Оксидами железа называют соединения железа с кислородом.

Наиболее известны три оксида железа: оксид железа (II) – FeO ,оксид железа (III ) – Fe 2 O 3 и оксид железа (II , III ) – Fe 3 O 4 .

Оксид железа (II)

Химическая формула оксида двухвалентного железа - FeO . Это соединение имеет чёрный цвет.

FeO легко реагирует с разбавленной соляной кислотой и концентрированной азотной кислотой.

FeO + 2HCl → FeCl 2 + H 2 O

FeO + 4HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O

С водой и с солями в реакцию не вступает.

При взаимодействии с водородом при температуре 350 о С и коксом при температуре выше 1000 о С восстанавливается до чистого железа.

FeO +H 2 → Fe + H 2 O

FeO +C → Fe + CO

Получают оксид железа (II) разными способами:

1. В результате реакции восстановления оксида трёхвалентного железа угарным газом.

Fe 2 O 3 + CO → 2 FeO + CO 2

2. Нагревая железо при низком давлении кислорода

2Fe + O 2 → 2 FeO

3. Разлагая оксалат двухвалентного железа в вакууме

FeC 2 O 4 → FeO +CO + CO 2

4. Взаимодействием железа с оксидами железа при температуре 900-1000 о

Fe + Fe 2 O 3 → 3 FeO

Fe + Fe 3 O 4 → 4 FeO

В природе оксид двухвалентного железа существует как минерал вюстит.

В промышленности применяется при выплавке чугуна в домнах, в процессе чернения (воронения) стали. Входит он в состав красителей и керамики.

Оксид железа (III )

Химическая формула Fe 2 O 3 . Это соединение трёхвалентного железа с кислородом. Представляет собой порошок красно-коричневого цвета. В природе встречается как минерал гематит.

Fe 2 O 3 имеет и другие названия: окись железа, железный сурик, крокус, пигмент красный 101, пищевой краситель E172 .

В реакцию с водой не вступает. Может взаимодействовать как с кислотами, так и со щелочами.

Fe 2 O 3 + 6HCl → 2 FeCl 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 2NaOH → 2NaFeO 2 + H 2 O

Оксид железа (III) применяют для окраски строительных материалов: кирпича, цемента, керамики, бетона, тротуарной плитки, линолеума. Добавляют его в качестве красителя в краски и эмали, в полиграфические краски. В качестве катализатора оксид железа используется в производстве аммиака. В пищевой промышленности он известен как Е172.

Оксид железа (II, III )

Химическая формула Fe 3 O 4 . Эту формулу можно написать и по-другому: FeO Fe 2 O 3 .

В природе встречается как минерал магнетит, или магнитный железняк. Он является хорошим проводником электрического тока и обладает магнитными свойствами. Образуется при горении железа и при действии перегретого пара на железо.

3Fe + 2 O 2 → Fe 3 O 4

3Fe + 4H 2 O → Fe 3 O 4 + 4H 2

Нагревание при температуре 1538 о С приводит к его распаду

2Fe 3 O 4 → 6FeO + O 2

Вступает в реакцию с кислотами

Fe 3 O 4 + 8HCl → FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O

Fe 3 O 4 + 10HNO 3 → 3Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O

Со щелочами реагирует при сплавлении

Fe 3 O 4 + 14NaOH → Na 3 FeO 3 + 2Na 5 FeO 4 + 7H 2 O

Вступает в реакцию с кислородом воздуха

4 Fe 3 O 4 + O 2 → 6Fe 2 O 3

Восстановление происходит при реакции с водородом и монооксидом углерода

Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O

Fe 3 O 4 + 4CO → 3Fe +4CO 2

Магнитные наночастицы оксида Fe 3 O 4 нашли применение в магнитно-резонансной томографии. Они же используются в производстве магнитных носителей. Оксид железа Fe 3 O 4 входит в состав красок, которые производятся специально для военных кораблей, подводных лодок и другой техники. Из плавленного магнетита изготавливают электроды для некоторых электрохимических процессов.

В данной статье будет рассказано о железе, его химических и физических свойствах. Они имеют большое значение для определения способа перевозки железа, его условий хранения, получения, выплавки и т. д.

Железо является одним из наиболее популярных металлов. Но зачастую так называют его сплав с какой-либо примесью, например, с углеродом. Это помогает сохранить пластичность и мягкость самого металла. Показателем в таком составе будет количество чистого металла, углерода и примесей.

Для выплавки стали применяют метод металлизации, который помогает изделию стать более устойчивым к внешним воздействиям, таким как эрозия, коррозия, износ. При этом содержание дополнительной примеси может быть разным.

Углерод

Процент содержания углерода в сплаве может колебаться от 0,2 % до 10%. Это зависит от способа восстановления железа. При этом само количество и степень металлизации могут варьироваться очень широко. В газообразно-восстановительных процессах нитевидный углерод осаждается из газовой фазы на поверхность железа. Но реакция до конца не завершается, и продукт, подвергшийся металлизации, имеет на своей поверхности и в порах сажу, образовавшуюся из углерода.

