Способ получения железа углеродом

Европейская металлургия от костра до мартена

На протяжении всей истории человечества образ хозяйствования нашей цивилизации определяли металлы. Вообще говоря, все первые металлы, открытые человечеством, стоят правее водорода в электрохимическом ряду напряжений металлов. Это так просто потому, что все остальные по закону неумолимой термодинамики будут окислены во влажных и окислительных условиях атмосферы и литосферы. Точнее говоря, те, что правее водорода, тоже будут окислены – но сильно позже. А пока что встречайте: медь, серебро, золото, сурьма!

Справа все интересующие нас металлы, а заодно ртуть и платина. Не влезли палладий и висмут, но они встречаются реже метеоритов

Все эти элементы при определенной доле удачи могут быть встречены в самородном виде – неслыханное счастье для тех, кому до того предстояло пользоваться каменными орудиями труда. Металлу можно придавать почти любую форму, он не раскалывается, а деформируется при ударах, а еще его можно затачивать и делать качественно лучшие орудия труда. Золото, серебро и медь уже к позднему неолиту вовсю использовались для изготовления украшений, а в 6 тысячелетию человечество открыло для себя медные инструменты. Однако самым лучшим доступным металлом было, конечно, железо. Для того, чтобы найти его в чистом виде, нужно поистине дьявольское везение – оно встречается только в упавших метеоритах и является настоящей царской прерогативой (так, кинжал из гробницы Тутанхамона сделан именно из такого железа).

Новую веху в истории обработки металлов ознаменовала восстановительная металлургия. Люди открыли, что, если спекать некоторые минералы с углем, в камешках получившегося шлака заблестят кусочки меди. Это позволило человечеству перейти на небывало высокий по сравнению с неолитом уровень технологий. Новые медные инструменты и так были на порядок лучше каменных, но теперь они стали по-настоящему доступны. Вскоре появились первые печи для плавки меди, которые, например, можно найти в древних городах Анатолии. Так, первое найденное литое изделие датируется 5000 г. до н. э.

диаграмма Эллингема

Теперь сделаем небольшое отступление обратно к современности и обратим свои взоры на диаграмму Эллингема. Эта диаграмма показывает нам, насколько при разных температурах стабильны различные оксиды. Также она позволяет легко определить, восстановит ли углерод или угарный газ нужный оксид до металла при данной температуре – для этого всего лишь нужно посмотреть, в какой точке линия С и СО становится ниже линии соответствующего металла. Из нее можно понять, например, что даже при небольшом нагревании и углеродом, и угарным газом медь восстановится со свистом, а вот чтобы восстановить железо, придется хорошенько постараться (но все же меньше, чем для многих других металлов).

Проблема состоит не только в этом. Мало просто восстановить металл, необходимо его еще и расплавить, иначе вместо слитка, которому можно придать любую форму, получится просто серый (в случае железа) или красный (в случае меди) порошок. Поэтому для эффективного изготовления железных изделий нужна такая печь, которая сможет расплавить железо. Однако построить ее не так-то просто, первые железоделательные печи появились на территории той же Анатолии у хеттов примерно к 1200 г. до н. э. До этого человечество обходилось медью или бронзой – сплавом меди с мышьяком или оловом (бронза была попрочнее меди, дольше изнашивалась и плавилась при меньшей температуре).

Сыродутная печь

Такие требования сформировали облик европейской железной металлургии на многие века. Схема печи оставалась общей: высокая глиняная/земляная труба, в которой вперемежку уложены слои железной руды (как правило, болотной бурой слизи или каменной руды) и древесный уголь. Все это мероприятие было крайне малопрофитным в смысле целевого продукта, в железо превращалось около 30% руды в лучшем случае. Несмотря на это, железные орудия были на порядок выгоднее орудия из любого другого металла, доступного европейцам, из-за не в пример большего качества.

