Geležies gavimas dviem būdais. Juodasis metalas: pagrindinės charakteristikos, geležies gamyba ir naudojimas. Geležies oksidacijos būsena junginiuose

Geležis yra aštuntasis ketvirtojo periodo elementas periodinėje lentelėje. Jo skaičius lentelėje (dar vadinamas atominiu) yra 26, o tai atitinka protonų skaičių branduolyje ir elektronų skaičių elektronų apvalkale. Jis žymimas dviem pirmomis lotyniškojo atitikmens raidėmis – Fe (lot. Ferrum – skaitoma kaip „ferrum“). Geležis yra antras labiausiai paplitęs elementas žemės plutoje, jo procentas sudaro 4,65% (dažniausias yra aliuminis, Al). Savo gimtojoje formoje šis metalas yra gana retas, dažniau jis kasamas iš mišrios rūdos su nikeliu.

Susisiekus su

Kokia šio ryšio prigimtis? Geležis kaip atomas susideda iš metalinės kristalinės gardelės, dėl kurios užtikrinamas šio elemento turinčių junginių kietumas ir molekulinis stabilumas. Būtent šiuo atžvilgiu šis metalas yra tipiškas kietas skirtingai nei, pavyzdžiui, gyvsidabris.

Geležis kaip paprasta medžiaga- sidabro spalvos metalas, pasižymintis šiai elementų grupei būdingomis savybėmis: plastiškumas, metalinis blizgesys ir plastiškumas. Be to, geležis yra labai reaktyvi. Pastarąją savybę liudija ir tai, kad esant aukštai temperatūrai ir atitinkamai drėgmei geležis labai greitai rūdija. Gryname deguonyje šis metalas gerai dega, o sutrupėjus į labai mažas daleles, jos ne tik sudegs, bet ir savaime užsidegs.

Dažnai geležį vadiname ne grynu metalu, o jos lydinius, kuriuose yra anglies ©, pavyzdžiui, plienu (<2,14% C) и чугун (>2,14 % C). Taip pat didelę pramoninę reikšmę turi lydiniai, į kuriuos dedama legiruojamųjų metalų (nikelio, mangano, chromo ir kitų), dėl kurių plienas tampa nerūdijantis, t.y. Taigi, remiantis tuo, tampa aišku, koks platus pramoninis pritaikymas turi šį metalą.

Fe charakteristika

Geležies cheminės savybės

Pažvelkime atidžiau į šio elemento ypatybes.

Paprastos medžiagos savybės

Oksidacija ore esant didelei drėgmei (ėsdinantis procesas):

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe (OH) 3 - geležies (III) hidroksidas (hidroksidas)

Geležinės vielos deginimas deguonimi, susidarant mišriam oksidui (jame yra elementas, kurio oksidacijos būsena yra +2 ir oksidacijos būsena +3):

3Fe + 2O2 = Fe3O4 (geležies skalė). Reakcija galima pakaitinus iki 160 ⁰C.

Sąveika su vandeniu aukštoje temperatūroje (600-700 ⁰C):

3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2

Reakcijos su nemetalais:

a) Reakcija su halogenais (Svarbu! Šioje sąveikoje jis įgyja elemento oksidacijos būseną +3)

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 – geležies chloridas

b) Reakcija su siera (Svarbu! Šioje sąveikoje elemento oksidacijos būsena yra +2)

Geležies (III) sulfidas - Fe2S3 gali būti gaunamas kitos reakcijos metu:

Fe2O3 + 3H2S = Fe2S3 + 3H2O

c) Pirito susidarymas

Fe + 2S = FeS2 – piritas. Atkreipkite dėmesį į šį junginį sudarančių elementų oksidacijos būseną: Fe (+2), S (-1).

Sąveika su metalų druskomis, esančiomis elektrocheminėje metalo veiklų serijoje į dešinę nuo Fe:

Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu – geležies (II) chloridas

Sąveika su praskiestomis rūgštimis (pavyzdžiui, druskos ir sieros rūgštimi):

Fe + HBr = FeBr2 + H2

Fe + HCl = FeCl2 + H2

Atkreipkite dėmesį, kad šios reakcijos gamina geležį, kurios oksidacijos būsena yra +2.

Neskiestose rūgštyse, kurios yra stipriausios oksiduojančios medžiagos, reakcija galima tik kaitinant, šaltose rūgštyse metalas pasyvinamas:

Fe + H2SO4 (koncentruotas) = Fe2 (SO4) 3 + 3SO2 + 6H2O

Fe + 6HNO3 = Fe (NO3) 3 + 3NO2 + 3H2O

Amfoterinės geležies savybės atsiranda tik sąveikaujant su koncentruotais šarmais:

Fe + 2KOH + 2H2O = K2 + H2 - kalio tetrahidroksiferato (II) nuosėdos.

