저는 고 3 학생인데 곧 대학입시를 할 거예요. 나도 화학을 보고하고 있다. 인터넷에는 많은 답이 있다. 골자 범위 내에서 유용한 답안을 차단해 드리겠습니다.
탄소와 산소조는 교과 개요에서 별도로 분류되지 않는다. 왜냐하면 그것들이 관련된 면적이 크기 때문이다. AL 과 Fe 는 별도의 장을 가지고 있기 때문이다. (알버트 아인슈타인, Northern Exposure (미국 TV 드라마), 탄소명언)
탄소 요소 소개
탄소는 원소 주기표의 2 주기 패밀리에 위치한 비금속 원소이다.
탄소는 대기와 지각에 다양한 형태로 광범위하게 존재하는 매우 흔한 원소이다. 단순 탄소의 인식과 이용은 유래가 오래되어 탄소-유기물의 일련의 화합물이 생명의 기초이다. 탄소는 선철, 숙철, 강철의 성분 중 하나이다. 탄소는 화학적으로 자신을 결합하여 대량의 화합물을 형성하는데, 생물학과 상업에서 중요한 분자이다. 생물 체내의 대부분의 분자는 탄소 [1] 를 함유하고 있다.
탄소 화합물은 일반적으로 화석 연료에서 얻은 다음 에틸렌, 플라스틱 등과 같이 생활을 생산하는 데 필요한 다양한 제품으로 분리하여 합성한다.
탄소는 다이아몬드나 흑연과 같은 결정체 탄소와 같은 다양한 형태를 가지고 있습니다. 석탄과 같은 비정질 탄소가 있습니다. 동식물과 같은 복잡한 유기 화합물이 있습니다. 탄산염은 대리석과 같다. 원소 탄소의 물리적, 화학적 성질은 그것의 결정체 구조에 달려 있다. 경도가 높은 금강석과 부드러운 흑연은 각각 외관, 밀도, 융점이 있는 서로 다른 결정체 구조를 가지고 있다.
원소 탄소의 화학적 성질은 실온에서 비교적 안정적이어서 물, 희산, 묽은 알칼리, 유기 용제에 용해되지 않는다. 다른 고온에서 산소와 반응하여 이산화탄소나 일산화탄소를 생성합니다. 할로겐에서는 불소만이 원소 탄소와 직접 반응합니다. 가열 하에서 원소 탄소는 산에 의해 산화되기 쉽다. 고온에서도 탄소는 많은 금속과 반응하여 금속탄화물을 생성할 수 있다. 탄소는 복원 가능하며 고온에서 금속을 제련하는 데 사용할 수 있다.
화학 기호: c
양성자 수: 6
원자 번호: 6
기간: 2
가족: IVA
전자층 분포: 2-4
전자 구성: 1 s222p 2
산화값 (산화물): 4,3,2 (약산성)
색상 및 외관: 블랙 (흑연), 무색 (다이아)
물질 상태: 고체
융점: 약 3550℃ (다이아)
비등점: 약 4827℃ (승화)
모스 경도: 흑연 1-2, 다이아몬드 10.
산화 상태: 주로 -4, C+2, C+4 (및 기타 산화 상태) 입니다.
화학 결합 에너지: (kj/mol) c-H411c-c348c = C614c Ͱ c839c
성결합: 탄소 원자는 보통 4 가로 4 개의 단전자가 필요하지만, 그 기저 상태는 단 2 개의 단전자밖에 없기 때문에 결합될 때 항상 혼성관계가 필요하다. 가장 일반적인 잡화 방식은 SP3 잡화인데, 4 개의 원자가 전자를 최대한 활용해 4 개의 궤도에 고르게 분포되어 등방성 잡화에 속한다. 이 구조는 완전히 대칭이며, 결합이 된 후에는 안정적인 키, 고독전자 쌍의 배척이 없어 매우 안정적이다. 금강석 속의 모든 탄소 원자는 이런 혼합방식으로 결합되었다. 알칸의 탄소 원자도 이 범주에 속한다.
CO2 의 전자 유형과 그것의 결정체 유형을 주의해서 써라.
