DEFINICIJA

železo- element osme skupine četrtega obdobja periodnega sistema kemičnih elementov D.I.Mendeleeva.

In ohlapna številka je 26. Simbol je Fe (latinsko "ferrum"). Ena najbolj razširjenih kovin v zemeljski skorji (druga za aluminijem).

Fizikalne lastnosti železa

Železo je siva kovina. V svoji čisti obliki je precej mehka, voljna in duktilna. Elektronska konfiguracija zunanjega raven energije- 3d 6 4s 2. V svojih spojinah ima železo oksidacijski stanji "+2" in "+3". Tališče železa je 1539C. Železo tvori dve kristalni modifikacije: α- in γ-železo. Prvi od njih ima kubično mrežo osredotočeno na telo, drugi - kubično mrežo osredotočeno na obraz. α-železo je termodinamično stabilno v dveh temperaturnih območjih: pod 912 in od 1394C do tališča. Med 912 in 1394C γ-železo je stabilno.

Mehanske lastnosti železa so odvisne od njegove čistosti – vsebnosti celo zelo majhnih količin drugih elementov v njem. Trdno železo ima sposobnost, da v sebi raztopi številne elemente.

Kemijske lastnosti železa

Železo hitro rjavi na vlažnem zraku; prekrit z rjavim nanosom hidratiranega železovega oksida, ki zaradi svoje ohlapnosti ne ščiti železa pred nadaljnjo oksidacijo. Železo v vodi intenzivno korodira; z obilnim dostopom kisika nastanejo hidratizirane oblike železovega (III) oksida:

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

Ob pomanjkanju kisika ali težkem dostopu nastane mešani oksid (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H 2 O (v) ↔ Fe 3 O 4 + 4H 2.

Železo se raztopi v klorovodikovi kislini katere koli koncentracije:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2.

Raztapljanje v razredčeni žveplovi kislini poteka podobno:

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

V koncentriranih raztopinah žveplove kisline se železo oksidira v železo (III):

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

Vendar pa v žveplovi kislini, katere koncentracija je blizu 100%, postane železo pasivno in praktično ne pride do interakcije. V razredčenih in zmerno koncentriranih raztopinah dušikove kisline se železo raztopi:

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

Pri visokih koncentracijah dušikove kisline se raztapljanje upočasni in železo postane pasivno.

Tako kot druge kovine tudi železo reagira s preprostimi snovmi. Pri segrevanju pride do interakcije železa s halogeni (ne glede na vrsto halogena). Interakcija železa z bromom se pojavi pri povečanem parnem tlaku slednjega:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3;

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

Medsebojno delovanje železa z žveplom (prah), dušikom in fosforjem se pojavi tudi pri segrevanju:

6Fe + N 2 = 2Fe 3 N;

2Fe + P = Fe 2 P;

3Fe + P = Fe 3 P.

Železo je sposobno reagirati z nekovinami, kot sta ogljik in silicij:

3Fe + C = Fe 3 C;

Med reakcijami interakcije železa z kompleksne snovi posebno vlogo imajo naslednje reakcije - železo je sposobno reducirati kovine, ki so v liniji aktivnosti desno od njega, iz raztopin soli (1), do reduciranja železovih (III) spojin (2):

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

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

Železo pri povišanem tlaku reagira z oksidom, ki ne tvori soli - CO in tvori snovi kompleksne sestave - karbonile - Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 in Fe 3 (CO) 12.

Železo je v odsotnosti nečistoč stabilno v vodi in v razredčenih raztopinah alkalij.

Pridobivanje železa

Glavna metoda pridobivanja železa je iz železove rude (hematit, magnetit) ali elektroliza raztopin njegovih soli (v tem primeru dobimo "čisto" železo, torej železo brez nečistoč).

Primeri reševanja problemov

PRIMER 1

Vaja

Železovo tehtnico Fe 3 O 4, ki tehta 10 g, smo najprej obdelali s 150 ml raztopine klorovodikove kisline (gostota 1,1 g / ml) z masnim deležem klorovodika 20 %, nato pa smo dobljeni raztopini dodali presežek železa. . Določite sestavo raztopine (v masnih %).

