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);

Einführung

Das Studium der chemischen Eigenschaften einzelner Elemente ist ein integraler Bestandteil des Chemieunterrichts an einer modernen Schule, der es ermöglicht, auf der Grundlage eines induktiven Ansatzes Annahmen über die Eigenschaften der chemischen Wechselwirkung von Elementen anhand ihrer physikalischen und chemischen Eigenschaften zu treffen Eigenschaften. Die Möglichkeiten des schulischen Chemielabors erlauben es jedoch nicht immer, die Abhängigkeit der chemischen Eigenschaften eines Elements von seiner Stellung im Periodensystem chemischer Elemente und den Strukturmerkmalen einfacher Stoffe vollständig nachzuweisen.

Die chemischen Eigenschaften von Schwefel werden sowohl zu Beginn eines Chemiestudiums genutzt, um den Unterschied zwischen chemischen und physikalischen Phänomenen aufzuzeigen, als auch bei der Untersuchung der Eigenschaften einzelner chemischer Elemente. In den meisten Richtlinien wird empfohlen, die Wechselwirkung von Schwefel mit Eisen als Beispiel für chemische Phänomene und als Beispiel für die oxidativen Eigenschaften von Schwefel zu demonstrieren. In den meisten Fällen tritt diese Reaktion jedoch entweder überhaupt nicht auf oder die Folgen ihres Auftretens sind mit bloßem Auge nicht zu beurteilen. Verschiedene Möglichkeiten zur Durchführung dieses Experiments zeichnen sich häufig durch eine geringe Reproduzierbarkeit der Ergebnisse aus, was eine systematische Verwendung zur Charakterisierung der oben genannten Prozesse nicht zulässt. Daher ist es wichtig, nach Optionen zu suchen, die eine Alternative zur Demonstration des Prozesses der Wechselwirkung von Eisen mit Schwefel darstellen können und den Merkmalen eines Schulchemielabors angemessen sind.

Ziel: Untersuchen Sie die Möglichkeit, in einem Schullabor Reaktionen durchzuführen, die die Wechselwirkung von Schwefel mit Metallen beinhalten.

Aufgaben:

Bestimmen Sie die wichtigsten physikalischen und chemischen Eigenschaften von Schwefel;

Analysieren Sie die Bedingungen für die Durchführung und das Auftreten von Reaktionen der Wechselwirkung von Schwefel mit Metallen;

Studieren Sie bekannte Methoden zur Wechselwirkung von Schwefel mit Metallen;

Wählen Sie Systeme zur Durchführung von Reaktionen aus.

Bewerten Sie die Angemessenheit der ausgewählten Reaktionen an die Bedingungen des Schulchemielabors.

Studienobjekt: Reaktion zwischen Schwefel und Metallen

Gegenstand der Studie: Durchführbarkeit von Reaktionen der Wechselwirkung von Schwefel mit Metallen in einem Schullabor.

Hypothese: Eine Alternative zur Wechselwirkung von Eisen mit Schwefel in einem schulischen Chemielabor wird eine chemische Reaktion sein, die den Anforderungen an Klarheit, Reproduzierbarkeit, relative Sicherheit und Verfügbarkeit reagierender Substanzen entspricht.

Wir möchten unsere Arbeit mit einer kurzen Beschreibung von Schwefel beginnen:

Position im Periodensystem: Schwefel befindet sich in Periode 3, Gruppe VI, Hauptuntergruppe (A), gehört zu den S-Elementen.

Die Ordnungszahl von Schwefel beträgt 16, daher beträgt die Ladung eines Schwefelatoms + 16, die Anzahl der Elektronen beträgt 16. Drei Elektronenebenen in der äußeren Ebene sind 6 Elektronen

Diagramm der Anordnung der Elektronen nach Ebenen:

16 S )))
2 8 6

Der Kern eines 32 S-Schwefelatoms enthält 16 Protonen (entspricht der Ladung des Kerns) und 16 Neutronen (Atommasse minus Anzahl der Protonen: 32 – 16 = 16).

Elektronische Formel: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4

Tabelle 1

Werte der Ionisationspotentiale des Schwefelatoms

Ionisierungspotential

Energie (eV)

Schwefel in der Kälte ziemlich träge (verbindet sich energetisch nur mit Fluor), aber beim Erhitzen wird es chemisch sehr aktiv – es reagiert mit Halogenen(außer Jod), Sauerstoff, Wasserstoff und mit fast allen Metallen. Ergebend Reaktionen letzterer Typ erzeugt die entsprechenden Schwefelverbindungen.

