какие свойства проявляют атомы железа

Железо, свойства атома, химические и физические свойства

Железо, свойства атома, химические и физические свойства.

55,845(2) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2

Железо — элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 26. Расположен в 8-й группе (по старой классификации — побочной подгруппе восьмой группы), четвертом периоде периодической системы.

Общие сведения:

— α-железо (феррит) с кубической объемно-центрированной кристаллической решёткой и свойствами ферромагнетика,

— β-железо с кубической объёмно-центрированной кристаллической решёткой, отличающееся от α-железа параметрами кристаллической решётки и свойствами парамагнетика. β-железо служит для обозначения α-железа выше точки Кюри (точка Кюри железа 769 °C),

— γ-железо (аустенит) с кубической гранецентрированной кристаллической решёткой,

— δ-железо с кубической объёмно-центрированной кристаллической решёткой,

— ε-железо с гексагональной плотноупакованной кристаллической решёткой115Температура и иные условия перехода аллотропных модификаций друг в друга*— α-железо (феррит) существует при температуре ниже 769 °C и нормальных условиях (точка Кюри железа 769 °C),

— β-железо существует в интервале температур от 769 °C до 917 °C и нормальных условиях,

— γ-железо (аустенит) существует в интервале температур от 917 °C до 1394 °C и нормальных условиях,

— δ-железо существует при температуре выше 1394 °C и нормальных условиях,

Свойства атома железа :

204Радиус атома (вычисленный)156 пм205Эмпирический радиус атома*140 пм206Ковалентный радиус*123 пм – low-spin,

152 пм – high-spin207Радиус иона (кристаллический)Fe 2+ low spin

(в скобках указано координационное число – характеристика, которая определяет число ближайших частиц (ионов или атомов) в молекуле или кристалле)208Радиус Ван-дер-Ваальса209Электроны, Протоны, Нейтроны26 электронов, 26 протонов, 30 нейтронов210Семейство (блок)элемент d-семейства211Период в периодической таблице4212Группа в периодической таблице8-ая группа (по старой классификации – побочная подгруппа 8-ой группы)213Эмиссионный спектр излучения

Химические свойства железа:

Физические свойства железа:

6,98 г/см 3 (при температуре плавления 1538 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – жидкость),

6,9 г/см 3 (при 1589 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – жидкость)402Температура плавления*1538 °C (1811 K, 2800 °F)403Температура кипения*2861 °C (3134 K, 5182 °F)404Температура сублимации405Температура разложения406Температура самовоспламенения смеси газа с воздухом407Удельная теплота плавления (энтальпия плавления ΔH_пл)*13,81 кДж/моль408Удельная теплота испарения (энтальпия кипения ΔH_кип)*340 кДж/моль409Удельная теплоемкость при постоянном давлении0,448 Дж/г·K (при 25 °C),
0,64 Дж/г·K (при 0-1000 °C)410Молярная теплоёмкость*25,10 Дж/(K·моль)411Молярный объём7,1 см³/моль412Теплопроводность80,4 Вт/(м·К) (при стандартных условиях),

80,4 Вт/(м·К) (при 300 K)413Коэффициент теплового расширения11,8 мкм/(М·К) (при 25 °С)414Коэффициент температуропроводности415Критическая температура416Критическое давление417Критическая плотность418Тройная точка419Давление паров (мм.рт.ст.)0,01 мм.рт.ст. (при 1425 °C),
0,1 мм.рт.ст. (при 1586 °C),
1 мм.рт.ст. (при 1790 °C),
10 мм.рт.ст. (при 2045 °C),
100 мм.рт.ст. (при 2376 °C)420Давление паров (Па)1 Па (при 1728 K),

100 кПа (при 3132 K)421Стандартная энтальпия образования ΔH

0 кДж/моль (при 298 К, для состояния вещества – твердое тело)422Стандартная энергия Гиббса образования ΔG0 кДж/моль (при 298 К, для состояния вещества – твердое тело)423Стандартная энтропия вещества S27,15 Дж/(моль·K) (при 298 К, для состояния вещества – твердое тело)424Стандартная мольная теплоемкость C_p25 Дж/(моль·K) (при 298 К, для состояния вещества – твердое тело)425Энтальпия диссоциации ΔH_дисс426Диэлектрическая проницаемость427Магнитный типФерромагнитный материал (ниже 769 °C),

