Bestimmung der Radien von Atomen und Ionen. Atomradien Herstellungsprozess von Hochofeneisen

EISEN(lat. Ferrum), Fe, chemisches Element der Gruppe VIII des Periodensystems, Ordnungszahl 26, Atommasse 55,847. Der Ursprung sowohl des lateinischen als auch des russischen Namens des Elements ist nicht eindeutig geklärt. Natürliches Eisen ist eine Mischung aus vier Nukliden mit den Massenzahlen 54 (Gehalt in der natürlichen Mischung beträgt 5,82 Gew.-%), 56 (91,66 %), 57 (2,19 %) und 58 (0,33 %). Die Konfiguration der beiden äußeren elektronischen Schichten beträgt 3s 2 p 6 d 6 4s 2. Bildet typischerweise Verbindungen in den Oxidationsstufen +3 (Valenz III) und +2 (Valenz II). Es sind auch Verbindungen mit Eisenatomen in den Oxidationsstufen +4, +6 und einigen anderen bekannt.

Im Periodensystem von Mendelejew gehört Eisen zur Gruppe VIIIB. In der vierten Periode, zu der auch Eisen gehört, gehören zu dieser Gruppe neben Eisen auch Kobalt (Co) und Nickel (Ni). Diese drei Elemente bilden einen Dreiklang und haben ähnliche Eigenschaften.

Der Radius des neutralen Eisenatoms beträgt 0,126 nm, der Radius des Fe 2+-Ions beträgt 0,080 nm und der Fe 3+-Ion beträgt 0,067 nm. Die Energien der sequentiellen Ionisierung des Eisenatoms betragen 7,893, 16,18, 30,65, 57, 79 eV. Elektronenaffinität 0,58 eV. Nach der Pauling-Skala beträgt die Elektronegativität von Eisen etwa 1,8.

Hochreines Eisen ist ein silbergrau glänzendes, duktiles Metall, das sich gut für verschiedene mechanische Bearbeitungsverfahren eignet.

Physikalische und chemische Eigenschaften: bei Temperaturen von Raumtemperatur bis 917°C, sowie im Temperaturbereich 1394-1535°C liegt -Fe mit einem kubisch-raumzentrierten Gitter vor, bei Raumtemperatur der Gitterparameter A= 0,286645 nm. Bei Temperaturen zwischen 917 und 1394 °C ist -Fe mit einem kubisch flächenzentrierten Gitter T stabil ( A= 0,36468 nm). Bei Temperaturen von Raumtemperatur bis 769 °C (dem sogenannten Curie-Punkt) hat Eisen starke magnetische Eigenschaften (man sagt, es sei ferromagnetisch); bei höheren Temperaturen verhält sich Eisen wie ein Paramagnet. Manchmal wird paramagnetisches -Fe mit einem kubisch-raumzentrierten Gitter, das bei Temperaturen von 769 bis 917 °C stabil ist, als Modifikation von Eisen angesehen, und -Fe, das bei hohen Temperaturen (1394-1535 °C) stabil ist, wird entsprechend bezeichnet Tradition -Fe (Ideen über die Existenz von vier Modifikationen von Eisen entstanden, als es noch keine Röntgenbeugungsanalyse gab und es keine objektiven Informationen über die innere Struktur von Eisen gab). Schmelzpunkt 1535 °C, Siedepunkt 2750 °C, Dichte 7,87 g/cm 3 . Das Standardpotential des Fe 2+ /Fe 0-Paares beträgt 0,447 V, das Fe 3+ /Fe 2+-Paar beträgt +0,771 V.

Bei Lagerung an der Luft bei Temperaturen bis zu 200 °C wird Eisen nach und nach mit einem dichten Oxidfilm überzogen, der eine weitere Oxidation des Metalls verhindert. In feuchter Luft wird Eisen mit einer losen Rostschicht bedeckt, die den Zugang von Sauerstoff und Feuchtigkeit zum Metall und dessen Zerstörung nicht verhindert. Rost hat keine konstante chemische Zusammensetzung; seine chemische Formel kann ungefähr als Fe 2 O 3 xH 2 O geschrieben werden.

Eisen reagiert beim Erhitzen mit Sauerstoff (O). Wenn Eisen an der Luft verbrennt, entsteht Fe 2 O 3-Oxid, und wenn Eisen in reinem Sauerstoff verbrennt, entsteht Fe 3 O 4-Oxid. Wenn Sauerstoff oder Luft durch geschmolzenes Eisen geleitet werden, entsteht FeO-Oxid. Beim Erhitzen von Schwefel (S) und Eisenpulver entsteht Sulfid, dessen ungefähre Formel als FeS geschrieben werden kann.

Eisen reagiert beim Erhitzen mit Halogenen. Da FeF 3 nichtflüchtig ist, ist Eisen bis zu Temperaturen von 200–300 °C beständig gegen Fluor (F). Bei der Chlorierung von Eisen (bei einer Temperatur von etwa 200 °C) entsteht flüchtiges FeCl 3 . Erfolgt die Wechselwirkung von Eisen und Brom (Br) bei Raumtemperatur oder unter Erwärmung und erhöhtem Bromdampfdruck, entsteht FeBr 3. Beim Erhitzen spalten FeCl 3 und insbesondere FeBr 3 das Halogen ab und verwandeln sich in Eisen(II)-halogenide. Bei der Reaktion von Eisen und Jod (I) entsteht Jodid Fe 3 I 8.

Beim Erhitzen reagiert Eisen mit Stickstoff (N) unter Bildung von Eisennitrid Fe 3 N, mit Phosphor (P) unter Bildung der Phosphide FeP, Fe 2 P und Fe 3 P, mit Kohlenstoff (C) unter Bildung von Carbid Fe 3 C und mit Silizium (Si) und bildet mehrere Silizide, zum Beispiel FeSi.

Bei erhöhtem Druck reagiert metallisches Eisen mit Kohlenmonoxid CO und es entsteht flüssiges, unter normalen Bedingungen leicht flüchtiges Eisenpentacarbonyl Fe(CO) 5. Bekannt sind auch Eisencarbonyle der Zusammensetzungen Fe 2 (CO) 9 und Fe 3 (CO) 12. Eisencarbonyle dienen als Ausgangsstoffe bei der Synthese von Organoeisenverbindungen, einschließlich der Zusammensetzung Ferrocen.

Reines metallisches Eisen ist in Wasser und verdünnten Alkalilösungen stabil. Eisen löst sich nicht in konzentrierter Schwefel- und Salpetersäure, da ein starker Oxidfilm seine Oberfläche passiviert.

Eisen reagiert mit Salzsäure und verdünnter (ca. 20 %) Schwefelsäure unter Bildung von Eisen(II)-Salzen:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2

Wenn Eisen mit etwa 70 %iger Schwefelsäure reagiert, entsteht Eisen(III)-sulfat:

2Fe + 4H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O

Eisen(II)-oxid FeO hat basische Eigenschaften, ihm entspricht die Base Fe(OH) 2. Eisen(III)-oxid Fe 2 O 3 ist schwach amphoter; ihm steht eine noch schwächere Base als Fe(OH) 2, Fe(OH) 3, gegenüber, die mit Säuren reagiert:

2Fe(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Eisen(III)-hydroxid Fe(OH) 3 weist schwach amphotere Eigenschaften auf; es kann nur mit konzentrierten Alkalilösungen reagieren:

Fe(OH) 3 + KOH = K

Die resultierenden Hydroxokomplexe von Eisen(III) sind in stark alkalischen Lösungen stabil. Wenn Lösungen mit Wasser verdünnt werden, werden sie zerstört und Eisen(III)-hydroxid Fe(OH) 3 fällt aus.

