Физические свойства
В свободном состоянии железо — серебристо-белый металл с сероватым оттенком. Чистое железо пластично, обладает ферромагнитными свойствами. На практике обычно используются сплавы железа — чугуны и стали.
Fe — самый главный и самый распространенный элемент из девяти d-металлов побочной подгруппы VIII группы. Вместе с кобальтом и никелем образует «семейство железа».
При образовании соединений с другими элементами чаще использует 2 или 3 электрона (В = II, III ).
Железо, как и почти все d-элементы VIII группы, не проявляет высшую валентность, равную номеру группы. Его максимальная валентность достигает VI и проявляется крайне редко.
Наиболее характерны соединения, в которых атомы Fe находятся в степенях окисления +2 и +3.
Железо. Свойства железа и его соединений
Железо Fe: химические свойства, способы получения железа, взаимодействие с простыми веществами (кислород, сера) и со сложными веществами (кислоты, вода, сильные окислители). Оксид железа (II) FeO, оксид железа (III) Fe2O3, железная окалина (Fe3O4) — способы получения и химические свойства. Гидроксид железа (II) Fe(OH)2, гидроксид железа (III) Fe(OH)3 — способы получения и химические свойства.
Железо
Положение в периодической системе химических элементов
Элемент железо расположен в побочной подгруппе VIII группы (или в 8 группе в современной форме ПСХЭ) и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Электронное строение атома железа
Электронная конфигурация железа в основном состоянии :
+26Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
Железо проявляет ярко выраженные магнитные свойства.
Физические свойства
Железо – металл серебристо-белого цвета, с высокой химической активностью и высокой ковкостью. Обладает высокой тепло- и электропроводностью.
(изображение с портала vchemraznica.ru)
Температура плавления 1538 о С, температура кипения 2861 о С.
Нахождение в природе
Железо довольно распространено в земной коре (порядка 4% массы земной коры). По распространенности на Земле железо занимает 4-ое место среди всех элементов и 2-ое место среди металлов. Содержание в земной коре — около 8%.
В природе железо в основном встречается в виде соединений:
(изображение с портала karatto.ru)
Магнитный железняк Fe3O4 или FeO·Fe2O3 (магнетит).
(изображение с портала emchi-med.ru)
В природе также широко распространены сульфиды железа, например, пирит FeS2.
(изображение с портала livemaster.ru)
Встречаются и другие минералы, содержащие железо.
Способы получения
Железо в промышленности получают из железной руды, гематита Fe2O3 или магнетита (Fe3O4или FeO·Fe2O3).
1. Один из основных способов производства железа – доменный процесс . Доменный процесс основан на восстановлении железа из оксида углеродом в доменной печи.
В печь загружают руду, кокс и флюсы.
Шихта – смесь исходных материалов, а в некоторых случаях и топлива в определённой пропорции, которую обрабатывают в печи.
Каменноугольный кокс – это твёрдый пористый продукт серого цвета, получаемый путем коксования каменного угля при температурах 950—1100 °С без доступа воздуха. Содержит 96—98 % углерода.
Флюсы – это неорганические вещества, которые добавляют к руде при выплавке металлов, чтобы снизить температуру плавления и легче отделить металл от пустой породы.
Шлак – расплав (а после затвердевания – стекловидная масса), покрывающий поверхность жидкого металла. Шлак состоит из всплывших продуктов пустой породы с флюсами и предохраняет металл от вредного воздействия газовой среды печи, удаляет примеси.
В печи кокс окисляется до оксида углерода (II):
2C + O2 → 2CO
Затем нагретый угарный газ восстанавливает оксид железа (III):
Процесс получения железа – многоэтапный и зависит от температуры.
