середу, 4 листопада 2015 р.

Теоретичні відомості.



Основні фізичні величини, які використовують у хімії

У хімії використовують такі фізичні величини: маса, об’єм, кількість речовини, густина, атомна маса, відносна атомна й молекулярна маса, молярна маса, молярний об’єм, відносна густина газів, тиск, температура, час, концентрація, швидкість хімічної реакції, електричний заряд тощо.
Для обчислення мас атомів і молекул у хімії використовують три фізичні величини: масу атома й молекули, відносну атомну й молекулярну масу, атомну й молекулярну масу.
Маса атома й маса молекули — це маси атомів і молекул, виражені в одиницях СІ, тобто в кілограмах (або грамах).

Відносна атомна маса

Атоми — надзвичайно маленькі частинки з дуже малими масами. Наприклад, маса атома Гідрогену дорівнює 1,67  10-27 кг. Користуватися такими величинами дуже незручно, а тому в хімії, як і в інших природничих науках, сьогодні використовують відносну атомну масу — фізичну величину, яка показує, у скільки разів маси атомів хімічних елементів більші від певної величини, що має назву атомної одиниці маси. Ця величина становить 1/12 маси атома нукліда Карбону 12С. Маса атома цього нукліда, яка дорівнює 19,93  10-27 кг, прийнята за 12 а. о. м. Із цього випливає, що 1 а. о. м. = 1,66  10-27 кг.
Карбоновий еталон у визначенні відносних атомних мас існує не дуже давно. Карбонова одиниця була введена на початку 50-х років XX століття, коли стали використовувати метод мас-спектрометрії для визначення атомних мас. До цього хіміки користувалися водневою одиницею (тобто обчислювали відносну атомну масу як відношення маси атома елемента до маси атома Гідрогену), кисневою тощо. Також був час, коли пропонували ввести йодну одиницю у зв’язку з тим, що в йоду наявний тільки один стійкий нуклід (тобто він є ізотопно чистим елементом). Тому карбонову одиницю використовують як більш зручну, хоч це й не означає, що вона є більш об’єктивною.
Відносні атомні маси хімічних елементів отримують при розділенні мас відповідних атомів на атомну одиницю маси. Якщо провести такий поділ, то можна визначити, що відносна атомна маса Гідрогену дорівнює 1,00797 (округлено 1), а Оксигену — 15,9994 (округлено 16) тощо.
Таким чином, відносна атомна маса — це фізична величина, що визначається відношенням маси атома елемента до маси однієї дванадцятої частини маси атома нукліда Карбону 12С .
Відносну атомну масу позначають символом Аr, де індекс і перша літера англійського слова «relative», що означає «відносний». Оскільки відносна атомна маса — величина відносна, отримана відношенням двох мас, то вона не має розмірності. Приклад запису:------------- Ar(Н) = 1,008, Ar(U) = 238,03.
Відносна молекулярна маса — це фізична величина, що визначається відношенням маси молекули до маси однієї дванадцятої частини маси атома нукліда Карбону 12С.
Відносну молекулярну масу позначають символом Мr й аналогічно до відносної атомної маси вона не має одиниці вимірювання.
Відносну молекулярну масу обчислюють за хімічною формулою речовини як суму відносних атомних мас усіх атомів (з урахуванням їхньої кількості), що входять до складу молекули. У загальному вигляді:
Наприклад:
Атомна маса й молекулярна маса — це маса атомів і молекул, виражена в атомних одиницях маси. Її обчислюють так само, як і відносну атомну та молекулярну маси, й чисельно ці величини рівні. Єдина відмінність — атомна й молекулярна маси мають одиницю вимірювання 1 а. о. м.
Кількість речовини — це фізична величина, що визначається числом часток — структурних елементів речовини: молекул, атомів, іонів. Кількість речовини позначають латинською літерою n.
Одиниця вимірювання кількості речовини — моль. 1 моль — це така кількість речовини, що містить стільки ж структурних елементів речовини (молекул, атомів, іонів), скільки міститься атомів у нукліді Карбону 12С масою 0,012кг.
У зразкові нукліда карбону 12С масою 0,012 кг міститься 6,022  1023 атомів Карбону. Отже, можна сказати, що 1 моль — це така кількість речовини, яка містить 6,022  1023структурних елементів речовини (молекул, атомів, іонів).

