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.
Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. У соединений, где хром принимает степень окисления +2, свойства основные, +3 — амфотерные, +6 — кислотные.
В природе хром встречается в виде следующих соединений.
- Fe(CrO2)2 — хромистый железняк, хромит
- (Mg, Fe)Cr2O4 — магнохромит
- (Fe, Mg)(Cr, Al)2O4 — алюмохромит
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
- Cr + O2 = (t) Cr2O3
- Cr + S = (t) Cr2S3
- Cr + N2 = (t) CrN
- Cr + C = Cr2C3
- Реакция с водой
- Реакции с кислотами
- Реакции с солями менее активных металлов
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.
Протекает в раскаленном состоянии. Cr + H2O = (t) Cr(OH)3 + H2↑
Cr + HCl = CrCl2 + H2↑ 
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
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.
- 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.
- Cr(OH)2 = (t) CrO + H2O
- Cr(OH)2 + HCl = CrCl2 + H2O
- Cr(OH)2 + SO3 = CrSO4 + H2O
- Соединения хрома (III)
Это наиболее устойчивые соединения, которые носят амфотерный характер. К ним относятся оксид хрома (III) гидроксид хрома (III).
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)
- Оксид хрома (III) реагирует с более активными металлами (например, при алюминотермии).
- Cr2O3 + Al = Al2O3 + Cr
- При окислении соединение хрома (III) получают соединения хрома (VI) (в щелочной среде).
- K3[Cr(OH)6] + H2O2 = K2CrO4 + KOH + H2O
- Cr2O3 + 8NaOH + O2 = (t) Na2CrO4 + H2O
- 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.
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
- Fe + S = FeS (t > 700°C)
- Fe + S = FeS2 (t < 700°C)
- Fe + O2 = Fe3O4 (при горении железа образуется железная окалина — Fe3O4 — смесь двух оксидов FeO*Fe2O3)
- При нагревании железо взаимодействует с галогенами, азотом, фосфором, углеродом, кремнием и другими.
- Fe + Cl2 = (t) FeCl3
- Fe + P = (t) FeP
- Fe + C = (t) Fe3C
- 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↑
- Реакции с солями
- Восстановительные свойства
- Железо способно восстанавливать соединения железа +3 до +2.
- Fe + Fe2O3 = (t) FeO
- Fe + FeCl3 = (t) FeCl2
Реакция с концентрированными кислотами идет только при нагревании. В холодных серной и азотной кислотах железо пассивируется.
Fe + H2SO4(конц.) = Fe2(SO4)3 + SO2↑ + H2O
Железо способно вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее железа.
CuCl2 + Fe = FeCl2 + Cu
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.
- Fe(OH)3 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + H2O
- Fe(OH)3 + KOH = K3[Fe(OH)6] (гексагидроксоферрат калия)
- При сплавлении комплексные соли не образуются из-за испарения воды.
- 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.
- Ферраты можно получить в ходе электролизом щелочи на железном аноде, а также действием хлора на взвесь Fe(OH)3 в щелочи.
- Fe + KOH + H2O = (электролиз) K2FeO4 + H2↑
- 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
- Медь, как малоактивный металл, выделяется при электролизе солей в водном растворе на катоде.
- CuSO4 + H2O = Cu + O2 + H2SO4 (медь — на катоде, кислород — на аноде)
- 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)
- Реакции с кислотами
- Cu + H2SO4(конц.) = (t) CuSO4 + SO2↑ + H2O
- Cu + HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + NO2↑ + H2O
- Cu + HNO3(разб.) = Cu(NO3)2 + 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↑
Cu + Se = (t) Cu2Se
Cu + S = (t) Cu2S
Медь способна реагировать с концентрированными серной и азотной кислотами. С разбавленной серной не реагирует, с разбавленной азотной — реакция идет.
Реагирует с царской водкой — смесью соляной и азотной кислот в соотношении 1 объем HNO3 к 3 объемам HCl.
Cu + HCl + HNO3 = CuCl2 + NO + H2O
Соединения меди I
В степени окисления +1 медь проявляет основные свойства. Соединения меди (I) можно получить путем восстановления соединений меди (II).
- CuCl2 + Cu = CuCl
- CuO + Cu = Cu2O
- Оксид меди (I) можно восстановить до меди различными восстановителями: угарным газом, алюминием (алюминотермией), водородом.
