Железа 3 цвет. Соединения железа

17. d -элементы.Железо, общая характеристика, свойства. Оксиды и гидроксиды, КО и ОВ характеристика, биороль, способность к комплексообразованию.

1.Общая характеристика.

Железо - d-элемент побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода ПСХЭ с атомным номером 26.

Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия).

Простое вещество железо - ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой химической реакционной способностью: железо быстро корродирует при высоких температурах или при высокой влажности на воздухе.

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

В чистом кислороде железо горит, а в мелкодисперсном состоянии самовозгорается и на воздухе.

3Fe + 2O2 = FeO + Fe2O3

3Fe + 4H2O = FeO*Fe2O3

FeO*Fe2O3 = Fe3O4 (железная окалина)

Собственно, железом обычно называют его сплавы с малым содержанием примесей (до 0,8 %), которые сохраняют мягкость и пластичность чистого металла. Но на практике чаще применяются сплавы железа с углеродом: сталь (до 2,14 вес. % углерода) и чугун (более 2,14 вес. % углерода), а также нержавеющая (легированная) сталь с добавками легирующих металлов (хром,марганец, никель и др.). Совокупность специфических свойств железа и его сплавов делают его «металлом № 1» по важности для человека.

В природе железо редко встречается в чистом виде, чаще всего оно встречается в составе железо-никелевых метеоритов. Распространённость железа в земной коре - 4,65 % (4-е место после O, Si, Al). Считается также, что железо составляет бо́льшую часть земного ядра.

2.Свойства

1.Физ.св-ва. Железо - типичный металл, в свободном состоянии - серебристо-белого цвета с сероватым оттенком. Чистый металл пластичен, различные примеси (в частности - углерод) повышают его твёрдость и хрупкость. Обладает ярко выраженными магнитными свойствами. Часто выделяют так называемую «триаду железа» - группу трёх металлов (железо Fe,кобальт Co, никель Ni), обладающих схожими физическими свойствами, атомными радиусами и значениями электроотрицательности.

2.Хим.св-ва.

Для железа характерны степени окисления железа - +2 и +3.

Степени окисления +2 соответствует чёрный оксид FeO и зелёный гидроксид Fe(OH) 2 . Они имеют основный характер. В солях Fe(+2) присутствует в виде катиона. Fe(+2) - слабый восстановитель.

Степени окисления +3 соответствуют красно-коричневый оксид Fe 2 O 3 и коричневый гидроксид Fe(OH) 3 . Они носят амфотерный характер, хотя и кислотные, и основные свойства у них выражены слабо. Так, ионы Fe 3+ нацело гидролизуются даже в кислой среде. Fe(OH) 3 растворяется (и то не полностью), только в концентрированных щелочах. Fe 2 O 3 реагирует со щелочами только при сплавлении, давая ферриты (формальные соли кислоты несуществующей в свободном виде кислоты HFeO 2):

Железо (+3) чаще всего проявляет слабые окислительные свойства.

Степени окисления +2 и +3 легко переходят между собой при изменении окислительно-восстановительных условий.

Кроме того, существует оксид Fe 3 O 4 , формальная степень окисления железа в котором +8/3. Однако этот оксид можно также рассматривать как феррит железа (II) Fe +2 (Fe +3 O 2) 2 .

Также существует степень окисления +6. Соответствующего оксида и гидроксида в свободном виде не существует, но получены соли - ферраты (например, K 2 FeO 4). Железо (+6) находится в них в виде аниона. Ферраты являются сильными окислителями.

Чистое металлическое железо устойчиво в воде и в разбавленных растворах щелочей . Железо не растворяется в холодных концентрированных серной и азотной кислотах из-за пассивации поверхности металла прочной оксидной плёнкой. Горячая концентрированная серная кислота, являясь более сильным окислителем, взаимодействует с железом.

