Как из железной окалины получить железо

Железо, его соединения

Сначала рассмотрим особенностей строение атома железа.

Железо является элементом побочной подгруппы VIII A группы. Поэтому его электронное строение отличается от строения электронных оболочек элементов главных подгрупп.

Так как железо расположено в 4 периоде, то атомы его имеют четыре энэргетических уровня, к тому же заполняется у него сначала не внешний, а предвнешний энэргетический уровень.  В ядре атома железа содержится 26 протонов.

На внешнем энэргетическом уровне у атома железа находится два электрона, а на предвнешнем – 14.

Как из железной окалины получить железо Как из железной окалины получить железо

Железо имеет на внешнем энэргетическом уровне два электрона, является металлом, поэтому как и все металлы он отдаёт электроны и проявляет восстановительные свойства. Если атом железа отдаёт два внешних электрона, тогда он приобретает степень окисления +2, к тому же электрон с предвнешнего уровня тоже может оторваться, тогда степень окисления становится +3.

Как из железной окалины получить железо

  • Рассмотрим железо, как простое вещество.
  • ·        блестящий серебристо-белый металл
  • ·        имеет темературу плавления 1539 0С
  • ·        тугоплавкий металл
  • ·        плотность железа 7,87 г/см3
  • ·        тяжёлый металл
  • ·        железо пластичное и ковкое, поэтому легко обрабатывается
  • ·        обладает способностью намагничиваться и размагничиваться.

По распространённости в земной коре железо занимает четвёртое место и второе среди металлов (после алюминия). Его массовая доля в земной коре составляет четыре целых шестьдесят пять сотых процента.

Как из железной окалины получить железо

  1. Железо образует ряд минералов:
  2. ·     магнитный железняк, или магнетит Fe3O4
  3. ·     красный железняк, или гематит Fe2O3
  4. ·     бурый железняк, или лимонит  2 Fe2O3 ∙ 3 H2O
  5. ·     большое значение имеет и железный колчедан, или пирит  FeS2 который используют при произвостве серной кислоты
  6. ·     в природных и некоторых минеральных водах встречается гидрокарбонат железа – Fe(HCO3)2

Вообще, различают технически чистое и химически чистое железо. Технически чистое железо представляет собой низкоуглеродистую сталь, содержащую 0,02 – 0,04 % углерода, а также небольшое содержание кислорода, серы, азота и фосфора. Химически чисто железо содержит 0,01 % примесей.

Из технически чистого железа сделаны канцелярские скрепки, кнопки, но оно легко корродирует.

Как из железной окалины получить железо  Как из железной окалины получить железо

Химически чистое железо, напротив, почти не корродирует. Вот почему железная колонна в Дэли, построенная ещё в пятнадцатом веке не ржавеет, потому что она сделана из чистого железа.  

Как из железной окалины получить железо

С железом человек знаком очень давно. Считается, что первое железо было метеоритного происхождения. В переводе с древнего шумерского языка «железо» ― это «капнувший с неба, небесный».

В настоящее время зафиксировано около пятисот  железных метеоритов.

Самый крупный железный метеорит массой шестьдесят тонн найден более семидесяти лет назад в Юго-Западной Африке, второй по величине – массой тридцать тонн – столетием раньше в Гренландии.

  • Как из железной окалины получить железо Как из железной окалины получить железо Как из железной окалины получить железо
  • Алхимики обозначали железо в виде копья и щита, которые символизировали бога войны Марса.

Для современного человека железо играет огромную роль, ведь имеено оно составляет основу техники и машиностроения. Железо как никакой другой металл способен изменять свои технические характеристики в результате легирования и специальной обработки. В настоящее время известно очень много сплавов этого металла, отличающихся разнообразием свойств:

  1. ·        устойчивые в морской воде
  2. ·        выдерживающие действие высоких температур и агрессивных сред
  3. ·        мягкие для производства проволоки
  4. ·        жёсткие для производства пружин
  5. ·        магнитные и немагнитные.

Широко используются чугун и сталь. Оксид железа (III) используется как пигмент в производстве красок (охра).

Железо можно получить восстановлением из железных руд углеродом (коксом), оксидом углерода два, водородом, алюминием, то есть пирометаллургическим способом.  

Изучая химические свойства железа, следует учитывать, что оно может иметь степень окисления +2 и +3. Это всё зависит от окислительной способности тех веществ, с которыми реагирует железо.

Железо реагирует с простыми и сложными веществами. Однако оно малоактивно при обычных условиях.

Например, в реакции с галогенами (кроме йода) железо образует галогениды, в которых его степень окисления его +3. В реакции с бромом каждый атом железа отдаёт по 3 электрона молекуле брома. При этом образуется бромид железа (III), где степень окисления железа +3, а брома – -1. В этой реакции железо выступает в роли восстановителя, а бром – в роли окислителя.

В реакции с серой железо образует сульфид железа (II), в котором степень окисления железа +2, а серы – -2. В данной реакции каждый атом железа отдаёт по 2 электрона молекуле серы. Причём, железо является восстановителем, а сера – окислителем.

А вот в реакции железа с кислородом, образуется железная окалина, состоящая из оксидов железа (II) и (III). В этой реакции 3 атома железа отдаёт 8 электронов молекуле кислорода, выступая в роли восстановителя, а кислород – в роли окислителя.

Железо реагирует и со сложными веществами.

Например, с парами воды железо реагирует при нагревании, при этом образуется опять железная окалина и выделяется водород. Здесь также три атома железа отдают 8 электронов ионам водорода, железо является восстановителем, а ионы водорода – окислителем.

Железо взаимодействует с растворами солей, оно вытесняет металлы, которые стоят правее его в электрохимическом ряду напряжений металлов. Например, в реакции с раствором сульфата меди (II), железо вытесняет медь.

В этой реакции железо  повышает свою степень окисления с 0 до +2, а медь, наоборот, понижает свою степень окисления с +2 до 0. Каждый атом железа отдаёт по 2 электрона ионам меди.

