Železov oksid 3 se nanaša. Kemijske lastnosti preproste snovi - železa

Železo - element stranska podskupina osma skupina četrtega obdobja periodni sistem kemijski elementi D. I. Mendeleev z atomsko število 26. Označeno s simbolom Fe (latinsko Ferrum). Eden najpogostejših v zemeljska skorja kovine (drugo mesto za aluminijem). Kovina srednje aktivnosti, redukcijsko sredstvo.

Glavna oksidacijska stanja - +2, +3

Enostavna snov železo je temprana srebrno bela kovina z visoko kemijsko reaktivnostjo: železo hitro korodira pri visokih temperaturah ali visoki vlažnosti v zraku. Železo gori v čistem kisiku, v fino razpršenem stanju pa se spontano vname na zraku.

Kemijske lastnosti preproste snovi - železa:

Rjavenje in gorenje v kisiku

1) Na zraku železo zlahka oksidira v prisotnosti vlage (rjavenje):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Vroča železna žica gori v kisiku, pri čemer nastane obloga - železov oksid (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

3Fe+2O 2 →(Fe II Fe 2 III)O 4 (160 °C)

2) Kdaj visoka temperatura(700–900 °C) železo reagira z vodno paro:

3Fe + 4H 2 O – t° → Fe 3 O 4 + 4H 2

3) Železo pri segrevanju reagira z nekovinami:

2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °C)

Fe + S – t° → FeS (600 °C)

Fe+2S → Fe +2 (S 2 -1) (700 °C)

4) V napetostnem nizu je levo od vodika, reagira z razredčenimi kislinami HCl in H 2 SO 4, pri čemer nastanejo železove(II) soli in sprošča vodik:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (reakcije potekajo brez dostopa zraka, sicer se Fe +2 postopoma pretvori s kisikom v Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (razredčeno) → FeSO 4 + H 2

IN koncentrirane kisline V oksoksidantih se železo raztopi šele pri segrevanju in takoj preide v kation Fe 3+:

2Fe + 6H 2 SO 4 (konc.) – t° → Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO 3 (konc.) – t° → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

(v hladnem, koncentrirane dušikove in žveplove kisline pasivirati

Železen žebelj, potopljen v modrikasto raztopino bakrovega sulfata, se postopoma prekriva s prevleko rdečega kovinskega bakra.

5) Železo izpodriva kovine, ki se nahajajo desno od njega, iz raztopin njihovih soli.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Amfoterne lastnosti železa se pojavijo le v koncentriranih alkalijah med vrenjem:

Fe + 2NaOH (50 %) + 2H 2 O= Na 2 ↓+ H 2

in nastane oborina natrijevega tetrahidroksoferata(II).

Tehnična strojna oprema- zlitine železa in ogljika: lito železo vsebuje 2,06-6,67% C, jeklo 0,02-2,06% C, pogosto so prisotne druge naravne primesi (S, P, Si) in umetno vneseni posebni dodatki (Mn, Ni, Cr), ki dajejo železovim zlitinam tehnično uporabne lastnosti - trdoto, toplotno in korozijsko odpornost, kovnost itd. . .

Postopek proizvodnje železa v plavžu

Postopek proizvodnje litega železa v plavžu je sestavljen iz naslednjih faz:

a) priprava (praženje) sulfidnih in karbonatnih rud - pretvorba v oksidno rudo:

FeS 2 → Fe 2 O 3 (O 2.800 °C, -SO 2) FeCO 3 → Fe 2 O 3 (O 2.500-600 °C, -CO 2)

b) zgorevanje koksa z vročim pihanjem:

C (koks) + O 2 (zrak) → CO 2 (600-700 ° C) CO 2 + C (koks) ⇌ 2 CO (700-1000 ° C)

c) redukcija oksidne rude ogljikov monoksid CO zaporedno:

Fe2O3 →(CO)(Fe II Fe 2 III) O 4 →(CO) FeO →(CO) Fe

d) karburizacija železa (do 6,67% C) in taljenje litega železa:

Fe (t ) →(C(kokakola)900-1200 °C) Fe (tekoče) (lito železo, tal. 1145°С)

Litina vedno vsebuje cementit Fe 2 C in grafit v obliki zrn.

Proizvodnja jekla

Pretvorba litega železa v jeklo se izvaja v posebnih pečeh (konverterskih, odprtih, električnih), ki se razlikujejo po načinu ogrevanja; temperatura procesa 1700-2000 °C. Vpihovanje zraka, obogatenega s kisikom, povzroči izgorevanje odvečnega ogljika, pa tudi žvepla, fosforja in silicija v obliki oksidov iz litega železa. V tem primeru se oksidi zajamejo v obliki izpušnih plinov (CO 2, SO 2) ali pa se vežejo v zlahka ločljivo žlindro - zmes Ca 3 (PO 4) 2 in CaSiO 3. Za proizvodnjo posebnih jekel se v peč dodajo legirni dodatki drugih kovin.

potrdilo o prejemu čisto železo v industriji - elektroliza raztopine železovih soli, na primer:

FeСl 2 → Fe↓ + Сl 2 (90°С) (elektroliza)

(obstajajo še druge posebne metode, vključno z redukcijo železovih oksidov z vodikom).

Čisto železo se uporablja pri proizvodnji posebnih zlitin, pri izdelavi jeder elektromagnetov in transformatorjev, litega železa - pri proizvodnji ulitkov in jekla, jekla - kot konstrukcijskih in orodnih materialov, vključno z odpornimi proti obrabi, toploti in koroziji. tiste.

Železov(II) oksid F EO . Amfoterni oksid z visoko prevlado bazičnih lastnosti. Črna, ima ionsko strukturo Fe 2+ O 2-. Pri segrevanju najprej razpade, nato pa ponovno nastane. Pri gorenju železa na zraku ne nastane. Ne reagira z vodo. Razgradi se s kislinami, stopi z alkalijami. V vlažnem zraku počasi oksidira. Reducirano z vodikom in koksom. Sodeluje pri proces domene taljenje železa. Uporablja se kot sestavina keramičnih in mineralnih barv. Enačbe najpomembnejših reakcij:

4FeO ⇌(Fe II Fe 2 III) + Fe (560–700 °C, 900–1000 °C)

FeO + 2HC1 (razredčen) = FeC1 2 + H 2 O

FeO + 4HNO 3 (konc.) = Fe(NO 3) 3 +NO 2 + 2H 2 O

FeO + 4NaOH = 2H 2 O + na 4FeO3 (rdeča.) trioksoferat(II)(400-500 °C)

FeO + H 2 = H 2 O + Fe (izjemno čist) (350 °C)

FeO + C (koks) = Fe + CO (nad 1000 °C)

FeO + CO = Fe + CO 2 (900 °C)

4FeO + 2H 2 O (vlaga) + O 2 (zrak) →4FeO(OH) (t)

6FeO + O 2 = 2(Fe II Fe 2 III) O 4 (300-500°C)

potrdilo o prejemu V laboratorijih: termična razgradnja spojin železa (II) brez dostopa zraka:

Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 °C)

FeCO3 = FeO + CO 2 (490–550 °C)

Diiron(III) oksid - železov( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Dvojni oksid. Črna, ima ionsko strukturo Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Termično stabilen do visokih temperatur. Ne reagira z vodo. Razgradi se s kislinami. Zmanjšano z vodikom, vročim železom. Sodeluje v plavžnem procesu proizvodnje litega železa. Uporablja se kot sestavina mineralnih barv ( rdeči svinec), keramika, barvni cement. Produkt posebne oksidacije površine jeklenih izdelkov ( blackening, bluing). Sestava ustreza rjavi rji in temnemu olupku na železu. Uporaba bruto formule Fe 3 O 4 ni priporočljiva. Enačbe najpomembnejših reakcij:

2(Fe II Fe 2 III)O 4 = 6FeO + O 2 (nad 1538 °C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8НС1 (razt.) = FeС1 2 + 2FeС1 3 + 4Н 2 O

(Fe II Fe 2 III) O 4 +10HNO 3 (konc.) = 3Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O

(Fe II Fe 2 III) O 4 + O 2 (zrak) = 6 Fe 2 O 3 (450-600 ° C)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 4H 2 = 4H 2 O + 3Fe (izjemno čist, 1000 °C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + CO = 3 FeO + CO 2 (500-800 °C)

(Fe II Fe 2 III)O4 + Fe ⇌4FeO (900–1000 °C, 560–700 °C)

Prejem: zgorevanje železa (glej) v zraku.

magnetit.

