Rauta on metalli, jolla on keskinkertainen kemiallinen aktiivisuus. Se on monien mineraalien ainesosa: magnetiitti, hematiitti, limoniitti, sideriitti, rikkikiisu.
Limonite näyteRaudan kemialliset ja fysikaaliset ominaisuudet
Rauta on normaaleissa olosuhteissa ja puhtaassa muodossaan hopeanharmaa kiinteä aine, jolla on kirkas metallinen kiilto. Rauta on hyvä sähkö- ja lämmönjohdin. Tämän voi tuntea koskettamalla rautaesinettä kylmässä huoneessa. Koska metalli johtaa lämpöä nopeasti, se ottaa suurimman osan lämmöstä ihmisen iholta lyhyessä ajassa, joten kylmä tuntuu kosketettaessa.
puhdasta rautaa
Raudan sulamispiste on 1538 °C ja kiehumispiste 2862 °C. Raudan tunnusomaisia ominaisuuksia ovat hyvä sitkeys ja sulavuus.
Reagoi yksinkertaisten aineiden kanssa: happi, halogeenit (bromi, jodi, fluori), fosfori, rikki. Kun rautaa poltetaan, muodostuu metallioksideja. Reaktio-olosuhteista ja kahden osallistujan välisistä suhteista riippuen rautaoksideja voidaan vaihdella. Reaktioyhtälöt:
2Fe + O2 = 2FeO;
4Fe + 3O2 = 2Fe203;
3Fe + 2O2 = Fe3O4.
Nämä reaktiot tapahtuvat korkeissa lämpötiloissa. opit, mitä kokeita raudan ominaisuuksien tutkimiseksi voidaan tehdä kotona.
Raudan reaktio hapen kanssa
Raudan ja hapen reaktiota varten esilämmitys on välttämätöntä. Rauta palaa häikäisevällä liekillä, sirottamalla - punakuumia rautahiukkasia Fe₃O4. Sama raudan ja hapen reaktio tapahtuu ilmassa, kun se kuumenee voimakkaasti kitkan vaikutuksesta mekaanisen käsittelyn aikana.
Kun rautaa poltetaan hapessa (tai ilmassa), muodostuu rautahilsettä. Reaktioyhtälö:
3Fe + 2O2 = Fe3O4
3Fe + 2O2 = FeO Fe₂O3.
Rautaoksidi on yhdiste, jossa raudalla on erilaiset valenssiarvot.
Rautaoksidien tuotanto
Rautaoksidit ovat raudan ja hapen vuorovaikutuksen tuotteita. Tunnetuimmat niistä ovat FeO, Fe2O3 ja Fe3O4.
Rautaoksidi (III) Fe₂O₃ on oranssinpunainen jauhe, joka muodostuu raudan hapettuessa ilmassa.
Aine muodostuu hajoamalla ferrisuola ilmassa korkeassa lämpötilassa. Posliiniupokkaaseen kaadetaan vähän rauta(III)sulfaattia ja sitten se kalsinoidaan kaasupolttimen tulessa. Lämpöhajoamisessa rauta(II)sulfaatti hajoaa rikkioksidiksi ja rautaoksidiksi.
Rautaoksidi (II, III) Fe₃O4 muodostuu polttamalla rautajauhetta hapessa tai ilmassa. Oksidin saamiseksi kaadetaan posliiniupokkaaseen hieman hienojakoista rautajauhetta, johon on sekoitettu natrium- tai kaliumnitraattiin. Seos sytytetään kaasupolttimella. Kuumennettaessa kalium- ja natriumnitraatit hajoavat hapen vapautuessa. Hapen sisältämä rauta palaa muodostaen oksidin Fe₃O4. Palamisen päätyttyä syntynyt oksidi jää posliinikupin pohjalle rautahilseenä.
Huomio! Älä yritä toistaa näitä kokeita itse!
Rauta(II)oksidi FeO on musta jauhe, joka muodostuu rautaoksalaatin hajoamisesta inertissä ilmakehässä.
Ihmiskehossa on noin 5 g rautaa, josta suurin osa (70 %) on osa veren hemoglobiinia.
Fyysiset ominaisuudet
Vapaassa tilassa rauta on hopeanvalkoinen metalli, jossa on harmahtava sävy. Puhdas rauta on sitkeää ja sillä on ferromagneettisia ominaisuuksia. Käytännössä käytetään yleisesti rautaseoksia - valuraudat ja teräkset.
Fe on ryhmän VIII toissijaisen alaryhmän yhdeksän d-metallin tärkein ja yleisin alkuaine. Yhdessä koboltin ja nikkelin kanssa se muodostaa "rautaperheen".
Muodostaessaan yhdisteitä muiden alkuaineiden kanssa se käyttää usein 2 tai 3 elektronia (B \u003d II, III).
Rauta, kuten lähes kaikki ryhmän VIII d-alkuaineet, ei osoita suurempaa valenssia kuin ryhmänumero. Sen maksimivalenssi saavuttaa VI:n ja on erittäin harvinainen.
Tyypillisimpiä yhdisteitä ovat ne, joissa Fe-atomit ovat hapetustilassa +2 ja +3.
Menetelmät raudan saamiseksi
1. Kaupallinen rauta (seoksessa, jossa on hiiltä ja muita epäpuhtauksia) saadaan pelkistämällä sen luonnollisia yhdisteitä karbotermisesti seuraavan kaavion mukaisesti:
Toipuminen tapahtuu asteittain, kolmessa vaiheessa:
1) 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2
2) Fe 3O 4 + CO = 3FeO + CO 2
3) FeO + CO \u003d Fe + CO 2
Tästä prosessista syntyvä valurauta sisältää yli 2 % hiiltä. Tulevaisuudessa teräkset saadaan valurauta-rautaseoksista, jotka sisältävät alle 1,5 % hiiltä.
