लोहा मध्यम रासायनिक गतिविधि की धातु है। यह कई खनिजों का एक घटक है: मैग्नेटाइट, हेमेटाइट, लिमोनाइट, साइडराइट, पाइराइट।

लिमोनाइट नमूना

लोहे के रासायनिक और भौतिक गुण

सामान्य परिस्थितियों में और अपने शुद्ध रूप में, लोहा एक चमकदार धात्विक चमक के साथ एक सिल्वर-ग्रे ठोस होता है। लोहा एक अच्छा विद्युत और तापीय चालक है। ठंडे कमरे में लोहे की वस्तु को छूकर इसे महसूस किया जा सकता है। चूंकि धातु जल्दी से गर्मी का संचालन करती है, इसलिए यह मानव त्वचा से कम समय में अधिकांश गर्मी लेती है, इसलिए छूने पर ठंड महसूस होती है।

शुद्ध लोहा

लोहे का गलनांक 1538 °C होता है, क्वथनांक 2862 °C होता है। लोहे के विशिष्ट गुण अच्छा लचीलापन और गलनांक हैं।

सरल पदार्थों के साथ प्रतिक्रिया करता है: ऑक्सीजन, हैलोजन (ब्रोमीन, आयोडीन, फ्लोरीन), फास्फोरस, सल्फर। लोहे को जलाने पर धातु के ऑक्साइड बनते हैं। प्रतिक्रिया की स्थिति और दो प्रतिभागियों के बीच अनुपात के आधार पर, लोहे के आक्साइड विविध हो सकते हैं। प्रतिक्रिया समीकरण:

2Fe + O₂ = 2FeO;

4Fe + 3O₂ = 2Fe₂O₃;

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄।

ये प्रतिक्रियाएं उच्च तापमान पर होती हैं। आप सीखेंगे कि लोहे के गुणों का अध्ययन करने के लिए घर पर कौन से प्रयोग किए जा सकते हैं।

ऑक्सीजन के साथ लोहे की प्रतिक्रिया

ऑक्सीजन के साथ लोहे की प्रतिक्रिया के लिए, पहले से गरम करना आवश्यक है। लोहा एक चकाचौंध की लौ से जलता है, बिखरता है - लोहे के पैमाने के लाल-गर्म कण Fe₃O₄। लोहे और ऑक्सीजन की समान प्रतिक्रिया हवा में होती है, जब यांत्रिक प्रसंस्करण के दौरान घर्षण द्वारा इसे अत्यधिक गर्म किया जाता है।

जब लोहे को ऑक्सीजन (या हवा में) में जलाया जाता है, तो लोहे का पैमाना बनता है। प्रतिक्रिया समीकरण:

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄

3Fe + 2O₂ = FeO Fe₂O₃।

आयरन ऑक्साइड एक ऐसा यौगिक है जिसमें आयरन के अलग-अलग वैलेंस वैल्यू होते हैं।

लोहे के आक्साइड का उत्पादन

आयरन ऑक्साइड ऑक्सीजन के साथ लोहे की बातचीत के उत्पाद हैं। उनमें से सबसे प्रसिद्ध FeO, Fe₂O₃ और Fe₃O₄ हैं।

आयरन ऑक्साइड (III) Fe₂O₃ एक नारंगी-लाल पाउडर है जो हवा में लोहे के ऑक्सीकरण के दौरान बनता है।

पदार्थ उच्च तापमान पर हवा में फेरिक नमक के अपघटन से बनता है। एक चीनी मिट्टी के बरतन क्रूसिबल में थोड़ा लोहा (III) सल्फेट डाला जाता है, और फिर इसे गैस बर्नर की आग पर शांत किया जाता है। थर्मल अपघटन पर, फेरस सल्फेट सल्फर ऑक्साइड और आयरन ऑक्साइड में विघटित हो जाएगा।

आयरन ऑक्साइड (II, III) Fe₃O₄ लोहे के चूर्ण को ऑक्सीजन या हवा में जलाने से बनता है। ऑक्साइड प्राप्त करने के लिए, सोडियम या पोटेशियम नाइट्रेट के साथ मिश्रित लौह चूर्ण को एक चीनी मिट्टी के बरतन क्रूसिबल में डाला जाता है। मिश्रण को गैस बर्नर से प्रज्वलित किया जाता है। गर्म होने पर, पोटेशियम और सोडियम नाइट्रेट ऑक्सीजन की रिहाई के साथ विघटित हो जाते हैं। ऑक्सीजन में मौजूद आयरन Fe₃O₄ ऑक्साइड बनाने के लिए जलता है। दहन के अंत के बाद, परिणामी ऑक्साइड चीनी मिट्टी के बरतन कप के नीचे लोहे के पैमाने के रूप में रहता है।

ध्यान! इन प्रयोगों को स्वयं दोहराने की कोशिश न करें!

आयरन (II) ऑक्साइड FeO एक काला पाउडर है जो एक निष्क्रिय वातावरण में आयरन ऑक्सालेट के अपघटन से बनता है।

मानव शरीर में लगभग 5 ग्राम आयरन होता है, इसमें से अधिकांश (70%) रक्त में हीमोग्लोबिन का हिस्सा होता है।

भौतिक गुण

मुक्त अवस्था में, लोहा एक धूसर रंग के साथ एक चांदी-सफेद धातु है। शुद्ध लोहा नमनीय होता है और इसमें लौहचुम्बकीय गुण होते हैं। व्यवहार में, लोहे की मिश्र धातुओं का आमतौर पर उपयोग किया जाता है - कच्चा लोहा और स्टील।

Fe समूह VIII के द्वितीयक उपसमूह के नौ d-धातुओं में सबसे महत्वपूर्ण और सबसे सामान्य तत्व है। कोबाल्ट और निकल के साथ मिलकर, यह "लौह परिवार" बनाता है।

अन्य तत्वों के साथ यौगिक बनाते समय, यह अक्सर 2 या 3 इलेक्ट्रॉनों (बी \u003d II, III) का उपयोग करता है।

आयरन, समूह VIII के लगभग सभी d-तत्वों की तरह, समूह संख्या के बराबर उच्च संयोजकता नहीं दिखाता है। इसकी अधिकतम संयोजकता VI तक पहुँचती है और यह अत्यंत दुर्लभ है।

सबसे विशिष्ट यौगिक वे हैं जिनमें Fe परमाणु +2 और +3 ऑक्सीकरण अवस्था में होते हैं।

आयरन प्राप्त करने के तरीके

1. वाणिज्यिक लोहा (कार्बन और अन्य अशुद्धियों के साथ मिश्र धातु में) योजना के अनुसार इसके प्राकृतिक यौगिकों के कार्बोथर्मल कमी से प्राप्त होता है:

रिकवरी धीरे-धीरे होती है, 3 चरणों में:

1) 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2

2) Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2

3) FeO + CO \u003d Fe + CO 2

इस प्रक्रिया से उत्पन्न कच्चा लोहा में 2% से अधिक कार्बन होता है। भविष्य में, 1.5% से कम कार्बन वाले कास्ट आयरन-लौह मिश्र धातुओं से स्टील्स प्राप्त किए जाते हैं।

2. बहुत शुद्ध लोहा निम्नलिखित में से किसी एक तरीके से प्राप्त किया जाता है:

a) पेंटाकार्बोनिल Fe का अपघटन

Fe(CO) 5 = Fe + 5CO

b) शुद्ध FeO . का हाइड्रोजन अपचयन

फेओ + एच 2 \u003d फे + एच 2 ओ

सी) Fe +2 लवण के जलीय घोलों का इलेक्ट्रोलिसिस

FeC 2 O 4 \u003d Fe + 2СO 2

आयरन (द्वितीय) ऑक्सालेट

रासायनिक गुण

Fe - मध्यम गतिविधि वाली धातु, धातुओं के सामान्य गुणों को प्रदर्शित करती है।

एक अनूठी विशेषता नम हवा में "जंग" करने की क्षमता है:

शुष्क हवा के साथ नमी की अनुपस्थिति में, लोहा केवल T > 150°C पर ही स्पष्ट रूप से प्रतिक्रिया करना शुरू कर देता है; जब कैलक्लाइंड किया जाता है, तो "लौह स्केल" Fe 3 O 4 बनता है:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

आयरन ऑक्सीजन की अनुपस्थिति में पानी में नहीं घुलता है। बहुत उच्च तापमान पर, Fe जल वाष्प के साथ प्रतिक्रिया करता है, पानी के अणुओं से हाइड्रोजन को विस्थापित करता है:

3 फे + 4एच 2 ओ (जी) \u003d 4एच 2

इसके तंत्र में जंग लगने की प्रक्रिया विद्युत रासायनिक जंग है। जंग उत्पाद को सरलीकृत रूप में प्रस्तुत किया जाता है। वास्तव में परिवर्तनशील संघटन वाले ऑक्साइडों तथा हाइड्रॉक्साइडों के मिश्रण की एक ढीली परत बनती है। अल 2 ओ 3 फिल्म के विपरीत, यह परत लोहे को और विनाश से नहीं बचाती है।

जंग के प्रकार

लोहे का संक्षारण संरक्षण

1. उच्च तापमान पर हैलोजन और सल्फर के साथ बातचीत।

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

2Fe + 3F 2 = 2FeF 3

फे + आई 2 \u003d फी 2

यौगिक बनते हैं जिनमें आयनिक प्रकार के बंधन प्रबल होते हैं।

2. फास्फोरस, कार्बन, सिलिकॉन के साथ बातचीत (लौह सीधे एन 2 और एच 2 के साथ नहीं जुड़ता है, लेकिन उन्हें घोल देता है)।

फे + पी = फे एक्स पी वाई

फे + सी = फे एक्स सी वाई

Fe + Si = FexSiy

चर संघटन के पदार्थ बनते हैं, क्योंकि बर्थोलाइड्स (यौगिकों में बंधन की सहसंयोजक प्रकृति प्रबल होती है)

3. "गैर-ऑक्सीकरण" एसिड (एचसीएल, एच 2 एसओ 4 डीआईएल) के साथ बातचीत।

Fe 0 + 2H + → Fe 2+ + H 2

चूंकि Fe हाइड्रोजन के बाईं ओर गतिविधि श्रृंखला में स्थित है (E ° Fe / Fe 2+ \u003d -0.44V), यह सामान्य एसिड से H 2 को विस्थापित करने में सक्षम है।

Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2

Fe + H 2 SO 4 \u003d FeSO 4 + H 2

4. "ऑक्सीकरण" एसिड के साथ बातचीत (HNO 3 , H 2 SO 4 सांद्र।)

Fe 0 - 3e - → Fe 3+

केंद्रित एचएनओ 3 और एच 2 एसओ 4 लोहे को "निष्क्रिय" करते हैं, इसलिए सामान्य तापमान पर धातु उनमें घुलती नहीं है। मजबूत हीटिंग के साथ, धीमी गति से विघटन होता है (एच 2 की रिहाई के बिना)।

रज़ब में। HNO 3 लोहा घुल जाता है, Fe 3+ धनायनों के रूप में घोल में चला जाता है, और अम्ल आयन NO * तक कम हो जाता है:

Fe + 4HNO 3 \u003d Fe (NO 3) 3 + NO + 2H 2 O

यह एचसीएल और एचएनओ 3 . के मिश्रण में बहुत अच्छी तरह से घुल जाता है

5. क्षार के प्रति दृष्टिकोण

Fe क्षार के जलीय विलयन में नहीं घुलता है। यह केवल बहुत अधिक तापमान पर गलित क्षार के साथ प्रतिक्रिया करता है।

6. कम सक्रिय धातुओं के लवणों के साथ परस्पर क्रिया

Fe + CuSO 4 \u003d FeSO 4 + Cu

Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0

7. गैसीय कार्बन मोनोऑक्साइड के साथ अंतःक्रिया (t = 200°C, P)

Fe (पाउडर) + 5CO (g) \u003d Fe 0 (CO) 5 आयरन पेंटाकार्बोनिल

Fe(III) यौगिक

Fe 2 O 3 - आयरन ऑक्साइड (III)।

लाल-भूरा पाउडर, एन। आर। एच 2 ओ में। प्रकृति में - "लाल लौह अयस्क"।

पाने के तरीके:

1) आयरन हाइड्रॉक्साइड का अपघटन (III)

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

2) पाइराइट रोस्टिंग

4FeS 2 + 11O 2 \u003d 8SO 2 + 2Fe 2 O 3

3) नाइट्रेट का अपघटन

रासायनिक गुण

Fe 2 O 3 उभयचरता के लक्षणों के साथ एक मूल ऑक्साइड है।

I. मुख्य गुण एसिड के साथ प्रतिक्रिया करने की क्षमता में प्रकट होते हैं:

Fe 2 O 3 + 6H + = 2Fe 3+ + ZH 2 O

Fe 2 O 3 + 6HCI \u003d 2FeCI 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 6HNO 3 \u003d 2Fe (NO 3) 3 + 3H 2 O

द्वितीय. कमजोर एसिड गुण। Fe 2 O 3 क्षार के जलीय घोल में नहीं घुलता है, लेकिन जब ठोस ऑक्साइड, क्षार और कार्बोनेट के साथ मिलकर फेराइट बनता है:

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 - धातु विज्ञान में लौह उत्पादन के लिए फीडस्टॉक:

Fe 2 O 3 + ZS \u003d 2Fe + ZSO या Fe 2 O 3 + ZSO \u003d 2Fe + ZSO 2

Fe (OH) 3 - लोहा (III) हाइड्रॉक्साइड

पाने के तरीके:

घुलनशील लवण Fe 3+ पर क्षार की क्रिया द्वारा प्राप्त:

FeCl 3 + 3NaOH \u003d Fe (OH) 3 + 3NaCl

Fe(OH) 3 की प्राप्ति के समय - लाल-भूरा म्यूकोसामॉर्फस अवक्षेप।

नम हवा में Fe और Fe (OH) 2 के ऑक्सीकरण के दौरान Fe (III) हाइड्रॉक्साइड भी बनता है:

4Fe + 6H 2 O + 3O 2 \u003d 4Fe (OH) 3

4Fe(OH) 2 + 2Н 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3

Fe(III) हाइड्रॉक्साइड, Fe 3+ लवण के जल-अपघटन का अंतिम उत्पाद है।

रासायनिक गुण

Fe(OH) 3 एक बहुत ही कमजोर आधार है (Fe(OH) 2 की तुलना में बहुत कमजोर)। ध्यान देने योग्य अम्लीय गुण दिखाता है। इस प्रकार, Fe (OH) 3 में एक उभयधर्मी चरित्र है:

1) अम्ल के साथ अभिक्रिया आसानी से होती है:

2) Fe(OH) 3 का एक ताजा अवक्षेप गर्म सांद्रण में घुल जाता है। हाइड्रोक्सो कॉम्प्लेक्स के गठन के साथ KOH या NaOH के समाधान:

फ़े (ओएच) 3 + 3कोह \u003d के 3

एक क्षारीय घोल में, Fe (OH) 3 को फेरेट में ऑक्सीकृत किया जा सकता है (लौह एसिड H 2 FeO 4 के लवण मुक्त अवस्था में पृथक नहीं होते हैं):

2Fe(OH) 3 + 10KOH + 3Br 2 = 2K 2 FeO 4 + 6KBr + 8H 2 O

Fe 3+ लवण

सबसे व्यावहारिक रूप से महत्वपूर्ण हैं: Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe (NO 3) 3, Fe (SCN) 3, K 3 4 - पीला रक्त नमक \u003d Fe 4 3 प्रशिया नीला (गहरा नीला अवक्षेप)

बी) Fe 3+ + 3SCN - \u003d Fe (SCN) 3 Fe (III) थायोसाइनेट (रक्त लाल घोल)

लौह प्रागैतिहासिक काल में जाना जाता था, लेकिन इसका व्यापक रूप से बाद में उपयोग किया गया था, क्योंकि यह मुक्त राज्य में प्रकृति में अत्यंत दुर्लभ है, और अयस्कों से इसका उत्पादन तकनीकी विकास के एक निश्चित स्तर पर ही संभव हो गया। संभवतः, पहली बार, एक व्यक्ति उल्कापिंड आयरन से परिचित हुआ, जैसा कि प्राचीन लोगों की भाषाओं में इसके नामों से पता चलता है: प्राचीन मिस्र के "बेनी-पालतू" का अर्थ है "स्वर्गीय लोहा"; प्राचीन ग्रीक साइडरोस लैटिन सिडस (जीनस केस साइडरिस) से जुड़ा है - एक तारा, एक खगोलीय पिंड। 14 वीं शताब्दी ईसा पूर्व के हित्ती ग्रंथों में। इ। लोहे का उल्लेख आकाश से गिरने वाली धातु के रूप में किया गया है। रोमांस भाषाओं में, रोमनों द्वारा दिए गए नाम की जड़ को संरक्षित किया गया है (उदाहरण के लिए, फ्रेंच फेर, इटालियन फेरो)।

अयस्कों से लोहा प्राप्त करने की विधि का आविष्कार एशिया के पश्चिमी भाग में दूसरी सहस्राब्दी ईसा पूर्व में हुआ था। इ।; उसके बाद, लोहे का उपयोग बाबुल, मिस्र, ग्रीस में फैल गया; कांस्य युग की जगह लौह युग ने ले ली। होमर (इलियड के 23वें गीत में) बताता है कि अकिलीज़ ने डिस्कस थ्रोइंग प्रतियोगिता के विजेता को आयरन क्राई डिस्कस से सम्मानित किया। यूरोप और प्राचीन रूस में कई शताब्दियों तक पनीर बनाने की प्रक्रिया द्वारा लोहा प्राप्त किया जाता था। एक गड्ढे में बनी भट्टी में चारकोल के साथ लौह अयस्क को कम किया गया था; धौंकनी के साथ भट्ठी में हवा को पंप किया गया था, कमी उत्पाद - क्रित्सा को हथौड़े के वार से स्लैग से अलग किया गया था और इससे विभिन्न उत्पादों को जाली बनाया गया था। जैसे-जैसे उड़ाने के तरीकों में सुधार हुआ और चूल्हा की ऊंचाई बढ़ती गई, प्रक्रिया का तापमान बढ़ता गया और लोहे का हिस्सा कार्बराइज्ड हो गया, यानी कच्चा लोहा प्राप्त हो गया; इस अपेक्षाकृत नाजुक उत्पाद को एक बेकार उत्पाद माना जाता था। इसलिए पिग आयरन का नाम "सुअर", "पिग आयरन" - अंग्रेजी। कच्चा लोहा। बाद में यह देखा गया कि जब लौह अयस्क नहीं, बल्कि कच्चा लोहा चूल्हे में लोड किया जाता है, तो लो-कार्बन आयरन ब्लूम भी प्राप्त होता है, और इस तरह की दो-चरण की प्रक्रिया कच्चे-आटे की तुलना में अधिक लाभदायक निकली। 12वीं-13वीं शताब्दी में, चीखने की विधि पहले से ही व्यापक थी।

14 वीं शताब्दी में, कच्चा लोहा न केवल आगे की प्रक्रिया के लिए अर्ध-तैयार उत्पाद के रूप में, बल्कि विभिन्न उत्पादों की ढलाई के लिए एक सामग्री के रूप में भी गलाने लगा। चूल्हा को एक शाफ्ट भट्टी ("डोमनिट्सा") में और फिर एक ब्लास्ट फर्नेस में पुनर्निर्माण भी उसी समय की तारीख है। अठारहवीं शताब्दी के मध्य में, यूरोप में स्टील प्राप्त करने की क्रूसिबल प्रक्रिया का उपयोग किया जाने लगा, जिसे सीरिया में मध्य युग के शुरुआती दौर में जाना जाता था, लेकिन बाद में इसे भुला दिया गया। इस पद्धति के साथ, अत्यधिक दुर्दम्य द्रव्यमान से छोटे जहाजों (क्रूसिबल) में धातु के आवेश को पिघलाकर स्टील प्राप्त किया गया था। अठारहवीं शताब्दी की अंतिम तिमाही में, पिग आयरन को लोहे में परिवर्तित करने की पोखर प्रक्रिया एक ज्वलनशील प्रतिध्वनि भट्टी के चूल्हे पर विकसित होने लगी। 18वीं और 19वीं शताब्दी की औद्योगिक क्रांति, भाप इंजन का आविष्कार, रेलवे, बड़े पुलों और भाप बेड़े के निर्माण ने लोहे और इसके मिश्र धातुओं की भारी मांग पैदा कर दी। हालांकि, लौह उत्पादन के सभी मौजूदा तरीके बाजार की जरूरतों को पूरा नहीं कर सके। स्टील का बड़े पैमाने पर उत्पादन केवल 19 वीं शताब्दी के मध्य में शुरू हुआ, जब बेसेमर, थॉमस और ओपन-हार्ट प्रक्रियाओं का विकास हुआ। 20 वीं शताब्दी में, इलेक्ट्रिक स्टीलमेकिंग प्रक्रिया शुरू हुई और व्यापक हो गई, जिससे उच्च गुणवत्ता वाला स्टील प्राप्त हुआ।

प्रकृति में लोहे का वितरण।स्थलमंडल में सामग्री के मामले में (भार के हिसाब से 4.65%), धातुओं में लोहा दूसरे स्थान पर है (एल्यूमीनियम पहले स्थान पर है)। यह लगभग 300 खनिजों (ऑक्साइड, सल्फाइड, सिलिकेट, कार्बोनेट, टाइटेनेट्स, फॉस्फेट, आदि) का निर्माण करते हुए, पृथ्वी की पपड़ी में सख्ती से पलायन करता है। आयरन मैग्मैटिक, हाइड्रोथर्मल और हाइपरजीन प्रक्रियाओं में सक्रिय भाग लेता है, जो इसके विभिन्न प्रकार के जमा के गठन से जुड़े होते हैं। लोहा पृथ्वी की गहराई का एक धातु है, यह मैग्मा क्रिस्टलीकरण के प्रारंभिक चरणों में, अल्ट्राबेसिक (9.85%) और बुनियादी (8.56%) चट्टानों (यह ग्रेनाइट में केवल 2.7% है) में जमा होता है। जीवमंडल में, लोहा कई समुद्री और महाद्वीपीय तलछटों में जमा होता है, जिससे तलछटी अयस्क बनते हैं।

