Uvod

Proučavanje kemijskih svojstava pojedinačnih elemenata sastavni je dio tečaja kemije u modernoj školi, što omogućuje, na temelju induktivnog pristupa, pretpostavku o karakteristikama kemijske interakcije elemenata na temelju njihove fizičke i kemijske karakteristike. Međutim, mogućnosti školskog kemijskog laboratorija ne dopuštaju nam uvijek u potpunosti pokazati ovisnost kemijskih svojstava elementa o njegovom položaju u periodnom sustavu kemijskih elemenata i strukturnim značajkama jednostavnih tvari.

Kemijska svojstva sumpora koriste se kako na početku kolegija kemije da se pokaže razlika između kemijskih pojava i fizikalnih, tako i pri proučavanju karakteristika pojedinih kemijskih elemenata. Smjernice najčešće preporučuju demonstraciju interakcije sumpora sa željezom, kao primjer kemijskih pojava i primjer oksidativnih svojstava sumpora. Ali u većini slučajeva, ova reakcija ili se uopće ne pojavljuje, ili se rezultati njezine pojave ne mogu procijeniti golim okom. Razne opcije za provođenje ovog eksperimenta često karakterizira niska ponovljivost rezultata, što ne dopušta njihovu sustavnu upotrebu u karakterizaciji gore navedenih procesa. Stoga je relevantno tražiti mogućnosti koje mogu ponuditi alternativu demonstraciji procesa interakcije željeza sa sumporom, primjerene karakteristikama školskog kemijskog laboratorija.

Cilj: Istražite mogućnost izvođenja reakcija međudjelovanja sumpora s metalima u školskom laboratoriju.

Zadaci:

Odrediti glavna fizikalna i kemijska svojstva sumpora;

Analizirati uvjete odvijanja i nastanka reakcija interakcije sumpora s metalima;

Proučiti poznate metode interakcije sumpora s metalima;

Odabrati sustave za provođenje reakcija;

Procijeniti primjerenost odabranih reakcija uvjetima školskog kemijskog laboratorija.

Predmet proučavanja: reakcija između sumpora i metala

Predmet proučavanja: izvedivost reakcija interakcije sumpora s metalima u školskom laboratoriju.

Hipoteza: Alternativa interakciji željeza sa sumporom u školskom kemijskom laboratoriju bit će kemijska reakcija koja zadovoljava zahtjeve jasnoće, ponovljivosti, relativne sigurnosti i dostupnosti reagirajućih tvari.

Želimo započeti naš rad s kratkim opisom sumpora:

Položaj u periodnom sustavu: sumpor je u periodi 3, VI skupina, glavna (A) podskupina, pripada s-elementima.

Atomski broj sumpora je 16, dakle, naboj atoma sumpora je + 16, broj elektrona je 16. Tri razine elektrona u vanjskoj razini su 6 elektrona

Dijagram rasporeda elektrona po razinama:

16 S )))
2 8 6

Jezgra 32 S atoma sumpora sadrži 16 protona (jednak naboju jezgre) i 16 neutrona (atomska masa minus broj protona: 32 – 16 = 16).

Elektronička formula: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4

stol 1

Vrijednosti ionizacijskih potencijala atoma sumpora

Potencijal ionizacije

energija (eV)

Sumpor u hladnoći prilično inertan (energetski se kombinira samo sa fluor), ali zagrijavanjem postaje vrlo kemijski aktivan - reagira s halogenima(osim joda), kisik, vodik i kod gotovo svih metala. Kao rezultat reakcije potonji tip proizvodi odgovarajuće spojeve sumpora.

Reaktivnost sumpora, kao i svakog drugog elementa, u interakciji s metalima ovisi o:

aktivnost tvari koje reagiraju. Na primjer, sumpor će najaktivnije komunicirati s alkalijskim metalima

na temperaturu reakcije. To se objašnjava termodinamičkim značajkama procesa.

Termodinamička mogućnost spontanog odvijanja kemijskih reakcija u standardnim uvjetima određena je standardnom Gibbsovom energijom reakcije:

ΔG 0 T< 0 – прямая реакция протекает

ΔG 0 T > 0 – izravna reakcija nije moguća

o stupnju mljevenja reagirajućih tvari, budući da i sumpor i metali reagiraju uglavnom u krutom stanju.

