DEFINITION

Eisen- Element der achten Gruppe der vierten Periode des Periodensystems der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev.

Und die Volumenzahl ist 26. Das Symbol ist Fe (lateinisch „ferrum“). Eines der häufigsten Metalle in der Erdkruste (Platz zwei nach Aluminium).

Physikalische Eigenschaften von Eisen

Eisen ist ein graues Metall. In reiner Form ist es recht weich, formbar und zähflüssig. Die elektronische Konfiguration des äußeren Energieniveaus ist 3d 6 4s 2. Eisen weist in seinen Verbindungen die Oxidationsstufen „+2“ und „+3“ auf. Der Schmelzpunkt von Eisen liegt bei 1539 °C. Eisen bildet zwei kristalline Modifikationen: α- und γ-Eisen. Der erste von ihnen hat ein kubisch-raumzentriertes Gitter, der zweite ein kubisch-flächenzentriertes Gitter. α-Eisen ist in zwei Temperaturbereichen thermodynamisch stabil: unter 912 °C und von 1394 °C bis zum Schmelzpunkt. Zwischen 912 und 1394 °C ist γ-Eisen stabil.

Die mechanischen Eigenschaften von Eisen hängen von seiner Reinheit ab – dem Gehalt selbst sehr geringer Mengen anderer Elemente. Festes Eisen hat die Fähigkeit, viele Elemente in sich aufzulösen.

Chemische Eigenschaften von Eisen

In feuchter Luft rostet Eisen schnell, d.h. bedeckt mit einer braunen Schicht aus hydratisiertem Eisenoxid, die aufgrund ihrer Bröckeligkeit das Eisen nicht vor weiterer Oxidation schützt. Im Wasser korrodiert Eisen stark; Bei reichlichem Zugang zu Sauerstoff entstehen Hydratformen von Eisen(III)-oxid:

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

Bei Sauerstoffmangel oder erschwertem Zugang entsteht Mischoxid (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2.

Eisen löst sich in Salzsäure beliebiger Konzentration:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2.

Die Auflösung in verdünnter Schwefelsäure erfolgt auf ähnliche Weise:

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

In konzentrierten Schwefelsäurelösungen wird Eisen zu Eisen(III) oxidiert:

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

In Schwefelsäure, deren Konzentration nahezu 100 % beträgt, wird Eisen jedoch passiv und es findet praktisch keine Wechselwirkung statt. Eisen löst sich in verdünnten und mäßig konzentrierten Salpetersäurelösungen:

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

Bei hohen Salpetersäurekonzentrationen verlangsamt sich die Auflösung und Eisen wird passiv.

Eisen reagiert wie andere Metalle mit einfachen Stoffen. Beim Erhitzen kommt es zu Reaktionen zwischen Eisen und Halogenen (unabhängig von der Art des Halogens). Die Wechselwirkung von Eisen mit Brom erfolgt bei erhöhtem Dampfdruck des letzteren:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3;

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

Die Wechselwirkung von Eisen mit Schwefel (Pulver), Stickstoff und Phosphor findet auch beim Erhitzen statt:

6Fe + N 2 = 2Fe 3 N;

2Fe + P = Fe 2 P;

3Fe + P = Fe 3 P.

Eisen kann mit Nichtmetallen wie Kohlenstoff und Silizium reagieren:

3Fe + C = Fe 3 C;

Unter den Wechselwirkungsreaktionen von Eisen mit komplexen Stoffen spielen folgende Reaktionen eine besondere Rolle: Eisen ist in der Lage, Metalle, die in der Aktivitätsreihe rechts davon stehen, aus Salzlösungen (1) zu reduzieren und Eisen(III)-Verbindungen zu reduzieren ( 2):

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

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

Eisen reagiert bei erhöhtem Druck mit einem nicht salzbildenden Oxid – CO, unter Bildung von Substanzen komplexer Zusammensetzung – Carbonylen – Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 und Fe 3 (CO) 12.

Eisen ist in Abwesenheit von Verunreinigungen in Wasser und verdünnten Alkalilösungen stabil.

Eisen bekommen

Die Hauptmethode zur Gewinnung von Eisen ist die Gewinnung von Eisenerz (Hämatit, Magnetit) oder die Elektrolyse von Lösungen seiner Salze (in diesem Fall wird „reines“ Eisen gewonnen, d. h. Eisen ohne Verunreinigungen).

Beispiele für Problemlösungen

BEISPIEL 1

Übung

10 g schweres Eisenzunder Fe 3 O 4 wurde zunächst mit 150 ml Salzsäurelösung (Dichte 1,1 g/ml) mit einem Massenanteil an Chlorwasserstoff von 20 % behandelt und anschließend der resultierenden Lösung überschüssiges Eisen zugesetzt. Bestimmen Sie die Zusammensetzung der Lösung (in Gew.-%).

