DEFINICIJA

Željezo- element osme skupine četvrtog razdoblja periodnog sustava kemijskih elemenata D.I.Mendeleeva.

A mršavi broj je 26. Simbol je Fe (latinski "ferrum"). Jedan od najrasprostranjenijih metala u zemljinoj kori (drugi nakon aluminija).

Fizička svojstva željeza

Željezo je sivi metal. U svom čistom obliku, prilično je mekan, savitljiv i duktilan. Elektronička konfiguracija vanjske razina energije- 3d 6 4s 2. U svojim spojevima željezo pokazuje oksidacijska stanja "+2" i "+3". Talište željeza je 1539C. Željezo tvori dvije kristalne modifikacije: α- i γ-željezo. Prvi od njih ima kubičnu rešetku usmjerenu na tijelo, a drugi - kubičnu rešetku usmjerenu na lice. α-željezo je termodinamički stabilno u dva temperaturna raspona: ispod 912 i od 1394C do tališta. Između 912 i 1394C γ-željezo je stabilno.

Mehanička svojstva željeza ovise o njegovoj čistoći – sadržaju čak i vrlo malih količina drugih elemenata u njemu. Čvrsto željezo ima sposobnost rastvaranja mnogih elemenata u sebi.

Kemijska svojstva željeza

Željezo brzo hrđa na vlažnom zraku; prekriven smeđim cvatom hidratiziranog željeznog oksida, koji zbog svoje rastresitosti ne štiti željezo od daljnje oksidacije. Željezo intenzivno korodira u vodi; uz obilan pristup kisika nastaju hidratizirani oblici željezovog (III) oksida:

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

Uz nedostatak kisika ili s otežanim pristupom, nastaje miješani oksid (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2.

Željezo se otapa u klorovodičnoj kiselini bilo koje koncentracije:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2.

Otapanje u razrijeđenoj sumpornoj kiselini događa se na sličan način:

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

U koncentriranim otopinama sumporne kiseline, željezo se oksidira u željezo (III):

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

Međutim, u sumpornoj kiselini, čija je koncentracija blizu 100%, željezo postaje pasivno i praktički ne dolazi do interakcije. U razrijeđenim i umjereno koncentriranim otopinama dušične kiseline željezo se otapa:

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

Pri visokim koncentracijama dušične kiseline otapanje se usporava i željezo postaje pasivno.

Kao i drugi metali, željezo reagira s jednostavnim tvarima. Željezo dolazi u interakciju s halogenima (bez obzira na vrstu halogena) kada se zagrijava. Interakcija željeza s bromom događa se pri povećanom tlaku pare potonjeg:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3;

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

Interakcija željeza sa sumporom (prah), dušikom i fosforom također se događa kada se zagrijava:

6Fe + N 2 = 2Fe 3 N;

2Fe + P = Fe 2 P;

3Fe + P = Fe 3 P.

Željezo može reagirati s nemetalima kao što su ugljik i silicij:

3Fe + C = Fe 3 C;

Među reakcijama interakcije željeza sa složene tvari sljedeće reakcije imaju posebnu ulogu - željezo može reducirati metale u redu aktivnosti desno od njega iz otopina soli (1), reducirati željezo (III) spojeve (2):

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

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

Željezo pri povišenom tlaku reagira s oksidom koji ne stvara sol - CO s stvaranjem tvari složenog sastava - karbonila - Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 i Fe 3 (CO) 12.

Željezo je, u nedostatku nečistoća, stabilno u vodi i u razrijeđenim otopinama lužina.

Dobivanje željeza

Glavni način proizvodnje željeza je iz željezne rude (hematit, magnetit) ili elektrolizom otopina njegovih soli (u ovom slučaju dobiva se "čisto" željezo, odnosno željezo bez nečistoća).

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Vježbajte

Željezna skala Fe 3 O 4 težine 10 g prvo je tretirana sa 150 ml otopine klorovodične kiseline (gustoće 1,1 g/ml) s masenim udjelom klorovodika od 20%, a zatim je u dobivenu otopinu dodan višak željeza. . Odredite sastav otopine (u težinskim %).

