Úvod

Studium chemických vlastností jednotlivých prvků je nedílnou součástí výuky chemie v moderní škole, která umožňuje na základě induktivního přístupu učinit předpoklad o charakteristikách chemické interakce prvků na základě jejich fyzikálních a chemických vlastností. vlastnosti. Možnosti školní chemické laboratoře však ne vždy plně umožňují prokázat závislost chemických vlastností prvku na jeho postavení v periodické soustavě chemických prvků a strukturních vlastnostech jednoduchých látek.

Chemické vlastnosti síry se využívají jak na začátku kurzu chemie k demonstraci rozdílu mezi chemickými jevy a fyzikálními, tak při studiu charakteristik jednotlivých chemických prvků. Nejčastěji směrnice doporučují demonstrovat interakci síry se železem, jako příklad chemických jevů a příklad oxidačních vlastností síry. Ale ve většině případů se tato reakce buď vůbec nevyskytuje, nebo výsledky jejího výskytu nelze posoudit pouhým okem. Různé možnosti provedení tohoto experimentu se často vyznačují nízkou reprodukovatelností výsledků, což neumožňuje jejich systematické využití při charakterizaci výše uvedených procesů. Proto je důležité hledat možnosti, které mohou poskytnout alternativu k demonstraci procesu interakce železa se sírou, adekvátní charakteristikám školní chemické laboratoře.

Cílová: Prozkoumejte možnost provádění reakcí zahrnujících interakci síry s kovy ve školní laboratoři.

úkoly:

Určete hlavní fyzikální a chemické vlastnosti síry;

Analyzovat podmínky pro průběh a výskyt reakcí interakce síry s kovy;

Studovat známé metody pro interakci síry s kovy;

Výběr systémů pro provádění reakcí;

Posoudit přiměřenost vybraných reakcí podmínkám školní chemické laboratoře.

Předmět studia: reakce mezi sírou a kovy

Předmět studia: proveditelnost reakcí interakce síry s kovy ve školní laboratoři.

Hypotéza: Alternativou k interakci železa se sírou ve školní chemické laboratoři bude chemická reakce splňující požadavky na čirost, reprodukovatelnost, relativní bezpečnost a dostupnost reagujících látek.

Naši práci chceme začít stručným popisem síry:

Pozice v periodické tabulce: síra je v periodě 3, skupina VI, hlavní (A) podskupina, patří mezi s-prvky.

Atomové číslo síry je 16, tedy náboj atomu síry je + 16, počet elektronů je 16. Tři úrovně elektronů na vnější úrovni jsou 6 elektronů

Schéma uspořádání elektronů podle úrovní:

16 S )))
2 8 6

Jádro atomu síry 32 S obsahuje 16 protonů (rovná se náboji jádra) a 16 neutronů (atomová hmotnost mínus počet protonů: 32 – 16 = 16).

Elektronický vzorec: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4

stůl 1

Hodnoty ionizačních potenciálů atomu síry

Ionizační potenciál

energie (eV)

Síra v mrazu zcela inertní (energie se kombinuje pouze s fluor), ale při zahřátí se stává velmi chemicky aktivní - reaguje s halogeny(kromě jódu), kyslík, vodík a téměř se všemi kovy. Jako výsledek reakce druhý typ produkuje odpovídající sloučeniny síry.

Reaktivita síry, stejně jako jakéhokoli jiného prvku, při interakci s kovy závisí na:

aktivita reagujících látek. Například síra bude nejaktivněji interagovat s alkalickými kovy

na teplotě reakce. To je vysvětleno termodynamickými vlastnostmi procesu.

Termodynamická možnost spontánního výskytu chemických reakcí za standardních podmínek je určena standardní Gibbsovou energií reakce:

ΔG 0 T< 0 – прямая реакция протекает

ΔG 0 Т > 0 – přímá reakce není možná

na stupni mletí reagujících látek, protože jak síra, tak kovy reagují převážně v pevném stavu.

Jsou uvedeny termodynamické charakteristiky některých reakcí mezi sírou a kovy na snímku 4

Z tabulky je vidět, že interakce síry jak s kovy na začátku napěťové řady, tak s nízkoaktivními kovy je termodynamicky možná.

Síra je tedy při zahřívání dosti aktivním nekovem, schopným reagovat s kovy jak s vysokou aktivitou (alkalické), tak s nízkou aktivitou (stříbro, měď).

Studium interakce síry s kovy

Výběr systémů pro výzkum

Pro studium interakce síry s kovy byly vybrány systémy, které zahrnovaly kovy umístěné na různých místech Beketovovy série a mající různé aktivity.

