Некоторые свойства элементов побочной подгруппы — КиберПедия 

Биохимия спиртового брожения: Основу технологии получения пива составляет спиртовое брожение, - при котором сахар превращается...

Типы сооружений для обработки осадков: Септиками называются сооружения, в которых одновременно происходят осветление сточной жидкости...

Некоторые свойства элементов побочной подгруппы

2017-11-16 221
Некоторые свойства элементов побочной подгруппы 0.00 из 5.00 0 оценок
Заказать работу

Второй группы

  Строение внешнего и предвнешнего электрон- ных слоев атома Радиус атома, нм Энергия ионизации Э ® Э+, эВ Э+ ® Э2+, эВ Радиус иона Э2+, нм Стандартная энтальпия атомизации металла при 250С, кДж на 1 моль атомов Плотность, г/см3 Температура плавления, оС Температура кипения, оС Стандартный электродный потенциал процесса Э2+ + 2е- = Э, В Zn Cd Hg
    3s23p63d104s2 0,139   9,39 17,96 0,083 130,5     7,13 419,5 -0,763       4s24p64d105s2 0,156   8,99 16,91 0,099 111,7     8,65 321,0 -0,403     5s25p65d106s2 0,160   10,44 18,75 0,112 61,5     13,546 -38,89 356,66 0,850

 

 

Другой метод восстановления цинка заключается в электролитическом выделении его из сульфата. Последний получается обработкой обожженных концентратов серной кислотой.

Цинк – голубовато-серебристый металл. При комнатной температуре он довольно хрупок, но при 100-150 0С он хорошо гнется и прокатывается в листы. При нагревании выше 2000С цинк становится очень хрупким. На воздухе он покрывается тонким слоем оксида или основного карбоната, предохраняющим его от дальнейшего окисления. Вода почти не действует на цинк, хотя он и стоит в ряду напряжений значительно раньше водорода. Это объясняется тем, что образующийся на поверхности цинка при взаимодействии его с водой гидроксид практически нерастворим и препятствует дальнейшему течению реакции. В разбавленных же кислотах цинк легко растворяется с образованием соответствующих солей. Кроме того, цинк, подобно бериллию и другим металлам, образующим амфотерные гидроксиды, растворяется в щелочах. Если сильно нагреть цинк в атмосфере воздуха, то пары его воспламеняются и сгорают зеленовато-белым пламенем, образуя ZnO.

Применение цинка очень разнообразно. Значительная часть его идет на нанесения покрытий на железные и стальные изделия, предназначенные для работы в атмосферных условиях или в воде. При этом цинковые покрытия в течение многих лет хорошо защищают основной металл от коррозии. Однако в условиях высокой влажности воздуха при значительных колебаниях температуры, а также в морской воде цинковые покрытия неэффективны. Широкое промышленное использование имеют сплавы цинка с алюминием, медью и магнием. С медью цинк образует важную группу сплавов – латуни. Значительное количество цинка расходуется для изготовления гальванических элементов.

Механические и коррозионные свойства цинка зависят от присутствия в нем небольших количеств примесей других металлов. Например, примесь железа повышает хрупкость цинка и его сплавов и затрудняет их обработку, а также резко увеличивает скорость коррозии цинка в кислотах. Поэтому высококачественные сплавы цинка содержат очень малые количества примесей других металлов. Например, примесь свинца не должна превышать 0,01%, а железа – 0,1%.

 

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1. На медных предметах нередко можно видеть зеленый налет гидроксокарбоната меди Cu(OH)2CO3. Составить уравнение реакции образования соли.

2. Составить уравнения реакций:

а) ZnS + O2 ®

б) HgS + O2 ®

в) Zn + HNO3(конц) ®

3. Составить уравнения реакций последовательного получения следующих веществ: Cd(NO3)2 ® CdO ® Cd ® CdCl2 ® Cd(OH)2 ® [ Cd(NH3)4] (OH)2.

4. Как взаимодействует цинк с водой?

