ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Желязо- елемент от осмата група от четвъртия период на периодичната таблица на химичните елементи от Д. И. Менделеев.

И номерът на тома е 26. Символът е Fe (лат. „ferrum“). Един от най-често срещаните метали в земната кора (на второ място след алуминия).

Физични свойства на желязото

Желязото е сив метал. В чистата си форма е доста мек, ковък и вискозен. Електронната конфигурация на външното енергийно ниво е 3d 6 4s 2. В съединенията си желязото проявява степен на окисление „+2” и „+3”. Точката на топене на желязото е 1539C. Желязото образува две кристални модификации: α- и γ-желязо. Първият от тях има телецентрирана кубична решетка, вторият има лицецентрирана кубична решетка. α-Желязото е термодинамично стабилно в два температурни диапазона: под 912 и от 1394C до точката на топене. Между 912 и 1394C γ-желязото е стабилно.

Механичните свойства на желязото зависят от неговата чистота - съдържанието дори на много малки количества други елементи в него. Твърдото желязо има способността да разтваря много елементи в себе си.

Химични свойства на желязото

При влажен въздух желязото бързо ръждясва, т.е. покрит с кафяво покритие от хидратиран железен оксид, който поради своята ронливост не предпазва желязото от по-нататъшно окисляване. Във вода желязото интензивно корозира; при обилен достъп до кислород се образуват хидратни форми на железен (III) оксид:

2Fe + 3/2O 2 + nH 2 O = Fe 2 O 3 × H 2 O.

При липса на кислород или труден достъп се образува смесен оксид (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2.

Желязото се разтваря в солна киселина с всякаква концентрация:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2.

Разтварянето в разредена сярна киселина се извършва по подобен начин:

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

В концентрирани разтвори на сярна киселина желязото се окислява до желязо (III):

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

Въпреки това, в сярна киселина, чиято концентрация е близо до 100%, желязото става пасивно и практически не се получава взаимодействие. Желязото се разтваря в разредени и умерено концентрирани разтвори на азотна киселина:

Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O.

При високи концентрации на азотна киселина разтварянето се забавя и желязото става пасивно.

Подобно на други метали, желязото реагира с прости вещества. Реакциите между желязото и халогените (независимо от вида на халогена) възникват при нагряване. Взаимодействието на желязото с брома се осъществява при повишено налягане на парите на последния:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3;

3Fe + 4I 2 = Fe 3 I 8.

Взаимодействието на желязото със сяра (прах), азот и фосфор също се случва при нагряване:

6Fe + N 2 = 2Fe 3 N;

2Fe + P = Fe 2 P;

3Fe + P = Fe 3 P.

Желязото е способно да реагира с неметали като въглерод и силиций:

3Fe + C = Fe 3 C;

Сред реакциите на взаимодействие на желязо със сложни вещества, следните реакции играят специална роля - желязото е способно да редуцира метали, които са в серията активност вдясно от него от солни разтвори (1), редуциране на железни (III) съединения ( 2):

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu (1);

Fe + 2FeCl 3 = 3FeCl 2 (2).

Желязото при повишено налягане реагира с несолеобразуващ оксид - CO, за да образува вещества със сложен състав - карбонили - Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 и Fe 3 (CO) 12.

Желязото, при липса на примеси, е стабилно във вода и в разредени алкални разтвори.

Получаване на желязо

Основният метод за получаване на желязо е от желязна руда (хематит, магнетит) или електролиза на разтвори на неговите соли (в този случай се получава „чисто“ желязо, т.е. желязо без примеси).

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

Упражнение

Желязната скала Fe 3 O 4 с тегло 10 g първо се третира със 150 ml разтвор на солна киселина (плътност 1,1 g/ml) с масова фракция на хлороводород 20%, след което към получения разтвор се добавя излишък от желязо. Определете състава на разтвора (в тегловни %).

