112892 (616638), страница 2

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 2)

А) разложением гидроксида железа (III):

2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3H₂O

Б) окислением пирита (FeS₂):

4Fe⁺²S₂^-1 + 11O₂⁰ = 2Fe₂⁺³O₃ + 8S⁺⁴O₂^-2.

F

4e

11e

e⁺² – 1e Fe⁺³

2S^-1 – 10e 2S⁺⁴

O

4e

₂⁰ + 4e 2O^-2 11e

Оксид железа (III) проявляет амфотерные свойства:

А) взаимодействует с твердыми щелочами NaOH и KOH и с карбонатами натрия и калия при высокой температуре:

Fe₂O₃ + 2NaOH = 2NaFeO2 + H₂O,

Fe₂O₃ + 2OH^- = 2FeO^2- + H₂O,

Fe₂O₃ + Na₂CO₃ = 2NaFeO₂ + CO₂.

Феррит натрия

Гидроксид железа (III) получают из солей железа (III) при взаимодействии их со щелочами:

FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaCl,

Fe³⁺ + 3OH^- = Fe(OH)³.

Гидроксид железа (III) является более слабым основанием, чем Fe(OH)₂, и проявляет амфотерные свойства (с преобладанием основных). При взаимодействии с разбавленными кислотами Fe(OH)₃ легко образует соответствующие соли:

Fe(OH)₃ + 3HCl FeCl₃ + H₂O

2Fe(OH)₃ + 3H₂SO₄ Fe₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Fe(OH)₃ + 3H⁺ Fe³⁺ + 3H₂O

Реакции с концентрированными растворами щелочей протекают лишь при длительном нагревании. При этом получаются устойчивые гидрокомплексы с координационным числом 4 или 6:

Fe(OH)₃ + NaOH = Na[Fe(OH)₄],

Fe(OH)₃ + OH^- = [Fe(OH)4]^-,

Fe(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Fe(OH)₆],

Fe(OH)₃ + 3OH^- = [Fe(OH)₆]^3-.

Соединения со степенью окисления железа +3 проявляют окислительные свойства, так как под действием восстановителей Fe⁺³ превращается в Fe⁺²:

Fe+3 + 1e = Fe+2.

Так, например, хлорид железа (III) окисляет йодид калия до свободного йода:

2Fe⁺³Cl₃ + 2KI = 2Fe⁺²Cl₂ + 2KCl + I₂⁰

Качественные реакции на катион железа (III)

А) Реактивом для обнаружения катиона Fe³⁺ является гексациано (II) феррат калия (желтая кровяная соль) K₂[Fe(CN)₆].

При взаимодействии ионов [Fe(CN)₆]^4- с ионами Fe³⁺ образуется темно-синий осадок – берлинская лазурь:

4FeCl₃ + 3K₄[Fe(CN)₆] Fe₄[Fe(CN)₆]₃ +12KCl,

4Fe³⁺ + 3[Fe(CN)₆]^4- = Fe₄[Fe(CN)₆]₃.

Б) Катионы Fe³⁺ легко обнаруживаются с помощью роданида аммония (NH₄CNS). В результате взаимодействия ионов CNS-1 с катионами железа (III) Fe3+ образуется малодиссоциирующий роданид железа (III) кроваво-красного цвета:

FeCl₃ + 3NH₄CNS Fe(CNS)₃ + 3NH₄Cl,

Fe³⁺ + 3CNS^1- Fe(CNS)₃ [1,3]

ГЛАВА II. ЭКОЛОГИЧЕСКИЕ АСПЕКТЫ, СВЯЗАННЫЕ С ИЗУЧЕНИЕМ ТЕМЫ: « ЖЕЛЕЗО И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ»

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 [4,5]. Однако железо может представлять определенную экологическую опасность для окружающей среды, и это следует также рассматривать при изучении темы: «Железо и его соединения». Рассмотрим экологические проблемы, связанные с железом.

