DEFINICJA

Żelazo- element ósmej grupy czwartego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych autorstwa D. I. Mendelejewa.

A numer tomu to 26. Symbolem jest Fe (łac. „ferrum”). Jeden z najpowszechniejszych metali w skorupie ziemskiej (drugie miejsce po aluminium).

Właściwości fizyczne żelaza

Żelazo to szary metal. W czystej postaci jest dość miękki, plastyczny i lepki. Konfiguracja elektroniczna zewnętrznego poziomu energii to 3d 6 4s 2. W swoich związkach żelazo wykazuje stopnie utlenienia „+2” i „+3”. Temperatura topnienia żelaza wynosi 1539°C. Żelazo tworzy dwie modyfikacje krystaliczne: żelazo α i γ. Pierwsza z nich ma siatkę sześcienną skupioną na ciele, druga ma siatkę sześcienną skupioną na twarzy. Żelazo α jest stabilne termodynamicznie w dwóch zakresach temperatur: poniżej 912°C i od 1394°C do temperatury topnienia. Między 912 a 1394C żelazo γ jest stabilne.

Właściwości mechaniczne żelaza zależą od jego czystości – zawartości w nim nawet bardzo małych ilości innych pierwiastków. Żelazo stałe ma zdolność rozpuszczania w sobie wielu pierwiastków.

Właściwości chemiczne żelaza

W wilgotnym powietrzu żelazo szybko rdzewieje, tj. pokryty brązową powłoką uwodnionego tlenku żelaza, który ze względu na swoją kruchość nie chroni żelaza przed dalszym utlenianiem. W wodzie żelazo intensywnie koroduje; przy obfitym dostępie tlenu powstają uwodnione formy tlenku żelaza (III):

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

Przy braku tlenu lub przy utrudnionym dostępie powstaje mieszany tlenek (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2O (v) ↔ Fe 3O 4 + 4H 2.

Żelazo rozpuszcza się w kwasie solnym o dowolnym stężeniu:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2.

Rozpuszczanie w rozcieńczonym kwasie siarkowym przebiega podobnie:

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

W stężonych roztworach kwasu siarkowego żelazo utlenia się do żelaza (III):

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

Jednak w kwasie siarkowym, którego stężenie jest bliskie 100%, żelazo staje się pasywne i praktycznie nie ma interakcji. W rozcieńczonych i średnio stężonych roztworach kwasu azotowego żelazo rozpuszcza się:

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

Przy wysokich stężeniach kwasu azotowego rozpuszczanie ulega spowolnieniu, a żelazo staje się bierne.

Podobnie jak inne metale, żelazo reaguje z prostymi substancjami. Reakcje pomiędzy żelazem i halogenami (niezależnie od rodzaju halogenu) zachodzą podczas ogrzewania. Oddziaływanie żelaza z bromem zachodzi przy zwiększonej prężności pary tego ostatniego:

2Fe + 3Cl 2 \u003d 2FeCl 3;

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

Oddziaływanie żelaza z siarką (proszek), azotem i fosforem zachodzi również po podgrzaniu:

6Fe + N2 = 2Fe3N;

2Fe + P = Fe2P;

3Fe + P = Fe3P.

Żelazo może reagować z niemetalami, takimi jak węgiel i krzem:

3Fe + C = Fe 3C;

Wśród reakcji interakcji żelaza z substancjami złożonymi szczególną rolę odgrywają następujące reakcje - żelazo jest w stanie redukować metale znajdujące się w szeregu aktywności po prawej stronie z roztworów soli (1), redukując związki żelaza (III) ( 2):

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

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

Żelazo pod podwyższonym ciśnieniem reaguje z nie tworzącym soli tlenkiem - CO, tworząc substancje o złożonym składzie - karbonylki - Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 i Fe 3 (CO) 12.

Żelazo przy braku zanieczyszczeń jest stabilne w wodzie i rozcieńczonych roztworach alkalicznych.

Zdobywanie żelaza

Główną metodą pozyskiwania żelaza jest ruda żelaza (hematyt, magnetyt) lub elektroliza roztworów jego soli (w tym przypadku otrzymuje się żelazo „czyste”, czyli pozbawione zanieczyszczeń).

Przykłady rozwiązywania problemów

PRZYKŁAD 1

Ćwiczenia

Żelazną łuskę Fe 3 O 4 o masie 10 g najpierw zadano 150 ml roztworu kwasu solnego (gęstość 1,1 g/ml) o udziale masowym chlorowodoru 20%, a następnie do otrzymanego roztworu dodano nadmiar żelaza. Określić skład roztworu (w % wagowych).