Jako podmínky výběru byla identifikována tato kritéria: rychlost realizace, jasnost, úplnost reakce, relativní bezpečnost, reprodukovatelnost výsledku, látky se musí výrazně lišit ve fyzikálních vlastnostech, dostupnost látek ve školní laboratoři, existují úspěšné pokusy o přenos mimo interakce síry se specifickými kovy.

Pro posouzení reprodukovatelnosti reakcí byl každý experiment proveden třikrát.

Na základě těchto kritérií byly pro experiment vybrány následující reakční systémy:

SÍRA A MĚĎ Cu + S = CuS + 79 kJ/mol

Metodika a očekávaný efekt

Vezměte 4 g síry ve formě prášku a nasypte do zkumavky. Zahřejte síru ve zkumavce k varu. Poté vezměte měděný drát a zahřejte jej nad plamenem. Když se síra roztaví a vaří, vložte do ní měděný drát

Očekávaný výsledek:Zkumavka je naplněna hnědými výpary, drát se zahřívá a „hoří“ za vzniku křehkého sulfidu.

2. Interakce síry s mědí.

Reakce nebyla příliš jasná, nedocházelo ani k samovolnému zahřívání mědi. Při přidávání kyseliny chlorovodíkové nebyl pozorován žádný významný vývoj plynu.

SÍRA A ŽELEZO Fe + S = FeS + 100,4 kJ/mol

Metodika a očekávaný efekt

Vezměte 4 g práškové síry a 7 g práškového železa a promíchejte. Výslednou směs nalijte do zkumavky. Látky zahřejeme ve zkumavce

Očekávaný výsledek:Dochází k silnému samovolnému zahřívání směsi. Výsledný sulfid železa se slinuje. Látka není oddělena vodou a nereaguje na magnet.

1. Interakce síry se železem.

V laboratorních podmínkách je téměř nemožné provést reakci na výrobu sulfidu železa beze zbytku, je velmi obtížné určit, kdy látky zcela zreagovaly, není pozorováno samovolné zahřívání reakční směsi. Výsledná látka byla zkontrolována, zda se nejedná o sulfid železa. K tomu jsme použili HCl. Když jsme na látku kápli kyselinu chlorovodíkovou, začala pěnit a uvolňoval se sirovodík.

SÍRA A SODÍK 2Na + S = Na2S + 370,3 kJ/mol

Metodika a očekávaný efekt

Vezměte 4 g práškové síry a nasypte ji do hmoždíře a dobře rozdrťte

Odřízněte kousek sodíku o hmotnosti asi 2 g. Odřízněte oxidový film a rozdrťte je dohromady.

Očekávaný výsledek:Reakce probíhá rychle a je možné samovznícení činidel.

3. Interakce síry se sodíkem.

Interakce síry se sodíkem je sama o sobě nebezpečným a nezapomenutelným experimentem. Po pár sekundách tření vylétly první jiskry a sodík a síra v maltě vzplanuly a začaly hořet. Při interakci produktu s kyselinou chlorovodíkovou se aktivně uvolňuje sirovodík.

SÍRA A ZINEK Zn + S = ZnS + 209 kJ/mol

Metodika a očekávaný efekt

Vezměte práškovou síru a zinek, každý po 4 g, a promíchejte látky. Hotovou směs nalijte na azbestovou síťku. K látkám přivedeme horkou pochodeň

Očekávaný výsledek:Reakce neprobíhá okamžitě, ale prudce a vzniká zelenomodrý plamen.

4. Interakce síry se zinkem.

Reakci je velmi obtížné zahájit, její iniciace vyžaduje použití silných oxidačních činidel nebo vysoké teploty. Látky se rozhoří zelenomodrým plamenem. Po zhasnutí plamene na tomto místě zůstává zbytek, při interakci s kyselinou chlorovodíkovou se mírně uvolňuje sirovodík.

SÍRA A HLINÍK 2Al + 3S = Al2S3 + 509,0 kJ/mol

Metodika a očekávaný efekt

Vezměte práškovou síru o hmotnosti 4 g a hliník o hmotnosti 2,5 g a promíchejte. Výslednou směs položte na azbestovou síť. Směs zapálíme hořícím hořčíkem

Očekávaný výsledek:Reakce způsobí záblesk.

5. Interakce síry s hliníkem.

Reakce vyžaduje přidání silného oxidačního činidla jako iniciátoru. Po zapálení hořícím hořčíkem došlo k silnému záblesku žlutobílé barvy, poměrně aktivně se uvolňuje sirovodík.