Решение

Нека напишем уравненията на реакцията според условията на проблема: 8HCl + Fe 3 O 4 = FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O (1); 2FeCl3 + Fe = 3FeCl2 (2). Познавайки плътността и обема на разтвор на солна киселина, можете да намерите неговата маса: m зол (HCl) = V(HCl) × ρ (HCl); m зол (HCl) = 150×1,1 = 165 g. Нека изчислим масата на хлороводорода: m(HCl) = m зол (HCl) ×ω(HCl)/100%; m(HCl) = 165×20%/100% = 33 g. Моларна маса (маса на един мол) на солна киселина, изчислена с помощта на таблицата на химичните елементи от D.I. Менделеев – 36,5 g/mol. Нека намерим количеството хлороводород: v(HCl) = m(HCl)/M(HCl); v(HCl) = 33/36,5 = 0,904 mol. Моларна маса (маса на един мол) мащаб, изчислена с помощта на таблицата на химичните елементи от D.I. Менделеев – 232 g/mol. Нека намерим количеството вещество от мащаба: v(Fe3O4) = 10/232 = 0,043 mol. Съгласно уравнение 1, v(HCl): v(Fe 3 O 4) = 1:8, следователно v(HCl) = 8 v(Fe 3 O 4) = 0,344 mol. Тогава количеството хлороводород, изчислено по уравнението (0,344 mol), ще бъде по-малко от посоченото в постановката на проблема (0,904 mol). Следователно солната киселина е в излишък и ще настъпи друга реакция: Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 (3). Нека определим количеството вещество на железен хлорид, образувано в резултат на първата реакция (означаваме конкретна реакция с индекси): v1 (FeCl2):v(Fe2O3) = 1:1 = 0.043 mol; v1 (FeCl3):v(Fe2O3) = 2:1; v 1 (FeCl 3) = 2 × v (Fe 2 O 3) = 0,086 mol. Нека определим количеството хлороводород, което не е реагирало в реакция 1 и количеството железен (II) хлорид, образуван по време на реакция 3: v rem (HCl) = v(HCl) – v 1 (HCl) = 0,904 – 0,344 = 0,56 mol; v 3 (FeCl 2): ​​​​v rem (HCl) = 1:2; v 3 (FeCl 2) = 1/2 × v rem (HCl) = 0,28 mol. Нека определим количеството вещество FeCl2, образувано по време на реакция 2, общото количество вещество FeCl2 и неговата маса: v 2 (FeCl 3) = v 1 (FeCl 3) = 0.086 mol; v 2 (FeCl 2): ​​​​v 2 (FeCl 3) = 3:2; v 2 (FeCl 2) = 3/2 × v 2 (FeCl 3) = 0.129 mol; v сума (FeCl 2) = v 1 (FeCl 2) + v 2 (FeCl 2) + v 3 (FeCl 2) = 0,043 + 0,129 + 0,28 = 0,452 mol; m(FeCl 2) = v сума (FeCl 2) × M(FeCl 2) = 0,452 × 127 = 57,404 g. Нека определим количеството вещество и масата на желязото, което влезе в реакции 2 и 3: v2 (Fe): v2 (FeCl3) = 1:2; v 2 (Fe) = 1/2 × v 2 (FeCl 3) = 0,043 mol; v 3 (Fe): v rem (HCl) = 1:2; v3 (Fe) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 mol; v сума (Fe) = v 2 (Fe) + v 3 (Fe) = 0,043+0,28 = 0,323 mol; m(Fe) = v сума (Fe) ×M(Fe) = 0,323 ×56 = 18,088 g. Нека изчислим количеството вещество и масата на отделения водород в реакция 3: v(H2) = 1/2×v rem (HCl) = 0.28 mol; m(H 2) = v(H 2) × M(H 2) = 0,28 × 2 = 0,56 g. Определяме масата на получения разтвор m’ sol и масовата част на FeCl 2 в него: m’ sol = m sol (HCl) + m(Fe 3 O 4) + m(Fe) – m(H 2);

• Обозначение - Fe (желязо);
• Период - IV;
• Група - 8 (VIII);
• Атомна маса - 55.845;
• Атомен номер - 26;
• Атомен радиус = 126 pm;
• Ковалентен радиус = 117 pm;
• Електронно разпределение - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 ;
• температура на топене = 1535°C;
• точка на кипене = 2750°C;
• Електроотрицателност (според Pauling/според Alpred и Rochow) = 1.83/1.64;
• Степен на окисление: +8, +6, +4, +3, +2, +1, 0;
• Плътност (бр.) = 7,874 g/cm3;
• Моларен обем = 7,1 cm3/mol.

Железни съединения:

Желязото е най-разпространеният метал в земната кора (5,1% от масата) след алуминия.

На Земята свободното желязо се намира в малки количества под формата на късчета, както и в паднали метеорити.

Индустриално желязото се добива от находища на желязна руда от желязосъдържащи минерали: магнитна, червена, кафява желязна руда.

Трябва да се каже, че желязото е част от много естествени минерали, причинявайки естествения им цвят. Цветът на минералите зависи от концентрацията и съотношението на железните йони Fe 2+ /Fe 3+, както и от атомите около тези йони. Например наличието на примеси на железни йони влияе на цвета на много скъпоценни и полускъпоценни камъни: топази (от бледожълт до червен), сапфири (от синьо до тъмно синьо), аквамарини (от светло синьо до зеленикаво синьо), и т.н.

Желязото се намира в тъканите на животните и растенията, например около 5 g желязо присъства в тялото на възрастен човек. Желязото е жизненоважен елемент, влиза в състава на протеина хемоглобин, участващ в преноса на кислород от белите дробове до тъканите и клетките. При липса на желязо в човешкото тяло се развива анемия (желязодефицитна анемия).

ориз. Структура на атома на желязото.

Електронната конфигурация на железния атом е 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 (виж Електронна структура на атомите). При образуването на химични връзки с други елементи могат да участват 2 електрона, разположени на външното ниво 4s + 6 електрона от подниво 3d (общо 8 електрона), следователно в съединенията желязото може да приеме степени на окисление +8, +6, +4, +3, +2, +1, (най-често срещаните са +3, +2). Желязото има средна химическа активност.

ориз. Степени на окисление на желязото: +2, +3.

Физични свойства на желязото:

• сребристо-бял метал;
• в чистата си форма е доста мек и пластичен;
• има добра топло- и електрическа проводимост.

Желязото съществува под формата на четири модификации (те се различават по структурата на кристалната решетка): α-желязо; β-желязо; γ-желязо; δ-желязо.

