ВИЗНАЧЕННЯ

Залізо- Елемент восьмої групи четвертого періоду Періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва.

А важкий номер - 26. Символ - Fe (лат. "ferrum"). Один із найпоширеніших у земній корі металів (друге місце після алюмінію).

Фізичні властивості заліза

Залізо – метал сірого кольору. У чистому вигляді воно досить м'яке, ковке та тягуче. Електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня – 3d 6 4s 2 . У своїх сполуках залізо виявляє ступеня окиснення «+2» та «+3». Температура плавлення заліза - 1539С. Залізо утворює дві кристалічні модифікації: α- та γ-залізо. Перша з них має кубічні об'ємноцентровані грати, друга - кубічні гранецентровані. α-Залізо термодинамічно стійке у двох інтервалах температур: нижче 912 і від 1394С до температури плавлення. Між 912 і 1394С стійке γ-залізо.

Механічні властивості заліза залежать від його чистоти - вмісту в ньому навіть дуже малої кількості інших елементів. Тверде залізо має здатність розчиняти у собі багато елементів.

Хімічні властивості заліза

У вологому повітрі залізо швидко іржавіє, тобто. покривається бурим нальотом оксиду заліза гідратованого, який внаслідок своєї рихлості не захищає залізо від подальшого окислення. У воді залізо інтенсивно корродує; при рясному доступі кисню утворюються гідратні форми оксиду заліза (III):

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

При нестачі кисню або утрудненому доступі утворюється змішаний оксид (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2 .

Залізо розчиняється в соляній кислоті будь-якої концентрації:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 .

Аналогічно відбувається розчинення у розведеній сірчаній кислоті:

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

У концентрованих розчинах сірчаної кислоти залізо окислюється до заліза (III):

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

Однак у сірчаній кислоті, концентрація якої близька до 100%, залізо стає пасивним і взаємодії практично не відбувається. У розведених та помірно концентрованих розчинах азотної кислоти залізо розчиняється:

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

При високих концентраціях азотної кислоти розчинення сповільнюється та залізо стає пасивним.

Як і інші метали, залізо вступає в реакції з простими речовинами. Реакції взаємодії заліза з галогенами (незалежно від типу галогену) протікають під час нагрівання. Взаємодія заліза з бромом протікає при підвищеному тиску останньої пари:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3;

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

Взаємодія заліза із сіркою (порошок), азотом та фосфором також відбувається при нагріванні:

6Fe + N 2 = 2Fe 3 N;

2Fe + P = Fe 2 P;

3Fe + P = Fe 3 P.

Залізо здатне реагувати з такими неметалами, як вуглець та кремній:

3Fe + C = Fe 3 C;

Серед реакцій взаємодії заліза зі складними речовинами особливу роль відіграють наступні реакції - залізо здатне відновлювати метали, що стоять у ряду активності правіше за нього, з розчинів солей (1), відновлювати сполуки заліза (III) (2):

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

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

Залізо, при підвищеному тиску, реагує з несолетворним оксидом – СО з утворенням речовин складного складу – карбонілів – Fe(CO) 5 , Fe 2 (CO) 9 та Fe 3 (CO) 12 .

Залізо за відсутності домішок стійке у воді та у розведених розчинах лугів.

Отримання заліза

Основний спосіб отримання заліза – із залізняку (гематит, магнетит) чи електроліз розчинів його солей (у разі отримують «чисте» залізо, тобто. залізо без домішок).

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

Завдання

Залізна окалина Fe 3 O 4 масою 10 г була спочатку оброблена 150 мл розчину соляної кислоти (щільність 1,1 г/мл) з масовою часткою хлороводню 20%, а потім отриманий розчин додали надлишок заліза. Визначте склад розчину (в % за масою).

