яскраво-синій осад гексаціаноферату (II) калію-заліза (III):

Кількісно іони Fe3+ визначають за утворенням червоних (у слабокислому середовищі) або жовтих (у слаболужному середовищі) комплексів із сульфосаліциловою кислотою. Ця реакція вимагає грамотного підбору буферів, оскільки деякі аніони (зокрема, ацетат) утворюють із залізом та сульфосаліцилової кислотою змішані комплекси зі своїми оптичними характеристиками.

З'єднання заліза (VI).

Ферати - солі не існує у вільному вигляді залізної кислоти H2FeO4. Це сполуки фіолетового кольору, що по окисних властивостях нагадують перманганати, а по розчинності - сульфати. Отримують ферати при дії газоподібного хлору або озону на суспензію Fe(OH)3 у лугу:

Ферати також можна отримати електролізом 30%-ного розчину лугу на залізному аноді:

Ферати – сильні окислювачі. У кислому середовищі розкладаються з виділенням кисню:

Окисні властивості ферратів використовують для знезараження води.

Знаходження у природі:у земній корі залізо поширене досить широко - на його частку припадає близько 4,1% маси земної кори (4 місце серед усіх елементів, 2 серед металів). Відомо велика кількість руд та мінералів, що містять залізо. Найбільше практичне значення мають червоні залізняки (руда гематит, Fe2O3; містить до 70% Fe), магнітні залізняки (руда магнетит, Fe3О4; містить 72,4% Fe), бурі залізняки (руда гідрогетит НFeO2·nH2O), а також шпатові залізняки ( руда сидерит, карбонат заліза, FeСО3, містить близько 48% Fe). У природі зустрічаються також великі родовища піриту FeS2 (інші назви - сірчаний колчедан, залізний колчедан, дисульфід заліза та інші), але руди з високим вмістом сірки поки що практичного значення не мають. За запасами залізняку Росія посідає перше місце у світі. У морській воді 1 · 10-5 - 1 · 10-8% заліза.

Біологічна роль.

Залізо – незамінний компонент гемоглобіну, міоглобіну, цитохромів, пероксидаз та каталаз. Комплекс заліза і трансферину зв'язується зі специфічними рецепторами на мембранах пролиферирующих еритроїдних клітин, і залізо надходить усередину клітини. При дефіциті заліза в організмі утворюються еритроцити з недостатнім вмістом гемоглобіну, тому основний прояв нестачі заліза – гіпохромна анемія. Лікування препаратами заліза призводить до поступової регресії клінічних (наприклад, слабкості, швидкої стомлюваності, запаморочення, тахікардії, хворобливості та сухості шкірних покривів) та лабораторних симптомів.

Залізо є в організмах всіх рослин і тварин як мікроелемент, тобто в дуже малих кількостях (в середньому близько 0,02%). Однак залізобактерії, що використовують енергію окислення заліза (II) у залізо (III) для хемосинтезу, можуть накопичувати у своїх клітинах до 17-20% заліза. Основна біологічна функція заліза - участь у транспорті кисню (O) та окислювальних процесах. Цю функцію заліза виконує у складі складних білків – гемопротеїдів, простетичною групою яких є залізопорфіриновий комплекс – гем. Серед найважливіших гемопротеїдів дихальні пігменти гемоглобін та міоглобін, універсальні переносники електронів у реакціях клітинного дихання, окислення та фотосинезу цитохроми, ферменти каталозу та пероксиду та інших. У деяких безхребетних залізовмісних дихальних пігментів гелоеритрин і хлорокруорин мають відмінну від гемоглобінів будову. При біосинтезі гемопротеїдів залізо переходить до них від білка феритину, що здійснює запас та транспортування заліза. Цей білок, одна молекула якого включає близько 4 500 атомів заліза, концентрується в печінці, селезінці, кістковому мозку та слизовій оболонці кишечника ссавців та людини. Добова потреба людини в залозі (6-20 мг) з надлишком покривається їжею (залізом багаті м'ясо, печінка, яйця, хліб, шпинат, буряк та інші). В організмі середньої людини (маса тіла 70 кг) міститься 4,2 г заліза, в 1 л крові – близько 450 мг. При нестачі заліза в організмі розвивається залізиста анемія, яку лікують за допомогою препаратів, що містять залізо. Препарати заліза застосовують і як загальнозміцнюючі засоби. Надмірна доза заліза (200 мг і вище) може чинити токсичну дію. Залізо також потрібне для нормального розвитку рослин, тому існують мікродобрива на основі препаратів заліза.

Препарати заліза- група лікарських засобів, що містять солі або комплекси дво- та тривалентного заліза, а також їх комбінації з іншими препаратами. В основному використовуються для лікування та профілактики залізодефіцитної анемії.

Препарати заліза показані при:

· Залізодефіцитних станах (основне показання);

· При непереносимості коров'ячого молока;

· Дітям, які перенесли гострі або тривало поточні інфекційні захворювання.

Дефіцит заліза може бути спричинений:

· Недостатнім надходженням заліза в організм плода (при фето-фетальної і фето-материнської трансфузії), дитини або дорослої людини;

· Порушенням всмоктування з просвіту кишечника (синдром мальабсорбції, запальні процеси в кишечнику, на фоні прийому антибіотиків тетрациклінового ряду та інших препаратів);

· гострі масивні або хронічні крововтрати (кровотечі, глистяні інвазії, носові геморагії, ювенільні маткові кровотечі, тривала гематурія та інші);

· Результат підвищеного витрачання заліза (період інтенсивного зростання, інфекційні захворювання та інші).

Побічні ефекти.