Dane su termodinamičke karakteristike nekih reakcija između sumpora i metala na slajdu 4

Iz tablice je vidljivo da je termodinamički moguća interakcija sumpora i s metalima na početku niza naprezanja i s niskoaktivnim metalima.

Dakle, sumpor je prilično aktivan nemetal kada se zagrijava, sposoban reagirati s metalima visoke aktivnosti (alkalne) i niske aktivnosti (srebro, bakar).

Proučavanje interakcije sumpora s metalima

Odabir sustava za istraživanje

Za proučavanje interakcije sumpora s metalima odabrani su sustavi koji uključuju metale smještene na različitim mjestima Beketovljeve serije i posjeduju različite aktivnosti.

Kao uvjeti odabira utvrđeni su sljedeći kriteriji: brzina provedbe, jasnoća, cjelovitost reakcije, relativna sigurnost, ponovljivost rezultata, tvari se moraju značajno razlikovati u fizikalnim svojstvima, dostupnost tvari u školskom laboratoriju, postoje uspješni pokušaji prijenosa interakcije sumpora s određenim metalima.

Kako bi se procijenila ponovljivost reakcija, svaki je eksperiment izveden tri puta.

Na temelju ovih kriterija za eksperiment su odabrani sljedeći reakcijski sustavi:

SUMPOR I BAKAR Cu + S = CuS + 79 kJ/mol

Metodologija i očekivani učinak

Uzmite 4 g sumpora u prahu i ulijte ga u epruvetu. Zagrijte sumpor u epruveti do vrenja. Zatim uzmite bakrenu žicu i zagrijte je na plamenu. Kad se sumpor rastopi i prokuha, u njega stavite bakrenu žicu

Očekivani rezultat:Epruveta je ispunjena smeđim parama, žica se zagrijava i "gori" stvarajući krti sulfid.

2. Interakcija sumpora s bakrom.

Reakcija nije bila vrlo jasna; također nije došlo do spontanog zagrijavanja bakra. Prilikom dodavanja klorovodične kiseline nije uočeno značajno razvijanje plina.

SUMPOR I ŽELJEZO Fe + S = FeS + 100,4 kJ/mol

Metodologija i očekivani učinak

Uzmite 4 g sumpora u prahu i 7 g željeza u prahu i pomiješajte. Dobivenu smjesu ulijte u epruvetu. Zagrijmo tvari u epruveti

Očekivani rezultat:Dolazi do jakog spontanog zagrijavanja smjese. Dobiveni željezni sulfid se sinterira. Tvar se ne odvaja vodom i ne reagira na magnet.

1. Interakcija sumpora sa željezom.

Gotovo je nemoguće provesti reakciju za proizvodnju željeznog sulfida bez ostatka u laboratorijskim uvjetima; vrlo je teško odrediti kada su tvari potpuno reagirale; spontano zagrijavanje reakcijske smjese se ne opaža. Dobivena tvar je provjerena radi li se o željeznom sulfidu. Za to smo koristili HCl. Kad smo kapnuli solnu kiselinu na tvar, počela se pjeniti i oslobodio se sumporovodik.

SUMPOR I NATRIJ 2Na + S = Na 2 S + 370,3 kJ/mol

Metodologija i očekivani učinak

Uzeti 4 g sumpora u prahu i usuti u mužar i dobro usitniti

Odrežite komad natrija težine oko 2 g. Odrežite oksidni film i sameljite ih zajedno.

Očekivani rezultat:Reakcija se odvija brzo, a moguće je i spontano sagorijevanje reagensa.

3. Interakcija sumpora s natrijem.

Interakcija sumpora s natrijem sama je po sebi opasan i nezaboravan eksperiment. Nakon nekoliko sekundi trljanja frcale su prve iskre, a natrij i sumpor u žbuci su se rasplamsali i počeli gorjeti. Kada proizvod komunicira s klorovodičnom kiselinom, vodikov sulfid se aktivno oslobađa.

SUMPOR I CINK Zn + S = ZnS + 209 kJ/mol

Metodologija i očekivani učinak

Uzmite sumpor u prahu i cink po 4 g i pomiješajte tvari. Gotovu smjesu izlijte na azbestnu mrežicu. Prinosimo vruću baklju tvarima

Očekivani rezultat:Reakcija se ne događa odmah, već burno i stvara se zelenkastoplavi plamen.

