Formula oksidacije željeza. Željezo - opće karakteristike elementa, kemijska svojstva željeza i njegovih spojeva
Željezo je jedan od najčešćih kemijskih elemenata na zemlji. Od davnina su ga ljudi naučili koristiti kako bi si olakšali rad. S razvojem tehnologije njezin se opseg znatno proširio. Ako se prije nekoliko tisuća godina željezo koristilo samo za izradu jednostavnih alata za obradu zemlje, sada se ovaj kemijski element koristi u gotovo svim područjima visokotehnoloških industrija.
Kako je napisao Plinije Stariji. “Rudari željeza daju čovjeku najizvrsniji i najštetniji alat. Jer s ovim oruđem prorezujemo zemlju, obrađujemo plodne vrtove i režući divlje trsove s grožđem, tjeramo ih da svake godine podlegnu. Ovim alatom gradimo kuće, lomimo kamenje i koristimo ga željezo za sve takve potrebe. Ali s istim željezom vodimo bitke, bitke i pljačke, i koristimo ga ne samo u blizini, nego ga nosimo krilate izdaleka ili iz puškarnica, ili iz moćnih ruku, ili u obliku pernatih strijela. Najopakiji je, po mom mišljenju, trik ljudskog uma. Jer, da bi smrt prije stigla u čovjeka, napravili su ga krilatim i dali mu željezna pera. Zbog toga neka se krivnja pripiše čovjeku, a ne prirodi. Vrlo često se koristi za proizvodnju raznih legura, čiji sastav uključuje željezo u različitim omjerima. Najpoznatije od ovih legura su čelik i lijevano željezo.
Elektricitet topi željezo
Svojstva čelika su različita. Postoje čelici namijenjeni dugotrajnom boravku u morskoj vodi, čelici koji podnose visoke temperature i agresivno djelovanje vrućih plinova, čelici od kojih se izrađuju meke vezične žice, čelici za izradu elastičnih i tvrdih opruga...
Takva raznolikost svojstava proizlazi iz raznolikosti sastava čelika. Dakle, od čelika koji sadrži 1% ugljika i 1,5% kroma, izrađuju se kuglični ležajevi visoke čvrstoće; od čelika koji sadrži 18% kroma i 89% nikla poznat je "nehrđajući čelik", te čelika koji sadrži 18% volframa, 4% kroma i 1% vanadija, izrađuju se alati za tokarenje.
Ova raznolikost sastava čelika čini ih vrlo teškim za taljenje. Doista, u otvorenoj peći i konverteru atmosfera oksidira, a elementi kao što je krom lako oksidiraju i prelaze u trosku, tj. gube se. To znači da se za dobivanje čelika s udjelom kroma od 18% u peć mora unijeti mnogo više kroma od 180 kg po toni čelika. Krom je skup metal. Kako pronaći izlaz iz ove situacije?
Izlaz je pronađen početkom 20. stoljeća. Za taljenje metala predloženo je korištenje topline električnog luka. Metalni otpad utovaren je u kružnu peć, uliven je lijev i spuštene karbonske ili grafitne elektrode. Između njih i metala u peći ("kupki") električni luk s temperaturom od oko 4000°C. Metal se lako i brzo topio. I u takvoj zatvorenoj električnoj peći možete stvoriti bilo koju atmosferu - oksidirajuću, redukcijsku ili potpuno neutralnu. Drugim riječima, vrijedni predmeti mogu se spriječiti da izgore. Tako je nastala metalurgija visokokvalitetnih čelika.
Kasnije je predložena druga metoda električnog taljenja - indukcija. Iz fizike je poznato da ako se metalni vodič stavi u zavojnicu kroz koju prolazi struja visoke frekvencije, tada se u njemu inducira struja i vodič se zagrijava. Ova toplina je dovoljna da se metal otopi u određenom vremenu. Indukcijska peć se sastoji od lončića sa spiralom ugrađenom u oblogu. Visokofrekventna struja prolazi kroz spiralu, a metal u lončiću se topi. U takvoj peći također možete stvoriti bilo kakvu atmosferu.
U elektrolučnim pećima proces taljenja obično se odvija u nekoliko faza. Prvo, nepotrebne nečistoće izgaraju iz metala, oksidirajući ih (razdoblje oksidacije). Zatim se iz peći uklanja (skida) troska koja sadrži okside ovih elemenata i ubacuju forrolegure - legure željeza s elementima koje je potrebno unijeti u metal. Peć se zatvara i topljenje se nastavlja bez pristupa zraka (razdoblje oporavka). Kao rezultat toga, čelik je zasićen potrebnim elementima u određenoj količini. Gotovi metal se ispušta u lonac i izlije.
Pokazalo se da su čelici, posebno kvalitetni, vrlo osjetljivi na sadržaj nečistoća. Čak i male količine kisika, dušika, vodika, sumpora, fosfora uvelike narušavaju njihova svojstva - čvrstoću, žilavost, otpornost na koroziju. Ove nečistoće tvore nemetalne spojeve sa željezom i drugim elementima sadržanim u čeliku, koji se uglavljuju između zrna metala, narušavaju njegovu jednolikost i smanjuju kvalitetu. Dakle, s povećanim sadržajem kisika i dušika u čelicima, njihova čvrstoća se smanjuje, vodik uzrokuje pojavu ljuskica - mikropukotina u metalu, što dovodi do neočekivanog uništenja čeličnih dijelova pod opterećenjem, fosfor povećava krtost čelika na hladnoći, sumpor uzrokuje crvenu krtost – razaranje čelika pod opterećenjem pri visoke temperature Oh.
Metalurzi već dugo traže načine za uklanjanje tih nečistoća. Nakon taljenja u otvorenim pećima, konvertorima i električnim pećima, metal se deoksidira - dodaju mu se aluminij, ferosilicij (legura željeza sa silicijem) ili feromangan. Ovi elementi aktivno se spajaju s kisikom, plutaju u trosku i smanjuju sadržaj kisika u čeliku. Ali kisik i dalje ostaje u čeliku, a za kvalitetne čelike njegove su preostale količine prevelike. Bilo je potrebno pronaći druge, učinkovitije načine.
Pedesetih godina prošlog stoljeća metalurzi su počeli industrijsko mjerilo vakuumski čelik. Lonac s tekućim metalom stavlja se u komoru iz koje se ispumpava zrak. Metal počinje snažno ključati i iz njega se oslobađaju plinovi. Međutim, zamislite lonac s 300 tona čelika i procijenite koliko će vremena trebati dok potpuno ne prokuha i koliko će se metal za to vrijeme ohladiti.
Odmah će vam postati jasno da je ova metoda prikladna samo za male količine čelika. Stoga su razvijene druge, brže i učinkovitije metode usisavanja. Sada se koriste u svim razvijenim zemljama, a to je poboljšalo kvalitetu čelika. Ali zahtjevi za tim sve su rasli i rasli.
Početkom 60-ih u Kijevu, u Svesaveznom institutu za električno zavarivanje. E. O. Patona, razvijena je metoda elektroslag pretopljenja čelika, koja se vrlo brzo počela koristiti u mnogim zemljama. Ova metoda je vrlo jednostavna. U vodom hlađenu metalnu posudu - kalup - stavlja se ingot metala koji se mora pročistiti i prekriti troskom posebnog sastava. Zatim se ingot spoji na izvor struje. Na kraju ingota javlja se električni luk i metal se počinje topiti. Tekući čelik reagira s troskom i pročišćava se ne samo od oksida, već i od nitrida, fosfida i sulfida. Novi ingot, pročišćen od štetnih nečistoća, skrućuje se u kalupu. Godine 1963., za razvoj i implementaciju metode elektropretapanja troske, grupa radnika Svesaveznog instituta za električno zavarivanje, na čelu s B. I. Medovarom i Yu. V. Latashom, nagrađena je Lenjinovom nagradom.
Nešto drugačijim putem krenuli su znanstvenici metalurgi iz Središnjeg istraživačkog instituta za crnu metalurgiju. I. P. Bardina. U suradnji s metalurškim radnicima razvili su još jednostavniju metodu. Troske posebnog sastava za čišćenje metala se tope i ulijevaju u lonac, a zatim se metal ispušta iz peći u tu tekuću trosku. Troska se miješa s metalom i upija nečistoće. Ova metoda je brza, učinkovita i ne zahtijeva velike količine električne energije. Njegovi autori S. G. Voinov, A. I. Osipov, A. G. Šalimov i drugi također su 1966. godine nagrađeni Lenjinovom nagradom.
Međutim, čitatelj vjerojatno već ima pitanje: čemu sve te poteškoće? Uostalom, već smo rekli da u konvencionalnoj električnoj pećnici možete stvoriti bilo kakvu atmosferu. To znači da možete jednostavno ispumpati zrak iz peći i rastopiti u vakuumu. Ali nemojte žuriti u patentni ured! Ova metoda se dugo koristi u malim indukcijske peći, a kasnih 60-ih i ranih 70-ih počeo se koristiti u prilično velikim elektrolučnim i indukcijskim pećima. Sada su metode vakuumskog lučnog i vakuumskog indukcijskog taljenja postale prilično raširene u industrijaliziranim zemljama.
Ovdje smo opisali samo glavne metode čišćenja čelika od štetnih nečistoća. Postoje deseci njihovih sorti. Oni pomažu metalurzima da uklone ozloglašenu muhu u bačvi meda i dobiju visokokvalitetni metal.
Kako dobiti željezo bez visokih peći
Gore je već rečeno da je crna metalurgija s gledišta kemičara, blago rečeno, nelogično zanimanje. Prvo, željezo je zasićeno ugljikom i drugim elementima, a zatim se troši puno rada i energije da se ti elementi sagore. Nije li lakše odmah dobiti željezo iz rude. Uostalom, upravo su to činili stari metalurzi koji su u sirovim kovačnicama dobivali omekšano vruće spužvasto željezo. NA posljednjih godina ovo stajalište već je izašlo iz pozornice retoričkih pitanja i temelji se na potpuno stvarnim pa i realiziranim projektima. Dobivanje željeza izravno iz rude, zaobilazeći proces visoke peći, bavilo se u prošlom stoljeću. Tada je ovaj proces nazvan izravna redukcija. Međutim, sve do nedavno nije našao široku distribuciju. Prvo, sve predložene metode izravne redukcije bile su neučinkovite, a drugo, dobiveni proizvod - spužvasto željezo - bio je loše kvalitete i kontaminiran nečistoćama. Ipak, entuzijasti su nastavili raditi u tom smjeru.
Situacija se radikalno promijenila od raširenosti prirodnog plina u industriji. Ispao je idealan lijek dobivanje željezne rudače. Glavna komponenta prirodnog plina - metan CH 4 - razgrađuje se oksidacijom uz prisustvo katalizatora u posebnim aparatima - reformerima prema reakciji 2CH 4 + O 2 → 2CO + 2H 2.
Ispada mješavina redukcijskih plinova - ugljičnog monoksida i vodika. Ova smjesa ulazi u reaktor koji se puni željeznom rudom. Rezervirajmo odmah - oblici i dizajni reaktora vrlo su raznoliki. Ponekad je reaktor rotirajuća cjevasta cementna peć, ponekad osovinska peć, ponekad zatvorena retorta. Ovo objašnjava raznolikost naziva za metode izravne redukcije: Midrex, Purofer, Ohalata-i-Lamina, SL-RN itd. Broj metoda već je premašio dva tuceta. Ali njihova suština je obično ista. Bogata željezna ruda reducira se mješavinom ugljičnog monoksida i vodika.
Ali što učiniti s primljenim proizvodima? Od spužvastog željeza ne može se iskovati samo dobra sjekira - dobar čavao. Bez obzira koliko je izvorna ruda bogata, čisto željezo ipak neće izaći iz nje. Prema zakonima kemijske termodinamike, neće biti moguće niti obnoviti sve željezo sadržano u rudi; dio će ipak ostati u proizvodu u obliku oksida. I ovdje u pomoć dolazi prokušani prijatelj - električna peć. Spužvasto željezo pokazalo se gotovo idealnom sirovinom za elektrometalurgiju. Sadrži malo štetnih nečistoća i dobro se topi.
Dakle, opet, proces u dva koraka! Ali ovo je drugi način. Prednost sheme izravne redukcije - električne peći je niska cijena. Postrojenja za izravnu redukciju puno su jeftinija i troše manje energije od visokih peći. Takva tehnologija taljenja čelika u visokoj peći bila je uključena u projekt Oskolske elektrometalurške tvornice.
U našoj zemlji, u blizini Starog Oskola, gradi se velika metalurška tvornica koja će raditi upravo po ovoj shemi. Njegova prva faza već je puštena u rad. Imajte na umu da izravno pretaljivanje nije jedini način korištenja spužvastog željeza u crnoj metalurgiji. Također se može koristiti kao zamjena za otpadni metal u otvorenim pećima, konverterima i elektrolučnim pećima.
Metoda pretapanja spužvastog željeza u električnim pećima brzo se širi i u inozemstvu, posebice u zemljama s velikim zalihama nafte i prirodnog plina, odnosno u Latinskoj Americi i na Bliskom istoku. Međutim, već na temelju ovih razmatranja (dostupnosti prirodnog plina) još uvijek nema osnova vjerovati u to novi put jednog dana će tradicionalna dvostupanjska metoda biti potpuno zamijenjena visokom peći - jedinicom za proizvodnju čelika.
Budućnost željeza
Željezno doba se nastavlja. Otprilike 90% svih metala i legura koje koristi čovječanstvo su legure na bazi željeza. Željezo se u svijetu topi oko 50 puta više nego aluminij, a o ostalim metalima da i ne govorimo. Plastika? Ali u naše vrijeme najčešće nastupaju u raznih dizajna samostalnu ulogu, a ako ih, sukladno tradiciji, nastoje uvesti u rang "nezamjenjivih supstituta", onda češće zamjenjuju obojene, a ne željezne metale. Samo nekoliko postotaka plastike koju konzumiramo zamjenjuje čelik.
