Železo je kov strednej chemickej aktivity. Je súčasťou mnohých minerálov: magnetit, hematit, limonit, siderit, pyrit.
Vzorka limonituChemické a fyzikálne vlastnosti železa
Za normálnych podmienok a vo svojej čistej forme je železo strieborno-šedá pevná látka s jasným kovovým leskom. Železo je dobrý elektrický a tepelný vodič. Dá sa to pocítiť dotykom železného predmetu v chladnej miestnosti. Keďže kov rýchlo vedie teplo, odoberie väčšinu tepla z ľudskej pokožky v krátkom čase, takže pri dotyku je cítiť chlad.
čisté železo
Teplota topenia železa je 1538 °C, teplota varu je 2862 °C. Charakteristickými vlastnosťami železa sú dobrá ťažnosť a tavivosť.
Reaguje s jednoduchými látkami: kyslík, halogény (bróm, jód, fluór,), fosfor, síra. Pri spaľovaní železa vznikajú oxidy kovov. V závislosti od reakčných podmienok a pomerov medzi týmito dvoma účastníkmi sa oxidy železa môžu meniť. Reakčné rovnice:
2Fe + 02 = 2FeO;
4Fe + 302 = 2Fe203;
3Fe + 2O₂ = Fe304.
Tieto reakcie prebiehajú pri vysokých teplotách. dozviete sa, aké experimenty na štúdium vlastností železa je možné robiť doma.
Reakcia železa s kyslíkom
Na reakciu železa s kyslíkom je potrebné predhrievanie. Železo horí oslnivým plameňom, rozptyľuje - rozžeravené častice železného kameňa Fe₃O₄. K rovnakej reakcii železa a kyslíka dochádza aj vo vzduchu, keď sa pri mechanickom spracovaní silne zahrieva trením.
Pri spaľovaní železa v kyslíku (alebo na vzduchu) vzniká železný kameň. Reakčná rovnica:
3Fe + 2O₂ = Fe304
3Fe + 2O₂ = FeO Fe₂O3.
Oxid železitý je zlúčenina, v ktorej má železo rôzne valenčné hodnoty.
Výroba oxidov železa
Oxidy železa sú produkty interakcie železa s kyslíkom. Najznámejšie z nich sú FeO, Fe₂O₃ a Fe₃O₄.
Oxid železitý (III) Fe₂O3 je oranžovo-červený prášok, ktorý vzniká pri oxidácii železa na vzduchu.
Látka vzniká rozkladom železitej soli na vzduchu pri vysokej teplote. Trochu síranu železitého sa naleje do porcelánového téglika a potom sa kalcinuje na ohni plynového horáka. Pri tepelnom rozklade sa síran železnatý rozloží na oxid síry a oxid železa.
Oxid železitý (II, III) Fe3O4 vzniká spaľovaním práškového železa v kyslíku alebo na vzduchu. Na získanie oxidu sa do porcelánového téglika naleje trochu jemného prášku železa zmiešaného s dusičnanom sodným alebo draselným. Zmes sa zapáli plynovým horákom. Pri zahrievaní sa dusičnany draselné a sodné rozkladajú s uvoľňovaním kyslíka. Železo v kyslíku horí za vzniku oxidu Fe3O4. Po ukončení horenia zostáva výsledný oxid na dne porcelánového pohára vo forme železného kameňa.
Pozor! Nepokúšajte sa sami opakovať tieto experimenty!
Oxid železitý FeO je čierny prášok, ktorý vzniká rozkladom šťavelanu železa v inertnej atmosfére.
Ľudské telo obsahuje asi 5 g železa, väčšina (70 %) je súčasťou hemoglobínu v krvi.
Fyzikálne vlastnosti
Vo voľnom stave je železo strieborno-biely kov so sivastým nádychom. Čisté železo je tvárne a má feromagnetické vlastnosti. V praxi sa bežne používajú zliatiny železa – liatiny a ocele.
Fe je najdôležitejším a najbežnejším prvkom z deviatich d-kovov sekundárnej podskupiny skupiny VIII. Spolu s kobaltom a niklom tvorí „rodinu železa“.
Pri vytváraní zlúčenín s inými prvkami často používa 2 alebo 3 elektróny (B \u003d II, III).
Železo, ako takmer všetky d-prvky skupiny VIII, nevykazuje vyššiu valenciu rovnajúcu sa číslu skupiny. Jeho maximálna valencia dosahuje VI a je extrémne zriedkavá.
Najtypickejšie zlúčeniny sú tie, v ktorých sú atómy Fe v oxidačnom stave +2 a +3.
Spôsoby získavania železa
1. Komerčné železo (v zliatine s uhlíkom a inými nečistotami) sa získava karbotermickou redukciou jeho prírodných zlúčenín podľa schémy:
K zotaveniu dochádza postupne, v 3 fázach:
1) 3Fe203 + CO = 2Fe304 + CO2
2) Fe304 + CO = 3FeO + CO2
3) FeO + CO \u003d Fe + CO2
Liatina získaná týmto procesom obsahuje viac ako 2 % uhlíka. V budúcnosti sa ocele získavajú z liatiny - zliatiny železa obsahujúce menej ako 1,5% uhlíka.
2. Veľmi čisté železo sa získava jedným z nasledujúcich spôsobov:
a) rozklad pentakarbonyl Fe
Fe(CO)5 = Fe + 5CO
b) vodíková redukcia čistého FeO
FeO + H2 \u003d Fe + H20
c) elektrolýza vodných roztokov solí Fe +2
FeC204 \u003d Fe + 2C02
oxalát železitý
Chemické vlastnosti
Fe - kov strednej aktivity, vykazuje všeobecné vlastnosti charakteristické pre kovy.