При прийомі препаратів заліза можуть виникнути диспепсичні ефекти (нудота, блювання, діарея). Ступінь їх виразності тим вищий, чим більше залишається невсмоктався препарату в просвіті кишечника. Найгірше (найнижча біодоступність) засвоюється із шлунково-кишкового тракту відновлене залізо (всього 0,5 %), саме ці препарати найчастіше призводять до порушення функції кишечника (не слід застосовувати у дітей).

Активуючи вільнорадикальні реакції, препарати заліза здатні пошкодити клітинні мембрани (зокрема, збільшити рівень гемолізаеритроцитів).

Після парентерального введення препаратів заліза можуть виникати небажані ефекти: через збільшення концентрації вільного заліза в крові відбувається зниження тонусу дрібних судин – артеріол та венул – підвищується їхня проникність. Спостерігають почервоніння шкіри обличчя, шиї, приплив крові до голови, грудної клітки. Подальше введення препарату у цьому випадку протипоказане. Якщо введення препарату не припиняють, надалі розвивається гемосидероз внутрішніх органів та тканин.

При передозуванні препарату заліза, що приймається внутрішньо, розвиваються криваві пронос і блювання. При передозуванні будь-якого препарату заліза знижується периферичний опір судин, зростає транссудація рідини, знижується обсяг крові, що циркулює. В результаті падає артеріальний тиск, виникає тахікардія.

Загалом цю категорію лікарських засобів можна розділити на кілька основних груп: препарати на основі солей двовалентного та тривалентного заліза, різних комплексних сполук заліза та комбіновані засоби. Препарати із солей заліза призначаються лише перорально.

Солі двовалентного заліза.

Поглинання заліза клітинами слизової оболонки шлунково-кишкового тракту із сольових сполук в основному відбувається у двовалентній формі, оскільки апоферитин в ентероцитах може зв'язуватися тільки з іонами Fe 2 . Тому препарати на основі різних солей заліза (II) (сульфату, фумарату, глюконату, сукцинату, глутамату, лактату тощо) мають більшу біодоступність, і в загальному випадку більш переважні, ніж препарати, що містять солі заліза (III). Крім того, вони є найдешевшими лікарськими засобами на фоні інших препаратів заліза.

Незважаючи на зазначені переваги, сольові препарати заліза мають і суттєві недоліки, зокрема високий рівень шлунково-кишкових побічних ефектів (близько 23%) при використанні високих дозувань. Біодоступність солей заліза (II) може знижуватися при взаємодії з різними компонентами їжі та іншими лікарськими препаратами (фітинами, оксалатами, танінами, антацидами та ін.), у зв'язку з чим їх призначають натще, хоча при цьому посилюється їх негативний вплив на слизову оболонку кишечника. Будь-яке передозування цих препаратів легко призводить до гострого отруєння (у США в період з 1986 по 1996 рік було зафіксовано 100 тис. повідомлень про отруєння дітей молодше 6 років солями заліза), що також обмежує їх широке використання у дітей.

Основними представниками препаратів із солей двовалентного заліза є засоби на основі гептагідрату сульфату заліза FeSO 4 ·7H 2 O(Зміст елементарного заліза - 20 % від маси солі). Сульфат заліза добре розчинний у воді та, як і інші водорозчинні солі, має порівняно високу біодоступність. При цьому слід зауважити, що сульфат заліза(II) у вологому середовищі поступово окислюється до сульфату заліза(III), що накладає деякі обмеження на його зберігання та використання (не може застосовуватись у вигляді розчинів, сиропів та інших рідких форм). У Росії зареєстровано кілька торгових найменувань лікарських засобів, що містять сульфат заліза: "Тардіферон", "Гемофер пролонгатум", "Фенюльс". Також сульфат заліза іноді застосовують у поєднанні зі стабілізуючими агентами, наприклад, аскорбіновою кислотою, яка виступає як антиоксидант (торгові марки "Сорбіфер Дурулес", "Ферроплекс").

Препарати на основі тетрагідрату хлориду заліза FeCl 2 ·4H 2 O(Вміст заліза 28%), на відміну від сульфату заліза, у водних розчинах не окислюються, тому виробляються у формі крапель для прийому всередину (Зареєстрована в Росії торгова марка – «Гемофер»). При прийомі таких препаратів слід враховувати, що розчини солей заліза можуть викликати потемніння зубів, пов'язане з осадженням на поверхні нерозчинного сульфіду заліза, що утворюється при взаємодії іонів Fe 2+ c сірководнем, який може міститися в порожнині рота (наприклад, при карієсі зубів).

Фумарат заліза FeC 4 H 2 O 4(Зміст елементарного заліза 33 % від маси солі), на відміну від попередніх солей, менш розчинний у воді, проте добре розчиняється в розведених розчинах кислот, таких, як шлунковий сік. Тому препарати на основі фумарату заліза більш стабільні, не мають характерного залізного присмаку, не зв'язуються з білками у верхніх відділах шлунково-кишкового тракту, але водночас добре розчиняються безпосередньо у шлунку і тому за біодоступністю не поступаються водорозчинним солям. Фумарат заліза зареєстрований у Росії як лікарський засіб, проте на даний момент поширення не набув.

Солі тривалентного заліза.

Препарати із солей тривалентного заліза традиційно менш переважні порівняно з солями заліза(II), оскільки для поглинання організмом іони Fe 3+ повинні попередньо відновитися до Fe 2+ , що є причиною їхньої меншої біодоступності. Крім цього, солі заліза (III) у верхніх відділах тонкої кишки легко гідролізуються з утворенням малорозчинних гідроксидів, що також знижує їхню засвоюваність.

Марганець.

Марганець - елемент побічної підгрупи сьомої групи четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва з атомним номером 25.

Електронна формула марганцю має вигляд:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
Валентні електрони знаходяться на 4s та 3d підрівнях. На валентних орбіталях атома марганцю перебуває 7 електронів.

