Úvod
Štúdium chemických vlastností jednotlivých prvkov je neoddeliteľnou súčasťou kurzu chémie v modernej škole, ktorá umožňuje na základe induktívneho prístupu urobiť predpoklad o charakteristikách chemickej interakcie prvkov na základe ich fyzikálnych a chemických charakteristiky. Schopnosti školského chemického laboratória však nie vždy plne umožňujú preukázať závislosť chemických vlastností prvku od jeho polohy v periodickom systéme chemických prvkov a štruktúrnych znakov jednoduchých látok.
Chemické vlastnosti síry sa využívajú tak na začiatku kurzu chémie, aby sa demonštroval rozdiel medzi chemickými javmi a fyzikálnymi, ako aj pri štúdiu charakteristík jednotlivých chemických prvkov. Pokyny najčastejšie odporúčajú demonštrovať interakciu síry so železom ako príklad chemických javov a príklad oxidačných vlastností síry. Ale vo väčšine prípadov sa táto reakcia buď vôbec nevyskytuje, alebo výsledky jej výskytu nemožno posúdiť voľným okom. Rôzne možnosti uskutočnenia tohto experimentu sa často vyznačujú nízkou reprodukovateľnosťou výsledkov, čo neumožňuje ich systematické využitie pri charakterizácii vyššie uvedených procesov. Preto je dôležité hľadať možnosti, ktoré môžu poskytnúť alternatívu k demonštrácii procesu interakcie železa so sírou, adekvátne charakteristikám školského chemického laboratória.
Cieľ: Preskúmajte možnosť uskutočnenia reakcií zahŕňajúcich interakciu síry s kovmi v školskom laboratóriu.
Úlohy:
Určite hlavné fyzikálne a chemické vlastnosti síry;
Analyzovať podmienky pre priebeh a výskyt reakcií interakcie síry s kovmi;
Štúdium známych metód interakcie síry s kovmi;
Výber systémov na vykonávanie reakcií;
Posúdiť primeranosť vybraných reakcií podmienkam školského chemického laboratória.
Predmet štúdia: reakcia medzi sírou a kovmi
Predmet štúdia: uskutočniteľnosť reakcií interakcie síry s kovmi v školskom laboratóriu.
hypotéza: Alternatívou k interakcii železa so sírou v školskom chemickom laboratóriu bude chemická reakcia, ktorá spĺňa požiadavky na čírosť, reprodukovateľnosť, relatívnu bezpečnosť a dostupnosť reagujúcich látok.
Našu prácu chceme začať krátkym popisom síry:
Pozícia v periodickej tabuľke: síra je v perióde 3, skupina VI, hlavná (A) podskupina, patrí medzi s-prvky.
Atómové číslo síry je 16, teda náboj atómu síry je + 16, počet elektrónov je 16. Tri elektrónové hladiny na vonkajšej úrovni sú 6 elektrónov
Schéma usporiadania elektrónov podľa úrovní:
16 S )))
2 8 6
Jadro atómu síry 32 S obsahuje 16 protónov (rovnajúcich sa náboju jadra) a 16 neutrónov (atómová hmotnosť mínus počet protónov: 32 – 16 = 16).
Elektronický vzorec: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
stôl 1
Hodnoty ionizačných potenciálov atómu síry
Ionizačný potenciál
Energia (eV)
Síra v chlade celkom inertný (energie sa spája iba s fluór), ale pri zahrievaní sa stáva veľmi chemicky aktívnym - reaguje s halogénmi(okrem jódu), kyslík, vodík a takmer so všetkými kovmi. Ako výsledok reakcie posledný typ produkuje zodpovedajúce zlúčeniny síry.
Reaktivita síry, ako každého iného prvku, pri interakcii s kovmi závisí od:
aktivita reagujúcich látok. Napríklad síra bude najaktívnejšie interagovať s alkalickými kovmi
na teplote reakcie. Vysvetľujú to termodynamické vlastnosti procesu.
Termodynamická možnosť spontánneho výskytu chemických reakcií za štandardných podmienok je určená štandardnou Gibbsovou energiou reakcie:
AG0 T< 0 – прямая реакция протекает
ΔG 0 Т > 0 – priama reakcia nie je možná
na stupni rozomletia reagujúcich látok, keďže síra aj kovy reagujú hlavne v pevnom stave.
Sú uvedené termodynamické charakteristiky niektorých reakcií medzi sírou a kovmi na snímke 4
Tabuľka ukazuje, že interakcia síry s kovmi na začiatku série napätí a s nízkoaktívnymi kovmi je termodynamicky možná.
Síra je teda pri zahrievaní pomerne aktívnym nekovom, ktorý je schopný reagovať s kovmi vysokej aktivity (alkalické) aj nízkej aktivity (striebro, meď).