Rozwiązanie

Zapiszmy równania reakcji zgodnie z warunkami zadania: 8HCl + Fe3O4 = FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O (1); 2FeCl3 + Fe = 3FeCl2 (2). Znając gęstość i objętość roztworu kwasu solnego, możesz znaleźć jego masę: m zol (HCl) = V(HCl) × ρ (HCl); m zol (HCl) = 150×1,1 = 165 g. Obliczmy masę chlorowodoru: m(HCl) = m zol (HCl) × ω(HCl)/100%; m(HCl) = 165×20%/100% = 33 g. Masa molowa (masa jednego mola) kwasu solnego, obliczona na podstawie tabeli pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew – 36,5 g/mol. Znajdźmy ilość chlorowodoru: v(HCl) = m(HCl)/M(HCl); v(HCl) = 33/36,5 = 0,904 mol. Masa molowa (masa jednego mola) skali, obliczona na podstawie tabeli pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew – 232 g/mol. Znajdźmy ilość substancji skali: v(Fe3O4) = 10/232 = 0,043 mol. Zgodnie z równaniem 1, v(HCl): v(Fe 3 O 4) \u003d 1: 8 zatem v (HCl) \u003d 8 v (Fe 3 O 4) \u003d 0,344 mol. Wówczas ilość substancji chlorowodorowej obliczona według równania (0,344 mol) będzie mniejsza niż wskazana w stanie zadania (0,904 mol). Dlatego kwas solny jest w nadmiarze i będzie przebiegać inna reakcja: Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 (3). Określmy ilość substancji chlorku żelaza powstałej w wyniku pierwszej reakcji (wskaźniki oznaczają konkretną reakcję): 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. Określmy ilość chlorowodoru, która nie przereagowała w reakcji 1 oraz ilość substancji chlorku żelaza(II) powstałej w reakcji 3: v rem (HCl) \u003d v (HCl) - v 1 (HCl) \u003d 0,904 - 0,344 \u003d 0,56 mol; v 3 (FeCl 2): ​​​​v rem (HCl) = 1:2; v 3 (FeCl 2) = 1/2 × v rem (HCl) = 0,28 mol. Wyznaczmy ilość substancji FeCl 2 powstałej podczas reakcji 2, całkowitą ilość substancji FeCl 2 i jej masę: 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 suma (FeCl 2) \u003d v 1 (FeCl 2) + v 2 (FeCl 2) + v 3 (FeCl 2) \u003d 0,043 + 0,129 + 0,28 \u003d 0,452 mol; m (FeCl 2) \u003d v suma (FeCl 2) × M (FeCl 2) \u003d 0,452 × 127 \u003d 57,404 g. Wyznaczmy ilość substancji i masę żelaza, które weszło w reakcje 2 i 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; v3 (Fe) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 mol; v suma (Fe) \u003d v 2 (Fe) + v 3 (Fe) \u003d 0,043 + 0,28 \u003d 0,323 mol; m(Fe) = v suma (Fe) ×M(Fe) = 0,323 ×56 = 18,088 g. Obliczmy ilość substancji i masę wodoru uwolnionego w reakcji 3: v(H2) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 mol; m(H 2) = v(H 2) × M(H 2) = 0,28 × 2 = 0,56 g. Określamy masę powstałego roztworu m 'sol i udział masowy FeCl 2 w nim: m’ zol \u003d m zol (HCl) + m (Fe 3 O 4) + m (Fe) - m (H 2);

Wstęp

Badanie właściwości chemicznych poszczególnych pierwiastków jest integralną częścią kursu chemii we współczesnej szkole, która pozwala w oparciu o podejście indukcyjne przyjąć założenia dotyczące charakterystyki chemicznego oddziaływania pierwiastków na podstawie ich właściwości fizycznych i chemicznych cechy. Jednak możliwości szkolnego laboratorium chemicznego nie zawsze pozwalają w pełni wykazać zależność właściwości chemicznych pierwiastka od jego położenia w układzie okresowym pierwiastków chemicznych i cech strukturalnych prostych substancji.

Właściwości chemiczne siarki wykorzystuje się zarówno na początku kursu chemii, aby wykazać różnicę między zjawiskami chemicznymi i fizycznymi, jak i przy badaniu właściwości poszczególnych pierwiastków chemicznych. Najczęściej wytyczne zalecają wykazanie oddziaływania siarki z żelazem, jako przykład zjawisk chemicznych i przykład właściwości utleniających siarki. Ale w większości przypadków reakcja ta albo w ogóle nie występuje, albo skutków jej wystąpienia nie można ocenić gołym okiem. Różne możliwości przeprowadzenia tego eksperymentu charakteryzują się często małą powtarzalnością wyników, co nie pozwala na ich systematyczne wykorzystanie w charakteryzowaniu powyższych procesów. Dlatego też zasadne jest poszukiwanie opcji, które mogłyby stanowić alternatywę dla wykazania procesu oddziaływania żelaza z siarką, adekwatną do charakterystyki szkolnej pracowni chemicznej.

