ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Желязо- елемент от осмата група от четвъртия период на Периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев.

А вялото число е 26. Символът е Fe (лат. “ferrum”). Един от най-разпространените метали в земната кора (второ място след алуминия).

Физични свойства на желязото

Желязото е сив метал. В чист вид е доста мек, ковък и пластичен. Електронната конфигурация на външното енергийно ниво е 3d 6 4s 2 . В своите съединения желязото проявява степени на окисление "+2" и "+3". Точката на топене на желязото е 1539С. Желязото образува две кристални модификации: α- и γ-желязо. Първият от тях има кубична решетка, центрирана по тялото, а втората е с кубична лицево центрирана решетка. α-желязото е термодинамично стабилно в два температурни диапазона: под 912 и от 1394C до точката на топене. Между 912 и 1394C, γ-желязото е стабилно.

Механичните свойства на желязото зависят от неговата чистота – съдържанието в него дори на много малки количества други елементи. Твърдото желязо има способността да разтваря много елементи в себе си.

Химични свойства на желязото

Във влажен въздух желязото бързо ръждясва, т.е. покрита с кафяво покритие от хидратиран железен оксид, който поради своята ронливост не предпазва желязото от по-нататъшно окисление. Във вода желязото корозира интензивно; при обилен достъп на кислород се образуват хидратирани форми на железен оксид (III):

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

При липса на кислород или с труден достъп се образува смесен оксид (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2.

Желязото се разтваря в солна киселина с всякаква концентрация:

Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2.

По същия начин, разтварянето се случва в разредена сярна киселина:

Fe + H 2 SO 4 \u003d FeSO 4 + H 2.

В концентрирани разтвори на сярна киселина желязото се окислява до желязо (III):

2Fe + 6H 2 SO 4 \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.

Въпреки това, в сярна киселина, чиято концентрация е близка до 100%, желязото става пасивно и практически не се осъществява взаимодействие. В разредени и умерено концентрирани разтвори на азотна киселина желязото се разтваря:

Fe + 4HNO 3 \u003d Fe (NO 3) 3 + NO + 2H 2 O.

При високи концентрации на азотна киселина разтварянето се забавя и желязото става пасивно.

Подобно на други метали, желязото реагира с прости вещества. Реакциите на взаимодействието на желязото с халогени (независимо от вида на халогена) протичат при нагряване. Взаимодействието на желязото с брома протича при повишено парно налягане на последния:

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

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

Взаимодействието на желязото със сяра (прах), азот и фосфор също се случва при нагряване:

6Fe + N 2 = 2Fe 3 N;

2Fe + P = Fe 2 P;

3Fe + P = Fe 3 P.

Желязото е в състояние да реагира с неметали като въглерод и силиций:

3Fe + C = Fe 3 C;

Сред реакциите на взаимодействие на желязото със сложни вещества, следните реакции играят специална роля - желязото е в състояние да редуцира метали, които са в серията активност вдясно от него, от солеви разтвори (1), до редуциране на желязо (III) съединения (2):

Fe + CuSO 4 \u003d FeSO 4 + Cu (1);

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

Желязото при повишено налягане реагира с несолеобразуващ оксид - CO, за да образува вещества със сложен състав - карбонили - Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 и Fe 3 (CO) 12.

Желязото, при липса на примеси, е стабилно във вода и в разредени алкални разтвори.

Получаване на желязо

Основният начин за получаване на желязо е от желязна руда (хематит, магнетит) или електролиза на разтвори на неговите соли (в този случай се получава „чисто“ желязо, т.е. желязо без примеси).

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

Упражнение

Желязният камък Fe 3 O 4 с тегло 10 g първо се третира със 150 ml разтвор на солна киселина (плътност 1,1 g/ml) с масова част на хлороводород 20%, след което към получения разтвор се добавя излишък от желязо. Определете състава на разтвора (в тегловни %).