Legure na bazi željeza su univerzalne, tehnološki napredne, dostupne i jeftine u rinfuzi. Sirovinska baza ovog metala također ne izaziva zabrinutost: već istražene rezerve željezne rude bile bi dovoljne za najmanje dva naredna stoljeća. Željezo je odavno temelj civilizacije.
Željezo je element pobočne podskupine osme skupine četvrte periode periodnog sustava kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva s atomskim brojem 26. Označava se simbolom Fe (lat. Ferrum). Jedan od najčešćih metala u zemljinoj kori (drugo mjesto nakon aluminija). Metal srednje aktivnosti, redukcijsko sredstvo.
Glavna oksidacijska stanja - +2, +3
Jednostavna tvar željezo je kovan srebrnobijeli metal visoke kemijske reaktivnosti: željezo brzo korodira na visokim temperaturama ili visokoj vlazi u zraku. U čistom kisiku željezo gori, a u fino raspršenom stanju spontano se zapali na zraku.
Kemijska svojstva jednostavne tvari - željeza:
Rđanje i gorenje u kisiku
1) Na zraku željezo lako oksidira u prisutnosti vlage (hrđa):
4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3
Zagrijana željezna žica gori u kisiku, stvarajući kamenac - željezni oksid (II, III):
3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4
3Fe + 2O 2 → (Fe II Fe 2 III) O 4 (160 ° S)
2) Na visokim temperaturama (700–900°C), željezo reagira s vodenom parom:
3Fe + 4H 2 O - t ° → Fe 3 O 4 + 4H 2
3) Željezo reagira s nemetalima kada se zagrijava:
2Fe+3Cl 2 → 2FeCl 3 (200 °C)
Fe + S – t° → FeS (600 °S)
Fe + 2S → Fe +2 (S 2 -1) (700 ° S)
4) U nizu napona nalazi se lijevo od vodika, reagira s razrijeđenim kiselinama Hcl i H 2 SO 4, pri čemu se stvaraju soli željeza (II) i oslobađa vodik:
Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (reakcije se odvijaju bez pristupa zraka, inače se Fe +2 postupno pretvara kisikom u Fe +3)
Fe + H 2 SO 4 (razl.) → FeSO 4 + H 2
U koncentriranim oksidirajućim kiselinama željezo se otapa samo pri zagrijavanju, odmah prelazi u kation Fe 3+:
2Fe + 6H 2 SO 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
(u hladnoj koncentriranoj dušičnoj i sumpornoj kiselini pasivizirati
Željezni čavao uronjen u plavičastu otopinu bakrenog sulfata postupno se prekriva slojem crvenog metalnog bakra.
5) Željezo istiskuje metale desno od sebe u otopinama njihovih soli.
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu
Amfoternost željeza očituje se samo u koncentriranim alkalijama tijekom vrenja:
Fe + 2NaOH (50%) + 2H 2 O \u003d Na 2 ↓ + H 2
te nastaje talog natrijeva tetrahidroksoferata(II).
Tehničko željezo- legure željeza s ugljikom: lijevano željezo sadrži 2,06-6,67% C, željezo 0,02-2,06% C, često su prisutne i druge prirodne nečistoće (S, P, Si) i umjetno uneseni posebni dodaci (Mn, Ni, Cr), što legure željeza čini teh. korisna svojstva– tvrdoća, otpornost na toplinu i koroziju, savitljivost, itd. .
Proces proizvodnje željeza u visokim pećima
Proces proizvodnje željeza u visokoj peći sastoji se od sljedećih faza:
a) priprema (prženje) sulfidnih i karbonatnih ruda - pretvaranje u oksidnu rudu:
FeS 2 → Fe 2 O 3 (O 2, 800 ° S, -SO 2) FeCO 3 → Fe 2 O 3 (O 2, 500-600 ° S, -CO 2)
b) spaljivanje koksa vrućim mlazom:
C (koks) + O 2 (zrak) → CO 2 (600-700 °C) CO 2 + C (koks) ⇌ 2CO (700-1000 °C)
c) redukcija oksidne rude ugljičnim monoksidom CO u nizu:
Fe2O3 →(CO)(Fe II Fe 2 III) O 4 →(CO) FeO →(CO) Fe
d) karburizacija željeza (do 6,67% C) i taljenje lijevanog željeza:
Fe (t ) →(C(koks)900-1200°S) Fe (g) (lijevano željezo, t pl 1145°S)
U lijevanom željezu cementit Fe 2 C i grafit uvijek su prisutni u obliku zrnaca.
Proizvodnja čelika
Preraspodjela lijevanog željeza u čelik provodi se u posebnim pećima (konvertorskim, otvorenim, električnim), koje se razlikuju po načinu grijanja; temperatura procesa 1700-2000 °C. Puhanje zraka obogaćenog kisikom izgara višak ugljika iz lijevanog željeza, kao i sumpor, fosfor i silicij u obliku oksida. U tom slučaju oksidi se ili hvataju u obliku ispušnih plinova (CO 2, SO 2) ili se vežu u lako odvajajuću trosku - mješavinu Ca 3 (PO 4) 2 i CaSiO 3. Za dobivanje specijalnih čelika u peć se uvode dodaci za legiranje drugih metala.
Priznanicačisto željezo u industriji - elektroliza otopine željeznih soli, npr.
FeCl 2 → Fe↓ + Cl 2 (90°C) (elektroliza)
(postoje i druge posebne metode, uključujući redukciju željeznih oksida vodikom).
Čisto željezo koristi se u proizvodnji specijalnih legura, u proizvodnji jezgri elektromagneta i transformatora, lijevano željezo se koristi u proizvodnji odljevaka i čelika, čelik se koristi kao konstrukcijski i alatni materijal, uključujući otpornost na habanje, toplinu i koroziju -otporni materijali.
Željezov(II) oksid F EO . Amfoterni oksid s velikom dominacijom bazičnih svojstava. Crna, ima ionsku strukturu Fe 2+ O 2-. Zagrijavanjem se prvo razgrađuje, a zatim ponovno formira. Ne nastaje izgaranjem željeza na zraku. Ne reagira s vodom. Razlaže se kiselinama, spaja se s alkalijama. Sporo oksidira na vlažnom zraku. Oporavljen vodikom, koksom. Sudjeluje u visokopećnom procesu taljenja željeza. Koristi se kao sastavni dio keramike i mineralnih boja. Jednadžbe najvažnijih reakcija:
4FeO ⇌ (Fe II Fe 2 III) + Fe (560-700 ° C, 900-1000 ° C)
FeO + 2HC1 (razb.) \u003d FeC1 2 + H2O
FeO + 4HNO 3 (konc.) \u003d Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O
FeO + 4NaOH \u003d 2H 2 O + Na 4FeO3 (crveno.) trioksoferat(II)(400-500 °S)
FeO + H 2 \u003d H 2 O + Fe (visoke čistoće) (350 ° C)
FeO + C (koks) \u003d Fe + CO (iznad 1000 ° C)
FeO + CO \u003d Fe + CO 2 (900 ° C)
4FeO + 2H 2 O (vlaga) + O 2 (zrak) → 4FeO (OH) (t)
6FeO + O 2 \u003d 2 (Fe II Fe 2 III) O 4 (300-500 ° C)
Priznanica u laboratorijima: toplinska razgradnja spojeva željeza (II) bez pristupa zraka:
Fe (OH) 2 \u003d FeO + H 2 O (150-200 ° C)
FeSOz \u003d FeO + CO 2 (490-550 ° C)
Diželjezov oksid (III) - željezo ( II ) ( Fe II Fe 2 III) O 4 . Dvostruki oksid. Crna, ima ionsku strukturu Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Termički postojan do visokih temperatura. Ne reagira s vodom. Razlaže se kiselinama. Reducira se vodikom, užarenim željezom. Sudjeluje u visokopećnom procesu proizvodnje željeza. Koristi se kao komponenta mineralnih boja ( minium željezo), keramika, cement u boji. Proizvod posebne oksidacije površine čeličnih proizvoda ( crnjenje, pomodrenje). Sastav odgovara smeđoj hrđi i tamnom kamencu na željezu. Ne preporučuje se uporaba formule Fe 3 O 4 . Jednadžbe najvažnijih reakcija:
2 (Fe II Fe 2 III) O 4 \u003d 6FeO + O 2 (iznad 1538 ° S)
(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8HC1 (razb.) \u003d FeC1 2 + 2FeC1 3 + 4H 2 O
(Fe II Fe 2 III) O 4 + 10HNO 3 (konc.) \u003d 3 Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O
(Fe II Fe 2 III) O 4 + O 2 (zrak) \u003d 6Fe 2 O 3 (450-600 ° S)
(Fe II Fe 2 III) O 4 + 4H 2 \u003d 4H 2 O + 3Fe (visoka čistoća, 1000 ° C)
(Fe II Fe 2 III) O 4 + CO \u003d 3 FeO + CO 2 (500-800 ° C)
(Fe II Fe 2 III) O4 + Fe ⇌4 FeO (900-1000 °S, 560-700 °S)
Priznanica: sagorijevanje željeza (vidi) na zraku.
magnetit.
Željezov(III) oksid F e 2 O 3 . Amfoterni oksid s prevlašću bazičnih svojstava. Crveno-smeđa, ima ionsku strukturu (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Termički stabilan do visokih temperatura. Ne nastaje izgaranjem željeza na zraku. Ne reagira s vodom, iz otopine se taloži smeđi amorfni hidrat Fe 2 O 3 nH 2 O. Sporo reagira s kiselinama i lužinama. Reducira ga ugljikov monoksid, rastaljeno željezo. Legira s oksidima drugih metala i tvori dvostruke okside - spineli(tehnički proizvodi nazivaju se feriti). Koristi se kao sirovina kod taljenja željeza u procesu visokih peći, kao katalizator u proizvodnji amonijaka, kao sastavni dio keramike, obojenih cementa i mineralnih boja, kod termitnog zavarivanja čeličnih konstrukcija, kao nosač zvuka i slike. na magnetskim trakama, kao sredstvo za poliranje čelika i stakla.
Jednadžbe najvažnijih reakcija:
6Fe 2 O 3 \u003d 4 (Fe II Fe 2 III) O 4 + O 2 (1200-1300 ° S)
Fe 2 O 3 + 6HC1 (razb.) → 2FeC1 3 + ZH 2 O (t) (600 ° C, p)
Fe 2 O 3 + 2NaOH (konc.) → H 2 O+ 2 NaFeO 2 (Crvena)dioksoferat(III)
Fe 2 O 3 + MO \u003d (M II Fe 2 II I) O 4 (M \u003d Cu, Mn, Fe, Ni, Zn)
Fe 2 O 3 + ZN 2 \u003d ZN 2 O + 2Fe (visoko čist, 1050-1100 ° C)
Fe 2 O 3 + Fe \u003d ZFeO (900 ° C)
3Fe 2 O 3 + CO \u003d 2 (Fe II Fe 2 III) O 4 + CO 2 (400-600 ° S)
Priznanica u laboratoriju - toplinska razgradnja soli željeza (III) na zraku:
Fe 2 (SO 4) 3 \u003d Fe 2 O 3 + 3SO 3 (500-700 ° C)
4 (Fe (NO 3) 3 9 H 2 O) \u003d 2 Fe a O 3 + 12NO 2 + 3O 2 + 36 H 2 O (600-700 ° C)
U prirodi - rude željeznog oksida hematit Fe 2 O 3 i limonit Fe 2 O 3 nH 2 O
Željezov(II) hidroksid F e(OH)2. Amfoterni hidroksid s prevlašću bazičnih svojstava. Bijele (ponekad sa zelenkastom nijansom), Fe-OH veze su pretežno kovalentne. Toplinski nestabilan. Lako oksidira na zraku, posebno kada je mokar (tamni). Netopljivo u vodi. Reagira s razrijeđenim kiselinama, koncentriranim alkalijama. Tipični restaurator. Međuproizvod u hrđanju željeza. Koristi se u proizvodnji aktivne mase željezno-nikl baterija.
Jednadžbe najvažnijih reakcija:
Fe (OH) 2 \u003d FeO + H 2 O (150-200 ° C, u atm.N 2)
Fe (OH) 2 + 2HC1 (razb.) \u003d FeC1 2 + 2H 2 O
Fe (OH) 2 + 2NaOH (> 50%) \u003d Na 2 ↓ (plavo-zeleno) (kipuće)
4Fe(OH) 2 (suspenzija) + O 2 (zrak) → 4FeO(OH)↓ + 2H 2 O (t)
2Fe (OH) 2 (suspenzija) + H 2 O 2 (razb.) \u003d 2FeO (OH) ↓ + 2H 2 O
Fe (OH) 2 + KNO 3 (konc.) \u003d FeO (OH) ↓ + NO + KOH (60 ° C)
Priznanica: taloženje iz otopine s alkalijama ili amonijak hidratom u inertnoj atmosferi:
Fe 2+ + 2OH (razb.) = Fe(OH)2 ↓
Fe2+ + 2 (NH3H20) = Fe(OH)2 ↓+ 2NH4
Željezov metahidroksid F eO(OH). Amfoterni hidroksid s prevlašću bazičnih svojstava. Svijetlosmeđe, Fe-O i Fe-OH veze su pretežno kovalentne. Zagrijavanjem se raspada bez taljenja. Netopljivo u vodi. Iz otopine se taloži u obliku smeđeg amorfnog polihidrata Fe 2 O 3 nH 2 O, koji držanjem u razrijeđenoj alkalnoj otopini ili sušenjem prelazi u FeO (OH). Reagira s kiselinama, čvrstim alkalijama. Slabo oksidacijsko i redukcijsko sredstvo. Sinteriran s Fe(OH) 2 . Međuproizvod u hrđanju željeza. Koristi se kao baza za žute mineralne boje i emajle, kao apsorber ispušnih plinova, kao katalizator u organskoj sintezi.
Sastav veze Fe(OH) 3 nije poznat (nije dobiven).