2. Erittäin puhdasta rautaa saadaan jollakin seuraavista tavoista:
a) pentakarbonyyli Fe:n hajoaminen
Fe(CO)5 = Fe + 5CO
b) puhtaan FeO:n vetypelkistys
FeO + H2 \u003d Fe + H2O
c) Fe +2 -suolojen vesiliuosten elektrolyysi
FeC 2 O 4 \u003d Fe + 2СO 2
rauta(II)oksalaatti
Kemialliset ominaisuudet
Fe - keskiaktiivinen metalli, jolla on metalleille tyypillisiä yleisiä ominaisuuksia.
Ainutlaatuinen ominaisuus on kyky "ruostua" kosteassa ilmassa:
Kosteuden puuttuessa kuivan ilman kanssa rauta alkaa reagoida havaittavasti vasta lämpötilassa T > 150 °C; kalsinoitaessa muodostuu "rautahilsettä" Fe 3 O 4:
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4
Rauta ei liukene veteen ilman happea. Erittäin korkeissa lämpötiloissa Fe reagoi vesihöyryn kanssa ja syrjäyttää vedyn vesimolekyyleistä:
3 Fe + 4H 2O (g) \u003d 4H 2
Sen mekanismissa ruostuminen on sähkökemiallista korroosiota. Ruostetuote esitetään yksinkertaistetussa muodossa. Itse asiassa muodostuu löysä kerros oksidien ja hydroksidien seosta, joiden koostumus vaihtelee. Toisin kuin Al 2 O 3 -kalvo, tämä kerros ei suojaa rautaa myöhemmältä tuhoutumiselta.
Korroosion tyypit
Raudan korroosiosuojaus
1. Vuorovaikutus halogeenien ja rikin kanssa korkeassa lämpötilassa.
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
2Fe + 3F 2 = 2FeF 3
Fe + I 2 \u003d FeI 2
Muodostuu yhdisteitä, joissa ionityyppinen sidos on vallitseva.
2. Vuorovaikutus fosforin, hiilen, piin kanssa (rauta ei liity suoraan N2:n ja H2:n kanssa, mutta liuottaa niitä).
Fe + P = Fe x P y
Fe + C = Fe x C y
Fe + Si = FexSiy
Muodostuu koostumukseltaan vaihtelevia aineita, koska berthollidit (sidoksen kovalenttinen luonne vallitsee yhdisteissä)
3. Vuorovaikutus "ei-hapettavien" happojen kanssa (HCl, H 2 SO 4 laim.)
Fe 0 + 2H+ → Fe 2+ + H2
Koska Fe sijaitsee aktiivisuussarjassa vedyn vasemmalla puolella (E ° Fe / Fe 2+ \u003d -0,44 V), se pystyy syrjäyttämään H2:n tavallisista hapoista.
Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2
Fe + H 2 SO 4 \u003d FeSO 4 + H 2
4. Vuorovaikutus "hapettavien" happojen kanssa (HNO 3 , H 2 SO 4 väk.)
Fe 0 - 3e - → Fe 3+
Väkevä HNO 3 ja H 2 SO 4 "passivoivat" rautaa, joten normaaleissa lämpötiloissa metalli ei liukene niihin. Voimakkaalla kuumennuksella tapahtuu hidasta liukenemista (ilman H2:n vapautumista).
In razb. HNO 3 -rauta liukenee, liukenee Fe 3+ -kationeina ja happoanioni pelkistyy NO*:ksi:
Fe + 4HNO 3 \u003d Fe (NO 3) 3 + NO + 2H 2 O
Se liukenee erittäin hyvin HCl:n ja HNO 3:n seokseen
5. Asenne emäksiin
Fe ei liukene alkalien vesiliuoksiin. Se reagoi sulan alkalin kanssa vain erittäin korkeissa lämpötiloissa.
6. Vuorovaikutus vähemmän aktiivisten metallien suolojen kanssa
Fe + CuSO 4 \u003d FeSO 4 + Cu
Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0
7. Vuorovaikutus kaasumaisen hiilimonoksidin kanssa (t = 200°C, P)
Fe (jauhe) + 5CO (g) \u003d Fe 0 (CO) 5 rautapentakarbonyyli
Fe(III)-yhdisteet
Fe 2O 3 - rautaoksidi (III).
Punaruskea jauhe, n. R. H 2 O:ssa. Luonnossa - "punainen rautamalmi".
Tapoja saada:
1) rautahydroksidin (III) hajoaminen
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
2) rikkikiisupaahto
4FeS 2 + 11O 2 \u003d 8SO 2 + 2Fe 2 O 3
3) nitraatin hajoaminen
Kemialliset ominaisuudet
Fe 2 O 3 on emäksinen oksidi, jossa on amfoterismin merkkejä.
I. Pääominaisuudet ilmenevät kyvyssä reagoida happojen kanssa:
Fe 2O 3 + 6H + = 2Fe 3+ + ZH 2O
Fe 2O 3 + 6HCI \u003d 2FeCI 3 + 3H 2 O
Fe 2 O 3 + 6HNO 3 \u003d 2Fe (NO 3) 3 + 3H 2 O
II. Heikot happamat ominaisuudet. Fe 2 O 3 ei liukene alkalien vesiliuoksiin, mutta kun se sulautuu kiinteiden oksidien, alkalien ja karbonaattien kanssa, muodostuu ferriittejä:
Fe 2 O 3 + CaO \u003d Ca (FeO 2) 2
Fe 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaFeO 2 + H 2 O
Fe 2 O 3 + MgCO 3 \u003d Mg (FeO 2) 2 + CO 2
III. Fe 2 O 3 - raaka-aine raudan valmistukseen metallurgiassa:
Fe 2 O 3 + ZS \u003d 2Fe + ZSO tai Fe 2 O 3 + ZSO \u003d 2Fe + ZSO 2
Fe(OH)3 - rauta(III)hydroksidi
Tapoja saada:
Saatu alkalien vaikutuksesta liukoisiin suoloihin Fe 3+:
FeCl 3 + 3NaOH \u003d Fe (OH) 3 + 3NaCl
Fe(OH) 3:n vastaanottohetkellä - punaruskea mukosamorfinen sakka.
Fe (III) -hydroksidia muodostuu myös Fe:n ja Fe (OH) 2:n hapettuessa kosteassa ilmassa:
4Fe + 6H 2O + 3O 2 \u003d 4Fe (OH) 3
4Fe(OH)2 + 2Н 2O + O 2 = 4Fe(OH)3
Fe(III)hydroksidi on Fe 3+ -suolojen hydrolyysin lopputuote.
