Raudan sarjanumero. Raudan valenssi
Raudan roolia ihmiskehossa on vaikea yliarvioida, koska se myötävaikuttaa veren "luomiseen", sen pitoisuus vaikuttaa hemoglobiinin ja myoglobiinin tasoon, rauta normalisoi entsyymijärjestelmää. Mutta mikä tämä elementti on kemian kannalta? Mikä on raudan valenssi? Tätä käsitellään tässä artikkelissa.
Hieman historiaa
Ihmiskunta tiesi tästä kemiallisesta elementistä ja jopa omisti siitä tuotteita jo 4. vuosisadalla eKr. He olivat antiikin Egyptin ja sumerilaisten kansoja. Juuri he alkoivat ensin tehdä koruja, aseita rauta- ja nikkeliseoksesta, jotka löydettiin arkeologisten kaivausten aikana ja tutkittiin huolellisesti kemikaalien toimesta.
Hieman myöhemmin Aasiaan muuttaneet arjalaiset heimot oppivat, kuinka uutta kiinteää rautaa malmista. Se oli niin arvokasta tuon ajan ihmisille, että esineet peitettiin kullalla!
Rautaominaisuus
Rauta (Fe) sijoittuu maankuoren suolistossa neljänneksi. Se tapahtuu jakson 4 ryhmässä 7, ja sillä on numero 26 Mendelejevin alkuaineiden kemiallisessa taulukossa. Raudan valenssi riippuu suoraan sen sijainnista taulukossa. Mutta lisää siitä myöhemmin.
Tämä metalli on luonteeltaan yleisimmin malmin muodossa, jota löydetään vedessä mineraalina sekä moninaisissa yhdisteissä.
Malmin muodossa olevat rautavarat ovat eniten Venäjällä, Australiassa, Ukrainassa, Brasiliassa, Yhdysvalloissa, Intiassa ja Kanadassa.
Fyysiset ominaisuudet
Ennen kuin siirrytään raudan valenssiin, on tarpeen tutkia yksityiskohtaisemmin sen fysikaalisia ominaisuuksia, niin sanoakseni, tarkastella sitä lähemmin.
Tällä metallilla on melko muovautuva, mutta kykenevä parantamaan kovuutta sen vuorovaikutuksessa muiden elementtien (esimerkiksi hiilen) kanssa. Sillä on myös magneettisiä ominaisuuksia.
Kosteassa ympäristössä rauta voi syövyttää eli ruostetta. Vaikka ehdottoman puhdas metalli kestää paremmin kosteutta, mutta jos se sisältää epäpuhtauksia, se aiheuttaa korroosiota.
Rauta on hyvin vuorovaikutuksessa hapan ympäristön kanssa, se voi jopa muodostaa rautahapon suoloja (altistuen voimakkaalle hapettimelle).
Ilmassa se päällystetään nopeasti oksidikalvolla, joka suojaa sitä vuorovaikutuksilta.
Kemiallisia ominaisuuksia
Tällä elementillä on myös useita kemiallisia ominaisuuksia. Raudalla, kuten jaksollisen taulukon muilla elementeillä, on atomin ydinvaraus, joka vastaa järjestyslukua +26. Ja 26 elektronia pyörii ytimen lähellä.
Yleensä, jos tarkastellaan raudan - kemiallisen elementin ominaisuuksia, se on metallia, jolla on heikko aktiivisuus.
Rauta muodostaa vuorovaikutuksessa heikompien hapettimien kanssa yhdisteitä, joissa se on kaksiarvoinen (ts. Sen hapetustila on +2). Ja jos vahvoilla hapettimilla, niin raudan hapettumisaste saavuttaa +3 (ts. Sen valenssi tulee yhtä suureksi kuin 3).
Kun vuorovaikutuksessa on kemiallisia elementtejä, jotka eivät ole metalleja, Fe toimii pelkistysaineena suhteessa niihin, kun taas sen hapetustilasta tulee +2: n ja +3: n lisäksi jopa +4, +5, +6. Sellaisilla yhdisteillä on erittäin vahvat hapettavat ominaisuudet.
Kuten yllä todettiin, ilmassa oleva rauta on päällystetty oksidikalvolla. Ja kuumennettaessa reaktionopeus kasvaa ja voi muodostua rautaoksidia, jonka valenssi on 2 (lämpötila alle 570 astetta) tai oksidia, jonka valenssi on 3 (lämpötilan osoitin yli 570 astetta).
Fe: n vuorovaikutus halogeenien kanssa johtaa suolojen muodostumiseen. Elementit fluori ja kloori hapettavat sen arvoon +3. Mutta bromi on korkeintaan +2 tai +3 (kaikki riippuu siitä, mitkä olosuhteet kemialliselle muutokselle tapahtuvat vuorovaikutuksessa raudan kanssa).
Alkaen vuorovaikutukseen jodin kanssa, elementti hapetetaan +2: ksi.
Kuumentamalla rautaa ja rikkiä saadaan rautasulfidi, jonka valenssi on 2.
Jos ferrum sulatetaan ja yhdistetään hiilen, fosforin, piin, boorin, typen kanssa, saadaan yhdisteitä, joita kutsutaan seoksiksi.
Rauta on metalli, joten se on myös vuorovaikutuksessa happojen kanssa (tästä keskusteltiin myös lyhyesti hieman korkeammasta). Esimerkiksi rikki- ja typpihapot, joilla on korkea pitoisuus matalan lämpötilan ympäristössä, eivät vaikuta rauhaan. Mutta heti, kun se nousee, tapahtuu reaktio, jonka seurauksena rauta hapetetaan arvoon +3.
Mitä korkeampi hapon konsentraatio, sitä korkeampi lämpötila on annettava.
Lämmittämällä 2-valenttia rautaa vedessä, saamme sen oksidin ja vedyn.
Fe: llä on myös kyky syrjäyttää metalleja suolajen vesiliuoksista, joilla on heikentynyt aktiivisuus. Lisäksi se hapettuu +2: ksi.
Lämpötilan noustessa rauta vähentää metalleja oksideista.
Mikä on valenssi?
Jo edellisessä osassa valenssin käsitettä samoin kuin hapettumisastetta havaittiin hieman. On aika pohtia raudan valenssia.
Mutta ensin sinun on ymmärrettävä, millainen ominaisuus kemiallisilla elementeillä se on.
Kemikaalit ovat koostumuksessaan lähes aina vakioita. Esimerkiksi H2O-vesikaavassa - 1 happiatomi ja 2 vetyatomia. Sama pätee muihin yhdisteisiin, joissa on mukana kaksi kemiallista alkuainetta, joista toinen on vety: 1-4 vetyatomia voidaan lisätä kemiallisen elementin 1 atomiin. Mutta ei päinvastoin! Ja siksi on selvää, että vety kiinnittää itsensä vain 1 atomiin toista ainetta. Ja tätä ilmiötä kutsutaan valenssiksi - kemiallisen elementin atomien kykyä kiinnittää tietty määrä atomien muita elementtejä.
Valenssiarvo ja graafinen kaava
Jaksollisen taulukon elementeillä on vakiovalenssi - nämä ovat happea ja vetyä.
Ja on sellaisia \u200b\u200bkemiallisia alkuaineita, joissa se muuttuu. Esimerkiksi rauta on useammin kuin 2 ja 3 valenssia, rikki 2, 4, 6, hiili 2 ja 4. Nämä ovat elementtejä, joiden valenssi vaihtelee.
Lisäksi tietäen yhdisteessä olevan yhden elementin valenssin voidaan määrittää toisen valenssi.
Raudan valenssi
Kuten huomautettiin, rauta viittaa alkuaineisiin, joilla on vaihteleva valenssi. Se voi vaihdella paitsi indikaattoreiden 2 ja 3 välillä, mutta voi myös olla 4, 5 ja jopa 6.
Tietenkin se tutkii raudan valenssia yksityiskohtaisemmin, tarkastellaanpa tätä mekanismia lyhyesti yksinkertaisimpien hiukkasten tasolla.
Rauta on d-elementti, jolle on lisätty 31 jaksollisen taulun elementtiä (nämä ovat 4-7 jaksoa). Sarjanumeron kasvaessa d-elementtien ominaisuudet muuttuvat pieniksi. Myös näiden aineiden atomisäde kasvaa hitaasti. Niiden valenssi vaihtelee, mikä riippuu siitä, että tuleva d-elektroninen alitaso on epätäydellinen.
Siksi raudan valenssi ei ole vain ulkokerroksen c-elektronien lisäksi myös ulkokerroksen parittomat 3D-elektronit. Ja seurauksena Fe: n valenssi kemiallisissa yhdisteissä voi olla yhtä suuri kuin 2, 3, 4, 5, 6. Pohjimmiltaan se on 2 ja 3 - se on vakaampi muiden aineiden kanssa. Vähemmän vakaissa yhdisteissä sen valenssi on 4, 5, 6. Mutta sellaiset yhdisteet ovat vähemmän yleisiä.
Divalent Ferrum
Kahden valenssin raudan vuorovaikutus veden kanssa tuottaa rautaoksidia (2). Tämä yhdiste on musta. Se on helposti vuorovaikutuksessa kloorivetyhapon (matala pitoisuus) ja typpihapon (korkean pitoisuuden) happojen kanssa.
Jos tällainen 2-valenssinen rautaoksidi saatetaan reagoimaan joko vedyn (lämpötila 350 astetta) tai hiilen (koksi) kanssa 1000 asteessa, niin se palautetaan puhtaaseen tilaan.
2-valenttia rautaoksidia saadaan seuraavilla tavoilla:
- yhdistämällä 3-valenttisen raudan oksidi hiilimonoksidiin;
- kuumennettaessa puhdasta Fe: tä alhaisella happipaineella;
- avattaessa 2-valenttia rautaoksalaattia tyhjiöympäristössä;
- puhtaan raudan ja sen oksidien vuorovaikutuksessa lämpötila on 900-1000 astetta.
Luonnollisessa ympäristössä on 2-valenssisia rautaoksideja wustiittimineraalina.
On myös toinen tapa, jolla määritetään raudan valenssi liuoksessa - tässä tapauksessa sen indeksi on 2. On tarpeen suorittaa reaktio punaisen suolan (kaliumheksa- syanoferraatti) ja emäksen kanssa. Ensimmäisessä tapauksessa havaitaan tummansinistä sakkaa - kompleksinen rautasuola, jonka valenssi on 2. Toisessa saadaan tummanharmaa-vihreä sakka - myös 2-valenssinen rautahydroksidi, kun taas 3-valenssisella rautahydroksidilla on tummanruskea väri liuoksessa.
Rautarauta
3-valenssisella ferrumoksidilla on jauhemainen rakenne, jonka väri on punertavanruskea. Sillä on myös nimet: rautaoksidi, punainen pigmentti, elintarvikeväri, krookus.
Luonnossa tätä ainetta esiintyy mineraalina - hematiittina.
Tällaisen raudan oksidi ei ole vuorovaikutuksessa veden kanssa. Mutta se on yhteydessä happoihin ja emäksiin.
Rautaoksidia (3) käytetään rakennusaineiden värjäykseen:
- tiiliä;
- sementti;
- keraamiset tuotteet;
- betoniin;
- päällystelevyt;
- lattianpäällysteet (linoleumi).
Rauta ihmiskehossa
Kuten artikkelin alussa todettiin, rauta-aine on tärkeä osa ihmiskehoa.
Kun tämä elementti ei riitä, seuraavia seurauksia voi olla:
- lisääntynyt väsymys ja herkkyys kylmälle;
- kuiva iho;
- aivojen toiminnan vähentyminen;
- kynsilevyn lujuuden heikkeneminen;
- huimaus;
- ruuansulatuksen ongelmat;
- harmaat hiukset ja hiustenlähtö.
Rauta kerääntyy, yleensä pernaan ja maksaan, samoin kuin munuaisiin ja haimaan.
Ihmisen ruokavaliossa tulisi olla rautaa sisältäviä tuotteita:
- naudan maksa;
- tattari;
- maapähkinä;
- pistaasipähkinät
- purkitettu vihreä herne;
- kuivatut possiinisienet;
- kananmunat;
- pinaatti;
- dogwood;
- omenat
- päärynät
- persikat;
- juurikkaan;
- mereneläviä.
Raudan puute veressä johtaa hemoglobiinin laskuun ja sairauden, kuten raudan puuteanemian, kehittymiseen.
Alkuperäisestä jaksosta on vaikea löytää muita elementtejä, joihin ihmiskunnan elämä olisi liitetty erottamattomasti.
