Желе́зо - элемент побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 26. Обозначается символом Fe (лат. Ferrum). Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия). Металл средней активности, восстановитель.

Основные степени окисления — +2, +3

Простое вещество железо - ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой химической реакционной способностью: железо быстро корродирует при высоких температурах или при высокой влажности на воздухе. В чистом кислороде железо горит, а в мелкодисперсном состоянии самовозгорается и на воздухе.

Химические свойства простого вещества — железа:

Ржавление и горение в кислороде

1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину — оксид железа (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

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

2) При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4H 2 O – t° → Fe 3 O 4 + 4H 2 ­

3) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °С)

Fe + S – t° → FeS (600 °С)

Fe+2S → Fe +2 (S 2 -1) (700°С)

4) В ряду напряжений стоит левее водорода, реагирует с разбавленными кислотами НСl и Н 2 SO 4 , при этом образуются соли железа(II) и выделяется водород:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 ­ (реакции проводятся без доступа воздуха, иначе Fe +2 постепенно переводится кислородом в Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (разб.) → FeSO 4 + H 2 ­

В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании, оно сразу переходит в катион 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 холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют

Железный гвоздь, погруженный в голубоватый раствор медного купороса, постепенно покрывается налетом красной металлической меди

5) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в из растворов их солей.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Амфотерность железа проявляется только в концентрированных щелочах при кипячении:

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

и образуется осадок тетрагидроксоферрата(II) натрия.

Техническое железо - сплавы железа с углеродом: чугун содержит 2,06-6,67 % С, сталь 0,02-2,06 % С, часто присутствуют другие естественные примеси (S, Р, Si) и вводимые искусственно специальные добавки (Мn, Ni, Сr), что придает сплавам железа технически полезные свойства — твердость, термическую и коррозионную стойкость, ковкость и др.

Доменный процесс производства чугуна

Доменный процесс производства чугуна составляют следующие стадии:

а) подготовка (обжиг) сульфидных и карбонатных руд - перевод в оксидную 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) сжигание кокса при горячем дутье:

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

в) восстановление оксидной руды угарным газом СО последовательно:

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

г) науглероживание железа (до 6,67 % С) и расплавление чугуна:

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

В чугуне всегда в виде зерен присутствуют цементит Fe 2 С и графит.

Производство стали

Передел чугуна в сталь проводится в специальных печах (конвертерных, мартеновских, электрических), отличающихся способом обогрева; температура процесса 1700-2000 °С. Продувание воздуха, обогащенного кислородом, приводит к выгоранию из чугуна избыточного углерода, а также серы, фосфора и кремния в виде оксидов. При этом оксиды либо улавливаются в виде отходящих газов (СО 2 , SО 2), либо связываются в легко отделяемый шлак — смесь Са 3 (РO 4) 2 и СаSiO 3 . Для получения специальных сталей в печь вводят легирующие добавки других металлов.

Получение чистого железа в промышленности — электролиз раствора солей железа, например:

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

(существуют и другие специальные методы, в том числе восстановление оксидов железа водородом).

Чистое железо применяется в производстве специальных сплавов, при изготовлении сердечников электромагнитов и трансформаторов, чугун — в производстве литья и стали, сталь - как конструкционный и инструментальный материалы, в том числе износо-, жаро- и коррозионно-стойкие.

Оксид железа(II) F еО . Амфотерный оксид с большим преобладанием основных свойств. Черный, имеет ионное строение Fе 2+ O 2- . При нагревании вначале разлагается, затем образуется вновь. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами, сплавляется со щелочами. Медленно окисляется во влажном воздухе. Восстанавливается водородом, коксом. Участвует в доменном процессе выплавки чугуна. Применяется как компонент керамики и минеральных красок. Уравнения важнейших реакций:

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

FеО + 2НС1 (разб.) = FеС1 2 + Н 2 O

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

FеО + 4NаОН =2Н 2 O + N а 4 F е O 3(красн .) триоксоферрат(II) (400-500 °С)

FеО + Н 2 =Н 2 O + Fе (особо чистое) (350°С)

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

FеО + СО = Fе + СO 2 (900°С)