Железо выступает в роли восстановителя, а медь – в роли окислителя.

С растворами кислот железо также реагирует. Например, в реакции с разбавленной соляной кислотой железо окисляется до соли железа со степенью окисления железа +2.

   Эту реакцию можно наблюдать наглядно: для этого следует налить в пробирку раствора соляной кислоты и поместить туда кусочек железа, при этом можно наблюдать выделение пузырьков газа. Это выделяется водород.

Причём ещё образуется и соль – хлорид железа (II).

В уравнении реакции каждый атом железа отдаёт по два электрона ионам водорода. Железо изменяет свою степень окисления с 0 до +2, при этом является восстановителем, а водород понижает свою степень окисления с +1 до 0 и ионы водорода являются окислителем.

  • А концентрированная серная и азотная кислоты не реагируют с железом, потому что они пассивируют его, образуя на поверхности металла прочную оксидную плёнку.

У железа со степенью окисления +2  есть ряд соединений. Например, FeO – оксид железа (II) и гидроксид желза два. Прямой реакцией получить гидроксид железа два из оксида железа два невозможно, нужно сначала получить соль железа, а только потом гидроксид.

Осуществим следующие превращения: получим хлорид железа (II) из железа, затем из хлорида железа (II)  получим гидроксид железа (II), а потом и оксид железа (II).

Для того, чтобы получить хлорид железа (II)  в первой стадии, необходимо, чтобы железо прореагировало с разбавленной соляной кислотой, затем к хлориду железа (II) следует добавить щёлочь, например, гидроксид натрия. Таким образом, мы получим гидроксид железа (II), а прокаливая нерастворимое в воде основание гидроксид железа (II)  мы сможем получить и оксид железа (II).

Оксид и гидроксид железа (II)  обладает ярко выраженными основными свойствами  и реагируют с кислотами. В резульате данных реакций образуются соли железа, в которых степень окисления железа +2.

Оксид железа (II)  представляет собой порошок чёрного цвета. Его получают восстановлением оксида железа (III)   оксидом углерода (II).

Ионы железа легко окисляются кислородом воздуха или другими окислителями до иона железа +3. Из-за этого окисления зелёный осадок гидроксида железа (II)  превращается в гидроксид железа (III) бурого цвета.

Железо образует и соединения со степенью окисления +3. Это оксид и гидроксид железа (III)   , которые получают также косвенным путём. Например, осуществим превращения: получим хлорид железа (III)    из железа, затем из хлорида железа (III)    следует получить гидроксид железа (III)   , а потом оксид железа (III) .

  1. Для получения хлорида железа (III)   , нужно, чтобы в реакцию вступило железо с хлором, затем к хлориду железа (III)    добавим щёлочь – гидроксид калия и получим гидроксид железа (III)   , при нагревании этот гидроксид образует оксид железа (III)   и воду.
  2. Оксид железа (III) – Fe2O3 – порошок бурого цвета, его получают разложением гидроксида железа (III).
  3. Оксид и гидроксид железа (III)  проявляют слабовыраженные амфотэрные свойства и легко реагируют с кислотами, в результате чего образуются соли железа, в которых его степень окисления +3.
  4. Реакции с концентрированными растворами щелочей протекают лишь при длительном нагревании с образованием ферритов: в результате взаимодействия оксида железа (III) с гидроксидом натрия, образуется феррит натрия, в результате взаимодействия гидроксида железа (III) с гидроксидом натрия, образуется также феррит натрия.

Получим гидроксиды железа (II)  и (III)  и исследуем их свойства. Для этого, нальём в две пробирки соль железа – хлорида железа (II)  и хлорида железа (III).

А затем добавим в каждую из них раствора щёлочи, после чего мы можем наблюдать выпадение осадков: в первой пробирке осадок белого цвета, который становится сразу зелёного цвета, а во второй – осадок бурого цвета.

Однако со временем, осадок в первой пробирке начинает приобретать бурую окраску за счёт окислительных процессов. Если добавить к этим двум осадкам раствора серной кислоты, то осадок растворяется и в первой и во второй пробирке.

Соли железа имеют большое значение. Так кристаллогидрат сульфата железа (II)  FeSO4 ∙ 7H2O, или железный купорос используется для борьбы с вредителями растений и при приготовлении минеральных красок, а также для обработки древесины.

Для распознавания соединений железа (II)  и (III)  проводят качественные реакции на эти ионы.

Читайте также:  Что означает с16 на автоматическом выключателе

Так, качественной реакцией на ион железа (II) служит реакция с красной кровяной солью, а реактивом на ион железа (III) является жёлтая кровяная соль.

Если к соединениям железа (II) и (III) добавить соответственно красной и жёлтой кровяной соли, то в обоих случаях образуется синий осадок.

Для обнаружения ионов железа (III) можно использовать и роданид калия  или аммония. При этом образуется раствор кроваво-красного цвета.

Роль железа в жизнедеятельности очень велика. Массовая доля железа в животных организмах составляет около одной сотой процента. В организме человека содержится около пяти г железа, главным образом в составе гемоглобина, фермента каталазы.

Соединения железа применяют при лечении малокровия, истощении, упадке сил. Суточная потребность человека в железе составляет около пятнадцать тысячных грамма.

Железо содержится в шпинате, салате, капусте, чёрной смородине, мясе, сливовом соке, кураге, изюме, семечках тыквы и подсолнуха, чёрном  хлебе  и других продуктах.

Хром, железо и медь

Твердый металл голубовато-белого цвета. Этимология слова «хром» берет начало от греч. χρῶμα — цвет, что связано с большим разнообразием цветов соединений хрома. Массовая доля этого элемента в земной коре составляет 0.02% по массе.

Как из железной окалины получить железо

Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. У соединений, где хром принимает степень окисления +2, свойства основные, +3 — амфотерные, +6 — кислотные.

Как из железной окалины получить железо

В природе хром встречается в виде следующих соединений.

