dom

Panele aluminiowe

Właściwości wodorotlenku żelaza 2. Ściągawka z chemii nieorganicznej. Metody otrzymywania żelaza

Ciało ludzkie zawiera około 5 g żelaza, większość (70%) wchodzi w skład hemoglobiny we krwi.

Właściwości fizyczne

W stanie wolnym żelazo jest srebrzystobiałym metalem o szarawym odcieniu. Czyste żelazo jest plastyczne i ma właściwości ferromagnetyczne. W praktyce zwykle stosuje się stopy żelaza - żeliwo i stal.

Fe jest najważniejszym i najpowszechniejszym pierwiastkiem z dziewięciu d-metali podgrupy VIII grupy. Razem z kobaltem i niklem tworzy „rodzinę żelaza”.

Tworząc związki z innymi pierwiastkami, często wykorzystuje 2 lub 3 elektrony (B = II, III).

Żelazo, podobnie jak prawie wszystkie pierwiastki d grupy VIII, nie wykazuje wyższej wartościowości równej numerowi grupy. Jego maksymalna wartościowość sięga VI i pojawia się niezwykle rzadko.

Najbardziej typowymi związkami są te, w których atomy Fe znajdują się na stopniach utlenienia +2 i +3.

Metody otrzymywania żelaza

1. Żelazo techniczne (stopowe z węglem i innymi zanieczyszczeniami) otrzymuje się w procesie karbotermicznej redukcji jego naturalnych związków według następującego schematu:

Powrót do zdrowia następuje stopniowo, w 3 etapach:

1) 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2

2) Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2

3) FeO + CO = Fe + CO2

Żeliwo powstające w tym procesie zawiera ponad 2% węgla. Następnie żeliwo wykorzystuje się do produkcji stali – stopów żelaza zawierających poniżej 1,5% węgla.

2. Bardzo czyste żelazo otrzymuje się jednym z następujących sposobów:

a) rozkład pentakarbonylu Fe

Fe(CO) 5 = Fe + 5СО

b) redukcja czystego FeO wodorem

FeO + H2 = Fe + H2O

c) elektroliza wodnych roztworów soli Fe +2

FeC 2 O 4 = Fe + 2 CO 2

szczawian żelaza(II).

Właściwości chemiczne

Fe jest metalem o średniej aktywności i wykazuje ogólne właściwości charakterystyczne dla metali.

Unikalną cechą jest zdolność „rdzewienia” w wilgotnym powietrzu:

W przypadku braku wilgoci i suchego powietrza żelazo zaczyna reagować zauważalnie dopiero w temperaturze T > 150°C; podczas kalcynacji powstaje „łuska żelaza” Fe 3 O 4:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

Żelazo nie rozpuszcza się w wodzie przy braku tlenu. W bardzo wysoka temperatura Fe reaguje z parą wodną wypierając wodór z cząsteczek wody:

3Fe + 4H2O(g) = 4H2

Mechanizmem rdzewienia jest korozja elektrochemiczna. Produkt rdzy przedstawiony jest w uproszczonej formie. W rzeczywistości tworzy się luźna warstwa mieszaniny tlenków i wodorotlenków o zmiennym składzie. W odróżnieniu od folii Al 2 O 3 warstwa ta nie chroni żelaza przed dalszym zniszczeniem.

Rodzaje korozji

Ochrona żelaza przed korozją

1. Oddziaływanie z halogenami i siarką w wysokich temperaturach.

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

2Fe + 3F 2 = 2FeF 3

Fe + Ja 2 = FeI 2

Tworzą się związki, w których dominuje wiązanie jonowe.

2. Oddziaływanie z fosforem, węglem, krzemem (żelazo nie łączy się bezpośrednio z N2 i H2, ale je rozpuszcza).

Fe + P = Fe x P y

Fe + C = Fe x C y

Fe + Si = Fe x Si y

Tworzą się substancje o zmiennym składzie, np. berthollidy (w związkach dominuje kowalencyjny charakter wiązania)

3. Interakcja z kwasami „nieutleniającymi” (HCl, H 2 SO 4 rozcieńcz.)

Fe 0 + 2H + → Fe 2+ + H 2

Ponieważ Fe znajduje się w szeregu aktywności na lewo od wodoru (E° Fe/Fe 2+ = -0,44 V), jest w stanie wypierać H2 ze zwykłych kwasów.

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

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

4. Interakcja z kwasami „utleniającymi” (HNO 3, H 2 SO 4 stężony)

Fe 0 - 3e - → Fe 3+

Stężone HNO 3 i H 2 SO 4 „pasywują” żelazo, dzięki czemu w zwykłych temperaturach metal się w nich nie rozpuszcza. Przy silnym ogrzewaniu następuje powolne rozpuszczanie (bez uwalniania H2).

W sekcji Żelazo HNO 3 rozpuszcza się, przechodzi do roztworu w postaci kationów Fe 3+, a anion kwasowy redukuje się do NO *:

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

Bardzo dobrze rozpuszczalny w mieszaninie HCl i HNO 3

5. Stosunek do zasad

Fe nie rozpuszcza się w wodnych roztworach zasad. Reaguje ze stopionymi zasadami tylko w bardzo wysokich temperaturach.

6. Oddziaływanie z solami metali mniej aktywnych

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0

7. Reakcja z gazowym tlenkiem węgla (t = 200°C, P)

Fe (proszek) + 5CO (g) = Fe 0 (CO) 5 pentakarbonyl żelaza

Związki Fe(III).

Fe 2 O 3 - tlenek żelaza (III).

Czerwono-brązowy proszek, n.d. R. w H 2 O. W naturze - „czerwona ruda żelaza”.

Metody uzyskania:

1) rozkład wodorotlenku żelaza (III).

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

2) wypalanie pirytu

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

3) rozkład azotanów

Właściwości chemiczne

Fe 2 O 3 jest tlenkiem zasadowym wykazującym oznaki amfoteryczności.

I. Główne właściwości przejawiają się w zdolności do reagowania z kwasami:

Fe 2 O 3 + 6H + = 2Fe 3+ + ZH 2 O

Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O

Fe 2 O 3 + 6HNO 3 = 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

II. Słabe właściwości kwasowe. Fe 2 O 3 nie rozpuszcza się w wodnych roztworach zasad, ale po stopieniu ze stałymi tlenkami, zasadami i węglanami tworzy ferryty:

Fe 2 O 3 + CaO = Ca(FeO 2) 2

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

Fe 2 O 3 + MgCO 3 = Mg(FeO 2) 2 + CO 2

III. Fe 2 O 3 – surowiec do produkcji żelaza w metalurgii:

Fe 2 O 3 + ZS = 2Fe + ZSO lub Fe 2 O 3 + ZSO = 2Fe + ZSO 2

Fe(OH) 3 - wodorotlenek żelaza (III).