Jedinečnou vlastnosťou je schopnosť „hrdzavenia“ vo vlhkom vzduchu:
V neprítomnosti vlhkosti so suchým vzduchom začne železo zreteľne reagovať až pri T > 150°C; pri kalcinácii vzniká „železný kameň“ Fe 3 O 4:
3Fe + 202 = Fe304
Železo sa vo vode bez kyslíka nerozpúšťa. Pri veľmi vysokých teplotách Fe reaguje s vodnou parou a vytláča vodík z molekúl vody:
3Fe + 4H20 (g) \u003d 4H 2
Proces hrdzavenia v jeho mechanizme je elektrochemická korózia. Produkt hrdze je prezentovaný v zjednodušenej forme. V skutočnosti sa vytvára sypká vrstva zmesi oxidov a hydroxidov rôzneho zloženia. Na rozdiel od filmu Al 2 O 3 táto vrstva nechráni žehličku pred ďalšou deštrukciou.
Druhy korózie
Ochrana železa proti korózii
1. Interakcia s halogénmi a sírou pri vysokej teplote.
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
2Fe + 3F2 = 2FeF3
Fe + I 2 \u003d FeI 2
Vznikajú zlúčeniny, v ktorých prevláda iónový typ väzby.
2. Interakcia s fosforom, uhlíkom, kremíkom (železo sa priamo nespája s N 2 a H 2, ale rozpúšťa ich).
Fe + P = Fe x P y
Fe + C = Fe x C y
Fe + Si = FexSiy
Vznikajú látky rôzneho zloženia, keďže berthollidy (v zlúčeninách prevláda kovalentná povaha väzby)
3. Interakcia s „neoxidačnými“ kyselinami (HCl, H 2 SO 4 zried.)
Fe0 + 2H + → Fe2+ + H2
Pretože Fe sa nachádza v sérii aktivít vľavo od vodíka (E ° Fe / Fe 2+ \u003d -0,44 V), je schopné vytesniť H2 z bežných kyselín.
Fe + 2HCl \u003d FeCl2 + H2
Fe + H2S04 \u003d FeSO4 + H2
4. Interakcia s "oxidačnými" kyselinami (HNO 3, H 2 SO 4 konc.)
Fe 0 - 3e - → Fe 3+
Koncentrovaná HNO 3 a H 2 SO 4 železo „pasivujú“, takže pri bežných teplotách sa v nich kov nerozpúšťa. Pri silnom zahrievaní dochádza k pomalému rozpúšťaniu (bez uvoľnenia H 2).
V razb. Železo HNO 3 sa rozpúšťa, prechádza do roztoku vo forme katiónov Fe 3+ a kyslý anión sa redukuje na NO *:
Fe + 4HNO 3 \u003d Fe (NO 3) 3 + NO + 2 H 2 O
Veľmi dobre sa rozpúšťa v zmesi HCl a HNO 3
5. Postoj k zásadám
Fe sa nerozpúšťa vo vodných roztokoch alkálií. S roztavenými alkáliami reaguje len pri veľmi vysokých teplotách.
6. Interakcia so soľami menej aktívnych kovov
Fe + CuSO4 \u003d FeSO4 + Cu
Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0
7. Interakcia s plynným oxidom uhoľnatým (t = 200°C, P)
Fe (prášok) + 5CO (g) \u003d Fe 0 (CO) 5 pentakarbonyl železa
zlúčeniny Fe(III).
Fe 2 O 3 - oxid železitý (III).
Červeno-hnedý prášok, č. R. v H 2 O. V prírode - "červená železná ruda".
Spôsoby, ako získať:
1) rozklad hydroxidu železitého (III)
2Fe(OH)3 = Fe203 + 3H20
2) praženie pyritu
4FeS 2 + 11O 2 \u003d 8SO 2 + 2Fe 2 O 3
3) rozklad dusičnanov
Chemické vlastnosti
Fe 2 O 3 je zásaditý oxid so známkami amfoterizmu.
I. Hlavné vlastnosti sa prejavujú v schopnosti reagovať s kyselinami:
Fe203 + 6H+ = 2Fe3+ + ZH20
Fe203 + 6HCI \u003d 2FeCI3 + 3H20
Fe203 + 6HNO3 \u003d 2Fe (N03)3 + 3H20
II. Slabé kyslé vlastnosti. Fe 2 O 3 sa nerozpúšťa vo vodných roztokoch alkálií, ale pri tavení s pevnými oxidmi, alkáliami a uhličitanmi vznikajú ferity:
Fe203 + CaO \u003d Ca (FeO2) 2
Fe203 + 2NaOH \u003d 2NaFe02 + H20
Fe203 + MgCO3 \u003d Mg (Fe02)2 + CO2
III. Fe 2 O 3 - surovina na výrobu železa v hutníctve:
Fe 2 O 3 + ZS \u003d 2Fe + ZSO alebo Fe 2 O 3 + ZSO \u003d 2Fe + ZSO 2
Fe (OH) 3 - hydroxid železitý
Spôsoby, ako získať:
Získané pôsobením alkálií na rozpustné soli Fe 3+:
FeCl3 + 3NaOH \u003d Fe (OH)3 + 3NaCl
V čase príjmu Fe(OH) 3 - červenohnedá sliznicamorfná zrazenina.