С соляной и разбавленной (приблизительно 20%-й) серной кислотами железо реагирует с образованием солей железа(II):

При взаимодействии железа с приблизительно 70%-й серной кислотой при нагревании реакция протекает с образованием сульфата железа(III) :

3.Оксиды и гидроксиды, КО и ОВ хар-ка…

Соединения железа (II)

Оксид железа(II) FeO обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(OH) 2 . Соли железа (II) обладают светло-зелёным цветом. При их хранении, особенно во влажном воздухе, они коричневеют за счёт окисления до железа (III). Такой же процесс протекает при хранении водных растворов солей железа(II):

Из солей железа(II) в водных растворах устойчива соль Мора - двойной сульфат аммония и железа(II) (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 ·6Н 2 O.

Реактивом на ионы Fe 2+ в растворе может служить гексацианоферрат(III) калия K 3 (красная кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe 2+ и 3− выпадает осадоктурнбулевой сини :

Для количественного определения железа (II) в растворе используют фенантролин , образующий с железом (II) красный комплекс FePhen 3 в широком диапазоне рН (4-9)

Соединения железа (III)

Оксид железа(III) Fe 2 O 3 слабо амфотерен , ему отвечает ещё более слабое, чем Fe(OH) 2 , основание Fe(OH) 3 , которое реагирует с кислотами:

Соли Fe 3+ склонны к образованию кристаллогидратов. В них ион Fe 3+ как правило окружен шестью молекулами воды. Такие соли имеют розовый или фиолетовый цвет.Ион Fe 3+ полностью гидролизуется даже в кислой среде. При рН>4 этот ион практчиески полностью осаждается в виде Fe(OH) 3:

При частичном гидролизе иона Fe 3+ образуются многоядерные оксо- и гидроксокатионы, из-за чего растворы приобретают коричневый цвет.Основные свойства гидроксида железа(III) Fe(OH) 3 выражены очень слабо. Он способен реагировать только с концентрированными растворами щелочей:

Образующиеся при этом гидроксокомплексы железа(III) устойчивы только в сильно щелочных растворах. При разбавлении растворов водой они разрушаются, причём в осадок выпадает Fe(OH) 3 .

При сплавлении со щелочами и оксидами других металлов Fe 2 O 3 образует разнообразные ферриты :

Соединения железа(III) в растворах восстанавливаются металлическим железом:

Железо(III) способно образовывать двойные сульфаты с однозарядными катионами типа квасцов , например, KFe(SO 4) 2 - железокалиевые квасцы, (NH 4)Fe(SO 4) 2 - железоаммонийные квасцы и т. д.

Для качественного обнаружения в растворе соединений железа(III) используют качественную реакцию ионов Fe 3+ с тиоцианат-ионами SCN − . При взаимодействии ионов Fe 3+ с анионами SCN − образуется смесь ярко-красных роданидных комплексов железа 2+ , + , Fe(SCN) 3 , - . Состав смеси (а значит, и интенсивность её окраски) зависит от различных факторов, поэтому для точного качественного определения железа этот метод неприменим.

Другим качественным реактивом на ионы Fe 3+ служит гексацианоферрат(II) калия K 4 (жёлтая кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe 3+ и 4− выпадает ярко-синий осадок берлинской лазури :

Соединения железа (VI)

Ферраты - соли не существующей в свободном виде железной кислоты H 2 FeO 4 . Это соединения фиолетового цвета, по окислительным свойствам напоминающие перманганаты, а по растворимости - сульфаты. Получают ферраты при действии газообразного хлора или озона на взвесь Fe(OH) 3 в щелочи , например, феррат(VI) калия K 2 FeO 4 . Ферраты окрашены в фиолетовый цвет.

Ферраты также можно получить электролизом 30%-ного раствора щелочи на железном аноде:

Ферраты - сильные окислители. В кислой среде разлагаются с выделением кислорода:

Окислительные свойства ферратов используют для обеззараживания воды .

4.Биороль

1)В живых организмах железо является важным микроэлементом, катализирующим процессы обмена кислородом (дыхания).

2)Обычно железо входит в ферменты в виде комплекса.В частности, этот комплекс присутствует в гемоглобине - важнейшем белке, обеспечивающем транспорт кислорода с кровью ко всем органам человека и животных. И именно он окрашивает кровь в характерный красный цвет.