Rešitev

Zapišimo reakcijske enačbe glede na pogoj problema: 8HCl + Fe3O4 = FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O (1); 2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 (2). Če poznate gostoto in prostornino raztopine klorovodikove kisline, lahko najdete njeno maso: m sol (HCl) = V (HCl) × ρ (HCl); m sol (HCl) = 150 × 1,1 = 165 g. Izračunajmo maso vodikovega klorida: m (HCl) = m sol (HCl) x ω (HCl) / 100 %; m (HCl) = 165 × 20 % / 100 % = 33 g. Molarna masa (masa enega mola) klorovodikove kisline, izračunana s pomočjo tabele kemičnih elementov D.I. Mendelejev - 36,5 g / mol. Poiščimo količino snovi klorovodika: v (HCl) = m (HCl) / M (HCl); v (HCl) = 33 / 36,5 = 0,904 mol. Molarna masa (masa enega mola) lestvice, izračunana s pomočjo tabele kemičnih elementov D.I. Mendelejev - 232 g / mol. Poiščimo količino snovi lestvice: v (Fe 3 O 4) = 10/232 = 0,043 mol. Po enačbi 1 je v (HCl): v (Fe 3 O 4) = 1: 8, torej v (HCl) = 8 v (Fe 3 O 4) = 0,344 mol. Potem bo količina klorove snovi, izračunana z enačbo (0,344 mol), manjša od tiste, ki je navedena v pogoju problema (0,904 mol). Zato je klorovodikova kislina v presežku in bo prišlo do druge reakcije: Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 (3). Določimo količino snovi železovih kloridov, ki nastanejo kot posledica prve reakcije (specifično reakcijo označujemo z indeksi): v 1 (FeCl 2): ​​v (Fe 2 O 3) = 1: 1 = 0,043 mola; v 1 (FeCl 3): v (Fe 2 O 3) = 2: 1; v 1 (FeCl 3) = 2 × v (Fe 2 O 3) = 0,086 mol. Določimo količino vodikovega klorida, ki ni reagiral v reakciji 1, in količino snovi železovega (II) klorida, ki nastane med reakcijo 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. Določimo količino snovi FeCl 2, ki nastane med reakcijo 2, skupno količino snovi FeCl 2 in njeno maso: v2 (FeCl3) = v1 (FeCl3) = 0,086 mola; v 2 (FeCl 2): ​​v 2 (FeCl 3) = 3: 2; v 2 (FeCl 2) = 3/2 × v 2 (FeCl 3) = 0,129 mola; v vsota (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 vsota (FeCl 2) × M (FeCl 2) = 0,452 × 127 = 57,404 g. Določimo količino snovi in ​​maso železa, ki je vstopila v reakcije 2 in 3: v2 (Fe): v2 (FeCl3) = 1:2; v 2 (Fe) = 1/2 × v 2 (FeCl 3) = 0,043 mola; v3 (Fe): v rem (HCl) = 1:2; v 3 (Fe) = 1/2 × v rem (HCl) = 0,28 mola; v vsota (Fe) = v 2 (Fe) + v 3 (Fe) = 0,043 + 0,28 = 0,323 mola; m (Fe) = v vsota (Fe) × M (Fe) = 0,323 × 56 = 18,088 g. Izračunajmo količino snovi in ​​maso vodika, ki se sprosti v reakciji 3: v (H 2) = 1/2 × v rem (HCl) = 0,28 mola; m (H 2) = v (H 2) × M (H 2) = 0,28 × 2 = 0,56 g. Določite maso nastale raztopine m 'sol in masni delež FeCl 2 v njej: m 'sol = m sol (HCl) + m (Fe 3 O 4) + m (Fe) - m (H 2);

Železo je element stranske podskupine osme skupine četrtega obdobja periodnega sistema kemičnih elementov D. I. Mendelejeva z atomsko številko 26. Označeno je s simbolom Fe (latinsko Ferrum). Ena najbolj razširjenih kovin v zemeljski skorji (druga za aluminijem). Kovina srednje aktivnosti, redukcijsko sredstvo.

Glavna oksidacijska stanja - +2, +3

Preprosta snov železo je temprana kovina srebrno bele barve z visoko kemično reaktivnostjo: železo hitro korodira pri visokih temperaturah ali pri visoki vlažnosti zraka. V čistem kisiku železo gori, v fino razpršenem stanju pa se na zraku spontano vname.

