Introducere
Studiul proprietăților chimice ale elementelor individuale este o parte integrantă a cursului de chimie în scoala moderna, care permite, pe baza abordării inductive, să se facă o presupunere despre singularități interacțiune chimică elemente bazate pe caracteristicile lor fizico-chimice. Cu toate acestea, capacitățile laboratorului de chimie ale școlii nu ne permit întotdeauna să demonstrăm pe deplin dependența proprietăților chimice ale unui element de poziția sa în sistemul periodic. elemente chimice, caracteristici structurale ale substanțelor simple.
Proprietățile chimice ale sulfului sunt utilizate atât la începutul studiului unui curs de chimie pentru a demonstra diferența dintre fenomenele chimice și cele fizice, cât și în studiul caracteristicilor elementelor chimice individuale. Cea mai frecvent recomandată demonstrație în ghid este interacțiunea sulfului cu fierul, ca exemplu de fenomene chimice și ca exemplu de proprietăți oxidante ale sulfului. Dar, în majoritatea cazurilor, această reacție fie nu are loc deloc, fie rezultatele cursului ei nu pot fi evaluate cu ochiul liber. Diverse opțiuni Acest experiment este adesea caracterizat de reproductibilitatea scăzută a rezultatelor, ceea ce nu permite utilizarea lor sistematică în caracterizarea proceselor de mai sus. Prin urmare, este relevantă căutarea opțiunilor care pot constitui o alternativă la demonstrarea procesului de interacțiune a fierului cu sulful, adecvată caracteristicilor unui laborator chimic școlar.
Ţintă: Investigați posibilitatea efectuării reacțiilor asupra interacțiunii sulfului cu metalele într-un laborator școlar.
Sarcini:
Determinați principalele caracteristici fizice și chimice ale sulfului;
Analizați condițiile de desfășurare și curgere a reacțiilor de interacțiune a sulfului cu metalele;
Să studieze metode cunoscute de implementare a interacțiunii sulfului cu metalele;
Selectați sisteme pentru efectuarea reacțiilor;
Evaluați adecvarea reacțiilor selectate la condițiile laboratorului de chimie școlar.
Obiectul de studiu: reacții de interacțiune a sulfului cu metalele
Subiect de studiu: fezabilitatea reacțiilor de interacțiune dintre sulf și metale într-un laborator școlar.
Ipoteză: O alternativă la interacțiunea fierului cu sulful în condițiile unui laborator chimic școlar va fi o reacție chimică care îndeplinește cerințele de claritate, reproductibilitate, siguranță relativă și disponibilitate a reactanților.
Vrem să începem munca cu o scurtă descriere a sulfului:
Poziția în sistemul periodic: sulful este în perioada 3, grupa VI, subgrupa principală (A), aparține elementelor s.
Numărul atomic al sulfului este 16, prin urmare, sarcina atomului de sulf este + 16, numărul de electroni este 16. Trei niveluri electronice la nivelul exterior sunt 6 electroni
Schema de aranjare a electronilor pe niveluri:
16S )))
2 8 6
Nucleul atomului de sulf 32 S conține 16 protoni (egal cu sarcina nucleară) și 16 neutroni ( masă atomică minus numărul de protoni: 32 - 16 = 16).
Formula electronică: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
tabelul 1
Valorile potențialelor de ionizare ale atomului de sulf
Potenţial de ionizare
Energie (eV)
Sulf la frig mai degrabă inert (se conectează viguros numai cu fluor), dar atunci când este încălzit devine foarte reactiv - reacţionează cu halogenuri(cu excepția iodului), oxigen, hidrogen și aproape toate metalele. Ca rezultat reactii de acest din urmă tip se formează compușii de sulf corespunzători.
Reactivitatea sulfului, ca orice alt element, atunci când interacționează cu metalele depinde de:
activitatea substanţelor care reacţionează. De exemplu, sulful va interacționa cel mai activ cu metalele alcaline
asupra temperaturii de reacție. Acest lucru se explică prin caracteristicile termodinamice ale procesului.
Posibilitatea termodinamică a reacțiilor chimice spontane în condiții standard este determinată de energia Gibbs standard a reacției:
ΔG 0 T< 0 – прямая реакция протекает
ΔG 0 T > 0 - reacția directă este imposibilă
asupra gradului de măcinare a substanţelor care reacţionează, deoarece atât sulful, cât şi metalele reacţionează în principal în stare solidă.