다이아몬드와 흑연은 같은 원소이지만 내부 구조가 다를 뿐이다.
많은 유기물들이 탄소와 관련이 있습니다! !
산소
요소 속성 데이터
요소 기호: o
상대 원자 질량: 16
산화 상태:
마스터 -2
기타-1, 0,+1, +2
요소 설명:
정상적인 상황에서 무색, 무취, 무취의 기체. 밀도 1.429g/L, 1.4 19g/cm3 (액체),1.; 융점-218.4 C, 비등점-182.962 C,-182.962 C 에서 연한 파란색 액체로 액화 고체의 화합가는 일반적으로 0 과 -2 이다. 이온화 에너지는13,438+08ev 입니다. 불활성 가스를 제외한 모든 화학 원소는 산소와 화합물을 형성할 수 있다. 대부분의 원소는 산소 함유 분위기에서 가열할 때 산화물을 생성할 수 있다. 많은 원소가 하나 이상의 산화물을 형성할 수 있다. 산소 분자는 수화 결정체 O2 를 형성할 수 있다. H2O 와 산소. H2O2 는 저온에서 후자가 불안정하다. 공기 중 산소의 용해도는 4.89 밀리리터/100 밀리리터의 물 (0 C) 으로 물속에서의 생명의 기초이다. 지각에서 산소의 풍도가 1 위를 차지했다. 건조한 공기는 20.946% 의 산소를 함유하고 있습니다. 물은 88.8 1 무게% 의 산소로 이루어져 있다. O 16 외에도 O 17 과 O 18 동위 원소가 있습니다.
요소 소스:
산소는 산화수은을 가열하거나 유리 용기의 질산염과 진한 황산과 이산화망간 사이의 반응을 분해하여 생산할 수 있다. 산소는 보통 실험실에서 과망간산 칼륨을 가열하여 생성되거나 염소산 칼륨과 이산화망간의 혼합물을 가열하여 산소를 생산할 수 있다. 촉매제로 과산화수소 [1] (과산화수소) 분해를 촉매하여 산소를 생산하는 것도 편리하다. 산소의 대규모 생산은 순도가 높지 않은 상태에서 공기의 액화와 분별을 통해 이루어지며 전해수로 소량의 산소나 고순도 산소를 만든다.
요소 사용:
산소는 제련, 정련, 용접, 절단 및 표면 처리와 같은 야금 공정에 널리 사용됩니다. 액산소는 고에너지 연료의 냉매와 산화제이다. 톱밥, 미분탄과의 혼합물을 액산소 폭약이라고 하는데, 아주 좋은 폭발재료이다. 산소와 수증기가 섞이면 공기 대신 가스 발생로에 불어와 고열값을 얻을 수 있는 가스로 쓸 수 있다. 액체 산소는 로켓 추진제로도 사용될 수 있습니다. 산소는 많은 생물학적 과정의 기본 성분이므로, 산소는 우주에서 어떤 임무를 수행하든 대량의 적재가 필요한 필수품 중 하나가 된다. 산소치료는 의료에서 폐렴, 기체중독 등 저산소증을 치료하는 데 쓰인다. 석재와 유리 제품의 채굴, 생산, 창조는 모두 대량의 산소가 필요하다.
요소 지원 데이터:
산소는 공기의 주성분이다. 질산칼륨이나 산화수은과 같은 많은 산소 화합물은 가열할 때 산소를 방출한다. 산소는 지각의 모든 원소 중에서 함량이 가장 크다. 이것들은 산소가 아주 일찍 얻어졌을 수도 있다는 것을 보여준다. 그러나 산소는 정상 상태에서 기체로 존재하고 접촉 가능하고 보이는 고체와 액체와는 달리 직관적 관찰로 쉽게 식별할 수 없다.
16 세기부터 서유럽에서는 많은 연구자들이 산소 화합물을 가열하여 얻은 기체와 공기가 물질 연소와 동물 호흡에서 작용하는 역할에 대해 초보적인 과학화학 실험을 하여 산소를 발견했다. 사람들이 연소 현상을 정확히 인식하고 산소를 발견한 뒤 연소설을 완전히 뒤집은 것이다.