Kemične lastnosti preproste snovi - železa:

Rjanje in gorenje v kisiku

1) Na zraku se železo zlahka oksidira v prisotnosti vlage (rjavenje):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe (OH) 3

Vroča železna žica gori v kisiku in tvori vodni kamen - železov oksid (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

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

2) Pri visokih temperaturah (700-900 ° C) železo reagira z vodno paro:

3Fe + 4H 2 O - t ° → Fe 3 O 4 + 4H 2

3) Železo pri segrevanju reagira z nekovinami:

2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3 (200 ° С)

Fe + S - t ° → FeS (600 ° С)

Fe + 2S → Fe +2 (S 2 -1) (700 ° С)

4) V nizu napetosti stoji levo od vodika, reagira z razredčenimi kislinami HCl in H 2 SO 4, pri čemer nastanejo železove (II) soli in se sprošča vodik:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (reakcije potekajo brez dostopa do zraka, sicer se Fe +2 postopoma prenaša s kisikom na Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (razdel.) → FeSO 4 + H 2

V koncentriranih oksidacijskih kislinah se železo raztopi šele pri segrevanju, takoj preide v 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

(v hladnem koncentrirane dušikove in žveplove kisline pasivirati

Železen žebelj, potopljen v modrikasto raztopino bakrovega sulfata, postopoma postane prekrit s cvetom rdečega kovinskega bakra.

5) Železo izpodriva kovine, ki stojijo desno od njega, iz raztopin njihovih soli.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Amfoternost železa se kaže le v koncentriranih alkalijah med vrenjem:

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

in nastane oborina natrijevega tetrahidroksoferata (II).

Tehnično železo- zlitine železa z ogljikom: lito železo vsebuje 2,06-6,67% C, jeklo Pogosto so prisotne 0,02-2,06 % C, druge naravne nečistoče (S, P, Si) in umetno vneseni posebni dodatki (Mn, Ni, Cr), kar daje železove zlitine tehnično koristne lastnosti- trdota, toplotna in korozijska odpornost, duktilnost itd. .

Proizvodnja surovega železa v plavžih

Postopek v plavžu za proizvodnjo surovega železa je sestavljen iz naslednjih stopenj:

a) priprava (praženje) sulfidnih in karbonatnih rud - prenos v oksidno rudo:

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) zgorevanje koksa med vročim pihanjem:

С (koks) + O 2 (zrak) → СO 2 (600-700 ° С) СO 2 + С (koks) ⇌ 2СО (700-1000 ° С)

c) redukcijo oksidne rude z ogljikovim monoksidom CO zaporedno:

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

d) naogljičenje železa (do 6,67 % C) in taljenje litega železa:

Fe (t ) →(C(kokakola)900-1200 °C) Fe (w) (lito železo, tališče 1145 ° C)

V litem železu sta vedno prisotna cementit Fe 2 C in grafit v obliki zrn.

Proizvodnja jekla

Pretvorba litega železa v jeklo se izvaja v posebnih pečeh (konverterske, ognjišče, električne), ki se razlikujejo po načinu ogrevanja; temperatura procesa 1700-2000 ° C. Vpihovanje zraka, obogatenega s kisikom, vodi do izgorevanja odvečnega ogljika iz litega železa, pa tudi žvepla, fosforja in silicija v obliki oksidov. V tem primeru se oksidi bodisi zajamejo v obliki odpadnih plinov (CO 2, SO 2), bodisi se vežejo v lahko ločljivo žlindro - zmes Ca 3 (PO 4) 2 in CaSiO 3. Za pridobitev posebnih jekel se v peč vnašajo legirni dodatki drugih kovin.

Prejemanječisto železo v industriji - elektroliza raztopine železovih soli, na primer:

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

(obstajajo še druge posebne metode, vključno z redukcijo železovih oksidov z vodikom).

V proizvodnji se uporablja čisto železo posebne zlitine, pri izdelavi jeder elektromagnetov in transformatorjev, litega železa - v proizvodnji ulitkov in jekla, jekla - kot konstrukcijskih in orodnih materialov, vključno z odpornimi proti obrabi, toploti in koroziji.

