DEFINITION

Järn- element i den åttonde gruppen av den fjärde perioden av det periodiska systemet för kemiska grundämnen av D. I. Mendeleev.

Och volymnumret är 26. Symbolen är Fe (latin "ferrum"). En av de vanligaste metallerna i jordskorpan (andra plats efter aluminium).

Fysiska egenskaper hos järn

Järn är en grå metall. I sin rena form är den ganska mjuk, formbar och trögflytande. Den elektroniska konfigurationen av den yttre energinivån är 3d 6 4s 2. I sina föreningar uppvisar järn oxidationstillstånd "+2" och "+3". Smältpunkten för järn är 1539C. Järn bildar två kristallina modifikationer: α- och γ-järn. Den första av dem har ett kroppscentrerat kubiskt gitter, den andra har ett ansiktscentrerat kubiskt gitter. α-Järn är termodynamiskt stabilt i två temperaturområden: under 912 och från 1394C till smältpunkten. Mellan 912 och 1394C är y-järn stabilt.

Järns mekaniska egenskaper beror på dess renhet - innehållet av även mycket små mängder av andra element i det. Fast järn har förmågan att lösa upp många grundämnen i sig.

Järns kemiska egenskaper

I fuktig luft rostar järn snabbt, d.v.s. täckt med en brun beläggning av hydratiserad järnoxid, som på grund av sin sprödhet inte skyddar järn från ytterligare oxidation. I vatten korroderar järn intensivt; med riklig tillgång till syre bildas hydratformer av järn(III)oxid:

2Fe + 3/2O2 + nH2O = Fe2O3 ×H2O.

Vid syrebrist eller svår åtkomst bildas blandad oxid (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H2O (v) ↔ Fe3O4 + 4H2.

Järn löser sig i saltsyra i vilken koncentration som helst:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2.

Upplösning i utspädd svavelsyra sker på liknande sätt:

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2.

I koncentrerade lösningar av svavelsyra oxideras järn till järn (III):

2Fe + 6H2SO4 = Fe2 (SO4)3 + 3SO2 + 6H2O.

Men i svavelsyra, vars koncentration är nära 100%, blir järn passivt och praktiskt taget ingen interaktion inträffar. Järn löser sig i utspädda och måttligt koncentrerade lösningar av salpetersyra:

Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O.

Vid höga koncentrationer av salpetersyra saktar upplösningen ner och järn blir passivt.

Liksom andra metaller reagerar järn med enkla ämnen. Reaktioner mellan järn och halogener (oavsett vilken typ av halogen) uppstår vid upphettning. Interaktionen mellan järn och brom sker vid ökat ångtryck av det senare:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3;

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

Interaktionen mellan järn och svavel (pulver), kväve och fosfor uppstår också vid uppvärmning:

6Fe + N2 = 2Fe3N;

2Fe + P = Fe2P;

3Fe + P = Fe 3 P.

Järn kan reagera med icke-metaller som kol och kisel:

3Fe + C = Fe3C;

Bland reaktionerna av interaktion av järn med komplexa ämnen spelar följande reaktioner en speciell roll - järn kan reducera metaller som finns i aktivitetsserien till höger om det från saltlösningar (1), reducera järn (III) föreningar ( 2):

Fe + CuS04 = FeS04 + Cu (1);

Fe + 2FeCl3 = 3FeCl2 (2).

Järn, vid förhöjt tryck, reagerar med en icke-saltbildande oxid - CO med bildning av ämnen med komplex sammansättning - karbonyler - Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 och Fe 3 (CO) 12.

Järn, i frånvaro av föroreningar, är stabilt i vatten och i utspädda alkalilösningar.

Får järn

Huvudmetoden för att erhålla järn är från järnmalm (hematit, magnetit) eller elektrolys av lösningar av dess salter (i detta fall erhålls "rent" järn, d.v.s. järn utan föroreningar).

Exempel på problemlösning

EXEMPEL 1

Träning

Järnvåg Fe3O4 som vägde 10 g behandlades först med 150 ml saltsyralösning (densitet 1,1 g/ml) med en massfraktion väteklorid på 20%, och sedan sattes överskott av järn till den resulterande lösningen. Bestäm lösningens sammansättning (i viktprocent).