парамагнитный материал (выше 769 °C)428Точка Кюри*769 °C (1042,15 К, 1416,2 °F)429Объемная магнитная восприимчивость430Удельная магнитная восприимчивость431Молярная магнитная восприимчивость432Электрический типПроводник433Электропроводность в твердой фазе10,0·10 6 См/м434Удельное электрическое сопротивление96,1 нОм·м (при 20 °C)435Сверхпроводимость при температуре436Критическое магнитное поле разрушения сверхпроводимости437Запрещенная зона438Концентрация носителей заряда439Твёрдость по Моосу4,0440Твёрдость по Бринеллю200-1180 МПа441Твёрдость по Виккерсу608 МПа442Скорость звука5120 м/с (при 20 °C) (тонкий стержень)443Поверхностное натяжение444Динамическая вязкость газов и жидкостей445Взрывоопасные концентрации смеси газа с воздухом, % объёмных446Взрывоопасные концентрации смеси газа с кислородом, % объёмных446Предел прочности на растяжение447Предел текучести448Предел удлинения449Модуль Юнга211 ГПа450Модуль сдвига82 ГПа451Объемный модуль упругости170 ГПа452Коэффициент Пуассона0,29453Коэффициент преломления

Кристаллическая решётка железа:

513Параметры решётки2,866 Å514Отношение c/a515Температура Дебая460 K516Название пространственной группы симметрииIm_ 3m517Номер пространственной группы симметрии229521Кристаллическая решётка #2γ-железо (аустенит)522Структура решёткиКубическая гранецентрированная

523Параметры решётки3,656 Å524Отношение c/a525Температура Дебая526Название пространственной группы симметрииFm_ 3m527Номер пространственной группы симметрии225531Кристаллическая решётка #3δ-железо532Структура решёткиКубическая объёмно-центрированная

533Параметры решётки2,93 Å534Отношение c/a535Температура Дебая536Название пространственной группы симметрииIm_ 3m537Номер пространственной группы симметрии229

Дополнительные сведения:

Примечание:

115* Температура и иные условия перехода аллотропных модификаций железа друг в друга согласно [1]:

— α-железо (феррит) существует при температуре ниже 770 °C и нормальных условиях (точка Кюри железа согласно [1] 770 °C),

— β-железо существует в интервале температур от 770 °C до 912 °C и нормальных условиях,

— γ-железо (аустенит) существует в интервале температур от 912 °C до 1394 °C и нормальных условиях,

— δ-железо существует при температуре выше 1394 °C и нормальных условиях,

— ε-железо существует при температуре несколько сотен °C и давлении более 10 ГПа либо при более высоком давлении и нормальных условиях.

205* Эмпирический радиус атома железа согласно [1] и [3] составляет 126 пм.

206* Ковалентный радиус железа согласно [1] составляет 132±3 пм (low-spin) и 152±6 пм (high-spin), ковалентный радиус железа согласно [3] [Россия] составляет 117 пм.

402* Температура плавления железа согласно [3] и [4] составляет 1538,85 °C (1812 К, 2801,93 °F) и 1539 °C (1812,15 К, 2802,2 °F) соответственно.

403* Температура кипения железа согласно [4] составляет 2870 °C (3143,15 К, 5198 °F).

407* Удельная теплота плавления (энтальпия плавления ΔH_пл) железа согласно [3] и [4] составляет 13,8 кДж/моль.

408* Удельная теплота испарения (энтальпия кипения ΔH_кип) железа согласно [4] составляет 350 кДж/моль.

410* Молярная теплоемкость железа согласно [3] составляет 25,14 Дж/(K·моль).

428* Точка Кюри железа согласно [1] составляет 770 °C (1043 K, 1418 °F).

Источник

Железо — общая характеристика элемента, химические свойства железа и его соединений

Желе́зо — элемент побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 26. Обозначается символом Fe (лат. Ferrum). Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия). Металл средней активности, восстановитель.