Železov (II) oksid F eO ... Amfoterni oksid z veliko prevlado osnovnih lastnosti. Črna, ima ionsko strukturo Fe 2+ O 2-. Pri segrevanju najprej razpade, nato pa spet nastane. Ne nastane, ko se železo zgoreva na zraku. Ne reagira z vodo. Razkrojen s kislinami, spojen z alkalijami. Na vlažnem zraku počasi oksidira. Reduciran z vodikom, koksom. Sodeluje v plavžnem procesu taljenja železa. Uporablja se kot sestavni del keramike in mineralnih barv. Enačbe najpomembnejših reakcij:

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

FeO + 2HC1 (razdel.) = FeC1 2 + H 2 O

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

FеО + 4NаОН = 2Н 2 O + Na 4FeO3 (rdeča.) trioksoferat (II)(400-500 °C)

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

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

FeO + CO = Fe + CO 2 (900 °C)

4FеО + 2Н 2 O (vlaga) + O 2 (zrak) → 4FеО (ОН) (t)

6FеО + O 2 = 2 (Fe II Fe 2 III) O 4 (300-500 ° С)

Prejemanje v laboratoriji: toplotna razgradnja železovih (II) spojin brez dostopa zraka:

Fe (OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 °C)

FeCO3 = FeO + CO 2 (490-550 °C)

Diželezov (III) oksid - železov ( II ) ( Fe II Fe 2 III) O 4 ... Dvojni oksid. Črna, ima ionsko strukturo Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Toplotno stabilen do visokih temperatur. Ne reagira z vodo. Razkrojijo kisline. Reduciran z vodikom, vročim železom. Sodeluje v plavžnem procesu proizvodnje surovega železa. Uporablja se kot sestavina mineralnih barv ( železni svinec), keramika, barvni cement. Produkt posebne oksidacije površine jeklenih izdelkov ( črnenje, modrenje). Sestava ustreza rjavi rji in temni luski na železu. Uporaba bruto formule Fe 3 O 4 ni priporočljiva. Enačbe najpomembnejših reakcij:

2 (Fe II Fe 2 III) O 4 = 6FеO + O 2 (nad 1538 °C)

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

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 10НNO 3 (konc.) = 3Fе (NO 3) 3 + NO 2 + 5Н 2 O

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

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 4H 2 = 4H 2 O + 3Fе (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 ⇌4FеО (900-1000 ° С, 560-700 ° С)

Prejemanje: zgorevanje železa (glej) v zraku.

magnetit.

Železov (III) oksid F e 2 O 3 ... Amfoterni oksid s prevlado bazičnih lastnosti. Rdeče-rjava, ima ionsko strukturo (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Toplotno stabilna do visokih temperatur. Ne nastane, ko se železo zgoreva na zraku. Ne reagira z vodo, iz raztopine pade rjavi amorfni hidrat Fe 2 O 3 nH 2 O. S kislinami in alkalijami reagira počasi. Reduciran z ogljikovim monoksidom, staljenim železom. Zlitine z oksidi drugih kovin in tvorijo dvojne okside - spineli(tehnični izdelki se imenujejo ferit). Uporablja se kot surovina pri taljenju surovega železa v plavžu, kot katalizator pri proizvodnji amoniaka, sestavine keramike, neželeznih cementov in mineralnih barv, pri termitnem varjenju jeklenih konstrukcij, kot je nosilec zvoka in slike na magnetnih trakovih, kot polirno sredstvo za jeklo in steklo.

Enačbe najpomembnejših reakcij:

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

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

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

Fe 2 O 3 + Fe = ZFeO (900 ° C)

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

Prejemanje v laboratoriju - toplotna razgradnja železovih (III) soli v zraku:

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

4 (Fe (NO 3) 3 9 Н 2 O) = 2Fе a O 3 + 12NO 2 + 3O 2 + 36Н 2 O (600-700 ° С)

V naravi - rude železovega oksida hematit Fe 2 O 3 in limonit Fe 2 O 3 nN 2 O

Železov (II) hidroksid F e (OH) 2. Amfoterni hidroksid s prevlado bazičnih lastnosti. Bele (včasih z zelenkastim odtenkom), Fe - OH vezi so pretežno kovalentne. Toplotno nestabilen. Zlahka oksidira na zraku, še posebej, ko je moker (temni). Netopen v vodi. Reagira z razredčenimi kislinami, koncentriranimi alkalijami. Tipično redukcijsko sredstvo. Vmesno pri rjavenju železa. Uporablja se pri izdelavi aktivne mase železo-nikljevih baterij.