Химични свойства на желязото

• реагира с кислород, в зависимост от температурата и концентрацията на кислород, могат да се образуват различни продукти или смес от продукти на окисляване на желязо (FeO, Fe 2 O 3, Fe 3 O 4):
  3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4;
• окисляване на желязо при ниски температури:
  4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3;
• реагира с водна пара:
  3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2;
• фино натрошеното желязо реагира при нагряване със сяра и хлор (железен сулфид и хлорид):
  Fe + S = FeS; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3;
• при високи температури реагира със силиций, въглерод, фосфор:
  3Fe + C = Fe 3 C;
• Желязото може да образува сплави с други метали и неметали;
• желязото измества по-малко активните метали от техните соли:
  Fe + CuCl 2 = FeCl 2 + Cu;
• С разредени киселини желязото действа като редуциращ агент, образувайки соли:
  Fe + 2HCl = FeCl2 + H2;
• с разредена азотна киселина желязото образува различни киселинно-редукционни продукти в зависимост от концентрацията си (N 2, N 2 O, NO 2).

Получаване и използване на желязо

Получава се индустриално желязо топенечугун и стомана.

Чугунът е сплав от желязо с примеси на силиций, манган, сяра, фосфор и въглерод. Съдържанието на въглерод в чугуна надвишава 2% (в стоманата по-малко от 2%).

Чисто желязо се получава:

• в кислородни конвертори от чугун;
• редукция на железни оксиди с водород и двувалентен въглероден оксид;
• електролиза на съответните соли.

Чугунът се получава от железни руди чрез редукция на железни оксиди. Топенето на желязо се извършва в доменни пещи. Коксът се използва като източник на топлина в доменна пещ.

Доменната пещ е много сложна техническа конструкция с височина няколко десетки метра. Облицована е с огнеупорни тухли и е защитена с външен стоманен кожух. Към 2013 г. най-голямата доменна пещ е построена в Южна Корея от стоманодобивната компания POSCO в металургичния завод Gwangyang (обемът на пещта след модернизацията е 6000 кубически метра с годишен капацитет от 5 700 000 тона).

ориз. Доменна пещ.

Процесът на топене на чугун в доменна пещ продължава непрекъснато в продължение на няколко десетилетия, докато пещта достигне своя край.

ориз. Процесът на топене на желязо в доменна пещ.

• обогатени руди (магнитна, червена, кафява желязна руда) и кокс се изливат през горната част на доменната пещ;
• процесите на редукция на желязото от рудата под въздействието на въглероден оксид (II) протичат в средната част на доменната пещ (рудника) при температура 450-1100 ° C (железните оксиди се редуцират до метал):
  • 450-500°C - 3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2;
  • 600°C - Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2;
  • 800°C - FeO + CO = Fe + CO 2 ;
  • част от двувалентния железен оксид се редуцира от кокс: FeO + C = Fe + CO.
• Успоредно с това протича процесът на редукция на силициевите и мангановите оксиди (включени в желязната руда под формата на примеси);
  • SiO 2 + 2C = Si + 2CO;
  • Mn 2 O 3 + 3C = 2Mn + 3CO.
• По време на термичното разлагане на варовик (въведен в доменна пещ) се образува калциев оксид, който реагира със силициевите и алуминиевите оксиди, съдържащи се в рудата:
  • CaCO 3 = CaO + CO 2;
  • CaO + SiO 2 = CaSiO 3;
  • CaO + Al 2 O 3 = Ca(AlO 2) 2.
• при 1100°C процесът на редукция на желязото спира;
• под шахтата има пара, най-широката част на доменната пещ, под която има рамо, в което коксът изгаря и се образуват течни продукти на топене - чугун и шлака, натрупващи се в самото дъно на пещта - ковачницата ;
• В горната част на огнището при температура 1500°C протича интензивно изгаряне на кокс в поток от издухан въздух: C + O 2 = CO 2 ;
• преминавайки през горещ кокс, въглеродният оксид (IV) се превръща във въглероден оксид (II), който е редуциращ агент за желязото (виж по-горе): CO 2 + C = 2CO;
• шлаките, образувани от силикати и калциеви алумосиликати, се намират над чугуна, предпазвайки го от действието на кислорода;
• през специални отвори, разположени на различни нива на огнището, се изхвърлят чугун и шлака;
• По-голямата част от чугуна се използва за по-нататъшна обработка - топене на стомана.

Стоманата се топи от чугун и метален скрап по конверторния метод (методът с отворено огнище вече е остарял, въпреки че все още се използва) или чрез електрическо топене (в електрически пещи, индукционни пещи). Същността на процеса (преработка на чугун) е да се намали концентрацията на въглерод и други примеси чрез окисление с кислород.

Както бе споменато по-горе, концентрацията на въглерод в стоманата не надвишава 2%. Благодарение на това стоманата, за разлика от чугуна, може да се кове и валцува доста лесно, което прави възможно производството на различни продукти от нея, които имат висока твърдост и здравина.

Твърдостта на стоманата зависи от съдържанието на въглерод (колкото повече въглерод, толкова по-твърда е стоманата) в определен клас стомана и условията на термична обработка. По време на темпериране (бавно охлаждане) стоманата става мека; При закаляване (бързо охлаждане) стоманата става много твърда.

За да се придадат на стоманата необходимите специфични свойства, към нея се добавят легиращи добавки: хром, никел, силиций, молибден, ванадий, манган и др.

Чугунът и стоманата са най-важните структурни материали в по-голямата част от секторите на националната икономика.

Биологична роля на желязото:

• тялото на възрастен човек съдържа около 5 g желязо;
• желязото играе важна роля във функционирането на хемопоетичните органи;
• желязото е част от много сложни протеинови комплекси (хемоглобин, миоглобин, различни ензими).

Човешкото тяло съдържа около 5 g желязо, по-голямата част (70%) е част от кръвния хемоглобин.