Фосфор

В процессе прямого восстановления железа количество фосфора не снижается, а процент его содержания при металлизации равен его количеству в исходном сырье. Понизить это может полное обогащение руды, используемой для процесса восстановления. Причем соотношение фосфора и железа зависит от увеличения процента железа, которое ведет к снижению процента содержания фосфора. В большинстве составов он равен 0,010-0,020%, редко 0,030%.

Сера

Сырьем для прямого восстановления железа часто служат окатыши, не подвергшиеся флюсованию, поскольку в них удалена большая часть серы путем окислительного обжига, и тогда главным источником серы будет являться восстановитель.

При исходном твердом восстановителе количество серы в составе металлизованного материала может оказаться высоким. Тогда его понижения можно достичь добавлением известняка и доломита.

В случае газообразного восстановителя на выходе получается продукт с низким процентом серы, до 0,003.

Азот и водород

Азот содержится в малых количествах в руде, что определяет его небольшой процент и в металлизованных материалах, до 0,003%. Количество водорода доходит до 150 куб. см. на 100 гр., причем в стали его процент такой же, как и при выплавке лома.

Цветные металлы

Количество цветных металлов, а именно никеля, хрома, свинца, меди, имеет состав железа прямого восстановления, и часто оно низкое благодаря чистоте сырья. Такой показатель губчатого железа можно сравнить с чугуном. Разница будет лишь в том, что в чугуне есть хром в восстановленном виде.

Титан, хром, ванадий находятся в металлизованных окатышах в составе окислов. В процессе плавки достаточно просто организовать возможность, мешающую восстановить их из шлака. Это дает способность получить металл, в составе которого будет низкий процент содержания титана, хрома и, возможно, марганца.

Железо, состав которого включает в себя олово, свинец, цинк и другие цветные металлы, причем в небольшом и устойчивом проценте, образуется при окислительном процессе обжига окатышей, прямом восстановлении железа и плавке. Все это благодаря малому количеству примесей названных металлов в руде, а также частичному их удалению.

Определено, что удаление цинка возможно при металлизации и плавке. Свинец испаряется во время обжига и восстановления, но в небольшой степени, а главным будет плавильный процесс. Олово, как и сурьма, с трудом удаляются из состава из-за низкого их содержания, или вообще переходят в металл. Исследования, проведенные лабораторным путем, показали, что то, из чего состоит железо, определяется количеством цветных металлов в качестве примесей. Их процент колеблется от менее чем 0,01, как в стали с содержанием никеля, хрома и меди, так до менее 0,001 – в составах с оловом, свинцом, мышьяком, сурьмой и цинком.

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.

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:

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 (Ferrum, Fe ) - элемент VIII группы периодической системы Д. И. Менделеева; входит в состав дыхательных пигментов, в т. ч. гемоглобина, участвует в процессе связывания и переноса кислорода к тканям в организме животных и человека; стимулирует функцию кроветворных органов; применяется в качестве лекарственного средства при анемических и некоторых других патологических состояниях. Радиоактивный изотоп 59 Fe используется в качестве радиоактивного индикатора в клин, лабораторных исследованиях. Порядковый номер 26, ат. вес 55,847.

В природе обнаружены 4 стабильных изотопа Ж. с массовыми числами 54 (5,84%), 56 (91,68%), 57 (2,17%) и 58 (0,31%).

Железо встречается всюду, как на Земле, особенно в ее ядре, так и в метеоритах. В земной коре содержится 4,2 весовых, или 1,5 атомных, процента Ж. Содержание Ж. в каменных метеоритах составляет в среднем 23%, а иногда доходит до 90% (такие метеориты называют железными). В виде сложных органических соединений Ж. входит в состав растительных и животных организмов.

Ж. входит в состав многих минералов, представляющих собой оксиды железа (красный железняк- Fe 2 O 3 , магнитный железняк - FeO-Fe 2 O 3 , бурый железняк - 2Fe 2 O 3 -3H 2 O), или карбонаты (сидерит - FeCO 3), либо сернистые соединения (железный колчедан, магнитный колчедан), либо, наконец, силикаты (напр., оливин и др.). Ж. обнаруживается в грунтовых водах и водах различных водоемов. В морской воде Ж. содержится в концентрации 5 10 -6 %.

В технике Ж. применяется в виде сплавов с другими элементами, которые существенно изменяют его свойства. Наибольшее значение имеют сплавы Ж. с углеродом.

Физико-химические свойства железа и его соединений

Чистое Ж. - блестящий белый с сероватым оттенком ковкий металл; t° пл 1539 ± 5°, t° кип ок. 3200°; уд. вес 7,874; обладает по сравнению с другими чистыми металлами наивысшими ферромагнитными свойствами, т. е. способностью приобретать свойства магнита под влиянием внешнего магнитного поля.

