17. d -elemendid.Raud, üldised omadused, omadused. Oksiidid ja hüdroksiidid, CO ja OM omadused, biorool, võime moodustada komplekse.
1. Üldised omadused.
Raud - PSHE neljanda perioodi kaheksanda rühma külgmise alamrühma d-element aatomnumbriga 26.
Üks levinumaid metalle maapõues (alumiiniumi järel teine koht).
Lihtaine raud on tempermalmist hõbevalge metall, millel on kõrge keemiline reaktsioonivõime: rauda kiiresti korrodeerub kõrgel temperatuuril või kõrge õhuniiskuse korral.
4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3
Raud põleb puhtas hapnikus ja peeneks hajutatud olekus süttib õhu käes spontaanselt.
3Fe + 2O2 = FeO + Fe2O3
3Fe + 4H2O = FeO*Fe2O3
FeO*Fe2O3 = Fe3O4 (raua skaala)
Tegelikult nimetatakse rauda tavaliselt madala lisandisisaldusega (kuni 0,8%) sulamiteks, mis säilitavad puhta metalli pehmuse ja elastsuse. Kuid praktikas kasutatakse sagedamini raua ja süsiniku sulameid: terast (kuni 2,14 massiprotsenti süsinikku) ja malmi (üle 2,14 massiprotsenti süsinikku), samuti roostevaba (legeeritud) terast, millele on lisatud legeerimist. metallid (kroom, mangaan, nikkel jne). Raua ja selle sulamite spetsiifiliste omaduste kombinatsioon muudab selle inimeste jaoks oluliseks "metalliks nr 1".
Looduses leidub rauda puhtal kujul harva, enamasti leidub seda raud-nikli meteoriitides. Raua sisaldus maakoores on 4,65% (4. koht O, Si, Al järel). Arvatakse, et raud moodustab ka suurema osa maakera tuumast.
2.Omadused
1.Füüsiline St. Raud on tüüpiline metall, vabas olekus on see hõbevalge värvusega hallika varjundiga. Puhas metall on plastiline, mitmesugused lisandid (eriti süsinik) suurendavad selle kõvadust ja haprust. Sellel on väljendunud magnetilised omadused. Sageli eristatakse nn rauatriaadi - kolme metalli rühma (raud Fe, koobalt Co, nikkel Ni), millel on sarnased füüsikalised omadused, aatomiraadiused ja elektronegatiivsuse väärtused.
2.Keemiline St.
|
Oksüdatsiooni olek |
Oksiid |
Hüdroksiid |
Iseloom |
Märkmed |
|
Nõrgalt põhiline |
||||
|
Väga nõrk alus, kohati amfoteerne |
||||
|
Ei saanud |
|
Hape |
Tugev oksüdeeriv aine |
Rauda iseloomustavad raua oksüdatsiooniastmed - +2 ja +3.
Oksüdatsiooniaste +2 vastab mustale oksiidile FeO ja rohelisele hüdroksiidile Fe(OH) 2. Nad on oma olemuselt põhilised. Soolades esineb Fe(+2) katioonina. Fe(+2) on nõrk redutseerija.
Oksüdatsiooniaste +3 vastab punakaspruunile oksiidile Fe 2 O 3 ja pruunile hüdroksiidile Fe(OH) 3. Nad on olemuselt amfoteersed, kuigi happelised, ja nende põhiomadused on nõrgalt väljendunud. Seega on Fe 3+ ioonid täielikult hüdrolüüsida isegi happelises keskkonnas. Fe(OH)3 lahustub (ja isegi siis mitte täielikult) ainult kontsentreeritud leelistes. Fe 2 O 3 reageerib leelistega ainult sulamisel, andes ferriidid(happe HFeO2 formaalsed happesoolad, mida vabas vormis ei eksisteeri):
Raud (+3) omab enamasti nõrku oksüdeerivaid omadusi.
Oksüdatsiooniastmed +2 ja +3 muutuvad redokstingimuste muutumisel üksteise vahel kergesti.