  • Fe(CrO2)2 — хромистый железняк, хромит
  • (Mg, Fe)Cr2O4 — магнохромит
  • (Fe, Mg)(Cr, Al)2O4 — алюмохромит

Как из железной окалины получить железо

Получение

В промышленности хром получают прокаливанием хромистого железняка с углеродом. Также применяют алюминотермию для вытеснения хрома из его оксида.

  • Fe(CrO2)2 + C = Fe + Cr + CO
  • Cr2O3 + Al = Al2O3 + Cr
  • Химические свойства
  • Реакции с неметаллами
  • Уже на воздухе вступает в реакцию с кислородом: на поверхности металла образуется пленка из оксида хрома (III) — Cr2O3 — происходит пассивирование. Реагирует с неметаллами при нагревании.

    1. Cr + O2 = (t) Cr2O3
    2. Cr + S = (t) Cr2S3
    3. Cr + N2 = (t) CrN
    4. Cr + C = Cr2C3

    Как из железной окалины получить железо

  • Реакция с водой
  • Протекает в раскаленном состоянии. Cr + H2O = (t) Cr(OH)3 + H2↑

  • Реакции с кислотами
  • Cr + HCl = CrCl2 + H2↑ Как из железной окалины получить железо Cr + H2SO4(разб.) = CrSO4 + H2↑ С холодными концентрированными серной и азотной кислотой реакция не идет. Она начинается только при нагревании. Cr + H2SO4 = (t) Cr2(SO4)3 + SO2↑ + H2O

  • Реакции с солями менее активных металлов
  • Хром способен вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее него. Cr + CuSO4 = CrSO4 + Cu

Соединения хрома (II)

Соединение хрома (II) носят основный характер. Оксид хрома (II) окисляется кислородом воздуха до более устойчивой формы — оксида хрома (III), реагирует с кислотами, кислотными оксидами.

Как из железной окалины получить железо

  • CrO + O2 = Cr2O3
  • CrO + H2SO4 = CrSO4 + H2O
  • CrO + SO3 = CrSO4
  • Гидроксид хрома (II), как нерастворимый гидроксид, легко разлагается при нагревании на соответствующий оксид и воду, реагирует с кислотами, кислотными оксидами.

Как из железной окалины получить железо

  1. Cr(OH)2 = (t) CrO + H2O
  2. Cr(OH)2 + HCl = CrCl2 + H2O
  3. Cr(OH)2 + SO3 = CrSO4 + H2O
  4. Соединения хрома (III)

Это наиболее устойчивые соединения, которые носят амфотерный характер. К ним относятся оксид хрома (III) гидроксид хрома (III).

Как из железной окалины получить железо

Оксид хрома (III) реагирует как с щелочами, так и с кислотами. В реакциях с щелочами при нормальной температуре (в растворе) образуются комплексные соли, при прокаливании — смешанные оксиды. С кислотами оксид хрома (III) образует различные соли.

  • H2O + NaOH + Cr2O3 → Na3[Cr(OH)6] (в растворе, гексагидроксохромат натрия)
  • Cr2O3 + Ba(OH)2 → (t°) Ba(CrO2)2 + H2O (прокаливание, хромит бария)
  • Cr2O3 + 2NaOH → (t°) 2NaCrO2 + H2O (прокаливание, хромит натрия)
  • Cr2O3 + HCl = CrCl3 + H2O (сохраняем степень окисления Cr+3)

Как из железной окалины получить железо

  1. Оксид хрома (III) реагирует с более активными металлами (например, при алюминотермии).
  2. Cr2O3 + Al = Al2O3 + Cr
  3. При окислении соединение хрома (III) получают соединения хрома (VI) (в щелочной среде).
  4. K3[Cr(OH)6] + H2O2 = K2CrO4 + KOH + H2O
  5. Cr2O3 + 8NaOH + O2 = (t) Na2CrO4 + H2O
  6. Соединения хрома (VI)

В этой степени окисления хром проявляет кислотные свойства. К ним относится оксид хрома (VI) — CrO3, и две кислоты, находящиеся в растворе в состоянии равновесия: хромовая — H2CrO4 и дихромовая кислоты — H2Cr2O7.

Принципиально важно помнить окраску хроматов и дихроматов (часто она бывает дана в заданиях в качестве подсказки). Хроматы окрашивают раствор в желтый цвет, а дихроматы — в оранжевый цвет.

Как из железной окалины получить железо

Хроматы переходят в дихроматы с увеличением кислотности среды (часто в реакциях с кислотами). Цвет раствора меняется с желтого на оранжевый.

  • Na2CrO4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O
  • Если же оранжевому раствору дихромата прилить щелочь, то он сменит свой цвет на желтый — образуется хромат.
  • Na2Cr2O7 + NaOH = Na2CrO4 + H2O
  • Разложение дихромата аммония выглядит очень эффектно и носит название «вулканчик» 🙂
  • (NH4)2Cr2O7 = (t) Cr2O3 + N2↑ + H2O

В степени окисления +6 соединения хрома проявляют выраженные окислительные свойства.

K2Cr2O7 + HCl = CrCl3 + KCl + Cl2↑ + H2O

Железо

Является одним из самых распространенных элементов в земной коре (после алюминия), составляет 4,65% ее массы.

Для железа характерны две основные степени окисления +2, +3, +6.

В природе железо встречается в виде следующих соединений:

  • Fe2O3 — красный железняк, гематит
  • Fe3O4 — магнитный железняк, магнетит
  • Fe2O3*H2O — бурый железняк, лимонит
  • FeS2 — пирит, серый или железный колчедан
  • FeCO3 — сидерит

Получение

Получают железо восстановлением из его оксида — руды. Восстанавливают с помощью угарного газа, водорода.

CO + Fe2O3 = Fe + CO2↑

H2 + Fe2O3 = Fe + H2O

Основными сплавами железа являются чугун и сталь. В стали содержание углерода менее 2%, меньше содержится P, Mn, Si, S. Чугун отличается бо́льшим содержанием углерода (2-6%), содержит больше P, Mn, Si, S.