Основные степени окисления — +2, +3

Простое вещество железо — ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой химической реакционной способностью: железо быстро корродирует при высоких температурах или при высокой влажности на воздухе. В чистом кислороде железо горит, а в мелкодисперсном состоянии самовозгорается и на воздухе.

Химические свойства простого вещества — железа:

Ржавление и горение в кислороде

1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину — оксид железа (II, III):

2) При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:

3) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

Fe + S – t° → FeS (600 °С)

4) В ряду напряжений стоит левее водорода, реагирует с разбавленными кислотами НСl и Н₂SO₄, при этом образуются соли железа(II) и выделяется водород:

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂­ (реакции проводятся без доступа воздуха, иначе Fe +2 постепенно переводится кислородом в Fe +3 )

В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании, оно сразу переходит в катион Fе 3+ :

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).

Железный гвоздь, погруженный в голубоватый раствор медного купороса, постепенно покрывается налетом красной металлической меди

5) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

Амфотерность железа проявляется только в концентрированных щелочах при кипячении:

и образуется осадок тетрагидроксоферрата(II) натрия.

Техническое железо — сплавы железа с углеродом: чугун содержит 2,06-6,67 % С, сталь 0,02-2,06 % С, часто присутствуют другие естественные примеси (S, Р, Si) и вводимые искусственно специальные добавки (Мn, Ni, Сr), что придает сплавам железа технически полезные свойства — твердость, термическую и коррозионную стойкость, ковкость и др.

Доменный процесс производства чугуна

Доменный процесс производства чугуна составляют следующие стадии:

а) подготовка (обжиг) сульфидных и карбонатных руд — перевод в оксидную руду:

б) сжигание кокса при горячем дутье:

в) восстановление оксидной руды угарным газом СО последовательно:

г) науглероживание железа (до 6,67 % С) и расплавление чугуна:

В чугуне всегда в виде зерен присутствуют цементит Fe₂С и графит.

Производство стали

Передел чугуна в сталь проводится в специальных печах (конвертерных, мартеновских, электрических), отличающихся способом обогрева; температура процесса 1700-2000 °С. Продувание воздуха, обогащенного кислородом, приводит к выгоранию из чугуна избыточного углерода, а также серы, фосфора и кремния в виде оксидов. При этом оксиды либо улавливаются в виде отходящих газов (СО₂, SО₂), либо связываются в легко отделяемый шлак — смесь Са₃(РO₄)₂ и СаSiO₃. Для получения специальных сталей в печь вводят легирующие добавки других металлов.

Получение чистого железа в промышленности — электролиз раствора солей железа, например:

(существуют и другие специальные методы, в том числе восстановление оксидов железа водородом).

Чистое железо применяется в производстве специальных сплавов, при изготовлении сердечников электромагнитов и трансформаторов, чугун — в производстве литья и стали, сталь — как конструкционный и инструментальный материалы, в том числе износо-, жаро- и коррозионно-стойкие.

FеО + Н₂ =Н₂O + Fе (особо чистое) (350°С)

FеО + С_(кокс) = Fе + СО (выше 1000 °С)

FеО + СО = Fе + СO₂ (900°С)

Получение в лаборатории: термическое разложение соединений железа (II) без доступа воздуха:

FеСОз = FеО + СO₂ (490-550 °С)

2(Fe II Fe₂ III )O₄ = 6FеО + O₂ (выше 1538 °С)

(Fe II Fe₂ III )O₄ + 4Н₂ = 4Н₂O + 3Fе (особо чистое, 1000 °С)

Получение: сгорание железа (см.) на воздухе.

В природе — оксидная руда железа магнетит.

Оксид железа(III) Fе₂О₃. Амфотерный оксид с преобладанием основных свойств. Красно-коричневый, имеет ионное строение (Fе 3+ )₂(O 2- )_3. Термически устойчив до высоких температур. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой, из раствора выпадает бурый аморфный гидрат Fе₂O₃ nН₂О. Медленно реагирует с кислотами и щелочами. Восстанавливается монооксидом углерода, расплавленным железом. Сплавляется с оксидами других металлов и образует двойные оксиды — шпинели (технические продукты называются ферритами). Применяется как сырье при выплавке чугуна в доменном процессе, катализатор в производстве аммиака, компонент керамики, цветных цементов и минеральных красок, при термитной сварке стальных конструкций, как носитель звука и изображения на магнитных лентах, как полирующее средство для стали и стекла.

Уравнения важнейших реакций:

Получение в лаборатории — термическое разложение солей железа (III) на воздухе:

В природе — оксидные руды железа гематит Fе₂O₃ и лимонит Fе₂O₃ nН₂O

Гидроксид железа (II) Fе(ОН)₂. Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Белый (иногда с зеленоватым оттенком), связи Fе — ОН преимущественно ковалентные. Термически неустойчив. Легко окисляется на воздухе, особенно во влажном состоянии (темнеет). Нерастворим в воде. Реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Типичный восстановитель. Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется в изготовлении активной массы железоникелевых аккумуляторов.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: осаждение из раствора щелочами или гидратом аммиака в инертной атмосфере:

Метагидроксид железа FеО(ОН). Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Светло-коричневый, связи Fе — О и Fе — ОН преимущественно ковалентные. При нагревании разлагается без плавления. Нерастворим в воде. Осаждается из раствора в виде бурого аморфного полигидрата Fе₂O₃ nН₂O, который при выдерживании под разбавленным щелочным раствором или при высушивании переходит в FеО(ОН). Реагирует с кислотами, твердыми щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Спекается с Fе(ОН)₂. Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется как основа желтых минеральных красок и эмалей, поглотитель отходящих газов, катализатор в органическом синтезе.

Соединение состава Fе(ОН)₃ не известно (не получено).

Уравнения важнейших реакций:

2FеО(ОН) + ЗН₂ = 4Н₂O+ 2Fе (особо чистое, 500—600 °С)

Получение: осаждение из раствора солей железа(Ш) гидрата Fе₂О₃ nН₂O и его частичное обезвоживание (см. выше).

В природе — оксидная руда железа лимонит Fе₂O₃ nН₂О и минерал гётит FеО(ОН).

Феррат калия К₂FеО₄. Оксосоль. Красно-фиолетовый, разлагается при сильном нагревании. Хорошо растворим в концентрированном растворе КОН, реагирует с кипящей водой, неустойчив в кислотной среде. Сильный окислитель.

Качественная реакция — образование красного осадка феррата бария. Применяется в синтезе ферритов — промышленно важных двойных оксидов железа (III) и других металлов.

Уравнения важнейших реакций:

FеО₄ 2- + Ва 2+ = ВаFеO₄ (красн.)↓ (в конц. КОН)

Получение: образуется при окислении соединений железа, например метагидроксида FеО(ОН), бромной водой, а также при действии сильных окислителей (при спекании) на железо

и электролизе в растворе:

(феррат калия образуется на аноде).

Обнаружение ионов Fе 2+ и Fе 3+ в водном растворе проводят с помощью реактивов К₃[Fе(СN)₆] и К₄[Fе(СN)₆] соответственно; в обоих случаях выпадает синий продукт одинакового состава и строения, КFе III [Fе II (СN)₆]. В лаборатории этот осадок называют берлинская лазурь, или турнбуллева синь:

Fе 2+ + К + + [Fе(СN)₆] 3- = КFе III [Fе II (СN) ₆]↓

Fе 3+ + К + + [Fе(СN)₆] 4- = КFе III [Fе II (СN) ₆]↓

Химические названия исходных реактивов и продукта реакций:

К₃Fе III [Fе(СN) ₆]- гексацианоферрат (III) калия

К₄Fе III [Fе (СN) ₆]- гексацианоферрат (II) калия

КFе III [Fе II (СN) ₆]- гексацианоферрат (II) железа (Ш) калия

Fе 3+ + 6NСS — = [Fе(NСS)₆] 3-

Этим реактивом (например, в виде соли КNСS) можно обнаружить даже следы железа (III) в водопроводной воде, если она проходит через железные трубы, покрытые изнутри ржавчиной.

Источник