Uvod

Preučevanje kemijskih lastnosti posameznih elementov je sestavni del tečaja kemije v sodobni šoli, ki na podlagi induktivnega pristopa omogoča predpostavko o značilnostih kemijske interakcije elementov na podlagi njihove fizikalne in kemijske značilnosti. Vendar pa zmogljivosti šolskega kemijskega laboratorija ne omogočajo vedno v celoti dokazati odvisnosti kemijskih lastnosti elementa od njegovega položaja v periodnem sistemu kemijskih elementov in strukturnih značilnosti preprostih snovi.

Kemijske lastnosti žvepla se uporabljajo tako na začetku tečaja kemije za prikaz razlike med kemijskimi pojavi od fizikalnih kot tudi pri preučevanju značilnosti posameznih kemičnih elementov. Najpogosteje smernice priporočajo prikaz interakcije žvepla z železom, kot primer kemijskih pojavov in primer oksidativnih lastnosti žvepla. Toda v večini primerov se ta reakcija sploh ne pojavi ali pa rezultatov njenega pojava ni mogoče oceniti s prostim očesom. Za različne možnosti izvajanja tega poskusa je pogosto značilna nizka ponovljivost rezultatov, kar ne omogoča njihove sistematične uporabe pri karakterizaciji zgornjih procesov. Zato je pomembno poiskati možnosti, ki bi lahko ponudile alternativo prikazu procesa interakcije železa z žveplom, primerno značilnostim šolskega kemijskega laboratorija.

Cilj: Raziščite možnost izvajanja reakcij, ki vključujejo interakcijo žvepla s kovinami v šolskem laboratoriju.

Naloge:

Določite glavne fizikalne in kemijske lastnosti žvepla;

Analizirati pogoje za potek in pojav reakcij medsebojnega delovanja žvepla s kovinami;

Preučite znane metode za interakcijo žvepla s kovinami;

Izberite sisteme za izvajanje reakcij;

Ocenite ustreznost izbranih reakcij razmeram v šolskem kemijskem laboratoriju.

Predmet študija: reakcija med žveplom in kovinami

Predmet študija: izvedljivost reakcij interakcije žvepla s kovinami v šolskem laboratoriju.

Hipoteza: Alternativa interakciji železa z žveplom v šolskem kemijskem laboratoriju bo kemijska reakcija, ki izpolnjuje zahteve glede jasnosti, ponovljivosti, relativne varnosti in razpoložljivosti reagirajočih snovi.

Naše delo želimo začeti s kratkim opisom žvepla:

Položaj v periodnem sistemu: žveplo je v 3. periodi, VI skupini, glavni (A) podskupini, spada med s-elemente.

Atomsko število žvepla je 16, zato je naboj žveplovega atoma + 16, število elektronov je 16. Trije elektronski nivoji na zunanjem nivoju so 6 elektronov

Diagram razporeditve elektronov po nivojih:

16 S )))
2 8 6

Jedro žveplovega atoma 32 S vsebuje 16 protonov (enakih naboju jedra) in 16 nevtronov (atomska masa minus število protonov: 32 – 16 = 16).

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

Tabela 1

Vrednosti ionizacijskih potencialov atoma žvepla

Ionizacijski potencial

Energija (eV)

Žveplo v mrazu precej inerten (energijsko se kombinira samo z fluor), vendar pri segrevanju postane zelo kemično aktiven - reagira s halogeni(razen joda), kisik, vodik in s skoraj vsemi kovinami. Kot rezultat reakcije slednja vrsta proizvaja ustrezne žveplove spojine.

Reaktivnost žvepla, tako kot katerega koli drugega elementa, pri interakciji s kovinami je odvisna od:

aktivnost reagirajočih snovi. Na primer, žveplo bo najbolj aktivno delovalo z alkalijskimi kovinami

na temperaturo reakcije. To je razloženo s termodinamičnimi značilnostmi procesa.

Termodinamična možnost spontanega poteka kemičnih reakcij pri standardnih pogojih je določena s standardno Gibbsovo energijo reakcije:

ΔG 0 T< 0 – прямая реакция протекает

ΔG 0 Т > 0 – neposredna reakcija ni mogoča

na stopnjo mletja reagirajočih snovi, saj žveplo in kovine reagirajo predvsem v trdnem stanju.

