Желязото е елемент от страничната подгрупа на осма група от четвъртия период на периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев с атомен номер 26. Означава се със символа Fe (лат. Ferrum). Един от най-често срещаните метали в земната кора (на второ място след алуминия). Метал със средна активност, редуциращ агент.

Основни степени на окисление - +2, +3

Простото вещество желязо е ковък сребристобял метал с висока химическа реактивност: желязото бързо корозира при високи температури или висока влажност на въздуха. Желязото гори в чист кислород, а във фино диспергирано състояние спонтанно се запалва във въздуха.

Химични свойства на просто вещество - желязо:

Ръждясване и изгаряне в кислород

1) Във въздуха желязото лесно се окислява в присъствието на влага (ръждясва):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Нагорещена желязна тел гори в кислород, образувайки скала - железен оксид (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

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

2) При високи температури (700–900°C) желязото реагира с водна пара:

3Fe + 4H 2 O – t° → Fe 3 O 4 + 4H 2

3) Желязото реагира с неметали при нагряване:

2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °C)

Fe + S – t° → FeS (600 °C)

Fe+2S → Fe +2 (S 2 -1) (700°C)

4) В серията на напрежението той е отляво на водорода, реагира с разредени киселини HCl и H 2 SO 4 и се образуват железни (II) соли и се отделя водород:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (реакциите се провеждат без достъп на въздух, в противен случай Fe +2 постепенно се превръща от кислород в Fe +3)

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

В концентрирани окислителни киселини желязото се разтваря само при нагряване, веднага се превръща в катион Fe 3+:

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

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

(в студена, концентрирана азотна и сярна киселина пасивирам

Железен пирон, потопен в синкав разтвор на меден сулфат, постепенно се покрива с покритие от червена метална мед.

5) Желязото измества металите, разположени вдясно от него, от разтворите на техните соли.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Амфотерните свойства на желязото се проявяват само в концентрирани алкали по време на кипене:

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

и се образува утайка от натриев тетрахидроксоферат(II).

Технически хардуер- сплави на желязо и въглерод: чугунът съдържа 2,06-6,67% С, стомана 0,02-2,06% С, често присъстват други естествени примеси (S, P, Si) и изкуствено въведени специални добавки (Mn, Ni, Cr), което придава на железните сплави технически полезни свойства - твърдост, термична и корозионна устойчивост, ковкост и др. . .

Процес на производство на чугун в доменна пещ

Процесът на доменна пещ за производство на чугун се състои от следните етапи:

а) подготовка (изпичане) на сулфидни и карбонатни руди - превръщане в оксидна руда:

FeS 2 → Fe 2 O 3 (O 2800°C, -SO 2) FeCO 3 → Fe 2 O 3 (O 2 500-600°C, -CO 2)

б) изгаряне на кокс с горещ взрив:

C (кокс) + O 2 (въздух) → CO 2 (600-700 ° C) CO 2 + C (кокс) ⇌ 2 CO (700-1000 ° C)

в) редукция на оксидна руда с въглероден оксид CO последователно:

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

г) карбуризация на желязо (до 6,67% С) и топене на чугун:

Fe (t ) →(° С(Кока Кола)900-1200°C) Fe (течност) (чугун, точка на топене 1145°C)

Чугунът винаги съдържа цементит Fe 2 C и графит под формата на зърна.

Производство на стомана

Превръщането на чугун в стомана се извършва в специални пещи (конверторни, отворени, електрически), които се различават по метода на нагряване; температура на процеса 1700-2000 °C. Издухването на обогатен с кислород въздух води до изгаряне на излишния въглерод, както и на сяра, фосфор и силиций под формата на оксиди от чугуна. В този случай оксидите или се улавят под формата на отработени газове (CO 2, SO 2), или се свързват в лесно отделима шлака - смес от Ca 3 (PO 4) 2 и CaSiO 3. За производството на специални стомани в пещта се въвеждат легиращи добавки от други метали.

Касова бележкачисто желязо в промишлеността - електролиза на разтвор на железни соли, например:

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

(има и други специални методи, включително редукция на железни оксиди с водород).

Чистото желязо се използва в производството на специални сплави, в производството на сърцевини на електромагнити и трансформатори, чугун - в производството на отливки и стомана, стомана - като конструкционни и инструментални материали, включително устойчиви на износване, топлина и корозия нечий.