Štúdium interakcie síry s kovmi
Výber systémov pre výskum
Na štúdium interakcie síry s kovmi boli vybrané systémy, ktoré zahŕňali kovy nachádzajúce sa na rôznych miestach série Beketov a majúce rôzne aktivity.
Ako podmienky výberu boli identifikované tieto kritériá: rýchlosť implementácie, jasnosť, úplnosť reakcie, relatívna bezpečnosť, reprodukovateľnosť výsledku, látky sa musia výrazne líšiť fyzikálnymi vlastnosťami, dostupnosť látok v školskom laboratóriu, existujú úspešné pokusy o prenos interakcie síry so špecifickými kovmi.
Na posúdenie reprodukovateľnosti reakcií sa každý experiment uskutočnil trikrát.
Na základe týchto kritérií boli pre experiment vybrané nasledujúce reakčné systémy:
SÍRA A MEĎ Cu + S = CuS + 79 kJ/mol
Metodika a očakávaný efekt
Vezmite 4 g síry vo forme prášku a nalejte ju do skúmavky. Zahrejte síru v skúmavke do varu. Potom vezmite medený drôt a zohrejte ho nad plameňom. Keď sa síra roztopí a vrie, vložte do nej medený drôt
Ocakavane vysledky:Skúmavka je naplnená hnedými parami, drôt sa zahrieva a „horí“ za vzniku krehkého sulfidu.
2. Interakcia síry s meďou.
K spontánnemu zahrievaniu medi tiež nedošlo. Pri pridávaní kyseliny chlorovodíkovej sa nepozoroval žiadny významný vývoj plynu.
SÍRA A ŽELEZO Fe + S = FeS + 100,4 kJ/mol
Metodika a očakávaný efekt
Vezmite 4 g práškovej síry a 7 g práškového železa a premiešajte. Výslednú zmes nalejte do skúmavky. Látky zohrejeme v skúmavke
Ocakavane vysledky:Dochádza k silnému samovoľnému zahrievaniu zmesi. Výsledný sulfid železa sa speká. Látka nie je oddelená vodou a nereaguje na magnet.
1. Interakcia síry so železom.
Je takmer nemožné uskutočniť reakciu na výrobu sulfidu železa v laboratórnych podmienkach, je veľmi ťažké určiť, kedy látky úplne zreagovali; Výsledná látka sa skontrolovala, či ide o sulfid železa. Na to sme použili HCl. Keď sme na látku nakvapkali kyselinu chlorovodíkovú, začala peniť a uvoľňoval sa sírovodík.
SÍRA A SODÍK 2Na + S = Na2S + 370,3 kJ/mol
Metodika a očakávaný efekt
Vezmite 4 g práškovej síry a nalejte ju do mažiara a dobre rozdrvte
Odrežte kúsok sodíka s hmotnosťou asi 2 g. Odrežte oxidový film a rozdrvte ich.
Ocakavane vysledky:Reakcia prebieha rýchlo a je možné samovznietenie reakčných činidiel.
3. Interakcia síry so sodíkom.
Interakcia síry so sodíkom je sama o sebe nebezpečným a nezabudnuteľným experimentom. Po pár sekundách trenia vyleteli prvé iskry a sodík a síra v mažiari vzplanuli a začali horieť. Pri interakcii produktu s kyselinou chlorovodíkovou sa aktívne uvoľňuje sírovodík.
SÍRA A ZINOK Zn + S = ZnS + 209 kJ/mol
Metodika a očakávaný efekt
Vezmite práškovú síru a zinok, každý po 4 g, a premiešajte látky. Hotovú zmes nalejte na azbestovú sieťku. K látkam privádzame horúcu fakľu
Ocakavane vysledky:Reakcia neprebieha okamžite, ale prudko a vzniká zelenomodrý plameň.
4. Interakcia síry so zinkom.
Reakcia sa začína veľmi ťažko; jej iniciácia vyžaduje použitie silných oxidačných činidiel alebo vysokej teploty. Látky vzplanú zeleno-modrým plameňom. Keď plameň zhasne, na tomto mieste zostane zvyšok pri interakcii s kyselinou chlorovodíkovou sa mierne uvoľňuje sírovodík.
SÍRA A HLINÍK 2Al + 3S = Al2S3 + 509,0 kJ/mol
Metodika a očakávaný efekt
Vezmite práškovú síru s hmotnosťou 4 g a hliník s hmotnosťou 2,5 g a premiešajte. Výslednú zmes položte na azbestovú sieť. Zmes zapálime horiacim horčíkom
Ocakavane vysledky:Keď dôjde k reakcii, dôjde k záblesku.
5. Interakcia síry s hliníkom.
Reakcia vyžaduje pridanie silného oxidačného činidla ako iniciátora. Po zapálení horiacim horčíkom došlo k silnému záblesku žlto-bielej farby, sírovodík sa uvoľňuje pomerne aktívne.