SÍRA A HOŘČÍK Mg + S = MgS + 346,0 kJ/mol

Metodika a očekávaný efekt

Vezměte hořčíkové hobliny 2,5 g a práškovou síru 4 g a promíchejte

Výslednou směs položte na azbestovou síť. Do vzniklé směsi přivedeme třísku.

Očekávaný výsledek:Reakce způsobí silný záblesk.

4. Interakce síry s hořčíkem.

Reakce vyžaduje přidání čistého hořčíku jako iniciátoru. Dochází k silnému záblesku bělavé barvy, aktivně se uvolňuje sirovodík.

Závěr

Reakce na výrobu sulfidu železa nebyla dokončena, protože zbytek zůstal ve formě směsi plastické síry a železa.

Nejaktivnější uvolňování sirovodíku bylo pozorováno v sulfidu sodném a v sulfidech hořčíku a hliníku.

Sirník měďnatý měl méně aktivní uvolňování sirovodíku.

Provádění pokusů k získání sulfidu sodného je nebezpečné a nedoporučuje se ve školní laboratoři.

Reakce na produkci sulfidů hliníku, hořčíku a zinku jsou nejvhodnější pro provádění ve školních podmínkách.

Očekávané a skutečné výsledky se shodovaly, když síra interagovala se sodíkem, hořčíkem a hliníkem.

Závěr

Navzdory existujícím doporučením pro demonstraci interakce železa se sírou jako příkladu pro ilustraci chemických jevů a oxidačních vlastností síry v kurzu chemie na střední škole, samotná realizace takového experimentu často není doprovázena viditelným efektem.

Při určování alternativy k této demonstraci byly vybrány systémy splňující požadavky na viditelnost, bezpečnost a dostupnost reagujících látek ve školní laboratoři. Jako možné varianty byly vybrány reakční systémy síry s mědí, železem, zinkem, hořčíkem, hliníkem a sodíkem, což nám umožňuje vyhodnotit efektivitu využití reakce síry s různými kovy jako demonstrační pokusy v hodinách chemie.

Na základě výsledků experimentů bylo stanoveno, že pro tyto účely je nejoptimálnější použít reakční systémy síry s kovy středně vysoké aktivity (hořčík, hliník).

Na základě provedených experimentů bylo vytvořeno video demonstrující oxidační vlastnosti síry na příkladu její interakce s kovy, což umožňuje popsat tyto vlastnosti bez provádění experimentu v plném rozsahu. Jako další pomůcka byla vytvořena webová stránka ( ), která mimo jiné prezentuje výsledky studie ve vizuální podobě.

Výsledky studie se mohou stát základem pro hlubší studium charakteristik chemických vlastností nekovů, chemické kinetiky a termodynamiky.

Železo je prvkem vedlejší podskupiny osmé skupiny čtvrté periody periodického systému chemických prvků D.I.Mendělejeva s atomovým číslem 26. Označuje se symbolem Fe (lat. Ferrum). Jeden z nejběžnějších kovů v zemské kůře (druhé místo po hliníku). Středně aktivní kov, redukční činidlo.

Hlavní oxidační stavy - +2, +3

Jednoduchá látka železo je tvárný stříbrnobílý kov s vysokou chemickou reaktivitou: železo rychle koroduje při vysokých teplotách nebo vysoké vlhkosti vzduchu. Železo hoří v čistém kyslíku a v jemně rozptýleném stavu se na vzduchu samovolně vznítí.

Chemické vlastnosti jednoduché látky - železa:

Rezavění a hoření v kyslíku

1) Na vzduchu železo snadno oxiduje v přítomnosti vlhkosti (rezivuje):

4Fe + 302 + 6H20 -> 4Fe(OH) 3

Horký železný drát hoří v kyslíku, tvoří se vodní kámen - oxid železitý (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

3Fe+2O2 →(FeIIFe2III)04 (160 °C)

2) Při vysokých teplotách (700–900 °C) železo reaguje s vodní párou:

3Fe + 4H20 – t° → Fe304 + 4H2

3) Železo při zahřívání reaguje s nekovy:

2Fe+3Cl2 →2FeCl3 (200 °C)

Fe + S – t° → FeS (600 °C)

Fe+2S → Fe +2 (S2-1) (700 °C)

4) V napěťové řadě je vlevo od vodíku, reaguje se zředěnými kyselinami HCl a H 2 SO 4 a tvoří se železité soli a uvolňuje se vodík:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (reakce probíhají bez přístupu vzduchu, jinak se Fe +2 postupně přeměňuje kyslíkem na Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (zředěný) → FeSO 4 + H 2

V koncentrovaných oxidačních kyselinách se železo rozpouští pouze zahřátím, okamžitě se přeměňuje na kationt Fe 3+:

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

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

(za studena koncentrovaná kyselina dusičná a sírová pasivovat

Železný hřebík ponořený do namodralého roztoku síranu měďnatého se postupně potahuje povlakem červené kovové mědi.