Химические свойства

  • Реакции с неметаллами
    1. Fe + S = FeS (t > 700°C)
    2. Fe + S = FeS2 (t < 700°C)
    3. Fe + O2 = Fe3O4 (при горении железа образуется железная окалина — Fe3O4 — смесь двух оксидов FeO*Fe2O3)
    4. При нагревании железо взаимодействует с галогенами, азотом, фосфором, углеродом, кремнием и другими.
    5. Fe + Cl2 = (t) FeCl3
    6. Fe + P = (t) FeP
    7. Fe + C = (t) Fe3C
    8. Fe + Si = (t) FeSi
  • Реакции с кислотами
    • Железо активнее водорода, способно вытеснить его из кислот.
    • Fe + HCl = FeCl2 + H2↑
    • На воздухе железо покрывается пленкой оксида, из-за чего пассивируется во многих реакциях, в том числе с концентрированными холодными серной и азотной кислотами.
    • Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2↑

    Реакция с концентрированными кислотами идет только при нагревании. В холодных серной и азотной кислотах железо пассивируется.

    Fe + H2SO4(конц.) = Fe2(SO4)3 + SO2↑ + H2O

  • Реакции с солями
  • Железо способно вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее железа.

    CuCl2 + Fe = FeCl2 + Cu

  • Восстановительные свойства
    1. Железо способно восстанавливать соединения железа +3 до +2.
    2. Fe + Fe2O3 = (t) FeO
    3. Fe + FeCl3 = (t) FeCl2

Соединения железа (II) проявляют основные свойства. Реагируют c кислотами. При разложении гидроксид железа (II) распадается на соответствующий оксид и воду.

  • FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O
  • Fe(OH)2 + HCl = FeCl2 + H2O
  • Fe(OH)2 = (t) FeO + H2O

При хранении на открытом воздухе соли железа (II) приобретают коричневый цвет из-за окисления до железа +3.

FeCl2 + H2O + O2 = Fe(OH)Cl2

Качественной реакцией на ионы Fe2+ в растворе является реакция с красной кровяной солью — K3[Fe(CN)6] — гексацианоферратом (III) калия. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

FeCl2 + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + KCl

Качественной реакцией на ионы Fe2+ также является взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате выпадает осадок зеленого цвета.

FeCl2 + NaOH = Fe(OH)2 + NaCl

Соединения железа (III) проявляют амфотерные свойства. Оксид и гидроксид железа (III) реагирует и с кислотами, и с щелочами.

  1. Fe(OH)3 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + H2O
  2. Fe(OH)3 + KOH = K3[Fe(OH)6] (гексагидроксоферрат калия)
  3. При сплавлении комплексные соли не образуются из-за испарения воды.
  4. Fe(OH)3 + KOH = (t) KFeO2 + H2O

Гидроксид железа (III) — ржавчина, образуется на воздухе в результате взаимодействия железа с водой в присутствии кислорода. При нагревании легко распадается на воду и соответствующий оксид.

Fe + H2O + O2 = Fe(OH)3

Fe(OH)3 = (t) Fe2O3 + H2O

Качественной реакцией на ионы Fe3+ является взаимодействие с желтой кровяной солью K4[Fe(CN)6]. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

  • FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + KCl
  • Реакция хлорида железа (III) с роданидом калия также является качественной, в результате нее образуется характерный раствор ярко красного цвета.
  • FeCl3 + KCNS = Fe(CNS)3 + KCl

И еще одна качественная реакция на ионы Fe3+ — взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате выпадает осадок бурого цвета.

FeCl3 + NaOH = Fe(OH)3 + NaCl

Соединения железа (VI) — ферраты — соли несуществующей в свободном виде железной кислоты. Обладают выраженными окислительными свойствами.

  1. Ферраты можно получить в ходе электролизом щелочи на железном аноде, а также действием хлора на взвесь Fe(OH)3 в щелочи.
  2. Fe + KOH + H2O = (электролиз) K2FeO4 + H2↑
  3. Fe(OH)3 + Cl2 + KOH = K2FeO4 + KCl + H2O

Медь

Один из первых металлов, освоенных человеком вследствие низкой температуры плавления и доступности получения руды.

Основные степени окисления меди +1, +2.

Медь встречается в самородном виде и в виде соединений, наиболее известные из которых:

  • CuFeS2 — медный колчедан, халькопирит
  • Cu2S — халькозин
  • Cu2CO3(OH)2 — малахит
  • Получение
  • Пирометаллургический метод получения основан на получении меди путем обжига халькопирита, который идет в несколько этапов.
  • CuFeS2 + O2 = Cu2S + FeS + SO2↑
  • Cu2S + O2 = Cu2O + SO2
  • Cu2O + Cu2S = Cu + SO2
  • Гидрометаллургический метод заключается в растворении минералов меди в разбавленной серной кислоте и дальнейшем вытеснении меди более активными металлами, например — железом.
  • CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4
  1. Медь, как малоактивный металл, выделяется при электролизе солей в водном растворе на катоде.
  2. CuSO4 + H2O = Cu + O2 + H2SO4 (медь — на катоде, кислород — на аноде)
  3. Химические свойства
  • Реакции с неметаллами
    • Во влажном воздухе окисляется с образованием основного карбоната меди.
    • Cu + CO2 + H2O + O2 = (CuOH)2CO3
    • При нагревании реагирует с кислородом, селеном, серой, при комнатной температуре с: хлором, бромом и йодом.
    • 4Cu + O2 = (t) 2Cu2O (при недостатке кислорода)
    • 2Cu + O2 = (t) 2CuO (в избытке кислорода)

    Cu + Se = (t) Cu2Se

    Cu + S = (t) Cu2S

  • Реакции с кислотами
  • Медь способна реагировать с концентрированными серной и азотной кислотами. С разбавленной серной не реагирует, с разбавленной азотной — реакция идет.

