Reacții calitative la fier (III)
Ioni de fier (III ) în soluție se poate determina cu ajutorul reacțiilor calitative. Să trecem prin câteva dintre ele. Să luăm o soluție de clorură ferică pentru experiment ( III).
1. III) – reacție cu alcalii.
Dacă există ioni de fier în soluție ( III ), se formează hidroxid de fier ( III ) Fe(OH)3. Baza este insolubilă în apă și de culoare maronie. (hidroxid de fier ( II ) Fe(OH)2. – de asemenea insolubil, dar de culoare gri-verde). Un precipitat maro indică prezența ionilor de fier în soluția originală ( III).
FeCl 3 + 3 NaOH = Fe(OH) 3 ↓+ 3 NaCl
2. Reacția calitativă la ionul de fier ( III ) – reacție cu sare galbenă din sânge.
Sarea galbenă din sânge este hexacianoferatul de potasiuK 4 [ Fe( CN) 6]. (Pentru a determina fierul (II) folosiți sare roșie din sângeK 3 [ Fe( CN) 6 ]). Adăugați o soluție de sare galbenă de sânge la o porție de soluție de clorură ferică. Un precipitat albastru de albastru prusac* indică prezența ionilor ferici în soluția originală.
3 LA 4 +4 FeCl3 = K Fe ) ↓ + 12 KCl
3. Reacția calitativă la ionul de fier ( III ) – reacție cu tiocianat de potasiu.
În primul rând, diluăm soluția de testare - altfel nu vom vedea culoarea așteptată. În prezența ionului de fier (III) când se adaugă tiocianat de potasiu, se formează o substanță roșie. Acesta este tiocianat de fier (III). Rodanide din grecescul „rodeos” – roșu.
FeCl 3 + 3 KSNC= Fe( SNC) 3 + 3 KCl
Albastrul prusac a fost obținut accidental la începutul secolului al XVIII-lea la Berlin de către maestrul vopsitor Diesbach. Disbach a cumpărat o potasiu neobișnuit (carbonat de potasiu) de la un comerciant: o soluție a acestui potasiu atunci când a fost adăugată cu săruri de fier a devenit albastră. La testarea potasiului, s-a dovedit că a fost calcinat cu sânge de bou. Vopseaua s-a dovedit a fi potrivită pentru țesături: strălucitoare, durabilă și ieftină. Curând a devenit cunoscută rețeta de fabricare a vopselei: potasa a fost topită cu sânge de animal uscat și pilitură de fier. Prin leșierea unui astfel de aliaj s-a obținut sare galbenă de sânge. Albastrul prusac este acum folosit pentru a produce cerneală de imprimare și polimeri de nuanță. .
Echipament: baloane, pipetă.
Măsuri de siguranță . Respectați regulile de manipulare a alcalinelor și soluțiilor hexacianoferrați. Evitați contactul soluțiilor de hexacianoferat cu acizi concentrați.
Configurarea experimentului – Elena Makhinenko, text– Ph.D. Pavel Bespalov.
Fierul era cunoscut în timpuri preistorice, dar și-a găsit o utilizare pe scară largă mult mai târziu, deoarece este extrem de rar în natură în stare liberă, iar producția sa din minereuri a devenit posibilă doar la un anumit nivel de dezvoltare tehnologică. Probabil, pentru prima dată o persoană a făcut cunoștință cu meteoritul Fier, așa cum o demonstrează numele în limbile popoarelor antice: vechiul egiptean „beni-pet” înseamnă „fier ceresc”; Greaca veche sideros este asociata cu latinescul sidus (genul sideris) - stea, corp ceresc. În textele hitite din secolul al XIV-lea î.Hr. e. Fierul este menționat ca un metal care a căzut din cer. În limbile romanice s-a păstrat rădăcina numelui dat de romani (de exemplu, franceză fer, italiană ferro).
Metoda de obținere a fierului din minereuri a fost inventată în vestul Asiei în mileniul II î.Hr. e.; după aceea, folosirea fierului s-a răspândit în Babilon, Egipt și Grecia; Epoca bronzului a fost înlocuită cu epoca fierului. Homer (în cel de-al 23-lea cântec al Iliadei) spune că Ahile i-a acordat câștigătorului la un concurs de aruncare a discului un disc din fier. În Europa și în Rusia antică, timp de multe secole, fierul a fost obținut prin procesul de fabricare a brânzei. Minereul de fier a fost redus cu cărbune într-o forjă construită într-o groapă; Aerul a fost pompat în forjă cu burdufuri; produsul de reducere, kritsa, a fost separat de zgură prin lovituri de ciocan și din acesta au fost forjate diverse produse. Pe măsură ce metodele de suflare s-au îmbunătățit și înălțimea vetrei a crescut, temperatura procesului a crescut și o parte din fier a fost carburată, adică s-a obținut fontă; acest produs relativ fragil a fost considerat un deșeu de producție. De aici și numele de fontă „pig iron”, „pig font” - engleză. fontă. Mai târziu s-a observat că la încărcarea fontei, mai degrabă decât a minereului de fier în forjă, s-a obținut și o crustă de fier cu emisii scăzute de carbon și un astfel de proces în două etape s-a dovedit a fi mai profitabil decât procesul de suflare a brânzei. În secolele XII-XIII, metoda țipătului era deja răspândită.
În secolul al XIV-lea, fonta a început să fie topită nu numai ca produs intermediar pentru prelucrarea ulterioară, ci și ca material pentru turnarea diferitelor produse. Reconstrucția vetrei într-un cuptor cu ax („domnitsa”), și apoi într-un furnal înalt, datează, de asemenea, din aceeași perioadă. La mijlocul secolului al XVIII-lea, procesul de producere a creuzetului a început să fie utilizat în Europa, care era cunoscut în Siria la începutul Evului Mediu, dar a fost ulterior uitat. Cu această metodă, oțelul a fost produs prin topirea unei încărcături de metal în vase mici (creuvete) dintr-o masă foarte refractară. În ultimul sfert al secolului al XVIII-lea, a început să se dezvolte procesul de băltocare de transformare a fontei în fier pe vatra unui cuptor cu reverberație de foc. Revoluția industrială din secolul al XVIII-lea și începutul secolului al XIX-lea, invenția mașinii cu abur, construcția de căi ferate, poduri mari și flota cu abur au creat o nevoie uriașă de fier și aliajele sale. Cu toate acestea, toate metodele existente de producere a fierului nu puteau satisface nevoile pieței. Producția de masă a oțelului a început abia la mijlocul secolului al XIX-lea, când s-au dezvoltat procesele Bessemer, Thomas și pe vatră deschisă. În secolul al XX-lea, procesul de fabricare a oțelului electric a apărut și s-a răspândit, producând oțel de înaltă calitate.