Наверху, где температура обычно находится в диапазоне между 200 °C и 700 °C, протекает следующая реакция:
Ниже в печи, при температурах приблизительно 850 °C, протекает восстановление смешанного оксида железа (II, III) до оксида железа (II):
Встречные потоки газов разогревают шихту, и происходит разложение известняка:
Оксид железа (II) опускается в область с более высоких температур (до 1200 o C), где протекает следующая реакция:
FeO + CO → Fe + CO2
Углекислый газ поднимается вверх и реагирует с коксом, образуя угарный газ:
CO2 + C → 2CO
(изображение с портала 900igr.net)
2. Также железо получают прямым восстановлением из оксида водородом:
При этом получается более чистое железо, т.к. получаемое железо не загрязнено серой и фосфором, которые являются примесями в каменном угле.
3. Еще один способ получения железа в промышленности – электролиз растворов солей железа.
Качественные реакции
Качественные реакции на ионы железа +2.
– взаимодействие солей железа (II) с щелочами . При этом образуется серо-зеленый студенистый осадок гидроксида железа (II).
Например , хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом натрия:
2NaOH + FeCl2 → Fe(OH)2 + 2NaCl
Видеоопыт взаимодействия раствора сульфата железа (II) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть здесь.
Гидроксид железа (II) на воздухе буреет, так как окисляется до гидроксида железа (III):
– ионы железа +2 окрашивают раствор в светлый желто-зеленый цвет.
– взаимодействие с красной кровяной солью K3[Fe(CN)6] – также качественная реакция на ионы железа +2. При этом образуется синий осадок «турнбулева синь».
Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (II) с раствором гексацианоферрата (III) калия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть здесь.
Качественные реакции на ионы железа +3
– взаимодействие солей железа (III) с щелочами . При этом образуется бурый осадок гидроксида железа (III).
Например , хлорид железа (III) реагирует с гидроксидом натрия:
3NaOH + FeCl3 → Fe(OH)3 + 3NaCl
Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.
– ионы железа +3 окрашивают раствор в светлый желто-оранжевый цвет.
– взаимодействие с желтой кровяной солью K4[Fe(CN)6] ионы железа +3. При этом образуется синий осадок «берлинская лазурь».
Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гексацианоферрата (II) калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.
В последнее время получены данные, которые свидетельствуют, что молекулы берлинской лазури идентичны по строению молекулам турнбулевой сини. Состав молекул обоих этих веществ можно выразить формулой Fe4[Fe2(CN)6]3.
– при взаимодействии солей железа (III) с роданидами раствор окрашивается в кроваво-красный цвет.
Например , хлорид железа (III) взаимодействует с роданидом натрия:
FeCl3 + 3NaCNS → Fe(CNS)3 + 3NaCl
Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором роданида калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.
Химические свойства
1. При обычных условиях железо малоактивно , но при нагревании, в особенности в мелкораздробленном состоянии, оно становится активным и реагирует почти со всеми неметаллами .
1.1. Железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом активные неметаллы (фтор, хлор и бром) окисляют железо до степени окисления +3:
2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3
Менее активный йод окисляет железо до степени окисления +2:
1.2. Железо реагирует с серой с образованием сульфида железа (II):
Fe + S → FeS
1.3. Железо реагирует с фосфором . При этом образуется бинарное соединения – фосфид железа:
Fe + P → FeP
1.4. С азотом железо реагирует в специфических условиях.
1.5. Железо реагирует с углеродом и кремнием с образованием карбида и силицида.
1.6. При взаимодействии с кислородом железо образует окалину – двойной оксид железа (II, III):
При пропускании кислорода через расплавленное железо возможно образование оксида железа (II):
2Fe + O2 → 2FeO
2. Железо взаимодействует со сложными веществами.
2.1. При обычных условиях железо с водой практически не реагирует. Раскаленное железо может вступать в реакцию при температуре 700-900 о С с водяным паром:
3 Fe 0 + 4 H2 + O → Fe +3 3O4 + 4 H2 0
В воде в присутствии кислорода или во влажном воздухе железо медленно окисляется (корродирует):
2.2. Железо взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой). При этом образуются соль железа со степенью окисления +2 и водород.