Lösning

Låt oss skriva reaktionsekvationerna enligt villkoren för problemet: 8HCl + Fe3O4 = FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O (1); 2FeCl3 + Fe = 3FeCl2 (2). Genom att känna till densiteten och volymen av en saltsyralösning kan du hitta dess massa: m sol (HCl) = V(HCl) x p (HCl); m sol (HCl) = 150 x 1,1 = 165 g. Låt oss beräkna massan av väteklorid: m(HCl) = m sol (HCl) x w(HCl)/100%; m(HCl) = 165 x 20 %/100 % = 33 g. Molar massa (massa av en mol) av saltsyra, beräknad med hjälp av tabellen över kemiska grundämnen av D.I. Mendeleev – 36,5 g/mol. Låt oss ta reda på mängden väteklorid: v(HCl) = m(HCl)/M(HCl); v(HCl) = 33/36,5 = 0,904 mol. Molmassa (massa av en mol) av skalan, beräknad med hjälp av tabellen över kemiska grundämnen av D.I. Mendeleev – 232 g/mol. Låt oss hitta mängden skalsubstans: v(Fe3O4) = 10/232 = 0,043 mol. Enligt ekvation 1, v(HCl): v(Fe3O4) = 1:8, därför v(HCl) = 8 v(Fe3O4) = 0,344 mol. Då kommer mängden väteklorid beräknat med ekvationen (0,344 mol) att vara mindre än vad som anges i problemformuleringen (0,904 mol). Därför är saltsyra i överskott och en annan reaktion kommer att inträffa: Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 (3). Låt oss bestämma mängden järnklorid som bildas som ett resultat av den första reaktionen (vi använder index för att beteckna en specifik reaktion): v1 (FeCl2): v(Fe2O3) = 1:1 = 0,043 mol; v1 (FeCl3): v(Fe2O3) = 2:1; v 1 (FeCl3) = 2 x v (Fe2O3) = 0,086 mol. Låt oss bestämma mängden väteklorid som inte reagerade i reaktion 1 och mängden järn(II)klorid som bildades under reaktion 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; v3 (FeCl2) = 1/2 x v rem (HCl) = 0,28 mol. Låt oss bestämma mängden FeCl 2-ämne som bildas under reaktion 2, den totala mängden FeCl 2-ämne och dess massa: v2 (FeCl3) = v1 (FeCl3) = 0,086 mol; v 2 (FeCl 2): ​​​​v 2 (FeCl 3) = 3:2; v2 (FeCl2) = 3/2 x v2 (FeCl3) = 0,129 mol; v summa (FeCl2) = v1 (FeCl2) + v2 (FeCl2) + v3 (FeCl2) = 0,043 + 0,129 + 0,28 = 0,452 mol; m(FeCl2) = v summa (FeCl2) × M(FeCl2) = 0,452 × 127 = 57,404 g. Låt oss bestämma mängden ämne och massa järn som ingick i reaktionerna 2 och 3: v2 (Fe): v2 (FeCl3) = 1:2; v2 (Fe) = 1/2 x v2 (FeCl3) = 0,043 mol; v3 (Fe): v rem (HCl) = 1:2; v3 (Fe) = 1/2 x v rem (HCl) = 0,28 mol; v summa (Fe) = v2 (Fe) + v3 (Fe) = 0,043+0,28 = 0,323 mol; m(Fe) = v summa (Fe) ×M(Fe) = 0,323 ×56 = 18,088 g. Låt oss beräkna mängden ämne och massan väte som frigörs i reaktion 3: v(H2) = 1/2 x v rem (HCl) = 0,28 mol; m(H2) = v(H2) xM(H2) = 0,28 x 2 = 0,56 g. Vi bestämmer massan av den resulterande lösningen m'sol och massfraktionen av FeCl 2 i den: m’ sol = m sol (HCl) + m(Fe3O4) + m(Fe) – m(H2);

Introduktion

Studiet av de kemiska egenskaperna hos enskilda element är en integrerad komponent i en kemikurs i en modern skola, som gör det möjligt att, baserat på ett induktivt tillvägagångssätt, göra ett antagande om egenskaperna hos den kemiska interaktionen mellan element baserat på deras fysikaliska och kemiska egenskaper. Men det kemiska skollaboratoriets kapacitet tillåter oss inte alltid att helt demonstrera beroendet av de kemiska egenskaperna hos ett element på dess position i det periodiska systemet av kemiska element och de strukturella egenskaperna hos enkla ämnen.

