ΟΡΙΣΜΟΣ

Σίδερο- στοιχείο της όγδοης ομάδας της τέταρτης περιόδου του Περιοδικού Πίνακα Χημικών Στοιχείων του D. I. Mendeleev.

Και ο αριθμός τόμου είναι 26. Το σύμβολο είναι Fe (Λατινικά "ferrum"). Ένα από τα πιο κοινά μέταλλα στον φλοιό της γης (δεύτερη θέση μετά το αλουμίνιο).

Φυσικές ιδιότητες του σιδήρου

Ο σίδηρος είναι ένα γκρι μέταλλο. Στην καθαρή του μορφή είναι αρκετά μαλακό, εύπλαστο και παχύρρευστο. Η ηλεκτρονική διαμόρφωση του εξωτερικού επιπέδου ενέργειας είναι 3d 6 4s 2. Στις ενώσεις του, ο σίδηρος εμφανίζει καταστάσεις οξείδωσης «+2» και «+3». Το σημείο τήξης του σιδήρου είναι 1539 C. Ο σίδηρος σχηματίζει δύο κρυσταλλικές τροποποιήσεις: α- και γ-σίδηρος. Το πρώτο από αυτά έχει ένα κυβικό πλέγμα με κέντρο το σώμα, το δεύτερο έχει ένα κυβικό πλέγμα με επίκεντρο το πρόσωπο. Ο α-σίδηρος είναι θερμοδυναμικά σταθερός σε δύο κλίμακες θερμοκρασίας: κάτω από 912 και από 1394 C έως το σημείο τήξης. Μεταξύ 912 και 1394C ο γ-σίδηρος είναι σταθερός.

Οι μηχανικές ιδιότητες του σιδήρου εξαρτώνται από την καθαρότητά του - την περιεκτικότητα ακόμη και σε πολύ μικρές ποσότητες άλλων στοιχείων σε αυτόν. Ο συμπαγής σίδηρος έχει την ικανότητα να διαλύει πολλά στοιχεία στον εαυτό του.

Χημικές ιδιότητες του σιδήρου

Σε υγρό αέρα, ο σίδηρος σκουριάζει γρήγορα, δηλ. καλυμμένο με καφέ επίστρωση ενυδατωμένου οξειδίου του σιδήρου, το οποίο, λόγω της ευθρυπτότητάς του, δεν προστατεύει τον σίδηρο από περαιτέρω οξείδωση. Στο νερό, ο σίδηρος διαβρώνεται έντονα. με άφθονη πρόσβαση στο οξυγόνο, σχηματίζονται ένυδρες μορφές οξειδίου του σιδήρου (III):

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

Με έλλειψη οξυγόνου ή δύσκολη πρόσβαση, σχηματίζεται μικτό οξείδιο (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2.

Ο σίδηρος διαλύεται σε υδροχλωρικό οξύ οποιασδήποτε συγκέντρωσης:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2.

Η διάλυση σε αραιό θειικό οξύ συμβαίνει με παρόμοιο τρόπο:

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

Σε πυκνά διαλύματα θειικού οξέος, ο σίδηρος οξειδώνεται σε σίδηρο (III):

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

Ωστόσο, στο θειικό οξύ, η συγκέντρωση του οποίου είναι κοντά στο 100%, ο σίδηρος γίνεται παθητικός και πρακτικά δεν εμφανίζεται καμία αλληλεπίδραση. Ο σίδηρος διαλύεται σε αραιά και μετρίως συμπυκνωμένα διαλύματα νιτρικού οξέος:

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

Σε υψηλές συγκεντρώσεις νιτρικού οξέος, η διάλυση επιβραδύνεται και ο σίδηρος γίνεται παθητικός.

Όπως και άλλα μέταλλα, ο σίδηρος αντιδρά με απλές ουσίες. Αντιδράσεις μεταξύ σιδήρου και αλογόνων (ανεξάρτητα από τον τύπο του αλογόνου) συμβαίνουν όταν θερμαίνονται. Η αλληλεπίδραση του σιδήρου με το βρώμιο συμβαίνει σε αυξημένη τάση ατμών του τελευταίου:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3;

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

Η αλληλεπίδραση του σιδήρου με το θείο (σκόνη), το άζωτο και το φώσφορο εμφανίζεται επίσης όταν θερμαίνεται:

6Fe + N 2 = 2Fe 3 N;

2Fe + P = Fe 2 P;

3Fe + P = Fe 3 P.

Ο σίδηρος είναι ικανός να αντιδρά με αμέταλλα όπως ο άνθρακας και το πυρίτιο:

3Fe + C = Fe 3 C;

Μεταξύ των αντιδράσεων αλληλεπίδρασης του σιδήρου με σύνθετες ουσίες, οι ακόλουθες αντιδράσεις παίζουν ιδιαίτερο ρόλο - ο σίδηρος είναι ικανός να μειώνει μέταλλα που βρίσκονται στη σειρά δραστηριότητας στα δεξιά του από διαλύματα αλάτων (1), αναγωγικές ενώσεις σιδήρου (III) ( 2):

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

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

Ο σίδηρος, σε αυξημένη πίεση, αντιδρά με ένα οξείδιο που δεν σχηματίζει άλατα - CO με το σχηματισμό ουσιών σύνθετης σύνθεσης - καρβονύλια - Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 και Fe 3 (CO) 12.

Ο σίδηρος, απουσία ακαθαρσιών, είναι σταθερός στο νερό και σε αραιά αλκαλικά διαλύματα.

Λήψη σιδήρου

Η κύρια μέθοδος λήψης σιδήρου είναι από σιδηρομετάλλευμα (αιματίτης, μαγνητίτης) ή ηλεκτρόλυση διαλυμάτων των αλάτων του (στην περίπτωση αυτή λαμβάνεται «καθαρός» σίδηρος, δηλαδή σίδηρος χωρίς ακαθαρσίες).

Παραδείγματα επίλυσης προβλημάτων

ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 1

Ασκηση

Ζυγαριά σιδήρου Fe 3 O 4 βάρους 10 g κατεργάστηκε αρχικά με 150 ml διαλύματος υδροχλωρικού οξέος (πυκνότητα 1,1 g/ml) με κλάσμα μάζας υδροχλωρίου 20%, και στη συνέχεια προστέθηκε περίσσεια σιδήρου στο προκύπτον διάλυμα. Προσδιορίστε τη σύνθεση του διαλύματος (σε % κατά βάρος).

