В гем входит железо fe с валентностью. Большая энциклопедия нефти и газа

На уроках химии вы уже познакомились с понятием валентности химических элементов. Мы собрали в одном месте всю полезную информацию по этому вопросу. Используйте ее, когда будете готовиться к ГИА и ЕГЭ.

Валентность и химический анализ

Валентность – способность атомов химических элементов вступать в химические соединения с атомами других элементов. Другими словами, это способность атома образовывать определенное число химических связей с другими атомами.

С латыни слово «валентность» переводится как «сила, способность». Очень верное название, правда?

Понятие «валентность» - одно из основных в химии. Было введено еще до того, как ученым стало известно строение атома (в далеком 1853 году). Поэтому по мере изучения строения атома пережило некоторые изменения.

Так, с точки зрения электронной теории валентность напрямую связана с числом внешних электронов атома элемента. Это значит, что под «валентностью» подразумевают число электронных пар, которыми атом связан с другими атомами.

Зная это, ученые смогли описать природу химической связи. Она заключается в том, что пара атомов вещества делит между собой пару валентных электронов.

Вы спросите, как же химики 19 века смогли описать валентность еще тогда, когда считали, что мельче атома частиц не бывает? Нельзя сказать, что это было так уж просто – они опирались на химический анализ.

Путем химического анализа ученые прошлого определяли состав химического соединения: сколько атомов различных элементов содержится в молекуле рассматриваемого вещества. Для этого нужно было определить, какова точная масса каждого элемента в образце чистого (без примесей) вещества.

Правда, метод этот не без изъянов. Потому что определить подобным образом валентность элемента можно только в его простом соединении со всегда одновалентным водородом (гидрид) или всегда двухвалентным кислородом (оксид). К примеру, валентность азота в NH 3 – III, поскольку один атом водорода связан с тремя атомами азота. А валентность углерода в метане (СН 4), по тому же принципу, – IV.

Этот метод для определения валентности годится только для простых веществ. А вот в кислотах таким образом мы можем только определить валентность соединений вроде кислотных остатков, но не всех элементов (кроме известной нам валентности водорода) по отдельности.

Как вы уже обратили внимание, обозначается валентность римскими цифрами.

Валентность и кислоты

Поскольку валентность водорода остается неизменной и хорошо вам известна, вы легко сможете определить и валентность кислотного остатка. Так, к примеру, в H 2 SO 3 валентность SO 3 – I, в HСlO 3 валентность СlO 3 – I.

Аналогчиным образом, если известна валентность кислотного остатка, несложно записать правильную формулу кислоты: NO 2 (I) – HNO 2 , S 4 O 6 (II) – H 2 S 4 O 6 .

Валентность и формулы

Понятие валентности имеет смысл только для веществ молекулярной природы и не слишком подходит для описания химических связей в соединениях кластерной, ионной, кристаллической природы и т.п.

Индексы в молекулярных формулах веществ отражают количество атомов элементов, которые входят в их состав. Правильно расставить индексы помогает знание валентности элементов. Таким же образом, глядя на молекулярную формулу и индексы, вы можете назвать валентности входящих в состав элементов.

Вы выполняете такие задания на уроках химии в школе. Например, имея химическую формулу вещества, в котором известна валентность одного из элементов, можно легко определить валентность другого элемента.

Для этого нужно только запомнить, что в веществе молекулярной природы число валентностей обоих элементов равны. Поэтому используйте наименьшее общее кратное (соответсвует числу свободных валентностей, необходимых для соединения), чтобы определить неизвестную вам валентность элемента.

Чтобы было понятно, возьмем формулу оксида железа Fe 2 O 3 . Здесь в образовании химической связи участвуют два атома железа с валентностью III и 3 атома кислорода с валентностью II. Наименьшим общим кратным для них является 6.

Пример: у вас есть формулы Mn 2 O 7 . Вам известна валентность кислорода, легко вычислить, что наименьше общее кратное – 14, откуда валентность Mn – VII.

Аналогичным образом можно поступить и наоборот: записать правильную химическую формулу вещества, зная валентности входящих в него элементов.

Пример: чтобы правильно записать формулу оксида фосфора, учтем валентность кислорода (II) и фосфора (V). Значит, наименьшее общее кратное для Р и О – 10. Следовательно, формула имеет следующий вид: Р 2 О 5 .

Хорошо зная свойства элементов, которые они проявляют в различных соединениях, можно определить их валентность даже по внешнему виду таких соединений.

Например: оксиды меди имеют красную (Cu 2 O) и черную (CuО) окраску. Гидроксиды меди окрашены в желтый (CuОН) и синий (Cu(ОН) 2) цвета.

А чтобы ковалентные связи в веществах стали для вас более наглядными и понятными, напишите их структурные формулы. Черточки между элементами изображают возникающие между их атомами связи (валентности):

Характеристики валентности

Сегодня определение валентности элементов базируется на знаниях о строении внешних электронных оболочек их атомов.

Валентность может быть:

постоянной (металлы главных подгрупп);
переменной (неметаллы и металлы побочных групп):

высшая валентность;
низшая валентность.

Постоянной в различных химических соединениях остается:

валентность водорода, натрия, калия, фтора (I);
валентность кислорода, магния, кальция, цинка (II);
валентность алюминия (III).

А вот валентность железа и меди, брома и хлора, а также многих других элементов изменяется, когда они образуют различные химические соедения.

Валентность и электронная теория

В рамках электронной теории валентность атома определеяется на основании числа непарных электронов, которые участвуют в образовании электронных пар с электронами других атомов.

В образовании химических связей участвуют только электроны, находящиеся на внешней оболочке атома. Поэтому максимальная валентность химического элемента – это число электронов во внешней электронной оболочке его атома.

Понятие валентности тесно связано с Периодическим законом, открытым Д. И. Менделеевым. Если вы внимательно посмотрите на таблицу Менделеева, легко сможете заметить: положение элемента в перодической системе и его валентность неравзрывно связаны. Высшая валентность элементов, которые относятся к одной и тоже группе, соответсвует порядковому номеру группы в периодичнеской системе.

