Отримання заліза двома способами. Чорний метал: основні характеристики, виробництво та застосування заліза. Ступінь окислення заліза у сполуках

Залізо - восьмий елемент четвертого періоду таблиці Менделєєва. Його номер у таблиці (також його називають атомним) 26, що відповідає числу протонів в ядрі та електронів в електронній оболонці. Позначається першими двома літерами свого латинського еквівалента – Fe (лат. Ferrum – читається як «ферум»). Залізо - другий за поширеністю елемент у земній корі, відсотковий вміст - 4,65% (найпоширеніший - алюміній, Al). У самородному вигляді цей метал зустрічається досить рідко, частіше його видобувають із змішаної руди з нікелем.

Вконтакте

Яка ж природа цієї сполуки? Залізо як атом складається з металевих кристалічних грат, за рахунок чого забезпечується твердість сполук, що містять цей елемент, і молекулярна стійкість. Саме у зв'язку з цим даний метал – типове тверде тілона відміну, наприклад, від ртуті.

Залізо як проста речовина- метал сріблястого кольору з типовими для цієї групи елементів властивостями: ковкість, металевий блиск та пластичність. Крім цього, залізо має високу реакційну активність. Про останню властивість свідчить той факт, що залізо дуже швидко піддається корозії за наявності високої температури та відповідної вологості. У чистому кисні цей метал добре горить, а якщо розфарбувати його на дуже дрібні частинки, то вони не просто горітимуть, а самозайматимуться.

Найчастіше залізом ми називаємо не чистий метал, яке сплави, що містять вуглець ©, наприклад, сталь (<2,14% C) и чугун (>2,14% C). Також важливе промислове значення мають сплави, до яких додаються легуючі метали (нікель, марганець, хром та інші), рахунок них сталь стає нержавіючої, т. е. легованої. Таким чином, тому стає зрозумілим, яке велике промислове застосуваннямає цей метал.

Характеристика Fe

Хімічні властивості заліза

Розглянемо докладніше особливості цього елемента.

Властивості простої речовини

Окислення на повітрі при високій вологості (корозійний процес):

4Fe+3O2+6H2O = 4Fe (OH)3 - гідроксид (гідроокис) заліза (III)

Горіння залізного дроту в кисні з утворенням змішаного оксиду (в ньому присутній елемент і зі ступенем окиснення +2, і зі ступенем окиснення +3):

3Fe+2O2 = Fe3O4 (залізна окалина). Реакція можлива під час нагрівання до 160 ⁰C.

Взаємодія з водою за високої температури (600-700 ⁰C):

3Fe+4H2O = Fe3O4+4H2

Реакції з неметалами:

а) Реакція з галогенами (Важливо! При даній взаємодії набуває ступінь окислення елемента +3)

2Fe+3Cl2 = 2FeCl3 - хлорид тривалентного заліза

б) Реакція із сіркою (Важливо! При даній взаємодії елемент має ступінь окислення +2)

Сульфід заліза (III) - Fe2S3 можна отримати в ході іншої реакції:

Fe2O3+ 3H2S=Fe2S3+3H2O

в) Утворення піриту

Fe+2S = FeS2 – пірит. Зверніть увагу на ступінь окислення елементів, що становлять цю сполуку: Fe (+2), S (-1).

Взаємодія із солями металів, що стоять в електрохімічному ряду активності металів праворуч від Fe:

Fe+CuCl2 = FeCl2+Cu - хлорид заліза (II)

Взаємодія з розведеними кислотами (наприклад, соляною та сірчаною):

Fe+HBr = FeBr2+H2

Fe+HCl = FeCl2+ H2

Зверніть увагу, що в цих реакціях виходить залізо зі ступенем окислення +2.

У нерозведених кислотах, які є найсильнішими окислювачами, реакція можлива лише при нагріванні, у холодних кислотах метал пасивується:

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

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

Амфотерні властивості заліза проявляються лише при взаємодії з концентрованими лугами:

Fe+2KOH+2H2O = K2+H2 - тетрагідроксиферат (II) калію випадає в осад.

Процес виробництва чавуну в доменній печі

Випалення та подальше розкладання сульфідних і карбонатних руд (виділення оксидів металу):

FeS2 -> Fe2O3 (O2, 850 ⁰C, -SO2). Ця реакція також є першим етапом промислового синтезу сірчаної кислоти.