Рішення

Запишемо рівняння реакцій згідно з умовою задачі: 8HCl + Fe 3 O 4 = FeCl 2 +2FeCl 3 + 4H 2 O(1); 2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 (2). Знаючи щільність та об'єм розчину соляної кислоти, можна знайти його масу: m sol (HCl) = V(HCl) × ρ (HCl); m sol (HCl) = 150×1,1 = 165 г. Розрахуємо масу хлороводню: m(HCl) = sol (HCl) ×ω(HCl)/100%; m(HCl) = 165×20%/100% = 33 р. Молярна маса (маса одного моль) соляної кислоти, розрахована з допомогою таблиці хімічних елементів Д.І. Менделєєва – 36,5 г/моль. Знайдемо кількість речовини хлороводню: v(HCl) = m(HCl)/M(HCl); v(HCl) = 33/36,5 = 0,904 моль. Молярна маса (маса одного моль) окалини, розрахована з допомогою таблиці хімічних елементів Д.І. Менделєєва – 232 г/моль. Знайдемо кількість речовини окалини: v(Fe 3 O 4) = 10/232 = 0,043 моль. Відповідно до рівняння 1, v(HCl): v(Fe 3 O 4) = 1:8, отже, v(HCl) = 8 v(Fe 3 O 4) = 0,344 моль. Тоді кількість речовини хлоро- роду, розрахована за рівнянням (0,344 моль) буде меншою, ніж зазначена в умові завдання (0,904 моль). Отже, соляна кислота перебуває в надлишку і протікатиме ще одна реакція: Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 (3). Визначимо кількість речовини хлоридів заліза, що утворюються внаслідок першої реакції (індексами позначимо конкретну реакцію): v 1 (FeCl 2): ​​v (Fe 2 O 3) = 1:1 = 0,043 моль; v 1 (FeCl 3): v (Fe 2 O 3) = 2:1; v 1 (FeCl 3) = 2×v (Fe 2 O 3) = 0,086 моль. Визначимо кількість хлороводню, яка не прореагувала в реакції 1 і кількість речовини хлориду заліза (II), що утворилася в ході реакції 3: v rem (HCl) = v(HCl) – v 1 (HCl) = 0,904 – 0,344 = 0,56 моль; v 3 (FeCl 2): ​​v rem (HCl) = 1:2; v 3 (FeCl 2) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 моль. Визначимо кількість речовини FeCl 2 , що утворилася в ході реакції 2, загальна кількість речовини FeCl 2 та її масу: v 2 (FeCl 3) = v 1 (FeCl 3) = 0,086 моль; v 2 (FeCl 2): ​​v 2 (FeCl 3) = 3:2; v 2 (FeCl 2) = 3/2× v 2 (FeCl 3) = 0,129 моль; v sum (FeCl 2) = v 1 (FeCl 2) + v 2 (FeCl 2) + v 3 (FeCl 2) = 0,043+0,129+0,28 = 0,452 моль; m(FeCl 2) = v sum (FeCl 2) ×M(FeCl 2) = 0,452×127 = 57,404 р. Визначимо кількість речовини та масу заліза, що вступив у реакції 2 та 3: v 2 (Fe): v 2 (FeCl 3) = 1:2; v 2 (Fe) = 1/2× v 2 (FeCl 3) = 0,043 моль; v 3 (Fe): v rem (HCl) = 1:2; v 3 (Fe) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 моль; v sum (Fe) = v 2 (Fe) + v 3 (Fe) = 0,043 +0,28 = 0,323 моль; m(Fe) = v sum(Fe) ×M(Fe) = 0,323 ×56 = 18,088 р. Обчислимо кількість речовини та масу водню, що виділився в реакції 3: v(H 2) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 моль; m(H 2) = v(H 2) ×M(H 2) = 0,28 × 2 = 0,56 р. Визначаємо масу отриманого розчину m' sol і масову частку FeCl 2 в ньому: m' sol = m sol (HCl) + m(Fe 3 O 4) + m(Fe) - m(H 2);

Вступ

Вивчення хімічних властивостей окремих елементів є невід'ємною складовою курсу хімії в сучасній школі, що дозволяє на основі індуктивного підходу зробити припущення про особливості хімічної взаємодії елементів на основі їх фізико-хімічних характеристик. Однак можливості шкільної хімічної лабораторії не завжди повною мірою дозволяють продемонструвати залежність хімічних властивостей елемента від його положення в періодичній системі хімічних елементів, особливостей будови простих речовин.

Хімічні властивості сірки використовуються і на початку вивчення курсу хімії для демонстрації відмінності хімічних явищ від фізичних, а також при вивченні особливостей окремих хімічних елементів. Найчастіше в методичних вказівках рекомендується демонстрація взаємодії сірки із залізом, як приклад хімічних явищ та приклад окисних властивостей сірки. Але здебільшого дана реакція або не протікає зовсім, або результати її перебігу неможливо оцінити неозброєним поглядом. Різні варіанти проведення даного експерименту найчастіше характеризуються низькою відтворюваністю результатів, що дозволяє систематично використовувати їх за характеристиці зазначених вище процесів. Тому актуальним є пошук варіантів, здатних скласти альтернативу демонстрації процесу взаємодії заліза із сіркою, адекватних особливостям шкільної хімічної лабораторії.