Стала Авогадро
Число, яке дорівнює 6,022  1023, називають сталою Авогадро. Ця величина позначається NA й має одиницю виміру — моль-1.
NA = 6,022  1023 моль-1.
Стала Авогадро — це одна з фундаментальних сталих нарівні з гравітаційною сталою, сталою Планка, швидкості світла у вакуумі тощо.
Молярна маса — це фізична величина, що дорівнює масі речовини кількістю 1 моль.
Молярну масу позначають символом М, одиниця вимірювання — кг/моль або г/моль. Молярна маса будь-якої речовини чисельно дорівнює її відносній атомній або молекулярній масі:
оскільки M = mmNA (1);
Мr mm 1 а. о. м (2);
NA  1 а. о. м. = 1 (3),
де mm — маса молекули,
то, підставляючи (3) в (1), одержуємо
М = mа (1 / 1 а. о. м), отже М = Мr.
Відповідно молярну масу речовини з відомою формулою можна обчислити аналогічно до відносної молекулярної маси. Незважаючи на те, що чисельно молярна й молекулярна маси рівні, вони мають різне значення: відносна молекулярна маса характеризує масу однієї молекули, а молярна маса — масу речовини кількістю 1 моль.
Молярна маса речовини — це кількісна характеристика речовини, причому для речовини з певним складом вона є сталою величиною, незалежно від агрегатного стану й умов існування (температури, тиску, об’єму).
Молярний об’єм — це фізична величина, яка дорівнює об’єму речовини кількістю речовини 1 моль.
Молярний об’єм позначається символом Vm і має одиницю вимірювання — м3/моль або л/моль. На відміну від молярної маси, молярний об’єм не є сталою величиною, він залежить (особливо для газуватих речовин) від умов існування речовини: агрегатного стану, температури й тиску.
Молярний об’єм будь-якої речовини, незалежно від агрегатного стану, можна обчислити за допомогою фізичного рівняння m = ρ  V:
Досить часто при обчисленнях об’єми газів приводять до нормальних умов (температура 0 °С або 273,15 °К і тиск 101325 Па). Отже, можна обчислити значення молярного об’єму ідеального газу за таких умов:
Поняття «молярний об’єм газу» можна застосовувати не тільки до індивідуальних газуватих речовин, але й до газових сумішей. Мова йде про об’єм суміші, що містить 6,022 1023 молекул різних газів.
Основні фізичні величини, які використовують у хімії, пов’язані між собою такими формулами:
де mа — маса атома (у кг); mm — маса молекули (у кг); N — число структурних одиниць речовини (атомів, молекул, іонів); m — маса речовини; V — об’єм речовини.


Основні кількісні закони хімії

Закон сталості газу

Кожна чиста речовина незалежно від місця та способу її добування має сталий склад.
Наприклад, вода складається з атомів Гідрогену й Оксигену, причому масова частка атомів Гідрогену у воді становить 11,1%, а Оксигену — 88,9%. І незалежно від місця видобутку чиста вода — річкова, дощова або морська, отримана з Арктичного або Антарктичного льоду,— буде мати однаковий якісний та кількісний склад.
Закон сталості складу сформулював у 1799 році французький учений Жозеф Луї Пруст. Своє відкриття Пруст зробив, спираючись на результати кількісного аналізу оксидів, сульфідів та хлоридів металів. Унаслідок проведеного вагового аналізу оксигенових сполук Феруму, Купруму, Стануму, Меркурію та Плюмбуму він установив, що метали, які відповідають цим елементам (залізо, мідь, олово, ртуть, свинець), з’єднуються з киснем завжди в однакових пропорціях. У цих же роботах він показав, що природний купрум карбонат і купрум карбонат, отриманий хіміком у лабораторії, мають той самий сталий склад та колір. Так само нічим не відрізняється купрум оксид, отриманий з малахіту й отриманий унаслідок взаємодії міді з киснем.
Протилежних поглядів дотримувався його співвітчизник Клод Бертолле, котрий стверджував, що склад хімічних сполук може змінюватися залежно від умов їхнього добування. Він доводив, що на проходження хімічних реакцій впливає маса, зв’язок, летучість, розчинність, пружність тощо. Почалася наукова полеміка, яка тривала кілька років.
У той же час у полеміці взяв участь англійський учений Джон Дальтон. Він ретельно проаналізував маси речовин, що вступають у реакцію, на підставі чого сформулював закон кратних відношень. Після переконливих доказів Пруста й Дальтона погляди Пруста були підтримані кращими хіміками того часу, а позиції Бертолле визнані помилковими. Закон сталості складу дозволив установити кількісні співвідношення атомів хімічних елементів у сполуках і став основою визначення атомних мас елементів. Зараз закон сталості складу сприймають як звичайну річ, однак у той час відкриття цього закону було проривом у розвитку хімії як науки й стало одним з істотних доказів атомно-молекулярного вчення.
Однак ідеї Бертолле одержали нове тлумачення у XX столітті, коли були відкриті численні сполуки змінного складу, до яких належали деякі оксиди, сульфіди, нітриди тощо. Після цього відкриття за пропозицією російського хіміка М.С. Курнакова сполуки зі сталим складом були названі дальтонідами, а зі змінним — бертолідами. Склад дальтонідів виражають за допомогою простих формул із цілочисловими індексами, наприклад: Н2О,SО2, С2Нб. А склад бертолідів змінюється й не відповідає стехіометричним співвідношенням. Наприклад, склад ванадій(ІІ) оксиду зазвичай виражають за допомогою формули VО, хоча насправді його склад може змінюватися в межах від VO0,9 до VO1,3. При взаємодії цирконію з азотом утворюється цирконій нітрид. Окрім складу ZrNє нітридиZrN0,59ZrN0,69ZrN0,74ZrN0,89.
У зв’язку з наявністю сполук змінного складу в сучасне формулювання закону сталості складу варто внести уточнення: склад сполук молекулярної структури є сталим незалежно від способу добування; склад сполук з немолекулярною структурою (атомною, іонною або металевою решіткою) не є сталим і залежить від умов добування.