Описанный выше способ выплавки железа назывался сыродутным. Получившийся кусок железа содержал крайне большое количество шлаков, поэтому его проковывали большое количество раз. При этом получившееся железо обладало существенным недостатком. При получении оно было крайне твердым и незатачиваемым (так как содержало большое количество углерода), а при дальнейшем выгорании – очень мягким. Поэтому единственным способом получить нормальное, функциональное изделие было сваривание нескольких пакетов железа методом проковки сложенных слоев железа, просыпанных между собой бурой. Усовершенствовав технологи многократной проковки заготовки до предела и чередуя мягкие и твердые слои железа, человечество научилось изготавливать булатную сталь – один из лучших видов металлургической продукции своего времени.

Одним из основных шлаков в металлургическом производстве Средневековья был чугун. Он выплавлялся из руды раньше всех, потому что в нем больше углерода, а, чем больше в каком-либо твердом веществе примеси, тем ниже его температура плавления. Также чугун крайне хрупок и тяжел, что затрудняло его применение в металлургии. Довольно большая часть железа всегда уходила в шлаки в виде чугуна, откуда его было уже не выдернуть. В больших по размеру печах (штукофенах и блауофенах) с четырех-пятиметровыми «резервуарами» для руды и угля в чугун и шлак уходило просто огромное количество железа. Обычно из чугуна потом изготавливали низкотехнологические изделия типа кувалд, ядер и прочего. Забавный факт – и по сей день шлаки металлургического производства используются в дорожном строительстве как материал для брусчатки.

Схема современной доменной печи

Следующей вехой развития железного производства стали доменные печи. Человечество догадалось, что, если печь сделать достаточно большой, можно будет подбрасывать в нее уголь и руду прямо в процессе плавки, а железо, сталь, чугун и шлаки сливать из нее через отдельные летки. Этот процесс в 15-16 вв. стал очередным технологическим бумом для Европы – несмотря на то, что доменную печь нельзя было останавливать, а угля и руды она жрала абсолютно непомерное количество, она позволила европейцам превзойти весь мир по выплавке металла на душу населения, а, следовательно, по артиллерийской мощи.

С учетом роста населения и постоянно растущего спроса на железо его производство на душу населения в 11-13 вв. достигало порядка килограмма на человека в год. Для сравнения – современный небольшой ножик весит порядка 200 граммов, лезвие небольшого топора – около 700 граммов, а ведь еще нужно на чем-то готовить, чем-то строить, опять же всяческие метизы типа гвоздей, скоб, крюков и прочего. В итоге мы понимаем, что уровень сыродутной металлургии даже с учетом перекрытия некоторых потребностей другими металлами давал ужасающе мало.

Ситуация менялась, как ни парадоксально, с увеличением количества металлических изделий – можно было срубать больше деревьев, прокапывать более глубокие шахты, возводить более сложные конструкции. Производство росло в геометрической прогрессии – размер печей для выплавки железа все увеличивался, увеличивался от простой сыродутной печи к штукофену и блауофену и наконец-то вырос до настоящей домны с непрерывным циклом выплавки. И тут понеслась – положительная обратная связь сделала свое дело.

Всеевропейское внедрение в 15-16 веках доменной печи сразу, буквально за несколько десятилетий, увеличило количество производимого на душу населения железа втрое, а то и вчетверо. Нашей цивилизации впервые стали по-настоящему доступны каменные железные руды. Забегая вперед, скажу, что в Швеции, стране, которая на тот момент поставляла больше половины всего европейского железа, к 18 веку производство достигло невероятных 20 кг железа на человека. Впрочем, до обогащения и прочих технологических процессов мы пока еще не дошли – пока что это просто загрузка печи камнями руды, углем и флюсом – специальным веществом, чтобы снизить количество примесей в плаве и уменьшить температуру плавления.

Проблемой доменного производства была необходимость в огромном количестве качественного древесного угля – каменный уголь содержал много вредных для железа примесей, поэтому деревья приходилось вырубать в огромных масштабах. Об экологии тогда никто не заботился, но бескрайние леса были, очевидно, не во всех странах. Также откровенным минусом все еще был уход огромного количества железа в чугун, хрупкий и потому не годный для создания инструментов и метизов. Единственной масштабной отраслью применения чугуна было артиллерийское дело – на отливку пушек и ядер шли многие тонны чугуна. И вот тут человечество сделало пока чисто эмпирическое, но очень важное открытие – из чугуна при высокой температуре может выгорать углерод. Естественно, ни о каком углероде речь тогда не шла, но этот факт позволил железоделательному производству перейти еще на один технологический уровень выше.

Все помнят, как в морозилке замерзает соленая вода? Образуется большая ледышка, самого рассола становится меньше, концентрация соли в нем растет. Похожий процесс происходит и при плавлении чугуна на воздухе. Углерод из него частично выгорает, частично переходит в жидкую фазу, а на дне печи начинают образовываться кристаллы железа. Это явление заметил английский металлург Генри Корт, и вскоре практика пудлингования – перемешивания расплава чугуна вошла в Британии в крайне широкое распространение.

Печь для пудлингования. 1) Под 2) Труба с клапаном для регулирования силы тяги 3) Порог, отделяющий металл в рабочем объёме от топлива 4) Колосниковая решётка, на которой находится горящее топливо (уголь) 5) Боковое окно для пудлинговщика 6) Окно для заброса топлива

Как происходило пудлингование? Сначала в печи, обложенной огнеупорной футеровкой (отделка печи, позволяющая оградить тело печи от разрушительного влияния расплавов) без доступа открытого пламени расплавлялся чугун. По прошествии некоторого времени рабочие засовывали в расплав огромные железные штанги (около 40 килограммов весом) и начинали интенсивно перемешивать его. Вскоре на штангах выкристаллизовывалось чистое железо, температура плавления которого намного выше, чем у чугуна. Далее получившуюся крицу вынимали из расплава, проковывали и разделяли на слитки.

Естественно, процесс этот был далеко не из самых легких, однако он позволил высвободить для промышленности огромное количество чистого железа и разом решить проблему переизбытка чугуна. Процесс пудлингования доминировал в металлургии на протяжении практически ста лет, после чего был вытеснен сразу тремя способами – бессемеровским (открытым Генри Бессемером в 1856 году), томасовским (открытым в 1878 году Сидни Гилкристом Томасом) и мартеновским.

Принцип работы любого конвертера

Бессемеровский и томасовский процессы довольно схожи. В качестве основного реактора используется веретенообразная печь с огнеупорной футеровкой (в случае бессемеровского процесса – кислой, содержащей SiO2, в случае томасовского – основной, содержащей доломит CaCO3xMgCO3). В процессе плавки печь нагревается, опять же, без доступа открытого пламени, после чего продувается сжатым воздухом через сопла, расположенные в дне печи. Расплав поддерживается в горячем состоянии из-за процесса окисления примесей руды, проходящего с выделением температуры. Далее полученное железо подвергается дополнительному науглероживанию с образованием стали. Основное отличие двух способов состоит в химическом составе плава.

В томасовском процессе могут быть использованы загрязненные серой и фосфором руды – продукты окисления фосфора и серы связываются материалом футеровки, давая окисляющий железо углекислый газ. У этого способа есть недостаток – фосфор и сера удаляются из плава не в полном объеме, поэтому железо получается более ломким. В бессемеровском же процесса футеровка печи не позволяет использовать основные флюсы, что делает его более требовательным к качеству руды. Однако этот способ дает более качественное железо, что и определило его производственное преимущество в долгосрочной перспективе.

Настало время сказать несколько слов и про мартеновский процесс. Он был открыт в 1864 году французским инженером Пьером Мартеном. Основное его отличие от бессемеровского и томасовского способов состоит в том, что газообразное топливо (обычно природный газ или коксовый газ) подаются прямо в зону плавки, где расплавляют чугун и одновременно окисляют его. Мартеновский процесс получил особенно широкое распространение в качестве способа передельной металлургии, которая использует для выплавки новой стали железный лом.

Сейчас практически все процессы старины глубокой (кроме доменной выплавки, конечно) уже ушли в прошлое. Их заместили новые гиганты – конвертерно-кислородный (переиначенный бессемеровский) и электродуговой способы выплавки стали. Однако история их, как мне кажется, довольно увлекательна, чтобы помнить ее и интересоваться ей.

Божественно прекрасный томасовский конвертер

Автор: Павел Ильчук

VPS серверы от Маклауд быстрые и безопасные.

Зарегистрируйтесь по ссылке выше или кликнув на баннер и получите 10% скидку на первый месяц аренды сервера любой конфигурации!

Источник

Железо. Свойства железа и его соединений.

Железо

Положение в периодической системе химических элементов

Элемент железо расположен в побочной подгруппе VIII группы (или в 8 группе в современной форме ПСХЭ) и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение атома железа

Электронная конфигурация железа в основном состоянии :

+26Fe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6

Железо проявляет ярко выраженные магнитные свойства.

Физические свойства

Железо – металл серебристо-белого цвета, с высокой химической активностью и высокой ковкостью. Обладает высокой тепло- и электропроводностью.

(изображение с портала vchemraznica.ru)

Температура плавления 1538 о С, температура кипения 2861 о С.

Нахождение в природе

Железо довольно распространено в земной коре (порядка 4% массы земной коры). По распространенности на Земле железо занимает 4-ое место среди всех элементов и 2-ое место среди металлов. Содержание в земной коре — около 8%.

В природе железо в основном встречается в виде соединений:

(изображение с портала karatto.ru)

Магнитный железняк Fe₃O₄ или FeO·Fe₂O₃ (магнетит).

(изображение с портала emchi-med.ru)

В природе также широко распространены сульфиды железа, например, пирит FeS₂.

(изображение с портала livemaster.ru)

Встречаются и другие минералы, содержащие железо.

Способы получения

Железо в промышленности получают из железной руды, гематита Fe₂O₃ или магнетита (Fe₃O₄или FeO·Fe₂O₃).

1. Один из основных способов производства железа – доменный процесс . Доменный процесс основан на восстановлении железа из оксида углеродом в доменной печи.

В печь загружают руду, кокс и флюсы.

Шихта – смесь исходных материалов, а в некоторых случаях и топлива в определённой пропорции, которую обрабатывают в печи.

Каменноугольный кокс – это твёрдый пористый продукт серого цвета, получаемый путем коксования каменного угля при температурах 950—1100 °С без доступа воздуха. Содержит 96—98 % углерода.

Флюсы – это неорганические вещества, которые добавляют к руде при выплавке металлов, чтобы снизить температуру плавления и легче отделить металл от пустой породы.

Шлак – расплав (а после затвердевания – стекловидная масса), покрывающий поверхность жидкого металла. Шлак состоит из всплывших продуктов пустой породы с флюсами и предохраняет металл от вредного воздействия газовой среды печи, удаляет примеси.

В печи кокс окисляется до оксида углерода (II):

2C + O₂ → 2CO

Затем нагретый угарный газ восстанавливает оксид железа (III):

Процесс получения железа – многоэтапный и зависит от температуры.

Наверху, где температура обычно находится в диапазоне между 200 °C и 700 °C, протекает следующая реакция:

Ниже в печи, при температурах приблизительно 850 °C, протекает восстановление смешанного оксида железа (II, III) до оксида железа (II):

Встречные потоки газов разогревают шихту, и происходит разложение известняка:

Оксид железа (II) опускается в область с более высоких температур (до 1200 o C), где протекает следующая реакция:

FeO + CO → Fe + CO₂

Углекислый газ поднимается вверх и реагирует с коксом, образуя угарный газ:

CO₂ + C → 2CO

(изображение с портала 900igr.net)

2. Также железо получают прямым восстановлением из оксида водородом:

При этом получается более чистое железо, т.к. получаемое железо не загрязнено серой и фосфором, которые являются примесями в каменном угле.

3. Еще один способ получения железа в промышленности – электролиз растворов солей железа.

