Železný osmý prvek čtvrtého období v tabulce MENDELEEV. Jeho číslo v tabulce (také nazývá atomová) 26, což odpovídá počtu protonů v jádře a elektronech v elektronové skořepině. Je indikován první dvě písmena jeho latinského ekvivalentu - Fe (ferrum - číst jako "ferrum"). Železo - druhý prevalence prvek v zemské kůře, procento - 4,65% (nejčastější - hliník, AL). V nativním podobě je tento kov vzácný poměrně zřídka, častěji se extrahuje ze smíšené rudy s niklem.

V kontaktu s

Jaká je povaha této souvislosti? Železo jako atom sestává z kovové krystalové mřížky, díky které je zajištěno pevnost sloučenin obsahujících tento prvek, a molekulární rezistence. To je v této souvislosti, že tento kov je typický pevný těleso na rozdíl od toho, například z rtuti.

Železo jako jednoduchá látka - Silver kovový kov typický pro tuto skupinu prvků vlastností: purpure, kovový lesk a plasticita. Kromě toho má železo vysokou reakční aktivitu. Poslední vlastnost je indikován skutečností, že železo je velmi rychle podléhat korozi v přítomnosti vysoké teploty a vhodné vlhkosti. V čistém kyslíku je tento kov dobře osvětlen, a pokud se podíváte na velmi malé částice, nebudou snadno spalovat, ale být samo-otáčky.

Zavoláme železo bez čistého kovu, ale jeho slitiny obsahující uhlík ©, například ocel (<2,14% C) и чугун (>2,14% c). Také významný průmyslový význam má slitiny, ve kterých jsou přidány legující kovy (nikl, mangan, chrom a další), vzhledem k nim, ocel se stává nerezem, tj. Dopedu. Na základě toho je zřejmé, které rozsáhlé průmyslové použití má tento kov.

Feate Fe.

Chemické vlastnosti železa

Zvažte podrobněji rysy tohoto prvku.

Vlastnosti jednoduché látky

• Oxidace ve vzduchu při vysoké vlhkosti (proces koroze):

4FE + 3O2 + 6H2O \u003d 4FE (OH) 3 - hydroxid (hydroxid) železo (III)

• Spalování železného drátu v kyslíku s tvorbou směsného oxidu (je v něm prvek a stupně oxidace +2 a s mírou oxidace +3):

3FE + 2O2 \u003d FE3O4 (Iron Scale). Reakce je možná při zahřátí na 160 ° C.

• Interakce s vodou při vysoké teplotě (600-700 ⁰C):

3FE + 4H2O \u003d FE3O4 + 4H2

• Reakce s nekovovými metály:

a) Reakce s halogeny (důležitá! S touto interakcí je stupeň oxidace prvku získán +3)

2FE + 3Cl2 \u003d 2FECL3 - Třhulantní chlorid železa

b) Reakce s šedou (důležitou! S touto interakcí má prvek stupeň oxidace +2)

Sulfid železitý (III) - FE2S3 lze získat během jiné reakce:

Fe2O3 + 3H2S \u003d Fe2S3 + 3H2O

c) tvorba pyritu

Fe + 2S \u003d FES2 - pyrite. Věnujte pozornost stupni oxidace prvků tvořících tuto sloučeninu: Fe (+2), S (-1).

• Interakce s solemi kovů stojících v elektrochemické řadě kovové aktivity vpravo od FE:

Fe + CUCL2 \u003d FECL2 + CU - chlorid železitý (II)

• Interakce se zředěnými kyselinami (například hydrochloridní a síry):

Fe + HBr \u003d FEFR2 + H2

Fe + HCL \u003d FECL2 + H2

Všimněte si, že v těchto reakcích se otáčí železo s mírou oxidace +2.

• V nezředěných kyselinách, které jsou nejsilnější oxidizátory, je reakce možná pouze při zahřátí, kov je pasivován v chladných kyselinách:

Fe + H2SO4 (koncentrovaný) \u003d FE2 (SO4) 3 + 3S02 + 6H2O

Fe + 6HNO3 \u003d FE (NO3) 3 + 3NO2 + 3H2O

• Amfoterní vlastnosti železa se projevují pouze při interakci se koncentrovaným alkálem:

Fe + 2KOH + 2H2O \u003d K2 + H2 - tetrahydroxyferrat (ii) Draslík padá do sedimentu.

Proces výroby litiny ve vysoké peci

• Vypalování a následné rozklady sulfidových a uhličitanových rud (uvolňování kovů):

FES2 -\u003e FE2O3 (O2, 850 ⁰C, -S02). Tato reakce je také prvním krokem v průmyslové syntéze kyseliny sírové.

FECO3 -\u003e FE2O3 (O2, 550-600 ⁰C, -CO2).

• Hořící koks (v nadbytku):

C (koks) + O2 (vtip) -\u003e CO2 (600-700 ⁰C)

CO2 + C (koks) -\u003e 2CO (750-1000 ⁰C)

• Restaurování RUS obsahující oxid uhelnatý oxid:

Fe2O3 -\u003e FE3O4 (CO, -CO2)

FE3O4 -\u003e FEO (CO, -CO2)

FeO -\u003e Fe (CO, -CO2)

• Karburizace železa (až 6,7%) a litinové tání (t⁰loves - 1145 ⁰C)

Fe (tvrdé) + s (koks) -\u003e litina. Reakční teplota - 900-1200 ⁰C.

Litina je vždy přítomna ve formě cementu obilí (Fe2C) a grafitu.

Sloučeniny obsahující Fe

Pojďme studovat vlastnosti každé připojení samostatně.

Fe3o4.