Ціль:Дослідити можливість проведення реакцій щодо взаємодії сірки з металами за умов шкільної лабораторії.

Завдання:

Визначити основні фізико-хімічні характеристики сірки;

Проаналізувати умови проведення та перебігу реакцій взаємодії сірки з металами;

Вивчити відомі методики здійснення взаємодії сірки з металами;

Відібрати системи щодо реакцій;

Оцінити адекватність відібраних реакцій умов шкільної хімічної лабораторії.

Об'єкт дослідження:реакції взаємодії сірки з металами

Предмет дослідження:здійсненність реакцій взаємодії сірки з металами за умов шкільної лабораторії.

Гіпотеза:альтернативою взаємодії заліза з сіркою в умовах шкільної хімічної лабораторії буде хімічна реакція, що відповідає вимогам наочності, відтворюваності, відносної безпеки та доступності речовин, що реагують.

Свою роботу ми хочемо розпочати з короткої характеристики сірки:

Положення в періодичній системі: сірка знаходиться у 3 періоді, VI групі, головній (А) підгрупі, відноситься до s-елементів.

Атомний номер сірки 16, отже, заряд атома сірки дорівнює + 16, число електронів 16. Три електронних рівня на зовнішньому рівні 6 електронів

Схема розташування електронів за рівнями:

16 S )))
2 8 6

Ядро атома сірки 32 S містить 16 протонів (до заряду ядра) і 16 нейтронів (атомна маса мінус число протонів: 32 – 16 = 16).

Електронна формула: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4

Таблиця 1

Значення потенціалів іонізації атома сірки

Потенціал іонізації

Енергія (еВ)

На холоді сірка досить інертна (енергійно з'єднується тільки з фтором), але при нагріванні стає дуже хімічно активною – реагує з галоїдами(крім йоду), киснем, воднем та майже з усіма металами. В результатіреакцій останнього типу утворюються відповідні сірчисті сполуки.

Реакційна здатність сірки як будь-якого іншого елемента при взаємодії з металами залежить від:

активності речовин, що вступають у реакцію. Так, наприклад, найбільш активно сірка буде взаємодіяти з лужними металами.

від температури проведення реакції Що пояснюється термодинамічні особливості процесу.

Термодинамічна можливість мимовільного перебігу хімічних реакцій у стандартних умовах визначається стандартною енергією Гіббса реакції:

ΔG 0 Т< 0 – прямая реакция протекает

ΔG 0 Т > 0 – пряма реакція неможлива

від ступеня подрібнення реагуючих речовин, так як і сірка і метали реагують в основному в твердому стані.

Термодинамічні характеристики деяких реакцій взаємодії сірки з металами наведено у слайді 4

З таблиці видно, що теромодинамічно можливе перебіг взаємодії сірки як з металами початку низки напруг, так і малоактивними металами.

Таким чином, сірка є досить активним при нагріванні неметал, здатним вступати в реакції з металами як високої активності (лужними) так і малоактивними (срібло, мідь).

Дослідження взаємодії сірки з металами

Підбір систем для дослідження

Для дослідження взаємодії сірки з металами відбиралися системи, що включають метали, що знаходяться в різних місцях ряду Бекетова, що мають різну активність.

Як умови відбору були визначені такі критерії: швидкість проведення, наочність, повнота перебігу реакції, відносна безпека, відтворюваність результату, речовини повинні помітно відрізнятися за фізичними властивостями, наявність речовин у шкільній лабораторії, існують успішні спроби взаємодії сірки з конкретними металами.

Для оцінки відтворюваності реакцій кожен експеримент проводився тричі.

На підставі зазначених критеріїв для проведення експерименту було відібрано такі реакційні системи:

СІРА І ВІДЬ Cu + S = CuS + 79 кДж/моль

Методика та очікуваний ефект

Візьмемо 4 г сірки у порошковому стані та насипаємо у пробірку. Нагріємо сірку у пробірці до кипіння. Потім візьмемо мідний дріт і розжаримо його над полум'ям. Коли сірка розплавиться і закипить, помістимо до неї мідний дріт

Очікуваний результат:Пробірка заповнюється бурими парами, дріт розжарюється і згоряє з утворенням тендітного сульфіду.