Lösung

Schreiben wir die Reaktionsgleichungen entsprechend den Bedingungen des Problems: 8HCl + Fe 3 O 4 = FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O (1); 2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 (2). Wenn Sie die Dichte und das Volumen einer Salzsäurelösung kennen, können Sie ihre Masse ermitteln: m sol (HCl) = V(HCl) × ρ (HCl); m Sol (HCl) = 150×1,1 = 165 g. Berechnen wir die Masse von Chlorwasserstoff: m(HCl) = m sol (HCl) ×ω(HCl)/100 %; m(HCl) = 165×20 %/100 % = 33 g. Molmasse (Masse eines Mols) von Salzsäure, berechnet anhand der Tabelle der chemischen Elemente von D.I. Mendelejew – 36,5 g/mol. Lassen Sie uns die Menge an Chlorwasserstoff ermitteln: v(HCl) = m(HCl)/M(HCl); v(HCl) = 33/36,5 = 0,904 mol. Molmasse (Masse eines Mols) der Skala, berechnet anhand der Tabelle der chemischen Elemente von D.I. Mendelejew – 232 g/mol. Lassen Sie uns die Menge an Schuppensubstanz ermitteln: v(Fe 3 O 4) = 10/232 = 0,043 mol. Nach Gleichung 1 ist v(HCl): v(Fe 3 O 4) = 1:8, also v(HCl) = 8 v(Fe 3 O 4) = 0,344 mol. Dann wird die durch die Gleichung berechnete Menge an Chlorwasserstoff (0,344 Mol) geringer sein als die in der Problemstellung angegebene Menge (0,904 Mol). Daher ist Salzsäure im Überschuss vorhanden und es kommt zu einer weiteren Reaktion: Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 (3). Lassen Sie uns die Menge an Eisenchlorid bestimmen, die als Ergebnis der ersten Reaktion entsteht (wir verwenden Indizes, um eine bestimmte Reaktion zu bezeichnen): v 1 (FeCl 2):v(Fe 2 O 3) = 1:1 = 0,043 mol; v 1 (FeCl 3):v(Fe 2 O 3) = 2:1; v 1 (FeCl 3) = 2 × v (Fe 2 O 3) = 0,086 mol. Bestimmen wir die Menge an Chlorwasserstoff, die in Reaktion 1 nicht reagiert hat, und die Menge an Eisen(II)-chlorid, die während Reaktion 3 gebildet wurde: 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. Bestimmen wir die Menge der bei Reaktion 2 gebildeten FeCl 2 -Substanz, die Gesamtmenge der FeCl 2 -Substanz und ihre Masse: 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 Summe (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 sum (FeCl 2) × M(FeCl 2) = 0,452 × 127 = 57,404 g. Bestimmen wir die Stoffmenge und die Eisenmasse, die in die Reaktionen 2 und 3 eingegangen sind: v 2 (Fe): v 2 (FeCl 3) = 1:2; v 2 (Fe) = 1/2× v 2 (FeCl 3) = 0,043 mol; v 3 (Fe): v rem (HCl) = 1:2; v 3 (Fe) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 mol; v sum (Fe) = v 2 (Fe) + v 3 (Fe) = 0,043+0,28 = 0,323 mol; m(Fe) = v sum (Fe) ×M(Fe) = 0,323 ×56 = 18,088 g. Berechnen wir die Stoffmenge und die Masse des in Reaktion 3 freigesetzten Wasserstoffs: v(H 2) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 mol; m(H 2) = v(H 2) ×M(H 2) = 0,28 × 2 = 0,56 g. Wir bestimmen die Masse der resultierenden Lösung m’ sol und den Massenanteil von FeCl 2 darin: m’ sol = m sol (HCl) + m(Fe 3 O 4) + m(Fe) – m(H 2);

• Bezeichnung - Fe (Eisen);
• Zeitraum - IV;
• Gruppe - 8 (VIII);
• Atommasse - 55,845;
• Ordnungszahl - 26;
• Atomradius = 126 pm;
• Kovalenter Radius = 117 pm;
• Elektronenverteilung - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 ;
• Schmelztemperatur = 1535°C;
• Siedepunkt = 2750°C;
• Elektronegativität (nach Pauling/nach Alpred und Rochow) = 1,83/1,64;
• Oxidationsstufe: +8, +6, +4, +3, +2, +1, 0;
• Dichte (Anzahl) = 7,874 g/cm3;
• Molvolumen = 7,1 cm 3 /mol.

Eisenverbindungen:

Eisen ist nach Aluminium das am häufigsten vorkommende Metall in der Erdkruste (5,1 Massen-%).

Auf der Erde kommt freies Eisen in geringen Mengen in Form von Nuggets sowie in heruntergefallenen Meteoriten vor.

Industriell wird Eisen aus Eisenerzvorkommen aus eisenhaltigen Mineralien abgebaut: magnetisches, rotes, braunes Eisenerz.

Es sollte gesagt werden, dass Eisen in vielen natürlichen Mineralien enthalten ist und ihnen ihre natürliche Farbe verleiht. Die Farbe von Mineralien hängt von der Konzentration und dem Verhältnis der Eisenionen Fe 2+ /Fe 3+ sowie von den diese Ionen umgebenden Atomen ab. Beispielsweise beeinflusst das Vorhandensein von Eisenionenverunreinigungen die Farbe vieler Edel- und Halbedelsteine: Topase (von Hellgelb bis Rot), Saphire (von Blau bis Dunkelblau), Aquamarine (von Hellblau bis Grünblau), usw.

Eisen kommt im Gewebe von Tieren und Pflanzen vor; im Körper eines Erwachsenen sind beispielsweise etwa 5 g Eisen vorhanden. Eisen ist ein lebenswichtiges Element; es ist Teil des Hämoglobinproteins und am Transport von Sauerstoff von der Lunge zu Geweben und Zellen beteiligt. Bei einem Eisenmangel im menschlichen Körper entsteht eine Blutarmut (Eisenmangelanämie).

Reis. Struktur des Eisenatoms.

Die elektronische Konfiguration des Eisenatoms ist 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 (siehe Elektronische Struktur von Atomen). An der Bildung chemischer Bindungen mit anderen Elementen können 2 Elektronen auf der äußeren 4s-Ebene + 6 Elektronen der 3d-Unterebene (insgesamt 8 Elektronen) beteiligt sein, daher kann Eisen in Verbindungen die Oxidationsstufen +8, +6 annehmen. +4, +3, +2, +1, (am häufigsten sind +3, +2). Eisen hat eine durchschnittliche chemische Aktivität.

Reis. Eisenoxidationsstufen: +2, +3.

Physikalische Eigenschaften von Eisen:

• silberweißes Metall;
• in seiner reinen Form ist es ziemlich weich und plastisch;
• hat eine gute thermische und elektrische Leitfähigkeit.

Eisen existiert in Form von vier Modifikationen (sie unterscheiden sich in der Struktur des Kristallgitters): α-Eisen; β-Eisen; γ-Eisen; δ-Eisen.

