Fe какой металл. Соединения железа. Железо: физические и химические свойства. Физические свойства железа

Железо было известно еще в доисторические времена, однако широкое применение нашло значительно позже, так как в свободном состоянии встречается в природе крайне редко, а получение его из руд стало возможным лишь на определенном уровне развития техники. Вероятно, впервые человек познакомился с метеоритным Железом, о чем свидетельствуют его названия на языках древних народов: древнеегипетское "бени-пет" означает "небесное железо"; древнегреческое sideros связывают с латинским sidus (род. падеж sideris) - звезда, небесное тело. В хеттских текстах 14 века до н. э. упоминается о Железе как о металле, упавшем с неба. В романских языках сохранился корень названия, данного римлянами (например, франц. fer, итал. ferro).

Способ получения Железа из руд был изобретен в западной части Азии во 2-м тысячелетии до н. э.; вслед за тем применение Железа распространилось в Вавилоне, Египте, Греции; на смену бронзовому веку пришел железный век. Гомер (в 23-й песне "Илиады") рассказывает, что Ахилл наградил диском из железной крицы победителя в соревновании по метанию диска. В Европе и Древней Руси в течение многих веков Железо получали по сыродутному процессу. Железную руду восстанавливали древесным углем в горне, устроенном в яме; в горн мехами нагнетали воздух, продукт восстановления - крицу ударами молота отделяли от шлака и из нее выковывали различные изделия. По мере усовершенствования способов дутья и увеличения высоты горна температура процесса повышалась и часть Железа науглероживалась, то есть получался чугун; этот сравнительно хрупкий продукт считали отходом производства. Отсюда название чугуна "чушка", "свинское железо" - англ. pig iron. Позже было замечено, что при загрузке в горн не железной руды, а чугуна также получается низкоуглеродистая железная крица, причем такой двухстадийный процесс оказался более выгодным, чем сыродутный. В 12-13 веках кричный способ был уже широко распространен.

В 14 веке чугун начали выплавлять не только как полупродукт для дальнейшего передела, но и как материал для отливки различных изделий. К тому же времени относится и реконструкция горна в шахтную печь ("домницу"), а затем и в доменную печь. В середине 18 века в Европе начал применяться тигельный процесс получения стали, который был известен на территории Сирии еще в ранний период средневековья, но в дальнейшем оказался забытым. При этом способе сталь получали расплавлением металлической шихты в небольших сосудах (тиглях) из высокоогнеупорной массы. В последней четверти 18 века стал развиваться пудлинговый процесс передела чугуна в Железо на поду пламенной отражательной печи. Промышленный переворот 18 - начала 19 веков, изобретение паровой машины, строительство железных дорог, крупных мостов и парового флота вызвали громадную потребность в Железе и его сплавах. Однако все существовавшие способы производства Железа не могли удовлетворить потребности рынка. Массовое производство стали началось лишь в середине 19 века, когда были разработаны бессемеровский, томасовский и мартеновский процессы. В 20 веке возник и получил широкое распространение электросталеплавильный процесс, дающий сталь высокого качества.

Распространение Железа в природе. По содержанию в литосфере (4,65% по массе) Железо занимает второе место среди металлов (на первом алюминий). Оно энергично мигрирует в земной коре, образуя около 300 минералов (окислы, сульфиды, силикаты, карбонаты, титанаты, фосфаты и т. д.). Железо принимает активное участие в магматических, гидротермальных и гипергенных процессах, с которыми связано образование различных типов его месторождений. Железо - металл земных глубин, оно накапливается на ранних этапах кристаллизации магмы, в ультраосновных (9,85%) и основных (8,56%) породах (в гранитах его всего 2,7%). В биосфере Железо накапливается во многих морских и континентальных осадках, образуя осадочные руды.

Важную роль в геохимии Железа играют окислительно-восстановительные реакции - переход 2-валентного Железа в 3-валентное и обратно. В биосфере при наличии органических веществ Fe 3+ восстанавливается до Fe 2+ и легко мигрирует, а при встрече с кислородом воздуха Fe 2+ окисляется, образуя скопления гидрооксидов 3-валентного Железа. Широко распространенные соединения 3-валентного Железа имеют красный, желтый, бурый цвета. Этим определяется окраска многих осадочных горных пород и их наименование -"красноцветная формация" (красные и бурые суглинки и глины, желтые пески и т. д.).

Физические свойства Железа. Значение Железа в современное технике определяется не только его широким распространением в природе, но и сочетанием весьма ценных свойств. Оно пластично, легко куется как в холодном, так и нагретом состоянии, поддается прокатке, штамповке и волочению. Способность растворять углерод и других элементы служит основой для получения разнообразных железных сплавов.

Железо может существовать в виде двух кристаллических решеток: α- и γ-объемноцентрированной кубической (ОЦК) и гранецентрированной кубической (ГЦК). Ниже 910°С устойчиво α-Fe с ОЦК-решеткой (а = 2,86645Å при 20 °С). Между 910 °С и 1400°С устойчива γ-модификация с ГЦК-решеткой (а = 3,64Å). Выше 1400°С вновь образуется ОЦК-решетка δ-Fe (a = 2,94Å), устойчивая до температуры плавления (1539 °С). α-Fe ферромагнитно вплоть до 769 °С (точка Кюри). Модификации γ-Fe и δ-Fe парамагнитны.

Полиморфные превращения Железа и стали при нагревании и охлаждении открыл в 1868 году Д. К. Чернов. Углерод образует с Железом твердые растворы внедрения, в которых атомы С, имеющие небольшой атомный радиус (0,77Å), размещаются в междоузлиях кристаллической решетки металла, состоящей из более крупных атомов (атомный радиус Fe 1,26 Å). Твердый раствор углерода в γ-Fe называется аустенитом, а в α-Fe - ферритом. Насыщенный твердый раствор углерода в γ-Fe содержит 2,0% С по массе при 1130 °С; α-Fe растворяет всего 0,02- 0,04% С при 723 °С, и менее 0,01% при комнатной температуре. Поэтому при закалке аустенита образуется мартенсит - пересыщенный твердый раствор углерода в α-Fe, очень твердый и хрупкий. Сочетание закалки с отпуском (нагревом до относительно низких температур для уменьшения внутренних напряжений) позволяет придать стали требуемое сочетание твердости и пластичности.

Физические свойства Железа зависят от его чистоты. В промышленных железных материалах Железу, как правило, сопутствуют примеси углерода, азота, кислорода, водорода, серы, фосфора. Даже при очень малых концентрациях эти примеси сильно изменяют свойства металла. Так, сера вызывает так называемых красноломкость, фосфор (даже 10 -2 % Р) - хладноломкость; углерод и азот уменьшают пластичность, а водород увеличивает хрупкость Железа (т. н. водородная хрупкость). Снижение содержания примесей до 10 -7 - 10 -9 % приводит к существенным изменениям свойств металла, в частности к повышению пластичности.