4. Interakcija sumpora s cinkom.

Reakciju je vrlo teško pokrenuti; njezino pokretanje zahtijeva upotrebu jakih oksidacijskih sredstava ili visoke temperature. Tvari se rasplamsaju zelenkasto-plavim plamenom. Kada se plamen ugasi, na ovom mjestu ostaje talog, a u interakciji s klorovodičnom kiselinom lagano se oslobađa vodikov sulfid.

SUMPOR I ALUMINIJ 2Al + 3S = Al 2 S 3 + 509,0 kJ/mol

Metodologija i očekivani učinak

Uzeti sumpor u prahu od 4 g i aluminij od 2,5 g i promiješati. Dobivenu smjesu stavite na azbestnu mrežicu. Zapalite smjesu gorućim magnezijem

Očekivani rezultat:Reakcija uzrokuje bljesak.

5. Interakcija sumpora s aluminijem.

Reakcija zahtijeva dodavanje jakog oksidacijskog sredstva kao inicijatora. Nakon paljenja s gorućim magnezijem, pojavio se snažan bljesak žućkasto-bijele boje, sumporovodik se oslobađa prilično aktivno.

SUMPOR I MAGNEZIJ Mg + S = MgS + 346,0 kJ/mol

Metodologija i očekivani učinak

Uzmite strugotine magnezija 2,5 g i sumpora u prahu 4 g i pomiješajte

Dobivenu smjesu stavite na azbestnu mrežicu. U dobivenu smjesu dovedemo krhotinu.

Očekivani rezultat:Reakcija uzrokuje snažan bljesak.

4. Interakcija sumpora s magnezijem.

Reakcija zahtijeva dodatak čistog magnezija kao inicijatora. Javlja se snažan bljesak bjelkaste boje, aktivno se oslobađa vodikov sulfid.

Zaključak

Reakcija stvaranja željeznog sulfida nije dovršena, jer je ostao ostatak u obliku mješavine plastičnog sumpora i željeza.

Najaktivnije oslobađanje sumporovodika uočeno je u natrijevom sulfidu te u magnezijevim i aluminijevim sulfidima.

Bakar sulfid je imao manje aktivno oslobađanje sumporovodika.

Provođenje pokusa za dobivanje natrijevog sulfida je opasno i ne preporučuje se u školskom laboratoriju.

Reakcije stvaranja aluminijevih, magnezijevih i cinkovih sulfida najprikladnije su za izvođenje u školskim uvjetima.

Očekivani i stvarni rezultati poklopili su se kada je sumpor stupio u interakciju s natrijem, magnezijem i aluminijem.

Zaključak

Unatoč postojećim preporukama za demonstraciju interakcije željeza sa sumporom kao primjer za ilustraciju kemijskih pojava i oksidativnih svojstava sumpora u srednjoškolskom tečaju kemije, stvarna provedba takvog eksperimenta često nije popraćena vidljivim učinkom.

Pri određivanju alternative ovoj demonstraciji odabrani su sustavi koji zadovoljavaju zahtjeve vidljivosti, sigurnosti i dostupnosti tvari koje reagiraju u školskom laboratoriju. Kao moguće opcije odabrani su reakcijski sustavi sumpora s bakrom, željezom, cinkom, magnezijem, aluminijem i natrijem, što nam omogućuje procjenu učinkovitosti korištenja reakcije sumpora s različitim metalima kao demonstracijskih eksperimenata u nastavi kemije.

Na temelju rezultata pokusa utvrđeno je da je za te svrhe najoptimalnije koristiti reakcijske sustave sumpora s metalima srednje visoke aktivnosti (magnezij, aluminij).

Na temelju provedenih eksperimenata kreiran je video koji demonstrira oksidativna svojstva sumpora na primjeru njegove interakcije s metalima, što omogućuje opis tih svojstava bez provođenja eksperimenta u punoj mjeri. Kao dodatna pomoć izrađena je web stranica ( ), koji između ostalog prikazuje rezultate istraživanja u vizualnom obliku.

Rezultati istraživanja mogu postati osnova za dublje proučavanje karakteristika kemijskih svojstava nemetala, kemijske kinetike i termodinamike.

DEFINICIJA

Željezo- element osme skupine četvrte periode periodnog sustava kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva.

A broj volumena je 26. Simbol je Fe (latinski “ferrum”). Jedan od najčešćih metala u zemljinoj kori (drugo mjesto nakon aluminija).

Fizikalna svojstva željeza

Željezo je metal sive boje. U svom čistom obliku prilično je mekan, savitljiv i viskozan. Elektronska konfiguracija vanjske energetske razine je 3d 6 4s 2. U svojim spojevima željezo pokazuje oksidacijska stanja "+2" i "+3". Talište željeza je 1539C. Željezo tvori dvije kristalne modifikacije: α- i γ-željezo. Prvi od njih ima kubičnu rešetku usredotočenu na tijelo, a drugi ima kubičnu rešetku usredotočenu na lice. α-Željezo je termodinamički stabilno u dva temperaturna područja: ispod 912 i od 1394C do tališta. Između 912 i 1394C γ-željezo je stabilno.

Mehanička svojstva željeza ovise o njegovoj čistoći - sadržaju čak i vrlo malih količina drugih elemenata u njemu. Čvrsto željezo ima sposobnost rastvaranja mnogih elemenata u sebi.

Kemijska svojstva željeza

Na vlažnom zraku željezo brzo rđa, t.j. prekriven smeđim premazom hidratiziranog željeznog oksida koji zbog svoje drobljivosti ne štiti željezo od daljnje oksidacije. U vodi željezo intenzivno korodira; s obilnim pristupom kisiku nastaju hidratni oblici željezovog (III) oksida:

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

S nedostatkom kisika ili teškim pristupom nastaje miješani oksid (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2.

Željezo se otapa u klorovodičnoj kiselini bilo koje koncentracije:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2.

Otapanje u razrijeđenoj sumpornoj kiselini odvija se na sličan način:

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

U koncentriranim otopinama sumporne kiseline željezo se oksidira u željezo (III):

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

Međutim, u sumpornoj kiselini, čija je koncentracija blizu 100%, željezo postaje pasivno i praktički nema interakcije. Željezo se otapa u razrijeđenim i umjereno koncentriranim otopinama dušične kiseline:

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

Pri visokim koncentracijama dušične kiseline otapanje se usporava i željezo postaje pasivno.

Kao i drugi metali, željezo reagira s jednostavnim tvarima. Reakcije između željeza i halogena (bez obzira na vrstu halogena) nastaju zagrijavanjem. Interakcija željeza s bromom događa se pri povećanom tlaku pare potonjeg:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3;

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

Interakcija željeza sa sumporom (prah), dušikom i fosforom također se događa kada se zagrijava:

6Fe + N2 = 2Fe3N;

2Fe + P = Fe 2 P;

3Fe + P = Fe 3 P.

Željezo je sposobno reagirati s nemetalima kao što su ugljik i silicij:

3Fe + C = Fe3C;

Među reakcijama interakcije željeza sa složenim tvarima, sljedeće reakcije igraju posebnu ulogu - željezo je sposobno reducirati metale koji su u nizu aktivnosti desno od njega iz otopina soli (1), reducirati spojeve željeza (III) ( 2):

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu (1);

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

Željezo pri povišenom tlaku reagira s oksidom koji ne stvara soli - CO uz stvaranje tvari složenog sastava - karbonila - Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 i Fe 3 (CO) 12.

Željezo je, u odsutnosti nečistoća, stabilno u vodi i u razrijeđenim otopinama lužina.

Dobivanje željeza

Glavni način dobivanja željeza je iz željezne rude (hematit, magnetit) ili elektrolizom otopina njegovih soli (u ovom slučaju se dobiva "čisto" željezo, tj. željezo bez primjesa).

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Vježbajte

Željezna vaga Fe 3 O 4 mase 10 g najprije je obrađena sa 150 ml otopine klorovodične kiseline (gustoće 1,1 g/ml) s masenim udjelom klorovodika 20%, a zatim je u dobivenu otopinu dodan višak željeza. Odredite sastav otopine (u % mase).

Riješenje

Napišimo jednadžbe reakcije prema uvjetima zadatka: 8HCl + Fe3O4 = FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O (1); 2FeCl3 + Fe = 3FeCl2 (2). Znajući gustoću i volumen otopine klorovodične kiseline, možete pronaći njezinu masu: m sol (HCl) = V(HCl) × ρ (HCl); m sol (HCl) = 150×1,1 = 165 g. Izračunajmo masu klorovodika: m(HCl) = m sol (HCl) × ω(HCl)/100%; m(HCl) = 165×20%/100% = 33 g. Molarna masa (masa jednog mola) klorovodične kiseline, izračunata pomoću tablice kemijskih elemenata D.I. Mendeljejev – 36,5 g/mol. Nađimo količinu klorovodika: v(HCl) = m(HCl)/M(HCl); v(HCl) = 33/36,5 = 0,904 mol. Molarna masa (masa jednog mola) ljestvice, izračunata pomoću tablice kemijskih elemenata D.I. Mendeljejev – 232 g/mol. Nađimo količinu tvari kamenca: v(Fe3O4) = 10/232 = 0,043 mol. Prema jednadžbi 1, v(HCl): v(Fe 3 O 4) = 1:8, dakle, v(HCl) = 8 v(Fe 3 O 4) = 0,344 mol. Tada će količina klorovodika izračunata jednadžbom (0,344 mol) biti manja od one navedene u zadatku (0,904 mol). Dakle, klorovodična kiselina je u suvišku i dogodit će se druga reakcija: Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 (3). Odredimo količinu tvari željezovog klorida koja nastaje kao rezultat prve reakcije (indeksima označavamo određenu reakciju): v1 (FeCl2):v(Fe203) = 1:1 = 0,043 mol; vl (FeCl3):v(Fe203) = 2:1; v 1 (FeCl 3) = 2 × v (Fe 2 O 3) = 0,086 mol. Odredimo količinu klorovodika koji nije reagirao u reakciji 1 i količinu željezovog (II) klorida nastalog tijekom reakcije 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. Odredimo količinu tvari FeCl 2 koja nastaje tijekom reakcije 2, ukupnu količinu tvari FeCl 2 i njenu masu: v2 (FeCl3) = v1 (FeCl3) = 0,086 mol; v 2 (FeCl 2): ​​v 2 (FeCl 3) = 3:2; v2 (FeCl2) = 3/2× v2 (FeCl3) = 0,129 mol; v zbroj (FeCl2) = v1 (FeCl2) + v2 (FeCl2) + v3 (FeCl2) = 0,043 + 0,129 + 0,28 = 0,452 mol; m(FeCl 2) = v zbroj (FeCl 2) × M(FeCl 2) = 0,452 × 127 = 57,404 g. Odredimo količinu tvari i masu željeza koja je stupila u reakcije 2 i 3: v2 (Fe): v2 (FeCl3) = 1:2; v 2 (Fe) = 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 zbroj (Fe) = v 2 (Fe) + v 3 (Fe) = 0,043+0,28 = 0,323 mol; m(Fe) = v zbroj (Fe) ×M(Fe) = 0,323 ×56 = 18,088 g. Izračunajmo količinu tvari i masu vodika oslobođenog u reakciji 3: v(H2) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 mol; m(H2) = v(H2) × M(H2) = 0,28 × 2 = 0,56 g. Određujemo masu nastale otopine m’ sol i maseni udio FeCl 2 u njoj: m’ sol = m sol (HCl) + m(Fe 3 O 4) + m(Fe) – m(H 2);

Kemijska svojstva željeza Pogledajmo primjer njegove interakcije s tipičnim nemetalima - sumporom i kisikom.

Pomiješajte željezo i sumpor smrvljen u prah u Petrijevoj zdjelici. Zagrijmo čeličnu iglu za pletenje u plamenu i dotaknimo je smjesom reagensa. Burna reakcija između željeza i sumpora praćena je oslobađanjem toplinske i svjetlosne energije. Kruti produkt interakcije ovih tvari, željezo (II) sulfid, crne je boje. Za razliku od željeza, ne privlači ga magnet.

Željezo reagira sa sumporom i nastaje željezo(II) sulfid. Napravimo jednadžbu reakcije:

Reakcija željeza s kisikom također zahtijeva prethodno zagrijavanje. U posudu debelih stijenki uspite kvarcni pijesak. Zagrijmo snop vrlo tanke željezne žice - takozvane željezne vune - u plamenu plamenika. Stavite vruću žicu u posudu s kisikom. Željezo gori blistavim plamenom, raspršujući iskre - vruće čestice željeznog kamenca Fe 3 O 4.

Ista reakcija događa se i na zraku, kada čelik postane jako vruć zbog trenja tijekom strojne obrade.

Kada željezo gori u kisiku ili na zraku, nastaje kamenac od željeza:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4, Materijal sa stranice

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

Željezni kamenac je spoj u kojem željezo ima različite vrijednosti valencije.

Prolazak obje reakcije veze popraćen je oslobađanjem toplinske i svjetlosne energije.

Na ovoj stranici nalazi se materijal o sljedećim temama:

• Koja je vrsta reakcije željeznog sulfida s kisikom?

• Napišite jednadžbu između željeza i sumpora

• Razina reakcija željeza s kisikom

• Primjer kemijske reakcije između željeza i sumpora

• Jednadžba za interakciju kisika i željeza

Pitanja o ovom materijalu:

Željezo je element bočne podskupine osme skupine četvrte periode periodnog sustava kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva s atomskim brojem 26. Označava se simbolom Fe (lat. Ferrum). Jedan od najčešćih metala u zemljinoj kori (drugo mjesto nakon aluminija). Metal srednje aktivnosti, redukcijsko sredstvo.

Glavna oksidacijska stanja - +2, +3

Jednostavna tvar željezo je kovan srebrnobijeli metal visoke kemijske reaktivnosti: željezo brzo korodira na visokim temperaturama ili visokoj vlazi u zraku. Željezo gori u čistom kisiku, au fino raspršenom stanju spontano se zapali na zraku.

Kemijska svojstva jednostavne tvari - željeza:

Rđanje i gorenje u kisiku

1) Na zraku željezo lako oksidira u prisutnosti vlage (hrđa):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Vruća željezna žica gori u kisiku, stvarajući kamenac - željezni oksid (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

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

2) Na visokim temperaturama (700–900°C), željezo reagira s vodenom parom:

3Fe + 4H 2 O – t° → Fe 3 O 4 + 4H 2

3) Željezo reagira s nemetalima kada se zagrijava:

2Fe+3Cl 2 → 2FeCl 3 (200 °C)

Fe + S – t° → FeS (600 °C)

Fe+2S → Fe +2 (S 2 -1) (700°C)

4) U nizu napona nalazi se lijevo od vodika, reagira s razrijeđenim kiselinama HCl i H 2 SO 4, pri čemu nastaju soli željeza(II) i oslobađa se vodik:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (reakcije se provode bez pristupa zraka, inače se Fe +2 postupno pretvara kisikom u Fe +3)

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

U koncentriranim oksidirajućim kiselinama željezo se otapa samo zagrijavanjem, odmah prelazi u kation Fe 3+:

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

Fe + 6HNO 3 (konc.) – t° → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

(u hladnoj koncentriranoj dušičnoj i sumpornoj kiselini pasivizirati

Željezni čavao uronjen u plavičastu otopinu bakrenog sulfata postupno se prekriva slojem crvenog metalnog bakra.

5) Željezo istiskuje metale koji se nalaze desno od njega iz otopina njihovih soli.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Amfoterna svojstva željeza pojavljuju se samo u koncentriranim alkalijama tijekom vrenja:

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

te nastaje talog natrijeva tetrahidroksoferata(II).

Tehnički hardver- legure željeza i ugljika: lijevano željezo sadrži 2,06-6,67% C, željezo 0,02-2,06% C, često su prisutne i druge prirodne nečistoće (S, P, Si) i umjetno uneseni posebni dodaci (Mn, Ni, Cr), koji legurama željeza daju tehnički korisna svojstva - tvrdoću, otpornost na toplinu i koroziju, kovljivost itd. . .

Proces proizvodnje željeza u visokim pećima

Proces proizvodnje lijevanog željeza u visokoj peći sastoji se od sljedećih faza:

a) priprema (prženje) sulfidnih i karbonatnih ruda - pretvaranje u oksidnu rudu:

FeS 2 → Fe 2 O 3 (O 2,800°C, -SO 2) FeCO 3 → Fe 2 O 3 (O 2,500-600°C, -CO 2)

b) izgaranje koksa vrućim puhanjem:

C (koks) + O 2 (zrak) → CO 2 (600-700 °C) CO 2 + C (koks) ⇌ 2 CO (700-1000 °C)

c) redukcija oksidne rude ugljikovim monoksidom CO sekvencijalno:

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

d) karburizacija željeza (do 6,67% C) i taljenje lijevanog željeza:

Fe (t ) →(C(koks)900-1200°C) Fe (tekuće) (lijevano željezo, talište 1145°S)

Lijevano željezo uvijek sadrži cementit Fe 2 C i grafit u obliku zrna.