लोहे के भू-रसायन में एक महत्वपूर्ण भूमिका रेडॉक्स प्रतिक्रियाओं द्वारा निभाई जाती है - 2-वैलेंट आयरन से 3-वैलेंट और इसके विपरीत संक्रमण। जीवमंडल में, कार्बनिक पदार्थों की उपस्थिति में, Fe 3+ Fe 2+ तक कम हो जाता है और आसानी से पलायन कर जाता है, और जब यह वायुमंडलीय ऑक्सीजन का सामना करता है, तो Fe 2+ ऑक्सीकृत हो जाता है, जिससे ट्रिटेंट आयरन हाइड्रॉक्साइड का संचय होता है। 3-वैलेंटाइन आयरन के व्यापक यौगिक लाल, पीले, भूरे रंग के होते हैं। यह कई तलछटी चट्टानों का रंग और उनका नाम निर्धारित करता है - "लाल रंग का गठन" (लाल और भूरे रंग के दोमट और मिट्टी, पीली रेत, आदि)।

लोहे के भौतिक गुण।आधुनिक तकनीक में लोहे का महत्व न केवल प्रकृति में इसके व्यापक वितरण से, बल्कि बहुत मूल्यवान गुणों के संयोजन से भी निर्धारित होता है। यह प्लास्टिक है, आसानी से ठंड और गर्म दोनों अवस्था में जाली, लुढ़का, मुहर और खींचा जा सकता है। कार्बन और अन्य तत्वों को भंग करने की क्षमता विभिन्न प्रकार के लौह मिश्र धातुओं को प्राप्त करने का आधार है।

लोहा दो क्रिस्टल जाली के रूप में मौजूद हो सकता है: α- और -शरीर-केंद्रित घन (बीसीसी) और चेहरा-केंद्रित घन (एफसीसी)। 910°C से नीचे, α-Fe एक bcc जाली के साथ स्थिर होता है (a = 2.86645Å 20°C पर)। 910°C और 1400°C के बीच, fcc जाली के साथ -संशोधन स्थिर होता है (a = 3.64Å)। 1400°C से ऊपर, -Fe bcc जाली (a = 2.94Å) फिर से बनती है, जो गलनांक (1539°C) तक स्थिर होती है। α-Fe 769 डिग्री सेल्सियस (क्यूरी पॉइंट) तक लौहचुंबकीय है। संशोधन -Fe और δ-Fe अनुचुंबकीय हैं।

1868 में डीके चेर्नोव द्वारा हीटिंग और कूलिंग के दौरान लोहे और स्टील के बहुरूपी परिवर्तनों की खोज की गई थी। कार्बन लोहे के साथ अंतरालीय ठोस घोल बनाता है, जिसमें C परमाणु छोटे परमाणु त्रिज्या (0.77 ) वाले धातु क्रिस्टल जाली के अंतराल पर स्थित होते हैं, जिसमें बड़े परमाणु (Fe परमाणु त्रिज्या 1.26 ) होते हैं। -Fe में कार्बन का एक ठोस घोल ऑस्टेनाइट कहलाता है, और α-Fe में इसे फेराइट कहा जाता है। γ-Fe में कार्बन के एक संतृप्त ठोस घोल में 2.0% C द्रव्यमान के हिसाब से 1130 °C होता है; α-Fe केवल 0.02-0.04% C को 723 डिग्री सेल्सियस पर और कमरे के तापमान पर 0.01% से कम में घुलता है। इसलिए, जब ऑस्टेनाइट को बुझाया जाता है, तो मार्टेंसाइट बनता है - α-Fe में कार्बन का एक सुपरसैचुरेटेड ठोस घोल, जो बहुत कठोर और भंगुर होता है। तड़के के साथ सख्त होने का संयोजन (आंतरिक तनाव को कम करने के लिए अपेक्षाकृत कम तापमान पर गर्म करना) स्टील को कठोरता और लचीलापन का आवश्यक संयोजन देना संभव बनाता है।

लोहे के भौतिक गुण उसकी शुद्धता पर निर्भर करते हैं। औद्योगिक लौह सामग्री में लोहे के साथ आमतौर पर कार्बन, नाइट्रोजन, ऑक्सीजन, हाइड्रोजन, सल्फर और फास्फोरस की अशुद्धियाँ होती हैं। बहुत कम सांद्रता पर भी, ये अशुद्धियाँ धातु के गुणों को बहुत बदल देती हैं। तो, सल्फर तथाकथित लाल भंगुरता का कारण बनता है, फास्फोरस (यहां तक ​​​​कि 10 -2% पी) - ठंड भंगुरता; कार्बन और नाइट्रोजन प्लास्टिसिटी को कम करते हैं, और हाइड्रोजन लोहे की भंगुरता (तथाकथित हाइड्रोजन भंगुरता) को बढ़ाता है। अशुद्धियों की सामग्री को 10 -7 - 10 -9% तक कम करने से धातु के गुणों में महत्वपूर्ण परिवर्तन होता है, विशेष रूप से, प्लास्टिसिटी में वृद्धि के लिए।

लोहे के भौतिक गुण निम्नलिखित हैं, जो मुख्य रूप से एक धातु को संदर्भित करता है जिसमें कुल अशुद्धता सामग्री द्रव्यमान द्वारा 0.01% से कम है:

परमाणु त्रिज्या 1.26Å

आयनिक त्रिज्या Fe 2+ 0.80Å, Fe 3+ 0.67Å

घनत्व (20 डिग्री सेल्सियस) 7.874 ग्राम/सेमी3

टी गठरी लगभग 3200°С

रैखिक विस्तार का तापमान गुणांक (20 डिग्री सेल्सियस) 11.7 10 -6

तापीय चालकता (25 डिग्री सेल्सियस) 74.04 डब्ल्यू / (एम के)

लोहे की गर्मी क्षमता इसकी संरचना पर निर्भर करती है और तापमान के साथ जटिल तरीके से बदलती है; औसत विशिष्ट ताप क्षमता (0-1000°C) 640.57 j/(kg K) ।

विद्युत प्रतिरोधकता (20 डिग्री सेल्सियस) 9.7 10 -8 ओम एम

विद्युत प्रतिरोध का तापमान गुणांक (0-100 डिग्री सेल्सियस) 6.51 10 -3

यंग का मापांक 190-210 10 3 MN / m 2 (19-21 10 3 kgf / mm 2)

यंग के मापांक का तापमान गुणांक 4 10 -6

कतरनी मापांक 84.0 10 3 एमएन/एम 2

अल्पकालिक तन्यता ताकत 170-210 एमएन / एम 2

सापेक्ष बढ़ाव 45-55%

ब्रिनेल कठोरता 350-450 एमएन / एम 2

यील्ड स्ट्रेंथ 100 MN/m2

प्रभाव शक्ति 300 एमएन / एम 2

लोहे के रासायनिक गुण।परमाणु के बाहरी इलेक्ट्रॉन कोश का विन्यास 3d 6 4s 2 है। आयरन एक परिवर्तनशील संयोजकता प्रदर्शित करता है (सबसे स्थिर यौगिक 2- और 3-वैलेंट आयरन हैं)। ऑक्सीजन के साथ, आयरन ऑक्साइड (II) FeO, ऑक्साइड (III) Fe 2 O 3 और ऑक्साइड (II, III) Fe 3 O 4 बनाता है (FeO का यौगिक Fe 2 O 3 जिसमें स्पिनल संरचना होती है)। नम हवा में सामान्य तापमान पर लोहा ढीले जंग (Fe 2 O 3 · nH 2 O) से ढक जाता है। इसकी सरंध्रता के कारण, जंग धातु को ऑक्सीजन और नमी की पहुंच को नहीं रोकता है और इसलिए इसे आगे ऑक्सीकरण से नहीं बचाता है। विभिन्न प्रकार के क्षरणों के परिणामस्वरूप प्रति वर्ष लाखों टन लोहा नष्ट हो जाता है। जब लोहे को 200 डिग्री सेल्सियस से ऊपर शुष्क हवा में गर्म किया जाता है, तो यह एक बहुत पतली ऑक्साइड फिल्म से ढका होता है, जो धातु को सामान्य तापमान पर जंग से बचाता है; यह आयरन-ब्लूइंग की रक्षा करने की तकनीकी पद्धति का आधार है। जब जल वाष्प में गर्म किया जाता है, तो लोहे को Fe 3 O 4 (570 ° C से नीचे) या FeO (570 ° C से ऊपर) बनाने के लिए ऑक्सीकृत किया जाता है और हाइड्रोजन छोड़ता है।