Metody uzyskania:

Otrzymywany przez działanie zasad na rozpuszczalne sole Fe 3+:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl

W momencie przygotowania Fe(OH) 3 jest czerwono-brązowym, śluzowo-bezpostaciowym osadem.

Wodorotlenek Fe(III) powstaje także podczas utleniania Fe i Fe(OH) 2 w wilgotnym powietrzu:

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

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

Wodorotlenek Fe(III) jest końcowym produktem hydrolizy soli Fe 3+.

Właściwości chemiczne

Fe(OH) 3 jest bardzo słabą zasadą (znacznie słabszą niż Fe(OH) 2). Wykazuje zauważalne właściwości kwasowe. Zatem Fe(OH) 3 ma charakter amfoteryczny:

1) reakcje z kwasami zachodzą łatwo:

2) świeży osad Fe(OH) 3 rozpuszcza się w gorącym stęż. roztwory KOH lub NaOH z tworzeniem kompleksów hydroksylowych:

Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3

W roztworze zasadowym Fe(OH) 3 można utlenić do nadżelazianów (sole kwasu żelazawego H 2 FeO 4 nie uwalniane w stanie wolnym):

2Fe(OH) 3 + 10KOH + 3Br 2 = 2K 2 FeO 4 + 6KBr + 8H 2O

Sole Fe 3+

Najbardziej praktyczne są: Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe(NO 3) 3, Fe(SCN) 3, K 3 4 - żółta sól krwi = Fe 4 3 Błękit pruski (ciemnoniebieski osad)

b) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 tiocyjanian Fe(III) (krwawoczerwony roztwór)

Plan.
Wstęp.

Właściwości chemiczne

Wniosek.
Bibliografia.

Wstęp.
Wodorotlenek żelaza (II) jest substancją nieorganiczną o wzorze Fe(OH) 2, związkiem żelaza. Występuje w przyrodzie w postaci minerału amakinitu. Minerał ten zawiera zanieczyszczenia magnezu i manganu (wzór empiryczny Fe 0,7 Mg 0,2 Mn 0,1 (OH) 2). Kolor minerału jest żółto-zielony lub jasnozielony, twardość w skali Mohsa 3,5-4, gęstość 2,925-2,98 g/cm?. Wodorotlenek amfoteryczny z przewagą właściwości zasadowych. Substancja krystaliczna jest biała (czasami z zielonkawym odcieniem) i z czasem ciemnieje w powietrzu. Jest to jeden ze związków pośrednich w rdzewieniu żelaza. Wodorotlenek żelaza(II) wykorzystywany jest do produkcji masy czynnej akumulatorów żelazowo-niklowych.
Celem pracy jest otrzymanie wodorotlenku żelaza(II) i zbadanie jego właściwości.
W trakcie pracy postawiono następujące zadania:

związki nieorganiczne

Podstawy są klasyfikowane według szeregu cech.

Podział na zasady rozpuszczalne i nierozpuszczalne niemal całkowicie pokrywa się z podziałem na zasady mocne i słabe, czyli wodorotlenki metali i pierwiastki przejściowe

1. Reakcja wymiany pomiędzy solą i zasadą w roztworze.
Jest to najczęstsza metoda otrzymywania zarówno zasad rozpuszczalnych (alkalicznych), jak i nierozpuszczalnych, dla których jest to jedyna laboratoryjna metoda przygotowania.
Przygotowanie mocnej zasady:
Na2CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3 + 2NaOH
Przygotowanie nierozpuszczalnej zasady:
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 + K 2 SO 4
2. Hydratacja tlenków zasadowych.
Metodą tą można uzyskać jedynie silne zasady, tj. wodorotlenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych. Na przykład:
BaO + H 2 O = Ba(OH) 2
3. Oddziaływanie metali z wodą.
W normalnych warunkach z wodą oddziałują tylko metale alkaliczne i metale ziem alkalicznych. W tym przypadku powstają odpowiednie zasady i wodór:
Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2
4. Elektroliza wodnych roztworów soli.
W przemyśle NaOH i KOH powstają w wyniku elektrolizy wodnych roztworów chlorków potasu i sodu.
KCl + 2H 2 O = 2KOH + H 2 + Cl 2

Właściwości fizyczne.
Alkalia (wodorotlenki sodu, potasu, litu) tworzą twarde, białe, bardzo higroskopijne kryształy. Temperatura topnienia NaOH wynosi 322°C, KOH wynosi 405°C, a LiOH wynosi 473°C. Sieci krystaliczne wodorotlenku sodu są sześcienne, podobnie jak NaCl, a sieci krystaliczne wodorotlenku potasu są tetragonalne.
Wodorotlenki wapnia, magnezu, berylu i baru tworzą białe proszki, które są również dość higroskopijne, ale nie tak bardzo jak zasady. Tworzą sześciokątną sieć krystaliczną, a ich temperatura topnienia nie jest wysoka ze względu na rozkład na tlenek i wodę.
Wodorotlenki innych metali (aluminium, miedź, cynk itp.) tworzą osady o różnej barwie, najczęściej białej. Barwne wodorotlenki stosuje się jako pigmenty w produkcji emalii i glazur.
Tylko zasady są dobrze rozpuszczalne w wodzie, znacznie słabiej niż zasady metali drugiej grupy (podgrupa główna), a cała reszta jest praktycznie nierozpuszczalna w wodzie.
Właściwości chemiczne.
Wodorotlenki metali wykazują różne właściwości chemiczne w zależności od aktywności metalu zawartego w wodorotlenku.
Zasady reagują z kwasami tworząc sól i wodę. Reakcję tę nazywa się reakcją zobojętniania, ponieważ po jej zakończeniu ośrodek staje się bliski obojętnego:
2KOH+H2SO4 =K2SO4+2H2O
Jeśli zasada jest rozpuszczalna w wodzie, wówczas reaguje z tlenkami kwasowymi i amfoterycznymi, tworząc sól i wodę:
2KOH+SO3 =K2SO4+H2O
2RbOH+ZnO=Rb 2 ZnO 2 +H 2 O.
Również zasady rozpuszczalne w wodzie mogą reagować z solami, tworząc nową sól i nową zasadę, pod warunkiem, że nowa zasada jest nierozpuszczalna:
2NaOH+CuSO4 =Cu(OH)2 +Na2SO4
Specjalną grupę wodorotlenków stanowią wodorotlenki amfoteryczne. Podczas dysocjacji tworzą jednocześnie kationy H + i jony wodorotlenkowe OH. Należą do nich np. Zn(OH) 2, Al(OH) 3, Be(OH) 2, Pb(OH) 2 i inne.
Wodorotlenki amfoteryczne reagują zarówno z roztworami kwasów, jak i zasad. Oddziałując z zasadami wykazują właściwości kwasów, a oddziałując z kwasami wykazują właściwości zasad:
Zn(OH) 2 +H 2 SO 4 = ZnSO 4 +2H 2 O
Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 (heksahydroksochromian (III) sodu)
Al(OH) 3 + NaOH = Na (tetrahydroksoglinian (III) sodu)
Z punktu widzenia teorii dysocjacji elektrolitycznej o właściwościach roztworów zasadowych (zmiany barwy wskaźników, mydlaność w dotyku, oddziaływanie z kwasami, tlenkami i solami kwasowymi) decyduje obecność jonów wodorotlenkowych OH. Podstawy są zabarwione wskaźnikami fenoloftaleina - szkarłatna, lakmus - niebieski.
Nierozpuszczalne zasady rozkładają się po podgrzaniu na tlenek metalu i wodę
2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O
Cu(OH)2 = CuO + H2O