Lisaks on oksiid Fe 3 O 4, mille raua formaalne oksüdatsiooniaste on +8/3. Seda oksiidi võib aga pidada ka raud(II)ferriidiks Fe +2 (Fe +3 O 2) 2.
Samuti on oksüdatsiooniaste +6. Vastav oksiid ja hüdroksiid ei eksisteeri vabas vormis, kuid saadakse soolad - ferraate (näiteks K 2 FeO 4). Raud (+6) esineb neis anioonina. Ferraadid on tugevad oksüdeerivad ained.
Puhas metalliline raud on vees ja lahjendatud lahustes stabiilne leelised. Raud ei lahustu külmas kontsentreeritud väävel- ja lämmastikhappes, kuna metallpind passiveerub tugeva oksiidkilega. Kuum kontsentreeritud väävelhape, mis on tugevam oksüdeerija, interakteerub rauaga.
KOOS soola ja lahjendatud (umbes 20%) väävel happed raud reageerib, moodustades raud(II) soolasid:
Kui raud reageerib kuumutamisel ligikaudu 70% väävelhappega, moodustub reaktsioon raud(III)sulfaat:
3.Oksiidid ja hüdroksiidid, CO ja OM omadused...
Raud(II) ühendid
Raud(II)oksiidil FeO on aluselised omadused, sellele vastab alus Fe(OH)2. Raud(II) soolad on helerohelise värvusega. Säilitamisel, eriti niiskes õhus, muutuvad nad rauaks (III) oksüdeerumise tõttu pruuniks. Sama protsess toimub ka raud(II)soolade vesilahuste säilitamisel:
Püsiv raud(II) soolade suhtes vesilahustes Mohri sool- topeltammoonium ja raud(II)sulfaat (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O.
Reaktiiv Fe 2+ ioonide jaoks lahuses võib olla kaaliumheksatsüanoferraat (III) K 3 (punane veresool). Kui Fe 2+ ja 3− ioonid interakteeruvad, tekib sade turnbull sinine:
Raua (II) kvantitatiivseks määramiseks lahuses kasutage fenantroliin, moodustades punase kompleksi FePhen 3 rauaga (II) laias pH vahemikus (4-9)
Raud(III) ühendid
Raud(III)oksiid Fe 2 O 3 nõrk amfoteerne, sellele vastab veelgi nõrgem alus kui Fe(OH) 2, Fe(OH) 3, mis reageerib hapetega:
Fe 3+ soolad on altid kristalsete hüdraatide moodustumisele. Nendes on Fe 3+ ioon tavaliselt ümbritsetud kuue veemolekuliga. Sellised soolad on roosa või lilla värvusega.Fe 3+ ioon hüdrolüüsitakse täielikult isegi happelises keskkonnas. Kui pH > 4, see ioon sadestub peaaegu täielikult kui Fe(OH)3:
Fe 3+ iooni osalise hüdrolüüsiga tekivad polünukleaarsed okso- ja hüdroksokatiooni katioonid, mistõttu lahused muutuvad pruuniks Raud(III)hüdroksiidi Fe(OH) 3 põhiomadused avalduvad väga nõrgalt. See on võimeline reageerima ainult kontsentreeritud leeliste lahustega:
Saadud raud(III) hüdroksokompleksid on stabiilsed ainult tugevalt leeliselistes lahustes. Kui lahused lahjendatakse veega, need hävivad ja Fe(OH) 3 sadestub.
Leeliste ja teiste metallide oksiididega legeerides moodustab Fe2O3 mitmesuguseid ferriidid:
Raud(III) ühendid lahustes redutseeritakse metallilise rauaga:
Raud(III) on võimeline moodustama ühe laenguga topeltsulfaate katioonid tüüp maarjas, näiteks KFe(SO 4) 2 - raud-kaaliummaarjas, (NH 4) Fe(SO 4) 2 - raud-ammooniummaarjas jne.