Железен(II) оксид Е EO . Амфотерен оксид със силно преобладаване на основни свойства. Черен, има йонна структура Fe 2+ O 2-. При нагряване първо се разлага и след това се образува отново. Не се образува при изгаряне на желязото на въздух. Не реагира с вода. Разлага се с киселини, стопява се с основи. Бавно се окислява във влажен въздух. Редуциран от водород и кокс. Участва в доменния процес на топене на желязо. Използва се като компонент на керамика и минерални бои. Уравнения на най-важните реакции:

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

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

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

FeO + 4NaOH = 2H 2 O + на 4ЕдО3 (червено.) триоксоферат(II)(400-500 °C)

FeO + H 2 = H 2 O + Fe (изключително чист) (350°C)

FeO + C (кокс) = Fe + CO (над 1000 °C)

FeO + CO = Fe + CO 2 (900°C)

4FeO + 2H 2 O (влага) + O 2 (въздух) → 4FeO(OH) (t)

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

Касова бележка V лаборатории: термично разлагане на съединения на желязо (II) без достъп на въздух:

Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 °C)

FeCO3 = FeO + CO 2 (490-550 °C)

Дижелезен(III) оксид - желязо( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Двоен оксид. Черно, има йонна структура Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Термично стабилен при високи температури. Не реагира с вода. Разлага се с киселини. Редуциран с водород, горещо желязо. Участва в доменния процес на производство на чугун. Използва се като компонент на минерални бои ( червено олово), керамика, цветен цимент. Продукт от специално окисляване на повърхността на стоманени продукти ( почерняване, посиняване). Съставът съответства на кафява ръжда и тъмен нагар върху желязото. Не се препоръчва използването на брутната формула Fe 3 O 4. Уравнения на най-важните реакции:

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

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

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

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

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 4H 2 = 4H 2 O + 3Fe (изключително чист, 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)

Касова бележка:изгаряне на желязо (виж) във въздуха.

магнетит.

Железен(III) оксид Е e 2 O 3 . Амфотерен оксид с преобладаващи основни свойства. Червено-кафяв, има йонна структура (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Термично стабилен до високи температури. Не се образува при изгаряне на желязото на въздух. Не реагира с вода, от разтвора се утаява кафяв аморфен хидрат Fe 2 O 3 nH 2 O. Реагира бавно с киселини и основи. Редуцирано от въглероден окис, разтопено желязо. Слива се с оксиди на други метали и образува двойни оксиди - шпинели(техническите продукти се наричат ​​ферити). Използва се като суровина при топенето на чугун в процеса на доменни пещи, катализатор при производството на амоняк, компонент на керамика, цветни цименти и минерални бои, при термитно заваряване на стоманени конструкции, като носител на звук и изображение върху магнитни ленти, като полиращ агент за стомана и стъкло.

Уравнения на най-важните реакции:

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

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

Fe 2 O 3 + 2NaOH (конц.) → H 2 O+ 2 нАЕдО 2 (червен)диоксоферат(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 (изключително чист, 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)

Касова бележкав лабораторията - термично разлагане на соли на желязо (III) във въздуха:

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)

В природата - руди от железен оксид хематит Fe 2 O 3 и лимонит Fe 2 O 3 nH 2 O

Железен(II) хидроксид Е e(OH)2. Амфотерен хидроксид с преобладаващи основни свойства. Бели (понякога със зеленикав оттенък), Fe-OH връзките са предимно ковалентни. Термично нестабилен. Лесно се окислява на въздух, особено когато е мокър (потъмнява). Неразтворим във вода. Реагира с разредени киселини и концентрирани алкали. Типичен редуктор. Междинен продукт при ръждясването на желязото. Използва се при производството на активната маса на желязо-никелови батерии.