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

Спалювання коксу (надлишку):

С (кокс) + O2 (пов.) -> CO2 (600-700 ⁰C)

CO2+С (кокс) -> 2CO (750-1000 ⁰C)

Відновлення руди, що містить оксид, чадним газом:

Fe2O3 -> Fe3O4 (CO, -CO2)

Fe3O4 -> FeO (CO, -CO2)

FeO -> Fe (CO, -CO2)

Навуглерожування заліза (до 6,7%) та розплавлення чавуну (t⁰плавлення - 1145 ⁰C)

Fe (твердий) + С (кокс) -> чавун. Температура реакції – 900-1200 ⁰C.

У чавуні завжди є у вигляді зерен цементит (Fe2C) і графіт.

Характеристика сполук, що містять Fe

Вивчимо особливості кожного з'єднання окремо.

Fe3O4

Змішаний або подвійний оксид заліза, що має у своєму складі елемент зі ступенем окиснення як +2 так і +3. Також Fe3O4 називають залізною окалиною. Ця сполука стійко переносить високі температури. Чи не вступає реакцію з водою, парами води. Піддається розкладанню мінеральними кислотами. Можливо відновлено воднем чи залізом за високої температури. Як ви могли зрозуміти з вищевикладеної інформації, є проміжним продуктом у ланцюжку реакція промислового виробництва чавуну.

Безпосередньо ж залізну окалину застосовують у виробництві фарб на мінеральній основі, кольорового цементу та виробів із кераміки. Fe3O4 - це те, що виходить при чорнінні та вороненні сталі. Отримують змішаний оксид шляхом згоряння заліза повітря (реакція наведена вище). Руда, що містить оксиди, є магнетитом.

Fe2O3

Оксид заліза (III), тривіальна назва - червоний залізняк, поєднання червоно-коричневого кольору. Стійко до дії високих температур. У чистому вигляді не утворюється при окисненні заліза киснем повітря. Не входить у реакцію з водою, утворює гідрати, що випадають осад. Погано реагує з розведеними лугами та кислотами. Може сплавлятися з оксидами інших металів, утворюючи шпинелі – подвійні оксиди.

Червоний залізняк застосовується як сировина при промисловому одержанні чавуну доменним способом. Також прискорює реакцію, тобто є каталізатором в аміачній промисловості. Застосовується в тих же областях, що й залізна окалина. Плюс до цього використовувався як носій звуку та картинки на магнітних стрічках.

FeOH2

Гідроксид заліза (ІІ), з'єднання, що володіє як кислотними, так і основними властивостями, переважають останні, тобто є амфотерним. Речовина білого кольору, що швидко окислюється на повітрі, «буріє», до гідроксиду заліза (III). Зазнає розпаду при дії температури. Вступає реакцію і зі слабкими розчинами кислот, і з лугами. У воді не розчинний. У реакції виступає у ролі відновника. Є проміжним продуктом реакції корозії.

Виявлення іонів Fe2+ та Fe3+ («якісні» реакції)

Розпізнавання іонів Fe2+ та Fe3+ у водних розчинах виробляють за допомогою складних комплексних з'єднань- K3, червона кров'яна сіль, та K4, жовта кров'яна сіль, відповідно. В обох реакціях випадає осад насиченого синього кольору з однаковим кількісним складом, але різним положенням заліза з валентністю +2 та +3. Цей осад також часто називають берлінською блакитною або турнбулевою синьою.

Реакція, записана в іонному вигляді

Fe2++K++3-  K+1Fe+2

Fe3++K++4-  K+1Fe+3

Хороший реактив для виявлення Fe3+ - тіоціанат-іон (NCS-)

Fe3++ NCS-  3- — ці сполуки мають яскраво-червоне («криваве») забарвлення.

Цей реактив, наприклад, тіоціанат калію (формула - KNCS) дозволяє визначити навіть мізерно малу концентрацію заліза в розчинах. Так, він здатний при дослідженні водопровідної водивизначити, чи не заіржавіли труби.

Залізо - елемент побічної підгрупи восьмої групи четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва атомним номером 26. Позначається символом Fe (лат. Ferrum). Один із найпоширеніших у земній корі металів (друге місце після алюмінію). Метал середньої активності, відновник.