Chemische Eigenschaften von Eisen

• reagiert mit Sauerstoff, je nach Temperatur und Sauerstoffkonzentration können verschiedene Produkte oder ein Gemisch aus Eisenoxidationsprodukten (FeO, Fe 2 O 3, Fe 3 O 4) entstehen:
  3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4;
• Eisenoxidation bei niedrigen Temperaturen:
  4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3;
• reagiert mit Wasserdampf:
  3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2;
• Fein zerkleinertes Eisen reagiert beim Erhitzen mit Schwefel und Chlor (Eisensulfid und -chlorid):
  Fe + S = FeS; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3;
• reagiert bei hohen Temperaturen mit Silizium, Kohlenstoff, Phosphor:
  3Fe + C = Fe 3 C;
• Eisen kann mit anderen Metallen und Nichtmetallen Legierungen bilden;
• Eisen verdrängt weniger aktive Metalle aus ihren Salzen:
  Fe + CuCl 2 = FeCl 2 + Cu;
• Mit verdünnten Säuren wirkt Eisen als Reduktionsmittel und bildet Salze:
  Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2;
• Eisen bildet mit verdünnter Salpetersäure je nach Konzentration verschiedene Säurereduktionsprodukte (N 2, N 2 O, NO 2).

Gewinnung und Verwendung von Eisen

Es wird Industrieeisen gewonnen schmelzen Gusseisen und Stahl.

Gusseisen ist eine Eisenlegierung mit Verunreinigungen aus Silizium, Mangan, Schwefel, Phosphor und Kohlenstoff. Der Kohlenstoffgehalt in Gusseisen übersteigt 2 % (in Stahl weniger als 2 %).

Reines Eisen wird gewonnen:

• in Sauerstoffkonvertern aus Gusseisen;
• Reduktion von Eisenoxiden mit Wasserstoff und zweiwertigem Kohlenmonoxid;
• Elektrolyse der entsprechenden Salze.

Gusseisen wird aus Eisenerzen durch Reduktion von Eisenoxiden gewonnen. Die Eisenverhüttung erfolgt in Hochöfen. Koks wird als Wärmequelle in einem Hochofen verwendet.

Ein Hochofen ist ein sehr komplexes technisches Bauwerk mit einer Höhe von mehreren zehn Metern. Es ist mit feuerfesten Steinen ausgekleidet und durch ein äußeres Stahlgehäuse geschützt. Ab 2013 wurde der größte Hochofen Südkoreas vom Stahlunternehmen POSCO im Gwangyang Metallurgical Plant gebaut (das Ofenvolumen nach der Modernisierung betrug 6.000 Kubikmeter bei einer Jahreskapazität von 5.700.000 Tonnen).

Reis. Hochofen.

Der Prozess des Schmelzens von Gusseisen in einem Hochofen dauert mehrere Jahrzehnte ununterbrochen, bis der Ofen sein Ende erreicht.

Reis. Der Prozess des Schmelzens von Eisen in einem Hochofen.

• angereicherte Erze (magnetisches, rotes, braunes Eisenerz) und Koks werden durch die Oberseite des Hochofens gegossen;
• Prozesse der Reduktion von Eisen aus Erz unter dem Einfluss von Kohlenmonoxid (II) finden im mittleren Teil des Hochofens (Bergwerks) bei einer Temperatur von 450-1100 °C statt (Eisenoxide werden zu Metall reduziert):
  • 450–500 °C – 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2 ;
  • 600°C – Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2 ;
  • 800°C - FeO + CO = Fe + CO 2 ;
  • Ein Teil des zweiwertigen Eisenoxids wird durch Koks reduziert: FeO + C = Fe + CO.
• Parallel dazu findet der Prozess der Reduktion von Silizium- und Manganoxiden (im Eisenerz in Form von Verunreinigungen enthalten) statt; Silizium und Mangan sind Bestandteile des schmelzenden Eisens:
  • SiO 2 + 2C = Si + 2CO;
  • Mn 2 O 3 + 3C = 2Mn + 3CO.
• Bei der thermischen Zersetzung von Kalkstein (Einbringung in einen Hochofen) entsteht Calciumoxid, das mit den im Erz enthaltenen Silizium- und Aluminiumoxiden reagiert:
  • CaCO 3 = CaO + CO 2;
  • CaO + SiO 2 = CaSiO 3;
  • CaO + Al 2 O 3 = Ca(AlO 2) 2.
• bei 1100°C stoppt der Prozess der Eisenreduktion;
• Unter dem Schacht befindet sich Dampf, der breiteste Teil des Hochofens, unter dem sich eine Schulter befindet, in der Koks ausbrennt und flüssige Schmelzprodukte entstehen – Gusseisen und Schlacke, die sich ganz unten im Ofen – der Schmiede – ansammeln ;
• Im oberen Teil des Herdes findet bei einer Temperatur von 1500°C eine intensive Verbrennung von Koks in einem Blasluftstrom statt: C + O 2 = CO 2 ;
• Durch den heißen Koks wird Kohlenmonoxid (IV) in Kohlenmonoxid (II) umgewandelt, das ein Reduktionsmittel für Eisen ist (siehe oben): CO 2 + C = 2CO;
• Schlacken aus Silikaten und Calciumalumosilikaten befinden sich über dem Gusseisen und schützen es vor der Einwirkung von Sauerstoff.
• durch spezielle Löcher auf verschiedenen Ebenen des Herdes werden Gusseisen und Schlacke abgeführt;
• Der Großteil des Gusseisens wird für die Weiterverarbeitung – die Stahlverhüttung – verwendet.

Stahl wird aus Gusseisen und Altmetall im Konverterverfahren (das Verfahren am offenen Herd ist bereits veraltet, wird aber immer noch angewendet) oder durch elektrisches Schmelzen (in Elektroöfen, Induktionsöfen) erschmolzen. Der Kern des Prozesses (Gusseisenverarbeitung) besteht darin, die Konzentration von Kohlenstoff und anderen Verunreinigungen durch Oxidation mit Sauerstoff zu reduzieren.

Wie oben erwähnt, überschreitet die Kohlenstoffkonzentration in Stahl nicht mehr als 2 %. Dadurch lässt sich Stahl im Gegensatz zu Gusseisen recht leicht schmieden und walzen, wodurch sich daraus vielfältige Produkte mit hoher Härte und Festigkeit herstellen lassen.

