Geležies sulfato 3 formulė chemijoje. Geležis ir jos junginiai

• Pavadinimas - Fe (geležis);
• Laikotarpis - IV;
• Grupė - 8 (VIII);
• Atominė masė - 55,845;
• Atominis skaičius - 26;
• Atominis spindulys = 126 pm;
• Kovalentinis spindulys = 117 pm;
• Elektronų pasiskirstymas - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 ;
• lydymosi temperatūra = 1535°C;
• virimo temperatūra = 2750°C;
• Elektronegatyvumas (pagal Paulingą / pagal Alpredą ir Rochow) = 1,83/1,64;
• Oksidacijos būsena: +8, +6, +4, +3, +2, +1, 0;
• Tankis (nr.) = 7,874 g/cm3;
• Molinis tūris = 7,1 cm 3 /mol.

Geležies junginiai:

Geležis yra labiausiai paplitęs metalas žemės plutoje (5,1 % masės) po aliuminio.

Žemėje laisvos geležies randama nedideliais kiekiais grynuolių pavidalu, taip pat nukritusiuose meteorituose.

Pramoniniu būdu geležis kasama iš geležies rūdos telkinių iš geležies turinčių mineralų: magnetinės, raudonosios, rudosios geležies rūdos.

Reikėtų pasakyti, kad geležis yra daugelio natūralių mineralų dalis, sukelianti jų natūralią spalvą. Mineralų spalva priklauso nuo geležies jonų koncentracijos ir santykio Fe 2+ /Fe 3+, taip pat nuo šiuos jonus supančių atomų. Pavyzdžiui, geležies jonų priemaišos turi įtakos daugelio brangakmenių ir pusbrangių akmenų spalvai: topazams (nuo šviesiai geltonos iki raudonos), safyrų (nuo mėlynos iki tamsiai mėlynos), akvamarinų (nuo šviesiai mėlynos iki žalsvai mėlynos), ir tt

Geležies randama gyvūnų ir augalų audiniuose, pavyzdžiui, suaugusio žmogaus organizme yra apie 5 g geležies. Geležis yra gyvybiškai svarbus hemoglobino baltymo elementas, dalyvaujantis pernešant deguonį iš plaučių į audinius ir ląsteles. Kai žmogaus organizme trūksta geležies, išsivysto anemija (geležies stokos anemija).

Ryžiai. Geležies atomo sandara.

Geležies atomo elektroninė konfigūracija yra 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 (žr. Elektroninė atomų sandara). Formuojant cheminius ryšius su kitais elementais, gali dalyvauti 2 išoriniame 4s lygyje esantys elektronai + 6 3d polygio elektronai (iš viso 8 elektronai), todėl junginiuose geležis gali įgyti oksidacijos būsenas +8, +6, +4, +3, +2, +1, (dažniausiai yra +3, +2). Geležis turi vidutinį cheminį aktyvumą.

Ryžiai. Geležies oksidacijos būsenos: +2, +3.

Fizinės geležies savybės:

• sidabro baltumo metalas;
• gryna forma jis yra gana minkštas ir plastikinis;
• turi gerą šilumos ir elektros laidumą.

Geležis egzistuoja keturių modifikacijų pavidalu (jos skiriasi kristalinės gardelės struktūra): α-geležis; β-geležies; γ-geležies; δ-geležis.

Geležies cheminės savybės

• reaguoja su deguonimi, priklausomai nuo temperatūros ir deguonies koncentracijos, gali susidaryti įvairūs produktai arba geležies oksidacijos produktų mišinys (FeO, Fe 2 O 3, Fe 3 O 4):
  3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4;
• Geležies oksidacija žemoje temperatūroje:
  4Fe + 3O 2 = 2Fe2O3;
• reaguoja su vandens garais:
  3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2;
• smulkiai susmulkinta geležis reaguoja kaitinant su siera ir chloru (geležies sulfidu ir chloridu):
  Fe + S = FeS; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3;
• aukštoje temperatūroje reaguoja su siliciu, anglimi, fosforu:
  3Fe + C = Fe3C;
• Geležis gali sudaryti lydinius su kitais metalais ir nemetalais;
• geležis išstumia mažiau aktyvius metalus iš jų druskų:
  Fe + CuCl 2 = FeCl 2 + Cu;
• Su praskiestomis rūgštimis geležis veikia kaip reduktorius, sudarydamas druskas:
  Fe + 2HCl = FeCl2 + H2;
• su praskiesta azoto rūgštimi geležis sudaro įvairius rūgšties redukcijos produktus, priklausomai nuo jos koncentracijos (N 2, N 2 O, NO 2).

Geležies gavimas ir naudojimas

Gaunama pramoninė geležis lydymas ketaus ir plieno.

Ketus yra geležies lydinys su silicio, mangano, sieros, fosforo ir anglies priemaišomis. Anglies kiekis ketuje viršija 2% (pliene mažiau nei 2%).