4FеО + 2Н 2 O (влага) + O 2 (воздух) →4FеО(ОН) (t)

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

Получение в лаборатории : термическое разложение соединений железа (II) без доступа воздуха:

Fе(ОН) 2 = FеО + Н 2 O (150-200 °С)

FеСОз = FеО + СO 2 (490-550 °С)

Оксид дижелеза (III) – железа( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Двойной оксид. Черный, имеет ионное строение Fe 2+ (Fе 3+) 2 (O 2-) 4 . Термически устойчив до высоких температур. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами. Восстанавливается водородом, раскаленным железом. Участвует в доменном процессе производства чугуна. Применяется как компонент минеральных красок (железный сурик ), керамики, цветного цемента. Продукт специального окисления поверхности стальных изделий (чернение, воронение ). По составу отвечает коричневой ржавчине и темной окалине на железе. Применение брутто-формулы Fe 3 O 4 не рекомендуется. Уравнения важнейших реакций:

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

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 8НС1 (разб.) = 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 (воздух) = 6Fе 2 O 3 (450-600°С)

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

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

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

Получение: сгорание железа (см.) на воздухе.

магнетит.

Оксид железа(III) F е 2 О 3 . Амфотерный оксид с преобладанием основных свойств. Красно-коричневый, имеет ионное строение (Fе 3+) 2 (O 2-) 3. Термически устойчив до высоких температур. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой, из раствора выпадает бурый аморфный гидрат Fе 2 O 3 nН 2 О. Медленно реагирует с кислотами и щелочами. Восстанавливается монооксидом углерода, расплавленным железом. Сплавляется с оксидами других металлов и образует двойные оксиды — шпинели (технические продукты называются ферритами). Применяется как сырье при выплавке чугуна в доменном процессе, катализатор в производстве аммиака, компонент керамики, цветных цементов и минеральных красок, при термитной сварке стальных конструкций, как носитель звука и изображения на магнитных лентах, как полирующее средство для стали и стекла.

Уравнения важнейших реакций:

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

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

Fе 2 O 3 + 2NaОН (конц.) →Н 2 O+ 2 N а F е O 2 (красн.) диоксоферрат(III)

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

Fе 2 O 3 + ЗН 2 =ЗН 2 O+ 2Fе (особо чистое, 1050-1100 °С)

Fе 2 O 3 + Fе = ЗFеО (900 °С)

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

Получение в лаборатории — термическое разложение солей железа (III) на воздухе:

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)

В природе — оксидные руды железа гематит Fе 2 O 3 и лимонит Fе 2 O 3 nН 2 O

Гидроксид железа (II) F е(ОН) 2 . Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Белый (иногда с зеленоватым оттенком), связи Fе — ОН преимущественно ковалентные. Термически неустойчив. Легко окисляется на воздухе, особенно во влажном состоянии (темнеет). Нерастворим в воде. Реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Типичный восстановитель. Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется в изготовлении активной массы железоникелевых аккумуляторов.

Уравнения важнейших реакций:

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

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

Fе(ОН) 2 + 2NаОН (> 50%) = Nа 2 ↓ (сине-зеленый) (кипячение)

4Fе(ОН) 2 (суспензия) + O 2 (воздух) →4FеО(ОН)↓ + 2Н 2 O (t)

2Fе(ОН) 2 (суспензия) +Н 2 O 2 (разб.) = 2FеО(ОН)↓ + 2Н 2 O

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

Получение : осаждение из раствора щелочами или гидратом аммиака в инертной атмосфере:

Fе 2+ + 2OH (разб.) = F е(ОН) 2 ↓

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

Метагидроксид железа F еО(ОН). Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Светло-коричневый, связи Fе — О и Fе — ОН преимущественно ковалентные. При нагревании разлагается без плавления. Нерастворим в воде. Осаждается из раствора в виде бурого аморфного полигидрата Fе 2 O 3 nН 2 O, который при выдерживании под разбавленным щелочным раствором или при высушивании переходит в FеО(ОН). Реагирует с кислотами, твердыми щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Спекается с Fе(ОН) 2 . Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется как основа желтых минеральных красок и эмалей, поглотитель отходящих газов, катализатор в органическом синтезе.