Jednadžbe najvažnijih reakcija:
Fe 2 O 3 . nH 2 O→( 200-250 °S, —H 2 O) FeO(OH)→( 560-700°C u zraku, -H2O)→ Fe 2 O 3
FeO (OH) + ZNS1 (razb.) \u003d FeC1 3 + 2H 2 O
FeO(OH)→ Fe 2 O 3 . nH 2 O- koloidni(NaOH (konc.))
FeO(OH) → Na 3 [Fe(OH)6]bijela, Na 5 odnosno K 4; u oba slučaja taloži se plavi produkt istog sastava i strukture, KFe III. U laboratoriju se taj talog naziva prusko plava, ili turnbull plava:
Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓
Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓
Kemijski nazivi početnih reagensa i proizvoda reakcije:
K 3 Fe III - kalijev heksacijanoferat (III)
K 4 Fe III - kalijev heksacijanoferat (II)
KFe III - heksacijanoferat (II) željezo (III) kalij
Osim toga, tiocijanatni ion NCS - je dobar reagens za Fe 3+ ione, željezo (III) se spaja s njim i pojavljuje se svijetlo crvena ("krvava") boja:
Fe 3+ + 6NCS - = 3-
S ovim reagensom (na primjer, u obliku KNCS soli), čak i tragovi željeza (III) mogu se otkriti u vodi iz slavine ako ona prolazi kroz željezne cijevi prekrivene hrđom iznutra.
Željezo je bilo poznato još u prapovijesti, ali je u široku primjenu počelo mnogo kasnije, budući da je u slobodnom stanju u prirodi iznimno rijetko, a njegova proizvodnja iz ruda postala je moguća tek na određenom stupnju tehnološkog razvoja. Vjerojatno se po prvi put osoba upoznala s meteoritskim željezom, o čemu svjedoče njegovi nazivi na jezicima starih naroda: staroegipatsko "beni-pet" znači "nebesko željezo"; starogrčki sideros povezuje se s latinskim sidusom (rod padež sideris) - zvijezda, nebesko tijelo. U hetitskim tekstovima 14. st. pr. e. Željezo se spominje kao metal koji je pao s neba. U romanskim je jezicima sačuvan korijen imena koje su dali Rimljani (npr. francuski fer, talijanski ferro).
Metoda dobivanja željeza iz ruda izumljena je u zapadnom dijelu Azije u 2. tisućljeću pr. e.; nakon toga se uporaba željeza proširila u Babilonu, Egiptu, Grčkoj; Brončano doba zamijenilo je željezno doba. Homer (u 23. pjevanju Ilijade) govori da je Ahilej pobjednika natjecanja u bacanju diska nagradio željeznim krikom. u Europi i Drevna Rusija stoljećima se željezo dobivalo postupkom proizvodnje sira. Željezna rudača reducirana je drvenim ugljenom u peći izgrađenoj u jami; krznom se upumpavao zrak u ložište, proizvod redukcije - kritsu se udarcima čekića odvajao od troske i od njega kovali razni proizvodi. Kako su se usavršavali načini puhanja i povećavala visina ložišta, temperatura procesa se povećavala i dio željeza se karburizirao, odnosno dobivao se lijev; ovaj relativno krhki proizvod smatran je otpadnim proizvodom. Otuda naziv lijevanog željeza "chushka", "pig iron" - engleski. željezna svinja. Kasnije je primijećeno da se pri utovaru ne željezne rude, već lijevanog željeza u peć također dobiva niskougljični cvjetanje željeza, a takav se dvostupanjski postupak pokazao isplativijim od sirovog puhanog. U 12.-13. stoljeću metoda vrištanja već je bila raširena.
U 14. stoljeću lijevano željezo počinje se taliti ne samo kao poluproizvod za daljnju obradu, već i kao materijal za lijevanje raznih proizvoda. Iz tog vremena datira i pregradnja ložišta u osovinsku peć ("domnitsa"), a zatim u visoku peć. Sredinom 18. stoljeća u Europi se počeo koristiti crucible proces dobivanja čelika, koji je bio poznat u Siriji u ranom srednjem vijeku, ali je kasnije zaboravljen. Ovom metodom čelik se dobivao taljenjem metalne šarže u malim posudama (tiglima) iz vrlo vatrostalne mase. U posljednjoj četvrtini 18. stoljeća počeo se razvijati pudlasti proces pretvaranja lijevanog željeza u željezo na ložištu vatrene reverberacijske peći. Industrijska revolucija 18. - ranog 19. stoljeća, izum parnog stroja, konstrukcija željeznice, veliki mostovi i parna flota uzrokovali su ogromnu potražnju za željezom i njegovim legurama. Međutim, sve postojeće metode proizvodnje željeza nisu mogle zadovoljiti potrebe tržišta. Masovna proizvodnja čelika započela je tek sredinom 19. stoljeća, kada su razvijeni Bessemerov, Thomasov i otvoreni procesi. U 20. stoljeću pojavio se i raširio električni proces proizvodnje čelika, dajući čelik visoke kvalitete.
Rasprostranjenost željeza u prirodi. Po udjelu u litosferi (4,65% mase), željezo je na drugom mjestu među metalima (aluminij je na prvom mjestu). Snažno migrira u zemljinoj kori, tvoreći oko 300 minerala (oksidi, sulfidi, silikati, karbonati, titanati, fosfati i dr.). Željezo aktivno sudjeluje u magmatskim, hidrotermalnim i supergenskim procesima koji su povezani s nastankom različitih vrsta naslaga željeza. Željezo je metal zemljinih dubina, nakuplja se u ranim fazama kristalizacije magme, u ultrabazičnim (9,85%) i bazičnim (8,56%) stijenama (samo 2,7% u granitima). U biosferi se željezo nakuplja u mnogim morskim i kontinentalnim sedimentima, tvoreći sedimentne rude.
Važnu ulogu u geokemiji željeza imaju redoks reakcije – prijelaz 2-valentnog željeza u 3-valentno i obrnuto. U biosferi, u prisutnosti organskih tvari, Fe 3+ se reducira u Fe 2+ i lako migrira, a kada naiđe na atmosferski kisik, Fe 2+ se oksidira, stvarajući nakupine trovalentnih željeznih hidroksida. Rasprostranjeni spojevi 3-valentnog željeza su crveni, žuti, smeđi. To određuje boju mnogih sedimentnih stijena i njihov naziv - "crveno obojena formacija" (crvene i smeđe ilovače i gline, žuti pijesci itd.).
Fizikalna svojstva željeza. Važnost željeza u suvremenoj tehnologiji određena je ne samo njegovom širokom rasprostranjenošću u prirodi, već i kombinacijom vrlo vrijednih svojstava. Plastično je, lako se kuje i u hladnom i u zagrijanom stanju, može se valjati, štancati i izvlačiti. Sposobnost otapanja ugljika i drugih elemenata osnova je za dobivanje raznih legura željeza.
Željezo može postojati u obliku dvije kristalne rešetke: α- i γ-tjelesno centrirane kubne (bcc) i plošno centrirane kubne (fcc). Ispod 910°C, α-Fe s bcc rešetkom je stabilan (a = 2,86645Å na 20°C). Između 910°C i 1400°C, γ-modifikacija s fcc rešetkom je stabilna (a = 3,64Å). Iznad 1400°C ponovno nastaje bcc rešetka δ-Fe (a = 2,94Å), koja je stabilna do tališta (1539°C). α-Fe je feromagnetičan do 769 °C (Curiejeva točka). Modifikacije γ-Fe i δ-Fe su paramagnetske.
Polimorfne transformacije željeza i čelika tijekom zagrijavanja i hlađenja otkrio je 1868. D. K. Chernov. Ugljik tvori intersticijske čvrste otopine sa željezom, u kojima se C atomi malog atomskog polumjera (0,77 Å) nalaze u međuprostorima metalne kristalne rešetke, koja se sastoji od većih atoma (Fe atomski radijus 1,26 Å). Čvrsta otopina ugljika u γ-Fe naziva se austenit, a u α-Fe ferit. Zasićena kruta otopina ugljika u γ-Fe sadrži 2,0 % masenog udjela C pri 1130 °C; α-Fe otapa samo 0,02-0,04% C na 723 °C, a manje od 0,01% na sobnoj temperaturi. Stoga pri gašenju austenita nastaje martenzit – prezasićena čvrsta otopina ugljika u α-Fe, koja je vrlo tvrda i krta. Kombinacija kaljenja s kaljenjem (zagrijavanje na relativno niske temperature za smanjenje unutarnjih naprezanja) omogućuje vam da čeliku date potrebnu kombinaciju tvrdoće i duktilnosti.
Fizička svojstva željeza ovise o njegovoj čistoći. U industrijskim željeznim materijalima željezo je obično popraćeno nečistoćama ugljika, dušika, kisika, vodika, sumpora i fosfora. Čak i pri vrlo niskim koncentracijama, te nečistoće uvelike mijenjaju svojstva metala. Dakle, sumpor uzrokuje tzv. crvenu krtost, fosfor (čak i 10 -2% P) - hladnokrtost; ugljik i dušik smanjuju plastičnost, a vodik povećava krtost željeza (tzv. vodikova krtost). Smanjenje sadržaja nečistoća na 10 -7 - 10 -9% dovodi do značajnih promjena u svojstvima metala, posebno do povećanja duktilnosti.
Slijede fizikalna svojstva željeza, koja se uglavnom odnose na metal s opći sadržaj nečistoće manje od 0,01% masenog udjela:
Atomski radijus 1,26Å
Ionski polumjeri Fe 2+ 0,80Å, Fe 3+ 0,67Å
Gustoća (20°C) 7,874 g/cm3
t bale oko 3200°S
Temperaturni koeficijent linearne ekspanzije (20°C) 11,7 10 -6
Toplinska vodljivost (25°C) 74,04 W/(m K)
Toplinski kapacitet željeza ovisi o njegovoj strukturi i mijenja se na složen način s temperaturom; prosječni specifični toplinski kapacitet (0-1000°C) 640.57 j/(kg K) .
Električni otpor (20°C) 9,7 10 -8 ohm m
Temperaturni koeficijent električnog otpora (0-100°C) 6,51 10 -3
Youngov modul 190-210 10 3 MN / m 2 (19-21 10 3 kgf / mm 2)
Temperaturni koeficijent Youngovog modula 4 10 -6
Modul smicanja 84,0 10 3 MN/m 2
Kratkotrajna vlačna čvrstoća 170-210 MN/m2
Relativno istezanje 45-55%
Tvrdoća po Brinellu 350-450 MN/m2
Granica razvlačenja 100 MN/m2
Udarna čvrstoća 300 MN/m2
Kemijska svojstva željeza. Konfiguracija vanjske elektronske ljuske atoma je 3d 6 4s 2 . Željezo pokazuje promjenjivu valenciju (najstabilniji spojevi su 2- i 3-valentno željezo). S kisikom željezo tvori oksid (II) FeO, oksid (III) Fe 2 O 3 i oksid (II,III) Fe 3 O 4 (spoj FeO s Fe 2 O 3 koji ima strukturu spinela). U vlažnom zraku pri uobičajenim temperaturama željezo se prekriva labavom hrđom (Fe 2 O 3 ·nH 2 O). Zbog svoje poroznosti hrđa ne sprječava pristup kisika i vlage metalu te ga stoga ne štiti od daljnje oksidacije. Kao rezultat razne vrste svake godine se izgube milijuni tona željeza. Kada se željezo zagrijava na suhom zraku iznad 200 °C, prekriva se vrlo tankim oksidnim filmom, koji štiti metal od korozije na uobičajenim temperaturama; ovo je osnova tehničke metode zaštite željeza - plavljenja. Zagrijavanjem u vodenoj pari željezo se oksidira u Fe 3 O 4 (ispod 570 °C) ili FeO (iznad 570 °C) i oslobađa vodik.
Hidroksid Fe (OH) 2 nastaje kao bijeli talog djelovanjem kaustičnih lužina ili amonijaka na vodene otopine soli Fe 2+ u atmosferi vodika ili dušika. U dodiru sa zrakom Fe(OH) 2 prvo pozeleni, zatim pocrni i na kraju brzo prelazi u crveno-smeđi Fe(OH) 3 hidroksid. FeO oksid pokazuje osnovna svojstva. Oksid Fe 2 O 3 je amfoteran i ima blago kiselu funkciju; reagirajući s više bazičnih oksida (na primjer, s MgO), tvori ferite - spojeve tipa Fe 2 O 3 nMeO, koji imaju feromagnetska svojstva i naširoko se koriste u radioelektronici. Svojstva kiselina također se izražavaju u 6-valentnom željezu, koje postoji u obliku ferata, na primjer, K 2 FeO 4, soli željezne kiseline koje nisu izolirane u slobodnom stanju.
Željezo lako reagira s halogenima i halogenovodikom, dajući soli, kao što su kloridi FeCl 2 i FeCl 3 . Zagrijavanjem željeza sa sumporom nastaju FeS i FeS 2 sulfidi. Iz čvrstih otopina ugljika u željezu hlađenjem se talože željezni karbidi - Fe 3 C (cementit) i Fe 2 C (e-karbid). Fe 3 C se također oslobađa iz otopina ugljika u tekućem željezu pri visokim koncentracijama C. Dušik, kao i ugljik, daje intersticijske čvrste otopine sa željezom; iz njih se izoliraju nitridi Fe 4 N i Fe 2 N. S vodikom željezo daje samo malo stabilne hidride čiji sastav nije točno utvrđen. Zagrijavanjem željezo snažno reagira sa silicijem i fosforom stvarajući silicide (npr. Fe 3 Si i fosfide (npr. Fe 3 P).
Spojevi željeza s mnogim elementima (O, S i drugi), koji tvore kristalnu strukturu, imaju promjenjiv sastav (na primjer, sadržaj sumpora u monosulfidu može biti u rasponu od 50 do 53,3 at.%). To je zbog nedostataka u kristalnoj strukturi. Na primjer, u željeznom oksidu (II), neki od iona Fe 2+ na mjestima rešetke zamijenjeni su ionima Fe 3+; da bi se održala električna neutralnost, neka mjesta rešetke koja pripadaju ionima Fe 2+ ostaju prazna.