Svavlets kemiska egenskaper används både i början av en kemikurs för att visa skillnaden mellan kemiska fenomen och fysikaliska, och när man studerar egenskaperna hos enskilda kemiska grundämnen. Oftast rekommenderar riktlinjer att demonstrera svavels interaktion med järn, som ett exempel på kemiska fenomen och ett exempel på svavels oxidativa egenskaper. Men i de flesta fall uppstår denna reaktion antingen inte alls, eller så kan resultaten av dess förekomst inte bedömas med blotta ögat. Olika alternativ för att genomföra detta experiment kännetecknas ofta av låg reproducerbarhet av resultaten, vilket inte tillåter deras systematiska användning för att karakterisera ovanstående processer. Därför är det relevant att söka efter alternativ som kan ge ett alternativ till att demonstrera processen för interaktion mellan järn och svavel, lämpliga för egenskaperna hos ett skolkemilaboratorium.

Mål: Undersök möjligheten att utföra reaktioner som involverar svavels interaktion med metaller i ett skollaboratorium.

Uppgifter:

Bestäm de huvudsakliga fysikaliska och kemiska egenskaperna hos svavel;

Analysera villkoren för uppförande och förekomst av reaktioner av interaktion av svavel med metaller;

Studera kända metoder för växelverkan mellan svavel och metaller;

Välj system för att utföra reaktioner;

Bedöma lämpligheten av de valda reaktionerna till förhållandena i det kemiska skolans laboratorium.

Studieobjekt: reaktion mellan svavel och metaller

Studieämne: genomförbarheten av reaktioner av interaktion av svavel med metaller i ett skollaboratorium.

Hypotes: Ett alternativ till interaktionen av järn med svavel i ett skolkemilaboratorium kommer att vara en kemisk reaktion som uppfyller kraven på klarhet, reproducerbarhet, relativ säkerhet och tillgänglighet av reagerande ämnen.

Vi vill börja vårt arbete med en kort beskrivning av svavel:

Position i det periodiska systemet: svavel är i period 3, grupp VI, huvud (A) undergrupp, tillhör s-elementen.

Atomnumret för svavel är 16, därför är laddningen för en svavelatom + 16, antalet elektroner är 16. Tre elektronnivåer i den yttre nivån är 6 elektroner

Diagram över arrangemanget av elektroner efter nivåer:

16 S )))
2 8 6

Kärnan i en 32 S svavelatom innehåller 16 protoner (lika med kärnans laddning) och 16 neutroner (atommassa minus antalet protoner: 32 – 16 = 16).

Elektronisk formel: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4

bord 1

Värden för joniseringspotentialer för svavelatomen

Joniseringspotential

Energi (eV)

Svavel i kylan ganska inert (kombinerar endast energiskt med fluor), men när den värms upp blir den mycket kemiskt aktiv - den reagerar med halogener(förutom jod), syre, väte och med nästan alla metaller. Som ett resultat reaktioner den senare typen producerar motsvarande svavelföreningar.

Reaktiviteten hos svavel, som alla andra element, när de interagerar med metaller beror på:

aktivitet hos reagerande ämnen. Till exempel kommer svavel att interagera mest aktivt med alkalimetaller

på reaktionens temperatur. Detta förklaras av processens termodynamiska egenskaper.

Den termodynamiska möjligheten att spontant uppträda kemiska reaktioner under standardförhållanden bestäms av reaktionens standard Gibbs energi:

ΔG 0 T< 0 – прямая реакция протекает

ΔG 0 Т > 0 – direkt reaktion är omöjlig

på malningsgraden av de reagerande ämnena, eftersom både svavel och metaller reagerar huvudsakligen i fast tillstånd.

Termodynamiska egenskaper för vissa reaktioner mellan svavel och metaller ges i bild 4

Tabellen visar att växelverkan av svavel med både metaller i början av spänningsserien och lågaktiva metaller är termodynamiskt möjlig.

Således är svavel en ganska aktiv icke-metall vid upphettning, som kan reagera med metaller med både hög aktivitet (alkalisk) och låg aktivitet (silver, koppar).

Studie av svavels växelverkan med metaller

Val av system för forskning

För att studera växelverkan mellan svavel och metaller valdes system som inkluderade metaller som finns på olika platser i Beketov-serien och som har olika aktiviteter.