Raua(III) ühendite kvalitatiivseks tuvastamiseks lahuses kasutatakse Fe 3+ ioonide kvalitatiivset reaktsiooni tiotsüanaadi ioonidega SCN − . Kui Fe 3+ ioonid interakteeruvad SCN − anioonidega, tekib erkpunase raudtiotsüanaadi komplekside 2+ , + , Fe(SCN) 3 , - segu. Segu koostis (ja seega ka selle värvuse intensiivsus) sõltub erinevatest teguritest, mistõttu see meetod ei ole raua täpseks kvalitatiivseks määramiseks kasutatav.
Teine kvaliteetne reaktiiv Fe 3+ ioonide jaoks on kaaliumheksatsüanoferraat (II) K 4 (kollane veresool). Kui Fe 3+ ja 4− ioonid interakteeruvad, tekib helesinine sade Preisi sinine:
Raua(VI) ühendid
Ferratas- raudhappe H 2 FeO 4 soolad, mida vabas vormis ei esine. Need on violetset värvi ühendid, mis meenutavad oksüdatiivselt permanganaate ja lahustuvuse poolest sulfaate. Ferraadid tekivad gaasiliste ainete toimel kloor või osoon leelises suspendeeritud Fe(OH)3 jaoks näiteks kaaliumferraat(VI) K 2 FeO 4 . Ferraadid on lillat värvi.
Ferratasid saab ka hankida elektrolüüs 30% leeliselahus raua anoodil:
Ferraadid on tugevad oksüdeerivad ained. Happelises keskkonnas lagunevad nad hapniku vabanemisega:
Selleks kasutatakse ferraatide oksüdeerivaid omadusi vee desinfitseerimine.
4.Biorool
1) Elusorganismides on raud oluline mikroelement, mis katalüüsib hapnikuvahetuse (hingamise) protsesse.
2) Raud sisaldub ensüümides tavaliselt kompleksina.Eelkõige on see kompleks hemoglobiinis, mis on kõige olulisem valk, mis tagab hapniku transpordi veres kõigisse inimeste ja loomade organitesse. Ja just tema värvib vere iseloomulikku punast värvi.
4) Raua liigne annus (200 mg ja rohkem) võib avaldada mürgist mõju. Raua üledoos pärsib organismi antioksüdantide süsteemi, mistõttu ei soovitata tervetel inimestel võtta rauapreparaate.
MÄÄRATLUS
Raud- D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise tabeli neljanda perioodi kaheksanda rühma element.
Ja helitugevuse number on 26. Sümbol on Fe (ladina “ferrum”). Üks levinumaid metalle maapõues (alumiiniumi järel teine koht).
Raua füüsikalised omadused
Raud on hall metall. Puhtal kujul on see üsna pehme, tempermalmist ja viskoosne. Välise energiataseme elektrooniline konfiguratsioon on 3d 6 4s 2. Oma ühendites on raua oksüdatsiooniastmed “+2” ja “+3”. Raua sulamistemperatuur on 1539C. Raud moodustab kaks kristallilist modifikatsiooni: α- ja γ-raud. Esimesel neist on kehakeskne kuupvõre, teisel näokeskne kuupvõre. α-raud on termodünaamiliselt stabiilne kahes temperatuurivahemikus: alla 912 °C ja 1394 °C kuni sulamistemperatuurini. Temperatuurivahemikus 912–1394 °C on γ-raud stabiilne.
Raua mehaanilised omadused sõltuvad selle puhtusest – isegi väga väikeste koguste muude elementide sisaldusest selles. Tahkel raual on omadus lahustada paljusid elemente iseenesest.
Raua keemilised omadused
Niiskes õhus raud kiiresti roostetab, s.t. kaetud pruuni hüdraatunud raudoksiidi kattega, mis oma rabeduse tõttu ei kaitse rauda edasise oksüdeerumise eest. Vees korrodeerub raud intensiivselt; Rikkaliku hapniku juurdepääsu korral moodustuvad raud(III)oksiidi hüdraatvormid:
2Fe + 3/2O 2 + nH 2 O = Fe 2 O 3 × H 2 O.
Hapnikupuuduse või raske juurdepääsu korral moodustub segaoksiid (II, III) Fe 3 O 4:
3Fe + 4H2O (v) ↔ Fe3O4 + 4H2.
Raud lahustub mis tahes kontsentratsiooniga vesinikkloriidhappes:
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2.