Rauta on maailmankaikkeuden tärkein rakennusmateriaali. Rautaa on kaikkialla. Spektrianalyysin avulla tähtitieteilijät löytävät rautaa lukemattomien etä- ja lähistöllä olevien tähtijen punaisen ilmakehän ympäristössä. Geofyysikot väittävät, että maapallon ydin koostuu raudasta, joka on sekoitettu samanlaisten metallien - nikkelin ja koboltin kanssa; maankuori on vain kevyt mittakaava, joka geokemistien mukaan on 4,5% rautaa. Rautaa on kaikkialla maapallon pinnalla. Sitä löytyy melkein kaikista savista, hiekasta ja kivistä. Joissakin paikoissa se muodostaa voimakkaan malmien kerääntymisen, josta esimerkiksi Uralissa koostuvat kokonaiset vuoret - Bakan, Vysokaya, Magnitnaya jne. Agronomit kaikkialla löytävät rautaa maaperästä. Biokemistit paljastavat raudan valtavan roolin kasvien, eläinten ja ihmisten elämässä.
Osana hemoglobiinia rauta määrää tämän aineen punaisen värin, josta puolestaan \u200b\u200briippuu veren väri. Aikuisen ruumiissa on 3 g rautaa, josta 75% on osa hemoglobiinia, minkä vuoksi suoritetaan tärkein biologinen prosessi, hengitys. Rautaa on kaikkialla eläimissä ja ihmisissä: rautaa sisältyy silmälinssin ja sarveiskalvon kudoksiin, ilman verisuonia. Maksassa ja pernassa on rikkaimpia rautaa.
On monia eläviä organismeja, joissa ei ole hemoglobiinia, mutta ne sisältävät myös rautaa. Se on osa protoplasmaa, jossa raudan mukana tapahtuu tarvittava solunsisäinen hengitysprosessi.
Rauta on välttämätöntä myös kasveille. Se osallistuu protoplasman hapetusprosesseihin, kasvien hengityksen aikana ja klorofyllin rakentamiseen, vaikka sitä ei sisälly sen koostumukseen.
Kasveista, joilta on keinotekoisesti puutettu rauta, on värittömiä lehtiä, kun kasvien ruokintaveteen lisätään pieni määrä rautasuolaa, lehdet muuttuvat pian vihreiksi. Lisäksi riittävän väritön levy tulisi voidella erittäin heikolla rautasuolaliuoksella, koska rasvattu paikka muuttuu pian vihreäksi.
Rautaa on käytetty pitkään lääketieteessä anemian, uupumuksen ja hajoamisen hoidossa.
Raudan kanssa tutustuminen tapahtui muinaisina aikoina. On syytä uskoa, että rautaanäytteet, joita alkeelliset ihmiset pitivät kätensä, olivat harvinaista alkuperää. Koska osa meteoriiteista - maailmankaikkeuden valtameren ikuisia vaeltajia, jotka vahingossa löysivät suojan planeetaltamme - meteoriittirauta oli materiaali, josta ihminen teki rautatuotteita ensimmäistä kertaa. Useita satoja ja tuhansia vuosia kului ennen kuin ihminen oppi rautaa malmista. Siitä hetkestä lähtien alkoi raudan aikakausi, joka jatkuu nykypäivään.
Syksyllä (18. lokakuuta 1916 Boguslavkan kylän lähellä, Kaukoidän itäosassa) meteoriitti kaatui. Kaksi erikoismatkailun löydettyä fragmenttia painavat 256 kg. Meteoriiteissa rauta ei kuitenkaan ole täysin puhdasta. Useimmissa tapauksissa ne sisältävät nikkeliä, kobolttia ja joitain muita alkuaineita. Raudan meteoriitit sisältävät keskimäärin 90% rautaa, 8,5% nikkeliä, 0,5% koboltti ja 1% muita alkuaineita. Meteoriittirauta, toisin kuin maa, taittuu hyvin vain kylmässä tilassa. Meteoriittirauta eroaa sisäisestä rakenteestaan \u200b\u200bpuhdasta maata, joka on joissakin basalttirakkeissa hyvin harvinaista. Hapon vaikutuksesta raudan meteoriitin kiillotettu pinta näyttää tyypilliseltä kuviolta, joka muistuttaa jonkin verran jääkuviota ikkunoissa.
Kuuluisa "Pallas-rauta", joka on nimetty sen löytäneelle matkustajalle ja luonnontieteilijälle P. S. Pallasille, on yksi suurimmista rautakiven meteoriiteista maailmassa. Rakenteessaan se muistuttaa raudasientä, jonka huokoset on täytetty lasimaisella mineraalilla - oliviinilla.
Suurin rautameteoriiteista, joiden putoamista ei havaittu historiallisessa ajassa, on Goban meteoriitti, jota löydettiin vuonna 1920 Lounais-Afrikasta ja joka painaa noin 60 tonnia. Hieman pienempi rautameteoriitti löydettiin vuonna 1896 Grönlannin jäältä. Amerikkalainen polaarimatkailija Robert Peary. Tämä meteoriitti painoi 33 tonnia. Suurin vaikeuksin se toimitettiin New Yorkiin, missä sitä edelleen varastoidaan.
Joka vuosi jopa 3000 tonnia meteoriittimateriaalia putoaa maapallon pintaan maailman avaruuden syvyyksistä, jonka rauta täydentää maata tällä elementillä. Joten esimerkiksi vuonna 1891 Arizonan autiomaassa löydettiin valtava suppilo, jonka alkuperä oli tuntematon. Sen halkaisija oli 1200 m, syvyys oli noin 175 m. Suppilon tutkiminen osoitti, että sen muodosti jättiläinen rautameteoriitti, joka kerran putosi tänne. Tähtitieteen rakastaja, ammattiinsinööri, Barringer onnistui suurissa vaikeuksissa järjestämään osakeyhtiön rautameteoriitin käytöstä teollisiin tarkoituksiin. Amerikkalaisia \u200b\u200bliikemiehiä vietteli voitonjano: kuului huhu, että Arizonan meteoriitin palasista löydettiin platinaa. Suurin osa meteoriitista oli kuitenkin syvällä maan alla. Diamond-pora, saavuttuaan suurimman osan 420 m: n syvyydessä olevasta meteoriitista, rikkoutui ja teollisuusyritykset, jotka eivät löytäneet platinaa porattuista kallionäytteistä, lopettivat työn. Arizonan meteoriitti painoi tutkijoiden mukaan useita kymmeniä tuhansia tonneja. Hän kaatui esihistoriallisina aikoina.
Kuuluisa Tunguska-meteoriitti kaatui 30. kesäkuuta 1908, valtavan löytötyön, jonka teki väsymätön matkaaja, tutkija ja Isän isänmaallisen sodan sankari L. A. Kulik. Kuuluisa Neuvostoliiton tähtitieteilijä I. A. Astapovich laski sen massan sen tuhoamisen suuruuden mukaan, jonka tämä meteoriitti aiheutti taigaputken aikana. Hän oli valtava. Meteoriitti paino 50 tuhatta tonnia.
Kahden viimeisen maailmansodan vuosina, joidenkin taistelujen aikana, rautaa käytettiin valtavissa määrin. Ensimmäisen maailmansodan aikana pelkästään Saksa heitti vuosittain jopa 10 miljoonaa tonnia metallia kuoriin, torpedoihin, pommeihin, miinoihin ja kranaatteihin. Tämä oli kaksi ja puoli kertaa korkeampi kuin valuraudan vuosittainen sulatus Tsaari-Venäjällä. Sadat tuhannet tonnit rautaa, jotka louhittiin maan suolista ja muutettiin tykistökuoriksi, hajottivat tappavat fragmentit sotatiloilta. Seuraavat määrät sotien aikana sotaa kärsineiden tärkeimpien valtioiden heittämiä kuoria voivat antaa kuvan tämän "kylvön" laajuudesta: Venäjä - 50 miljoonaa, Englanti - 170 miljoonaa, Saksa - 272 miljoonaa, Ranska - 200 miljoonaa (kaksi kalibraattoria - 76 ja 150 mm).
Sodan aikana oli päiviä ja jopa tunteja, joiden aikana heitettiin satoja tuhansia ja jopa miljoonia kuoria. Joten esimerkiksi britit käyttivät Arras-taistelun 4 päivän aikana 10 miljoonaa kuorta vuonna 1917. Amerikkalaiset heittivät miljoonan kuoren San Michelin taistelussa ... 4 tunnissa! Ainoastaan \u200b\u200branskalaisen Verdunin linnoituksen seinien alla ruiskutettiin vähintään 3 miljoonaa tonnia rautaa.
Raudan tuhlaaminen oli myös yhtä tuhlaa ison isänmaallisen sodan aikana 1941-1945. Jotta voitaisiin arvioida raudankulutuksen määrää edellisen sodan taisteluissa, riittää, kun ilmoitetaan yksi luku - miljoona pommiä, jotka fasisti-ilma-alukset pudottivat Volgan taistelun aikana.
Mutta rauta ei ole vain taistelua, sotaa, tuhoa; rauta on luomisen metalli. Rauta on kaiken metallurgian, koneenrakennuksen, rautatiekuljetusten, laivanrakennuksen ja grandioosien teknisten rakenteiden perusta - Eiffel-tornista rautatiesiltojen aukkoon.
Kaikki, kaikki - ompeluneulosta, naulasta, kirvesestä ja päättyen rautateiden verkkoon, kelluviin linnoituksiin - lentokoneisiin ja taistelulaivoihin - ja paloa hengittäviin masuuneihin, joissa rauta itse syntyy - koostuu raudasta.
Kemiallisesti puhdas rauta - hopeanharmaa, kiiltävä, taipuisa, ulkonäöltään hyvin samanlainen kuin platinametalli. Se kestää korroosiota ja kestää hyvin happoja. Merkityksettömät epäpuhtaudet estävät raudan kuitenkin näiden arvokkaiden ominaisuuksien käytöstä, ja maapallolla menetetään joka vuosi sellainen rautamäärä, joka on lähes neljäsosa sen vuosituotannosta. Raudan tiheys on 7,87. 1539 ° C: n lämpötilassa rauta sulaa ja 2740 ° C: ssa kiehuu. Puhdasta rautaa magnetoidaan ja magnetoidaan helposti.
Raudan nimi tulee sanskritin sanasta "sääli", joka tarkoitti "metallia, malmia". Elementin tieteellinen nimi tulee latinalaisesta sanasta "ferrum" - rauta.
Rauta, sen asema kemiallisten elementtien jaksollisessa järjestelmässä D. I. Mendeleev.
D. I. Mendelejevin kemiallisten alkuaineiden jaksollisessa taulukossa Fe-rauta sijaitsee toissijaisen alaryhmän ryhmän VIII 4. jaksolla.
Elektronien jakautuminen rautaatomissa olevien elektronikerrosten välillä näyttää tältä:
Perus kunnossa.
Innoissaan tilassa.
Rautaatomissa on neljä elektronikerrosta. Kolmannen kerroksen d-taso on täynnä elektroneja, siinä on 6 elektronia ja alatason neljännessä kerroksessa on 2 elektronia. Yhdisteissä raudalla on hapetusolosuhteita +2 ja +3.
Tunnetaan myös yhdisteitä, joissa on raudan atomeja hapetustiloissa +4, +6, ja jotkut muut.
Fyysiset ominaisuudet
Rauta on tyypillinen metalli, kiiltävä hopeanvalkoinen metalli, sen tiheys on 7,87 g / cm3, joten pl. 1539 C. Sillä on hyvä sitkeys. Rauta on helposti magnetoitu ja demagnetoitu, ja siksi sitä käytetään dynaamisten ja sähkömoottorien ytiminä. Rauta koostuu neljästä stabiilista isotoopista, joiden massaluvut ovat 54,56,57 ja 58. Rauta kuuluu kohtalaisen tulenkestäviin metalleihin. Tavallisten elektrodipotentiaalien joukossa rauta seisoo vedyn edessä ja reagoi helposti laimeiden happojen kanssa.
Lisäksi on suositeltavaa huomata, että rauta - alumiinin jälkeen - on luonnossa yleisin metalli (maankuoren kokonaispitoisuus on 4,65 painoprosenttia). Tunnetaan suuri joukko mineraaleja, jotka sisältävät rautaa: magnetiitti (magneettinen rauta) - Fe3O4, hematiitti (punainen rauta) - Fe2O3, rautapirsi (sideriitti) - FeCO3, rautapyrriitti - FeS2 jne.