Λύση

Ας γράψουμε τις εξισώσεις αντίδρασης σύμφωνα με τις συνθήκες του προβλήματος: 8HCl + Fe 3 O 4 = FeCl 2 + 2 FeCl 3 + 4H 2 O (1); 2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 (2). Γνωρίζοντας την πυκνότητα και τον όγκο ενός διαλύματος υδροχλωρικού οξέος, μπορείτε να βρείτε τη μάζα του: m sol (HCl) = V(HCl) × ρ (HCl); m sol (HCl) = 150×1,1 = 165 g. Ας υπολογίσουμε τη μάζα του υδροχλωρίου: m(HCl) = m sol (HCl) ×ω(HCl)/100%; m(HCl) = 165×20%/100% = 33 g. Μοριακή μάζα (μάζα ενός mole) υδροχλωρικού οξέος, υπολογισμένη χρησιμοποιώντας τον πίνακα χημικών στοιχείων του D.I. Mendeleev – 36,5 g/mol. Ας βρούμε την ποσότητα του υδροχλωρίου: v(HCl) = m(HCl)/M(HCl); v(HCl) = 33/36,5 = 0,904 mol. Μοριακή μάζα (μάζα ενός mole) κλίμακας, υπολογισμένη χρησιμοποιώντας τον πίνακα χημικών στοιχείων του D.I. Mendeleev – 232 g/mol. Ας βρούμε την ποσότητα της ουσίας κλίμακας: v(Fe 3 O 4) = 10/232 = 0,043 mol. Σύμφωνα με την εξίσωση 1, v(HCl): v(Fe 3 O 4) = 1:8, επομένως, v(HCl) = 8 v(Fe 3 O 4) = 0,344 mol. Τότε, η ποσότητα υδροχλωρίου που υπολογίζεται από την εξίσωση (0,344 mol) θα είναι μικρότερη από αυτή που υποδεικνύεται στη δήλωση του προβλήματος (0,904 mol). Επομένως, το υδροχλωρικό οξύ είναι σε περίσσεια και θα συμβεί μια άλλη αντίδραση: Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 (3). Ας προσδιορίσουμε την ποσότητα της ουσίας χλωριούχου σιδήρου που σχηματίστηκε ως αποτέλεσμα της πρώτης αντίδρασης (χρησιμοποιούμε δείκτες για να δηλώσουμε μια συγκεκριμένη αντίδραση): ν 1 (FeCl 2): ​​ν(Fe 2 O 3) = 1:1 = 0,043 mol; ν 1 (FeCl 3): ν(Fe 2 O 3) = 2:1; v 1 (FeCl 3) = 2 × v (Fe 2 O 3) = 0,086 mol. Ας προσδιορίσουμε την ποσότητα του υδροχλωρίου που δεν αντέδρασε στην αντίδραση 1 και την ποσότητα του χλωριούχου σιδήρου (II) που σχηματίστηκε κατά την αντίδραση 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. Ας προσδιορίσουμε την ποσότητα της ουσίας FeCl 2 που σχηματίστηκε κατά την αντίδραση 2, τη συνολική ποσότητα της ουσίας FeCl 2 και τη μάζα της: v2 (FeCl 3) = v 1 (FeCl 3) = 0,086 mol; v 2 (FeCl 2): ​​v 2 (FeCl 3) = 3:2; v2 (FeCl2) = 3/2× v2 (FeCl3) = 0,129 mol; v άθροισμα (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 άθροισμα (FeCl 2) × M (FeCl 2) = 0,452 × 127 = 57,404 g. Ας προσδιορίσουμε την ποσότητα της ουσίας και της μάζας του σιδήρου που εισήλθε στις αντιδράσεις 2 και 3: 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 άθροισμα (Fe) = v 2 (Fe) + v 3 (Fe) = 0,043+0,28 = 0,323 mol; m(Fe) = v άθροισμα (Fe) ×M(Fe) = 0,323 ×56 = 18,088 g. Ας υπολογίσουμε την ποσότητα της ουσίας και τη μάζα του υδρογόνου που απελευθερώνεται στην αντίδραση 3: v(H2) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 mol; m(H2) = v(H2) ×M(H2) = 0,28 x 2 = 0,56 g. Προσδιορίζουμε τη μάζα του προκύπτοντος διαλύματος m’ sol και το κλάσμα μάζας του FeCl 2 σε αυτό: m’ sol = m sol (HCl) + m(Fe 3 O 4) + m(Fe) – m(H 2);

Εισαγωγή

Η μελέτη των χημικών ιδιοτήτων μεμονωμένων στοιχείων είναι αναπόσπαστο συστατικό ενός μαθήματος χημείας σε ένα σύγχρονο σχολείο, το οποίο επιτρέπει, με βάση μια επαγωγική προσέγγιση, να κάνει μια υπόθεση για τα χαρακτηριστικά της χημικής αλληλεπίδρασης των στοιχείων με βάση τη φυσική και χημική τους Χαρακτηριστικά. Ωστόσο, οι δυνατότητες του σχολικού χημικού εργαστηρίου δεν μας επιτρέπουν πάντα να δείξουμε πλήρως την εξάρτηση των χημικών ιδιοτήτων ενός στοιχείου από τη θέση του στο περιοδικό σύστημα χημικών στοιχείων και τα δομικά χαρακτηριστικά απλών ουσιών.

Οι χημικές ιδιότητες του θείου χρησιμοποιούνται τόσο στην αρχή ενός μαθήματος χημείας για την επίδειξη της διαφοράς μεταξύ χημικών φαινομένων και φυσικών φαινομένων, όσο και κατά τη μελέτη των χαρακτηριστικών μεμονωμένων χημικών στοιχείων. Τις περισσότερες φορές, οι οδηγίες συνιστούν την επίδειξη της αλληλεπίδρασης του θείου με τον σίδηρο, ως παράδειγμα χημικών φαινομένων και παράδειγμα των οξειδωτικών ιδιοτήτων του θείου. Αλλά στις περισσότερες περιπτώσεις, αυτή η αντίδραση είτε δεν εμφανίζεται καθόλου, είτε τα αποτελέσματα της εμφάνισής της δεν μπορούν να αξιολογηθούν με γυμνό μάτι. Διάφορες επιλογές για τη διεξαγωγή αυτού του πειράματος χαρακτηρίζονται συχνά από χαμηλή αναπαραγωγιμότητα των αποτελεσμάτων, γεγονός που δεν επιτρέπει τη συστηματική χρήση τους στον χαρακτηρισμό των παραπάνω διαδικασιών. Ως εκ τούτου, είναι σημαντικό να αναζητήσετε επιλογές που μπορούν να προσφέρουν μια εναλλακτική λύση για την επίδειξη της διαδικασίας αλληλεπίδρασης του σιδήρου με το θείο, κατάλληλη για τα χαρακτηριστικά ενός σχολικού εργαστηρίου χημείας.