- Cu2O + CO = (t) Cu + CO2
- Cu2O + Al = (t) Cu + Al2O3
- Cu2O + H2 = (t) Cu + H2O
- Оксид меди (I) окисляется кислородом до оксида меди (II).
- Cu2O + O2 = (t) CuO
- Оксид меди (I) вступает в реакции с кислотами.
- Cu2O + HCl = CuCl + H2O
- Гидроксид меди CuOH неустойчив и быстро разлагается на соответствующий оксид и воду.
- 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
- Разложение
- Восстановление
- CuO + CO = Cu + CO2
- CuO + C = Cu + CO
- CuO + H2 = Cu + H2O
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O CuO + HCl = CuCl2 + H2O
CuO = (t) Cu2O + O2
Гидроксид меди (II) — Cu(OH)2 — получают в реакциях обмена между растворимыми солями меди и щелочью.
CuSO4 + KOH = K2SO4 + Cu(OH)2↓
- Разложение
- Реакции с кислотами
- Реакции с щелочами
- 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
При нагревании гидроксид меди (II), как нерастворимое основание, легко разлагается на соответствующий оксид и воду. Cu(OH)2 = (t) CuO + H2O
Cu(OH)2 + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O Cu(OH)2 + HCl = CuCl2 + H2O
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]
Железо и его соединения
Кларк в земной коре 4,65 % по массе (4-е место по распространенности среди элементов, 2-е — среди металлов). В свободном виде почти не встречается. Основные формы рудоносных минералов — оксиды и сульфиды: магнетит Fe3O4, гематит Fe2O3, пирротин FeS, пирит FeS2 (железный колчедан).
В организме человека содержится около 5 г железа, большая часть его (70%) входит в состав гемоглобина крови.
Физические свойства
В свободном состоянии железо — серебристо-белый металл с сероватым оттенком. Чистое железо пластично, обладает ферромагнитными свойствами. На практике обычно используются сплавы железа — чугуны и стали.
Fe — самый главный и самый распространенный элемент из девяти d-металлов побочной подгруппы VIII группы. Вместе с кобальтом и никелем образует «семейство железа».
При образовании соединений с другими элементами чаще использует 2 или 3 электрона (В = II, III ).
Железо, как и почти все d-элементы VIII группы, не проявляет высшую валентность, равную номеру группы. Его максимальная валентность достигает VI и проявляется крайне редко.
Наиболее характерны соединения, в которых атомы Fe находятся в степенях окисления +2 и +3.
| Fe+2 | Fe+3 | Fe+6 | ||
| Оксиды | FeOосновный | Fe2O3основный со слабыми признаками амфотерости | FeO3 — не выделен | |
| Гидроксиды | Fe(OH)2 слабое основание | Fe(OH)3 ↔ HFeO2 + H2O | H2FeO4кислота, в свободном состоянии не выделена | |
| Соли | FeCl2, FeSO4, Fe(NO3)2 и др. | Тип IFeCl3 | Тип IIKFeO2 | K2FeO4BaFeO4SrFeO4ферраты (IV) |
Способы получения железа
1. Техническое железо (в сплаве с углеродом и другими примесями) получают карботермическим восстановлением его природных соединений по схеме:
- Восстановление происходит постепенно, в 3 стадии:
- 1) 3Fe2O3 + СО = 2Fe3O4 + СO2
- 2) Fe3O4 + СО = 3FeO +СO2
- 3) FeO + СО = Fe + СO2
Образующийся в результате этого процесса чугун содержит более 2% углерода. В дальнейшем из чугуна получают стали — сплавы железа, содержащие менее 1,5 % углерода.
- 2. Очень чистое железо получают одним из способов:
- а) разложение пентакарбонила Fe
- Fe(CO)5 = Fe + 5СО
- б) восстановление водородом чистого FeO
- FeO + Н2 = Fe + Н2O
- в) электролиз водных растворов солей Fe+2
- FeC2O4 = Fe + 2СO2
- оксалат железа (II)
Химические свойства
- Fe — металл средней активности, проявляет общие свойства, характерные для металлов.