Riješenje

Zapišimo jednadžbe reakcije prema uvjetu zadatka: 8HCl + Fe3O4 = FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O (1); 2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 (2). Znajući gustoću i volumen otopine klorovodične kiseline, možete pronaći njegovu masu: m sol (HCl) = V (HCl) × ρ (HCl); m sol (HCl) = 150 × 1,1 = 165 g. Izračunajmo masu klorovodika: m (HCl) = m sol (HCl) x ω (HCl) / 100%; m (HCl) = 165 × 20% / 100% = 33 g. Molarna masa (masa od jednog mola) klorovodične kiseline, izračunata pomoću tablice kemijskih elemenata D.I. Mendeljejev - 36,5 g / mol. Nađimo količinu tvari klorovodika: v (HCl) = m (HCl) / M (HCl); v (HCl) = 33 / 36,5 = 0,904 mol. Molarna masa (masa jednog mola) ljestvice, izračunata pomoću tablice kemijskih elemenata D.I. Mendeljejev - 232 g / mol. Nađimo količinu tvari skale: v (Fe3O4) = 10/232 = 0,043 mol. Prema jednadžbi 1, v (HCl): v (Fe 3 O 4) = 1: 8, dakle, v (HCl) = 8 v (Fe 3 O 4) = 0,344 mol. Tada će količina klorne tvari izračunata jednadžbom (0,344 mol) biti manja od one naznačene u uvjetu zadatka (0,904 mol). Stoga je klorovodična kiselina u višku i dogodit će se druga reakcija: Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 (3). Odredimo količinu tvari željeznih klorida nastalih kao rezultat prve reakcije (konkretnu reakciju označavamo indeksima): v 1 (FeCl 2): ​​v (Fe 2 O 3) = 1: 1 = 0,043 mol; v1 (FeCl3): v (Fe2O3) = 2:1; v 1 (FeCl 3) = 2 × v (Fe 2 O 3) = 0,086 mol. Odredimo količinu klorovodika koja nije reagirala u reakciji 1 i količinu tvari željezovog (II) klorida nastala tijekom reakcije 3: v rem (HCl) = v (HCl) - v 1 (HCl) = 0,904 - 0,344 = 0,56 mola; v 3 (FeCl 2): ​​v rem (HCl) = 1:2; v 3 (FeCl 2) = 1/2 × v rem (HCl) = 0,28 mol. Odredimo količinu tvari FeCl 2 nastala tijekom reakcije 2, ukupnu količinu tvari FeCl 2 i njezinu masu: v2 (FeCl3) = v1 (FeCl3) = 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 zbroj (FeCl 2) = v 1 (FeCl 2) + v 2 (FeCl 2) + v 3 (FeCl 2) = 0,043 + 0,129 + 0,28 = 0,452 mola; m (FeCl 2) = v zbroj (FeCl 2) × M (FeCl 2) = 0,452 × 127 = 57,404 g. Odredimo količinu tvari i masu željeza koja je ušla u reakcije 2 i 3: v2 (Fe): v2 (FeCl3) = 1:2; v 2 (Fe) = 1/2 × v 2 (FeCl 3) = 0,043 mol; v3 (Fe): v rem (HCl) = 1:2; v 3 (Fe) = 1/2 × v rem (HCl) = 0,28 mol; v zbroj (Fe) = v 2 (Fe) + v 3 (Fe) = 0,043 + 0,28 = 0,323 mol; m (Fe) = v zbroj (Fe) × M (Fe) = 0,323 × 56 = 18,088 g. Izračunajmo količinu tvari i masu vodika oslobođenog u reakciji 3: v (H2) = 1/2 × v rem (HCl) = 0,28 mol; m (H 2) = v (H 2) × M (H 2) = 0,28 × 2 = 0,56 g. Odredite masu dobivene otopine m 'sol i maseni udio FeCl 2 u njoj: m 'sol = m sol (HCl) + m (Fe 3 O 4) + m (Fe) - m (H 2);

Željezo je element bočne podskupine osme skupine četvrtog razdoblja periodnog sustava kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva s atomskim brojem 26. Označeno je simbolom Fe (latinski Ferrum). Jedan od najrasprostranjenijih metala u zemljinoj kori (drugi nakon aluminija). Metal srednje aktivnosti, redukcijsko sredstvo.

Glavna oksidacijska stanja - +2, +3

Jednostavna tvar željezo je savitljiv metal srebrno-bijele boje s visokom kemijskom reaktivnošću: željezo brzo korodira pri visokim temperaturama ili pri visokoj vlazi u zraku. U čistom kisiku željezo gori, a u fino raspršenom stanju spontano se zapali na zraku.