Distribuția fierului în natură.În ceea ce privește conținutul în litosferă (4,65% din masă), Fierul se află pe locul al doilea în rândul metalelor (aluminiul pe primul loc). Migrează viguros în scoarța terestră, formând aproximativ 300 de minerale (oxizi, sulfuri, silicați, carbonați, titanați, fosfați etc.). Fierul participă activ la procesele magmatice, hidrotermale și supergene, care sunt asociate cu formarea diferitelor tipuri de depozite de fier. Fierul este un metal din adâncurile pământului; se acumulează în stadiile incipiente ale cristalizării magmei, în roci ultrabazice (9,85%) și bazice (8,56%) (în granite este de doar 2,7%). În biosferă, Fierul se acumulează în multe sedimente marine și continentale, formând minereuri sedimentare.
Un rol important în geochimia fierului îl joacă reacțiile redox - trecerea fierului 2-valent la fierul 3-valent și invers. În biosferă, în prezența substanțelor organice, Fe 3+ se reduce la Fe 2+ și migrează ușor, iar când întâlnește oxigenul atmosferic, Fe 2+ se oxidează, formând acumulări de hidroxizi ai fierului feros. Compușii larg răspândiți ai fierului feros sunt roșu, galben și maro. Acest lucru determină culoarea multor roci sedimentare și numele lor - „formațiune roșie” (luturi și argile roșii și maro, nisipuri galbene etc.).
Proprietățile fizice ale fierului. Importanța fierului în tehnologia modernă este determinată nu numai de distribuția sa largă în natură, ci și de o combinație de proprietăți foarte valoroase. Este din plastic, ușor de forjat atât la rece, cât și la încălzit, și poate fi rulat, ștanțat și tras. Capacitatea de a dizolva carbonul și alte elemente servește drept bază pentru producerea unei varietăți de aliaje de fier.
Fierul poate exista sub forma a două rețele cristaline: cubic centrat pe corp α și γ (bcc) și cubic centrat pe față (fcc). Sub 910°C, α-Fe cu o rețea bcc este stabilă (a = 2,86645Å la 20°C). Între 910 °C și 1400 °C, modificarea γ cu o rețea fcc este stabilă (a = 3,64 Å). Peste 1400°C, se formează din nou rețeaua bcc δ-Fe (a = 2,94Å), stabilă până la temperatura de topire (1539°C). α-Fe este feromagnetic până la 769 °C (punctul Curie). Modificările γ-Fe și δ-Fe sunt paramagnetice.
Transformările polimorfe ale fierului și oțelului la încălzire și răcire au fost descoperite în 1868 de D.K. Chernov. Carbonul formează soluții solide interstițiale cu Fierul, în care atomii de C, având o rază atomică mică (0,77 Å), sunt localizați în interstițiile rețelei cristaline a metalului, constând din atomi mai mari (raza atomică de Fe 1,26 Å). Soluția solidă de carbon în γ-Fe se numește austenită, iar în α-Fe - ferită. O soluție solidă saturată de carbon în γ-Fe conține 2,0% C în masă la 1130 °C; α-Fe se dizolvă doar 0,02-0,04% C la 723 °C și mai puțin de 0,01% la temperatura camerei. Prin urmare, atunci când austenita este întărită, se formează martensită - o soluție solidă suprasaturată de carbon în α-Fe, foarte dură și fragilă. Combinația de călire și revenire (încălzire la temperaturi relativ scăzute pentru a reduce tensiunile interne) permite oțelului să i se ofere combinația necesară de duritate și ductilitate.
Proprietățile fizice ale fierului depind de puritatea acestuia. În materialele industriale din fier, fierul este de obicei însoțit de impurități de carbon, azot, oxigen, hidrogen, sulf și fosfor. Chiar și la concentrații foarte mici, aceste impurități modifică foarte mult proprietățile metalului. Astfel, sulful provoacă așa-numita fragilitate roșie, fosfor (chiar 10 -2% P) - fragilitate la rece; carbonul și azotul reduc ductilitatea, iar hidrogenul crește fragilitatea fierului (așa-numita fragilitate a hidrogenului). Reducerea conținutului de impurități la 10 -7 - 10 -9% duce la modificări semnificative ale proprietăților metalului, în special la o creștere a ductilității.
Următoarele sunt proprietățile fizice ale fierului, referindu-se în principal la un metal cu un conținut total de impurități mai mic de 0,01% din greutate:
Raza atomică 1,26Å
Raze ionice Fe 2+ 0,80 Å, Fe 3+ 0,67 Å
Densitate (20°C) 7,874 g/cm3
punct de fierbere aproximativ 3200°C
Coeficient de temperatură de dilatare liniară (20°C) 11,7·10 -6
Conductivitate termică (25°C) 74,04 W/(m K)
Capacitatea termică a Fierului depinde de structura sa și se modifică într-un mod complex cu temperatura; capacitate termică specifică medie (0-1000°C) 640,57 J/(kg K).
Rezistivitate electrică (20°C) 9,7 10 -8 ohm m
Coeficient de temperatură al rezistenței electrice (0-100°C) 6,51·10 -3
Modulul Young 190-210 10 3 MN/m 2 (19-21 10 3 kgf/mm 2)
Coeficientul de temperatură al modulului Young 4·10 -6
Modulul de forfecare 84,0 10 3 MN/m 2
Rezistenta la tractiune pe termen scurt 170-210 MN/m2
Alungire 45-55%
Duritate Brinell 350-450 Mn/m2
Limita de curgere 100 Mn/m2
Rezistenta la impact 300 MN/m2
Proprietățile chimice ale fierului. Configurația învelișului electron exterior al atomului este 3d 6 4s 2. Fierul prezintă valență variabilă (compușii de fier 2- și 3-valent sunt cei mai stabili). Cu oxigen, Fierul formează oxid (II) FeO, oxid (III) Fe 2 O 3 și oxid (II, III) Fe 3 O 4 (un compus al FeO cu Fe 2 O 3 având o structură spinel). În aerul umed la temperaturi obișnuite, fierul se acoperă cu rugina liberă (Fe 2 O 3 nH 2 O). Datorită porozității sale, rugina nu împiedică accesul oxigenului și umezelii la metal și, prin urmare, nu îl protejează de oxidarea ulterioară. Milioane de tone de fier se pierd anual ca urmare a diferitelor tipuri de coroziune. Când fierul este încălzit în aer uscat peste 200 °C, acesta devine acoperit cu o peliculă subțire de oxid, care protejează metalul de coroziune la temperaturi normale; aceasta este baza metodei tehnice de protejare a Fierului - albastru. Când este încălzit în vapori de apă, fierul se oxidează pentru a forma Fe 3 O 4 (sub 570 °C) sau FeO (peste 570 °C) și eliberează hidrogen.