Ниже приводятся физические свойства Железа, относящиеся в основном к металлу с общим содержанием примесей менее 0,01% по массе:

Атомный радиус 1,26Å

Ионные радиусы Fe 2+ 0,80Å, Fe 3+ 0.67Å

Плотность (20°C) 7 ,874 г/см 3

t кип около 3200°С

Температурный коэффициент линейного расширения (20°С) 11,7·10 -6

Теплопроводность (25°С) 74,04 вт/(м·K)

Теплоемкость Железа зависит от его структуры и сложным образом изменяется с температурой; средняя удельная теплоемкость (0-1000°С) 640,57 дж/(кг·К) .

Удельное электрическое сопротивление (20°С) 9,7·10 -8 ом·м

Температурный коэффициент электрического сопротивления (0-100°С) 6,51·10 -3

Модуль Юнга 190-210·10 3 Мн/м 2 (19-21·10 3 кгс/мм 2)

Температурный коэффициент модуля Юнга 4·10 -6

Модуль сдвига 84,0·10 3 Мн/м 2

Кратковременная прочность на разрыв 170-210 Мн/м 2

Относительное удлинение 45-55%

Твердость по Бринеллю 350-450 Мн/м 2

Предел текучести 100 Мн/м 2

Ударная вязкость 300 Мн/м 2

Химические свойства Железа. Конфигурация внешней электронной оболочки атома 3d 6 4s 2 . Железо проявляет переменную валентность (наиболее устойчивы соединения 2- и 3-валентного Железа). С кислородом Железо образует оксид (II) FeO, оксид (III) Fe 2 O 3 и оксид (II,III) Fe 3 O 4 (соединение FeO c Fe 2 O 3 , имеющее структуру шпинели). Во влажном воздухе при обычной температуре Железо покрывается рыхлой ржавчиной (Fe 2 O 3 ·nH 2 O). Вследствие своей пористости ржавчина не препятствует доступу кислорода и влаги к металлу и поэтому не предохраняет его от дальнейшего окисления. В результате различных видов коррозии ежегодно теряются миллионы тонн Железа. При нагревании Железа в сухом воздухе выше 200 °С оно покрывается тончайшей оксидной пленкой, которая защищает металл от коррозии при обычных температурах; это лежит в основе технического метода защиты Железа - воронения. При нагревании в водяном паре Железо окисляется с образованием Fe 3 O 4 (ниже 570 °С) или FeO (выше 570 °С) и выделением водорода.

Гидрооксид Fe(OH) 2 образуется в виде белого осадка при действии едких щелочей или аммиака на водные растворы солей Fe 2+ в атмосфере водорода или азота. При соприкосновении с воздухом Fe(OH) 2 сперва зеленеет, затем чернеет и наконец быстро переходит в красно-бурый гидрооксид Fe(OH) 3 . Оксид FeO проявляет основные свойства. Оксид Fe 2 O 3 амфотерен и обладает слабо выраженной кислотной функцией; реагируя с более основными оксидами (например, с MgO, она образует ферриты - соединения типа Fe 2 O 3 ·nMeO, имеющие ферромагнитные свойства и широко применяющиеся в радиоэлектронике. Кислотные свойства выражены и у 6-валентного Железа, существующего в виде ферратов, например K 2 FeO 4 , солей не выделенной в свободном состоянии железной кислоты.

Железо легко реагирует с галогенами и галогеноводородами, давая соли, например хлориды FeCl 2 и FeCl 3 . При нагревании Железа с серой образуются сульфиды FeS и FeS 2 . Карбиды Железа - Fe 3 C (цементит) и Fe 2 C (е-карбид) - выпадают из твердых растворов углерода в Железе при охлаждении. Fe 3 C выделяется также из растворов углерода в жидком Железе при высоких концентрациях С. Азот, подобно углероду, дает с Железом твердые растворы внедрения; из них выделяются нитриды Fe 4 N и Fe 2 N. С водородом Железо дает лишь малоустойчивые гидриды, состав которых точно не установлен. При нагревании Железо энергично реагирует с кремнием и фосфором, образуя силициды (например, Fe 3 Si и фосфиды (например, Fe 3 P).

Соединения Железа с многими элементами (О, S и другими), образующие кристаллическую структуру, имеют переменный состав (так, содержание серы в моносульфиде может колебаться от 50 до 53,3 ат.%). Это обусловлено дефектами кристаллической структуры. Например, в оксиде Железа (II) часть ионов Fe 2+ в узлах решетки замещена ионами Fe 3+ ; для сохранения электронейтральности некоторые узлы решетки, принадлежавшие ионам Fe 2+ , остаются пустыми.

Нормальный электродный потенциал Железа в водных растворах его солей для реакции Fe = Fe 2+ + 2e составляет -0,44 в, а для реакции Fe = Fe 3+ + 3e равен -0,036 в. Таким образом, в ряду активностей Железо стоит левее водорода. Оно легко растворяется в разбавленных кислотах с выделением Н 2 и образованием ионов Fe 2+ . Своеобразно взаимодействие Железа с азотной кислотой. Концентрированная HNO 3 (плотность 1,45 г/см 3) пассивирует Железо вследствие возникновения на его поверхности защитной оксидной пленки; более разбавленная HNO 3 растворяет Железо с образованием ионов Fe 2+ или Fe 3+ , восстанавливаясь до NH 3 или N 2 и N 2 O. Растворы солей 2-валентного Железа на воздухе неустойчивы - Fe 2+ постепенно окисляется до Fe 3+ . Водные растворы солей Железа вследствие гидролиза имеют кислую реакцию. Добавление к растворам солей Fe 3+ тиоцианат-ионов SCN- дает яркую кроваво-красную окраску вследствие возникновения Fe(SCN) 3 что позволяет открывать присутствие 1 части Fe 3+ примерно в 10 6 частях воды. Для Железа характерно образование комплексных соединений.

Получение Железа. Чистое Железо получают в относительно небольших количествах электролизом водных растворов его солей или восстановлением водородом его окислов. Постепенно увеличивается производство достаточно чистого Железо путем его прямого восстановления из рудных концентратов водородом, природным газом или углем при относительно низких температурах.

Применение Железа. Железо - важнейший металл современной техники. В чистом виде Железо из-за его низкой прочности практически не используется, хотя в быту "железными" часто называют стальные или чугунные изделия. Основная масса Железа применяется в виде весьма различных по составу и свойствам сплавов. На долю сплавов Железа приходится примерно 95% всей металлической продукции. Богатые углеродом сплавы (свыше 2% по массе) - чугуны, выплавляют в доменных печах из обогащенных железом руд. Сталь различных марок (содержание углерода менее 2% по массе) выплавляют из чугуна в мартеновских и электрических печах и конвертерах путем окисления (выжигания) излишнего углерода, удаления вредных примесей (главным образом S, P, О) и добавления легирующих элементов. Высоколегированные стали (с большим содержанием никеля, хрома, вольфрама и других элементов) выплавляют в электрических дуговых и индукционных печах. Для производства сталей и сплавов Железа особо ответственного назначения служат новые процессы - вакуумный, электрошлаковый переплав, плазменная и электронно-лучевая плавка и другие. Разрабатываются способы выплавки стали в непрерывно действующих агрегатах, обеспечивающих высокое качество металла и автоматизацию процесса.