Например , железо бурно реагирует с соляной кислотой :
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑
2.3. При обычных условиях железо не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат железа (III) и вода:
2.4. Железо не реагирует при обычных условиях с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации. При нагревании реакция идет с образованием нитрата железа (III), оксида азота (IV) и воды:
С разбавленной азотной кислотой железо реагирует с образованием оксида азота (II):
При взаимодействии железа с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:
2.5. Железо может реагировать с щелочными растворами или расплавами сильных окислителей . При этом железо окисляет до степени окисления +6, образуя соль (феррат).
Например , при взаимодействии железа с расплавом нитрата калия в присутствии гидроксида калия железо окисляется до феррата калия, а азот восстанавливается либо до нитрита калия, либо до аммиака:
2.6. Железо восстанавливает менее активные металлы из оксидов и солей .
Например , железо вытесняет медь из сульфата меди (II). Реакция экзотермическая:
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
Еще пример : простое вещество железо восстанавливает железо до степени окисления +2 при взаимодействии с соединениями железа +3:
2FeCl3 + Fe → 3FeCl2
Оксид железа (II)
Оксид железа (II) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.
Способы получения
Оксид железа (II) можно получить различными методами :
1. Частичным в осстановлением оксида железа (III).
Например , частичным восстановлением оксида железа (III) водородом:
Или частичным восстановлением оксида железа (III) угарным газом:
Еще один пример : восстановление оксида железа (III) железом:
2. Разложение гидроксида железа (II) при нагревании :
Химические свойства
Оксид железа (II) — типичный основный оксид .
1. При взаимодействии оксида железа (II) с кислотными оксидами образуются соли.
Например , оксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI):
FeO + SO3 → FeSO4
2. Оксид железа (II) взаимодействует с растворимыми кислотами. При этом также образуются соответствующие соли .
Например , оксид железа (II) взаимодействует с соляной кислотой:
FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O
3. Оксид железа (II) не взаимодействует с водой.
4. Оксид железа (II) малоустойчив, и легко окисляется до соединений железа (III).
Например , при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуются нитрат железа (III), оксид азота (IV) и вода:
При взаимодействии с разбавленной азотной кислотой образуется оксид азота (II). Реакция идет при нагревании:
5. Оксид железа (II) проявляет слабые окислительные свойства .
Например , оксид железа (II) реагирует с угарным газом при нагревании:
FeO + CO → Fe + CO2
Оксид железа (III)
Оксид железа (III) – это твердое, нерастворимое в воде вещество красно-коричневого цвета.
Способы получения
Оксид железа (III) можно получить различными методами :
1. Окисление оксида железа (II) кислородом.
2. Разложение гидроксида железа (III) при нагревании :
Химические свойства
Оксид железа (III) – амфотерный .
1. При взаимодействии оксида железа (III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соли.
Например , оксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой:
2. Оксид железа (III) взаимодействует с щелочами и основными оксидами. Реакция протекает в расплаве, при этом образуется соответствующая соль (феррит) .
Например , оксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом натрия:
3. Оксид железа (III) не взаимодействует с водой.
4. Оксид железа (III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI).
Например , хлорат калия в щелочной среде окисляет оксид железа (III) до феррата:
Нитраты и нитриты в щелочной среде также окисляют оксид железа (III):
5. Оксид железа (III) проявляет окислительные свойства .
Например , оксид железа (III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II) или железной окалины:
Также оксид железа (III) восстанавливается водородом:
Железом можно восстановить оксид железа только до оксида железа (II):
Оксид железа (III) реагирует с более активными металлами .
Например , с алюминием (алюмотермия):
Оксид железа (III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями.
Например , с гидридом натрия:
Fe2O3 + 3NaH → 3NaOH + 2Fe
6. Оксид железа (III) – твердый, нелетучий и амфотерный. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.
Например , из карбоната натрия:
Оксид железа (II, III)
Оксид железа (II, III) (железная окалина, магнетит) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.