Smíšený nebo dvojitý oxid železitý, který má ve svém složení prvek s oxidačním stupněm obou +2 a +3. Také Fe3o4 se nazývá iron Scale.. Toto spojení je stálé tolerovat vysoké teploty. Nereaguje s vodou, vodní páru. Podrobeny rozkladu s minerálními kyselinami. Může být obnoven vodíkem nebo železem při vysoké teplotě. Jak byste mohli pochopit výše uvedené informace, je mezilehlý výrobek v řetězci reakce průmyslové výroby litiny.

Železná abalin se používá při výrobě barev na minerální bázi, barevné cementové a keramické výrobky. Fe3O4 je to, co se získá v černé a vázané oceli. Smíšený oxid se získá spalováním železa ve vzduchu (reakce je uvedena výše). Oxidy obsahující rudu je magnetit.

Fe2o3.

Oxid železitý (III), triviální jméno - hematit, Červeno-hnědé spojení. Odolný vůči vysokým teplotám. Ve své čisté formě není tvořeno při oxidačním kyslíku železa. Nereaguje s vodou, formy hydráty spadají do sraženiny. Chudé reakce s zředěným alkálem a kyselinami. Může být roztaven oxidy jiných kovů, tvořících spinely - dvojité oxidy.

Red Zheleznyak se používá jako surovina s průmyslovou výrobou litiny doménovým způsobem. Také urychluje reakci, to znamená, je katalyzátorem v průmyslu amoniaku. Používá se ve stejných oblastech jako železné stupnice. Plus, to bylo používáno jako nosič zvuku a obrázků na magnetických stuhách.

Feoh2.

Hydroxid železa (ii)Sloučenina s kyselými i základními vlastnostmi převažují druhé, to znamená, že je amfoterní. Bílá látka, která je rychle oxidována ve vzduchu, "vrták" na hydroxid železa (III). Jsme náchylní k rozpadu, když jsou vystaveni teplotě. Dosáhne reakce a s slabými roztoky kyselin a alkálií. Ve vodě nebude rozpustný. Reakce působí jako redukční činidlo. Jedná se o mezilehlý produkt v korozní reakci.

Detekce FE2 + a FE3 + iontů ("vysoce kvalitní" reakce)

Rozpoznávání iontů FE2 + a FE3 + ve vodných roztokech se vyrábí za použití komplexních komplexních sloučenin - K3, červené krevní soli a K4, žluté krevní soli. V obou reakcích se nasycená modrá sraženina klesne se stejnou kvantitativní kompozicí, ale různou železnou polohou s valencí +2 a +3. Tato sraženina se také často nazývá Berlin Azure nebo Turnbull modrá.

Reakce zaznamenaná v iontové formě

Fe2 ++ K ++ 3-  K + 1FE + 2

FE3 ++ K ++ 4-  K + 1FE + 3

Dobré činidlo pro detekci FE3 + - Toyocianate ion (NCS-)

FE3 ++ NCS-  3- - Tyto sloučeniny mají jasně červenou ("krvavou") barvu.

Toto činidlo například thiokyanát draselného (vzorce - KNCS) umožňuje určit ani zanedbatelnou koncentraci železa v roztokech. Takže je schopen studovat vodu z vodovodu k určení, zda trubky neustí.

Délka převodník Délka měniče Hmotnost měniče Objem životopisu Produkty a měnič potravin Čtvercový měnič Objem a jednotky Měření měření v kulinářských receptech Převodník měniče Teplota Teplotní měniče Tlak, mechanické napětí, modul, modul Jung měniče Energie měniče Převodník Převodník Převodník Převodník Časový převodník Lineární otáčky Plochý úhel Konvertor Převodovka Efektivita a palivové inženýrské konvertorová čísla v různých systémech Systems Converter jednotky Měření Množství měny Měna Rozměry Dámské oděvy Dámské oděvy Pánské oděvy a boty Rohové měniče Rohové měniče a otáčení měniče Rychlost měniče Rohové zrychlení konvertor Converter Hustota měniče Konkrétní specifikace Konvertor moment setrvačnost moment moment měniče měniče Konvertor konvertor Specifický spalování tepla (hmotnostní) Převodník hustoty energie a specifické spalování tepla (podle objemu) Teplotní konvertor Konvertor Koeficient Tepelné expanzní konvertor Konvertor tepelného odolnosti Konvertor tepelné vodivosti Konvertor tepelně konvertor Energy Exporze a tepelné záření Výkon měniče Heat tok Dužinový konvertor Masse Spotřeba Konvertor Převodník Hmotnostní průtok Hmotnostní hustota měniče Hmotnostní konvertor Hmotnostní měnič Převodník Hmotnostní koncentrační konvertor Dynamický konvertor Absolutní) Viskozita Cinematic Viskozita konvertor Povrch napětí konvertor Parry permeability měnič vodní páry průtoku konvertoru zvukový konvertor mikrofony Zvuková tlaková hladina převodníku (SPL) Zvukový tlak konvertor Konvertor Svítí Konvertor Konvertor Konvertor Konvertor Rozlišení konvertoru Konvertor Rozlišení konvertoru Konvertor Rozlišení měniče Konvertor Svítidlo měniče frekvenční měniče Převodník a vlnová délka optický výkon v dioptrici a ohniskové délce Vzdálenost optický výkon v DIOPTIA a zvyšování Lenza (×) měniče měniče elektrického náboje Lineární hustota nabíjení Povrchová hustota měniče Nabíjení hustoty přežití Hustota Převodník Elektrický proud Převodník Lineární proud Převodník Povrchový proud Převodník Elektrická pole měniče Elektrostatický potenciál a měnič napětí Elektrický odpor měniče Konvertor Elektrický odolnost konvertor konvertor elektrického odporu Elektrická vodivost Specifické elektrické vedení konvertor elektrické kapacity Induktivity konvertor konvertor Converter americký drát drát ventilu v DBM (DBM nebo DBMW), DBV (DBV), Watts, atd. Jednotky Magnetotorware konvertor magnetické pole konvertor magnetický průtok konvertor magnetický průtok měniče magnetické indukční záření. Převodník napájení absorbovanou dávku ionizující radiační radioaktivity. Radioaktivní rozpadový převodník záření. Konvertor expozice dávkování záření. Konvertor absorbovaný dávka konvertor desetinné konzoly přenosu dat převodník jednotky typografie a zpracování obrazových zařízení měniče měření měření objemu výpočtu dřevařů molární hmoty periodického systému chemických prvků D. I. MENDELEEV