Физични свойства

В свободно състояние желязото е сребристо-бял метал със сивкав оттенък. Чистото желязо е пластично и има феромагнитни свойства. В практиката обикновено се използват железни сплави - чугун и стомана.

Fe е най-важният и най-разпространеният елемент от деветте d-метала от подгрупа VIII. Заедно с кобалта и никела образува „желязното семейство“.

Когато образува съединения с други елементи, често използва 2 или 3 електрона (B = II, III).

Желязото, както почти всички d-елементи от група VIII, не проявява по-висока валентност, равна на номера на групата. Максималната му валентност достига VI и се появява изключително рядко.

Най-типичните съединения са тези, в които Fe атомите са в степен на окисление +2 и +3.

Методи за получаване на желязо

1. Техническото желязо (легирано с въглерод и други примеси) се получава чрез карботермична редукция на неговите естествени съединения по следната схема:

Възстановяването става постепенно, на 3 етапа:

1) 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2

2) Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2

3) FeO + CO = Fe + CO 2

Чугунът, получен в резултат на този процес, съдържа повече от 2% въглерод. Впоследствие чугунът се използва за производството на стомана - железни сплави, съдържащи по-малко от 1,5% въглерод.

2. Много чисто желязо се получава по един от следните начини:

а) разлагане на Fe пентакарбонил

Fe(CO) 5 = Fe + 5СО

б) редукция на чист FeO с водород

FeO + H 2 = Fe + H 2 O

в) електролиза на водни разтвори на Fe +2 соли

FeC 2 O 4 = Fe + 2CO 2

железен (II) оксалат

Химични свойства

Fe е метал със средна активност и проявява общи свойства, характерни за металите.

Уникална характеристика е способността да "ръждясва" във влажен въздух:

При липса на влага със сух въздух желязото започва да реагира забележимо само при T> 150 ° C; при калциниране се образува "желязна скала" Fe 3 O 4:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

Желязото не се разтваря във вода при липса на кислород. При много високи температури Fe реагира с водна пара, измествайки водорода от водните молекули:

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

Механизмът на ръждясване е електрохимична корозия. Продуктът от ръжда е представен в опростена форма. Всъщност се образува хлабав слой от смес от оксиди и хидроксиди с променлив състав. За разлика от филма Al 2 O 3, този слой не предпазва желязото от по-нататъшно разрушаване.

Видове корозия

Защита на желязото от корозия

1. Взаимодействие с халогени и сяра при високи температури.

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

2Fe + 3F 2 = 2FeF 3

Fe + I 2 = FeI 2

Образуват се съединения, в които преобладава йонният тип връзка.

2. Взаимодействие с фосфор, въглерод, силиций (желязото не се свързва директно с N2 и H2, но ги разтваря).

Fe + P = Fe x P y

Fe + C = Fe x C y

Fe + Si = Fe x Si y

Образуват се вещества с променлив състав, като бертолиди (ковалентният характер на връзката преобладава в съединенията)

3. Взаимодействие с "неокисляващи" киселини (HCl, H 2 SO 4 dil.)

Fe 0 + 2H + → Fe 2+ + H 2

Тъй като Fe е разположено в серията активност вляво от водорода (E° Fe/Fe 2+ = -0,44 V), то е в състояние да измести H 2 от обикновените киселини.

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

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

4. Взаимодействие с "окисляващи" киселини (HNO 3, H 2 SO 4 конц.)

Fe 0 - 3e - → Fe 3+

Концентрираните HNO 3 и H 2 SO 4 "пасивират" желязото, така че при обикновени температури металът не се разтваря в тях. При силно нагряване настъпва бавно разтваряне (без освобождаване на Н2).

В секцията HNO 3 желязото се разтваря, преминава в разтвор под формата на Fe 3+ катиони и киселинният анион се редуцира до NO*:

Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O

Много разтворим в смес от HCl и HNO3

5. Отношение към алкали

Fe не се разтваря във водни разтвори на алкали. Той реагира с разтопени алкали само при много високи температури.

6. Взаимодействие със соли на по-малко активни метали

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0

7. Реакция с газообразен въглероден оксид (t = 200°C, P)

Fe (прах) + 5CO (g) = Fe 0 (CO) 5 желязо пентакарбонил

Fe(III) съединения

Fe 2 O 3 - железен (III) оксид.

Червено-кафяв прах, n. r. в H 2 O. В природата - "червена желязна руда".

Методи за получаване:

1) разлагане на железен (III) хидроксид

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

2) изпичане на пирит

4FeS 2 + 11O 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3

3) разлагане на нитрати

Химични свойства

Fe 2 O 3 е основен оксид с признаци на амфотерност.

I. Основните свойства се проявяват в способността да реагират с киселини:

Fe 2 O 3 + 6H + = 2Fe 3+ + ZH 2 O

Fe 2 O 3 + 6HCI = 2FeCI 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 6HNO 3 = 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

II. Слаби киселинни свойства. Fe 2 O 3 не се разтваря във водни разтвори на алкали, но когато се слее с твърди оксиди, алкали и карбонати, се образуват ферити:

Fe 2 O 3 + CaO = Ca(FeO 2) 2

Fe 2 O 3 + 2NaOH = 2NaFeO 2 + H 2 O

Fe 2 O 3 + MgCO 3 = Mg(FeO 2) 2 + CO 2

III. Fe 2 O 3 - суровина за производство на желязо в металургията:

Fe 2 O 3 + ZS = 2Fe + ZSO или Fe 2 O 3 + ZSO = 2Fe + ZSO 2

Fe(OH) 3 - железен (III) хидроксид

Методи за получаване:

Получава се чрез действието на алкали върху разтворими Fe 3+ соли:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl

По време на приготвянето Fe (OH) 3 е червено-кафява слузесто-аморфна утайка.