Низшую валентность вы узнаете, когда от числа групп в таблице Менделеева (их восемь) отнимете номер группы элемента, который вас интересует.

Например, валентность многих металлов совпадает с номерами групп в таблице периодических элементов, к которым они относятся.

Таблица валентности химических элементов

Порядковый номер

хим. элемента (атомный номер)

Наименование

Химический символ

Валентность

Водород / Hydrogen

Гелий / Helium

Литий / Lithium

Бериллий / Beryllium

Углерод / Carbon

Азот / Nitrogen

Кислород / Oxygen

Фтор / Fluorine

Неон / Neon

Натрий / Sodium

Магний / Magnesium

Алюминий / Aluminum

Кремний / Silicon

Фосфор / Phosphorus

Сера / Sulfur

Хлор / Chlorine

Аргон / Argon

Калий / Potassium

Кальций / Calcium

Скандий / Scandium

Титан / Titanium

Ванадий / Vanadium

Хром / Chromium

Марганец / Manganese

Железо / Iron

Кобальт / Cobalt

Никель / Nickel

Медь / Copper

Цинк / Zinc

Галлий / Gallium

Германий /Germanium

Мышьяк / Arsenic

Селен / Selenium

Бром / Bromine

Криптон / Krypton

Рубидий / Rubidium

Стронций / Strontium

Иттрий / Yttrium

Цирконий / Zirconium

Ниобий / Niobium

Молибден / Molybdenum

Технеций / Technetium

Рутений / Ruthenium

Родий / Rhodium

Палладий / Palladium

Серебро / Silver

Кадмий / Cadmium

Индий / Indium

Олово / Tin

Сурьма / Antimony

Теллур / Tellurium

Иод / Iodine

Ксенон / Xenon

Цезий / Cesium

Барий / Barium

Лантан / Lanthanum

Церий / Cerium

Празеодим / Praseodymium

Неодим / Neodymium

Прометий / Promethium

Самарий / Samarium

Европий / Europium

Гадолиний / Gadolinium

Тербий / Terbium

Диспрозий / Dysprosium

Гольмий / Holmium

Эрбий / Erbium

Тулий / Thulium

Иттербий / Ytterbium

Лютеций / Lutetium

Гафний / Hafnium

Тантал / Tantalum

Вольфрам / Tungsten

Рений / Rhenium

Осмий / Osmium

Иридий / Iridium

Платина / Platinum

Золото / Gold

Ртуть / Mercury

Талий / Thallium

Свинец / Lead

Висмут / Bismuth

Полоний / Polonium

Астат / Astatine

Радон / Radon

Франций / Francium

Радий / Radium

Актиний / Actinium

Торий / Thorium

Проактиний / Protactinium

Уран / Uranium

(I), II, III, IV, V

I, (II), III, (IV), V, VII

II, (III), IV, VI, VII

II, III, (IV), VI

(I), II, (III), (IV)

I, (III), (IV), V

(II), (III), IV

(II), III, (IV), V

(II), III, (IV), (V), VI

(II), III, IV, (VI), (VII), VIII

(II), (III), IV, (VI)

I, (III), (IV), V, VII

(II), (III), (IV), (V), VI

(I), II, (III), IV, (V), VI, VII

(II), III, IV, VI, VIII

(I), (II), III, IV, VI

(I), II, (III), IV, VI

(II), III, (IV), (V)

Нет данных

(II), III, IV, (V), VI

В скобках даны те валентности, которые обладающие ими элементы проявляют редко.

Валентность и степень окисления

Так, говоря о степени окисления, подразумевают, что атом в веществе ионной (что важно) природы имеет некий условный заряд. И если валентность – это нейтральная характеристика, то степень окисления может быть отрицательной, положительной или равной нулю.

Интересно, что для атома одного и того же элемента, в зависимости от элементов, с которыми он образует химическое соединение, валентность и степень окисления могут совпадать (Н 2 О, СН 4 и др.) и различаться (Н 2 О 2 , HNO 3).

Заключение

Углубляя свои знания о строении атомов, вы глубже и подробнее узнаете и валентность. Эта характеристика химических элементов не является исчерпывающей. Но у нее большое прикладное значение. В чем вы сами не раз убедились, решая задачи и проводя химические опыты на уроках.

Эта статья создана, чтобы помочь вам систематизировать свои знания о валентности. А также напомнить, как можно ее определить и где валентность находит применение.

Надеемся, этот материал окажется для вас полезным при подготовке домашних заданий и самоподготовке к контрольным и экзаменам.

blog.сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Трудно переоценить роль железа для человеческого организма, ведь именно оно способствует «творению» крови, его содержание влияет на уровень гемоглобина и миоглобина, железо нормализует работу ферментной системы. Но что это за элемент с точки зрения химии? Какая валентность железа? Об этом будет рассказано в данной статье.

Немного истории

Человечество знало об этом химическом элементе и даже владело изделиями из него еще в IV веке до нашей эры. Это были народы Древнего Египта и Шумеры. Именно они первые начали изготавливать украшения, оружие из сплава железа и никеля, которые были найдены при археологических раскопках и тщательно исследованы химиками.

Немного позже, племена арийцев, переселившиеся в Азию, научилось добывать твердое железо из руды. Оно было настолько ценным для людей того времени, что изделия покрывали золотом!

Характеристика железа

Железо (Fe) стоит на четвертом месте по содержанию его в недрах земной коры. Оно занимает место в 7 группе 4 периода и имеет номер 26 в химической таблице элементов Менделеева. Валентность железа имеет прямую зависимость от своего положения в таблице. Но об этом позже.

Данный металл наиболее всего распространен в природе в виде руды, встречается в воде как минерал, а также в различных соединениях.

Наибольшее количество запасов железа в виде руды, находится в России, Австралии, Украине, Бразилии, США, Индии, Канаде.

Физические свойства

Прежде чем переходить к валентности железа, необходимо подробнее рассмотреть его физические свойства, так сказать, приглядеться к нему поближе.