Известны две кристаллические модификации Ж.: альфа- и гамма-железо. Первая, альфа-модификация, устойчива ниже 911° и выше 1392°, вторая, гамма-модификация, - в интервале температур от 911° до 1392°. При температурах выше 769° альфа-железо немагнитно, а ниже 769° - магнитно. Немагнитное альфа-железо иногда называют бета-железом, а высокотемпературную альфа-модификацию дельта-железом. Ж. легко взаимодействует с разведенными к-тами (напр., с соляной, серной, уксусной) с выделением водорода и образованием соответствующих закисных солей Ж., т. е. солей Fe (II) . Взаимодействие Ж. с сильно разведенной азотной к-той происходит без выделения водорода с образованием закисной азотнокислой соли Ж. - Fe(NO 3) 2 и азотноаммонийной соли - NH 4 NO 3 . При взаимодействии Ж. с конц. азотной к-той образуется окисная соль Ж., т. е. соль Fe (III), - Fe(NO 3) 3 , причем одновременно выделяются оксиды азота.

В сухом воздухе Ж. покрывается тонкой (толщиной ок. 3 нм) пленкой окиси (Fe 2 O 3), но не ржавеет. При высокой температуре в присутствии воздуха Ж. окисляется, образуя железную окалину - смесь закиси (FeO) и окиси (Fe 2 O 3) Ж. В присутствии влаги и воздуха Ж. подвергается коррозии; оно окисляется с образованием ржавчины, к-рая представляет собой смесь гидратированных оксидов Ж. Для защиты Ж. от ржавления его покрывают тонким слоем других металлов (цинка, никеля, хрома и др.) или масляными красками и лаками либо добиваются образования на поверхности Ж. тонкой пленки закись-окиси - Fe 3 O 4 (воронение стали).

Ж. принадлежит к элементам с переменной валентностью, и поэтому его соединения способны принимать участие в окислительно-восстановительных реакциях. Известны соединения двух-, трех- и шестивалентного Ж.

Наиболее устойчивыми являются соединения двух- и трехвалентного Ж. . Кислородные соединения Ж. - закись (FeO) и окись (Fe 2 O 3) - обладают основными свойствами и с к-тами образуют соли. Гидраты этих окислов Fe(OH) 2 , Fe(OH) 3 нерастворимы в воде. Соли закисного, т. е. двухвалентного, Ж. (FeCl 2 , FeSO 4 и т. д.), называемые солями Fe (II) или ферросолями, в безводном состоянии бесцветны, а при наличии кристаллизационной воды или в растворенном состоянии имеют голубовато-зеленый цвет;, диссоциируют они с образованием ионов Fe 2+ . Кристаллогидрат двойной сернокислой соли аммония и двухвалентного Ж. (NH 4) 2 SO 4 -FeSO 4 -6Н 2 O носит название соли Мора. Чувствительной реакцией на соли Fe (II) является образование с р-ром K 3 Fe(CN) 6 осадка турнбулевой сини - Fe 3 2 .

Соли окисного, т. е. трехвалентного Ж. или Fe(III), называемые солями Fe(III) или феррисолями, окрашены в желто-бурый или красно-бурый цвет, напр, хлорное железо, поступающее в продажу в виде желтого гигроскопического кристаллогидрата FeCl 3 -6H 2 O. Широко распространены двойные сернокислые соли Fe (III), называемые железными квасцами, напр, железо-аммонийные квасцы (NH 4) 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 24Н 2 O. В р-ре соли Fe (III) диссоциируют с образованием ионов Fe 3+ . Чувствительными реакциями на соли Fe (III) являются: 1) образование осадка берлинской лазури Fe 4 3 с р-ром K 4 Fe(CN) 6 и 2) образование красного роданового железа Fe(CNS) 3 при добавлении роданистых солей (NH 4 CNS или KCNS).

Соединения шестивалентного Ж. представляют собой соли железной к-ты (ферраты K2FeO4, BaFeO4). Соответствующая этим солям железная к-та (H2FeO4) и ее ангидрид нестойки и в свободном состоянии не получены. Ферраты являются сильными окислителями, они нестабильны и легко разлагаются с выделением кислорода.

Существует большое количество комплексных соединений Ж. Напр., при добавлении к солям закисного Ж. цианистого калия вначале образуется осадок цианистого Ж. Fe(CN) 2 , который затем при избытке KCN вновь растворяется с образованием K 4 Fe(CN)6 [гексациано- (II) феррат калия, железисто-синеродистый калий, или феррицианид калия]. Другим примером может служить K 3 Fe(CN) 6 [гексациано-(III)феррат калия, железосинеродистый калий, или ферроцианид калия] и др. Ферроцианид дает в р-ре ион Fe(CN) 4 - , а феррицинид - ион Fe(CN) 6 3- . Ж., содержащееся в этих анионах, не дает качественных реакций на ионы железа Fe 3+ и Fe 2+ . Ж. легко образует комплексные соединения со многими органическими к-тами, а также с азотистыми основаниями. Образование окрашенных комплексных соединений железа с а, альфа1-дипиридилом или с о-фенантролином лежит в основе очень чувствительных методов обнаружения й количественного определения малых количеств Ж. Вещества типа гема (см. Гемоглобин) биогенного происхождения являются также комплексными соединениями Ж.

