17. d -prvky, všeobecná charakteristika, vlastnosti. Oxidy a hydroxidy, charakteristika CO a OM, biorola, schopnosť tvoriť komplexy.

1. Všeobecná charakteristika.

Železo - d-prvok vedľajšej podgrupy ôsmej skupiny štvrtej periódy PSHE s atómovým číslom 26.

Jeden z najbežnejších kovov v zemskej kôre (druhé miesto po hliníku).

Jednoduchá látka železo je kujný striebristý kov biely s vysokou chemickou reaktivitou: rýchlo vyžehliť koroduje pri vysokých teplotách alebo vysokej vlhkosti vzduchu.

4Fe + 302 + 6H20 = 4Fe(OH)3

Železo horí v čistom kyslíku a v jemne rozptýlenom stave sa na vzduchu samovoľne vznieti.

3Fe + 202 = FeO + Fe203

3Fe + 4H20 = FeO*Fe203

FeO*Fe2O3 = Fe3O4 (železné kamene)

V skutočnosti sa železo zvyčajne nazýva jeho zliatiny s nízkym obsahom nečistôt (do 0,8%), ktoré si zachovávajú mäkkosť a ťažnosť čistého kovu. V praxi sa však častejšie používajú zliatiny železa s uhlíkom: oceľ (do 2,14 % hm. uhlíka) a liatina (viac ako 2,14 % hm. uhlíka), ako aj nehrdzavejúca (legovaná) oceľ s prísadami legujúcich kovov. (chróm, mangán, nikel atď.). Kombinácia špecifických vlastností železa a jeho zliatin z neho robí „kov č. 1“ v dôležitosti pre človeka.

V prírode sa železo nachádza len zriedka čistej forme, najčastejšie sa nachádza v železo-niklových meteoritoch. Podiel železa v zemskej kôre je 4,65 % (4. miesto po O, Si, Al). Tiež sa verí, že železo tvorí väčšinu zemského jadra.

2.Vlastnosti

1.Fyzická sv.Železo je typický kov vo voľnom stave má striebristo-bielu farbu so sivastým odtieňom. Čistý kov je ťažný, rôzne nečistoty (najmä uhlík) zvyšujú jeho tvrdosť a krehkosť. Má výrazné magnetické vlastnosti. Často sa rozlišuje takzvaná „železná triáda“ - skupina troch kovov (železo Fe, kobalt Co, nikel Ni) s podobnými fyzikálnymi vlastnosťami, atómovými polomermi a hodnotami elektronegativity.

2.Chemický St.

Oxidačný stav	Oxid	Hydroxid	Charakter	Poznámky
			Slabo základné
			Veľmi slabý základ, niekedy amfotérny
	Nedostal	*	Kyselina	Silné oxidačné činidlo

Železo je charakterizované oxidačnými stavmi železa - +2 a +3.

Oxidačný stav +2 zodpovedá čiernemu oxidu FeO a zelenému hydroxidu Fe(OH)2. Majú základnú povahu. V soliach je Fe(+2) prítomný ako katión. Fe(+2) je slabé redukčné činidlo.

Oxidačný stav +3 zodpovedá červenohnedému oxidu Fe 2 O 3 a hnedému hydroxidu Fe(OH) 3. Majú amfotérny charakter, aj keď sú kyslé, a ich základné vlastnosti sú slabo vyjadrené. Ióny Fe 3+ sú teda úplne hydrolyzovať aj v kyslom prostredí. Fe(OH) 3 sa rozpúšťa (a aj to nie úplne) len v koncentrovaných alkáliách. Fe 2 O 3 reaguje s alkáliami až pri fúzii, pričom vzniká ferity(formálne kyslé soli kyseliny HFeO 2, ktorá neexistuje vo voľnej forme):

Železo (+3) najčastejšie vykazuje slabé oxidačné vlastnosti.

Oxidačné stavy +2 a +3 sa medzi sebou ľahko menia pri zmene redoxných podmienok.

Okrem toho existuje oxid Fe 3 O 4, formálny oxidačný stav železa v ktorom je +8/3. Tento oxid však možno považovať aj za železitý (II) ferit Fe +2 (Fe +3 O 2) 2.

Existuje tiež oxidačný stav +6. Zodpovedajúci oxid a hydroxid neexistujú vo voľnej forme, ale získavajú sa soli - feráty (napríklad K2FeO4). Železo (+6) je v nich prítomné vo forme aniónu. Ferráty sú silné oxidačné činidlá.