Die Härte von Stahl hängt vom Kohlenstoffgehalt (je mehr Kohlenstoff, desto härter der Stahl) in einer bestimmten Stahlsorte und den Wärmebehandlungsbedingungen ab. Beim Anlassen (langsames Abkühlen) wird der Stahl weich; Beim Abschrecken (schnelles Abkühlen) wird der Stahl sehr hart.

Um dem Stahl die erforderlichen spezifischen Eigenschaften zu verleihen, werden ihm Legierungszusätze zugesetzt: Chrom, Nickel, Silizium, Molybdän, Vanadium, Mangan usw.

Gusseisen und Stahl sind in den allermeisten Sektoren der Volkswirtschaft die wichtigsten Konstruktionsmaterialien.

Biologische Rolle von Eisen:

• der erwachsene menschliche Körper enthält etwa 5 g Eisen;
• Eisen spielt eine wichtige Rolle bei der Funktion blutbildender Organe;
• Eisen ist Bestandteil vieler komplexer Proteinkomplexe (Hämoglobin, Myoglobin, verschiedene Enzyme).

Der menschliche Körper enthält etwa 5 g Eisen, der größte Teil davon (70 %) ist Teil des Bluthämoglobins.

Physikalische Eigenschaften

Im freien Zustand ist Eisen ein silberweißes Metall mit einer gräulichen Tönung. Reines Eisen ist duktil und hat ferromagnetische Eigenschaften. In der Praxis werden meist Eisenlegierungen – Gusseisen und Stahl – verwendet.

Fe ist das wichtigste und am häufigsten vorkommende Element der neun D-Metalle der Gruppe VIII-Untergruppe. Zusammen mit Kobalt und Nickel bildet es die „Eisenfamilie“.

Bei der Bildung von Verbindungen mit anderen Elementen werden häufig 2 oder 3 Elektronen benötigt (B = II, III).

Eisen weist, wie fast alle d-Elemente der Gruppe VIII, keine der Gruppennummer entsprechende höhere Wertigkeit auf. Seine maximale Wertigkeit erreicht VI und kommt äußerst selten vor.

Die typischsten Verbindungen sind solche, in denen sich die Fe-Atome in den Oxidationsstufen +2 und +3 befinden.

Methoden zur Eisengewinnung

1. Technisches Eisen (legiert mit Kohlenstoff und anderen Verunreinigungen) wird durch carbothermische Reduktion seiner natürlichen Verbindungen nach folgendem Schema gewonnen:

Die Erholung erfolgt schrittweise in drei Phasen:

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

Das dabei entstehende Gusseisen enthält mehr als 2 % Kohlenstoff. Anschließend wird aus Gusseisen Stahl hergestellt – Eisenlegierungen mit weniger als 1,5 % Kohlenstoff.

2. Sehr reines Eisen wird auf eine der folgenden Arten gewonnen:

a) Zersetzung von Fe-Pentacarbonyl

Fe(CO) 5 = Fe + 5СО

b) Reduktion von reinem FeO mit Wasserstoff

FeO + H 2 = Fe + H 2 O

c) Elektrolyse wässriger Lösungen von Fe +2-Salzen

FeC 2 O 4 = Fe + 2CO 2

Eisen(II)oxalat

Chemische Eigenschaften

Fe ist ein Metall mittlerer Aktivität und weist allgemeine, für Metalle charakteristische Eigenschaften auf.

Ein einzigartiges Merkmal ist die Fähigkeit, in feuchter Luft zu „rosten“:

In Abwesenheit von Feuchtigkeit und trockener Luft beginnt Eisen erst bei T > 150°C merklich zu reagieren; Beim Kalzinieren entsteht „Eisenzunder“ Fe 3 O 4:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

Ohne Sauerstoff löst sich Eisen nicht in Wasser. Bei sehr hohen Temperaturen reagiert Fe mit Wasserdampf und verdrängt dabei Wasserstoff aus Wassermolekülen:

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

Der Mechanismus des Rostens ist elektrochemische Korrosion. Das Rostprodukt wird in vereinfachter Form dargestellt. Tatsächlich bildet sich eine lockere Schicht aus einer Mischung von Oxiden und Hydroxiden unterschiedlicher Zusammensetzung. Im Gegensatz zum Al 2 O 3 -Film schützt diese Schicht Eisen nicht vor weiterer Zerstörung.

Arten von Korrosion

Eisen vor Korrosion schützen

1. Wechselwirkung mit Halogenen und Schwefel bei hohen Temperaturen.

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

2Fe + 3F 2 = 2FeF 3

Fe + I 2 = FeI 2

Es entstehen Verbindungen, bei denen der ionische Bindungstyp vorherrscht.

2. Wechselwirkung mit Phosphor, Kohlenstoff, Silizium (Eisen verbindet sich nicht direkt mit N2 und H2, sondern löst diese auf).

Fe + P = Fe x P y

Fe + C = Fe x C y

Fe + Si = Fe x Si y

Es entstehen Stoffe unterschiedlicher Zusammensetzung, wie zum Beispiel Berthollide (bei den Verbindungen überwiegt der kovalente Charakter der Bindung)

3. Wechselwirkung mit „nicht oxidierenden“ Säuren (HCl, H 2 SO 4 verd.)

Fe 0 + 2H + → Fe 2+ + H 2

Da sich Fe in der Aktivitätsreihe links von Wasserstoff befindet (E° Fe/Fe 2+ = -0,44 V), ist es in der Lage, H 2 aus gewöhnlichen Säuren zu verdrängen.

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

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

4. Wechselwirkung mit „oxidierenden“ Säuren (HNO 3, H 2 SO 4 konz.)

Fe 0 - 3e - → Fe 3+

Konzentriertes HNO 3 und H 2 SO 4 „passivieren“ Eisen, sodass sich das Metall bei normalen Temperaturen nicht darin auflöst. Bei starker Erwärmung erfolgt eine langsame Auflösung (ohne Freisetzung von H 2).