В зонах металлургических комбинатов в твердых выбросах содержится от22000 до 31000 мг/кг железа. В прилегающие к комбинатам почвы поступает до 31-42 мг/кг железа. Вследствие этого железо накапливается в огородных культурах [6].

Содержание железа в составе сырого осадка, выпадающего в первичных отстойниках крупного промышленного города, может достигать 1428 мг/кг. Пыль, дым промышленных производств могут содержать большие количества железа в виде аэрозолей железа, его оксидов, руд.

Пыль железа или его оксидов образуется при заточке металлического инструмента, очистке деталей от ржавчины, прокате железных листов, электросварке и при других производственных процессах, в которых имеют место железо или его соединения. Железо может накапливаться в почвах, водоемах, воздухе, живых организмах [6,7].

Основные минералы железа подвергаются в природе фотохимическому разрушению, комплексообразованию, микробиологическому выщелачиванию, в результате чего, железо из труднорастворимых минералов переходит в водные объекты.

Железосодержащие минералы окисляются бактериями типа Th. Ferrooxidans. Пирит – обычный примесный компонент угольных месторождений, и его выщелачивание приводит к закислению шахтных вод. По одной из оценок, в1932г. в реку Огайо (США) с шахтными водами поступило около 3 млн. тонн H2SO4. Микробиологическое выщелачивание железа осуществляется не только за счет окисления, но и при восстановлении окисленных руд. В нем принимают участие микроорганизмы относящиеся к разным группам. В частности, восстановление Fe3+ до Fe2+ осуществляют представители родов Bacillus и Pseudomonas, а так же некоторые грибы.

Упомянутые здесь широко распространенные в природе процессы протекают так же в отвалах горнорудных предприятий, металлургических комбинатов, производящих большое количество отходов (шлаки, огарки и т.п.). С дождевыми, паводковыми и грунтовыми водами высвобождающиеся из твердых матриц металлы переносятся в реки и водоемы. Железо находится в природных водах в разных состояниях и формах: в истинно растворенной форме входит в состав донных отложений и гетерогенных систем (взвеси и коллоиды).

Донные отложения рек и водоемов выступают в качестве накопителя железа. При определенных условиях железо может высвобождаться из них, в результате чего происходит вторичное загрязнение воды [8].

В воздух рабочей зоны на металлургических, предприятиях поступает пыль, аэрозоли из частиц железа и его соединений.

При воздействии на кожу возможны аллергические дерматиты, при вдыхании такого воздуха происходит раздражение дыхательных путей, разрушение легких, плевры, нарушения функции печени, желудочные заболевания. Поэтому установлено ПДК (Предельно Допустимая Концентрация) для железосодержащих частиц в воздухе рабочей зоны в зависимости от типа частиц от 2 до 4мг/м³.

При сгорании железного порошка, при операциях, связанных с работой электрической дуги, в окружающую атмосферу поступает дым оксида железа Fe₂O₄, который вызывает патологические изменения функции легких. ПДК для Fe₂O₃ в воздухе (в пересчете на Fe) – 0,04мг/м³.

Сульфаты и хлориды железа являются наиболее токсичными вредными примесями. ПДК для сульфата (в пересчете на Fe) в атмосферном воздухе –0,007 мг/м³, для хлорида – 0,004 мг/м³.

Аэрозоли (пыль, дым) железа и его оксидов, руд и других соединений при длительном воздействии откладываются в легких и вызывают специфическое заболевание легких – сидероз. Различают, так называемый «красный сидероз», вызываемый оксидом железа (III) и «черный сидероз», возникающий от вдыхания пыли железа, его карбонатов и фосфатов.

У рабочих, обрабатывающих пириты, наблюдаются желудочные заболевания (гастриты, дуодениты) [6].

У рабочих доменного и мартеновского производств наблюдается нарушение обоняния.Среди электросварщиков, сталеваров часты воспалительные заболевания верхних дыхательных путей.

У рабочих железорудных шахт и горнообогатительных фабрик особенно часты хронические бронхиты, иногда осложненные астмой, эмфиземой легких. Встречаются стоматиты, воспаления десен, поражения зубов, поражения слизистой рта.

