Въведение

Изучаването на химичните свойства на отделните елементи е неразделна част от курса по химия в съвременното училище, което позволява, въз основа на индуктивен подход, да се направи предположение за характеристиките на химичното взаимодействие на елементите въз основа на техните физични и химични характеристики. Възможностите на училищната химическа лаборатория обаче не винаги ни позволяват напълно да демонстрираме зависимостта на химичните свойства на даден елемент от неговото положение в периодичната система от химични елементи и структурните характеристики на простите вещества.

Химичните свойства на сярата се използват както в началото на курса по химия, за да се демонстрира разликата между химичните явления и физичните, така и при изучаването на характеристиките на отделните химични елементи. Най-често насоките препоръчват демонстриране на 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 се проявява, или резултатите от нейното възникване 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 тяхното систематично използване при характеризиране на горните процеси. Ето защо е уместно да се търсят варианти, които могат да осигурят алтернатива на демонстрирането на процеса на взаимодействие на желязо със сяра, адекватна на характеристиките на училищна лаборатория по химия.

Мишена:Проучете възможността за провеждане на реакции, включващи взаимодействие на сяра с метали в училищна лаборатория.

Задачи:

Определете основните физични и химични характеристики на сярата;

Анализирайте условията за протичане и възникване на реакции на взаимодействие на сяра с метали;

Изучаване на известни методи за взаимодействие на сяра с метали;

Избор на системи за провеждане на реакции;

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

Обект на изследване:реакция между сяра и метали

Предмет на изследване:осъществимост на реакции на взаимодействие на сяра с метали в училищна лаборатория.

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

Искаме да започнем нашата работа с кратко описание на сярата:

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

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

Диаграма на подреждането на електроните по нива:

16 S )))
2 8 6

Ядрото на 32 S серен атом съдържа 16 протона (равни на заряда на ядрото) 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

Стойности на йонизационния потенциал на серния атом

Йонизационен потенциал

Енергия (eV)

Сяра в студа доста инертен (комбинира се енергийно само с флуор), но при нагряване става много химически активен - реагира с халогени(с изключение на йод), кислород, водород и с почти всички метали. Като резултатреакции последният тип произвежда съответните серни съединения.

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

активността на реагиращите вещества. Например, сярата ще взаимодейства най-активно с алкални метали

върху температурата на реакцията. Това се обяснява с термодинамичните особености на процеса.

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

ΔG 0 T< 0 – прямая реакция протекает

ΔG 0 Т > 0 – директна 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 между сяра и метали в слайд 4

Таблицата показва, че взаимодействието на сярата с двата метала в началото на серията напрежения и нискоактивни метали е термодинамично възможно.

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, които включват метали, разположени на различни места от серията Бекетов и притежаващи различни активности.

Като условия за подбор бяха идентифицирани следните критерии: скорост на изпълнение, яснота, пълнота на реакцията, относителна безопасност, възпроизводимост на резултата, веществата трябва да се различават забележимо по физични свойства, наличие на вещества в училищната лаборатория, има успешни опити за пренасяне разкриват взаимодействията на сярата със специфични метали.

За да се оцени възпроизводимостта на реакциите, 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

Методика и очакван ефект

Вземете 4 g сяра на прах и я изсипете в епруветка. Загрейте сярата в епруветката до кипене. След това вземете медна жица и я нагрейте на пламък. Когато сярата се разтопи и заври, поставете медна тел в нея

Очакван резултат:Епруветката се пълни с кафяви пари, жицата се нагрява и „изгаря“, за да образува чуплив сулфид.

2. Взаимодействие на сярата с медта.

Реакцията не беше много ясна; спонтанно нагряване на медта също не се случи. При добавяне на солна киселина не се наблюдава значително отделяне на газ.

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

Методика и очакван ефект

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

Очакван резултат:Получава се 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.

В лабораторни условия е почти невъзможно да се проведе реакция за получаване на железен сулфид; 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 капнахме солна киселина върху веществото, то започна да се пени и се отдели сероводород.

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

Методика и очакван ефект

Вземете 4 г сяра на прах и я изсипете в хаван и я стрийте добре

Отрежете парче натрий с тегло около 2 g. Отрежете оксидния филм и ги смилайте заедно.