На основе Железа создаются материалы, способные выдерживать воздействие высоких и низких температур, вакуума и высоких давлений, агрессивных сред, больших переменных напряжений, ядерных излучений и т. п. Производство Железа и его сплавов постоянно растет.

Железо как художественный материал использовалось с древности в Египте, Месопотамии, Индии. Со времен средневековья сохранились многочисленные высокохудожественные изделия из Железа в странах Европы (Англии, Франции, Италии, России и других) - кованые ограды, дверные петли, настенные кронштейны, флюгера, оковки сундуков, светцы. Кованые сквозные изделия из прутьев и изделия из просечного листового Железа (часто со слюдяной подкладкой) отличаются плоскостными формами, четким линейно-графическим силуэтом и эффектно просматриваются на световоздушном фоне. В 20 веке Железо используется для изготовления решеток, оград, ажурных интерьерных перегородок, подсвечников, монументов.

Железо в организме. Железо присутствует в организмах всех животных и в растениях (в среднем около 0,02%); оно необходимо главным образом для кислородного обмена и окислительных процессов. Существуют организмы (так называемые концентраторы), способные накапливать его в больших количествах (например, железобактерии - до 17-20% Железа). Почти все Железо в организмах животных и растений связано с белками. Недостаток Железа вызывает задержку роста и явления хлороза растений, связанные с пониженным образованием хлорофилла. Вредное влияние на развитие растений оказывает и избыток Железа, вызывая, например, стерильность цветков риса и хлороз. В щелочных почвах образуются недоступные для усвоения корнями растений соединения Железа, и растения не получают его в достаточном количестве; в кислых почвах Железо переходит в растворимые соединения в избыточном количестве. При недостатке или избытке в почвах усвояемых соединений Железа заболевания растений могут наблюдаться на значительных территориях.

В организм животных и человека Железо поступает с пищей (наиболее богаты им печень, мясо, яйца, бобовые, хлеб, крупы, шпинат, свекла). В норме человек получает с рационом 60-110 мг Железа, что значительно превышает его суточную потребность. Всасывание поступившего с пищей Железа происходит в верхнем отделе тонких кишок, откуда оно в связанной с белками форме поступает в кровь и разносится с кровью к различным органам и тканям, где депонируется в виде Железо-белкового комплекса - ферритина. Основное депо Железа в организме - печень и селезенка. За счет ферритина происходит синтез всех железосодержащих соединений организма: в костном мозге синтезируется дыхательный пигмент гемоглобин, в мышцах - миоглобин, в различных тканях цитохромы и других железосодержащие ферменты. Выделяется Железо из организма главным образом через стенку толстых кишок (у человека около 6-10 мг в сутки) и в незначительной степени почками. Потребность организма в Железе меняется с возрастом и физическим состоянием. На 1 кг веса необходимо детям - 0,6, взрослым-0,1 и беременным - 0,3 мг Железа в сутки. У животных потребность в Железе ориентировочно составляет (на 1 кг сухого вещества рациона): для дойных коров - не менее 50 мг, для молодняка - 30-50 мг; для поросят - до 200 мг, для супоросных свиней - 60 мг.

Класс: 9

Задачи урока:

Образовательная: познакомить учащихся с природными соединениями железа, рассмотреть важнейшие соединения железа (+2) и (+3), их свойства, ознакомить с качественными реакциями на ионы железа (+2) и (+3), показать народнохозяйственное значение соединений железа;

Развивающая: развитие речи, памяти, логического мышления, умений совместной деятельности; развитие и закрепление умений и навыков работать с лабораторным оборудованием;

Воспитательная: формирование мировоззрения, навыков сотрудничества, преемственности знаний, осуществление межпредметных связей, воспитание экологической грамотности, разумного отношения к природе (слайд 2).

Оборудование и реактивы:

образцы природных соединений железа (магнитный железняк, красный железняк, бурый железняк, железный колчедан); растворы хлорида железа (II) и (III), растворы красной кровяной соли и жёлтой кровяной соли, раствор роданида калия, раствор щёлочи; соли: железный купорос, хлорид железа (III), сульфат железа (III), необходимая химическая посуда.

Тип урока: комбинированный.

Ход урока

I. Организационный момент.

II. Актуализация знаний.

1 вариант

1) Fe + H 2 SO 4р-р =

3) Fe + AgNO 3 =

2 вариант

Закончите уравнения реакций. Уравнение №2 рассмотрите с точки зрения ОВР.

3 вариант

Закончите уравнения реакций. Уравнение №2 рассмотрите с точки зрения ОВР.

3) Fe + Cu(NO 3) 2 =

III. Изучение нового материала.

Нахождение железа в природе

Железо (5%) – второй по распространённости металл в земной коре, а в природе занимает 4 место. В природе встречается в виде оксидов и сульфидов:

Fe 3 O 4 – магнитный железняк (магнетит);

Fe 2 O 3 – красный железняк (гематит);

(Врач и алхимик Теофаст Парацельс много путешествовал и в 1530г из России привёз в свою лабораторию в г. Базеле кусок вишнёво – красного минерала – “кровавика”. Минерал действительно оставлял “кровавый” след – красную черту на пергаменте или белом камне. Помощник Парацельса, невежественный монах, решил, что минерал из России – застывшая кровь дьявола. Готовя составные части лекарств прокаливанием солей, полученных из “русского минерала”, монах всякий раз получал порошок красного цвета. Сиреневые кристаллы сульфата и нитрата железа (III), жёлтый хлорид железа (III) или почти белый карбонат железа (II) – все они при нагревании в токе воздуха превращались в “кровавик”. Бросив работу, монах стал повсюду рассказывать, что Парацельс связан с дьяволом. В адрес знаменитого врача посыпались угрозы, и ночью ему пришлось тайно покинуть Базель. Утром толпа горожан разгромила и сожгла его дом).

“Кровавик” - это минерал гематит Fe 2 O 3 . Соли железа при прокаливании разлагаются с выделением этого оксида красного цвета.)

2Fe 2 O 3 *3H 2 O – бурый железняк (лимонит);

FeS 2 – железный колчедан (пирит).

Помимо железа в состав этих минералов входят другие элементы. Природное химически чистое железо бывает только метеоритного происхождения (самый большой метеорит найден в 1920 г. в Юго – Западной Африке, вес 60 т., “Гоба”) (демонстрация коллекции минералов) (Cлайд 3).

Железо образует несколько рядов соединений, чтобы узнать какие мы должны с вами вспомнить, какова особенность строения атома железа и какие степени окисления характерны для железа?

Fe +26 2е, 8е, 14е, 2е

(Fe – элемент 7 группы побочной подгруппы, 4 периода (большой). Заполняется не последний, а предпоследний, 3-й от ядра энергетический уровень, где максимальное число электронов 18, у железа здесь 14 электронов. Железо восстановитель, как и другие металлы, однако в отличие от ранее изученных металлов, атомы железа при окислении отдают не только электроны последнего уровня, приобретая степень окисления +2, но способны к отдаче 1 электрона с предпоследнего энергетического уровня, принимая при этом степень окисления +3. Для железа характерны две основные степени окисления +2 и +3).