Podane so termodinamične značilnosti nekaterih reakcij med žveplom in kovinami v diapozitivu 4

Iz tabele je razvidno, da je termodinamično možna interakcija žvepla tako s kovinami na začetku niza napetosti kot z nizko aktivnimi kovinami.

Tako je žveplo pri segrevanju dokaj aktivna nekovina, ki lahko reagira s kovinami visoke aktivnosti (alkalne) in nizke aktivnosti (srebro, baker).

Študija interakcije žvepla s kovinami

Izbira sistemov za raziskovanje

Za preučevanje interakcije žvepla s kovinami so bili izbrani sistemi, ki so vključevali kovine, ki se nahajajo na različnih mestih serije Beketov in imajo različne aktivnosti.

Kot pogoje za izbiro so bili opredeljeni naslednji kriteriji: hitrost izvedbe, jasnost, popolnost reakcije, relativna varnost, ponovljivost rezultata, snovi se morajo opazno razlikovati po fizikalnih lastnostih, razpoložljivost snovi v šolskem laboratoriju, obstajajo uspešni poskusi prenosa. interakcije žvepla s posebnimi kovinami.

Za oceno ponovljivosti reakcij je bil vsak poskus izveden trikrat.

Na podlagi teh meril so bili za poskus izbrani naslednji reakcijski sistemi:

ŽVEPLO IN BAKER Cu + S = CuS + 79 kJ/mol

Metodologija in pričakovani učinek

Vzemite 4 g žvepla v obliki prahu in ga vlijte v epruveto. Žveplo v epruveti segrejemo do vrenja. Nato vzemite bakreno žico in jo segrejte nad ognjem. Ko se žveplo stopi in zavre, položite vanj bakreno žico

Pričakovani rezultati:Epruveta je napolnjena z rjavimi hlapi, žica se segreje in »zgori«, da nastane krhek sulfid.

2. Interakcija žvepla z bakrom.

Reakcija ni bila zelo jasna; tudi ni prišlo do spontanega segrevanja bakra. Pri dodajanju klorovodikove kisline ni bilo opaziti pomembnejšega razvijanja plina.

ŽVEPLOM IN ŽELEZOM Fe + S = FeS + 100,4 kJ/mol

Metodologija in pričakovani učinek

Vzemite 4 g žvepla v prahu in 7 g železa v prahu ter premešajte. Dobljeno zmes vlijemo v epruveto. Segrejmo snovi v epruveti

Pričakovani rezultati:Pride do močnega spontanega segrevanja mešanice. Nastali železov sulfid se sintra. Snov se ne loči z vodo in ne reagira na magnet.

1. Interakcija žvepla z železom.

Skoraj nemogoče je izvesti reakcijo za proizvodnjo železovega sulfida brez ostanka, zelo težko je določiti, kdaj so snovi popolnoma reagirale, spontanega segrevanja reakcijske zmesi ni. Nastalo snov so preverili, ali je železov sulfid. Za to smo uporabili HCl. Ko smo na snov kapnili klorovodikovo kislino, se je začela peniti in sproščal je vodikov sulfid.

ŽVEPLOM IN NATRIJEM 2Na + S = Na 2 S + 370,3 kJ/mol

Metodologija in pričakovani učinek

Vzemite 4 g žvepla v prahu in ga stresite v možnar ter dobro zmeljite

Odrežite kos natrija, ki tehta približno 2 g. Odrežite oksidni film in ju zdrobite.

Pričakovani rezultati:Reakcija poteka hitro in možen je spontani vžig reagentov.

3. Interakcija žvepla z natrijem.

Interakcija žvepla z natrijem je sama po sebi nevaren in nepozaben poskus. Po nekaj sekundah drgnjenja so poletele prve iskre, natrij in žveplo v malti sta se razplamtela in začela goreti. Pri interakciji produkta s klorovodikovo kislino se vodikov sulfid aktivno sprošča.