Очакван резултат:Реакцията протича бързо и е възможно спонтанно запалване 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 и натрият и сярата в хоросана пламнаха и започнаха да горят. Когато продуктът взаимодейства със солна киселина, сероводородът се освобождава активно.

СЯРА И ЦИНК Zn + S = ZnS + 209 kJ/mol

Методика и очакван ефект

Вземете сяра и цинк на прах по 4 g и смесете веществата. Изсипете готовата смес върху азбестова мрежа. Довеждаме гореща факла до веществата

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

4. Взаимодействие на сярата с цинка.

Реакцията е много трудна за започване, изисква използването на силни окислители или висока температура. Веществата пламват 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 = Al 2 S 3 + 509,0 kJ/mol

Методика и очакван ефект

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

Очакван резултат:Реакцията предизвиква светкавица.

5. Взаимодействие на сярата с алуминий.

Реакцията изисква добавянето на силен окислител като инициатор. След запалване с изгаряне на магнезий се появи мощна светкавица с жълтеникаво-бял цвят, сероводородът се освобождава доста активно.

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

Методика и очакван ефект

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

Поставете получената смес върху азбестова мрежа. Привеждаме треската към получената смес.

Очакван резултат:Реакцията предизвиква мощна светкавица.

4. Взаимодействие на сярата с магнезия.

Реакцията изисква добавянето на чист магнезий като инициатор. Възниква мощна светкавица с белезникав цвят, активно се отделя сероводород.

Заключение

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

Най-активно отделяне на сероводород се наблюдава при натриев сулфид и магнезиев и алуминиев сулфид.

Медният сулфид има по-малко активно отделяне на сероводород.

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

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

Очакваните и действителните резултати съвпадат, когато сярата взаимодейства с натрий, магнезий и алуминий.

Заключение

Въпреки съществуващите препоръки за демонстриране на взаимодействието на желязото със сярата като пример за илюстриране на химичните явления и окислителните свойства на сярата в курса по химия в средното училище, действителното изпълнение на такъв експеримент често не е придружено от видим ефект.

При определяне на алтернатива на тази демонстрация бяха избрани системи, които отговарят на изискванията за видимост, безопасност и наличие на реагиращи вещества в училищната лаборатория. Като възможни варианти бяха избрани реакционни системи на сяра с мед, желязо, цинк, магнезий, алуминий и натрий, което ни позволява да оценим ефективността на използването на реакцията на сяра с различни метали като демонстрационни експерименти в уроците по химия.

Въз основа на резултатите от експериментите беше установено, че е най-оптимално за тези цели да се използват реакционни системи на сяра с метали със средна висока активност (магнезий, алуминий).

Въз основа на проведените експерименти е създадено видео, демонстриращо окислителните свойства на сярата, използвайки примера за нейното взаимодействие с метали, което дава възможност да се опишат тези свойства без провеждане на пълномащабен експеримент. Като допълнителна помощ е създаден уебсайт ( ), който 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, химичната кинетика и термодинамиката.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Желязо- елемент от осмата група от четвъртия период на периодичната таблица на химичните елементи от Д. И. Менделеев.

И номерът на тома е 26. Символът е Fe (лат. „ferrum“). Един от най-често срещаните метали в земната кора (на второ място след алуминия).

Физични свойства на желязото

Желязото е сив метал. В чистата си форма е доста мек, ковък и вискозен. Електронната конфигурация на външното енергийно ниво е 3d 6 4s 2. В съединенията си желязото проявява степен на окисление „+2” и „+3”. Точката на топене на желязото е 1539C. Желязото образува две кристални модификации: α- и γ-желязо. Първият от тях има телецентрирана кубична решетка, вторият има лицецентрирана кубична 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 дори на много малки количества други елементи в него. Твърдото желязо има способността да разтваря много елементи в себе си.

Химични свойства на желязото

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

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

При липса на кислород или 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 = FeCl 2 + H 2.