Aukštakrosnių ketaus gamybos procesas

Sulfidų ir karbonatų rūdų skrudinimas ir vėlesnis skaidymas (metalo oksidų išsiskyrimas):

FeS2 -> Fe2O3 (O2, 850 ⁰C, -SO2). Ši reakcija taip pat yra pirmasis pramoninės sieros rūgšties sintezės etapas.

FeCO3 -> Fe2O3 (O2, 550-600 ⁰C, -CO2).

Degantis koksas (perteklius):

С (koksas) + O2 (oras) -> CO2 (600-700 ⁰C)

CO2 + C (koksas) -> 2CO (750-1000 ⁰C)

Rūdos, kurioje yra oksido, redukcija anglies monoksidu:

Fe2O3 -> Fe3O4 (CO, -CO2)

Fe3O4 -> FeO (CO, -CO2)

FeO -> Fe (CO, -CO2)

Geležies karbiuracija (iki 6,7%) ir ketaus lydymas (lydymosi temperatūra - 1145 ⁰C)

Fe (kietas) + C (koksas) -> ketus. Reakcijos temperatūra yra 900-1200 ⁰C.

Ketaus cemento (Fe2C) ir grafito visada yra grūdelių pavidalu.

Fe turinčių junginių apibūdinimas

Panagrinėkime kiekvieno junginio ypatybes atskirai.

Fe3O4

Mišrus arba dvigubas geležies oksidas, kurio sudėtyje yra +2 ir +3 oksidacijos laipsnio elemento. Taip pat vadinamas Fe3O4 geležies oksidas... Šis junginys yra atsparus aukštai temperatūrai. Nereaguoja su vandeniu, vandens garais. Skaidomas mineralinėmis rūgštimis. Aukštoje temperatūroje jį galima redukuoti vandeniliu arba geležimi. Kaip supratote iš aukščiau pateiktos informacijos, tai yra tarpinis produktas reakcijos grandinėje pramoninės gamybos ketaus.

Tiesiai ta pati geležies skalė naudojama dažų mineralinio pagrindo, spalvoto cemento ir keramikos gamyboje. Fe3O4 yra tai, kas gaunama juodinant ir mėlynuojant plieną. Sumaišytas oksidas gaunamas deginant geležį ore (reakcija pateikta aukščiau). Oksidą turinti rūda yra magnetitas.

Fe2O3

Geležies (III) oksidas, trivialus pavadinimas - hematitas, junginys yra raudonai rudos spalvos. Atsparus aukštai temperatūrai. Gryna forma jis nesusidaro oksiduojant geležį atmosferos deguonimi. Nereaguoja su vandeniu, sudaro hidratus, kurie nusėda. Blogai reaguoja su atskiestais šarmais ir rūgštimis. Jis gali būti lydomas su kitų metalų oksidais, formuojant špinelius – dvigubus oksidus.

Raudonoji geležies rūda naudojama kaip žaliava pramoninėje ketaus gamyboje aukštakrosnės metodu. Jis taip pat pagreitina reakciją, tai yra, yra katalizatorius amoniako pramonėje. Jis naudojamas tose pačiose srityse kaip ir geležies nuodegos. Be to, jis buvo naudojamas kaip garso ir vaizdo nešiklis magnetinėse juostose.

FeOH2

Geležies (II) hidroksidas, junginys, turintis ir rūgščių, ir bazinių savybių, pastarosios vyrauja, tai yra, yra amfoterinis. Medžiaga baltas, kuris greitai oksiduojasi ore, „ruduoja“ į geležies (III) hidroksidą. Veikiant temperatūrai, gali suirti. Reaguoja tiek su silpnų rūgščių tirpalais, tiek su šarmais. Netirpus vandenyje. Reakcijoje jis veikia kaip reduktorius. Tai yra tarpinis korozijos reakcijos produktas.

Fe2+ ir Fe3+ jonų aptikimas („kokybinės“ reakcijos)

Fe2 + ir Fe3 + jonų atpažinimas vandeniniuose tirpaluose atliekamas naudojant kompleksą sudėtingi junginiai- K3, raudonoji kraujo druska, ir K4, geltonoji kraujo druska. Abiejose reakcijose susidaro sočiųjų mėlynų nuosėdų, kurių kiekybinė sudėtis yra tokia pati, bet skirtingos geležies padėtis, kurių valentingumas +2 ir +3. Šios nuosėdos taip pat dažnai vadinamos Prūsijos mėlyna arba Turnbull Blue.

Joninė reakcija

Fe2 ++ K ++ 3-  K + 1Fe + 2

Fe3 ++ K ++ 4-  K + 1Fe + 3

Geras reagentas Fe3 + - tiocianato jonams (NCS-) aptikti

Fe3 ++ NCS-  3- - šie junginiai turi ryškiai raudoną („kruviną“) spalvą.

