Какие свойства окислительные или восстановительные проявляет железо
Учебно-методическое пособие для подготовки к ЕГЭ
Химия железа
Бражникова Алла Михайловна,
ГБОУ СОШ №332
Невского района Санкт-Петербурга
Содержание:
Настоящее пособие рассматривает вопросы по теме «Химия железа». Помимо традиционных теоретических вопросов рассматриваются вопросы, выходящие за рамки базового уровня. Содержатся вопросы для самоконтроля, которые дают возможность учащимся проверить уровень усвоения ими соответствующего учебного материала при подготовке к ЕГЭ.
ГЛАВА 1. ЖЕЛЕЗО – ПРОСТОЕ ВЕЩЕСТВО.
Строение атома железа.
Железо – d-элемент, находится в побочной подгруппе VIIIгруппы периодической системы. Самый распространенный в природе металлпосле алюминия. Входит в состав многих минералов: бурый железняк (гематит) Fe2O3, магнитный железняк (магнетит) Fe3O4, пирит FeS2.
Электронное строение:1s22s22p63s23p63d64s2.
Валентность: II, III, (IV).
Степени окисления: 0, +2, +3, +6 (только в ферратах K2FeO4).
Физические свойства.
Железо – блестящий, серебристо-белый металл, т. пл. – 1539 0С.
Получение.
Чистое железо можно получить восстановлением оксидов водородом при нагревании, а также электролизом растворов его солей. Доменный процесс – получение железа в виде сплавов с углеродом (чугун и сталь):
1) 3Fe2O3 + CO → 2Fe3O4 + CO2
2) Fe3O4 + CO → 3FeO + CO2
3) FeO + CO → Fe + CO2
Химические свойства.
I. Взаимодействие с простыми веществами – неметаллами
1) С хлором и серой (при нагревании). Более сильным окислителем хлором железо окисляется до Fe3+, более слабым – серой – до Fe2+:
2Fe2 + 3Cl → 2FeCl3
Fe + S → FeS
2) С углем, кремнием и фосфором (при высокой температуре).
3) В сухом воздухе окисляется кислородом, образуя окалину – смесь оксидов железа (II) и (III):
3Fe + 2O2 → Fe3O4 (FeO Fe2O3)
II. Взаимодействие со сложными веществами.
1) Во влажном воздухе протекает коррозия (ржавление) железа:
4Fe + 3O2+ 6H2O → 4Fe(OH)3
При высокой температуре (700 – 900 0С) в отсутствие кислорода железо реагирует с парами воды, вытесняя из неё водород:
3Fe+ 4H2O→ Fe3O4 + 4H2 ↑
2) Вытесняет водород из разбавленной соляной и серной кислот:
Fe+ 2HCl= FeCl2+ H2 ↑
Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2 ↑
Высококонцентрированные серная и азотная кислоты при обычной температуре с железом не реагируют вследствие его пассивации.
Разбавленной азотной кислотой железо окисляется до Fe3+, продукты восстановления HNO3 зависят от её концентрации и температуры:
8Fe + 30HNO3(оч. разб.) →8Fe(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
Fe + 4HNO3(разб.) → Fe(NO3)3 + NO↑ + 2H2O
Fe + 6HNO3(конц.) → (температура) Fe(NO3)3 + 3NO2 ↑+ 3H2O
3) Реакция с растворами солей металлов, стоящих правее железа в электрохимическом ряду напряжений металлов:
Fe + CuSO4 → Fe SO4 + Cu
ГЛАВА2. СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА (II).
Оксид железа(II).
Оксид FeO– черный порошок, нерастворим в воде.
Получение.
Восстановление из оксида железа (III) при 500 0С действием оксида углерода (II):
Fe2O3+ CO→2FeO+ CO2
Химические свойства.
Основный оксид, ему соответствует гидрокосид Fe(OH)2 : растворяется в кислотах, образуя соли железа (II):
FeO+ 2HCl→ FeCl2+ H2O
Гидроксид железа (II).
Гидроксид железа Fe(OH)2 – нерастворимое в воде основание.
Получение.
Действие щелочей на соли железа () без доступа воздуха:
FeSO4 + NaOH → Fe(OH)2↓+ Na2SO4
Химические свойства.
