Методические особенности изучения темы "Железо" на уроках химии в средней школе
Методические особенности изучения темы "Железо" на уроках химии в средней школе
ВВЕДЕНИЕ
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.
Целью моей работы является освещение основных
наиболее остро стоящих экологических проблем, связанных с железом и его
соединениями, и возможные пути их решения.
Задачи:
1.
Обзор состояния данного вопроса в
современной российской школе.
2.
Анализ школьных программ и учебников, а
также другой литературы, показывающих как тема: «Железо и его
соединения»изучаются в средней школе.
3.
Составить план урока, на котором была
бы успешно проведена экологизация знаний.
ГЛАВА 1. ИЗУЧЕНИЕ ТЕМЫ: «ЖЕЛЕЗО И ЕГО СОЕДИНЕНИЙ»
В ШКОЛЬНОМ КУРСЕ ХИМИИ
Историческая справка
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, Fe2O3;
содержит до 70% Fe), магнитные железняки (руда магнетит, Fe3О4;
содержит 72,4% Fe), бурые железняки (руда гидрогетит НFeO2·nH2O),
а также шпатовые железняки (руда сидерит, карбонат железа, FeСО3;
содержит около 48% Fe). В природе встречаются также большие месторождения
пирита FeS2 (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.
1.2 Тема «Железо и его
соединения» в школьных программах по химии
В программе школьного
курса химии на изучении темы «Железо и его соединения» отводится 5 часов; эта
тема разбита на следующие подразделы: Общие понятия о положении железа в периодической
системе химических элементов и строение атома. Основные методы получения
железа-восстановление из оксидов железа и электролиз водных растворов солей
железа. Физические, химические свойства и применение. Основные соединения
железа и их получение. Экологические аспекты данной темы в школьной литературе
изложены очень поверхностно или не изложены вовсе.
В школьных учебниках
«Химия.9 класс»/Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман, «Химия. 9класс»/Н. С. Ахметов,
и Пособие по
химии для поступающих в вузы/ Г. П. Хомченко, на эту тему выделено три основных
параграфа: § 1.Положение железа в периодической системе химических элементов и
строение атома § 2.Нахождение железа в природе,его получение, свойства и применение § 3.Соединения железа, и
мы будем рассматривать каждый параграф более подробно.
§ 1. Положение железа в
периодической системе химических элементов и строение атома
Fe
d- элемент VIII группы; порядковый номер
– 26; атомная масса – 56; (26p11; 30 n01), 26ē[1]
Металл средней
активности, восстановитель.
Основные степени
окисления - +2, +3
§ 2. Нахождение железа в
природе,его получение и свойства
Нахождение в природе.
Железо является вторым по
распространенности металлом в природе (после алюминия). В свободном состоянии
железо встречается только в метеоритах, падающих на землю [2]. Наиболее важные
природные соединения:
Fe2O3 •
3H2O - бурый железняк;
Fe2O3 -
красный железняк;
Fe3O4(FeO
• Fe2O3) - магнитный железняк;
FeS2 -
железный колчедан (пирит).
Соединения железа входят
в состав живых организмов.
Получение железа.
В промышленности железо получают
восстановлением его из железных руд углеродом (коксом) и оксидом углерода (II)
в доменных печах [1, 3]. Химизм доменного процесса следующий:
C + O2 = CO2,
CO2 + C = 2CO.
3Fe2O3 + CO =
2Fe3O4 + CO2,
Fe3O4 + CO =
3FeO + CO2,
FeO + CO = Fe + CO2.
Его также можно получить:
1)восстановлением железа
из его оксида, например, водородом
при нагревании;
2)восстановлением железа
из его оксидов и алюминотермическим методом;
3)электролизом водных
растворов солей железа (II) [1].
Физические свойства.
Железо – серебристо серый
металл, обладает большой ковкостью, пластичностью и сильными магнитными
свойствами. Плотность железа – 7,87 г/см3, температура плавления
1539°С
[1].
У Хомченко [3] также
написано, что железо легко намагничивается и размагничивается, а потому
применяется в качестве сердечников динамомашин и электромоторов. Кроме того,
железо состоит из четырех стабильных изотопов с массовыми числами 54,
56(основной), 57 и 58. Применяются радиоактивные изотопы и .
Химические
свойства
В реакциях железо является восстановителем.
Однако при обычной температуре оно не взаимодействует даже с самыми активными
окислителями (галогенами, кислородом, серой), но при нагревании становится
активным и реагирует с ними:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 Хлорид
железа (III)
3Fe + 2O2 = Fe3O4(FeO
· Fe2O3) Оксид железа (II,III)
Fe + S = FeS Сульфид железа (II)
При очень высокой температуре железо реагирует
с углеродом, кремнием и фосфором:
3Fe + C = Fe3C Карбид железа
(цементит)
3Fe + Si = Fe3Si Силицид железа
3Fe + 2P = Fe3P2 Фосфид
железа (II)
Железо реагирует со сложными веществами.