Hidroxidul de Fe(OH)2 se formează sub formă de precipitat alb atunci când alcalii caustici sau amoniacul acționează asupra soluțiilor apoase de săruri Fe2+ într-o atmosferă de hidrogen sau azot. Când intră în contact cu aerul, Fe(OH) 2 devine mai întâi verde, apoi devine negru și în cele din urmă se transformă rapid în hidroxid roșu-brun Fe(OH) 3. Oxidul de FeO prezintă proprietăți de bază. Oxidul de Fe 2 O 3 este amfoter și are o funcție acidă slabă; reacționând cu oxizi mai bazici (de exemplu, cu MgO, formează ferite - compuși precum Fe 2 O 3 nMeO, care au proprietăți feromagnetice și sunt utilizați pe scară largă în electronica radio. Proprietățile acide sunt exprimate și în fierul hexavalent, care există în formă de ferați, de exemplu K 2 FeO 4, săruri ale acidului de fier neeliberate în stare liberă.
Fierul reacționează ușor cu halogeni și halogenuri de hidrogen, dând săruri precum clorurile FeCl 2 și FeCl 3. Când fierul este încălzit cu sulf, se formează sulfuri FeS și FeS2. Carburele de fier - Fe 3 C (cementită) și Fe 2 C (e-carbură) - precipită din soluții solide de carbon în Fier la răcire. Fe 3 C este de asemenea eliberat din soluții de carbon în fier lichid la concentrații mari de C. Azotul, ca și carbonul, dă soluții solide interstițiale cu fier; Din ele se eliberează nitrururile Fe 4 N și Fe 2 N. Cu hidrogen, Fierul produce numai hidruri instabile, a căror compoziție nu a fost stabilită cu precizie. Când este încălzit, fierul reacționează energic cu siliciul și fosforul, formând siliciuri (de exemplu, Fe3Si și fosfuri (de exemplu, Fe3P).
Compușii de fier cu multe elemente (O, S și altele), formând o structură cristalină, au o compoziție variabilă (de exemplu, conținutul de sulf în monosulfură poate varia de la 50 la 53,3 at.%). Acest lucru se datorează defectelor structurii cristaline. De exemplu, în oxidul de fier (II), unii dintre ionii de Fe 2+ din situsurile rețelei sunt înlocuiți cu ioni de Fe 3+; pentru a menține neutralitatea electrică, unele site-uri de rețea care au aparținut ionilor de Fe 2+ rămân goale.
Potențialul normal de electrod al fierului în soluții apoase ale sărurilor sale pentru reacția Fe = Fe 2+ + 2e este -0,44 V, iar pentru reacția Fe = Fe 3+ + 3e este -0,036 V. Astfel, în seria activităților, Fierul se află în stânga hidrogenului. Se dizolvă ușor în acizi diluați cu eliberarea de H 2 și formarea de ioni de Fe 2+. Interacțiunea fierului cu acidul azotic este deosebită. HNO 3 concentrat (densitate 1,45 g/cm 3) pasivează Fierul datorită apariției unei pelicule de oxid protector pe suprafața acestuia; HNO 3 mai diluat dizolvă fierul pentru a forma ioni de Fe 2+ sau Fe 3+, reducându-se la NH 3 sau N 2 și N 2 O. Soluțiile de săruri divalente de fier în aer sunt instabile - Fe 2+ se oxidează treptat la Fe 3+. Soluțiile apoase de săruri de fier au o reacție acidă datorită hidrolizei. Adăugarea ionilor de tiocianat SCN- la soluțiile de săruri de Fe 3+ dă o culoare roșu-sânge strălucitoare datorită formării de Fe(SCN) 3, ceea ce face posibilă descoperirea prezenței a 1 parte Fe 3+ în aproximativ 10 6 părți de apă. Fierul se caracterizează prin formarea de compuși complecși.
A lua Fier. Fierul pur se obține în cantități relativ mici prin electroliza soluțiilor apoase a sărurilor sale sau prin reducerea oxizilor săi cu hidrogen. Producția de fier suficient de pur crește treptat prin reducerea directă a acestuia din concentrate de minereu cu hidrogen, gaz natural sau cărbune la temperaturi relativ scăzute.
Aplicarea fierului. Fierul este cel mai important metal al tehnologiei moderne. Fierul în forma sa pură nu este practic utilizat din cauza rezistenței sale scăzute, deși în viața de zi cu zi produsele din oțel sau fontă sunt adesea numite „fier”. Cea mai mare parte a fierului este folosită sub formă de aliaje foarte diferite ca compoziție și proprietăți. Aliajele de fier reprezintă aproximativ 95% din toate produsele metalice. Aliajele bogate în carbon (peste 2% din greutate) - fonte - sunt topite în furnalele din minereuri îmbogățite cu fier. Diferite grade de oțel (conținut de carbon mai mic de 2% în greutate) sunt topite din fontă în cuptoare și convertoare electrice și cu focar deschis, prin oxidarea (arderea) excesului de carbon, îndepărtarea impurităților dăunătoare (în principal S, P, O) și adăugarea elemente de aliere. Oțelurile înalt aliate (cu un conținut ridicat de nichel, crom, wolfram și alte elemente) sunt topite în cuptoare cu arc electric și cu inducție. Pentru producția de oțeluri și aliaje de fier în scopuri deosebit de critice, se folosesc procese noi - vid, retopirea electrozgurei, topirea cu plasmă și fascicul de electroni și altele. Sunt dezvoltate metode pentru topirea oțelului în unități care funcționează continuu, care asigură metalul de înaltă calitate și automatizarea procesului.
Pe baza Fierului se creează materiale care pot rezista la temperaturi ridicate și scăzute, vid și presiuni mari, medii agresive, tensiuni alternante ridicate, radiații nucleare etc. Producția de Fier și aliajele sale este în continuă creștere.
Fierul ca material artistic a fost folosit din cele mai vechi timpuri în Egipt, Mesopotamia și India. Încă din Evul Mediu, în țările europene (Anglia, Franța, Italia, Rusia și altele) s-au păstrat numeroase produse extrem de artistice din Fier - garduri forjate, balamale pentru uși, suporturi de perete, giruete, accesorii pentru piept și lumini. Produsele forjate din tije și produsele din foi perforate (adesea cu căptușeală de mică) se disting prin forme plate, o siluetă grafică liniară clară și sunt efectiv vizibile pe un fundal de aer deschis. În secolul al XX-lea, fierul a fost folosit pentru a face grătare, garduri, despărțitori interioare ajurate, sfeșnice și monumente.
Fier în corp. Fierul este prezent în corpurile tuturor animalelor și în plante (în medie aproximativ 0,02%); este necesar în principal pentru metabolismul oxigenului și procesele oxidative. Există organisme (așa-numitele concentratoare) capabile să-l acumuleze în cantități mari (de exemplu, bacterii de fier - până la 17-20% din fier). Aproape tot fierul din animale și plante este legat de proteine. Deficitul de fier provoacă întârzierea creșterii și cloroza la plante asociată cu formarea redusă de clorofile. Excesul de fier are, de asemenea, un efect dăunător asupra dezvoltării plantelor, provocând, de exemplu, sterilitatea florilor de orez și cloroza. În solurile alcaline se formează compuși de fier care sunt inaccesibili pentru absorbția de către rădăcinile plantelor, iar plantele nu îl primesc în cantități suficiente; în solurile acide, fierul se transformă în compuși solubili în cantități excesive. Când există o deficiență sau un exces de compuși asimilabili de fier în sol, bolile plantelor pot fi observate pe suprafețe mari.