Гидроксид Fe(OH)2 проявляет основные свойства, хорошо растворяется в минеральных кислотах, образуя соли.
Fe(OH)2 + H2SO4 →FeSO4 + 2H2O
При нагревании разлагается:
Fe(OH)2 → (температура) FeO+ H2O
Окислительно-восстановительные свойства.
Соединения железа (II) проявляют достаточно сильные восстановительные свойства, устойчивы только в инертной атмосфере; на воздухе (медленно) или в водном растворе при действии окислителей (быстро) переходят в соединения железа (III):
4 Fe(OH)2 (в осадок)+ O2+ 2H2O→ 4 Fe(OH)3↓
2FeCl2 + Cl2 → 2FeCl3
10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5 Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O
Соединения железа (II) могут выступать и в роли окислителей:
FeO+ CO→ (температура) Fe+ CO
ГЛАВА 3. СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА (III).
Оксид железа(III)
Оксид Fe2O3 – самое устойчивое природное кислородсодержащее соединение железа. Это амфотерный оксид, нерастворимый в воде. Образуется при обжиге пирита FeS2(см. 20.4 «Получение SO2».
Химические свойства.
1)Растворяясь в кислотах, образует соли железа (III):
Fe2O3 + 6HCl→ 2FeCl3+ 3H2O
2) При сплавлении с карбонатом калия образует феррит калия:
Fe2O3 + K2СO3 → (температура) 2KFeO2 + CO2 ↑
3) При действии восстановителей выступает как окислитель:
Fe2O3 + 3H2 ↑→ (температура) 2Fe+ 3H2O
Гидроксид железа (III)
Гидроксид железа Fe(OH)3 – красно-бурое вещество, нерастворимое в воде.
Получение.
Fe2(SO4)3 + 6NaOH → 2Fe(OH)3↓ + 3Na2SO4
Химические свойства.
Гидроксид Fe(OH)3 – более слабое основание, чем гидроксид железа (II), обладает слабо выраженной амфотерностью.
1) Растворяется в слабых кислотах:
2Fe(OH)3 + 3H2SO4→ Fe2(SO4)3 + 6H2O
2) При кипячении в 50% растворе NaOHобразует
Fe(OH)3 + 3NaOH → Na3[Fe(OH)6]
Соли железа (III).
Подвергаются сильному гидролизу в водном растворе:
Fe3+ + H2O ↔ Fe(OH)2+ + H+
Fe2(SO4)3 + 2H2O ↔ Fe(OH)SO4 + H2SO4
При действии сильных восстановителей в водном растворе проявляют окислительные свойства, переходя в соли железа (II):
2FeCl3 + 2KI → 2FeCl2 + I2 + 2KCl
Fe2(SO4)3 + Fe → 3 Fe
ГЛАВА4. КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ.
Качественные реакции на ионы Fe2+ и Fe3+.
- Реактивом на ион Fe2+ является гексацианоферрат (III) калия (красная кровавая соль), который дает с ним интенсивно синий осадок смешанной соли – гексацианоферрат (III) калия-железа (II) или турнбулева синь:
FeCl2 + K3[Fe(CN)6] → KFe2+[Fe3+(CN)6]↓ + 2KCl
- Реактивом на ион Fe3+ является тиоцианат-ион (роданид-ион) CNS-, при взаимодействии которого с солями железа (III) образуется вещество кроваво-красного цвета – роданид железа (III) :
FeCl3 + 3KCNS→ Fe(CNS)3 + 3KCl
3)Ионы Fe3+ можно обнаружить также с помощью гексацианоферрата (II) калия (желтая кровяная соль). При этом образуется нерастворимое в воде вещество интенсивного синего цвета – гексацианоферрат (II) калия-железа (III) или берлинская лазурь:
FeCl3 + K4[Fe(CN)6] → KFe3+[Fe2+(CN)6]↓ + 3KCl
ГЛАВА 5. МЕДИКО-БИОЛОГИЧЕСКОЕ ЗНАЧЕНИЕ ЖЕЛЕЗА.
Роль железа в организме.
Железо участвует в образовании гемоглобина в крови, в синтезе гормонов щитовидной железы, в защите организма от бактерий. Оно необходимо для образования иммунных защитных клеток, требуется для “работы” витаминов группы В.