Στόχος:Διερευνήστε τη δυνατότητα διεξαγωγής αντιδράσεων που περιλαμβάνουν την αλληλεπίδραση θείου με μέταλλα σε σχολικό εργαστήριο.

Καθήκοντα:

Προσδιορίστε τα κύρια φυσικά και χημικά χαρακτηριστικά του θείου.

Αναλύστε τις συνθήκες διεξαγωγής και εμφάνισης αντιδράσεων αλληλεπίδρασης θείου με μέταλλα.

Μελέτη γνωστών μεθόδων για την αλληλεπίδραση θείου με μέταλλα.

Επιλέξτε συστήματα για τη διεξαγωγή αντιδράσεων.

Αξιολογήστε την καταλληλότητα των επιλεγμένων αντιδράσεων στις συνθήκες του σχολικού χημικού εργαστηρίου.

Αντικείμενο μελέτης:αντίδραση μεταξύ θείου και μετάλλων

Αντικείμενο μελέτης:σκοπιμότητα αντιδράσεων αλληλεπίδρασης θείου με μέταλλα σε σχολικό εργαστήριο.

Υπόθεση:Μια εναλλακτική λύση στην αλληλεπίδραση του σιδήρου με το θείο σε ένα σχολικό εργαστήριο χημείας θα είναι μια χημική αντίδραση που πληροί τις απαιτήσεις της διαύγειας, της αναπαραγωγιμότητας, της σχετικής ασφάλειας και της διαθεσιμότητας των αντιδρώντων ουσιών.

Θέλουμε να ξεκινήσουμε την εργασία μας με μια σύντομη περιγραφή του θείου:

Θέση στον περιοδικό πίνακα: το θείο είναι στην περίοδο 3, ομάδα VI, κύρια (Α) υποομάδα, ανήκει στα s-στοιχεία.

Ο ατομικός αριθμός του θείου είναι 16, επομένως, το φορτίο ενός ατόμου θείου είναι + 16, ο αριθμός των ηλεκτρονίων είναι 16. Τρία επίπεδα ηλεκτρονίων στο εξωτερικό επίπεδο είναι 6 ηλεκτρόνια

Διάγραμμα της διάταξης των ηλεκτρονίων κατά επίπεδα:

16 Σ )))
2 8 6

Ο πυρήνας ενός ατόμου θείου 32 S περιέχει 16 πρωτόνια (ίσα με το φορτίο του πυρήνα) και 16 νετρόνια (ατομική μάζα μείον τον αριθμό των πρωτονίων: 32 – 16 = 16).

Ηλεκτρονικός τύπος: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4

Τραπέζι 1

Τιμές δυναμικών ιοντισμού του ατόμου θείου

Δυνατότητα ιοντισμού

Ενέργεια (eV)

Θειάφι στο κρύο αρκετά αδρανές (συνδυάζεται ενεργειακά μόνο με φθόριο), αλλά όταν θερμαίνεται γίνεται πολύ χημικά ενεργό - αντιδρά με αλογόνα(εκτός ιωδίου), οξυγόνο, υδρογόνο και με όλα σχεδόν τα μέταλλα. Σαν άποτέλεσμααντιδράσεις ο τελευταίος τύπος παράγει τις αντίστοιχες θειούχες ενώσεις.

Η αντιδραστικότητα του θείου, όπως κάθε άλλο στοιχείο, όταν αλληλεπιδρά με μέταλλα εξαρτάται από:

δραστηριότητα των αντιδρώντων ουσιών. Για παράδειγμα, το θείο θα αλληλεπιδράσει πιο ενεργά με τα αλκαλικά μέταλλα

στη θερμοκρασία της αντίδρασης. Αυτό εξηγείται από τα θερμοδυναμικά χαρακτηριστικά της διαδικασίας.

Η θερμοδυναμική πιθανότητα αυθόρμητης εμφάνισης χημικών αντιδράσεων υπό τυπικές συνθήκες καθορίζεται από την τυπική ενέργεια Gibbs της αντίδρασης:

ΔG 0 T< 0 – прямая реакция протекает

ΔG 0 Т > 0 – η άμεση αντίδραση είναι αδύνατη

σχετικά με το βαθμό λείανσης των αντιδρώντων ουσιών, αφού τόσο το θείο όσο και τα μέταλλα αντιδρούν κυρίως σε στερεά κατάσταση.

Δίνονται θερμοδυναμικά χαρακτηριστικά ορισμένων αντιδράσεων μεταξύ θείου και μετάλλων στη διαφάνεια 4

Από τον πίνακα φαίνεται ότι η αλληλεπίδραση του θείου τόσο με μέταλλα στην αρχή της σειράς τάσεων όσο και με μέταλλα χαμηλής ενεργότητας είναι θερμοδυναμικά δυνατή.

Έτσι, το θείο είναι ένα αρκετά ενεργό αμέταλλο όταν θερμαίνεται, ικανό να αντιδρά με μέταλλα τόσο υψηλής δραστικότητας (αλκαλικό) όσο και χαμηλής δραστικότητας (άργυρος, χαλκός).

Μελέτη της αλληλεπίδρασης του θείου με τα μέταλλα

Επιλογή συστημάτων για έρευνα

Για τη μελέτη της αλληλεπίδρασης του θείου με τα μέταλλα, επιλέχθηκαν συστήματα που περιλάμβαναν μέταλλα που βρίσκονται σε διαφορετικά σημεία της σειράς Beketov και διαθέτουν διαφορετικές δραστηριότητες.

