Реферат: Химия Железа

Железо – самый распространенный после алюминия металл на земном шаре; оно составляет около 5% земной коры. Встречается железо в виде различных соединений: оксидов, сульфидов, силикатов. В свободном виде железо находят в метеоритах, изредка встречается самородное железо (феррит) в земной коре как продукт застывания магмы.

Железо входит в состав многих минералов, из которых слагаются месторождения железных руд.

Основные рудные минералы железа:

Гематит (железный блеск, красный железняк) – Fe₂ O₃ (до 70% Fe);

Магнетит (магнитный железняк) – Fe₃ O₄ (до 72,4% Fe);

Гетит – FeOOH

Гидрогетит – FeOOH*nH₂ O (лимонит) – (около 62% Fe);

Сидерит – Fe(CO₃ ) (около 48,2% Fe);

Пирит – FeS₂

Месторождения железных руд образуются в различных геологических условиях; с этим связано разнообразие состава руд и условий их залегания. Железные руды разделяются на следующие промышленные типы:

1. Бурые железняки – руды водной окиси железа (главный минерал – гидрогетит), 30-55% железа.

2. Красные железняки, или гематитовые руды (главный минерал – гематит, иногда с магнетитом), 51-66% железа.

3. Магнитные железняки (главный минерал – магнетит), 50-65% железа.

4. Сидеритовые или карбонатные осадочные руды, 30-35% железа.

5. Силикатные осадочные железные руды, 25-40% железа.

Большие запасы железных руд находятся на Урале, где целые горы (например Магнитная, Качканар, Высокая и др.) образованы магнитным железняком. Большие залежи железных руд имеются вблизи Курска, на Кольском полуострове, в Западной и Восточной Сибири, на дальнем Востоке. Богатые залежи имеются на Украине.

Железо является также одним из наиболее распространенных элементов в природных водах, где среднее содержание его колеблется в интервале 0,01-26 мг/л.

Животные организмы и растения аккумулируют железо. Активно аккумулируют железо некоторые виды водорослей, бактерии.

В теле человека содержание железа колеблется от 4 до 7г (в тканях, крови, внутренних органах). Железо поступает в организм с пищей. Суточная потребность взрослого человека в железе составляет 11-30мг. В основных пищевых продуктах содержится следующее количество железа (в мкг/100г.):

Рыба – 1000

Мясо – 3000

Молоко – 70

Хлеб – 4000

Картофель, овощи, фрукты – от 600 до 900

II . Техногенные источники поступления железа в окружающую среду.

В зонах металлургических комбинатов в твердых выбросах содержится от 22000 до 31000 мг/кг железа.

В прилегающие к комбинатам почвы поступает до 31-42 мг/кг железа. Вследствие этого железо накапливается в огородных культурах.

Много железа поступает в сточные воды и шламы от производств: металлургического, химического, машиностроительного, металлообрабатывающего, нефтехимического, химико-фармацевтического, лакокрасочного, текстильного.

Содержание железа в составе сырого осадка, выпадающего в первичных отстойниках крупного промышленного города, может достигать 1428 мг/кг.

Пыль, дым промышленных производств могут содержать большие количества железа в виде аэрозолей железа, его оксидов, руд.

Пыль железа или его оксидов образуется при заточке металлического инструмента, очистке деталей от ржавчины, прокате железных листов, электросварке и при других производственных процессах, в которых имеют место железо или его соединения.

Железо может накапливаться в почвах, водоемах, воздухе, живых организмах.

Основные минералы железа подвергаются в природе фотохимическому разрушению, комплексообразованию, микробиологическому выщелачиванию, в результате чего, железо из труднорастворимых минералов переходит в водные объекты.

Железосодержащие минералы окисляются бактериями типа Th. Ferrooxidans.

Окисление сульфидов можно описать в общем виде на примере пирита следующими микробиологическими и химическими процессами:

Как видно, при этом образуется еще один загрязняющий поверхностные воды компонент – серная кислота.

О масштабах ее микробиологического образования можно судить по такому примеру. Пирит – обычный примесный компонент угольных месторождений, и его выщелачивание приводит к закислению шахтных вод. По одной из оценок, в 1932г. в реку Огайо (США) с шахтными водами поступило около 3 млн. тонн H₂ SO₄ .