Закон кратних співвідношень

У 1803 році англійський учений Джон Дальтон на підставі своїх досліджень сформулював закон простих кратних відношень: якщо два елементи утворюють один з одним кілька хімічних сполук різного складу, то кількості їхніх складників змінюються дискретно й на ту саму масу одного з них припадають такі маси іншого, які співвідносяться між собою, як прості цілі числа.
Сьогодні ми можемо записати ці відношення як 1 : 1; 2 : 3; 1 : 2; 2 : 5 тощо. Наприклад, Карбон та Оксиген утворюють дві сполуки: карбон монооксид СО і карбон діоксид СО2. Очевидно, що з однією й тією самою масою вуглецю маси кисню, необхідні для утворення цих двох оксидів, співвідносяться як 1 : 2. При взаємодії заліза з киснем можливе утворення також двох оксидів: ферум(ІІ) оксид FeO та ферум(ІІІ) оксид Fe2О3У цьому разі маси кисню для утворення цих двох оксидів співвідносяться як 2 : 3.
Відкриття закону дозволило Дальтону зробити такий висновок: молекули речовин складаються з певного цілого числа атомів кожного з елементів.
Одним з найважливіших наслідків цього відкриття стало встановлення того факту, що атоми різних елементів відрізняються за масою. Це дозволило запровадити й установити атомні маси великої кількості елементів, узявши за точку відліку масу атома Гідрогену, яку вчений прийняв за одиницю. І хоча більшість атомних мас, установлених Дальтоном, не відповідали дійсності, тому що він у своїх розрахунках не враховував валентності елементів, його відкриття усе ж таки стало одним з найважливіших доказів атомно-молекулярного вчення.

Закон збереження маси речовин

Загальна маса речовин, які вступають у хімічну реакцію, дорівнює загальній масі речовин, що утворюються в результаті реакції.
Цей закон сформулював у 1748 році видатний російський учений Михайло Васильович Ломоносов і незалежно від нього в 1789 роді французький учений А. Лавуазьє. Однак роботи Ломоносова в цій галузі були опубліковані тільки на початку XX століття, тому довгий час першовідкривачем закону збереження маси в західноєвропейській науці вважали Лавуазьє, й у деяких підручниках закон збереження маси називають законом Ломоносова — Лавуазьє.
Закон збереження маси мав дуже велике значення для становлення атомно-молекулярного вчення, тому що він доводив те, що під час хімічних реакцій атоми не зникають і не з’являються з нічого. Число атомів і маса кожного атома не змінюються, тому загальна маса речовин так само не змінюється.
Закон збереження маси є окремим випадком загального закону природи — закону збереження енергії, який стверджує, що енергія ізольованої системи є сталою. Із цієї точки зору сумарна маса речовини при проходженні хімічної реакції не може залишатися незмінною, оскільки в хімічних реакціях енергія виділяється або поглинається.
Утім, у хімічних реакціях зміна маси, спричинена виділенням або поглинанням енергії, зовсім незначна. Типовий тепловий ефект хімічної реакції за порядком величини дорівнює 100 кДж/моль. На підставі рівняння Ейнштейна:
Е = m  с2
зміна маси в хімічній реакції буде дорівнювати
або 10-9 г/моль.
Зрозуміло, що таку незначну зміну маси неможливо зареєструвати експериментально, а тому можна стверджувати, що в хімічних реакціях закон збереження маси виконується з високою точністю.

Закон об’ємних співвідношень

Закон об’ємних співвідношень відкрив Ж. Л. Гей-Люссак у 1808 році, тому цей закон також називають хімічним законом Гей-Люссака.
Співвідношення об’ємів газів, що вступають у хімічну реакцію й утворюються в результаті неї, є співвідношенням простих цілих чисел. Так у реакції спалювання метану в кисні
співвідношення об’ємів газів є таким:
Легко побачити, що співвідношення об’ємів газів дорівнює співвідношенню стехіометричних коефіцієнтів у рівнянні реакції. Звичайно ж, для виконання цього закону об’єми газів слід вимірювати в однакових умовах.

 Закон Авогадро

Цей закон відкрив видатний італійський учений Амедео Авогадро в 1811 році.
В однакових об’ємах різних газів при однакових умовах міститься однакова кількість молекул.
Це означає, що всі гази поводяться в певному сенсі однаково й що об’єм газу при заданих умовах не залежить від хімічної природи газу, а визначається тільки кількістю частинок. Після відкриття цього закону свій справжній сенс і наукове обґрунтування одержав закон об’ємних співвідношень. Велика заслуга Авогадро полягає в тому, що він зміг установити простий зв’язок між макроскопічною величиною, що спостерігали,— об’ємом — та мікроскопічними властивостями газоподібних речовин — числом частинок.
Аналізуючи об’ємні співвідношення Гей-Люссака й використовуючи своє відкриття, Авогадро встановив, що молекули газоподібних простих речовин (кисню, водню, азоту, хлору) є двохатомними. Якщо припустити, що водень і хлор одноатомні, то за рахунок реакції приєднання об’єм повинен зменшитися вдвічі. Але оскільки об’єм не змінюється, то молекули водню й хлору містять по два атоми, і реакція проходить за рівнянням
Аналогічно можна встановити молекулярні формули води, амоніаку, вуглекислого газу та інших речовин.
Згідно з атомно-молекулярним ученням, закон Авогадро можна пояснити в такий спосіб. Об’єм, який займає певна кількість речовини в будь-якому агрегатному стані, обумовлений трьома параметрами: кількістю речовини, тобто числом частинок (молекул, атомів або іонів), відстанню між молекулами й власними розмірами частинок. У твердому й рідкому агрегатних станах речовини відстань між частинками дуже маленька, тому розміри самих молекул суттєво впливають на об’єм речовини. Водночас у газоподібному стані при звичайному тискові відстань між молекулами приблизно в тисячу разів більша, ніж розміри самих молекул, тому розміри молекул можна не враховувати. Унаслідок цього об’єм газів визначається двома параметрами: числом молекул і відстанню між ними. За однакових умов (тиск і температура) відстань між молекулами в газах однакова. Звідси випливає, що об’єм газу в цьому разі визначається тільки числом молекул. Тому в однакових умовах однакові об’єми різних газів містять однакову кількість частинок і навпаки. Слід зазначити, що при низьких температурах і при високому тискові відстані між молекулами в газах зменшуються й можуть стати сумірними з розмірами молекул, тому за таких умов закон Авогадро не діє.
Висновки із закону Авогадро.
1. Молярний об'єм будь-якого газу за нормальних умов становить 22,4 л.
(Обґрунтування цього висновку див. вище.)
2. Співвідношення густин двох газів за однакових умов дорівнює співвідношенню їхніх молярних мас.
Густину речовини можна обчислити за формулою:
ρ m/V.
Якщо проводити обчислення для речовини кількістю 1 моль, то маса такої кількості буде дорівнювати молярній масі речовини, а її об’єм — молярному об’єму. У цьому разі формула для густини перетвориться на наступну:
ρ m/Vm.
Оскільки, згідно із законом Авогадро, молярні об’єми газів при однакових умовах рівні то для відношення густин двох газів одержуємо:
Отже,
де D — відносна густина газу — фізична величина, яка дорівнює відношенню густини якої-небудь речовини до густини іншої речовини, узятої як стандартний зразок.