Решение

Записваме уравненията на реакцията според условието на задачата: 8HCl + Fe 3 O 4 \u003d FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O (1); 2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 (2). Познавайки плътността и обема на разтвора на солна киселина, можете да намерите неговата маса: m зол (HCl) = V(HCl) × ρ (HCl); m зол (HCl) = 150 × 1,1 = 165 g. Изчислете масата на хлороводорода: m(HCl)=msol(HCl)×ω(HCl)/100%; m(HCl) = 165 х 20%/100% = 33 g. Моларната маса (маса на един мол) на солна киселина, изчислена с помощта на таблицата на химичните елементи на D.I. Менделеев - 36,5 g / mol. Намерете количеството на веществото хлороводород: v(HCl) = m(HCl)/M(HCl); v (HCl) = 33 / 36,5 = 0,904 mol. Моларна маса (маса на един мол) от мащаба, изчислена с помощта на таблицата на химичните елементи на D.I. Менделеев - 232 g/mol. Намерете количеството вещество от мащаба: v (Fe 3 O 4) = 10/232 = 0,043 mol. Съгласно уравнение 1, v(HCl): v(Fe 3 O 4) \u003d 1: 8, следователно, v (HCl) \u003d 8 v (Fe 3 O 4) = 0,344 mol. Тогава количеството хлороводородно вещество, изчислено според уравнението (0,344 mol), ще бъде по-малко от това, посочено в условието на задачата (0,904 mol). Следователно солната киселина е в излишък и ще протече друга реакция: Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 (3). Нека определим количеството на веществото железен хлорид, образувано в резултат на първата реакция (индексите обозначават конкретна реакция): v 1 (FeCl 2): ​​v (Fe 2 O 3) = 1:1 = 0,043 mol; v1 (FeCl3): v (Fe2O3) = 2:1; v 1 (FeCl 3) = 2 × v (Fe 2 O 3) = 0,086 mol. Нека определим количеството хлороводород, което не е реагирало в реакция 1, и количеството на веществото железен (II) хлорид, образувано по време на реакция 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; v 3 (FeCl 2) \u003d 1/2 × v rem (HCl) = 0,28 mol. Нека определим количеството FeCl 2 вещество, образувано по време на реакция 2, общото количество FeCl 2 вещество и неговата маса: v2 (FeCl3) = v1 (FeCl3) = 0,086 mol; v 2 (FeCl 2): ​​v 2 (FeCl 3) = 3:2; v 2 (FeCl 2) = 3/2 × v 2 (FeCl 3) = 0,129 mol; v сума (FeCl 2) \u003d v 1 (FeCl 2) + v 2 (FeCl 2) + v 3 (FeCl 2) = 0,043 + 0,129 + 0,28 = 0,452 mol; m (FeCl 2) \u003d v сума (FeCl 2) × M (FeCl 2) = 0,452 × 127 = 57,404 g. Нека определим количеството вещество и масата на желязото, което влезе в реакции 2 и 3: v2 (Fe): v2 (FeCl3) = 1:2; v 2 (Fe) \u003d 1/2 × v 2 (FeCl 3) = 0,043 mol; v3 (Fe): v rem (HCl) = 1:2; v3 (Fe) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 mol; v сума (Fe) \u003d v 2 (Fe) + v 3 (Fe) = 0,043 + 0,28 = 0,323 mol; m(Fe) = v сума (Fe) × M(Fe) = 0,323 × 56 = 18,088 g. Нека изчислим количеството вещество и масата на водорода, освободен в реакция 3: v (H 2) \u003d 1/2 × v rem (HCl) = 0,28 mol; m (H 2) \u003d v (H 2) × M (H 2) = 0,28 × 2 = 0,56 g. Определяме масата на получения разтвор m 'sol и масовата част на FeCl 2 в него: m’ sol \u003d m зол (HCl) + m (Fe 3 O 4) + m (Fe) - m (H 2);

Химични свойства на желязотонека разгледаме примера за взаимодействието му с типичните неметали - сяра и кислород.

Смесете желязо и сяра, натрошени до прахообразно състояние в паничка на Петри. Нека нагреем стоманена игла в пламък и да я докоснем със смес от реагенти. Бурната реакция между желязото и сярата е придружена от отделяне на топлинна и светлинна енергия. Твърдият продукт от взаимодействието на тези вещества - железен (II) сулфид - е черен. За разлика от желязото, то не се привлича от магнит.