Розповсюдження Марганцю в природі.Середній вміст марганця в земній корі 0,1%, у більшості вивержених порід 0,06-0,2% за масою, де він знаходиться в розсіяному стані у формі Мn 2+ (аналог Fe 2+). На земній поверхні Мn 2+ легко окислюється, тут також відомі мінерали Мn 3+ і Мn 4+ . У біосфері Марганець енергійно мігрує у відновлювальних умовах і малорухливий в окисному середовищі. Найбільш рухливий Марганець у кислих водах тундри та лісових ландшафтів, де він знаходиться у формі Мn 2+ . Зміст Марганцю тут часто підвищений і культурні рослини місцями страждають від надлишку Марганцю; у ґрунтах, озерах, болотах утворюються залізо-марганцеві конкреції, озерні та болотні руди. У сухих степах і пустелях за умов лужної окисної середовища Марганець малорухливий, організми бідні Марганцем, культурні рослини часто потребують марганцевих мікродобривах. Річкові води бідні Марганцем (10 -6 -10 -5 г/л), проте сумарний винос цього елемента річками величезний, причому його основна маса осаджується в прибережній зоні. Ще менше Марганця у воді озер, морів та океанів; у багатьох місцях океанічного дна поширені залізо-марганцеві конкреції, що утворилися у минулі геологічні періоди.

Мінерали марганцю.

· піролюзит MnO 2 · x H 2 O, найпоширеніший мінерал (містить 63,2% марганцю);

· Манганіт (бура марганцева руда) MnO(OH) (62,5% марганцю);

· Брауніт 3Mn 2 O 3 ·MnSiO 3 (69,5% марганцю);

· Гаусманіт (Mn II Mn 2 III) O 4;

· родохрозит (марганцевий шпат, малиновий шпат) MnCO 3 (47,8% марганцю);

· Пиломелан m MnO MnO 2 n H 2 O (45-60% марганцю);

· Пурпурит Mn 3+, (36,65% марганцю).

Хімічні властивості.

Хімічно марганець досить активний, при нагріванні енергійно взаємодіє з неметалами - киснем (утворюється суміш оксидів марганцю різної валентності), азотом, сіркою, вуглецем, фосфором та іншими. За кімнатної температури Марганець на повітрі не змінюється: дуже повільно реагує з водою. У кислотах (соляної, розведеної сірчаної) легко розчиняється, утворюючи солі двовалентного марганцю. При нагріванні у вакуумі марганець легко випаровується навіть із сплавів.

Марганець утворює метали з багатьма хімічними елементами; більшість металів розчиняється в окремих його модифікаціях та стабілізує їх. Так, Cu, Fe, Co, Ni та інші стабілізують γ-модифікацію. Al, Ag та інші розширюють області β- та σ-Mn у подвійних сплавах. Це має важливе значення для одержання сплавів на основі Марганцю, що піддаються пластичній деформації (ковці, прокатці, штампуванні).

У сполуках Марганець зазвичай виявляє валентність від 2 до 7 (найбільш стійкі ступені окислення +2, +4 та +7). Зі збільшенням ступеня окиснення зростають окисні та кислотні властивості сполук Марганцю.

З'єднання Mn(+2) – відновники.

Оксид MnO- порошок сіро-зеленого кольору; має основні властивості. нерозчинний у воді та лугах, добре розчинний у кислотах. Гідрооксид Mn(OH)3 - біла речовина, нерозчинна у воді. З'єднання Mn(+4) можуть виступати і як окислювачі (а) і як відновники (б):

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

(за цією редакцією в лабораторіях одержують хлор)

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

(Реакція йде при сплавленні).

Оксид Марганцю (II) MnO2- чорно-бурого кольору, що відповідає гідрооксиду Мп(ОН)4 - темно-бурого кольору. Обидві сполуки у воді нерозчинні, обидва амфотсрни з невеликим переважанням кислотної функції. Солі типу K2MnO4 називаються манганітами.

Зі сполук Mn(+6) найбільш характерні марганцевиста кислота та її солі манганати. Дуже важливими є сполуки Mn(+7) - марганцова кислота, марганцовий ангідрид і перманганати.

Характерні ступені окислення марганцю: 0, +2, +3, +4, +6, +7 (+1, +5 мало характерні).

При окисненні на повітрі пасивується. Порошкоподібний марганець згоряє у кисні (Mn + O2 → MnO2). Марганець при нагріванні розкладає воду, витісняючи водень (Mn + 2H2O →(t) Mn(OH)2 + H2), гідроксид марганцю, що утворюється, уповільнює реакцію.

Марганець поглинає водень, із підвищенням температури його розчинність у марганці збільшується. При температурі вище 1200 C взаємодіє з азотом, утворюючи різні за складом нітриди.

Вуглець реагує з розплавленим марганцем, утворюючи карбіди Mn3C та інші. Утворює також силіциди, бориди, фосфіди.

C соляною та сірчаною кислотами реагує за рівнянням:

З концентрованою сірчаною кислотою реакція йде за рівнянням:

З розведеною азотною кислотою реакція йде за рівнянням:

У лужному розчині марганець стійкий.

Марганець утворює такі оксиди: MnO, Mn2O3, MnO2, MnO3 (не виділений у вільному стані) та марганцевий ангідрид Mn2O7.

Mn2O7 у звичайних умовах рідка масляниста речовина темно-зеленого кольору, дуже нестійка; у суміші з концентрованою сірчаною кислотою займає органічні речовини. При 90 °C Mn2O7 розкладається із вибухом. Найбільш стійкі оксиди Mn2O3 та MnO2, а також комбінований оксид Mn3O4 (2MnO·MnO2, або сіль Mn2MnO4).