Проявляя степени окисления +2 и +3 железо образует 2 ряда соединений.

Соединения железа (+2).

Соединения железа (+2): FeO (оксид железа(II) и Fe(OH) 2 (гидроксид железа(II). Имеют ярко выраженный основный характер. Получают их косвенно. Рассмотрим генетический ряд Fe +2:

Соединения железа (+3).

Соединения железа (+3): Fe 2 О 3 (оксид железа(III)) и Fe(OH) 3 (гидроксид железа(III)). Имеют слабо выраженные амфотерные свойства. Получают их косвенно. Рассмотрим генетический ряд Fe +3:

Катионы железа (+2) легко окисляются кислородом воздуха или другими окислителями до катионов железа (+3). Поэтому белый осадок Fe(OH) 2 (гидроксид железа(II) на воздухе сначала приобретает зелёную окраску, а затем становится бурым, превращаясь в Fe(OH) 3 (гидроксид железа(III) (демонстрационный опыт

)

Соли железа (+2) и (+3).

Железо образует 2 ряда солей Fe +2 и Fe +3 . Для распознавания соединений железа (+2) и (+3) проводят качественные реакции на данные ионы (качественные реакции – это реакции с помощью которых распознают различные вещества, они сопровождаются ярким внешним эффектом).

Качественные реакции на Fe +2 .

Реактивом служит красная кровяная соль.

Качественные реакции на Fe +3.

Реактивом служит жёлтая кровяная соль.

Также для обнаружения ионов железа(III) используют взаимодействие солей железа(III) с роданидом калия или аммония, в результате чего раствор приобретает интенсивно-красное окрашивание.

Техника безопасности: необходимо брать вещества в количествах указанных учителем; при попадании данных химических реактивов на кожу или одежду необходимо смыть реактивы избытком воды; если что-нибудь попало в глаза – промыть водой в течение 10-15 минут.

(просмотр диска; демонстрация образцов солей; опыты учащихся) (Cлайд 4, 5).

Применение соединений железа

Железо выполняет функции кроветворных органов, входит в состав гемоглобина, других сложных белковых животных организмов. В виде чугуна и стали железо находит широкое применение в народном хозяйстве. Из солей железа наибольшее техническое значение имеют сульфаты и хлориды.

FeSO 4 *7H 2 O – железный купорос используется для борьбы с вредителями растений, для приготовления минеральных красок и т.д.;

FeCl 3 – используется как протрава при крашении тканей и в качестве катализатора в органическом синтезе;

Fe 2 (SO 4) 3 *9H 2 O – применяют для очистки воды, в виде квасцов в медицине.

(просмотр диска; демонстрация образцов солей)

На уроке мы с вами рассмотрели соединения железа (+2) и (+3). Познакомились с нахождением железа в природе: минералы магнетит, гематит, лимонит, пирит. Изучили соединения железа (+2) (FeO (оксид железа(II) и Fe(OH) 2 (гидроксид железа(II) и их свойства; соединения железа (+3) (Fe 2 О 3 (оксид железа(III) и Fe(OH) 3 (гидроксид железа(III), их свойства. Рассмотрели лёгкость окисления Fe +2 в Fe +3 кислородом воздуха. Узнали, что железо образует 2 ряда соединений:

Fe +2: реактивом служит красная кровяная соль, образуется тёмно-синий осадок (турнбулева синь);

Fe +3: реактивом служит

1) жёлтая кровяная соль, образуется тёмно-синее окрашивание (берлинская лазурь);

2) роданид калия или аммония, образуется интенсивно-красное окрашивание.

Рассмотрели применение соединений железа: в металлургии, медицине, при очистке воды, при окраске тканей, для борьбы с вредителями и в других отраслях народного хозяйства.

V. Закрепление.

Задача. Какая масса железа может быть получена при действии на 96 г оксида железа(III) избытка оксида углерода(II), если выход реакции составляет 80% от теоретически возможного? (Cлайд 6)

VI. Рефлексия.

Закончите предложения или дайте ответ на поставленный вопрос.

Мне больше всего понравилось…

Сегодня я узнал…

Было сложно…

Было интересно…

Теперь я могу…

Я попробовал…

Домашнее задание: учебник Габриелян О. С. п.14 (стр. 65-67); упр. 5,6 письменно (Cлайд 7).

Соединения железа (II)

Соединения железа со степень окисления железа +2 малоустойчивы и легко окисляются до производных железа (III).

Fe 2 O 3 + CO = 2FeO + CO 2 .

Гидроксид железа (II) Fe(OH) 2 в свежеосажденном виде имеет серовато-зеленую окраску, в воде не растворяется, при температуре выше 150 °С разлагается, быстро темнеет вследствие окисления:

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3 .

Проявляет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных, легко реагирует с неокисляющими кислотами:

Fe(OH) 2 + 2HCl = FeCl 2 + 2H 2 O.

Взаимодействует с концентрированными растворами щелочей при нагревании с образованием тетрагидроксоферрата (II):

Fe(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 .

Проявляет восстановительные свойства, при взаимодействии с азотной или концентрированной серной кислотой образуются соли железа (III):

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

Получается при взаимодействии солей железа (II) с раствором щелочи в отсутствии кислорода воздуха:

FeSO 4 + 2NaOH = Fe(OH) 2 + Na 2 SO 4 .

Соли железа (II). Железо (II) образует соли практически со всеми анионами. Обычно соли кристаллизуются в виде зеленых кристаллогидратов: Fe(NO 3) 2 · 6H 2 O, FeSO 4 · 7H 2 O, FeBr 2 · 6H 2 O, (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 · 6H 2 O (соль Мора) и др. Растворы солей имеют бледно-зеленую окраску и, вследствие гидролиза , кислую среду:

Fe 2+ + H 2 O = FeOH + + H + .

Проявляют все свойства солей.

При стоянии на воздухе медленно окисляются растворенным кислородом до солей железа (III):

4FeCl 2 + O 2 + 2H 2 O = 4FeOHCl 2 .

Качественная реакция на катион Fe 2+ - взаимодействие с гексацианоферратом (III) калия (красной кровяной солью) :

FeSO 4 + K 3 = KFe↓ + K 2 SO 4

Fe 2+ + K + + 3- = KFe↓

в результате реакции образуется осадок синего цвета - гексацианоферрат (II) железа (III) - калия.

Степень окисления +3 характерна для железа.

Оксид железа (III) Fe 2 O 3 - вещество бурого цвета, существует в трех полиморфных модификациях.

Проявляет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных. Легко реагирует с кислотами:

Fe 2 O 3 + 6HCl = 2FeCl 3 + 3H 2 O.

С растворами щелочей не реагирует, но при сплавлении образует ферриты :

Fe 2 O 3 + 2NaOH = 2NaFeO 2 + H 2 O.