Kemialliset ominaisuudet
Fe(OH)3 on erittäin heikko emäs (paljon heikompi kuin Fe(OH)2). Näyttää havaittavia happamia ominaisuuksia. Siten Fe (OH) 3:lla on amfoteerinen luonne:
1) reaktiot happojen kanssa etenevät helposti:
2) tuore Fe(OH) 3:n sakka liuotetaan kuumaan väk. KOH- tai NaOH-liuokset, jotka muodostavat hydroksokomplekseja:
Fe (OH) 3 + 3KOH \u003d K 3
Emäksisessä liuoksessa Fe (OH) 3 voi hapettua ferraateiksi (rautahapon H 2 FeO 4 suolat, joita ei ole eristetty vapaassa tilassa):
2Fe(OH)3 + 10KOH + 3Br2 = 2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O
Fe 3+ suolat
Käytännössä tärkeimmät ovat: Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe (NO 3) 3, Fe (SCN) 3, K 3 4 - keltainen veren suola \u003d Fe 4 3 Preussin sininen (tummansininen sakka)
b) Fe 3+ + 3SCN - \u003d Fe (SCN) 3 Fe (III) tiosyanaatti (verenpunainen liuos)
Rauta tunnettiin esihistoriallisina aikoina, mutta sitä käytettiin laajalti paljon myöhemmin, koska se on vapaassa tilassa luonnossa erittäin harvinainen ja sen valmistus malmeista tuli mahdolliseksi vasta tietyllä teknisen kehityksen tasolla. Todennäköisesti ensimmäistä kertaa ihminen tutustui meteoriittiraudaan, mistä todistavat sen nimet muinaisten kansojen kielillä: muinainen egyptiläinen "beni-pet" tarkoittaa "taivaallista rautaa"; antiikin kreikkalainen sideros yhdistetään latinan sanaan sidus (suvun tapaus sideris) - tähti, taivaankappale. Heettiläisissä teksteissä 1300-luvulla eKr. e. Rauta mainitaan taivaalta pudonneena metallina. Romaanisilla kielillä on säilynyt roomalaisten antaman nimen juuri (esim. ranska fer, italia ferro).
Menetelmä raudan saamiseksi malmeista keksittiin Aasian länsiosassa 2. vuosituhannella eKr. e.; sen jälkeen raudan käyttö levisi Babylonissa, Egyptissä ja Kreikassa; Pronssikausi korvattiin rautakaudella. Homeros (Iliaksen 23. laulussa) kertoo, että Akhilleus palkitsi kiekonheittokilpailun voittajan rautaisella huutolevyllä. Euroopassa ja muinaisessa Venäjällä vuosisatojen ajan rautaa saatiin juustonvalmistusprosessilla. Rautamalmia pelkistettiin puuhiilellä kaivoon rakennetussa uunissa; ilmaa pumpattiin tulisijaan turkiksilla, pelkistystuote - kritsu erotettiin kuonasta vasaran iskuilla ja siitä takottiin erilaisia tuotteita. Kun puhallusmenetelmiä parannettiin ja tulisijan korkeutta nousi, prosessin lämpötila nousi ja osa raudasta hiiltyi, eli saatiin valurautaa; tätä suhteellisen herkkää tuotetta pidettiin jätetuotteena. Tästä syystä valuraudan nimi "chushka", "harkkorauta" - englanti. harkkorauta. Myöhemmin huomattiin, että kun tulisijaan ei lastata rautamalmia, vaan valurautaa, saadaan myös vähähiilinen rautakukinta, ja tällainen kaksivaiheinen prosessi osoittautui kannattavammaksi kuin raakataikina. 1100-1300-luvuilla huutomenetelmä oli jo laajalle levinnyt.
1300-luvulla valurautaa alettiin sulattaa paitsi puolivalmisteena jatkojalostusta varten, myös materiaalina erilaisten tuotteiden valuun. Samaan aikaan on peräisin myös tulisijan jälleenrakentaminen kuilu-uuniksi ("domnitsa") ja sitten masuuniksi. 1700-luvun puolivälissä Euroopassa alettiin käyttää upokasprosessia teräksen saamiseksi, joka tunnettiin Syyriassa keskiajan alkupuolella, mutta myöhemmin unohdettiin. Tällä menetelmällä terästä saatiin sulattamalla metallipanos pienissä astioissa (upokkaissa) erittäin tulenkestävästä massasta. 1700-luvun viimeisellä neljänneksellä tulisen kaikuuunin tulisijalla alkoi kehittyä valuraudan muuttaminen raudaksi. 1700-luvun ja 1800-luvun alun teollinen vallankumous, höyrykoneen keksiminen, rautateiden rakentaminen, suuret sillat ja höyrylaivasto loivat valtavan kysynnän raudalle ja sen metalliseoksille. Kaikki olemassa olevat raudan tuotantomenetelmät eivät kuitenkaan pystyneet vastaamaan markkinoiden tarpeita. Teräksen massatuotanto alkoi vasta 1800-luvun puolivälissä, jolloin kehitettiin Bessemer-, Thomas- ja avotakkaprosessit. 1900-luvulla sähköinen teräksenvalmistusprosessi syntyi ja yleistyi, jolloin saatiin korkealaatuista terästä.
Raudan jakautuminen luonnossa. Litosfäärissä (4,65 painoprosenttia) rauta on metallien joukossa toisella sijalla (alumiini on ensimmäisellä sijalla). Se liikkuu voimakkaasti maankuoressa muodostaen noin 300 mineraalia (oksideja, sulfideja, silikaatteja, karbonaatteja, titanaatteja, fosfaatteja jne.). Rauta osallistuu aktiivisesti magmaattisiin, hydrotermisiin ja supergeeniprosesseihin, jotka liittyvät sen erityyppisten kerrostumien muodostumiseen. Rauta on maan syvyyksien metalli, sitä kertyy magman kiteytymisen alkuvaiheessa ultraemäksisiin (9,85 %) ja emäksisiin (8,56 %) kiviin (graniiteissa sitä on vain 2,7 %). Biosfäärissä rauta kerääntyy moniin meri- ja mannersedimentteihin muodostaen sedimenttimalmeja.
Tärkeä rooli raudan geokemiassa on redox-reaktioilla - 2-arvoisen raudan siirtyminen 3-valenttiseksi ja päinvastoin. Biosfäärissä Fe 3+ pelkistyy orgaanisten aineiden läsnä ollessa Fe 2+:ksi ja kulkeutuu helposti, ja kun se kohtaa ilmakehän hapen, Fe 2+ hapettuu muodostaen kolmiarvoisten rautahydroksidien kertymiä. Yleisiä 3-arvoisen raudan yhdisteitä ovat punaiset, keltaiset, ruskeat. Tämä määrittää monien sedimenttikivien värin ja niiden nimen - "punainen muodostuminen" (punainen ja ruskea savi ja savet, keltainen hiekka jne.).
Raudan fysikaaliset ominaisuudet. Raudan tärkeyttä nykytekniikassa ei määrää ainoastaan sen laaja levinneisyys luonnossa, vaan myös erittäin arvokkaiden ominaisuuksien yhdistelmä. Se on muovia, helposti taottu sekä kylmässä että lämmitetyssä tilassa, voidaan rullata, leimata ja vetää. Kyky liuottaa hiiltä ja muita alkuaineita on perusta erilaisten rautaseosten saamiseksi.
Rauta voi esiintyä kahden kidehilan muodossa: α- ja γ-kappalekeskeinen kuutio (bcc) ja kasvokeskeinen kuutio (fcc). Alle 910 °C:ssa α-Fe, jossa on bcc-hila, on stabiili (a = 2,86645Å 20 °C:ssa). 910°C ja 1400°C välillä γ-modifikaatio fcc-hilalla on stabiili (a = 3,64Å). 1400°C:n yläpuolella muodostuu jälleen δ-Fe bcc-hila (a = 2,94Å), joka on stabiili sulamispisteeseen (1539°C) asti. α-Fe on ferromagneettista 769 °C:seen asti (Curie-piste). Modifikaatiot γ-Fe ja δ-Fe ovat paramagneettisia.
D. K. Chernov löysi vuonna 1868 raudan ja teräksen polymorfiset muutokset kuumentamisen ja jäähdytyksen aikana. Hiili muodostaa raudan kanssa interstitiaalisia kiinteitä liuoksia, joissa pienemmän atomisäteen (0,77 Å) C-atomit sijaitsevat suuremmista atomeista koostuvan metallikidehilan (Fe-atomisäde 1,26 Å) välissä. Kiinteää hiilen liuosta γ-Fe:ssä kutsutaan austeniitiksi ja α-Fe:ssä sitä ferriitiksi. Kyllästetty kiinteä hiilen liuos y-Fe:ssä sisältää 2,0 massaprosenttia C 1130 °C:ssa; α-Fe liukenee vain 0,02-0,04 % C 723 °C:ssa ja alle 0,01 % huoneenlämpötilassa. Siksi, kun austeniitti sammutetaan, muodostuu martensiittia - ylikyllästynyttä kiinteää hiilen liuosta α-Fe:ssä, joka on erittäin kova ja hauras. Karkaisun ja karkaisun yhdistelmä (kuumennus suhteellisen alhaisiin lämpötiloihin sisäisten jännitysten vähentämiseksi) mahdollistaa teräksen vaaditun kovuuden ja sitkeyden yhdistelmän.
Raudan fysikaaliset ominaisuudet riippuvat sen puhtaudesta. Teollisissa rautamateriaaleissa raudan mukana on yleensä hiilen, typen, hapen, vedyn, rikin ja fosforin epäpuhtauksia. Jopa hyvin pieninä pitoisuuksina nämä epäpuhtaudet muuttavat suuresti metallin ominaisuuksia. Joten rikki aiheuttaa niin kutsuttua punaista haurautta, fosfori (jopa 10 -2% P) - kylmähaurautta; hiili ja typpi vähentävät plastisuutta ja vety lisää raudan haurautta (ns. vetyhaurautta). Epäpuhtauspitoisuuden vähentäminen 10 -7 - 10 -9 %:iin johtaa merkittäviin muutoksiin metallin ominaisuuksissa, erityisesti sitkeyden lisääntymiseen.
Seuraavat ovat raudan fysikaaliset ominaisuudet, jotka liittyvät pääasiassa metalliin, jonka epäpuhtauksien kokonaispitoisuus on alle 0,01 massaprosenttia:
Atomisäde 1,26Å
Ionisäteet Fe 2+ 0,80Å, Fe 3+ 0,67Å
Tiheys (20 °C) 7,874 g/cm3
t paali noin 3200°С
Lineaarilaajenemisen lämpötilakerroin (20°C) 11,7 10 -6
Lämmönjohtavuus (25°C) 74,04 W/(m K)
Raudan lämpökapasiteetti riippuu sen rakenteesta ja muuttuu monimutkaisesti lämpötilan mukana; keskimääräinen ominaislämpökapasiteetti (0-1000°C) 640,57 j/(kg K) .