Čisté kovové železo je stabilné vo vode a v zriedených roztokoch alkálie. Železo sa nerozpúšťa v studenej koncentrovanej kyseline sírovej a dusičnej kvôli pasivácii kovového povrchu silným oxidovým filmom. Horúca koncentrovaná kyselina sírová, ktorá je silnejším oxidačným činidlom, interaguje so železom.

S soľ a zriedený (približne 20 %) síra kyselinyželezo reaguje za vzniku solí železa (II):

Keď železo pri zahrievaní reaguje s približne 70% kyselinou sírovou, reakcia pokračuje vo forme síran železitý:

3.Oxidy a hydroxidy, charakteristika CO a OM...

Zlúčeniny železa (II).

Oxid železitý FeO má zásadité vlastnosti, zodpovedá mu zásada Fe(OH) 2. Soli železa (II) majú svetlozelenú farbu. Skladovaním, najmä na vlhkom vzduchu, vplyvom oxidácie na železo (III) hnednú. Rovnaký proces sa vyskytuje pri skladovaní vodných roztokov solí železa (II):

Zo solí železa(II) v vodné roztoky stabilný Mohrova soľ- podvojný síran amónny a železnatý (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O.

Činidlom pre ióny Fe 2+ v roztoku môže byť hexakyanoželezitan draselný (III) K 3 (červená krvná soľ). Pri interakcii Fe 2+ a 3- iónov vzniká zrazenina turnbull modrý:

Na kvantitatívne stanovenie železa (II) v roztoku použite fenantrolín, tvoriaci červený komplex FePhen 3 so železom (II) v širokom rozsahu pH (4-9)

Zlúčeniny železa (III).

Oxid železitý Fe 2 O 3 slabý amfotérny odpovedá ešte slabšia zásada ako Fe(OH) 2, Fe(OH) 3, ktorá reaguje s kyselinami:

Soli Fe 3+ sú náchylné na tvorbu kryštalických hydrátov. V nich je ión Fe 3+ zvyčajne obklopený šiestimi molekulami vody. Takéto soli majú ružovú alebo fialovú farbu. Ión Fe 3+ je úplne hydrolyzovaný aj v kyslom prostredí. Pri pH > 4 sa tento ión takmer úplne vyzráža ako Fe(OH)3:

Pri čiastočnej hydrolýze iónu Fe 3+ vznikajú viacjadrové oxo- a hydroxokatiónové katióny, preto roztoky hnednú. Hlavné vlastnosti hydroxidu železitého Fe(OH) 3 sú vyjadrené veľmi slabo. Je schopný reagovať iba s koncentrovanými roztokmi zásad:

Výsledné hydroxokomplexy trojmocného železa sú stabilné iba v silne alkalických roztokoch. Keď sa roztoky zriedia vodou, zničia sa a vyzráža sa Fe(OH)3.

Pri legovaní s alkáliami a oxidmi iných kovov vytvára Fe 2 O 3 rôzne formy ferity:

Zlúčeniny železa (III) v roztokoch sú redukované kovovým železom:

Železo (III) je schopné vytvárať dvojité sírany s jedným nábojom katiónov typu kamenec, napríklad KFe(SO 4) 2 - železo-draselný kamenec, (NH 4) Fe(SO 4) 2 - železo-amónny kamenec atď.

Na kvalitatívnu detekciu zlúčenín trojmocného železa v roztoku sa používa kvalitatívna reakcia iónov Fe 3+ s tiokyanátovými iónmi SCN − . Pri interakcii iónov Fe 3+ s aniónmi SCN − vzniká zmes jasne červených komplexov tiokyanátu železa 2+ , + , Fe(SCN) 3, -. Zloženie zmesi (a teda aj intenzita jej farby) závisí od rôznych faktorov, preto táto metóda nie je použiteľná na presné kvalitatívne stanovenie železa.

Ďalším kvalitným činidlom pre Fe 3+ ióny je hexakyanoželezitan draselný (II) K 4 (žltá krvná soľ). Pri interakcii iónov Fe 3+ a 4- sa vytvorí svetlomodrá zrazenina Pruská modrá:

Zlúčeniny železa (VI).

Ferraty- soli kyseliny železa H 2 FeO 4, ktorá neexistuje vo voľnej forme. Sú to zlúčeniny fialovej farby, ktoré oxidačnými vlastnosťami pripomínajú manganistan a rozpustnosťou sírany. Ferráty vznikajú pôsobením plynov chlór alebo ozón pre suspendované Fe(OH)3 v alkálii napríklad železitan draselný (VI) K2Fe04. Ferráty sú sfarbené do fialova.