Желязото реагира със сяра, за да образува железен (II) сулфид. Нека напишем уравнението на реакцията:

Реакцията на желязото с кислород също изисква предварително нагряване. Изсипете кварцов пясък в съд с дебели стени. Нека загреем сноп много тънка желязна тел, така наречената желязна вата, в пламъка на горелка. Нека вкараме нажежената тел в съда с кислород. Желязото гори с ослепителен пламък, разпръсквайки искри - нажежени до червено частици от желязна люспа Fe 3 O 4.

Същата реакция протича във въздуха, когато стоманата се нагрява силно от триене по време на механична обработка.

Когато желязото се изгаря в кислород или във въздух, се образува железен нагар:

3Fe + 2O 2 \u003d Fe 3 O 4, материал от сайта

или 3Fe + 2O 2 \u003d FeO. Fe2O3.

Железният оксид е съединение, в което желязото има различни стойности на валентност.

Преминаването и на двете реакции на връзката е придружено от освобождаване на топлинна и светлинна енергия.

На тази страница има материали по темите:

• Какъв тип реакция е железен сулфид с кислород

• Напишете уравнение между желязо и сяра

• Уравнение на реакциите на желязо с кислород

• Пример за химическа реакция на комбинацията на желязо със сяра

• Уравнението за взаимодействието на кислорода с желязото

Въпроси относно този артикул:

Въведение

Изучаването на химичните свойства на отделните елементи е неразделна част от курса по химия в съвременното училище, което позволява на базата на индуктивния подход да се направи предположение за особеностите на химичното взаимодействие на елементите въз основа на техните физикохимични характеристики. Въпреки това, възможностите на училищната химическа лаборатория не винаги позволяват напълно да се демонстрира зависимостта на химичните свойства на елемент от позицията му в периодичната система от химични елементи, структурните особености на простите вещества.

Химичните свойства на сярата се използват както в началото на изучаването на курса по химия, за да се демонстрира разликата между химичните явления и физическите, така и при изучаването на характеристиките на отделните химични елементи. Най-често препоръчваната демонстрация в насоките е взаимодействието на сярата с желязото, като пример за химични явления и пример за окислителните свойства на сярата. Но в повечето случаи тази реакция или изобщо не протича, или резултатите от нейния ход не могат да бъдат оценени с просто око. Различните варианти за провеждане на този експеримент често се характеризират с ниска възпроизводимост на резултатите, което не позволява да се използват систематично за характеризиране на горните процеси. Следователно е уместно да се търсят опции, които могат да представляват алтернатива на демонстрирането на процеса на взаимодействие на желязо със сяра, адекватни на характеристиките на училищната химическа лаборатория.

Цел:Проучете възможността за провеждане на реакции при взаимодействието на сяра с метали в училищна лаборатория.

задачи:

Определете основните физични и химични характеристики на сярата;

Анализирайте условията за протичане и протичане на реакциите на взаимодействие на сярата с метали;

Да се ​​проучат известни методи за осъществяване на взаимодействието на сярата с металите;

Изберете системи за провеждане на реакции;

Оценете адекватността на избраните реакции към условията на училищната химическа лаборатория.

Обект на изследване:реакции на взаимодействие на сяра с метали

Предмет на изследване:осъществимостта на реакциите на взаимодействие между сяра и метали в училищна лаборатория.

Хипотеза:Алтернатива на взаимодействието на желязо със сяра в условията на училищна химическа лаборатория ще бъде химическа реакция, която отговаря на изискванията за яснота, възпроизводимост, относителна безопасност и наличие на реагенти.

Искаме да започнем нашата работа с кратко описание на сярата:

Позиция в периодичната система: сярата е в период 3, група VI, основна (А) подгрупа, принадлежи към s-елементи.

Атомният номер на сярата е 16, следователно зарядът на серния атом е + 16, броят на електроните е 16. Три електронни нива във външното ниво са 6 електрона

Схема на подреждане на електроните по нива:

16S )))
2 8 6

Ядрото на 32 S серния атом съдържа 16 протона (равни на ядрения заряд) и 16 неутрона (атомна маса минус броя на протоните: 32 - 16 = 16).

