Железото е елемент од страничната подгрупа од осмата група од четвртиот период на периодниот систем хемиски елементиД.И.Менделев со атомски број 26. Означено со симболот Fe (латински Ferrum). Еден од најчестите во земјината кораметали (второ место по алуминиум). Метал со средна активност, средство за намалување.

Главни оксидациски состојби - +2, +3

Едноставната супстанција железо е податлив сребрено-бел метал со висока хемикалија реактивност: Железото брзо кородира кога е изложено на високи температури или висока влажност. Железото гори во чист кислород, а во ситно дисперзирана состојба спонтано се запали во воздухот.

Хемиски својства на едноставна супстанција - железо:

Рѓосување и горење во кислород

1) Во воздухот, железото лесно се оксидира во присуство на влага (рѓосување):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Жешката железна жица гори во кислород, формирајќи 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) На високи температури (700–900°C), железото реагира со водена пареа:

3Fe + 4H 2 O – t° → Fe 3 O 4 + 4H 2

3) Железото реагира со неметали кога се загрева:

2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °C)

Fe + S – t° → FeS (600 °C)

Fe+2S → Fe +2 (S 2 -1) (700°C)

4) Во напонската серија, тој е лево од водородот, реагира со разредените киселини HCl и H 2 SO 4, и се формираат соли на железо (II) и се ослободува водород:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (реакциите се изведуваат без воздушен пристап, инаку Fe +2 постепено се претвора со кислород во Fe +3)

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

Во концентрираните оксидирачки киселини, железото се раствора само кога се загрева; веднаш се трансформира во катјон Fe 3+:

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

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

(на ладно, концентриран азот и сулфурна киселина пасивираат

Железен клинец потопен во синкав раствор од бакар сулфат постепено се обложува со облога од црвен метален бакар.

5) Железото ги поместува металите лоцирани десно од него од растворите на нивните соли.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Амфотерските својства на железото се појавуваат само во концентрирани алкалии за време на вриење:

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

и се формира талог од натриум тетрахидроксоферат(II).

Технички хардвер- легури на железо и јаглерод: леано железо содржи 2,06-6,67% C, челикЧесто се присутни 0,02-2,06% C, други природни нечистотии (S, P, Si) и вештачки внесени специјални адитиви (Mn, Ni, Cr), што на железните легури им дава технички технички корисни карактеристики— цврстина, отпорност на топлина и корозија, податливост итн. .

Процес на производство на железо во високи печки

Процесот на високи печки за производство на леано железо се состои од следниве фази:

а) подготовка (печење) на сулфидни и карбонатни руди - претворање во оксидна руда:

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)

б) согорување на кокс со топла експлозија:

C (кокс) + O 2 (воздух) → CO 2 (600-700 ° C) CO 2 + C (кокс) ⇌ 2 CO (700-1000 ° C)

в) редукција на оксидната руда со јаглерод моноксид CO последователно:

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

г) карбуризација на железо (до 6,67% C) и топење на леано железо:

Fe (т ) →(В(Кока Кола)900-1200°C) Fe (течност) (леано железо, точка на топење 1145°C)

Леано железо секогаш содржи цементит Fe 2 C и графит во форма на зрна.

Производство на челик

Преобразувањето на леано железо во челик се врши во специјални печки (конвертор, отворено огниште, електрични), кои се разликуваат во начинот на загревање; температура на процесот 1700-2000 °C. Дувањето воздух збогатен со кислород доведува до согорување на вишокот јаглерод, како и сулфур, фосфор и силициум во форма на оксиди од леано железо. Во овој случај, оксидите или се заробени во форма на издувни гасови (CO 2, SO 2), или се врзуваат во лесно одвојувана згура - мешавина од Ca 3 (PO 4) 2 и CaSiO 3. За производство на специјални челици, во печката се внесуваат легирани адитиви на други метали.

Потврдачисто железо во индустријата - електролиза на раствор од железни соли, на пример:

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

(постојат и други специјални методи, вклучувајќи редукција на железни оксиди со водород).

Чистото железо се користи во производството на специјални легури, во производството на јадра на електромагнети и трансформатори, леано железо - во производството на одлеаноци и челик, челик - како структурни и алати материјали, вклучувајќи отпорни на абење, топлина и корозија оние.