Sähkövastus (20°C) 9,7 10 -8 ohm m
Sähkövastuksen lämpötilakerroin (0-100°C) 6,51 10 -3
Youngin moduuli 190-210 10 3 MN / m 2 (19-21 10 3 kgf / mm 2)
Youngin moduulin lämpötilakerroin 4 10 -6
Leikkausmoduuli 84,0 10 3 MN/m 2
Lyhytaikainen vetolujuus 170-210 MN/m2
Suhteellinen venymä 45-55 %
Brinell-kovuus 350-450 MN/m2
Myötölujuus 100 MN/m2
Iskusitkeys 300 MN/m2
Raudan kemialliset ominaisuudet. Atomin ulomman elektronikuoren konfiguraatio on 3d 6 4s 2 . Raudalla on vaihteleva valenssi (stabiiliimmat yhdisteet ovat 2- ja 3-arvoinen rauta). Hapen kanssa rauta muodostaa oksidin (II) FeO, oksidin (III) Fe 2 O 3 ja oksidin (II, III) Fe 3 O 4 (FeO:n yhdiste Fe 2 O 3:n kanssa, jolla on spinellirakenne). Tavallisissa lämpötiloissa kosteassa ilmassa rauta peittyy irtonaisella ruosteella (Fe 2 O 3 nH 2 O). Huokoisuutensa ansiosta ruoste ei estä hapen ja kosteuden pääsyä metalliin, eikä siksi suojaa sitä lisähapettumiselta. Erilaisten korroosioiden seurauksena miljoonia tonneja rautaa menetetään vuosittain. Kun rautaa kuumennetaan kuivassa ilmassa yli 200 °C, se peittyy erittäin ohuella oksidikalvolla, joka suojaa metallia korroosiolta tavallisissa lämpötiloissa; tämä on teknisen rauta-suojausmenetelmän perusta. Vesihöyryssä kuumennettaessa rauta hapettuu muodostaen Fe 3 O 4 (alle 570 °C) tai FeO (yli 570 °C) ja vapauttaa vetyä.
Hydroksidi Fe (OH) 2 muodostuu valkoisena sakkana syövyttävien alkalien tai ammoniakin vaikutuksesta Fe 2+ -suolojen vesiliuoksiin vety- tai typpiatmosfäärissä. Ilman kanssa kosketuksessa Fe(OH)2 muuttuu ensin vihreäksi, sitten mustaksi ja lopulta nopeasti punaruskeaksi Fe(OH)3-hydroksidiksi. FeO-oksidilla on perusominaisuudet. Oksidi Fe 2O 3 on amfoteerinen ja sillä on lievästi hapan funktio; reagoimalla emäksisempien oksidien kanssa (esim. MgO:n kanssa se muodostaa ferriittejä - Fe 2 O 3 nMeO -tyyppisiä yhdisteitä, joilla on ferromagneettisia ominaisuuksia ja joita käytetään laajalti radioelektroniikassa. Happamia ominaisuuksia ilmaistaan myös 6-arvoisessa raudassa, joka esiintyy ferraattien muodossa, esimerkiksi K2FeO4, rautahapon suoloina, joita ei ole eristetty vapaassa tilassa.
Rauta reagoi helposti halogeenien ja vetyhalogenidien kanssa, jolloin syntyy suoloja, kuten klorideja FeCl 2 ja FeCl 3 . Kun rautaa kuumennetaan rikillä, muodostuu FeS- ja FeS 2 -sulfideja. Rautakarbidit - Fe 3 C (sementiitti) ja Fe 2 C (e-karbidi) - saostuvat kiinteistä hiilen liuoksista rautaa jäähtyessään. Fe 3 C vapautuu myös nestemäisen raudan hiilen liuoksista korkeissa C-pitoisuuksissa. Typpi, kuten hiili, tuottaa interstitiaalisia kiinteitä liuoksia raudan kanssa; Niistä eristetään nitridejä Fe 4 N ja Fe 2 N. Vedyn kanssa rauta tuottaa vain vähän stabiileja hydridejä, joiden koostumusta ei ole tarkasti selvitetty. Kuumennettaessa rauta reagoi kiivaasti piin ja fosforin kanssa muodostaen silidejä (esim. Fe 3 Si ja fosfideja (esim. Fe 3 P).
Rautayhdisteillä, joissa on monia alkuaineita (O, S ja muut), jotka muodostavat kiteisen rakenteen, on vaihteleva koostumus (esimerkiksi monosulfidin rikkipitoisuus voi vaihdella välillä 50 - 53,3 at.%). Tämä johtuu kiderakenteen virheistä. Esimerkiksi rautaoksidissa (II) osa hilakohdissa olevista Fe 2+ -ioneista on korvattu Fe 3+ -ioneilla; sähköisen neutraalisuuden ylläpitämiseksi jotkut Fe 2+ -ioneihin kuuluvat hilakohdat jäävät tyhjiksi.
Raudan normaali elektrodipotentiaali sen suolojen vesiliuoksissa reaktiolle Fe = Fe 2+ + 2e on -0,44 V ja reaktiolle Fe = Fe 3+ + 3e -0,036 V. Siten toimintosarjassa rauta on vedyn vasemmalla puolella. Se liukenee helposti laimeisiin happoihin vapauttaen H2:ta ja muodostaen Fe 2+ -ioneja. Raudan vuorovaikutus typpihapon kanssa on erikoinen. Väkevä HNO 3 (tiheys 1,45 g/cm 3) passivoi raudan, koska sen pinnalle muodostuu suojaava oksidikalvo; laimeampi HNO 3 liuottaa rautaa, jolloin muodostuu Fe 2+- tai Fe 3+ -ioneja, pelkistyen NH 3:ksi tai N 2:ksi ja N 2 O:ksi. 2-arvoisen raudan suolojen liuokset ilmassa ovat epästabiileja - Fe 2+ hapettuu vähitellen Fe 3+:aan. Rautasuolojen vesiliuokset ovat happamia hydrolyysin vuoksi. Tiosyanaatti-ionien SCN- lisääminen Fe 3+ -suolojen liuoksiin antaa kirkkaan verenpunaisen värin Fe(SCN) 3:n esiintymisen vuoksi, mikä mahdollistaa 1 osan Fe 3+:n läsnäolon paljastamisen noin 10:ssä. 6 osaa vettä. Raudalle on ominaista monimutkaisten yhdisteiden muodostuminen.
Raudan saaminen. Puhdasta rautaa saadaan suhteellisen pieniä määriä sen suolojen vesiliuosten elektrolyysillä tai pelkistämällä sen oksideja vedyllä. Riittävän puhtaan raudan tuotanto lisääntyy vähitellen pelkistämällä sitä suoraan malmirikasteista vedyllä, maakaasulla tai hiilellä suhteellisen alhaisissa lämpötiloissa.