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

маса 1

Стойностите на йонизационните потенциали на серния атом

Йонизационен потенциал

Енергия (eV)

Сяра в студа по-скоро инертен (енергично се свързва само с флуор), но при нагряване става много реактивен - реагира с халогениди(с изключение на йод), кислород, водород и почти всички метали. Като резултатреакции от последния тип се образуват съответните серни съединения.

Реактивността на сярата, както всеки друг елемент, при взаимодействие с метали зависи от:

активност на реагиращите вещества. Например, сярата ще взаимодейства най-активно с алкалните метали

на реакционната температура. Това се обяснява с термодинамичните особености на процеса.

Термодинамичната възможност за спонтанни химични реакции при стандартни условия се определя от стандартната енергия на Гибс на реакцията:

ΔG 0 T< 0 – прямая реакция протекает

ΔG 0 T > 0 - директната реакция е невъзможна

върху степента на смилане на реагиращите вещества, тъй като и сярата, и металите реагират главно в твърдо състояние.

Дадени са термодинамични характеристики на някои реакции на взаимодействие на сяра с метали в слайд 4

От таблицата може да се види, че е термодинамично възможно сярата да взаимодейства както с металите от началото на поредица от напрежения, така и с нискоактивните метали.

По този начин сярата е доста активен неметал при нагряване, способен да реагира както с метали с висока активност (алкални), така и с ниска активност (сребро, мед).

Изследване на взаимодействието на сярата с металите

Избор на системи за изследване

За изследване на взаимодействието на сярата с металите бяха избрани системи, включително метали, разположени на различни места от серията Бекетов, с различни дейности.

Като условия за подбор бяха определени следните критерии: скорост на провеждане, видимост, пълнота на реакцията, относителна безопасност, възпроизводимост на резултата, веществата трябва да се различават значително по физични свойства, наличие на вещества в училищната лаборатория, има успешни опити за осъществяване на взаимодействия на сярата със специфични метали.

За да се оцени възпроизводимостта на проведените реакции, всеки експеримент се провежда три пъти.

Въз основа на тези критерии бяха избрани следните реакционни системи за експеримента:

СЯРА И МЕД Cu + S = CuS + 79 kJ/mol

Методология и очакван ефект

Да вземем 4 г сяра в прахообразно състояние и да я изсипем в епруветка. Загрейте сярата в епруветка до кипене. След това вземете медна тел и я загрейте на пламък. Когато сярата се разтопи и заври, сложете в нея медна тел

Очакван резултат:Епруветката е пълна с кафяви пари, жицата се нагрява и "изгаря" с образуването на крехък сулфид.

2. Взаимодействие на сяра с мед.

Реакцията се оказа не много ясна, спонтанно нагряване на медта също не се случи. При добавяне на солна киселина не се наблюдава специално отделяне на газ.

СЯРА И ЖЕЛЯЗО Fe + S = FeS + 100,4 kJ/mol

Методология и очакван ефект

Вземете 4 g сяра на прах и 7 g желязо на прах и разбъркайте. Изсипете получената смес в епруветка. Загряваме веществата в епруветката

Очакван резултат:Има силно спонтанно нагряване на сместа. Полученият железен сулфид се синтерова. Веществото не се отделя от вода и не реагира на магнит.

1. Взаимодействие на сярата с желязото.

Практически е невъзможно да се проведе реакция за получаване на железен сулфид без остатък в лабораторни условия, много е трудно да се определи кога веществата са реагирали напълно, не се наблюдава спонтанно нагряване на реакционната смес. Полученото вещество се проверява дали е железен сулфид. За това използвахме HCl. Когато пуснахме солна киселина върху веществото, то започна да се пени, отделя се сероводород.

СЯРА И НАТРИЙ 2Na + S \u003d Na 2 S + 370,3 kJ / mol

Методология и очакван ефект

Вземете 4 г сяра на прах и я изсипете в хаванче, смилайте го добре

Нека отрежем парче натрий с тегло около 2 г. Отрежете оксидния филм, смилайте ги заедно.

Очакван резултат:Реакцията протича бурно, възможно е самозапалване на реагентите.

3. Взаимодействие на сяра с натрий.