Cel: Zbadaj możliwość przeprowadzenia w szkolnym laboratorium reakcji polegających na oddziaływaniu siarki z metalami.

Zadania:

Określ główne właściwości fizyczne i chemiczne siarki;

Analizować warunki przebiegu i występowania reakcji oddziaływania siarki z metalami;

Badanie znanych metod realizacji oddziaływania siarki z metalami;

Dobierać układy do przeprowadzania reakcji;

Ocenić adekwatność wybranych reakcji do warunków szkolnej pracowni chemicznej.

Przedmiot badań: reakcje oddziaływania siarki z metalami

Przedmiot badań: wykonalność reakcji oddziaływania siarki z metalami w laboratorium szkolnym.

Hipoteza: Alternatywą dla oddziaływania żelaza z siarką w szkolnym laboratorium chemicznym będzie reakcja chemiczna spełniająca wymogi przejrzystości, powtarzalności, względnego bezpieczeństwa i dostępności reagujących substancji.

Naszą pracę chcemy rozpocząć od krótkiego opisu siarki:

Pozycja w układzie okresowym: siarka należy do okresu 3, grupy VI, podgrupy głównej (A), należy do pierwiastków s.

Liczba atomowa siarki wynosi 16, dlatego ładunek atomu siarki wynosi + 16, liczba elektronów wynosi 16. Trzy poziomy elektronów na poziomie zewnętrznym to 6 elektronów

Schemat rozmieszczenia elektronów według poziomów:

16 S )))
2 8 6

Jądro atomu siarki 32S zawiera 16 protonów (równych ładunkowi jądra) i 16 neutronów (masa atomowa minus liczba protonów: 32 – 16 = 16).

Wzór elektroniczny: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4

Tabela 1

Wartości potencjałów jonizacyjnych atomu siarki

Potencjał jonizacji

Energia (eV)

Siarka na zimno dość obojętny (łączy się energetycznie tylko z fluor), ale po podgrzaniu staje się bardzo aktywny chemicznie - reaguje z halogenami(z wyjątkiem jodu), tlen, wodór i z prawie wszystkimi metalami. W rezultacie reakcje ten ostatni typ wytwarza odpowiednie związki siarki.

Reaktywność siarki, jak każdego innego pierwiastka, podczas interakcji z metalami zależy od:

aktywność substancji reagujących. Na przykład siarka będzie najaktywniej oddziaływać z metalami alkalicznymi

na temperaturę reakcji. Wyjaśnia to termodynamiczne cechy procesu.

Termodynamiczną możliwość spontanicznego zachodzenia reakcji chemicznych w standardowych warunkach określa standardowa energia Gibbsa reakcji:

ΔG 0 T< 0 – прямая реакция протекает

ΔG 0 Т > 0 – bezpośrednia reakcja nie jest możliwa

od stopnia rozdrobnienia reagujących substancji, ponieważ zarówno siarka, jak i metale reagują głównie w stanie stałym.

Podano charakterystykę termodynamiczną niektórych reakcji siarki z metalami na slajdzie 4

Z tabeli widać, że termodynamicznie możliwe jest oddziaływanie siarki zarówno z metalami początku szeregu naprężeń, jak i metalami o niskiej aktywności.

Zatem siarka jest dość aktywnym niemetalem po podgrzaniu, zdolnym do reagowania z metalami zarówno o wysokiej aktywności (alkaliczne), jak i o niskiej aktywności (srebro, miedź).

Badanie oddziaływania siarki z metalami

Dobór systemów do badań

Do badania oddziaływania siarki z metalami wybrano układy obejmujące metale znajdujące się w różnych miejscach szeregu Beketowa, posiadające różną aktywność.

Jako warunki selekcji przyjęto następujące kryteria: szybkość przeprowadzenia, widoczność, kompletność reakcji, względne bezpieczeństwo, powtarzalność wyniku, substancje powinny wyraźnie różnić się właściwościami fizycznymi, obecność substancji w szkolnym laboratorium, udane próby do prowadzenia oddziaływań siarki z określonymi metalami.

