Inimkeha sisaldab umbes 5 g rauda, suurem osa sellest (70%) on osa veres leiduvast hemoglobiinist.
Füüsilised omadused
Raud on vabas olekus hõbevalge hallika varjundiga metall. Puhas raud on plastiline ja sellel on ferromagnetilised omadused. Praktikas kasutatakse tavaliselt rauasulameid - malmi ja teraseid.
Fe on VIII rühma sekundaarse alarühma üheksa d-metalli kõige olulisem ja levinum element. Koos koobalti ja nikliga moodustab see "raudse perekonna".
Teiste elementidega ühendite moodustamisel kasutab see sageli 2 või 3 elektroni (B \u003d II, III).
Raud, nagu peaaegu kõik VIII rühma d-elemendid, ei näita rühma numbriga võrdset kõrgemat valentsust. Selle maksimaalne valentsus ulatub VI ja on äärmiselt haruldane.
Kõige tüüpilisemad on need ühendid, milles Fe aatomid on oksüdatsiooniastmes +2 ja +3.
Raua saamise meetodid
1. Kaubanduslik raud (süsiniku ja muude lisanditega sulamis) saadakse selle looduslike ühendite karbotermilise redutseerimise teel vastavalt skeemile:
Taastumine toimub järk-järgult, kolmes etapis:
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
Selle protsessi tulemusena saadav malm sisaldab rohkem kui 2% süsinikku. Tulevikus saadakse teraseid malmist - rauasulamitest, mis sisaldavad vähem kui 1,5% süsinikku.
2. Väga puhast rauda saadakse ühel järgmistest viisidest:
a) pentakarbonüül Fe lagunemine
Fe(CO)5 = Fe + 5CO
b) puhta FeO vesiniku redutseerimine
FeO + H2 \u003d Fe + H2O
c) Fe +2 soolade vesilahuste elektrolüüs
FeC 2 O 4 \u003d Fe + 2СO 2
raud(II)oksalaat
Keemilised omadused
Fe - keskmise aktiivsusega metall, millel on metallidele iseloomulikud üldised omadused.
Ainulaadne omadus on võime "roostetada" niiskes õhus:
Kuiva õhuga niiskuse puudumisel hakkab raud märgatavalt reageerima alles T > 150°C juures; kaltsineerimisel moodustub "raudkatlakivi" Fe 3 O 4:
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4
Raud ei lahustu vees hapniku puudumisel. Väga kõrgetel temperatuuridel reageerib Fe veeauruga, tõrjudes veemolekulidest välja vesiniku:
3 Fe + 4H 2O (g) \u003d 4H 2
Selle mehhanismi roostetamise protsess on elektrokeemiline korrosioon. Roostetoode on esitatud lihtsustatud kujul. Tegelikult moodustub muutuva koostisega oksiidide ja hüdroksiidide segu lahtine kiht. Erinevalt Al 2 O 3 kilest ei kaitse see kiht rauda edasise hävimise eest.
Korrosiooni tüübid
Raua korrosioonikaitse
1. Koostoime halogeenide ja väävliga kõrgel temperatuuril.
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
2Fe + 3F 2 = 2FeF 3
Fe + I 2 \u003d FeI 2
Tekivad ühendid, milles domineerib ioonse sideme tüüp.
2. Koostoime fosfori, süsiniku, räniga (raud ei ühine otseselt N 2 ja H 2-ga, vaid lahustab need).
Fe + P = Fe x P y
Fe + C = Fe x C y
Fe + Si = FexSiy
Tekivad muutuva koostisega ained, kuna bertoliidid (ühendites domineerib sideme kovalentne olemus)
3. Koostoime "mitteoksüdeerivate" hapetega (HCl, H 2 SO 4 dil.)
Fe 0 + 2H+ → Fe 2+ + H2
Kuna Fe asub aktiivsusreas vesinikust vasakul (E ° Fe / Fe 2+ \u003d -0,44 V), on see võimeline H2 tavalistest hapetest välja tõrjuma.
Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2
Fe + H 2 SO 4 \u003d FeSO 4 + H 2
4. Koostoime "oksüdeerivate" hapetega (HNO 3 , H 2 SO 4 konts.)
Fe 0 - 3e - → Fe 3+
Kontsentreeritud HNO 3 ja H 2 SO 4 "passiveerivad" rauda, mistõttu tavatemperatuuril metall neis ei lahustu. Tugeva kuumutamise korral toimub aeglane lahustumine (ilma H 2 vabanemiseta).
In razb. HNO 3 raud lahustub, läheb lahusesse Fe 3+ katioonide kujul ja happe anioon redutseeritakse NO *-ks:
Fe + 4HNO 3 \u003d Fe (NO 3) 3 + NO + 2H 2 O
See lahustub väga hästi HCl ja HNO 3 segus
5. Suhtumine leelistesse
Fe ei lahustu leeliste vesilahustes. See reageerib sula leelistega ainult väga kõrgetel temperatuuridel.
6. Koostoime vähemaktiivsete metallide sooladega
Fe + CuSO 4 \u003d FeSO 4 + Cu
Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0
7. Koostoime gaasilise süsinikmonooksiidiga (t = 200°C, P)
Fe (pulber) + 5CO (g) \u003d Fe 0 (CO) 5 raudpentakarbonüül
Fe(III) ühendid
Fe 2 O 3 - raudoksiid (III).
Punakaspruun pulber, n. R. H 2 O-s. Looduses - "punane rauamaak".
Võimalused saada:
1) raudhüdroksiidi (III) lagunemine
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
2) püriidi röstimine
4FeS 2 + 11O 2 \u003d 8SO 2 + 2Fe 2 O 3
3) nitraadi lagunemine
Keemilised omadused
Fe 2 O 3 on aluseline oksiid, millel on amfoterismi tunnused.
I. Peamised omadused avalduvad võimes reageerida hapetega:
Fe2O3 + 6H+ = 2Fe3+ + ZH2O
Fe2O3 + 6HCI \u003d 2FeCI3 + 3H2O
Fe 2 O 3 + 6HNO 3 \u003d 2Fe (NO 3) 3 + 3H 2 O
II. Nõrgad happelised omadused. Fe 2 O 3 ei lahustu leeliste vesilahustes, kuid tahkete oksiidide, leeliste ja karbonaatidega sulatamisel tekivad ferriidid:
Fe 2 O 3 + CaO \u003d Ca (FeO 2) 2
Fe 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaFeO 2 + H 2 O
Fe 2 O 3 + MgCO 3 \u003d Mg (FeO 2) 2 + CO 2
III. Fe 2 O 3 - lähteaine raua tootmiseks metallurgias:
Fe 2 O 3 + ZS \u003d 2Fe + ZSO või Fe 2 O 3 + ZSO \u003d 2Fe + ZSO 2
Fe (OH) 3 - raud (III) hüdroksiid
Võimalused saada:
Saadakse leeliste toimel lahustuvatele sooladele Fe 3+:
FeCl 3 + 3NaOH \u003d Fe (OH) 3 + 3NaCl
Fe(OH) 3 saamise ajal - punakaspruun limaskestamorfne sade.
Fe (III) hüdroksiid tekib ka Fe ja Fe (OH) 2 oksüdeerumisel niiskes õhus:
4Fe + 6H 2O + 3O 2 \u003d 4Fe (OH) 3
4Fe(OH)2 + 2Н 2O + O 2 = 4Fe(OH)3
Fe(III)hüdroksiid on Fe 3+ soolade hüdrolüüsi lõpp-produkt.
Keemilised omadused
Fe(OH)3 on väga nõrk alus (palju nõrgem kui Fe(OH)2). Näitab märgatavaid happelisi omadusi. Seega on Fe (OH) 3 amfoteerne iseloom:
1) reaktsioonid hapetega kulgevad kergesti:
2) värske Fe(OH) 3 sade lahustatakse kuumas konts. KOH või NaOH lahused hüdroksokomplekside moodustamisega:
Fe (OH) 3 + 3 KOH \u003d K 3
Leeliselises lahuses saab Fe (OH) 3 oksüdeerida ferraadiks (raudhappe H 2 FeO 4 soolad, mida ei eraldata vabas olekus):
2Fe(OH)3 + 10KOH + 3Br2 = 2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O
Fe 3+ soolad
Praktiliselt olulisemad on: Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe (NO 3) 3, Fe (SCN) 3, K 3 4 - kollane veresool \u003d Fe 4 3 Preisi sinine (tumesinine sade)
b) Fe 3+ + 3SCN - \u003d Fe (SCN) 3 Fe (III) tiotsüanaat (verepunane lahus)
Raud on D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi neljanda perioodi kaheksanda rühma sekundaarse alamrühma element aatomnumbriga 26. Seda tähistatakse sümboliga Fe (lat. Ferrum). Üks levinumaid metalle maapõues (alumiiniumi järel teine koht). Keskmise aktiivsusega metall, redutseerija.
Peamised oksüdatsiooniastmed - +2, +3
Lihtaine raud on tempermalmist hõbevalge metall, millel on kõrge keemiline reaktsioonivõime: raud korrodeerub kiiresti kõrgel temperatuuril või kõrge õhuniiskuse korral. Puhtas hapnikus raud põleb ja peeneks hajutatud olekus süttib õhu käes spontaanselt.
Lihtsa aine - raua keemilised omadused:
Roostetamine ja põlemine hapnikus
1) Õhus oksüdeerub raud niiskuse juuresolekul kergesti (roostetamine):
4Fe + 3O2 + 6H2O → 4Fe(OH) 3
Kuumutatud raudtraat põleb hapnikus, moodustades katlakivi - raudoksiidi (II, III):
3Fe + 2O2 → Fe3O4
3Fe + 2O 2 → (Fe II Fe 2 III) O 4 (160 ° С)
2) Kõrgel temperatuuril (700–900°C) reageerib raud veeauruga:
3Fe + 4H2O - t ° → Fe3O4 + 4H2
3) Raud reageerib kuumutamisel mittemetallidega:
2Fe+3Cl2 →2FeCl3 (200 °C)
Fe + S – t° → FeS (600 °C)
Fe + 2S → Fe +2 (S 2 -1) (700 ° С)
4) Pingete reas on see vesinikust vasakul, reageerib lahjendatud hapetega Hcl ja H 2 SO 4, samal ajal moodustuvad raua (II) soolad ja eraldub vesinik:
Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (reaktsioonid viiakse läbi ilma õhu juurdepääsuta, vastasel juhul muutub Fe +2 hapniku toimel järk-järgult Fe +3-ks)
Fe + H 2 SO 4 (erinev) → FeSO 4 + H 2
Kontsentreeritud oksüdeerivates hapetes lahustub raud ainult kuumutamisel, see läheb kohe Fe 3+ katiooniks:
2Fe + 6H 2SO 4 (konts.) – t° → Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
Fe + 6HNO 3 (konts.) – t° → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
(külmas, kontsentreeritud lämmastik- ja väävelhappes passiivne
Sinakasse vasksulfaadi lahusesse sukeldatud raudnael kaetakse järk-järgult punase metallilise vase kattega.
5) Raud tõrjub endast paremale jäävaid metalle nende soolade lahustes.
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu
Raua amfoteersus avaldub keemise ajal ainult kontsentreeritud leelistes:
Fe + 2NaOH (50%) + 2H 2 O \u003d Na 2 ↓ + H 2
ja moodustub naatriumtetrahüdroksoferraat(II) sade.
Tehniline raud- rauasulamid süsinikuga: malm sisaldab 2,06–6,67% C, terasest 0,02-2,06% C, sageli esinevad muud looduslikud lisandid (S, P, Si) ja kunstlikult sisse viidud spetsiaalsed lisandid (Mn, Ni, Cr), mis annab rauasulamitele tehniliselt kasulikud omadused - kõvaduse, termilise ja korrosioonikindluse, vormitavuse jne. . .
Kõrgahjude raua tootmisprotsess
Raua tootmise kõrgahjuprotsess koosneb järgmistest etappidest:
a) sulfiid- ja karbonaatmaakide valmistamine (röstimine) – muundamine oksiidmaagiks:
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) koksi põletamine kuuma puhumisega:
C (koks) + O 2 (õhk) → CO 2 (600–700 ° C) CO 2 + C (koks) ⇌ 2CO (700–1000 ° C)
c) oksiidmaagi redutseerimine süsinikmonooksiidi COga järjestikku:
Fe2O3 → (CO)(Fe II Fe 2 III) O 4 → (CO) FeO → (CO) Fe
d) raua karburiseerimine (kuni 6,67% C) ja malmi sulatamine:
Fe (t ) →(C(koks)900-1200°С) Fe (g) (malm, t pl 1145°C)
Malmis on tsementiit Fe 2 C ja grafiit alati terade kujul.
Terase tootmine
Malmi ümberjaotamine teraseks toimub spetsiaalsetes ahjudes (konverter, lahtine kolle, elektriline), mis erinevad kuumutamismeetodi poolest; protsessi temperatuur 1700-2000 °C. Hapnikuga rikastatud õhu puhumine põletab malmist liigse süsiniku, aga ka väävli, fosfori ja räni oksiididena. Sel juhul püütakse oksiidid kinni heitgaaside (CO 2, SO 2) kujul või seotakse kergesti eraldatavasse räbu - Ca 3 (PO 4) 2 ja CaSiO 3 segusse. Spetsiaalsete teraste saamiseks sisestatakse ahju teiste metallide legeerivad lisandid.
Kviitung puhas raud tööstuses - rauasoolade lahuse elektrolüüs, näiteks:
FeCl 2 → Fe↓ + Cl 2 (90°C) (elektrolüüs)
(on ka teisi erimeetodeid, sealhulgas raudoksiidide redutseerimine vesinikuga).
Puhast rauda kasutatakse spetsiaalsete sulamite tootmisel, elektromagnetite ja trafode südamike valmistamisel, malmi kasutatakse valandite ja terase tootmisel, terast kasutatakse konstruktsiooni- ja tööriistamaterjalina, sh kulumis-, kuumus- ja korrosioonimaterjalina. - vastupidavad materjalid.
Raud(II)oksiid F EO . Amfoteerne oksiid, millel on suur põhiomaduste ülekaal. Must, ioonstruktuuriga Fe 2+ O 2-. Kuumutamisel see kõigepealt laguneb, seejärel moodustub uuesti. See ei moodustu raua põlemisel õhus. Ei reageeri veega. Lagunenud hapete toimel, sulanud leelistega. Niiskes õhus oksüdeerub aeglaselt. Taastatud vesiniku, koksi abil. Osaleb raua sulatamise kõrgahjuprotsessis. Seda kasutatakse keraamika ja mineraalvärvide komponendina. Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:
4FeO ⇌ (Fe II Fe 2 III) + Fe (560–700 ° С, 900–1000 ° С)
FeO + 2HC1 (rasb.) \u003d FeC1 2 + H 2 O
FeO + 4HNO 3 (konts.) \u003d Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O
FeO + 4NaOH \u003d 2H 2 O + Na 4FeO3 (punane.) trioksoferraat (II)(400-500 °С)
FeO + H 2 \u003d H 2 O + Fe (kõrge puhtusastmega) (350 ° C)
FeO + C (koks) \u003d Fe + CO (üle 1000 ° C)
FeO + CO \u003d Fe + CO 2 (900 ° C)
4FeO + 2H 2O (niiskus) + O 2 (õhk) → 4FeO (OH) (t)
6FeO + O 2 \u003d 2 (Fe II Fe 2 III) O 4 (300-500 ° С)
Kviitung sisse laborid: raud(II)ühendite termiline lagunemine ilma õhu juurdepääsuta:
Fe (OH) 2 \u003d FeO + H 2 O (150-200 ° C)
FeSOz \u003d FeO + CO 2 (490-550 ° С)
diraudoksiid (III) - raud ( II ) ( Fe II Fe 2 III) O 4 . Topeltoksiid. Must, sellel on Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4 ioonstruktuur. Termiliselt stabiilne kuni kõrgete temperatuurideni. Ei reageeri veega. Laguneb hapete toimel. Seda redutseerib vesinik, kuum raud. Osaleb raua tootmise kõrgahjuprotsessis. Seda kasutatakse mineraalvärvide komponendina ( minimaalne raud), keraamika, värviline tsement. Terasetoodete pinna erilise oksüdatsiooni saadus ( mustamine, sinetamine). Koostis vastab pruunile roostele ja raua tumedale katlakivile. Fe 3 O 4 valemi kasutamine ei ole soovitatav. Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:
2 (Fe II Fe 2 III) O 4 \u003d 6FeO + O 2 (üle 1538 ° С)
(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8HC1 (rasb.) \u003d FeC1 2 + 2FeC1 3 + 4H 2 O
(Fe II Fe 2 III) O 4 + 10HNO 3 (konts.) \u003d 3 Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O
(Fe II Fe 2 III) O 4 + O 2 (õhk) \u003d 6Fe 2 O 3 (450-600 ° С)
(Fe II Fe 2 III) O 4 + 4H 2 \u003d 4H 2 O + 3Fe (kõrge puhtusastmega, 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)
Kviitung: raua põlemine (vt) õhus.
magnetiit.
Raud(III)oksiid F e 2 O 3 . Amfoteerne oksiid, mille põhiomadused on ülekaalus. Punakaspruun, ioonse struktuuriga (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Termiliselt stabiilne kuni kõrgete temperatuurideni. See ei moodustu raua põlemisel õhus. Ei reageeri veega, lahusest sadestub pruun amorfne hüdraat Fe 2 O 3 nH 2 O. Reageerib aeglaselt hapete ja leelistega. Seda vähendavad süsinikmonooksiid, sularaud. Sulamid teiste metallide oksiididega ja moodustavad topeltoksiide - spinellid(tehnilisi tooteid nimetatakse ferriitideks). Kasutatakse toorainena kõrgahjuprotsessis raua sulatamisel, katalüsaatorina ammoniaagi tootmisel, keraamika, värviliste tsementide ja mineraalvärvide komponendina, teraskonstruktsioonide termiitkeevitamisel, heli- ja pildikandjana. magnetlintidele terase ja klaasi poleerimisvahendina.
Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:
6Fe 2 O 3 \u003d 4 (Fe II Fe 2 III) O 4 + O 2 (1200-1300 ° С)
Fe 2 O 3 + 6HC1 (rasb.) → 2FeC1 3 + ZH 2 O (t) (600 ° C, p)
Fe 2 O 3 + 2NaOH (konts.) → H 2 O+ 2 NaFeO 2 (punane)dioksoferraat (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 (väga puhas, 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)
Kviitung laboris - raua (III) soolade termiline lagunemine õhus:
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)
Looduses - raudoksiidi maagid hematiit Fe 2 O 3 ja limoniit Fe 2 O 3 nH 2 O
Raud(II)hüdroksiid F e(OH)2. Amfoteerne hüdroksiid, mille põhiomadused on ülekaalus. Valged (mõnikord roheka varjundiga) Fe-OH sidemed on valdavalt kovalentsed. Termiliselt ebastabiilne. Oksüdeerub kergesti õhu käes, eriti märjana (tumeneb). Vees lahustumatu. Reageerib lahjendatud hapetega, kontsentreeritud leelistega. Tüüpiline restauraator. Vahesaadus raua roostetamisel. Seda kasutatakse raud-nikkelakude aktiivmassi tootmiseks.
Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:
Fe (OH) 2 \u003d FeO + H 2 O (150-200 ° C, atm.N 2)
Fe (OH) 2 + 2HC1 (rasb.) \u003d FeC1 2 + 2H 2 O
Fe (OH) 2 + 2NaOH (> 50%) \u003d Na 2 ↓ (sinakasroheline) (keevad)
4Fe(OH)2 (suspensioon) + O 2 (õhk) → 4FeO(OH)↓ + 2H 2O (t)
2Fe (OH) 2 (suspensioon) + H 2 O 2 (rasb.) \u003d 2FeO (OH) ↓ + 2H 2 O
Fe (OH) 2 + KNO 3 (konts.) \u003d FeO (OH) ↓ + NO + KOH (60 ° С)
Kviitung: leelise või ammoniaakhüdraadi lahusest sadestumine inertses atmosfääris:
Fe 2+ + 2OH (rasb.) = Fe(OH) 2 ↓
Fe 2+ + 2 (NH 3 H 2O) = Fe(OH) 2 ↓+ 2NH4
Raudmetahüdroksiid F eO(OH). Amfoteerne hüdroksiid, mille põhiomadused on ülekaalus. Helepruunid, Fe-O ja Fe-OH sidemed on valdavalt kovalentsed. Kuumutamisel laguneb see sulamata. Vees lahustumatu. See sadestub lahusest pruuni amorfse polühüdraadi Fe 2 O 3 nH 2 O kujul, mis lahjendatud aluselise lahuse all hoidmisel või kuivatamisel muutub FeO-ks (OH). Reageerib hapetega, tahkete leelistega. Nõrk oksüdeeriv ja redutseeriv aine. Paagutatud Fe(OH)2-ga. Vahesaadus raua roostetamisel. Seda kasutatakse kollaste mineraalvärvide ja emailide alusena, heitgaaside absorbeerijana, orgaanilise sünteesi katalüsaatorina.
Ühenduse koostis Fe(OH) 3 ei ole teada (ei ole saadud).
Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:
Fe2O3. nH 2 O→( 200-250 °С, —H 2 O) FeO(OH)→( 560–700 °C õhus, -H2O)→Fe 2 O 3
FeO (OH) + ZNS1 (rasb.) \u003d FeC1 3 + 2H 2 O
FeO(OH)→ Fe 2 O 3 . nH 2 O-kolloid(NaOH (konts.))
FeO(OH)→ Na 3 [Fe(OH)6]valge, vastavalt Na5 ja K4; mõlemal juhul sadestub sama koostise ja struktuuriga sinine saadus KFe III. Laboris nimetatakse seda sadet Preisi sinine, või turnbull sinine:
Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓
Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓
Algsete reaktiivide ja reaktsioonisaaduste keemilised nimetused:
K 3 Fe III – kaaliumheksatsüanoferraat (III)
K 4 Fe III – kaaliumheksatsüanoferraat (II)
KFe III - heksatsüanoferraat (II) raud (III) kaalium
Lisaks on tiotsüanaadi ioon NCS - hea reagent Fe 3+ ioonidele, raud (III) ühineb sellega ja ilmub helepunane (“verine”) värvus:
Fe 3+ + 6NCS - = 3-
Selle reagendiga (näiteks KNCS soola kujul) võib kraanivees tuvastada isegi raua (III) jälgi, kui see läbib seestpoolt roostega kaetud raudtorusid.
MÄÄRATLUS
Raud(II)oksiid tavatingimustes on tegemist musta pulbriga (joonis 1), mis laguneb mõõdukal kuumutamisel ja moodustub edasisel kuumutamisel uuesti lagunemissaadustest.
Pärast kaltsineerimist on see keemiliselt inaktiivne. Püroforeeni pulber. Ei reageeri külma veega. Näitab amfoteerseid omadusi (ülekaalus põhilised). Kergesti oksüdeerub hapniku toimel. Seda redutseerivad vesinik ja süsinik.
Riis. 1. Raudoksiid (II). Välimus.
Raudoksiidi keemiline valem 2
Raud(II)oksiidi keemiline valem on FeO. Keemiline valem näitab molekuli kvalitatiivset ja kvantitatiivset koostist (kui palju ja milliseid aatomeid selles on). Keemilise valemi järgi saate arvutada aine molekulmassi (Ar (Fe) \u003d 56 amu, Ar (O) \u003d 16 amu):
Mr(FeO) = Ar(Fe) + Ar(O);
Mr(FeO) = 56 + 16 = 72.
Raudoksiidi struktuurne (graafiline) valem 2
Aine struktuurne (graafiline) valem on visuaalsem. See näitab, kuidas aatomid on molekulis üksteisega ühendatud. Allpool on raudoksiidi (II) graafiline valem:
Näited probleemide lahendamisest
NÄIDE 1
| Harjutus | 25,5 g küllastunud ühealuselise happe neutraliseerimisel naatriumvesinikkarbonaadi lahusega vabanes 5,6 l (N.O.) gaasi. Määrake happe molekulvalem. |
| Otsus | Kirjutame küllastunud ühealuselise happe neutraliseerimisreaktsiooni võrrandi naatriumvesinikkarbonaadi lahuse liiaga üldkujul: C n H 2n+1 COOH + NaHCO 3 → C n H 2n+1 COONa + CO 2 + H 2 O. Arvutage reaktsiooni käigus eralduva süsinikdioksiidi kogus: n (CO 2) \u003d V (CO 2) / V m; n(CO 2) \u003d 5,6 / 22,4 \u003d 0,25 mol. Vastavalt reaktsioonivõrrandile n(CO 2): n(C n H 2n+1 COOH) = 1:1, s.o. n (C n H 2n + 1 COOH) \u003d n (CO 2) \u003d 0,25 mol. Arvutage piirava ühealuselise happe molaarmass: M(CnH2n+1COOH) = m(CnH2n+1COOH)/n(CnH2n+1COOH); M(C n H2 n +1 COOH) = 25,5 / 0,25 = 102 g / mol. Määrame süsinikuaatomite arvu piirava ühealuselise happe molekulis (D.I. Mendelejevi perioodilisest tabelist võetud suhteliste aatommasside väärtused on ümardatud täisarvudeks: 12 süsiniku, 1 vesiniku ja 16 hapniku jaoks ): M(CnH2n+1COOH) = 12n + 2n + 1 + 12 + 16 + 16 +1 = 14n + 46; 14n + 46 = 102 g/mol; Seega on piirava ühealuselise happe molekulaarvalem C 4 H 9 COOH. |
| Vastus | C4H9COOH |
NÄIDE 2
| Harjutus | Määrake alkeeni molekulvalem, kui on teada, et 2,8 g seda võib lisada 1120 ml (N.O.) vesinikkloriidi. |
| Otsus | Kirjutame vesinikkloriidi lisamise reaktsiooni võrrandi alkeenile üldkujul: C n H 2 n + HCl → C n H 2 n + 1 Cl. Arvutage vesinikkloriidi aine kogus: n(HCl) = V(HCl)/Vm; n(HCl) = 1,2/22,4 = 0,05 mol. Vastavalt reaktsioonivõrrandile n(HCl): n(C n H 2n) = 1:1, s.o. n (C n H 2n) \u003d n (HCl) = 0,05 mol. Arvutage alkeeni molaarmass: M(CnH2n) = m(CnH2n)/n(CnH2n); M(CnH2n) = 2,8 / 0,05 = 56 g/mol. Määrame süsinikuaatomite arvu alkeeni molekulis (D.I. Mendelejevi perioodilisest tabelist võetud suhteliste aatommasside väärtused on ümardatud täisarvudeks: 12 süsiniku ja 1 vesiniku jaoks): M(CnH2n) = 12n + 2n = 14n; 14n = 56 g/mol; Seega on alkeeni molekulaarvalem C4H8. |
| Vastus | C4H8 |
68. Rauaühendid
Raud(II)oksiid FeO- must kristalne aine, vees ja leelistes lahustumatu. FeO sobib alusega Fe(OH)2.
Kviitung. Raudoksiidi (II) võib saada magnetilise rauamaagi mittetäielikul redutseerimisel süsinikmonooksiidiga (II):
Keemilised omadused. See on peamine oksiid. Reageerib hapetega, moodustades soolasid:
Raud(II)hüdroksiid Fe(OH)2- valge kristalne aine.
Kviitung. Raud(II)hüdroksiid saadakse raua sooladest leeliselahuste toimel:
Keemilised omadused. aluseline hüdroksiid. Reageerib hapetega:
Õhus oksüdeerub Fe (OH) 2 Fe (OH) 3-ks:
Raud(III)oksiid Fe2O3- pruun aine, esineb looduses punase rauamaagi kujul, vees lahustumatu.
Kviitung. Püriidi põletamisel:
Keemilised omadused. Näitab nõrku amfoteerseid omadusi. Leelistega suhtlemisel moodustab see sooli:
Raud(III)hüdroksiid Fe(OH)3- punakaspruuni värvi aine, vees ja liigses leelis lahustumatu.
Kviitung. Saadakse raudoksiidi (III) ja raudhüdroksiidi (II) oksüdeerimisel.
Keemilised omadused. See on amfoteerne ühend (ülekaalus põhiomadused). See sadestub leeliste toimel raudsooladele:
Raua soolad mis saadakse metallilise raua koosmõjul vastavate hapetega. Need on tugevalt hüdrolüüsitud, seetõttu on nende vesilahused energeetilised redutseerijad:
Kuumutamisel üle 480 °C see laguneb, moodustades oksiide:
Leeliste toimel raud(II)sulfaadile moodustub raud(II)hüdroksiid:
Moodustab kristalse hüdraadi FeSO4-7H2O (raudvitriool). raud(III)kloriid FeCl3 – tumepruun kristalne aine.
Keemilised omadused. Vees lahustuv. FeCl3 avaldab oksüdeerivaid omadusi.
Redutseerivad ained - magneesium, tsink, vesiniksulfiid, oksüdeeritakse ilma kuumutamata.
Keemilised omadused
Keemilised omadused
Fe(II) soolad
Keemilised omadused
Keemilised omadused
FeO – Fe(II)oksiid.
Tulekindel must pürofoorne pulber, vees lahustumatu.
Oma keemiliste omaduste järgi on FeO aluseline oksiid. Reageerib hapetega, moodustades soolasid:
FeO + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2 O
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) hüdroksiid on valge tahke aine, vees lahustumatu.
Keemiliste omaduste järgi on see nõrk alus, reageerib kergesti hapetega ja ei reageeri leelistega. Fe (OH) 2 on ebastabiilne aine: kuumutamisel ilma õhu juurdepääsuta laguneb ja oksüdeerub õhus spontaanselt:
Fe (OH) 2 \u003d FeO + H 2 O (t)
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3
kahvaturoheline pruun
Praktiliselt olulisemad on: FeSO 4, FeCl 2, Fe(NO 3) 3, FeS, FeS 2.
Iseloomulik on kompleks- ja kaksiksoolade moodustumine leelismetalli- ja ammooniumisooladega:
Fe(CN) 2 + 4KCN = K 4 (kollane veresool)
FeCl 2 + 2KCl \u003d K 2
Mora sool
(NH 4) 2 SO 4 FeSO 4 6H 2 O
tindikivi
Hüdreeritud Fe 2+ ioon on kahvaturohelist värvi.
1. Fe 2+ lahustuvad soolad vesilahustes hüdrolüüsivad koos happelise keskkonna moodustumisega:
Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H +
2. Näidake tüüpiliste soolade ühiseid omadusi (ioonivahetuse vastastikmõju):
FeS + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2 S
FeCl 2 + 2NaOH \u003d Fe (OH) 2 ↓ + 2NaCl
FeSO 4 + BaCl 2 \u003d FeCl 2 + BaSO 4 ↓
3. Kergesti oksüdeerub tugevate oksüdeerivate ainete toimel
Fe 2+ - 1ē → Fe 3+
10Fe +2SO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Fe +3 (SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O
4. Kvalitatiivsed reaktsioonid Fe 2+ katioonide tuvastamiseks:
a) 3Fe 2+ + 2 3- = Fe 3 2 ↓
punane veresool turnbull sinine
(tumesinine sade)
b) leelise toimel sadestub kahvaturoheline Fe (OH) 2 sade, mis muutub õhu käes järk-järgult roheliseks ja seejärel pruuniks Fe (OH) 3.
Fe(III) ühendid
Fe 2 O 3 - raudoksiid (III)
Punakaspruun pulber, vees lahustumatu. Looduses - "punane rauamaak".
Fe 2 O 3 on aluseline oksiid, millel on amfoterismi tunnused.
1. Peamised omadused avalduvad võimes reageerida hapetega:
Fe2O3 + 6HCl \u003d 2FeCl3 + 3H2O
Fe 2 O 3 + 6HNO 3 \u003d 2Fe (NO 3) 3 + 3H 2 O
2. Fe 2 O 3 ei lahustu leeliste vesilahustes, kuid tahkete oksiidide, leeliste ja karbonaatidega sulatamisel tekivad ferriidid:
Fe 2 O 3 + CaO \u003d Ca (FeO 2) 2 (t)
Fe 2 O 3 + 2NaOH \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 – lähteaine raua tootmiseks metallurgias:
Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO või Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2
Fe (OH) 3 - raud (III) hüdroksiid
Fe(OH)3 on väga nõrk alus (palju nõrgem kui Fe(OH)2). Fe (OH) 3 on amfoteerse iseloomuga:
1) Reaktsioonid hapetega kulgevad kergesti:
Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O
2) Värske Fe (OH) 3 sade lahustub kuumades kontsentreeritud KOH või NaOH lahustes, moodustades hüdroksokompleksid:
Fe (OH) 3 + 2KOH \u003d K 3
Leeliselises lahuses saab Fe (OH) 3 oksüdeerida ferraadiks (raudhappe H 2 FeO 4 soolad, mida ei eraldata vabas olekus):
2Fe(OH)3 + 10KOH + 3Br2 = 2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O
Fe 3+ soolad
Praktiliselt kõige olulisemad on:
Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe(NO 3) 3, Fe(SCN) 3, K 3
Iseloomulik on kaksiksoolade moodustumine - raudmaarjas:
(NH 4) Fe (SO 4) 2 12H 2 O
KFe(SO4)212H2O
Fe 3+ soolad on sageli värvitud nii tahkes olekus kui ka vesilahuses. Selle põhjuseks on hüdraatunud vormide või hüdrolüüsiproduktide olemasolu.
Laadimine...