이 제품의 특성은 무색 가스입니다. 무취 연소력이 강하다.
본 제품 1 20 C 기압에서 7 배의 에탄올이나 32 배의 부피의 물에 용해됩니다.
본 제품을 감정하면 붉은 목재에 갑자기 불을 붙일 수 있다.
고등학교 산소장은 산화 복원 반응을 다루고 있으며, 문제를 푸는 과정에서 일정한 사상을 통해 할 수 있다.
이 선생님은 말을 할 줄 안다!
알루미늄
금속 원소, 기호 AI, 은백색, 광택, 강인함, 가볍고 연성이 있습니다. 일상적인 그릇에 사용되는 알루미늄은 흔히 강철이나 강철급이라고 불린다.
요소 이름: 알루미늄
요소 기호: Al
요소 유형: 금속
핵의 양성자 수: 13
핵의 전자 수: 13
원자력 번호: 13
산화 상태: 주요 Al+3.
기타 Al0, Al+2
기간: 3
가족 수: IIIA
몰 질량: 27
수 소화물 생성: 알 H3
산화물: Al2O3
가장 높은 산화물의 화학식: Al2O3
원소 출처: 지각에서 가장 풍부한 금속, 7% 이상.
요소 용도: 항공기, 차량, 선박, 선박, 로켓의 구조 재료로 사용할 수 있습니다. 순수 알루미늄은 초고압 케이블을 만들 수 있다. 일상그릇으로 쓰이는 알루미늄은 흔히' 강정' 과' 강급' 이라고 불린다
공업방법: 전해로 산화 알루미늄과 빙정석의 혼합물을 녹인다.
기타 화합물: AlCl3- 염화 알루미늄 NaAlO2- 알루미늄산 나트륨 알 (OH) 3-수산화알루미늄.
소개: 청색은백색 3 가 금속원소로 연성, 인성, 그리고' 우렁찬' 소리가 뛰어나 품질, 전도성, 열전도도, 반사율, 항산화로 유명하다.
출처
알루미늄은 장석, 운모, 고릉성, 알루미늄 보크, 명반 등 다양한 암석이나 광석에 화합물 상태로 존재한다. 산화 알루미늄과 빙정석 (Na3AlF6)*** 용융 전기 분해로 제작되었습니다.
보크 사이트에서 알루미늄 반응 과정 추출
① 용해: 보크 사이트는 NaOHaq 에 용해된다.
알루미나 +2 수산화나트륨 = 2 알루 민산 나트륨 +H2O
② 여과: 잔류 산화철, 나트륨 알루미 노 실리케이트 등을 제거한다.
③ 산성화: 필터에 과도한 이산화탄소를 도입한다.
Naalo2+CO2+2h2o = al (oh) 3 ↓ nahco3
④ 수산화 알루미늄을 필터링하고 태운다.
2Al(OH)3= Al2O3+3H2O (고온)
참고: 전기 분해 중 산화 알루미늄의 용융 온도를 낮추기 위해 Al2O3 에 빙정석 (Na3AlF6) 을 넣는다.
⑤ 전해: 2Al2O3 (용융) = 4Al+3O2 ↑ (전원 공급)
참고: AlCl3 용융 Al 을 전기 분해하지 않는 이유는 AlCl3 가 용융 상태가 전도성이 없는 원자가 화합물이기 때문입니다.
사용
알루미늄은 다른 산화물의 금속 (알루미늄 열법) 을 대체할 수 있다. 그 합금은 가볍고 질겨서 비행기 로켓 자동차를 만드는 구조재료이다. 순수 알루미늄은 케이블에 널리 사용됩니다. 일상그릇을 만드는 데 널리 쓰인다.