Raudan käyttö. Rauta on modernin tekniikan tärkein metalli. Puhtaassa muodossaan rautaa ei käytännössä käytetä sen alhaisen lujuuden vuoksi, vaikka teräs- tai valurautatuotteita kutsutaan usein "raudaksi" jokapäiväisessä elämässä. Suurin osa raudasta käytetään seosten muodossa, joilla on hyvin erilaisia koostumuksia ja ominaisuuksia. Rautaseokset muodostavat noin 95 % kaikista metallituotteista. Hiilipitoiset seokset (yli 2 painoprosenttia) - valurauta, sulatetaan masuuneissa rautarikkaista malmeista. Erilaatuista terästä (hiilipitoisuus alle 2 massaprosenttia) sulatetaan valuraudasta avo- ja sähköuuneissa ja -muuntimissa hapettamalla (polttamalla) ylimääräinen hiili, poistamalla haitalliset epäpuhtaudet (pääasiassa S, P, O) ja lisäämällä seosaineita. Korkeaseosteiset teräkset (joissa on paljon nikkeliä, kromia, volframia ja muita alkuaineita) sulatetaan valokaari- ja induktiouuneissa. Uusia prosesseja, kuten tyhjiö- ja sähkökuonan uudelleensulatus, plasma- ja elektronisuihkusulatus ja muita, käytetään terästen ja rautaseosten valmistukseen erityisen tärkeisiin tarkoituksiin. Teräksen sulattamiseen jatkuvasti toimivissa yksiköissä kehitetään menetelmiä, jotka varmistavat metallin korkean laadun ja prosessin automatisoinnin.
Luodaan rautapohjaisia materiaaleja, jotka kestävät korkeita ja matalia lämpötiloja, tyhjiötä ja korkeita paineita, aggressiivisia aineita, korkeita vaihtojännitteitä, ydinsäteilyä jne. Raudan ja sen seosten tuotanto kasvaa jatkuvasti.
Rautaa taidemateriaalina on käytetty muinaisista ajoista lähtien Egyptissä, Mesopotamiassa ja Intiassa. Keskiajalta lähtien Euroopan maissa (Englanti, Ranska, Italia, Venäjä ja muut) on säilytetty lukuisia erittäin taiteellisia rautatuotteita - taotut aidat, oven saranat, seinäkiinnikkeet, tuuliviirit, rintakalusteet, valot. Tankoista takotut tuotteet ja rei'itetystä peltilevystä (usein kiillevuorauksella) valmistetut tuotteet erottuvat tasomaisista muodoista, selkeästä lineaarisesta graafisesta siluetista ja näkyvät tehokkaasti vaaleaa ilmaa vasten. 1900-luvulla rautaa käytettiin ristikoiden, aitojen, harjakattoisten sisäseinien, kynttilänjalkojen ja monumenttien valmistukseen.
Rautaa kehossa. Rautaa on kaikkien eläinten ja kasvien eliöissä (noin 0,02 % keskimäärin); sitä tarvitaan pääasiassa hapen vaihtoon ja oksidatiivisiin prosesseihin. On olemassa organismeja (niin sanottuja tiivistäjiä), jotka pystyvät keräämään sitä suuria määriä (esimerkiksi rautabakteerit - jopa 17-20% raudasta). Melkein kaikki eläin- ja kasviorganismeissa oleva rauta liittyy proteiineihin. Raudanpuute aiheuttaa kasvun hidastumista ja kasvien kloroosia, joka liittyy klorofyllin tuotannon vähenemiseen. Ylimääräinen rauta vaikuttaa haitallisesti myös kasvien kehitykseen aiheuttaen esimerkiksi riisinkukkien hedelmättömyyttä ja kloroosia. Emäksisessä maaperässä muodostuu rautayhdisteitä, joihin kasvien juuret eivät pääse käsiksi, eivätkä kasvit saa sitä riittävästi; happamassa maaperässä rauta siirtyy ylimäärin liukoisiksi yhdisteiksi. Kun assimiloituvien rautayhdisteiden puute tai ylimäärä maaperässä on, kasvisairauksia voidaan havaita laajoilla alueilla.
Rauta pääsee eläinten ja ihmisten elimistöön ruoan mukana (maksa, liha, munat, palkokasvit, leipä, viljat, pinaatti ja punajuuret ovat rautarikkaimpia). Normaalisti ihminen saa ravinnon mukana 60-110 mg rautaa, mikä ylittää merkittävästi hänen päivittäisen tarpeensa. Ruoan kanssa nautitun raudan imeytyminen tapahtuu ohutsuolen yläosassa, josta se tulee vereen proteiineihin sitoutuneessa muodossa ja kulkeutuu veren mukana eri elimiin ja kudoksiin, missä se laskeutuu rauta-proteiinikompleksi - ferritiini. Raudan päävarasto kehossa on maksa ja perna. Ferritiinistä johtuen kehon kaikkien rautaa sisältävien yhdisteiden synteesi tapahtuu: hengityspigmentti hemoglobiini syntetisoituu luuytimessä, myoglobiini syntetisoituu lihaksissa, sytokromit ja muut rautaa sisältävät entsyymit syntetisoituvat eri kudoksissa. Rauta erittyy elimistöstä pääasiassa paksusuolen seinämän kautta (ihmisellä noin 6-10 mg vuorokaudessa) ja vähäisessä määrin munuaisten kautta. Elimistön raudan tarve vaihtelee iän ja fyysisen kunnon mukaan. 1 painokiloa kohden lapset tarvitsevat - 0,6, aikuiset - 0,1 ja raskaana olevat naiset - 0,3 mg rautaa päivässä. Eläimillä raudan tarve on noin (1 kg:aa ravinnon kuiva-ainetta kohti): lypsylehmille - vähintään 50 mg, nuorille eläimille - 30-50 mg; porsaille - jopa 200 mg, raskaana oleville sioille - 60 mg.
Se on yksi yleisimmistä alkuaineista maankuoressa.
Raudan fysikaaliset ominaisuudet.
Rauta- muokattava hopeanvalkoinen metalli, jolla on korkea kemiallinen kestävyys. Se sietää hyvin korkeita lämpötiloja ja kosteutta. Se tummuu (ruostuu) nopeasti ilmassa ja vedessä. Erittäin muovinen, antaa periksi takomiseen ja rullaukseen. Sillä on hyvä lämmön- ja sähkönjohtavuus, erinomainen ferromagneetti.