Żelazo było znane już w starożytności. Najstarsze przedmioty żelazne znalezione przez archeologów pochodzą z 4 tys. p.n.e. mi. Uważa się, że materiałem, z którego człowiek wykonał pierwsze wyroby żelazne, było żelazo meteorytowe. To nie przypadek, że w wielu językach żelazo nazywano „niebiańskim metalem”, „kapiącym z nieba” itp. Pierwszych naukowych dowodów na to, że „żelazne kamienie spadają z nieba” dostarczył w 1775 r. petersburski geograf akademicki i podróżnik Peter Simon Pallas (1741–1811), który przywiózł do Petersburga blok meteorytu żelaznego o wadze 600 kg. Największym meteorytem żelaznym znalezionym na Ziemi jest meteoryt Gobe, ważący około 60 ton, który został odkryty w 1920 roku w Afryce Południowo-Zachodniej. Największy zaobserwowany meteoryt żelazny znajduje się w Moskwie w Muzeum Rosyjskiej Akademii Nauk. Upadając (18 października 1816 r., Daleki Wschód) meteoryt rozbił się i odnaleziono dwa fragmenty o wadze 256 kg. Był czas, kiedy żelazo na ziemi było cenione znacznie bardziej niż złoto. Radziecki historyk G. Areshyan badał wpływ żelaza na starożytna kultura Kraje śródziemnomorskie. Podaje następującą proporcję: 1:160:1280:6400. Jest to stosunek wartości miedzi, srebra, złota i żelaza wśród starożytnych Hetytów. Jak zaświadcza Homer w Odysei, zwycięzca igrzysk zorganizowanych przez Achillesa został nagrodzony kawałkiem złota i kawałkiem żelaza. Żelazko było w środku na równi niezbędna zarówno wojownikowi, jak i oraczowi, a potrzeba praktyczna, jak wiemy, jest najlepszym motorem produkcji i postępu technicznego.
Termin „epoka żelaza” został wprowadzony do nauki w połowie XIX wieku. Duński archeolog K.Yu. Thomsena. „Oficjalne” granice tego okresu dziejów ludzkości: od IX...VII wieku. PNE. kiedy hutnictwo żelaza zaczęło się rozwijać wśród wielu ludów i plemion Europy i Azji oraz przed pojawieniem się społeczeństwa klasowego i państwa wśród tych plemion. Ale jeśli epoki są nazwane na podstawie głównego materiału narzędzi, to oczywiście epoka żelaza trwa do dziś. Jak nasi odlegli przodkowie pozyskiwali żelazo? Po pierwsze, tak zwana metoda dmuchania sera. Piece serowe budowano bezpośrednio na ziemi, najczęściej na zboczach wąwozów i rowów. Wyglądały jak rura. Rura ta była wypełniona węglem drzewnym i rudą żelaza. Węgiel był rozpalany, a wiatr wiejący w zbocze wąwozu podtrzymywał palenie węgla. Rudę żelaza zredukowano, uzyskując miękką skorupę - żelazo z wtrąceniami żużla. Takie żelazo nazywano żelazem spawalniczym; zawierał trochę węgla i zanieczyszczeń przeniesionych z rudy. Kritsa został sfałszowany. Kawałki żużla odpadły, a pod młotem pozostało żelazo przebite nitkami żużla. Wykuwano z niego różne narzędzia. Epoka kutego żelaza była długa, ale ludzie starożytności i wczesnego średniowiecza znali także inne żelazo. Słynna stal damasceńska (lub stal damasceńska) była wytwarzana na Wschodzie już w czasach Arystotelesa (IV wiek p.n.e.). Jednak technologia jego produkcji, a także proces wytwarzania ostrzy adamaszkowych, były utrzymywane w tajemnicy. Rudy żelaza zaczęto wytapiać w Afryce w I tysiącleciu p.n.e. Tutaj rudy żelaza wydobywają się na powierzchnię ziemi. Być może znaleziono je w osadach rzecznych. W dorzeczu rzeki Archeolodzy z Zambezi odkryli wielkie piece gliniane, opuszczone kopalnie rudy żelaza i hałdy żużla. Lokalne plemiona przeniosły się z epoki kamienia bezpośrednio do epoki żelaza, omijając epokę brązu. Z biegiem czasu żelazo wszędzie zastąpiło inne metale i stało się głównym materiałem do produkcji narzędzi, broni, mechanizmów i innych produktów. „Epoka żelaza”, która rozpoczęła się w tych odległych czasach, trwa do dziś. Żelazo i jego stopy stanowią około 95% wszystkich wyrobów metalowych wytwarzanych na świecie. Obecnie większość żelaza wytapia się w postaci żeliwa i stali.

