Хімія Заліза

року міністерство освіти Російської Федерации.

Санкт-Петербурзький державний Гірський Інститут ім. Г. В. Плеханова.

(технічний университет).

Кафедра загальної площі і неорганічної химии.

Реферат.

На тему: «Хімія железа».

Виконав: студент грн. ИЗ-99−1.

Брук Б.М.

Проверил:

Профессор

Чиркст Д.Э.

Санкт-Петербург.

2000 год.

I. Перебування заліза у природі. Основні мінерали і їхні властивості. 3.

II. Техногенні джерела надходження заліза в довкілля. 4.

III. Хімічні властивості заліза, його основні сполуки. 5.

IV. Шкідливі сполуки заліза, джерела їхнє надходження в довкілля, властивості, нищівну силу, ГДК, способи очищення. 7.

V. Одержання заліза та її основних сполук, їх практичне використання. 9.

Список використаної літератури: 12.

I. Перебування заліза у природі. Основні мінерали та його свойства.

Залізо — найпоширеніший після алюмінію метал на земній кулі; вона становить майже п’ять% земної кори. Зустрічається залізо у різноманітних сполук: оксидів, сульфидов, силікатів. У вільному вигляді залізо знаходять в метеоритах, зрідка зустрічається самородне залізо (феррит) в земної корі як продукт застигання магмы.

Залізо входить до складу багатьох мінералів, у тому числі складаються родовища залізних руд.

Основні рудні мінерали заліза: Гематит (залізний блиск, червоний залізняк) — Fe2O3 (до70% Fe); Магнетит (магнітний желєзняк) — Fe3O4 (до 72,4% Fe); Гетит — FeOOH Гидрогетит — FeOOH*nH2O (лимонит) — (близько 62% Fe); Сидерит — Fe (CO3) (близько 48,2% Fe); Пірит — FeS2.

Родовища залізних руд утворюються у різних геологічних умовах; з цим пов’язано розмаїтість складу руд і умов його залягання. Залізні руди поділяються ми такі промислові типы:

1. Бурі железняки — руди водної окису заліза (головний мінерал — гидрогетит), 30−55% железа.

2. Червоні железняки, чи гематитовые руди (головний мінерал — гематит, ми інколи з магнетитом), 51−66% железа.

3. Магнітні железняки (головний мінерал — магнетит), 50−65% железа.

4. Сидеритовые чи карбонатні осадові руди, 30−35% железа.

5. Силікатні осадові залізні руди, 25−40% железа.

Великі запаси залізних руд перебувають у Уралі, де цілі гори (наприклад Магнітна, Качканар, Висока та інших.) утворені магнітним залізняком. Великі поклади залізних руд є поблизу Курська, на Кольському півострові, у Західній та Східної Сибіру, на далекому Сході. Багаті поклади є на Украине.

Залізо є й однією з поширених елементів в природних водах, де середнє утримання її коливається в інтервалі 0,01−26 мг/л.

Тварини організми й рослини акумулюють залізо. Активно акумулюють залізо деяких видів водоростей, бактерии.

У тілі людини вміст заліза коштує від 4 до 7 г (в тканинах, крові, внутрішні органи). Залізо вступає у організм із їжею. Добова потреба дорослої людини у залозі становить 11−30мг. У основних харчові продукти міститься таку кількість заліза (в мкг/100г.): Риба — 1000 М’ясо — 3000 Молоко — 70 Хліб — 4000 Картопля, овочі, фрукти — від 600 до 900.

II. Техногенні джерела надходження заліза в навколишню среду.

У зонах металургійних комбінатів твердих викидах міститься від 22 000 до 31 000 мг/кг железа.

У що прилягають до комбінатам грунту надходить до 31−42 мг/кг заліза. У результаті залізо накопичується в городніх культурах.

Багато заліза вступає у стічні води та шлами від виробництв: металургійного, хімічного, машинобудівного, металообробного, нафтохімічного, хіміко-фармацевтичного, лакофарбового, текстильного.