Raudan kemialliset ominaisuudet.
Rauta siirtymämetalli. Sen hapetusaste voi olla +2 ja +3. Reagoi vesihöyryn kanssa:
3 Fe + 4 H 2 O = Fe 3 O 4 + 4 H 2 .
Mutta kosteuden läsnäollessa rauta ruostuu:
4 Fe + 3 O 2 + 6 H 2 O = 4 Fe(vai niin) 3 .
2 Fe + 3 Cl 2 = 2 FeCl 3 .
Fe + H 2 NIIN 4 = FeSO 4 + H 2 .
Väkevät hapot passivoivat rautaa kylmässä, mutta liukenevat kuumennettaessa:
2Fe + 6H 2SO 4 \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.
rautahydroksidi (II) saatu emäksen vaikutuksesta raudan (II) suoloihin ilman happea:
F 2 SO 4 + 2 NaOH \u003d Fe (OH) 2 + Na 2 SO 4.
Muodostuu valkoinen sakka, joka hapettuu nopeasti ilmassa:
4Fe(OH)2 + O2 + 2H20 = 4Fe(OH)3.
Tämä hydroksidi on amfoteerinen; kuumennettaessa se liukenee emäksiin muodostaen heksahydroferaattia:
Fe (OH) 3 + 3KOH \u003d K 3.
Rautamuodot kaksi monimutkaista rautasuolaa:
- keltainen veren suola K 4 [ Fe(CN) 6 ];
- punaista verisuolaa K 3 [ Fe(CN) 6 ].
Nämä yhdisteet ovat kvalitatiivisia rauta-ionien määrittämiseen. Yhdiste Preussin sininen:
K 4 + Fe 2+ \u003d KFe III + 2K +.
Raudan käyttö.
Rauta on olennainen osa hengitysprosessia. Se on osa veren hemoglobiinia, osallistuu hapen siirtoon keuhkoista kudoksiin. Luonnossa rautaa löytyy malmien ja mineraalien koostumuksesta.
Rauta on jaksollisen järjestelmän neljännen jakson kahdeksas elementti. Sen numero taulukossa (kutsutaan myös atomiksi) on 26, mikä vastaa protonien määrää ytimessä ja elektronien lukumäärää elektronikuoressa. Se on merkitty kahdella ensimmäisellä kirjaimella sen latinalaisesta vastineesta - Fe (lat. Ferrum - tarkoittaa "ferrum"). Rauta on maankuoren toiseksi yleisin alkuaine, sen osuus on 4,65 % (yleisin on alumiini, Al). Alkuperäisessä muodossaan tämä metalli on melko harvinainen, useammin se louhitaan sekamalmista nikkelin kanssa.
Yhteydessä
Mikä on tämän yhdisteen luonne? Rauta atomina koostuu metallikidehilasta, joka varmistaa tätä alkuainetta sisältävien yhdisteiden kovuuden ja molekyylin stabiilisuuden. Juuri tähän liittyen tämä metalli on tyypillinen kiinteä kappale, toisin kuin esimerkiksi elohopea.
Rauta yksinkertaisena aineena- hopeanvärinen metalli, jolla on tälle elementtiryhmälle tyypillisiä ominaisuuksia: muokattavuus, metallinen kiilto ja sitkeys. Lisäksi raudalla on korkea reaktiivisuus. Jälkimmäisestä ominaisuudesta kertoo se, että rauta syöpyy erittäin nopeasti korkeassa lämpötilassa ja sopivassa kosteudessa. Puhtaassa hapessa tämä metalli palaa hyvin, ja jos se murskataan hyvin pieniksi hiukkasiksi, ne eivät vain pala, vaan syttyvät itsestään.
Usein emme kutsu rautaa puhtaaksi metalliksi, vaan sen hiiltä © sisältäviä seoksia, esimerkiksi teräkseksi (<2,14% C) и чугун (>2,14 % C). Teollisesti suuri merkitys on myös metalliseoksilla, joihin lisätään seosmetalleja (nikkeliä, mangaania, kromia ja muita), joiden ansiosta teräs ruostuu, eli seostuu. Siten tämän perusteella käy selväksi, mikä laaja teollinen sovellus tällä metallilla on.
Ominainen Fe
Raudan kemialliset ominaisuudet
Katsotaanpa tarkemmin tämän elementin ominaisuuksia.
Yksinkertaisen aineen ominaisuudet
- Hapeutuminen ilmassa korkeassa kosteudessa (syövyttävä prosessi):
4Fe + 3O2 + 6H2O \u003d 4Fe (OH) 3 - rauta(III)hydroksidi (hydroksidi)
- Rautalangan polttaminen hapessa, jolloin muodostuu sekaoksidia (se sisältää alkuaineen, jonka hapetusaste on sekä +2 että hapetusaste +3):
3Fe+2O2 = Fe3O4 (rautaasteikko). Reaktio on mahdollista kuumennettaessa 160 ⁰C:seen.
- Vuorovaikutus veden kanssa korkeassa lämpötilassa (600–700 ⁰C):
3Fe+4H2O = Fe3O4+4H2
- Reaktiot ei-metallien kanssa:
a) Reaktio halogeenien kanssa (Tärkeää! Tällä vuorovaikutuksella se saa alkuaineen hapetusasteen +3)
2Fe + 3Cl2 \u003d 2FeCl3 - rautakloridi
b) Reaktio rikin kanssa (Tärkeää! Tässä vuorovaikutuksessa alkuaineen hapetusaste on +2)
Rauta(III)sulfidi - Fe2S3 voidaan saada toisen reaktion aikana:
Fe2O3+ 3H2S=Fe2S3+3H2O
c) Pyriitin muodostuminen
Fe + 2S \u003d FeS2 - pyriitti. Kiinnitä huomiota tämän yhdisteen muodostavien alkuaineiden hapettumisasteeseen: Fe (+2), S (-1).