Hydroxid Fe (III) vzniká aj pri oxidácii Fe a Fe (OH) 2 vo vlhkom vzduchu:
4Fe + 6H20 + 3O2 \u003d 4Fe (OH) 3
4Fe(OH)2 + 2H20 + O2 = 4Fe(OH)3
Hydroxid Fe(III) je konečným produktom hydrolýzy Fe3+ solí.
Chemické vlastnosti
Fe(OH)3 je veľmi slabá zásada (oveľa slabšia ako Fe(OH)2). Vykazuje výrazné kyslé vlastnosti. Fe (OH) 3 má teda amfotérny charakter:
1) reakcie s kyselinami prebiehajú ľahko:
2) čerstvá zrazenina Fe(OH) 3 sa rozpustí v horúcej konc. roztoky KOH alebo NaOH s tvorbou hydroxokomplexov:
Fe (OH)3 + 3KOH \u003d K3
V alkalickom roztoku môže byť Fe (OH) 3 oxidované na feráty (soli kyseliny železa H 2 FeO 4 neizolované vo voľnom stave):
2Fe(OH)3 + 10KOH + 3Br2 = 2K2Fe04 + 6KBr + 8H20
Fe 3+ soli
Prakticky najdôležitejšie sú: Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe (NO 3) 3, Fe (SCN) 3, K 3 4 - žltá krvná soľ \u003d Fe 4 3 Pruská modrá (tmavomodrá zrazenina)
b) Fe 3+ + 3SCN - \u003d Fe (SCN) 3 Fe (III) tiokyanát (roztok krvavej červene)
Železo bolo známe už v praveku, ale široko sa používalo oveľa neskôr, pretože v prírode je vo voľnom stave mimoriadne vzácne a jeho výroba z rúd bola možná len na určitej úrovni technologického rozvoja. Pravdepodobne po prvýkrát sa človek zoznámil s meteoritom Iron, o čom svedčia jeho názvy v jazykoch starovekých národov: staroegyptské „beni-pet“ znamená „nebeské železo“; starogrécky sideros sa spája s latinským sidus (rod case sideris) - hviezda, nebeské teleso. V chetitských textoch zo 14. storočia pred n. e. Železo sa spomína ako kov, ktorý spadol z neba. V románskych jazykoch sa zachoval koreň mena, ktoré dali Rimania (napríklad francúzsky fer, taliansky ferro).
Spôsob získavania železa z rúd bol vynájdený v západnej časti Ázie v 2. tisícročí pred Kristom. e.; potom sa používanie železa rozšírilo v Babylone, Egypte, Grécku; Dobu bronzovú vystriedala doba železná. Homér (v 23. piesni Iliady) hovorí, že Achilles odmenil víťaza súťaže v hode diskom železným diskom. V Európe a starovekom Rusku sa po mnoho storočí železo získavalo procesom výroby syra. Železná ruda sa redukovala dreveným uhlím v peci postavenej v jame; do ohniska s kožušinami sa vháňal vzduch, redukčný produkt - kritsu sa oddeľoval od trosky údermi kladiva a kovali sa z neho rôzne výrobky. Keď sa zlepšili spôsoby fúkania a zvýšila sa výška ohniska, teplota procesu sa zvýšila a časť železa sa nauhličila, to znamená, že sa získala liatina; tento relatívne krehký produkt bol považovaný za odpadový produkt. Odtiaľ pochádza názov liatiny "chushka", "surové železo" - anglicky. surové železo. Neskôr sa zistilo, že keď sa do ohniska nevloží železná ruda, ale liatina, získa sa aj železný výkvet s nízkym obsahom uhlíka a takýto dvojstupňový proces sa ukázal byť výnosnejší ako surové cesto. V 12. – 13. storočí už bola rozšírená metóda kričania.
V 14. storočí sa liatina začala taviť nielen ako polotovar na ďalšie spracovanie, ale aj ako materiál na odlievanie rôznych výrobkov. Do rovnakej doby pochádza aj prestavba ohniska na šachtovú pec ("domnitsa") a následne na vysokú pec. V polovici 18. storočia sa v Európe začal používať téglikový proces získavania ocele, ktorý bol v Sýrii známy už v ranom období stredoveku, no neskôr bol zabudnutý. Touto metódou sa oceľ získavala tavením kovovej vsádzky v malých nádobách (téglikoch) z vysoko žiaruvzdornej hmoty. V poslednej štvrtine 18. storočia sa na ohnisku ohnivej dozvukovej pece začal rozvíjať pudlingový proces premeny surového železa na železo. Priemyselná revolúcia 18. a začiatku 19. storočia, vynález parného stroja, výstavba železníc, veľkých mostov a parného loďstva vyvolali obrovský dopyt po železe a jeho zliatinách. Všetky existujúce spôsoby výroby železa však nedokázali uspokojiť potreby trhu. Hromadná výroba ocele sa začala až v polovici 19. storočia, keď boli vyvinuté procesy Bessemer, Thomas a otvorený níst. V 20. storočí vznikol a rozšíril sa proces výroby elektrickej ocele, ktorý poskytuje vysokokvalitnú oceľ.
Distribúcia železa v prírode. Z hľadiska obsahu v litosfére (4,65 % hmotnosti) je železo na druhom mieste medzi kovmi (na prvom mieste je hliník). Prudko migruje v zemskej kôre, pričom tvorí asi 300 minerálov (oxidy, sulfidy, kremičitany, uhličitany, titaničitany, fosforečnany atď.). Železo sa aktívne podieľa na magmatických, hydrotermálnych a hypergénnych procesoch, ktoré sú spojené s tvorbou rôznych typov jeho ložísk. Železo je kov zemských hlbín, hromadí sa v raných štádiách kryštalizácie magmy, v ultrabázických (9,85 %) a bázických (8,56 %) horninách (v granitoch je to len 2,7 %). V biosfére sa železo hromadí v mnohých morských a kontinentálnych sedimentoch a vytvára sedimentárne rudy.
Významnú úlohu v geochémii železa zohrávajú redoxné reakcie – prechod 2-mocného železa na 3-mocné a naopak. V biosfére sa v prítomnosti organickej hmoty Fe 3+ redukuje na Fe 2+ a ľahko migruje, a keď sa stretne so vzdušným kyslíkom, Fe 2+ sa oxiduje, pričom sa vytvárajú akumulácie hydroxidov trojmocného železa. Rozšírené zlúčeniny 3-mocného železa sú červené, žlté, hnedé. To určuje farbu mnohých sedimentárnych hornín a ich názov - "červeno sfarbený útvar" (červené a hnedé íly a íly, žlté piesky atď.).
Fyzikálne vlastnosti železa. Význam železa v moderných technológiách určuje nielen jeho široké rozšírenie v prírode, ale aj kombinácia veľmi cenných vlastností. Je plastový, ľahko kovateľný v studenom aj zahriatom stave, možno ho valcovať, raziť a ťahať. Schopnosť rozpúšťať uhlík a ďalšie prvky je základom pre získanie rôznych zliatin železa.
Železo môže existovať vo forme dvoch kryštálových mriežok: α- a γ- kubická centrovaná na telo (bcc) a kubická centrovaná tvárou (fcc). Pod 910 °C je a-Fe s bcc mriežkou stabilné (a = 2,86645 Á pri 20 °C). Medzi 910 °C a 1400 °C je y-modifikácia s mriežkou fcc stabilná (a = 3,64 Á). Nad 1400 °C sa opäť vytvorí mriežka δ-Fe bcc (a = 2,94 Á), ktorá je stabilná až do bodu topenia (1539 °C). α-Fe je feromagnetické až do 769 °C (Curieov bod). Modifikácie γ-Fe a δ-Fe sú paramagnetické.
Polymorfné premeny železa a ocele počas ohrevu a chladenia objavil v roku 1868 D.K. Chernov. Uhlík tvorí intersticiálne tuhé roztoky so železom, v ktorých sú atómy uhlíka s malým atómovým polomerom (0,77 Å) umiestnené v medzerách kovovej kryštálovej mriežky, ktorá pozostáva z väčších atómov (atómový polomer Fe 1,26 Å). Pevný roztok uhlíka v γ-Fe sa nazýva austenit a v α-Fe sa nazýva ferit. Nasýtený tuhý roztok uhlíka v y-Fe obsahuje 2,0 % hmotn. C pri 1130 °C; a-Fe sa rozpúšťa len pri 0,02-0,04 % C pri 723 °C a menej ako 0,01 % pri izbovej teplote. Preto pri kalení austenitu vzniká martenzit – presýtený tuhý roztok uhlíka v α-Fe, ktorý je veľmi tvrdý a krehký. Kombinácia kalenia s popúšťaním (zahrievanie na relatívne nízke teploty na zníženie vnútorných pnutí) umožňuje dodať oceli požadovanú kombináciu tvrdosti a ťažnosti.
Fyzikálne vlastnosti železa závisia od jeho čistoty. V priemyselných železných materiáloch je železo zvyčajne sprevádzané nečistotami uhlíka, dusíka, kyslíka, vodíka, síry a fosforu. Aj pri veľmi nízkych koncentráciách tieto nečistoty výrazne menia vlastnosti kovu. Takže síra spôsobuje takzvanú červenú lámavosť, fosfor (aj 10 -2% P) - lámavosť za studena; uhlík a dusík znižujú plasticitu a vodík zvyšuje krehkosť železa (tzv. vodíková krehkosť). Zníženie obsahu nečistôt na 10 -7 - 10 -9% vedie k významným zmenám vlastností kovu, najmä k zvýšeniu plasticity.
Nasledujú fyzikálne vlastnosti železa, vzťahujúce sa hlavne na kov s celkovým obsahom nečistôt nižším ako 0,01 % hmotnosti:
Atómový polomer 1,26 Á
Iónové polomery Fe 2+ 0,80 Á, Fe 3+ 0,67 Á
Hustota (20 °C) 7,874 g/cm3
t balík asi 3200°С
Teplotný koeficient lineárnej rozťažnosti (20°C) 11,7 10 -6
Tepelná vodivosť (25°C) 74,04 W/(m K)
Tepelná kapacita železa závisí od jeho štruktúry a mení sa komplexným spôsobom s teplotou; priemerná merná tepelná kapacita (0-1000°C) 640,57 j/(kg K) .