Железо входит в состав более чем 70 различных ферментов, в том числе дыхательных, обеспечивающих процессы дыхания в клетках и тканях, и участвующих в обезвреживании чужеродных веществ, поступающих в организм человека.
Кроветворение. Гемоглобин.
Газообмен в легких и тканях.
Железодефицитная анемия.
Недостаток железа в организме приводит к таким заболеваниям, как анемия, малокровие.
Железодефицитная анемия (ЖДА) — гематологический синдром, характеризующийся нарушением синтеза гемоглобина вследствие дефицита железа и проявляющийся анемией и сидеропенией. Основными причинами ЖДА являются кровопотери и недостаток богатой гемом пищи и питья.
Больного может беспокоить усталость, одышка и сердцебиение, особенно после физической нагрузки, часто – головокружение и головные боли, шум вушах, возможен даже обморок. Человек становится раздражительным,нарушается сон, снижается концентрация внимания. Поскольку кровоток в коже снижен, может развиватьсяповышенная чувствительность к холоду. Возникает симптоматика и со стороны желудочно-кишечного тракта – резкое снижение аппетита, диспепсические расстройства (тошнота, изменение характера и частоты стула).
Железо – составная часть жизненно важных биологических комплексов, таких как гемоглобин (транспорт кислорода и углекислого газа), миоглобин (запасание кислорода в мышцах), цитохромы(ферменты). В организме взрослого человека содержится 4-5 г железа.
СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННОЙ ЛИТЕРАТУРЫ:
- К.Н. Зеленин, В.П. Сергутин, О.В. Солод «Сдаем экзамен по химии отлично». ООО «Элбль-СПб», 2001 год.
- К.А.Макаров «Медицинская химия». Издательство СПбГМУ Санкт-Петербурга, 1996 год.
- Н.Л. Глинка «Общая химия». Ленинград «Химия», 1985 год.
- В.Н. Доронькин, А.Г. Бережная, Т.В. Сажнева, В.А. Февралева «Химия. Тематические тесты для подготовки к ЕГЭ». Издательство «Легион», Ростов-на-Дону, 2012 год.
Источник
Цели урока:
- Познакомить учащихся с элементом побочной
группы Периодической системы – железом, его
строением, свойствами. - Знать нахождение железа в природе, способы его
получения, применение, физические свойства. - Уметь давать характеристику железа как
элемента побочной подгруппы. - Уметь доказывать химические свойства железа и
его соединений, записывать уравнения реакций в
молекулярном, ионном,
окислительно-восстановительном виде. - Развивать умения учащихся составлять уравнения
реакций с участием железы, сформировать знания
учащихся о качественных реакциях на ионы
железы. - Воспитывать интерес к предмету.
Оборудование: железо (порошок,
булавка, пластина), сера, колба с кислородом,
соляная кислота, сульфат железы(II), хлорид
железы(III),гидроксид натрия, красная и желтая
кровяные соли.
ХОД УРОКА
I. Органиционный момент
II. Проверка домашнего задания
III. Изучение нового материала
1. Вступление учителя.
– Значение железа в жизни, его роль в истории
цивилизации. Одним из самых распространенных
металлов в земной коре является железо.
Применять его начали гораздо позже других
металлов (меди, золота, цинка, свинца, олова), что,
скорее всего, объясняется малым сходством руды
железа с металлом. Первобытным людям было очень
трудно догадаться, что из руды можно получить
металл, который успешно можно использовать при
изготовлении различных предметов, сказалось
отсутствие инструментов и необходимых
приспособлений для организации такого процесса.
До того времени, когда человек научился получать
из руды железо и изготавливать из него сталь и
чугун, прошло довольно длительное время.
На данный момент железные руды являются
необходимым сырьем для черной металлургии, теми
полезными ископаемыми, обходиться без которых не
сможет ни одна развитая промышленная страна. За
год мировая добыча железных руд составляет
приблизительно 350 000 000 тонн. Используются они для
выплавки железа (содержание углерода 0,2-0,4 %),
чугуна (2,5-4% углерода), стали (2,5-1,5 % углерода) Сталь
имеет наиболее широкое применение в
промышленности, чем железо и чугун, поэтому и
больше спрос на ее выплавку.