Взаимодействието на сярата с натрия само по себе си е опасен и запомнящ се експеримент. След няколко секунди триене изхвърчаха първите искри, натрият и сярата пламнаха в хаванчето и започнаха да горят. Когато продуктът взаимодейства със солна киселина, сероводородът се отделя активно.

СЯРА И ЦИНК Zn + S = ZnS + 209 kJ/mol

Методология и очакван ефект

Вземете сяра и цинк на прах, по 4 г, смесете веществата. Изсипете готовата смес върху азбестова мрежа. Донасяме гореща факла към веществата

Очакван резултат:Реакцията не протича веднага, а бурно се образува зеленикаво-син пламък.

4. Взаимодействие на сяра с цинк.

Реакцията е много трудна за стартиране, изисква използването на силни окислители или висока температура за нейното иницииране. Веществата проблясват със зеленикаво-син пламък. Когато пламъкът изгасне, на това място остава остатък; при взаимодействие със солна киселина се отделя леко сероводород.

СЯРА И АЛУМИНИЙ 2Al + 3S \u003d Al 2 S 3 + 509,0 kJ / mol

Методология и очакван ефект

Вземете прахообразна сяра с тегло 4 g и алуминий с тегло 2,5 g и разбъркайте. Поставяме получената смес върху азбестова мрежа. Запалете сместа с горящ магнезий

Очакван резултат:Реакцията е светкавица.

5. Взаимодействие на сярата с алуминия.

Реакцията изисква добавяне на силен окислител като инициатор. След запалване с горящ магнезий имаше мощна светкавица с жълтеникаво-бял цвят, сероводородът се отделя доста активно.

СЯРА И МАГНЕЗИЙ Mg + S = MgS + 346,0 kJ/mol

Методология и очакван ефект

Вземете магнезиеви стърготини 2,5 g и сяра на прах 4 g и разбъркайте

Получената смес ще бъде поставена върху азбестова мрежа. Привеждаме треската към получената смес.

Очакван резултат:По време на реакцията се получава мощна светкавица.

4. Взаимодействие на сярата с магнезия.

Реакцията изисква добавяне на чист магнезий като инициатор. Има мощна светкавица с белезникав цвят, сероводородът се отделя активно.

Заключение

Реакцията за получаване на железен сулфид не е завършена, тъй като остатъкът остава под формата на смес от пластмасова сяра и желязо.

Най-активното отделяне на сероводород се проявява в натриевия сулфид и магнезиевите и алуминиеви сулфиди.

По-малко активно отделяне на сероводород е в медния сулфид.

Провеждането на експерименти за получаване на натриев сулфид е опасно и не се препоръчва в училищна лаборатория.

Реакциите за производство на алуминиеви, магнезиеви и цинкови сулфиди са най-подходящи за провеждане в училищни условия.

Очакваните и действителните резултати съвпаднаха с взаимодействието на сяра с натрий, магнезий и алуминий.

Заключение

Въпреки съществуващите препоръки за демонстриране на взаимодействието на желязо със сяра като пример, илюстриращ химичните явления и окислителните свойства на сярата в общоучилищния курс по химия, реалното изпълнение на подобен експеримент често не е придружено от видим ефект.

При определяне на алтернатива на тази демонстрация бяха избрани системи, които отговаряха на изискванията за видимост, безопасност и наличие на реагенти в училищната лаборатория. Като възможни варианти бяха избрани реакционните системи на сяра с мед, желязо, цинк, магнезий, алуминий, натрий, което позволява да се оцени ефективността на използването на реакцията на взаимодействие на сяра с различни метали като демонстрационни експерименти в уроците по химия.

Според резултатите от експериментите е установено, че е най-оптимално за тези цели да се използват реакционните системи на сяра с метали със средно-висока активност (магнезий, алуминий).

Въз основа на експериментите беше създадено видео, което демонстрира окислителните свойства на сярата, като използва примера за нейното взаимодействие с метали, което дава възможност да се опишат тези свойства без провеждане на пълномащабен експеримент. Създаден е уебсайт като допълнителна помощ ( ), която представя, наред с други неща, резултатите от изследването във визуална форма.

Резултатите от изследването могат да станат основа за по-задълбочено изследване на характеристиките на химичните свойства на неметалите, химическата кинетика и термодинамиката.