Sunt date caracteristicile termodinamice ale unor reacții de interacțiune a sulfului cu metalele în diapozitivul 4
Din tabel se poate observa că din punct de vedere termodinamic este posibil ca sulful să interacționeze atât cu metalele de la începutul unei serii de tensiuni, cât și cu metalele cu activitate scăzută.
Astfel, sulful este un nemetalic destul de activ atunci când este încălzit, capabil să reacționeze atât cu metale cu activitate mare (alcalină), cât și cu activitate scăzută (argint, cupru).
Studiul interacțiunii sulfului cu metalele
Selectarea sistemelor pentru cercetare
Pentru a studia interacțiunea sulfului cu metalele, au fost selectate sisteme, inclusiv metale situate în diferite locuri ale seriei Beketov, având diferite activități.
Următoarele criterii au fost definite ca condiții de selecție: viteza de desfășurare, claritatea, completitudinea reacției, siguranța relativă, reproductibilitatea rezultatului, substanțele ar trebui să difere semnificativ în proprietăți fizice, prezența substanțelor în laboratorul școlii, există încercări reușite de a efectua interacțiuni ale sulfului cu metale specifice.
Pentru a evalua reproductibilitatea reacțiilor efectuate, fiecare experiment a fost efectuat de trei ori.
Pe baza acestor criterii, au fost selectate următoarele sisteme de reacție pentru experiment:
SULF SI CURU Cu + S = CuS + 79 kJ/mol
Metodologia și efectul așteptat
Să luăm 4 g de sulf în stare de pulbere și să-l turnăm într-o eprubetă. Se încălzește sulful într-o eprubetă până la fierbere. Apoi luați un fir de cupru și încălziți-l peste flacără. Când sulful se topește și fierbe, puneți sârmă de cupru în el
Rezultat asteptat:Eprubeta este umplută cu vapori maro, firul se încălzește și „arde” cu formarea de sulfură fragilă.
2. Interacțiunea sulfului cu cuprul.
Reacția sa dovedit a fi nu foarte clară, nici încălzirea spontană a cuprului nu a avut loc. Când a fost adăugat acid clorhidric, nu s-a observat degajare specială de gaz.
SULF SI FIER Fe + S = FeS + 100,4 kJ/mol
Metodologia și efectul așteptat
Luați 4 g de sulf pudră și 7 g de pudră de fier și amestecați. Se toarnă amestecul rezultat într-o eprubetă. Încălzim substanțele din eprubetă
Rezultat asteptat:Există o încălzire spontană puternică a amestecului. Sulfura de fier rezultată este sinterizată. Substanța nu este separată de apă și nu reacționează la un magnet.
1. Interacțiunea sulfului cu fierul.
Se efectuează reacția pentru a obține sulfură de fier fără reziduuri conditii de laborator practic este imposibil, este foarte greu de determinat când substanțele au reacționat complet, nu se observă încălzirea spontană a amestecului de reacție. Substanța rezultată a fost verificată pentru a vedea dacă este sulfură de fier. Pentru aceasta am folosit HCI. Când am scăpat acid clorhidric pe substanță, a început să facă spumă, s-a eliberat hidrogen sulfurat.
SULF SI SODIU 2Na + S \u003d Na 2 S + 370,3 kJ / mol
Metodologia și efectul așteptat
Luați 4 g de sulf pudră și turnați-l într-un mojar, măcinați-l bine
Să tăiem o bucată de sodiu cântărind aproximativ 2 g. Tăiați filmul de oxid, măcinați-le împreună.
Rezultat asteptat:Reacția se desfășoară violent, este posibilă autoaprinderea reactivilor.
3. Interacțiunea sulfului cu sodiul.
Interacțiunea sulfului cu sodiul este în sine un experiment periculos și memorabil. După câteva secunde de frecare, au zburat primele scântei, sodiu și sulf s-au aprins în mortar și au început să ardă. Când produsul interacționează cu acidul clorhidric, hidrogenul sulfurat este eliberat activ.
SULF SI ZINC Zn + S = ZnS + 209 kJ/mol
Metodologia și efectul așteptat
Luați sulf și zinc pudră, câte 4 g fiecare, amestecați substanțele. Turnați amestecul finit pe o plasă de azbest. Aducem o torță fierbinte la substanțe
Rezultat asteptat:Reacția nu are loc imediat, ci violent, se formează o flacără verzuie-albastru.