Проявляет окислительные и восстановительные свойства. При нагревании восстанавливается водородом или оксидом углерода (II), проявляя окислительные свойства:

Fe 2 O 3 + H 2 = 2FeO + H 2 O,

Fe 2 O 3 + CO = 2FeO + CO 2 .

В присутствии сильных окислителей в щелочной среде проявляет восстановительные свойства и окисляется до производных железа (VI):

Fe 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH = 2K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O.

При температуре выше 1400°С разлагается:

6Fe 2 O 3 = 4Fe 3 O 4 + O 2 .

Получается при термическом разложении гидроксида железа (III):

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

или окислением пирита:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .

FeCl 3 + 3KCNS = Fe(CNS) 3 + 3KCl,

17. d -элементы.Железо, общая характеристика, свойства. Оксиды и гидроксиды, КО и ОВ характеристика, биороль, способность к комплексообразованию.

1.Общая характеристика.

Железо - d-элемент побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода ПСХЭ с атомным номером 26.

Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия).

Простое вещество железо - ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой химической реакционной способностью: железо быстро корродирует при высоких температурах или при высокой влажности на воздухе.

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

В чистом кислороде железо горит, а в мелкодисперсном состоянии самовозгорается и на воздухе.

3Fe + 2O2 = FeO + Fe2O3

3Fe + 4H2O = FeO*Fe2O3

FeO*Fe2O3 = Fe3O4 (железная окалина)

Собственно, железом обычно называют его сплавы с малым содержанием примесей (до 0,8 %), которые сохраняют мягкость и пластичность чистого металла. Но на практике чаще применяются сплавы железа с углеродом: сталь (до 2,14 вес. % углерода) и чугун (более 2,14 вес. % углерода), а также нержавеющая (легированная) сталь с добавками легирующих металлов (хром,марганец, никель и др.). Совокупность специфических свойств железа и его сплавов делают его «металлом № 1» по важности для человека.

В природе железо редко встречается в чистом виде, чаще всего оно встречается в составе железо-никелевых метеоритов. Распространённость железа в земной коре - 4,65 % (4-е место после O, Si, Al). Считается также, что железо составляет бо́льшую часть земного ядра.

2.Свойства

1.Физ.св-ва. Железо - типичный металл, в свободном состоянии - серебристо-белого цвета с сероватым оттенком. Чистый металл пластичен, различные примеси (в частности - углерод) повышают его твёрдость и хрупкость. Обладает ярко выраженными магнитными свойствами. Часто выделяют так называемую «триаду железа» - группу трёх металлов (железо Fe,кобальт Co, никель Ni), обладающих схожими физическими свойствами, атомными радиусами и значениями электроотрицательности.

2.Хим.св-ва.

Для железа характерны степени окисления железа - +2 и +3.

Степени окисления +2 соответствует чёрный оксид FeO и зелёный гидроксид Fe(OH) 2 . Они имеют основный характер. В солях Fe(+2) присутствует в виде катиона. Fe(+2) - слабый восстановитель.

Степени окисления +3 соответствуют красно-коричневый оксид Fe 2 O 3 и коричневый гидроксид Fe(OH) 3 . Они носят амфотерный характер, хотя и кислотные, и основные свойства у них выражены слабо. Так, ионы Fe 3+ нацело гидролизуются даже в кислой среде. Fe(OH) 3 растворяется (и то не полностью), только в концентрированных щелочах. Fe 2 O 3 реагирует со щелочами только при сплавлении, давая ферриты (формальные соли кислоты несуществующей в свободном виде кислоты HFeO 2):

Железо (+3) чаще всего проявляет слабые окислительные свойства.

Степени окисления +2 и +3 легко переходят между собой при изменении окислительно-восстановительных условий.

Кроме того, существует оксид Fe 3 O 4 , формальная степень окисления железа в котором +8/3. Однако этот оксид можно также рассматривать как феррит железа (II) Fe +2 (Fe +3 O 2) 2 .

Также существует степень окисления +6. Соответствующего оксида и гидроксида в свободном виде не существует, но получены соли - ферраты (например, K 2 FeO 4). Железо (+6) находится в них в виде аниона. Ферраты являются сильными окислителями.

Чистое металлическое железо устойчиво в воде и в разбавленных растворах щелочей . Железо не растворяется в холодных концентрированных серной и азотной кислотах из-за пассивации поверхности металла прочной оксидной плёнкой. Горячая концентрированная серная кислота, являясь более сильным окислителем, взаимодействует с железом.

С соляной и разбавленной (приблизительно 20%-й) серной кислотами железо реагирует с образованием солей железа(II):

При взаимодействии железа с приблизительно 70%-й серной кислотой при нагревании реакция протекает с образованием сульфата железа(III) :

3.Оксиды и гидроксиды, КО и ОВ хар-ка…

Соединения железа (II)

Оксид железа(II) FeO обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(OH) 2 . Соли железа (II) обладают светло-зелёным цветом. При их хранении, особенно во влажном воздухе, они коричневеют за счёт окисления до железа (III). Такой же процесс протекает при хранении водных растворов солей железа(II):

Из солей железа(II) в водных растворах устойчива соль Мора - двойной сульфат аммония и железа(II) (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 ·6Н 2 O.

Реактивом на ионы Fe 2+ в растворе может служить гексацианоферрат(III) калия K 3 (красная кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe 2+ и 3− выпадает осадоктурнбулевой сини :

Для количественного определения железа (II) в растворе используют фенантролин , образующий с железом (II) красный комплекс FePhen 3 в широком диапазоне рН (4-9)

Соединения железа (III)

Оксид железа(III) Fe 2 O 3 слабо амфотерен , ему отвечает ещё более слабое, чем Fe(OH) 2 , основание Fe(OH) 3 , которое реагирует с кислотами:

Соли Fe 3+ склонны к образованию кристаллогидратов. В них ион Fe 3+ как правило окружен шестью молекулами воды. Такие соли имеют розовый или фиолетовый цвет.Ион Fe 3+ полностью гидролизуется даже в кислой среде. При рН>4 этот ион практчиески полностью осаждается в виде Fe(OH) 3:

При частичном гидролизе иона Fe 3+ образуются многоядерные оксо- и гидроксокатионы, из-за чего растворы приобретают коричневый цвет.Основные свойства гидроксида железа(III) Fe(OH) 3 выражены очень слабо. Он способен реагировать только с концентрированными растворами щелочей:

Образующиеся при этом гидроксокомплексы железа(III) устойчивы только в сильно щелочных растворах. При разбавлении растворов водой они разрушаются, причём в осадок выпадает Fe(OH) 3 .

При сплавлении со щелочами и оксидами других металлов Fe 2 O 3 образует разнообразные ферриты :

Соединения железа(III) в растворах восстанавливаются металлическим железом:

Железо(III) способно образовывать двойные сульфаты с однозарядными катионами типа квасцов , например, KFe(SO 4) 2 - железокалиевые квасцы, (NH 4)Fe(SO 4) 2 - железоаммонийные квасцы и т. д.