Gryna geležis gaunama:

• deguonies konverteriuose, pagamintuose iš ketaus;
• geležies oksidų redukcija vandeniliu ir dvivalenčiu anglies monoksidu;
• atitinkamų druskų elektrolizė.

Ketus gaunamas iš geležies rūdos redukuojant geležies oksidus. Geležies lydymas atliekamas aukštakrosnėse. Koksas naudojamas kaip šilumos šaltinis aukštakrosnėje.

Aukštakrosnė yra labai sudėtinga kelių dešimčių metrų aukščio techninė konstrukcija. Jis išklotas ugniai atspariomis plytomis ir apsaugotas išoriniu plieniniu korpusu. 2013 m. didžiausią aukštakrosnę Pietų Korėjoje pastatė plieno įmonė POSCO Gwangyang metalurgijos gamykloje (krosnies tūris po modernizavimo buvo 6 000 kubinių metrų, o metinė talpa 5 700 000 tonų).

Ryžiai. Aukštakrosnė.

Ketaus lydymosi procesas aukštakrosnėje tęsiasi kelis dešimtmečius, kol krosnis pasiekia savo pabaigą.

Ryžiai. Geležies lydymo procesas aukštakrosnėje.

• per aukštakrosnės viršų pilamos sodrintos rūdos (magnetinė, raudonoji, rudoji geležies rūda) ir koksas;
• Aukštakrosnės (kasyklos) vidurinėje dalyje, esant 450-1100°C temperatūrai, vyksta geležies redukcija iš rūdos, veikiant anglies monoksidui (II) (geležies oksidai redukuojami į metalą):
  • 450-500°C – 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2;
  • 600°C - Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2;
  • 800°C - FeO + CO = Fe + CO 2;
  • dalis dvivalenčio geležies oksido redukuojama koksu: FeO + C = Fe + CO.
• Lygiagrečiai vyksta silicio ir mangano oksidų (įeinančių į geležies rūdą priemaišų pavidalu) redukcijos procesas, kuris yra lydančios geležies dalis:
  • SiO 2 + 2C = Si + 2CO;
  • Mn 2 O 3 + 3C = 2Mn + 3CO.
• Termiškai skaidant kalkakmenį (įleidžiamą į aukštakrosnę) susidaro kalcio oksidas, kuris reaguoja su silicio ir aliuminio oksidais, esančiais rūdoje:
  • CaCO 3 = CaO + CO 2;
  • CaO + SiO 2 = CaSiO 3;
  • CaO + Al 2 O 3 = Ca(AlO 2) 2.
• 1100°C temperatūroje geležies redukcijos procesas sustoja;
• žemiau šachtos yra garai, plačiausia aukštakrosnės dalis, po kuria yra petys, kurioje išdega koksas ir susidaro skysti lydymosi produktai - ketus ir šlakas, kurie kaupiasi pačiame krosnies apačioje - kalvė;
• Viršutinėje židinio dalyje esant 1500°C temperatūrai pučiamo oro srove vyksta intensyvus kokso degimas: C + O 2 = CO 2 ;
• eidamas per karštą koksą, anglies monoksidas (IV) paverčiamas anglies monoksidu (II), kuris yra geležies reduktorius (žr. aukščiau): CO 2 + C = 2CO;
• silikatų ir kalcio aliumosilikatų suformuoti šlakai yra virš ketaus, apsaugantys jį nuo deguonies poveikio;
• per specialias skyles, esančias skirtinguose židinio lygiuose, išleidžiamas ketus ir šlakas;
• Didžioji dalis ketaus naudojama tolesniam apdirbimui – plieno lydymui.

Plienas lydomas iš ketaus ir metalo laužo konverterio metodu (židinio metodas jau pasenęs, nors vis dar naudojamas) arba elektriniu lydymu (elektrinėse krosnyse, indukcinėse krosnyse). Proceso (ketaus apdirbimo) esmė – oksiduojant deguonimi sumažinti anglies ir kitų priemaišų koncentraciją.

Kaip minėta aukščiau, anglies koncentracija pliene neviršija 2%. Dėl to plienas, skirtingai nei ketus, gali būti gana lengvai kaliamas ir valcuojamas, todėl iš jo galima pagaminti įvairius gaminius, turinčius didelį kietumą ir stiprumą.

Plieno kietumas priklauso nuo anglies kiekio (kuo daugiau anglies, tuo kietesnis plienas) tam tikros rūšies plieno ir terminio apdorojimo sąlygomis. Grūdinant (lėtas aušinimas) plienas tampa minkštas; Grūdinamas (greitas aušinimas) plienas tampa labai kietas.

Norint suteikti plienui reikiamas specifines savybes, į jį dedama legiruojančių priedų: chromo, nikelio, silicio, molibdeno, vanadžio, mangano ir kt.

Ketus ir plienas yra svarbiausios konstrukcinės medžiagos daugumoje šalies ekonomikos sektorių.