4. Interacțiunea sulfului cu zincul.
Reacția este foarte greu de început, necesită utilizarea agenților oxidanți puternici sau temperatură ridicată pentru a o iniția. Substanțele clipesc cu o flacără verzuie-albastru. Când flacăra se stinge, în acest loc rămâne un reziduu; atunci când interacționează cu acidul clorhidric, hidrogenul sulfurat este ușor eliberat.
SULF SI ALUMINIU 2Al + 3S \u003d Al 2 S 3 + 509,0 kJ / mol
Metodologia și efectul așteptat
Se ia sulf sub formă de pulbere cu o greutate de 4 g și aluminiu cu o greutate de 2,5 g și se amestecă. Asezam amestecul rezultat pe o plasa de azbest. Aprindeți amestecul cu magneziu arzând
Rezultat asteptat:Reacția este o fulgerare.
5. Interacțiunea sulfului cu aluminiul.
Reacția necesită adăugare agent oxidant puternic ca iniţiator. După aprindere cu magneziu arzând, a existat o străfulgerare puternică de culoare alb-gălbuie, hidrogenul sulfurat este eliberat destul de activ.
SULF SI MAGNEZIU Mg + S = MgS + 346,0 kJ/mol
Metodologia și efectul așteptat
Luați așchii de magneziu 2,5 g și sulf sub formă de pudră 4 g și amestecați
Amestecul rezultat va fi așezat pe o plasă de azbest. Aducem așchia la amestecul rezultat.
Rezultat asteptat:În timpul reacției, apare o fulgerare puternică.
4. Interacțiunea sulfului cu magneziul.
Reacția necesită adăugarea de magneziu pur ca inițiator. Există o fulgerare puternică de culoare albicioasă, hidrogenul sulfurat este eliberat activ.
Ieșire
Reacția de obținere a sulfurei de fier nu a fost finalizată, deoarece un reziduu a rămas sub forma unui amestec de sulf plastic și fier.
Cea mai activă eliberare de hidrogen sulfurat s-a manifestat în sulfura de sodiu și sulfurile de magneziu și aluminiu.
Eliberarea mai puțin activă de hidrogen sulfurat a fost în sulfura de cupru.
Efectuarea de experimente pentru a obține sulfura de sodiu este periculoasă și nu este recomandată într-un laborator școlar.
Reacțiile pentru producerea sulfurilor de aluminiu, magneziu și zinc sunt cele mai potrivite pentru conducere în condiții școlare.
Rezultatele așteptate și reale au coincis cu interacțiunea sulfului cu sodiul, magneziul și aluminiul.
Concluzie
În ciuda recomandărilor existente pentru a demonstra interacțiunea fierului cu sulful ca exemplu ilustrativ fenomene chimiceși proprietățile oxidante ale sulfului în cursul de chimie al unei școli cuprinzătoare, implementarea efectivă a unui astfel de experiment nu este adesea însoțită de un efect vizibil.
La determinarea unei alternative la această demonstrație, au fost selectate sisteme care îndeplineau cerințele de vizibilitate, siguranță și disponibilitatea reactanților în laboratorul școlii. La fel de Opțiuni S-au ales sisteme de reacție ale sulfului cu cupru, fier, zinc, magneziu, aluminiu, sodiu pentru a evalua eficiența utilizării reacției de interacțiune a sulfului cu diferite metale ca experimente demonstrative în lecțiile de chimie.
Pe baza rezultatelor experimentelor s-a stabilit că este cel mai optim pentru aceste scopuri să se utilizeze sistemele de reacție ale sulfului cu metale cu activitate medie-înalta (magneziu, aluminiu).
Pe baza experimentelor, a fost creat un videoclip care demonstrează proprietățile oxidante ale sulfului folosind exemplul interacțiunii sale cu metalele, ceea ce face posibilă descrierea acestor proprietăți fără a efectua un experiment la scară largă. A fost creat un site web ca ajutor suplimentar ( ), care prezintă, printre altele, rezultatele studiului sub formă vizuală.
Rezultatele studiului pot deveni baza pentru un studiu mai profund al caracteristicilor proprietăților chimice ale nemetalelor, cineticii chimice și termodinamicii.