5) Železo vytěsňuje kovy umístěné napravo od roztoků jejich solí.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Amfoterní vlastnosti železa se objevují pouze v koncentrovaných alkáliích během varu:

Fe + 2NaOH (50 %) + 2H20= Na2↓+ H2

a vytvoří se sraženina tetrahydroxoželezitanu sodného (II).

Technický hardware- slitiny železa a uhlíku: litina obsahuje 2,06-6,67 % C, ocel 0,02-2,06 % C, často jsou přítomny další přírodní nečistoty (S, P, Si) a uměle zaváděné speciální přísady (Mn, Ni, Cr), což dává slitinám železa technicky užitečné vlastnosti - tvrdost, tepelnou a korozní odolnost, kujnost atd. . .

Proces výroby vysokopecního železa

Vysokopecní proces výroby litiny se skládá z následujících fází:

a) příprava (pražení) sulfidových a uhličitanových rud - přeměna na oxidovou rudu:

FeS 2 → Fe 2 O 3 (O 2 800 °C, -SO 2) FeC0 3 → Fe 2 O 3 (0 2 500-600 °C, -CO 2)

b) spalování koksu horkým vzduchem:

C (koks) + O 2 (vzduch) → CO 2 (600-700 °C) CO 2 + C (koks) ⇌ 2 CO (700-1000 °C)

c) redukce oxidové rudy oxidem uhelnatým CO postupně:

Fe203 →(CO)(Fe II Fe 2 III) O 4 →(CO) FeO →(CO) Fe

d) nauhličování železa (do 6,67 % C) a tavení litiny:

Fe (t ) →(C(Kola)900-1200 °С) Fe (kapalina) (litina, bod tání 1145°С)

Litina vždy obsahuje cementit Fe 2 C a grafit ve formě zrn.

Výroba oceli

Přeměna litiny na ocel se provádí ve speciálních pecích (konvertorových, otevřených, elektrických), které se liší způsobem ohřevu; procesní teplota 1700-2000 °C. Foukání vzduchu obohaceného kyslíkem vede k vyhoření přebytečného uhlíku, ale i síry, fosforu a křemíku ve formě oxidů z litiny. V tomto případě jsou oxidy buď zachycovány ve formě výfukových plynů (CO 2, SO 2), nebo jsou vázány do snadno separovatelné strusky - směsi Ca 3 (PO 4) 2 a CaSiO 3. Pro výrobu speciálních ocelí se do pece zavádějí legující přísady jiných kovů.

Účtenkačisté železo v průmyslu - elektrolýza roztoku solí železa, např.

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

(existují i ​​další speciální metody včetně redukce oxidů železa vodíkem).

Čisté železo se používá při výrobě speciálních slitin, při výrobě jader elektromagnetů a transformátorů, litina - při výrobě odlitků a oceli, ocel - jako konstrukční a nástrojové materiály, včetně odolných proti opotřebení, teplu a korozi jedničky.

Oxid železitý F EO . Amfoterní oxid s vysokou převahou bazických vlastností. Černý, má iontovou strukturu Fe 2+ O 2-. Při zahřátí se nejprve rozloží a poté znovu vytvoří. Nevzniká, když železo hoří na vzduchu. Nereaguje s vodou. Rozkládá se kyselinami, taví se zásadami. Na vlhkém vzduchu pomalu oxiduje. Redukováno vodíkem a koksem. Podílí se na vysokopecním procesu tavení železa. Používá se jako složka keramiky a minerálních barev. Rovnice nejdůležitějších reakcí:

4FeO ⇌(Fe II Fe 2 III) + Fe (560-700 °C, 900-1000 °C)

FeO + 2HC1 (zředěný) = FeCl2 + H20

FeO + 4HN03 (konc.) = Fe(N03)3 +NO2 + 2H20

FeO + 4NaOH = 2H20 + N4FEÓ3 (červená.) trioxoferrát (II)(400-500 °C)

FeO + H 2 = H 2 O + Fe (extra čisté) (350 °C)

FeO + C (koks) = Fe + CO (nad 1000 °C)

FeO + CO = Fe + CO 2 (900 °C)