Основні ступені окислення - +2, +3

Проста речовина залізо - ковкий метал сріблясто-білого кольору з високою хімічною реакційною здатністю: залізо швидко корродує при високих температурах або високій вологості на повітрі. У чистому кисні залізо горить, а в дрібнодисперсному стані самозаймається і на повітрі.

Хімічні властивості простої речовини – заліза:

Іржавіння та горіння в кисні

1) На повітрі залізо легко окислюється у присутності вологи (іржавіння):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Розжарений залізний дріт горить у кисні, утворюючи окалину — оксид заліза (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

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

2) За високої температури (700–900°C) залізо реагує з парами води:

3Fe + 4H 2 O – t° → Fe 3 O 4 + 4H 2

3) Залізо реагує з неметалами при нагріванні:

2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °С)

Fe + S - t ° → FeS (600 ° С)

Fe+2S → Fe+2 (S2-1) (700°С)

4) У ряді напруг стоїть лівіше водню, реагує з розведеними кислотами НСl і Н 2 SO 4 при цьому утворюються солі заліза(II) і виділяється водень:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (реакції проводяться без доступу повітря, інакше Fe +2 поступово перекладається киснем у Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (розб.) → FeSO 4 + H 2

У концентрованих кислотах-окислювачах залізо розчиняється тільки при нагріванні, воно відразу переходить у катіон Fе 3+ :

2Fe + 6H 2 SO 4 (конц.) – t° → Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO 3 (конц.) – t° → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

(на холоді концентровані азотна та сірчана кислоти пасивують

Залізний цвях, занурений у блакитний розчин мідного купоросу, поступово покривається нальотом червоної металевої міді.

5) Залізо витісняє метали, що стоять правіше за нього з розчинів їх солей.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Амфотерність заліза проявляється лише у концентрованих лугах при кип'ятінні:

Fе + 2NaОН (50 %) + 2Н 2 O = Nа 2 ↓+ Н 2

і утворюється осад тетрагідроксоферату (II) натрію.

Технічне залізо- сплави заліза з вуглецем: чавун містить 2,06-6,67%, сталь 0,02-2,06 % С, часто присутні інші природні домішки (S, Р, Si) і штучно спеціальні добавки (Мn, Ni, Сr), що вводяться, що надає сплавам заліза технічно корисні властивості- твердість, термічну та корозійну стійкість, ковкість та ін. .

Доменний процес виробництва чавуну

Доменний процес виробництва чавуну становлять такі стадії:

а) підготовка (випалювання) сульфідних і карбонатних руд - переведення в оксидну руду:

FeS 2 →Fe 2 O 3 (O 2,800°С, -SO 2) FeCO 3 →Fe 2 O 3 (O 2 ,500-600°С, -CO 2)

б) спалювання коксу при гарячому дутті:

С (кокс) + O 2 (повітря) → С 2 (600-700 ° С) С 2 + С (кокс) ⇌ 2СО (700-1000 ° С)

в) відновлення оксидної руди чадним газом СО послідовно:

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

г) навуглерожування заліза (до 6,67 % С) та розплавлення чавуну:

Fе (т ) →(C(кокс)900-1200 ° С) Fе (ж) (чавун, t пл 1145 ° С)

У чавуні завжди у вигляді зерен є цементит Fe 2 С і графіт.

Виробництво сталі

Переділ чавуну в сталь проводиться у спеціальних печах (конвертерних, мартенівських, електричних), що відрізняються способом обігріву; температура процесу 1700–2000 °С. Продування повітря, збагаченого киснем, призводить до вигоряння з чавуну надлишкового вуглецю, а також сірки, фосфору та кремнію у вигляді оксидів. При цьому оксиди або уловлюються у вигляді газів, що відходять (СО 2 , SО 2), або зв'язуються в легко відокремлюваний шлак - суміш Са 3 (РO 4) 2 і СаSiO 3 . Для отримання спеціальних сталей у піч вводять легуючі добавки інших металів.

Отриманнячистого заліза в промисловості - електроліз розчину солей заліза, наприклад:

FеСl 2 → Fе↓ + Сl 2 (90°С) (електроліз)

(Існують й інші спеціальні методи, у тому числі відновлення оксидів заліза воднем).