Уравнения на най-важните реакции:

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

Fe(OH) 2 + 2HC1 (разреден) = FeC1 2 + 2H 2 O

Fe(OH) 2 + 2NaOH (> 50%) = Na 2 ↓ (синьо-зелен) (кипещ)

4Fe(OH) 2 (суспензия) + O 2 (въздух) → 4FeO(OH)↓ + 2H 2 O (t)

2Fe(OH) 2 (суспензия) +H 2 O 2 (разреден) = 2FeO(OH)↓ + 2H 2 O

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

Касова бележка: утаяване от разтвор с основи или амонячен хидрат в инертна атмосфера:

Fe 2+ + 2OH (разреден) = Еe(OH) 2 ↓

Fe 2+ + 2(NH3H2O) = Еe(OH) 2 ↓+ 2NH 4

Железен метахидроксид Е еО(ОН). Амфотерен хидроксид с преобладаващи основни свойства. Светлокафявите, Fe - O и Fe - OH връзки са предимно ковалентни. При нагряване се разлага, без да се топи. Неразтворим във вода. Утаява се от разтвора под формата на кафяв аморфен полихидрат Fe 2 O 3 nH 2 O, който при задържане в разреден алкален разтвор или при изсушаване се превръща в FeO (OH). Реагира с киселини и твърди основи. Слаб окислител и редуциращ агент. Спечен с Fe(OH) 2. Междинен продукт при ръждясването на желязото. Използва се като основа за жълти минерални бои и емайллакове, абсорбер на отпадъчни газове и катализатор в органичния синтез.

Съединението със състав Fe(OH)3 е неизвестно (не е получено).

Уравнения на най-важните реакции:

Fe 2 O 3 . nH 2 O→( 200-250 °C, —з 2 О) FeO(OH)→( 560-700° C на въздух, -H2O)→ Fe 2 O 3

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

FeO(OH)→ Fe 2 О 3 . nH 2 О-колоид(NaOH (конц.))

FeO(OH)→ на 3 [Еe(OH)6]бяло, Na 5 и K 4 съответно; и в двата случая се утаява син продукт със същия състав и структура, KFe III. В лабораторията тази утайка се нарича пруско синьо, или търнбул синьо:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Химични наименования на изходните реагенти и реакционни продукти:

K 3 Fe III - калиев хексацианоферат (III)

K 4 Fe III - калиев хексацианоферат (II)

КFe III - желязо (III) калиев хексацианоферат (II)

В допълнение, добър реагент за Fe 3+ йони е тиоцианатният йон NСS -, желязото (III) се комбинира с него и се появява яркочервен („кървав“) цвят:

Fe 3+ + 6NCS - = 3-

Този реагент (например под формата на KNCS сол) може дори да открие следи от желязо (III) в чешмяната вода, ако премине през железни тръби, покрити с ръжда отвътре.

Fe 2 (SO 4) 3 мол. V. 399,88

Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O мол. V. 562.02

Безводният реагент е бял или жълтеникав прах, който се разтваря във въздуха до кафява течност. Пл. 3,097 g/cm3.

Кристален хидрат Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O - кристално вещество, мн. 2,1 g/cm3. Солта е способна да образува много концентрирани водни разтвори (при 20 °C 440 g Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O се разтварят в 100 g вода), но разтварянето е бавно; разтворим в етилов алкохол, неразтворим в концентрирана H2SO4. Водният разтвор поради хидролиза (образуване на Fe (OH) 3 зол) е оцветен в червено-кафяво; добавянето на H 2 SO 4 потиска хидролизата и разтворът става почти безцветен. Когато разреден разтвор се вари, основната сол се утаява.

1. Железен (III) сулфат може да се получи чрез разтваряне на железен (III) хидроксид в сярна киселина:

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

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

65-70 ml NH4OH (аналитично качество или аналитично качество, пл. 0,91) се добавят към разтвор от 50 g Fe(NO)3 ·9H2O (чист клас) в 50 ml гореща вода. Утайката Fe(OH) 3 бързо се промива чрез декантиране с гореща вода до пълно отсъствие на NO 3 - в промивната вода (тест с дифениламин).

Мократа утайка от Fe(OH) 3 се прехвърля в порцеланова чаша, добавят се 9 ml H 2 SO 4 (чистота на реактива, табл. 1,84) и се загрява в продължение на 1-2 часа, като се разбърква често, докато утайката се разтвори почти напълно . Разтворът се филтрува, към филтрата се добавя 1 капка H 2 SO 4 и се изпарява до консистенция на гъст сироп (обемът на останалата течност трябва да бъде около 50 ml). Зародиш (кристал на Fe 2 (SO 4) 3 ·9H 2 O) се добавя към разтвора и се оставя за един ден за кристализация. Кристалите се изсмукват с помощта на фуния на Бюхнер и се сушат върху стъклена плоча при 50-60 °C.

Добив 40 g (80%). Полученият препарат обикновено съответства на реагент с аналитична чистота.