4)Избыточная доза железа (200 мг и выше) может оказывать токсическое действие. Передозировка железа угнетает антиоксидантную систему организма, поэтому употреблять препараты железа здоровым людям не рекомендуется.

Реферат на тему:

Сульфат железа(III)

План:

Введение

• 1 Физические свойства
• 2 Нахождение в природе
  • 2.1 Марс
• 3 Получение
• 4 Химические свойства
• 5 Использование
Примечания

Введение

Сульфат железа(III) (лат. Ferrum sulfuricum oxydatum , нем. Eisensulfat (oxyd) Ferrisulfat ) - неорганическое химическое соединение, соль, химическая формула - .

1. Физические свойства

Безводный сульфат железа(III) - светло-желтые, парамагнитные, очень гигроскопичные кристаллы моноклинной сингонии, пространственная группа P2 1 /m, параметры элементарной ячейки a = 0,8296 нм, b = 0,8515 нм,c = 1,160 нм, β = 90,5°, Z = 4. Есть данные, что безводный сульфат железа образовывает орторомбическую и гексагональную модификации. Растворим в воде и ацетоне, не растворяется в этаноле.

Из воды кристаллизуется в виде кристаллогидратов Fe 2 (SO 4) 3 ·n H 2 O, где n = 12, 10, 9, 7, 6, 3. Наиболее изученный кристаллогидрат - нонагидрат сульфата железа(III) Fe 2 (SO 4) 3 ·9H 2 O - жёлтые гексагональные кристаллы, параметры элементарной ячейки a = 1,085 нм, c = 1,703 нм, Z = 4. Хорошо растворяется в воде (440 г на 100 г воды) и этаноле, не растворяется в ацетоне. В водных растворах сульфат железа(III) из-за гидролиза приобретает красно-коричневый цвет.

При нагревании нонагидрат превращается при 98 °C в тетрагидрат, при 125 °C - в моногидрат и при 175 °C - в безводный Fe 2 (SO 4) 3 , который выше 600 °C разлагается на Fe 2 O 3 и SO 3 .

2. Нахождение в природе

Минерал, содержащий в себе смешанный сульфат железа-алюминия называется микасаит (англ. mikasaite ), с химической формулой (Fe 3+ , Al 3+) 2 (SO 4) 3 является минералогической формой сульфата железа(III). Этот минерал несет в себе безводную форму сульфата железа, поэтому встречается в природе очень редко. Гидратированные формы встречаются чаще всего, например:

• Кокимбит (англ. coquimbite ) - Fe 2 (SO 4) 3 ·9H 2 O - нонагидрат - наиболее чаще встречающийся среди таковых.
• Паракокимбит (англ. paracoquimbite ) - нонагидрат - наоборот - наиболее редко встречающийся минерал в природе.
• Корнелит (англ. kornelite ) - гептагидрат - и куэнстедтит (англ. quenstedtite ) - декагидрат - так же встречаются редко.
• Лаусенит (англ. lausenite ) - гекса- или пентагидрат, малоизученный минерал.

Все перечисленные выше природные гидраты железа являются непрочными соединениями и в открытом состоянии быстро выветриваются.

2.1. Марс

Сульфат железа и ярозит были обнаружены двумя марсоходами: Спирит и Оппортьюнити. Эти вещества являются признаком сильных окислительных условий на поверхности Марса. В мае 2009 года марсоход Спирит застрял, когда он ехал по мягкому грунту планеты и наехал на залежи сульфата железа, скрытые под слоем обычного грунта . Вследствие того, что сульфат железа имеет очень низкую плотность, то марсоход застрял настолько глубоко, что часть его корпуса коснулась поверхности планеты.