Im Bereich HNO 3 Eisen löst sich auf, geht in Form von Fe 3+-Kationen in Lösung und das Säureanion wird zu NO* reduziert:

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

Sehr gut löslich in einer Mischung aus HCl und HNO 3

5. Beziehung zu Alkalien

Fe löst sich nicht in wässrigen Alkalilösungen. Es reagiert nur bei sehr hohen Temperaturen mit geschmolzenen Alkalien.

6. Wechselwirkung mit Salzen weniger aktiver Metalle

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

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

7. Reaktion mit gasförmigem Kohlenmonoxid (t = 200°C, P)

Fe (Pulver) + 5CO (g) = Fe 0 (CO) 5 Eisenpentacarbonyl

Fe(III)-Verbindungen

Fe 2 O 3 - Eisen(III)-oxid.

Rotbraunes Pulver, n. R. in H 2 O. In der Natur - „rotes Eisenerz“.

Methoden zur Beschaffung:

1) Zersetzung von Eisen(III)-hydroxid

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

2) Pyritbrennen

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

3) Nitratzersetzung

Chemische Eigenschaften

Fe 2 O 3 ist ein basisches Oxid mit Anzeichen von Amphoterität.

I. Die Haupteigenschaften manifestieren sich in der Fähigkeit, mit Säuren zu reagieren:

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. Schwache Säureeigenschaften. Fe 2 O 3 löst sich nicht in wässrigen Alkalilösungen, aber wenn es mit festen Oxiden, Alkalien und Carbonaten verschmolzen wird, bilden sich Ferrite:

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 - Rohstoff für die Eisenproduktion in der Metallurgie:

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

Fe(OH) 3 – Eisen(III)-hydroxid

Methoden zur Beschaffung:

Erhalten durch Einwirkung von Alkalien auf lösliche Fe 3+-Salze:

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

Zum Zeitpunkt der Herstellung ist Fe(OH) 3 ein rotbrauner, schleimig-amorpher Bodensatz.

Fe(III)-hydroxid entsteht auch bei der Oxidation von Fe und Fe(OH) 2 in feuchter Luft:

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

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

Fe(III)-hydroxid ist das Endprodukt der Hydrolyse von Fe 3+-Salzen.

Chemische Eigenschaften

Fe(OH) 3 ist eine sehr schwache Base (viel schwächer als Fe(OH) 2). Zeigt spürbare saure Eigenschaften. Somit hat Fe(OH) 3 einen amphoteren Charakter:

1) Reaktionen mit Säuren treten leicht auf:

2) frischer Niederschlag von Fe(OH) 3 löst sich in heißer konz. Lösungen von KOH oder NaOH unter Bildung von Hydroxokomplexen:

Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3

In einer alkalischen Lösung kann Fe(OH) 3 zu Ferraten (Salze der Eisensäure H 2 FeO 4, die nicht im freien Zustand freigesetzt werden) oxidiert werden:

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

Fe 3+ Salze

Die praktisch wichtigsten sind: Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe(NO 3) 3, Fe(SCN) 3, K 3 4 - gelbes Blutsalz = Fe 4 3 Preußischblau (dunkelblauer Niederschlag)

b) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 Thiocyanat Fe(III) (Blutrotlösung)

Formel:

Eisen(II)sulfat, Eisensulfat, FeSO 4 – Salz der Schwefelsäure und 2-wertiges Eisen. Härte - 2.

In der Chemie wird Eisensulfat als kristallines Hydrat bezeichnet. Eisen(II)sulfat. Die Kristalle sind hellgrün. Es wird in der Textilindustrie, in der Landwirtschaft als Insektizid und zur Herstellung von Mineralfarben eingesetzt.

Natürliches Analogon - Mineral Melanterit; In der Natur kommt es in Kristallen des monoklinoedrischen Systems mit grün-gelber Farbe in Form von Schlieren oder Ablagerungen vor.

Molmasse: 151,91 g/mol

Dichte: 1,8-1,9 g/cm³

Schmelztemperatur: 400 °C

Löslichkeit in Wasser: 25,6 g/100 ml

Eisensulfat wird bei Temperaturen von 1,82 °C bis 56,8 °C aus wässrigen Lösungen in Form hellgrüner Kristalle FeSO 4 · 7H 2 O freigesetzt, die als Eisensulfat (kristallines Hydrat) bezeichnet werden. Löst sich in 100 g Wasser: 26,6 g wasserfreies FeSO 4 bei 20 °C und 54,4 g bei 56 °C.

Lösungen von Eisensulfat unter dem Einfluss von Luftsauerstoff oxidieren mit der Zeit und verwandeln sich in Eisen(III)sulfat:

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

Beim Erhitzen über 480 °C zersetzt es sich:

2FeSO 4 → Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3

Quittung.

Eisensulfat kann durch Einwirkung von verdünnter Schwefelsäure auf Eisenschrott, Dachblechspäne usw. hergestellt werden. In der Industrie fällt es als Nebenprodukt beim Beizen verdünnter H 2 SO 4 -Eisenbleche, Drähte usw. an Kalk entfernen.

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

Eine weitere Methode ist das oxidative Rösten von Pyrit:

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

Qualitative Analyse.

Analytische Reaktionen für Eisenkation (II).

1. Mit Kaliumhexacyanoferrat(III) K 3 unter Bildung eines dunkelblauen Niederschlags von Kaliumeisen(II)hexacyanoferrat(III) („Turnbooleblau“), der in Säuren unlöslich ist und sich mit Alkalien unter Bildung von Fe(OH) 3 (HF) zersetzt.

FeSO 4 + K 3 KFe + K 2 SO 4

Der optimale pH-Wert für die Reaktion liegt bei 2-3. Die Reaktion ist fraktioniert und hochempfindlich. Hohe Konzentrationen von Fe 3+ stören.