Železov(III) oksid F e 2 O 3 . Amfoterni oksid s prevlado bazičnih lastnosti. Rdeče-rjav, ima ionsko strukturo (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Termično stabilen do visokih temperatur. Pri gorenju železa na zraku ne nastane. Ne reagira z vodo, iz raztopine se izloča rjavi amorfni hidrat Fe 2 O 3 nH 2 O. S kislinami in alkalijami reagira počasi. Zmanjšano z ogljikovim monoksidom, staljenim železom. Spaja se z oksidi drugih kovin in tvori dvojne okside - spineli(tehnične izdelke imenujemo feriti). Uporablja se kot surovina pri taljenju litega železa v plavžnem procesu, kot katalizator pri proizvodnji amoniaka, sestavina keramike, barvnih cementov in mineralnih barv, pri termitnem varjenju jeklenih konstrukcij, kot nosilec zvoka. in slike na magnetnih trakovih, kot polirno sredstvo za jeklo in steklo.

Enačbe najpomembnejših reakcij:

6Fe 2 O 3 = 4(Fe II Fe 2 III)O 4 +O 2 (1200-1300 °C)

Fe 2 O 3 + 6НС1 (razl.) →2FeС1 3 + ЗН 2 O (t) (600°С,р)

Fe 2 O 3 + 2NaOH (konc.) → H 2 O+ 2 nAFeO 2 (rdeča)dioksoferat(III)

Fe 2 O 3 + MO=(M II Fe 2 II I)O 4 (M=Cu, Mn, Fe, Ni, Zn)

Fe 2 O 3 + ZN 2 = ZN 2 O+ 2Fe (izjemno čist, 1050-1100 °C)

Fe 2 O 3 + Fe = 3FeO (900 °C)

3Fe 2 O 3 + CO = 2(Fe II Fe 2 III)O 4 + CO 2 (400-600 °C)

potrdilo o prejemu v laboratoriju - termična razgradnja železovih (III) soli na zraku:

Fe 2 (SO 4) 3 = Fe 2 O 3 + 3SO 3 (500-700 °C)

4(Fe(NO 3) 3 9 H 2 O) = 2Fe a O 3 + 12NO 2 + 3O 2 + 36H 2 O (600-700 °C)

V naravi - rude železovega oksida hematit Fe 2 O 3 in limonit Fe 2 O 3 nH 2 O

Železov(II) hidroksid F e(OH)2. Amfoterni hidroksid s prevlado osnovnih lastnosti. Bela (včasih z zelenkast odtenek), Fe-OH vezi so pretežno kovalentne. Toplotno nestabilno. Zlahka oksidira na zraku, zlasti ko je moker (zatemni). Netopen v vodi. Reagira z razredčenimi kislinami in koncentriranimi alkalijami. Tipično redukcijsko sredstvo. Vmesni produkt pri rjavenju železa. Uporablja se pri izdelavi aktivne mase železo-nikljevih baterij.

Enačbe najpomembnejših reakcij:

Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 °C, atm.N 2)

Fe(OH) 2 + 2HC1 (razb.) = FeC1 2 + 2H 2 O

Fe(OH) 2 + 2NaOH (> 50%) = Na 2 ↓ (modro-zelen) (vre)

4Fe(OH) 2 (suspenzija) + O 2 (zrak) →4FeO(OH)↓ + 2H 2 O (t)

2Fe(OH) 2 (suspenzija) + H 2 O 2 (razredčena) = 2FeO(OH)↓ + 2H 2 O

Fe(OH) 2 + KNO 3 (konc.) = FeO(OH)↓ + NO+ KOH (60 °C)

potrdilo o prejemu: obarjanje iz raztopine z alkalijami ali amonijevim hidratom v inertni atmosferi:

Fe 2+ + 2OH (razb.) = Fe(OH) 2 ↓

Fe 2+ + 2(NH 3 H 2 O) = Fe(OH) 2 ↓+ 2NH 4

Železov metahidroksid F eO(OH). Amfoterni hidroksid s prevlado bazičnih lastnosti. Svetlo rjave, Fe - O in Fe - OH vezi so pretežno kovalentne. Pri segrevanju se razgradi brez taljenja. Netopen v vodi. Iz raztopine se obori v obliki rjavega amorfnega polihidrata Fe 2 O 3 nH 2 O, ki se ob redčenju alkalna raztopina ali pa pri sušenju preide v FeO(OH). Reagira s kislinami in trdnimi alkalijami. Šibko oksidacijsko sredstvo in redukcijsko sredstvo. Sintrano z Fe(OH) 2. Vmesni produkt pri rjavenju železa. Uporablja se kot osnova za rumene mineralne barve in emajle, absorber za odpadne pline in katalizator v organski sintezi.

Spojina s sestavo Fe(OH) 3 ni znana (ni pridobljena).

Enačbe najpomembnejših reakcij:

Fe 2 O 3 . nH 2 O→( 200-250 °C, —H 2 O) FeO(OH)→( 560-700 °C na zraku, -H2O)→Fe 2 O 3

FeO(OH) + ZNS1 (razt.) = FeC1 3 + 2H 2 O

FeO(OH)→ Fe 2 O 3 . nH 2 O- koloid(NaOH (konc.))

FeO(OH)→ na 3 [Fe(OH)6]bela, Na 5 oziroma K 4; v obeh primerih se obori modri produkt enake sestave in strukture KFe III. V laboratoriju se ta oborina imenuje prusko modra, oz turnbull blue:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Kemijska imena začetnih reagentov in reakcijskih produktov:

K 3 Fe III - kalijev heksacianoferat (III)

K 4 Fe III - kalijev heksacianoferat (II)

КFe III - železov (III) kalijev heksacianoferat (II)

Poleg tega je dober reagent za ione Fe 3+ tiocianatni ion NSS -, z njim se spoji železo (III) in pojavi se svetlo rdeča ("krvava") barva:

Fe 3+ + 6NCS - = 3-

Ta reagent (na primer v obliki soli KNCS) lahko zazna celo sledi železa (III) v voda iz pipe, če gre skozi železne cevi, ki so na notranji strani prevlečene z rjo.

Železovi oksidi so spojine železa s kisikom.

Najbolj znani so trije železovi oksidi: železov oksid (II) - FeO, železov oksid (III) – Fe 2 O 3 in železov oksid (II, III) – Fe 3 O 4.

Železov(II) oksid

Kemijska formula železovega oksida je FeO . Ta povezava je črne barve.

FeO zlahka reagira z razredčenim klorovodikova kislina in koncentrirano dušikovo kislino.

FeO + 2HCl → FeCl 2 + H 2 O

FeO + 4HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O

Ne reagira z vodo ali solmi.

Pri interakciji z vodikom pri temperaturi 350 o C in koksom pri temperaturi nad 1000 o C se reducira v čisto železo.

FeO +H 2 → Fe + H 2 O

FeO +C → Fe + CO

Železov (II) oksid se pridobiva na različne načine:

1. Kot rezultat redukcijske reakcije železovega oksida z ogljikovim monoksidom.

Fe 2 O 3 + CO → 2 FeO + CO 2

2. Ogrevanje železa z nizkim pritiskom kisika

2Fe + O 2 → 2 FeO

3. Razgradnja železovega oksalata v vakuumu

FeC 2 O 4 → FeO +CO + CO 2

4. Interakcija železa z železovimi oksidi pri temperaturi 900-1000 o

Fe + Fe 2 O 3 → 3 FeO

Fe + Fe 3 O 4 → 4 FeO

V naravi obstaja železov oksid kot mineral wustite.