Šis reagentas, pavyzdžiui, kalio tiocianatas (formulė - KNCS), leidžia nustatyti net nedidelę geležies koncentraciją tirpaluose. Taigi, jis gali tyrinėti vanduo iš čiaupo nustatyti, ar vamzdžiai nėra surūdiję.

Geležis yra D. I. Mendelejevo periodinės cheminių elementų sistemos ketvirtojo periodo aštuntosios grupės šoninio pogrupio elementas. atominis skaičius 26. Jis žymimas simboliu Fe (lot. Ferrum). Vienas iš labiausiai paplitusių metalų žemės plutoje (antras po aliuminio). Vidutinio aktyvumo metalas, reduktorius.

Pagrindinės oksidacijos būsenos - +2, +3

Paprasta medžiaga geležis yra kalusis sidabriškai baltos spalvos metalas, turintis daug cheminių medžiagų reaktyvumas: Geležis greitai korozuoja esant aukštai temperatūrai arba esant didelei oro drėgmei. Gryname deguonyje geležis dega, o smulkiai išsklaidyta – savaime užsidega ore.

Paprastos medžiagos – geležies – cheminės savybės:

Rūdija ir dega deguonyje

1) Ore geležis lengvai oksiduojasi esant drėgmei (rūdija):

4Fe + 3O2 + 6H2O → 4Fe (OH) 3

Karšta geležinė viela dega deguonimi, sudarydama nuosėdas - geležies oksidą (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

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

2) Esant aukštai temperatūrai (700-900 ° C), geležis reaguoja su vandens garais:

3Fe + 4H 2O - t ° → Fe 3 O 4 + 4H 2

3) Kaitinama geležis reaguoja su nemetalais:

2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 (200 °С)

Fe + S - t ° → FeS (600 ° С)

Fe + 2S → Fe +2 (S 2 -1) (700 ° С)

4) Eilėje įtampų jis stovi kairėje nuo vandenilio, reaguoja su praskiestomis rūgštimis HCl ir H 2 SO 4, o susidaro geležies (II) druskos ir išsiskiria vandenilis:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (reakcijos vykdomos nepasiekus oro, kitaip Fe +2 deguonis palaipsniui perkeliamas į Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (dil.) → FeSO 4 + H 2

Koncentruotose oksiduojančiose rūgštyse geležis ištirpsta tik kaitinama, iš karto pereina į Fe 3+ katijoną:

2Fe + 6H 2SO 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

(šaltame, koncentruotame azote ir sieros rūgšties pasyvus

Geležinė vinis, panardinta į melsvą vario sulfato tirpalą, palaipsniui pasidengia raudono metalinio vario žiedu.

5) Geležis išstumia metalus, stovinčius dešinėje nuo jos, iš jų druskų tirpalų.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Geležies amfoteriškumas pasireiškia tik koncentruotais šarmais verdant:

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

ir susidaro natrio tetrahidroksoferato (II) nuosėdos.

Techninis lygintuvas- geležies ir anglies lydiniai: ketaus yra 2,06–6,67 % C, plieno 0,02-2,06% C, dažnai yra kitų natūralių priemaišų (S, P, Si) ir dirbtinai įterptų specialių priedų (Mn, Ni, Cr), kurie techniškai suteikia geležies lydinius. naudingų savybių- kietumas, šiluminis ir atsparumas korozijai, plastiškumas ir kt. .

Aukštakrosnių ketaus gamyba

Aukštakrosnės procesas ketaus gamybai susideda iš šių etapų:

a) sulfidinių ir karbonatinių rūdų paruošimas (skrudinimas) – perkėlimas į oksidinę rūdą:

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) kokso deginimas karšto srove:

С (koksas) + O 2 (oras) → СO 2 (600–700 ° С) СO 2 + С (koksas) ⇌ 2СО (700–1000 ° С)

c) oksido rūdos redukcija anglies monoksidu CO nuosekliai:

Fe2O3 → (CO)(Fe II Fe 2 III) O 4 → (CO) FeO → (CO) Fe

d) geležies karbiuracija (iki 6,67 % C) ir ketaus lydymas:

Fe (t ) →(C(koksas)900–1200 °C) Fe (w) (ketaus, lydymosi temperatūra 1145 °C)

Ketaus cementito Fe 2 C ir grafito visada yra grūdelių pavidalu.

Plieno gamyba

Ketaus keitimas į plieną atliekamas specialiose krosnyse (konverteris, krosnis, elektrinis), kurios skiriasi šildymo būdu; proceso temperatūra 1700-2000 °C. Pučiant deguonies prisodrintą orą, iš ketaus išdeginamas anglies perteklius, taip pat siera, fosforas ir silicis oksidų pavidalu. Šiuo atveju oksidai sugaunami išmetamųjų dujų (CO 2, SO 2) pavidalu arba sujungiami į lengvai atskirtą šlaką – Ca 3 (PO 4) 2 ir CaSiO 3 mišinį. Norint gauti specialų plieną, į krosnį įvedami kitų metalų legiravimo priedai.