Normalni elektrodni potencijal Željeza u vodenim otopinama njegovih soli za reakciju Fe = Fe 2+ + 2e je -0,44 V, a za reakciju Fe = Fe 3+ + 3e je -0,036 V. Dakle, u nizu aktivnosti, željezo je lijevo od vodika. Lako se otapa u razrijeđenim kiselinama uz oslobađanje H 2 i stvaranje Fe 2+ iona. Interakcija željeza s dušičnom kiselinom je neobična. Koncentrirana HNO 3 (gustoća 1,45 g/cm 3) pasivizira željezo zbog stvaranja zaštitnog oksidnog filma na njegovoj površini; razrijeđeni HNO 3 otapa željezo uz stvaranje iona Fe 2+ ili Fe 3+, koji se reduciraju u NH 3 ili N 2 i N 2 O. Otopine soli 2-valentnog željeza na zraku su nestabilne - Fe 2+ postupno oksidira na Fe 3+. Vodene otopine soli željeza su kisele zbog hidrolize. Dodatak tiocijanatnih iona SCN- otopinama Fe 3+ soli daje svijetlu krvavocrvenu boju zbog pojave Fe(SCN) 3, što omogućuje otkrivanje prisutnosti 1 dijela Fe 3+ u oko 10 6 dijelova vode. Za željezo je karakteristično stvaranje kompleksnih spojeva.
Dobivanje željeza.Čisto željezo dobiva se u relativno malim količinama elektrolizom vodenih otopina njegovih soli ili redukcijom njegovih oksida vodikom. Proizvodnja dovoljno čistog željeza postupno raste njegovom izravnom redukcijom iz koncentrata rude vodikom, prirodnim plinom ili ugljenom na relativno niskim temperaturama.
Upotreba željeza.Željezo je najvažniji metal Moderna tehnologija. NA čistŽeljezo zbog niske čvrstoće praktički se ne koristi, iako se u svakodnevnom životu proizvodi od čelika ili lijevanog željeza često nazivaju "željezo". Glavnina željeza koristi se u obliku legura vrlo različitih sastava i svojstava. Legure željeza čine približno 95% svih metalnih proizvoda. Legure bogate ugljikom (preko 2 % mase) - lijevano željezo, tale se u visokim pećima iz ruda bogatih željezom. Čelik različitih klasa (sadržaj ugljika manji od 2% masenog udjela) tali se iz lijevanog željeza u otvorenim i električnim pećima i pretvaračima oksidacijom (izgaranjem) viška ugljika, uklanjanjem štetnih nečistoća (uglavnom S, P, O) i dodavanjem legirajući elementi. Visokolegirani čelici (s visokim udjelom nikla, kroma, volframa i drugih elemenata) tale se u elektrolučnim i indukcijskim pećima. Novi procesi, kao što su vakuumsko i elektropretaljivanje troske, plazma i taljenje elektronskim snopom i drugi, služe za proizvodnju čelika i legura željeza za posebno važne namjene. Razvijaju se metode za taljenje čelika u kontinuiranim pogonima koji osiguravaju visoku kvalitetu metala i automatizaciju procesa.
Na temelju željeza nastaju materijali koji mogu podnijeti djelovanje visokih i niskih temperatura, vakuuma i visoki pritisci, agresivni mediji, visoki izmjenični naponi, nuklearno zračenje itd. Proizvodnja željeza i njegovih legura je u stalnom porastu.
poput željeza likovni materijal koristi se od antike u Egiptu, Mezopotamiji, Indiji. Od srednjeg vijeka u europskim zemljama (Engleska, Francuska, Italija, Rusija i dr.) sačuvani su brojni visokoumjetnički željezni proizvodi - kovane ograde, šarke za vrata, zidni nosači, vjetrokazice, okovi za škrinje, svjetla. Kovani proizvodi od šipki i proizvodi od perforiranog željeznog lima (često s oblogom od tinjca) odlikuju se ravnim oblicima, jasnom linearno-grafičkom siluetom i učinkovito su vidljivi na svjetlo-zračnoj pozadini. U 20. stoljeću željezo se koristi za izradu rešetki, ograda, ažurnih unutarnjih pregrada, svijećnjaka i spomenika.
Željezo u tijelu.Željezo je prisutno u organizmima svih životinja iu biljkama (prosječno oko 0,02%); neophodan je uglavnom za izmjenu kisika i oksidativne procese. Postoje organizmi (tzv. koncentratori) koji ga mogu akumulirati u velikim količinama (na primjer, bakterije željeza - do 17-20% željeza). Gotovo svo željezo u životinjskim i biljnim organizmima povezano je s proteinima. Nedostatak željeza uzrokuje usporavanje rasta i klorozu biljaka povezanu sa smanjenom proizvodnjom klorofila. Višak željeza također štetno djeluje na razvoj biljaka, uzrokujući, primjerice, sterilnost cvjetova riže i klorozu. U alkalnim tlima nastaju spojevi željeza koji su nedostupni korijenu biljaka, a biljke ga ne primaju u dovoljnim količinama; u kiselim tlima željezo u suvišku prelazi u topljive spojeve. S nedostatkom ili viškom spojeva željeza koji se mogu asimilirati u tlu, bolesti biljaka mogu se uočiti na velikim područjima.
Željezo u organizam životinja i ljudi ulazi hranom (željezom su najbogatije jetra, meso, jaja, mahunarke, kruh, žitarice, špinat, cikla). Normalno, osoba dobiva 60-110 mg željeza iz prehrane, što je mnogo više od dnevne potrebe. Apsorpcija željeza iz hrane događa se u gornjem dijelu tanka crijeva, odakle u obliku vezanom za proteine ulazi u krv i krvlju se prenosi do raznih organa i tkiva, gdje se taloži u obliku kompleksa željezo-protein – feritin. Glavni depo željeza u tijelu je jetra i slezena. Zbog feritina se sintetiziraju svi spojevi koji sadrže željezo u tijelu: respiratorni pigment hemoglobin sintetizira se u koštanoj srži, mioglobin se sintetizira u mišićima, a citokromi i drugi enzimi koji sadrže željezo sintetiziraju se u različitim tkivima. Željezo se iz tijela uglavnom izlučuje kroz stijenku debelog crijeva (u čovjeka oko 6-10 mg dnevno) i manjim dijelom putem bubrega. Potrebe tijela za željezom variraju ovisno o dobi i fizičkom stanju. Za 1 kg težine, djeca trebaju - 0,6, odrasli - 0,1 i trudnice - 0,3 mg željeza dnevno. U životinja, potreba za željezom je približno (po 1 kg suhe tvari obroka): za mliječne krave - najmanje 50 mg, za mlade životinje - 30-50 mg; za prasad - do 200 mg, za gravidne svinje - 60 mg.
Kako bi se utvrdio identitet željeznih spojeva u HF, opisane su dvije metode (A i B) za identifikaciju željeznih iona (Fe 2+) i tri (A, B i C) iona željeznog oksida (Fe 3+). Otkriće dvovalentnog željeza (metoda A) temelji se na obradi ispitivane tvari razrijeđenom klorovodičnom kiselinom kako bi se željezo prevelo u ionizirano stanje i naknadnoj obradi dobivene otopine otopinom kalijevog fericijanida (crvena krvna sol). ). Ovo proizvodi plavi talog. Ova metoda otkrivanja dvovalentnog željeza temelji se na sljedećim reakcijama:
Fericijanidni ion oksidira dvostruko željezo u oksid, a sam se reducira u ferocijanid. Nakon toga taloži se plavi pigment promjenjivog sastava - Fe43 nK4 mH2O, gdje je n = 0,3-0,8; m = 12-24; pojednostavljeno - KFe (Prussian blue, turnbull blue, Parisian blue).
Treba napomenuti da se isti plavi pigment dobiva otvaranjem željeznog oksida u skladu s metodom A djelovanjem otopine kalijevog ferocijanida (žute krvne soli) na otopinu soli željeznog oksida, kao što se odražava u gornjoj jednadžbi. Talog pruske modrice je netopljiv u razrijeđenim mineralnim kiselinama, stoga se njegova priprema provodi u kiseloj sredini. Zanimljivo je napomenuti da ioni Fe 2+ s kalijevim ferocijanidom (K 4 ) stvaraju bijeli talog Fe 2 , koji se pod utjecajem raznih oksidacijskih sredstava (KBrO 3 , K 2 Cr 2 O 7 ) u kiseloj sredini lako oksidira i pretvara u prusko plava. Fe 3+ ioni s kalijevim fericijanidom (K 3 ) se ne talože, ali otopina dobiva tamnosmeđu boju. Farmakopejske metode za otkrivanje Fe 2+ i Fe 3+ iona, koje se temelje na stvaranju pruskog plavetnila pod djelovanjem K3 odnosno K4, omogućuju razlikovanje ovih iona, ali je uz njihovu pomoć teško razlikovati pripravak fero-željeza koji sadrži primjesu fero-oksida iz pripravka fero-oksida koji sadrži primjesu fero-željeza. S tim u vezi, metoda B također je dana za željezni oksid u HF, koja se temelji na reakciji stvaranja željeznih tiocijanata, koji boje otopinu u crveno. Konstante stabilnosti tiocijanatnih kompleksa nisu visoke, pa je potrebno određivanje visoka koncentracija ligand. U otopini nastaje niz kompleksa koji se razlikuju po apsorpcijskom maksimumu i njegovom intenzitetu.
Ovisno o koncentraciji rodanidnog iona nastaju kompleksi drugačiji sastav s koordinacijskim brojem za rodanidni ion od 1 do 6:
Ovo je jedna od najspecifičnijih reakcija na željezni oksid. Treba imati na umu da ona nije uvijek pozitivna, budući da niz tvari koje tvore jače komplekse s Fe 3+ od rodanidnog iona ometaju pojavu boje. Ove tvari uključuju fosfornu, oksalnu, vinsku, limunska kiselina i njihove soli.
Uobičajeni reagens za otkrivanje iona željeza u oksidacijskim stanjima +2 i +3 je amonijev sulfid. U oba slučaja ispadaju crni talozi željeznih sulfida. Određena razlika može se uočiti kada se ovi talozi otope u mineralnim kiselinama: kada se otopi željezni sulfid, nastaje prozirna bezbojna otopina, a kada se otopi željezni sulfid, dobije se mutna otopina zbog stvaranja sumpora. Sumpor je djelomično prisutan u talogu oksidnog željeznog sulfida, a djelomično nastaje tijekom oksidacije sumporovodika s Fe 3+ ionom:
FeS + 2HCl → H2S + FeCl2
Fe2S3 + 4HCl → 2FeCl2 + 2H2S + S↓
Razmotrene metode za određivanje željeza omogućuju otkrivanje samo u pripravcima koji sadrže jednostavne soli željeza koje su topive u vodi, na primjer, željezo željezo sulfat, željezo željezo laktat, feramid itd. Pripravci koji su jaki kompleksni spojevi željeza (feroceron , sodium oxyferriscarbon) ili netopljivi u vodi (tablete "Kaferid"), prethodno mineralizirani kako bi željezo prešlo u otopinu.
Izvođenje reakcija
Opća reakcija na fero i oksidno željezo.
Otopini soli fero ili oksidnog željeza (oko 0,02 g željeznog iona) doda se otopina amonijevog sulfida; nastaje crni talog topljiv u razrijeđenim mineralnim kiselinama.
Otkriće dvovalentnog željeza.
U 2 ml otopine željezne soli (oko 0,02 g iona željeza) doda se 0,5 ml razrijeđene klorovodične kiseline i 1 ml otopine kalijevog fericijanida; nastaje plavi talog.
Otkriće željeznog oksida.
A. U 2 ml otopine soli željeznog oksida (oko 0,001 g željeznog iona) dodajte 0,5 ml razrijeđene klorovodične kiseline i 1-2 kapi otopine kalijevog ferocijanida; nastaje plavi talog.
B. U 2 ml otopine soli željeznog oksida (oko 0,001 g željeznog iona) dodajte 0,5 ml razrijeđene klorovodične kiseline i 1-2 kapi otopine amonijevog tiocijanata; pojavljuje se crvena boja.
§2. Otkriće iona cinka, Zn 2+
Dvije su metode dane za detekciju cinkovog iona u GPXI. Prva metoda temelji se na stvaranju cinkovog sulfida. Taloženje cink sulfida događa se iz otopina čiji pH leži u zoni 2-9. Na pH<2 сульфид цинка не образуется; при рН >9 nastaje tetrahidroksozinkatni ion 2– U tom smislu je nejasan zahtjev GF-a koji se odnosi na reakciju početne otopine cinkove soli (ona mora biti neutralna). Ako se cinkov sulfat otopi u vodi, otopina će prirodno biti blago kisela zbog hidrolize soli.
Postoji nekoliko pripravaka cinka koji su netopljivi u vodi, kao što je cinkov oksid; cinkova sol undecilenske kiseline, koja je dio pripravaka "Undecin", "Zinkundan". Prijenos cinka u otopinu iz ovih pripravaka može se provesti tretiranjem pripravaka ili razrijeđenom solnom kiselinom ili otopinom natrijevog hidroksida, međutim, cinkov sulfid se ne taloži iz dobivenih otopina, jer je njihov pH izvan dopuštene zone. Takve otopine prvo je potrebno neutralizirati. Nakon toga je moguće i potrebno prethodno neutraliziranoj otopini dodati razrijeđenu octenu kiselinu, a zatim otopinu sumporovodika ili natrijevog sulfida.
Druga metoda temelji se na reakciji iona cinka s kalijevim ferocijanidom, pri čemu nastaje bijeli talog dvostruke soli cinka i kalijevog heksacijanoferata (II) sljedećeg sastava:
3Zn 2+ + 2K4 → K2Zn32↓ + 6K+
Ova metoda je prikladna jer vam omogućuje otvaranje cinka u jako kiselim otopinama. Međutim, cink se ne taloži iz alkalnih otopina pod djelovanjem kalijevog ferocijanida. Pod djelovanjem otopina kaustičnih lužina otapa se talog dvostruke soli heksacijanoferata (II) cinka i kalija:
K 2 Zn 3 2 + 12OHˉ → 24– + 32– + 2K+
Izvođenje reakcija
A. U 2 ml neutralne otopine cinkove soli (0,005-0,02 g cinkovog iona) dodajte 0,5 ml otopine natrijevog sulfida ili hidrogen sulfida; nastaje bijeli talog, netopljiv u razrijeđenoj octenoj kiselini, a lako topiv u razrijeđenoj klorovodičnoj kiselini.