Микробиологическое выщелачивание железа осуществляется не только за счет окисления, но и при восстановлении окисленных руд. В нем принимают участие микроорганизмы, относящиеся к разным группам. В частности, восстановление Fe³⁺ до Fe²⁺ осуществляют представители родов Bacillusи Pseudomonas, а так же некоторые грибы.

Упомянутые здесь широко распространенные в природе процессы протекают так же в отвалах горнорудных предприятий, металлургических комбинатов, производящих большое количество отходов (шлаки, огарки и т.п.).

С дождевыми, паводковыми и грунтовыми водами высвобождающиеся из твердых матриц металлы переносятся в реки и водоемы. Железо находится в природных водах в разных состояниях и формах: в истинно растворенной форме входят в состав донных отложений и гетерогенных систем (взвеси и коллоиды).

Донные отложения рек и водоемов выступают в качестве накопителя железа. При определенных условиях железо может высвобождаться из них, в результате чего происходит вторичное загрязнение воды.

III . Химические свойства железа, его основные соединения.

Железо – элемент VIII группы периодической системы. Атомный номер 26, атомный вес 55,85 (56). Конфигурация внешних электронов атома 3d⁶ 4s² .

По химическим свойствам железо как переходный элемент близок к соседним элементам той же группы периодической системы – никелю и кобальту.

В соединениях железо чаще 2-х и 3-х валентно, но известны также валентности 1, 4 и 6.

Для высших валентных состояний железа характерны кислотные свойства. Железо, особенно 3-х валентное, склонно к комплексообразованию. В химическом отношении железо – металл средней активности. В сухом воздухе при нагревании до 150-200^о на поверхности компактного железа образуется тонкая защитная окисная пленка, предохраняющая его от дальнейшего окисления.

Во влажном воздухе железо быстро ржавеет, т.е. покрывается бурым налетом гидратированного оксида железа, который вследствие своей рыхлости не защищает железо от дальнейшего окисления.

В воде железо интенсивно корродирует. При обильном доступе кислорода при этом образуются гидратные формы оксида железа:

При недостатке кислорода или при его затрудненном доступе образуется смешанный оксид Fe₃ O₄ (Fe₂ O₃ ^. FeO):

При взаимодействии железа с галогенами или галогеноводородами образуются галогениды железа.

Железо растворяется в соляной кислоте любой концентрации.

Аналогично происходит растворение в разбавленной серной кислоте:

В концентрированных растворах серной кислоты Fe(II) окисляется до Fe(III):

Однако в серной кислоте, концентрация которой близка к 100%, железо становится пассивным и взаимодействие практически не происходит.

В разбавленных и умеренно концентрированных растворах азотной кислоты железо растворяется:

При высоких концентрациях HNO₃ растворение замедляется и железо становится пассивным.

Для железа характерны два ряда соединений: соединения Fe(II) и соединения Fe(III). Первые отвечают оксиду железа (II), или закиси железа FeO; вторые – оксиду железа (III), или окиси железа Fe₂ O₃ .

Кроме того известны соли железной кислоты H₂ FeO₄ , в которой степень окисленности железа +6.

Основные соединения железа ( II ).

Железный купорос – FeSO₄ ^. 7H₂ O – светло-зеленые кристаллы, хорошо растворимые в воде.

Гидроксид железа (II) – Fe(OH)₂ – белый осадок, который на воздухе вследствие окисления быстро принимает зеленоватую, а затем бурую окраску, переходя в Fe(OH)₃ .

Оксид железа FeO, черный, легко окисляющийся порошок.

Карбонат железа FeCO₃ . При действии воды, содержащей CO₂ , карбонат железа, подобно карбонату кальция, частично переходит в более растворимую кислую соль Fe(HCO₃ )₂ . В виде этой соли железо содержится в природных железных водах.

Соли железа (II) легко могут быть переведены в соли железа (III) действием различных окислителей, например: HNO₃ , KMnO₄ , Cl₂ и др.

Например:

Ввиду способности легко окисляться, соли железа (II) часто применяются как восстановители.

Основные соединения железа ( III ).

Хлорид железа FeCl₃ – темно-коричневые с зеленым отливом кристаллы. Сильно гигроскопичное вещество.

Сульфат железа Fe₂ (SO₄ )₃ – очень гигроскопичные, расплывающиеся на воздухе белые кристаллы. Образуют кристаллогидрат Fe(SO₄ )₃ ^. 9H₂ O (желтые кристаллы). В водных растворах сульфат железа (III) сильно гидролизован.