हाइड्रोजन या नाइट्रोजन के वातावरण में Fe 2+ लवण के जलीय घोल पर कास्टिक क्षार या अमोनिया की क्रिया से हाइड्रॉक्साइड Fe (OH) 2 एक सफेद अवक्षेप के रूप में बनता है। हवा के संपर्क में आने पर, Fe(OH) 2 पहले हरा हो जाता है, फिर काला हो जाता है, और अंत में जल्दी से लाल-भूरे Fe(OH) 3 हाइड्रॉक्साइड में बदल जाता है। FeO ऑक्साइड मूल गुण प्रदर्शित करता है। ऑक्साइड Fe 2 O 3 उभयधर्मी है और इसका हल्का अम्लीय कार्य है; अधिक बुनियादी आक्साइड (उदाहरण के लिए, एमजीओ के साथ) के साथ प्रतिक्रिया करते हुए, यह फेराइट बनाता है - Fe 2 O 3 nMeO प्रकार के यौगिक, जिनमें फेरोमैग्नेटिक गुण होते हैं और रेडियो इलेक्ट्रॉनिक्स में व्यापक रूप से उपयोग किए जाते हैं। अम्लीय गुण 6-वैलेंट आयरन में भी व्यक्त किए जाते हैं, जो फेरेट्स के रूप में मौजूद है, उदाहरण के लिए K 2 FeO 4, आयरन एसिड के लवण मुक्त अवस्था में पृथक नहीं होते हैं।

लोहा आसानी से हैलोजन और हाइड्रोजन हैलाइड के साथ प्रतिक्रिया करता है, जिससे क्लोराइड FeCl 2 और FeCl 3 जैसे लवण मिलते हैं। लोहे को सल्फर के साथ गर्म करने पर FeS तथा FeS 2 सल्फाइड बनते हैं। आयरन कार्बाइड - Fe 3 C (सीमेंटाइट) और Fe 2 C (ई-कार्बाइड) - ठंडा होने पर लोहे में कार्बन के ठोस घोल से अवक्षेपित होते हैं। Fe 3 C भी तरल आयरन में कार्बन के घोल से C की उच्च सांद्रता पर मुक्त होता है। नाइट्रोजन, कार्बन की तरह, आयरन के साथ अंतरालीय ठोस समाधान देता है; नाइट्राइड Fe 4 N और Fe 2 N उनसे पृथक हैं। हाइड्रोजन के साथ, लोहा केवल थोड़ा स्थिर हाइड्राइड देता है, जिसकी संरचना ठीक से निर्धारित नहीं की गई है। गर्म होने पर, लोहा सिलिकॉन और फास्फोरस के साथ सख्ती से प्रतिक्रिया करके सिलिकाइड (जैसे Fe 3 Si और फॉस्फाइड्स (जैसे Fe 3 P) बनाता है।

कई तत्वों (ओ, एस और अन्य) के साथ लौह यौगिकों, जो एक क्रिस्टलीय संरचना बनाते हैं, में एक परिवर्तनीय संरचना होती है (उदाहरण के लिए, मोनोसल्फाइड में सल्फर सामग्री 50 से 53.3 प्रतिशत तक भिन्न हो सकती है)। यह क्रिस्टल संरचना में दोषों के कारण है। उदाहरण के लिए, आयरन ऑक्साइड (II) में, जाली वाले स्थानों पर Fe 2+ आयनों में से कुछ Fe 3+ आयनों द्वारा प्रतिस्थापित किए जाते हैं; विद्युत तटस्थता बनाए रखने के लिए, Fe 2+ आयनों से संबंधित कुछ जाली स्थल खाली रहते हैं।

प्रतिक्रिया Fe = Fe 2+ + 2e के लिए इसके लवण के जलीय घोल में लोहे की सामान्य इलेक्ट्रोड क्षमता -0.44 V है, और प्रतिक्रिया के लिए Fe = Fe 3+ + 3e -0.036 V है। इस प्रकार, गतिविधियों की श्रृंखला में, लोहा हाइड्रोजन के बाईं ओर है। यह एच 2 की रिहाई और Fe 2+ आयनों के गठन के साथ तनु अम्लों में आसानी से घुल जाता है। नाइट्रिक एसिड के साथ लोहे की बातचीत अजीबोगरीब है। केंद्रित एचएनओ 3 (घनत्व 1.45 ग्राम/सेमी 3) लोहे को इसकी सतह पर एक सुरक्षात्मक ऑक्साइड फिल्म के गठन के कारण निष्क्रिय करता है; अधिक तनु HNO 3 Fe 2+ या Fe 3+ आयनों के निर्माण के साथ आयरन को घोलता है, NH 3 या N 2 और N 2 O तक कम हो जाता है। हवा में 2-वैलेंट आयरन के लवण के घोल अस्थिर होते हैं - Fe 2+ धीरे-धीरे ऑक्सीकरण करता है फ़े 3+ के लिए। हाइड्रोलिसिस के कारण लौह लवण के जलीय घोल अम्लीय होते हैं। Fe (SCN) 3 की उपस्थिति के कारण थायोसाइनेट आयनों SCN- को Fe 3+ लवण के घोल में मिलाने से एक चमकदार रक्त-लाल रंग मिलता है, जो लगभग 10 में Fe 3+ के 1 भाग की उपस्थिति को प्रकट करना संभव बनाता है। पानी के 6 भाग। लोहे को जटिल यौगिकों के निर्माण की विशेषता है।

लोहा प्राप्त करना।शुद्ध लोहा अपेक्षाकृत कम मात्रा में इसके लवणों के जलीय विलयनों के इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा या हाइड्रोजन के साथ इसके ऑक्साइड की कमी से प्राप्त होता है। अपेक्षाकृत कम तापमान पर हाइड्रोजन, प्राकृतिक गैस, या कोयले के साथ केंद्रित अयस्क से इसकी प्रत्यक्ष कमी के माध्यम से पर्याप्त रूप से शुद्ध लोहे का उत्पादन धीरे-धीरे बढ़ रहा है।