Eisen(III)-Verbindungen in Lösungen werden durch metallisches Eisen reduziert:

Fe + 2FeCl 3 = 3FeCl 2

Bei der Lagerung wässriger Lösungen von Eisen(II)-Salzen wird eine Oxidation von Eisen(II) zu Eisen(III) beobachtet:

4FeCl 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH)Cl 2

Von den Eisen(II)-Salzen in wässrigen Lösungen ist das Mohrsche Salz mit doppeltem Ammonium und Eisen(II)-sulfat (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 6H 2 O das stabilste.

Eisen (III) ist in der Lage, mit einfach geladenen Kationen wie Alaun Doppelsulfate zu bilden, zum Beispiel KFe(SO 4) 2 Eisen-Kalium-Alaun, (NH 4)Fe(SO 4) 2 Eisen-Ammonium-Alaun usw.

Wenn gasförmiges Chlor (Cl) oder Ozon auf alkalische Lösungen von Eisen(III)-Verbindungen einwirkt, entstehen Eisen(VI)-Ferratverbindungen, beispielsweise Kaliumferrat (VI) (K): K 2 FeO 4. Es gibt Berichte über die Entstehung von Eisen(VIII)-Verbindungen unter dem Einfluss starker Oxidationsmittel.

Zum Nachweis von Eisen(III)-Verbindungen in Lösung wird eine qualitative Reaktion von Fe 3+-Ionen mit Thiocyanat-Ionen CNS verwendet. Wenn Fe 3+-Ionen mit ZNS-Anionen interagieren, entsteht leuchtend rotes Eisenthiocyanat Fe(CNS) 3. Ein weiteres Reagenz für Fe 3+-Ionen ist Kaliumhexacyanoferrat (II) (K): K 4 (früher wurde diese Substanz gelbes Blutsalz genannt). Wenn Fe 3+- und 4-Ionen interagieren, bildet sich ein leuchtend blauer Niederschlag.

Eine Lösung von Kaliumhexacyanoferrat (III) (K) K 3, früher rotes Blutsalz genannt, kann als Reagens für Fe 2+-Ionen in Lösung dienen. Bei der Wechselwirkung von Fe 3+- und 3-Ionen entsteht ein leuchtend blauer Niederschlag der gleichen Zusammensetzung wie bei der Wechselwirkung von Fe 3+- und 4-Ionen.

Eisen-Kohlenstoff-Legierungen: Eisen wird hauptsächlich in Legierungen verwendet, vor allem in Kohlenstofflegierungen (C), verschiedenen Gusseisen und Stählen. Bei Gusseisen liegt der Kohlenstoffgehalt über 2,14 Gew.-% (normalerweise bei 3,5–4 %), bei Stahl ist der Kohlenstoffgehalt niedriger (normalerweise bei 0,8–1 %).

Gusseisen wird in Hochöfen hergestellt. Ein Hochofen ist ein riesiger (bis zu 30-40 m hoher) Kegelstumpf, der innen hohl ist. Die Innenwände des Hochofens sind mit feuerfesten Steinen ausgekleidet, die Dicke des Mauerwerks beträgt mehrere Meter. Von oben werden angereichertes (vom Abfallgestein befreites) Eisenerz, reduzierender Koks (besondere Kohlesorten, die einer Verkokung unterzogen werden – ohne Luftzugang auf eine Temperatur von etwa 1000 ° C erhitzt) sowie Schmelzmaterialien (Kalkstein und andere) gefördert Die Trennung wird mit Wagen in den Hochofen geladen. aus geschmolzenen Metallverunreinigungen Schlacke. Wind (reiner Sauerstoff (O) oder mit Sauerstoff (O) angereicherte Luft) wird von unten in den Hochofen eingespeist. Wenn die in den Hochofen geladenen Materialien abgesenkt werden, steigt ihre Temperatur auf 1200–1300 °C. Als Folge von Reduktionsreaktionen, die hauptsächlich unter Beteiligung von Koks C und CO ablaufen:

Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO;

Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2

Es entsteht metallisches Eisen, das mit Kohlenstoff (C) gesättigt ist und nach unten fließt.

Diese Schmelze wird in regelmäßigen Abständen durch einen speziellen Öffnungskäfig aus dem Hochofen abgelassen und in speziellen Formen erstarren gelassen. Gusseisen kann weiß sein, das sogenannte Roheisen (es wird zur Herstellung von Stahl verwendet), und grau oder Gusseisen. Weißes Gusseisen ist eine feste Lösung von Kohlenstoff (C) in Eisen. Im Gefüge von Grauguss lassen sich Mikrokristalle aus Graphit unterscheiden. Aufgrund des Graphitgehalts hinterlässt Grauguss Spuren auf weißem Papier.

Gusseisen ist zerbrechlich und bricht bei Stößen, daher können daraus keine Federn, Blattfedern oder andere Produkte hergestellt werden, die gebogen werden müssen.

Massives Gusseisen ist leichter als geschmolzenes Gusseisen, daher zieht es sich beim Erstarren nicht zusammen (wie es beim Erstarren von Metallen und Legierungen üblich ist), sondern dehnt sich aus. Mit dieser Funktion können Sie verschiedene Gussteile aus Gusseisen herstellen und es auch als Material für Kunstguss verwenden.

Wenn der Kohlenstoffgehalt (C) im Gusseisen auf 1,0–1,5 % reduziert wird, entsteht Stahl. Stähle können kohlenstoffhaltig (solche Stähle enthalten außer Fe und C keine anderen Bestandteile) und legiert sein (solche Stähle enthalten Zusätze aus Chrom (Cr), Nickel (Ni), Molybdän (Mo), Kobalt (Co) und anderen Metallen, die die mechanischen und mechanischen Eigenschaften verbessern andere Eigenschaften von Stahl).

Stähle werden durch die Verarbeitung von Gusseisen und Metallschrott in einem Sauerstoffkonverter, Lichtbogenofen oder offenen Herdöfen hergestellt. Bei einer solchen Verarbeitung wird der Kohlenstoffgehalt (C) in der Legierung auf das erforderliche Maß reduziert, d. h. überschüssiger Kohlenstoff (C) wird verbrannt.

Die physikalischen Eigenschaften von Stahl unterscheiden sich deutlich von denen von Gusseisen: Stahl ist elastisch, er lässt sich schmieden und walzen. Da sich Stahl im Gegensatz zu Gusseisen beim Erstarren zusammenzieht, werden die resultierenden Stahlgussteile in Walzwerken einer Kompression unterzogen. Nach dem Walzen verschwinden die beim Erstarren der Schmelzen entstandenen Hohlräume und Hohlräume im Metallvolumen.

Die Stahlproduktion hat in Russland eine lange und tiefe Tradition und der von unseren Metallurgen produzierte Stahl ist von hoher Qualität.