Чисті речовини й суміші

Речовин в індивідуальному стані в природі практично не існує. Вони змішані одна з одною й утворюють суміші та розчини. Сумішами є морська й газована вода, молоко й сік, граніт і сталь.
Уявлення про суміші й чисті речовини мали ще давньогрецькі вчені. Згідно із цими уявленнями, чиста речовина складається із часток одного виду, а суміші складаються з різних частинок. Отже, чиста речовина складається з однакових молекул, а суміші — з різних.
Коли кажуть про яку-небудь речовину, завжди мають на увазі, що ця речовина є чистою й складається із частинок одного виду. Але на практиці ідеально чисту речовину виділити із суміші неможливо, тому що серед частинок однієї речовини обов’язково трапиться кілька частинок іншої речовини, тобто ідеально чистих речовин не буває. Навіть ті речовини, які називають чистими, містять сторонні частинки інших речовин — домішки.
Зазвичай абсолютно чисті речовини не потрібні, проте іноді сторонні домішки можуть заважати проведенню дослідів. Тому, коли мова йде про хімічні реактиви, обов’язково вказують ступінь чистоти, такі позначки можна побачити на банках з хімічними реактивами. Наприклад, якщо на етикетці написано «техн» (технічна), то в такій речовині домішок міститься багато, кілька відсотків. Для дослідів такі речовини зазвичай не використовують, хоча в будівництві, на заводах такого ступеня чистоти зазвичай цілком достатньо. Ступінь чистоти «Ч» (чиста) або «ХЧ» (хімічно чиста) означає, що домішок дуже мало, менше одного відсотка. «Чисті» реактиви можна використовувати для виробництва ліків, а «хімічно чисті» — для проведення наукових дослідів. Іноді потрібні дуже чисті речовини. Такі реактиви позначають знаком «ОСЧ» (особливо чисті). Вони містять, як правило, менше 10-6 відсотка домішок. Такі реактиви потрібні для проведення дуже точних експериментів, а також при виробництві мікросхем для комп’ютерів. Очищення речовин — це доволі дорога операція, тому чим чистішою є речовина, тим вона дорожча.
Частіше за все за зовнішнім виглядом розрізнити окремі речовини в суміші не вдається. Наприклад, ми не бачимо, що повітря — це суміш кількох газів. За зовнішнім виглядом також не можна визначити, що молоко є сумішшю різних речовин, а більшість металічних предметів, які нас оточують, зроблені зі сплавів, а не з чистих металів. Такі суміші називають однорідними. Частинки, які утворюють однорідні суміші, настільки малі, що побачити їх неозброєним оком неможливо.
Тим часом у неоднорідних сумішах окремі речовини можна побачити неозброєним оком.
У суміші всі речовини (компоненти) зберігають свої властивості. Наприклад, якщо змішати залізний порошок з кухонною сіллю й піднести до цієї суміші магніт, то залізо притягатиметься, а сіль — ні. А якщо до цієї ж таки суміші додати воду, то сіль розчиниться, а залізо не розчиниться. На цьому принципі ґрунтується виготовлення матеріалів, адже більшість матеріалів є сумішами. Наприклад, чисте золото — це дуже м’який і податливий метал. Така його властивість створює незручності для виготовлення більшості ювелірних виробів, тому в золото обов’язково додають певну кількість срібла. Звісно ж, колір такої суміші (сплаву) трохи відрізняється від кольору чистого золота, однак вироби з нього значно міцніші й не псуються від невеликого удару.Як можна відрізнити чисту речовину від суміші? Якщо суміш неоднорідна й окремі її компоненти видно неозброєним оком, наприклад крупинки піску у воді. Але більшість сумішей, які нас оточують, є однорідними й зовні майже не відрізняються від чистих речовин. Чиста речовина завжди однорідна, тож навіть при значному збільшенні її складники-кристалики або крупинки мають однаковий вигляд.
Суміші можна відрізнити від чистих речовин за відмінністю фізичних властивостей суміші від фізичних властивостей окремих компонентів. Незважаючи на те, що кожна речовина надає суміші своїх властивостей, суміш ніколи не має таких самих властивостей, як і чисті речовини окремо. Наприклад, суміш олова й свинцю (сплав) буде плавитися при температурі, що є нижчою за температуру плавлення чистого олова чи свинцю. А чай або розчин цукру у воді буде кипіти при більш високій температурі, аніж чиста вода. У цьому разі досить виміряти температуру плавлення або кипіння суміші й порівняти результат з даними з довідника.
Чисті речовини плавляться й киплять при певній температурі, а суміші — у невеликому інтервалі температур. Якщо в склянку покласти трохи снігу й опустити в нього термометр, то температура снігу не стане вищою від 0 °С, доки він увесь не розтане. Якщо ж нагрівати парафін, то він починає плавитися при одній температурі, а коли стає зовсім рідким, термометр буде показувати більш високу температуру. Отже, парафін є сумішшю речовин, які плавляться при різних температурах.