Желязото е елемент от странична подгрупа от осма група от четвъртия период на периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев с атомен номер 26. Означава се със символа Fe (лат. Ferrum). Един от най-разпространените метали в земната кора (второ място след алуминия). Метал със средна активност, редуциращ агент.

Основни степени на окисление - +2, +3

Простото вещество желязо е ковък сребристо-бял метал с висока химическа реактивност: желязото бързо корозира при високи температури или висока влажност на въздуха. В чист кислород желязото гори, а във фино диспергирано състояние се запалва спонтанно във въздуха.

Химични свойства на простото вещество - желязо:

Ръжда и изгаряне в кислород

1) Във въздуха желязото лесно се окислява при наличие на влага (ръждясване):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Нагрята желязна тел гори в кислород, образувайки нагар - железен оксид (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

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

2) При високи температури (700–900°C) желязото реагира с водна пара:

3Fe + 4H 2 O - t ° → Fe 3 O 4 + 4H 2

3) Желязото реагира с неметали при нагряване:

2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °С)

Fe + S – t° → FeS (600 °С)

Fe + 2S → Fe +2 (S 2 -1) (700 ° С)

4) При поредица от напрежения той е вляво от водорода, реагира с разредени киселини Hcl и H2SO4, докато се образуват соли на желязо (II) и се отделя водород:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (реакциите се извършват без достъп на въздух, в противен случай Fe +2 постепенно се превръща от кислород в Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (разл.) → FeSO 4 + H 2

В концентрирани окисляващи киселини желязото се разтваря само при нагряване, то незабавно преминава в катиона Fe 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

(в студена концентрирана азотна и сярна киселини пасивирайте

Железен пирон, потопен в синкав разтвор на меден сулфат, постепенно се покрива с покритие от червена метална мед.

5) Желязото измества металите вдясно от него в разтвори на техните соли.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Амфотерността на желязото се проявява само в концентрирани основи по време на кипене:

Fe + 2NaOH (50%) + 2H 2 O \u003d Na 2 ↓ + H 2

и се образува утайка от натриев тетрахидроксоферат(II).

Техническо желязо- сплави на желязо с въглерод: чугунът съдържа 2,06-6,67% C, стоманаЧесто присъстват 0,02-2,06% C, други естествени примеси (S, P, Si) и изкуствено въведени специални добавки (Mn, Ni, Cr), което придава на сплавите на желязо технически полезни свойства - твърдост, термична и корозионна устойчивост, ковкост и др. . .

Процес на производство на доменно желязо

Процесът на производство на желязо в доменната пещ се състои от следните етапи:

а) подготовка (изпичане) на сулфидни и карбонатни руди - превръщане в оксидна руда:

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) изгаряне на кокс с горещ взрив:

C (кокс) + O 2 (въздух) → CO 2 (600-700 ° C) CO 2 + C (кокс) ⇌ 2CO (700-1000 ° C)

в) редукция на оксидна руда с въглероден оксид CO последователно:

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

г) карбуризация на желязо (до 6,67% C) и топене на чугун:

Fe (т ) →(° С(Кока Кола)900-1200°С) Fe (g) (чугун, t pl 1145°С)

В чугуна винаги присъстват цементит Fe 2 C и графит под формата на зърна.

Производство на стомана

Преразпределението на чугун в стомана се извършва в специални пещи (конверторни, мартенови, електрически), които се различават по метода на нагряване; температура на процеса 1700-2000 °C. Издухването на обогатен с кислород въздух изгаря излишния въглерод от чугуна, както и сярата, фосфора и силиция под формата на оксиди. В този случай оксидите или се улавят под формата на отработени газове (CO 2, SO 2), или се свързват в лесно отделима шлака - смес от Ca 3 (PO 4) 2 и CaSiO 3. За получаване на специални стомани в пещта се въвеждат легиращи добавки от други метали.

Касова бележкачисто желязо в промишлеността - електролиза на разтвор на железни соли, например:

FeCl 2 → Fe↓ + Cl 2 (90°C) (електролиза)

(има и други специални методи, включително редукция на железни оксиди с водород).