Зміст заліза у складі сирого осаду, выпадающего в первинних відстійниках великого промислового міста, може становити 1428 мг/кг.

Пил, дим промислових виробництв можуть утримувати велику кількість заліза як аерозолів заліза, його оксидів, руд.

Пил заліза або його оксидів утворюється під час заточенню металевого інструмента, очищенні деталей від іржі, прокаті залізних аркушів, електрозварювання і інших виробничих процесах, у яких мають місце залізо або його соединения.

Залізо може накопичуватися у ґрунтах, водоймах, повітрі, живих организмах.

Основні мінерали заліза піддаються у природі фотохимическому руйнації, комплексообразованию, микробиологическому выщелачиванию, в результаті чого, залізо з труднорастворимых мінералів перетворюється на водні объекты.

Залізовмісні мінерали окислюються бактеріями типу Th. Ferrooxidans.

Окислювання сульфидов можна описати загалом з прикладу піриту такими мікробіологічними і хімічними процессами:

Як бачимо, у своїй утворюється іще одна забруднюючий поверхневі води компонент — сірчана кислота.

Про масштаби її мікробіологічного освіти можна судити з такому прикладу. Пірит — звичайний примесный компонент вугільних родовищ, та її вилуговування призводить до закислению шахтних вод. За однією з оцінок, в 1932 г. у ріку Огайо (США) з шахтними водами близько 3 млн. тонн H2SO4.

Микробиологическое вилуговування заліза здійснюється як за рахунок окислення, а й за відновленні окислених руд. У них беруть участь мікроорганізми, які стосуються різних групах. Зокрема, відновлення Fe3+ до Fe2+ здійснюють представники пологів Bacillus і Pseudomonas, а як і деякі грибы.

Згадані тут поширені у природі процеси протікають також у відвалах гірничорудних підприємств, металургійних комбінатів, які виробляють дуже багато відходів (шлаки, недогарки і т.п.).

З дощовими, паводковыми і грунтовими водами высвобождающиеся з твердих матриць метали переносяться у річки і водойми. Залізо перебуває у природних водах у різних станах і формах: в істинно розчиненої формі входять до складу донних відкладень і гетерогенних систем (суспензії і коллоиды).

Донні відкладення рік і водойм виступають нагромаджувача заліза. При певних умов залізо може вивільнятися їх, в результаті чого відбувається вторинне забруднення воды.

III. Хімічні властивості заліза, його основні соединения.

Залізо — елемент VIII групи періодичної системи. Атомний номер 26, атомний вагу 55,85 (56). Конфігурація зовнішніх електронів атома 3d64s2.

По хімічним властивостями залізо як перехідний елемент близький до сусіднім елементам тієї ж групи періодичної системи — нікелю і кобальту.

У з'єднаннях залізо частіше 2-х і 3-х валентно, але відомі й валентності 1, 4 і 6.

Для вищих валентных станів заліза характерні кислотні властивості. Залізо, особливо 3-х валентное, схильний до комплексообразованию. У хімічному відношенні залізо — метал середньої активності. У сухому повітрі при нагріванні до 150−200о лежить на поверхні компактного заліза утворюється тонка захисна окисная плівка, предохраняющая його від подальшого окисления.

У вологому повітрі залізо швидко іржавіє, тобто. покривається бурим нальотом гидратированного оксиду заліза, який утворюється внаслідок своєї рыхлости не захищає залізо від подальшого окисления.

У воді залізо інтенсивно кородує. При багатому доступі кисню у своїй утворюються гидратные форми оксиду железа:

Коли кисню або за його утруднений доступ утворюється змішаний оксид Fe3O4(Fe2O3.FeO):

При взаємодії заліза з галогенами чи галогеноводородами утворюються галогениды железа.

Залізо розчиняється в соляної кислоті будь-який концентрации.

