Logopedický portál / Zhrnutia tried logopédie / Železné soli 3 farby. Chemické vlastnosti železa a jeho zlúčenín, ich aplikácia. Pri vysokých teplotách reaguje s halogénmi a sírou

Železné soli 3 farby. Chemické vlastnosti železa a jeho zlúčenín, ich aplikácia. Pri vysokých teplotách reaguje s halogénmi a sírou

08.08.2020

Železo - prvok vedľajšej podskupiny ôsmej skupiny štvrtej periódy periodický systém chemické prvky DI Mendeleev s atómovým číslom 26. Je označený symbolom Fe (lat. Ferrum). Jeden z najbežnejších v zemská kôra kovy (druhé po hliníku). Stredne aktívny kov, redukčné činidlo.

Hlavné oxidačné stavy - +2, +3

Jednoduchá látka železo je kujný kov strieborno-bielej farby s vysokou chemickou reaktivitou: železo rýchlo koroduje pri vysokých teplotách alebo vysokej vlhkosti vzduchu. V čistom kyslíku horí železo a v jemne rozptýlenom stave sa na vzduchu samovoľne zapaľuje.

Chemické vlastnosti jednoduchej látky - železa:

Hrdzavejúce a horiace v kyslíku

1) Železo sa vo vzduchu ľahko oxiduje v prítomnosti vlhkosti (hrdzavenie):

4Fe + 3O2 + 6H20 - 4Fe (OH) 3

Horúci železný drôt horí v kyslíku a tvorí vodný kameň - oxid železitý (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

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

2) Pri vysokých teplotách (700-900 ° C) železo reaguje s vodnou parou:

3Fe + 4H20 - t ° → Fe304 + 4H2

3) Železo pri zahrievaní reaguje s nekovmi:

2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 (200 ° С)

Fe + S - t ° → FeS (600 ° С)

Fe + 2S → Fe +2 (S 2 -1) (700 ° C)

4) V sérii napätí stojí vľavo od vodíka, reaguje so zriedenými kyselinami HCl a H 2 SO 4, pričom dochádza k tvorbe solí železa a uvoľňovaniu vodíka:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (reakcie sa vykonávajú bez prístupu vzduchu, inak sa Fe +2 postupne prenáša kyslíkom na Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (zried.) → FeSO 4 + H 2

V koncentrovaných oxidujúcich kyselinách sa železo rozpúšťa iba po zahriatí, okamžite prechádza do katiónu Fe 3+:

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

Fe + 6HNO 3 (koncentr.) - t ° → Fe (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

(v chlade koncentrovaný dusík a kyselina sírová pasivovať

Železný klinec, ponorený do modrastého roztoku síranu meďnatého, sa postupne pokryje kvetom červenej kovovej medi.

5) Železo vytláča kovy, ktoré sú napravo od nich, z roztokov ich solí.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Amfoterita železa sa prejavuje iba v koncentrovaných zásadách počas varu:

Fe + 2NaOH (50%) + 2H20 = Na2 ↓ + H2

a vytvorí sa zrazenina tetrahydroxoferátu sodného (II).

Technická žehlička- zliatiny železa s uhlíkom: liatina obsahuje 2,06- 6,67% C, oceľČasto sú prítomné 0,02-2,06% C, ďalšie prírodné nečistoty (S, P, Si) a umelo zavedené špeciálne aditíva (Mn, Ni, Cr), čo dáva zliatinám železa technicky užitočné vlastnosti - tvrdosť, tepelnú a koróznu odolnosť, kujnosť atď. . .

Výroba surového železa vo vysokých peciach

Proces vysokej pece na výrobu surového železa pozostáva z nasledujúcich etáp:

a) príprava (praženie) sulfidových a uhličitanových rúd - prenos na oxidovú rudu:

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) spaľovanie koksu počas horúceho vzduchu:

С (koks) + O 2 (vzduch) → СO 2 (600-700 ° С) СO 2 + С (koks) ⇌ 2СО (700-1000 ° С)

c) postupná redukcia oxidovej rudy oxidom uhoľnatým CO:

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

d) nauhličovanie železa (do 6,67% C) a tavenie liatiny:

Fe (t ) →(C.(koks)900-1200 ° C) Fe (w) (liatina, t pl 1145 ° C)

V liatine sú cementit Fe 2 C a grafit vždy prítomné vo forme zŕn.

Výroba ocele

Premena liatiny na oceľ sa vykonáva v špeciálnych peciach (konvertor, otvorené ohnisko, elektrické), ktoré sa líšia spôsobom vykurovania; teplota procesu 1700-2000 ° C. Fúkanie vzduchu obohateného kyslíkom vedie k vyhoreniu prebytočného uhlíka, ako aj síry, fosforu a kremíka vo forme oxidov. V tomto prípade sú oxidy zachytávané buď vo forme odpadových plynov (CO 2, SO 2), alebo sú viazané do ľahko oddeliteľnej trosky - zmesi Ca 3 (PO 4) 2 a CaSiO 3. Na získanie špeciálnych ocelí sa do pece zavádzajú legujúce prísady iných kovov.