SÍRA A HORČÍK Mg + S = MgS + 346,0 kJ/mol
Metodika a očakávaný efekt
Vezmite hobliny horčíka 2,5 g a práškovú síru 4 g a premiešajte
Výslednú zmes položte na azbestovú sieť. Do výslednej zmesi vložíme oštiepok.
Ocakavane vysledky:Reakcia spôsobí silný záblesk.
4. Interakcia síry s horčíkom.
Reakcia vyžaduje pridanie čistého horčíka ako iniciátora. Dochádza k silnému záblesku belavej farby, aktívne sa uvoľňuje sírovodík.
Záver
Reakcia na výrobu sulfidu železa nebola dokončená, pretože zvyšok zostal vo forme zmesi plastovej síry a železa.
Najaktívnejšie uvoľňovanie sírovodíka bolo pozorované v sulfide sodnom a v sulfidoch horčíka a hliníka.
Sírnik meďnatý mal menej aktívne uvoľňovanie sírovodíka.
Vykonávanie pokusov na získanie sulfidu sodného je nebezpečné a neodporúča sa v školskom laboratóriu.
Reakcie na produkciu sulfidov hliníka, horčíka a zinku sú najvhodnejšie na realizáciu v školských podmienkach.
Očakávané a skutočné výsledky sa zhodovali, keď síra interagovala so sodíkom, horčíkom a hliníkom.
Záver
Napriek existujúcim odporúčaniam na demonštráciu interakcie železa so sírou ako príklad na ilustráciu chemických javov a oxidačných vlastností síry na stredoškolskom kurze chémie, samotná realizácia takéhoto experimentu často nie je sprevádzaná viditeľným efektom.
Pri určovaní alternatívy k tejto demonštrácii boli vybrané systémy, ktoré spĺňali požiadavky viditeľnosti, bezpečnosti a dostupnosti reagujúcich látok v školskom laboratóriu. Ako možné možnosti boli vybrané reakčné systémy síry s meďou, železom, zinkom, horčíkom, hliníkom a sodíkom, čo nám umožnilo vyhodnotiť efektivitu využitia reakcie síry s rôznymi kovmi ako demonštračné pokusy na hodinách chémie.
Na základe výsledkov experimentov sa zistilo, že na tieto účely je najoptimálnejšie použiť reakčné systémy síry s kovmi strednej až vysokej aktivity (horčík, hliník).
Na základe vykonaných experimentov bolo vytvorené video demonštrujúce oxidačné vlastnosti síry na príklade jej interakcie s kovmi, čo umožňuje opísať tieto vlastnosti bez vykonania experimentu v plnom rozsahu. Ako dodatočná pomôcka bola vytvorená webová stránka ( ), ktorá okrem iného prezentuje výsledky štúdie vo vizuálnej podobe.
Výsledky štúdie sa môžu stať základom pre hlbšie štúdium charakteristík chemických vlastností nekovov, chemickej kinetiky a termodynamiky.
DEFINÍCIA
Železo- prvok ôsmej skupiny štvrtej periódy Periodickej sústavy chemických prvkov od D. I. Mendelejeva.
A číslo zväzku je 26. Symbol je Fe (lat. „ferrum“). Jeden z najbežnejších kovov v zemskej kôre (druhé miesto po hliníku).
Fyzikálne vlastnosti železa
Železo je šedý kov. Vo svojej čistej forme je celkom mäkký, poddajný a viskózny. Elektronická konfigurácia vonkajšej energetickej hladiny je 3d 6 4 s 2. Železo vo svojich zlúčeninách vykazuje oxidačné stavy „+2“ a „+3“. Teplota topenia železa je 1539 C. Železo tvorí dve kryštalické modifikácie: α- a γ-železo. Prvý z nich má kubickú mriežku centrovanú na telo, druhý má kubickú mriežku centrovanú tvárou. α-Železo je termodynamicky stabilné v dvoch teplotných rozsahoch: pod 912 a od 1394 °C do bodu topenia. Medzi 912 a 1394C je γ-železo stabilné.
Mechanické vlastnosti železa závisia od jeho čistoty - obsahu aj veľmi malých množstiev iných prvkov v ňom. Pevné železo má v sebe schopnosť rozpúšťať mnohé prvky.
Chemické vlastnosti železa
Vo vlhkom vzduchu železo rýchlo hrdzavie, t.j. pokrytý hnedým povlakom hydratovaného oxidu železa, ktorý vďaka svojej drobivosti nechráni železo pred ďalšou oxidáciou. Vo vode železo intenzívne koroduje; s bohatým prístupom kyslíka vznikajú hydrátové formy oxidu železitého:
2Fe + 3/202 + nH20 = Fe203 x H20.
Pri nedostatku kyslíka alebo sťaženom prístupe vzniká zmiešaný oxid (II, III) Fe 3 O 4:
3Fe + 4H20 (v) ↔ Fe304 + 4H 2.