2. Препарат със същата чистота може да се получи чрез окисление на железен (II) сулфат с азотна киселина:

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

Работата трябва да се извършва при теглене.

8 ml H2SO4 (аналитично качество, пл. 1.84) се добавят на малки порции към разтвор от 85 g FeSO 4 7H 2 O (аналитично качество) в 110 ml вода, загрята до 70 °C ( пазете се от пръски!) и след това 100 ml HNO 3 (аналитичен клас, пл. 1.35), поддържайки температурата на разтвора при 95-100 °C. Степента на окисление на Fe 2+ в Fe 3+ се проверява чрез тест с K 3 (Fe (CN) 6) (при пълно окисление не трябва да има синьо оцветяване).

Разтворът се филтрира, към филтрата се добавят 4 ml H2SO4 и се изпарява, докато се образува вискозна тестообразна маса и температурата й достигне 120 ° C. Масата се охлажда до 45-50 °C, утаените кристали се изсмукват с помощта на фуния на Бюхнер и се изсушават при температура не по-висока от 65 °C.

Резюме по темата:

Железен (III) сулфат

план:

Въведение

• 1 Физични свойства
• 2 Да бъдеш сред природата
  • 2.1 Марс
• 3 Разписка
• 4 Химични свойства
• 5 Използвайте
Бележки

Въведение

Железен (III) сулфат(лат. Ferrum sulfuricum oxydatum, Немски Айзенсулфат (оксид) Ферисулфат ) - неорганично химично съединение, сол, химична формула - .

1. Физични свойства

Безводен железен (III) сулфат - светложълти, парамагнитни, много хигроскопични кристали от моноклинна система, пространствена група P2 1 /m, параметри на елементарна клетка а= 0,8296 nm, b= 0,8515 nm, ° С= 1,160 nm, β = 90,5°, Z = 4. Има доказателства, че безводният железен сулфат образува орторомбични и хексагонални модификации. Разтворим във вода и ацетон, неразтворим в етанол.

Кристализира от вода под формата на кристални хидрати Fe 2 (SO 4) 3 н H 2 O, където н= 12, 10, 9, 7, 6, 3. Най-изследваният кристален хидрат е железен (III) сулфат нонахидрат Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O - жълти шестоъгълни кристали, параметри на елементарна клетка а= 1,085 nm, ° С= 1,703 nm, Z = 4. Лесно разтворим във вода (440 g на 100 g вода) и етанол, неразтворим в ацетон. Във водни разтвори железният (III) сулфат придобива червено-кафяв цвят поради хидролиза.

При нагряване нонахидратът се превръща при 98 °C в тетрахидрат, при 125 °C в монохидрат и при 175 °C в безводен Fe 2 (SO 4) 3, който над 600 ° C се разлага на Fe 2 O 3 и SO 3.

2. Да бъдеш сред природата

Минерал, съдържащ смесено желязо-алуминиев сулфат, се нарича миказаит. микасайте), с химична формула (Fe 3+, Al 3+) 2 (SO 4) 3 е минералогичната форма на железен (III) сулфат. Този минерал носи безводната форма на железен сулфат и следователно е много рядък в природата. Най-често срещани са хидратираните форми, например:

• Coquimbit (английски) кокимбит) - Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O - нонахидрат - най-често срещаният сред тях.
• Паракокимбит (английски) паракокимбит) - нонахидрат - напротив, е най-редкият минерал в природата.
• корнелит (английски) корнелит) - хептахидрат - и куенстедит (англ. quenstedtite) - декахидрат - също са редки.
• лаузенит (английски) лаузенит) - хекса- или пентахидрат, малко проучен минерал.

Всички естествени железни хидрати, изброени по-горе, са крехки съединения и, когато са отворени, бързо ерозират.

2.1. Марс

Железен сулфат и ярозит бяха открити от два марсохода: Спирит и Опортюнити. Тези вещества са знак за силни окислителни условия на повърхността на Марс. През май 2009 г. марсоходът Spirit се заби, когато се движеше през меката почва на планетата и се натъкна на отлагания на железен сулфат, скрити под слой нормална почва. Поради факта, че железният сулфат има много ниска плътност, марсоходът е заседнал толкова дълбоко, че част от тялото му е докоснала повърхността на планетата.