С окисью углерода Ж. дает летучие соединения - карбонилы. Карбонил Ж. Fe(CO) 5 называется пентакарбонилом Ж. и используется для получения наиболее чистого, свободного от каких-либо примесей Ж. для целей получения хим. катализаторов, а также для некоторых электротехнических целей.

Железо в организме человека

Организм взрослого человека содержит в среднем 4-5 г Fe, из которых ок. 70% находится в составе гемоглобина , (см.), 5-10%- в составе миоглобина (см.), 20-25% в виде резервного Ж. и не более 0,1% - в плазме крови. Нек-рое количество Ж. находится в составе различных органических соединений внутриклеточно. Ок. 1% Ж. входит также в состав ряда дыхательных ферментов (см. Дыхательные пигменты , Дыхательные ферменты , Окисление биологическое), катализирующих процессы дыхания в клетках и тканях.

Ж., обнаруживаемое в плазме крови, является транспортной формой Ж., к-рое связано с белком трансферрином, представляющим собой бета-глобулины и, возможно, альфа-глобулины и альбумины. Теоретически с 1 мг белка может быть связано 1,25 мкг Ж., т. е. в общей сложности в плазме в связанном состоянии постоянно может находиться ок. 3 мг Ж. Однако на самом деле трансферрин насыщен Ж. лишь на 20-50% (в среднем на одну треть). Дополнительное количество Ж., к-рое в определенных условиях может связаться с трансферрином, определяет ненасыщенную железосвязывающую способность (НЖСС) крови; общее количество Ж., к-рое может быть связано трансферрином, определяет общую железосвязывающую способность (ОЖСС) крови. В сыворотке крови содержание Ж. определяют по Вальквисту (В. Vahlquist) в модификации Хагберга (В. Hagberg) и Е. А. Ефимовой. Метод основан на том, что железобелковые комплексы в плазме крови в кислой среде диссоциируют с высвобождением Ж. Белки осаждают, а в безбелковом фильтрате Fe (III) переводят в Fe (II), образующее окрашенный растворимый комплекс с о-фенантролином, интенсивность окраски к-рого пропорциональна количеству Ж. в р-ре. Для определения берут 0,3 мл негемолизированной сыворотки крови, расчет производят по калибровочной кривой.

Железосвязывающую способность сыворотки крови определяют по Шаде (A. Schade) в модификации Рата (С. Rath) и Финча (С. Finch). Метод основан на том, что при взаимодействии бета-глобулинов и двухвалентного Ж. образуется комплекс оранжево-красного цвета. Поэтому при добавлении ферросолей (обычно соли Мора) к сыворотке крови нарастает интенсивность этой окраски, к-рая резко стабилизируется в точке насыщения белка. По количеству Ж., необходимого для насыщения белка, судят о НЖСС. Эта величина, суммированная с количеством Ж. в сыворотке крови, отражает ОЖСС.

Содержание Ж. в плазме крови подвержено суточным колебаниям- оно снижается ко второй половине дня. Концентрация Ж. в плазме крови зависит также от возраста: у новорожденных она равна 175 мкг%, у детей в возрасте 1 года - 73 мкг%; затем концентрация Ж. вновь увеличивается до 110-115 мкг% и до 13 лет существенно не меняется. У взрослых людей отмечаются различия в концентрации Ж. в сыворотке крови в зависимости от пола: содержание Ж. у мужчин составляет 120 мкг%, а у женщин - 80 мкг%. В цельной крови это различие выражено менее резко. ОЖСС нормальной сыворотки крови составляет 290-380 мкг%. С мочой у человека за сутки выводится 60-100 мкг Ж.

Отложение железа в тканях

Ж., откладывающееся в тканях организма, может иметь экзогенное и эндогенное происхождение. Экзогенный сидероз наблюдается при некоторых профессиях как профессиональная вредность, в частности у шахтеров, занятых на разработках красного железняка, и у электросварщиков. В этих случаях происходит отложение оксидов Fe (III) (Fe 2 O 3) в легких, иногда с образованием сидеротических узелков, диагностируемых посредством рентгенографии. Гистологически узелки представляют собой скопление содержащей Ж. пыли в просвете альвеол, в слущенных альвеолярных клетках, в межальвеолярных перегородках, в адвентиции бронхов с развитием вокруг соединительной ткани. У электросварщиков количество Ж., откладывающегося в легких, обычно невелико; частички его преимущественно меньше 1 мкм; у шахтеров наблюдаются массивные отложения Ж., количество к-рого в обоих легких может достигать 45 г и составлять 39,6% веса золы, остающейся после сгорания легкого. Чистый сидероз легких, напр, у электросварщиков, не сопровождается пневмосклерозом и нарушением трудоспособности; у шахтеров, однако, обычно наблюдается сидеро-силикоз с развитием пневмосклероза (см.).