Lahustumine lahjendatud väävelhappes toimub sarnaselt:
Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2.
Väävelhappe kontsentreeritud lahustes oksüdeeritakse raud rauaks (III):
2Fe + 6H 2SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.
Väävelhappes, mille kontsentratsioon on 100% lähedal, muutub raud aga passiivseks ja koostoimet praktiliselt ei toimu. Raud lahustub lahjendatud ja mõõdukalt kontsentreeritud lämmastikhappe lahustes:
Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O.
Lämmastikhappe kõrge kontsentratsiooni korral lahustumine aeglustub ja raud muutub passiivseks.
Nagu teisedki metallid, reageerib raud lihtsate ainetega. Kuumutamisel tekivad reaktsioonid raua ja halogeenide vahel (olenemata halogeeni tüübist). Raua interaktsioon broomiga toimub viimase suurenenud aururõhul:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3;
3Fe + 4I 2 = Fe 3 I 8.
Raua koostoime väävli (pulber), lämmastiku ja fosforiga toimub ka kuumutamisel:
6Fe + N2 = 2Fe3N;
2Fe + P = Fe2P;
3Fe + P = Fe 3P.
Raud on võimeline reageerima mittemetallidega, nagu süsinik ja räni:
3Fe + C = Fe3C;
Raua ja komplekssete ainetega interaktsioonireaktsioonide hulgas on eriline roll järgmistel reaktsioonidel - raud on võimeline soolalahustest (1) redutseerima temast paremal olevas aktiivsusreas olevaid metalle, redutseerima raua (III) ühendeid ( 2):
Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu (1);
Fe + 2FeCl3 = 3FeCl2 (2).
Raud reageerib kõrgendatud rõhul mittesoola moodustava oksiidiga - CO, moodustades keeruka koostisega aineid - karbonüüle - Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 ja Fe 3 (CO) 12.
Raud on lisandite puudumisel vees ja lahjendatud leeliselahustes stabiilne.
Raua saamine
Peamine raua saamise meetod on rauamaak (hematiit, magnetiit) või selle soolade lahuste elektrolüüs (sel juhul saadakse “puhas” raud, s.t. lisanditeta raud).
Näited probleemide lahendamisest
NÄIDE 1
| Harjutus | 10 g kaaluvat rauakaalu Fe 3 O 4 töödeldi esmalt 150 ml vesinikkloriidhappe lahusega (tihedus 1,1 g/ml) vesinikkloriidi massiosaga 20%, seejärel lisati saadud lahusele raua liig. Määrake lahuse koostis (massiprotsentides). |
| Lahendus | Kirjutame reaktsioonivõrrandid vastavalt ülesande tingimustele: 8HCl + Fe3O4 = FeCl2 + 2FeCl3 + 4H20 (1); 2FeCl3 + Fe = 3FeCl2 (2). Teades vesinikkloriidhappe lahuse tihedust ja mahtu, saate teada selle massi: msool (HCl) = V(HCl) × ρ (HCl); m sool (HCl) = 150 × 1,1 = 165 g. Arvutame vesinikkloriidi massi: m(HCl) = msool (HCl) × co(HCl)/100%; m(HCl) = 165 × 20%/100% = 33 g. Vesinikkloriidhappe molaarmass (ühe mooli mass), mis on arvutatud D.I. keemiliste elementide tabeli abil. Mendelejev – 36,5 g/mol. Leiame vesinikkloriidi koguse: v(HCl) = m(HCl)/M(HCl); v(HCl) = 33/36,5 = 0,904 mol. Skaala molaarmass (ühe mooli mass), mis on arvutatud D.I. keemiliste elementide tabeli abil. Mendelejev – 232 g/mol. Leiame katlakivi aine koguse: v(Fe304) = 10/232 = 0,043 mol. Vastavalt võrrandile 1 v(HCl): v(Fe 3 O 4) = 1:8, seega v(HCl) = 8 v(Fe 3 O 4) = 0,344 mol. Siis