3. Получение

В промышленности сульфат железа(III) получают прокаливанием пирита или марказита с NaCl на воздухе:

или растворяют оксид железа(III) в серной кислоте:

В лабораторной практике сульфат железа(III) можно получить из гидроокиси железа(III):

Препарат той же чистоты можно получить окислением сульфата железа(II) азотной кислотой:

также окисление можно провести кислородом или оксидом серы:

Концентрированные серная и азотная кислоты окисляют сульфид железа до сульфата железа(III):

Дисульфид железа можно окислить концентрированной серной кислотой:

Сульфат-аммоний железа(II) (соль Мора) также можно окислить дихроматом калия. Вследствие данной реакции выделятся сразу четыре сульфата - железа(III), хрома(III), аммиака и калия, и вода:

Сульфат железа(III) можно получить как один из продуктов термического разложения сульфата железа(II):

Ферраты с разбавленной серной кислотой восстанавливаются до сульфата железа(III):

Нагрев пентагидрат до температуры 70-175 °C получим безводный сульфат железа(III):

Сульфат железа(II) можно окислить таким экзотическим окислителем, как оксид ксенона(III):

4. Химические свойства

Сульфат железа(III) в водных растворах подвергается сильному гидролизу по катиону, при этом раствор окрашивается в красновато-коричневый цвет:

Горячая вода или пар разлагают сульфат железа(III):

Безводный сульфат железа(III) при нагревании разлагается:

Растворы щелочей разлагают сульфат железа(III), продукты реакции зависят от концентрации щёлочи:

Если с щёлочью взаимодействует эквимолярный раствор сульфатов железа(III) и железа(II), то в результате получится сложный оксид железа:

Активные металлы (такие как магний, цинк, кадмий, железо) восстанавливают сульфат железа(III):

Некоторые сульфиды металлов (например, меди, кальция, олова, свинца, ртути) в водном растворе восстанавливают сульфат железа(III):

С растворимыми солями ортофосфорной кислоты образует нерастворимый фосфат железа(III) (гетерозит):

5. Использование

• Как реактив при гидрометаллургической переработке медных руд.
• Как коагулянт при очистке сточных вод, коммунальных и промышленных стоков.
• Как протрава при в окраске тканей.
• При дублении кожи.
• Для декапирования нержавеющих аустенитных сталей, сплавов золота с алюминием.
• Как флотационый регулятор для уменьшения плавучести руд.
• В медицине используется в качестве вяжущего и кровоостанавливающего средства.
• В химическое промышленности как окислитель и катализатор.

Формула:

Сульфат железа(II), железный купорос, FeSO 4 - соль серной кислоты и 2-х валентного железа. Твёрдость - 2.

В химии железным купоросом называют кристаллогидрат сульфата железа(II) . Кристаллы светло-зелёного цвета. Применяется втекстильной промышленности, в сельском хозяйстве как инсектицид, для приготовления минеральных красок.

Природный аналог - минерал мелантерит ; в природе встречается в кристаллах моноклиноэдрической системы, зелёно-жёлтого цвета, в виде примазок или натёков.

Молярная масса : 151,91 г/моль

Плотность: 1,8-1,9 г/см³

Температура плавления : 400 °C

Растворимость в воде : 25.6 г/100 мл

Сульфат 2-валентного железа выделяется при температурах от 1,82 °C до 56,8 °C из водных растворов в виде светло-зелёных кристаллов FeSO 4 · 7H 2 О, называется в технике железным купоросом (кристаллогидрат). В 100 г воды растворяется: 26,6 г безводного FeSO 4 при 20 °C и 54,4 г при 56 °C.

Растворы сульфата 2-валентного железа под действием кислорода воздуха со временем окисляются, переходя в сульфат железа (III):

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

При нагревании свыше 480 °C разлагается:

2FeSO 4 → Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3

Получение.

Железный купорос можно приготовить действием разбавленной серной кислоты на железный лом, обрезки кровельного железа и т. д. В промышленности его получают как побочный продукт при травлении разбавленной H 2 SO 4 железных листов, проволоки и др., для удаленияокалины.

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

Другой способ - окислительный обжиг пирита:

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

Качественный анализ.

Аналитические реакции на катион железа (II ).

