DEFINICIJA

Željezo- element osme skupine četvrte periode periodnog sustava kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva.

A broj volumena je 26. Simbol je Fe (latinski “ferrum”). Jedan od najčešćih metala u zemljinoj kori (drugo mjesto nakon aluminija).

Fizikalna svojstva željeza

Željezo je metal sive boje. U svom čistom obliku prilično je mekan, savitljiv i viskozan. Elektronska konfiguracija vanjske energetske razine je 3d 6 4s 2. U svojim spojevima željezo pokazuje oksidacijska stanja "+2" i "+3". Talište željeza je 1539C. Željezo tvori dvije kristalne modifikacije: α- i γ-željezo. Prvi od njih ima kubičnu rešetku usredotočenu na tijelo, a drugi ima kubičnu rešetku usredotočenu na lice. α-Željezo je termodinamički stabilno u dva temperaturna područja: ispod 912 i od 1394C do tališta. Između 912 i 1394C γ-željezo je stabilno.

Mehanička svojstva željeza ovise o njegovoj čistoći - sadržaju čak i vrlo malih količina drugih elemenata u njemu. Čvrsto željezo ima sposobnost rastvaranja mnogih elemenata u sebi.

Kemijska svojstva željeza

Na vlažnom zraku željezo brzo rđa, t.j. prekriven smeđim premazom hidratiziranog željeznog oksida koji zbog svoje drobljivosti ne štiti željezo od daljnje oksidacije. U vodi željezo intenzivno korodira; s obilnim pristupom kisiku nastaju hidratni oblici željezovog (III) oksida:

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

S nedostatkom kisika ili teškim pristupom nastaje miješani oksid (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2.

Željezo se otapa u klorovodičnoj kiselini bilo koje koncentracije:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2.

Otapanje u razrijeđenoj sumpornoj kiselini odvija se na sličan način:

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

U koncentriranim otopinama sumporne kiseline željezo se oksidira u željezo (III):

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

Međutim, u sumpornoj kiselini, čija je koncentracija blizu 100%, željezo postaje pasivno i praktički nema interakcije. Željezo se otapa u razrijeđenim i umjereno koncentriranim otopinama dušične kiseline:

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

Pri visokim koncentracijama dušične kiseline otapanje se usporava i željezo postaje pasivno.

Kao i drugi metali, željezo reagira s jednostavnim tvarima. Reakcije između željeza i halogena (bez obzira na vrstu halogena) nastaju zagrijavanjem. Interakcija željeza s bromom događa se pri povećanom tlaku pare potonjeg:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3;

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

Interakcija željeza sa sumporom (prah), dušikom i fosforom također se događa kada se zagrijava:

6Fe + N2 = 2Fe3N;

2Fe + P = Fe 2 P;

3Fe + P = Fe 3 P.

Željezo je sposobno reagirati s nemetalima kao što su ugljik i silicij:

3Fe + C = Fe3C;

Među reakcijama interakcije željeza sa složenim tvarima, sljedeće reakcije igraju posebnu ulogu - željezo je sposobno reducirati metale koji su u nizu aktivnosti desno od njega iz otopina soli (1), reducirati spojeve željeza (III) ( 2):

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

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

Željezo pri povišenom tlaku reagira s oksidom koji ne stvara soli - CO uz stvaranje tvari složenog sastava - karbonila - Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 i Fe 3 (CO) 12.

Željezo je, u odsutnosti nečistoća, stabilno u vodi i u razrijeđenim otopinama lužina.

Dobivanje željeza

Glavni način dobivanja željeza je iz željezne rude (hematit, magnetit) ili elektrolizom otopina njegovih soli (u ovom slučaju se dobiva "čisto" željezo, tj. željezo bez primjesa).

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Vježbajte

Željezna vaga Fe 3 O 4 mase 10 g najprije je obrađena sa 150 ml otopine klorovodične kiseline (gustoće 1,1 g/ml) s masenim udjelom klorovodika 20%, a zatim je u dobivenu otopinu dodan višak željeza. Odredite sastav otopine (u % mase).