on võrrandiga arvutatud vesinikkloriidi kogus (0,344 mol) väiksem kui ülesande avalduses näidatud (0,904 mol). Seetõttu on vesinikkloriidhapet liiga palju ja tekib veel üks reaktsioon: Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 (3). Määrame esimese reaktsiooni tulemusena tekkinud raud(III)kloriidi koguse (konkreetse reaktsiooni tähistamiseks kasutame indekseid): v1 (FeCl2):v (Fe203) = 1:1 = 0,043 mol; v1 (FeCl3):v(Fe203) = 2:1; v 1 (FeCl 3) = 2 × v (Fe 2 O 3) = 0,086 mol. Määrame reaktsioonis 1 mittereageerinud vesinikkloriidi koguse ja reaktsioonis 3 tekkinud raud(II)kloriidi koguse: v rem (HCl) = v(HCl) - v 1 (HCl) = 0,904 - 0,344 = 0,56 mol; v 3 (FeCl 2): v rem (HCl) = 1:2; v3 (FeCl2) = 1/2 × v rem (HCl) = 0,28 mol. Määrame reaktsiooni 2 käigus tekkinud FeCl 2 aine koguse, FeCl 2 aine üldkoguse ja selle massi: 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 summa (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 summa (FeCl 2) × M (FeCl 2) = 0,452 × 127 = 57,404 g. Määrame 2. ja 3. reaktsioonides osalenud aine koguse ja raua massi: v2 (Fe): v2 (FeCl3) = 1:2; v2 (Fe) = 1/2 × v2 (FeCl3) = 0,043 mol; v3 (Fe): v rem (HCl) = 1:2; v3 (Fe) = 1/2 × v rem (HCl) = 0,28 mol; v summa (Fe) = v 2 (Fe) + v 3 (Fe) = 0,043 + 0,28 = 0,323 mol; m(Fe) = v summa (Fe) × M(Fe) = 0,323 × 56 = 18,088 g. Arvutame reaktsioonis 3 vabaneva aine koguse ja vesiniku massi: v(H2) = 1/2 × v rem (HCl) = 0,28 mol; m (H2) = v (H2) × M (H2) = 0,28 × 2 = 0,56 g. Määrame saadud lahuse massi m’sol ja selles sisalduva FeCl2 massiosa: m’sool = msol (HCl) + m(Fe3O4) + m(Fe) – m(H2); |
Tunni eesmärgid:
- Tutvustage õpilastele perioodilise tabeli teise rühma elementi - rauda, selle struktuuri, omadusi.
- Teadma raua asukohta looduses, selle saamisviise, rakendust, füüsikalisi omadusi.
- Oskab iseloomustada rauda kui sekundaarse alarühma elementi.
- Oskab tõestada raua ja selle ühendite keemilisi omadusi, kirjutada reaktsioonivõrrandeid molekulaarses, ioonilises, redoks-vormis.
- Arendada õpilaste oskusi koostada rauaga seotud reaktsioonide võrrandeid, kujundada õpilastes teadmisi raua ioonide kvalitatiivsetest reaktsioonidest.
- Kasvatage huvi teema vastu.
Varustus: raud (pulber, tihvt, plaat), väävel, hapnikukolb, vesinikkloriidhape, raud(II)sulfaat, raud(III)kloriid, naatriumhüdroksiid, punased ja kollased veresoolad.
TUNNIDE AJAL
I. Organisatsioonimoment
II. Kodutööde kontrollimine
III. Uue materjali õppimine
1. Õpetaja tutvustus.
– Raua tähtsus elus, roll tsivilisatsiooni ajaloos. Üks levinumaid metalle maakoores on raud. Seda hakati kasutama palju hiljem kui teisi metalle (vask, kuld, tsink, plii, tina), mis on tõenäoliselt tingitud rauamaagi vähesest sarnasusest metalliga. Primitiivsetel inimestel oli väga raske aru saada, et maagist saab metalli, mida saab edukalt kasutada erinevate esemete valmistamisel, selle põhjuseks oli tööriistade ja vajalike seadmete puudumine sellise protsessi korraldamiseks. Möödus päris kaua aega, enne kui inimene õppis maagist rauda ammutama ning sellest terast ja malmi valmistama.