V industriji se uporablja pri taljenju litega železa v plavžih, pri postopku črnenja (modrenja) jekla. Najdemo ga v barvilih in keramiki.

Železov(III) oksid

Kemijska formula Fe2O3 . To je spojina železovega železa s kisikom. Je rdeče-rjav prah. Hematit najdemo v naravi kot mineral.

Fe2O3 ima druga imena: železov oksid, rdeči svinec, krokus, pigment rdeče 101, barvilo za živilaE172 .

Ne reagira z vodo. Lahko deluje s kislinami in alkalijami.

Fe 2 O 3 + 6HCl → 2 FeCl 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 2NaOH → 2NaFeO 2 + H 2 O

Za barvanje se uporablja železov (III) oksid gradbeni materiali: opeka, cement, keramika, beton, tlakovci, linolej. Dodaja se kot barvilo barvam in emajlom ter tiskarskim barvam. Železov oksid se uporablja kot katalizator pri proizvodnji amoniaka. IN Prehrambena industrija znan je kot E172.

Železov (II, III) oksid

Kemijska formula Fe3O4 . To formulo lahko zapišemo drugače: FeO Fe 2 O 3.

V naravi najdemo kot mineral magnetit oz magnetna železova ruda. Je dober vodnik električni tok in ima magnetne lastnosti. Nastane pri gorenju železa in ob delovanju pregrete pare na železo.

3Fe + 2 O 2 → Fe 3 O 4

3Fe + 4H 2 O → Fe 3 O 4 + 4H 2

Segrevanje pri temperaturi 1538 o C vodi do njegovega razpada

2Fe 3 O 4 → 6FeO + O 2

Reagira s kislinami

Fe 3 O 4 + 8HCl → FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O

Fe 3 O 4 + 10HNO 3 → 3Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O

Pri taljenju reagira z alkalijami

Fe 3 O 4 + 14NaOH → Na 3 FeO 3 + 2Na 5 FeO 4 + 7H 2 O

Reagira s kisikom v zraku

4 Fe 3 O 4 + O 2 → 6Fe 2 O 3

Redukcija poteka z reakcijo z vodikom in ogljikovim monoksidom

Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O

Fe 3 O 4 + 4CO → 3Fe +4CO 2

Magnetni nanodelci Fe 3 O 4 oksida so našli uporabo pri slikanju z magnetno resonanco. Uporabljajo se tudi pri izdelavi magnetnih medijev. Železov oksid Fe 3 O 4 je vključen v barve, ki se proizvajajo posebej za vojne ladje, podmornice in drugo opremo. Iz taljenega magnetita so narejene elektrode za nekatere elektrokemijske procese.

ŽELEZOV (III) OKSID

Aplikacija

Uporablja se kot surovina pri taljenju litega železa v plavžnem procesu, kot katalizator pri proizvodnji amoniaka, sestavina keramike, barvnih cementov in mineralnih barv, pri termitnem varjenju jeklenih konstrukcij, kot nosilec analognih in digitalne informacije (npr. zvok in slika) na magnetnih trakovih (feromagnetni?- Fe 2 O 3), kot sredstvo za poliranje (rdeči krokus) za jeklo in steklo.

V prehrambeni industriji se uporablja kot barvilo za živila (E172).

V raketnem modeliranju se uporablja za proizvodnjo kataliziranega karamelnega goriva, katerega stopnja gorenja je 80 % višja od običajnega goriva.

Je glavna sestavina rdečega svinca (kolkotar).

Kolkotar

Kolkotar je rjava mineralna barva. Druga imena: pariška ali angleška rdeča barva, caput mortuum vitrioli, crocus, rdeči svinec; v alkimiji - rdeči lev.

Sestava kolkotarja je bolj ali manj čist brezvoden železov oksid. Čeprav se brezvodni železov oksid naravno pojavlja v zelo velike količine(rdeča železova ruda, železov lesk), vendar so dragocene sorte te barve proizvedene umetno ali pridobljene kot stranski produkt med ekstrakcijo Nordhausenove kisline iz železovega sulfata, pa tudi med žganjem glavnih soli železovega sulfida, ki se sproščajo iz raztopino med pripravo železovega sulfata iz vitriolnega kamna.

Priprava in sinteza

1. Fe2O3 nastane s kalcinacijo na zraku vseh hidratov in kisikovih spojin železa, pa tudi Fe(NO3)3 in FeSO4. Tako se na primer kalcinirajo 2 uri. na polnem plamenu Bunsenovega gorilnika Fe(OH)3, dobljeno po metodi G. Güttiga in G. Garsidea.

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

2. Po navodilih D. N. Finkelshteina se 100 g Fe (NO3) 3 * 9H2O segreje v velikem porcelanskem lončku na električnem štedilniku. Sprva se sol tiho topi in tvori rjavo tekočino, ki postopoma izhlapeva. Pri 121° začne tekočina vreti, sprošča nenehno vrelo 68% HNO3.

Postopoma se začne tekočina gostiti in potrebno je pogosto mešanje, da preprečimo udarce in brizganje. Začnemo pri 130°, tekočino nenehno mešamo s porcelanasto lopatico in se zgosti, nastane pasta (brez mešanja se tekočina nenadoma strdi v trdno maso). Pri 132° se pasta takoj zdrobi v prah in še naprej sprošča pare HNO 3 .

Ne da bi prenehali mešati, nadaljujte s segrevanjem, dokler se popolnoma ne posuši; celoten postopek traja 20-25 minut. Suho maso zmeljemo, prenesemo v lonček in 8-10 ur kalciniramo v muflu pri 600-700°. Če je začetni železov nitrat zadostne čistosti, nastali produkt ustreza kvalifikaciji x. h. Dobitek 95-98 % teoretičen, to je približno 19 g.

3. Za pripravo čistega pripravka dodamo izračunano količino vroče raztopine oksalne kisline v raztopino železove soli, segrete do vrelišča, in železova oksalna kislina se obori. Filtriramo, temeljito speremo z vodo, posušimo in kalciniramo v prisotnosti zraka ob stalnem mešanju. Dobitek 90--93% teoretično. Nastali pripravek vsebuje 99,79--99,96% Fe 2 O 3 .

4. Raztopino 500 g Fe(NO 3) 3 * 9H 2 O v 2 litrih vode damo v 4-litrski porcelanasti lonec, opremljen s pokrovom. Skozi cev, ki se razteza do dna kotlička, teče ne premočan tok NH3, opran z alkalijami in vodo. Tekočino občasno premešajte s cevjo za izpust plina.

Po končanem obarjanju pustimo, da se tekočina usede, raztopino odlijemo in oborino izperemo z vročo vodo, dokler ni NO 3 odstranjen v vodi za pranje. Opran Fe(OH) 3 sušimo v porcelanastih skodelicah in nato 5-6 ur kalciniramo. pri 550--600°. Dobitek 96 g (96-97 % teoretično).

5. Pri prejemu Fe 2 O 3, ki služi kot surovina za pripravo Fe visoke čistosti, mora biti začetni železov nitrat izjemno čist. Z večkratno prekristalizacijo Fe(NO 3) 3 * 9H 2 O sta Cleaves in Thompson dobila pripravek, ki je vseboval samo 0,005 % Si in manj kot 0,001 % drugih primesi.

6. Po Brandtu je najbolj smotrno izhajati iz kemično čistega železa. Slednjega raztopimo v HCl, raztopino ob segrevanju obdelamo z vodikovim sulfidom, filtriramo in dvovalentno železo v filtratu oksidiramo v feri železo z vrenjem z majhno količino HNO 3 . Zmes dvakrat uparimo s koncentrirano HCl in po raztapljanju ostanka v prebitku razredčene HCl raztopino večkrat pretresemo z etrom v velikem liju ločniku.