четвер, 24 вересня 2015 р.

Вчитель року-2015!!!
 Протягом 2014-2015 навчального року відбувся конкурс серед вчителів  таких предметів: українська мова, хімія, правознавство та образотворче мистецтво. Варто зазначити що, беручи участь у таких конкурсах, вчитель не тільки визначає свій професійний рівень, а й збагачується новими знаннями, творчими ідеями, досвідом, які з успіхом  може використовувати та впроваджувати на уроках.
Конкурс проходив у кілька етапів: районний, обласний, всеукраїнський. На районному етапі переможцями стали
  • Онишко Лілія Василівна (Миколаївська гімназія) –номінація «Українська мова та література»;
  • Равліковська Галина Іванівна (Колодрубівська ЗОШ) – номінація «Правознавство»;
  • Галатин Ольга Петрівна (Миколаївська гімназія) – номінація «Хімія»;
  • Дорожовець Галина Миколаївна (Новосілко-Опарської ЗОШ)– номінація «Образотворче мистацтво»;                                      
Вітаю усіх переможців!!!



вівторок, 21 квітня 2015 р.

ФЕРУМ. ЗАЛІЗО. ВЛАСТИВОСТІ

Ферум – представник перехідних елементів, знаходиться у VIIIB підгрупі Періодичної системи хімічних елементів.
Електронна будова атома Феруму 1s22s22р63s23р63d64s2:
На зовнішньому електронному рівні атом Феруму містить два s-електрони, заповнюється 3d-підрівень, тому Ферум – d-елемент. У хімічних реакціях він віддає 2 електрони з 4s-підрівня з утворенням іона Fe2+, який при відщепленні одного електрона з 3d-підрівня утворює іон Fe3+. Менш характерним є ступінь окиснення +6. За рахунок вільних d-орбіталей Ферум утворює комплексні сполуки з координаційними числами 4, 6 і 8.
Назва “Ферум” походить від лат. “firmus” – міцний. Залізо – один з металів, відомий людству ще з ІХ – VII ст. Першим джерелом заліза були метеорити, згодом люди навчились виплавляти його з руд. У ті часи вартість міді, срібла, золота і заліза відносились як 1:160:1280:6400. Це було зумовлено, з одного боку, рідкістю метеоритного заліза і поширеністю самородних міді, срібла і золота, а з іншого – практичним застосуванням заліза для виготовлення зброї, сільськогосподарських інструментів тощо. В “Одисеї” Гомер згадує, як переможця спортивних ігор Ахіллеса нагородили шматком заліза і шматком золота.
Поширення в природі. Ферум – другий (після Алюмінію) за поширенням метал та четвертий (після Оксигену, Силіцію та Алюмінію) у земній корі (5,2%) елемент. Зустрічається у вільному стані (метеоритне залізо) та у вигляді сполук (табл. 24.1), які використовують для промислового одержання заліза.
Велика кількість самородного заліза (30%) метеоритного походження знаходиться на поверхні Місяця. Через відсутність там атмосфери з окисниками (кисень, вода) усі елементи перебувають у нижчих ступенях окиснення. При виверженні вулканів на Місяці утворюється самородне залізо шляхом відновлення мінералів за високої температури та глибокого вакууму.
Таблиця 24.1
Деякі природні сполуки Феруму
Назва мінералу
Формула
Бурий залізняк (лимоніт)
2Fe2O3∙3H2O
Залізний колчедан (пірит)
FeS2
Магнітний залізняк (магнетит)
Fe3O4 (або FeO∙Fe2O3; Fe(FeO2)2)
Червоний залізняк (гематит)
Fe2O3
Залізний шпат (сидерит)
FeСO3
Пірит рідко використовують для добування заліза, він є основною сировиною для одержання сульфатної кислоти.
Одержання. Сучасні промислові способи переробки залізних руд описані в п. Чавун і сталь.
Залізо високої чистоти одержують прямим відновленням Fe2O3:
Fe2O3 + 3H2 = Fe + 3H2O,
або термічним розкладом (150 – 200 0С, 10МПа) ферум пентакарбонілу:
[Fe(CO)5] = Fe + 5CO.
Фізичні властивості. Чисте залізо – сріблясто-білий метал, з хорошою тепло- та електропровідністю, пластичний, ковкий (табл. 24.2).
Таблиця 24.2
Деякі властивості Феруму і заліза
Характеристика
Ферум і залізо
Порядковий номер
26
Атомна маса
56
Конфігурація зовнішнього електронного рівня
3d64s2
Атомний радіус, пм
126
Густина, г/см3
7,87
Температура плавлення, 0С
1539
Температура кипіння, 0С
2870

 

На вологому повітрі залізо тьмяніє, утворюючи пухку плівку гідроксиду, яка не перешкоджає подальшому окисненню металу. Залізо виявляє феромагнітні властивості (речовини, що притягуються магнітом – феромагнетики). Механічні властивості заліза визначаються наявністю домішок, зі зростанням їх кількості якість металу погіршується.
Залізо утворює кілька кристалічних модифікацій, стійких за певної температури (після 768 0С залізо втрачає феромагнітні властивості):
При зниженні температури відбувається зворотній процес.