Geschichte der Eisenproduktion: Eisen spielte und spielt in der materiellen Geschichte der Menschheit eine herausragende Rolle. Das erste metallische Eisen, das in menschliche Hände fiel, stammte wahrscheinlich aus Meteoriten. Eisenerze sind weit verbreitet und kommen häufig sogar auf der Erdoberfläche vor, doch heimisches Eisen an der Erdoberfläche ist äußerst selten. Wahrscheinlich bemerkte ein Mensch vor mehreren tausend Jahren, dass nach dem Abbrennen eines Feuers in einigen Fällen die Bildung von Eisen aus den Erzstücken beobachtet wurde, die versehentlich ins Feuer gelangten. Wenn ein Feuer brennt, erfolgt die Reduktion von Eisen aus Erz aufgrund der Reaktion des Erzes sowohl direkt mit Kohle als auch mit Kohlenmonoxid (II) CO, das bei der Verbrennung entsteht. Die Möglichkeit, Eisen aus Erzen zu gewinnen, wurde durch die Entdeckung erheblich erleichtert, dass beim Erhitzen von Erz mit Kohle ein Metall entsteht, das dann beim Schmieden weiter gereinigt werden kann. Die Gewinnung von Eisen aus Erzen mithilfe des Käseblasverfahrens wurde im 2. Jahrtausend v. Chr. in Westasien erfunden. Der Zeitraum vom 9. bis 7. Jahrhundert v. Chr., als sich bei vielen Stämmen Europas und Asiens die Eisenmetallurgie entwickelte, wurde als Eisenzeit bezeichnet und ersetzte die Bronzezeit. Verbesserungen der Blasmethoden (natürlicher Luftzug wurden durch Blasebälge ersetzt) ​​und eine Erhöhung der Höhe der Schmiede (es entstanden Niederschachtöfen) führten zur Produktion von Gusseisen, das ab dem 14. Jahrhundert in Westeuropa in großem Umfang geschmolzen wurde. Das resultierende Gusseisen wurde in Stahl umgewandelt. Ab Mitte des 18. Jahrhunderts begann man im Hochofenprozess Steinkohlenkoks anstelle von Holzkohle zu verwenden. In der Folge wurden die Methoden zur Gewinnung von Eisen aus Erzen deutlich verbessert, heute werden hierfür spezielle Geräte eingesetzt: Hochöfen, Sauerstoffkonverter und Elektrolichtbogenöfen.

In der Natur zu finden: Eisen ist in der Erdkruste weit verbreitet, es macht etwa 4,1 % der Masse der Erdkruste aus (4. Platz unter allen Elementen, 2. Platz unter den Metallen). Es sind zahlreiche eisenhaltige Erze und Mineralien bekannt. Von größter praktischer Bedeutung sind rote Eisenerze (Hämatiterz, Fe 2 O 3; enthält bis zu 70 % Fe), magnetische Eisenerze (Magnetit-Erz, Fe 3 O 4; enthält 72,4 % Fe), braune Eisenerze (Hydrogoethit-Erz НFeO). 2 · N H 2 O) sowie Spateisenerze (Sideriterz, Eisencarbonat, FeCO 3; enthält ca. 48 % Fe). Auch in der Natur gibt es große Vorkommen von Pyrit FeS2 (andere Bezeichnungen sind Schwefelpyrit, Eisenpyrit, Eisendisulfid und andere), allerdings haben Erze mit hohem Schwefelgehalt noch keine praktische Bedeutung. In Bezug auf Eisenerzreserven steht Russland weltweit an erster Stelle. Meerwasser enthält 1·10 5 1·10 8 % Eisen.

Anwendung von Eisen, seinen Legierungen und Verbindungen: Reines Eisen hat eher begrenzte Einsatzmöglichkeiten. Es wird bei der Herstellung von Elektromagnetkernen, als Katalysator für chemische Prozesse und für einige andere Zwecke verwendet. Aber Eisenlegierungen – Gusseisen und Stahl – bilden die Grundlage moderner Technik. Auch viele Eisenverbindungen werden häufig verwendet. So wird Eisen(III)sulfat bei der Wasseraufbereitung eingesetzt, Eisenoxide und Cyanid dienen als Pigmente bei der Herstellung von Farbstoffen usw.

Biologische Rolle: Eisen kommt im Körper aller Pflanzen und Tiere als Spurenelement vor, also in sehr geringen Mengen (im Durchschnitt etwa 0,02 %). Allerdings können Eisenbakterien, die die Energie der Oxidation von Eisen (II) zu Eisen (III) für die Chemosynthese nutzen, bis zu 17–20 % Eisen in ihren Zellen ansammeln. Die wichtigste biologische Funktion von Eisen ist die Beteiligung am Sauerstoff (O)-Transport und an oxidativen Prozessen. Eisen erfüllt diese Funktion als Teil komplexer Proteine ​​– Hämoproteine, deren prothetische Gruppe der Eisenporphyrinkomplex – Häm – ist. Zu den wichtigsten Hämoproteinen zählen die Atmungspigmente Hämoglobin und Myoglobin, universelle Elektronenträger bei den Reaktionen der Zellatmung, Oxidation und Photosynthese, Cytochrome, Katalose- und Peroxidenzyme und andere. Bei einigen Wirbellosen haben die eisenhaltigen Atmungspigmente Heloerythrin und Chlorocruorin eine andere Struktur als Hämoglobine. Bei der Biosynthese von Hämoproteinen wird Eisen vom Protein Ferritin, das Eisen speichert und transportiert, auf sie übertragen. Dieses Protein, von dem ein Molekül etwa 4.500 Eisenatome enthält, ist in Leber, Milz, Knochenmark und Darmschleimhaut von Säugetieren und Menschen konzentriert. Der tägliche Bedarf des Menschen an Eisen (6-20 mg) wird reichlich durch die Nahrung gedeckt (Fleisch, Leber, Eier, Brot, Spinat, Rüben und andere sind reich an Eisen). Der Körper eines durchschnittlichen Menschen (Körpergewicht 70 kg) enthält 4,2 g Eisen, 1 Liter Blut enthält etwa 450 mg. Bei Eisenmangel im Körper entsteht eine Drüsenanämie, die mit eisenhaltigen Medikamenten behandelt wird. Eisenpräparate werden auch als allgemeine Stärkungsmittel eingesetzt. Eine zu hohe Eisendosis (200 mg oder mehr) kann toxisch wirken. Eisen ist auch für die normale Entwicklung von Pflanzen notwendig, weshalb es Mikrodünger auf Basis von Eisenpräparaten gibt.

Eisen ist ein Element der Nebenuntergruppe der achten Gruppe der vierten Periode des Periodensystems der chemischen Elemente von D. I. Mendelejew mit der Ordnungszahl 26. Es wird mit dem Symbol Fe (lat. Ferrum) bezeichnet. Eines der häufigsten Metalle in der Erdkruste (Platz zwei nach Aluminium). Metall mittlerer Aktivität, Reduktionsmittel.

Hauptoxidationsstufen - +2, +3

Der einfache Stoff Eisen ist ein formbares silberweißes Metall mit hoher chemischer Reaktivität: Eisen korrodiert bei hohen Temperaturen oder hoher Luftfeuchtigkeit schnell. Eisen brennt in reinem Sauerstoff und entzündet sich in fein verteiltem Zustand spontan an der Luft.