3. Разписка

В промишлеността железен (III) сулфат се получава чрез калциниране на пирит или марказит с NaCl във въздух:

или разтворете железен (III) оксид в сярна киселина:

В лабораторната практика железен (III) сулфат може да се получи от железен (III) хидроксид:

Препарат със същата чистота може да се получи чрез окисление на железен (II) сулфат с азотна киселина:

окислението може да се извърши и с кислород или серен оксид:

Концентрираните сярна и азотна киселина окисляват железен сулфид до железен (III) сулфат:

Железният дисулфид може да се окисли с концентрирана сярна киселина:

Железен (II) амониев сулфат (сол на Мор) може също да се окисли с калиев дихромат. В резултат на тази реакция се отделят едновременно четири сулфата - желязо (III), хром (III), амоняк и калий и вода:

Железен (III) сулфат може да се получи като един от продуктите на термичното разлагане на железен (II) сулфат:

Фератите се редуцират с разредена сярна киселина до железен (III) сулфат:

При нагряване на пентахидрата до температура 70-175 °C ще се получи безводен железен (III) сулфат:

Железен (II) сулфат може да се окисли с екзотичен окислител като ксенонов (III) оксид:

4. Химични свойства

Железният (III) сулфат във водни разтвори претърпява силна хидролиза в катиона и разтворът става червеникаво-кафяв:

Гореща вода или пара разлага железен (III) сулфат:

Безводният железен (III) сулфат се разлага при нагряване:

Алкалните разтвори разлагат железен (III) сулфат; реакционните продукти зависят от концентрацията на алкала:

Ако еквимоларен разтвор на железни (III) и железни (II) сулфати реагира с алкали, резултатът е сложен железен оксид:

Активните метали (като магнезий, цинк, кадмий, желязо) редуцират железен (III) сулфат:

Някои метални сулфиди (например мед, калций, калай, олово, живак) редуцират железен (III) сулфат във воден разтвор:

С разтворими соли на ортофосфорна киселина образува неразтворим железен (III) фосфат (хетерозит):

5. Използване

• Като реагент за хидрометалургична обработка на медни руди.
• Като коагулант при пречистване на отпадъчни води, битови и промишлени отпадъчни води.
• Като фиксатор за боядисване на тъкани.
• При дъбене на кожа.
• За ецване на неръждаеми аустенитни стомани, злато и алуминиеви сплави.
• Като флотационен регулатор за намаляване на плаваемостта на рудите.
• В медицината се използва като адстрингентно и кръвоспиращо средство.
• В химическата промишленост като окислител и катализатор.

Формула:

Железен(II) сулфат, железен сулфат, FeSO 4 - сол на сярна киселина и 2-валентно желязо. Твърдост - 2.

В химията железният сулфат се нарича кристален хидрат. железен (II) сулфат. Кристалите са светлозелени. Използва се в текстилната промишленост, в селското стопанство като инсектицид и за приготвяне на минерални бои.

Естествен аналог - минерал мелантерит; в природата се среща в кристали от моноклиноедричната система, зелено-жълти на цвят, под формата на петна или отлагания.

Моларна маса: 151.91 g/mol

Плътност: 1,8-1,9 g/cm³

Температура на топене: 400 °C

Разтворимост във вода: 25,6 g/100 ml

Железен сулфат се отделя при температури от 1,82 °C до 56,8 °C от водни разтвори под формата на светлозелени кристали FeSO 4 · 7H 2 O, наречени железен сулфат (кристален хидрат). Разтваря се в 100 g вода: 26,6 g безводен FeSO 4 при 20 °C и 54,4 g при 56 °C.

Разтворите на железен сулфат под въздействието на атмосферния кислород се окисляват с течение на времето, превръщайки се в железен (III) сулфат:

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

При нагряване над 480 °C се разлага:

2FeSO 4 → Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3

Касова бележка.

Железният сулфат може да се получи чрез действието на разредена сярна киселина върху железен скрап, изрезки от покривно желязо и др. В промишлеността той се получава като страничен продукт при ецване на разредени H 2 SO 4 железни листове, тел и др. премахнете котления камък.

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

Друг метод е окислителното печене на пирит:

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

Качествен анализ.

Аналитични реакции за железен катион (II).

1. С калиев хексацианоферат (III) К 3 с образуването на тъмносиня утайка от калиево желязо(II) хексацианоферат(III) („Turnboole blue“), неразтворим в киселини, разлагащ се с алкали до образуване на Fe(OH) 3 (HF).