Мероприятия, обеспечивающие безопасность работы в атмосфере с повышенным содержанием частиц железа и его соединений, заключаются в очистке воздуха от вредных примесей, в эффективной вентиляции помещений, в применении спецодежды, респираторов, очков.

Реальную опасность при приеме внутрь представляют железо, поступающее в организм в составе лекарственных веществ и сульфат железа (II). Токсические дозы FeSO4 или чистого железа (для человека ЛД = 200-250 мг/кг) приводят к смертельному исходу в результате химического ожога внутренних органов.

Токсичность соединений железа в воде зависит от pH. В щелочной среде токсичность возрастает. От избыточного содержания железа в воде могут гибнуть рыбы, водоросли. Большую опасность представляют сточные воды и шламы производств, связанных с переработкой железосодержащих продуктов.

Подпороговые концентрации в воде водоемов: сульфат и нитрат железа (III), гидроксид железа (II) – 0,5 мг/л; хлорид железа (III) – 0,9 мг/л.

Соединения железа (II) обладают общим токсическим действием. Соединения железа (III) менее ядовитые, но действуют прижигающе на пищеварительный канал и вызывают рвоту.

ПДК железа в питьевой воде 0,3 мг/л.

В природных водоемах, например, в Ладожском озере, в Неве, содержание железа меньше 0,3 мг/л. Перед поступлением в сети городского водоснабжения вода из водоемов подвергается фильтрации и действию коагулянтов, которые вместе с органическими примесями удаляют и часть железа.

Обработка воды с повышенным содержанием железа заключается в фильтровании на механических фильтрах (антрацит), коагуляции, глинозем Al2(SO4)3), иногда - в обработке магнитными полями (в случае магнитных форм железа).

Профилактические мероприятия, обеспечивающие безопасные условия труда при воздействии на работающих железа и его соединений определяются нормативными документами применительно к конкретным условиям производства [7,8].

В этой главе мы рассмотрели некоторые (на самом деле их гораздо больше) экологические вопросы, связанные с железом и его соединениями, а также способами устранения. И в следующей главе мы будем рассматривать, способы проведения уроков в школе по этой теме.

ГЛАВА 3. ИЗУЧЕНИЕ ТЕМЫ «ЖЕЛЕЗО И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ» НА УРОКЕ ПО ХИМИИ В СРЕДНЕЙ ШКОЛЕ

3.1 План урока

Железо: его строение и свойства

“Век девятнадцатый, железный,

Воистину жестокий век!

Тобою в мрак ночной, беззвездный

Беспечный брошен человек!”

Цели урока:

• сформировать представление о физических и химических свойствах железа в зависимости от проявляемой им степени окисления и природы окислителя;

• развивать теоретическое мышление учащихся и их умения прогнозировать свойства вещества, опираясь на знания о его строении;

• развивать понятийное мышление таких операций, как анализ, сравнение, обобщение, систематизация;

• развивать такие качества мышления, как объективность, лаконизм и ясность, самоконтроль и активность.

Задачи урока:

• актуализировать знания учащихся по теме: “Строение атома”;

• организовать коллективную работу учащихся от постановки учебной задачи до конечного результата (составить опорную схему к уроку);

• обобщить материал по теме: “Металлы” и рассмотреть свойства железа и его применение;

• организовать самостоятельную исследовательскую работу в парах по изучению химических свойств железа;

• организовать взаимоконтроль учащихся на уроке.

Тип урока: изучение нового материала.

Реактивы и оборудование:

• железо (порошок, пластина, скрепка),

• сера,

• соляная кислота,

• сульфат меди (II),

• кристаллическая решетка железа,

• плакаты для игры,

• магнит,

• подборка иллюстраций по теме,

• пробирки,

• спиртовка,

• спички,

• ложка для сжигания горючих веществ,

• географические карты.

Структура урока

1. Вводная часть.

2. Изучение нового материала.

3. Сообщение домашнего задания.

4. Закрепление изученного материала.

Ход урока

Характеристики

Список файлов курсовой работы