Biologinis geležies vaidmuo:

• suaugusio žmogaus organizme yra apie 5 g geležies;
• geležis vaidina svarbų vaidmenį kraujodaros organų veikloje;
• geležis yra daugelio sudėtingų baltymų kompleksų (hemoglobino, mioglobino, įvairių fermentų) dalis.

Formulė:

Geležies(II) sulfatas, geležies sulfatas, FeSO 4 - sieros rūgšties ir 2-valentės geležies druska. Kietumas - 2.

Chemijoje geležies sulfatas vadinamas kristaliniu hidratu. geležies (II) sulfatas. Kristalai yra šviesiai žalios spalvos. Jis naudojamas tekstilės pramonėje, žemės ūkyje kaip insekticidas ir mineralinių dažų gamybai.

Natūralus analogas – mineralinis melanteritas; gamtoje jis randamas monoklinoedrinės sistemos kristaluose, žaliai geltonos spalvos, tepinėlių ar nuosėdų pavidalu.

Molinė masė: 151,91 g/mol

Tankis: 1,8–1,9 g/cm³

Lydymosi temperatūra: 400 °C

Tirpumas vandenyje: 25,6 g/100 ml

Geležies sulfatas išsiskiria esant temperatūrai nuo 1,82 °C iki 56,8 °C iš vandeninių tirpalų šviesiai žalių kristalų FeSO 4 · 7H 2 O, vadinamų geležies sulfatu (kristalinis hidratas), pavidalu. Ištirpsta 100 g vandens: 26,6 g bevandenio FeSO 4 20 °C temperatūroje ir 54,4 g 56 °C temperatūroje.

Geležies sulfato tirpalai, veikiami atmosferos deguonies, laikui bėgant oksiduojasi, virsdami geležies (III) sulfatu:

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

Kaitinamas virš 480 °C, jis suyra:

2FeSO 4 → Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3

Kvitas.

Geležies sulfatas gali būti gaunamas praskiesta sieros rūgštimi veikiant geležies laužą, stogo dangos atraižas ir kt. Pramonėje jis gaunamas kaip šalutinis produktas ėsdinant atskiestus H 2 SO 4 geležies lakštus, vielą ir kt. pašalinti apnašas.

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

Kitas būdas yra oksidacinis pirito skrudinimas:

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

Kokybinė analizė.

Geležies katijono analitinės reakcijos (II).

1. Su kalio heksacianoferatu (III) K 3 susidarius tamsiai mėlynoms kalio geležies(II) heksacianoferato(III) nuosėdoms („Turnboole blue“), netirpioms rūgštyse, skaidant su šarmais ir susidaro Fe(OH) 3 (HF).

FeSO 4 + K 3 KFe + K 2 SO 4

Optimali pH vertė reakcijai yra 2-3. Reakcija yra dalinė, labai jautri. Didelės Fe 3+ koncentracijos trukdo.

2. Su amonio sulfidu (NH 4 ) 2 S susidaro juodos nuosėdos, tirpios stipriose rūgštyse (HF).

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

3.2. Analitinės sulfato jonų reakcijos.

1. Su grupės reagentu BaCl 2 + CaCl 2 arba BaCl 2 (GF).

Frakcinis sulfato jonų atradimas atliekamas rūgščioje aplinkoje, kuri pašalina trukdantį CO 3 2-, PO 4 3- ir kt. poveikį, ir virinant tiriamąjį tirpalą su 6 mol/dm 3 HCl, kad pašalintų S 2 -, SO 3 2 - , S 2 O 3 2- jonai, kurie gali sudaryti elementinę sierą, kurios nuosėdas galima supainioti su BaSO 4 nuosėdomis. BaSO 4 nuosėdos gali sudaryti izomorfinius kristalus su KMnO 4 ir pasidaryti rausvos spalvos (padidėja reakcijos specifiškumas).

Metodika vykdant reakciją esant 0,002 mol/dm 3 KMnO 4 .

Į 3-5 lašus tiriamojo tirpalo įlašinkite vienodus kiekius kalio permanganato, bario chlorido ir druskos rūgšties tirpalų ir energingai maišykite 2-3 minutes. Leiskite nusistovėti ir, neatskiriant nuosėdų nuo tirpalo, įlašinkite 1–2 lašus 3 % H 2 O 2 tirpalo, sumaišykite ir centrifuguokite. Nuosėdos turi likti rausvos, o virš nuosėdų esantis tirpalas turi tapti bespalvis.

2. Su švino acetatu.

TAIP 4 2- + Pb 2+
PbSO 4 

Metodika : į 2 cm 3 sulfato tirpalo įpilama 0,5 cm 3 praskiestos druskos rūgšties ir 0,5 cm 3 švino acetato tirpalo; susidaro baltos nuosėdos, kurios tirpsta sočiame amonio acetato arba natrio hidroksido tirpale.

PbSO 4  + 4 NaOH
Na 2 + Na 2 SO 4

Su stroncio druskomis – susidaro baltos nuosėdos, netirpios rūgštyse (skirtingai nei sulfitai).