    1. Cu + H2SO4(конц.) = (t) CuSO4 + SO2↑ + H2O
    2. Cu + HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + NO2↑ + H2O
    3. Cu + HNO3(разб.) = Cu(NO3)2 + NO↑ + H2O

    Реагирует с царской водкой — смесью соляной и азотной кислот в соотношении 1 объем HNO3 к 3 объемам HCl.

    Cu + HCl + HNO3 = CuCl2 + NO + H2O

  • С оксидами неметаллов
    • Медь способна восстанавливать неметаллы из их оксидов.
    • Cu + SO2 = (t) CuO + S
    • Cu + NO2 = (t) CuO + N2↑
    • Cu + NO = (t) CuO + N2↑

Соединения меди I

В степени окисления +1 медь проявляет основные свойства. Соединения меди (I) можно получить путем восстановления соединений меди (II).

  1. CuCl2 + Cu = CuCl
  2. CuO + Cu = Cu2O
  3. Оксид меди (I) можно восстановить до меди различными восстановителями: угарным газом, алюминием (алюминотермией), водородом.
  4. Cu2O + CO = (t) Cu + CO2
  5. Cu2O + Al = (t) Cu + Al2O3
  6. Cu2O + H2 = (t) Cu + H2O
  7. Оксид меди (I) окисляется кислородом до оксида меди (II).
  8. Cu2O + O2 = (t) CuO
  9. Оксид меди (I) вступает в реакции с кислотами.
  10. Cu2O + HCl = CuCl + H2O
  11. Гидроксид меди CuOH неустойчив и быстро разлагается на соответствующий оксид и воду.
  12. CuOH → Cu2O + H2O

Соединения меди (II)

Степень окисления +2 является наиболее стабильной для меди. В этой степени окисления у меди есть оксид CuO и гидроксид Cu(OH)2. Данные соединения проявляют преимущественно основные свойства.

  • Оксид меди (II) получают в реакциях термического разложения гидроксида меди (II), реакцией избытка кислорода с медью при нагревании.
  • Cu(OH)2 = (t) CuO + H2O
  • Cu + O2 = (t) CuO
  • Химические свойства
  • Реакции с кислотами
  • CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O CuO + HCl = CuCl2 + H2O

  • Разложение
  • CuO = (t) Cu2O + O2

  • Восстановление
    1. CuO + CO = Cu + CO2
    2. CuO + C = Cu + CO
    3. CuO + H2 = Cu + H2O

Гидроксид меди (II) — Cu(OH)2 — получают в реакциях обмена между растворимыми солями меди и щелочью.

CuSO4 + KOH = K2SO4 + Cu(OH)2↓

  • Разложение
  • При нагревании гидроксид меди (II), как нерастворимое основание, легко разлагается на соответствующий оксид и воду. Cu(OH)2 = (t) CuO + H2O

  • Реакции с кислотами
  • Cu(OH)2 + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O Cu(OH)2 + HCl = CuCl2 + H2O

  • Реакции с щелочами
  • Как сказано выше, гидроксид меди (II) носит преимущественно основный характер, однако способен проявлять и амфотерные свойства. В растворе концентрированной щелочи он растворяется, образуя гидроксокомлпекс. Cu(OH)2 + LiOH = Li2[Cu(OH)4]

  • Реакции с кислотными оксидами
    • Cu(OH)2 + CO2 = (CuOH)2CO3 + H2O (дигидроксокарбонат меди (II) — (CuOH)2CO3)
    • Обратите особое внимание на реакцию взаимодействия соли меди (II) — сульфата меди (II), карбоната натрия и воды.
    • CuSO4 + Na2CO3 + H2O = (CuOH)2CO3 + Na2SO4 + CO2

Оксид железа (II,III)

Оксид железа (II,III), закись-окись железа, железная окалина — неорганическое соединение, двойной оксид металла железа с формулой Fe3O4 или FeO·Fe2O3, чёрные кристаллы, не растворимые в воде, образует кристаллогидрат.

Содержание

  • 1 Получение
  • 2 Физические свойства
  • 3 Химические свойства
  • 4 Применение

Магнетит.

  • В природе встречаются большие залежи минерала магнетита (магнитного железняка) — Fe3O4 с различными примесями.
  • Сжигание порошкообразного железа на воздухе:

 3Fe + 2O2 →150−600oC  Fe3O4 

  • Действие перегретого пара на железо:

 3Fe + 4H2O →800oC   Fe3O4 + 4H2

  • Осторожное восстановление оксида железа (III) водородом:

 3Fe2O3 + H2 →400oC  2Fe3O4 + H2O

Оксид железа (II,III) при комнатной температуре образует чёрные кристаллы кубической сингонии, пространственная группа F d3m, параметры ячейки a = 0,844 нм, Z = 8 (структура шпинели). При 627 °С α-форма переходит в β-форму. При температуре ниже 120—125 К существует моноклинная форма.

Ферромагнетик с точкой Кюри 858 К (585 °С).

Обладает электрической проводимостью. Полупроводник. Электропроводность низкая.

Истинная удельная электропроводность монокристаллического магнетита максимальна при комнатной температуре (250 Ом−1·см−1), она быстро снижается при понижении температуры, достигая значения около 50 Ом−1·см−1 при температуре перехода Вервея (фазового перехода от кубической к низкотемпературной моноклинной структуре, существующей ниже TV = 120—125 К).

Электропроводность моноклинного низкотемпературного магнетита на 2 порядка ниже, чем кубического (~1 Ом−1·см−1 при TV); она, как и у любого типичного полупроводника, очень быстро уменьшается с понижением температуры, достигая нескольких единиц ×10−6 Ом−1·см−1 при 50 К.