Chemický vzorec

Fe 2 Molární hmotnost (SO 4) 3, síran železitý (III) 399.8778 g / mol

55,845 · 2 + (32.065 + 15 9994 · 4) · 3

Masové podíly prvků ve spojení

Použití kalkulačky molární hmotnosti

• Chemické vzorce musí být podávány s registru
• Indexy jsou zadány jako běžná čísla
• Bod na středové linii (násobné znaménko), použitý například v krystalických vzorcích, je nahrazen normálním bodem.
• Příklad: Namísto Cuso₄ · 5H20 v konvertoru pro snadné vstupu, píšete Cuso4.5H2O.

Molární hmotnost kalkulačka

Krtek

Všechny látky se skládají z atomů a molekul. V chemii je důležité přesně měřit hmotu látek vstupujících do reakce a vyplývající z něj. Mol je jednotkou množství látky v C. Jedna mol obsahuje přesně 6.02214076 × 10 ²³ elementárních částic. Tato hodnota je numericky stejná jako avogadro konstanta n a, pokud je vyjádřena v jednotkách mol⁻⁻ a nazývá se číslo nogadro. Počet látek (symbol n.) Systémy jsou měřítkem počtu konstrukčních prvků. Strukturální prvek může být atom, molekula, iont, elektron nebo jakákoliv skupina částic nebo částic.

Trvalý avogadro n a \u003d 6,02214076 × 10²3 mol⁻⁻. Počet avogadro - 6.02214076 × 10² ".

Jinými slovy, mol je množství látky rovné hmotnosti součtu atomových hmotnostů atomů a molekul látky násobené avogadro. Jednotka množství látky mol je jedním ze sedmi hlavních jednotek systému SI a je indikována molem. Vzhledem k tomu, že název jednotky a jeho podmíněné označení se shoduje, je třeba poznamenat, že podmíněné označení není nakloněno, na rozdíl od názvu jednotky, která může být nakloněna obvyklými pravidly ruského jazyka. Jeden mol čistého uhlíku-12 je přesně 12 g.

Molární hmotnost

Molární hmotnost je fyzikální vlastnost látky stanovenou jako poměr hmotnosti této látky k množství látky v molech. Mluvíme jinak, to je hmotnost jedné modlivace. V systémovém systému molární hmoty je kilogram / mol (kg / mol). Chemici jsou však zvyklí, aby si vybrali pohodlnější jednotku g / mol.

molární hmotnost \u003d g / mol

Molární hmotnost prvků a přípojek

Sloučeniny - látky sestávající z různých atomů, které jsou chemicky spojeny. Například následující látky, které lze nalézt v kuchyni v každé hostesce, jsou chemické sloučeniny:

• sůl (chlorid sodný) NaCl
• cukr (sacharóza) C1H2H220
• ocet (roztok kyseliny octové) chúOOH

Molární hmotnost chemických prvků v gramech na krtku numericky se shodují s hmotností atomů prvku, vyjádřená v atomových jednotkách hmotnosti (nebo Daltonu). Molární hmotnost sloučenin se rovná součtu molárních hmot prvků, z nichž sloučenina sestává, s přihlédnutím k počtu atomů ve sloučenině. Molární hmotnost vody (H20) je například přibližně 1 × 2 + 16 \u003d 18 g / mol.

Molekulární hmotnost

Molekulová hmotnost (starý název je molekulová hmotnost) je hmotnost molekuly, vypočtená jako součet hmotností každého atomu, který je součástí molekuly násobené počtem atomů v této molekule. Molekulová hmotnost je bezrozměrný Fyzikální množství je numericky rovno molární hmotnosti. To znamená, že molekulová hmotnost se liší od molárního rozměru. Navzdory skutečnosti, že molekulová hmotnost je bezrozměrná hodnota, stále má hodnotu nazvanou atomovou jednotku hmotnosti (A.E.M.) nebo Dalton (ano) a přibližně stejnou hmotnost jednoho protonu nebo neutronu. Atomová jednotka hmotnosti je také numericky rovna 1 g / mol.

Výpočet molární hmotnosti

Molární hmotnost se vypočítá tak:

• jsou určeny atomové masy prvků na tabulce Mendeleev;
• určují počet atomů každého prvku ve složeném vzorci;
• určete molární hmotu, skládání atomových hmot prvků obsažených ve spojení násobené jejich číslem.

Například vypočítáme molární hmotnost kyseliny octové

Skládá se z:

• dva atomy uhlíku
• čtyři atomy vodíku
• dva atomy kyslíku

• cHONE C \u003d 2 × 12 0107 g / mol \u003d 24,0214 g / mol
• vodík H \u003d 4 × 1 00794 g / mol \u003d 4,03176 g / mol
• kyslík O \u003d 2 × 15 99994 g / mol \u003d 31 9988 g / mol
• molární hmotnost \u003d 24,0214 + 4,03176 + 31 9988 \u003d 60 05196 g / mol

Naše kalkulačka provede takový výpočet. Můžete vstoupit do vzorce kyseliny octové a zkontrolovat, co se stane.

