Металлы VIII группы 4 подгруппы (Fe, Co, Ni)

Железо (Ferrum)

История получения

Свободно конвертируемая валюта – вовсе не признак только нашего времени. Но представить себе, что всеобщей мерой ценностей когда-то было железо, мы можем с большим трудом. А между тем во времена Гомера «одни покупали вещи на бычьи шкуры, другие – на железо и пленных», как писал Плиний Старший. Одна часть железа приравнивалась к десяти частям золота. Почему же железо ценилось так высоко? Наверное, причин две. Во-первых, оно было самым прочным из известных тогда металлов, незаменимым при изготовлении оружия и орудий труда. Вторая причина – сложность добычи железа.

Железо в старину получали «сыродутным» способом. Железную руду и уголь загружали в печи, имевшие форму длинной трубы. Уголь поджигали, а ветер, дующий в трубу, поддерживал высокую температуру (около 1400 оС), необходимую для восстановления железа из оксидной руды. Полученный металл (крицу) ковали, в процессе ковки от него отделялись куски шлака, и оставалось чистое железо. В некоторых странах этим способом выплавляли металл до XVIII в.

В Средние века благодаря использованию воздушных мехов температуру внутри печей удалось повысить настолько, что металл в них плавился. Чистое железо плавится при 1535оС, но при содержании всего 4,3% углерода температура плавления снижается до 1135оС. Расплавленный металл не только растворял значительное количество углерода, но и взаимодействовал с ним с образованием карбида Fe3C (цементита). При охлаждении расплава избыточный углерод кристаллизовался в виде графита. Так вместо ковкого железа люди получили чугун – сплав, содержащий 2,5 – 5% углерода. Чугун использовали для литья пушек, ядер и даже для изготовления посуды. В отличие от железа, чугун хрупок, как стекло. Чтобы сделать его ковким, надо было снизить содержание углерода до 0,3 – 1,7%. Для этого над расплавленным чугуном пропускали воздух, и углерод выгорал, образуя оксиды СО и СО2. Чугун превращался в сталь.

Казалось бы, подобная технология не могла обеспечить высокого качества металла. И всё же именно таким способом на Востоке получали знаменитую дамасскую сталь! Секрет дамасской стали оберегался настолько тщательно, что раскрыть его удалось только в конце XIX в. И он заключается не в специальных добавках, а в особенностях обработки. При выплавке такой стали нужен хороший доступ воздуха, чтобы все примеси серы, кремния и фосфора перешли в шлаки. А затем плав необходимо очень медленно охлаждать. Тогда процесс затвердевания сопровождается образованием разветвленных кристаллов-дендритов, что делает сталь вязкой и тугоплавкой, а пространство между ними заполняется богатыми углеродом компонентами, имеющими очень высокую твёрдость.

Доменная печь фото
Доменная печь

В наши дни чугун выплавляют из руды в специальных печах – домнах, а чтобы получить из него сталь, используют установки, называемые конверторами. В конвекторах через расплавленный чугун с добавками руды или ржавого металлического лома продувают воздух. При этом углерод окисляется до угарного газа, который восстанавливает оксид железа (руду и прокалённую ржавчину) до металла:

4Fe3C + 11O2 = 6Fe2O3 + 4CO

Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2.

Но и железо также частично окисляется до оксида FeO. После того как все примеси, содержавшиеся в чугуне, окислились кислородом, в сталь вводят раскислители – активные металлы (Mn, Al, La), которые восстанавливают FeO до металла. Образующиеся при этом оксиды реагируют с кремнезёмом, превращаясь в шлаки:

MnO + SiO2 = MnSiO3.

В последнее время всё большее применение находит гораздо более экономичный «прямой» метод получения железа. Он основан на восстановлении оксидов железа природным газом (метаном):

Fe3O4 + CH4 = 3Fe + CO2 + 2H2O

Затем железо переплавляют в электропечах, при необходимости вводя легирующие добавки, в основном хром или марганец. Таким образом можно получать сталь высокого качества, минуя стадии выплавки чугуна и его передела.

Получить железо – это полдела. Следующая задача – защитить металл от коррозии. Ежегодно от нее «погибает» 15-20% всех изделий из железа. Железо – активный металл, и на влажном воздухе оно окисляется, превращаясь в оксид-гидроксид железа (III), проще говоря, в ржавчину:

4Fe + 2H2O + 3O2 = 4FeO(OH).

Ржавчина – очень рыхлое вещество, поэтому влага и кислород легко проникают сквозь неё и продолжают уничтожать железо. Чтобы предотвратить коррозию, применяют различные покрытия. Обычно используют цинк – металл более активный, чем железо. Другой тип защитных покрытий – полимеры. Чаще всего это лаки и краски, основой которых служат масла и синтетические смолы. При их высыхании образуются очень плотная плёнка, препятствующая проникновению влаги к поверхности металла. Для борьбы с коррозией применяют и ингибиторы – вещества, которые подавляют окисление железа.

Физические свойства

Железо фото
Железо

Железо – серебристо-серый металл, обладает большой ковкостью, пластичностью и сильными магнитными свойствами. Температура плавления 1539оС.