TAIP 4 2 - + Sr 2+
SrSO 4 

Metodika : Į 4-5 lašus analizuojamo tirpalo įlašinti 4-5 lašus koncentruoto stroncio chlorido tirpalo, susidaro baltos nuosėdos.

Su kalcio druskomis - susidaro adatos formos gipso CaSO 4  2H 2 O kristalai.

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

Metodika: Lašelį analizuojamo tirpalo ir kalcio druskos užlašinkite ant stiklelio ir lengvai nusausinkite. Susidarę kristalai tiriami mikroskopu.

Kiekybinė analizė.

Permanganatometrija.

Geležies masės dalies Mohro druskos (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O mėginyje nustatymas permanganatometriniu metodu

(tiesioginio titravimo parinktis)

Nustatymas pagrįstas geležies (II) oksidacija kalio permanganatu į geležį (III).

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

M (Fe) = 55,85 g/mol

Metodika: Tiksli pasverta Moro druskos dalis, reikalinga paruošti 100 cm 3 0,1 M Moro druskos tirpalo, kiekybiškai supilama į 100 cm 3 matavimo kolbą, ištirpinama nedideliame kiekyje distiliuoto vandens, po visiško ištirpimo, sureguliuojama iki žymės vandens ir sumaišyti. Gauto tirpalo alikvotinė dalis (atskirai priskiriama) dedama į titravimo kolbą, įpilama vienodo tūrio praskiestos sieros rūgšties (1:5) ir lėtai titruojama kalio permanganato tirpalu, kol tirpalas pasidaro švelniai rausvas, stabilus 30 sekundžių.

Taikymas.

Naudojamas gamyboje rašalas;

Dažant (dažymui vilna juodos spalvos);

Medienos konservavimui.

Nuorodos.

Lurie Yu.Yu. Analitinės chemijos vadovas.

Maskva, 1972;

Metodiniai nurodymai „Instrumentiniai analizės metodai“, Permė, 2004;

Metodiniai nurodymai „Kokybinė cheminė analizė“, Permė, 2003;

Metodiniai nurodymai „Kiekybinė cheminė analizė“, Permė, 2004;

Rabinovičius V.A., Khavin Z.Ya. Trumpas chemijos žinynas, Leningradas, 1991;

„Didžioji tarybinė enciklopedija“;

Geležis yra aštuntasis ketvirtojo periodo elementas periodinėje lentelėje. Jo skaičius lentelėje (dar vadinamas atominiu) yra 26, o tai atitinka protonų skaičių branduolyje ir elektronų skaičių elektronų apvalkale. Jis žymimas dviem pirmomis lotyniškojo atitikmens raidėmis - Fe (lot. Ferrum - skaitoma kaip „ferrum“). Geležis yra antras labiausiai paplitęs elementas žemės plutoje, jo procentas yra 4,65% (dažniausias yra aliuminis, Al). Šis metalas yra gana retas savo gimtojoje formoje, dažniau jis išgaunamas iš mišrios rūdos su nikeliu.

Kokia šio ryšio prigimtis? Geležis kaip atomas susideda iš metalinės kristalinės gardelės, kuri užtikrina šio elemento turinčių junginių kietumą ir molekulinį stabilumą. Dėl šios priežasties šis metalas yra tipiška kieta medžiaga, kitaip nei, pavyzdžiui, gyvsidabris.- sidabro spalvos metalas, pasižymintis šiai elementų grupei būdingomis savybėmis: plastiškumas, metalinis blizgesys ir plastiškumas. Be to, geležis yra labai reaktyvi. Pastarąją savybę liudija ir tai, kad esant aukštai temperatūrai ir atitinkamai drėgmei geležis labai greitai rūdija. Gryname deguonyje šis metalas gerai dega, tačiau susmulkinus jį į labai mažas daleles jos ne tik sudegs, bet ir savaime užsidegs.

Dažnai mes vadiname ne gryną metalą geležimi, o jos lydinius, kuriuose yra anglies, pavyzdžiui, plienu (<2,14% C) и чугун (>2,14 % C). Taip pat didelę pramoninę reikšmę turi lydiniai, į kuriuos dedama legiruojamųjų metalų (nikelio, mangano, chromo ir kitų), dėl kurių plienas tampa nerūdijantis, t.y. Taigi, remiantis tuo, tampa aišku, kokie plačiai naudojami pramonėje šis metalas.

Fe charakteristikos



Geležies cheminės savybės

Pažvelkime atidžiau į šio elemento ypatybes.

Paprastos medžiagos savybės

• Oksidacija ore esant didelei drėgmei (ėsdinantis procesas):

4Fe+3O2+6H2O = 4Fe (OH)3 – geležies (III) hidroksidas (hidroksidas)

• Geležinės vielos deginimas deguonimi, susidarant mišriam oksidui (jame yra elementas, kurio oksidacijos būsena yra +2 ir oksidacijos būsena +3):

3Fe+2O2 = Fe3O4 (geležies skalė). Reakcija galima kaitinant iki 160 ⁰C.