Kemijska svojstva jednostavne tvari - željeza:

Rđanje i izgaranje u kisiku

1) U zraku se željezo lako oksidira u prisutnosti vlage (hrđa):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe (OH) 3

Vruća željezna žica gori u kisiku, stvarajući kamenac - željezni oksid (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

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

2) Na visokim temperaturama (700-900 ° C), željezo reagira s vodenom parom:

3Fe + 4H 2 O - t ° → Fe 3 O 4 + 4H 2

3) Željezo reagira s nemetalima kada se zagrijava:

2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3 (200 ° C)

Fe + S - t ° → FeS (600 ° C)

Fe + 2S → Fe +2 (S 2 -1) (700 ° C)

4) U nizu napona stoji lijevo od vodika, reagira s razrijeđenim kiselinama HCl i H 2 SO 4, pri čemu nastaju soli željeza (II) i oslobađa se vodik:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (reakcije se provode bez pristupa zraka, inače se Fe +2 postupno prenosi kisikom u Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (razd.) → FeSO 4 + H 2

U koncentriranim oksidirajućim kiselinama željezo se otapa tek kada se zagrijava, odmah prelazi u kation Fe 3+:

2Fe + 6H 2 SO 4 (konc.) - t ° → Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO 3 (konc.) - t ° → Fe (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

(u hladnoj, koncentrirane dušične i sumporne kiseline pasivizirati

Željezni nokat, uronjen u plavkastu otopinu bakrenog sulfata, postupno postaje prekriven cvatom crvenog metalnog bakra.

5) Željezo istiskuje metale, koji stoje desno od njega, iz otopina njihovih soli.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Amfoternost željeza očituje se samo u koncentriranim lužinama tijekom ključanja:

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

te nastaje talog natrijevog tetrahidroksoferata (II).

Tehničko željezo- legure željeza s ugljikom: lijevano željezo sadrži 2,06-6,67% C, željezoČesto su prisutne 0,02-2,06% C, druge prirodne nečistoće (S, P, Si) i umjetno uneseni specijalni aditivi (Mn, Ni, Cr), što tehnički daje legure željeza korisne značajke- tvrdoća, toplinska i korozijska otpornost, duktilnost itd. .

Proizvodnja sirovog željeza u visokim pećima

Proces visoke peći za proizvodnju sirovog željeza sastoji se od sljedećih faza:

a) priprema (pečenje) sulfidnih i karbonatnih ruda - prelazak u oksidnu rudu:

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) izgaranje koksa vrućim mlazom:

S (koks) + O 2 (zrak) → SO 2 (600-700 ° C) SO 2 + S (koks) ⇌ 2SO (700-1000 ° C)

c) redukcija oksidne rude ugljičnim monoksidom CO uzastopno:

Fe 2 O 3 → (CO)(Fe II Fe 2 III) O 4 → (CO) FeO → (CO) Fe

d) karburizacija željeza (do 6,67% C) i taljenje lijevanog željeza:

Fe (t ) →(C(koks)900-1200 °C) Fe (w) (lijevano željezo, talište 1145 °C)

U lijevanom željezu cementit Fe 2 C i grafit su uvijek prisutni u obliku zrna.

Proizvodnja čelika

Pretvorba lijevanog željeza u čelik provodi se u posebnim pećima (konverterskim, otvorenim, električnim), koje se razlikuju po načinu grijanja; temperatura procesa 1700-2000 °C. Puhanje zraka obogaćenog kisikom dovodi do izgaranja viška ugljika iz lijevanog željeza, kao i sumpora, fosfora i silicija u obliku oksida. U tom slučaju oksidi se ili hvataju u obliku otpadnih plinova (CO 2, SO 2), ili se vežu u trosku koja se lako odvaja - mješavinu Ca 3 (PO 4) 2 i CaSiO 3. Za dobivanje posebnih čelika, u peć se unose legirajući aditivi drugih metala.

Primanječisto željezo u industriji - elektroliza otopine željeznih soli, na primjer:

FeSl 2 → Fe ↓ + Sl 2 (90 ° C) (elektroliza)

(postoje i druge posebne metode, uključujući redukciju željeznih oksida vodikom).

U proizvodnji se koristi čisto željezo posebne legure, u proizvodnji jezgri elektromagneta i transformatora, lijevanog željeza - u proizvodnji odljevaka i čelika, čelika - kao konstrukcijskih i alatnih materijala, uključujući otpornost na habanje, toplinu i koroziju.