1. С гексацианоферратом(III) калия K 3 с образованием тёмно-синего осадка гексацианоферрата(III) железа(II) калия (“турнбулевой сини”), нерастворимого в кислотах, разлагающегося щелочами с образованием Fe(OH) 3 (ГФ).

FeSO 4 + K 3 KFe + K 2 SO 4

Оптимальная величина рН проведения реакции составляет 2-3. Реакция дробная, высокочувствительная. Мешают высокие концентрации Fe 3+ .

2. С сульфидом аммония (NH 4 ) 2 S с образованием чёрного осадка, растворимого в сильных кислотах (ГФ).

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

3.2. Аналитические реакции на сульфат-ион.

1. С групповым реактивом BaCl 2 + CaCl 2 или BaCl 2 (ГФ).

Дробное открытие сульфат-иона проводят в кислой среде, что позволяет устранить мешающее влияние CO 3 2- , PO 4 3- , и др., и при кипячении исследуемого раствора с 6 моль/дм 3 HCl для удаления S 2- , SO 3 2- , S 2 O 3 2- -ионов, которые могут образовать элементную серу, осадок которой можно принять за осадок BaSO 4 . Осадок BaSO 4 способен образовывать изоморфные кристаллы с KMnO 4 и окрашиваться в розовый цвет (повышается специфичность реакции).

Методика выполнения реакции в присутствии 0,002 моль/дм 3 KMnO 4 .

К 3-5 каплям испытуемого раствора добавляют равные объёмы растворов перманганата калия, хлорида бария и хлороводородной кислоты и энергично перемешивают 2-3 мин. Дают отстояться и, не отделяя осадка от раствора, добавляют 1-2 капли 3% раствора Н 2 О 2 , перемешивают и центрифугируют. Осадок должен остаться окрашенным в розовый цвет, а раствор над осадком обесцветиться.

2. С ацетатом свинца.

SO 4 2- + Pb 2+
PbSO 4 

Методика : к 2 см 3 раствора сульфата добавляют 0,5 см 3 разбавленной хлороводородной кислоты и 0,5 см 3 раствора ацетата свинца; образуется белый осадок, растворимый в насыщенном растворе ацетата аммония или гидроксида натрия.

PbSO 4  + 4 NaOH
Na 2 + Na 2 SO 4

С cолями стронция – образование белого осадка, нерастворимого в кислотах (отличие от сульфитов).

SO 4 2 - + Sr 2+
SrSO 4 

Методика : К 4-5 каплям анализируемого раствора добавляют 4-5 капель концентрированного раствора хлорида стронция, выпадает белый осадок.

С солями кальция – образование игольчатых кристаллов гипса CaSO 4  2H 2 O.

SO 4 2- + Са 2+ + 2Н 2 О
СаSO 4  2Н 2 О

Методика: на предметное стекло наносят по капле анализируемого раствора и соли кальция, слегка подсушивают. Образовавшиеся кристаллы рассматривают под микроскопом.

Количественный анализ.

Перманганатометрия.

Определение массовой доли железа в образце соли Мора (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O перманганатометрическим методом

(вариант прямого титрования)

Определение основано на окислении железа(II) перманганатом калия до железа(III).

10 FeSO 4 + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 Fe 2 (SO 4 ) 3 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8 H 2 O

М (Fe) = 55,85 г/моль

Методика: Точную навеску соли Мора, необходимую для приготовления 100 см 3 0,1 М раствора соли Мора, количественно переносят в мерную колбу вместимостью 100 см 3 , растворяют в небольшом количестве дистиллированной воды, после полного растворения доводят водой до метки, перемешивают. Аликвотную часть полученного раствора (индивидуальное задание) помещают в колбу для титрования, прибавляют равный объём разведённой серной кислоты (1:5) и медленно титруют раствором перманганата калия до слаборозового окрашивания раствора, устойчивого в течение 30 секунд.

Применение.

Применяют в производстве чернил ;

В красильном деле (для окраски шерсти в чёрный цвет);

Для консервирования дерева.

Список литературы.

Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии. Москва, 1972;

Методическое указание «Инструментальные методы анализа», Пермь, 2004;

Методическое указание «Качественный химический анализ», Пермь, 2003;

Методическое указание «Количественный химический анализ», Пермь, 2004;

Рабинович В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник, Ленинград, 1991;

«Большая советская энциклопедия»;

• Обозначение - Fe (Iron);
• Период - IV;
• Группа - 8 (VIII);
• Атомная масса - 55,845;
• Атомный номер - 26;
• Радиус атома = 126 пм;
• Ковалентный радиус = 117 пм;
• Распределение электронов - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 ;
• t плавления = 1535°C;
• t кипения = 2750°C;
• Электроотрицательность (по Полингу/по Алпреду и Рохову) = 1,83/1,64;
• Степень окисления: +8, +6, +4, +3, +2, +1, 0;
• Плотность (н. у.) = 7,874 г/см 3 ;
• Молярный объем = 7,1 см 3 /моль.

Соединения железа :

Железо является самым распространенным металлом в земной коре (5,1% по массе) после алюминия .

На Земле железо в свободном состоянии встречается в незначительных количествах в виде самородков, а также в упавших метеоритах.

Промышленным способом железо добывают на железнорудных месторождениях, из железосодержащих минералов: магнитного, красного, бурого железняка.

Следует сказать, что железо входит в состав многих природных минералов, обуславливая их природную окраску. Окраска минералов зависит зависит от концентрации и соотношения ионов железа Fe 2+ /Fe 3+ , а также от атомов, окружающих эти ионы. Например, присутствие примесей ионов железа влияет на окраску многих драгоценных и полудрагоценных камней: топазов (от бледно-желтого до красного), сапфиров (от голубого до темно-синего), аквамаринов (от светло-голубого до зеленовато-голубого) и проч.

Железо содержится в тканях животных и растений, например, в организме взрослого человека присутствует около 5 г железа. Железо является жизненно важным элементом, оно входит в состав белка гемоглобина, участвуя в транспортировке кислорода от легких к тканям и клеткам. При недостатке железа в организме человека развивается малокровие (железодефицитная анемия).


Рис. Строение атома железа .

Электронная конфигурация атома железа - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 (см. Электронная структура атомов). В образовании химических связей с другими элементами могут участвовать 2 электрона, находящихся на внешнем 4s-уровне + 6 электронов 3d-подуровня (всего 8 электронов), поэтому в соединениях железо может принимать степени окисления +8, +6, +4, +3, +2, +1, (наиболее часто встречаются +3, +2). Железо обладает средней химической активностью.


Рис. Степени окисления железа: +2, +3.

Физические свойства железа:

• металл серебристо-белого цвета;
• в чистом виде достаточно мягкий и пластичный;
• хобладает хорошей тепло- и электропроводимостью.

Железо существует в виде четырех модификаций (различаются строением кристаллической решетки): α-железо; β-железо; γ-железо; δ-железо.

Химические свойства железа

• реагирует с кислородом, в зависимости от температуры и концентрации кислорода могут образовываться различные продукты или смесь продуктов окисления железа (FeO, Fe 2 O 3 , Fe 3 O 4):
  3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ;
• окисление железа при низких температурах:
  4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3 ;
• реагирует с водяным паром:
  3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2 ;
• мелко раздробленное железо реагирует при нагревании с серой и хлором (сульфид и хлорид железа):
  Fe + S = FeS; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 ;
• при высоких температурах реагирует с кремнием, углеродом, фосфором:
  3Fe + C = Fe 3 C;
• с другими металлами и с неметаллами железо может образовывать сплавы;
• железо вытесняет менее активные металлы из их солей:
  Fe + CuCl 2 = FeCl 2 + Cu;
• с разбавленными кислотами железо выступает в роли восстановителя, образуя соли:
  Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 ;
• с разбавленной азотной кислотой железо образует различные продукты восстановления кислоты, в зависимости от ее концентрации (N 2 , N 2 O, NO 2).

Получение и применение железа

Промышленное железо получают выплавкой чугуна и стали.