Príjemčisté železo v priemysle - elektrolýza roztoku solí železa, napríklad:

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

(existujú aj ďalšie špeciálne metódy, vrátane redukcie oxidov železa vodíkom).

Čisté železo sa používa na výrobu špeciálnych zliatin, na výrobu jadier pre elektromagnety a transformátory, liatina na výrobu odliatkov a ocele, ocele ako konštrukčných a nástrojových materiálov vrátane odolnosti voči opotrebovaniu, teplu a korózii.

Oxid železitý F eO ... Amfotérny oxid s veľkou prevahou zásaditých vlastností. Čierny, má iónovú štruktúru Fe 2+ O 2-. Pri zahrievaní sa najskôr rozloží, potom sa znova vytvorí. Nevytvára sa pri spaľovaní železa na vzduchu. Nereaguje s vodou. Rozkladá sa kyselinami, fúzuje so zásadami. Vo vlhkom vzduchu pomaly oxiduje. Redukované vodíkom, koks. Podieľa sa na procese vysokej pece tavenia železa. Používa sa ako súčasť keramiky a minerálnych farieb. Rovnice najdôležitejších reakcií:

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

FeO + 2HC1 (zried.) = FeC1 2 + H20

FeO + 4HNO3 (koncentr.) = Fe (NO3) 3 + NO2 + 2H20

FеО + 4NаОН = 2Н 2 O + N.a 4FeO3 (červená.) trioxoferrát (II)(400-500 ° C)

FeO + H 2 = H 2 O + Fe (extra čisté) (350 ° C)

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

FeO + CO = Fe + CO 2 (900 ° C)

4FеО + 2Н 2 O (vlhkosť) + O 2 (vzduch) → 4FеО (ОН) (t)

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

Príjem v laboratória: tepelný rozklad zlúčenín železa (II) bez prístupu vzduchu:

Fe (OH) 2 = FeO + H20 (150-200 ° C)

FeCO3 = FeO + CO 2 (490-550 ° C)

Oxid diiron (III) - železo ( II ) ( Fe II Fe 2 III) O 4 ... Dvojitý oxid. Čierny, má iónovú štruktúru Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Tepelne stabilný až do vysokých teplôt. Nereaguje s vodou. Rozkladá sa kyselinami. Redukované vodíkom, horúcim železom. Podieľa sa na procese vysokej pece výroby surového železa. Používa sa ako súčasť minerálnych farieb ( železné olovo), keramika, farebný cement. Produkt špeciálnej oxidácie povrchu oceľových výrobkov ( černanie, modranie). Zloženie zodpovedá hnedej hrdzi a tmavej stupnici na železe. Použitie hrubého vzorca Fe 3 O 4 sa neodporúča. Rovnice najdôležitejších reakcií:

2 (Fe II Fe 2 III) O 4 = 6 FeE + O 2 (nad 1538 ° С)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8HC1 (zried.) = FeC1 2 + 2FeC1 3 + 4H 2 O

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

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

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 4H 2 = 4H 2 O + 3 Fe (extra čistý, 1 000 ° C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + CO = ZFeO + CO 2 (500-800 ° C)

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

Príjem: spaľovanie železa (pozri) vo vzduchu.

magnetit.

Oxid železitý F e 2 O 3 ... Amfotérny oxid s prevahou zásaditých vlastností. Červenohnedý, má iónovú štruktúru (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Tepelne stabilný až do vysokých teplôt. Nevytvára sa pri spaľovaní železa na vzduchu. Nereaguje s vodou, z roztoku vypadáva hnedý amorfný hydrát Fe 2 O 3 nH 2 O. Pomaly reaguje s kyselinami a zásadami. Redukované oxidom uhoľnatým, roztaveným železom. Zliatiny s oxidmi iných kovov a tvoria dvojité oxidy - spinely(technické výrobky sa nazývajú ferity). Používa sa ako surovina pri tavení surového železa vo vysokopecných procesoch, ako katalyzátor pri výrobe amoniaku, súčasti keramiky, farebných cementov a minerálnych farieb, pri termitovom zváraní oceľových konštrukcií, ako nosič zvuku a obrazu na magnetických pásoch, ako leštiaci prostriedok na oceľ a sklo.

Rovnice najdôležitejších reakcií:

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

Fe 2 O 3 + 6HC1 (ried.) → 2FeC1 3 + ЗН 2 O (t) (600 ° C, p)

Fe203 + 2NaOH (koncentr.) → H20 + 2 N.aFeO 2 (červená)dioxoferát (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 + 2 Fe (extra čisté, 1050-1100 ° C)

Fe 2 O 3 + Fe = ZFeO (900 ° C)

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

Príjem v laboratóriu - tepelný rozklad solí železa vo vzduchu:

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

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

V prírode - rudy oxidu železa hematit Fe 2 O 3 a limonit Fe 2 O 3 nН 2 O

Hydroxid železitý F e (OH) 2. Amfotérny hydroxid s prevahou zásaditých vlastností. Biele (niekedy so zelenkastým odtieňom), Fe - OH väzby sú prevažne kovalentné. Tepelne nestabilné. Ľahko oxiduje na vzduchu, najmä keď je mokrý (stmavne). Nerozpustný vo vode. Reaguje so zriedenými kyselinami, koncentrovanými zásadami. Typické redukčné činidlo. Medziprodukt pri hrdzavení železa. Používa sa na výrobu aktívnej hmotnosti železo-niklových batérií.