Proizvodnja čelika

Pretvorba lijevanog željeza u čelik provodi se u posebnim pećima (konverterskim, otvorenim, električnim), koje se razlikuju po načinu zagrijavanja; temperatura procesa 1700-2000 °C. Upuhivanje zraka obogaćenog kisikom dovodi do izgaranja viška ugljika, kao i sumpora, fosfora i silicija u obliku oksida iz lijevanog željeza. U tom slučaju, oksidi se ili hvataju u obliku ispušnih plinova (CO 2, SO 2), ili se vezuju u lako odvajajuću trosku - mješavinu Ca 3 (PO 4) 2 i CaSiO 3. Za proizvodnju specijalnih čelika u peć se uvode dodaci za legiranje drugih metala.

Priznanicačisto željezo u industriji - elektroliza otopine željeznih soli, npr.

FeCl 2 → Fe↓ + Sl 2 (90°S) (elektroliza)

(postoje i druge posebne metode, uključujući redukciju željeznih oksida vodikom).

Čisto željezo koristi se u proizvodnji posebnih legura, u proizvodnji jezgri elektromagneta i transformatora, lijevanog željeza - u proizvodnji odljevaka i čelika, čelika - kao konstrukcijskih i alatnih materijala, uključujući otporne na habanje, toplinu i koroziju one.

Željezov(II) oksid F EO . Amfoterni oksid s visokom dominacijom bazičnih svojstava. Crna, ima ionsku strukturu Fe 2+ O 2- . Zagrijavanjem se prvo razgrađuje, a zatim ponovno formira. Ne nastaje kada željezo izgara na zraku. Ne reagira s vodom. Razgrađuje se s kiselinama, spaja s alkalijama. Sporo oksidira na vlažnom zraku. Reduciran vodikom i koksom. Sudjeluje u procesu visoke peći taljenja željeza. Koristi se kao sastavni dio keramike i mineralnih boja. Jednadžbe najvažnijih reakcija:

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

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

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

FeO + 4NaOH = 2H 2 O + Na 4FeO3 (crveno.) trioksoferat(II)(400-500 °C)

FeO + H 2 = H 2 O + Fe (ekstra čisti) (350°C)

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

FeO + CO = Fe + CO 2 (900°C)

4FeO + 2H 2 O (vlaga) + O 2 (zrak) →4FeO(OH) (t)

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

Priznanica V laboratorijima: toplinska razgradnja spojeva željeza (II) bez pristupa zraka:

Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 °C)

FeCO3 = FeO + CO 2 (490-550 °C)

Diželjezov(III) oksid - željezo( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Dvostruki oksid. Crna, ima ionsku strukturu Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Termički postojan do visokih temperatura. Ne reagira s vodom. Razgrađuje se s kiselinama. Reducirano vodikom, vrućim željezom. Sudjeluje u visokopećnom procesu proizvodnje lijevanog željeza. Koristi se kao komponenta mineralnih boja ( crveno olovo), keramika, cement u boji. Proizvod posebne oksidacije površine čeličnih proizvoda ( crnjenje, pomodrenje). Sastav odgovara smeđoj hrđi i tamnom kamencu na željezu. Ne preporučuje se uporaba bruto formule Fe 3 O 4 . Jednadžbe najvažnijih reakcija:

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

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8NS1 (razr.) = FeS1 2 + 2FeS1 3 + 4N 2 O

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

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

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 4H 2 = 4H 2 O + 3Fe (ekstra čisti, 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)

Priznanica: sagorijevanje željeza (vidi) na zraku.

magnetit.

Željezov(III) oksid F e 2 O 3 . Amfoterni oksid s prevlašću bazičnih svojstava. Crveno-smeđa, ima ionsku strukturu (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Termički stabilan do visokih temperatura. Ne nastaje kada željezo izgara na zraku. Ne reagira s vodom, iz otopine se taloži smeđi amorfni hidrat Fe 2 O 3 nH 2 O. Sporo reagira s kiselinama i lužinama. Reducirano ugljičnim monoksidom, rastaljenim željezom. Spaja se s oksidima drugih metala i stvara dvostruke okside - spineli(tehnički proizvodi se nazivaju feriti). Koristi se kao sirovina u taljenju lijevanog željeza u procesu visokih peći, kao katalizator u proizvodnji amonijaka, sastojak keramike, obojenih cementa i mineralnih boja, u termitnom zavarivanju čeličnih konstrukcija, kao nosač zvuka i slika na magnetskim trakama, kao sredstvo za poliranje čelika i stakla.