Enačbe najpomembnejših reakcij:

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

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

Fe (OH) 2 + 2NаОН (> 50 %) = Na 2 ↓ (modro-zeleno) (vrelo)

4Fе (ОН) 2 (suspenzija) + O 2 (zrak) → 4FеО (ОН) ↓ + 2Н 2 O (t)

2Fе (ОН) 2 (suspenzija) + Н 2 O 2 (razdel.) = 2FеО (ОН) ↓ + 2Н 2 O

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

Prejemanje: obarjanje iz raztopine z alkalijami ali amoniak hidratom v inertni atmosferi:

Fe 2+ + 2OH (razširjen) = Fe (OH) 2 ↓

Fe 2+ + 2 (NH 3 H 2 O) = Fe (OH) 2 ↓+ 2NH 4

Železov metahidroksid F eO (OH). Amfoterni hidroksid s prevlado bazičnih lastnosti. Svetlo rjave, Fe - O in Fe - OH vezi so pretežno kovalentne. Pri segrevanju se razgradi brez taljenja. Netopen v vodi. Iz raztopine se obori v obliki amorfnega rjavega polihidrata Fe 2 O 3 nH 2 O, ki se v razredčeni alkalni raztopini ali po sušenju pretvori v FeO (OH). Reagira s kislinami, trdnimi alkalijami. Šibko oksidacijsko in redukcijsko sredstvo. Sintrano s Fe (OH) 2. Vmesno pri rjavenju železa. Uporablja se kot osnova za rumene mineralne barve in emajle, absorber izpušnih plinov, katalizator v organski sintezi.

Spojina sestavka Fe (OH) 3 ni znana (ni pridobljena).

Enačbe najpomembnejših reakcij:

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 (razdel.) = FeC1 3 + 2H 2 O

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

FeO (OH) → Na 3 [Fe (OH) 6]Bela, Na 5 in K 4; v obeh primerih se obori modri produkt enake sestave in strukture, КFе III. V laboratoriju se ta usedlina imenuje pruska modra, oz turnbull je modra:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Kemična imena začetnih reagentov in reakcijskega produkta:

K 3 Fe III - kalijev heksacianoferat (III)

K 4 Fe III - kalijev heksacianoferat (II)

КFе III - železo (III) kalijev heksacianoferat (II)

Poleg tega je dober reagent za ione Fe 3+ tiocianat ion NСS -, z njim se kombinira železo (III) in pojavi se svetlo rdeča ("krvava") barva:

Fe 3+ + 6NSS - = 3-

Ta reagent (na primer v obliki soli KNCS) lahko zazna celo sledi železa (III) v voda iz pipeče gre skozi železne cevi, ki so na notranji strani prekrite z rjo.

Kemijske lastnosti železa Razmislimo o primeru njegove interakcije s tipičnimi nekovinami - žveplom in kisikom.

V petrijevki zmešamo železo in žveplo, zdrobljeno v prah. Jekleno napero segrejemo v plamenu in se ga dotaknemo z mešanico reagentov. Burno reakcijo med železom in žveplom spremlja sproščanje toplotne in svetlobne energije. Trden produkt interakcije teh snovi - železov (II) sulfid - je črne barve. Za razliko od železa ga magnet ne privlači.

Železo reagira z žveplom in tvori železov (II) sulfid. Sestavimo reakcijsko enačbo:

Predhodno segrevanje je potrebno tudi za reakcijo železa s kisikom. Kremenčev pesek nalijte v posodo z debelimi stenami. V plamenu gorilnika segrejemo snop zelo tanke železne žice – tako imenovano železno volno. Vrečo žico vnesemo v posodo s kisikom. Železo gori z zaslepljujočim plamenom, razprši iskre - rdeče vroče delce železovega oksida Fe 3 O 4.

Ista reakcija se pojavi na zraku, ko se jeklo med obdelavo zelo segreje zaradi trenja.

Ko se železo zgoreva v kisiku ali na zraku, nastane železova luska:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4, Gradivo s spletnega mesta

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

Železna luska je spojina, v kateri ima železo različne pomene valenca.

Prehod obeh reakcij spojine spremlja sproščanje toplotne in svetlobne energije.

Na tej strani gradivo o temah:

• Kakšna je reakcija železovega sulfida s kisikom?