Proprietățile chimice ale fierului să luăm în considerare exemplul interacțiunii sale cu nemetale tipice - sulf și oxigen.
Se amestecă fierul și sulful zdrobit până la o stare de pulbere într-o cutie Petri. Să încălzim un ac de oțel într-o flacără și să-l atingem cu un amestec de reactivi. O reacție violentă între fier și sulf este însoțită de eliberarea de căldură și energie luminoasă. Produsul solid al interacțiunii acestor substanțe - sulfura de fier (II) - este negru. Spre deosebire de fier, acesta nu este atras de un magnet.
Fierul reacţionează cu sulful pentru a forma sulfură de fier (II). Să scriem ecuația reacției:
Reacția fierului cu oxigenul necesită și preîncălzire. Turnați nisip de cuarț într-un vas cu pereți groși. Să încălzim un mănunchi de sârmă de fier foarte subțire, așa-numita vată de fier, în flacăra unui arzător. Să aducem firul roșu încins în vas cu oxigen. Fierul arde cu o flacără orbitoare, împrăștiind scântei - particule încinse de sol de fier Fe 3 O 4.
Aceeași reacție are loc în aer, când oțelul este puternic încălzit prin frecare în timpul prelucrării.
Când fierul este ars în oxigen sau în aer, se formează calamă de fier:
3Fe + 2O 2 \u003d Fe 3 O 4, material de pe site
sau 3Fe + 2O 2 \u003d FeO. Fe2O3.
Oxidul de fier este un compus în care are fierul sensuri diferite valenţă.
Trecerea ambelor reacții ale conexiunii este însoțită de eliberarea de energie termică și luminoasă.
Pe această pagină, material pe teme:
Ce tip de reacție este sulfura de fier cu oxigenul
Scrieți o ecuație între fier și sulf
Ecuația reacțiilor fierului cu oxigenul
Un exemplu de reacție chimică a combinației de fier cu sulf
Ecuația interacțiunii oxigenului cu fierul
Întrebări despre acest articol:
DEFINIȚIE
Fier- un element din grupa a opta din perioada a patra a Sistemului periodic de elemente chimice a lui D. I. Mendeleev.
Iar numărul languid este 26. Simbolul este Fe (lat. „ferrum”). Una dintre cele mai comune în Scoarta terestra metale (locul doi după aluminiu).
Proprietățile fizice ale fierului
Fierul este un metal gri. În forma sa pură, este destul de moale, maleabilă și ductilă. Configurația electronică a nivelului de energie externă este 3d 6 4s 2 . În compușii săi, fierul prezintă stările de oxidare „+2” și „+3”. Punctul de topire al fierului este 1539C. Fierul formează două modificări cristaline: α- și γ-fier. Prima dintre ele are o rețea cubică centrată pe corp, al doilea are una cubică centrată pe față. α-Fierul este stabil termodinamic în două intervale de temperatură: sub 912 și de la 1394C până la punctul de topire. Între 912 și 1394C, γ-fierul este stabil.
Proprietățile mecanice ale fierului depind de puritatea acestuia - conținutul în el chiar și în cantități foarte mici de alte elemente. Fierul solid are capacitatea de a dizolva multe elemente în sine.
Proprietățile chimice ale fierului
În aer umed, fierul ruginește rapid, de exemplu. 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 de oxigen, se formează forme hidratate de oxid de fier (III):
2Fe + 3/2O 2 + nH 2 O = Fe 2 O 3 × H 2 O.
Cu lipsă de oxigen sau cu acces dificil se formează un oxid mixt (II, III) Fe 3 O 4:
3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2.
Fierul se dizolvă în acid clorhidric de orice concentrație:
Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2.
În mod similar, dizolvarea are loc în acid sulfuric diluat:
Fe + H 2 SO 4 \u003d FeSO 4 + H 2.
În soluțiile concentrate de acid sulfuric, fierul este oxidat în fier (III):
2Fe + 6H 2 SO 4 \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.
Cu toate acestea, în acidul sulfuric, a cărui concentrație este aproape de 100%, fierul devine pasiv și practic nu există nicio interacțiune. În soluții diluate și moderat concentrate de acid azotic, fierul se dizolvă:
Fe + 4HNO 3 \u003d Fe (NO 3) 3 + NO + 2H 2 O.