Željezov (II) oksid F eO ... Amfoterni oksid s velikom prevlašću osnovnih svojstava. Crna, ima ionsku strukturu Fe 2+ O 2-. Kada se zagrije, prvo se raspada, a zatim se ponovno formira. Ne nastaje kada se željezo sagorijeva na zraku. Ne reagira s vodom. Razloženo kiselinama, spojeno s lužinama. Polagano oksidira na vlažnom zraku. Reduciran vodikom, koksom. Sudjeluje u visokopećnom procesu taljenja željeza. Koristi se kao sastavni dio keramike i mineralnih boja. Jednadžbe najvažnijih reakcija:

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

FeO + 2HCl (razd.) = FeC1 2 + H 2 O

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

FeO + 4NaON = 2N 2 O + Na 4FeO3 (crveno.) trioksoferat (II)(400-500 °C)

FeO + H 2 = H 2 O + Fe (ekstra čist) (350 ° C)

FeO + C (koks) = Fe + CO (iznad 1000 °C)

FeO + CO = Fe + CO 2 (900 °C)

4FeO + 2N 2 O (vlaga) + O 2 (zrak) → 4FeO (ON) (t)

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

Primanje v laboratorije: termička razgradnja spojeva željeza (II) bez pristupa zraka:

Fe (OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 °C)

FeCO3 = FeO + CO2 (490-550 °C)

Diželjezov (III) oksid - željezo ( II ) ( Fe II Fe 2 III) O 4 ... Dvostruki oksid. Crna, ima ionsku strukturu Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Termički postojan do visokih temperatura. Ne reagira s vodom. Razložena kiselinama. Reduciran vodikom, vrućim željezom. Sudjeluje u visokopećnom procesu proizvodnje sirovog željeza. Koristi se kao sastavni dio mineralnih boja ( željezno olovo), keramika, obojeni cement. Proizvod posebne oksidacije površine čeličnih proizvoda ( crnjenje, plavilo). Sastav odgovara smeđoj hrđi i tamnoj ljusci na željezu. Ne preporučuje se korištenje bruto formule Fe 3 O 4. Jednadžbe najvažnijih reakcija:

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

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8HC1 (razd.) = FeC1 2 + 2FeC1 3 + 4H 2 O

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 10NNO 3 (konc.) = 3Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 5N 2 O

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

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 4H 2 = 4H 2 O + 3Fe (ekstra čist, 1000 °C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + CO = ZFeO + CO 2 (500-800 °C)

(Fe II Fe 2 III) O4 + Fe ⇌4FeO (900-1000 ° C, 560-700 ° C)

Primanje: izgaranje željeza (vidi) u zraku.

magnetit.

Željezov (III) oksid F e 2 O 3 ... Amfoterni oksid s prevladavanjem osnovnih svojstava. Crveno-smeđa, ima ionsku strukturu (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Toplinski postojan do visokih temperatura. Ne nastaje kada se željezo sagorijeva na zraku. Ne reagira s vodom, smeđi amorfni hidrat Fe 2 O 3 nH 2 O ispada iz otopine.Sporo reagira s kiselinama i lužinama. Reduciran ugljičnim monoksidom, rastaljenim željezom. Legira s oksidima drugih metala i tvori dvostruke okside - spinele(tehnički proizvodi se nazivaju feritima). Koristi se kao sirovina u taljenju sirovog željeza u visokom peći, kao katalizator u proizvodnji amonijaka, komponente keramike, obojenih cementa i mineralnih boja, u termitnom zavarivanju čeličnih konstrukcija, kao nositelj zvuka i slike na magnetskim vrpcama, kao sredstvo za poliranje čelika i stakla.

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

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

Fe 2 O 3 + 6HC1 (razd.) → 2FeC1 3 + ZN 2 O (t) (600 ° C, p)

Fe 2 O 3 + 2NaOH (konc.) → H 2 O + 2 NaFeO 2 (Crvena)dioksoferat (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 (ekstra čist, 1050-1100 °C)

Fe 2 O 3 + Fe = ZFeO (900 ° C)

3Fe 2 O 3 + CO = 2 (Fe II Fe 2 III) O 4 + CO 2 (400-600 ° C)

Primanje u laboratoriju - termička razgradnja soli željeza (III) u zraku:

Fe 2 (SO 4) 3 = Fe 2 O 3 + 3SO 3 (500-700 °C)

4 (Fe (NO 3) 3 9 N 2 O) = 2Fe a O 3 + 12NO 2 + 3O 2 + 36N 2 O (600-700 ° S)

U prirodi - rude željeznog oksida hematit Fe 2 O 3 i limonit Fe 2 O 3 nN 2 O

Željezov (II) hidroksid F e (OH) 2. Amfoterni hidroksid s prevladavanjem bazičnih svojstava. Bijele (ponekad sa zelenkastom bojom), Fe - OH veze su pretežno kovalentne. Toplinski nestabilan. Lako oksidira na zraku, osobito kada je mokar (potamni). Netopljiv u vodi. Reagira s razrijeđenim kiselinama, koncentriranim lužinama. Tipično redukcijsko sredstvo. Srednje u hrđanju željeza. Koristi se u proizvodnji aktivne mase željezo-nikl baterija.