Ως προϋποθέσεις επιλογής προσδιορίστηκαν τα ακόλουθα κριτήρια: ταχύτητα υλοποίησης, σαφήνεια, πληρότητα αντίδρασης, σχετική ασφάλεια, αναπαραγωγιμότητα του αποτελέσματος, οι ουσίες πρέπει να διαφέρουν αισθητά στις φυσικές ιδιότητες, διαθεσιμότητα ουσιών στο σχολικό εργαστήριο, υπάρχουν επιτυχημένες προσπάθειες μεταφοράς από τις αλληλεπιδράσεις του θείου με συγκεκριμένα μέταλλα.

Για να εκτιμηθεί η αναπαραγωγιμότητα των αντιδράσεων, κάθε πείραμα διεξήχθη τρεις φορές.

Με βάση αυτά τα κριτήρια, επιλέχθηκαν τα ακόλουθα συστήματα αντίδρασης για το πείραμα:

ΘΕΙΑ ΚΑΙ ΧΑΛΚΟΣ Cu + S = CuS + 79 kJ/mol

Μεθοδολογία και αναμενόμενο αποτέλεσμα

Πάρτε 4 g θείου σε μορφή σκόνης και ρίξτε το σε δοκιμαστικό σωλήνα. Ζεσταίνουμε το θείο στον δοκιμαστικό σωλήνα μέχρι να βράσει. Στη συνέχεια, πάρτε ένα χάλκινο σύρμα και ζεστάνετε το σε φωτιά. Όταν το θείο λιώσει και βράσει, τοποθετήστε το χάλκινο σύρμα σε αυτό

Αναμενόμενο Αποτέλεσμα:Ο δοκιμαστικός σωλήνας γεμίζει με καφέ ατμούς, το σύρμα θερμαίνεται και «καίγεται» για να σχηματίσει ένα εύθραυστο σουλφίδιο.

2. Αλληλεπίδραση θείου με χαλκό.

Η αντίδραση δεν ήταν πολύ σαφής· επίσης δεν έλαβε χώρα αυθόρμητη θέρμανση του χαλκού. Κατά την προσθήκη υδροχλωρικού οξέος, δεν παρατηρήθηκε σημαντική έκλυση αερίου.

ΘΕΙΟ ΚΑΙ ΣΙΔΗΡΟ Fe + S = FeS + 100,4 kJ/mol

Μεθοδολογία και αναμενόμενο αποτέλεσμα

Πάρτε 4 g θείο σε σκόνη και 7 g σε σκόνη σιδήρου και ανακατέψτε. Ρίξτε το μείγμα που προκύπτει σε ένα δοκιμαστικό σωλήνα. Ας ζεστάνουμε τις ουσίες σε δοκιμαστικό σωλήνα

Αναμενόμενο Αποτέλεσμα:Παρουσιάζεται ισχυρή αυθόρμητη θέρμανση του μείγματος. Το προκύπτον θειούχο σίδηρο συντήκεται. Η ουσία δεν διαχωρίζεται με νερό και δεν αντιδρά σε μαγνήτη.

1. Αλληλεπίδραση θείου με σίδηρο.

Είναι σχεδόν αδύνατο να πραγματοποιηθεί μια αντίδραση για την παραγωγή θειούχου σιδήρου χωρίς υπόλειμμα σε εργαστηριακές συνθήκες· είναι πολύ δύσκολο να προσδιοριστεί πότε οι ουσίες έχουν αντιδράσει πλήρως· δεν παρατηρείται αυθόρμητη θέρμανση του μείγματος αντίδρασης. Η ουσία που προέκυψε ελέγχθηκε για να διαπιστωθεί εάν ήταν θειούχος σίδηρος. Για αυτό χρησιμοποιήσαμε HCl. Όταν ρίξαμε υδροχλωρικό οξύ πάνω στην ουσία, άρχισε να αφρίζει και απελευθερώθηκε υδρόθειο.

ΘΕΙΟ ΚΑΙ ΝΑΤΡΙΟ 2Na + S = Na 2 S + 370,3 kJ/mol

Μεθοδολογία και αναμενόμενο αποτέλεσμα

Παίρνουμε 4 γρ θείο σε σκόνη και το ρίχνουμε σε ένα γουδί και το αλέθουμε καλά

Κόψτε ένα κομμάτι νατρίου βάρους περίπου 2 γρ. Κόψτε τη μεμβράνη οξειδίου και αλέστε τα μαζί.

Αναμενόμενο Αποτέλεσμα:Η αντίδραση προχωρά ταχέως και είναι δυνατή η αυθόρμητη καύση των αντιδραστηρίων.

3. Αλληλεπίδραση θείου με νάτριο.

Η αλληλεπίδραση του θείου με το νάτριο είναι ένα επικίνδυνο και αξέχαστο πείραμα από μόνο του. Μετά από μερικά δευτερόλεπτα τριβής, οι πρώτες σπίθες πέταξαν και το νάτριο και το θείο στο γουδί φούντωσαν και άρχισαν να καίγονται. Όταν το προϊόν αλληλεπιδρά με το υδροχλωρικό οξύ, το υδρόθειο απελευθερώνεται ενεργά.

ΘΕΙΟ ΚΑΙ ΨΕΥΔΑΡΓΥΡΟΣ Zn + S = ZnS + 209 kJ/mol

Μεθοδολογία και αναμενόμενο αποτέλεσμα

Πάρτε θείο και ψευδάργυρο σε σκόνη, 4 g το καθένα, και ανακατέψτε τις ουσίες. Ρίξτε το έτοιμο μείγμα σε ένα πλέγμα αμιάντου. Φέρνουμε μια καυτή δάδα στις ουσίες

Αναμενόμενο Αποτέλεσμα:Η αντίδραση δεν συμβαίνει αμέσως, αλλά βίαια, και σχηματίζεται μια πρασινωπό-μπλε φλόγα.

4. Αλληλεπίδραση θείου με ψευδάργυρο.

Η έναρξη της αντίδρασης είναι πολύ δύσκολη· η έναρξη της απαιτεί τη χρήση ισχυρών οξειδωτικών παραγόντων ή υψηλής θερμοκρασίας. Οι ουσίες φουντώνουν με μια πρασινωπό-μπλε φλόγα. Όταν σβήσει η φλόγα, ένα υπόλειμμα παραμένει σε αυτό το μέρος· όταν αλληλεπιδρά με το υδροχλωρικό οξύ, το υδρόθειο απελευθερώνεται ελαφρώς.