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

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

Fe 2 O 3 + 6NS1 (razr.) →2FeS1 3 + ZN 2 O (t) (600°S,r)

Fe 2 O 3 + 2NaOH (konc.) → H 2 O+ 2 NAFeO 2 (Crvena)dioksoferat(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 (ekstra čisti, 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)

Priznanica u laboratoriju - toplinska razgradnja soli željeza (III) na zraku:

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)

U prirodi - rude željeznog oksida hematit Fe 2 O 3 i limonit Fe 2 O 3 nH 2 O

Željezov(II) hidroksid F e(OH)2. Amfoterni hidroksid s prevlašću bazičnih svojstava. Bijele (ponekad sa zelenkastom nijansom), Fe-OH veze su pretežno kovalentne. Toplinski nestabilan. Lako oksidira na zraku, osobito kad je mokar (tamni). Netopljivo u vodi. Reagira s razrijeđenim kiselinama i koncentriranim alkalijama. Tipični reduktor. Međuproizvod u hrđanju željeza. Koristi se u proizvodnji aktivne mase željezno-nikl baterija.

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

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

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

Fe(OH) 2 + 2NaOH (> 50%) = Na 2 ↓ (plavo-zeleno) (kipuće)

4Fe(OH) 2 (suspenzija) + O 2 (zrak) →4FeO(OH)↓ + 2H 2 O (t)

2Fe(OH) 2 (suspenzija) +H 2 O 2 (razrijeđeno) = 2FeO(OH)↓ + 2H 2 O

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

Priznanica: taloženje iz otopine s alkalijama ili amonijak hidratom u inertnoj atmosferi:

Fe 2+ + 2OH (razrijeđen) = Fe(OH) 2 ↓

Fe 2+ + 2(NH3H2O) = Fe(OH) 2 ↓+ 2NH 4

Željezov metahidroksid F eO(OH). Amfoterni hidroksid s prevlašću bazičnih svojstava. Svijetlosmeđe, Fe - O i Fe - OH veze su pretežno kovalentne. Zagrijavanjem se raspada bez taljenja. Netopljivo u vodi. Taloži se iz otopine u obliku smeđeg amorfnog polihidrata Fe 2 O 3 nH 2 O, koji držanjem u razrijeđenoj lužnatoj otopini ili sušenjem prelazi u FeO(OH). Reagira s kiselinama i krutim alkalijama. Slabo oksidacijsko i redukcijsko sredstvo. Sinterirano s Fe(OH) 2. Međuproizvod u hrđanju željeza. Koristi se kao baza za žute mineralne boje i emajle, apsorber otpadnih plinova i katalizator u organskoj sintezi.

Spoj sastava Fe(OH) 3 je nepoznat (nije dobiven).

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

Fe 2 O 3 . nH 2 O→( 200-250 °C, —H 2 O) FeO(OH)→( 560-700° C u zraku, -H2O)→ Fe 2 O 3

FeO(OH) + ZNS1 (razrijeđen) = FeC13 + 2H2O

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

FeO(OH)→ Na 3 [Fe(OH)6]bijela, Na5 odnosno K4; u oba slučaja taloži se plavi produkt istog sastava i strukture, KFe III. U laboratoriju se taj talog naziva prusko plava, ili turnbull plava:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Kemijski nazivi početnih reagensa i produkata reakcije:

K 3 Fe III - kalijev heksacijanoferat (III)

K 4 Fe III - kalijev heksacijanoferat (II)

KFe III - željezo (III) kalij heksacijanoferat (II)

Osim toga, dobar reagens za Fe 3+ ione je tiocijanatni ion NSS -, željezo (III) se spaja s njim i pojavljuje se svijetlo crvena ("krvava") boja:

Fe 3+ + 6NCS - = 3-

Ovaj reagens (na primjer, u obliku KNCS soli) čak može otkriti tragove željeza (III) u vodi iz slavine ako prolazi kroz željezne cijevi obložene hrđom iznutra.