При сплавленні оксиду марганцю (IV) (піролюзит) з лугами у присутності кисню утворюються манганати:

Розчин манганату має темно-зелений колір. При підкисленні протікає реакція:

Розчин забарвлюється в малиновий колір через появу аніону MnO4-, і з нього випадає коричневий осад оксиду-гідроксиду марганцю (IV).

Марганцева кислота дуже сильна, але нестійка, її неможливо сконцентрувати більш ніж до 20%. Сама кислота та її солі (перманганати) – сильні окислювачі. Наприклад, перманганат калію в залежності від рН розчину окислює різні речовини, відновлюючись до сполук марганцю різного ступеня окиснення. У кислому середовищі - до сполук марганцю (II), в нейтральному - до сполук марганцю (IV), сильно лужному - до сполук марганцю (VI).

При прожарюванні перманганати розкладаються із кисню (один з лабораторних способів отримання чистого кисню). Реакція йде за рівнянням (на прикладі перманганату калію):

Під дією сильних окислювачів іон Mn2+ перетворюється на іон MnO4−:

Ця реакція використовується якісного визначення Mn2+.

При підлужуванні розчинів солей Mn (II) з них випадає осад гідроксиду марганцю (II), що швидко буріє на повітрі в результаті окислення.

Солі MnCl3, Mn2(SO4)3 нестійкі. Гідроксиди Mn(OH)2 та Mn(OH)3 мають основний характер, MnO(OH)2 - амфотерний. Хлорид марганцю (IV) MnCl4 дуже нестійкий, розкладається при нагріванні, чим користуються для одержання хлору:

Нульовий ступінь окислення у марганцю проявляється у сполуках з σ-донорними та π-акцепторними лігандами. Так, для марганцю і відомий карбоніл складу Mn2(CO)10.

Відомі й інші сполуки марганцю з σ-донорними та π-акцепторними лігандами (PF3, NO, N2, P(C5H5)3).

Біологічна роль.

Марганець в організмі.Марганець широко поширений у природі, будучи постійною складовою рослинних і тваринних організмів. Зміст Марганцю в рослинах становить десятитисячні-соті, а в тварин - стотисячні-тисячні частки відсотка. Безхребетні тварини багатші за Марганець, ніж хребетні. Серед рослин значну кількість Марганцю накопичують деякі іржі гриби, водяний горіх, ряска, бактерії пологів Leptothrix, Crenothrix та деякі діатомові водорості (Cocconeis) (до кількох відсотків у золі), серед тварин – руді мурахи, деякі молюски та ракоподібні (до сотих ). Марганець – активатор низки ферментів, бере участь у процесах дихання, фотосинтезі, біосинтезі нуклеїнових кислот та інших, посилює дію інсуліну та інших гормонів, впливає на кровотворення та мінеральний обмін. Нестача Марганцю у рослин викликає некрози, хлороз яблуні та цитрусових, плямистість злаків, опіки у картоплі, ячменю тощо. Добова потреба тварин і людини у Марганці – кілька мг (щодня з їжею людина отримує 3-8 мг Марганцю). Потреба у Марганці підвищується при фізичному навантаженні, при нестачі сонячного світла; діти потребують більше Марганцю, ніж дорослі. Показано, що недолік Марганцю в їжі тварин негативно впливає на їх ріст та розвиток, викликає анемію, так звану лактаційну тетанію, порушення мінерального обміну кісткової тканини. Для запобігання зазначеним захворюванням у корм вводять солі Марганцю.

Біологічна дія марганцю:
● антиоксидантне
● регулююче рівень глюкози в крові
● нормалізуючий рівень холестерину та ліпідний склад крові
● протианемічне
● протиалергічне
● сприяє дозріванню статевих клітин, розвитку плода та доношування вагітності
● Відновлююча структура кісткової та хрящової тканини
● протисудомне, попереджувальне ПМС (передменструальний синдром) та ін.

Ознаки дефіциту марганцю:

● Стомлюваність, слабкість, запаморочення, шум у вухах
● Погіршення мозкової активності, зниження пам'яті
блювота
● Спазми та судоми
● Болі у м'язах та суглобах, рухові розлади, схильність до розтягувань та вивихів, артрит, неправильне зростання та розвиток скелетної системи
● Порушення зору
● Вітіліго, порушення пігментації шкіри
● Затримка росту нігтів та волосся
● Діабет, зниження толерантності до глюкози, надмірна вага, високий рівень холестерину, проблеми метаболізму
● Ризик безплідності, репродуктивні проблеми, ранній клімакс, дисфункція яєчників, остеопороз у клімактеричному періоді
● Зниження імунітету, передчасне старіння
● Алергії
● Ризик ракових захворювань
● Затримка розвитку у дітей, поява дітей з патологіями

Ознаки токсичності марганцю:

Надлишок марганцю токсичний: він порушує всмоктування заліза та конкурує з міддю у процесі кровотворення, викликаючи анемію, а також зумовлює інші патологічні зміни.
● Слабкий апетит, апатія, депресія
● Загальна слабкість, безсилля
● Порушений сон
● Тимчасове безумство, недоумство
● Неврологічні проблеми
● Паркінсонізм або хвороба Паркінсона (м'язова регідність, тремор, монотонний голос, "заморожене" подібне до маски обличчя).

Кобальт

З, хімічний елемент з атомним номером 27. Його атомна маса 58,9332. Природний кобальт складається з двох стабільних нуклідів: 59 (99,83% за масою) і 57 (0,17%). У періодичній системі елементів Д. І. Менделєєва кобальт входить до групи VIII і разом із залізом і нікелем утворює у 4-му періоді у цій групі тріаду близьких за властивостями перехідних металів. Конфігурація двох зовнішніх електронних шарів атома кобальту 3s2p6d74s2. Утворює сполуки найчастіше у ступені окислення +2, рідше - у ступені окислення +3 і дуже рідко в ступенях окислення +1, +4 та +5.