알루미늄 및 그 합금
순알루미늄은 부드럽고 강인하지 않고 연성이 좋아 가는 실로 잡아당겨 호일로 말아서 전선, 케이블, 무선 산업, 포장공업을 만드는 데 널리 쓰인다. 전도율은 구리의 약 3 분의 2 이지만 밀도는 구리의 3 분의 1 에 불과하다. 따라서, 알루미늄의 전도율은 구리보다 두 배 정도 높고, 같은 품질의 구리, 알루미늄 와이어에 비해 가격이 더 낮다. (윌리엄 셰익스피어, 알루미늄, 알루미늄, 알루미늄, 알루미늄, 알루미늄, 알루미늄, 알루미늄, 알루미늄, 알루미늄) 따라서 야외고압선은 알루미늄을 많이 채택하여 많은 비용을 절약하고 구리재의 긴장을 완화시켰다.
알루미늄의 열전도도는 철의 3 배이다. 공업에서 알루미늄은 각종 열교환기와 방열재를 만드는 데 자주 쓰이며, 가정에서 사용하는 많은 취사도구도 알루미늄으로 만들어졌다. 철에 비해 녹이 잘 슬지 않아 서비스 수명이 연장되었다. 알루미늄 분말은 은백색의 광택을 가지고 있으며, 종종 다른 물질과 혼합하여 코팅을 하고, 철제품 표면에 바르고, 철제품이 부식되지 않도록 보호하고, 보기 좋다. 알루미늄은 산소에서 연소할 때 눈부신 백색광과 대량의 열을 방출하기 때문에, 알루미늄 다이너마이트와 같은 폭발적인 혼합물을 만드는 데 자주 사용된다.
야금공업에서 알루미늄 열제는 녹기 어려운 금속에 자주 쓰인다. 예를 들어, 알루미늄 분말과 산화철 분말이 혼합되면 트리거된 후 격렬한 반응이 일어나 교통에서 레일을 용접하는 데 자주 사용됩니다. 알루미늄은 제강 산업에서 탈산제로 자주 사용됩니다. 매끄러운 알루미늄 판은 반사성이 뛰어나 고품질의 거울, 집광 그릇 등을 만드는 데 사용할 수 있다. 알루미늄도 흡음 성능이 매우 좋다. 이 특징에 따르면 현대건물의 일부 방송실과 천장은 모두 알루미늄을 사용했다. 순수 알루미늄은 비교적 부드럽다. 1906 년 독일 야금학자 빌름은 알루미늄에 소량의 마그네슘과 구리를 넣어 강인한 알루미늄 합금을 만들었다. 나중에 이 특허는 독일 두라사에 의해 매수되었기 때문에 알루미늄은' 두라알루미늄' 이라고도 불린다. 향후 수십 년간의 발전 과정에서 사람들은 서로 다른 수요에 따라 많은 알루미늄 합금을 개발하여 많은 분야에서 매우 중요한 역할을 했다.
일부 금속에 소량의 알루미늄을 첨가하면 그들의 성능을 크게 개선할 수 있다. 청동 알루미늄 (알루미늄 4% ~ 15% 포함) 은 고강도 내식성, 연강에 가까운 경도, 검게 잘 변하지 않는 금속 광택을 가지고 있습니다. 보석과 건축업, 기계 부품 및 도구 제조, 산세 설비 및 묽은 황산, 염산 및 불화수소산과 접촉하는 기타 장비에 자주 사용됩니다. 용접기의 브러시와 손잡이를 만들다. 헤비 듀티 기어 및 웜 기어, 금속 성형 금형, 기계 레일, 스파크 없는 공구, 비자 성 체인, 압력 용기, 열 교환기, 압축기 블레이드, 선박 프로펠러, 앵커 등 알루미늄에 마그네슘을 첨가하여 알루미늄 마그네슘 합금을 만들어 순수 마그네슘이나 알루미늄보다 훨씬 단단하고 무게도 가벼워 항공기 기체와 로켓 화살체를 만드는 데 많이 쓰인다. 문과 창문을 만들고 생활 환경을 미화하다. 배를 짓다.
알루미늄 침투는 강철의 화학 열처리 방법 중 하나로, 일반 탄소강이나 주철 표면에 내고온의 산화 알루미늄 막을 형성하여 내부의 철을 보호한다. 알루미늄은 매우 중요한 금속이지만, 많은 알루미늄 화합물은 인간에게도 매우 중요하다.