Хімічні властивості визначаються наявністю домішок. Чисте залізо – метал середньої активності. Біля м. Делі (Індія) стоїть залізна колона висотою 7 м і масою 6,5 т без жодних слідів корозії, хоча її вік – понад 2800 р. Колона виготовлена із заліза чистотою 99,72%, стійкого до корозії.
Для Феруму характерне утворення сполук Fe+2 i Fe+3, що відповідають оксидам FeO і Fe2O3. Відомі солі фератної кислоти H2FeO4, у яких ступінь окиснення Феруму +6.
І. Взаємодія з простими речовинами.
Залізо при нагріванні реагує з киснем, сіркою, галогенами, вуглецем та азотом з утворенням відповідних бінарних сполук:
3Fe + 2O2 = Fe3O4 (або FeO + Fe2O3);                 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3;
Fe + S = FeS;                 3Fe + C = Fe3C;             2Fe + N2 = 2FeN
З воднем залізо безпосередньо не реагує.
ІІ. Взаємодія зі складними речовинами.
1. Залізо за нормальних умов реагує з водою і киснем:
4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3
Цей процес – корозія заліза детально розглянуто у п. Корозія металів.
2. Взаємодія з кислотами-неокисниками (HСl або розведена сульфатна) відбувається за нормальних умов і веде до утворення відповідних солей та виділення водню:
Fe + 2НСl = FeCl2 + Н2­;                 Fe + Н2SO4 = FeSO4 + Н2­.
3. Взаємодія з кислотами-окисниками (концентрована сульфатна, розбавлена та концентрована нітратна кислоти) веде до утворення солей Fe3+:
Fe + 4HNO3р. = Fe(NO3)3 + NO + H2O;
2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O.
Кислоти високих концентрацій пасивують метал, взаємодія не відбувається і тому концентровані HNO3 і H2SO4перевозять у залізних цистернах.
4. Розпечене до червона залізо реагує з водяною парою:
3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2.
5. Залізо витісняє метали, які розташовані після нього у ряду стандартних електродних потенціалів з водних розчинів їх солей:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu.

Сполуки феруму (ІІ)

Найважливіше практичне значення серед сполук феруму (ІІ) мають оксид FeO, гідроксид Fe(OH)2 та солі Fe2+.
Ферум (ІІ) оксид FeО – чорний порошок, легко окиснюється, виявляє основні властивості. Одержують відновленням Fe2O3:
Fe2O3 + H2 = 2FeO + H2O;                Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2.
Одержати FeO безпосередньою взаємодією елементів неможливо.
При розчиненні FeO у кислотах-неокисниках утворюються солі Fe2+:
FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O.
Ферум (ІІ) гідроксид Fe(ОН)2 – утворюється у вигляді білого осаду або пластівців при дії лугів на солі Fe2+:
FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + Na2SO4.
Fe(OH)2 неможливо безпосередньо одержати взаємодією металічного заліза або FeO з водою.
При стоянні на повітрі Fe(OH)2 окиснюється і його колір змінюється із білого до зеленуватого, а потім до бурого Fe(OH)3:
4Fe(OH)2 + О2 + 2Н2О = 4Fe(OH)3.
Fe(OH)2 виявляє основні властивості, реагує з розбавленими кислотами з утворенням солей Fe2+:
Fe(OH)2 + H2SO4 = FeSO4 + 2H2O.
Солі Fe2+ значно гідролізують, рН < 7 (у водних розчинах):
FeCl2 + H2O ↔ FeOHCl + HCl
Термічне розкладання Fe(OH)2 і деяких солей Fe2+ (FeSO4, FeCO3, FeC2O4) веде до утворення виключно Fe2O3:
2FeSO4 = Fe2O3 + SO2 + SO3;                    2FeC2O4 = Fe2O3 + CO2 + 3CO.
Солі феруму (ІІ) одержують взаємодією FeO або Fe(OH)2 з відповідними кислотами. Вони виявляють відновні властивості, переходячи у солі Fe3+:
10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O;
2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3.
Аналогічний процес відбувається про розчиненні Fe(OН)2 у концентрованій HNO3 або H2SO4:
3Fe(OН)2 + 10HNO3 = 3Fe(NO3)3 + NO + 8H2O.
Взаємодія Fe3O4 з розбавленими кислотами дає суміш солей Fe2+ та Fe3+:
Fe3O4 (або FeO∙Fe2O3) + 8HCl = FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O.
Кислоти-окисники у цій реакції утворюють лише солі Fe3+:
3Fe3O4 + 28HNO3 = 9Fe(NO3)3 + NO + 14H2O.

Сполуки феруму (ІІІ)

Розглянемо оксид Fe2O3 та гідроксид Fe(OH)3.
Ферум (ІІІ) оксид Fe2О3 – порошок темно-червоного кольору. Одержують прожарюванням Fe(OН)3:
2Fe(OН)3 = Fe2O3 + 3Н2О.
При розчиненні Fe2O3 у кислотах утворюються розчини солей Fe3+ жовто-коричневого кольору:
Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O.
Ферум (ІІІ) гідроксид Fe(ОН)3 – червоно-жовтий порошок, одержують дією лугів на солі Fe3+:
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl.
Fe(OH)3 реагує з кислотами з утворенням солей Fe3+:
2Fe(OH)3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 6H2O.
Солі Fe3+ значно гідролізують, рН < 7 (у водних розчинах).
Нагрівання Fe(OH)3 і деяких солей Fe3+ веде до утворення Fe2O3:
Fe2(SO4)3= Fe2O3 + 3SO3.
Окисні властивості солей Fe3+ виявляються у реакції з йодид-іонами І:
Fe3+ + 2I = Fe2+ + I2.
Розчин набуває бурого кольору за рахунок виділення елементного йоду. Через це неможливо добути FeIреакціями обміну.