če surovina vsebovalo Co, nato pustimo, da se vsebina lija usede, spodnjo (vodno) plast odcedimo skozi pipo in etru dodamo volumenski delež mešanice, ki jo dobimo s stresanjem HCl (spec. 1.104) z etrom. ekstrakta, ki ostane v lijaku. Močno pretresite, ponovno odlijte spodnjo plast in ponovite postopek.

Očiščen etrski ekstrakt filtriramo, eter oddestiliramo (ali preprosto odstranimo s segrevanjem v vodni kopeli), preostalo raztopino FeCl 3 pa večkrat uparimo s HNO 3 . Zadnje uparjanje izvedemo z dodatkom NH 4 NO 3 .

Priporočljivo je, da izhlapevanje izvajate v ravni porcelanasti skodelici.

Po izhlapevanju ostane krhka solna masa, ki se zlahka loči od skodelice. Zmleta v možnarju in zmerno žgana v obrokih po 40-50 g v platinasti skodelici. Ostanek večkrat pomešamo s suhim amonijevim karbonatom in ponovno segrevamo pri nizki vročini ob pogostem mešanju.

Ta postopek se ponavlja do približno konstantne teže (natančno konstantna teža ni mogoče doseči, saj hlapi (NH 4) 2 CO 3) odnesejo majhno količino Fe 2 O 3 .

mineral železov kovinski oksid

UVOD

to delo se posveča proučevanju lastnosti železovega (III) oksida Fe 2O 3, znan tudi kot minerali: hematit ( ?-Fe 2O 3), limonit (Fe 2O 3H2O), je del magnetita (FeO Fe2 O 3).

Predmet tečajno delo je praktičnega in teoretičnega pomena. Projekt bo koristen za podjetja, ki sintetizirajo Fe 2O 3v industrijskem obsegu.

Projekt je uporaben tudi kot zbirka informacij o železu, nekaterih njegovih oksidih, zlasti železovem (III) oksidu, in mineralih, ki ga vsebujejo.

Cilji, ki jih je treba doseči ob koncu projekta: zbrati največ popolne informacije o železovem (III) oksidu, preučiti njegove lastnosti in metode sinteze.

Cilji projekta:

Zberite popolne in posodobljene informacije o temi.

Preučite lastnosti železa in njegovega oksida (III) Fe 2O 3, na podlagi katerega se lahko poučite o uporabi teh snovi.

Poglej vse možne načine sintezo in izberite najugodnejšo izmed njih.

Na koncu tega projekta bi morali narediti zaključek o opravljenem delu, navesti, katere naloge so bile opravljene in katere ne.

Železo so poznali že pred našim štetjem. Ljudje starodavni Egipt in Severna Amerika rabljeni predmeti iz meteoritnega železa. V tistih časih je bilo železo za bronom najpogostejši material.

Menijo, da so ljudstva Kavkaza in Turkestana prva pridobivala železo iz mineralov. Železo se je pozneje razširilo v Babilon, Egipt, Grčijo in Rim. Železo, pridobljeno s primitivno metodo (ki je sestavljala segrevanje železove rude z ogljem v glinokopih ali pečeh), je bilo onesnaženo z žlindro in prečiščeno z dolgim kovanjem.

Vklopljeno stari vzhod Pri taljenju železa so uporabljali peči, opremljene z mehom za dovod zraka. V 15. stoletju S povečanjem pretoka dovedenega zraka smo zvišali temperaturo taljenja. Zahvaljujoč temu je bilo mogoče dobiti lito železo, ki je bilo zelo krhko in se je zlomilo ob udarcu kladiva. Kasneje so temprano železo proizvajali s segrevanjem litega železa z ogljem v kovačnici v toku zraka.

Velik preskok v metalurgiji železa je zamenjava oglje koks je redukcijsko sredstvo, vir ogljika in hkrati gorljiva snov. Že v 19. stol. Oblikovani so bili tehnološki procesi pridobivanje jekla.

1.1 Bivanje v naravi

V naravi železa praktično nikoli ne najdemo v prostem stanju. Običajno se nahaja v mineralih v obliki različnih spojin. Njegova vsebnost v zemeljski skorji je 4,7 mas. %.

Najbolj značilni železovi minerali so: Siderit, Limonit, Hematit, Magnetit. Tu so tudi drugi minerali: Wustite, Pirit, Marcasite, Löllingite, Mispickel, Melantherite, Vivianite itd.

Nahajališča mineralov, ki vsebujejo železove minerale, najdemo v različne države: Rusija, Švedska, Norveška, Francija, Grčija, Italija, Kuba, Turčija itd.

Odstotek železa v mineralih se giblje od 25 do 70 %. Rude, ki vsebujejo manj kot 45% železa, veljajo za slabe in se v industriji ne uporabljajo. Rude obogatimo z magnetno metodo. Hematit ali limonit se s toplotno obdelavo pretvori v magnetit in preide skozi magnetno polje, da se loči od praznine.

Železo je del hemoglobina, sestavnega dela rdečih krvničk v živih organizmih. Pri nekaterih vrstah namesto železa molekula hemoglobina vsebuje baker.

1.2 Priprava in uporaba

Čisto kovinsko železo, ki lahko rahlo oksidira, je mogoče dobiti z redukcijo železovega (III) oksida Fe 2O 3vodik pri segrevanju:

Fe 2O 3+3H2 =2Fe+3H 2O

Zmanjšanje Fe 2O 3 z vodikom pri 278-340 ° C dobimo piroforno železo, pri 550-650 ° C - železo, nad 700 ° C - sintrano maso gobastega železa.

Čisto železo lahko dobimo s termično razgradnjo železovega pentakarbonila Fe(CO) 5brez dostopa kisika in pri temperaturah nad 140°C ter z elektrolizo vodna raztopina FeCl 24H 2O z dodatkom NH4 Cl pri 30°C.

Onesnaženo kovinsko železo je mogoče pridobiti s toplotno redukcijo železovega (III) oksida Fe na osnovi aluminija ali silicijevega dioksida. 2O 3in železovi (II, III) oksidi Fe3 O 4.

Fe 2O 3+2Al=2Fe+Al2 O 3

Fe 3O 4+8Al=9Fe+4Al2 O 3

Za pridobivanje različnih ferozlitin (ferokroma, ferotvolframa, feromolibdena itd.) Uporabljamo aluminijevo ali silicijevo termično redukcijo mešanice Fe 2O 3 z oksidi ustreznih kovin (Cr 2O 3, W.O. 3,MoO 3itd.). Za silicijevo termično redukcijo se uporablja elementarni silicij ali ferosilicij.

Za pridobitev ultračistega železa (10 -6% nečistoč) uporabite metodo conskega taljenja.

Za proizvodnjo litega železa ali surovega železa (zlitine železa in ogljika) se uporabljajo minerali, ki ne vsebujejo žvepla, arzena in fosforja: hematit, limonit, magnetit, siderit.

Proizvodnja litega železa z redukcijo železove rude izvajajo v plavžih. Proces pretvorbe litega železa (surovo železo) v temprano železo poteka z oksidacijo in delno odstranitvijo nečistoč (S, P, As, Si itd.), t.j. z rafiniranjem po postopku Puddell, Bessemer, Thomas ali Martin.

Plavž ima obliko dveh prisekanih stožcev, ki sta povezana z osnovama. Njegova višina je 65 m, premer 5-11 m. Delovna prostornina peči - 200-2000 m 3, produktivnost - približno 2000 ton litega železa na dan. Zgornji stožec peči se imenuje gred. Izdelan je iz ognjevarnih opek in ima v zgornjem delu tako imenovani "vrh peči" - avtomatsko napravo za odstranjevanje plavžnih plinov. Spodnji stožec je izdelan iz ognjevarne apneno-peščene opeke. V njenem spodnjem delu je kovačnica, ki ima valjasto obliko. Sama peč je podprta s kovinskimi konstrukcijami, saj je precej težka.