Kemiallisia ominaisuuksia.
Raudalle on ominaista hapetustilat +2 ja +3.
Hapetustila +2 vastaa mustaa oksidia FeO ja vihreää hydroksidia Fe (OH) 2. Heillä on perushahmo. Suoloissa Fe (+2) on läsnä kationina. Fe (+2) on heikko pelkistin.
Hapetustilat +3 vastaavat puna-ruskeaa oksidia Fe203 ja ruskeaa hydroksidia Fe (OH) 3. Ne ovat luonteeltaan amfoteerisia, vaikkakin happamia, ja niiden emäksiset ominaisuudet ovat heikosti ilmeneviä. Joten Fe 3+ -ionit hydrolysoituvat täysin jopa happamassa ympäristössä. Fe (OH) 3 liuotetaan (ja jopa ei kokonaan), vain väkevöityihin alkaliin. Fe 2 O 3 reagoi alkalien kanssa vain fuusion aikana, jolloin saadaan ferriittejä (olemattomien muodollisia suoloja vapaassa muodossa HFeO 2):
Raudella (+3) on useimmiten heikkoja hapettavia ominaisuuksia.
Hapetustilat +2 ja +3 muuttuvat helposti keskenään, kun redox-olosuhteet muuttuvat.
Lisäksi siellä on oksidi Fe 3 O 4, raudan muodollinen hapetustila on +8/3. Tätä oksidia voidaan kuitenkin pitää myös rauta (II) ferriittinä Fe + 2 (Fe +3 O 2) 2.
Hapetustila on myös +6. Vastaavaa vapaassa muodossa olevaa oksidia ja hydroksidia ei ole, mutta saadaan ferraattisuoloja (esimerkiksi K2Fe04). Rauta (+6) on niissä anionin muodossa. Ferraatit ovat voimakkaita hapettavia aineita.
Yksinkertaisen aineen ominaisuudet.
Kun rautaa varastoidaan korkeintaan 200 ° C: n lämpötilaan, se peitetään vähitellen tiheällä oksidikalvolla, joka estää metallin lisähapettumisen. Kosteassa ilmassa rauta peitetään löysällä ruostekerroksella, joka ei häiritse hapen ja kosteuden pääsyä metalliin ja sen tuhoamista. Ruosteella ei ole vakiokemiallista koostumusta; sen kemiallinen kaava voidaan kirjoittaa suunnilleen nimellä Fe 2 O 3 · x H 2 O.
Reagoi happojen kanssa.
· Suolahapolla:
Laimennetulla rikkihapolla:
· Väkevä typpi- ja rikkihappo passivoi rautaa. Se on vuorovaikutuksessa väkevän rikkihapon kanssa vain kuumennettaessa:
· Yhteisvaikutukset hapen kanssa:
· Raudan palaminen ilmassa:
· Palaminen puhtaassa happea:
· Hapen tai ilman johtaminen sulan raudan läpi:
· Yhteisvaikutus rikkijauheen kanssa kuumennettaessa:
· Vuorovaikutus halogeenien kanssa kuumennettaessa:
· Palaminen kloorissa:
· Lisääntyneellä bromin höyrynpaineella:
· Yhteisvaikutus jodin kanssa:
· Yhteisvaikutukset ei-metallien kanssa:
· Typen kanssa kuumennettaessa:
· Fosforilla kuumennettaessa:
· Hiilellä:
· Piillä:
· Punaisen kuuman raudan vuorovaikutus vesihöyryn kanssa:
· Rauta palauttaa metalleja, jotka ovat aktiivisuusjärjestyksessä sen oikealla puolella, suolaliuoksista:
· Rauta pelkistää rautayhdisteitä (III):
Korotetussa paineessa metallirauta reagoi hiilimonoksidin (II) CO: n kanssa muodostaen normaaleissa olosuhteissa nestemäistä helposti haihtuvaa rautapentakarbonyyli Fe (CO) 5. Koostumusten Fe2 (CO) 9 ja Fe3 (CO) 12 rautakarbonyylit tunnetaan myös. Rautakarbonyylit toimivat lähtöaineina orgaanisten metalliyhdisteiden synteesissä, mukaan lukien ferroseenikoostumus (η5-C5H5) 2Fe.
Puhdas metallirauta on stabiili vedessä ja laimeissa alkaliliuoksissa. Rauta ei liukene kylmiin väkevöityihin rikki- ja typpihappoihin metallipinnan passiivisuuden takia voimakkaasta oksidikalvosta. Kuuma väkevä rikkihappo, joka on voimakkaampi hapettava aine, on vuorovaikutuksessa raudan kanssa.
Rauta (II) yhdisteet.
Rautaoksidilla (II) FeO: lla on emäksiset ominaisuudet, emäs Fe (OH) 2 vastaa sitä. Rautasuolojen (II) väri on vaaleanvihreä. Varastoitaessa, etenkin kosteassa ilmassa, ne muuttuvat ruskeiksi hapettumisen seurauksena rautaksi (III). Sama prosessi tapahtuu rauta (II) suolojen vesipitoisten liuosten varastoinnin aikana:
Vesiliuoksissa olevista raudan (II) suoloista Mohr-suola on stabiili - ammonium ja rauta (II) kaksoissulfaatti (NH4) 2 Fe (SO 4) 2 · 6H 2 O.
Kaliumheksayanoferraatti (III) kalium K3 (punainen verisuola) voi toimia reagenssina liuoksessa oleville Fe 2+ -ioneille. Fe 2+: n ja 3-ionien vuorovaikutuksen aikana saostuu kaliumrauta (II) heksasyanoferraattia (III) (Preussin sininen):
joka ryhmittyy uudelleen molekyylin sisällä kaliumraudan (III) heksakyanoferraatissa (II):
Rauta (III) yhdisteet.
Rauta (III) oksidi Fe2O3 on vakain luonnollinen happea sisältävä rautayhdiste.
Rauta (III) oksidi Fe2O3 on heikosti amfotereeni, se vastaa vielä heikompaa kuin Fe (OH) 2, emäs Fe (OH) 3, joka reagoi happojen kanssa:
Fe3 + -suolat ovat alttiita kiteisten hydraattien muodostumiselle. Heissä Fe3 + -ionia ympäröi yleensä kuusi vesimolekyyliä. Tällaisilla suoloilla on vaaleanpunainen tai violetti väri.
Fe3 + -ioni hydrolysoituu täysin myös happamassa ympäristössä. PH: ssa\u003e 4 tämä ioni saostuu melkein kokonaan Fe (OH) 3: n muodossa:
Fe3 + -ionin osittainen hydrolyysi johtaa moninukleaaristen okso- ja hydroksosaatioiden muodostumiseen, minkä vuoksi liuokset muuttuvat ruskeiksi.
Rauta (III) hydroksidin Fe (OH) 3 pääominaisuudet ilmenevät erittäin heikosti. Se pystyy reagoimaan vain tiivistettyjen alkaliliuoksien kanssa:
Tuloksena olevat rauta (III) hydroksokompleksit ovat stabiileja vain erittäin alkalisissa liuoksissa. Kun liuokset laimennetaan vedellä, ne tuhoutuvat ja Fe (OH) 3 saostuu.
Fuusioituneena muiden metallien alkalien ja oksidien kanssa, Fe2O3 muodostaa erilaisia \u200b\u200bferriittejä:
Liuoksissa olevat rauta (III) -yhdisteet pelkistetään metallisella raudalla:
Rauta (III) kykenee muodostamaan kaksinkertaisia \u200b\u200bsulfaatteja yksin varautuneilla alunatyyppisillä kationeilla, esimerkiksi KFe (SO4) 2 - rauta-kaliumaluna, (NH4) Fe (SO4) 2 - rauta-ammoniumaluna jne.
Rauta (III) -yhdisteiden kvalitatiiviseen havaitsemiseen liuoksessa käytetään Fe3 + -ionien kvalitatiivista reaktiota epäorgaanisten SCN-tiosyanaattien kanssa. Tällöin muodostuu seos kirkkaan punaisia \u200b\u200brodanidirautakomplekseja 2+, +, Fe (SCN) 3, -. Seoksen koostumus (ja siten sen värin voimakkuus) riippuu useista tekijöistä, joten tätä menetelmää ei voida käyttää raudan tarkkaan kvalitatiiviseen määritykseen.
Toinen korkealaatuinen reagenssi Fe3 + -ioneille on kaliumheksayanoferraatti (II) K4 (keltainen verisuola). Fe3 +: n ja 4-ionien vuorovaikutuksen aikana kirkkaan sininen kaliumrauta (III) heksakyanoferraatti (II) -sakka saostuu:
Kvantitatiivisesti Fe3 + -ionit määritetään muodostamalla punaisia \u200b\u200b(heikosti happamissa) tai keltaisissa (heikosti alkalisissa) komplekseja sulfosalisyylihapon kanssa. Tämä reaktio vaatii puskurien asianmukaisen valinnan, koska jotkut anionit (erityisesti asetaatti) muodostavat sekoitettuja komplekseja raudan ja sulfosalisyylihapon kanssa niiden optisilla ominaisuuksilla.
Rauta (VI) yhdisteet.
Ferraatit ovat ei-vapaan rautahapon H2FeO4 suoloja. Nämä ovat violetinvärisiä yhdisteitä, jotka muistuttavat permanganaatteja hapettavina ominaisuuksina, ja sulfaatteja liukoisuutena. Ferraatit saadaan kaasumaisen kloorin tai otsonin vaikutuksella Fe (OH) 3-suspensioon alkalissa:
Ferraatteja voidaan saada myös elektrolyysillä 30-prosenttista alkaliliuosta rautaanodilla:
Ferraatit ovat voimakkaita hapettavia aineita. Hajoa happamassa ympäristössä hapen vapautumisen yhteydessä:
Ferraattien hapettavia ominaisuuksia käytetään veden desinfiointiin.
Luonnossa oleminen: Rauta on levinnyt laajasti maankuoreen - sen osuus maankuoren massasta on noin 4,1% (4. sija kaikkien elementtien välillä, 2. metallien joukossa). Tunnetaan suuri määrä malmeja ja mineraaleja, jotka sisältävät rautaa. Käytännössä tärkeimpiä ovat punainen rautamalmi (hematiittimalmi, Fe2O3; se sisältää jopa 70% Fe), magneettinen rautamalmi (magnetiittimalmi, Fe3O4; se sisältää 72,4% Fe), ruskea rautamalmi (malmihydrogeniitti НFeO2 · nH2O), ja myös helmirautamalmi ( sideriittimalmi, rautakarbonaatti, FeCO3; sisältää noin 48% Fe). Luonnossa on myös suuria määriä pyrite FeS2 (muut nimet - rikkipyriitti, rautapyriitti, rautadisulfidi ja muut), mutta malmeilla, joilla on korkea rikkipitoisuus, ei ole vielä käytännöllistä merkitystä. Rautamalmivarantojen perusteella Venäjä on maailman ensimmäisellä sijalla. Merivedessä 1 · 10–5–1 · 10–8% rautaa.
Biologinen rooli.
Rauta on välttämätön komponentti hemoglobiinissa, myoglobiinissa, sytokromeissa, peroksidaaseissa ja katalaaseissa. Rauta- ja transferriinikompleksi sitoutuu spesifisiin reseptoreihin proliferoivien erytroidisolujen kalvoilla ja rauta tulee soluun. Raudan puutteessa kehossa muodostuu punasoluja, joiden hemoglobiinipitoisuus on riittämätön, joten rautavajeen tärkein oire on hypokromaattinen anemia. Rautavalmisteilla hoitaminen johtaa asteittaiseen kliinisten (esimerkiksi heikkous, väsymys, huimaus, takykardia, arkuus ja ihon kuivuminen) ja laboratorio-oireiden taantumiseen.
