Все о тюнинге авто

Железо — общая характеристика элемента, химические свойства железа и его соединений. Физические и химические свойства железа Сульфат железа 3 химические свойства

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.

Железо - восьмой элемент четвёртого периода в таблице Менделеева. Его номер в таблице (также его называют атомным) 26, что соответствует числу протонов в ядре и электронов в электронной оболочке. Обозначается первыми двумя буквами своего латинского эквивалента - Fe (лат. Ferrum - читается как «феррум»). Железо - второй по распространённости элемент в земной коре, процентное содержание - 4,65% (самый распространённый - алюминий, Al). В самородном виде данный металл встречается достаточно редко, чаще его добывают из смешанной руды с никелем.

Вконтакте

Какова же природа данного соединения? Железо как атом состоит из металлической кристаллической решётки, за счёт чего обеспечивается твёрдость соединений, содержащих этот элемент, и молекулярная стойкость. Именно в связи с этим данный металл - типичное твёрдое тело в отличие, например, от ртути.

Железо как простое вещество - металл серебристого цвета c типичными для этой группы элементов свойствами: ковкость, металлический блеск и пластичность. Помимо этого, железо обладает высокой реакционной активностью. О последнем свойстве свидетельствует тот факт, что железо очень быстро подвергается коррозии при наличии высокой температуры и соответствующей влажности. В чистом кислороде этот металл хорошо горит, а если раскрошить его на очень мелкие частицы, то они будут не просто гореть, а самовозгораться.

Зачастую железом мы называем не чистый металл, а его сплавы, содержащих углерод ©, например, сталь (<2,14% C) и чугун (>2,14% C). Также важное промышленное значение имеют сплавы, в которые добавляются легирующие металлы (никель, марганец, хром и другие), за счёт них сталь становится нержавеющей, т. е. легированной. Таким образом, исходя из этого становится понятным, какое обширное промышленное применение имеет этот металл.

Характеристика Fe

Химические свойства железа

Рассмотрим подробнее особенности этого элемента.

Свойства простого вещества

  • Окисление на воздухе при высокой влажности (коррозийный процесс):

4Fe+3O2+6H2O = 4Fe (OH)3 - гидроксид (гидроокись) железа (III)

  • Горение железной проволоки в кислороде с образованием смешанного оксида (в нём присутствует элемент и со степенью окисления +2, и со степенью окисления +3):

3Fe+2O2 = Fe3O4 (железная окалина). Реакция возможна при нагревании до 160 ⁰C.

  • Взаимодействие с водой при высокой температуре (600−700 ⁰C):

3Fe+4H2O = Fe3O4+4H2

  • Реакции с неметаллами:

а) Реакция с галогенами (Важно! При данном взаимодействии приобретает степень окисления элемента +3)

2Fe+3Cl2 = 2FeCl3 - хлорид трёхвалентного железа

б) Реакция с серой (Важно! При данном взаимодействии элемент имеет степень окисления +2)

Сульфид железа (III) - Fe2S3 можно получить в ходе другой реакции:

Fe2O3+ 3H2S=Fe2S3+3H2O

в) Образование пирита

Fe+2S = FeS2 - пирит. Обратите внимание на степень окисления элементов, составляющих данное соединение: Fe (+2), S (-1).

  • Взаимодействие с солями металлов, стоящими в электрохимическом ряду активности металлов справа от Fe:

Fe+CuCl2 = FeCl2+Cu - хлорид железа (II)

  • Взаимодействие с разбавленными кислотами (например, соляной и серной):

Fe+HBr = FeBr2+H2

Fe+HCl = FeCl2+ H2

Обратите внимание, что в этих реакция получается железо со степенью окисления +2.

  • В неразбавленных кислотах, которые являются сильнейшими окислителями, реакция возможна только при нагревании, в холодных кислотах металл пассивируется:

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

Fe+6HNO3 = Fe (NO3)3+3NO2+3H2O

  • Амфотерные свойства железа проявляются только при взаимодействии с концентрированными щелочами:

Fe+2KOH+2H2O = K2+H2 - тетрагидроксиферрат (II) калия выпадает в осадок.