- Уникальной особенностью является способность к «ржавлению» во влажном воздухе:
- 4Fe + 6Н2O + 3O2 = 4Fe(OH)3
- В отсутствие влаги с сухим воздухом железо начинает заметно реагировать лишь при Т > 150°С; при прокаливании образуется «железная окалина» Fe3O4:
- 3Fe + 2O2 = Fe3O4
- В воде в отсутствие кислорода железо не растворяется. При очень высокой температуре Fe реагирует с водяным паром, вытесняя из молекул воды водород:
- 3 Fe + 4Н2O(г) = 4H2
Процесс ржавления по своему механизму является электрохимической коррозией. Продукт ржавления представлен в упрощенном виде. На самом деле образуется рыхлый слой смеси оксидов и гидроксидов переменного состава. В отличие от пленки Аl2О3, этот слой не предохраняет железо от дальнейшего разрушения.
Виды коррозии
- 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
- 2Fe + 3F2 = 2FeF3
- 2Fe + 3Br2 = 2FeBr3
- Fe + I2 = FeI2
- Fe + S = FeS
- Образуются соединения, в которых преобладает ионный тип связи.
2. Взаимодействие с фосфором, углеродом, кремнием
(c N2 и Н2 железо непосредственно не соединяется, но растворяет их)
- Fe + Р = FexPy
- Fe + C = FexCy
- Fe + Si = FexSiy
- Образуются вещества переменного состава, т к. бертоллиды (в соединениях преобладает ковалентный характер связи)
3. Взаимодействие с «неокисляющими» кислотами (HCl, H2SO4 разб.)
- Fe0 + 2Н+ → Fe2+ + Н2↑
- Поскольку Fe располагается в ряду активности левее водорода (Е°Fe/Fe2+ = -0,44В), оно способно вытеснять Н2 из обычных кислот.
- Fe + 2HCl = FeCl2 + Н2↑
- Fe + H2SO4 = FeSO4 + Н2↑
4. Взаимодействие с «окисляющими» кислотами (HNO3, H2SO4 конц.)
Fe0 — 3e- → Fe3+
Концентрированные HNO3 и H2SO4 «пассивируют» железо, поэтому при обычной температуре металл в них не растворяется. При сильном нагревании происходит медленное растворение (без выделения Н2).
- В разб. HNO3 железо растворяется, переходит в раствор в виде катионов Fe3+
а анион кислоты восстанавливется до NO*: - Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO↑ + 2Н2O
- Очень хорошо растворяется в смеси НСl и HNO3
5. Отношение к щелочам
В водных растворах щелочей Fe не растворяется. С расплавленными щелочами реагирует только при очень высоких температурах.
6. Взаимодействие с солями менее активных металлов
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
Fe0 + Cu2+ = Fe2+ + Cu0
7. Взаимодействие с газообразным монооксидом углерода (t = 200°C, P)
Fe(порошок) + 5CO (г) = Fe0(CO)5пентакарбонил железа
Соединения Fe(III)
Fe2O3 — оксид железа (III)
Красно-бурый порошок, н. р. в Н2O. В природе — «красный железняк».
Способы получения:
- 1) разложение гидроксида железа (III)
- 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
- 2) обжиг пирита
- 4FeS2 + 11O2 = 8SO2 + 2Fe2O3
- 3) разложение нитрата
- 4Fe(NO3)3 = 2Fe2O3 + 12NO2 + 3O2
Химические свойства
- Fe2O3 — основный оксид с признаками амфотерности.
- I. Основные свойства проявляются в способности реагировать с кислотами:
- Fe2О3 + 6Н+ = 2Fe3+ + ЗН2О
- Fe2О3 + 6HCI = 2FeCI3 + 3H2O
- Fe2О3 + 6HNO3 = 2Fe(NO3)3 + 3H2O
II.
Слабокислотные свойства. В водных растворах щелочей Fe2O3 не растворяется, но при сплавлении с твердыми оксидами, щелочами и карбонатами происходит образование ферритов:
- Fe2О3 + СаО = Ca(FeО2)2
- Fe2О3 + 2NaOH = 2NaFeО2 + H2O
- Fe2О3 + MgCO3 = Mg(FeO2)2 + CO2
- III. Fe2О3 — исходное сырье для получения железа в металлургии:
- Fe2О3 + ЗС = 2Fe + ЗСО или Fe2О3 + ЗСО = 2Fe + ЗСO2
Fe(OH)3 — гидроксид железа (III)
- Получают при действии щелочей на растворимые соли Fe3+:
- FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl
- В момент получения Fe(OH)3 — красно-бурый слизистоаморфный осадок.
- Гидроксид Fe(III) образуется также при окислении на влажном воздухе Fe и Fe(OH)2:
- 4Fe + 6Н2O + 3O2 = 4Fe(OH)3
- 4Fe(OH)2 + 2Н2O + O2 = 4Fe(OH)3
- Гидроксид Fe(III) является конечным продуктом гидролиза солей Fe3+.
Химические свойства
Fe(OH)3 — очень слабое основание (намного слабее, чем Fe(OH)2). Проявляет заметные кислотные свойства. Таким образом, Fe(OH)3 имеет амфотерный характер:
- 1) реакции с кислотами протекают легко:
- Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O
- 2) свежий осадок Fe(OH)3 растворяется в горячих конц. растворах КОН или NaOH с образованием гидроксокомплексов:
- Fe(OH)3 + 3КОН = K3[Fe(OH)6]
- В щелочном растворе Fe(OH)3 может быть окислен до ферратов (солей не выделенной в свободном состоянии железной кислоты H2FeO4):
- 2Fe(OH)3 + 10КОН + 3Br2 = 2K2FeO4 + 6КВr + 8Н2O
Соли Fe3+
Наиболее практически важными являются: Fe2(SO4)3, FeCl3, Fe(NO3)3, Fe(SCN)3, K3[Fe(CN)6).
Характерно образование двойных солей — железных квасцов: (NH4)Fe(SO4)2•12Н2O, KFe(SO4)2• 12Н2O
Соли Fe3+ часто имеют окраску как в твердом состоянии, так и в водном растворе. Это объясняется наличием гидратированных форм или продуктов гидролиза.
Способы получения
- 1. Fe + неметалл
- 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
- 2.Fe + кислота
- Fe + 4HNO3 разб = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O
- 3. Fe2O3 + кислота
- Fe2O3 + 3H2SO4 = Fe2(SО4)3 + 3H2O
- 4. Fe(OH)3 + кислота
- Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O
- 5. Окисление Fe2+ до Fe3+
- 2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3
- 2Fe2O3 + H2O2 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 2H2O
Химические свойства
- I. Все растворимые соли Fe3+ в водных растворах сильно гидролизованы:
- Fe3+ + Н2O = FeOH2+ + Н+
- FeOH2+ + Н2O = Fe(OH)2+ + Н+
- Fe(OH)2+ Н2O = Fe(OH)3 + Н+
Водные растворы солей Fe3+ имеют сильнокислую реакцию. Соли Fe3+ с анионами слабых кислот подвергаются необратимому гидролизу.
- II. В реакциях с сильными восстановителями соли Fe3+ проявляют окислительную активность:
- 2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl
- Fe2(SO4)3 + H2S = 2FeSO4 + S + H2SO4
- III. При действии щелочей и водных растворов аммиака на растворы солей Fe3+ образуется осадок:
- Fe3+ + ЗОН- = Fe(OH)3
- IV. При нагревании многие соли разлагаются:
- 2FeCl3 = 2FeCl2 + Cl2
- Fe2(SO4)3 = Fe2O3 + 3SO3
- 4Fe(NO3)3 = 2Fe2O3 + 12NO2 + 3O2
- V. Качественные реакции для обнаружения катионов Fe3+:
- а) 4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4-желтая кровяная соль = Fe4[Fe(CN)6]3 берлинская лазурь (темно-синий осадок)
- б) Fe3+ + 3SCN- = Fe(SCN)3 роданид Fe(III) (р-р кроваво-красного цвета)
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.
Окалина | это… Что такое Окалина?
Искры, летящие от стали при шлифовке, состоят из железной окалины
|
Окалина — это смесь оксидов, образующихся прямым действием кислорода при накаливании на воздухе металлов. Обычно термин применяется к оксидам не всех металлов, а только железа и меди.
Железная окалина представляет собой смесь оксидов Fe3O4, FeO и Fe2O3, и состоит из двух слоев, легко отделяемых друг от друга. Внутренний слой пористый, черно-серого цвета, наружный плотный и с красноватым оттенком, оба слоя хрупки и обладают ферромагнитными свойствами.
Состав железной окалины непостоянен и зависит от условий получения: при продолжительном накаливании на воздухе она постепенно переходит в Fe2O3, а последняя в белокалильном жару теряет часть кислорода, переходя в FeO.
Обычно железная окалина состоит из 64-73% FeO и 36-27% Fe2O3, наружный слой содержит больше Fe2O3 — от 32 до 37%, а самый внешний слой даже до 53%. На поверхности легированных сталей образуются сложные оксиды (NiO·Fe2O3, FeO·Cr2О3 и др.).
При толщине до 40 нм слой окалины прозрачный, при толщине от 40 до 500 нм — окрашен в тот или иной цвет побежалости, при толщине свыше 500 нм окалина имеет постоянную окраску, зависящую от химического состава.
Медная окалина, представляющая собой хрупкую, черно-серого цвета массу, состоит из оксидов меди Cu2O (около 75 %) CuO (около 25 %). Так же как у железной окалины, состав её непостоянен и может колебаться в зависимость от температуры и избытка кислорода при получении.
Во внутренних слоях преобладает Cu2O, в наружных — CuO.
При красном калении и при достаточном количестве кислорода Cu2O окисляется до CuO, поэтому в этих условиях медная окалина будет состоять главным образом из CuO, а при температурах выше 1100 °С, вследствие разложения CuO на Cu2O и кислород, в медной окалине будет преобладать Cu2O.
Применение
- Окалина содержит до 75 % металла и является ценным сырьём в металлургическом производстве.
- Медная окалина используется при очистке медных сплавов от алюминия.
- Преднамеренное покрытие стальных и чугунных изделий тонким слоем (1-10 мкм) железной окалины — воронение — применяется в декоративных целях.
Цена
На больших металлургических предприятиях железная окалина является многотоннажным побочным продуктом. Содержит до 75% железа. Её состав стандартизован (например «Окалина прокатного производства ГОСТ 27А 2787-75») и продаётся по цене ~50 $/т [1]
См. также
- Прокатная окалина
- Оксидирование
- Воронение
Литература
Ссылки
- ↑ Промышленный портал: производство, строительство, оборудование.
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
Алебастр: что это? как развести? где применять?
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
- 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.
https://www.youtube.com/watch?v=CBQGDEFvBNE\u0026pp=ugMICgJydRABGAE%3D
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
- Доменный процесс производства чугуна составляют следующие стадии:
- а) подготовка (обжиг) сульфидных и карбонатных руд — перевод в оксидную руду:
- FeS2→Fe2O3 (O2,800°С, -SO2) FeCO3→Fe2O3 (O2,500-600°С, -CO2)
- б) сжигание кокса при горячем дутье:
Опорный конспект по химии на тему «Неорганические полимеры»
- С(кокс) + O2 (воздух) →СO2 (600—700°С) СO2 + С(кокс) ⇌ 2СО (700—1000 °С)
- в) восстановление оксидной руды угарным газом СО последовательно:
- Fe2O3→(CO)
- (FeIIFe2III)O4→(CO) FeO
- →(CO)
- г) науглероживание железа (до 6,67 % С) и расплавление чугуна:
- Fе(т)→(C(кокс)900—1200°С) Fе(ж) (чугун, t пл 1145°С)
- 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:
- тереть глаз,
- часто моргать,
- зажмуривать глаз,
- промывать глаз водой из под крана,
- 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
- Обработали руки мылом не 70% спиртом.
- 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.
- Через полминуты снимаем пластиковый чехол с иглы, указательным, большим не средними пальцами правой руки держим иглу за соединитель с носиком шприца.
- 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).
- 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).
- Направляем свет лампы в глаз, еще пригодится увеличительное стекло для контроля.
- Кончиком иглы ковыряем инородное тело, пытаясь его отцепить от роговицы.
- Не бойтесь, роговица очень прочная, как брезент, правда ее можно нечаянно проткнуть.
- Так шкрябаем не шкрябаем вытаскивая кусочки инородного тела, чистя ранку роговицы.
- Если необходимо подкапываем лидокаин еще.
- После удаления закапываем капли с антибиотиком иначе говоря сульфаниламидом: ципромед, альбуцид.
- Хорошо применить 1% тетрациклиновую глазную мазь.
- Пишем: купить желе актовегина по другому солкосерила не пусть больной капает его себе согласно инструкции по применению после закапывания капель с антибиотиком.
- Обычно заживает хороший период.
- 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 )
Загрузка...