ŽVEPLOM IN CINKOM Zn + S = ZnS + 209 kJ/mol

Metodologija in pričakovani učinek

Vzemite žveplo v prahu in cink po 4 g in zmešajte snovi. Končano zmes vlijemo na azbestno mrežo. K snovem približamo vročo baklo

Pričakovani rezultati:Reakcija ne nastopi takoj, ampak burno in nastane zelenkastomoder plamen.

4. Interakcija žvepla s cinkom.

Reakcijo je zelo težko zagnati, njena iniciacija zahteva uporabo močnih oksidantov ali visoke temperature. Snovi vzplamtijo z zelenkasto modrim plamenom. Ko plamen ugasne, na tem mestu ostane ostanek, pri interakciji s klorovodikovo kislino se rahlo sprosti vodikov sulfid.

ŽVEPLO IN ALUMINIJ 2Al + 3S = Al 2 S 3 + 509,0 kJ/mol

Metodologija in pričakovani učinek

Vzamemo žveplo v prahu, ki tehta 4 g, in aluminij, ki tehta 2,5 g, in premešamo. Dobljeno mešanico položite na azbestno mrežo. Mešanico prižgite z gorečim magnezijem

Pričakovani rezultati:Ko pride do reakcije, se pojavi blisk.

5. Interakcija žvepla z aluminijem.

Reakcija zahteva dodatek močnega oksidanta kot iniciatorja. Po vžigu z gorečim magnezijem je prišlo do močnega bliska rumenkasto-bele barve, vodikov sulfid se sprošča precej aktivno.

ŽVEPLO IN MAGNEZIJ Mg + S = MgS + 346,0 kJ/mol

Metodologija in pričakovani učinek

Vzemite magnezijeve ostružke 2,5 g in žveplo v prahu 4 g ter premešajte

Dobljeno mešanico položite na azbestno mrežo. V nastalo mešanico prinesemo drobec.

Pričakovani rezultati:Reakcija povzroči močan blisk.

4. Interakcija žvepla z magnezijem.

Reakcija zahteva dodatek čistega magnezija kot iniciatorja. Pojavi se močan blisk belkaste barve, vodikov sulfid se aktivno sprošča.

Zaključek

Reakcija za proizvodnjo železovega sulfida ni bila dokončana, saj je ostal ostanek v obliki mešanice plastičnega žvepla in železa.

Najbolj aktivno sproščanje vodikovega sulfida so opazili pri natrijevem sulfidu ter magnezijevem in aluminijevem sulfidu.

Bakrov sulfid je imel manj aktivno sproščanje vodikovega sulfida.

Izvajanje poskusov za pridobivanje natrijevega sulfida je nevarno in ni priporočljivo v šolskem laboratoriju.

Za izvajanje v šolskih razmerah so najprimernejše reakcije nastajanja aluminijevih, magnezijevih in cinkovih sulfidov.

Pričakovani in dejanski rezultati so sovpadali, ko je žveplo medsebojno delovalo z natrijem, magnezijem in aluminijem.

Zaključek

Kljub obstoječim priporočilom za prikaz interakcije železa z žveplom kot primer za ponazoritev kemijskih pojavov in oksidativnih lastnosti žvepla v srednješolskem tečaju kemije, dejanska izvedba takšnega eksperimenta pogosto ne spremlja vidnega učinka.

Pri določanju alternative tej demonstraciji so bili izbrani sistemi, ki so ustrezali zahtevam vidnosti, varnosti in razpoložljivosti reagirajočih snovi v šolskem laboratoriju. Kot možne možnosti so bili izbrani reakcijski sistemi žvepla z bakrom, železom, cinkom, magnezijem, aluminijem in natrijem, kar nam omogoča, da ocenimo učinkovitost uporabe reakcije žvepla z različnimi kovinami kot demonstracijskih poskusov pri pouku kemije.

Na podlagi rezultatov poskusov je bilo ugotovljeno, da je za te namene najbolj optimalna uporaba reakcijskih sistemov žvepla s kovinami srednje visoke aktivnosti (magnezij, aluminij).