Postopek taljenja železa poteka takole: v plavž od zgoraj naložijo zdrobljeno železovo rudo, ki jo plast za plastjo primešajo koksu; Od spodaj pod tlakom vstopa predgret zrak, v katerem zgori koks. Ogljikov monoksid, ki nastane med zgorevanjem, reducira železo iz njegovih oksidov:

CO+Fe 2O3 =2Fe+3CO 2?

Ker je reakcija reverzibilna, se po Le Chatelierjevem principu ravnotežje pri povišanih temperaturah premakne v levo. Zato reakcija poteka predvsem v zgornjem delu peči, kjer je temperatura nižja. Del Fe 2O 3se reducira samo na FeO:

Fe 2O 3+CO=2FeO+CO 2?

V spodnjem delu peči, kjer je temperatura zelo visoka, je redukcijsko sredstvo sam ogljik:

Zaradi zelo visoke temperature v spodnjem delu peči se železo tali in steče navzdol. Prostor, ki se pri tem sprosti, se od zgoraj napolni z novimi plastmi rude in koksa.

Železo in njegove zlitine se aktivno uporabljajo v vseh panogah zaradi svoje sposobnosti ohranjanja mehanskih in fizikalnih lastnosti. Kemijske lastnosti pri temperaturah do 900 °C. Železove zlitine so na voljo v več vrstah: magnetne, nemagnetne, kislinsko odporne, trde, nerjavne, toplotno odporne itd.

Jekla se uporabljajo v proizvodnji električnih lokomotiv, avtomobilov, železniških tirnic, traktorjev, vrtalnih naprav, žerjavov in se uporabljajo v številnih drugih industrijah.

Poleg jekla in litega železa so znane zlitine, ki vsebujejo 4-6,5% železa, kot sta medenina in bron. V njih služi železo kot dodatek za spreminjanje trdnosti, duktilnosti, trdote, kovnosti, stopnje staranja in drugih lastnosti.

Železo in njegove zlitine za sodobno tehnologijo imajo dobra vrednost. Poraba železa po vsem svetu presega 100 milijonov ton na leto.

3Fizikalne in kemijske lastnosti

Čisto železo v kompaktnem stanju je srebrno siva kovina modrikastega odtenka z gostoto 7,867 g/cm 3, trdota 4-5 po Mohsovi lestvici, mp. 1536 °C, itd. 3250°C. Žleza obstaja v obliki štirih alotropske modifikacije, in sicer: ?-Fe, stabilen do 768°C, ?-Fe, stabilen v območju 768-906 °C, ?-Fe, stabilen v območju 906-1401 °C, in ?-Fe, stabilen v območju 1401-1536 °C.

Sprememba ?, ?, ?imajo kubično telo v središču kristalna struktura, in spremembo ?-kockasto osredotočena mrežasta struktura. Sprememba ?in ?- feromagnetni in ?in ?- diamagnetno. Feromagnetizem izgine, ko se železo segreje na Curiejevo točko 768 °C.

V fino zmletem stanju ima kovinsko železo piroforne lastnosti in nastane kot posledica destilacije železovega amalgama ali redukcije Fe 2O 3vodik pri približno 270°.

Vroče piroforno železo se spontano vžge v zraku, ker je fino zmleto in vsebuje vodik, energijsko sodeluje s kisikom v zraku.

Zelo dobro je znano velika številka zlitine (lito železo, jeklo itd.), ki jih tvori železo z različnimi kovinami (Co, Ni, Mn, Cr, Mo, W, V, Nb, Zr, Sb, Ti, Sn, Pb, Al, Be, Mg, Zn in Cu), pa tudi z nekovinami - ogljikom, silicijem, dušikom, fosforjem, žveplom, vodikom.

Ugotovljeno je bilo, da železo v legiranih jeklih tvori trdne raztopine, evtektične trde zlitine in intermetalne spojine s številnimi elementi. Primeri intermetalnih spojin: Fe 3Mo 2, Fe 5Nb 3, FeCr, FeZn 7, Fe 5Zn 21, Fe 2Sn, FeSn, FeSn 2, Fe 2W, Fe 3W 2, Fe 3Zr 2, Fe 3Ti, FeAl 3, Fe 2N, Fe 4N, Fe 3P, Fe 3C, Fe 2C, Fe 3Si 2, FeSi, FeSi2 in Fe 2Si.

Glavni legirni element železa je ogljik. Ogljik, vnesen v relativno majhnih količinah, bistveno spremeni naravo in lastnosti železa. Rečeno je bilo že, da zlitine železa z drugimi elementi, ki vsebujejo 0-1,7% ogljika, uvrščamo med jekla, tiste z vsebnostjo 1,7-6,7% ogljika pa med lito železo. Ogljik se nahaja v železu v obliki grafita (elementarni ogljik) ali v obliki cementita.

Sistemi železo-ogljik z vsebnostjo ogljika več kot 6,67% niso upoštevani, saj se v tehnologiji uporabljajo samo zlitine, ki vsebujejo do približno 5% ogljika. Ogljik pomaga povečati trdnost, trdoto, odpornost in zmanjšati duktilnost.

Mehanske lastnosti železa so odvisne od stopnje njegove čistosti. V čistem stanju je železo precej mehko, kovno, kovno, viskozno in dobro prevaja toploto in elektriko. Ko je železo onesnaženo z različnimi nekovinami ali kovinami mehanske lastnosti se v veliki meri spreminja.

V svojem kompaktnem stanju je čisto železo stabilno na suhem zraku in rjavi na vlažnem zraku ter se spremeni v Fe 2O 3n N 2O (kjer ima n vrednost blizu ena) - rja; slednji tvori porozen, ohlapen film, ki ne ščiti železa pred delovanjem kisika.

Ko kontaminirano železo pride v stik z vlago in ogljikovim dioksidom iz atmosfere, se na površini kovine oblikujejo galvanski pari, v katerih se železo kot negativni element uniči. Zaradi elektrokemične korozije postane površina onesnaženega železa v vlažnem zraku kratek čas se prekrije z rjo. Fe ioni 2+z OH anioni -(iz vode) ali CO 32-(nastane med raztapljanjem CO 2v vodi) tvorijo Fe(OH) 2ali FeCO 3, ki se v vodnem okolju in ob prisotnosti kisika pretvorijo v Fe(OH) 3(ali v Fe 2O3 3H 2O).

Za zaščito železa pred delovanjem korozivnih sredstev je prevlečen s plastjo oljne barve, emajla ali druge kovine: Zn (cinkanje), Sn (kositrenje), Cr (kromiranje), Ni (nikljanje), Cd ( prevleka s kadmijem), Pb (prevleka s svincem) - ali površinska oksidacija s staljenim NaNO 3 ali KNO 3.

Vodno paro razgradi razbeljeno železo nad 700° po reverzibilni enačbi:

Fe+4H 2O=Fe 3O4 +4H 2?

Pri sobni temperaturi železo raztopi približno 0,005 % vodika. V tem primeru nastane inkluzijski hidrid FeH, ki pomaga povečati trdoto železa:

Fe+4H2 O=2FeH

En gram železa se pri 1530 °C raztopi 0,272 cm3 3 vodik, pri 1550° -0,279 cm 3vodik in pri 1650° -0,310 cm3 vodik.

Železo, nasičeno z vodikom, pri segrevanju na zraku do 900 ° izgubi pomemben del tega plina.