Фото с сайта wikipedia.ru
Способы получения
Оксид железа (II, III) можно получить различными методами :
1. Горение железа на воздухе:
2. Частичное восстановление оксида железа (III) водородом или угарным газом :
3. При высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой, образуя двойной оксид железа (II, III):
Химические свойства
Свойства оксида железа (II, III) определяются свойствами двух оксидов, из которых он состоит: основного оксида железа (II) и амфотерного оксида железа (III).
1. При взаимодействии оксида железа (II, III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соли железа (II) и железа (III).
Например , оксид железа (II, III) взаимодействует с соляной кислотой. При это образуются две соли – хлорид железа (II) и хлорид железа (III):
Еще пример : оксид железа (II, III) взаимодействует с разбавленной серной кислотой.
2. Оксид железа (II, III) взаимодействует с сильными кислотами-окислителями (серной-концентрированной и азотной).
Например , железная окалина окисляется концентрированной азотной кислотой:
Разбавленной азотной кислотой окалина окисляется при нагревании:
Также оксид железа (II, III) окисляется концентрированной серной кислотой:
Также окалина окисляется кислородом воздуха :
3. Оксид железа (II, III) не взаимодействует с водой.
4. Оксид железа (II, III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI), как и прочие оксиды железа (см. выше).
5. Железная окалина проявляет окислительные свойства .
Например , оксид железа (II, III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II):
Также железная окалина восстанавливается водородом:
Оксид железа (II, III) реагирует с более активными металлами .
Например , с алюминием (алюмотермия):
Оксид железа (II, III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями (йодидами и сульфидами).
Например , с йодоводородом:
Гидроксид железа (II)
Способы получения
1. Гидроксид железа (II) можно получить действием раствора аммиака на соли железа (II).
Например , хлорид железа (II) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (II) и хлорида аммония:
2. Гидроксид железа (II) можно получить действием щелочи на соли железа (II).
Например , хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом калия с образованием гидроксида железа (II) и хлорида калия:
FeCl2 + 2KOH → Fe(OH)2↓ + 2KCl
Химические свойства
1. Гидроксид железа (II) проявляется основные свойства , а именно реагирует с кислотами . При этом образуются соответствующие соли.
Например , гидроксид железа (II) взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида железа (II):
2. Гидроксид железа (II) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот .
Например , гидроксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (II):
3. Гидроксид железа (II) проявляет сильные восстановительные свойства , и реагирует с окислителями. При этом образуются соединения железа (III) .
Например , гидроксид железа (II) взаимодействует с кислородом в присутствии воды:
Гидроксид железа (II) взаимодействует с пероксидом водорода:
При растворении Fe(OH)2 в азотной или концентрированной серной кислотах образуются соли железа (III):
4. Г идроксид железа (II) разлагается при нагревании :
Гидроксид железа (III)
Способы получения
1. Гидроксид железа (III) можно получить действием раствора аммиака на соли железа (III).
Например , хлорид железа (III) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (III) и хлорида аммония:
2. Окислением гидроксида железа (II) кислородом или пероксидом водорода:
3. Гидроксид железа (III) можно получить действием щелочи на раствор соли железа (III).
Например , хлорид железа (III) реагирует с раствором гидроксида калия с образованием гидроксида железа (III) и хлорида калия:
FeCl3 + 3KOH → Fe(OH)3↓ + 3KCl
Видеоопыт получения гидроксида железа (III) взаимодействием хлорида железа (III) и гидроксида калия можно посмотреть здесь.
4. Также гидроксид железа (III) образуется при взаимодействии растворимых солей железа (III) с растворами карбонатов и сульфитов . Карбонаты и сульфиты железа (III) необратимо гидролизуются в водном растворе.