Этот металл имеет достаточно пластичный, но способен к увеличению твердости путем его взаимодействия с другими элементами (например, с углеродом). Также он обладает магнитными свойствами.

Во влажной среде железо может корродировать, то есть ржаветь. Хотя абсолютно чистый металл устойчивее к влаге, но если в нем есть примеси, именно они провоцируют коррозию.

Железо хорошо взаимодействует с кислотной средой, даже может образовывать соли железной кислоты (при условии сильного окислителя).

В воздушной среде быстро покрывается оксидной пленкой, которая защищает его от взаимодействий.

Химические свойства

Также этот элемент обладает рядом химических свойств. Железо, как и остальные элементы таблицы Менделеева, имеет заряд атомного ядра, который соответствует порядковому номеру +26. А возле ядра вращается 26 электронов.

А вообще, если рассматривать свойства железа - химического элемента, то он является металлом с невысокой активной способностью.

Взаимодействуя с окислителями более слабыми, железо образует соединения, где оно двухвалентно (то есть его степень окисления +2). А если с сильными окислителями, то степень окисления железа достигает +3 (то есть валентность его становится равной 3).

При взаимодействии с химическими элементами, которые не являются металлами, Fe выступает по отношению к ним восстановителем, при этом степень окисления его становиться, кроме +2 и +3, даже +4, +5, +6. Такие соединения имеют очень сильные окислительные свойства.

Как уже отмечалось выше, железо в воздушной среде покрывается оксидной пленкой. А при нагревании скорость реакции повышается и может образоваться оксид железа с валентностью 2 (температура менее 570 градусов по Цельсию) или оксид с валентностью 3 (температурный показатель более 570 градусов).

Взаимодействие Fe с галогенами, приводит к образованию солей. Элементы фтор и хлор окисляют его до +3. Бром же - до +2 или +3 (все зависит от того, какие условия осуществления химического превращения при взаимодействии с железом).

Вступая во взаимодействия с йодом, элемент окисляется до +2.

Нагревая железо и серу, получается сульфид железа с валентностью 2.

Если феррум расплавить и соединить его с углеродом, фосфором, кремнием, бором, азотом, то получатся соединения называемые сплавами.

Железо является металлом, поэтому оно вступает во взаимодействие и с кислотами (об этом кратко также говорилось чуть выше). Например, кислоты серная и азотная, имеющие высокую концентрацию, в среде с пониженной температурой, на железо не оказывают воздействия. Но стоит ей повысится, как происходит реакция, в результате которой железо окисляется до +3.

Чем выше концентрация кислоты, тем большую температуру необходимо дать.

Нагревая 2-х валентное железо в воде, получим его оксид и водород.

Также Fe обладает способностью вытеснять из водных растворов солей металлы, которые имеют пониженную активность. При этом он окисляется до +2.

При повышении температуры, железо восстанавливает металлы из оксидов.

Что такое валентность

Уже в предыдущем разделе немного встречалось понятие валентности, а также степени окисления. Пришло время рассмотреть валентность железа.

Но для начала необходимо понять, что это вообще за такое свойство химических элементов.

Химические вещества почти всегда постоянны в своем составе. Например, в формуле воды Н2О - 1 атом кислорода и 2 атома водорода. То же самое и с другими соединениями, в которых задействованы два химических элемента, один из которых водород: к 1 атому химического элемента может добавиться 1-4 атома водорода. Но никак не наоборот! А потому, видно, что водород присоединяет к себе всего 1 атом другого вещества. И именно это явление называют валентностью - способностью атомов химического элемента присоединять конкретное количество атомов других элементов.

Значение валентности и графическая формула

Есть элементы таблицы Менделеева, которые обладают постоянной валентностью - это кислород и водород.

А есть такие химические элементы, у которых она изменяется. Например, железо чаще 2-х и 3-х валентно, сера 2, 4, 6-ти, углерод 2 и 4-х. Это элементы с переменной валентностью.

Также, зная валентность одного из элементов в соединении, можно определить валентность другого.

Валентность железа

Как было отмечено, железо относится к элементам с переменной валентностью. И она может колебаться не только между показателями 2 и 3, но и достигать 4, 5 и даже 6.

Конечно, более подробно изучает валентность железа Рассмотрим этот механизм кратко на уровне простейших частиц.

Железо является д-элементом, к которому причисляется еще 31 элемент таблицы Менделеева (это 4-7 периоды). С возрастанием порядкового номера, свойства д-элементов приобретают небольшие изменения. Атомный радиус у этих веществ также медленно возрастает. Они обладают переменной валентностью, которая зависит от того, что предвнешний д-электронный подуровень является незавершенным.

Потому для железа валентными есть не только с-электроны, находящиеся во внешнем слое, но и неспаренные 3д-электроны предвнешнего слоя. И, как следствие, валентность Fe в химических соединениях может равнятся 2, 3, 4, 5, 6. В основном, она равна 2 и 3 - это более устойчивые с другими веществами. В менее устойчивых - он проявляет валентность 4, 5, 6. Но, такие соединения встречаются реже.

Двухвалентный феррум

При взаимодействии 2 валентного железа с водой получается оксид железа (2). Такое соединение обладает черным цветом. Достаточно легко взаимодействует с соляной (малой концентрации) и азотной (высокой концентрации) кислотами.

Если такому оксиду 2-х валентного железа провзаимодействовать или с водородом (температура 350 градусов по Цельсию), или с углеродом (коксом) при 1000 градусов, то оно восстанавливается до чистого состояния.

Добывают оксид железа 2-х валентного такими способами:

через соединение оксида 3-х валентного железа с угарным газом;
при нагревании чистого Fe, при этом низкое давление кислорода;
при раскладывании оксалата 2-х валентного железа в вакуумной среде;
при взаимодействии чистого железа с его оксидами, температура при этом 900-1000 градусов по Цельсию.

Что касается природной среды, то оксид железа 2-х валентного, присутствует в виде минерала вюстита.