Аналогічно відбувається розчинення в розведеною сірчаної кислоте:

У концентрованих розчинах сірчаної кислоти Fe (II) окислюється до Fe (III):

Однак у сірчаної кислоті, концентрація якої близька до 100%, залізо стає пасивним і їхню взаємодію мало происходит.

У розбавлених і помірковано концентрованих розчинах азотної кислоти залізо растворяется:

При високих концентраціях HNO3 розчинення уповільнюється, і залізо стає пассивным.

Для заліза характерні два низки сполук: сполуки Fe (II) і сполуки Fe (III). Перші відповідають оксиду заліза (II), чи закису заліза FeO; другі - оксиду заліза (III), чи окису заліза Fe2O3.

З іншого боку відомі солі залізної кислоти H2FeO4, у якій ступінь окисленности заліза +6.

Основні сполуки заліза (II).

Залізний купорос — FeSO4.7H2O — ясно-зелені кристали, добре розчинні в воде.

Гидроксид заліза (II) — Fe (OH)2 — білий осад, який повітрі внаслідок окислення швидко приймає зеленувату, та був буру забарвлення, переходячи у Fe (OH)3.

Оксид заліза FeO, чорний, легко окислюється порошок.

Карбонат заліза FeCO3. При дії води, що містить CO2, карбонат заліза, подібно карбонатові кальцію, частково переходить у більш розчинну кислу сіль Fe (HCO3)2. У нинішньому вигляді цієї солі залізо міститься у природних залізних водах.

Солі заліза (II) легко може бути переведені у солі заліза (III) дією різних окислювачів, наприклад: HNO3, KMnO4, Cl2 та інших. Например:

Через здібності легко окисляться, солі заліза (II) часто застосовуються як восстановители.

Основні сполуки заліза (III).

Хлорид заліза FeCl3 — темно-коричневі з зеленим відливом кристали. Дуже гигроскопичное вещество.

Сульфат заліза Fe2(SO4)3 — дуже гигроскопичные, расплывающиеся на повітрі білі кристали. Утворюють кристаллогидрат Fe (SO4)3.9H2O (жовті кристали). У водних розчинах сульфат заліза (III) сильно гидролизован.

Железо-аммонийные галун (NH4)Fe (SO4)2.H2O — добре розчинні в воді светло-фиолетовые кристаллы.

Гидроксид заліза (III) Fe (OH)3, більш слабке підставу, ніж Fe (OH)2.

Солі заліза (III) сильно гидролизуются.

Характерною реакцією, отличающей солі заліза (III) від солей заліза (II), служить дію роданида калію KCNS (чи роданида амонію) — з’являється криваво-червона забарвлення роданида заліза (III) — Fe (CNS)3.

Іони заліза (II) з роданидами не дають цієї окраски.

Ціанисті сполуки железа.

Гексациано (II) феррат калію K4[Fe (CN)6]. 3H2O — ясно-жовті кристали. Ця сіль називається жовтої кров’яної сіллю. Розчин її дає реакції, властивій іонів Fe (II). Але з іонами Fe (III) жовта кров’яна сіль взаємодіє зі освітою нерозчинною солі синього кольору — берлінської лазури:

Гексациано (III) феррат калію K3[Fe (CN)6] - червона кров’яна сіль, темно червоні кристали (безводные).

Червона кров’яна сіль — реактив на іони Fe (II), із якими вона утворює синій осад, так званої турнбулевой сини.

IV. Шкідливі сполуки заліза, джерела їхнє надходження в навколишню середу, властивості, нищівну силу, ГДК, способи очистки.

У повітря робочої зони на металургійних, металообробних підприємствах надходить пил, аерозолі з частинок заліза та її сполук. При вплив на шкіру можливі алергічні дерматити, при вдиханні такого повітря відбувається роздратування дихальних шляхів, руйнація легких, плеври, порушення функції печінки, шлункові захворювання. Тому встановлено ГДК (Гранично Припустима Концентрація) для залізовмісних частинок повітря робочої зони залежно від типу частинок від 2 до 4мг/м3.