Żelazo jest dość rozpowszechnione w skorupie ziemskiej - stanowi około 4,1% masy skorupy ziemskiej (4. miejsce wśród wszystkich pierwiastków, 2. wśród metali). W płaszczu i skorupie żelazo koncentruje się głównie w krzemianach, jego zawartość jest znaczna w skałach zasadowych i ultrazasadowych, a niewielka w skałach kwaśnych i pośrednich.
Znany duża liczba rudy i minerały zawierające żelazo. Największe znaczenie praktyczne mają czerwona ruda żelaza (hematyt, Fe 2 O 3; zawiera do 70% Fe), magnetyczna ruda żelaza (magnetyt, FeFe 2 O 4, Fe 3 O 4; zawiera 72,4% Fe), brunatna ruda żelaza lub limonit (goetyt i hydrogoetyt, odpowiednio FeOOH i FeOOH·nH 2 O). Goethyt i hydrogoetyt spotykane są najczęściej w skorupach wietrzących, tworząc tzw. „żelazne kapelusze”, których miąższość sięga kilkuset metrów. Mogą być również pochodzenia osadowego, wypadają z roztworów koloidalnych w jeziorach lub obszarach przybrzeżnych mórz. W tym przypadku powstają rudy żelaza oolitowe lub strączkowe. Często występuje w nich wiwianit Fe 3 (PO 4) 2 8H 2 O, tworzący czarne wydłużone kryształy i radialne agregaty.
Siarczki żelaza są również szeroko rozpowszechnione w przyrodzie - piryt FeS 2 (siarka lub piryt żelaza) i pirotyn. Nie są to rudy żelaza - piryt wykorzystuje się do produkcji kwasu siarkowego, a pirotyn często zawiera nikiel i kobalt.
Pod względem zasobów rudy żelaza Rosja zajmuje pierwsze miejsce na świecie. Zawartość żelaza w wodzie morskiej wynosi 1,10–5–1,10–8%.

Główne złoża.

Według US Geological Survey, potwierdzone światowe zasoby rudy żelaza wynoszą około 178 miliardów ton.Główne złoża żelaza znajdują się w Brazylii, Australii, USA, Kanadzie, Szwecji, Wenezueli, Liberii, Ukrainie, Francji i Indiach. W Rosji żelazo wydobywa się w Kursskiej Anomalii Magnetycznej (KMA), na Półwyspie Kolskim, w Karelii i na Syberii. W ostatnim czasie znaczącą rolę zyskały denne osady oceaniczne, w których żelazo wraz z manganem i innymi cennymi metalami występuje w postaci konkrecji.

Paragon.

W przemyśle żelazo otrzymuje się z rud żelaza, głównie z hematytu (Fe 2 O 3) i magnetytu (FeO Fe 2 O 3).
Istnieją różne sposoby wydobywania żelaza z rud. Najbardziej powszechnym jest proces domenowy.
Pierwszym etapem produkcji jest redukcja żelaza węglem w wielkim piecu w temperaturze 2000°C. W wielkim piecu węgiel w postaci koksu, ruda żelaza w postaci aglomeratu lub peletek oraz topnik (taki jak wapień) podawane są z góry i spotykane są ze strumieniem wymuszonego gorącego powietrza z dołu.
W piecu węgiel w postaci koksu utlenia się do tlenku węgla. Tlenek ten powstaje podczas spalania przy braku tlenu:
2C + O = 2CO
Z kolei tlenek węgla redukuje żelazo z rudy. Aby przyspieszyć tę reakcję, podgrzany tlenek węgla przepuszcza się przez tlenek żelaza (III):
3CO + Fe 2 O 3 = 2Fe + 3CO 2
Topnik dodaje się, aby pozbyć się niepożądanych zanieczyszczeń (głównie krzemianów, na przykład kwarcu) z wydobywanej rudy. Typowy topnik zawiera wapień (węglan wapnia) i dolomit (węglan magnezu). Aby usunąć inne zanieczyszczenia, stosuje się inne topniki.
Efekt topnika (w tym przypadku węglanu wapnia) polega na tym, że po podgrzaniu rozkłada się na tlenek:
CaCO 3 \u003d CaO + CO 2
Tlenek wapnia łączy się z dwutlenkiem krzemu tworząc żużel – metakrzemian wapnia:
CaO + SiO2 = CaSiO3
Żużel, w przeciwieństwie do dwutlenku krzemu, topi się w piecu. Żużel lżejszy od żelaza unosi się na powierzchni - ta właściwość pozwala na oddzielenie żużla od metalu. Żużel można następnie wykorzystać w budownictwie i rolnictwie. Roztopione żelazo produkowane w wielkim piecu zawiera dość dużo węgla (żeliwa). Z wyjątkiem przypadków, w których żeliwo jest wykorzystywane bezpośrednio, wymaga ono dalszej obróbki.
Nadmiar węgla i inne zanieczyszczenia (siarka, fosfor) są usuwane z żeliwa poprzez utlenianie w piecach martenowskich lub konwertorach. Do wytapiania stali stopowych wykorzystuje się także piece elektryczne.
Oprócz procesu wielkopiecowego powszechny jest proces bezpośredniej produkcji żelaza. W tym przypadku wstępnie pokruszoną rudę miesza się ze specjalną gliną, tworząc pelety. Pelety są wypalane i poddawane obróbce w piecu szybowym gorącymi produktami konwersji metanu, które zawierają wodór. Wodór łatwo redukuje żelazo:
Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3 H 2 O
w tym przypadku żelazo nie zostaje zanieczyszczone takimi zanieczyszczeniami jak siarka i fosfor, które są powszechnymi zanieczyszczeniami węgla. Żelazo otrzymuje się w solidna forma, a następnie topi się w piecach elektrycznych.
Chemicznie czyste żelazo otrzymuje się przez elektrolizę roztworów jego soli.
Stosowanie żelaza.
Żelazo jest najważniejszym metalem współczesnej technologii. Żelazo w czystej postaci praktycznie nie jest używane ze względu na jego niską wytrzymałość, chociaż w życiu codziennym wyroby stalowe lub żeliwne często nazywane są „żelazem”. Większość żelaza stosowana jest w postaci stopów o bardzo różnym składzie i właściwościach. Stopy żelaza stanowią około 95% wszystkich wyrobów metalowych. Stopy bogate w węgiel (powyżej 2% wag.) – żeliwo – wytapia się w wielkich piecach z rud wzbogaconych w żelazo. Różne gatunki stali (zawartość węgla poniżej 2% wag.) wytapia się z żeliwa w piecach martenowskich i elektrycznych oraz konwertorach poprzez utlenienie (spalenie) nadmiaru węgla, usunięcie szkodliwych zanieczyszczeń (głównie S, P, O) i dodanie pierwiastki stopowe. Stale wysokostopowe (o dużej zawartości niklu, chromu, wolframu i innych pierwiastków) wytapiane są w piecach łukowych i indukcyjnych. Do produkcji stali i stopów żelaza specjalnego przeznaczenia stosuje się nowe procesy - próżniowe, przetapianie elektrożużlowe, stapianie plazmą i wiązką elektronów i inne. Trwają prace nad metodami wytapiania stali w instalacjach stale działających, zapewniających wysoką jakość metalu i automatyzację procesu.
Tworzy się materiały na bazie żelaza, które wytrzymują wysokie i niskie temperatury, próżnię i wysokie ciśnienia, agresywne środowisko, wysokie napięcia przemienne, promieniowanie jądrowe itp. Produkcja żelaza i jego stopów stale rośnie.
Żelazo jako materiał artystyczny było używane od czasów starożytnych w Egipcie, Mezopotamii i Indiach. Od średniowiecza w krajach europejskich (Anglia, Francja, Włochy, Rosja i inne) zachowało się wiele wysoce artystycznych wyrobów żelaznych - kute ogrodzenia, zawiasy do drzwi, wsporniki ścienne, wiatrowskazy, ramy skrzyń i lampy. Wyroby kute na wskroś z prętów oraz wyroby z blachy cięto-ciągnionej (często z okładziną mikową) wyróżniają się płaskimi kształtami, wyraźną liniową sylwetką graficzną i są efektownie widoczne na jasnym tle. W XX wieku z żelaza wykonywano kraty, płoty, ażurowe przegrody wewnętrzne, świeczniki i pomniki.