Разтварянето в разредена сярна киселина се извършва по подобен начин:

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

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

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

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

Fe + 4HNO 3 = 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 между желязото и халогените (независимо от вида на халогена) възникват при нагряване. Взаимодействието на желязото с брома се осъществява при повишено налягане на парите на последния:

2Fe + 3Cl 2 = 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 способно да реагира с неметали като въглерод и силиций:

3Fe + C = Fe 3 C;

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

Fe + CuSO 4 = 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 метод 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

Желязната скала 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 фракция на хлороводород 20%, след което към получения разтвор се добавя излишък от желязо. Определете състава на разтвора (в тегловни %).

Решение

Нека напишем уравненията на реакцията според условията на проблема: 8HCl + Fe 3 O 4 = FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O (1); 2FeCl3 + Fe = 3FeCl2 (2). Познавайки плътността и обема на разтвор на солна киселина, можете да намерите неговата маса: m зол (HCl) = V(HCl) × ρ (HCl); m зол (HCl) = 150×1,1 = 165 g. Нека изчислим масата на хлороводорода: m(HCl) = m зол (HCl) ×ω(HCl)/100%; m(HCl) = 165×20%/100% = 33 g. Моларна маса (маса на един мол) на солна киселина, изчислена с помощта на таблицата на химичните елементи от D.I. Менделеев – 36,5 g/mol. Нека намерим количеството хлороводород: v(HCl) = m(HCl)/M(HCl); v(HCl) = 33/36,5 = 0,904 mol. Моларна маса (маса на един мол) мащаб, изчислена с помощта на таблицата на химичните елементи от D.I. Менделеев – 232 g/mol. Нека намерим количеството вещество от мащаба: v(Fe3O4) = 10/232 = 0,043 mol. Съгласно уравнение 1, v(HCl): v(Fe 3 O 4) = 1:8, следователно v(HCl) = 8 v(Fe 3 O 4) = 0,344 mol. Тогава количеството хлороводород, изчислено по уравнението (0,344 mol), ще бъде по-малко от посоченото в постановката на проблема (0,904 mol). Следователно солната киселина е в излишък и ще настъпи друга реакция: Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 (3). Нека определим количеството вещество на железен хлорид, образувано в резултат на първата реакция (означаваме конкретна реакция с индекси): v1 (FeCl2):v(Fe2O3) = 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 железен (II) хлорид, образуван 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) = 1/2 × v rem (HCl) = 0,28 mol. Нека определим количеството вещество FeCl2, образувано по време на реакция 2, общото количество вещество FeCl2 и неговата маса: v 2 (FeCl 3) = v 1 (FeCl 3) = 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) = v 1 (FeCl 2) + v 2 (FeCl 2) + v 3 (FeCl 2) = 0,043 + 0,129 + 0,28 = 0,452 mol; m(FeCl 2) = 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) = 1/2 × v 2 (FeCl 3) = 0,043 mol; v 3 (Fe): v rem (HCl) = 1:2; v3 (Fe) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 mol; v сума (Fe) = 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 отделения водород в реакция 3: v(H2) = 1/2×v rem (HCl) = 0.28 mol; m(H 2) = 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 = m sol (HCl) + m(Fe 3 O 4) + m(Fe) – m(H 2);

Химични свойства на желязотоНека да разгледаме примера на взаимодействието му с типичните неметали - сяра и кислород.

Смесете желязо и сяра, натрошени до прахообразно състояние в петриево блюдо. Нека нагреем стоманена игла за плетене в пламък и я докоснем до сместа от реактиви. Бурната реакция между желязото и сярата е придружена от освобождаване на топлина и светлинна енергия. Твърдият продукт от взаимодействието на тези вещества, железен (II) сулфид, е черен. За разлика от желязото, не се привлича от магнит.

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

Реакцията на желязото с кислорода също изисква предварително нагряване. Изсипете кварцов пясък в съд с дебели стени. Нека нагреем сноп много тънка желязна тел - така наречената желязна вълна - в пламъка на горелка. Поставете горещата тел в съд, съдържащ кислород. Желязото гори с ослепителен пламък, разпръсквайки искри - горещи частици от желязна скала Fe 3 O 4.

Същата реакция възниква и във въздуха, когато стоманата става много гореща от триене по време на обработка.