Экзогенный сидероз глазного яблока наблюдается при внедрении в глаз железных осколков, стружек и т. п.; при этом металлическое Ж. переходит в двууглекислое, затем в гидрат окиси Ж. и откладывается в отростках цилиарного тела, эпителии передней камеры, капсуле хрусталика, эписклеральной ткани, сетчатке и зрительном нерве, где его можно обнаружить при помощи соответствующих микрохим. реакций. Экзогенный местный сидероз может наблюдаться вокруг железных осколков., попавших в ткани при бытовой и боевой травме (осколки гранат, снарядов и т. п.).

Источником эндогенного сидероза в подавляющем большинстве случаев служит гемоглобин при вне- и внутрисосудистом его разрушении. Одним из конечных продуктов распада гемоглобина является железосодержащий пигмент гемосидерин, который откладывается в органах и тканях. Гемосидерин был открыт в 1834 г. И. Мюллером, однако термин «гемосидерин» был предложен Нейманном (A. Neumann) лишь позднее, в 1888 г. Гемосидерин образуется при расщеплении гема. Он является полимером ферритина (см.) [Граник (S. Granick)]. Химически гемосидерин представляет собой агрегат гидроокиси Fe (III), более или менее прочно соединенный с белками, мукополисахаридами и липидами клетки. Образование гемосидерина происходит в клетках как мезенхимальной, так и эпителиальной природы. Эти клетки

В. В. Серов и В. С. Пауков предложили называть сидеробластами. В сидеросомах сидеробластов происходит синтез гранул гемосидерина. Микроскопически гемосидерин имеет вид зерен от желтоватого до золотисто-коричневого цвета, расположенных большей частью внутри клеток, но иногда и внеклеточно. Гранулы гемосидерина содержат до 35% Ж.; гемосидерин никогда не образует кристаллических форм.

В связи с тем что источником гемосидерина в большинстве случаев является гемоглобин, очаговые отложения последнего могут наблюдаться в любом месте человеческого тела, где имело место кровоизлияние (см. Гемосидероз). При гемосидерозе в местах отложения гемосидерина выявляется SH-ферри-тин (сульфгидрильная активная форма), который обладает вазопаралитическими свойствами. Особенно большие отложения гемосидерина, возникающего из ферритина вследствие нарушения клеточного метаболизма Ж., наблюдаются при гемохроматозе (см.); при этом в печени количество депонированного Ж. часто превышает 20-30 г. Отложения Ж. при гемохроматозе, помимо печени, наблюдаются в поджелудочной железе, почках, миокарде, органах ретикулоэндотелиальной системы, иногда слизистых железах трахеи, в щитовидной железе, мышцах и эпителии языка и т. д.

Помимо отложений гемосидерина, иногда наблюдается импрегнация Ж. (ожелезнение) эластического каркаса легких, эластических мембран сосудов легкого при бурой индурации или сосудов мозга в окружности очага кровоизлияния (см. Бурое уплотнение легких). Наблюдается также ожелезнение отдельных мышечных волокон в матке, нервных клеток в головном мозге при некоторых психических заболеваниях (идиотии, раннем и старческом слабоумии, атрофии Пика, некоторых гиперкинезах). Указанные образования пропитываются коллоидным Ж., и обнаружить ожелезнение можно лишь при помощи специальных реакций.

Для обнаружения ионизированного Ж. в тканях наиболее широко используются реакция образования турнбулевой сини по Тирманну - Шмельцеру для выявления Fe (II) и реакция образования берлинской лазури [метод Перльса с использованием Fe (III)].

Реакция образования турнбулевой сини производится следующим образом: приготовленные срезы помещают на 1- 24 часа в 10% р-р сернистого аммония для переведения всего Ж. в двухвалентное сернистое Ж. Затем тщательно прополосканные в дистиллированной воде срезы переносят на 10-20 мин. в свежеприготовленную смесь из равных частей 20% р-ра железосинеродистого калия и 1% р-ра соляной к-ты. Ж. окрашивается в ярко-синий цвет; ядра можно докрасить кармином. Для переноски срезов нужно пользоваться только стеклянными иглами.

По методу Перльса срезы помещают на несколько минут в свежеприготовленную смесь из 1 ч. 2% водного р-ра железистосинеродистого калия и 1,5 ч. 1% р-ра соляной к-ты; потом срезы ополаскивают водой и ядра докрашивают кармином. Ж. окрашивается в синий цвет. SH-ферритин выявляют с помощью сульфата кадмия (Н. Д. Клочков).