Для выплавки чугуна из железных руд используются
домны, которые работают на каменном угле или
коксе, переплавка стали и железа из чугуна
происходит в отражательных мартеновских печах,
бессемеровских конверторах или способом Томаса.
Черные металлы и их сплавы имеют огромное
значение в жизни и развитии человеческого
общества. Всевозможные предметы быта и широкого
потребления изготавливаются из железа. Для
строительства кораблей, самолетов,
железнодорожного транспорта, автомобилей,
мостов, железных дорог, различных зданий,
оборудования и прочего, используются сотни
миллионов тонн стали и чугуна. Не существует
такой отрасли сельского хозяйства и
промышленности, в которой бы не применялись
железо и его различные сплавы.
Немногие часто встречающиеся в природе минералы,
имеющие в своем составе железо, являются именно
железной рудой. К таким минералам можно отнести:
бурый железняк, гематит, магнетит, другие,
образующие крупные месторождения и занимающие
огромные площади.
Химическое отношение магнетита или магнитного
железняка, имеющего железо – черный цвет и
уникальное свойство – магнитность, представляет
собой соединение, состоящее из окиси и закиси
железа. В природной среде его можно встретить как
в виде зернистых или сплошных масс, так и в виде
хорошо сформированных кристаллов. Железная руда
наиболее богата содержанием металлического
железа магнетита (до 72%).
Самые крупные в нашей стране месторождения
магнетитовых руд находятся на Урале, в горах
Высокая, Благодать, Магнитная, в некоторых
районах Сибири – бассейне реки Ангара, Горной
Шории, на территории Кольского полуострова.
2. Работа с классом. Характеристика железа
как химического элемента
а) Положение в периодической системе:
Задание 1. Определить положение железа
в Периодической системе?
Ответ: Железо расположено в 4-м большом
периоде, четном ряду, 8-й группе, побочной группе.
б) строение атома:
Задание 2. Зарисовать состав и
строение атома железа, электронные формулу и
ячейки.
Ответ: Fe+32)8)14)2)
металл
р = 26
е = 26
n = (56 – 26) = 301s22s22p63s23p63d64s2
Вопрос. На каких слоях у железа
расположены валентные электроны? Почему?
Ответ. Валентные электроны
расположены на последнем и предпоследнем слоях,
так как это элемент побочной подгруппы.
Железо относят к d-элементам, оно входит в
состав триады элементов – металлов (Fe-Co-Ni);
в) окислительно-восстановительные свойства
железа:
Вопрос. Чем является
железо-окислителем или восстановителем? Какие
степени окисления и валентность проявляет?
Ответ:
Fe0 – 2e = Fe+3 }восстановитель
Fe0 – 3e = Fe+3
с.о.+ 2,+ 3; валентность = II и III, валентность 7 – не
проявляет;
г) соединения железа:
FeO – основный оксид
Fe(OH)2 – нерастворимое основание
Fe2O3 – оксид признаками амфотерности
Fe(OH)3 – основание с признаки амфотерности
Летучие водородные соединения – нет.
д) нахождение в природе.
Железо является вторым по распространенности
металлом в природе(после алюминия).В свободном
состоянии железо встречается только в
метеоритах.Наиболее важные природные
соединения:
FeO*3HO – бурый железняк,
FeO – красный железняк,
FeO (FeO*FeO) – магнитный железняк,
FeS – железный колчедан (пирит)
Соединения железа входят в состав живых
организмов.
3. Характеристика простого вещества железа
а) строение молекулы, тип связи, тип
кристаллической решетки;(самостоятельно)
б) физические свойства железа
Железо – серебристо-серый металл, обладает
большой ковкостью, пластичностью и сильными
магнитными свойствами. Плотность железа – 7,87г/см3,
температура плавления 1539 tоС.
в) химические свойства железа:
Атомы железа в реакциях отдают электроны и
проявляют степени окисления + 2,+ 3 и иногда + 6.
В реакциях железо является восстановителем.
Однако при обычной температуре оно не
взаимодействует даже с самыми октивными
окислителями(галогенами,кислородом,серой) но при
нагревании становится активными и реагирует с
ними:
2Fe +3Cl2 = 2FeCl3 Хлорид
железа(III)
3Fe + 2O2 = Fe2O3 (FeO*Fe O) Оксид
железа(III)
Fe +S =
FeS
Сульфид железа(II)
При очень высокой температуре железо
реагирует с углеродом, кремнием и фосфором.