B. U 2 ml otopine cinkove soli (0,005-0,02 g cinkovog iona) dodajte 0,5 ml otopine kalijevog ferocijanida; nastaje bijeli talog netopljiv u razrijeđenoj solnoj kiselini.
§3. Otkriće iona srebra, Ag+
Pod djelovanjem sumporovodika i amonijeva sulfida na otopinu koja sadrži ione srebra taloži se crni srebrni sulfid Ag2S. Srebrni sulfid također nastaje djelovanjem sumporovodika na metalno srebro u prisutnosti atmosferskog kisika, ali ova reakcija teče vrlo sporo:
4Ag + 2H2S + O2 = 2Ag2S ↓ + 2H2O.
Zbog vrlo niske topljivosti Ag2S i niskog potencijala sustava Ag2S/2Ag, srebrni sulfid može nastati i u odsutnosti atmosferskog kisika:
2Ag + H2S = Ag2S ↓ + H2.
Srebrov sulfid se ne otapa u otopinama sulfida i polisulfida alkalnih metala. Ne otapa se u otopinama mineralnih kiselina, osim dušične kiseline:
3Ag2S + 8HNO3 = 6AgNO3 + 2NO + 3S + 4H2O.
Međutim, zbog stvaranja kompleksnih spojeva AgSH, Ag(SH)2- i Ag2S(SH)22-, topljivost Ag2S u mineralnim kiselinama zamjetno se povećava. Granica detekcije za srebro je 1 μg. Ioni Cu2+, Hg2+, Bi3+, Sn (II, IV), koji stvaraju sulfide u jako kiselim otopinama, ometaju detekciju srebra.
Kloridi, bromidi i jodidi alkalnih metala. U interakciji s ionima srebra stvaraju sirast talog AgCl, AgBr i Agl bijele, blijedožute i žuta boja odnosno. S povećanjem koncentracije iona Cl-, Br- i I- povećava se topljivost srebrovih halogenida zbog stvaranja kompleksnih spojeva AgX 2– i AgX 4 3– pretežno nastaju u malim količinama, AgX 3 2– također se formira. Srebrni klorid se otapa u otopini amonijaka i amonijevog karbonata, budući da kao rezultat kiselinsko-baznih reakcija sadrži dovoljnu količinu amonijaka:
AgCl + 2NH3 \u003d Ag (NH3)2Cl
NH4+ + H2O = NH3 + H3O+,
CO 3 2– + H 2 O \u003d HCO 3 - + OH-.
Srebrov jodid je netopljiv u NH3, srebrov bromid se djelomično otapa, što je u skladu s vrijednostima proizvoda topljivosti. Svi srebrni halogenidi lako se otapaju u otopinama kalijevog cijanida ili natrijevog tiosulfata, budući da su nastali kompleksi srebrovog cijanida i tiosulfata puno stabilniji od amonijačnih.
Slika 1. Kristali Ag(NH3)2Cl
Tijekom spore kristalizacije Ag(NH 3) 2 Cl taloži se iz otopina amonijaka u obliku malih karakterističnih kristala - šesterokuta, trokuta i zvjezdice (slika 1). Granica detekcije srebra mikrokristaloskopskom reakcijom je 5 μg. Olovo i živa interferiraju. Kod izvođenja reakcije u epruveti, granica detekcije za srebro je 10 µg.
Izvođenje reakcije.
1. U 1-2 kapi otopine koja sadrži ione srebra dodajte 1-2 kapi 30% otopine octena kiselina i 1-2 kapi otopine amonijevog sulfida. Nastaje crni talog srebrnog sulfida.
2. U 2-3 kapi ispitivane otopine, zakiseljene dušičnom kiselinom, dodajte 2-3 kapi 2 M otopine HCl. Nastaje amorfni bijeli talog. Centrifugira se, ispere vodom i tretira s 2-3 kapi koncentrirane otopine NH3. Kap dobivene otopine stavi se na predmetno staklo. Neko vrijeme nakon isparavanja otapala nastaju karakteristični kristali Ag(NH3)2Cl.
Detekcija žive (I), kationa Hg 1+. Živa u oksidacijskom stanju +1 postoji kao ion Hg22+.
Kada se otopini koja sadrži ione Hg 2 2+ doda sulfidni ion, nastaje crni talog koji se sastoji od HgS i Hg: živa u oksidacijskom stanju + 1 postoji kao ion Hg22+.
Budući da Hg 2+ ioni tvore slabo topljive i slabo disocirane spojeve s većinom liganada, moguća je disproporcionacija Hg 2 2+, što se opaža u interakciji sa sulfidnim ionima. Granica detekcije žive je 5 μg.
Pod djelovanjem amonijaka na Hg 2 Cl 2 nastaje crni talog koji se sastoji od Hg i HgNH2Cl ili njegove smjese s Hg 2 NH 2 Cl H2O:
Granica detekcije žive je 20 μg.
Za otkrivanje Hg 2 2+, možete koristiti reakciju stvaranja Hg 2 Cl 2 kalomela, koji može luminescirati narančasto-crveno svjetlo u ultraljubičastom svjetlu. Granica detekcije žive je 0,005 μg. Reakcije ne ometaju 200 puta veće količine Cu, Pb, Ag, Sn (II), Bi. Intenzitet sjaja kalomela značajno se smanjuje u prisutnosti Hg (II), metalne žive i dušikovog oksida (IV).
Izvođenje reakcije
1. U 3-4 kapi otopine Hg 2 (NO 3) 2 dodajte 2-3 kapi otopine amonijevog sulfida. Nastaje crni talog.
2. U 3-4 kapi otopine Hg 2 (NO 3) 2 dodajte 3-4 kapi 2M solne kiseline. Nastaje bijeli talog Hg 2 Cl 2. Nakon centrifugiranja talog se pomiješa s 3-4 kapi 25% otopine NH3. Talog odmah pocrni, nastaje smjesa Hg i HgNH 2 Cl.
3. Luminescentna reakcija. Kap otopine koja sadrži ione žive (I) i kap 2M otopine HCl nanese se na predmetno staklo. Promatrajte narančasto-crveni sjaj kalomele u ultraljubičastom svjetlu.
§ četiri. Otkriće živinog iona, Hg 2+
Detekcija živinog kationa (II) Hg 2+ . Ioni žive (II) 2+ bezbojni su u vodenim otopinama. Svi spojevi žive (II) vrlo su otrovni, stoga je potrebno poduzeti mjere opreza pri radu s njima!
Budući da se u medicinskoj praksi koriste samo živini oksidni pripravci (Hg2+), Globalni fond opisuje metode za identifikaciju samo živinog oksida. Metode koje se razmatraju temelje se na reakcijama karakterističnim za živin oksid. U vodi netopljivi pripravci žive prethodno se tretiraju razrijeđenom solnom kiselinom kako bi se živa prevela u ionizirano stanje. Kada se dobivena otopina alkalizira, taloži se žuti talog živinog oksida (II):
Postupnim dodavanjem otopine kalijevog jodida u otopinu soli živinog oksida prvo se taloži crveni talog živinog (II) jodida, koji se pri dodatku viška reagensa otapa i stvara blijedožuti, gotovo bezbojni otopina kompleksne soli kalijevog tetrajodinmerkuroata:
Obje su metode vrlo specifične, jednostavne i pouzdane u provedbi. Otopine koje sadrže živu nakon rada ulijevaju se u posebno pripremljene boce.
U kiselim otopinama (6-7 M HCl) stvaraju crni talog HgS sulfida. Postoje tri modifikacije živinog sulfida: crveni oblik, koji ima iskrivljenu rešetku natrijevog klorida s cik-cak lancima Hg-S-Hg, identičan mineralu cinobar; crni oblik, koji se pojavljuje kao mineral metacinobarit, ima strukturu cinkove mješavine; cinobarit, koji nastaje djelovanjem natrijevog tiosulfata na neutralnu otopinu živinog (II) klorida.
Kada se H2S polako prenosi u kisele otopine živinih soli, može se uočiti stvaranje međuproizvoda; bijele, sive, žute ili smeđe boje sastava HgmClnSx (Hg3Cl2S2). Obično se HgS sulfid taloži iz kiselih otopina živinih soli u obliku crnog taloga. Produkt topivosti HgS(crni) je 1,5 10-52, ali je njegova topljivost zapravo puno veća zbog nusreakcija koje se odvijaju u otopini uz stvaranje spojeva H2S, HS-. Hg(OH)+ i Hg(OH)2. Crni sulfid zagrijavanjem ili pod djelovanjem alkalnih otopina polisulfida prelazi u crveni oblik.
Živin sulfid je topiv u aqua regia; u klorovodičnoj kiselini otapa se samo u prisutnosti oksidirajućih sredstava (na primjer, vodikovog peroksida) ili kompleksirajućih iona. Osjetljivost detekcije žive sulfidnim ionom ovisi o kiselosti analizirane otopine. Na primjer, granica detekcije žive u jako kiselim otopinama je 10 μg. Arsenov (V) i bakrov (II) sulfid talože se zajedno sa živom iz otopina koncentracije 6-7 M HCl.
Kalijev jodid, u interakciji s ionima žive (II), taloži crveni talog HgI2. Postoje dvije modifikacije živinog (II) jodida: crvena i žuta. Crvena modifikacija prelazi u žutu kada se zagrije na 150°C. Živin jodid kristalizira u slojevitim rešetkama. Talog HgI 2 otapa se u suvišku kalijevog jodida, u otopinama tiosulfata ili cijanida uz stvaranje stabilnih kompleksnih iona. U vodenim otopinama ioni Hg 2+ s halogenim, cijanidnim, tiosulfatnim ionima i drugim anionima tvore komplekse poput HgX+, HgX2, HgX3-, HgX42-,. Pri većem sadržaju žive u otopini nastaju polinuklearni kompleksni spojevi. Ako je u otopini istovremeno prisutno nekoliko aniona različite prirode, tada nastaju kompleksi miješanih liganda HgXnYi, na primjer, HgClBr, HgBr 2 I-, HgI 2 Br 2 2–, itd.
Pod djelovanjem NH3 ili amonijevih iona i koncentrirane otopine lužine na otopinu koja sadrži kompleksne ione HgI 4 2– nastaje karakterističan crveno-smeđi talog:
Ova reakcija, nazvana Nesslerova reakcija, koristi se za otkrivanje Hg 2+ i NH 4 +. Granica detekcije žive je 5 μg.
Reakcija s alkalijama Hg 2+ + 2 OH - \u003d HgO (žuto) + H 2 O. Talog HgO se otapa u dušičnoj kiselini, u otopinama klorida i jodida alkalnih metala da bi se formirao Hg (NO 3) 2, HgCl 2 i kompleks 2– :
HgO + 2 HNO 3 - Hg (NO 3) 2 + H 2 O
HgO +2 Cl - + H 2 O - HgCl, + 2 OH -
HgO +4 I - + H 2 O - 2– + 2 OH -
Izvođenje reakcije.
1. U 2-3 kapi otopine koja sadrži ione žive (II) dodajte 3-4 kapi koncentrirane HCl i 3-4 kapi otopine amonijevog sulfida. Dobivena otopina se zagrijava u vodenoj kupelji. Nastaje crni talog HgS. Talog se centrifugira, dio se prenese u drugu epruvetu i otopi u aqua regia. Ostatak taloga se otopi u smjesi HCl i KI.
2. U 1-2 kapi otopine koja sadrži ione žive (II), kap po kap dodajte otopinu KI dok ne nastane talog HgI2 i višak dok se talog ne otopi i ne nastane HgI 4 2–. U dobivenu otopinu dodajte 1-2 kapi otopine NH 4 Cl i 1-2 kapi 30% otopine KOH. Nastaje crvenkastosmeđi talog.
3. U 4 kapi otopine soli živinog oksida dodajte 1 kap kaustične sode. Nastaje žuti talog.
§5. Dokazivanje kationa mangana (II), Mn 2+
Natrijev bizmut, olovo (IV) oksid, amonijev persulfat u mediju dušične kiseline, kada se zagrijavaju, brzo oksidiraju ione mangana (II) u manganovu kiselinu HMnO4, koja ima karakterističnu crveno-ljubičastu boju:
Oksidacija amonijevim persulfatom provodi se u prisutnosti katalizatora srebrovih (I) iona, koji se oksidiraju amonijevim persulfatom u srebrove (II) ione
Natrijev bizmutat oksidira ione mangana (II), za razliku od drugih oksidansa, bez zagrijavanja. Detekciju mangana ometaju redukcijski agensi, uključujući kloridni ion i velike količine mangan(II) iona. Granica detekcije za mangan je 2 μg.
Izvođenje reakcije
1) U kap otopine mangan nitrata ili sulfata doda se kap koncentrirane dušične kiseline, 3-4 kapi vode i malo krutog natrijeva bizmutata. Otopina postaje ljubičasta.
2) U 5-6 kapi otopine (NH4)2S2O8 dodajte kap 2M otopine H2SO4, 1-2 kapi koncentrirane H3PO4 (fosforna kiselina stabilizira ione MnO-4 i sprječava njihovu razgradnju), 1-2 kapi otopine AgNO3 i toplina. Minimalna količina otopine koja sadrži Mn 2+ ione, a ne sadrži kloridne ione, unosi se staklenim štapićem u zagrijanu oksidacijsku smjesu, miješa i promatra se crveno-ljubičasta boja otopine.
§6. Detekcija bakrenih (II) Cu 2+ kationa
GF koristi sljedeće metode za otkrivanje iona bakra (II).
Reakcija redukcije bakra (II) s metalima u metalni bakar - Reakciju daju metali smješteni u nizu napona metala lijevo od bakra.
Cu 2+ + Zn \u003d Cu + Zn 2+
Su 2+ + Fe = Su + Fe 2+
3 Cu 2+ +2 A1 \u003d 3 Cu +2 A1 3+
Kalijev heksacijanoferat (II) pri pH ≤ 7 taloži ione bakra u obliku crveno-smeđeg taloga Cu 2 Fe(CN) 6 koji je topiv u amonijaku i stvara bakrov amin. Granica detekcije za bakar je 10 μg. Reakciju ometaju ioni Fe 3+, Ni 2+, Co 2+, koji s reagensom stvaraju obojene taloge. Zbog toga su ti ioni prethodno odvojeni ili vezani u stabilne topive kompleksne spojeve. Pri vrlo niskim koncentracijama bakra ne dolazi do taloženja taloga, već je otopina obojena u ružičasta boja.
Amonijak, u interakciji s ionima bakra, prvo taloži bazične soli promjenjivog sastava zelene boje, koje su lako topljive u višku reagensa. Pri pH >9 nastaju intenzivno plavi amonijačni kompleksi bakra: Cu(NH 3)(H 2 O) 5 2+ ; Cu (NH3)4 (H20)22+. Granica detekcije za bakar je 40 μg.
Amonijev tetrarodanomerkurijat (II) u mediju octene kiseline s ionima bakra u prisutnosti iona cinka stvara izomorfne kristale ljubičasta CuHg(SCN)4 i ZnHg(SCN)4 (slika 2). Da bi ova reakcija uspjela, potrebno je uzeti vrlo razrijeđenu otopinu bakrene soli, inače se umjesto ljubičastog taloži žućkastozeleni talog CuHg (SCN) 4.
Slika 2. . Kristali CuHg(SCN)4 (a), izomorfni kristali CuIIg(SCN)4 i ZnHg(SCN)4 (b)
Granica detekcije za bakar je 2 μg. Ioni Fe3+, Co2+, Ni2+ ne bi trebali biti prisutni jer tvore obojene spojeve s reagensom. Reakcija za bakar može se izvesti in vitro ili mikrokristaloskopski. Na sl. Prikazani su kristali spoja CuHg(SCN)4. Ako se detekcija bakra provodi mikrokristaloskopskom metodom pomoću spoja CuHg(SCN)4, može se detektirati samo 5 μg.
Klorovodična kiselina u prisutnosti piridina i 2-pikolina s Cu(I) ionima stvara komplekse sastava CuPyCl i Cu(Py)3Cl, gdje je Py piridin ili pikolin. Ovaj spoj na minus 196°C intenzivno svijetli žuto. Cu (I) ione, poput Ag+ i Au+ (elektronička konfiguracija nd10), karakterizira vlastita luminiscencija. To je zbog elektroničkih prijelaza između energetskih razina samog metalnog iona.
Reakcija detekcije bakra pomoću njegove luminiscencije može se provesti metodom kapanja na filter papir. Granica detekcije za bakar je 0,06 μg. 100-struke količine Cd, Co, Zn, Ni, Fe(II, III), Mn, Cr ne ometaju detekciju bakra. Ostali kationi, s izuzetkom Pb2+, Bi3+, Sb(III), ne ometaju detekciju bakra u bilo kojoj količini.
Izvođenje reakcije
1. U 2-3 kapi otopine koja sadrži bakrene (II) ione (pH ≤ 7), dodajte 1-2 kapi otopine reagensa. Nastaje crvenkastosmeđi talog.
2. U 2-3 kapi otopine koja sadrži bakrene ione (I I), dodajte veliki višak otopine amonijaka do pH>9. Pojava intenzivne plave boje otopine ukazuje na prisutnost bakra.
3. A) U 1-2 kapi otopine koja sadrži bakrene (I I) ione, na predmetnom staklu (ili u epruveti), dodajte 2-3 kapi 1% otopine cink acetata ili sulfata i 1-2 kapi otopine reagensa. Smjesa se miješa staklenim štapićem. U prisutnosti bakra pojavljuje se ljubičasti talog.
B) Kap 30% otopine CH3COOH i kap otopine reagensa dodaju se kapi otopine bakrene soli na predmetnom staklu. Stvaraju se karakteristični (u obliku igličastih zvjezdica) žućkastozeleni kristali CuHg(SCN)4 koji se ispituju pod mikroskopom.
4. Luminescentna reakcija. Kap otopine koja sadrži bakrene (II) ione nanese se na filter papir, kap 0,06 M otopine askorbinske kiseline u zasićenoj otopini NaCl ili KCl i kap 0,01 M otopine piridina (pikolina) u dodaju se etanol. Papir s mokrom mrljom stavlja se pincetom u Dewarovu posudu s tekućim dušikom na 20-30 s. U ultraljubičastom svjetlu opaža se jarko žuta luminiscencija smrznute mrlje.
5. Stavite jednu kap otopine bakrenog sulfata na željeznu ili pocinčanu ploču. Promatrajte stvaranje crvene naslage slobodnog bakra.
§7. Detekcija kationa kadmija, Cd 2+.
Vodikov sulfid ili sulfidi alkalijskih metala pri pH ~ 0,5 stvaraju žuti talog kadmijeva sulfida s kadmijevim ionima. Talog je netopljiv u natrijevom sulfidu i natrijevom hidroksidu, ali je topiv u koncentriranoj klorovodičnoj i dušičnoj kiselini:
Granica detekcije za kadmij je 100 μg. Metalni ioni interferiraju, stvarajući pod tim uvjetima netopljive sulfide Su2+, Hg2+, Bi3+, Sn(I, IV), Sb(III, V) itd.
Difenilkarbazid I u neutralnim i blago kiselim otopinama stvara plavoljubičastu boju ili crvenoljubičasti talog s ionima kadmija; u ovom slučaju, očito, kompleksni spoj sastava II nastaje s difenilkarbazonom, koji je produkt oksidacije dnfenilkarbazida:
Granica detekcije za kadmij je 100 μg. Ometajuće djelovanje iona bakra (I I), žive (I I), olova otklanja se jodidom ili tiocijanatom.
8-(Benzensulfonilamino)kinolin I ili 8-(p-toluensulfonilamino)kinolin II s ionima kadmija pri pH ~ 8 tvori kompleksni spoj III, koji fluorescira svijetlozeleno:
Intenzitet sjaja je maksimalan nakon 1-2 minute.
Luminescentna reakcija za kadmij može se provesti u epruveti ili na filter papiru. Granica detekcije s I (0,03 µg) niža je nego s II (0,05 µg). Smanjite intenzitet sjaja Fe (II, III), Co, Ni, Mn, Cu. Utjecaj ovih kationa uklanja se ekstrakcijom kadmijeva spoja kloroformom. Cink stvara fluorescentne spojeve u uvjetima detekcije kadmija, ali je intenzitet luminiscencije 10 puta manji od intenziteta kadmijevih spojeva.
Amonijev (kalijev) tiocijanat u otopini octene kiseline pri pH 4-5 s ionima kobalta (II) stvara obojene Plava boja kompleksni spojevi različitih sastava opće formule Co (N CS) n (2-n) +, gdje je n \u003d 1, 2, 3, 4. Otapala koja sadrže kisik (eter, aceton, izoamil alkohol) ekstrakt tamno plava niska -stabilni kompleksi kobalta, prema očito sastavu Co(NCS)42-. Da bi se smanjila disocijacija kompleksnih spojeva, potrebno je uvesti veliki višak tiocijanata. Granica detekcije za kobalt je 3 μg.
Detekciju kobalta ometaju ioni željeza(III), koji tvore crveno obojene kompleksne spojeve s NCS-; drugačiji sastav. Kompleks Fe(NCS)3 ekstrahira se istim organskim otapalima kao i kompleksi kobalta. Interferirajući učinak iona željeza (III) eliminira se dodatkom iona fluora, koji s ionima željeza (III) tvore bezbojni stabilni kompleksni spoj.
Kalijev nitrit u otopini octene kiseline pri pH 4-5 stvara žuti talog s ionima kobalta (III):
Co(CH3COO)2+7KNO2+2CH3COOH=K3Co(NO2)6+NO+H2O+4CH3COOK.
U razrijeđenim otopinama zagrijavanjem i stajanjem nastaje talog. Ova se reakcija često koristi za odvajanje kobalta od interferirajućih iona. Granica detekcije za kobalt je 0,4 μg.
Mikrokristaloskopska reakcija temelji se na stvaranju (~0,5 M HCl) svijetloplavih kristala slabo topljivog spoja CoHg(SCN)4 kada se otopina kobaltove(II) soli tretira s otopinom amonijevog tetrarodanomerkurijata(II) (Sl.) . Granica detekcije za kobalt smanjuje se u prisutnosti iona cinka zbog stvaranja omorfnih kristala ZnH g(SCN)4 i CoHg(SCN)4. Granica detekcije za kobalt je 0,1 µg. Mnogi ioni Ag + , Pb 2+ , Cd 2+ , Zn 2+ , Fe 2+ , Ni 2+ , Cu 2+ , Sn(II) se talože reagensom, međutim, plave rozete ili iglice kristala spoja kobalta su vidljive pod mikroskopom čak iu prisutnosti značajnih količina stranih iona. Ioni željeza (III) maskirani su ionima fluorida.
Slika 3. Kristali CoHg(SCN)4
Aqua ioni kobalta (II) oktaedarske strukture [Co(H 2 O) 6 ] 2+ su ružičasti, pa i razrijeđene vodene otopine soli kobalta (II) imaju ružičastu boju. Međutim, kada se vodene otopine Co 2 ispare, njihova boja se mijenja u plavu, karakterističnu za tetraedarske komplekse kobalta (II). Co(II) spojevi se lako oksidiraju u Co(III) spojeve, au nekim slučajevima već kisikom iz zraka (otopljenim u vodi), što se mora uzeti u obzir pri provođenju kvalitativnih reakcija za kobalt(II). U vodenim otopinama kobalt (II) i kobalt (III) prisutni su isključivo u obliku kompleksnih spojeva. Co(III) kompleksi su stabilniji od Co(II) kompleksa.
Izvođenje reakcije.
1. Kap otopine natrijevog sulfida doda se u 1-2 kapi otopine koja sadrži ione kadmija, nastaje žuti talog.
2. Kap zasićene otopine difenilkarbazida, kap ispitivane otopine nanese se na filter papir i drži 2-3 minute iznad boce s koncentriranom otopinom amonijaka, pojavljuje se plavo-ljubičasta boja. U prisutnosti interferirajućih iona, kristalni KNCS i KI prvo se dodaju u zasićenu otopinu reagensa u etanolu do zasićenja. Ovom otopinom natopite filter papir i osušite. Reakcija se zatim izvodi kako je gore opisano.
3. Luminescentna reakcija.
1) U epruvetu u 2-3 kapi otopine koja sadrži ione kadmija dodajte 2-3 kapi 25% otopine amonijaka (pH ~ 8), 3-5 kapi 0,01% otopine etanola (acetona) reagens I ili II. Nakon 1-3 minute opaža se zelena fluorescencija u ultraljubičastom svjetlu. Ako je potrebno, ekstrakcija se provodi na pH ~ 8, dodajući 1 ml kloroforma u analiziranu otopinu. Ekstrahirajte 1-2 minute i promatrajte zeleni sjaj ekstrakta.
2) Kap ispitne otopine, kap 25%-tne otopine amonijaka i kap 0,01%-tne otopine etanola (acetona) reagensa nanese se na filter papir. U ultraljubičastom svjetlu opaža se zelena fluorescencija nastale mrlje.
4. U 2-3 kapi otopine koja sadrži ione kobalta (II), dodajte čvrsti amonijev (kalijev) tiocijanat, čvrsti amonijev fluorid, 5-7 kapi izoamilnog alkohola i protresite. Sloj izoamilnog alkohola postaje plav.
5. U 2-3 kapi otopine koja sadrži ione kobalta (II) dodajte 2 kapi 2 M otopine CH3COOH, 2 kapi otopine natrijevog acetata i krutog kalijevog nitrita. Smjesa se zagrijava nekoliko minuta na vodenoj kupelji. Nastaje žuti talog.
§osam. Detekcija nikal (II) kationa Ni 2+
Dimetilglioksim tvori s ionima nikla (II) u pH području 5-10 kompleksni spoj karakteristične alo-crvene boje strukture II, slabo topljiv u vodi:
Granica detekcije za nikal je 3,2 μg.