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

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

Fe (OH) 2 + 2HC1 (razd.) = FeC1 2 + 2H 2 O

Fe (OH) 2 + 2NaON (> 50%) = Na 2 ↓ (plavo-zeleno) (vrenje)

4Fe (ON) 2 (suspenzija) + O 2 (zrak) → 4FeO (ON) ↓ + 2N 2 O (t)

2Fe (ON) 2 (suspenzija) + N 2 O 2 (razd.) = 2FeO (ON) ↓ + 2N 2 O

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

Primanje: taloženje iz otopine s alkalijama ili amonijačnim hidratom u inertnoj atmosferi:

Fe 2+ + 2OH (ekspandirani) = Fe (OH) 2 ↓

Fe 2+ + 2 (NH3H2O) = Fe (OH) 2 ↓+ 2NH 4

Željezov metahidroksid F eO (OH). Amfoterni hidroksid s prevladavanjem bazičnih svojstava. Svijetlosmeđe, Fe - O i Fe - OH veze su pretežno kovalentne. Zagrijavanjem se raspada bez topljenja. Netopljiv u vodi. Taloži se iz otopine u obliku amorfnog smeđeg polihidrata Fe 2 O 3 nH 2 O, koji se, držeći se u razrijeđenoj alkalnoj otopini ili nakon sušenja, pretvara u FeO (OH). Reagira s kiselinama, čvrstim lužinama. Slabo oksidacijsko i redukcijsko sredstvo. Sinterirano s Fe (OH) 2. Srednje u hrđanju željeza. Koristi se kao baza za žute mineralne boje i emajle, apsorber ispušnih plinova, katalizator u organskoj sintezi.

Spoj sastava Fe (OH) 3 nije poznat (nije dobiven).

Jednadžbe najvažnijih reakcija:

Fe 2 O 3. nN 2 O → ( 200-250 ° C, -H 2 O) FeO (OH) → ( 560-700 °C na zraku, -H2O)→ Fe 2 O 3

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

FeO (OH) → Fe 2 O 3 . nH 2 O-koloidni(NaOH (konc.))

FeO (OH) → Na 3 [Fe (OH) 6]Bijeli, Na5 i K4, redom; u oba slučaja taloži se plavi produkt istog sastava i strukture, KFe III. U laboratoriju se taj sediment zove pruska plava, ili turnbull je plava:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Kemijski nazivi početnih reagensa i produkta reakcije:

K 3 Fe III - kalijev heksacijanoferat (III)

K 4 Fe III - kalijev heksacijanoferat (II)

KFe III - željezo (III) kalijev heksacijanoferat (II)

Osim toga, dobar reagens za Fe 3+ ione je tiocijanatni ion NSS -, s njim se kombinira željezo (III) i pojavljuje se svijetlo crvena ("krvava") boja:

Fe 3+ + 6NSS - = 3-

Ovaj reagens (na primjer, u obliku KNCS soli) može čak otkriti tragove željeza (III) u voda iz pipe ako prolazi kroz željezne cijevi prekrivene hrđom s unutarnje strane.

Kemijska svojstva željeza Razmotrimo na primjeru njegove interakcije s tipičnim nemetalima - sumporom i kisikom.

Pomiješajte u Petrijevoj zdjelici željezo i sumpor, zdrobljene do praškastog stanja. Zagrijemo čeličnu žbicu u plamenu i dodirnemo je mješavinom reagensa. Burna reakcija između željeza i sumpora popraćena je oslobađanjem toplinske i svjetlosne energije. Čvrsti produkt interakcije ovih tvari - željezov (II) sulfid - je crne boje. Za razliku od željeza, magnet ga ne privlači.

Željezo reagira sa sumporom i nastaje željezov (II) sulfid. Sastavimo jednadžbu reakcije:

Predgrijavanje je također potrebno da bi željezo reagiralo s kisikom. U posudu debelih stijenki ulijte kvarcni pijesak. U plamenu plamenika zagrijavamo snop vrlo tanke željezne žice – takozvanu željeznu vunu. Vruću žicu unosimo u posudu s kisikom. Željezo gori zasljepljujućim plamenom, raspršujući iskre - užarene čestice željeznog oksida Fe 3 O 4.