2. Взаємодія сірки із міддю.

Реакція вийшла не дуже наочною, мимовільного розігріву міді також не відбувалося. При додаванні соляної кислоти особливого виділення газу немає.

СІРА І ЗАЛІЗО Fe + S = FeS + 100,4 кДж/моль

Методика та очікуваний ефект

Візьмемо 4 г порошкової сірки та 7 г порошкового заліза і перемішаємо. Отриману суміш пересипаємо в пробірку. Підігріємо речовини у пробірці

Очікуваний результат:Відбувається сильне мимовільне розігрівання суміші. Отриманий сульфід заліза спікається. Речовина не поділяється водою і не реагує на магніт.

1. Взаємодія сірки із залізом.

Здійснити реакцію з отримання сульфіду заліза без залишку в лабораторних умовах практично неможливо, дуже складно визначити, коли речовини повністю прореагували, мимовільного розігріву реакційної суміші не спостерігається. Перевірили отриману речовину на те, чи є вона сульфідом заліза. Для цього ми використовували HCl. Коли ми капнули соляну кислоту на речовину, вона почала пінитися, виділявся сірководень.

СІРА І НАТРІЙ 2Na + S = Na 2 S + 370,3 кДж/моль

Методика та очікуваний ефект

Візьмемо 4 г порошкової сірки і насипаємо у ступку, добре розітрімо

Відріжемо шматочок натрію масою приблизно 2 г. Обріжемо оксидну плівку, розітріть їх разом.

Очікуваний результат:Реакція протікає бурхливо, можливе самозаймання реагентів.

3. Взаємодія сірки із натрієм.

Взаємодія сірки з натрієм - це сам небезпечний експеримент. За кілька секунд розтирання полетіли перші іскри, у ступці спалахнув і почав горіти натрій із сіркою. При взаємодії продукту із соляною кислотою активно виділяється сірководень.

СІРА І ЦИНК Zn + S = ZnS + 209 кДж/моль

Методика та очікуваний ефект

Візьмемо порошкову сірку та цинк по 4 г кожен, перемішаємо речовини. Готову суміш пересипаємо на азбестову сітку. До речовин підносимо гарячу лучину

Очікуваний результат:Реакція протікає не відразу, але бурхливо, утворюється зеленувато-блакитне полум'я.

4. Взаємодія сірки із цинком.

Реакцію запустити дуже складно, її ініціювання потрібно використання сильних окислювачів чи високої температури. Речовини спалахують зеленувато-блакитним полум'ям. Коли полум'я тухне, на цьому місці залишається залишок, при взаємодії із соляною кислотою сірководень виділяється незначно.

СІРА І АЛЮМІНІЙ 2Al + 3S = Al 2 S 3 + 509,0 кДж/моль

Методика та очікуваний ефект

Візьмемо порошкову сірку масою 4 г та алюміній масою 2,5 г і перемішаємо. Розмістимо отриману суміш на азбестовій сітці. Підпалюємо суміш палаючим магнієм

Очікуваний результат:При реакції відбувається спалах.

5. Взаємодія сірки із алюмінієм.

Для реакції необхідно додавання сильного окислювача як ініціатор. Після підпалювання палаючим магнієм, стався потужний спалах жовтувато-білого кольору, сірководень виділяється досить активно.

СІРА І МАГНІЙ Mg + S = MgS + 346,0 кДж/моль

Методика та очікуваний ефект

Візьмемо магнієву стружку 2,5 г та порошкову сірку 4 г і перемішаємо

Отриману суміш розмістимо на азбестовій сітці. Підносимо скіпку до отриманої суміші.

Очікуваний результат:При реакції відбувається потужний спалах.

4. Взаємодія сірки із магнієм.

Для реакції необхідно додавання чистого магнію як ініціатор. Відбувається сильний спалах білуватого кольору, сірководень виділяється активно.

Висновок

Реакція з отримання сульфіду заліза була закінчена, оскільки залишився залишок як суміші пластичної сірки і заліза.

Найбільш активне виділення сірководню виявилося у сульфіду натрію та у сульфідів магнію та алюмінію.

Менш активне виділення сірководню було у сульфіду міді.

Проведення дослідів щодо отримання сульфіду натрію небезпечне та не рекомендується в умовах шкільної лабораторії.