ΘΕΙΟ ΚΑΙ ΑΛΟΥΜΙΝΙΟ 2Al + 3S = Al 2 S 3 + 509,0 kJ/mol

Μεθοδολογία και αναμενόμενο αποτέλεσμα

Παίρνουμε θείο σε σκόνη βάρους 4 g και αλουμίνιο βάρους 2,5 g και ανακατεύουμε. Τοποθετήστε το μείγμα που προκύπτει σε ένα πλέγμα αμιάντου. Αναφλέγουμε το μείγμα με αναμμένο μαγνήσιο

Αναμενόμενο Αποτέλεσμα:Η αντίδραση προκαλεί φλας.

5. Αλληλεπίδραση θείου με αλουμίνιο.

Η αντίδραση απαιτεί την προσθήκη ενός ισχυρού οξειδωτικού παράγοντα ως εκκινητή. Μετά την ανάφλεξη με καύση μαγνησίου, εμφανίστηκε μια ισχυρή λάμψη κιτρινωπό-λευκού χρώματος, το υδρόθειο απελευθερώνεται αρκετά ενεργά.

ΘΕΙΟ ΚΑΙ ΜΑΓΝΗΣΙΟ Mg + S = MgS + 346,0 kJ/mol

Μεθοδολογία και αναμενόμενο αποτέλεσμα

Πάρτε ροκανίδια μαγνησίου 2,5 g και θείο σε σκόνη 4 g και ανακατέψτε

Τοποθετήστε το μείγμα που προκύπτει σε ένα πλέγμα αμιάντου. Φέρνουμε το θραύσμα στο μείγμα που προκύπτει.

Αναμενόμενο Αποτέλεσμα:Η αντίδραση προκαλεί ένα ισχυρό φλας.

4. Αλληλεπίδραση θείου με μαγνήσιο.

Η αντίδραση απαιτεί την προσθήκη καθαρού μαγνησίου ως εκκινητή. Εμφανίζεται μια ισχυρή λάμψη λευκού χρώματος, το υδρόθειο απελευθερώνεται ενεργά.

συμπέρασμα

Η αντίδραση για την παραγωγή θειούχου σιδήρου δεν ολοκληρώθηκε, αφού ένα υπόλειμμα παρέμεινε με τη μορφή μίγματος πλαστικού θείου και σιδήρου.

Η πιο ενεργή απελευθέρωση υδρόθειου παρατηρήθηκε στο θειούχο νάτριο και στα θειούχα μαγνήσιο και αργίλιο.

Ο θειούχος χαλκός είχε λιγότερο ενεργή απελευθέρωση υδρόθειου.

Η διεξαγωγή πειραμάτων για τη λήψη θειούχου νατρίου είναι επικίνδυνη και δεν συνιστάται σε σχολικό εργαστήριο.

Οι αντιδράσεις για την παραγωγή θειούχων αλουμινίου, μαγνησίου και ψευδαργύρου είναι οι πλέον κατάλληλες για διεξαγωγή σε σχολικές συνθήκες.

Τα αναμενόμενα και τα πραγματικά αποτελέσματα συνέπεσαν όταν το θείο αλληλεπιδρά με το νάτριο, το μαγνήσιο και το αλουμίνιο.

συμπέρασμα

Παρά τις υπάρχουσες συστάσεις για την επίδειξη της αλληλεπίδρασης του σιδήρου με το θείο ως παράδειγμα για την απεικόνιση των χημικών φαινομένων και των οξειδωτικών ιδιοτήτων του θείου σε ένα μάθημα χημείας δευτεροβάθμιας εκπαίδευσης, η πραγματική εφαρμογή ενός τέτοιου πειράματος συχνά δεν συνοδεύεται από ορατό αποτέλεσμα.

Κατά τον καθορισμό μιας εναλλακτικής σε αυτήν την επίδειξη, επιλέχθηκαν συστήματα που πληρούσαν τις απαιτήσεις ορατότητας, ασφάλειας και διαθεσιμότητας των αντιδρώντων ουσιών στο σχολικό εργαστήριο. Συστήματα αντίδρασης θείου με χαλκό, σίδηρο, ψευδάργυρο, μαγνήσιο, αλουμίνιο και νάτριο επιλέχθηκαν ως πιθανές επιλογές, επιτρέποντάς μας να αξιολογήσουμε την αποτελεσματικότητα της χρήσης της αντίδρασης του θείου με διάφορα μέταλλα ως πειράματα επίδειξης στα μαθήματα χημείας.

Με βάση τα αποτελέσματα των πειραμάτων, καθορίστηκε ότι είναι βέλτιστο για αυτούς τους σκοπούς η χρήση συστημάτων αντίδρασης θείου με μέταλλα μέτριας υψηλής δραστικότητας (μαγνήσιο, αλουμίνιο).

Με βάση τα πειράματα που πραγματοποιήθηκαν, δημιουργήθηκε ένα βίντεο που καταδεικνύει τις οξειδωτικές ιδιότητες του θείου χρησιμοποιώντας το παράδειγμα της αλληλεπίδρασής του με μέταλλα, το οποίο καθιστά δυνατή την περιγραφή αυτών των ιδιοτήτων χωρίς τη διεξαγωγή ενός πειράματος πλήρους κλίμακας. Ένας ιστότοπος έχει δημιουργηθεί ως πρόσθετη βοήθεια ( ), το οποίο παρουσιάζει, μεταξύ άλλων, τα αποτελέσματα της μελέτης σε οπτική μορφή.

Τα αποτελέσματα της μελέτης μπορούν να αποτελέσουν τη βάση για μια πιο εις βάθος μελέτη των χαρακτηριστικών των χημικών ιδιοτήτων των μη μετάλλων, της χημικής κινητικής και της θερμοδυναμικής.

Χημικές ιδιότητες του σιδήρουΑς δούμε το παράδειγμα της αλληλεπίδρασής του με τυπικά αμέταλλα - θείο και οξυγόνο.

Ανακατέψτε το σίδηρο και το θείο θρυμματισμένο σε σκόνη σε ένα πιάτο Petri. Ας ζεστάνουμε μια ατσάλινη βελόνα πλεξίματος σε φλόγα και ας την ακουμπήσουμε στο μείγμα των αντιδραστηρίων. Μια βίαιη αντίδραση μεταξύ σιδήρου και θείου συνοδεύεται από την απελευθέρωση ενέργειας θερμότητας και φωτός. Το στερεό προϊόν της αλληλεπίδρασης αυτών των ουσιών, το θειούχο σίδηρο (II), είναι μαύρο. Σε αντίθεση με το σίδερο, δεν έλκεται από μαγνήτη.