Ista reakcija se događa u zraku, kada čelik tijekom obrade postaje vrlo vruć od trenja.

Kada se željezo sagorijeva u kisiku ili u zraku, nastaje željezni kamenac:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4, Materijal sa stranice

ili 3Fe + 2O 2 = FeO. Fe 2 O 3.

Željezna ljuska je spoj u kojem ima željeza različita značenja valencija.

Prolazak obje reakcije spoja popraćen je oslobađanjem toplinske i svjetlosne energije.

Na ovoj stranici materijal o temama:

• Željezni sulfid s kisikom kakva je to reakcija?

• Napravite jednadžbu između željeza i sumpora

• Reakcije izravnavanja željeza s kisikom

• Primjer kemijske reakcije spajanja željeza sa sumporom

• Jednadžba za interakciju kisika sa željezom

Pitanja o ovom materijalu:

Uvod

Proučavanje kemijskih svojstava pojedinih elemenata sastavni je dio kolegija kemije u suvremenoj školi, koji omogućuje, na temelju induktivnog pristupa, pretpostavku o značajkama kemijske interakcije elemenata na temelju njihove fizikalno-kemijske karakteristike. Međutim, mogućnosti školskog kemijskog laboratorija ne dopuštaju uvijek u potpunosti pokazati ovisnost kemijskih svojstava elementa o njegovom položaju u periodnom sustavu kemijskih elemenata, strukturnim značajkama jednostavnih tvari.

Kemijska svojstva sumpora koriste se na početku izučavanja kolegija kemije kako bi se pokazala razlika između kemijskih i fizikalnih pojava, te pri proučavanju karakteristika pojedinih kemijskih elemenata. Najčešće u smjernice Preporuča se demonstracija interakcije sumpora sa željezom kao primjer kemijskih pojava i primjer oksidacijskih svojstava sumpora. Ali u većini slučajeva ova se reakcija ili uopće ne događa, ili se rezultati njezina tijeka ne mogu procijeniti golim okom. Različite varijante ovog eksperimenta često karakterizira niska ponovljivost rezultata, što ne dopušta njihovu sustavnu primjenu u karakterizaciji navedenih procesa. Stoga je relevantno tražiti mogućnosti koje mogu pružiti alternativu demonstraciji procesa interakcije željeza sa sumporom, adekvatnu karakteristikama školskog kemijskog laboratorija.

Cilj: Istražiti mogućnost provođenja reakcija na interakciju sumpora s metalima u školskom laboratoriju.

Zadaci:

Odrediti osnovne fizikalno-kemijske karakteristike sumpora;

Analizirati uvjete za provođenje i odvijanje reakcija interakcije sumpora s metalima;

Proučiti poznate tehnike interakcije sumpora s metalima;

Odaberite sustave za provođenje reakcija;

Procijeniti primjerenost odabranih reakcija uvjetima školskog kemijskog laboratorija.

Predmet studija: reakcije interakcije sumpora s metalima

Predmet studija: izvedivost reakcija interakcije sumpora s metalima u školskom laboratoriju.

Hipoteza: alternativa interakciji željeza sa sumporom u školskom kemijskom laboratoriju bit će kemijska reakcija koja zadovoljava zahtjeve jasnoće, ponovljivosti, relativne sigurnosti i dostupnosti reaktanata.

Želimo započeti svoj rad kratkim opisom sumpora:

Položaj u periodnom sustavu: sumpor je u 3. periodu, grupa VI, glavna (A) podskupina, odnosi se na s-elemente.

Atomski broj sumpora je 16, dakle, naboj atoma sumpora je + 16, broj elektrona je 16. Tri elektronske razine na vanjskoj razini 6 elektrona

Raspored elektrona po razinama:

16 S )))
2 8 6

Jezgra 32 S atoma sumpora sadrži 16 protona (jednako nuklearnom naboju) i 16 neutrona (atomska masa minus broj protona: 32 - 16 = 16).

Elektronička formula: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4

stol 1

Vrijednosti ionizacijskih potencijala atoma sumpora

Ionizacijski potencijal

Energija (eV)

U hladnom sumporu prilično inertan (snažno se povezuje samo sa fluor), ali pri zagrijavanju postaje vrlo kemijski aktivan – reagira s halogenima(osim joda), kisik, vodik i s gotovo svim metalima. Kao rezultat reakcije potonjeg tipa nastaju odgovarajući spojevi sumpora.