Rovnice najdôležitejších reakcií:

Fe (OH) 2 = FeO + H20 (150-200 ° C, v atm N 2)

Fe (OH) 2 + 2HC1 (zried.) = FeC1 2 + 2H20

Fe (OH) 2 + 2 NaOH (> 50%) = Na 2 ↓ (modrozelený) (vriaci)

4Fе (ОН) 2 (zavesenie) + O 2 (vzduch) → 4FеО (ОН) ↓ + 2Н 2 O (t)

2Fе (ОН) 2 (suspenzia) + Н 2 O 2 (zried.) = 2FеО (ОН) ↓ + 2Н 2 O

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

Príjem: zrážanie z roztoku so zásadami alebo hydrátom amoniaku v inertnej atmosfére:

Fe 2+ + 2OH (expandovaný) = Fe (OH) 2 ↓

Fe 2+ + 2 (NH3H20) = Fe (OH) 2 ↓+ 2NH 4

Metahydroxid železa F eO (OH). Amfotérny hydroxid s prevahou zásaditých vlastností. Svetlohnedé, Fe - O a Fe - OH väzby sú prevažne kovalentné. Pri zahrievaní bez topenia sa rozkladá. Nerozpustný vo vode. Zrazí sa z roztoku vo forme amorfného hnedého polyhydrátu Fe203 nH20, ktorý sa po držaní v zriedenom alkalickom roztoku alebo po vysušení transformuje na FeO (OH). Reaguje s kyselinami, tuhými zásadami. Slabé oxidačné a redukčné činidlo. Sintrované s Fe (OH) 2. Medziprodukt pri hrdzavení železa. Používa sa ako základ pre žlté minerálne farby a emaily, absorbér výfukových plynov, katalyzátor v organickej syntéze.

Zlúčenina kompozície Fe (OH) 3 nie je známa (nezíska sa).

Rovnice najdôležitejších reakcií:

Fe 2 O 3. nН 2 O → ( 200 -250 ° C, -H 2 O) FeO (OH) → ( 560-700 ° C na vzduchu, -H2O)→ Fe 2 O 3

FeO (OH) + ZNS1 (zried.) = FeC1 3 + 2H20

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

FeO (OH) → N.a 3 [Fe (OH) 6]biely Na5, respektíve K4; v oboch prípadoch sa vyzráža modrý produkt rovnakého zloženia a štruktúry, КFе III. V laboratóriu sa tento sediment nazýva Pruská modrá, alebo turnbull je modrý:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Chemické názvy východiskových činidiel a reakčného produktu:

K 3 Fe III - hexakyanoželeznatan draselný (III)

K 4 Fe III - hexakyanoželeznatan draselný (II)

КFе III - hexakyanoferát železnatý (III) draselný (II)

Tiokyanátový ión NСS - je navyše dobrým činidlom pre ióny Fe 3+, kombinuje sa s ním železo (III) a objavuje sa jasne červená („krvavá“) farba:

Fe 3+ + 6NСS - = 3-

Toto činidlo (napríklad vo forme soli KNCS) môže dokonca detekovať stopy železa (III) vo vode z vodovodu, ak prechádza železnými rúrami pokrytými vnútornou hrdzou.

Vzorec:

Síran železnatý, vitriol železa, FeS04 - soľ kyseliny sírovej a 2valentné železo. Tvrdosť - 2.

V chémii sa síran železnatý nazýva kryštalický hydrát. síran železnatý... Kryštály sú svetlo zelené. Používa sa v textilnom priemysle, v poľnohospodárstve ako insekticíd, na prípravu minerálnych farieb.

Prírodný analóg - minerál melanteritída; v prírode sa vyskytuje v kryštáloch monoklinohedrálneho systému, zeleno-žltej farby, vo forme škvŕn alebo kvapiek.

Molárna hmota: 151,91 g / mol

Hustota: 1,8-1,9 g / cm3

Teplota topenia: 400 ° C

Rozpustnosť vo vode: 25,6 g / 100 ml

Síran 2-valentného železa sa uvoľňuje pri teplotách od 1,82 ° C do 56,8 ° C z vodných roztokov vo forme svetlo zelených kryštálov FeS04,7H20, nazývaných technikou vitriolu železa (kryštalický hydrát). V 100 g vody sa rozpustí: 26,6 g bezvodého FeS04 pri 20 ° C a 54,4 g pri 56 ° C.