2. Mit Ammoniumsulfid (NH 4 ) 2 S unter Bildung eines schwarzen Niederschlags, der in starken Säuren (HF) löslich ist.

FeSO 4 + (NH 4) 2 S
FeS + (NH 4) 2 SO 4

3.2. Analytische Reaktionen für Sulfationen.

1. Mit Gruppenreagenz BaCl 2 + CaCl 2 oder BaCl 2 (GF).

Die fraktionierte Entdeckung des Sulfations erfolgt in einer sauren Umgebung, die den störenden Einfluss von CO 3 2-, PO 4 3- usw. eliminiert, und durch Kochen der Testlösung mit 6 mol/dm 3 HCl zur Entfernung von S 2 -, SO 3 2 - , S 2 O 3 2- Ionen, die elementaren Schwefel bilden können, dessen Niederschlag mit dem BaSO 4-Niederschlag verwechselt werden kann. Der BaSO 4 -Niederschlag ist in der Lage, mit KMnO 4 isomorphe Kristalle zu bilden und rosa zu werden (die Spezifität der Reaktion nimmt zu).

Methodik Durchführen der Reaktion in Gegenwart von 0,002 mol/dm 3 KMnO 4 .

Zu 3–5 Tropfen der Testlösung gleiche Volumina einer Lösung aus Kaliumpermanganat, Bariumchlorid und Salzsäure hinzufügen und 2–3 Minuten lang kräftig mischen. Absetzen lassen und, ohne den Niederschlag von der Lösung zu trennen, 1-2 Tropfen einer 3%igen H 2 O 2-Lösung hinzufügen, mischen und zentrifugieren. Der Niederschlag sollte rosa bleiben und die Lösung über dem Niederschlag sollte farblos werden.

2. Mit Bleiacetat.

ALSO 4 2- + Pb 2+
PbSO 4 

Methodik : zu 2 cm 3 Sulfatlösung 0,5 cm 3 verdünnte Salzsäure und 0,5 cm 3 Bleiacetatlösung hinzufügen; Es bildet sich ein weißer Niederschlag, der in einer gesättigten Lösung von Ammoniumacetat oder Natriumhydroxid löslich ist.

PbSO 4  + 4 NaOH
Na 2 + Na 2 SO 4

Bei Strontiumsalzen kommt es zur Bildung eines weißen Niederschlags, der in Säuren unlöslich ist (im Gegensatz zu Sulfiten).

ALSO 4 2 - + Sr 2+
SrSO 4 

Methodik : 4-5 Tropfen einer konzentrierten Strontiumchloridlösung zu 4-5 Tropfen der analysierten Lösung hinzufügen, es bildet sich ein weißer Niederschlag.

Mit Calciumsalzen - Bildung nadelförmiger Gipskristalle CaSO 4  2H 2 O.

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

Methodik: Geben Sie einen Tropfen der Testlösung und des Calciumsalzes auf einen Objektträger und trocknen Sie ihn leicht ab. Die resultierenden Kristalle werden unter einem Mikroskop untersucht.

Quantitative Analyse.

Permanganatometrie.

Bestimmung des Massenanteils von Eisen in einer Probe des Mohrschen Salzes (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O nach der permanganatometrischen Methode

(Direkte Titrationsoption)

Die Bestimmung basiert auf der Oxidation von Eisen(II) durch Kaliumpermanganat zu Eisen(III).

10 FeSO 4 + 2 KMnO 4 + 8H 2 ALSO 4 = 5 Fe 2 (ALSO 4 ) 3 + 2 MnSO 4 +K 2 ALSO 4 + 8H 2 Ö

M (Fe) = 55,85 g/mol

Methodik: Die exakt abgewogene Portion Mohr-Salz, die zur Herstellung von 100 cm 3 einer 0,1 M Lösung von Mohr-Salz erforderlich ist, wird quantitativ in einen 100 cm 3-Messkolben überführt, in einer kleinen Menge destilliertem Wasser gelöst und nach vollständiger Auflösung mit auf die Marke gebracht Wasser und gemischt. Ein Aliquot der resultierenden Lösung (Einzelzuordnung) wird in einen Titrierkolben gegeben, mit einem gleichen Volumen verdünnter Schwefelsäure (1:5) versetzt und langsam mit einer Kaliumpermanganatlösung titriert, bis sich die Lösung leicht rosa färbt, stabil für 30 Sekunden.

Anwendung.

Wird in der Produktion verwendet Tinte;

Beim Färben (zum Färben wolle in Schwarz);

Zum Konservieren von Holz.

Referenzliste.

Lurie Yu.Yu. Handbuch der Analytischen Chemie. Moskau, 1972;

Methodische Anleitung „Instrumentelle Analysemethoden“, Perm, 2004;

Methodische Anleitung „Qualitative chemische Analyse“, Perm, 2003;

Methodische Anleitung „Quantitative chemische Analyse“, Perm, 2004;

Rabinovich V.A., Khavin Z.Ya. Kurzes chemisches Nachschlagewerk, Leningrad, 1991;

„Große sowjetische Enzyklopädie“;

Eisen ist ein Element der Nebenuntergruppe der achten Gruppe der vierten Periode des Periodensystems der chemischen Elemente von D. I. Mendelejew mit der Ordnungszahl 26. Es wird mit dem Symbol Fe (lat. Ferrum) bezeichnet. Eines der häufigsten Metalle in der Erdkruste (Platz zwei nach Aluminium). Metall mittlerer Aktivität, Reduktionsmittel.

Hauptoxidationsstufen - +2, +3

Der einfache Stoff Eisen ist ein formbares silberweißes Metall mit hoher chemischer Reaktivität: Eisen korrodiert bei hohen Temperaturen oder hoher Luftfeuchtigkeit schnell. Eisen brennt in reinem Sauerstoff und entzündet sich in fein verteiltem Zustand spontan an der Luft.