Riješenje

Napišimo jednadžbe reakcije prema uvjetima zadatka: 8HCl + Fe3O4 = FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O (1); 2FeCl3 + Fe = 3FeCl2 (2). Znajući gustoću i volumen otopine klorovodične kiseline, možete pronaći njezinu masu: m sol (HCl) = V(HCl) × ρ (HCl); m sol (HCl) = 150×1,1 = 165 g. Izračunajmo masu klorovodika: m(HCl) = m sol (HCl) × ω(HCl)/100%; m(HCl) = 165×20%/100% = 33 g. Molarna masa (masa jednog mola) klorovodične kiseline, izračunata pomoću tablice kemijskih elemenata D.I. Mendeljejev – 36,5 g/mol. Nađimo količinu klorovodika: v(HCl) = m(HCl)/M(HCl); v(HCl) = 33/36,5 = 0,904 mol. Molarna masa (masa jednog mola) ljestvice, izračunata pomoću tablice kemijskih elemenata D.I. Mendeljejev – 232 g/mol. Nađimo količinu tvari kamenca: v(Fe3O4) = 10/232 = 0,043 mol. Prema jednadžbi 1, v(HCl): v(Fe 3 O 4) = 1:8, dakle, v(HCl) = 8 v(Fe 3 O 4) = 0,344 mol. Tada će količina klorovodika izračunata jednadžbom (0,344 mol) biti manja od one navedene u zadatku (0,904 mol). Dakle, klorovodična kiselina je u suvišku i dogodit će se druga reakcija: Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 (3). Odredimo količinu tvari željezovog klorida koja nastaje kao rezultat prve reakcije (indeksima označavamo određenu reakciju): v1 (FeCl2):v(Fe203) = 1:1 = 0,043 mol; vl (FeCl3):v(Fe203) = 2:1; v 1 (FeCl 3) = 2 × v (Fe 2 O 3) = 0,086 mol. Odredimo količinu klorovodika koji nije reagirao u reakciji 1 i količinu željezovog (II) klorida nastalog tijekom reakcije 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. Odredimo količinu tvari FeCl 2 koja nastaje tijekom reakcije 2, ukupnu količinu tvari FeCl 2 i njenu masu: v2 (FeCl3) = v1 (FeCl3) = 0,086 mol; v 2 (FeCl 2): ​​v 2 (FeCl 3) = 3:2; v2 (FeCl2) = 3/2× v2 (FeCl3) = 0,129 mol; v zbroj (FeCl2) = v1 (FeCl2) + v2 (FeCl2) + v3 (FeCl2) = 0,043 + 0,129 + 0,28 = 0,452 mol; m(FeCl 2) = v zbroj (FeCl 2) × M(FeCl 2) = 0,452 × 127 = 57,404 g. Odredimo količinu tvari i masu željeza koja je stupila u reakcije 2 i 3: v2 (Fe): v2 (FeCl3) = 1:2; v 2 (Fe) = 1/2 × v 2 (FeCl 3) = 0,043 mol; v3 (Fe): v rem (HCl) = 1:2; v3 (Fe) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 mol; v zbroj (Fe) = v 2 (Fe) + v 3 (Fe) = 0,043+0,28 = 0,323 mol; m(Fe) = v zbroj (Fe) ×M(Fe) = 0,323 ×56 = 18,088 g. Izračunajmo količinu tvari i masu vodika oslobođenog u reakciji 3: v(H2) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 mol; m(H2) = v(H2) × M(H2) = 0,28 × 2 = 0,56 g. Određujemo masu nastale otopine m’ sol i maseni udio FeCl 2 u njoj: m’ sol = m sol (HCl) + m(Fe 3 O 4) + m(Fe) – m(H 2);

• Oznaka - Fe (željezo);
• Razdoblje - IV;
• Skupina - 8 (VIII);
• Atomska masa - 55.845;
• Atomski broj - 26;
• Atomski polumjer = 126 pm;
• Kovalentni polumjer = 117 pm;
• Distribucija elektrona - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 ;
• temperatura taljenja = 1535°C;
• vrelište = 2750°C;
• Elektronegativnost (prema Paulingu/prema Alpredu i Rochowu) = 1,83/1,64;
• Oksidacijsko stanje: +8, +6, +4, +3, +2, +1, 0;
• Gustoća (br.) = 7,874 g/cm3;
• Molarni volumen = 7,1 cm3/mol.

Spojevi željeza:

Željezo je nakon aluminija najzastupljeniji metal u zemljinoj kori (5,1% po masi).

Na Zemlji se slobodno željezo nalazi u malim količinama u obliku grumena, kao iu palim meteoritima.

Industrijski se željezo vadi iz nalazišta željezne rude od minerala koji sadrže željezo: magnetske, crvene, smeđe željezne rude.

Treba reći da je željezo dio mnogih prirodnih minerala, uzrokujući njihovu prirodnu boju. Boja minerala ovisi o koncentraciji i omjeru iona željeza Fe 2+ /Fe 3+, kao i o atomima koji okružuju te ione. Na primjer, prisutnost nečistoća iona željeza utječe na boju mnogih dragog i poludragog kamenja: topaza (od blijedožute do crvene), safira (od plave do tamnoplave), akvamarina (od svijetloplave do zelenkastoplave), itd.

Željezo se nalazi u tkivima životinja i biljaka, primjerice u tijelu odrasle osobe ima oko 5 g željeza. Željezo je vitalni element, dio je proteina hemoglobina, sudjeluje u transportu kisika od pluća do tkiva i stanica. S nedostatkom željeza u ljudskom tijelu razvija se anemija (anemija nedostatka željeza).

Riža. Struktura atoma željeza.

Elektronska konfiguracija atoma željeza je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 (vidi Elektronička struktura atoma). U formiranju kemijskih veza s drugim elementima mogu sudjelovati 2 elektrona smještena na vanjskoj 4s razini + 6 elektrona 3d podrazine (ukupno 8 elektrona), stoga u spojevima željezo može poprimiti oksidacijska stanja +8, +6, +4, +3, +2, +1, (najčešće su +3, +2). Željezo ima prosječnu kemijsku aktivnost.

Riža. Oksidacijski stupnjevi željeza: +2, +3.

Fizička svojstva željeza:

• srebrno-bijeli metal;
• u svom čistom obliku prilično je mekan i plastičan;
• ima dobru toplinsku i električnu vodljivost.

Željezo postoji u obliku četiri modifikacije (razlikuju se u strukturi kristalne rešetke): α-željezo; β-željezo; γ-željezo; δ-željezo.