알루미늄 화합물
지각에서 알루미늄의 함량은 실리콘과 산소보다 높으며, 주로 알루미늄 규산염 광석, 보크 사이트, 빙정석에 존재한다. 알루미나는 흰색 무정형 분말로 많은 변형이 있는데, 그중 가장 흔한 것은 알파-A12 O3 과 β-Al2O3 이다. 강옥은 자연계에 존재하며 알파-Al2O3 에 속한다. 그 경도는 금강석 다음으로 융점이 높고 내산성 알칼리이다. 일반적으로 베어링, 연마제 및 내화재 제조에 사용됩니다. 강옥처럼1800 C 의 고온을 견딜 수 있다. 커런덤은 다른 불순물을 함유하고 있기 때문에 많은 색깔을 가지고 있다. 예를 들어, 미량의 Cr(III) 은 루비라고 불리는 빨간색입니다. Fe(II), Fe(III) 또는 Ti(IV) 가 포함된 사파이어를 사파이어라고 합니다.
베타-A12 O3 은 표면적이 그램 당 수백 평방미터인 다공성 물질이다. 활성 산화 알루미늄이라고도 하며 수증기 등 다양한 기체와 액체 분자를 흡착제, 촉매제 운반체, 건조제로 자주 쓰인다. 또한 산업용 알루미늄 제련의 원료로도 사용됩니다.
수산화알루미늄은 알루미늄 소금, 흡착제, 매염제, 이온 교환제를 준비하는 데 사용할 수 있으며 유약, 내화재, 방화천 등의 원료로도 사용할 수 있다. 그 접착제와 천 접착제는 의학적으로 산성약으로 위산을 중화시키고 궤양을 치료하는 역할을 하며 위와 십이지장궤양과 위산을 치료하는 데 쓰인다.
알루미늄산 나트륨은 날염 직물에 자주 쓰이며, 호수청색염료를 생산하고, 양모유리부패, 비누, 경화된 건축석재를 만든다. 게다가, 그것은 좋은 수연화제, 종이를 만드는 충전재, 정수기, 레이온의 광택제이다.
삼염화 알루미늄은 석유공업과 유기합성에 일반적으로 사용되는 촉매제이다. 예를 들어, 방향족 탄화수소의 알킬화 반응 (푸-크 알킬화 반응이라고도 함) 은 무수 삼염화 알루미늄의 촉매 하에서 방향족 탄화수소와 할로겐화 탄화수소 (또는 올레핀과 알코올) 사이에 친 전기 치환이 발생하여 방향족 탄화수소의 알킬 치환기를 생성한다. 6 수화물 염화 알루미늄은 탈취제, 안전한 소독제, 석유 정제를 준비하는 데 사용할 수 있다.
브롬화 알루미늄은 유기합성과 이성질화에 일반적으로 사용되는 촉매제이다.
인화알루미늄이 젖거나 산을 만나면 독성이 강한 인화수소 가스가 방출되어 해충에 중독될 수 있으며, 농업에서는 창고 해충을 죽이는 훈증제로 쓰인다.
황산 알루미늄은 제지에서 자주 충전제, 매염제, 정수기, 소화제, 석유 정화제, 탈색제로 쓰이며 침전 물감, 방화천, 약품을 만드는 데도 쓰인다.
빙정석, 즉 헥사 플루오로 알루 민산 나트륨은 농업에서 살충제로 자주 사용됩니다. 규산염 공업에서 유리와 법랑을 만드는 데 사용되는 흰색 유탁제.
가열을 통해 밍크석에서 추출한 명반은 중요한 정수제와 매염제로 의학적으로 수렴제로 쓰인다. 질산알루미늄은 제혁과 흰색 열전사 제작에 사용하거나 매염제로 사용할 수 있다. 규산 알루미늄은 유리, 세라믹, 페인트를 만드는 물감과 페인트, 고무, 플라스틱 등의 충전재를 만드는 데 자주 사용된다. 실리콘 알루미늄 젤은 흡습성을 가지고 있으며, 흔히 석유 촉매분열이나 기타 유기 합성을 위한 촉매제 전달체로 쓰인다.