Chemische Eigenschaften einer einfachen Substanz – Eisen:



Rosten und Brennen unter Sauerstoff

1) An der Luft oxidiert Eisen in Gegenwart von Feuchtigkeit leicht (Rost):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Heißer Eisendraht verbrennt in Sauerstoff und bildet Zunder – Eisenoxid (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

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

2) Bei hohen Temperaturen (700–900 °C) reagiert Eisen mit Wasserdampf:

3Fe + 4H 2 O – t° → Fe 3 O 4 + 4H 2

3) Eisen reagiert beim Erhitzen mit Nichtmetallen:

2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °C)

Fe + S – t° → FeS (600 °C)

Fe+2S → Fe +2 (S 2 -1) (700°C)

4) In der Spannungsreihe steht es links von Wasserstoff, reagiert mit verdünnten Säuren HCl und H 2 SO 4, es bilden sich Eisen(II)-Salze und Wasserstoff wird freigesetzt:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (Reaktionen werden ohne Luftzugang durchgeführt, sonst wird Fe +2 durch Sauerstoff allmählich in Fe +3 umgewandelt)

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

In konzentrierten oxidierenden Säuren löst sich Eisen nur beim Erhitzen und wandelt sich sofort in das Kation Fe 3+ um:

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

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

(in der Kälte konzentrierte Salpeter- und Schwefelsäure passivieren



Ein in eine bläuliche Kupfersulfatlösung getauchter Eisennagel wird nach und nach mit einer Schicht aus rotem metallischem Kupfer überzogen.

5) Eisen verdrängt rechts davon befindliche Metalle aus Lösungen ihrer Salze.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Die amphoteren Eigenschaften von Eisen treten nur in konzentrierten Alkalien beim Kochen auf:

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

und es bildet sich ein Niederschlag von Natriumtetrahydroxoferrat(II).

Technische Hardware- Legierungen aus Eisen und Kohlenstoff: Gusseisen enthält 2,06-6,67 % C, Stahl 0,02–2,06 % C, andere natürliche Verunreinigungen (S, P, Si) und künstlich eingebrachte Spezialzusätze (Mn, Ni, Cr) sind häufig vorhanden, was Eisenlegierungen technisch nützliche Eigenschaften verleiht – Härte, Wärme- und Korrosionsbeständigkeit, Formbarkeit usw . .

Verfahren zur Herstellung von Hochofeneisen

Der Hochofenprozess zur Herstellung von Gusseisen besteht aus folgenden Schritten:

a) Aufbereitung (Röstung) von Sulfid- und Karbonaterzen – Umwandlung in Oxiderz:

FeS 2 →Fe 2 O 3 (O 2.800°C, -SO 2) FeCO 3 →Fe 2 O 3 (O 2.500-600°C, -CO 2)

b) Verbrennung von Koks mit Heißwind:

C (Koks) + O 2 (Luft) → CO 2 (600–700 ° C) CO 2 + C (Koks) ⇌ 2 CO (700–1000 ° C)

c) Reduktion von Oxiderz mit Kohlenmonoxid CO nacheinander:

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

d) Aufkohlung von Eisen (bis 6,67 % C) und Schmelzen von Gusseisen:

Fe (t ) →(C(Koks)900-1200°C) Fe (flüssig) (Gusseisen, Schmelzpunkt 1145°С)

Gusseisen enthält immer Zementit Fe 2 C und Graphit in Form von Körnern.

Stahlproduktion

Die Umwandlung von Gusseisen in Stahl erfolgt in speziellen Öfen (Konverter, Herd, Elektro), die sich in der Heizmethode unterscheiden; Prozesstemperatur 1700-2000 °C. Das Einblasen von mit Sauerstoff angereicherter Luft führt zum Ausbrennen von überschüssigem Kohlenstoff sowie von Schwefel, Phosphor und Silizium in Form von Oxiden aus dem Gusseisen. Dabei werden die Oxide entweder in Form von Abgasen (CO 2, SO 2) aufgefangen oder in einer leicht abtrennbaren Schlacke gebunden – einer Mischung aus Ca 3 (PO 4) 2 und CaSiO 3. Zur Herstellung von Spezialstählen werden Legierungszusätze anderer Metalle in den Ofen eingebracht.

Quittung reines Eisen in der Industrie – Elektrolyse einer Lösung von Eisensalzen, zum Beispiel:

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

(Es gibt weitere spezielle Methoden, darunter die Reduktion von Eisenoxiden mit Wasserstoff).

Reines Eisen wird bei der Herstellung von Speziallegierungen, bei der Herstellung von Kernen von Elektromagneten und Transformatoren, Gusseisen – bei der Herstellung von Gussteilen und Stahl, Stahl – als Konstruktions- und Werkzeugmaterialien, einschließlich verschleiß-, hitze- und korrosionsbeständiger Materialien, verwendet Einsen.

Eisen(II)-oxid F EO . Ein amphoteres Oxid mit einem hohen Anteil an basischen Eigenschaften. Schwarz, hat die Ionenstruktur Fe 2+ O 2- . Beim Erhitzen zersetzt es sich zunächst und bildet sich dann wieder neu. Es entsteht nicht, wenn Eisen an der Luft verbrennt. Reagiert nicht mit Wasser. Zersetzt sich mit Säuren, verschmilzt mit Laugen. In feuchter Luft oxidiert es langsam. Reduziert durch Wasserstoff und Koks. Beteiligt sich am Hochofenprozess der Eisenverhüttung. Es wird als Bestandteil von Keramik- und Mineralfarben verwendet. Gleichungen der wichtigsten Reaktionen:

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

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

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

FeO + 4NaOH = 2H 2 O + Neine 4FeÖ3(rot.) Trioxoferrat(II)(400-500 °C)

FeO + H 2 =H 2 O + Fe (extra rein) (350°C)

FeO + C (Koks) = Fe + CO (über 1000 °C)

FeO + CO = Fe + CO 2 (900°C)

4FeO + 2H 2 O (Feuchtigkeit) + O 2 (Luft) →4FeO(OH) (t)

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

Quittung V Labore: thermische Zersetzung von Eisen(II)-Verbindungen ohne Luftzugang:

Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 °C)

FeCO3 = FeO + CO 2 (490-550 °C)

Dieisen(III)-oxid - Eisen( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Doppeloxid. Schwarz hat die Ionenstruktur Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Thermisch stabil bis zu hohen Temperaturen. Reagiert nicht mit Wasser. Zersetzt sich mit Säuren. Reduziert durch Wasserstoff, heißes Eisen. Beteiligt sich am Hochofenprozess der Gusseisenproduktion. Wird als Bestandteil von Mineralfarben verwendet ( Eisenblei), Keramik, farbiger Zement. Produkt einer speziellen Oxidation der Oberfläche von Stahlprodukten ( Schwärzung, Bläuung). Die Zusammensetzung entspricht braunem Rost und dunklem Zunder auf Eisen. Die Verwendung der Bruttoformel Fe 3 O 4 wird nicht empfohlen. Gleichungen der wichtigsten Reaktionen:

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

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8НС1 (verd.) = FeС1 2 + 2FeС1 3 + 4Н 2 O

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

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

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 4H 2 = 4H 2 O + 3Fe (extra rein, 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)

Quittung: Verbrennung von Eisen (siehe) in der Luft.