Например: бромид железа (III) реагирует с карбонатом натрия. При этом выпадает осадок гидроксида железа (III), выделяется углекислый газ и образуется бромид натрия:
Но есть исключение ! Взаимодействие солей железа (III) с сульфитами в ЕГЭ по химии — окислительно-восстановительная реакция. Соединения железа (III) окисляют сульфиты, а также сульфиды и иодиды.
Взаимодействие хлорида железа (III) с сульфитом, например, калия — очень интересная реакция. Во-первых, в некоторых источниках указывается, что в ней таки может протекать необратимый гидролиз. Но для ЕГЭ лучше считать, что при этом протекает ОВР. Во-вторых, ОВР можно записать в разных видах:
Также допустима такая запись:
Химические свойства
1. Гидроксид железа (III) проявляет слабовыраженные амфотерные свойства, с преобладанием основных. Как основание, гидроксид железа (III) реагирует с растворимыми кислотами .
Например , гидроксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата железа (III):
2. Гидроксид железа (III) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот .
Например , гидроксид железа (III) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (III):
3. Гидроксид железа (III) взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—ферриты, а в растворе реакция практически не идет. При этом гидроксид железа (III) проявляет кислотные свойства.
Например , гидроксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом калия в расплаве с образованием феррита калия и воды:
4. Г идроксид железа (III) разлагается при нагревании :
Видеоопыт взаимодействия гидроксида железа (III) с соляной кислотой можно посмотреть здесь.
Соли железа
Нитраты железа
Нитрат железа (II) при нагревании разлагается на оксид железа (III), оксид азота (IV) и кислород:
Нитрат железа (III) при нагревании разлагается также на оксид железа (III), оксид азота (IV) и кислород:
Гидролиз солей железа
Растворимые соли железа, образованные кислотными остатками сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. частично:
I ступень: Fe 3+ + H2O ↔ FeOH 2+ + H +
II ступень: FeOH 2+ + H2O ↔ Fe(OH )2 + + H +
Однако сульфиты и карбонаты железа (III) и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:
При взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает ОВР:
2FeCl3 + 3Na2S → 2FeS + S + 6NaCl
Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.
Окислительные свойства железа (III)
Соли железа (III) под проявляют довольно сильные окислительные свойств. Так, при взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает окислительно-восстановительная реакция.
Например : хлорид железа (III) взаимодействует с сульфидом натрия. При этом образуется сера, хлорид натрия и либо черный осадок сульфида железа (II) (в избытке сульфида натрия), либо хлорид железа (II) (в избытке хлорида железа (III)):
2FeCl3 + 3Na2S → 2FeS + S + 6NaCl
2FeCl3 + Na2S → 2FeCl2 + S + 2NaCl
По такому же принципу соли железа (III) реагируют с сероводородом:
2FeCl3 + H2S → 2FeCl2 + S + 2HCl
Соли железа (III) также вступают в окислительно-восстановительные реакции с йодидами .
Например , хлорид железа (III) взаимодействует с йодидом калия. При этом образуются хлорид железа (II), молекулярный йод и хлорид калия:
2FeCl3 + 2KI → 2FeCl2 + I2 + 2KCl
Интерес представляют также реакции солей железа (III) с металлами. Мы знаем, что более активные металлы вытесняют из солей менее активные металлы . Иначе говоря, металлы, которые стоят в электрохимическом ряду левее, могут взаимодействовать с солями металлов, которые расположены в этом ряду правее . Исходя из этого правила, соли железа могут взаимодействовать только с металлами, которые расположены до железа. И они взаимодействуют.
Однако, соли железа со степенью окисления +3 в этом ряду являются небольшим исключением. Ведь для железа характерны две степени окисления: +2 и +3. И железо со степенью окисления +3 является более сильным окислителем. Таким образом, условно говоря, железо со степенью окисления +3 расположено в ряду активности после меди. И соли железа (III) могут реагировать еще и с металлами, которые расположены правее железа! Но до меди, включительно. Вот такой парадокс.