Ioni bakra (II) (narančasto-žuti), ioni željeza (II) (crvenkasti), ioni kobalta (II) (smeđe-crveni) također tvore kompleksne spojeve s dimetilglioksimom. Stabilnost njihovih kompleksnih spojeva varira u nizu Fe Akvokompleksi nikla (II) 2+ obojeni su zeleno, stoga su vodene otopine soli nikla (II) zelene. Nikal(II) je u otopini prisutan samo u obliku kompleksnih spojeva. Izvođenje reakcije. 1) U 1-2 kapi otopine koja sadrži ione nikla (II), dodajte 1-2 kapi 1% etanolne otopine dimetilglioksima i 1-2 kapi 2 M otopine amonijaka. Nastaje karakterističan grimiznocrveni talog. 2) Detekcija u prisutnosti iona Fe 3+, Co 2+ i Cu 2+. Kap ispitne otopine i kap zasićene otopine natrijevog tartarata uzastopce se nanose na papir impregniran dimetilglioksimom. Papir se zatim uroni u razrijeđenu otopinu amonijaka gdje se lagano pokreće. Obojeni dimetilglioksimati kobalta i bakra se otapaju, ostavljajući crvenu mrlju nikal dimetilglioksimata na papiru. §9. Dokazivanje iona kroma (III), Cr 3+ Vodikov peroksid u alkalnom mediju oksidira Cr(III) u Cr(VI): Nastaje žuta otopina natrijeva kromata. Pod djelovanjem vodikovog peroksida na otopine kromata, ovisno o uvjetima eksperimenta, nastaju različiti perokso kompleksi kroma, na primjer, plavi CrO (O2) 2X (I) (X - molekule vode ili organske tvari koje sadrže kisik otapalo) i ljubičasta, vjerojatno sastava CrO (O2) 2OH - ( II). Ovi kompleksi imaju oblik peterokutne piramide s atomom kisika na vrhu. Plavi CrO(O2)2X nastaje obradom kisele otopine dikromata s vodikovim peroksidom: CrO(O2)2OH- derivati nastaju djelovanjem H2O2 na neutralne otopine dikromata: Spojevi krom peroksida nestabilni su u vodenim otopinama; stabilni su u organskim otapalima (dietil eter, amil alkohol itd.): Granica detekcije za krom je 10 μg. Reakcija je selektivna za krom. Vanadij ometa detekciju kroma u omjeru V:Cr =5:l. Natrijev etilendiamintetraacetat (EDTA) I s ionima kroma (III) pri pH 4-5 tvori ljubičasti kompleksni spoj sastava CrY – , gdje je Y 4– EDTA anion, strukture II Na sobnoj temperaturi reakcija je vrlo spora, budući da su kromovi aqua kompleksi Cr(H 2 O) 6 inertni. Poluvrijeme izmjene molekula vode τ1/2 u heksaakvakompleksima kroma je 50 h. Kada se zagrijava, povećava se brzina reakcije stvaranja kompleksa kroma s EDTA. Pri pH 7-9 nastaju kompleksi sastava Cr(OH)Y 2– i ljubičasta boja CrY kompleksa prelazi u plavu kad se otopina alkalizira: EDTA stvara obojene kompleksne spojeve s kationima koji imaju kromoforna svojstva (Fe 3+, Cu 2+, Co 2+, Ni 2+), pa mogu interferirati s detekcijom kroma (III). Dakle, visoke koncentracije iona Fe 2+ ometaju detekciju kroma, budući da oni s EDTA tvore stabilniji, svijetložuti kompleksni spoj, pa je kao rezultat toga ljubičasta boja kromovog spoja lohoidna. S velikim viškom Co 2+ i Ni 2+ može se pojaviti ljubičasta boja, slična boji krom kompleksnog spoja. Oksalatni i citratni ioni ometaju detekciju kroma. Izvođenje reakcije U 2-3 kapi otopine koja sadrži ione kroma (III) dodaje se kap po kap 2M otopina NaOH dok se ne stvori talog kromovog hidroksida, a potom dok se ne otopi i ne formira hidrokso komplekse. Zatim dodajte 1 kap 30% ili 6-8 kapi 3% otopine hidrogen peroksida i zagrijte. Nastaje žuta otopina kromata. Nakon hlađenja u dio dobivene otopine dodajte 1 kap 3% otopine vodikovog peroksida, nekoliko kapi etera i uz mućkanje kap po kap sulfatne kiseline (1:4). Nastali krom peroksidni spoj ekstrahira se eterom, sloj etera postaje plav. 2. U 3-4 kapi otopine koja sadrži ione kroma (III) dodajte 3-5 kapi 30% otopine octene kiseline, 12-15 kapi 5% otopine EDTA (potreban je višak EDTA) , provjerite pH otopine (pH 4-5) i zagrijavajte u vodenoj kupelji. U prisutnosti kroma (III) pojavljuje se ljubičasta boja. laboratorij 12 1. Koje uvjete moraju ispunjavati opće reakcije na autentičnost ljekovitih tvari? 2. Bazični bizmutov nitrat lako je topiv u koncentriranoj dušičnoj kiselini. Je li moguće otvoriti bizmut u ovoj otopini reakcijom sa sumporovodikom? 3. Crni bizmutov jodid lako je topiv u otopini kalijevog jodida i nastaje žuto-narančasta otopina. Objasnite ovu pojavu. 4. Pripravci željezovog (II) sulfata mogu sadržavati primjesu željezovog (III) sulfata, koji se apsorbira iz probavnog trakta puno lošije od željezovog (II) sulfata, što smanjuje učinkovitost lijeka. Predložite metodu za određivanje nečistoće željezovog (III) sulfata u pripravcima željezovog (II) sulfata. 5. Opća reakcija autentičnosti na željezo ne može ga otvoriti u preparatu "Reduced Iron" bez prethodne mineralizacije preparata. Predložiti metodu mineralizacije preparata i odgovarajuću opću reakciju autentičnosti za željezo, prihvatljivu za njegovo naknadno otkrivanje. 6. Koja je svrha dodavanja alkohola u reakcijsku smjesu pri otvaranju kalijevog iona? 7. Predložite metodu za otkrivanje kalcija u Bepasku. 8. Koja je svrha dodavanja amonijevog klorida u reakcijsku smjesu kada se otkrije magnezij? Može li se amonijev sulfat koristiti umjesto amonijevog klorida? 9. Predložite metodu za otkrivanje žive u preparatu “žuti živin oksid”. 10. Živin oksid žuti praktički je netopljiv u vodi, ali lako topiv u otopini kalijevog jodida. Objasnite ovu pojavu. 11. Cinkov sulfat stvara talog sa žutom krvnom soli, ali ne reagira s crvenom krvnom soli. Međutim, ako se kalijev jodid doda otopini koja sadrži cink sulfat i crvenu krvnu sol, nastaje isti talog i jod. Objasnite ovu pojavu. 12. Kojom metodom se arsenati razlikuju od arsenita? 13. Napišite jednadžbu reakcije kalijevog bromida s kloraminom koja je temelj opće reakcije autentičnosti bromidnog iona. 14. Može li se gornjom reakcijom otkriti brom u bromkamforu? 15. Kako se srebrov klorid razlikuje od srebrovog bromida? 16. Napišite jednadžbu reakcije kalijevog jodida s natrijevim nitritom u prisutnosti razrijeđene sumporne kiseline. 17. Kako kemijski razlikovati natrijev karbonat od natrijevog bikarbonata? 18. Je li moguće identificirati natrijev nitrit i natrijev nitrat u njihovoj zajedničkoj prisutnosti? 19. Koji spojevi ometaju otvaranje fosfatnog iona reakcijom s amonijevim molibdatom u dušičnoj kiselini? 20. Predložite metode za razlikovanje kalijevog klorida od kalijevog bromida Željezo ŽELJEZO-a; usp. 1.
Kemijski element (Fe), kovak metal srebrne boje koji se spaja s ugljikom dajući čelik i lijevano željezo. 2.
Uobičajeni naziv za meki čelik, metal srebrne boje. krivotvoriti Vjetar zvecka željezom krova. 3.
O onome što je jako, čvrsto, snažno (o vanjskim fizičkim svojstvima). Imaš svoje ruke! //
O onome što je tvrdo, nepopustljivo (o unutarnjim moralnim kvalitetama). Njegov karakter je. 4.
Razg. Od lijeka koji sadrži tvari iz žlijezda. Organizmu nedostaje željeza. Pijte dobro. Jabuke sadrže 5.
Razg. tehn. Računalni hardver (za razliku od softvera). Kupi željezo koje nedostaje. ◊
Spaliti vrućim željezom. Iskorijeniti, uništiti nešto, pribjegavajući ekstremnim, izvanrednim mjerama. Udarajte dok je željezo vruće (vidi Kovačnica). ◁
Željezo; žljezdani; komad željeza; Željezo (vidi). (lat. Ferrum), kemijski element VIII skupine periodnog sustava. Sjajni srebrno bijeli metal. Tvori polimorfne modifikacije; na normalnoj temperaturi, α-Fe je stabilan (kristalna rešetka - kubično usmjereno na tijelo) s gustoćom od 7,874 g / cm 3. α-Fe do 769°C (Curiejeva točka) feromagnetski; t pl 1535°C. Oksidira na zraku - prekriven labavom hrđom. Po zastupljenosti elemenata u prirodi željezo je na 4. mjestu; tvori oko 300 minerala. Slitine željeza s ugljikom i drugim elementima čine oko 95% svih metalnih proizvoda (lijevano željezo, čelik, feroslitine). U svom čistom obliku praktički se ne koristi (u svakodnevnom životu proizvodi od čelika ili lijevanog željeza često se nazivaju željezo). Neophodan za život životinjskih organizama; dio je hemoglobina. ŽELJEZO ŽELJEZO (lat. Ferrum), Fe (čitaj "ferrum"), kemijski element, atomski broj 26, atomska masa 55.847. Podrijetlo latinskog i ruskog naziva elementa nije nedvosmisleno utvrđeno. Prirodno željezo je mješavina četiri nuklida (cm. NUKLID) s masenim brojevima 54 (sadržaj u prirodnoj smjesi 5,82% mase), 56 (91,66%), 57 (2,19%) i 58 (0,33%). Konfiguracija dva vanjska elektronska sloja 3 s 2
str 6
d 6
4s 2
. Obično tvori spojeve u oksidacijskim stanjima +3 (valencija III) i +2 (valencija II). Također su poznati spojevi s atomima željeza u oksidacijskim stupnjevima +4, +6 i nekim drugim. enciklopedijski rječnik.
2009
.
Glačalo - uzmite funkcionalni Auchan kupon za popust u Akademici ili kupite jeftino glačalo s besplatnom dostavom na Auchan rasprodaji oženiti se dvorana (s) zo jug., zapad. metal, drobilica, taljen iz rude u obliku lijevanog željeza, i kovan od ovog potonjeg pod rascvjetanim čekićem. U kombinaciji s ugljikom stvara čelik. Željezo ide u prodaju u obliku: trake ili visoke kvalitete; prvi ravno... Dahlov eksplanatorni rječnik ŽELJEZO- ŽELJEZO, Ferum (Fe), teški metal koji pripada VIII skupini periodnog sustava Mendeljejeva. Na. u. 55.84(0=16), i dva izotopa s at. u. u 56 i 54. Pure Zh. ima srebrnasto bijelu boju; otkucaji u. 7,88; mekša je i više ... ... Velika medicinska enciklopedija Fero; ferrum, krik; hardver Rječnik ruskih sinonima. željezo n., broj sinonima: 18 auto (369) ... Rječnik sinonima ŽELJEZO- vidi ŽELJEZO (Fe). U površinskim vodama sadržaj željeza jako varira. U podzemnim izvorima vode i vodama močvara njegova koncentracija doseže desetke mg/l. Nagli porast željeza u vodenim tijelima događa se kada su onečišćene kanalizacijom ... ... Bolesti riba: priručnik
Završni ispit br. 2
U periodnom sustavu Mendeljejeva željezo je uključeno u grupu VIIIB. U četvrtu periodu, kojoj pripada željezo, u ovu skupinu spada i kobalt. (cm. KOBALT) i nikla (cm. NIKAL). Ova tri elementa čine trijadu i imaju slična svojstva.
Polumjer neutralnog atoma željeza je 0,126 nm, polumjer iona Fe 2+ 0,080 nm, a iona Fe 3+ 0,067 nm. Energije uzastopne ionizacije atoma željeza su 7,893, 16,18, 30,65, 57, 79 eV. Elektronski afinitet 0,58 eV. Na Paulingovoj ljestvici elektronegativnost željeza je oko 1,8.
Željezo visoke čistoće je sjajni, srebrnasto-sivi, duktilni metal koji se dobro podnosi raznim metodama strojne obrade.
Biti u prirodi
U zemljinoj kori željezo je široko rasprostranjeno - čini oko 4,1% mase zemljine kore (4. mjesto među svim elementima, 2. među metalima). Poznat je veliki broj ruda i minerala koji sadrže željezo. Crvena željezna ruda (ruda hematit (cm. HEMATIT), Fe2O3; sadrži do 70% Fe), magnetska željezna ruda (magnetitna ruda (cm. MAGNETIT), Fe3O4; sadrži 72,4% Fe), smeđa željezna ruda (ruda hidrogetit HFeO 2 n H 2 O), kao i željezna ruda (sideritna ruda (cm. SIDERIT), željezni karbonat, FeCO 3 ; sadrži oko 48% Fe). U prirodi postoje i velika nalazišta pirita. (cm. PIRIT) FeS 2 (drugi nazivi su sumporni pirit, željezni pirit, željezni disulfid i drugi), ali rude s visokim sadržajem sumpora još nisu od praktičnog značaja. Po rezervama željezne rude Rusija je na prvom mjestu u svijetu. U morskoj vodi 1 10 -5 -1 10 -8% željeza.
Povijest proizvodnje željeza
Željezo je imalo i igra iznimnu ulogu u materijalnoj povijesti čovječanstva. Prvo metalno željezo koje je palo u ruke čovjeka vjerojatno je bilo meteorskog porijekla. Željezne rude su široko rasprostranjene i često se nalaze čak i na površini Zemlje, ali je samorodno željezo na površini izuzetno rijetko. Vjerojatno je prije nekoliko tisuća godina netko primijetio da se nakon spaljivanja vatre u nekim slučajevima uočava stvaranje željeza iz onih komadića rude koji su slučajno završili u vatri. Prilikom spaljivanja vatre dolazi do redukcije željeza iz rude zbog reakcije rude kako izravno s ugljenom, tako i s ugljikovim monoksidom (II) CO koji nastaje tijekom izgaranja. Mogućnost dobivanja željeza iz ruda uvelike je olakšala otkriće činjenice da zagrijavanjem rude s ugljenom nastaje metal koji se zatim može dodatno pročišćavati tijekom kovanja. Dobivanje željeza iz rude postupkom proizvodnje sira izumljeno je u zapadnoj Aziji u 2. tisućljeću pr. e. Razdoblje od 9. do 7.st. PRIJE KRISTA e., kada se među mnogim plemenima Europe i Azije razvila metalurgija željeza, nazvano je željezno doba, (cm.ŽELJEZNO DOBA) naslijeđujući brončano doba (cm. BRONČANO DOBA). Poboljšanje metoda puhanja (prirodni propuh zamijenjen je krznom) i povećanje visine ložišta (pojavile su se peći s niskom jamom) dovelo je do proizvodnje sirovog željeza, koje se u zapadnoj Europi počelo masovno taliti od 14. stoljeća. Dobiveno lijevano željezo pretvoreno je u čelik. Od sredine 18. stoljeća u procesu visoke peći počeo se koristiti ugljen-koks umjesto drvenog ugljena. (cm. KOKS). U budućnosti su metode za proizvodnju željeza iz ruda značajno poboljšane, a trenutno se za to koriste posebni uređaji - visoke peći, pretvarači kisika, elektrolučne peći.