Библиография: Биохимические методы исследования в клинике, под ред. А. А. Покровского, с. 440, М., 1969; В e р б о л о-в и ч П. А. и У т e ш e в А. Б. Железо в животном организме, Алма-Ата, 1967, библиогр.; Глинка Н. Л. Общая химия, с. 682, Л., 1973; Кассирский И. А. и Алексеев Г. А. Клиническая гематология, с. 168, М., 1970, библиогр.; Левин В. И. Получение радиоактивных изотопов, с. 149, М., 1972; Машковский М. Д. Лекарственные средства, ч. 2, с. 94, М., 1977; Нормальное кроветворение и его регуляция, под ред. Н. А. Федорова, с. 244, М., 1976; Петров В. Н. и Щерба М. М. Выявление, распространенность и география дефицита железа, Клин, мед., т. 50, № 2, с. 20, 1972, библиогр.; P я-бов С. И. и Шостка Г. Д. Молекулярно-генетические аспекты эритропоэза, Л., 1973, библиогр.; Щ ер б а М. М. Железодефицитные состояния, Л., 197 5; Klinische Hamatologie, hrsg. v. H. Be-gemann, S. 295, Stuttgart, 1970; Pharmacological basis of therapeutics, ed. by L. S. Goodman a. A. Gilman, L., 1975.

Г. E. Владимиров; Г. А. Алексеев (гем.), В. В. Бочкарев (рад.), А. М. Вихерт (пат. ан.), В. В. Чурюканов (фарм.).

Желе́зо - элемент побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 26. Обозначается символом Fe (лат. Ferrum). Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия). Металл средней активности, восстановитель.

Основные степени окисления — +2, +3

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

Химические свойства простого вещества — железа:

Ржавление и горение в кислороде

1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

4Fe + 3O 2 + 6H 2 O → 4Fe(OH) 3

Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину — оксид железа (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

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

2) При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4H 2 O – t° → Fe 3 O 4 + 4H 2 ­

3) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe+3Cl 2 →2FeCl 3 (200 °С)

Fe + S – t° → FeS (600 °С)

Fe+2S → Fe +2 (S 2 -1) (700°С)

4) В ряду напряжений стоит левее водорода, реагирует с разбавленными кислотами НСl и Н 2 SO 4 , при этом образуются соли железа(II) и выделяется водород:

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 ­ (реакции проводятся без доступа воздуха, иначе Fe +2 постепенно переводится кислородом в Fe +3)

Fe + H 2 SO 4 (разб.) → FeSO 4 + H 2 ­

В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании, оно сразу переходит в катион Fе 3+ :

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

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

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют

Железный гвоздь, погруженный в голубоватый раствор медного купороса, постепенно покрывается налетом красной металлической меди

5) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в из растворов их солей.

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Амфотерность железа проявляется только в концентрированных щелочах при кипячении:

Fе + 2NaОН (50 %) + 2Н 2 O= Nа 2 ↓+ Н 2

и образуется осадок тетрагидроксоферрата(II) натрия.

Техническое железо - сплавы железа с углеродом: чугун содержит 2,06-6,67 % С, сталь 0,02-2,06 % С, часто присутствуют другие естественные примеси (S, Р, Si) и вводимые искусственно специальные добавки (Мn, Ni, Сr), что придает сплавам железа технически полезные свойства — твердость, термическую и коррозионную стойкость, ковкость и др.

Доменный процесс производства чугуна

Доменный процесс производства чугуна составляют следующие стадии:

а) подготовка (обжиг) сульфидных и карбонатных руд - перевод в оксидную руду:

FeS 2 →Fe 2 O 3 (O 2 ,800°С, -SO 2) FeCO 3 →Fe 2 O 3 (O 2 ,500-600°С, -CO 2)

б) сжигание кокса при горячем дутье:

С (кокс) + O 2 (воздух) →СO 2 (600-700°С) СO 2 + С (кокс) ⇌ 2СО (700-1000 °С)

в) восстановление оксидной руды угарным газом СО последовательно:

Fe 2 O 3 →(CO) (Fe II Fe 2 III)O 4 →(CO) FeO→(CO) Fe

г) науглероживание железа (до 6,67 % С) и расплавление чугуна:

Fе (т) →(C (кокс) 900-1200°С) Fе (ж) (чугун, t пл 1145°С)

В чугуне всегда в виде зерен присутствуют цементит Fe 2 С и графит.