Железен (II) оксид Ф ЕО . Амфотеричен оксид со голема доминација на основни својства. Црно, има јонска структура Fe 2+ O 2- . Кога се загрева, прво се распаѓа, а потоа повторно се формира. Не се формира кога железото гори во воздухот. Не реагира со вода. Се распаѓа со киселини, се спојува со алкалии. Полека се оксидира на влажен воздух. Намалено со водород и кокс. Учествува во процесот на топење на железо во високи печки. Се користи како компонента на керамика и минерални бои. Равенки на најважните 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 (конк.) = Fe (NO 3) 3 +NO 2 + 2H 2 O

FeO + 4NaOH = 2H 2 O + На 4ФдО3 (црвено.) триоксоферат (II)(400-500 °C)

FeO + H 2 = H 2 O + Fe (екстра 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 (воздух) →4FeO(OH) (t)

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

ПотврдаВ лаборатории: термичко распаѓање на соединенија на железо (II) без воздушен пристап:

Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 °C)

FeCO3 = FeO + CO 2 (490-550 °C)

Дијрон (III) оксид - железо ( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Двоен оксид. Црно, има јонска структура Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Термички стабилен до високи температури. Не реагира со вода. Се распаѓа со киселини. Намалено со водород, жешко железо. Учествува во процесот на производство на леано железо во високи печки. Се користи како компонента на минерални бои ( црвено олово), керамика, цемент во боја. Производ од специјална оксидација на површината на челичните производи ( поцрнување, поцрвенување). Составот одговара на кафеава 'рѓа и темна скала на железо. Не се препорачува употреба на бруто формулата Fe 3 O 4. Равенки на најважните реакции:

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

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

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

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

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 4H 2 = 4H 2 O + 3Fe (екстра 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)

Потврда:согорување на железо (види) во воздухот.

магнетит.

Железен (III) оксид Ф e 2 O 3 . Амфотеричен оксид со доминација на основни својства. Црвено-кафеава, има јонска структура (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Термички стабилна до високи температури. Не се формира кога железото гори во воздухот. Не реагира со вода, од растворот се таложи кафеав аморфен хидрат Fe 2 O 3 nH 2 O Бавно реагира со киселини и алкалии. Намалено со јаглерод моноксид, стопено железо. Се спојува со оксиди на други метали и формира двојни оксиди - спинели(техничките производи се нарекуваат ферити). Се користи како суровина при топење на леано железо во процесот на високи печки, катализатор во производството на амонијак, компонента на керамика, обоени цементи и минерални бои, при термитско заварување на челични конструкции, како носител на звук и слика на магнетни ленти, како средство за полирање за челик и стакло.

Равенки на најважните реакции:

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

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

Fe 2 O 3 + 2NaOH (конк.) → H 2 O+ 2 НАФдО 2 (црвено)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 (екстра чист, 1050-1100 °C)

Fe 2 O 3 + Fe = 3 FeO (900 °C)

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

Потврдаво лабораторија - термичко распаѓање на соли на железо (III) во воздухот:

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)

Во природата - руди од железен оксид хематит Fe 2 O 3 и лимонит Fe 2 O 3 nH 2 O

Железо(II) хидроксид Ф e(OH) 2 . Амфотеричен хидроксидсо доминација на основните својства. Бели (понекогаш со зеленикава нијанса), врските Fe-OH се претежно ковалентни. Термички нестабилен. Лесно се оксидира во воздухот, особено кога е влажен (се затемнува). Нерастворлив во вода. Реагира со разредени киселини и концентрирани алкалии. Типичен редуктор. Среден производ во рѓосувањето на железото. Се користи во производството на активната маса на железо-никел батерии.

Равенки на најважните реакции:

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

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

Fe(OH) 2 + 2NaOH (> 50%) = Na 2 ↓ (сино-зелена) (врие)

4Fe(OH) 2 (суспензија) + O 2 (воздух) → 4FeO(OH) ↓ + 2H 2 O (t)

2Fe(OH) 2 (суспензија) + H 2 O 2 (разредена) = 2FeO (OH) ↓ + 2H 2 O

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

Потврда: таложење од раствор со алкалии или амонијак хидрат во инертна атмосфера:

Fe 2+ + 2OH (дил.) = Фe(OH) 2 ↓

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

Железен метахидроксид Ф eO(OH). Амфотеричен хидроксид со доминација на основни својства. Светло-кафеавите, Fe - O и Fe - OH врските се претежно ковалентни. Кога се загрева, се распаѓа без да се топи. Нерастворлив во вода. Се таложи од растворот во форма на кафеав аморфен полихидрат Fe 2 O 3 nH 2 O, кој, кога се чува под разреден алкален раствор или при сушење, се претвора во FeO(OH). Реагира со киселини и цврсти алкалии. Слаб оксидирачки и редуцирачки агенс. Синтерувано со Fe(OH) 2. Среден производ во рѓосувањето на железото. Се користи како основа за жолти минерални бои и емајли, апсорбер за отпадни гасови и катализатор во органската синтеза.

Соединението од составот Fe(OH) 3 е непознато (не е добиено).

Равенки на најважните реакции:

Fe 2 O 3 . nH 2 O→( 200-250 °C, -Х 2 О) FeO(OH)→( 560-700 ° C во воздухот, -H2O)→ Fe 2 O 3

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

FeO(OH)→ Fe 2 О 3 . nH 2 О- колоиден(NaOH (кон.))