И еще один момент. Соединения железа (III) с этими металлами реагировать будут, а вот соединения железа (II) с ними реагировать не будут. Таким образом, металлы, расположенные в ряду активности между железом и медью (включая медь) при взаимодействии с солями железа (III) восстанавливают железо до степени окисления +2. А вот металлы, расположенные до железа в ряду активности, могут восстановить железо и до простого вещества.
Например , хлорид железа (III) взаимодействует с медью. При этом образуются хлорид железа (II) и хлорид меди (II):
А вот реакция нитрата железа (III) с цинком протекает уже по привычному механизму. И железо восстанавливается до простого вещества:
Железо — общая характеристика элемента, химические свойства железа и его соединений
Желе́зо — элемент побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 26. Обозначается символом Fe (лат. Ferrum). Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия). Металл средней активности, восстановитель.
Основные степени окисления — +2, +3
Простое вещество железо — ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой химической реакционной способностью: железо быстро корродирует при высоких температурах или при высокой влажности на воздухе. В чистом кислороде железо горит, а в мелкодисперсном состоянии самовозгорается и на воздухе.
Химические свойства простого вещества — железа:
Ржавление и горение в кислороде
1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):
Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину — оксид железа (II, III):
2) При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:
3) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:
Fe + S – t° → FeS (600 °С)
Fe+2S → Fe +2 (S 2 -1 ) (700°С)
4) В ряду напряжений стоит левее водорода, реагирует с разбавленными кислотами НСl и Н 2 SO 4 , при этом образуются соли железа(II) и выделяется водород:
Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (реакции проводятся без доступа воздуха, иначе Fe +2 постепенно переводится кислородом в Fe +3 )
В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании, оно сразу переходит в катион Фе 3+ :
(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).
Железный гвоздь, погруженный в голубоватый раствор медного купороса, постепенно покрывается налетом красной металлической меди
5) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.
Амфотерность железа проявляется только в концентрированных щелочах при кипячении:
и образуется осадок тетрагидроксоферрата(II) натрия.
Техническое железо — сплавы железа с углеродом: чугун содержит 2,06-6,67 % С, сталь 0,02-2,06 % С, часто присутствуют другие естественные примеси (S, Р, Si) и вводимые искусственно специальные добавки (Мn, Ni, Сr), что придает сплавам железа технически полезные свойства — твердость, термическую и коррозионную стойкость, ковкость и др .
Доменный процесс производства чугуна
Доменный процесс производства чугуна составляют следующие стадии:
а) подготовка (обжиг) сульфидных и карбонатных руд — перевод в оксидную руду:
б) сжигание кокса при горячем дутье:
в) восстановление оксидной руды угарным газом СО последовательно:
г) науглероживание железа (до 6,67 % С) и расплавление чугуна:
В чугуне всегда в виде зерен присутствуют цементит Fe 2 С и графит.
Производство стали
Передел чугуна в сталь проводится в специальных печах (конвертерных, мартеновских, электрических), отличающихся способом обогрева; температура процесса 1700-2000 °С. Продувание воздуха, обогащенного кислородом, приводит к выгоранию из чугуна избыточного углерода, а также серы, фосфора и кремния в виде оксидов. При этом оксиды либо улавливаются в виде отходящих газов (СО 2 , SО 2 ), либо связываются в легко отделяемый шлак — смесь Са 3 (РO 4 ) 2 и СаSiO 3 . Для получения специальных сталей в печь вводят легирующие добавки других металлов.
Получение чистого железа в промышленности — электролиз раствора солей железа, например:
FеСl 2 → Fе↓ + Сl 2 ↑ (90°С) (электролиз)
(существуют и другие специальные методы, в том числе восстановление оксидов железа водородом).
Чистое железо применяется в производстве специальных сплавов, при изготовлении сердечников электромагнитов и трансформаторов, чугун — в производстве литья и стали, сталь — как конструкционный и инструментальный материалы, в том числе износо-, жаро- и коррозионно-стойкие.