Je možné získať aj ferraty elektrolýza 30% alkalický roztok na železnej anóde:

Ferráty sú silné oxidačné činidlá. V kyslom prostredí sa za uvoľňovania kyslíka rozkladajú:

Oxidačné vlastnosti ferratov sa využívajú na dezinfekcia vody.

4.Biorole

1) V živých organizmoch je železo dôležitým stopovým prvkom, ktorý katalyzuje procesy výmeny kyslíka (dýchanie).

2) Železo je zvyčajne obsiahnuté v enzýmoch vo forme komplexu Najmä tento komplex je prítomný v hemoglobíne, najdôležitejšej bielkovine, ktorá zabezpečuje transport kyslíka v krvi do všetkých orgánov ľudí a zvierat. A práve on farbí krv do jej charakteristickej červenej farby.

4) Nadmerná dávka železa (200 mg a viac) môže mať toxický účinok. Predávkovanie železom inhibuje antioxidačný systém tela, preto sa zdravým ľuďom neodporúča užívať doplnky železa.

Prvé výrobky zo železa a jeho zliatin sa našli počas vykopávok a pochádzajú približne zo 4. tisícročia pred Kristom. To znamená, že dokonca aj starí Egypťania a Sumeri používali meteoritové ložiská tejto látky na výrobu šperkov a domácich potrieb, ako aj zbraní.

Dnes sú najbežnejšie a najpoužívanejšie zlúčeniny železa rôzneho druhu, ale aj čistý kov. Nie nadarmo sa 20. storočie považovalo za železo. Koniec koncov, pred príchodom a rozšírením plastov a príbuzných materiálov mala práve táto zlúčenina pre človeka rozhodujúci význam. Čo je tento prvok a aké látky tvorí, zvážime v tomto článku.

Chemický prvok železo

Ak vezmeme do úvahy štruktúru atómu, potom by sme mali najprv uviesť jeho umiestnenie v periodickej tabuľke.

Sériové číslo - 26.
Obdobie je štvrté hlavné.
Skupina osem, sekundárna podskupina.
Atómová hmotnosť - 55,847.
Štruktúra vonkajšieho elektrónového obalu je označená vzorcom 3d 6 4s 2.
- Fe.
Názov je železo, čítanie vo vzorci je „ferrum“.
V prírode existujú štyri stabilné izotopy príslušného prvku s hmotnostnými číslami 54, 56, 57, 58.

Chemický prvok železo má tiež asi 20 rôznych izotopov, ktoré nie sú stabilné. Možné oxidačné stavy, ktoré môže daný atóm vykazovať:

Dôležitý je nielen samotný prvok, ale aj jeho rôzne zlúčeniny a zliatiny.

Fyzikálne vlastnosti

Ako jednoduchá látka má železo výrazný metalizmus. To znamená, že ide o strieborno-biely kov so sivým odtieňom, ktorý má vysoký stupeň kujnosti a ťažnosti a vysokú teplotu topenia a varu. Ak sa pozrieme na charakteristiky podrobnejšie, potom:

teplota topenia - 1539 °C;
teplota varu - 2862 0 C;
aktivita - priemerná;
žiaruvzdornosť - vysoká;
vykazuje výrazné magnetické vlastnosti.

V závislosti od podmienok a rôznych teplôt existuje niekoľko modifikácií, ktoré železo tvorí. Fyzikálne vlastnosti líšia sa tým, že sa líšia kryštálové mriežky.

Všetky modifikácie majú Rôzne druhyštruktúrou kryštálových mriežok a líšia sa aj magnetickými vlastnosťami.

Chemické vlastnosti

Ako bolo uvedené vyššie, jednoduchá látka železo vykazuje priemernú chemickú aktivitu. V jemne rozptýlenom stave sa však na vzduchu môže samovoľne vznietiť a v čistom kyslíku horí aj samotný kov.

Schopnosť korózie je vysoká, preto sú zliatiny tejto látky potiahnuté legovacími zlúčeninami. Železo môže interagovať s:

kyseliny;
kyslík (vrátane vzduchu);
šedá;
halogény;
pri zahrievaní - s dusíkom, fosforom, uhlíkom a kremíkom;
so soľami menej aktívnych kovov, ich redukciou na jednoduché látky;
s horúcou vodnou parou;
so soľami železa v oxidačnom stave +3.

Je zrejmé, že pri takejto aktivite je kov schopný tvoriť rôzne zlúčeniny, rôznorodé a polárne vo vlastnostiach. Toto sa stane. Železo a jeho zlúčeniny sú mimoriadne rozmanité a používajú sa v širokej škále oblastí vedy, techniky a ľudskej priemyselnej činnosti.