Ο σίδηρος αντιδρά με το θείο σχηματίζοντας θειούχο σίδηρο (II). Ας δημιουργήσουμε την εξίσωση αντίδρασης:

Η αντίδραση του σιδήρου με το οξυγόνο απαιτεί επίσης προθέρμανση. Ρίξτε χαλαζιακή άμμο σε ένα δοχείο με παχύ τοίχωμα. Ας ζεστάνουμε ένα μάτσο πολύ λεπτό σιδερένιο σύρμα - το λεγόμενο σιδεροβάμβακα - στη φλόγα ενός καυστήρα. Τοποθετήστε το ζεστό σύρμα σε ένα δοχείο που περιέχει οξυγόνο. Ο σίδηρος καίγεται με μια εκθαμβωτική φλόγα, σκορπίζοντας σπίθες - καυτά σωματίδια αλάτων σιδήρου Fe 3 O 4.

Η ίδια αντίδραση συμβαίνει και στον αέρα, όταν ο χάλυβας γίνεται πολύ ζεστός από την τριβή κατά τη μηχανική κατεργασία.

Όταν ο σίδηρος καίγεται στο οξυγόνο ή στον αέρα, σχηματίζεται άλατα σιδήρου:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4, Υλικό από τον ιστότοπο

ή 3Fe + 2O 2 = FeO. Fe 2 O 3 .

Η κλίμακα σιδήρου είναι μια ένωση στην οποία ο σίδηρος έχει διαφορετικές τιμές σθένους.

Το πέρασμα και των δύο αντιδράσεων της σύνδεσης συνοδεύεται από την απελευθέρωση θερμικής και φωτεινής ενέργειας.

Σε αυτή τη σελίδα υπάρχει υλικό για τα ακόλουθα θέματα:

• Τι είδους αντίδραση είναι το θειούχο σίδηρο με το οξυγόνο;

• Να γράψετε μια εξίσωση μεταξύ σιδήρου και θείου

• Επίπεδο αντιδράσεων σιδήρου με οξυγόνο

• Ένα παράδειγμα χημικής αντίδρασης μεταξύ σιδήρου και θείου

• Εξίσωση για την αλληλεπίδραση οξυγόνου με σίδηρο

Ερωτήσεις σχετικά με αυτό το υλικό:

Ο σίδηρος είναι στοιχείο της πλευρικής υποομάδας της όγδοης ομάδας της τέταρτης περιόδου του περιοδικού συστήματος χημικών στοιχείων του D.I. Mendeleev με ατομικό αριθμό 26. Ονομάζεται με το σύμβολο Fe (lat. Ferrum). Ένα από τα πιο κοινά μέταλλα στον φλοιό της γης (δεύτερη θέση μετά το αλουμίνιο). Μέταλλο μέτριας δραστικότητας, αναγωγικός παράγοντας.

Κύριες καταστάσεις οξείδωσης - +2, +3

Η απλή ουσία σίδηρος είναι ένα ελατό ασημί-λευκό μέταλλο με υψηλή χημική αντιδραστικότητα: ο σίδηρος διαβρώνεται γρήγορα σε υψηλές θερμοκρασίες ή υψηλή υγρασία στον αέρα. Ο σίδηρος καίγεται σε καθαρό οξυγόνο και σε λεπτή διασπορά αναφλέγεται αυθόρμητα στον αέρα.

Χημικές ιδιότητες μιας απλής ουσίας - σιδήρου:

Σκουριά και καύση σε οξυγόνο

1) Στον αέρα, ο σίδηρος οξειδώνεται εύκολα παρουσία υγρασίας (σκουριάς):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Το ζεστό σύρμα σιδήρου καίγεται σε οξυγόνο, σχηματίζοντας άλατα - οξείδιο σιδήρου (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

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

2) Σε υψηλές θερμοκρασίες (700–900°C), ο σίδηρος αντιδρά με τους υδρατμούς:

3Fe + 4H 2 O – t° → Fe 3 O 4 + 4H 2

3) Ο σίδηρος αντιδρά με τα μη μέταλλα όταν θερμαίνεται:

2Fe+3Cl 2 → 2FeCl 3 (200 °C)

Fe + S – t° → FeS (600 °C)

Fe+2S → Fe +2 (S 2 -1) (700°C)

4) Στη σειρά τάσης, βρίσκεται στα αριστερά του υδρογόνου, αντιδρά με αραιά οξέα HCl και H 2 SO 4 και σχηματίζονται άλατα σιδήρου (II) και απελευθερώνεται υδρογόνο:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (οι αντιδράσεις πραγματοποιούνται χωρίς πρόσβαση αέρα, διαφορετικά το Fe +2 μετατρέπεται σταδιακά από το οξυγόνο σε Fe +3)

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

Στα πυκνά οξειδωτικά οξέα, ο σίδηρος διαλύεται μόνο όταν θερμαίνεται· μετατρέπεται αμέσως στο κατιόν Fe 3+:

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

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

(στο κρύο, πυκνό νιτρικό και θειικό οξύ παθητικοποιώ

Ένα σιδερένιο καρφί βυθισμένο σε ένα μπλε διάλυμα θειικού χαλκού σταδιακά επικαλύπτεται με μια επίστρωση κόκκινου μεταλλικού χαλκού.

5) Ο σίδηρος εκτοπίζει τα μέταλλα που βρίσκονται στα δεξιά του από διαλύματα των αλάτων τους.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Οι αμφοτερικές ιδιότητες του σιδήρου εμφανίζονται μόνο σε συμπυκνωμένα αλκάλια κατά τη διάρκεια του βρασμού:

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

και σχηματίζεται ένα ίζημα τετραϋδροξοφερρικού νατρίου (II).

Τεχνικό υλικό- κράματα σιδήρου και άνθρακα: ο χυτοσίδηρος περιέχει 2,06-6,67% C, ατσάλιΣυχνά υπάρχουν 0,02-2,06% C, άλλες φυσικές ακαθαρσίες (S, P, Si) και τεχνητά εισαγόμενα ειδικά πρόσθετα (Mn, Ni, Cr), τα οποία προσδίδουν στα κράματα σιδήρου τεχνικά χρήσιμες ιδιότητες - σκληρότητα, αντοχή σε θερμότητα και διάβρωση, ελασιμότητα κ.λπ. . .