Följande kriterier identifierades som urvalsvillkor: implementeringshastighet, klarhet, fullständighet av reaktionen, relativ säkerhet, reproducerbarhet av resultatet, ämnen måste skilja sig märkbart i fysiska egenskaper, tillgång på ämnen i skollaboratoriet, det finns framgångsrika försök att bära ut interaktioner av svavel med specifika metaller.

För att bedöma reproducerbarheten av reaktionerna utfördes varje experiment tre gånger.

Baserat på dessa kriterier valdes följande reaktionssystem ut för experimentet:

SVAVEL OCH KOPPAR Cu + S = CuS + 79 kJ/mol

Metodik och förväntad effekt

Ta 4 g svavel i pulverform och häll det i ett provrör. Värm svavlet i provröret till kokning. Ta sedan en koppartråd och värm den över en låga. När svavlet smälter och kokar, lägg koppartråd i det

Förväntat resultat:Provröret fylls med bruna ångor, tråden blir uppvärmd och "bränns" för att bilda en spröd sulfid.

2. Interaktion av svavel med koppar.

Reaktionen var inte särskilt tydlig, spontan uppvärmning av kopparn skedde inte heller. Vid tillsats av saltsyra observerades ingen signifikant gasutveckling.

SVAVEL OCH JÄRN Fe + S = FeS + 100,4 kJ/mol

Metodik och förväntad effekt

Ta 4 g pulveriserat svavel och 7 g pulveriserat järn och blanda. Häll den resulterande blandningen i ett provrör. Låt oss värma ämnena i ett provrör

Förväntat resultat:Stark spontan uppvärmning av blandningen sker. Den resulterande järnsulfiden sintras. Ämnet separeras inte av vatten och reagerar inte på en magnet.

1. Interaktion av svavel med järn.

Det är nästan omöjligt att utföra en reaktion för att producera järnsulfid utan en rest i laboratorieförhållanden; det är mycket svårt att avgöra när ämnena har reagerat fullständigt; spontan uppvärmning av reaktionsblandningen observeras inte. Det resulterande ämnet kontrollerades för att se om det var järnsulfid. För detta använde vi HCl. När vi tappade saltsyra på ämnet började det skumma och svavelväte släpptes.

SVAVEL OCH NATRIUM 2Na + S = Na2S + 370,3 kJ/mol

Metodik och förväntad effekt

Ta 4 g pulveriserat svavel och häll det i en mortel och mal det väl

Skär en bit natrium som väger ca 2 g. Skär av oxidfilmen och mal dem tillsammans.

Förväntat resultat:Reaktionen fortskrider snabbt och spontan förbränning av reagenserna är möjlig.

3. Interaktion mellan svavel och natrium.

Samspelet mellan svavel och natrium är ett farligt och minnesvärt experiment i sig. Efter några sekunders gnidning flög de första gnistorna, och natrium och svavel i murbruket flammade upp och började brinna. När produkten interagerar med saltsyra frisätts svavelväte aktivt.

SVAVEL OCH ZINK Zn + S = ZnS + 209 kJ/mol

Metodik och förväntad effekt

Ta pulveriserat svavel och zink, 4 g vardera, och blanda ämnena. Häll den färdiga blandningen på ett asbestnät. Vi tar med en varm fackla till ämnena

Förväntat resultat:Reaktionen sker inte omedelbart, utan häftigt, och en grönblå låga bildas.

4. Interaktion mellan svavel och zink.

Reaktionen är mycket svår att starta, dess initiering kräver användning av starka oxidationsmedel eller hög temperatur. Ämnena blossar upp med en grönblå låga. När lågan slocknar finns en rest kvar på denna plats, när den interagerar med saltsyra frigörs svavelväte något.

SVAVEL OCH ALUMINIUM 2Al + 3S = AI2S3 + 509,0 kJ/mol

Metodik och förväntad effekt

Ta pulveriserat svavel som väger 4 g och aluminium som väger 2,5 g och blanda. Placera den resulterande blandningen på ett asbestnät. Tänd blandningen med brinnande magnesium

Förväntat resultat:Reaktionen orsakar en blixt.

5. Interaktion av svavel med aluminium.

Reaktionen kräver tillsats av ett starkt oxidationsmedel som initiator. Efter antändning med brinnande magnesium inträffade en kraftfull blixt av gulvit färg, vätesulfid frigörs ganska aktivt.

SVAVEL OCH MAGNESIUM Mg + S = MgS + 346,0 kJ/mol

Metodik och förväntad effekt

Ta magnesiumspån 2,5 g och pulveriserat svavel 4 g och blanda

Placera den resulterande blandningen på ett asbestnät. Vi tar med splinten till den resulterande blandningen.

Förväntat resultat:Reaktionen orsakar en kraftig blixt.

4. Interaktion mellan svavel och magnesium.

Reaktionen kräver tillsats av rent magnesium som initiator. En kraftfull blixt av vitaktig färg uppstår, vätesulfid frigörs aktivt.

Slutsats

Reaktionen för att producera järnsulfid fullbordades inte, eftersom en rest kvarstod i form av en blandning av plastsvavel och järn.

Den mest aktiva frisättningen av vätesulfid observerades i natriumsulfid och i magnesium- och aluminiumsulfider.

Kopparsulfid hade en mindre aktiv frisättning av vätesulfid.

Att utföra experiment för att erhålla natriumsulfid är farligt och rekommenderas inte i ett skollaboratorium.

Reaktioner för att producera aluminium, magnesium och zinksulfider är mest lämpade för att utföras i skolförhållanden.

De förväntade och faktiska resultaten sammanföll när svavel interagerade med natrium, magnesium och aluminium.

Slutsats

Trots befintliga rekommendationer för att demonstrera interaktionen mellan järn och svavel som ett exempel för att illustrera svavels kemiska fenomen och oxidativa egenskaper i en gymnasiekurs i kemi, åtföljs det faktiska genomförandet av ett sådant experiment ofta inte av en synlig effekt.

När ett alternativ till denna demonstration bestämdes valdes system som uppfyllde kraven på synlighet, säkerhet och tillgänglighet av reagerande ämnen i skollaboratoriet. Reaktionssystem av svavel med koppar, järn, zink, magnesium, aluminium och natrium valdes ut som möjliga alternativ, vilket gör att vi kan utvärdera effektiviteten av att använda reaktionen av svavel med olika metaller som demonstrationsexperiment i kemilektioner.

Baserat på resultaten av experimenten fastställdes det att det är mest optimalt för dessa ändamål att använda reaktionssystem av svavel med metaller med medelhög aktivitet (magnesium, aluminium).

Baserat på de utförda experimenten skapades en video som visar svavels oxidativa egenskaper med exemplet på dess interaktion med metaller, vilket gör det möjligt att beskriva dessa egenskaper utan att genomföra ett fullskaligt experiment. En webbplats har skapats som ett extra hjälpmedel ( ), som bland annat presenterar studiens resultat i visuell form.

Resultaten av studien kan bli grunden för en mer djupgående studie av egenskaperna hos icke-metallers kemiska egenskaper, kemisk kinetik och termodynamik.

Järns kemiska egenskaper Låt oss titta på exemplet på dess interaktion med typiska icke-metaller - svavel och syre.

Blanda järn och svavel krossat till pulver i en petriskål. Låt oss värma en stålsticka i en låga och röra den vid blandningen av reagenser. En våldsam reaktion mellan järn och svavel åtföljs av frigöring av värme och ljusenergi. Den fasta produkten av växelverkan mellan dessa ämnen, järn(II)sulfid, är svart. Till skillnad från järn attraheras det inte av en magnet.

Järn reagerar med svavel och bildar järn(II)sulfid. Låt oss skapa reaktionsekvationen:

Reaktionen av järn med syre kräver också förvärmning. Häll kvartssand i ett tjockväggigt kärl. Låt oss värma ett gäng mycket tunn järntråd - den så kallade järnullen - i lågan på en brännare. Placera den heta tråden i ett kärl som innehåller syre. Järn brinner med en bländande låga, sprider gnistor - heta partiklar av järnskal Fe 3 O 4.

Samma reaktion sker även i luft, då stål blir mycket varmt av friktion under bearbetning.

När järn brinner i syre eller i luft bildas järnskala:

3Fe + 2O2 = Fe3O4, Material från sajten

eller 3Fe + 2O2 = FeO. Fe2O3.

Järnskala är en förening där järn har olika valensvärden.

Passagen av båda reaktionerna av anslutningen åtföljs av frigörandet av termisk och ljusenergi.

På denna sida finns material om följande ämnen:

• Vilken typ av reaktion är järnsulfid med syre?

• Skriv en ekvation mellan järn och svavel

• Nivå av reaktioner mellan järn och syre

• Ett exempel på en kemisk reaktion mellan järn och svavel

• Ekvation för växelverkan mellan syre och järn

Frågor om detta material:

Järn är ett element i sidoundergruppen av den åttonde gruppen av den fjärde perioden av det periodiska systemet av kemiska element i D.I. Mendeleev med atomnummer 26. Det betecknas med symbolen Fe (lat. Ferrum). En av de vanligaste metallerna i jordskorpan (andra plats efter aluminium). Medelaktiv metall, reduktionsmedel.

Huvudoxidationstillstånd - +2, +3

Det enkla ämnet järn är en formbar silvervit metall med hög kemisk reaktivitet: järn korroderar snabbt vid höga temperaturer eller hög luftfuktighet. Järn brinner i rent syre, och i fint dispergerat tillstånd antänds det spontant i luften.

Kemiska egenskaper hos ett enkelt ämne - järn:

Rostar och brinner i syre

1) I luft oxiderar järn lätt i närvaro av fukt (rostning):

4Fe + 3O2 + 6H2O → 4Fe(OH)3

Varm järntråd brinner i syre och bildar avlagringar - järnoxid (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

3Fe+2O2 →(Fe II Fe2III)O4 (160 °C)

2) Vid höga temperaturer (700–900°C) reagerar järn med vattenånga:

3Fe + 4H 2 O – t° → Fe 3 O 4 + 4H 2

3) Järn reagerar med icke-metaller vid upphettning:

2Fe+3Cl2 →2FeCl3 (200 °C)

Fe + S – t° → FeS (600 °C)

Fe+2S → Fe+2 (S2-1) (700°C)

4) I spänningsserien ligger den till vänster om väte, reagerar med utspädda syror HCl och H 2 SO 4, och järn(II)-salter bildas och väte frigörs:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (reaktioner utförs utan lufttillgång, annars omvandlas Fe +2 gradvis av syre till Fe +3)

Fe + H2SO4 (utspädd) → FeSO4 + H2

I koncentrerade oxiderande syror löses järn endast när det upphettas; det omvandlas omedelbart till Fe 3+ katjonen:

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

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

(i den kalla, koncentrerad salpetersyra och svavelsyra passivisera

En järnspik nedsänkt i en blåaktig lösning av kopparsulfat blir gradvis belagd med en beläggning av röd metallisk koppar.

5) Järn förskjuter metaller som ligger till höger om det från lösningar av deras salter.

Fe + CuS04 → FeS04 + Cu

Järns amfotera egenskaper visas endast i koncentrerade alkalier under kokning:

Fe + 2NaOH (50%) + 2H2O= Na2↓+ H2

och en fällning av natriumtetrahydroxoferrat(II) bildas.

Teknisk hårdvara- legeringar av järn och kol: gjutjärn innehåller 2,06-6,67 % C, stål 0,02-2,06% C, andra naturliga föroreningar (S, P, Si) och artificiellt införda specialtillsatser (Mn, Ni, Cr) förekommer ofta, vilket ger järnlegeringar tekniskt användbara egenskaper - hårdhet, termisk och korrosionsbeständighet, formbarhet, etc. . .

Process för tillverkning av masugnsjärn

Masugnsprocessen för framställning av gjutjärn består av följande steg:

a) beredning (rostning) av sulfid- och karbonatmalmer - omvandling till oxidmalm:

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) förbränning av koks med varmblästring:

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

c) reduktion av oxidmalm med kolmonoxid CO sekventiellt:

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

d) uppkolning av järn (upp till 6,67 % C) och smältning av gjutjärn:

Fe (t ) →(C(koks)900-1200°C) Fe (vätska) (gjutjärn, smältpunkt 1145°C)

Gjutjärn innehåller alltid cementit Fe 2 C och grafit i form av korn.

Stålproduktion

Omvandlingen av gjutjärn till stål utförs i speciella ugnar (omvandlare, öppen härd, elektrisk), som skiljer sig åt i uppvärmningsmetoden; processtemperatur 1700-2000 °C. Att blåsa luft berikad med syre leder till förbränning av överskott av kol, samt svavel, fosfor och kisel i form av oxider från gjutjärnet. I detta fall fångas oxiderna antingen upp i form av avgaser (CO 2, SO 2), eller binds till en lätt separerad slagg - en blandning av Ca 3 (PO 4) 2 och CaSiO 3. För att tillverka specialstål införs legeringstillsatser av andra metaller i ugnen.

