Страница:
Применение алюминия и его соединений и сплавов:алюминий и его соединения применяется в быту и во всех отраслях народного хозяйства: в машиностроении, автостроении, в химической промышленности (для производства и транспортировки холодной концентрированной HNO3, т. к. алюминий в ней пассивируется). При помощи алюмотерапии производят сварку рельсов, проводят сварочные работы под водой. Чистым алюминием покрывают бензобаки, что способствует предохранению бензина от теплового излучения.
61. Оксид и гидроксид алюминия
62. Общая характеристика подгруппы хрома
63. Хром
64. Оксиды и гидроксиды хрома
65. Хроматы и дихроматы
66. Общая характеристика семейства железа
67. Железо
68. Соединения железа
69. Доменный процесс
70. Чугун и стали
61. Оксид и гидроксид алюминия
Оксид алюминия – Al2O3. Физические свойства:оксид алюминия – белый аморфный порошок или очень твердые белые кристаллы. Молекулярная масса = 101,96, плотность – 3,97 г/см3, температура плавления – 2053 °C, температура кипения – 3000 °C.
Химические свойства:оксид алюминия проявляет амфотерные свойства – свойства кислотных оксидов и основных оксидов и реагирует и с кислотами, и с основаниями. Кристаллический Аl2О3 химически пассивен, аморфный – более активен. Взаимодействие с растворами кислот дает средние соли алюминия, а с растворами оснований – комплексные соли – гидроксоалюминаты металлов:
При сплавлении оксида алюминия с твердыми щелочами металлов образуются двойные соли –
метаалюминаты(безводные алюминаты):
Оксид алюминия не взаимодействует с водой и не растворяется в ней.
Получение:оксид алюминия получают методом восстановления алюминием металлов из их оксидов: хрома, молибдена, вольфрама, ванадия и др. – металлотермия, открытый Бекетовым:
Применение:оксид алюминия применяется для производства алюминия, в виде порошка – для огнеупорных, химически стойких и аб-разивных материалов, в виде кристаллов – для изготовления лазеров и синтетических драгоценных камней (рубины, сапфиры и др.), окрашенных примесями оксидов других металлов – Сr2О3 (красный цвет), Тi2О3 и Fe2О3 (голубой цвет).
Гидроксид алюминия – А1(ОН)3. Физические свойства:гидроксид алюминия – белый аморфный (гелеобразный) или кристаллический. Почти не растворим в воде; молекулярная масса – 78,00, плотность – 3,97 г/см3.
Химические свойства:типичный амфотерный гидроксид реагирует:
1) с кислотами, образуя средние соли: Al(ОН)3 + 3НNO3 = Al(NO3)3 + 3Н2О;
2) с растворами щелочей, образуя комплексные соли – гидроксоалюминаты: Al(ОН)3 + КОН + 2Н2О = К[Al(ОН)4(Н2О)2].
При сплавлении Al(ОН)3 с сухими щелочами образуются метаалюминаты: Al(ОН)3 + КОН = КAlO2 + 2Н2О.
Получение:
1) из солей алюминия под действием раствора щелочей: AlСl3 + 3NaOH = Al(ОН)3 + 3Н2О;
2) разложением нитрида алюминия водой: AlN + 3Н2О = Аl(ОН)3 + NН3?;
3) пропусканием СО2 через раствор гидроксокомплекса: [Аl(ОН)4]-+ СО2 = Аl(ОН)3 + НСО3-;
4) действием на соли Аl гидратом аммиака; при комнатной температуре образуется Аl(ОН)3.
Химические свойства:оксид алюминия проявляет амфотерные свойства – свойства кислотных оксидов и основных оксидов и реагирует и с кислотами, и с основаниями. Кристаллический Аl2О3 химически пассивен, аморфный – более активен. Взаимодействие с растворами кислот дает средние соли алюминия, а с растворами оснований – комплексные соли – гидроксоалюминаты металлов:
Получение:оксид алюминия получают методом восстановления алюминием металлов из их оксидов: хрома, молибдена, вольфрама, ванадия и др. – металлотермия, открытый Бекетовым:
Гидроксид алюминия – А1(ОН)3. Физические свойства:гидроксид алюминия – белый аморфный (гелеобразный) или кристаллический. Почти не растворим в воде; молекулярная масса – 78,00, плотность – 3,97 г/см3.
Химические свойства:типичный амфотерный гидроксид реагирует:
1) с кислотами, образуя средние соли: Al(ОН)3 + 3НNO3 = Al(NO3)3 + 3Н2О;
2) с растворами щелочей, образуя комплексные соли – гидроксоалюминаты: Al(ОН)3 + КОН + 2Н2О = К[Al(ОН)4(Н2О)2].
При сплавлении Al(ОН)3 с сухими щелочами образуются метаалюминаты: Al(ОН)3 + КОН = КAlO2 + 2Н2О.
Получение:
1) из солей алюминия под действием раствора щелочей: AlСl3 + 3NaOH = Al(ОН)3 + 3Н2О;
2) разложением нитрида алюминия водой: AlN + 3Н2О = Аl(ОН)3 + NН3?;
3) пропусканием СО2 через раствор гидроксокомплекса: [Аl(ОН)4]-+ СО2 = Аl(ОН)3 + НСО3-;
4) действием на соли Аl гидратом аммиака; при комнатной температуре образуется Аl(ОН)3.
62. Общая характеристика подгруппы хрома
Элементы
подгруппы хромазанимают промежуточное положение в ряду переходных металлов. Имеют высокие температуры плавления и кипения, свободные места на электронных орбиталях. Элементы
хроми
молибденобладают нетипичной электронной структурой – на внешней s-орбитали имеют один электрон (как у Nb из подгруппы VB). У этих элементов на внешних d– и s-орбиталях находится 6 электронов, поэтому все орбитали заполнены наполовину, т. е. на каждой находится по одному электрону. Имея подобную электронную конфигурацию, элемент обладает особенной стабильностью и устойчивостью к окислению.
Вольфрамимеет более сильную металлическая связь, нежели
молибден. Степень окисления у элементов подгруппы хрома сильно варьирует. В надлежащих условиях все элементы проявляют положительную степень окисления от 2 до 6, максимальная степень окисления соответствует номеру группы. Не все степени окисления у элементов стабильны, у хрома самая стабильная – +3.
Все элементы образуют оксид MVIO3, известны также оксиды с низшими степенями окисления.Все элементы данной подгруппы амфотерны – образуют комплексные соединения и кислоты.
Хром, молибдени вольфрамвостребованы в металлургии и электротехнике. Все рассматриваемые металлы покрываются пассивирующей оксидной пленкой при хранении на воздухе или в среде кислоты-окислителя. Удалив пленку химическим или механическим способом, можно повысить химическую активность металлов.
Хром.Элемент получают из хромитной руды Fe(CrO2)2, восстанавливая углем: Fe(CrO2)2 + 4C = (Fe + 2Cr) + 4CO?.
Чистый хром получают восстановлением Cr2O3 с помощью алюминия или электролиза раствора, содержащего ионы хрома. Выделяя хром с помощью электролиза, можно получить хромовое покрытие, используемое в качестве декоративных и защитных пленок.
Из хрома получают феррохром, применяемый при производстве стали.
Молибден.Получают из сульфидной руды. Его соединения используют при производстве стали. Сам металл получают при восстановлении его оксида. Прокаливая оксид молибдена с железом, можно получить ферромолибден. Используют для изготовления нитей и трубок для обмотки печей и электроконтактов. Сталь с добавлением молибдена используют в автомобильном производстве.
Вольфрам.Получают из оксида, добываемого из обогащенной руды. В качестве восстановителя используют алюминий или водород. Получившийся вольфрам в идее порошка впоследствии формуют при высоком давлении и термической обработке (порошковая металлургия). В таком виде вольфрам используют для изготовления нитей накаливания, добавляют к стали.
Все элементы образуют оксид MVIO3, известны также оксиды с низшими степенями окисления.Все элементы данной подгруппы амфотерны – образуют комплексные соединения и кислоты.
Хром, молибдени вольфрамвостребованы в металлургии и электротехнике. Все рассматриваемые металлы покрываются пассивирующей оксидной пленкой при хранении на воздухе или в среде кислоты-окислителя. Удалив пленку химическим или механическим способом, можно повысить химическую активность металлов.
Хром.Элемент получают из хромитной руды Fe(CrO2)2, восстанавливая углем: Fe(CrO2)2 + 4C = (Fe + 2Cr) + 4CO?.
Чистый хром получают восстановлением Cr2O3 с помощью алюминия или электролиза раствора, содержащего ионы хрома. Выделяя хром с помощью электролиза, можно получить хромовое покрытие, используемое в качестве декоративных и защитных пленок.
Из хрома получают феррохром, применяемый при производстве стали.
Молибден.Получают из сульфидной руды. Его соединения используют при производстве стали. Сам металл получают при восстановлении его оксида. Прокаливая оксид молибдена с железом, можно получить ферромолибден. Используют для изготовления нитей и трубок для обмотки печей и электроконтактов. Сталь с добавлением молибдена используют в автомобильном производстве.
Вольфрам.Получают из оксида, добываемого из обогащенной руды. В качестве восстановителя используют алюминий или водород. Получившийся вольфрам в идее порошка впоследствии формуют при высоком давлении и термической обработке (порошковая металлургия). В таком виде вольфрам используют для изготовления нитей накаливания, добавляют к стали.
63. Хром
Хром
(Cr)– d-элемент расположенный в 4-м периоде, в VI группе побочной подгруппы. Высшая степень окисления – +6. В соединениях может проявлять степень окисления от + до +6, но наиболее характерными для хрома является степень окисления +3 и +6. В остальных степенях окисления соединения хрома неустойчивы.
Физические свойства:хром – серовато-белый металл с характерным металлическим блеском. Природный хром состоит из смеси 5 изотопов: 50, 52, 53, 54, 56. Это самый твердый из всех известных металлов, его плотность 7,2 г/см3. Температура плавления – 1855 °C, температура кипения – 2642 °C. При обычной температуре хром устойчив к воздействию воды и воздуха.
Химические свойства:электронная конфигурация: 1s22s22 p23s23p63d54s1. В образовании химических связей хрома участвуют не только электроны внешнего 4 уровня, но и электроны предпоследнего уровня – 3d-подуровня.
При высокой температуре хром горит в кислороде: 4Cr + 3О2 = 2Cr2О3.
Раскаленный хром реагирует с парами воды, вытесняя из нее кислород: 2Cr + 3Н2О = Cr2О3 + 3Н2?.
При нагревании реагирует с галогеноводородами, S, N2, P4, C, Si, B:
С галогенами реагирует не одинаково:
а) со фтором взаимодействует даже на холоде: Cr + 3F2 = CrF6;
б) с хлором реагирует при нагревании: 2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3.
Разбавленная соляная и серная кислоты растворяют хром с выделением водорода, а в холодной азотной он пассивируется. Хром образует три оксида: CrО, Cr2О3 и CrО3.
Получение:В чистом виде хром получают двумя способами:
1) металлотермический– восстановление металла из его оксида с помощью другого металла;
2) электролитический– электролиз водного раствора хромовых кислот. При этом одновременно с хромом на катоде выделяется водород. Поэтому получаемый хром содержит включения водорода. Для получения чистого хрома его переплавляют в вакууме.
Металлический хром получают алюмотерми-ческим способом (способ Бекетова) из оксида Cr2О3: Cr2О3 + 2Al = Al2О3 + 2Cr.
Нахождение в природе:в природе хром встречается только в виде соединений, важнейшим из которых является хромистый железняк FeCrO 4или Fe(CrO)2, из которого путем восстановления углеродом в электропечах получают сплав – феррохром. Используется хром в инструментальной и автомобильной промышленности: хромирование – покрытие хромом других металлов; в металлургии – при производстве легированной стали.
Физические свойства:хром – серовато-белый металл с характерным металлическим блеском. Природный хром состоит из смеси 5 изотопов: 50, 52, 53, 54, 56. Это самый твердый из всех известных металлов, его плотность 7,2 г/см3. Температура плавления – 1855 °C, температура кипения – 2642 °C. При обычной температуре хром устойчив к воздействию воды и воздуха.
Химические свойства:электронная конфигурация: 1s22s22 p23s23p63d54s1. В образовании химических связей хрома участвуют не только электроны внешнего 4 уровня, но и электроны предпоследнего уровня – 3d-подуровня.
При высокой температуре хром горит в кислороде: 4Cr + 3О2 = 2Cr2О3.
Раскаленный хром реагирует с парами воды, вытесняя из нее кислород: 2Cr + 3Н2О = Cr2О3 + 3Н2?.
При нагревании реагирует с галогеноводородами, S, N2, P4, C, Si, B:
а) со фтором взаимодействует даже на холоде: Cr + 3F2 = CrF6;
б) с хлором реагирует при нагревании: 2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3.
Разбавленная соляная и серная кислоты растворяют хром с выделением водорода, а в холодной азотной он пассивируется. Хром образует три оксида: CrО, Cr2О3 и CrО3.
Получение:В чистом виде хром получают двумя способами:
1) металлотермический– восстановление металла из его оксида с помощью другого металла;
2) электролитический– электролиз водного раствора хромовых кислот. При этом одновременно с хромом на катоде выделяется водород. Поэтому получаемый хром содержит включения водорода. Для получения чистого хрома его переплавляют в вакууме.
Металлический хром получают алюмотерми-ческим способом (способ Бекетова) из оксида Cr2О3: Cr2О3 + 2Al = Al2О3 + 2Cr.
Нахождение в природе:в природе хром встречается только в виде соединений, важнейшим из которых является хромистый железняк FeCrO 4или Fe(CrO)2, из которого путем восстановления углеродом в электропечах получают сплав – феррохром. Используется хром в инструментальной и автомобильной промышленности: хромирование – покрытие хромом других металлов; в металлургии – при производстве легированной стали.
64. Оксиды и гидроксиды хрома
Хром образует три оксида: CrО, Cr2О3 и CrО3.
Оксид хрома II (CrО)– основный оксид – черный порошок. Сильный восстановитель. CrО растворяется в разбавленной соляной кислоте: CrО + 2НСl = CrСl2 + Н2О.
При нагревании на воздухе выше 100 °C CrО превращается в Cr2О3: 4CrО + О2 = 2Cr2О3.
Оксид хрома III (Cr2О3)– тугоплавкий порошок зеленого цвета (температура плавления – 2265 °C). Твердость кристаллов близка к корунду, поэтому его вводят в состав полирующих средств. Получают из хромистого железняка (FeCr2O4). При окислительно-щелочном сплавлении последнего с содой образуются хромат натрия NaCrO4: 2Fe(CrO2)2 + 4Na2CO3 + 1/2O2 = 4Na2CrO4 + Fe2O3 + 4CO2.
Затем Na2CrO4 переводят в Na2Cr2O7 – дихромат: Na2CrO4 + Н2SO4 = Na2Cr2O7 + Н2О + Na2SO4.
Далее дихромат восстанавливают углем и получают Cr2О3: Na2Cr2O7 + 2С = Na2CO3 + Cr2О3 + СО?.
В лаборатории Cr2О3 получают термическим разложением дихромата аммония: (NH4)2Cr2O7?Cr2О3 + N2 + 4Н2О.
Cr2О3– амфотерный оксид: реагирует с основаниями и кислотами при сплавлении его со щелочами образует хромиты: Cr2О3 + NaОН = 2NaCrO2 + Н2О.
Оксид хрома VI (CrО3) –темно-красные кристаллы, хорошо растворимые в воде. CrО3– кислотный оксид, с избытком воды образует хромовую кислоту: CrO3 + H2O?H2CrO4.
CrO3 – ангидрид хромовой кислоты. При большой концентрации CrO3 образуются дихромовая кислота: 2CrO3 + H2O?H2CrO7.
CrO3 при нагревании до 250 °C разлагается: 4CrO3?2Cr2О3 + 3О2?.
Получение:взаимодействием дихромата калия с концентрированной H2S04: К2CrO7 + Н2SO4 = CrO3? + К2SO4 + H2O. CrO3 – сильный окислитель – окисляет йод, серу, уголь, фосфор, превращаясь при этом в Cr2О3.
Гидроксид хрома II Сг(ОН)2желтого цвета, в воде не растворим, обладает основными свойствами, является восстановителем, получается действием щелочи на хлорид хрома CrСl2, получаемого при взаимодействии Cr c НСl:
Соединения Cr II неустойчивы и легко окисляются кислородом воздуха:
Гидроксид хрома III (Cr(OH)3)n– это сложный полимер зеленого цвета, не растворимый в воде, обладает амфотерными свойствами – растворяется в кислотах и в щелочах; реагирует с кислотами с образованием солей хрома (III):
со щелочами – с образованием сине-фиолетовых растворов – гидроксохромитов:
При сплавлении Cr(ОН)3 со щелочами получают хромиты, а с избытком – метахромиты:
При нагревании на воздухе выше 100 °C CrО превращается в Cr2О3: 4CrО + О2 = 2Cr2О3.
Оксид хрома III (Cr2О3)– тугоплавкий порошок зеленого цвета (температура плавления – 2265 °C). Твердость кристаллов близка к корунду, поэтому его вводят в состав полирующих средств. Получают из хромистого железняка (FeCr2O4). При окислительно-щелочном сплавлении последнего с содой образуются хромат натрия NaCrO4: 2Fe(CrO2)2 + 4Na2CO3 + 1/2O2 = 4Na2CrO4 + Fe2O3 + 4CO2.
Затем Na2CrO4 переводят в Na2Cr2O7 – дихромат: Na2CrO4 + Н2SO4 = Na2Cr2O7 + Н2О + Na2SO4.
Далее дихромат восстанавливают углем и получают Cr2О3: Na2Cr2O7 + 2С = Na2CO3 + Cr2О3 + СО?.
В лаборатории Cr2О3 получают термическим разложением дихромата аммония: (NH4)2Cr2O7?Cr2О3 + N2 + 4Н2О.
Cr2О3– амфотерный оксид: реагирует с основаниями и кислотами при сплавлении его со щелочами образует хромиты: Cr2О3 + NaОН = 2NaCrO2 + Н2О.
Оксид хрома VI (CrО3) –темно-красные кристаллы, хорошо растворимые в воде. CrО3– кислотный оксид, с избытком воды образует хромовую кислоту: CrO3 + H2O?H2CrO4.
CrO3 – ангидрид хромовой кислоты. При большой концентрации CrO3 образуются дихромовая кислота: 2CrO3 + H2O?H2CrO7.
CrO3 при нагревании до 250 °C разлагается: 4CrO3?2Cr2О3 + 3О2?.
Получение:взаимодействием дихромата калия с концентрированной H2S04: К2CrO7 + Н2SO4 = CrO3? + К2SO4 + H2O. CrO3 – сильный окислитель – окисляет йод, серу, уголь, фосфор, превращаясь при этом в Cr2О3.
Гидроксид хрома II Сг(ОН)2желтого цвета, в воде не растворим, обладает основными свойствами, является восстановителем, получается действием щелочи на хлорид хрома CrСl2, получаемого при взаимодействии Cr c НСl:
65. Хроматы и дихроматы
Хроматы– соли хромовой кислоты
Н2Сг04,существующей лишь водных растворах с концентрацией не выше 75 %. Валентность хрома в хроматах – 6. Хроматы щелочных металлов и магния имеют хорошую растворимость в воде, а растворимость щелочноземельных металлов очень резко снижается в ряду CaCrO4 – SrCrO4 – BaCrO4 – RaCrO4. Хроматы – желтые кристаллические вещества – желтую окраску обеспечивает хромат-ион
Сг042-. Дихроматы – соли дихромовой кислоты
Н2Сг07. В отличие от хроматов, почти все соли-дихроматы хорошо растворимы в воде. Дихроматы имеют ярко-оранжевую окраску, обеспеченную дихромат-ионом:
Сг072-.Хромат и дихромат-ионы способны к взаимопревращению в зависимости от кислотности среды: если раствор подкислить, то хромат-ионы будут переходить в дихромат-ионы по схеме:
Если добавить щелочи, то пойдет обратная реакция:
Хроматы получают взаимодействием оксида хрома (VI) или раствора хромовой кислоты H2CrO4 с оксидами, гидроксидами, карбонатами металлов или при обменной реакции с участием растворимых солей-хроматов, или путем окисления комплексных солей – гидроксохроматов в избыточном растворе щелочи:
Хромат калия K2CrO
4– кристаллы желтого цвета, при нагревании краснеют. Кристаллогидратов не образует. Дихроматы – сильные окислители:
Получают дихроматы из соединений Cr (III) в кислой среде:
Дихромат аммония (NH4)2Cr2O7 –оранжевые кристаллы, не образует кристаллогидратов. При слабом нагревании он самовоспламеняется с выбросом искр – раскаленных частиц
Cr2O3, N2 и паров воды – «химический вулкан».
Дихромат калия K2Cr2O7?2H2O и Na2Cr2O7– хромпики, оранжево-красные кристаллы, кристаллогидратов не образует. Используется в пиротехнике, в хроматометрии, в производстве спичек. Смесь равных объемов раствора K2Cr2O7 и концентрированной серной кислоты – хромовая смесь – является очень сильным окислителем, в лабораториях применяется для мытья стеклянной посуды. Хроматы применяются для протравы семян, при крашении, в лакокрасочной, кожевенной (в качестве дубящих реагентов кожи), текстильной промышленности; используются в лабораторном способе разделения хрома-тов кальция, стронция и бария.
Наиболее распространенным в природе, минералом является минерал PbCrO 4– крокоит. Хромат – тарапакаити дихромат калия – лопецит– также являются природными минералами.
Дихромат калия K2Cr2O7?2H2O и Na2Cr2O7– хромпики, оранжево-красные кристаллы, кристаллогидратов не образует. Используется в пиротехнике, в хроматометрии, в производстве спичек. Смесь равных объемов раствора K2Cr2O7 и концентрированной серной кислоты – хромовая смесь – является очень сильным окислителем, в лабораториях применяется для мытья стеклянной посуды. Хроматы применяются для протравы семян, при крашении, в лакокрасочной, кожевенной (в качестве дубящих реагентов кожи), текстильной промышленности; используются в лабораторном способе разделения хрома-тов кальция, стронция и бария.
Наиболее распространенным в природе, минералом является минерал PbCrO 4– крокоит. Хромат – тарапакаити дихромат калия – лопецит– также являются природными минералами.
66. Общая характеристика семейства железа
Семейство железавходит в состав побочной подгруппы восьмой группы и является в ней первой триадой, включающей в себя
железо, кобальти
никель. Эти элементы имеют два электрона на наружном слое атома, все они являются металлами. По свойствам все три элемента похожи между собой. Для них характерна степень окисления 2, 3, 4. Реже проявляются более высокие степени окисления. Ни один элемент из семейства железа не проявляет максимальной степени окисления +8. Все металлы триады образуют разнообразные соединения, проявляя степени окисления +2 и +3. Проявление высокой степени окисления и амфотерных свойств характерно для железа.
Температуры плавления элементов триады железа высокие, тем не менее, ниже, чем у элементов, находящихся в серединах серий переходных металлов.
Железо– первый элемент в переходных рядах, имеющий спаренный электрон на внутренней d-орбитали. Спаренные электроны с такой орбитали труднее участвуют в образовании химической связи, чем неспаренные. У триады железа существуют особенности орбитального строения, проявляющиеся в виде магнитных и ферромагнитных свойств. В результате ориентированности атомов металлы образуют постоянные магниты. Все металлы семейства железа проявляют электроположительное поведение. Инертны в среде окислителя, даже кислорода, так как образуют оксидные пленки.
Химические свойства железа:
1) взаимодействует с кислородом при высоких температурах;
2) оксиды в низшей степени окисления MO;
3) при взаимодействии с галогенами образует галогениды, дигалогениды;
4) образует комплексные соединения;
5) образует карбонилы– соединения, в которых переходный металл образует связь с ионом металла или водорода и координированными карбониловыми группами (пентакарбонил кобальта [Co(CO)5]);
6) взаимодействуют с серой и сероводородом при нагревании, образуя сульфиды.
Железо– второй (после алюминия) по распространенности металл, встречается в виде различных руд, пригодных для переработки. Из них получают почти чистый Fe3O4, который вместе с известняком и коксом используется для выплавки чугуна в доменной печи.
Кобальтвыделяют из руд, содержащих много мышьяка и некоторой доли серебра, достаточной для промышленной переработки.
Никель– в руде много примесей: сульфиды никеля, меди и железа. Половина получаемого никеля расходуется в производстве стали для повышения ее коррозионной стойкости и твердости. Он используется также для создания прочных покрытий на стальных изделиях.
Температуры плавления элементов триады железа высокие, тем не менее, ниже, чем у элементов, находящихся в серединах серий переходных металлов.
Железо– первый элемент в переходных рядах, имеющий спаренный электрон на внутренней d-орбитали. Спаренные электроны с такой орбитали труднее участвуют в образовании химической связи, чем неспаренные. У триады железа существуют особенности орбитального строения, проявляющиеся в виде магнитных и ферромагнитных свойств. В результате ориентированности атомов металлы образуют постоянные магниты. Все металлы семейства железа проявляют электроположительное поведение. Инертны в среде окислителя, даже кислорода, так как образуют оксидные пленки.
Химические свойства железа:
1) взаимодействует с кислородом при высоких температурах;
2) оксиды в низшей степени окисления MO;
3) при взаимодействии с галогенами образует галогениды, дигалогениды;
4) образует комплексные соединения;
5) образует карбонилы– соединения, в которых переходный металл образует связь с ионом металла или водорода и координированными карбониловыми группами (пентакарбонил кобальта [Co(CO)5]);
6) взаимодействуют с серой и сероводородом при нагревании, образуя сульфиды.
Железо– второй (после алюминия) по распространенности металл, встречается в виде различных руд, пригодных для переработки. Из них получают почти чистый Fe3O4, который вместе с известняком и коксом используется для выплавки чугуна в доменной печи.
Кобальтвыделяют из руд, содержащих много мышьяка и некоторой доли серебра, достаточной для промышленной переработки.
Никель– в руде много примесей: сульфиды никеля, меди и железа. Половина получаемого никеля расходуется в производстве стали для повышения ее коррозионной стойкости и твердости. Он используется также для создания прочных покрытий на стальных изделиях.
67. Железо
Железозанимает второе место после алюминия по распространенности в земной коре (~4 %). Содержится в виде соединений (оксиды, сульфиды и силикаты).
Руды, из которых получают железо – магнитный, красный, бурый и шпатовый железняки, реже – железный колчедан или пирит. Последний используют для получения серной кислоты.
Физические свойства. Температура плавления – 1539±5 °C. У железа существуют 2 кристаллические модификации: ?-железо ?-железо. Является пластичным металлом серебристого цвета. Хорошо поддается механической обработке. От чистоты железа зависят его механические свойства, а оно в твердой фазе способно растворять в себе элементы. Твердый раствор углерода в ?-железе – феррит, в ?-железе – аустенит. Такому раствору отвечает соединение цементит или карбид железа – вещество со сложной кристаллической структурой, большой твердостью и хрупкостью, имеет температуру плавления 1600 °C. Свойства таких растворов зависят от содержания в них углерода. Но, несмотря на концентрацию углерода, феррит и аустенит имеют меньшую твердость и пластичность, чем цементит.
Получение.Железо без примесей можно получить при восстановлении оксида железа (III) водородом при повышенной температуре. Сейчас существует немало методов, позволяющих получить железо, содержащее 10-6% примесей, но в практических целях используется железо в виде сплавов.
Черная металлургия занимается производством сплавов железа – чугунов и сталей, перерабатывающая – железных руд и сплавов. Обрабатывая руду, в первую очередь получают чугун, из которого потом получают сталь.
Стали– железоуглеродные сплавы, содержащие меньше 2,14 % углерода.
Чугуны– железоуглеродные сплавы, содержащие больше 2,14 % углерода.
Для того, чтобы получить чугун, используют руды, содержащие серу (гематит, магнетит, сидерит). Для доменных процессов не используют руду с малым содержанием серы (0,3 %), так как сера, переходя в железо, делает его ломким и хрупким.
Получаемый чугун содержит 93 % Fe, 7 % составляют C, Si, P и газовые включения (азот, кислород и др.). Для удаления примесей проводят обжиг в отражательных печах. Добавление определенных металлов придает сплаву твердость, вязкость, механическую прочность и другие физические свойства, необходимые для сталей. Затем полученный сплав подвергают операциям отжига и закалки для создания хорошей кристаллической структуры и распределения фаз.
Полученный чугун используют для:
1) переплавки в сталь в конвертерах, мартеновских или электрических дуговых печах;
2) литейный чугун используется в машиностроении для чугунного литья.
Руды, из которых получают железо – магнитный, красный, бурый и шпатовый железняки, реже – железный колчедан или пирит. Последний используют для получения серной кислоты.
Физические свойства. Температура плавления – 1539±5 °C. У железа существуют 2 кристаллические модификации: ?-железо ?-железо. Является пластичным металлом серебристого цвета. Хорошо поддается механической обработке. От чистоты железа зависят его механические свойства, а оно в твердой фазе способно растворять в себе элементы. Твердый раствор углерода в ?-железе – феррит, в ?-железе – аустенит. Такому раствору отвечает соединение цементит или карбид железа – вещество со сложной кристаллической структурой, большой твердостью и хрупкостью, имеет температуру плавления 1600 °C. Свойства таких растворов зависят от содержания в них углерода. Но, несмотря на концентрацию углерода, феррит и аустенит имеют меньшую твердость и пластичность, чем цементит.
Получение.Железо без примесей можно получить при восстановлении оксида железа (III) водородом при повышенной температуре. Сейчас существует немало методов, позволяющих получить железо, содержащее 10-6% примесей, но в практических целях используется железо в виде сплавов.
Черная металлургия занимается производством сплавов железа – чугунов и сталей, перерабатывающая – железных руд и сплавов. Обрабатывая руду, в первую очередь получают чугун, из которого потом получают сталь.
Стали– железоуглеродные сплавы, содержащие меньше 2,14 % углерода.
Чугуны– железоуглеродные сплавы, содержащие больше 2,14 % углерода.
Для того, чтобы получить чугун, используют руды, содержащие серу (гематит, магнетит, сидерит). Для доменных процессов не используют руду с малым содержанием серы (0,3 %), так как сера, переходя в железо, делает его ломким и хрупким.
Получаемый чугун содержит 93 % Fe, 7 % составляют C, Si, P и газовые включения (азот, кислород и др.). Для удаления примесей проводят обжиг в отражательных печах. Добавление определенных металлов придает сплаву твердость, вязкость, механическую прочность и другие физические свойства, необходимые для сталей. Затем полученный сплав подвергают операциям отжига и закалки для создания хорошей кристаллической структуры и распределения фаз.
Полученный чугун используют для:
1) переплавки в сталь в конвертерах, мартеновских или электрических дуговых печах;
2) литейный чугун используется в машиностроении для чугунного литья.
68. Соединения железа
Оксид железа (II) FeO– черное кристаллическое вещество, нерастворимое в воде и щелочах.
FeOсоответствует основание
Fe(OH)2.
Получение.Оксид железа (II) можно получить неполным восстановлением магнитного железняка оксидом углерода (II):
Химические свойства.Является основным оксидом. Реагируя с кислотами, образует соли:
Гидроксид железа (II) Fe(OH)2– кристаллическое вещество белого цвета.
Получение.Гидроксид железа (II) получается из солей двухвалентного железапри действии растворов щелочей:
Химические свойства.Основный гидроксид. Вступает в реакции с кислотами:
На воздухе Fe(OH)2 окисляется до Fе(ОН)3:
Оксид железа(III) Fe2O3– вещество бурого цвета, встречается в природе в виде красного железняка, нерастворим в воде.
Получение. При обжиге пирита:
Химические свойства.Проявляет слабые амфотерные свойства. При взаимодействии со щелочами образует соли:
Гидроксид железа (III) Fe(OH)3– вещество красно-бурого цвета, нерастворимое в воде и избытке щелочи.
Получение. Получают путем окисления оксида железа (III) и гидроксида железа (II).
Химические свойства.Является амфотерным соединением (с преобладанием основных свойств). Выпадает в осадок при действии щелочей на соли трехвалентного железа:
Соли двухвалентного железаполучают взаимодействием металлического железа с соответствующими кислотами. Они сильно гидро-лизуются, потому их водные растворы – энергичные восстановители:
При нагревании выше 480 °C разлагается, образуя оксиды:
При действии щелочей на сульфат железа (II) образуется гидроксид железа (II):
Образует кристаллогидрат –
FeSO4?7Н2О (железный купорос). Хлорид железа (III) FeCl3 –кристаллическое вещество темно-коричневого цвета.
Химические свойства.Растворим в воде. FeCl3проявляет окислительные свойства.
Восстановители – магний, цинк, сероводород, окисляются без нагревания.
Получение.Оксид железа (II) можно получить неполным восстановлением магнитного железняка оксидом углерода (II):
Получение.Гидроксид железа (II) получается из солей двухвалентного железапри действии растворов щелочей:
Получение. При обжиге пирита:
Получение. Получают путем окисления оксида железа (III) и гидроксида железа (II).
Химические свойства.Является амфотерным соединением (с преобладанием основных свойств). Выпадает в осадок при действии щелочей на соли трехвалентного железа:
Химические свойства.Растворим в воде. FeCl3проявляет окислительные свойства.
Восстановители – магний, цинк, сероводород, окисляются без нагревания.
69. Доменный процесс
Доменный процесс –выплавка чугуна в доменной печи. Доменная печь выкладывается огнеупорными кирпичами высотой 30 м и внутренним диаметром 12 м. Верхняя половина – шихта оканчивается колошником, закрывающимся колошниковым затвором. Самую широкую часть печи называют распаром, а нижнюю – горном. Через фурмы (отверстия в горне) вдувают горячий воздух или кислород в печь. В доменную печь загружают слоями кокс и агломерат (сначала кокс).
Агломерат– руда, спеченная с флюсом. С помощью вдуваемого воздуха или кислорода поддерживается постоянная температура, необходимая для выплавки чугуна. В горне происходит сгорание угля и образование углекислого газа. Он поднимается наверх, проходит слои кокса и превращается в оксид углерода (II), который восстанавливает основную часть руды, окисляясь обратно в углекислый газ. В верхней части доменной печи и проходит процесс восстановления руды:
В руде также присутствует пустая порода – песок или диоксид кремния, являющийся тугоплавким соединением. Чтобы тугоплавкое вещество превратить в легкоплавкое, в руду добавляют флюсы (например, CaCO3). При взаимодействии с которыми тугоплавкое соединение образует легкоотделимый шлак.
Образовавшееся твердое железо спускается вниз, попадает в более горячую часть печи – распар, растворяя при этом в себе углерод. Таким образом, образуется чугун, который расплавляется и стекает в нижнюю часть печи, а шлаки остаются на его поверхности. Через некоторое время чугун и шлаки выпускают через специальные отверстия печи. При этом из отверстия выходят газы, содержащие ~25 % оксида углерода, их сжигают в кауперах (камерах, предназначенных для нагревания вдуваемых газов).
Доменная печь работает без перерывов. По мере опускания слоев кокса и агломерата в нее добавляют новые через верх печи и загружают в чугунную воронку.
С помощью вдувания в печь кислорода можно ускорить выплавку чугуна, при этом предварительный нагрев становиться ненужным. В результате чего отпадает необходимость в кауперах, а также вместе с этим повышается производительность печи и уменьшение расхода топлива. Печь продуваемая кислородом дает в 1,5 раза больше металла и на 25 % сокращает расход кокса, чем продуваемая воздухом. В большой доменной печи каждую минуту происходит выплавка 2,5 тонн чугуна. Переработка чугуна в сталь происходит при окислении содержащегося в чугуне углерода и примесей и отделении получающихся оксидов в газовую фазу или шлак. Основная масса чугуна перерабатывается в сталь при мартеновском процессе.
Агломерат– руда, спеченная с флюсом. С помощью вдуваемого воздуха или кислорода поддерживается постоянная температура, необходимая для выплавки чугуна. В горне происходит сгорание угля и образование углекислого газа. Он поднимается наверх, проходит слои кокса и превращается в оксид углерода (II), который восстанавливает основную часть руды, окисляясь обратно в углекислый газ. В верхней части доменной печи и проходит процесс восстановления руды:
Образовавшееся твердое железо спускается вниз, попадает в более горячую часть печи – распар, растворяя при этом в себе углерод. Таким образом, образуется чугун, который расплавляется и стекает в нижнюю часть печи, а шлаки остаются на его поверхности. Через некоторое время чугун и шлаки выпускают через специальные отверстия печи. При этом из отверстия выходят газы, содержащие ~25 % оксида углерода, их сжигают в кауперах (камерах, предназначенных для нагревания вдуваемых газов).
Доменная печь работает без перерывов. По мере опускания слоев кокса и агломерата в нее добавляют новые через верх печи и загружают в чугунную воронку.
С помощью вдувания в печь кислорода можно ускорить выплавку чугуна, при этом предварительный нагрев становиться ненужным. В результате чего отпадает необходимость в кауперах, а также вместе с этим повышается производительность печи и уменьшение расхода топлива. Печь продуваемая кислородом дает в 1,5 раза больше металла и на 25 % сокращает расход кокса, чем продуваемая воздухом. В большой доменной печи каждую минуту происходит выплавка 2,5 тонн чугуна. Переработка чугуна в сталь происходит при окислении содержащегося в чугуне углерода и примесей и отделении получающихся оксидов в газовую фазу или шлак. Основная масса чугуна перерабатывается в сталь при мартеновском процессе.
70. Чугун и стали
Сплавы железа – металлические системы, основным компонентом которых является железо.
Классификация сплавов железа:
1) сплавы железа с углеродом (нелегированные и легированные чугуны и стали);
2) сплавы с особыми физико-химическими свойствами;
3) ферросплавы.
Чугуны.Содержат более 2 % углерода. Его содержание в чугуне обусловлено химическими процессами, происходящими в доменной печи при выплавке. По назначению доменные чугуны разделяют на передельныеи литейные. Передельные чугуны переплавляют на сталь. Литейные чугуны применяют в машиностроении для изготовления чугунного литья.
По степени графитизациилитейные чугу-ны делят на белый, половинчатый, серый.
По форме включений графита: чугун с пластинчатым, шаровидным, вермикулярным (изогнутые пластинки) и хлопьевидным графитом.
В зависимости от характера металлической основывыделяют перлитный, феррит-ный и ферритно-перлитный.
По назначению: конструкционный и чугун со специальными свойствами. По химическому составу:легированный и нелегированный. Промышленность производит легированные чугуны со специальными физико-химическими свойствами (коррозионностойкие чугуны, кислотоупорные и щелочеупорные, жаростойкие, антифрикционные).
Стали.Содержат меньше 1,5–2 % углерода. Основные способы производствастали кислородно-конвертерный, мартеновский и электросталеплавильный. Свойства сталей определяются свойствами и соотношением фаз в сплаве.
Классификация сталей:
1) заэвтекоидная сталь (больше 0,8 % углерода). Состав: участки перлита и вторичного цементита;
2) эвтекоидная сталь (0,8 % углерода). Состав: участки перлита;
Классификация сплавов железа:
1) сплавы железа с углеродом (нелегированные и легированные чугуны и стали);
2) сплавы с особыми физико-химическими свойствами;
3) ферросплавы.
Чугуны.Содержат более 2 % углерода. Его содержание в чугуне обусловлено химическими процессами, происходящими в доменной печи при выплавке. По назначению доменные чугуны разделяют на передельныеи литейные. Передельные чугуны переплавляют на сталь. Литейные чугуны применяют в машиностроении для изготовления чугунного литья.
По степени графитизациилитейные чугу-ны делят на белый, половинчатый, серый.
По форме включений графита: чугун с пластинчатым, шаровидным, вермикулярным (изогнутые пластинки) и хлопьевидным графитом.
В зависимости от характера металлической основывыделяют перлитный, феррит-ный и ферритно-перлитный.
По назначению: конструкционный и чугун со специальными свойствами. По химическому составу:легированный и нелегированный. Промышленность производит легированные чугуны со специальными физико-химическими свойствами (коррозионностойкие чугуны, кислотоупорные и щелочеупорные, жаростойкие, антифрикционные).
Стали.Содержат меньше 1,5–2 % углерода. Основные способы производствастали кислородно-конвертерный, мартеновский и электросталеплавильный. Свойства сталей определяются свойствами и соотношением фаз в сплаве.
Классификация сталей:
1) заэвтекоидная сталь (больше 0,8 % углерода). Состав: участки перлита и вторичного цементита;
2) эвтекоидная сталь (0,8 % углерода). Состав: участки перлита;