Rautaa esiintyy hivenaineena kaikkien kasvien ja eläinten organismeissa, ts. Hyvin pieninä määrinä (keskimäärin noin 0,02%). Rautabakteerit, jotka käyttävät raudan (II) hapetusenergiaa rautaksi (III) kemosynteesissä, voivat kuitenkin kerätä soluihinsa jopa 17-20% raudasta. Raudan tärkein biologinen tehtävä on sen osallistuminen hapen (O) kuljetukseen ja hapetusprosesseihin. Tämä raudan funktio toimii osana monimutkaisia \u200b\u200bproteiineja - hemoproteiineja, joiden proteesiryhmä on rautaporfyriinikompleksi - hem. Tärkeimpiä hemoproteiineja ovat hengityspigmentit, hemoglobiini ja myoglobiini, yleiset elektronikantoaallot solujen hengityksen reaktioissa, sytokromien hapettumisessa ja fotosynteesissä, katalyysi- ja peroksidientsyymit ja muut. Joissakin selkärangattomissa rautapitoisten hengityspigmenttien, geloerytriinin ja kloorirokoriinin, rakenne on erilainen kuin hemoglobiinien. Hemoproteiinien biosynteesissä rauta siirtyy heille ferritiiniproteiinista, joka varastoi ja kuljettaa rautaa. Tämä proteiini, jonka yksi molekyyli sisältää noin 4500 rautaatomia, on keskittynyt nisäkkäiden ja ihmisten maksaan, pernaan, luuytimeen ja suolen limakalvoon. Ihmisen päivittäinen raudan tarve (6 - 20 mg) katetaan ylimääräisellä ruoalla (rauta sisältää runsaasti lihaa, maksaa, munia, leipää, pinaattia, punajuuria ja muita). Keskimääräisen ihmisen kehossa (ruumiinpaino 70 kg) on \u200b\u200b4,2 g rautaa, litrassa verta - noin 450 mg. Raudan puuttuessa kehossa kehittyy rauhasia anemia, jota hoidetaan rautaa sisältävillä lääkkeillä. Rautavalmisteita käytetään myös yleisinä lujitusaineina. Liiallisilla rauta-annoksilla (200 mg tai enemmän) voi olla toksinen vaikutus. Rauta on välttämätöntä myös kasvien normaalille kehitykselle, joten on olemassa rautaan perustuvia mikroravinnelannoitteita.
Rautavalmisteet - ryhmä lääkkeitä, jotka sisältävät rauta- ja rautaraudan suoloja tai komplekseja sekä niiden yhdistelmiä muiden lääkkeiden kanssa. Käytetään pääasiassa raudan puuteanemian hoidossa ja ehkäisyssä.
Rautavalmisteet on tarkoitettu:
Raudan puuteolosuhteet (pääosoitus);
Lehmämaito-intoleranssi;
· Lapset, joilla on ollut akuutteja tai pitkäaikaisia \u200b\u200btartuntatauteja.
Raudanpuute voi johtua:
· Riittämätön raudan saanti sikiössä (sikiö- ja äiti-verensiirron yhteydessä), lapsella tai aikuisella;
Heikentynyt imeytyminen suolimen luumenista (imeytymishäiriö, suoliston tulehdukselliset prosessit ottaen samalla käyttöön tetrasykliini-antibiootteja ja muita lääkkeitä);
Akuutit massiiviset tai krooniset verenvuodot (verenvuodot, helmintiset hyökkäykset, nenäverenvuodot, nuorten kohdun verenvuodot, pitkittynyt hematuria ja muut);
· Lisääntyneen raudan käytön seuraus (voimakkaan kasvun aika, tartuntataudit ja muut).
Sivuvaikutukset.
Kun otat rautavalmisteita sisäpuolelta, saattaa esiintyä dyspeptisiä vaikutuksia (pahoinvointia, oksentelua, ripulia). Niiden vakavuusaste on sitä korkeampi, mitä enemmän imeytymätöntä lääkettä pysyy suolimen luumenissa. Pahimmillaan (alhaisin biologinen hyötyosuus) imeytyy ruuansulatuksesta vähentyneellä raudalla (vain 0,5%), juuri nämä lääkkeet johtavat useimmiten suolen toiminnan heikkenemiseen (ei tule käyttää lapsille).
Aktivoimalla vapaiden radikaalien reaktiot, rautavalmisteet voivat vahingoittaa solukalvoja (mukaan lukien lisäämällä punasolujen hemolyysiastetta).
Rautavalmisteiden parenteraalisen annon jälkeen voi esiintyä haittavaikutuksia: Koska vapaan raudan pitoisuus veressä on lisääntynyt, pienten verisuonten - valtimoiden ja laskimoiden - sävy vähenee, ja niiden läpäisevyys kasvaa. Havaitaan kasvojen, kaulan ihon punoitusta, veren kiirettä päähän, rintaan. Lääkkeen jatkokäsittely tässä tapauksessa on vasta-aiheista. Jos lääkitystä ei lopeteta, sisäelinten ja kudosten hemosideroosi kehittyy edelleen.
Nieletyn rautavalmisteen yliannostuksella kehittyy verinen ripuli ja oksentelu. Mikä tahansa rautavalmisteen yliannostus vähentää perifeerisen verisuonen vastuskykyä, nesteen transudaatio kasvaa ja verenkierron tilavuus vähenee. Seurauksena on verenpaineen lasku, takykardia.
Yleensä tämä lääkeryhmä voidaan jakaa useisiin pääryhmiin: rauta- ja rauta- suoloihin perustuvat valmisteet, erilaiset raudan monimutkaiset yhdisteet ja yhdistelmä-aineet. Rautasuolavalmisteita määrätään vain suun kautta.
Rautasuolat.
Raudan imeytyminen maha-suolikanavan limakalvon soluissa suolayhdisteistä tapahtuu pääasiassa kaksiarvoisessa muodossa, koska enterosyyttien apoferritiini voi sitoutua vain Fe2-ioneihin. Siksi valmisteilla, jotka perustuvat erilaisiin raudan (II) suoloihin (sulfaatti, fumaraatti, glukonaatti, sukkinaatti, glutamaatti, laktaatti jne.), On suurempi biologinen hyötyosuus, ja ne ovat yleensä edullisempia kuin valmisteet, jotka sisältävät rauta (III) suoloja. Lisäksi ne ovat halvimpia lääkkeitä verrattuna muihin rautavalmisteisiin.
Näistä eduista huolimatta raudan suolavalmisteilla on myös merkittäviä haittoja, etenkin korkea maha-suolikanavan sivuvaikutus (noin 23%) käytettäessä suuria annoksia. Raudan (II) suolojen biologinen hyötyosuus voi vähentyä, kun ne ovat vuorovaikutuksessa ruoan ja muiden lääkkeiden (fytiinien, oksalaattien, tanniinien, antasidien jne.) Kanssa, ja siksi niitä määrätään tyhjään mahaan, vaikka niiden kielteinen vaikutus suoliston limakalvoon paranee. Näiden lääkkeiden yliannostus johtaa helposti akuuttiin myrkytykseen (Yhdysvalloissa vuosina 1986–1996 rekisteröitiin 100 tuhatta ilmoitusta alle 6-vuotiaiden lasten myrkytyksistä rautasuoloilla), mikä myös rajoittaa jonkin verran niiden laajaa käyttöä lapsissa.
Rautasuoloista valmistettujen valmisteiden tärkeimmät edustajat perustuvat rautasulfaattiheptahydraatti FeSO4 · 7H20 (rautaainesisältö - 20 painoprosenttia suolaa). Rautasulfaatti liukenee hyvin veteen ja, kuten muiden vesiliukoisten suolojenkin, on suhteellisen korkea hyötyosuus. On huomattava, että rauta (II) sulfaatti hapenee kosteassa ympäristössä vähitellen rauta (III) sulfaatiksi, mikä asettaa joitain rajoituksia sen varastoinnille ja käytölle (sitä ei voida käyttää liuosten, siirappien ja muiden nestemäisten muotojen muodossa). Venäjällä on rekisteröity useita rautasulfaattia sisältävien lääkkeiden kauppanimiä: Tardiferon, Hemofer Prolongatum, fenyulit. Lisäksi raudasulfaattia käytetään joskus yhdessä stabiloivien aineiden, esimerkiksi askorbiinihapon kanssa, joka toimii antioksidanttina (tavaramerkit) Sorbifer Durules, Ferropleks).
Huumeiden perusteella rautakloriditetrahydraatti FeCl2 · 4H20 (rautapitoisuus 28%), toisin kuin rautasulfaatti, ne eivät hapettu vesipitoisissa liuoksissa, joten niitä tuotetaan tippojen muodossa suun kautta annettavaksi (Venäjällä rekisteröity tavaramerkki on “Hemofer”). Tällaisia \u200b\u200blääkkeitä käytettäessä on pidettävä mielessä, että rautasuolojen liuokset voivat aiheuttaa hampaiden tummenemista, joka liittyy liukenemattoman rautasulfidin kerrostumiseen niiden pinnalle. Tämä muodostuu Fe 2+ -ionien vuorovaikutuksesta vety sulfidin kanssa, jota voi olla suuontelossa (esimerkiksi hampaan rappeutumisen aikana).
Rautafumaraatti FeC4H2O4 (alkuaineraudan pitoisuus 33 painoprosenttia suolaa), toisin kuin aikaisemmat suolat, se liukenee vähemmän veteen, mutta on hyvin liukoinen happojen laimeisiin liuoksiin, kuten mahanesteeseen. Siksi rautafumaraattiin perustuvat valmisteet ovat stabiilimpia, niillä ei ole tyypillistä raudan jälkimakua, ne eivät sitoudu ylä-maha-suolikanavan proteiineihin, mutta samalla ne liukenevat hyvin suoraan mahaan ja siksi eivät ole huonompia vesiliukoisten suolojen biologisessa hyötyosuudessa. Rautafumaraatti on rekisteröity Venäjällä lääkkeeksi, mutta tällä hetkellä sitä ei ole jaettu.
Rautasuolat.
Rau (II) suoloista tehdyt valmisteet ovat perinteisesti vähemmän edullisia verrattuna rauta (II) suoloihin, koska kehon imeytymistä varten Fe 3+ -ionit on ensin pelkistettävä Fe2 +: ksi, mikä on syy niiden matalampaan hyötyosuuteen. Lisäksi ohutsuolen yläosissa olevat rauta (III) suolat hydrolysoituvat helposti liukoisten hydroksidien muodostamiseksi, mikä myös vähentää niiden sulavuutta.
Mangaani.
Mangaani on osa D. I. Mendelejevin periodisen kemiallisten elementtien järjestelmän neljännen jakson seitsemännen ryhmän sivuryhmästä, jonka atominumero on 25.
Mangaanin sähköinen kaava on seuraava:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
Valenssielektronit sijaitsevat 4s: n ja 3D: n alatasossa. Mangaaniatomin valenssin kiertoradalla on 7 elektronia.
Mangaanin leviäminen luonnossa. Mangaanin keskimääräinen pitoisuus maankuoressa on 0,1%, useimmissa tuhkoissa kivissä 0,06–0,2 painoprosenttia, kun se on hajanaisessa tilassa Mn 2+: n muodossa (Fe 2+: n analogi). Mn 2+ hapettuu helposti maan pinnalla, täällä tunnetaan myös mineraaleja Mn 3+ ja Mn 4+. Biosfäärissä mangaani siirtyy voimakkaasti pelkistävissä olosuhteissa ja on inaktiivinen hapettavassa ympäristössä. Mangaani liikkuu parhaiten tundran happamissa vesissä ja metsämaisemissa, joissa se on Mn 2+: n muodossa. Mangaanipitoisuus kasvaa täällä usein, ja viljellyt kasvit kärsivät joissain paikoissa mangaanin ylimäärästä; rauta-mangaanin kyhmyjä, järvi- ja sodemalmeja muodostuu maaperässä, järvissä ja soissa. Kuivoissa stepeissä ja aavikoissa alkalisessa hapettavassa ympäristössä mangaani on passiivinen, organismit ovat huono mangaanissa, viljellyt kasvit tarvitsevat usein. Jokivesi on heikkoa mangaanissa (10 -6 -10 -5 g / l), mutta tämän elementin päästöt joista ovat valtavat, ja suurin osa siitä on laskeutunut rannikkoalueelle. Vielä vähemmän mangaania järvien, merien ja valtamerten vedessä; Monissa paikoissa merenpohjassa rauta-mangaanin kyhmyt, jotka muodostuivat aiempina geologisina ajanjaksoina, ovat laajalle levinneet.
Mangaanin mineraalit.
Pyrolusite MnO 2 xH 2 O, yleisin mineraali (sisältää 63,2% mangaania);
Manganiitti (ruskea mangaanimalmi) MnO (OH) (62,5% mangaania);
· Brownite 3Mn203 · MnSi03 (69,5% mangaania);
Hausmaniitti (Mn II Mn2 III) O 4;
Rhodochrosite (mangaani spar, vadelma spar) MnCO 3 (47,8% mangaani);
psilomelaani mMnO MnO 2 nH20 (45 - 60% mangaania);
Purpurite Mn 3+, (36,65% mangaania).
Kemiallisia ominaisuuksia.