Когато желязото гори в кислород или във въздух, се образува железен котлен камък:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4, Материал от сайта

или 3Fe + 2O 2 = FeO. Fe 2 O 3 .

Желязната скала е съединение, в което желязото има различни стойности на валентност.

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

На тази страница има материали по следните теми:

• Какъв тип реакция е железен сулфид с кислород?

• Напишете уравнение между желязото и сярата

• Ниво на реакции на желязо с кислород

• Пример за химическа реакция между желязо и сяра

• Уравнение за взаимодействието на кислород с желязо

Въпроси относно този материал:

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

Основни степени на окисление - +2, +3

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

Химични свойства на просто вещество - желязо:

Ръждясване и изгаряне в кислород

1) Във въздуха желязото лесно се окислява в присъствието на влага (ръждясва):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Нагорещена желязна тел гори в кислород, образувайки скала - железен оксид (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

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

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 °C)

Fe + S – t° → FeS (600 °C)

Fe+2S → Fe +2 (S 2 -1) (700°C)

4) В серията на напрежението той е отляво на водорода, реагира с разредени киселини HCl и H 2 SO 4 и се образуват железни (II) соли и се отделя водород:

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

Fe + H 2 SO 4 (разреден) → FeSO 4 + H 2

В концентрираните окислителни киселини желязото се разтваря само при нагряване и веднага се превръща в катион 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 киселина пасивирам

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

5) Желязото измества металите, разположени вдясно от него, от разтворите на техните соли.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Амфотерните свойства на желязото се проявяват само в концентрирани алкали по време на кипене:

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

и се образува утайка от натриев тетрахидроксоферат(II).

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

Процес на производство на чугун в доменна пещ

Процесът на доменна пещ за производство на чугун се състои от следните етапи:

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

FeS 2 → Fe 2 O 3 (O 2800°C, -SO 2) FeCO 3 → Fe 2 O 3 (O 2 500-600°C, -CO 2)

б) изгаряне на кокс с горещ взрив:

C (кокс) + O 2 (въздух) → CO 2 (600-700 ° C) CO 2 + C (кокс) ⇌ 2 CO (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% С) и топене на чугун:

Fe (t ) →(° С(Кока Кола)900-1200°C) Fe (течност) (чугун, точка на топене 1145°C)

Чугунът винаги съдържа цементит Fe 2 C и графит под формата на зърна.

Производство на стомана

Превръщането на чугун в стомана се извършва в специални пещи (конверторни, отворени, електрически), които се различават по метода на нагряване; температура на процеса 1700-2000 °C. Издухването на обогатен с кислород въздух води до изгаряне на излишния въглерод, както и на сяра, фосфор и силиций под формата на оксиди от чугуна. 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 производството на специални стомани в пещта се въвеждат легиращи добавки от други метали.

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

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

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

Чистото желязо се използва в производството на специални сплави, в производството на сърцевини на електромагнити и трансформатори, чугун - в производството на отливки и стомана, стомана - като конструкционни и инструментални материали, включително устойчиви на износване, топлина и корозия нечий.

Железен(II) оксид Е EO . Амфотерен оксид със силно преобладаване на основни свойства. Черен, има йонна структура Fe 2+ O 2-. При нагряване първо се разлага и след това се образува отново. Не се образува при изгаряне на желязото на въздух. Не реагира с вода. Разлага се с киселини, стопява се с основи. Бавно се окислява във влажен въздух. Редуциран с водород и кокс. Участва в доменния процес на топене на желязо. Използва се като компонент на керамика и минерални бои. Уравнения на най-важните реакции:

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

FeO + 2HC1 (разреден) = FeC1 2 + H 2 O

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

FeO + 4NaOH = 2H 2 O + на 4ЕдО3 (червено.) триоксоферат(II)(400-500 °C)

FeO + H 2 = H 2 O + Fe (изключително чист) (350°C)

FeO + C (кокс) = Fe + CO (над 1000 °C)

FeO + CO = Fe + CO 2 (900°C)

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

6FeO + O 2 = 2(Fe II Fe 2 III) O 4 (300-500°C)

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

Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 °C)