Fierul intră în organismul animalelor și al oamenilor cu alimente (cele mai bogate surse din el sunt ficatul, carnea, ouăle, leguminoasele, pâinea, cerealele, spanacul și sfecla). În mod normal, o persoană primește 60-110 mg de Fier în dieta sa, ceea ce depășește semnificativ necesarul zilnic. Absorbția fierului primit din alimente are loc în partea superioară a intestinului subțire, de unde intră în sânge sub formă legată de proteine și este transportat împreună cu sângele în diferite organe și țesuturi, unde este depus sub formă de fier. complex proteic - feritina. Principalul depozit de fier din organism este ficatul și splina. Datorită feritinei, are loc sinteza tuturor compușilor care conțin fier ai corpului: hemoglobina pigmentului respirator este sintetizată în măduva osoasă, mioglobina este sintetizată în mușchi, citocromi și alte enzime care conțin fier sunt sintetizate în diferite țesuturi. Fierul este eliberat din organism în principal prin peretele intestinului gros (la om, aproximativ 6-10 mg pe zi) și într-o mică măsură prin rinichi. Nevoia de fier a organismului se modifică odată cu vârsta și starea fizică. La 1 kg de greutate, copiii au nevoie de 0,6, adulții 0,1 iar femeile însărcinate 0,3 mg de fier pe zi. La animale, necesarul de fier este de aproximativ (la 1 kg de substanță uscată din dietă): pentru vacile de lapte - cel puțin 50 mg, pentru animalele tinere - 30-50 mg; pentru purcei - până la 200 mg, pentru porci gestante - 60 mg.
Fierul este un element al subgrupului lateral al celui de-al optulea grup al perioadei a patra a sistemului periodic de elemente chimice al lui D.I. Mendeleev cu număr atomic 26. Este desemnat prin simbolul Fe (lat. Ferrum). Unul dintre cele mai comune metale din scoarța terestră (locul al doilea după aluminiu). Metal cu activitate medie, agent reducător.
Principalele stări de oxidare - +2, +3
Substanța simplă fierul este un metal alb-argintiu maleabil cu reactivitate chimică ridicată: fierul se corodează rapid la temperaturi ridicate sau umiditate ridicată în aer. Fierul arde în oxigen pur și, într-o stare fin dispersată, se aprinde spontan în aer.
Proprietățile chimice ale unei substanțe simple - fier:
Rugină și arde în oxigen
1) În aer, fierul se oxidează ușor în prezența umezelii (rugină):
4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3
Sârma de fier fierbinte arde în oxigen, formând sol - oxid de fier (II, III):
3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4
3Fe+2O 2 →(Fe II Fe 2 III)O 4 (160 °C)
2) La temperaturi ridicate (700–900°C), fierul reacţionează cu vaporii de apă:
3Fe + 4H 2 O – t° → Fe 3 O 4 + 4H 2
3) Fierul reacționează cu nemetale atunci când este încălzit:
2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °C)
Fe + S – t° → FeS (600 °C)
Fe+2S → Fe +2 (S 2 -1) (700°C)
4) În seria tensiunii, este în stânga hidrogenului, reacționează cu acizii diluați HCl și H 2 SO 4 și se formează săruri de fier (II) și se eliberează hidrogen:
Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (reacțiile se desfășoară fără acces la aer, altfel Fe +2 este transformat treptat de oxigen în Fe +3)
Fe + H2SO4 (diluat) → FeS04 + H2
În acizii oxidanți concentrați, fierul se dizolvă numai atunci când este încălzit; se transformă imediat în cationul Fe 3+:
2Fe + 6H 2 SO 4 (conc.) – t° → Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
Fe + 6HNO 3 (conc.) – t° → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
(la rece, acizii azotic și sulfuric concentrați pasiv
Un cui de fier scufundat într-o soluție albăstruie de sulfat de cupru devine treptat acoperit cu un strat de cupru metalic roșu.
5) Fierul deplasează metalele situate în dreapta lui din soluțiile sărurilor lor.
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu
Proprietățile amfotere ale fierului apar numai în alcaline concentrate în timpul fierberii:
Fe + 2NaOH (50%) + 2H2O= Na2 ↓+ H2
şi se formează un precipitat de tetrahidroxoferrat (II) de sodiu.
Hardware tehnic- aliaje de fier și carbon: fonta conține 2,06-6,67% C, oţel 0,02-2,06% C, alte impurități naturale (S, P, Si) și aditivi speciali introduși artificial (Mn, Ni, Cr) sunt adesea prezenți, ceea ce conferă aliajelor de fier proprietăți utile din punct de vedere tehnic - duritate, rezistență termică și la coroziune, maleabilitate etc. . .
Procesul de producție a fierului în furnal
Procesul de furnal pentru producerea fontei constă din următoarele etape:
a) prepararea (prăjirea) minereurilor sulfurate și carbonatice - transformarea în minereu oxidic:
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) arderea cocsului cu explozie fierbinte:
C (cocs) + O 2 (aer) → CO 2 (600-700 ° C) CO 2 + C (cocs) ⇌ 2 CO (700-1000 ° C)
c) reducerea secvenţială a minereului de oxid cu monoxid de carbon CO:
Fe2O3 →(CO)(Fe II Fe 2 III) O 4 →(CO) FeO →(CO) Fe
d) carburarea fierului (până la 6,67% C) și topirea fontei:
Fe (t ) →(C(Coca-Cola)900-1200°C) Fe (lichid) (fontă, punct de topire 1145°С)
Fonta conține întotdeauna cementită Fe 2 C și grafit sub formă de boabe.
Producția de oțel
Transformarea fontei în oțel se realizează în cuptoare speciale (convertor, cu vatră deschisă, electrice), care diferă prin metoda de încălzire; temperatura procesului 1700-2000 °C. Suflarea aerului îmbogățit cu oxigen duce la arderea excesului de carbon, precum și a sulfului, fosforului și siliciului sub formă de oxizi din fontă. În acest caz, oxizii fie sunt captați sub formă de gaze de eșapament (CO 2 , SO 2 ), fie sunt legați într-o zgură ușor de separat - un amestec de Ca 3 (PO 4) 2 și CaSiO 3. Pentru a produce oțeluri speciale, în cuptor sunt introduși aditivi de aliere ai altor metale.
Chitanță fier pur în industrie - electroliza unei soluții de săruri de fier, de exemplu:
FeСl 2 → Fe↓ + Сl 2 (90°С) (electroliza)
(există și alte metode speciale, inclusiv reducerea oxizilor de fier cu hidrogen).
Fierul pur este utilizat în producția de aliaje speciale, la fabricarea miezurilor de electromagneți și transformatoare, fonta - în producția de piese turnate și oțel, oțel - ca materiale structurale și pentru scule, inclusiv rezistente la uzură, la căldură și la coroziune. cele.