Zjistíte, že je obtížné překládat měrné jednotky z jednoho jazyka do druhého? Kolegové jsou připraveni vám pomoci. Publikovat otázku v tctermech A během několika minut obdržíte odpověď.

Lidské tělo obsahuje asi 5 g železa, většina z ní (70%) je součástí hemoglobinu krve.

Fyzikální vlastnosti

Ve volném stavu železa - stříbrný bílý kov s šedavým odstínem. Pure Iron Plast, má feromagnetické vlastnosti. V praxi se obvykle používají slitiny železa a oceli.

Fe je nejdůležitějším a nejčastějším prvkem devět D-kovů bočním podskupinou skupiny VIII. Spolu s kobaltem a niklem formami "železné rodiny".

Při tváření sloučenin s jinými prvky, 2 nebo 3 elektrony (B \u003d II, III) používá 2 nebo 3.

Železo, stejně jako téměř všechny D-prvky skupiny VIII, nevykazuje nejvyšší valenci rovnou čísmům skupiny. Jeho maximální valence dosahuje VI a projevuje se velmi vzácné.

Nejvíce charakteristikou sloučenin, ve kterých jsou atomy Fe v oxidačních stupňů +2 a +3.

Způsoby získávání železa

1. Technické železo (ve slitině s uhlíkem a jinými nečistotami) se získají karbonem restaurováním jeho přírodních sloučenin podle schématu:

Recovery dochází postupně, ve 3 fázích:

1) 3FE 2O 3 + CO \u003d 2FE 3O 4 + CO 2

2) Fe 3O 4 + CO \u003d 3FEO + CO 2

3) FEO + CO \u003d FE + CO 2

Vysvětlené železo vytvořené v důsledku tohoto procesu obsahuje více než 2% uhlíku. V budoucnu se ocel získají z litiny, slitin železa obsahujících méně než 1,5% uhlíku.

2. Velmi čisté železo Získejte jednu cestu:

a) Fe pentarbonylový rozklad

Fe (CO) 5 \u003d FE + 5CO

b) využití vodíku čistý feo

FeO + H 2 \u003d Fe + H 2 O

c) elektrolýza vodných roztoků solí Fe +2

FEC 2O 4 \u003d FE + 2SO 2

Železný oxalát (II)

Chemické vlastnosti

Fe je kov střední aktivity, vykazuje běžné vlastnosti charakteristické pro kovy.

Jedinečná funkce je schopnost "rez" ve vlhkém vzduchu:

V nepřítomnosti vlhkosti se suchým vzduchem začne železo reagovat znatelně pouze při t\u003e 150 ° C; Při výpočtu je vytvořena "Iron Okalina" Fe 3O 4:

3FE + 2O 2 \u003d FE 3O 4

Ve vodě v nepřítomnosti kyslíku se železo nerozpustí. Při velmi vysoké teplotě fe reaguje s vodní páry, visel vodík z molekul vody:

3 Fe + 4N 2O (g) \u003d 4h 2

Proces rezavosti ve svém mechanismu je elektrochemická korozi. Rust produkt je prezentován ve zjednodušené formě. Ve skutečnosti je vytvořena volná vrstva směsí oxidů a hydroxidy variabilní kompozice. Na rozdíl od filmu AL203, tato vrstva nechrání železo od dalšího zničení.

Typy korozi

Ochrana proti korozi

1. Interakce s halogeny a šedou při vysokých teplotách.

2FE + 3CI2 \u003d 2FECL 3

2FE + 3F 2 \u003d 2FEF 3

Fe + I 2 \u003d FEI 2

Jsou tvořeny sloučeninami, ve kterých převládá typ komunikace iontů.

2. Interakce s fosforem, uhlíkem, křemíkem (C N2 a H 2 železo není přímo spojeno, ale rozpouští je).

Fe + p \u003d f fe x p y

Fe + C \u003d FE X C Y

Fe + Si \u003d Fe X Si Y

Jsou vytvořeny látky proměnlivé kompozice, T až. Bertolidy (ve sloučeninách převažují kovalentní povahu komunikace)

3. Interakce s "neoxidačním" kyselinami (HC1, H2S04 vzorek.)

FE 0 + 2N + → FE 2+ + H 2

Protože FE je umístěn v řadě aktivity vlevo od vodíku (E ° Fe / Fe 2+ \u003d -0,44b), může být schopen vykazovat H2 z běžných kyselin.

Fe + 2HCl \u003d FECL 2 + H 2

Fe + H 2 SO 4 \u003d FESO 4 + H 2

4. Interakce s "oxidačním" kyselinami (HNO3, H 2 SO 4 konc.)

Fe 0 - 3E - → Fe 3+

Koncentrovaný HNO3 a H2S04 "pasivát" železo, takže při normální teplotě se v nich nerozpustí kov. S silným ohřevem dochází k pomalému rozpouštění (bez zvýraznění H 2).

V RSC. Hno 3 železo rozpouští, vstupuje do roztoku ve formě kationtů Fe 3+ a aniont se obnovuje na ne *:

Fe + 4HNO 3 \u003d FE (č. 3) 3 + ne + 2N 2 o

Velmi dobře rozpuštěný ve směsi NSL a HNO 3

5. Postoj k zásadám

Ve vodných roztokech se Fe alkális nerozpustí. S roztaveným alkálem reaguje pouze při velmi vysokých teplotách.

6. Interakce s solemi méně aktivních kovů

Fe + Cuso 4 \u003d FESO 4 + CU

Fe 0 + Cu 2+ \u003d Fe 2+ + CU 0

7. Interakce s plynným oxidem uhelnatým (t \u003d 200 ° C, P)

Fe (prášek) + 5CO (d) \u003d fe 0 (CO) 5 pentarbonylový železo

Sloučeniny Fe (iii)

Fe 2O 3 - oxid železa (III).