Na podlagi izvedenih eksperimentov je bil ustvarjen videoposnetek, ki prikazuje oksidativne lastnosti žvepla na primeru njegove interakcije s kovinami, kar omogoča opis teh lastnosti brez izvajanja eksperimenta v polnem obsegu. Kot dodatna pomoč je izdelana spletna stran ( ), ki med drugim v vizualni obliki predstavlja rezultate raziskave.

Rezultati študije lahko postanejo osnova za bolj poglobljeno študijo značilnosti kemijskih lastnosti nekovin, kemijske kinetike in termodinamike.

OPREDELITEV

Železo- element osme skupine četrtega obdobja periodnega sistema kemičnih elementov D. I. Mendelejeva.

In številka volumna je 26. Simbol je Fe (latinsko "ferrum"). Ena najpogostejših kovin v zemeljski skorji (na drugem mestu za aluminijem).

Fizikalne lastnosti železa

Železo je siva kovina. V svoji čisti obliki je precej mehka, voljna in viskozna. Elektronska konfiguracija zunanje energijske ravni je 3d 6 4s 2. Železo ima v svojih spojinah oksidacijski stopnji "+2" in "+3". Tališče železa je 1539C. Železo tvori dve kristalni modifikaciji: α- in γ-železo. Prvi od njih ima telesno centrirano kubično mrežo, drugi ima obrazno centrirano kubično mrežo. α-Železo je termodinamično stabilno v dveh temperaturnih območjih: pod 912 in od 1394C do tališča. Med 912 in 1394C je γ-železo stabilno.

Mehanske lastnosti železa so odvisne od njegove čistosti – vsebnosti tudi zelo majhnih količin drugih elementov v njem. Trdno železo ima sposobnost, da v sebi raztopi številne elemente.

Kemične lastnosti železa

V vlažnem zraku železo hitro zarjavi, t.j. prekrit z rjavo prevleko hidratiziranega železovega oksida, ki zaradi svoje drobljivosti ne ščiti železa pred nadaljnjo oksidacijo. V vodi železo močno korodira; z obilnim dostopom kisika nastanejo hidratne oblike železovega (III) oksida:

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

Ob pomanjkanju kisika ali težkem dostopu nastane mešani oksid (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2.

Železo se raztopi v klorovodikovi kislini katere koli koncentracije:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2.

Raztapljanje v razredčeni žveplovi kislini poteka podobno:

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

V koncentriranih raztopinah žveplove kisline se železo oksidira v železo (III):

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

Vendar pa v žveplovi kislini, katere koncentracija je blizu 100%, železo postane pasivno in praktično ne pride do interakcije. Železo se topi v razredčenih in zmerno koncentriranih raztopinah dušikove kisline:

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

Pri visokih koncentracijah dušikove kisline se raztapljanje upočasni in železo postane pasivno.

Tako kot druge kovine tudi železo reagira s preprostimi snovmi. Pri segrevanju pride do reakcij med železom in halogeni (ne glede na vrsto halogena). Interakcija železa z bromom se pojavi pri povečanem parnem tlaku slednjega:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3;

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

Interakcija železa z žveplom (prah), dušikom in fosforjem se pojavi tudi pri segrevanju:

6Fe + N 2 = 2Fe 3 N;

2Fe + P = Fe 2 P;

3Fe + P = Fe 3 P.

Železo lahko reagira z nekovinami, kot sta ogljik in silicij:

3Fe + C = Fe 3 C;

Med reakcijami interakcije železa s kompleksnimi snovmi imajo posebno vlogo naslednje reakcije - železo je sposobno reducirati kovine, ki so v nizu aktivnosti desno od njega, iz raztopin soli (1), redukcijo železovih (III) spojin ( 2):

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

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

Železo pri povišanem tlaku reagira z oksidom, ki ne tvori soli - CO, da tvori snovi kompleksne sestave - karbonile - Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 in Fe 3 (CO) 12.

Železo je brez primesi stabilno v vodi in v razredčenih alkalijskih raztopinah.

Pridobivanje železa

Glavna metoda pridobivanja železa je iz železove rude (hematit, magnetit) ali elektroliza raztopin njegovih soli (v tem primeru dobimo "čisto" železo, to je železo brez primesi).