FeO(OH)→ На 3 [Фe(OH) 6]бело, Na5 и K4 соодветно; во двата случаи, син производ со ист состав и структура, KFe III, таложи. Во лабораторија овој талог се нарекува Пруско сино, или турбул сино:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Хемиски имиња на почетните реагенси и производи за реакција:

K3 Fe III - калиум хексацијаноферат (III)

K4 Fe III - калиум хексацијаноферат (II)

КFe III - железо (III) калиум хексацијаноферат (II)

Дополнително, добар реагенс за јоните на Fe 3+ е тиоцијанат јон NСS -, железото (III) се комбинира со него и се појавува светло-црвена („крвава“) боја:

Fe 3+ + 6NCS - = 3-

Овој реагенс (на пример, во форма на сол KNCS) може дури и да открие траги од железо (III) во водата од чешма ако минува низ железни цевки обложени со 'рѓа одвнатре.

ДЕФИНИЦИЈА

Железо- елемент од осмата група од четвртиот период Периодичен системхемиски елементи од Д.И. Менделеев.

А волуменскиот број е 26. Симболот е Fe (латински „ferrum“). Еден од најчестите метали во земјината кора (второ место по алуминиумот).

Физички својства на железото

Железото е сив метал. Во својата чиста форма е прилично мек, податлив и вискозен. Електронска конфигурацијанадворешен ниво на енергија– 3d 6 4s 2 . Во неговите соединенија, железото покажува оксидациски состојби „+2“ и „+3“. Точката на топење на железото е 1539C. Железото формира две кристални модификации: α- и γ-железо. Првата од нив има кубна решетка во центарот на телото, втората има кубна решетка во центарот на лицето. α-железото е термодинамички стабилно во два температурни опсези: под 912 и од 1394C до точката на топење. Помеѓу 912 и 1394C γ-железото е стабилно.

Механичките својства на железото зависат од неговата чистота - содржината на дури и многу мали количини на други елементи во него. Цврстото железо има способност да раствори многу елементи во себе.

Хемиски својства на железото

На влажен воздух железото брзо рѓосува, т.е. покриен со кафеава обвивка од хидриран железен оксид, кој поради неговата ронливост не го штити железото од понатамошна оксидација. Во водата, железото интензивно кородира; со изобилен пристап до кислород, се формираат хидратни форми на железо (III) оксид:

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

Со недостаток на кислород или тежок пристап, се формира мешан оксид (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2.

Железото се раствора во хлороводородна киселина од која било концентрација:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2.

Распуштањето во разредена сулфурна киселина се случува слично:

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

Во концентрирани раствори на сулфурна киселина, железото се оксидира до железо (III):

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

Меѓутоа, во сулфурна киселина, чија концентрација е блиску до 100%, железото станува пасивно и практично не се јавува никаква интеракција. Железото се раствора во разредени и умерено концентрирани раствори на азотна киселина:

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

При високи концентрации на азотна киселина, растворањето се забавува и железото станува пасивно.

Како и другите метали, железото реагира со едноставни материи. Реакциите помеѓу железото и халогените (без оглед на типот на халоген) се јавуваат кога се загреваат. Интеракцијата на железото со бром се јавува при зголемен притисок на пареа на вториот:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3;

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

Интеракцијата на железото со сулфур (прав), азот и фосфор се јавува и кога се загрева:

6Fe + N 2 = 2Fe 3 N;

2Fe + P = Fe 2 P;

3Fe + P = Fe 3 P.

Железото е способно да реагира со неметали како јаглерод и силициум:

3Fe + C = Fe 3 C;

Меѓу реакциите на интеракција на железо со комплексни супстанцииСледниве реакции играат посебна улога - железото е способно да ги редуцира металите кои се во серијата активност десно од него од растворите на сол (1), редуцирајќи ги соединенијата на железо (III) (2):

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu (1);

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

Железото, при покачен притисок, реагира со оксид што не формира сол - CO за да формира супстанции комплексен состав- карбонили - Fe(CO) 5, Fe 2 (CO) 9 и Fe 3 (CO) 12.

Железото, во отсуство на нечистотии, е стабилно во вода и во разредени алкални раствори.

Добивање на железо

Главниот метод за добивање на железо е од железна руда (хематит, магнетит) или електролиза на растворите на неговите соли (во овој случај се добива „чисто“ железо, т.е. железо без нечистотии).

Примери за решавање проблеми

ПРИМЕР 1

Вежбајте Железната вага Fe 3 O 4 со тежина од 10 g најпрво беше обработена со 150 ml раствор на хлороводородна киселина (густина 1,1 g/ml) со масена фракција на водород хлорид од 20%, а потоа вишокот железо беше додаден во добиениот раствор. Одредете го составот на растворот (во % по маса).
Решение Да ги напишеме равенките на реакцијата според условите на проблемот:

8HCl + Fe3O4 = FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O (1);

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

Знаејќи ја густината и волуменот на растворот на хлороводородна киселина, можете да ја пронајдете неговата маса:

m сол (HCl) = V(HCl) × ρ (HCl);

m сол (HCl) = 150×1,1 = 165 g.

Ајде да ја пресметаме масата на водород хлорид:

m(HCl) = m сол (HCl) ×ω(HCl)/100%;

m(HCl) = 165×20%/100% = 33 g.