4FeO + 2H20 (vlhkost) + O2 (vzduch) →4FeO(OH) (t)

6FeO + O 2 = 2 (Fe II Fe 2 III) O 4 (300-500 °C)

Účtenka PROTI laboratoří: tepelný rozklad sloučenin železa (II) bez přístupu vzduchu:

Fe(OH)2 = FeO + H20 (150-200 °C)

FeCO3 = FeO + C02 (490-550 °C)

Oxid železitý - železo ( II ) ( Fe II Fe 2 III) O 4 . Dvojitý oxid. Černá, má iontovou strukturu Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Tepelně stabilní až do vysokých teplot. Nereaguje s vodou. Rozkládá se kyselinami. Redukováno vodíkem, horkým železem. Podílí se na vysokopecním procesu výroby litiny. Používá se jako složka minerálních barev (např. suřík), keramika, barevný cement. Produkt speciální oxidace povrchu ocelových výrobků ( černění, modření). Složení odpovídá hnědé rzi a tmavým šupinám na železe. Použití hrubého vzorce Fe 3 O 4 se nedoporučuje. Rovnice nejdůležitějších reakcí:

2(FeIIFe2III)04 = 6FeO + O2 (nad 1538 °C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8НС1 (dil.) = FeС1 2 + 2FeС1 3 + 4Н 2 O

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 10HNO 3 (konc.) = 3Fe(NO 3) 3 + N02 + 5H20

(Fe II Fe 2 III) O 4 + O 2 (vzduch) = 6 Fe 2 O 3 (450-600 °C)

(Fe II Fe2III)04 + 4H2 = 4H20 + 3Fe (extra čistý, 1000 °C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + CO = 3 FeO + CO 2 (500-800 °C)

(Fe II Fe 2 III)O4 + Fe ⇌4FeO (900-1000 °C, 560-700 °C)

Účtenka: spalování železa (viz) na vzduchu.

magnetit.

Oxid železitý F e 2 O 3 . Amfoterní oxid s převahou základních vlastností. Červenohnědý, má iontovou strukturu (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Tepelně stabilní do vysokých teplot. Nevzniká, když železo hoří na vzduchu. Nereaguje s vodou, z roztoku se vysráží hnědý amorfní hydrát Fe 2 O 3 nH 2 O. Pomalu reaguje s kyselinami a zásadami. Redukováno oxidem uhelnatým, roztaveným železem. Pojistky s oxidy jiných kovů a tvoří podvojné oxidy - spinely(technické výrobky se nazývají ferity). Používá se jako surovina při tavení litiny ve vysokopecním procesu, katalyzátor při výrobě čpavku, složka keramiky, barevných cementů a minerálních barev, při termitovém svařování ocelových konstrukcí, jako nosič zvuku a obraz na magnetických páskách, jako leštící prostředek na ocel a sklo.

Rovnice nejdůležitějších reakcí:

6Fe203 = 4(FeIIFe2III)04+02 (1200-1300 °C)

Fe 2 O 3 + 6НС1 (rozdil.) →2FeС1 3 + ЗН 2 O (t) (600°С,р)

Fe203 + 2NaOH (konc.) ->H20+ 2 NAFEÓ 2 (Červené)dioxoferát (III)

Fe203 + MO=(M II Fe2II I)04 (M=Cu, Mn, Fe, Ni, Zn)

Fe 2 O 3 + ZN 2 = ZN 2 O+ 2Fe (extra čistý, 1050-1100 °C)

Fe203 + Fe = 3FeO (900 °C)

3Fe203 + CO = 2(FeIIFe2III)04 + CO2 (400-600 °C)

Účtenka v laboratoři - tepelný rozklad železitých solí na vzduchu:

Fe 2 (SO 4) 3 = Fe 2 O 3 + 3SO 3 (500-700 °C)

4(Fe(N03)39H20) = 2Fea03 + 12NO2 + 302 + 36H20 (600-700 °C)

V přírodě - rudy oxidu železa hematit Fe 2 O 3 a limonit Fe203 nH20

Hydroxid železitý F e(OH)2. Amfoterní hydroxid s převahou bazických vlastností. Bílé (někdy se zelenkavým nádechem), vazby Fe-OH jsou převážně kovalentní. Tepelně nestabilní. Snadno oxiduje na vzduchu, zvláště když je vlhký (tmavne). Nerozpustný ve vodě. Reaguje se zředěnými kyselinami a koncentrovanými alkáliemi. Typický reduktor. Meziprodukt při korozi železa. Používá se při výrobě aktivní hmoty železo-niklových baterií.