Kemiallisesti mangaani on melko aktiivinen kuumennettuna ja se vuorovaikuttaa energeettisesti muiden kuin metallien - hapen (muodostuu seos mangaanioksidia, jolla on eri valenssi), typen, rikin, hiilen, fosforin ja muiden. Huoneenlämpötilassa mangaani ei muutu ilmassa: se reagoi hyvin hitaasti veden kanssa. Se liukenee helposti hapoihin (kloorivety, laimennettu rikkihappo) muodostaen kaksiarvoisen mangaanin suoloja. Kuumennettuna vakuumissa mangaani haihtuu helposti jopa seoksista.
Mangaani muodostaa seoksia, joissa on monia kemiallisia alkuaineita; useimmat metallit liukenevat sen yksittäisissä muunnelmissa ja stabiloivat niitä. Joten Cu, Fe, Co, Ni ja muut stabiloivat y-modifikaation. Al, Ag ja muut laajentavat p- ja σ-Mn-alueita binaariseoksissa. Tämä on tärkeää mangaanipohjaisten seosten tuotannossa, jotka ovat helposti muovattavissa muodossaan (taonta, valssaus, meistäminen).
Yhdisteissä mangaanin valenssi on yleensä 2 - 7 (vakaimmat hapetustilat ovat +2, +4 ja +7). Hapetusasteen lisääntyessä mangaaniyhdisteiden hapettavat ja happamat ominaisuudet paranevat.
Yhdisteet Mn (+2) ovat pelkistäviä aineita.
MnO-oksidi - harmaanvihreä jauhe; hänellä on perusominaisuudet. ei liukene veteen ja alkaliin, liukenee hapoihin. Hydroksidi Mn (OH) 3 on valkoinen aine, liukenematon veteen. Yhdisteet Mn (+4) voivat toimia sekä hapettimina (a) että pelkistävininä (b):
MnO2 + 4HCl \u003d MnCl2 + Cl2 + 2H20 (a)
(tämän painoksen mukaan laboratorioissa saadaan klooria)
MnO2 + KCl03 + 6KOH \u003d 3K2 MnO4 + KCl + 3H20 (b)
(reaktio tapahtuu sulamisen aikana).
Mangaani (II) oksidi MnO2 - musta-ruskea väri, vastaava hydroksidi Mn (OH) 4 - tummanruskea väri. Molemmat yhdisteet ovat liukenemattomia veteen; molemmat ovat amfotrisia ja heikossa määrin pääosin happofunktiota. K2MnO4-suoloja kutsutaan manganiiteiksi.
Mn (+6) -yhdisteistä mangaanihappo ja sen suolat manganaatit ovat tyypillisimpiä. Mn (+7) -yhdisteet ovat erittäin tärkeitä - mangaanihappo, mangaanihappoanhydridi ja permanganaatit.
Mangaanin tyypilliset hapetustilat: 0, +2, +3, +4, +6, +7 (+1, +5 eivät ole kovin ominaisia).
Kun se hapettuu ilmassa, se passiivistuu. Mangaanijauhe polttaa happea (Mn + O2 → MnO2). Kuumennettuna mangaani hajottaa vettä, syrjäyttäen vedyn (Mn + 2H2O → (t) Mn (OH) 2 + H2), syntynyt mangaanihydroksidi hidastaa reaktiota.
Mangaani imee vetyä, lämpötilan noustessa sen liukoisuus mangaaniin kasvaa. Yli 1200 ° C: n lämpötiloissa se on vuorovaikutuksessa typen kanssa muodostaen eri koostumusten nitridejä.
Hiili reagoi sulan mangaanin kanssa Mn3C-karbidien ja muiden muodostamiseksi. Se muodostaa myös silidejä, borideja, fosfideja.
Suola- ja rikkihappojen kanssa se reagoi yhtälön mukaan:
Väkevällä rikkihapolla reaktio etenee yhtälön mukaan:
Laimennetulla typpihapolla reaktio etenee yhtälön mukaan:
Emäksisessä liuoksessa mangaani on stabiili.
Mangaani muodostaa seuraavat oksidit: MnO, Mn2O3, MnO2, MnO3 (ei eristetty vapaassa tilassa) ja mangaanianhydridi Mn2O7.
Mn2O7 normaaleissa olosuhteissa, nestemäinen öljyinen aine, tummanvihreä, erittäin epävakaa; seoksessa väkevän rikkihapon kanssa sytyttää orgaaniset aineet. 90 ° C: ssa Mn2O7 hajoaa räjähdyksellä. Vakaimpia oksideja ovat Mn2O3 ja MnO2, samoin kuin yhdistetty oksidi Mn3O4 (2MnO · MnO2 tai Mn2MnO4 suola).
Mangaani (IV) oksidin (pyrolusiitin) fuusio alkalien kanssa hapen läsnä ollessa tuottaa manganaatteja:
Manganaattiliuoksella on tummanvihreä väri. Kun happamoituminen tapahtuu, reaktio etenee:
Liuos muuttuu purppuranpunaiseksi MnO4-anionin esiintymisen vuoksi, ja siitä saostuu ruskea mangaani (IV) oksididi-hydroksidisaos.
Mangaanihappo on erittäin vahva, mutta epästabiili, mahdotonta keskittyä korkeintaan 20%: iin. Happo itsessään ja sen suolat (permanganaatit) ovat voimakkaita hapettavia aineita. Esimerkiksi kaliumpermanganaatti hapettaa liuoksen pH: sta riippuen erilaisia \u200b\u200baineita, pelkistäen mangaaniyhdisteiksi, joiden hapetusaste on vaihteleva. Happamassa väliaineessa - mangaani (II) -yhdisteiksi, neutraalissa väliaineessa - mangaani (IV) -yhdisteiksi, voimakkaasti alkalisina - mangaani (VI) -yhdisteiksi.
Kalsinoituessaan permanganaatit hajoavat vapauttaessaan happea (yksi laboratorion menetelmistä puhtaan hapen tuottamiseksi). Reaktio etenee yhtälön (esimerkiksi kaliumpermanganaatti) mukaisesti:
Vahvojen hapettimien vaikutuksesta Mn2 + -ioni muuttuu MnO4-ioniksi:
Tätä reaktiota käytetään Mn2 +: n kvalitatiiviseen määrittämiseen.
Kun alkaloidaan Mn (II) suolojen liuoksia, niistä saostuu mangaani (II) hydroksidisaostetta, joka muuttuu nopeasti ruskeneeksi ilmassa hapettumisen seurauksena.
Suolat MnCl3, Mn2 (SO4) 3 ovat epävakaita. Hydroksidit Mn (OH) 2 ja Mn (OH) 3 ovat päähenkilöä, MnO (OH) 2 on amfoteerinen. Mangaani (IV) kloridi MnCl4 on erittäin epävakaa, hajoaa kuumentuessa, jota käytetään kloorin tuottamiseen:
Mangaanin nollahapetustila ilmenee yhdisteissä, joissa on σ-luovuttaja- ja π-hyväksyntäligandit. Siten koostumuksen Mn2 (CO) 10 karbonyyli tunnetaan mangaanista.
Muita mangaaniyhdisteitä, joissa on σ-luovuttaja- ja π-hyväksyntäligandit (PF3, NO, N2, P (C5H5) 3), tunnetaan.
Biologinen rooli.
Mangaani kehossa. Mangaani on luonnossa laajalle levinnyt, koska se on jatkuva osa kasvi- ja eläinorganismeja. Mangaanipitoisuus kasveissa on kymmenentuhannesosaa ja eläimissä satatuhannesosaosaa. Selkärangattomat ovat mangaanirikkaampia kuin selkärankaiset. Kasveista merkittäviä määriä mangaania kertyy eräiden ruosteiden sienien, vesikastan, dubleweedin, Leptothrix-suvun bakteerien, Crenothrix-bakteerien ja joidenkin piikkien (Cocconeis) (tuhkaan saakka jopa useita prosentteja), eläinten - punaisten muurahaisten, joidenkin nilviäisten ja äyriäisten (jopa sadasosan prosenttiosuus) kanssa. ) Mangaani on aktivoija monille entsyymeille, osallistuu hengitys-, fotosynteesi-, nukleiinihappo- ja biosynteesiprosesseihin, tehostaa insuliinin ja muiden hormonien vaikutusta, vaikuttaa verenmuodostukseen ja mineraalien aineenvaihduntaan. Mangaanivaje kasveissa aiheuttaa nekroosin, omena- ja sitrushedelmien kloosin, jyvien määräämisen, perunan, ohran palovammat jne. Mangaania esiintyy kaikissa ihmisen elimissä ja kudoksissa (maksa, luuranko ja kilpirauhasen ovat rikkaimpia niissä). Eläinten ja ihmisten päivittäinen tarve mangaania on muutama mg (henkilö saa 3-8 mg mangaania päivittäin ruuan kanssa). Mangaanin tarve kasvaa fyysisen rasituksen myötä auringonvalon puuttuessa; lapset tarvitsevat enemmän mangaania kuin aikuiset. On osoitettu, että mangaanin puuttuminen eläinruoista vaikuttaa negatiivisesti niiden kasvuun ja kehitykseen, aiheuttaa anemiaa, ns. Laktaattista tetaniaa ja rikkoo luukudoksen mineraalimetaboliaa. Näiden tautien estämiseksi mangaanisuoloja lisätään rehuun.
Mangaanin biologinen vaikutus:
● antioksidantti
● verensokerin sääteleminen
● kolesterolin ja lipidikoostumuksen normalisointi
● antianeminen
● antiallergia
● myötävaikutus sukusolujen kypsymiseen, sikiön kehitykseen ja raskauden lopettamiseen
● luun ja rustojen rakenteen palauttaminen
● antikonvulsantti, estävä PMS (premenstruaalinen oireyhtymä) jne.
Merkkejä mangaanipuutos:
● Väsymys, heikkous, huimaus, tinnitus
● Aivojen toiminnan heikentyminen, muistin väheneminen
oksentelu
● kouristukset ja kouristukset
● Lihas- ja nivelkivut, liikuntahäiriöt, taipumus nyrjähdyksiin ja dislokoihin, artriitti, luuston epätavallinen kasvu ja kehitys
● Näön heikkeneminen
● Vitiligo, ihon pigmentaation häiriöt
● Kynsien ja hiusten kasvun hidastuminen
● Diabetes, heikentynyt sokerin sietokyky, ylipaino, korkea kolesteroli, aineenvaihduntaongelmat
● Hedelmättömyyden, lisääntymisongelmien, varhaisen vaihdevuodet, munasarjojen toimintahäiriöt, vaihdevuosien osteoporoosin riski
● Immuniteetin heikkeneminen, ennenaikainen ikääntyminen
● Allergiat
● syöpäriski
● Lasten kehitysviive, patologisten lasten ulkonäkö
Mangaanimyrkytyksen merkit:
Ylimääräinen mangaani on myrkyllistä: se häiritsee raudan imeytymistä ja kilpailee kuparin kanssa hematopoieesissa, aiheuttaen anemiaa ja aiheuttaen myös muita patologisia muutoksia.
● Heikko ruokahalu, apatia, masennus
● Yleinen heikkous, impotenssi
● Häiriintynyt uni
● Väliaikainen hulluus, dementia
● Neurologiset ongelmat
● Parkinsonismi tai Parkinsonin tauti (lihasjäykkyys, vapina, yksitoikkoinen ääni, ”jäätynyt” naamarimainen kasvot).
Koboltti
Co, kemiallinen alkuaine, jonka atominumero on 27. Sen atomimassa on 58,9332. Luonnollinen koboltti koostuu kahdesta stabiilista nuklidista: 59 Co (99,83 painoprosenttia) ja 57 Co (0,17%). D. I. Mendelejevin jaksollisessa elementtijärjestelmässä koboltti sisältyy ryhmään VIII ja muodostaa yhdessä raudan ja nikkelin kanssa 4. jaksossa tässä ryhmässä siirtymämetallien kolmion, jolla on samanlaiset ominaisuudet. Kobolttiatomin kahden ulkoisen elektronisen kerroksen kokoonpano 3s 2 p 6 d 7 4s 2. Se muodostaa yhdisteitä useimmiten hapetustilassa +2, harvemmin hapetustilassa +3 ja hyvin harvoin hapetustiloissa +1, +4 ja +5.
