Den menneskelige krop indeholder omkring 5 g jern, det meste af det (70%) er en del af hæmoglobinet i blodet.
Fysiske egenskaber
I fri tilstand er jern et sølvhvidt metal med et gråligt skær. Rent jern er duktilt og har ferromagnetiske egenskaber. I praksis er jernlegeringer almindeligt anvendt - støbejern og stål.
Fe er det vigtigste og mest almindelige element af de ni d-metaller i den sekundære undergruppe af gruppe VIII. Sammen med kobolt og nikkel danner det "jernfamilien".
Når man danner forbindelser med andre elementer, bruger den ofte 2 eller 3 elektroner (B \u003d II, III).
Jern, som næsten alle d-elementer i gruppe VIII, viser ikke en højere valens svarende til gruppetallet. Dens maksimale valens når VI og er ekstremt sjælden.
De mest typiske forbindelser er dem, hvor Fe-atomerne er i +2 og +3 oxidationstilstande.
Metoder til at opnå jern
1. Kommercielt jern (i en legering med kulstof og andre urenheder) opnås ved carbotermisk reduktion af dets naturlige forbindelser i henhold til skemaet:
Genopretning sker gradvist i 3 faser:
1) 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2
2) Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2
3) FeO + CO \u003d Fe + CO 2
Støbejernet fra denne proces indeholder mere end 2 % kulstof. I fremtiden opnås stål fra støbejern - jernlegeringer indeholdende mindre end 1,5% kulstof.
2. Meget rent jern opnås på en af følgende måder:
a) nedbrydning af pentacarbonyl Fe
Fe(CO)5 = Fe + 5CO
b) hydrogenreduktion af ren FeO
FeO + H2 \u003d Fe + H2O
c) elektrolyse af vandige opløsninger af Fe+2-salte
FeC 2 O 4 \u003d Fe + 2СO 2
jern(II)oxalat
Kemiske egenskaber
Fe - et metal med middel aktivitet, udviser generelle egenskaber, der er karakteristiske for metaller.
En unik egenskab er evnen til at "ruste" i fugtig luft:
I fravær af fugt med tør luft begynder jern kun at reagere mærkbart ved T > 150°C; ved calcinering dannes "jernbelægning" Fe 3 O 4:
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4
Jern opløses ikke i vand i fravær af ilt. Ved meget høje temperaturer reagerer Fe med vanddamp og fortrænger brint fra vandmolekyler:
3 Fe + 4H 2 O (g) \u003d 4H 2
Rustprocessen i dens mekanisme er elektrokemisk korrosion. Rustproduktet præsenteres i en forenklet form. Faktisk dannes et løst lag af en blanding af oxider og hydroxider med variabel sammensætning. I modsætning til Al 2 O 3-filmen beskytter dette lag ikke jernet mod yderligere ødelæggelse.
Typer af korrosion
Korrosionsbeskyttelse af jern
1. Interaktion med halogener og svovl ved høj temperatur.
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
2Fe + 3F 2 = 2FeF 3
Fe + I 2 \u003d FeI 2
Der dannes forbindelser, hvor den ioniske type binding dominerer.
2. Interaktion med phosphor, kulstof, silicium (jern forenes ikke direkte med N 2 og H 2, men opløser dem).
Fe + P = Fe x P y
Fe + C = Fe x C y
Fe + Si = FexSiy
Der dannes stoffer med variabel sammensætning, da berthollider (bindingens kovalente natur er fremherskende i forbindelserne)
3. Interaktion med "ikke-oxiderende" syrer (HCl, H 2 SO 4 dil.)
Fe 0 + 2H+ → Fe2+ + H2
Da Fe er placeret i aktivitetsserien til venstre for brint (E ° Fe / Fe 2+ \u003d -0,44V), er det i stand til at fortrænge H 2 fra almindelige syrer.
Fe + 2HCl \u003d FeCl2 + H2
Fe + H 2 SO 4 \u003d FeSO 4 + H 2
4. Interaktion med "oxiderende" syrer (HNO 3 , H 2 SO 4 konc.)
Fe 0 - 3e - → Fe 3+
Koncentreret HNO 3 og H 2 SO 4 "passiverer" jern, så ved almindelige temperaturer opløses metallet ikke i dem. Ved kraftig opvarmning sker langsom opløsning (uden frigivelse af H 2).