Διαδικασία παραγωγής σιδήρου υψικαμίνων

Η διαδικασία της υψικαμίνου για την παραγωγή χυτοσιδήρου αποτελείται από τα ακόλουθα στάδια:

α) παρασκευή (καβούρδισμα) θειούχων και ανθρακικών μεταλλευμάτων - μετατροπή σε οξείδιο:

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)

β) καύση οπτάνθρακα με θερμή έκρηξη:

C (οπτάνθρακας) + O 2 (αέρας) → CO 2 (600-700 ° C) CO 2 + C (κοκ) ⇌ 2 CO (700-1000 ° C)

γ) αναγωγή του μεταλλεύματος οξειδίου με μονοξείδιο του άνθρακα CO διαδοχικά:

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

δ) ενανθράκωση σιδήρου (έως 6,67% C) και τήξη χυτοσιδήρου:

Fe (t ) →(ντο(κοκ)900-1200°C) Fe (υγρό) (χυτοσίδηρος, σημείο τήξης 1145°C)

Ο χυτοσίδηρος περιέχει πάντα τσιμεντίτη Fe 2 C και γραφίτη σε μορφή κόκκων.

Παραγωγή χάλυβα

Η μετατροπή του χυτοσιδήρου σε χάλυβα πραγματοποιείται σε ειδικούς κλιβάνους (μετατροπέας, ανοιχτή εστία, ηλεκτρική), οι οποίοι διαφέρουν ως προς τη μέθοδο θέρμανσης. θερμοκρασία διεργασίας 1700-2000 °C. Η εμφύσηση αέρα εμπλουτισμένου με οξυγόνο οδηγεί στην καύση της περίσσειας άνθρακα, καθώς και του θείου, του φωσφόρου και του πυριτίου με τη μορφή οξειδίων από το χυτοσίδηρο. Σε αυτή την περίπτωση, τα οξείδια είτε δεσμεύονται με τη μορφή καυσαερίων (CO 2, SO 2), είτε δεσμεύονται σε μια εύκολα διαχωρισμένη σκωρία - ένα μείγμα Ca 3 (PO 4) 2 και CaSiO 3. Για την παραγωγή ειδικών χάλυβων, εισάγονται στον κλίβανο πρόσθετα κραμάτων άλλων μετάλλων.

Παραλαβήκαθαρός σίδηρος στη βιομηχανία - ηλεκτρόλυση διαλύματος αλάτων σιδήρου, για παράδειγμα:

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

(υπάρχουν και άλλες ειδικές μέθοδοι, συμπεριλαμβανομένης της αναγωγής των οξειδίων του σιδήρου με υδρογόνο).

Ο καθαρός σίδηρος χρησιμοποιείται στην παραγωγή ειδικών κραμάτων, στην κατασκευή πυρήνων ηλεκτρομαγνητών και μετασχηματιστών, ο χυτοσίδηρος - στην παραγωγή χυτών και χάλυβα, ο χάλυβας - ως δομικά υλικά και υλικά εργαλείων, συμπεριλαμβανομένων ανθεκτικών στη φθορά, στη θερμότητα και στη διάβρωση αυτές.

Οξείδιο σιδήρου (II). φά ΕΟ . Ένα αμφοτερικό οξείδιο με υψηλή επικράτηση βασικών ιδιοτήτων. Μαύρο, έχει ιοντική δομή Fe 2+ O 2- . Όταν θερμαίνεται, πρώτα αποσυντίθεται και μετά σχηματίζεται ξανά. Δεν σχηματίζεται όταν ο σίδηρος καίγεται στον αέρα. Δεν αντιδρά με το νερό. Αποσυντίθεται με οξέα, συντήκεται με αλκάλια. Οξειδώνεται αργά σε υγρό αέρα. Μειώνεται από υδρογόνο και οπτάνθρακα. Συμμετέχει στη διαδικασία τήξης σιδήρου σε υψικάμινο. Χρησιμοποιείται ως συστατικό κεραμικών και ορυκτών χρωμάτων. Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:

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

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

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

FeO + 4NaOH = 2H 2 O + Να 4φάμιΟ3 (κόκκινο.) τριοξοφερρικός (II)(400-500 °C)

FeO + H 2 = H 2 O + Fe (εξαιρετικά καθαρό) (350°C)

FeO + C (κοκ) = Fe + CO (πάνω από 1000 °C)

FeO + CO = Fe + CO 2 (900°C)

4FeO + 2H 2 O (υγρασία) + O 2 (αέρας) →4FeO(OH) (t)

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

Παραλαβή V εργαστήρια: θερμική αποσύνθεση ενώσεων σιδήρου (II) χωρίς πρόσβαση στον αέρα:

Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 °C)

FeCO3 = FeO + CO 2 (490-550 °C)

Οξείδιο δισιδήρου (III) - σίδηρος ( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Διπλό οξείδιο. Μαύρο, έχει ιοντική δομή Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Θερμικά σταθερό έως και υψηλές θερμοκρασίες. Δεν αντιδρά με το νερό. Αποσυντίθεται με οξέα. Μειώνεται από υδρογόνο, ζεστό σίδηρο. Συμμετέχει στη διαδικασία υψικαμίνου παραγωγής χυτοσιδήρου. Χρησιμοποιείται ως συστατικό ορυκτών χρωμάτων ( μίνιο), κεραμικά, χρωματιστό τσιμέντο. Προϊόν ειδικής οξείδωσης της επιφάνειας προϊόντων χάλυβα ( μαύρισμα, γαλάζιο). Η σύνθεση αντιστοιχεί σε καφέ σκουριά και σκούρα λέπια στο σίδηρο. Δεν συνιστάται η χρήση του ακαθάριστου τύπου Fe 3 O 4. Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:

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

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

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

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

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 4H 2 = 4H 2 O + 3Fe (εξαιρετικά καθαρό, 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)

Παραλαβή:καύση σιδήρου (βλ.) στον αέρα.

μαγνητίτης.