Під час згоряння залізного порошку, під час операції, пов’язаних із роботою електричної дуги, в навколишню атмосферу надходить дим оксиду заліза Fe2O3, що викликає патологічні зміни функції легких. ГДК для Fe2O3 повітря (враховуючи Fe) — 0,04мг/м3.

Сульфати і хлориди заліза є токсичними шкідливими домішками. ГДК для сульфату (враховуючи Fe) в атмосферному повітрі - 0,007 мг/м3, для хлориду — 0,004 мг/м3.

Аерозолі (пил, дим) заліза та її оксидів, руд та інших сполук якщо вплив відкладаються у легенях і викликають специфічне захворювання легких — сидероз. Розрізняють, так званий «червоний сидероз», викликаний оксидом заліза (III) і «чорний сидероз», що виникає від вдихання пилу заліза, його карбонатів і фосфатов.

У робочих, обробних пириты, спостерігаються шлункові захворювання (гастрити, дуодениты).

У робочих доменного і мартенівського виробництв спостерігається порушення обоняния.

Серед електрозварників, сталеварів часті запальні захворювання верхніх дихальних путей.

У робочих залізорудних шахт і горнообогатительных фабрик особливо часті хронічні бронхіти, іноді ускладнені астму, емфізему легких.

Зустрічаються стоматити, запалення ясен, поразки зубів, поразки слизової рта.

Заходи, що гарантують безпеку роботи у атмосфері з підвищеним змістом частинок заліза та її сполук, полягають у очищенні повітря шкідливих домішок, в ефективної вентиляції приміщень, в застосуванні спецодягу, респіраторів, очков.

Реально прийому всередину представляють залізо, яке надходить у організм у складі лікарських речовин і сульфат заліза (II).

Токсичні дози FeSO4 чи чистого заліза (в людини ЛД = 200−250 мг/кг) призводять до смертельного кінця внаслідок хімічного опіку внутрішніх органов.

Токсичність сполук заліза у питній воді залежить від pH. У лужної середовищі токсичність зростає. Від надлишкового вмісту заліза у питній воді можуть гинути риби, водорості. Велику небезпеку становлять стічні води та шлами виробництв, що з переробкою залізовмісних продуктов.

Подпороговые концентрації у воді водоймищ: сульфат і нітрат заліза (III), гидроксид заліза (II) — 0,5 мг/л; хлорид заліза (III) — 0,9 мг/л.

Сполуки заліза (II) мають загальним токсичну дію. Сполуки заліза (III) менш отруйні, а діють прижигающе на травний канал і викликають рвоту.

ГДК заліза в питну воду 0,3 мг/л.

У природних водоймах, наприклад, в Ладожском озері, в Неві, зміст заліза менше 0,3 мг/л. Перед надходженням у мережі міського водопостачання воду з водойм піддається фільтрації і дії коагулянтів, які разом із органічними домішками видаляють і частина железа.

Обробка води з підвищеним змістом заліза залежить від фільтруванні на механічних фільтрах (антрацит), коагуляції (коагулянт — глинозем Al2(SO4)3), іноді - у фортепіанній обробці магнітними полями (у разі магнітних форм железа).

Профілактичні заходи, щоб забезпечити безпечних умов праці при вплив на працюючих заліза та її сполук визначаються нормативними документами стосовно конкретним умовам производства.

V. Одержання заліза та її основних сполук, їх практичне использование.

З усіх видобутих металів, залізо має найбільше значення. Уся сучасна техніка пов’язані з застосуванням заліза та її сплавів. Кількість видобутого заліза приблизно 15 разів перевищує видобуток решти металів разом взятых.

Основним промисловим способом отримання заліза служить виробництво його вигляді різних сплавів з вуглецем — чавунів і вуглецевих сталей. Чавуни отримують доменним процесом, а й стали — мартенівським, конверторним і электроплавильным процессами.