Качественные реакции

Качественные реакции на ионы железа +2.

– взаимодействие солей железа (II) с щелочами . При этом образуется серо-зеленый студенистый осадок гидроксида железа (II).

Например , хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом натрия:

2NaOH + FeCl₂ → Fe(OH)₂ + 2NaCl

Видеоопыт взаимодействия раствора сульфата железа (II) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть здесь.

Гидроксид железа (II) на воздухе буреет, так как окисляется до гидроксида железа (III):

– ионы железа +2 окрашивают раствор в светлый желто-зеленый цвет.

– взаимодействие с красной кровяной солью K₃[Fe(CN)₆] – также качественная реакция на ионы железа +2. При этом образуется синий осадок «турнбулева синь».

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (II) с раствором гексацианоферрата (III) калия (качественная реакция на ионы железа (II)) можно посмотреть здесь.

Качественные реакции на ионы железа +3

– взаимодействие солей железа (III) с щелочами . При этом образуется бурый осадок гидроксида железа (III).

Например , хлорид железа (III) реагирует с гидроксидом натрия:

3NaOH + FeCl₃ → Fe(OH)₃ + 3NaCl

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гидроксида натрия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

– ионы железа +3 окрашивают раствор в светлый желто-оранжевый цвет.

– взаимодействие с желтой кровяной солью K₄[Fe(CN)₆] ионы железа +3. При этом образуется синий осадок «берлинская лазурь».

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором гексацианоферрата (II) калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

В последнее время получены данные, которые свидетельствуют, что молекулы берлинской лазури идентичны по строению молекулам турнбулевой сини. Состав молекул обоих этих веществ можно выразить формулой Fe₄[Fe₂(CN)₆]₃.

– при взаимодействии солей железа (III) с роданидами раствор окрашивается в кроваво-красный цвет.

Например , хлорид железа (III) взаимодействует с роданидом натрия:

FeCl₃ + 3NaCNS → Fe(CNS)₃ + 3NaCl

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида железа (III) с раствором роданида калия (качественная реакция на ионы железа (III)) можно посмотреть здесь.

Химические свойства

1. При обычных условиях железо малоактивно , но при нагревании, в особенности в мелкораздробленном состоянии, оно становится активным и реагирует почти со всеми неметаллами .

1.1. Железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом активные неметаллы (фтор, хлор и бром) окисляют железо до степени окисления +3:

2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃

Менее активный йод окисляет железо до степени окисления +2:

1.2. Железо реагирует с серой с образованием сульфида железа (II):

Fe + S → FeS

1.3. Железо реагирует с фосфором . При этом образуется бинарное соединения – фосфид железа:

Fe + P → FeP

1.4. С азотом железо реагирует в специфических условиях с образованием нитрида дижелеза:

1.5. Железо реагирует с углеродом и кремнием с образованием карбида и силицида:

3Fe + C → Fe₃C

1.6. При взаимодействии с кислородом железо образует окалину – двойной оксид железа (II, III):

При пропускании кислорода через расплавленное железо возможно образование оксида железа (II):

2Fe + O₂ → 2FeO

2. Железо взаимодействует со сложными веществами.

2.1. При обычных условиях железо с водой практически не реагирует. Раскаленное железо может вступать в реакцию при температуре 700-900 о С с водяным паром:

3 Fe 0 + 4 H₂ + O → Fe +3 ₃O₄ + 4 H₂ 0

В воде в присутствии кислорода или во влажном воздухе железо медленно окисляется (корродирует):

2.2. Железо взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой). При этом образуются соль железа со степенью окисления +2 и водород.

Например , железо бурно реагирует с соляной кислотой :

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑

2.3. При обычных условиях железо не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат железа (III) и вода:

2.4. Железо не реагирует при обычных условиях с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации. При нагревании реакция идет с образованием нитрата железа (III), оксида азота (IV) и воды:

С разбавленной азотной кислотой железо реагирует с образованием оксида азота (II):

При взаимодействии железа с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

2.5. Железо может реагировать с щелочными растворами или расплавами сильных окислителей . При этом железо окисляет до степени окисления +6, образуя соль (феррат).

Например , при взаимодействии железа с расплавом нитрата калия в присутствии гидроксида калия железо окисляется до феррата калия, а азот восстанавливается либо до нитрита калия, либо до аммиака:

2.6. Железо восстанавливает менее активные металлы из оксидов и солей .

Например , железо вытесняет медь из сульфата меди (II). Реакция экзотермическая:

Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu

Еще пример : простое вещество железо восстанавливает железо до степени окисления +2 при взаимодействии с соединениями железа +3:

2FeCl₃ + Fe → 3FeCl₂

Оксид железа (II)

Оксид железа (II) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Способы получения

Оксид железа (II) можно получить различными методами :

1. Частичным в осстановлением оксида железа (III).

Например , частичным восстановлением оксида железа (III) водородом:

Или частичным восстановлением оксида железа (III) угарным газом:

Еще один пример : восстановление оксида железа (III) железом:

2. Разложение гидроксида железа (II) при нагревании :

Химические свойства

Оксид железа (II) — типичный основный оксид .

1. При взаимодействии оксида железа (II) с кислотными оксидами образуются соли.

Например , оксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI):

FeO + SO₃ → FeSO₄

2. Оксид железа (II) взаимодействует с растворимыми кислотами. При этом также образуются соответствующие соли .

Например , оксид железа (II) взаимодействует с соляной кислотой:

FeO + 2HCl → FeCl₂ + H₂O

3. Оксид железа (II) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (II) малоустойчив, и легко окисляется до соединений железа (III).

Например , при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуются нитрат железа (III), оксид азота (IV) и вода:

При взаимодействии с разбавленной азотной кислотой образуется оксид азота (II). Реакция идет при нагревании:

5. Оксид железа (II) проявляет слабые окислительные свойства .

Например , оксид железа (II) реагирует с угарным газом при нагревании:

FeO + CO → Fe + CO₂

Оксид железа (III)

Оксид железа (III) – это твердое, нерастворимое в воде вещество красно-коричневого цвета.

Способы получения

Оксид железа (III) можно получить различными методами :

1. Окисление оксида железа (II) кислородом.

2. Разложение гидроксида железа (III) при нагревании :

Химические свойства

Оксид железа (III) – амфотерный .

1. При взаимодействии оксида железа (III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соли.

Например , оксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой:

2. Оксид железа (III) взаимодействует с щелочами и основными оксидами. Реакция протекает в расплаве, при этом образуется соответствующая соль (феррит) .

Например , оксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом натрия:

3. Оксид железа (III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI).

Например , хлорат калия в щелочной среде окисляет оксид железа (III) до феррата:

Нитраты и нитриты в щелочной среде также окисляют оксид железа (III):

5. Оксид железа (III) проявляет окислительные свойства .

Например , оксид железа (III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II) или железной окалины:

Также оксид железа (III) восстанавливается водородом:

Железом можно восстановить оксид железа только до оксида железа (II):

Оксид железа (III) реагирует с более активными металлами .

Например , с алюминием (алюмотермия):

Оксид железа (III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями.

Например , с гидридом натрия:

Fe₂O₃ + 3NaH → 3NaOH + 2Fe

6. Оксид железа (III) – твердый, нелетучий и амфотерный. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

Например , из карбоната натрия:

Оксид железа (II, III)

Оксид железа (II, III) (железная окалина, магнетит) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Фото с сайта wikipedia.ru

Способы получения

Оксид железа (II, III) можно получить различными методами :

1. Горение железа на воздухе:

2. Частичное восстановление оксида железа (III) водородом или угарным газом :

3. При высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой, образуя двойной оксид железа (II, III):

Химические свойства

Свойства оксида железа (II, III) определяются свойствами двух оксидов, из которых он состоит: основного оксида железа (II) и амфотерного оксида железа (III).

1. При взаимодействии оксида железа (II, III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соли железа (II) и железа (III).

Например , оксид железа (II, III) взаимодействует с соляной кислотой. При это образуются две соли – хлорид железа (II) и хлорид железа (III):

Еще пример : оксид железа (II, III) взаимодействует с разбавленной серной кислотой.

2. Оксид железа (II, III) взаимодействует с сильными кислотами-окислителями (серной-концентрированной и азотной).

Например , железная окалина окисляется концентрированной азотной кислотой:

Разбавленной азотной кислотой окалина окисляется при нагревании:

Также оксид железа (II, III) окисляется концентрированной серной кислотой:

Также окалина окисляется кислородом воздуха :

3. Оксид железа (II, III) не взаимодействует с водой.

4. Оксид железа (II, III) окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI), как и прочие оксиды железа (см. выше).

5. Железная окалина проявляет окислительные свойства .

Например , оксид железа (II, III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II):

Также железная окалина восстанавливается водородом:

Оксид железа (II, III) реагирует с более активными металлами .

Например , с алюминием (алюмотермия):

Оксид железа (II, III) реагирует также с некоторыми другими сильными восстановителями (йодидами и сульфидами).

Например , с йодоводородом:

Гидроксид железа (II)

Способы получения

1. Гидроксид железа (II) можно получить действием раствора аммиака на соли железа (II).

Например , хлорид железа (II) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (II) и хлорида аммония:

2. Гидроксид железа (II) можно получить действием щелочи на соли железа (II).

Например , хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом калия с образованием гидроксида железа (II) и хлорида калия:

FeCl₂ + 2KOH → Fe(OH)₂↓ + 2KCl

Химические свойства

1. Гидроксид железа (II) проявляется основные свойства , а именно реагирует с кислотами . При этом образуются соответствующие соли.

Например , гидроксид железа (II) взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида железа (II):

2. Гидроксид железа (II) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот .

Например , гидроксид железа (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (II):

3. Гидроксид железа (II) проявляет сильные восстановительные свойства , и реагирует с окислителями. При этом образуются соединения железа (III) .

Например , гидроксид железа (II) взаимодействует с кислородом в присутствии воды:

Гидроксид железа (II) взаимодействует с пероксидом водорода:

При растворении Fe(OH)₂ в азотной или концентрированной серной кислотах образуются соли железа (III):

4. Г идроксид железа (II) разлагается при нагревании :

Гидроксид железа (III)

Способы получения

1. Гидроксид железа (III) можно получить действием раствора аммиака на соли железа (III).

Например , хлорид железа (III) реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида железа (III) и хлорида аммония:

2. Окислением гидроксида железа (II) кислородом или пероксидом водорода:

3. Гидроксид железа (III) можно получить действием щелочи на раствор соли железа (III).

Например , хлорид железа (III) реагирует с раствором гидроксида калия с образованием гидроксида железа (III) и хлорида калия:

FeCl₃ + 3KOH → Fe(OH)₃↓ + 3KCl

Видеоопыт получения гидроксида железа (III) взаимодействием хлорида железа (III) и гидроксида калия можно посмотреть здесь.

4. Также гидроксид железа (III) образуется при взаимодействии растворимых солей железа (III) с растворами карбонатов и сульфитов . Карбонаты и сульфиты железа (III) необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: бромид железа (III) реагирует с карбонатом натрия. При этом выпадает осадок гидроксида железа (III), выделяется углекислый газ и образуется бромид натрия:

Но есть исключение ! Взаимодействие солей железа (III) с сульфитами в ЕГЭ по химии — окислительно-восстановительная реакция. Соединения железа (III) окисляют сульфиты, а также сульфиды и иодиды.

Взаимодействие хлорида железа (III) с сульфитом, например, калия — очень интересная реакция. Во-первых, в некоторых источниках указывается, что в ней таки может протекать необратимый гидролиз. Но для ЕГЭ лучше считать, что при этом протекает ОВР. Во-вторых, ОВР можно записать в разных видах:

Также допустима такая запись:

Химические свойства

1. Гидроксид железа (III) проявляет слабовыраженные амфотерные свойства, с преобладанием основных. Как основание, гидроксид железа (III) реагирует с растворимыми кислотами .