Pri običajnih temperaturah suhi kisik ne deluje z železom. Ko polirano železno ploščo segrejemo v kisiku nad 150 °, opazimo zatemnitev njene površine in pri segrevanju do bele vročine nastane magnetit:

Fe+2O 2=Fe 3O 4

Železo se pri 1900° ob prisotnosti kisika popolnoma spremeni v okside.

pri? 900° topnost kisika v ?-Fe je 0,18 % in v ?-Fe in ?-Fe, ona je večja. Železo z majhno vsebnostjo kisika tvori trde in krhke zlitine.

Pri segrevanju železo reagira s plinastim klorom in se spremeni v Fe 2Cl 6, vendar ne reagira s tekočim klorom. Pri delovanju bromovih ali jodovih hlapov na zdrobljeno kristalno železo dobimo Fe 3Br 8(ali 2FeBr 3FeBr 2) in Fe 3jaz 8(ali 2FeI3· FeI 2):

Fe+3Cl 2=Fe 2Cl 6

Fe+4Br 2=Fe 3Br 8

S segrevanjem kovinskega železa v prahu v bromovih parah pri 190° dobimo Fe2 Br 6:

Fe+3Br 2=Fe 2Br 6

Fino zmleto železo pri segrevanju reagira z žveplom in tvori sulfide FeS, FeS2 :

Fe+S (diamant) = FeS Fe+2S (diamant) = FeS2

Žveplo je slabo topno v železu, vendar pa železov sulfid FeS (iz zlitin sistema železo-žveplo) tvori z železom evtektik, ki vsebuje 30% žvepla, tali se pri 985°, je krhek pri rdeči vročini in poslabša kakovost železa ( lito železo ali jeklo).

Pri segrevanju železovega prahu v toku amoniaka nastanejo Fe2 nitridi N, Fe 4N:

Fosfor, arzen in silicij pri segrevanju tvorijo intermetalne spojine z železom, na primer Fe 3P, Fe 2P, FeP, Fe 3Kot 2, Fe 2Kot Fe 3Kot 4, Fe 3Si 2, FeSi, FeSi2 , Fe 2Si.

Ker je normalni potencial sistema Fe/Fe 2+je enak -0,44 V, je železo zlahka oksidirana kovina. Pod vplivom razredčenih anorganskih kislin (HCl, H 2SO 4itd.) se spremeni v ustrezne soli železa (II) s sproščanjem vodika:

Fe+2HCl - FeCl 2+H 2 Fe+H 2SO 4= FeSO4 +H 2

Razredčena dušikova kislina, vzeta v presežku, reagira z železom po enačbi:

4Fe+10HNO 3= 4Fe(NO 3)2+NH 4NO3 +3H 2O

Koncentrirane kisline, kot je HNO 3in H 2SO 4, pri segrevanju medsebojno delujejo z železom v skladu z enačbami:

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

2Fe + 6H 2SO 4= Fe 2(TAKO 4)3+ 3SO2 + 6H 2O

Normalni potencial sistema Fe/Fe 3+ je enako -0,036 V.

Pod vplivom koncentriranih kislin HNO 3, H 2SO 4, N 2СгО 4železo postane pasivno zaradi tvorbe gostega zaščitnega filma na kovinski površini, ki spremeni vrednost elektrokemičnega potenciala.

Železo je izpostavljeno koncentriranim raztopinam alkalij. Razredčene raztopine alkalij delujejo na železo le v prisotnosti ogljikovega dioksida.

Železo izpodriva kovine Bi, Sb, Pb, Sn, Cu, Ag, Hg in Au iz raztopin njihovih soli.

S fiziološkega vidika ima železo poseben pomen za človeško in živalsko telo, saj je katalizator procesa dihanja. Kot že rečeno, je železo del molekule hemoglobina. Molekulo hemoglobina sestavljata interciklična spojina hem, ki vsebuje dvovalentno železo, in beljakovina globin. V človeških pljučih hemoglobin veže kisik in se spremeni v oksihemoglobin, ki se prenaša s krvjo in oskrbuje vse celice telesa s kisikom.

2. MINERALI

Magnetit, Fe 3O 4, vsebuje do 72% železa in so črni kubični kristali s šibkim kovinskim leskom, gostota 4,9-5,2 g/cm 3, trdota 5,6-6 po Mohsovi lestvici in magnetne lastnosti.

hematit, ?-Fe 2O 3(iz grška beseda hematikos, kar pomeni "krvav"), vsebuje do 65% železa in je rdeče-črn romboedrični kristal z gostoto 5-5,3 g/cm 3, trdota 5,5-6 po Mohsovi lestvici. ?-Fe 2O 3zlahka obnoviti pri segrevanju pod vplivom H 2, C, CO, A1, Si itd.

Limonit (goetit), Fe 2O 3H 2O ali HFeO 2, vsebuje do 60 % železa in se pojavlja kot kristali, granule, ooliti ali črno-rjavi noduli. Gostota limonita 3,3-4 g/cm 3, trdota 1-4 po Mohsovi lestvici. Goethite gostota 4-4,4 g / cm 3, trdota 4,5-5,5 po Mohsovi lestvici. Za razliko od drugih rud, ki vsebujejo železo, je limonit in goethite najlažje reducirati v kovinsko železo.

Siderit, FeCO 3, vsebuje približno 35 % železa, je rumenkasto bele (s sivim ali rjavim odtenkom, če je umazan) barve, gostota 3,9 g/cm 3in trdoto 3,5-4,5 po Mohsovi lestvici.

Pirit, FeS 2, vsebuje 46,6 % železa in se pojavlja v obliki kubičnih kristalov, rumenih kot medenina, s kovinskim leskom (rumeno-rjav odtenek), gostota 4,9-5,2 g/cm 3, trdota 6-6,5 po Mohsovi lestvici. Vsebuje majhne količine Co, Ni, As, Sb in včasih Cu, Ag, Au.

Markazit, FeS 2, prav tako vsebuje 46,6 % železa, vendar se pojavlja kot medeninasto rumeni bipiramidni rombični kristali z gostoto 4,6-4,9 g/cm 3in trdoto 5-6 po Mohsovi lestvici. Pri temperaturi 450° se spremeni v pirit.

Löllingit, FeAs 2, vsebuje 27,2 % železa in se pojavlja v obliki srebrno belih bipiramidnih ortorombičnih kristalov z gostoto 7,0 - 7,40 g/cm3. 3in trdoto 5 - 5,5 po Mohsovi lestvici.

Mispickel, FeAsS, vsebuje 34,3 % železa in se pojavlja v obliki belih monokliničnih prizem z gostoto 5,6-6,2 g/cm 3in trdoto 5,5-6 po Mohsovi lestvici.

Melanterit, FeSO 47H 2O, v naravi manj pogosti in so zeleni (ali sivi zaradi primesi) monoklinski kristali s steklenim leskom, krhki, z gostoto 1,8-1,9 g/cm3. .

Vivianit, Fe 3(P.O. 4)28H 2O, se pojavlja kot modro-sivi ali zeleno-sivi monoklinski kristali z gostoto 2,95 g/cm 3in trdoto 1,5-2 po Mohsovi lestvici.

Poleg opisanih so znani še drugi minerali, npr.: ilmenit FeTiO 3, magnetit (Fe, Mg), fibroferit FeSO 4(OH) 4,5N 2O, jarozit KFe 3(TAKO 4)2(OH) 6, kokimbit Fe 2(TAKO 4)39N 2O, roemerit Fe 2+Fe 3/2+(TAKO 4)414H 2O, graftonit (Fe, Mn) 3(PO 4)2, skorodit Fe 3+AsO 42H 2O, močan FePO 42H 2O, fayalit Fe 2SiO 4, almandit Fe 3Al 23, andradite Ca 3Fe 23, hipersten (Fe, Mg) 2, hedenbergit (Ca, Fe), egirin (Na, Fe), šamozit Fe 42+Al(OH)2 nH 2O.

Poleg teh mineralov so številni aluminosilikati, kot so gline, onesnaženi z železovimi spojinami.

3. ŽELEZOVI OKSIDI

Železov (II) oksid, FeO, se pridobiva z oksidacijo kovinskega železa, termično razgradnjo FeC 2O 4·2H 2O brez dostopa zraka, redukcija železovega (III) oksida Fe 2O 3 ogljikov monoksid pri 500 ° ali vodik pri 700-800 °, kalcinacija (650-700 ° v odsotnosti zraka) zmesi stehiometrično zahtevane količine Fe 2O 3in kovinski železov prah s segrevanjem FeCO3 pri 490-581°:

Spojina FeO je diamagneten črn nestabilen kristaliničen prah (struktura tipa NaCl). Spremeni se v Fe 2O 3pri segrevanju na 200-250° na zraku se nesorazmeri z Fe 3O 4 in kovinsko železo pri 570°, tali se pri okoli 1360°; zmerno topen v vodi in alkalijah, lahko topen v kislinah, da tvorijo železove (II) soli; reduciran v kovinsko železo z delovanjem H 2ali CO pri segrevanju; pri segrevanju razgradi vodo, da nastane Fe 2O 3in sproščanje H2 :

FeO+H 2O=Fe 2O 3+H 2?

Železov (II) oksid tvori spojine Fe spinelnega tipa s številnimi kovinskimi oksidi 2+ali Fe perovskita 2+Jaz 4+ O 3.

Železov (III) oksid, Fe 2O 3, je najstabilnejša naravno prisotna spojina železa, ki vsebuje kisik in se pojavlja v obliki hematita ali mineralov rdečega železovega kamna.

Poznane so tri modifikacije železovega (III) oksida, in sicer: ?-Fe 2O 3, ?-Fe 2O 3in ?-Fe 2O 3. Sprememba ?-Fe 2O 3 (ustreza hematitu) je paramagneten in nastane z oksidacijo železa v zraku pri temperaturah nad 200 °, pa tudi s segrevanjem ?-Fe 2O 33 ure pri 110° ali s sežiganjem pirofornega železa na zraku pri sobni temperaturi in tlaku manj kot 760 mm Hg. Umetnost. Sprememba ?-Fe 2O 3feromagneten in nastane z oksidacijo železa na zraku pri temperaturah pod 200 °, pa tudi z oksidacijo Fe 3O 4ali s segrevanjem ?-Fe 2O 3pri 300°. Sprememba ?-Fe 2O 3feromagneten in nastane z oksidacijo raztopin železovih (II) soli v alkalijah.

Modifikacije železovega(III) oksida lahko dobimo tudi s kalcinacijo železovega(III) hidroksida, Fe(OH) 3pri 700°, nitrat Fe(NO 3)36H 2O pri 600-800°, karbonat FeCO 3pri 500° na zraku, FeSO sulfat 4ali pirit FeS2 v živo:

Segrevanje železovega prahu ali železovega triklorida v pari prav tako proizvaja Fe2 O 3.

Spojina ?-Fe 2O 3je rdeč prah z gostoto 5,24 g/cm 3, ki se tali pri približno 1550°, je zmerno topen v vodi in ga je mogoče reducirati v Fe 3O 4, FeO ali kovinsko železo z vodikom, ogljikom, ogljikovim monoksidom, kovinskim aluminijem ali elementarnim silicijem. Med okrevanjem ?-, ?-, ?-Fe 2O 3vodik (280-340°) proizvaja piroforno kovinsko železo, z aluminijem ali silicijem pa termično redukcijo modifikacij. ?-, ?-, ?-Fe 2O 3nastane onesnaženo kovinsko železo.

Topnost ?-, ?-, ?-Fe 2O 3modifikacije v kislinah so odvisne od temperature in trajanja žganja oksida pred raztapljanjem. Če je železov oksid rahlo žgan, se topi v kislinah.

Železov oksid, imenovan rdeči svinec, oker, mumija, se uporablja kot pripravni pigment za barve.

Železov (II, III) oksid, Fe 3O 4, s strukturo Fe spinela 2+v naravi se pojavlja kot mineral magnetit.

Fe spojina 3O 4 lahko pripravimo s kalcinacijo drugih železovih oksidov ali redukcijo Fe 2O 3(400-500°) z vodikom, nasičenim z vodno paro ali ogljikovim monoksidom (800°). 3O 4so feromagnetni krhki (trdota 5,6-6,5 po Mohsovi lestvici) črni kubični kristali s kovinskim leskom; so težko topni v vodi in kislinah, imajo top. 1538° in razpade pri 1787°.

Železov (II, III) oksid je obstojen na suhem zraku in se uporablja za izdelavo elektrod, saj je dober prevodnik električnega toka in je odporen na kemične reagente.

4. ŽELEZOV(III) OKSID

1 aplikacija

Uporablja se kot surovina pri taljenju litega železa v plavžnem procesu, kot katalizator pri proizvodnji amoniaka, sestavina keramike, barvnih cementov in mineralnih barv, pri termitnem varjenju jeklenih konstrukcij, kot nosilec analognih in digitalne informacije (npr. zvok in slika) na magnetnih trakovih (feromagnetnih ?-Fe 2O 3), kot loščilo (rdeči krokus) za jeklo in steklo.

V prehrambeni industriji se uporablja kot barvilo za živila (E172).

V raketnem modeliranju se uporablja za proizvodnjo kataliziranega karamelnega goriva, katerega stopnja gorenja je 80 % višja od običajnega goriva.

Je glavna sestavina rdečega svinca (kolkotar).

2 Kolkotar

Kolkotar - rjava mineralna barva. Druga imena: pariška ali angleška rdeča barva, caput mortuum vitrioli, crocus, rdeči svinec; v alkimiji - rdeči lev.

Sestava kolkotarja je bolj ali manj čist brezvoden železov oksid. Čeprav je brezvodni železov oksid v naravi v zelo velikih količinah (rdeča železova ruda, železov lesk), so dragocene različice te barve proizvedene umetno ali pridobljene kot stranski produkt pri ekstrakciji Nordhausnove kisline iz železovega sulfata, pa tudi pri žganju glavne soli železovega sulfida, ki se sproščajo iz raztopine pri pripravi železovega sulfata iz vitriolnega kamna.

4.3 Priprava in sinteza

Fe 2O 3nastane pri žganju na zraku vseh hidratov in kisikovih spojin železa, pa tudi Fe(NO 3)3in FeSO 4. Tako se na primer kalcinirajo 2 uri. na polnem plamenu Bunsenovega gorilnika Fe(OH) 3, pridobljeno po metodi G. Güttiga in G. Garsidea.

Fe(OH) 3= Fe 2O3 + 3H 2O

Po navodilih D.N. Finkelshteina, 100 g Fe(NO 3)39H 2O segrevamo v velikem porcelanastem lončku na električni kuhalni plošči. Sprva se sol tiho topi in tvori rjavo tekočino, ki postopoma izhlapeva. Pri 121° tekočina začne vreti, sprošča nenehno vrelo 68% HNO3 .

Za pripravo čistega pripravka izračunano količino vroče raztopine oksalne kisline dodamo raztopini železove soli, segrete do vrelišča, in oborimo železovo oksalno kislino. Filtriramo, temeljito speremo z vodo, posušimo in kalciniramo v prisotnosti zraka ob stalnem mešanju. Dobitek 90-93 % teoretično. Nastali pripravek vsebuje 99,79-99,96 % Fe2 O 3.

Raztopina 500 g Fe(NO 3)3 9N 2Približno 2 litra vode. Ne premočan tok NH teče skozi cev, ki sega do dna lonca. 3, opran z alkalijo in vodo. Tekočino občasno premešajte s cevjo za izpust plina.

Po končanem obarjanju pustimo, da se tekočina usede, raztopino odlijemo in oborino izperemo z vročo vodo, dokler ne odstranimo NO. 3v vodah za pranje. Prani Fe(OH) 3sušimo v porcelanastih skodelicah, nato 5-6 ur kalciniramo. pri 550-600°. Dobitek 96 g (96-97 % teoretično).