Roztoky 2-valentného síranu železnatého pod vplyvom atmosférického kyslíka v priebehu času oxidujú a menia sa na síran železnatý:

12FeSO 4 + O 2 + 6H 2 O = 4Fe 2 (SO 4) 3 + 4Fe (OH) 3 ↓

Pri zahriatí nad 480 ° C sa rozkladá:

2FeSO4 → Fe203 + SO2 + SO3

Príjem.

Železný vitriol je možné pripraviť pôsobením zriedenej kyseliny sírovej na železný šrot, orezávaním strešnej krytiny atď. V priemysle sa získava ako vedľajší produkt pri leptaní zriedených železných plechov, drôtu atď. kalcine.

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

Inač - oxidačné praženie pyrit:

2FeS 2 + 7O 2 + 2H20 = 2FeSO4 + 2H2S04

Kvalitatívna analýza.

Analytické reakcie na katión železa (II).

1. S hexakyanoželeznatanom draselným (III) K 3 za vzniku tmavomodrej zrazeniny hexakyanoželeznatanu železitého (II) („turnboolean blue“), nerozpustného v kyselinách, rozložených zásadami za vzniku Fe (OH) 3 (HF).

FeSO 4 + K 3 KFe + K 2 SO 4

Optimálne pH pre reakciu je 2-3. Reakcia je frakčná, vysoko citlivá. Vysoké koncentrácie Fe 3+ interferujú.

2. So sulfidom amónnym (NH 4 ) 2 S s tvorbou čiernej zrazeniny, rozpustnej v silné kyseliny(GF).

FeSO 4 + (NH4) 2 S
FeS + (NH4) 2S04

3.2. Analytické reakcie na síranové ióny.

1. So skupinovým činidlom BaCl2 + CaCl2 alebo BaCl2 (GF).

Frakčné otvorenie síranového iónu sa vykonáva v kyslom prostredí, čo umožňuje eliminovať rušivý účinok CO 3 2-, PO 4 3- atď., A pri varení skúšobného roztoku so 6 mol / dm 3 HCl na odstránenie iónov S 2-, SO 3 2-, S 2 O 3 2-, ktoré môžu tvoriť elementárnu síru, pričom zrazeninu je možné považovať za zrazeninu BaS04. Zrazenina BaS04 je schopná vytvárať izomorfné kryštály s KMn04 a získava ružovú farbu (špecificita reakcie sa zvyšuje).

Metodika uskutočnenie reakcie v prítomnosti 0,002 mol / dm 3 KMnO 4 .

K 3-5 kvapkám testovaného roztoku pridajte rovnaké objemy roztokov manganistanu draselného, chloridu bárnatého a kyseliny chlorovodíkovej a energicky miešajte 2-3 minúty. Nechajte usadiť a bez toho, aby ste zrazeninu oddelili, pridajte 1-2 kvapky 3% roztoku H202, premiešajte a centrifugujte. Zrazenina by mala mať ružovú farbu a roztok nad zrazeninou by mal zmeniť farbu.

2. S octanom olovnatým.

SO 4 2- + Pb 2+
PbSO 4 

Metodika : k 2 cm3 roztoku síranu sa pridá 0,5 cm3 zriedenej kyseliny chlorovodíkovej a 0,5 cm3 roztoku octanu olovnatého; vznikne biela zrazenina, rozpustná v nasýtenom roztoku octanu amónneho alebo hydroxidu sodného.

PbS04 + 4 NaOH
Na2 + Na2S04

So soľami stroncia - tvorba bielej zrazeniny, nerozpustnej v kyselinách (na rozdiel od siričitanov).

SO 4 2 - + Sr 2+
SrSO 4 

Metodika : K 4-5 kvapkám analyzovaného roztoku sa pridá 4-5 kvapiek koncentrovaného roztoku chloridu strontnatého, pričom vypadne biela zrazenina.

S vápenatými soľami - tvorba ihličnatých kryštálov sadry CaSO 4  2H 2 O.

SO4 2- + Ca 2+ + 2H 2O
CaS04 ~ 2H20

Metodika: na sklenené podložné sklíčko sa nanesie po kvapkách analyzovaného roztoku a mierne vysušená vápenatá soľ. Vytvorené kryštály sa skúmajú pod mikroskopom.

Kvantitatívna analýza.

Permanganatometria.

Stanovenie hmotnostného podielu železa vo vzorke Mohrovej soli (NH 4) 2 Fe (SO 4) 2 - 6 H 2 O manganganometrickou metódou

(možnosť priamej titrácie)

Stanovenie je založené na oxidácii železa (II) manganistanom draselným na železo (III).