Kemijska svojstva željeza

• reagira s kisikom, ovisno o temperaturi i koncentraciji kisika mogu nastati različiti produkti ili mješavina produkata oksidacije željeza (FeO, Fe 2 O 3, Fe 3 O 4):
  3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4;
• oksidacija željeza na niskim temperaturama:
  4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3;
• reagira s vodenom parom:
  3Fe + 4H20 = Fe304 + 4H2;
• fino usitnjeno željezo reagira zagrijavanjem sa sumporom i klorom (željezni sulfid i klorid):
  Fe + S = FeS; 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3;
• na visokim temperaturama reagira sa silicijem, ugljikom, fosforom:
  3Fe + C = Fe3C;
• Željezo može tvoriti legure s drugim metalima i nemetalima;
• željezo istiskuje manje aktivne metale iz njihovih soli:
  Fe + CuCl 2 = FeCl 2 + Cu;
• S razrijeđenim kiselinama, željezo djeluje kao redukcijsko sredstvo, stvarajući soli:
  Fe + 2HCl = FeCl2 + H2;
• s razrijeđenom dušičnom kiselinom željezo stvara različite produkte redukcije kiseline, ovisno o koncentraciji (N 2, N 2 O, NO 2).

Dobivanje i korištenje željeza

Dobiva se industrijsko željezo taljenje lijevanog željeza i čelika.

Lijevano željezo je legura željeza s primjesama silicija, mangana, sumpora, fosfora i ugljika. Sadržaj ugljika u lijevanom željezu prelazi 2% (u čeliku manje od 2%).

Čisto željezo se dobiva:

• u pretvaračima kisika od lijevanog željeza;
• redukcija željeznih oksida vodikom i dvovalentnim ugljikovim monoksidom;
• elektrolizom odgovarajućih soli.

Lijevano željezo dobiva se iz željezne rude redukcijom željeznih oksida. Taljenje željeza provodi se u visokim pećima. Koks se koristi kao izvor topline u visokoj peći.

Visoka peć je vrlo složena tehnička građevina visoka nekoliko desetaka metara. Obložena je vatrostalnom opekom i zaštićena vanjskim čeličnim omotačem. Od 2013. najveća visoka peć izgrađena je u Južnoj Koreji od strane čeličane POSCO u metalurškom pogonu Gwangyang (zapremina peći nakon modernizacije bila je 6.000 kubičnih metara s godišnjim kapacitetom od 5.700.000 tona).

Riža. Visoka peć.

Proces taljenja lijevanog željeza u visokoj peći traje neprekidno nekoliko desetljeća dok peć ne dođe do kraja.

Riža. Proces taljenja željeza u visokoj peći.

• obogaćene rude (magnetna, crvena, smeđa željezna ruda) i koks ulijevaju se kroz vrh visoke peći;
• procesi redukcije željeza iz rude pod utjecajem ugljikovog monoksida (II) odvijaju se u srednjem dijelu visoke peći (rudnika) na temperaturi od 450-1100°C (željezni oksidi se reduciraju u metal):
  • 450-500°C - 3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2;
  • 600°C - Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2;
  • 800°C - FeO + CO = Fe + CO2;
  • dio dvovalentnog željeznog oksida reducira se koksom: FeO + C = Fe + CO.
• Paralelno se odvija proces redukcije oksida silicija i mangana (uključenih u željeznu rudu u obliku nečistoća); silicij i mangan dio su željeza za taljenje:
  • SiO 2 + 2C = Si + 2CO;
  • Mn 2 O 3 + 3C = 2Mn + 3CO.
• Tijekom toplinske razgradnje vapnenca (unesenog u visoku peć) nastaje kalcijev oksid koji reagira sa silicijevim i aluminijevim oksidima sadržanim u rudi:
  • CaCO 3 = CaO + CO 2;
  • CaO + SiO 2 = CaSiO 3;
  • CaO + Al 2 O 3 = Ca(AlO 2) 2.
• na 1100°C prestaje proces redukcije željeza;
• ispod okna nalazi se para, najširi dio visoke peći, ispod kojeg se nalazi rame, u kojem izgara koks i nastaju tekući produkti taljenja - lijevano željezo i troska, koji se nakupljaju na samom dnu peći - kovačnica ;
• U gornjem dijelu ložišta na temperaturi od 1500°C dolazi do intenzivnog izgaranja koksa u struji upuhanog zraka: C + O 2 = CO 2 ;
• prolazeći kroz vrući koks, ugljikov monoksid (IV) pretvara se u ugljikov monoksid (II), koji je redukcijsko sredstvo za željezo (vidi gore): CO 2 + C = 2CO;
• troske formirane od silikata i kalcijevih aluminosilikata nalaze se iznad lijevanog željeza, štiteći ga od djelovanja kisika;
• kroz posebne rupe koje se nalaze na različitim razinama ognjišta ispuštaju se lijevano željezo i troska;
• Najveći dio lijevanog željeza koristi se za daljnju obradu – taljenje čelika.

Čelik se tali od lijevanog željeza i metalnog otpada konverterskom metodom (metoda otvorenog ognjišta je već zastarjela, iako se još uvijek koristi) ili električnim taljenjem (u električnim pećima, indukcijskim pećima). Bit procesa (prerade lijevanog željeza) je smanjenje koncentracije ugljika i drugih nečistoća oksidacijom kisikom.