I razb. HNO 3 jern opløses, går i opløsning i form af Fe 3+ kationer, og syreanionen reduceres til NO *:
Fe + 4HNO 3 \u003d Fe (NO 3) 3 + NO + 2H 2 O
Det opløses meget godt i en blanding af HCl og HNO3
5. Holdning til alkalier
Fe opløses ikke i vandige opløsninger af alkalier. Det reagerer kun med smeltede alkalier ved meget høje temperaturer.
6. Interaktion med salte af mindre aktive metaller
Fe + CuSO 4 \u003d FeSO 4 + Cu
Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0
7. Interaktion med gasformig carbonmonoxid (t = 200°C, P)
Fe (pulver) + 5CO (g) \u003d Fe 0 (CO) 5 jernpentacarbonyl
Fe(III) forbindelser
Fe 2 O 3 - jernoxid (III).
rødbrunt pulver, n. R. i H 2 O. I naturen - "rød jernmalm".
Måder at få:
1) nedbrydning af jernhydroxid (III)
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
2) pyritristning
4FeS 2 + 11O 2 \u003d 8SO 2 + 2Fe 2 O 3
3) nedbrydning af nitrat
Kemiske egenskaber
Fe 2 O 3 er et basisk oxid med tegn på amfoterisme.
I. Hovedegenskaberne manifesteres i evnen til at reagere med syrer:
Fe2O3 + 6H+ = 2Fe3+ + ZN2O
Fe 2 O 3 + 6HCI \u003d 2FeCI 3 + 3H 2 O
Fe 2 O 3 + 6HNO 3 \u003d 2Fe (NO 3) 3 + 3H 2 O
II. Svage syreegenskaber. Fe 2 O 3 opløses ikke i vandige opløsninger af alkalier, men når det smelter sammen med faste oxider, alkalier og carbonater, dannes ferriter:
Fe 2 O 3 + CaO \u003d Ca (FeO 2) 2
Fe 2 O 3 + 2 NaOH \u003d 2NaFeO 2 + H 2 O
Fe 2 O 3 + MgCO 3 \u003d Mg (FeO 2) 2 + CO 2
III. Fe 2 O 3 - råmateriale til jernproduktion i metallurgi:
Fe 2 O 3 + ZS \u003d 2Fe + ZSO eller Fe 2 O 3 + ZSO \u003d 2Fe + ZSO 2
Fe (OH) 3 - jern (III) hydroxid
Måder at få:
Opnået ved indvirkning af alkalier på opløselige salte Fe 3+:
FeCl3 + 3NaOH \u003d Fe (OH)3 + 3NaCl
På tidspunktet for modtagelse af Fe(OH) 3 - rødbrunt mucosamorft bundfald.
Fe (III) hydroxid dannes også under oxidation af Fe og Fe (OH) 2 i fugtig luft:
4Fe + 6H 2 O + 3O 2 \u003d 4Fe (OH) 3
4Fe(OH) 2 + 2Н 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3
Fe(III)-hydroxid er slutproduktet af hydrolyse af Fe3+-salte.
Kemiske egenskaber
Fe(OH) 3 er en meget svag base (meget svagere end Fe(OH) 2). Viser mærkbare sure egenskaber. Således har Fe (OH) 3 en amfoter karakter:
1) reaktioner med syrer forløber let:
2) et frisk bundfald af Fe(OH)3 opløses i varm konc. opløsninger af KOH eller NaOH med dannelse af hydroxokomplekser:
Fe (OH) 3 + 3KOH \u003d K 3
I en alkalisk opløsning kan Fe (OH) 3 oxideres til ferrater (salte af jernsyre H 2 FeO 4 ikke isoleret i fri tilstand):
2Fe(OH)3 + 10KOH + 3Br2 = 2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O
Fe 3+ salte
De mest praktisk vigtige er: Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe (NO 3) 3, Fe (SCN) 3, K 3 4 - gult blodsalt \u003d Fe 4 3 preussisk blåt (mørkeblåt bundfald)
b) Fe 3+ + 3SCN - \u003d Fe (SCN) 3 Fe (III) thiocyanat (blodrød opløsning)
Jern er et grundstof i en sekundær undergruppe af den ottende gruppe af den fjerde periode af det periodiske system af kemiske grundstoffer af D. I. Mendeleev med atomnummer 26. Det er betegnet med symbolet Fe (lat. Ferrum). Et af de mest almindelige metaller i jordskorpen (andenplads efter aluminium). Medium aktivitet metal, reduktionsmiddel.
Vigtigste oxidationstilstande - +2, +3
Det simple stof jern er et formbart sølv-hvidt metal med en høj kemisk reaktivitet: Jern korroderer hurtigt ved høje temperaturer eller høj luftfugtighed. I ren ilt brænder jern, og i en fint spredt tilstand antændes det spontant i luft.
Kemiske egenskaber af et simpelt stof - jern:
Ruster og brænder i ilt
1) I luft oxideres jern let i nærvær af fugt (rustning):
4Fe + 3O2 + 6H2O → 4Fe(OH)3
En opvarmet jerntråd brænder i ilt og danner kalksten - jernoxid (II, III):
3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4
3Fe + 2O 2 → (Fe II Fe 2 III) O 4 (160 ° С)
2) Ved høje temperaturer (700–900°C) reagerer jern med vanddamp:
3Fe + 4H 2 O - t ° → Fe 3 O 4 + 4H 2
3) Jern reagerer med ikke-metaller ved opvarmning:
2Fe+3Cl2 →2FeCl3 (200 °C)
Fe + S – t° → FeS (600 °C)
Fe + 2S → Fe +2 (S 2 -1) (700 ° С)
4) I en række spændinger er det til venstre for brint, reagerer med fortyndede syrer Hcl og H 2 SO 4, mens der dannes jern (II) salte og brint frigives:
Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (reaktioner udføres uden luftadgang, ellers omdannes Fe +2 gradvist af oxygen til Fe +3)
Fe + H 2 SO 4 (diff.) → FeSO 4 + H 2
I koncentrerede oxiderende syrer opløses jern kun ved opvarmning, det passerer straks ind i Fe 3+ kationen:
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
(i den kolde, koncentrerede salpetersyre og svovlsyre passivere
Et jernsøm nedsænket i en blålig opløsning af kobbersulfat dækkes gradvist med en belægning af rødt metallisk kobber.
5) Jern fortrænger metaller til højre for det i opløsninger af deres salte.
Fe + CuS04 → FeS04 + Cu
Amfotericitet af jern manifesteres kun i koncentrerede alkalier under kogning:
Fe + 2NaOH (50%) + 2H 2 O \u003d Na 2 ↓ + H 2
og et bundfald af natriumtetrahydroxoferrat(II) dannes.
Teknisk jern- legeringer af jern med kulstof: støbejern indeholder 2,06-6,67% C, stål 0,02-2,06% C, andre naturlige urenheder (S, P, Si) og kunstigt indførte specielle additiver (Mn, Ni, Cr) er ofte til stede, hvilket giver jernlegeringer teknisk nyttige egenskaber - hårdhed, termisk og korrosionsbestandighed, formbarhed mv. . .
Højovnsjernproduktionsproces
Højovnsprocessen til jernproduktion består af følgende trin:
a) tilberedning (ristning) af sulfid- og carbonatmalm - omdannelse til oxidmalm:
FeS 2 → Fe 2 O 3 (O 2, 800 ° С, -SO 2) FeCO 3 → Fe 2 O 3 (O 2, 500-600 ° С, -CO 2)
b) afbrænding af koks med varmblæsning:
C (koks) + O 2 (luft) → CO 2 (600-700 ° C) CO 2 + C (koks) ⇌ 2CO (700-1000 ° C)
c) reduktion af oxidmalm med kulilte CO i rækkefølge:
Fe2O3 →(CO)(Fe II Fe 2 III) O 4 →(CO) FeO →(CO) Fe
d) karburering af jern (op til 6,67 % C) og smeltning af støbejern:
Fe (t ) →(C(cola)900-1200°С) Fe (g) (støbejern, t pl 1145°С)
I støbejern er cementit Fe 2 C og grafit altid til stede i form af korn.