Соединение состава Fе(ОН) 3 не известно (не получено).

Уравнения важнейших реакций:

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

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

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

FеО(ОН)→N а 3 [ F е(ОН) 6 ] белый , Nа 5 и К 4 соответственно; в обоих случаях выпадает синий продукт одинакового состава и строения, КFе III . В лаборатории этот осадок называют берлинская лазурь , или турнбуллева синь :

Fе 2+ + К + + 3- = КFе III ↓

Fе 3+ + К + + 4- = КFе III ↓

Химические названия исходных реактивов и продукта реакций:

К 3 Fе III - гексацианоферрат (III) калия

К 4 Fе III - гексацианоферрат (II) калия

КFе III - гексацианоферрат (II) железа (Ш) калия

Кроме того, хорошим реактивом на ионы Fе 3+ является тиоцианат-ион NСS — , железо (III) соединяется с ним, и появляется ярко-красная («кровавая») окраска:

Fе 3+ + 6NСS — = 3-

Этим реактивом (например, в виде соли КNСS) можно обнаружить даже следы железа (III) в водопроводной воде, если она проходит через железные трубы, покрытые изнутри ржавчиной.

Формула:

Сульфат железа(II), железный купорос, FeSO 4 - соль серной кислоты и 2-х валентного железа. Твёрдость - 2.

В химии железным купоросом называют кристаллогидрат сульфата железа(II) . Кристаллы светло-зелёного цвета. Применяется втекстильной промышленности, в сельском хозяйстве как инсектицид, для приготовления минеральных красок.

Природный аналог - минерал мелантерит ; в природе встречается в кристаллах моноклиноэдрической системы, зелёно-жёлтого цвета, в виде примазок или натёков.

Молярная масса : 151,91 г/моль

Плотность: 1,8-1,9 г/см³

Температура плавления : 400 °C

Растворимость в воде : 25.6 г/100 мл

Сульфат 2-валентного железа выделяется при температурах от 1,82 °C до 56,8 °C из водных растворов в виде светло-зелёных кристаллов FeSO 4 · 7H 2 О, называется в технике железным купоросом (кристаллогидрат). В 100 г воды растворяется: 26,6 г безводного FeSO 4 при 20 °C и 54,4 г при 56 °C.

Растворы сульфата 2-валентного железа под действием кислорода воздуха со временем окисляются, переходя в сульфат железа (III):

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

При нагревании свыше 480 °C разлагается:

2FeSO 4 → Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3

Получение.

Железный купорос можно приготовить действием разбавленной серной кислоты на железный лом, обрезки кровельного железа и т. д. В промышленности его получают как побочный продукт при травлении разбавленной H 2 SO 4 железных листов, проволоки и др., для удаленияокалины.

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

Другой способ - окислительный обжиг пирита:

2FeS 2 + 7O 2 + 2H 2 O = 2FeSO 4 + 2H 2 SO 4

Качественный анализ.

Аналитические реакции на катион железа (II ).

1. С гексацианоферратом(III) калия K 3 с образованием тёмно-синего осадка гексацианоферрата(III) железа(II) калия (“турнбулевой сини”), нерастворимого в кислотах, разлагающегося щелочами с образованием Fe(OH) 3 (ГФ).

FeSO 4 + K 3 KFe + K 2 SO 4

Оптимальная величина рН проведения реакции составляет 2-3. Реакция дробная, высокочувствительная. Мешают высокие концентрации Fe 3+ .

2. С сульфидом аммония (NH 4 ) 2 S с образованием чёрного осадка, растворимого в сильных кислотах (ГФ).

FeSO 4 + (NH 4) 2 S
FeS + (NH 4) 2 SO 4

3.2. Аналитические реакции на сульфат-ион.

1. С групповым реактивом BaCl 2 + CaCl 2 или BaCl 2 (ГФ).