Priėmimas gryna geležis pramonėje - geležies druskų tirpalo elektrolizė, pavyzdžiui:

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

(yra ir kitų specialių metodų, įskaitant geležies oksidų redukciją vandeniliu).

Gryna geležis naudojama specialių lydinių gamyboje, elektromagnetų ir transformatorių šerdžių gamyboje, ketaus - liejinių ir plieno gamyboje, plienas - kaip konstrukcinės ir įrankių medžiagos, įskaitant dilimą, šilumą ir koroziją. atsparus.

Geležies (II) oksidas F eO ... Amfoterinis oksidas, turintis daug pagrindinių savybių. Juoda, turi joninę struktūrą Fe 2+ O 2-. Kaitinamas jis iš pradžių suyra, tada vėl susidaro. Jis nesusidaro, kai geležis dega ore. Nereaguoja su vandeniu. Skaido rūgštys, susilieja su šarmais. Lėtai oksiduojasi drėgname ore. Redukuota vandeniliu, koksu. Dalyvauja geležies lydymo aukštakrosnėse. Jis naudojamas kaip keramikos ir mineralinių dažų komponentas. Svarbiausių reakcijų lygtys:

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

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

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

FеО + 4NAОН = 2Н 2 O + Na 4FeO3 (raudona.) trioksoferatas (II)(400–500 °C)

FeO + H 2 = H 2 O + Fe (ypač grynas) (350 ° C)

FeO + C (koksas) = Fe + CO (virš 1000 °C)

FeO + CO = Fe + CO 2 (900 °C)

4FеО + 2Н 2 O (drėgmė) + O 2 (oras) → 4FеО (ОН) (t)

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

Priėmimas v laboratorijos: terminis geležies (II) junginių skilimas be oro prieigos:

Fe (OH) 2 = FeO + H 2 O (150–200 °C)

FeCO3 = FeO + CO 2 (490–550 °C)

Geležies (III) oksidas - geležis ( II ) ( Fe II Fe 2 III) O 4 ... Dvigubas oksidas. Juoda, turi joninę struktūrą Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Termiškai stabilus iki aukštų temperatūrų. Nereaguoja su vandeniu. Skaido rūgštys. Redukuota vandeniliu, karšta geležimi. Dalyvauja ketaus gamybos aukštakrosnių procese. Jis naudojamas kaip mineralinių dažų komponentas ( geležinis švinas), keramika, spalvotas cementas. Specialios plieno gaminių paviršiaus oksidacijos produktas ( juodėjimas, mėlynavimas). Sudėtis atitinka rudas rūdis ir tamsias geležies apnašas. Nerekomenduojama naudoti bendrosios formulės Fe 3 O 4. Svarbiausių reakcijų lygtys:

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

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8HC1 (dil.) = 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 (oras) = 6Fе 2 O 3 (450–600 °C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 4H 2 = 4H 2 O + 3Fе (ypač grynas, 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)

Priimama: geležies degimas (žr.) ore.

magnetitas.

Geležies (III) oksidas F e 2 O 3 ... Amfoterinis oksidas, kuriame vyrauja pagrindinės savybės. Raudonai ruda, turi joninę struktūrą (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Termiškai stabilus iki aukštų temperatūrų. Jis nesusidaro, kai geležis dega ore. Su vandeniu nereaguoja, iš tirpalo iškrenta rudas amorfinis hidratas Fe 2 O 3 nH 2 O Lėtai reaguoja su rūgštimis ir šarmais. Redukuota anglies monoksidu, išlydyta geležimi. Lydiniai su kitų metalų oksidais ir sudaro dvigubus oksidus - špineliai(techniniai gaminiai vadinami feritais). Jis naudojamas kaip žaliava lydant ketų aukštakrosnės procese, kaip katalizatorius gaminant amoniaką, keramikos, spalvotųjų cementų ir mineralinių dažų komponentą, termitiniam plieninių konstrukcijų suvirinimui, kaip garso ir vaizdo nešiklis magnetinėse juostose, kaip plieno ir stiklo poliravimo priemonė.

Svarbiausių reakcijų lygtys:

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

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

Fe 2 O 3 + 2NaOH (konc.) → H 2 O + 2 NaFeO 2 (raudona)dioksoferatas (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 (ypač grynas, 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)

Priėmimas laboratorijoje - terminis geležies (III) druskų skilimas ore:

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)

Gamtoje – geležies oksido rūdos hematitas Fe 2 O 3 ir limonitas Fe2O3nН2O

Geležies (II) hidroksidas F e (OH) 2. Amfoterinis hidroksidas, kuriame vyrauja pagrindinės savybės. Baltos spalvos (kartais su žalsvu atspalviu), Fe – OH ryšiai vyrauja kovalentiniai. Termiškai nestabilus. Lengvai oksiduojasi ore, ypač drėgna (tamsėja). Netirpus vandenyje. Reaguoja su praskiestomis rūgštimis, koncentruotais šarmais. Tipiškas reduktorius. Vidutinis geležies rūdijimo srityje. Jis naudojamas gaminant aktyviosios masės geležies-nikelio baterijas.