Oxid de fier (II). F EO . Un oxid amfoter cu o mare predominanță a proprietăților de bază. Negru, are o structură ionică Fe 2+ O 2- . Când este încălzit, mai întâi se descompune și apoi se formează din nou. Nu se formează atunci când fierul arde în aer. Nu reacționează cu apa. Se descompune cu acizi, se contopește cu alcalii. Se oxidează încet în aer umed. Redus de hidrogen și cocs. Participă la procesul de topire a fierului în furnal. Este folosit ca componentă a ceramicii și a vopselelor minerale. Ecuațiile celor mai importante reacții:
4FeO ⇌(Fe II Fe 2 III) + Fe (560-700 °C, 900-1000 °C)
FeO + 2HC1 (diluat) = FeC12 + H20
FeO + 4HNO3 (conc.) = Fe(NO3)3 +NO2 + 2H2O
FeO + 4NaOH = 2H20+ Na 4FeO3 (rosu.) trioxoferat (II)(400-500 °C)
FeO + H2 =H2O + Fe (extra pur) (350°C)
FeO + C (cocs) = Fe + CO (peste 1000 °C)
FeO + CO = Fe + CO 2 (900°C)
4FeO + 2H 2 O (umiditate) + O 2 (aer) →4FeO(OH) (t)
6FeO + O 2 = 2(Fe II Fe 2 III) O 4 (300-500°C)
Chitanță V laboratoare: descompunerea termică a compușilor de fier (II) fără acces la aer:
Fe(OH)2 = FeO + H2O (150-200 °C)
FeCO3 = FeO + CO2 (490-550 °C)
Oxid de difer(III) - fier( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Oxid dublu. Negru, are structura ionică Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Stabil termic până la temperaturi ridicate. Nu reacționează cu apa. Se descompune cu acizi. Redus de hidrogen, fier fierbinte. Participă la procesul de furnal al producției de fontă. Folosit ca componentă a vopselelor minerale ( plumb roșu), ceramică, ciment colorat. Produs de oxidare specială a suprafeței produselor din oțel ( înnegrire, albăstrire). Compoziția corespunde ruginii maro și solzii întunecați pe fier. Nu se recomandă utilizarea formulei brute Fe 3 O 4. Ecuațiile celor mai importante reacții:
2(Fe II Fe 2 III)O 4 = 6FeO + O 2 (peste 1538 °C)
(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8НС1 (dil.) = FeС1 2 + 2FeС1 3 + 4Н 2 O
(Fe II Fe 2 III) O 4 +10HNO 3 (conc.) = 3Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O
(Fe II Fe 2 III) O 4 + O 2 (aer) = 6 Fe 2 O 3 (450-600 ° C)
(Fe II Fe 2 III)O 4 + 4H 2 = 4H 2 O + 3Fe (extra pur, 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)
Chitanță: arderea fierului (vezi) în aer.
magnetit.
Oxid de fier (III). F e 2 O 3 . Oxid amfoter cu predominanța proprietăților de bază. Roșu-brun, are o structură ionică (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Stabil termic până la temperaturi ridicate. Nu se formează atunci când fierul arde în aer. Nu reacționează cu apa, din soluție precipită hidratul amorf maro Fe 2 O 3 nH 2 O. Reacționează lent cu acizi și alcalii. Redus de monoxid de carbon, fier topit. Se contopește cu oxizi ai altor metale și formează oxizi dubli - spinele(produsele tehnice se numesc ferite). Este folosit ca materie primă în topirea fontei în procesul furnalului, catalizator în producția de amoniac, componentă a ceramicii, cimenturi colorate și vopsele minerale, în sudarea termică a structurilor din oțel, ca purtător de sunet. și imagine pe benzi magnetice, ca agent de lustruire pentru oțel și sticlă.
Ecuațiile celor mai importante reacții:
6Fe 2 O 3 = 4(Fe II Fe 2 III)O 4 +O 2 (1200-1300 °C)
Fe 2 O 3 + 6НС1 (dil.) →2FeС1 3 + ЗН 2 O (t) (600°С,р)
Fe2O3 + 2NaOH (conc.) →H2O+ 2 NAFeO 2 (roșu)dioxoferat (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 (extra pur, 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)
Chitanțăîn laborator - descompunerea termică a sărurilor de fier (III) în aer:
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)
În natură - minereuri de oxid de fier hematită Fe 2 O 3 şi limonit Fe2O3nH2O
Hidroxid de fier (II). F e(OH)2. Hidroxid amfoter cu predominanța proprietăților bazice. Albe (uneori cu o nuanță verzuie), legăturile Fe-OH sunt predominant covalente. Instabil termic. Se oxidează cu ușurință în aer, mai ales când este umed (se întunecă). Insolubil în apă. Reacționează cu acizi diluați și alcalii concentrați. Reductor tipic. Un produs intermediar în ruginirea fierului. Este utilizat la fabricarea masei active a bateriilor fier-nichel.
Ecuațiile celor mai importante reacții:
Fe(OH)2 = FeO + H2O (150-200 °C, atm.N2)
Fe(OH)2 + 2HC1 (dil.) = FeC12 + 2H2O
Fe(OH) 2 + 2NaOH (> 50%) = Na 2 ↓ (albastru-verde) (fierbe)
4Fe(OH) 2 (suspensie) + O 2 (aer) → 4FeO(OH)↓ + 2H 2 O (t)
2Fe(OH)2 (suspensie) +H2O2 (diluat) = 2FeO(OH)↓ + 2H2O
Fe(OH) 2 + KNO 3 (conc.) = FeO(OH)↓ + NO+ KOH (60 °C)
Chitanță: precipitare din soluție cu alcalii sau hidrat de amoniac într-o atmosferă inertă:
Fe2+ + 2OH (dil.) = Fe(OH)2↓
Fe2+ + 2(NH3H20) = Fe(OH)2↓+ 2NH4
Metahidroxid de fier F eO(OH). Hidroxid amfoter cu predominanța proprietăților bazice. Maro deschis, legăturile Fe - O și Fe - OH sunt predominant covalente. Când este încălzit, se descompune fără a se topi. Insolubil în apă. Precipită din soluție sub formă de polihidrat amorf maro Fe 2 O 3 nH 2 O, care, menținut sub o soluție alcalină diluată sau la uscare, se transformă în FeO(OH). Reacționează cu acizi și baze solide. Agent oxidant și reducător slab. Sinterizat cu Fe(OH)2. Un produs intermediar în ruginirea fierului. Este folosit ca bază pentru vopselele și emailurile minerale galbene, un absorbant pentru gazele reziduale și un catalizator în sinteza organică.
Compusul de compoziție Fe(OH)3 este necunoscut (nu este obținut).