Для проведення в умови школи найбільш підходять реакції з отримання сульфідів алюмінію, магнію та цинку.

Очікуваний та фактичний результат збіглися при взаємодії сірки з натрієм, магнієм та алюмінієм.

Висновок

Незважаючи на існуючі рекомендації проведення демонстрації взаємодії заліза з сіркою як приклад, що ілюструє хімічні явища та окислювальні властивості сірки в курсі хімії загальноосвітньої школи, реальне здійснення такого експерименту часто не супроводжується видимим ефектом.

При визначенні альтернативи даної демонстрації вибиралися системи, які відповідають вимогам наочності, безпеки, доступності речовин, що реагують у шкільній лабораторії. Як можливі варіанти були обрані реакційні системи сірки з міддю, залізом, цинком, магнієм, алюмінієм, натрієм, що дозволяють оцінити ефективність використання реакції взаємодії сірки з різними металами як демонстраційні експерименти на уроках хімії.

За результатами експериментів було визначено, що найбільш оптимально для зазначених цілей використовувати реакційні системи сірки з середньо-високою активністю металів (магній, алюміній).

На основі проведених експериментів створено відеоролик, що демонструє окислювальні властивості сірки на прикладі її взаємодії з металами, що дозволяє описати ці властивості без проведення натурного експерименту. Як додатковий посібник створено сайт ( ), на якому представлені в тому числі і результати проведеного дослідження у наочній формі.

Результати дослідження можуть стати основою більш глибокого вивчення особливостей хімічних властивостей неметалів, хімічної кінетики і термодинаміки.

Хімічні властивості залізарозглянемо з прикладу його взаємодії з типовими неметалами — сірою і кислородом.

Змішаємо в чашці Петрі подрібнені до порошкоподібного стану залізо та сірку. Розжаримо в полум'ї сталеву спицю і торкнемося нею суміші реагентів. Бурхлива реакція між залізом та сіркою супроводжується виділенням тепло-вої та світлової енергії. Твердий продукт взаємодії цих речовин – сульфід заліза (II) – чорного кольору. На відміну від заліза він не притягується магнітом.

Залізо реагує із сіркою з утворенням сульфіду заліза (II). Складемо рівняння реакції:

Для реакції заліза з киснем також потрібно попереднє нагрівання. Насипаємо в товстостінний посуд кварцового піску. Розігріємо в полум'ї пальника пучок дуже тонкого залізного дроту - так звану залізну вовну. Розжарений дріт внесемо в посудину з киснем. Залізо згоряє сліпучим полум'ям, розкидаючи іскри - розпечені частинки залізної окалини Fe 3 O 4 .

Ця ж реакція відбувається і на повітрі, коли сталь при механічній обробці сильно нагрівається від тертя.

При згорянні заліза в кисні або на повітрі утворюється залізна окалина:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 , Матеріал із сайту

або 3Fe + 2O 2 = FeO. Fe 2 O 3 .

Залізна окалина - з'єднання, в якому залізо має різні значення валентності.

Проходження обох реакцій з'єднання супроводжується виділенням теплової та світлової енергії.

На цій сторінці матеріал за темами:

• Сульфід заліза з киснем реакція до якого типу відноситься

• Скласти рівняння між залізом та сіркою

• Рівняння реакцій заліза із киснем

• Приклад хімічної реакції сполуки заліза із сіркою

• Рівняння взаємодія кисню із залізом

Питання щодо цього матеріалу:

Залізо - елемент побічної підгрупи восьмої групи четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва з атомним номером 26. Позначається символом Fe (лат. Ferrum). Один із найпоширеніших у земній корі металів (друге місце після алюмінію). Метал середньої активності, відновник.

Основні ступені окислення - +2, +3

Проста речовина залізо - кування метал сріблясто-білого кольору з високою хімічною реакційною здатністю: залізо швидко корродує при високих температурах або при високій вологості на повітрі. У чистому кисні залізо горить, а в дрібнодисперсному стані самозаймається і на повітрі.