Železo sa rozpúšťa v kyseline chlorovodíkovej akejkoľvek koncentrácie:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2.
Rozpúšťanie v zriedenej kyseline sírovej prebieha podobne:
Fe + H2S04 = FeS04 + H2.
V koncentrovaných roztokoch kyseliny sírovej sa železo oxiduje na železo (III):
2Fe + 6H2S04 = Fe2(S04)3 + 3S02 + 6H20.
V kyseline sírovej, ktorej koncentrácia sa blíži k 100 %, sa však železo stáva pasívnym a prakticky nedochádza k žiadnej interakcii. Železo sa rozpúšťa v zriedených a stredne koncentrovaných roztokoch kyseliny dusičnej:
Fe + 4HN03 = Fe(N03)3 + NO + 2H20.
Pri vysokých koncentráciách kyseliny dusičnej sa rozpúšťanie spomaľuje a železo sa stáva pasívnym.
Rovnako ako ostatné kovy, železo reaguje s jednoduchými látkami. Pri zahrievaní dochádza k reakciám medzi železom a halogénmi (bez ohľadu na typ halogénu). K interakcii železa s brómom dochádza pri zvýšenom tlaku pár brómu:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3;
3Fe + 4I 2 = Fe 3 I 8.
K interakcii železa so sírou (práškom), dusíkom a fosforom dochádza aj pri zahrievaní:
6Fe + N2 = 2Fe3N;
2Fe + P = Fe2P;
3Fe + P = Fe3P.
Železo je schopné reagovať s nekovmi, ako je uhlík a kremík:
3Fe + C = Fe3C;
Medzi reakciami interakcie železa s komplexnými látkami zohrávajú osobitnú úlohu nasledujúce reakcie - železo je schopné redukovať kovy, ktoré sú v rade aktivít napravo od neho, z roztokov solí (1), redukujúcich zlúčeniny železa (III) ( 2):
Fe + CuS04 = FeS04 + Cu (1);
Fe + 2FeCl3 = 3FeCl2 (2).
Železo pri zvýšenom tlaku reaguje s nesoľnotvorným oxidom - CO za vzniku látok komplexného zloženia - karbonylov - Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 a Fe 3 (CO) 12.
Železo je v neprítomnosti nečistôt stabilné vo vode a v zriedených alkalických roztokoch.
Získanie železa
Hlavnou metódou získavania železa je zo železnej rudy (hematit, magnetit) alebo elektrolýza roztokov jej solí (v tomto prípade sa získa „čisté“ železo, t. j. železo bez nečistôt).
Príklady riešenia problémov
PRÍKLAD 1
| Cvičenie | Železný kameň Fe304 s hmotnosťou 10 g sa najskôr spracoval so 150 ml roztoku kyseliny chlorovodíkovej (hustota 1,1 g/ml) s hmotnostným podielom chlorovodíka 20 % a potom sa k výslednému roztoku pridal nadbytok železa. Určte zloženie roztoku (v % hmotnosti). |
| Riešenie | Napíšme reakčné rovnice podľa podmienok úlohy: 8HCl + Fe304 = FeCl2 + 2FeCl3 + 4H20 (1); 2FeCl3 + Fe = 3FeCl2 (2). Keď poznáte hustotu a objem roztoku kyseliny chlorovodíkovej, môžete nájsť jeho hmotnosť: msol (HCl) = V(HCl) x p (HCl); msol (HCl) = 150 x 1,1 = 165 g. Vypočítajme hmotnosť chlorovodíka: m(HCl) = msol (HCl) xco(HCl)/100 %; m(HCI) = 165 x 20 %/100 % = 33 g. Molová hmotnosť (hmotnosť jedného mólu) kyseliny chlorovodíkovej vypočítaná pomocou tabuľky chemických prvkov od D.I. Mendelejev – 36,5 g/mol. Poďme zistiť množstvo chlorovodíka: v(HCl) = m(HCl)/M(HCl); v(HCl) = 33/36,5 = 0,904 mol. Molová hmotnosť (hmotnosť jedného mólu) stupnice vypočítaná pomocou tabuľky chemických prvkov od D.I. Mendelejev – 232 g/mol. Poďme zistiť množstvo látky vodného kameňa: v(Fe304) = 10/232 = 0,043 mol. Podľa rovnice 1 v(HCl): v(Fe304) = 1:8, teda v(HCl) = 8 v(Fe304) = 0,344 mol. Potom bude množstvo chlorovodíka vypočítané podľa rovnice (0,344 mol) menšie ako množstvo uvedené v probléme (0,904 mol). Preto je kyseliny chlorovodíkovej v nadbytku a dôjde k