Distribúcia v prírode

Prírodné zlúčeniny železa sa vyskytujú pomerne často, pretože je to po hliníku druhý najrozšírenejší prvok na našej planéte. Zároveň sa kov nachádza extrémne zriedkavo vo svojej čistej forme, ako súčasť meteoritov, čo naznačuje jeho veľké nahromadenie vo vesmíre. Väčšina je obsiahnutá v rudách, skaly a minerály.

Ak hovoríme o percentách daného prvku v prírode, môžeme uviesť nasledujúce čísla.

Jadrá terestrických planét - 90%.
V zemskej kôre - 5%.
V zemskom plášti - 12%.
V zemskom jadre - 86%.
V riečnej vode - 2 mg/l.
V mori a oceáne - 0,02 mg/l.

Najbežnejšie zlúčeniny železa tvoria tieto minerály:

magnetit;
limonit alebo hnedá železná ruda;
vivianit;
pyrhotit;
pyrit;
siderit;
markazit;
lellingitídu;
mispickel;
mylanterit a ďalšie.

To je ešte dlhý zoznam, pretože ich je naozaj veľa. Okrem toho sú rozšírené rôzne zliatiny, ktoré vytvára človek. Sú to tiež zlúčeniny železa, bez ktorých si ťažko predstaviť. moderný život z ľudí. Patria sem dva hlavné typy:

liatina;
stať sa.

Železo je tiež cennou prísadou v mnohých zliatinách niklu.

Zlúčeniny železa (II).

Patria sem tie, v ktorých je oxidačný stav formujúceho prvku +2. Je ich pomerne veľa, pretože zahŕňajú:

oxid;
hydroxid;
binárne zlúčeniny;
komplexné soli;
komplexné zlúčeniny.

Vzorce chemických zlúčenín, v ktorých železo vykazuje uvedený oxidačný stav, sú individuálne pre každú triedu. Pozrime sa na najdôležitejšie a bežné z nich.

Oxid železitý.Čierny prášok, nerozpustný vo vode. Povaha spojenia je základná. Schopný rýchlo oxidovať, ale aj redukovať na jednoduchá látka môže rovnako ľahko. Rozpúšťa sa v kyselinách a vytvára zodpovedajúce soli. Vzorec - FeO.
Hydroxid železitý. Je to biela amorfná zrazenina. Vzniká reakciou solí so zásadami (zásadami). Vykazuje slabé zásadité vlastnosti a je schopný rýchlo oxidovať na vzduchu na zlúčeniny železa +3. Vzorec - Fe(OH) 2.
Soli prvku v špecifikovanom oxidačnom stave. Spravidla majú svetlozelenú farbu roztoku, dobre oxidujú aj na vzduchu, získavajú a menia sa na soli železa 3. Vo vode sa rozpúšťajú. Príklady zlúčenín: FeCL 2, FeSO 4, Fe(NO 3) 2.
Medzi určenými látkami má praktický význam niekoľko zlúčenín. Po prvé, (II). Toto je hlavný dodávateľ iónov do tela človeka s anémiou. Keď je pacientovi diagnostikovaná takáto choroba, sú mu predpísané komplexné lieky založené na príslušnej zlúčenine. Takto sa dopĺňa nedostatok železa v tele.
Po druhé, to znamená, že síran železnatý spolu s meďou sa používa na ničenie poľnohospodárskych škodcov na plodinách. Metóda dokazuje svoju účinnosť už desiatky rokov, preto je záhradkármi a záhradkármi vysoko cenená.
Morova soľ
Ide o zlúčeninu, ktorá je kryštalickým hydrátom síranu železnato-amónneho. Jeho vzorec je napísaný ako FeSO 4 * (NH 4) 2 SO 4 * 6H 2 O. Jedna zo zlúčenín železa (II), ktorá je v praxi široko používaná. Hlavné oblasti ľudského použitia sú nasledovné.
1. Farmaceutické prípravky.
2. Vedecký výskum a laboratórne titrimetrické analýzy (na stanovenie obsahu chrómu, manganistanu draselného, vanádu).
3. Liek - ako doplnok stravy pri nedostatku železa v tele pacienta.
4. Na impregnáciu drevených výrobkov, keďže Mohrova soľ chráni pred hnilobnými procesmi.
Existujú aj ďalšie oblasti, v ktorých sa táto látka používa. Svoje meno dostal na počesť nemeckého chemika, ktorý ako prvý objavil prejavené vlastnosti.
Látky s oxidačným stupňom železa (III)
Vlastnosti zlúčenín železa, v ktorých vykazuje oxidačný stav +3, sa trochu líšia od vlastností diskutovaných vyššie. Povaha zodpovedajúceho oxidu a hydroxidu teda už nie je zásaditá, ale vyslovene amfotérna. Uveďme popis hlavných látok.

Z uvedených príkladov je z praktického hľadiska dôležitý kryštalický hydrát, ako je FeCL3*6H20 alebo hexahydrát chlorid železitý. V medicíne sa používa na zastavenie krvácania a doplnenie iónov železa v tele pri chudokrvnosti.
Deväťhydrát síranu železitého sa používa na čistenie pitnej vody, pretože sa správa ako koagulant.
Zlúčeniny železa (VI).
Vzorce chemických zlúčenín železa, kde vykazuje špeciálny oxidačný stav +6, možno zapísať takto:
- K2Fe04;
- Na2Fe04;
- MgFeO 4 a ďalšie.
Všetky majú spoločný názov – feráty – a majú podobné vlastnosti (silné redukčné činidlá). Sú tiež schopné dezinfikovať a majú baktericídny účinok. To umožňuje ich použitie na úpravu pitnej vody v priemyselnom meradle.
Komplexné spojenia
Veľmi dôležité v analytická chémia a nie sú to len špeciálne látky. Tie, ktoré vznikajú vo vodných roztokoch solí. Ide o komplexné zlúčeniny železa. Najpopulárnejšie a dobre preštudované z nich sú nasledujúce.
1. Hexakyanoželezitan draselný (II) K4.Ďalším názvom zlúčeniny je žltá krvná soľ. Používa sa na kvalitatívne stanovenie iónu železa Fe 3+ v roztoku. V dôsledku expozície získa roztok krásnu jasne modrú farbu, pretože sa vytvorí ďalší komplex - Pruská modrá KFe 3+. Od staroveku sa používal ako
2. Hexakyanoželezitan draselný (III) K3.Ďalším názvom je červená krvná soľ. Používa sa ako vysokokvalitné činidlo na stanovenie iónu železa Fe 2+. V dôsledku toho sa vytvorí modrá zrazenina, ktorá sa nazýva Turnboole blue. Používa sa aj ako farbivo na tkaniny.
Železo v organickej hmote
Železo a jeho zlúčeniny, ako sme už videli, majú veľký praktický význam v hospodárskom živote človeka. Okrem toho však jeho biologická úloha v tele nie je o nič menej skvelý, práve naopak.
Existuje jeden veľmi dôležitý proteín, ktorý obsahuje tento prvok. Toto je hemoglobín. Vďaka tomu sa prenáša kyslík a dochádza k rovnomernej a včasnej výmene plynu. Preto je úloha železa v životne dôležitom procese - dýchaní - jednoducho obrovská.
Celkovo obsahuje ľudské telo asi 4 gramy železa, ktoré je potrebné neustále dopĺňať prostredníctvom konzumovanej potravy.

Fe2(S04)3 Mol. V. 399,88

Fe2(S04)39H20 Mol. V. 562,02

Vlastnosti

Bezvodé činidlo je biely alebo žltkastý prášok, ktorý sa na vzduchu rozpúšťa na hnedú kvapalinu. Pl. 3,097 g/cm3.

Kryštalický hydrát Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O - kryštalická látka, pl. 2,1 g/cm3. Soľ je schopná vytvárať veľmi koncentrované vodné roztoky (pri 20 °C sa v 100 g vody rozpustí 440 g Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O), ale rozpúšťanie je pomalé; rozpustný v etylalkohole, nerozpustný v koncentrovanej H2SO4. Vodný roztok v dôsledku hydrolýzy (tvorba sólu Fe(OH) 3) je sfarbený do červenohneda, pridanie H 2 SO 4 potláča hydrolýzu a roztok sa stáva takmer bezfarebným. Pri varení zriedeného roztoku sa vyzráža zásaditá soľ.

Príprava

1. Síran železitý možno získať rozpustením hydroxidu železitého v kyseline sírovej:

Fe(N03)3 + 3NH4OH = 3NH4NO3 + Fe(OH)3c

2Fe(OH)3 + 3H2S04 = Fe2(S04)3 + 6H20

65-70 ml NH40H (analytická kvalita alebo analytická kvalita, pl. 0,91) sa pridá k roztoku 50 g Fe(NO) 3.9H20 (čistej kvality) v 50 ml horúcej vody. Zrazenina Fe(OH)3 sa rýchlo premyje dekantáciou horúcou vodou úplná absencia NO 3 - v umývacích vodách (vzorka s difenylamínom).

Vlhká zrazenina Fe(OH)3 sa prenesie do porcelánovej misky, pridá sa 9 ml H2SO4 (čistota pre činidlo, pl. 1,84) a zahrieva sa 1-2 hodiny za častého miešania, kým sa zrazenina takmer úplne nerozpustí. . Roztok sa prefiltruje, do filtrátu sa pridá 1 kvapka H 2 SO 4 a odparí sa do konzistencie hustého sirupu (objem zostávajúcej tekutiny by mal byť asi 50 ml). K roztoku sa pridá zárodok (kryštál Fe2(S04)3.9H20) a nechá sa jeden deň kryštalizovať. Kryštály sa odsajú pomocou Buchnerovho lievika a sušia sa na sklenenej platni pri 50-60 °C.

Výťažok 40 g (80 %). Výsledný prípravok zvyčajne zodpovedá činidlu analytickej kvality.

2. Prípravok rovnakej čistoty možno získať oxidáciou síranu železnatého kyselinou dusičnou:

2FeS04 + H2S04 + 2HN03 = Fe2(S04)3 + 2N02b + 2H20

Práce by sa mali vykonávať pod ťahom.

8 ml H2SO4 (analytická kvalita, pl. 1,84) sa po malých častiach pridá k roztoku 85 g FeSO 4 7H 2 O (analytická kvalita) v 110 ml vody zohriatej na 70 °C ( pozor na postriekanie!) a potom 100 ml HNO 3 (analytická kvalita, pl. 1,35), pričom sa teplota roztoku udržiavala na 95-100 °C. Stupeň oxidácie Fe 2+ vo Fe 3+ sa kontroluje skúškou s K 3 (Fe(CN) 6) (pri úplnej oxidácii by nemalo dôjsť k modrému sfarbeniu).

Roztok sa prefiltruje, k filtrátu sa pridajú 4 ml H2S04 a odparuje sa, kým nevznikne viskózna hmota podobná cesto a jej teplota nedosiahne 120 °C. Hmota sa ochladí na 45-50 °C, vyzrážané kryštály sa odsajú pomocou Buchnerovho lievika a sušia sa pri teplote neprevyšujúcej 65 °C.

Železo je ôsmym prvkom štvrtej periódy periodickej tabuľky. Jeho počet v tabuľke (nazývaný aj atómový) je 26, čo zodpovedá počtu protónov v jadre a elektrónov v elektrónový obal. Označuje sa prvými dvoma písmenami svojho latinského ekvivalentu – Fe (lat. Ferrum – čítané ako „ferrum“). Železo je druhým najrozšírenejším prvkom v zemskej kôre, percentuálny podiel je 4,65 % (najčastejší je hliník, Al). Tento kov je pomerne vzácny vo svojej pôvodnej forme, častejšie sa ťaží zo zmiešanej rudy s niklom.

V kontakte s

Aký je charakter tohto spojenia? Železo ako atóm pozostáva z kovovej kryštálovej mriežky, ktorá zabezpečuje tvrdosť zlúčenín obsahujúcich tento prvok a molekulárnu stabilitu. Z tohto dôvodu je tento kov typický pevný 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 je železo vysoko reaktívne. O poslednej vlastnosti svedčí skutočnosť, že železo veľmi rýchlo koroduje v prítomnosti vysokej teploty a zodpovedajúcej vlhkosti. V čistom kyslíku tento kov dobre horí, no ak ho rozdrvíte na veľmi malé čiastočky, tie nielen zhoria, ale sa aj samovoľne vznietia.

Často nenazývame čistým kovovým železom, ale jeho zliatinami obsahujúcimi 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, teda legovanou. Na základe toho je zrejmé, aké rozsiahle priemyselné aplikácie má tento kov.

Charakteristika 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 = 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 vysokých teplotách (600-700 ⁰C):

3Fe+4H20 = Fe304+4H2

Reakcie s nekovmi:

a) Reakcia s halogénmi (Dôležité! Touto interakciou prvok získa oxidačný stav +3)

2Fe+3Cl2 = 2FeCl3 - chlorid železitý

b) Reakcia so sírou (Dôležité! Pri tejto interakcii má prvok oxidačný stav +2)

Sulfid železitý - Fe2S3 možno získať ďalšou reakciou:

Fe203+ 3H2S=Fe2S3+3H20

c) Tvorba pyritu

Fe+2S = FeS2 - pyrit. Venujte pozornosť oxidačnému stavu prvkov, ktoré tvoria túto zlúčeninu: Fe (+2), S (-1).