Rovnice nejdůležitějších reakcí:

Fe(OH)2 = FeO + H20 (150-200 °C, atm.N2)

Fe(OH)2 + 2HC1 (zředěný) = FeCl2 + 2H20

Fe(OH) 2 + 2NaOH (> 50 %) = Na 2 ↓ (modrozelený) (vroucí)

4Fe(OH)2 (suspenze) + O2 (vzduch) →4FeO(OH)↓ + 2H20 (t)

2Fe(OH)2 (suspenze) +H202 (zředěný) = 2FeO(OH)↓ + 2H20

Fe(OH)2 + KNO3 (konc.) = FeO(OH)↓ + NO+ KOH (60 °C)

Účtenka: vysrážení z roztoku s alkáliemi nebo hydrátem amoniaku v inertní atmosféře:

Fe 2+ + 2OH (zředěný) = Fe(OH)2↓

Fe2+ ​​+ 2(NH3H20)= Fe(OH)2↓+ 2NH4

Metahydroxid železa F eO(OH). Amfoterní hydroxid s převahou bazických vlastností. Světle hnědé, vazby Fe - O a Fe - OH jsou převážně kovalentní. Při zahřátí se rozkládá bez tání. Nerozpustný ve vodě. Z roztoku se vysráží ve formě hnědého amorfního polyhydrátu Fe 2 O 3 nH 2 O, který se při uchovávání pod zředěným alkalickým roztokem nebo sušením mění na FeO(OH). Reaguje s kyselinami a pevnými zásadami. Slabé oxidační a redukční činidlo. Slinuté s Fe(OH)2. Meziprodukt při korozi železa. Používá se jako základ pro žluté minerální barvy a emaily, absorbér odpadních plynů a katalyzátor v organické syntéze.

Sloučenina o složení Fe(OH)3 je neznámá (nezískáno).

Rovnice nejdůležitějších reakcí:

Fe203. nH20→( 200-250 °C, —H 2 Ó) FeO(OH)→( 560-700 °C na vzduchu, -H2O)→Fe2O3

FeO(OH) + ZNS1 (zředěný) = FeC13 + 2H20

FeO(OH)→ Fe 2 Ó 3 . nH 2 Ó- koloidní(NaOH (konc.))

FeO(OH)→ Na 3 [Fe(OH)6]bílý Na5, respektive K4; v obou případech se vysráží modrý produkt stejného složení a struktury KFe III. V laboratoři se tato sraženina nazývá pruská modř nebo turnbull modrá:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Chemické názvy výchozích činidel a reakčních produktů:

K 3 Fe III - hexakyanoželezitan draselný (III)

K 4 Fe III - hexakyanoželezitan draselný (II)

КFe III - hexakyanoželezitan draselný (II) železo (III)

Kromě toho je dobrým činidlem pro ionty Fe 3+ thiokyanátový iont NСS -, železo (III) se s ním spojuje a objeví se jasně červená („krvavá“) barva:

Fe 3+ + 6NCS - = 3-

Toto činidlo (například ve formě soli KNCS) může dokonce detekovat stopy železa (III) ve vodě z vodovodu, pokud prochází železnými trubkami potaženými zevnitř rzí.

Chemické vlastnosti železa Podívejme se na příklad jeho interakce s typickými nekovy – sírou a kyslíkem.

Smíchejte železo a síru rozdrcenou na prášek v Petriho misce. Ocelovou pletací jehlici zahřejeme v plameni a dotkneme se jí směsi činidel. Prudká reakce mezi železem a sírou je doprovázena uvolňováním tepelné a světelné energie. Pevný produkt interakce těchto látek, sulfid železitý, je černý. Na rozdíl od železa jej nepřitahuje magnet.

Železo reaguje se sírou za vzniku sulfidu železnatého. Vytvořme reakční rovnici:

Reakce železa s kyslíkem také vyžaduje předehřátí. Nasypte křemenný písek do silnostěnné nádoby. V plameni hořáku zahřejeme svazek velmi tenkého železného drátu - tzv. železné vlny. Umístěte horký drát do nádoby obsahující kyslík. Železo hoří oslnivým plamenem, rozptyluje jiskry - žhavé částice železného kamene Fe 3 O 4.

Ke stejné reakci dochází také na vzduchu, kdy se ocel velmi zahřívá třením během obrábění.

Když železo hoří v kyslíku nebo na vzduchu, tvoří se železný kámen:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4, Materiál z webu

nebo 3Fe + 202 = FeO. Fe203.

Železný kámen je sloučenina, ve které má železo různé valenční hodnoty.