Сполуки феруму (VI)

Солі фератної кислоти H2FeO4 (ферати) утворюються при окисненні сполук Fe3+:
Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH = 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O;
Fe(OH)3 + 3Cl2 + 10KOH = 2K2FeO4 + 6KCl + 8H2O.
Фератну кислоту у вільному стані не добуто. Ферати – сильніші окисники, ніж перманганат-іон, здатні окиснити амоніак до вільного азоту, хром (ІІІ) – у дихромат-іони.



Якісні реакції на іони Fe2+ і Fe3+

Характерною реакцією на іон Fe3+, що відрізняє його від іона Fe2+ є взаємодія з розчином калій роднаніду KSCN або амоніаку NH4SCN з утворенням криваво-червоного малорозчинного осаду ферум (ІІІ) роданіду Fe(SCN)3, який при надлишку роданід-іонів утворює комплексний аніон – гексароданоферат (ІІІ) [Fe(SCN)6]3–:
Fe3+ + 3SCN = Fe(SCN)3↓,    Fe(SCN)3 + 3SCN = [Fe(SCN)6]3–.
Іони Fe2+ у цих умовах утворюють безбарвні розчини ферум (ІІ) роданіду Fe(SCN)2.
При дії на солі Fe2+ надлишку розчину калій ціаніду KCN утворюється калій гексаціаноферат (ІІ) K4[Fe(CN)6] (жовта кров’яна сіль):
FeCl2 + 6KCN = K4[Fe+2(CN)6] + 2KCl.
Розчин K4[Fe(CN)6] не дає кольорових реакцій з іонами Fe2+, і є реагентом для виявлення катіонів Fe3+:
K4[Fe(CN)6] + FeCl3 = KFe+3[Fe+2(CN)6] + 3KCl.
Утворюється нерозчинний у воді калій ферум (ІІІ) гексаціаноферат (ІІ) KFe[Fe(CN)6], характерного синього кольору (берлінська лазур).
При окисненні жовтої кров’яної солі утворюється червона кров’яна сіль – калій гексаціаноферат (ІІІ) у вигляді червоних кристалів:
2K4[Fe+2(CN)6] + Cl2 = 2K3[Fe+3(CN)6] + 2KCl.
При дії червоної кров’яної солі на катіони Fe2+ утворюється синій осад турнбулевої сині – калій ферум (ІІ) гексаціаноферату (ІІІ) KFe+2[Fe+3(CN)6]:
K3[Fe+3(CN)6] + FeCl2 = KFe+2[Fe+3(CN)6] + 2KCl.
У берлінській лазурі та турнбулевій сині іони Fe2+ та Fe3+ входять до різних сфер комплексних сполук.
При взаємодії K3[Fe(CN)6] з іонами Fe3+ утворюється зелено-бурий розчин.

Застосування заліза та його сполук

Основну масу заліза використовують для виготовлення сплавів (див. Чавун і сталь).
Велике біологічне значення заліза. Його вміст в організмі людини 1∙10‑5% (4 – 5 г), з яких 60 – 73% входить до складу гемоглобіну і дихальних ферментів – цитохромів. Залізо у складу гемоглобіну бере участь у перенесенні кисню від органів дихання до тканин і вуглекислого газу – у зворотному напрямку. Залізо у складі гемоглобіну перебуває у ступені окиснення +2, який на всьому шляху транспорту не змінюється.
Добова потреба заліза для людини – 15 – 20 мг. Нестача заліза веде до залізодефіцитної анемії (малокрів’я) – зменшення кількості еритроцитів та гемоглобіну в крові. Граф А.П. Бестужев-Рюмін (1693 – 1766) – канцлер імператриці Єлизавети і генерал-фельдмаршал Катерини ІІ запропонував як тонізуючу добавку і джерело поповнення заліза в організмі “бестужевські краплі” – розчин FeCl3 в суміші етанолу С2Н5ОН і діетилового етеру (С2Н5)2О.