Процесс производства чугуна в доменной печи

  • Обжиг и последующее разложение сульфидных и карбонатных руд (выделение оксидов металла):

FeS2 —> Fe2O3 (O2, 850 ⁰C, -SO2). Эта реакция также является первым этапом промышленного синтеза серной кислоты.

FeCO3 —> Fe2O3 (O2, 550−600 ⁰C, -CO2).

  • Сжигание кокса (в избытке):

С (кокс)+O2 (возд.) —> CO2 (600−700 ⁰C)

CO2+С (кокс) —> 2CO (750−1000 ⁰C)

  • Восстановление руды, содержащий оксид, угарным газом:

Fe2O3 —> Fe3O4 (CO, -CO2)

Fe3O4 —> FeO (CO, -CO2)

FeO —> Fe (CO, -CO2)

  • Науглероживание железа (до 6,7%) и расплавление чугуна (t⁰плавления - 1145 ⁰C)

Fe (твёрдый)+С (кокс) —> чугун. Температура реакции - 900−1200 ⁰C.

В чугуне всегда присутствует в виде зёрен цементит (Fe2C) и графит.

Характеристика соединений, содержащих Fe

Изучим особенности каждого соединения отдельно.

Fe3O4

Смешанный или двойной оксид железа, имеющий в своём составе элемент со степенью окисления как +2, так и +3. Также Fe3O4 называют железной окалиной . Это соединение стойко переносит высокие температуры. Не вступает реакцию с водой, парами воды. Подвергается разложению минеральными кислотами. Может быть подвергнуто восстановлению водородом либо железом при высокой температуре. Как вы могли понять из вышеизложенной информации, является промежуточным продуктом в цепочке реакция промышленного производства чугуна.

Непосредственно же железную окалину применяют в производстве красок на минеральной основе, цветного цемента и изделий из керамики. Fe3O4 - это то, что получается при чернении и воронении стали. Получают смешанный оксид путём сгорания железа на воздухе (реакция приведена выше). Руда, содержащая оксиды, является магнетитом.

Fe2O3

Оксид железа (III), тривиальное название - красный железняк , соединение красно-коричневого цвета. Устойчиво к воздействию высоких температур. В чистом виде не образуется при окислении железа кислородом воздуха. Не вступает в реакцию с водой, образует гидраты, выпадающие в осадок. Плохо реагирует с разбавленными щелочами и кислотами. Может сплавляться с оксидами других металлов, образуя шпинели - двойные оксиды.

Красный железняк применяется в качестве сырья при промышленном получении чугуна доменным способом. Также ускоряет реакцию, то есть является катализатором, в аммиачной промышленности. Применяется в тех же областях, что и железная окалина. Плюс к этому использовался как носитель звука и картинки на магнитных лентах.

FeOH2

Гидроксид железа (II) , соединение, обладающее как кислотными, так и основными свойствами, преобладают последние, то есть, является амфотерным. Вещество белого цвета, которое быстро окисляется на воздухе, «буреет», до гидроокиси железа (III). Подвержено распаду при воздействии температуры. Вступает в реакцию и со слабыми растворами кислот, и со щелочами. В воде не растворим. В реакции выступает в роли восстановителя. Является промежуточным продуктом в реакции коррозии.

Обнаружение ионов Fe2+ и Fe3+ («качественные» реакции)

Распознавание ионов Fe2+ и Fe3+ в водных растворах производят с помощью сложных комплексных соединений - K3, красная кровяная соль, и K4, жёлтая кровяная соль, соответственно. В обеих реакциях выпадает осадок насыщенного синего цвета с одинаковым количественным составом, но различным положением железа с валентностью +2 и +3. Этот осадок также часто называют берлинской лазурью или турнбуллевой синью.