Svarbiausių reakcijų lygtys:

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

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

Fe (OH) 2 + 2NаОН (> 50%) = Na 2 ↓ (mėlynai žalia) (verda)

4Fе (ОН) 2 (pakaba) + O 2 (oras) → 4FеО (ОН) ↓ + 2Н 2 O (t)

2Fе (ОН) 2 (suspensija) + Н 2 O 2 (dil.) = 2FеО (ОН) ↓ + 2Н 2 O

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

Priėmimas: nusodinimas iš tirpalo su šarmais arba amoniako hidratu inertinėje atmosferoje:

Fe 2+ + 2OH (išplėstas) = Fe (OH) 2 ↓

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

Geležies metahidroksidas F eO (OH). Amfoterinis hidroksidas, kuriame vyrauja pagrindinės savybės. Šviesiai rudos, Fe – O ir Fe – OH jungtys dažniausiai yra kovalentinės. Suyra kaitinant nelydant. Netirpus vandenyje. Iš tirpalo jis nusėda amorfinio rudo polihidrato Fe 2 O 3 nH 2 O pavidalu, kuris, laikomas praskiestame šarminiame tirpale arba džiovinant, virsta FeO (OH). Reaguoja su rūgštimis, kietais šarmais. Silpnas oksidatorius ir reduktorius. Sukepintas Fe (OH) 2. Vidutinis geležies rūdijimo srityje. Jis naudojamas kaip geltonų mineralinių dažų ir emalių pagrindas, išmetamųjų dujų absorberis, organinės sintezės katalizatorius.

Fe (OH) 3 kompozicijos junginys nežinomas (negautas).

Svarbiausių reakcijų lygtys:

Fe2O3. nН 2 O → ( 200-250 °C, -H 2 O) FeO (OH) → ( 560–700 °C ore, -H2O)→ Fe2O3

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

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

FeO (OH) → Na 3 [Fe (OH) 6]Baltas, atitinkamai Na5 ir K4; abiem atvejais nusodinamas tos pačios sudėties ir struktūros mėlynas produktas КFе III. Laboratorijoje šios nuosėdos vadinamos Prūsijos mėlyna, arba turnbull's mėlynas:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Pradinių reagentų ir reakcijos produkto cheminiai pavadinimai:

K 3 Fe III – kalio heksacianoferatas (III)

K 4 Fe III – kalio heksacianoferatas (II)

КFе III – geležies (III) kalio heksacianoferatas (II)

Be to, geras reagentas Fe 3+ jonams yra tiocianato jonas NСS -, su juo susijungia geležis (III) ir atsiranda ryškiai raudona ("kruvina") spalva:

Fe 3+ + 6NSS - = 3-

Šis reagentas (pavyzdžiui, KNCS druskos pavidalu) gali aptikti net geležies (III) pėdsakus vanduo iš čiaupo jei praeina per geležinius vamzdžius, padengtus rūdimis iš vidaus.

Pavadinimas - Fe (geležis);
Laikotarpis - IV;
Grupė - 8 (VIII);
Atominė masė - 55,845;
Atominis skaičius - 26;
Atomo spindulys = 126 pm;
Kovalentinis spindulys = 117 pm;
Elektronų pasiskirstymas - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2;
lydymosi temperatūra = 1535 °C;
virimo temperatūra = 2750 ° C;
Elektronegatyvumas (Paulingas / Alpredas ir Rohovas) = 1,83 / 1,64;
Oksidacijos būsena: +8, +6, +4, +3, +2, +1, 0;
Tankis (n. At.) = 7,874 g / cm 3;
Molinis tūris = 7,1 cm 3 / mol.

Geležies junginiai:

Geležis yra daugiausiai metalo žemės plutoje (5,1 % masės) po aliuminio.

Žemėje laisvos būklės geležis randama nedideliais kiekiais grynuolių pavidalu, taip pat nukritusiuose meteorituose.

Geležis pramoniniu būdu kasama geležies rūdos telkiniuose, iš geležies turinčių mineralų: magnetinės, raudonosios, rudosios geležies rūdos.

Reikia pasakyti, kad geležis yra daugelio natūralių mineralų dalis, lemianti jų natūralią spalvą. Mineralų spalva priklauso nuo geležies jonų koncentracijos ir santykio Fe 2+ / Fe 3+, taip pat nuo šiuos jonus supančių atomų. Pavyzdžiui, geležies jonų priemaišų buvimas turi įtakos daugelio brangių ir pusbrangiai akmenys: topazas (nuo šviesiai geltonos iki raudonos), safyrai (nuo mėlynos iki tamsiai mėlynos), akvamarinai (nuo šviesiai mėlynos iki žalsvai mėlynos) ir kt.