Моларна маса (маса на еден мол) хлороводородна киселина, пресметана со помош на табелата со хемиски елементи од Д.И. Менделеев – 36,5 g/mol. Ајде да ја најдеме количината на водород хлорид:

v(HCl) = m(HCl)/M(HCl);

v(HCl) = 33/36,5 = 0,904 mol.

Моларна маса (маса на еден мол) скала, пресметана со помош на табелата со хемиски елементи од Д.И. Менделеев – 232 g/mol. Ајде да ја најдеме количината на супстанција од бигор:

v(Fe 3 O 4) = 10/232 = 0,043 mol.

Според равенката 1, v(HCl): v(Fe 3 O 4) = 1:8, според тоа, v(HCl) = 8 v(Fe 3 O 4) = 0,344 mol. Тогаш, количината на водород хлорид пресметана со равенката (0,344 mol) ќе биде помала од онаа наведена во изјавата за проблемот (0,904 mol). Оттука, хлороводородна киселинае во вишок и ќе се појави друга реакција:

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

Дозволете ни да ја одредиме количината на супстанција на железен хлорид формирана како резултат на првата реакција (користиме индекси за означување на одредена реакција):

v1 (FeCl2):v(Fe2O3) = 1:1 = 0,043 mol;

v 1 (FeCl 3): v(Fe 2 O 3) = 2: 1;

v 1 (FeCl 3) = 2 × v (Fe 2 O 3) = 0,086 mol.

Дозволете ни да ја одредиме количината на водород хлорид што не реагирала во реакцијата 1 и количината на железо (II) хлорид формирана за време на реакцијата 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.

Да ја одредиме количината на супстанцијата FeCl 2 формирана за време на реакцијата 2, вкупната количина на супстанцијата FeCl 2 и нејзината маса:

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 збир (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 збир (FeCl 2) × M (FeCl 2) = 0,452 × 127 = 57,404 g.

Дозволете ни да ја одредиме количината на супстанцијата и масата на железо што влегла во реакциите 2 и 3:

v 2 (Fe): v 2 (FeCl 3) = 1:2;

v2 (Fe) = 1/2× v2 (FeCl3) = 0,043 mol;

v 3 (Fe): v rem (HCl) = 1:2;

v 3 (Fe) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 mol;

v збир (Fe) = v 2 (Fe) + v 3 (Fe) = 0,043+0,28 = 0,323 mol;

m(Fe) = v збир (Fe) ×M(Fe) = 0,323 ×56 = 18,088 g.

Да ја пресметаме количината на супстанцијата и масата на водородот ослободен во реакцијата 3:

v(H2) = 1/2×v rem (HCl) = 0,28 mol;

m(H2) = v(H2) ×M(H2) = 0,28 × 2 = 0,56 g.

Одреди ја масата на добиениот раствор m’ sol и масен удел FeCl 2 во него:

m’ сол = m сол (HCl) + m(Fe 3 O 4) + m(Fe) – m(H 2);

17. г -елементи.Железо, општи карактеристики, својства. Оксиди и хидроксиди, карактеристики на CO и OM, биорол, способност за формирање комплекси.

1. Општи карактеристики.

Железо - d-елемент од страничната подгрупа од осмата група од четвртиот период на PSHE со атомски број 26.

Еден од најчестите метали во земјината кора (второ место по алуминиумот).

Едноставната супстанција железо е податлив сребрено-бел метал со висока хемиска реактивност: брзо железо кородирапри високи температури или висока влажност во воздухот.

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

Железото гори во чист кислород, а во ситно дисперзирана состојба спонтано се запали во воздухот.

3Fe + 2O2 = FeO + Fe2O3

3Fe + 4H2O = FeO*Fe2O3

FeO*Fe2O3 = Fe3O4 (железна вага)

Всушност, железото обично се нарекува негови легури со ниска содржина на нечистотии (до 0,8%), кои ја задржуваат мекоста и еластичноста на чистиот метал. Но, во пракса, почесто се користат легури на железо со јаглерод: челик (до 2,14 wt.% јаглерод) и леано железо (повеќе од 2,14 wt.% јаглерод), како и нерѓосувачки (легиран) челик со додавање на легура метали (хром, манган, никел, итн.). Комбинацијата на специфични својства на железото и неговите легури го прават „метал бр. 1“ по важност за луѓето.

Во природата, железото ретко се наоѓа во чиста форма, најчесто се наоѓа во железо-никел метеорити. Изобилството на железо во земјината кора е 4,65% (4-то место по О, Си, Ал). Се верува дека железото го сочинува и најголемиот дел од јадрото на земјата.

2.Својства

1.Физички Св.Железото е типичен метал, во слободна состојба има сребрено-бела боја со сивкава нијанса. Чистиот метал е еластичен; разни нечистотии (особено јаглерод) ја зголемуваат неговата цврстина и кршливост. Има изразени магнетни својства. Често се разликува таканаречената „железна тријада“ - група од три метали (железо Fe, кобалт Co, никел Ni) со слични физички својства, атомски радиуси и вредности на електронегативност.