Fe (III) хидроксид също се образува по време на окисляването на Fe и Fe (OH) 2 във влажен въздух:

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

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

Fe(III) хидроксид е крайният продукт от хидролизата на Fe 3+ соли.

Химични свойства

Fe(OH)3 е много слаба основа (много по-слаба от Fe(OH)2). Показва забележими киселинни свойства. По този начин Fe (OH) 3 има амфотерен характер:

1) реакциите с киселини протичат лесно:

2) прясна утайка от Fe(OH) 3 се разтваря в горещ конц. разтвори на KOH или NaOH с образуването на хидроксокомплекси:

Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3

В алкален разтвор Fe (OH) 3 може да се окисли до ферати (соли на желязна киселина H 2 FeO 4, които не се освобождават в свободно състояние):

2Fe(OH) 3 + 10KOH + 3Br 2 = 2K 2 FeO 4 + 6KBr + 8H 2 O

Fe 3+ соли

Най-важните практически са: Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe (NO 3) 3, Fe (SCN) 3, K 3 4 - жълта кръвна сол = Fe 4 3 Пруско синьо (тъмно синя утайка)

б) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 тиоцианат Fe(III) (кървавочервен разтвор)

Формула:

Железен(II) сулфат, железен сулфат, FeSO 4 - сол на сярна киселина и 2-валентно желязо. Твърдост - 2.

В химията железният сулфат се нарича кристален хидрат. железен (II) сулфат. Кристалите са светлозелени. Използва се в текстилната промишленост, в селското стопанство като инсектицид и за приготвяне на минерални бои.

Естествен аналог - минерал мелантерит; в природата се среща в кристали от моноклиноедричната система, зелено-жълти на цвят, под формата на петна или отлагания.

Моларна маса: 151.91 g/mol

Плътност: 1,8-1,9 g/cm³

Точка на топене: 400 °C

Разтворимост във вода: 25,6 g/100 ml

Железен сулфат се отделя при температури от 1,82 °C до 56,8 °C от водни разтвори под формата на светлозелени кристали FeSO 4 · 7H 2 O, наречени железен сулфат (кристален хидрат). Разтваря се в 100 g вода: 26,6 g безводен FeSO 4 при 20 °C и 54,4 g при 56 °C.

Разтворите на железен сулфат под въздействието на атмосферния кислород се окисляват с течение на времето, превръщайки се в железен (III) сулфат:

12FeSO 4 + O 2 + 6H 2 O = 4Fe 2 (SO 4) 3 + 4Fe(OH) 3 ↓

При нагряване над 480 °C се разлага:

2FeSO 4 → Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3

разписка.

Железният сулфат може да се получи чрез действието на разредена сярна киселина върху железен скрап, изрезки от покривно желязо и др. В промишлеността той се получава като страничен продукт при ецване на разредени H 2 SO 4 железни листове, тел и др. премахнете котления камък.

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

Друг метод е окислителното печене на пирит:

2FeS 2 + 7O 2 + 2H 2 O = 2FeSO 4 + 2H 2 SO 4

Качествен анализ.

Аналитични реакции за железен катион (II).

1. С калиев хексацианоферат (III) К 3 с образуването на тъмносиня утайка от калиево желязо(II) хексацианоферат(III) („Turnboole blue“), неразтворим в киселини, разлагащ се с алкали до образуване на Fe(OH) 3 (HF).

FeSO 4 + K 3 KFe + K 2 SO 4

Оптималната стойност на pH за реакцията е 2-3. Реакцията е фракционна, силно чувствителна. Високите концентрации на Fe 3+ пречат.

2. С амониев сулфид (NH 4 ) 2 Сс образуване на черна утайка, разтворима в силни киселини (HF).

FeSO 4 + (NH4)2S
FeS + (NH 4) 2 SO 4

3.2. Аналитични реакции за сулфатен йон.

1. С групов реагент BaCl 2 + CaCl 2 или BaCl 2 (GF).

Фракционното откриване на сулфатния йон се извършва в кисела среда, която елиминира смущаващото влияние на CO 3 2-, PO 4 3- и т.н., и чрез кипене на тестовия разтвор с 6 mol/dm 3 HCl за отстраняване на S 2 -, SO 3 2 - , S 2 O 3 2- йони, които могат да образуват елементарна сяра, чиято утайка може да бъде сбъркана с BaSO 4 утайка. Утайката BaSO 4 е способна да образува изоморфни кристали с KMnO 4 и да стане розова (специфичността на реакцията се увеличава).

Методика провеждане на реакцията в присъствието на 0,002 mol/dm 3 KMnO 4 .

Добавете равни обеми разтвори на калиев перманганат, бариев хлорид и солна киселина към 3-5 капки от тестовия разтвор и разбъркайте енергично в продължение на 2-3 минути. Оставете да се утаи и без да отделяте утайката от разтвора, добавете 1-2 капки 3% разтвор на H 2 O 2, разбъркайте и центрофугирайте. Утайката трябва да остане розова, а разтворът над утайката да стане безцветен.