• Sąveika su vandeniu aukštoje temperatūroje (600–700 ⁰C):

3Fe+4H2O = Fe3O4+4H2

• Reakcijos su nemetalais:

a) Reakcija su halogenais (Svarbu! Dėl šios sąveikos elemento oksidacijos būsena tampa +3)

2Fe+3Cl2 = 2FeCl3 – geležies chloridas

b) Reakcija su siera (Svarbu! Dėl šios sąveikos elemento oksidacijos būsena yra +2)

Geležies (III) sulfidas - Fe2S3 gali būti gaunamas per kitą reakciją:

Fe2O3+ 3H2S=Fe2S3+3H2O

c) Pirito susidarymas

Fe+2S = FeS2 – piritas. Atkreipkite dėmesį į šį junginį sudarančių elementų oksidacijos būseną: Fe (+2), S (-1).

• Sąveika su metalų druskomis, esančiomis elektrocheminėje metalo aktyvumo serijoje į dešinę nuo Fe:

Fe+CuCl2 = FeCl2+Cu – geležies (II) chloridas

• Sąveika su praskiestomis rūgštimis (pavyzdžiui, druskos ir sieros rūgštimi):

Fe+HBr = FeBr2+H2

Fe+HCl = FeCl2+ H2

Atkreipkite dėmesį, kad šios reakcijos gamina geležį, kurios oksidacijos laipsnis yra +2.

• Neskiestose rūgštyse, kurios yra stiprūs oksidatoriai, reakcija galima tik kaitinant šaltose rūgštyse metalas pasyvinamas:

Fe+H2SO4 (koncentruotas) = ​​Fe2 (SO4)3+3SO2+6H2O

Fe+6HNO3 = Fe (NO3)3+3NO2+3H2O

• Amfoterinės geležies savybės atsiranda tik sąveikaujant su koncentruotais šarmais:

Fe+2KOH+2H2O = K2+H2 – kalio tetrahidroksiferato (II) nuosėdos.

Ketaus gamybos aukštakrosnėje procesas

• Sulfidų ir karbonatų rūdų skrudinimas ir vėlesnis skaidymas (metalo oksidų išsiskyrimas):

FeS2 —> Fe2O3 (O2, 850 ⁰C, -SO2). Ši reakcija taip pat yra pirmasis pramoninės sieros rūgšties sintezės žingsnis.

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

• Degantis koksas (perteklius):

C (koksas) + O2 (oras) -> CO2 (600–700 ⁰C)

CO2+С (koksas) —> 2CO (750–1000 ⁰C)

• Rūdos, turinčios oksido, redukcija anglies monoksidu:

Fe2O3 —> Fe3O4 (CO, -CO2)

Fe3O4 -> FeO (CO, -CO2)

FeO -> Fe (CO, -CO2)

• Geležies karbiuracija (iki 6,7%) ir ketaus lydymas (lydymosi temperatūra - 1145 ⁰C)

Fe (kietas) + C (koksas) -> ketus. Reakcijos temperatūra - 900−1200 ⁰C.

Ketaus visada yra cementito (Fe2C) ir grafito grūdelių pavidalu.

Junginių, kurių sudėtyje yra Fe, charakteristikos

Panagrinėkime kiekvieno ryšio ypatybes atskirai.

Fe3O4

Mišrus arba dvigubas geležies oksidas, kurio sudėtyje yra +2 ir +3 oksidacijos laipsnio elemento. Taip pat vadinamas Fe3O4 geležies oksidas. Šis junginys atlaiko aukštą temperatūrą. Nereaguoja su vandeniu ar vandens garais. Skilimas veikiant mineralinėms rūgštims. Aukštoje temperatūroje gali būti redukuojamas vandeniliu arba geležimi. Kaip galite suprasti iš aukščiau pateiktos informacijos, tai yra tarpinis produktas pramoninės ketaus gamybos reakcijos grandinėje.

Geležies apnašos tiesiogiai naudojamos mineralinių dažų, spalvoto cemento ir keramikos gaminių gamyboje. Fe3O4 yra tai, kas gaunama, kai plienas juodinamas ir pamėlynuoja. Sumaišytas oksidas gaunamas deginant geležį ore (reakcija pateikta aukščiau). Rūda, kurioje yra oksidų, yra magnetitas.

Fe2O3

Geležies (III) oksidas, trivialus pavadinimas - hematitas, raudonai rudas junginys. Atsparus aukštai temperatūrai. Gryna ji nesusidaro oksiduojant geležį atmosferos deguonimi. Nereaguoja su vandeniu, sudaro hidratus, kurie nusėda. Blogai reaguoja su atskiestais šarmais ir rūgštimis. Jis gali legiruoti su kitų metalų oksidais, sudarydamas špinelius – dvigubus oksidus.