- Vuorovaikutus metallisuolojen kanssa metalliaktiivisuuden sähkökemiallisessa sarjassa Fe:n oikealla puolella:
Fe + CuCl2 \u003d FeCl2 + Cu - rauta(II)kloridi
- Vuorovaikutus laimennettujen happojen (esimerkiksi suola- ja rikkihappo) kanssa:
Fe+HBr = FeBr2+H2
Fe+HCl = FeCl2+ H2
Huomaa, että nämä reaktiot tuottavat rautaa, jonka hapetusaste on +2.
- Laimentamattomissa hapoissa, jotka ovat voimakkaimpia hapettimia, reaktio on mahdollista vain kuumennettaessa, kylmissä hapoissa metalli passivoituu:
Fe + H2SO4 (väkevä) = Fe2 (SO4) 3 + 3SO2 + 6H2O
Fe+6HNO3 = Fe(NO3)3+3NO2+3H2O
- Raudan amfoteeriset ominaisuudet ilmenevät vain vuorovaikutuksessa väkevien alkalien kanssa:
Fe + 2KOH + 2H2O \u003d K2 + H2 - kaliumtetrahydroksiferraatti (II) saostuu.
Raudan valmistusprosessi masuunissa
- Sulfidi- ja karbonaattimalmien pasuttaminen ja myöhempi hajottaminen (metallioksidien eristäminen):
FeS2 -> Fe2O3 (O2, 850 ⁰C, -SO2). Tämä reaktio on myös ensimmäinen vaihe rikkihapon teollisessa synteesissä.
FeCO3 -> Fe2O3 (O2, 550-600 ⁰C, -CO2).
- Polttava koksi (ylimäärä):
С (koksi) + O2 (ilma) —> CO2 (600–700 ⁰C)
CO2+С (koksi) —> 2CO (750–1000 ⁰C)
- Malmipitoisen oksidin talteenotto hiilimonoksidilla:
Fe2O3 —> Fe3O4 (CO, -CO2)
Fe3O4 —> FeO (CO, -CO2)
FeO —> Fe(CO, -CO2)
- Raudan hiiletys (6,7 %) ja valuraudan sulatus (t⁰sulatus - 1145 ⁰C)
Fe (kiinteä) + C (koksi) -> valurauta. Reaktiolämpötila on 900-1200 ⁰C.
Valurautassa sementiittiä (Fe2C) ja grafiittia on aina rakeiden muodossa.
Fe:tä sisältävien yhdisteiden karakterisointi
Tutkimme kunkin yhteyden ominaisuuksia erikseen.
Fe3O4
Seka- tai kaksoisrautaoksidi, joka sisältää alkuaineen, jonka hapetusaste on sekä +2 että +3. Myös Fe3O4:ää kutsutaan rautaoksidi. Tämä yhdiste kestää korkeita lämpötiloja. Ei reagoi veden, vesihöyryn kanssa. Hajoaa mineraalihappojen vaikutuksesta. Voidaan pelkistää vedyllä tai raudalla korkeassa lämpötilassa. Kuten yllä olevista tiedoista voi ymmärtää, se on välituote raudan teollisen tuotannon reaktioketjussa.
Rautaoksidia käytetään suoraan mineraalipohjaisten maalien, värillisen sementin ja keraamisten tuotteiden valmistuksessa. Fe3O4 saadaan mustaamalla ja sinistämällä terästä. Seosoksidi saadaan polttamalla rautaa ilmassa (reaktio on annettu edellä). Oksideja sisältävä malmi on magnetiitti.
Fe2O3
Rauta(III)oksidi, triviaali nimi - hematiitti, punaruskea yhdiste. Kestää korkeita lämpötiloja. Puhtaassa muodossaan sitä ei muodostu raudan hapettumisen aikana ilmakehän hapen kanssa. Ei reagoi veden kanssa, muodostaa hydraatteja, jotka saostuvat. Reagoi huonosti laimennettujen emästen ja happojen kanssa. Se voidaan seostaa muiden metallien oksidien kanssa muodostaen spinellejä - kaksoisoksideja.
Punaista rautamalmia käytetään raaka-aineena masuunimenetelmällä valmistetun harkkoraudan teollisessa tuotannossa. Se myös nopeuttaa reaktiota, eli se on katalyytti ammoniakkiteollisuudessa. Sitä käytetään samoilla alueilla kuin rautaoksidia. Lisäksi sitä käytettiin äänen ja kuvan kantajana magneettinauhoilla.
FeOH2
Rauta(II)hydroksidi, yhdiste, jolla on sekä happamia että emäksisiä ominaisuuksia, jälkimmäiset hallitsevat, eli se on amfoteerinen. Valkoinen aine, joka hapettuu nopeasti ilmassa, "muuttuu ruskeaksi" rauta(III)hydroksidiksi. Hajoaa lämpötilan vaikutuksesta. Se reagoi sekä heikkojen happo- että alkaliliuosten kanssa. Emme liukene veteen. Reaktiossa se toimii pelkistimenä. Se on korroosioreaktion välituote.
Fe2+- ja Fe3+-ionien havaitseminen ("laadulliset" reaktiot)
Fe2+- ja Fe3+-ionien tunnistaminen vesiliuoksissa suoritetaan käyttämällä monimutkaisia kompleksisia yhdisteitä - K3, punaverisuola ja K4, keltainen veren suola, vastaavasti. Molemmissa reaktioissa muodostuu tyydyttynyt sininen sakka, jolla on sama määrällinen koostumus, mutta erilainen raudan sijainti valenssilla +2 ja +3. Tätä sakkaa kutsutaan usein myös Preussin siniseksi tai Turnbullin siniseksi.
Reaktio kirjoitettu ionimuodossa
Fe2++K++3- K+1Fe+2
Fe3++K++4- K+1Fe+3
Hyvä reagenssi Fe3+:n havaitsemiseen on tiosyanaatti-ioni (NCS-)
Fe3++ NCS- 3- - näillä yhdisteillä on kirkkaan punainen ("verinen") väri.
Tämä reagenssi, esimerkiksi kaliumtiosyanaatti (kaava - KNCS), antaa sinun määrittää jopa merkityksettömän rautapitoisuuden liuoksissa. Joten hän pystyy määrittämään, ovatko putket ruosteisia tutkiessaan vesijohtovettä.