Οξείδιο σιδήρου (III). φά ε 2 Ο 3 . Αμφοτερικό οξείδιο με υπεροχή βασικών ιδιοτήτων. Κόκκινο-καφέ, έχει ιοντική δομή (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Θερμικά σταθερό έως και υψηλές θερμοκρασίες. Δεν σχηματίζεται όταν ο σίδηρος καίγεται στον αέρα. Δεν αντιδρά με νερό, από το διάλυμα κατακρημνίζεται καφέ άμορφος ένυδρος Fe 2 O 3 nH 2 O. Αντιδρά αργά με οξέα και αλκάλια. Μειώνεται από μονοξείδιο του άνθρακα, λιωμένο σίδηρο. Συντήκεται με οξείδια άλλων μετάλλων και σχηματίζει διπλά οξείδια - σπινελών(τα τεχνικά προϊόντα ονομάζονται φερρίτες). Χρησιμοποιείται ως πρώτη ύλη στην τήξη χυτοσιδήρου στη διαδικασία της υψικαμίνου, ως καταλύτης στην παραγωγή αμμωνίας, συστατικό κεραμικών, χρωματιστών τσιμέντων και ορυκτών χρωμάτων, στη συγκόλληση με θερμίτη μεταλλικών κατασκευών, ως φορέας ήχου και εικόνα σε μαγνητικές ταινίες, ως γυαλιστικό για χάλυβα και γυαλί.

Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:

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

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

Fe 2 O 3 + 2NaOH (συμπ.) →H 2 O+ 2 ΝΕΝΑφάμιΟ 2 (το κόκκινο)διοξοφερρικό (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 (εξαιρετικά καθαρό, 1050-1100 °C)

Fe 2 O 3 + Fe = 3 FeO (900 °C)

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

Παραλαβήστο εργαστήριο - θερμική αποσύνθεση αλάτων σιδήρου (III) στον αέρα:

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)

Στη φύση - μεταλλεύματα οξειδίου του σιδήρου αιματίτης Fe 2 O 3 και λιμονίτης Fe 2 O 3 nH 2 O

Υδροξείδιο σιδήρου (II). φά e(OH) 2 . Αμφοτερικό υδροξείδιο με κυριαρχία βασικών ιδιοτήτων. Λευκοί (μερικές φορές με πρασινωπή απόχρωση), οι δεσμοί Fe-OH είναι κυρίως ομοιοπολικοί. Θερμικά ασταθής. Οξειδώνεται εύκολα στον αέρα, ειδικά όταν είναι υγρό (σκουραίνει). Αδιάλυτο στο νερό. Αντιδρά με αραιά οξέα και συμπυκνωμένα αλκάλια. Τυπικός μειωτήρας. Ενδιάμεσο προϊόν στη σκουριά του σιδήρου. Χρησιμοποιείται στην κατασκευή της ενεργής μάζας μπαταριών σιδήρου-νικελίου.

Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:

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

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

Fe(OH) 2 + 2NaOH (> 50%) = Na 2 ↓ (μπλε-πράσινο) (βραστό)

4Fe(OH) 2 (αιώρημα) + O 2 (αέρας) → 4FeO(OH)↓ + 2H 2 O (t)

2Fe(OH) 2 (εναιώρημα) +H 2 O 2 (αραιωμένο) = 2FeO(OH)↓ + 2H 2 O

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

Παραλαβή: καθίζηση από διάλυμα με αλκάλια ή ένυδρη αμμωνία σε αδρανή ατμόσφαιρα:

Fe 2+ + 2OH (αρ.) = φάe(OH) 2 ↓

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

Μεταϋδροξείδιο του σιδήρου φά eO(OH). Αμφοτερικό υδροξείδιο με κυριαρχία βασικών ιδιοτήτων. Οι ανοιχτό καφέ, οι δεσμοί Fe - O και Fe - OH είναι κυρίως ομοιοπολικοί. Όταν θερμαίνεται, αποσυντίθεται χωρίς να λιώσει. Αδιάλυτο στο νερό. Κατακρημνίζεται από το διάλυμα με τη μορφή καφέ άμορφου πολυένυδρου Fe 2 O 3 nH 2 O, το οποίο, όταν διατηρείται σε αραιό αλκαλικό διάλυμα ή κατά την ξήρανση, μετατρέπεται σε FeO(OH). Αντιδρά με οξέα και στερεά αλκάλια. Ασθενής οξειδωτικός και αναγωγικός παράγοντας. Πυροσυσσωματωμένο με Fe(OH) 2. Ενδιάμεσο προϊόν στη σκουριά του σιδήρου. Χρησιμοποιείται ως βάση για κίτρινες ορυκτές βαφές και σμάλτα, απορροφητής για τα απόβλητα αέρια και καταλύτης στην οργανική σύνθεση.

Η ένωση της σύνθεσης Fe(OH) 3 είναι άγνωστη (δεν λαμβάνεται).

Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:

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

FeO(OH) + ZNS1 (αρ.) = FeC13 + 2H2O

FeO(OH)→ Fe 2 Ο 3 . nH 2 Ο-κολλοειδές(NaOH (συμπ.))

FeO(OH)→ Νένα 3 [φάe(OH) 6 ]άσπρο Na 5 και K4 αντίστοιχα. Και στις δύο περιπτώσεις, ένα μπλε προϊόν της ίδιας σύνθεσης και δομής, το KFe III, κατακρημνίζεται. Στο εργαστήριο αυτό το ίζημα ονομάζεται κυανούν χρώμα, ή μπλε τουρμπουλ:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Χημικές ονομασίες των αντιδραστηρίων έναρξης και των προϊόντων αντίδρασης:

K 3 Fe III - εξακυανοφερρικό κάλιο (III)

K 4 Fe III - εξακυανοφερτικό κάλιο (II)

КFe III - σίδηρος (III) εξακυανοφερτικό κάλιο (II)

Επιπλέον, ένα καλό αντιδραστήριο για τα ιόντα Fe 3+ είναι το θειοκυανικό ιόν NСS -, ο σίδηρος (III) συνδυάζεται με αυτό και εμφανίζεται ένα έντονο κόκκινο ("αιματηρό") χρώμα:

Fe 3+ + 6NCS - = 3-

Αυτό το αντιδραστήριο (για παράδειγμα, με τη μορφή άλατος KNCS) μπορεί ακόμη και να ανιχνεύσει ίχνη σιδήρου (III) στο νερό της βρύσης εάν περάσει από σιδερένιες σωλήνες επικαλυμμένους με σκουριά στο εσωτερικό.