Есть еще способ, как в растворе определить валентность железа - в данном случае, имеющего ее показатель 2. Необходимо провести реакции с красной солью (гексацианоферрат калия) и с щелочью. В первом случае наблюдается получение осадка темно-синего цвета - комплексной соли железа 2-х валентного. Во втором - получение темного серо-зеленого осадка - гидроксида железа также 2-х валентного, в то время, как гидроксид железа 3-х валентного имеет цвет в растворе темно-бурый.

Трехвалентное железо

Оксид 3-х валентного феррума имеет порошкообразную структуру, цвет которой красно-коричневый. Имеет также наименования: окись железа, красный пигмент, пищевой краситель, крокус.

В природе это вещество встречается в виде минерала - гематита.

Оксид такого железа с водой уже не взаимодействует. Но соединяется с кислотами и щелочами.

Применяется оксид железа (3) для окрашивания материалов, применяемых в строительстве:

кирпичей;
цемента;
керамических изделий;
бетона;
тротуарной плитки;
напольных покрытий (линолеум).

Железо в организме человека

Как отмечалось в начале статьи, вещество железо является важной составляющей человеческого организма.

Когда этого элемента является недостаточно, то могут возникнуть следующие последствия:

повышенная усталость и чувствительность к холоду;
сухость кожи;
снижение мозговой деятельности;
ухудшение прочности ногтевой пластины;
головокружение;
проблемы с пищеварением;
седина и выпадение волос.

Накапливается железо, как правило, в селезенке и печени, а также почках и поджелудочной железе.

В рационе человека должны быть продукты, содержащие железо:

говяжья печень;
гречневая каша;
арахис;
фисташки;
зеленый горошек консервированный;
сушенные белые грибы;
куриные яйца;
шпинат;
кизил;
яблоки;
груши;
персики;
свекла;
морепродукты.

Недостаток железа в крови, приводит к снижению гемоглобина и развитию такого заболевания, как железодефицитная анемия.

ЖЕЛЕЗО (лат. Ferrum), Fe, химический элемент VIII группы периодической системы, атомный номер 26, атомная масса 55,847. Происхождение как латинского, так и русского названий элемента однозначно не установлено. Природное железо представляет собой смесь четырех нуклидов с массовыми числами 54 (содержание в природной смеси 5,82% по массе), 56 (91,66%), 57 (2,19%) и 58 (0,33%). Конфигурация двух внешних электронных слоев 3s 2 p 6 d 6 4s 2 . Обычно образует соединения в степенях окисления +3 (валентность III) и +2 (валентность II). Известны также соединения с атомами железа в степенях окисления +4, +6 и некоторых других.

В периодической системе Менделеева железо входит в группу VIIIВ. В четвертом периоде, к которому принадлежит и железо, в эту группу входят, кроме железа, также кобальт (Co) и никель (Ni) . Эти три элемента образуют триаду и обладают сходными свойствами.

Радиус нейтрального атома железа 0,126 нм, радиус иона Fe 2+ 0,080 нм, иона Fe 3+ 0,067 нм. Энергии последовательной ионизации атома железа 7,893, 16,18, 30,65, 57, 79 эВ. Сродство к электрону 0,58 эв. По шкале Полинга электроотрицательность железа около 1,8.

Железо высокой чистоты это блестящий серебристо-серый, пластичный металл, хорошо поддающийся различным способам механичской обработки.

Физические и химические свойства: при температурах от комнатной и до 917°C, а также в интервале температур 1394-1535°C существует -Fe с кубической объемно центрированной решеткой, при комнатной температуре параметр решетки а = 0,286645 нм. При температурах 917-1394°C устойчиво -Fe с кубической гранецентрированной решеткой Т (а = 0,36468 нм). При температурах от комнатной до 769°C (так называемая точка Кюри) железо обладает сильными магнитными свойствами (оно, как говорят, ферромагнитно), при более высоких температурах железо ведет себя как парамагнетик. Иногда парамагнитное -Fe с кубической объемно центрированной решеткой, устойчивое при температурах от 769 до 917°C, рассматривают как модификацию железа, а -Fe, устойчивое при высоких температурах (1394-1535°C), называют по традиции -Fe (представления о существовании четырех модификаций железа возникли тогда, когда еще не существовал рентгеноструктурный анализ и не было объективной информации о внутреннем строении железа). Температура плавления 1535°C, температура кипения 2750°C, плотность 7,87 г/см 3 . Стандартный потенциал пары Fe 2+ /Fe 0 0,447В, пары Fe 3+ /Fe 2+ +0,771В.

При хранении на воздухе при температуре до 200°C железо постепенно покрывается плотной пленкой оксида, препятствующего дальнейшему окислению металла. Во влажном воздухе железо покрывается рыхлым слоем ржавчины, который не препятствует доступу кислорода и влаги к металлу и его разрушению. Ржавчина не имеет постоянного химического состава, приближенно ее химическую формулу можно записать как Fe 2 О 3 ·xН 2 О.

С кислородом (O) железо реагирует при нагревании. При сгорании железа на воздухе образуется оксид Fe 2 О 3 , при сгорании в чистом кислороде оксид Fe 3 О 4 . Если кислород или воздух пропускать через расплавленное железо, то образуется оксид FeО. При нагревании порошка серы (S) и железа образуется сульфид, приближенную формулу которого можно записать как FeS.

Железо при нагревании реагирует с галогенами . Так как FeF 3 нелетуч, железо устойчиво к действию фтора (F) до температуры 200-300°C. При хлорировании железа (при температуре около 200°C) образуется летучий FeСl 3 . Если взаимодействие железа и брома (Br) протекает при комнатной температуре или при нагревании и повышенном давлении паров брома, то образуется FeBr 3 . При нагревании FeСl 3 и, особенно, FeBr 3 отщепляют галоген и превращаются в галогениды железа (II). При взаимодействии железа и иода (I) образуется иодид Fe 3 I 8 .

При нагревании железо реагирует с азотом (N) , образуя нитрид железа Fe 3 N, с фосфором (P) , образуя фосфиды FeP, Fe 2 P и Fe 3 P, с углеродом (C) , образуя карбид Fe 3 C, с кремнием (Si) , образуя несколько силицидов, например, FeSi.