10 FeSO 4 + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 Fe 2 (SO 4 ) 3 + 2 MnSO 4 + K. 2 SO 4 + 8 H 2 O

M (Fe) = 55,85 g / mol

Metodika: Presne odvážená časť Mohrovej soli, potrebná na prípravu 100 cm3 0,1 M roztoku Mohrovej soli, sa po úplnom rozpustení kvantitatívne prenesie do odmernej banky s objemom 100 cm3 rozpustenej v malom množstve destilovanej vody. , privedený k značke vodou, miešaný. Alikvotný podiel výsledného roztoku (jednotlivá úloha) sa vloží do titračnej banky, pridá sa rovnaký objem zriedenej kyseliny sírovej (1: 5) a pomaly sa titruje roztokom manganistanu draselného, až kým roztok nie je mierne ružovkastý, stabilný 30 sekúnd. .

Aplikácia.

Používa sa vo výrobe atrament;

V farbiarstve (na maľovanie vlna v čiernej farbe);

Na konzerváciu dreva.

Bibliografia.

Lurie Yu.Yu. Príručka analytickej chémie. Moskva, 1972;

Metodický pokyn „Inštrumentálne metódy analýzy“, Perm, 2004;

Metodický pokyn „Kvalitatívna chemická analýza“, Perm, 2003;

Metodický pokyn „Kvantitatívna chemická analýza“, Perm, 2004;

Rabinovich V.A., Khavin Z.Ya. Stručná chemická referenčná kniha, Leningrad, 1991;

„Veľká sovietska encyklopédia“;

Označenie - Fe (železo);
Obdobie - IV;
Skupina - 8 (VIII);
Atómová hmotnosť - 55,845;
Atómové číslo - 26;
Polomer atómu = 126 pm;
Kovalentný rádius = 117 pm;
Distribúcia elektrónov - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2;
teplota topenia = 1535 ° C;
teplota varu = 2750 ° C;
Elektronegativita (Pauling / Alpred a Rohov) = 1,83 / 1,64;
Oxidačný stav: +8, +6, +4, +3, +2, +1, 0;
Hustota (n. At.) = 7,874 g / cm3;
Molárny objem = 7,1 cm3 / mol.

Zlúčeniny železa:

Železo je po hliníku najrozšírenejším kovom v zemskej kôre (5,1% hmotnosti).

Na Zemi sa železo vo voľnom stave nachádza v malých množstvách vo forme nugetov, ako aj v padlých meteoritoch.

Železo sa priemyselne ťaží v ložiskách železnej rudy z minerálov obsahujúcich železo: magnetická, červená, hnedá železná ruda.

Malo by sa povedať, že železo je súčasťou mnohých prírodných minerálov, ktoré spôsobujú ich prirodzenú farbu. Farba minerálov závisí od koncentrácie a pomeru iónov železa Fe 2+ / Fe 3+, ako aj od atómov obklopujúcich tieto ióny. Napríklad prítomnosť nečistôt iónov železa ovplyvňuje farbu mnohých drahých a polodrahokamov: topaz (od svetlo žltej po červenú), zafíry (od modrej po tmavo modrú), akvamaríny (od svetlo modrej po zelenkastú modrú) atď.

Železo sa nachádza v tkanivách zvierat a rastlín, napríklad v tele dospelého človeka je asi 5 g železa. Železo je životne dôležitým prvkom, je súčasťou proteínu hemoglobínu, ktorý sa podieľa na transporte kyslíka z pľúc do tkanív a buniek. S nedostatkom železa v ľudskom tele sa vyvíja anémia (anémia s nedostatkom železa).

Ryža. Štruktúra atómu železa.

Elektronická konfigurácia atómu železa je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 (pozri. Elektronická štruktúra atómov). V školstve chemické väzby 2 elektróny umiestnené na vonkajšej úrovni 4 s +6 elektrónov 3D podúrovne (celkom 8 elektrónov) sa môžu zúčastniť iných prvkov, preto v zlúčeninách môže železo nadobúdať oxidačné stavy +8, +6, +4, + 3, +2, +1, (najbežnejšie sú +3, +2). Železo má priemernú chemickú aktivitu.

Ryža. Oxidačné stavy železa: +2, +3.

Fyzikálne vlastnosti železa:

strieborno-biely kov;
vo svojej čistej forme je celkom mäkký a plastický;
má dobrú tepelnú a elektrickú vodivosť.

Železo existuje vo forme štyroch modifikácií (líšia sa štruktúrou kryštálovej mriežky): α-železo; β-železo; γ-železo; δ-železo.

Chemické vlastnosti železa

reaguje s kyslíkom, v závislosti od teploty a koncentrácie kyslíka môžu vznikať rôzne produkty alebo zmes produktov oxidácie železa (FeO, Fe 2 O 3, Fe 3 O 4):
3Fe + 202 = Fe304;
oxidácia železa pri nízkych teplotách:
4Fe + 302 = 2Fe203;
reaguje s vodnou parou:
3Fe + 4H20 = Fe304 + 4H2;
jemne drvené železo reaguje pri zahrievaní so sírou a chlórom (sulfid železnatý a chlorid):
Fe + S = FeS; 2Fe + 3CI2 = 2FeCl3;
pri vysokých teplotách reaguje s kremíkom, uhlíkom, fosforom:
3Fe + C = Fe3C;
s inými kovmi a s nekovmi môže železo tvoriť zliatiny;
železo vytláča menej aktívnych kovov z ich solí:
Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu;
so zriedenými kyselinami železo pôsobí ako redukčné činidlo a vytvára soli:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2;
so zriedenou kyselinou dusičnou tvorí železo v závislosti od koncentrácie rôzne produkty redukcie kyseliny (N 2, N 2 O, NO 2).

Získanie a používanie železa

Získava sa priemyselné železo tavenie liatina a oceľ.

Liatina je zliatina železa s prímesami kremíka, mangánu, síry, fosforu, uhlíka. Obsah uhlíka v liatine presahuje 2% (v oceli menej ako 2%).

Čisté železo sa získava:

v konvertoroch kyslíka vyrobených z liatiny;
redukcia oxidov železa vodíkom a dvojmocným oxidom uhoľnatým;
elektrolýza zodpovedajúcich solí.

Surové železo sa získava zo železných rúd redukciou oxidov železa. Surové železo sa taví vo vysokých peciach. Vysoká pec používa ako zdroj tepla koks.

Vysoká pec je veľmi zložitá technická stavba s výškou niekoľko desiatok metrov. Je obložený žiaruvzdornými tehlami a chránený vonkajším oceľovým plášťom. V roku 2013 najväčšiu vysokú pec v Južnej Kórei postavila oceliarska spoločnosť POSCO v oceliarni Gwangyang (objem pece po modernizácii bol 6 000 metrov kubických s ročnou kapacitou 5 700 000 ton).

Ryža. Vysoká pec.

Proces tavenia surového železa vo vysokej peci pokračuje nepretržite niekoľko desaťročí, kým pec nedosiahne koniec svojej životnosti.

Ryža. Proces tavenia surového železa vo vysokej peci.

výhodné rudy (magnetická, červená, hnedá železná ruda) a koks sa nalejú cez vrch, ktorý sa nachádza na samom vrchu vysokej pece;
procesy redukcie železa z rudy pod vplyvom oxidu uhoľnatého (II) sa vyskytujú v strednej časti vysokej pece (bane) pri teplote 450-1100 ° C (oxidy železa sa redukujú na kov):
- 450-500 ° C - 3Fe203 + CO = 2Fe304 + C02;
- 600 ° C - Fe304 + CO = 3 FeO + C02;
- 800 ° C - FeO + CO = Fe + CO 2;
- časť dvojmocného oxidu železa sa redukuje koksom: FeO + C = Fe + CO.
súbežne prebieha proces redukcie oxidov kremíka a mangánu (sú súčasťou železnej rudy vo forme nečistôt), kremík a mangán sú súčasťou liatiny:
- Si02 + 2C = Si + 2CO;
- Mn203 + 3C = 2Mn + 3CO.
počas tepelného rozkladu vápenca (zavedeného do vysokej pece) vzniká oxid vápenatý, ktorý reaguje s oxidmi kremíka a hliníka obsiahnutými v rude:
- CaC03 = CaO + C02;
- CaO + Si02 = CaSi03;
- CaO + Al203 = Ca (Al02) 2.
pri 1100 ° C sa proces redukcie železa zastaví;
pod šachtou je parenie, najširšia časť vysokej pece, pod ktorou nasleduje rameno, v ktorom koks dohorí a vzniknú tekuté taviace produkty - surové železo a troska hromadiace sa na samom dne pece - ohnisko;
v hornej časti ohniska pri teplote 1500 ° C v prúde fúkaného vzduchu dochádza k intenzívnemu spaľovaniu koksu: C + O 2 = CO 2;
prechodom cez horúci koks sa oxid uhoľnatý (IV) premení na oxid uhoľnatý (II), ktorý je redukčným činidlom pre železo (pozri vyššie): CO 2 + C = 2CO;
trosky tvorené kremičitanom vápenatým a hlinitokremičitanom sú umiestnené nad liatinou, chránia ju pred pôsobením kyslíka;
cez špeciálne otvory umiestnené na rôznych úrovniach ohniska sa liatina a troska vypúšťajú von;
Väčšina surového železa ide na ďalšie spracovanie - tavenie ocele.

Oceľ sa taví z liatiny a kovového šrotu konvertorovou metódou (otvorené ohnisko je už zastarané, aj keď sa stále používa) alebo elektrickým tavením (v elektrických peciach, indukčných peciach). Podstatou procesu (redistribúcia liatiny) je zníženie koncentrácie uhlíka a ďalších nečistôt oxidáciou kyslíkom.

Ako bolo uvedené vyššie, koncentrácia uhlíka v oceli nepresahuje 2%. Vďaka tomu je oceľ na rozdiel od liatiny pomerne ľahko kovaná a valcovaná, čo z nej umožňuje vyrábať rôzne výrobky s vysokou tvrdosťou a pevnosťou.

Tvrdosť ocele závisí od obsahu uhlíka (čím viac uhlíka, tým je oceľ tvrdšia) v konkrétnej kvalite ocele a podmienkach tepelného spracovania. Pri temperovaní (pomalé chladenie) oceľ zmäkne; keď je kalená (kalená), je oceľ veľmi tvrdá.