알루미늄의 카르 복실 산염에서; 디메틸산 알루미늄과 삼갑산 알루미늄은 보통 매염제, 방수제, 살균제로 쓰인다. 알루미늄 디 아세테이트는 매염제로 사용될 뿐만 아니라 검제와 소독제, 시체 방부액으로도 쓰인다. 알루미늄 트리 아세테이트는 방수 및 화재 방지 직물 및 호수를 만드는 데 사용됩니다. 약 (양치질제, 수렴제, 방부제 등). ), 그리고 매염제 등으로 사용됩니다. 을 눌러 섹션을 인쇄할 수도 있습니다 옥타 데실 산 알루미늄 (스테아르 산 알루미늄) 은 페인트의 침전제, 직물의 방수제, 윤활유의 증점제, 도구의 녹 방지제, PVC 플라스틱의 내열안정제 등으로 자주 사용된다. 올레산 알루미늄은 직물의 방수제와 윤활유의 증점제로만 사용될 뿐만 아니라 페인트의 건조제와 플라스틱 제품의 윤활제로도 쓰인다.
황당알루미늄은 위붕괴닌이라고도 하는데, 사탕수수당 황산에스테르의 알칼리성 알루미늄 소금이다. 펩신 합성과 함께 단백질 가수 분해 활성을 직접 억제하여 효과가 오래간다. 보호막을 형성할 수 있어 위점막에 강한 보호작용이 있어 점막 재생을 돕고 궤양 치유를 촉진하며 독성이 낮다. 그것은 위장궤양의 좋은 치료제이다.
최근 몇 년 동안 사람들은 메탄기 알루미늄 등과 같은 새로운 알루미늄 화합물을 개발하였다. 과학이 발전함에 따라 사람들은 알루미늄과 그 화합물을 더 잘 이용하여 인류를 축복할 것이다.
알루미늄 관련 화학 방정식:
2AL+6HCL=2ALCL3+3H2↑
2AL+3H2SO4=AL2(SO4)3+3H2↑
2Al+2NaOH+2H2O=2NaAIO2+3H2↑
2Al(OH)3= (가열) Al2O3+H2O
황산 알루미늄 +6NH3. H2o = 2al (oh) 3 ↓ 3 (NH4) 2so4
Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O
Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al(OH)4]
AlCl3+3NaOH=Al(OH)3↓+3NaCl
수산화알루미늄+수산화나트륨 = 나트륨 [수산화알루미늄]
AlCl3+3NaOH=Al(OH)3↓+3NaCl
Al2 (SO4) 3+6 nahco3 = 2al (oh) 3 ↓ 3 Na2SO4+6 CO2
Naalo2+HCl (소량)++H2O = Al (OH) 3 ↓+NaCl.
수산화알루미늄 = 삼염화 알루미늄+삼H2O
Naalo2+4hcl (초과) = AlCl3+NaCl+2h2o.
2 nalo 2+CO2+3h2o = 2al (oh) 3 ↓ Na2CO3 강산은 약산을 생성합니다.
알의 말은 그의 이중성, 즉 산성과 알칼리성, 그의 전리 방정식, 제비 방법, 알로 2-소금을 동시에 반영한 것으로 나타났다
철 Fe
철의 화학적 성질
[철의 화학적 성질 중 하나]
철 Fe, 원자 서수 26, 상대 원자 질량 55.847. 철은 알파 철, 베타 철, γ 철, а 철과 같은 다양한 동소이형체를 가지고 있다. 철은 상대적으로 활발한 금속으로, 금속 활동 서열표에서 수소 앞에 놓여 있다. 상온에서 철은 건조한 공기 중의 산소, 황, 염소 등 비금속 원소와 쉽게 반응하지 않지만 고온에서는 반응이 심하다. 철은 산소에서 연소하여 Fe3O4 를 생성하고, 열철은 수증기와 반응하여 Fe3O4 를 생성합니다. 철은 묽은 무기산과 농염산에 용해되어 2 가 철염을 형성하고 수소를 방출한다. 상온에서 진한 황산이나 농축 질산을 만나면 표면에 산화물 보호막을 형성하여 철을 "둔화" 시키므로 철제품은 진한 황산이나 농축 질산을 담는 데 사용할 수 있다. 철은 일종의 변가 원소로, 흔히 볼 수 있는 가격상태는 +2 와 +3 이다. 철과 황, 황산동 용액, 염산, 묽은 황산이 반응할 때 두 개의 전자를 잃고 +2 가로 변한다. Cl2, Br2, 질산, 열농황산과 반응하여 Fe3+ 로 산화되었습니다. 철이 산소나 수증기와 반응하여 생성된 Fe3O4 는 FeO Fe2O3 으로 간주될 수 있습니다. 여기서 Fe 의 1/3 은 +2 이고 2/3 은 +3 입니다. 철의 3 가 화합물은 비교적 안정적이다.