ďalšej reakcii: Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 (3). Určme množstvo látky chloridu železitého vytvoreného v dôsledku prvej reakcie (na označenie konkrétnej reakcie používame indexy): vi (FeCl2):v(Fe203) = 1:1 = 0,043 mol; v1(FeCl3):v(Fe203) = 2:1; vi (FeCl3) = 2 x v (Fe203) = 0,086 mol. Určme množstvo chlorovodíka, ktorý nezreagoval v reakcii 1 a množstvo chloridu železitého vytvoreného počas reakcie 3: v rem (HCl) = v(HCl) – v1 (HCl) = 0,904 – 0,344 = 0,56 mol; v3 (FeCl2): vrem (HCl) = 1:2; v3 (FeCl2) = 1/2 x vrem (HCl) = 0,28 mol. Určme množstvo látky FeCl 2 vzniknutej pri reakcii 2, celkové množstvo látky FeCl 2 a jej hmotnosť: v2 (FeCl3) = v1 (FeCl3) = 0,086 mol; v2(FeCI2): v2(FeCI3) = 3:2; v2 (FeCI2) = 3/2 x v2 (FeCI3) = 0,129 mol; v súčet (FeCl2) = v1 (FeCl2) + v2 (FeCl2) + v3 (FeCl2) = 0,043 + 0,129 + 0,28 = 0,452 mol; m(FeCl2) = v súčet (FeCl2) x M(FeCl2) = 0,452 x 127 = 57,404 g. Určme látkové množstvo a hmotnosť železa, ktoré vstúpilo do reakcií 2 a 3: v2 (Fe): v2 (FeCl3) = 1:2; v2 (Fe) = 1/2 x v2 (FeCI3) = 0,043 mol; v3 (Fe): vrem (HCl) = 1:2; v3(Fe) = 1/2xv rem (HCl) = 0,28 mol; v súčet (Fe) = v2 (Fe) + v3 (Fe) = 0,043 + 0,28 = 0,323 mol; m(Fe) = v súčet (Fe) x M(Fe) = 0,323 x 56 = 18,088 g. Vypočítajme množstvo látky a hmotnosť vodíka uvoľneného v reakcii 3: v(H2) = 1/2 x rem (HCl) = 0,28 mol; m(H2) = v(H2) x M(H2) = 0,28 x 2 = 0,56 g. Určíme hmotnosť výsledného roztoku m’sol a hmotnostný zlomok FeCl 2 v ňom: m'sol = msol (HCl) + m(Fe304) + m(Fe) – m(H2); |
Chemické vlastnosti železa Pozrime sa na príklad jeho interakcie s typickými nekovmi – sírou a kyslíkom.
Zmiešajte železo a síru rozdrvenú na prášok v Petriho miske. Oceľovú pletaciu ihlicu zohrejeme v plameni a dotkneme sa jej zmesi činidiel. Prudká reakcia medzi železom a sírou je sprevádzaná uvoľňovaním tepelnej a svetelnej energie. Pevný produkt interakcie týchto látok, sulfid železitý, je čierny. Na rozdiel od železa ho nepriťahuje magnet.
Železo reaguje so sírou za vzniku sulfidu železnatého. Vytvorme rovnicu reakcie:
Reakcia železa s kyslíkom tiež vyžaduje predhrievanie. Nasypte kremenný piesok do hrubostennej nádoby. Zohrejte zväzok veľmi tenkého železného drôtu - takzvanej železnej vlny - v plameni horáka. Umiestnite horúci drôt do nádoby obsahujúcej kyslík. Železo horí oslnivým plameňom, rozptyľuje iskry - horúce častice železného kameňa Fe 3 O 4.
K rovnakej reakcii dochádza aj na vzduchu, keď sa oceľ počas obrábania veľmi zahrieva trením.
Keď železo horí v kyslíku alebo vo vzduchu, vytvára sa železný kameň:
3Fe + 202 = Fe304, Materiál zo stránky
alebo 3Fe + 202 = FeO. Fe203.
Železný kameň je zlúčenina, v ktorej má železo rôzne valenčné hodnoty.
Prechod oboch reakcií spojenia je sprevádzaný uvoľňovaním tepelnej a svetelnej energie.
Na tejto stránke sú materiály k nasledujúcim témam:
Aký typ reakcie je sulfid železa s kyslíkom?
Napíšte rovnicu medzi železom a sírou
Úroveň reakcií železa s kyslíkom
Príklad chemickej reakcie medzi železom a sírou
Rovnica pre interakciu kyslíka so železom
Otázky k tomuto materiálu:
Železo je prvkom vedľajšej podskupiny ôsmej skupiny štvrtej periódy periodického systému chemických prvkov D.I. Mendelejeva s atómovým číslom 26. Označuje sa symbolom Fe (lat. Ferrum). Jeden z najbežnejších kovov v zemskej kôre (druhé miesto po hliníku). Stredne aktívny kov, redukčné činidlo.