5. Сравнить химическую активность меди и цинка.

 

26. Общая характеристика металлов побочной подгруппы VI группы. Хром.

Побочная подгруппа VI группы, или подгруппа хрома, представлена тремя элементами: хромом, молибденом и вольфрамом. К этой же подгруппе относится и 106-й элемент (экавольфрам), полученный искусственно в 1974 г. Металлы подгруппы хрома входят в состав четных рядов больших пе­риодов и относятся к d-элементам, так как в их атомах про­исходит заполнение d-подуровня предвнешнего уровня 1— 10 электронами. На внешнем уровне у атомов d-элементов содержится 1 или 2 электрона.

Cr 1s22s2 2p6 3s23p64s13d5 (4 ряд, 4-й период)

Mo 1s22s2 2p6 3s23p64s23d104p65s14d5 (6 ряд, 5-й период)

W 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d4 (8 ряд, 6-ой период)

У хрома и молибдена на d-подуровне по 5 электронов, а у вольфрама—четыре. На внешнем уровне у хрома и молиб­дена вследствие «провала» электрона с внешнего на d-под­уровень предвнешнего уровня содержится один электрон (а), а у вольфрама—два (б).

ns 6s

(n-1)d ­ 5d ­ ¯

­ ­ ­ ­ ­ ­ ­ ­ ­

а б

Электронная стуртура d-подуровня Электронная структура d- подуровня

предвнешнего уровня и s-подуровня предвнешнего s-подуровня внешнего

внешнего уровня атомов хрома и уровня вольфрама 5d46s2

молибдена d5 s1

 

Хром, молибден и вольфрам проявляют максимальную степень окисления в соединениях +6, но для хрома и молиб­дена характерны соединения, в которых они имеют более низкую степень окисления (для молибдена +4, для хромa +3 или +2). Хром и его аналоги водородных соединений не образуют. Строение внешней и предвнешней оболочек свидетельствует о принадлежности этой подгруппы элементов к металлам.

 

ХРОМ 5224 Сr

Минерал, содержащий хром, был открыт в 1766 г. И. Г. Ломанном и назван «сибирский красный свинец». В настоящее время этот минерал известен под названием крокоита РЬСг04. В 1797 г. французский химик Л. Н. Вокелен впервые выделил металлический хром.

 

Нахождение в природе. Содержание хрома в земной коре составляет 8,3-10-3 % по массе. Важнейшим сырьевым мине­ралом для получения хрома служит хромистый железняк FeО-Сг2Оз. Кроме красной свинцовой руды, в природе встре­чается также хромовая охра Сг2 0з.

Физические свойства. Хром — белый, с сероватым оттен­ком, блестящий металл, обладающий большой твердостью и хрупкостью; температура плавления около 1890°С. При ком­натной температуре устойчив к действию воды и воздуха благодаря оксидной пленке, защищающей его от окисления

Химические свойства. Хром является восстановителем.

В зависимости от условий реакции окисляется до Сг+2, Сг+3, и Сг+6. Наиболее устойчивы соединения, где он проявляет степени окисления +2 и +3. С кислородом взаимодействует лишь при нагревании. В этих же условиях хром реагирует c хлоpом, сеpой. азотом, кpемнием:

4Cr + 3O2 = 2Cr2O3

t

2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3

Обычно на поверхности хрома имеется плотный слой ок­сида Сг2О3, предохраняющий металл от дальнейшего окисле­ния. При обычных температурах такая пассивированная по­верхность предотвращает взаимодействие хрома с азотной кислотой и царской водкой. На холоду хром реагирует с раз­бавленной хлороводородной кислотой с выделением водорода и образованием солей хрома +2. Последние быстро окисляясь кислородом воздуха переходят в соли хрома +3.

 

Cr + 2HCl = CrCl2 + H2­

4CrCl2 + O2 + 4HCl = 4CrCl3 + 2H2O

 

При повышении температуры или концентрации соляной кислоты, а с разбавленной серной кислотой в любом случае хром окисляется до Сг+3.