3Fe + C = Fe3C
Карбид
железа(цементит)
3Fe + Si = Fe3Si
Силицид железа
3Fe + 2P = Fe3P2 Фосфид
железа
Железо реагирует со сложными веществами.
Во влажном воздухе железо быстро
скисляется(корродирует):
4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3
Fe(OH)3 ––> FeOOH + H2O
Ржавчина
Железо находится в середине
электрохимического ряда напряжений
металлов,поэтому является металлом средней
активности. Восстановительная способность
у железаменьше, чем у щелочных, щелочноземельных
металлов и у алюминия. Только при высокой
температуре раскаленное железо реагирует с
водой:
3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2
Железо реагирует с разбавленными серной и
соляной кислотами,вытесняя из них водород:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
Fe0 + 2H+ = Fe2+ + H20
При обычной температуре железо не
взаимодействует с концентрированной серной
кислотой, так как пассивируется ею.При
нагревании концентрированная серная кислота
окисляет железо до сульфата железа(III):
2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2
+ 6H2O
Разбавленная азотная кислота окисляет железо
до нитрата железа(III):
Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O
Концентрированная азотная кислота пассивирует
железо.
Из растворов солей железо вытесняет металлы,
которые расположены правее его в
электрохимическом ряду напряжений:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu,
г) применение железа (самостоятельно)
д) получение (вместе с учащимися)
В промышленности железо получают
восстановлением его из железных руд углеродом
(коксом) и оксидом углерода (II) в доменных печах.
Химизм доменного процесса следующий:
C + O = CO
CO + C = 2CO
3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2
Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2
FeO + CO = Fe + CO2
4. Соединения железа
Химические свойства данных соединений.
Дополнение. Соединения железа(II)
неустойчивы, они могут они могут окисляться и
переходить в соединения железа(III)
Fe+2 Cl2 + Cl2 = Fe+3 Cl3 составить
дома окислительно-восстановительные
Fe+2 (OH) + H2O + O2 = Fe+3(OH)3
схемы, уравнять.
Химические свойства данных соединений
Также качественной реакцией на Fe+2 служит
реакция солей железа(II) с веществом ,называемым
красный кровяной солью K3[Fe(CN)6] – это
комплексное соединение.
3FeCl + 2K3[Fe(CN6)] = Fe3[Fe(CN6)2
+ 6KCl
Образуется темно-синий осадок
А качественной реакций на Fe+3 служит
реакция солей железа(III) с роданидом калия KCNS или
роданидом аммония NH4CNS
FeCl3 + 3KCNS = Fe(CNS)3 + 3KCl
Образуется роданид железа(III)
темно-красного цвета
IV. Закрепление знаний, умений, навыков
V. Задание на дом: составить кроссворд
на тему железа.
Источник
Окислительно восстановительные реакции с железом
Развитие чёрной металлургии, куда включаются железо, сталь, чугун и марганец, является показателем технического и культурного прогресса страны, основой её независимости и обороноспособности.
В 1953 г. у нас было произведено стали свыше 38 миллионов тонн, или в два с лишним раза больше, чем в 1940 г. Поэтому на изучение темы «Железо» необходимо обратить особое внимание.
При изучении химических свойств железа рассматриваются окислительно-восстановительные реакции:
1. Соединение железа с неметаллами: кислородом, серой, хлором и др.
2. Взаимодействие железа с разбавленными и концентрированными кислотами, при этом подчёркивается, в каких случаях железо подвергается коррозии.
3. Процесс коррозии железа на основе реакции вытеснения железом других металлов из их соединений.
Ржавление или ржавчина железа
Ржавление железа на воздухе в присутствии воды и углекислого газа. Этот процесс можно представить себе по фазам так:
а) вначале образуется угольная кислота:
Н2О + СO2 = Н2СO3;
б) далее происходит окислительно-восстановительная реакция между железом и ионами водорода угольной кислоты:
Fe + Н2СО3 = FeCО3 + Н2;
в) карбонат закисного железа, как соль слабой кислоты и слабого основания, подвергается гидролизу:
FeCО3 + 2НОН = Fe (ОН)2 + СО2 + Н2О;
г) в присутствии воды гидрат закиси железа окисляется кислородом воздуха:
4Fe(OH)2 + О2 + 2НОН = 4Fe(ОН)3.