Ecuațiile celor mai importante reacții:
Fe2O3. nH2O→( 200-250 °C, —H 2 O) FeO(OH)→( 560-700° C în aer, -H2O)→Fe 2 O 3
FeO(OH) + ZNS1 (dil.) = FeC13 + 2H2O
FeO(OH)→ Fe 2 O 3 . nH 2 O-coloid(NaOH (conc.))
FeO(OH)→ Na 3 [Fe(OH)6]alb, Na5 şi respectiv K4; în ambele cazuri, un produs albastru de aceeași compoziție și structură, KFe III, precipită. În laborator acest precipitat se numește albastru de Prusia, sau turnbull albastru:
Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓
Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓
Denumirile chimice ale reactivilor de pornire și ale produselor de reacție:
K 3 Fe III - hexacianoferat de potasiu (III)
K 4 Fe III - hexacianoferat de potasiu (II)
КFe III - fier (III) hexacianoferat de potasiu (II)
În plus, un reactiv bun pentru ionii Fe 3+ este ionul tiocianat NСS -, fierul (III) se combină cu acesta și apare o culoare roșie aprinsă („sângeroasă”):
Fe 3+ + 6NCS - = 3-
Acest reactiv (de exemplu, sub formă de sare KNCS) poate detecta chiar și urme de fier (III) în apa de la robinet dacă trece prin țevi de fier acoperite cu rugina pe interior.
Fierul pur este obținut prin diferite metode. Cea mai importantă metodă este descompunerea termică a pentacarbonilului de fier (vezi § 193) și electroliza soluțiilor apoase ale sărurilor sale.
În aerul umed, fierul ruginește rapid, adică devine acoperit cu un strat maro de oxid de fier hidratat, care, datorită friabilității sale, nu protejează fierul de oxidarea ulterioară. În apă, fierul se corodează intens; cu acces abundent la oxigen, se formează forme hidratate de oxid de fier (III):
Când există o lipsă de oxigen sau când accesul acestuia este dificil, se formează oxid mixt Fe 3 O 4 (FeO Fe 2 O 3):
Fierul se dizolvă în acid clorhidric de orice concentrație:
Dizolvarea în acid sulfuric diluat are loc în mod similar:
În soluțiile concentrate de acid sulfuric, fierul este oxidat în fier (III):
Cu toate acestea, în acidul sulfuric, a cărui concentrație este aproape de 100%, fierul devine pasiv și practic nu are loc nicio interacțiune.
Fierul se dizolvă în soluții diluate și moderat concentrate de acid azotic:
La concentrații mari de HNO3, dizolvarea încetinește și fierul devine pasiv.
Fierul este caracterizat de două serii de compuși: compuși de fier (II) și compuși de fier (III). Primul corespunde oxidului de fier (II) sau oxidului feros, FeO, al doilea - oxidului de fier (III) sau oxidului de fier, Fe 2 O 3.
În plus, sunt cunoscute sărurile acidului de fier H 2 FeO 4, în care starea de oxidare a fierului este +6.
Compuși de fier (II).
Sărurile de fier (II) se formează atunci când fierul este dizolvat în acizi diluați, alții decât acidul azotic. Cel mai important dintre ele este sulfatul de fier(II), sau sulfatul feros, FeSO 4 · 7H 2 O, care formează cristale de culoare verde deschis care sunt foarte solubile în apă. În aer, sulfatul de fier se erodează treptat și în același timp se oxidează de la suprafață, transformându-se într-o sare bazică de fier (III) galben-maro.
Sulfatul de fier (II) este preparat prin dizolvarea resturilor de oțel în acid sulfuric 20-30%:
Sulfatul de fier (II) este utilizat pentru combaterea dăunătorilor plantelor, în producția de cerneluri și vopsele minerale și în vopsirea textilelor.
Când sulfatul feros este încălzit, se eliberează apă și se obține o masă albă de sare anhidră FeSO4. La temperaturi peste 480°C, sarea anhidră se descompune pentru a elibera dioxid de sulf și trioxid de sulf; acesta din urmă în aer umed formează vapori albi grei de acid sulfuric:
Când o soluție de sare de fier (II) reacţionează cu un alcalin, precipită un precipitat alb de hidroxid de fier (II) Fe(OH) 2, care în aer, datorită oxidării, capătă rapid o culoare verzuie și apoi maro, transformându-se în fier. (III) hidroxid.
Oxidul de fier (II) anhidru FeO poate fi obținut sub formă de pulbere neagră, ușor de oxidat prin reducerea oxidului de fier (III) cu oxid de carbon (II) la 500°C:
Carbonații de metale alcaline precipită carbonatul alb de fier (II) FeCO 3 din soluții de săruri de fier (II). Când este expus la apă care conține CO2, carbonatul de fier, ca și carbonatul de calciu, se transformă parțial în sare acidă mai solubilă Fe(HCO3)2. Fierul se găsește sub formă de această sare în apele feruginoase naturale.
Sărurile de fier (II) pot fi ușor transformate în săruri de fier (III) prin acțiunea diferiților agenți oxidanți - acid azotic, permanganat de potasiu, clor, de exemplu:
Datorită capacității lor de a se oxida cu ușurință, sărurile de fier (II) sunt adesea folosite ca agenți reducători.
Compuși ai fierului (III).
Clorura de fier (III) FeCl 3 este un cristal maro închis cu o nuanță verzuie. Această substanță este foarte higroscopică; absorbind umiditatea din aer, se transformă în hidrați cristalini care conțin cantități variate de apă și se răspândesc în aer. În această stare, clorura de fier (III) are o culoare maro-portocalie. Într-o soluție diluată, FeCl3 se hidrolizează la săruri bazice. În vapori, clorura de fier (III) are o structură asemănătoare cu cea a clorurii de aluminiu (p. 615) şi corespunde formulei Fe 2 Cl 6 ; disocierea vizibilă a Fe 2 Cl 6 în molecule de FeCl 3 începe la temperaturi de aproximativ 500°C.
Clorura de fier (III) este utilizată ca coagulant în purificarea apei, ca catalizator în sinteza substanțelor organice și în industria textilă.
Sulfat de fier (III) Fe 2 (SO 4) 3 - cristale albe, foarte higroscopice, care difuzează în aer. Formează hidratul cristalin Fe 2 (SO 4) 3 · 9H 2 O (cristale galbene). În soluții apoase, sulfatul de fier (III) este puternic hidrolizat. Cu sulfații de metale alcaline și de amoniu, formează săruri duble - alaun, de exemplu alaun feric-amoniu (NH 4) Fe (SO 4) 2 · 12H 2 O - cristale violet deschis care sunt foarte solubile în apă. Când este încălzit peste 500°C, sulfatul de fier (III) se descompune conform ecuației:
Sulfatul de fier (III) este utilizat, ca și FeCl3, ca coagulant în purificarea apei, precum și pentru gravarea metalelor. O soluție de Fe 2 (SO 4) 3 este capabilă să dizolve Cu 2 S și CuS pentru a forma sulfat de cupru (II); acesta este utilizat în producția hidrometalurgică a cuprului.