Чугун - это сплав железа с примесями кремния, марганца, серы, фосфора, углерода. Содержание углерода в чугуне превышает 2% (в стали менее 2%).

Чистое железо получают:

• в кислородных конверторах из чугуна;
• восстановлением оксидов железа водородом и двухвалентным оксидом углерода;
• электролизом соответствующих солей.

Чугун получают из железных руд восстановлением оксидов железа. Выплавку чугуна осуществляют в доменных печах. В качестве источника тепла в доменной печи используется кокс.

Доменная печь является очень сложным техническим сооружением высотой в несколько десятков метров. Она выкладывается из огнеупорного кирпича и защищается внешним стальным кожухом. По состоянию на 2013 год самая крупная доменная печь была построена в Южной Корее сталелитейной компанией POSCO на металлургическом заводе в городе Кванъян (объем печи после модернизации составил 6000 кубометров при ежегодной производительности 5 700 000 тонн).


Рис. Доменная печь .

Процесс выплавки чугуна в доменной печи идет непрерывно в течение нескольких десятилетий, пока печь не выработает свой ресурс.


Рис. Процесс выплавки чугуна в доменной печи .

• обогащенные руды (магнитный, красный, бурый железняк) и кокс засыпаются через колошник, расположенный в самом верху доменной печи;
• процессы восстановления железа из руды под действием оксида углерода (II) протекают в средней части доменной печи (шахте) при температуре 450-1100°C (оксиды железа восстанавливаются до металла):
  • 450-500°C - 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2 ;
  • 600°C - Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2 ;
  • 800°C - FeO + CO = Fe + CO 2 ;
  • часть двухвалентного оксида железа восстанавливается коксом: FeO + C = Fe + CO.
• параллельно идет процесс восстановления оксидов кремния и марганца (входят в железную руду в виде примесей), кремний и марганец входят в состав выплавляющегося чугуна:
  • SiO 2 + 2C = Si + 2CO;
  • Mn 2 O 3 + 3C = 2Mn + 3CO.
• при термическом разложении известняка (вносится в доменную печь) образуется оксид кальция, который реагирует с оксидами кремния и алюминия, содержащихся в руде:
  • CaCO 3 = CaO + CO 2 ;
  • CaO + SiO 2 = CaSiO 3 ;
  • CaO + Al 2 O 3 = Ca(AlO 2) 2 .
• при 1100°C процесс восстановления железа прекращается;
• ниже шахты располагается распар, самая широкая часть доменной печи, ниже которой следует заплечник, в котором выгорает кокс и образуются жидкие продукты плавки - чугун и шлаки, накапливающиеся в самом низу печи - горне;
• в верхней части горна при температуре 1500°C в струе вдуваемого воздуха происходит интенсивное сгорание кокса: C + O 2 = CO 2 ;
• проходя через раскаленный кокс, оксид углерода (IV) превращается в оксид углерода (II), являющийся восстановителем железа (см. выше): CO 2 + C = 2CO;
• шлаки, образованные силикатами и алюмосиликатами кальция, располагаются выше чугуна, защищая его от действия кислорода;
• через специальные отверстия, расположенные на разных уровнях горна, чугун и шлаки выпускаются наружу;
• бОльшая часть чугуна идет на дальнейшую переработку - выплавку стали.

Сталь выплавляют из чугуна и металлолома конверторным способом (мартеновский уже устарел, хотя еще и применяется) или электроплавкой (в электропечах, индукционных печах). Суть процесса (передела чугуна) заключается в понижении концентрации углерода и других примесей путем окисления кислородом.

Как уже было сказано выше, концентрация углерода в стали не превышает 2%. Благодаря этому, сталь в отличие от чугуна достаточно легко поддается ковке и прокатке, что позволяет изготавливать из нее разнообразные изделия, обладающие высокой твердостью и прочностью.

Твердость стали зависит от содержания углерода (чем больше углерода, тем тверже сталь) в конкретной марке стали и условий термообработки. При отпуске (медленном охлаждении) сталь становится мягкой; при закалке (быстром охлаждении) сталь получается очень твердой.