Кобальт – мінеральна речовина, що є частиною вітаміну B12. Зазвичай вимірюється у мікрограмах (мкг). Кобальт – необхідний для червоних кров'яних клітин. Має бути отримано з харчових джерел. Денна норма кобальту не встановлена, і лише дуже малі кількості цієї мінеральної речовини потрібні в раціоні (зазвичай трохи більше 8 мкг).

Знаходження у природі.

У земній корі вміст кобальту дорівнює 4 10 -3 % за масою. Кобальт входить до складу понад 30 мінералів. До них відносяться кароліт CuCo 2 S 4 , Ліннеїт Co 3 S 4 , кобальтинCoAsS, сферокобальтит CoCO 3 , смальтит СоAs 2 та інші. Як правило, кобальту в природі супроводжують його сусіди за 4-м періодом – нікель, залізо, мідь марганець. У морській воді приблизно (1-7) 10 -10% кобальту.

Кобальт - відносно рідкісний метал, і багаті на них родовища в даний час практично вичерпані. Тому кобальтсодержащее сировину (часто це нікелеві руди, що містять кобальт як домішка) спочатку збагачують, одержують із нього концентрат. Далі для вилучення кобальту концентрат або обробляють розчинами сірчаної кислоти або аміаку, або методами пірометалургії переробляють сульфідний або металевий сплав. Цей сплав потім вилуговують сірчаною кислотою. Іноді для вилучення кобальту проводять сірчанокислотне «купне» вилуговування вихідної руди (подрібнену руду розміщують у високих купах на спеціальних бетонних майданчиках і зверху поливають ці купи вилуговуючим розчином).

Фізичні властивості.

Кобальт – твердий метал, що існує у двох модифікаціях. При температурі від кімнатної до 427 °C стійка α-модифікація. При температурі від 427 °C до температури плавлення (1494 °C) стійка β-модифікація кобальту (решітка кубічна гранецентрована). Кобальт - феромагнетик, точка Кюрі 1121 °C. Жовтий відтінок йому надає тонкого шару оксидів.

Хімічні властивості.

Оксиди.

· На повітрі кобальт окислюється при температурі вище 300 °C.

· Стійкий при кімнатній температурі оксид кобальту є складним оксидом Co 3 O 4 , що має структуру шпінелі, в кристалічній структурі якого одна частина вузлів зайнята іонами Co 2+ , а інша - іонами Co 3+ ; розкладається із утворенням CoO вище 900 °C.

· За високих температур можна отримати α-форму або β-форму оксиду CoO.

· Усі оксиди кобальту відновлюються воднем:

Оксид кобальту (III) можна отримати, прожарюючи сполуки кобальту (II), наприклад:

Інші з'єднання.

· При нагріванні кобальт реагує з галогенами, причому сполуки кобальту (III) утворюються тільки з фтором.

· З сірою кобальт утворює 2 різні модифікації CoS. Сріблясто-сіру α-форму (при сплавленні порошків) та чорну β-форму (випадає в осад із розчинів).

· При нагріванні CoS в

Залізо – хімічний елемент

1. Положення заліза в періодичній таблиці хімічних елементів та будова його атома

Залізо - це d-елемент VIII групи; порядковий номер – 26; атомна маса Ar (Fe ) = 56; склад атома: 26-протонів; 30 – нейтронів; 26 – електронів.

Схема будови атома:

Електронна формула: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2

Метал середньої активності, відновник:

Fe 0 -2 e - → Fe +2 , окислюється відновник

Fe 0 -3 e - → Fe +3 , окислюється відновник

Основні ступені окислення: +2, +3

2. Поширеність заліза

Залізо – один із найпоширеніших елементів у природі . У земній корі його масова частка становить 5,1%, за цим показником воно поступається тільки кисню, кремнію та алюмінію. Багато заліза знаходиться і в небесних тілах, що встановлено за даними спектрального аналізу. У зразках місячного ґрунту, які доставила автоматична станція “Місяць”, виявлено залізо у неокисленому стані.

Залізні руди досить поширені Землі. Назви гір на Уралі говорять самі за себе: Висока, Магнітна, Залізна. Агрохіміки у ґрунтах знаходять сполуки заліза.

Залізо входить до складу більшості гірських порід. Для отримання заліза використовують залізні руди із вмістом заліза 30-70% і більше.

Основними залізними рудами є :

магнетит(магнітний залізняк) - Fe 3 O 4містить 72% заліза, родовища зустрічаються на Південному Уралі, Курській магнітній аномалії:

гематит(залізний блиск, кривавик) - Fe 2 O 3містить до 65% заліза, такі родовища зустрічаються у Криворізькому районі:

лимоніт(Бурий залізняк) - Fe 2 O 3* nH 2 Oмістить до 60% заліза, родовища зустрічаються у Криму:

пірит(сірчаний колчедан, залізний колчедан, котяче золото) – FeS 2містить приблизно 47% заліза, родовища зустрічаються на Уралі.

3. Роль заліза в житті людини та рослин

Біохіміки відкрили важливу роль заліза в житті рослин, тварин та людини. Входячи до складу надзвичайно складно побудованої органічної сполуки, яка називається гемоглобіном, залізо обумовлює червоне забарвлення цієї речовини, від якої у свою чергу залежить колір крові людини і тварин. В організмі дорослої людини міститься 3 г чистого заліза, 75% якого входить до складу гемоглобіну. Основна роль гемоглобіну – перенесення кисню з легких до тканин, а зворотному напрямку – CO 2 .