Průchod obou reakcí spojení je doprovázen uvolněním tepelné a světelné energie.

Na této stránce jsou materiály k těmto tématům:

• Jaký typ reakce je sulfid železa s kyslíkem?

• Napište rovnici mezi železem a sírou

• Úroveň reakcí železa s kyslíkem

• Příklad chemické reakce mezi železem a sírou

• Rovnice pro interakci kyslíku se železem

Otázky k tomuto materiálu:

DEFINICE

Žehlička- prvek osmé skupiny čtvrté periody Periodické tabulky chemických prvků od D. I. Mendělejeva.

A číslo svazku je 26. Symbol je Fe (latinsky „ferrum“). Jeden z nejběžnějších kovů v zemské kůře (druhé místo po hliníku).

Fyzikální vlastnosti železa

Železo je šedý kov. Ve své čisté formě je docela měkký, tvárný a viskózní. Elektronická konfigurace vnější energetické hladiny je 3d 6 4s 2. Ve svých sloučeninách železo vykazuje oxidační stavy „+2“ a „+3“. Teplota tání železa je 1539 C. Železo tvoří dvě krystalické modifikace: α- a γ-železo. První z nich má kubickou mřížku centrovanou na tělo, druhá má kubickou mříž centrovanou lícem. α-Železo je termodynamicky stabilní ve dvou teplotních rozmezích: pod 912 a od 1394C do bodu tání. Mezi 912 a 1394C je γ-železo stabilní.

Mechanické vlastnosti železa závisí na jeho čistotě – obsahu i velmi malých množství jiných prvků v něm. Pevné železo má schopnost v sobě rozpouštět mnoho prvků.

Chemické vlastnosti železa

Ve vlhkém vzduchu železo rychle rezaví, tzn. pokrytý hnědým povlakem hydratovaného oxidu železa, který díky své drobivosti nechrání železo před další oxidací. Ve vodě železo intenzivně koroduje; při bohatém přístupu kyslíku vznikají hydrátové formy oxidu železitého:

2Fe + 3/202 + nH20 = Fe203 x H20.

Při nedostatku kyslíku nebo obtížném přístupu vzniká směsný oxid (II, III) Fe 3 O 4:

3Fe + 4H20 (v) ↔ Fe304 + 4H 2.

Železo se rozpouští v kyselině chlorovodíkové jakékoli koncentrace:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2.

Rozpouštění ve zředěné kyselině sírové probíhá podobně:

Fe + H2S04 = FeSO4 + H2.

V koncentrovaných roztocích kyseliny sírové se železo oxiduje na železo (III):

2Fe + 6H2S04 = Fe2(S04)3 + 3S02 + 6H20.

V kyselině sírové, jejíž koncentrace se blíží 100 %, se však železo stává pasivním a prakticky nedochází k žádné interakci. Železo se rozpouští ve zředěných a středně koncentrovaných roztocích kyseliny dusičné:

Fe + 4HN03 = Fe(N03)3 + NO + 2H20.

Při vysokých koncentracích kyseliny dusičné se rozpouštění zpomaluje a železo se stává pasivní.

Stejně jako ostatní kovy i železo reaguje s jednoduchými látkami. Při zahřívání dochází k reakcím mezi železem a halogeny (bez ohledu na typ halogenu). K interakci železa s bromem dochází při zvýšeném tlaku par bromu:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3;

3Fe + 4I 2 = Fe 3 I 8.

K interakci železa se sírou (práškem), dusíkem a fosforem dochází také při zahřívání:

6Fe + N2 = 2Fe3N;

2Fe + P = Fe2P;

3Fe + P = Fe3P.

Železo je schopno reagovat s nekovy, jako je uhlík a křemík:

3Fe + C = Fe3C;

Mezi reakcemi interakce železa s komplexními látkami hrají zvláštní roli následující reakce - železo je schopno redukovat kovy, které jsou v řadě aktivit napravo od solných roztoků (1), redukovat sloučeniny železa (III) ( 2):

Fe + CuS04 = FeS04 + Cu (1);

Fe + 2FeCl3 = 3FeCl2 (2).

Železo za zvýšeného tlaku reaguje s nesolnotvorným oxidem - CO za vzniku látek komplexního složení - karbonylů - Fe (CO) 5, Fe 2 (CO) 9 a Fe 3 (CO) 12.

Železo je v nepřítomnosti nečistot stabilní ve vodě a ve zředěných alkalických roztocích.

Získání železa

Hlavním způsobem získávání železa je ze železné rudy (hematit, magnetit) nebo elektrolýza roztoků jejích solí (v tomto případě se získává „čisté“ železo, tj. železo bez nečistot).