2.Хемиски Св.

Состојба на оксидација

Оксид

Хидроксид

Карактер

Белешки

Слабо основно

Многу слаба основа, понекогаш амфотерична

Не сте добиле

*

Киселина

Силен оксидирачки агенс

Железото се карактеризира со оксидациони состојби на железото - +2 и +3.

    Состојбата на оксидација +2 одговара на црниот оксид FeO и зелениот хидроксид Fe(OH) 2. Тие се основни по природа. Во солите, Fe(+2) е присутен како катјон. Fe(+2) е слаб редуцирачки агенс.

    Состојбата на оксидација +3 одговара на црвено-кафеавиот оксид Fe 2 O 3 и кафеавиот хидроксид Fe(OH) 3. Тие носат амфотеричен карактер, иако и киселинските и базичните својства се слабо изразени. Така, јоните на Fe 3+ се целосно хидролизираатдури и во кисела средина. Fe(OH) 3 се раствора (па дури и тогаш не целосно) само во концентрирани алкалии. Fe 2 O 3 реагира со алкали само при фузија, давајќи ферити(формални киселински соли на киселината HFeO 2, која не постои во слободна форма):

Железото (+3) најчесто покажува слаби оксидирачки својства.

Состојбите на оксидација +2 и +3 лесно се менуваат една со друга кога се менуваат условите за редокс.

    Покрај тоа, тука е и оксидот Fe 3 O 4, формална оксидациона состојба на железото во која е +8/3. Сепак, овој оксид може да се смета и како железо (II) ферит Fe +2 (Fe +3 O 2) 2.

    Постои и состојба на оксидација од +6. Соодветниот оксид и хидроксид не постојат во слободна форма, но се добиваат соли - ферати (на пример, K 2 FeO 4). Железото (+6) е присутно во нив во форма на анјон. Фератите се силни оксидирачки агенси.

Чистото метално железо е стабилно во вода и во разредени раствори алкалии. Железото не се раствора во ладна концентрирана сулфурна и азотна киселина поради пасивација на металната површина со силен оксиден филм. Топла концентрирана сулфурна киселина, бидејќи е посилен оксидирачки агенс, комуницира со железото.

    СО соли разредена (приближно 20%) сулфур киселинижелезото реагира за да формира железни (II) соли:

    Кога железото реагира со приближно 70% сулфурна киселина при загревање, реакцијата продолжува да се формира железо (III) сулфат:

3.Оксиди и хидроксиди, CO и OM карактеристики...

    Железо(II) соединенија

Железо(II) оксид FeO има основни својства; базата Fe(OH) 2 одговара на него. Железни (II) соли имаат светло зелена боја. Кога се складираат, особено на влажен воздух, тие стануваат кафеави поради оксидација до железо (III). Истиот процес се случува при складирање на водени раствори на соли на железо (II):

Стабилен од соли на железо (II) во водени раствори Морова сол- двоен амониум и железо(II) сулфат (NH 4) 2 Fe (SO 4) 2 6H 2 O.

Реагенс за Fe 2+ јони во раствор може да биде калиум хексацијаноферат (III)К 3 (црвена крвна сол). Кога јоните на Fe 2+ и 3− комуницираат, се формира талог турбул сино:

За квантитативно определување на железо (II) во раствор, користете фенантролин, формирајќи црвен комплекс FePhen 3 со железо (II) во широк опсег на pH (4-9)

    Железни (III) соединенија

Железо(III) оксид Fe 2 O 3 слаб амфотеричен, одговара со уште послаба база од Fe(OH) 2, Fe(OH) 3, која реагира со киселини:

Солите на Fe 3+ се склони кон формирање на кристални хидрати. Во нив, јонот Fe 3+ обично е опкружен со шест молекули на вода. Таквите соли имаат розова или виолетова боја.Јонот Fe 3+ целосно се хидролизира дури и во кисела средина. При pH>4 овој јон е речиси целосно таложен како Fe(OH) 3:

Со делумна хидролиза на јонот Fe 3+ се формираат полинуклеарни оксо- и хидроксокациски катјони поради што растворите добиваат кафена боја Главните својства на железо(III) хидроксид Fe(OH) 3 се многу слабо изразени. Тој е способен да реагира само со концентрирани раствори на алкали:

Добиените хидрокс комплекси на железо (III) се стабилни само во силно алкални раствори. Кога растворите се разредуваат со вода, тие се уништуваат и се таложи Fe(OH) 3.

Кога се легира со алкали и оксиди на други метали, Fe 2 O 3 формира различни ферити:

Соединенијата на железо (III) во растворите се редуцираат со метално железо:

Железото (III) е способно да формира двојни сулфати со единечно полнење катјонитип стипса, на пример, KFe(SO 4) 2 - железо-калиум стипса, (NH 4) Fe(SO 4) 2 - железо-амониум стипса, итн.