Производство стали

Передел чугуна в сталь проводится в специальных печах (конвертерных, мартеновских, электрических), отличающихся способом обогрева; температура процесса 1700-2000 °С. Продувание воздуха, обогащенного кислородом, приводит к выгоранию из чугуна избыточного углерода, а также серы, фосфора и кремния в виде оксидов. При этом оксиды либо улавливаются в виде отходящих газов (СО 2 , SО 2), либо связываются в легко отделяемый шлак — смесь Са 3 (РO 4) 2 и СаSiO 3 . Для получения специальных сталей в печь вводят легирующие добавки других металлов.

Получение чистого железа в промышленности — электролиз раствора солей железа, например:

FеСl 2 → Fе↓ + Сl 2 (90°С) (электролиз)

(существуют и другие специальные методы, в том числе восстановление оксидов железа водородом).

Чистое железо применяется в производстве специальных сплавов, при изготовлении сердечников электромагнитов и трансформаторов, чугун — в производстве литья и стали, сталь - как конструкционный и инструментальный материалы, в том числе износо-, жаро- и коррозионно-стойкие.

Оксид железа(II) F еО . Амфотерный оксид с большим преобладанием основных свойств. Черный, имеет ионное строение Fе 2+ O 2- . При нагревании вначале разлагается, затем образуется вновь. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами, сплавляется со щелочами. Медленно окисляется во влажном воздухе. Восстанавливается водородом, коксом. Участвует в доменном процессе выплавки чугуна. Применяется как компонент керамики и минеральных красок. Уравнения важнейших реакций:

4FеО ⇌(Fe II Fe 2 III) + Fе (560-700 °С, 900-1000°С)

FеО + 2НС1 (разб.) = FеС1 2 + Н 2 O

FеО + 4НNO 3 (конц.) = Fе(NO 3) 3 +NO 2 + 2Н 2 O

FеО + 4NаОН =2Н 2 O + N а 4 F е O 3(красн .) триоксоферрат(II) (400-500 °С)

FеО + Н 2 =Н 2 O + Fе (особо чистое) (350°С)

FеО + С (кокс) = Fе + СО (выше 1000 °С)

FеО + СО = Fе + СO 2 (900°С)

4FеО + 2Н 2 O (влага) + O 2 (воздух) →4FеО(ОН) (t)

6FеО + O 2 = 2(Fe II Fe 2 III)O 4 (300-500°С)

Получение в лаборатории : термическое разложение соединений железа (II) без доступа воздуха:

Fе(ОН) 2 = FеО + Н 2 O (150-200 °С)

FеСОз = FеО + СO 2 (490-550 °С)

Оксид дижелеза (III) – железа( II ) ( Fe II Fe 2 III)O 4 . Двойной оксид. Черный, имеет ионное строение Fe 2+ (Fе 3+) 2 (O 2-) 4 . Термически устойчив до высоких температур. Не реагирует с водой. Разлагается кислотами. Восстанавливается водородом, раскаленным железом. Участвует в доменном процессе производства чугуна. Применяется как компонент минеральных красок (железный сурик ), керамики, цветного цемента. Продукт специального окисления поверхности стальных изделий (чернение, воронение ). По составу отвечает коричневой ржавчине и темной окалине на железе. Применение брутто-формулы Fe 3 O 4 не рекомендуется. Уравнения важнейших реакций:

2(Fe II Fe 2 III)O 4 = 6FеО + O 2 (выше 1538 °С)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 8НС1 (разб.) = FеС1 2 + 2FеС1 3 + 4Н 2 O

(Fe II Fe 2 III)O 4 +10НNO 3 (конц.) =3Fе(NO 3) 3 + NO 2 + 5Н 2 O

(Fe II Fe 2 III)O 4 + O 2 (воздух) = 6Fе 2 O 3 (450-600°С)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + 4Н 2 = 4Н 2 O + 3Fе (особо чистое, 1000 °С)

(Fe II Fe 2 III)O 4 + СО =ЗFеО + СO 2 (500-800°C)

(Fe II Fe 2 III)O4 + Fе ⇌4FеО (900-1000 °С, 560-700 °С)

Получение: сгорание железа (см.) на воздухе.

магнетит.

Оксид железа(III) F е 2 О 3 . Амфотерный оксид с преобладанием основных свойств. Красно-коричневый, имеет ионное строение (Fе 3+) 2 (O 2-) 3. Термически устойчив до высоких температур. Не образуется при сгорании железа на воздухе. Не реагирует с водой, из раствора выпадает бурый аморфный гидрат Fе 2 O 3 nН 2 О. Медленно реагирует с кислотами и щелочами. Восстанавливается монооксидом углерода, расплавленным железом. Сплавляется с оксидами других металлов и образует двойные оксиды — шпинели (технические продукты называются ферритами). Применяется как сырье при выплавке чугуна в доменном процессе, катализатор в производстве аммиака, компонент керамики, цветных цементов и минеральных красок, при термитной сварке стальных конструкций, как носитель звука и изображения на магнитных лентах, как полирующее средство для стали и стекла.