Для придания стали нужных специфических свойств в нее добавляют лигирующие добавки: хром, никель, кремний, молибден, ванадий, марганец и проч.

Чугун и сталь являются важнейшими конструкционными материалами в подавляющем большинстве отраслей народного хозяйства.

Биологическая роль железа:

• в организме взрослого человека содержится около 5 г железа;
• железо играет важную роль в работе кроветворных органов;
• железо входит в состав многих сложных белковых комплексов (гемоглобина, миоглобина, различных ферментов).



Fe 2 (SO 4) 3 Мол. в. 399,88

Fe 2 (SO 4) 3 ·9H 2 O Мол. в. 562,02

Свойства

Безводный реактив - белый или желтоватый порошок, расплывающийся на воздухе в коричневую жидкость. Пл. 3,097 г/см 3 .

Кристаллогидрат Fe 2 (SO 4) 3 ·9H 2 O - кристаллическое вещество, пл. 2,1 г/см 3 . Соль способна образовывать очень концентрированные водные растворы (при 20 °С в 100 г воды растворяется 440 г Fe 2 (SO 4) 3 ·9H 2 O), но растворение идет медленно; растворима в этиловом спирте, нерастворима в концентрированной H 2 SO 4 . Водный раствор вследствие гидролиза (образование золя Fe(OH) 3) окрашен в красно-бурый цвет, добавление H 2 SO 4 подавляет гидролиз и раствор становится почти бесцветным. При кипячении разбавленного раствора осаждается основная соль.


Приготовление

1. Сернокислое железо (III) можно получить, растворяя гидроокись железа (III) в серной кислоте:

Fe(NO 3) 3 + 3NH 4 OH = 3NH 4 NO 3 + Fe(OH) 3 в

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

В раствор 50 г Fe(NO) 3 ·9H 2 O (ч.) в 50 мл горячей воды приливают 65-70 мл NH 4 OH (ч. д. а. или ч., пл. 0,91). Осадок Fe(OH) 3 быстро промывают декантацией горячей водой до полного отсутствия NO 3 - в промывных водах (проба с дифениламином).

Влажный осадок Fe(OH) 3 переносят в фарфоровую чашку, добавляют 9 мл H 2 SO 4 (х.ч., пл. 1,84) и нагревают 1-2 ч, часто перемешивая, до почти полного растворения осадка. Раствор фильтруют, добавляют к фильтрату 1 каплю H 2 SO 4 и упаривают до консистенции густого сиропа (объем оставшейся жидкости должен быть около 50 мл). В раствор вносят затравку (кристаллик Fe 2 (SO 4) 3 ·9H 2 O) и оставляют на сутки для кристаллизации. Кристаллы отсасывают на воронке Бюхнера и сушат на стеклянной пластинке при 50-60 °С.

Выход 40 г (80%). Полученный препарат обычно соответствует реактиву квалификации ч.д.а.

2. Препарат той же чистоты можно получить окислением сернокислого железа (II) азотной кислотой:

2FeSO 4 + H 2 SO 4 + 2HNO 3 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2NO 2 б + 2H 2 O

Работу следует проводить под тягой.

В нагретый до 70 °С раствор 85 г FeSO 4 ·7H 2 O (ч. д. а.) в 110 мл воды небольшими порциями приливают 8 мл H2SO4 (ч. д. а., пл. 1,84) (остерегаться брызг !) и затем 100 мл HNO 3 (ч. д. а., пл. 1,35), поддерживая температуру раствора 95-100 °С. Степень окисления Fe 2+ в Fe 3+ проверяют пробой с K 3 (Fe(CN) 6) (при полном окислении не должно быть синего окрашивания).

Раствор фильтруют, к фильтрату добавляют 4 мл H 2 SO 4 и упаривают до образования тягучей тестообразно массы, при этом температура ее достигает 120 °С. Массу охлаждают до 45-50 °С, выпавшие кристаллы отсасывают на воронке Бюхнера и сушат их при температуре не выше 65 °С.