Właściwości fizyczne.
Żelazo jest typowym metalem, w stanie wolnym ma srebrzysty kolor biały z szarawym odcieniem. Czysty metal jest plastyczny, różne zanieczyszczenia zwiększają jego twardość i kruchość. Ma wyraźne właściwości magnetyczne. Często wyróżnia się tak zwaną „żelazną triadę” - grupę trzech metali, które mają podobne właściwości fizyczne, promienie atomowe i wartości elektroujemności.
Żelazo charakteryzuje się polimorfizmem, posiada cztery modyfikacje krystaliczne:

Metalurgia nie rozróżnia?-Fe jako oddzielnej fazy i uważa ją za odmianę?-Fe. Kiedy żelazo lub stal nagrzewa się powyżej punktu Curie, ruch termiczny jonów zaburza orientację spinowych momentów magnetycznych elektronów, ferromagnetyk staje się paramagnetyczny - następuje przejście fazowe drugiego rzędu, ale przejście fazowe pierwszego rzędu z nie następuje zmiana podstawowych parametrów fizycznych kryształów.
W przypadku czystego żelaza pod normalnym ciśnieniem z punktu widzenia metalurgii istnieją następujące stabilne modyfikacje:

Obecność węgla i pierwiastków stopowych w stali znacząco zmienia temperatury przemian fazowych. Stały roztwór węgla w żelazie α i β nazywa się ferrytem. Czasami rozróżnia się wysokotemperaturowy a-ferryt i niskotemperaturowy a-ferryt, chociaż ich struktura atomowa jest taka sama. Stały roztwór węgla w żelazie α nazywany jest austenitem.

Zjawisko polimorfizmu jest niezwykle ważne dla hutnictwa stali. Właśnie dzięki?-? Obróbka cieplna stali zachodzi w przejściach sieci krystalicznej. Bez tego zjawiska żelazo jako podstawa stali nie zyskałoby tak szerokiego zastosowania.
Żelazo jest materiałem ogniotrwałym i należy do metali o średniej aktywności. Temperatura topnienia żelaza wynosi 1539°C, temperatura wrzenia 2862°C.
Właściwości chemiczne.
Żelazo wykazuje umiarkowaną aktywność chemiczną. Spala się w atmosferze tlenu, tworząc tlenek Fe 2 O 3. W stanie drobno pokruszonym metal jest piroforyczny, tj. zdolny do samozapłonu w powietrzu. Drobny proszek żelaza można otrzymać przez rozkład termiczny szczawianu żelaza w atmosferze wodoru.
Żelazo przechowywane na powietrzu w temperaturze do 200°C stopniowo pokrywa się gęstą warstwą tlenku, co zapobiega dalszemu utlenianiu metalu. W wilgotnym powietrzu żelazo pokrywa się luźną warstwą rdzy, co nie utrudnia dostępu tlenu i wilgoci do metalu i jego zniszczenia. Rdza nie ma stałego składu chemicznego, w przybliżeniu jej wzór chemiczny można zapisać jako Fe 2 O 3.
Żelazo reaguje ze stopioną siarką, tworząc siarczek i aktywnie oddziałuje z chlorem, bromem i jodem, tworząc trójchlorek, trójbromek i dwujodek. Żelazo słabo reaguje z fluorem, tworząc na powierzchni gęstą, niskolotną warstwę trifluorku. W temperaturach powyżej 500°C metal reaguje odwracalnie z węglem:
3Fe+C<=>Fe3C
Węglik żelaza o takim składzie nazywany jest cementytem. Występuje w żeliwie i stali.
Żelazo reaguje z tlenem po podgrzaniu. Kiedy żelazo spala się w powietrzu, powstaje tlenek Fe 2 O 3, a podczas spalania w czystym tlenie powstaje tlenek Fe 3 O 4. Jeśli tlen lub powietrze przepuszcza się przez stopione żelazo, powstaje tlenek FeO.
Po podgrzaniu żelazo reaguje z azotem, tworząc azotek żelaza Fe3N, z fosforem, tworząc fosforki FeP, Fe2P i Fe3P, z węglem, tworząc węglik Fe3C, z krzemem, tworząc kilka krzemków, na przykład FeSi. Pod podwyższonym ciśnieniem metaliczne żelazo reaguje z tlenkiem węgla CO i tworzy się ciecz w temp normalne warunki wysoce lotny pentakarbonyl żelaza Fe(CO) 5 . Znane są również karbonylki żelaza o składach Fe 2 (CO) 9 i Fe 3 (CO) 12. Karbonylki żelaza służą jako materiały wyjściowe w syntezie związków organożelazowych, w tym w składzie ferrocenu.
Czyste metaliczne żelazo jest stabilne w wodzie i rozcieńczonych roztworach alkalicznych. Żelazo nie rozpuszcza się w stężonych kwasach siarkowym i azotowym, ponieważ silny film tlenkowy pasywuje jego powierzchnię.Z kwasem solnym i rozcieńczonym (około 20%) kwasem siarkowym żelazo reaguje tworząc sole żelaza(II):
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2
Żelazo rozpuszcza się w rozcieńczonych i średnio stężonych roztworach kwasu azotowego:
Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO ^ + 2H 2 O
Kiedy żelazo reaguje z około 70% kwasem siarkowym, reakcja przebiega, tworząc siarczan żelaza (III):
2Fe + 4H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O
Pod wpływem wilgoci atmosferycznej i powietrza żelazo ulega korozji (rdzy):
4Fe + 2H 2O + 3O 2 = 4FeO(OH)
Co roku w wyniku korozji traci się do 10% całego produkowanego żelaza.
Bardzo czyste żelazo, zawierające mniej niż 0,01% zanieczyszczeń siarki, węgla i fosforu, jest odporne na korozję. Niedaleko miasta Delhi w Indiach znajduje się żelazna kolumna wzniesiona w IX wieku. BC, który nie wykazuje śladów rdzy. Wykonany jest z bardzo czystego metalu o zawartości żelaza 99,72%. Cechy klimatyczne tego obszaru mogą odgrywać ważną rolę w odporności na korozję materiału słynnej kolumny.
Żelazo metaliczne reaguje po podgrzaniu ze stężonymi (ponad 30%) roztworami zasad, tworząc kompleksy hydroksylowe. Pod wpływem silnych utleniaczy żelazo po podgrzaniu może tworzyć związki na stopniu utlenienia (+VI) - żelazoany:
Fe + 2KNO 3 = K 2 FeO 4 + 2NO
W przypadku żelaza tlenki i wodorotlenki występują na stopniach utlenienia (II) i (III).
Żelazo tworzy proste sole z prawie wszystkimi anionami. W wodzie rozpuszczają się azotany, siarczany, halogenki (z wyjątkiem fluorków), octany itp. Kation żelaza (II) może zostać utleniony przez wiele utleniaczy do kationu żelaza (III). Roztwory soli żelaza (II) i jego soli stałych stopniowo utleniają się nawet po prostym przechowywaniu na powietrzu:
4FeCO 3 + 2H 2 O + O 2 = 4FeO(OH) + 2CO 2
4FeS + 6H 2 O + O 2 = 4FeO(OH) + 4H 2 S
Po podgrzaniu rozkładają się siarczany, azotany, węglany i szczawiany żelaza. W tym przypadku żelazo (II) jest zwykle utleniane do żelaza (III), na przykład:
2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 + SO 2
Sole żelaza (III) ulegają silnej hydrolizie.