За квалитативно откривање на соединенија на железо (III) во раствор, се користи квалитативна реакција на јони на Fe 3+ со тиоцијанат јони. SCN − . Кога јоните на Fe 3+ стапуваат во интеракција со SCN − анјоните, се формира мешавина од светло-црвени комплекси на железо тиоцијанат 2+ , + , Fe(SCN) 3, -. Составот на смесата (а со тоа и интензитетот на нејзината боја) зависи од различни фактори, затоа овој метод не е применлив за точно квалитативно определување на железото.

Друг висококвалитетен реагенс за јоните на Fe 3+ е калиум хексацијаноферат (II)К4 (жолта крвна сол). Кога јоните на Fe 3+ и 4− комуницираат, се формира светло син талог Пруско сино:

    Железо(VI) соединенија

Ферати- соли на железна киселина H 2 FeO 4, која не постои во слободна форма. Тоа се соединенија со виолетова боја, кои потсетуваат на перманганати во оксидативни својства и сулфати во растворливост. Фератите се произведуваат со дејство на гасовити хлорили озонотза суспендиран Fe(OH) 3 во алкали , на пример, калиум ферат(VI) ​​K 2 FeO 4 . Фератите се обоени во виолетова боја.

Може да се добијат и ферати електролиза 30% алкален раствор на железна анода:

Фератите се силни оксидирачки агенси. Во кисела средина тие се распаѓаат со ослободување на кислород:

Оксидационите својства на фератите се користат за дезинфекција на вода.

4.Биорол

1) Во живите организми, железото е важен микроелемент кој ги катализира процесите на размена на кислород (дишење).

2) Железото обично е вклучено во ензимите во форма на комплекс.Поточно, овој комплекс е присутен во хемоглобинот, најважниот протеин кој обезбедува транспорт на кислород во крвта до сите органи на луѓето и животните. И токму тој ја обојува крвта во нејзината карактеристична црвена боја.

4) Преголема доза на железо (200 mg и повеќе) може да има токсичен ефект. Преголемата доза на железо го инхибира антиоксидативниот систем на телото, па затоа не се препорачува за здрави луѓе да земаат додатоци на железо.

Формула:

Железо(II) сулфат, железен сулфат, FeSO 4 - сол на сулфурна киселина и 2-валентно железо. Цврстина - 2.

Во хемијата, железо сулфат се нарекува кристален хидрат. железо (II) сулфат. Кристалите се светло зелени. Се користи во текстилната индустрија, во земјоделството како инсектицид и за подготовка на минерални бои.

Природен аналог - минерал мелантерит; во природата го има во кристали на моноклинохедралниот систем, зелено-жолта боја, во форма на размаски или наслаги.

Моларна маса: 151,91 g/mol

Густина: 1,8-1,9 g/cm³

Температура на топење: 400 °C

Растворливост во вода: 25,6 g/100 ml

Железниот сулфат се ослободува на температури од 1,82 °C до 56,8 °C од водени раствори во форма на светло зелени кристали FeSO 4 · 7H 2 O, наречени железен сулфат (кристален хидрат). Се раствора во 100 g вода: 26,6 g безводен FeSO 4 на 20 °C и 54,4 g на 56 °C.

Растворите на железен сулфат под влијание на атмосферскиот кислород оксидираат со текот на времето, претворајќи се во железен (III) сулфат:

12FeSO 4 + O 2 + 6H 2 O = 4Fe 2 (SO 4) 3 + 4Fe (OH) 3 ↓

Кога се загрева над 480 °C, се распаѓа:

2FeSO 4 → Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3

    Потврда.

    Железниот сулфат може да се подготви со дејство на разредена сулфурна киселина на старо железо, сечи на кровно железо итн. отстранете ја бигорот.

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

    Друг метод е оксидативно печење на пирит:

2FeS 2 + 7O 2 + 2H 2 O = 2FeSO 4 + 2H 2 SO 4

    Квалитативна анализа.

      Аналитички реакции за железен катјон (II).

1. Со калиум хексацијаноферат (III) К 3 со формирање на темно син талог од калиум железо(II) хексацијаноферат(III) („Turnboole blue“), нерастворлив во киселини, кој се распаѓа со алкали за да формира Fe(OH) 3 (HF).

FeSO 4 + K 3 KFe + K 2 SO 4

Оптималната pH вредност за реакцијата е 2-3. Реакцијата е фракционална, високо чувствителна. Високите концентрации на Fe 3+ пречат.

2. Со амониум сулфид (НХ 4 ) 2 Ссо формирање на црн талог, растворлив во силни киселини(ГФ).

FeSO 4 + (NH 4) 2 С
FeS + (NH 4) 2 SO 4

3.2. Аналитички реакции за сулфат јон.

1. Со групен реагенс BaCl 2 + CaCl 2 или BaCl 2 (GF).