Po prejemu Fe 2O 3, ki služi kot surovina za pripravo Fe visoke čistosti, mora biti začetni železov nitrat izjemno čist. S ponavljajočo se rekristalizacijo Fe(NO 3)39N 2O Cleaves in Thompson sta dobila pripravek, ki je vseboval samo 0,005 % Si in manj kot 0,001 % drugih primesi.

Po Brandtu je najbolj priporočljivo izhajati iz kemično čistega železa. Slednjega raztopimo v HCl, raztopino ob segrevanju obdelamo z vodikovim sulfidom, filtriramo in dvovalentno železo v filtratu oksidiramo v feri železo z vrenjem z majhno količino HNO 3. Zmes dvakrat uparimo s koncentrirano HCl in po raztapljanju ostanka v prebitku razredčene HCl raztopino večkrat pretresemo z etrom v velikem liju ločniku.

Če je začetni material vseboval Co, pustimo, da se vsebina lijaka usede, spodnjo (vodno) plast odcedimo skozi pipo in volumenski delež zmesi, ki ga dobimo s stresanjem HCl (spec. 1.104), z etrom. dodamo etrskemu ekstraktu, ki ostane v lijaku. Močno pretresite, ponovno odlijte spodnjo plast in ponovite postopek.

Ekstrakt očiščenega etra filtriramo, eter oddestiliramo (ali preprosto odstranimo s segrevanjem v vodni kopeli) in preostalo raztopino FeCl 3večkrat izpari s HNO 3. Zadnje uparjanje izvedemo z dodatkom NH4 št 3.

Priporočljivo je, da izhlapevanje izvajate v ravni porcelanasti skodelici.

Ta postopek se ponavlja do približno konstantne teže (natančno konstantne teže ni mogoče doseči, ker je majhna količina Fe 2O 3odnesejo v parih (NH 4)2CO 3).

mineral železov kovinski oksid

ZAKLJUČEK

Cilji, zastavljeni na začetku raziskovalnega dela, so bili v celoti doseženi:

)Informacije o železu, njegovih oksidih in mineralih so bile zbrane:

Železo je temprana, srebrno bela kovina z visoko reaktivnostjo. Spojina ima oksidacijska stanja +2, +3, +6. Vsebuje okside: Fe +2O, Fe 2+3O 3, Fe 3O 4 (Fe +2O·Fe +32O 3). Železov(III) oksid Fe 2O 3Poleg sintetičnega pridobivanja ga lahko najdemo v naravnih rudiščih. Je del nekaterih mineralov, kot so hematit, limonit, magnetit.

)Lastnosti Fe so bile preučene 2O 3in sklepi o njegovi uporabi:

Snov Fe 2O 3uporablja se za pridobivanje čistega, rahlo oksidirajočega železa z redukcijo z vodikom, pa tudi v elektronskih medijih (zaradi magnetizma), kot polirno sredstvo (rdeči krokus) za jeklo in steklo, v prehrambeni industriji in je glavna sestavina kolkotarja. (ker se spojina obarva) .

)Raziskanih je bilo več metod za sintezo snovi. Največji izkoristek produkta je 98 % teoretičnega. Ta rezultat je mogoče doseči z metodo D.N. Finkelstein, s segrevanjem Fe(NO 3)39H 2O v velikem porcelanastem lončku na električni plošči ob stalnem mešanju.

BIBLIOGRAFIJA

1) Ripan R. Anorganska kemija: V 2 zvezkih/R. Ripan, I. Ceteanu; prevod iz sobe D.G. Batyra, Kh.M. Khariton; Ed. V IN. Spitsyna, I.D. škotski ovčar. - M .: Založba "Mir" 1972. - 2 zv.

)Knunyants I.L. Kratka kemijska enciklopedija: V 5 zvezkih / Ed. štetje I.L. Knunyants (odgovorni urednik) in drugi - M.: Založba " Sovjetska enciklopedija«, 1967 - 5 zv.

)Lidin, R.A. Kemijske lastnosti anorganske snovi: učbenik priročnik za univerze / R.A. Lidin, Moločko, L. L. Andreeva. Ed. R.A. Lidina.- M.: Kemija, 2000 - 480 str.

)Nekrasov B.V. Osnove splošne kemije T. I. ed. 3., rev. in dodatno Založba "Kemija", 1973 - 656 str.

)Remy G. Tečaj anorganske kemije v 2 zvezkih / G. Remy; A.P. Grigorieva, A.G. Rykov; Ed. A.V. Novoselova. - M .: Založba "Mir", 1966 - 2 zv.

)Paffengoltz K.N. Geološki slovar: v 2 zvezkih / Ed. com. K.N. Paffengoltz (glavni urednik), L.I. Borovikov, A.I. Žamaida, I.I. Krasnov et al.-M.: Založba Nedra, 1978 - 2 zv.

)Efimov A.I. Lastnosti anorganske spojine. Imenik / A.I. Efimov et al.: Kemija, 1983 - 392 str.

)Brauer G. Vodnik po anorganski sintezi: v 6 zvezkih Prev. iz nemščine/ur. G Brower. - M.: Založba "Mir", 1985 - 6 zvezkov.

) Karyakin Yu.V. Čisti kemični reagenti / Yu.V. Karyakin, I.I. Angelov. - M .: Državna znanstvena in tehnična založba kemijske literature, 1955 - 585 str.

)Ključnikov N.G. Delavnica anorganske sinteze. - M.: Založba "Prosveshchenie", 1979 - 271 str.

)Terentjeva E.A. Anorganske sinteze: V 2 zvezkih / Prev. iz angleščine E.A. Terentjeva, ur. DI. Ryabchikova, - M.: Založba tuje literature, 1951 - 2t.

)Glinka N.L. splošna kemija: Vadnica za univerze. - 23. izd., spremenjena / Ed. V.A. Robinovich. - L.: Kemija 1983-704 str.: ilustr.

) Zaharov L.N. Začetki tehnologije laboratorijsko delo. - L.: Kemija, 1981 - 192 str.

) Spitsyn V.I. Anorganska kemija. I. del: Učbenik - M.: Založba Moskovske državne univerze, 1991 - 480 str.: ilustr.

) Rabinovič V.A. Kratka kemijska knjiga. - L.: Kemija, 1977.

)Ahmetov N.S. Splošno in anorganska kemija. - M.: podiplomska šola, 2004.

)Karapetyants M.Kh., Drakin S.I. Splošna in anorganska kemija. - M.: Kemija, 1981.

) Delavnica o splošni in anorganski kemiji / Ed. Vorobyova A.A., Drakina S.I. - M.: Kemija, 1984.

)Zharsky I.M., Novikov G.I. Fizikalne metode raziskave v anorganski kemiji. - M.: Višja šola, 1988.

)Krasnov K.S. Molekule in kemična vez. - M.: Višja šola, 1974.

)Cotton F., Wilkinson J. Osnove anorganske kemije. - M.: Založba "Mir", 1979.

) Isidorov V.A. Okoljska kemija. - Sankt Peterburg: Khimizdat, 2001.

)Cotton F., Wilkinson J. Moderna anorganska kemija. 1. del M.: Mir, 1969.

) Jetra E. Elektronska spektroskopija anorganskih spojin, M.: Mir, 1987, 2 zv.

)Lidin R.A. in drugi Kemijske lastnosti anorganskih snovi. - 3. izd., rev. - M .: Kemija, 2000 - 480 str.

)Trifonov D.N., Trifonov V.D. Kako so odkrili kemične elemente - M .: Izobraževanje, 1980.

)Kemija: Referenca. izd. / W. Schröter, K.-H. Lautenschläger, H. Bibrak et al.: Trans. z njim. 2. izd., stereotip. - M.: Kemija, 2000.