У доменному процесі як основних шихтовых матеріалів беруть участь: залізна руда, кокс і вапняк, необхідних відновлення окислів заліза в руді вуглецем і розведення розплавлених чавуну і шлака.

У домну подається повітря чи, з метою прискорення процесу, кисень (кисневе дуття). Вуглець коксу окислюється киснем: C+O2=CO2; C+CO2=2CO.

Утворений у своїй ЗІ і вуглець коксу відновлюють окислом железа:

Оскільки зазначені реакції протікають при надлишку вуглецю, відновлене залізо сплавляється з вуглецем й утворюється чавун зі значно більше низькою температурою плавлення, ніж чисте залізо. Чавун (з 4,3% З) плавиться при 1135оC, а залізо при 1539оC.

Розплавлені низкоплавкие чавун і шлак збираються в горнилі доменної печі і періодично випускаються через спеціальні отверстия.

Способи переділу чавуну — мартенівський, конверторний і электроплавильный, — зводяться до видалення надлишкового вуглецю і шкідливих домішок (P.S, P) шляхом їх окислення і до доведенні змісту легуючих елементів до заданого шляхом додавання їх при плавке.

Гранично припустимий вміст шкідливих домішок необхідна зміст легуючих елементів встановлено кожної марки стали.

Чисте залізо одержують у вигляді порошку відновленням його оксидів воднем чи термічним розкладанням карбонила Fe (CO)5. Застосування чистого заліза обмежена, т.к. воно за своїми механічним властивостями не задовольняє ряду вимог до конструкційним матеріалам. Він дуже пластично.

Залізо та її сплави становлять основу сучасної техніки. Значення залізних сплавів для техніки випливає з те, що 95% всієї металевої продукції становить чавун і лише п’ять% - сплави інших металлов.

Сполуки железа.

Залізний купорос FeSO4.7H2O отримують шляхом розчинення обрізків стали в 20−30%-ной сірчаної кислоте:

Залізний купорос — ясно-зелені кристали, добре розчинні в воді. Застосовується для боротьби з шкідниками рослин, у виробництві чорнила і мінеральних фарб, при фарбуванні тканин, очищення стічні води від цианидов.

При дії на купорос луги утворюються гидроксиды заліза — Fe (OH)2 і Fe (OH)3.

Ці гидроксиды застосовують у ролі пігментів. Природний гидроксид заліза FeS2 (пірит) служить сировиною щоб одержати сірчаної кислоти, сірки і железа.

Нітрат заліза Fe (NO3)3 виходить при дії на залізо азотної кислоти. Застосовується як протруювач при фарбуванні бавовняних тканин та як утяжелитель шелка.

Хлорид заліза FeCl3 утворюється під час нагріванні заліза з хлором, хлоруванням FeCl2. Застосовується як коагулянт при очищенні води, як протруювач при фарбуванні тканин, як каталізатор в органічному синтезе.

Сульфат заліза Fe2(SO4)3 утворює кристаллогидрат Fe2(SO4)3.9H2O (жовті кристали). Отримують розчиненням оксиду Fe2O3 в сірчаної кислоті. Застосовується як коагулянт при очищенні води, для травлення металів, використовується і при отриманні меди.

Оксиди заліза зазвичай отримують при дії водяної пари на розпечене залізо. Природні оксиди заліза служать основним сировиною для отримання металевого заліза (його сплавов).

Fe2O3 та її похідні (ферриты) використав радіоелектроніки як магнітні матеріали, зокрема як активні речовини магнітофонних лент.

Fe3O4 служить матеріалом виготовлення анодів у низці електрохімічних производств.

Ферриты — при сплавці оксиду заліза (III) з карбонатами натрію чи калію утворюються ферриты — солі не отриманого вільному стані залозистою кислоти HFeO2, наприклад феррит натрію NaFeO2:

У техніці ферритами чи ферритными матеріалами називають продукти спечення порошків Fe2O3 і оксидів деяких двовалентних металів, наприклад, Ni, Zn, Mn.