Hlavné oxidačné stavy - +2, +3
Jednoduchá látka železo je kujný strieborno-biely kov s vysokou chemickou reaktivitou: železo rýchlo koroduje pri vysokých teplotách alebo vysokej vlhkosti vzduchu. Železo horí v čistom kyslíku a v jemne rozptýlenom stave sa na vzduchu samovoľne vznieti.
Chemické vlastnosti jednoduchej látky - železa:
Hrdzavie a horí v kyslíku
1) Na vzduchu železo v prítomnosti vlhkosti ľahko oxiduje (hrdzavie):
4Fe + 302 + 6H20 -> 4Fe(OH) 3
Horúci železný drôt horí v kyslíku a vytvára vodný kameň - oxid železitý (II, III):
3Fe + 202 → Fe304
3Fe+202 →(FeIIFe2III)04 (160 °C)
2) Pri vysokých teplotách (700–900 °C) železo reaguje s vodnou parou:
3Fe + 4H20 – t° → Fe304 + 4H2
3) Železo pri zahrievaní reaguje s nekovmi:
2Fe+3Cl2 →2FeCl3 (200 °C)
Fe + S – t° → FeS (600 °C)
Fe+2S → Fe +2 (S2-1) (700°C)
4) V napäťovom rade je vľavo od vodíka, reaguje so zriedenými kyselinami HCl a H 2 SO 4 a tvoria sa železnaté soli a uvoľňuje sa vodík:
Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (reakcie prebiehajú bez prístupu vzduchu, inak sa Fe +2 postupne premieňa kyslíkom na Fe +3)
Fe + H 2 SO 4 (zriedené) → FeSO 4 + H 2
V koncentrovaných oxidačných kyselinách sa železo rozpúšťa len pri zahriatí a okamžite sa premieňa na katión Fe 3+:
2Fe + 6H2S04 (konc.) – t° → Fe2 (SO4)3 + 3SO2 + 6H20
Fe + 6HNO 3 (konc.) – t° → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
(v chlade koncentrovaná kyselina dusičná a sírová pasivovať
Železný klinec ponorený do modrastého roztoku síranu meďnatého sa postupne pokryje vrstvou červenej kovovej medi.
5) Železo vytláča kovy nachádzajúce sa napravo od roztokov ich solí.
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu
Amfotérne vlastnosti železa sa prejavujú iba v koncentrovaných zásadách počas varu:
Fe + 2NaOH (50 %) + 2H20= Na2↓+ H2
a vytvorí sa zrazenina tetrahydroxoferátu sodného (II).
Technický hardvér- zliatiny železa a uhlíka: liatina obsahuje 2,06-6,67% C, oceľ 0,02-2,06% C, často sú prítomné ďalšie prírodné nečistoty (S, P, Si) a umelo zavádzané špeciálne prísady (Mn, Ni, Cr), čo dodáva zliatinám železa technicky užitočné vlastnosti - tvrdosť, tepelná a korózna odolnosť, kujnosť atď. . .
Proces výroby vysokopecného železa
Proces výroby liatiny vo vysokej peci pozostáva z nasledujúcich etáp:
a) príprava (praženie) sulfidových a uhličitanových rúd - konverzia na oxidovú rudu:
FeS2 →Fe203 (0 2800 °C, -S02) FeC03 →Fe203 (0 2500-600 °C, -C02)
b) spaľovanie koksu horúcim vzduchom:
C (koks) + O 2 (vzduch) → CO 2 (600 - 700 ° C) CO 2 + C (koks) ⇌ 2 CO (700 - 1 000 ° C)
c) redukcia oxidovej rudy oxidom uhoľnatým CO postupne:
Fe203 →(CO)(Fe II Fe 2 III) O 4 →(CO) FeO →(CO) Fe
d) nauhličovanie železa (do 6,67 % C) a tavenie liatiny:
Fe (t ) →(C(koks)900-1200 °C) Fe (kvapalné) (liatina, bod topenia 1145°C)
Liatina vždy obsahuje cementit Fe 2 C a grafit vo forme zŕn.
Výroba ocele
Konverzia liatiny na oceľ sa uskutočňuje v špeciálnych peciach (konvertorové, otvorené ohnisko, elektrické), ktoré sa líšia spôsobom ohrevu; procesná teplota 1700-2000 °C. Fúkanie vzduchu obohateného kyslíkom vedie k vyhoreniu prebytočného uhlíka, ako aj síry, fosforu a kremíka vo forme oxidov z liatiny. V tomto prípade sú oxidy buď zachytávané vo forme výfukových plynov (CO 2, SO 2), alebo sú viazané do ľahko separovateľnej trosky - zmesi Ca 3 (PO 4) 2 a CaSiO 3. Na výrobu špeciálnych ocelí sa do pece zavádzajú legujúce prísady iných kovov.