При повышенном давлении металлическое железо реагирует с монооксидом углерода СО, причем образуется жидкий, при обычных условиях легко летучий пентакарбонил железа Fe(CO) 5 . Известны также карбонилы железа составов Fe 2 (CO) 9 и Fe 3 (CO) 12 . Карбонилы железа служат исходными веществами при синтезе железоорганических соединений, в том числе и ферроцена состава .

Чистое металлическое железо устойчиво в воде и в разбавленных растворах щелочей. В концентрированной серной и азотной кислотах железо не растворяется, так как прочная оксидная пленка пассивирует его поверхность.

С соляной и разбавленной (приблизительно 20%-й) серной кислотами железо реагирует с образованием солей железа (II):

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2

При взаимодействии железа с приблизительно 70%-й серной кислотой реакция протекает с образованием сульфата железа (III):

2Fe + 4H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O

Оксид железа (II) FeО обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(ОН) 2 . Оксид железа (III) Fe 2 O 3 слабо амфотерен, ему отвечает еще более слабое, чем Fe(ОН) 2 , основание Fe(ОН) 3 , которое реагирует с кислотами:

2Fe(ОН) 3 + 3H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Гидроксид железа (III) Fe(ОН) 3 проявляет слабо амфотерные свойства; он способен реагировать только с концентрированными растворами щелочей:

Fe(ОН) 3 + КОН = К

Образующиеся при этом гидроксокомплексы железа(III) устойчивы в сильно щелочных растворах. При разбавлении растворов водой они разрушаются, причем в осадок выпадает гидроксид железа (III) Fe(OH) 3 .

Соединения железа (III) в растворах восстанавливаются металлическим железом:

Fe + 2FeCl 3 = 3FeCl 2

При хранении водных растворов солей железа (II) наблюдается окисление железа (II) до железа (III):

4FeCl 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH)Cl 2

Из солей железа (II) в водных растворах устойчива соль Мора двойной сульфат аммония и железа (II) (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 ·6Н 2 О.

Железо (III) способно образовывать двойные сульфаты с однозарядными катионами типа квасцов, например, KFe(SO 4) 2 железокалиевые квасцы, (NH 4)Fe(SO 4) 2 железоаммонийные квасцы и т.д.

При действии газообразного хлора (Cl) или озона на щелочные растворы соединений железа (III) образуются соединения железа (VI) ферраты, например, феррат (VI) калия (K) : K 2 FeO 4 . Имеются сообщения о получении под действием сильных окислителей соединений железа (VIII).

Для обнаружения в растворе соединений железа (III) используют качественную реакцию ионов Fe 3+ с тиоцианат-ионами CNS . При взаимодействии ионов Fe 3+ с анионами CNS образуется ярко-красный роданид железа Fe(CNS) 3 . Другим реактивом на ионы Fe 3+ служит гексацианоферрат (II) калия (K) : K 4 (ранее это вещество называли желтой кровяной солью). При взаимодействии ионов Fe 3+ и 4 выпадает ярко-синий осадок.

Реактивом на ионы Fe 2+ в растворе может служить раствор гексацианоферрат (III) калия (K) K 3 , ранее называвшегося красной кровяной солью. При взаимодействии ионов Fe 3+ и 3 выпадает ярко-синий осадок такого же состава, как и в случае взаимодействия ионов Fe 3+ и 4 .

Сплавы железа с углеродом: железо используется главным образом в сплавах, прежде всего в сплавах с углеродом (C) различных чугунах и сталях. В чугуне содержание углерода выше 2,14 % по массе (обычно на уровне 3,5-4%), в сталях содержание углерода более низкое (обычно на уровне 0.8-1 %).

Чугун получают в домнах. Домна представляет собой гигантский (высотой до 30-40 м) усеченный конус, полый внутри. Стенки домны изнутри выложены огнеупорным кирпичом, толщина кладки составляет несколько метров. Сверху в домну вагонетками загружают обогащенную (освобожденную от пустой породы) железную руду, восстановитель кокс (каменный уголь специальных сортов, подвергнутый коксованию нагреванию при температуре около 1000°C без доступа воздуха), а также плавильные материалы (известняк и другие), способствующие отделению от выплавляемого металла примесей шлака. Снизу в домну подают дутье (чистый кислород (O) или воздух, обогащенный кислородом (O)). По мере того, как загруженные в домну материалы опускаются, их температура поднимается до 1200-1300°C. В результате реакций восстановления, протекающих главным образом с участием кокса С и СО:

Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO;

Fe 2 O 3 + 3CО = 2Fe + 3CO 2

возникает металлическое железо, которое насыщается углеродом (C) и стекает вниз.

Этот расплав периодически выпускают из домны через специальное отверстие клетку и дают расплаву застыть в специальных формах. Чугун бывает белый, так называемый передельный (его используют для получения стали) и серый, или литьевой. Белый чугун это твердый раствор углерода (C) в железе. В микроструктуре серого чугуна можно различить микрокристаллики графита. Из-за наличия графита серый чугун оставляет след на белой бумаге.

Чугун хрупок, при ударе он колется, поэтому из него нельзя изготавливать пружины, рессоры, любые изделия, которые должны работать на изгиб.

Твердый чугун легче расплавленного, так что при его затвердевании происходит не сжатие (как обычно при затвердевании металлов и сплавов), а расширение. Эта особенность позволяет изготавливать из чугуна различные отливки, в том числе использовать его как материал для художественного литья.

Если содержание углерода (C) в чугуне снизить до 1,0-1,5%, то образуется сталь. Стали бывают углеродистыми (в таких сталях нет других компонентов, кроме Fe и C) и легированными (такие стали содержат добавки хрома (Cr) , никеля (Ni) , молибдена (Mo) , кобальта (Co) и других металлов, улучшающие механические и иные свойства стали).

Стали получают, перерабатывая чугун и металлический лом в кислородном конвертере, в электродуговой или мартеновской печах. При такой переработке снижается содержание углерода (C) в сплаве до требуемого уровня, как говорят, избыточный углерод (C) выгорает.