La concentrații mari de acid azotic, dizolvarea încetinește și fierul devine pasiv.
Ca și alte metale, fierul reacționează cu substanțe simple. Reacțiile de interacțiune a fierului cu halogenii (indiferent de tipul de halogen) au loc atunci când sunt încălzite. Interacțiunea fierului cu bromul are loc la o presiune de vapori crescută a acestuia din urmă:
2Fe + 3Cl 2 \u003d 2FeCl 3;
3Fe + 4I 2 = Fe 3 I 8.
Interacțiunea fierului cu sulful (pulbere), azotul și fosforul are loc și atunci când este încălzit:
6Fe + N2 = 2Fe3N;
2Fe + P = Fe 2P;
3Fe + P = Fe 3 P.
Fierul este capabil să reacționeze cu nemetale precum carbonul și siliciul:
3Fe + C = Fe3C;
Dintre reacțiile de interacțiune a fierului cu substanțe complexe, următoarele reacții joacă un rol special - fierul este capabil să reducă metalele care se află în seria de activitate din dreapta acestuia, din soluțiile sărate (1), să reducă fierul (III) compuși (2):
Fe + CuSO 4 \u003d FeSO 4 + Cu (1);
Fe + 2FeCl3 = 3FeCl2 (2).
Fierul, la presiune ridicată, reacționează cu un oxid care nu formează sare - CO pentru a forma substanțe de compoziție complexă - carbonili - Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 și Fe 3 (CO) 12.
Fierul, în absența impurităților, este stabil în apă și în soluții alcaline diluate.
Luarea de fier
Principala modalitate de obținere a fierului este din minereul de fier (hematit, magnetit) sau electroliza soluțiilor sărurilor sale (în acest caz, se obține fier „pur”, adică fier fără impurități).
Exemple de rezolvare a problemelor
EXEMPLUL 1
| Sarcina | Cântarul de fier Fe 3 O 4 cântărind 10 g a fost tratat mai întâi cu 150 ml soluție de acid clorhidric (densitate 1,1 g/ml) cu o fracție de masă de acid clorhidric de 20%, iar apoi s-a adăugat un exces de fier la soluția rezultată. Determinați compoziția soluției (în % în greutate). |
| Soluţie | Scriem ecuațiile de reacție în funcție de starea problemei: 8HCl + Fe3O4 \u003d FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O (1); 2FeCl3 + Fe = 3FeCl2 (2). Cunoscând densitatea și volumul unei soluții de acid clorhidric, puteți găsi masa acesteia: m sol (HCl) = V(HCl) × ρ (HCl); m sol (HCl) \u003d 150 × 1,1 \u003d 165 g. Calculați masa acidului clorhidric: m(HCI)=msol(HCI)×ω(HCI)/100%; m(HCI) = 165 x 20%/100% = 33 g. Masa molară (masa unui mol) de acid clorhidric, calculată folosind tabelul elementelor chimice din D.I. Mendeleev - 36,5 g / mol. Aflați cantitatea de substanță clorură de hidrogen: v(HCI) = m(HCI)/M(HCI); v (HCl) \u003d 33 / 36,5 \u003d 0,904 mol. Masa molară (masa unui mol) de scară, calculată folosind tabelul elementelor chimice din D.I. Mendeleev - 232 g/mol. Găsiți cantitatea de substanță scalară: v (Fe 3 O 4) \u003d 10/232 \u003d 0,043 mol. Conform ecuației 1, v(HCl): v(Fe 3 O 4) \u003d 1: 8, prin urmare, v (HCl) \u003d 8 v (Fe 3 O 4) \u003d 0,344 mol. Apoi, cantitatea de substanță clorură de hidrogen calculată conform ecuației (0,344 mol) va fi mai mică decât cea indicată în starea problemei (0,904 mol). Prin urmare, acidul clorhidric este în exces și va avea loc o altă reacție: Fe + 2HCI = FeCI2 + H2 (3). Să determinăm cantitatea de substanță clorură de fier formată ca urmare a primei reacții (indicii indică o reacție specifică): v 1 (FeCl 2): v (Fe 2 O 3) = 1:1 = 0,043 mol; v1 (FeCl3): v (Fe203) = 2:1; v 1 (FeCl 3) = 2 × v (Fe 2 O 3) = 0,086 mol. Să determinăm cantitatea de acid clorhidric care nu a reacționat în reacția 1 și cantitatea de substanță clorură de fier (II) formată în timpul reacției 3: v rem (HCl) \u003d