Чисте залізо застосовується у виробництві спеціальних сплавів, при виготовленні сердечників електромагнітів та трансформаторів, чавун — у виробництві лиття та сталі, сталь – як конструкційний та інструментальний матеріали, у тому числі зносо-, жаро- та корозійно-стійкі.

Оксид заліза(II) F еО . Амфотерний оксид з великою перевагою основних властивостей. Чорний, має іонну будову Fе2+O2-. При нагріванні спочатку розкладається, потім знову утворюється. Чи не утворюється при згорянні заліза на повітрі. Чи не реагує з водою. Розкладається кислотами, сплавляється із лугами. Повільно окислюється у вологому повітрі. Відновлюється воднем, коксом. Бере участь у доменному процесі виплавки чавуну. Застосовується як компонент кераміки та мінеральних фарб. Рівняння найважливіших реакцій:

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

FеО + 2НС1 (розб.) = FеС1 2 + Н 2 O

FеО + 4НNO 3 (конц.) = Fе(NO 3) 3 +NO 2 + 2Н 2 O

FеО + 4NаОН = 2Н 2 O + Nа 4FеO3 (червоний.) тріоксоферрат(II)(400-500 ° С)

FеО + Н 2 = Н 2 O + Fе (особливо чисте) (350 ° С)

FеО + С (кокс) = Fе + СО (вище 1000 ° С)

FеО + СО = Fе + СО 2 (900 ° С)

4FеО + 2Н 2 O (волога) + O 2 (повітря) →4FеО(ВІН) (t)

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

Отриманняв лабораторії: термічне розкладання з'єднань заліза (II) без доступу повітря:

Fе(ОН) 2 = FеО + Н 2 O (150-200 ° С)

FеСОз = FеО + СО 2 (490-550 ° С)

Оксид діжелеза (III) – заліза ( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Подвійний оксид. Чорний, має іонну будову Fe 2+ (Fе 3+) 2 (O 2-) 4 . Термічно стійка до високих температур. Чи не реагує з водою. Розкладається кислотами. Відновлюється воднем, розпеченим залізом. Бере участь у доменному процесі виробництва чавуну. Застосовується як компонент мінеральних фарб ( залізний сурик), кераміки, кольорового цементу. Продукт спеціального окиснення поверхні сталевих виробів ( чорніння, вороніння). За складом відповідає коричневій іржі та темній окалині на залозі. Застосування брутто-формули Fe3O4 не рекомендується. Рівняння найважливіших реакцій:

2(Fe II Fe 2 III)O 4 = 6FеО + O 2 (вище 1538 °С)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 8НС1 (розб.) = FеС1 2 + 2FеС1 3 + 4Н 2 O

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

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

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 4Н 2 = 4Н 2 O + 3Fе (особливо чисте, 1000 ° С)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + СО =ЗFеО + СО 2 (500-800°C)

(Fe II Fe 2 III)O4 + Fе ⇌4FеО (900-1000 °С, 560-700 °С)

Отримання:згоряння заліза на повітрі.

магнетит.

Оксид заліза(III) F е 2 Про 3 . Амфотерний оксид з величезним переважанням основних властивостей. Червоно-коричневий, має іонну будову (Fе 3+) 2 (O 2-) 3. Термічно стійкий до високих температур. Чи не утворюється при згорянні заліза на повітрі. Не реагує з водою, з розчину випадає бурий аморфний гідрат Fе 2 O 3 nН 2 Про. Повільно реагує з кислотами та лугами. Відновлюється монооксидом вуглецю, розплавленим залізом. Сплавляється з оксидами інших металів і утворює подвійні оксиди. шпинелі(Технічні продукти називаються феритами). Застосовується як сировина при виплавці чавуну в доменному процесі, каталізатор у виробництві аміаку, компонент кераміки, кольорових цементів та мінеральних фарб, при термітному зварюванні сталевих конструкцій, як носій звуку та зображення на магнітних стрічках, як полірувальний засіб для сталі та скла.