Физические свойства стали существенно отличаются от свойств чугуна: сталь упруга, ее можно ковать, прокатывать. Так как сталь, в отличие от чугуна, при затвердевании сжимается, то полученные стальные отливки подвергают обжатию на прокатных станах. После прокатки в объеме металла исчезают пустоты и раковины, появившиеся при затвердевании расплавов.

Производство сталей имеет в России давние глубокие традиции, и полученные нашими металлургами стали отличаются высоким качеством.

История получения железа: железо играло и играет исключительную роль в материальной истории человечества. Первое металлическое железо, попавшее в руки человека, имело, вероятно, метеоритное происхождение. Руды железа широко распространены и часто встречаются даже на поверхности Земли, но самородное железо на поверхности крайне редко. Вероятно, еще несколько тысяч лет назад человек заметил, что после горения костра в некоторых случаях наблюдается образование железа из тех кусков руды, которые случайно оказались в костре. При горении костра восстановление железа из руды происходит за счет реакции руды как непосредственно с углем, так и с образующимся при горении оксидом углерода (II) СО. Возможность получения железа из руд существенно облегчило обнаружение того факта, что при нагревании руды с углем возникает металл, который далее можно дополнительно очистить при ковке. Получение железа из руды с помощью сыродутного процесса было изобретено в Западной Азии во 2-м тысячелетии до нашей эры. Период с 9 7 века до нашей эры, когда у многих племен Европы и Азии развилась металлургия железа, получил название железного века, пришедшего на смену бронзовому веку. Усовершенствование способов дутия (естественную тягу сменили меха) и увеличение высоты горна (появились низкошахтные печи - домницы) привело к получению чугуна, который стали широко выплавлять в Западной Европе с 14 века. Полученный чугун переделывали в сталь. С середины 18 века в доменном процессе вместо древесного угля начали использовать каменно-угольный кокс. В дальнейшем способы получения железа из руд были значительно усовершенствованы, и в настоящее время для этого используют специальные устройства домны, кислородные конвертеры, электродуговые печи.

Нахождение в природе: в земной коре железо распространено достаточно широко на его долю приходится около 4,1% массы земной коры (4-е место среди всех элементов, 2-е среди металлов). Известно большое число руд и минералов, содержащих железо. Наибольшее практическое значение имеют красные железняки (руда гематит, Fe 2 O 3 ; содержит до 70% Fe), магнитные железняки (руда магнетит, Fe 3 О 4 ; содержит 72,4% Fe), бурые железняки (руда гидрогетит НFeO 2 ·n H 2 O), а также шпатовые железняки (руда сидерит, карбонат железа, FeСО 3 ; содержит около 48% Fe). В природе встречаются также большие месторождения пирита FeS 2 (другие названия серный колчедан, железный колчедан, дисульфид железа и другие), но руды с высоким содержанием серы пока практического значения не имеют. По запасам железных руд Россия занимает первое место в мире. В морской воде 1·10 5 1·10 8 % железа.

Применение железа, его сплавов и соединений: чистое железо имеет довольно ограниченное применение. Его используют при изготовлении сердечников электромагнитов, как катализатор химических процессов, для некоторых других целей. Но сплавы железа чугун и сталь составляют основу современной техники. Находят широкое применение и многие соединения железа. Так, сульфат железа (III) используют при водоподготовке, оксиды и цианид железа служат пигментами при изготовлении красителей и так далее.

Биологическая роль: железо присутствует в организмах всех растений и животных как микроэлемент , то есть в очень малых количествах (в среднем около 0,02%). Однако железобактерии, использующие энергию окисления железа (II) в железо (III) для хемосинтеза, могут накапливать в своих клетках до 17-20% железа. Основная биологическая функция железа участие в транспорте кислорода (O) и окислительных процессах. Эту функцию железа выполняет в составе сложных белков гемопротеидов, простетической группой которых является железопорфириновый комплекс гем. Среди важнейших гемопротеидов дыхательные пигменты гемоглобин и миоглобин, универсальные переносчики электронов в реакциях клеточного дыхания, окисления и фотосинеза цитохромы, ферменты каталоза и пероксида, и других. У некоторых беспозвоночных железосодержащие дыхательные пигменты гелоэритрин и хлорокруорин имеют отличное от гемоглобинов строение. При биосинтезе гемопротеидов железо переходит к ним от белка ферритина, осуществляющего запасание и транспорт железа. Этот белок, одна молекула которого включает около 4 500 атомов железа, концентрируется в печени, селезенке, костном мозге и слизистой кишечника млекопитающих и человека. Суточная потребность человека в железе (6-20 мг) с избытком покрывается пищей (железом богаты мясо, печень, яйца, хлеб, шпинат, свекла и другие). В организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится 4,2 г железа, в 1 л крови около 450 мг. При недостатке железа в организме развивается железистая анемия, которую лечат с помощью препаратов, содержащих железо. Препараты железа применяются и как общеукрепляющие средства. Избыточная доза железа (200 мг и выше) может оказывать токсичное действие. Железо также необходимо для нормального развития растений, поэтому существуют микроудобрения на основе препаратов железа.

В разделе на вопрос какая валентность у Fe (железо) может ли она меняться? заданный автором ххх хххх лучший ответ это Лучше (удобнее) обсуждать вопрос, используя понятие "степень окисления", хотя это и не одно и тоже, что "валентность". Железо реально имеет ЧЕТЫРЕ устойчивые степени окисления: 0, +2, +3 и +6. Устойчивые в том смысле, что каждой из них соответствуют свои химические СОЕДИНЕНИЯ, например: Fe(CO)5 (0, карбонил железа) ; FeSO4 (+2, сульфат железа II); FeCl3 (+3, хлорид железа III); K2FeO4 (+6, оксоферрат калия) . Я надеюсь, когда нибудь синтезируют и соединения железа с максимально возможной степенью окисления +8 - пока это никому не удалось.