Elektrický odpor (20°C) 9,7 10 -8 ohm m
Teplotný koeficient elektrického odporu (0-100°C) 6,51 10 -3
Youngov modul 190-210 10 3 MN / m 2 (19-21 10 3 kgf / mm 2)
Teplotný koeficient Youngovho modulu 4 10 -6
Modul pružnosti v šmyku 84,0 10 3 MN/m 2
Krátkodobá pevnosť v ťahu 170-210 MN/m2
Relatívne predĺženie 45-55%
Tvrdosť podľa Brinella 350-450 MN/m2
Medza klzu 100 MN/m2
Rázová húževnatosť 300 MN/m2
Chemické vlastnosti železa. Konfigurácia vonkajšieho elektrónového obalu atómu je 3d 6 4s 2 . Železo vykazuje premenlivú mocnosť (najstabilnejšie zlúčeniny sú 2- a 3-mocné železo). Železo tvorí s kyslíkom oxid (II) FeO, oxid (III) Fe203 a oxid (II,III) Fe304 (zlúčenina FeO s Fe203 so spinelovou štruktúrou). Vo vlhkom vzduchu pri bežných teplotách sa železo pokryje uvoľnenou hrdzou (Fe 2 O 3 · nH 2 O). Hrdza vďaka svojej pórovitosti nebráni prístupu kyslíku a vlhkosti ku kovu a preto ho nechráni pred ďalšou oxidáciou. V dôsledku rôznych druhov korózie sa každoročne strácajú milióny ton železa. Keď sa železo zahreje na suchom vzduchu nad 200°C, pokryje sa veľmi tenkým oxidovým filmom, ktorý chráni kov pred koróziou pri bežných teplotách; to je základ technického spôsobu ochrany Iron - blueing. Pri zahrievaní vo vodnej pare sa železo oxiduje za vzniku Fe 3 O 4 (pod 570 °C) alebo FeO (nad 570 °C) a uvoľňuje vodík.
Hydroxid Fe (OH) 2 vzniká ako biela zrazenina pôsobením žieravých alkálií alebo amoniaku na vodné roztoky solí Fe 2+ v atmosfére vodíka alebo dusíka. Pri kontakte so vzduchom Fe(OH) 2 najskôr zozelenie, potom sčernie a nakoniec sa rýchlo zmení na červenohnedý hydroxid Fe(OH) 3. Oxid FeO má základné vlastnosti. Oxid Fe 2 O 3 je amfotérny a má mierne kyslú funkciu; pri reakcii so zásaditejšími oxidmi (napr. s MgO) vytvára ferity - zlúčeniny typu Fe 2 O 3 nMeO, ktoré majú feromagnetické vlastnosti a sú široko používané v rádioelektronike, kyslé vlastnosti sú vyjadrené aj v 6-mocnom železe, ktorý existuje vo forme železitanov, napríklad K2FeO4, soli kyseliny železa neizolované vo voľnom stave.
Železo ľahko reaguje s halogénmi a halogenovodíkmi za vzniku solí, ako sú chloridy FeCl2 a FeCl3. Pri zahrievaní železa so sírou vznikajú sulfidy FeS a FeS2. Karbidy železa - Fe 3 C (cementit) a Fe 2 C (e-karbid) - sa po ochladení vyzrážajú z tuhých roztokov uhlíka v železe. Fe3C sa tiež uvoľňuje z roztokov uhlíka v tekutom železe pri vysokých koncentráciách C. Dusík, podobne ako uhlík, poskytuje intersticiálne tuhé roztoky so železom; izolujú sa z nich nitridy Fe 4 N a Fe 2 N. Železo dáva s vodíkom len málo stabilné hydridy, ktorých zloženie nie je presne stanovené. Železo pri zahrievaní prudko reaguje s kremíkom a fosforom za vzniku silicídov (napr. Fe 3 Si a fosfidov (napr. Fe 3 P).
Zlúčeniny železa s mnohými prvkami (O, S a iné), ktoré tvoria kryštalickú štruktúru, majú premenlivé zloženie (napr. obsah síry v monosulfide sa môže pohybovať od 50 do 53,3 at. %). Je to spôsobené poruchami v kryštálovej štruktúre. Napríklad v oxide železa (II) sú niektoré ióny Fe2+ na miestach mriežky nahradené iónmi Fe3+; na udržanie elektrickej neutrality zostávajú niektoré miesta mriežky patriace iónom Fe 2+ prázdne.
Normálny elektródový potenciál železa vo vodných roztokoch jeho solí pre reakciu Fe = Fe 2+ + 2e je -0,44 V a pre reakciu Fe = Fe 3+ + 3e je -0,036 V. V sérii aktivít je teda železo naľavo od vodíka. Ľahko sa rozpúšťa v zriedených kyselinách za uvoľňovania H 2 a tvorby iónov Fe 2+. Interakcia železa s kyselinou dusičnou je zvláštna. Koncentrovaná HNO 3 (hustota 1,45 g/cm 3) pasivuje železo v dôsledku tvorby ochranného oxidového filmu na jeho povrchu; zriedenejšia HNO 3 rozpúšťa železo za vzniku iónov Fe 2+ alebo Fe 3+, redukuje sa na NH 3 alebo N 2 a N 2 O. Roztoky solí 2-mocného železa na vzduchu sú nestabilné - Fe 2+ postupne oxiduje na Fe 3+. Vodné roztoky solí železa sú kyslé v dôsledku hydrolýzy. Pridanie tiokyanátových iónov SCN- do roztokov solí Fe 3+ dáva jasne krvavočervenú farbu v dôsledku výskytu Fe(SCN) 3, čo umožňuje odhaliť prítomnosť 1 dielu Fe 3+ v približne 10 6 dielov vody. Železo sa vyznačuje tvorbou komplexných zlúčenín.
Získanie železa.Čisté železo sa získava v relatívne malých množstvách elektrolýzou vodných roztokov jeho solí alebo redukciou jeho oxidov vodíkom. Postupne sa zvyšuje produkcia dostatočne čistého železa jeho priamou redukciou z rudných koncentrátov vodíkom, zemným plynom alebo uhlím pri relatívne nízkych teplotách.