Reaktivnost sumpora, kao i bilo kojeg drugog elementa u interakciji s metalima, ovisi o:

aktivnost supstanci koje reagiraju. Tako će, na primjer, sumpor najaktivnije komunicirati s alkalnim metalima

na temperaturu reakcije. To se objašnjava termodinamičkim značajkama procesa.

Termodinamička mogućnost spontanog odvijanja kemijskih reakcija u standardnim uvjetima određena je standardnom Gibbsovom energijom reakcije:

ΔG 0 T< 0 – прямая реакция протекает

ΔG 0 T> 0 - izravna reakcija je nemoguća

o stupnju mljevenja reagirajućih tvari, budući da i sumpor i metali reagiraju uglavnom u čvrstom stanju.

Dane su termodinamičke karakteristike nekih reakcija interakcije sumpora s metalima na slajdu 4

Iz tablice se može vidjeti da je interakcija sumpora s oba metala početka niza naprezanja i metala niske aktivnosti termodinamički moguća.

Dakle, sumpor je prilično aktivan nemetal kada se zagrijava, sposoban reagirati s metalima visoke aktivnosti (alkalne) i niske aktivnosti (srebro, bakar).

Proučavanje interakcije sumpora s metalima

Izbor sustava za istraživanje

Za proučavanje interakcije sumpora s metalima odabrani su sustavi koji uključuju metale smještene na različitim mjestima Beketovljeve serije, a koji imaju različite aktivnosti.

Kao uvjeti odabira definirani su sljedeći kriteriji: brzina, bistrina, potpunost reakcije, relativna sigurnost, ponovljivost rezultata, tvari bi se trebale značajno razlikovati po fizičkim svojstvima, prisutnost tvari u školskom laboratoriju, postoje uspješni pokušaji provođenja interakcije sumpora s određenim metalima.

Kako bi se procijenila ponovljivost provedenih reakcija, svaki pokus je izveden tri puta.

Na temelju ovih kriterija za pokus su odabrani sljedeći reakcijski sustavi:

SUMPOR I BAKAR Cu + S = CuS + 79 kJ / mol

Metodologija i očekivani učinak

Uzmite 4 g sumpora u obliku praha i ulijte u epruvetu. Zagrijte sumpor u epruveti do vrenja. Zatim uzmite bakrenu žicu i zagrijte je na plamenu. Kad se sumpor otopi i prokuha, u njega stavite bakrenu žicu.

Očekivani rezultat:Cijev je ispunjena smeđim parama, žica se zagrijava i "izgara" stvaranjem krhkog sulfida.

2. Interakcija sumpora s bakrom.

Pokazalo se da reakcija nije baš jasna, spontano zagrijavanje bakra također nije došlo. Uz dodatak klorovodične kiseline nije uočeno značajno razvijanje plina.

SUMPOR I ŽELJEZO Fe + S = FeS + 100,4 kJ / mol

Metodologija i očekivani učinak

Uzmite 4 g sumpora u prahu i 7 g željeza u prahu i promiješajte. Dobivenu smjesu ulijte u epruvetu. Tvari ćemo zagrijati u epruveti

Očekivani rezultat:Dolazi do snažnog spontanog zagrijavanja smjese. Dobiveni željezni sulfid se sinterira. Tvar nije odvojena vodom i ne reagira na magnet.

1. Interakcija sumpora sa željezom.

Praktički je nemoguće provesti reakciju za dobivanje željeznog sulfida bez ostatka u laboratorijskim uvjetima, vrlo je teško odrediti kada su tvari potpuno reagirale, spontano zagrijavanje reakcijske smjese se ne opaža. Dobivena tvar je provjerena radi li se o željeznom sulfidu. Za to smo koristili HCl. Kad smo na tvar ispustili klorovodičnu kiselinu, ona se počela pjeniti, oslobodio se sumporovodik.

SUMPOR I NATRIJ 2Na + S = Na 2 S + 370,3 kJ / mol

Metodologija i očekivani učinak

Uzmite 4 g sumpora u prahu i ulijte u žbuku, dobro izmrvite

Odrežite komad natrija težine oko 2 g. Odrežite oksidni film, sameljite ih zajedno.

Očekivani rezultat:Ova reakcija je burna, reagensi se mogu samozapaliti.

3. Interakcija sumpora s natrijem.

Interakcija sumpora s natrijem je najopasniji i najupečatljiviji eksperiment. Nakon nekoliko sekundi mljevenja poletjele su prve iskre, natrij i sumpor su se rasplamsali u mortu i počeli gorjeti. Kada proizvod stupi u interakciju s klorovodičnom kiselinom, aktivno se oslobađa sumporovodik.