Залізо необхідне і для рослин. Воно входить до складу цитоплазми, бере участь у процесі фотосинтезу. Рослини, вирощені на субстраті, що не містить заліза, мають біле листя. Маленька добавка заліза до субстрату – і вони набувають зеленого кольору. Більш того, варто білий лист змастити розчином солі, що містить залізо, і незабаром змащене місце зеленіє.

Так від однієї і тієї ж причини - наявності заліза в соках і тканинах - весело зеленіє листя рослин і яскраво рум'яняться щоки людини.

4. Фізичні властивості заліза.

Залізо – це сріблясто-білий метал із температурою плавлення 1539 про С. Дуже пластичний, тому легко обробляється, кується, прокочується, штампується. Залізо має здатність намагнічуватися і розмагнічуватися, тому застосовується як осердя електромагнітів у різних електричних машинах і апаратах. Йому можна надати більшу міцність і твердість методами термічного та механічного впливу, наприклад, за допомогою загартування та прокатки.

Розрізняють хімічно чисте та технічно чисте залізо. Технічно чисте залізо, по суті, є низьковуглецевою сталь, воно містить 0,02 -0,04% вуглецю, а кисню, сірки, азоту та фосфору – ще менше. Хімічно чисте залізо містить менше 0,01% домішок. Хімічно чисте залізосріблясто-сірий, блискучий, на вигляд дуже схожий на платину метал. Хімічно чисте залізо стійке до корозії і добре чинить опір дії кислот. Однак мізерні частки домішок позбавляють його цих дорогоцінних властивостей.

5. Отримання заліза

Відновленням з оксидів вугіллям або оксидом вуглецю (II), а також воднем:

FeO + C = Fe + CO

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

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

Досвід "Отримання заліза алюмінотермією"

6. Хімічні властивості заліза

Як елемент побічної підгрупи залізо може виявляти кілька ступенів окиснення. Ми розглянемо лише сполуки, у яких залізо виявляє ступеня окислення +2 і +3. Таким чином, можна говорити, що у заліза є два ряди сполук, в яких воно дво-і тривалентно.

1) На повітрі залізо легко окислюється у присутності вологи (іржавіння):

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

2) Розжарений залізний дріт горить у кисні, утворюючи окалину - оксид заліза (II,III) - речовина чорного кольору:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

Cкиснем у вологому повітрі утворюється Fe 2 O 3 * nH 2 O

Досвід "Взаємодія заліза з киснем"

3) За високої температури (700–900°C) залізо реагує з парами води:

3Fe + 4H 2 O t˚C → Fe 3 O 4 + 4H 2

4) Залізо реагує з неметалами при нагріванні:

Fe + S t˚C → FeS

5) Залізо легко розчиняється в соляній та розведеній сірчаній кислотах за звичайних умов:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

Fe + H 2 SO 4 (розб.) = FeSO 4 + H 2

6) У концентрованих кислотах – окислювачах залізо розчиняється лише при нагріванні

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

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

7. Застосування заліза.

Основна частина одержуваного у світі заліза використовується для отримання чавуну та сталі - сплавів заліза з вуглецем та іншими металами. Чавуни містять близько 4% вуглецю. Сталі містять вуглецю менше 1,4%.

Чавуни необхідні для виробництва різних виливків – станин важких машин тощо.

Вироби з чавуну

Сталі використовуються для виготовлення машин, різних будівельних матеріалів, балок, листів, прокату, рейок, інструменту та безлічі інших виробів. Для виробництва різних сортів сталей застосовують звані легуючі добавки, якими служать різні метали: М

Тренажер №2 - Генетичний ряд Fe 3+

Тренажер №3 - Рівняння реакцій заліза з простими та складними речовинами

Завдання для закріплення

№1. Складіть рівняння реакцій отримання заліза з його оксидів Fe 2 O 3 і Fe 3 O 4 , використовуючи як відновник:
а) водень;
б) алюміній;
в) оксид вуглецю (ІІ).
Для кожної реакції складіть електронний баланс.

№2. Здійсніть перетворення за схемою:
Fe 2 O 3 -> Fe - + H2O, t -> X - + CO, t -> Y - + HCl -> Z
Назвіть продукти X, Y, Z?

у таблиці Менделєєва воно за №26

Головний метал промисловості

Його кують, поки гаряче і не відходячи від каси

Значення імені Тимур

Хімічний елемент, сріблясто-білий метал, головна складова чавуну та сталі

Метал для Фелікса

Хімічний елемент, метал

Щоб уникнути накопичення грошей, у давній Спарті гроші карбувалися з цього матеріалу

Так у комп'ютерників називається сам комп'ютер, без програмного забезпечення

Найстійкішим елементом Періодичної системи є цей елемент

Метал, з якого може бути «зроблено» логіку

. «Іду у воду – червоно, вийду – чорно» (загадка)

Перекладіть з латинського слово «ферум»

Матеріал, з якого має бути зроблений подарунок, поданий до шостої річниці весілля

Жертва іржі

Куй його, поки палко!

Хімічний елемент, Fe

Метал, з якого виготовлений Фелікс

Металеві частини вуздечки

Кується тільки з гарячого

Метал цвяхів

Іржаве, метеоритне

Кують, поки гаряче

Куй... поки гаряче

У таблиці він після марганцю

. "Куй ..., не відходячи від каси!"