Для качественного обнаружения в растворе соединений железа(III) используют качественную реакцию ионов Fe 3+ с тиоцианат-ионами SCN − . При взаимодействии ионов Fe 3+ с анионами SCN − образуется смесь ярко-красных роданидных комплексов железа 2+ , + , Fe(SCN) 3 , - . Состав смеси (а значит, и интенсивность её окраски) зависит от различных факторов, поэтому для точного качественного определения железа этот метод неприменим.

Другим качественным реактивом на ионы Fe 3+ служит гексацианоферрат(II) калия K 4 (жёлтая кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe 3+ и 4− выпадает ярко-синий осадок берлинской лазури :

Соединения железа (VI)

Ферраты - соли не существующей в свободном виде железной кислоты H 2 FeO 4 . Это соединения фиолетового цвета, по окислительным свойствам напоминающие перманганаты, а по растворимости - сульфаты. Получают ферраты при действии газообразного хлора или озона на взвесь Fe(OH) 3 в щелочи , например, феррат(VI) калия K 2 FeO 4 . Ферраты окрашены в фиолетовый цвет.

Ферраты также можно получить электролизом 30%-ного раствора щелочи на железном аноде:

Ферраты - сильные окислители. В кислой среде разлагаются с выделением кислорода:

Окислительные свойства ферратов используют для обеззараживания воды .

4.Биороль

1)В живых организмах железо является важным микроэлементом, катализирующим процессы обмена кислородом (дыхания).

2)Обычно железо входит в ферменты в виде комплекса.В частности, этот комплекс присутствует в гемоглобине - важнейшем белке, обеспечивающем транспорт кислорода с кровью ко всем органам человека и животных. И именно он окрашивает кровь в характерный красный цвет.

4)Избыточная доза железа (200 мг и выше) может оказывать токсическое действие. Передозировка железа угнетает антиоксидантную систему организма, поэтому употреблять препараты железа здоровым людям не рекомендуется.

Железо

ЖЕЛЕ́ЗО -а; ср.

1. Химический элемент (Fe), ковкий металл серебристого цвета, образующий в соединении с углеродом сталь и чугун.

2. Обиходное название малоуглеродистой стали, металла серебристого цвета. Ковать ж. Ветер стучит железом крыши.

3. О том, что является сильным, твёрдым, крепким (о внешних физических качествах). Руки у тебя - ж.! // О том, что является жёстким, непреклонным (о внутренних моральных качествах). Характер у него - ж.

4. Разг. О лекарстве, содержащем железистые вещества. Организму не хватает железа. Пить ж. Яблоки содержат ж.

5. Разг. техн. Аппаратные средства компьютера (в отличие от программных средств). Купить недостающее железо .

◊ Выжечь калёным желе́зом. Искоренять, уничтожать что-л., прибегая к крайним, чрезвычайным мерам. Куй желе́зо, пока горячо (см. Кова́ть).

◁ Желе́зный; Желе́зистый; Желе́зка; Желе́зина (см.).

(лат. Ferrum), химический элемент VIII группы периодической системы. Блестящий серебристо-белый металл. Образует полиморфные модификации; при обычной температуре устойчиво α-Fe (кристаллическая решётка - кубическая объёмно-центрированная) с плотностью 7,874 г/см 3 . α-Fe вплоть до 769°C (точка Кюри) ферромагнитно; t пл 1535°C. На воздухе окисляется - покрывается рыхлой ржавчиной. По распространённости элементов в природе железо находится на 4-м месте; образует около 300 минералов. На долю сплавов железа с углеродом и другими элементами приходится около 95% всей металлической продукции (чугун, сталь, ферросплавы). В чистом виде практически не используется (в быту железными часто называют стальные или чугунные изделия). Необходимо для жизнедеятельности животных организмов; входит в состав гемоглобина.