Хімічні властивості простої речовини – заліза:

Іржавіння та горіння в кисні

1) На повітрі залізо легко окислюється у присутності вологи (іржавіння):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Розжарений залізний дріт горить у кисні, утворюючи окалину - оксид заліза (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

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

2) За високої температури (700–900°C) залізо реагує з парами води:

3Fe + 4H 2 O – t° → Fe 3 O 4 + 4H 2

3) Залізо реагує з неметалами при нагріванні:

2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °С)

Fe + S - t ° → FeS (600 ° С)

Fe+2S → Fe+2 (S2-1) (700°С)

4) У ряді напруг стоїть лівіше водню, реагує з розведеними кислотами НСl і Н 2 SO 4 при цьому утворюються солі заліза(II) і виділяється водень:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (реакції проводяться без доступу повітря, інакше Fe +2 поступово перекладається киснем у Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (розб.) → FeSO 4 + H 2

У концентрованих кислотах-окислювачах залізо розчиняється тільки при нагріванні, воно відразу переходить у катіон Fе 3+ :

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

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

(на холоді концентровані азотна та сірчана кислоти пасивують

Залізний цвях, занурений у блакитний розчин мідного купоросу, поступово покривається нальотом червоної металевої міді.

5) Залізо витісняє метали, що стоять правіше за нього з розчинів їх солей.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Амфотерність заліза проявляється лише у концентрованих лугах при кип'ятінні:

Fе + 2NaОН (50 %) + 2Н 2 O = Nа 2 ↓+ Н 2

і утворюється осад тетрагідроксоферату (II) натрію.

Технічне залізо- сплави заліза з вуглецем: чавун містить 2,06-6,67%, сталь 0,02-2,06% С, часто присутні інші природні домішки (S, Р, Si) і штучно спеціальні добавки (Мn, Ni, Сr), що наводять сплавам заліза технічно корисні властивості - твердість, термічну і корозійну стійкість, ковкість та ін .

Доменний процес виробництва чавуну

Доменний процес виробництва чавуну становлять такі стадії:

а) підготовка (випалювання) сульфідних і карбонатних руд - переведення в оксидну руду:

FeS 2 →Fe 2 O 3 (O 2,800°С, -SO 2) FeCO 3 →Fe 2 O 3 (O 2 ,500-600°С, -CO 2)

б) спалювання коксу при гарячому дутті:

С (кокс) + O 2 (повітря) →С 2 (600-700 ° С) С 2 + С (кокс) ⇌ 2СО (700-1000 ° С)

в) відновлення оксидної руди чадним газом СО послідовно:

Fe 2 O 3 →(CO)(Fe II Fe 2 III)O 4 →(CO) FeO →(CO) Fe

г) навуглерожування заліза (до 6,67 % С) та розплавлення чавуну:

Fе (т ) →(C(кокс)900-1200 ° С) Fе (ж) (чавун, t пл 1145 ° С)

У чавуні завжди у вигляді зерен є цементит Fe 2 С і графіт.

Виробництво сталі

Переділ чавуну в сталь проводиться у спеціальних печах (конвертерних, мартенівських, електричних), що відрізняються способом обігріву; температура процесу 1700–2000 °С. Продування повітря, збагаченого киснем, призводить до вигоряння з чавуну надлишкового вуглецю, а також сірки, фосфору та кремнію у вигляді оксидів. При цьому оксиди або уловлюються у вигляді газів, що відходять (СО 2 , SО 2), або зв'язуються в легко відокремлюваний шлак - суміш Са 3 (РO 4) 2 і СаSiO 3 . Для отримання спеціальних сталей у піч вводять легуючі добавки інших металів.

Отриманнячистого заліза в промисловості - електроліз розчину солей заліза, наприклад:

FеСl 2 → Fе↓ + Сl 2 (90°С) (електроліз)

(Існують й інші спеціальні методи, у тому числі відновлення оксидів заліза воднем).

Чисте залізо застосовується у виробництві спеціальних сплавів, при виготовленні сердечників електромагнітів та трансформаторів, чавун - у виробництві лиття та сталі, сталь - як конструкційний та інструментальний матеріали, у тому числі зносо-, жаро- та корозійно-стійкі.