Получение. Для получения металлического хрома исполь­зуют хромистый железняк. Его сплавляют с содой в присут­ствии кислорода, а образующийся хромат натрия восстанав­ливают углеродом (коксом) до оксида хрома (111):

t

4FeO × Cr2O3 + 7O2 + 8Na2CO3 = 8Na2CrO4 + 2Fe2O3 + 8CO2­

3C + 2Na2CrO4 + 3CO­ + 2Na2O + Cr2O3

 

Далее восстановлением оксида хрома (III) алюминием получают металлический хром:

Cr2O3 + 2Al = Al2O3 +2 Cr

 

Применение. В современном машиностроении хром полу­чил широкое применение как легирующий компонент сталей, никелевых и медных сплавов. В инструментальных сталях для повышения прочности хром применяется в качестве до­бавки. Если содержание хрома в стали превышает 10%, сталь обладает большей устойчивостью к окислению и кор­розии.

 

Соединения хрома

С кислородом хром образует ряд оксидов: СгО, Сг2О3, СгО3. Наиболее устойчив из них оксид хрома (III) Сг2О3.

Оксид хрома (II) СгО обладает основными свойствами. При взаимодействии с хлороводородной кислотой образуется хлорид хрома (II):

 

CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O

 

Если на хлорид хрома (II) подействовать раствором ще­лочи, то выпадает желтый осадок Сг(ОН)2:

 

CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 ¯ + 2NaCl

 

Соединения хрома (II) неустойчивы и быстро окисляются до соединений хрома (III):

2CrCl2 + 2H2O = 2CrOHCl2 + H2 ­

 

Оксид хрома(Ш) Сг2О3 относится к амфотерным окси­дам. В обычных условиях это порошок зеленого цвета. Он не растворяется в воде и слабо растворяется в щелочах и кислотах. Получают Сг2О3 прокаливанием оксида хрома (VI), разложением дихромата аммония, а также термическим раз­ложением гилооксила хрома(III):

t

4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2

t

(NH4)2Cr2O7 = N2 ­ + 4H2O + Cr2O3

t

2Cr(OH)3 = 3H2O + Cr2O3

 

Оксид хрома (III) применяется в промышленности для по­лучения металлического хрома, а также используется для приготовления масляных и акварельных красок.

При сплавлении оксида хрома (III) со щелочами или со­дой образуются мета- или ортохромиты, являющиеся солями соответствующих кислот—НСrО2 (метахромистая) и Н3CrO3 (ортохромистая):

t

Cr2O3+2NaOH=2NaCrO2+H2O

t

Cr2O3+6NaOH=2Na3CrO3+3H2O

 

 

Гидроксид хрома(1П) Сг(ОН)3 образуется при действии щелочей на соли хрома, выпадает в виде синевато-серого осaдка:

 

CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3¯ + 3NaCl

 

Гидроксид хрома (III) Сг(ОН)3 обладает амфотерными свойствами. Подобно гидроксиду алюминия, взаимодейству­ет с кислотами с образованием солей Сг +3, а со щелочами - с образованием хромитов:

 

Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O

Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O

 

Следовательно, гидроксид хрома (III) можно рассматри­вать и как основание, и как кислоту:

 

Cr3+ + 3OH- «Cr(OH)3º H3CrO3 «HCrO2 + H2O «H+ + CrO2 - + H2O

 

Под действием окислителей в щелочной среде соединения хрома (III) переходят в соединения хрома (VI), при этом про­исходит изменение зеленой окраски раствора в желтую:

 

2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O

Oксид xpoмa (Vl) СгО3 является типичным кислотным оксидом. Легко растворяется в воде с образованием растворов хромовой Н2Сг04 и двухромовой Н2Сг207 кислот. В рас­творе между этими двумя кислотами устанавливается рав­новесие:

2H2CrO4 «H2Cr2O7 + H2O

 

Добавление к раствору кислоты смещает равновесие впра­во, добавление щелочей—влево. На этом основано получе­ние хроматов из бихроматов и наоборот:

K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O

2K2CrO4 + H2SO4 = K2SO4 + K2Cr2O7 + H2O

 

Соли хромовых кислот в кислой среде являются сильными окислителями,

при этом Сг+6 восстанавливается до Сг+3 с изменением оранжевой окраски раствора на зеленую:

 

K2Cr2O7 + 3K2SO3 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 4H2O

K2Cr2O7 + 6KJ + 7H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3J2 + 4K2SO4 + 7H2O

 

Равные объемы насыщенного на холоду раствора К2Сг207 и концентрированной серной кислоты образуют так называемую хромовую смесь, обладающую высокой окисли­тельной способностью.

Основная хромовая руда—хромит—используется в производстве химически пассивных и термостойких огнеупорен (магнезиохромитовые кирпичи). Бихроматы и хромовые квасцы КСг(S04)2 применяются для дубления кож. Из хромата свинца РЬСг04 изготовляют красители.

Все соли хромовых кислот ядовиты.

 

27. Общая характеристика металлов побочной подгруппы

VII группы.Марганец.

 

Побочная подгруппа VII группы, или подгруппа марган­ца, состоит из марганца, технеция и рения. Сюда же отне­сен синтезированный в 1976 г. элемент с Z-107, химические свойства которого сопоставимы с таковыми элементов под­группы марганца.

Элементы подгруппы марганца входят в состав четырех рядов 4, 5, 6 и 7-го периодов и относятся к d-элементам. На внешнем уровне у них по два s-электрона, а на d-под­уровне предвнешнего уровня 5 неспаренных электронов, сле­довательно, конфигурация валентных электронов (п—1) d5ns2.

Таким образом, пять d-электронов предвнешнего уровня вместе с двумя s-электронами внешнего уровня могут при­нимать участие в образовании химической связи, следова­тельно, максимальная валентность атомов этих элементов 7.

Mn 1s22s22p63s23p64s23d5 (4-й период)

Te 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d5 (5-й период)

Re 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d5 (6-й период)

Однако в зависимости от того, сколько электронов внеш­него и предвнешнего уровней принимает участие в образова­нии химической связи, валентность этих элементов может составлять от 1 до 7. Наиболее устойчивыми являются со­единения, в которых валентность соответствует 2, 4 и 7. Элементы подгруппы марганца проявляют переменную сте­пень окисления: марганец и рений +2, +3, +4, +6, +7 (соединения марганца со степенью окисления +1 и +5 не­устойчивы), технеций +4, +6, +7.

 

МАРГАНЕЦ 55 25Мп

 

Марганец впервые получили К. В. Шееле и Ю.Ган в 1774 г. при исследовании минерала пиролюзита.

Нахождение в природе. Марганец широко распространен в природе. Его содержание в земной коре составляет 0,1% по массе. Важнейшие соединения—оксиды, образующие раз­личные минералы: оксид марганца (IV) МпО2 (пиролюзит и манганомелан); оксид марганца (III) Мп2О3 (браунит); оксид марганца (II, III) Мп304 (гаусманит); карбонат марган­ца (II) МпСО3 (родохрозит).

Физические свойства. По своему внешнему виду марганец напоминает железо, но в отличие от последнего намного тверже и более хрупок, характеризуется аномально низкой электрической проводимостью. Плавится марганец при тем­пературе 1245°С.

Для марганца характерны полиморфные модификации, образующиеся при различных температурных режимах.