Mottagande rent järn i industrin - elektrolys av en lösning av järnsalter, till exempel:

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

(det finns andra speciella metoder, inklusive reduktion av järnoxider med väte).

Rent järn används vid tillverkning av speciallegeringar, vid tillverkning av kärnor av elektromagneter och transformatorer, gjutjärn - vid tillverkning av gjutgods och stål, stål - som struktur- och verktygsmaterial, inklusive slitage-, värme- och korrosionsbeständiga ettor.

Järn(II)oxid F EO . En amfoter oxid med en hög övervikt av grundläggande egenskaper. Svart, har en jonstruktur Fe 2+ O 2- . Vid uppvärmning sönderdelas det först och bildas sedan igen. Det bildas inte när järn brinner i luften. Reagerar inte med vatten. Nedbryts med syror, smälter samman med alkalier. Oxiderar långsamt i fuktig luft. Reduceras av väte och koks. Deltar i masugnsprocessen vid järnsmältning. Det används som en komponent i keramik och mineralfärger. Ekvationer av de viktigaste reaktionerna:

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

FeO + 2HC1 (utspädd) = FeC12 + H2O

FeO + 4HNO3 (konc.) = Fe(NO3)3 +NO2 + 2H2O

FeO + 4NaOH = 2H2O+ Nen 4FeO3 (röd.) trioxoferrat(II)(400-500 °C)

FeO + H2 =H2O + Fe (extra ren) (350°C)

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

FeO + CO = Fe + CO 2 (900°C)

4FeO + 2H2O (fukt) + O2 (luft) →4FeO(OH) (t)

6FeO + O2 = 2(Fe II Fe2III) O4 (300-500°C)

Mottagande V laboratorier: termisk nedbrytning av järn(II)föreningar utan lufttillgång:

Fe(OH)2 = FeO + H2O (150-200 °C)

FeCO3 = FeO + CO 2 (490-550 °C)

Dijärn(III)oxid - järn( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Dubbel oxid. Svart, har jonstrukturen Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Termiskt stabil upp till höga temperaturer. Reagerar inte med vatten. Nedbryts med syror. Reduceras av väte, varmt järn. Deltar i masugnsprocessen vid tillverkning av gjutjärn. Används som en komponent i mineralfärger ( blymönja), keramik, färgad cement. Produkt av speciell oxidation av ytan på stålprodukter ( svärtande, blånande). Sammansättningen motsvarar brunrost och mörk skala på järn. Användningen av bruttoformeln Fe 3 O 4 rekommenderas inte. Ekvationer av de viktigaste reaktionerna:

2(Fe II Fe2III)O4 = 6FeO + O2 (över 1538 °C)

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

(Fe II Fe2III) O4 +10HNO3 (konc.) = 3Fe(NO3)3 + NO2 + 5H2O

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

(Fe II Fe2III)O4 + 4H2 = 4H2O + 3Fe (extra ren, 1000 °C)

(Fe II Fe2III) O4 + CO = 3 FeO + CO2 (500-800°C)

(Fe II Fe 2 III)O4 + Fe ⇌4FeO (900-1000 °C, 560-700 °C)

Mottagande: förbränning av järn (se) i luft.

magnetit.

Järn(III)oxid F e2O3 . Amfoter oxid med övervägande basegenskaper. Rödbrun, har jonstruktur (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Termiskt stabil upp till höga temperaturer. Det bildas inte när järn brinner i luften. Reagerar inte med vatten, brunt amorft hydrat Fe 2 O 3 nH 2 O fälls ut från lösningen Reagerar långsamt med syror och alkalier. Reduceras av kolmonoxid, smält järn. smälter samman med oxider av andra metaller och bildar dubbeloxider - spineller(tekniska produkter kallas ferriter). Det används som råmaterial vid smältning av gjutjärn i masugnsprocessen, en katalysator vid framställning av ammoniak, en komponent av keramik, färgad cement och mineralfärger, vid termitsvetsning av stålkonstruktioner, som bärare av ljud och bild på magnetband, som poleringsmedel för stål och glas.