Koboltti on mineraaliaine, joka on osa B12-vitamiinia. Mitataan yleensä mikrogrammeina (mcg). Koboltti - välttämätöntä punasoluille. On hankittava ravintolähteistä. Koboltin päivittäistä määrää ei ole vahvistettu, ja ruokavalioon tarvitaan vain hyvin pieniä määriä tätä mineraaalia (yleensä enintään 8 mikrogrammaa).
Oleminen luonnossa.
Maakuoressa kobolttipitoisuus on 4-10 - 3 painoprosenttia. Koboltti on osa yli 30 mineraalia. Näitä ovat karoliitti CuCo2S4, linneiitti Co 3 S4, kobaltiini CoAsS, pallomainen koboltti CoCO 3, smaltite CoAs 2 ja muut. Yleensä kobolttia luonteessa seuraa 4. jakson naapurit - nikkeli, rauta, kuparimangaani. Merivedessä noin (1-7) · 10-10% kobolttia.
Koboltti on suhteellisen harvinainen metalli, ja sen rikkaiden saostumien määrät ovat nyt lähes loppuvat. Siksi kobolttipitoiset raaka-aineet (usein nikkelimalmit, jotka sisältävät epäpuhtautena kobolttia) rikastetaan ensin ja siitä saadaan tiiviste. Lisäksi koboltin uuttamiseksi konsentraatti käsitellään joko rikkihapon tai ammoniakin liuoksilla tai prosessoidaan pyrometallurgy-menetelmällä sulfidiksi tai metalliseokseksi. Tämä seos uutetaan sitten rikkihapolla. Joskus alkuperäisen malmin rikkihappoa "kasa" uutetaan koboltin uuttamiseksi (murskattu malmi asetetaan korkeisiin kasoihin erityisillä betonialueilla ja nämä kasat kaadetaan uuttoliuolla ylhäältä).
Fyysiset ominaisuudet
Koboltti on kiinteä metalli, jota esiintyy kahdessa versiossa. Lämpötiloissa huoneenlämpötilasta 427 ° C: seen a-modifikaatio on vakaa. Lämpötiloissa 427 ° C - sulamislämpötilaan (1494 ° C) koboltin β-modifikaatio on vakaa (kasvikeskeinen kuutiollinen hila). Koboltti on ferromagneetti, Curie-piste 1121 ° C. Ohut kerros oksideja antaa sille kellertävän sävyn.
Kemiallisia ominaisuuksia.
oksidit
· Ilmassa koboltti hapettuu yli 300 ° C lämpötilassa.
· Huoneenlämpötilassa stabiili kobolttioksidi on kompleksinen Co 3 O 4 -oksidi, jolla on spinelirakenne, jonka kiteisessä rakenteessa yhden osan solmuista varaa Co2 + -ionit ja toisen Co3+-ionit; hajoaa, kun muodostuu CoO: ta yli 900 ° C: seen.
· Korkeissa lämpötiloissa voidaan saada CoO-oksidin α-muoto tai β-muoto.
· Kaikki kobolttioksidit pelkistetään vedyllä:
Koboltti (III) oksidia voidaan saada kalsinoimalla koboltti (II) yhdisteitä, esimerkiksi:
Muut yhdisteet.
· Kuumennettaessa koboltti reagoi halogeenien kanssa, ja koboltti (III) -yhdisteitä muodostuu vain fluorin kanssa.
· Harmaa koboltti muodostaa 2 erilaista modifikaatiota CoS: sta. Hopeanharmaa α-muoto (jauheita sulatettaessa) ja musta β-muoto (saostuu liuoksista).
· Lämmitettäessä CoS: ää
Mainosmetallit
Siirtymäelementtien - kupari, kromi, rauta - karakterisointi niiden aseman perusteella kemiallisten alkuaineiden jaksollisessa järjestelmässä Mendelejev ja atomien rakenteelliset piirteet.
Termiä siirtymäelementti käytetään yleisesti tarkoittamaan mitä tahansa d- tai f-elementtiä. Nämä elementit vievät siirtymävaiheen elektropositiivisten s-elementtien ja elektronegatiivisten p-elementtien välillä. d-elementit muodostavat kolme siirtymäsarjaa - vastaavasti 4., 5. ja 6. jaksolla. Ensimmäinen siirtymärivi sisältää 10 elementtiä skandiumista sinkiin. Sille on tunnusomaista 3D-kiertoratojen sisäinen kehitys. Kromilla ja kuparilla on vain yksi elektroni 4 sekunnin kiertoradalla. Tosiasia on, että puoliksi täytetyt tai täytetyt d-alakuoret ovat vakaampia kuin osittain täytetyt. Kromiatomissa jokaisessa viidestä 3d-kiertoradasta, jotka muodostavat 3d-alakehän, on yksi elektroni. Tällainen alakuori on puoliksi täytetty. Jokainen viidestä 3D-kiertoradalta sisältää parin elektronia kupariatomissa (hopea-anomalia selitetään samalla tavalla). Kaikki d-elementit ovat metalleja. Suurimmalla osalla niistä on ominainen metalli kiilto. Verrattuna s-metalleihin, niiden lujuus on yleensä paljon suurempi. Erityisesti niille on ominaista ominaisuudet: korkea vetolujuus; sitkeys; muovattavuus (ne voidaan tasoittaa puhaltamalla levyiksi). d-elementeillä ja niiden yhdisteillä on useita ominaispiirteitä: hapetustilan muuttujat; kyky muodostaa monimutkaisia \u200b\u200bioneja; värillisten yhdisteiden muodostuminen. d-Elementeille on ominaista myös suurempi tiheys verrattuna muihin metalleihin. Tämä johtuu niiden atomien suhteellisen pienistä sädeistä. Näiden metallien atomisäteet vaihtelevat vähän tässä sarjassa. d-elementit ovat hyviä sähkövirran johtimia, etenkin sellaisissa, joissa on atomeja, joissa on vain yksi ulkoinen s-elektroni puolittain täytetyn tai täytetyn d-kuoren lisäksi. Esimerkiksi kupari.
Kemiallisia ominaisuuksia.
Ensimmäisen siirtymäsarjan metallien elektronegatiivisuus kasvaa kromista sinkkiin suuntaan. Tämä tarkoittaa, että ensimmäisen siirtymärivin elementtien metalliset ominaisuudet heikkenevät vähitellen osoitetussa suunnassa. Sellainen muutos niiden ominaisuuksissa ilmenee myös redox-potentiaalien peräkkäisenä lisääntymisenä siirtyessä negatiivisista arvoista positiivisiin arvoihin.
Kromin ja sen yhdisteiden karakterisointi
Kromi - kova, sinertävänvalkoinen metalli ρ \u003d 7,2 g / cm 3, tmelt \u003d 1857 0 С СО: + 1, + 2, + 3, + 4, + 5, + 6Kemiallisia ominaisuuksia.
- Normaaliolosuhteissa kromi reagoi vain fluorin kanssa. Korkeissa lämpötiloissa (yli 600 ° C) se on vuorovaikutuksessa hapen, halogeenien, typen, piin, boorin, rikin, fosforin kanssa.
4Cr + 3O2 2Cr203
2Cr + 3Cl2 2CrCl3
2Cr + 3S Cr2S3
- Punertavassa tilassa reagoi vesihöyryn kanssa:
2Cr + 3H 2O Cr 2O 3 + 3H 2
- Kromi liukenee laimeisiin vahvoihin happoihin (HCl, H2S04). Ilman puuttuessa muodostuu Cr2 + -suoloja ja ilmassa muodostuu Cr3 + -suoloja.
Cr + 2HCl → CrCl2 + H2 -
2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl3 + 2H 2 O + H2 -
- Suojaavan oksidikalvon läsnäolo metallipinnalla selittää sen passiivisuuden suhteessa kylmiin tiivistettyihin hapoihin - hapettimiin. Kuitenkin voimakkaasti kuumentuen nämä hapot liukenevat kromia:
2 Cr + 6 Н 2 SO 4 (conc) Cr 2 (SO 4) 3 + 3 SO 2 + 6 Н 2 О
Cr + 6 HN03 (conc) Cr (NO 3) 3 + 3 NO 2 + 3 H20
Vastaanottaminen.Kromiyhdisteet
Divalentit kromiyhdisteet
Kromioksidi (II) CrO
Fyysiset ominaisuudet:kiinteä veteen liukenematon aine, väriltään kirkkaan punainen tai ruskeanpunainen. Kemiallisia ominaisuuksia.CrO on emäksinen oksidi.Vastaanottaminen.
Cr203 + 3H2 2Cr + 3H20 Kromihydroksidi (II) Cr (OH) 2 Fyysiset ominaisuudet: kiinteä veteen liukenematon keltainen aine. Kemiallisia ominaisuuksia.Cr (OH) 2 on heikko emäs.
- Se on vuorovaikutuksessa happojen kanssa: Cr (OH) 2 + 2HCl → CrCl 2 + 2H 2 O Se hapettuu helposti ilman kosteuden ollessa ilmakehän happea Cr (OH) 3: ssa:
4Cr (OH) 2 + O 2 + 2H 2O → 4Cr (OH) 3
- Kalsinoituessaan hajoaa:
- Emäksen vaikutus Cr (II) suolojen liuoksiin: CrCl2 + 2 NaOH \u003d Cr (OH) 2 + 2 NaCl.
Kolmenarvoiset kromiyhdisteet
Kromioksidi (III) op 2 O 3 Fyysiset ominaisuudet:tummanvihreä tulenkestävä aine, veteen liukenematon. Kemiallisia ominaisuuksia.Cr 2 O 3 - amfoteerinen oksidi.Natriumkromiitti
- Korkeissa lämpötiloissa se vähenee vedyllä, kalsiumilla, hiilellä kromiksi:
Cr203 + 3H2 2Cr + 3H20
Vastaanottaminen.
Kromihydroksidi (III) op(VAI NIIN) 3 Fyysiset ominaisuudet: veteen liukenematon aine, vihreä. Kemiallisia ominaisuuksia.Cr (OH) 3 - amfoteerinen hydroksidi2Cr (OH) 3 + 3H2S04 → Cr2 (SO4) 3 + 6H20
Cr (OH) 3 + KOH → KCrO2 + 2H20
(kaliumkromiitti) Vastaanottaminen.
- Cr 3+ -suolaan kohdistuvien emästen vaikutuksen alaisena muodostuu vihreän kromi (III) hydroksidin gelatiinimainen saostuma:
Cr2 (SO4) 3 + 6NaOH → 2 Cr (OH) 3 + 3 Na2S04,
Kuudenarvoiset kromiyhdisteet
Kromioksidi (VI) CrO 3 Fyysiset ominaisuudet: kiinteä tummanpunainen, liukenee hyvin veteen. Myrkyllinen! Kemiallisia ominaisuuksia.Cr03 on happooksidi.- Reagoi emästen kanssa muodostaen keltaisia \u200b\u200bkromaattisuoloja:
CrO3 + 2KOH → K2Cr04 + H20
- Se on vuorovaikutuksessa veden kanssa muodostaen happoja: CrO 3 + H 2 O → H 2 CrO 4 kromihappoa
- Lämpötilan epästabiili: 4 CrO 3 → 2Cr 2 O 3 + 3 O 2
- Saatu kaliumkromaatista (tai dikromaatista) H2S04: n vaikutuksesta (väkevöity).
K2Cr04 + H2S04 → CrO3 + K2S04 + H20
K 2 Cr 2 O 7 + H 2SO 4 → 2CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
hydroksiditkromi (Vi)H 2 CrO 4 - kromihappo, H 2 op 2 O 7 - dichromichappo Molemmat hapot ovat epästabiileja, yritettäessä eristää ne puhtaassa muodossaan ne hajoavat vedeksi ja kromioksidiksi (VI). Niiden suolat ovat kuitenkin melko stabiileja. Kromihapon suoloja kutsutaan kromaateiksi, ne ovat keltaisen värisiä, ja dikromihapon - dikromaattien suolit ovat oransseja.Rauta ja sen yhdisteet
Rauta -suhteellisen pehmeä muovattava hopeametalli, muovautuva, magnetoitu. T sulamispiste \u003d 1539 0 С. ρ \u003d 7,87 g / cm3. KANSSA: +2 - heikoilla hapettimilla - happojen, suolojen, ei-metallien, paitsi hapen ja halogeenien, liuokset +3 - voimakkaiden hapettimien kanssa - väkevät hapot, happi, halogeenit.Kemiallisia ominaisuuksia.
- Se palaa happea muodostaen asteikon - rautaoksidi (II, III): 3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4 Rauta reagoi ei-metallien kanssa kuumennettaessa:
- Korkeassa lämpötilassa (700–900C) rauta reagoi vesihöyryn kanssa:
3Fe + 4H 2 O Fe 3 O 4 + 4H 2 -
- Ilmassa, kosteuden ollessa ruosteita: 4Fе + 3O 2 + 6Н 2 О → 4Fе (ОН) 3. Rauta liukenee helposti kloorivetyhappoon ja laimennettuihin rikkihappoihin, ilmentäen CO +2:
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 -
Fe + H2S04 (hajoaa) → FeSO4 + H2 -
- Väkevöityissä hapettavissa hapoissa rauta liukenee vain kuumennettaessa, mikä osoittaa CO + 3:
2Fe + 6H2S04 (kons.) Fe2 (SO4) 3 + 3SO2 - + 6H20
Fe + 6HN03 (kons.) Fe (NO 3) 3 + 3NO 2 - + 3H 2O
(kylmässä, väkevässä typpihapossa ja rikkihapossa passivoi rauta).
- Rauta syrjäyttää metallit sen oikealla puolella jännitysten sarjassa niiden suolaliuoksista.
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu ↓
Vastaanottaminen.- Hiilen tai hiilimonoksidin pelkistys oksideista (II)
Fe203 + 3C02 Fe + 3CO2
Rautapitoiset yhdisteet
NOINrautaoksidiII) FeO
Fyysiset ominaisuudet: mustanvärinen kiinteä aine, veteen liukenematon. Kemiallisia ominaisuuksia: FeО - emäksinen oksidi 6 FeО + O 2 2Fe 3 О 4- Se palautetaan vedyllä, hiilellä, hiilimonoksidilla (II) raudasta:
Rautahydroksidi (II) Fe(VAI NIIN) 2
Fyysiset ominaisuudet: valkoinen jauhe, liukenematon veteen. Kemiallisia ominaisuuksia:Fe (OH) 2 on heikko emäs. Vastaanottaminen.- Se muodostuu alkaliliuoksien vaikutuksesta rauta (II) suoloihin ilman ilman suhteen:
FeCl2 + 2KOH → 2KCl + Fe (OH) 2 ↓
Laatuvastaus Fe 2+
Kaliumheksayanoferraatin (III) K 3 (punainen verisuola) vaikutuksesta rautasuolojen liuoksiin muodostuu sininen sakka (kääntyvä sininen):3FeSO 4 + 2K 3 Fe 3 2 + 3K 2SO 4
Ferriyhdisteet
Rautaoksidi (III) Fe 2 O 3
Fyysiset ominaisuudet:kiinteä punainen ruskea. Kemiallisia ominaisuuksia:Fe 2 O 3 - amfoteerinen oksidi. natriumferriitti Fe 2 O 3 + 3H 2 - 2 Fe + 3 H 2 O Vastaanottaminen.Rautahydroksidi (III) Fe(VAI NIIN) 3
Fyysiset ominaisuudet:vankka puna-ruskea väri. Kemiallisia ominaisuuksia:Fe (OH) 3 - amfoteerinen hydroksidi.- Reagoi happojen kanssa liukenemattomana emäksenä:
2Fe (OH) 3 + 3H2S04 → Fe2 (SO4) 3 + 6H20
- Vuorovaikutuksessa emästen kanssa liukenemattomana happona:
Fe (OH) 3 + KOH (tv) → KFeO2 + 2H20
Fe (OH) 3 + 3KOH (väkevä) → K3
Vastaanottaminen.- Muodostuu alkaliliuoksien vaikutuksella rautasuoloihin: saostuu punertavanruskeana saostumana:
Fe (NO 3) 3 + 3KOH Fe (OH) 3 + 3KN03
Laadulliset Fe-reaktiot 3+
- Kaliumheksayanoferraatin (II) K 4 (keltainen verisuola) vaikutuksen ollessa ferrisuolaliuoksissa muodostuu sininen sakka (Preussin sininen):
4FeCl 3 + 3K4 Fe 4 3 + 12KCl
- Lisätettynä liuokseen, joka sisältää rodaniumkalium- tai ammonium Fe 3+ -ioneja, näkyy voimakas verenpunainen rauta (III) rodanidin väri:
FeCl 3 + 3KCNS 3КCl + Fe (CNS) 3
Kupari ja sen yhdisteet
Kupari- melko pehmeä, kellertävä, kellertävä, puna-keltainen metalli, jolla on korkea lämmön- ja sähkönjohtavuus. T sulamispiste \u003d 1083 0 С. ρ \u003d 8,96 g / cm3. KOKONAISSA: 0, + 1, + 2
Kemiallisia ominaisuuksia.
- Vuorovaikutus yksinkertaisten aineiden kanssa.
- Yhteisvaikutukset monimutkaisten aineiden kanssa.
Kupari on jännitesarjassa vedyn oikealla puolella, joten se ei reagoi laimeiden suola- ja rikkihappojen kanssa, vaan liukenee hapoihin - hapettimiin:
3Cu + 8HNO3 (hajoaa) → 3Cu (N03) 2 + 2NO- + 2H20
Cu + 4HN03 (kons.) → Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 - + 2H 2 O
Cu + 2H2S04 (väkevä) → CuSO4 + SO2 - + 2H20
Saada.
CuO + CO Cu + CO 2
- Kuparisuolojen elektrolyysissä: 2CuSO 4 + 2H 2 O → 2
cu + O 2
-
+ 2H2S04
Yksiarvoiset kupariyhdisteet
Kuparioksidi (minä) FROMu 2 O Fyysiset ominaisuudet:kiinteä punainen, veteen liukenematon. Kemiallisia ominaisuuksia:Cu20 on emäksinen oksidi. Vastaanottaminen.- Saadaan pelkistämällä kupari (II) -yhdisteitä esimerkiksi glukoosilla alkalisessa väliaineessa:
- Yhteisvaikutukset happojen kanssa: CuOH + HCl → CuCl + H 2 O Ilmassa se hapettuu helposti Cu (OH) 2: 4 CuOH + O 2 + 2H 2 O → 4 Cu (OH) 2
Divalentit kupariyhdisteet
Rauta (Fe-symboli)- kahdeksannen ryhmän kemiallinen elementti, neljäs jakso. Rautajaksollisessa kemiallisten elementtien järjestelmässä on numero 26.
Rauta-alaryhmä sisältää 4 elementtiä: Fe-rauta, Ruthenium Ru, Osmium Os, Hs Hasmium.
Kemiallisen elementin karakterisointi Rauta
Ferrum on latinalainen sana, se tarkoittaa paitsi rautaa, myös kovuutta ja aseita. Siitä tuli raudan nimet joillakin eurooppalaisilla kielillä: ranskalainen fer, italialainen ferro, espanjalainen hierro, ja termit, ferromagnetiikka. Samankaltaiset metallinimet slaavilaisella ja baltian kielellä: liettuan geleesi, puolan zelazo, Bulgarian rautatiet, Ukrainan zalizo ja Valkovenäjän zhalez. Englanninkielinen nimi Iron, saksalainen Eisen, hollantilainen ijzer on syntynyt sanskritin isirasta (vahva, vahva).
Raudan jakautuminen luonnossa
Jaksotaulukon Iron 26 -elementti
Rauta - ensimmäinen maapallolla ja toinen yleisin metalli maankuoressa, erittäin tärkeä metalli ihmisille. Ihmiset ovat muista ajoista lähtien tavanneet rautaa raudan meteoriittien muodossa. Tyypillisesti meteoriittirauta sisältää 5 - 30% nikkeliä, melkein 0,5% kobolttia ja jopa 1% muita alkuaineita. Afrikassa 80 tuhatta vuotta sitten suurin Goban meteoriitti putosi, sen paino oli 66 tonnia. Se sisältää 84% rauhanen ja 16% nikkeliä. Venäjän tiedeakatemian meteoriittimuseossa on kaksi rautameteoriitin fragmenttia, joiden paino on Kauko-idässä pudonnut 256 kg. Vuonna 1947 Primorsky-alueella 35 km 2: n alueella tuhansia rautameteoriitin fragmentteja (paino 60 - 100 tonnia) putosi "rautasateesta". Hyvin harvinainen, maasta peräisin oleva mineraaliperäinen rauta esiintyy pieninä jyvinä ja sisältää 2% nikkeliä ja kymmenesosa prosenttia muista metalleista. Alkuperäistä rautaa hajanaisessa tilassa löydettiin kuulta.
13-12-luvulla eKr koko Euraasiassa kulttuurit romahtavat ja muuttuvat Atlantista Tyynenmereen ja useiden vuosisatojen ajan - jopa 10–8 vuosisataa eKr. kansojen muutot ovat tapahtuneet. Tätä ajanjaksoa kutsuttiin pronssikauden katastrofiksi ja siirtymäkauden alkuun rautakauteen.
Maankuoressa on paljon rautaa, mutta sitä on vaikea kaivoa. Tämä metalli on sitoutunut malmeihin tiukasti happea ja joskus rikkiä kanssa. Muinaiset uunit eivät voineet antaa haluttua lämpötilaa, jossa puhdas rauta sulaa ja rautaa saadaan sienellä, jonka epäpuhtaudet ovat malmia, nimeltään kritz. Hiipien takomisessa rauta erotettiin malmista osittain.
Monet mineraalit sisältävät rautaa. Magneettinen rautamalmi, joka sisältää 72,3% rautaa, on raudan rikkain mineraali. Muinaiskreikkalainen filosofi Thales of Miletus tutki yli 2500 vuotta sitten rautaa houkuttavia rautametallinäytteitä. Hän antoi sille nimen magnetis lithos - kivi Magnesiasta, joten magneetin nimi tapahtui. Nyt tiedetään, että se oli magneettinen rautamalmi - musta rautaoksidi.
Raudan rooli elävässä organismissa
Tärkein rautamalmi on hematiitti. Se sisältää 69,9% rautaa. Hematiittia kutsutaan myös punaiseksi rautamalmiksi, ja muinainen nimi on verenkivi. Kreikan haimasta, joka tarkoittaa verta. Muita vereen liittyviä sanoja on ilmestynyt, kuten hemoglobiini. Hemoglobiini toimii hapen kantajana hengityselimistä kehon kudoksiin ja kuljettaa vastakkaiseen suuntaan hiilidioksidia. Raudan puute kehossa johtaa vakavaan sairauteen - raudan puuteanemiaan. Tämän taudin yhteydessä ilmenee luuvaivoja, keskushermosto- ja verisuonisysteemien toimintoja, hapen puute havaitaan kudoksissa. Rauta on välttämätöntä eläville organismeille. Sitä löytyy myös lihaksista, pernasta ja maksasta. Aikuisella rautaa on noin 4 g, sitä on läsnä kehon kaikissa soluissa. Joka päivä ruuan saaneen ihmisen tulisi saada 15 milligrammaa rautaa. Raudan puutteen vuoksi lääkärit määräävät erityisiä lääkkeitä, joissa rauta on helposti sulavassa muodossa.
Rautasovellus
Jos sulatusrauta sisältää yli 2% hiiltä, \u200b\u200bniin saadaan valurautaa, se sulatetaan satoja asteita matalampana kuin puhdas rauta. Koska valurauta on haurasta, siitä on mahdollista valata vain erilaisia \u200b\u200btuotteita, sitä ei voida väärentää. Suuri määrä valurautaa sulatetaan masuunien rautamalmista, jota käytetään monumenttien, ritilien ja raskaiden koneiden sänkyjen valamiseen. Suurin osa valuraudasta jalostetaan teräkseksi. Tätä tarkoitusta varten osa hiiltä ja muita epäpuhtauksia "poltetaan" valuraudasta muuntimissa tai avotulena.
Kaikki esineet kiskoista nauloihin ovat terästä, jolla on erilaiset hiilipitoisuudet. Jos raudassa on vähän hiiltä, \u200b\u200bsaadaan lievää vähähiilistä terästä ja kun teräkseen johdetaan muiden elementtien seostavia epäpuhtauksia, saadaan erityyppisiä erikoisteräksiä. Tunnetaan valtava määrä teräksiä ja jokaisella on oma sovellus.