Химические свойства. Марганец относится к активным металлам. Обычно он покрыт прочной пленкой оксида, кото­рая предохраняет металл от дальнейшего окисления. В из­мельченном состоянии марганец легко взаимодействует с кислородом:

 

Mn + O2 = MnO2

 

Активно реагирует с галогенами, азотом, углеродом, фос­фором и кремнием. Присоединение галогенов и азота сопро­вождается горением:

t

3Mn + N2 = Mn3N2

В электрохимическом ряду напряжений марганец нахо­дится намного левее водорода (между алюминием и цин­ком), поэтому способен активно вытеснять водород из соеди­нении. Порошкообразный марганец при нагревании вытесня­ет водород из воды:

 

Mn + 2H2O = Mn(OH)2 + H2­

 

При взаимодействии с разбавленными кислотами (кроме HNO3 и концентрированной H2S04) марганец легко вытесня­ет водород, окисляясь до Мп+2:

 

Mn + 2HCl = MnCl2 + H2­

 

Реакция с концентрированными серной и азотной кислотами сопровождается выделением продуктов восстановления этих кислот

 

3Mn + 8HNO3 = 3Mn(NO3)2 + 2NO­ + 4H2O

Mn + 2H2SO4 = MnSO4 + SO2­ + 2H2O

 

Эти процессы возможны только при нагревании, так как на холоду указанные кислоты пассивируют металл.

При взаимодействии с солями металлов, стоящих в ряду активности правее, марганец вытесняет металлы:

Mn + CuSO4 = MnSO4 = Cu

Получение. Чистый марганец получают электролизом хло­рида или сульфата. Такой продукт содержит значительное количество примесей, от которых избавляются путем повторной очистки. Марганец также получают методом алюминотермии:

t

4Al + 3MnO2 = 2Al2O3 + 3Mn

 

При восстановлении углем оксидов марганца образуется так называемый ферромарганец, характеризующийся высо­ким содержанием углерода и железа (70—90% Mn).

Применение. Перманганат калия находит широкое приме­нение как энергичный окислитель. Разбавленные растворы используются в медицинской практике в качестве дезинфи­цирующего средства.

Главный потребитель чистого марганца — сталелитейное производство. Введение в состав сталей марганца в сочета­нии с другими легирующими добавками придает стали твер­дость и износоустойчивость, не снижая при этом пластич­ности.

Для человеческого организма марганец—незаменимый микроэлемент. Он влияет на рост и кроветворение. Особая роль принадлежит марганцу в синтезе жирных кислот и хо­лестерина из уксусной кислоты. Он оказывает влияние на синтез гликогена, усиливает влияние инсулина. Марганец пролонгирует действие многих витаминов (А, Е, В, Bi, Be и др.). Его влияние на обмен веществ усиливается при введе­нии в организм вместе с медью и цинком. Недостаточность марганца сопровождается нарушением образования костной ткани, расстройством координации движений, параличом. В больших концентрациях марганец ядовит.

 

Соединения марганца

 

Марганец образует четыре простых оксида (MnO, Mn2O3, MnO2 и Mn2O7) и смешанный оксид Mn3O4 (или MnO × Mn2O3). Первые два оксида обладают основными свойствами, диоксид марганца MnO2 амфотерен, а высший оксид Mn2O7 является ангидридом марганцовой кислоты HMnO4. Известны также производные марганца (VI), но соответствующий оксид MnO3 не получен.

В практическом отношении наиболее важны соединения марганца (II), диоксид марганца и соли марганцовой кислоты - перманганаты, в которых марганец находится в степени окисленности +7.

С о е д и н е н и я м а р г а н ц а (II). Соли марганца (II) получаются при растворении марганца в разбавленных кислотах или при действии кислот на различные природные соединения марганца. Так, из раствора, остающегося после получения хлора действием соляной кислоты на диоксид марганца, выкристаллизовывается хлорид марганца (II) MnCl2 в виде бледно-розовых кристаллов. В твердом виде соли марганца (II) обычно розового цвета, растворы же их почти бесцветны.

При действии щелочей на растворы солей марганца (II) выпадает белый осадок – гидроксид марганца (II) Mn(OH)2. Осадок легко растворяется в кислотах. На воздухе он быстро темнеет, окисляясь в бурый гидроксид марганца (IV) Mn(OH)4.

Оксид марганца (II), или закись марганца, MnO получается в виде зеленого порошка при восстановлении других оксидов марганца водородом.