Aby ocenić powtarzalność przeprowadzonych reakcji, każde doświadczenie przeprowadzono trzykrotnie.

W oparciu o te kryteria do eksperymentu wybrano następujące układy reakcyjne:

SIARKA I MIEDŹ Cu + S = CuS + 79 kJ/mol

Metodologia i oczekiwany efekt

Weź 4 g siarki w postaci proszku i wlej do probówki. Podgrzej siarkę w probówce do wrzenia. Następnie weź drut miedziany i podgrzej go nad płomieniem. Gdy siarka się roztopi i zagotuje, włóż do niej drut miedziany

Spodziewany wynik:Probówka jest wypełniona brązowymi oparami, drut nagrzewa się i „pali”, tworząc kruchy siarczek.

2. Oddziaływanie siarki z miedzią.

Reakcja nie była bardzo wyraźna, samoistne nagrzewanie miedzi również nie nastąpiło. Po dodaniu kwasu solnego nie zaobserwowano znaczącego wydzielania się gazu.

SIARKA I ŻELAZO Fe + S = FeS + 100,4 kJ/mol

Metodologia i oczekiwany efekt

Weź 4 g sproszkowanej siarki i 7 g sproszkowanego żelaza i wymieszaj. Powstałą mieszaninę wlać do probówki. Podgrzejmy substancje w probówce

Spodziewany wynik:Następuje silne samorzutne ogrzewanie mieszaniny. Powstały siarczek żelaza jest spiekany. Substancja nie jest oddzielana przez wodę i nie reaguje na magnes.

1. Oddziaływanie siarki z żelazem.

Przeprowadzenie reakcji prowadzącej do wytworzenia siarczku żelaza bez pozostałości w warunkach laboratoryjnych jest prawie niemożliwe, bardzo trudno jest określić, kiedy substancje całkowicie przereagowały, nie obserwuje się samorzutnego ogrzewania mieszaniny reakcyjnej. Otrzymaną substancję sprawdzono, czy jest to siarczek żelaza. W tym celu użyliśmy HCl. Kiedy upuściliśmy substancję na kwas solny, zaczęła się ona pienić i wydzielał się siarkowodór.

SIARKA I SÓD 2Na + S = Na2S + 370,3 kJ/mol

Metodologia i oczekiwany efekt

Weź 4 g sproszkowanej siarki, wlej do moździerza i dobrze rozetrzyj

Odetnij kawałek sodu o masie około 2 g. Odetnij warstwę tlenkową i zmiel je razem.

Spodziewany wynik:Reakcja przebiega szybko i możliwy jest samozapłon reagentów.

3. Oddziaływanie siarki z sodem.

Oddziaływanie siarki z sodem samo w sobie jest niebezpiecznym i zapadającym w pamięć eksperymentem. Po kilku sekundach pocierania poleciały pierwsze iskry, a sód i siarka w zaprawie zapaliły się i zaczęły się palić. Kiedy produkt wchodzi w interakcję z kwasem solnym, aktywnie uwalnia się siarkowodór.

SIARKA I CYNK Zn + S = ZnS + 209 kJ/mol

Metodologia i oczekiwany efekt

Weź sproszkowaną siarkę i cynk po 4 g, wymieszaj substancje. Wlać gotową mieszaninę na siatkę azbestową. Do substancji doprowadzamy gorącą pochodnię

Spodziewany wynik:Reakcja nie przebiega natychmiast, ale gwałtownie tworzy się zielonkawo-niebieski płomień.

4. Oddziaływanie siarki z cynkiem.

Reakcja jest bardzo trudna do zapoczątkowania, jej zapoczątkowanie wymaga użycia silnych utleniaczy lub wysokiej temperatury. Substancje błyskają zielonkawo-niebieskim płomieniem. Kiedy płomień gaśnie, w tym miejscu pozostaje pozostałość, a podczas interakcji z kwasem solnym wydziela się nieznacznie siarkowodór.

SIARKA I ALUMINIUM 2Al + 3S = Al2S3 + 509,0 kJ/mol

Metodologia i oczekiwany efekt

Weź sproszkowaną siarkę o masie 4 g i aluminium o masie 2,5 g i wymieszaj. Powstałą mieszaninę umieszczamy na siatce azbestowej. Zapalić mieszaninę płonącym magnezem

Spodziewany wynik:Reakcja powoduje błysk.

5. Oddziaływanie siarki z aluminium.

Reakcja wymaga dodatku silnego utleniacza jako inicjatora. Po zapłonie płonącym magnezem nastąpił silny błysk żółtawo-białego koloru, dość aktywnie uwalnia się siarkowodór.