Дробное открытие сульфат-иона проводят в кислой среде, что позволяет устранить мешающее влияние CO 3 2- , PO 4 3- , и др., и при кипячении исследуемого раствора с 6 моль/дм 3 HCl для удаления S 2- , SO 3 2- , S 2 O 3 2- -ионов, которые могут образовать элементную серу, осадок которой можно принять за осадок BaSO 4 . Осадок BaSO 4 способен образовывать изоморфные кристаллы с KMnO 4 и окрашиваться в розовый цвет (повышается специфичность реакции).

Методика выполнения реакции в присутствии 0,002 моль/дм 3 KMnO 4 .

К 3-5 каплям испытуемого раствора добавляют равные объёмы растворов перманганата калия, хлорида бария и хлороводородной кислоты и энергично перемешивают 2-3 мин. Дают отстояться и, не отделяя осадка от раствора, добавляют 1-2 капли 3% раствора Н 2 О 2 , перемешивают и центрифугируют. Осадок должен остаться окрашенным в розовый цвет, а раствор над осадком обесцветиться.

2. С ацетатом свинца.

SO 4 2- + Pb 2+
PbSO 4 

Методика : к 2 см 3 раствора сульфата добавляют 0,5 см 3 разбавленной хлороводородной кислоты и 0,5 см 3 раствора ацетата свинца; образуется белый осадок, растворимый в насыщенном растворе ацетата аммония или гидроксида натрия.

PbSO 4  + 4 NaOH
Na 2 + Na 2 SO 4

С cолями стронция – образование белого осадка, нерастворимого в кислотах (отличие от сульфитов).

SO 4 2 - + Sr 2+
SrSO 4 

Методика : К 4-5 каплям анализируемого раствора добавляют 4-5 капель концентрированного раствора хлорида стронция, выпадает белый осадок.

С солями кальция – образование игольчатых кристаллов гипса CaSO 4  2H 2 O.

SO 4 2- + Са 2+ + 2Н 2 О
СаSO 4  2Н 2 О

Методика: на предметное стекло наносят по капле анализируемого раствора и соли кальция, слегка подсушивают. Образовавшиеся кристаллы рассматривают под микроскопом.

Количественный анализ.

Перманганатометрия.

Определение массовой доли железа в образце соли Мора (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O перманганатометрическим методом

(вариант прямого титрования)

Определение основано на окислении железа(II) перманганатом калия до железа(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

М (Fe) = 55,85 г/моль

Методика: Точную навеску соли Мора, необходимую для приготовления 100 см 3 0,1 М раствора соли Мора, количественно переносят в мерную колбу вместимостью 100 см 3 , растворяют в небольшом количестве дистиллированной воды, после полного растворения доводят водой до метки, перемешивают. Аликвотную часть полученного раствора (индивидуальное задание) помещают в колбу для титрования, прибавляют равный объём разведённой серной кислоты (1:5) и медленно титруют раствором перманганата калия до слаборозового окрашивания раствора, устойчивого в течение 30 секунд.

Применение.

Применяют в производстве чернил ;

В красильном деле (для окраски шерсти в чёрный цвет);

Для консервирования дерева.

Список литературы.

Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии. Москва, 1972;

Методическое указание «Инструментальные методы анализа», Пермь, 2004;

Методическое указание «Качественный химический анализ», Пермь, 2003;

Методическое указание «Количественный химический анализ», Пермь, 2004;

Рабинович В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник, Ленинград, 1991;

«Большая советская энциклопедия»;

• Обозначение - Fe (Iron);
• Период - IV;
• Группа - 8 (VIII);
• Атомная масса - 55,845;
• Атомный номер - 26;
• Радиус атома = 126 пм;
• Ковалентный радиус = 117 пм;
• Распределение электронов - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 ;
• t плавления = 1535°C;
• t кипения = 2750°C;
• Электроотрицательность (по Полингу/по Алпреду и Рохову) = 1,83/1,64;
• Степень окисления: +8, +6, +4, +3, +2, +1, 0;
• Плотность (н. у.) = 7,874 г/см 3 ;
• Молярный объем = 7,1 см 3 /моль.

Соединения железа :

Железо является самым распространенным металлом в земной коре (5,1% по массе) после алюминия .

На Земле железо в свободном состоянии встречается в незначительных количествах в виде самородков, а также в упавших метеоритах.

Промышленным способом железо добывают на железнорудных месторождениях, из железосодержащих минералов: магнитного, красного, бурого железняка.

Следует сказать, что железо входит в состав многих природных минералов, обуславливая их природную окраску. Окраска минералов зависит зависит от концентрации и соотношения ионов железа Fe 2+ /Fe 3+ , а также от атомов, окружающих эти ионы. Например, присутствие примесей ионов железа влияет на окраску многих драгоценных и полудрагоценных камней: топазов (от бледно-желтого до красного), сапфиров (от голубого до темно-синего), аквамаринов (от светло-голубого до зеленовато-голубого) и проч.

Железо содержится в тканях животных и растений, например, в организме взрослого человека присутствует около 5 г железа. Железо является жизненно важным элементом, оно входит в состав белка гемоглобина, участвуя в транспортировке кислорода от легких к тканям и клеткам. При недостатке железа в организме человека развивается малокровие (железодефицитная анемия).


Рис. Строение атома железа .

Электронная конфигурация атома железа - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 (см. Электронная структура атомов). В образовании химических связей с другими элементами могут участвовать 2 электрона, находящихся на внешнем 4s-уровне + 6 электронов 3d-подуровня (всего 8 электронов), поэтому в соединениях железо может принимать степени окисления +8, +6, +4, +3, +2, +1, (наиболее часто встречаются +3, +2). Железо обладает средней химической активностью.


Рис. Степени окисления железа: +2, +3.

Физические свойства железа:

• металл серебристо-белого цвета;
• в чистом виде достаточно мягкий и пластичный;
• хобладает хорошей тепло- и электропроводимостью.

Железо существует в виде четырех модификаций (различаются строением кристаллической решетки): α-железо; β-железо; γ-железо; δ-железо.

Химические свойства железа

• реагирует с кислородом, в зависимости от температуры и концентрации кислорода могут образовываться различные продукты или смесь продуктов окисления железа (FeO, Fe 2 O 3 , Fe 3 O 4):
  3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ;
• окисление железа при низких температурах:
  4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3 ;
• реагирует с водяным паром:
  3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2 ;
• мелко раздробленное железо реагирует при нагревании с серой и хлором (сульфид и хлорид железа):
  Fe + S = FeS; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 ;
• при высоких температурах реагирует с кремнием, углеродом, фосфором:
  3Fe + C = Fe 3 C;
• с другими металлами и с неметаллами железо может образовывать сплавы;
• железо вытесняет менее активные металлы из их солей:
  Fe + CuCl 2 = FeCl 2 + Cu;
• с разбавленными кислотами железо выступает в роли восстановителя, образуя соли:
  Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 ;
• с разбавленной азотной кислотой железо образует различные продукты восстановления кислоты, в зависимости от ее концентрации (N 2 , N 2 O, NO 2).

Получение и применение железа

Промышленное железо получают выплавкой чугуна и стали.

Чугун - это сплав железа с примесями кремния, марганца, серы, фосфора, углерода. Содержание углерода в чугуне превышает 2% (в стали менее 2%).

Чистое железо получают:

• в кислородных конверторах из чугуна;
• восстановлением оксидов железа водородом и двухвалентным оксидом углерода;
• электролизом соответствующих солей.

Чугун получают из железных руд восстановлением оксидов железа. Выплавку чугуна осуществляют в доменных печах. В качестве источника тепла в доменной печи используется кокс.

Доменная печь является очень сложным техническим сооружением высотой в несколько десятков метров. Она выкладывается из огнеупорного кирпича и защищается внешним стальным кожухом. По состоянию на 2013 год самая крупная доменная печь была построена в Южной Корее сталелитейной компанией POSCO на металлургическом заводе в городе Кванъян (объем печи после модернизации составил 6000 кубометров при ежегодной производительности 5 700 000 тонн).


Рис. Доменная печь .

Процесс выплавки чугуна в доменной печи идет непрерывно в течение нескольких десятилетий, пока печь не выработает свой ресурс.


Рис. Процесс выплавки чугуна в доменной печи .