Чистото желязо се използва при производството на специални сплави, при производството на сърцевини на електромагнити и трансформатори, чугунът се използва в производството на отливки и стомана, стоманата се използва като конструктивни и инструментални материали, включително износване, топлина и корозия -устойчиви материали.

Железен(II) оксид Ф EO . Амфотерен оксид с голямо преобладаване на основните свойства. Черен, има йонна структура на Fe 2+ O 2-. При нагряване първо се разлага, след това се образува отново. Не се образува при изгаряне на желязо във въздуха. Не реагира с вода. Разложен от киселини, слят с основи. Бавно окислява във влажен въздух. Възстановено с водород, кокс. Участва в доменния процес на топене на желязо. Използва се като компонент на керамични и минерални бои. Уравнения на най-важните реакции:

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

FeO + 2HC1 (razb.) \u003d FeC1 2 + H 2 O

FeO + 4HNO 3 (конц.) \u003d Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O

FeO + 4NaOH \u003d 2H 2 O + на 4ФдО3 (червен.) триоксоферат(II)(400-500 °С)

FeO + H 2 \u003d H 2 O + Fe (висока чистота) (350 ° C)

FeO + C (кокс) \u003d Fe + CO (над 1000 ° C)

FeO + CO \u003d Fe + CO 2 (900 ° C)

4FeO + 2H 2 O (влага) + O 2 (въздух) → 4FeO (OH) (t)

6FeO + O 2 \u003d 2 (Fe II Fe 2 III) O 4 (300-500 ° С)

Касова бележка v лаборатории: термично разлагане на съединения на желязо (II) без достъп на въздух:

Fe (OH) 2 \u003d FeO + H 2 O (150-200 ° C)

FeSOz \u003d FeO + CO 2 (490-550 ° С)

Дижелезен оксид (III) - желязо ( II ) ( Fe II Fe 2 III) O 4 . Двоен оксид. Черен, има йонна структура на Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Термично стабилен до високи температури. Не реагира с вода. Разложен от киселини. Намалява се от водород, нажежено желязо. Участва в доменния процес на производство на желязо. Използва се като компонент на минерални бои ( миниум желязо), керамика, цветен цимент. Продуктът от специално окисление на повърхността на стоманени продукти ( почерняване, посиняване). Съставът съответства на кафява ръжда и тъмни люспи върху желязото. Не се препоръчва използването на формулата Fe 3 O 4. Уравнения на най-важните реакции:

2 (Fe II Fe 2 III) O 4 \u003d 6FeO + O 2 (над 1538 ° С)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8HC1 (razb.) \u003d FeC1 2 + 2FeC1 3 + 4H 2 O

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 10HNO 3 (конц.) \u003d 3 Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O

(Fe II Fe 2 III) O 4 + O 2 (въздух) \u003d 6Fe 2 O 3 (450-600 ° С)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 4H 2 \u003d 4H 2 O + 3Fe (висока чистота, 1000 ° C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + CO \u003d 3 FeO + CO 2 (500-800 ° C)

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

Касова бележка:изгаряне на желязо (виж) във въздуха.

магнетит.

Железен (III) оксид Ф e 2 O 3 . Амфотерен оксид с преобладаване на основни свойства. Червено-кафяв, има йонна структура (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Термично стабилен до високи температури. Не се образува при изгаряне на желязо във въздуха. Не реагира с вода, от разтвора се утаява кафяв аморфен хидрат Fe 2 O 3 nH 2 O. Бавно реагира с киселини и основи. Намалява се от въглероден оксид, разтопено желязо. Сплави с оксиди на други метали и образува двойни оксиди - шпинели(техническите продукти се наричат ​​ферити). Използва се като суровина при топенето на желязо в процеса на доменни пещи, като катализатор при производството на амоняк, като компонент на керамика, цветни цименти и минерални бои, при термитно заваряване на стоманени конструкции, като носител на звук и изображения върху магнитни ленти, като полиращ агент за стомана и стъкло.