Рівняння найважливіших реакцій:

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

Fе 2 O 3 + 6НС1 (розб.) →2FеС1 3 + ДТ 2 O (t) (600 ° С, р)

Fе 2 O 3 + 2NaОН (конц.) →Н 2 O+ 2 NаFеO 2 (червоний.)діоксоферрат(III)

Fе 2 Про 3 + МО = (М II Fе 2 II I) O 4 (М = Су, Мn, Fе, Ni, Zn)

Fе 2 O 3 + ДТ 2 =ДТ 2 O + 2Fе (особливо чисте, 1050-1100 ° С)

Fе 2 O 3 + Fе = ЗFеО (900 °С)

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

Отриманняв лабораторії - термічне розкладання солей заліза (III) на повітрі:

Fе 2 (SO 4) 3 = Fе 2 O 3 + 3SO 3 (500-700 ° С)

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

У природі – оксидні руди заліза гематит Fе 2 O 3 і лимоніт Fе 2 O 3 nН 2 O

Гідроксид заліза (ІІ) F е(ВІН) 2 . Амфотерний гідроксид з величезним переважанням основних властивостей. Білий (іноді із зеленуватим відтінком), зв'язки Fе - ВІН переважно ковалентні. Термічно нестійкий. Легко окислюється на повітрі, особливо у вологому стані (темніє). Нерозчинний у воді. Реагує із розведеними кислотами, концентрованими лугами. Типовий відновник. Проміжний продукт при іржавінні заліза. Застосовується у виготовленні активної маси залізонікелевих акумуляторів.

Рівняння найважливіших реакцій:

Fе(ON) 2 = FеО + Н 2 O (150-200 ° С, в атм.N 2)

Fе(ОН) 2 + 2НС1 (розб.) = FеС1 2 + 2Н 2 O

Fе(ОН) 2 + 2NаОН (> 50%) = Nа 2 ↓ (синьо-зелений) (кип'ятіння)

4Fе(ОН) 2 (суспензія) + O 2 (повітря) →4FеО(ОН)↓ + 2Н 2 O (t)

2Fе(ОН) 2 (суспензія) +Н 2 O 2 (розб.) = 2FеО(ОН)↓ + 2Н 2 O

Fе(ОН) 2 + КNO 3 (конц.) = FеО(ОН)↓ + NO+ КОН (60 °С)

Отримання: осадження з розчину лугами або гідратом аміаку в інертній атмосфері:

Fе 2+ + 2OH (розб.) = Fе(ОН) 2 ↓

Fе 2+ + 2(NH 3 Н 2 O) = Fе(ОН) 2 ↓+ 2NH 4

Метагідроксід заліза F еО(ВІН). Амфотерний гідроксид з величезним переважанням основних властивостей. Світло-коричневий, зв'язки Fе - Про і Fе - ВІН переважно ковалентні. Під час нагрівання розкладається без плавлення. Нерозчинний у воді. Осідає з розчину у вигляді бурого аморфного полігідрату Fе 2 O 3 nН 2 O, який при витримуванні під розведеним лужним розчином або при висушуванні переходить у FеО(ОН). Реагує із кислотами, твердими лугами. Слабкий окислювач та відновник. Спікається з Fе(ОН) 2 . Проміжний продукт при іржавінні заліза. Застосовується як основа жовтих мінеральних фарб та емалей, поглинач газів, що відходять, каталізатор в органічному синтезі.

З'єднання складу Fе(ОН) 3 не відоме (не отримано).

Рівняння найважливіших реакцій:

Fе 2 O 3 . nН 2 O→( 200-250 ° С, -H 2 O) FеО(ОН)→( 560-700 ° С на повітрі, -H2O)→Fе 2 Про 3

FеО(ОН) + ЗНС1 (розб.) = FеС1 3 + 2Н 2 O

FeO(OH)→ Fe 2 O 3 . nH 2 O-колоїд(NаОН (конц.))

FеО(ОН)→ Nа 3 [Fе(ВІН) 6 ]білий, Nа 5 і 4 відповідно; в обох випадках випадає синій продукт однакового складу та будови, КFе III. У лабораторії цей осад називають берлінська блакить, або турнбульова синь:

Fе 2+ + К + + 3- = КFе III ↓

Fе 3+ + К + + 4- = КFе III ↓

Хімічні назви вихідних реактивів та продукту реакцій:

До 3 Fе III - гексаціаноферрат (III) калію

До 4 Fe III - гексаціаноферрат (II) калію

КFе III - гексаціаноферрат (II) заліза (Ш) калію

Крім того, хорошим реактивом на іони Fе 3+ є тіоціанат-іон NСS - , залізо (III) з'єднується з ним, і з'являється яскраво-червоне («криваве») забарвлення:

Fе 3+ + 6NСS - = 3-

Цим реактивом (наприклад, у вигляді солі КNСS) можна виявити навіть сліди заліза (III) водопровідній водіякщо вона проходить через залізні труби, покриті зсередини іржею.