Гидрат закиси железа подвергается дальнейшим изменениям и получается ржавчина, имеющая переменный состав.
На основе положения железа в ряду активности металлов и имеющихся у учащихся сведений о гальванических элементах в десятых классах можно дать понятие об электрохимической коррозии железа с проведением указанной ниже лабораторной работы.
Получение железа в доменной печи
Центральным местом в металлургии железа является доменный процесс.
Доменная печь работает непрерывно в течение нескольких лет. Сырые материалы — руду, топливо и флюсы — загружают сверху порциями. В доменной печи при направлении сверху вниз происходят процессы: высушивание сырых материалов, восстановление руды, обуглероживание железа, плавление чугуна, горение топлива, образование жидкого шлака.
Расплавленный чугун стекает в металла приёмник, находится там под слоем жидкого шлака и периодически выпускается через особое отверстие — лётку. Уравнение реакции сгорания топлива в доменной печи можно записать так:
2С + О2 = 2СО.
Неполное сгорание углерода объясняется тем, что между углекислым газом и окисью углерода существует равновесие:
С + СО2 ⇄ 2СО.
При повышении температуры равновесие сдвигается вправо, при понижении температуры — влево, для каждой температуры существует строго определённое процентное соотношение углекислого газа и угарного газа; при 1100° С может существовать преимущественно окись углерода. В горне доменной печи развивается температура до 1800° С, поэтому как бы мы ни хотели полностью сжечь топливо до углекислого газа — этого сделать не сможем. Но в этом и нет необходимости, так как в печи должна быть создана восстановительная атмосфера, а такими свойствами обладает окись углерода.
Реакция окиси и закиси железа являются экзотермическими, реакция же восстановления магнитной окиси железа является эндотермической реакцией.
Железо окислитель для некоторых веществ, восстанавливается в доменной печи не только окисью углерода, но и водородом, который получается в печи за счёт разложения паров воды, всегда имеющейся во влажном топливе или в руде.
Окислы железа восстанавливаются водородом при более высокой температуре, чем окисью углерода. Окислительно-восстановительные реакции в доменной печи при участии водорода.
Конечный тепловой эффект окислительно-восстановительных реакций при участии водорода является отрицательным. Это существенно отличает их от реакций восстановления окислов железа окисью углерода, которые дают в общем итоге положительный тепловой эффект.
В современной металлургии стремятся к тому, чтобы ускорить химические процессы в различных её областях, в частности при получении чугуна. Это достигается вдуванием в доменную печь кислорода или воздуха, обогащенного кислородом, о возможностях чего ещё в 1899 г. писал наш великий Д. И. Менделеев и что впервые в мире было осуществлено в полузаводском масштабе у нас на Чернореченском химическом комбинате ещё в 1932 г.
Опыты, проведённые на Днепровском заводе, показали, что при применении кислородного дутья с концентрацией кислорода 21—33% производительность доменной печи увеличивается в 1,23—1,56 раза и расход кокса уменьшается до 32%.
В доменной печи, помимо основного процесса восстановления железа из его окислов, протекает целый ряд других восстановительных процессов. К ним можно отнести восстановление марганца из пиролюзита МnO2, который прибавляется в шихту для получения чугуна с повышенным содержанием марганца. Реакции протекают согласно следующим уравнениям:
1) 3МnO2 + 2СО = Мn3О4 + 2СO2 + 89 225 кал
2) Mn3O4+CO = 3МnО + СO2 + 13270 кал
3) 3МnО + 3С = 3Мn + 3СО — 183 990 кал
3МnO2 + 3С = 3Мn + 3СO2 — 81 495 кал
Следовательно, восстановление марганца в общем итоге является процессом эндотермическим.
Из кремнезёма, находящегося в пустой породе руды, происходит восстановление кремния по уравнению:
SiO2 + 2C = Si + 2CO.
Данная реакция протекает при температуре не ниже 1460° С.
Статья на тему Железо окислитель восстановитель
Источник