Fizička i kemijska svojstva
Na temperaturama od sobne temperature do 917 °C, kao iu temperaturnom rasponu 1394–1535 °C, a-Fe postoji s kubičnom rešetkom u središtu tijela; na sobnoj temperaturi, parametar rešetke a = 0,286645 nm. Na temperaturama od 917-1394 ° C, b-Fe je stabilan s kubičnom plošno centriranom rešetkom T (a = 0,36468 nm). Na temperaturama od sobne temperature do 769 °C (tzv. Curiejeva točka (cm. KURIJEVA TOČKA)) željezo ima jaka magnetska svojstva (kaže se da je feromagnetno), na višim temperaturama željezo se ponaša kao paramagnet. Ponekad se paramagnetski a-Fe s kubičnom rešetkom u središtu tijela, stabilan na temperaturama od 769 do 917 ° C, smatra g-modifikacijom željeza, a b-Fe, stabilan na visokim temperaturama (1394-1535 ° C), tradicionalno se naziva d-Fe (ideja o postojanju četiri modifikacije željeza - a, b, g i d- nastala je kada još nije postojala rendgenska difrakcijska analiza i nije bilo objektivnih podataka o unutarnjoj strukturi željeza željezo). Talište 1535 ° C, vrelište 2750 ° C, gustoća 7,87 g / cm 3. Standardni potencijal para Fe 2+ /Fe 0 je -0,447V, para Fe 3+ /Fe 2+ je +0,771V.
Kada se skladišti na zraku na temperaturama do 200 °C, željezo se postupno prekriva gustim filmom oksida koji sprječava daljnju oksidaciju metala. U vlažnom zraku željezo je prekriveno labavim slojem hrđe, koji ne sprječava pristup kisika i vlage metalu i njegovo uništenje. Hrđa nema stalan kemijski sastav, približno se njezina kemijska formula može napisati kao Fe 2 O 3 x H 2 O.
Željezo pri zagrijavanju reagira s kisikom. Sagorijevanjem željeza na zraku nastaje Fe 2 O 3 oksid, a sagorijevanjem u čistom kisiku nastaje Fe 3 O 4 oksid. Kada kisik ili zrak prolaze kroz rastaljeno željezo, nastaje FeO oksid. Kada se sumpor i željezni prah zagrijavaju, nastaje sulfid, čija se približna formula može napisati kao FeS.
Željezo reagira s halogenima kada se zagrijava (cm. HALOGENI). Budući da je FeF 3 nehlapljiv, željezo je otporno na fluor do temperature od 200-300°C. Kada se željezo klorira (pri temperaturi od oko 200°C), nastaje hlapljivi FeCl3. Ako se međudjelovanje željeza i broma odvija na sobnoj temperaturi ili uz zagrijavanje i povišeni tlak bromovih para, tada nastaje FeBr 3 . Zagrijavanjem FeCl 3 i posebno FeBr 3 odvajaju halogen i prelaze u željezo (II) halogenide. Međusobnim djelovanjem željeza i joda nastaje Fe 3 I 8 jodid.
Kada se zagrijava, željezo reagira s dušikom, tvoreći željezni nitrid Fe 3 N, s fosforom, tvoreći fosfide FeP, Fe 2 P i Fe 3 P, s ugljikom, tvoreći Fe 3 C karbid, sa silicijem, tvoreći nekoliko silicida, na primjer, FeSi .
Pri povišenom tlaku metalno željezo reagira s ugljikovim monoksidom CO i nastaje tekući, pod normalnim uvjetima, lako hlapljivi željezni pentakarbonil Fe (CO) 5 . Poznati su i karbonili željeza sastava Fe 2 (CO) 9 i Fe 3 (CO) 12 . Željezni karbonili služe kao početni materijali u sintezi organskih spojeva željeza, uključujući ferocen (cm. FEROCEN) sastav.
Čisto metalno željezo stabilno je u vodi i u razrijeđenim otopinama lužina. U koncentriranoj sumpornoj i dušičnoj kiselini željezo se ne otapa, jer jaki oksidni film pasivizira njegovu površinu.
S klorovodičnom i razrijeđenom (oko 20%) sumpornom kiselinom, željezo reagira u obliku soli željeza (II):
Fe + 2HCl \u003d FeCl2 + H2
Fe + H 2 SO 4 \u003d FeSO 4 + H 2
Kada željezo stupa u interakciju s približno 70% sumpornom kiselinom, reakcija se odvija stvaranjem željezovog (III) sulfata:
2Fe + 4H 2 SO 4 \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O
Željezni oksid (II) FeO ima bazična svojstva, odgovara bazi Fe (OH) 2. Željezni oksid (III) Fe 2 O 3 je slabo amfoteran, odgovara čak i slabijoj od Fe (OH) 2 baze Fe (OH) 3, koja reagira s kiselinama:
2Fe(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
Željezni hidroksid (III) Fe(OH) 3 pokazuje slabo amfoterna svojstva; može reagirati samo s koncentriranim otopinama lužina:
Fe (OH) 3 + KOH \u003d K
Tako nastali hidroksokompleksi željeza (III) stabilni su u jako alkalnim otopinama. Kada se otopine razrijede vodom, one se uništavaju, a željezo (III) Fe (OH) 3 hidroksid se taloži.
Spojevi željeza (III) u otopinama se reduciraju metalnim željezom:
Fe + 2FeCl 3 \u003d 3FeCl 2
Pri skladištenju vodenih otopina soli željeza (II) opaža se oksidacija željeza (II) u željezo (III):
4FeCl 2 + O 2 + 2H 2 O \u003d 4Fe (OH) Cl 2
Od soli željeza (II) u vodenim otopinama stabilna je Mohrova sol - dvostruki amonijev sulfat i željezo (II) (NH 4) 2 Fe (SO 4) 2 6H 2 O.
Željezo (III) može formirati dvostruke sulfate s jednostruko nabijenim kationima tipa stipse, na primjer, KFe (SO 4) 2 - kalijev željezni stipsa, (NH 4) Fe (SO 4) 2 - željezni amonijev stipsa, itd.
Pod djelovanjem plinovitog klora ili ozona na alkalne otopine spojeva željeza (III) nastaju spojevi željeza (VI) - ferati, na primjer, kalijev ferat (VI) K 2 FeO 4. Postoje izvještaji o proizvodnji spojeva željeza (VIII) pod djelovanjem jakih oksidacijskih sredstava.
Za detekciju spojeva željeza (III) u otopini koristi se kvalitativna reakcija Fe 3+ iona s tiocijanatnim ionima CNS -. Kada Fe 3+ ioni međudjeluju s CNS - anionima, nastaje svijetlocrveni željezov tiocijanat Fe(CNS) 3. Drugi reagens za Fe 3+ ione je kalijev heksacijanoferat (II) K 4 (ranije se ova tvar nazivala žuta krvna sol). Kada Fe 3+ i 4- ioni međudjeluju, taloži se svijetlo plavi talog.
Otopina kalijevog heksacijanoferata (III) K 3, prethodno nazivanog crvena krvna sol, može poslužiti kao reagens za Fe 2+ ione u otopini. Tijekom međudjelovanja iona Fe 3+ i 3- taloži se svijetloplavi talog istog sastava kao i kod međudjelovanja iona Fe 3+ i 4-.
Legure željeza s ugljikom
Željezo se koristi uglavnom u legurama, prvenstveno u legurama s ugljikom - raznim ljevovima i čelicima. U lijevanom željezu sadržaj ugljika je veći od 2,14% po masi (obično na razini od 3,5-4%), u čelicima sadržaj ugljika je niži (obično na razini od 0,8-1%).
Lijevano željezo dobiva se u visokim pećima. Visoka peć je divovski (do 30-40 m visok) krnji stožac, šupalj iznutra. Zidovi visoke peći iznutra su obloženi vatrostalnom opekom, debljina zida je nekoliko metara. Odozgo, obogaćena (oslobođena otpadnih stijena) željezna ruda, agens za redukciju koksa (posebne vrste kamenog ugljena podvrgnute koksiranju - zagrijavane na temperaturi od oko 1000 ° C bez zraka), kao i materijali za taljenje (vapnenac i drugi) koji doprinose odvajanju od taljenih metalnih nečistoća - troske. Odozdo se strujanje (čisti kisik ili zrak obogaćen kisikom) dovodi u visoku peć. Kako se materijali utovareni u visoku peć spuštaju, njihova temperatura raste na 1200-1300 °C. Kao rezultat redukcijskih reakcija koje se odvijaju uglavnom uz sudjelovanje koksa C i CO:
Fe 2 O 3 + 3C \u003d 2Fe + 3CO;
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2
nastaje metalno željezo koje je zasićeno ugljikom i teče prema dolje.
Ova se talina povremeno ispušta iz visoke peći kroz poseban otvor - slavinu - i ostavlja se da se talina skrutne u posebnim oblicima. Lijevano željezo je bijelo, tzv. sirovo željezo (od njega se proizvodi čelik) i sivo, odnosno lijev. Bijeli lijev je čvrsta otopina ugljika u željezu. U mikrostrukturi sivog lijeva mogu se razlikovati mikrokristali grafita. Zbog prisutnosti grafita, sivi lijev ostavlja trag na bijelom papiru.
Lijevano željezo je krto, bocka se pri udaru pa se od njega ne mogu raditi opruge, opruge i bilo kakvi proizvodi koji moraju raditi na savijanje.
Čvrsto lijevano željezo je lakše od rastaljenog lijevanog željeza, tako da se pri skrućivanju ne steže (kao što je uobičajeno kod skrućivanja metala i legura), već se širi. Ova značajka omogućuje vam izradu raznih odljevaka od lijevanog željeza, uključujući i korištenje kao materijala za umjetničko lijevanje.
Ako se sadržaj ugljika u lijevanom željezu smanji na 1,0-1,5%, tada nastaje čelik. Čelici su ugljični (u takvim čelicima nema drugih komponenti osim Fe i C) i legirani (takvi čelici sadrže aditive kroma, nikla, molibdena, kobalta i drugih metala koji poboljšavaju mehanička i druga svojstva čelika).
Čelik se dobiva preradom sirovog željeza i metalnog otpada u kisikovom konverteru, u elektrolučnoj ili otvorenoj peći. Takvom obradom sadržaj ugljika u leguri smanjuje se na potrebnu razinu, kako kažu, višak ugljika izgara.
Fizička svojstva čelika bitno se razlikuju od svojstava lijevanog željeza: čelik je elastičan, može se kovati, valjati. Budući da se čelik, za razliku od lijevanog željeza, skuplja tijekom skrućivanja, dobiveni čelični odljevci podvrgavaju se kompresiji u valjaonicama. Nakon valjanja u volumenu metala nestaju praznine i ljuske koje su se pojavile tijekom skrućivanja talina.
Proizvodnja čelika u Rusiji ima dugu duboku tradiciju, a čelici koje dobivaju naši metalurzi su visoke kvalitete.
Primjena željeza, njegovih legura i spojeva
Čisto željezo ima prilično ograničenu upotrebu. Koristi se u proizvodnji jezgri elektromagneta, kao katalizator za kemijske procese i za neke druge svrhe. Ali legure željeza - lijevano željezo i čelik - čine osnovu moderne tehnologije. Mnogi spojevi željeza također se široko koriste. Dakle, željezo (III) sulfat se koristi u obradi vode, željezni oksidi i cijanid služe kao pigmenti u proizvodnji boja, i tako dalje.
Željezo u tijelu
Željezo je prisutno u svim biljkama i životinjama kao element u tragovima. (cm. MIKROELEMENTI) odnosno u vrlo malim količinama (oko 0,02% u prosjeku). Međutim, bakterije željeza (cm.ŽELJEZNE BAKTERIJE), koristeći energiju oksidacije željeza (II) u željezo (III) za kemosintezu (cm. KEMOSINTEZA), mogu akumulirati do 17-20% željeza u svojim stanicama. Glavna biološka funkcija željeza je sudjelovanje u transportu kisika i oksidativnim procesima. Tu funkciju željezo obavlja u sastavu složenih proteina – hemoproteina. (cm. HEMOPROTEIDI), čija je prostetska skupina željezoporfirinski kompleks – hem (cm. DRAGULJ). Među najvažnijim hemoproteinima, respiratornim pigmentima je hemoglobin. (cm. HEMOGLOBIN) i mioglobina (cm. MIOGLOBIN) univerzalni prijenosnici elektrona u reakcijama staničnog disanja, oksidacije i fotosinteze citokroma, (cm. CITOKROMI) katalozni i peroksidni enzimi i drugi. Kod nekih beskralješnjaka respiratorni pigmenti heloeritrin i klorokruorin koji sadrže željezo imaju drugačiju strukturu od hemoglobina. Tijekom biosinteze hemoproteina, željezo prelazi na njih iz proteina feritina (cm. FERITIN) koja skladišti i transportira željezo. Ovaj protein, čija jedna molekula uključuje oko 4500 atoma željeza, koncentriran je u jetri, slezeni, koštanoj srži i crijevnoj sluznici sisavaca i ljudi. Dnevne ljudske potrebe za željezom (6-20 mg) prekomjerno se pokrivaju hranom (željezom su bogati meso, jetra, jaja, kruh, špinat, cikla i dr.). Tijelo prosječne osobe (tjelesne težine 70 kg) sadrži 4,2 g željeza, 1 litra krvi sadrži oko 450 mg. S nedostatkom željeza u tijelu razvija se žlijezdana anemija koja se liječi lijekovima koji sadrže željezo. Pripravci željeza koriste se i kao opći tonici. Prekomjerna doza željeza (200 mg ili više) može biti toksična. Za normalan razvoj biljaka potrebno je i željezo pa postoje mikrognojiva na bazi pripravaka željeza.Pogledajte što je "željezo" u drugim rječnicima:
