Железо Fe – элемент № 26, 4-го периода, VIIIB группы. Электронная конфигурация атома железа в стационарном состоянии 1s22s22p63s23p6 3d64s2.
Наиболее устойчивые электронные конфигурации ионов железа:
Fe2+ – 3d64s0;
Fe3+ – 3d54s0.
Железо проявляет следующие степени окисления:
1) 0 – в простых веществах;
2) +2 – в оксиде FeO, в гидроксиде Fe(OH)2 и солях, например FeCl2, FeSO4 и т. д.;
3) +3 – в оксиде Fe2O3, в гидроксиде Fe(OH)3 и солях, например FeCl3, Fe(NO3)3 и т. д.
Можно окислить железо до степени окисления +6, которую оно проявляет в ферратах, например K2FeO4. Несмотря на существование ферратов калия и бария, железная кислота H2FeO4 не получена – под действием кислот ферраты разлагаются.
Железо образует оксиды FeO и Fe2O3. Кроме того, существует оксид Fe3O4, оксид дижелеза (III) – железа (II), или железная окалина.
Железо образует гидроксиды Fe(OH)2 и Fe(OH)3. Оба они являются слабыми электролитами, проявляют амфотерные свойства, но основные заметно преобладают над кислотными.Жeлезo образует несколько кристаллических модификаций, устойчивых при определённых температурах. При обычных условиях чистое железо – мягкий, ковкий серебристо–серый металл, относится к тяжёлым (р = 7,87 г/см3), тугоплавким (t°пл. = 1539 °С) металлам.
Железo взаимодействует с кислородом (при нагревании на воздухе), образуется двойной оксид Fe3O4
При взаимодействии с азотом, фосфором и углеродом образуются металлообразные соединения нестехиометрического состава, например Fe2N, Fe3C (цементит).
При нагревании железа с серой образуются сульфид железа (II) FeS или дисульфид железа FeS2
Раскалённое желeзo реагирует с парами воды, при этом образуется двойной оксид железа (II, III) – железная окалина.
Конспект на тему железо
Объяснение:
Железо Fe – элемент № 26, 4-го периода, VIIIB группы. Электронная конфигурация атома железа в стационарном состоянии 1s22s22p63s23p6 3d64s2.
Наиболее устойчивые электронные конфигурации ионов железа:
Fe2+ – 3d64s0;
Fe3+ – 3d54s0.
Железо проявляет следующие степени окисления:
1) 0 – в простых веществах;
2) +2 – в оксиде FeO, в гидроксиде Fe(OH)2 и солях, например FeCl2, FeSO4 и т. д.;
3) +3 – в оксиде Fe2O3, в гидроксиде Fe(OH)3 и солях, например FeCl3, Fe(NO3)3 и т. д.
Можно окислить железо до степени окисления +6, которую оно проявляет в ферратах, например K2FeO4. Несмотря на существование ферратов калия и бария, железная кислота H2FeO4 не получена – под действием кислот ферраты разлагаются.
Железо образует оксиды FeO и Fe2O3. Кроме того, существует оксид Fe3O4, оксид дижелеза (III) – железа (II), или железная окалина.
Железо образует гидроксиды Fe(OH)2 и Fe(OH)3. Оба они являются слабыми электролитами, проявляют амфотерные свойства, но основные заметно преобладают над кислотными.Жeлезo образует несколько кристаллических модификаций, устойчивых при определённых температурах. При обычных условиях чистое железо – мягкий, ковкий серебристо–серый металл, относится к тяжёлым (р = 7,87 г/см3), тугоплавким (t°пл. = 1539 °С) металлам.
Железo взаимодействует с кислородом (при нагревании на воздухе), образуется двойной оксид Fe3O4
При взаимодействии с азотом, фосфором и углеродом образуются металлообразные соединения нестехиометрического состава, например Fe2N, Fe3C (цементит).
При нагревании железа с серой образуются сульфид железа (II) FeS или дисульфид железа FeS2
Раскалённое желeзo реагирует с парами воды, при этом образуется двойной оксид железа (II, III) – железная окалина.
Объяснение:
KMn⁺⁷O₄ + Na₂S⁺⁴O₃ + H₂O → Mn⁺⁴O₂↓ + Na₂S⁺⁶O₄ + KOH
Mn⁺⁷+3e⁻ → Mn⁺⁴ 3 2
6
S⁺⁴-2e⁻ → S⁺⁶ 2 3
Mn⁺⁷ окислитель, процесс восстановления
S⁺⁴ восстановитель, процесс окисления
2KMnO₄ + 3Na₂SO₃ + H₂O = 2MnO₂↓ +3 Na₂SO₄ + 2KOH
KMn⁺⁷O₄ + Na₂S⁺⁴O₃ + КOH → Na₂S⁺⁶O₄ + K₂Mn⁺⁶O₄ + H₂O
Mn⁺⁷+1e⁻ → Mn⁺⁶ 1 2
2
S⁺⁴-2e⁻ → S⁺⁶ 2 1
Mn⁺⁷ окислитель, процесс восстановления
S⁺⁴ восстановитель, процесс окисления
2KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2КOH = Na₂SO₄ + 2K₂MnO₄ + H₂O