Железо-аммонийные квасцы (NH₄ )Fe(SO₄ )₂ ^. H₂ O – хорошо растворимые в воде светло-фиолетовые кристаллы.

Гидроксид железа (III) Fe(OH)₃ , более слабое основание, чем Fe(OH)₂ .

Соли железа (III) сильно гидролизуются.

Характерной реакцией, отличающей соли железа (III) от солей железа (II), служит действие роданида калия KCNS (или роданида аммония) – появляется кроваво-красная окраска роданида железа (III) – Fe(CNS)₃ .

Ионы железа (II) с роданидами не дают этой окраски.

Цианистые соединения железа.

Гексациано (II) феррат калия K₄ [Fe(CN)₆ ]^. 3H₂ O – светло-желтые кристаллы. Эта соль называется желтой кровяной солью. Раствор ее не дает реакции, характерной для ионов Fe(II). Но с ионами Fe(III) желтая кровяная соль взаимодействует с образованием нерастворимой соли синего цвета – берлинской лазури:

Гексациано (III) феррат калия K₃ [Fe(CN)₆ ] – красная кровяная соль, темно красные кристаллы (безводные).

Красная кровяная соль – реактив на ионы Fe(II), с которыми она образует синий осадок, так называемой турнбулевой сини.

IV . Вредные соединения железа, источники их поступления в окружающую среду, свойства, поражающее действие, ПДК, способы очистки.

В воздух рабочей зоны на металлургических, металлообрабатывающих предприятиях поступает пыль, аэрозоли из частиц железа и его соединений. При воздействии на кожу возможны аллергические дерматиты, при вдыхании такого воздуха происходит раздражение дыхательных путей, разрушение легких, плевры, нарушения функции печени, желудочные заболевания. Поэтому установлено ПДК (Предельно Допустимая Концентрация) для железосодержащих частиц в воздухе рабочей зоны в зависимости от типа частиц от 2 до 4мг/м³ .

При сгорании железного порошка, при операциях, связанных с работой электрической дуги, в окружающую атмосферу поступает дым оксида железа Fe₂ O₃ , который вызывает патологические изменения функции легких. ПДК для Fe₂ O₃ в воздухе (в пересчете на Fe) – 0,04мг/м³ .

Сульфаты и хлориды железа являются наиболее токсичными вредными примесями. ПДК для сульфата (в пересчете на Fe) в атмосферном воздухе – 0,007 мг/м³ , для хлорида – 0,004 мг/м³ .

Аэрозоли (пыль, дым) железа и его оксидов, руд и других соединений при длительном воздействии откладываются в легких и вызывают специфическое заболевание легких – сидероз. Различают, так называемый «красный сидероз», вызываемый оксидом железа (III) и «черный сидероз», возникающий от вдыхания пыли железа, его карбонатов и фосфатов.

У рабочих, обрабатывающих пириты, наблюдаются желудочные заболевания (гастриты, дуодениты).

У рабочих доменного и мартеновского производств наблюдается нарушение обоняния.

Среди электросварщиков, сталеваров часты воспалительные заболевания верхних дыхательных путей.

У рабочих железорудных шахт и горнообогатительных фабрик особенно часты хронические бронхиты, иногда осложненные астмой, эмфиземой легких.

Встречаются стоматиты, воспаления десен, поражения зубов, поражения слизистой рта.

Мероприятия, обеспечивающие безопасность работы в атмосфере с повышенным содержанием частиц железа и его соединений, заключаются в очистке воздуха от вредных примесей, в эффективной вентиляции помещений, в применении спецодежды, респираторов, очков.

Реальную опасность при приеме внутрь представляют железо, поступающее в организм в составе лекарственных веществ и сульфат железа (II).

Токсические дозы FeSO₄ или чистого железа (для человека ЛД = 200-250 мг/кг) приводят к смертельному исходу в результате химического ожога внутренних органов.

Токсичность соединений железа в воде зависит от pH. В щелочной среде токсичность возрастает. От избыточного содержания железа в воде могут гибнуть рыбы, водоросли. Большую опасность представляют сточные воды и шламы производств, связанных с переработкой железосодержащих продуктов.

Подпороговые концентрации в воде водоемов:

сульфат и нитрат железа (III), гидроксид железа (II) – 0,5 мг/л;

хлорид железа (III) – 0,9 мг/л.