Ответ от Kira [новичек]
Понятие валентности нам давали еще в школе. А в вузе, когда писали уравнения окислительно-восстановительных реакций, уже пользовались почти исключительно степенью окисления. Для железа +2 и +3 - самые распространенные. Потом ввели еще одно понятие - координационное число. Тогда понятие валентности стало как бы "размываться". Под ней подразумевают то одно, то другое. Так в Fe(CO)5 степень окисления железа - 0, а координационное число - 5. (Тогда в оксоферрат-анионе (FeO4)2- к. ч. железа равно 4.

Ответ от Просвещение [гуру]
2 и 3 да может

Ответ от Невролог [гуру]
Валентность, точнее степени окисления у Fe +2. +3 и +6. Естественно, она может изменяться. Самая устойчивая +3.

Валентность атома – это его способность образовывать определенное число химических связей с другими атомами. Например, число черточек, отходящих от символа элемента в структурных формулах, равно валентности этого элемента. Посмотрите на приведенные ниже структурные формулы некоторых веществ – из них видно, что водород и хлор одновалентны, кислород двухвалентен, углерод четырехвалентен, а азот трехвалентен.

Точками здесь обозначены неподеленные пары электронов, но в структурных формулах их показывают не всегда (в связывании они непосредственно не участвуют, хотя важны с точки зрения правила октета). В структурных формулах каждая черточка – это именно поделенная пара электронов. Поэтому можно дать такое определение валентности:

Валентность определяется как число электронных пар, которыми данный атом связан с другими атомами.

Поскольку в химической связи участвуют только электроны внешних оболочек, такие электроны называют валентными. Единичная (простая) связь возникает, когда атомы делят между собой одну пару валентных электронов.

Структурные формулы наглядно показывают состав вещества, последовательность связывания атомов друг с другом и валентность элементов. Но если такая подробная информация не нужна, состав вещества можно записывать в виде сокращенных химических формул:

H2 (водород) Cl2 (хлор) CO2 (углекислый газ) H2O (вода) N2H4 (гидразин) N2 (азот)

В данном случае все вещества состоят из молекул, поэтому такие формулы называют не просто сокращенными, а молекулярными. Цифра, стоящая внизу справа от символа элемента, называется индексом. Индекс показывает, сколько атомов данного элемента содержится в молекуле. Индекс 1 никогда не пишут.

Валентность элемента определяется числом электронов, участвующих в образовании химических связей.

Понятие о валентности прочно вошло в науку к середине прошлого столетия. Основываясь на существовании валентных связей, А. М. Бутлеров (1862г.) построил теорию химического строения. Эта теория создавалась в первую очередь применительно к органическим соединениям, так как в них наиболее ярко выражена зависимость свойств веществ не только от состава, но и от строения их молекул.

Причиной всех реакций, в которые вступает вещество, А. М. Бутлеров считал его химическое строение - последовательность связи атомов в молекуле, характер их взаимодействия и взаимного влияния.

Изучение природы валентности, природы химической связи привело к разделению понятия о валентности на ряд новых более конкретных понятий: ковалентность, ионная валентность, координационное число, степень окисления (окислительное число).

Химические свойства элементов определяются структурой наружных электронных слоев атомов. Химическая реакция сводится к взаимодействию валентных электронов атомов, участвующих в реакции. Поэтому в зависимости от строения атомов характер взаимодействия может быть различным. Таким образом, вид связи между атомами определяется их строением.

Природу химической связи удалось несколько раскрыть с появлением квантовой механики, учитывающей волновые свойства электрона.

Квантово-механические расчеты показывают, что взаимодействовать могут только атомы, у которых имеются неспаренные электроны. Число неспаренных электронов определяет валентность атома того или иного элемента. Валентные электроны у атомов элементов главных подгрупп периодической системы находятся на внешнем энергетическом уровне (s и p подуровнях), У ЭЛЕМЕНТОВ Побочных подгрупп – кроме того на d-подуровне пред внешнего уровня. У атомов лантаноидов и актиноидов валентными могут быть также f-электроны третьего снаружи энергетического уровня. Валентность элементов не всегда совпадает с числом неспаренных электронов. Например, у атома серы имеется два неспаренных электрона. В соответствии с этим сера дает соединения, в которых она двухвалентна, но известны соединения, в которых валентность серы равна четырем и даже шести. Повышение валентности серы с связано с увеличением числа неспаренных электронов, образующихся в результате возбуждения атома и перехода одного из спаренных электронов на ближайший подуровень того же энергетического уровня. Переход р-электрона из одного состояния в другое увеличивает число неспаренных электронов на два, следовательно, валентность атома увеличивается на две единицы; переход одного s-электрона приводит к увеличению валентности еще на две единицы. Таким образом, максимальная валентность атомов многих элементов достигается лишь в возбужденном состоянии. В зависимости от степени возбуждения атома число неспаренных электронов может быть различным, поэтому многие элементы проявляют переменную валентность.

---- Почему у железа валентность в соединениях 2,3,6. Обяснить с электронной точки зрения.

Железо реально имеет ЧЕТЫРЕ устойчивые степени окисления: 0, +2, +3 и +6. Устойчивые в том смысле, что каждой из них соответствуют свои химические СОЕДИНЕНИЯ, например: Fe(CO)5 (0, карбонил железа); FeSO4 (+2, сульфат железа II); FeCl3 (+3, хлорид железа III); K2FeO4 (+6, оксоферрат калия). Я надеюсь, когда нибудь синтезируют и соединения железа с максимально возможной степенью окисления +8 - пока это никому не удалось.

средняя валентность железа Fe2.5 +, Fe 2 + и Fe 3 +

ЖЕЛЕЗО (лат. Ferrum), Fe, химический элемент VIII группы периодической системы, атомный номер 26, атомная масса 55,847. Происхождение как латинского, так и русского названий элемента однозначно не установлено. Природное железо представляет собой смесь четырех нуклидов с массовыми числами 54 (содержание в природной смеси 5,82% по массе), 56 (91,66%), 57 (2,19%) и 58 (0,33%). Конфигурация двух внешних электронных слоев 3s2p6d64s2. Обычно образует соединения в степенях окисления +3 (валентность III) и +2 (валентность II). Известны также соединения с атомами железа в степенях окисления +4, +6 и некоторых других.