Când alcalii acționează asupra soluțiilor de săruri de fier (III), precipită hidroxidul de fier (III) roșu-brun Fe(OH) 3, insolubil în exces alcalin.
Hidroxidul de fier (III) este o bază mai slabă decât hidroxidul de fier (II); acest lucru se exprimă prin faptul că sărurile de fier (III) sunt puternic hidrolizate și cu acizi slabi (de exemplu, carbonic, hidrogen sulfurat) Fe(OH) 3 sărurile nu se formează. Hidroliza explică și culoarea soluțiilor de săruri de fier (III): în ciuda faptului că Fe 3+ este aproape incolor, soluțiile care îl conțin sunt colorate galben-maro, ceea ce se explică prin prezența hidroxoionilor de fier sau Fe(OH) 3 molecule care se formează ca urmare a hidrolizei:
Când este încălzită, culoarea se întunecă, iar când se adaugă acizi devine mai deschisă datorită suprimării hidrolizei.
Când este calcinat, hidroxidul de fier (III), pierzând apă, se transformă în oxid de fier (III) sau oxid de fier, Fe 2 O 3. Oxidul de fier (III) apare în mod natural sub formă de minereu de fier roșu și este folosit ca vopsea maro - plumb roșu sau mumie.
O reacție caracteristică care deosebește sărurile de fier (III) de sărurile de fier (II) este acțiunea tiocianatului de potasiu KSCN sau a tiocianatului de amoniu NH 4 SCN asupra sărurilor de fier. O soluție de tiocianat de potasiu conține ioni SCN incolori, care se combină cu ioni de Fe(III), formând tiocianat de fier(III) de culoare roșie sângelui, slab disociat Fe(SCN) 3 . Când interacționează cu tiocianați de ioni de fier (II), soluția rămâne incoloră.
Compuși cu cianuri de fier. Când soluțiile de săruri de fier (II) sunt expuse la cianuri solubile, de exemplu cianura de potasiu, se obține un precipitat alb de cianura de fier (II):
Într-un exces de cianură de potasiu, precipitatul se dizolvă datorită formării sării complexe K 4 a hexacianoferratului de potasiu (II)
Hexacianoferratul de potasiu(II) K 4 ·3H 2 O cristalizează sub formă de prisme mari de culoare galben deschis. Această sare se mai numește și sare galbenă de sânge. Când este dizolvată în apă, sarea se disociază în ioni de potasiu și ioni complexi 4- extrem de stabili. În practică, o astfel de soluție nu conține deloc ioni de Fe 2+ și nu dă reacții caracteristice fierului(II).
Hexacianoferratul de potasiu (II) servește ca reactiv sensibil pentru ionii de fier (III), deoarece ionii 4-, interacționând cu ionii Fe 3+, formează o sare insolubilă în apă a fierului (III) hexacianoferrat (III) Fe 4 3 de o caracteristică culoarea albastra; Această sare se numește albastru prusac:
Albastrul prusac este folosit ca vopsea.
Când clorul sau bromul acționează asupra unei soluții de sare galbenă din sânge, anionul acestuia este oxidat, transformându-se în 3-
Sarea K3 corespunzătoare acestui anion se numește hexacianoferrat(III) de potasiu sau sare roșie din sânge. Formează cristale roșii anhidre.
Dacă aplicați hexacianoferrat(III) de potasiu la o soluție de sare de fier(II), obțineți un precipitat de hexacianoferrat(III), fier(I) (albastru Turnboole), care arată foarte asemănător cu albastrul prusac, dar are o compoziție diferită. :
Cu sărurile de fier (III), K 3 formează o soluție maro-verzuie.
În majoritatea celorlalți compuși complecși, ca și în cianoferrații considerați, numărul de coordonare al fierului (II) și al fierului (III) este de șase.
Ferite. Când oxidul de fier (III) este fuzionat cu carbonați de sodiu sau de potasiu, se formează ferite - săruri ale acidului feros HFeO 2 neobținute în stare liberă, de exemplu ferita de sodiu NaFeO 2:
Când aliajul este dizolvat în apă, se obține o soluție roșu-violet, din care feratul de bariu insolubil în apă BaFeO 4 poate fi precipitat prin acțiunea clorurii de bariu.
Toți ferații sunt agenți oxidanți foarte puternici (mai puternici decât permanganații). Acidul de fier H 2 FeO 4 corespunzător feraților și anhidrida acestuia FeO 3 în stare liberă nu a fost obținut.
Carbonili de fier. Fierul formează compuși volatili cu monoxid de carbon numiți carbonili de fier. Pentacarbonilul de fier Fe(CO)5 este un lichid galben pal, care fierbe la 105°C, insolubil în apă, dar solubil în mulți solvenți organici. Fe(CO)5 se obține prin trecerea CO peste pulbere de fier la 150-200°C și o presiune de 10 MPa. Impuritățile conținute de fier nu reacţionează cu CO, rezultând un produs foarte pur. Când este încălzit în vid, pentacarbonilul de fier se descompune în fier și CO; acesta este folosit pentru a produce fier pulbere de înaltă puritate - fier carbonil (vezi § 193).
Natura legăturilor chimice din molecula Fe(CO)5 este discutată la pagina 430.
| <<< Назад
|
Înainte >>> |
Fierul este al optulea element al celei de-a patra perioade din tabelul periodic. Numărul său din tabel (numit și atomic) este 26, ceea ce corespunde numărului de protoni din nucleu și de electroni din învelișul de electroni. Este desemnat prin primele două litere ale echivalentului său latin - Fe (latină Ferrum - citită ca „ferrum”). Fierul este al doilea cel mai frecvent element din scoarța terestră, procentul fiind de 4,65% (cel mai comun este aluminiul, Al). Acest metal este destul de rar în forma sa nativă; mai des este extras din minereu amestecat cu nichel.
In contact cu
Care este natura acestei conexiuni? Fierul ca atom este format dintr-o rețea cristalină metalică, care asigură duritatea compușilor care conțin acest element și stabilitatea moleculară. În legătură cu aceasta, acest metal este un solid tipic, spre deosebire, de exemplu, de mercur.
Fierul ca substanță simplă- un metal de culoare argintie cu proprietăți tipice acestui grup de elemente: maleabilitate, luciu metalic și ductilitate. În plus, fierul este foarte reactiv. Această din urmă proprietate este evidențiată de faptul că fierul se corodează foarte repede în prezența temperaturii ridicate și a umidității corespunzătoare. În oxigen pur, acest metal arde bine, dar dacă îl zdrobiți în particule foarte mici, acestea nu numai că se vor arde, dar se vor aprinde spontan.
Adesea nu numim fier metalic pur, ci aliajele sale care conțin carbon, de exemplu, oțel (<2,14% C) и чугун (>2,14% C). De mare importanță industrială sunt și aliajele cărora li se adaugă metale de aliere (nichel, mangan, crom și altele), datorită cărora oțelul devine inoxidabil, adică aliat. Astfel, pe baza acestui fapt, devine clar ce aplicații industriale extinse are acest metal.