Použitie železa.Železo je najdôležitejším kovom modernej technológie. Vo svojej čistej forme sa železo prakticky nepoužíva kvôli nízkej pevnosti, hoci výrobky z ocele alebo liatiny sa v každodennom živote často nazývajú "železo". Prevažná časť železa sa používa vo forme zliatin s veľmi odlišným zložením a vlastnosťami. Zliatiny železa tvoria približne 95 % všetkých kovových výrobkov. Zliatiny bohaté na uhlík (nad 2 % hm.) – liatina, sa tavia vo vysokých peciach z rúd bohatých na železo. Oceľ rôznych akostí (obsah uhlíka menej ako 2 % hm.) sa taví z liatiny v otvorených a elektrických peciach a konvertoroch oxidáciou (vyhorením) prebytočného uhlíka, odstránením škodlivých nečistôt (hlavne S, P, O) a pridaním legujúcich prvkov. Vysokolegované ocele (s vysokým obsahom niklu, chrómu, volfrámu a iných prvkov) sa tavia v elektrických oblúkových a indukčných peciach. Na výrobu ocelí a zliatin železa na obzvlášť dôležité účely sa využívajú nové procesy ako vákuové a elektrotroskové pretavovanie, plazmové tavenie a tavenie elektrónovým lúčom a iné. Vyvíjajú sa metódy na tavenie ocele v nepretržite pracujúcich jednotkách, ktoré zabezpečujú vysokú kvalitu kovu a automatizáciu procesu.
Vznikajú materiály na báze železa, ktoré odolávajú účinkom vysokých a nízkych teplôt, vákua a vysokého tlaku, agresívnych médií, vysokého striedavého napätia, jadrového žiarenia atď. Výroba železa a jeho zliatin neustále rastie.
Železo ako umelecký materiál sa používalo od staroveku v Egypte, Mezopotámii a Indii. Od stredoveku sa v európskych krajinách (Anglicko, Francúzsko, Taliansko, Rusko a iné) zachovali početné vysoko umelecké výrobky zo železa - kované ploty, pánty dverí, nástenné držiaky, korouhvičky, kovania na truhlice, svietidlá. Kované výrobky z prútov a výrobky z dierovaného plechu (často so sľudovým obložením) sa vyznačujú rovinnými tvarmi, jasnou lineárnou siluetou a sú efektívne viditeľné na svetlovzdušnom pozadí. V 20. storočí sa železo používa na výrobu mreží, plotov, prelamovaných vnútorných priečok, svietnikov a pomníkov.
Železo v tele.Železo je prítomné v organizmoch všetkých živočíchov a rastlín (v priemere asi 0,02 %); je potrebný hlavne pre výmenu kyslíka a oxidačné procesy. Existujú organizmy (tzv. koncentrátory), ktoré ho dokážu akumulovať vo veľkých množstvách (napríklad železité baktérie – až 17 – 20 % železa). Takmer všetko železo v živočíšnych a rastlinných organizmoch je spojené s bielkovinami. Nedostatok železa spôsobuje spomalenie rastu a chlorózu rastlín spojenú so zníženou produkciou chlorofylu. Nadbytok železa má škodlivý vplyv aj na vývoj rastlín, spôsobuje napríklad sterilitu kvetov ryže a chlorózu. V alkalických pôdach sa tvoria zlúčeniny železa, ktoré sú pre korene rastlín nedostupné a rastliny ho nedostávajú v dostatočnom množstve; v kyslých pôdach prechádza železo v nadbytku do rozpustných zlúčenín. Pri nedostatku alebo nadbytku asimilovateľných zlúčenín železa v pôdach možno na veľkých plochách pozorovať choroby rastlín.
Železo sa do tela zvierat a ľudí dostáva s potravou (najbohatšie na železo sú pečeň, mäso, vajcia, strukoviny, chlieb, obilniny, špenát, cvikla). Bežne človek prijíma stravou 60-110 mg železa, čo výrazne prevyšuje jeho dennú potrebu. K absorpcii železa prijatého potravou dochádza v hornej časti tenkého čreva, odkiaľ sa dostáva do krvi vo forme viazanej na bielkoviny a spolu s krvou sa prenáša do rôznych orgánov a tkanív, kde sa ukladá vo forme železo-proteínový komplex - feritín. Hlavným depotom železa v tele je pečeň a slezina. Vďaka feritínu dochádza k syntéze všetkých zlúčenín tela obsahujúcich železo: respiračný pigment hemoglobín sa syntetizuje v kostnej dreni, myoglobín sa syntetizuje vo svaloch, cytochrómy a ďalšie enzýmy obsahujúce železo sa syntetizujú v rôznych tkanivách. Železo sa z tela vylučuje najmä stenou hrubého čreva (u ľudí asi 6-10 mg denne) a v malej miere obličkami. Potreba železa v tele sa mení v závislosti od veku a fyzickej kondície. Na 1 kg hmotnosti deti potrebujú - 0,6, dospelí - 0,1 a tehotné ženy - 0,3 mg železa denne. U zvierat je potreba železa približne (na 1 kg sušiny potravy): pre dojnice - najmenej 50 mg, pre mladé zvieratá - 30-50 mg; pre prasiatka - do 200 mg, pre gravidné ošípané - 60 mg.
Je to jeden z najbežnejších prvkov v zemskej kôre.
Fyzikálne vlastnosti železa.
železo- kujný strieborno-biely kov s vysokou chemickou odolnosťou. Dobre znáša vysoké teploty a vlhkosť. Na vzduchu a vo vode rýchlo zakalí (hrdzavie). Veľmi plastický, dobre sa poddáva kovaniu a valcovaniu. Má dobrú tepelnú a elektrickú vodivosť, vynikajúce feromagnetikum.
Chemické vlastnosti železa.