Geležies randama gyvūnų ir augalų audiniuose, pavyzdžiui, suaugusio žmogaus organizme geležies yra apie 5 g. Geležis yra gyvybiškai svarbus elementas, ji yra baltymo hemoglobino dalis, dalyvaujanti pernešant deguonį iš plaučių į audinius ir ląsteles. Žmogaus organizme trūkstant geležies, išsivysto anemija (geležies stokos anemija).

Ryžiai. Geležies atomo sandara.

Geležies atomo elektroninė konfigūracija yra 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 (žr. Elektroninė atomų sandara). Švietime cheminiai ryšiai 2 elektronai, esantys išoriniame 4s lygyje + 6 3d polygio elektronai (iš viso 8 elektronai), gali dalyvauti su kitais elementais, todėl junginiuose geležis gali įgyti oksidacijos būsenas +8, +6, +4, + 3, +2, + 1, (dažniausiai yra +3, +2). Geležis turi vidutinį cheminį aktyvumą.

Ryžiai. Geležies oksidacijos būsenos: +2, +3.

Fizinės geležies savybės:

sidabro baltumo metalas;
gryna forma jis yra gana minkštas ir plastiškas;
pasižymi geru šilumos ir elektros laidumu.

Geležis egzistuoja keturių modifikacijų pavidalu (skirtinga kristalinės gardelės struktūra): α-geležis; β-geležies; γ-geležis; δ-geležis.

Geležies cheminės savybės

reaguoja su deguonimi, priklausomai nuo temperatūros ir deguonies koncentracijos, gali susidaryti įvairūs produktai arba geležies oksidacijos produktų mišinys (FeO, Fe 2 O 3, Fe 3 O 4):
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4;
Geležies oksidacija žemoje temperatūroje:
4Fe + 3O 2 = 2Fe 2O 3;
reaguoja su vandens garais:
3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2;
smulkiai susmulkinta geležis reaguoja kaitinant su siera ir chloru (geležies sulfidu ir chloridu):
Fe + S = FeS; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3;
aukštoje temperatūroje reaguoja su siliciu, anglimi, fosforu:
3Fe + C = Fe3C;
su kitais metalais ir su nemetalais geležis gali sudaryti lydinius;
geležis išstumia mažiau aktyvius metalus iš jų druskų:
Fe + CuCl 2 = FeCl 2 + Cu;
su praskiestomis rūgštimis geležis veikia kaip reduktorius, sudarydamas druskas:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2;
su praskiesta azoto rūgštimi geležis sudaro įvairius rūgšties redukcijos produktus, priklausomai nuo jos koncentracijos (N 2, N 2 O, NO 2).

Geležies gavimas ir naudojimas

Gaunama pramoninė geležis lydymas ketaus ir plieno.

Ketus yra geležies lydinys su silicio, mangano, sieros, fosforo, anglies priemaišomis. Anglies kiekis ketuje viršija 2% (pliene mažiau nei 2%).

Gryna geležis gaunama:

deguonies konverteriuose, pagamintuose iš ketaus;
geležies oksidų redukcija vandeniliu ir dvivalenčiu anglies monoksidu;
atitinkamų druskų elektrolizė.

Ketus gaunamas iš geležies rūdos redukuojant geležies oksidus. Ketus lydomas aukštakrosnėse. Aukštakrosnėje kaip šilumos šaltinis naudojamas koksas.

Aukštakrosnė yra labai sudėtinga techninė konstrukcija, kurios aukštis siekia keliasdešimt metrų. Jis išklotas ugniai atspariomis plytomis ir apsaugotas išoriniu plieniniu korpusu. 2013 metais buvo pastatyta didžiausia aukštakrosnė Pietų Korėja plieno įmonė POSCO metalurgijos gamykloje Gwangyang mieste (krosnies tūris po modernizavimo buvo 6 000 kubinių metrų, o metinė talpa 5 700 000 tonų).

Ryžiai. Aukštakrosnė.

Ketaus lydymo procesas aukštakrosnėje tęsiasi kelis dešimtmečius, kol baigsis krosnis.