Дробното откривање на сулфатниот јон се врши во кисела средина, со што се елиминира интерферентното влијание на CO 3 2-, PO 4 3- итн., и со вриење на испитниот раствор со 6 mol/dm 3 HCl за отстранување на S 2 -, SO 3 2 - , S 2 O 3 2- јони, кои можат да формираат елементарен сулфур, чиј талог може погрешно да се помеша со талогот BaSO 4. Талогот BaSO 4 е способен да формира изоморфни кристали со KMnO 4 и да биде обоен розова боја(специфичноста на реакцијата се зголемува).

Методологија изведување на реакцијата во присуство на 0,002 mol/dm 3 KMnO 4 .

Додадете еднакви волумени на раствори на калиум перманганат, бариум хлорид и хлороводородна киселина на 3-5 капки од тест растворот и енергично се меша 2-3 минути. Оставете да се смири и, без одвојување на талогот од растворот, додадете 1-2 капки 3% раствор на H 2 O 2, измешајте и центрифугирајте. Талогот треба да остане розев, а растворот над талогот треба да стане безбоен.

2. Со олово ацетат.

ПА 4 2- + Pb 2+
PbSO 4 

Методологија : на 2 cm 3 раствор на сулфат додадете 0,5 cm 3 разредена хлороводородна киселина и 0,5 cm 3 раствор на олово ацетат; се формира бел талог, растворлив во заситен раствор на амониум ацетат или натриум хидроксид.

PbSO 4  + 4 NaOH
Na 2 + Na 2 SO 4

    Со соли на стронциум - формирање на бел талог, нерастворлив во киселини (за разлика од сулфитите).

ПА 4 2 - + Ср 2+
SrSO 4 

Методологија : Додадете 4-5 капки од концентриран раствор на стронциум хлорид на 4-5 капки од анализираниот раствор, се формира бел талог.

    Со калциумови соли - формирање на иглести кристали од гипс CaSO 4  2H 2 O.

SO 4 2- + Ca 2+ + 2H 2 O
CaSO 4  2H 2 O

Методологија: Ставете капка од растворот за испитување и калциумова сол на стаклена плочка и лесно исушете ја. Добиените кристали се испитуваат под микроскоп.

    Квантитативна анализа.

      Перманганатометрија.

Определување на масениот удел на железо во примерок од Морова сол (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O со перманганатометриски метод

(опција за директна титрација)

Определувањето се заснова на оксидација на железо (II) со калиум перманганат во железо (III).

10 FeSO 4 + 2 KMnO 4 + 8 ч 2 ПА 4 = 5 Fe 2 (ЗА 4 ) 3 + 2 MnSO 4 +К 2 ПА 4 + 8 ч 2 О

M (Fe) = 55,85 g/mol

Методологија: Точниот измерен дел од Моровата сол потребен за подготовка на 100 cm 3 од 0,1 M раствор на Морова сол квантитативно се пренесува во волуметриска колба од 100 cm 3, растворена во мала количина дестилирана вода, по целосно растворање, прилагодена на ознаката со вода и се меша. Дел од добиениот раствор (поединечна задача) се става во титрациона колба и се додава еднаков волуменразредена сулфурна киселина (1:5) и полека се титрира со раствор од калиум перманганат додека растворот не добие малку розев, стабилен 30 секунди.

    Апликација.

Се користи во производството мастило;

При боење (за боење волнаво црно);

За зачувување на дрво.

    Библиографија.

    Лури Ју.Ју. Прирачник за аналитичка хемија. Москва, 1972 година;

    Методолошки упатства „Инструментални методи на анализа“, Перм, 2004 година;

    Методолошки упатства „Квалитативна хемиска анализа“, Перм, 2003 година;

    Методолошки упатства „Квантитативна хемиска анализа“, Перм, 2004 година;

    Рабинович В.А., Кавин З.Ја. Кратка референтна книга за хемикалии, Ленинград, 1991 година;

    „Големата советска енциклопедија“;

    Апстракт на тема:

    Железо (III) сулфат



    План:

      Вовед
    • 1 Физички својства
    • 2 Да се ​​биде во природа
      • 2.1 Марс
    • 3 Потврда
    • 4 Хемиски својства
    • 5 Користете
      • Белешки

    Вовед

    Железо (III) сулфат(лат. Ferrum sulfuricum oxydatum, германски Ејсенсулфат (оксид) Ферисулфат ) - неоргански хемиско соединение, сол, хемиска формула - .


    1. Физички својства

    Безводен железен (III) сулфат - светло жолт, парамагнетски, многу хигроскопски кристали на моноклиничен систем, просторна група P2 1 /m, параметри на единица клетка а= 0,8296 nm, б= 0,8515 nm, в= 1,160 nm, β = 90,5°, Z = 4. Постојат докази дека безводниот железен сулфат формира орторомбни и хексагонални модификации. Растворлив во вода и ацетон, нерастворлив во етанол.