Позначення – Fe (Iron);
Період – IV;
Група – 8 (VIII);
Атомна маса – 55,845;
Атомний номер – 26;
Радіус атома = 126 пм;
Ковалентний радіус = 117 пм;
Розподіл електронів - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2;
t плавлення = 1535 ° C;
t кипіння = 2750 ° C;
Електронегативність (по Полінгу/по Алпреду та Рохову) = 1,83/1,64;
Ступінь окиснення: +8, +6, +4, +3, +2, +1, 0;
Щільність (н. у.) = 7,874 г/см 3;
Молярний об'єм = 7,1 см3/моль.

З'єднання заліза:

Залізо є найпоширенішим металом у земній корі (5,1% за масою) після алюмінію.

На Землі залізо у вільному стані зустрічається в незначних кількостях у вигляді самородків, а також у метеоритах, що впали.

Промисловим способом залізо добувають на залізничних родовищах, із залізовмісних мінералів: магнітного, червоного, бурого залізняку.

Слід сказати, що залізо входить до складу багатьох природних мінералів, зумовлюючи їхнє природне забарвлення. Забарвлення мінералів залежить залежить від концентрації і співвідношення іонів заліза Fe 2+ /Fe 3+ , і навіть від атомів, які оточують ці іони. Наприклад, присутність домішок іонів заліза впливає на забарвлення багатьох дорогоцінних і напівдорогоцінного каміння: топазів (від блідо-жовтого до червоного), сапфірів (від блакитного до темно-синього), аквамаринів (від світло-блакитного до зеленувато-блакитного) та інш.

Залізо міститься у тканинах тварин і рослин, наприклад, в організмі дорослої людини є близько 5 г заліза. Залізо є життєво важливим елементом, воно входить до складу білка гемоглобіну, беручи участь у транспортуванні кисню від легень до тканин та клітин. При нестачі заліза в організмі людини розвивається недокрів'я (залізодефіцитна анемія).

Мал. Будова атома заліза.

Електронна конфігурація атома заліза - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 (див. Електронна структура атомів). В освіті хімічних зв'язківз іншими елементами можуть брати участь 2 електрони, що знаходяться на зовнішньому 4s-рівні + 6 електронів 3d-підрівня (всього 8 електронів), тому в з'єднаннях залізо може приймати ступені окислення +8, +6, +4, +3, +2, + 1, (найчастіше зустрічаються +3, +2). Залізо має середню хімічну активність.

Мал. Ступені окиснення заліза: +2, +3.

Фізичні властивості заліза:

метал сріблясто-білого кольору;
у чистому вигляді досить м'який та пластичний;
хобладає гарною тепло-і електропровідністю.

Залізо існує у вигляді чотирьох модифікацій (розрізняються будовою кристалічної решітки): -залізо; β-залізо; γ-залізо; δ-залізо.

Хімічні властивості заліза

реагує з киснем, залежно від температури та концентрації кисню можуть утворюватися різні продукти або суміш продуктів окислення заліза (FeO, Fe 2 O 3 , Fe 3 O 4):
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4;
окислення заліза за низьких температур:
4Fe + 3O2 = 2Fe2O3;
реагує з водяною парою:
3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2;
дрібно роздроблене залізо реагує при нагріванні із сіркою та хлором (сульфід та хлорид заліза):
Fe + S = FeS; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3;
при високих температурах реагує з кремнієм, вуглецем, фосфором:
3Fe + C = Fe 3 C;
з іншими металами та з неметалами залізо може утворювати сплави;
залізо витісняє менш активні метали з їх солей:
Fe + CuCl 2 = FeCl 2 + Cu;
з розведеними кислотами залізо виступає у ролі відновника, утворюючи солі:
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2;
із розведеною азотною кислотою залізо утворює різні продукти відновлення кислоти, залежно від її концентрації (N 2 , N 2 O, NO 2).

Отримання та застосування заліза

Промислове залізо отримують виплавкоючавуну та сталі.