Kao što je gore spomenuto, koncentracija ugljika u čeliku ne prelazi 2%. Zahvaljujući tome, čelik se, za razliku od lijevanog željeza, može vrlo lako kovati i valjati, što omogućuje izradu različitih proizvoda visoke tvrdoće i čvrstoće.

Tvrdoća čelika ovisi o sadržaju ugljika (što više ugljika, to je čelik tvrđi) u određenoj vrsti čelika i uvjetima toplinske obrade. Tijekom kaljenja (sporo hlađenje) čelik postaje mekan; Kada se kali (brzo hlađenje), čelik postaje vrlo tvrd.

Da bi čelik dobio potrebna specifična svojstva, dodaju mu se aditivi za legiranje: krom, nikal, silicij, molibden, vanadij, mangan itd.

Lijevano željezo i čelik najvažniji su konstrukcijski materijali u velikoj većini sektora nacionalnog gospodarstva.

Biološka uloga željeza:

• tijelo odraslog čovjeka sadrži oko 5 g željeza;
• željezo ima važnu ulogu u funkcioniranju hematopoetskih organa;
• željezo je dio mnogih složenih proteinskih kompleksa (hemoglobin, mioglobin, razni enzimi).

Ljudsko tijelo sadrži oko 5 g željeza, većina (70%) je dio hemoglobina krvi.

Fizička svojstva

U slobodnom stanju željezo je srebrnastobijeli metal sivkaste nijanse. Čisto željezo je duktilno i ima feromagnetska svojstva. U praksi se obično koriste legure željeza - lijevano željezo i čelik.

Fe je najvažniji i najobilniji element od devet d-metala VIII podskupine. Zajedno s kobaltom i niklom čini "obitelj željeza".

Pri stvaranju spojeva s drugim elementima često koristi 2 ili 3 elektrona (B = II, III).

Željezo, poput gotovo svih d-elemenata VIII skupine, ne pokazuje višu valenciju jednaku broju skupine. Njegova maksimalna valencija doseže VI i pojavljuje se izuzetno rijetko.

Najtipičniji spojevi su oni u kojima su atomi Fe u oksidacijskim stupnjevima +2 i +3.

Metode dobivanja željeza

1. Tehničko željezo (legirano ugljikom i drugim nečistoćama) dobiva se karbotermičkom redukcijom njegovih prirodnih spojeva prema sljedećoj shemi:

Oporavak se odvija postupno, u 3 faze:

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

Lijevano željezo koje nastaje ovim procesom sadrži više od 2% ugljika. Nakon toga, lijevano željezo se koristi za proizvodnju čelika - legure željeza koje sadrže manje od 1,5% ugljika.

2. Vrlo čisto željezo dobiva se na jedan od sljedećih načina:

a) razgradnja Fe pentakarbonila

Fe(CO) 5 = Fe + 5SO

b) redukcija čistog FeO vodikom

FeO + H 2 = Fe + H 2 O

c) elektroliza vodenih otopina Fe +2 soli

FeC 2 O 4 = Fe + 2CO 2

željezov(II) oksalat

Kemijska svojstva

Fe je metal srednje aktivnosti i pokazuje opća svojstva karakteristična za metale.

Jedinstvena značajka je sposobnost "hrđanja" u vlažnom zraku:

U nedostatku vlage sa suhim zrakom željezo počinje osjetno reagirati tek pri T > 150°C; nakon kalcinacije nastaje "željezni kamenac" Fe 3 O 4:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

Željezo se ne otapa u vodi u nedostatku kisika. Na vrlo visokim temperaturama, Fe reagira s vodenom parom, istiskujući vodik iz molekula vode:

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

Mehanizam hrđanja je elektrokemijska korozija. Proizvod hrđe predstavljen je u pojednostavljenom obliku. Zapravo nastaje rahli sloj mješavine oksida i hidroksida promjenjivog sastava. Za razliku od Al 2 O 3 filma, ovaj sloj ne štiti željezo od daljnjeg uništenja.

Vrste korozije

Zaštita željeza od korozije

1. Interakcija s halogenima i sumporom na visokim temperaturama.

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

2Fe + 3F 2 = 2FeF 3

Fe + I 2 = FeI 2

Nastaju spojevi u kojima prevladava ionski tip veze.

2. Interakcija s fosforom, ugljikom, silicijem (željezo se ne spaja izravno s N2 i H2, već ih otapa).

Fe + P = Fe x P y

Fe + C = Fe x C y

Fe + Si = Fe x Si y

Nastaju tvari promjenjivog sastava, kao što su bertolidi (u spojevima prevladava kovalentna priroda veze)

3. Interakcija s "neoksidirajućim" kiselinama (HCl, H 2 SO 4 dil.)

Fe 0 + 2H + → Fe 2+ + H 2

Budući da se Fe nalazi u nizu aktivnosti lijevo od vodika (E° Fe/Fe 2+ = -0,44 V), ono može istisnuti H 2 iz običnih kiselina.

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

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

4. Interakcija s "oksidirajućim" kiselinama (HNO 3, H 2 SO 4 konc.)

Fe 0 - 3e - → Fe 3+

Koncentrirani HNO 3 i H 2 SO 4 "pasiraju" željezo, pa se na običnim temperaturama metal u njima ne otapa. S jakim zagrijavanjem dolazi do sporog otapanja (bez oslobađanja H 2).

U odjeljku HNO 3 željezo se otapa, prelazi u otopinu u obliku Fe 3+ kationa i kiselinski anion se reducira u NO*:

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

Vrlo topiv u smjesi HCl i HNO3

5. Odnos prema alkalijama

Fe se ne otapa u vodenim otopinama lužina. S rastaljenim alkalijama reagira samo na vrlo visokim temperaturama.

6. Interakcija sa solima manje aktivnih metala

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

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

7. Reakcija s plinovitim ugljikovim monoksidom (t = 200°C, P)

Fe (prah) + 5CO (g) = Fe 0 (CO) 5 željezo pentakarbonil

Fe(III) spojevi

Fe 2 O 3 - željezov (III) oksid.

Crveno-smeđi prah, n. R. u H 2 O. U prirodi - “crvena željezna ruda”.

Metode dobivanja:

1) razgradnja željezovog (III) hidroksida

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2) pečenje pirita

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

3) razgradnja nitrata

Kemijska svojstva

Fe 2 O 3 je bazični oksid sa znakovima amfoternosti.

I. Glavna svojstva očituju se u sposobnosti reakcije s kiselinama:

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

Fe2O3 + 6HCI = 2FeCI3 + 3H2O

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

II. Slaba svojstva kiselina. Fe 2 O 3 se ne otapa u vodenim otopinama alkalija, ali kada se stopi s čvrstim oksidima, alkalijama i karbonatima, nastaju feriti:

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 - sirovina za proizvodnju željeza u metalurgiji:

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

Fe(OH) 3 - željezov (III) hidroksid

Metode dobivanja:

Dobiva se djelovanjem lužina na topive soli Fe 3+:

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

U trenutku priprave Fe(OH) 3 je crveno-smeđi sluzavo-amorfni sediment.

Fe(III) hidroksid nastaje i tijekom oksidacije Fe i Fe(OH) 2 u vlažnom zraku:

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

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

Fe(III) hidroksid je krajnji produkt hidrolize Fe 3+ soli.

Kemijska svojstva

Fe(OH) 3 je vrlo slaba baza (puno slabija od Fe(OH) 2). Pokazuje zamjetna kisela svojstva. Dakle, Fe(OH) 3 ima amfoteran karakter:

1) reakcije s kiselinama odvijaju se lako:

2) svježi talog Fe(OH) 3 otapa se u vrućoj konc. otopine KOH ili NaOH uz stvaranje hidrokso kompleksa:

Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3

U alkalnoj otopini Fe (OH) 3 može se oksidirati u ferate (soli željezne kiseline H 2 FeO 4 koje se ne oslobađaju u slobodnom stanju):

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

Fe 3+ soli

Praktično najvažniji su: Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe(NO 3) 3, Fe(SCN) 3, K 3 4 - žuta krvna sol = Fe 4 3 prusko plavo (tamnoplavi talog)

b) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 tiocijanat Fe(III) (krvavo crvena otopina)

Formula:

Željezo(II) sulfat, željezo(II) sulfat, FeSO 4 - sol sumporne kiseline i 2-valentnog željeza. Tvrdoća - 2.

U kemiji se željezni sulfat naziva kristalni hidrat. željezo(II) sulfat. Kristali su svijetlozeleni. Koristi se u tekstilnoj industriji, u poljoprivredi kao insekticid, te za pripremu mineralnih boja.

Prirodni analog - mineral melanterit; u prirodi se nalazi u kristalima monoklinoedarskog sustava, zelenožute boje, u obliku mrlja ili naslaga.

Molekulska masa: 151,91 g/mol

Gustoća: 1,8-1,9 g/cm³

Temperatura topljenja: 400 °C

Topivost u vodi: 25,6 g/100 ml

Željezni sulfat se oslobađa na temperaturama od 1,82 °C do 56,8 °C iz vodenih otopina u obliku svijetlozelenih kristala FeSO 4 · 7H 2 O, nazvanih željezni sulfat (kristalinični hidrat). Otapa se u 100 g vode: 26,6 g bezvodnog FeSO 4 na 20 °C i 54,4 g na 56 °C.

Otopine željeznog sulfata pod utjecajem atmosferskog kisika tijekom vremena oksidiraju, pretvarajući se u željezov (III) sulfat:

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

Kada se zagrije iznad 480 °C, razgrađuje se:

2FeSO 4 → Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3

Priznanica.

Željezni sulfat se može dobiti djelovanjem razrijeđene sumporne kiseline na otpadno željezo, otpatke krovnog željeza itd. U industriji se dobiva kao nusproizvod dekapiranjem razrijeđenog H 2 SO 4 željeznog limova, žice itd. ukloniti kamenac.

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

Druga metoda je oksidativno prženje pirita:

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

Kvalitativna analiza.

Analitičke reakcije za željezni kation (II).

1. S kalijevim heksacijanoferatom(III) K 3 uz stvaranje tamnoplavog taloga kalijevog željeznog(II) heksacijanoferata(III) (“Turnboole blue”), netopljivog u kiselinama, koji se razgrađuje s alkalijama u Fe(OH) 3 (HF).

FeSO 4 + K 3 KFe + K 2 SO 4

Optimalna pH vrijednost za reakciju je 2-3. Reakcija je frakcijska, vrlo osjetljiva. Visoke koncentracije Fe 3+ ometaju.