Слідом за марганцем у таблиці

Метал номер двадцять шість

Хім. елемент 26

Той, хто йде слідом за марганцем у таблиці

Між марганцем та кобальтом

Попередник кобальту у таблиці

Метал для логіки

Куй його, поки гаряче (після)

Хімічний елемент 26

Слідом за марганцем у таблиці

Основний компонент сталі

Двадцять шостий у таблиці Менделєєва

До кобальту у таблиці

Приймають на металобрухт

Матеріал для однієї маски

Метал, чий вміст в організмі жінки вп'ятеро більший, ніж у чоловіка

Перед кобальтом у таблиці

Послідовник марганцю в таблиці

Між марганцем та кобальтом у таблиці

Предтеча кобальту у таблиці

Основний компонент чавуну

Після марганцю у таблиці

Метал для леді Маргарет Тетчер

Післядень марганцю в таблиці

Слідом за марганцем

Хімічний елемент, сріблясто-білий метал, головна складова чавуну та сталі

Головна складова частина сталі

Вироби із такого металу

Ліки, що містять препарати такого хімічного елемента

Найменування хімічного елемента

Тип мінералу, що відноситься до самородних елементів

. "Куй..., не відходячи від каси!"

. "Йду у воду - червоно, вийду - чорно" (загадка)

Куй його, поки гаряче

Метал, з якого може бути "зроблено" логіку

Перекладіть з латинського слово "ферум"

Порівн. залі(і) з південн. зап. метал, крушець, що виплавляється з руди у вигляді чавуну, і що виковується з цього останнього під кричним молотом. з'єднанні з вуглецем, воно утворює сталь. продаж залізо йде у вигляді: смугового або сортового; перше прямо з-під кричного молота; воно буває: широке, вузьке, кругле, брускове та ін. друге перековане: шинне, різьблене, листове та ін. Іржа залізо їсть. Міль одяг, іржа залізо, а худе братерство вдачі тлить. Гроші залізо, а сукня тлін. При раті залізо дорожче за золото. Залізом і золота добуду. Іржаве залізо не блищить. Зарубай деревом на залізі. Що ощерився, чи залізо побачив? вогні та залізо плавко. горну та залізо насядеться. На те дорогу золотом встеліли, щоб вона їла залізо. Куй залізо, поки кипить (поки що гаряче). Лізу я, лізу по залізу на м'ясну гору? сідати на коня. Залізо чи багато. заліза, в'язи, кайдани, кайдани, ножні, ручні ланцюги; залізні кінські пута. Залізко, залізце порівн. залізний уламок; дрібна залізна, сталева річ, що вставляється в зброю або колодку, напр. спис стріли, різець рубанка, залізна частина долота та ін. Залізний, із заліза зроблений, що чомусь до заліза відноситься; подібний до заліза за міцністю, жорсткістю, кольором та ін. Залізна руда, з якої видобувається залізо; залізний завод, заклад, де він виплавляється, виковується; залізний ряд, де продається залізними торговцями. Залізний сік, заводськ. бризки та уламки від криці, кричний сік. Залізний кінь, сіро-залізний, залізного кольору, масті. Устюжна залізна, а люди в ній кам'яні, за облогу її за самозванців. Залізниця, залізянка, чавунку. Залізне колесо, тул. арктичний пояс. Залізні руки, сильні, але грубі та незграбні. Залізна людина, стійка, тверда; терплячий, суперечливий; немилосердний, бездушний. Залізне здоров'я, міцне. Або залізний ланцюг, або золотий, добуду. Позики пишуть на залізниці, а борги на піску. Залізне дерево, бакаут, гваяк; назив. так і ін дуже тверді тропічної породи дерева. Залізне коріння, рослинний. Centaurea scabiosa. Залізний урок чи залізне порівн. старий. пеня, мито з винного, на користь влади, за накладення кайданів. Залізовий кінь, див. масть. Залізистий прилаг. що містить у собі залізо. Залізина, окал, окалина, гар, недогарки; залізна, горіла блискітка, що обсипається під час кування. Шматок, смуга заліза. Залізня, залізниця ж. арх. залізна плиточка в долоню, для гри в бабки, в підступи; биток, битка. Залізник м. дерево Caragana frutescens, дереза, чапижник, помилково чиліжник, сибірок? кущова акація. Рокитник, дереза, Cytisus biflorus. Equisetum, хвощ столярний. Potentilla argentea, червічник, горлянка, забіруха. Залізниця, риба Clupea alosa, з роду оселедців, шал або верховодка. Залізняк м. торговець залізом. Загальна назва руд, що містять окислене залізо і схожі на камінь, а не на залізо: бол. відомі: бурий та магнітний залізняк, магнітний камінь. Найтвердіша, найкраща цегла, що трохи сплавилася. Рослинний. Verbena offic. Рослинний. Phlomis pungens, качім, перекотиполе. Рослинний. Sarrothamnus scoparius, жерновець, дереза, бобровик. Казкова розривали сстриб-трава, від якої залізні замки та запори розсипаються; нею ж добувають і скарби. Залізнянка, див. залізнянка, заліза, желва. Залізоробний, залізоробний завод, залізний, що виготовляє залізо із руди. Залізокувальний, залізоківний, що відноситься до виковування заліза в смугах та найбільших речах. Залізоплавильний, залізоплавильний, залізоплавний, що відноситься до виплавки заліза; завод, пекти. Залізорізний, що служить до різання заліза;-завод, -стан

Хімічний елемент Fe

Хімічний елемент з позивним Fe

Залізо англ. Iron, франц. Fer, нім. Eisen) - один із семи металів давнини. Цілком ймовірно, що людина познайомилася із залізом метеоритного походження раніше, ніж з іншими металами. Метеоритне залізо зазвичай легко відрізнити від земного, тому що в ньому майже завжди міститься від 5 до 30% нікелю, найчастіше – 7-8%. З найдавніших часів залізо отримували із руд, що залягають майже повсюдно. Найбільш поширені руди гематиту (Fe 2 O 3 ), бурого залізняку (2Fe 2 O 3 , ДТ 2 О) та його різновидів (болотна руда, сидерит, або шпатове залізо FeCO,), магнетиту (Fe 3 0 4) та деякі інші . Всі ці руди при нагріванні з вугіллям легко відновлюються при порівняно низькій температурі починаючи з 500 o З. Одержуваний метал мав вигляд в'язкої губчастої маси, яку потім обробляли при 700-800 o З повторним проковуванням.