Ферриты мають цінними магнітними властивостями і високим електричним сопротивлением.

Ферриты широко застосовують у техніці зв’язку, счетно-решающих пристроях, в автоматиці і телемеханике.

Сполуки заліза (VI).

Якщо нагрівати сталеві тирсу чи Fe2O3 з нітратом і гидроксидом калію, то утворюється сплав, у якому феррат калію K2FeO4 — сіль залізної кислоти H2FeO4, що у вільному вигляді не получена.

При розчиненні сплаву у питній воді виходить червоно-фіолетовий розчин, з яких дією хлориду барію можна осадити нерозчинний у питній воді феррат барію BaFeO4.

Усі ферраты — дуже сильні окислювачі, сильніші, ніж KMnO4.

Карбонилы железа.

Залізо утворює леткі з'єднання з окисом вуглецю, звані карбонилами заліза. Пентакарбонил заліза Fe (CO)5 — блідо-жовта рідина, не розчинна у питній воді, але розчинна у багатьох органічних розчинниках. Fe (CO)5 отримують пропусканием CO над порошком заліза при 150−200oС і тиску 100 атм. При нагріванні в вакуумі Fe (CO)5 розкладається на залізо і CO. Це використовується щоб одержати высокочистого порошкового заліза — карбонильного железа.

Сплави заліза — це металеві сплави з урахуванням заліза. На початок ХІХ століття до сплавів заліза відносили переважно Fe-C (з домішками Si, Mn, P. S, P), що отримали назву сталей і чавунів. Зростаючі вимоги техніки до металевим матеріалам, насамперед у відношенні їх механічних властивостей, жаропрочности, коррозионной стійкості у різних агресивних середовищах увінчалися створенням нових сплавів заліза містять Cr, Ni, Si, Mo, W і др.

Нині до сплавів заліза відносять: углеродистые стали, чавуни, леговані стали, містять крім вуглецю інші елементи, і почав із особливими фізико-хімічними і механічними свойствами.

З іншого боку запровадження в сталь легуючих елементів застосовуються особливі сплави заліза, що отримали назву ферросплавов.

У техніці сплави заліза прийнято називати чорними металами, які виробництво — чорної металлургией.

Чавун відрізняється від стали містило велику кількість вуглецю і власними властивостями. Він крихкий, але має хорошими ливарними властивостями. Чугун дешевше стали. Переважна більшість чавуну переробляється в сталь.

Елементи, спеціально запроваджувані в сталь зміни її властивостей, називаються легирующими елементами, а сталь, яка містить такі елементи, називається легованої. До найважливішим легирующим елементам ставляться Cr, Ni, Mn, W, Mo. Широко застосовуються жаростойкие сплави з урахуванням нікелю (ніхром, у якому нікель і хром і другие).

З медно-никелевых сплавів (мельхіор та інші) виготовляють монети, прикраси, предмети домашнього обихода.

Кобальтсодержащие сплави використовують як в’язка складова частина металорізального інструмента, у якому поцяткували виключно тверді карбиды MoC і WC.

Гальванічні покриття металів нікелем віддають їм гарний зовнішній вид.

Список використаної литературы:

1. «Коротка хімічна енциклопедія». (видавництво «Радянська енциклопедія», 1963 г.).

2. М. Х. Карапетьянц, С.І. Дракин — «Спільна й неорганічна хімія» (видавництво «Хімія», 1981 г.).

3. Н.А. Глінка — «Загальна хімія» (видавництво «Хімія», 1975 г.).

4. Довідник «Шкідливі хімічні речовини, неорганічні сполуки елементів V-VIII груп». (видавництво «Хімія», 1989 г.).

5. В. А. Исидоров — «Введення у хімічну экотоксикологию» («Химиздат», 1999 г.).