Нахождение в природе

Железо является вторым по распространенности металлом в природе (после алюминия). В свободном состоянии железо встречается только в метеоритах. Наиболее важные природные соединения:

Fe2O3∙3H2O – бурый железняк

Fe2O3красный железняк

Fe3O4 (FeO∙Fe2O3) – магнитный железняк

FeS2железный колчедан (пирит)

Красный железняк
Красный железняк

Химические свойства

Валентные электроны у атома железа находятся на последнем электронном слое (4s2) и предпоследнем (3d6). В химических реакциях железо может отдавать эти электроны и проявлять степени окисления +2, +3 и иногда +6.

В реакциях железо является восстановителем. Однако при обычной температуре оно не взаимодействует даже с самыми активными окислителями (галогенами, кислородом, серой), но при нагревании становится активным и реагирует с ними:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

3Fe + 2O2 = Fe3O4 (FeO∙Fe2O3)

Fe + S = FeS

При очень высокой температуре железо реагирует с углеродом, кремнием и фосфором:

3Fe + C = Fe3C

3Fe + Si = Fe3Si

3Fe + 2P = Fe3P2

Железо находится в середине электрохимического ряда напряжений металлов, поэтому является металлом средней активности. Восстановительная способность у железа меньше, чем у щелочных, щелочноземельных металлов и у алюминия. Только при высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой:

3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2

Железо реагирует с разбавленными серной и соляной кислотами, вытесняя из них водород:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2

При обычной температуре железо не взаимодействует с концентрированной серной кислотой, так как пассивируется ею. При нагревании концентрированная H2SO4 окисляет железо до сульфата железа (III):

2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O

Разбавленная азотная кислота окисляет железо до нитрата железа (III):

Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO↑ + 2H2O

Концентрированная азотная кислота пассивирует железо.

Из растворов солей железо вытесняет металлы, которые расположены правее его в электрохимическом ряду напряжений:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Соединения железа (II)

Оксид железа (II)
Оксид железа (II)

Оксид железа (II) FeO – черное кристаллическое вещество, нерастворимое в воде. Оксид железа (II) получают восстановлением оксида железа (II, III) оксидом углерода (II):

Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2

Оксид железа (II) – основный оксид, легко реагирует с кислотами, при этом образуются соли железа (II):

FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 – порошок белого цвета, не растворяется в воде. Получают его из солей железа (II) при взаимодействии их со щелочами:

FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + Na2SO4

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 проявляет свойства основания, легко реагирует с кислотами:

Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O

При нагревании Fe(OH)2 разлагается:

Fe(OH)2 = FeO + H2O

Соединения со степенью окисления железа +2 проявляют восстановительные свойства, так как Fe2+ легко окисляется до Fe3+:

Fe+2 — 1ē = Fe3+

Так, свежеполученный зеленоватый осадок Fe(OH)2 на воздухе очень быстро изменяет окраску – буреет. Изменение окраски объясняется окислением Fe(OH)2 в Fe(OH)3 кислородом воздуха:

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3

Восстановительные свойства проявляют и соли двухвалентного железа, особенно при действии окислителей в кислой среде. Например, сульфат железа (II) восстанавливает перманганат калия в сернокислотной среде до сульфата марганца (II):

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

Качественная реакция на катион железа (II)

Реактивом для обнаружения катиона железа Fe2+ является гексацианоферрат (III) калия (красная кровяная соль) K3[Fe(CN)6]:

3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6]2↓ + 3K2SO4

При взаимодействии ионов [Fe(CN)6]3- с катионами железа Fe2+ образуется темно-синий осадок – турнбулева синь:

3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3- = Fe3[Fe(CN)6]2

Соединения железа (III)

Оксид железа (III) Fe2O3 – порошок бурого цвета, не растворяется в воде. Оксид железа (III) получают:

а) разложением гидроксида железа (III):

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

б) окислением пирита (FeS2):

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

Оксид железа (III) проявляет амфотерные свойства:

а) взаимодействует с кислотами:

Fe2O3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3H2O

б) взаимодействует с твердыми щелочами NaOH и KOH, с карбонатами натрия и калия при высокой температуре:

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O

Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2

Гидроксид железа (III)

Гидроксид железа (III) получают из солей железа (III) при взаимодействии со щелочами:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl

Гидроксид железа (III) является более слабым основанием, чем Fe(OH)2, и проявляет амфотерные свойства (с преобладанием основных). При взаимодействии с разбавленными кислотами Fe(OH)3 легко образует соответствующие соли:

Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O

Реакции с концентрированными растворами щелочей протекают лишь при длительном нагревании. При этом получаются устойчивые гидроксокомплексы:

Fe(OH)3 + NaOH = Na[Fe(OH)4]

Fe(OH)3 + 3NaOH = Na3[Fe(OH)6]

Соединения со степенью окисления железа +3 проявляют окислительные свойства, так как под действием восстановителей Fe+3превращаются в Fe+2:

Fe+3 + 1ē = Fe2+

Так, например, хлорид железа (III) окисляет йодид калия до свободного йода:

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + 2KCl + I2

Качественные реакции на катион железа (III)

Берлинская лазурь
Берлинская лазурь

а) Реактивом для обнаружения катиона Fe3+ гексацианоферрат (II) калия (желтая кровяная соль) K4[Fe(CN)6].