При этом моноклинный магнетит, в отличие от кубического, проявляет существенную анизотропию электропроводности — проводимость вдоль главных осей может отличаться более чем в 10 раз. При 5,3 К электропроводность достигает минимума ~10−15 Ом−1·см−1 и растёт при дальнейшем понижении температуры. При температуре выше комнатной электропроводность медленно уменьшается до ≈180 Ом−1·см−1 при 780—800 К, а затем очень медленно растёт вплоть до температуры разложения.

Кажущаяся величина электропроводности поликристаллического магнетита в зависимости от наличия трещин и их ориентировки может отличаться в сотни раз.

Образует кристаллогидрат состава Fe3O4·2H2O.

Химические свойства

  • Разлагается при нагревании:

 2Fe3O4 →1538oC  6FeO + O2

  • Реагирует с разбавленными кислотами:

 Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O

  • Реагирует с концентрированными окисляющими кислотами:

 Fe3O4 + 10HNO3 →  3Fe(NO3)3 + NO2↑ + 5H2O

  • Реагирует с щелочами при сплавлении:

 Fe3O4 + 14NaOH →400−500oC  Na4FeO3 + 2Na5FeO4 + 7H2O

  • Окисляется кислородом воздуха:

 4Fe3O4 + O2 →450−600oC  6Fe2O3

  • Восстанавливается водородом и монооксидом углерода:

 Fe3O4 + 4H2 →1000oC  3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4CO →700oC  3Fe + 4CO2

  • Конпропорционирует при спекании с железом:

 Fe3O4 + Fe →900−1000oC  4FeO

Применение

  • Изготовление специальных электродов.

Характеристики железа и его реакция с кислородом

[Flickr]

Железо — средний по химической активности металл. Входит в состав многих минералов: магнетита, гематита , лимонита, сидерита, пирита.

Образец лимонита [Deposit Photos]

При нормальных условиях и в чистом виде железо — твердое вещество серебристо-серого цвета с ярким металлическим блеском. Железо — хороший электро- и теплопроводник.

Это можно ощутить, дотронувшись в холодном помещении к железному предмету.

Так как металл быстро проводит тепло, за короткий отрезок времени железо забирает большую часть тепла из человеческой кожи, поэтому во время прикосновения к нему ощущается холод.

Чистое железо [Wikimedia]

Температура плавления железа — 1538 °С, температура кипения — 2862 °С. Характерные свойства железа — хорошая пластичность и легкоплавкость.

Железо реагирует с простыми веществами: кислородом, галогенами (бромом, йодом, фтором, хлором), фосфором, серой. При сжигании железа образуются оксиды металла. В зависимости от условий проведения реакции и пропорций между двумя участниками, оксиды железа могут быть разнообразными. Уравнения реакций:

  • 2Fe + O₂ = 2FeO;
  • 4Fe + 3O₂ = 2Fe₂O₃;
  • 3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄.

Подобные реакции идут при высоких температурах.
Здесь вы узнаете, какие опыты на изучение свойств железа можно провести дома.

Реакция железа с кислородом

Для реакции железа с кислородом необходимо предварительное нагревание. Железо сгорает ослепительным пламенем, разбрасывая искры — раскаленные частицы железной окалины Fe₃O₄. Такая же реакция железа и кислорода происходит и на воздухе, когда сталь при механической обработке сильно нагревается от трения.

[Deposit Photos]

  1. При сгорании железа в кислороде (или на воздухе) образуется железная окалина. Уравнение реакции:
  2. 3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄
  3. или
  4. 3Fe + 2O₂ = FeO • Fe₂O₃.
  5. Железная окалина — соединение, в котором железо имеет разные значения валентности.

Получение оксидов железа

Оксиды железа — это продукты взаимодействия железа с кислородом. Наиболее известные из них — FeO, Fe₂O₃ и Fe₃O₄.

Оксид железа (III) Fe₂O₃ — оранжево-красный порошок, образующийся при окислении железа на воздухе.

[Wikimedia]

Вещество образуется при разложении соли трехвалентного железа на воздухе при высокой температуре. В фарфоровый тигель насыпается немного сульфата железа (III), а затем прокаливается на огне газовой горелки. При термическом разложении сульфат железа распадется на оксид серы и оксид железа.

Оксид железа (II, III) Fe₃O₄ образуется при сжигании порошкообразного железа в кислороде или на воздухе. Для получения оксида в фарфоровый тигель насыпается немного смешанного с нитратом натрия или калия тонкого железного порошка.

Смесь поджигается газовой горелкой. При нагревании нитраты калия и натрия разлагаются с выделением кислорода. Железо в кислороде горит, образуя оксид Fe₃O₄.

После окончания горения полученный оксид остается на дне фарфоровой чашки в виде железной окалины.

Внимание! Не пытайтесь повторить эти опыты самостоятельно!

Оксид железа (II) FeO — это черный порошок, который образуется при разложении оксалата железа в инертной атмосфере.

Твердость окалины выше или ниже по сравнению с основным металлом

Физические свойства

  • Оксид железа (II,III) при комнатной температуре образует чёрные кристаллы кубической сингонии, пространственная группа F d
  • 3m , параметры ячейки
  • a
  • Z

= 0,844 нм, = 8 (структура шпинели). При 627 °С α-форма переходит в β-форму. При температуре ниже 120—125 К существует моноклинная форма.

Ферромагнетик с точкой Кюри 858 К (585 °С).

Обладает электрической проводимостью. Полупроводник. Электропроводность низкая.

Истинная удельная электропроводность монокристаллического магнетита максимальна при комнатной температуре (250 Ом−1·см−1), она быстро снижается при понижении температуры, достигая значения около 50 Ом−1·см−1 при температуре перехода Вервея (фазового перехода от кубической к низкотемпературной моноклинной структуре, существующей ниже T

  Аккумуляторы — вся правда и вымысел

V = 120—125 К).