• обогащенные руды (магнитный, красный, бурый железняк) и кокс засыпаются через колошник, расположенный в самом верху доменной печи;
• процессы восстановления железа из руды под действием оксида углерода (II) протекают в средней части доменной печи (шахте) при температуре 450-1100°C (оксиды железа восстанавливаются до металла):
  • 450-500°C - 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2 ;
  • 600°C - Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2 ;
  • 800°C - FeO + CO = Fe + CO 2 ;
  • часть двухвалентного оксида железа восстанавливается коксом: FeO + C = Fe + CO.
• параллельно идет процесс восстановления оксидов кремния и марганца (входят в железную руду в виде примесей), кремний и марганец входят в состав выплавляющегося чугуна:
  • SiO 2 + 2C = Si + 2CO;
  • Mn 2 O 3 + 3C = 2Mn + 3CO.
• при термическом разложении известняка (вносится в доменную печь) образуется оксид кальция, который реагирует с оксидами кремния и алюминия, содержащихся в руде:
  • CaCO 3 = CaO + CO 2 ;
  • CaO + SiO 2 = CaSiO 3 ;
  • CaO + Al 2 O 3 = Ca(AlO 2) 2 .
• при 1100°C процесс восстановления железа прекращается;
• ниже шахты располагается распар, самая широкая часть доменной печи, ниже которой следует заплечник, в котором выгорает кокс и образуются жидкие продукты плавки - чугун и шлаки, накапливающиеся в самом низу печи - горне;
• в верхней части горна при температуре 1500°C в струе вдуваемого воздуха происходит интенсивное сгорание кокса: C + O 2 = CO 2 ;
• проходя через раскаленный кокс, оксид углерода (IV) превращается в оксид углерода (II), являющийся восстановителем железа (см. выше): CO 2 + C = 2CO;
• шлаки, образованные силикатами и алюмосиликатами кальция, располагаются выше чугуна, защищая его от действия кислорода;
• через специальные отверстия, расположенные на разных уровнях горна, чугун и шлаки выпускаются наружу;
• бОльшая часть чугуна идет на дальнейшую переработку - выплавку стали.

Сталь выплавляют из чугуна и металлолома конверторным способом (мартеновский уже устарел, хотя еще и применяется) или электроплавкой (в электропечах, индукционных печах). Суть процесса (передела чугуна) заключается в понижении концентрации углерода и других примесей путем окисления кислородом.

Как уже было сказано выше, концентрация углерода в стали не превышает 2%. Благодаря этому, сталь в отличие от чугуна достаточно легко поддается ковке и прокатке, что позволяет изготавливать из нее разнообразные изделия, обладающие высокой твердостью и прочностью.

Твердость стали зависит от содержания углерода (чем больше углерода, тем тверже сталь) в конкретной марке стали и условий термообработки. При отпуске (медленном охлаждении) сталь становится мягкой; при закалке (быстром охлаждении) сталь получается очень твердой.

Для придания стали нужных специфических свойств в нее добавляют лигирующие добавки: хром, никель, кремний, молибден, ванадий, марганец и проч.

Чугун и сталь являются важнейшими конструкционными материалами в подавляющем большинстве отраслей народного хозяйства.

Биологическая роль железа:

• в организме взрослого человека содержится около 5 г железа;
• железо играет важную роль в работе кроветворных органов;
• железо входит в состав многих сложных белковых комплексов (гемоглобина, миоглобина, различных ферментов).

Реферат на тему:

Сульфат железа(III)





План:

Введение

• 1 Физические свойства
• 2 Нахождение в природе
  • 2.1 Марс
• 3 Получение
• 4 Химические свойства
• 5 Использование
Примечания




Введение

Сульфат железа(III) (лат. Ferrum sulfuricum oxydatum , нем. Eisensulfat (oxyd) Ferrisulfat ) - неорганическое химическое соединение, соль, химическая формула - .




1. Физические свойства

Безводный сульфат железа(III) - светло-желтые, парамагнитные, очень гигроскопичные кристаллы моноклинной сингонии, пространственная группа P2 1 /m, параметры элементарной ячейки a = 0,8296 нм, b = 0,8515 нм,c = 1,160 нм, β = 90,5°, Z = 4. Есть данные, что безводный сульфат железа образовывает орторомбическую и гексагональную модификации. Растворим в воде и ацетоне, не растворяется в этаноле.

Из воды кристаллизуется в виде кристаллогидратов Fe 2 (SO 4) 3 ·n H 2 O, где n = 12, 10, 9, 7, 6, 3. Наиболее изученный кристаллогидрат - нонагидрат сульфата железа(III) Fe 2 (SO 4) 3 ·9H 2 O - жёлтые гексагональные кристаллы, параметры элементарной ячейки a = 1,085 нм, c = 1,703 нм, Z = 4. Хорошо растворяется в воде (440 г на 100 г воды) и этаноле, не растворяется в ацетоне. В водных растворах сульфат железа(III) из-за гидролиза приобретает красно-коричневый цвет.

При нагревании нонагидрат превращается при 98 °C в тетрагидрат, при 125 °C - в моногидрат и при 175 °C - в безводный Fe 2 (SO 4) 3 , который выше 600 °C разлагается на Fe 2 O 3 и SO 3 .




2. Нахождение в природе

Минерал, содержащий в себе смешанный сульфат железа-алюминия называется микасаит (англ. mikasaite ), с химической формулой (Fe 3+ , Al 3+) 2 (SO 4) 3 является минералогической формой сульфата железа(III). Этот минерал несет в себе безводную форму сульфата железа, поэтому встречается в природе очень редко. Гидратированные формы встречаются чаще всего, например:

• Кокимбит (англ. coquimbite ) - Fe 2 (SO 4) 3 ·9H 2 O - нонагидрат - наиболее чаще встречающийся среди таковых.
• Паракокимбит (англ. paracoquimbite ) - нонагидрат - наоборот - наиболее редко встречающийся минерал в природе.
• Корнелит (англ. kornelite ) - гептагидрат - и куэнстедтит (англ. quenstedtite ) - декагидрат - так же встречаются редко.
• Лаусенит (англ. lausenite ) - гекса- или пентагидрат, малоизученный минерал.

Все перечисленные выше природные гидраты железа являются непрочными соединениями и в открытом состоянии быстро выветриваются.




2.1. Марс

Сульфат железа и ярозит были обнаружены двумя марсоходами: Спирит и Оппортьюнити. Эти вещества являются признаком сильных окислительных условий на поверхности Марса. В мае 2009 года марсоход Спирит застрял, когда он ехал по мягкому грунту планеты и наехал на залежи сульфата железа, скрытые под слоем обычного грунта . Вследствие того, что сульфат железа имеет очень низкую плотность, то марсоход застрял настолько глубоко, что часть его корпуса коснулась поверхности планеты.




3. Получение

В промышленности сульфат железа(III) получают прокаливанием пирита или марказита с NaCl на воздухе:

или растворяют оксид железа(III) в серной кислоте:

В лабораторной практике сульфат железа(III) можно получить из гидроокиси железа(III):

Препарат той же чистоты можно получить окислением сульфата железа(II) азотной кислотой:

также окисление можно провести кислородом или оксидом серы:

Концентрированные серная и азотная кислоты окисляют сульфид железа до сульфата железа(III):

Дисульфид железа можно окислить концентрированной серной кислотой:

Сульфат-аммоний железа(II) (соль Мора) также можно окислить дихроматом калия. Вследствие данной реакции выделятся сразу четыре сульфата - железа(III), хрома(III), аммиака и калия, и вода:

Сульфат железа(III) можно получить как один из продуктов термического разложения сульфата железа(II):

Ферраты с разбавленной серной кислотой восстанавливаются до сульфата железа(III):

Нагрев пентагидрат до температуры 70-175 °C получим безводный сульфат железа(III):

Сульфат железа(II) можно окислить таким экзотическим окислителем, как оксид ксенона(III):




4. Химические свойства

Сульфат железа(III) в водных растворах подвергается сильному гидролизу по катиону, при этом раствор окрашивается в красновато-коричневый цвет:

Горячая вода или пар разлагают сульфат железа(III):

Безводный сульфат железа(III) при нагревании разлагается:

Растворы щелочей разлагают сульфат железа(III), продукты реакции зависят от концентрации щёлочи:

Если с щёлочью взаимодействует эквимолярный раствор сульфатов железа(III) и железа(II), то в результате получится сложный оксид железа:

Активные металлы (такие как магний, цинк, кадмий, железо) восстанавливают сульфат железа(III):

Некоторые сульфиды металлов (например, меди, кальция, олова, свинца, ртути) в водном растворе восстанавливают сульфат железа(III):

С растворимыми солями ортофосфорной кислоты образует нерастворимый фосфат железа(III) (гетерозит):




5. Использование

• Как реактив при гидрометаллургической переработке медных руд.
• Как коагулянт при очистке сточных вод, коммунальных и промышленных стоков.
• Как протрава при в окраске тканей.
• При дублении кожи.
• Для декапирования нержавеющих аустенитных сталей, сплавов золота с алюминием.
• Как флотационый регулятор для уменьшения плавучести руд.
• В медицине используется в качестве вяжущего и кровоостанавливающего средства.
• В химическое промышленности как окислитель и катализатор.



Соединения железа (II)

Соединения железа со степень окисления железа +2 малоустойчивы и легко окисляются до производных железа (III).

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

Гидроксид железа (II) Fe(OH) 2 в свежеосажденном виде имеет серовато-зеленую окраску, в воде не растворяется, при температуре выше 150 °С разлагается, быстро темнеет вследствие окисления:

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3 .

Проявляет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных, легко реагирует с неокисляющими кислотами:

Fe(OH) 2 + 2HCl = FeCl 2 + 2H 2 O.

Взаимодействует с концентрированными растворами щелочей при нагревании с образованием тетрагидроксоферрата (II):

Fe(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 .

Проявляет восстановительные свойства, при взаимодействии с азотной или концентрированной серной кислотой образуются соли железа (III):

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

Получается при взаимодействии солей железа (II) с раствором щелочи в отсутствии кислорода воздуха:

FeSO 4 + 2NaOH = Fe(OH) 2 + Na 2 SO 4 .

Соли железа (II). Железо (II) образует соли практически со всеми анионами. Обычно соли кристаллизуются в виде зеленых кристаллогидратов: Fe(NO 3) 2 · 6H 2 O, FeSO 4 · 7H 2 O, FeBr 2 · 6H 2 O, (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 · 6H 2 O (соль Мора) и др. Растворы солей имеют бледно-зеленую окраску и, вследствие гидролиза , кислую среду:

Fe 2+ + H 2 O = FeOH + + H + .

Проявляют все свойства солей.

При стоянии на воздухе медленно окисляются растворенным кислородом до солей железа (III):

4FeCl 2 + O 2 + 2H 2 O = 4FeOHCl 2 .

Качественная реакция на катион Fe 2+ - взаимодействие с гексацианоферратом (III) калия (красной кровяной солью) :

FeSO 4 + K 3 = KFe↓ + K 2 SO 4

Fe 2+ + K + + 3- = KFe↓

в результате реакции образуется осадок синего цвета - гексацианоферрат (II) железа (III) - калия.

Степень окисления +3 характерна для железа.

Оксид железа (III) Fe 2 O 3 - вещество бурого цвета, существует в трех полиморфных модификациях.




Проявляет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных. Легко реагирует с кислотами:

Fe 2 O 3 + 6HCl = 2FeCl 3 + 3H 2 O.

С растворами щелочей не реагирует, но при сплавлении образует ферриты :

Fe 2 O 3 + 2NaOH = 2NaFeO 2 + H 2 O.

Проявляет окислительные и восстановительные свойства. При нагревании восстанавливается водородом или оксидом углерода (II), проявляя окислительные свойства:

Fe 2 O 3 + H 2 = 2FeO + H 2 O,

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

В присутствии сильных окислителей в щелочной среде проявляет восстановительные свойства и окисляется до производных железа (VI):

Fe 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH = 2K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O.

При температуре выше 1400°С разлагается:

6Fe 2 O 3 = 4Fe 3 O 4 + O 2 .

Получается при термическом разложении гидроксида железа (III):

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

или окислением пирита:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .

FeCl 3 + 3KCNS = Fe(CNS) 3 + 3KCl,