Реакция, записанная в ионном виде

Fe2++K++3-  K+1Fe+2

Fe3++K++4-  K+1Fe+3

Хороший реактив для выявления Fe3+ — тиоцианат-ион (NCS-)

Fe3++ NCS-  3- — эти соединения имеют ярко-красную («кровавую») окраску.

Этот реактив, например, тиоцианат калия (формула - KNCS), позволяет определить даже ничтожно малую концентрацию железа в растворах. Так, он способен при исследовании водопроводной воды определить, не заржавели ли трубы.

  • 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).

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.


Fe 2 (SO 4) 3 Мол. в. 399,88

Fe 2 (SO 4) 3 ·9H 2 O Мол. в. 562,02

Свойства

Безводный реактив - белый или желтоватый порошок, расплывающийся на воздухе в коричневую жидкость. Пл. 3,097 г/см 3 .

Кристаллогидрат Fe 2 (SO 4) 3 ·9H 2 O - кристаллическое вещество, пл. 2,1 г/см 3 . Соль способна образовывать очень концентрированные водные растворы (при 20 °С в 100 г воды растворяется 440 г Fe 2 (SO 4) 3 ·9H 2 O), но растворение идет медленно; растворима в этиловом спирте, нерастворима в концентрированной H 2 SO 4 . Водный раствор вследствие гидролиза (образование золя Fe(OH) 3) окрашен в красно-бурый цвет, добавление H 2 SO 4 подавляет гидролиз и раствор становится почти бесцветным. При кипячении разбавленного раствора осаждается основная соль.


Приготовление

1. Сернокислое железо (III) можно получить, растворяя гидроокись железа (III) в серной кислоте:

Fe(NO 3) 3 + 3NH 4 OH = 3NH 4 NO 3 + Fe(OH) 3 в

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

В раствор 50 г Fe(NO) 3 ·9H 2 O (ч.) в 50 мл горячей воды приливают 65-70 мл NH 4 OH (ч. д. а. или ч., пл. 0,91). Осадок Fe(OH) 3 быстро промывают декантацией горячей водой до полного отсутствия NO 3 - в промывных водах (проба с дифениламином).

Влажный осадок Fe(OH) 3 переносят в фарфоровую чашку, добавляют 9 мл H 2 SO 4 (х.ч., пл. 1,84) и нагревают 1-2 ч, часто перемешивая, до почти полного растворения осадка. Раствор фильтруют, добавляют к фильтрату 1 каплю H 2 SO 4 и упаривают до консистенции густого сиропа (объем оставшейся жидкости должен быть около 50 мл). В раствор вносят затравку (кристаллик Fe 2 (SO 4) 3 ·9H 2 O) и оставляют на сутки для кристаллизации. Кристаллы отсасывают на воронке Бюхнера и сушат на стеклянной пластинке при 50-60 °С.

Выход 40 г (80%). Полученный препарат обычно соответствует реактиву квалификации ч.д.а.

2. Препарат той же чистоты можно получить окислением сернокислого железа (II) азотной кислотой:

2FeSO 4 + H 2 SO 4 + 2HNO 3 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2NO 2 б + 2H 2 O

Работу следует проводить под тягой.

В нагретый до 70 °С раствор 85 г FeSO 4 ·7H 2 O (ч. д. а.) в 110 мл воды небольшими порциями приливают 8 мл H2SO4 (ч. д. а., пл. 1,84) (остерегаться брызг !) и затем 100 мл HNO 3 (ч. д. а., пл. 1,35), поддерживая температуру раствора 95-100 °С. Степень окисления Fe 2+ в Fe 3+ проверяют пробой с K 3 (Fe(CN) 6) (при полном окислении не должно быть синего окрашивания).

Раствор фильтруют, к фильтрату добавляют 4 мл H 2 SO 4 и упаривают до образования тягучей тестообразно массы, при этом температура ее достигает 120 °С. Массу охлаждают до 45-50 °С, выпавшие кристаллы отсасывают на воронке Бюхнера и сушат их при температуре не выше 65 °С.