Potvrdeniečisté železo v priemysle - elektrolýza roztoku solí železa, napr.
FeСl 2 → Fe↓ + Сl 2 (90°С) (elektrolýza)
(existujú aj iné špeciálne metódy vrátane redukcie oxidov železa vodíkom).
Čisté železo sa používa pri výrobe špeciálnych zliatin, pri výrobe jadier elektromagnetov a transformátorov, liatina - pri výrobe odliatkov a ocele, oceľ - ako konštrukčné a nástrojové materiály vrátane odolných voči opotrebovaniu, teplu a korózii tie.
Oxid železitý F EO . Amfotérny oxid s vysokou prevahou základných vlastností. Čierna, má iónovú štruktúru Fe 2+ O 2-. Pri zahrievaní sa najskôr rozkladá a potom sa opäť tvorí. Nevzniká pri horení železa na vzduchu. Nereaguje s vodou. Rozkladá sa kyselinami, taví sa zásadami. Vo vlhkom vzduchu pomaly oxiduje. Redukovaný vodíkom a koksom. Podieľa sa na vysokopecnom procese tavenia železa. Používa sa ako zložka keramiky a minerálnych farieb. Rovnice najdôležitejších reakcií:
4FeO ⇌(Fe II Fe 2 III) + Fe (560-700 °C, 900-1000 °C)
FeO + 2HC1 (zriedený) = FeCl2 + H20
FeO + 4HN03 (konc.) = Fe(N03)3 +N02 + 2H20
FeO + 4NaOH = 2H20+ Na 4FeO3 (červená.) trioxoferrát (II)(400-500 °C)
FeO + H2 = H20 + Fe (extra čisté) (350 °C)
FeO + C (koks) = Fe + CO (nad 1000 °C)
FeO + CO = Fe + CO2 (900 °C)
4FeO + 2H20 (vlhkosť) + O2 (vzduch) →4FeO(OH) (t)
6FeO + O2 = 2(FeIIFe2III)04 (300-500 °C)
Potvrdenie V laboratóriách: tepelný rozklad zlúčenín železa (II) bez prístupu vzduchu:
Fe(OH)2 = FeO + H20 (150-200 °C)
FeCO3 = FeO + C02 (490-550 °C)
Oxid železitý - železo ( II ) ( Fe II Fe 2 III) O 4 . Dvojitý oxid. Čierna, má iónovú štruktúru Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Tepelne stabilný až do vysokých teplôt. Nereaguje s vodou. Rozkladá sa kyselinami. Redukované vodíkom a horúcim železom. Podieľa sa na vysokopecnom procese výroby liatiny. Používa sa ako zložka minerálnych farieb ( červené olovo), keramika, farebný cement. Produkt špeciálnej oxidácie povrchu oceľových výrobkov ( černanie, modranie). Zloženie zodpovedá hnedej hrdzi a tmavým šupinám na železe. Použitie hrubého vzorca Fe 3 O 4 sa neodporúča. Rovnice najdôležitejších reakcií:
2(FeIIFe2III)04 = 6FeO + O2 (nad 1538 °C)
(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8НС1 (zried.) = FeС1 2 + 2FeС1 3 + 4Н 2 O
(Fe2Fe2III)04+10HN03 (konc.) = 3Fe(N03)3 + N02 + 5H20
(Fe2Fe2III)04 + O2 (vzduch) = 6 Fe203 (450-600 °C)
(Fe2Fe2III)04 + 4H2 = 4H20 + 3Fe (extra čistý, 1000 °C)
(Fe2Fe2III)04 + CO = 3 FeO + C02 (500-800 °C)
(Fe II Fe 2 III) O4 + Fe ⇌4FeO (900-1000 °C, 560-700 °C)
Potvrdenie: spaľovanie železa (pozri) vo vzduchu.
magnetit.
Oxid železitý F e203 . Amfotérny oxid s prevahou základných vlastností. Červenohnedý, má iónovú štruktúru (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Tepelne stabilný do vysokých teplôt. Nevzniká pri horení železa na vzduchu. Nereaguje s vodou, z roztoku sa vyzráža hnedý amorfný hydrát Fe 2 O 3 nH 2 O Pomaly reaguje s kyselinami a zásadami. Redukované oxidom uhoľnatým, roztaveným železom. Poistky s oxidmi iných kovov a tvoria dvojité oxidy - spinely(technické výrobky sa nazývajú ferity). Používa sa ako surovina pri tavení liatiny vo vysokopecnom procese, katalyzátor pri výrobe čpavku, zložka keramiky, farebných cementov a minerálnych farieb, pri termitovom zváraní oceľových konštrukcií, ako nosič zvuku a obraz na magnetických páskach, ako prostriedok na leštenie ocele a skla.