Tlenek żelaza (II) – FeO. Czarna substancja krystaliczna, cząsteczka ma strukturę jonową. Wykazuje podstawowe właściwości (choć oddziałuje ze stopionymi alkaliami, wykazując słabą amfoteryczność). W normalnych warunkach nie reaguje z wodą, ale w obecności tlenu atmosferycznego i przy niskim ogrzewaniu powoli reaguje z parą wodną. Wykazuje właściwości słabego środka redukującego. Po podgrzaniu rozkłada się, ale po dalszym ogrzewaniu tworzy się ponownie. Oddziałuje z kwasami. Utleniony tlenem do mieszanego tlenku żelaza. Zredukowany przez wodór, węgiel, tlenek węgla:
FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O,
FeO + 4NaOH = Na 4 FeO 3 + 2H 2 O
4FeO + 6H 2 O+ O 2 = 4Fe(OH) 3
FeO Fe 3 O 4 +Fe FeO
6FeO + O 2 2Fe 3 O 4,
FeO + H 2 Fe + H 2 O,
FeO + C Fe + CO,
FeO + CO Fe + CO 2 .
FeO otrzymuje się w wyniku redukcji mieszanego tlenku żelaza tlenkiem węgla lub rozkładu dwuwartościowych związków żelaza w obojętnej atmosferze:
Fe 3 O 4 + CO 3FeO + CO 2,
Fe(OH)2FeO + H2O,
FeCO3FeO + CO2.

Wodorotlenek żelaza(II) występuje naturalnie jako minerał amakinit. Minerał ten zawiera zanieczyszczenia magnezu i manganu (wzór empiryczny Fe 0,7 Mg 0,2 Mn 0,1 (OH) 2). Kolor minerału jest żółto-zielony lub jasnozielony, twardość w skali Mohsa 3,5-4, gęstość 2,925-2,98 g/cm?.
Czysty wodorotlenek żelaza (II) jest białą, krystaliczną substancją. Czasami ma zielonkawy odcień z powodu zanieczyszczeń solami żelaza. Z biegiem czasu ciemnieje w powietrzu w wyniku utleniania. Nierozpuszczalny w wodzie (rozpuszczalność 5,8·10–6 mol/l). Rozkłada się po podgrzaniu. Posiada trygonalny układ sieci krystalicznej.
Wodorotlenek żelaza (II) ma właściwości zasady - łatwo wchodzi w reakcje zobojętniania z rozcieńczonymi kwasami, np. kwasem solnym (powstaje roztwór chlorku żelaza (II):
Fe(OH) 2 + 2HCl 2 = 2 H 2 O + FeCl 2
W trudniejszych warunkach wykazuje właściwości kwasowe, np. przy stężonym (ponad 50%) wodorotlenku sodu podczas gotowania w atmosferze azotu tworzy osad tetrahydroksżelazianu (II):
Fe(OH)2 + 2NaOH = Na2
Nie reaguje z hydratem amoniaku. Po podgrzaniu reaguje ze stężonymi roztworami soli amonowych, na przykład chlorkiem amonu:
Fe(OH) 2 + 2NH 4 Cl = FeCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O
Po podgrzaniu rozkłada się, tworząc tlenek żelaza (II): Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O
W tej reakcji jako zanieczyszczenia tworzy się metaliczne żelazo i tlenek diżelaza(III)-żelaza(II) (Fe 3 O 4).
W postaci zawiesiny, po ugotowaniu w obecności tlenu atmosferycznego, utlenia się do metawodorotlenku żelaza. Po podgrzaniu z tym ostatnim tworzy tlenek diżelaza (III) -żelaza (II):
4Fe(OH) 2 + O 2 = 4FeO(OH) + 2H 2 O
Fe(OH) 2 + 2FeO(OH) = (FeFe 2)O + 2H 2 O
Reakcje te zachodzą również (powoli) podczas procesu rdzewienia żelaza.
Wodorotlenek żelaza (II) można otrzymać w postaci osadu w reakcjach wymiany roztworów soli żelaza (II) z alkaliami, na przykład:
FeSO 4 + 2KOH = Fe(OH) 2 + K 2 SO 4
Tworzenie się wodorotlenku żelaza (II) jest jednym z etapów rdzewienia żelaza:
2Fe + 2H 2 O + O 2 = 2 Fe(OH) 2
Wodorotlenek żelaza(II) wykorzystywany jest do produkcji masy czynnej akumulatorów żelazowo-niklowych.

Wodorotlenek żelaza (II) jest minerałem o barwie żółtozielonej lub jasnozielonej, o twardości w skali Mohsa 3,5–4 i gęstości 2,925–2,98 g/cm². Wodorotlenek amfoteryczny z przewagą właściwości zasadowych.