Tunnetuin on ruostumaton teräs, joka sisältää nikkeliä ja kromia. Tästä teräksestä valmistetaan kemianteollisuuden laitteita ja astiastoita. Ja jos 18% volframista, 1% vanadiinista ja 4% kromista johdetaan teräkseen, saadaan nopeaa terästä, josta he tekevät poranterät ja leikkurien kärjet. Jos rauta fuusioidaan 1,5% hiilellä ja 15% mangaanilla, tulee niin kiinteää terästä, josta valmistetaan puskutraktorin veitset ja kaivinkoneen hampaat. Terästä, joka sisältää 36% nikkeliä, 0,5% hiiltä ja 0,5% mangaania, kutsutaan Invariksi. Se valmistaa tarkkuusinstrumentteja ja joitain kellojen osia. Platinaksi kutsuttu teräs sisältää 46% nikkeliä ja 15% hiiltä laajenee kuumennettaessa, kuten lasi. Platinan ja lasin liitos ei halkeile ja siksi sitä käytetään sähkölamppujen valmistuksessa.
Ruostumatonta terästä ei magnetoida eikä se kiinnosta magneettia. Vain hiiliteräs voidaan magnetoida. Itse puhdasta rautaa ei magnetoida, vaan vetää puoleensa magneetti, tällainen rauta soveltuu ydinelektromagneettien valmistukseen.
Yli miljardi tonnia rautaa sulatetaan vuosittain maailmassa. Mutta korroosio, joka on metallin kauhea vihollinen, ei tuhoa vain itse metallia, jonka sulattamiseen on tehty paljon työtä, vaan tuhoaa myös valmiin tuotteen, joka on kalliimpaa kuin itse metalli. Se tuhoaa vuosittain kymmeniä miljoonia tonneja sulattua metallia. Rauta reagoi hapen ja veden kanssa korroosion aikana ja muuttuu ruosteksi.
Rauta, sen asema kemiallisten elementtien jaksollisessa järjestelmässä D. I. Mendeleev, vuorovaikutus rikin, kloorivetyhapon, suolaliuosten kanssa.
VASTAUSSUUNNITELMA:
asema s. ja atomirakenteen fysikaaliset ominaisuudet kemialliset ominaisuudet Kemiallinen elementti rauta on toissijaisen alaryhmän 8. ryhmän 4. jaksossa. Rautaatomissa on neljä elektronikerrosta. Kolmannen kerroksen d-taso on täynnä elektroneja, siinä on 6 elektronia ja alatason neljännessä kerroksessa on 2 elektronia. Yhdisteissä raudalla on hapetusolosuhteita +2 ja +3.
| IV kausi VIII ryhmän puoleinen alaryhmä | Fe)))) | +2 | +3 | ||
| +26 2 8 8+6 2 | 4s | ?? | |||
| 3d | ?? | ? | ? | ? | ? |
Yksinkertainen aine on rauta - hopeanvalkoisella metallilla, jonka sulamispiste on 15390С, tiheys 7,87 g / cm3, on magneettisia ominaisuuksia. Rauta on kemiallisesti aktiivinen metalli. Kuumennettuna se vuorovaikutuksessa rikin kanssa muodostaa rauta (II) sulfidia: Fe0 + S0 \u003d Fe + 2S-2. Rauta syrjäyttää vedyn happoliuoksista, ja rauta (II) suoloja muodostuu, esimerkiksi kun kloorivetyhappo altistetaan rauhalle, muodostuu rauta (II) kloridia: Fe0 + 2H + 1Cl-1 \u003d Fe + 2Cl2-1 + H20. Rauta voi syrjäyttää vähemmän aktiivisia metalleja suolojensa liuoksista, esimerkiksi kun rauta vaikuttaa kupari (II) sulfaatin liuokseen, muodostuu metallista kuparia ja rauta (II) sulfaattia: Fe0 + Cu + 2SO4 \u003d Cu0 + Fe + 2SO4.
Kaikissa reaktioissa raudalla on pelkistävän aineen ominaisuudet. Vahvemmat hapettimet - kloori, happi, väkevät hapot - hapettavat raudan hapetustilaan +3.
Jos kotitehtävät aiheesta: »Rauta, sen sijainti kemiallisten alkuaineiden jaksollisessa järjestelmässä D Ja Mendelejeva, vuorovaikutus se osoittautui hyödylliseksi sinulle, niin olemme kiitollisia, jos lähetät linkin tähän viestiin sivullesi sosiaalisessa verkostossa.
Rauta (latina: Ferrum) on kemiallinen elementti Mendelejevin jaksollisen ryhmän VIII ryhmään; atominumero 26, atomimassa 55.847.
Rautaa voidaan kutsua aikamme päämetalliksi. Tämä kemiallinen alkuaine on tutkittu hyvin. Siitä huolimatta tutkijat eivät tiedä milloin ja kenen kautta rauta löydettiin: se oli liian pitkä. Ihminen alkoi käyttää rautatuotteita 1. vuosituhannen alussa eKr. Pronssikausi korvattiin rautakaudella. Rautametallurgia alkoi kehittyä Euroopassa ja Aasiassa vuosina IX – VII. BC.
Ensimmäinen rauta, joka putosi ihmisen käsiin, oli luultavasti harvinaista. Yli tuhat meteoriittia putoaa maan päälle vuosittain, osa niistä on rautaa, joka koostuu pääasiassa nikkeliraudasta. Suurin löydetty rautameteoriitti painaa noin 60 tonnia. Se löydettiin vuonna 1920 Lounais-Afrikassa. "Taivaallisella" raudalla on yksi tärkeä tekninen ominaisuus: Kuumennettuna tätä metallia ei voida takoa, vain kylmä meteoriittirauta voidaan takoa. "Taivaallisen" metallin aseet olivat vuosisatojen ajan erittäin harvinaisia \u200b\u200bja arvokkaita.
Rautaa löytyi myös Kuulta, ja kuun maaperässä sitä esiintyy luonnollisessa, hapettumattomassa tilassa, mikä selvästi selittyy ilmakehän puuttumisella.
Maapallolla rautaa löytyy joskus myös alkuperäisestä tilasta.
Muinaisina aikoina rautaa arvostettiin erittäin korkeasti. Muinaiskreikkalaisen tutkijan Strabon "maantieteessä", joka on kirjoitettu aikakautemme alussa, sanotaan, että Afrikan maat maksavat rautaa 10 kertaa enemmän kuin kulta ... Ehkä tämä on totta, jos pidämme tärkeimpänä korkeiden kustannusten kriteeriä, ei kemiallista vastustuskykyä ja harvinaisuutta, vaan arvoa. teknologialle, sivilisaation kehittämiselle. Tärkeimmät syyt siihen, miksi raudasta on tullut tärkein metalli suunnittelussa ja tuotannossa, ovat tämän alkuaineen yhdisteiden esiintyvyys ja metallien suhteellinen yksinkertaisuus niistä.
Suurin osa raudasta on talletuksissa, joita voidaan kehittää teollisesti.
Maankuoren varannoista rauta on neljänneksi kaikista alkuaineista hapen, piin ja alumiinin jälkeen. Maapallon ytimessä on paljon enemmän rautaa, joka tutkijoiden mukaan koostuu nikkelistä ja raudasta. Tätä laitteistoa ei kuitenkaan ole saatavana, eikä sitä todennäköisesti ole saatavana lähitulevaisuudessa. Siksi mineraalit, kuten magnetiitti Fe3O4., Hydrogeniitti FeO2-nH2O, hematiitti Fe2O3 ja sideriitti FeCO3, ovat edelleen tärkein raudan lähde. Ne muodostavat perustan tärkeimmistä rautamalmeista - magneettinen, ruskea, punainen ja maasälpä. Suurin osa raudasta on 72,4% magnetiittia. Neuvostoliiton suurimmat rautamalmiesiintymät ovat Kurskin magneettinen poikkeama, Krivorozhskoje rautamalmiesiintymät, Uralissa (Magnitnaya-vuoret. Korkea, armo), Kazakstan-Sokolovskoye- ja Sarbaiskoye-talletukset.
Rauta on loistava hopeavalkoinen metalli, sitä on helppo käsitellä: leikata, takoa, rullata, leimata. Sille voidaan antaa suurempi lujuus ja kovuus lämpö- ja mekaanisten vaikutusten (karkaisu, valssaus) menetelmillä.
Raudan ominaisuuksista puhuttaessa on ensin tarpeen määritellä, millaisesta raudasta puhumme teknisesti puhtaasta raudasta tai erittäin puhtaasta raudasta. Niiden sekä fysikaalisten että kemiallisten ominaisuuksien ero on melko suuri.Teknisesti puhdasta rautaa kutsutaan vähähiiliseksi sähköteräkseksi. Tämä nimi heijastaa sekä materiaalin tarkoitusta että tärkeimpien epäpuhtauksien luonnetta: hiiltä 0,02–0,04% ja happea, rikkiä, typpeä ja fosforia vielä vähemmän. Erittäin puhdasta rautaa sisältää vähemmän kuin 0,001% epäpuhtauksia. Molemmilla materiaaleilla on hyvät magneettiset ominaisuudet, molemmat hitsaavat hyvin. Kuitenkin, jos teknisesti puhdas rauta on metallia, jolla on keskimäärin kemiallinen aktiivisuus, niin korkea puhdas on melkein inertti. Kaasujen, erityisesti hapen, liukoisuus on myös erittäin pieni. Erittäin puhtaan raudan mekaaniset ominaisuudet ovat alhaiset ja lujuus on paljon pienempi kuin minkä tahansa teräksen tai valuraudan. Rakenteellisena materiaalina korkeimman puhtauden rauta ei sovellu. Kuitenkin, jos seostavia lisäaineita lisätään korkealaatuiseen rautaan tietyssä järjestyksessä, se pystyy kestämään jopa 600 kg / cm2: n kuorman tavallisen 17-21 sijasta.
Yhdisteiden raudalla voi olla erilainen hapetusaste: +2, +3, +6, harvoin +1, -g4 ja jopa 0 (karbonyylissä Fe (CO) 5). Raudan rautayhdisteistä tunnetaan parhaiten FeO-rautaoksidi (II) ja sen sulfidi ja halogenidit. Ionit Fe - muodostuvat liukenemalla rautaa laimeisiin hapoihin. Tiivistetyissä vahvoissa happoissa - typpi- ja rikkihapoissa - rauta ei kuitenkaan liukene: asiantuntijoiden mukaan se passiivistuu, koska metallin pinnalle muodostuu ohut ja tiheä oksidikalvo. Rauta on käytännössä liukenematon emäksisiin (paitsi kuumakonsentraatioihin).
Fe (III): n rautasuolat saadaan yleensä hapettamalla rautasuoloja. Lisäksi, jos reaktio tapahtuu liuoksessa, liuoksen väri muuttuu; Fe2 +: lle ominainen vaaleanvihreä väri muuttuu ruskeaksi. Rauolisuolat ovat usein alttiita hydrolyysille. Rauta H2FeO4: ää ja rauta-HFeO2-happoja vapaassa tilassa ei ole saatu. Niiden suolat - ferraatit ja ferriitit ovat kuitenkin tunnettuja ja tutkittuja melko hyvin.
Rautaoksidi Fe2O3. Koostumuksen Fe3O4 oksidia pidetään FeO: n ja Fe2O3: n yhdisteenä. Rautametallien ja kolmenarvoisen raudan hydroksidit, Fe (OH) 2 ja Fe (OH) 3, ovat liukenematta heikosti veteen ja toisin kuin oksidit, niillä on vain vähän käytännön merkitystä. Oksidit ovat tärkeitä paitsi monien rautayhdisteiden lähteenä myös tärkeimmänä rautaa rautametallurgiassa.
Kuten muutkin siirtymämetallit, myös rauta muodostaa monia monimutkaisia \u200b\u200byhdisteitä.
Monet rautayhdisteet ovat käytännössä tärkeitä. Esimerkiksi rautakloridia FeCl3 käytetään koagulanttina veden puhdistuksessa, katalysaattorina orgaanisessa synteesissä. Ferriittejä, erityisesti kaksiarvoisia metalleja, käytetään laajasti tietotekniikassa. On tärkeää, ettei sekoiteta kahta käsitettä: rautahapon ferriittisuolat ja ferriitti, joka on stabiili normaaleissa olosuhteissa raudan polymorfisella muokkauksella, jota muuten kutsutaan alfarauhana.
Normaalin elämän kannalta ihminen tarvitsee ehdottomasti rautaa sisältäviä orgaanisia yhdisteitä. Kuuluisin niistä on hengityspigmenttihemoglobiini. Mutta hemoglobiinin lisäksi rauta kehossa on myös myolgobiinissa, proteiinissa, joka varastoi happea lihaksissa.
Rst on myös rautaa sisältäviä entsyymejä. Lopuksi on proteiinikompleksi ferritiini, josta muodostetaan kaikki muut keholle tarvittavat rautaa sisältävät aineet.