Raudonoji geležies rūda naudojama kaip žaliava pramoninėje ketaus gamyboje aukštakrosnės metodu. Jis taip pat pagreitina reakciją, tai yra, jis veikia kaip katalizatorius amoniako pramonėje. Naudojamas tose pačiose srityse kaip ir geležies oksidas. Be to, jis buvo naudojamas kaip garso ir vaizdo nešiklis magnetinėse juostose.

FeOH2

Geležies (II) hidroksidas, junginys, turintis ir rūgščių, ir bazinių savybių, pastarosios vyrauja, tai yra, yra amfoterinis. Balta medžiaga, kuri greitai oksiduojasi ore ir „ruduoja“ iki geležies (III) hidroksido. Veikiant temperatūrai, suyra. Jis reaguoja tiek su silpnais rūgščių, tiek su šarmų tirpalais. Vandenyje neištirpsime. Reakcijoje jis veikia kaip reduktorius. Tai yra tarpinis korozijos reakcijos produktas.

Fe2+ ​​ir Fe3+ jonų aptikimas („kokybinės“ reakcijos)

Fe2+ ​​ir Fe3+ jonų atpažinimas vandeniniuose tirpaluose atliekamas naudojant kompleksinius kompleksinius junginius – atitinkamai K3, raudonąją kraujo druską ir K4, geltonąją kraujo druską. Abiejose reakcijose susidaro sodrios mėlynos nuosėdos, kurių kiekybinė sudėtis yra tokia pati, bet skirtinga geležies padėtis, kurios valentingumas +2 ir +3. Šios nuosėdos taip pat dažnai vadinamos Prūsijos mėlyna arba Turnbull mėlyna.

Reakcija parašyta jonine forma

Fe2++K++3-  K+1Fe+2

Fe3++K++4-  K+1Fe+3

Geras reagentas Fe3+ aptikti yra tiocianato jonai (NCS-)

Fe3++ NCS-  3- - šie junginiai yra ryškiai raudonos („kruvinos“) spalvos.

Šis reagentas, pavyzdžiui, kalio tiocianatas (formulė - KNCS), leidžia nustatyti net nereikšmingas geležies koncentracijas tirpaluose. Taigi, tirdamas vandenį iš čiaupo, jis gali nustatyti, ar vamzdžiai nėra surūdiję.




Fe2(SO4)3 Mol. V. 399,88

Fe2(SO4)39H2O Mol. V. 562.02

Savybės

Bevandenis reagentas yra balti arba gelsvi milteliai, kurie ištirpsta ore į rudą skystį. Pl. 3,097 g/cm3.

Kristalinis hidratas Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O - kristalinė medžiaga, pl. 2,1 g/cm3. Druska gali sudaryti labai koncentruotus vandeninius tirpalus (20 °C temperatūroje 440 g Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O ištirpinama 100 g vandens), tačiau tirpsta lėtai; tirpsta etilo alkoholyje, netirpsta koncentruotame H 2 SO 4. Vandeninis tirpalas dėl hidrolizės (susidaro Fe(OH) 3 zolis) yra raudonai rudos spalvos, pridėjus H 2 SO 4, hidrolizė slopinama ir tirpalas tampa beveik bespalvis. Verdant praskiestą tirpalą, bazinė druska nusėda.


Pasiruošimas

1. Geležies (III) sulfatą galima gauti ištirpinant geležies (III) hidroksidą sieros rūgštyje:

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

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 6H2O

Į 50 g Fe(NO) 3 ·9H 2 O (gryno laipsnio) tirpalą 50 ml karšto vandens įpilama 65-70 ml NH 4 OH (analitinės arba analitinės, pl. 0,91). Fe(OH) 3 nuosėdos greitai nuplaunamos dekantuojant karštu vandeniu, kol plovimo vandenyje visiškai nėra NO 3 (bandymas su difenilaminu).

Drėgnos Fe(OH)3 nuosėdos supilamos į porcelianinį puodelį, įpilama 9 ml H2SO4 (reagento markė, pl. 1,84) ir kaitinama 1-2 valandas, dažnai maišant, kol nuosėdos beveik visiškai ištirps. Tirpalas filtruojamas, į filtratą įlašinamas 1 lašas H 2 SO 4 ir išgarinamas iki tiršto sirupo konsistencijos (likusio skysčio tūris turi būti apie 50 ml). Į tirpalą dedama sėkla (Fe 2 (SO 4) 3 · 9H 2 O kristalas) ir paliekama parai kristalizuotis. Kristalai išsiurbiami Buchner piltuvu ir džiovinami ant stiklinės plokštelės 50-60 °C temperatūroje.

Išeiga 40 g (80 %). Gautas preparatas paprastai atitinka analitinės kokybės reagentą.

2. Tokio pat grynumo preparatą galima gauti oksiduojant geležies (II) sulfatą azoto rūgštimi:

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

Darbai turi būti atliekami esant traukai.