Primeri reševanja problemov

PRIMER 1

telovadba

Železovo lestvico Fe 3 O 4 z maso 10 g smo najprej obdelali s 150 ml raztopine klorovodikove kisline (gostota 1,1 g/ml) z masnim deležem klorovodika 20 %, nato pa v nastalo raztopino dodali presežek železa. Določite sestavo raztopine (v masnih %).

rešitev

Zapišimo reakcijske enačbe glede na pogoje problema: 8HCl + Fe 3 O 4 = FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O (1); 2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 (2). Če poznate gostoto in prostornino raztopine klorovodikove kisline, lahko najdete njeno maso: m sol (HCl) = V(HCl) × ρ (HCl); m sol (HCl) = 150×1,1 = 165 g. Izračunajmo maso vodikovega klorida: m(HCl) = m sol (HCl) × ω(HCl)/100 %; m(HCl) = 165 × 20 %/100 % = 33 g. Molska masa (masa enega mola) klorovodikove kisline, izračunana s pomočjo tabele kemijskih elementov D.I. Mendelejev – 36,5 g/mol. Poiščimo količino vodikovega klorida: v(HCl) = m(HCl)/M(HCl); v(HCl) = 33/36,5 = 0,904 mol. Molska masa (masa enega mola) lestvice, izračunana s pomočjo tabele kemijskih elementov D.I. Mendelejev – 232 g/mol. Poiščimo količino snovi lestvice: v(Fe 3 O 4) = 10/232 = 0,043 mol. V skladu z enačbo 1 je v(HCl): v(Fe 3 O 4) = 1:8, zato je v(HCl) = 8 v(Fe 3 O 4) = 0,344 mol. Potem bo količina vodikovega klorida, izračunana z enačbo (0,344 mol), manjša od tiste, ki je navedena v nalogi (0,904 mol). Zato je klorovodikova kislina v presežku in pride do druge reakcije: Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 (3). Določimo količino snovi železovega klorida, ki nastane kot posledica prve reakcije (z indeksi označujemo specifično reakcijo): v 1 (FeCl 2):v(Fe 2 O 3) = 1:1 = 0,043 mol; v 1 (FeCl3):v(Fe2O3) = 2:1; v 1 (FeCl 3) = 2 × v (Fe 2 O 3) = 0,086 mol. Določimo količino vodikovega klorida, ki ni reagiral v reakciji 1, in količino železovega (II) klorida, ki je nastal med reakcijo 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. Določimo količino snovi FeCl 2, ki nastane pri reakciji 2, skupno količino snovi FeCl 2 in njeno maso: 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 vsota (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 vsota (FeCl 2) × M(FeCl 2) = 0,452 × 127 = 57,404 g. Določimo količino snovi in ​​maso železa, ki je vstopila v reakciji 2 in 3: v 2 (Fe): v 2 (FeCl 3) = 1:2; v 2 (Fe) = 1/2 × v 2 (FeCl 3) = 0,043 mol; v 3 (Fe): v rem (HCl) = 1:2; v 3 (Fe) = 1/2 × v rem (HCl) = 0,28 mol; v vsota (Fe) = v 2 (Fe) + v 3 (Fe) = 0,043+0,28 = 0,323 mol; m(Fe) = v vsota (Fe) × M(Fe) = 0,323 ×56 = 18,088 g. Izračunajmo količino snovi in ​​maso sproščenega vodika v reakciji 3: v(H 2) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 mol; m(H 2) = v(H 2) × M(H 2) = 0,28 × 2 = 0,56 g. Določimo maso nastale raztopine m’ sol in masni delež FeCl 2 v njej: m’ sol = m sol (HCl) + m(Fe 3 O 4) + m(Fe) – m(H 2);

Kemične lastnosti železa Poglejmo primer njegove interakcije s tipičnimi nekovinami - žveplom in kisikom.

V petrijevki zmešajte železo in žveplo, zdrobljeno v prah. V plamenu segrejmo jekleno pletilko in se z njo dotaknimo mešanice reagentov. Burno reakcijo med železom in žveplom spremlja sproščanje toplotne in svetlobne energije. Trden produkt interakcije teh snovi, železov (II) sulfid, je črn. Za razliko od železa ga magnet ne privlači.

Železo reagira z žveplom in tvori železov(II) sulfid. Ustvarimo reakcijsko enačbo:

Reakcija železa s kisikom zahteva tudi predgretje. V posodo z debelimi stenami nasujemo kremenčev pesek. V plamenu gorilnika segrejmo šop zelo tanke železne žice – tako imenovane železne volne. Vročo žico postavite v posodo s kisikom. Železo gori z bleščečim plamenom, sipa iskre - vroče delce železove lestvice Fe 3 O 4.

Enaka reakcija se pojavi tudi na zraku, ko se jeklo zaradi trenja med obdelavo zelo segreje.

Ko železo gori v kisiku ali na zraku, nastane železov kamen:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4, Material s strani

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

Železova lestvica je spojina, v kateri ima železo različne valenčne vrednosti.

Prehod obeh reakcij povezave spremlja sproščanje toplotne in svetlobne energije.

Na tej strani je gradivo o naslednjih temah:

• Kakšna reakcija je železov sulfid s kisikom?

• Napišite enačbo med železom in žveplom

• Raven reakcij železa s kisikom

• Primer kemijske reakcije med železom in žveplom

• Enačba za interakcijo kisika z železom

Vprašanja o tem materialu:

Železo je element stranske podskupine četrte periode periodnega sistema kemijskih elementov D. I. Mendelejeva z atomsko številko 26. Označujemo ga s simbolom Fe (lat. Ferrum). Ena najpogostejših kovin v zemeljski skorji (na drugem mestu za aluminijem). Kovina srednje aktivnosti, redukcijsko sredstvo.

Glavna oksidacijska stanja - +2, +3

Preprosta snov železo je temprana srebrno bela kovina z visoko kemijsko reaktivnostjo: železo hitro korodira pri visokih temperaturah ali visoki vlažnosti v zraku. Železo gori v čistem kisiku, v fino razpršenem stanju pa se spontano vname na zraku.

Kemijske lastnosti preproste snovi - železa:

Rjavenje in gorenje v kisiku

1) Na zraku železo zlahka oksidira v prisotnosti vlage (rjavenje):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Vroča železna žica gori v kisiku, pri čemer nastane obloga - železov oksid (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

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

2) Pri visokih temperaturah (700–900 °C) železo reagira z vodno paro:

3Fe + 4H 2 O – t° → Fe 3 O 4 + 4H 2

3) Železo pri segrevanju reagira z nekovinami:

2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °C)

Fe + S – t° → FeS (600 °C)

Fe+2S → Fe +2 (S 2 -1) (700 °C)

4) V napetostnem nizu je levo od vodika, reagira z razredčenimi kislinami HCl in H 2 SO 4, pri čemer nastanejo železove(II) soli in sprošča vodik:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (reakcije potekajo brez dostopa zraka, sicer se Fe +2 postopoma pretvori s kisikom v Fe +3)

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

V koncentriranih oksidativnih kislinah se železo raztopi šele pri segrevanju; takoj preide v 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

(v hladnem, koncentrirane dušikove in žveplove kisline pasivirati

Železen žebelj, potopljen v modrikasto raztopino bakrovega sulfata, se postopoma prekriva s prevleko rdečega kovinskega bakra.

5) Železo izpodriva kovine, ki se nahajajo desno od njega, iz raztopin njihovih soli.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Amfoterne lastnosti železa se pojavijo le v koncentriranih alkalijah med vrenjem:

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

in nastane oborina natrijevega tetrahidroksoferata(II).

Tehnična strojna oprema- zlitine železa in ogljika: lito železo vsebuje 2,06-6,67% C, jeklo 0,02-2,06% C, pogosto so prisotne druge naravne primesi (S, P, Si) in umetno vneseni posebni dodatki (Mn, Ni, Cr), ki dajejo železovim zlitinam tehnično uporabne lastnosti - trdoto, toplotno in korozijsko odpornost, kovnost itd. . .

Postopek proizvodnje železa v plavžu

Postopek proizvodnje litega železa v plavžu je sestavljen iz naslednjih faz:

a) priprava (praženje) sulfidnih in karbonatnih rud - pretvorba v oksidno rudo:

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) zgorevanje koksa z vročim pihanjem:

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

c) redukcija oksidne rude z ogljikovim monoksidom CO zaporedno:

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

d) karburizacija železa (do 6,67% C) in taljenje litega železa:

Fe (t ) →(C(kokakola)900-1200 °C) Fe (tekoče) (lito železo, tališče 1145 °C)

Litina vedno vsebuje cementit Fe 2 C in grafit v obliki zrn.

Proizvodnja jekla

Pretvorba litega železa v jeklo se izvaja v posebnih pečeh (konverterskih, odprtih, električnih), ki se razlikujejo po načinu ogrevanja; temperatura procesa 1700-2000 °C. Vpihovanje zraka, obogatenega s kisikom, povzroči izgorevanje odvečnega ogljika, pa tudi žvepla, fosforja in silicija v obliki oksidov iz litega železa. V tem primeru se oksidi zajamejo v obliki izpušnih plinov (CO 2, SO 2) ali pa se vežejo v zlahka ločljivo žlindro - zmes Ca 3 (PO 4) 2 in CaSiO 3. Za proizvodnjo posebnih jekel se v peč dodajo legirni dodatki drugih kovin.

potrdilo o prejemučisto železo v industriji - elektroliza raztopine železovih soli, na primer:

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

(obstajajo tudi druge posebne metode, vključno z redukcijo železovih oksidov z vodikom).

Čisto železo se uporablja pri proizvodnji posebnih zlitin, pri izdelavi jeder elektromagnetov in transformatorjev, litega železa - pri proizvodnji ulitkov in jekla, jekla - kot konstrukcijskih in orodnih materialov, vključno z odpornimi proti obrabi, toploti in koroziji. tiste.

Železov(II) oksid F EO . Amfoterni oksid z visoko prevlado bazičnih lastnosti. Črna, ima ionsko strukturo Fe 2+ O 2-. Pri segrevanju najprej razpade, nato pa ponovno nastane. Pri gorenju železa na zraku ne nastane. Ne reagira z vodo. Razgradi se s kislinami, stopi z alkalijami. V vlažnem zraku počasi oksidira. Reducirano z vodikom in koksom. Sodeluje v plavžnem procesu taljenja železa. Uporablja se kot sestavina keramičnih in mineralnih barv. Enačbe najpomembnejših reakcij:

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

FeO + 2HC1 (razredčen) = 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 (rdeča.) trioksoferat(II)(400-500 °C)

FeO + H 2 = H 2 O + Fe (izjemno čist) (350 °C)

FeO + C (koks) = Fe + CO (nad 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)

potrdilo o prejemu V laboratorijih: termična razgradnja spojin železa (II) brez dostopa zraka:

Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 °C)

FeCO3 = FeO + CO 2 (490–550 °C)

Diiron(III) oksid - železov( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Dvojni oksid. Črna, ima ionsko strukturo Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Termično stabilen do visokih temperatur. Ne reagira z vodo. Razgradi se s kislinami. Zmanjšano z vodikom in vročim železom. Sodeluje v plavžnem procesu proizvodnje litega železa. Uporablja se kot sestavina mineralnih barv ( rdeči svinec), keramika, barvni cement. Produkt posebne oksidacije površine jeklenih izdelkov ( blackening, bluing). Sestava ustreza rjavi rji in temnemu olupku na železu. Uporaba bruto formule Fe 3 O 4 ni priporočljiva. Enačbe najpomembnejših reakcij:

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

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8НС1 (razt.) = FeС1 2 + 2FeС1 3 + 4Н 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 (izjemno čist, 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)

potrdilo o prejemu: zgorevanje železa (glej) v zraku.

magnetit.

Železov(III) oksid F e 2 O 3 . Amfoterni oksid s prevlado bazičnih lastnosti. Rdeče-rjav, ima ionsko strukturo (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Termično stabilen do visokih temperatur. Pri gorenju železa na zraku ne nastane. Ne reagira z vodo, iz raztopine se izloča rjavi amorfni hidrat Fe 2 O 3 nH 2 O. S kislinami in alkalijami reagira počasi. Zmanjšano z ogljikovim monoksidom, staljenim železom. Spaja se z oksidi drugih kovin in tvori dvojne okside - spineli(tehnične izdelke imenujemo feriti). Uporablja se kot surovina pri taljenju litega železa v plavžnem procesu, kot katalizator pri proizvodnji amoniaka, sestavina keramike, barvnih cementov in mineralnih barv, pri termitnem varjenju jeklenih konstrukcij, kot nosilec zvoka. in slike na magnetnih trakovih, kot polirno sredstvo za jeklo in steklo.

Enačbe najpomembnejših reakcij:

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

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

Fe 2 O 3 + 2NaOH (konc.) → H 2 O+ 2 nAFeO 2 (rdeča)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 (izjemno čist, 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)

potrdilo o prejemu v laboratoriju - termična razgradnja železovih (III) soli 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)

V naravi - rude železovega oksida hematit Fe 2 O 3 in limonit Fe 2 O 3 nH 2 O

Železov(II) hidroksid F e(OH)2. Amfoterni hidroksid s prevlado bazičnih lastnosti. Bele (včasih z zelenkastim odtenkom), Fe-OH vezi so pretežno kovalentne. Toplotno nestabilna. Zlahka oksidira na zraku, zlasti ko je moker (zatemni). Netopen v vodi. Reagira z razredčenimi kislinami in koncentriranimi alkalijami. Tipičen reduktor. Vmesni produkt pri rjavenju železa. Uporablja se pri izdelavi aktivne mase železo-nikljevih baterij.

Enačbe najpomembnejših reakcij:

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

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

Fe(OH) 2 + 2NaOH (> 50%) = Na 2 ↓ (modro-zelen) (vre)

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

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

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

potrdilo o prejemu: obarjanje iz raztopine z alkalijami ali amonijevim hidratom v inertni atmosferi:

Fe 2+ + 2OH (razb.) = Fe(OH) 2 ↓

Fe 2+ + 2(NH 3 H 2 O) = Fe(OH) 2 ↓+ 2NH 4

Železov metahidroksid F eO(OH). Amfoterni hidroksid s prevlado bazičnih lastnosti. Svetlo rjave, Fe - O in Fe - OH vezi so pretežno kovalentne. Pri segrevanju se razgradi brez taljenja. Netopen v vodi. Iz raztopine se izloči v obliki rjavega amorfnega polihidrata Fe 2 O 3 nH 2 O, ki se ob vzdrževanju v razredčeni bazični raztopini ali pri sušenju spremeni v FeO(OH). Reagira s kislinami in trdnimi alkalijami. Šibko oksidacijsko in redukcijsko sredstvo. Sintrano z Fe(OH) 2. Vmesni produkt pri rjavenju železa. Uporablja se kot osnova za rumene mineralne barve in emajle, absorber za odpadne pline in katalizator v organski sintezi.

Spojina s sestavo Fe(OH) 3 ni znana (ni pridobljena).

Enačbe najpomembnejših reakcij:

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

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

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

FeO(OH)→ na 3 [Fe(OH)6]bela, Na 5 oziroma K 4; v obeh primerih se obori moder produkt enake sestave in strukture KFe III. V laboratoriju se ta oborina imenuje prusko modra, oz turnbull blue:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Kemijska imena izhodnih reagentov in reakcijskih produktov:

K 3 Fe III - kalijev heksacianoferat (III)

K 4 Fe III - kalijev heksacianoferat (II)

КFe III - železov (III) kalijev heksacianoferat (II)

Poleg tega je dober reagent za ione Fe 3+ tiocianatni ion NСS -, z njim se spoji železo (III) in pojavi se svetlo rdeča ("krvava") barva:

Fe 3+ + 6NCS - = 3-

Ta reagent (na primer v obliki soli KNCS) lahko celo zazna sledi železa (III) v vodi iz pipe, če gre skozi železne cevi, ki so na notranji strani prevlečene z rjo.