Chemische Eigenschaften einer einfachen Substanz – Eisen:

Rosten und Brennen unter Sauerstoff

1) An der Luft oxidiert Eisen in Gegenwart von Feuchtigkeit leicht (Rost):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Heißer Eisendraht verbrennt in Sauerstoff und bildet Zunder – Eisenoxid (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

3Fe+2O 2 →(Fe II Fe 2 III)O 4 (160 °C)

2) Bei hohen Temperaturen (700–900 °C) reagiert Eisen mit Wasserdampf:

3Fe + 4H 2 O – t° → Fe 3 O 4 + 4H 2

3) Eisen reagiert beim Erhitzen mit Nichtmetallen:

2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °C)

Fe + S – t° → FeS (600 °C)

Fe+2S → Fe +2 (S 2 -1) (700°C)

4) In der Spannungsreihe steht es links von Wasserstoff, reagiert mit verdünnten Säuren HCl und H 2 SO 4, es bilden sich Eisen(II)-Salze und Wasserstoff wird freigesetzt:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 (Reaktionen werden ohne Luftzugang durchgeführt, sonst wird Fe +2 durch Sauerstoff allmählich in Fe +3 umgewandelt)

Fe + H 2 SO 4 (verdünnt) → FeSO 4 + H 2

In konzentrierten oxidierenden Säuren löst sich Eisen nur beim Erhitzen und wandelt sich sofort in das Kation Fe 3+ um:

2Fe + 6H 2 SO 4 (konz.) – t° → Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO 3 (konz.) – t° → Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

(in der Kälte konzentrierte Salpeter- und Schwefelsäure passivieren

Ein in eine bläuliche Kupfersulfatlösung getauchter Eisennagel wird nach und nach mit einer Schicht aus rotem metallischem Kupfer überzogen.

5) Eisen verdrängt rechts davon befindliche Metalle aus Lösungen ihrer Salze.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Die amphoteren Eigenschaften von Eisen treten nur in konzentrierten Alkalien beim Kochen auf:

Fe + 2NaOH (50%) + 2H 2 O= Na 2 ↓+ H 2

und es bildet sich ein Niederschlag von Natriumtetrahydroxoferrat(II).

Technische Hardware- Legierungen aus Eisen und Kohlenstoff: Gusseisen enthält 2,06-6,67 % C, Stahl 0,02–2,06 % C, andere natürliche Verunreinigungen (S, P, Si) und künstlich eingebrachte Spezialzusätze (Mn, Ni, Cr) sind häufig vorhanden, was Eisenlegierungen technisch nützliche Eigenschaften verleiht – Härte, Wärme- und Korrosionsbeständigkeit, Formbarkeit usw . .

Verfahren zur Herstellung von Hochofeneisen

Der Hochofenprozess zur Herstellung von Gusseisen besteht aus folgenden Schritten:

a) Aufbereitung (Röstung) von Sulfid- und Karbonaterzen – Umwandlung in Oxiderz:

FeS 2 →Fe 2 O 3 (O 2.800°C, -SO 2) FeCO 3 →Fe 2 O 3 (O 2.500-600°C, -CO 2)

b) Verbrennung von Koks mit Heißwind:

C (Koks) + O 2 (Luft) → CO 2 (600–700 ° C) CO 2 + C (Koks) ⇌ 2 CO (700–1000 ° C)

c) Reduktion von Oxiderz mit Kohlenmonoxid CO nacheinander:

Fe2O3 →(CO)(Fe II Fe 2 III) O 4 →(CO) FeO →(CO) Fe

d) Aufkohlung von Eisen (bis 6,67 % C) und Schmelzen von Gusseisen:

Fe (t ) →(C(Koks)900-1200°C) Fe (flüssig) (Gusseisen, Schmelzpunkt 1145°С)

Gusseisen enthält immer Zementit Fe 2 C und Graphit in Form von Körnern.

Stahlproduktion

Die Umwandlung von Gusseisen in Stahl erfolgt in speziellen Öfen (Konverter, Herd, Elektro), die sich in der Heizmethode unterscheiden; Prozesstemperatur 1700-2000 °C. Das Einblasen von mit Sauerstoff angereicherter Luft führt zum Ausbrennen von überschüssigem Kohlenstoff sowie von Schwefel, Phosphor und Silizium in Form von Oxiden aus dem Gusseisen. Dabei werden die Oxide entweder in Form von Abgasen (CO 2, SO 2) aufgefangen oder in einer leicht abtrennbaren Schlacke gebunden – einer Mischung aus Ca 3 (PO 4) 2 und CaSiO 3. Zur Herstellung von Spezialstählen werden Legierungszusätze anderer Metalle in den Ofen eingebracht.

Quittung reines Eisen in der Industrie – Elektrolyse einer Lösung von Eisensalzen, zum Beispiel:

FeСl 2 → Fe↓ + Сl 2 (90°С) (Elektrolyse)

(Es gibt weitere spezielle Methoden, darunter die Reduktion von Eisenoxiden mit Wasserstoff).

Reines Eisen wird bei der Herstellung von Speziallegierungen, bei der Herstellung von Kernen von Elektromagneten und Transformatoren, Gusseisen – bei der Herstellung von Gussteilen und Stahl, Stahl – als Konstruktions- und Werkzeugmaterialien, einschließlich verschleiß-, hitze- und korrosionsbeständiger Materialien, verwendet Einsen.

Eisen(II)-oxid F EO . Ein amphoteres Oxid mit einem hohen Anteil an basischen Eigenschaften. Schwarz, hat die Ionenstruktur Fe 2+ O 2- . Beim Erhitzen zersetzt es sich zunächst und bildet sich dann wieder neu. Es entsteht nicht, wenn Eisen an der Luft verbrennt. Reagiert nicht mit Wasser. Zersetzt sich mit Säuren, verschmilzt mit Laugen. In feuchter Luft oxidiert es langsam. Reduziert durch Wasserstoff und Koks. Beteiligt sich am Hochofenprozess der Eisenverhüttung. Es wird als Bestandteil von Keramik- und Mineralfarben verwendet. Gleichungen der wichtigsten Reaktionen:

4FeO ⇌(Fe II Fe 2 III) + Fe (560-700 °C, 900-1000 °C)

FeO + 2HC1 (verdünnt) = FeC1 2 + H 2 O

FeO + 4HNO 3 (konz.) = Fe(NO 3) 3 +NO 2 + 2H 2 O

FeO + 4NaOH = 2H 2 O + Neine 4FeÖ3(rot.) Trioxoferrat(II)(400-500 °C)

FeO + H 2 =H 2 O + Fe (extra rein) (350°C)

FeO + C (Koks) = Fe + CO (über 1000 °C)

FeO + CO = Fe + CO 2 (900°C)

4FeO + 2H 2 O (Feuchtigkeit) + O 2 (Luft) →4FeO(OH) (t)

6FeO + O 2 = 2(Fe II Fe 2 III) O 4 (300-500°C)

Quittung V Labore: thermische Zersetzung von Eisen(II)-Verbindungen ohne Luftzugang:

Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 °C)

FeCO3 = FeO + CO 2 (490-550 °C)