8 ml H2SO4 (analitinio grynumo, pl. 1,84) mažomis porcijomis įpilama į 85 g FeSO 4 7H 2 O (analitinės kokybės) tirpalą 110 ml vandens, pašildyto iki 70 °C ( saugokitės purslų!) ir po to 100 ml HNO 3 (analitinės kokybės, pl. 1,35), palaikant tirpalo temperatūrą 95-100 °C. Fe 2+ oksidacijos laipsnis Fe 3+ yra patikrintas atliekant bandymą su K 3 (Fe(CN) 6) (esant visiškam oksidacijai neturėtų būti mėlynos spalvos).

Tirpalas filtruojamas, į filtratą įpilama 4 ml H 2 SO 4 ir garinama, kol susidaro klampi tešlos pavidalo masė, o jos temperatūra pasiekia 120 °C. Masė atšaldoma iki 45-50 °C, nusėdę kristalai išsiurbiami Buchner piltuvu ir džiovinami ne aukštesnėje kaip 65 °C temperatūroje.

APIBRĖŽIMAS

Geležis- D. I. Mendelejevo cheminių elementų periodinės lentelės ketvirtojo laikotarpio aštuntosios grupės elementas.

O tomo skaičius yra 26. Simbolis yra Fe (lot. „ferrum“). Vienas iš labiausiai paplitusių metalų žemės plutoje (antra vieta po aliuminio).

Geležies fizinės savybės

Geležis yra pilkas metalas. Gryna forma jis yra gana minkštas, lankstus ir klampus. Išorinio energijos lygio elektroninė konfigūracija yra 3d 6 4s 2. Savo junginiuose geležis turi oksidacijos laipsnius „+2“ ir „+3“. Geležies lydymosi temperatūra yra 1539 C. Geležis sudaro dvi kristalines modifikacijas: α- ir γ-geležies. Pirmasis iš jų turi į kūną orientuotą kubinę gardelę, antroji – į veidą nukreiptą kubinę gardelę. α-geležis yra termodinamiškai stabili dviejuose temperatūrų diapazonuose: žemiau 912 ir nuo 1394C iki lydymosi temperatūros. Tarp 912 ir 1394C γ-geležis yra stabili.

Geležies mechaninės savybės priklauso nuo jos grynumo – net ir labai mažų kiekių kitų elementų kiekio joje. Kieta geležis turi savybę ištirpinti daugelį elementų.

Geležies cheminės savybės

Drėgname ore geležis greitai rūdija, t.y. padengtas ruda hidratuoto geležies oksido danga, kuri dėl savo trapumo neapsaugo geležies nuo tolesnės oksidacijos. Vandenyje geležis intensyviai rūdija; esant gausiai prieigai prie deguonies, susidaro hidratinės geležies (III) oksido formos:

2Fe + 3/2O 2 + nH 2 O = Fe 2 O 3 × H 2 O.

Trūkstant deguonies arba sunkiai pasiekiamas, susidaro mišrus oksidas (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2.

Geležis ištirpsta bet kokios koncentracijos druskos rūgštyje:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2.

Tirpimas praskiestoje sieros rūgštyje vyksta panašiai:

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

Koncentruotuose sieros rūgšties tirpaluose geležis oksiduojama į geležį (III):

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

Tačiau sieros rūgštyje, kurios koncentracija artima 100 %, geležis tampa pasyvi ir sąveika praktiškai nevyksta. Geležis ištirpsta praskiestuose ir vidutiniškai koncentruotuose azoto rūgšties tirpaluose:

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

Esant didelėms azoto rūgšties koncentracijoms, tirpimas sulėtėja ir geležis tampa pasyvi.

Kaip ir kiti metalai, geležis reaguoja su paprastomis medžiagomis. Reakcijos tarp geležies ir halogenų (nepriklausomai nuo halogeno tipo) vyksta kaitinant. Geležis sąveika su bromu vyksta esant padidėjusiam pastarojo garų slėgiui:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3;

3Fe + 4I 2 = Fe 3 I 8.

Geležis sąveika su siera (milteliais), azotu ir fosforu taip pat vyksta kaitinant:

6Fe + N 2 = 2Fe 3 N;

2Fe + P = Fe2P;

3Fe + P = Fe 3P.

Geležis gali reaguoti su nemetalais, tokiais kaip anglis ir silicis:

3Fe + C = Fe3C;

Tarp geležies sąveikos su sudėtingomis medžiagomis reakcijų ypatingą vaidmenį atlieka šios reakcijos - geležis gali redukuoti metalus, esančius aktyvumo eilėje į dešinę nuo druskų tirpalų (1), redukuoti geležies (III) junginius ( 2):

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu (1);

Fe + 2FeCl 3 = 3FeCl 2 (2).

Geležis, esant padidintam slėgiui, reaguoja su druskos nesudarant oksidu - CO, sudarydama sudėtingos sudėties medžiagas - karbonilus - Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 ir Fe 3 (CO) 12.

Geležis, nesant priemaišų, yra stabili vandenyje ir atskiestuose šarmų tirpaluose.