2. С оловен ацетат.

ТАКА 4 2- + Pb 2+
PbSO 4 

Методика : към 2 cm 3 разтвор на сулфат се добавят 0,5 cm 3 разредена солна киселина и 0,5 cm 3 разтвор на оловен ацетат; образува се бяла утайка, разтворима в наситен разтвор на амониев ацетат или натриев хидроксид.

PbSO 4  + 4 NaOH
Na 2 + Na 2 SO 4

Със стронциеви соли - образуване на бяла утайка, неразтворима в киселини (за разлика от сулфитите).

ТАКА 4 2 - + Sr 2+
SrSO 4 

Методика : Добавете 4-5 капки концентриран разтвор на стронциев хлорид към 4-5 капки от анализирания разтвор, образува се бяла утайка.

С калциеви соли - образуването на игловидни кристали от гипс CaSO 4  2H 2 O.

SO 4 2- + Ca 2+ + 2H 2 O
CaSO 4  2H 2 O

Методология: Поставете капка от тестовия разтвор и калциева сол върху предметно стъкло и леко го подсушете. Получените кристали се изследват под микроскоп.

Количествен анализ.

Перманганатометрия.

Определяне на масовата част на желязото в проба от сол на Мор (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O чрез перманганатометричен метод

(опция за директно титруване)

Определянето се основава на окислението на желязо (II) от калиев перманганат до желязо (III).

10 FeSO 4 + 2 KMnO 4 + 8Н 2 ТАКА 4 = 5 Fe 2 (ТАКА 4 ) 3 + 2 MnSO 4 +К 2 ТАКА 4 + 8Н 2 О

M (Fe) = 55,85 g/mol

Методология: Точната претеглена част от солта на Mohr, необходима за приготвяне на 100 cm 3 от 0,1 M разтвор на сол на Mohr, се прехвърля количествено в мерителна колба от 100 cm 3, разтворена в малко количество дестилирана вода, след пълно разтваряне, коригирана до марката с вода и се смесва. Аликвотна част от получения разтвор (индивидуално задание) се поставя в колба за титруване, добавя се равен обем разредена сярна киселина (1:5) и бавно се титрува с разтвор на калиев перманганат, докато разтворът стане леко розов, стабилен за 30 секунди.

Приложение.

Използва се в производството мастило;

При боядисване (за оцветяване вълнав черно);

За запазване на дървесина.

Референции.

Лури Ю.Ю. Наръчник по аналитична химия.

Москва, 1972;

Методически указания "Инструментални методи за анализ", Перм, 2004 г.;

Методически указания “Качествен химичен анализ”, Перм, 2003 г.;

Методически указания "Количествен химичен анализ", Перм, 2004 г.;

Рабинович В.А., Хавин З.Я. Кратък химичен справочник, Ленинград, 1991;

"Голяма съветска енциклопедия";

Желязото е елемент от страничната подгрупа на осма група от четвъртия период на периодичната система на химичните елементи на Д. И. Менделеев с атомен номер 26. Означава се със символа Fe (лат. Ferrum). Един от най-често срещаните метали в земната кора (на второ място след алуминия). Метал със средна активност, редуциращ агент.

Основни степени на окисление - +2, +3

Простото вещество желязо е ковък сребристобял метал с висока химическа реактивност: желязото бързо корозира при високи температури или висока влажност на въздуха. Желязото гори в чист кислород, а във фино диспергирано състояние спонтанно се запалва във въздуха.



Химични свойства на просто вещество - желязо:

1) Във въздуха желязото лесно се окислява в присъствието на влага (ръждясва):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Нагорещена желязна тел гори в кислород, образувайки скала - железен оксид (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

3Fe+2O 2 →(Fe II Fe 2 III)O 4 (160 °C)

2) При високи температури (700–900°C) желязото реагира с водна пара:

3Fe + 4H 2 O – t° → Fe 3 O 4 + 4H 2

3) Желязото реагира с неметали при нагряване:

2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °C)

Fe + S – t° → FeS (600 °C)

Fe+2S → Fe +2 (S 2 -1) (700°C)

4) В серията на напрежението той е отляво на водорода, реагира с разредени киселини HCl и H 2 SO 4 и се образуват железни (II) соли и се отделя водород:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (реакциите се провеждат без достъп на въздух, в противен случай Fe +2 постепенно се превръща от кислород в Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (разреден) → FeSO 4 + H 2

В концентрираните окислителни киселини желязото се разтваря само при нагряване и веднага се превръща в катион Fe 3+:

2Fe + 6H 2 SO 4 (конц.) – t° → Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO 3 (конц.) – t° → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

(в студена, концентрирана азотна и сярна киселина пасивирам



Железен пирон, потопен в синкав разтвор на меден сулфат, постепенно се покрива с покритие от червена метална мед.

5) Желязото измества металите, разположени вдясно от него, от разтворите на техните соли.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Амфотерните свойства на желязото се проявяват само в концентрирани алкали по време на кипене:

Fe + 2NaOH (50%) + 2H 2 O= Na 2 ↓+ H 2

и се образува утайка от натриев тетрахидроксоферат(II).

Технически хардуер- сплави на желязо и въглерод: чугунът съдържа 2,06-6,67% С, стомана 0,02-2,06% С, често присъстват други естествени примеси (S, P, Si) и изкуствено въведени специални добавки (Mn, Ni, Cr), което придава на железните сплави технически полезни свойства - твърдост, термична и корозионна устойчивост, ковкост и др. . .