Die Reaktivität von Schwefel hängt wie bei jedem anderen Element bei der Wechselwirkung mit Metallen ab von:

Aktivität reagierender Stoffe. Beispielsweise interagiert Schwefel am aktivsten mit Alkalimetallen

von der Reaktionstemperatur ab. Dies wird durch die thermodynamischen Eigenschaften des Prozesses erklärt.

Die thermodynamische Möglichkeit des spontanen Auftretens chemischer Reaktionen unter Standardbedingungen wird durch die Standard-Gibbs-Energie der Reaktion bestimmt:

ΔG 0 T< 0 – прямая реакция протекает

ΔG 0 Т > 0 – eine direkte Reaktion ist nicht möglich

vom Mahlgrad der reagierenden Stoffe ab, da sowohl Schwefel als auch Metalle überwiegend im festen Zustand reagieren.

Es werden thermodynamische Eigenschaften einiger Reaktionen zwischen Schwefel und Metallen angegeben in Folie 4

Aus der Tabelle ist ersichtlich, dass die Wechselwirkung von Schwefel sowohl mit Metallen am Anfang der Spannungsreihe als auch mit niedrigaktiven Metallen thermodynamisch möglich ist.

Somit ist Schwefel beim Erhitzen ein ziemlich aktives Nichtmetall, das sowohl mit Metallen hoher Aktivität (alkalisch) als auch mit Metallen niedriger Aktivität (Silber, Kupfer) reagieren kann.

Untersuchung der Wechselwirkung von Schwefel mit Metallen

Auswahl von Systemen für die Forschung

Um die Wechselwirkung von Schwefel mit Metallen zu untersuchen, wurden Systeme ausgewählt, die Metalle enthielten, die sich an verschiedenen Orten der Beketov-Reihe befanden und unterschiedliche Aktivitäten besaßen.

Als Auswahlbedingungen wurden folgende Kriterien identifiziert: Geschwindigkeit der Umsetzung, Klarheit, Vollständigkeit der Reaktion, relative Sicherheit, Reproduzierbarkeit des Ergebnisses, Stoffe müssen sich in ihren physikalischen Eigenschaften merklich unterscheiden, Verfügbarkeit der Stoffe im Schullabor, es liegen erfolgreiche Durchführungsversuche vor Wechselwirkungen von Schwefel mit bestimmten Metallen herauszufinden.

Um die Reproduzierbarkeit der Reaktionen zu beurteilen, wurde jedes Experiment dreimal durchgeführt.

Basierend auf diesen Kriterien wurden folgende Reaktionssysteme für das Experiment ausgewählt:

SCHWEFEL UND KUPFER Cu + S = CuS + 79 kJ/mol

Methodik und erwartete Wirkung

Nehmen Sie 4 g Schwefel in Pulverform und gießen Sie es in ein Reagenzglas. Erhitze den Schwefel im Reagenzglas zum Sieden. Nehmen Sie dann einen Kupferdraht und erhitzen Sie ihn über einer Flamme. Wenn der Schwefel schmilzt und kocht, legen Sie Kupferdraht hinein

Erwartetes Ergebnis:Das Reagenzglas füllt sich mit braunen Dämpfen, der Draht erhitzt sich und „verbrennt“ zu sprödem Sulfid.

2. Wechselwirkung von Schwefel mit Kupfer.

Die Reaktion verlief nicht ganz klar, eine spontane Erwärmung des Kupfers trat ebenfalls nicht auf. Bei der Zugabe von Salzsäure wurde keine nennenswerte Gasentwicklung beobachtet.

SCHWEFEL UND EISEN Fe + S = FeS + 100,4 kJ/mol

Methodik und erwartete Wirkung

Nehmen Sie 4 g pulverisierten Schwefel und 7 g pulverisiertes Eisen und mischen Sie. Gießen Sie die resultierende Mischung in ein Reagenzglas. Erhitzen wir die Substanzen in einem Reagenzglas

Erwartetes Ergebnis:Es kommt zu einer starken spontanen Erwärmung der Mischung. Das entstehende Eisensulfid wird gesintert. Der Stoff wird nicht durch Wasser getrennt und reagiert nicht auf einen Magneten.

1. Wechselwirkung von Schwefel mit Eisen.

Es ist nahezu unmöglich, eine Reaktion zur Herstellung von Eisensulfid unter Laborbedingungen rückstandsfrei durchzuführen; es ist sehr schwierig festzustellen, wann die Substanzen vollständig reagiert haben; eine spontane Erwärmung des Reaktionsgemisches wird nicht beobachtet. Bei der resultierenden Substanz wurde überprüft, ob es sich um Eisensulfid handelte. Hierfür haben wir HCl verwendet. Als wir Salzsäure auf die Substanz tropften, begann sie zu schäumen und Schwefelwasserstoff wurde freigesetzt.

SCHWEFEL UND NATRIUM 2Na + S = Na 2 S + 370,3 kJ/mol

Methodik und erwartete Wirkung

Nehmen Sie 4 g Schwefelpulver, gießen Sie es in einen Mörser und mahlen Sie es gut

Schneiden Sie ein etwa 2 g schweres Stück Natrium ab, schneiden Sie den Oxidfilm ab und mahlen Sie beides zusammen.

Erwartetes Ergebnis:Die Reaktion verläuft schnell und eine Selbstentzündung der Reagenzien ist möglich.

3. Wechselwirkung von Schwefel mit Natrium.

Die Wechselwirkung von Schwefel mit Natrium ist an sich schon ein gefährliches und denkwürdiges Experiment. Nach einigen Sekunden des Reibens flogen die ersten Funken, und das Natrium und der Schwefel im Mörser flammten auf und begannen zu brennen. Bei der Wechselwirkung des Produkts mit Salzsäure wird aktiv Schwefelwasserstoff freigesetzt.

SCHWEFEL UND ZINK Zn + S = ZnS + 209 kJ/mol

Methodik und erwartete Wirkung

Nehmen Sie Schwefel und Zink in Pulverform, jeweils 4 g, und mischen Sie die Substanzen. Gießen Sie die fertige Mischung auf ein Asbestnetz. Wir bringen die heiße Fackel an die Stoffe

Erwartetes Ergebnis:Die Reaktion läuft nicht sofort, sondern heftig ab und es bildet sich eine grünlich-blaue Flamme.

4. Wechselwirkung von Schwefel mit Zink.

Der Start der Reaktion ist sehr schwierig; ihre Initiierung erfordert den Einsatz starker Oxidationsmittel oder hohe Temperaturen. Die Substanzen flammen mit einer grünlich-blauen Flamme auf. Beim Erlöschen der Flamme verbleibt an dieser Stelle ein Rückstand, bei der Wechselwirkung mit Salzsäure wird geringfügig Schwefelwasserstoff freigesetzt.

SCHWEFEL UND ALUMINIUM 2Al + 3S = Al 2 S 3 + 509,0 kJ/mol

Methodik und erwartete Wirkung

Nehmen Sie pulverisierten Schwefel mit einem Gewicht von 4 g und Aluminium mit einem Gewicht von 2,5 g und mischen Sie. Legen Sie die resultierende Mischung auf ein Asbestnetz. Zünden Sie die Mischung mit brennendem Magnesium an

Erwartetes Ergebnis:Die Reaktion verursacht einen Blitz.

5. Wechselwirkung von Schwefel mit Aluminium.

Die Reaktion erfordert die Zugabe eines starken Oxidationsmittels als Initiator. Nach der Zündung mit brennendem Magnesium kam es zu einem kräftigen gelblich-weißen Blitz, wobei Schwefelwasserstoff recht aktiv freigesetzt wurde.

SCHWEFEL UND MAGNESIUM Mg + S = MgS + 346,0 kJ/mol

Methodik und erwartete Wirkung

Nehmen Sie 2,5 g Magnesiumspäne und 4 g Schwefelpulver und mischen Sie

Legen Sie die resultierende Mischung auf ein Asbestnetz. Wir bringen den Splitter zu der resultierenden Mischung.

Erwartetes Ergebnis:Die Reaktion verursacht einen starken Blitz.

4. Wechselwirkung von Schwefel mit Magnesium.

Die Reaktion erfordert die Zugabe von reinem Magnesium als Initiator. Es entsteht ein kräftiger weißlicher Farbblitz, Schwefelwasserstoff wird aktiv freigesetzt.

Abschluss

Die Reaktion zur Bildung von Eisensulfid konnte nicht abgeschlossen werden, da ein Rückstand in Form einer Mischung aus plastischem Schwefel und Eisen zurückblieb.

Die aktivste Freisetzung von Schwefelwasserstoff wurde bei Natriumsulfid sowie bei Magnesium- und Aluminiumsulfiden beobachtet.

Kupfersulfid hatte eine weniger aktive Freisetzung von Schwefelwasserstoff.

Die Durchführung von Experimenten zur Gewinnung von Natriumsulfid ist gefährlich und wird in einem Schullabor nicht empfohlen.

Reaktionen zur Herstellung von Aluminium-, Magnesium- und Zinksulfiden eignen sich am besten für die Durchführung unter Schulbedingungen.