Ryžiai. Ketaus lydymo aukštakrosnėje procesas.

per viršų, esantį pačiame aukštakrosnės viršuje, pilamos sodrintos rūdos (magnetinė, raudonoji, rudoji geležies rūda) ir koksas;
geležies redukcijos procesai iš rūdos, veikiant anglies monoksidui (II), vyksta aukštakrosnės (kasyklos) vidurinėje dalyje, esant 450–1100 ° C temperatūrai (geležies oksidai redukuojami į metalą):
- 450-500 ° C - 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2;
- 600 ° C - Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2;
- 800 ° C - FeO + CO = Fe + CO 2;
- dalis dvivalenčio geležies oksido redukuojama koksu: FeO + C = Fe + CO.
lygiagrečiai vyksta silicio ir mangano oksidų (įeinančių į geležies rūdą priemaišų pavidalu) redukcijos procesas, silicis ir manganas yra ketaus dalis:
- SiO 2 + 2C = Si + 2CO;
- Mn 2 O 3 + 3C = 2Mn + 3CO.
terminio kalkakmenio skaidymo metu (įleidžiama į aukštakrosnę) susidaro kalcio oksidas, kuris reaguoja su silicio ir aliuminio oksidais, esančiais rūdoje:
- CaCO 3 = CaO + CO 2;
- CaO + SiO 2 = CaSiO 3;
- CaO + Al 2 O 3 = Ca (AlO 2) 2.
esant 1100 ° C, geležies redukcijos procesas sustoja;
žemiau šachtos yra garinimas, plačiausia aukštakrosnės dalis, po kuria seka mentė, kurioje išdega koksas ir susidaro skysti lydymosi produktai - ketus ir šlakas, besikaupiantys pačiame krosnies dugne - židinys;
viršutinėje židinio dalyje esant 1500 ° C temperatūrai pučiamo oro sraute vyksta intensyvus kokso degimas: C + O 2 = CO 2;
eidamas per įkaitusį koksą, anglies monoksidas (IV) paverčiamas anglies monoksidu (II), kuris yra geležies reduktorius (žr. aukščiau): CO 2 + C = 2CO;
kalcio silikatų ir aliumosilikatų suformuoti šlakai yra virš ketaus, apsaugantys jį nuo deguonies poveikio;
per specialias skyles, esančias skirtinguose židinio lygiuose, ketus ir šlakas išleidžiami į lauką;
Didžioji dalis ketaus patenka tolesniam perdirbimui – plieno lydymui.

Plienas lydomas iš ketaus ir metalo laužo konverterio metodu (židinys jau pasenęs, nors vis dar naudojamas) arba elektriniu lydymu (elektrinėse krosnyse, indukcinėse krosnyse). Proceso (ketaus perskirstymo) esmė – oksiduojant deguonimi sumažinti anglies ir kitų priemaišų koncentraciją.

Kaip minėta aukščiau, anglies koncentracija pliene neviršija 2%. Dėl šios priežasties plienas, priešingai nei ketus, yra gana lengvai kaliamas ir valcuojamas, todėl iš jo galima gaminti įvairius didelio kietumo ir stiprumo gaminius.

Plieno kietumas priklauso nuo anglies kiekio (kuo daugiau anglies, tuo kietesnis plienas) tam tikros plieno rūšies ir terminio apdorojimo sąlygomis. Grūdinant (lėtas aušinimas) plienas tampa minkštas; atvėsus (greitai atvėsus) plienas yra labai kietas.

Kad plienui suteiktų norimos specifinės savybės, į jį dedama liguojančių priedų: chromo, nikelio, silicio, molibdeno, vanadžio, mangano ir kt.

Ketus ir plienas yra svarbiausios konstrukcinės medžiagos daugumoje šalies ekonomikos sektorių.

Geležies biologinis vaidmuo:

suaugusio žmogaus organizme yra apie 5 g geležies;
geležis vaidina svarbų vaidmenį kraujodaros organų darbe;
geležis yra daugelio sudėtingų baltymų kompleksų (hemoglobino, mioglobino, įvairių fermentų) dalis.

Geležies (II) junginiai

Geležies junginiai, kurių geležies oksidacijos laipsnis +2, yra nestabilūs ir lengvai oksiduojasi iki geležies (III) darinių.

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

Geležies (II) hidroksidas Fe (OH) 2šviežiai nusodintas yra pilkšvai žalsvos spalvos, netirpsta vandenyje, suyra aukštesnėje nei 150 ° C temperatūroje, greitai tamsėja dėl oksidacijos:

4Fe (OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe (OH) 3.

Pasižymi švelniomis amfoterinėmis savybėmis, kuriose vyrauja bazinės, lengvai reaguoja su neoksiduojančiomis rūgštimis:

Fe (OH) 2 + 2HCl = FeCl 2 + 2H 2 O.

Kaitinant sąveikauja su koncentruotais šarmų tirpalais, sudarydamas tetrahidroksoferatą (II):

Fe (OH) 2 + 2NaOH = Na 2.

Rodo redukuojančias savybes, sąveikaujant su azoto arba koncentruota sieros rūgštimi susidaro geležies (III) druskos:

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

Jis gaunamas sąveikaujant geležies (II) druskoms su šarmo tirpalu, kai nėra atmosferos deguonies:

FeSO 4 + 2NaOH = Fe (OH) 2 + Na 2 SO 4.