लोहे का उपयोग।लोहा आधुनिक तकनीक की सबसे महत्वपूर्ण धातु है। अपने शुद्ध रूप में, इसकी कम ताकत के कारण, लोहे का व्यावहारिक रूप से उपयोग नहीं किया जाता है, हालांकि स्टील या कच्चा लोहा उत्पादों को अक्सर रोजमर्रा की जिंदगी में "लोहा" कहा जाता है। लोहे के थोक का उपयोग मिश्र धातुओं के रूप में बहुत भिन्न रचनाओं और गुणों के साथ किया जाता है। लौह मिश्र धातु सभी धातु उत्पादों का लगभग 95% हिस्सा है। कार्बन युक्त मिश्र धातु (वजन से 2% से अधिक) - कच्चा लोहा, लौह युक्त अयस्कों से ब्लास्ट फर्नेस में पिघलाया जाता है। विभिन्न ग्रेड के स्टील (वजन से 2% से कम कार्बन सामग्री) को खुले चूल्हे और इलेक्ट्रिक भट्टियों और कन्वर्टर्स में कास्ट आयरन से अतिरिक्त कार्बन को ऑक्सीकरण (बाहर जलाकर), हानिकारक अशुद्धियों (मुख्य रूप से एस, पी, ओ) को हटाकर और जोड़ा जाता है। मिश्र धातु तत्व। हाई-अलॉय स्टील्स (निकेल, क्रोमियम, टंगस्टन और अन्य तत्वों की एक उच्च सामग्री के साथ) इलेक्ट्रिक आर्क और इंडक्शन फर्नेस में गलाए जाते हैं। विशेष रूप से महत्वपूर्ण उद्देश्यों के लिए स्टील और लौह मिश्र धातुओं के उत्पादन के लिए वैक्यूम और इलेक्ट्रोस्लैग रीमेल्टिंग, प्लाज्मा और इलेक्ट्रॉन-बीम पिघलने, और अन्य जैसी नई प्रक्रियाओं का उपयोग किया जाता है। लगातार काम करने वाली इकाइयों में स्टील को गलाने के तरीके विकसित किए जा रहे हैं जो धातु की उच्च गुणवत्ता और प्रक्रिया के स्वचालन को सुनिश्चित करते हैं।

लोहे पर आधारित सामग्री बनाई जाती है जो उच्च और निम्न तापमान, वैक्यूम और उच्च दबाव, आक्रामक मीडिया, उच्च वैकल्पिक वोल्टेज, परमाणु विकिरण आदि के प्रभावों का सामना कर सकती है। लोहे और इसके मिश्र धातुओं का उत्पादन लगातार बढ़ रहा है।

मिस्र, मेसोपोटामिया और भारत में प्राचीन काल से एक कलात्मक सामग्री के रूप में लोहे का उपयोग किया जाता रहा है। मध्य युग के बाद से, कई उच्च कलात्मक लौह उत्पादों को यूरोपीय देशों (इंग्लैंड, फ्रांस, इटली, रूस और अन्य) में संरक्षित किया गया है - जाली बाड़, दरवाजे के टिका, दीवार ब्रैकेट, मौसम वेन्स, छाती फिटिंग, रोशनी। छड़ से उत्पादों के माध्यम से जाली और छिद्रित शीट आयरन (अक्सर अभ्रक अस्तर के साथ) से उत्पादों को समतल आकार, एक स्पष्ट रैखिक-ग्राफिक सिल्हूट द्वारा प्रतिष्ठित किया जाता है और एक प्रकाश-हवा की पृष्ठभूमि के खिलाफ प्रभावी रूप से दिखाई देता है। 20वीं शताब्दी में, लोहे का उपयोग जाली, बाड़, ओपनवर्क आंतरिक विभाजन, कैंडलस्टिक्स और स्मारकों के निर्माण के लिए किया जाता है।

शरीर में आयरन।आयरन सभी जानवरों के जीवों और पौधों में मौजूद होता है (औसतन लगभग 0.02%); यह मुख्य रूप से ऑक्सीजन विनिमय और ऑक्सीडेटिव प्रक्रियाओं के लिए आवश्यक है। ऐसे जीव (तथाकथित सांद्रक) हैं जो इसे बड़ी मात्रा में जमा करने में सक्षम हैं (उदाहरण के लिए, लोहे के बैक्टीरिया - लोहे का 17-20% तक)। जानवरों और पौधों के जीवों में लगभग सारा लोहा प्रोटीन से जुड़ा होता है। लोहे की कमी से विकास मंदता होती है और क्लोरोफिल के गठन में कमी के साथ पादप क्लोरोसिस होता है। लोहे की अधिकता से पौधों के विकास पर भी हानिकारक प्रभाव पड़ता है, उदाहरण के लिए, चावल के फूलों की बाँझपन और क्लोरोसिस। क्षारीय मिट्टी में, लोहे के यौगिक बनते हैं जो पौधों की जड़ों के लिए दुर्गम होते हैं, और पौधे इसे पर्याप्त मात्रा में प्राप्त नहीं करते हैं; अम्लीय मिट्टी में, लोहा अधिक मात्रा में घुलनशील यौगिकों में गुजरता है। मिट्टी में आत्मसात करने योग्य लोहे के यौगिकों की कमी या अधिकता के साथ, बड़े क्षेत्रों में पौधों के रोग देखे जा सकते हैं।

आयरन भोजन के साथ जानवरों और मनुष्यों के शरीर में प्रवेश करता है (जिगर, मांस, अंडे, फलियां, ब्रेड, अनाज, पालक और चुकंदर आयरन से भरपूर होते हैं)। आम तौर पर, एक व्यक्ति को आहार के साथ 60-110 मिलीग्राम आयरन प्राप्त होता है, जो कि उसकी दैनिक आवश्यकता से काफी अधिक है। भोजन के साथ अंतर्ग्रहण लोहे का अवशोषण छोटी आंत के ऊपरी भाग में होता है, जहां से यह रक्त में प्रोटीन युक्त रूप में प्रवेश करता है और रक्त के साथ विभिन्न अंगों और ऊतकों में ले जाया जाता है, जहां इसे एक के रूप में जमा किया जाता है। आयरन-प्रोटीन कॉम्प्लेक्स - फेरिटिन। शरीर में लोहे का मुख्य भंडार यकृत और प्लीहा है। फेरिटिन के कारण, शरीर के सभी लौह युक्त यौगिकों का संश्लेषण होता है: श्वसन वर्णक हीमोग्लोबिन अस्थि मज्जा में संश्लेषित होता है, मायोग्लोबिन मांसपेशियों में संश्लेषित होता है, साइटोक्रोम और अन्य लौह युक्त एंजाइम विभिन्न ऊतकों में संश्लेषित होते हैं। आयरन शरीर से मुख्य रूप से बड़ी आंत की दीवार (मनुष्यों में, लगभग 6-10 मिलीग्राम प्रति दिन) और कुछ हद तक गुर्दे द्वारा उत्सर्जित होता है। आयरन के लिए शरीर की जरूरत उम्र और शारीरिक स्थिति के साथ बदलती रहती है। 1 किलो वजन के लिए बच्चों को - 0.6, वयस्कों - 0.1 और गर्भवती महिलाओं - 0.3 मिलीग्राम आयरन प्रति दिन की आवश्यकता होती है। जानवरों में, आयरन की आवश्यकता लगभग (आहार के प्रति 1 किलो शुष्क पदार्थ) होती है: डेयरी गायों के लिए - कम से कम 50 मिलीग्राम, युवा जानवरों के लिए - 30-50 मिलीग्राम; पिगलेट के लिए - 200 मिलीग्राम तक, गर्भवती सूअरों के लिए - 60 मिलीग्राम।

यह पृथ्वी की पपड़ी में सबसे आम तत्वों में से एक है।

लोहे के भौतिक गुण।

लोहा- उच्च रासायनिक प्रतिरोध के साथ निंदनीय चांदी-सफेद धातु। यह उच्च तापमान और आर्द्रता को अच्छी तरह से सहन करता है। यह हवा और पानी में जल्दी से धूमिल (जंग) हो जाता है। बहुत प्लास्टिक, फोर्जिंग और रोलिंग में अच्छी तरह से देता है। इसमें अच्छी तापीय और विद्युत चालकता है, एक उत्कृष्ट फेरोमैग्नेट है।

लोहे के रासायनिक गुण।

लोहासंक्रमण धातु। इसकी ऑक्सीकरण अवस्था +2 और +3 हो सकती है। जल वाष्प के साथ प्रतिक्रिया करता है:

3 फ़े + 4 एच 2 हे = फ़े 3 हे 4 + 4 एच 2 .