В периодической системе Менделеева железо входит в группу VIIIВ. В четвертом периоде, к которому принадлежит и железо, в эту группу входят, кроме железа, также кобальт (Co) и никель (Ni). Эти три элемента образуют триаду и обладают сходными свойствами.

Радиус нейтрального атома железа 0,126 нм, радиус иона Fe2+ - 0,080 нм, иона Fe3+ - 0,067 нм. Энергии последовательной ионизации атома железа 7,893, 16,18, 30,65, 57, 79 эВ. Сродство к электрону 0,58 эв. По шкале Полинга электроотрицательность железа около 1,8.

Железо высокой чистоты - это блестящий серебристо-серый, пластичный металл, хорошо поддающийся различным способам механичской обработки.

Физические и химические свойства: при температурах от комнатной и до 917°C, а также в интервале температур 1394-1535°C существует -Fe с кубической объемно центрированной решеткой, при комнатной температуре параметр решетки а = 0,286645 нм. При температурах 917-1394°C устойчиво -Fe с кубической гранецентрированной решеткой Т (а = 0,36468 нм). При температурах от комнатной до 769°C (так называемая точка Кюри) железо обладает сильными магнитными свойствами (оно, как говорят, ферромагнитно), при более высоких температурах железо ведет себя как парамагнетик. Иногда парамагнитное -Fe с кубической объемно центрированной решеткой, устойчивое при температурах от 769 до 917°C, рассматривают как модификацию железа, а -Fe, устойчивое при высоких температурах (1394-1535°C), называют по традиции -Fe (представления о существовании четырех модификаций железа возникли тогда, когда еще не существовал рентгеноструктурный анализ и не было объективной информации о внутреннем строении железа). Температура плавления 1535°C, температура кипения 2750°C, плотность 7,87 г/см3. Стандартный потенциал пары Fe2+/Fe0 –0,447В, пары Fe3+/Fe2+ +0,771В.

С кислородом (O) железо реагирует при нагревании. При сгорании железа на воздухе образуется оксид Fe2О3, при сгорании в чистом кислороде - оксид Fe3О4. Если кислород или воздух пропускать через расплавленное железо, то образуется оксид FeО. При нагревании порошка серы (S) и железа образуется сульфид, приближенную формулу которого можно записать как FeS.

Железо при нагревании реагирует с галогенами. Так как FeF3 нелетуч, железо устойчиво к действию фтора (F) до температуры 200-300°C. При хлорировании железа (при температуре около 200°C) образуется летучий FeСl3. Если взаимодействие железа и брома (Br) протекает при комнатной температуре или при нагревании и повышенном давлении паров брома, то образуется FeBr3. При нагревании FeСl3 и, особенно, FeBr3 отщепляют галоген и превращаются в галогениды железа (II). При взаимодействии железа и иода (I) образуется иодид Fe3I8.

При нагревании железо реагирует с азотом (N), образуя нитрид железа Fe3N, с фосфором (P), образуя фосфиды FeP, Fe2P и Fe3P, с углеродом (C), образуя карбид Fe3C, с кремнием (Si), образуя несколько силицидов, например, FeSi.

При повышенном давлении металлическое железо реагирует с монооксидом углерода СО, причем образуется жидкий, при обычных условиях легко летучий пентакарбонил железа Fe(CO)5. Известны также карбонилы железа составов Fe2(CO)9 и Fe3(CO)12. Карбонилы железа служат исходными веществами при синтезе железоорганических соединений, в том числе и ферроцена состава .

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2

2Fe + 4H2SO4 = Fe2 (SO4)3 + SO2 + 4H2O

Оксид железа (II) FeО обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(ОН)2. Оксид железа (III) Fe2O3 слабо амфотерен, ему отвечает еще более слабое, чем Fe(ОН)2, основание Fe(ОН)3, которое реагирует с кислотами:

2Fe(ОН)3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 6H2O

Гидроксид железа (III) Fe(ОН)3 проявляет слабо амфотерные свойства; он способен реагировать только с концентрированными растворами щелочей:

Fe(ОН)3 + КОН = К

Соединения железа (III) в растворах восстанавливаются металлическим железом:

Fe + 2FeCl3 = 3FeCl2

При хранении водных растворов солей железа (II) наблюдается окисление железа (II) до железа (III):

4FeCl2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)Cl2

Из солей железа (II) в водных растворах устойчива соль Мора - двойной сульфат аммония и железа (II) (NH4)2Fe(SO4)2·6Н2О.

Железо (III) способно образовывать двойные сульфаты с однозарядными катионами типа квасцов, например, KFe(SO4)2 - железокалиевые квасцы, (NH4)Fe(SO4)2 - железоаммонийные квасцы и т.д.

При действии газообразного хлора (Cl) или озона на щелочные растворы соединений железа (III) образуются соединения железа (VI) - ферраты, например, феррат (VI) калия (K): K2FeO4. Имеются сообщения о получении под действием сильных окислителей соединений железа (VIII).

Для обнаружения в растворе соединений железа (III) используют качественную реакцию ионов Fe3+ с тиоцианат-ионами CNS–. При взаимодействии ионов Fe3+ с анионами CNS– образуется ярко-красный роданид железа Fe(CNS)3. Другим реактивом на ионы Fe3+ служит гексацианоферрат (II) калия (K): K4 (ранее это вещество называли желтой кровяной солью). При взаимодействии ионов Fe3+ и 4– выпадает ярко-синий осадок.

Реактивом на ионы Fe2+ в растворе может служить раствор гексацианоферрат (III) калия (K) K3, ранее называвшегося красной кровяной солью. При взаимодействии ионов Fe3+ и 3– выпадает ярко-синий осадок такого же состава, как и в случае взаимодействия ионов Fe3+ и 4–.

Сплавы железа с углеродом: железо используется главным образом в сплавах, прежде всего в сплавах с углеродом (C) - различных чугунах и сталях. В чугуне содержание углерода выше 2,14 % по массе (обычно - на уровне 3,5-4%), в сталях содержание углерода более низкое (обычно на уровне 0.8-1 %).