Электропроводность моноклинного низкотемпературного магнетита на 2 порядка ниже, чем кубического (~1 Ом−1·см−1 приT V); она, как и у любого типичного полупроводника, очень быстро уменьшается с понижением температуры, достигая нескольких единиц ×10−6 Ом−1·см−1 при 50 К. При этом моноклинный магнетит, в отличие от кубического, проявляет существенную анизотропию электропроводности — проводимость вдоль главных осей может отличаться более чем в 10 раз. При 5,3 К электропроводность достигает минимума ~10−15 Ом−1·см−1 и растёт при дальнейшем понижении температуры. При температуре выше комнатной электропроводность медленно уменьшается до ≈180 Ом−1·см−1 при 780—800 К, а затем очень медленно растёт вплоть до температуры разложения.

Кажущаяся величина электропроводности поликристаллического магнетита в зависимости от наличия трещин и их ориентировки может отличаться в сотни раз.

Образует кристаллогидрат состава Fe3O4·2H2O.

Процесс образования

Рассматриваемое покрытие представлено продуктом окисления металла. Его формирование связано с высокими температурами и происходит при обработке металла температурой либо давлением. Прокат в любом случае покрыт окисным слоем.

Он образуется на открытом воздухе в сухих условиях в виде пленок. Изначально они невидимы даже под микроскопом. Под термическим воздействием толщина окисного слоя возрастает до видимых размеров.

Железной окалиной называют толстое покрытие, формирующееся при термическом воздействии в условиях открытого воздуха.

Состав формирующих его окисных соединений и структура определяется многими факторами: маркой стали, температурой, условиями среды, режимом термообработки, наличием и количеством окислителей.

Они представлены гематитом, магнетитом, вюститом. Первые два оксида железа характеризуются большой плотностью и соединены промежуточной структурой. Вюстит наоборот представлен пористым соединением. От названных выше оксидов он отличается большей диффузинной проницаемостью. Вюстит имеет с ними непрочную связь.

Структура железной оксидной пленки определяется окружающими условиями и температурой. Так, в кислородосодержащей среде при нагреве более 570 °C и быстром охлаждении формируется трехслойное покрытие.

Внешний слой представлен гематитом, следующий – магнетитом и внутренний – вюститом. Как было отмечено, первые два имеют кристаллическую структуру и прочно взаимосвязаны. Внутренний слой пористой структуры непрочно контактирует с ними.

Это обуславливает малое электросопротивление железной оксидной пленки и легкое ее отслаивание.

Для образования трехслойной окалины на металле необходимо соблюдение трех названных условий: высокой концентрации кислорода, температуры в 570 °C, быстрого ее снижения. Иначе формируется двух- или однослойная железная окалина.

Так, при меньшем нагреве слой вюстита получается тонким. В случае формирования железной окалины при высокой концентрации пара либо окислов углерода при малом количестве кислорода и температурах более 1000 °C гематит восстанавливается, вследствие чего отсутствует в составе. Таким образом, соотношение слоев напрямую определяется температурой.

Так, при 700 °C толщина вюстита составляет 100 мкм, в то время как для магнетита и гематита – 10 и 1 мкм соответственно. Другими словами, состав железной окалины в значительной степени зависит от температуры. Так, при 700-900 °C она представлена почти на 90% вюститом, примерно на 10% магнетитом и менее чем на 1% гематитом.

При большем нагреве и избытке кислорода происходит замещение вюстита гематитом.

В любом случае формирование слоев железной окалины происходит последовательно в соответствии с их расположением. При охлаждении вюстит утрачивает устойчивость и распадается до железа и гематита.

Ввиду этого пленка обретает гематит-магнетитовый состав. При восстановлении гематит и магнетит переходят в железо и воду. Следовательно, в результате получается прокатная окалина, состоящая из железа.

Выше приведены основные закономерности и факторы возникновения железной окалины. В промышленных условиях процесс ее образования весьма сложен и может происходить неоднократно.

Химические свойства

  • Разлагается при нагревании:

2Fe3O4 →1538oC 6FeO + O2

  • Реагирует с разбавленными кислотами:

Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O

  Устройство и принцип действия амперметра для измерения тока

  • Реагирует с концентрированными окисляющими кислотами:

Fe3O4 + 10HNO3 → 3Fe(NO3)3 + NO2↑ + 5H2O

  • Реагирует с щелочами при сплавлении:

Fe3O4 + 14NaOH →400−500oC Na4FeO3 + 2Na5FeO4 + 7H2O

  • Окисляется кислородом воздуха:

4Fe3O4 + O2 →450−600oC 6Fe2O3

  • Восстанавливается водородом и монооксидом углерода:

Fe3O4 + 4H2 →1000oC 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4CO →700oC 3Fe + 4CO2

  • Конпропорционирует при спекании с железом:

Fe3O4 + Fe →900−1000oC 4FeO

Удаление окалины

Слой оксидов железа с прокатной стали удаляют со стальной заготовки несколькими способами.

Это очистка:

  • механическая;
  • химическая;
  • электрохимическая.

Возможно также сочетание вариантов.

Механическое воздействие на прокат сводится к пропуску проволоки или листа с окалиной через ряд роликов. При этом достигается частое изгибание заготовки, под воздействием которого железная окалина рассыпается на отдельные чешуйки и осыпается с металла. Для финишной очистки могут быть использованы абразивы, наждачные ленты, щётки из проволоки.

Достоинством этой технологии является сравнительная дешевизна и экологичность. Но поскольку отказ от смазки при такой обработке нецелесообразен, это приводит к замасливанию железной окалины, что затрудняет дальнейшую её переработку.

Химический и электрохимический способы очистки стали называют травлением. Для этих целей используются серная и соляная кислоты, реже — фосфорная, азотная, плавиковая или их смесь.

Главными недостатками такого способа является одноразовое использование травильных растворов (не восстанавливаются) и низкий спрос на побочный продукт преобразования окалины — железный купорос.

По этой причине травление применяется довольно редко, и ему обычно предшествует механическая очистка проката от окалины.