Во влажном воздухе железо быстро окисляется
(корродирует):
4Fe + 3O2 + 6H2O
= 4Fe(OH)3,
O
Fe(OH)3 = Fe
O – H + H2O
Ржавчина
Железо находится в середине электрохимического
ряда напряжений металлов, поэтому является металлом средней активности.
Восстановительная способность у железа меньше, чем у щелочных, щелочноземельных
металлов и у алюминия. Только при высокой температуре раскаленное железо
реагирует с водой(700-900):
3Fe + 4H2O = Fe3O4
+ 4H2
Железо реагирует с разбавленными серной и
соляной кислотами, вытесняя из кислот водород:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Fe + H2SO4 =
FeSO4 + H2
При обычной температуре железо не
взаимодействует с концентрированной серной кислотой, так как пассивируется ею
[3]. При нагревании концентрированная H2SO4 окисляет
железо до сульфита железа (III):
2Fe + 6H2SO4 =
Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O.
Разбавленная азотная кислота окисляет железо до
нитрата железа (III):
Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3
+ NO + 2H2O.
Концентрированная азотная кислота пассивирует
железо.
Из растворов солей железо вытесняет металлы,
которые расположены правее его в электрохимическом ряду напряжений:
Fe + CuSO4 = FeSO4
+ Cu, Fe0 + Cu2+ = Fe2+ + Cu0.
Применение и биологическая роль железа и его
соединений.
Важнейшие сплавы железа – чугуны и стали –
являются основными конструкционными материалами практически во всех отраслях
современного производства [1].
Хлорид железа (III) FeCl3
применяется для очистки воды. В органическом синтезе FeCl3 применяется
как катализатор. Нитрат железа Fe(NO3)3 · 9H2O
используют при окраске тканей.
Железо является одним из важнейших
микроэлементов в организме человека и животных (в организме взрослого человека
содержится в виде соединений около 4 г Fe). Оно входит в состав гемоглобина,
миоглобина, различных ферментов и других сложных железобелковых комплексов,
которые находятся в печени и селезенке. Железо стимулирует функцию кроветворных
органов [2, 3].
§ 3.Соединения железа
Соединения железа (II)
Оксид железа (II) FeO – черное кристаллическое
вещество, нерастворимое в воде. Оксид железа (II) получают восстановлением
оксида железа(II,III) оксидом углерода (II):
Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2.
Оксид железа (II) – основной оксид, легко
реагирует с кислотами, при этом образуются соли железа(II):
FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O,
FeO + 2H+ = Fe2+ + H2O.
Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 – порошок белого
цвета, не растворяется в воде. Получают его из солей железа (II) при
взаимодействии их со щелочами:
FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2¯ + Na2SO4,
Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2¯.
Гидроксид железа () Fe(OH)2 проявляет свойства
основания, легко реагирует с кислотами:
Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2
+ 2H2O,
Fe(OH)2 + 2H+ = Fe2+
+ 2H2O.
При нагревании гидроксид железа (II)
разлагается:
Fe(OH)2 = FeO + H2O.
Соединения со степенью окисления железа +2
проявляют восстановительные свойства, так как Fe2+ легко окисляются
до Fe+3:
Fe+2 – 1e = Fe+3
Так, свежеполученный зеленоватый осадок Fe(OH)2
на воздухе очень быстро изменяет окраску – буреет. Изменение окраски
объясняется окислением Fe(OH)2 в Fe(OH)3 кислородом
воздуха:
4Fe+2(OH)2 + O2
+ 2H2O = 4Fe+3(OH)3.
Восстановительные свойства проявляют и соли
двухвалентного железа, особенно при действии окислителей в кислотной среде.
Например, сульфат железа (II) восстанавливает перманганат калия в сернокислотной
среде до сульфата марганца (II):
10Fe+2SO4 +
2KMn+7O4 + 8H2SO4 = 5Fe+32(SO4)3
+ 2Mn+2SO4 + K2SO4 + 8H2O.
Качественная реакция на катион железа (II).
Реактивом для определения катиона железа Fe2+
является гексациано (III) феррат калия (красная кровяная соль) K3[Fe(CN)6]:
3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6]
= Fe3[Fe(CN)6]2¯ + 3K2SO4.
При взаимодействии ионов [Fe(CN)6]3-
с катионами железа Fe2+ образуется темно-синий осадок – турнбулева
синь:
3Fe2+ +2[Fe(CN)6]3-
= Fe3[Fe(CN)6]2¯ [3].
Соединения железа (III)
Оксид железа (III) Fe2O3
– порошок бурого цвета, не растворяется в воде. Оксид железа (III) получают:
А) разложением гидроксида железа (III):
2Fe(OH)3 = Fe2O3
+ 3H2O
Б) окислением пирита (FeS2):
4Fe+2S2-1
+ 11O20 = 2Fe2+3O3 + 8S+4O2-2.
Fe+2 – 1e ® Fe+3
2S-1 – 10e ® 2S+4
O20 + 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-
= 2FeO2- + 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+ + 3CNS1- « 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.
Страницы: 1, 2, 3, 4
|