लेकिन नमी की उपस्थिति में, लोहे में जंग लग जाती है:

4 फ़े + 3 हे 2 + 6 एच 2 हे = 4 फ़े(ओह) 3 .

2 फ़े + 3 क्लोरीन 2 = 2 FeCl 3 .

फ़े + एच 2 इसलिए 4 = FeSO 4 + एच 2 .

सांद्रित अम्ल ठंड में लोहे को निष्क्रिय कर देते हैं, लेकिन गर्म करने पर घुल जाते हैं:

2Fe + 6H 2 SO 4 \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O।

आयरन हाइड्रॉक्साइड (द्वितीय) ऑक्सीजन की पहुंच के बिना लोहे के लवण (II) पर क्षार की क्रिया द्वारा प्राप्त:

F 2 SO 4 + 2NaOH \u003d Fe (OH) 2 + Na 2 SO 4।

एक सफेद अवक्षेप बनता है, जो हवा में जल्दी से ऑक्सीकरण करता है:

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3।

यह हाइड्रॉक्साइड उभयचर है; गर्म होने पर, यह हेक्साहाइड्रोफेरेट के गठन के साथ क्षार में घुल जाता है:

फ़े (ओएच) 3 + 3 केओएच \u003d के 3।

लोहे के रूप दो जटिल लौह लवण:

• पीला रक्त नमक क 4 [ फ़े(सीएन) 6 ];
• लाल रक्त नमक क 3 [ फ़े(सीएन) 6 ].

ये यौगिक लौह आयनों के निर्धारण के लिए गुणात्मक हैं। मिश्रण हल्का नीला:

के 4 + फे 2+ \u003d केएफई III + 2 के +।

लोहे का उपयोग।

आयरन श्वसन प्रक्रिया का एक अनिवार्य घटक है। यह रक्त के हीमोग्लोबिन का हिस्सा है, फेफड़ों से ऊतकों तक ऑक्सीजन के हस्तांतरण में शामिल है। प्रकृति में लौह अयस्कों और खनिजों के संघटन में पाया जाता है।

लौह आवर्त सारणी में चौथे आवर्त का आठवां तत्व है। तालिका में इसकी संख्या (परमाणु भी कहा जाता है) 26 है, जो नाभिक में प्रोटॉन और इलेक्ट्रॉन शेल में इलेक्ट्रॉनों की संख्या से मेल खाती है। इसे इसके लैटिन समकक्ष के पहले दो अक्षरों द्वारा नामित किया गया है - Fe (lat। Ferrum - "फेरम" की तरह पढ़ता है)। पृथ्वी की पपड़ी में लोहा दूसरा सबसे आम तत्व है, प्रतिशत 4.65% है (सबसे आम एल्यूमीनियम, अल है)। अपने मूल रूप में, यह धातु काफी दुर्लभ है, अधिक बार इसे निकल के साथ मिश्रित अयस्क से खनन किया जाता है।

के साथ संपर्क में

इस यौगिक की प्रकृति क्या है? एक परमाणु के रूप में लोहे में एक धातु क्रिस्टल जाली होती है, जो इस तत्व और आणविक स्थिरता वाले यौगिकों की कठोरता सुनिश्चित करती है। यह इस संबंध में है कि यह धातु एक विशिष्ट ठोस शरीर है, उदाहरण के लिए, पारा के विपरीत।

एक साधारण पदार्थ के रूप में लोहा- तत्वों के इस समूह के लिए विशिष्ट गुणों वाली चांदी के रंग की धातु: निंदनीयता, धात्विक चमक और लचीलापन। इसके अलावा, लोहे में उच्च प्रतिक्रियाशीलता होती है। बाद की संपत्ति इस तथ्य से प्रमाणित होती है कि उच्च तापमान और उपयुक्त आर्द्रता की उपस्थिति में लोहा बहुत जल्दी खराब हो जाता है। शुद्ध ऑक्सीजन में, यह धातु अच्छी तरह से जलती है, और अगर इसे बहुत छोटे कणों में कुचल दिया जाता है, तो वे न केवल जलेंगे, बल्कि अनायास ही प्रज्वलित हो जाएंगे।

अक्सर हम लोहे को शुद्ध धातु नहीं कहते हैं, लेकिन इसकी मिश्रधातु जिसमें कार्बन होता है ©, उदाहरण के लिए, स्टील (<2,14% C) и чугун (>2.14% सी)। मिश्र धातु भी महान औद्योगिक महत्व के हैं, जिनमें मिश्र धातु (निकल, मैंगनीज, क्रोमियम, और अन्य) मिलाए जाते हैं, जिसके कारण स्टील स्टेनलेस हो जाता है, यानी मिश्र धातु। इस प्रकार, इसके आधार पर, यह स्पष्ट हो जाता है कि इस धातु का व्यापक औद्योगिक अनुप्रयोग क्या है।

विशेषता Fe

लोहे के रासायनिक गुण

आइए इस तत्व की विशेषताओं पर करीब से नज़र डालें।

एक साधारण पदार्थ के गुण

• उच्च आर्द्रता (संक्षारक प्रक्रिया) पर हवा में ऑक्सीकरण:

4Fe + 3O2 + 6H2O \u003d 4Fe (OH) 3 - आयरन (III) हाइड्रॉक्साइड (हाइड्रॉक्साइड)

• मिश्रित ऑक्साइड के निर्माण के साथ ऑक्सीजन में लोहे के तार का दहन (इसमें +2 की ऑक्सीकरण अवस्था और +3 की ऑक्सीकरण अवस्था दोनों के साथ एक तत्व होता है):

3Fe+2O2 = Fe3O4 (लोहे का पैमाना)। प्रतिक्रिया संभव है जब 160⁰C तक गरम किया जाता है।

• उच्च तापमान (600-700 C) पर पानी के साथ बातचीत:

3Fe+4H2O = Fe3O4+4H2

• अधातुओं के साथ अभिक्रियाएँ:

ए) हैलोजन के साथ प्रतिक्रिया (महत्वपूर्ण! इस बातचीत के साथ, यह तत्व +3 के ऑक्सीकरण राज्य को प्राप्त करता है)

2Fe + 3Cl2 \u003d 2FeCl3 - फेरिक क्लोराइड

बी) सल्फर के साथ प्रतिक्रिया (महत्वपूर्ण! इस बातचीत में, तत्व की ऑक्सीकरण अवस्था +2 है)

आयरन (III) सल्फाइड - Fe2S3 एक अन्य प्रतिक्रिया के दौरान प्राप्त किया जा सकता है:

Fe2O3+ 3H2S=Fe2S3+3H2O

ग) पाइराइट का निर्माण

Fe + 2S \u003d FeS2 - पाइराइट। इस यौगिक को बनाने वाले तत्वों के ऑक्सीकरण की डिग्री पर ध्यान दें: Fe (+2), S (-1)।

• Fe के दाईं ओर धातु गतिविधि की विद्युत रासायनिक श्रृंखला में धातु के लवण के साथ सहभागिता:

Fe + CuCl2 \u003d FeCl2 + Cu - लोहा (II) क्लोराइड

• तनु अम्लों के साथ परस्पर क्रिया (उदाहरण के लिए, हाइड्रोक्लोरिक और सल्फ्यूरिक):