Доменный процесс производства чугуна

  1. Доменный процесс производства чугуна составляют следующие стадии:
  2. а) подготовка (обжиг) сульфидных и карбонатных руд — перевод в оксидную руду:
  3. FeS2→Fe2O3 (O2,800°С, -SO2) FeCO3→Fe2O3 (O2,500-600°С, -CO2)
  4. б) сжигание кокса при горячем дутье:
  5. С(кокс) + O2 (воздух) →СO2 (600—700°С) СO2 + С(кокс) ⇌ 2СО (700—1000 °С)
  6. в) восстановление оксидной руды угарным газом СО последовательно:
  7. Fe2O3→(CO)
  8. (FeIIFe2III)O4→(CO) FeO
  9. →(CO)
  10. г) науглероживание железа (до 6,67 % С) и расплавление чугуна:
  11. Fе(т)→(C(кокс)900—1200°С) Fе(ж) (чугун, t пл 1145°С)
  12. В чугуне всегда в виде зерен присутствуют цементит Fe2С и графит.

Fe

Как вытащить, убрать окалину, если она попала

Удаляют инородное тело

при внедрении в наружную оболочку глаза — иголкой от двух граммового шприца. Тут как и в вытащить из от искрболгарки . Даже «копьем» офтальмологическим не следует пользоваться, оно разворачивает ткани роговицы, работа иглой намного аккуратнее.

Нельзя: удалять из глаза

инородные тела спичкой, языком, рискованно ватной палочкой — можно запихнуть инородное тело еще дальше.

Если кто-то до ваших проблем залез в глаз языком — вообще не беритесь удалять окалину (стружку, занозу). Если возникнет воспаление после контакта с языком, человеку удалять глазное яблоко, в этом бывают вариации обвинить вас, ведь вы последний кто пытался помочь человеку при помощи иглы не анестетика, а про «народного» целителя и даже не вспомнят, что это он занес заразу!

https://youtube.com/watch?v=efQmfpgtP7I

https://youtube.com/watch?v=efQmfpgtP7I

  • В видео рассказывается как быстро убрать соринку из глаза
  • самостоятельно (если нет возможности у окули
  • Запомните: при наличии инородного тела
  • нельзя:
  1. тереть глаз,
  2. часто моргать,
  3. зажмуривать глаз,
  4. промывать глаз водой из под крана,
  5. капать в глаз мед, сок алоэ не прочие народные средства.

Если попала окалина иначе говоря стружка в глаз, то удаляют ее в офтальмологическом кабинете глазного врача. Помните, что больной обязан привит от столбняка.

Что ждет пациента дальше

Доктором была удалена окалина в глазу. Что делать дальше? Необходимо пройти противовоспалительное лечение.

С этой целью офтальмологи назначают антибактериальные лекарства, а также нестероидные противовоспалительные медикаменты. Рекомендуемый специалистами курс длится пять дней.

Можно использовать антибактериальные препараты в мазевой форме. В случае глубокой окалины доктором назначаются НПВС и внутрь.

Процесс заживления роговицы занимает обычно 7-14 дней. Нередки случаи образования эпителиального полупрозрачного помутнения. В случае локализации чужеродной частицы в центре роговицы может зайти речь о снижении зрения.

Техника удаления инородного тела роговицы глаза

  1. Обработали руки мылом не 70% спиртом.
  2. Вскрыли ампулу с 2% раствором лидокаина, втянули его в стерильный 4,0 граммовый шприц, отсоединили иголку не закапали из носика шприца в больной глаз два капли лидокаина.

  3. Через полминуты снимаем пластиковый чехол с иглы, указательным, большим не средними пальцами правой руки держим иглу за соединитель с носиком шприца.

  4. Чтобы безопасно ковырять в роговице, нужно правую руку (с иглой) опереть ребром ладони в скуловую кость как еще его называют щеку пациента (чтобы для которого предназначена конструкция, если больной дернется вперед, не проткнуть ему глаз).

  5. Противоположной рукой оттягиваем верхнее иначе говоря нижнее веко, а больного просим без отрыва смотреть в точку (какую — выбирается на сколько правильно Вы сможете подобрать студию, где инородное тело, так, чтобы нам удобно было получать доступ к нему).
  6. Направляем свет лампы в глаз, еще пригодится увеличительное стекло для контроля.

  7. Кончиком иглы ковыряем инородное тело, пытаясь его отцепить от роговицы.
  8. Не бойтесь, роговица очень прочная, как брезент, правда ее можно нечаянно проткнуть.
  9. Так шкрябаем не шкрябаем вытаскивая кусочки инородного тела, чистя ранку роговицы.
  10. Если необходимо подкапываем лидокаин еще.

  11. После удаления закапываем капли с антибиотиком иначе говоря сульфаниламидом: ципромед, альбуцид.
  12. Хорошо применить 1% тетрациклиновую глазную мазь.
  13. Пишем: купить желе актовегина по другому солкосерила не пусть больной капает его себе согласно инструкции по применению после закапывания капель с антибиотиком.
  14. Обычно заживает хороший период.

  15. Не беритесь удалять окалину, стружку из металла дома, если больной вам сообщил, что ему до прихода к вам на квартиру кто-то пытался удалять языком. Как вытащить бур из перфоратора, если его. Спишут огрехи что остается сделать нашему клиенту на вас! Хотя Вы тут будете ни при чем.

После удаления, врач назначает глазные капли с антибиотиком, крапива ципролет, ципромед, левомицетиновые капли не прочие. При ранке на роговице, полезно закладывать за нижнее веко гель солкосерила по другому желе актовегина для ускоренного заживления роговицы без рубцов.

Если попали в глаз ресница, опилки, мошка, не они не имеют основы для того воткнуться, то легко проморгайте, оттяните верхнее веко наружу, стимулируя слезотечение. Инородное тело

постепенно вымоет слеза, не Вы его удалите из уголка глаза.

( 1 оценка, среднее 4 из 5 )

Ссылка на основную публикацию
Для любых предложений по сайту: [email protected]