Aby oceľ získala požadované špecifické vlastnosti, pridávajú sa k nej ligačné prísady: chróm, nikel, kremík, molybdén, vanád, mangán atď.

Liatina a oceľ sú najdôležitejšími stavebnými materiálmi v drvivej väčšine odvetví národného hospodárstva.

Biologická úloha železa:

telo dospelého človeka obsahuje asi 5 g železa;
železo hrá dôležitú úlohu v práci hematopoetických orgánov;
železo je súčasťou mnohých komplexných proteínových komplexov (hemoglobín, myoglobín, rôzne enzýmy).

Abstrakt na tému:

Síran železitý

Plán:

1 Fyzikálne vlastnosti
2 Byť v prírode
- 2.1 Mars
3 Prijímanie
4 Chemické vlastnosti
5 Použitie

Úvod

Síran železitý(lat. Ferrum sulfuricum oxydatum, to. Eisensulfat (oxyd) ferrisulfát ) - anorganický chemická zlúčenina, soľ, chemický vzorec -.

1. Fyzikálne vlastnosti

Bezvodý síran železnatý - svetlo žltý, paramagnetický, veľmi hygroskopické kryštály monoklinického systému, vesmírna skupina P2 1 / m, parametre bunkových jednotiek a= 0,8296 nm, b= 0,8515 nm, c= 1,160 nm, β = 90,5 °, Z = 4. Existujú dôkazy, že bezvodý síran železnatý tvorí ortorombické a hexagonálne modifikácie. Rozpustíme vo vode a acetóne, nerozpustí sa v etanole.

Kryštalizuje z vody vo forme kryštalických hydrátov Fe 2 (SO 4) 3 n H 2 O, kde n= 12, 10, 9, 7, 6, 3. Najštudovanejším kryštalickým hydrátom je nonahydrát síranu železnatého Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O - žlté hexagonálne kryštály, parametre bunkových jednotiek a= 1,085 nm, c= 1,703 nm, Z = 4. Dobre sa rozpúšťa vo vode (440 g na 100 g vody) a etanole, nerozpúšťa sa v acetóne. Vo vodných roztokoch sa síran železnatý vplyvom hydrolýzy stáva červenohnedým.

Po zahriatí sa neahydrát transformuje pri 98 ° C na tetrahydrát, pri 125 ° C - na monohydrát a pri 175 ° C - na bezvodý Fe 2 (SO 4) 3, ktorý sa nad 600 ° rozkladá na Fe 2 O 3 a SO 3 C.

2. Byť v prírode

Minerál obsahujúci zmiešaný síran železnato-hlinitý sa nazýva mykasait (angl. mikasait), s chemický vzorec(Fe 3+, Al 3+) 2 (SO 4) 3 je mineralogická forma síranu železitého. Tento minerál obsahuje bezvodú formu síranu železnatého, preto je v prírode veľmi vzácny. Hydratované formy sú najbežnejšie, napríklad:

Coquimbit (angl. coquimbite) - Fe 2 (SO 4) 3 · 9H 2 O - nonahydrát - medzi nimi najbežnejšie.
Parakokimbit (angl. parakochimbit) - nonahydrát - naopak - najvzácnejší minerál v prírode.
Cornelite (angl. kornelit) - heptahydrát - a cuestitit (angl.) quenstedtite) - dekahydrát - sú tiež zriedkavé.
Lausenite (angl. lausenit) je hexa- alebo pentahydrát, zle študovaný minerál.

Všetky vyššie uvedené prírodné hydráty železa sú krehké zlúčeniny a po otvorení sa rýchlo erodujú.

2.1. Mars

Síran železnatý a jarosit objavili dve rovery: Spirit a Opportunity. Tieto látky sú znakom silných oxidačných podmienok na povrchu Marsu. V máji 2009 rover Spirit uviazol, keď prechádzal mäkkou pôdou planéty a narazil na usadeniny síranu železnatého skryté pod vrstvou normálnej pôdy. Vzhľadom na to, že síran železnatý má veľmi nízku hustotu, bol rover zaseknutý tak hlboko, že sa časť jeho tela dotýkala povrchu planéty.

3. Prijímanie

V priemysle sa síran železnatý získava kalcináciou pyritu alebo markazitu s NaCl vo vzduchu:

alebo rozpustite oxid železitý v kyseline sírovej:

V laboratórnej praxi je možné síran železnatý získať z hydroxidu železitého:

Prípravok rovnakej čistoty je možné získať oxidáciou síranu železnatého kyselinou dusičnou:

oxidáciu je možné vykonať aj kyslíkom alebo oxidom sírou:

Koncentrované kyseliny sírovej a dusičnej oxidujú sulfid železa na síran železitý:

Sulfid železa sa môže oxidovať koncentrovanou kyselinou sírovou:

Síran amónny železitý (Mohrova soľ) sa môže oxidovať aj dvojchrómanom draselným. V dôsledku tejto reakcie sa uvoľňujú súčasne štyri sírany - železo (III), chróm (III), amoniak a draslík a voda:

Síran železnatý je možné získať ako jeden z produktov tepelného rozkladu síranu železnatého:

Ferráty so zriedenou kyselinou sírovou sa redukujú na síran železnatý:

Zahrievaním pentahydrátu na teplotu 70-175 ° C sa získa bezvodý síran železnatý:

Síran železnatý je možné oxidovať exotickým oxidačným činidlom, akým je oxid xenónový:

4. Chemické vlastnosti

Síran železnatý vo vodných roztokoch prechádza silnou katiónovou hydrolýzou, zatiaľ čo roztok sa zmení na červenohnedú:

Horúca voda alebo pomocou pary rozkladajte síran železnatý:

Bezvodý síran železnatý sa po zahriatí rozkladá:

Alkalické roztoky rozkladajú síran železnatý, reakčné produkty závisia od koncentrácie alkálií:

Ak ekvimolárny roztok síranov železa (III) a železa (II) interaguje s zásadou, výsledkom je komplexný oxid železa:

Aktívne kovy (ako je horčík, zinok, kadmium, železo) redukujú síran železnatý:

Niektoré sulfidy kovov (napríklad meď, vápnik, cín, olovo, ortuť) v vodný roztok znížiť síran železnatý:

S rozpustnými soľami kyseliny ortofosforečnej tvorí nerozpustný fosforečnan železitý (heterozit):

5. Použitie

Ako činidlo pri hydrometalurgickom spracovaní medených rúd.
Ako koagulant na čistenie Odpadová voda, komunálne a priemyselné odpadové vody.
Ako moridlo na farbenie tkanín.
Pri opaľovaní kože.
Na morenie nehrdzavejúcich austenitických ocelí, zliatin zlata a hliníka.
Ako regulátor flotácie na zníženie vztlaku rúd.
V medicíne sa používa ako adstringentné a hemostatické činidlo.
V chemickom priemysle ako oxidačné činidlo a katalyzátor.

Zlúčeniny železa (II)

Zlúčeniny železa s oxidačným stavom železa +2 sú nestabilné a ľahko sa oxidujú na deriváty železa (III).

Fe 2 O 3 + CO = 2 FeO + CO 2.

Hydroxid železitý Fe (OH) 2čerstvo vyzrážaný má sivozelenú farbu, nerozpúšťa sa vo vode, rozkladá sa pri teplotách nad 150 ° C, rýchlo tmavne v dôsledku oxidácie:

4Fe (OH) 2 + 02 + 2H20 = 4Fe (OH) 3.

Ukazuje mierne amfotérne vlastnosti s prevahou zásaditých látok ľahko reaguje s neoxidujúcimi kyselinami:

Fe (OH) 2 + 2HCl = FeCl2 + 2H20.

Interaguje s koncentrovanými alkalickými roztokmi pri zahrievaní za vzniku tetrahydroxoferátu (II):

Fe (OH) 2 + 2NaOH = Na2.

Ukazuje redukčné vlastnosti, pri interakcii s dusičnou alebo koncentrovanou kyselinou sírovou sa tvoria soli železa (III):

2Fe (OH) 2 + 4H2S04 = Fe2 (SO4) 3 + SO2 + 6H20.

Získava sa interakciou solí železa (II) s alkalickým roztokom v neprítomnosti atmosférického kyslíka:

FeS04 + 2NaOH = Fe (OH) 2 + Na2S04.

Soli železa (II).Železo (II) tvorí soli s takmer všetkými aniónmi. Soli obvykle kryštalizujú vo forme zelených kryštalických hydrátov: Fe (NO 3) 2 6H 2 O, FeSO 4 7H 2 O, FeBr 2 6H 2 O, (NH 4) 2 Fe (SO 4) 2 6 H 2 O (soľ Mora Roztoky soli majú svetlo zelenú farbu a v dôsledku hydrolýzy majú kyslé prostredie:

Fe 2+ + H20 = FeOH + + H +.

Ukážte všetky vlastnosti solí.

Keď stoja na vzduchu, pomaly sa oxidujú rozpusteným kyslíkom na soli železa (III):

4FeCl2 + 02 + 2H20 = 4FeOHCI2.

Kvalitatívna reakcia na katión Fe 2+ - interakcia s hexakyanoferátom draselným (III) (soľ červenej krvi):

FeSO 4 + K 3 = KFe ↓ + K 2 SO 4

Fe 2+ + K + + 3- = KFe ↓

V dôsledku reakcie sa vytvorí modrá zrazenina - železitý (III) - hexakyanoželeznatan draselný (II).

Oxidačný stav +3 je typický pre železo.

Oxid železitý Fe 2 O 3 - hnedá látka, existuje v troch polymorfných modifikáciách.

Ukazuje mierne amfotérne vlastnosti s prevahou hlavných. Ľahko reaguje s kyselinami:

Fe203 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H20.