W solach żelaza (II) ze względu na ich częściowe utlenienie na powietrzu, zawsze obecne są kationy żelaza (III). Dlatego do badania właściwości kationów Fe 2+ zamiast siarczanu żelaza (II) należy wziąć najbardziej stabilną podwójnie krystaliczną sól Mohra (NH 4) 2 SO 4 · FeSO 4 · 6H 2 O lub zastosować świeżo przygotowany roztwór siarczanu żelaza(II). Ponieważ stabilność żelaza (II) w stanie krystalicznym jest wyższa niż w roztworze, do badań konieczne jest pobranie świeżo przygotowanego roztworu soli.

Sprzęt i odczynniki: pipeta, probówki, zlewka, bibuła filtracyjna, nożyczki; Sól Mohra, wodorotlenek sodu, kwas siarkowy.

Do roztworu soli Mohra dodaje się wodny roztwór wodorotlenku sodu, aż wytrąci się zielony osad. Wydzielony osad przesącza się i dzieli do trzech probówek. Jedną probówkę pozostawia się na powietrzu, mieszając osad szklaną laską. Po 2–3 minutach kolor osadu zacznie się zmieniać w wyniku utleniania wodorotlenku żelaza (II) do wodorotlenku żelaza (III). Do drugiej probówki dodaj kilka kropli rozcieńczonego roztworu kwasu solnego, a do trzeciej nadmiar zasady.

Lek otrzymuje się przez oddziaływanie zasady i soli żelaza +2 (sól Mohra):

Badanie właściwości:
Fe(OH) 2 + NaOH = reakcja nie zachodzi, ponieważ Fe(OH) 2 wykazuje podstawowe właściwości
Fe(OH) 2 + H 2 SO 4 = FeSO 4 + 2H 2 O zmiana koloru na brudnozielony
4Fe(OH) 2 + O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4H 2 O osad w powietrzu utlenia się (rdzewieje) i zamienia się w wodorotlenek żelaza (III)
Aby uzyskać 6 gr. Fe(OH) 2 obliczmy każdą substancję, która przereagowała.
Obliczenia:
(NH 4) 2 SO 4 FeSO 4 6H 2 O + 2NaOH = Fe(OH) 2 v + Na 2 SO 4 + NH 4 O 2
M(Fe(OH)2) = 53 g/mol
n(Fe(OH)2) = 0,067 mola
M(NaOH) = 40 g/mol
m(NaOH) = 0,067 mol – 40 g/mol? 2 = 5,36 g
M((NH 4) 2 SO 4 FeSO 4 6H 2 O) = 392 g/mol
m((NH 4) 2 SO 4 FeSO 4 6H 2 O) = 26g
? = (ja/mteor)?100% = (5,63/6)?100% =93,8%

Wniosek.
W ramach zajęć badano właściwości fizykochemiczne wodorotlenków jako klasy związków nieorganicznych, żelaza i jego związków na stopniu utlenienia +2; rozważana jest ich historia odkrycia, rozmieszczenie w przyrodzie, produkcja; wybrano optymalną metodę otrzymywania wodorotlenku żelaza(II); Otrzymano wodorotlenek żelaza(II) i zbadano jego właściwości.

Bibliografia.
1. Glinka N. L. Chemia ogólna. - L.: Chemia, 1988. - 702 s.
2. Kreshkov A. P., Yaroslavtsev A. A. Kurs chemii analitycznej. - M.: Chemia, 1964. - 430 s.
3. Podobaev N. I. Elektroliza. - M.: Edukacja, 1989, 100 s.
4. Polees M. E. Chemia analityczna. - M.: Medycyna, 1981. - 286 s.
5. Rabinovich V. A., Khavin Z. Ya. Krótka książka referencyjna chemiczna. - L.: Chemia, 1978. - 331 s.
6. Encyklopedia chemiczna w 5 tomach / wyd. I. L. Knunyants. - M .: Encyklopedia radziecka, 1990.
7. Shchukarev S. A. Chemia nieorganiczna. - M.: Szkoła wyższa, 1970. - 437 s.
8. Rabinovich V.A., Khavin Z.Ya. „Krótki podręcznik chemiczny” L.: Chemistry, 1977 s. 62
9. Lidin R. A., Molochko V. A., Andreeva L. L. Reakcje substancje nieorganiczne: podręcznik / wyd. RA Lidina. - wyd. 2, poprawione. i dodatkowe - M.: Drop, 2007. - s. 179. - 637 s.
10. Achmetow N.S. Chemia ogólna i nieorganiczna. –M.: Szkoła wyższa, 1981. -681 s.
11. Karyakin Yu.V., Angelov I.I. Czysta chemia. – M.: Chemia, 1974. – 168 s.

1. Tlen utlenia żelazo, w wyniku czego tworzy się kamień żelazny – tlenek mieszany

Chlor jest silnym utleniaczem, dlatego utlenia żelazo do wyższego stopnia utlenienia (+3), w wyniku czego powstaje chlorek żelaza (III). 2. Tlen i chlor są utleniaczami, żelazo jest reduktorem.

Interakcja żelaza z stężone kwasy 1. Kwasy azotowy i stężony kwas siarkowy należą do kwasów utleniających, tj. wykazują silne właściwości utleniające ze względu na resztę kwasową. Tlenek azotu (II) powstający podczas redukcji kwasu azotowego łatwo ulega utlenieniu pod wpływem tlenu z powietrza do tlenku azotu (IV).

Notatka:Żelazo nie reaguje na zimno ze stężonym kwasem azotowym i stężonym kwasem siarkowym (pasywaty).

Otrzymywanie wodorotlenku żelaza(II) i jego oddziaływanie z kwasami

A) działania: Dodać roztwór wodorotlenku sodu do świeżo przygotowanego roztworu siarczanu żelaza (II). Obserwacje: Tworzy się zielonkawy osad. Równania reakcji:

Wnioski: Wodorotlenki żelaza (II) i (III) można otrzymać w wyniku reakcji wymiany rozpuszczalnych soli żelaza (II) i (III) z roztworem alkalicznym, ponieważ w tym przypadku następuje wiązanie jonów:

B) działania: Do osadu dodać roztwór kwasu solnego. Obserwacje: Osad rozpuszcza się. Równania reakcji:

Wnioski: Ponieważ

ma charakter zasadowy, więc reaguje z kwasami.