Процес на производство на чугун в доменна пещ

Процесът на доменна пещ за производство на чугун се състои от следните етапи:

а) подготовка (изпичане) на сулфидни и карбонатни руди - превръщане в оксидна руда:

FeS 2 → Fe 2 O 3 (O 2800°C, -SO 2) FeCO 3 → Fe 2 O 3 (O 2 500-600°C, -CO 2)

б) изгаряне на кокс с горещ взрив:

C (кокс) + O 2 (въздух) → CO 2 (600-700 ° C) CO 2 + C (кокс) ⇌ 2 CO (700-1000 ° C)

в) редукция на оксидна руда с въглероден оксид CO последователно:

Fe2O3 →(CO)(Fe II Fe 2 III) O 4 →(CO) FeO →(CO) Fe

г) карбуризация на желязо (до 6,67% С) и топене на чугун:

Fe (t ) →(В(кокс)900-1200°C) Fe (течност) (чугун, точка на топене 1145°C)

Чугунът винаги съдържа цементит Fe 2 C и графит под формата на зърна.

Производство на стомана

Превръщането на чугун в стомана се извършва в специални пещи (конверторни, отворени, електрически), които се различават по метода на нагряване; температура на процеса 1700-2000 °C. Издухването на обогатен с кислород въздух води до изгаряне на излишния въглерод, както и на сяра, фосфор и силиций под формата на оксиди от чугуна. В този случай оксидите или се улавят под формата на отработени газове (CO 2, SO 2), или се свързват в лесно отделима шлака - смес от Ca 3 (PO 4) 2 и CaSiO 3. За производството на специални стомани в пещта се въвеждат легиращи добавки от други метали.

разпискачисто желязо в промишлеността - електролиза на разтвор на железни соли, например:

FeСl 2 → Fe↓ + Сl 2 (90°С) (електролиза)

(има и други специални методи, включително редукция на железни оксиди с водород).

Чистото желязо се използва в производството на специални сплави, в производството на сърцевини на електромагнити и трансформатори, чугун - в производството на отливки и стомана, стомана - като конструкционни и инструментални материали, включително устойчиви на износване, топлина и корозия такива.

Железен(II) оксид Е EO . Амфотерен оксид със силно преобладаване на основни свойства. Черен, има йонна структура Fe 2+ O 2-. При нагряване първо се разлага и след това се образува отново. Не се образува при изгаряне на желязото на въздух. Не реагира с вода. Разлага се с киселини, стопява се с основи. Бавно се окислява във влажен въздух. Редуциран от водород и кокс. Участва в доменния процес на топене на желязо. Използва се като компонент на керамика и минерални бои. Уравнения на най-важните реакции:

4FeO ⇌(Fe II Fe 2 III) + Fe (560-700 °C, 900-1000 °C)

FeO + 2HC1 (разреден) = FeC1 2 + H 2 O

FeO + 4HNO 3 (конц.) = Fe(NO 3) 3 +NO 2 + 2H 2 O

FeO + 4NaOH = 2H 2 O + На 4ЕдО3 (червено.) триоксоферат(II)(400-500 °C)

FeO + H 2 = H 2 O + Fe (изключително чист) (350°C)

FeO + C (кокс) = Fe + CO (над 1000 °C)

FeO + CO = Fe + CO 2 (900°C)

4FeO + 2H 2 O (влага) + O 2 (въздух) → 4FeO(OH) (t)

6FeO + O 2 = 2(Fe II Fe 2 III) O 4 (300-500°C)

разписка V лаборатории: термично разлагане на съединения на желязо (II) без достъп на въздух:

Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 °C)

FeCO3 = FeO + CO 2 (490-550 °C)

Дижелезен(III) оксид - желязо( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Двоен оксид. Черно, има йонна структура Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Термично стабилен при високи температури. Не реагира с вода. Разлага се с киселини. Редуциран с водород, горещо желязо. Участва в доменния процес на производство на чугун. Използва се като компонент на минерални бои ( червено олово), керамика, цветен цимент. Продукт от специално окисляване на повърхността на стоманени продукти ( почерняване, посиняване). Съставът съответства на кафява ръжда и тъмен нагар върху желязото. Не се препоръчва използването на брутната формула Fe 3 O 4. Уравнения на най-важните реакции:

2(Fe II Fe 2 III)O 4 = 6FeO + O 2 (над 1538 °C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8HC1 (разр.) = FeС1 2 + 2FeС1 3 + 4Н 2 O

(Fe II Fe 2 III) O 4 +10HNO 3 (конц.) = 3Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O

(Fe II Fe 2 III) O 4 + O 2 (въздух) = 6 Fe 2 O 3 (450-600 ° C)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 4H 2 = 4H 2 O + 3Fe (изключително чист, 1000 °C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + CO = 3 FeO + CO 2 (500-800°C)

(Fe II Fe 2 III)O4 + Fe ⇌4FeO (900-1000 °C, 560-700 °C)

разписка:изгаряне на желязо (виж) във въздуха.

магнетит.