ЖЕЛЕЗО

ЖЕЛЕ́ЗО (лат. Ferrum), Fe (читается «феррум»), химический элемент, атомный номер 26, атомная масса 55,847. Происхождение как латинского, так и русского названий элемента однозначно не установлено. Природное железо представляет собой смесь четырех нуклидов (см. НУКЛИД) с массовыми числами 54 (содержание в природной смеси 5,82% по массе), 56 (91,66%), 57 (2,19%) и 58 (0,33%). Конфигурация двух внешних электронных слоев 3s 2 p 6 d 6 4s 2 . Обычно образует соединения в степенях окисления +3 (валентность III) и +2 (валентность II). Известны также соединения с атомами железа в степенях окисления +4, +6 и некоторых других.
В периодической системе Менделеева железо входит в группу VIIIВ. В четвертом периоде, к которому принадлежит и железо, в эту группу входят также кобальт (см. КОБАЛЬТ) и никель (см. НИКЕЛЬ) . Эти три элемента образуют триаду и обладают сходными свойствами.
Радиус нейтрального атома железа 0,126 нм, радиус иона Fe 2+ - 0,080 нм, иона Fe 3+ - 0,067 нм. Энергии последовательной ионизации атома железа 7,893, 16,18, 30,65, 57, 79 эВ. Сродство к электрону 0,58 эв. По шкале Полинга электроотрицательность железа около 1,8.
Железо высокой чистоты - это блестящий серебристо-серый, пластичный металл, хорошо поддающийся различным способам механической обработки.
Нахождение в природе
В земной коре железо распространено достаточно широко - на его долю приходится около 4,1% массы земной коры (4-е место среди всех элементов, 2-е среди металлов). Известно большое число руд и минералов, содержащих железо . Наибольшее практическое значение имеют красные железняки (руда гематит (см. ГЕМАТИТ) , Fe 2 O 3 ; содержит до 70% Fe), магнитные железняки (руда магнетит (см. МАГНЕТИТ) , Fe 3 О 4 ; содержит 72,4% Fe), бурые железняки (руда гидрогетит НFeO 2 ·n H 2 O), а также шпатовые железняки (руда сидерит (см. СИДЕРИТ) , карбонат железа, FeСО 3 ; содержит около 48% Fe). В природе встречаются также большие месторождения пирита (см. ПИРИТ) FeS 2 (другие названия - серный колчедан, железный колчедан, дисульфид железа и другие), но руды с высоким содержанием серы пока практического значения не имеют. По запасам железных руд Россия занимает первое место в мире. В морской воде 1·10 -5 -1·10 -8 % железа.
История получения железа
Железо играло и играет исключительную роль в материальной истории человечества. Первое металлическое железо, попавшее в руки человека, имело, вероятно, метеоритное происхождение. Руды железа широко распространены и часто встречаются даже на поверхности Земли, но самородное железо на поверхности крайне редко. Вероятно, еще несколько тысяч лет назад человек заметил, что после горения костра в некоторых случаях наблюдается образование железа из тех кусков руды, которые случайно оказались в костре. При горении костра восстановление железа из руды происходит за счет реакции руды как непосредственно с углем, так и с образующимся при горении оксидом углерода (II) СО. Возможность получения железа из руд существенно облегчило обнаружение того факта, что при нагревании руды с углем возникает металл, который далее можно дополнительно очистить при ковке. Получение железа из руды с помощью сыродутного процесса было изобретено в Западной Азии во 2-м тыс. до н. э. Период с 9 по 7 в. до н. э., когда у многих племен Европы и Азии развилась металлургия железа, получил название железного века, (см. ЖЕЛЕЗНЫЙ ВЕК) пришедшего на смену бронзовому веку (см. БРОНЗОВЫЙ ВЕК) . Усовершенствование способов дутья (естественную тягу сменили меха) и увеличение высоты горна (появились низкошахтные печи - домницы) привело к получению чугуна, который стали широко выплавлять в Западной Европе с 14 века. Полученный чугун переделывали в сталь. С середины 18 века в доменном процессе вместо древесного угля начали использовать каменно-угольный кокс (см. КОКС) . В дальнейшем способы получения железа из руд были значительно усовершенствованы, и в настоящее время для этого используют специальные устройства - домны, кислородные конвертеры, электродуговые печи.
Физические и химические свойства
При температурах от комнатной и до 917 °C, а также в интервале температур 1394-1535 °C существует a-Fe с кубической объемно центрированной решеткой, при комнатной температуре параметр решетки а = 0,286645 нм. При температурах 917-1394 °C устойчиво b-Fe с кубической гранецентрированной решеткой Т (а = 0,36468 нм). При температурах от комнатной до 769 °C (так называемая точка Кюри (см. КЮРИ ТОЧКА) ) железо обладает сильными магнитными свойствами (оно, как говорят, ферромагнитно), при более высоких температурах железо ведет себя как парамагнетик. Иногда парамагнитное a-Fe с кубической объемно центрированной решеткой, устойчивое при температурах от 769 до 917 °C, рассматривают как g-модификацию железа, а b-Fe, устойчивое при высоких температурах (1394-1535 °C), называют по традиции d-Fe (представления о существовании четырех модификаций железа - a, b, g и d- возникли тогда, когда еще не существовал рентгеноструктурный анализ и не было объективной информации о внутреннем строении железа). Температура плавления 1535 °C, температура кипения 2750 °C, плотность 7,87 г/см 3 . Стандартный потенциал пары Fe 2+ /Fe 0 –0,447В, пары Fe 3+ /Fe 2+ +0,771В.
При хранении на воздухе при температуре до 200 °C железо постепенно покрывается плотной пленкой оксида, препятствующего дальнейшему окислению металла. Во влажном воздухе железо покрывается рыхлым слоем ржавчины, который не препятствует доступу кислорода и влаги к металлу и его разрушению. Ржавчина не имеет постоянного химического состава, приближенно ее химическую формулу можно записать как Fe 2 О 3 ·хН 2 О.
С кислородом железо реагирует при нагревании. При сгорании железа на воздухе образуется оксид Fe 2 О 3 , при сгорании в чистом кислороде - оксид Fe 3 О 4 . Если кислород или воздух пропускать через расплавленное железо, то образуется оксид FeО. При нагревании порошка серы и железа образуется сульфид, приближенную формулу которого можно записать как FeS.
Железо при нагревании реагирует с галогенами (см. ГАЛОГЕНЫ) . Так как FeF 3 нелетуч, железо устойчиво к действию фтора до температуры 200-300°C. При хлорировании железа (при температуре около 200°C) образуется летучий FeСl 3 . Если взаимодействие железа и брома протекает при комнатной температуре или при нагревании и повышенном давлении паров брома, то образуется FeBr 3 . При нагревании FeСl 3 и, особенно, FeBr 3 отщепляют галоген и превращаются в галогениды железа (II). При взаимодействии железа и иода образуется иодид Fe 3 I 8 .
При нагревании железо реагирует с азотом, образуя нитрид железа Fe 3 N, с фосфором, образуя фосфиды FeP, Fe 2 P и Fe 3 P, с углеродом, образуя карбид Fe 3 C, с кремнием, образуя несколько силицидов, например, FeSi.
При повышенном давлении металлическое железо реагирует с монооксидом углерода СО, причем образуется жидкий, при обычных условиях легко летучий пентакарбонил железа Fe(CO) 5 . Известны также карбонилы железа составов Fe 2 (CO) 9 и Fe 3 (CO) 12 . Карбонилы железа служат исходными веществами при синтезе железоорганических соединений, в том числе и ферроцена (см. ФЕРРОЦЕН) состава .
Чистое металлическое железо устойчиво в воде и в разбавленных растворах щелочей. В концентрированной серной и азотной кислотах железо не растворяется, так как прочная оксидная пленка пассивирует его поверхность.
С соляной и разбавленной (приблизительно 20%-й) серной кислотами железо реагирует с образованием солей железа (II):
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2
При взаимодействии железа с приблизительно 70%-й серной кислотой реакция протекает с образованием сульфата железа (III):
2Fe + 4H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O
Оксид железа (II) FeО обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(ОН) 2 . Оксид железа (III) Fe 2 O 3 слабо амфотерен, ему отвечает еще более слабое, чем Fe(ОН) 2 , основание Fe(ОН) 3 , которое реагирует с кислотами:
2Fe(ОН) 3 + 3H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
Гидроксид железа (III) Fe(ОН) 3 проявляет слабо амфотерные свойства; он способен реагировать только с концентрированными растворами щелочей:
Fe(ОН) 3 + КОН = К
Образующиеся при этом гидроксокомплексы железа (III) устойчивы в сильно щелочных растворах. При разбавлении растворов водой они разрушаются, причем в осадок выпадает гидроксид железа (III) Fe(OH) 3.
Соединения железа (III) в растворах восстанавливаются металлическим железом:
Fe + 2FeCl 3 = 3FeCl 2
При хранении водных растворов солей железа (II) наблюдается окисление железа (II) до железа (III):
4FeCl 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH)Cl 2
Из солей железа (II) в водных растворах устойчива соль Мора - двойной сульфат аммония и железа (II) (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 ·6Н 2 О.
Железо (III) способно образовывать двойные сульфаты с однозарядными катионами типа квасцов, например, KFe(SO 4) 2 - железокалиевые квасцы, (NH 4)Fe(SO 4) 2 - железоаммонийные квасцы и т. д.
При действии газообразного хлора или озона на щелочные растворы соединений железа (III) образуются соединения железа (VI) - ферраты, например, феррат (VI) калия K 2 FeO 4 . Имеются сообщения о получении под действием сильных окислителей соединений железа (VIII).
Для обнаружения в растворе соединений железа (III) используют качественную реакцию ионов Fe 3+ с тиоцианат-ионами CNS - . При взаимодействии ионов Fe 3+ с анионами CNS - образуется ярко-красный роданид железа Fe(CNS) 3 . Другим реактивом на ионы Fe 3+ служит гексацианоферрат (II) калия K 4 (ранее это вещество называли желтой кровяной солью). При взаимодействии ионов Fe 3+ и 4- выпадает ярко-синий осадок.
Реактивом на ионы Fe 2+ в растворе может служить раствор гексацианоферрат (III) калия K 3 , ранее называвшийся красной кровяной солью. При взаимодействии ионов Fe 3+ и 3- выпадает ярко-синий осадок такого же состава, как и в случае взаимодействия ионов Fe 3+ и 4- .
Сплавы железа с углеродом
Железо используется главным образом в сплавах, прежде всего в сплавах с углеродом - различных чугунах и сталях. В чугуне содержание углерода выше 2,14 % по массе (обычно - на уровне 3,5-4%), в сталях содержание углерода более низкое (обычно на уровне 0,8-1 %).
Чугун получают в домнах. Домна представляет собой гигантский (высотой до 30-40 м) усеченный конус, полый внутри. Стенки домны изнутри выложены огнеупорным кирпичом, толщина кладки составляет несколько метров. Сверху в домну вагонетками загружают обогащенную (освобожденную от пустой породы) железную руду, восстановитель кокс (каменный уголь специальных сортов, подвергнутый коксованию - нагреванию при температуре около 1000 °C без доступа воздуха), а также плавильные материалы (известняк и другие), способствующие отделению от выплавляемого металла примесей - шлака. Снизу в домну подают дутье (чистый кислород или воздух, обогащенный кислородом). По мере того, как загруженные в домну материалы опускаются, их температура поднимается до 1200-1300 °C. В результате реакций восстановления, протекающих главным образом с участием кокса С и СО:
Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO;
Fe 2 O 3 + 3CО = 2Fe + 3CO 2
возникает металлическое железо, которое насыщается углеродом и стекает вниз.
Этот расплав периодически выпускают из домны через специальное отверстие - летку - и дают расплаву застыть в специальных формах. Чугун бывает белый, так называемый передельный (его используют для получения стали) и серый, или литьевой. Белый чугун - это твердый раствор углерода в железе. В микроструктуре серого чугуна можно различить микрокристаллики графита. Из-за наличия графита серый чугун оставляет след на белой бумаге.
Чугун хрупок, при ударе он колется, поэтому из него нельзя изготавливать пружины, рессоры, любые изделия, которые должны работать на изгиб.
Твердый чугун легче расплавленного, так что при его затвердевании происходит не сжатие (как обычно при затвердевании металлов и сплавов), а расширение. Эта особенность позволяет изготавливать из чугуна различные отливки, в том числе использовать его как материал для художественного литья.
Если содержание углерода в чугуне снизить до 1,0-1,5%, то образуется сталь. Стали бывают углеродистыми (в таких сталях нет других компонентов, кроме Fe и C) и легированными (такие стали содержат добавки хрома, никеля, молибдена, кобальта и других металлов, улучшающие механические и иные свойства стали).
Стали получают, перерабатывая чугун и металлический лом в кислородном конвертере, в электродуговой или мартеновской печах. При такой переработке снижается содержание углерода в сплаве до требуемого уровня, как говорят, избыточный углерод выгорает.
Физические свойства стали существенно отличаются от свойств чугуна: сталь упруга, ее можно ковать, прокатывать. Так как сталь, в отличие от чугуна, при затвердевании сжимается, то полученные стальные отливки подвергают обжатию на прокатных станах. После прокатки в объеме металла исчезают пустоты и раковины, появившиеся при затвердевании расплавов.
Производство сталей имеет в России давние глубокие традиции, и полученные нашими металлургами стали отличаются высоким качеством.
Применение железа, его сплавов и соединений
Чистое железо имеет довольно ограниченное применение. Его используют при изготовлении сердечников электромагнитов, как катализатор химических процессов, для некоторых других целей. Но сплавы железа - чугун и сталь - составляют основу современной техники. Находят широкое применение и многие соединения железа. Так, сульфат железа (III) используют при водоподготовке, оксиды и цианид железа служат пигментами при изготовлении красителей и так далее.
Железо в организме
Железо присутствует в организмах всех растений и животных как микроэлемент, (см. МИКРОЭЛЕМЕНТЫ) то есть в очень малых количествах (в среднем около 0,02%). Однако железобактерии (см. ЖЕЛЕЗОБАКТЕРИИ) , использующие энергию окисления железа (II) в железо (III) для хемосинтеза (см. ХЕМОСИНТЕЗ) , могут накапливать в своих клетках до 17-20% железа. Основная биологическая функция железа - участие в транспорте кислорода и окислительных процессах. Эту функцию железо выполняет в составе сложных белков - гемопротеидов (см. ГЕМОПРОТЕИДЫ) , простетической группой которых является железопорфириновый комплекс - гем (см. ГЕМ) . Среди важнейших гемопротеидов дыхательные пигменты гемоглобин (см. ГЕМОГЛОБИН) и миоглобин, (см. МИОГЛОБИН) универсальные переносчики электронов в реакциях клеточного дыхания, окисления и фотосинеза цитохромы, (см. ЦИТОХРОМЫ) ферменты каталоза и пероксида, и других. У некоторых беспозвоночных железосодержащие дыхательные пигменты гелоэритрин и хлорокруорин имеют отличное от гемоглобинов строение. При биосинтезе гемопротеидов железо переходит к ним от белка ферритина (см. ФЕРРИТИН) , осуществляющего запасание и транспорт железа. Этот белок, одна молекула которого включает около 4 500 атомов железа, концентрируется в печени, селезенке, костном мозге и слизистой кишечника млекопитающих и человека. Суточная потребность человека в железе (6-20 мг) с избытком покрывается пищей (железом богаты мясо, печень, яйца, хлеб, шпинат, свекла и другие). В организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится 4,2 г железа, в 1 л крови - около 450 мг. При недостатке железа в организме развивается железистая анемия, которую лечат с помощью препаратов, содержащих железо . Препараты железа применяются и как общеукрепляющие средства. Избыточная доза железа (200 мг и выше) может оказывать токсичное действие. Железо также необходимо для нормального развития растений, поэтому существуют микроудобрения на основе препаратов железа.