Rovnice najdôležitejších reakcií:
6Fe203 = 4(FeIIFe2III)04+02 (1200-1300 °C)
Fe 2 O 3 + 6НС1 (zried.) →2FeС1 3 + ЗН 2 O (t) (600°С,р)
Fe203 + 2NaOH (konc.) ->H20+ 2 NAFeO 2 (červená)dioxoferát (III)
Fe203 + MO = (M II Fe2 II I) O4 (M = Cu, Mn, Fe, Ni, Zn)
Fe203 + ZN2 = ZN20+ 2Fe (extra čistý, 1050-1100 °C)
Fe203 + Fe = 3FeO (900 °C)
3Fe203 + CO = 2(FeIIFe2III)04 + CO2 (400-600 °C)
Potvrdenie v laboratóriu - tepelný rozklad železitých solí na vzduchu:
Fe2(S04)3 = Fe203 + 3S03 (500-700 °C)
4(Fe(N03)39H20) = 2Fea03 + 12N02 + 302 + 36H20 (600-700 °C)
V prírode - rudy oxidu železa hematit Fe203 a limonit Fe203 nH20
Hydroxid železitý F e(OH)2. Amfotérny hydroxid s prevahou zásaditých vlastností. Biele (niekedy so zelenkastým odtieňom), väzby Fe-OH sú prevažne kovalentné. Tepelne nestabilné. Ľahko oxiduje na vzduchu, najmä ak je vlhký (stmavne). Nerozpustný vo vode. Reaguje so zriedenými kyselinami a koncentrovanými zásadami. Typický reduktor. Medziprodukt pri hrdzavení železa. Používa sa pri výrobe aktívnej hmoty železo-niklových batérií.
Rovnice najdôležitejších reakcií:
Fe(OH)2 = FeO + H20 (150-200 °C, atm.N2)
Fe(OH)2 + 2HC1 (ried.) = FeCl2 + 2H20
Fe(OH)2 + 2NaOH (> 50 %) = Na2 ↓ (modro-zelený) (vriaci)
4Fe(OH)2 (suspenzia) + O2 (vzduch) →4FeO(OH)↓ + 2H20 (t)
2Fe(OH)2 (suspenzia) +H202 (zriedený) = 2FeO(OH)↓ + 2H20
Fe(OH)2 + KNO3 (konc.) = FeO(OH)↓ + NO+ KOH (60 °C)
Potvrdenie: vyzrážanie z roztoku s alkáliami alebo hydrátom amoniaku v inertnej atmosfére:
Fe2+ + 2OH (ried.) = Fe(OH)2↓
Fe2+ + 2(NH3H20)= Fe(OH)2↓+ 2NH4
Metahydroxid železa F eO(OH). Amfotérny hydroxid s prevahou zásaditých vlastností. Svetlohnedé väzby Fe - O a Fe - OH sú prevažne kovalentné. Pri zahrievaní sa rozkladá bez roztavenia. Nerozpustný vo vode. Z roztoku sa vyzráža vo forme hnedého amorfného polyhydrátu Fe 2 O 3 nH 2 O, ktorý sa udržiavaním v zriedenom alkalickom roztoku alebo sušením mení na FeO(OH). Reaguje s kyselinami a pevnými zásadami. Slabé oxidačné a redukčné činidlo. Spekané s Fe(OH)2. Medziprodukt pri hrdzavení železa. Používa sa ako základ pre žlté minerálne farby a emaily, absorbér odpadových plynov a katalyzátor v organickej syntéze.
Zlúčenina so zložením Fe(OH)3 je neznáma (nezískané).
Rovnice najdôležitejších reakcií:
Fe203. nH20→( 200-250 °C, —H 2 O) FeO(OH)→( 560-700 °C na vzduchu, -H2O)→Fe2O3
FeO(OH) + ZNS1 (ried.) = FeC13 + 2H20
FeO(OH)→ Fe 2 O 3 . nH 2 O- koloidný(NaOH (konc.))
FeO(OH)→ Na 3 [Fe(OH)6]biely Na5 a K4; v oboch prípadoch sa vyzráža modrý produkt rovnakého zloženia a štruktúry, KFe III. V laboratóriu sa táto zrazenina nazýva Pruská modrá, alebo turnbull modrý:
Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓
Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓
Chemické názvy východiskových činidiel a reakčných produktov:
K 3 Fe III - hexakyanoželezitan draselný (III)
K 4 Fe III - hexakyanoželezitan draselný (II)
КFe III - hexakyanoželezitan draselný (II) železo (III)
Okrem toho je dobrým činidlom pre ióny Fe 3+ tiokyanátový ión NСS -, spája sa s ním železo (III) a objaví sa jasne červená („krvavá“) farba:
Fe 3+ + 6NCS - = 3-
Toto činidlo (napríklad vo forme soli KNCS) dokáže dokonca detekovať stopy železa (III) vo vode z vodovodu, ak prechádza cez železné rúry potiahnuté zvnútra hrdzou.