• Naredite enačbo med železom in žveplom

• Izravnalne reakcije železa s kisikom

• Primer kemične reakcije združevanja železa z žveplom

• Enačba za interakcijo kisika z železom

Vprašanja o tem materialu:

Uvod

Proučevanje kemijskih lastnosti posameznih elementov je sestavni del predmeta kemije v sodobni šoli, ki omogoča, da na podlagi induktivnega pristopa naredimo predpostavko o značilnostih kemične interakcije elementov na podlagi njihove fizikalno-kemijske lastnosti. Vendar pa zmogljivosti šolskega kemijskega laboratorija ne omogočajo vedno v celoti prikazati odvisnosti kemijskih lastnosti elementa od njegovega položaja v periodnem sistemu kemičnih elementov, strukturnih značilnosti preprostih snovi.

Kemijske lastnosti žvepla se uporabljajo na začetku študija predmeta kemija za prikaz razlike med kemijskimi pojavi in ​​fizikalnimi pojavi ter pri preučevanju značilnosti posameznih kemijskih elementov. Najpogosteje v smernice Kot primer kemijskih pojavov in primer oksidacijskih lastnosti žvepla priporočamo prikaz interakcije žvepla z železom. Toda v večini primerov se ta reakcija sploh ne pojavi ali pa rezultatov njenega poteka ni mogoče oceniti s prostim očesom. Za različne različice tega poskusa je pogosto značilna nizka ponovljivost rezultatov, kar ne omogoča njihove sistematične uporabe pri karakterizaciji zgornjih procesov. Zato je pomembno poiskati možnosti, ki lahko zagotovijo alternativo prikazu procesa interakcije železa z žveplom, ki ustreza značilnostim šolskega kemijskega laboratorija.

Cilj: Raziščite možnost izvajanja reakcij na interakcijo žvepla s kovinami v šolskem laboratoriju.

Naloge:

Določiti osnovne fizikalne in kemijske lastnosti žvepla;

Analizirati pogoje za izvedbo in potek reakcij interakcije žvepla s kovinami;

Preučiti znane tehnike za interakcijo žvepla s kovinami;

Izberite sisteme za izvajanje reakcij;

Ocenite ustreznost izbranih reakcij razmeram v šolskem kemijskem laboratoriju.

Predmet študija: reakcije interakcije žvepla s kovinami

Predmet študija: izvedljivost reakcij interakcije žvepla s kovinami v šolskem laboratoriju.

Hipoteza: alternativa interakciji železa z žveplom v šolskem kemijskem laboratoriju bo kemična reakcija, ki izpolnjuje zahteve po jasnosti, ponovljivosti, relativni varnosti in razpoložljivosti reaktantov.

Naše delo želimo začeti s kratkim opisom žvepla:

Položaj v periodnem sistemu: žveplo je v 3. obdobju, skupina VI, glavna (A) podskupina, se nanaša na s-elemente.

Atomsko število žvepla je 16, zato je naboj žveplovega atoma + 16, število elektronov je 16. Tri elektronske ravni na zunanji ravni 6 elektronov

Postavitev elektronov po ravneh:

16 S )))
2 8 6

Jedro žveplovega atoma 32 S vsebuje 16 protonov (enako jedrskemu naboju) in 16 nevtronov (atomska masa minus število protonov: 32 - 16 = 16).

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

Tabela 1

Vrednosti ionizacijskih potencialov žveplovega atoma

Ionizacijski potencial

Energija (eV)

V mrzlem žvepla precej inerten (močno se povezuje samo z fluor), vendar pri segrevanju postane zelo kemično aktiven - reagira s halogeni(razen joda), kisik, vodik in s skoraj vsemi kovinami. Kot rezultat reakcije slednjega tipa nastanejo ustrezne žveplove spojine.

Reaktivnost žvepla, tako kot katerega koli drugega elementa pri interakciji s kovinami, je odvisna od:

aktivnost reakcijskih snovi. Tako bo na primer žveplo najbolj aktivno vplivalo na alkalijske kovine

na temperaturo reakcije. To je razloženo s termodinamičnimi značilnostmi procesa.

Termodinamična možnost spontanega pojava kemičnih reakcij v standardnih pogojih je določena s standardno Gibbsovo energijo reakcije:

ΔG 0 T< 0 – прямая реакция протекает

ΔG 0 Т> 0 - neposredna reakcija je nemogoča

na stopnjo mletja reagirajočih snovi, saj tako žveplo kot kovine reagirajo predvsem v trdnem stanju.