2. S amonijevim sulfidom (NH 4 ) 2 S uz stvaranje crnog taloga, topljivog u jakim kiselinama (HF).

FeSO 4 + (NH4)2S
FeS + (NH 4) 2 SO 4

3.2. Analitičke reakcije za sulfatni ion.

1. Skupnim reagensom BaCl 2 + CaCl 2 ili BaCl 2 (GF).

Frakcijsko otkrivanje sulfatnog iona provodi se u kiseloj sredini, čime se eliminira ometajući utjecaj CO 3 2-, PO 4 3- itd., te kuhanjem ispitne otopine sa 6 mol/dm 3 HCl kako bi se uklonio S 2 -, SO 3 2 - , S 2 O 3 2- ione, koji mogu tvoriti elementarni sumpor, čiji se talog može zamijeniti s talogom BaSO 4 . Talog BaSO 4 je sposoban formirati izomorfne kristale s KMnO 4 i postati ružičast (povećava se specifičnost reakcije).

Metodologija izvođenje reakcije u prisutnosti 0,002 mol/dm 3 KMnO 4 .

Dodajte jednake količine otopina kalijevog permanganata, barijevog klorida i klorovodične kiseline u 3-5 kapi ispitivane otopine i snažno miješajte 2-3 minute. Pustiti da se slegne i, bez odvajanja taloga od otopine, dodati 1-2 kapi 3% otopine H 2 O 2, promiješati i centrifugirati. Talog treba ostati ružičast, a otopina iznad taloga mora postati bezbojna.

2. S olovnim acetatom.

TAKO 4 2- + Pb 2+
PbSO 4 

Metodologija : na 2 cm 3 otopine sulfata dodajte 0,5 cm 3 razrijeđene klorovodične kiseline i 0,5 cm 3 otopine olovnog acetata; nastaje bijeli talog topiv u zasićenoj otopini amonijevog acetata ili natrijevog hidroksida.

PbSO 4  + 4 NaOH
Na 2 + Na 2 SO 4

Sa solima stroncija - stvaranje bijelog taloga, netopljivog u kiselinama (za razliku od sulfita).

TAKO 4 2 - + Sr 2+
SrSO 4 

Metodologija : Dodati 4-5 kapi koncentrirane otopine stroncijeva klorida u 4-5 kapi analizirane otopine, nastaje bijeli talog.

S kalcijevim solima - stvaranje igličastih kristala gipsa CaSO 4  2H 2 O.

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

Metodologija: Stavite kap ispitivane otopine i kalcijeve soli na predmetno staklo i lagano ga osušite. Dobiveni kristali se ispituju pod mikroskopom.

Kvantitativna analiza.

Permanganatometrija.

Određivanje masenog udjela željeza u uzorku Mohrove soli (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O permanganatometrijskom metodom.

(opcija izravne titracije)

Određivanje se temelji na oksidaciji željeza(II) kalijevim permanganatom u željezo(III).

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

M (Fe) = 55,85 g/mol

Metodologija: Točan izvagani udio Mohrove soli potreban za pripremu 100 cm 3 0,1 M otopine Mohrove soli kvantitativno se prenese u odmjernu tikvicu od 100 cm 3, otopi u maloj količini destilirane vode, nakon potpunog otapanja, podesi se na oznaku s vode, i miješati. Alikvot dobivene otopine (individualni zadatak) stavi se u titracijsku tikvicu, doda se jednaki volumen razrijeđene sumporne kiseline (1:5) i polako titrira otopinom kalijevog permanganata dok otopina ne postane blago ružičasta, stabilna 30 sekundi.

Primjena.

Koristi se u proizvodnji tinta;

U bojenju (za bojanje vuna u crnom);

Za očuvanje drva.

Bibliografija.

Lurie Yu.Yu. Priručnik za analitičku kemiju. Moskva, 1972.;

Metodološke upute “Instrumentalne metode analize”, Perm, 2004;

Metodološke upute “Kvalitativna kemijska analiza”, Perm, 2003;

Metodološke upute “Kvantitativna kemijska analiza”, Perm, 2004;

Rabinovich V.A., Khavin Z.Ya. Kratki kemijski priručnik, Lenjingrad, 1991.;

"Velika sovjetska enciklopedija";

Željezo je element bočne podskupine osme skupine četvrte periode periodnog sustava kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva s atomskim brojem 26. Označava se simbolom Fe (lat. Ferrum). Jedan od najčešćih metala u zemljinoj kori (drugo mjesto nakon aluminija). Metal srednje aktivnosti, redukcijsko sredstvo.

Glavna oksidacijska stanja - +2, +3

Jednostavna tvar željezo je kovan srebrnobijeli metal visoke kemijske reaktivnosti: željezo brzo korodira na visokim temperaturama ili visokoj vlazi u zraku. Željezo gori u čistom kisiku, au fino raspršenom stanju spontano se zapali na zraku.