    Кристализира од вода во форма на кристални хидрати Fe 2 (SO 4) 3 n H 2 O, каде n= 12, 10, 9, 7, 6, 3. Најпроучен кристал хидрат е железо(III) сулфат нонахидрат Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O - жолти хексагонални кристали, параметри на единица клетка а= 1,085 nm, в= 1,703 nm, Z = 4. Лесно растворлив во вода (440 g на 100 g вода) и етанол, нерастворлив во ацетон. Во водени раствори, железо (III) сулфат добива црвено-кафеава боја поради хидролиза.

    Кога се загрева, нонахидратот се трансформира на 98 °C во тетрахидрат, на 125 °C во монохидрат и на 175 °C во безводен Fe 2 (SO 4) 3, кој над 600 °C се распаѓа на Fe 2 O 3 и SO 3.


    2. Да се ​​биде во природа

    Минерал кој содржи мешан железо-алуминиум сулфат се нарекува микасаит. микасаит), Со хемиска формула(Fe 3+, Al 3+) 2 (SO 4) 3 е минералошка форма на железо(III) сулфат. Овој минерал ја носи безводната форма на железен сулфат и затоа е многу редок во природата. Најчести се хидрираните форми, на пример:

    • Coquimbit (англиски) коквибит) - Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O - нонахидрат - најчест меѓу нив.
    • паракокимбит (англиски) паракокимбит) - нонахидрат - напротив, е најреткиот минерал во природата.
    • Корнелит (англиски) корнелит) - хептахидрат - и куенстедтит (инж. квенстедтит) - декахидрат - исто така се ретки.
    • Лаузенит (англиски) лаузенит) - хекса- или пентахидрат, малку проучен минерал.

    Сите природни хидрати на железо наведени погоре се кревки соединенија и, кога се отворени, брзо се еродираат.


    2.1. Марс

    Цветниот сулфат и јарозит беа откриени од два ровери на Марс: Spirit и Opportunity. Овие супстанции се знак за силни оксидирачки услови на површината на Марс. Во мај 2009 година, роверот Spirit се заглави кога се движеше низ меката почва на планетата и удри во наслаги на железо сулфат скриени под слој од нормална почва. Поради фактот што железниот сулфат има многу мала густина, роверот бил заглавен толку длабоко што дел од неговото тело ја допрел површината на планетата.


    3. Потврда

    Во индустријата, железо (III) сулфат се добива со калцинирање на пирит или марказит со NaCl во воздухот:

    или растворете железен (III) оксид во сулфурна киселина:

    Во лабораториска пракса, железо (III) сулфат може да се добие од железо (III) хидроксид:

    Препарат со иста чистота може да се добие со оксидација на железо(II) сулфат со азотна киселина:

    оксидацијата може да се изврши и со кислород или сулфур оксид:

    Концентриран сулфур и азотна киселинаоксидира железен сулфид во железо (III) сулфат:

    Железо дисулфид може да се оксидира со концентрирана сулфурна киселина:

    Железо(II) амониум сулфат (Морова сол) исто така може да се оксидира со калиум дихромат. Како резултат на оваа реакција, четири сулфати се ослободуваат одеднаш - железо (III), хром (III), амонијак и калиум и вода:

    Железо (III) сулфат може да се добие како еден од производите на термичко распаѓање на железо (II) сулфат:

    Фератите се редуцираат со разредена сулфурна киселина до железо (III) сулфат:

    Со загревање на пентахидрат на температура од 70-175 °C ќе се добие безводен железо (III) сулфат:

    Железо (II) сулфат може да се оксидира со егзотично оксидирачко средство како што е ксенон (III) оксид:


    4. Хемиски својства

    Железо (III) сулфат во водени раствори подлежи на силна хидролиза во катјонот, а растворот добива црвеникаво-кафеава боја:

    Топлата вода или пареа разградуваат железо (III) сулфат:

    Безводниот железен (III) сулфат се распаѓа кога се загрева:

    Алкалните раствори разложуваат железо (III) сулфат; производите на реакцијата зависат од концентрацијата на алкалот:

    Ако еквимоларен раствор на железо (III) и железо (II) сулфати реагира со алкали, резултатот е комплексен железен оксид:

    Активни метали(како што се магнезиум, цинк, кадмиум, железо) го намалуваат железото (III) сулфат:

    Некои метални сулфиди (на пр. бакар, калциум, калај, олово, жива) во воден растворнамалување на железо (III) сулфат:

    СО растворливи солиортофосфорната киселина формира нерастворлив железо (III) фосфат (хетерозит):


    5. Употреба

    • Како реагенс за хидрометалуршка обработка на бакарни руди.
    • Како коагулант во чистењето Отпадна вода, комунални и индустриски отпадни води.
    • Како мрсна за боење ткаенини.
    • При потемнување на кожа.
    • За мариноване на нерѓосувачки аустенитни челици, злато и алуминиумски легури.
    • Како регулатор на флотација за намалување на пловноста на рудите.
    • Во медицината се користи како адстрингентно и хемостатичко средство.
    • Во хемиската индустрија како оксидатор и катализатор.