Например , гидроксид железа (III) взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата железа (III):

2. Гидроксид железа (III) взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот .

Например , гидроксид железа (III) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата железа (III):

3. Гидроксид железа (III) взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—ферриты, а в растворе реакция практически не идет. При этом гидроксид железа (III) проявляет кислотные свойства.

Например , гидроксид железа (III) взаимодействует с гидроксидом калия в расплаве с образованием феррита калия и воды:

4. Г идроксид железа (III) разлагается при нагревании :

Видеоопыт взаимодействия гидроксида железа (III) с соляной кислотой можно посмотреть здесь.

Соли железа

Нитраты железа

Нитрат железа (II) при нагревании разлагается на оксид железа (III), оксид азота (IV) и кислород:

Нитрат железа (III) при нагревании разлагается также на оксид железа (III), оксид азота (IV) и кислород:

Гидролиз солей железа

Растворимые соли железа, образованные кислотными остатками сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. частично:

I ступень: Fe 3+ + H₂O ↔ FeOH 2+ + H +

II ступень: FeOH 2+ + H₂O ↔ Fe(OH )₂ + + H +

Однако сульфиты и карбонаты железа (III) и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:

При взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает ОВР:

2FeCl₃ + 3Na₂S → 2FeS + S + 6NaCl

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Окислительные свойства железа (III)

Соли железа (III) под проявляют довольно сильные окислительные свойств. Так, при взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает окислительно-восстановительная реакция.

Например : хлорид железа (III) взаимодействует с сульфидом натрия. При этом образуется сера, хлорид натрия и либо черный осадок сульфида железа (II) (в избытке сульфида натрия), либо хлорид железа (II) (в избытке хлорида железа (III)):

2FeCl₃ + 3Na₂S → 2FeS + S + 6NaCl

2FeCl₃ + Na₂S → 2FeCl₂ + S + 2NaCl

По такому же принципу соли железа (III) реагируют с сероводородом:

2FeCl₃ + H₂S → 2FeCl₂ + S + 2HCl

Соли железа (III) также вступают в окислительно-восстановительные реакции с йодидами .

Например , хлорид железа (III) взаимодействует с йодидом калия. При этом образуются хлорид железа (II), молекулярный йод и хлорид калия:

2FeCl₃ + 2KI → 2FeCl₂ + I₂ + 2KCl

Интерес представляют также реакции солей железа (III) с металлами. Мы знаем, что более активные металлы вытесняют из солей менее активные металлы . Иначе говоря, металлы, которые стоят в электрохимическом ряду левее, могут взаимодействовать с солями металлов, которые расположены в этом ряду правее . Исходя из этого правила, соли железа могут взаимодействовать только с металлами, которые расположены до железа. И они взаимодействуют.

Однако, соли железа со степенью окисления +3 в этом ряду являются небольшим исключением. Ведь для железа характерны две степени окисления: +2 и +3. И железо со степенью окисления +3 является более сильным окислителем. Таким образом, условно говоря, железо со степенью окисления +3 расположено в ряду активности после меди. И соли железа (III) могут реагировать еще и с металлами, которые расположены правее железа! Но до меди, включительно. Вот такой парадокс.

И еще один момент. Соединения железа (III) с этими металлами реагировать будут, а вот соединения железа (II) с ними реагировать не будут. Таким образом, металлы, расположенные в ряду активности между железом и медью (включая медь) при взаимодействии с солями железа (III) восстанавливают железо до степени окисления +2. А вот металлы, расположенные до железа в ряду активности, могут восстановить железо и до простого вещества.

Например , хлорид железа (III) взаимодействует с медью. При этом образуются хлорид железа (II) и хлорид меди (II):

А вот реакция нитрата железа (III) с цинком протекает уже по привычному механизму. И железо восстанавливается до простого вещества:

Источник