Die erwarteten und tatsächlichen Ergebnisse stimmten überein, als Schwefel mit Natrium, Magnesium und Aluminium interagierte.

Abschluss

Trotz bestehender Empfehlungen, die Wechselwirkung von Eisen mit Schwefel exemplarisch zu demonstrieren, um die chemischen Phänomene und oxidativen Eigenschaften von Schwefel im Chemieunterricht an weiterführenden Schulen zu veranschaulichen, geht die tatsächliche Durchführung eines solchen Experiments oft nicht mit einem sichtbaren Effekt einher.

Bei der Festlegung einer Alternative zu dieser Demonstration wurden Systeme ausgewählt, die den Anforderungen an Sichtbarkeit, Sicherheit und Verfügbarkeit der reagierenden Substanzen im Schullabor gerecht wurden. Als mögliche Optionen wurden Reaktionssysteme von Schwefel mit Kupfer, Eisen, Zink, Magnesium, Aluminium und Natrium ausgewählt, die es uns ermöglichen, die Wirksamkeit der Reaktion von Schwefel mit verschiedenen Metallen als Demonstrationsexperimente im Chemieunterricht zu bewerten.

Basierend auf den Ergebnissen der Experimente wurde festgestellt, dass es für diese Zwecke am optimalsten ist, Reaktionssysteme von Schwefel mit Metallen mittlerer bis hoher Aktivität (Magnesium, Aluminium) zu verwenden.

Basierend auf den durchgeführten Experimenten wurde ein Video erstellt, das die oxidativen Eigenschaften von Schwefel am Beispiel seiner Wechselwirkung mit Metallen demonstriert und es ermöglicht, diese Eigenschaften ohne Durchführung eines groß angelegten Experiments zu beschreiben. Als zusätzliche Hilfe wurde eine Website erstellt ( ), das unter anderem die Ergebnisse der Studie in visueller Form präsentiert.

Die Ergebnisse der Studie können die Grundlage für eine eingehendere Untersuchung der Eigenschaften der chemischen Eigenschaften von Nichtmetallen, der chemischen Kinetik und der Thermodynamik bilden.

Chemische Eigenschaften von Eisen Schauen wir uns das Beispiel seiner Wechselwirkung mit typischen Nichtmetallen an – Schwefel und Sauerstoff.

Mischen Sie in einer Petrischale zu Pulver zerkleinertes Eisen und Schwefel. Erhitzen wir eine Stricknadel aus Stahl in einer Flamme und berühren wir damit die Reagenzienmischung. Eine heftige Reaktion zwischen Eisen und Schwefel geht mit der Freisetzung von Wärme und Lichtenergie einher. Das feste Produkt der Wechselwirkung dieser Stoffe, Eisen(II)-sulfid, ist schwarz. Im Gegensatz zu Eisen wird es nicht von einem Magneten angezogen.

Eisen reagiert mit Schwefel unter Bildung von Eisen(II)-sulfid. Erstellen wir die Reaktionsgleichung:

Auch die Reaktion von Eisen mit Sauerstoff erfordert eine Vorwärmung. Quarzsand in ein dickwandiges Gefäß füllen. Erhitzen wir ein Bündel sehr dünnen Eisendrahtes – die sogenannte Eisenwolle – in der Flamme eines Brenners. Legen Sie den heißen Draht in ein Gefäß mit Sauerstoff. Eisen brennt mit blendender Flamme und versprüht Funken – heiße Partikel aus Eisenzunder Fe 3 O 4.

Die gleiche Reaktion findet auch an der Luft statt, wenn Stahl durch die Reibung während der Bearbeitung sehr heiß wird.

Wenn Eisen in Sauerstoff oder an der Luft verbrennt, entsteht Eisenstein:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4, Material von der Website

oder 3Fe + 2O 2 = FeO. Fe 2 O 3 .

Eisenschuppe ist eine Verbindung, in der Eisen unterschiedliche Wertigkeitswerte aufweist.

Der Ablauf beider Reaktionen der Verbindung geht mit der Freisetzung von Wärme- und Lichtenergie einher.

Auf dieser Seite gibt es Material zu folgenden Themen:

• Was für eine Reaktion ist Eisensulfid mit Sauerstoff?

• Schreiben Sie eine Gleichung zwischen Eisen und Schwefel

• Ausmaß der Reaktionen von Eisen mit Sauerstoff

• Ein Beispiel für eine chemische Reaktion zwischen Eisen und Schwefel

• Gleichung für die Wechselwirkung von Sauerstoff mit Eisen

Fragen zu diesem Material:

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°С) Fe (flüssig) (Gusseisen, Schmelzpunkt 1145°C)

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 ( rotes Blei), 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.