Caracteristicile Fe
Proprietățile chimice ale fierului
Să aruncăm o privire mai atentă la caracteristicile acestui element.
Proprietățile unei substanțe simple
- Oxidare în aer la umiditate ridicată (proces coroziv):
4Fe+3O2+6H2O = 4Fe (OH)3 - hidroxid de fier (III) (hidroxid)
- Arderea sârmei de fier în oxigen cu formarea unui oxid mixt (conține un element atât cu o stare de oxidare de +2, cât și cu o stare de oxidare de +3):
3Fe+2O2 = Fe3O4 (scara de fier). Reacția este posibilă când este încălzită la 160 ⁰C.
- Interacțiunea cu apa la temperaturi ridicate (600−700 ⁰C):
3Fe+4H2O = Fe3O4+4H2
- Reacții cu nemetale:
a) Reacția cu halogenii (Important! Cu această interacțiune, starea de oxidare a elementului devine +3)
2Fe+3Cl2 = 2FeCl3 - clorură ferică
b) Reacția cu sulful (Important! Cu această interacțiune, elementul are o stare de oxidare de +2)
Sulfura de fier (III) - Fe2S3 poate fi obținută printr-o altă reacție:
Fe2O3+ 3H2S=Fe2S3+3H2O
c) Formarea piritei
Fe+2S = FeS2 - pirita. Atenție la starea de oxidare a elementelor care alcătuiesc acest compus: Fe (+2), S (-1).
- Interacțiunea cu sărurile metalice situate în seria electrochimică a activității metalului în dreapta Fe:
Fe+CuCl2 = FeCl2+Cu - clorura de fier (II).
- Interacțiune cu acizi diluați (de exemplu, clorhidric și sulfuric):
Fe+HBr = FeBr2+H2
Fe+HCl = FeCl2+ H2
Vă rugăm să rețineți că aceste reacții produc fier cu o stare de oxidare de +2.
- În acizii nediluați, care sunt agenți oxidanți puternici, reacția este posibilă numai atunci când este încălzită; în acizii reci metalul este pasivizat:
Fe+H2SO4 (concentrat) = Fe2 (SO4)3+3SO2+6H2O
Fe+6HNO3 = Fe (NO3)3+3NO2+3H2O
- Proprietățile amfotere ale fierului apar numai atunci când interacționează cu alcaline concentrate:
Fe+2KOH+2H2O = K2+H2 - precipită tetrahidroxiferat de potasiu (II).
Procesul de producere a fontei într-un furnal
- Prăjirea și descompunerea ulterioară a minereurilor sulfurate și carbonatate (eliberare de oxizi metalici):
FeS2 —> Fe2O3 (O2, 850 ⁰C, -SO2). Această reacție este, de asemenea, primul pas în sinteza industrială a acidului sulfuric.
FeCO3 —> Fe2O3 (O2, 550−600 ⁰C, -CO2).
- Arderea cocsului (în exces):
C (cocs)+O2 (aer) —> CO2 (600−700 ⁰C)
CO2+С (cocs) —> 2CO (750−1000 ⁰C)
- Reducerea minereului care conține oxid cu monoxid de carbon:
Fe2O3 —> Fe3O4 (CO, -CO2)
Fe3O4 —> FeO (CO, -CO2)
FeO —> Fe (CO, -CO2)
- Carburarea fierului (până la 6,7%) și topirea fontei (temperatura de topire - 1145 ⁰C)
Fe (solid) + C (cocs) -> fontă. Temperatura de reacție - 900−1200 ⁰C.
Fonta conține întotdeauna cementită (Fe2C) și grafit sub formă de boabe.
Caracteristicile compușilor care conțin Fe
Să studiem caracteristicile fiecărei conexiuni separat.
Fe3O4
Oxid de fier mixt sau dublu, care conține un element cu o stare de oxidare atât +2 cât și +3. Denumit și Fe3O4 oxid de fier. Acest compus rezistă la temperaturi ridicate. Nu reacționează cu apa sau vaporii de apă. Supus descompunerii de către acizi minerali. Poate fi redus cu hidrogen sau fier la temperaturi ridicate. După cum puteți înțelege din informațiile de mai sus, este un produs intermediar în lanțul de reacție al producției industriale de fontă.
Cântarul de fier este utilizat direct în producția de vopsele pe bază de minerale, ciment colorat și produse ceramice. Fe3O4 este ceea ce se obține atunci când oțelul este înnegrit și albastru. Un oxid mixt se obține prin arderea fierului în aer (reacția este dată mai sus). Minereul care conține oxizi este magnetita.
Fe2O3
Oxid de fier (III), nume banal - hematită, un compus roșu-brun. Rezistent la temperaturi ridicate. Nu se formează în forma sa pură prin oxidarea fierului cu oxigenul atmosferic. Nu reacționează cu apa, formează hidrați care precipită. Reacționează slab cu alcalii și acizii diluați. Se poate alia cu oxizi ai altor metale, formând spinele - oxizi dubli.
Minereul de fier roșu este folosit ca materie primă în producția industrială de fontă prin metoda furnalului. De asemenea, accelerează reacția, adică acționează ca un catalizator, în industria amoniacului. Folosit în aceleași zone ca și oxidul de fier. În plus, a fost folosit ca purtător de sunet și imagini pe benzi magnetice.
FeOH2
Hidroxid de fier (II)., un compus care are atât proprietăți acide cât și bazice, predominând acestea din urmă, adică este amfoter. O substanță albă care se oxidează rapid în aer și „devine maro” în hidroxid de fier (III). Supus la descompunere atunci când este expus la temperatură. Reacționează atât cu soluții slabe de acizi, cât și cu alcaline. Nu ne vom dizolva în apă. În reacție acționează ca un agent reducător. Este un produs intermediar în reacția de coroziune.
Detectarea ionilor de Fe2+ și Fe3+ (reacții „calitative”)
Recunoașterea ionilor Fe2+ și Fe3+ în soluții apoase se realizează folosind compuși complecși - K3, sare roșie din sânge și, respectiv, K4, sare galbenă. În ambele reacții, se formează un precipitat albastru bogat cu aceeași compoziție cantitativă, dar o poziție diferită a fierului cu valența +2 și +3. Acest precipitat mai este adesea numit albastru prusac sau albastru Turnbull.
Reacția scrisă în formă ionică
Fe2++K++3- K+1Fe+2
Fe3++K++4- K+1Fe+3
Un bun reactiv pentru detectarea Fe3+ este ionul tiocianat (NCS-)
Fe3++ NCS- 3- - acești compuși au o culoare roșie aprinsă („sângeroasă”).
Acest reactiv, de exemplu, tiocianatul de potasiu (formula - KNCS), vă permite să determinați chiar și concentrații neglijabile de fier în soluții. Astfel, atunci când examinează apa de la robinet, el este capabil să determine dacă țevile sunt ruginite.