Оксид железа(II) F еО . Амфотерный оксид с большим преобладанием основных свойств. Черный, имеет ионное строение Фе 2+ O 2- . При нагревании вначале разлагается, затем образуется вновь. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами, сплавляется со щелочами. Медленно окисляется во влажном воздухе. Восстанавливается водородом, коксом. Участвует в доменном процессе выплавки чугуна. Применяется как компонент керамики и минеральных красок. Уравнения важнейших реакций:
4FеО ⇌(Fe II Fe 2 III ) + Fе (560—700 °С , 900—1000°С)
FеО + Н 2 =Н 2 O + Фе (особо чистое) (350°С)
FеО + С (кокс) = Фе + СО (выше 1000 °С)
ФеО + СО = Фе + СО 2 (900°С)
6ФеО + O 2 = 2(Fe II Fe 2 III )O 4 (300—500°С)
Получение в лаборатории : термическое разложение соединений железа (II) без доступа воздуха:
FеСОз = FеО + СO 2 (490-550 °С)
Оксид дижелеза (III) – железа( II ) ( Fe II Fe 2 III )O 4 . Двойной оксид. Черный, имеет ионное строение Fe 2+ (Fе 3+ ) 2 ( O 2- ) 4 . Термически устойчив до высоких температур. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами. Восстанавливается водородом, раскаленным железом. Участвует в доменном процессе производства чугуна. Применяется как компонент минеральных красок ( железный сурик ), керамики, цветного цемента. Продукт специального окисления поверхности стальных изделий ( чернение, воронение ). По составу отвечает коричневой ржавчине и темной окалине на железе. Применение брутто-формулы Fe 3 O 4 не рекомендуется. Уравнения важнейших реакций:
2(Fe II Fe 2 III )O 4 = 6ФеО + O 2 (выше 1538 °С)
(Fe II Fe 2 III )O 4 + 4Н 2 = 4Н 2 O + 3Фе (особо чистое, 1000 °С)
(Fe II Fe 2 III )O 4 + СО =ЗFеО + СO 2 (500—800°C)
(Fe II Fe 2 III )O4 + Fе ⇌4FеО (900—1000 °С , 560—700 °С)
Получение: сгорание железа (см.) на воздухе.
В природе — оксидная руда железа магнетит.
Оксид железа(III) F е 2 О 3 . Амфотерный оксид с преобладанием основных свойств. Красно-коричневый, имеет ионное строение (Фе 3+ ) 2 (O 2- ) 3. Термически устойчив до высоких температур. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой, из раствора выпадает бурый аморфный гидрат Фе 2 O 3 nН 2 О. Медленно реагирует с кислотами и щелочами. Восстанавливается монооксидом углерода, расплавленным железом. Сплавляется с оксидами других металлов и образует двойные оксиды — шпинели (технические продукты называются ферритами). Применяется как сырье при выплавке чугуна в доменном процессе, катализатор в производстве аммиака, компонент керамики, цветных цементов и минеральных красок, при термитной сварке стальных конструкций, как носитель звука и изображения на магнитных лентах, как полирующее средство для стали и стекла.
Уравнения важнейших реакций:
Fе 2 О 3 + МО=(М II Fе 2 II I )O 4 (М=Сu, Мn, Fе, Ni, Zn)
Fе 2 O 3 + ЗН 2 =ЗН 2 O+ 2Fе (особо чистое, 1050—1100 °С)
Получение в лаборатории — термическое разложение солей железа (III) на воздухе:
В природе — оксидные руды железа гематит Fе 2 O 3 и лимонит Fе 2 O 3 nН 2 O
Гидроксид железа (II) F е(ОН) 2 . Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Белый (иногда с зеленоватым оттенком), связи Фе — ОН преимущественно ковалентные. Термически неустойчив. Легко окисляется на воздухе, особенно во влажном состоянии (темнеет). Нерастворим в воде. Реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Типичный восстановитель. Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется в изготовлении активной массы железоникелевых аккумуляторов.