v (HCl) - v 1 (HCl) \u003d 0,904 - 0,344 \u003d 0,56 mol; v 3 (FeCl 2): v rem (HCl) = 1:2; v 3 (FeCl 2) \u003d 1/2 × v rem (HCl) \u003d 0,28 mol. Să determinăm cantitatea de substanță FeCl 2 formată în timpul reacției 2, cantitatea totală de substanță FeCl 2 și masa acesteia: v2 (FeCI3) = v1 (FeCI3) = 0,086 mol; v 2 (FeCl 2): v 2 (FeCl 3) = 3:2; v2 (FeCl2) = 3/2× v2 (FeCl3) = 0,129 mol; v suma (FeCl 2) \u003d v 1 (FeCl 2) + v 2 (FeCl 2) + v 3 (FeCl 2) \u003d 0,043 + 0,129 + 0,28 \u003d 0,452 mol; m (FeCl 2) \u003d v suma (FeCl 2) × M (FeCl 2) \u003d 0,452 × 127 \u003d 57,404 g. Să determinăm cantitatea de substanță și masa de fier care a intrat în reacțiile 2 și 3: v2 (Fe): v2 (FeCl3) = 1:2; v 2 (Fe) \u003d 1/2 × v 2 (FeCl 3) \u003d 0,043 mol; v3 (Fe): v rem (HCl) = 1:2; v3 (Fe) = 1/2×v rem (HCI) = 0,28 mol; v suma (Fe) \u003d v 2 (Fe) + v 3 (Fe) \u003d 0,043 + 0,28 \u003d 0,323 mol; m(Fe) = v suma (Fe) ×M(Fe) = 0,323 ×56 = 18,088 g. Să calculăm cantitatea de substanță și masa de hidrogen eliberată în reacția 3: v (H 2) \u003d 1/2 × v rem (HCl) \u003d 0,28 mol; m (H 2) \u003d v (H 2) × M (H 2) \u003d 0,28 × 2 \u003d 0,56 g. Determinăm masa soluției rezultate m ' sol și fractiune in masa FeCl 2 în el: m’ sol \u003d m sol (HCl) + m (Fe 3 O 4) + m (Fe) - m (H 2); |
Fierul este un element al unui subgrup secundar al celui de-al optulea grup al perioadei a patra sistem periodic elemente chimice ale 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
O substanță simplă fierul este un metal maleabil alb-argintiu cu o reactivitate chimică ridicată: fierul se corodează rapid atunci când temperaturi mari oh sau la umiditate ridicată în aer. În oxigen pur, fierul arde, iar în 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
Un fir de fier încălzit 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 ° С)
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 ° С)
4) Într-o serie de tensiuni, se află în stânga hidrogenului, reacționează cu acizii diluați Hcl și H 2 SO 4, în timp ce 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 (dif.) → FeSO4 + H2
În acizii oxidanți concentrați, fierul se dizolvă numai atunci când este încălzit, trece 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 este acoperit treptat cu un strat de cupru metalic roșu.
5) Fierul deplasează metalele în dreapta lui în soluții de săruri ale acestora.
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu
Amfoteritatea fierului se manifestă numai în alcalii concentrate în timpul fierberii:
Fe + 2NaOH (50%) + 2H 2 O \u003d Na 2 ↓ + H 2
şi se formează un precipitat de tetrahidroxoferrat (II) de sodiu.
Fier de calcat tehnic- aliaje de fier cu carbon: fonta contine 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 face aliaje de fier din punct de vedere tehnic caracteristici benefice– duritatea, rezistența termică și la coroziune, maleabilitatea etc. .
Procesul de producție a fierului în furnal
Procesul de producere a fierului în furnal constă în următoarele etape:
a) prepararea (prăjirea) minereurilor sulfurate și carbonatice - conversia în minereu de oxid:
FeS 2 → Fe 2 O 3 (O 2, 800 ° С, -SO 2) FeCO 3 → Fe 2 O 3 (O 2, 500-600 ° С, -CO 2)
b) arderea cocsului cu explozie fierbinte:
C (cocs) + O 2 (aer) → CO 2 (600-700 ° C) CO 2 + C (cocs) ⇌ 2CO (700-1000 ° C)
c) reducerea minereului de oxid monoxid de carbon CO secvenţial:
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°С) Fe (g) (fontă, t pl 1145°С)
În fontă, cementitul Fe 2 C și grafitul sunt întotdeauna prezente sub formă de boabe.
Producția de oțel
Redistribuirea 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 arde excesul de carbon din fontă, precum și sulful, fosforul și siliciul sub formă de oxizi. 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 obține oțeluri speciale, în cuptor se introduc aditivi de aliere ai altor metale.
chitanta fier pur în industrie - electroliza unei soluții de săruri de fier, de exemplu:
FeCl 2 → Fe↓ + Cl 2 (90°C) (electroliza)
(există și alte metode speciale, inclusiv reducerea oxizilor de fier cu hidrogen).
Fierul pur este folosit la producerea de aliaje speciale, la fabricarea miezurilor de electromagneți și transformatoare, fonta este utilizată la producția de piese turnate și oțel, oțelul este folosit ca materiale structurale și pentru scule, inclusiv uzura, căldura și coroziune. -materiale rezistente.
Oxid de fier (II). F EO . Oxid amfoter cu o mare predominanță a proprietăților de bază. Negru, are o structură ionică de Fe 2+ O 2-. Când este încălzit, mai întâi se descompune, apoi se reformează. Nu se formează în timpul arderii fierului în aer. Nu reactioneaza cu apa. Descompus de acizi, fuzionat cu alcalii. Se oxidează încet în aer umed. Recuperat de hidrogen, 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 ° С, 900-1000 ° С)
FeO + 2HC1 (razb.) \u003d FeC1 2 + H 2 O
FeO + 4HNO 3 (conc.) \u003d Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O
FeO + 4NaOH \u003d 2H 2 O + Na 4FeO3 (rosu.) trioxoferat (II)(400-500 °С)
FeO + H 2 \u003d H 2 O + Fe (puritate ridicată) (350 ° C)
FeO + C (cocs) \u003d Fe + CO (peste 1000 ° C)
FeO + CO \u003d Fe + CO 2 (900 ° C)
4FeO + 2H 2 O (umiditate) + O 2 (aer) → 4FeO (OH) (t)
6FeO + O 2 \u003d 2 (Fe II Fe 2 III) O 4 (300-500 ° С)
chitantaîn laboratoare: descompunerea termică a compușilor de fier (II) fără acces la aer:
Fe (OH) 2 \u003d FeO + H 2 O (150-200 ° C)
FeSOz \u003d FeO + CO 2 (490-550 ° С)
Oxid de difer (III) - fier ( II ) ( Fe II Fe 2 III) O 4 . Oxid dublu. Negru, are structura ionică a Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Stabil termic până la temperaturi ridicate. Nu reactioneaza cu apa. Descompus de acizi. Este redus de hidrogen, fier înroșit. Participă la procesul de producere a fierului în furnal. Este folosit ca component al vopselelor minerale ( fier de călcat mini), ceramică, ciment colorat. Produsul oxidării speciale a suprafeței produselor din oțel ( înnegrire, albăstrire). Compoziția corespunde ruginii maro și solzii întunecați pe fier. Utilizarea formulei Fe 3 O 4 nu este recomandată. Ecuațiile celor mai importante reacții:
2 (Fe II Fe 2 III) O 4 \u003d 6FeO + O 2 (peste 1538 ° С)
(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8HC1 (razb.) \u003d FeC1 2 + 2FeC1 3 + 4H 2 O
(Fe II Fe 2 III) O 4 + 10HNO 3 (conc.) \u003d 3 Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O
(Fe II Fe 2 III) O 4 + O 2 (aer) \u003d 6Fe 2 O 3 (450-600 ° С)
(Fe II Fe 2 III) O 4 + 4H 2 \u003d 4H 2 O + 3Fe (puritate ridicată, 1000 ° C)
(Fe II Fe 2 III) O 4 + CO \u003d 3 FeO + CO 2 (500-800 ° C)
(Fe II Fe 2 III) O4 + Fe ⇌4 FeO (900-1000 ° С, 560-700 ° С)
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 în timpul arderii fierului în aer. Nu reacţionează cu apa, din soluţie precipită un hidrat amorf maro Fe 2 O 3 nH 2 O. Reacţionează lent cu acizii şi alcalii. Este redus de monoxid de carbon, fier topit. Aliaje cu oxizi ai altor metale și formează oxizi dubli - spinele(produsele tehnice se numesc ferite). Este folosit ca materie primă în topirea fierului în procesul furnalului, ca catalizator în producerea amoniacului, ca componentă a ceramicii, cimenturilor colorate și vopselelor 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 \u003d 4 (Fe II Fe 2 III) O 4 + O 2 (1200-1300 ° С)
Fe 2 O 3 + 6HC1 (razb.) → 2FeC1 3 + ZH 2 O (t) (600 ° C, p)
Fe2O3 + 2NaOH (conc.) → H2O+ 2 NdarFeO 2 (roșu)dioxoferat (III)
Fe 2 O 3 + MO \u003d (M II Fe 2 II I) O 4 (M \u003d Cu, Mn, Fe, Ni, Zn)
Fe 2 O 3 + ZN 2 \u003d ZN 2 O + 2Fe (foarte pur, 1050-1100 ° С)
Fe 2 O 3 + Fe \u003d ZFeO (900 ° C)
3Fe 2 O 3 + CO \u003d 2 (Fe II Fe 2 III) O 4 + CO 2 (400-600 ° С)
chitantaîn laborator - descompunerea termică a sărurilor de fier (III) în aer:
Fe 2 (SO 4) 3 \u003d Fe 2 O 3 + 3SO 3 (500-700 ° С)
4 (Fe (NO 3) 3 9 H 2 O) \u003d 2 Fe a O 3 + 12NO 2 + 3O 2 + 36H 2 O (600-700 ° С)
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, alcalii concentrați. Restaurator 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 \u003d FeO + H 2 O (150-200 ° C, în atm.N 2)
Fe (OH) 2 + 2HC1 (razb.) \u003d FeC1 2 + 2H 2 O
Fe (OH) 2 + 2NaOH (> 50%) \u003d Na 2 ↓ (albastru-verde) (fierbe)
4Fe(OH) 2 (suspensie) + O 2 (aer) → 4FeO(OH)↓ + 2H 2 O (t)
2Fe (OH) 2 (suspensie) + H 2 O 2 (razb.) \u003d 2FeO (OH) ↓ + 2H 2 O
Fe (OH) 2 + KNO 3 (conc.) \u003d FeO (OH) ↓ + NO + KOH (60 ° С)
chitanta: precipitare din soluție cu alcalii sau hidrat de amoniac într-o atmosferă inertă:
Fe2+ + 2OH (razb.) = Fe(OH)2↓
Fe2+ + 2 (NH3H20) = Fe(OH)2↓+ 2NH4
Metahidroxid de fier F eO(OH). Hidroxid amfoter cu predominanța proprietăților bazice. Legăturile maro deschis, 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 brun Fe 2 O 3 nH 2 O, care, menținut sub o soluție alcalină diluată sau uscat, se transformă în FeO (OH). Reacționează cu acizi, alcaline solide. Agent oxidant și reducător slab. Sinterizat cu Fe(OH)2. Un produs intermediar în ruginirea fierului. Se foloseste ca baza pentru vopsele si emailuri minerale galbene, ca absorbant de gaze de esapament, ca catalizator in sinteza organica.
Compoziția conexiunii Fe(OH)3 nu este cunoscută (nu este obținută).
Ecuațiile celor mai importante reacții:
Fe2O3. nH2O→( 200-250 °С, —H 2 O) FeO(OH)→( 560-700°C în aer, -H2O)→Fe 2 O 3
FeO (OH) + ZNS1 (razb.) \u003d FeC1 3 + 2H 2 O
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 inițiali și ale produsului de reacție:
K 3 Fe III - hexacianoferat de potasiu (III)
K 4 Fe III - hexacianoferat de potasiu (II)
KFe III - hexacianoferat (II) fier (III) potasiu
În plus, ionul tiocianat NCS - este un reactiv bun pentru ionii Fe 3+, fierul (III) se combină cu acesta și apare o culoare roșie aprinsă ("sângeroasă"):
Fe 3+ + 6NCS - = 3-
Cu acest reactiv (de exemplu, sub formă de sare KNCS), chiar și urme de fier (III) pot fi detectate în apa de la robinet dacă trece prin țevi de fier acoperite cu rugină din interior.