При взаимодействии ионов [Fe(CN)6]4- с ионами Fe3+ образуется темно-синий осадок – берлинская лазурь:

4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3↓ + 12KCl

б) Катионы Fe3+ легко обнаруживаются с помощью роданида аммония (NH4CNS). В результате взаимодействия ионов CNS-1 c катионами железа (III) Fe3+ образуется малодиссоциирующий роданид железа (III) кроваво-красного цвета:

FeCl3 + 3NH4CNS = Fe(CNS)3 + 3NH4Cl

Применение и биологическая роль железа и его соединений

Важнейшие сплавы железа – чугуны и стали – являются основными конструкционными материалами практически во всех отраслях современного производства.

Хлорид железа (III) применяется для очистки воды. В органическом синтезе FeCl3 применяется как катализатор. Нитрат железа Fe(NO3)3∙9H2O используют при окраске тканей.

Железо является одним из важнейших микроэлементов в организме человека и животных (в организме взрослого человека содержится в виде соединений около 4 г железа). Оно входит в состав гемоглобина, миоглобина, различных ферментов и других сложных железо-белковых комплексов, которые находятся в печени и селезенке. Железо стимулирует функцию кроветворных органов.

Кобальт (Cobaltum) и никель (Niccolum)

Кобальт
Кобальт

По сравнению с известным человеку испокон веков железом, его соседи по периодической системе, кобальт и никель, были открыты, можно сказать, совсем недавно.

История кобальта как химического элемента началась в Саксонии, на серебряных рудниках. Иногда из руды, очень похожей на серебряную, не удавалось получить желанный металл, а при ее обжиге выделялся ядовитый газ. В таком случае говорили, что рудокопы потревожили злого духа Коболда. В 1735 г. шведский химик Георг Брандт установил, что в «злом» минерале содержатся мышьяк (поэтому при обжиге выделялись ядовитые пары) и неизвестный металл. Брандт выделил его и сохранил за ним название «кобальт».

Никель был обнаружен в красноватого цвета руде, содержащей, как потом выяснилось, арсенид никеля. По цвету руды заключили, что в ней должна быть медь, однако попытки ее выплавить оканчивались неудачей. Горняки считали, что это проделки насмешника Ника (Николаса) – хозяина подземных богатств. Когда люди научились отличать «чужую» руду от настоящей медной, они дали ей название «купферникель», т.е. «медь Ника». В 1751 г. именно из этой руды шведский учёный Аксель Фредрик Кронстедт выделил неизвестный ранее оксид зеленого цвета. Восстановив оксид, Кронстедт получил металл, названный им никелем.

Никель
Никель

Долгое время кобальт не находил применения из-за хрупкости, а никель ограниченно использовался только в ювелирном деле. Лишь в 70-х гг. XIX в. окончательно установили, что хрупкость никеля обусловлена примесями мышьяка и серы. Для получения ковких металлов к плаву добавляют магний, который связывает эти примеси. Чистые кобальт и никель представляют собой твёрдые серебристо-белые металлы, прочные и пластичные. Подобно железу, они легко намагничиваются. Однако спутать с железом их невозможно – оба металла настолько устойчивы к коррозии, что не тускнеют на воздухе и лишь очень медленно растворяются в кислотах. Многие их сплавы обладают уникальными свойствами. Наиболее известны хромо-кобальтовые сплавы – лёгкие и прочные, применяемые для изготовления авиатурбин. Сплав никеля с железом незаменим в микроэлектронике, а медно-никелевый сплав монель – широко используемый конструкционный материал.

Но чаще мы сталкиваемся с другим медно-никелевым сплавом, тем, из которого изготовляют монеты. В США с 1866 г. из него чеканят пятицентовые монеты. С тех пор американцы их так и называют – nickels.

Сульфат кобальта
Сульфат кобальта

Удивительно, но никель (обычно в виде сплавов с медью) содержался в монетах и металлической посуде, изготовленных в разных частях света еще до новой эры. Некоторые соединения кобальта были известны древним египтянам. Сплавляя обожженные кобальтовые руды с песком и поташом (карбонатом калия) и затем измельчая сплав, получали порошок синего цвета. Его использовали для изготовления цветного непрозрачного стекла.

По химическим свойствам кобальт и никель похожи на железо, но в ряду Fe – Co – Ni устойчивость степени окисления +3 падает. Гидроксиды кобальта(II) и никеля(II) нерастворимы в воде и обладают только основными свойствами.

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Железо»  ЖЕЛЕЗО.docx (11 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Железо и его роль»  Железо-и-его-роль.docx (9 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Кобальт»  Кобальт.docx (12 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Сталь и чугун»  Сталь-и-чугун2.doc (6 Загрузок)

Скачать рефераты по другим темам можно здесь

*на изображении записи фотография минерала «бурый железняк»

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *