Некоторые свойства элементов побочной подгруппы

Второй группы

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

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

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

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

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

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

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

2. Составить уравнения реакций:

а) ZnS + O₂ ®

б) HgS + O₂ ®

в) Zn + HNO_3(конц) ®

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

4. Как взаимодействует цинк с водой?

5. Сравнить химическую активность меди и цинка.

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

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

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

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

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

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

ns 6s

(n-1)d ­ 5d ­ ¯

­ ­ ­ ­ ­ ­ ­ ­ ­

а б

Электронная стуртура d-подуровня Электронная структура d- подуровня

предвнешнего уровня и s-подуровня предвнешнего s-подуровня внешнего

внешнего уровня атомов хрома и уровня вольфрама 5d⁴6s²

молибдена d⁵ s¹

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

ХРОМ ⁵²₂₄ Сr

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

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

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

Химические свойства. Хром является восстановителем.

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

4Cr + 3O₂ = 2Cr₂O₃

t

2Cr + 3Cl₂ = 2CrCl₃

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

Cr + 2HCl = CrCl₂ + H₂­

4CrCl₂ + O₂ + 4HCl = 4CrCl₃ + 2H₂O

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

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

t

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

3C + 2Na₂CrO₄ + 3CO­ + 2Na₂O + Cr₂O₃

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

Cr₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ +2 Cr

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

Соединения хрома

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

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

CrO + 2HCl = CrCl₂ + H₂O

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

CrCl₂ + 2NaOH = Cr(OH)₂ ¯ + 2NaCl

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

2CrCl₂ + 2H₂O = 2CrOHCl₂ + H₂ ­

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

t

4CrO₃ = 2Cr₂O₃ + 3O₂

t

(NH₄)₂Cr₂O₇ = N₂ ­ + 4H₂O + Cr₂O₃

t

2Cr(OH)₃ = 3H₂O + Cr₂O₃

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

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

t

Cr₂O₃+2NaOH=2NaCrO₂+H₂O

t

Cr₂O₃+6NaOH=2Na₃CrO₃+3H₂O

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

CrCl₃ + 3NaOH = Cr(OH)₃¯ + 3NaCl

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

Cr(OH)₃ + 3HCl = CrCl₃ + 3H₂O

Cr(OH)₃ + NaOH = NaCrO₂ + 2H₂O

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

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

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

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

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

2H₂CrO₄ « H₂Cr₂O₇ + H₂O

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

K₂Cr₂O₇ + 2KOH = 2K₂CrO₄ + H₂O

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ = K₂SO₄ + K₂Cr₂O₇ + H₂O

Соли хромовых кислот в кислой среде являются сильными окислителями,

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

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

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

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

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

Все соли хромовых кислот ядовиты.

27. Общая характеристика металлов побочной подгруппы

VII группы.Марганец.

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

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

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

Mn 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁵ ( 4-й период)

Te 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d⁵ (5-й период)

Re 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d⁵ (6-й период)

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

МАРГАНЕЦ ⁵⁵ ₂₅Мп

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

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

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

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

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

Mn + O₂ = MnO₂

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

t

3Mn + N₂ = Mn₃N₂

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

Mn + 2H₂O = Mn(OH)₂ + H₂­

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

Mn + 2HCl = MnCl₂ + H₂­

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

3Mn + 8HNO₃ = 3Mn(NO₃)₂ + 2NO­ + 4H₂O

Mn + 2H₂SO₄ = MnSO₄ + SO₂­ + 2H₂O

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

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

Mn + CuSO₄ = MnSO₄ = Cu

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

t

4Al + 3MnO₂ = 2Al₂O₃ + 3Mn

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

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

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

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

Соединения марганца

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Вопросы и задачи:

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

отнесли к металлам?

2.Дайте характеристику окислительно-восстановительных свойств различных

соединений хрома и марганца.

3.Объясните устойчивость марганца на воздухе и в воде

4.Составьте уравнение реакции

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

б) реакция на ионы СrO₄^2- и Сr₂ O₇^2-

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

5.Составьте уравнение реакции:

а)Mn(OH)₂+ O₂+ H₂ O ® ….

б)MnO₂ + KNO₃ + KOH ® K₂ MnO₄+ …

28. ЖЕЛЕЗО ⁵⁶ ₂₆Fe.

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

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

Нахождение в природе. Железо—один из самых распро­страненных металлов. Его содержание в земной коре дости­гает 4,66% по массе. В свободном состоянии железо найде­но лишь в метеоритах (так называемое никелистое метеорит­ное железо). В природных условиях оно встречается преиму­щественно в виде соединений, образуя залежи железных руд. Важнейшие минералы, включающие железо,—это магнит­ный железняк, или магнетит Fe₂0₄ (Fe₂O₃ -FeO); красный же­лезняк, или гематит F₂O₃; бурый железняк, или лимонит Fe₂О₃-Н₂О; железный шпат, или сидерит FeCO₃; железный колчедан, или пирит FeS₂

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

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

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

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

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

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

С водородом железо не реагирует.

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

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

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

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

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

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

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

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

Соединения железа

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

FeO+2HCl=FeCl₂ +H₂ 0

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

Fe₃ 0₄+СО=ЗFеО+СO₂

FeO соответствует основание Fe(OH)₂.

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

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

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

4Fe(ОН)₂+0₂+2Н₂ 0=4Fe(ОН)з

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

FeCl₂+2NaOH=Fe(OH)₂+2NaCl

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

4FeS₂+11 O₂= 2Fe₂ 0₃+8S0₂ ­

Fе₂ О₃—порошок красно-бурого цвета, нерастворим в воде. Проявляет слабые амфотерные свойства. При взаимодейстнии со щелочами образует соли, куда входит в состав кислот­ного остатка:

Fe₂O₃+ 6HCl=2FeCl₃+3H₂O

Fe₂O₃+2NaOH cплавление 2NaFeO₂+H₂O

Феррит

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

Fе₂(S0₄)₃ +6NaOH = 2Fe(OH)_{3 ¯} + 3Na₂S0₄

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

10FeS0₄+2KMn0₄+8Н₂ SО₄=5Fe₂ (SO₄)₃ + 2MnS()₄ + 8H₂O

При нагревании выше 480 ^о С разлагается с образованием оксидов:

2FeSO₄ =Fe₂O₃ + SO₂ ­+SO_{3 ­}

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

FeS0₄ + 2NaOH = Fе (0H)₂ ¯ + Na₂ S0₄

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

Хлорид железа(Ш) FeCl₃представляет собой кристалли­ческое вещество темно-коричневого цвета. Легко растворя­ется в воде. Водные растворы имеют буро-оранжевый цвет. Разбавленные растворы легко гидролизуются по катиону с образованием основных солеи. FеС1₃, как и все соли желе­за (III), проявляет окислительные свойства.

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

Mg + 2FеС1з = MgCl₂+ 2FeCl₂

H₂ S+2FeCl₃=2HCI ­+S ¯+2FeCI₂

В медицинской практике используется как дезинфицирующее и кровоостанавливающее средство.

Сульфат железа(Ш) Fе₂(S0₄)з кристаллизуется в виде Fe₂(S0₄)₃-9H₂0. С сульфатами щелочных металлов и аммо­ния образует двойные соли:

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

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

Cu+2FeCl₃=CuCl₂+2FeCl₂

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

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

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

FeCl₃+3NH₄SCN = Fe(SCN)₃+3NH₄Cl