FeSO 4 + K 3 KFe + K 2 SO 4

Оптималната стойност на pH за реакцията е 2-3. Реакцията е фракционна, силно чувствителна. Високите концентрации на Fe 3+ пречат.

2. С амониев сулфид (NH 4 ) 2 Сс образуване на черна утайка, разтворима в силни киселини (HF).

FeSO 4 + (NH4)2S
FeS + (NH 4) 2 SO 4

3.2. Аналитични реакции за сулфатен йон.

1. С групов реагент BaCl 2 + CaCl 2 или BaCl 2 (GF).

Фракционното откриване на сулфатния йон се извършва в кисела среда, която елиминира смущаващото влияние на CO 3 2-, PO 4 3- и т.н., и чрез кипене на тестовия разтвор с 6 mol/dm 3 HCl за отстраняване на S 2 -, SO 3 2 - , S 2 O 3 2- йони, които могат да образуват елементарна сяра, чиято утайка може да бъде сбъркана с BaSO 4 утайка. Утайката BaSO 4 е способна да образува изоморфни кристали с KMnO 4 и да стане розова (специфичността на реакцията се увеличава).

Методика провеждане на реакцията в присъствието на 0,002 mol/dm 3 KMnO 4 .

Добавете равни обеми разтвори на калиев перманганат, бариев хлорид и солна киселина към 3-5 капки от тестовия разтвор и разбъркайте енергично в продължение на 2-3 минути. Оставете да се утаи и без да отделяте утайката от разтвора, добавете 1-2 капки 3% разтвор на H 2 O 2, разбъркайте и центрофугирайте. Утайката трябва да остане розова, а разтворът над утайката да стане безцветен.

2. С оловен ацетат.

ТАКА 4 2- + Pb 2+
PbSO 4 

Методика : към 2 cm 3 разтвор на сулфат се добавят 0,5 cm 3 разредена солна киселина и 0,5 cm 3 разтвор на оловен ацетат; образува се бяла утайка, разтворима в наситен разтвор на амониев ацетат или натриев хидроксид.

PbSO 4  + 4 NaOH
Na 2 + Na 2 SO 4

Със стронциеви соли - образуването на бяла утайка, неразтворима в киселини (за разлика от сулфитите).

ТАКА 4 2 - + Sr 2+
SrSO 4 

Методика : Добавете 4-5 капки концентриран разтвор на стронциев хлорид към 4-5 капки от анализирания разтвор, образува се бяла утайка.

С калциеви соли - образуването на игловидни кристали от гипс CaSO 4  2H 2 O.

SO 4 2- + Ca 2+ + 2H 2 O
CaSO 4  2H 2 O

Методология: Поставете капка от тестовия разтвор и калциева сол върху предметно стъкло и леко го подсушете. Получените кристали се изследват под микроскоп.

Количествен анализ.

Перманганатометрия.

Определяне на масовата част на желязото в проба от сол на Мор (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O чрез перманганатометричен метод

(опция за директно титруване)

Определянето се основава на окислението на желязо (II) от калиев перманганат до желязо (III).

10 FeSO 4 + 2 KMnO 4 + 8Н 2 ТАКА 4 = 5 Fe 2 (ТАКА 4 ) 3 + 2 MnSO 4 +К 2 ТАКА 4 + 8Н 2 О

M (Fe) = 55,85 g/mol

Методология: Точната претеглена част от солта на Мор, необходима за приготвяне на 100 cm 3 от 0,1 М разтвор на сол на Мор, се прехвърля количествено в мерителна колба от 100 cm 3, разтворена в малко количество дестилирана вода, след пълно разтваряне, коригирана до марката с вода и се смесва. Аликвотна част от получения разтвор (индивидуално задание) се поставя в колба за титруване, добавя се равен обем разредена сярна киселина (1:5) и бавно се титрува с разтвор на калиев перманганат, докато разтворът стане леко розов, стабилен за 30 секунди.

Приложение.

Използва се в производството мастило;

При боядисване (за оцветяване вълнав черно);

За запазване на дървесина.

Библиография.

Лури Ю.Ю. Наръчник по аналитична химия. Москва, 1972;

Методически указания "Инструментални методи за анализ", Перм, 2004 г.;

Методически указания “Качествен химичен анализ”, Перм, 2003 г.;

Методически указания "Количествен химичен анализ", Перм, 2004 г.;

Рабинович В.А., Хавин З.Я. Кратък химичен справочник, Ленинград, 1991;

"Голяма съветска енциклопедия";

17. д -елементи Желязо, обща характеристика, свойства. Оксиди и хидроксиди, характеристики на CO и OM, биороля, способност за комплексообразуване.

1. Обща характеристика.

Желязо - d-елемент от страничната подгрупа на осма група от четвъртия период на PSHE с атомен номер 26.

Един от най-често срещаните метали в земната кора (на второ място след алуминия).

Простото вещество желязо е ковък сребристобял метал с висока химическа реактивност: желязо бързо корозирапри високи температури или висока влажност на въздуха.

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

Желязото гори в чист кислород, а във фино диспергирано състояние спонтанно се запалва във въздуха.

3Fe + 2O2 = FeO + Fe2O3

3Fe + 4H2O = FeO*Fe2O3

FeO*Fe2O3 = Fe3O4 (желязна скала)

Всъщност желязото обикновено се нарича неговите сплави с ниско съдържание на примеси (до 0,8%), които запазват мекотата и пластичността на чистия метал. Но на практика по-често се използват сплави на желязо с въглерод: стомана (до 2,14 тегл.% въглерод) и чугун (повече от 2,14 тегл.% въглерод), както и неръждаема (легирана) стомана с добавка на легиране метали (хром, манган, никел и др.). Комбинацията от специфични свойства на желязото и неговите сплави го правят „метал №1” по значимост за човека.

В природата желязото рядко се среща в чиста форма, най-често се среща в желязо-никелови метеорити. Изобилието на желязо в земната кора е 4,65% (4-то място след O, Si, Al). Също така се смята, че желязото съставлява по-голямата част от земното ядро.

2.Свойства

1.Физически Св.Желязото е типичен метал, в свободно състояние е сребристобял със сивкав оттенък. Чистият метал е пластичен, различни примеси (по-специално въглерод) увеличават неговата твърдост и крехкост. Има изразени магнитни свойства. Често се разграничава така наречената „желязна триада” - група от три метала (желязо Fe, кобалт Co, никел Ni) със сходни физични свойства, атомни радиуси и стойности на електроотрицателност.

2.Chemical St.

Степен на окисление	Оксид	Хидроксид	Характер	Бележки
			Слабо основен
			Много слаба основа, понякога амфотерна
	Не е получено	*	киселина	Силен окислител

Желязото се характеризира със степен на окисление на желязото - +2 и +3.

Степента на окисление +2 съответства на черен оксид FeO и зелен хидроксид Fe(OH) 2. Те са основни по природа. В солите Fe(+2) присъства като катион. Fe(+2) е слаб редуциращ агент.

Степента на окисление +3 съответства на червено-кафявия оксид Fe 2 O 3 и кафявия хидроксид Fe (OH) 3. Те са амфотерни по природа, макар и киселинни, и основните им свойства са слабо изразени. По този начин, Fe 3+ йони са напълно хидролизирамдори в кисела среда. Fe(OH) 3 се разтваря (и дори тогава не напълно) само в концентрирани алкали. Fe 2 O 3 реагира с алкали само при сливане, давайки ферити(формални киселинни соли на киселината HFeO 2, която не съществува в свободна форма):

Желязото (+3) най-често проявява слаби окислителни свойства.

Степените на окисление +2 и +3 лесно се променят помежду си, когато редокс условията се променят.

Освен това има оксид Fe 3 O 4, формалното състояние на окисление на желязото, в което е +8/3. Този оксид обаче може да се разглежда и като железен (II) ферит Fe +2 (Fe +3 O 2) 2.

Има и степен на окисление +6. Съответният оксид и хидроксид не съществуват в свободна форма, но се получават соли - ферати (например K 2 FeO 4). Желязото (+6) присъства в тях под формата на анион. Фератите са силни окислители.

Чистото метално желязо е стабилно във вода и в разредени разтвори алкали. Желязото не се разтваря в студена концентрирана сярна и азотна киселина поради пасивиране на металната повърхност от силен оксиден филм. Горещата концентрирана сярна киселина, като по-силен окислител, взаимодейства с желязото.

СЪС соли разреден (приблизително 20%) сяра киселинижелязото реагира, за да образува железни (II) соли:

Когато желязото реагира с приблизително 70% сярна киселина при нагряване, реакцията продължава да се образува железен (III) сулфат:

3.Оксиди и хидроксиди, CO и OM характеристики...