Dieisen(III)-oxid - Eisen( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Doppeloxid. Schwarz hat die Ionenstruktur Fe 2+ (Fe 3+) 2 (O 2-) 4. Thermisch stabil bis zu hohen Temperaturen. Reagiert nicht mit Wasser. Zersetzt sich mit Säuren. Reduziert durch Wasserstoff, heißes Eisen. Beteiligt sich am Hochofenprozess der Gusseisenproduktion. Wird als Bestandteil von Mineralfarben verwendet ( rotes Blei), Keramik, farbiger Zement. Produkt einer speziellen Oxidation der Oberfläche von Stahlprodukten ( Schwärzung, Bläuung). Die Zusammensetzung entspricht braunem Rost und dunklem Zunder auf Eisen. Die Verwendung der Bruttoformel Fe 3 O 4 wird nicht empfohlen. Gleichungen der wichtigsten Reaktionen:

2(Fe II Fe 2 III)O 4 = 6FeO + O 2 (über 1538 °C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + 8НС1 (verd.) = FeС1 2 + 2FeС1 3 + 4Н 2 O

(Fe II Fe 2 III) O 4 +10HNO 3 (konz.) = 3Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O

(Fe II Fe 2 III) O 4 + O 2 (Luft) = 6 Fe 2 O 3 (450-600 °C)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 4H 2 = 4H 2 O + 3Fe (extra rein, 1000 °C)

(Fe II Fe 2 III) O 4 + CO = 3 FeO + CO 2 (500-800°C)

(Fe II Fe 2 III)O4 + Fe ⇌4FeO (900–1000 °C, 560–700 °C)

Quittung: Verbrennung von Eisen (siehe) in der Luft.

Magnetit.

Eisen(III)-oxid F e 2 O 3 . Amphoteres Oxid mit überwiegend basischen Eigenschaften. Rotbraun, hat eine ionische Struktur (Fe 3+) 2 (O 2-) 3. Thermisch stabil bis zu hohen Temperaturen. Es entsteht nicht, wenn Eisen an der Luft verbrennt. Reagiert nicht mit Wasser, aus der Lösung fällt braunes amorphes Hydrat Fe 2 O 3 nH 2 O aus. Reagiert langsam mit Säuren und Laugen. Reduziert durch Kohlenmonoxid, geschmolzenes Eisen. Verschmilzt mit Oxiden anderer Metalle und bildet Doppeloxide - Spinelle(Technische Produkte werden Ferrite genannt). Es wird als Rohstoff beim Schmelzen von Gusseisen im Hochofenprozess, als Katalysator bei der Ammoniakherstellung, als Bestandteil von Keramik, Farbzementen und Mineralfarben, beim Thermitschweißen von Stahlkonstruktionen sowie als Schallträger verwendet und Bild auf Magnetbändern, als Poliermittel für Stahl und Glas.

Gleichungen der wichtigsten Reaktionen:

6Fe 2 O 3 = 4(Fe II Fe 2 III)O 4 +O 2 (1200-1300 °C)

Fe 2 O 3 + 6НС1 (verd.) →2FeС1 3 + ЗН 2 O (t) (600°С,ð)

Fe 2 O 3 + 2NaOH (konz.) →H 2 O+ 2 NAFeÖ 2 (Rot)Dioxoferrat(III)

Fe 2 O 3 + MO=(M II Fe 2 II I)O 4 (M=Cu, Mn, Fe, Ni, Zn)

Fe 2 O 3 + ZN 2 = ZN 2 O+ 2Fe (extra rein, 1050-1100 °C)

Fe 2 O 3 + Fe = 3FeO (900 °C)

3Fe 2 O 3 + CO = 2(Fe II Fe 2 III)O 4 + CO 2 (400-600 °C)

Quittung im Labor – thermische Zersetzung von Eisen(III)-Salzen an der Luft:

Fe 2 (SO 4) 3 = Fe 2 O 3 + 3SO 3 (500-700 °C)

4(Fe(NO 3) 3 9 H 2 O) = 2Fe a O 3 + 12NO 2 + 3O 2 + 36H 2 O (600-700 °C)

In der Natur - Eisenoxiderze Hematit Fe 2 O 3 und Limonit Fe 2 O 3 nH 2 O

Eisen(II)-hydroxid F e(OH) 2 . Amphoteres Hydroxid mit überwiegend basischen Eigenschaften. Fe-OH-Bindungen sind weiß (manchmal mit einem grünlichen Farbton) und überwiegend kovalent. Thermisch instabil. Oxidiert leicht an der Luft, besonders wenn es nass ist (es wird dunkler). Nicht in Wasser löslich. Reagiert mit verdünnten Säuren und konzentrierten Laugen. Typischer Reduzierer. Ein Zwischenprodukt beim Rosten von Eisen. Es wird bei der Herstellung der aktiven Masse von Eisen-Nickel-Batterien verwendet.

Gleichungen der wichtigsten Reaktionen:

Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O (150-200 °C, atm.N 2)

Fe(OH) 2 + 2HC1 (verd.) = FeC1 2 + 2H 2 O

Fe(OH) 2 + 2NaOH (> 50%) = Na 2 ↓ (blaugrün) (siedend)

4Fe(OH) 2 (Suspension) + O 2 (Luft) →4FeO(OH)↓ + 2H 2 O (t)

2Fe(OH) 2 (Suspension) + H 2 O 2 (verdünnt) = 2FeO(OH)↓ + 2H 2 O

Fe(OH) 2 + KNO 3 (konz.) = FeO(OH)↓ + NO+ KOH (60 °C)

Quittung: Fällung aus Lösung mit Alkalien oder Ammoniakhydrat in einer inerten Atmosphäre:

Fe 2+ + 2OH (verd.) = Fe(OH) 2 ↓

Fe 2+ + 2(NH 3 H 2 O) = Fe(OH) 2 ↓+ 2NH 4

Eisenmetahydroxid F eO(OH). Amphoteres Hydroxid mit überwiegend basischen Eigenschaften. Hellbraune Fe-O- und Fe-OH-Bindungen sind überwiegend kovalent. Beim Erhitzen zersetzt es sich, ohne zu schmelzen. Nicht in Wasser löslich. Fällt aus der Lösung in Form eines braunen amorphen Polyhydrats Fe 2 O 3 nH 2 O aus, das sich, wenn es unter einer verdünnten alkalischen Lösung gehalten wird oder beim Trocknen aufbewahrt wird, in FeO(OH) umwandelt. Reagiert mit Säuren und festen Laugen. Schwaches Oxidations- und Reduktionsmittel. Gesintert mit Fe(OH) 2. Ein Zwischenprodukt beim Rosten von Eisen. Es wird als Basis für gelbe Mineralfarben und Emails, als Absorber für Abgase und als Katalysator in der organischen Synthese verwendet.

Die Verbindung der Zusammensetzung Fe(OH) 3 ist unbekannt (nicht erhalten).

Gleichungen der wichtigsten Reaktionen:

Fe 2 O 3 . nH 2 O→( 200-250 °C, —H 2 Ö) FeO(OH)→( 560-700° C in Luft, -H2O)→Fe 2 O 3

FeO(OH) + ZNS1 (verd.) = FeC1 3 + 2H 2 O

FeO(OH)→ Fe 2 Ö 3 . nH 2 Ö-Kolloid(NaOH (konz.))

FeO(OH)→ Nein 3 [Fe(OH) 6 ]Weiß, Na 5 bzw. K 4; in beiden Fällen fällt ein blaues Produkt gleicher Zusammensetzung und Struktur, KFe III, aus. Im Labor nennt man diesen Niederschlag Preußischblau, oder Turnbull blau:

Fe 2+ + K + + 3- = KFe III ↓

Fe 3+ + K + + 4- = KFe III ↓

Chemische Namen der Ausgangsreagenzien und Reaktionsprodukte:

K 3 Fe III - Kaliumhexacyanoferrat (III)

K 4 Fe III – Kaliumhexacyanoferrat (II)

КFe III - Eisen (III) Kaliumhexacyanoferrat (II)

Darüber hinaus ist das Thiocyanat-Ion NСS - ein gutes Reagens für Fe 3+-Ionen, Eisen (III) verbindet sich damit und es entsteht eine leuchtend rote („blutige“) Farbe:

Fe 3+ + 6NCS - = 3-

Dieses Reagenz (z. B. in Form von KNCS-Salz) kann sogar Spuren von Eisen (III) im Leitungswasser nachweisen, wenn es durch innen verrostete Eisenrohre fließt.

LEHRBUCH AUFGABE LABOR PRAKTISCHE WISSENSCHAFTLICHE GESCHICHTEN ZUM LESEN

Fortsetzung. Siehe Nr. 4–14, 16–28, 30–34, 37–44, 47, 48/2002;
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22/2003

§ 5.3 Inhalt
im kristallinen Zustand

(Fortsetzung)

LABORFORSCHUNG

1. Bestimmung des Kernabstands in kristallinem Eisen.

In dieser experimentellen Arbeit lernen Sie die Bestimmung der Metalldichte kennen – eine sehr wichtige Eigenschaft, anhand derer Sie beispielsweise die Zusammensetzung und den Herstellungszeitpunkt eines Metallprodukts beurteilen können.
Wann und von wem stammt der Ausruf „Heureka!“? Der antike griechische Wissenschaftler Archimedes wurde um 287 v. Chr. in Syrakus (Insel Sizilien) geboren. e. und wurde während der Eroberung der Stadt während des 2. Punischen Krieges von einem römischen Soldaten getötet. Die letzten Worte von Archimedes: „Fass meine Zeichnungen nicht an.“ Archimedes wird der Satz zugeschrieben: „Gib mir einen Platz, an dem ich stehen kann, und ich werde die Erde bewegen.“ Archimedes fand eine Lösung für das Problem, die Menge an Gold und Silber in der Opferkrone des syrakusanischen Herrschers Hiero zu bestimmen, während dieser ein Bad nahm. Er rannte nackt nach Hause und rief „Eureka!“, was „Gefunden!“ bedeutet. Versuchen Sie, ganz allgemein zu beschreiben, wie Archimedes bewies, dass die Krone mehr Silber enthielt, als erforderlich war.

Es erwartet Sie eine echte wissenschaftliche Studie!
Die Arbeiten werden von einer kleinen Gruppe von 2–4 Personen durchgeführt. Lesen Sie die Stellenbeschreibung sorgfältig durch, erstellen Sie einen detaillierten Versuchsplan (mit vorhandener Metallprobe und Messglas) und weisen Sie im Voraus die Verantwortlichkeiten zu (wer wird was tun).
Das Experiment besteht darin, die Dichte des Metalls zu bestimmen, was es ermöglicht, anhand der Avogadro-Zahl den Kernabstand, d. h. den Abstand zwischen den Atomkernen in einem Kristall oder Molekül, zu berechnen. Dieser Abstand ist eine der konstanten Eigenschaften dieses Stoffes.

Die Größe von Atomen und Molekülen wird in verschiedenen Einheiten ausgedrückt: Zentimeter (cm), Nanometer
(1 nm = 1 10 –9 m) und Pikometer (1 pm = 1 10 –12 m). Zuvor wurde häufig eine nicht systemische Längeneinheit, das Angström, verwendet.

Nehmen Sie ein Stück Metall (Eisen, Kupfer, Aluminium, Blei), zum Beispiel eine Eisenkugel aus einem großen Lager. Sie können einen dicken Eisennagel verwenden, nachdem Sie zuvor den Kopf und die Spitze abgesägt haben, um einen Zylinder herzustellen. Bestimmen Sie die Masse des entnommenen Metalls durch Wiegen.
Bestimmen Sie das Volumen der gemessenen Masse desselben Metalls. Wenn das vorhandene Metall die Form einer regelmäßigen geometrischen Figur hat – ein Würfel, eine Kugel, ein Zylinder oder etwas anderes – messen Sie seine Abmessungen mit einem Lineal oder einem Messschieber. Berechnen Sie mit mathematischen Kenntnissen das Volumen des Werkstücks.

Sie können eine große Automutter oder -schraube oder ein Stück Kabelgeflecht nehmen. Es ist nicht notwendig, das Metall in Form eines Stücks zu nehmen, Sie können eine Handvoll Nägel, kleine Kugeln, Schrot usw. nehmen. Wenn Sie ein Stück Metall mit unregelmäßiger Form oder kleine Stücke (Kugeln, Schrauben, Muttern, B. Nägel, Büroklammern usw., die aus einem Metall und nicht aus einer Legierung bestehen), sollten Sie selbst eine Möglichkeit vorschlagen, das Volumen eines Metalls mit bekannter Masse zu bestimmen (haben Sie es bereits geschafft, eine Handvoll oder einen Haufen Metallstücke zu wiegen? ohne etwas zu verlieren?).
Du kannst das. Füllen Sie den Messzylinder etwa zur Hälfte mit Wasser und notieren Sie dessen Volumen (genauer!). Legen Sie die Metallstücke in einen Wasserzylinder, bis das Wasser das Metall bedeckt, und notieren Sie das resultierende Volumen an Wasser und Metall. Wie groß ist das Volumen des Metalls? Es kann vorkommen, dass weniger Wasser vorhanden ist und nicht das gesamte Metall bedeckt wird. Was ist dann zu tun? Denk darüber nach.
Gießen Sie eine genau bekannte Menge Wasser in einen anderen Messzylinder und gießen Sie so viel Wasser in den Zylinder mit Metall, dass das Metall bedeckt ist. Notieren Sie die Positionen der Wasserstände in beiden Zylindern. Jetzt können Sie das Wasservolumen im Zylinder mit Metall und das von Wasser und Metall eingenommene Volumen berechnen. Ermitteln Sie das Volumen des Metalls und bestimmen Sie bei Kenntnis seiner Masse seine Dichte.

Berechnen Sie als Nächstes das Volumen, das der Avogadro-Anzahl der Metallatome entsprechen würde. Bestimmen Sie das Volumen pro Atom und berechnen Sie den Kernabstand, indem Sie ihn mit der Länge der Kante des Würfels, der das Atom enthält, gleichsetzen.
Beachten Sie, dass es sich bei dieser Methode zur Bestimmung der Kernabstände um Näherungswerte handelt. Dennoch stimmen die mit dieser Methode berechneten Kernabstände in Metallkristallen gut mit denen überein, die mit anderen Methoden ermittelt wurden.
Anstelle von Eisen können Sie auch andere Metalle verwenden – Kupfer, Blei, sogar Gold und Silber.