Уравнения важнейших реакций:
4Fе(ОН) 2 (суспензия) + O 2 (воздух) →4FеО(ОН)↓ + 2Н 2 O (t)
Получение : осаждение из раствора щелочами или гидратом аммиака в инертной атмосфере:
Метагидроксид железа F еО(ОН). Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Светло-коричневый, связи Фе — О и Фе — ОН преимущественно ковалентные. При нагревании разлагается без плавления. Нерастворим в воде. Осаждается из раствора в виде бурого аморфного полигидрата Фе 2 O 3 nН 2 O, который при выдерживании под разбавленным щелочным раствором или при высушивании переходит в ФеО(ОН). Реагирует с кислотами, твердыми щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Спекается с Фе(ОН) 2 . Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется как основа желтых минеральных красок и эмалей, поглотитель отходящих газов, катализатор в органическом синтезе.
Соединение состава Fе(ОН) 3 не известно (не получено).
Уравнения важнейших реакций:
2FеО(ОН) + Fе(ОН) 2 =( Fe II Fe 2 III )O 4 + 2Н 2 O (600—1000 °С)
2FеО(ОН) + ЗН 2 = 4Н 2 O+ 2Фе (особо чистое, 500—600 °С)
2FеО(ОН) + ЗВr 2 + 10КОН = 2К 2 FеO 4 + 6Н 2 O + 6КВr
Получение: осаждение из раствора солей железа(Ш) гидрата Фе 2 О 3 nН 2 O и его частичное обезвоживание (см. выше).
В природе — оксидная руда железа лимонит Fе 2 O 3 nН 2 О и минерал гётит FеО(ОН).
Феррат калия К 2 F еО 4 . Оксосоль. Красно-фиолетовый, разлагается при сильном нагревании. Хорошо растворим в концентрированном растворе КОН, реагирует с кипящей водой, неустойчив в кислотной среде. Сильный окислитель.
Качественная реакция — образование красного осадка феррата бария. Применяется в синтезе ферритов — промышленно важных двойных оксидов железа (III) и других металлов.
Уравнения важнейших реакций:
FеО 4 2- + Ва 2+ = ВаFеO 4 (красн.)↓ (в конц. КОН)
Получение : образуется при окислении соединений железа, например метагидроксида ФеО(ОН), бромной водой, а также при действии сильных окислителей (при спекании) на железо
и электролизе в растворе:
(феррат калия образуется на аноде).
Обнаружение ионов Фе 2+ и Fе 3+ в водном растворе проводят с помощью реактивов К 3 [Fе(СN) 6 ] и К 4 [Fе(СN) 6 ] соответственно; в обоих случаях выпадает синий продукт одинакового состава и строения, КФе III [Fе II (СN) 6 ]. В лаборатории этот осадок называют берлинская лазурь , или турнбуллева синь :
Fе 2+ + К + + [Fе(СN) 6 ] 3- = КFе III [Fе II (СN) 6 ]↓
Fе 3+ + К + + [Fе(СN) 6 ] 4- = КFе III [Fе II (СN) 6 ]↓
Химические названия исходных реактивов и продукта реакций:
К 3 Fе III [Fе(СN) 6 ]- гексацианоферрат (III) калия
К 4 Fе III [Fе (СN) 6 ]- гексацианоферрат (II) калия
КFе III [Fе II (СN) 6 ]- гексацианоферрат (II) железа (Ш) калия
Кроме того, хорошим реактивом на ионы Фе 3+ является тиоцианат-ион НСС — , железо (III) соединяется с ним, и появляется ярко-красная («кровавая») окраска:
Fе 3+ + 6NСS — = [Фе(НСС) 6 ] 3-
Этим реактивом (например, в виде соли КНСС) можно обнаружить даже следы железа (III) в водопроводной воде, если она проходит через железные трубы, покрытые изнутри ржавчиной.
http://chemege.ru/iron/
http://himege.ru/zhelezo-svojstva/