Оксид заліза(II) F еО . Амфотерний оксид з великою перевагою основних властивостей. Чорний, має іонну будову Fе 2+ O 2- . При нагріванні спочатку розкладається, потім знову утворюється. Чи не утворюється при згорянні заліза на повітрі. Чи не реагує з водою. Розкладається кислотами, сплавляється із лугами. Повільно окислюється у вологому повітрі. Відновлюється воднем, коксом. Бере участь у доменному процесі виплавки чавуну. Застосовується як компонент кераміки та мінеральних фарб. Рівняння найважливіших реакцій:

4FеО ⇌(Fe II Fe 2 III) + Fе (560-700 °С, 900-1000 °С)

FеО + 2НС1 (розб.) = FеС1 2 + Н 2 O

FеО + 4НNO 3 (конц.) = Fе(NO 3) 3 +NO 2 + 2Н 2 O

FеО + 4NаОН = 2Н 2 O + Nа 4FеO3 (червоний.) тріоксоферрат(II)(400-500 ° С)

FеО + Н 2 = Н 2 O + Fе (особливо чисте) (350 ° С)

FеО + С (кокс) = Fе + СО (вище 1000 ° С)

FеО + СО = Fе + СО 2 (900 ° С)

4FеО + 2Н 2 O (волога) + O 2 (повітря) →4FеО(ВІН) (t)

6FеО + O 2 = 2 (Fe II Fe 2 III) O 4 (300-500 ° С)

Отриманняв лабораторії: термічне розкладання з'єднань заліза (II) без доступу повітря:

Fе(ОН) 2 = FеО + Н 2 O (150-200 ° С)

FеСОз = FеО + СО 2 (490-550 ° С)

Оксид діжелеза (III) – заліза ( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Подвійний оксид. Чорний, має іонну будову Fe 2+ (Fе 3+) 2 (O 2-) 4 . Термічно стійка до високих температур. Чи не реагує з водою. Розкладається кислотами. Відновлюється воднем, розпеченим залізом. Бере участь у доменному процесі виробництва чавуну. Застосовується як компонент мінеральних фарб ( залізний сурик), кераміки, кольорового цементу. Продукт спеціального окиснення поверхні сталевих виробів ( чорніння, вороніння). За складом відповідає коричневій іржі та темній окалині на залозі. Застосування брутто-формули Fe3O4 не рекомендується. Рівняння найважливіших реакцій:

2(Fe II Fe 2 III)O 4 = 6FеО + O 2 (вище 1538 °С)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 8НС1 (розб.) = FеС1 2 + 2FеС1 3 + 4Н 2 O

(Fe II Fe 2 III)O 4 +10НNO 3 (конц.) =3Fе(NO 3) 3 + NO 2 + 5Н 2 O

(Fe II Fe 2 III)O 4 + O 2 (повітря) = 6Fе 2 O 3 (450-600 ° С)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 4Н 2 = 4Н 2 O + 3Fе (особливо чисте, 1000 ° С)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + СО =ЗFеО + СО 2 (500-800°C)

(Fe II Fe 2 III)O4 + Fе ⇌4FеО (900-1000 °С, 560-700 °С)

Отримання:згоряння заліза на повітрі.

магнетит.

Оксид заліза(III) F е 2 Про 3 . Амфотерний оксид з величезним переважанням основних властивостей. Червоно-коричневий, має іонну будову (Fе 3+) 2 (O 2-) 3. Термічно стійкий до високих температур. Чи не утворюється при згорянні заліза на повітрі. Не реагує з водою, з розчину випадає бурий аморфний гідрат Fе 2 O 3 nН 2 Про. Повільно реагує з кислотами та лугами. Відновлюється монооксидом вуглецю, розплавленим залізом. Сплавляється з оксидами інших металів і утворює подвійні оксиди. шпинелі(Технічні продукти називаються феритами). Застосовується як сировина при виплавці чавуну в доменному процесі, каталізатор у виробництві аміаку, компонент кераміки, кольорових цементів та мінеральних фарб, при термітному зварюванні сталевих конструкцій, як носій звуку та зображення на магнітних стрічках, як полірувальний засіб для сталі та скла.

Рівняння найважливіших реакцій:

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

Fе 2 O 3 + 6НС1 (розб.) →2FеС1 3 + ДТ 2 O (t) (600 ° С, р)

Fе 2 O 3 + 2NaОН (конц.) →Н 2 O+ 2 NаFеO 2 (червоний.)діоксоферрат(III)

Fе 2 Про 3 + МО = (М II Fе 2 II I) O 4 (М = Су, Мn, Fе, Ni, Zn)

Fе 2 O 3 + ДТ 2 =ДТ 2 O + 2Fе (особливо чисте, 1050-1100 ° С)

Fе 2 O 3 + Fе = ЗFеО (900 °С)

3Fе 2 O 3 + СО = 2(Fe II Fе 2 III)O 4 + СО 2 (400-600 °С)

Отриманняв лабораторії - термічне розкладання солей заліза (III) на повітрі:

Fе 2 (SO 4) 3 = Fе 2 O 3 + 3SO 3 (500-700 ° С)

4(Fе(NO 3) 3 9 Н 2 O) = 2Fе a O 3 + 12NO 2 + 3O 2 + 36Н 2 O (600-700 °С)

У природі – оксидні руди заліза гематит Fе 2 O 3 і лимоніт Fе 2 O 3 nН 2 O

Гідроксид заліза (ІІ) F е(ВІН) 2 . Амфотерний гідроксид з величезним переважанням основних властивостей. Білий (іноді із зеленуватим відтінком), зв'язки Fе - ВІН переважно ковалентні. Термічно нестійкий. Легко окислюється на повітрі, особливо у вологому стані (темніє). Нерозчинний у воді. Реагує із розведеними кислотами, концентрованими лугами. Типовий відновник. Проміжний продукт при іржавінні заліза. Застосовується у виготовленні активної маси залізонікелевих акумуляторів.

Рівняння найважливіших реакцій:

Fе(ON) 2 = FеО + Н 2 O (150-200 ° С, в атм.N 2)

Fе(ОН) 2 + 2НС1 (розб.) = FеС1 2 + 2Н 2 O

Fе(ОН) 2 + 2NаОН (> 50%) = Na 2 ↓ (синьо-зелений) (кип'ятіння)

4Fе(ОН) 2 (суспензія) + O 2 (повітря) →4FеО(ОН)↓ + 2Н 2 O (t)

2Fе(ОН) 2 (суспензія) +Н 2 O 2 (розб.) = 2FеО(ОН)↓ + 2Н 2 O

Fе(ОН) 2 + КNO 3 (конц.) = FеО(ОН)↓ + NO+ КОН (60 °С)

Отримання: осадження з розчину лугами або гідратом аміаку в інертній атмосфері:

Fе 2+ + 2OH (розб.) = Fе(ОН) 2 ↓

Fе 2+ + 2(NH 3 Н 2 O) = Fе(ОН) 2 ↓+ 2NH 4

Метагідроксід заліза F еО(ВІН). Амфотерний гідроксид з величезним переважанням основних властивостей. Світло-коричневий, зв'язки Fе - Про і Fе - ВІН переважно ковалентні. Під час нагрівання розкладається без плавлення. Нерозчинний у воді. Осідає з розчину у вигляді бурого аморфного полігідрату Fе 2 O 3 nН 2 O, який при витримуванні під розведеним лужним розчином або при висушуванні переходить у FеО(ОН). Реагує із кислотами, твердими лугами. Слабкий окислювач та відновник. Спікається з Fе(ОН) 2 . Проміжний продукт при іржавінні заліза. Застосовується як основа жовтих мінеральних фарб і емалей, поглинач газів, що відходять, каталізатор в органічному синтезі.

З'єднання складу Fе(ОН) 3 не відоме (не отримано).

Рівняння найважливіших реакцій:

Fе 2 O 3 . nН 2 O→( 200-250 ° С, -H 2 O) FеО(ОН)→( 560-700 ° С на повітрі, -H2O)→Fе 2 Про 3

FеО(ОН) + ЗНС1 (розб.) = FеС1 3 + 2Н 2 O

FeO(OH)→ Fe 2 O 3 . nH 2 O-колоїд(NаОН (конц.))

FеО(ОН)→ Nа 3 [Fе(ВІН) 6 ]білий, Nа 5 і 4 відповідно; в обох випадках випадає синій продукт однакового складу та будови, КFе III. У лабораторії цей осад називають берлінська блакить, або турнбульова синь:

Fе 2+ + К + + 3- = КFе III ↓

Fе 3+ + К + + 4- = КFе III ↓

Хімічні назви вихідних реактивів та продукту реакцій:

До 3 Fе III - гексаціаноферрат (III) калію

До 4 Fе III - гексаціаноферрат (II) калію

КFе III - гексаціаноферрат (II) заліза (Ш) калію

Крім того, хорошим реактивом на іони Fе 3+ є тіоціанат-іон NСS - , залізо (III) з'єднується з ним, і з'являється яскраво-червоне («криваве») забарвлення:

Fе 3+ + 6NСS - = 3-

Цим реактивом (наприклад, у вигляді солі КNСS) можна виявити навіть сліди заліза (III) у водопровідній воді, якщо вона проходить через залізні труби, вкриті зсередини іржею.