Podane so termodinamične značilnosti nekaterih reakcij interakcije žvepla s kovinami na diapozitivu 4

Iz tabele je razvidno, da je interakcija žvepla z obema kovinama začetka niza napetosti in kovinami nizke aktivnosti termodinamično možna.

Tako je žveplo pri segrevanju precej aktivna nekovina, ki je sposobna reagirati s kovinami tako visoke (alkalne) kot nizke aktivnosti (srebro, baker).

Študija interakcije žvepla s kovinami

Izbira sistemov za raziskovanje

Za preučevanje interakcije žvepla s kovinami so bili izbrani sistemi, ki vključujejo kovine, ki se nahajajo na različnih mestih serije Beketov, ki imajo različne aktivnosti.

Kot izbirni pogoji so bili opredeljeni naslednji kriteriji: hitrost, jasnost, popolnost reakcije, relativna varnost, ponovljivost rezultata, snovi naj se izrazito razlikujejo po fizikalnih lastnostih, prisotnost snovi v šolskem laboratoriju, uspešni so poskusi izvedbe interakcije žvepla s specifičnimi kovinami.

Za oceno ponovljivosti izvedenih reakcij je bil vsak poskus izveden trikrat.

Na podlagi teh meril so bili za poskus izbrani naslednji reakcijski sistemi:

ŽVEPLO IN BAKER Cu + S = CuS + 79 kJ / mol

Metodologija in pričakovani učinek

Vzemite 4 g žvepla v prahu in ga vlijte v epruveto. V epruveti segrejemo žveplo, da zavre. Nato vzemite bakreno žico in jo segrejte na ognju. Ko se žveplo stopi in zavre, vanjo položimo bakreno žico.

Pričakovani rezultati:Cev je napolnjena z rjavimi hlapi, žica se segreje in "izgori" s tvorbo krhkega sulfida.

2. Interakcija žvepla z bakrom.

Izkazalo se je, da reakcija ni zelo jasna, do spontanega segrevanja bakra tudi ni prišlo. Z dodatkom klorovodikove kisline niso opazili pomembnega razvoja plina.

ŽVELO IN ŽELEZO Fe + S = FeS + 100,4 kJ / mol

Metodologija in pričakovani učinek

Vzemite 4 g žvepla v prahu in 7 g železa v prahu in premešajte. Nastalo zmes vlijemo v epruveto. Snovi bomo segrevali v epruveti

Pričakovani rezultati:Pojavi se močno spontano segrevanje mešanice. Nastali železov sulfid sintramo. Snov ni ločena z vodo in ne reagira na magnet.

1. Interakcija žvepla z železom.

V laboratorijskih pogojih je praktično nemogoče izvesti reakcijo za pridobitev železovega sulfida brez ostanka, zelo težko je ugotoviti, kdaj so snovi popolnoma reagirale, spontano segrevanje reakcijske zmesi pa ni opaziti. Dobljeno snov smo preverili, ali gre za železov sulfid. Za to smo uporabili HCl. Ko smo na snov spustili klorovodikovo kislino, se je začela peniti, sproščal se je vodikov sulfid.

ŽVELO IN NATRIJ 2Na + S = Na 2 S + 370,3 kJ / mol

Metodologija in pričakovani učinek

Vzemite 4 g žvepla v prahu in ga vlijte v možnar, dobro zmeljite

Odrežite kos natrija, ki tehta približno 2 g. Odrežite oksidni film, jih zmeljemo skupaj.

Pričakovani rezultati:Ta reakcija je burna, reagenti se lahko sami vžgejo.

3. Interakcija žvepla z natrijem.

Interakcija žvepla z natrijem je najbolj nevaren in nepozaben poskus. Po nekaj sekundah mletja so poletele prve iskre, v malti sta se razplamtela natrij in žveplo in začela goreti. Ko izdelek interagira s klorovodikovo kislino, se vodikov sulfid aktivno sprošča.