Wie bestimmt man die Größe eines Atoms, zum Beispiel Eisen? Wussten Sie, dass 1 Mol Fe eine Masse hat?
55,845 g; Die Dichte von Eisen wurde zuvor experimentell bestimmt. (Nach Referenzdaten hat kristallines Eisen eine Dichte = 7,87 g/cm3). Berechnen wir das Volumen von 1 Mol Eisen:

55,845 (g)/7,87 (g/cm3) = 7,1 cm3.

Bestimmen wir das Volumen pro Anteil eines Atoms in der Kristallstruktur von Eisen. Teilen Sie dazu das Volumen von 1 Mol Atomen (Molvolumen) durch die Avogadro-Anzahl der Atome:

7,1 (cm 3)/6,02 · 1023 = 1,18 · 10 –23 cm 3.

Somit beträgt der Durchmesser eines Eisenatoms in einem Kristall etwa 0,000000023 cm. Dies ist der Kernabstand. Die resultierende Zahl ist nicht der Durchmesser eines isolierten Atoms, da die Elektronenhüllen von Atomen Wolken mit sehr unscharfen Rändern ähneln. In der streng wissenschaftlichen Literatur zur Chemie und Physik werden nicht die Ausdrücke „Atomdurchmesser“ oder „Atomradius“ verwendet, sondern der Begriff „Kernabstand“ und die Bezeichnung l("Ale"). Warum ist der Durchmesser eines Eisenatoms D und sein Kernabstand l gleich sind, wird Ihnen aus Abb. deutlich. 5.6. Referenzdaten zufolge beträgt der Radius des Eisenatoms 124,1 pm = 1,24 · 10 –8 cm, der Kernabstand beträgt also 2,48 · 10 –8 cm.

Geben Sie den Kernabstand in kristallinem Eisen in verschiedenen Einheiten an.

2. Untersuchung der Kernabstände anderer Elemente

Verfolgen wir die Veränderung der Kernabstände am Beispiel von Elementen der 4. Periode, die sich im kristallinen Zustand (bei Normaltemperatur) befinden:

Zeichnen Sie ein Diagramm der Änderungen der Kernabstände beim Übergang von Kalium zu Selen. Wenn es Ihnen gelingt, den Verlauf der Änderungen der Kernabstände zu erklären, werden Sie einige Merkmale der Konstruktion des Periodensystems der Elemente von D. I. Mendelejew verstehen.
Wenn Sie in Zukunft Legierungen aus verschiedenen Metallen herstellen müssen, helfen Ihnen Informationen über die Atomradien dabei, die Eigenschaften der Legierungen vorherzusagen.
Metalllegierungen sind feste Systeme, die aus zwei oder mehr Metallen (sowie Metallen und Nichtmetallen) gebildet werden. Legierungen haben im Vergleich zu den Metallen, aus denen sie bestehen, bessere Eigenschaften. Eine Klassifizierung von Legierungen basiert auf der Anzahl der Phasen, aus denen die Legierung besteht. Wenn die Legierung nur eine Phase enthält, handelt es sich um ein einphasiges System oder eine feste Lösung eines Metalls in einem anderen.
Lassen Sie uns ein paar Worte zu soliden Lösungen sagen. Eine vollständige gegenseitige Löslichkeit von Metallen in jedem Verhältnis wird selten beobachtet. Dies kann bei Komponenten mit ähnlichen Eigenschaften passieren. Beispielsweise können sich Gold und Silber in jedem Verhältnis ineinander auflösen, da sie zur gleichen Untergruppe gehören und die Größen ihrer Atome nahe beieinander liegen (1,442 · 10 –8 bzw. 1,444 · 10 –8 cm).
Solide Lösung – eine Phase variabler Zusammensetzung, in der sich Atome verschiedener Elemente in einem gemeinsamen Kristallgitter befinden. Es gibt solide Lösungen Auswechslung Und Implementierung .
Ein Substitutionsmischkristall entsteht, wenn sich Atome des gelösten Metalls in besetzten Bereichen (Knoten) des Gitters des sich auflösenden Metalls befinden. Die Atomradien in solchen Lösungen unterscheiden sich um nicht mehr als 15 % voneinander (bei Eisenlegierungen um nicht mehr als 8 %). Sagen Sie voraus, welche festen Lösungen die oben genannten Metalle bilden können. Eine weitere wichtige Voraussetzung für die Bildung von Substitutionsmischkristallen ist, dass die Metalle elektrochemisch ähnlich sein müssen, das heißt, sie dürfen in der Spannungsreihe (genauer gesagt in der Elektrodenpotentialreihe) nicht zu weit voneinander entfernt sein.
Ein interstitieller Mischkristall entsteht dadurch, dass sich Atome des gelösten Metalls in den Hohlräumen zwischen den besetzten Stellen (Knoten) des Kristallgitters befinden. Die Größe der Atome des sich auflösenden Metalls sollte nicht größer als 63 % der Größe des Atoms des sich auflösenden Metalls sein.

Abbildung 46. Berührende Teilchen in einem Kristall

Die Verwendung von Röntgenstrahlen zur Untersuchung von Kristallen ermöglicht es, nicht nur deren innere Struktur zu bestimmen, sondern auch die Größe von Partikeln zu bestimmen.einen Kristall bilden - Atome oder Ionen.

Um zu verstehen, wie solche Berechnungen durchgeführt werden, stellen Sie sich vor, dass die Partikel, aus denen der Kristall besteht, eine Kugelform haben und miteinander in Kontakt stehen. In diesem Fall können wir davon ausgehen, dass der Abstand zwischen den Mittelpunkten zweier benachbarter Teilchen gleich der Summe ihrer Radien ist (Abb. 46). Wenn die Teilchen einfache Atome sind und der Abstand zwischen ihnen gemessen wird, wird dadurch der Radius des Atoms bestimmt, der offensichtlich der Hälfte des gefundenen Abstands entspricht. Zum Beispiel, wenn man weiß, dass für Natriummetallkristalle die Gitterkonstante gilt D gleich 3,84 Angström ist, finden wir den Radius R Natriumatom ist gleich.

Etwas schwieriger ist die Bestimmung der Radien verschiedener Ionen. Hier ist es nicht mehr möglich, den Abstand zwischen den Ionen einfach zu halbieren, da die Größen der Ionen nicht gleich sind. Aber wenn der Radius eines der Ionen R 1 ist bekannt, der Radius des anderen R 2 lässt sich leicht durch einfache Subtraktion ermitteln:

r 2 = D - r 1

Daraus folgt, dass man den Radius von mindestens einem Ion kennen muss, um die Radien verschiedener Ionen mithilfe von Kristallgitterkonstanten zu berechnen. Dann wird es nicht mehr schwierig sein, die Radien aller anderen Ionen zu finden.