[철의 두 번째 화학적 성질]
철의 전자구조는 (Ar)3d64s2 로, 그 산화상태는 0, +2, +3, +4, +5, +6 이다. 철은 화학적 성질이 활발한 강한 복원제로 실온에서 물 속의 수소를 천천히 교체할 수 있으며, 500 C 이상의 반응률이 증가한다.
3Fe+4H2O===Fe3O4+4H2↑
철은 건조한 공기 중에는 산소와 반응하기 어렵지만 습한 공기 중에는 부식하기 쉬우므로 산성 기체나 할로겐 증기가 함유되어 있으면 부식이 더 빠르다. 철은 용액으로부터 금, 백금, 은, 수은, 비스무트, 주석, 니켈 또는 구리 플라즈마를 환원시킬 수 있습니다. 예를 들면 다음과 같습니다.
황산구리+철 = = = 황산 제 1 철+구리
철은 염산, 묽은 황산 등 비산화성 산에 용해되어 아철이온을 형성하여 수소를 방출한다. 차가운 묽은 질산에서 철 이온과 질산 암모늄이 형성된다.
Fe+H2SO4 = = = FeSO4+H2
4fe+10 HNO3 = = = 4fe (NO3) 2+nh4no3+3h2o
철은 뜨겁거나 진한 질산에 용해되어 질산철을 생성하고 질소 산화물을 방출한다. 농질산이나 냉농황산에서 철의 표면은 산화막을 형성하고 둔화한다. 철은 열을 받으면 염소와 격렬한 반응을 일으킨다. 철은 또한 황, 인, 실리콘, 탄소와 직접 결합될 수 있다. 철과 질소는 직접 결합할 수 없고, 암모니아와 반응하여 질화철 Fe2N 을 생산한다.
철의 가장 중요한 산화 상태는 +2 와 +3 이다. 철이온은 연녹색을 띠어 알칼리성 용액에서 쉽게 3 가 철이온으로 산화된다. 가수 분해도가 증가함에 따라 철 이온의 색이 주황색에서 갈색으로 변한다. 순수 3 가 철이온은 연보라색을 띠고 있다. 2 가와 3 가 철은 모두 무기나 유기배체와 안정된 배위 화합물을 형성하기 쉽다. 예를 들면, Phen 은 인접페로린이고 배위 수는 보통 6 이다. 0 가 철은 또한 일산화탄소와 함께 Fe(CO)5, Fe2(CO)9, Fe3(CO) 12 등과 같은 다양한 카르 보닐 철을 형성할 수 있다. 카르보닐철은 쉽게 휘발할 수 있고, 그것의 증기는 맹독이다. 철도 +4, +5, +6 가 화합물을 가지고 있지만 수용액에는 +6 가 화합물밖에 없다.
두 가지 주요 유형의 화합물인 아철 (II) 과 3 가 철 (III) 화합물이 있다. 아철화합물은 산화철, 염화 제 1 철, 황산 제 1 철, 수산화제 1 철을 포함한다. 철 함유 화합물은 산화철, 염화철, 황산철, 수산화철을 포함한다.