Praegu on mustmetallurgia jaoks vajalik tooraine rauamaak, need mineraalid, milleta ei saa hakkama ükski arenenud tööstusriik. Maailma aastane rauamaagi toodang on ligikaudu 350 000 000 tonni. Neid kasutatakse raua (süsinikusisaldus 0,2-0,4%), malmi (2,5-4% süsiniku), terase (2,5-1,5% süsiniku) sulatamiseks.Tööstuses kasutatakse terast kõige rohkem kui raud ja malm, mis on miks on selle sulatamise järele suurem nõudlus.
Malmi sulatamiseks rauamaakidest kasutatakse kõrgahjusid, mis töötavad söel või koksil; terast ja rauda sulatatakse malmist kajaga avatud koldeahjudes, Bessemeri konverterites või Thomase meetodil.
Mustmetallid ja nende sulamid omavad inimühiskonna elus ja arengus suurt tähtsust. Kõikvõimalikud majapidamis- ja tarbeesemed on rauast. Sadu miljoneid tonne terast ja malmi kasutatakse laevade, lennukite, raudteetranspordi, autode, sildade, raudteede, erinevate hoonete, seadmete ja muu ehitamiseks. Põllumajanduses ja tööstuses pole ühtegi haru, kus rauda ja selle erinevaid sulameid ei kasutataks.
Vähesed tavaliselt looduses leiduvad rauda sisaldavad mineraalid on rauamaak. Selliste mineraalide hulka kuuluvad: pruun rauamaak, hematiit, magnetiit ja teised, mis moodustavad suuri maardlaid ja hõivavad suuri alasid.
Magnetiidi ehk magnetilise rauamaagi keemiline seos, millel on raudmust värv ja ainulaadne omadus - magnetism, on raudoksiidist ja raudoksiidist koosnev ühend. Looduslikus keskkonnas võib seda leida nii granuleeritud või tahkete masside kui ka hästi moodustunud kristallide kujul. Rauamaak on magnetiidi metallilise rauasisalduse poolest rikkaim (kuni 72%).
Meie riigi suurimad magnetiidimaakide maardlad asuvad Uuralites, Vysokaya, Blagodati, Magnitnaja mägedes, mõnes Siberi piirkonnas - Angara jõgikonnas, Shoria mäestikus, Koola poolsaare territooriumil.
2. Töötage klassiga. Raua kui keemilise elemendi omadused
a) Asukoht perioodilisuse tabelis:
1. harjutus. Määrake raua asukoht perioodilises tabelis?
Vastus: Raud paikneb 4. suurperioodil, paarisreas, 8. rühmas, kõrvalrühmas.
b) aatomi struktuur:
2. ülesanne. Joonistage raua aatomi koostis ja struktuur, elektrooniline valem ja rakud.
Vastus: Fe +3 2) 8) 14) 2) metall
p = 26
e = 26
n = (56–26) = 301 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 p 6 4 s 2
küsimus. Millistel rauakihtidel asuvad valentselektronid? Miks?
Vastus. Valentselektronid asuvad viimasel ja eelviimasel kihil, kuna see on sekundaarse alarühma element.
Raud on klassifitseeritud d-elemendiks, see on osa elementide triaadist - metallid (Fe-Co-Ni);
c) raua redoksomadused:
küsimus. Mis on raud – oksüdeeriv aine või redutseerija? Millised oksüdatsiooniastmed ja valents sellel on?
Vastus:
Fe 0 – 2e = Fe +3) redutseerija
Fe 0 – 3e = Fe +3
s.o.+ 2,+ 3; valents = II ja III, valents 7 – ei näita;
d) rauaühendid:
FeO – aluseline oksiid
Fe(OH) 2 – lahustumatu alus
Fe 2 O 3 – amfoteersuse tunnustega oksiid
Fe(OH) 3 – amfoteersuse tunnustega alus
Lenduvad vesinikuühendid ei ole.
d) looduses viibimine.
Raud on looduses (alumiiniumi järel) suuruselt teine metall.Vabas olekus leidub rauda ainult meteoriitides.Olulisemad looduslikud ühendid:
FeO*3HO – pruun rauamaak,
FeO - punane rauamaak,
FeO (FeO*FeO) – magnetiline rauamaak,
FeS – raudpüriit (püriit)
Rauaühendeid leidub elusorganismides.
3. Lihtaine raua omadused
a) molekulaarstruktuur, sideme tüüp, kristallvõre tüüp; (sõltumatu)
b) raua füüsikalised omadused
Raud on hõbehall metall, millel on suurepärane plastilisus, plastilisus ja tugevad magnetilised omadused. Raua tihedus on 7,87 g/cm 3, sulamistemperatuur 1539 t o C.
c) raua keemilised omadused:
Rauaaatomid loovutavad reaktsioonides elektrone ja nende oksüdatsiooniaste on + 2, + 3 ja mõnikord + 6.
Reaktsioonides on raud redutseerija. Kuid tavatemperatuuril ei interakteeru see isegi kõige aktiivsemate oksüdeerivate ainetega (halogeenid, hapnik, väävel), kuid kuumutamisel muutub see aktiivseks ja reageerib nendega:
2Fe +3Cl 2 = 2FeCl 3 Raud(III)kloriid
3Fe + 2O 2 = Fe 2 O 3 (FeO*Fe O) raud(III)oksiid
Fe +S = FeS Raud(II)sulfiid
Väga kõrgel temperatuuril reageerib raud süsiniku, räni ja fosforiga.
3Fe + C = Fe 3 C Raudkarbiid (tsementiit)
3Fe + Si = Fe 3 Si Rauasilitsiid
3Fe + 2P = Fe 3P 2 Raudfosfiid
Raud reageerib keerukate ainetega.
Niiskes õhus raud kiiresti hapestub (söövitub):
4Fe + 3O 2 + 6H2O = 4Fe(OH) 3
Fe(OH) 3 ––> FeOOH + H 2 O
Rooste
Raud on metallide elektrokeemilise pingerea keskel, seega on ta metall keskmine aktiivsus. Raua redutseerimisvõime on väiksem kui leelistel, leelismuldmetallidel ja alumiiniumil. Ainult kõrgel temperatuuril reageerib kuum raud veega:
3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2
Raud reageerib lahjendatud väävel- ja vesinikkloriidhappega, tõrjudes neist välja vesiniku:
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2
Fe 0 + 2H + = Fe 2+ + H 2 0
Tavalisel temperatuuril raud ei interakteeru kontsentreeritud väävelhappega, kuna see passiveerub. Kuumutamisel oksüdeerib kontsentreeritud väävelhape raua raud(III)sulfaadiks:
2Fe + 6H 2SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
Lahjendatud lämmastikhape oksüdeerib raua raud(III)nitraadiks:
Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O
Kontsentreeritud lämmastikhape passiveerib rauda.
Soolalahustest tõrjub raud välja metallid, mis asuvad elektrokeemilises pingereas temast paremal:
Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu,
d) raua kasutamine (ise)
e) vastuvõtmine (koos õpilastega)
Tööstuses saadakse rauda selle taandamisel rauamaakidest süsiniku (koksi) ja vingugaasiga (II) kõrgahjudes.
Kõrgahju protsessi keemia on järgmine:
C + O = CO
CO + C = 2CO
3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2
Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2
FeO + CO = Fe + CO 2
4. Rauaühendid
Nende ühendite keemilised omadused.
Lisand. Raud(II)ühendid on ebastabiilsed, võivad oksüdeeruda ja muutuda raud(III)ühenditeks
Fe +2 Cl 2 + Cl 2 = Fe +3 Cl 3 moodustavad redoksmaja
Fe +2 (OH) + H 2 O + O 2 = Fe +3 (OH) 3 skeemid, võrdsustage.
Nende ühendite keemilised omadused
Samuti on kvalitatiivne reaktsioon Fe +2-le raua(II) soolade reaktsioon ainega, mida nimetatakse punase veresoolaks K3 - see on kompleksühend.
3FeCl + 2K 3 = Fe 3)