železo prechodný kov. Môže mať oxidačný stav +2 a +3. Reaguje s vodnou parou:
3 Fe + 4 H 2 O = Fe 3 O 4 + 4 H 2 .
Ale v prítomnosti vlhkosti železo hrdzavie:
4 Fe + 3 O 2 + 6 H 2 O = 4 Fe(Oh) 3 .
2 Fe + 3 Cl 2 = 2 FeCl 3 .
Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 .
Koncentrované kyseliny pasivujú železo za studena, ale pri zahriatí sa rozpúšťajú:
2Fe + 6H2S04 \u003d Fe2(S04)3 + 3S02 + 6H20.
hydroxid železitý (II) získané pôsobením alkálií na soli železa (II) bez prístupu kyslíka:
F2S04 + 2NaOH \u003d Fe (OH)2 + Na2S04.
Vytvorí sa biela zrazenina, ktorá rýchlo oxiduje na vzduchu:
4Fe(OH)2 + 02 + 2H20 = 4Fe(OH)3.
Tento hydroxid je amfotérny, pri zahrievaní sa rozpúšťa v zásadách za vzniku hexahydroferátu:
Fe (OH)3 + 3KOH \u003d K3.
Formy železa dve komplexné soli železa:
- žltá krvná soľ K 4 [ Fe(CN) 6 ];
- červená krvná soľ K 3 [ Fe(CN) 6 ].
Tieto zlúčeniny sú kvalitatívne na stanovenie iónov železa. Zlúčenina Pruská modrá:
K 4 + Fe 2+ \u003d KFe III + 2K +.
Použitie železa.
Železo je nevyhnutnou súčasťou dýchacieho procesu. Je súčasťou hemoglobínu krvi, podieľa sa na prenose kyslíka z pľúc do tkanív. V prírode sa železo nachádza v zložení rúd a minerálov.
Železo je ôsmym prvkom štvrtej periódy periodickej tabuľky. Jeho číslo v tabuľke (nazývané aj atómové) je 26, čo zodpovedá počtu protónov v jadre a elektrónov v elektrónovom obale. Označuje sa prvými dvoma písmenami svojho latinského ekvivalentu – Fe (lat. Ferrum – číta sa ako „ferrum“). Železo je druhým najrozšírenejším prvkom v zemskej kôre, percentuálny podiel je 4,65 % (najčastejší je hliník, Al). Vo svojej pôvodnej forme je tento kov pomerne vzácny, častejšie sa ťaží zo zmiešanej rudy s niklom.
V kontakte s
Aká je povaha tejto zlúčeniny? Železo ako atóm pozostáva z kovovej kryštálovej mriežky, ktorá zabezpečuje tvrdosť zlúčenín obsahujúcich tento prvok a molekulárnu stabilitu. Práve v súvislosti s tým je tento kov typickým pevným telesom, na rozdiel napríklad od ortuti.
Železo ako jednoduchá látka- kov striebornej farby s vlastnosťami typickými pre túto skupinu prvkov: kujnosť, kovový lesk a ťažnosť. Okrem toho má železo vysokú reaktivitu. O poslednej vlastnosti svedčí fakt, že železo veľmi rýchlo koroduje za prítomnosti vysokej teploty a primeranej vlhkosti. V čistom kyslíku tento kov dobre horí a ak je rozdrvený na veľmi malé čiastočky, tie nielen zhoria, ale sa samovoľne vznietia.
Železo často nazývame nie čistý kov, ale jeho zliatiny obsahujúce uhlík ©, napríklad oceľ (<2,14% C) и чугун (>2,14 % C). Veľký priemyselný význam majú aj zliatiny, do ktorých sa pridávajú legujúce kovy (nikel, mangán, chróm a iné), vďaka čomu sa oceľ stáva nehrdzavejúcou, t.j. legovanou. Na základe toho je zrejmé, aké rozsiahle priemyselné využitie má tento kov.
Charakteristické Fe
Chemické vlastnosti železa
Pozrime sa bližšie na vlastnosti tohto prvku.
Vlastnosti jednoduchej látky
- Oxidácia vo vzduchu pri vysokej vlhkosti (korozívny proces):
4Fe + 3O2 + 6H2O \u003d 4Fe (OH) 3 - hydroxid železitý (hydroxid)
- Spaľovanie železného drôtu v kyslíku za vzniku zmesného oxidu (obsahuje prvok s oxidačným stavom +2 aj oxidačným stavom +3):
3Fe+2O2 = Fe3O4 (železný kameň). Reakcia je možná pri zahriatí na 160 °C.
- Interakcia s vodou pri vysokej teplote (600-700 ⁰C):
3Fe+4H20 = Fe304+4H2
- Reakcie s nekovmi:
a) Reakcia s halogénmi (Dôležité! Touto interakciou získava oxidačný stav prvku +3)
2Fe + 3Cl2 \u003d 2FeCl3 - chlorid železitý
b) Reakcia so sírou (Dôležité! Pri tejto interakcii má prvok oxidačný stav +2)
Sulfid železitý - Fe2S3 sa môže získať počas inej reakcie:
Fe203+ 3H2S=Fe2S3+3H20
c) Tvorba pyritu
Fe + 2S \u003d FeS2 - pyrit. Venujte pozornosť stupňu oxidácie prvkov, ktoré tvoria túto zlúčeninu: Fe (+2), S (-1).
- Interakcia so soľami kovov v elektrochemickom rade aktivity kovu napravo od Fe:
Fe + CuCl2 \u003d FeCl2 + Cu - chlorid železitý
- Interakcia so zriedenými kyselinami (napríklad chlorovodíkovou a sírovou):
Fe+HBr = FeBr2+H2
Fe+HCl = FeCl2+ H2
Všimnite si, že tieto reakcie produkujú železo s oxidačným stavom +2.