Уравнения важнейших реакций:

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

Fе 2 O 3 + 6НС1 (разб.) →2FеС1 3 + ЗН 2 O (t) (600°С,р)

Fе 2 O 3 + 2NaОН (конц.) →Н 2 O+ 2 N а F е O 2 (красн.) диоксоферрат(III)

Fе 2 О 3 + МО=(М II Fе 2 II I)O 4 (М=Сu, Мn, Fе, Ni, Zn)

Fе 2 O 3 + ЗН 2 =ЗН 2 O+ 2Fе (особо чистое, 1050-1100 °С)

Fе 2 O 3 + Fе = ЗFеО (900 °С)

3Fе 2 O 3 + СО = 2(Fe II Fе 2 III)O 4 + СO 2 (400-600 °С)

Получение в лаборатории — термическое разложение солей железа (III) на воздухе:

Fе 2 (SO 4) 3 = Fе 2 O 3 + 3SO 3 (500-700 °С)

4{Fе(NO 3) 3 9 Н 2 O} = 2Fе a O 3 + 12NO 2 + 3O 2 + 36Н 2 O (600-700 °С)

В природе — оксидные руды железа гематит Fе 2 O 3 и лимонит Fе 2 O 3 nН 2 O

Гидроксид железа (II) F е(ОН) 2 . Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Белый (иногда с зеленоватым оттенком), связи Fе — ОН преимущественно ковалентные. Термически неустойчив. Легко окисляется на воздухе, особенно во влажном состоянии (темнеет). Нерастворим в воде. Реагирует с разбавленными кислотами, концентрированными щелочами. Типичный восстановитель. Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется в изготовлении активной массы железоникелевых аккумуляторов.

Уравнения важнейших реакций:

Fе(OН) 2 = FеО + Н 2 O (150-200 °С, в атм.N 2)

Fе(ОН) 2 + 2НС1 (разб.) =FеС1 2 + 2Н 2 O

Fе(ОН) 2 + 2NаОН (> 50%) = Nа 2 ↓ (сине-зеленый) (кипячение)

4Fе(ОН) 2 (суспензия) + O 2 (воздух) →4FеО(ОН)↓ + 2Н 2 O (t)

2Fе(ОН) 2 (суспензия) +Н 2 O 2 (разб.) = 2FеО(ОН)↓ + 2Н 2 O

Fе(ОН) 2 + КNO 3 (конц.) = FеО(ОН)↓ + NO+ КОН (60 °С)

Получение : осаждение из раствора щелочами или гидратом аммиака в инертной атмосфере:

Fе 2+ + 2OH (разб.) = F е(ОН) 2 ↓

Fе 2+ + 2(NH 3 Н 2 O) = F е(ОН) 2 ↓ + 2NH 4

Метагидроксид железа F еО(ОН). Амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. Светло-коричневый, связи Fе — О и Fе — ОН преимущественно ковалентные. При нагревании разлагается без плавления. Нерастворим в воде. Осаждается из раствора в виде бурого аморфного полигидрата Fе 2 O 3 nН 2 O, который при выдерживании под разбавленным щелочным раствором или при высушивании переходит в FеО(ОН). Реагирует с кислотами, твердыми щелочами. Слабый окислитель и восстановитель. Спекается с Fе(ОН) 2 . Промежуточный продукт при ржавлении железа. Применяется как основа желтых минеральных красок и эмалей, поглотитель отходящих газов, катализатор в органическом синтезе.

Соединение состава Fе(ОН) 3 не известно (не получено).

Уравнения важнейших реакций:

Fе 2 O 3 . nН 2 O→(200-250 °С, — H 2 O ) FеО(ОН)→(560-700° С на воздухе, -H2O) →Fе 2 О 3

FеО(ОН) + ЗНС1 (разб.) =FеС1 3 + 2Н 2 O

FeO(OH)→Fe 2 O 3 . nH 2 O -коллоид (NаОН (конц.))

FеО(ОН)→N а 3 [ F е(ОН) 6 ] белый , Nа 5 и К 4 соответственно; в обоих случаях выпадает синий продукт одинакового состава и строения, КFе III . В лаборатории этот осадок называют берлинская лазурь , или турнбуллева синь :

Fе 2+ + К + + 3- = КFе III ↓

Fе 3+ + К + + 4- = КFе III ↓

Химические названия исходных реактивов и продукта реакций:

К 3 Fе III - гексацианоферрат (III) калия

К 4 Fе III - гексацианоферрат (II) калия

КFе III - гексацианоферрат (II) железа (Ш) калия

Кроме того, хорошим реактивом на ионы Fе 3+ является тиоцианат-ион NСS — , железо (III) соединяется с ним, и появляется ярко-красная («кровавая») окраска:

Fе 3+ + 6NСS — = 3-

Этим реактивом (например, в виде соли КNСS) можно обнаружить даже следы железа (III) в водопроводной воде, если она проходит через железные трубы, покрытые изнутри ржавчиной.