Mit optischen Methoden konnten die Radien von Fluorionen F recht genau bestimmt werden - (1,33 A) und Sauerstoff O - (1,32 A); Diese Radien dienen als Ausgangswerte bei der Berechnung der Radien anderer Ionen. Beispielsweise ergab die Bestimmung der Gitterkonstante von Magnesiumoxid MgO, dass sie 2,1 Angström beträgt. Wenn wir hiervon den Radius des Sauerstoffions subtrahieren, erhalten wir den Radius des Magnesiumions:

2,1 - 1,32 = 0,78 Å

Die Gitterkonstante von Natriumfluorid beträgt 2,31 Å; Da der Radius des Fluorions 1,33 Angström beträgt, muss der Radius des Natriumions gleich sein:

2,31 -1,33 = 0,98 Å

Wenn man den Radius des Natriumions und die Gitterkonstante von Natriumchlorid kennt, kann man leicht den Radius des Chlorions usw. berechnen.

Auf diese Weise wurden die Radien fast aller Atome und Ionen bestimmt.

Eine allgemeine Vorstellung von der Größe dieser Größen geben die in der Tabelle angegebenen Daten. 7.

Tisch 7

Radien von Atomen und Ionen einiger Elemente

Wie diese Daten zeigen, sind in Metallen die Radien der Atome größer als die Radien der Ionen; in Metalloiden hingegen sind die Radien der Ionen größer als die Radien der Atome.

Die relative Größe der einen Kristall bildenden Ionen hat großen Einfluss auf die Struktur des Raumgitters. So bilden beispielsweise zwei in ihrer chemischen Natur sehr ähnliche – CsCl und NaCl – Gitter unterschiedlichen Typs, und im ersten Fall ist jedes positive Ion von acht negativen Ionen umgeben, im zweiten Fall nur von sechs. Dieser Unterschied erklärt sich aus der Tatsache, dass die Größe der Cäsiumionen

und Natrium sind nicht dasselbe. Eine Reihe von Überlegungen zwingen uns zu der Annahme, dass die Ionen im Kristall so angeordnet sein sollten, dass jedes kleinere Ion den Raum zwischen den es umgebenden großen Ionen möglichst vollständig ausfüllt und umgekehrt; Mit anderen Worten: Die negativen Ionen, die fast immer größer sind als die positiven, müssen die positiven Ionen so eng wie möglich umgeben, sonst wird das System instabil. Da der Radius des Cs + -Ions 1,65 Å beträgt und der des Na + -Ions nur 0,98 Å, ist es offensichtlich, dass um ersteres mehr Cl - -Ionen platziert werden können als um letzteres.

Die Anzahl der negativen Ionen, die jedes positive Ion in einem Kristall umgeben, wird als Koordinationszahl eines bestimmten Gitters bezeichnet. Eine Untersuchung der Struktur verschiedener Kristalle zeigt, dass die häufigsten Koordinationszahlen 2, 3, 4, 6, 8 und 12 sind.

Die Koordinationszahl hängt vom Verhältnis des Radius des positiven Ions zum Radius des negativen Ions ab: Je näher dieses Verhältnis an Eins liegt, desto größer ist die Koordinationszahl. Betrachtet man Ionen als Kugeln, die nach der Methode der dichtesten Packung in einem Kristall angeordnet sind, kann man berechnen, bei welchem ​​Verhältnis zwischen dem Radius positiver und negativer Ionen eine bestimmte Koordinationszahl erhalten werden sollte.

Nachfolgend sind die berechneten theoretisch größten Koordinationszahlen für ein gegebenes Radiusverhältnis aufgeführt.

Es lässt sich leicht überprüfen, dass die aus dieser Tabelle ermittelten Koordinationszahlen für NaCl und CsCl genau der tatsächlichen Anordnung der Ionen in den Kristallen dieser Substanzen entsprechen.

Betrachten wir die Abhängigkeit einiger Eigenschaften von Atomen von der Struktur ihrer elektronischen Hüllen. Lassen Sie uns zunächst auf die Änderungsmuster der Atom- und Ionenradien eingehen.

Elektronenwolken haben keine scharf definierten Grenzen. Daher ist das Konzept der Größe eines Atoms nicht streng. Wenn wir uns jedoch Atome in Kristallen einer einfachen Substanz in Form von miteinander in Kontakt stehenden Kugeln vorstellen, dann kann der Abstand zwischen den Mittelpunkten benachbarter Kugeln (also zwischen den Kernen benachbarter Atome) gleich dem doppelten Radius angenommen werden des Atoms. Somit ist der kleinste Kernabstand in Kupferkristallen gleich; Dies lässt uns annehmen, dass der Radius des Kupferatoms gleich der Hälfte dieses Wertes ist, d.h.

Die Abhängigkeit der Atomradien von der Ladung des Atomkerns Z ist periodisch. Innerhalb einer Periode zeigt sich mit zunehmendem Z eine Tendenz zur Abnahme der Atomgröße, die besonders deutlich in kurzen Zeiträumen zu beobachten ist (Atomradien werden in nm angegeben):

Dies wird durch die zunehmende Anziehung von Elektronen von der äußeren Schicht zum Kern erklärt, wenn dessen Ladung zunimmt.

Mit Beginn des Aufbaus einer neuen elektronischen Schicht, die weiter vom Kern entfernt ist, also beim Übergang zur nächsten Periode, nehmen die Atomradien zu (vergleiche beispielsweise die Radien von Fluor- und Natriumatomen). Infolgedessen nimmt innerhalb einer Untergruppe mit zunehmender Kernladung die Größe der Atome zu. Geben wir als Beispiel die Werte der Atomradien (in nm) von Elementen einiger Hauptuntergruppen:

Die Elektronen der äußeren Schicht, die am wenigsten fest an den Atomkern gebunden sind, können sich vom Atom lösen und an andere Atome binden und so Teil der äußeren Schicht des letzteren werden.

Atome, die ein oder mehrere Elektronen verloren haben, werden positiv geladen, weil die Ladung am Atomkern die Summe der Ladungen der verbleibenden Elektronen übersteigt. Im Gegenteil, Atome, die zusätzliche Elektronen hinzugefügt haben, werden negativ geladen. Die erzeugten geladenen Teilchen werden Ionen genannt.

Ionen werden mit den gleichen Symbolen wie Atome bezeichnet und geben oben rechts ihre Ladung an: Beispielsweise wird ein positives dreifach geladenes Aluminium-Ion mit bezeichnet, ein negativ einfach geladenes Chlor-Ion mit .

Der Verlust von Elektronenatomen führt zu einer Verringerung seiner effektiven Größe, und die Zugabe überschüssiger Elektronen führt zu einer Vergrößerung. Daher ist der Radius eines positiv geladenen Ions (Kations) immer kleiner und der Radius eines negativ geladenen Nicht-Ions (Anions) immer größer als der Radius des entsprechenden elektrisch neutralen Atoms. Somit beträgt der Radius des Kaliumatoms , und der Radius des Ions, die Radien des Chloratoms bzw. -ions betragen 0,099 und . Dabei weicht der Radius des Ions umso stärker vom Radius des Atoms ab, je größer die Ladung des Ions ist. Beispielsweise betragen die Radien des Chromatoms und der Chromionen 0,127, 0,083 bzw. .

Innerhalb einer Untergruppe nehmen die Radien von Ionen gleicher Ladung mit zunehmender Kernladung zu. Dies wird anhand der folgenden Beispiele veranschaulicht (Angabe der Ionenradien in nm):

Dieses Muster wird durch eine Zunahme der Anzahl elektronischer Schichten und den wachsenden Abstand der Außenelektronen vom Kern erklärt.