Wytwarzanie soli wodorotlenku żelaza (III) i jego oddziaływanie z kwasami w celu wytworzenia odpowiednich soli

A) działania: Dodać roztwór alkaliczny do roztworu chlorku żelaza (III). Obserwacje: Tworzy się brązowy osad. Równania reakcji:

Wnioski: Jony

można określić za pomocą reakcji pomiędzy ich solami i zasadami, ponieważ w tym przypadku tworzą się opady:

- zielony;

- brązowy. B) działania: Do osadu dodać kwas siarkowy. Obserwacje: Osad rozpuszcza się. Równania reakcji:

68. Związki żelaza

Tlenek żelaza (II) FeO– czarna, krystaliczna substancja, nierozpuszczalna w wodzie i zasadach. FeO pasuje do podstawy Fe(OH)2.

Paragon. Tlenek żelaza (II) można otrzymać przez niecałkowitą redukcję magnetycznej rudy żelaza tlenkiem węgla (II):

Właściwości chemiczne. Jest to główny tlenek. Reagując z kwasami tworzy sole:

Wodorotlenek żelaza (II) Fe(OH)2- biała, krystaliczna substancja.

Paragon. Wodorotlenek żelaza (II) otrzymuje się z dwuwartościowych soli żelaza pod działaniem roztworów alkalicznych:

Właściwości chemiczne. Zasadowy wodorotlenek. Reaguje z kwasami:

W powietrzu Fe(OH)2 utlenia się do Fe(OH)3:

Tlenek żelaza(III) Fe2O3– brązowa substancja, występująca w przyrodzie w postaci czerwonej rudy żelaza, nierozpuszczalna w wodzie.

Paragon. Podczas wypalania pirytu:

Właściwości chemiczne. Wykazuje słabe właściwości amfoteryczne. Podczas interakcji z zasadami tworzy sole:

Wodorotlenek żelaza (III) Fe(OH)3– czerwonobrązowa substancja, nierozpuszczalna w wodzie i nadmiarze zasad.

Paragon. Otrzymywany przez utlenianie tlenku żelaza (III) i wodorotlenku żelaza (II).

Właściwości chemiczne. Jest związkiem amfoterycznym (z przewagą właściwości zasadowych). Wytrąca się pod wpływem zasad na solach żelaza(III):

Sole żelazawe otrzymywany w reakcji metalicznego żelaza z odpowiednimi kwasami. Są silnie hydrolizowane i dlatego tak są roztwory wodne– energetyczne środki redukujące:

Po podgrzaniu powyżej 480 ° C rozkłada się, tworząc tlenki:

Gdy zasady działają na siarczan żelaza (II), powstaje wodorotlenek żelaza (II):

Tworzy krystaliczny hydrat - FeSO4⋅7Н2О (siarczan żelaza). Chlorek żelaza (III) FeCl3 – ciemnobrązowa, krystaliczna substancja.

Właściwości chemiczne. Rozpuśćmy się w wodzie. FeCl3 wykazuje właściwości utleniające.

Reduktory - magnez, cynk, siarkowodór, utleniają się bez ogrzewania.

Wodorotlenek żelaza(II).- substancja nieorganiczna o wzorze Fe(OH)2, związek żelaza. Wodorotlenek amfoteryczny z przewagą właściwości zasadowych. Substancja krystaliczna jest biała (czasami z zielonkawym odcieniem) i z czasem ciemnieje w powietrzu. Jest to jeden ze związków pośrednich w rdzewieniu żelaza.

1 Bycie na łonie natury
2 Właściwości fizyczne
3 Właściwości chemiczne
4 Odbiór
5 Zastosowanie
6 Notatki

Będąc w naturze

Wodorotlenek żelaza(II) występuje naturalnie jako minerał amakinit. Minerał ten zawiera domieszki magnezu i manganu (wzór empiryczny Fe0,7Mg0,2Mn0,1(OH)2). Kolor minerału jest żółtozielony lub jasnozielony, twardość w skali Mohsa 3,5-4, gęstość 2,925-2,98 g/cm3.

Właściwości fizyczne

Czysty wodorotlenek żelaza(II) jest białą, krystaliczną substancją. Czasami ma zielonkawy odcień z powodu zanieczyszczeń solami żelaza. Z biegiem czasu ciemnieje w powietrzu w wyniku utleniania. Nierozpuszczalny w wodzie (rozpuszczalność 5,8·10−6 mol/l). Rozkłada się po podgrzaniu. Posiada trygonalny układ sieci krystalicznej.

Właściwości chemiczne

Wodorotlenek żelaza(II) ulega następującym reakcjom.

Ma właściwości zasady - łatwo wchodzi w reakcje zobojętniania z rozcieńczonymi kwasami, np. kwasem solnym (powstaje roztwór chlorku żelaza(II):

W trudniejszych warunkach wykazuje właściwości kwasowe, np. przy stężonym (ponad 50%) wodorotlenku sodu podczas gotowania w atmosferze azotu tworzy osad tetrahydroksżelazianu(II):

Nie reaguje z hydratem amoniaku. Po podgrzaniu reaguje ze stężonymi roztworami soli amonowych, na przykład chlorkiem amonu:

Po podgrzaniu rozkłada się, tworząc tlenek żelaza (II):

W tej reakcji jako zanieczyszczenia tworzy się metaliczne żelazo i tlenek diżelaza(III)-żelaza(II) (Fe3O4).

W postaci zawiesiny, po ugotowaniu w obecności tlenu atmosferycznego, utlenia się do metawodorotlenku żelaza. Po podgrzaniu z tym ostatnim tworzy tlenek diżelaza (III) -żelaza (II):

Reakcje te zachodzą również (powoli) podczas procesu korozji żelaza.

Paragon

Wodorotlenek żelaza(II) można otrzymać w postaci osadu w reakcjach wymiany roztworów soli żelaza(II) z zasadami, np.:

Tworzenie się wodorotlenku żelaza(II) jest jednym z etapów rdzewienia żelaza:

Aplikacja

Wodorotlenek żelaza(II) wykorzystywany jest do produkcji masy czynnej akumulatorów żelazowo-niklowych.

Notatki

Amankinit na webmineral.com. Zarchiwizowane od oryginału w dniu 21 kwietnia 2012 r.
1 2 Lidin R. A., Molochko V. A., Andreeva L. L. Reakcje substancji nieorganicznych: podręcznik / wyd. RA Lidina. - wyd. 2, poprawione. i dodatkowe - M.: Drop, 2007. - s. 179. - 637 s. - ISBN 978-5-358-01303-2.
Lidin R.A., Andreeva L.L., Molochko V.A. Stałe substancji nieorganicznych: podręcznik / wyd. RA Lidina. - wyd. 2, poprawione. i dodatkowe - M.: Drop, 2006. - s. 109, 467, 580, 605. - 685 s. - ISBN 5-7107-8085-5.

p·or·r Wodorotlenki

Informacje o wodorotlenku żelaza(II).

Sekcje