Geležies gavimas

Pagrindinis geležies gavimo būdas yra iš geležies rūdos (hematito, magnetito) arba jos druskų tirpalų elektrolizė (šiuo atveju gaunama „gryna“ geležis, t.y. geležis be priemaišų).

Problemų sprendimo pavyzdžiai

1 PAVYZDYS

Pratimai

Geležies apnašos Fe 3 O 4, sveriančios 10 g, pirmiausia buvo apdorotos 150 ml druskos rūgšties tirpalo (tankis 1,1 g/ml) su 20% vandenilio chlorido masės dalimi, o po to į gautą tirpalą įpiltas geležies perteklius. Nustatykite tirpalo sudėtį (masės procentais).

Sprendimas

Parašykime reakcijų lygtis pagal uždavinio sąlygas: 8HCl + Fe3O4 = FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O (1); 2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 (2). Žinodami druskos rūgšties tirpalo tankį ir tūrį, galite sužinoti jo masę: m sol (HCl) = V(HCl) × ρ (HCl); m zolio (HCl) = 150 × 1,1 = 165 g. Apskaičiuokime vandenilio chlorido masę: m(HCl) = m sol (HCl) ×ω(HCl)/100 %; m(HCl) = 165 × 20%/100% = 33 g. Molinė druskos rūgšties masė (vieno molio masė), apskaičiuota naudojant cheminių elementų lentelę pagal D.I. Mendelejevas – 36,5 g/mol. Raskime vandenilio chlorido kiekį: v(HCl) = m(HCl)/M(HCl); v(HCl) = 33/36,5 = 0,904 mol. Skalės molinė masė (vieno molio masė), apskaičiuota naudojant D.I. cheminių elementų lentelę. Mendelejevas – 232 g/mol. Raskime skalės medžiagos kiekį: v(Fe3O4) = 10/232 = 0,043 mol. Pagal 1 lygtį v(HCl): v(Fe 3 O 4) = 1:8, todėl v(HCl) = 8 v(Fe 3 O 4) = 0,344 mol. Tada pagal lygtį apskaičiuotas vandenilio chlorido kiekis (0,344 mol) bus mažesnis nei nurodyta problemos teiginyje (0,904 mol). Todėl druskos rūgšties perteklius ir įvyks kita reakcija: Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 (3). Nustatykime geležies chlorido kiekį, susidariusį pirmosios reakcijos metu (konkrečiai reakcijai žymėti naudojame indeksus): v1 (FeCl2):v(Fe2O3) = 1:1 = 0,043 mol; v 1 (FeCl 3): v (Fe 2 O 3) = 2:1; v 1 (FeCl 3) = 2 × v (Fe 2 O 3) = 0,086 mol. Nustatykime 1 reakcijoje nesureagavusio vandenilio chlorido kiekį ir 3 reakcijos metu susidariusio geležies (II) chlorido kiekį: v rem (HCl) = v(HCl) - v 1 (HCl) = 0,904 - 0,344 = 0,56 mol; v 3 (FeCl 2): ​​v rem (HCl) = 1:2; v 3 (FeCl 2) = 1/2 × v rem (HCl) = 0,28 mol. Nustatykime 2 reakcijos metu susidariusios FeCl 2 medžiagos kiekį, bendrą FeCl 2 medžiagos kiekį ir jos masę: v 2 (FeCl 3) = v 1 (FeCl 3) = 0,086 mol; v 2 (FeCl 2): ​​v 2 (FeCl 3) = 3:2; v 2 (FeCl 2) = 3/2 × v 2 (FeCl 3) = 0,129 mol; v suma (FeCl 2) = v 1 (FeCl 2) + v 2 (FeCl 2) + v 3 (FeCl 2) = 0,043 + 0,129 + 0,28 = 0,452 mol; m (FeCl 2) = v suma (FeCl 2) × M (FeCl 2) = 0,452 × 127 = 57,404 g. Nustatykime medžiagos kiekį ir geležies masę, kuri pateko į 2 ir 3 reakcijas: v 2 (Fe): v 2 (FeCl 3) = 1:2; v 2 (Fe) = 1/2 × v 2 (FeCl 3) = 0,043 mol; v 3 (Fe): v rem (HCl) = 1:2; v 3 (Fe) = 1/2 × v rem (HCl) = 0,28 mol; v suma (Fe) = v 2 (Fe) + v 3 (Fe) = 0,043 + 0,28 = 0,323 mol; m(Fe) = v suma (Fe) × M(Fe) = 0,323 × 56 = 18,088 g. Apskaičiuokime medžiagos kiekį ir vandenilio masę, išsiskiriančią 3 reakcijoje: v(H2) = 1/2xv rem (HCl) = 0,28 mol; m(H2) = v(H2) × M(H2) = 0,28 × 2 = 0,56 g. Nustatome gauto tirpalo m’sol masę ir FeCl 2 masės dalį jame: m’ sol = m sol (HCl) + m (Fe 3 O 4) + m (Fe) – m (H 2);