Соединения железа (II) обладают общим токсическим действием. Соединения железа (III) менее ядовитые, но действуют прижигающе на пищеварительный канал и вызывают рвоту.

ПДК железа в питьевой воде 0,3 мг/л.

В природных водоемах, например, в Ладожском озере, в Неве, содержание железа меньше 0,3 мг/л. Перед поступлением в сети городского водоснабжения вода из водоемов подвергается фильтрации и действию коагулянтов, которые вместе с органическими примесями удаляют и часть железа.

Обработка воды с повышенным содержанием железа заключается в фильтровании на механических фильтрах (антрацит), коагуляции (коагулянт – глинозем Al₂ (SO₄ )₃ ), иногда - в обработке магнитными полями (в случае магнитных форм железа).

Профилактические мероприятия, обеспечивающие безопасные условия труда при воздействии на работающих железа и его соединений определяются нормативными документами применительно к конкретным условиям производства.

V . Получение железа и его основных соединений, их практическое использование.

Из всех добываемых металлов, железо имеет наибольшее значение. Вся современная техника связана с применением железа и его сплавов. Количество добываемого железа примерно в 15 раз превосходит добычу всех остальных металлов вместе взятых.

Основным промышленным способом получения железа служит производство его в виде различных сплавов с углеродом – чугунов и углеродистых сталей. Чугуны получают доменным процессом, а стали – мартеновским, конверторным и электроплавильным процессами.

В доменном процессе в качестве основных шихтовых материалов участвуют: железная руда, кокс и известняк, необходимые для восстановления окислов железа в руде углеродом и разведения расплавленных чугуна и шлака.

В домну подается воздух или, для ускорения процесса, кислород (кислородное дутье). Углерод кокса окисляется кислородом: C+O₂ =CO₂ ; C+CO₂ =2CO.

Образующийся при этом СО и углерод кокса восстанавливают окислом железа:

Поскольку указанные реакции протекают при избытке углерода, восстановленное железо сплавляется с углеродом и образуется чугун со значительно более низкой температурой плавления, чем чистое железо. Чугун (с 4,3% С) плавится при 1135^о C, а железо при 1539^о C.

Расплавленные низкоплавкие чугун и шлак собираются в горне доменной печи и периодически выпускаются через специальные отверстия.

Способы передела чугуна – мартеновский, конверторный и электроплавильный, - сводятся к удалению избыточного углерода и вредных примесей (S, P) путем их окисления и к доводке содержания легирующих элементов до заданного путем добавления их при плавке.

Предельно допустимое содержание вредных примесей и необходимое содержание легирующих элементов установлены для каждой марки стали.

Чистое железо получают в виде порошка восстановлением его оксидов водородом или термическим разложением карбонила Fe(CO)₅ . Применение чистого железа ограничено, т.к. оно по своим механическим свойствам не удовлетворяет ряду требований к конструкционным материалам. Оно очень пластично.

Железо и его сплавы составляют основу современной техники. Значение железных сплавов для техники следует из того, что 95% всей металлической продукции составляет чугун и только 5% - сплавы остальных металлов.

Соединения железа.

Железный купорос FeSO₄ ^. 7H₂ O получают путем растворения обрезков стали в 20-30%-ной серной кислоте:

Железный купорос – светло-зеленые кристаллы, хорошо растворимые в воде. Применяется для борьбы с вредителями растений, в производстве чернил и минеральных красок, при крашении тканей, для очистки сточных вод от цианидов.

При действии на железный купорос щелочи образуются гидроксиды железа – Fe(OH)₂ и Fe(OH)₃ .

Эти гидроксиды применяют в качестве пигментов. Природный гидроксид железа FeS₂ (пирит) служит сырьем для получения серной кислоты, серы и железа.

Нитрат железа Fe(NO₃ )₃ получается при действии на железо азотной кислоты. Применяется как протрава при крашении хлопчатобумажных тканей и как утяжелитель шелка.

Хлорид железа FeCl₃ образуется при нагревании железа с хлором, хлорированием FeCl₂ . Применяется как коагулянт при очистке воды, как протрава при крашении тканей, как катализатор в органическом синтезе.

Сульфат железа Fe₂ (SO₄ )₃ образует кристаллогидрат Fe₂ (SO₄ )₃ ^. 9H₂ O (желтые кристаллы). Получают растворением оксида Fe₂ O₃ в серной кислоте. Применяется как коагулянт при очистке воды, для травления металлов, используется при получении меди.