С о е д и н е н и я м а р г а н ц а (IV). Наиболее стойким соединением марганца является темно-бурый диоксид марганца MnO2; он легко образуется как при окислении низших, так и при восстановлении высших соединений марганца. Как уже указывалось, MnO2 - амфотерный оксид; однако и кислотные, и основные свойства выражены у него очень слабо.

В кислой среде диоксид марганца – довольно энергичный окислитель. В качестве окислителя его применяют при получении хлора из соляной кислоты и в сухих гальванических элементах. Соли марганца (IV), например MnCl4 и Mn(SO4)2, весьма нестойки.

С о е д и н е н и я м а р г а н ц а (VI) и (VII). При сплавлении диоксида марганца с карбонатом и нитратом калия получается зеленый сплав, растворяющийся в воде с образованием красивого зеленого раствора. Из этого раствора можно выделить темно-зеленые кристаллы манганата калия K2MnO4 - соли марганцовистой кислоты H2MnO4, очень нестойкой даже в растворе.

Перманганат калия KMnO4 - наиболее широко применяемая соль марганцовой кислоты. Кристаллизуется он в виде красивых темно-фиолетовых, почти черных призм, умеренно растворимых в воде. Растворы KMnO4 имеют темно-малиновый, а при больших концентрациях – фиолетовый цвет, свойственный ионам MnO4-. Как и все соединения марганца (VII), перманганат калия – сильный окислитель. Он легко окисляет многие органические вещества, превращает соли железа (II) в соли железа (III), сернистую кислоту окисляет в серную, из соляной кислоты выделяет хлор и т.д.

 

 

Вопросы и задачи:

1. Составьте электронные формулы хрома и марганца. Объясните почему Мn

отнесли к металлам?

2. Дайте характеристику окислительно-восстановительных свойств различных

соединений хрома и марганца.

3. Объясните устойчивость марганца на воздухе и в воде

4. Составьте уравнение реакции

а) K2Cr2O7 + H2SO4 + Na2 SO3 ® Na2SO4+...

б) реакция на ионы СrO42- и Сr2 O72-

в) окисление иона [ Cr(OH)6] в бромом в кислой среде.

5. Составьте уравнение реакции:

а)Mn(OH)2+ O2+ H2 O ® ….

б)MnO2 + KNO3 + KOH ® K2 MnO4+ …

 

 

28. ЖЕЛЕЗО 56 26Fe.

 

Железо относится к металлам, известным человечеству с глубокой древности. Первыми металлами, применявшимися еще в Древнем Египте, были медь, золото, свинец, олово и железо.

Русское название происходит от санскритского корня «жель», что означает «блестеть», «пылать».

Нахождение в природе. Железо—один из самых распро­страненных металлов. Его содержание в земной коре дости­гает 4,66% по массе. В свободном состоянии железо найде­но лишь в метеоритах (так называемое никелистое метеорит­ное железо). В природных условиях оно встречается преиму­щественно в виде соединений, образуя залежи железных руд. Важнейшие минералы, включающие железо,—это магнит­ный железняк, или магнетит Fe204 (Fe2O3 -FeO); красный же­лезняк, или гематит F2O3; бурый железняк, или лимонит Fe2О32О; железный шпат, или сидерит FeCO3; железный колчедан, или пирит FeS2

Физические свойства. Химически чистое железо представ­ляет собой блестящий, серебристо-белый пластичный металл. Значительно мягче золота и серебра. Легко подвергается ковке, прокатке и другим видам обработки в горячем и хо­лодном состояниях. Температура плавления 1539°С. Облада­ет магнитными свойствами, хорошей электро- и теплопровод­ностью.

Химические свойства. Железо относится к металлам со средней восстановительной активностью. В электрохимичес­ком ряду напряжений металлов располагается после цинка.