Magnetit.

Eisen(III)-oxid F e 2 O 3 . Amphoteres Oxid mit überwiegend basischen Eigenschaften. Rotbraun, hat eine ionische Struktur (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Thermisch stabil bis zu hohen Temperaturen. Es entsteht nicht, wenn Eisen an der Luft verbrennt. Reagiert nicht mit Wasser, aus der Lösung fällt braunes amorphes Hydrat Fe 2 O 3 nH 2 O aus. Reagiert langsam mit Säuren und Laugen. Reduziert durch Kohlenmonoxid, geschmolzenes Eisen. Verschmilzt mit Oxiden anderer Metalle und bildet Doppeloxide - Spinelle(Technische Produkte werden Ferrite genannt). Es wird als Rohstoff beim Schmelzen von Gusseisen im Hochofenprozess, als Katalysator bei der Ammoniakherstellung, als Bestandteil von Keramik, Farbzementen und Mineralfarben, beim Thermitschweißen von Stahlkonstruktionen sowie als Schallträger verwendet und Bild auf Magnetbändern, als Poliermittel für Stahl und Glas.

Gleichungen der wichtigsten Reaktionen:

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

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

Fe 2 O 3 + 2NaOH (konz.) →H 2 O+ 2 NAFeÖ 2 (Rot)Dioxoferrat(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 (extra rein, 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)

Quittung im Labor – thermische Zersetzung von Eisen(III)-Salzen an der Luft:

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)

In der Natur - Eisenoxiderze Hematit Fe 2 O 3 und Limonit Fe 2 O 3 nH 2 O

Eisen(II)-hydroxid F e(OH) 2 . Amphoteres Hydroxid mit überwiegend basischen Eigenschaften. Fe-OH-Bindungen sind weiß (manchmal mit einem grünlichen Farbton) und überwiegend kovalent. Thermisch instabil. Oxidiert leicht an der Luft, besonders wenn es nass ist (es wird dunkler). Nicht in Wasser löslich. Reagiert mit verdünnten Säuren und konzentrierten Laugen. Typischer Reduzierer. Ein Zwischenprodukt beim Rosten von Eisen. Es wird bei der Herstellung der aktiven Masse von Eisen-Nickel-Batterien verwendet.

Gleichungen der wichtigsten Reaktionen:

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

Fe(OH) 2 + 2HC1 (verd.) = FeC1 2 + 2H 2 O

Fe(OH) 2 + 2NaOH (> 50%) = Na 2 ↓ (blaugrün) (siedend)

4Fe(OH) 2 (Suspension) + O 2 (Luft) →4FeO(OH)↓ + 2H 2 O (t)

2Fe(OH) 2 (Suspension) + H 2 O 2 (verdünnt) = 2FeO(OH)↓ + 2H 2 O

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

Quittung: Fällung aus Lösung mit Alkalien oder Ammoniakhydrat in einer inerten Atmosphäre:

Fe 2+ + 2OH (verd.) = Fe(OH) 2 ↓

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

Eisenmetahydroxid F eO(OH). Amphoteres Hydroxid mit überwiegend basischen Eigenschaften. Hellbraune Fe-O- und Fe-OH-Bindungen sind überwiegend kovalent. Beim Erhitzen zersetzt es sich, ohne zu schmelzen. Nicht in Wasser löslich. Fällt aus der Lösung in Form eines braunen amorphen Polyhydrats Fe 2 O 3 nH 2 O aus, das sich, wenn es unter einer verdünnten alkalischen Lösung gehalten wird oder beim Trocknen aufbewahrt wird, in FeO(OH) umwandelt. Reagiert mit Säuren und festen Laugen. Schwaches Oxidations- und Reduktionsmittel. Gesintert mit Fe(OH) 2. Ein Zwischenprodukt beim Rosten von Eisen. Es wird als Basis für gelbe Mineralfarben und Emails, als Absorber für Abgase und als Katalysator in der organischen Synthese verwendet.

Die Verbindung der Zusammensetzung Fe(OH) 3 ist unbekannt (nicht erhalten).

Gleichungen der wichtigsten Reaktionen:

Fe 2 O 3 . nH 2 O→( 200-250 °C, —H 2 Ö) FeO(OH)→( 560-700° C in Luft, -H2O)→Fe 2 O 3

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

FeO(OH)→ Fe 2 Ö 3 . nH 2 Ö-Kolloid(NaOH (konz.))

FeO(OH)→ Nein 3 [Fe(OH) 6 ]Weiß, Na 5 bzw. K 4; in beiden Fällen fällt ein blaues Produkt gleicher Zusammensetzung und Struktur, KFe III, aus. Im Labor nennt man diesen Niederschlag Preußischblau, oder Turnbull blau:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Chemische Namen der Ausgangsreagenzien und Reaktionsprodukte:

K 3 Fe III - Kaliumhexacyanoferrat (III)

K 4 Fe III – Kaliumhexacyanoferrat (II)

КFe III - Eisen (III) Kaliumhexacyanoferrat (II)

Darüber hinaus ist das Thiocyanat-Ion NСS - ein gutes Reagens für Fe 3+-Ionen, Eisen (III) verbindet sich damit und es entsteht eine leuchtend rote („blutige“) Farbe:

Fe 3+ + 6NCS - = 3-

Dieses Reagenz (z. B. in Form von KNCS-Salz) kann sogar Spuren von Eisen (III) im Leitungswasser nachweisen, wenn es durch innen verrostete Eisenrohre fließt.