Етимологія назв заліза стародавніми мовами досить чітко відображає історію знайомства наших предків з цим металом. Багато давніх народів, безсумнівно, познайомилися з ним, як з металом, що впав з неба, тобто як з метеоритним залізом. Так, у стародавньому Єгипті залізо мало назву бі-ні-пет (беніпет, коптське – беніпе), що у буквальному перекладі означає небесна руда, або небесний метал. У період перших династій Ур в Месопотамії залізо називали ан-бар (небесне залізо). У папірусі Еберса (раніше 1500 до н.е.) є дві згадки про залозу; в одному випадку про нього йдеться як про метал із міста Кезі (Верхній Єгипет), в іншому – як про метал небесного виготовлення (артпет). Давньогрецька назва заліза, так само як і північнокавказька - зидо, пов'язана з найдавнішим словом, що вціліло в латинській мові, - sidereus (зоряний від Sidus - зірка, світило). Стародавньою і сучасною вірменською мовою залізо називається еркат, що означає капне (впале) з неба. Про те, що давні люди користувалися спочатку саме залізом метеоритного походження, свідчать і поширені в деяких народів міфи про богів чи демонов, що скинули з неба залізні предмети та знаряддя, - плуги, сокири та ін. Цікавий також факт, що на момент відкриття Америки індіанці і ескімоси Північної Америки були знайомі зі способами отримання заліза з руд, але вміли обробляти метеоритне залізо.

У давнину та в середні віки сім відомих тоді металів зіставляли з сімома планетами, що символізувало зв'язок між металами та небесними тілами та небесне походження металів. Таке зіставлення стало звичайним понад 2000 років тому і постійно зустрічається в літературі аж до ХІХ ст. У ІІ. н. е. залізо зіставлялося з Меркурієм і називалося меркурієм, але пізніше його стали зіставляти з Марсом і називати марс (Mars), що, зокрема, підкреслювало зовнішню схожість червоного забарвлення Марса з червоними залізними рудами.

Втім, деякі народи не пов'язували назву заліза із небесним походженням металу. Так, у слов'янських народів залізо називається за "функціональною" ознакою. Російське залізо (південнослов'янське залізо, польське zelaso, литовське gelesis тощо) має корінь "ліз" чи "різ" (від слова лезо - лезо). Таке словотвір прямо вказує на функцію предметів, що виготовлялися із заліза, - різальних інструментів та зброї. Приставка "ж", мабуть, пом'якшення більш давнього "зе" або "за"; вона збереглася у початковому вигляді у багатьох слов'янських народів (у чехів – zelezo). Старі німецькі філологи - представники теорії індоєвропейської, або, як вони його називали, індогерманської прамови - прагнули произвести слов'янські назви від німецького та санскритського коріння. Наприклад, Фік зіставляє слово залізо із санскритським ghalgha (розплавлений метал, від ghal - палати). Але навряд чи це відповідає дійсності: адже давнім людям було недоступне плавлення заліза. З санскритським гхалга швидше можна порівняти грецьку назву міді, але не слов'янське слово залізо. Функціональна ознака в назвах заліза знайшла відображення і в інших мовах. Так, латинською мовою поряд із звичайною назвою сталі (chalybs), що походить від найменування племені халібов, що жило на південному узбережжі Чорного моря, вживалася назва acies, що буквально позначає лезо або вістря. Це слово точно відповідає давньогрецькому, що застосовувався в тому ж самому сенсі. Згадаємо у кількох словах про походження німецької та англійської назв заліза. Філологи зазвичай сприймають, що німецьке слово Eisen має кельтське походження, як і англійське Iron. В обох термінах відображені кельтські назви річок (Isarno, Isarkos, Eisack), які потім трансформувалися (isarn, eisarn) і перетворилися на Eisen. Існують, втім, інші точки зору. Деякі філологи виробляють німецьке Eisen від кельтського Isara, що означає "міцний, сильний". Існують також теорії, які стверджують, що Eisen походить від ayas або aes (мідь), а також Eis (лід) і т.д. Староанглійська назва заліза (до 1150) - iren; воно вживалося поряд з isern і isen і перейшло в середні віки. Сучасне Iron увійшло у вжиток після 1630 р. Зауважимо, що в "Алхімічному лексиконі" Руланда (1612) як одну зі старих назв заліза наведено слово Iris, що означає "райдуга" і співзвучне Iron.

Латинська назва Ferrum, що стала міжнародною, прийнята у романських народів. Воно, ймовірно, пов'язане з греколатинським fars (бути твердим), яке походить від санскритського bhars (твердіти). Можливе зіставлення і з ferreus, що означає у стародавніх письменників "нечутливий, непохитний, міцний, твердий, тяжкий", а також з ferre (носити). Алхіміки поряд з Ferrum in вимагали і багато інших назв, наприклад Iris, Sarsar, Phaulec, Minera та ін.

Залізні вироби з метеоритного заліза знайдені в похованнях, що належать до дуже давніх часів (IV - V тисячоліттях до н.е.), в Єгипті та Месопотамії. Однак залізний вік у Єгипті почався лише з ХІІ ст. до зв. е., а в інших країнах ще пізніше. У давньоруській літературі слово залізо фігурує у найдавніших пам'ятниках (з XI ст.) під назвами жел'зо, залізо, залізо.