Fe+HBr = FeBr2+H2

Fe+HCl = FeCl2+ H2

ध्यान दें कि ये प्रतिक्रियाएं +2 के ऑक्सीकरण राज्य के साथ लोहे का उत्पादन करती हैं।

• undiluted एसिड में, जो सबसे मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट हैं, प्रतिक्रिया केवल गर्म होने पर ही संभव है; ठंडे एसिड में, धातु निष्क्रिय हो जाती है:

Fe + H2SO4 (केंद्रित) = Fe2 (SO4) 3 + 3SO2 + 6H2O

Fe+6HNO3 = Fe(NO3)3+3NO2+3H2O

• लोहे के उभयचर गुण केवल तभी प्रकट होते हैं जब केंद्रित क्षार के साथ बातचीत करते हैं:

Fe + 2KOH + 2H2O \u003d K2 + H2 - पोटेशियम टेट्राहाइड्रॉक्सीफेरेट (II) अवक्षेपित होता है।

ब्लास्ट फर्नेस में आयरन बनाने की प्रक्रिया

• सल्फाइड और कार्बोनेट अयस्कों का भूनना और बाद में अपघटन (धातु आक्साइड का अलगाव):

FeS2 -> Fe2O3 (O2, 850 C, -SO2)। यह प्रतिक्रिया भी सल्फ्यूरिक एसिड के औद्योगिक संश्लेषण में पहला कदम है।

FeCO3 -> Fe2O3 (O2, 550−600 ⁰C, -CO2)।

• बर्निंग कोक (अधिक मात्रा में):

(कोक) + O2 (वायु) -> CO2 (600−700 C)

CO2+С (कोक) -> 2CO (750−1000 C)

• कार्बन मोनोऑक्साइड के साथ ऑक्साइड युक्त अयस्क की वसूली:

Fe2O3 -> Fe3O4 (CO, -CO2)

Fe3O4 -> FeO (CO, -CO2)

FeO -> Fe(CO, -CO2)

• लोहे का कार्बराइजेशन (6.7% तक) और कच्चा लोहा का पिघलना (ट-मेल्टिंग - 1145 C)

Fe (ठोस) + C (कोक) -> कच्चा लोहा। प्रतिक्रिया तापमान 900−1200 C है।

कच्चा लोहा में सीमेंटाइट (Fe2C) और ग्रेफाइट हमेशा अनाज के रूप में मौजूद होते हैं।

Fe . युक्त यौगिकों की विशेषता

हम प्रत्येक कनेक्शन की विशेषताओं का अलग से अध्ययन करेंगे।

Fe3O4

मिश्रित या डबल आयरन ऑक्साइड, जिसमें +2 और +3 दोनों की ऑक्सीकरण अवस्था वाला तत्व होता है। Fe3O4 भी कहा जाता है आयरन ऑक्साइड. यह यौगिक उच्च तापमान के लिए प्रतिरोधी है। पानी, जल वाष्प के साथ प्रतिक्रिया नहीं करता है। खनिज अम्लों द्वारा विघटित। उच्च तापमान पर हाइड्रोजन या लोहे से कम किया जा सकता है। जैसा कि आप उपरोक्त जानकारी से समझ सकते हैं, यह लोहे के औद्योगिक उत्पादन की प्रतिक्रिया श्रृंखला में एक मध्यवर्ती उत्पाद है।

खनिज आधारित पेंट, रंगीन सीमेंट और सिरेमिक उत्पादों के उत्पादन में सीधे आयरन ऑक्साइड का उपयोग किया जाता है। Fe3O4 वह है जो स्टील को काला करने और धुंधला करने से प्राप्त होता है। लोहे को हवा में जलाने से मिश्रित ऑक्साइड प्राप्त होता है (प्रतिक्रिया ऊपर दी गई है)। ऑक्साइड युक्त अयस्क मैग्नेटाइट है।

Fe2O3

आयरन (III) ऑक्साइड, तुच्छ नाम - हेमेटाइट, लाल-भूरे रंग का यौगिक। उच्च तापमान के लिए प्रतिरोधी। अपने शुद्ध रूप में, यह वायुमंडलीय ऑक्सीजन के साथ लोहे के ऑक्सीकरण के दौरान नहीं बनता है। पानी के साथ प्रतिक्रिया नहीं करता है, हाइड्रेट बनाता है जो अवक्षेपित होता है। तनु क्षार और अम्ल के साथ खराब प्रतिक्रिया करता है। इसे अन्य धातुओं के ऑक्साइड के साथ मिश्रित किया जा सकता है, जिससे स्पिनल - डबल ऑक्साइड बनते हैं।

ब्लास्ट फर्नेस विधि द्वारा पिग आयरन के औद्योगिक उत्पादन में कच्चे माल के रूप में लाल लौह अयस्क का उपयोग किया जाता है। यह प्रतिक्रिया को भी तेज करता है, अर्थात यह अमोनिया उद्योग में उत्प्रेरक है। इसका उपयोग आयरन ऑक्साइड के समान क्षेत्रों में किया जाता है। साथ ही, इसका उपयोग चुंबकीय टेप पर ध्वनि और चित्रों के वाहक के रूप में किया जाता था।

FeOH2

आयरन (द्वितीय) हाइड्रॉक्साइड, एक यौगिक जिसमें अम्लीय और मूल दोनों गुण होते हैं, बाद वाला प्रबल होता है, अर्थात यह उभयचर है। एक सफेद पदार्थ जो हवा में जल्दी से ऑक्सीकृत हो जाता है, आयरन (III) हाइड्रॉक्साइड में "भूरा हो जाता है"। तापमान के संपर्क में आने पर विघटित हो जाता है। यह अम्ल और क्षार दोनों के कमजोर विलयनों के साथ प्रतिक्रिया करता है। हम पानी में नहीं घुलेंगे। प्रतिक्रिया में, यह एक कम करने वाले एजेंट के रूप में कार्य करता है। यह संक्षारण प्रतिक्रिया में एक मध्यवर्ती उत्पाद है।

Fe2+ ​​और Fe3+ आयनों का पता लगाना ("गुणात्मक" प्रतिक्रियाएं)

जलीय घोल में Fe2+ और Fe3+ आयनों की पहचान क्रमशः जटिल जटिल यौगिकों - K3, लाल रक्त नमक और K4, पीले रक्त नमक का उपयोग करके की जाती है। दोनों प्रतिक्रियाओं में, समान मात्रात्मक संरचना के साथ संतृप्त नीले रंग का एक अवक्षेप बनता है, लेकिन +2 और +3 की वैलेंस के साथ लोहे की एक अलग स्थिति बनती है। इस अवक्षेप को अक्सर प्रशिया नीला या टर्नबुल नीला भी कहा जाता है।

आयनिक रूप में लिखी गई प्रतिक्रिया

Fe2++K++3- K+1Fe+2

Fe3++K++4- K+1Fe+3

Fe3+ का पता लगाने के लिए एक अच्छा अभिकर्मक थायोसाइनेट आयन (NCS-) है

Fe3++ NCS- 3- - इन यौगिकों में एक चमकदार लाल ("खूनी") रंग होता है।

यह अभिकर्मक, उदाहरण के लिए, पोटेशियम थायोसाइनेट (सूत्र - केएनसीएस), आपको समाधान में लोहे की एक नगण्य एकाग्रता भी निर्धारित करने की अनुमति देता है। इसलिए, वह यह निर्धारित करने में सक्षम है कि नल के पानी की जांच करते समय पाइप जंग खा रहे हैं या नहीं।