Энциклопедический словарь . 2009 .

Смотреть что такое "железо" в других словарях:

Железо - получить на Академике рабочий купон на скидку Ашан или выгодно железо купить с бесплатной доставкой на распродаже в Ашан

Ср. зале(и)зо южн., зап. металл, крушец, выплавляемый из руды в виде чугуна, и выковываемый из сего последнего под кричным молотом. В соединении с углеродом, оно образует сталь. В продажу железо идет в виде: полосового или сортового; первое прямо … Толковый словарь Даля

ЖЕЛЕЗО - ЖЕЛЕЗО, Ferrum (Fe), тяжелый металл, относящийся к VIII группе периодической системы Менделеева. Ат. в. 55,84(0=16), при чем известны два изотопа с ат. в. в 56 и 54. Чистое Ж. обладает серебристо белым цветом; уд. в. 7,88; оно мягче и более… … Большая медицинская энциклопедия

Ферро; феррум, крица; аппаратное обеспечение Словарь русских синонимов. железо сущ., кол во синонимов: 18 автомобиль (369) … Словарь синонимов

ЖЕЛЕЗО - см. ЖЕЛЕЗО (Fe). В поверхностных водах содержание железа колеблется в широких пределах. В подземных водоисточниках и водах болот его концентрация достигает десятков мг/л. Резкое повышение железа в водоемах происходит при загрязнении их сточными… … Болезни рыб: Справочник