Железен(III) оксид Е e 2 O 3 . Амфотерен оксид с преобладаващи основни свойства. Червено-кафяв, има йонна структура (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Термично стабилен до високи температури. Не се образува при изгаряне на желязото на въздух. Не реагира с вода, кафявият аморфен хидрат Fe 2 O 3 nH 2 O се утаява от разтвора. Реагира бавно с киселини и основи. Редуцирано от въглероден окис, разтопено желязо. Слива се с оксиди на други метали и образува двойни оксиди - шпинели(техническите продукти се наричат ​​ферити). Използва се като суровина при топенето на чугун в процеса на доменни пещи, катализатор при производството на амоняк, компонент на керамика, цветни цименти и минерални бои, при термитно заваряване на стоманени конструкции, като носител на звук и изображение върху магнитни ленти, като полиращ агент за стомана и стъкло.

Уравнения на най-важните реакции:

6Fe 2 O 3 = 4(Fe II Fe 2 III)O 4 +O 2 (1200-1300 °C)

Fe 2 O 3 + 6НС1 (разл.) →2FeС1 3 + ЗН 2 O (t) (600°С,р)

Fe 2 O 3 + 2NaOH (конц.) → H 2 O+ 2 НАЕдО 2 (червен)диоксоферат(III)

Fe 2 O 3 + MO=(M II Fe 2 II I)O 4 (M=Cu, Mn, Fe, Ni, Zn)

Fe 2 O 3 + ZN 2 = ZN 2 O+ 2Fe (изключително чист, 1050-1100 °C)

Fe 2 O 3 + Fe = 3FeO (900 °C)

3Fe 2 O 3 + CO = 2(Fe II Fe 2 III)O 4 + CO 2 (400-600 °C)

разпискав лабораторията - термично разлагане на соли на желязо (III) във въздуха:

Fe 2 (SO 4) 3 = Fe 2 O 3 + 3SO 3 (500-700 °C)

4(Fe(NO 3) 3 9 H 2 O) = 2Fe a O 3 + 12NO 2 + 3O 2 + 36H 2 O (600-700 °C)

В природата - руди от железен оксид хематит Fe 2 O 3 и лимонит Fe 2 O 3 nH 2 O

Железен(II) хидроксид Е e(OH)2. Амфотерен хидроксид с преобладаващи основни свойства. Бели (понякога със зеленикав оттенък), Fe-OH връзките са предимно ковалентни. Термично нестабилен. Лесно се окислява на въздух, особено когато е мокър (потъмнява). Неразтворим във вода. Реагира с разредени киселини и концентрирани алкали. Типичен редуктор. Междинен продукт при ръждясването на желязото. Използва се при производството на активната маса на желязо-никелови батерии.

Уравнения на най-важните реакции:

Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 °C, atm.N 2)

Fe(OH) 2 + 2HC1 (разреден) = FeC1 2 + 2H 2 O

Fe(OH) 2 + 2NaOH (> 50%) = Na 2 ↓ (синьо-зелен) (кипещ)

4Fe(OH) 2 (суспензия) + O 2 (въздух) → 4FeO(OH)↓ + 2H 2 O (t)

2Fe(OH) 2 (суспензия) +H 2 O 2 (разреден) = 2FeO(OH)↓ + 2H 2 O

Fe(OH) 2 + KNO 3 (конц.) = FeO(OH)↓ + NO+ KOH (60 °C)

разписка: утаяване от разтвор с основи или амонячен хидрат в инертна атмосфера:

Fe 2+ + 2OH (разреден) = Еe(OH) 2 ↓

Fe 2+ + 2(NH3H2O) = Еe(OH) 2 ↓+ 2NH 4

Железен метахидроксид Е еО(ОН). Амфотерен хидроксид с преобладаващи основни свойства. Светлокафявите, Fe - O и Fe - OH връзки са предимно ковалентни. При нагряване се разлага, без да се топи. Неразтворим във вода. Утаява се от разтвора под формата на кафяв аморфен полихидрат Fe 2 O 3 nH 2 O, който при задържане в разреден алкален разтвор или при изсушаване се превръща в FeO (OH). Реагира с киселини и твърди основи. Слаб окислител и редуциращ агент. Спечен с Fe(OH) 2. Междинен продукт при ръждясването на желязото. Използва се като основа за жълти минерални бои и емайллакове, абсорбер на отпадъчни газове и катализатор в органичния синтез.

Съединението със състав Fe(OH)3 е неизвестно (не е получено).

Уравнения на най-важните реакции:

Fe 2 O 3 . nH 2 O→( 200-250 °C, —з 2 О) FeO(OH)→( 560-700° C на въздух, -H2O)→ Fe 2 O 3

FeO(OH) + ZNS1 (разреден) = FeC1 3 + 2H 2 O

FeO(OH)→ Fe 2 О 3 . nH 2 О-колоид(NaOH (конц.))

FeO(OH)→ На 3 [Еe(OH)6]бяло, Na 5 и K 4 съответно; и в двата случая се утаява син продукт със същия състав и структура, KFe III. В лабораторията тази утайка се нарича пруско синьо, или търнбул синьо:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Химични наименования на изходните реагенти и реакционни продукти:

K 3 Fe III - калиев хексацианоферат (III)

K 4 Fe III - калиев хексацианоферат (II)

КFe III - желязо (III) калиев хексацианоферат (II)

В допълнение, добър реагент за Fe 3+ йони е тиоцианатният йон NСS -, желязото (III) се комбинира с него и се появява яркочервен („кървав“) цвят:

Fe 3+ + 6NCS - = 3-

Този реагент (например под формата на KNCS сол) може дори да открие следи от желязо (III) в чешмяната вода, ако премине през железни тръби, покрити с ръжда отвътре.