- V neriedených kyselinách, ktoré sú najsilnejšími oxidačnými činidlami, je reakcia možná len pri zahrievaní, v studených kyselinách sa kov pasivuje:
Fe + H2SO4 (koncentrovaná) = Fe2 (SO4) 3 + 3SO2 + 6H2O
Fe+6HN03 = Fe(N03)3+3N02+3H20
- Amfotérne vlastnosti železa sa prejavujú iba pri interakcii s koncentrovanými zásadami:
Fe + 2KOH + 2H2O \u003d K2 + H2 - tetrahydroxyželezitan draselný (II) sa vyzráža.
Proces výroby železa vo vysokej peci
- Praženie a následný rozklad sulfidových a uhličitanových rúd (izolácia oxidov kovov):
FeS2 -> Fe203 (02, 850 °C, -S02). Táto reakcia je tiež prvým krokom v priemyselnej syntéze kyseliny sírovej.
FeCO3 -> Fe203 (02, 550-600 ⁰C, -CO2).
- Spaľovanie koksu (nadbytok):
С (koks) + O2 (vzduch) —> CO2 (600–700 ⁰C)
CO2+С (koks) —> 2CO (750-1000 ⁰C)
- Obnova rudy obsahujúcej oxid s oxidom uhoľnatým:
Fe2O3 —> Fe3O4 (CO, -CO2)
Fe3O4 —> FeO (CO, -CO2)
FeO —> Fe(CO, -CO2)
- Nauhličovanie železa (do 6,7%) a tavenie liatiny (t⁰tavenie - 1145 ⁰C)
Fe (tuhé) + C (koks) -> liatina. Reakčná teplota je 900-1200 ⁰C.
V liatine sú cementit (Fe2C) a grafit vždy prítomné vo forme zŕn.
Charakterizácia zlúčenín obsahujúcich Fe
Budeme študovať vlastnosti každého pripojenia samostatne.
Fe304
Zmiešaný alebo dvojitý oxid železa, obsahujúci prvok s oxidačným stavom +2 aj +3. Tiež sa nazýva Fe3O4 oxid železitý. Táto zmes je odolná voči vysokým teplotám. Nereaguje s vodou, vodnou parou. Rozkladá sa minerálnymi kyselinami. Môže sa redukovať vodíkom alebo železom pri vysokej teplote. Ako je zrejmé z vyššie uvedených informácií, ide o medziprodukt v reakčnom reťazci priemyselnej výroby železa.
Priamo oxid železa sa používa pri výrobe farieb na minerálnej báze, farebných cementových a keramických výrobkov. Fe3O4 je to, čo sa získava černením a modrením ocele. Zmiešaný oxid sa získa spaľovaním železa na vzduchu (reakcia je uvedená vyššie). Ruda obsahujúca oxidy je magnetit.
Fe203
Oxid železitý, triviálny názov - hematit, červenohnedá zlúčenina. Odolný voči vysokým teplotám. Vo svojej čistej forme nevzniká pri oxidácii železa vzdušným kyslíkom. Nereaguje s vodou, vytvára hydráty, ktoré sa zrážajú. Zle reaguje so zriedenými zásadami a kyselinami. Môže sa legovať s oxidmi iných kovov, pričom vznikajú spinely - dvojité oxidy.
Červená železná ruda sa používa ako surovina pri priemyselnej výrobe surového železa vysokopecnou metódou. Tiež urýchľuje reakciu, to znamená, že je katalyzátorom v priemysle amoniaku. Používa sa v rovnakých oblastiach ako oxid železitý. Navyše sa používal ako nosič zvuku a obrazu na magnetických páskach.
FeOH2
Hydroxid železitý, zlúčenina, ktorá má kyslé aj zásadité vlastnosti, pričom posledné prevládajú, to znamená, že je amfotérna. Biela látka, ktorá na vzduchu rýchlo oxiduje, „hnedne“ na hydroxid železitý. Pri vystavení teplote sa rozkladá. Reaguje so slabými roztokmi kyselín aj zásad. Vo vode sa nerozpustíme. V reakcii pôsobí ako redukčné činidlo. Je medziproduktom koróznej reakcie.
Detekcia iónov Fe2+ a Fe3+ („kvalitatívne“ reakcie)
Rozpoznanie iónov Fe2+ a Fe3+ vo vodných roztokoch sa uskutočňuje pomocou komplexných komplexných zlúčenín - K3, červená krvná soľ, a K4, žltá krvná soľ, v tomto poradí. Pri oboch reakciách vzniká zrazenina nasýtenej modrej farby s rovnakým kvantitatívnym zložením, ale odlišnou polohou železa s mocenstvom +2 a +3. Táto zrazenina sa často označuje aj ako pruská modrá alebo Turnbullova modrá.
Reakcia napísaná v iónovej forme
Fe2++K++3- K+1Fe+2
Fe3++K++4- K+1Fe+3
Dobrým činidlom na detekciu Fe3+ je tiokyanátový ión (NCS-)
Fe3++ NCS- 3- - tieto zlúčeniny majú jasne červenú („krvavú“) farbu.
Toto činidlo, napríklad tiokyanát draselný (vzorec - KNCS), vám umožňuje určiť aj zanedbateľnú koncentráciu železa v roztokoch. Pri skúmaní vody z vodovodu je teda schopný určiť, či sú potrubia hrdzavé.