FeCO3 = FeO + CO 2 (490-550 °C)

Дижелезен(III) оксид - желязо( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Двоен оксид. Черно, има йонна структура Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Термично стабилен при високи температури. Не реагира с вода. Разлага се с киселини. Редуциран с водород, горещо желязо. Участва в доменния процес на производство на чугун. Използва се като компонент на минерални бои ( желязно олово), керамика, цветен цимент. Продукт от специално окисляване на повърхността на стоманени продукти ( почерняване, посиняване). Съставът съответства на кафява ръжда и тъмен нагар върху желязото. Не се препоръчва използването на брутната формула Fe 3 O 4. Уравнения на най-важните реакции:

2(Fe II Fe 2 III)O 4 = 6FeO + O 2 (над 1538 °C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8НС1 (разр.) = FeС1 2 + 2FeС1 3 + 4Н 2 O

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

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

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 4H 2 = 4H 2 O + 3Fe (изключително чист, 1000 °C)

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

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

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

магнетит.

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

Уравнения на най-важните реакции:

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

Fe 2 O 3 + 6НС1 (разл.) →2FeС1 3 + ЗН 2 O (t) (600°С,р)

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

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

Fe 2 O 3 + ZN 2 = ZN 2 O+ 2Fe (изключително чист, 1050-1100 °C)

Fe 2 O 3 + Fe = 3FeO (900 °C)

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

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

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

4(Fe(NO 3) 3 9 H 2 O) = 2Fe a O 3 + 12NO 2 + 3O 2 + 36H 2 O (600-700 °C)

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

Железен(II) хидроксид Е e(OH)2. Амфотерен хидроксид с преобладаващи 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 и концентрирани основи. Типичен редуктор. Междинен продукт при ръждясването на желязото. Използва се при производството на активната маса на желязо-никелови батерии.

Уравнения на най-важните реакции:

Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 °C, atm.N 2)

Fe(OH) 2 + 2HC1 (разреден) = FeC1 2 + 2H 2 O

Fe(OH) 2 + 2NaOH (> 50%) = Na 2 ↓ (синьо-зелен) (кипещ)

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

2Fe(OH) 2 (суспензия) +H 2 O 2 (разреден) = 2FeO(OH)↓ + 2H 2 O

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

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

Fe 2+ + 2OH (разреден) = Еe(OH) 2 ↓

Fe 2+ + 2(NH3H2O) = Еe(OH) 2 ↓+ 2NH 4

Железен метахидроксид Е еО(ОН). Амфотерен хидроксид с преобладаващи основни свойства. Светлокафявите, Fe - O и Fe - OH връзки са предимно ковалентни. При нагряване се разлага, без да се топи. Неразтворим във вода. Утаява се от разтвора под формата на кафяв аморфен полихидрат Fe 2 O 3 nH 2 O, който при задържане в разреден алкален разтвор или при изсушаване се превръща в FeO (OH). Реагира с киселини и твърди основи. Слаб окислител и редуциращ агент. Спечен с Fe(OH) 2. Междинен продукт при ръждясването на желязото. Използва се като основа за жълти минерални бои и емайллакове, абсорбер на отпадъчни газове и катализатор в органичния синтез.

Съединението със състав Fe(OH)3 е неизвестно (не е получено).

Уравнения на най-важните реакции:

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

FeO(OH) + ZNS1 (разреден) = FeC1 3 + 2H 2 O

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

FeO(OH)→ на 3 [Еe(OH)6]бяло, Na 5 и K 4 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 ↓

Химични наименования на изходните реагенти и реакционни продукти:

K 3 Fe III - калиев хексацианоферат (III)

K 4 Fe III - калиев хексацианоферат (II)

КFe III - желязо (III) калиев хексацианоферат (II)

В допълнение, добър реагент за Fe 3+ йони е тиоцианатният йон NСS -, желязото (III) се комбинира с него и се появява яркочервен („кървав“) цвят:

Fe 3+ + 6NCS - = 3-

Този реагент (например под формата на KNCS сол) може дори да открие следи от желязо (III) в чешмяната вода, ако премине през железни тръби, покрити с ръжда отвътре.