Kemijska svojstva jednostavne tvari - željeza:



Rđanje i gorenje u kisiku

1) Na zraku željezo lako oksidira u prisutnosti vlage (hrđa):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Vruća željezna žica gori u kisiku, stvarajući kamenac - željezni oksid (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

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

2) Na visokim temperaturama (700–900°C), željezo reagira s vodenom parom:

3Fe + 4H 2 O – t° → Fe 3 O 4 + 4H 2

3) Željezo reagira s nemetalima kada se zagrijava:

2Fe+3Cl 2 → 2FeCl 3 (200 °C)

Fe + S – t° → FeS (600 °C)

Fe+2S → Fe +2 (S 2 -1) (700°C)

4) U nizu napona nalazi se lijevo od vodika, reagira s razrijeđenim kiselinama HCl i H 2 SO 4, pri čemu nastaju soli željeza(II) i oslobađa se vodik:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (reakcije se provode bez pristupa zraka, inače se Fe +2 postupno pretvara kisikom u Fe +3)

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

U koncentriranim oksidirajućim kiselinama željezo se otapa samo zagrijavanjem, odmah prelazi u kation Fe 3+:

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

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

(u hladnoj koncentriranoj dušičnoj i sumpornoj kiselini pasivizirati



Željezni čavao uronjen u plavičastu otopinu bakrenog sulfata postupno se prekriva slojem crvenog metalnog bakra.

5) Željezo istiskuje metale koji se nalaze desno od njega iz otopina njihovih soli.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Amfoterna svojstva željeza pojavljuju se samo u koncentriranim alkalijama tijekom vrenja:

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

te nastaje talog natrijeva tetrahidroksoferata(II).

Tehnički hardver- legure željeza i ugljika: lijevano željezo sadrži 2,06-6,67% C, željezo 0,02-2,06% C, često su prisutne i druge prirodne nečistoće (S, P, Si) i umjetno uneseni posebni dodaci (Mn, Ni, Cr), koji legurama željeza daju tehnički korisna svojstva - tvrdoću, otpornost na toplinu i koroziju, kovljivost itd. . .

Proces proizvodnje željeza u visokim pećima

Proces proizvodnje lijevanog željeza u visokoj peći sastoji se od sljedećih faza:

a) priprema (prženje) sulfidnih i karbonatnih ruda - pretvaranje u oksidnu rudu:

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) izgaranje koksa vrućim puhanjem:

C (koks) + O 2 (zrak) → CO 2 (600-700 °C) CO 2 + C (koks) ⇌ 2 CO (700-1000 °C)

c) redukcija oksidne rude ugljikovim monoksidom CO sekvencijalno:

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

d) karburizacija željeza (do 6,67% C) i taljenje lijevanog željeza:

Fe (t ) →(C(koks)900-1200°C) Fe (tekuće) (lijevano željezo, talište 1145°S)

Lijevano željezo uvijek sadrži cementit Fe 2 C i grafit u obliku zrna.

Proizvodnja čelika

Pretvorba lijevanog željeza u čelik provodi se u posebnim pećima (konverterskim, otvorenim, električnim), koje se razlikuju po načinu zagrijavanja; temperatura procesa 1700-2000 °C. Upuhivanje zraka obogaćenog kisikom dovodi do izgaranja viška ugljika, kao i sumpora, fosfora i silicija u obliku oksida iz lijevanog željeza. U tom slučaju, oksidi se ili hvataju u obliku ispušnih plinova (CO 2, SO 2), ili se vezuju u lako odvajajuću trosku - mješavinu Ca 3 (PO 4) 2 i CaSiO 3. Za proizvodnju specijalnih čelika u peć se uvode dodaci za legiranje drugih metala.

Priznanicačisto željezo u industriji - elektroliza otopine željeznih soli, npr.

FeCl 2 → Fe↓ + Sl 2 (90°S) (elektroliza)

(postoje i druge posebne metode, uključujući redukciju željeznih oksida vodikom).

Čisto željezo koristi se u proizvodnji posebnih legura, u proizvodnji jezgri elektromagneta i transformatora, lijevanog željeza - u proizvodnji odljevaka i čelika, čelika - kao konstrukcijskih i alatnih materijala, uključujući otporne na habanje, toplinu i koroziju one.

Željezov(II) oksid F EO . Amfoterni oksid s visokom dominacijom bazičnih svojstava. Crna, ima ionsku strukturu Fe 2+ O 2- . Zagrijavanjem se prvo razgrađuje, a zatim ponovno formira. Ne nastaje kada željezo izgara na zraku. Ne reagira s vodom. Razgrađuje se s kiselinama, spaja s alkalijama. Sporo oksidira na vlažnom zraku. Reduciran vodikom i koksom. Sudjeluje u procesu visoke peći taljenja željeza. Koristi se kao sastavni dio keramike i mineralnih boja. Jednadžbe najvažnijih reakcija:

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

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

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

FeO + 4NaOH = 2H 2 O + Na 4FeO3 (crveno.) trioksoferat(II)(400-500 °C)

FeO + H 2 = H 2 O + Fe (ekstra čisti) (350°C)

FeO + C (koks) = Fe + CO (iznad 1000 °C)

FeO + CO = Fe + CO 2 (900°C)

4FeO + 2H 2 O (vlaga) + O 2 (zrak) →4FeO(OH) (t)

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

Priznanica V laboratorijima: toplinska razgradnja spojeva željeza (II) bez pristupa zraka:

Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 °C)

FeCO3 = FeO + CO 2 (490-550 °C)

Diželjezov(III) oksid - željezo( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Dvostruki oksid. Crna, ima ionsku strukturu Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Termički postojan do visokih temperatura. Ne reagira s vodom. Razgrađuje se s kiselinama. Reducirano vodikom, vrućim željezom. Sudjeluje u visokopećnom procesu proizvodnje lijevanog željeza. Koristi se kao komponenta mineralnih boja ( željezno olovo), keramika, cement u boji. Proizvod posebne oksidacije površine čeličnih proizvoda ( crnjenje, pomodrenje). Sastav odgovara smeđoj hrđi i tamnom kamencu na željezu. Ne preporučuje se uporaba bruto formule Fe 3 O 4 . Jednadžbe najvažnijih reakcija:

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

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8NS1 (razr.) = FeS1 2 + 2FeS1 3 + 4N 2 O

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

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

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 4H 2 = 4H 2 O + 3Fe (ekstra čisti, 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)

Priznanica: sagorijevanje željeza (vidi) na zraku.

magnetit.