Geležies (II) druskos. Geležis (II) sudaro druskas su beveik visais anijonais. Paprastai druskos kristalizuojasi žalių kristalinių hidratų pavidalu: Fe (NO 3) 2 6H 2 O, FeSO 4 7H 2 O, FeBr 2 6H 2 O, (NH 4) 2 Fe (SO 4) 2 6H 2 O (druska Mora ) ir tt Druskos tirpalai yra šviesiai žalios spalvos, o dėl hidrolizės – rūgštinė aplinka:

Fe 2+ + H 2 O = FeOH + + H +.

Parodykite visas druskų savybes.

Stovėdami ore jie lėtai oksiduojasi ištirpusio deguonies į geležies (III) druskas:

4FeCl 2 + O 2 + 2H 2 O = 4FeOHCl 2.

Kokybinė katijono Fe 2+ reakcija – sąveika su kalio heksacianoferatu (III) (raudonoji kraujo druska):

FeSO 4 + K 3 = KFe ↓ + K 2 SO 4

Fe 2+ + K + + 3- = KFe ↓

dėl reakcijos susidaro mėlynos nuosėdos - geležies (III) - kalio heksacianoferatas (II).

Geležiei būdinga oksidacijos būsena +3.

Geležies (III) oksidas Fe 2 O 3 - ruda medžiaga, egzistuoja trijų polimorfinių modifikacijų.

Rodo švelnias amfoterines savybes, vyrauja pagrindinės. Lengvai reaguoja su rūgštimis:

Fe 2 O 3 + 6HCl = 2FeCl 3 + 3H 2 O.

Jis nereaguoja su šarmų tirpalais, bet susiliedamas sudaro feritus:

Fe 2 O 3 + 2NaOH = 2NaFeO 2 + H 2 O.

Rodo oksidacines ir redukcines savybes. Kaitinamas, jis redukuojamas vandeniliu arba anglies monoksidu (II), pasižymintis oksidacinėmis savybėmis:

Fe 2 O 3 + H 2 = 2 FeO + H 2 O,

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

Esant stipriiems oksidatoriams šarminė aplinka pasižymi redukuojančiomis savybėmis ir yra oksiduojamas iki geležies (VI) darinių:

Fe 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH = 2K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O.

Esant aukštesnei nei 1400 ° C temperatūrai, suyra:

6Fe 2 O 3 = 4Fe 3 O 4 + O 2.

Jis gaunamas termiškai skaidant geležies (III) hidroksidą:

2Fe (OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

arba oksiduojant piritą:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2.

FeCl3 + 3KCNS = Fe (CNS) 3 + 3KCl,

Tai vienas gausiausių elementų žemės plutoje.

Geležies fizinės savybės.

Geležis- kalusis sidabriškai baltos spalvos metalas, pasižymintis dideliu cheminiu atsparumu. Jis gerai toleruoja aukštą temperatūrą ir drėgmę. Greitai blunka (rūdija) ore ir vandenyje. Labai lankstus, geras kalimas ir valcavimas. Turi gerą šilumos ir elektros laidumą, puikų feromagnetą.

Geležies cheminės savybės.

Geležis pereinamasis metalas. Jo oksidacijos laipsnis gali būti +2 ir +3. Reaguoja su garais:

3 Fe + 4 H 2 O = Fe 3 O 4 + 4 H 2 .

Tačiau esant drėgmei, geležis rūdija:

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

2 Fe + 3 Cl 2 = 2 FeCl 3 .

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

Koncentruotos rūgštys pasyvina geležį šaltyje, bet ištirpsta kaitinant:

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

Geležies hidroksidas (II) gaunamas šarmams veikiant geležies (II) druskas be deguonies prieigos:

F 2 SO 4 + 2NaOH = Fe (OH) 2 + Na 2 SO 4.

Susidaro baltos nuosėdos, kurios greitai oksiduojasi ore:

4Fe (OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe (OH) 3.

Šis hidroksidas yra amfoterinis; kaitinant jis ištirpsta šarmuose ir susidaro heksahidroferatas:

Fe (OH) 3 + 3KOH = K 3.

Geležies formos dvi sudėtingos geležies druskos:

Geltona kraujo druska K 4 [ Fe(CN) 6 ];
Raudonoji kraujo druska K 3 [ Fe(CN) 6 ].

Šie junginiai yra kokybiški geležies jonams nustatyti. Junginys Prūsijos mėlyna:

K 4 + Fe 2+ = KFe III + 2K +.

Geležies naudojimas.

Geležis yra būtina kvėpavimo proceso sudedamoji dalis. Jis yra kraujo hemoglobino dalis, dalyvauja deguonies pernešime iš plaučių į audinius. Gamtoje geležies randama rūdose ir mineraluose.