예를 들어 아철시안화 칼륨 K4 [Fe (CN) 6] 3H2O (속명: 황혈염) 와 철시안화 칼륨 K3[Fe(CN)6] (속명: 적혈염) 이 있다. 페로센은 철과 시클로 펜타 디엔의 화합물로 샌드위치 구조를 가진 금속 유기 화합물이다.
철의 화학적 성질의 세 가지 상태
철의 전자구조는 (Ar)3d64s2 로, 그 산화상태는 0, +2, +3, +4, +5, +6 이다. 철은 일종의 강한 환원제로, 활발한 화학적 성질을 가지고 있다. 실온에서 물속의 수소를 천천히 교체할 수 있고, 500 C 이상의 반응률이 증가한다: 3Fe+4H2O = = Fe3O4+4H2.
철은 건조한 공기 중에는 산소와 반응하기 어렵지만 습한 공기 중에는 부식하기 쉬우므로 산성 기체나 할로겐 증기가 함유되어 있으면 부식이 더 빠르다. 철은 용액에서 금, 백금, 은, 수은, 비스무트, 주석, 니켈 또는 구리 플라즈마를 복원할 수 있습니다 (예: CuSO4+Fe = = FeSO4+Cu).
철은 염산, 묽은 황산 등 비산화성 산에 용해되어 아철이온을 형성하여 수소를 방출한다. 차가운 묽은 질산에서 철 이온과 질산 암모늄이 형성된다.
Fe+H2SO4 = = = FeSO4+H2 ↑ 4fe+10 HNO3 = = = 4fe (NO3) 2+nh4no3+3h2o
원소
철은 지각의 함량이 풍부한 원소로 산소, 실리콘, 알루미늄에 버금가는 원소이다. 자석 광산 적철광 갈색 철광 마름광은 중요한 철광석이다. 단체 금속은 보통 코크스, 철광석, 석탄기의 석두 로 만들어진다. 수소로 순철산화물을 환원하면 순철을 얻을 수 있다. 탄소 함량이 1.7% 를 초과하는 철을 선철 (또는 주철) 이라고 합니다. 탄소 함량이 0.2% 미만인 용융을 숙철 또는 숙철이라고 합니다. 탄소 함량이 1.7-0.2 사이인 철 용융물을 강철이라고 합니다. 무쇠는 단단하지만 바삭하다. 강철은 신축성이 있다. 숙철은 가공하기 쉽지만 강철보다 부드럽다. 선철 제강은 선철의 탄소 함량을 낮추고 실리콘 황 인 등의 불순물을 제거하는 것이다.
요소 사용
그것의 가장 큰 용도는 제강이다. 주철과 숙철을 만드는 데도 널리 사용되고 있다. 철과 그 화합물은 자석, 염료 (잉크, 청색 날염천, 연지 안료) 및 연마제 (적색 철분 분말) 로도 사용된다. 복원철가루는 야금에 광범위하게 쓰인다.
요소 보조 데이터
지각의 주요 성분 중 하나. 철은 자연계에 광범위하게 분포되어 있지만, 인류는 금과 구리보다 철을 발견하고 이용한다. 첫째, 지구상에 자연원소 상태의 철이 없어 녹슬기 쉽다. 또한 융점 (1535 C) 은 구리의 융점 (1083 C) 보다 훨씬 높으며 구리보다 제련이 더 어렵습니다.
철에는 +2 가와 +3 가가 있으니, 여기서 철이온과 아철이온이 산화 복원 반응에서 사용되는 것을 언급해야 한다. 동시에 Fe3O4 는 FeO 와 Fe2O3 의 혼합물입니다.
고등학교 중점 Fe 의 두 방정식에 초점을 맞추다.
3Fe+8HNO3 (희석) = = 3Fe (NO3) 2+2NO+4H2O
Fe+4HNO3 (희석) = = = Fe (NO3) 3+NO+2h2o
Fe 함량이 같은 경우 후자의 방정식에는 더 많은 질산이 함유되어 있어 Fe 를 +3 가 Fe 이온으로 산화시킬 수 있고, 첫 번째 방정식은 소량의 질산이 함유되어 있어 +2 가 Fe 이온으로만 산화할 수 있다.