Červeno-hnědý prášek, n. R. V H 2 O. V přírodě - "Red Zheleznyak".

Metody získávání:

1) Rozklad hydroxidu železa (III)

2FE (OH) 3 \u003d FE 2O 3 + 3H 2 O

2) vypalování pyritu

4fes 2 + 11O 2 \u003d 8S02 + 2FE 2O 3

3) Rozklad dusičnanu

Chemické vlastnosti

Fe 2O3 je hlavní oxid s příznaky amhotografie.

I. Hlavní vlastnosti se projevují ve schopnosti reagovat s kyselinami:

Fe 2O 3 + 6N + \u003d 2FE 3+ + Zn 2 O

Fe 2O 3 + 6HCI \u003d 2Feci 3 + 3H 2 O

FE 2O 3 + 6HNO 3 \u003d 2FE (č. 3) 3 + 3H 2 O

II. Slabost vlastnosti. Ve vodných roztocích se ES 2O 3 alkalizace nerozpustí, ale když se fixuje s oxidy pevných látek, zásadité a uhličitany, vzniká feritová forma:

Fe 2O 3 + Sao \u003d CA (FeO 2) 2

Fe 2O 3 + 2AOH \u003d 2NAFEO 2 + H 2 O

Fe 2O 3 + MgCCO3 \u003d mg (FeO 2) 2 + CO 2

III. Fe 2O 3 - Jemné suroviny pro železo v metalurgii:

Fe 2O 3 + ZS \u003d 2FE + SSO nebo FE 2O 3 + SSO \u003d 2FE + ZO 2

Fe (OH) 3 - hydroxid železitý (III)

Metody získávání:

Získané pod působením alkalických alkalií pro rozpustné soli Fe 3+:

FECL 3 + 3AOH \u003d FE (OH) 3 + 3NACL

V době přijetí Fe (OH) 3 - červenohnědé sliznice amorfní sraženiny.

Fe (iii) hydroxid je také vytvořen při oxidaci na mokrém vzduchu Fe a Fe (OH) 2:

4FE + 6N 2 O + 3O 2 \u003d 4FE (OH) 3

4FE (OH) 2 + 2N 2 O + O 2 \u003d 4FE (OH) 3

FE (III) Hydroxid je konečný produkt hydrolýzy soli Fe 3+.

Chemické vlastnosti

Fe (Oh) 3 je velmi slabá báze (mnohem slabší než Fe (OH) 2). Zobrazuje znatelné vlastnosti kyseliny. Tak, Fe (OH) 3 má amfoterní znak:

1) Reakce s kyselinami Pokračujte snadno:

2) Čerstvá sraženina Fe (OH) 3 se rozpouští v horké konc. CON nebo NaOH řešení pro vytvoření hydroxamplexů:

Fe (Oh) 3 + 3CONE \u003d K 3

V alkalickém roztoku Fe (OH) 3 může být oxidován na ferrates (soli, které nejsou vybrány ve volném stavu kyseliny železa H 2 FEO 4):

2FE (OH) 3 + 10CONE + 3BR 2 \u003d 2K 2 FEO 4 + 6KVR + 8H 2 O

Fe 3+ soli

Nejakticky důležitější jsou: Fe 2 (SO 4) 3, FECL 3, FE (NO 3) 3, FE (SCN) 3, K 3 4-žlutá krevní sůl \u003d Fe 4 3 Berlin Azure (tmavě modrý sediment)

b) Fe 3+ + 3SCN - \u003d Fe (SCN) 3 Rodanide Fe (III) (PRR krev-červená)

Železné sloučeniny (II)

Sloučeniny železa se stupněm oxidace železa +2 jsou malé a snadno oxidovány na deriváty železa (III).

Fe 2O 3 + CO \u003d 2FEO + CO 2.

Hydroxid železa (II) Fe (OH) 2v čerstvě lemované formě má šedavě zelenou barvu, nerozpustí se ve vodě, při teplotách nad 150 ° C rozkládá, rychle ztmavne v důsledku oxidace:

4FE (OH) 2 + O 2 + 2H20 \u003d 4FE (OH) 3.

Exponuje nízkonapěť amfoterních vlastností s převažením bazických, snadno reaguje s neoxidačními kyselinami:

Fe (OH) 2 + 2HCl \u003d FECL 2 + 2H 2 O.

Interakce se koncentrovanými alkalickými roztoky, pokud se zahřívá na tvorbu tetrahydroxerrátu (II):

Fe (OH) 2 + 2AOH \u003d Na 2.

Exponáty snižující vlastnosti, když interakce s dusičnou nebo koncentrovanou kyselinou sírovou, se vytvoří soli železa (III):

2FE (OH) 2 + 4H 2 SO 4 \u003d FE 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 6H 2 O.

Ukazuje se v interakci železa (II) solí s alkálovou maltou v nepřítomnosti vzduchu kyslíku:

FESO 4 + 2AOH \u003d Fe (OH) 2 + Na2S04.

Soli železa (ii).Železo (II) tvoří soli s téměř všemi anionty. Typicky se soli krystalizují ve formě zeleného krystalického vodíku: Fe (č. 3) 2 · 6H20, FESO 4 · 7H20, FESO 2 · 6H20, (NH4) 2 Fe (SO 4) 2 · 6H 2 O (Salt Mora) a další. Soli řešení mají světle zelenou barvu a v důsledku hydrolýzy, kyselé středy:

Fe 2+ + H20 \u003d FeOH + + H +.

Vykazují všechny vlastnosti solí.

Při stání ve vzduchu se pomalu oxiduje rozpuštěným kyslíkem na železné soli (III):

4FECL 2 + O 2 + 2H20 \u003d 4FEOHCl 2.

Vysoce kvalitní reakce na Fe2 + kation - interakce s hexacaciátrátem draselným (III) (červený krevní roztok):

FESO 4 + K 3 \u003d KFE ↓ + K 2 SO 4

Fe 2+ + K + + 3- \u003d KFE ↓

v důsledku reakce se vytvoří modrá sraženina - hexaciaranrat (II) železo (III) - draslík.

Stupeň oxidace je +3 charakteristika železa.

Oxid železitý (III) Fe 2O 3 -hnědá látka existuje ve třech polymorfních modifikacích.

Exponuje nízko generované amfoterické vlastnosti s převažením hlavního. Snadno reaguje s kyselinami:

Fe 2O 3 + 6HCl \u003d 2FECL 3 + 3H 2 O.

S řešením Alkalis neodpovídá, ale při fixaci se tvoří ferity:

Fe 2O 3 + 2AOH \u003d 2NAEO 2 + H 2 O.

Zobrazuje oxidační a rehabilitační vlastnosti. Při zahřátí se obnovuje vodík nebo oxid uhličitý (II), zobrazující oxidační vlastnosti:

Fe 2O 3 + H 2 \u003d 2FEO + H 2O,

Fe 2O 3 + CO \u003d 2FEO + CO 2.

V přítomnosti silných oxidačních činidel se alkalické médium ukazuje rehabilitační vlastnosti a je oxidováno na deriváty železa (VI):

Fe 2O 3 + 3KNO 3 + 4KOH \u003d 2K 2 FEO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O.

Při teplotách nad 1400 ° C rozloží:

6FE203 \u003d 4FE 3O 4 + O 2.

Ukazuje se s tepelným rozkladem hydroxidu železa (III):

2FE (OH) 3 \u003d FE 2O 3 + 3H 2 O

nebo oxidace pyritu:

4fes 2 + 11O 2 \u003d 2FE203 + 8S02.

FECL 3 + 3KCNS \u003d FE (CNS) 3 + 3KCl,

Železný prvek boční podskupiny osmé skupiny čtvrtého období periodického systému chemických prvků D. I. Mendeleev s atomovým číslem 26. je označen symbolem Fe (Lat. Ferrum). Jeden z nejčastějších kovů v zemské kůře (druhé místo po hliníku). Kovová střední aktivita, redukční činidlo.

Základní stupně oxidace - +2, +3

Jednoduchá látka železa - hmoždinkový kov stříbrné bílé barvy s vysokou chemickou reaktivitou: železo rychle sbor při vysokých teplotách nebo s vysokou vlhkostí ve vzduchu. V čistém kyslíku, železo svítí, a v jemném stavu samo-otáčení a ve vzduchu.

Chemické vlastnosti jednoduché látky - železo:

Rust a spalování v kyslíku

1) Vzduch je snadno oxidován ve vzduchu v přítomnosti vlhkosti (rez):

4FE + 3O 2 + 6H 2 O → 4FE (OH) 3

Celkový železný drát svítí kyslík, tvořící stupnici - oxid železitý (II, III):

3FE + 2O 2 → FE 3O 4

3FE + 2O 2 → (Fe 2 III) O 4 (160 ° С)

2) Při vysokých teplotách (700-900 ° C) reaguje železo s vodní páor:

3FE + 4H 2 O - T ° → Fe 3O 4 + 4H 2

3) Železo reaguje s nekovovými metály při zahřátí:

2FE + 3CI2 → 2FECL 3 (200 ° C)

Fe + S - T ° → FES (600 ° C)

Fe + 2S → Fe +2 (S 2 -1) (700 ° C)

4) V řadě napětí je na levé straně vodíku, reaguje se zředěním NCL a H2S04 kyselinami, zatímco se vytvoří soli železa (II) a rozlišuje se vodík:

Fe + 2HCl → FECL 2 + H 2 (reakce se provádí bez přístupu k ovzduší, jinak Fe +2 je postupně přeložen kyslíkem v Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (RSC) → FESO 4 + H 2

V koncentrovaných kyselých oxidanizátorech se železo rozpustí pouze při zahřátí, okamžitě přejde do kationtu Fe 3+:

2FE + 6H 2 SO 4 (konc.) - T ° → Fe 2 (SO 4) 3 + 3S02 + 6H 2 O

Fe + 6Hno 3 (konc.) - T ° → FE (č. 3) 3 + 3NO 2 + 3H20

(ve studené koncentrované kyselině dusičné a kyseliny sírové pasivát

Železný hřebík ponořený v modravém roztoku síranu mědi se postupně pokryje červenou kovovou mědí.

5) Železné vynikající kovy s právem na to v řešeních jejich solí.

Fe + Cuso 4 → Feso 4 + CU

Železo Amhoterita se projevuje pouze v koncentrovaném alkálisku při varu:

Fe + 2naon (50%) + 2N 2 O \u003d Na 2 ↓ + H 2

vytvoří se sediment sodíku tetrahydroxerrátu (II).

Technická železa - Železné slitiny s uhlíkem: litina obsahuje 2,06-6,67% ° C, ocel 0.02-2,06% C, často existují i \u200b\u200bdalší přírodní nečistoty (S, P, SI) a injekční uměle speciální přísady (MN, Ni, Cr), které poskytují slitiny železa technicky užitečné vlastnosti - tvrdost, tepelná a korozivzdorná odolnost, hřiště a další .

Dominální proces litiny

Proces domény produkce litiny je následující fáze:

a) Příprava (palba) sulfid a uhličitanové rudy - překlad do oxidové rudy:

FE 2 → FE 2O 3 (O 2, 800 ° C, -SO 2) FECO 3 → FE 2O3 (O 2, 500-600 ° C, -CO 2)

b) pálení koksu s foukáním horkým:

C (koks) + O 2 (vzduch) → CO 2 (600-700 ° C) CO2 + C (koks) ⇌ 2O (700-1000 ° С)

c) obnovení oxidu oxidu uhelnatého oxidu uhelnatého s důsledně:

Fe 2 O 3 → (co) (Fe II ES 2 III) O 4 → (co) Feo. → (co) Fe.

d) karbonizace železa (až 6,67% c) a litinové tání:

Fe (T. ) →(C.(kola) 900-1200 ° С)Fe (g) (litina, t 1145 ° С)

Fe 2C a grafitový cement je vždy přítomen v litině.

Produkce oceli

Redistribuce litiny v oceli se provádí ve speciálních pecích (měniče, martens, elektrický), vyznačující se tím, že se vyznačuje metodou ohřevu; Procesní teplota 1700-2000 ° C. Foukání vzduchu obohaceného kyslíkem vede k spalování z litiny přebytečného uhlíku, stejně jako síry, fosfor a křemík ve formě oxidů. Současně jsou oxidy buď zachyceny ve formě výfukových plynů (C02, SO 2), nebo se vážou na snadno oddělenou strusku - směs Ca 3 (PO4) 2 a CASIO 3. Pro získání speciálních ocelí do pece jsou zavedeny legující přísady jiných kovů.

Získání Čisté železo v průmyslu - elektrolýza řešení železa soli, například:

FESL 2 → FE ↓ + Cl 2 (90 ° C) (elektrolýza)

(Existují i \u200b\u200bjiné speciální metody, včetně restaurování oxidů železa s vodíkem).

Čisté železo se používá při výrobě speciálních slitin, při výrobě jader elektromagnetů a transformátorů, litiny - při výrobě odlévání a oceli, oceli - jako konstrukční a instrumentální materiály, včetně opotřebení a tepelného a odolného proti korozi.

Oxid železitý (II) F. eo. . Amfoterní oxid s velkým převážností základních vlastností. Černá, má iontovou strukturu fe 2+ o 2-. Při zahřátí je nejprve rozložena, pak je opět tvořen. Není tvořen při spalování železa ve vzduchu. Nereaguje s vodou. Rozkládá se s kyselinami, roztavené alkálemi. Pomalu oxidován ve vlhkém vzduchu. Obnoveno vodíkem, koksem. Účastní se procesu domény litiny. Používá se jako součást keramiky a minerálních barev. Rovnice nejdůležitějších reakcí:

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

FEO + 2NC1 (RSC) \u003d FES1 2 + H 2 O

FEO + 4NO 3 (konc.) \u003d Fe (č. 3) 3 + ne 2 + 2N 2 o

FEO + 4NONE \u003d 2N 2 O + N.a 4.F.e.Ó. 3 (Krasn..) triofofoferrat (II)(400-500 ° С)

FeO + H2 \u003d H20 + Fe (zejména čistý) (350 ° C)

FeO + C (koks) \u003d Fe + CO (nad 1000 ° C)

FEO + CO \u003d FE + CO 2 (900 ° C)

4FEO + 2H20 (vlhkost) + O 2 (vzduch) → 4FEO (O) (T)

6FEO + O 2 \u003d 2 (Fe II) 2 III) O 4 (300-500 ° C)

Získání v laboratoře: Tepelné rozklady sloučenin železa (II) bez přístupu k ovladači:

Fe (OH) 2 \u003d FEO + H20 (150-200 ° C)

Fenze \u003d FEO + CO 2 (490-550 ° C)

Domeleza (III) - oxid železitý (III) (III) II. ) ( Fe II ES 2 III) O 4 . Dvojitý oxid. Černá, má iontovou strukturu fe2 + (fe 3+) 2 (o 2-) 4. Termicky odolný vůči vysokým teplotám. Nereaguje s vodou. Rozkládá se s kyselinami. Obnoveno vodíkem, horkým železem. Účastní se procesu domény produkce litiny. Používá se jako složka minerálních barev ( iron Surik.), Keramika, barevný cement. Výrobek speciální oxidace povrchu ocelových výrobků ( slepý, fouká). Podle kompozice odpovídá hnědé rez a tmavě abalinu na žlázu. Použití hrubého vzorce Fe 3O 4 se nedoporučuje. Rovnice nejdůležitějších reakcí:

2 (Fe II ES 2 III) O 4 \u003d 6FEO + O 2 (nad 1538 ° C)

(Fe 2ii) O 4 + 8NS1 (RSC) \u003d FES1 2 + 2FES13 + 4N 2 o

(Fe 2ii) O 4 + 10NO 3 (konc.) \u003d 3FE (č. 3) 3 + ne 2 + 5N 2 o

(Fe II Fe 2ii) O 4 + O 2 (vzduch) \u003d 6FE203 (450-600 ° С)

(Fe II) 2 III) O 4 + 4N 2 \u003d 4N 2O + 3FE (zejména čisté, 1000 ° C)

(Fe II ES 2 III) O 4 + CO \u003d ZFEO + CO 2 (500-800 ° C)

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

Získání: Železné spalování (viz) ve vzduchu.

magnetite.

Oxid železitý (III) F. e 2 O 3 . Amfoterní oxid s převahou základních vlastností. Red-hnědá má iontovou strukturu (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Je tepelně stabilní na vysoké teploty. Není tvořen při spalování železa ve vzduchu. Nereaguje s vodou, sníží se z roztoku hnědý amorfní hydrátový hydrátový fe 2O3 nn 2O. Pomalu reaguje s kyselinami a alkálií. Obnovuje oxid uhelnatý, roztavené železo. Filts s oxidy jiných kovů a tvoří dvojité oxidy - spinel. (Technické výrobky se nazývají ferity). Používá se jako suroviny při tavení litiny v oblasti domény, katalyzátorem ve výrobě amoniaku, složky keramiky, barevných cementů a minerálních barvách, s tepelným svařováním ocelových konstrukcí, jako nosič zvuku a obrazů na magnetickém pásky, jako leštící činidlo pro ocel a sklo.

Rovnice nejdůležitějších reakcí:

6FE 2O 3 \u003d 4 (Fe 2 III) O 4 + O 2 (1200-1300 ° С)

Fe 2O 3 + 6NS1 (RSS.) → 2FES13 + Zn 2O (t) (600 ° C, R)

Fe 2O 3 + 2AON (konc.) → H 2O + 2 N.aleF.e.Ó. 2 (Krasn.)dioxoperrát (iii)

Fe 2O 3 + Mo \u003d (Mi II Fe 2 II I) O 4 (m \u003d Cu, Mn, Fe, Ni, Zn)

Fe 2O 3 + Zn 2 \u003d Zn 2O + 2FE (zejména čisté, 1050-1100 ° С)

FE 2O 3 + FE \u003d CFEO (900 ° C)

3FE 2O 3 + CO \u003d 2 (Fe II 2 III) O 4 + CO 2 (400-600 ° C)

Získání V laboratoři - tepelné rozklady železných solí (III) ve vzduchu:

Fe 2 (SO 4) 3 \u003d FE 2O 3 + 3SO 3 (500-700 ° С)

4 (Fe (č. 3) 3 9 H20) \u003d 2FE A O 3 + 12NO 2 + 3O 2 + 36N20 (600-700 ° C)

V přírodě - oxidové železné rudy hematit Fe 2 O 3 a limonite. Fe 2O 3 nn 2 o

Hydroxid železa (ii) F. e (oh) 2. Amfoterický hydroxid s převažením základních vlastností. Bílá (někdy s nazelenalým odstínem), připojení FE je převážně kovalentní. Tepelně nestabilní. Snadno oxidován ve vzduchu, zejména v mokrém stavu (nejtmavší). Nerozpustný ve vodě. Reaguje na zředěné kyseliny koncentrované alkálové. Typické redukční činidlo. Mezilehlý výrobek při rezavlivém železu. Používá se při výrobě aktivní hmoty ironoponecake baterií.

Rovnice nejdůležitějších reakcí:

Fe (ON) 2 \u003d FEO + H20 (150-200 ° C, v ATM.N 2)

Fe (OH) 2 + 2NC1 (RSC) \u003d FES1 2 + 2N 2 O

Fe () 2 + 2NONE (\u003e 50%) \u003d Na 2 ↓ (modro-zelená) (varu)

4FE (OH) 2 (Suspenze) + O 2 (vzduch) → 4FEO (O) ↓ + 2N 2 O (T)

2F (OH) 2 (suspenze) + H202 (vzorek) \u003d 2FEO (o) ↓ + 2N 2 o

Fe (Oh) 2 + KNO 3 (konc.) \u003d FEO (OH) ↓ + ne + CON (60 ° C)

Získání: Srážení z roztoku s alkálem nebo hydrátem amoniaku v inertní atmosféře:

Fe 2+ + 2OH (RSC) \u003d F.e (oh) 2 ↓

Fe 2+ + 2 (NH3H20) \u003d F.e (oh) 2 ↓+ 2NH 4.

Metagidroxide železo F. eo. Amfoterický hydroxid s převažením základních vlastností. Světle hnědá, komunikace Fe - O a Fe - to je převážně kovalentní. Při zahřátí rozložení bez tavení. Nerozpustný ve vodě. Roztok se vysráží z roztoku ve formě hnědého amorfního polyhydrátu F203 NN20, který, když odolávání pod zředěným alkalickým roztokem, nebo při sušení, jde do FeO (OH). Reaguje s kyselinami, pevné alkály. Slabý oxidační činidlo a redukční činidlo. To hříchy s Fe (OH) 2. Mezilehlý výrobek při rezavlivém železu. Používá se jako základna žlutých minerálních nátěrů a smaltů, absorbér odpadních plynů, katalyzátoru v organické syntéze.

Sloučenina složení f (OH) 3 není známa (není přijata).

Rovnice nejdůležitějších reakcí:

Fe 2O 3. Nn 2 o → ( 200-250 ° C, -H. 2 Ó.) Feo (oh) → ( 560-700 ° С ve vzduchu, -H2O)→ FE 2O 3

Feo (OH) + ZNS1 (RSC) \u003d FES1 3 + 2N 2 O

Feo (oh) → Fe. 2 Ó. 3 . nH. 2 Ó. -Coloidní (Naon (konc.))

Feo (oh) → N.a 3 [[F.e (on) 6]bílý , Na 5 a K 4, resp.; V obou případech modrý produkt spadá stejnou složení a strukturu, KFE III. V laboratoři se tato sraženina nazývá pruská modřOr. tournbull Xin.:

Fe 2+ + K + + 3- \u003d KFE III ↓

Fe 3+ + K + + 4- \u003d KFE III ↓

Chemická jména počátečních činidel a reakčních produktů:

K 3 FE III - hexacyanoferrat (iii) draslík

K 4 FE III - hexaciaranrat (ii) draslík

KFE III - hexacyanoferrat (ii) železo (w) draslík

Kromě toho je dobré činidlo na iontech Fe 3+ iontů thiokyanátového iontů -, železo (III) se připojuje k němu a jasně červená ("krvavá") se objeví:

Fe 3+ + 6NSS - \u003d 3-

Toto činidlo (například ve formě kNS soli), může být detekován i stopy železa (III) ve vodě z vodovodu, pokud prochází železnými trubkami potaženými z vnitřní rez.