Příklady řešení problémů

PŘÍKLAD 1

Cvičení

Železné okují Fe304 o hmotnosti 10 g byly nejprve zpracovány 150 ml roztoku kyseliny chlorovodíkové (hustota 1,1 g/ml) s hmotnostním podílem chlorovodíku 20 % a poté byl k výslednému roztoku přidán přebytek železa. Určete složení roztoku (v % hmotnostních).

Řešení

Zapišme reakční rovnice podle podmínek úlohy: 8HCl + Fe304 = FeCl2 + 2FeCl3 + 4H20 (1); 2FeCl3 + Fe = 3FeCl2 (2). Znáte-li hustotu a objem roztoku kyseliny chlorovodíkové, můžete zjistit jeho hmotnost: msol (HCl) = V(HCl) x p (HCl); msol (HCl) = 150 x 1,1 = 165 g. Vypočítejme hmotnost chlorovodíku: m(HCl) = msol (HCl) xco(HCl)/100 %; m(HCl) = 165 x 20 %/100 % = 33 g. Molární hmotnost (hmotnost jednoho molu) kyseliny chlorovodíkové, vypočtená pomocí tabulky chemických prvků D.I. Mendělejev – 36,5 g/mol. Zjistíme množství chlorovodíku: v(HCl) = m(HCl)/M(HCl); v(HCl) = 33/36,5 = 0,904 mol. Molární hmotnost (hmotnost jednoho molu) měřítka, vypočtená pomocí tabulky chemických prvků D.I. Mendělejev – 232 g/mol. Pojďme zjistit množství látky vodního kamene: v(Fe304) = 10/232 = 0,043 mol. Podle rovnice 1 v(HCl): v(Fe 3 O 4) = 1:8, tedy v(HCl) = 8 v(Fe 3 O 4) = 0,344 mol. Potom bude množství chlorovodíku vypočítané podle rovnice (0,344 mol) menší než množství uvedené v zadání úlohy (0,904 mol). Proto je kyseliny chlorovodíkové nadbytek a dojde k další reakci: Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 (3). Stanovme množství látky chloridu železitého vytvořeného v důsledku první reakce (k označení konkrétní reakce používáme indexy): vi (FeCl2):v(Fe203) = 1:1 = 0,043 mol; vi (FeCl3):v(Fe203) = 2:1; vi (FeCl3) = 2 x v (Fe203) = 0,086 mol. Stanovme množství chlorovodíku, který nezreagoval v reakci 1, a množství chloridu železnatého vzniklého během reakce 3: v rem (HCl) = v(HCl) – v 1 (HCl) = 0,904 – 0,344 = 0,56 mol; v3 (FeCl2): vrem (HCl) = 1:2; v3 (FeCl2) = 1/2 x vrem (HCl) = 0,28 mol. Stanovme množství látky FeCl 2 vzniklé při reakci 2, celkové množství látky FeCl 2 a její hmotnost: v2 (FeCl3) = vi (FeCl3) = 0,086 mol; v2 (FeCl2): v2 (FeCl3) = 3:2; v2 (FeCl2) = 3/2 x v2 (FeCl3) = 0,129 mol; v součet (FeCl 2) = v 1 (FeCl 2) + v 2 (FeCl 2) + v 3 (FeCl 2) = 0,043 + 0,129 + 0,28 = 0,452 mol; m(FeCl2) = v součet (FeCl2) x M(FeCl2) = 0,452 x 127 = 57,404 g. Určíme látkové množství a hmotnost železa, které vstoupilo do reakcí 2 a 3: v2 (Fe): v2 (FeCl3) = 1:2; v2 (Fe) = 1/2 x v2 (FeCl3) = 0,043 mol; v3 (Fe): vrem (HCl) = 1:2; v3 (Fe) = 1/2 x v rem (HCl) = 0,28 mol; v součet (Fe) = v2 (Fe) + v3 (Fe) = 0,043 + 0,28 = 0,323 mol; m(Fe) = v součet (Fe) x M(Fe) = 0,323 x 56 = 18,088 g. Vypočítejme látkové množství a hmotnost vodíku uvolněného při reakci 3: v(H2) = 1/2xv rem (HCl) = 0,28 mol; m(H2) = v(H2) x M(H2) = 0,28 x 2 = 0,56 g. Stanovíme hmotnost výsledného roztoku m’ sol a hmotnostní zlomek FeCl 2 v něm: m'sol = msol (HCl) + m(Fe304) + m(Fe) – m(H2);