ŽVEPLO IN CINK Zn + S = ZnS + 209 kJ / mol

Metodologija in pričakovani učinek

Vzemite žveplo in cink v prahu, po 4 g, zmešajte snovi. Končano zmes vlijemo na azbestno mrežo. Do snovi prinesemo vročo baklo

Pričakovani rezultati:Reakcija se ne zgodi takoj, ampak nastane silovito zelenkasto moder plamen.

4. Interakcija žvepla s cinkom.

Reakcijo je zelo težko zagnati, njen začetek zahteva uporabo močnih oksidantov oz visoka temperatura... Snovi izbruhnejo v zelenkasto modri plamen. Ko plamen ugasne, ostane na tem mestu ostanek, pri interakciji s klorovodikovo kislino se vodikov sulfid sprosti neznatno.

ŽVELO IN ALUMINIJ 2Al + 3S = Al 2 S 3 + 509,0 kJ / mol

Metodologija in pričakovani učinek

Vzemite žveplo v prahu z maso 4 g in aluminij z maso 2,5 g in premešajte. Nastalo zmes položite na azbestno mrežo. Zmes z gorečim magnezijem zažgemo

Pričakovani rezultati:Ob reakciji se pojavi blisk.

5. Interakcija žvepla z aluminijem.

Reakcija zahteva dodatek močnega oksidanta kot iniciatorja. Po vžigu z gorečim magnezijem se je pojavil močan utrip rumenkasto bele barve, vodikov sulfid se sprošča precej aktivno.

ŽVELO IN MAGNEZIJ Mg + S = MgS + 346,0 kJ / mol

Metodologija in pričakovani učinek

Vzemite 2,5 g magnezijevih ostružkov in 4 g žvepla v prahu in premešajte

Nastalo zmes položite na azbestno mrežo. Gorilnik pripeljemo do nastale mešanice.

Pričakovani rezultati:Med reakcijo se pojavi močan blisk.

4. Interakcija žvepla z magnezijem.

Reakcija zahteva dodatek čistega magnezija kot iniciatorja. Pojavi se močan utrip belkaste barve, aktivno se sprošča vodikov sulfid.

Zaključek

Reakcija za pridobitev železovega sulfida ni bila končana, saj je preostanek ostal v obliki zmesi plastičnega žvepla in železa.

Najbolj aktivno sproščanje vodikovega sulfida se je pokazalo v natrijevem sulfidu ter v magnezijevih in aluminijevih sulfidih.

Bakrov sulfid je imel manj aktivno razvijanje vodikovega sulfida.

Poskusi s pripravo natrijevega sulfida so nevarni in niso priporočljivi v šolskem laboratoriju.

Za izvajanje v šolskih razmerah so najprimernejše reakcije za proizvodnjo sulfidov aluminija, magnezija in cinka.

Pričakovani in dejanski rezultati so sovpadali z interakcijo žvepla z natrijem, magnezijem in aluminijem.

Zaključek

Kljub obstoječim priporočilom za prikaz interakcije železa z žveplom kot primer, ki ponazarja kemijske pojave in oksidacijske lastnosti žvepla v kemiji srednja šola, dejansko izvedbo takšnega poskusa pogosto ne spremlja vidni učinek.

Pri določanju alternative tej demonstraciji so bili izbrani sistemi, ki izpolnjujejo zahteve po vidljivosti, varnosti, razpoložljivosti reaktantov v šolskem laboratoriju. Kot možne možnosti so bili izbrani reakcijski sistemi žvepla z bakrom, železom, cinkom, magnezijem, aluminijem, natrijem, ki omogočajo oceno učinkovitosti uporabe reakcije interakcije žvepla z različne kovine kot demonstracijski poskusi pri pouku kemije.

Na podlagi rezultatov poskusov je bilo ugotovljeno, da je za navedene namene najbolj optimalna uporaba reakcijskih sistemov žvepla s kovinami srednje visoke aktivnosti (magnezij, aluminij).

Na podlagi poskusov je bil ustvarjen videoposnetek, ki prikazuje oksidacijske lastnosti žvepla na primeru njegove interakcije s kovinami, kar omogoča opis teh lastnosti brez izvajanja obsežnega eksperimenta. Kot dodatno vodilo je bila izdelana spletna stran ( ), ki med drugim v vizualni obliki predstavlja rezultate študije.

Rezultati raziskav lahko postanejo osnova za globlje preučevanje značilnosti kemijskih lastnosti nekovin, kemijske kinetike in termodinamike.