В обычных условиях железо очень медленно окисляется кислородом воздуха, однако накаленное железо легко сгора­ет с образованием оксида железа (III):

В присутствии влаги окисление железа на воздухе про­исходит быстрее и оно ржавеет, т. е. покрывается слоем гидpатиpованного оксида железа (III):

В присутствии следов влаги железо легко окисляется хлором, образуя хлорид железа (III):

Окисление железа слабыми окислителями приводит к образованию Fe(+), а силньыми — Fe(+3).

С водородом железо не реагирует.

 



При температуре 700 °С оксид железа (II) восстанавлива­ется ло металлического железа:

Соединения кремния, марганца и фосфора, содержащие­ся в железных рудах в виде примесей, также восстанавли­ваются:

Так называемую пустую породу в руде составляет глав­ным образом диоксид кремния. Чтобы перевести такие туго­плавкие примеси в более легкоплавкие соединения, к руде добавляют флюсы. В качестве флюса используется карбо­нат кальция СаСОз. Кремнистые примеси, содержащиеся в руде, взаимодействуют с оксидом кальция, образующимся при разложении СаСО3:

В свою очередь СаSiOз легко отделяется в виде шлака. Приведенные реакции протекают в доменной печи, поэтому процесс получил название доменного. Схема доменного про­цесса приведена на рис. 54.

Продукт, получающийся в результате доменного процес­са, называется доменным чугуном; он содержит 3—4% углерода, а также примеси кремния, серы, фосфора и мар­ганца. Чугун хрупок, не поддается ковке и прокатке, бывает нескольких сортов: белый, серый, специальный и т. д.

В сером чугуне углерод находится в виде свободного гра­фита, в форме тончайших пластинок; этот чугун применяет­ся для литья.

Белый чугун содержит карбид железа, называемый цемен­том. Этот чугун очень тверд и хрупок и обычно применяется для получения стали. Добавка к чугуну фосфора делает его более текучим. Это свойство широко используется для худо­жественного литья из чугуна.

Сталь представляет собой сплав железа с углеродом, со­держащий очень малые количества тех же примесей, что и серый чугун. Содержание углерода в стали может колебать­ся от 0,1 до 1,5%. С увеличением содержания углерода проч­ность сталей возрастает. Исходным сырьем для получения сталей служит доменный чугун. В промышленности для пе­реработки чугуна в сталь применяют в основном бессеме­ровский и мартеновский процессы, а также варку стали в электропечах.

 

Соединения железа

Оксид железа(П)—FeO представляет собой черное кри­сталлическое вещество, нерастворимое в воде и щелочах. Проявляет основной характер. При взаимодействии с кисло­тами образует соли:

FeO+2HCl=FeCl2 +H2 0

Оксид железа (II) может быть получен неполным восста­новлением магнитного железняка оксидом углерода (II):

Fe3 04+СО=ЗFеО+СO2

FeO соответствует основание Fe(OH)2.

Гидроксид железа(П) имеет выраженный основной ха­рактер. Легко вступает в реакции с кислотами:

Fe(OH)2+2HCl=FeCl2+2H2O Fe(ОН)2+2СНзСООН=Fe(СНзСОО)2+2Н2 0

В присутствии кислорода воздуха Fe(OH)2 окисляется до Fе(ОН)з:

4Fe(ОН)2+02+2Н2 0=4Fe(ОН)з

 

Fе(ОН)2 г получается из солей Fе2 при действии растворов щелочей:

FeCl2+2NaOH=Fe(OH)2+2NaCl

Оксид железа(111) Fе2Оз получают в больших количест­вах при обжиге пирита:

4FeS2+11 O2= 2Fe2 03+8S02 ­

2 О3—порошок красно-бурого цвета, нерастворим в воде. Проявляет слабые амфотерные свойства. При взаимодейстнии со щелочами образует соли, куда входит в состав кислот­ного остатка:

Fe2O3+ 6HCl=2FeCl3+3H2O

Fe2O3+2NaOH cплавление 2NaFeO2+H2O

Феррит

Гидроксид железа (III) Fe(OH)3 также проявляет амфотерные свойства (с преобладанием основных). Выпадает в виде красно-бурого осадка при действии щелочей на соли Fe +3:

2(S04)3 +6NaOH = 2Fe(OH)3 ¯ + 3Na2S04

Соли двухвалентного железа получают непосредственным взаимодействием металлического железа с соответствующими кислотами. Катион железа (+2) имеет слабо-зеленый цвет в растворах. Соли железа (+2) сильно гидролизуются и потому их водные растворы—энергичные восстановители. Так, в кислой среде сульфат железа (II) FeS04 восстанавливает КмпО4 до Мп+2

10FeS04+2KMn04+8Н2 4=5Fe2 (SO4)3 + 2MnS()4 + 8H2O

При нагревании выше 480 о С разлагается с образованием оксидов:

2FeSO4 =Fe2O3 + SO2 ­+SO3 ­

При действии щелочей на сульфат железа (II) образует­ся гидроксид железа (II):

FeS04 + 2NaOH = Fе (0H)2 ¯ + Na2 S04

Из растворов обычно кристаллизуется в виде кристалло­гидрата FeS04-7Н2О (железный купорос), используемого в сельском хозяйстве в качестве инсектицида, а также в произ­водстве чернил, минеральных красок и при крашении тканей. В медицине сульфат железа (II) применяется при тех же показаниях, что и восстановленное железо,—при анемии и малокровии.

Хлорид железа(Ш) FeCl3 представляет собой кристалли­ческое вещество темно-коричневого цвета. Легко растворя­ется в воде. Водные растворы имеют буро-оранжевый цвет. Разбавленные растворы легко гидролизуются по катиону с образованием основных солеи. FеС13, как и все соли желе­за (III), проявляет окислительные свойства.

Такие восстановители, как магний, цинк, сероводород, окисляются под действием FеС13 без нагревания:

Mg + 2FеС1з = MgCl2+ 2FeCl2

H2 S+2FeCl3=2HCI ­+S ¯+2FeCI2

В медицинской практике используется как дезинфицирующее и кровоостанавливающее средство.

Сульфат железа(Ш)2(S04)з кристаллизуется в виде Fe2(S04)3-9H20. С сульфатами щелочных металлов и аммо­ния образует двойные соли:

NH4Fe2 (S04)2 *12H2О—железоаммонийные квасцы.

Сульфат железа (III) используется в качестве коагулянта, а также для травления металлов:

Cu+2FeCl3=CuCl2+2FeCl2

 

Для качественного обнаружения солей Fe 2и Fe+3 использу­ют соответственно гексацианоферрат(ш) калия и гексацианоферрат(П) калия:

FеС12+Кз[Fe(СN)6]=Kfe[Fе(СN)б]¯+КС1 FeCl3+K4[Fe(CN)6]=KFeJFc(CN)6]+3KCl

В обоих случаях выпадает ярко-синий осадок. Соли Fe(+3) с NH4SCN придают раствору кроваво-красный цвет:

FeCl3+3NH4SCN = Fe(SCN)3+3NH4Cl

 


Поделиться с друзьями:

История развития пистолетов-пулеметов: Предпосылкой для возникновения пистолетов-пулеметов послужила давняя тенденция тяготения винтовок...

Адаптации растений и животных к жизни в горах: Большое значение для жизни организмов в горах имеют степень расчленения, крутизна и экспозиционные различия склонов...

Особенности сооружения опор в сложных условиях: Сооружение ВЛ в районах с суровыми климатическими и тяжелыми геологическими условиями...

Биохимия спиртового брожения: Основу технологии получения пива составляет спиртовое брожение, - при котором сахар превращается...



© cyberpedia.su 2017-2024 - Не является автором материалов. Исключительное право сохранено за автором текста.
Если вы не хотите, чтобы данный материал был у нас на сайте, перейдите по ссылке: Нарушение авторских прав. Мы поможем в написании вашей работы!

0.181 с.