Ekvationer av de viktigaste reaktionerna:

6Fe2O3 = 4(Fe II Fe2III)O4 +O2 (1200-1300 °C)

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

Fe2O3 + 2NaOH (konc.) →H2O+ 2 NAFeO 2 (röd)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 ren, 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)

Mottagande i laboratoriet - termisk nedbrytning av järn (III) salter i luft:

Fe 2 (SO 4) 3 = Fe 2 O 3 + 3 SO 3 (500-700 °C)

4(Fe(NO 3) 3 9 H 2 O) = 2Fe a O 3 + 12NO 2 + 3O 2 + 36 H 2 O (600-700 °C)

I naturen - järnoxidmalmer hematit Fe 2 O 3 och limonit Fe2O3nH2O

Järn(II)hydroxid F e(OH)2. Amfoter hydroxid med övervägande basegenskaper. Vita (ibland med en grönaktig nyans), Fe-OH-bindningar är övervägande kovalenta. Termiskt instabil. Oxiderar lätt i luft, speciellt när det är vått (det mörknar). Olösligt i vatten. Reagerar med utspädda syror och koncentrerade alkalier. Typisk reducering. En mellanprodukt vid rostning av järn. Det används vid tillverkning av den aktiva massan av järn-nickel-batterier.

Ekvationer av de viktigaste reaktionerna:

Fe(OH)2 = FeO + H2O (150-200 °C, atm.N2)

Fe(OH)2 + 2HC1 (utspädd) = FeC12 + 2H2O

Fe(OH) 2 + 2 NaOH (> 50%) = Na 2 ↓ (blågrön) (kokande)

4Fe(OH)2 (suspension) + O2 (luft) →4FeO(OH)↓ + 2H2O (t)

2Fe(OH)2 (suspension) +H2O2 (utspädd) = 2FeO(OH)↓ + 2H2O

Fe(OH)2 + KNO3 (konc.) = FeO(OH)↓ + NO+ KOH (60 °C)

Mottagande: utfällning från lösning med alkalier eller ammoniakhydrat i en inert atmosfär:

Fe2+ ​​+ 2OH (utspädd) = Fe(OH)2 ↓

Fe2+ ​​+ 2(NH3H2O) = Fe(OH)2 ↓+ 2NH4

Järnmetahydroxid F eO(OH). Amfoter hydroxid med övervägande basegenskaper. Ljusbruna, Fe - O- och Fe - OH-bindningar är övervägande kovalenta. När den värms upp sönderdelas den utan att smälta. Olösligt i vatten. Fälls ut från lösningen i form av ett brunt amorft polyhydrat Fe 2 O 3 nH 2 O, som, när det hålls under en utspädd alkalisk lösning eller vid torkning, övergår till FeO(OH). Reagerar med syror och fasta alkalier. Svagt oxiderande och reduktionsmedel. Sintrad med Fe(OH) 2. En mellanprodukt vid rostning av järn. Den används som bas för gula mineralfärger och emaljer, en absorbator för avfallsgaser och en katalysator vid organisk syntes.

Föreningen med sammansättningen Fe(OH)3 är okänd (inte erhållen).

Ekvationer av de viktigaste reaktionerna:

Fe2O3. nH2O→( 200-250 °C, —H 2 O) FeO(OH)→( 560-700°C i luft, -H2O)→Fe2O3

FeO(OH) + ZNS1 (utspädd) = FeCl3 + 2H2O

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

FeO(OH)→ Nen 3 [Fe(OH)6]vit Na5 respektive K4; i båda fallen fälls en blå produkt av samma sammansättning och struktur, KFe III, ut. I laboratoriet kallas denna fällning Preussisk blå, eller turnbull blå:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Kemiska namn på startreagenserna och reaktionsprodukterna:

K 3 Fe III - kaliumhexacyanoferrat (III)

K 4 Fe III - kaliumhexacyanoferrat (II)

КFe III - järn (III) kaliumhexacyanoferrat (II)

Ett bra reagens för Fe 3+-joner är dessutom tiocyanatjonen NСS -, järn (III) kombineras med det, och en ljusröd ("blodig") färg visas:

Fe 3+ + 6NCS - = 3-

Detta reagens (till exempel i form av KNCS-salt) kan till och med upptäcka spår av järn (III) i kranvatten om det passerar genom järnrör belagda med rost på insidan.