Съединения на желязо(II).

Железният (II) оксид FeO има основни свойства, основата Fe (OH) 2 съответства на него. Солите на желязото (II) имат светлозелен цвят. При съхранение, особено на влажен въздух, те стават кафяви поради окисление до желязо (III). Същият процес протича при съхраняване на водни разтвори на железни (II) соли:

Стабилен от соли на желязо(II) във водни разтвори Солта на Мор- двоен амониев и железен(II) сулфат (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O.

Реагент за Fe 2+ йони в разтвор може да бъде калиев хексацианоферат (III)К3 (червена кръвна сол). Когато Fe 2+ и 3− йони взаимодействат, се образува утайка търнбул синьо:

За количествено определяне на желязо (II) в разтвор, използвайте фенантролин, образувайки червен комплекс FePhen 3 с желязо (II) в широк диапазон на pH (4-9)

Съединения на желязо(III).

Железен(III) оксид Fe 2 O 3 слаб амфотерни, на него отговаря още по-слаба основа от Fe(OH) 2, Fe(OH) 3, която реагира с киселини:

Fe 3+ солите са склонни към образуване на кристални хидрати. При тях йонът Fe 3+ обикновено е заобиколен от шест водни молекули. Такива соли имат розов или лилав цвят.Йонът Fe 3+ е напълно хидролизиран дори в кисела среда. При pH>4 този йон е почти напълно утаен като Fe(OH) 3:

При частична хидролиза на йона Fe 3+ се образуват многоядрени оксо- и хидроксокатионни катиони, поради което разтворите стават кафяви.Основните свойства на железния (III) хидроксид Fe(OH) 3 са много слабо изразени. Способен е да реагира само с концентрирани разтвори на основи:

Получените хидроксокомплекси на желязо(III) са стабилни само в силно алкални разтвори. Когато разтворите се разреждат с вода, те се разрушават и Fe (OH) 3 се утаява.

Когато се легира с основи и оксиди на други метали, Fe 2 O 3 образува различни ферити:

Съединенията на желязото (III) в разтвори се редуцират от метално желязо:

Желязото (III) е способно да образува двойни сулфати с единичен заряд катиониТип стипца, например KFe(SO 4) 2 - желязо-калиева стипца, (NH 4) Fe(SO 4) 2 - желязо-амониева стипца и др.

За качествено откриване на съединения на желязо (III) в разтвор се използва качествена реакция на Fe 3+ йони с тиоцианатни йони SCN − . Когато Fe 3+ йони взаимодействат с SCN - аниони, се образува смес от яркочервени железни тиоцианатни комплекси 2+ , + , Fe(SCN) 3 , -. Съставът на сместа (и следователно интензивността на нейния цвят) зависи от различни фактори, поради което този метод не е приложим за точно качествено определяне на желязото.

Друг висококачествен реагент за Fe 3+ йони е калиев хексацианоферат(II)К 4 (жълта кръвна сол). Когато Fe 3+ и 4− йони взаимодействат, се образува яркосиня утайка пруско синьо:

Съединения на желязо(VI).

Ферати- соли на желязна киселина H 2 FeO 4, която не съществува в свободна форма. Това са виолетови съединения, напомнящи перманганати по окислителни свойства и сулфати по разтворимост. Фератите се получават от действието на газообразни хлорили озонза суспендиран Fe(OH) 3 в основа , например, калиев ферат(VI) ​​K 2 FeO 4 . Фератите са оцветени в лилаво.

Може да се получат и ферати електролиза 30% алкален разтвор върху железен анод:

Фератите са силни окислители. В кисела среда те се разлагат с отделяне на кислород:

Оксидиращите свойства на фератите се използват за дезинфекция на водата.

4. Биорола

1) В живите организми желязото е важен микроелемент, който катализира процесите на обмен на кислород (дишане).

2) Желязото обикновено се включва в ензимите под формата на комплекс.По-специално, този комплекс присъства в хемоглобина, най-важният протеин, който осигурява транспортирането на кислород в кръвта до всички органи на хората и животните. И именно той оцветява кръвта в характерния й червен цвят.

4) Прекомерната доза желязо (200 mg и повече) може да има токсичен ефект. Предозирането на желязо инхибира антиоксидантната система на организма, така че не се препоръчва за здрави хора да приемат добавки с желязо.