Уравнения на най-важните реакции:

6Fe 2 O 3 \u003d 4 (Fe II Fe 2 III) O 4 + O 2 (1200-1300 ° С)

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

Fe 2 O 3 + 2NaOH (конц.) → H 2 O+ 2 наФдО 2 (червен)диоксоферат (III)

Fe 2 O 3 + MO \u003d (M II Fe 2 II I) O 4 (M = Cu, Mn, Fe, Ni, Zn)

Fe 2 O 3 + ZN 2 \u003d ZN 2 O + 2Fe (високо чист, 1050-1100 ° С)

Fe 2 O 3 + Fe \u003d ZFeO (900 ° C)

3Fe 2 O 3 + CO \u003d 2 (Fe II Fe 2 III) O 4 + CO 2 (400-600 ° С)

Касова бележкав лабораторията - термично разлагане на железни (III) соли във въздуха:

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

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

В природата - руди от железен оксид хематит Fe 2 O 3 и лимонит Fe 2 O 3 nH 2 O

Железен (II) хидроксид Ф e(OH)2. Амфотерен хидроксид с преобладаване на основни свойства. Бели (понякога със зеленикав оттенък), Fe-OH връзките са предимно ковалентни. Термично нестабилен. Лесно се окислява на въздух, особено когато е мокър (потъмнява). Неразтворим във вода. Реагира с разредени киселини, концентрирани алкали. Типичен реставратор. Междинен продукт при ръждясването на желязото. Използва се при производството на активна маса на желязо-никелови батерии.

Уравнения на най-важните реакции:

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

Fe (OH) 2 + 2HC1 (razb.) \u003d FeC1 2 + 2H 2 O

Fe (OH) 2 + 2NaOH (> 50%) \u003d Na 2 ↓ (синьо-зелено) (кипене)

4Fe(OH) 2 (суспензия) + O 2 (въздух) → 4FeO(OH)↓ + 2H 2 O (t)

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

Fe (OH) 2 + KNO 3 (конц.) \u003d FeO (OH) ↓ + NO + KOH (60 ° С)

Касова бележка: утаяване от разтвор с алкали или амонячен хидрат в инертна атмосфера:

Fe 2+ + 2OH (разб.) = Фe(OH) 2 ↓

Fe 2+ + 2 (NH3H2O) = Фe(OH) 2 ↓+ 2NH4

Железен метахидроксид Ф eO(OH). Амфотерен хидроксид с преобладаване на основни свойства. Светлокафявите, Fe-O и Fe-OH връзките са предимно ковалентни. При нагряване се разлага, без да се топи. Неразтворим във вода. Той се утаява от разтвор под формата на кафяв аморфен полихидрат Fe 2 O 3 nH 2 O, който, когато се държи под разреден алкален разтвор или при изсушаване, се превръща в FeO (OH). Реагира с киселини, твърди основи. Слаб окислител и редуциращ агент. Синтеран с Fe(OH)2. Междинен продукт при ръждясването на желязото. Използва се като основа за жълти минерални бои и емайли, като абсорбатор на отработени газове, като катализатор в органичния синтез.

Съставът на връзката Fe(OH) 3 не е известен (не е получен).

Уравнения на най-важните реакции:

Fe 2 O 3 . nH 2 O→( 200-250 °С, —Х 2 О) FeO(OH)→( 560-700°C на въздух, -H2O)→Fe 2 O 3

FeO (OH) + ZNS1 (razb.) \u003d FeC1 3 + 2H 2 O

FeO(OH)→ Fe 2 О 3 . nH 2 О-колоид(NaOH (конц.))

FeO(OH)→ на 3 [Фe(OH) 6 ]Бяла, Na5 и K4, съответно; и в двата случая се утаява син продукт със същия състав и структура, KFe III. В лабораторията тази утайка се нарича пруско синьо, или търнбул синьо:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Химически имена на изходни реагенти и реакционен продукт:

K 3 Fe III - калиев хексацианоферат (III)

K 4 Fe III - калиев хексацианоферат (II)

KFe III - хексацианоферат (II) желязо (III) калий

В допълнение, тиоцианатният йон NCS - е добър реагент за йони Fe 3+, желязо (III) се комбинира с него и се появява яркочервен ("кървав") цвят:

Fe 3+ + 6NCS - = 3-

С този реагент (например под формата на KNCS сол) дори следи от желязо (III) могат да бъдат открити в чешмяната вода, ако преминава през железни тръби, покрити с ръжда отвътре.