Stålproduktion
Omfordelingen af støbejern til stål udføres i specielle ovne (konverter, åben ild, elektrisk), som adskiller sig i opvarmningsmetoden; procestemperatur 1700-2000 °C. Ved at blæse iltberiget luft udbrænder overskydende kulstof fra støbejern samt svovl, fosfor og silicium i form af oxider. I dette tilfælde opfanges oxider enten i form af udstødningsgasser (CO 2, SO 2), eller bindes til en let adskillelig slagge - en blanding af Ca 3 (PO 4) 2 og CaSiO 3. For at opnå specialstål indføres legeringsadditiver af andre metaller i ovnen.
Kvittering rent jern i industrien - elektrolyse af en opløsning af jernsalte, for eksempel:
FeCl 2 → Fe↓ + Cl 2 (90°C) (elektrolyse)
(der er andre specielle metoder, herunder reduktion af jernoxider med brint).
Rent jern anvendes til fremstilling af speciallegeringer, til fremstilling af kerner af elektromagneter og transformere, støbejern anvendes til fremstilling af støbegods og stål, stål anvendes som konstruktions- og værktøjsmaterialer, herunder slid-, varme- og korrosion - modstandsdygtige materialer.
Jern(II)oxid F EO . Amfotert oxid med en stor overvægt af grundlæggende egenskaber. Sort, har en ionisk struktur af Fe 2+ O 2-. Når det opvarmes, nedbrydes det først og dannes derefter igen. Det dannes ikke under forbrænding af jern i luft. Reagerer ikke med vand. Nedbrydes af syrer, sammensmeltet med alkalier. Oxiderer langsomt i fugtig luft. Genvundet af brint, koks. Deltager i højovnsprocessen ved jernsmeltning. Det bruges som en del af keramik og mineralsk maling. Ligninger for de vigtigste reaktioner:
4FeO ⇌ (Fe II Fe 2 III) + Fe (560-700 ° С, 900-1000 ° С)
FeO + 2HC1 (razb.) \u003d FeC1 2 + H 2 O
FeO + 4HNO 3 (konc.) \u003d Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O
FeO + 4NaOH \u003d 2H2O+ Nen 4FeO3 (rød.) trioxoferrat(II)(400-500 °С)
FeO + H 2 \u003d H 2 O + Fe (høj renhed) (350 ° C)
FeO + C (koks) \u003d Fe + CO (over 1000 ° C)
FeO + CO \u003d Fe + CO 2 (900 ° C)
4FeO + 2H 2 O (fugt) + O 2 (luft) → 4FeO (OH) (t)
6FeO + O 2 \u003d 2 (Fe II Fe 2 III) O 4 (300-500 ° С)
Kvittering i laboratorier: termisk nedbrydning af jern (II) forbindelser uden luftadgang:
Fe (OH) 2 \u003d FeO + H 2 O (150-200 ° C)
FeSOz \u003d FeO + CO 2 (490-550 ° С)
Dijernoxid (III) - jern ( II ) ( Fe II Fe 2 III) O 4 . Dobbelt oxid. Sort, har den ioniske struktur af Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Termisk stabil op til høje temperaturer. Reagerer ikke med vand. Nedbrydes af syrer. Det reduceres af brint, glødende jern. Deltager i højovnsprocessen til jernproduktion. Det bruges som en komponent i mineralske malinger ( minium jern), keramik, farvet cement. Produktet af speciel oxidation af overfladen af stålprodukter ( sortner, blåner). Sammensætningen svarer til brun rust og mørk skæl på jern. Anvendelse af Fe 3 O 4-formlen anbefales ikke. Ligninger for de vigtigste reaktioner:
2 (Fe II Fe 2 III) O 4 \u003d 6FeO + O 2 (over 1538 ° С)
(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 (luft) \u003d 6Fe 2 O 3 (450-600 ° С)
(Fe II Fe 2 III) O 4 + 4H 2 \u003d 4H 2 O + 3Fe (høj renhed, 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 ° С, 560-700 ° С)
Kvittering: forbrænding af jern (se) i luft.
magnetit.
Jern(III)oxid F e2O3 . Amfotert oxid med en overvægt af grundlæggende egenskaber. Rødbrun, har en ionstruktur (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Termisk stabil op til høje temperaturer. Det dannes ikke under forbrænding af jern i luft. Reagerer ikke med vand, fra opløsningen udfældes et brunt amorft hydrat Fe 2 O 3 nH 2 O. Reagerer langsomt med syrer og baser. Det reduceres af kulilte, smeltet jern. Legeringer med oxider af andre metaller og danner dobbeltoxider - spineller(tekniske produkter kaldes ferriter). Det bruges som råmateriale ved jernsmeltning i højovnsprocessen, som katalysator ved fremstilling af ammoniak, som en komponent i keramik, farvede cementer og mineralske malinger, ved termitsvejsning af stålkonstruktioner, som lyd- og billedbærer. på magnetbånd, som polermiddel til stål og glas.
Ligninger for de vigtigste reaktioner:
6Fe 2 O 3 \u003d 4 (Fe II Fe 2 III) O 4 + O 2 (1200-1300 ° С)
Fe2O3 + 6HC1 (razb.) → 2FeC13 + ZH2O (t) (600 °C, p)
Fe203 + 2NaOH (konc.) → H2O+ 2 N-enFeO 2 (rød)dioxoferrat(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 (meget ren, 1050-1100 ° С)
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 ° С)
Kvittering i laboratoriet - termisk nedbrydning af jern (III) salte i luft:
Fe 2 (SO 4) 3 \u003d Fe 2 O 3 + 3SO 3 (500-700 ° С)
4 (Fe (NO 3) 3 9 H 2 O) \u003d 2 Fe a O 3 + 12NO 2 + 3O 2 + 36H 2 O (600-700 ° С)
I naturen - jernoxidmalm hæmatit Fe 2 O 3 og limonit Fe 2 O 3 nH 2 O
Jern(II)hydroxid F e(OH)2. Amfotert hydroxid med en overvægt af basiske egenskaber. Hvide (nogle gange med et grønligt skær), Fe-OH-bindinger er overvejende kovalente. Termisk ustabil. Oxiderer nemt i luft, især når det er vådt (mørker). Uopløseligt i vand. Reagerer med fortyndede syrer, koncentrerede alkalier. Typisk restaurator. Et mellemprodukt i rustning af jern. Det bruges til fremstilling af den aktive masse af jern-nikkel-batterier.
Ligninger for de vigtigste reaktioner:
Fe (OH) 2 \u003d FeO + H 2 O (150-200 ° C, i atm.N 2)
Fe (OH) 2 + 2HC1 (razb.) \u003d FeC1 2 + 2H 2 O
Fe (OH) 2 + 2 NaOH (> 50%) \u003d Na 2 ↓ (blå-grøn) (kogende)
4Fe(OH) 2 (suspension) + O 2 (luft) → 4FeO(OH)↓ + 2H 2 O (t)
2Fe (OH) 2 (suspension) + H 2 O 2 (razb.) \u003d 2FeO (OH) ↓ + 2H 2 O
Fe (OH) 2 + KNO 3 (konc.) \u003d FeO (OH) ↓ + NO + KOH (60 ° С)
Kvittering: udfældning fra opløsning med alkalier eller ammoniakhydrat i en inert atmosfære:
Fe2+ + 2OH (razb.) = Fe(OH)2 ↓
Fe2+ + 2 (NH3H2O) = Fe(OH)2 ↓+ 2NH4
Jernmetahydroxid F eO(OH). Amfotert hydroxid med en overvægt af basiske egenskaber. Lysebrune, Fe-O og Fe-OH bindinger er overvejende kovalente. Når det opvarmes, nedbrydes det uden at smelte. Uopløseligt i vand. Det udfælder fra opløsning i form af et brunt amorft polyhydrat Fe 2 O 3 nH 2 O, som, når det holdes under en fortyndet alkalisk opløsning eller når det tørres, bliver til FeO (OH). Reagerer med syrer, faste alkalier. Svagt oxidations- og reduktionsmiddel. Sintret med Fe(OH)2. Et mellemprodukt i rustning af jern. Det bruges som base for gul mineralsk maling og emaljer, som udstødningsgasabsorber, som katalysator i organisk syntese.
Forbindelsessammensætning Fe(OH) 3 kendes ikke (ikke modtaget).
Ligninger for de vigtigste reaktioner:
Fe203. nH2O→( 200-250 °С, —H 2 O) FeO(OH)→( 560-700°C i luft, -H2O)→Fe2O3
FeO (OH) + ZNS1 (razb.) \u003d FeC1 3 + 2H 2 O
FeO(OH)→ Fe 2 O 3 . nH 2 O-kolloid(NaOH (konc.))
FeO(OH) → Nen 3 [Fe(OH)6]hvid henholdsvis Na5 og K4; i begge tilfælde udfældes et blåt produkt med samme sammensætning og struktur, KFe III. I laboratoriet kaldes dette bundfald Preussisk blå, eller turnbull blå:
Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓
Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓
Kemiske navne på indledende reagenser og reaktionsprodukt:
K 3 Fe III - kaliumhexacyanoferrat (III)
K 4 Fe III - kaliumhexacyanoferrat (II)
KFe III - hexacyanoferrat (II) jern (III) kalium
Derudover er thiocyanation NCS - et godt reagens for Fe 3+ ioner, jern (III) kombineres med det, og en lys rød ("blodig") farve vises:
Fe 3+ + 6NCS - = 3-
Med dette reagens (for eksempel i form af KNCS-salt) kan selv spor af jern (III) påvises i postevand, hvis det passerer gennem jernrør dækket af rust indefra.
DEFINITION
Jern(II)oxid under normale forhold er det et sort pulver (fig. 1), der nedbrydes ved moderat opvarmning og gendannes fra nedbrydningsprodukterne ved yderligere opvarmning.
Efter kalcinering er den kemisk inaktiv. Pyroforen pulver. Reagerer ikke med koldt vand. Viser amfotere egenskaber (med en overvægt af basisk). Let oxideres af ilt. Det reduceres af brint og kulstof.
Ris. 1. Jernoxid (II). Udseende.
Kemisk formel for jernoxid 2
Den kemiske formel for jern(II)oxid er FeO. Den kemiske formel viser den kvalitative og kvantitative sammensætning af molekylet (hvor mange og hvilke atomer der er til stede i det). Ifølge den kemiske formel kan du beregne molekylvægten af et stof (Ar (Fe) \u003d 56 amu, Ar (O) \u003d 16 amu):
Mr(FeO) = Ar(Fe) + Ar(O);
Mr(FeO) = 56 + 16 = 72.
Strukturel (grafisk) formel for jernoxid 2
Den strukturelle (grafiske) formel for et stof er mere visuel. Det viser, hvordan atomer er forbundet med hinanden i et molekyle. Nedenfor er den grafiske formel for jernoxid (II):
Eksempler på problemløsning
EKSEMPEL 1
| Dyrke motion | Ved neutralisering af 25,5 g mættet monobasisk syre med et overskud af natriumbicarbonatopløsning blev 5,6 l (N.O.) gas frigivet. Bestem syrens molekylære formel. |
| Afgørelse | Lad os skrive ligningen for reaktionen af neutralisering af en mættet monobasisk syre med et overskud af natriumbicarbonatopløsning i generel form: C n H 2n+1 COOH + NaHCO 3 → C n H 2n+1 COONa + CO 2 + H 2 O. Beregn mængden af kuldioxid, der frigives under reaktionen: n(CO 2) \u003d V (CO 2) / V m; n(CO 2) \u003d 5,6 / 22,4 \u003d 0,25 mol. Ifølge reaktionsligningen n(CO 2): n(C n H 2n+1 COOH) = 1:1, dvs. n (C n H 2n + 1 COOH) \u003d n (CO 2) \u003d 0,25 mol. Beregn molmassen af den begrænsende monobasiske syre: M(CnH2n+1COOH) = m(CnH2n+1COOH)/n(CnH2n+1COOH); M(C n H 2 n +1 COOH) \u003d 25,5 / 0,25 \u003d 102 g/mol. Lad os bestemme antallet af kulstofatomer i molekylet af den begrænsende monobasiske syre (værdierne af relative atommasser taget fra det periodiske system af D.I. Mendeleev er afrundet til heltal: 12 for kulstof, 1 for brint og 16 for oxygen ): M(CnH2n+1 COOH) = 12n + 2n + 1 + 12 + 16 + 16 +1 = 14n + 46; 14n + 46 = 102 g/mol; Så molekylformlen for den begrænsende monobasiske syre er C 4 H 9 COOH. |
| Svar | C4H9COOH |
EKSEMPEL 2
| Dyrke motion | Indstil molekylformlen for en alken, hvis det vides, at 2,8 g af den kan tilsætte 1120 ml (N.O.) hydrogenchlorid. |
| Afgørelse | Lad os skrive ligningen for reaktionen af tilsætningen af hydrogenchlorid til en alken i generel form: C n H 2 n + HCI → C n H 2 n + 1 Cl. Beregn mængden af hydrogenchloridstof: n(HCl) = V(HCl)/Vm; n(HCl) = 1,2/22,4 = 0,05 mol. Ifølge reaktionsligningen n(HCl): n(C n H 2n) = 1:1, dvs. n (C n H 2n) \u003d n (HCl) \u003d 0,05 mol. Beregn molmassen af en alken: M(CnH2n) = m(CnH2n)/n(CnH2n); M(C n H 2 n) \u003d 2,8 / 0,05 \u003d 56 g / mol. Lad os bestemme antallet af kulstofatomer i et alkenmolekyle (værdierne af relative atommasser taget fra det periodiske system af D.I. Mendeleev er afrundet til heltal: 12 for kulstof og 1 for brint): M(CnH2n) = 12n + 2n = 14n; 14n = 56 g/mol; Så molekylformlen for alkenen er C 4 H 8. |
| Svar | C4H8 |
68. Jernforbindelser
Jern(II)oxid FeO- et sort krystallinsk stof, uopløseligt i vand og alkalier. FeO matcher base Fe(OH)2.
Kvittering. Jernoxid (II) kan opnås ved ufuldstændig reduktion af magnetisk jernmalm med kulilte (II):
Kemiske egenskaber. Det er det vigtigste oxid. Reagerer med syrer og danner salte:
Jern(II)hydroxid Fe(OH)2- hvidt krystallinsk stof.
Kvittering. Jern(II)hydroxid opnås fra jernholdige salte ved indvirkning af alkaliske opløsninger:
Kemiske egenskaber. basisk hydroxid. Reagerer med syrer:
I luft oxideres Fe (OH) 2 til Fe (OH) 3:
Jern(III)oxid Fe2O3- et brunt stof, forekommer i naturen i form af rød jernmalm, uopløseligt i vand.
Kvittering. Ved fyring af pyrit:
Kemiske egenskaber. Viser svage amfotere egenskaber. Når det interagerer med alkalier, danner det salte:
Jern(III)hydroxid Fe(OH)3- et stof med rød-brun farve, uopløseligt i vand og overskydende alkali.
Kvittering. Opnået ved oxidation af jernoxid (III) og jernhydroxid (II).
Kemiske egenskaber. Det er en amfoter forbindelse (med en overvægt af grundlæggende egenskaber). Det udfældes under påvirkning af alkalier på jernsalte:
Jernholdige salte opnået ved vekselvirkning af metallisk jern med de tilsvarende syrer. De er stærkt hydrolyseret, derfor er deres vandige opløsninger energiske reduktionsmidler:
Når det opvarmes til over 480 °C, nedbrydes det og danner oxider:
Under virkningen af alkalier på jern(II)sulfat dannes jern(II)hydroxid:
Danner et krystallinsk hydrat FeS04-7H2O (jernvitriol). Jern (III) chlorid FeCl3 – mørkebrunt krystallinsk stof.
Kemiske egenskaber. Opløseligt i vand. FeCl3 udviser oxiderende egenskaber.
Reduktionsmidler - magnesium, zink, svovlbrinte, oxideres uden opvarmning.
Kemiske egenskaber
Kemiske egenskaber
Fe(II)-salte
Kemiske egenskaber
Kemiske egenskaber
FeO - Fe(II)oxid.
Ildfast sort pyroforisk pulver, uopløseligt i vand.
Ifølge dets kemiske egenskaber er FeO et basisk oxid. Reagerer med syrer og danner salte:
FeO + 2HCl \u003d FeCl2 + H2O
4FeO + O 2 \u003d 2Fe 2 O 3
3FeO + 10HNO 3 \u003d 3Fe (NO 3) 3 + NO + 5H 2 O
Fe (OH) 2 - Fe (II) hydroxid er et hvidt fast stof, uopløseligt i vand.
Ifølge dets kemiske egenskaber er det en svag base, den reagerer let med syrer og reagerer ikke med alkalier. Fe (OH) 2 er et ustabilt stof: når det opvarmes uden adgang til luft, nedbrydes det og oxideres spontant i luften:
Fe (OH) 2 \u003d FeO + H 2 O (t)
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3
lysegrøn brun
De mest praktisk vigtige er: FeSO 4 , FeCl 2 , Fe(NO 3) 3 , FeS, FeS 2 .
Dannelsen af komplekse og dobbelte salte med alkalimetal- og ammoniumsalte er karakteristisk:
Fe(CN) 2 + 4KCN = K 4 (gult blodsalt)
FeCl 2 + 2KCl \u003d K 2
Mora Salt
(NH 4) 2 SO 4 FeSO 4 6H 2 O
blæksten
Den hydrerede Fe 2+ ion har en lysegrøn farve.
1. Opløselige salte af Fe 2+ i vandige opløsninger undergår hydrolyse med dannelse af et surt miljø:
Fe 2+ + H2O ↔ FeOH + + H+
2. Vis almindelige egenskaber for typiske salte (ionbytningsinteraktioner):
FeS + 2HCl \u003d FeCl2 + H2S
FeCl 2 + 2 NaOH \u003d Fe (OH) 2 ↓ + 2 NaCl
FeSO 4 + BaCl 2 \u003d FeCl 2 + BaSO 4 ↓
3. Oxideres nemt af stærke oxidationsmidler
Fe 2+ - 1ē → Fe 3+
10Fe +2 SO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5Fe +3 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O
4. Kvalitative reaktioner til påvisning af Fe 2+ kationer:
a) 3Fe 2+ + 2 3- = Fe 3 2 ↓
rødt blod salt turnbull blå
(mørkeblåt bundfald)
b) under påvirkning af alkali udfældes et lysegrønt bundfald af Fe (OH) 2, som gradvist bliver grønt i luften og derefter bliver til brunt Fe (OH) 3.
Fe(III) forbindelser
Fe 2 O 3 - jernoxid (III)
Rødbrunt pulver, uopløseligt i vand. I naturen - "rød jernmalm".
Fe 2 O 3 er et basisk oxid med tegn på amfoterisme.
1. Hovedegenskaberne manifesteres i evnen til at reagere med syrer:
Fe 2 O 3 + 6HCl \u003d 2FeCl 3 + 3H 2 O
Fe 2 O 3 + 6HNO 3 \u003d 2Fe (NO 3) 3 + 3H 2 O
2. Fe 2 O 3 opløses ikke i vandige opløsninger af alkalier, men ved sammensmeltning med faste oxider, alkalier og carbonater dannes ferriter:
Fe 2 O 3 + CaO \u003d Ca (FeO 2) 2 (t)
Fe 2 O 3 + 2 NaOH \u003d 2NaFeO 2 + H 2 O (t)
Fe 2 O 3 + MgCO 3 \u003d Mg (FeO 2) 2 + CO 2 (t)
3. Fe 2 O 3 - råmateriale til jernproduktion i metallurgi:
Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO eller Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2
Fe (OH) 3 - jern (III) hydroxid
Fe(OH) 3 er en meget svag base (meget svagere end Fe(OH) 2). Fe (OH) 3 har en amfoter karakter:
1) Reaktioner med syrer forløber let:
Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O
2) Et frisk bundfald af Fe (OH) 3 opløses i varme koncentrerede opløsninger af KOH eller NaOH med dannelse af hydroxokomplekser:
Fe (OH) 3 + 2KOH \u003d K 3
I en alkalisk opløsning kan Fe (OH) 3 oxideres til ferrater (salte af jernsyre H 2 FeO 4 ikke isoleret i fri tilstand):
2Fe(OH)3 + 10KOH + 3Br2 = 2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O
Fe 3+ salte
De mest praktisk vigtige er:
Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe(NO 3) 3, Fe(SCN) 3, K 3
Dannelsen af dobbeltsalte - jernalun er karakteristisk:
(NH 4) Fe (SO 4) 2 12H 2 O
KFe(SO4)212H2O
Fe 3+ salte er ofte farvede både i fast tilstand og i vandig opløsning. Dette skyldes tilstedeværelsen af hydrerede former eller hydrolyseprodukter.
Indlæser...