Interakcia s kovovými soľami umiestnenými v elektrochemickej sérii kovovej aktivity napravo od Fe:

Fe+CuCl2 = FeCl2+Cu - chlorid železitý

Interakcia so zriedenými kyselinami (napríklad chlorovodíkovou a sírovou):

Fe+HBr = FeBr2+H2

Fe+HCl = FeCl2+ H2

Upozorňujeme, že tieto reakcie produkujú železo s oxidačným stavom +2.

V neriedených kyselinách, ktoré sú silnými oxidačnými činidlami, je reakcia možná len pri zahrievaní v studených kyselinách je kov pasivovaný:

Fe+H2SO4 (koncentrované) = 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 = K2+H2 - vyzráža sa tetrahydroxyželezitan draselný (II).

Proces výroby liatiny vo vysokej peci

Praženie a následný rozklad sulfidových a uhličitanových rúd (uvoľňovanie oxidov kovov):

FeS2 —> Fe203 (02, 850 °C, -S02). Táto reakcia je tiež prvým krokom v priemyselnej syntéze kyseliny sírovej.

FeCO3 —> Fe2O3 (O2, 550-600 ⁰C, -CO2).

Spaľovanie koksu (nadbytok):

C (koks) + O2 (vzduch) —> CO2 (600-700 ⁰C)

CO2+С (koks) —> 2CO (750-1000 ⁰C)

Redukcia oxidu obsahujúceho rudu oxidom uhoľnatým:

Fe2O3 —> Fe3O4 (CO, -CO2)

Fe3O4 —> FeO (CO, -CO2)

FeO —> Fe (CO, -CO2)

Nauhličovanie železa (do 6,7%) a tavenie liatiny (teplota tavenia - 1145 ⁰C)

Fe (tuhé) + C (koks) -> liatina. Reakčná teplota - 900-1200 ⁰C.

Liatina vždy obsahuje cementit (Fe2C) a grafit vo forme zŕn.

Charakteristika zlúčenín obsahujúcich Fe

Poďme 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 zlúčenina odoláva vysokým teplotám. Nereaguje s vodou ani vodnou parou. Podlieha rozkladu minerálnymi kyselinami. Môže sa redukovať vodíkom alebo železom pri vysokých teplotách. Ako môžete pochopiť z vyššie uvedených informácií, ide o medziprodukt v reakčnom reťazci priemyselná produkcia liatina

Železný kameň sa priamo používa pri výrobe farieb na minerálnej báze, farebného cementu a keramických výrobkov. Fe3O4 je to, čo sa získa, keď oceľ sčernie a zmodrie. Zmiešaný oxid sa získa spaľovaním železa na vzduchu (reakcia je uvedená vyššie). Ruda obsahujúca oxidy je magnetit.

Fe203

Oxid železitý, triviálny názov - hematit, červeno-hnedá zlúčenina. Odolný voči vysokým teplotám. Nevzniká v čistej forme oxidáciou 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 a vytvárať spinely - dvojité oxidy.

Červená železná ruda sa používa ako surovina pri priemyselnej výrobe liatiny vysokopecnou metódou. Tiež urýchľuje reakciu, to znamená, že pôsobí ako katalyzátor v priemysle amoniaku. Používa sa v rovnakých oblastiach ako oxid železa. Navyše sa používal ako nosič zvuku a obrazu na magnetických páskach.

FeOH2

Hydroxid železitý, zlúčenina, ktorá má kyslé aj zásadité vlastnosti, pričom posledné uvedené prevládajú, to znamená, že je amfotérna. Biela látka, ktorá na vzduchu rýchlo oxiduje a „hnedne“ na hydroxid železitý. Pri vystavení teplotám podlieha rozkladu. 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. Pri oboch reakciách sa vytvorí bohatá modrá zrazenina s rovnakým kvantitatívnym zložením, ale odlišnou polohou železa s valenciou +2 a +3. Táto zrazenina sa často nazýva aj 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 zanedbateľné koncentrácie železa v roztokoch. Pri skúmaní vody z vodovodu je teda schopný určiť, či sú potrubia hrdzavé.

Ľudské telo obsahuje asi 5 g železa, väčšina (70 %) je súčasťou krvného hemoglobínu.

Fyzikálne vlastnosti

Vo voľnom stave je železo strieborno-biely kov so sivastým odtieňom. Čisté železo je tvárne a má feromagnetické vlastnosti. V praxi sa zvyčajne používajú zliatiny železa - liatina a oceľ.

Fe je najdôležitejším a najrozšírenejším prvkom z deviatich d-kovov podskupiny skupiny VIII. Spolu s kobaltom a niklom tvorí „rodinu železa“.