SUMPOR I CINK Zn + S = ZnS + 209 kJ / mol

Metodologija i očekivani učinak

Uzmite sumpor i cink u prahu, po 4 g, pomiješajte tvari. Gotovu smjesu izlijte na azbestnu mrežicu. Donosimo vruću baklju do tvari

Očekivani rezultat:Reakcija se ne odvija odmah, već burno nastaje zelenkasto-plavi plamen.

4. Interakcija sumpora s cinkom.

Reakciju je vrlo teško pokrenuti, njeno pokretanje zahtijeva korištenje jakih oksidansa, tj visoka temperatura... Tvari su prsnule u zelenkastoplavi plamen. Kada se plamen ugasi, na ovom mjestu ostaje talog; pri interakciji sa klorovodičnom kiselinom, sumporovodik se neznatno oslobađa.

SUMPOR I ALUMINIJ 2Al + 3S = Al 2 S 3 + 509,0 kJ / mol

Metodologija i očekivani učinak

Uzmite sumpor u prahu mase 4 g i aluminij mase 2,5 g i promiješajte. Dobivenu smjesu stavite na azbestnu mrežu. Zapalili smo smjesu s gorućim magnezijem

Očekivani rezultat:Na reakciji se javlja bljesak.

5. Interakcija sumpora s aluminijem.

Reakcija zahtijeva dodavanje jakog oksidacijskog sredstva kao inicijatora. Nakon paljenja sa gorućim magnezijem, pojavio se snažan bljesak žućkasto-bijele boje, sumporovodik se oslobađa prilično aktivno.

SUMPOR I MAGNEZIJ Mg + S = MgS + 346,0 kJ/mol

Metodologija i očekivani učinak

Uzmite 2,5 g magnezijevih strugotina i 4 g sumpora u prahu i promiješajte

Dobivenu smjesu stavite na azbestnu mrežu. Donosimo baklju do dobivene smjese.

Očekivani rezultat:Tijekom reakcije javlja se snažan bljesak.

4. Interakcija sumpora s magnezijem.

Reakcija zahtijeva dodavanje čistog magnezija kao inicijatora. Pojavljuje se snažan bljesak bjelkaste boje, aktivno se oslobađa sumporovodik.

Izlaz

Reakcija za dobivanje željeznog sulfida nije završena, jer je ostatak ostao u obliku smjese plastičnog sumpora i željeza.

Najaktivnije oslobađanje sumporovodika očitovalo se u natrijevom sulfidu te u magnezijevim i aluminijevim sulfidima.

Bakar sulfid je imao manje aktivnog razvoja sumporovodika.

Pokusi s pripremom natrijevog sulfida opasni su i ne preporučuju se u školskom laboratoriju.

Za izvođenje u školskim uvjetima najprikladnije su reakcije za proizvodnju sulfida aluminija, magnezija i cinka.

Očekivani i stvarni rezultati poklopili su se s interakcijom sumpora s natrijem, magnezijem i aluminijem.

Zaključak

Unatoč postojećim preporukama za demonstraciju interakcije željeza sa sumporom kao primjer koji ilustrira kemijske pojave i oksidacijska svojstva sumpora u kemiji sveobuhvatna škola, stvarna provedba takvog eksperimenta često nije popraćena vidljivim učinkom.

Prilikom određivanja alternative ovoj demonstraciji odabrani su sustavi koji zadovoljavaju zahtjeve vidljivosti, sigurnosti, dostupnosti reaktanata u školskom laboratoriju. Kao moguće opcije odabrani su reakcijski sustavi sumpora s bakrom, željezom, cinkom, magnezijem, aluminijem, natrijem, koji omogućuju procjenu učinkovitosti primjene reakcije interakcije sumpora s razni metali kao demonstracijski pokusi u nastavi kemije.

Na temelju rezultata pokusa utvrđeno je da je za navedene namjene najoptimalnije koristiti reakcijske sustave sumpora s metalima srednje visoke aktivnosti (magnezij, aluminij).

Na temelju eksperimenata napravljen je video koji pokazuje oksidacijska svojstva sumpora na primjeru njegove interakcije s metalima, što omogućuje opisivanje ovih svojstava bez provođenja eksperimenta u punoj mjeri. Kao dodatni vodič izrađena je web stranica ( ), koji, između ostalog, prikazuje rezultate istraživanja u vizualnom obliku.

Rezultati istraživanja mogu postati temelj za dublje proučavanje značajki kemijskih svojstava nemetala, kemijske kinetike i termodinamike.