Željezov(III) oksid F e 2 O 3 . Amfoterni oksid s prevlašću bazičnih svojstava. Crveno-smeđa, ima ionsku strukturu (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Termički stabilan do visokih temperatura. Ne nastaje kada željezo izgara na zraku. Ne reagira s vodom, iz otopine se taloži smeđi amorfni hidrat Fe 2 O 3 nH 2 O. Sporo reagira s kiselinama i lužinama. Reducirano ugljičnim monoksidom, rastaljenim željezom. Spaja se s oksidima drugih metala i stvara dvostruke okside - spineli(tehnički proizvodi se nazivaju feriti). Koristi se kao sirovina u taljenju lijevanog željeza u procesu visokih peći, kao katalizator u proizvodnji amonijaka, sastojak keramike, obojenih cementa i mineralnih boja, u termitnom zavarivanju čeličnih konstrukcija, kao nosač zvuka i slika na magnetskim trakama, kao sredstvo za poliranje čelika i stakla.

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

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

Fe 2 O 3 + 6NS1 (razr.) →2FeS1 3 + ZN 2 O (t) (600°S,r)

Fe 2 O 3 + 2NaOH (konc.) → H 2 O+ 2 NAFeO 2 (Crvena)dioksoferat(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 (ekstra čisti, 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)

Priznanica u laboratoriju - toplinska razgradnja soli željeza (III) na zraku:

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)

U prirodi - rude željeznog oksida hematit Fe 2 O 3 i limonit Fe 2 O 3 nH 2 O

Željezov(II) hidroksid F e(OH)2. Amfoterni hidroksid s prevlašću bazičnih svojstava. Bijele (ponekad sa zelenkastom nijansom), Fe-OH veze su pretežno kovalentne. Toplinski nestabilan. Lako oksidira na zraku, osobito kad je mokar (tamni). Netopljivo u vodi. Reagira s razrijeđenim kiselinama i koncentriranim alkalijama. Tipični reduktor. Međuproizvod u hrđanju željeza. Koristi se u proizvodnji aktivne mase željezno-nikl baterija.

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

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

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

Fe(OH) 2 + 2NaOH (> 50%) = Na 2 ↓ (plavo-zeleno) (kipuće)

4Fe(OH) 2 (suspenzija) + O 2 (zrak) →4FeO(OH)↓ + 2H 2 O (t)

2Fe(OH) 2 (suspenzija) +H 2 O 2 (razrijeđeno) = 2FeO(OH)↓ + 2H 2 O

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

Priznanica: taloženje iz otopine s alkalijama ili amonijak hidratom u inertnoj atmosferi:

Fe 2+ + 2OH (razrijeđen) = Fe(OH) 2 ↓

Fe 2+ + 2(NH3H2O) = Fe(OH) 2 ↓+ 2NH 4

Željezov metahidroksid F eO(OH). Amfoterni hidroksid s prevlašću bazičnih svojstava. Svijetlosmeđe, Fe - O i Fe - OH veze su pretežno kovalentne. Zagrijavanjem se raspada bez taljenja. Netopljivo u vodi. Taloži se iz otopine u obliku smeđeg amorfnog polihidrata Fe 2 O 3 nH 2 O, koji držanjem u razrijeđenoj lužnatoj otopini ili sušenjem prelazi u FeO(OH). Reagira s kiselinama i krutim alkalijama. Slabo oksidacijsko i redukcijsko sredstvo. Sinterirano s Fe(OH) 2. Međuproizvod u hrđanju željeza. Koristi se kao baza za žute mineralne boje i emajle, apsorber otpadnih plinova i katalizator u organskoj sintezi.

Spoj sastava Fe(OH) 3 je nepoznat (nije dobiven).

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

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

FeO(OH) + ZNS1 (razrijeđen) = FeC13 + 2H2O

FeO(OH)→ Fe 2 O 3 . nH 2 O- koloidni(NaOH (konc.))

FeO(OH)→ Na 3 [Fe(OH)6]bijela, Na5 odnosno K4; u oba slučaja taloži se plavi produkt istog sastava i strukture, KFe III. U laboratoriju se taj talog naziva prusko plava, ili turnbull plava:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Kemijski nazivi početnih reagensa i produkata reakcije:

K 3 Fe III - kalijev heksacijanoferat (III)

K 4 Fe III - kalijev heksacijanoferat (II)

KFe III - željezo (III) kalij heksacijanoferat (II)

Osim toga, dobar reagens za Fe 3+ ione je tiocijanatni ion NSS -, željezo (III) se spaja s njim i pojavljuje se svijetlo crvena ("krvava") boja:

Fe 3+ + 6NCS - = 3-

Ovaj reagens (na primjer, u obliku KNCS soli) može čak otkriti tragove željeza (III) u vodi iz slavine ako prolazi kroz željezne cijevi obložene hrđom iznutra.