Чавун – це сплав заліза з домішками кремнію, марганцю, сірки, фосфору, вуглецю. Вміст вуглецю в чавуні перевищує 2% (у сталі менше 2%).

Чисте залізо одержують:

у кисневих конверторах із чавуну;
відновленням оксидів заліза воднем та двовалентним оксидом вуглецю;
електроліз відповідних солей.

Чавун одержують із залізних руд відновленням оксидів заліза. Виплавку чавуну здійснюють у доменних печах. Як джерело тепла в доменній печі використовується кокс.

Доменна піч є дуже складною технічною спорудою заввишки кілька десятків метрів. Вона викладається з вогнетривкої цегли і захищається зовнішнім сталевим кожухом. Станом на 2013 рік найбільша доменна піч була побудована в Південній Кореїсталеливарною компанією POSCO на металургійному заводі у місті Кван'ян (обсяг печі після модернізації становив 6000 кубометрів при щорічній продуктивності 5 700 000 тонн).

Мал. Доменна піч.

Процес виплавки чавуну в доменній печі йде безперервно протягом кількох десятиліть, доки піч не виробить свій ресурс.

Мал. Процес виплавки чавуну в доменній печі.

збагачені руди (магнітний, червоний, бурий залізняк) і кокс засипаються через колошник, розташований у верхівці доменної печі;
процеси відновлення заліза з руди під дією оксиду вуглецю (II) протікають у середній частині доменної печі (шахті) при температурі 450-1100°C (оксиди заліза відновлюються до металу):
- 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;
- частина двовалентного оксиду заліза відновлюється коксом: FeO+C=Fe+CO.
паралельно йде процес відновлення оксидів кремнію і марганцю (входять у залізну руду у вигляді домішок), кремній і марганець входять до складу чавуну, що виплавляється:
- SiO 2 + 2C = Si + 2CO;
- Mn 2 O 3 + 3C = 2Mn + 3CO.
при термічному розкладанні вапняку (вноситься в доменну піч) утворюється оксид кальцію, який реагує з оксидами кремнію та алюмінію, що містяться в руді:
- CaCO 3 = CaO + CO 2;
- CaO + SiO 2 = CaSiO 3;
- CaO + Al2O3 = Ca(AlO2) 2 .
при 1100°C відновлення заліза припиняється;
нижче шахти розташовується розпар, найширша частина доменної печі, нижче якої слідує рюкзак, в якому вигоряє кокс і утворюються рідкі продукти плавки - чавун і шлаки, що накопичуються в самому низу печі - горні;
у верхній частині горна при температурі 1500°C в струмені повітря, що вдується, відбувається інтенсивне згоряння коксу: C + O 2 = CO 2 ;
проходячи через розпечений кокс, оксид вуглецю (IV) перетворюється на оксид вуглецю (II), що є відновником заліза (див. вище): CO 2 + C = 2CO;
шлаки, утворені силікатами та алюмосилікатами кальцію, розташовуються вище за чавун, захищаючи його від дії кисню;
через спеціальні отвори, розташовані різних рівнях горна, чавун і шлаки випускаються назовні;
Велика частина чавуну йде на подальшу переробку – виплавку сталі.

Сталь виплавляють із чавуну та металобрухту конверторним способом (мартенівський вже застарів, хоча ще й застосовується) або електроплавкою (в електропечах, індукційних печах). Суть процесу (переділу чавуну) полягає у зниженні концентрації вуглецю та інших домішок шляхом окислення киснем.

Як було зазначено вище, концентрація вуглецю сталі не перевищує 2%. Завдяки цьому, сталь на відміну від чавуну досить легко піддається ковці та прокатці, що дозволяє виготовляти з неї різноманітні вироби, що мають високу твердість і міцність.

Твердість сталі залежить від вмісту вуглецю (що більше вуглецю, тим твердіше сталь) у конкретній марці сталі та умов термообробки. При відпустці (повільному охолодженні) сталь стає м'якою; при загартуванні (швидкому охолодженні) сталь виходить дуже твердою.

Для надання стали необхідних специфічних якостей до неї додають лігуючі добавки: хром, нікель, кремній, молібден, ванадій, марганець та ін.

Чавун і сталь є найважливішими конструкційними матеріалами у переважній більшості галузей народного господарства.

Біологічна роль заліза:

в організмі дорослої людини міститься близько 5 г заліза;
залізо відіграє важливу роль у роботі кровотворних органів;
залізо входить до складу багатьох складних білкових комплексів (гемоглобіну, міоглобіну, різних ферментів).

З'єднання заліза (II)

З'єднання заліза зі ступенем окислення заліза +2 малостійкі та легко окислюються до похідних заліза (III).

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

Гідроксид заліза (II) Fe(OH) 2у свіжоосадженому вигляді має сірувато-зелене забарвлення, у воді не розчиняється, при температурі вище 150 °С розкладається, швидко темніє внаслідок окислення:

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

Виявляє слабовиражені амфотерні властивості з величезним переважанням основних, легко реагує з неокисляющими кислотами:

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

Взаємодіє з концентрованими розчинами лугів при нагріванні з утворенням тетрагідроксоферату (II):

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

Виявляє відновлювальні властивості, при взаємодії з азотною або концентрованою сірчаною кислотою утворюються солі заліза (III):

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

Виходить при взаємодії солей заліза (II) з розчином лугу без кисню повітря:

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

Солі заліза (ІІ).Залізо (II) утворює солі практично з усіма аніонами. Зазвичай солі кристалізуються у вигляді зелених кристалогідратів: 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 (сіль Мора) та ін. Розчини солей мають блідо-зелене забарвлення і, внаслідок гідролізу, кисле середовище:

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

Виявляють усі властивості солей.

При стоянні на повітрі повільно окислюються розчиненим киснем до солей заліза (III):

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

Якісна реакція на катіон Fe 2+ - взаємодія з гексаціаноферратом (III) калію (червоною кров'яною сіллю):

FeSO 4 + K 3 = KFe↓ + K 2 SO 4

Fe 2+ + K + + 3- = KFe↓

в результаті реакції утворюється осад синього кольору – гексаціаноферрат (II) заліза (III) – калію.

Ступінь окислення +3 й у заліза.

Оксид заліза (III) Fe 2 O 3 -речовина бурого кольору, існує у трьох поліморфних модифікаціях.

Виявляє слабовиражені амфотерні властивості з величезним переважанням основних. Легко реагує з кислотами:

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

З розчинами лугів не реагує, але при сплавленні утворює ферити:

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

Виявляє окислювальні та відновлювальні властивості. При нагріванні відновлюється воднем або оксидом вуглецю (II), виявляючи окисні властивості:

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

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

У присутності сильних окислювачів у лужному середовищівиявляє відновлювальні властивості та окислюється до похідних заліза (VI):

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

При температурі вище 1400 ° С розкладається:

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

Виходить при термічному розкладанні гідроксиду заліза (III):

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

або окисленням піриту:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .

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

Є одним із найпоширеніших елементів у земній корі.

Фізичні властивості заліза.

Залізо- Ковкий метал сріблясто-білого кольору з високою хімічною стійкістю. Воно добре переносить високі температури та вологості. Швидко тьмяніє (іржавіє) на повітрі та у воді. Дуже пластичний, добре піддається ковці та прокатці. Має хорошу тепло-і електропровідність, відмінний феромагнетик.

Хімічні властивості заліза.

Залізоперехідний метал Може мати ступінь окислення +2 та +3. Реагує з водяною парою:

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

Але в присутності вологи залізо іржавіє:

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

2 Fe + 3 Cl 2 = 2 FeCl 3 .

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

Концентровані кислоти пасивують залізо на холоді, але розчиняють при нагріванні:

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

Гідроксид заліза (II) виходить при дії лугу на солі заліза (II) без доступу кисню:

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

Виділяється осад білого кольору, який швидко окислюється на повітрі:

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

Даний гідроксид амфотерний, при нагріванні розчиняється в лугах з утворенням гексагідроферату:

Fe(OH) 3 + 3KOH = K3.

Залізо утворює дві комплексні солі заліза:

Жовта кров'яна сіль K 4 [ Fe(CN) 6 ];
Червона кров'яна сіль K 3 [ Fe(CN) 6 ].

Ці сполуки є якісними визначення іонів заліза. З'єднання берлінська блакить:

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

Застосування заліза.

Залізо є найважливішим компонентом процесу дихання. Він входить до складу гемоглобіну крові, бере участь у перенесенні кисню від легень до тканин. У природі залізо зустрічається у складі руд та мінералів.