Pri tvorbe zlúčenín s inými prvkami často využíva 2 alebo 3 elektróny (B = II, III).

Železo, ako takmer všetky d-prvky skupiny VIII, nevykazuje vyššiu mocnosť rovnajúcu sa číslu skupiny. Jeho maximálna valencia dosahuje VI a objavuje sa extrémne zriedkavo.

Najtypickejšie zlúčeniny sú tie, v ktorých sú atómy Fe v oxidačnom stave +2 a +3.

Spôsoby získavania železa

1. Technické železo (legované uhlíkom a inými nečistotami) sa získava karbotermickou redukciou jeho prírodných zlúčenín podľa tejto schémy:

K zotaveniu dochádza postupne, v 3 fázach:

1) 3Fe203 + CO = 2Fe304 + CO2

2) Fe304 + CO = 3FeO + CO2

3) FeO + CO = Fe + C02

Liatina, ktorá je výsledkom tohto procesu, obsahuje viac ako 2 % uhlíka. Následne sa z liatiny vyrába oceľ – zliatiny železa obsahujúce menej ako 1,5 % uhlíka.

2. Veľmi čisté železo sa získava jedným z nasledujúcich spôsobov:

a) rozklad Fe pentakarbonylu

Fe(CO)5 = Fe + 5СО

b) redukcia čistého FeO vodíkom

FeO + H2 = Fe + H20

c) elektrolýza vodných roztokov solí Fe +2

FeC204 = Fe + 2C02

oxalát železitý

Chemické vlastnosti

Fe je kov strednej aktivity a 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 sa vytvorí „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) = 4H2

Mechanizmom hrdzavenia 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 železo pred ďalšou deštrukciou.

Druhy korózie

Ochrana železa pred koróziou

1. Interakcia s halogénmi a sírou pri vysokých teplotách.

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

2Fe + 3F2 = 2FeF3

Fe + I2 = FeI2

Vznikajú zlúčeniny, v ktorých prevláda iónový typ väzby.

2. Interakcia s fosforom, uhlíkom, kremíkom (železo sa priamo nespája s N2 a H2, ale rozpúšťa ich).

Fe + P = Fe x P y

Fe + C = Fe x C y

Fe + Si = Fe x Si y

Vznikajú látky rôzneho zloženia, ako sú berthollidy (v zlúčeninách prevláda kovalentný charakter väzby)

3. Interakcia s „neoxidačnými“ kyselinami (HCl, H 2 SO 4 ried.)

Feo + 2H + → Fe2+ + H2

Keďže Fe sa nachádza v sérii aktivít naľavo od vodíka (E° Fe/Fe2+ = -0,44 V), je schopné vytesniť H2 z obyčajných kyselín.

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

Fe + H2S04 = FeS04 + 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 sekcii Železo HNO 3 sa rozpúšťa, prechádza do roztoku vo forme katiónov Fe 3+ a kyslý anión sa redukuje na NO*:

Fe + 4HN03 = Fe(N03)3 + NO + 2H20

Veľmi dobre rozpustný v zmesi HCl a HNO 3

5. Vzťah 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 = FeS04 + Cu

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

7. Reakcia s plynným oxidom uhoľnatým (t = 200°C, P)

Fe (prášok) + 5CO (g) = Fe 0 (CO) 5 pentakarbonyl železa

zlúčeniny Fe(III).

Fe 2 O 3 - oxid železitý.

Červeno-hnedý prášok, č. R. v H 2 O. V prírode - „červená železná ruda“.

Spôsoby získania:

1) rozklad hydroxidu železitého

2Fe(OH)3 = Fe203 + 3H20

2) vypaľovanie pyritu

4FeS2 + 11O2 = 8SO2 + 2Fe203

3) rozklad dusičnanov

Chemické vlastnosti

Fe 2 O 3 je zásaditý oxid so znakmi amfoterity.

I. Hlavné vlastnosti sa prejavujú v schopnosti reagovať s kyselinami:

Fe203 + 6H+ = 2Fe3+ + ZH20

Fe203 + 6HCI = 2FeCI3 + 3H20

Fe203 + 6HN03 = 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 = Ca(Fe02)2

Fe203 + 2NaOH = 2NaFe02 + H20

Fe203 + MgC03 = Mg(Fe02)2 + CO2

III. Fe 2 O 3 - surovina na výrobu železa v hutníctve:

Fe 2 O 3 + ZS = 2Fe + ZSO alebo Fe 2 O 3 + ZSO = 2Fe + ZSO 2