Чавун і сталь

Сучасний розвиток техніки важко уявити без використання найважливіших сплавів заліза – чавуну і сталі. За рік виробництво заліза та його сплавів перевищує виробництво усіх інших металів разом узятих.
У техніці залізо та його сплави (чавуни і сталі) називають чорними металами, а їх виробництво – чорною металургією.
Виробництво чавуну.
Чавун виробляють у доменних печах, викладених зсередини вогнетривкою цеглою. Їх висота сягає 30 м, внутрішній діаметр – 12 м (рис.24.1). Доменна піч складається з шахти (І) – верхня частина печі, обмежена зверху отвором – колошником (ІІ). Найширша частина печі – розпар (ІІІ), нижня частина – горн (IV). Отвори для подачі повітря або кисню – фурми (V).
Рис. 24.1. Схема доменної печі (А) і хімічні реакції, що відбуваються у різних її частинах (Б).
Піч через колошник пошарово завантажують коксом, агломератом (залізна руда, сплавлена з флюсом*) і знову коксом. Температуру в печі підтримують вдуванням у горн через фурми підігрітого повітря або кисню. Кокс згорає в горні, утворюючи карбон (IV) оксид СО2, який у свою чергу реагуючи з коксом дає карбон (ІІ) оксид СО. Карбон (ІІ) оксид відновлює залізну руду, перетворюючись в СО2. Сумарний (постадійно див. рис. 20.1) процес відновлення руди в доменній печі описується схемою:
Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2.
Одержання чавуну відбувається у 1,5 рази швидше при вдуванні замість повітря кисню. При цьому витрати коксу зменшуються на 25%.
Відновлене залізо у розплавленому стані опускається донизу (в розпар), де розчиняє вуглець коксу (утворюється Fe3C – цементит). Чавун стікає в горн, над ним збирається шлак (СaSiO3), запобігаючи окисненню чавуну. Чавун і шлак у міру накопичення випускають через отвори (VI).
Доменна піч працює безперервно протягом кількох років. Її за потребою довантажують коксом і агломератом. У печі об’ємом 2000 м3 за добу використовують 7000 т агломерату і 2000 т коксу, при цьому одержують 4000 т чавуну (2,5 т/хв).
Виробництво сталі.
Існує кілька способів переробки чавуну у сталь. Усі вони полягають у зменшенні в чавуні вмісту вуглецю і домішок.
Першою промисловою установкою для виробництва сталі у XVIIІ ст. стала пудлінгова піч, винайдена в Англії. Такі печі були малопотужні і на зміну їм у 1856 р. заступили конвертери, винайдені Г. Бесемером (Англія). Їх робота базувалась на продуванні повітря через шар розплавленого чавуну, при цьому вигорали деякі домішки. Проте, залишались домішки фосфору і сірки, які збільшували крихкість сталі. Позбавитись їх дала можливість пропозиція С.Д. Томаса (Англія) використовувати для зв’язування домішок вапняк СаСО3. Утворений шлак, що містив кальцій сульфат та фосфат (томасшлак), використовували як мінеральне добриво.
У 1865 р. батько і син П. та Е. Мартени створили піч (мартенівську) з подачею підігрітого повітря, що дозволило одержати рідку (а не тістоподібну) сталь, яка легко виливалась у форми. За прізвищем авторів, таку піч назвалимартенівською, а спосіб – мартенівським.
Сучасний киснево-конверторний спосіб одержання сталі вперше використали у 1954 р. в Австрії. Кисень подавали над розплавом, домішки вигорали і підтримували дуже високу температуру розплаву. Для її зниження у розплав вводили скрап (англ. scrap – металобрухт). На сьогодні цей процес одержання сталі є найперспективнішим.
На початку ХХ ст. запропоновано електрохімічний спосіб одержання сталі. Через суміш чавуну і шлаку пропускають електричну дугу, при цьому температура сягає 4000 0С і вигорають усі домішки.
В останні роки набув поширення спосіб прямого відновлення залізних руд, минаючи стадію одержання чавуну. Для цього використовують суміш природного газу з повітрям або киснем. Основний компонент газу – метан СН4, при неповному окисненні утворює СО:
CH2 + O2 = 2CO + 2H2.
Продукти реакції відновлюють руду, утворюючи губчате залізо. Його переплавляють в електропечах і одержують сталь.
Чавун.
Чавун – сплав заліза з вуглецем (понад 2,14%). Чавуни класифікують за складом та механічними властивостями (схема 24.1).
Схема 24.1
Класифікація сплавів заліза з вуглецем
За складом розрізняють чавуни:
Білі – містять увесь вуглець у формі цементиту Fe3C – твердий крихкий матеріал, використовують для добування сталі.
Сірі – увесь вуглець (до 3,8%) перебуває у формі графіту, використовують для виготовлення прокатних виробів.
За механічними властивостями розрізняють чавуни:
Високоміцні – одержують додаванням до сірого чавуну магнію (до 0,08%), використовують для виготовлення зносостійких елементів (колінвали, вентилі, насоси).
Ковкі – одержують із білого чавуну, використовують для виробництва ударостійких елементів (задні мости автомобілів, сільськогосподарського обладнання).
Сталь.
Сталь – сплав заліза з вуглецем (не більше 2,14%). Сталі класифікують за складам і за використанням (схема).
За складом розрізняють сталі:
Вуглецеві – містять крім заліза і вуглецю фосфор і сірку, використовують для виготовлення прокатних деталей.
Леговані – містять легуючі елементи – добавки (хром, нікель, марганець, ванадій, молібден та ін.), які вводять у певних кількостях до складу сталей для зміни їх хімічних та механічних властивостей. Вони  утворюють сполуки із залізом та вуглецем.
За механічними властивостями розрізняють сталі:
Конструкційні – використовують для виготовлення деталей машин, конструкцій і споруд. Можуть бути вуглецеві і леговані (найчастіше хром, нікель, марганець – 1 – 1,5%).
Інструментальні – використовують для виробництва ріжучих та вимірювальних інструментів. Це – леговані (хром, ванадій, вольфрам) сталі.
Сталі з особливими властивостями – нержавіючі, жаростійкі, жароміцні, магнітні та ін.
Нержавіючі– стійкі до корозії за нормальних умов (вода, кислоти).
Жаростійки – стійкі до корозії за високих температур.
Жароміцні – зберігають механічні властивості при високих температурах.
Магнітні – виявляють феромагнітні властивості (леговані хромом і вольфрамом).


* Флюс – вапняк CaCO3, який додають до залізної руди для видалення домішок кремнезему SiO2 у вигляді шлаку: CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2.

Використані джерела:
1.http://zno.academia.in.ua
2.