Оксиды железа обычно получают при действии водяного пара на раскаленное железо. Природные оксиды железа служат основным сырьем для получения металлического железа (его сплавов).

Fe₂ O₃ и его производные (ферриты) используют в радиоэлектронике как магнитные материалы, в том числе как активные вещества магнитофонных лент.

Fe₃ O₄ служит материалом для изготовления анодов в ряде электрохимических производств.

Ферриты – при сплавлении оксида железа (III) с карбонатами натрия или калия образуются ферриты – соли не полученной в свободном состоянии железистой кислоты HFeO₂ , например феррит натрия NaFeO₂ :

В технике ферритами или ферритными материалами называют продукты спекания порошков Fe₂ O₃ и оксидов некоторых двухвалентных металлов, например, Ni, Zn, Mn.

Ферриты обладают ценными магнитными свойствами и высоким электрическим сопротивлением.

Ферриты широко применяются в технике связи, счетно-решающих устройствах, в автоматике и телемеханике.

Соединения железа ( VI ).

Если нагревать стальные опилки или Fe₂ O₃ с нитратом и гидроксидом калия, то образуется сплав, содержащий феррат калия K₂ FeO₄ - соль железной кислоты H₂ FeO₄ , которая в свободном виде не получена.

При растворении сплава в воде получается красно-фиолетовый раствор, из которого действием хлорида бария можно осадить нерастворимый в воде феррат бария BaFeO₄ .

Все ферраты – очень сильные окислители, более сильные, чем KMnO₄ .

Карбонилы железа

Железо образует летучие соединения с окисью углерода, называемые карбонилами железа. Пентакарбонил железа Fe(CO)₅ – бледно-желтая жидкость, не растворимая в воде, но растворимая во многих органических растворителях. Fe(CO)₅ получают пропусканием CO над порошком железа при 150-200^o С и давлении 100 атм. При нагревании в вакууме Fe(CO)₅ разлагается на железо и CO. Это используется для получения высокочистого порошкового железа – карбонильного железа.

Сплавы железа – это металлические сплавы на основе железа. До начала XIX века к сплавам железа относили преимущественно Fe-C (с примесями Si, Mn, S, P), получившие название сталей и чугунов. Возрастающие требования техники к металлическим материалам, прежде всего в отношении их механических свойств, жаропрочности, коррозионной стойкости в различных агрессивных средах привели к созданию новых сплавов железа содержащих Cr, Ni, Si, Mo, W и др.

В настоящее время к сплавам железа относят: углеродистые стали, чугуны, легированные стали, содержащие кроме углерода другие элементы, и стали с особыми физико-химическими и механическими свойствами.

Кроме того для введения в сталь легирующих элементов применяются особые сплавы железа, получившие название ферросплавов.

В технике сплавы железа принято называть черными металлами, а их производство – черной металлургией.

Чугун отличается от стали более высоким содержанием углерода и своими свойствами. Он хрупок, но обладает хорошими литейными свойствами. Чугун дешевле стали. Основная масса чугуна перерабатывается в сталь.

Элементы, специально вводимые в сталь для изменения ее свойств, называются легирующими элементами, а сталь, содержащая такие элементы, называется легированной. К важнейшим легирующим элементам относятся Cr, Ni, Mn, W, Mo. Широко применяются жаростойкие сплавы на основе никеля (нихром, содержащий никель и хром и другие).

Из медно-никелевых сплавов (мельхиор и другие) изготавливают монеты, украшения, предметы домашнего обихода.

Кобальтсодержащие сплавы используются как вязкая составная часть металлорежущего инструмента, в которую вкраплены исключительно твердые карбиды MoC и WC.

Гальванические покрытия металлов никелем предают им красивый внешний вид.

Список использованной литературы:

1. «Краткая химическая энциклопедия».

(издательство «Советская энциклопедия», 1963г.)

2. М.Х. Карапетьянц, С.И. Дракин – «Общая и неорганическая химия»

(издательство «Химия», 1981г.)

3. Н.А. Глинка – «Общая химия»

(издательство «Химия», 1975г.)

4. Справочник «Вредные химические вещества, неорганические соединения элементов V-VIII групп».

(издательство «Химия», 1989г.)

5. В.А. Исидоров – «Введение в химическую экотоксикологию»

(«Химиздат», 1999г.)