SIARKA I MAGNEZ Mg + S = MgS + 346,0 kJ/mol

Metodologia i oczekiwany efekt

Weź wiórki magnezu 2,5 g i sproszkowaną siarkę 4 g i wymieszaj

Umieść powstałą mieszaninę na siatce azbestowej. Do powstałej mieszaniny doprowadzamy drzazgę.

Spodziewany wynik:Reakcja powoduje potężny błysk.

4. Oddziaływanie siarki z magnezem.

Reakcja wymaga dodatku czystego magnezu jako inicjatora. Następuje silny błysk białawego koloru, aktywnie uwalnia się siarkowodór.

Wniosek

Reakcja prowadząca do wytworzenia siarczku żelaza nie została zakończona, ponieważ pozostałość pozostała w postaci mieszaniny plastycznej siarki i żelaza.

Najbardziej aktywne uwalnianie siarkowodoru zaobserwowano w siarczku sodu oraz siarczkach magnezu i glinu.

Siarczek miedzi miał mniej aktywne uwalnianie siarkowodoru.

Przeprowadzanie eksperymentów w celu uzyskania siarczku sodu jest niebezpieczne i nie jest zalecane w szkolnym laboratorium.

Reakcje prowadzące do wytworzenia siarczków glinu, magnezu i cynku są najbardziej odpowiednie do przeprowadzenia w warunkach szkolnych.

Oczekiwane i rzeczywiste wyniki zbiegły się w przypadku interakcji siarki z sodem, magnezem i glinem.

Wniosek

Pomimo istniejących zaleceń dotyczących wykazania oddziaływania żelaza z siarką jako przykładu ilustrującego zjawiska chemiczne i właściwości utleniające siarki na lekcjach chemii w szkole średniej, faktycznej realizacji takiego eksperymentu często nie towarzyszy widoczny efekt.

Przy ustalaniu alternatywy dla tej demonstracji wybrano systemy spełniające wymagania dotyczące widoczności, bezpieczeństwa i dostępności substancji reagujących w szkolnym laboratorium. Jako możliwe warianty wybrano układy reakcji siarki z miedzią, żelazem, cynkiem, magnezem, aluminium i sodem, co pozwoliło ocenić skuteczność wykorzystania reakcji siarki z różnymi metalami w ramach eksperymentów demonstracyjnych na lekcjach chemii.

Na podstawie wyników eksperymentów stwierdzono, że najbardziej optymalne do tych celów jest zastosowanie układów reakcji siarki z metalami o średnio-wysokiej aktywności (magnez, aluminium).

Na podstawie przeprowadzonych eksperymentów powstał film prezentujący właściwości utleniające siarki na przykładzie jej oddziaływania z metalami, co pozwala opisać te właściwości bez przeprowadzania eksperymentu na pełną skalę. Jako dodatkową pomoc stworzono stronę internetową ( ), który prezentuje m.in. wyniki badania w formie wizualnej.

Wyniki badań mogą stać się podstawą do bardziej pogłębionych badań charakterystyki właściwości chemicznych niemetali, kinetyki chemicznej i termodynamiki.

Właściwości chemiczne żelaza Spójrzmy na przykład jego interakcji z typowymi niemetalami - siarką i tlenem.

Zmieszaj żelazo i siarkę rozdrobnione na proszek na szalce Petriego. Podgrzejmy stalową igłę dziewiarską w płomieniu i przyłóżmy ją do mieszaniny odczynników. Gwałtownej reakcji żelaza z siarką towarzyszy wydzielanie energii cieplnej i świetlnej. Stały produkt interakcji tych substancji, siarczek żelaza (II), jest czarny. W przeciwieństwie do żelaza nie przyciąga go magnes.

Żelazo reaguje z siarką, tworząc siarczek żelaza(II). Utwórzmy równanie reakcji:

Reakcja żelaza z tlenem również wymaga wstępnego podgrzania. Wsyp piasek kwarcowy do grubościennego naczynia. Podgrzejmy w płomieniu palnika wiązkę bardzo cienkiego drutu żelaznego – tzw. wełny żelaznej. Umieść gorący drut w naczyniu zawierającym tlen. Żelazo pali się olśniewającym płomieniem, rozpraszając iskry - gorące cząstki żelaznej zgorzeliny Fe 3 O 4.

Ta sama reakcja zachodzi również w powietrzu, gdy stal nagrzewa się bardzo na skutek tarcia podczas obróbki.

Kiedy żelazo spala się w tlenie lub w powietrzu, tworzy się kamień żelazny:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4, Materiał ze strony

lub 3Fe + 2O2 = FeO. Fe 2 O 3 .

Skala żelaza to związek, w którym żelazo ma różne wartości wartościowości.

Przejściu obu reakcji połączenia towarzyszy uwolnienie energii cieplnej i świetlnej.

Na tej stronie znajdują się materiały na następujące tematy:

• Jakiego rodzaju reakcją jest siarczek żelaza z tlenem?

• Napisz równanie żelaza i siarki

• Poziom reakcji żelaza z tlenem

• Przykład reakcji chemicznej pomiędzy żelazem i siarką

• Równanie oddziaływania tlenu z żelazem

Pytania dotyczące tego materiału:

Żelazo jest pierwiastkiem bocznej podgrupy ósmej grupy czwartego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejewa o liczbie atomowej 26. Jest oznaczony symbolem Fe (łac. Ferrum). Jeden z najpowszechniejszych metali w skorupie ziemskiej (drugie miejsce po aluminium). Metal o średniej aktywności, środek redukujący.

Główne stopnie utlenienia - +2, +3

Prosta substancja żelaza to kowalny srebrnobiały metal o wysokiej reaktywności chemicznej: żelazo szybko koroduje w wysokich temperaturach lub przy wysokiej wilgotności powietrza. Żelazo spala się w czystym tlenie, a w stanie drobno rozproszonym samorzutnie zapala się w powietrzu.

Właściwości chemiczne prostej substancji - żelaza:

Rdzewieje i pali się w tlenie

1) W powietrzu żelazo łatwo utlenia się w obecności wilgoci (rdzewienie):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Gorący drut żelazny spala się w tlenie, tworząc kamień - tlenek żelaza (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

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

2) W wysokich temperaturach (700–900°C) żelazo reaguje z parą wodną:

3Fe + 4H 2O – t° → Fe 3O 4 + 4H 2

3) Żelazo reaguje z niemetalami po podgrzaniu:

2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °C)

Fe + S – t° → FeS (600 °C)

Fe+2S → Fe +2 (S2-1) (700°C)

4) W szeregu napięciowym, znajdujący się na lewo od wodoru, reaguje z rozcieńczonymi kwasami HCl i H 2 SO 4, tworzą się sole żelaza(II) i wydziela się wodór:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (reakcje prowadzi się bez dostępu powietrza, w przeciwnym razie Fe +2 jest stopniowo przekształcany przez tlen w Fe +3)

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

W stężonych kwasach utleniających żelazo rozpuszcza się dopiero po podgrzaniu i natychmiast przekształca się w kation Fe 3+:

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

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

(w zimnych, stężonych kwasach azotowym i siarkowym pasywować

Żelazny gwóźdź zanurzony w niebieskawym roztworze siarczanu miedzi stopniowo pokrywa się powłoką z czerwonej metalicznej miedzi.

5) Żelazo wypiera metale znajdujące się po jego prawej stronie z roztworów ich soli.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Amfoteryczne właściwości żelaza pojawiają się tylko w stężonych alkaliach podczas wrzenia:

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

i tworzy się osad tetrahydroksżelazianu(II) sodu.

Sprzęt techniczny- stopy żelaza i węgla: żeliwo zawiera 2,06-6,67% C, stal 0,02-2,06% C, często występują inne naturalne zanieczyszczenia (S, P, Si) oraz sztucznie wprowadzane specjalne dodatki (Mn, Ni, Cr), co nadaje stopom żelaza właściwości przydatne technicznie - twardość, odporność termiczną i korozyjną, ciągliwość itp. . .

Proces produkcji żelaza w wielkim piecu

Proces wielkopiecowy do produkcji żeliwa składa się z następujących etapów:

a) przygotowanie (prażenie) rud siarczkowych i węglanowych - konwersja do rudy tlenkowej:

FeS 2 →Fe 2 O 3 (O 2800°C, -SO 2) FeCO 3 →Fe 2 O 3 (O 2500-600°C, -CO 2)

b) spalanie koksu gorącym podmuchem:

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

c) redukcja rudy tlenkowej tlenkiem węgla CO sekwencyjnie:

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

d) nawęglanie żelaza (do 6,67% C) i topienie żeliwa:

Fe (t ) →(C(koks)900-1200°C) Fe (ciecz) (żeliwo, temperatura topnienia 1145°C)

Żeliwo zawsze zawiera cementyt Fe 2 C i grafit w postaci ziaren.

Produkcja stali

Przeróbka żeliwa na stal odbywa się w specjalnych piecach (konwertorowych, martenowskich, elektrycznych), które różnią się sposobem ogrzewania; temperatura procesu 1700-2000°C. Nadmuch powietrza wzbogaconego w tlen powoduje wypalenie nadmiaru węgla, a także siarki, fosforu i krzemu w postaci tlenków z żeliwa. W tym przypadku tlenki albo są wychwytywane w postaci gazów spalinowych (CO 2, SO 2), albo wiązane w łatwo oddzielający się żużel - mieszaninę Ca 3 (PO 4) 2 i CaSiO 3. Aby wyprodukować stale specjalne, do pieca wprowadza się dodatki stopowe innych metali.

Paragon czyste żelazo w przemyśle - elektroliza roztworu soli żelaza, na przykład:

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

(istnieją inne specjalne metody, w tym redukcja tlenków żelaza wodorem).

Czyste żelazo wykorzystywane jest do produkcji stopów specjalnych, do produkcji rdzeni elektromagnesów i transformatorów, żeliwo – do produkcji odlewów i stali, stal – jako materiały konstrukcyjne i narzędziowe, w tym odporne na zużycie, ciepło i korozję te.

Tlenek żelaza(II). F EO . Tlenek amfoteryczny o dużej przewadze właściwości zasadowych. Czarny, ma strukturę jonową Fe 2+ O 2- . Po podgrzaniu najpierw rozkłada się, a następnie ponownie tworzy. Nie powstaje, gdy żelazo spala się w powietrzu. Nie reaguje z wodą. Rozkłada się z kwasami, łączy się z zasadami. Powoli utlenia się w wilgotnym powietrzu. Redukowany wodorem i koksem. Uczestniczy w procesie wielkopiecowym wytapiania żelaza. Stosowany jest jako składnik ceramiki i farb mineralnych. Równania najważniejszych reakcji:

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

FeO + 2HC1 (rozcieńczony) = FeCl2 + H2O

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

FeO + 4NaOH = 2H 2 O + N4FmiO3(czerwony.) trioksżelazian (II)(400-500°C)

FeO + H 2 = H 2 O + Fe (bardzo czysty) (350°C)

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

FeO + CO = Fe + CO2 (900°C)

4FeO + 2H 2 O (wilgoć) + O 2 (powietrze) →4FeO(OH) (t)

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

Paragon V laboratoria: rozkład termiczny związków żelaza (II) bez dostępu powietrza:

Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 °C)

FeCO3 = FeO + CO2 (490-550 °C)

Tlenek diżelaza(III) - żelazo( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Podwójny tlenek. Czarny, ma strukturę jonową Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Termostabilny aż do wysokich temperatur. Nie reaguje z wodą. Rozkłada się z kwasami. Zredukowany wodorem, gorącym żelazem. Uczestniczy w procesie wielkopiecowym produkcji żeliwa. Stosowany jako składnik farb mineralnych ( Czerwony przewód), ceramika, kolorowy cement. Produkt specjalnego utleniania powierzchni wyrobów stalowych ( czernienie, niebieszczenie). Skład odpowiada brunatnej rdzy i ciemnej łusce żelaza. Nie zaleca się stosowania wzoru brutto Fe 3 O 4. Równania najważniejszych reakcji:

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

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

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

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

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 4H 2 = 4H 2 O + 3Fe (bardzo czysty, 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)

Paragon: spalanie żelaza (patrz) w powietrzu.

magnetyt.

Tlenek żelaza(III). F mi 2 O 3 . Tlenek amfoteryczny z przewagą właściwości zasadowych. Czerwono-brązowy, ma strukturę jonową (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Stabilny termicznie do wysokich temperatur. Nie powstaje, gdy żelazo spala się w powietrzu. Nie reaguje z wodą, z roztworu wytrąca się brązowy amorficzny hydrat Fe 2 O 3 nH 2 O. Wolno reaguje z kwasami i zasadami. Zredukowany przez tlenek węgla, stopione żelazo. Łączy się z tlenkami innych metali i tworzy podwójne tlenki - spinele(produkty techniczne nazywane są ferrytami). Wykorzystywany jest jako surowiec do wytopu żeliwa w procesie wielkopiecowym, katalizator przy produkcji amoniaku, składnik ceramiki, cementów barwionych i farb mineralnych, przy spawaniu termitowym konstrukcji stalowych, jako nośnik dźwięku i obrazu na taśmach magnetycznych, jako środek polerski do stali i szkła.

Równania najważniejszych reakcji:

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

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

Fe 2 O 3 + 2NaOH (stęż.) →H 2 O+ 2 NAFmiO 2 (czerwony)dioksżelazian (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 (bardzo czysty, 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)

Paragon w laboratorium - rozkład termiczny soli żelaza (III) w powietrzu:

Fe 2 (SO 4) 3 \u003d Fe 2 O 3 + 3SO 3 (500-700 ° С)

4 (Fe (NO 3) 3 9 H 2 O) \u003d 2 Fe a O 3 + 12NO 2 + 3O 2 + 36H 2 O (600-700 ° С)

W naturze - rudy tlenku żelaza krwawień Fe 2 O 3 i limonit Fe2O3nH2O

Wodorotlenek żelaza(II). F e(OH) 2 . Wodorotlenek amfoteryczny z przewagą właściwości zasadowych. Białe (czasami z zielonkawym odcieniem), wiązania Fe-OH są przeważnie kowalencyjne. Termicznie niestabilny. Łatwo utlenia się na powietrzu, zwłaszcza gdy jest wilgotny (ciemnieje). Nierozpuszczalne w wodzie. Reaguje z rozcieńczonymi kwasami, stężonymi zasadami. Typowy reduktor. Produkt pośredni w rdzewieniu żelaza. Stosowany jest do produkcji masy czynnej akumulatorów żelazowo-niklowych.

Równania najważniejszych reakcji:

Fe (OH) 2 \u003d FeO + H 2 O (150-200 ° C, w atm.N 2)

Fe (OH) 2 + 2HC1 (razb.) \u003d FeCl 2 + 2H 2 O

Fe (OH) 2 + 2NaOH (> 50%) \u003d Na 2 ↓ (niebiesko-zielony) (wrzenie)

4Fe(OH) 2 (zawiesina) + O 2 (powietrze) → 4FeO(OH)↓ + 2H 2 O (t)

2Fe (OH) 2 (zawiesina) + H 2 O 2 (razb.) \u003d 2FeO (OH) ↓ + 2H 2 O

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

Paragon: wytrącanie z roztworu alkaliami lub hydratem amoniaku w obojętnej atmosferze:

Fe2+ ​​+ 2OH (rozcieńczony) = Fe(OH)2 ↓

Fe2+ ​​+ 2(NH3H2O) = Fe(OH)2 ↓+ 2NH 4

Metawodorotlenek żelaza F eO(OH). Wodorotlenek amfoteryczny z przewagą właściwości zasadowych. Jasnobrązowe wiązania Fe - O i Fe - OH są przeważnie kowalencyjne. Po podgrzaniu rozkłada się bez topienia. Nierozpuszczalne w wodzie. Wytrąca się z roztworu w postaci brązowego amorficznego polihydratu Fe 2 O 3 nH 2 O, który przechowywany w rozcieńczonym roztworze alkalicznym lub po wysuszeniu zamienia się w FeO(OH). Reaguje z kwasami i stałymi zasadami. Słaby środek utleniający i redukujący. Spiekane z Fe(OH) 2. Produkt pośredni w rdzewieniu żelaza. Stosowany jest jako baza do żółtych farb i emalii mineralnych, jako pochłaniacz gazów spalinowych, jako katalizator w syntezie organicznej.

Związek o składzie Fe(OH) 3 jest nieznany (nie otrzymany).

Równania najważniejszych reakcji:

Fe 2 O 3 . nH2O →( 200–250 °C, —H 2 O) FeO(OH) →( 560-700° C w powietrzu, -H2O)→Fe 2 O 3

FeO(OH) + ZNS1 (rozcieńczony) = FeCl 3 + 2H 2 O

FeO(OH) → Fe 2 O 3 . nH 2 O-koloid(NaOH (stężony))

FeO(OH) → N3 [Fe(OH) 6]biały, odpowiednio Na5 i K4; w obu przypadkach wytrąca się niebieski produkt o tym samym składzie i strukturze, KFe III. W laboratorium osad ten nazywa się Błękit pruski, Lub niebieski Turnbull:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Nazwy chemiczne wyjściowych odczynników i produktów reakcji:

K 3 Fe III - heksacyjanożelazian (III) potasu

K 4 Fe III - heksacyjanożelazian (II) potasu

КFe III - heksacyjanożelazian (II) żelaza (III) potasu

Ponadto jon tiocyjanianowy NCS - jest dobrym odczynnikiem dla jonów Fe 3+, żelazo (III) łączy się z nim i pojawia się jasnoczerwony („krwawy”) kolor:

Fe 3+ + 6NCS - = 3-

Za pomocą tego odczynnika (na przykład w postaci soli KNCS) można wykryć nawet ślady żelaza (III) w wodzie wodociągowej, jeśli przejdzie ona przez żelazne rury pokryte od wewnątrz rdzą.